高一化學知識點

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高一化學知識點

高一化學知識點1

　　一、硅元素：

高一化學知識點

　　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。

　　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、2SiO3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

　　五、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。

　　六、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。

　　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（CO32－、SO32－）

　　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＋H2OH2SO3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。

　　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＋O22SO3SO3＋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

　　2 H2SO4 (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。

高一化學知識點2

　　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↓

　　SO42—稀HCl、BaCl2白色沉淀SO42—+Ba2+=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、02×1023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、02X1023mol—1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—1（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、4L/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12cm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）

　　固定：

　　1、硫酸根離子的檢驗：bacl2+na2so4=baso4↓+2nacl

　　2、碳酸根離子的檢驗：cacl2+na2co3=caco3↓+2nacl

　　3、碳酸鈉與鹽酸反應：na2co3+2hcl=2nacl+h2o+co2↑

　　4、木炭還原氧化銅：2cuo+c高溫2cu+co2↑

　　5、鐵片與硫酸銅溶液反應：fe+cuso4=feso4+cu

　　6、氯化鈣與碳酸鈉溶液反應：cacl2+na2co3=caco3↓+2nacl

　　7、鈉在空氣中燃燒：2na+o2△na2o2鈉與氧氣反應：4na+o2=2na2o

　　8、過氧化鈉與水反應：2na2o2+2h2o=4naoh+o2↑

　　9、過氧化鈉與二氧化碳反應：2na2o2+2co2=2na2co3+o2

　　10、鈉與水反應：2na+2h2o=2naoh+h2↑

　　11、鐵與水蒸氣反應：3fe+4h2o（g）=f3o4+4h2↑

　　12、鋁與氫氧化鈉溶液反應：2al+2naoh+2h2o=2naalo2+3h2↑

　　13、氧化鈣與水反應：cao+h2o=ca（oh）2

　　14、氧化鐵與鹽酸反應：fe2o3+6hcl=2fecl3+3h2o

　　15、氧化鋁與鹽酸反應：al2o3+6hcl=2alcl3+3h2o

高一化學知識點3

　　了解氧化鈉、氧化鋁、氧化鐵、氧化銅等金屬氧化物分別與水、酸、堿等物質反應的情況

