高一化学必修一专题一 化学家眼中的物质世界复习提纲

专题1 化学家眼中的物质世界一、物质的分类：可依据物质的组成、状态、性能等对物质进行分类：（1）按组成分类：（2）按化学性质分类：酸性氧化物：能与碱反应生成盐和水，如SO2，CO2碱性氧化物：能与碱反应生成盐和水，如CaO、Na2O两性氧化物：既可与酸反应又可与碱反应生成盐和水，如Al2O3二、物质的转化：1、四种基本反应类型：化合反应，分解反应，置换反应，复分解反应复分解反应反应发生的条件：至少具体下列条件之一：1）生成沉淀（包括微溶物）；2）生成挥发性物质（气体）；3）生成难电离物质（如水）。

中和反应：酸与碱作用生成盐和水的反应，是复分解反应的一种，不属于一种基本反应类型。

注意：四种基本反应类型并不能包括所有的化学反应，如下列反应不属于四种基本反应的任何一种。

2、无机化学反应一般规律（1）金属+非金属→无氧酸盐Mg+Cl2MgCl2（2）碱性氧化物+酸性氧化物→含氧酸盐CaO+CO2=CaCO3（3）酸+碱→盐+水2HCl+Ba（OH）2＝BaCl2+H2O（4）盐+盐→两种新盐AgNO3+NaCl＝AgCl↓+NaNO3一般参加反应的两种盐可溶，反应向生成更难溶物质的方向进行。

（5）金属+氧气→碱性氧化物2Cu+O22CuO（6）碱性氧化物+水→碱CaO+ H2O=Ca(OH)2一般生成的是可溶性的强碱，如CuO、Fe2O3等不能与H2O反应生成相应的氢氧化物（碱）。

（7）碱+盐→新碱+新盐Ca(OH)2+Na2CO3=CaCO3↓+2NaOH（8）非金属+氧气→酸性氧化物S+ O2SO2（9）酸性氧化物+水→对应含氧酸SO3+ H2O=H2SO4（10）酸+盐→新酸+新盐CaCO3+2HCl＝CaCl2+ H2O+CO2↑一般要符合强酸制弱酸或高沸点酸制低沸点酸（难挥发性酸制易挥发性酸）。

（11）盐+金属→新盐+新金属Zn+CuSO4=ZnSO4+Cu符合盐是可溶性的、金属的活泼性强于新金属、金属活泼性不能太强(K、Na、Ca等与盐溶液接触立即与水反应置换出氢)等条件。

（12）金属+酸→盐+氢气Zn+ H2SO4= ZnSO4+H2↑金属与酸反应置换出氢的规律应注意：一是金属在活动性顺序表中应排在氢以前，二是酸不能是氧化性酸（浓硫酸、浓、稀硝酸等）（13）碱性氧化物+酸→盐+水CuO+2HCl＝CuCl2+ H2O （14）酸性氧化物+碱→盐+水CO2+Ca（OH）2= CaCO3↓+ H2O （15）同（7）（16）同（10）3、氧化还原反应：与四种基本反应类型的关系：（1）氧化还原反应定义：有电子发生转移的化学反应。

实质：电子发生转移物质所含元素化合价升高的反应是氧化反应；物质所含元素化合价降低的反应是还原反应。

判断依据：元素化合价发生变化氧化还原反应中概念及其相互关系如下：还原剂（有还原性）——失去电子——化合价升高——被氧化（发生氧化反应）——氧化产物。

氧化剂（有氧化性）——得到电子——化合价降低——被还原（发生还原反应）——还原产物。

口诀：升．（化合价升高）失．（失电子）氧．（被氧化，发生氧化反应）还．（做还原剂，本身具有还原性），降．（化合价降低）得．（得电子）还．（被还原，发生还原反应）氧．（做氧化剂，本身具有氧化性）。

氧化还原反应中电子转移的表示方法：双线桥法表示电子转移的方向和数目注意：a.“e-”表示电子。

b.双线桥法表示时箭头从反应物指向生成物，箭头起止为同一种元素，应标出“得”与“失”及得失电子的总数。

c．失去电子的反应物是还原剂，得到电子的反应物是氧化剂d．失去电子的物质被氧化，被氧化得到的产物是氧化产物，具有氧化性。

e．得到电子的物质被还原，被还原得到的产物是还原产物，具有还原性。

（2）氧化性、还原性强弱的判断氧化性反映的是得电子能力的强弱；还原性反映的是失电子能力的强弱。

１）通过氧化还原反应比较：氧化剂+ 还原剂→ 氧化产物＋还原产物氧化性：氧化剂> 氧化产物还原性：还原剂> 还原产物2）从元素化合价考虑：最高价态——只有氧化性，如Fe3+、H2SO4、KMnO4 等；中间价态——既具有氧化性又有还原性，如Fe2+、S、Cl2 等；最低价态——只有还原性，如金属单质、Cl-、S2-等。

3）根据其活泼性判断：①根据金属活泼性：②根据非金属活泼性:4）根据元素周期律进行比较：一般地,氧化性:上>下,右>左;还原性:下>上,左>右.5）根据反应条件进行判断：不同氧化剂氧化同一还原剂，所需反应条件越低，表明氧化剂的氧化剂越强；不同还原剂还原同一氧化剂，所需反应条件越低，表明还原剂的还原性越强。

