高一化学第一章知识点整理    2012.3

1.1. 化学实验基本方法

1.1.1化学实验安全

A.常见危险化学品

爆炸品:KClO₃   KMnO₄  KNO₃          易燃气体:H₂   CH₄   CO 

易燃液体:酒精  乙醚 苯 汽油等         自燃物品:白磷P₄                       

遇湿易燃物品:Na  Na₂O₂                氧化剂:KMnO₄   KClO₃             

剧毒品:KCN 砷的化合物                腐蚀品:浓H₂SO₄,浓NaOH,HNO₃

1.1.2混合物的分离和提纯 

A.过滤和蒸发(例如:粗盐的提纯)

  过滤时注意事项:一贴(滤纸与漏斗内壁紧贴) ,二低(滤纸边缘低于漏斗边缘;溶液边缘低于滤纸边缘),三靠(上面烧杯紧靠玻璃棒;玻璃棒靠在三层滤纸上;漏斗下端紧靠烧杯内壁)

  蒸发操作步骤:1.放置酒精灯 2.固定铁圈位置 3.加上蒸发皿4.加热搅拌  5.停止加热,余热蒸干

检验硫酸和可溶性硫酸盐的方法:Na₂SO₄+BaCl₂=BaSO₄↓+2NaCl

在滤液中加入NaOH的目的:除去粗盐中混有的Ca²⁺,Mg²⁺，主要是除掉Mg²⁺

除掉Mg²⁺化学方程式:MgCl₂+2NaOH=Mg(OH)₂↓+2NaCl

在滤液中加入Na₂CO₃的目的:除去粗盐中混有的Ca²⁺,Mg²⁺，主要是除掉Ca²⁺

除掉Ca²⁺化学方程式:Na₂CO₃+CaCl₂=CaCO₃↓+2NaCl

检验SO₄^2-离子为什么加盐酸酸化?

解答:溶液中的CO₃^2-,SO₃^2-等离子,与Ba²⁺反应生成BaCO₃,BaSO₃是不溶于水的白色沉淀.但它们溶于盐酸,而BaSO₄不溶于盐酸中,加入盐酸可以消除CO₃^2-,SO₃^2-等离子的干扰.同时,溶液中的Ag⁺离子与Cl^- 反应生成AgCl 也是不溶于酸的白色沉淀,加入盐酸可消除Ag⁺ 离子的干扰.另外,SO₃^2-能被强氧化性的硝酸氧化成SO₄^2-离子,所以先用硝酸酸化是不妥当的.

问题探讨:能否将NaCl 中含有的CaCl₂,MgCl₂,Na₂SO₄等一一除去?写出实验步骤和操作.

解答:实验步骤,试剂与反应如下:

①  加入过量BaCl₂溶液,过滤(除去硫酸根离子.注意:引入新的杂质BaCl₂)

Na₂SO₄+BaCl₂=BaSO₄↓+2NaCl

②      向滤液中加入过量NaOH溶液,过滤(除去镁离子.但有引入一种新的杂质NaOH) MgCl₂+2NaOH=Mg(OH)₂↓+2NaCl

③      向滤液中加入Na₂CO₃,过滤(除去钙离子和引入的新杂质钡离子.同时又引入新的杂质Na₂CO₃)

④      向滤液中加入稍过量的盐酸(除去OH^-和CO₃^2-离子)

⑤      蒸发结晶.

发散思维:上述实验步骤和试剂的加入次序能否变换?但要注意什么?

结论:能,如加入试剂的先后顺序改为: NaOH→BaCl₂→Na₂CO₃→HCl可以; 加入试剂的先后顺序改为: BaCl₂→Na₂CO₃ →NaOH→HCl也可以.但要注意, BaCl₂溶液一定要在Na₂CO₃溶液之前加入,且盐酸必须放在最后.

