高一必修一化學

⑴ 高一化學必修一知識點總結

第一章 從實驗學化學
一、常見物質的分離、提純和鑒別
1．常用的物理方法——根據物質的物理性質上差異來分離.
混合物的物理分離方法
方法 適用范圍 主要儀器 注意點 實例
固+液 蒸發 易溶固體與液體分開 酒精燈、蒸發皿、玻璃棒 ①不斷攪拌；②最後用余熱加熱；③液體不超過容積2/3 NaCl（H2O）
固+固 結晶 溶解度差別大的溶質分開 NaCl（NaNO3）
升華 能升華固體與不升華物分開 酒精燈 I2（NaCl）
固+液 過濾 易溶物與難溶物分開 漏斗、燒杯 ①一角、二低、三碰；②沉澱要洗滌；③定量實驗要「無損」 NaCl（CaCO3）
液+液 萃取 溶質在互不相溶的溶劑里,溶解度的不同,把溶質分離出來 分液漏斗 ①先查漏；②對萃取劑的要求；③使漏斗內外大氣相通;④上層液體從上口倒出 從溴水中提取Br2
分液 分離互不相溶液體 分液漏斗 乙酸乙酯與飽和Na2CO3溶液
蒸餾 分離沸點不同混合溶液 蒸餾燒瓶、冷凝管、溫度計、牛角管 ①溫度計水銀球位於支管處；②冷凝水從下口通入；③加碎瓷片 乙醇和水、I2和CCl4
滲析 分離膠體與混在其中的分子、離子 半透膜 更換蒸餾水 澱粉與NaCl
鹽析 加入某些鹽,使溶質的溶解度降低而析出 燒杯 用固體鹽或濃溶液 蛋白質溶液、硬脂酸鈉和甘油
氣+氣 洗氣 易溶氣與難溶氣分開 洗氣瓶 長進短出 CO2（HCl）
液化 沸點不同氣分開 U形管 常用冰水 NO2（N2O4）
i、蒸發和結晶 蒸發是將溶液濃縮、溶劑氣化或溶質以晶體析出的方法.結晶是溶質從溶液中析出晶體的過程,可以用來分離和提純幾種可溶性固體的混合物.結晶的原理是根據混合物中各成分在某種溶劑里的溶解度的不同,通過蒸發減少溶劑或降低溫度使溶解度變小,從而使晶體析出.加熱蒸發皿使溶液蒸發時、要用玻璃棒不斷攪動溶液,防止由於局部溫度過高,造成液滴飛濺.當蒸發皿中出現較多的固體時,即停止加熱,例如用結晶的方法分離NaCl和KNO3混合物.
ii、蒸餾 蒸餾是提純或分離沸點不同的液體混合物的方法.用蒸餾原理進行多種混合液體的分離,叫分餾.
操作時要注意：
①在蒸餾燒瓶中放少量碎瓷片,防止液體暴沸.
②溫度計水銀球的位置應與支管底口下緣位於同一水平線上.
③蒸餾燒瓶中所盛放液體不能超過其容積的2/3,也不能少於l/3.
④冷凝管中冷卻水從下口進,從上口出.
⑤加熱溫度不能超過混合物中沸點最高物質的沸點,例如用分餾的方法進行石油的分餾.
iii、分液和萃取 分液是把兩種互不相溶、密度也不相同的液體分離開的方法.萃取是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於原溶劑,並且溶劑易揮發.
在萃取過程中要注意：
①將要萃取的溶液和萃取溶劑依次從上口倒入分液漏斗,其量不能超過漏斗容積的2/3,塞好塞子進行振盪.
②振盪時右手捏住漏鬥上口的頸部,並用食指根部壓緊塞子,以左手握住旋塞,同時用手指控制活塞,將漏鬥倒轉過來用力振盪.
③然後將分液漏斗靜置,待液體分層後進行分液,分液時下層液體從漏鬥口放出,上層液體從上口倒出.例如用四氯化碳萃取溴水裡的溴.
iv、升華 升華是指固態物質吸熱後不經過液態直接變成氣態的過程.利用某些物質具有升華的特性,將這種物質和其它受熱不升華的物質分離開來,例如加熱使碘升華,來分離I2和SiO2的混合物.
2、化學方法分離和提純物質
對物質的分離可一般先用化學方法對物質進行處理,然後再根據混合物的特點用恰當的分離方法（見化學基本操作）進行分離.
用化學方法分離和提純物質時要注意：
①最好不引入新的雜質；
②不能損耗或減少被提純物質的質量
③實驗操作要簡便,不能繁雜.用化學方法除去溶液中的雜質時,要使被分離的物質或離子盡可能除凈,需要加入過量的分離試劑,在多步分離過程中,後加的試劑應能夠把前面所加入的無關物質或離子除去.
對於無機物溶液常用下列方法進行分離和提純：
（1）生成沉澱法 （2）生成氣體法 （3）氧化還原法 （4）正鹽和與酸式鹽相互轉化法 （5）利用物質的兩性除去雜質 （6）離子交換法
常見物質除雜方法
序號 原物 所含雜質 除雜質試劑 主要操作方法
1 N2 O2 灼熱的銅絲網 用固體轉化氣體
2 CO2 H2S CuSO4溶液 洗氣
3 CO CO2 NaOH溶液 洗氣
4 CO2 CO 灼熱CuO 用固體轉化氣體
5 CO2 HCI 飽和的NaHCO3 洗氣
6 H2S HCI 飽和的NaHS 洗氣
7 SO2 HCI 飽和的NaHSO3 洗氣
8 CI2 HCI 飽和的食鹽水 洗氣
9 CO2 SO2 飽和的NaHCO3 洗氣
10 炭粉 MnO2 濃鹽酸（需加熱） 過濾
11 MnO2 C -------- 加熱灼燒
12 炭粉 CuO 稀酸（如稀鹽酸） 過濾
13 AI2O3 Fe2O3 NaOH(過量),CO2 過濾
14 Fe2O3 AI2O3 NaOH溶液 過濾
15 AI2O3 SiO2 鹽酸`氨水 過濾
16 SiO2 ZnO HCI溶液 過濾,
17 BaSO4 BaCO3 HCI或稀H2SO4 過濾
18 NaHCO3溶液 Na2CO3 CO2 加酸轉化法
19 NaCI溶液 NaHCO3 HCI 加酸轉化法
20 FeCI3溶液 FeCI2 CI2 加氧化劑轉化法
21 FeCI3溶液 CuCI2 Fe 、CI2 過濾
22 FeCI2溶液 FeCI3 Fe 加還原劑轉化法
23 CuO Fe (磁鐵) 吸附
24 Fe(OH)3膠體 FeCI3 蒸餾水 滲析
25 CuS FeS 稀鹽酸 過濾
26 I2晶體 NaCI -------- 加熱升華
27 NaCI晶體 NH4CL -------- 加熱分解
28 KNO3晶體 NaCI 蒸餾水 重結晶.
3、物質的鑒別
物質的檢驗通常有鑒定、鑒別和推斷三類,它們的共同點是：依據物質的特殊性質和特徵反應,選擇適當的試劑和方法,准確觀察反應中的明顯現象,如顏色的變化、沉澱的生成和溶解、氣體的產生和氣味、火焰的顏色等,進行判斷、推理.
檢驗類型 鑒別 利用不同物質的性質差異,通過實驗,將它們區別開來.
鑒定 根據物質的特性,通過實驗,檢驗出該物質的成分,確定它是否是這種物質.
推斷 根據已知實驗及現象,分析判斷,確定被檢的是什麼物質,並指出可能存在什麼,不可能存在什麼.
檢驗方法 ① 若是固體,一般應先用蒸餾水溶解
② 若同時檢驗多種物質,應將試管編號
③ 要取少量溶液放在試管中進行實驗,絕不能在原試劑瓶中進行檢驗
④ 敘述順序應是：實驗（操作）→現象→結論→原理（寫方程式）
① 常見氣體的檢驗
常見氣體 檢驗方法
氫氣 純凈的氫氣在空氣中燃燒呈淡藍色火焰,混合空氣點燃有爆鳴聲,生成物只有水.不是只有氫氣才產生爆鳴聲；可點燃的氣體不一定是氫氣
氧氣 可使帶火星的木條復燃
氯氣 黃綠色,能使濕潤的碘化鉀澱粉試紙變藍（O3、NO2也能使濕潤的碘化鉀澱粉試紙變藍）
氯化氫 無色有刺激性氣味的氣體.在潮濕的空氣中形成白霧,能使濕潤的藍色石藍試紙變紅；用蘸有濃氨水的玻璃棒靠近時冒白煙；將氣體通入AgNO3溶液時有白色沉澱生成.
二氧化硫 無色有刺激性氣味的氣體.能使品紅溶液褪色,加熱後又顯紅色.能使酸性高錳酸鉀溶液褪色.
硫化氫 無色有具雞蛋氣味的氣體.能使Pb(NO3)2或CuSO4溶液產生黑色沉澱,或使濕潤的醋酸鉛試紙變黑.
氨氣 無色有刺激性氣味,能使濕潤的紅色石蕊試紙變藍,用蘸有濃鹽酸的玻璃棒靠近時能生成白煙.
二氧化氮 紅棕色氣體,通入水中生成無色的溶液並產生無色氣體,水溶液顯酸性.
一氧化氮 無色氣體,在空氣中立即變成紅棕色
二氧化碳 能使澄清石灰水變渾濁；能使燃著的木條熄滅.SO2氣體也能使澄清的石灰水變混濁,N2等氣體也能使燃著的木條熄滅.
一氧化碳 可燃燒,火焰呈淡藍色,燃燒後只生成CO2；能使灼熱的CuO由黑色變成紅色.
② 幾種重要陽離子的檢驗
（l）H+ 能使紫色石蕊試液或橙色的甲基橙試液變為紅色.
（2）Na+、K+ 用焰色反應來檢驗時,它們的火焰分別呈黃色、淺紫色（通過鈷玻片）.
（3）Ba2+ 能使稀硫酸或可溶性硫酸鹽溶液產生白色BaSO4沉澱,且沉澱不溶於稀硝酸.
（4）Mg2+ 能與NaOH溶液反應生成白色Mg(OH)2沉澱,該沉澱能溶於NH4Cl溶液.
（5）Al3+ 能與適量的NaOH溶液反應生成白色Al(OH)3絮狀沉澱,該沉澱能溶於鹽酸或過量的NaOH溶液.
（6）Ag+ 能與稀鹽酸或可溶性鹽酸鹽反應,生成白色AgCl沉澱,不溶於稀 HNO3,但溶於氨水,生成〔Ag(NH3)2〕+.
（7）NH4+ 銨鹽（或濃溶液）與NaOH濃溶液反應,並加熱,放出使濕潤的紅色石藍試紙變藍的有刺激性氣味NH3氣體.
（8）Fe2+ 能與少量NaOH溶液反應,先生成白色Fe(OH)2沉澱,迅速變成灰綠色,最後變成紅褐色Fe(OH)3沉澱.或向亞鐵鹽的溶液里加入KSCN溶液,不顯紅色,加入少量新制的氯水後,立即顯紅色.2Fe2++Cl2＝2Fe3++2Cl－
（9） Fe3+ 能與 KSCN溶液反應,變成血紅色 Fe(SCN)3溶液,能與 NaOH溶液反應,生成紅褐色Fe(OH)3沉澱.
（10）Cu2+ 藍色水溶液（濃的CuCl2溶液顯綠色）,能與NaOH溶液反應,生成藍色的Cu(OH)2沉澱,加熱後可轉變為黑色的 CuO沉澱.含Cu2+溶液能與Fe、Zn片等反應,在金屬片上有紅色的銅生成.
③ 幾種重要的陰離子的檢驗
（1）OH－ 能使無色酚酞、紫色石蕊、橙色的甲基橙等指示劑分別變為紅色、藍色、黃色.
（2）Cl－ 能與硝酸銀反應,生成白色的AgCl沉澱,沉澱不溶於稀硝酸,能溶於氨水,生成[Ag(NH3)2]+.
（3）Br－ 能與硝酸銀反應,生成淡黃色AgBr沉澱,不溶於稀硝酸.
（4）I－ 能與硝酸銀反應,生成黃色AgI沉澱,不溶於稀硝酸；也能與氯水反應,生成I2,使澱粉溶液變藍.
（5）SO42－ 能與含Ba2+溶液反應,生成白色BaSO4沉澱,不溶於硝酸.
（6）SO32－ 濃溶液能與強酸反應,產生無色有刺激性氣味的SO2氣體,該氣體能使品紅溶液褪色.能與BaCl2溶液反應,生成白色BaSO3沉澱,該沉澱溶於鹽酸,生成無色有刺激性氣味的SO2氣體.
（7）S2－ 能與Pb(NO3)2溶液反應,生成黑色的PbS沉澱.
（8）CO32－ 能與BaCl2溶液反應,生成白色的BaCO3沉澱,該沉澱溶於硝酸（或鹽酸）,生成無色無味、能使澄清石灰水變渾濁的CO2氣體.
（9）HCO3－ 取含HCO3－鹽溶液煮沸,放出無色無味CO2氣體,氣體能使澄清石灰水變渾濁或向HCO3－鹽酸溶液里加入稀MgSO4溶液,無現象,加熱煮沸,有白色沉澱 MgCO3生成,同時放出 CO2氣體.
（10）PO43－ 含磷酸根的中性溶液,能與AgNO3反應,生成黃色Ag3PO4沉澱,該沉澱溶於硝酸.
（11）NO3－ 濃溶液或晶體中加入銅片、濃硫酸加熱,放出紅棕色氣體.
二、常見事故的處理
事故 處理方法
酒精及其它易燃有機物小面積失火 立即用濕布撲蓋
鈉、磷等失火 迅速用砂覆蓋
少量酸（或鹼）滴到桌上 立即用濕布擦凈,再用水沖洗
較多量酸（或鹼）流到桌上 立即用適量NaHCO3溶液（或稀HAC）作用,後用水沖洗
酸沾到皮膚或衣物上 先用抹布擦試,後用水沖洗,再用NaHCO3稀溶液沖洗
鹼液沾到皮膚上 先用較多水沖洗,再用硼酸溶液洗
酸、鹼濺在眼中 立即用水反復沖洗,並不斷眨眼
苯酚沾到皮膚上 用酒精擦洗後用水沖洗
白磷沾到皮膚上 用CuSO4溶液洗傷口,後用稀KMnO4溶液濕敷
溴滴到皮膚上 應立即擦去,再用稀酒精等無毒有機溶濟洗去,後塗硼酸、凡士林
誤食重金屬鹽 應立即口服蛋清或生牛奶
汞滴落在桌上或地上 應立即撒上硫粉
三、化學計量
①物質的量
定義：表示一定數目微粒的集合體 符號n 單位 摩爾 符號 mol
阿伏加德羅常數：0.012kgC-12中所含有的碳原子數.用NA表示. 約為6.02x1023
微粒與物質的量
公式：n=
②摩爾質量：單位物質的量的物質所具有的質量 用M表示 單位：g/mol 數值上等於該物質的分子量
質量與物質的量
公式：n=
③物質的體積決定：①微粒的數目②微粒的大小③微粒間的距離
微粒的數目一定 固體液體主要決定②微粒的大小
氣體主要決定③微粒間的距離
體積與物質的量
公式：n=
標准狀況下 ,1mol任何氣體的體積都約為22.4L
④阿伏加德羅定律：同溫同壓下, 相同體積的任何氣體都含有相同的分子數
⑤物質的量濃度：單位體積溶液中所含溶質B的物質的量.符號CB 單位：mol/l
公式：CB=nB/V nB=CB×V V=nB/CB
溶液稀釋規律 C（濃）×V（濃）=C（稀）×V（稀）
⑥ 溶液的配置
（l）配製溶質質量分數一定的溶液
計算：算出所需溶質和水的質量.把水的質量換算成體積.如溶質是液體時,要算出液體的體積.
稱量：用天平稱取固體溶質的質量；用量簡量取所需液體、水的體積.
溶將固體或液體溶質倒入燒杯里,加入所需的水,用玻璃棒攪拌使溶質完全溶解.
（2）配製一定物質的量濃度的溶液 （配製前要檢查容量瓶是否漏水）

