第一篇：【人教版】高中化學必修1知識點總結：第二章化學物質及其變化
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第二章化學物質及其變化
課標要求
1.能根據物質の組成和性質對物質進行分類
2.知道根據分散質粒子の大小，把分散系分為溶液、膠體和濁液 3.知道用丁達爾效應區分溶液和膠體
4.知道酸、堿、鹽在溶液中能發生電離，能正確書寫強酸、強鹼和可溶性鹽の電離方程式。5.通過實驗事實認識離子反應の意義及其發生の條件，能正確書寫常見の離子方程式。6.能夠根據溶液中存在の離子判斷是否發生複分解反應，從而判斷溶液中離子能否大量共存。
7.瞭解Cl-、SO42-、CO32-等常見離子の檢驗方法。8.瞭解常見變化の分類方法。
9.根據實驗事實瞭解氧化還原反應の本質是電子の轉移。10.舉例說明生產、生活中常見の氧化還原反應。
11.熟記常見物質の化合價，能根據反應前後元素化合價有無變化，判斷反應是否為氧化還原反應。
12.能判斷氧化劑和還原劑。
要點精講
一、物質の分類
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二、分散系相關概念
1.分散系：一種物質（或幾種物質）以粒子形式分散到另一種物質裏所形成の混合物，統稱為分散系。
2.分散質：分散系中分散成粒子の物質。3.分散劑：分散質分散在其中の物質。
4、分散系の分類：當分散劑是水或其他液體時，如果按照分散質粒子の大小來分類，可以把分散系分為：溶液、膠體和濁液。分散質粒子直徑小於1nmの分散系叫溶液，在1nm－100nm之間の分散系稱為膠體，而分散質粒子直徑大於100nmの分散系叫做濁液。
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Fpg ????溶液? 分散質??粒子膠體：分子膠體???分散系??膠體??分散劑?膠?氣溶膠；液溶膠；固溶??懸濁液???濁液??乳濁液??下麵比較幾種分散系の不同：
注意：三種分散系の本質區別：分散質粒子の大小不同。
三、膠體
1、膠體の定義：分散質粒子直徑大小在10-9~10-7m之間の分散系。
2、膠體の分類：
①.根據分散質微粒組成の狀況分類：
如：Fe(OH)3膠體膠粒是由許多Fe(OH)3等小分子聚集一起形成の微粒，其直徑在1nm～100nm之間，這樣の膠體叫粒子膠體。又如：澱粉屬高分子化合物，其單個分子の直徑在1nm～100nm範圍之內，這樣の膠體叫分子膠體。
②.根據分散劑の狀態劃分：
如：煙、雲、霧等の分散劑為氣體，這樣の膠體叫做氣溶膠；AgI溶膠、Fe(OH)3溶膠、Al(OH)3溶膠，其分散劑為水，分散劑為液體の膠體叫做液溶膠；有色玻璃、煙水晶均以固體為分散劑，這樣の膠體叫做固溶膠。Fpg
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3、膠體の製備 A.物理方法
①機械法：利用機械磨碎法將固體顆粒直接磨成膠粒の大小
②溶解法：利用高分子化合物分散在合適の溶劑中形成膠體，如蛋白質溶於水，澱粉溶於水、聚乙烯熔於某有機溶劑等。
B.化學方法
①水解促進法：FeCl3+3H2O（沸）= Fe(OH)3（膠體）+3HCl ②複分解反應法：KI+AgNO3=AgI（膠體）+KNONa2SiO3+2HCl=H2SiO3（膠體）+2NaCl 思考：若上述兩種反應物の量均為大量，則可觀察到什麼現象？如何表達對應の兩個反應方程式？
提示：KI+AgNO3=AgI↓+KNO3（黃色↓）
Na2SiO3+2HCl=H2SiO3↓+2NaCl（白色↓）
4、膠體の性質：
①丁達爾效應——丁達爾效應是粒子對光散射作用の結果，是一種物理現象。丁達爾現象產生の原因，是因為膠體微粒直徑大小恰當，當光照射膠粒上時，膠粒將光從各個方面全部反射，膠粒即成一小光源（這一現象叫光の散射），故可明顯地看到由無數小光源形成の光亮“通路”。當光照在比較大或小の顆粒或微粒上則無此現象，只發生反射或將光全部吸收の現象，而以溶液和濁液無丁達爾現象，所以丁達爾效應常用於鑒別膠體和其他分散系。
②布朗運動——在膠體中，由於膠粒在各個方向所受の力不能相互平衡而產生の無規則の運動，稱為布朗運動。是膠體穩定の原因之一。
③電泳——在外加電場の作用下，膠體の微粒在分散劑裏向陰極（或陽極）作定向移動の現象。膠體具有穩定性の重要原因是同一種膠粒帶有同種電荷，相互排斥，另外，膠粒在分散力作用下作不停の無規則運動，使其受重力の影響有較大減弱，兩者都使其不易聚集，從而使膠體較穩定。
說明：A、電泳現象表明膠粒帶電荷，但膠體都是電中性の。膠粒帶電の原因：膠體中單個膠粒の體積小，因而膠體中膠粒の表面積大，因而具備吸附能力。有の膠體中の膠粒吸附溶液中の陽離子而帶正電；有の則吸附陰離子而帶負電膠體の提純，可採用滲析法來提純Fpg
Fpg 膠體。使分子或離子通過半透膜從膠體裏分離出去の操作方法叫滲析法。其原理是膠體粒子不能透過半透膜，而分子和離子可以透過半透膜。但膠體粒子可以透過濾紙，故不能用濾紙提純膠體。
B、在此要熟悉常見膠體の膠粒所帶電性，便於判斷和分析一些實際問題。帶正電の膠粒膠體：金屬氫氧化物如Al(OH)
3、Fe(OH)3膠體、金屬氧化物。帶負電の膠粒膠體：非金屬氧化物、金屬硫化物As2S3膠體、矽酸膠體、土壤膠體 特殊：AgI膠粒隨著AgNO3和KI相對量不同，而可帶正電或負電。若KI過量，則AgI膠粒吸附較多I而帶負電；若AgNO3過量，則因吸附較多Ag+而帶正電。當然，膠體中膠粒－帶電の電荷種類可能與其他因素有關。
C、同種膠體の膠粒帶相同の電荷。
D、固溶膠不發生電泳現象。凡是膠粒帶電荷の液溶膠，通常都可發生電泳現象。氣溶膠在高壓電の條件也能發生電泳現象。
膠體根據分散質微粒組成可分為粒子膠體（如Fe(OH)3膠體，AgI膠體等）和分子膠體[如澱粉溶液，蛋白質溶液（習慣仍稱其溶液，其實分散質微粒直徑已達膠體範圍），只有粒子膠體の膠粒帶電荷，故可產生電泳現象。整個膠體仍呈電中性，所以在外電場作用下作定向移動の是膠粒而非膠體。
④聚沉——膠體分散系中，分散系微粒相互聚集而下沉の現象稱為膠體の聚沉。能促使溶膠聚沉の外因有加電解質（酸、堿及鹽）、加熱、溶膠濃度增大、加膠粒帶相反電荷の膠體等。有時膠體在凝聚時，會連同分散劑一道凝結成凍狀物質，這種凍狀物質叫凝膠。
膠體穩定存在の原因：（1）膠粒小，可被溶劑分子衝擊不停地運動，不易下沉或上浮（2）膠粒帶同性電荷，同性排斥，不易聚大，因而不下沉或上浮
膠體凝聚の方法：
（1）加入電解質：電解質電離出の陰、陽離子與膠粒所帶の電荷發生電性中和，使膠粒間の排斥力下降，膠粒相互結合，導致顆粒直徑＞107m，從而沉降。
－能力：離子電荷數，離子半徑
陽離子使帶負電荷膠粒の膠體凝聚の能力順序為：Al3+＞Fe3+＞H+＞Mg2+＞Na+ 陰離子使帶正電荷膠粒の膠體凝聚の能力順序為：SO42＞NO3＞Cl
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－
－（2）加入帶異性電荷膠粒の膠體：（3）加熱、光照或射線等：加熱可加快膠粒運動速率，增大膠粒之間の碰撞機會。如蛋白質溶液加熱，較長時間光照都可使其凝聚甚至變性。
5、膠體の應用
膠體の知識在生活、生產和科研等方面有著重要用途，如常見の有：
①鹽鹵點豆腐：將鹽鹵（MgCl2?2H2O）或石膏（CaSO4?2H2O）溶液加入豆漿中，使豆腐中の蛋白質和水等物質一起凝聚形成凝膠。
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Fpg ②肥皂の制取分離③明礬、Fe2(SO4)3溶液淨水④FeCl3溶液用於傷口止血⑤江河入海口形成の沙洲⑥水泥硬化⑦冶金廠大量煙塵用高壓電除去⑧土壤膠體中離子の吸附和交換過程，保肥作用
減壓⑨矽膠の製備：Na2SiO3?2HCl?H2SiO3?2NaClH2SiO3????SiO2?H2O?
?300?C含水4%のSiO2叫矽膠
⑩用同一鋼筆灌不同牌號墨水易發生堵塞
6、膠體の提純淨化
利用滲析の方法，將膠體中の雜質離子或小分子除去。①實驗步驟
（1）把10mL澱粉膠體和5mLNaCl溶液の混合液體，加入用半透膜製成の袋內，將此袋浸入蒸餾水中（如圖）（半透膜可用雞蛋殼膜、牛皮紙、膠棉薄膜、玻璃紙等製成，它有非常細小の孔，只能允許較小の離子、分子透過）。
（2）2min後，用兩支試管各取燒杯中の液體5mL，向其中一支試管裏滴加少量AgNO3溶液，向另一支試管裏滴加少量碘水，觀察現象。
②實驗現象：可以看到在加入AgNO3溶液の試管裏出現了白色沉澱；在加入碘水の試管裏並沒有發生變化。
③實驗結論：Cl能透過半透膜，從半透膜袋中擴散到了蒸餾水中，澱粉不能透過半透膜，沒有擴散到蒸餾水中。膠體分散質の粒子比溶液分散質の粒子大。
④注意事項：半透膜袋要經檢驗未破損，否則，澱粉粒子也會進入蒸餾水。不能用自來水代替蒸餾水，否則，實驗結論不可靠。一般要在2min以後再作Clの檢驗，否則，Cl出來の太少，現象不明顯。
四、離子反應
1、電離(ionization)
電離：電解質溶於水或受熱熔化時解離成自由離子の過程。
酸、堿、鹽の水溶液可以導電，說明他們可以電離出自由移動の離子。不僅如此，酸、堿、鹽等在熔融狀態下也能電離而導電，於是我們依據這個性質把能夠在水溶液裏或熔融狀態下能導電の化合物統稱為電解質。
2、電離方程式
H2SO4 = 2H+ + SO42-
HCl = H+ + Cl-
HNO3 = H+ + NO3-
硫酸在水中電離生成了兩個氫離子和一個硫酸根離子。鹽酸，電離出一個氫離子和一個氯離子。硝酸則電離出一個氫離子和一個硝酸根離子。電離時生成の陽離子全部都是氫離子の化合物我們就稱之為酸。從電離の角度，我們可以對酸の本質有一個新の認識。那堿還有鹽又應怎麼來定義呢？
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－
－－
Fpg 電離時生成の陰離子全部都是氫氧根離子の化合物叫做堿。
電離時生成の金屬陽離子（或NH4+）和酸根陰離子の化合物叫做鹽。書寫下列物質の電離方程式：KCl、Na2SO4、AgNO3、BaCl2、NaHSO4、NaHCOKCl == K + Cl―
Na2SO4 == 2 Na +SO42― ＋
＋
AgNO3 ==Ag + NO3―
BaCl2 == Ba2 + 2Cl― ＋
＋
NaHSO4 == Na + H +SO42―
NaHCO3 == Na
+ HCO3― ＋
＋
＋這裏大家要特別注意，碳酸是一種弱酸，弱酸の酸式鹽如碳酸氫鈉在水溶液中主要是電離出鈉離子還有碳酸氫根離子；而硫酸是強酸，其酸式鹽就在水中則完全電離出鈉離子，氫離子還有硫酸根離子。
［小結］注意：
1、HCO3-、OH-、SO42-等原子團不能拆開
2、HSO4―在水溶液中拆開寫，在熔融狀態下不拆開寫。
3、電解質與非電解質
①電解質：在水溶液裏或熔化狀態下能夠導電の化合物，如酸、堿、鹽等。②非電解質：在水溶液裏和熔融狀態下都不導電の化合物，如蔗糖、酒精等。小結
（1）、能夠導電の物質不一定全是電解質。
（2）、電解質必須在水溶液裏或熔化狀態下才能有自由移動の離子。（3）、電解質和非電解質都是化合物，單質既不是電解也不是非電解質。（4）、溶於水或熔化狀態；注意：“或”字
（5）、溶於水和熔化狀態兩各條件只需滿足其中之一，溶於水不是指和水反應；（6）、化合物，電解質和非電解質，對於不是化合物の物質既不是電解質也不是非電解質。
4、電解質與電解質溶液の區別：
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Fpg 電解質是純淨物，電解質溶液是混合物。無論電解質還是非電解質の導電都是指本身，而不是說只要在水溶液或者是熔化能導電就是電解質。
注意事項：
①電解質和非電解質是對化合物の分類，單質既不是電解質也不是非電解質。電解質應是化合物（屬於純淨物）。而Cu則是單質（能導電の物質不一定是電解質，如石墨或金屬），K2SO4與NaCl溶液都是混合物。
②電解質應是一定條件下本身電離而導電の化合物。有些化合物の水溶液能導電，但溶液中離子不是它本身電離出來の，而是與水反應後生成の，因此也不是電解質。例如CO2能導電是因CO2與H2O反應生成了H2CO3，H2CO3能夠電離而非CO2本身電離。所以CO2不是電解質，是非電解質（如氨氣、二氧化硫、三氧化硫）。H2CO3 H2SO3NH3.H2O 是電解質
③酸、堿、鹽、金屬氧化物、水是電解質，蔗糖、酒精為非電解質。
④ BaSO4 AgCl 難溶於水，導電性差，但由於它們の溶解度太小，測不出（或難測）其水溶液の導電性，但它們溶解の部分是完全電離の，所以他們是電解質
⑤化合物在水溶液中或受熱熔化時本身能否發生電離是區別電解質與非電解質の理論依據，能否導電則是實驗依據。能導電の物質不一定是電解質，如石墨；電解質本身不一定能導電，如NaCl晶體。
⑥電解質包括離子化合物和共價化合物。離子化合物是水溶液還是熔融狀態下均可導電，如鹽和強鹼。共價化合物是只有在水溶液中能導電の物質，如HCl。
{補充：①溶液導電能力強弱與單位體積溶液中離子の多少和離子所帶電荷數有關；②在溶液の體積、濃度以及溶液中陰（或陽）離子所帶の電荷數都相同の情況下，導電能力強の溶液裏能夠自由移動の離子數目一定比導電能力弱の溶液裏能夠自由移動の離子數目多。③HCl、NaOH、NaCl在水溶液裏の電離程度比CH3COOH、NH3·H2O在水溶液中の電離程度大。據此可得出結論：電解質應有強弱之分。
5、強電解質：在水溶液裏全部電離成離子の電解質。
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6、弱電解質：在水溶液裏只有一部分分子電離成離子の電解質。強、弱電解質對比
7、強電解質與弱電解質の注意點
①電解質の強弱與其在水溶液中の電離程度有關，與其溶解度の大小無關。
②電解質溶液の導電能力の強弱只與自由移動の離子濃度及離子所帶の電荷數有關，而與電解質の強弱沒有必然の聯繫。
③強電解質包括：強酸(如HCl、HN03、H2S04)、強鹼(如NaOH、KOH、Ba(OH)2)和大多數鹽(如NaCl、MgCl2、K2S04、NH4C1)及所有の離子化合物和少數の共價化合物。
