高中化学必修一复习提纲

　　化学必修一是我们学习化学知识的基础，所以要学好这门功课，扎实的基础是必须的，下面就是小编给大家带来的高一化学必修一复习提纲，希望能帮助到大家!

　　高中化学必修一复习提纲

　　第一章 从实验学化学

　　第一节 化学实验基本方法

　　一、熟悉化学实验基本操作

　　危险化学品标志，如酒精、汽油——易然液体;浓H2SO4、NaOH(酸碱)——腐蚀品

　　二、混合物的分离和提纯

　　1、分离的方法

　　①过滤：固体(不溶)和液体的分离。

　　②蒸发：固体(可溶)和液体分离。

　　③蒸馏：沸点不同的液体混合物的分离。

　　④分液：互不相溶的液体混合物。

　　⑤萃取：利用混合物中一种溶质在互不相溶的溶剂里溶解性的不同， 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。

　　2、粗盐的提纯

　　(1)粗盐的成分：主要是NaCl还含有MgCl2、CaCl2、Na2SO4、泥沙等杂质

　　(2)步骤

　　①将粗盐溶解后过滤;

　　2-2+2+2+②在过滤后得到粗盐溶液中加过量试剂BaCl2(除SO4)、Na2CO3(除Ca、过量的Ba)、NaOH(除Mg)

　　溶液后过滤;

　　2--③得到滤液加盐酸(除过量的CO3、OH)调PH=7得到NaCl溶液;

　　④蒸发、结晶得到精盐。 加试剂顺序关键：(a)Na2CO3在BaCl2之后;(b)盐酸放最后。

　　3、蒸馏装置注意事项

　　①加热烧瓶要垫上石棉网;

　　②温度计的水银球应位于烧瓶的支管口处;

　　③加碎瓷片的目的是防止暴沸;

　　④冷凝水由下口进，上口出。

　　4、从碘水中提取碘的实验时，选用萃取剂应符合原则

　　①萃取剂不能与被萃取的物质反应

　　②萃取剂与原溶液溶剂互不相溶。(密度：苯<水

　　用CCl4萃取碘水中的碘时，溶液分为两层，上层液体显黄色，下层液体显紫红色。 用苯萃取碘水中的碘时，溶液分为两层，上层液体为紫红色;下层液体显黄色。

　　三、离子的检验

　　2-①SO4：[ 用BaCl2溶液(或Ba(NO3)2溶液)、稀硝酸检验 ]先加稀硝酸酸化，再加BaCl2溶液有白色沉

　　2-2+2-淀，原溶液中一定含有SO4。 Ba+SO4=BaSO4↓

　　-②Cl：(用AgNO3溶液、稀硝酸检验)加AgNO3溶液有白色沉淀生成，再加稀硝酸沉淀不溶解，原溶液中

　　--一定含有Cl;或先加稀硝酸酸化，再加AgNO3溶液，如有白色沉淀生成，则溶液中一定含有Cl。 +-Ag+Cl=AgCl↓。

　　2-③CO3：(用BaCl2溶液、稀盐酸检验)先加BaCl2溶液生成白色沉淀，再加稀盐酸，沉淀溶解，并生成

　　2-无色无味、能使澄清石灰水变浑浊的气体，则原溶液中一定含有CO3。

　　④NH4：(用NaOH溶液检验)加入NaOH溶液，加热，放出使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体(NH3)，则

　　+原溶液中有NH4。

　　+-NH4+OH==NH3↑+H2O

　　第二节 化学计量在实验中的应用

　　1、物质的量(n)是国际单位制中7个基本物理量之一。

　　3、各个量之间的关系

　　4、溶液稀释公式：(根据溶液稀释前后，溶液中溶质的物质的量不变)

　　C浓溶液V浓溶液=C稀溶液V稀溶液 (注意单位统一性，一定要将mL化为L来计算)