計算：算出固體溶質的質量或液體溶質的體積.
稱量：用托盤天平稱取固體溶質質量,用量簡量取所需液體溶質的體積.
溶將固體或液體溶質倒入燒杯中,加入適量的蒸餾水（約為所配溶液體積的1/6）,用玻璃棒攪拌使之溶解,冷卻到室溫後,將溶液引流注入容量瓶里.
洗滌（轉移）：用適量蒸餾水將燒杯及玻璃棒洗滌2－3次,將洗滌液注入容量瓶.振盪,使溶液混合均勻.
定容：繼續往容量瓶中小心地加水,直到液面接近刻度2－3mm處,改用膠頭滴管加水,使溶液凹面恰好與刻度相切.把容量瓶蓋緊,再振盪搖勻.
5、過濾 過濾是除去溶液里混有不溶於溶劑的雜質的方法.
過濾時應注意：①一貼：將濾紙折疊好放入漏斗,加少量蒸餾水潤濕,使濾紙緊貼漏斗內壁.
②二低：濾紙邊緣應略低於漏斗邊緣,加入漏斗中液體的液面應略低於濾紙的邊緣.
③三靠：向漏斗中傾倒液體時,燒杯的夾嘴應與玻璃棒接觸；玻璃棒的底端應和過濾器有三層濾紙處輕輕接觸；漏斗頸的末端應與接受器的內壁相接觸,例如用過濾法除去粗食鹽中少量的泥沙.
第二章 化學物質及其變化
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 鹼性氧化物：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
強鹼：NaOH、Ba(OH)2
物 按強弱分
質 弱鹼：NH3•H2O、Fe(OH)3
鹼
一元鹼：NaOH、
按電離出的HO-數分 二元鹼：Ba(OH)2
多元鹼：Fe(OH)3
正鹽：Na2CO3
鹽 酸式鹽：NaHCO3
鹼式鹽：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、澱粉溶液、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.分散質粒子直徑小於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於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（粒子直徑小於10-9m） 1nm－100nm（粒子直徑在10-9 ~ 10-7m） ＞100nm（粒子直徑大於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
實例 溶液酒精、氯化鈉等 澱粉膠體、氫氧化鐵膠體等 石灰乳、油水等
性
質 外觀 均一、透明 均一、透明 不均一、不透明
穩定性 穩定 較穩定 不穩定
能否透過濾紙 能 能 不能
能否透過半透膜 能 不能 不能
鑒別 無丁達爾效應 有丁達爾效應 靜置分層
注意：三種分散系的本質區別：分散質粒子的大小不同.
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：澱粉屬高分子化合物,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、雲、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,如蛋白質溶於水,澱粉溶於水、聚乙烯熔於某有機溶劑等.
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）+KNO3 Na2SiO3+2HCl=H2SiO3（膠體）+2NaCl
思考：若上述兩種反應物的量均為大量,則可觀察到什麼現象?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於鑒別膠體和其他分散系.
② 布朗運動——在膠體中,由於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,可採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,便於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[如澱粉溶液,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、鹼及鹽）、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 肥皂的製取分離 ③ 明礬、 溶液凈水④ FeCl3溶液用於傷口止血 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：電解質溶於水或受熱熔化時解離成自由離子的過程.
酸、鹼、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、鹼、鹽等在熔融狀態下也能電離而導電,於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.那鹼還有鹽又應怎麼來定義呢?
電離時生成的陰離子全部都是氫氧根離子的化合物叫做鹼.
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、鹼、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）、溶於水或熔化狀態；注意：「或」字
（5）、溶於水和熔化狀態兩各條件只需滿足其中之一,溶於水不是指和水反應；
（6）、化合物,電解質和非電解質,對於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.