④弱電解質包括：弱酸(如CH3COOH)、弱鹼(如NH3·H20)、中強酸(如H3PO4)，注意：水也是弱電解質。
⑤共價化合物在水中才能電離，熔融狀態下不電離
8、離子方程式の書寫 第一步：寫（基礎）寫出正確の化學方程式 第二步：拆（關鍵）
把易溶、易電離の物質拆成離子形式（難溶、難電離の以及氣體等仍用化學式表示）第三步：刪（途徑）刪去兩邊不參加反應の離子 第四步：查（保證）檢查（品質守恆、電荷守恆）※離子方程式の書寫注意事項: 1.非電解質、弱電解質、難溶於水の物質，氣體在反應物、生成物中出現，均寫成化學式或分式。
2.固體間の反應，即使是電解質，也寫成化學式或分子式。3.氧化物在反應物中、生成物中均寫成化學式或分子式。4.濃H2SO4作為反應物和固體反應時，濃H2SO4寫成化學式。
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Fpg 5.H3PO4中強酸，在寫離子方程式時按弱酸處理，寫成化學式。6.金屬、非金屬單質，無論在反應物、生成物中均寫成化學式。
7.微溶物作為反應物時,處於澄清溶液中時寫成離子形式;處於濁液或固體時寫成化學式。微溶物作為生成物の一律寫化學式如條件是澄清石灰水，則應拆成離子；若給の是石灰乳或渾濁石灰水則不能拆，寫成化學式。
另加：
鹽酸硫酸硝酸為強酸醋酸碳酸為弱酸氫氧化鈉氫氧化鈣是強鹼酸————在水溶液中電離出の陽離子全部是氫離子の化合物。所謂強酸、弱酸是相對而言，酸溶於水能發生完全電離の，屬於強酸。如HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、酸溶於水不能發生完全電離の，屬於弱酸。如碳酸、H2S、HF、磷酸、乙酸（醋酸）等。堿————在水溶液中電離出の陰離子全部是氫氧根離子の化合物。所謂強鹼、弱鹼是相對而言，堿溶於水能發生完全電離の，屬於強鹼。如KOH、NaOH、Ba(OH)2堿溶於水不能發生完全電離の，屬於弱鹼。如一水和氨、氫氧化鈣（中強鹼）、氫氧化鋁、氫氧化鋅等。
9、離子共存問題
凡是能發生反應の離子之間或在水溶液中水解相互促進の離子之間不能大量共存（注意不是完全不能共存，而是不能大量共存）一般規律是：
1、凡相互結合生成難溶或微溶性鹽の離子（熟記常見の難溶、微溶鹽）；
2、與H+不能大量共存の離子（生成水或弱）酸及酸式弱酸根離子： 氧族有：OH-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-鹵族有：F-、ClO-
碳族有：CH3COO-、CO32-、HCO32-、SiO32-
3、與OH-不能大量共存の離子有：
NH42+和HS-、HSO3-、HCO3-等弱酸の酸式酸根離子以及弱鹼の簡單陽離子（比如：Cu2+、Al3+、Fe3+、Fe2+、Mg2+等等）
4、能相互發生氧化還原反應の離子不能大量共存： 常見還原性較強の離子有:Fe3+、S2-、I-、SO32-。
氧化性較強の離子有：Fe3+、ClO-、MnO4-、Cr2O72-、NO3-
10、氧化還原反應
①、氧化反應：元素化合價升高の反應 還原反應：元素化合價降低の反應
氧化還原反應：凡有元素化合價升降の化學反應就是 ②、氧化還原反應の判斷依據-----有元素化合價變化
失電子總數=化合價升高總數==得電子總數==化合價降低總數。
③、氧化還原反應の實質------電子の轉移(電子の得失或共用電子對の偏移
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Fpg 口訣：失電子，化合價升高，被氧化（氧化反應），還原劑； ．．．得電子，化合價降低，被還原（還原反應），氧化劑； ．．．④氧化劑和還原劑(反應物)氧化劑：得電子(或電子對偏向)の物質------氧化性 還原劑：失電子(或電子對偏離)の物質------還原性 氧化產物：氧化後の生成物 還原產物：還原後の生成物。⑤常見の氧化劑與還原劑 a、常見の氧化劑
(1)活潑の非金屬單質：O2、Cl2、Br2(2)含高價金屬陽離子の化合物：FeCl3
(3)含某些較高化合價元素の化合物：濃H2SO4、HNO3、KMnO4、MnO2 b、常見の還原劑：
(1)活潑或或較活潑の金屬：K、Ca、Na、Al、Mg、Zn(按金屬活動性順序，還原性遞減)(2)含低價金屬陽離子の化合物：Fe2
＋(3)某些非金屬單質：C、H2
(4)含有較低化合價元素の化合物：HCl、H2S、HI、KI
⑥、氧化還原反應中電子轉移の表示方法(1)雙線橋法---表示電子得失結果
(2)單線橋——表示電子轉移情況
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Fpg 步驟：重點：
（1）單箭號（在反應物之間）；
（2）箭號起點為被氧化（失電子）元素，終點為被還原（得電子）元素；（3）只標轉移電子總數，不標得與失（氧化劑得電總數等於還原劑失電子總數）。⑦、氧化還原反應與四種基本反應類型の關係
⑧、氧化劑、還原劑之間反應規律
（1）對於氧化劑來說，同族元素の非金屬原子，它們の最外層電子數相同而電子層數不同時，電子層數越多，原子半徑越大，就越難得電子。因此，它們單質の氧化性就越弱。
（2）金屬單質の還原性強弱一般與金屬活動順序相一致。
（3）元素處於高價の物質具有氧化性，在一定條件下可與還原劑反應，在生成の新物質中該元素の化合價降低。
（4）元素處於低價の物質具有還原性，在一定條件下可與氧化劑反應，在生成の新物質中該元素の化合價升高。
（5）稀硫酸與活潑金屬單質反應時，是氧化劑，起氧化作用の是濃硫酸是強氧化劑，與還原劑反應時，起氧化作用の是，被還原生成H2，被還原後一般生成SO2。
（6）不論濃硝酸還是稀硝酸都是氧化性極強の強氧化劑，幾乎能與所有の金屬或非金屬發生氧化還原反應，反應時，主要是
得到電子被還原成NO2，NO等。一般來說濃硝酸常被還原為NO2，稀硝酸常被還原為NO。
（7）變價金屬元素，一般處於最高價時の氧化性最強，隨著化合價降低，其氧化性減弱，還原性增強。
氧化劑與還原劑在一定條件下反應時，一般是生成相對弱の還原劑和相對弱の氧化劑，即在適宜の條件下，可用氧化性強の物質制取氧化性弱の物質，也可用還原性強の物質制取還原性弱の物質。
⑨、判斷氧化劑或還原劑強弱の依據 i.根據方程式判斷
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氧化性：氧化劑>氧化產物還原性：還原劑>還原產物 ii．根據反應條件判斷
當不同氧化劑作用於同一還原劑時，如氧化產物價態相同，可根據反應條件の難易來進行判斷，iii.由氧化產物の價態高價來判斷
當含變價元素の還原劑在相似の條件下作用於不同の氧化劑時，可由氧化產物相關元素價態の高低來判斷氧化劑氧化性の強弱。
iv.根據元素週期表判斷
（a）同主族元素（從上到下）：非金屬原子（或單質）氧化性逐漸減弱，對應陰離子還原性逐漸增強；金屬原子（或單質）還原性逐漸增強，對應陽離子氧化性逐漸減弱。
（b）同週期元素（從左到右）：原子或單質還原性逐漸減弱，氧化性逐漸增強。陽離子の氧化性逐漸增強，陰離子の還原性逐漸減弱。
⑩、氧化還原方程式の配平
(a)配平依據：在氧化還原反應中，得失電子總數相等或化合價升降總數相等。(b)配平步驟：“一標、二找、三定、四配、五查”，即標好價，找變化，定總數，配系數、再檢查。”
i、確定氧化劑、氧化產物、還原劑、還原產物の化合價 ii、用觀察法找出元素化合價の變化值
iii、用化合價升降總數相等の原則確定化學計量數。
iv、調整計量數，用觀察法確定化合價無變化の物質の計量數，同時將單線改成等號。v、檢查核實各元素原子個數在反應前後是否相等。對於用離子方程式表示の氧化還原方程式還必須核對反應前後離子の總電荷數是否相等。
(c)配平技法
i、奇數配偶法：此法適於物質種類少且分子組成簡單の氧化還原反應。
ii、逆向配平法：即先確定生成物の化學計量數，然後再確定反應物の化學計量數。iii、零價法：配平依據是還原劑中各元素化合價升高總數等於氧化劑中各元素化合價降低總數，此法適宜於還原劑中兩種元素價態難以確定但均屬於升高の氧化還原反應。
iv、1·n法(不用標價態の配平法)本法往往用於多元素且有氧元素時氧化還原反應方程式の配平，但不能普遍適用。其法是先把有氧元素の較複雜反應物の計量數設為1，較簡單の設為n。然後，a.丟掉氧，用觀察法來調整其他項の計量數。b.再由a得の係數根據氧原子數相等列出方程求出n值，c.將Fpg
Fpg n值代入有nの各計量數，再調整配平。
小結：
氧化還原反應の配平重點注意以下幾點： 1：“集合原子”應做到優先配平。
2：先拆後合の拆項配平法中，需要拆の項是那些在反應中化合價既升高又降低（既作氧化劑又作還原劑）の物質。
3：整體法配平法中，選擇把哪第個化合價升降過程“捆綁”作為一個過程是關鍵，選擇時一定要把在反應中存在固定物質の量之比の升降過程過程進行“捆綁”，不存在固定物質の量之比の升降過程就不能進行“捆綁”。
4：離子反應配平：關鍵在於能否充分利用“電荷守恆” 5：缺項配平
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第二篇：【人教版】高中化學必修1知識點總結：第二章化學物質及其變化
第二章
化學物質及其變化
課標要求
1.能根據物質的組成和性質對物質進行分類
2.知道根據分散質粒子的大小，把分散系分為溶液、膠體和濁液 3.知道用丁達爾效應區分溶液和膠體
4.知道酸、堿、鹽在溶液中能發生電離，能正確書寫強酸、強堿和可溶性鹽的電離方程式。5.通過實驗事實認識離子反應的意義及其發生的條件，能正確書寫常見的離子方程式。6.能夠根據溶液中存在的離子判斷是否發生復分解反應，從而判斷溶液中離子能否大量共存。
7.了解Cl-、SO42-、CO32-等常見離子的檢驗方法。8.了解常見變化的分類方法。
9.根據實驗事實了解氧化還原反應的本質是電子的轉移。10.舉例說明生產、生活中常見的氧化還原反應。
11.熟記常見物質的化合價，能根據反應前后元素化合價有無變化，判斷反應是否為氧化還原反應。
12.能判斷氧化劑和還原劑。
要點精講
一、物質的分類
二、分散系相關概念
1.分散系：一種物質（或幾種物質）以粒子形式分散到另一種物質里所形成的混合物，統稱為分散系。
2.分散質：分散系中分散成粒子的物質。
3.分散劑：分散質分散在其中的物質。
4、分散系的分類：當分散劑是水或其他液體時，如果按照分散質粒子的大小來分類，可以把分散系分為：溶液、膠體和濁液。分散質粒子直徑小于1nm的分散系叫溶液，在1nm－100nm之間的分散系稱為膠體，而分散質粒子直徑大于100nm的分散系叫做濁液。
????溶液? 分散質??粒子膠體：分子膠體???分散系??膠體??分散劑??氣溶膠；液溶膠；固溶膠??懸濁液???濁液??乳濁液??下面比較幾種分散系的不同：
注意：三種分散系的本質區別：分散質粒子的大小不同。
三、膠體
1、膠體的定義：分散質粒子直徑大小在10-9~10-7m之間的分散系。
2、膠體的分類：
①.根據分散質微粒組成的狀況分類：
如：Fe(OH)3膠體膠粒是由許多Fe(OH)3等小分子聚集一起形成的微粒，其直徑在1nm～100nm之間，這樣的膠體叫粒子膠體。又如：淀粉屬高分子化合物，其單個分子的直徑在1nm～100nm范圍之內，這樣的膠體叫分子膠體。
②.根據分散劑的狀態劃分：
如：煙、云、霧等的分散劑為氣體，這樣的膠體叫做氣溶膠；AgI溶膠、Fe(OH)3溶膠、Al(OH)3溶膠，其分散劑為水，分散劑為液體的膠體叫做液溶膠；有色玻璃、煙水晶均以固體為分散劑，這樣的膠體叫做固溶膠。
3、膠體的制備 A.物理方法
① 機械法：利用機械磨碎法將固體顆粒直接磨成膠粒的大小
② 溶解法：利用高分子化合物分散在合適的溶劑中形成膠體，如蛋白質溶于水，淀粉溶于水、聚乙烯熔于某有機溶劑等。
B.化學方法
① 水解促進法：FeCl3+3H2O（沸）= Fe(OH)3（膠體）+3HCl ② 復分解反應法：KI+AgNO3=AgI（膠體）+KNONa2SiO3+2HCl=H2SiO3（膠體）+2NaCl 思考：若上述兩種反應物的量均為大量，則可觀察到什么現象？如何表達對應的兩個反應方程式？
提示：KI+AgNO3=AgI↓+KNO3（黃色↓）
Na2SiO3+2HCl=H2SiO3↓+2NaCl（白色↓）
4、膠體的性質：
① 丁達爾效應——丁達爾效應是粒子對光散射作用的結果，是一種物理現象。丁達爾現象產生的原因，是因為膠體微粒直徑大小恰當，當光照射膠粒上時，膠粒將光從各個方面全部反射，膠粒即成一小光源（這一現象叫光的散射），故可明顯地看到由無數小光源形成的光亮“通路”。當光照在比較大或小的顆粒或微粒上則無此現象，只發生反射或將光全部吸收的現象，而以溶液和濁液無丁達爾現象，所以丁達爾效應常用于鑒別膠體和其他分散系。
② 布朗運動——在膠體中，由于膠粒在各個方向所受的力不能相互平衡而產生的無規則的運動，稱為布朗運動。是膠體穩定的原因之一。
③ 電泳——在外加電場的作用下，膠體的微粒在分散劑里向陰極（或陽極）作定向移動的現象。膠體具有穩定性的重要原因是同一種膠粒帶有同種電荷，相互排斥，另外，膠粒在分散力作用下作不停的無規則運動，使其受重力的影響有較大減弱，兩者都使其不易聚集，從而使膠體較穩定。
說明：A、電泳現象表明膠粒帶電荷，但膠體都是電中性的。膠粒帶電的原因：膠體中單個膠粒的體積小，因而膠體中膠粒的表面積大，因而具備吸附能力。有的膠體中的膠粒吸附溶液中的陽離子而帶正電；有的則吸附陰離子而帶負電膠體的提純，可采用滲析法來提純
膠體。使分子或離子通過半透膜從膠體里分離出去的操作方法叫滲析法。其原理是膠體粒子不能透過半透膜，而分子和離子可以透過半透膜。但膠體粒子可以透過濾紙，故不能用濾紙提純膠體。
B、在此要熟悉常見膠體的膠粒所帶電性，便于判斷和分析一些實際問題。帶正電的膠粒膠體：金屬氫氧化物如Al(OH)
3、Fe(OH)3膠體、金屬氧化物。帶負電的膠粒膠體：非金屬氧化物、金屬硫化物As2S3膠體、硅酸膠體、土壤膠體 特殊：AgI膠粒隨著AgNO3和KI相對量不同，而可帶正電或負電。若KI過量，則AgI膠粒吸附較多I而帶負電；若AgNO3過量，則因吸附較多Ag+而帶正電。當然，膠體中膠粒－帶電的電荷種類可能與其他因素有關。
C、同種膠體的膠粒帶相同的電荷。
