高一化学必修1第一二单元重点精华

第一章从实验学化学

第一节化学实验的基本方法

一、化学实验安全

1、取用药品的安全注意事项：

(1)不能用手接触药品，不要把鼻孔凑到容器口去闻药品(特别是气体) ，不得尝任何药品的味道。

(2)按用量取药，若无用量说明，一般应按最少量取用：液体1-2 mL ，固体只需盖满试管底部。

(3)实验剩余的药品既不能放回原瓶，也不要随意丢弃，更不要拿出实验室，要放入指定的容器内。

2. 用酒精灯加热的安全注意事项：

(1)在使用前，要先检查灯里有无酒精。向灯内添加酒精时，不能超过酒精灯容积的2/3。

(2)在使用时，要注意几点：绝对禁止向燃着的酒精灯里添加酒精，以免失火；绝对禁止用燃着的一只酒精灯去点燃另一只酒精灯。

(3)用完酒精灯，不可用嘴吹灭，必须用灯帽盖灭，并盖两次。

(4)不慎洒出的酒精若在桌上燃烧起来，不要惊谎，应立即用湿抹布或沙子扑盖。 3. 着火和烫伤的处理、化学灼伤的处理、如何防止中毒、意外事故的紧急处理方法等。着火烫伤时应该先冷敷。浓硫酸灼伤时先用干布小心拭去浓硫酸，再用大量的水冲洗。

二、常见事故的处理

一、熟悉化学实验基本操作 1、药品的称量（或量取）方法 ⑴托盘天平的使用方法

①★托盘天平只能称准到0.1克。 ②称量前先调零；称量时，左物右码

③被称量物不能直接放在托盘天平的托盘上，应在两个托盘上各放一张相同质量的纸，然后把药品放在纸上称量。

④★ 易潮解或具有腐蚀性的药品，如NaOH （容易潮解的物质有CaCl 2、MgCl 2、 FeCl3 、AICl 3、NaOH 等）必须放在玻璃器皿上（如：小烧杯、表面皿）里称量。 ⑵量筒的使用方法

① 量取已知体积的溶液时，应选比已知体积稍大的量筒。如，量取80ml 稀硫酸溶液，选

用100ml 的量筒。

② ★读数时，视线应与凹液面最低点水平

相切。俯视读数偏大，仰视读数偏小。

正确读数俯视仰视

2、实验室一般事故的处理方法

3、常见危险化学品及其标志

如：酒精、汽油——易然液体；如：浓H 2SO 4、NaOH （酸碱）

3. 掌握正确的操作方法。例如，掌握仪器和药品的使用、加热方法、气体收集方法等。

二、混合物的分离和提纯：

基本概念： ①物质的分离：将混合物中各物质通过物理变化或化学变化，把各成

分彼此分开的过程。

②物质的提纯：把混合物中的杂质除去，以得到纯净物的过程。

操作原则：四原则&三必须

四原则： ①不增------提纯过程中不增加新的杂质

②不减------不减少欲被提纯的物质 ③易分离------被提纯物与杂质容易分离 ④易复原------被提纯物质要复原

三必须： ①除杂试剂必须过量

②过量试剂必须除尽(因为过量试剂带入新的杂质) ③除杂途径必须选最佳

1、分离的方法：①过滤：②蒸发：③蒸馏；④分液；⑤萃取

⑴过滤：将不溶于某溶液的固体和液体组成的混合物分离的操作。 ①原理：不溶性固体与液体的分离

②装置：铁架台、烧杯、漏斗、滤纸、玻璃棒

注意事项

一贴：滤纸紧贴漏斗的内壁

二低：纸边低于漏斗边；液面低于滤纸边三靠：杯靠棒；棒靠纸；颈靠壁

要注意“过滤”中的操作要点： ①“一贴”：折叠后的滤纸放入漏斗后，用食指按住，加入少量蒸馏水润湿，使之紧贴在漏

斗内壁，赶走纸和壁之间的气泡。 ②“二低”：滤纸边缘应略低于漏斗边缘；加入漏斗中液体的液面应略低于滤纸的边缘(略低约1cm) ，以防止未过滤的液体外溢。 ③“三接触”：漏斗颈末端与承接滤液的烧杯内壁相接触；使滤液沿烧杯内壁流下；向漏斗中倾倒液体时，要使玻璃棒一端与滤纸三折部分轻轻接触；承接液体的烧杯嘴和玻璃棒接触，使欲过滤的液体在玻棒的引流下流向漏斗。

⑵蒸发注意事项：

①蒸发过程中用玻璃杯不断搅拌，防止局部温度过高造成液滴飞溅； ②当蒸发皿中出现较多固体时，停止加热，利用余热将液体蒸干，防止形成的晶体飞溅。

（3）蒸馏蒸馏是提纯或分离沸点不同的液体混合物的方法。用蒸馏原理进行多种混合液体的分离，叫分馏。

①原理：将液体加热至沸腾，液体转化为气体，气体冷凝为液体。准确的说应该是：利用互溶的液体混合物中各组分的沸点不同，给液体混合物加热，使其中的某一组分变成蒸气再冷凝成液体，从而达到分离提纯的目的。

②装置：铁架台、石棉网、蒸馏烧瓶、冷凝管、牛角管、锥形瓶、温度计

③注意：

a ）加石棉网，蒸馏瓶不能直接加热 b ）加沸石，防止暴沸

c ）温度计，水银球处于蒸馏烧瓶支管口处（这样做的原因是：对于蒸馏来说，只有精确控制蒸馏的温度才能达到分离提纯的目的，而蒸馏烧瓶支管口的温度正是被蒸馏变为气体某组分的温度，故温度计水银球顶端要与圆底烧瓶支管下沿处于同一水平线）

d ）冷凝管的水，下口进，上口出。（逆流，冷却效果更好）：为了使蒸馏出的蒸气与冷却水长时间充分接触，带走尽可能多的热量

e ）检查装置气密性。

此外还需要注意的是：

f ）烧瓶内液体的容积不超过2/3

g) 实验开始时，先开冷凝水，后加热。实验结束时，先停止加热，后关冷凝水。溶液不可蒸干。

④目的：利用混合物中各组分的沸点不同，除去难挥发或不挥发的杂质，留下易挥发

操作时要注意：

①在蒸馏烧瓶中放少量碎瓷片，目的是防止液体暴沸。加热烧瓶要垫上石棉网； ②温度计水银球的位置应与支管底口下缘位于同一水平线上。温度计的水银球应位于蒸馏烧瓶的支管口处；

③蒸馏烧瓶中所盛放液体不能超过其容积的2/3，也不能少于l/3。 ④冷凝管中冷却水从下口进，从上口出。

⑤加热温度不能超过混合物中沸点最高物质的沸点，例如用分馏的方法进行石油的分馏。

“蒸馏”这一知识点的扩展：

要知道酒精的沸点比水要低，因此采用蒸馏的方法分离酒精和水的混合物，先蒸馏出来的物质是酒精此外，还应该注意蒸馏与蒸发的区别：加热是为了获得溶液的残留物时，要用蒸发；加热是为了收集蒸气的冷凝液体时，要用蒸馏

⑷萃取、分液

分液是把两种互不相溶、密度也不相同的液体分离开的方法。萃取是利用溶质在互不相溶的溶剂里的溶解度不同，用一种溶剂把溶质从它与另一种溶剂所组成的溶液中提取出来的方法。选择的萃取剂应符合下列要求：和原溶液中的溶剂互不相溶；对溶质的溶解度要远大于原溶剂，并且溶剂易挥发。 ①萃取原理：利用物质在互不相容的溶剂里溶解度不同，使该物质从溶解度较小的溶剂中转移到溶解度较大的溶液中。举例说明：