在进行粗盐分离和提纯时,三次用到玻璃棒,作用分别是:第一次,溶解时用来加速食盐的溶解;第二次,过滤时用来引流,使待滤液体沿玻璃棒流入漏斗,防止外洒;第三次,搅拌，防止因局部过热液滴或晶体飞溅.

B.蒸馏和萃取

蒸馏:利用混合物中各组分的沸点不同,除去易挥发,难挥发或不挥发的杂质

蒸馏需要的仪器:酒精灯,蒸馏烧瓶,冷凝管,牛角管,锥形瓶

蒸馏操作的注意事项:1.温度计水银球的位置在蒸馏烧瓶的支管口处;2.在蒸馏烧瓶中加入沸石或碎瓷片,目的是防止暴沸;3.冷凝管下口进水，上口出水;4.蒸馏前先通水后加热;蒸馏结束后,先撤灯后关水

萃取:利用某种物质在两种互不相溶的溶剂中的溶解性的不同,来分离液态混合物

萃取需要的仪器:分液漏斗,烧杯

分液漏斗的使用:

1.在使用分液漏斗前必须仔细检查：玻璃塞和活塞是否紧密配套。然后在活塞孔两边轻轻地抹上一层凡士林，插上活塞旋转一下，再看是否漏水。

2、将漏斗放于固定在铁架上的铁圈中，关好活塞，将要萃取的水溶液和萃取剂（一般为溶液体积的1／3）依次从上口倒入漏斗中，塞紧塞子。

3、取下分液漏斗，用右手撑顶住漏斗顶塞并握漏斗，左手握住漏斗活塞处，大拇指压紧活塞，把漏斗放平，旋转振摇，振摇几次后，将漏斗的上口向下倾斜，下部的支管指向斜上方（朝无人处），左手仍握在活塞支管处，用拇指和食指旋开活塞放气（释放漏斗内的压力），如此重复几次，将漏斗放回铁圈中静置，待两层液体完全分开后，打开上面的玻璃塞，再将活塞缓缓旋开，下层液体自下面活塞放出，然后将上层液体从分液漏斗的上口倒出（切记！）将水溶液倒回分液漏斗，再用新的萃取剂萃取。如此重复3－5次。 

分离出碘水中的碘,可以用苯或者四氯化碳(CCl₄):

1.CCl₄的作用是什么?

答:由于碘在四氯化碳中的溶解度大于在水中的溶解度,所以,加入四氯化碳后,大部分的碘溶解在四氯化碳中.

2.为什么要用力震荡?

用力振荡是让碘水中溶解的碘充分转移到四氯化碳中.

3.分液前为什么要打开玻璃塞?

打开玻璃塞使分液漏斗内压强与外界大气压相等,有利于下层液体的流出.

1.2化学计量在实验中的应用

1.2.1物质的量的单位---摩尔

阿伏加德罗常数N_A=6.02Χ10²³/mol

物质的量(n)、阿伏加德罗常数(N_A)与粒子数(N)之间的关系:n=N/N_A

物质的量(n)、质量(m)和摩尔质量(M)之间的关系:n=m/M(一定要注意,M的单位是g/mol,它在数值上等于相对分子质量或相对原子质量,但一定记住,摩尔质量不是相对分子质量,也不能说等于相对分子质量或相对原子质量或式量)

常见的含有10个电子的物质:CH₄, NH₃, H₂O, HF, Ne, NH₄⁺, OH^-, F^-, NH₂^-, H₃O⁺

1.2.2气体摩尔体积

阿伏加德罗定律:在相同的温度和压强下,相同体积的任何气体都含有相同数目的粒子(这里说的是分子)

气体摩尔体积(Vm)的单位是mol/L    公式:Vm=V/n

标准状况下，Vm=22.4 L / mol.注意:只有在标准状况下且是气体的时候才可以用Vm=22.4L / mol进行计算.(标准状况:0⁰C,101KPa)

1.2.3物质的量浓度

物质的量浓度C_B=n_B/V.注意: n_B表示的是溶质的物质的量,V表示的是溶液的体积.同时,记住物质的量浓度的单位是mol/L.