D、固溶膠不發生電泳現象。凡是膠粒帶電荷的液溶膠，通常都可發生電泳現象。氣溶膠在高壓電的條件也能發生電泳現象。
膠體根據分散質微粒組成可分為粒子膠體（如Fe(OH)3膠體，AgI膠體等）和分子膠體[如淀粉溶液，蛋白質溶液（習慣仍稱其溶液，其實分散質微粒直徑已達膠體范圍），只有粒子膠體的膠粒帶電荷，故可產生電泳現象。整個膠體仍呈電中性，所以在外電場作用下作定向移動的是膠粒而非膠體。
④聚沉——膠體分散系中，分散系微粒相互聚集而下沉的現象稱為膠體的聚沉。能促使溶膠聚沉的外因有加電解質（酸、堿及鹽）、加熱、溶膠濃度增大、加膠粒帶相反電荷的膠體等。有時膠體在凝聚時，會連同分散劑一道凝結成凍狀物質，這種凍狀物質叫凝膠。
膠體穩定存在的原因：（1）膠粒小，可被溶劑分子沖擊不停地運動，不易下沉或上浮（2）膠粒帶同性電荷，同性排斥，不易聚大，因而不下沉或上浮
膠體凝聚的方法：
（1）加入電解質：電解質電離出的陰、陽離子與膠粒所帶的電荷發生電性中和，使膠粒間的排斥力下降，膠粒相互結合，導致顆粒直徑＞107m，從而沉降。
－能力：離子電荷數，離子半徑
陽離子使帶負電荷膠粒的膠體凝聚的能力順序為：Al3+＞Fe3+＞H+＞Mg2+＞Na+ 陰離子使帶正電荷膠粒的膠體凝聚的能力順序為：SO42＞NO3＞Cl
－
－
－（2）加入帶異性電荷膠粒的膠體：（3）加熱、光照或射線等：加熱可加快膠粒運動速率，增大膠粒之間的碰撞機會。如蛋白質溶液加熱，較長時間光照都可使其凝聚甚至變性。
5、膠體的應用
膠體的知識在生活、生產和科研等方面有著重要用途，如常見的有：
① 鹽鹵點豆腐：將鹽鹵（MgCl2?2H2O）或石膏（CaSO4?2H2O）溶液加入豆漿中，使豆腐中的蛋白質和水等物質一起凝聚形成凝膠。
② 肥皂的制取分離
③ 明礬、Fe2(SO4)3溶液凈水④ FeCl3溶液用于傷口止血
⑤ 江河入海口形成的沙洲⑥ 水泥硬化
⑦冶金廠大量煙塵用高壓電除去⑧ 土壤膠體中離子的吸附和交換過程，保肥作用
⑨ 硅膠的制備：Na2SiO3?2HCl?H2SiO3?2NaCl
H2SiO???SiO2?H2O? 3??30?0C減壓含水4%的SiO2叫硅膠
⑩ 用同一鋼筆灌不同牌號墨水易發生堵塞
6、膠體的提純凈化
利用滲析的方法，將膠體中的雜質離子或小分子除去。
① 實驗步驟
（1）把10mL淀粉膠體和5mLNaCl溶液的混合液體，加入用半透膜制成的袋內，將此袋浸入蒸餾水中（如圖）（半透膜可用雞蛋殼膜、牛皮紙、膠棉薄膜、玻璃紙等制成，它有非常細小的孔，只能允許較小的離子、分子透過）。
（2）2min后，用兩支試管各取燒杯中的液體5mL，向其中一支試管里滴加少量AgNO3溶液，向另一支試管里滴加少量碘水，觀察現象。
② 實驗現象：可以看到在加入AgNO3溶液的試管里出現了白色沉淀；在加入碘水的試管里并沒有發生變化。
③ 實驗結論：Cl能透過半透膜，從半透膜袋中擴散到了蒸餾水中，淀粉不能透過半透膜，沒有擴散到蒸餾水中。膠體分散質的粒子比溶液分散質的粒子大。
④注意事項：半透膜袋要經檢驗未破損，否則，淀粉粒子也會進入蒸餾水。不能用自來水代替蒸餾水，否則，實驗結論不可靠。一般要在2min以后再作Cl的檢驗，否則，Cl出來的太少，現象不明顯。
四、離子反應
1、電離(ionization)
電離：電解質溶于水或受熱熔化時解離成自由離子的過程。
酸、堿、鹽的水溶液可以導電，說明他們可以電離出自由移動的離子。不僅如此，酸、堿、鹽等在熔融狀態下也能電離而導電，于是我們依據這個性質把能夠在水溶液里或熔融狀態下能導電的化合物統稱為電解質。
2、電離方程式
H2SO4 = 2H+ + SO42-
HCl = H+ + Cl-
HNO3 = H+ + NO3-
硫酸在水中電離生成了兩個氫離子和一個硫酸根離子。鹽酸，電離出一個氫離子和一個氯離子。硝酸則電離出一個氫離子和一個硝酸根離子。電離時生成的陽離子全部都是氫離子的化合物我們就稱之為酸。從電離的角度，我們可以對酸的本質有一個新的認識。那堿還有
－
－－
鹽又應怎么來定義呢？
電離時生成的陰離子全部都是氫氧根離子的化合物叫做堿。
電離時生成的金屬陽離子（或NH4+）和酸根陰離子的化合物叫做鹽。書寫下列物質的電離方程式：KCl、Na2SO4、AgNO3、BaCl2、NaHSO4、NaHCO
3KCl == K + Cl―
Na2SO4 == 2 Na +SO42― ＋
＋
AgNO3 ==Ag + NO3―
BaCl2 == Ba2 + 2Cl― ＋
＋
NaHSO4 == Na + H +SO42―
NaHCO3 == Na
+ HCO3― ＋
＋
＋這里大家要特別注意，碳酸是一種弱酸，弱酸的酸式鹽如碳酸氫鈉在水溶液中主要是電離出鈉離子還有碳酸氫根離子；而硫酸是強酸，其酸式鹽就在水中則完全電離出鈉離子，氫離子還有硫酸根離子。
［小結］注意：
1、HCO3-、OH-、SO42-等原子團不能拆開
2、HSO4―在水溶液中拆開寫，在熔融狀態下不拆開寫。
3、電解質與非電解質
①電解質：在水溶液里或熔化狀態下能夠導電的化合物，如酸、堿、鹽等。②非電解質：在水溶液里和熔融狀態下都不導電的化合物，如蔗糖、酒精等。小結
（1）、能夠導電的物質不一定全是電解質。
（2）、電解質必須在水溶液里或熔化狀態下才能有自由移動的離子。（3）、電解質和非電解質都是化合物，單質既不是電解也不是非電解質。（4）、溶于水或熔化狀態；注意：“或”字
（5）、溶于水和熔化狀態兩各條件只需滿足其中之一，溶于水不是指和水反應；（6）、化合物，電解質和非電解質，對于不是化合物的物質既不是電解質也不是非電解質。
4、電解質與電解質溶液的區別：
電解質是純凈物，電解質溶液是混合物。無論電解質還是非電解質的導電都是指本身，而不是說只要在水溶液或者是熔化能導電就是電解質。
注意事項：
① 電解質和非電解質是對化合物的分類，單質既不是電解質也不是非電解質。電解質應是化合物（屬于純凈物）。而Cu則是單質（能導電的物質不一定是電解質，如石墨或金屬），K2SO4與NaCl溶液都是混合物。
② 電解質應是一定條件下本身電離而導電的化合物。有些化合物的水溶液能導電，但溶液中離子不是它本身電離出來的，而是與水反應后生成的，因此也不是電解質。例如CO2能導電是因CO2與H2O反應生成了H2CO3，H2CO3能夠電離而非CO2本身電離。所以CO2不是電解質，是非電解質（如氨氣、二氧化硫、三氧化硫）。H2CO3 H2SO3NH3.H2O 是電解質
③ 酸、堿、鹽、金屬氧化物、水是電解質，蔗糖、酒精為非電解質。
④ BaSO4 AgCl 難溶于水，導電性差，但由于它們的溶解度太小，測不出（或難測）其水溶液的導電性，但它們溶解的部分是完全電離的，所以他們是電解質
⑤ 化合物在水溶液中或受熱熔化時本身能否發生電離是區別電解質與非電解質的理論依據，能否導電則是實驗依據。能導電的物質不一定是電解質，如石墨；電解質本身不一定能導電，如NaCl晶體。
⑥ 電解質包括離子化合物和共價化合物。離子化合物是水溶液還是熔融狀態下均可導電，如鹽和強堿。共價化合物是只有在水溶液中能導電的物質，如HCl。
{補充：①溶液導電能力強弱與單位體積溶液中離子的多少和離子所帶電荷數有關；②在溶液的體積、濃度以及溶液中陰（或陽）離子所帶的電荷數都相同的情況下，導電能力強的溶液里能夠自由移動的離子數目一定比導電能力弱的溶液里能夠自由移動的離子數目多。③HCl、NaOH、NaCl在水溶液里的電離程度比CH3COOH、NH3·H2O在水溶液中的電離程度大。據此可得出結論：電解質應有強弱之分。
5、強電解質：在水溶液里全部電離成離子的電解質。
6、弱電解質：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質。強、弱電解質對比
7、強電解質與弱電解質的注意點
①電解質的強弱與其在水溶液中的電離程度有關，與其溶解度的大小無關。
②電解質溶液的導電能力的強弱只與自由移動的離子濃度及離子所帶的電荷數有關，而與電解質的強弱沒有必然的聯系。
③強電解質包括：強酸(如HCl、HN03、H2S04)、強堿(如NaOH、KOH、Ba(OH)2)和大多數鹽(如NaCl、MgCl2、K2S04、NH4C1)及所有的離子化合物和少數的共價化合物。
④弱電解質包括：弱酸(如CH3COOH)、弱堿(如NH3·H20)、中強酸(如H3PO4)，注意：水也是弱電解質。
⑤共價化合物在水中才能電離，熔融狀態下不電離
8、離子方程式的書寫 第一步：寫（基礎）
寫出正確的化學方程式
第二步：拆（關鍵）
把易溶、易電離的物質拆成離子形式（難溶、難電離的以及氣體等仍用化學式表示）
第三步：刪（途徑）刪去兩邊不參加反應的離子 第四步：查（保證）檢查（質量守恒、電荷守恒）※離子方程式的書寫注意事項: 1.非電解質、弱電解質、難溶于水的物質，氣體在反應物、生成物中出現，均寫成化學式或分式。
2.固體間的反應，即使是電解質，也寫成化學式或分子式。3.氧化物在反應物中、生成物中均寫成化學式或分子式。4.濃H2SO4作為反應物和固體反應時，濃H2SO4寫成化學式。
5.H3PO4中強酸，在寫離子方程式時按弱酸處理，寫成化學式。6.金屬、非金屬單質，無論在反應物、生成物中均寫成化學式。
7.微溶物作為反應物時,處于澄清溶液中時寫成離子形式;處于濁液或固體時寫成化學式。微溶物作為生成物的一律寫化學式 如條件是澄清石灰水，則應拆成離子；若給的是石灰乳或渾濁石灰水則不能拆，寫成化學式。
另加：
鹽酸 硫酸 硝酸為強酸 醋酸 碳酸為弱酸 氫氧化鈉 氫氧化鈣 是強堿酸————在水溶液中電離出的陽離子全部是氫離子的化合物。所謂強酸、弱酸是相對而言，酸溶于水能發生完全電離的，屬于強酸。如HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、酸溶于水不能發生完全電離的，屬于弱酸。如碳酸、H2S、HF、磷酸、乙酸（醋酸）等。堿————在水溶液中電離出的陰離子全部是氫氧根離子的化合物。所謂強堿、弱堿是相對而言，堿溶于水能發生完全電離的，屬于強堿。如KOH、NaOH、Ba(OH)2 堿溶于水不能發生完全電離的，屬于弱堿。如一水和氨、氫氧化鈣（中強堿）、氫氧化鋁、氫氧化鋅等。
9、離子共存問題
凡是能發生反應的離子之間或在水溶液中水解相互促進的離子之間不能大量共存（注意不是完全不能共存，而是不能大量共存）一般規律是：
1、凡相互結合生成難溶或微溶性鹽的離子（熟記常見的難溶、微溶鹽）；
2、與H+不能大量共存的離子（生成水或弱）酸及酸式弱酸根離子：
氧族有：OH-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-
鹵族有：F-、ClO-
碳族有：CH3COO-、CO32-、HCO32-、SiO32-
3、與OH-不能大量共存的離子有：
NH42+和HS-、HSO3-、HCO3-等弱酸的酸式酸根離子以及弱堿的簡單陽離子（比如：Cu2+、Al3+、Fe3+、Fe2+、Mg2+等等）
4、能相互發生氧化還原反應的離子不能大量共存：
常見還原性較強的離子有:Fe3+、S2-、I-、SO32-。
氧化性較強的離子有：Fe3+、ClO-、MnO4-、Cr2O72-、NO3-
10、氧化還原反應
①、氧化反應：元素化合價升高的反應
還原反應：元素化合價降低的反應
氧化還原反應：凡有元素化合價升降的化學反應就是 ②、氧化還原反應的判斷依據-----有元素化合價變化
失電子總數=化合價升高總數==得電子總數==化合價降低總數。
③、氧化還原反應的實質------電子的轉移(電子的得失或共用電子對的偏移
口訣：失電子，化合價升高，被氧化（氧化反應），還原劑； ．．．
得電子，化合價降低，被還原（還原反應），氧化劑； ．．．④氧化劑和還原劑(反應物)氧化劑：得電子(或電子對偏向)的物質------氧化性 還原劑：失電子(或電子對偏離)的物質------還原性 氧化產物：氧化后的生成物 還原產物：還原后的生成物。⑤常見的氧化劑與還原劑 a、常見的氧化劑
(1)活潑的非金屬單質：O2、Cl2、Br
2(2)含高價金屬陽離子的化合物：FeCl3
(3)含某些較高化合價元素的化合物：濃H2SO4、HNO3、KMnO4、MnO
2b、常見的還原劑：
(1)活潑或或較活潑的金屬：K、Ca、Na、Al、Mg、Zn(按金屬活動性順序，還原性遞減)(2)含低價金屬陽離子的化合物：Fe2
＋(3)某些非金屬單質：C、H2
(4)含有較低化合價元素的化合物：HCl、H2S、HI、KI
⑥、氧化還原反應中電子轉移的表示方法(1)雙線橋法---表示電子得失結果
(2)單線橋——表示電子轉移情況
步驟：重點：
（1）單箭號（在反應物之間）；
（2）箭號起點為被氧化（失電子）元素，終點為被還原（得電子）元素；（3）只標轉移電子總數，不標得與失（氧化劑得電總數等于還原劑失電子總數）。⑦、氧化還原反應與四種基本反應類型的關系
⑧、氧化劑、還原劑之間反應規律
（1）對于氧化劑來說，同族元素的非金屬原子，它們的最外層電子數相同而電子層數不同時，電子層數越多，原子半徑越大，就越難得電子。因此，它們單質的氧化性就越弱。
（2）金屬單質的還原性強弱一般與金屬活動順序相一致。
（3）元素處于高價的物質具有氧化性，在一定條件下可與還原劑反應，在生成的新物質中該元素的化合價降低。
（4）元素處于低價的物質具有還原性，在一定條件下可與氧化劑反應，在生成的新物質中該元素的化合價升高。
（5）稀硫酸與活潑金屬單質反應時，是氧化劑，起氧化作用的是濃硫酸是強氧化劑，與還原劑反應時，起氧化作用的是，被還原生成H2，被還原后一般生成SO2。
（6）不論濃硝酸還是稀硝酸都是氧化性極強的強氧化劑，幾乎能與所有的金屬或非金屬發生氧化還原反應，反應時，主要是
得到電子被還原成NO2，NO等。一般來說濃硝酸常被還原為NO2，稀硝酸常被還原為NO。
（7）變價金屬元素，一般處于最高價時的氧化性最強，隨著化合價降低，其氧化性減弱，還原性增強。
氧化劑與還原劑在一定條件下反應時，一般是生成相對弱的還原劑和相對弱的氧化劑，即在適宜的條件下，可用氧化性強的物質制取氧化性弱的物質，也可用還原性強的物質制取還原性弱的物質。
⑨、判斷氧化劑或還原劑強弱的依據 i.根據方程式判斷
氧化性：氧化劑>氧化產物
還原性：還原劑>還原產物 ii． 根據反應條件判斷
當不同氧化劑作用于同一還原劑時，如氧化產物價態相同，可根據反應條件的難易來進行判斷，iii.由氧化產物的價態高價來判斷
