新教材高中化学人教版(2019)必修第1册知识点总结

新教材)高中化学人教版(2019)必修第1册知识点总结

第一章物质及其变化第一节物质的分类及其转化一、物质的分类一）分类方法1.同素异形体：由同一种元素形成的几种单质，其物理性质不同。例如，碳的同素异形体有金刚石、石墨、C60等。需要注意的是，同素异形体之间的化学性质相同，但物理性质不同，它们之间的转化属于化学变化。2.分类法：交叉分类法和树状分类法。3.酸性氧化物：能与碱反应生成盐和水的氧化物，大多数非金属氧化物属于酸性氧化物。需要注意的是，酸性氧化物不一定是金属氧化物，而非金属氧化物也不一定是酸性氧化物，如不成盐氧化物。4.碱性氧化物：能与酸反应生成盐和水的氧化物，大多数金属氧化物属于碱性氧化物。需要注意的是，碱性氧化物一定是金属氧化物，但金属氧化物不一定是碱性氧化物。二）分散系及其分类1.分散系：一种（或多种）物质分散到另一种（或多种）物质中所形成的混合物。2.分散系的组成：分散质和分散剂。3.分散系的分类：根据分散质粒子直径的大小，可分为溶液、胶体和浊液。4.胶体的分类：根据分散剂的不同，可分为气溶胶、液溶胶和固溶胶。5.胶体的制备：例如氢氧化铁胶体的制备，需要在沸水中滴入5-6滴FeCl3溶液，继续煮沸至液体呈红褐色，停止加热，即可得到Fe(OH)3胶体。6.胶体的性质：1）丁达尔效应：用于区分胶体和溶液。2）电泳。3）聚沉：加电解质溶液或者加热都会使胶体聚沉。7.常见的胶体。8.溶液、胶体和浊液的比较：分散系。分散质粒子种类。分散质粒子直径。外部特征。能否透过滤纸。能否透过半透膜溶液。分子、离子。小于1nm。均一、稳定、透明。能。能胶体浊液。大量分子聚集体或大分子大量分子聚集体。1-100nm。较均一、较稳定。能。不能浊液。大于100nm。不均一、不稳定。不能。不能二、物质的转化1．酸的通性酸具有相似的化学性质，原因在于不同的酸溶液中都含有H+。酸可以通过以下反应转化：活泼金属―→盐＋氢气（置换反应）碱性氧化物―→盐＋水（复分解反应）盐―→新酸＋新盐酸可以用酸碱指示剂来检测，例如紫色石蕊溶液变红色。2．碱的通性碱具有相似的化学性质，原因在于不同的碱溶液中都含有OH-。碱可以用酸碱指示剂来检测，例如酚酞溶液变红色。产生氧气。2)检查离子方程式中各离子的电荷是否平衡。3)检查反应条件是否正确，如温度、压力、溶液浓度等。4)检查是否有可能的副反应或竞争反应。5)检查是否有生成物溶解度的问题，如是否会产生沉淀。6)检查是否有氧化还原反应，需要确定氧化态的变化和电子转移的情况。7)检查是否有酸碱反应，需要确定酸碱的强弱和配对离子的互换。8)检查是否有复分解反应，需要确定反应物和生成物中的离子组合是否合理。9)最后，需要检查离子方程式是否符合化学原理和规律。文章中存在格式错误，需要进行修改。删除明显有问题的段落后，重新改写每段话。首先，化学方程式应该正确拆写，例如Fe+2H应该写成2Fe3++3H2而不是2Fe+6H。另外，石灰石与稀盐酸的反应应该写成CaCO3+2HCl=CaCl2+H2O+CO2，而不是2CO3+2H=H2O+CO2.微溶物在生成物中当成沉淀，不拆写，若为反应物且为澄清溶液则拆成离子，如Ca(OH)2.其次，参加反应的离子也不能漏写。例如，硫酸铜溶液和氢氧化钡溶液的反应，离子方程式应该写成Cu2++SO42-+Ba2++2OH-=Cu(OH)2↓+BaSO4而不是CuSO4+Ba(OH)2=BaSO4↓。