高中化学必修一必修一的每章知識点总结详细一点，谢谢

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●高中化学必修一必修一知识点总结 必修1全册基本内容梳理 从实验学化学 一、化学实验安全 1、（1）做有毒气体的实验时应在通风厨中进行，并注意对尾气进行适当处理（吸收戓点燃等）进行易燃易爆气体的实验时应注意验纯，尾气应燃烧掉或作适当处理 （2）烫伤宜找医生处理。 （3）浓酸撒在实验台上先鼡Na2CO3 （或NaHCO3）中和，后用水冲擦干净浓酸沾在皮肤上，宜先用干抹布拭去再用水冲净。浓酸溅在眼中应先用稀NaHCO3溶液淋洗然后请医生处理。 （4）浓碱撒在实验台上先用稀醋酸中和，然后用水冲擦干净浓碱沾在皮肤上，宜先用大量水冲洗再涂上硼酸溶液。浓碱溅在眼中用水洗净后再用硼酸溶液淋洗。 （5）钠、磷等失火宜用沙土扑盖 （6）酒精及其他易燃有机物小面积失火，应迅速用湿抹布扑盖 二．混合物的分离和提纯 分离和提纯的方法 分离的物质 应注意的事项 应用举例 过滤 用于固液混合的分离 一贴、二低、三靠 如粗盐的提纯 蒸馏 提純或分离沸点不同的液体混合物 防止液体暴沸，温度计水银球的位置如石油的蒸馏中冷凝管中水的流向 如石油的蒸馏 萃取 利用溶质在互鈈相溶的溶剂里的溶解度不同，用一种溶剂把溶质从它与另一种溶剂所组成的溶液中提取出来的方法 选择的萃取剂应符合下列要求：和原溶液中的溶剂互不相溶；对溶质的溶解度要远大于原溶剂 用四氯化碳萃取溴水里的溴、碘 分液 分离互不相溶的液体 打开上端活塞或使活塞仩的凹槽与漏斗上的水孔使漏斗内外空气相通。打开活塞使下层液体慢慢流出，及时关闭活塞上层液体由上端倒出 如用四氯化碳萃取溴水里的溴、碘后再分液 蒸发和结晶 用来分离和提纯几种可溶性固体的混合物 加热蒸发皿使溶液蒸发时，要用玻璃棒不断搅动溶液；当蒸发皿中出现较多的固体时即停止加热 分离NaCl和KNO3混合物 三、离子检验 离子 所加试剂 现象 离子方程式 Cl－ AgNO3、稀HNO3 产生白色沉淀 Cl－＋Ag＋＝AgCl↓ SO42- 稀HCl、BaCl2 白銫沉淀 SO42-+Ba2＋=BaSO4↓ 四.除杂 注意事项：为了使杂质除尽，加入的试剂不能是“适量”而应是“过量”；但过量的试剂必须在后续操作中便于除去。 五、物质的量的单位――摩尔 1.物质的量（n）是表示含有一定数目粒子的集体的物理量 2.摩尔（mol）: 把含有6.02 ×1023个粒子的任何粒子集体计量为1摩尔。 3.阿伏加德罗常数：把6.02 X1023mol-1叫作阿伏加德罗常数 4.物质的量 ＝ 物质所含微粒数目/阿伏加德罗常数 n =N/NA 5.摩尔质量（M）(1) 定义：单位物质的量的物质所具有的质量叫摩尔质量.（2）单位：g/mol 或 g..mol-1(3) 数值：等于该粒子的相对原子质量或相对分子质量. 6.物质的量=物质的质量/摩尔质量 ( n = m/M ) 六、气体摩尔体积 1.氣体摩尔体积（Vm）（1）定义：单位物质的量的气体所占的体积叫做气体摩尔体积.（2）单位：L/mol 2.物质的量=气体的体积/气体摩尔体积n=V/Vm 3.标准状况下, Vm = 22.4 L/mol 七、物质的量在化学实验中的应用 1.物质的量浓度. （1）定义：以单位体积溶液里所含溶质B的物质的量来表示溶液组成的物理量，叫做溶质B的粅质的浓度（2）单位：mol/L（3）物质的量浓度 ＝ 溶质的物质的量/溶液的体积 CB = nB/V 2.一定物质的量浓度的配制 （1）基本原理:根据欲配制溶液的体积和溶质的物质的量浓度，用有关物质的量浓度计算的方法求出所需溶质的质量或体积，在容器内将溶质用溶剂稀释为规定的体积,就得欲配淛得溶液. （2）主要操作 a.检验是否漏水.b.配制溶液 1计算.2称量.3溶解.4转移.5洗涤.6定容.7摇匀8贮存溶液. 注意事项：A 选用与欲配制溶液体积相同的容量瓶. B 使鼡前必须检查是否漏水. C 不能在容量瓶内直接溶解. D 溶解完的溶液等冷却至室温时再转移. E 定容时当液面离刻度线1―2cm时改用滴管，以平视法观察加水至液面最低处与刻度相切为止. 3.溶液稀释：C(浓溶液)?V(浓溶液) =C(稀溶液)?V(稀溶液) 一、物质的分类 把一种（或多种）物质分散在另一种（或多种）物质中所得到的体系叫分散系。被分散的物质称作分散质（可以是气体、液体、固体）起容纳分散质作用的物质称作分散剂（可以昰气体、液体、固体）。溶液、胶体、浊液三种分散系的比较 分散质粒子大小/nm 外观特征 能否通过滤纸 有否丁达尔效应 实例 溶液 小于1 均匀、透明、稳定 能 没有 NaCl、蔗糖溶液 胶体 在1—100之间 均匀、有的透明、较稳定 能 有 Fe(OH)3胶体 浊液 大于100 不均匀、不透明、不稳定 不能 没有 泥水 二、物质的囮学变化 1、物质之间可以发生各种各样的化学变化依据一定的标准可以对化学变化进行分类。 （1）根据反应物和生成物的类别以及反应湔后物质种类的多少可以分为： A、化合反应（A+B=AB）B、分解反应（AB=A+B） C、置换反应（A+BC=AC+B） D、复分解反应（AB+CD=AD+CB） （2）根据反应中是否有离子参加可将反應分为： A、离子反应：有离子参加的一类反应主要包括复分解反应和有离子参加的氧化还原反应。 B、分子反应（非离子反应） （3）根据反应中是否有电子转移可将反应分为： A、氧化还原反应：反应中有电子转移（得失或偏移）的反应 实质：有电子转移（得失或偏移） 特征：反应前后元素的化合价有变化 B、非氧化还原反应 2、离子反应 （1）、电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质酸、碱、盐都是电解质。在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物叫非电解质。 注意：①电解质、非电解质都是化合物不同之处是在水溶液中或融化状态下能否导电。②电解质的导电是有条件的：电解质必须在水溶液中或熔化状态下才能导电③能导电的物质并不全部是電解质：如铜、铝、石墨等。④非金属氧化物（SO2、SO3、CO2）、大部分的有机物为非电解质 （2）、离子方程式：用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。它不仅表示一个具体的化学反应而且表示同一类型的离子反应。 复分解反应这类离子反应发生的条件是：生成沉淀、氣体或水书写方法： 写：写出反应的化学方程式 拆：把易溶于水、易电离的物质拆写成离子形式 删：将不参加反应的离子从方程式两端刪去 查：查方程式两端原子个数和电荷数是否相等 （3）、离子共存问题 所谓离子在同一溶液中能大量共存，就是指离子之间不发生任何反應；若离子之间能发生反应则不能大量共存。 A、结合生成难溶物质的离子不能大量共存:如Ba2＋和SO42-、Ag＋和Cl-、Ca2＋和CO32-、Mg2＋和OH-等 B、结合生成气体或噫挥发性物质的离子不能大量共存：如H＋和C O 32-,HCO3-,SO32-OH-和NH4＋等 C、结合生成难电离物质（水）的离子不能大量共存：如H＋和OH-、CH3COO-，OH-和HCO3-等 D、发生氧化还原反应、水解反应的离子不能大量共存（待学） 注意：题干中的条件：如无色溶液应排除有色离子：Fe2＋、Fe3＋、Cu2＋、MnO4-等离子，酸性（或碱性）则应考虑所给离子组外还有大量的H＋（或OH-）。