　　5、溶液中溶质浓度可以用两种方法表示：①质量分数W，②物质的量浓度C。质量分数W与物质的量浓度C

　　3的关系：C=1000ρW/M(其中ρ单位为g/cm)

　　3已知某溶液溶质质量分数为W，溶液密度为ρ(g/cm)，溶液体积为V，溶质摩尔质量为M，求溶质的

　　物质的量浓度C。 【 推断：根据C=n(溶质)/V(溶液) ，而n(溶质)=m(溶质)/M(溶质)= ρ V W/M，考

　　3虑密度ρ的单位g/cm化为g/L，所以有C=1000ρW/M 】

　　6、一定物质的量浓度溶液的配制

　　A:配制使用的仪器：托盘天平(固体溶质)、药匙、量筒(液体溶质)、一定容积的容量瓶、烧杯、玻璃棒、

　　胶头滴管。

　　B:配制的步骤：①计算溶质的量(若为固体溶质计算所需质量，若为溶液计算所需溶液的体积)②称取(或

　　量取)③溶解(静置冷却)④转移(注入蒸馏水)⑤洗涤⑥定容⑦摇匀

　　例如：配制400mL0.1mol/L的Na2CO3溶液：

　　(1)计算：需无水Na2CO3 5.3 g。

　　(2)称量：用托盘天平称量无水Na2CO3 5.3 g。

　　(3)溶解：所需仪器烧杯、玻璃棒。

　　(4)转移：将烧杯中的溶液沿玻璃棒小心地引流到500mL容量瓶中。

　　(5)洗涤：溶质溶解后转移至容量瓶时，必须用少量蒸馏水将烧杯及玻璃棒洗涤2—3次，并将洗涤液一

　　并倒入容量瓶，这是因为烧杯及玻璃棒会粘有少量溶质，只有这样才能尽可能地把溶质全部转移到容量瓶中。

　　+

　　(6)定容：当往容量瓶里加蒸馏水时，距刻度线2-3cm处停止，为避免加水的体积过多，改用胶头滴管加蒸馏水到溶液的凹液面正好与刻度线相切，这个操作叫做定容。

　　a:不能配制任意体积的一定物质的量浓度的溶液，这是因为容量瓶的容积是固定的，没有任意体积规格的容量瓶。

　　b:溶液注入容量瓶前需恢复到室温，这是因为溶液温度过高会使溶液体积膨胀影响溶液配制的精确度。 C:用胶头滴管定容后再振荡，出现液面底于刻度线时不要再加水，这是因为振荡时有少量溶液粘在瓶颈上还没完全回流，故液面暂时低于刻度线，若此时又加水会使所配制溶液的浓度偏低。

　　d:如果加水定容时超出了刻度线，不能将超出部分再吸走，须应重新配制。

　　(7)摇匀：如果摇匀时不小心洒出几滴，不能再加水至刻度，必须重新配制，这是因为所洒出的几滴溶液中含有溶质，会使所配制溶液的浓度偏低。

　　第二章 化学物质及其变化

　　第一节 物质的分类

　　1、掌握两种常见的分类方法：交叉分类法和树状分类法。

　　2、分散系及其分类

　　(1)分散系组成：分散剂和分散质，按照分散质和分散剂所处的状态，分散系可以有9种组合方式。

　　(2)当分散剂为液体时，根据分散质粒子大小可以将分散系分为溶液、胶体、浊液。

　　3、胶体

　　(1)常见胶体：Fe(OH)3胶体、Al(OH)3胶体、血液、豆浆、淀粉溶液、有色玻璃、墨水等。

　　(2)胶体的特性：能产生丁达尔效应。区别胶体与其他分散系常用方法丁达尔效应。

　　胶体与其他分散系的本质区别是分散质粒子大小。

　　(3)Fe(OH)3胶体的制备方法：

　　[练习]2.将饱和FeCl3溶液分别滴入下列溶液或水中，能形成胶体的是( )