与物质的量浓度有关的公式：

（1）  溶液稀释的计算：c(浓溶液)·V(浓溶液)=c(稀溶液)·V(稀溶液)

（2）  溶液中溶质的质量分数与溶质的物质的量浓度的换算：                                          

相对密度：气体的相对密度是指两种气体的密度比。计算表达式：                                                   

混合气体的平均摩尔质量或平均相对分子质量：

（1）  物质的量定义法：                                                

（2）  密度法：                                                     

（3）  平均量法：                                                      

使用说明：①（2）的计算式试用于所有的混合物的计算。

②（3）中的计算式只适用于混合气体的有关计算

使用容量瓶配制溶液的方法是：

　(1)使用前检查瓶塞处是否漏水。具体操作方法是：在容量瓶内装入半瓶水，塞紧瓶塞，用右手食指顶住瓶塞，另一只手五指托住容量瓶底，将其倒立（瓶口朝下），观察容量瓶是否漏水。若不漏水，将瓶正立且将瓶塞旋转180°后，再次倒立，检查是否漏水，若两次操作，容量瓶瓶塞周围皆无水漏出，即表明容量瓶不漏水。经检查不漏水的容量瓶才能使用。
　　(2)把准确称量好的固体溶质放在烧杯中，用少量溶剂溶解。然后把溶液转移到容量瓶里。为保证溶质能全部转移到容量瓶中，要用溶剂多次洗涤烧杯，并把洗涤溶液全部转移到容量瓶里。转移时要用玻璃棒引流。方法是将玻璃棒一端靠在容量瓶颈内壁上，注意不要让玻璃棒其它部位触及容量瓶口，防止液体流到容量瓶外壁上
　　(3)向容量瓶内加入的液体液面离标线1~2厘米左右时，应改用滴管小心滴加，最后使液体的弯月面与标线正好相切。若加水超过刻度线，则需重新配制,不能吸掉多余的溶液.
　 (4)盖紧瓶塞，用倒转和摇动的方法使瓶内的液体混合均匀。静置后如果发现液面低于刻度线，这是因为容量瓶内极少量溶液在瓶颈处润湿所损耗，所以并不影响所配制溶液的浓度，故不要在瓶内添水，否则，将使所配制的溶液浓度降低。

实验仪器:天平,容量瓶,烧杯,量筒,滴管,玻璃棒

配制一定浓度的溶液时,用到两次玻璃棒:第一次,搅拌以加速溶质的溶解;第二次,引流使溶液流入容量瓶,不至于洒到外面.

关于容量瓶:瓶身标有温度,容积,刻度线

用阿伏加德罗定律，我们可以做出下面的几个重要的推论：

（1）同温同压下，同体积的任何气体的质量比等于它们的相对分子质量之比。

（2）同温同压下，任何气体的体积比等于它们的物质的量之比.

（3）同温同压下，相同质量的任何气体的体积比等于它们的相对分子质量的反比。

（4）同温同压下，任何气体的密度比等于它们的相对分子质量之比。

（5）恒温恒容下，气体的压强比等于它们的物质的量之比。

物质的量浓度溶液的配制的误差分析

 

第二篇：高一化学必修2知识点整理及对应默写

第二章知识点

第一节 化学能与热能

1． 化学反应的本质是旧化学键的断裂和新化学键的形成。旧化学键断裂要吸收能量，形成

新化学键要释放能量；化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。

2． 判断一个化学反应是吸收能量还是放出能量，方法有两种。

第一种是看断开化学键所吸收的总能量和形成化学键所放出的总能量的相对大小，若 E吸＞E放，则吸收能量，该反应是吸热反应；若E吸＜E放，则要放出能量，该反应是放热反应。