⑵ 高一化學必修一所有化學方程式

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
16、氧化鋁與氫氧化鈉溶液反應：Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O
17、氯化鐵與氫氧化鈉溶液反應：FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3↓+ 3NaCl
18、硫酸亞鐵與氫氧化鈉溶液反應：FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2↓+ Na2SO4
19、氫氧化亞鐵被氧化成氫氧化鐵：4Fe(OH)2 + 2H2O + O2 = 4Fe(OH)3
20、氫氧化鐵加熱分解：2Fe(OH)3 △ Fe2O3 + 3H2O↑
21、實室製取氫氧化鋁：Al2(SO4)3 + 6NH3·H2O = 2Al(OH)3↓ + 3(NH3)2SO4
22、氫氧化鋁與鹽酸反應：Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O
23、氫氧化鋁與氫氧化鈉溶液反應：Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O
24、氫氧化鋁加熱分解：2Al(OH)3 △ Al2O3 + 3H2O
25、三氯化鐵溶液與鐵粉反應：2FeCl3 + Fe = 3FeCl2
26、氯化亞鐵中通入氯氣：2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3
27、二氧化硅與氫氟酸反應：SiO2 + 4HF = SiF4 + 2H2O
硅單質與氫氟酸反應：Si + 4HF = SiF4 + 2H2↑
28、二氧化硅與氧化鈣高溫反應：SiO2 + CaO 高溫 CaSiO3
29、二氧化硅與氫氧化鈉溶液反應：SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O
30、往硅酸鈉溶液中通入二氧化碳：Na2SiO3 + CO2 + H2O = Na2CO3 + H2SiO↓
31、硅酸鈉與鹽酸反應：Na2SiO3 + 2HCl = 2NaCl + H2SiO3↓
32、氯氣與金屬鐵反應：2Fe + 3Cl2 點燃 2FeCl3
33、氯氣與金屬銅反應：Cu + Cl2 點燃 CuCl2
34、氯氣與金屬鈉反應：2Na + Cl2 點燃 2NaCl
35、氯氣與水反應：Cl2 + H2O = HCl + HClO
36、次氯酸光照分解：2HClO 光照 2HCl + O2↑
37、氯氣與氫氧化鈉溶液反應：Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O
38、氯氣與消石灰反應：2Cl2 + 2Ca(OH)2 = CaCl2 + Ca(ClO)2 + 2H2O
39、鹽酸與硝酸銀溶液反應：HCl + AgNO3 = AgCl↓ + HNO3
40、漂白粉長期置露在空氣中：Ca(ClO)2 + H2O + CO2 = CaCO3↓ + 2HClO
41、二氧化硫與水反應：SO2 + H2O ≈ H2SO3
42、氮氣與氧氣在放電下反應：N2 + O2 放電 2NO
43、一氧化氮與氧氣反應：2NO + O2 = 2NO2
44、二氧化氮與水反應：3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO
45、二氧化硫與氧氣在催化劑的作用下反應：2SO2 + O2 催化劑 2SO3
46、三氧化硫與水反應：SO3 + H2O = H2SO4
47、濃硫酸與銅反應：Cu + 2H2SO4(濃) △ CuSO4 + 2H2O + SO2↑
48、濃硫酸與木炭反應：C + 2H2SO4(濃) △ CO2 ↑+ 2SO2↑ + 2H2O
49、濃硝酸與銅反應：Cu + 4HNO3(濃) = Cu(NO3)2 + 2H2O + 2NO2↑
50、稀硝酸與銅反應：3Cu + 8HNO3(稀) △ 3Cu(NO3)2 + 4H2O + 2NO↑
51、氨水受熱分解：NH3·H2O △ NH3↑ + H2O
52、氨氣與氯化氫反應：NH3 + HCl = NH4Cl
53、氯化銨受熱分解：NH4Cl △ NH3↑ + HCl↑
54、碳酸氫氨受熱分解：NH4HCO3 △ NH3↑ + H2O↑ + CO2↑
55、硝酸銨與氫氧化鈉反應：NH4NO3 + NaOH △ NH3↑ + NaNO3 + H2O
56、氨氣的實驗室製取：2NH4Cl + Ca(OH)2 △ CaCl2 + 2H2O + 2NH3↑
57、氯氣與氫氣反應：Cl2 + H2 點燃 2HCl
58、硫酸銨與氫氧化鈉反應：（NH4）2SO4 + 2NaOH △ 2NH3↑ + Na2SO4 + 2H2O
59、SO2 + CaO = CaSO3
60、SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O
61、SO2 + Ca(OH)2 = CaSO3↓ + H2O
62、SO2 + Cl2 + 2H2O = 2HCl + H2SO4
63、SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O
64、NO、NO2的回收：NO2 + NO + 2NaOH = 2NaNO2 + H2O
65、Si + 2F 2 = SiF4
66、Si + 2NaOH + H2O = NaSiO3 +2H2↑
67、硅單質的實驗室製法：粗硅的製取：SiO2 + 2C 高溫電爐 Si + 2CO

