人教版 高一必修一化学笔记总结

高中化学的学习，是从宏观世界的现象观察逐步深入到微观粒子的运动规律，必修一则是这趟旅程的起点与基石。它不仅涵盖了化学学科的基本概念和理论，更重要的是培养我们的化学思维与实验技能。这份笔记旨在梳理必修一的核心知识，希望能为同学们的学习提供一份清晰的脉络与有益的参考。第一章从实验学化学化学是一门以实验为基础的学科，本章内容是我们迈入化学殿堂的第一步，强调规范操作与安全意识，同时引入了化学计量的基本工具。1.1化学实验基本方法化学实验安全是首要前提。进入实验室，须严格遵守实验室规则，熟悉常见仪器的安全操作方法，了解危险化学品的标志与处理原则。例如，点燃可燃性气体前务必验纯；稀释浓硫酸时，应将浓硫酸沿器壁缓缓注入水中并不断搅拌，切不可将水倒入浓硫酸中，这是为了防止局部过热导致液体飞溅。混合物的分离和提纯是实验的基本操作。常用方法包括：*过滤：适用于分离不溶性固体与液体混合物，如除去粗盐中的泥沙。操作时要注意“一贴、二低、三靠”。*蒸发：用于从溶液中提取可溶性溶质，如蒸发氯化钠溶液得到氯化钠晶体。过程中需用玻璃棒不断搅拌，防止局部温度过高造成液滴飞溅，当出现大量固体时停止加热，利用余热蒸干。*蒸馏：用于分离沸点不同的互溶液体混合物，如制取蒸馏水。关键在于温度计水银球的位置（支管口处）、冷凝水的流向（下进上出）以及加入碎瓷片防止暴沸。*萃取与分液：萃取利用溶质在互不相溶的溶剂里溶解度的不同，用一种溶剂把溶质从它与另一种溶剂所组成的溶液里提取出来。如用四氯化碳萃取碘水中的碘。分液则是将互不相溶的液体分离开来的操作，使用分液漏斗。物质的检验，如离子的检验，需要掌握常见离子的特征反应。例如，氯离子（Cl⁻）的检验，通常是先加入稀硝酸酸化，再滴加硝酸银溶液，若产生白色沉淀，则含有Cl⁻；硫酸根离子（SO₄²⁻）的检验，先加入稀盐酸酸化，再滴加氯化钡溶液，产生白色沉淀则含有SO₄²⁻。酸化的目的是排除其他离子的干扰。1.2化学计量在实验中的应用物质的量（n）是国际单位制中七个基本物理量之一，它表示含有一定数目粒子的集合体。其单位是摩尔（mol）。1mol任何粒子的粒子数与0.012kg¹²C中所含的碳原子数相同，约为6.02×10²³，这个数称为阿伏加德罗常数（Nₐ）。物质的量（n）、阿伏加德罗常数（Nₐ）与粒子数（N）之间的关系为：n=N/Nₐ。摩尔质量（M）是单位物质的量的物质所具有的质量，单位是g/mol。数值上等于该粒子的相对原子质量或相对分子质量。物质的量（n）、质量（m）与摩尔质量（M）的关系为：n=m/M。气体摩尔体积（Vₘ）是单位物质的量的气体所占的体积，单位是L/mol。在标准状况（0℃，101kPa）下，任何气体的摩尔体积约为22.4L/mol。物质的量（n）、气体体积（V）与气体摩尔体积（Vₘ）的关系为：n=V/Vₘ。使用时需注意条件（标准状况、气体）。物质的量浓度（c）是以单位体积溶液里所含溶质B的物质的量来表示溶液组成的物理量，单位是mol/L。计算公式为：c₈=n₈/V。一定物质的量浓度溶液的配制是重要的实验技能，主要步骤包括：计算、称量（或量取）、溶解（或稀释）、冷却、转移、洗涤、定容、摇匀、装瓶贴标签。用到的主要仪器有容量瓶、托盘天平（或量筒）、烧杯、玻璃棒、胶头滴管。误差分析是本部分的难点，需结合操作步骤理解各种不当操作对结果的影响。第二章化学物质及其变化本章旨在建立对物质的分类思想，并深入理解两类重要的化学反应：离子反应和氧化还原反应。2.1物质的分类对物质进行分类，是研究物质性质的重要方法。常见的分类方法有树状分类法和交叉分类法。根据组成和性质，可将物质分为纯净物和混合物。纯净物又分为单质和化合物。单质可分为金属单质和非金属单质；化合物可分为氧化物、酸、碱、盐等。分散系是指一种（或多种）物质分散在另一种（或多种）物质中所得到的体系。分散质是被分散的物质，分散剂是容纳分散质的物质。根据分散质粒子直径的大小，分散系可分为溶液（小于1nm）、胶体（1~100nm）和浊液（大于100nm）。胶体是一种重要的分散系，具有丁达尔效应（当光束通过胶体时，可看到一条光亮的“通路”），这是区分胶体与溶液的常用方法。胶体的介稳性及其应用（如明矾净水、血液透析）也是需要了解的内容。