高一化學(xué)必修一知識(shí)點(diǎn)總結(jié)歸納總復(fù)習(xí)提綱(編輯修改稿)
2024-12-13 03:39 本頁(yè)面
【文章內(nèi)容簡(jiǎn)介】 體 、 土壤膠體 特殊： AgI膠粒隨著 AgNO3和 KI相對(duì)量不同，而可帶正電或負(fù)電。若 KI過(guò)量，則 AgI 膠粒吸附較多 I－ 而帶負(fù)電；若 AgNO3過(guò)量，則因吸附較多 Ag+而帶正電。 當(dāng)然，膠體中膠粒帶電的電荷種類可能與其他因素有關(guān)。 C、同種膠體的膠粒帶相同的電荷。 D、固溶膠不發(fā)生電泳現(xiàn)象。凡是膠粒帶電荷的液溶膠， 通常都可發(fā)生電泳現(xiàn)象。氣溶膠在高壓電的條件也能發(fā)生電泳現(xiàn)象。 ④聚沉 —— 膠體分散系中，分散系微粒相互聚集而下沉的現(xiàn)象稱為膠體的聚沉。 膠體凝聚的方法： 加入電解質(zhì) ； 加入帶異性電荷膠粒的膠體 ； 加熱 。 三 、離子反應(yīng) 電解質(zhì)與非電解質(zhì) ① 電解質(zhì)： 在水溶液里或熔化狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕衔?，如酸、堿、鹽等。 ② 非電解質(zhì)： 在水溶液里和熔融狀態(tài)下都不導(dǎo)電的化合物，如蔗糖、酒精等。 小結(jié)（ 1）、能夠?qū)щ姷奈镔|(zhì)不一定全是電解質(zhì)。 （ 2）、電解質(zhì)必須在水溶液里或熔化狀態(tài)下才能有自由移動(dòng)的離子。 （ 3）、電解質(zhì)和非電解質(zhì)都是化合 物，單質(zhì)既不是電解也不是非電解質(zhì)。 （ 4）、溶于水或熔化狀態(tài)；注意： “ 或 ” 字 （ 5）、溶于水和熔化狀態(tài)兩各條件只需滿足其中之一，溶于水不是指和水反應(yīng)； （ 6）、化合物，電解質(zhì)和非電解質(zhì)，對(duì)于不是化合物的物質(zhì)既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)。 電離： 電解質(zhì)溶于水或受熱熔化時(shí)解離成自由離子的過(guò)程。 電離方程式 H2SO4 = 2H+ + SO42 HCl = H+ + Cl HNO3 = H+ + NO3 書寫下列物質(zhì)的電離方程式： KCl、 Na2SO NaHSO NaHCO3 KCl == K＋ + Cl― Na2SO4 == 2 Na＋ +SO42― 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(qiáng)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(jié)］ 注意： HCO OH、 SO42等原子團(tuán)不能拆開(kāi) HSO4― 在水溶液中 拆開(kāi)寫。 強(qiáng)電解質(zhì)： 在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)。 弱電解質(zhì)： 在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì)。 強(qiáng)、弱電解質(zhì)對(duì)比 強(qiáng)電解質(zhì) 弱電解質(zhì) 物質(zhì)結(jié)構(gòu) 離子化合物，某些共價(jià)化合物 某些共價(jià)化合物 電離程度 完全 部分 溶液時(shí)微粒 水合離子 分子 和 水合離子 導(dǎo)電性 （條件相同時(shí)） 強(qiáng) 弱 物質(zhì)類別實(shí)例 大多數(shù)鹽類、強(qiáng)酸、強(qiáng)堿 弱酸、弱堿、水 強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的注意點(diǎn) ① 電解質(zhì)的強(qiáng)弱與其在水溶液中的電離程度有關(guān)，與其溶解度的大小無(wú)關(guān)。例如：難溶的 BaS0 CaC03在 6 6 水中溶解 的部分是完全電離的，故是強(qiáng)電解質(zhì)。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(zhì)。 ② 電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力的強(qiáng)弱只與自由移動(dòng)的離子濃度及離子所帶的電荷數(shù)有關(guān)，而與電解質(zhì)的強(qiáng)弱 沒(méi)有必然 的聯(lián)系。例如：一定濃度的弱酸溶液的導(dǎo)電能力也可能比較稀的強(qiáng)酸溶液強(qiáng)。 ③ 強(qiáng)電解質(zhì)包括：強(qiáng)酸 (如 HCl、 HN0 H2S04)、強(qiáng)堿 (如 NaOH、 KOH、 Ba(OH)2)、 大多數(shù)鹽 (如 NaCl、 MgClK2S0 NH4C1)和活潑金屬氧化物 。 ④ 弱電解質(zhì)包括：弱酸 (如 H3PO4 、 CH3COOH)、弱堿 (如 NH3H 20)和 水。 離子方程式的書寫 第一步：寫 寫出正確的化學(xué)方程式 例如 :CuSO4+BaCl2=BaSO4↓ +CuCl2 第二步：拆 把易溶于水的強(qiáng)電解質(zhì)拆成離子形式 Cu2＋ ＋ SO42－ ＋ Ba2＋ ＋ 2Cl－ ＝ BaSO4↓＋ Cu2＋ ＋ 2Cl－ 第三步：刪 刪去兩邊不參加反應(yīng)的離子 Ba2+ + SO42－ = BaSO4↓ 第四步：查 檢查（質(zhì)量守恒、電荷守恒） ※離子方程式的書寫注意事項(xiàng) : （ 1） 必須 是水溶液中的離子反應(yīng)才有離子方程式 。例如 .固體間的反應(yīng)，即使是電解質(zhì)，也 不是離子反應(yīng)，也就沒(méi)有離子方程式 如： 2NH4Cl（固）＋ Ca(OH)2（固） =CaCl2＋ 2H2O＋ 2NH3↑ （ 2） 濃 H2SO4作為反應(yīng)物和固體反應(yīng)時(shí)，濃 H2SO4寫成化學(xué)式。 （ 3） 微溶物作為反應(yīng)物時(shí) ,若為 澄清溶液 ， 寫成離子 ； 處于濁液或固體時(shí)寫成化學(xué)式。微溶物作為生成物時(shí) 一律寫化學(xué)式 如條件是澄清石灰水，則應(yīng)拆成離子；若是石灰乳或渾濁石灰水則不能拆，寫成化學(xué)式。 離子共存問(wèn)題 凡是能發(fā)生反應(yīng)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(guī)律是： 生成難溶或微溶性鹽的離子（熟記常見(jiàn)的難溶、微溶鹽）； 與 H+不能大量共存的離子： OH和 CH3COO、 CO32等弱酸根離子和 HCO3等弱酸的酸式酸根離子 與 OH不能大量共存的離子有： NH4+和 HCO3等弱酸的酸式酸根離子以及弱堿的簡(jiǎn)單陽(yáng)離子（比如： Cu2+、Al3+、 Fe3+、 Fe2+、 Mg2+等等） 能相互發(fā)生氧化還原反應(yīng)的離子不能大量共存： 常見(jiàn)還原性較強(qiáng)的離子 （ Fe3+、 S I、 SO32） 與 氧化性較強(qiáng)的離子 （ Fe3+、 ClO、 MnO Cr2O72） 四 、 氧化還原反應(yīng) ① 、氧化還原反應(yīng)的判斷依據(jù) 有元素化合價(jià)變化 失電子總數(shù) =化合價(jià)升高總數(shù) ==得電子總數(shù) ==化合價(jià)降低總數(shù) 。 ② 、 氧化還原反應(yīng)的實(shí)質(zhì) 電子的轉(zhuǎn)移 (電子的得失或共用電子對(duì)的偏移 ③ 、 氧化劑和還原劑 (反應(yīng)物 ) 氧化劑：得電子 (或電子對(duì)偏向 )的物質(zhì) 氧化性 被還原 發(fā)生還原反應(yīng) 還原產(chǎn)物 還原劑：失電子 (或電子對(duì)偏離 )的物質(zhì) 還原性 被氧化 發(fā)生氧化反應(yīng) — 氧化產(chǎn)物 ④ 、 常見(jiàn)的氧化劑與還原劑 a、常見(jiàn)的氧化劑 (1) 活潑的非金屬單質(zhì)： O Cl Br2 (2) 含高價(jià)金屬陽(yáng)離子的化合物： FeCl3 (3) 含某些較高化合價(jià)元素的化合物：濃 H2SO4 、 HNO KMnO MnO2 b、常見(jiàn)的還原劑： (1) 活潑 金屬： K、 Ca、 Na、 Al、 Mg、 Zn (按金屬活動(dòng)性順序，還原性 遞減
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