CCl 4萃取碘水中的碘。CCl 4为无色的

有机溶剂，与水不相溶，且密度比水大。

I 2在CCl 4中溶解度远大于在水当中的

溶解度

③装置：分液漏斗、铁架台、烧杯

→振荡−−→静置−−→分液 (这里应该把使用前的“查漏”步骤也④步骤：装液−−

添加进去，添加到最前面)

在萃取过程中要注意：

①将要萃取的溶液和萃取溶剂依次从上口倒入分液漏斗，其量不能超过漏斗容积的2/3，塞好塞子进行振荡。

②振荡时右手捏住漏斗上口的颈部，并用食指根部压紧塞子，以左手握住旋塞，同时用手指控制活塞，将漏斗倒转过来用力振荡。

③然后将分液漏斗静置，待液体分层后进行分液，分液时下层液体从漏斗口放出，上层液体从上口倒出。例如用四氯化碳萃取溴水里的溴。

注意事项： ①用前查漏；

②加入萃取剂后先倒转用力震荡，再静置；

③“上上，下下”原则倒出两层液体，即：下层液体从下口放出，上层液体从上口倒出。萃取剂选取原则： ①与原溶剂互不相容

②溶解能力大于原溶剂；如：用四氯化碳萃取碘水中的碘。 ③不与被萃取物质反应

⎧冷却热饱和溶液2、结晶⎨

蒸发结晶☆⎩

要注意冷却结晶与蒸发结晶的原理与适用范围：

(1)蒸发结晶：通过蒸发或气化，减少一部分溶剂使溶液达到饱和而析出晶体。此法主要用于溶解度随温度改变而变化不大的物质。

(2)冷却结晶：通过降低温度，使溶液冷却达到饱和而析出晶体。重结晶指的是重复冷却结晶。此法主要用于溶解度随温度下降而明显减小的物质。

注意：通常我们是两种方法结合使用

①原理：将可溶性固体与水分离：结晶的原理应该是：利用溶剂对被提纯物质及杂质的溶解度不同，可以使被提纯物质从过饱和溶液中析出。而让杂质全部或大部分仍留在溶液中，从而达到提纯的目的。

②装置：铁架台、酒精灯、蒸发皿、玻璃棒 ③注意：

1）液体量不能超过蒸发皿容积量的

2 3

2）边加热边搅拌（防止局部温度过高，液滴飞溅） 3）当有大量晶体析出时要停止加热，利用余热蒸干

2、粗盐的提纯：

（1）粗盐的成分：主要是NaCl ，还含有MgCl 2、CaCl 2、Na 2SO 4、泥沙等杂质（2）步骤：

1.溶解

用托盘天平称取5克粗盐（精确到0.1克）．用量筒量取10毫升水倒入烧杯里．用药匙取一匙粗盐加入水中，观察发生的现象．用玻璃棒搅拌，并观察发生的现象（玻璃棒的搅拌对粗盐的溶解起什么作用？搅拌，加速溶解）．接着再加入粗盐，边加边用玻璃棒搅拌，一直加到粗盐不再溶解时为止．观察溶液是否浑浊．

在天平上称量剩下的粗盐，计算在10毫升水中大约溶解了多少克粗盐． 2.过滤

将滤纸折叠后用水润湿使其紧贴漏斗内壁并使滤纸上沿低于漏斗口, 溶液液面低于滤纸

上沿，倾倒液体的烧杯口要紧靠玻璃棒，玻璃棒的末端紧靠有三层滤纸的一边，漏斗末端紧靠承接滤液的烧杯的内壁。慢慢倾倒液体，待滤纸内无水时，仔细观察滤纸上的剩余物及滤液的颜色．滤液仍浑浊时，应该再过滤一次．

如果经两次过滤滤液仍浑浊，则应检查实验装置并分析原因，例如，滤纸破损，过滤时漏斗里的液面高于滤纸边缘，仪器不干净等．找出原因后，要重新操作． 3. 蒸发

把得到的澄清滤液倒入蒸发皿．把蒸发皿放在铁架台的铁圈上，用酒精灯加热同时用玻璃棒不断搅拌滤液（晶体析出时，防止固体飞溅）．

等到蒸发皿中出现较多量固体时，停止加热．利用蒸发皿的余热使滤液蒸干．

4. 用玻璃棒把固体转移到纸上，称量后，回收到教师指定的容器．比较提纯前后食盐的状态并计算精盐的产率．

5. 粗盐中含有Mg2+、Ca2+、SO42-

除渣加试剂顺序1.BaCl2→NaOH →Na2CO3 过滤→HCl

2. BaCl2→ Na2CO3 → NaOH过滤 →HCl 3. NaOH →BaCl2→ Na2CO3 过滤→HCl

★加试剂顺序关键：（ⅰ）Na 2CO 3在BaCl 2之后；（ⅱ）盐酸放最后。

三、离子的检验：

3、SO 4检验：取少量溶液，加入HCl ，除去沉淀（Ag ）和气体（CO 3），过滤加入BaCl 2，如果有白色沉淀，就是BaSO 4

在这里要注意“SO 4检验”这一知识点引入的背景：

在“实验1—1 粗盐的提纯”实验中我们所制得的不是纯净物。因为海水中含有可溶于水的

CaCl2 、MgCl2 以及一些硫酸盐，所以食盐中也可能含有。这些物质，而它们可溶于水所

2-+2-

以在过滤中无法除去，也就是说我们现在所得的产品中含有这些杂质，那我们该如何检验出

SO 4它们是否存在。为此引入了这么“检验”这么一个知识点

BaCO 3+2HCl =BaCl 2+H 2O +CO 2↑(可溶酸沉淀) BaCO 3↓⎫Na 2CO 3⎫

⎪⎪BaCl 2

设计：AgNO 3⎬−−−→AgCl ↓⎬白

Na 2SO 4⎪BaSO 4↓⎪⎭⎭

CO 32-⎫CO 2↑⎫⎪HCl ⎪过滤BaCl 22-

①Ag +⎬−−−→AgCl ↓−−−→SO −−−→BaSO 4↓ ⎬4（过量）

⎪2-⎪2-

SO 4SO 4⎭⎭BaCO 3↓⎫CO 32-⎫CO 2↑⎫

⎪HCl ⎪BaCl ⎪

②Ag +⎬−−−→AgCl ↓⎬−−−→AgCl ↓⎬

⎪⎪2-⎪SO 4BaSO ↓BaSO ↓44⎭⎭⎭

4、可溶性杂质的除法

NaCl (MgCl 2

CaCl 2

NaSO 4)⇒(Mg 2+

Ca 2+

SO 4)

+OH -+CO 32-+Ba 2+⎫

⎪

√(NaOH )√(Na 2CO 3)√(BaCl 2)⎪

⎬过量（不引入新杂质）

⇓⇓⇓⎪Mg (OH )2↓CaCO 3↓BaSO 4↓⎪⎭NaOH

Na 2CO 3 BaCl 2

（又引入新的离子）

√

Na 2CO 3+BaCl 2=BaCO 3↓+2NaCl

4种试剂顺序：NaOH 、Na 2CO 3、BaCl 2、HCl ①BaCl 2+Na 2CO 3+NaOH +HCl ②NaOH +BaCl 2+Na 2CO 3+HCl ③BaCl 2+NaOH +Na 2CO 3+HCl