第二种是看反应物的总能量和生成物的总能量的相对大小，若反应物的总能量大于生成物的总能量，则放出能量，该反应是放热反应；若放映无的总能量小于生成物的总能量，则吸收能量，该反应为吸热反应。

3． 一切化学反应都存在能量变化，从能量形式上看，化学反应中的能量变化通常表现为热

量变化，但是也可以转化为电能或光能等形式，遵循能量守恒原理。

4． 一个化学反应是吸热还是放热与反应条件无关，有些需要加热或者点燃的反应也可以是

放热反应，同理，吸热反应也未必就需要加热。

﹙1﹚ 常见的放热反应有：燃烧、缓慢氧化、爆炸、中和反应、金属与水或酸的反应、

大多数化合反应、铝热反应。

﹙2﹚ 常见的吸热反应：大多数分解反应、强碱与铵盐的反应、碳与水或二氧化碳等

氧化物的反应、电离反应﹙注：电离会吸热，但不是化学反应﹚

5． 中和热：在稀溶液中，酸与碱发生中和反应生成一摩尔水时放出的热量称为中和热。

第二节 化学能与电能

1． 一次能源：直接从自然界取得的能源，如太阳能等

2． 二次能源：经过加工、转换得到的能源，如电力、蒸汽等

3． 火力发电一系列能量转化：化学能→热能→机械能→电能

用。

﹙2﹚ 锌铜原电池的电极反应

铜片上的电极反应：2H﹢ + 2e﹣ = H2↑﹙还原反应﹚

= Zn2﹢锌片上的电极反应：Zn - 2 e

总反应方程式：Zn + 2H﹢﹣ = Zn + H2↑ 2﹢

6． 原电池的知识规律

﹙1﹚ 定义：原电池是将电能转化为化学的的装置

﹙2﹚ 基本组成：由电极和电解质溶液形成两个半电池，两个隔离的半电池通过导线

连接而成闭合回路。

﹙3﹚ 原电池的形成条件：a.两根活泼性不同的金属﹙或金属和非金属﹚材料作电极 b.电极浸入电解质溶液

c.形成闭合的回路﹙或在溶液中接触﹚

d.有自发的氧化还原反应

﹙4﹚电子流向：负极到正极

﹙5﹚电流流向：正极到负极

﹙6﹚原电池的正负极的判断方法：

a. 由组成原电池的两级电极材料判断，一般活泼性强的金属作负极，活泼性弱

的金属作正极

b. 根据电流方向或电子流向判断：电子从负极流到正极，电流从正极流到负极 c. 根据原电池里电解质溶液内粒子的定向流动方向判断，阴离子流向负极，阳

离子流向正极

d. 根据原电池两级的变化判断，负极质量减少，正极质量增加或不变

e. 根据现象判断，析出气体或固体的是正极，变细的是负极

﹙7﹚原电池电极反应的书写技巧

a. 准确判断原电池的正负极：一般而言，较活泼的金属成为原电池的负极，但

不是绝对的，它往往与电解质溶液紧密相连。如Mg和Al在硫酸、氢氧化钠不同电解质中电极就不同。

b. 不能忽视电子转移数目相等：在同一个原电池中，负极失去的电子数必然等

于正极得到的电子数，所以在书写电极反应方程式时要注意电荷守恒。

c. 牢牢抓住总的反应方程式：从理论上讲，任何一个自发的氧化还原反应均可

设计成原电池。而两个电极反应相加即可得到总的反应方程式。所以，对于一个陌生的原电池，只要知道总反应方程式和其中的一个电极反应方程式，即可迅速的写出另一个电极反应方程式。