　　說明1：氧化物的分類：二元化合物，其中一種元素是氧元素，并且氧元素呈負二價的化合物是氧化物。

　　說明2：金屬氧化物分為酸性氧化物（Mn2O7 、CrO3）、堿性氧化物（Na2O 、Fe2O3 、FeO）、兩性氧化物（Al2O3 、ZnO）。

　　說明3：堿性氧化物有三點共性：可溶于水的堿性氧化物溶于水生成堿；堿性氧化物與酸性氧化物反應生成含氧酸鹽；堿性氧化物與酸反應生成鹽和水。

　　（1）與水反應：氧化鋁、氧化鐵、氧化銅不溶于水，不和水反應，只有氧化鈉溶于水生成堿。

　　Na2O＋H2O＝2NaOH ；Na2O＋H2O＝2Na+ +2OH-

　　說明1：過氧化鈉與水的反應：2Na2O2＋2H2O＝4NaOH＋O2 ↑；2Na2O2＋2H2O＝4Na+ +4OH-＋O2 ↑

　　說明2：過氧化鈉的用途：①漂白織物、麥稈、羽毛（利用其強的氧化性）；②用在呼吸面具中和潛水艇里作為氧氣的。

　　（2）與強酸反應生成鹽和水

　　（3）與強堿溶液反應：只有氧化鋁能溶于強堿溶液

　　Al2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2O；Al2O3+2OH-=2AlO +H2O

　　（4）由氧化物制備單質：

　　①．電解熔融的氧化鋁得到鋁單質和氧氣：2Al2O3 4Al +3 O2 ↑

　　②．一氧化碳還原三氧化二鐵得到鐵單質和二氧化碳：3CO+Fe2O3 3CO2+2Fe

　　③．氫氣還原氧化銅得到銅和水：H2+CuO H2O+Cu

　　④．碳還原氧化銅得到銅和二氧化碳或一氧化碳：C+2CuO CO2 ↑+2Cu ；C+CuO CO↑ +Cu

　　4．了解氫氧化鋁、氫氧化鐵、氫氧化亞鐵的制備方法；了解氫氧化鋁的兩性；了解氫氧化鋁、氫氧化鐵的受熱分解

　　（1）堿的制備方法規律：可溶性鹽和可溶性堿反應生成新鹽和新堿

　　①．氫氧化鋁的制備方法：

　　ⅰ、硫酸鋁溶液中加入過量的氨水然后過濾或者氨水中加入過量的硫酸鋁溶液然后過濾：

　　Al2(SO4)3+6NH3 ?H2O=2Al(OH)3 ↓+3(NH4)2SO4 ；Al3++3NH3 ?H2O=Al(OH)3 ↓+3NH

　　ⅱ、氫氧化鈉溶液中加入過量的'硫酸鋁溶液，然后過濾（順序不能錯）

　　Al2(SO4)3+8NaOH=2NaAlO2+3Na2SO4+4H2O ；6NaAlO2+12H2O +Al2(SO4)3=8 Al(OH)3 ↓+3Na2SO4

　　Al3++4OH-= AlO +2H2O ； 3AlO +2H2O+ Al3+ = 4Al(OH)3 ↓

　　ⅲ、硫酸溶液中加入過量的偏鋁酸鈉溶液，然后過濾（順序不能錯）

　　4H2SO4+2NaAlO2=Na2SO4+Al2(SO4)3+4H2O；Al2(SO4)3+12H2O +6NaAlO2 =8 Al(OH)3 ↓+3Na2SO4

　　4H+ + AlO = Al3+ +2H2O ；Al3+ +2H2O+ 3AlO = 4Al(OH)3 ↓

　　②．氫氧化鐵的制備方法

　　ⅰ、硫酸鐵溶液中加入過量的氨水然后過濾或者氨水中加入過量的硫酸鐵溶液然后過濾：

　　Fe2(SO4)3+6NH3 ?H2O=2Fe(OH)3↓+3(NH4)2SO4 ；Fe3++3NH3 ?H2O=Fe(OH)3↓+3NH

　　ⅱ、硫酸鐵溶液中加入過量的氫氧化鈉溶液然后過濾或者氫氧化鈉溶液中加入過量的硫酸鐵溶液然后過濾：

　　Fe2(SO4)3+6NaOH=2Fe(OH)3↓+3Na2SO4 ；Fe3++3OH-=Fe(OH)3↓

　　ⅲ、硫酸鐵溶液中加入過量的碳酸氫鈉溶液然后過濾或者碳酸氫鈉溶液中加入過量的硫酸鐵溶液然后過濾

　　Fe2(SO4)3+6NaHCO3=2Fe(OH)3↓+3Na2SO4 +6CO2 ↑；Fe3++3HCO =Fe(OH)3↓+3CO2 ↑

　　ⅳ、硫酸鐵溶液中加入過量的碳酸鈉溶液然后過濾或者碳酸鈉溶液中加入過量的硫酸鐵溶液然后過濾

　　Fe2(SO4)3+3Na2CO3 +3H2O=2Fe(OH)3↓+3Na2SO4 +3CO2 ↑；2Fe3++3CO +3H2O=2Fe(OH)3↓+3CO2 ↑

高一化學知識點4

　　1、還原性:

　　4HCl(濃)+MnO2===MnCl2+Cl2+2H2O

　　4HCl(g)+O2===2Cl2+2H2O

　　16HCl+2MnO4===2Cl+2MnCl2+5Cl2+8H2O

　　14HCl+2Cr2O7===2Cl+2CrCl3+3Cl2+7H2O

　　2H2O+2F2===4HF+O2

　　2H2S+3O2(足量)===2SO2+2H2O

　　2H2S+O2(少量)===2S+2H2O

　　2H2S+SO2===3S+2H2O

　　H2S+H2SO4(濃)===S+SO2+2H2O

　　3H2S+2HNO(稀)===3S+2NO+4H2O

　　5H2S+2MnO4+3H2SO4===2MnSO4+2SO4+5S+8H2O

　　3H2S+2Cr2O7+4H2SO4===Cr2(SO4)3+2SO4+3S+7H2O

　　H2S+4Na2O2+2H2O===Na2SO4+6NaOH

　　2NH3+3CuO===3Cu+N2+3H2O

　　2NH3+3Cl2===N2+6HCl

　　8NH3+3Cl2===N2+6NH4Cl

　　4NH3+3O2(純氧)===2N2+6H2O

　　4NH3+5O2===4NO+6H2O

　　4NH3+6NO===5N2+6H2O(用氨清除NO)

　　NaH+H2O===NaOH+H2

　　4NaH+TiCl4===Ti+4NaCl+2H2

　　CaH2+2H2O===Ca(OH)2+2H2

　　2、酸性:

　　4HF+SiO2===SiF4+2H2O

　　(此反應廣泛應用于測定礦樣或鋼樣中SiO2的含量)

　　2HF+CaCl2===CaF2+2HCl

　　H2S+Fe===FeS+H2

　　H2S+CuCl2===CuS+2HCl

　　H2S+2AgNO3===Ag2S+2HNO3

　　H2S+HgCl2===HgS+2HCl

　　H2S+Pb(NO3)2===PbS+2HNO3

　　H2S+FeCl2===

　　2NH3+2Na==2NaNH2+H2

　　(NaNH2+H2O===NaOH+NH3)

　　3，堿性：

　　NH3+HCl===NH4Cl

　　NH3+HNO3===NH4NO3

　　2NH3+H2SO4===(NH4)2SO4

　　NH3+NaCl+H2O+CO2===NaHCO3+NH4Cl

　　(此反應用于工業制備小蘇打，蘇打)

　　4，不穩定性：

　　2HF===H2+F2

　　2HCl===H2+Cl2

　　2H2O===2H2+O2

　　2H2O2===2H2O+O2H2S===H2+S2NH3===N2+3H2

高一化學知識點5

　　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。

　　2.一氧化氮

　　和二氧化氮

　　3.大氣污染

　　1.硫酸

　　2.硝酸

　　3.氨氣及銨

　　鹽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。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+O22SO3SO3+H2O=H2SO4)第四節氨硝酸硫酸物理性質：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)+CCO2↑+2H2O+SO2↑還能氧化排在氫后面的金屬，但不放出氫氣。2H2SO4(濃)+CuCuSO4+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↑+4H2O8HNO3(稀)+3Cu3Cu(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。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+H2ONH3?H2ONH4++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

高一化學知識點6

　　一、重點聚集

　　1.物質及其變化的分類

　　2.離子反應

　　3.氧化還原反應

　　4.分散系膠體

　　二、知識網絡

　　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。

　　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。

　　“升失氧還原劑降得還氧化劑”

　　(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。

　　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。

高一化學知識點7

　　一．元素周期表的結構

　　周期序數=核外電子層數主族序數=最外層電子數

　　原子序數=核電荷數=質子數=核外電子數

　　二．元素的性質和原子結構

　　（一)堿金屬元素：

　　2.堿金屬化學性質的遞變性：

　　遞變性：從上到下(從Li到Cs)，隨著核電核數的增加，堿金屬原子的電子層數逐漸增多，原子核對最外層電子的引力逐漸減弱，原子失去電子的能力增強，即金屬性逐漸增強。所以從Li到Cs的金屬性逐漸增強。