小结： 1）BaCl 2在Na 2CO 3之前

2）HCl 在NaOH 和Na 2CO 3之后

可以直接理解为将HCl 加在最后

加盐酸酸化的目的是为了排除碳酸根的影响，改用硝酸可以吗？不可以，因为硝酸会氧化亚硫酸根为硫酸根）

② 几种重要阳离子的检验

（1）Ba 能使稀硫酸或可溶性硫酸盐溶液产生白色BaSO 4沉淀，且沉淀不溶于稀硝酸。

（2）Mg 能与NaOH 溶液反应生成白色Mg(OH)2沉淀，该沉淀能溶于NH 4Cl 溶液。

（3）Al 能与适量的NaOH 溶液反应生成白色Al(OH)3絮状沉淀，该沉淀能溶于盐酸或过量的NaOH 溶液。

（4）Ag 能与稀盐酸或可溶性盐酸盐反应，生成白色AgCl 沉淀，不溶于稀 HNO3，但溶于

氨水，生成［Ag(NH3) 2］。

（5）NH 铵盐（或浓溶液）与NaOH 浓溶液反应，并加热，放出使湿润的红色石蓝试纸变蓝的有刺激性气味NH 3气体。

（6）Fe 能与少量NaOH 溶液反应，先生成白色Fe(OH)2沉淀，迅速变成灰绿色，最后变成红褐色Fe(OH)3沉淀。或向亚铁盐的溶液里加入KSCN 溶液，不显红色，加入少量新制

2+3+－

的氯水后，立即显红色。2Fe +Cl2＝2Fe +2Cl

（7） Fe 能与 KSCN溶液反应，变成血红色 Fe(SCN)3溶液，能与 NaOH溶液反应，生成红褐色Fe(OH)3沉淀。

③ 几种重要的阴离子的检验

（1）Cl 能与硝酸银反应，生成白色的AgCl 沉淀，沉淀不溶于稀硝酸，能溶于氨水，生

+－

成[Ag(NH3) 2]。(Br 能与硝酸银反应，生成淡黄色AgBr 沉淀，不溶于稀硝酸。) －

(I能与硝酸银反应，生成黄色AgI 沉淀，不溶于稀硝酸；也能与氯水反应，生成I 2，使淀粉溶液变蓝。)

2－2+

（2）SO 4 能与含Ba 溶液反应，生成白色BaSO 4沉淀，不溶于硝酸。

2－

（3）CO 3 能与BaCl 2溶液反应，生成白色的BaCO 3沉淀，该沉淀溶于硝酸（或盐酸），生成无色无味、能使澄清石灰水变浑浊的CO 2气体。

3－3－

（4）HCO 取含HCO 盐溶液煮沸，放出无色无味CO 2气体，气体能使澄清石灰水变浑浊或

3－

向HCO 盐酸溶液里加入稀MgSO 4溶液，无现象，加热煮沸，有白色沉淀 MgCO3生成，同时

－

放出 CO2气体。

第二节化学计量在实验中的应用

1、物质的量（n ）是国际单位制中7个基本物理量之一。 2、五个新的化学符号：

物质的量

1、定义：表示含有一定数目粒子的集合体。符号：n 物质的量是国际单位制中7个基本物理量之一（7个基本的物理量分别为：长度、质量、时间、电流强度、发光强度、温度、物质的量），它和“长度”，“质量”，“时间”等概念一样，是一个物理量的整体名词。在使用物质的量时必须指明基本单元，它可以是组成物质的任何自然存在的原子, 分子, 电子, 离子, 光子等一切物质的粒子也可以是按需要人为地将它们进行分割或组合而实际上并不存在的个体或单元). 一般利用化学式指明基本单元，而不用汉字。

2、单位：摩尔（摩）mol （适用对象：微观粒子。使用摩尔(mole)时基本单元应指明, 可以是原子、分子及其粒子或这些粒子的特定组合。

3、阿伏伽德罗常数：1mol 任何粒子的粒子数。N A ≈6.02⨯10mol 。

①1molO 2中含有6.02⨯10个O 2

②2molC 中含有2mol ⨯6.02⨯10mol 个C ③

-1

23-1

1 mol

1.5molNaOH

中含有

1.5mol ⨯6.02⨯1023mol -1

个

Na +

，含

-OH o 1m . 5⨯o l ⨯62. 3-0个m 21 l 0

4、相互关系：N =n ∙N A ⇒n =

N N A

N 12.04⨯1023

①含有12.04⨯10个O 2的物质的量2mol ，n = =23-1

N A 6.02⨯10mol

②含有12.04⨯10个O 的物质的量1mol

1molC ，2molO ③1molCO 2中含6.02⨯10个CO 2，2⨯6.02⨯10个O ，

2323

N 1n 1

N 2n 2

摩尔质量：

1、定义：单位物质的量（1mol 物质的质量）的物质具有的质量，符号：M 2、单位：g /mol （g ∙mol ）

3、数值：以g 为单位时，数值等于该粒子的相对分子（原子）质量

①3molFe

-1

56⨯3=168g

②2molCO 2

2⨯44=88g

原子的质量比=原子相对原子质量比

三、气体摩尔的体积

1、影响物质体积大小：①粒子大小 ②粒子数目 ③粒子间距【其中对于固体、液体来说，①②的影响力要大，对于气体来说②③的影响力要大】

气体

⎧n (数目)⎪⎪V ⎨⎧⎪T (温度)d ↑ ⎪d (间距)⎨

⎪⎪⎩P (压强)d ↓⎩

T 、P 相同⇒d +n (相同)⇒V (相同)

2、定义：单位物质的量的气体占有体积，符号V m

V 3

，单位：L /mol （m /mol ） n

3、在标准状况下，气体摩尔体积约为22.4L /mol

公式：V m =

标准状况下，2molCO 2的体积为44.8L 22.4L /mol ⨯2mol V =V m ⨯n 标准状况下，4.48LH 2的物质的量为0.2mol

标准状况下，33.6LO 2的物质的量为1.5mol

4.48L V

n = 22.4L V m

①范围：标准状况0C ，101KPa ②物质的量：1mol

③对象：气体（纯混合）

m ：①m =

M M ∙N A M

=②m =a ∙N A ③m = n N N A

体积： ①标准状况下，相同n →相同V

②标准状况下，相同N →相同V

③标准状况下，

n 1V 1

= n 2V 2

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分子。对这一定律的理解一定要明确，适用范围为气体。在定律中有四同：“同温”、“同压”、“同体积”、“同分子数目”，三同就可定为一同。四、物质的量浓度

1、定义：单位体积(L )溶液中所含溶液B 的物质的量(mol )。符号：C B

公式：C B =

n B

单位：mol /L V aq

物质的量的浓度

质量分数10%

10g 溶液中所含溶质10g 1L 溶液中含溶质10mol

1.0mol /L NaCl ） 2、配置溶液（100mL m (NaCl )=5.85g ≈5.9g

容量瓶

特点：容积、温度、刻度线注意：①查漏

②不装热或冷的液体 ③不储存液体或进行反应

①仪器：托盘天平、烧杯、量筒、玻璃棒、容量瓶、胶头滴管

②步骤：计算→称量→溶解（静置）→转移→洗涤→定容→摇匀→装液贴签 ③误差分析

④稀释溶液：n 浓=n 稀

C 浓∙V 浓=C 稀∙V 稀

加水

30mL 0.5mol /L NaOH −−−→500mL NaOH 则C =?

n NaOH =n NaOH

C 1∙V 1=C 2∙V 2

0.5mol /L ⨯0.03L =C 2⨯0.5L ⇒C 2=0.03mol /L

加水

→1.0mol /L ，250mL H 2SO 4 则V =? −−−

18mol /L H 2SO 4

C 1∙V 1=C 2∙V 2

18mol /L ∙V 1=1.0mol /L ⨯0.25L ⇒V 1=0.014L

3、各个量之间的关系：

m n =N

n =

N A M V 标况 n = 22.4L /mol

4、阿伏伽德罗定律及其推论

（1）定律：同T 、P 下，相同体积的任何气体会有相同数目的粒子。（2）推论：(依据：PV=nRT，n=m/M，ρ=m/V)