當含變價元素的還原劑在相似的條件下作用于不同的氧化劑時，可由氧化產物相關元素價態的高低來判斷氧化劑氧化性的強弱。
iv.根據元素周期表判斷
（a）同主族元素（從上到下）：非金屬原子（或單質）氧化性逐漸減弱，對應陰離子還原性逐漸增強；金屬原子（或單質）還原性逐漸增強，對應陽離子氧化性逐漸減弱。
（b）同周期元素（從左到右）：原子或單質還原性逐漸減弱，氧化性逐漸增強。陽離子的氧化性逐漸增強，陰離子的還原性逐漸減弱。
⑩、氧化還原方程式的配平
(a)配平依據：在氧化還原反應中，得失電子總數相等或化合價升降總數相等。(b)配平步驟：“一標、二找、三定、四配、五查”，即標好價，找變化，定總數，配系數、再檢查。”
i、確定氧化劑、氧化產物、還原劑、還原產物的化合價 ii、用觀察法找出元素化合價的變化值
iii、用化合價升降總數相等的原則確定化學計量數。
iv、調整計量數，用觀察法確定化合價無變化的物質的計量數，同時將單線改成等號。v、檢查核實各元素原子個數在反應前后是否相等。對于用離子方程式表示的氧化還原方程式還必須核對反應前后離子的總電荷數是否相等。
(c)配平技法
i、奇數配偶法：此法適于物質種類少且分子組成簡單的氧化還原反應。
ii、逆向配平法：即先確定生成物的化學計量數，然后再確定反應物的化學計量數。iii、零價法：配平依據是還原劑中各元素化合價升高總數等于氧化劑中各元素化合價降低總數，此法適宜于還原劑中兩種元素價態難以確定但均屬于升高的氧化還原反應。
iv、1·n法(不用標價態的配平法)本法往往用于多元素且有氧元素時氧化還原反應方程式的配平，但不能普遍適用。其法是先把有氧元素的較復雜反應物的計量數設為1，較簡單的設為n。然后，a.丟掉氧，用觀察法來調整其它項的計量數。b.再由a得的系數根據氧原子數相等列出方程求出n值，c.將
n值代入有n的各計量數，再調整配平。
小結：
氧化還原反應的配平重點注意以下幾點： 1：“集合原子”應做到優先配平。
2：先拆后合的拆項配平法中，需要拆的項是那些在反應中化合價既升高又降低（既作氧化劑又作還原劑）的物質。
3：整體法配平法中，選擇把哪第個化合價升降過程“捆綁”作為一個過程是關鍵，選擇時一定要把在反應中存在固定物質的量之比的升降過程過程進行“捆綁”，不存在固定物質的量之比的升降過程就不能進行“捆綁”。
4：離子反應配平：關鍵在于能否充分利用“電荷守恒” 5：缺項配平
第三篇：高中化學必修一知識點總結
必修1全冊基本內容梳理
從實驗學化學
一、化學實驗安全
1、（1）做有毒氣體的實驗時，應在通風廚中進行，并注意對尾氣進行適當處理（吸收或點燃等）。進行易燃易爆氣體的實驗時應注意驗純，尾氣應燃燒掉或作適當處理。（2）燙傷宜找醫生處理。
（3）濃酸撒在實驗臺上，先用Na2CO3（或NaHCO3）中和，后用水沖擦干凈。濃酸沾在皮膚上，宜先用干抹布拭去，再用水沖凈。濃酸濺在眼中應先用稀NaHCO3溶液淋洗，然后請醫生處理。
（4）濃堿撒在實驗臺上，先用稀醋酸中和，然后用水沖擦干凈。濃堿沾在皮膚上，宜先用大量水沖洗，再涂上硼酸溶液。濃堿濺在眼中，用水洗凈后再用硼酸溶液淋洗。
（5）鈉、磷等失火宜用沙土撲蓋。
（6）酒精及其他易燃有機物小面積失火，應迅速用濕抹布撲蓋。二．混合物的分離和提純
分離和提純的方法 分離的物質 應注意的事項 應用舉例 過濾 用于固液混合的分離 一貼、二低、三靠 如粗鹽的提純
蒸餾 提純或分離沸點不同的液體混合物 防止液體暴沸，溫度計水銀球的位置，如石油的蒸餾中冷凝管中水的流向 如石油的蒸餾
萃取 利用溶質在互不相溶的溶劑里的溶解度不同，用一種溶劑把溶質從它與另一種溶劑所組成的溶液中提取出來的方法 選擇的萃取劑應符合下列要求：和原溶液中的溶劑互不相溶；對溶質的溶解度要遠大于原溶劑用四氯化碳萃取溴水里的溴、碘分液 分離互不相溶的液體 打開上端活塞或使活塞上 的凹槽與漏斗上的水孔，使漏斗內外空氣相通。打開活塞，使下層液體慢慢流出，及時關閉活塞，上層液體由上端倒出 如用四氯化碳萃取溴水里的溴、碘后再分液蒸發和結晶用來分離和提純幾種可溶性固體的混合物 加熱蒸發皿使溶液蒸發時，要用玻璃棒不斷攪動溶液；當蒸發皿中出現較多的固體時，即停止加熱 分離NaCl和KNO3混合物
三、離子檢驗
離子 所加試劑 現象 離子方程式
Cl AgNO3、稀HNO3 產生白色沉淀 Cl＋Ag＝AgCl↓ SO4 稀HCl、BaCl2 白色沉淀 SO4+Ba=BaSO4↓ 四.除雜
注意事項：為了使雜質除盡，加入的試劑不能是“適量”，而應是“過量”；但過量的試劑必須在后續操作中便于除去。
五、物質的量的單位――摩爾
1.物質的量（n）是表示含有一定數目粒子的集體的物理量。
2.摩爾（mol）: 把含有6.02 ×10個粒子的任何粒子集體計量為1摩爾。3.阿伏加德羅常數：把6.02 X10mol叫作阿伏加德羅常數。4.物質的量 ＝ 物質所含微粒數目/阿伏加德羅常數 n =N/NA 5.摩爾質量（M）(1)定義：單位物質的量的物質所具有的質量叫摩爾質量.（2）單位：g/mol 或 g·mol
3-1232-2-2＋－
－
＋(3)數值：等于該粒子的相對原子質量或相對分子質量.6.物質的量=物質的質量/摩爾質量(n = m/M)
六、氣體摩爾體積
1.氣體摩爾體積（Vm）（1）定義：單位物質的量的氣體所占的體積叫做氣體摩爾體積.（2）單位：L/mol 2.物質的量=氣體的體積/氣體摩爾體積n=V/Vm 3.標準狀況下, Vm = 22.4 L/mol
七、物質的量在化學實驗中的應用 1.物質的量濃度.（1）定義：以單位體積溶液里所含溶質B的物質的量來表示溶液組成的物理量，叫做溶質B的物質的濃度。（2）單位：mol/L（3）物質的量濃度＝溶質的物質的量/溶液的體積 CB=nB/V 2.一定物質的量濃度的配制
（1）基本原理:根據欲配制溶液的體積和溶質的物質的量濃度，用有關物質的量濃度計算的方法，求出所需溶質的質量或體積，在容器內將溶質用溶劑稀釋為規定的體積,就得欲配制得溶液.（2）主要操作
a.檢驗是否漏水.b.配制溶液 1計算.2稱量.3溶解.4轉移.5洗滌.6定容.7搖勻8貯存溶液.注意事項：A 選用與欲配制溶液體積相同的容量瓶.B 使用前必須檢查是否漏水.C 不能在容量瓶內直接溶解.D 溶解完的溶液等冷卻至室溫時再轉移.E 定容時，當液面離刻度線1―2cm時改用滴管，以平視法觀察加水至液面最低處與刻度相切為止.3.溶液稀釋：C(濃溶液)?V(濃溶液)=C(稀溶液)?V(稀溶液)
一、物質的分類
把一種（或多種）物質分散在另一種（或多種）物質中所得到的體系，叫分散系。被分散的物質稱作分散質（可以是氣體、液體、固體），起容納分散質作用的物質稱作分散劑（可以是氣體、液體、固體）。溶液、膠體、濁液三種分散系的比較分散質粒子大小/nm 外觀特征 能否通過濾紙有否丁達爾 效應實例
溶液 小于1 均勻、透明、穩定 能 沒有 NaCl、蔗糖溶液 膠體 在1—100之間 均勻、有的透明、較穩定 能 有 Fe(OH)3膠體 濁液 大于100 不均勻、不透明、不穩定 不能 沒有 泥水
二、物質的化學變化
1、物質之間可以發生各種各樣的化學變化，依據一定的標準可以對化學變化進行分類。
（1）根據反應物和生成物的類別以及反應前后物質種類的多少可以分為： A、化合反應（A+B=AB）B、分解反應（AB=A+B）C、置換反應（A+BC=AC+B）D、復分解反應（AB+CD=AD+CB）（2）根據反應中是否有離子參加可將反應分為：
A、離子反應：有離子參加的一類反應。主要包括復分解反應和有離子參加的氧化還原反應。B、分子反應（非離子反應）（3）根據反應中是否有電子轉移可將反應分為：
A、氧化還原反應：反應中有電子轉移（得失或偏移）的反應 實質：有電子轉移（得失或偏移）特征：反應前后元素的化合價有變化 B、非氧化還原反應
2、離子反應
（1）、電解質：在水溶液中或熔化狀態下能導電的化合物,叫電解質。酸、堿、鹽都是電解質。在水溶液中或熔化狀態下都不能導電的化合物，叫非電解質。
注意：①電解質、非電解質都是化合物，不同之處是在水溶液中或融化狀態下能否導電。②電解質的導電是有條件的：電解質必須在水溶液中或熔化狀 態下才能導電。③能導電的物質并不全部是電解質：如銅、鋁、石墨等。④非金屬氧化物（SO2、SO3、CO2）、大部分的有機物為非電解質。（2）離子方程式：用實際參加反應的離子符號來表示反應的式子。它不僅表示一個具體的化學反應，而且表示同一類型的離子反應。
復分解反應這類離子反應發生的條件是：生成沉淀、氣體或水。書寫方法： 寫：寫出反應的化學方程式
拆：把易溶于水、易電離的物質拆寫成離子形式 刪：將不參加反應的離子從方程式兩端刪去 查：查方程式兩端原子個數和電荷數是否相等（3）、離子共存問題
所謂離子在同一溶液中能大量共存，就是指離子之間不發生任何反應；若離子之間能發生反應，則不能大量共存。
A、結合生成難溶物質的離子不能大量共存:如Ba和SO4、Ag和Cl、Ca和CO3、Mg和OH等
B、結合生成氣體或易揮發性物質的離子不能大量共存：如H和CO3HCO3,SO3，OH和NH等
C、結合生成難電離物質（水）的離子不能大量共存：如H和OH、CH3COO，OH和HCO3等。
D、發生氧化還原反應、水解反應的離子不能大量共存（待學）
注意：題干中的條件：如無色溶液應排除有色離子：Fe，Fe、Cu、MnO
4＋
-2＋
3＋
2＋
---＋
---2--4＋
＋
2-，2-2＋-2＋
2-＋
-2＋等離子，酸性（或堿性）則應考慮所給離子組外，還有大量的H（或OH）。（4）離子方程式正誤判斷（六看）
一、看反應是否符合事實：主要看反應能否進行或反應產物是否正確
二、看能否寫出離子方程式：純固體之間的反應不能寫離子方程式
三、看化學用語是否正確：化學式、離子符號、沉淀、氣體符號、等號等的書寫是否符合事實 ；
四、看離子配比是否正確
五、看原子個數、電荷數是否守恒
六、看與量有關的反應表達式是否正確（過量、適量）
3、氧化還原反應中概念及其相互關系如下：
失去電子——化合價升高——被氧化（發生氧化反應）——是還原劑（有還原性）
得到電子——化合價降低——被還原（發生還原反應）——是氧化劑（有氧化性）
金屬及其化合物
一、金屬活動性Na＞Mg＞Al＞Fe。
二、金屬一般比較活潑，容易與O2反應而生成氧化物，可以與酸溶液反應而生成H2，特別活潑的如Na等可以與H2O發生反應置換出H2，特殊金屬如Al可以與堿溶液反應而得到H2。
三、A12O3為兩性氧化物，Al（OH）3為兩性氫氧化物，都既可以與強酸反應生成鹽和水，也可以與強堿反應生成鹽和水。
四、五、Na2CO3和NaHCO3比較 碳酸鈉 碳酸氫鈉 俗名 純堿或蘇打 小蘇打 色態 白色晶體 細小白色晶體
水溶性 易溶于水，溶液呈堿性使酚酞變紅 易溶于水（但比Na2CO3溶解度小）溶液呈堿性（酚酞變淺紅）
熱穩定性 較穩定，受熱難分解 受熱易分解 2NaHCO3 Na2CO3＋CO2↑＋H2O 與酸反應 CO3＋H＋ HCO3 HCO3＋H＋ CO2↑＋H2O HCO3＋H＋ CO2↑＋H2O 相同條件下放出CO2的速度NaHCO3比Na2CO3快 與堿反應 Na2CO3＋Ca（OH）2 CaCO3↓＋2NaOH 反應實質：CO3與金屬陽離子的復分解反應 NaHCO3＋NaOH Na2CO3＋H2O 反應實質：HCO3＋OH H2O＋CO3
與H2O和CO2的反應 Na2CO3＋CO2＋H2O 2NaHCO3 CO3＋H2O＋CO2 HCO3 不反應
與鹽反應 CaCl2＋Na2CO3 CaCO3↓＋2NaCl Ca＋CO3 CaCO3↓ 不反應
主要用途 玻璃、造紙、制皂、洗滌 發酵、醫藥、滅火器 轉化關系
六、合金：兩種或兩種以上的金屬（或金屬與非金屬）熔合在一起而形成的具有金屬特性的物質。
合金的特點；硬度一般比成分金屬大而熔點比成分金屬低，用途比純金屬要廣泛。
非金屬及其化合物
一、硅元素：無機非金屬材料中的主角，在地殼中含量26.3％，次于氧。是一種親氧元素，以熔點很高的氧化物及硅酸鹽形式存在于巖石、沙子和土壤中，占地殼質量90％以上。位于第3周期，第ⅣA族碳的下方。2＋2—2———
－
2—2———2—
—Si 對比 C 最外層有4個電子，主要形成四價的化合物。二、二氧化硅（SiO2）
天然存在的二氧化硅稱為硅石，包括結晶形和無定形。石英是常見的結晶形二氧化硅，其中無色透明的就是水晶，具有彩色環帶狀或層狀的是瑪瑙。二氧化硅晶體為立體網狀結構，基本單元是[SiO4]，因此有良好的物理和化學性質被廣泛應用。（瑪瑙飾物，石英坩堝，光導纖維）物理：熔點高、硬度大、不溶于水、潔凈的SiO2無色透光性好
化學：化學穩定性好、除HF外一般不與其他酸反應，可以與強堿（NaOH）反應，是酸性氧化物，在一定的條件下能與堿性氧化物反應 SiO2＋4HF == SiF4 ↑＋2H2O SiO2＋CaO ===(高溫)CaSiO3 SiO2＋2NaOH == Na2SiO3＋H2O 不能用玻璃瓶裝HF，裝堿性溶液的試劑瓶應用木塞或膠塞。
三、硅酸（H2SiO3）
酸性很弱（弱于碳酸）溶解度很小，由于SiO2不溶于水，硅酸應用可溶性硅酸鹽和其他酸性比硅酸強的酸反應制得。Na2SiO3＋2HCl == H2SiO3↓＋2NaCl 硅膠多孔疏松，可作干燥劑，催化劑的載體。
四、硅酸鹽
硅酸鹽是由硅、氧、金屬元素組成的化合物的總稱，分布廣，結構復雜化學性質穩定。一般不溶于水。（Na2SiO3、K2SiO3除外）最典型的代表是硅酸鈉Na2SiO3 ：可溶，其水溶液稱作水玻璃和泡花堿，可作肥皂填料、木材防火劑和黏膠劑。常用硅酸鹽產品：玻璃、陶瓷、水泥
四、硅單質
與碳相似，有晶體和無定形兩種。晶體硅結構類似于金剛石，有金屬光澤的灰黑色固體，熔點高（1410℃），硬度大，較脆，常溫下化學性質不活潑。是良好的半導體，應用：半導體晶體管及芯片、光電池、五、氯元素：位于第三周期第ⅦA族，原子結構： 容易得到一個電子形成 氯離子Cl,為典型的非金屬元素，在自然界中以化合態存在。
六、氯氣
物理性質：黃綠色氣體，有刺激性氣味、可溶于水、加壓和降溫條件下可變為液態(液氯)和固態。
制法:MnO2＋4HCl(濃)MnCl2＋2H2O＋Cl2
聞法:用手在瓶口輕輕扇動,使少量氯氣進入鼻孔。
化學性質：很活潑，有毒，有氧化性，能與大多數金屬化合生成金屬氯化物（鹽）。也能與非金屬反應：
2Na＋Cl2 ===(點燃)2NaCl 2Fe＋3Cl2===(點燃)2FeCl3 Cu＋Cl2===(點燃)CuCl2