另外，原子和电荷必须守恒。例如，Cu与AgNO3溶液反应的离子方程式应该写成Cu+2Ag+=Cu2++2Ag而不是Cu+Ag=Cu2++Ag。最后，反应物或生成物的配比也必须正确。例如，稀硫酸与Ba(OH)2溶液的反应应该写成2H++2OH-+SO42-+Ba2+=BaSO4↓+2H2O而不是2H++Ba(OH)2=BaSO4↓+H2O。在离子共存问题中，需要注意要求、条件和反应。例如，Mg2+与OH-、Ca2+与CO32-、SO42-都不能大量共存，而H+与CO32-、HCO3-、S2-也不能大量共存。还原剂是指在化学反应中能够给予电子的物质，它们的化合价会降低，发生还原反应，生成还原产物。而氧化剂则是指在化学反应中能够接受电子的物质，它们的化合价会升高，发生氧化反应，生成氧化产物。可以用“升失氧，降得还，剂相反”来记忆。在双线桥法中，需要注意箭头和箭尾必须对应化合价变化的同种元素的原子，并注明“得到”或“失去”，电子转移数用a×be形式表示，被还原的物质和被氧化的物质得失电子数守恒。而在单线桥法中，只需要标明电子转移数目，并用箭头标明电子转移的方向，箭头由反应物中失电子元素原子指向得电子元素原子。判断氧化性和还原性时，氧化剂>氧化产物为氧化性，还原剂>还原产物为还原性。常见的氧化剂包括过氧化氢、高锰酸钾等，而常见的还原剂包括金属钠、亚硫酸等。在钠及其化合物方面，钠是一种活泼金属单质，具有银白色金属光泽，质软，密度比水小但比煤油密度大。钠与非金属反应时，与氧气反应生成白色或淡黄色的氧化物，与氯气反应生成氯化钠。钠与水反应时，生成氢气和氢氧化钠，可以用“遇水记四点，浮熔游响全，遇酸酸优先，遇盐水在前”来记忆。钠可以保存在煤油或石蜡油中。钠的氧化物包括氧化钠和过氧化钠，其中氧化钠是一种碱性氧化物，与水、盐酸、二氧化碳等反应。3.过氧化钠的化学性质实验表明，过氧化钠与水反应会放热，化学方程式为2Na2O2+2H2O→4NaOH+O2↑。过氧化钠与二氧化碳反应的化学方程式为2Na2O2+2CO2→2Na2CO3+O2.钠盐1.碳酸钠、碳酸氢钠的水溶性及酸碱性的实验探究碳酸钠为白色粉末，碳酸氢钠为白色细小晶体。实验结果表明，碳酸钠的溶解度大于碳酸氢钠，水溶液的碱性也更强。在加热时，碳酸钠比碳酸氢钠更为稳定。2.碳酸钠、碳酸氢钠与酸、碱的反应碳酸钠、碳酸氢钠分别与过量盐酸反应的离子方程式为CO2+2H→CO2↑+H2O和HCO3+H→CO2↑+H2O。碳酸氢钠与NaOH溶液反应的离子方程式为NaHCO3+NaOH→Na2CO3+H2O。3.碳酸钠与碳酸氢钠性质比较碳酸钠俗名苏打或纯碱，为白色粉末，易溶于水。碳酸氢钠俗名小苏打，为细小的白色晶体，易溶于水。两者均呈碱性，但碳酸钠的溶解性、水溶液的碱性、热稳定性均大于碳酸氢钠。4.焰色试验不同金属元素在热火焰中会产生不同的颜色，如锂为紫红色，钠为黄色，钾为紫色（透过蓝色钴玻璃），铷为砖红色，钙为洋红色，锶为黄绿色，铜为绿色。该试验可用于检验金属元素的存在，也可用于制作节日烟花。三）碳酸钠和碳酸氢钠的鉴别及除杂常用的鉴别方法包括加热法和沉淀法。加热法可通过观察有无气体产生来鉴别，沉淀法可通过加入BaCl2或CaCl2溶液来鉴别。同时，也可以利用碳酸氢钠受热分解的特性来除杂。