①同T 、P 下，V 1/V2=n1/n2=N1/N2 ②同T 、P 下，ρ1/ρ2=M1/M2 ③同T 、V 下，P 1/P2= n1/n2 ④同T 、P 、V 下，m 1/m2= M1/M2 ⑤同T 、P 、m 下，V 1/V2= M2/M1

5、有关物质的量浓度的相关计算求稀释或浓缩溶液的物质的量浓度

对同一溶液的稀释或浓缩都存在着稀释或浓缩前后，溶质的物质的量或溶质的质量相等这一关系。

即：C 1V 1=C2V 2或V 1ρ1ω1％=V2ρ2ω2％式中C 为物质的量浓度，V 为体积，ρ为溶液密度。ω为质量分数。

求混合溶液的物质的量浓度

C 1V 1+ C2V 2=C总V 总即：混合前后溶质物质的量或质量不变。

质量分数W 与物质的量浓度C 的关系：C=1000ρW/M（其中ρ单位为g/cm）

W= S /(100+S)

C=[1000ρ S /(100+S)]/ M 7、一定物质的量浓度溶液的配制

（1）配制使用的仪器：托盘天平(固体溶质) 、量筒(液体溶质) 、容量瓶（强调：在具体实验时，应写规格，否则错！）、烧杯、玻璃棒、胶头滴管。（2）配制的步骤：①计算溶质的量（若为固体溶质计算所需质量，若为溶液计算所需溶液的体积）②称取（或量取）③溶解（静置冷却）④转移 ⑤洗涤⑥定容⑦摇匀。（如果仪器中有试剂瓶，就要加一个步骤-----装瓶）。

以配制400ml,0.1mol/l碳酸钠溶液为例。

①步骤：

第一步：计算：所需无水碳酸钠（Na 2CO 3）的质量=0.5*0.1*106=5.3克。第二步：称量：在天平上称量5.3克碳酸钠固体，并将它倒入小烧杯中。第三步：溶解：在盛有碳酸钠固体的小烧杯中加入适量蒸馏水，用玻璃棒搅拌，使其溶解。（所需仪器烧杯、玻璃棒。）

第四步：转移：将烧杯中的溶液沿玻璃棒小心地引流到500mL 容量瓶中。第五步：洗涤：用蒸馏水洗烧杯2—3次，并倒入容量瓶中。

第六步：定容：当往容量瓶里加蒸馏水时，距刻度线1－2cm 处停止，为避免加水的体积过

多，改用胶头滴管加蒸馏水到溶液的凹液面正好与刻度线相切，这个操作叫做定容。

第七步：摇匀：盖好瓶塞，上下颠倒、摇匀。

第八步：装瓶、贴签

（6）不能配制任意体积的一定物质的量浓度的溶液，这是因为容量瓶的容积是固定的，没有任意体积规格的容量瓶。

（7）溶液注入容量瓶前需恢复到室温，这是因为容量瓶受热易炸裂，同时溶液温度过高会使容量瓶膨胀影响溶液配制的精确度。

（8）用胶头滴管定容后再振荡，出现液面底于刻度线时不要再加水，这是因为振荡时有少量溶液粘在瓶颈上还没完全回流，故液面暂时低于刻度线，若此时又加水会使所配制溶液的浓度偏低。

（9）如果加水定容时超出了刻度线，不能将超出部分再吸走，须应重新配制。

（10）如果摇匀时不小心洒出几滴，不能再加水至刻度，必须重新配制，这是因为所洒出的几滴溶液中含有溶质，会使所配制溶液的浓度偏低。

（11）溶质溶解后转移至容量瓶时，必须用少量蒸馏水将烧杯及玻璃棒洗涤2—3次，并将洗涤液一并倒入容量瓶，这是因为烧杯及玻璃棒会粘有少量溶质，只有这样才能尽可能地把溶质全部转移到容量瓶中。

三、化学计量 ①物质的量

定义：表示一定数目微粒的集合体符号n 单位摩尔符号 mol

阿伏加德罗常数：0.012kgC-12中所含有的碳原子数。用NA 表示。约为6.02x10 微粒与物质的量。公式：n=

NA m M

②摩尔质量：单位物质的量的物质所具有的质量用M 表示单位：g/mol 数值上等于该物质的分子量。质量与物质的量公式：n=

③物质的体积决定：①微粒的数目②微粒的大小③微粒间的距离微粒的数目一定固体液体主要决定②微粒的大小气体主要决定③微粒间的距离。体积与物质的量公式：n=标准状况下，1mol 任何气体的体积都约为22.4L

④阿伏加德罗定律：同温同压下，相同体积的任何气体都含有相同的分子数 ⑤物质的量浓度：单位体积溶液中所含溶质B 的物质的量。符号CB 单位：mol/l 公式：C B =nB /V nB=C B ×V V=nB /CB

溶液稀释规律 C（浓）×V （浓）=C（稀）×V （稀）

第二章化学物质及其变化

第一节物质的分类

1、掌握两种常见的分类方法： 2、分散系及其分类：

（1）分散系组成：分散剂和分散质，按照分散质和分散剂所处的状态，分散系可以有9种组合方式。

（2）当分散剂为液体时，根据分散质粒子大小可以将分散系分为溶液、胶体、浊液。

下面比较几种分散系的不同：

如：烟、云、雾等的分散剂为气体，这样的胶体叫做气溶胶；AgI 溶胶、Fe (OH ) 3溶胶、

Al (OH ) 3溶胶，其分散剂为水，分散剂为液体的胶体叫做液溶胶；有色玻璃、烟水晶均以

固体为分散剂，这样的胶体叫做固溶胶。

3、胶体：

（1）常见胶体：Fe(OH)3胶体、Al(OH)3胶体、血液、豆浆、淀粉溶液、蛋白质溶液、有色玻璃、墨水等。

（2）胶体的特性：能产生丁达尔效应。区别胶体与其他分散系常用方法丁达尔效应。

胶体与其他分散系的是分散质粒子大小。

（3）Fe(OH)3胶体的制备方法：将饱和FeCl 3溶液滴入沸水中，继续加热至体系呈红褐色，停止加热，得Fe(OH)3胶体。

第二节离子反应

一、电解质和非电解质

电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。．

1非电解质：在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物。．（如：酒精[乙醇]、蔗糖、SO 2、SO 3、NH 3、CO 2等是非电解质。）

（1）电解质和非电解质都是化合物，单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。（2）酸、碱、盐和水都是电解质（特殊：盐酸是电解质溶液）。

（3）能导电的物质不一定是电解质。能导电的物质：电解质溶液、熔融的碱和盐、金属单质和石墨。

电解质需在水溶液里或熔融状态下才能导电。固态电解质(如：NaCl 晶体) 不导电，液态酸(如：液态HCl) 不导电。

2、溶液能够导电的原因：有能够自由移动的离子。

3、电离方程式：要注意配平，原子个数守恒，电荷数守恒。如：Al 2(SO4) 3＝2Al 3＋3SO 42

＋

二、离子反应：

1、离子反应发生的条件：

离子反应发生条件：生成沉淀、生成气体、水。 2、离子方程式的书写：（写、拆、删、查）

• 第一步：写（基础）写出正确的化学方程式。（要注意配平）

例如:CuSO4+BaCl2=BaSO4↓+CuCl2

第二步：拆（关键）把易溶、易电离的强电解质（易容的盐、强酸、强碱）拆成离子形式

＋－＋－

（难溶、难电离的以及气体等仍用化学式表示） Cu 2＋SO 42＋Ba 2＋2Cl ＝BaSO 4↓＋Cu 2＋－＋2Cl

第三步：删（途径）删去两边不参加反应的离子（价态不变和存在形式不变的离子） Ba 2+ + SO42 = BaSO 4↓

－

第四步：查（保证）检查书写离子方程式等式两边是否原子个数守恒、电荷数守恒。（质量守恒、电荷守恒）Ba 2+ + SO42 = BaSO 4↓

※离子方程式的书写注意事项:

1. 非电解质、弱电解质、难溶于水的物质，气体在反应物、生成物中出现，均写成化学式或分式。

4. 浓H 2SO4作为反应物和固体反应时，浓H2SO4写成化学式。 5.H 3PO 4中强酸，在写离子方程式时按弱酸处理，写成化学式。

6. 金属、非金属单质，无论在反应物、生成物中均写成化学式。如：Zn+2H+=Zn2++H2↑ 7. 微溶物作为反应物时, 处于澄清溶液中时写成离子形式; 处于浊液或固体时写成化学式。微溶物作为生成物的一律写化学式如条件是澄清石灰水，则应拆成离子；若给的是石灰乳或浑浊石灰水则不能拆，写成化学式。

－

★ 常见易溶的强电解质有：三大强酸（H 2SO 4、HCl 、HNO 3），四大强碱[NaOH、KOH 、Ba(OH)2、Ca(OH)2

（澄清石灰水拆，石灰乳不拆）]，可溶性盐，这些物质拆成离子形式，其他物质一律保留化学式。

★3、离子方程式正误判断：（看几看）

①看是否符合反应事实(能不能发生反应，反应物、生成物对不对) 。 ②看是否可拆。

③看是否配平（原子个数守恒，电荷数守恒）。 ④看“＝”“ ”“↑”“↓”是否应用恰当。 ★ 4、离子共存问题

凡是能发生反应的离子之间或在水溶液中水解相互促进的离子之间不能大量共存（注意不是完全不能共存，而是不能大量共存）一般规律是：

1、凡相互结合生成难溶或微溶性盐的离子（熟记常见的难溶、微溶盐）； 2、与H +不能大量共存的离子（生成水或弱）酸及酸式弱酸根离子：氧族有：OH -、S 2-、HS -、SO 32-、HSO 3- 卤族有：F -、ClO -

碳族有：CH 3COO -、CO 32-、HCO 32-、SiO 32- 3、与OH -不能大量共存的离子有：

NH 42+和HS -、HSO 3-、HCO 3-等弱酸的酸式酸根离子以及弱碱的简单阳离子（比如：Cu 2+、Al 3+、Fe 3+、Fe 2+、Mg 2+等等）

4、能相互发生氧化还原反应的离子不能大量共存：

常见还原性较强的离子有:Fe3+、S 2-、I -、SO 32-。

氧化性较强的离子有：Fe 3+、ClO -、MnO 4-、Cr 2O 72-、NO 3-

学习离子能否共存时，应从以下几个方面去考虑：

①、是否发生复分解反应，包括是否有难容物质生成、难电离物质生成、易挥发性物质生成，如有则不共存。②、是否发生氧化还原反应，如有则不共存。③、是否发生互促水解反应，如有则不共存。④、是否发生络合反应，如有则不共存。以上四个方面是对离子能否共存的一个大概判断方法.

第三节氧化还原反应

一、氧化还原反应

①、氧化反应：元素化合价升高的反应还原反应：元素化合价降低的反应

氧化还原反应：凡有元素化合价升降的化学反应就是

氧化还原反应的本质：有电子转移（包括电子的得失或偏移）。氧化还原反应的特征：有元素化合价升降。

判断氧化还原反应的依据：凡是有元素化合价升降或有电子的转移的化学反应都属于氧化还原反应。失电子总数=化合价升高总数==得电子总数==化合价降低总数。氧化还原反应的实质------电子的转移(电子的得失或共用电子对的偏移)

口诀：失电子，化合价升高，被氧化（氧化反应），还原剂；．．．

得电子，化合价降低，被还原（还原反应），氧化剂；．．．氧化剂和还原剂(反应物)

氧化剂：得电子(或电子对偏向) 的物质------氧化性还原剂：失电子(或电子对偏离) 的物质------还原性氧化产物：氧化后的生成物还原产物：还原后的生成物。 4、氧化还原反应相关概念：