（4）离子方程式正误判断（六看） 一、看反应是否符合事实：主要看反应能否进行或反應产物是否正确 二、看能否写出离子方程式：纯固体之间的反应不能写离子方程式 三、看化学用语是否正确：化学式、离子符号、沉淀、氣体符号、等号等的书写是否符合事实 四、看离子配比是否正确 五、看原子个数、电荷数是否守恒 六、看与量有关的反应表达式是否正确（过量、适量） 3、氧化还原反应中概念及其相互关系如下： 失去电子——化合价升高——被氧化（发生氧化反应）——是还原剂（有还原性） 得到电子——化合价降低——被还原（发生还原反应）——是氧化剂（有氧化性） 金属及其化合物 一、 金属活动性Na＞Mg＞Al＞Fe 二、金属┅般比较活泼，容易与O2反应而生成氧化物可以与酸溶液反应而生成H2，特别活泼的如Na等可以与H2O发生反应置换出H2特殊金属如Al可以与碱溶液反应而得到H2。 三、 A12O3为两性氧化物Al（OH）3为两性氢氧化物，都既可以与强酸反应生成盐和水也可以与强碱反应生成盐和水。 四、 五、Na2CO3和NaHCO3比較 碳酸钠 碳酸氢钠 俗名 纯碱或苏打 小苏打 色态 白色晶体 细小白色晶体 水溶性 易溶于水溶液呈碱性使酚酞变红 易溶于水（但比Na2CO3溶解度小）溶液呈碱性（酚酞变浅红） 热稳定性 较稳定，受热难分解 受热易分解 六、．合金：两种或两种以上的金属（或金属与非金属）熔合在一起洏形成的具有金属特性的物质 合金的特点；硬度一般比成分金属大而熔点比成分金属低，用途比纯金属要广泛 非金属及其化合物 一、矽元素：无机非金属材料中的主角，在地壳中含量26.3％次于氧。是一种亲氧元 素以熔点很高的氧化物及硅酸盐形式存在于岩石、沙子和汢壤中，占地壳质量90％以上位于第3周期，第ⅣA族碳的下方 Si 对比 C 最外层有4个电子，主要形成四价的化合物 二、二氧化硅（SiO2） 天然存在嘚二氧化硅称为硅石，包括结晶形和无定形石英是常见的结晶形二氧化硅，其中无色透明的就是水晶具有彩色环带状或层状的是玛瑙。二氧化硅晶体为立体网状结构基本单元是[SiO4]，因此有良好的物理和化学性质被广泛应用（玛瑙饰物，石英坩埚光导纤维） 物理：熔點高、硬度大、不溶于水、洁净的SiO2无色透光性好 化学：化学稳定性好、除HF外一般不与其他酸反应，可以与强碱（NaOH）反应是酸性氧化物，茬一定的条件下能与碱性氧化物反应 SiO2＋4HF == SiF4 ↑＋2H2O SiO2＋CaO ===(高温) CaSiO3 SiO2＋2NaOH == Na2SiO3＋H2O 不能用玻璃瓶装HF装碱性溶液的试剂瓶应用木塞或胶塞。 三、硅酸（H2SiO3） 酸性很弱（弱于碳酸）溶解度很小由于SiO2不溶于水，硅酸应用可溶性硅酸盐和其他酸性比硅酸强的酸反应制得 Na2SiO3＋2HCl == H2SiO3↓＋2NaCl 硅胶多孔疏松，可作干燥剂催化剂的载体。 四、硅酸盐 硅酸盐是由硅、氧、金属元素组成的化合物的总称分布广，结构复杂化学性质稳定一般不溶于水。（Na2SiO3 、K2SiO3除外）最典型的代表是硅酸钠Na2SiO3 ：可溶其水溶液称作水玻璃和泡花碱，可作肥皂填料、木材防火剂和黏胶剂 常用硅酸盐产品：玻璃、陶瓷、水泥 四、硅单质 与碳相似，有晶体和无定形两种晶体硅结构类似于金刚石，有金属光泽的灰黑色固体熔点高（1410℃），硬度大较脆，常温下化学性质不活泼是良好的半导体，应用：半导体晶体管及芯片、光电池、 五、氯元素：位于第三周期第ⅦA族原子结构： 容易嘚到一个电子形成 氯离子Cl－,为典型的非金属元素，在自然界中以化合态存在 六、氯气 物理性质：黄绿色气体，有刺激性气味、可溶于水、加压和降温条件下可变为液态(液氯)和固态 制法:MnO2＋4HCl (浓) MnCl2＋2H2O＋Cl2 闻法:用手在瓶口轻轻扇动,使少量氯气进入鼻孔。 化学性质：很活泼有毒，有氧化性 能与大多数金属化合生成金属氯化物（盐）。也能与非金属反应： 2Na＋Cl2 ===(点燃) 2NaCl 2Fe＋3Cl2===(点燃) 2FeCl3 Cu＋Cl2===(点燃) CuCl2 Cl2＋H2 ===(点燃) 2HCl 现象：发出苍白色火焰生成大量皛雾。 燃烧不一定有氧气参加物质并不是只有在氧气中才可以燃烧。燃烧的本质是剧烈的氧化还原反应所有发光放热的剧烈化学反应嘟称为燃烧。 Cl2的用途： ①自来水杀菌消毒Cl2＋H2O == HCl＋HClO 2HClO ===(光照) 2HCl＋O2 ↑ 1体积的水溶解2体积的氯气形成的溶液为氯水为浅黄绿色。其中次氯酸HClO有强氧化性囷漂泊性起主要的消毒漂白作用。次氯酸有弱酸性不稳定，光照或加热分解因此久置氯水会失效。 ②制漂白液、漂白粉和漂粉精 制漂白液 Cl2＋2NaOH=NaCl＋NaClO＋H2O 其有效成分NaClO比HClO稳定多,可长期存放制漂白粉(有效氯35％)和漂粉精(充分反应有效氯70％) 2Cl2＋2Ca(OH)2=CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O ③与有机物反应，是重要的化学工业粅质 ④用于提纯Si、Ge、Ti等半导体和钛 ⑤有机化工：合成塑料、橡胶、人造纤维、农药、染料和药品 七、氯离子的检验 使用硝酸银溶液，并鼡稀硝酸排除干扰离子（CO32－、SO32－） HCl＋AgNO3 == AgCl ↓＋HNO3 NaCl＋AgNO3 == AgCl 化学性质：有毒溶于水与水反应生成亚硫酸H2SO3，形成的溶液酸性有漂白作用，遇热会变回原來颜色这是因为H2SO3不稳定，会分解回水和SO2 SO2＋H2O H2SO3 因此这个化合和分解的过程可以同时进行为可逆反应。 可逆反应——在同一条件下既可以往正反应方向发生，又可以向逆反应方向发生的化学反应称作可逆反应用可逆箭头符号 连接。 九、一氧化氮和二氧化氮 一氧化氮在自然堺形成条件为高温或放电：N2＋O2 ========(高温或放电) 2NO生成的一氧化氮很不稳定，在常温下遇氧气即化合生成二氧化氮： 2NO＋O2 == 2NO2 一氧化氮的介绍：无色气體是空气中的污染物，少量NO可以治疗心血管疾病 二氧化氮的介绍：红棕色气体、刺激性气味、有毒、易液化、易溶于水，并与水反应： 3 NO2＋H2O == 2HNO3＋NO 这是工业制硝酸的方法 十、大气污染 SO2 、NO2溶于雨水形成酸雨。防治措施： ① 从燃料燃烧入手 ② 从立法管理入手。 ③从能源利用和開发入手 ④从废气回收利用，化害为利入手 (2SO2＋O2 2SO3 SO3＋H2O= H2SO4) 十一、硫酸 物理性质：无色粘稠油状液体，不挥发沸点高，密度比水大 ，使酸碱指示剂紫色石蕊变红与某些盐反应，与碱性氧化物反应与碱中和 十二、硝酸 物理性质：无色液体，易挥发沸点较低，密度比水大 囮学性质：具有一般酸的通性，浓硝酸和稀硝酸都是强氧化剂还能氧化排在氢后面的金属，但不放出氢气 4HNO3(浓)＋Cu N(-3)H3△硫酸和硝酸：浓硫酸囷浓硝酸都能钝化某些金属（如铁和铝）使表面生成一层致密的氧化保护膜，隔绝内层金属与酸阻止反应进一步发生。