高中化学必修1各章必记知识点

第一章 化学实验基本方法

一． 化学实验基本方法

1、易燃易爆试剂应单独保存，防置在远离电源和火源的地方。

2、酒精小面积着火，应迅速用湿抹布扑盖；烫伤用药棉浸75%-95%的酒精轻涂伤处；眼睛的化学灼伤应立即用大量水清洗，边洗边眨眼睛。浓硫酸沾在皮肤上，立即用大量水清洗，最后涂上3%-5%的NaHCO₃溶液。碱沾皮肤，用大量水清洗，涂上5%的硼酸溶液。

3、产生有毒气体的实验应在通风橱中进行。

4、防暴沸的方法是在液体中加入碎瓷片或沸石。

5、过滤是把难溶固体和水分离的方法；蒸发是把易挥发液体分离出来，一般都是为了浓缩结晶溶质。

6、粗盐含杂质主要有泥沙，CaCl_2、MgCl_2、Na₂SO₄等，需用的分离提纯方法是“钡碳先，碱随便，接过滤，后盐酸”的方法。

7、溶液中SO₄^2-检验法是先加盐酸酸化，后加BaCl₂溶液，如有白色沉淀产生，证明含有SO₄^2-。

8、Cl^-检验法是用AgNO₃溶液和稀HNO₃溶液，如有白色沉淀生成，则证明含Cl^-；酸化的目的是 防止碳酸银等沉淀的生成 。

9、蒸馏是分离液液互溶物的方法，常见主要仪器是蒸馏烧瓶和冷凝器。温度计的水银球应放在蒸馏烧瓶的支管口附近，冷凝水流方向要注意逆流。

10、萃取是用某种物质在互不相溶的溶剂中溶解度的不同，从溶解度小的溶剂中转移到溶解度大的溶剂中的过程。一般萃取后都要分液，需用在分液漏斗中进行，后者操作时下层液体从下口放出，上层液体从上口倒出。

11、常见的有机萃取剂是CCl₄和苯，和水混合后分层，分别在下层和上层。

12、Fe²⁺(浅绿色)、Fe³⁺(黄色)、Cu²⁺(蓝色)、MnO₄^-(紫或紫红色)、［Fe(SCN)］²⁺ (血红色或红色)；淀粉溶液+I₂→显蓝色

溴、碘的单质在几种溶剂中的颜色：

单  质	水	苯	汽油、四氯化碳
溴	橙黄→橙红	橙红	橙红
碘	棕黄	紫红	紫红

13、仪器的洗涤

⑴标准：仪器内壁水膜均匀附着，既不聚成水滴，也不成股流下，表示仪器已洗干净。

⑵若附着不易用水洗净的物质时，应选不同的“洗涤剂”区别对待。如：

二、化学计量在实验中的应用

1、注意“同种微粒公式算”的途径

2、微粒互变按摩换（个数之比等于物质的量之比）

3、C_B误差分析法

① 俯、仰视必会画图才行（量筒、容量瓶画法不一样）

② 偏大偏小看公式：C_B=m_B/V

4、稀释或浓缩定律

C_浓B·V_浓体=C_稀B·V_稀体

5、C_B、ω、S之间换算式：

C_B=（1000ρω）/M ;  ω=S/(100+S)

6、C_B配制一般操作

计算、称量、溶解、转移、洗涤、定容、摇匀

7、阿伏伽德罗定律及其推论

① “三同必一同”（同T、P、V必同N或n）

② “二同成比例”

等温等压:    V₁:V₂=n₁:n₂      M₁:M₂=ρ₁: ρ₂=D

等温等容:    P₁:P₂= n₁:n₂

(均来自于PV=nRT或PM=ρRT)

第二章  化学物质及其变化

一、物质的分类

1、常见的物质分类法是树状分类法和交叉分类法。

2、混合物按分散系大小分为溶液、胶体和浊液三种，中间大小分散质直径大小为1nm—100nm之间，这种分散系处于介稳状态，胶粒带电荷是该分散系较稳定的主要原因。

3、浊液用静置观察法先鉴别出来，溶液和胶体用丁达尔现象鉴别。

当光束通过胶体时，垂直方向可以看到一条光亮的通路，这是由于胶体粒子对光线散射形成的。

4、胶体粒子能通过滤纸，不能通过半透膜，所以用半透膜可以分离提纯出胶体，这种方法叫做渗析。

5、在25ml沸水中滴加5—6滴FeCl₃饱和溶液，煮沸至红褐色，即制得Fe(OH)₃胶体溶液。该胶体粒子带正电荷，在电场力作用下向阴极移动，从而该极颜色变深，另一极颜色变浅，这种现象叫做电泳。