二、氧化性、还原性强弱的判断

（1）根据氧化还原反应方程式在同一氧化还原反应中，

氧化性：氧化剂＞氧化产物；还原性：还原剂＞还原产物

三、如果使元素化合价升高，即要使它被氧化，要加入氧化剂才能实现；如果使元素化合价降低，即要使它被还原，要加入还原剂才能实现；

高一化学必修1第一二单元重点精华

第一章从实验学化学

第一节化学实验的基本方法

一、化学实验安全

1、取用药品的安全注意事项：

(1)不能用手接触药品，不要把鼻孔凑到容器口去闻药品(特别是气体) ，不得尝任何药品的味道。

(2)按用量取药，若无用量说明，一般应按最少量取用：液体1-2 mL ，固体只需盖满试管底部。

(3)实验剩余的药品既不能放回原瓶，也不要随意丢弃，更不要拿出实验室，要放入指定的容器内。

2. 用酒精灯加热的安全注意事项：

(1)在使用前，要先检查灯里有无酒精。向灯内添加酒精时，不能超过酒精灯容积的2/3。

(2)在使用时，要注意几点：绝对禁止向燃着的酒精灯里添加酒精，以免失火；绝对禁止用燃着的一只酒精灯去点燃另一只酒精灯。

(3)用完酒精灯，不可用嘴吹灭，必须用灯帽盖灭，并盖两次。

二、常见事故的处理

一、熟悉化学实验基本操作 1、药品的称量（或量取）方法 ⑴托盘天平的使用方法

①★托盘天平只能称准到0.1克。 ②称量前先调零；称量时，左物右码

③被称量物不能直接放在托盘天平的托盘上，应在两个托盘上各放一张相同质量的纸，然后把药品放在纸上称量。

① 量取已知体积的溶液时，应选比已知体积稍大的量筒。如，量取80ml 稀硫酸溶液，选

用100ml 的量筒。

② ★读数时，视线应与凹液面最低点水平

相切。俯视读数偏大，仰视读数偏小。

正确读数俯视仰视

2、实验室一般事故的处理方法

3、常见危险化学品及其标志

如：酒精、汽油——易然液体；如：浓H 2SO 4、NaOH （酸碱）

3. 掌握正确的操作方法。例如，掌握仪器和药品的使用、加热方法、气体收集方法等。

二、混合物的分离和提纯：

基本概念： ①物质的分离：将混合物中各物质通过物理变化或化学变化，把各成

分彼此分开的过程。

②物质的提纯：把混合物中的杂质除去，以得到纯净物的过程。

操作原则：四原则&三必须

四原则： ①不增------提纯过程中不增加新的杂质

②不减------不减少欲被提纯的物质 ③易分离------被提纯物与杂质容易分离 ④易复原------被提纯物质要复原

三必须： ①除杂试剂必须过量

②过量试剂必须除尽(因为过量试剂带入新的杂质) ③除杂途径必须选最佳

1、分离的方法：①过滤：②蒸发：③蒸馏；④分液；⑤萃取

⑴过滤：将不溶于某溶液的固体和液体组成的混合物分离的操作。 ①原理：不溶性固体与液体的分离

②装置：铁架台、烧杯、漏斗、滤纸、玻璃棒

注意事项

一贴：滤纸紧贴漏斗的内壁

二低：纸边低于漏斗边；液面低于滤纸边三靠：杯靠棒；棒靠纸；颈靠壁

要注意“过滤”中的操作要点： ①“一贴”：折叠后的滤纸放入漏斗后，用食指按住，加入少量蒸馏水润湿，使之紧贴在漏

⑵蒸发注意事项：

（3）蒸馏蒸馏是提纯或分离沸点不同的液体混合物的方法。用蒸馏原理进行多种混合液体的分离，叫分馏。

②装置：铁架台、石棉网、蒸馏烧瓶、冷凝管、牛角管、锥形瓶、温度计

③注意：

a ）加石棉网，蒸馏瓶不能直接加热 b ）加沸石，防止暴沸

d ）冷凝管的水，下口进，上口出。（逆流，冷却效果更好）：为了使蒸馏出的蒸气与冷却水长时间充分接触，带走尽可能多的热量

e ）检查装置气密性。

此外还需要注意的是：

f ）烧瓶内液体的容积不超过2/3

g) 实验开始时，先开冷凝水，后加热。实验结束时，先停止加热，后关冷凝水。溶液不可蒸干。

④目的：利用混合物中各组分的沸点不同，除去难挥发或不挥发的杂质，留下易挥发

操作时要注意：

③蒸馏烧瓶中所盛放液体不能超过其容积的2/3，也不能少于l/3。 ④冷凝管中冷却水从下口进，从上口出。

⑤加热温度不能超过混合物中沸点最高物质的沸点，例如用分馏的方法进行石油的分馏。

“蒸馏”这一知识点的扩展：

⑷萃取、分液

CCl 4萃取碘水中的碘。CCl 4为无色的

有机溶剂，与水不相溶，且密度比水大。

I 2在CCl 4中溶解度远大于在水当中的

溶解度

③装置：分液漏斗、铁架台、烧杯

→振荡−−→静置−−→分液 (这里应该把使用前的“查漏”步骤也④步骤：装液−−

添加进去，添加到最前面)

在萃取过程中要注意：

①将要萃取的溶液和萃取溶剂依次从上口倒入分液漏斗，其量不能超过漏斗容积的2/3，塞好塞子进行振荡。

②振荡时右手捏住漏斗上口的颈部，并用食指根部压紧塞子，以左手握住旋塞，同时用手指控制活塞，将漏斗倒转过来用力振荡。

③然后将分液漏斗静置，待液体分层后进行分液，分液时下层液体从漏斗口放出，上层液体从上口倒出。例如用四氯化碳萃取溴水里的溴。

注意事项： ①用前查漏；

②加入萃取剂后先倒转用力震荡，再静置；

③“上上，下下”原则倒出两层液体，即：下层液体从下口放出，上层液体从上口倒出。萃取剂选取原则： ①与原溶剂互不相容

②溶解能力大于原溶剂；如：用四氯化碳萃取碘水中的碘。 ③不与被萃取物质反应

⎧冷却热饱和溶液2、结晶⎨

蒸发结晶☆⎩

要注意冷却结晶与蒸发结晶的原理与适用范围：

(1)蒸发结晶：通过蒸发或气化，减少一部分溶剂使溶液达到饱和而析出晶体。此法主要用于溶解度随温度改变而变化不大的物质。

(2)冷却结晶：通过降低温度，使溶液冷却达到饱和而析出晶体。重结晶指的是重复冷却结晶。此法主要用于溶解度随温度下降而明显减小的物质。

注意：通常我们是两种方法结合使用

②装置：铁架台、酒精灯、蒸发皿、玻璃棒 ③注意：

1）液体量不能超过蒸发皿容积量的

2 3

2）边加热边搅拌（防止局部温度过高，液滴飞溅） 3）当有大量晶体析出时要停止加热，利用余热蒸干

2、粗盐的提纯：

（1）粗盐的成分：主要是NaCl ，还含有MgCl 2、CaCl 2、Na 2SO 4、泥沙等杂质（2）步骤：

1.溶解

在天平上称量剩下的粗盐，计算在10毫升水中大约溶解了多少克粗盐． 2.过滤

将滤纸折叠后用水润湿使其紧贴漏斗内壁并使滤纸上沿低于漏斗口, 溶液液面低于滤纸

把得到的澄清滤液倒入蒸发皿．把蒸发皿放在铁架台的铁圈上，用酒精灯加热同时用玻璃棒不断搅拌滤液（晶体析出时，防止固体飞溅）．

等到蒸发皿中出现较多量固体时，停止加热．利用蒸发皿的余热使滤液蒸干．

4. 用玻璃棒把固体转移到纸上，称量后，回收到教师指定的容器．比较提纯前后食盐的状态并计算精盐的产率．

5. 粗盐中含有Mg2+、Ca2+、SO42-

除渣加试剂顺序1.BaCl2→NaOH →Na2CO3 过滤→HCl

2. BaCl2→ Na2CO3 → NaOH过滤 →HCl 3. NaOH →BaCl2→ Na2CO3 过滤→HCl

★加试剂顺序关键：（ⅰ）Na 2CO 3在BaCl 2之后；（ⅱ）盐酸放最后。

三、离子的检验：

3、SO 4检验：取少量溶液，加入HCl ，除去沉淀（Ag ）和气体（CO 3），过滤加入BaCl 2，如果有白色沉淀，就是BaSO 4

在这里要注意“SO 4检验”这一知识点引入的背景：

在“实验1—1 粗盐的提纯”实验中我们所制得的不是纯净物。因为海水中含有可溶于水的

CaCl2 、MgCl2 以及一些硫酸盐，所以食盐中也可能含有。这些物质，而它们可溶于水所

2-+2-

以在过滤中无法除去，也就是说我们现在所得的产品中含有这些杂质，那我们该如何检验出

SO 4它们是否存在。为此引入了这么“检验”这么一个知识点

BaCO 3+2HCl =BaCl 2+H 2O +CO 2↑(可溶酸沉淀) BaCO 3↓⎫Na 2CO 3⎫

⎪⎪BaCl 2

设计：AgNO 3⎬−−−→AgCl ↓⎬白

Na 2SO 4⎪BaSO 4↓⎪⎭⎭

CO 32-⎫CO 2↑⎫⎪HCl ⎪过滤BaCl 22-

①Ag +⎬−−−→AgCl ↓−−−→SO −−−→BaSO 4↓ ⎬4（过量）

⎪2-⎪2-

SO 4SO 4⎭⎭BaCO 3↓⎫CO 32-⎫CO 2↑⎫

⎪HCl ⎪BaCl ⎪

②Ag +⎬−−−→AgCl ↓⎬−−−→AgCl ↓⎬

⎪⎪2-⎪SO 4BaSO ↓BaSO ↓44⎭⎭⎭

4、可溶性杂质的除法

NaCl (MgCl 2

CaCl 2

NaSO 4)⇒(Mg 2+

Ca 2+

SO 4)

+OH -+CO 32-+Ba 2+⎫

⎪

√(NaOH )√(Na 2CO 3)√(BaCl 2)⎪

⎬过量（不引入新杂质）

⇓⇓⇓⎪Mg (OH )2↓CaCO 3↓BaSO 4↓⎪⎭NaOH

Na 2CO 3 BaCl 2

（又引入新的离子）

√

Na 2CO 3+BaCl 2=BaCO 3↓+2NaCl

4种试剂顺序：NaOH 、Na 2CO 3、BaCl 2、HCl ①BaCl 2+Na 2CO 3+NaOH +HCl ②NaOH +BaCl 2+Na 2CO 3+HCl ③BaCl 2+NaOH +Na 2CO 3+HCl