　　A.冷水 B.煮沸的蒸馏水 C.NaOH浓溶液 D.NaCl浓溶液

　　第二节 离子反应

　　一、电解质和非电解质

　　电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。

　　1、化合物

　　非电解质：在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物。

　　(如：酒精[乙醇]、蔗糖、SO2、SO3、NH3、CO2等是非电解质。)

　　(1)电解质和非电解质都是化合物，单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。

　　(2)酸、碱、盐和水都是电解质(特殊：盐酸是电解质溶液)。

　　(3)能导电的物质不一定是电解质。能导电的物质：电解质溶液、熔融的碱和盐、金属单质和石墨。 电解质需在水溶液里或熔融状态下才能导电。固态电解质(如：NaCl晶体)不导电，液态酸(如：液态HCl)不导电。

　　2、溶液能够导电的原因：有能够自由移动的离子。

　　3+2-3、电离方程式：要注意配平，原子个数守恒，电荷数守恒。如：Al2(SO4)3=2Al+3SO4

　　二、离子反应

　　1、离子反应发生的条件

　　①复分解型离子反应发生条件：生成沉淀、生成气体、生成难电离物(如水、弱酸、弱碱)。 ②氧化还原型离子反应发生条件：离子的价态发生变化。(如Fe放入FeCl3溶液中发生反应的离子方程

　　3+2+式为：Fe+2Fe=3Fe。)

　　2、离子方程式的书写：(写、拆、删、查)

　　①写：写出正确的化学方程式。(要注意配平。)

　　②拆：把易溶于水，易电离的物质写成离子形式。

　　★ 常见易溶于水易电离的物质：三大强酸(H2SO4、HCl、HNO3)，四大强碱(NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2 )，可溶性盐，这些物质拆成离子形式，其他物质一律保留化学式。

　　③删：删除不参加反应的离子(价态不变和存在形式不变的离子)

　　④查：检查书写离子方程式等式两边是否原子个数守恒、电荷数守恒。

　　★3、离子方程式正误判断：(看几看)

　　①看是否符合反应事实(能不能发生反应，反应物、生成物对不对)。

　　②看是否可拆。

　　③看是否配平(原子个数守恒，电荷数守恒)。

　　④看“=”“△”“↑”“↓”是否应用恰当。

　　★4、离子共存问题

　　(1)由于发生复分解反应(生成沉淀或气体或水或难电离物)的离子不能大量共存。

　　生成沉淀：AgCl、BaSO4、BaSO3、BaCO3、CaCO3、Mg(OH)2、Al(OH)3、Fe(OH)3、Cu(OH)2等。

　　2--2--2--+生成气体：CO3、HCO3、SO3、HSO3、S、HS等易挥发的弱酸的酸根与H不能大量共存。

　　+--++-+生成难电离物 ①H和OH生成H2O。②CH3COO和H生成CH3COOH(弱酸)、H和ClO生成HClO(弱酸)、NH4

　　-----2-和OH生成NH3·H2O(弱碱)等。 ③酸式酸根离子如HCO3、HSO3、HS、H2PO4、HPO4等既不

　　+--+--2-能和H共存，也不能和OH共存。如：HCO3+H=H2O+CO2↑， HCO3+OH=H2O+CO3

　　+-(2)由于发生氧化还原反应的离子不能共存。当溶液中有H和NO3时，相当于溶液中含HNO3，此时，因为

　　2+2-2---硝酸具有强氧化性，使得具有强还原性的离子如Fe、S、SO3、I、Br(通常是这几种)因发生

　　氧化还原反应而不能大量共存;