Cl2＋H2 ===(點燃)2HCl 現象：發出蒼白色火焰，生成大量白霧。燃燒不一定有氧氣參加，物質并不是只有在氧氣中才可以燃燒。燃燒的本質是劇烈的氧化還原反應，所有發光放熱的劇烈化學反應都稱為燃燒。Cl2的用途：
①自來水殺菌消毒Cl2＋H2O == HCl＋HClO 2HClO ===(光照)2HCl＋O2 ↑ 1體積的水溶解2體積的氯氣形成的溶液為氯水，為淺黃綠色。其中次氯酸HClO有強氧化性和漂泊性，起主要的消毒漂白作用。次氯酸有弱酸性，不穩 －定，光照或加熱分解，因此久置氯水會失效。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穩定多,可長期存放制漂白粉(有效氯35％)和漂粉精(充分反應有效氯70％)2Cl2＋2Ca(OH)2=CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O ③與有機物反應，是重要的化學工業物質。④用于提純Si、Ge、Ti等半導體和鈦
⑤有機化工：合成塑料、橡膠、人造纖維、農藥、染料和藥品
七、氯離子的檢驗
使用硝酸銀溶液，并用稀硝酸排除干擾離子（CO3、SO3）HCl＋AgNO3 == AgCl ↓＋HNO3 NaCl＋AgNO3 == AgCl ↓＋NaNO3 Na2CO3＋2AgNO3 ==Ag2CO?3 ↓＋2NaNO3 Ag2CO?3＋2HNO3 == 2AgNO3＋CO2 ↑＋H2O Cl＋Ag == AgCl ↓ 八、二氧化硫
制法（形成）：硫黃或含硫的燃料燃燒得到（硫俗稱硫磺，是黃色粉末）S＋O2 ===(點燃)SO2
物理性質：無色、刺激性氣味、容易液化，易溶于水（1：40體積比）化學性質：有毒，溶于水與水反應生成亞硫酸H2SO3，形成的溶液酸性，有漂白作用，遇熱會變回原來顏色。這是因為H2SO3不穩定，會分解回水和SO2 SO2＋H2O =H2SO3 因此這個化合和分解的過程可以同時進行，為可逆反應。可逆反應——在同一條件下，既可以往正反應方向發生，又可以向逆反應方向發生的化學反應稱作可逆反應，用可逆箭頭符號 連接。－＋
2－
2－
九、一氧化氮和二氧化氮
一氧化氮在自然界形成條件為高溫或放電：N2＋O2 ====(高溫或放電)2NO，生成的一氧化氮很不穩定，在常溫下遇氧氣即化合生成二氧化氮： 2NO＋O2 == 2NO2 一氧化氮的介紹：無色氣體，是空氣中的污染物，少量NO可以治療心血管疾病。
二氧化氮的介紹：紅棕色氣體、刺激性氣味、有毒、易液化、易溶于水，并與水反應：
3NO2＋H2O == 2HNO3＋NO 這是工業制硝酸的方法。
十、大氣污染
SO2、NO2溶于雨水形成酸雨。防治措施： ① 從燃料燃燒入手。② 從立法管理入手。③從能源利用和開發入手。
④從廢氣回收利用，化害為利入手。(2SO2＋O2 2SO3 SO3＋H2O= H2SO4)
十一、硫酸
物理性質：無色粘稠油狀液體，不揮發，沸點高，密度比水大。化學性質：具有酸的通性，濃硫酸具有脫水性、吸水性和強氧化性。是強氧化劑。
C12H22O11 ======(濃H2SO4)12C＋11H2O放熱 2H2SO4(濃)＋C CO2 ↑＋2H2O＋SO2 ↑ 還能氧化排在氫后面的金屬，但不放出氫氣。2 H2SO4(濃)＋Cu CuSO4＋2H2O＋SO2 ↑ 稀硫酸：與活潑金屬反應放出H2，使酸堿指示劑紫色石蕊變紅，與某些鹽反應，與堿性氧化物反應，與堿中和
十二、硝酸
物理性質：無色液體，易揮發，沸點較低，密度比水大。
化學性質：具有一般酸的通性，濃硝酸和稀硝酸都是強氧化劑。還能氧化排在氫后面的金屬，但不放出氫氣。4HNO3(濃)＋Cu == Cu(NO3)2＋2NO2 ↑＋4H2O 8HNO3(稀)＋3Cu 3Cu(NO3)2＋2NO ↑＋4H2O 反應條件不同，硝酸被還原得到的產物不同，可以有以下產物:N(+4)O2,HN(+3)O2,N(+2)O,N(+1)2O,N(0)2, N(-3)H3△硫酸和硝酸：濃硫酸和濃硝酸都能鈍化某些金屬（如鐵和鋁）使表面生成一層致密的氧化保護膜，隔絕內層金屬與酸，阻止反應進一步發生。因此，鐵鋁容器可以盛裝冷的濃硫酸和濃硝酸。硝酸和硫酸都是重要的化工原料和實驗室必備的重要試劑。可用于制化肥、農藥、炸藥、染料、鹽類等。硫酸還用于精煉石油、金屬加工前的酸洗及制取各種揮發性酸。
十三、氨氣及銨鹽
氨氣的性質：無色氣體，刺激性氣味、密度小于空氣、極易溶于水（且快）1：700體積比。溶于水發生以下反應使水溶液呈堿性：NH3＋H2O NH3?H2O NH4＋＋OH 可作紅色噴泉實驗。生成的一水合氨NH3?H2O是一種弱堿，很不穩定，－會分解，受熱更不穩定：NH3?H2O ===(△)NH3 ↑＋H2O 濃氨水易揮發除氨氣，有刺激難聞的氣味。
氨氣能跟酸反應生成銨鹽：NH3＋HCl == NH4Cl(晶體)氨是重要的化工產品，氮肥工業、有機合成工業及制造硝酸、銨鹽和純堿都離不開它。氨氣容易液化為液氨，液氨氣化時吸收大量的熱，因此還可以用 作制冷劑。
銨鹽的性質：易溶于水（很多化肥都是銨鹽），受熱易分解，放出氨氣： NH4Cl NH3 ↑＋HCl ↑
NH4HCO3 NH3 ↑＋H2O ↑＋CO2 ↑
可以用于實驗室制取氨氣：（干燥銨鹽與和堿固體混合加熱）NH4NO3＋NaOH Na NO3＋H2O＋NH3 ↑
2NH4Cl＋Ca(OH)2 CaCl2＋2H2O＋2NH3 ↑ 用向下排空氣法收集，紅色石蕊試紙檢驗是否收集滿。
11、金屬的通性：導電、導熱性，具有金屬光澤，延展性，一般情況下除Hg外都是固態
12、金屬冶煉的一般原理：
①熱分解法：適用于不活潑金屬，如Hg、Ag ②熱還原法：適用于較活潑金屬，如Fe、Sn、Pb等
③電解法：適用于活潑金屬，如K、Na、Al等(K、Ca、Na、Mg都是電解氯化物，Al是電解Al2O3)
13、鋁及其化合物
Ⅰ、鋁
①物理性質：銀白色，較軟的固體，導電、導熱，延展性 ②化學性質：Al—3e-==Al
a、與非金屬：4Al+3O2==2Al2O3，2Al+3S==Al2S3，2Al+3Cl2==2AlCl3 b、與酸：2Al+6HCl==2AlCl3+3H2↑，2Al+3H2SO4==Al2(SO4)3+3H2↑
常溫常壓下，鋁遇濃硫酸或濃硝酸會發生鈍化，所以可用鋁制容器盛裝濃硫酸或濃硝酸c、與強堿：2Al+2NaOH+2H2O==2NaAlO2(偏鋁酸鈉)+3H2↑(2Al+2OH-+2H2O==2AlO2+3H2↑)大多數金屬不與堿反應，但鋁卻可以
-3+d、鋁熱反應：2Al+Fe2O3===2Fe+Al2O3，鋁具有較強的還原性，可以還原一些金屬氧化物 Ⅱ、鋁的化合物
①Al2O3(典型的兩性氧化物)a、與酸：Al2O3+6H==2Al+3H2O b、與堿：Al2O3+2OH-==2AlO2+H2O ②Al(OH)3(典型的兩性氫氧化物)：白色不溶于水的膠狀物質，具有吸附作用 a、實驗室制備：AlCl3+3NH3?H2O==Al(OH)3↓+3NH4Cl，Al+3NH3?H2O==Al(OH)3↓+3NH4
b、與酸、堿反應：與酸 Al(OH)3+3H==Al+3H2O 與堿 Al(OH)3+OH==AlO2+2H2O ③KAl(SO4)2(硫酸鋁鉀)KAl(SO4)2?12H2O，十二水和硫酸鋁鉀，俗名：明礬
KAl(SO4)2==K++Al+2SO4，Al會水解：Al+3H2O Al(OH)3+3H
因為Al(OH)3具有很強的吸附型，所以明礬可以做凈水劑
14、鐵Fe ①物理性質：銀白色光澤，密度大，熔沸點高，延展性，導電導熱性較好，能被磁鐵吸引。鐵在地殼中的含量僅次于氧、硅、鋁，排第四。②化學性質：
a、與非金屬：Fe+S==FeS，3Fe+2O2===Fe3O4，2Fe+3Cl2===2FeCl3 b、與水：3Fe+4H2O(g)===Fe3O4+4H2
c、與酸(非氧化性酸)：Fe+2H==Fe+H2 與氧化性酸，如硝酸、濃硫酸，會被氧化成三價鐵
d、與鹽：如CuCl2、CuSO4等，Fe+Cu==Fe+Cu Fe和Fe離子的檢驗： ①溶液是淺綠色的 2+3+
2+
2+
+
2+3+
2-3+
3+
+--+
3+3+
+
+
3+
-Fe ②與KSCN溶液作用不顯紅色，再滴氯水則變紅
③加NaOH溶液現象：白色 灰綠色 紅褐色 Fe ①與無色KSCN溶液作用顯紅色 ②溶液顯黃色或棕黃色
③加入NaOH溶液產生紅褐色沉淀
15、硅及其化合物 Ⅰ、硅
硅是一種親氧元素，自然界中總是與氧結合，以熔點很高的氧化物及硅酸鹽的形式存在。硅有晶體和無定型兩種。晶體硅是帶有金屬光澤的灰黑色固體，熔點高、硬度大、有脆性，常溫下不活潑。晶體硅的導電性介于導體和絕緣體之間，是良好的半導體材料，可制成光電池等能源。
Ⅱ、硅的化合物
①二氧化硅
a、物理性質：二氧化硅具有晶體和無定形兩種。熔點高，硬度大。b、化學性質：酸性氧化物，是H2SiO3的酸酐，但不溶于水 SiO2+CaO===CaSiO3，SiO2+2NaOH==Na2SiO3+H2O，SiO2+4HF==SiF4↑+2H2O c、用途：是制造光導纖維德主要原料；石英制作石英玻璃、石英電子表、石英鐘等；水晶常用來制造電子工業的重要部件、光學儀器、工藝品等；石英砂常用作制玻璃和建筑材料。
②硅酸鈉：硅酸鈉固體俗稱泡花堿，水溶液俗稱水玻璃，是無色粘稠的液體，常作粘合劑、防腐劑、耐火材料。放置在空氣中會變質：Na2SiO3+CO2+H2O==H2SiO3↓+Na2CO3。實驗室可以用可溶性硅酸鹽與鹽酸反應制備硅酸：Na2SiO3+2HCl==2NaCl+H2SiO3↓ 3+2+③硅酸鹽：
a、是構成地殼巖石的主要成分，種類多，結構復雜，常用氧化物的形式來表示組成。其表示方式
活潑金屬氧化物?較活潑金屬氧化物?二氧化硅?水。如：滑石Mg3(Si4O10)(OH)2可表示為3MgO?4SiO2?H2O b、硅酸鹽工業簡介：以含硅物質為原料，經加工制得硅酸鹽產品的工業成硅酸鹽工業，主要包括陶瓷工業、水泥工業和玻璃工業，其反應包含復雜的物理變化和化學變化。
水泥的原料是黏土和石灰石；玻璃的原料是純堿、石灰石和石英，成份是Na2SiO3?CaSiO3?4SiO2；陶瓷的原料是黏土。注意：三大傳統硅酸鹽產品的制備原料中，只有陶瓷沒有用到石灰石。
16、氯及其化合物
①物理性質：通常是黃綠色、密度比空氣大、有刺激性氣味氣體，能溶于水，有毒。
②化學性質：氯原子易得電子，使活潑的非金屬元素。氯氣與金屬、非金屬等發生氧化還原反應，一般作氧化劑。與水、堿溶液則發生自身氧化還原反應，既作氧化劑又作還原劑。
拓展
1、氯水：氯水為黃綠色，所含Cl2有少量與水反應(Cl2+H2O==HCl+HClO)，大部分仍以分子形
式存在，其主要溶質是Cl2。新制氯水含Cl2、H2O、HClO、H、Cl、ClO、OH等微粒
拓展
2、次氯酸：次氯酸(HClO)是比H2CO3還弱的酸，溶液中主要以HClO分子形式存在。是一種具有強氧化性(能殺菌、消毒、漂白)的易分解(分解變成HCl和O2)的弱酸。
+
---拓展
3、漂白粉：次氯酸鹽比次氯酸穩定，容易保存，工業上以Cl2和石灰乳為原料制取漂白粉，其主要成分是CaCl2和Ca(ClO)2，有效成分是Ca(ClO)2，須和酸(或空氣中CO2)作用產生次氯酸，才能發揮漂白作用。
17、溴、碘的性質和用途
溴 碘
物理性質 深紅棕色，密度比水大，液體，強烈刺激性氣味，易揮發，強腐蝕性 紫黑色固體，易升華。氣態碘在空氣中顯深紫紅色，有刺激性氣味
在水中溶解度很小，易溶于酒精、四氯化碳等有機溶劑
化學性質 能與氯氣反應的金屬、非金屬一般也能與溴、碘反應，只是反應活性不如氯氣。氯、溴、碘的氧化性強弱：Cl2＞Br2＞I2
18、二氧化硫
①物理性質：無色，刺激性氣味，氣體，有毒，易液化，易溶于水(1：40)，密度比空氣大 ②化學性質：
a、酸性氧化物：可與水反應生成相應的酸——亞硫酸(中強酸)：SO2+H2O H2SO3
可與堿反應生成鹽和水：SO2+2NaOH==Na2SO3+H2O，SO2+Na2SO3+H2O==2NaHSO3 b、具有漂白性：可使品紅溶液褪色，但是是一種暫時性的漂白 c、具有還原性：SO2+Cl2+2H2O==H2SO4+2HCl
18、硫酸
①物理性質：無色、油狀液體，沸點高，密度大，能與水以任意比互溶，溶解時放出大量的熱
②化學性質：酸酐是SO3，其在標準狀況下是固態 物質組成性質 濃硫酸 稀硫酸 電離情況H2SO4==2H+SO4 主要微粒 H2SO4 H、SO4、(H2O)顏色、狀態 無色粘稠油狀液體 無色液體 性質 四大特性 酸的通性 濃硫酸的三大特性
a、吸水性：將物質中含有的水分子奪去(可用作氣體的干燥劑)b、脫水性：將別的物質中的H、O按原子個數比2：1脫出生成水 c、強氧化性：
ⅰ、冷的濃硫酸使Fe、Al等金屬表面生成一層致密的氧化物薄膜而鈍化
ⅱ、活潑性在H以后的金屬也能與之反應(Pt、Au除外)：Cu+2H2SO4(濃)===CuSO4+SO2↑+2H2O ⅲ、與非金屬反應：C+2H2SO4(濃硫酸)===CO2↑+2SO2↑+2H2O ⅳ、與較活潑金屬反應，但不產生H2
d、不揮發性：濃硫酸不揮發，可制備揮發性酸，如HCl：NaCl+H2SO4(濃)==NaHSO4+HCl 三大強酸中，鹽酸和硝酸是揮發性酸，硫酸是不揮發性酸
③酸雨的形成與防治
pH小于5.6的雨水稱為酸雨，包括雨、雪、霧等降水過程，是由大量硫和氮的氧化物被雨水吸收而形成。硫酸型酸雨的形成原因是化石燃料及其產品的燃燒、含硫金屬礦石的冶煉和硫酸的生產等產生的廢氣中含有二氧化硫：SO2、H2SO3、H2SO4。在防治時可以開發新能源，對含硫燃料進行脫硫處理，提高環境保護意識。
19、氮及其化合物 Ⅰ、氮氣(N2)+
2-+2-a、物理性質：無色、無味、難溶于水、密度略小于空氣，在空氣中體積分數約為78% b、分子結構：分子式——N2，電子式——，結構式——N≡N c、化學性質：結構決定性質，氮氮三鍵結合非常牢固，難以破壞，所以但其性質非常穩定。
①與H2反應：N2+3H2 2NH3
②與氧氣反應：N2+O2========2NO(無色、不溶于水的氣體，有毒)2NO+O2===2NO2(紅棕色、刺激性氣味、溶于水氣體，有毒)3NO2+H2O===2HNO3+NO，所以可以用水除去NO中的NO
2兩條關系式：4NO+3O2+2H2O==4HNO3，4NO2+O2+2H2O==4HNO