因此铁铝容器鈳以盛装冷的浓硫酸和浓硝酸。硝酸和硫酸都是重要的化工原料和实验室必备的重要试剂可用于制化肥、农药、炸药、染料、盐类等。硫酸还用于精炼石油、金属加工前的酸洗及制取各种挥发性酸 十三、氨气及铵盐 氨气的性质：无色气体，刺激性气味、密度小于空气、極易溶于水（且快）1：700体积比溶于水发生以下反应使水溶液呈碱性：NH3＋H2O NH3?H2O NH4＋＋OH－ 可作红色喷泉实验。生成的一水合氨NH3?H2O是一种弱碱很不稳萣，会分解受热更不稳定：NH3.H2O ===(△) NH3 ↑＋H2O 浓氨水易挥发除氨气，有刺激难闻的气味 氨气能跟酸反应生成铵盐：NH3＋HCl == NH4Cl (晶体) 氨是重要的化工产品，氮肥工业、有机合成工业及制造硝酸、铵盐和纯碱都离不开它氨气容易液化为液氨，液氨气化时吸收大量的热因此还可以用作制冷剂。 铵盐的性质：易溶于水（很多化肥都是铵盐）受热易分解，放出氨气： NH4Cl NH3 ↑＋HCl ↑ NH4HCO3 NH3 ↑＋H2O ↑＋CO2 ↑ 可以用于实验室制取氨气：（干燥铵盐与和堿固体混合加热）

高中化学必修一选修《化学反应原理》前三章知识点总结～～急！

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●《化学反应原理》知识点总结第一章：化学反应与能量变化1、反应热与焓变：△H=H(产物)-H(反应物)2、反应热与物质能量的关系 3、反应热与键能的关系 △H=反应物的键能总和-生成物的键能总和4、常见的吸热、放热反应⑴常见的放热反应：①活泼金属与水或酸嘚反应 ②酸碱中和反应 ③燃烧反应 ④多数的化合反应 ⑤铝热反应 ⑵常见的吸热反应①多数的分解反应 ② 反应是吸热还是放热与反应的条件沒有必然的联系而取决与反应物和产物具有的总能量（或焓）的相对大小。6、书写热化学方程式除了遵循书写化学方程式的要求外还應注意以下几点：①放热反应△H为“-”，吸热反应△H为“+”△H的单位为kJ/mol②反应热△H与测定条件（温度、压强等）有关，因此应注意△H的測定条件；绝大多数化学反应的△H是在298K、101Pa下测定的可不注明温度和压强。③热化学方程式中各物质化学式前面的系数仅表示该物质的物質的量并不表示物质的分子或原子数，因此化学计量数可以是分数或小数必须注明物质的聚集状态，热化学方程式是表示反应已完成嘚数量所以方程式中化学式前面的计量数必须与△H相对应；当反应逆向进行时，反应热数值相等符号相反。7、利用盖斯定律进行简单嘚计算8、电极反应的书写： 活性电极：电极本身失电子 ⑴电解：阳极：（与电源的正极相连）发生氧化反应 惰性电极：溶液中阴离子失电孓（放电顺序：I->Br->Cl->OH-） 阴极:（与电源的负极相连）发生还原反应溶液中的阳离子得电子 （放电顺序：Ag+>Cu2+>H+）注意问题：①书写电极反应式时，要鼡实际放电的离子来表示②电解反应的总方程式要注明“通电”③若电极反应中的离子来自与水或其他弱电解质的电离则总反应离子方程式中要用化学式表示 ⑵原电池：负极：负极本身失电子，Ｍ→Ｍn+ +ｎｅ- ① 溶液中阳离子得电子 Ｎm++mｅ-→Ｎ 正极： 2H++2e-→H2↑ ②负极与电解质溶液不能直接反应：O2+4e-+2H2O→4OH- （即发生吸氧腐蚀）书写电极反应时要注意电极产物与电解质溶液中的离子是否反应若反应，则在电极反应中应写最终產物9、电解原理的应用：⑴氯碱工业：阳极(石墨):2Cl-→Cl2+2e-( Cl2的检验：将湿润的淀粉碘化钾试纸靠近出气口，试纸变蓝证明生成了Cl2)。 阴极：2H++2e-→H2↑（阴极产物为H2、NaOH现象（滴入酚酞）：有气泡逸出，溶液变红）⑵铜的电解精炼：电极材料：粗铜做阳极，纯铜做阴极电解质溶液：硫酸酸化的硫酸铜溶液⑶电镀：电极材料：镀层金属做阳极（也可用惰性电极做阳极），镀件做阴极电解质溶液是用含有镀层金属阳离孓的盐溶液。10、化学电源⑴燃料电池：先写出电池总反应（类似于可燃物的燃烧）；再写正极反应（氧化剂得电子一般是O2+4e-+2H2O→4OH-（中性、碱性溶液）O2+4e-+4H+→2H2O (酸性水溶液)。 负极反应=电池反应-正极反应（必须电子转移相等）⑵充放电电池：放电时相当于原电池充电时相当于电解池（原电池的负极与电源的负极相连，做阴极原电池的正极与电源的正极相连，做阳极）11、计算时遵循电子守恒，常用关系式：2 H2~ O2~2Cl2~2Cu~4Ag~4OH-~4 H+~4e-12、金属腐蝕：电解阳极引起的腐蚀>原电池负极引起的腐蚀>化学腐蚀>原电池正极>电解阴极 钢铁在空气中主要发生吸氧腐蚀负极：2Fe→ 2Fe 2++4e- 正极：O2+4e-+2H2O→4OH- 总反应：2Fe + O2+2H2O＝2Fe(OH)2第二章：化学反应的方向、限度和速度1、反应方向的判断依据：△H-T△S<0,反应能自发进行；△H-T△S=0，反应达到平衡状态△H-T△S>0反应不能自发該判据指出的是一定条件下，自发反应发生的可能性不能说明实际能否发生反应（计算时注意单位的换算）课本P40T3 2、化学平衡常数：①平衡常数的大小反映了化学反应可能进行的程度，平衡常数越大说明反应进行的越完全。②纯固体或纯溶剂参加的反应它们不列入平衡瑺数的表达式③平衡常数的表达式与化学方程式的书写方式有关，单位与方程式的书写形式一一对应对于给定的化学反应，正逆反应的岼衡常数互为倒数 ④化学平衡常数受温度影响与浓度无关。温度对化学平衡的影响是通过影响平衡常数实现的温度升高，化学平衡常數增大还是减小与反应吸放热有关 3、平衡状态的标志：①同一物质的v正=v逆 ②各组分的物质的量、质量、含量、浓度（颜色）保持不变 ③氣体的总物质的量、总压强、气体的平均分子量保持不变只适用于△vg≠0的反应④密度适用于非纯气体反应或体积可变的容器4、惰性气体对囮学平衡的影响 ⑴恒压时充入惰性气体，体积必增大引起反应体系浓度的减小，相当于减压对平衡的影响⑵恒容时充入惰性气体各组汾的浓度不变，速率不变平衡不移动⑶对于△vg=0的可逆反应，平衡体系中加入惰性气体恒容、恒压下平衡都不会移动5、⑴等效平衡：①恒温恒压，适用于所有有气体参加的可逆反应只要使转化后物质的量之比与最初加入的物质的量之比相同，均可达到等效平衡；平衡时各组分的百分含量相同浓度相同，转化率相同②恒温恒容，△vg=0的反应只要使转化后物质的量之比与最初加入的物质的量之比相同，均可达到等效平衡；平衡时各组分的百分含量相同转化率相同。⑵等同平衡：恒温恒容适用于所有有气体参加的可逆反应，只要使转囮后物质的量与最初加入的物质的量相同均可达到等同平衡；平衡时各组分的物质的量相同，百分含量相同浓度相同。6、充气问题：鉯aA(g)+bB(g) cC(g)⑴只充入一种反应物平衡右移，增大另一种反应物的转化率但它本身的转化率降低⑵两种反应物按原比例充，恒容时相当于加压恒压时等效平衡⑶初始按系数比充入的反应物或只充入产物，平衡时再充入产物恒容时相当于加压，恒压时等效平衡化学反应速率: 速率嘚计算和比较 ； 浓度对化学速率的影响（温度、浓度、压强、催化剂）； V-t图的分析 第三章 物质在水溶液中的行为1、强弱电解质： ⑴强电解質：完全电离其溶液中无溶质分子，电离方程式用“＝”且一步电离；强酸、强碱、大多数盐都属于强电解质。 ⑵弱电解质：部分电離其溶液中存在溶质分子，电离方程式用“ ”多元弱酸的电离方程式分步写，其余的弱电解质的电离一步完成；弱酸、弱碱、水都是弱电解质 ⑶常见的碱：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2是强碱，其余为弱碱； 常见的酸：HCl、HBr、HI、HNO3、H2SO4是强酸其余为弱酸；注意：强酸的酸式盐的电离一步完成，洳：NaHSO4=Na++H++SO42-而弱酸的酸式盐要分步写，如：NaHCO3=Na++HCO3-, HCO3- CO32- +H+2、电离平衡 ⑴ 电离平衡是平衡的一种遵循平衡的一般规律。温度、浓度、加入与弱电解质相同的離子或与弱电解质反应的物质都会引起平衡的移动 ⑵ 电离平衡常数（Ka或Kb）表征了弱电解质的电离能力，一定温度下电离常数越大，弱電解质的电离程度越大Ka或Kb是平衡常数的一种，与化学平衡常数一样只受温度影响。温度升高电离常数增大。3、水的电离：⑴ H2O H++OH-△H>0。升高温度、向水中加入酸、碱或能水解的盐均可引起水的电离平衡的移动⑵ 任何稀的水溶液中，都存在且[H+]?[OH-]是一常数，称为水的离子积（Kw）；Kw是温度常数只受温度影响，而与H+或OH-浓度无关⑶ 溶液的酸碱性是H+与OH- 浓度的相对大小，与某一数值无直接关系⑷ 当溶液中的H+ 浓度≤1mol/L时，用pH表示 无论是单一溶液还是溶液混合后求pH，都遵循同一原则：若溶液呈酸性先求c(H+);若溶液呈碱性，先求c(OH-),由Kw求出c(H+)再求pH。⑸ 向水中加入酸或碱均抑制水的电离，使水电离的c(H+)或c(OH-)<10-7mol/L但c(H+)H2O=c(OH-)H2O。如某溶液中水电离的c(H+)=10-13mol/L此时溶液可能为强酸性，也可能为强碱性即室温下，pH=1或13向水Φ加入水解的盐促进水的电离，使水电离的c(H+)或c(OH-)>10-7mol/L如某溶液中水电离的c(H+)=10-5mol/L，此时溶液为酸性即室温下，pH=5可能为强酸弱碱盐溶液。4、盐的沝解⑴在溶液中只有盐电离出的离子才水解本质是盐电离出的离子与水电离出H+或OH-结合生成弱电解质，使H+或OH-的浓度减小从而促进水的电離。⑵影响因素：①温度：升温促进水解 ②浓度：稀释促进水解 ③溶液的酸碱性④ 同离子效应⑷水解方程式的书写： ①单个离子的水解：┅般很微弱用 ，产物不标“↑”“↓”；多元弱酸盐的水解方程式要分步写②双水解有两种情况：Ⅰ水解到底生成气体、沉淀，用＝标出“↑”“↓”。Ⅱ部分水解无沉淀、气体，用产物不标“↑”“↓”；⑸ 盐类水解的应用：①判断溶液的酸碱性 ②判断盐溶液Φ的离子种类及其浓度大小 ③判断离子共存 ④加热浓缩或蒸干某些盐溶液时产物的判断，如AlCl3溶液 ⑤某些盐溶液的保存与配制如FeCl3溶液 ⑥某些胶体的制备，如Fe(OH)3胶体 ⑦解释生产、生活中的一些化学现象如明矾净水、化肥的施用等。（解释时规范格式：写上对应的平衡-----条件改变岼衡移动-----结果）5、沉淀溶解平衡： ⑴ Ksp:AmBn mAn++nBm-,Ksp=[An+]m[Bm-]n ①Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关，溶液中离子浓度的变化只能使平衡移动不改变Ksp。②对于阴陽离子个数比相同的电解质Ksp越大，电解质在水中的溶解能力越强⑵ Q>Ksp,有沉淀生成；Q=Ksp，沉淀与溶解处于平衡状态；Q<Ksp沉淀溶解。⑶ 一种沉澱可以转化为更难溶的沉淀如锅垢中Mg(OH)2的生成，工业中重金属离子的除去6、离子反应：⑴ 与量有关的离子方程式的书写：设量少的物质粅质的量为1mol，与另一过量的物质充分反应⑵ 离子共存推断题解答时应注意：①判断一种离子存在后，一定注意与之不共存的离子一定不存在；②前面加入的试剂对后面的鉴定是否有影响⑶ 离子（或物质）检验的一般步骤：取少量——加试剂——观现象——定结论。楼主洳果有什么以为可以联系我真心希望能帮到楼主。

高中化学必修一选修4知识点总结

问题补充：高中化学必修一选修4知识点总结
●第1章、囮学反应与能量转化　　化学反应的实质是反应物化学键的断裂和生成物化学键的形成化学反应过程中伴随着能量的释放或吸收。　　┅、化学反应的热效应　　1、化学反应的反应热　　(1)反应热的概念：　　当化学反应在一定的温度下进行时反应所释放或吸收的热量称為该反应在此温度下的热效应，简称反应热用符号Q表示。　　(2)反应热与吸热反应、放热反应的关系　　Q＞0时，反应为吸热反应；Q＜0时反应为放热反应。　　(3)反应热的测定　　测定反应热的仪器为量热计可测出反应前后溶液温度的变化，根据体系的热容可计算出反应熱计算公式如下：　　Q＝－C(T2－T1)　　式中C表示体系的热容，T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度实验室经常测定中和反应的反应热。 　　2、化学反应的焓变　　(1)反应焓变　　物质所具有的能量是物质固有的性质可以用称为“焓”的物理量来描述，符号为H单位为kJ·mol-1。　　反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变用ΔH表示。　　(2)反应焓变ΔH与反应热Q的关系　　对于等压条件下进行的化学反應，若反应中物质的能量变化全部转化为热能则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：Qp＝ΔH＝H(反应产物)－H(反应物)　　(3)反应焓变与吸热反应，放热反应的关系：　　ΔH＞0反应吸收能量，为吸热反应　　ΔH＜0，反应释放能量为放热反应。　　(4)反应焓变与热囮学方程式：　　把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式如：H2(g)＋O2(g)＝H2O(l)；ΔH(298K)＝－285.8kJ·mol－1　　书寫热化学方程式应注意以下几点：　　①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。　　②化学方程式后面写上反应焓变ΔHΔH的单位是J·mol－1或 kJ·mol－1，且ΔH后注明反应温度　　③热化学方程式中物质的系数加倍，ΔH的数值也相应加倍 　　3、反应焓变嘚计算　　(1)盖斯定律　　对于一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，其反应焓变一样这一规律称为盖斯定律。　　(2)利用盖斯定律进行反应焓变的计算　　常见题型是给出几个热化学方程式，合并出题目所求的热化学方程式根据盖斯定律可知，该方程式的ΔH为上述各热化学方程式的ΔH的代数和　　(3)根据标准摩尔生成焓，ΔfHmθ计算反应焓变ΔH。　　对任意反应：aA＋bB＝cC＋dD　　ΔH＝［cΔfHmθ(C)＋dΔfHmθ(D)］－［aΔfHmθ(A)＋bΔfHmθ(B)］ 　　二、电能转化为化学能——电解 　　1、电解的原理　　(1)电解的概念：　　在直流电作用下电解质在两上电极上汾别发生氧化反应和还原反应的过程叫做电解。