二、离子反应

1、常见的电解质指酸、碱、盐、水和金属氧化物，它们在溶于水或熔融时都能电离出自由移动的离子，从而可以导电。

2、非电解质指电解质以外的化合物（如非金属氧化物，氮化物、有机物等）；单质和溶液既不是电解质也不是非电解质。

3、在水溶液或熔融状态下有电解质参与的反应叫离子反应。

4、强酸（HCl、H₂SO₄、HNO₃）、强碱（NaOH、KOH、Ba(OH)₂）和大多数盐（NaCl、BaSO₄、Na₂CO₃、NaHSO₄）溶于水都完全电离，所以电离方程式中间用“==”。

5、用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子叫离子方程式。

在正确书写化学方程式基础上可以把强酸、强碱、可溶性盐写成离子方程式，其他不能写成离子形式。

6、复分解反应进行的条件是至少有沉淀、气体和水之一生成。

7、离子方程式正误判断主要含

①符合事实

②满足守恒（质量守恒、电荷守恒、得失电子守恒）

③拆分正确（强酸、强碱、可溶盐可拆）

④配比正确（量的多少比例不同）。

8、常见不能大量共存的离子：

①发生复分解反应（沉淀、气体、水或难电离的酸或碱生成）

②发生氧化还原反应（MnO4-、ClO-、H++NO3-、Fe3+与S2-、HS-、SO32-、Fe2+、I-）

③络合反应（Fe3+、Fe2+与SCN-）

④注意隐含条件的限制（颜色、酸碱性等）。

三、氧化还原反应

1、氧化还原反应的本质是有电子的转移，氧化还原反应的特征是有化合价的升降。

2、失去电子（偏离电子）→化合价升高→被氧化→是还原剂；升价后生成氧化产物。还原剂具有还原性。

得到电子（偏向电子）→化合价降低→被还原→是氧化剂；降价后生成还原产物，氧化剂具有氧化性。

3、常见氧化剂有：Cl₂、O₂、浓H₂SO₄、HNO₃、KMnO₄(H⁺)、H₂O₂、ClO^-、FeCl₃等，

常见还原剂有：Al、Zn、Fe；C、H₂、CO、SO₂、H₂S；SO₃^2-、S^2-、I^-、Fe²⁺等

4、标出氧化还原电子转移的方向和数目有“双线桥法”，要点是“同种元素前指后，得失个数标上头”

“单线桥法”要点是：“失指得，上标数”。

5、能够自发进行的氧化还原反应必须符合 ：

强氧化剂+强还原剂=弱氧化剂+弱还原剂

6、 氧化还原反应规律

①守恒律（得失电子守恒）

②强弱律（自发进行必满足“双强变双弱”、“一剂遇两剂先与强反应”）。

7、氧化还原强弱判断法

①知反应方向就知道“一组强弱”