化学实验中，CaCO3和CO2反应生成Ca和CO32-离子，Ba2+和CO32-离子反应生成BaCO3沉淀，但Ba2+和Ca2+不反应。HCO3-和Ca2+或Ba2+反应生成沉淀Na2CO3，而NaHCO3与盐酸反应时生成的气体不如Na2CO3剧烈。逐滴加入盐酸时，NaHCO3会立即产生气体，而Na2CO3则需要加入一定体积后才会产生气体。为了除去混合物中的杂质，除杂方法应该不影响主要物质，不引入新杂质，且除杂剂易除去。对于混合物Na2CO3固体和NaHCO3溶液，可以加热通入足量CO2气体或加入适量NaOH溶液来除杂。另外，侯氏制碱法也可用于制取纯碱，原料为食盐、氨和二氧化碳，制取过程中析出的氯化铵和NaHCO3可分离得到纯碱。氯气是一种黄绿色、有刺激性气味的有毒气体，能溶于水，易液化。它能与金属单质反应，生成相应的金属氯化物，也能与非金属单质反应，如氢气在氯气中燃烧会产生白雾。此外，氯气还能与水反应，生成HCl和HClO。2.氯气的漂白作用：在干燥的情况下，氯气无漂白作用。但在有水存在的条件下，氯气可以溶于水并与之反应生成HClO（次氯酸），其弱酸性比碳酸酸性弱。XXX还具有杀菌、消毒和褪色染料和有机色素的作用。然而，HClO不稳定，容易受光分解，生成HCl和O2.3.氯气具有强氧化性，比氯气还要强。因此，它可用于自来水的消毒和杀菌，也可以用作漂白剂。然而，当氯气与水中的有机物反应生成有机氯化物时，对人体有害。因此，现在开始使用二氧化氯(ClO2)、臭氧等新的自来水消毒剂。新制氯水的成分包括三分子：Cl2、HClO和H2O；或四离子：H+、Cl-、ClO-和OH-。4.氯气可以与氢氧化钠溶液反应，制取漂白液。此外，氯气还可以与石灰乳反应，制取漂白粉。5.检验氯离子的方法是取少量被检测溶液于试管中，滴加适量稀硝酸，然后滴入AgNO3溶液。若产生白色沉淀则被检测液中含有Cl-，若无白色沉淀则无Cl-。二、氯气的实验室制法：1.氯气可以通过固体MnO2和浓盐酸反应制取。反应产物包括MnCl2、Cl2和H2O。2.为除去杂质，可以使用饱和食盐水吸收HCl，浓硫酸吸收水分。3.氯气的收集可以采用向上排空法，或排饱和食盐水。为检验氯气是否收集满，可以将湿润的淀粉碘化钾试纸放在集气瓶口，若试纸变蓝则表示收集满。4.尾气处理可以使用氢氧化钠溶液。注意，澄清石灰水浓度太小，不能完全吸收氯气的尾气。三、物质的量1.物质的量是一个物理量，表示含有一定数目粒子的集合体。它的单位是XXX，符号为n。2.XXX是指任何粒子的集合体所含的粒子数约为6.02×10-23个。这个数量级的粒子数被称为阿伏伽德罗常数，符号为NA。3.物质的量与微观粒子的直径有一定的联系，可以用公式n=N/V来描述。其中，N是粒子数，V是容积。摩尔质量是单位物质的量的物质所具有的质量。其计算公式为n＝M（单位为g/mol或g.mol-1）。当粒子或物质以g/mol为单位时，数值上与相对分子质量或相对原子质量相等。气体摩尔体积受到粒子大小、粒子数目和粒子间距离的影响。根据阿伏伽德罗定律，在同温同压下，相同体积的任何气体都含有相同数目的粒子。气体摩尔体积是单位物质的量的气体所占的体积，计算公式为n＝V（单位为L/mol），在标准状况下V为22.4L/mol。物质的量浓度是单位体积溶液里所含溶质B的物质的量。其计算公式为cB＝nB/V（常用单位为mol/L）。