第一章 物质及其变化 知识清单 -2024-2025学年高一上学期化学人教版（2019）必修第一册

第一章 物质及其变化 第一节 物质的分类及转化 一、物质分类方法 1. 树状分类法 （1）概念：根据物质的组成对物质进行分类的一种方法。 （2）分类： 2. 交叉分类法 （1）概念：从不同的角度对物质进行分类。 （2）举例：Na2CO3，从其组成的阳离子来看，属于钠盐，从其组成的阴离子来看，属于碳酸盐。 二、分散系及其分类 1. 分散系：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。分散系中被分散成粒子的物质，另外一种物质就是分散剂。 2. 根据分散质粒子的直径大小分类 （1）溶液：d＜1 nm；均一、透明；稳定；能透过滤纸和半透膜。 （2）胶体：1 nm＜d＜100 nm；均一、透明；介稳；能透过滤纸，但不能透过半透膜。 （3）浊液（悬浊液、乳浊液）：d＞100 nm；不均一、不透明；不稳定；既不能透过滤纸，也不能透过半透膜。 三、胶体 1. 本质特征：分散质粒子的直径大小在1~100 nm之间。 2. 根据分散剂的不同分类 （1）气溶胶：云、雾、烟等 （2）液溶胶：Fe(OH)3胶体、豆浆、墨水、牛奶、鸡蛋清等 （3）固溶胶：有色玻璃、烟水晶、土壤等 3. 性质 （1）丁达尔效应 ①现象：当光束通过胶体时，会出现一条“光亮”的通路。 ②原因：胶体粒子对光线散射而形成的。 ③应用：区别胶体和溶液。 ④举例：日光从窗隙射入暗室或者光线透过树叶间的缝隙射入密林中； 放电影时，放映机到银幕间光柱。 （2）电泳现象 ①概念：由于某些胶粒带有电荷，在外加电场的作用下，胶粒会向某一极（阴极或阳极）做定向移动。若带正电荷，移向阴极；若带负电荷，移向阳极。 ②应用：冶金厂的烟尘利用高压电除去；血液透析。 （3）布朗运动 胶体粒子随时随地做无规则运动。 （4）聚沉现象 ①概念：胶体粒子聚集成为较大颗粒而形成沉淀，从分散剂里析出的过程。 ②方法：加电解质溶液；加入带相反电荷胶粒的胶体；加热；搅拌。 ③应用：盐卤点豆腐；明矾净水；江河入海口三角洲的形成；不同墨水不能混用。 4. 胶体的净化：渗析 5. Fe(OH)3胶体的制备 （1）制备方法：向沸水中逐滴加入5~6滴FeCl3饱和溶液，继续煮沸至液体呈红褐色，停止加热，即制得Fe(OH)3胶体。 （2）反应方程式： （3）注意事项：不能用自来水代替蒸馏水；不能用FeCl3溶液；不能过度加热。 四、酸 1. 定义：电离时生成的阳离子全部是氢离子(H+)的化合物。 2. 分类 （1）根据酸性强弱分类 ①六大强酸（完全电离）：H2SO4、HCl、HNO3、HBr、HI、HClO4 ②弱酸（部分电离）：H2CO3、H2S、H3BO3等 （2）根据电离出H+的个数 ①一元酸：HCl、HNO3、HI、H3BO3等 ②二元酸：H2SO4、H2CO3等 ③三元酸：H3PO4等 （3）根据是否含氧元素 ①含氧酸：H2SO4、H2CO3、HNO3、H3BO3等 ②非含氧酸：HCl、HBr、HI等 3. 酸的通性 （1）与指示剂作用：紫色石蕊溶液遇酸变红 （2）与活泼金属反应：酸 + 金属 == 盐 + H2↑ （3）与碱性氧化物反应：酸 + 碱性氧化物 == 盐 + H2O （4）与碱反应：酸 + 碱 == 盐 + H2O （5）与某些盐反应：酸 + 盐 == 新酸 + 新盐（必须符合“强酸制弱酸”原理） 五、碱 1. 定义：电离时生成的阴离子全部是氢氧根离子(OH-)的化合物。 2. 