②金属或非金属单质越活泼对应的离子越不活泼（即金属离子氧化性越弱、非金属离子还原性越弱）

③浓度、温度、氧化或还原程度等也可以判断（越容易氧化或还原则对应能力越强）。

第三章  金属及其化合物

一、 金属的化学性质

1、5000年前使用的青铜器，3000年前进入铁器时代，20世纪进入铝合金时代。

2、金属的物理通性是：不透明，有金属光泽，导电，导热，延展性好。

3、钠在空气中加热，可观察如下现象：熔成小球，剧烈燃烧，黄色火焰生成淡黄色固体。

4、铝箔加热，发现熔化的铝并不滴落，好像有一层膜兜着。这层不易熔化的薄膜是高熔点的Al₂O₃。

5、固体钠怎么保存？浸在煤油中。

   怎么取用金属钠？镊子夹出后用滤纸吸干煤油，然后放在玻璃片上用小刀切，剩下的钠再放入煤油中。

6、小块钠丢入水中的现象是浮在水面，熔成小球，四处游动，溶液变红（加入酚酞）。分别反映了钠密度小于水，反应放热且钠熔点低，产生气体迅速，生成NaOH的性质。

7、银白色的钠放入空气中，会逐渐变为Na₂O、NaOH、Na₂CO₃·10H₂O、Na₂CO₃白色粉末。

8写出①钠在空气中加热、②铁在O₂中燃烧、③钠和水的反应、④Al₂O₃溶于NaOH溶液、⑤Al和NaOH溶液、⑥Fe和水蒸气的反应 的方程式

一、 几种重要的金属化合物

1、Na₂O₂是淡黄色固体，与水反应放出使带火星的木条复燃的气体，离子方程式是 2Na₂O₂+2H₂O=4Na⁺+4OH^-+2H₂↑。反应后溶液中滴入酚酞的现象是先变红后褪色。

2、Na₂CO₃、NaHCO₃的鉴别除了观察是否细小，加水是否结块的物理方法外，还可以

① 加热固体质量减轻或放出气体能使澄清的石灰水变浑浊的是NaHCO_3。

② 在其溶液中滴入CaCl₂或BaCl₂溶液由白色沉淀的是Na₂CO₃ 。

③ 加等浓度的HCl放出气体快的是 NaHCO₃ 。

3、焰色反应是物理性质，钠元素为黄色，钾元素为紫色（透过蓝色的钴玻璃观察的原因是滤去黄色焰色）；钠单质或其化合物焰色均为

 黄 色。

4、焰色反应的操作为，先用盐酸洗净铂丝或无锈的铁丝，然后在火焰外焰上灼烧至与原来的火焰焰色相同为止，再蘸取溶液灼烧并观察焰色。

5、由可溶性可溶性铝盐制Al(OH)₃沉淀选用试剂是氨水，离子方程式为：Al³⁺+3NH₃▪H₂O=Al(OH)₃↓+3NH₄⁺。

6、铝片放入NaOH溶液开始无现象是因为表面氧化铝先与氢氧化钠溶液反应、然后有气体逸出且逐渐加快是因为铝与碱溶液反应使溶液温度升高，加快了反应速度，最后生成 气体  的速度又慢下来（仍有铝片）原因是OH^-浓度逐渐减小，速度变慢。

2mol Al完全反应放出标况下气体是 67.2 L。

7、明矾和FeCl₃都可净水，原理是:溶于水后生成的胶体微粒能吸附水中悬浮的杂质一起沉淀。

8、Al³⁺溶液中渐渐加入NaOH溶液或AlO₂^-溶液中渐渐加入HCl溶液的现象都是：白色沉淀渐多又渐少至澄清；NaOH溶液渐渐加入Al³⁺溶液或H⁺溶液渐渐加入NaAlO₂溶液的现象都是：开始无沉淀，后来沉淀迅速增加至定值。

9、铁的三种氧化物化学式分别是FeO 、Fe₂O₃ 、 Fe₃O₄ 。其中磁性氧化铁和盐酸反应的离子方程式为 Fe₃O₄+8H⁺=Fe²⁺+2Fe³⁺+4H₂O 。

10、FeSO₄加入NaOH溶液的现象是有白色沉淀生成，迅速变成灰绿色，最后变成红褐色。化学反应方程式为 FeSO₄+2NaOH=Na₂SO₄+Fe(OH)₂↓、4Fe(OH)₂+O₂+2H₂O=4Fe(OH)₃↓ 