⑶ 高一化學必修一知識點總結

高中化學必修一
第一章 從實驗學化學
第一節 化學實驗基本方法
一、熟悉化學實驗基本操作
危險化學品標志，如酒精、汽油——易燃液體；
濃H2SO4、NaOH（酸鹼）——腐蝕品
二、混合物的分離和提純：
1、分離的方法：
①過濾：固體(不溶)和液體的分離。
②蒸發：固體(可溶)和液體分離。
③蒸餾：沸點不同的液體混合物的分離。
④分液：互不相溶的液體混合物。
⑤萃取：利用混合物中一種溶質在互不相溶的溶劑里溶解性的不同，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。
2、粗鹽的提純：
（1）粗鹽的成分：主要是NaCl，還含有MgCl2、CaCl2、Na2SO4、泥沙等雜質
（2）步驟：
①將粗鹽溶解後過濾；
②在過濾後得到粗鹽溶液中加過量試劑BaCl2(除SO42－)、Na2CO3(除Ca2＋、過量的Ba2＋)、NaOH(除Mg2＋)溶液後過濾；
③得到濾液加鹽酸(除過量的CO32－、OH－)調pH=7得到NaCl溶液；
④蒸發、結晶得到精鹽。
加試劑順序關鍵：
（1）Na2CO3在BaCl2之後；
（2）鹽酸放最後。
3、蒸餾裝置注意事項：
①加熱燒瓶要墊上石棉網；
②溫度計的水銀球應位於蒸餾燒瓶的支管口處；
③加碎瓷片的目的是防止暴沸；
④冷凝水由下口進，上口出。
4、從碘水中提取碘的實驗時，選用萃取劑應符合原則：
①被萃取的物質在萃取劑溶解度比在原溶劑中的大得多；
②萃取劑與原溶液溶劑互不相溶;
③萃取劑不能與被萃取的物質反應。
三、離子的檢驗：
①SO42－：先加稀鹽酸，再加BaCl2溶液有白色沉澱，原溶液中一定含有SO42－。Ba2＋＋SO42－＝BaSO4↓
②Cl－（用AgNO3溶液、稀硝酸檢驗）加AgNO3溶液有白色沉澱生成，再加稀硝酸沉澱不溶解，原溶液中一定含有Cl－；或先加稀硝酸酸化，再加AgNO3溶液，如有白色沉澱生成，則原溶液中一定含有Cl－。Ag＋＋Cl－＝AgCl↓。
③CO32－：（用BaCl2溶液、稀鹽酸檢驗）先加BaCl2溶液生成白色沉澱，再加稀鹽酸，沉澱溶解，並生成無色無味、能使澄清石灰水變渾濁的氣體，則原溶液中一定含有CO32－。
第二節 化學計量在實驗中的應用
1、物質的量（n）是國際單位制中7個基本物理量之一。
2、五個新的化學符號：
3、各個量之間的關系：
4、溶液稀釋公式：（根據溶液稀釋前後，溶液中溶質的物質的量不變）
C濃溶液V濃溶液＝C稀溶液V稀溶液 （注意單位統一性，一定要將mL化為L來計算）。
5、溶液中溶質濃度可以用兩種方法表示：
①質量分數W
②物質的量濃度C
質量分數W與物質的量濃度C的關系：C=1000ρW/M（其中ρ單位為g/cm3）
已知某溶液溶質質量分數為W，溶液密度為ρ（g/cm3），溶液體積為V，溶質摩爾質量為M，求溶質的物質的量濃度C。
【 推斷：根據C=n(溶質)/V(溶液) ，而n(溶質)=m（溶質）/M(溶質)= ρ V(溶液) W/M，考慮密度ρ的單位g/cm3化為g/L，所以有C=1000ρW/M 】。（公式記不清，可設體積1L計算）。
6、一定物質的量濃度溶液的配製
（1）配製使用的儀器：托盤天平(固體溶質)、量筒(液體溶質)、容量瓶（強調：在具體實驗時，應寫規格，否則錯！）、燒杯、玻璃棒、膠頭滴管。
（2）配製的步驟：
①計算溶質的量（若為固體溶質計算所需質量，若為溶液計算所需溶液的體積）
②稱取（或量取）
③溶解（靜置冷卻）
④轉移
⑤洗滌
⑥定容
⑦搖勻。
（如果儀器中有試劑瓶，就要加一個步驟：裝瓶）。
例如：配製400mL0.1mol／L的Na2CO3溶液：
（1）計算：需無水Na2CO3 5.3 g。
（2）稱量：用托盤天平稱量無水Na2CO3 5.3 g。
（3）溶解：所需儀器燒杯、玻璃棒。
（4）轉移：將燒杯中的溶液沿玻璃棒小心地引流到500mL容量瓶中。
（5）定容：當往容量瓶里加蒸餾水時，距刻度線1－2cm處停止，為避免加水的體積過多，改用膠頭滴管加蒸餾水到溶液的凹液面正好與刻度線相切，這個操作叫做定容。
注意事項：
①不能配製任意體積的一定物質的量濃度的溶液，這是因為容量瓶的容積是固定的，沒有任意體積規格的容量瓶。
②溶液注入容量瓶前需恢復到室溫，這是因為容量瓶受熱易炸裂，同時溶液溫度過高會使容量瓶膨脹影響溶液配製的精確度。
③用膠頭滴管定容後再振盪，出現液面低於刻度線時不要再加水，這是因為振盪時有少量溶液粘在瓶頸上還沒完全迴流，故液面暫時低於刻度線，若此時又加水會使所配製溶液的濃度偏低。
④如果加水定容時超出了刻度線，不能將超出部分再吸走，須應重新配製。
⑤如果搖勻時不小心灑出幾滴，不能再加水至刻度，必須重新配製，這是因為所灑出的幾滴溶液中含有溶質，會使所配製溶液的濃度偏低。
⑥溶質溶解後轉移至容量瓶時，必須用少量蒸餾水將燒杯及玻璃棒洗滌2—3次，並將洗滌液一並倒入容量瓶，這是因為燒杯及玻璃棒會粘有少量溶質，只有這樣才能盡可能地把溶質全部轉移到容量瓶中。
第二章 化學物質及其變化
第一節 物質的分類
1、掌握兩種常見的分類方法：交叉分類法和樹狀分類法。
2、分散系及其分類：
（1）分散系組成：分散劑和分散質，按照分散質和分散劑所處的狀態，分散系可以有9種組合方式。
（2）當分散劑為液體時，根據分散質粒子大小可以將分散系分為溶液、膠體、濁液。
3、膠體：
（1）常見膠體：Fe(OH)3膠體、Al(OH)3膠體、血液、豆漿、澱粉溶液、蛋白質溶液、有色玻璃、墨水等。
（2）膠體的特性：能產生丁達爾效應。區別膠體與其他分散系常用方法丁達爾效應。
膠體與其他分散系的本質區別是分散質粒子大小。
（3）Fe(OH)3膠體的制備方法：將飽和FeCl3溶液滴入沸水中，繼續加熱至體系呈紅褐色，停止加熱，得Fe(OH)3膠體。
第二節 離子反應
一、電解質和非電解質
電解質：在水溶液里或熔融狀態下能導電的化合物。
1、化合物
非電解質：在水溶液中和熔融狀態下都不能導電的化合物。（如：酒精[乙醇]、蔗糖、SO2、SO3、NH3、CO2等是非電解質。）
（1）電解質和非電解質都是化合物，單質和混合物既不是電解質也不是非電解質。
（2）酸、鹼、鹽和水都是電解質（特殊：鹽酸(混合物)電解質溶液）。
（3）能導電的物質不一定是電解質。能導電的物質：電解質溶液、熔融的鹼和鹽、金屬單質和石墨。
電解質需在水溶液里或熔融狀態下才能導電。固態電解質(如：NaCl晶體)不導電，液態酸(如：液態HCl)不導電。
2、溶液能夠導電的原因：有能夠自由移動的離子。
3、電離方程式：要注意配平，原子個數守恆，電荷數守恆。如：Al2(SO4)3＝2Al3＋＋3SO42－
二、離子反應：
1、離子反應發生的條件：生成沉澱、生成氣體、水。
2、離子方程式的書寫：（寫、拆、刪、查）
①寫：寫出正確的化學方程式。（要注意配平。）
②拆：把易溶的強電解質（易容的鹽、強酸、強鹼）寫成離子形式。
常見易溶的強電解質有：
三大強酸（H2SO4、HCl、HNO3），四大強鹼[NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2 （澄清石灰水拆，石灰乳不拆）]，可溶性鹽，這些物質拆成離子形式，其他物質一律保留化學式。
③刪：刪除不參加反應的離子（價態不變和存在形式不變的離子）。
④查：檢查書寫離子方程式等式兩邊是否原子個數守恆、電荷數守恆。
3、離子方程式正誤判斷：（看幾看）
①看是否符合反應事實(能不能發生反應，反應物、生成物對不對)。
②看是否可拆。
③看是否配平（原子個數守恆，電荷數守恆）。
④看「＝」「 」「↑」「↓」是否應用恰當。
4、離子共存問題
（1）由於發生復分解反應（生成沉澱或氣體或水）的離子不能大量共存。
生成沉澱：AgCl、BaSO4、BaSO3、BaCO3、CaCO3、Mg(OH)2、Cu(OH)2等。
生成氣體：CO32－、HCO3－等易揮發的弱酸的酸根與H＋不能大量共存。
生成H2O：①H＋和OH－生成H2O。②酸式酸根離子如：HCO3－既不能和H＋共存，也不能和OH－共存。如：HCO3－＋H＋＝H2O＋CO2↑， HCO3－＋OH－＝H2O＋CO32－
（2）審題時應注意題中給出的附加條件。
①無色溶液中不存在有色離子：Cu2＋、Fe3＋、Fe2＋、MnO4－（常見這四種有色離子）。
②注意挖掘某些隱含離子：酸性溶液(或pH＜7)中隱含有H＋，鹼性溶液(或pH＞7)中隱含有OH－。
③注意題目要求「大量共存」還是「不能大量共存」。
第三節 氧化還原反應
一、氧化還原反應
1、氧化還原反應的本質：有電子轉移（包括電子的得失或偏移）。
2、氧化還原反應的特徵：有元素化合價升降。
3、判斷氧化還原反應的依據：凡是有元素化合價升降或有電子的轉移的化學反應都屬於氧化還原反應。
4、氧化還原反應相關概念：
還原劑（具有還原性）：失(失電子)→升(化合價升高)→氧(被氧化或發生氧化反應)→生成氧化產物。
氧化劑（具有氧化性）：得(得電子)→降(化合價降低)→還(被還原或發生還原反應)→生成還原產物。
【注】一定要熟記以上內容，以便能正確判斷出一個氧化還原反應中的氧化劑、還原劑、氧化產物和還原產物；氧化劑、還原劑在反應物中找；氧化產物和還原產物在生成物中找。
二、氧化性、還原性強弱的判斷
（1）根據氧化還原反應方程式在同一氧化還原反應中，
氧化性：氧化劑＞氧化產物
還原性：還原劑＞還原產物
三、如果使元素化合價升高，即要使它被氧化，要加入氧化劑才能實現；如果使元素化合價降低，即要使它被還原，要加入還原劑才能實現；
第三章 金屬及其化合物
第一節 金屬的化學性質
一、鈉 Na
1、單質鈉的物理性質：鈉質軟、銀白色、熔點低、密度比水的小但比煤油的大。
2、單質鈉的化學性質：
①鈉與O2反應
常溫下：4Na + O2＝2Na2O （新切開的鈉放在空氣中容易變暗）
加熱時：2Na + O2＝＝Na2O2 （鈉先熔化後燃燒，發出黃色火焰，生成淡黃色固體Na2O2。）
Na2O2中氧元素為－1價，Na2O2既有氧化性又有還原性。
2Na2O2＋2H2O＝4NaOH＋O2↑
2Na2O2＋2CO2＝2Na2CO3＋O2
Na2O2是呼吸面具、潛水艇的供氧劑，Na2O2具有強氧化性能漂白。
②鈉與H2O反應
2Na＋2H2O＝2NaOH＋H2↑
離子方程式：2Na＋2H2O＝2Na＋＋2OH－＋H2↑（注意配平）
實驗現象：「浮——鈉密度比水小；游——生成氫氣；響——反應劇烈；
熔——鈉熔點低；紅——生成的NaOH遇酚酞變紅」。