2.2离子反应电解质是在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物，如酸、碱、盐等；非电解质是在上述两种情况下都不能导电的化合物，如蔗糖、乙醇等。需要注意的是，单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。电离是电解质在水溶液中或熔融状态下离解成自由移动离子的过程。表示电解质电离的式子叫电离方程式。离子反应是有离子参加或生成的化学反应。用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子叫做离子方程式。离子方程式不仅表示一个具体的化学反应，还能表示同一类型的离子反应。离子方程式的书写步骤通常为：写（写出化学方程式）、拆（把易溶于水、易电离的物质拆写成离子形式）、删（删去方程式两边不参加反应的离子）、查（检查方程式两边各元素的原子个数和电荷总数是否相等）。“拆”是关键，强酸、强碱和可溶性盐通常可拆。离子反应发生的条件：生成沉淀、放出气体或生成水（难电离物质）。2.3氧化还原反应氧化还原反应是有元素化合价升降的化学反应。其本质是电子的转移（得失或偏移）。特征：反应前后元素的化合价发生变化。这是判断一个反应是否为氧化还原反应的依据。基本概念：*氧化反应：物质所含元素化合价升高的反应（或失去电子的反应）。*还原反应：物质所含元素化合价降低的反应（或得到电子的反应）。*氧化剂：在反应中得到电子（或所含元素化合价降低）的物质，具有氧化性。*还原剂：在反应中失去电子（或所含元素化合价升高）的物质，具有还原性。*氧化产物：还原剂被氧化后得到的产物。*还原产物：氧化剂被还原后得到的产物。氧化还原反应中电子转移的表示方法：双线桥法和单线桥法。双线桥法表示同一元素在反应前后的电子得失情况；单线桥法则直接表示反应物之间电子的转移方向和数目。常见的氧化剂和还原剂：*常见氧化剂：活泼的非金属单质（如O₂、Cl₂）、含有高价态元素的化合物（如浓H₂SO₄、HNO₃、KMnO₄、FeCl₃等）。*常见还原剂：活泼或较活泼的金属单质（如Al、Zn、Fe）、某些非金属单质（如C、H₂）、含有低价态元素的化合物（如CO、SO₂、FeCl₂等）。氧化还原反应的规律：守恒规律（电子守恒、质量守恒、电荷守恒）、强弱规律（氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还原剂>还原产物）等。第三章金属及其化合物金属元素在自然界中广泛存在，本章重点学习几种重要金属（钠、铝、铁、铜）及其化合物的性质。3.1金属的化学性质金属的通性：大多数金属具有金属光泽、良好的导电性、导热性和延展性。在化学反应中，金属单质通常表现出还原性，失去电子生成金属阳离子。钠（Na）：银白色金属，质软，密度比水小，熔点低。*与O₂反应：常温下生成Na₂O（白色），加热或点燃生成Na₂O₂（淡黄色）。*与H₂O反应：剧烈反应，放出H₂，溶液呈碱性。现象：浮、熔、游、响、红。*与酸反应：非常剧烈，直接与酸中的H⁺反应生成H₂。*与盐溶液反应：先与水反应生成NaOH，再考虑NaOH是否与盐发生复分解反应。铝（Al）：银白色金属，密度小，硬度较大，有良好的导电导热性和延展性。*与O₂反应：常温下即可与O₂反应生成一层致密的氧化膜（Al₂O₃），具有抗腐蚀性。点燃时能在O₂中燃烧。*与酸反应：与非氧化性酸反应生成Al³⁺和H₂。*与强碱溶液反应：生成NaAlO₂和H₂。（这是铝的特性）*与某些金属氧化物反应（铝热反应）：如与Fe₂O₃在高温下反应，放出大量热，用于焊接钢轨等。铁（Fe）：银白色金属（铁粉为黑色），有磁性。*与O₂反应：常温下潮湿空气中易生锈（主要成分为Fe₂O₃·xH₂O），点燃时在纯氧中燃烧生成Fe₃O₄。*与非金属单质反应：如与Cl₂反应生成FeCl₃，与S反应生成FeS。*与酸反应：与非氧化性酸反应生成Fe²⁺和H₂；与强氧化性酸（如浓H₂SO₄、HNO₃）反应，常温下钝化，加热时发生氧化还原反应，不生成H₂。*与某些盐溶液反应：如与CuSO₄溶液反应（湿法炼铜），与FeCl₃溶液反应。3.2几种重要的金属化合物钠的化合物：*Na₂O与Na₂O₂：Na₂O是碱性氧化物，与水反应生成NaOH，与CO₂反应生成Na₂CO₃。