分类 （1）根据碱性强弱分类 ①四大强碱（完全电离）：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2 ②弱碱（部分电离）：NH3·H2O等 （2）根据电离出的OH-个数 ①一元碱：NaOH、KOH等 ②二元碱：Ba(OH)2、Ca(OH)2等 ③三元碱：Fe(OH)3、Al(OH)3等 （3）根据溶解性分类 ①可溶性碱：NaOH、KOH、NH3·H2O等 ②不溶性碱：Mg(OH)2、Fe(OH)3等 3. 碱的通性 （1）与指示剂作用：紫色石蕊溶液遇碱变蓝色；酚酞溶液遇碱变为红色。 （2）与酸性氧化物反应：碱 + 酸性氧化物 == 盐 + H2O （3）与酸反应：碱 + 酸 == 盐 + H2O （4）与某些盐反应：碱 + 盐 == 新碱 + 新盐（必须符合“强碱制弱碱”原理） 六、盐 1. 定义：金属阳离子（或NH4+）和酸根阴离子构成的化合物。 2. 分类 （1）正盐：由金属阳离子（或NH4+）和酸根阴离子直接组合形成的盐，eg：NaCl、KNO3等。 （2）酸式盐：在正盐的基础上，酸根阴离子部分被H+取代的盐，eg：NaHCO3、NaHSO4等。 （3）碱式盐：在正盐的基础上，酸根阴离子部分被OH-取代的盐，eg：Cu2(OH)2CO3（孔雀石） （4）复盐：由两种或两种以上简单盐类按固定比例组成的同晶型化合物，eg：KAl(SO4)2·12H2O（明矾）。 3. 盐的通性 （1）与酸反应：盐 + 酸 == 新盐 + 新酸 （2）与碱反应：盐 + 碱 == 新盐 + 新碱 （3）与较活泼金属反应：盐 + 较活泼金属 == 新盐 + 不活泼金属（必须符合金属活动顺序表） 4. 溶解表：（1）钾钠铵盐均可溶；（2）硝酸入水无影踪；（3）硫酸难溶是钡铅；（4）盐酸难溶银亚汞；（5）氢氧多了一个钡；（6）碳酸只溶钾钠铵。 七、氧化物 1. 分类 （1）根据酸碱性分类 ①酸性氧化物：与碱反应生成盐和水，eg：Mn2O7、CrO3、CO2、SO2、SiO2等。 ②碱性氧化物：与酸反应生成盐和水，eg：Na2O、CaO、Fe2O3等。 ③两性氧化物：既能与酸反应又能与强碱反应，eg：Al2O3等。 ④不成盐氧化物：不与酸、碱反应生成盐和水，eg：CO、NO等。 （2）根据组成元素分类 ①金属氧化物：CuO、CaO等。 ②非金属氧化物：CO2、P2O5等。 2. 关系 （1）非金属氧化物大多数是酸性氧化物，eg：NO、CO （2）酸性氧化物不一定是非金属氧化物，eg：Mn2O7 （3）金属氧化物大多数是碱性氧化物，eg：Mn2O7、Al2O3 （4）碱性氧化物一定是金属氧化物 拓展1：同素异形体 概念：由同一种元素形成的几种性质不同的单质。 举例：O元素——O2与O3；C元素——金刚石、石墨与C60；P元素——红磷与白磷。 拓展2：电解饱和食盐水（氯碱工业） 拓展3：干燥剂 1. 酸性干燥剂：只能干燥酸性气体与中性气体，不能干燥碱性气体，eg：浓H2SO4、P2O5、硅胶。 2. 中性干燥剂：只能干燥酸性气体与中性气体，不能干燥碱性气体，eg：无水CaCl2、无水MgSO4。 3. 碱性干燥剂：只能干燥碱性气体与中性气体，不能干燥酸性气体，eg：固体烧碱、石灰、碱石灰（NaOH和CaO的混合物）。 第2节 离子反应 一、电解质 1. 定义：在水溶液或熔融状态下能够导电的化合物 2. 类别：酸、碱、盐、活泼金属氧化物、活泼金属氢化物、水 3. 分类 （1）强电解质（完全电离）：强酸、强碱、活泼金属氧化物、活泼金属氢化物、大多数盐。 （2）弱电解质（部分电离）：弱酸、弱碱、水。 