　　結論：

　　1)原子結構的遞變性導致化學性質的遞變性。

　　2)金屬性強弱的判斷依據：與水或酸反應越容易，金屬性越強;最高價氧化物對應的水化物(氫氧化物)堿性越強，金屬性越強。

　　3.堿金屬物理性質的'相似性和遞變性：

　　1)相似性：銀白色固體、硬度小、密度小(輕金屬)、熔點低、易導熱、導電、有展性。

　　2)遞變性(從鋰到銫)：

　　①密度逐漸增大(反常) ②熔點、沸點逐漸降低

　　3)堿金屬原子結構的相似性和遞變性，導致物理性質同樣存在相似性和遞變性

　　(二)鹵族元素：

　　2.鹵素單質物理性質的遞變性：從F2到I2

　　1)鹵素單質的顏色逐漸加深;

　　2)密度逐漸增大;

　　3)單質的熔、沸點升高

　　3.鹵素單質與氫氣的反應： X2 + H2 = 2 HX

　　鹵素單質與H2 的劇烈程度：依次減弱;生成的氫化物的穩定性：依次減弱

　　4. 非金屬性的強弱的判斷依：

　　1. 從最高價氧化物的水化物的酸性強弱，或與H2反應的難易程度以及氫化物的穩定性來判斷。

　　2. 同主族從上到下，金屬性和非金屬性的遞變：

　　同主族從上到下，隨著核電核數的增加，電子層數逐漸增多，原子核對最外層電子的引力逐漸減弱，原子得電子的能力減弱，失電子的能力增強，即非金屬性逐漸減弱，金屬性逐漸增強。

　　3. 原子結構和元素性質的關系：

　　原子結構決定元素性質，元素性質反應原子結構。

　　同主族原子結構的相似性和遞變性決定了同主族元素性質的相似性和遞變性。

　　三.核素

　　(一)原子的構成：

　　(1)原子的質量主要集中在原子核上。

　　(2)質子和中子的相對質量都近似為1，電子的質量可忽略。

　　(3)原子序數 = 核電核數 = 質子數 = 核外電子數

　　(4)質量數(A)=質子數(Z)+中子數(N)

　　(二)核素

　　核素：把具有一定數目的質子和一定數目的中子的一種原子稱為核素。一種原子即為一種核素。

　　同位素：質子數相同而中子數不同的同一元素的不同原子互稱為同位素。

　　或：同一種元素的不同核素間互稱為同位素。

　　(1)兩同：質子數相同、同一元素

　　(2)兩不同：中子數不同、質量數不同

　　(3)屬于同一種元素的不同種原子

高一化學知識點8

　　1.鈉的物理性質：

　　(1)白：銀白色、有金屬光澤的固體;

　　(2)輕：密度小，(Na)=0.97g/c3，比水的密度小;

　　(3)低：熔點和沸點低，熔點97.81℃，沸點882.9℃;

　　(4)小：硬度小，可以用小刀切割;

　　(5)導：鈉是熱和電的良導體。

　　2.鈉的化學性質：

　　(1)鈉與水的反應：2Na+2H2O==2NaOH+H2↑

　　(2)鈉與氧氣的反應：

　　鈉在空氣中緩慢氧化：4Na+O2==2Na2O(白色固體)

　　鈉在空氣中加熱或點燃：2Na+O2 Na2O2(淡黃色固體)