　　(3)审题时应注意题中给出的附加条件。

　　2+3+2+-①无色溶液中不存在有色离子：Cu、Fe、Fe、MnO4(常见这四种有色离子)。

　　+-②注意挖掘某些隐含离子：酸性溶液(或PH<7)中隐含有H，碱性溶液(或PH>7)中隐含有OH。

　　--③NO3、MnO4等在酸性条件下具有强氧化性。

　　④注意题目要求“大量共存”还是“不能大量共存”。

　　第三节 氧化还原反应

　　一、氧化还原反应

　　1、氧化还原反应的本质：有电子转移(包括电子的得失或偏移)。

　　2、氧化还原反应的特征：有元素化合价升降。

　　3、判断氧化还原反应的依据：凡是有元素化合价升降或有电子的转移的化学反应都属于氧化还原反应。

　　4、氧化还原反应相关概念

　　还原剂(具有还原性)：升(化合价升高)→失(失电子)→氧(被氧化或发生氧化反应)→生成氧化产物。 氧化剂(具有氧化性)：降→得→还→生成还原产物;

　　★(注：一定要熟记以上内容，以便能正确判断出一个氧化还原反应中的氧化剂、还原剂、氧化产物和还原产物;氧化剂、还原剂在反应物中找;氧化产物和还原产物在生成物中找。)

　　化合价升高 失电子 被氧化

　　氧化剂 + 还原剂 = 还原产物 + 氧化产物

　　化合价降低 得电子 被还原

　　二、氧化性、还原性强弱的判断

　　(1)根据氧化还原反应方程式在同一氧化还原反应中，

　　氧化性：氧化剂>氧化产物

　　还原性：还原剂>还原产物

　　(2)根据反应的难易程度 注意：①氧化性、还原性的强弱只与该原子得失电子的难易程度有关，而与得失电子数目的多少无关。

　　得电子能力越强，其氧化性就越强;失电子能力越强，其还原性就越强。

　　还原性(失电子能力)：Li

　　氧化性(得电子能力)：F2>Cl2>Br2>I2

　　2+3+②同一元素相邻价态间不发生氧化还原发应，如Fe和Fe，SO2和H2SO4不发生反应。

　　三、如果使元素化合价升高，即要使它被氧化，要加入氧化剂才能实现;

　　如果使元素化合价降低，即要使它被还原，要加入还原剂才能实现;

　　第三章 金属及其化合物

　　第一节 金属的化学性质

　　一、钠 Na

　　1、单质钠的物理性质：钠质软、银白色、熔点低、密度比水的小但比煤油的大。

　　2、单质钠的化学性质：

　　①钠与O2反应

　　常温下：4Na + O2=2Na2O (新切开的钠放在空气中容易变暗)

　　加热时：2Na + O2==Na2O2 (钠先熔化后燃烧，发出黄色火焰，生成淡黄色固体Na2O2。)

　　Na2O2中氧元素为-1价，Na2O2既有氧化性又有还原性。

　　2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑

　　2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2

　　Na2O2是呼吸面具、潜水艇的供氧剂，Na2O2具有强氧化性能漂白。

　　②钠与H2O反应

　　2Na+2H2O=2NaOH+H2↑

　　++-离子方程式：2Na+2H2O=2Na+2OH+H2↑(注意配平)

　　实验现象：“浮——钠密度比水小;游——生成氢气;响——反应剧烈;

　　熔——钠熔点低;红——生成的NaOH遇酚酞变红”。

　　③钠与盐溶液反应

　　如钠与CuSO4溶液反应，应该先是钠与H2O反应生成NaOH与H2，再和CuSO4溶液反应，有关化学方程式：2Na+2H2O=2NaOH+H2↑ CuSO4+2NaOH=Cu(OH)2↓+Na2SO4

　　总的方程式：2Na+2H2O+CuSO4=Cu(OH)2↓+Na2SO4+H2↑

　　实验现象：有蓝色沉淀生成，有气泡放出

　　K、Ca、Na三种单质与盐溶液反应时，先与水反应生成相应的碱，碱再和盐溶液反应

　　④钠与酸反应：2Na+2HCl=2NaCl+H2↑(反应剧烈)