③鈉與鹽溶液反應
如鈉與CuSO4溶液反應，應該先是鈉與H2O反應生成NaOH與H2，再和CuSO4溶液反應，有關化學方程式：
2Na＋2H2O＝2NaOH＋H2↑
CuSO4＋2NaOH＝Cu(OH)2↓＋Na2SO4
總的方程式：2Na＋2H2O＋CuSO4＝Cu(OH)2↓＋Na2SO4＋H2↑
實驗現象：有藍色沉澱生成，有氣泡放出
K、Ca、Na三種單質與鹽溶液反應時，先與水反應生成相應的鹼，鹼再和鹽溶液反應
④鈉與酸反應：
2Na＋2HCl＝2NaCl＋H2↑（反應劇烈）
離子方程式：2Na＋2H＋＝2Na＋＋H2↑
3、鈉的存在：以化合態存在。
4、鈉的保存：保存在煤油或石蠟中。
5、鈉在空氣中的變化過程：Na→Na2O→NaOH→Na2CO3→Na2CO3·10H2O（結晶）→Na2CO3（風化），最終得到是一種白色粉末。
一小塊鈉置露在空氣中的現象：銀白色的鈉很快變暗（生成Na2O），跟著變成白色固體(NaOH)，然後在固體表面出現小液滴（NaOH易潮解），最終變成白色粉未（最終產物是Na2CO3）。
二、鋁 Al
1、單質鋁的物理性質：銀白色金屬、密度小（屬輕金屬）、硬度小、熔沸點低。
2、單質鋁的化學性質
①鋁與O2反應：常溫下鋁能與O2反應生成緻密氧化膜，保護內層金屬。加熱條件下鋁能與O2反應生成氧化鋁：4Al＋3O2＝＝2Al2O3
②常溫下Al既能與強酸反應，又能與強鹼溶液反應，均有H2生成，也能與不活潑的金屬鹽溶液反應：
2Al＋6HCl＝2AlCl3＋3H2↑
（ 2Al＋6H＋＝2Al3＋＋3H2↑ ）
2Al＋2NaOH＋2H2O＝2NaAlO2＋3H2↑
（ 2Al＋2OH－＋2H2O＝2AlO2－＋3H2↑ ）
2Al＋3Cu(NO3)2＝2Al(NO3) 3＋3Cu
（ 2Al＋3Cu2＋＝2Al3＋＋3Cu）
注意：鋁制餐具不能用來長時間存放酸性、鹼性和鹹的食品。
③鋁與某些金屬氧化物的反應（如V、Cr、Mn、Fe的氧化物）叫做鋁熱反應
Fe2O3＋2Al ＝＝ 2Fe＋Al2O3，Al 和 Fe2O3的混合物叫做鋁熱劑。利用鋁熱反應焊接鋼軌。
三、鐵
1、單質鐵的物理性質：鐵片是銀白色的，鐵粉呈黑色，純鐵不易生銹，但生鐵（含碳雜質的鐵）在潮濕的空氣中易生銹。（原因：形成了鐵碳原電池。鐵銹的主要成分是Fe2O3）。
2、單質鐵的化學性質：
①鐵與氧氣反應：3Fe＋2O2＝＝＝Fe3O4（現象：劇烈燃燒，火星四射，生成黑色的固體）
②與非氧化性酸反應：Fe＋2HCl＝FeCl2＋H2↑ （Fe＋2H＋＝Fe2＋＋H2↑）
常溫下鋁、鐵遇濃硫酸或濃硝酸鈍化。加熱能反應但無氫氣放出。
③與鹽溶液反應： Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu（Fe＋Cu2＋＝Fe2＋＋Cu）
④與水蒸氣反應：3Fe＋4H2O(g)＝＝Fe3O4＋4H2
第二節 幾種重要的金屬化合物
一、氧化物
1、Al2O3的性質：氧化鋁是一種白色難溶物，其熔點很高，可用來製造耐火材料如坩鍋、耐火管、耐高溫的實驗儀器等。
Al2O3是兩性氧化物：既能與強酸反應，又能與強鹼反應：
Al2O3+ 6HCl ＝ 2AlCl3 + 3H2O （Al2O3＋6H＋＝2Al3＋＋3H2O）
Al2O3+ 2NaOH == 2NaAlO2 +H2O（Al2O3＋2OH－＝2AlO2－＋H2O）
2、鐵的氧化物的性質：FeO、Fe2O3都為鹼性氧化物，能與強酸反應生成鹽和水。
FeO＋2HCl =FeCl2 +H2O
Fe2O3＋6HCl＝2FeCl3＋3H2O
二、氫氧化物
1、氫氧化鋁 Al(OH)3
①Al(OH)3是兩性氫氧化物，在常溫下它既能與強酸，又能與強鹼反應：
Al(OH)3＋3HCl＝AlCl3＋3H2O（Al(OH)3＋3H＋＝Al3＋＋3H2O）
Al(OH)3＋NaOH＝NaAlO2＋2H2O（Al(OH)3＋OH－＝AlO2－＋2H2O）
②Al(OH)3受熱易分解成Al2O3：2Al(OH)3＝＝Al2O3＋3H2O（規律：不溶性鹼受熱均會分解）
③Al(OH)3的制備：實驗室用可溶性鋁鹽和氨水反應來制備Al(OH)3
Al2(SO4)3＋6NH3·H2O＝2 Al(OH)3↓＋3(NH4)2SO4
（Al3＋＋3NH3·H2O＝Al(OH)3↓＋3NH4＋）
因為強鹼(如NaOH)易與Al(OH)3反應，所以實驗室不用強鹼制備Al(OH)3，而用氨水。
2、鐵的氫氧化物：氫氧化亞鐵Fe(OH)2（白色）和氫氧化鐵Fe(OH)3（紅褐色）
①都能與酸反應生成鹽和水：
Fe(OH)2＋2HCl＝FeCl2＋2H2O（Fe(OH)2＋2H＋＝Fe2＋＋2H2O）
Fe（OH）3+3HCl=FeCl3+3H2O（Fe(OH)3 + 3H＋= Fe3＋+ 3H2O）
②Fe(OH)2可以被空氣中的氧氣氧化成Fe(OH)3
4Fe(OH)2＋O2＋2H2O＝4Fe(OH)3（現象：白色沉澱→灰綠色→紅褐色）
③Fe(OH)3受熱易分解生成Fe2O3：2Fe(OH)3＝＝Fe2O3＋3H2O
3、氫氧化鈉NaOH：俗稱燒鹼、火鹼、苛性鈉，易潮解，有強腐蝕性，具有鹼的通性。
三、鹽
1、鐵鹽（鐵為+3價）、亞鐵鹽（鐵為+2價）的性質：
①鐵鹽（鐵為+3價）具有氧化性，可以被還原劑（如鐵、銅等）還原成亞鐵鹽：
2FeCl3＋Fe＝3FeCl2（ 2Fe3＋＋Fe＝3Fe2＋）(價態歸中規律)
2FeCl3＋Cu＝2FeCl2＋CuCl2（ 2Fe3＋＋Cu＝2Fe2＋＋Cu2＋）（制印刷電路板的反應原理）
亞鐵鹽（鐵為+2價）具有還原性，能被氧化劑（如氯氣、氧氣、硝酸等）氧化成鐵鹽：
2FeCl2＋Cl2＝2FeCl3 （ 2Fe2＋＋Cl2＝2Fe3＋＋2Cl－）
②Fe3＋離子的檢驗：
a.溶液呈黃色；
b.加入KSCN(硫氰化鉀)溶液變紅色；
c.加入NaOH溶液反應生成紅褐色沉澱[Fe(OH)3]。
Fe2+離子的檢驗：
a.溶液呈淺綠色；
b.先在溶液中加入KSCN溶液，不變色，再加入氯水，溶液變紅色；
c.加入NaOH溶液反應先生成白色沉澱，迅速變成灰綠色沉澱，最後變成紅褐色沉澱。
2、鈉鹽：Na2CO3與NaHCO3的性質比較
四、焰色反應
1、定義：金屬或它們的化合物在灼燒時使火焰呈現特殊顏色的性質。
2、操作步驟：鉑絲（或鐵絲）用鹽酸浸洗後灼燒至無色，沾取試樣（單質、化合物、氣、液、固均可）在火焰上灼燒，觀察顏色。
3、 重要元素的焰色：鈉元素黃色、 鉀元素紫色（透過藍色的鈷玻璃觀察，以排除鈉的焰色的干擾）
焰色反應屬物理變化。與元素存在狀態（單質、化合物）、物質的聚集狀態（氣、液、固）等無關，只有少數金屬元素有焰色反應。
第三節 用途廣泛的金屬材料
1、合金的概念：由兩種或兩種以上的金屬（或金屬與非金屬）熔合而成的具有金屬特性的物質。
2、合金的特性：合金與各成分金屬相比，具有許多優良的物理、化學或機械的性能。
①合金的硬度一般比它的各成分金屬的大
②合金的熔點一般比它的各成分金屬的低
第四章 非金屬及其化合物
一、硅及其化合物 Si
硅元素在地殼中的含量排第二，在自然界中沒有游離態的硅，只有以化合態存在的硅，常見的是二氧化硅、硅酸鹽等。
1、單質硅（Si）：
（1）物理性質：有金屬光澤的灰黑色固體，熔點高，硬度大。
（2）化學性質：
①常溫下化學性質不活潑，只能跟F2、HF和NaOH溶液反應。
Si＋2F2＝SiF4
Si＋4HF＝SiF4↑＋2H2↑
Si＋2NaOH＋H2O＝Na2SiO3＋2H2↑
②在高溫條件下，單質硅能與O2和Cl2等非金屬單質反應。
（3）用途：太陽能電池、計算機晶元以及半導體材料等。
（4）硅的制備：工業上，用C在高溫下還原SiO2可製得粗硅。
SiO2＋2C＝Si(粗)＋2CO↑
Si(粗)＋2Cl2＝SiCl4
SiCl4＋2H2＝Si(純)＋4HCl
2、二氧化硅（SiO2）：
（1）SiO2的空間結構：立體網狀結構，SiO2直接由原子構成，不存在單個SiO2分子。
（2）物理性質：熔點高，硬度大，不溶於水。
（3）化學性質：SiO2常溫下化學性質很不活潑，不與水、酸反應（氫氟酸除外），能與強鹼溶液、氫氟酸反應，高溫條件下可以與鹼性氧化物反應：
①與強鹼反應：SiO2＋2NaOH＝Na2SiO3＋H2O（生成的硅酸鈉具有粘性，所以不能用帶磨口玻璃塞試劑瓶存放NaOH溶液和Na2SiO3溶液，避免Na2SiO3將瓶塞和試劑瓶粘住，打不開，應用橡皮塞）。
②與氫氟酸反應[SiO2的特性]：SiO2＋4HF＝SiF4↑+2H2O（利用此反應，氫氟酸能雕刻玻璃；氫氟酸不能用玻璃試劑瓶存放，應用塑料瓶）。
③高溫下與鹼性氧化物反應：SiO2＋CaOCaSiO3
（4）用途：光導纖維、瑪瑙飾物、石英坩堝、水晶鏡片、石英鍾、儀器軸承、玻璃和建築材料等。
3、硅酸（H2SiO3）：
（1）物理性質：不溶於水的白色膠狀物，能形成硅膠，吸附水分能力強。
（2）化學性質：H2SiO3是一種弱酸，酸性比碳酸還要弱，其酸酐為SiO2，但SiO2不溶於水，故不能直接由SiO2溶於水製得，而用可溶性硅酸鹽與酸反應製取：（強酸制弱酸原理）
Na2SiO3＋2HCl＝2NaCl＋H2SiO3↓
Na2SiO3＋CO2＋H2O＝H2SiO3↓＋Na2CO3（此方程式證明酸性：H2SiO3＜H2CO3）
（3）用途：硅膠作乾燥劑、催化劑的載體。
4、硅酸鹽
硅酸鹽：硅酸鹽是由硅、氧、金屬元素組成的化合物的總稱。硅酸鹽種類很多，大多數難溶於水，最常見的可溶性硅酸鹽是Na2SiO3，Na2SiO3的水溶液俗稱水玻璃，又稱泡花鹼，是一種無色粘稠的液體，可以作黏膠劑和木材防火劑。硅酸鈉水溶液久置在空氣中容易變質：
Na2SiO3＋CO2＋H2O＝Na2CO3＋H2SiO3↓（有白色沉澱生成）
傳統硅酸鹽工業三大產品有：玻璃、陶瓷、水泥。
硅酸鹽由於組成比較復雜，常用氧化物的形式表示：活潑金屬氧化物→較活潑金屬氧化物→二氧化硅→水。氧化物前系數配置原則：除氧元素外，其他元素按配置前後原子個數守恆原則配置系數。
硅酸鈉：Na2SiO3 Na2O·SiO2
硅酸鈣：CaSiO3 CaO·SiO2
高嶺石：Al2(Si2O5)(OH)4 Al2O3·2SiO2·2H2O
正長石：KAlSiO3不能寫成 K2O· Al2O3·3SiO2，應寫成K2O·Al2O3·6SiO2
二、氯及其化合物