　　3.鈉的保存及用途

　　(1)鈉的.保存：鈉很容易跟空氣中的氧氣和水起反應，因此，在實驗室中，通常將鈉保存在煤油里，由于(Na)>(煤油)，鈉沉在煤油下面，將鈉與氧氣和水隔絕。

　　(2)鈉的用途：

　　①鈉鉀合金(室溫下呈液態)，用作原子反應堆的導熱劑。

　　②制備Na2O2。

　　③作為強還原劑制備某些稀有金屬。

　　氧化鈉與過氧化鈉的性質比較

　　名稱氧化鈉過氧化鈉

　　化學式Na2ONa2O2

　　顏色狀態白色固體淡黃色固體

　　與H2O反應Na2O+H2O==2NaOH2Na2O2+2H2O==4NaOH+O2↑

　　與CO2反應Na2O+CO2==Na2CO32Na2O2+2CO2==2Na2CO3+O2

　　生成條件在常溫時，鈉與O2反應燃燒或加熱時，鈉與O2反應

　　用途——呼吸面罩、潛水艇的供氧劑，漂白劑

高一化學知識點9

　　一、物質的分類

　　金屬：Na、Mg、Al

　　單質

　　非金屬：S、O、N

　　酸性氧化物：SO3、SO2、P2O5等

　　氧化物堿性氧化物：Na2O、CaO、Fe2O3

　　氧化物：Al2O3等

　　純鹽氧化物：CO、NO等

　　凈含氧酸：HNO3、H2SO4等

　　物按酸根分

　　無氧酸：HCl

　　強酸：HNO3、H2SO4、HCl

　　酸按強弱分

　　弱酸：H2CO3、HClO、CH3COOH

　　化一元酸：HCl、HNO3

　　合按電離出的H+數分二元酸：H2SO4、H2SO3

　　物多元酸：H3PO4

　　強堿：NaOH、Ba(OH)2

　　物按強弱分

　　質弱堿：NH3?H2O、Fe(OH)3

　　堿

　　一元堿：NaOH、

　　按電離出的HO-數分二元堿：Ba(OH)2

　　多元堿：Fe(OH)3

　　正鹽：Na2CO3

　　鹽酸式鹽：NaHCO3

　　堿式鹽：Cu2(OH)2CO3

　　溶液：NaCl溶液、稀H2SO4等

　　混懸濁液：泥水混合物等

　　合乳濁液：油水混合物

　　物膠體：Fe(OH)3膠體、淀粉溶液、煙、霧、有色玻璃等

　　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。

　　下面比較幾種分散系的不同：

　　分散系溶液膠體濁液

　　分散質的直徑<1nm(粒子直徑小于10-9m)1nm-100nm(粒子直徑在10-9~10-7m)>100nm(粒子直徑大于10-7m)

　　分散質粒子單個小分子或離子許多小分子集合體或高分子巨大數目的分子集合體

　　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：膠體膠粒是由許多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、溶膠、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)=(膠體)+3HCl

　　②復分解反應法：KI+AgNO3=AgI(膠體)+KNO3Na2SiO3+2HCl=H2S增大膠粒之間的碰撞機會。如蛋思考：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、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>10-7m，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()或石膏()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、溶液凈水

　　④FeCl3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：含水4%的叫硅膠

　　⑩用同一鋼筆灌不同牌號墨水易發生堵塞

　　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、NaHSO4、NaHCO3

　　KCl==K++Cl―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。

　　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

　　強電解質弱電解質

　　物質結構離子化合物，某些共價化合物某些共價化合物

　　電離程度完全部分

　　溶液時微粒水合離子分子、水合離子

　　導電性強弱

　　物質類別實例大多數鹽類、強酸、強堿弱酸、弱堿、水

　　7、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:

　　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金屬、非金屬單質，無論在反應物、生成物中均寫成化學式。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。

高一化學知識點10

　　1.阿伏加德羅常數NA

　　阿伏加德羅常數是一個物理量，單位是mol1，而不是純數。

　　不能誤認為NA就是6.02×1023。

　　例如：1molO2中約含有個6.02×10氧分子

　　242molC中約含有1.204×10個碳原子

　　231molH2SO4中約含有6.02×10硫酸分子

　　23+23-1.5molNaOH中約含有9.03×10個Na和9.03×10個OH;

