高中化學必修一知識點

學習有如母親一般慈愛，它用純潔和溫柔的歡樂來哺育孩子，如果向它要求額外的報酬，也許就是罪過。下面小編給大家分享一些高中化學必修一知識，希望能夠幫助大家，歡迎閱讀!

高中化學必修一知識1

一、熟悉化學實驗基本操作

危險化學品標誌，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裏溶解性的不同，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-。

高中化學必修一知識2

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、各個量之間的關係：

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化爲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的關係：C=1000ρW/M(其中ρ單位爲g/cm3)

已知某溶液溶質質量分數爲W，溶液密度爲ρ(g/cm3)，溶液體積爲V，溶質摩爾質量爲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化爲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(若爲固體溶質計算所需質量，若爲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，爲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麪正好與刻度線相切，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，這是因爲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，這是因爲容量瓶受熱易炸裂，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，出現液麪低於刻度線時不要再加水，這是因爲振盪時有少量溶液粘在瓶頸上還沒完全迴流，故液麪暫時低於刻度線，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，這是因爲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，並將洗滌液一併倒入容量瓶，這是因爲燒杯及玻璃棒會粘有少量溶質，只有這樣才能儘可能地把溶質全部轉移到容量瓶中。

高中化學必修一知識3

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)當分散劑爲液體時，根據分散質粒子大小可以將分散系分爲溶液、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膠體的製備方法：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：在水溶液裏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。

電解質需在水溶液裏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)由於發生複分解反應(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”。

高中化學必修一知識4

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中氧元素爲-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;遊——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)，跟着變成白色固體(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：鋁製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，純鐵不易生鏽，但生鐵(含碳雜質的鐵)在潮溼的空氣中易生鏽。

(原因：形成了鐵碳原電池。鐵鏽的主要成分是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都爲鹼性氧化物，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的製備：實驗室用可溶性鋁鹽和氨水反應來製備Al(OH)3

Al2(SO4)3+6NH3·H2O=2 Al(OH)3↓+3(NH4)2SO4

(Al3++3NH3·H2O=Al(OH)3↓+3NH4+)

因爲強鹼(如NaOH)易與Al(OH)3反應，所以實驗室不用強鹼製備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(鐵爲+3價)、亞鐵鹽(鐵爲+2價)的性質：

①鐵鹽(鐵爲+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(鐵爲+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。

高中化學必修一知識5

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、石英鐘、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，其酸酐爲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制取：(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

(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複雜，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。氧化物前係數配置原則：除氧元素外，其他元素按配置前後原子個數守恆原則配置係數。

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