⑷ 高一化學必修一書

正常高一是需要學習 語文英語數學物理化學生物歷史地理政治的，所以化學是必修的

⑸ 高中化學必修一試題（帶答案）

高中化學必修1模塊試題下載：
http://t.3e.net/ShowSoftDown.asp?UrlID=1&SoftID=163629
（新課標）第一學期期末考試高一年級化學試卷（A）.doc (57.5 KB)

（新課標）第一學期期末考試高一年級化學試卷（B）.doc (68 KB)
http://www.jysls.com/thread-279650-1-1.html

⑹ 高一化學必修一

第一章 從實驗學化學 一、混合物分離與提純物質的分離是把混合物中各物質經過物理(或化學)變化，將其彼此分開的過程，分開後各物質要恢復到原來的狀態；物質的提純是把混合物中的雜質除去，以得到純物質的過程。 1、過濾操作應注意做到「一貼、二低、三接觸」， ①「一貼」：折疊後的濾紙放入漏斗後，用食指按住，加入少量蒸餾水潤濕，使之緊貼在漏斗內壁，趕走紙和壁之間的氣泡。 ②「二低」：濾紙邊緣應略低於漏斗邊緣；加入漏斗中液體的液面應略低於濾紙的邊緣(略低約 1cm)，以防止未過濾的液體外溢。 ③「三接觸」：漏斗頸末端與承接濾液的燒杯內壁相接觸；使濾液沿燒杯內壁流下；向漏斗中傾倒液體時，要使玻璃棒一端與濾紙三折部分輕輕接觸；承接液體的燒杯嘴和玻璃棒接觸，使欲過濾的液體在玻棒的引流下流向漏斗。過濾後如果溶液仍然渾濁，應重新過濾一遍。如果濾液對濾紙有腐蝕作用，一般可用石棉或玻璃絲代替濾紙。如果過濾是為了得到潔凈的沉澱物，則需對沉澱物進行洗滌，方法是：向過濾器里加入適量蒸餾水，使水面浸沒沉澱物，待水濾去後，再加水洗滌，連續洗幾次，直至沉澱物洗凈為止。 2、蒸餾操作應注意： ①蒸餾燒瓶中所盛液體不能超過其容積的2／3，也不能少於1／3； ②溫度計水銀球部分應置於蒸餾燒瓶支管口下方約0.5cm處； ③冷凝管中冷卻水從下口進，上口出； ④為防止爆沸可在蒸餾燒瓶中加入適量碎瓷片； ⑤蒸餾燒瓶的支管和伸入接液管的冷凝管必須穿過橡皮塞，以防止餾出液混入雜質； ⑥加熱溫度不能超過混合物中沸點最高物質的沸點。 3、萃取的操作方法如下： ①用普通漏斗把待萃取的溶液注入分液漏斗，再注入足量萃取液； ②隨即振盪，使溶質充分轉移到萃取劑中。振盪的方法是用右手壓住上口玻璃塞，左手握住活塞部分，反復倒轉漏斗並用力振盪； ③然後將分液漏斗置於鐵架台的鐵環上靜置，待分層後進行分液； ④蒸發萃取劑即可得到純凈的溶質。為把溶質分離干凈，一般需多次萃取。 4、分液的操作方法： ①用普通漏斗把要分離的液體注入分液漏斗內，蓋好玻璃塞； ②將分液漏斗置於鐵架台的鐵圈上，靜置，分層； ③將玻璃塞打開，使塞上的凹槽對准漏鬥口上的小孔再蓋好，使漏斗內外空氣相通，以保證漏斗里的液體能夠流出； ④打開活塞，使下層液體慢慢流出，放入燒杯，待下層液體流完立即關閉活塞，注意不可使上層液體流出； ⑤從漏鬥上埠倒出上層液體。化學方法提純和分離物質的「四原則」和「三必須」 ⑴「四原則」是：一不增(提純過程中不增加新的雜質)；二不減(不減少欲被提純的物質)；三易分離(被提純物與雜質容易分離)；四易復原(被提純物質要復原)。 ⑵「三必須」是：一除雜試劑必須過量；二過量試劑必須除盡(因為過量試劑帶入新的雜質)；三除雜途徑選最佳。二、物質的量 1、物質的量的單位――摩爾 ⑴物質的量（n）是表示含有一定數目粒子的集體的物理量。七個基本物理量之一。 ⑵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。 ⑶阿伏加德羅常數：1mol物質中所含的「微粒數」。把6.02 X1023mol-1叫作阿伏加德羅常數。 ⑷物質的量 ＝ 物質所含微粒數目/阿伏加德羅常數 n =N/NA ⑸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：等於該粒子的相對原子質量或相對分子質量. ⑹物質的量=物質的質量/摩爾質量 ( n = m/M ) 2、氣體摩爾體積 ⑴氣體摩爾體積（Vm） ①定義：單位物質的量的氣體所佔的體積叫做氣體摩爾體積. ②單位：L/mol 或 m3/mol ⑵物質的量=氣體的體積/氣體摩爾體積n=V/Vm ⑶0℃ 101KPa , Vm = 22.4 L/mol 3、物質的量在化學實驗中的應用 ⑴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 , mol/m3 ③物質的量濃度 ＝ 溶質的物質的量/溶液的體積 CB = nB/V ⑵一定物質的量濃度的配製 ①基本原理:根據欲配製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,就得欲配製得溶液. ②主要操作 a.檢驗是否漏水. b.配製溶液 計算－稱量－溶解－冷卻－轉移－洗滌－定容－搖勻－貯存溶液. 注意事項： A 選用與欲配製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1―2cm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。 ⑶溶液稀釋： c(濃溶液)?V(濃溶液) =c(稀溶液）?V(稀溶液) 第二章 化學物質及其變化 1、物質的分類（1) 以分散質粒子大小對分散系分類 (2) 以組成為標准對物質進行分類 （純凈物）單質 金屬：Na 、Mg 、Al 非金屬：S、N2 、O2 化合物 氧化物 酸性氧化物：SO2、SO3、P2O5、鹼性氧化物：Na2O、CaO、Fe2O3 兩性氧化物：Al2O3 不成鹽氧化物：CO、NO 酸 按酸根分 含氧酸：HNO3、H2SO4 無氧酸：HCl 按電離出的H＋ 數分 一元酸：HCl、HNO3 二元酸：H2SO4、H2SO3 多元酸：H3PO4 鹼 按強弱分 強鹼：NaOH、Ba(OH)2 弱鹼：NH3?H2O 、Fe(OH)3 按電離出OH― 數分 一元鹼：NaOH 二元鹼：Ba(OH)2 多元鹼：Fe(OH)3 鹽 正鹽：Na2CO3 酸式鹽：NaHCO3 鹼式鹽：Cu2(OH)2CO3 2、物質的化學變化 化學反應 ⑴根據反應物和生成物的類別以及反應前後物質種類的多少 化合反應：A+B==AB 分解反應：AB==A+B 置換反應：A+ BC==AC+B 復分解反應：AB+CD==AD+CB ⑵根據反應中是否有電子轉移 氧化還原反應 實質：有電子轉移(得失或偏移) 特徵：反應前後元素的化合價有變化基本概念相互關系 氧化劑－有氧化性－得電子－化合價降低－發生還原反應－還原產物還原劑－有還原性－失電子－化合價升高－發生氧化反應－氧化產物非氧化還原反應 ⑶根據反應中是否有離子參加 離子反應 定義：有離子參加的一類反應，主要包括復分解反應、有離子參加的氧化還原反應。 離子方程式 定義：用實際參加反應的離子符號來表示離子反應的式子書寫方法 寫：寫出反應的化學方程式拆：把易溶於水、易電離的物質拆寫成離子形式刪：將不參加反應的離子從方程式兩端刪去查：查方程式兩端原子個數和電荷數是否相等意義：不僅表示一定物質間的某個反應，而且表示所有同一類型的離子反應分子反應第三章一、金屬的通用性金屬的物理通用性：有金屬光澤、有延展性、導電、導熱。但不同金屬在密度、硬度、熔沸點等方面差別較大，這也是金屬單質的一大特點。金屬的化學性質是具有還原性，主要表現在金屬能與非金屬、水、酸、某些鹽發生反應。金屬的還原性有很大差別，其還原性強弱與金屬原子的結構密切相關，一般說來，金屬原子的半徑越大，最外層電子越少，金屬的還原性越強。金屬活動性順序表中金屬的金屬性從左到右依次減弱，可以判斷金屬失電子的難易；可以判斷金屬離子得到電子的能力由金屬活動性順序表分析金屬知識的規律金屬活動順序 K、Ca 、Na Mg Al、Zn Fe、Sn、Pb H Cu、Hg、Ag Pt、Au 與非金屬反應 Cl2 都能直接化合，變價金屬一般生成高價金屬氯化物 不反應 S 與硫蒸氣直接化合，變價金屬生成低價金屬化合物 不反應 O2 常溫下易氧化，點燃生成過氧化物 常溫生成氧化膜 加熱化合 不反應與H2O反應 常溫下生成鹼和氫氣 與熱水反應 有鹼存在下與水反應 與高溫水蒸氣反應 不反應 不反應與H+反應 生成鹽的氫氣 不反應 不反應與氧化性酸反應 不生成氫氣，鐵、鋁鈍化 產生NO2、NO、SO2 不反應與鹽溶液的反應 與水反應，不與鹽反應，鹼與鹽反應 排在前面的金屬能把排在後面的金屬從其鹽溶液中置換出來 不反應鹼的穩定性 受熱不分解 加熱分解 常溫分解自然界存在 化合態 化合態 游離態冶煉方法 電解法(電解熔融的鹽、氧化物、氫氧化物) 熱還原法 熱分解或其它方法二、鈉及鈉的化合物 1、鈉的性質（1）鈉的物理性質：銀白色、質軟、比水輕、熔點低（2）鈉的化學性質：與非金屬反應：2Na＋Cl2=2NaCl (白煙) 2Na＋S＝＝Na2S 與O2反應：緩慢氧化：4Na+O2== 2Na2O (白色固體) 劇烈燃燒：2Na+O2== Na2O2 (淡黃色固體) 與H2O 反應：2Na+2H2O==2NaOH+H2↑ (2Na+2H2O==2Na＋+2OH―+H2↑) 與酸反應：2Na+2H＋==2Na＋+H2↑ 與鹽溶液反應：(先與水作用生成NaOH，NaOH再與鹽發生復分解反應) 2Na+2H2O+CuSO4 ==Cu(OH)2↓+Na2SO4 +H2↑ 6Na+6H2O+2FeCl3==2Fe(OH)3↓+6NaCl+3H2↑ 2Na+2NH4Cl===2NaCl+2NH3↑+H2↑ 與熔融鹽：4Na+TiCl4= 4NaCl+Ti 2、鈉的氧化物氧化鈉 過氧化鈉化學式 Na2O Na2O2 化合價 O(-2) O(-1) 顏色、狀態 白色固體 淡黃色粉末化學性質 O2 2Na2O+O2 ==Na2O2 --- CO2 Na2O+CO2==Na2CO3 2Na2O2+2CO2==2Na2CO3+O2 ↑ H2O Na2O+H2O==2NaOH 2Na2O2+2H2O==4NaOH+O2 ↑ HCl Na2O+2HCl==2NaCl+H2O 2Na2O2+4HCl==4NaCl+2H2O+O2↑ SO2 Na2O+SO2==Na2SO3 Na2O2 +SO2 ==Na2SO4 類別 鹼性氧化物 過氧化物 3、鹼------氫氧化鈉 NaOH，白色固體，易潮解，俗名苛性鈉，燒鹼，火鹼。一元強鹼，具有鹼的通性，即：能與酸反應生成鹽和水，例：NaOH+HCl==NaCl+H2O 能與酸性氧化物反應生成鹽和水，例：2NaOH+CO2==Na2CO3+H2O 能與某些鹽發生復分解反應，例：2NaOH+CuCl2==Cu(OH)2↓+2NaCl 4、鹽------碳酸鈉和碳酸氫鈉物質 Na2CO3 NaHCO3 俗名 蘇打、純鹼 小蘇打顏色、狀態 白色固體 白色粉末水溶性 易溶於水 能溶於水溶解度大小比較: Na2CO3 >NaHCO3 溶液與酚酞 變紅 變紅顏色深淺比較: Na2CO3 > NaHCO3 與鹽酸反應 Na2CO3+2HCl == 2NaCl+CO2↑+H2O NaHCO3+HCl==NaCl+H2O+CO2↑ 反應速率： NaHCO3 >Na2CO3 與氯化鈣溶液 Na2CO3+CaCl2==CaCO3↓+ 2NaCl (CO32―+Ca2＋==CaCO3↓) ------- 與澄清石灰水 Na2CO3+Ca(OH)2==CaCO3 ↓+2NaOH (CO32―+Ca2＋==CaCO3↓) NaHCO3+Ca(OH)2== NaOH + CaCO3↓ +H2O (HCO3―+OH―+Ca2＋==CaCO3↓+H2O) 或NaHCO3+Ca(OH)2==Na2CO3 +CaCO3↓+2H2O (2HCO3―+2OH―+Ca2＋ =CaCO3↓+2H2O+CO32―) 與氫氧化鈉溶液 ----- NaOH+NaHCO3 ==Na2CO3+H2O (OH―+HCO3―==CO32―+H2O) 熱穩定性 穩定 2NaHCO Na2CO3+H2O+CO2↑ 相互轉化 Na2CO3 →NaHCO3: Na2CO3+CO2+H2O==2NaHCO3 NaHCO3→ Na2CO3 : NaOH+NaHCO3 ==Na2CO3+H2O (OH―+HCO3―==CO32―+H2O) 2NaHCO3= Na2CO3+H2O+CO2↑ 三、鋁的化合物------氧化物與氫氧化物物質 氧化鋁 氫氧化鋁化學式 Al2O3 Al(OH)3 俗名 剛玉 ------ 物理性質 白色粉末，不溶於水，熔點高，自然界中為無色晶體。白色固體，不溶於水化學性質與酸反應 Al2O3 +6HCl==AlCl3 +3H2O (Al2O3+6H＋==Al3＋+3H2O) Al(OH)3+3HCl==AlCl3+3H2O (Al(OH)3+3H＋==Al3＋+3H2O) 與鹼反應 Al2O3+2NaOH==2NaAlO?2+ H2O (Al2O3+2OH―=2AlO2― +H2O) Al(OH)3+NaOH=NaAlO?2+ 2H2O Al(OH)3+OH―=AlO2―+2H2O 相互轉化 ---- 2Al(OH)3 = Al2O3+3H2O 四)鐵的化合物 1、鐵的氧化物 FeO Fe2O3 Fe3O4 顏色、狀態 黑色粉末 紅棕色粉末 黑色晶體俗名 --- 鐵紅 磁性氧化鐵水溶性 不溶 不溶 不溶穩定性 不穩定，在空氣里加熱迅速被氧化， 穩定 穩定氧化物類別 鹼性氧化物 鹼性氧化物 復雜氧化物與非氧化性酸反應 FeO+2HCl==FeCl2+H2O (FeO+2H＋==Fe2＋+H2O) Fe2O3+6HCl==2FeCl3 +3H2O (Fe2O3+6H＋==2Fe3＋ +3H2O ) Fe3O4+8HCl==2FeCl3+FeCl2+4H2O Fe3O4+8H＋==2Fe3＋+Fe2＋+4H2O 2、鐵的氫氧化物及Fe2＋ 與Fe3＋的轉化二價鐵 三價鐵化 學 式 FeCl2 FeCl3 名 稱 氯化亞鐵 氯化鐵溶液顏色 淺綠色 黃色與氫氧化鈉 現象：產生白色沉澱，迅速變成灰綠色，最後變成紅褐色。 FeCl2+2NaOH ==Fe(OH)2↓+2NaCl 4Fe(OH)2+O2+2H2O ==4Fe(OH)3 現象：產生紅褐色沉澱 FeCl3+3NaOH ==Fe(OH)3 ↓+ 3NaCl 與KSCN溶液 無現象 產生血紅色 Fe3＋+3SCN-==Fe(SCN)3 氧化（還原性） 主要表現： 還原 性，舉例： 2FeCl2+Cl2 ==2FeCl3 表現：氧化性，舉例： 2FeCl3+Fe==3FeCl2 相互轉化 FeCl2 FeCl3： 2FeCl2+Cl2 ==2FeCl3 FeCl3 FeCl2： 2FeCl3+Fe==3FeCl2 名 稱 氫氧化亞鐵 氫氧化鐵化學式 Fe(OH)2 Fe(OH)3 顏色、狀態 白色固體 紅褐色固體 水溶性 難溶於水 難溶於水與酸反應 Fe(OH)2+2HCl==FeCl2+2H2O Fe(OH)2+2H＋==Fe2＋+2H2O Fe(OH)3+3HCl==FeCl3+3H2O Fe(OH)3+3H＋==Fe3＋+3H2O 氫氧化亞鐵露置空氣中 4Fe(OH)2+O2+2H2O ==4Fe(OH)3 3、鐵三角第四章一、硅及其化合物 1、二氧化硅和二氧化碳比較二氧化硅 二氧化碳類別 酸性氧化物 _酸性氧化物晶體結構 原子晶體 分子晶體熔沸點 ____高_____ 低與水反應方程式 不反應 CO2+H2O= H2CO3 與酸反應方程式 SiO2 + 4HF==SiF4↑+2H2O 不反應與燒鹼反應方程式 SiO2+2NaOH == Na2SiO3+H2O 少：2NaOH+CO2==Na2CO3+H2O 過：NaOH+CO2==NaHCO3 與CaO反應方程式 SiO2+CaO =CaSiO3 CaO+CO2==CaCO3 存在狀態 水晶、瑪瑙、石英、硅石、沙子 人和動物排放 2、硅以及硅的化合物的用途物質 用途硅單質 半導體材料、光電池（計算器、人造衛星、登月車、探測器） SiO2 飾物、儀器、光導纖維、玻璃硅酸鈉 礦物膠 SiC 砂紙、砂輪的磨料二、氯 3、液氯、新制的氯水和久置的氯水比較液氯 新制氯水 久置氯水分類 純凈物 混合物 混合物顏色 黃綠色 黃綠色 無色成分 Cl2 Cl2、H2O、HClO、H＋、Cl―、ClO―、極少量的為OH― H＋、Cl―、H2O、極少量的OH― 稀鹽酸性質 氧化性 氧化性、酸性、漂白性 酸性 4、氯氣的性質與金屬鈉反應方程式 2Na+Cl2 =2NaCl 與金屬鐵反應方程式 2Fe+3Cl2 =2FeCl3 與金屬銅反應方程式 Cu+Cl2=CuCl2 與氫氣反應方程式 H2+Cl2=2HCl；與水反應方程式 H2O +Cl2 ==HCl+HClO 制漂白液反應方程式 Cl2+2NaOH==NaCl+NaClO+H2O 制漂白粉反應方程式 2Cl2 +2Ca(OH)2==CaCl2 +Ca(ClO)2 +2H2O 實驗室製法 MnO2＋4HCl（濃） MnCl2 +Cl2 ↑+2H2O 氯離子的檢驗試劑以及反應方程式 AgNO3溶液 Ag＋+Cl―==AgCl 三、硫、氮 5、二氧化硫的性質物理性質 顏色狀態 密度 毒性黃綠色 比空氣___大___ 有毒化學性質 酸性 與水反應方程式 SO2+H2O H2SO3 與燒鹼反應方程式 SO2+2NaOH==Na2SO3 +H2O Na2SO3+SO2+H2O==2NaHSO3 SO2+NaOH==NaHSO3 漂白性 漂白原理：由於它能跟某些有色物質生成：無色物質曾學過的具有漂白性的物質 吸附漂白：活性炭氧化漂白：HClO、O3、Na2O2 還原性 與氧氣反應方程式 2SO2 + O2 === 2SO3 與氯水反應方程式 SO2 + Cl2 +2H2O == H2SO4+2HCl 氧化性 與硫化氫反應方程式 SO2+2H2S == 3S↓+2H2O 6、濃硫酸和濃硝酸的性質濃硫酸 濃硝酸相同點 與Cu反應 Cu+2H2SO4(濃) =CuSO4+ SO2 ↑+2H2O Cu+4HNO3 (濃)==Cu(NO3)2 +2NO2 ↑+2H2O 3Cu＋8HNO3(稀) == 3Cu(NO3)2 +2NO↑+4H2O 與木炭反應 C + 2H2SO4(濃) =CO2↑+2SO2↑+2H2O C+4HNO3(濃) =CO2↑+4NO2↑+2H2O 與鐵鋁反應發生鈍化現象，所以可以用鐵制或鋁制容器來存放冷的濃硫酸和濃硝酸異同點 ① 吸水 性——乾燥劑 ②脫水性——蔗糖變黑 王水：濃硝酸和濃鹽酸（__1__：3___） 7、氨氣、氨水與銨鹽的性質氨氣的物理性質 顏色狀態 密度 水溶性無色有刺激性氣味的氣體 比空氣__小___ 易溶（1：_700_）可以形成噴泉，水溶液呈_鹼_性。氨氣的化學性質 與水反應方程式 NH3+H2O =NH3?H2O= NH4＋+OH― 與鹽酸反應方程式 NH3 + HCl == NH4Cl 實驗室製法 Ca(OH)2+2NH4Cl= CaCl2 +2NH3 ↑+2H2O 氨水成分 NNH3 、NH3?H2O 、H2O 、NH4＋、OH―、極少量的H＋ 銨鹽 物理性質：銨鹽都是_無色_色晶體，____能_____溶於水化學性質 氯化銨分解反應方程式 NH4Cl =NH3 + HCl 碳酸氫銨分解反應方程式 NH4HCO3 =NH3 ↑+ H2O +CO2 ↑