　　23nmol某微粒集合體中所含微粒數約為n×6.02×10。

　　由以上舉例可以得知：物質的量、阿伏伽德羅常數以及微粒數之間存在什么樣的關系式?由以上內容可以看出，物質的量與微粒數之間存在正比例關系。如果用n表示物質的`量，NA表示阿伏伽德羅常數，N表示微粒數，三者之間的關系是：N=n·NA,由此可以推知n=N/NANA=N/n

　　2.一定物質的量濃度溶液配制過程中的注意事項

　　(1)向容量瓶中注入液體時，應沿玻璃棒注入，以防液體濺至瓶外。

　　(2)不能在容量瓶中溶解溶質，溶液注入容量瓶前要恢復到室溫。

　　(3)容量瓶上只有一個刻度線，讀數時要使視線、容量瓶刻度線與溶液凹液面的最低點相切。

　　(4)如果加水定容時超過刻度線或轉移液體時溶液灑到容量瓶外，均應重新配制。

　　(5)定容后再蓋上容量瓶塞搖勻后出現液面低于刻度線，不能再加蒸餾水。

　　(6)稱量NaOH等易潮解和強腐蝕性的藥品，不能放在紙上稱量，應放在小燒杯里稱量。若稀釋濃H2SO4，需在燒杯中加少量蒸餾水再緩緩加入濃H2SO4，并用玻璃棒攪拌。

高一化學知識點11

　　1、低價態的還原性：

　　2SO2+O2===2SO3

　　2SO2+O2+2H2O===2H2SO4

　　(這是SO2在大氣中緩慢發生的環境化學反應)

　　SO2+Cl2+2H2O===H2SO4+2HCl

　　SO2+Br2+2H2O===H2SO4+2HBr

　　SO2+I2+2H2O===H2SO4+2HI

　　SO2+NO2===SO3+NO

　　2NO+O2===2NO2

　　NO+NO2+2NaOH===2NaNO2

　　(用于制硝酸工業中吸收尾氣中的NO和NO2)

　　2CO+O2===2CO2

　　CO+CuO===Cu+CO2

　　3CO+Fe2O3===2Fe+3CO2

　　CO+H2O===CO2+H2

　　2、氧化性：

　　SO2+2H2S===3S+2H2O

　　SO3+2I===2SO3+I2

　　NO2+2I+H2O===NO+I2+2OH

　　(不能用淀粉I溶液鑒別溴蒸氣和NO2)

　　4NO2+H2S===4NO+SO3+H2O

　　2NO2+Cu===4CuO+N2

　　CO2+2Mg===2MgO+C

　　(CO2不能用于撲滅由Mg、Ca、Ba、Na、等燃燒的火災)

　　SiO2+2H2===Si+2H2O

　　SiO2+2Mg===2MgO+Si

　　3、與水的作用:

　　SO2+H2O===H2SO3

　　SO3+H2O===H2SO4

　　3NO2+H2O===2HNO3+NO

　　N2O5+H2O===2HNO3

　　P2O5+H2O===2HPO3

　　P2O5+3H2O===2H3PO4

　　(P2O5極易吸水、可作氣體干燥劑

　　P2O5+3H2SO4(濃)===2H3PO4+3SO3)

　　CO2+H2O===H2CO3

　　4、與堿性物質的'作用:

　　SO2+2NH3+H2O===(NH4)2SO3

　　SO2+(NH4)2SO3+H2O===2NH4HSO3

　　(這是硫酸廠回收SO2的反應.先用氨水吸收SO2、

　　再用H2SO4處理:2NH4HSO3+H2SO4===(NH4)2SO4+2H2O+2SO2

　　生成的硫酸銨作化肥、SO2循環作原料氣)

　　SO2+Ca(OH)2===CaSO3+H2O

　　(不能用澄清石灰水鑒別SO2和CO2.可用品紅鑒別)

