高一化学必修1期末复习知识点

高一化学必修1期末复习

第一讲 化学计量

一、物质的量

1、定义：物质的量（n）是一个物理量，表示含有一定数目粒子的集体。是衡量微观世界微粒数目多少的物理量。符号为n。

2、单位：摩尔, 符号为mol。

1mol粒子的数目定义为0.012kg12C中所含的碳原子数目，约为6.02×1023个。 3、阿伏伽德罗常数：

（1）定义：1mol任何粒子中所含的粒子数为阿伏加德罗常数

－

（2）符号：NA≈6.02×1023 mol1 （3）关系式：N=NA×n 4、物质的量（n）、阿伏加德罗常数（NA）、粒子的个数（N）之间的关系： n?nNN 推论： 1?1 NAn2N2

二、摩尔质量

1．摩尔质量定义：单位物质的量的物质的质量（M），即1 mol物质的质量。 即：M?m n注：①单位：单位：克／摩 符号：gmol

②1 mol任何物质的质量，是以克为单位，数值上等于该物质的相对分子量。

三、气体的摩尔体积. 1、气体摩尔体积（Vm）

（1）定义：一定温度和压强下，单位物质的量的气体所占的体积叫做气体摩尔体积．气体摩尔体积的符 号为Vm，常用的单位是L?mol或m?mol． 即：Vm??13?1V n?1（2）标准状况下的气体摩尔体积：在标准状况下，气体的摩尔体积约为22．4L?mol，这个体积是在特定条件下的气体摩尔体积。

（3）重要的推断公式：气体的密度ρ= M / Vm（注意单位为g/L，不是常用的g/cm3）

四、物质的量是化学计算的核心和桥梁 1．物质的量与粒子数的关系

N n?

NA2．物质的量与物质质量的关系 n?m M3．物质的量与气体体积的关系

VV（标准状况） n??Vm22.4L/mol

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第二讲 物质的分类

※知识全解

一、物质的分类

1、分类是学习和研究化学物质及其变化的一种常用的基本方法，它不仅可以使有关化学物质及其变化的知识系统化，还可以通过分门别类的研究，了解物质及其变化的规律。分类要有一定的标准，根据不同的标准可以对化学物质及其变化进行不同的分类。交叉分类和树状分类是常用的分类方法。

金属：Na、Mg、Al

单质

非金属：S、O、N

酸性氧化物：SO3、SO2、P2O5等

氧化物 碱性氧化物：Na2O、CaO、Fe2O3

两性氧化物：Al2O3等

纯 不成盐氧化物：CO、NO等

净 含氧酸：HNO3、H2SO4等 物 按酸根分 无氧酸：HCl

强酸：HNO3、H2SO4 、HCl

酸 按强弱分 弱酸：H2CO3、HClO、CH3COOH

化 一元酸：HCl、HNO3 合 按电离出的H+数分 二元酸：H2SO4、H2SO3 物 多元酸：H3PO4

强碱：NaOH、Ba(OH)2

物 按强弱分 质 弱碱：NH3·H2O、Fe(OH)3

碱

一元碱：NaOH、

按电离出的HO-数分 二元碱：Ba(OH)2

多元碱：Fe(OH)3

正盐：NaCl

盐 酸式盐：NaHCO3

碱式盐：Cu2(OH)2CO3

溶液：NaCl溶液、稀H2SO4等 混 悬浊液：泥水混合物等 合 乳浊液：油水混合物

物 胶体：Fe(OH)3胶体、淀粉溶液、烟、雾、有色玻璃等

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第三讲 离子反应

一、电解质、非电解质

定义 导电实质 结构特点 举例 二、强电解质、弱电解质

定义 电离过程 相互关系 强电解质 在水溶液中能全部电离的电解质 不可逆、不存在电离平衡 弱电解质 在水溶液中只能部分电离的电解质 可逆、存在电离平衡 电解质 非电解质 在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物 在水溶液中和熔融状态下均不能导电的化合物 产生了自由移动的离子 离子化合物和某些具有极性键的共价化合物 NaCl Ba(OH)2 CH3COOH 没有产生自由移动的离子 某些共价化合物 CH3CH2OH C12H22O11 均为电解质。在相同条件下,强电解质溶液的导电能力强于弱电解质溶液 用可逆符号,弱酸分步电离HnA H+ ， + +HA(n-1)-HA(n-1)- H+H2A(n-2)- 电离方程式书写规律 用等号HnA=nH++An- 举例 强酸：HCl H2SO4 HNO3 HClO4 HBr HI 弱酸：CH3COOH HCN H2S H2CO3等 强碱：KOH NaOH Ba(OH)2等. 绝大部分盐：BaSO4 BaCl2. 等 弱碱：NH3H2O Cu(OH)2等. H2O及小部分盐：(CH3COO)2Pb等.