3Ⅱ、氨氣(NH3)a、物理性質：無色、刺激性氣味，密度小于空氣，極易溶于水(1∶700)，易液化，汽化時吸收大量的熱，所以常用作制冷劑 b、分子結構：分子式——NH3，電子式——，結構式——H—N—H c、化學性質：
①與水反應：NH3+H2O NH3?H2O(一水合氨)NH4++OH，所以氨水溶液顯堿性 ②與氯化氫反應：NH3+HCl==NH4Cl，現象：產生白煙 d、氨氣制備：原理：銨鹽和堿共熱產生氨氣 方程式：2NH4Cl+Ca(OH)2===2NH3↑+2H2O+CaCl2 裝置：和氧氣的制備裝置一樣
收集：向下排空氣法(不能用排水法，因為氨氣極易溶于水)(注意：收集試管口有一團棉花，防止空氣對流，減緩排氣速度，收集較純凈氨氣)驗證氨氣是否收集滿：用濕潤的紅色石蕊試紙靠近試管口，若試紙變藍說明收集滿
-干燥：堿石灰(CaO和NaOH的混合物)Ⅲ、銨鹽
a、定義：銨根離子(NH4)和酸根離子(如Cl、SO4、CO3)形成的化合物，如NH4Cl，NH4HCO3等
b、物理性質：都是晶體，都易溶于水 c、化學性質：
①加熱分解：NH4Cl===NH3↑+HCl↑，NH4HCO3===NH3↑+CO2↑+H2O ②與堿反應：銨鹽與堿共熱可產生刺激性氣味并能使濕潤紅色石蕊試紙變藍的氣體即氨氣，故可以用來檢驗銨根離子的存在，如：NH4NO3+NaOH===NH3↑+H2O+NaCl,，離子方程式為：NH4+OH===NH3↑+H2O，是實驗室檢驗銨根離子的原理。
d、NH4的檢驗：NH4+OH===NH3↑+H2O。操作方法是向溶液中加入氫氧化鈉溶液并加熱，用濕潤的紅色石蕊試紙靠近試管口，觀察是否變藍，如若變藍則說明有銨根離子的存在。20、硝酸
①物理性質：無色、易揮發、刺激性氣味的液體。濃硝酸因為揮發HNO3產生“發煙”現象，故叫做發煙硝酸
②化學性質：a、酸的通性：和堿，和堿性氧化物反應生成鹽和水 b、不穩定性：4HNO3=== 4NO2↑+2H2O+O2↑，由于HNO3分解產生的NO2溶于水，所以久置的硝酸會顯黃色，只需向其中通入空氣即可消除黃色 +
+
-+
-+
-2-2-c、強氧化性：ⅰ、與金屬反應：3Cu+8HNO3(稀)===3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O Cu+4HNO3(濃)===Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O 常溫下Al、Fe遇濃硝酸會發生鈍化，所以可以用鋁制或鐵制的容器儲存濃硝酸 ⅱ、與非金屬反應：C+4HNO3(濃)===CO2↑+4NO2↑+2H2O d、王水：濃鹽酸和濃硝酸按照體積比3：1混合而成，可以溶解一些不能溶解在硝酸中的金屬如Pt、Au等
21、元素周期表和元素周期律 ①原子組成：
原子核 中子 原子不帶電：中子不帶電，質子帶正電荷，電子帶負電荷 原子組成 質子 質子數==原子序數==核電荷數==核外電子數
核外電子 相對原子質量==質量數 ②原子表示方法：
A：質量數 Z：質子數 N：中子數 A=Z+N 決定元素種類的因素是質子數多少，確定了質子數就可以確定它是什么元素 ③同位素：質子數相同而中子數不同的原子互稱為同位素，如：16O和18O，12C和14C，35Cl和37Cl ④電子數和質子數關系：不帶電微粒：電子數==質子數
帶正電微粒：電子數==質子數—電荷
帶負電微粒：電子數==質子數+電荷數 ⑤1—18號元素(請按下圖表示記憶)H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar ⑥元素周期表結構
短周期(第1、2、3周期，元素種類分別為2、8、8)元周期(7個橫行)長周期(第4、5、6周期，元素種類分別為18、18、32)素
不完全周期(第7周期，元素種類為26，若排滿為32)周 主族(7個)(ⅠA—ⅦA)期 族(18個縱行，16個族)副族(7個)(ⅠB—ⅦB)表 0族(稀有氣體族：He、Ne、Ar、Kr、Xe、Rn)Ⅷ族(3列)⑦元素在周期表中的位置：周期數==電子層數，主族族序數==最外層電子數==最高正化合價 ⑧元素周期律：
從左到右：原子序數逐漸增加，原子半徑逐漸減小，得電子能力逐漸增強(失電子能力逐漸減弱)，非金屬性逐漸增強(金屬性逐漸減弱)從上到下：原子序數逐漸增加，原子半徑逐漸增大，失電子能力逐漸增強(得電子能力逐漸減弱)，金屬性逐漸增強(非金屬性逐漸減弱)所以在周期表中，非金屬性最強的是F，金屬性最強的是Fr(自然界中是Cs，因為Fr是放射性元素)判斷金屬性強弱的四條依據：
a、與酸或水反應的劇烈程度以及釋放出氫氣的難易程度，越劇烈則越容易釋放出H2，金屬性越強
b、最高價氧化物對應水化物的堿性強弱，堿性越強，金屬性越強 c、金屬單質間的相互置換(如：Fe+CuSO4==FeSO4+Cu)d、原電池的正負極（負極活潑性＞正極）判斷非金屬性強弱的三條依據：
a、與H2結合的難易程度以及生成氣態氫化物的穩定性，越易結合則越穩定，非金屬性越強
b、最高價氧化物對應水化物的酸性強弱，酸性越強，非金屬性越強 c、非金屬單質間的相互置換(如：Cl2+H2S==2HCl+S↓)注意：“相互證明”——由依據可以證明強弱，由強弱可以推出依據 ⑨化學鍵：原子之間強烈的相互作用
共價鍵 極性鍵 化學鍵 非極性鍵
離子鍵
共價鍵：原子之間通過共用電子對的形式形成的化學鍵，一般由非金屬元素與非金屬元素間形成。
非極性鍵：相同的非金屬原子之間，A—A型，如：H2，Cl2，O2，N2中存在非極性鍵
極性鍵：不同的非金屬原子之間，A—B型，如：NH3，HCl，H2O，CO2中存在極性鍵
離子鍵：原子之間通過得失電子形成的化學鍵，一般由活潑的金屬(ⅠA、ⅡA)與活潑的非金屬元素(ⅥA、ⅦA)間形成，如：NaCl，MgO，KOH，Na2O2，NaNO3中存在離子鍵
注：有NH4+離子的一定是形成了離子鍵；AlCl3中沒有離子鍵，是典型的共價鍵
共價化合物：僅僅由共價鍵形成的化合物，如：HCl，H2SO4，CO2，H2O等
離子化合物：存在離子鍵的化合物，如：NaCl，Mg(NO3)2，KBr，NaOH，NH4Cl
22、化學反應速率
①定義：單位時間內反應物濃度的減少量或生成物濃度的增加量，v==△C/△t ②影響化學反應速率的因素：
濃度：濃度增大，速率增大 溫度：溫度升高，速率增大
壓強：壓強增大，速率增大(僅對氣體參加的反應有影響)催化劑：改變化學反應速率 其他：反應物顆粒大小，溶劑的性質
23、原電池
負極(Zn)：Zn—2e-==Zn2+ 正極(Cu)：2H++2e-==H2↑
①定義：將化學能轉化為電能的裝置 ②構成原電池的條件：
a、有活潑性不同的金屬(或者其中一個為碳棒)做電極，其中較活潑金屬 做負極，較不活潑金屬做正極
b、有電解質溶液 c、形成閉合回路
24、烴
①有機物
a、概念：含碳的化合物，除CO、CO2、碳酸鹽等無機物外
b、結構特點：ⅰ、碳原子最外層有4個電子，一定形成四根共價鍵 ⅱ、碳原子可以和碳原子結合形成碳鏈，還可以和其他原子結合 ⅲ、碳碳之間可以形成單鍵，還可以形成雙鍵、三鍵 ⅳ、碳碳可以形成鏈狀，也可以形成環狀
c、一般性質：ⅰ、絕大部分有機物都可以燃燒(除了CCl4不僅布燃燒，還可以用來滅火)ⅱ、絕大部分有機物都不溶于水(乙醇、乙酸、葡萄糖等可以)②烴：僅含碳、氫兩種元素的化合物(甲烷、乙烯、苯的性質見表)③烷烴：
a、定義：碳碳之間以單鍵結合，其余的價鍵全部與氫結合所形成的鏈狀烴稱之為烷烴。因為碳的所有價鍵都已經充分利用，所以又稱之為飽和烴 b、通式：CnH2n+2，如甲烷(CH4)，乙烷(C2H6)，丁烷(C4H10)c、物理性質：隨著碳原子數目增加，狀態由氣態(1—4)變為液態(5—16)再變為固態(17及以上)d、化學性質(氧化反應)：能夠燃燒，但不能使酸性高錳酸鉀溶液褪色，同甲烷 CnH2n+2+(3n+1)/2O2 nCO2+(n+1)H2O e、命名(習慣命名法)：碳原子在10個以內的，用甲、乙、丙、丁、戊、己、庚、辛、壬、癸命名
④同分異構現象：分子式相同，但結構不同的現象，稱之為同分異構現象 同分異構體：具有同分異構現象的物質之間稱為同分異構體 如C4H10有兩種同分異構體：CH3CH2CH2CH3(正丁烷)，CH3CHCH3(異丁烷)甲烷 乙烯 苯 分子式 CH4 C2H4 C6H6 結構式 不作要求 結構簡式 CH4
CH2=CH2 或電子式不作要求
空間結構 正四面體結構平面型平面型(無單鍵，無雙鍵，介于單、雙鍵間特殊的鍵，大∏鍵)物理性質 無色、無味、難溶于水、密度比空氣小的氣體，是天然氣、沼氣、油田氣、煤道坑氣的主要成分 無色、稍有氣味的氣體，難溶于水，密度略小于空氣 無色、有特殊香味的液體，不溶于水，密度比水小，有毒 化學性質 ①氧化反應： CH4+2O2 CO2+2H2O ②取代反應：
CH4+Cl2 CH3Cl+HCl ①氧化反應： a．能使酸性高錳酸鉀褪色 b．C2H4+3O2 2CO2+2H2O ②加成反應：
CH2=CH2+Br2 ③加聚反應：
nCH2=CH2 —CH2—CH2—
產物為聚乙烯，塑料的主要成份，是高分子化合物 ①氧化反應： a．不能使酸性高錳酸鉀褪色 b．2C6H6+15O2 12CO2+6H2O ②取代反應：
a．與液溴反應： +Br2 +HBr b．與硝酸反應： +HO-NO2 +H2O ③加成反應： +3H2(環己烷)用途 可以作燃料，也可以作為原料制備氯仿(CH3Cl，麻醉劑)、四氯化碳、炭黑等 石化工業的重要原料和標志，水果催熟劑，植物生長調節劑，制造塑料，合成纖維等 有機溶劑，化工原料
注：取代反應——有機物分子中一個原子或原子團被其他原子或原子團代替的反應：有上有下 加成反應——有機物分子中不飽和鍵(雙鍵或三鍵)兩端的原子與其他原子直接相連的反應：只上不下
芳香烴——含有一個或多個苯環的烴稱為芳香烴。苯是最簡單的芳香烴(易取代，難加成)。
25、烴的衍生物 ①乙醇：
a、物理性質：無色，有特殊氣味，易揮發的液體，可和水以任意比互溶，良好的溶劑
b、分子結構：分子式——C2H6O，結構簡式——CH3CH2OH或C2H5OH，官能團——羥基，—OH c、化學性質：ⅰ、與活潑金屬(Na)反應： 2CH3CH2OH+2Na 2CH3CH2ONa+H2↑
ⅱ、氧化反應：燃燒：C2H5OH+3O2 2CO2+3H2O 催化氧化：2CH3CH2OH+O2 2CH3CHO+2H2O ⅲ、酯化反應：CH3COOH+CH3CH2OH CH3COOCH2CH3+H2O d、乙醇的用途：燃料，醫用消毒(體積分數75%)，有機溶劑，造酒 ②乙酸：
a、物理性質：無色，有強烈刺激性氣味，液體，易溶于水和乙醇。純凈的乙酸稱為冰醋酸。
b、分子結構：分子式——C2H4O2，結構簡式——CH3COOH，官能團——羧基，—COOH c、化學性質：ⅰ、酸性(具備酸的通性)：比碳酸酸性強
2CH3COOH+Na2CO3=2CH3COONa+H2O+CO2，CH3COOH+NaOH=CH3COONa+H2O ⅱ、酯化反應(用飽和Na2CO3溶液來吸收，3個作用)d、乙酸的用途：食醋的成分(3%—5%)③酯：
a、物理性質：密度小于水，難溶于水。低級酯具有特殊的香味。b、化學性質：水解反應
ⅰ、酸性條件下水解：CH3COOCH2CH3+H2O CH3COOH+CH3CH2OH ⅱ、堿性條件下水解：CH3COOCH2CH3+NaOH CH3COONa+CH3CH2OH
26、煤、石油、天然氣
①煤：由有機物和少量無機物組成的復雜混合物，可通過干餾、氣化和液化進行綜合利用
蒸餾：利用物質沸點(相差在20℃以上)的差異將物質進行分離，物理變化，產物為純凈物
分餾：利用物質沸點(相差在5℃以內)的差異將物質分離，物理變化，產物為混合物
干餾：隔絕空氣條件下對物質進行強熱使其發生分解，化學變化
②天然氣：主要成份是CH4，重要的化石燃料，也是重要的化工原料(可加熱分解制炭黑和H2)③石油：多種碳氫化合物(烷烴、環烷烴、芳香烴)的混合物，可通過分餾、裂化、裂解、催化重整進行綜合利用
分餾的目的：得到碳原子數目不同的各種油，如液化石油氣、汽油、煤油、柴油、重油等
裂化的目的：對重油進行裂化得到輕質油(汽油、煤油、柴油等)，產物一定是一個烷烴分子加一個烯烴分子
裂解的目的：得到重要的化工原料“三烯”(乙烯、丙烯、1，3—丁二烯)催化重整的目的：得到芳香烴(苯及其同系物)
27、常見物質或離子的檢驗方法 物質(離子)方法及現象
Cl 先用硝酸酸化，然后加入硝酸銀溶液，生成不溶于硝酸的白色沉淀 SO 先加鹽酸酸化，然后加入氯化鋇溶液，生成不溶于硝酸的白色沉淀 CO3 加入硝酸鋇溶液，生成白色沉淀，該沉淀可溶于硝酸(或鹽酸)，并生成無色無味、能使澄清石灰水變渾濁的氣體(CO2)2-2-4-Al 加入NaOH溶液產生白色沉淀，繼續加入NaOH溶液，沉淀消失 Fe(★)加入KSCN溶液，溶液立即變為血紅色
NH4(★)與NaOH溶液共熱，放出使濕潤的紅色石蕊試紙變藍的刺激性氣味+3+3+的氣體(NH3)Na+ 焰色反應呈黃色
K+ 焰色反應呈淺紫色(透過藍色鈷玻璃)I2 遇淀粉溶液可使淀粉溶液變藍
蛋白質 灼燒，有燒焦的羽毛氣味
第四篇：人教版高中化學必修一知識點總結
人教版高中化學必修一知識點總結
一實驗 1．實驗安全 嚴格按照實驗操作規程進行操作，是避免或減少實驗事故的前提，然后在實驗中要注意五防，即防止火災、防止爆炸、防止倒吸引起爆裂、防止有害氣體污染空氣、防止暴沸。
2．實驗中意外事故的處理方法（1）創傷急救
用藥棉或紗布把傷口清理干凈，若有碎玻璃片要小心除去，用雙氧水擦洗或涂紅汞水，也可涂碘酒（紅汞與碘酒不可同時使用），再用創可貼外敷。
（2）燙傷和燒傷的急救
可用藥棉浸75%—95%的酒精輕涂傷處，也可用3%—5%的KMnO4溶液輕擦傷處到皮膚變棕色，再涂燙傷藥膏。
（3）眼睛的化學灼傷
應立即用大量流水沖洗，邊洗邊眨眼睛。如為堿灼傷，再用20%的硼酸溶液淋洗；若為酸灼傷，則用3%的NaHCO3溶液淋洗。
（4）濃酸和濃堿等強腐蝕性藥品 使用時應特別小心，防止皮膚或衣物被腐蝕。如果酸（或堿）流在實驗桌上，立即用NaHCO3溶液（或稀醋酸）中和，然后用水沖洗，再用抹布擦干。如果只有少量酸或堿滴到實驗桌上，立即用濕抹布擦凈，再用水沖洗抹布。