二、非电解质 1. 定义：在水溶液和熔融状态下均不能导电的化合物。 2. 类别：大部分有机物、非金属氧化物、部分非金属氢化物（NH3）。 三、电离 1. 定义：电解质溶于水或受热熔化时，形成自由移动的离子的过程。 2. 导电：自身发生电离，生成能够自由移动的阴、阳离子。 3. 电离方程式：利用化学式和离子符号表示电解质电离的过程。 4. 强电解质，完全电离，用“==”；弱电解质，部分电离，用“⇋”。 5. 举例： （1）强电解质：NaCl == Na+ + Cl- （2）弱电解质： ①弱碱，一步电离：Fe(OH)3 ⇋ Fe3+ + 3OH- ②弱酸，分步电离：H2S ⇋ H+ + HS- 、HS- ⇋ H+ + S2- ③水：H2O ⇋ H+ + OH- 拓展1：电流——由电荷的粒子按一定方向移动而形成的。 拓展2：酸式盐的电离 （1）强酸的酸式盐，完全拆开：NaHSO4 == Na+ + H+ + SO42- （2）弱酸的酸式盐，部分拆开：NaHCO3 == Na+ + HCO3- 四、离子反应 1. 定义：在溶液中的反应实质上是离子之间的反应。 2. 书写步骤 （1）写——写出相应的化学方程式 （2）拆——将强酸、强碱和可溶性盐拆成离子形式 （3）删——删去离子方程式两边不参加反应的离子 （4）检——检查方程式左右两边元素个数和电荷总数是否相等 3. 发生条件：生成难溶的物质（沉淀）、生成挥发性的物质（气体）、生成难电离的物质（弱酸、弱碱、水）。 拓展：四大微溶物——Ca(OH)2、MgCO3、CaSO4、Ag2SO4 书写离子方程式时，（1）出现在生成物中写化学式；（2）作为反应物处于溶液状态时写离子符号；（3）作为反应物处于浊液或固态时写化学式。 eg：澄清石灰水时，Ca(OH)2必须拆；作为石灰乳时，Ca(OH)2不拆。 拓展：离子大量共存问题 1. 本质：离子在同一溶液中能够大量共存，是指离子之间不发生任何反应；若离子之间发生反应，则不能大量共存。 2. 方法 （1） 一看溶液颜色：无色溶液中不能存在带颜色的离子。 eg：MnO4-(紫色)、Cu2+(蓝色)、Fe2+(浅绿色)、Fe3+(棕黄色)等。 注：透明溶液中可以存在带颜色的离子 （2）二看溶液酸碱性： ①酸性溶液中存在大量H+，不能存在与H+反应的离子。 ②酸性溶液中存在大量OH-，不能存在与OH-反应的离子。 （3）三看反应： ①发生离子反应不能共存：若产生沉淀、气体和弱电解质，则不能共存。 ②发生氧化还原反应不能共存：氧化性离子与还原性离子不能共存。 ③发生络合反应不能共存：（a）Fe3+与SCN-；（b）Ag+/Cu2+过量NH3·H2O；（c）Fe3+与C6H5O-（苯酚根）。 ④发生双水解反应不能共存：（a）Al3+与HCO3-/CO32-/S2-/HS-/[Al(OH)4]-；（b）Fe3+与HCO3-/CO32-；（c）NH4+与SiO32-/[Al(OH)4]-。 第三节 氧化还原反应 一、氧化还原反应 1. 概念：有电子转移，反应前后物质所含元素的化合价有变化的化学反应。 2. 特征：反应前后有元素化合价的变化。 3. 本质：反应过程中有电子的转移（得失或共有电子对偏移）。 4. 包含 （1）氧化反应：失去电子（或电子对偏离），物质所含元素化合价升高的反应。 （2）还原反应：得到电子（或电子对偏向），物质所含元素化合价降低的反应。 5. 口诀：升失氧，还原剂；降得还，氧化剂。 6. 原理 （1）还原剂，具有还原性，化合价升高，失去电子/电子对偏离，被氧化，发生氧化反应，得到氧化产物。 （2）氧化剂，具有氧化性，化合价降低，得到电子/电子对偏向，被还原，发生还原反应，得到还原产物。 7. 常见氧化剂与还原剂 （1）氧化剂：Cl2、O2、浓硫酸、HNO3、(H+)KMnO4、Fe3+、(H+)K2Cr2O7等 （2）还原剂：Al、Zn、Fe、C、H2、CO等 二、双线桥法与单线桥法 1. 双线桥法 （1）概念：表示反应前后同一元素由反应物转化为生成物时电子转移的情况。 （2）步骤 ①标价态——标出反应前后变价元素的化合价 ②连双线——氧化剂中降价元素指向还原产物中相应元素，还原剂中升价元素指向氧化产物中相应元素 ③注得失——标出“失去”或“得到”电子数 (a × be-) （3）举例 2.单线桥法 （1）概念：表示反应物中同种或不同种元素原子间的电子转移情况。 （2）步骤 ①标价态——标出反应前后变价元素的化合价 ②连单线——还原剂中化合价升高的元素指向氧化剂中化合价降低的元素 ③注数目——标出转移的电子总数 （3）举例 三、四大基本反应与氧化还原反应的关系 1. 有单质参加的化合反应是氧化还原反应。 2. 有单质生成的分解反应是氧化还原反应。 3. 置换反应一定是氧化还原反应。 4. 复分解反应一定不是氧化还原反应。 四、基本规律 1. 氧化性、还原性强弱规律 氧化剂＞氧化产物；还原剂＞还原产物 2.性质强弱规律 遵循“强氧化剂制弱氧化剂，强还原剂制弱还原剂”原则 3.先强后弱规律 （1）当同时含有几种还原剂时，加入氧化剂后，将按照还原性由强到弱的顺序依次反应，eg：在FeBr2溶液中通入少量Cl2时，因为还原性Fe2+＞Br-，所以Fe2+先与Cl2发生反应。 （2）当同时含有几种氧化剂时，加入还原剂后，将按照氧化性由强到弱的顺序依次反应，eg：在Fe3+、Cu2+、H+的溶液中加入铁粉，因为氧化性Fe3+＞Cu2+＞H+，铁粉先与Fe3+，然后依次为Cu2+、H+。 4. 价态转化规律 （1）价态归中规律：遵循“高价 + 低价→ 中间价”，不会出现交叉现象，简记为“两相靠，不相交”。 （2）归中反应： 5. 歧化反应规律 （1）遵循“中间价→ 高价 + 低价”，具有多种价态的元素可以发生歧化反应。 （2）歧化反应： 6. 得失电子守恒规律：氧化剂得到的电子总数 = 还原剂失去的电子总数 7. 氧化还原反应方程式的配平规律 （1）基本原则 ①得失电子守恒：氧化剂和还原剂得失电子总数相等，化合价升降总数也相等。 ②原子守恒：反应前后原子的种类和个数不变 ③电荷守恒：离子反应前后，阴、阳离子所带电荷总数相等 （2）配平步骤 ①标变价——标明反应前后变价元素的化合价 ②列得失——列出化合价的变化值 ③求总数——通过求最小公倍数使化合价升降总值相等 ④配系数——先确定氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的系数，再配平其它物质 ⑤查守恒——检查原子、电荷是否守恒 拓展1：金属活动顺序表（还原性强弱顺序表） K＞Ca＞Na＞Mg＞Al＞Zn＞Fe＞Sn＞Pb＞(H)＞Cu＞Hg＞Ag＞Pt＞Au 拓展2：非金属活动顺序表（氧化性强弱顺序表） F2＞O3＞O2＞Cl2＞Br2＞I2＞S 拓展3：阳离子氧化性强弱顺序表 Ag+＞Hg2+＞Fe3+＞Cu2+＞H+＞Pb2+＞Sn2+＞Fe2+＞Zn2+＞Al3+＞Mg2+＞Na+＞Ca2+＞K+ 拓展4：阴离子还原性强弱顺序表 S2-＞SO32-＞I-＞Fe2+＞Br-＞Cl-＞OH-＞含氧酸根＞F- ( 1 ) 学科网（北京）股份有限公司 $$