　　++ 离子方程式：2Na+2H=2Na+H2↑

　　3、钠的存在：以化合态存在。

　　4、钠的保存：保存在煤油或石蜡中。

　　5、钠在空气中的变化过程： Na-→Na2O―→NaOH―→Na2CO3― Na2CO3·10H2O(结晶)-→Na2CO3(风化)，

　　最终得到是一种白色粉末。一小块钠置露在空气中的现象：银白色的钠很快变

　　暗(生成Na2O)，跟着变成白色固体(NaOH)，然后在固体表面出现小液滴(NaOH

　　易潮解)，最终变成白色粉未(最终产物是Na2CO3)。

　　二、铝 Al

　　1、单质铝的物理性质：银白色金属、密度小(属轻金属)、硬度小、熔沸点低。

　　2、单质铝的化学性质

　　①铝与O2反应：常温下铝能与O2反应生成致密氧化膜，保护内层金属。

　　加热条件下铝能与O2反应生成氧化铝：4Al+3O2=2Al2O3

　　②常温下Al既能与强酸反应，又能与强碱溶液反应，均有H2生成，也能与不活泼的金属盐溶液反应：

　　+3+2Al+6HCl=2AlCl3+3H2↑ ( 2Al+6H=2Al+3H2↑ )

　　--2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2↑ 2Al+2OH+2H2O=2AlO2+3H2↑

　　2+3+2Al+3Cu(NO3)2=2Al(NO3) 3+3Cu ( 2Al+3Cu=2Al+3Cu )

　　注意：铝制餐具不能用来长时间存放酸性、碱性和咸的食品。

　　③铝与某些金属氧化物的反应(如V、Cr、Mn、Fe的氧化物)叫铝热反应

　　Fe2O3+2Al =2Fe+Al2O3，Al 和 Fe2O3的混合物叫做铝热剂。利用铝热反应焊接钢轨。

　　三、铁

　　1、单质铁的物理性质：铁片是银白色的，铁粉呈黑色，纯铁不易生锈，但生铁(含碳杂质的铁)在潮湿的

　　空气中易生锈。(原因：形成了铁碳原电池。铁锈的主要成分是Fe2O3)。

　　2、单质铁的化学性质：

　　①铁与氧气反应：3Fe+2O2==Fe3O4(现象：剧烈燃烧，火星四射，生成黑色的固体)

　　+2+②与非氧化性酸反应：Fe+2HCl=FeCl2+H2↑ Fe+2H=Fe+H2↑

　　常温下铝、铁遇浓硫酸或浓硝酸钝化。加热能反应但无氢气放出。

　　2+2+③与盐溶液反应： Fe+CuSO4=FeSO4+Cu ( Fe+Cu=Fe+Cu )

　　④与水蒸气反应：(加热)3Fe+4H2O(g)==Fe3O4+4H2

　　第二节 几种重要的金属化合物

　　一、氧化物

　　1、Al2O3的性质：氧化铝是一种白色难溶物，其熔点很高，可用来制造耐火材料如坩锅、耐火管、耐高温的

　　实验仪器等。

　　Al2O3是两性氧化物：既能与强酸反应，又能与强碱反应：

　　+3+Al2O3+ 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O ( Al2O3+6H=2Al+3H2O )

　　--Al2O3+ 2NaOH == 2NaAlO2 +H2O ( Al2O3+2OH=2AlO2+H2O )

　　2、铁的氧化物的性质：FeO、Fe2O3都为碱性氧化物，能与强酸反应生成盐和水。

　　FeO+2HCl =FeCl2 +H2O

　　Fe2O3+6HCl=2FeCl3+3H2O

　　二、氢氧化物

　　1、氢氧化铝 Al(OH)3

　　①Al(OH)3是两性氢氧化物，在常温下它既能与强酸，又能与强碱反应：

　　+3+Al(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2O (Al(OH)3+3H=Al+3H2O)