　　SO3+MgO===MgSO4

　　SO3+Ca(OH)2===CaSO4+H2O

　　CO2+2NaOH(過量)===Na2CO3+H2O

　　CO2(過量)+NaOH===NaHCO3

　　CO2+Ca(OH)2(過量)===CaCO3+H2O

　　2CO2(過量)+Ca(OH)2===Ca(HCO3)2

　　CO2+2NaAlO2+3H2O===2Al(OH)3+Na2CO3

　　CO2+C6H5ONa+H2O===C6H5OH+NaHCO3

　　SiO2+CaO===CaSiO3

　　SiO2+2NaOH===Na2SiO3+H2O

　　(常溫下強堿緩慢腐蝕玻璃)

　　SiO2+Na2CO3===Na2SiO3+CO2

　　SiO2+CaCO3===CaSiO3+CO2

高一化學知識點12

　　氧化還原反應

　　1、氧化還原反應的本質是有電子的轉移，氧化還原反應的'特征是有化合價的升降。

　　2、失去電子(偏離電子)→化合價升高→被氧化→是還原劑;升價后生成氧化產物。還原劑具有還原性。

　　得到電子(偏向電子)→化合價降低→被還原→是氧化劑;降價后生成還原產物，氧化劑具有氧化性。

　　3、常見氧化劑有：Cl2、O2、濃H2SO4、HNO3、KMnO4(H+)、H2O2、ClO-、FeCl3等，

　　常見還原劑有：Al、Zn、Fe;C、H2、CO、SO2、H2S;SO32-、S2-、I-、Fe2+等

　　4、氧化還原強弱判斷法

　　①知反應方向就知道“一組強弱”

　　②金屬或非金屬單質越活潑對應的離子越不活潑(即金屬離子氧化性越弱、非金屬離子還原性越弱)

　　③濃度、溫度、氧化或還原程度等也可以判斷(越容易氧化或還原則對應能力越強)。

高一化學知識點13

　　物理性質

　　鈉為銀白色立方體結構金屬，質軟而輕可用小刀切割，密度比水小，為0.97g/cm3，熔點97.81℃，沸點：882.9℃。新切面有銀白色光澤，在空氣中氧化轉變為暗灰色，具有抗腐蝕性。鈉是熱和電的良導體，具有較好的導磁性，鉀鈉合金(液態)是核反應堆導熱劑。鈉單質還具有良好的延展性，硬度也低，能夠溶于汞和液態氨，溶于液氨形成藍色溶液。在-20℃時變硬。

　　已發現的`鈉的同位素共有22種，包括鈉18至鈉37，其中只有鈉23是穩定的，其他同位素都帶有放射性。

　　化學性質

　　鈉的化學性質很活潑，常溫和加熱時分別與氧氣化合，和水劇烈反應，量大時發生爆炸，和低元醇反應產生氫氣，和電離能力很弱的液氨也能反應。

　　4Na + O2= 2Na2O (常溫)

　　2Na+O2= Na2O2(加熱或點燃)

　　2Na+2H2O=2NaOH+H2↑，2Na+H2O==高溫==Na2O+H2

　　2Na+2ROH=2RONa+H2↑ (ROH表示低元醇)

　　2Na + 2NH3(L) = 2NaNH2 + H2↑(此反應中“2NH3(L)”表示液氨)

　　鈉原子的最外層只有1個電子，很容易失去，所以有強還原性。因此，鈉的化學性質非常活潑，能夠和大量無機物，絕大部分非金屬單質反應和大部分有機物反應，在與其他物質發生氧化還原反應時，作還原劑，都是由0價升為+1價(由于ns1電子對)，通常以離子鍵和共價鍵形式結合。金屬性強，其離子氧化性弱。鈉的相對原子質量為22.989770[4]

　　高中化學認為鈉鹽均溶于水，但實際上醋酸鈾酰鋅鈉、醋酸鈾酰鎂鈉、醋酸鈾酰鎳鈉[5] 、鉍酸鈉、銻酸鈉，鈦酸鈉皆不溶于水。