2024-2025学年高一上学期化学人教版（2019）必修第一册 期中复习知识清单

期中复习（2019版高中化学必修一第一、二章知识点总结） 第1章 物质及其变化 知识点一、根据物质组成和性质分类 1．同素异形体 （1）概念：由同种元素形成的不同单质，互称为同素异形体 如：金刚石、石墨和C60、红磷和白磷 （2）特点：同素异形体的物理性质不同，化学性质不同 2．根据物质组成分类 （1）交叉分类法 根据不同的分类标准，对同一事物进行多种分类的一种分类方法 Na2CO3 钠盐 Na2SO4 钾盐 K2CO3 硫酸盐 K2SO4 碳酸盐 （2）树状分类法 对同类事物按照某些属性进行再分类的分类法 知识点二、分散系及其分类 1．分散系 （1） 概念：把一种(或多种)物质以粒子形式分散到另一种(或多种)物质中所形成的混合物 （2）组成 分散质：被分散的物质 分散剂：起容纳作用的物质 （3）分散系的分类 ①按分散质或分散剂所处的状态，它们之间可以组成9种分散系 分散剂 分散质 气 液 固 气 空气 泡沫 泡沫塑料 液 雾 酒精溶液 珍珠（包含水的碳酸钙） 固 烟、灰尘 食盐水 有色玻璃、合金 ②按分散质粒子直径的大小 （4）溶液、胶体、浊液的比较 分散系 溶液 胶体 浊液 实例 食盐水、碘酒 牛奶、淀粉溶液 泥水、油水混合物 性 质 外观 均一、透明 均一 不均一、不透明 稳定性 稳定 较稳定 不稳定 能否透过滤纸 能 能 否 能否透过半透膜 能 否 否 鉴别 无丁达尔效应 有丁达尔效应 静置分层 ★2．胶体的制备和特征 （1） Fe(OH)3胶体的制备 ①制备原理： ②制备操作 往烧杯中注入40 mL蒸馏水，将烧杯中的蒸馏水加热至沸腾，向沸水中逐滴加入5～6滴FeCl3饱和溶液，继续煮沸至溶液呈红褐色，停止加热。 （2）胶体特性——丁达尔效应 当平行光束通过胶体时，可以看到一条光亮的“通路”，这是由于胶体粒子对光线散射形成的，叫做丁达尔效应，可用来区分胶体和溶液。 （3）胶体的其他性质和应用 性质 内容 应用 介稳性 胶体在一定条件下能稳定存在。原因：①同种胶体粒子电性相同，相互排斥；②胶体粒子不断作无规则运动 涂料、颜料和墨水的制造 电泳 带电的胶体粒子在外加电场的作用下，做定向移动。如Fe(OH)3胶体粒子带正电荷，在电场作用下向阴极移动 静电除尘 聚沉 加热、加电解质、加入的胶体中含有与胶体粒子带相反电荷的胶粒等会导致胶体粒子聚集，从而形成沉淀析出 卤水点豆腐、入海口形成沙洲 渗析 由于胶体粒子不能通过过半透膜，而离子、小分子可通过，用此方法可提纯胶体 血液透析 知识点三、物质的转化 1．酸碱盐的性质 化学性质 反应实例(写出化学方程式) 基本反应类型 酸的主要化学性质 与活泼金属反应 H2SO4+Mg=MgSO4+H2↑ 置换反应 与碱性氧化物反应 H2SO4+CuO=CuSO4+H2O 复分解反应 与碱反应 H2SO4+2NaOH=Na2SO4+2H2O 复分解反应 与某些盐反应 2HCl+CaCO3=CaCl2+H2O+CO2↑ 复分解反应 化学性质 反应实例(写出化学方程式) 基本反应类型 碱的主要化学性质 与酸反应 NaOH+HCl=NaCl+H2O 复分解反应 与酸性氧化物反应 2NaOH+CO2=Na2CO3+H2O —— 与某些盐反应 H2SO4+2NaOH=Na2SO4+2H2O 复分解反应 与某些盐反应 Ca(OH)2+Na2CO3=CaCO3↓+2NaOH 复分解反应 化学性质 反应实例(写出化学方程式) 基本反应类型 盐的主要化学性质 与较活泼金属反应 CuSO4+Zn=ZnSO4+Cu 复分解反应 与某些酸反应 2HCl+CaCO3=CaCl2+H2O+CO2↑ —— 与某些碱反应 Ca(OH)2+Na2CO3=CaCO3↓+2NaOH 复分解反应 与某些盐反应 AgNO3+NaCl=AgCl↓+NaNO3 复分解反应 2．物质的转化 第二节　离子反应 知识点1：电解质与非电解质 1． 概念 电解质：在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物 非电解质：在水溶液和熔融状态下都不能导电的化合物 2．常见的电解质和非电解质 (1)常见的电解质 酸、碱、盐、水、金属氧化物、少数有机物（如醋酸）等 (2)常见的非电解质 非金属氧化物（除水）、NH3等、大多数有机物（如蔗糖、酒精） 【注意】　 · 电解质一定是化合物，如盐酸是混合物，虽能导电但不是电解质 · 电解质不一定能导电，如NaCl固体、HCl气体，电解质需要在水溶液或熔融状态中才能导电。 · 溶于水能导电的化合物不一定是电解质，如CO2、SO2、SO3、NH3的水溶液能导电，但因为不是自身电离所以不是电解质。 · CaCO3、BaSO4等难溶电解质，其水溶液几乎不导电，但在熔融状态下能导电，所以是电解质。 知识点2：强弱电解质 分类 强电解质 弱电解质 概念 能全部电离的电解质 只能部分电离的电解质 所含 物质 类型 ①强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、HClO4 ②强碱：KOH、NaOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2 ③大多数盐：KCl、Al2(SO4)3、CaCO3、CH3COONa ④大多数金属氧化物：Na2O、CaO、Al2O3 ①弱酸：CH3COOH、H2CO3、 ②弱碱：NH3·H2O、Mg(OH)2 ③水 ④少数盐 相同点 都能电离，都属于电解质，都属于化合物 不同点 电离程度不同，强电解质溶液中只有电离出的阴、阳离子，无电解质分子(浓硫酸特殊)； 弱电解质溶液中既有电离出的阴、阳离子，又有电解质分子 知识点3：电解质的电离 1． 概念：电解质在水溶液里或熔融状态下离解成自由移动离子的过程。 NaCl固体加入水中时，在水分子作用下，Na＋和Cl－脱离固体表面进入水中，形成能够自由移动的水合钠离子和水合氯离子。 NaCl固体受热融化时，离子的运动随温度升高而加快，克服了离子间的相互作用，产生自由移动的Na＋和Cl－，因而NaCl在熔融状态下也能导电。 2．表示方法——电离方程式 左边为电解质的化学式，中间用“＝”或者“”连接，右边为电离生成的离子 (1)强电解质在水溶液中全部电离，用“＝”连接，如： H2SO4＝2H＋＋SO NaOH＝Na＋＋OH－ Na2SO4＝2Na＋＋SO (2)弱电解质在水溶液中部分电离，用“”连接，如： CH3COOHCH3COO－＋H＋ [特别提醒] NaHSO4在水溶液中电离产生Na＋、H＋和SO，但在熔融状态下电离产生Na＋和HSO4－ 3．从电离的角度认识酸、碱、盐 4．电解质的导电能力 电解质溶液的导电能力与溶液中自由移动离子浓度及离子所带电荷多少有关，离子浓度越大，离子所带电荷越多，导电能力越强。 [特别提醒]强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质溶液的导电能力强（比较可自由移动离子的浓度） 第2课时　离子反应和方程式 知识点1：离子反应 1．离子反应 (1)实验探究 操作 现象 无明显现象 产生白色沉淀 反应前溶液中微粒 Na＋、SO、K＋、Cl－ Na＋、SO、Ba2＋、Cl－ 混合液中微粒 Na＋、SO、K＋、Cl－ BaSO4、Na＋、Cl－ 反应的实质 无反应 Ba2＋与SO反应生成BaSO4沉淀 (2)概念：有离子参加或有离子生成的化学反应。 (3)实质：反应物的某些离子的浓度减小。 (4)复分解型离子反应发生的条件 2．离子方程式 (1)概念：用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。 (2)书写步骤： 以Na2SO4溶液和BaCl2溶液反应为例。 ①写：正确书写反应的化学方程式(Na2SO4＋BaCl2＝BaSO4↓＋2NaCl)。 ②拆：把易溶于水且易电离的物质拆写成离子的形式：(2Na＋＋SO＋Ba2＋＋2Cl－＝BaSO4＋2Na＋＋2Cl－)。 ③删：等数量的删去方程式两边不参加反应的离子(SO＋Ba2＋＝BaSO4)。 ④查：检查方程式两边各元素的原子个数和电荷总数是否相等。 (3)意义： ①表示某一个具体的化学反应。 如反应AgNO3＋NaCl＝AgCl↓＋NaNO3可表示为Ag＋＋Cl－＝AgCl↓。 ②表示同一类型的离子反应。 如“H＋＋OH－＝H2O”可表示可溶性强酸和可溶性强碱生成水和可溶性盐的反应。 H2SO4＋2KOH＝K2SO4＋2H2O Ba(OH)2＋2HNO3＝Ba(NO3)2＋2H2O [特别提醒]　正确书写离子方程式的关键在于拆分是否正确 (1)易溶于水的强电解质能拆写成离子，气体、沉淀、氧化物和弱电解质仍用化学式表示 (2)微溶物作为反应物，若是澄清溶液写离子符号，若是悬浊液写化学式。微溶物作为生成物，一般写化学式，如石灰水和石灰乳：石灰水写成离子形式，而石灰乳则写化学式。 (3)氨水作反应物可写作NH3·H2O；作生成物，若有加热条件或浓度很大时，可写作NH3(标“↑”)和水。 (4)固体之间反应不能写离子方程式，如氯化铵与氢氧化钙的反应；浓硫酸与固体反应不能写离子方程式。 (5)多元弱酸的酸式酸根离子如HCO，在离子方程式中不拆，强酸的酸式酸根离子(如HSO4－)则可拆 3．离子方程式正误判断——“六看”（将正确书写下来） (1)看离子反应是否符合客观事实。如： Fe与盐酸反应：2Fe＋6H＋＝2Fe3＋＋3H2↑（×） 铜与稀硫酸反应：Cu＋ 2H＋＝ Cu2＋＋H2↑（×） (2)看各物质的化学式的拆写是否正确。如： 碳酸钙和醋酸反应：CO32－＋2CH3COOH＝2CH3COO－＋CO2↑＋H2O（×） (3)看是否漏写参加反应的离子。如： 硫酸铜溶液和氢氧化钡溶液混合：SO＋Ba2＋＝BaSO4↓（×） (4)看原子和电荷是否守恒。如： Cu与AgNO3溶液反应：Cu＋Ag＋＝Cu2＋＋Ag（×） 钾和水反应：K＋H2O＝ K＋＋OH－＋H2↑（×） (5)看反应物或生成物的配比是否正确。 如稀硫酸与Ba(OH)2溶液反应：H＋＋OH－＋SO＋Ba2＋＝BaSO4↓＋H2O（×） (6)看是否符合题设条件及要求，“过量”、“少量”以及滴加顺序等对离子方程式的影响。如： 向澄清石灰水中通过量CO2反应：Ca2＋＋2OH－＋CO2＝CaCO3↓＋H2O（×） 向Na2CO3溶液中滴加少量稀盐酸：CO32－＋ 2H＋＝H2O＋CO2↑（×） （生成HCO） 向Ca(HCO3)2溶液中加入过量NaOH溶液：Ca2＋＋HCO＋OH－＝CaCO3↓＋H2O（×） （Ca2＋＋2HCO＋2OH－＝CaCO3↓＋2H2O+CO32－） 知识点2：离子共存 判断离子能否共存实际上是看离子之间能否反应，若反应，则不共存。 1．离子不能大量共存的三种情况 (1)生成难溶性或微溶性物质的离子不能大量共存： ①生成难溶性的盐：如Ca2＋与CO，Ba2＋与CO、SO，Ag＋与Cl－等。 ②生成难溶性的碱：如OH－与Cu2＋、Fe2＋、Fe3＋、Mg2＋、Al3＋等。 (2)生成气体的离子不能大量共存：如H＋与CO、HCO等。 (3)生成水或其他难电离物质的离子不能大量共存：如H＋与OH－、CH3COO－，OH－与NH等。 2．判断离子能否大量共存的“隐含条件” (1)“无色透明”溶液不存在有色离子，如：Cu2＋、Fe3＋、Fe2＋、MnO (2)酸性溶液中不能大量存在与H＋反应的离子。 “酸性”溶液的描述：①酸性溶液。②pH<7的溶液。③使石蕊溶液变红色的溶液。 (3)碱性溶液中不能大量存在与OH－反应的离子。 “碱性”溶液的不同描述：①碱性溶液。②pH>7的溶液。③使石蕊溶液变蓝的溶液。 第3节　 氧化还原反应 第1课时　氧化还原反应基本概念 知识点一、氧化还原反应的概念 1．特征：反应前后元素的________发生变化 2．本质：电子_______（电子得失或共用电子对偏移 知识点二、氧化还原反应与四大基本反应 知识点三、氧化还原反应的相关概念 1．氧化剂与还原剂及其产物 氧化剂：在反应中_______电子，化合价______体现________性， →被_________→发生_________反应，得到_________产物 还原剂：在反应中_______电子，化合价______体现________性 →被_________→发生_________反应，得到_________产物 第2课时　氧化还原反应的规律 知识点一、价态律 （1）元素处于最高价态时，只能______电子，只有_________，如_______________ （2）元素处于最低价态时，只能______电子，只有_________，如_______________ 【总结】“高氧低还中兼有” 知识点二、强弱律 由氧化还原反应“氧化剂+还原剂=氧化产物+还原产物”可判断出 氧化性强弱顺序：氧化剂______氧化产物； 还原性强弱顺序：还原剂______还原产物 →金属单质的还原性越强，对应阳离子的氧化性越弱 →非金属单质的氧化性越强，对应阴离子的还原性越弱 【总结】“单质氧化性（还原性）越强对应的阳离子还原性（氧化性）越弱” 知识点三、先后律 （1）多种还原剂与一种氧化剂作用时，还原性强的先反应，如： 已知还原性，当把氯气通入、溶液时，I-优先被氧化 （2）多种氧化剂与一种还原剂作用时，氧化性强的先反应如： 已知氧化性：，向含、、H+的溶液中加铁粉，Fe3+先反应 总结：“强强联合，强者优先” 知识点四、归中律 含不同价态的同种元素的物质之间发生氧化还原反应时，元素的化合价只向中间靠拢，而不跨越价态 （×） （×） 知识点五、守恒律 （1）反应前后各元素的原子个数守恒；（元素守恒） （2）氧化还原反应前后，化合价有升有降，且化合价升降总数相等，得失（或偏移）电子总数相等（得失电子守恒） （3）在属于离子反应的氧化还原反应中，离子方程式两边的电荷数一定相等（电荷守恒）第3课时　氧化还原反应方程式的配平 1、 氧化还原反应中电子转移的表示方法 1． 