小结： 1）BaCl 2在Na 2CO 3之前

2）HCl 在NaOH 和Na 2CO 3之后

可以直接理解为将HCl 加在最后

加盐酸酸化的目的是为了排除碳酸根的影响，改用硝酸可以吗？不可以，因为硝酸会氧化亚硫酸根为硫酸根）

② 几种重要阳离子的检验

（1）Ba 能使稀硫酸或可溶性硫酸盐溶液产生白色BaSO 4沉淀，且沉淀不溶于稀硝酸。

（2）Mg 能与NaOH 溶液反应生成白色Mg(OH)2沉淀，该沉淀能溶于NH 4Cl 溶液。

（3）Al 能与适量的NaOH 溶液反应生成白色Al(OH)3絮状沉淀，该沉淀能溶于盐酸或过量的NaOH 溶液。

（4）Ag 能与稀盐酸或可溶性盐酸盐反应，生成白色AgCl 沉淀，不溶于稀 HNO3，但溶于

氨水，生成［Ag(NH3) 2］。

（5）NH 铵盐（或浓溶液）与NaOH 浓溶液反应，并加热，放出使湿润的红色石蓝试纸变蓝的有刺激性气味NH 3气体。

2+3+－

的氯水后，立即显红色。2Fe +Cl2＝2Fe +2Cl

（7） Fe 能与 KSCN溶液反应，变成血红色 Fe(SCN)3溶液，能与 NaOH溶液反应，生成红褐色Fe(OH)3沉淀。

③ 几种重要的阴离子的检验

（1）Cl 能与硝酸银反应，生成白色的AgCl 沉淀，沉淀不溶于稀硝酸，能溶于氨水，生

+－

成[Ag(NH3) 2]。(Br 能与硝酸银反应，生成淡黄色AgBr 沉淀，不溶于稀硝酸。) －

(I能与硝酸银反应，生成黄色AgI 沉淀，不溶于稀硝酸；也能与氯水反应，生成I 2，使淀粉溶液变蓝。)

2－2+

（2）SO 4 能与含Ba 溶液反应，生成白色BaSO 4沉淀，不溶于硝酸。

2－

（3）CO 3 能与BaCl 2溶液反应，生成白色的BaCO 3沉淀，该沉淀溶于硝酸（或盐酸），生成无色无味、能使澄清石灰水变浑浊的CO 2气体。

3－3－

（4）HCO 取含HCO 盐溶液煮沸，放出无色无味CO 2气体，气体能使澄清石灰水变浑浊或

3－

向HCO 盐酸溶液里加入稀MgSO 4溶液，无现象，加热煮沸，有白色沉淀 MgCO3生成，同时

－

放出 CO2气体。

第二节化学计量在实验中的应用

1、物质的量（n ）是国际单位制中7个基本物理量之一。 2、五个新的化学符号：

物质的量

2、单位：摩尔（摩）mol （适用对象：微观粒子。使用摩尔(mole)时基本单元应指明, 可以是原子、分子及其粒子或这些粒子的特定组合。

3、阿伏伽德罗常数：1mol 任何粒子的粒子数。N A ≈6.02⨯10mol 。

①1molO 2中含有6.02⨯10个O 2

②2molC 中含有2mol ⨯6.02⨯10mol 个C ③

-1

23-1

1 mol

1.5molNaOH

中含有

1.5mol ⨯6.02⨯1023mol -1

个

Na +

，含

-OH o 1m . 5⨯o l ⨯62. 3-0个m 21 l 0

4、相互关系：N =n ∙N A ⇒n =

N N A

N 12.04⨯1023

①含有12.04⨯10个O 2的物质的量2mol ，n = =23-1

N A 6.02⨯10mol

②含有12.04⨯10个O 的物质的量1mol

1molC ，2molO ③1molCO 2中含6.02⨯10个CO 2，2⨯6.02⨯10个O ，

2323

N 1n 1

N 2n 2

摩尔质量：

1、定义：单位物质的量（1mol 物质的质量）的物质具有的质量，符号：M 2、单位：g /mol （g ∙mol ）

3、数值：以g 为单位时，数值等于该粒子的相对分子（原子）质量

①3molFe

-1

56⨯3=168g

②2molCO 2

2⨯44=88g

原子的质量比=原子相对原子质量比

三、气体摩尔的体积

1、影响物质体积大小：①粒子大小 ②粒子数目 ③粒子间距【其中对于固体、液体来说，①②的影响力要大，对于气体来说②③的影响力要大】

气体

⎧n (数目)⎪⎪V ⎨⎧⎪T (温度)d ↑ ⎪d (间距)⎨

⎪⎪⎩P (压强)d ↓⎩

T 、P 相同⇒d +n (相同)⇒V (相同)

2、定义：单位物质的量的气体占有体积，符号V m

V 3

，单位：L /mol （m /mol ） n

3、在标准状况下，气体摩尔体积约为22.4L /mol

公式：V m =

标准状况下，2molCO 2的体积为44.8L 22.4L /mol ⨯2mol V =V m ⨯n 标准状况下，4.48LH 2的物质的量为0.2mol

标准状况下，33.6LO 2的物质的量为1.5mol

4.48L V

n = 22.4L V m

①范围：标准状况0C ，101KPa ②物质的量：1mol

③对象：气体（纯混合）

m ：①m =

M M ∙N A M

=②m =a ∙N A ③m = n N N A

体积： ①标准状况下，相同n →相同V

②标准状况下，相同N →相同V

③标准状况下，

n 1V 1

= n 2V 2

1、定义：单位体积(L )溶液中所含溶液B 的物质的量(mol )。符号：C B

公式：C B =

n B

单位：mol /L V aq

物质的量的浓度

质量分数10%

10g 溶液中所含溶质10g 1L 溶液中含溶质10mol

1.0mol /L NaCl ） 2、配置溶液（100mL m (NaCl )=5.85g ≈5.9g

容量瓶

特点：容积、温度、刻度线注意：①查漏

②不装热或冷的液体 ③不储存液体或进行反应

①仪器：托盘天平、烧杯、量筒、玻璃棒、容量瓶、胶头滴管

②步骤：计算→称量→溶解（静置）→转移→洗涤→定容→摇匀→装液贴签 ③误差分析

④稀释溶液：n 浓=n 稀

C 浓∙V 浓=C 稀∙V 稀

加水

30mL 0.5mol /L NaOH −−−→500mL NaOH 则C =?

n NaOH =n NaOH

C 1∙V 1=C 2∙V 2

0.5mol /L ⨯0.03L =C 2⨯0.5L ⇒C 2=0.03mol /L

加水

→1.0mol /L ，250mL H 2SO 4 则V =? −−−

18mol /L H 2SO 4

C 1∙V 1=C 2∙V 2

18mol /L ∙V 1=1.0mol /L ⨯0.25L ⇒V 1=0.014L

3、各个量之间的关系：

m n =N

n =

N A M V 标况 n = 22.4L /mol

4、阿伏伽德罗定律及其推论

（1）定律：同T 、P 下，相同体积的任何气体会有相同数目的粒子。（2）推论：(依据：PV=nRT，n=m/M，ρ=m/V)

①同T 、P 下，V 1/V2=n1/n2=N1/N2 ②同T 、P 下，ρ1/ρ2=M1/M2 ③同T 、V 下，P 1/P2= n1/n2 ④同T 、P 、V 下，m 1/m2= M1/M2 ⑤同T 、P 、m 下，V 1/V2= M2/M1

5、有关物质的量浓度的相关计算求稀释或浓缩溶液的物质的量浓度

对同一溶液的稀释或浓缩都存在着稀释或浓缩前后，溶质的物质的量或溶质的质量相等这一关系。

即：C 1V 1=C2V 2或V 1ρ1ω1％=V2ρ2ω2％式中C 为物质的量浓度，V 为体积，ρ为溶液密度。ω为质量分数。

求混合溶液的物质的量浓度

C 1V 1+ C2V 2=C总V 总即：混合前后溶质物质的量或质量不变。

质量分数W 与物质的量浓度C 的关系：C=1000ρW/M（其中ρ单位为g/cm）

W= S /(100+S)