如果不慎將酸沾到皮膚或衣物上，立即用較多的水沖洗，再用3%—5%的NaHCO3溶液沖洗。如果堿性溶液沾到皮膚上，要用較多的水沖洗，再涂上硼酸溶液。
（5）撲滅化學火災注意事項
①與水發生劇烈反應的化學藥品不能用水撲救。如鉀、鈉、鈣粉、鎂粉、鋁粉、電石、PCl3、PCl5、過氧化鈉、過氧化鋇等著火。
②比水密度小的有機溶劑，如苯、石油等烴類、醇、醚、酮、酯類等著火，不能用水撲滅，否則會擴大燃燒面積；比水密度大且不溶于水的有機溶劑，如CS2著火，可用水撲滅，也可用泡沫滅火器、二氧化碳滅火器撲滅。
③反應器內的燃燒，如是敞口器皿可用石棉布蓋滅。蒸餾加熱時，如因冷凝效果不好，易燃蒸氣在冷凝器頂端燃著，絕對不可用塞子或其他物件堵塞冷凝管口，應先停止加熱，再行撲救，以防爆炸。
3．混合物的分離和提純（1）混合物分離和提純方法的選擇
①固體與固體混合物：若雜質或主要物質易分解、易升華時用加熱法；若一種易溶，另一種難溶，可用溶解過濾法；若二者均易溶，但溶解度受溫度的影響差別較大，可用重結晶法；還可加入某種試劑使雜質除去，然后再結晶得到主要物質。
②固體與液體混合物：若固體不溶于液體，可用過濾法；若固體溶于液體，可用結晶或蒸餾方法。③液體與液體混合物：若互不相溶，可用分液法，若互溶在一邊且沸點差別較大，可用蒸餾法；若互溶在一起且沸點差別不大，可選加某種化學試劑萃取后再蒸餾。
④氣體與氣體混合物：一般用洗氣法，可選用液體或固體除雜試劑。（2）幾種常見的混合物的分離和提純方法 2 分離和提純方法 分離的物質 主要儀器 應用舉例 傾 析 從液體中分離密度較大且不溶的固體 燒杯、玻璃棒 分離沙和水
過 濾 從液體中分離不溶的固體 粗鹽提純 溶解和過濾 分離兩種固體，一種能溶于某溶劑，另一種則不溶 分離食鹽和沙 離心分離法 從液體中分離不溶的固體 分離泥和水 結晶法 從溶液中分離已溶解的溶質 從海水中提取食鹽 分液 分離兩種不互溶的液體 分離油和水 萃取 加入適當溶劑把混合物中某成分溶解及分離 用苯提取水溶液中的溴 蒸餾 從溶液中分離溶劑和非揮發性溶質 從海水中制取純水 分餾 分離兩種互溶而沸點差別較大的液體 石油的分離 升華 分離兩種固體，其中只有一種可以升華 分離碘和沙 吸附 除去混合物中的氣態或固態雜質 用活性炭除去黃糖中的有色雜質 色層分析法 分離溶液中的溶質 分離黑色墨水中不同顏色的物質
4．離子的檢驗 一般來講，陽離子的檢驗需選擇合適的陰離子，陰離子的檢驗需選擇合適的陽離子，并要求具有特別的明顯現象。這就需要選擇合適的檢驗試劑及其添加順序，以避免干擾離子的干擾。
待檢離子 選用試劑 反應現象 ．
待檢離子 選用試劑 反應現象
Al NaOH 白色沉淀，堿過量后沉淀溶解 Fe KSCN 出現血紅色溶液 Ca Na2CO3，HCl 白色沉淀，加鹽酸后產生無色無味氣體 Cl AgNO3，HNO3 不溶于HNO3的白色沉淀
SO4 BaCl2或Ba(NO3)2，HCl或HNO3 不溶于強酸的白色沉淀 CO3 CaCl2或BaCl2，HCl或HNO3 白色沉淀，加酸后產生無色無味使澄清石灰水變渾濁的氣體 2-2--2+3+3+ 化學計量在實驗中的應用 1物質的量
定義：表示一定數目微粒的集合體 符號n 單位 摩爾 符號 mol 阿伏加德羅常數：0.012kgC-12中所含有的碳原子數。用NA表示，約為6.02x1023 微粒與物質的量的公式N：n=NA 2摩爾質量：單位物質的量的物質所具有的質量 用M表示 單位：g/mol 數值上等于該物質的分子量或相對原子質量
質量與物質的量的公式：n=m M 3物質的體積決定：①微粒的數目 ②微粒的大小 ③微粒間的距離 氣體體積主要決定①微粒的數目 ②微粒間的距離 體積與物質的量的公式：n=VVm 標準狀況下，1mol任何氣體的體積都約為22.4L 4阿伏加德羅定律：同溫同壓下，相同體積的任何氣體都含有相同的分子數
5物質的量濃度：單位體積溶液中所含溶質B的物質的量。符號CB 單位：mol/l 公式：CB=nB/V nB=CB×V V=nB/CB
C（濃）×V（濃）=C（稀）×V（稀）溶液稀釋規律 3 6．一定物質的量濃度溶液的配制
（1）容量瓶是配制一定物質的量濃度溶液的儀器，其常用規格有100 mL、250 mL、500 mL、1000 mL等，使用時一定要注意其規律，如500 mL的容量瓶。并且使用前一定要檢查其是否漏水。
（2）配制步驟，所用儀器及注意事項 配制步驟 使用儀器 注意事項 計算 —— 固體求溶質質量，液體求其體積。
稱量／量取 托盤天平或滴定管（量筒）、小燒杯 天平的精確度為0.1 g，量筒的精確度為0.1 mL，量筒量取液體后不需要洗滌。溶解／稀釋 燒杯、玻璃棒 溶解要在小燒杯中，切不可在容量瓶中直接溶解。
冷卻 —— 將液體恢復到室溫（20℃）
轉移 一定體積的容量瓶 轉移時要用玻璃棒引流，以防液體濺失 洗滌 —— 洗燒杯和玻璃棒2—3次，并將洗滌液轉入容量瓶 振蕩 —— 使溶液充分混合
定容 膠頭滴管 加水至刻度線1—2 cm時，用膠頭滴管滴加，并使視線、刻度線、凹液面相切。搖勻 —— 兩手握住容量瓶，上下顛倒搖勻。
裝瓶貼簽 試劑瓶 容量瓶不能用于長期貯存溶液。計算：算出固體溶質的質量或液體溶質的體積。
稱量：用托盤天平稱取固體溶質質量，用量簡量取所需液體溶質的體積。溶解：將固體或液體溶質倒入燒杯中，加入適量的蒸餾水（約為所配溶液體積的1/6），用玻璃棒攪拌使之
溶解，冷卻到室溫后，將溶液引流注入容量瓶里。
洗滌（轉移）：用適量蒸餾水將燒杯及玻璃棒洗滌2－3次，將洗滌液注入容量瓶。振蕩，使溶液混合均勻。定容：繼續往容量瓶中小心地加水，直到液面接近刻度線1cm處，改用膠頭滴管加，使凹液面恰好與刻度
相切。把容量瓶蓋緊，再振蕩搖勻。
搖勻 ： 兩手握住容量瓶，上下顛倒搖勻。
裝瓶貼簽： 試劑瓶 容量瓶不能用于長期貯存溶液。
具體要做到：移量要精確，溶解要安全，冷卻要充分，洗滌要潔凈，定容要準確，混合要均勻。
誤差分析：由公式知，凡是溶質的物質的量減少或使溶液體積增大的操作，都會使c偏低，反之偏高。溶質質量分數（W）與溶質的物質的量濃度（c）的轉化：（注意其中的單位換算）
物質及其變化的分類 1．物質及其變化的分類（1）物質的分類
分類是學習和研究物質及其變化的一種基本方法，它可以是有關物質及其變化的知識系統化，有助于我們了解物質及其變化的規律。分類要有一定的標準，根據不同的標準可以對化學物質及其變化進行不同的分類。分類常用的方法是交叉分類法和樹狀分類法。
（2）化學變化的分類
根據不同標準可以將化學變化進行分類：
①根據反應前后物質種類的多少以及反應物和生成物的類別可以將化學反應分為：化合反應、分解反應、置換反應、復分解反應。
②根據反應中是否有離子參加將化學反應分為離子反應和非離子反應。4 ③根據反應中是否有電子轉移將化學反應分為氧化還原反應和非氧化還原反應。
2．電解質和離子反應（1）電解質的相關概念 ①電解質和非電解質：電解質是在水溶液里或熔融狀態下能夠導電的化合物；非電解質是在水溶液里和熔融狀態下都不能夠導電的化合物。
②電離：電離是指電解質在水溶液中產生自由移動的離子的過程。③酸、堿、鹽是常見的電解質
酸是指在水溶液中電離時產生的陽離子全部為H+的電解質；堿是指在水溶液中電離時產生的陰離子全部為OH-的電解質；鹽電離時產生的離子為金屬離子和酸根離子或銨根離子。
（2）離子反應
①有離子參加的一類反應稱為離子反應。
②復分解反應實質上是兩種電解質在溶液中相互交換離子的反應。發生復分解反應的條件是有沉淀生成、有氣體生成和有水生成。只要具備這三個條件中的一個，復分解反應就可以發生。
③在溶液中參加反應的離子間發生電子轉移的離子反應又屬于氧化還原反應。
（3）離子方程式
離子方程式是用實際參加反應的離子符號來表示反應的式子。離子方程式更能顯示反應的實質。通常一個離子方程式不僅能表示某一個具體的化學反應，而且能表示同一類型的離子反應。
離子方程式的書寫一般依照“寫、拆、刪、查”四個步驟。一個正確的離子方程式必須能夠反映化學變化的客觀事實，遵循質量守恒和電荷守恒，如果是氧化還原反應的離子方程式，反應中得、失電子的總數還必須相等。
3．氧化還原反應
（1）氧化還原反應的本質和特征
氧化還原反應是有電子轉移（電子得失或共用電子對偏移）的化學反應，它的基本特征是反應前后某些元素的化合價發生變化。
（2）氧化劑和還原劑
反應中，得到電子（或電子對偏向），所含元素化合價降低的反應物是氧化劑；失去電子（或電子對偏離），所含元素化合價升高的反應物是還原劑。在氧化還原反應中，氧化劑發生還原反應，生成還原產物；還原劑發生氧化反應，生成氧化產物。氧化還原反應中物質的變化關系可用下式表示：
（3）氧化還原反應中得失電子總數必定相等，化合價升高、降低的總數也必定相等。5（4）表示方法
（5）氧化還原性的強弱判定
1物質的氧化性是指物質得電子的能力，還原性是指物質失電子的能力。物質氧化性、還原性的強弱取決于物質得失電子的能力（與得失電子的數量無關）。
2從方程式與元素性質的角度，氧化性與還原性的有無與強弱可用以下幾點判定 ：
3（1）從元素所處的價態考慮，可初步分析物質所具備的性質（無法分析其強弱）。最高價態——[9] 只有氧化性，如H2SO4、KmnO
4中的S、Mn元素；最低價態，只有還原性，如Cl-、S2-等；中間價態——既有氧化性又有還原性，如Fe、S、SO2等。(2)根據氧化還原的方向判斷：
氧化性：氧化劑>氧化產物；還原性：還原劑>還原產物。4．分散系、膠體的性質（1）分散系
把一種（或多種）物質分散在另一種（或多種）物質中所得到的體系，叫做分散系。前者屬于被分散的物質，稱作分散質；后者起容納分散質的作用，稱作6 分散劑。當分散劑是水或其他液體時，按照分散質粒子的大小，可以把分散系分為溶液、膠體和濁液。
（2）膠體和膠體的特性
①分散質粒子大小在1nm~100nm之間的分散系稱為膠體。膠體在一定條件下能穩定存在，穩定性介于溶液和濁液之間，屬于介穩體系。
②膠體的特性
膠體的丁達爾效應：當光束通過膠體時，由于膠體粒子對光線散射而形成光的“通路”，這種現象叫做丁達爾效應。溶液沒有丁達爾效應，根據分散系是否有丁達爾效應可以區分溶液和膠體。
膠體粒子具有較強的吸附性，可以吸附分散系的帶電粒子使自身帶正電荷（或負電荷），因此膠體還具有介穩性以及電泳現象。
金屬 一金屬
1．金屬單質的化學性質 金屬活動順序 Na Al Fe Cu 金屬原子失電子能力；依次減弱，還原性依次減弱
與空氣中氧氣的反應 易被氧化 常溫時能被氧化 加熱時能被氧化
與水的反應 常溫可置換出水中的氫 加熱或與水蒸氣反應時能置換出水中的氫 不與水反應
與酸的反應 能置換出稀酸中的氫 不能置換稀酸中的氫
反應劇烈（先與酸反應再與水反應）反應程度依次減弱（可在冷的濃硫酸、濃硝酸中發生鈍化）能跟濃硫酸、濃硝酸反應
與鹽的反應 排在金屬活動順序表前面的金屬可將后面的金屬從其鹽溶液中置換出來（鈉會與水反應置換出氫氣）
與堿的反應 不反應 Al 可以與堿溶液反應，產生氫氣 不反應 2．金屬氫氧化物的性質對比
金屬氧化物 Na2O Na2O2 Al2O3 Fe2O3 CuO 顏色 白色 淡黃色 白色 紅棕色 黑色 與水反應 生成NaOH 生成NaOH和O2 不反應
與CO2反應 生成Na2CO3 生成Na2CO3 和O2 不反應
與鹽酸反應 生NaCl、H2O NaCl、H2O2 AlCl3和H2O FeCl3和H2O CuCl2和H2O 與NaOH溶液 與水反應 與水反應 生成NaAlO2和H2O 不反應
二．常見金屬陽離子的檢驗方法
（1）Na+：焰色反應：火焰顏色呈黃色。
（2）K+：焰色反應：火焰顏色呈紫色（透過藍色鈷玻璃）。
（3）Ag+：加鹽酸或可溶性的氯化物，生成不溶于強酸的白色沉淀。（4）Ba2+：加硫酸或可溶性的硫酸鹽，生成不溶于強酸的白色沉淀。（5）Ca2+：加可溶性碳酸鹽，生成白色沉淀；加強酸產生使澄清石灰水變渾濁的氣體。
（6）Al3+：加NaOH溶液，先出現白色膠狀沉淀，后逐漸溶解。
（7）Fe2+：①加NaOH溶液，產生白色膠狀沉淀，迅速變成灰綠色，最后變成紅褐色；
②加KSCN溶液不變色，加氯水后溶液變紅色。7（8）Fe3+：①加NaOH溶液，生成紅褐色沉淀；②加KSCN溶液，溶液變血紅色。
1、SO42檢驗：① 加稀鹽酸，無變化 ② 加入BaCl2溶液，有白色沉淀生成 －
Ba2+ + SO42 == BaSO4↓ －
2、CO32檢驗：①加入酸，生成無色無味氣體 ②將氣體通入澄清石灰水中，石灰水變渾濁。－
CO32 + 2H+== H2O + CO2↑ Ca2++2OH-+ CO2 == CaCO3↓+ H2O －
3、Cl-檢驗：①加入AgNO3溶液，產生白色沉淀 ②加入稀硝酸，沉淀不溶解。
Ag+ + Cl-== AgCl ↓
4、NH4+檢驗 : 加入NaOH溶液并加熱，產生有刺激性氣味且能使濕潤的紅色石蕊試紙變藍色的氣體
NH4++ OH-＝NH3 ↑ + H2O
5、Fe3+ : 加入 KSCN溶液反應，溶液顯血紅色；
6、Fe2+: ① 加入NaOH溶液，先產生白色沉淀，迅速變成灰綠色，最后變成紅褐色沉淀。
Fe2++2OH-== Fe(OH)2↓(白色)4Fe(OH)2+O2+2H2O== 4Fe(OH)3（紅褐色）②加入KSCN溶液，不顯紅色，加入少量新制的氯水后，立即顯紅色。2Fe2++Cl2＝2Fe3++2Cl － 必修1 化學方程式匯總
一、鈉及其重要化合物
1、鈉與非金屬的反應
4Na +O2=2Na2O（白色）2Na + O2 Na2O2（淡黃色）2Na +Cl2 2NaCl
2、鈉與水反應：2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑（浮、熔、游、響、紅）
3、氧化鈉 過氧化鈉
Na2O+H2O=2NaOH 2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑ Na2O+CO2=Na2CO3 2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2↑
Na2O+2HCl=2NaCl+H2O 2Na2O2+4HCl=4NaCl+2H2O+O2↑
6、Na2CO3和NaHCO3 ①、與酸的反應
Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2↑
