高一化學必修一知識點總結歸納總復習提綱(編輯修改稿)

　

【文章內容簡介】 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。 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。 膠體凝聚的方法： 加入電解質 ； 加入帶異性電荷膠粒的膠體 ； 加熱 。 三 、離子反應 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。 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）、溶于水或熔化狀態；注意： “ 或 ” 字 （ 5）、溶于水和熔化狀態兩各條件只需滿足其中之一，溶于水不是指和水反應； （ 6）、化合物，電解質和非電解質，對于不是化合物的物質既不是電解質也不是非電解質。 電離： 電解質溶于水或受熱熔化時解離成自由離子的過程。 電離方程式 H2SO4 = 2H+ + SO42 HCl = H+ + Cl HNO3 = H+ + NO3 書寫下列物質的電離方程式： 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： HCO OH、 SO42等原子團不能拆開 HSO4― 在水溶液中 拆開寫。 強電解質： 在水溶液里全部電離成離子的電解質。 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 強電解質 弱電解質 物質結構 離子化合物，某些共價化合物 某些共價化合物 電離程度 完全 部分 溶液時微粒 水合離子 分子 和 水合離子 導電性 （條件相同時） 強 弱 物質類別實例 大多數鹽類、強酸、強堿 弱酸、弱堿、水 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 BaS0 CaC03在 6 6 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、 HN0 H2S04)、強堿 (如 NaOH、 KOH、 Ba(OH)2)、 大多數鹽 (如 NaCl、 MgClK2S0 NH4C1)和活潑金屬氧化物 。 ④ 弱電解質包括：弱酸 (如 H3PO4 、 CH3COOH)、弱堿 (如 NH3H 20)和 水。 離子方程式的書寫 第一步：寫 寫出正確的化學方程式 例如 :CuSO4+BaCl2=BaSO4↓ +CuCl2 第二步：拆 把易溶于水的強電解質拆成離子形式 Cu2＋ ＋ SO42－ ＋ Ba2＋ ＋ 2Cl－ ＝ BaSO4↓＋ Cu2＋ ＋ 2Cl－ 第三步：刪 刪去兩邊不參加反應的離子 Ba2+ + SO42－ = BaSO4↓ 第四步：查 檢查（質量守恒、電荷守恒） ※離子方程式的書寫注意事項 : （ 1） 必須 是水溶液中的離子反應才有離子方程式 。例如 .固體間的反應，即使是電解質，也 不是離子反應，也就沒有離子方程式 如： 2NH4Cl（固）＋ Ca(OH)2（固） =CaCl2＋ 2H2O＋ 2NH3↑ （ 2） 濃 H2SO4作為反應物和固體反應時，濃 H2SO4寫成化學式。 （ 3） 微溶物作為反應物時 ,若為 澄清溶液 ， 寫成離子 ； 處于濁液或固體時寫成化學式。微溶物作為生成物時 一律寫化學式 如條件是澄清石灰水，則應拆成離子；若是石灰乳或渾濁石灰水則不能拆，寫成化學式。 離子共存問題 凡是能發生反應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： 生成難溶或微溶性鹽的離子（熟記常見的難溶、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單陽離子（比如： Cu2+、Al3+、 Fe3+、 Fe2+、 Mg2+等等） 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 （ Fe3+、 S I、 SO32） 與 氧化性較強的離子 （ Fe3+、 ClO、 MnO Cr2O72） 四 、 氧化還原反應 ① 、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 。 ② 、 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 ③ 、 氧化劑和還原劑 (反應物 ) 氧化劑：得電子 (或電子對偏向 )的物質 氧化性 被還原 發生還原反應 還原產物 還原劑：失電子 (或電子對偏離 )的物質 還原性 被氧化 發生氧化反應 — 氧化產物 ④ 、 常見的氧化劑與還原劑 a、常見的氧化劑 (1) 活潑的非金屬單質： O Cl Br2 (2) 含高價金屬陽離子的化合物： FeCl3 (3) 含某些較高化合價元素的化合物：濃 H2SO4 、 HNO KMnO MnO2 b、常見的還原劑： (1) 活潑 金屬： K、 Ca、 Na、 Al、 Mg、 Zn (按金屬活動性順序，還原性 遞減