如：2KMnO4 + 16HCl (浓) = 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2↑ + 8H2OMnO2 + 4HCl(浓) =△= MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O前者常温下反应，后者微热条件下反应，故物质氧化性：KMnO4 > MnO25) 通过与同一物质反应的产物比较：如：2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3，Fe + S = FeS 可得氧化性Cl2 > S 4、离子反应有离子参加的化学反应称为离子反应。

（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电解质：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。

离子方程式书写方法：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；把难溶性物质、易挥发物质、弱电解质、单质、气体、氧化物等用化学式表示。

删：将不参加反应的离子从方程式两端删去查：查方程式两端原子个数和电荷数是否相等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应产物是否正确二、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、气体符号、等号等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）离子方程式的书写注意事项：✧微溶物作为反应物时，若是澄清溶液，用离子符号表示；若是悬浊液，写化学式。

微溶物做生成物时，一般写化学式（标↓）。

✧氨水作为反应物，写NH3.H2O；作为生成物，若有加热条件或浓度很大，可写NH3（标↑）+H2O，否则一般写NH3.H2O。

✧固体与固体的反应不能写离子方程式；浓硫酸、浓磷酸与固体的反应不能写离子方程式。

✧主要化学计量数的化简和离子的删除。

（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应；若离子之间能发生反应，则不能大量共存。

1）溶液的颜色如无色溶液应排除有色离子：Fe2+、Fe3+、Cu2+、MnO4+2）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3）结合生成气体或易挥发性物质的离子不能大量共存：如H+和CO32-,HCO3-,SO32-，OH-和NH4+等4）结合生成难电离物质（水）的离子不能大量共存：如H+和OH-，OH-和,HCO3-等。

5）发生氧化还原反应：如Fe3+与S2-、I-，Fe2+与NO3-（H+）等6）发生络合反应：如Fe3+与SCN- 三、物质的量1、基本概念：（1）物质的量是一个物理量，符号为n，单位为摩尔(mol) （2） 1 mol 粒子的数目是0.012 kg C-12 中所含的碳原子数目，约为 6.02×1023个。

1 mol 粒子的数目又叫阿伏加德罗常数，符号为NA，单位mol 。

（3）使用摩尔表示物质的量时时，必须用化学式指明粒子的种类，可以是分子、原子、离子、电子等，不能用于描述宏观物质。

（4）数学表达式:2、摩尔质量（1）定义：1mol 任何物质的质量（即单位物质的量的物质所具有的质量），称为该物质的摩尔质量。

符号：M 表示，常用单位为g·mol－1。

在数值上等于该物质的相对原子质量或相对分子质量.（2）物质的量、物质的质量和物质的摩尔质量之间存在如下关系：n＝Mm3、物质的聚集状态（1）不同聚集状态物质的结构与性质：（2）影响物质体积的因素：微粒的数目、微粒的大小和微粒间的距离。

1） 固、液体影响体积因素主要为微粒的数目和微粒的大小（即种类）；2）气体主要是微粒的数目和微粒间的距离。

而气体中微粒间的距离与温度和压强有关。

在温度和压强一定时，任何气态微粒间的距离近似相等，因此含有相同微粒数的气体具有大致相同的体积。

4、气体摩尔体积定义：单位物质的量的气体（单一气体或混合气体）所占的体积。

符号：Vm 。

表达式：Vm= V/n ，单位：L·mol -1在标准状况(0℃,101KPa)下，1 mol 任何气体的摩尔体积都约是 22.4 L ，即标准状况下，气体摩尔体积为 22.4L/mol 。

与气体摩尔体积有关的计算：M = m/n=Vm ×ρm = M × n=（V ×M ）/Vmn =m/M=V/Vm补充：阿伏加德罗定律（1）内容：在同温同压下，相同体积的任何气体都含有相同数目的分子。

适用范围：适用于相同条件下任何气体不同表述：①若T 、P 、V 相同，则N(或n)相同；②若T 、P 、n 相同，则V 相同。

（2）推论：①T 、p 相同 21N N ＝21V V ＝21n n ②5、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 的物质的浓度。

2）单位：mol/L 3）物质的量浓度 ＝ 溶质的物质的量/溶液的体积: C B = n B /V 液 注意点：①溶液物质的量浓度与其溶液的体积没有任何关系②溶液稀释：C(浓溶液)•V(浓溶液) =C(稀溶液)•V(稀溶液)（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,就得欲配制得溶液. 2）主要操作：①检验是否漏水.②配制溶液步骤：○1 计算.○2 称量（或量取）.○3 溶解.○4 转移.○5 洗涤.○6 定容.○7 摇匀.○8 贮存溶液.（1）计算：计算配制的溶液所需溶质的质量（固体溶质）或体积（液体溶质、浓溶液）；（2）称量（或量取）：用天平称量固体溶质（或用量筒量取液体体积）；（3）溶解：把称量好的溶质放入烧杯中，加适量蒸馏水溶解，搅拌；（4）转移：待溶液静置到室温，倒入容量瓶中（配多少毫升的溶液选用多少毫升容量瓶）；（5）洗涤：洗涤烧杯2～3次，把每次洗涤的洗涤液一并倒入容量瓶中（洗液及原配液不能超过所配制溶液的体积）；（6）定容：往容量瓶中加水直至液面接近刻度线1～2cm处，改用胶头滴管加水到瓶颈刻度地方，使溶液的凹液面正好和刻度相平。