Na₂O₂不是碱性氧化物，与水反应生成NaOH和O₂，与CO₂反应生成Na₂CO₃和O₂，具有强氧化性和漂白性。*Na₂CO₃与NaHCO₃：Na₂CO₃（苏打、纯碱），NaHCO₃（小苏打）。两者都能与酸反应生成CO₂，但NaHCO₃反应更剧烈。Na₂CO₃溶液可与CO₂反应生成NaHCO₃。NaHCO₃受热易分解生成Na₂CO₃、H₂O和CO₂。可利用加热法或加CaCl₂溶液（Na₂CO₃有白色沉淀，NaHCO₃无）鉴别两者。铝的化合物：*Al₂O₃：白色固体，难溶于水，熔点高。是两性氧化物，既能与酸反应生成Al³⁺和H₂O，又能与强碱反应生成AlO₂⁻和H₂O。*Al(OH)₃：白色胶状沉淀。是两性氢氧化物，既能与酸反应，又能与强碱反应。受热易分解生成Al₂O₃和H₂O。实验室常用Al³⁺与氨水反应制取。*铝盐与偏铝酸盐：Al³⁺在溶液中易水解显酸性；AlO₂⁻在溶液中易水解显碱性。Al³⁺与AlO₂⁻在溶液中相遇会发生双水解反应生成Al(OH)₃沉淀。铁的化合物：*铁的氧化物：FeO（黑色）、Fe₂O₃（红棕色，俗称铁红）、Fe₃O₄（黑色晶体，俗称磁性氧化铁）。均能与酸反应。*铁的氢氧化物：Fe(OH)₂（白色絮状沉淀）和Fe(OH)₃（红褐色沉淀）。Fe(OH)₂极不稳定，易被空气中的O₂氧化为Fe(OH)₃，现象：白色沉淀迅速变为灰绿色，最终变为红褐色。两者均能与酸反应，Fe(OH)₃受热易分解。*Fe²⁺与Fe³⁺的性质及检验：*Fe³⁺的检验：加入KSCN溶液，溶液变为血红色。*Fe²⁺的检验：先加入KSCN溶液无明显现象，再加入氯水，溶液变为血红色；或加入NaOH溶液产生白色沉淀，迅速变灰绿最后呈红褐色。*Fe²⁺与Fe³⁺的转化：Fe²⁺具有还原性，可被氧化剂（如Cl₂、H₂O₂、酸性KMnO₄等）氧化为Fe³⁺；Fe³⁺具有氧化性，可被还原剂（如Fe、Cu、I⁻等）还原为Fe²⁺。铜的化合物：*CuO（黑色）、Cu₂O（砖红色）。Cu(OH)₂（蓝色沉淀），受热易分解。CuSO₄·5H₂O（蓝色晶体，俗称胆矾、蓝矾），受热失去结晶水变为白色粉末CuSO₄。CuSO₄可用于检验水的存在（白色粉末变蓝）。3.3用途广泛的金属材料了解常见合金（如钢、铝合金、铜合金等）的性能和用途，认识金属材料在生产生活中的重要作用。金属的腐蚀与防护也是重要的内容，如铁的吸氧腐蚀和析氢腐蚀，以及常见的防护方法（涂漆、镀层、改变金属内部结构制成合金等）。第四章非金属及其化合物非金属元素种类繁多，化合物性质各异，本章选取硅、氯、硫、氮等典型非金属元素进行学习。4.1无机非金属材料的主角——硅硅在地壳中的含量仅次于氧。硅是亲氧元素，主要以二氧化硅和硅酸盐的形式存在。硅（Si）：灰黑色固体，有金属光泽，熔点高，硬度大，是良好的半导体材料。用于制造芯片、太阳能电池等。*化学性质稳定，常温下不易与其他物质反应。加热时可与O₂、Cl₂等反应。二氧化硅（SiO₂）：存在形态有结晶形（如石英、水晶）和无定形（如硅藻土）。*物理性质：硬度大，熔点高，不溶于水。*化学性质：化学性质稳定。是酸性氧化物，能与强碱溶液反应生成硅酸盐和水（因此盛放碱性溶液的试剂瓶不能用玻璃塞）。能与氢氟酸（HF）反应生成SiF₄和H₂O（用于刻蚀玻璃）。硅酸（H₂SiO₃）：不溶于水的白色胶状物质，酸性比碳酸弱。可由可溶性硅酸盐与酸反应制得（如Na₂SiO₃溶液与盐酸反应）。硅酸凝胶脱水后得到硅胶，常用作干燥剂和催化剂的载体。硅酸盐：是构成地壳岩石的主要成分。常用的硅酸盐产品有陶瓷、玻璃、水泥。硅酸钠（Na₂SiO₃）的水溶液俗称水玻璃，可用作木材防火剂、黏合剂等。4.2富集在海水中的元素——氯氯元素在海水中以Cl⁻形式存在，主要以NaCl的形式。氯气（Cl₂）：黄绿色有刺激性气味的有毒气体，密度比空气大，能溶于水。*化学性质：非常活泼，具有强氧化性。*与金属反应：几乎能与所有金属反应（除少数如Au、Pt），生成高价金属氯化物。如与Fe反应生成FeCl₃，与Cu反应生成CuCl₂。*与非金属反应：如与H₂在点燃或光照条件下反应生成HCl。H₂在Cl₂中安静燃烧，发出苍白色火焰，瓶口有白雾。*与水反应：Cl₂+H₂O