双线桥法 （1） 含义：表明氧化还原反应前后同一种元素原子或离子间的电子转移情况 （2） 步骤 ①标变价 ②连双线 将不同价态的同种元素用桥线相连，箭头从氧化剂（还原剂）指向还原产物（氧化产物）（注意：箭头的起止对准元素） ③写得失：在桥线上标出得失电子数，格式为“得到（失去）a×b e-” 其中a表示发生氧化还原反应的原子个数，b表示每个原子得到或失去的电子数（看化合价），当a=1或b=1时，将1省略。也可直接用转移电子的总数表示a×b。 ④查守恒：检查得失电子是否守恒 2． 单线桥法 （1） 含义：表明反应前后氧化剂和还原剂之间的电子转移情况 （2） 步骤： ① 标变价 ② 连单线：箭头从化合价升高的元素指向化合价降低的元素 ③ 写数目：在桥线上标出电子转移总数（注：不写得失，只写“n e-”） 知识点二、氧化还原反应方程式的配平 1．方法：利用双线桥法配平____Cu＋____HNO3（浓）=_____Cu(NO3)2＋_____NO2↑＋_____H2O 2．步骤 （1）标变价 （2）连双线 （3）写得失（注意下标） （4）定数目：通过最小公倍数使得失电子守恒 （5）查收恒：再根据原子守恒和电荷守恒（适用于离子方程式）配平剩余不变价的物质，最后检查元素守恒 第二章 海水中的重要元素——钠和氯 第一节 钠及其化合物 第1课时　活泼的金属单质——钠 知识点一、钠的存在、取用和保存 1．钠元素在自然界中的存在 钠元素在自然界中只以化合态形式存在，在海水、盐湖中储量极为丰富 2．钠的保存 钠的原子结构为 ，钠原子易失去最外层电子，化学性质非常活泼，因此钠单质通常保存在煤油或石蜡油中，以隔绝空气和水 3．钠的安全取用 用镊子从煤油中取出一小块钠，用滤纸吸干表面的煤油，放在玻璃片上或表面皿中，用小刀切下一小块钠用作实验，剩下的钠迅速放回原试剂瓶中 【注】实验室中，为防止污染试剂，一般不能再将取出后的试剂放回原瓶，但取用金属钠时剩余的钠要放回原试剂瓶中，不能随便丢弃 4．活泼金属着火时的灭火方法 当钠等活泼金属着火，或火灾现场有大量活泼金属时，不能用水或泡沫灭火器灭火，需要用干燥的沙土来灭火 知识点二、钠的性质 1．钠的物理性质 颜色 光泽 状态 熔点 沸点 硬度 密度 导电、导热性 银白色 有金属光泽 固体 97.8℃ 883℃ 小 0.971g·cm-3，比水小，比煤油大 良好 2．钠的化学性质 （1）与氧气的反应 实验操作 切一块绿豆大的钠迅速投到坩埚中，继续加热片刻，待钠熔化后立即撤掉酒精灯 实验现象 切开后，看到钠具有银白色的金属光泽，银白色的切面很快_________ 熔化后着火燃烧，发出______色火焰，生成一种_________色固体 实验结论 钠的化学性质活泼 钠质软，能被小刀切割；常温下极易与氧气反应： ______________________ 加热时钠与O2反应： ______________________ （2）钠与其他非金属反应 点燃时与Cl2反应生成NaCl，在研磨时与S反应生成Na2S （3）钠与水反应 实验操作 实验现象 结论或解释 ①浮：钠浮在水面上 钠的密度比水的小 ②熔：钠熔化成光亮的小球 钠与水反应放出热量，钠的熔点低 ③游：小球在水面上迅速游动 反应产生的气体推动钠球在水面上游动 ④响：发出“嘶嘶”的声响，且钠很快消失 钠与水剧烈反应 ⑤红：加了酚酞的溶液变红 反应后得到的溶液显碱性 方程式：2Na+2H2O=2NaOH+H2↑、2Na+2H2O=2Na+ +2OH- +H2↑ （4）钠与酸、碱、盐溶液的反应（遇酸先与氢离子、遇碱消耗水饱和析出碱、遇盐先与水） ①将钠投入酸溶液中，Na先与______电离的H+反应，比Na与纯水反应更_________ ②将钠投入碱溶液中，Na与________反应。如将钠投入饱和石灰水中，会导致Ca(OH)2 过饱和析出，溶液变浑浊 ③将钠投入盐溶液中，Na先与______反应，生成的_________再与盐（如CuSO4、FeCl3等）反应 · 2Na+2H2O=2NaOH+H2↑ 2NaOH+CuSO4=Cu(OH)2↓+2H2O 总2Na+2H2O+CuSO4=Na2SO4 +Cu(OH)2↓+H2 ↑ · 2Na+2H2O=2NaOH+H2↑ 3NaOH+FeCl3=Fe(OH)3↓+3NaCl 总6Na+6H2O+2FeCl3=6NaCl+2Fe(OH)3↓+3H2↑ 知识点三、钠的制备和用途 1．