⑺ 人教版高一化學必修一知識點總結

一、重點聚焦
1．混合物的分離原理和分離方法。
2．混合物分離方法的操作。
3．離子的檢驗及檢驗試劑的選擇。
4．物質分離與提純過程的簡單設計。
5．物質的量及其單位——摩爾。
6．阿伏加德羅常數、摩爾質量、氣體摩爾體積、物質的量濃度等概念。
7．有關物質的量、微觀粒子數、質量、體積、物質的量濃度等之間轉化的計算。
8．一定物質的量濃度溶液的配製

二、知識網路
本章包括化學實驗基本方法、化學計量在實驗中的應用兩節內容，其知識框架可整理如下：

1．實驗安全
嚴格按照實驗操作規程進行操作，是避免或減少實驗事故的前提，然後在實驗中要注意五防，即防止火災、防止爆炸、防止倒吸引起爆裂、防止有害氣體污染空氣、防止暴沸。

2．實驗中意外事故的處理方法
（1）創傷急救
用葯棉或紗布把傷口清理干凈，若有碎玻璃片要小心除去，用雙氧水擦洗或塗紅汞水，也可塗碘酒（紅汞與碘酒不可同時使用），再用創可貼外敷。

（2）燙傷和燒傷的急救
可用葯棉浸75%—95%的酒精輕塗傷處，也可用3%—5%的KMnO4溶液輕擦傷處到皮膚變棕色，再塗燙傷葯膏。

（3）眼睛的化學灼傷
應立即用大量流水沖洗，邊洗邊眨眼睛。如為鹼灼傷，再用20%的硼酸溶液淋洗；若為酸灼傷，則用3%的NaHCO3溶液淋洗。

（4）濃酸和濃鹼等強腐蝕性葯品
使用時應特別小心，防止皮膚或衣物被腐蝕。如果酸（或鹼）流在實驗桌上，立即用NaHCO3溶液（或稀醋酸）中和，然後用水沖洗，再用抹布擦乾。如果只有少量酸或鹼滴到實驗桌上，立即用濕抹布擦凈，再用水沖洗抹布。
如果不慎將酸沾到皮膚或衣物上，立即用較多的水沖洗，再用3%—5%的NaHCO3溶液沖洗。如果鹼性溶液沾到皮膚上，要用較多的水沖洗，再塗上硼酸溶液。

（5）撲滅化學火災注意事項
①與水發生劇烈反應的化學葯品不能用水撲救。如鉀、鈉、鈣粉、鎂粉、鋁粉、電石、PCl3、PCl5、過氧化鈉、過氧化鋇等著火。
②比水密度小的有機溶劑，如苯、石油等烴類、醇、醚、酮、酯類等著火，不能用水撲滅，否則會擴大燃燒面積；比水密度大且不溶於水的有機溶劑，如CS2著火，可用水撲滅，也可用泡沫滅火器、二氧化碳滅火器撲滅。
③反應器內的燃燒，如是敞口器皿可用石棉布蓋滅。蒸餾加熱時，如因冷凝效果不好，易燃蒸氣在冷凝器頂端燃著，絕對不可用塞子或其他物件堵塞冷凝管口，應先停止加熱，再行撲救，以防爆炸。

3．混合物的分離和提純
（1）混合物分離和提純方法的選擇
①固體與固體混合物：若雜質或主要物質易分解、易升華時用加熱法；若一種易溶，另一種難溶，可用溶解過濾法；若二者均易溶，但溶解度受溫度的影響差別較大，可用重結晶法；還可加入某種試劑使雜質除去，然後再結晶得到主要物質。
②固體與液體混合物：若固體不溶於液體，可用過濾法；若固體溶於液體，可用結晶或蒸餾方法。
③液體與液體混合物：若互不相溶，可用分液法，若互溶在一邊且沸點差別較大，可用蒸餾法；若互溶在一起且沸點差別不大，可選加某種化學試劑萃取後再蒸餾。
④氣體與氣體混合物：一般用洗氣法，可選用液體或固體除雜試劑。