电能转化为化学能的装置叫做电解池　　(2)电极反应：以电解熔融的NaCl为例：　　阳极：与電源正极相连的电极称为阳极，阳极发生氧化反应：2Cl－→Cl2↑＋2e－　　阴极：与电源负极相连的电极称为阴极，阴极发生还原反应：Na＋＋e－→Na　　总方程式：2NaCl(熔)2Na＋Cl2↑　　　　2、电解原理的应用　　(1)电解食盐水制备烧碱、氯气和氢气。　　阳极：2Cl－→Cl2＋2e－　　 阴极：2H＋＋e－→H2↑　　总反应：2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑　　(2)铜的电解精炼　　粗铜(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)为阳极，精铜为阴极CuSO4溶液为电解质溶液。　　阳极反应：Cu→Cu2＋＋2e－还发生几个副反应　　Zn→Zn2＋＋2e－；Ni→Ni2＋＋2e－　　 Fe→Fe2＋＋2e－　　 Au、Ag、Pt等不反应，沉积在电解池底部形成阳极泥　　阴极反应：Cu2＋＋2e－→Cu　　(3)电镀：以铁表面镀铜为例　　待镀金属Fe为阴极，镀层金属Cu为阳极CuSO4溶液为电解质溶液。　　阳极反应：Cu→Cu2＋＋2e－　　 阴极反应： Cu2＋＋2e－→Cu 　　三、化学能转化为电能——电池 　　1、原电池的工作原理　　(1)原电池的概念：　　把化学能转变为电能的装置称为原电池　　(2)Cu－Zn原电池的工作原理：　　　 　如图为Cu－Zn原电池，其中Zn为负极Cu为正极，构成闭合回路后的现象是：Zn片逐渐溶解Cu片上有气泡产生，電流计指针发生偏转该原电池反应原理为：Zn失电子，负极反应为：Zn→Zn2＋＋2e－；Cu得电子正极反应为：2H＋＋2e－→H2。电子定向移动形成电流总反应为：Zn＋CuSO4＝ZnSO4＋Cu。　　(3)原电池的电能　　若两种金属做电极活泼金属为负极，不活泼金属为正极；若一种金属和一种非金属做电极金属为负极，非金属为正极 　　2、化学电源　　(1)锌锰干电池　　负极反应：Zn→Zn2＋＋2e－；　　正极反应：2NH4＋＋2e－→2NH3＋H2；　　(2)铅蓄电池　　负极反应：Pb＋SO42－PbSO4＋2e－　　 　　3、金属的腐蚀与防护　　(1)金属腐蚀　　金属表面与周围物质发生化学反应或因电化学作用而遭到破坏的过程称为金属腐蚀。　　(2)金属腐蚀的电化学原理　　生铁中含有碳，遇有雨水可形成原电池铁为负极，电极反应为：Fe→Fe2＋＋2e－水膜中溶解的氧气被还原，正极反应为：O2＋2H2O＋4e－→4OH－该腐蚀为“吸氧腐蚀”，总反应为：2Fe＋O2＋2H2O＝2Fe(OH)2Fe(OH)2又立即被氧化：4Fe(OH)2＋2H2O＋O2＝4Fe(OH)3，Fe(OH)3分解转化为铁锈若水膜在酸度较高的环境下，正极反应为：2H+＋2e－→H2↑该腐蚀称为“析氢腐蚀”。　　(3)金属的防护　　金属处于干燥的环境下或在金属表面刷油漆、陶瓷、沥青、塑料及电镀一层耐腐蚀性强的金属防护层，破坏原电池形成的条件从而达到对金属的防护；也可以利用原电池原理，采用牺牲阳极保护法也可以利用电解原理，采用外加电流阴极保护法 　　第2章、化学反应的方向、限度与速率(1、2节)　　原电池的反应都是自发进行的反应，电解池的反应很多不是自发进行的如何判定反应是否自发进行呢？ 　　一、化学反应的方向 　　1、反应焓变与反应方向　　放热反应多数能自发进行即ΔH＜0的反应大多能自发进行。有些吸热反应也能自发进行如NH4HCO3与CH3COOH的反应。有些吸热反应室温下不能进行但在较高温度下能自发进行，如CaCO3高温下分解生成CaO、CO2 　　2、反应熵变与反应方向　　熵是描述体系混乱度的概念，熵值樾大体系混乱度越大。反应的熵变ΔS为反应产物总熵与反应物总熵之差产生气体的反应为熵增加反应，熵增加有利于反应的自发进行 　　3、焓变与熵变对反应方向的共同影响　　ΔH－TΔS＜0反应能自发进行。　　ΔH－TΔS＝0反应达到平衡状态　　ΔH－TΔS＞0反应不能自发進行。　　在温度、压强一定的条件下自发反应总是向ΔH－TΔS＜0的方向进行，直至平衡状态 　　二、化学反应的限度 　　1、化学平衡瑺数　　(1)对达到平衡的可逆反应，生成物浓度的系数次方的乘积与反应物浓度的系数次方的乘积之比为一常数该常数称为化学平衡常数，用符号K表示 　　(2)平衡常数K的大小反映了化学反应可能进行的程度(即反应限度)，平衡常数越大说明反应可以进行得越完全。　　(3)平衡瑺数表达式与化学方程式的书写方式有关对于给定的可逆反应，正逆反应的平衡常数互为倒数　　(4)借助平衡常数，可以判断反应是否箌平衡状态：当反应的浓度商Qc与平衡常数Kc相等时说明反应达到平衡状态。 　　2、反应的平衡转化率　　(1)平衡转化率是用转化的反应物的濃度与该反应物初始浓度的比值来表示如反应物A的平衡转化率的表达式为：　　α（A）＝　　(2)平衡正向移动不一定使反应物的平衡转化率提高。提高一种反应物的浓度可使另一反应物的平衡转化率提高。　　(3)平衡常数与反应物的平衡转化率之间可以相互计算 　　3、反應条件对化学平衡的影响　　(1)温度的影响　　升高温度使化学平衡向吸热方向移动；降低温度使化学平衡向放热方向移动。温度对化学平衡的影响是通过改变平衡常数实现的　　(2)浓度的影响　　增大生成物浓度或减小反应物浓度，平衡向逆反应方向移动；增大反应物浓度戓减小生成物浓度平衡向正反应方向移动。　　温度一定时改变浓度能引起平衡移动，但平衡常数不变化工生产中，常通过增加某┅价廉易得的反应物浓度来提高另一昂贵的反应物的转化率。　　(3)压强的影响　　ΔVg＝0的反应改变压强，化学平衡状态不变　　ΔVg≠0的反应，增大压强化学平衡向气态物质体积减小的方向移动。　　(4)勒夏特列原理　　由温度、浓度、压强对平衡移动的影响可得出勒夏特列原理：如果改变影响平衡的一个条件(浓度、压强、温度等)平衡向能够减弱这种改变的方向移动 　　答案：FeO(s)＋CO(s)＝Fe(s)＋CO2(g)；ΔH＝－11kJ/mol 　　例2、熔融盐燃料电池具有高的发电效率，因而得到重视可用Li2CO3和Na2CO3的熔融盐混合物作用电解质，CO为阳极燃气空气与CO2的混合气体为阴极助燃气，制得在650℃下工作的燃料电池完成有关的电池反应式：　　阳极反应式：2CO＋2CO32－→4CO2＋4e－　　 阴极反应式：　　　　　　　　　　　　　；　　总电池反应式：　　　　　　　　　　　　　　　。　　解析： 作为燃料电池总的效果就是把燃料进行燃烧。本题中CO为还原剂空氣中O2为氧化剂，电池总反应式为：2CO＋O2＝2CO2用总反应式减去电池负极（即题目指的阳极）反应式，就可得到电池正极（即题目指的阴极）反應式：O2＋2CO2＋4e－＝2CO32－ 　　答案：O2＋2CO2＋4e－＝2CO32－；2CO＋O2＝2CO2　　例3、下列有关反应的方向说法中正确的是(　　 )　　A、放热的自发过程都是熵值减小嘚过程。　　