C=[1000ρ S /(100+S)]/ M 7、一定物质的量浓度溶液的配制

以配制400ml,0.1mol/l碳酸钠溶液为例。

①步骤：

第四步：转移：将烧杯中的溶液沿玻璃棒小心地引流到500mL 容量瓶中。第五步：洗涤：用蒸馏水洗烧杯2—3次，并倒入容量瓶中。

第六步：定容：当往容量瓶里加蒸馏水时，距刻度线1－2cm 处停止，为避免加水的体积过

多，改用胶头滴管加蒸馏水到溶液的凹液面正好与刻度线相切，这个操作叫做定容。

第七步：摇匀：盖好瓶塞，上下颠倒、摇匀。

第八步：装瓶、贴签

（6）不能配制任意体积的一定物质的量浓度的溶液，这是因为容量瓶的容积是固定的，没有任意体积规格的容量瓶。

（7）溶液注入容量瓶前需恢复到室温，这是因为容量瓶受热易炸裂，同时溶液温度过高会使容量瓶膨胀影响溶液配制的精确度。

（9）如果加水定容时超出了刻度线，不能将超出部分再吸走，须应重新配制。

（10）如果摇匀时不小心洒出几滴，不能再加水至刻度，必须重新配制，这是因为所洒出的几滴溶液中含有溶质，会使所配制溶液的浓度偏低。

三、化学计量 ①物质的量

定义：表示一定数目微粒的集合体符号n 单位摩尔符号 mol

阿伏加德罗常数：0.012kgC-12中所含有的碳原子数。用NA 表示。约为6.02x10 微粒与物质的量。公式：n=

NA m M

②摩尔质量：单位物质的量的物质所具有的质量用M 表示单位：g/mol 数值上等于该物质的分子量。质量与物质的量公式：n=

溶液稀释规律 C（浓）×V （浓）=C（稀）×V （稀）

第二章化学物质及其变化

第一节物质的分类

1、掌握两种常见的分类方法： 2、分散系及其分类：

（1）分散系组成：分散剂和分散质，按照分散质和分散剂所处的状态，分散系可以有9种组合方式。

（2）当分散剂为液体时，根据分散质粒子大小可以将分散系分为溶液、胶体、浊液。

下面比较几种分散系的不同：

如：烟、云、雾等的分散剂为气体，这样的胶体叫做气溶胶；AgI 溶胶、Fe (OH ) 3溶胶、

Al (OH ) 3溶胶，其分散剂为水，分散剂为液体的胶体叫做液溶胶；有色玻璃、烟水晶均以

固体为分散剂，这样的胶体叫做固溶胶。

3、胶体：

（1）常见胶体：Fe(OH)3胶体、Al(OH)3胶体、血液、豆浆、淀粉溶液、蛋白质溶液、有色玻璃、墨水等。

（2）胶体的特性：能产生丁达尔效应。区别胶体与其他分散系常用方法丁达尔效应。

胶体与其他分散系的是分散质粒子大小。

（3）Fe(OH)3胶体的制备方法：将饱和FeCl 3溶液滴入沸水中，继续加热至体系呈红褐色，停止加热，得Fe(OH)3胶体。

第二节离子反应

一、电解质和非电解质

电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。．

1非电解质：在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物。．（如：酒精[乙醇]、蔗糖、SO 2、SO 3、NH 3、CO 2等是非电解质。）

（1）电解质和非电解质都是化合物，单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。（2）酸、碱、盐和水都是电解质（特殊：盐酸是电解质溶液）。

（3）能导电的物质不一定是电解质。能导电的物质：电解质溶液、熔融的碱和盐、金属单质和石墨。

电解质需在水溶液里或熔融状态下才能导电。固态电解质(如：NaCl 晶体) 不导电，液态酸(如：液态HCl) 不导电。

2、溶液能够导电的原因：有能够自由移动的离子。

3、电离方程式：要注意配平，原子个数守恒，电荷数守恒。如：Al 2(SO4) 3＝2Al 3＋3SO 42

＋

二、离子反应：

1、离子反应发生的条件：

离子反应发生条件：生成沉淀、生成气体、水。 2、离子方程式的书写：（写、拆、删、查）

• 第一步：写（基础）写出正确的化学方程式。（要注意配平）

例如:CuSO4+BaCl2=BaSO4↓+CuCl2

第二步：拆（关键）把易溶、易电离的强电解质（易容的盐、强酸、强碱）拆成离子形式

＋－＋－

（难溶、难电离的以及气体等仍用化学式表示） Cu 2＋SO 42＋Ba 2＋2Cl ＝BaSO 4↓＋Cu 2＋－＋2Cl

第三步：删（途径）删去两边不参加反应的离子（价态不变和存在形式不变的离子） Ba 2+ + SO42 = BaSO 4↓

－

第四步：查（保证）检查书写离子方程式等式两边是否原子个数守恒、电荷数守恒。（质量守恒、电荷守恒）Ba 2+ + SO42 = BaSO 4↓

※离子方程式的书写注意事项:

1. 非电解质、弱电解质、难溶于水的物质，气体在反应物、生成物中出现，均写成化学式或分式。

4. 浓H 2SO4作为反应物和固体反应时，浓H2SO4写成化学式。 5.H 3PO 4中强酸，在写离子方程式时按弱酸处理，写成化学式。

－

★ 常见易溶的强电解质有：三大强酸（H 2SO 4、HCl 、HNO 3），四大强碱[NaOH、KOH 、Ba(OH)2、Ca(OH)2

（澄清石灰水拆，石灰乳不拆）]，可溶性盐，这些物质拆成离子形式，其他物质一律保留化学式。

★3、离子方程式正误判断：（看几看）

①看是否符合反应事实(能不能发生反应，反应物、生成物对不对) 。 ②看是否可拆。

③看是否配平（原子个数守恒，电荷数守恒）。 ④看“＝”“ ”“↑”“↓”是否应用恰当。 ★ 4、离子共存问题

凡是能发生反应的离子之间或在水溶液中水解相互促进的离子之间不能大量共存（注意不是完全不能共存，而是不能大量共存）一般规律是：

碳族有：CH 3COO -、CO 32-、HCO 32-、SiO 32- 3、与OH -不能大量共存的离子有：

NH 42+和HS -、HSO 3-、HCO 3-等弱酸的酸式酸根离子以及弱碱的简单阳离子（比如：Cu 2+、Al 3+、Fe 3+、Fe 2+、Mg 2+等等）

4、能相互发生氧化还原反应的离子不能大量共存：

常见还原性较强的离子有:Fe3+、S 2-、I -、SO 32-。

氧化性较强的离子有：Fe 3+、ClO -、MnO 4-、Cr 2O 72-、NO 3-

学习离子能否共存时，应从以下几个方面去考虑：

第三节氧化还原反应

一、氧化还原反应

①、氧化反应：元素化合价升高的反应还原反应：元素化合价降低的反应

氧化还原反应：凡有元素化合价升降的化学反应就是

氧化还原反应的本质：有电子转移（包括电子的得失或偏移）。氧化还原反应的特征：有元素化合价升降。

口诀：失电子，化合价升高，被氧化（氧化反应），还原剂；．．．

得电子，化合价降低，被还原（还原反应），氧化剂；．．．氧化剂和还原剂(反应物)

二、氧化性、还原性强弱的判断

（1）根据氧化还原反应方程式在同一氧化还原反应中，

氧化性：氧化剂＞氧化产物；还原性：还原剂＞还原产物

三、如果使元素化合价升高，即要使它被氧化，要加入氧化剂才能实现；如果使元素化合价降低，即要使它被还原，要加入还原剂才能实现；

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