（2）幾種常見的混合物的分離和提純方法
分離和提
純方法 分離的物質 主要儀器 應用舉例
傾析 從液體中分離密度較大且不溶的固體 燒杯、玻璃棒 分離沙和水
過濾 從液體中分離不溶的固體 漏斗、濾紙、鐵架台（帶鐵圈）、玻璃棒、燒杯 粗鹽提純
溶解和
過 濾 分離兩種固體，一種能溶於某溶劑，另一種則不溶 分離食鹽和沙
離心分離法 從液體中分離不溶的固體 離心試管，離心機 分離泥和水
結 晶 法 從溶液中分離已溶解的溶質 燒杯、玻璃棒、蒸發皿、鐵架台（帶鐵圈）、酒精燈 從海水中提取食鹽
分 液 分離兩種不互溶的液體 分液漏斗、鐵架台（帶鐵圈）、燒杯 分離油和水
萃 取 加入適當溶劑把混合物中某成分溶解及分離 用苯提取水溶液中的溴
蒸 餾 從溶液中分離溶劑和非揮發性溶質 蒸餾燒瓶、冷凝管、錐形瓶、酒精燈、石棉網、鐵架台、牛角管、溫度計 從海水中製取純水
分 餾 分離兩種互溶而沸點差別較大的液體 石油的分離
升 華 分離兩種固體，其中只有一種可以升華 鐵架台（帶鐵圈）、酒精燈、燒杯、圓底燒瓶 分離碘和沙
吸 附 除去混合物中的氣態或固態雜質 乾燥管或U形管 用活性炭除去黃糖中的有色雜質
色層分
析法 分離溶液中的溶質 層析紙及層析試劑 分離黑色墨水中不同顏色的物質

4．離子的檢驗
一般來講，陽離子的檢驗需選擇合適的陰離子，陰離子的檢驗需選擇合適的陽離子，並要求具有特別的明顯現象。這就需要選擇合適的檢驗試劑及其添加順序，以避免干擾離子的干擾。
待檢離子 選用試劑 反應現象
Al3+ NaOH 白色沉澱，鹼過量後沉澱溶解
Fe3+ KSCN 出現血紅色溶液
Ca2+ Na2CO3
HCl 白色沉澱，加鹽酸後產生無色無味氣體
Cl－ AgNO3
HNO3 不溶於HNO3的白色沉澱
SO42－ BaCl2或Ba(NO3)2
HCl或HNO3 不溶於強酸的白色沉澱
CO32－ CaCl2或BaCl2
HCl或HNO3 白色沉澱，加酸後產生無色無味使澄清石灰水變渾濁的氣體

5．化學計量之間的轉化關系
（1）理解物質的量及其單位摩爾、摩爾質量、阿伏加德羅常數、氣體摩爾體積、物質的量濃度等概念。
（2）以物質的量為核心的計算

（3）有關溶液稀釋（稀釋前後溶質守恆）：
C (濃)·V (濃)==C (稀)·V (稀)
（4）溶質質量分數（W）與溶質的物質的量濃度（c）的轉化：（注意其中的單位換算）

6．一定物質的量濃度溶液的配製及誤差分析
（1）容量瓶是配製一定物質的量濃度溶液的儀器，其常用規格有100 mL、250 mL、500 mL、1000 mL等，使用時一定要注意其規律，如500 mL的容量瓶。並且使用前一定要檢查其是否漏水。
（2）配製步驟，所用儀器及注意事項
配製步驟 使用儀器 注意事項
計算 —— 固體求溶質質量，液體求其體積。
稱量／量取 托盤天平或滴定管
（量筒）、小燒杯 天平的精確度為0.1 g，量筒的精確度為0.1 mL，量筒量取液體後不需要洗滌。
溶解／稀釋 燒杯、玻璃棒 溶解要在小燒杯中，切不可在容量瓶中直接溶解。
冷卻 —— 將液體恢復到室溫（20℃）
轉移 一定體積的容量瓶 轉移時要用玻璃棒引流，以防液體濺失
洗滌 —— 洗燒杯和玻璃棒2—3次，並將洗滌液轉入容量瓶
振盪 —— 使溶液充分混合
定容 膠頭滴管 加水至刻度線1—2 cm時，用膠頭滴管滴加，並使視線、刻度線、凹液面相切。
搖勻 —— 兩手握住容量瓶，上下顛倒搖勻。
裝瓶貼簽 試劑瓶 容量瓶不能用於長期貯存溶液。

具體要做到：移量要精確，溶解要安全，冷卻要充分，洗滌要潔凈，定容要准確，混合要均勻。
（3）誤差分析
由公式知，凡是溶質的物質的量減少或使溶液體積增大的操作，都會使c偏低，反之偏高。

三、方法整合
本章包括化學實驗基本方法和化學計量在實驗中的應用兩節內容，就其主要題型有：（1）實驗安全知識及常用危險化學品的分類識別；（2）混合物分離和提純過程的簡單設計；（3）過濾、蒸發、萃取、分液、蒸餾等分離方法的選擇根據、涉及的化學儀器及操作過程等；（4）常見離子（SO42―、CO32―、Cl―、Ca2+等）的檢驗；（5）有關物質的量、摩爾質量、阿伏加德羅常數、氣體摩爾體積、物質的量濃度等概念的辯析理解；（6）有關化學計量的簡單計算；（7）一定物質的量濃度溶液的配製等等。無論是化學實驗基本方法，還是化學計量，都貫穿於整個高中化學，所以這就要求理解准確，應用到位。

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、知識網路
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，有助於我們了解物質及其變化的規律。分類要有一定的標准，根據不同的標准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
根據不同標准可以將化學變化進行分類：
①根據反應前後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、鹼、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；鹼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。

（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澱生成、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於氧化還原反應。

（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，遵循質量守恆和電荷守恆，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徵
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，它的基本特徵是反應前後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。
氧化還原反應中物質的變化關系可用下式表示：


（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。前者屬於被分散的物質，稱作分散質；後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，穩定性介於溶液和濁液之間，屬於介穩體系。
②膠體的特性
膠體的丁達爾效應：當光束通過膠體時，由於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。

1．金屬鈉的化學性質（與氧氣、水的反應）。
2．金屬鋁的化學性質（與強酸、強鹼的反應）。
3．金屬鐵與水蒸氣的反應。
4．物質的量在化學方程式計算中的應用。
5．氧化鈉、過氧化鈉的性質（與二氧化碳、水的反應）。
6．碳酸鈉、碳酸氫鈉的性質。
7．氧化鋁、氫氧化鋁的性質（與強酸、強鹼的反應）。
8．鐵的氧化物（氧化亞鐵、氧化鐵、四氧化三鐵）的性質。
9．鐵的氫氧化物（氫氧化亞鐵、氫氧化鐵）的性質。
10．鐵鹽、亞鐵鹽的轉化。
11．金屬離子的檢驗。
12．常見合金的重要應用。

二、知識網路
對金屬及其化合物知識可橫向整理，即按金屬單質、金屬氧化物、氫氧化物、鹽進行分塊對比整理。
1．金屬單質的化學性質
金屬活動順序 Na Al Fe Cu
金屬原子失電子能力
依次減弱，還原性依次減弱
與空氣中氧氣的反應 易被氧化 常溫時能被氧化 加熱時能被氧化
與水的反應 常溫可置換出水中的氫 加熱或與水蒸氣反應時能置換出水中的氫 不與水反應
與酸的反應 能置換出稀酸中的氫 不能置換稀酸中的氫
反應劇烈（先與酸反應再與水反應） 反應程度依次減弱（可在冷的濃硫酸、濃硝酸中發生鈍化） 能跟濃硫酸、濃硝酸反應
與鹽的反應 排在金屬活動順序表前面的金屬可將後面的金屬從其鹽溶液中置換出來（鈉會與水反應置換出氫氣）
與鹼的反應 不反應 Al 可以與鹼溶液反應，產生氫氣 不反應

2．金屬氧化物的性質對比
金屬氧化物 Na2O Na2O2 Al2O3 Fe2O3 CuO
顏色 白色 淡黃色 白色 紅棕色 黑色
與水反應 生成NaOH 生成NaOH和O2 不反應
與CO2反應 生成Na2CO3 生成Na2CO3
和O2 不反應
與鹽酸反應 生成NaCl
和H2O 生成NaCl
和H2O2 生成AlCl3
和H2O 生成FeCl3
和H2O 生成CuCl2
和H2O
與NaOH溶液
反應 與水反應 與水反應 生成NaAlO2和H2O 不反應
由金屬直接
製得的方式 金屬鈉直接
露置在空氣中 點燃或加熱
金屬鈉 金屬鋁的氧化膜或在氧氣中點燃金屬鋁 生鐵在潮濕空氣中緩慢氧化 在空氣中加熱
金屬銅

3．金屬氫氧化物的性質對比
金屬氫氧化物 NaOH Al(OH)3 Fe(OH)2 Fe(OH)3 Cu(OH)2
顏色 白色固體 白色膠狀沉澱 白色沉澱 紅褐色沉澱 藍色沉澱
與鹽酸反應 生成NaCl
和H2O 生成AlCl3
和H2O 生成FeCl2
和H2O 生成FeCl3
和H2O 生成CuCl2
和H2O
加熱 對熱穩定 生成Al2O3
和H2O 隔絕空氣加熱生成FeO和H2O 生成Fe2O3
和H2O 生成CuO
和H2O
與NaOH
溶液反應 —— 生成NaAlO2
和H2O 不反應
制備 ①Ca(OH)2溶液與Na2CO3溶液反應
②氯鹼工業 鋁鹽與過量
氨水反應 硫酸亞鐵與氫氧化鈉溶液反應 硫酸鐵溶液與氫氧化鈉溶液反應 硫酸銅溶液與氫氧化鈉溶液反應
對於某一金屬元素及其化合物知識，我們可按單質——氧化物——氫氧化物——鹽縱向對比整理：

4．鈉及其重要化合物


5．鋁及其重要化合物


6．鐵及其重要化合物


7．銅及其重要化合物

請同學們回顧所學知識，寫出4～7中所涉及的化學方程式或離子方程式。

8．常見金屬陽離子的檢驗方法
（1）Na+：焰色反應：火焰顏色呈黃色。
（2）K+：焰色反應：火焰顏色呈紫色（透過藍色鈷玻璃）。
（3）Ag+：加鹽酸或可溶性的氯化物，生成不溶於強酸的白色沉澱。
（4）Ba2+：加硫酸或可溶性的硫酸鹽，生成不溶於強酸的白色沉澱。
（5）Ca2+：加可溶性碳酸鹽，生成白色沉澱；加強酸產生使澄清石灰水變渾濁的氣體。
（6）Al3+：加NaOH溶液，先出現白色膠狀沉澱，後逐漸溶解。
（7）Fe2+：①加NaOH溶液，產生白色膠狀沉澱，迅速變成灰綠色，最後變成紅褐色；
②加KSCN溶液不變色，加氯水後溶液變紅色。
（8）Fe3+：①加NaOH溶液，生成紅褐色沉澱；②加KSCN溶液，溶液變血紅色。

這是前三章的