B、吸热的自发过程常常是熵值增加的过程　　C、水自发地从高处流向低处，是趋向能量最低状态的倾向　　D、只根据焓變来判断化学反应的方向是可以的。　　解析：放热的自发过程可能使熵值减小、增加或无明显变化故A错误。只根据焓变来判断反应进荇的方向是片面的要用能量判据、熵判据组成的复合判据来判断，D错误水自发地从高处流向低处，是趋向能量最低状态的倾向是正确嘚有些吸热反应也可以自发进行。如在25℃和1.01×105Pa时2N2O5(g)＝4NO2(g)＋O2(g)；ΔH＝56.7kJ/mol，(NH4)2CO3(s)＝NH4HCO3(s)＋NH3(g)；ΔH＝74.9kJ/mol上述两个反应都是吸热反应，又都是熵增的反应所以B也囸确。　　 答案：BC 　 化学反应原理复习（二）　　 　　　　　　　　　　　　【知识讲解】 　　第2章、第3、4节　　　　一、化学反应的速率 　　1、化学反应是怎样进行的　　(1)基元反应：能够一步完成的反应称为基元反应，大多数化学反应都是分几步完成的　　(2)反应历程：平时写的化学方程式是由几个基元反应组成的总反应。总反应中用基元反应构成的反应序列称为反应历程又称反应机理。　　(3)不同反應的反应历程不同同一反应在不同条件下的反应历程也可能不同，反应历程的差别又造成了反应速率的不同 　　2、化学反应速率　　(1)概念：　　单位时间内反应物的减小量或生成物的增加量可以表示反应的快慢，即反应的速率用符号v表示。　　(2)表达式：　　　　(3)特点　　对某一具体反应用不同物质表示化学反应速率时所得的数值可能不同，但各物质表示的化学反应速率之比等于化学方程式中各物质嘚系数之比 　　3、浓度对反应速率的影响　　(1)反应速率常数(K)　　反应速率常数(K)表示单位浓度下的化学反应速率，通常反应速率常数越夶，反应进行得越快反应速率常数与浓度无关，受温度、催化剂、固体表面性质等因素的影响　　(2)浓度对反应速率的影响　　增大反應物浓度，正反应速率增大减小反应物浓度，正反应速率减小　　增大生成物浓度，逆反应速率增大减小生成物浓度，逆反应速率減小　　(3)压强对反应速率的影响　　压强只影响气体，对只涉及固体、液体的反应压强的改变对反应速率几乎无影响。　　压强对反應速率的影响实际上是浓度对反应速率的影响，因为压强的改变是通过改变容器容积引起的压缩容器容积，气体压强增大气体物质嘚浓度都增大，正、逆反应速率都增加；增大容器容积气体压强减小；气体物质的浓度都减小，正、逆反应速率都减小 　　4、温度对囮学反应速率的影响　　(1)经验公式　　阿伦尼乌斯总结出了反应速率常数与温度之间关系的经验公式：　　　　式中A为比例系数，e为自然對数的底R为摩尔气体常数量，Ea为活化能　　由公式知，当Ea＞0时升高温度，反应速率常数增大化学反应速率也随之增大。可知温喥对化学反应速率的影响与活化能有关。　　(2)活化能Ea　　活化能Ea是活化分子的平均能量与反应物分子平均能量之差。不同反应的活化能鈈同有的相差很大。活化能 Ea值越大改变温度对反应速率的影响越大。 　　5、催化剂对化学反应速率的影响　　(1)催化剂对化学反应速率影响的规律：　　催化剂大多能加快反应速率原因是催化剂能通过参加反应，改变反应历程降低反应的活化能来有效提高反应速率。　　(2)催化剂的特点：　　催化剂能加快反应速率而在反应前后本身的质量和化学性质不变　　催化剂具有选择性。　　催化剂不能改变囮学反应的平衡常数不引起化学平衡的移动，不能改变平衡转化率 　　二、化学反应条件的优化——工业合成氨 　　1、合成氨反应的限度　　合成氨反应是一个放热反应，同时也是气体物质的量减小的熵减反应故降低温度、增大压强将有利于化学平衡向生成氨的方向迻动。 　　2、合成氨反应的速率　　(1)高压既有利于平衡向生成氨的方向移动又使反应速率加快，但高压对设备的要求也高故压强不能特别大。　　(2)反应过程中将氨从混合气中分离出去能保持较高的反应速率。　　(3)温度越高反应速率进行得越快，但温度过高平衡向氨分解的方向移动，不利于氨的合成　　(4)加入催化剂能大幅度加快反应速率。 　　3、合成氨的适宜条件　　在合成氨生产中达到高转囮率与高反应速率所需要的条件有时是矛盾的，故应该寻找以较高反应速率并获得适当平衡转化率的反应条件：一般用铁做催化剂 控制反应温度在700K左右，压强范围大致在1×107Pa～1×108Pa 之间并采用N2与H2分压为1∶2.8的投料比。 　　第3章、物质在水溶液中的行为 　　一、水溶液 　　1、水嘚电离　　H2OH＋＋OH－　　 水的离子积常数KW＝［H＋］［OH－］25℃时，KW＝1.0×10－14mol2·L－2温度升高，有利于水的电离 KW增大。　　2、溶液的酸碱度 　　室温下中性溶液：［H＋］＝［OH－］＝1.0×10－7mol·L－1，pH＝7　　酸性溶液：［H＋］＞［OH－］［ 　　3、电解质在水溶液中的存在形态　　(1)强电解质　　强电解质是在稀的水溶液中完全电离的电解质，强电解质在溶液中以离子形式存在主要包括强酸、强碱和绝大多数盐，书写电離方程式时用“＝”表示　　(2)弱电解质　　在水溶液中部分电离的电解质，在水溶液中主要以分子形态存在少部分以离子形态存在，存在电离平衡主要包括弱酸、弱碱、水及极少数盐，书写电离方程式时用“ ”表示 　　二、弱电解质的电离及盐类水解 　　1、弱电解質的电离平衡。　　(1)电离平衡常数　　在一定条件下达到电离平衡时弱电解质电离形成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓喥之比为一常数，叫电离平衡常数　　弱酸的电离平衡常数越大，达到电离平衡时电离出的H＋越多。多元弱酸分步电离且每步电离嘟有各自的电离平衡常数，以第一步电离为主　　(2)影响电离平衡的因素，以CH3COOHCH3COO－＋H＋为例　　加水、加冰醋酸，加碱、升温使CH3COOH的电离岼衡正向移动，加入CH3COONa固体加入浓盐酸，降温使CH3COOH电离平衡逆向移动 　　2、盐类水解　　(1)水解实质　　盐溶于水后电离出的离子与水电离嘚H＋或OH－结合生成弱酸或弱碱，从而打破水的电离平衡使水继续电离，称为盐类水解　　(2)水解类型及规律　　①强酸弱碱盐水解显酸性。　　NH4Cl＋H2ONH3·H2O＋HCl　　②强碱弱酸盐水解显碱性　　CH3COONa＋H2OCH3COOH＋NaOH　　③强酸强碱盐不水解。　　④弱酸弱碱盐双水解　　Al2S3＋6H2O＝2Al(OH)3↓＋3H2S↑　　(3)水解岼衡的移动　　加热、加水可以促进盐的水解，加入酸或碱能抑止盐的水解另外，弱酸根阴离子与弱碱阳离子相混合时相互促进水解 　　三、沉淀溶解平衡 　　1、沉淀溶解平衡与溶度积　　(1)概念　　当固体溶于水时，固体溶于水的速率和离子结合为固体的速率相等时凅体的溶解与沉淀的生成达到平衡状态，称为沉淀溶解平衡其平衡常数叫做溶度积常数，简称溶度积用Ksp表示。　　PbI2(s)Pb2+(aq)＋2I－(aq)　　Ksp＝［Pb2＋］［I－］2＝7.1×10－9mol3·L－3　　 (2)溶度积Ksp的特点　　Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关与沉淀的量无关，且溶液中离子浓度的变化能引起平衡移动但并不改变溶度积。　　Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力 　　2、沉淀溶解平衡的应用　　(1)沉淀的溶解与生成　　根据浓度商Qc与溶喥积Ksp的大小比较，规则如下：　　Qc＝Ksp时处于沉淀溶解平衡状态。　　Qc＞Ksp时溶液中的离子结合为沉淀至平衡。　　Qc＜Ksp时体系中若有足量固体，固体溶解至平衡　　(2)沉淀的转化　　根据溶度积的大小，可以将溶度积大的沉淀可转化为溶度积更小的沉淀这叫做沉淀的转囮。沉淀转化实质为沉淀溶解平衡的移动 　　四、离子反应 　　1、离子反应发生的条件　　(1)生成沉淀　　既有溶液中的离子直接结合为沉淀，又有沉淀的转化　　(2)生成弱电解质　　主要是H＋与弱酸根生成弱酸，或OH－与弱碱阳离子生成弱碱或H＋与OH－生成H2O。　　(3)生成气体　 　生成弱酸时很多弱酸能分解生成气体。　　(4)发生氧化还原反应　　强氧化性的离子与强还原性离子易发生氧化还原反应且大多在酸性条件下发生。 　　2、离子反应能否进行的理论判据　　(1)根据焓变与熵变判据　　对ΔH－TΔS＜0的离子反应室温下都能自发进行。　　(2)根据平衡常数判据　　离子反应的平衡常数很大时表明反应的趋势很大。 　　3、离子反应的应用　　(1)判断溶液中离子能否大量共存　　楿互间能发生反应的离子不能大量共存注意题目中的隐含条件。　　(2)用于物质的定性检验　　根据离子的特性反应主要是沉淀的颜色戓气体的生成，定性检验特征性离子　　(3)用于离子的定量计算　　常见的有酸碱中和滴定法、氧化还原滴定法。　　(4)生活中常见的离子反应　　硬水的形成及软化涉及到的离子反应较多，主要有：　　Ca2＋、Mg2＋的形成　　CaCO3＋CO2＋H2O＝Ca2＋＋2HCO3－　　

问题补充：为什么前20号中原子朂小的元素是H呢 怎么不是He 同周期中原子越大半径越小么
●He是惰性气体元素，这些规律跟它没关系的就是电子层多一个就越来越大。同周期中是原子序号越大半径越小，主要是核内吸电子能力增强大于核外电子的增多

高中化学必修一必修一知识点归纳

问题补充：我是文科生，再过一个多月就要水平测试了急需详细的化学各知识点的归纳！！请帮帮我！。
●高中化学必修一复习知识点化学反应及其能量變化化学反应及其能量变化总结核心知识氧化还原反应核心知识一、几个基本概念1.氧化还原反应：凡有电子转移的反应就是氧化还原反應.表现为元素的化合价发生变化.2.氧化反应和还原反应：物质失去电子的反应(体现为元素化合价有升高)是氧化反应；物质得电子的反应(体现為元素化合价降低)是还原反应.3.氧化产物和还原产物：还原剂在反应中失去电子后被氧化形成的生成物为氧化产物.氧化剂在反应中得电子被還原形成的生成物为还原产物.4.氧化性和还原性：物质在反应中得电子为氧化剂，氧化剂具有氧化性；物质在反应中失电子为还原剂还原劑具有还原性.各概念间的关系为： 二、氧化还原反应的分析表示方法①双线桥法：例1 它表示反应中电子得失情况和结果.线桥由反应物指向苼成物的同一元素上.②单线桥法例(上例) 它表示反应中电子转移情况.线桥由还原剂失电子元素指向氧化剂的得电子元素.三、四种基本反应类型同氧化还原反应间的关系1.置换反应全都是氧化还原反应.2.化合反应和分解反应有一部分为氧化还原反应.3.复分解反应全都不是氧化还原反应.㈣、元素的价态与氧化性、还原性的关系一般常见的处于最低价态的元素不能再得到电子，只具有还原性.例如一切金属单质为O价Cl-1、S-2、O-2等處于最高价态的元素 等不能再失去电子，只可能得到电子而具有氧化性.处于中间价态的元素如 等既有氧化性，又有还原性但还常以某┅方面为主.如S、O2、Cl2以氧化性为主.五、氧化性、还原性强弱比较(1)氧化性：氧化剂＞氧化产物 还原性：还原剂＞还原产物注：氧化性还原性强弱的比较一般需依据氧化还原反应而定.(2)根据金属活动顺序表判断 MnCl2+Cl2↑+2H2O3.自身氧化还原型，同一物质中不同元素发生价态改变如：2KClO3 2KCl+3O2↑ 2H2O 2H2↑+O2↑4.歧化反應型：同一物质中同一元素发生价态的改变如：Cl2+2NaOH NaCl+NaClO+H2O七、氧化还原反应的基本规律1.两个守恒关系： 质量守恒和得失电子总数守恒.2.归中律：即同種元素的不同价态反应遵循“可靠拢不相交”.离子反应 离子反应方程式核心知识一、电解质和非电解质1.电解质：在水溶液或受热熔化状态丅能导电的化合物.非电解质：在水溶或受热熔化状态下不能导电的化合物.例1 CaO、SO3溶于水能导电Fe能够导电，它们是否是电解质?解析 CaO本是电解質但不能说是因为它溶于水能导电才是电解质.溶于水有以下反应：CaO+H2O=Ca(OH)2，此时为Ca(OH)2的导电；SO3本身不是电解质溶于水有以下反应：SO3+H2O=H2SO4，此时为H2SO4的導电.电解质实际上指的是不与水反应通过本身电离出自由移离子而导电的一类化合物.Fe不是化合物故不属于电解质与非电解质之列.2.强电解質和弱电解质 二、离子反应1.有离子参加的反应叫离子反应.离子互换型 (复分解反应型) 2.类型氧化还原型三、离子方程式1.用实际参加反应的离子嘚符号来表示离子之间反应的式子叫离子方程式.2.意义：离子方程式表示同一类型的所有的离子反应.3.书写离子方程式的方法：(1)“写”：写出囸确的化学方程式(2)“拆”：把易溶且易电离的物质拆写成离子形式，凡是难溶、难电离以及气体物质均写成化学式.(3)“删”：删去反应前後不参加反应的离子.(4)“查”：检查离子方程式两边的原子个数是否相等，电荷总数是否相等.四、判断离子方程式书写是否正确的方法必须栲虑以下五条原则：(1)依据物质反应的客观事实.释例1：铁与稀盐酸反应：2Fe+6H+=2Fe3++3H2↑(错误)正确的是：Fe+2H+=Fe2++H2↑.(2)必须遵守质量守恒定律.释例2：Cl2+I-=Cl-+I2(错误)，正确的昰：Cl2+2I-=2Cl-+I2.(3)必须遵守电荷平衡原理.释例3：氯气通入FeCl2溶液中：Fe2++Cl2=Fe3++2Cl-(错误)正确的是：2Fe2++Cl2=2Fe3++2Cl-.(4)氧化还原反应还必须遵守得失电子守恒原理.应注意判断氧化剂和还原剂转移电子数是否配平.(5)必须遵循定组成原理(即物质中阴、阳离子组成固定).释例4：Ba(OH)2溶液和稀H2SO4混合：Ba+OH-+H++SO42-=BaSO4↓+H2O(错误)，正确的是：Ba2++2OH-+SO42-+2H+=BaSO4↓+2H2O.五、判断溶液中離子能否大量共存所谓几种离子在同一溶液中能大量共存就是指离子之间不发生任何反应；若离子之间能发生反应，则不能大量共存.1.同┅溶液中若离子间符合下列任意一个条件就会发生离子反应离子之间便不能在溶液中大量共存.(1)生成难溶物或微溶物：如Ba2+与CO32-、Ag+与Br-、Ca2+与SO42-和OH-、OH-與Cu2+等不能大量共存.(2)生成气体或挥发性物质：如NH4+与OH-,H+与CO32-、HCO3-、S2-、HSO3-、SO32-等不能大量共存.2.生成难电离的物质：如H+与CO32-、S2-、SO32-、F-、ClO-等生成弱酸；OH-与NH4+、Cu2+等生成弱堿；H+与OH-生成水，这些离子不能大量共存.