NaHCO3+HCl=NaCl+H 2O+CO2↑（反應速率更快）②、與堿的反應
Na2CO3+Ca(OH)2=CaCO3↓+2NaOH
2NaHCO3+Ca(OH)2=CaCO3↓+Na2CO3+2H2O NaHCO3+NaOH = Na2CO3+H2O ③、與鹽的反應
Na2CO3+CaCl2=2NaCl+CaCO3↓ Na2CO3+BaCl2=2NaCl+BaCO3↓ ④、相互轉化
2NaHCO2CO3+H2O+CO2↑（加熱分解）
Na2CO3+H2O+CO2=2NaHCO3（向Na2CO3溶液中通入足量的CO2）
二、鋁及其重要化合物(結合Al2O3 和Al(OH)3的兩性進行記憶！)8
1、鋁與非金屬： 4Al + 3O2 ==2Al2O3
2、鋁與弱氧化性酸：2Al + 6HCl == 2AlCl3 + 3H2↑ 2Al+6H+ == 2Al3++3H2 ↑
鋁與強氧化性酸：鈍化（濃H2SO4、濃HNO3）
3、鋁與堿：2Al+2NaOH +2H2O==2NaAlO2 + 3H2↑;2Al+2H2O+2OH==2AlO2+3H2↑ 4 ①、氧化鋁與酸反應：Al2O3 + 6HCl == 2AlCl3 + 3H2O ②、氧化鋁與堿反應：Al2O3 +2NaOH == 2NaAlO2 + 2H2O
5、氫氧化鋁制備：可溶性鋁鹽和NH3·H2O －－
AlCl3+3NH3·H2O==Al(OH)3↓+3NH4Cl Al3+3NH3·H2O==Al(OH)3↓+3NH4 ＋＋
6、氫氧化鋁的不穩定性： 2Al(OH)3 Al2O3＋2H2O
7、氫氧化鋁與酸反應：Al(OH)3 + 3HCl == AlCl3 + 3H2O
8、氫氧化鋁與堿反應：Al(OH)3 +NaOH == NaAlO2 + 2H2O
9、“鋁三角”（氫氧化鋁的反應在上面已經提到，略）：
AlCl3+3NaOH（少量）=Al(OH)3↓+3NaCl Al3+3OH-=Al(OH)3↓ ＋＋
AlCl3+4NaOH（過量）=2NaAlO2 + 2H2O +3NaCl Al3++4OH-＝ AlO2-+2H2O NaAlO2+HCl（少量）+H2O=Al(OH)3↓+NaCl AlO2-+H+ +H2O ＝Al(OH)3 ↓ NaAlO2+4HCl（過量）=AlCl3+3NaCl+2H2O AlO2-+4H+ ＝Al 3+ + 2H2O
10、明礬凈水原理
明礬溶于水后發生電離：KAl(SO4)2==K++Al3++2SO42-鋁離子與水反應生成：Al(OH)3膠體：Al3+3H2O==Al(OH)3(膠體)+3H+ ＋
三、鐵及其重要化合物
1、工業煉鐵原理：Fe2O3+3CO2Fe+3CO2
2、鐵與非金屬反應：2Fe+3Cl2 2FeCl3 3Fe+2O2 點燃 Fe3O4
3、與水反應：3Fe+4H2O(g)FeO+4H2 34
4、鐵與酸反應：Fe+2HCl== FeCl2+H2↑ Fe+2H+== Fe2++H2↑
5、鐵與鹽溶液反應：Fe+CuSO4==Cu+FeSO4 Fe+Cu2+==Cu+Fe2+ Fe+2FeCl3 == 3FeCl2 Fe+2Fe3+ == 3Fe2+
6、鐵的氧化物
Fe2O3 + 6H+ == 2Fe3+ + 3H2O FeO + 2H+ == Fe2+ + H2O
7、Fe2+與Fe3+的檢驗 ①、Fe2+的檢驗：
(1)顏色：淺綠色(2)加NaOH溶液：先產生白色沉淀，后變成灰綠色，最后成紅褐色 Fe2++2OH-== Fe(OH)2↓(白色)4Fe(OH)2+O2+2H2O== 4Fe(OH)3（紅褐色）
(3)先加KSCN溶液，不變色，再加新制氯水，溶液變成血紅色 2Fe2++Cl2==2Fe3++2Cl-②、Fe3+的檢驗
(1)顏色：棕黃色
(2)加KSCN溶液：溶液變成血紅色
(3)加NaOH溶液：紅褐色沉淀 Fe3++3OH-== Fe(OH)3↓
8、氫氧化鐵受熱分解：2Fe(OH)3 Fe2O3 + 3H2O
9、Fe2+與Fe3+的轉化
(1)Fe2+→Fe3+ 2Fe2++Cl2==2 Fe3++2Cl-(2)Fe3+→Fe2+ Fe+2Fe3+ == 3Fe2+ 9
四、硅及其重要化合物
1、二氧化硅
① 酸性氧化物：SiO2+2NaOH==Na2SiO3+H2O SiO2+CaOCaSiO3 ② 弱氧化性： SiO2 ＋4HF==SiF4↑+2H2O
2、硅酸鹽 Na2SiO3+2HCl==H2SiO3↓+2NaCl
Na2SiO3+ CO2+H2O==H2SiO3 ↓ +Na2CO3（酸性：H2CO3 > H2SiO3）
五、氯的重要化合物
1、氯氣與金屬的反應 2Fe+3Cl2點燃 2FeCl3 Cu+Cl2點燃 CuCl2 2Na+Cl2點燃
2、氯氣與非金屬的反應
H2+Cl2HCl
3、氯氣與水的反應 Cl2+H2O== HCl + HClO（次氯酸）
4、次氯酸光照分解：2HClO 2 ↑
5、Cl2與堿溶液的反應 Cl2+2NaOH=NaCl+NaO+H2O 2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O(制漂白粉)Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO（漂白原理）（酸性：H2CO3 > HClO）
六、硫及其重要化合物
1、硫的可燃性 S+O2SO22、2SO2 + O2 催化劑 加熱 2SO3
3、與水反應： SO2＋H2O H2SO3 SO3＋H2O== H2SO4
4、與堿反應： SO2 + Ca(OH)2 ＝ CaSO3 + H2O SO3 + Ca(OH)2 ＝ CaSO4 + H2O
5、與堿性氧化物反應：SO2+CaO == CaSO3 SO3+CaO == CaSO4
6、濃硫酸強氧化性
C + 2H2SO4(濃)CO2↑+ 2SO2↑+ 2H2O Cu＋2H2SO4（濃）CuSO4＋SO2↑十2H2O
七、氮及其重要化合物
1、合成氨： N2 + 3H2 催化劑 高溫高壓 2NH3 NH3·H2O2、NH3 ①氨氣與水：NH3 + H2O NH4 + + OH-②氨氣與酸：NH3+HCl=NH4Cl NH3+HNO3=NH4NO3
3、銨鹽與堿反應： 10 NH4NO3NaNO3+NH3↑+H2O
2NH4Cl + Ca(OH)2 CaCl2 + 2NH3 ↑+ 2H2O（實驗室制氨氣）
4、銨鹽不穩定性：NH4ClNH3↑+HCl ↑ NH4HCO3NH3+H2O+CO2 ↑
5、HNO3強氧化性：4HNO3(濃)+Cu==Cu(NO3)3+3NO2↑+2H2O
8HNO3+3Cu==3Cu(NO3)3+2NO↑+4H2O
6、雷雨發莊稼
N2 + O2 2NO 2NO + O2 == 2NO2 3NO2 + H2O == 2HNO3 + NO 其它知識
1、固體顏色： 淡黃色固體： Na2O2 , S
2、顏色反應： Na元素：黃色； K元素：紫色（透過藍色鈷玻璃）
3、沉淀顏色：Mg(OH)2 白色；Fe(OH)2 白色； Fe(OH)3 紅褐色； Cu(OH)2藍色
4、離子溶液顏色：Fe2+ 淺綠色；Fe3+ 黃色；Cu2+ 藍色
5、氣體顏色：NO2 紅棕色；Cl2 黃綠色
6、Al、Fe在冷的濃H2SO4、濃HNO3中發生鈍化。
7、漂白性物質：SO2（化合漂白，暫時性）；
新制氯水、Ca(ClO)
2、HClO、O3(氧化漂白，永久性)
8、常見不能大量共存的離子：
OH-與NH4+、Al3+、Fe2+、Fe3+、Cu2+、Mg2+、Ca2+； H+與CO32-、HCO3-、SO32-、SiO32-、ClO-Ag+與Cl-； Ba2+ 與 SO42-、CO32-； Ca2+與 SO42-CO32-、CO32-氧化還原反應方程式的配平技巧
一、氧化劑、還原劑中某元素化合價全變的反應，一般從反應物著手配平。如：Pt+HNO3+HCl—H2PtCl6+NO↑+H2O
分析：還原劑Pt和氧化劑HNO3中N的化合價全變，可從反應物著手，先用觀察法或最小公倍數法確定Pt和HNO3的化學計量數分別為3和4之后，再用觀察法配平其余物質的化學計量數，得到： 3Pt+4HNO3+18HCl=3H2PtCl6+4NO↑+8H2O
二、自變右邊配 自身氧化還原反應（包括同一物質中同種元素變價和不同種元素變價兩種情況），一般從生成物著手較好。如：(NH4)2PtCl6Pt—+NH4Cl+HCl↑+N2↑
分析：該反應是(NH4)2PtCl6中N與Pt之間發生的自身氧化還原反應，可從生成物著手，先用最小公倍數法確定Pt和N2的化學計量數分別為3和2，再用觀察法配平其余物質的化學計量數，可得： 3(NH4)2PtCl6==3Pt+2NH4Cl+16HCl↑+2N2↑
三、部分變兩邊配
如：Zn+HNO3——Zn(NO3)2+NH4NO3+H2O 分析：該反應中HNO3部分被還原，其化學計量數應為變與不變之和。對于這類部分氧化還原反應，宜從反應物和生成物同時著手，先確定Zn和NH4NO3的化學計量數分別為4和1，再用觀察法配平Zn(NO3)
2、HNO3、H2O的化學計量數依次為4、10、3。
四、多變要整體配
如：Cu2S+HNO3——Cu(NO3)2+NO↑+H2SO4+H2O 11 分析：Cu2S中的Cu和S同時失去電子，應從反應物著手，把Cu2S當作一個整體來處理。確定了Cu2S和NO的化學計量數分別為3和10之后，再用觀察法確定H2SO4、Cu(NO3)
2、HNO3、H2O的化學計量數依次為3、6、22、8。
四、多變要整體配
如：Cu2S+HNO3——Cu(NO3)2+NO↑+H2SO4+H2O
分析：Cu2S中的Cu和S同時失去電子，應從反應物著手，把Cu2S當作一個整體來處理。確定了Cu2S和NO的化學計量數分別為3和10之后，再用觀察法確定H2SO4、Cu(NO3)
2、HNO3、H2O的化學計量數依次為3、6、22、8。
又如：P4+CuSO4+H2O——Cu3P+H3PO4+H2SO4 分析：Cu和部分的P4得到電子后形成一個整體Cu3P，應從生成物著手，先確定Cu3P和磷酸的化學計量數分別為20和24，再用觀察法配平P4、CuSO4、H2SO4、H2O的化學計量數依次為11、60、60、96。
五、化合價難斷，用整體總價法配
如：Fe3P+HNO3——Fe(NO3)3+NO↑+H3PO4+H2O
分析：Fe3P中元素化合價難以斷定，以整體記為[Fe3P]0，從而可確定Fe3P和NO的化學計量數分別為3和14，再用觀察法確定H3PO4，Fe(NO3)
3、HNO3、H2O的化學計量數依次為3、9、41、16。又如：S+Ca(OH)2——CaS5+CaS2O3+H2O 分析：根據化合價規則把CaS5中S的化合價總值記為[S5]-2，CaS2O3中S的化合價總值記為[S2]+4，則： 確定了CaS5和CaS2O3的化學計量數分別為2和1之后，再用觀察法確定S、Ca(OH)
2、H2O的化學計量數依次為12、3、3。
六、有機氧化還原反應用整體總價法配
如：K2Cr2O7+H2C2O4+H2SO4——K2SO4+Cr2(SO4)3+CO2↑+H2O
分析：有機物中元素化合價可依H顯+1價，O顯-2價，根據化合價規則把H2C2O4中[C2] 化合價總值記為[C2]+6。K2Cr2O7中[Cr2]記為[Cr2]+12，則：K2Cr2O7和H2C2O4的化學計量數分別為1和3，再用觀察法配平其余物質CO2、K2SO4、Cr2(SO4)
3、H2SO4、H2O的化學計量數依次為6、1、1、4、7。
七、復雜問題用“1+n”法
元素價態變化在三種或三種以上，并分散在三種或三種以上物質中又有含氧化合物參加的氧化還原反應，按照前面介紹的方法實在難以配平時，可采用“1+n”法。如：CuSO4+FeS2+H2O——Cu2S+FeSO4+H2SO4 分析：將含有氧元素的復雜物質CuSO4化學計量數定為1，較簡單的物質（FeS2、H2O均可）化學計量數定為n，根據質量守恒定律，在不考慮氧原子個數的前提下，調整其它物質的化學計量數，得到： CuSO4+nFeS2+（2n+1）/2H2O——1/2Cu2S+nFeSO4+（2n+1）/2H2SO4 根據氧原子守恒列方程，求出n值。
將n值代入上式，并將化學計量數化為整數即得： 14CuSO4+5FeS2+12H2O=7Cu2S+5FeSO4+12H2SO4 下面幾個反應，供練習。
（1）Cu(IO3)2+KI+H2SO4——CuI2+I2+K2SO4+H2O（2）（2）Fe(CrO2)2+Na2O2——Na2CrO4+Fe2O3+Na2O（3）Fe3C+HNO3（濃）——Fe(NO3)3+NO2↑+CO2↑+H2O（4）C7H8+KMnO4+H2SO4——C7H6O2+K2SO4+MnSO4+H2O（5）KI+KIO3+H2S——I2+K2SO4+H2O 12（6）KNO3+C+S——K2S+CO2+N2 答案：（1）1，12，6，1，6，6，6；（2）2，7，4，1，3；（3）1，22，3，13，1，11；5，6，9，5，3，6，14；（5）1，5，3，3，3，3；（6）2，3，1，1，3，1。4）（
第五篇：高中化學必修1
內容詳盡，知識準確。共98頁。
第1章第1節《走進化學科學》
【教學目標】
1.知識與技能目標
1．使學生知道化學是在分子層次上認識物質和制備新物質的一門科學。
2．讓學生了解20世紀化學發展的基本特征和21世紀化學發展的趨勢，明確現代化學作為中心學科在科學技術中的地位。
3．讓學生了解現代化學科學的主要分支以及在高中階段將要進行哪些化學模塊的學習，以及這些課程模塊所包含的內容。
4．使學生了解進行化學科學探究的基本方法和必要技能，讓學生了解高中化學的學習方法。
2.過程與方法目標
1．培養學生的自學能力和查閱相關資料進行分析概括的能力。
2．通過探究課例培養學生學會運用觀察、實驗、比較、分類、歸納、概括等方法對獲取的信息進行加工，同時訓練學生的口頭表達能力和交流能力。
3．通過對案例的探究，激發學生學習的主動性和創新意識，從而悟出學好化學的科學方法。
3.情感態度與價值觀目標
1．通過化學史的教學，使學生認識并欣賞化學科學對提高人類生活質量和促進社會發展的重要作用。
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