配置一定物质的量浓度的溶液需要使用托盘天平、烧杯、玻璃棒、容量瓶、胶头滴管和量筒等主要仪器。在配制100mL1.00mol·L-1的氯化钠溶液时，需要注意容量瓶是否漏水，以及仰视和俯视对结果的影响。误差分析方法包括根据cB＝nB/V来判断误差，以及考虑砝码生锈、少量氯化钠粘在称量纸上、使用游码且药品砝码位置颠倒、有少量液体溅出、容量瓶内有少量水、未洗涤或洗涤液未注入容量瓶、超过刻度线吸出一部分水、摇匀后液面下降需要补充水等因素。本文介绍了化学实验中的稀释方法和铁金属材料的相关知识。在稀释试剂时，应该使用蒸馏水洗净试剂瓶，并按照计算公式C1V1=C2V2来进行稀释。需要注意的是，浓硫酸应该先加入水中。铁是一种延展性、导热性和导电性强的金属，能被磁铁吸引。它可以与非金属单质和酸等物质发生反应，生成不同的化合物。铁的制取方法是通过将CO和Fe2O3反应制得。此外，铁的氧化物和氢氧化物也是铁金属材料中的重要化合物。其中，氧化亚铁、氧化铁和四氧化三铁是铁的三种氧化物，它们在不同的条件下可以与CO、C、H2等反应生成单质铁及CO2或H2O。氢氧化铁的制备需要隔绝空气，而其还原性较强。总之，铁金属材料在工业生产和日常生活中都有广泛应用，对其相关知识的了解有助于更好地使用和维护这些材料。铁盐和亚铁盐铁盐（Fe3）的溶液呈棕黄色，亚铁盐（Fe2）的溶液呈浅绿色。为检验Fe3和Fe2的存在，可以分别滴加KSCN溶液，若溶液变红色，则说明溶液中含有Fe3；先滴加KSCN溶液，若溶液不变色，再通入Cl2（或滴加氯水）后溶液变红色，说明原溶液中含有Fe2.Fe、Fe2、Fe3之间会相互转化。为除去杂质，可以采取以下方法：对于FeCl3溶液（含FeCl2），可以加足量氯水或过氧化氢，或通入氯气；对于FeCl2溶液（含FeCl3），可以加足量铁粉，充分反应后过滤；对于FeSO4溶液（含CuSO4），可以加足量铁粉，充分反应后过滤。金属材料合金是由两种或两种以上的金属（或金属和非金属）熔合而成的具有金属特性的物质。合金的硬度一般高于它的成分金属，熔点一般低于它的成分金属，与纯金属材料相比，具有优良的物理、化学或机械性能。合金内原子之间的相对滑动变得困难。铁合金是经过多次应用历程的金属材料，从生铁（含碳量2%-4.3%）到钢（含碳量0.03%-2%），再到不锈钢（加入铬、镍等元素）。钢是目前用途最广、用量最大的合金。铝是一种两性物质，有银白色金属光泽的固体，密度较小，质地柔软。它与O2、酸和碱都能发生反应。氧化铝是一种两性氧化物，是难溶于水的白色固体，熔点很高，坚硬（刚玉）。它与酸和碱也能发生反应。不锈钢是一种重要的合金钢，合金元素主要是铬和镍，在大气中比较稳定，不易生锈，抗腐蚀能力强，常用于制造医疗器材、厨房用具和餐具，以及地铁列车的车体等。和性质原子由质子、中子和电子组成，质子和中子集中在原子核中，电子在核外运动。原子的性质由其原子核中质子和中子的数量决定，包括原子序数、原子量、化学性质等。不同元素的原子核中质子和中子的数量不同，因此元素的性质也不同。二、元素周期表1.元素周期表的发现1869年，俄国化学家门捷列夫发现元素周期性定律，将元素按照原子序数排列，并将具有相似化学性质的元素放在同一列中，形成了元素周期表。2.元素周期表的结构元素周期表分为横行和竖列，横行称为周期，竖列称为族。周期表中的元素按照原子序数从小到大排列，周期表的左侧为金属元素，右侧为非金属元素，中间为过渡元素。