钠的制备 2．钠的用途 ①工业上用钠作强还原剂，用于冶炼金属，如 4Na+TiCl4 Ti+4NaCl ②Na—K合金（液态）用作原子反应堆的导热剂 ③在电光源上，用钠制造高压钠灯，因为黄光透雾能力强 知识点四、钠露置在空气中的变化 Na→Na2O→NaOH→Na2CO3(溶液)→Na2CO3·10H2O(结晶)Na2CO3(粉末)，最终得到白色粉末。有关反应方程式如下：4Na＋O2=2Na2O，Na2O＋H2O=2NaOH，2NaOH＋CO2=Na2CO3＋H2O 第2课时　钠的化合物 知识点一、氧化钠和过氧化钠 Na2O Na2O2 颜色、状态 白色固体 淡黄色固体 构成粒子 Na+和O2-(阴阳离子个数比为1:2) Na+和O22-(阴阳离子个数比为1:2) 物质类别 碱性氧化物 过氧化物(不属碱性氧化物) 热稳定性 不稳定（加热时被空气氧化→Na2O2） 相对稳定 与H2O反应 Na2O+H2O=2NaOH 2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑（反应放热） 与CO2反应 Na2O+CO2=Na2CO3 2Na2O2+2CO2=Na2CO3+O2 与HCl反应 Na2O+2HCl=2NaCl+H2O 2Na2O2+4HCl=4NaCl+2H2O+O2↑ 用途 可制烧碱 漂白剂、消毒剂、供氧剂 【注】 （1）Na2O2与H2O、CO2和酸反应时，Na2O2既是氧化剂又是还原剂，每份Na2O2转移1个e- （2）过氧化钠可作漂白剂，若向紫色石蕊溶液中加入过量 Na2O2粉末，振荡，溶液先变蓝色后褪色，若向酚酞溶液，中加入过量 Na2O2粉末，振荡，则先变红色后褪色 （3）计算技巧 ①足量过氧化钠与H2、CO和O2点燃混合物反应计算中。可认为Na2O2＋H2==2NaOH、Na2O2＋CO===Na2CO3、2Na2O2＋CO＋H2===Na2CO3＋2NaOH （实际上述反应均不能发生） ②a g通式符合(CO)m(H2)n(m＝0,1,2…；n＝0,1,2…)的物质在氧气中燃烧，将其产物通过足量的Na2O2固体，反应完毕，固体增重a g 知识点二、碳酸钠和碳酸氢钠 碳酸钠 碳酸氢钠 俗名 纯碱、苏打 小苏打 性状 白色粉末 细小的白色晶体 溶解性 易溶于水，比NaHCO3的溶解度大 易溶于水 酸碱性 水溶液均呈碱性，同浓度下，Na2CO3溶液的碱性更强 热稳定性 稳定，受热不易分解 不稳定，受热易分解 与酸反应 ①CO32-+H+=HCO3- ②HCO3-＋H＋=CO2↑＋H２O HCO3-＋H＋= CO2↑＋H２O （比Na2CO3与酸反应快） 与NaOH 溶液反应 不反应 HCO3-＋OH- =CO２↑＋H２O 与澄清石 灰水反应 CO32-+Ca2+=CaCO3↓ HCO3-(少)+Ca2+ +OH- =CaCO3↓+H2O 2HCO3-(过)+Ca2+ +2OH- =CaCO3↓+2H2O 与钙盐、钡盐溶液反应 CO32-+Ca2+=CaCO3↓ 不反应 制法 2NaHCO3Na2CO3+CO２↑+H2O NaCl+H2O+NH3+CO2=NaHCO3↓+NH4Cl 用途 制玻璃、肥皂、造纸、纺织，去油污 作发酵粉、治疗胃酸过多、灭火器成分 相互转化 1．鉴别碳酸钠和碳酸氢钠 （1）加热法：NaHCO3分解且能产生使澄清石灰水变浑浊的CO2，Na2CO3不分解 （2）沉淀法： 滴加 BaCl2、CaCl2等溶液， NaHCO3不沉淀，Na2CO3沉淀 （3）与酸反应速率比较：NaHCO3 —较快，Na2CO3 —较慢 2．Na2CO3和NaHCO3 混合物的除杂 （1）Na2CO3固体粉末中混有NaHCO3，用加热法 （2）Na2CO3溶液中混有NaHCO3，滴加适量 NaOH溶液 （3）NaHCO3溶液中混有 Na2CO3，通入过量的CO2气体 3．Na2CO3和NaHCO3混合物中组分质量分数的测定 （1）加热法：加热NaHCO3和Na2CO3的固体混合物至恒重，根据固体质量的减轻可计算m(NaHCO3) （2）气体法：将样品与足量酸反应，根据m(CO2)可计算m(Na2CO3) （3）沉淀法：将样品与足量 BaCl2溶液反应后，过滤、洗涤、烘干，根据沉淀质量，可计算m(Na2CO3) （4）蒸干法：将样品与足量酸反应后，加热、蒸干，根据m(NaCl) 可计算m(Na2CO3) 知识点三、焰色反应 1．