11、Fe²⁺和Fe³⁺中加入KSCN都能反应，Fe³⁺变红色，不变色的溶液中通入Cl₂也可变色。

12、写出① Fe²⁺和Cl₂；

②FeBr₂和足量Cl₂；

③FeCl₃和Cu反应的离子方程式

①2Fe²⁺+Cl₂=2Fe³⁺+2Cl^-    

②2Fe²⁺+4Br^-+3Cl₂=2Fe³⁺+2Br₂+6Cl^-

③2Fe³⁺+Cu=2Fe²⁺+Cu²⁺

13、Fe³⁺和下列哪些离子不能大量共存？Br^-、I^-、S^2-、SCN^-、OH^-、SO₄^2-、Cl^-   （下画线的不能大量共存）。

第三章  非金属及其化合物

一、 无机非金属材料的主角——硅

1、 构成有机物的最不可缺少的元素是碳，硅是构成岩石和矿物的基本元素。

2、 SiO₂是由Si和O按1:2的比例所组成的立体网状结构的晶体，是光纤的基本原料。

3、 凡是立体网状结构的晶体（如金刚石、晶体硅、SiC、SiO₂等）都具有熔点高、硬度大的物理性质，且一般溶剂中都不溶解。

4、 SiO₂和强碱、氢氟酸都能反应。前者解释碱溶液不能盛在玻璃塞试剂瓶中；后者解释雕刻玻璃的原因。

5、 硅酸是用水玻璃加盐酸得到的凝胶，离子方程式为 SiO₃^2-+2H⁺=H₂SiO₃ 。凝胶加热后的多孔状物质叫硅胶，能做干燥剂和催化剂载体。

6、 正长石KAlSi₃O₈写成氧化物的形式为K₂O·Al₂O₃·6SiO₂ 

7、 晶体硅是良好的半导体材料，还可以制造光电池和芯片。

二、 富集在海水中的元素——氯

1、 氯气是黄绿色气体，实验室制取的离子方程式为 MnO₂+4H⁺+2Cl^-Mn²⁺+Cl₂↑+2H₂O  ，这里MnO₂是氧化剂，Cl₂是氧化产物。

2、 实验室制得的氯气一定含有HCl和水蒸气，必须先通过饱和食盐水溶液再通过浓硫酸，就可以得到干燥纯净的氯气。

3、 铁和Cl₂反应方程式为 2Fe+3Cl₂ 2FeCl₃ ，H₂点燃后放入Cl₂中，现象是:安静燃烧，苍白色火焰，瓶口有白雾，这是工业制盐酸的主反应。

4、 Cl₂溶于水发生反应为 Cl₂+H₂O=HCl+HClO ，氯水呈黄绿色是因为含Cl₂，具有漂白杀菌作用是因为含有次氯酸，久置的氯水会变成稀盐酸。

5、 氯水通入紫色石蕊试液现象是先变红后褪色，氯气通入NaOH溶液中可制漂白液，有效成分为NaClO，通入Ca(OH)₂中可生成漂白粉或漂粉精。

6、 检验溶液中的Cl^-，需用到的试剂是，AgNO₃溶液和稀HNO₃。

三、 硫和氮的氧化物

1． 硫单质俗称硫黄，易溶于CS₂，所以可用于洗去试管内壁上沾的单质硫。

2． SO₂是无色有刺激性气味的气体，易溶于水生成亚硫酸，方程式为  SO₂+H₂O  H₂SO₃ ，该溶液能使紫色石蕊试液变红色，可使品红溶液褪色，所以亚硫酸溶液有酸性也有漂白性。

3． 鉴定SO₂气体主要用品红溶液，现象是品红褪色，加热后又恢复红色。

4． SO₂和CO₂混合气必先通过品红溶液（褪色），再通过酸性KMnO₄溶液（紫红色变浅），最后再通过澄清石灰水（变浑浊），可同时证明二者都存在。

5． SO₂具有氧化性的方程为： 2H₂S+SO₂=3S↓+2H₂O  ,与Cl₂、H₂O反应失去漂白性的方程为 Cl₂+SO₂+2H₂O=2HCl+H₂SO₄。

6． SO₃标况下为无色晶体，遇水放出大量热，生成硫酸。

12、 常见物质除杂方法

13、 久置浓硝酸显黄色是因为 含有分解生成的NO2  ；工业浓盐酸显黄色是因为 含有Fe³⁺ 。保存浓硝酸方法是 在棕色瓶中，放在冷暗处；紫色石蕊溶液滴入浓硝酸现象是先变红后褪色  ，滴入稀硝酸现象是 溶液只变红 。

14、 冷浓硫酸和硝酸都可以用Fe、Al容器盛放原因是 表面生成致密的氧化层阻止了里边的金属进一步氧化（钝化） 。

15、 Fe和少量稀硝酸反应的方程式为：3Fe+8HNO₃(稀）=3Fe(NO₃)₂+4H₂O。