高一化學知識點:化學物質及其變化

高一化學知識點:化學物質及其變化

　　和其它學科一樣，聽化學課應全神貫注，做到眼到、心到(即思想集中)、耳到和手到，關鍵是心到，即開動腦筋，積極思維，想懂所學內容，根據化學學科的特點，這四到各有其特點。接下來小編為大家整理了高一化學學習的內容，一起來看看吧!

　　高一化學知識點:化學物質及其變化

　　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 堿性氧化物：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

　　強堿：NaOH、Ba(OH)2

　　物 按強弱分

　　質 弱堿：NH3·H2O、Fe(OH)3

　　堿

　　一元堿：NaOH、

　　按電離出的HO-數分 二元堿：Ba(OH)2

　　多元堿：Fe(OH)3

　　正鹽：Na2CO3

　　鹽 酸式鹽：NaHCO3

　　堿式鹽：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、淀粉溶液、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。

　　下面比較幾種分散系的不同：

　　注意：三種分散系的本質區別：分散質粒子的大小不同。

　　四、離子反應

　　1、電離 ( ionization )

　　電離：電解質溶于水或受熱熔化時解離成自由離子的過程。

　　酸、堿、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、堿、鹽等在熔融狀態下也能電離而導電，于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。

　　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、堿、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。

　　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。

　　強、弱電解質對比

　　7、強電解質與弱電解質的注意點

　　①電解質的強弱與其在水溶液中的電離程度有關，與其溶解度的大小無關。例如：難溶的BaS04、CaS03等和微溶的Ca(OH)2等在水中溶解的部分是完全電離的，故是強電解質。而易溶于水的CH3COOH、H3P04等在水中只有部分電離，故歸為弱電解質。

　　②電解質溶液的導電能力的強弱只與自由移動的離子濃度及離子所帶的電荷數有關，而與電解質的強弱沒有必然的聯系。例如：一定濃度的弱酸溶液的導電能力也可能比較稀的強酸溶液強。

　　③強電解質包括：強酸(如HCl、HN03、H2S04)、強堿(如NaOH、KOH、Ba(OH)2)和大多數鹽(如NaCl、MgCl2、K2S04、NH4C1)及所有的離子化合物和少數的共價化合物。

　　④弱電解質包括：弱酸(如CH3COOH)、弱堿(如NH3·H20)、中強酸 (如H3PO4 )，注意：水也是弱電解質。

　　⑤共價化合物在水中才能電離，熔融狀態下不電離

　　舉例：KHSO4在水中的電離式和熔融狀態下電離式是不同的。}

　　※離子方程式的書寫注意事項:

　　1.非電解質、弱電解質、難溶于水的物質，氣體在反應物、生成物中出現，均寫成化學式或分式。

　　• HAc+OH-=Ac-+H2O

　　• 2.固體間的反應，即使是電解質，也寫成化學式或分子式。

　　• 2NH4Cl(固)+Ca(OH)2(固)=CaCl2+2H2O+2NH3↑

　　• 3.氧化物在反應物中、生成物中均寫成化學式或分子式。

　　• SO3+Ba2++2OH-=BaSO4↓+H2O

　　• CuO+2H+=Cu2++H2O

　　4.濃H2SO4作為反應物和固體反應時，濃H2SO4寫成化學式。

　　5.H3PO4中強酸，在寫離子方程式時按弱酸處理，寫成化學式。

　　6.金屬、非金屬單質，無論在反應物、生成物中均寫成化學式。如：Zn+2H+=Zn2++H2↑

　　7. 微溶物作為反應物時,處于澄清溶液中

　　時寫成離子形式;處于濁液或固體時寫成化學式。微溶物作為生成物的一律寫化學式

　　如條件是澄清石灰水，則應拆成離子;若給的是石灰乳或渾濁石灰水則不能拆，寫成化學式。

　　9、離子共存問題

　　凡是能發生反應的離子之間或在水溶液中水解相互促進的離子之間不能大量共存(注意不是完全不能共存，而是不能大量共存)一般規律是：

　　1、凡相互結合生成難溶或微溶性鹽的離子(熟記常見的難溶、微溶鹽);

　　2、與H+不能大量共存的離子(生成水或弱)酸及酸式弱酸根離子：

　　氧族有：OH-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-

　　鹵族有：F-、ClO-

　　碳族有：CH3COO-、CO32-、HCO32-、SiO32-

　　3、與OH-不能大量共存的離子有：

　　NH42+和HS-、HSO3-、HCO3-等弱酸的酸式酸根離子以及弱堿的簡單陽離子(比如：Cu2+、Al3+、Fe3+、Fe2+、Mg2+等等)

　　4、能相互發生氧化還原反應的離子不能大量共存：

　　常見還原性較強的離子有:Fe3+、S2-、I-、SO32-。

　　氧化性較強的離子有：Fe3+、ClO-、MnO4-、Cr2O72-、NO3-

　　10、氧化還原反應

　　氧化還原反應：凡有元素化合價升降的化學反應就是氧化還原反應

　　②、氧化還原反應的判斷依據-----有元素化合價變化

　　失電子總數=化合價升高總數==得電子總數==化合價降低總數。

　　③、氧化還原反應的實質------電子的轉移(電子的得失或共用電子對的偏移

　　口訣：失電子，化合價升高，被氧化(氧化反應)，還原劑;

　　得電子，化合價降低，被還原(還原反應)，氧化劑;

　　氧化劑 + 還原劑 == 還原產物 + 氧化產物

　　⑥、氧化還原反應中電子轉移的表示方法

　　(1) 雙線橋法---表示電子得失結果

　　(2) 單線橋——表示電子轉移情況