概念：多种金属或它们的化合物在燃烧时使火焰呈特殊的颜色，叫焰色反应（物理性质） 2．用品：铂丝（或铁、铬、镍、钨等）、酒精灯（或煤气灯）、试剂 3．焰色反应步骤： 4．几种金属的焰色 钠——黄色 钾——紫色（透过蓝色钴玻璃） 铜——绿色 5． 应用 用于检验金属元素的存在，如鉴别NaCl和KCl溶液、制节日烟火 第二节 氯及其化合物 第1课时　氯气的性质 知识点一、氯的存在和使用 1．氯元素的存在形式 Cl的原子结构示意图为 ，易得电子形成离子，因此氯气化学性质很活泼，自然界中氯元素只以化合态形式存在，主要以NaCl、MgCl2、CaCl2等存在于海水和陆地的盐矿中，氯是一种重要的“成盐元素” 2．氯气的储运 氯气易液化，通常将氯气加压液化后储存于钢瓶中运输，储运液氯的钢瓶必须是干燥的（常温无水条件下，液氯不与铁反应） 3．氯气的安全使用 氯气有毒，使用时要注意安全。实验室制取氯气时，应在通风橱中进行闻Cl2的气味时应用手在瓶口轻轻扇动，仅使极少量的气体飘进鼻孔 知识点二、氯气的性质 1．氯气的物理性质 颜色 状态 气味 溶解性 密度 沸点 黄绿色 气体 刺激性 可溶于水（1：2） 比空气大 -34.6℃，易液化 2．氯气的化学性质 （1）与金属单质的反应 氯气体现氧化性，将变价金属被氧化到最高价 Na Fe Cu 实验现象 燃烧，火焰呈黄色，有白烟 燃烧，产生棕褐色烟 燃烧，产生棕黄色烟 方程式 （2）与非金属单质的反应 ①与H2反应 现象：安静燃烧，发出苍白色火焰，瓶口有白雾产生 化学方程式为： 【注】氢气与氯气光照时，会发生爆炸，也生成HCl ②与磷反应 2P＋3Cl2 2PCl3（氯气不足，产生白雾） 2P＋5Cl2 2PCl5（氯气充足，产生白烟） （3）与水的反应 氯气能溶于水，其水溶液称为氯水（混合物），溶解于水中的部分Cl2与水反应 Cl2+H2O=HCl+HClO Cl2+H2O=H++Cl- + HClO （4）与碱的反应 ①制漂白液、84消毒液：Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O ②制漂白粉、漂白精：2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O （5）与其他还原剂（如FeCl2、H2S、SO2、NaBr、KI等溶液）反应 Cl2+2FeCl2=2FeCl3、 Cl2+H2S=S↓+2HCl、 Cl2+SO2+2H2O=2HCl+H2SO4、 Cl2+2NaBr=Br2+2NaCl、 Cl2+2KI=I2+2KCl（可用湿润的淀粉-KI试纸检验氯气） 知识点三、氯水的性质 1． 氯水的成分 新制氯水为黄绿色溶液，Cl2大部分以分子形式存在于水中，有少部分氯分子与水反应生成盐酸和次氯酸（HClO），所以氯水中的微粒有： ） 2．氯水的性质 （1）强氧化性：Cl2是新制氯水的主要成分，实验室常用氯水代替氯气，如氯水中的氯气能与 KI，KBr、FeCl2、SO2、Na2SO3等物质反应；此外HClO也有强氧化性 （2）漂白性：氯水中的HClO有强氧化性，能将有色物质氧化成无色物质，用于漂白和消毒，漂白过程不可逆 实验操作 实验现象 实验结论 有色布条不褪色 干燥的Cl2无漂白作用 有色布条褪色 氯水有漂白作用 有色鲜花褪色 干燥的Cl2与鲜花中的水反应生成了有漂白性的物质 （3）酸性：氯水中含有HCl（强酸）和HClO（弱酸），可与碱发生中和反应，与盐如NaHCO3、CaCO3 等反应 （4）不稳定性：HClO光照易分解，2HClO 2HCl+O2↑，因此久置氯水会变成盐酸，失去漂白性 （5）沉淀反应：氯水中含有Cl－，加入AgNO3溶液有白色沉淀生成 3．氯水的应用 氯水可用于自来水的杀菌消毒，用自来水配制如KI、 KBr、FeCl2、Na2SO3、Na2CO3、NaHCO3、AgNO3、NaOH等溶液会变质 4．漂白粉与漂白液的漂白原理 漂白粉露置在空气中，发生反应Ca(ClO)2＋CO2＋H2O = CaCO3↓＋2HClO，若通入过量CO2则发生反应：Ca(ClO)2＋2CO2＋2H2O = Ca(HCO3)2＋2HClO，生成的HClO有漂白性。若HClO光照分解，则漂白粉失效，所以漂白粉应密封保存于干燥处 第2课时　氯气的制法 氯离子的检验 知识点一、氯气的实验室制法 1． 药品：二氧化锰和浓盐酸 【注】反应物中的盐酸一定要用浓盐酸，浓盐酸一旦变成稀盐酸，反应将不再进行 2． 