﹙8﹚原电池的应用：防止金属腐蚀、加快反应速率、判断金属的活泼性

7． 发展中的电源：

a.干电池：负极电极反应：Zn - 2 e﹣ = Zn2﹢

b.充电电池：充电电池又称二次电池，放电时进行的是氧化还原反应，充电时

又逆向进行，使生成物恢复原状，如此充放电可循环进行，至一定周期后终

止。如铅蓄电池，镍镉电池，锂电池等

c.燃料电池：燃料电池是一种高效、对环境友好的发电装置，电池的能量转化

率高。在燃料电池中，燃料一般都作负极的反应物，氧气作电池的正极反应

物。

d.氢氧燃料电池电极反应的书写

当电解质是酸溶液时：

负极反应式：2H2 - 4e﹣= 4H﹢

﹢正极反应式：O2 + 4e

当电解质是碱溶液时： ﹣ + 4H= 2H2O

﹣ 正极反应式：O2 + 2H2O +4e = 4OH﹣

负极反应式：2H2 - 4e﹣+ 4OH﹣= 4H2O

第三节 化学反应速率和限度

1. 化学反应速率：

﹙1﹚ 定义：化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢程度的量，通常

用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量表示。

﹙2﹚ 表达式：v = △c

△t

﹙3﹚单位：mol／l．s或mol／l．min

﹙3﹚ 同一个化学反应里，虽然用不同物质表示的化学反应速率数值上不

一定相等，但它们的实际意义是相同的，且各物质的化学反应速率

之比等于它们的化学计量数之比。﹙注意：纯固体和纯液体没有浓

度变化，不可用来表示化学反应速率﹚

2．影响化学反应速率的因素：

﹙1﹚内因：反应物自身的性质

﹙2﹚外因：温度、反应物的浓度、催化剂、反应物的接触面积、压强、

原电池等。其他条件不变时，升高温度，反应速率加快；增大反应

物的浓度，反应速率加快；选择适当的催化剂可以加快反应速率﹙催

化剂有正负之分，负催化剂减缓反应速率﹚；对于有气体参加的反

应，其他条件不变时，增大压强，反应速率加快；增大反应物的接

触面积，反应速率加快；形成原电池，反应速率加快。

3．可逆反应：一定条件下既可向正方向进行，同时又可向逆方向进行的化学

反应称为可逆反应。﹙注意：书写可逆反应时要用可逆符号﹚

4．化学反应限度：

﹙1﹚定义：当一个可逆反应在一定条件下进行到正向反应的速率与逆向

反应的速率相等时，反应物和生成物的浓度不再改变，达到了表面

上静止的一种“平衡状态”，即反应达到了限度，也称为“化学平衡

状态”。

﹙2﹚反应开始时，正反应速率最大，逆反应速率为零，反应进行中，正

反应速率减小，逆反应速率增加，一定时间后，正反应速率等于逆

反应速率，反应达到平衡。

﹙4﹚ 化学平衡状态的特征：

a. 逆：对象是可逆反应

b. 动：动态平衡，反应还在进行，没有停止

c. 等：正反应速率等于逆反应速率

d. 定：体系内各物质浓度、质量、体积等保持不变

e. 变：改变反应条件，平衡被破坏，在新的条件下达到新的平衡

﹙5﹚ 判断化学反应达到限度的依据：

a. V正=V逆≠0

b. 体系内各组分的物质的量浓度或体积分数、物质的量分数等保持不

变

c. 对于有颜色的物质参加或生成的可逆反应，当颜色不再随时间变化

时

d. 对于某一具体的反应，当反应前后一直变化的量开始不随时间的变

化而发生变化时，如反应前后的压强、密度、质量等，即达到了限度。

﹙6﹚ 化学平衡的应用：改变化学反应的条件可以形成新的平衡，研究化

学平衡对化工生产有着及其重要的意义。如控制反应条件，最大程度地得到产物，提高反应物的利用率。

﹙7﹚ 燃料燃烧的条件：燃料与空气充分接触；温度达到燃料的着火点 ﹙8﹚ 提高燃料燃烧效率的措施：尽可能使燃料充分燃烧，提高能量的转

化率；充分利用燃料燃烧释放的热量，提高热能的利用率。