三、离子反应

1.离子反应：指在溶液中（或熔化状态下）有离子参加或离子生成的反应。 2.离子方程式：用实际参加反应的离子符号表示化学反应的式子。 3.离子方程式的书写：

①写——正确写出化学反应方程式。

②改——反应物和生成物如易溶于水且易电离的物质写成离子形式，其他物质写化学式。如单质、沉淀、气体、难电离物质、氧化物等。

可溶性物质：Ⅰ、能完全电离的（即强电解质），用离子表示。

Ⅱ、不能完全电离或不电离的，用分子表示。

Ⅲ、不溶性物质：用分子表示。

③删——删去方程式两边相同的离子（即不参加反应的离子）；将系数化为最简整数比。 ④查：两边原子个数和电荷数是否相等、反应条件、沉淀符号、气体符号等。

四、离子反应发生的条件

发生的条件是：生成物中有难溶物质、难电离物质或挥发性的物质，满足其中一个即可。

五、离子共存问题

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第四讲 氧化还原反应

一、判断氧化剂或还原剂的依据

Ⅰ、氧化产物：被氧化得到的产物。具有氧化性。 Ⅱ、还原产物：被还原得到的产物。具有还原性。 分析如下反应：

－

得到e,化合价降低,被还原,发生还原反应 氧化剂 + 还原剂 还原产物 + 氧化产物 具有氧化性 具有还原性 －

失去e,化合价升高,被氧化,发生氧化反应

Cl2 ＋ 2 NaI ＝ 2 NaCl ＋ I2

氧化剂 还原剂 还原产物 氧化产物

氧化剂有氧化性化合价降低得电子被还原发生还原反应生成还原产物 还原剂有还原性化合价升高失电子被氧化发生氧化反应生成氧化产物 口诀：升失氧还，降得还氧。

二、常见的氧化剂：反应中能得电子的物质

(1)活泼的非金属单质：O2、Cl2、Br2

＋＋＋

(2)高价离子：Ag、Fe3、Cu2、ClO4-、MnO4-、Cr2O72-、NO3-

(3)含某些较高化合价元素的化合物：浓H2SO4 、HNO3、KMnO4、MnO2

三、常见的还原剂

(1)活泼或或较活泼的金属：K、Ca、Na、Al、Mg、Zn(按金属活动性顺序，还原性递减)

＋

(2)含低价金属阳离子的化合物：Fe2 (3)某些非金属单质：C、H2

－－－

(4)非金属阴离子。Br、I、S2（最低价只有还原性）

四、氧化性和还原性强弱的比较方法

①同种元素的不同价态物质氧化性与还原性强弱的判断

一般来说，同一种元素从低价态到高价态的氧化性逐渐增强；从高价态到低价态的还原性在逐渐增强。例外：氧化性渐弱HClO＞HClO2＞HClO3＞HClO4 ②由活动顺序表确定（相反律）

Ⅰ、金属

K、Ca、Na、Mg、Al、Mn、Zn、Fe、Sn、Pb、H、Cu、Hg、Ag、Pt、Au K→Au：失电子能力减弱，还原性逐渐减弱。 ＋＋

K→Ag：得电子能力增强，氧化性逐渐增强。 Ⅱ、非金属：

F2、Cl2、O2、Br2、I2、S、P、C、Si、H2 F2→S：得电子能力减弱，氧化性减弱。 －－

F→S2：失电子能力增强，还原性增强。

③依据化学反应事实确定

Ⅰ、由反应条件确定 Ⅱ、由反应现象（剧烈）确定 Ⅲ、由反应中价态变化确定 Ⅳ、由氧化还原方程式确定

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