反应原理：MnO2+4HCl(浓)MnCl2+Cl2↑+2H2O 离子方程式为：MnO2+4H++2Cl-Mn2++Cl2↑+2H2O 3． 实验装置 4． 净化装置 用饱和食盐水除去Cl2中混有的HCl，用浓硫酸干燥，不能使用碱性干燥剂（如生石灰、碱石灰） 5． 收集装置 用向上排空气法或排饱和食盐水法收集氯气 6．检验和验满 用湿润的蓝色石蕊试纸或湿润的淀粉—KI试纸检验氯气（验满时放瓶口） 7．尾气处理 氯气有毒，会污染空气，需要用NaOH溶液吸收，不能用澄清石灰水或饱和石灰水来吸收Cl2，原因是Ca(OH)2在水中的溶解度很小，不能将Cl2吸收完全 【注】实验室制氯气也常用KMnO4、KClO3、Ca(ClO)2、PbO2等氧化剂代替MnO2，如把浓盐酸滴到KMnO4固体上即发生反应2KMnO4+16HCl（浓）=2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O（反应无需加热） 知识点二、氯离子的检验 1．氯离子检验的实验探究 在3支试管中分别加入2～3 mL稀盐酸、NaCl溶液、Na2CO3溶液，然后各滴入几滴AgNO3溶液，观察现象。然后再分别加入少量稀硝酸，观察现象。 实验现象 离子方程式 加入AgNO3溶液后 加入稀硝酸后 稀盐酸 出现白色沉淀 沉淀不溶解 Ag++Cl- =AgCl↓ NaCl溶液 出现白色沉淀 沉淀不溶解 Ag++Cl- =AgCl↓ Na2CO3溶液 出现白色沉淀 沉淀溶解并产生气泡 2Ag++CO32-=Ag2CO3↓ Ag2CO3+2H+=2Ag++H2O+CO2↑ 2．氯离子检验的一般步骤 某溶液无现象白色沉淀，则证明原溶液中含Cl－。 【注】 ①Cl－的检验步骤也可表述为在待测液中直接加入硝酸酸化的AgNO3溶液，若产生白色沉淀，则证明溶液中含有Cl－ ②用稀硝酸酸化，主要是排除CO32-的干扰，不能用稀盐酸酸化，因为盐酸会引入Cl－ 【思考】如何检验Na2CO3固体中是否混入了少量的NaCl杂质？ 取少量Na2CO3固体，加水溶解，制成溶液。向该溶液中加入稀硝酸至没有气泡冒出为止，再加入AgNO3溶液，产生白色沉淀，说明原Na2CO3固体中有NaCl；若没有白色沉淀产生，说明原Na2CO3固体中无NaCl 第三节 物质的量 第1课时　物质的量和摩尔质量 知识点一、物质的量 1． 概念：表示一定数目粒子的集合体的物理量，用符号n表示 【注】物质的量是国际单位制中7个基本物理量之一 2．单位：摩尔（mol），简称摩 3．计量标准：国际上规定，1mol粒子集合体所含的粒子数约为6.02×1023 4．适用范围：微观粒子，如分子、原子、离子、质子、中子、电子 5．表示方法：“数值+单位+粒子化学式或名称”，如1mol氧分子或1mol O2 知识点二、阿伏加德罗常数 1．概念：1mol任何粒子的粒子数，符号为NA 2．单位：每摩尔（mol－1） 3．数值：与0.012 kg 12C所含碳原子数相同，约为6.02×1023 4．相关计算：n＝ 知识点三、摩尔质量 1．概念：单位物质的量的物质所具有的质量称为摩尔质量，符号为M 2．单位：克每摩尔（g/mol） 3．数值：以g/mol为单位时，摩尔质量在 数值上等于该物质的相对原子质量或相对分子质量 4．相关计算：n＝ 第2课时　气体摩尔体积 知识点一、影响物质体积的因素 1．思考 化学方程式的意义 宏观 36克水 4g氢气 32g氧气 微观 2个水分子 2个氢分子 1个氧分子 物质的量 2mol水分子 2mol氢分子 1mol氧分子 体积比 2：2：1？（错误） 2．分析 20℃ Fe Al H2O H2SO4 H2 O2 密度（g/cm3） 7.86 2.7 0.998 1.83 密度（g/L） 0.0899 1.429 1mol物质的体积 7.12 10 18.04 53.35 1mol气体的体积 22.42 22.39 3． 结论 相同条件下，等物质的量（如1mol ）固体或液体的体积一般不同，但气体的体积却几乎完全相同，且温度压强相同时，气体的物质的量之比等于体积之比。 4． 物质体积大小的影响因素 物质体积的大小取决于：粒子大小、粒子数目、粒子间距。 （1）由于构成固体和液体的微观粒子间距较小 →所以微观粒子数目相同时，物质的体积主要取决于微观粒子的大小。 （2） 由于构成气体的微观粒子间距较大 →微观粒子的大小对物质体积的影响可忽略不计，所以微观粒子数目相同时，物质体积主要取决于粒子间距。 温度越高，气体的粒子间距越大，压强越大，气体的粒子间距越小。 