　　--Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O (Al(OH)3+OH=AlO2+2H2O )

　　②Al(OH)3受热易分解成Al2O3：2Al(OH)3==Al2O3+3H2O(规律：不溶性碱受热均会分解)

　　③Al(OH)3的制备：实验室用可溶性铝盐和氨水反应来制备Al(OH)3

　　Al2(SO4)3+6NH3·H2O=2 Al(OH)3↓+3(NH4)2SO4

　　3++( Al+3NH3·H2O=Al(OH)3↓+3NH4 )

　　因为强碱(如NaOH)易与Al(OH)3反应，所以实验室不用强碱制备Al(OH)3，而用氨水。

　　2、铁的氢氧化物：氢氧化亚铁Fe(OH)2(白色)和氢氧化铁Fe(OH)3(红褐色)

　　①都能与酸反应生成盐和水

　　+2+Fe(OH)2+2HCl=FeCl2+2H2O (Fe(OH)2+2H=Fe+2H2O)

　　+3+Fe(OH)3+6HCl=2FeCl3+3H2O (Fe(OH)3+3H=2Fe+3H2O)

　　②Fe(OH)2可以被空气中的氧气氧化成Fe(OH)3

　　4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3(现象：白色沉淀→灰绿色→红褐色)

　　③Fe(OH)3受热易分解生成Fe2O3：

　　2Fe(OH)3==Fe2O3+3H2O

　　3、氢氧化钠NaOH：俗称烧碱、火碱、苛性钠，易潮解，有强腐蚀性，具有碱的通性。

　　三、盐

　　1、铁盐(铁为+3价)、亚铁盐(铁为+2价)的性质：

　　①铁盐(铁为+3价)具有氧化性，可以被还原剂(如铁、铜等)还原成亚铁盐：

　　3+2+ 2FeCl3+Fe=3FeCl2 (2Fe+Fe=3Fe )(价态归中规律)

　　3+2+2+2FeCl3+Cu=2FeCl2+CuCl2 (2Fe+Cu=2Fe+Cu )(制印刷电路板的反应原理)

　　亚铁盐(铁为+2价)具有还原性，能被氧化剂(如氯气、氧气、硝酸等)氧化成铁盐

　　2+3+-2FeCl2+Cl2=2FeCl3 (2Fe+Cl2=2Fe+2Cl )

　　3+②Fe离子的检验：a.溶液呈黄色;b.加入KSCN(硫氰化钾)溶液变红色;c.加入NaOH溶液反应生成红褐色

　　沉淀[Fe(OH)3]。

　　2+Fe离子的检验：a.溶液呈浅绿色;b.先在溶液中加入KSCN溶液，不变色，再加入氯水，溶液变红色;c.

　　加入NaOH溶液反应先生成白色沉淀，迅速变成灰绿色沉淀，最后变成红褐色沉淀。

　　2、钠盐：Na2CO3与NaHCO3的性质比较

　　四、焰色反应

　　1、定义：金属或它们的化合物在灼烧时使火焰呈现特殊颜色的性质。

　　2、操作步骤：铂丝(或铁丝)用盐酸浸洗后灼烧至无色，沾取试样(单质、化合物、气、液、固均可)在

　　火焰上灼烧，观察颜色。

　　3、重要元素的焰色：钠元素黄色、 钾元素紫色(透过蓝色的钴玻璃观察，以排除钠的焰色的干扰) 焰色反应属物理变化。与元素存在状态(单质、化合物)、物质的聚集状态(气、液、固)等无关，只有少数金属元素有焰色反应。

　　第三节 用途广泛的金属材料

　　1、合金的概念：由两种或两种以上的金属(或金属与非金属)熔合而成的具有金属特性的物质。

　　2、合金的特性：合金与各成分金属相比，具有许多优良的物理、化学或机械的性能。

　　①合金的硬度一般比它的各成分金属的大

　　②合金的熔点一般比它的各成分金属的低