元素周期表的结构反映了元素的物理和化学性质随着原子序数的增加而变化的规律。三、元素周期律元素周期律是指元素周期表中，相邻两个元素原子的物理和化学性质随着原子序数的增加而周期性变化的规律。元素周期律可以用来预测元素的性质，为元素的研究和应用提供了基础。四、元素的电子结构和周期表的规律元素的电子结构是指元素原子中电子的分布情况。元素周期表的规律与元素的电子结构密切相关，例如，周期表中同一周期的元素具有相同的外层电子数，同一族的元素具有相似的化学性质，这是由于它们具有相似的电子结构。元素的电子结构和周期表的规律是研究元素性质和应用的重要基础。质子的相对质量为1，带有1个单位正电荷。中子的相对质量也为1，但不带电。原子核由质子和中子组成，质量数（A）等于质子数（Z）加中子数（N）。核外电子带有1个单位负电荷，质量很小，可忽略不计。电子层按离核远近和能量高低排列，用字母代号XXX表示。按照能量最低原理，从内层开始填充电子，直到最外层。第n层最多容纳2n2个电子，最外层电子数不超过8个（K层不超过2个），次外层不超过18个电子，倒数第三层不超过32个电子。简单阴阳离子的质子数与核外电子数有特定的关系。元素周期表按照原子核电荷数由小到大排列，横行上按照电子层数目递增的顺序排列，纵列上按照最外层电子数递增的顺序排列。周期序数等于电子层数，主族元素的族序数等于最外层电子数，共有7个主族。副族共有7个，包括第ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB族。第8、9、10三个纵列为Ⅷ族，占据元素周期表的第18纵列，最外层电子数为8（He为2）。元素是具有相同质子数（或核电荷数）的一类原子的总称，核数是具有一定数目质子和一定中子的一种原子。同位素是质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子。同位素在天然状态下相互保持一定的比率，被广泛用于考古年代推断和制氢弹等领域。原子最外层电子数与元素的性质有关。稀有气体元素的最外层电子数都为8（氦为2），金属元素的最外层电子数比较少，非金属元素的最外层电子数较多。稳定和不稳定的原子分别具有不同的得失电子能力，其中易失去电子的原子被称为“电子亏损”，易得到电子的原子被称为“电子丰富”。这种得失电子能力的差异决定了元素的化学性质。根据元素周期律，元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。这是因为元素性质的周期性变化是原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。主族元素的主要化合价可以通过最高正价等于主族的序号、最低负价等于最高正价减8（H、O、F除外）的方法来确定。同周期元素的原子结构和化学性质也遵循一定的递变规律。由左向右，元素的原子最外层电子数逐渐增加，原子半径依次减小，失电子的能力依次减弱，得电子的能力依次增强，金属性依次减弱，非金属性依次增强。金属性和非金属性的强弱可以通过不同的判断方法来确定。金属性可以根据金属单质与水或非氧化性酸反应置换出氢气的难易程度或者金属元素最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱来判断。非金属性可以根据非金属单质与H2化合的难易程