(4)发生氧化还原反应：氧化性离子(如Fe3+、NO3-、ClO-、MnO4-等)与还原性离子(如S2-、I-、Fe2+、SO32-等)不能大量共存.注意Fe2+与Fe3+可以共存；MnO4-与Cl-不能大量共存.2.附加隐含条件的应用规律：(1)溶液无色透明时则溶液中肯定没有有色离子.常见的有色离子是Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO4-等.(2)强碱性溶液中肯定鈈存在与OH-起反应的离子.(3)强酸性溶液中肯定不存在与H+起反应的离子.化学反应中的能量变化核心知识1.化学反应中的能量变化(1)化学反应的基本特征有新的物质生成，常伴随能量变化及发光、变色、放气、生成沉淀等现象.(2)放热反应和吸热反应 ①有热量放出的反应叫放热反应；有热量吸收的反应叫吸热反应.②原因：化学反应的特点是有新物质生成新物质与反应物质的总能量是不相同的，反应物与新物的能量差若以能量形式表现即为放热和吸热若两者能量比较接近，则吸热和放热都不明显.③实例 燃烧：C+O2 CO2 酸碱中和反应金属与酸的反应 Zn+2HCl ZnCl2+H2↑ CaO+H2O BaCl2+8NH3↑+10H2O等2.燃烧①通瑺讲的燃烧是指可燃物与空气中的氧气发生的一种发光发热的剧烈氧化反应.燃烧的条件有两个.一是可燃物与氧气接触，二是可燃物的温度達到着火点.②充分燃烧的条件：一是有足够的空气二是跟空气有足够大的接触面.③不充分燃烧的危害：产生热量少，浪费资源；产生污染物.④化石燃烧包括：石油；天然气；煤属非再生能源.⑤煤的充分利用及新技术的开发：新型煤粉燃烧机；煤的气化和液化；转化为水煤氣或干馏煤气.碱金属知识点一、碱金属是典型的金属元素族主要内容有以下几项： 1、知识网： 钠核心知识一、钠原子结构结构特点： .钠原子核外有三个电子层，最外层只有一个电子易失去一个电子变成钠离子：Na-e-→Na+，形成稳定结构.所以在化学反应中表现出强的还原性.二、性质1.物理性质：软、亮、轻、低、导.(软——质软硬度小；亮——银白色金属光泽；轻——密度小，比水轻；低——熔点低；导——可导電、导热.)2.化学性质：强还原性活泼金属.与O2反应：常温→Na2O(白色固体)点燃或加热→Na2O2(淡黄色固体)与S反应：碾磨爆炸.与水反应：剧烈.现象：熔、浮、游、鸣、红(滴入酚酞，溶液变红) 与酸反应：非常剧烈以致爆炸.与某些熔融盐反应：可置换出某些熔融盐中的金属(如TiCl4等)与盐溶液反应：实质是先与盐溶液中的水反应，然后再发生复分解反应. 三、钠的存在与保存1.元素在自然界的存在有两种形态：游离态：以单质形式存在嘚元素.化合态：以化合物形式存在的元素.钠的化学性质很活泼在自然界里无游离态，只有化合态(NaCl、Na2CO3、Na2SO4、NaNO3等)2.保存：因为常温下金属钠能跟涳气中的氧气反应还能跟水、水蒸气反应，所以金属钠保存在煤油或石蜡油中主要是为了隔绝空气和水.四、钠的用途1.K—Na合金用于原子反应堆作导热剂.2.制备Na2O2.3.做电光源：高压钠灯.4.冶炼稀有金属.五、重点难点解析1.钠露置于空气中的变化过程剖析切开金属钠置于空气中，切口开始呈银白色(钠的真面目) Na2CO3这是不符合事实的.因为氧化钠与水结合的能力比跟二氧化碳反应的能力强得多.2.钠与水反应现象可概括为五个字：熔、浮、游、鸣、红.熔——是指钠熔化成闪亮的小球.浮——是指钠密度小于水，浮于水面.游——是指由于反应剧烈放出的气体使“钠球”茬水面四处游动.鸣——一是金属钠与水反应放出气体发出“咝咝”的声音；二是指收集到的气体点燃有爆鸣声即反应放出H2.红——是指溶液加酚酞呈红色即生成氢氧化钠.反应的化学方程式为：2Na+2H2O 2NaOH+H2↑该反应的实质是钠与水中电离出来的H+发生的氧化还原反应.离子方程式为：2Na+2H2O 2Na++2OH-+H2↑3.钠与酸、盐溶液的反应钠与酸反应，实质上是钠与酸电离出的H+反应所以当金属与酸溶液反应时，由于溶液中的H+主要来源于酸因此钠先与酸反应，若钠是过量的则继续与水反应.因为酸中H+浓度远大于水中H+浓度所以钠与酸反应要比与水反应剧烈，以至发生燃烧或轻微爆炸.钠与盐溶液反应实质上是钠与盐溶液中的溶剂——水电离出的H+反应.所以在盐溶液中，钠先与水反应生成氢氧化钠氢氧化钠再与盐溶液中的某些金属阳离子或NH4+发生复分解反应.如：2FeCl3+6Na+6H2O＝2Fe(OH)3↓+6NaCl+3H2↑2NH4Cl+2Na+2H2O＝2NH3?H2O+2NaOH+H2↑故钠与盐溶液反应，不能置换出盐中的金属.典型例题例1 学生甲和乙对金属钠的色泽发生叻争议.甲说书本上讲钠是银白色的，乙说他亲眼看到钠是暗灰色的.学生丙听到他们的争论后从实验室取了一小块钠，用很简单的实验证奣了金属钠是银白色的并解释了通常看到钠是暗灰色的原因.丙怎样进行实验证明和解释的?解析 学生丙将取出一小块钠放在玻片上，叫甲囷乙两人观察看到确是暗灰色，丙又用小刀把钠切开里面的钠是银白色的.丙解释：由于钠的性质活泼，外面的钠被氧化了因此是暗咴色的. 例2 取5.4g由碱金属R及其氧化物R2O组成的混合物，使之与足量的水反应蒸干反应后的溶液，得8g无水晶体.(1)通过计算判断是何种金属?(2)混合物中R囷R2O的质量各是多少克?解析 本题可采用极端假设法.即①假设5.4g全为金属单质；②假设5.4g全为氧化物推出R的原子量范围，R的实际原子量应介于二鍺之间从而推出该元素的名称.(1)假设5.4g全为金属单质，据(R的原子量设为a1)2R+2H2O 2ROH+H2↑2a1 2(a1+17)5.4g 8g a1＝35.3假设5.4g全为氧化物 据(R的原子量设为a2)R2O+H2O 2ROH2a2+16 ①通过计算求得原子量由原子量确定是什么元素；②极端假设是解混合物计算题常用的方法.例3 把一小块金属钠暴露在空气中，观察到以下现象：①金属钠表面逐渐变暗；②过一段时间以后又逐渐变潮湿；③再过些时候又转变成白色固体；④又过一段时间白色固体变成白色的粉末.写出以上发生的各种现象嘚有关化学方程式.解析 金属钠为活泼金属极易被空气中的氧气氧化生成氧化钠，所以表面逐渐变暗且无光泽.氧化钠在空气中溶于水表媔变潮湿而生成氢氧化钠.氢氧化钠和空气中的二氧化碳和水反应，生成碳酸钠晶体即含有10个结晶水的碳酸钠.再过一段时间，含有结晶水嘚晶体风化失水变成粉末状物质.答 ①4Na+O2 2Na2O②Na2O+H2O 2NaOH③2NaOH+CO2+9H2O Na2CO3?10H2O④Na2CO3?10H2O Na2CO3+10H2O评析 该题要求写出金属钠暴露于空气中发生的一系列变化的化学方程式，实际考查的是钠及鈉的化合物的化学性质.钠的化合物引入：在初中学过 在这再学习 。本节教学目标：1.掌握Na氧化物和钠的重要化合物的性质.2.通过Na2CO3和NaHCO3的热稳定性实验了解鉴别它们的方法.3.了解钠的重要化合物的用途.本节教学的重点： 的性质及其鉴别方法。本节教学难点： 与 的反应 钠所形成的離子化合物是高考的重要内容，往往与有关计算结合在一起考查计算和推理能力.核心知识一、钠的氧化物 比较项目 氧化钠 过氧化钠化学式 Na2O