同温同压下，气体的粒子间距相同。 知识点二、阿伏加德罗定律及其推论 1．阿伏加德罗定律 同温同压下，相同体积的任何气体都含有相同的分子数。 2．依据 阿伏伽德罗定律及其推论都可由理想气体状态方程（PV＝nRT）及其变形推出。 3．推论 （1）同温同压下，气体的体积之比=其物质的量之比=其分子数之比，即 （2）同温同压下，气体的密度之比=其摩尔质量之比，即。 （3）同温同体积下，气体的压强之比=其物质的量之比，即。 （4）同温、同体积、同质量下，气体的体积与其摩尔质量成反比。 （5）同温时，等物质的量的气体的压强与体积成反比。 知识点三、气体摩尔体积 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，用符号Vm表示。 2．单位：升每摩尔（L/mol）。 3．相关公式：n=。 4．注意事项 （1）Vm的数值与温度和压强有关。 （2）温度压强一定时，Vm是定值。 标准状况（0℃，101 kPa）下，Vm约为22.4 L/mol。→标况下，1mol任何气体的体积约为22.4 L。 （3）用“22.4L/mol”作为气体摩尔体积进行计算时，必须确保是气体，且在标况下。 第3课时　物质的量浓度 知识点一、物质的量浓度 1．定义：单位体积溶液里所含溶质B的物质的量，符号为cB 2．单位：mol/L或mol·L－1 3．表达式：物质的量浓度(cB)＝ 即：cB＝。如1 L溶液中含有1 mol溶质，溶质的物质的量浓度就是1 mol·L－1。 知识点二、物质的量浓度与溶质质量分数的关系 cB＝ mol·L－1 ρ：溶液密度(单位：g·mL－1或g/cm3)； w为溶质的质量分数 M：溶质B的摩尔质量(单位：g·mol－1) 四、配制一定浓度的溶液 1．主要仪器：容量瓶。 （1）构造：细颈、梨形、平底玻璃瓶，瓶口配有磨口塞或塑料塞。 （2）特点：容量瓶上标有温度、容量和刻度线。 （3）常用规格：100ml，250ml，500ml，1000ml（只能配制相应体积的溶液）。 （4）注意事项 ①使用容量瓶的第一步操作是检查是否漏水 检漏方法：向容量瓶中注入一定量水，盖好瓶塞。用食指摁住瓶塞，另一只手托住瓶底，把瓶倒立，观察是否漏水。如不漏水，将瓶正立并将塞子旋转180°后塞紧，再检查是否漏水。如不漏水，该容量瓶才能使用【即：注水→盖塞→倒立→观察→正立→旋180°→倒立→观察】 ②选择容量瓶的原则——“大而近”原则 选择容量瓶遵循“大而近”原则：所配溶液的体积等于或略小于容量瓶的容积 如：需用480 mL某溶液应选500 mL容量瓶 ③使用容量瓶注意“四不能” a.不能将固体或浓溶液直接在容量瓶中溶解或稀释； b.不能作为反应容器或长期贮存溶液的容器； c.不能加入过冷或过热的液体； d.不能配制任意体积的溶液 2．实验：配制100mL 2 mol/L的NaCl溶液 （1）仪器：烧杯、玻璃棒、量筒、100mL容量瓶、胶头滴管、药匙、托盘天平。 （2）试剂：NaCl固体、蒸馏水。 （3）步骤：八字方针 ①计算：需要NaCl固体的质量为m＝c×V×M=2mol/L×0.1 L×58.5g/mol =11.7g。 ②称量：用托盘天平称量氯化钠。 ③溶解：在烧杯中用适量蒸馏水溶解。 ④转移：将烧杯中的溶液小心沿玻璃棒注入到容量瓶中。 ⑤洗涤振荡：将烧杯内壁洗涤2~3次，洗涤液也注入容量瓶中，轻轻振荡容量瓶，使溶液充分混合。 ⑥定容：继续加水至刻度线下1 cm~2 cm，改用胶头滴管加水至溶液的凹液面恰好与刻线相切。 ⑦摇匀：将瓶塞盖好，反复上下颠倒，摇匀。 ⑧装贴：将配制好的溶液转移到试剂瓶中，贴好标签。 3．误差分析 判断依据：cB＝ 误差来源 操作 直接影响 对浓度的影响 称量 量取 称量时托盘天平左盘高，右盘低 n偏小 偏小 称量时左盘放砝码，右盘放药品（使用了游码） n偏小 偏小 天平的砝码沾有其他物质或已生锈 n偏大 偏大 能潮解或吸水的物质称量时间过长 n偏小 偏小 用量筒量取液体药品时，仰视读数 n偏大 偏大 转移 定容 摇匀 溶解过程中有少量液体溅出烧杯 n偏小 偏小 转移溶液前容量瓶中含有少量的水 无影响 无影响 未洗涤溶解用的玻璃棒和烧杯 n偏小 偏小 洗涤液未转入容量瓶中 n偏小 偏小 定容时仰视刻度 V偏大 偏小 未等溶液冷却就定容 V偏小 偏大 定容超过刻度线，用滴管吸出少量溶液 n偏小 偏小 摇匀后发现液面低于刻度再加水 V偏大 偏小 配好的溶液转入试剂瓶时，不慎溅出部分溶液 无影响 无影响 第 1 页 共 6 页 学科网（北京）股份有限公司 $$