資源簡介

專題1　化學家眼中的物質世界 知識點
物質的分類及轉化
物質的分類（可按組成、狀態、性能等來分類）
物質的轉化（反應）類型
四種基本反應類型：化合反應，分解反應，置換反應，復分解反應
氧化還原反應和四種基本反應類型的關系
氧化還原反應
1.氧化還原反應：有電子轉移的反應
2. 氧化還原反應 實質：電子發生轉移
判斷依據：元素化合價發生變化
氧化還原反應中概念及其相互關系如下：
失去電子——化合價升高——被氧化（發生氧化反應）——是還原劑（有還原性）
得到電子——化合價降低——被還原（發生還原反應）——是氧化劑（有氧化性）
氧化還原反應中電子轉移的表示方法
雙線橋法表示電子轉移的方向和數目
　　　
注意：a.“e-”表示電子。
b.雙線橋法表示時箭頭從反應物指向生成物，箭頭起止為同一種元素，
應標出“得”與“失”及得失電子的總數。
c．失去電子的反應物是還原劑，得到電子的反應物是氧化劑
d．被氧化得到的產物是氧化產物，被還原得到的產物是還原產物
氧化性、還原性強弱的判斷
（１）通過氧化還原反應比較：氧化劑 + 還原劑 → 氧化產物　＋　還原產物
　　　氧化性：氧化劑 > 氧化產物
還原性：還原劑 > 還原產物
（2）從元素化合價考慮：
最高價態——只有氧化性，如Fe3+、H2SO4、KMnO4等；
中間價態——既具有氧化性又有還原性，如Fe2+、S、Cl2等；
最低價態——只有還原性，如金屬單質、Cl-、S2-等。
（3）根據其活潑性判斷：
①根據金屬活潑性：
對應單質的還原性逐漸減弱
K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au
對應的陽離子氧化性逐漸增強
②根據非金屬活潑性:
對應單質的氧化性逐漸減弱
Cl2 Br2 I2 S
對應的陰離子還原性逐漸增強
(4) 根據反應條件進行判斷：
不同氧化劑氧化同一還原劑，所需反應條件越低，表明氧化劑的氧化劑越強；不同還原劑還原同一氧化劑，所需反應條件越低，表明還原劑的還原性越強。
如：2KMnO4 + 16HCl (濃) = 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2↑ + 8H2O
MnO2 + 4HCl(濃) =△= MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O
前者常溫下反應，后者微熱條件下反應，故物質氧化性：KMnO4 > MnO2
(5) 通過與同一物質反應的產物比較：
如：2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3 Fe + S = FeS 可得氧化性 Cl2 > S
離子反應
（1）電解質：在水溶液中或熔化狀態下能導電的化合物,叫電解質。酸、堿、鹽都是電解質。在水溶液中或熔化狀態下都不能導電的化合物，叫非電解質。
注意：①電解質、非電解質都是化合物，不同之處是在水溶液中或融化狀態下能否導電。②電解質的導電是有條件的：電解質必須在水溶液中或熔化狀態下才能導電。③能導電的物質并不全部是電解質：如銅、鋁、石墨等。④非金屬氧化物（SO2、SO3、CO2）、大部分的有機物為非電解質。
（2）離子方程式：用實際參加反應的離子符號來表示反應的式子。它不僅表示一個具體的化學反應，而且表示同一類型的離子反應。
復分解反應這類離子反應發生的條件是：生成沉淀、氣體或水。
離子方程式書寫方法：
寫：寫出反應的化學方程式
拆：把易溶于水、易電離的物質拆寫成離子形式
刪：將不參加反應的離子從方程式兩端刪去
查：查方程式兩端原子個數和電荷數是否相等
（3）離子共存問題
所謂離子在同一溶液中能大量共存，就是指離子之間不發生任何反應；若離子之間能發生反應，則不能大量共存。
溶液的顏色如無色溶液應排除有色離子：Fe2＋、Fe3＋、Cu2＋、MnO4-
2、結合生成難溶物質的離子不能大量共存:如Ba2＋和SO42-、Ag＋和Cl-、Ca2＋和CO32-、Mg2＋和OH-等
3、結合生成氣體或易揮發性物質的離子不能大量共存：如H＋和C O 32-,HCO3-,SO32-，OH-和NH4＋等
4、結合生成難電離物質（水）的離子不能大量共存：如H＋和OH-，OH-和HCO3-等。
5、發生氧化還原反應：如Fe3＋與S2-、I-，Fe2+與NO3-（H+）等
6、發生絡合反應：如Fe3＋與SCN-
（4）離子方程式正誤判斷（六看）
一、看反應是否符合事實：主要看反應能否進行或反應產物是否正確
二、看能否寫出離子方程式：純固體之間的反應不能寫離子方程式
三、看化學用語是否正確：化學式、離子符號、沉淀、氣體符號、等號等書寫是否符合事實
四、看離子配比是否正確
五、看原子個數、電荷數是否守恒
六、看與量有關的反應表達式是否正確（過量、適量）
物質的量
1、 物質的量是一個物理量，符號為 n，單位為摩爾(mol)
2、 1 mol粒子的數目是0.012 kg 12C中所含的碳原子數目，約為6.02×1023個。
3、 1 mol粒子的數目又叫阿伏加德羅常數，符號為NA，單位mol－1。
4、 使用摩爾時，必須指明粒子的種類，可以是分子、原子、離子、電子等。
5.、數學表達式 :n
摩爾質量
1、定義：1mol任何物質的質量，稱為該物質的摩爾質量。符號：M表示，常用單位為g/mol
2、數學表達式：n = m/M
3、數值：當物質的質量以g為單位時，其在數值上等于該物質的相對原子質量或相對分子質量.
物質的聚集狀態
1、影響物質體積的因素：微粒的數目、微粒的大小和微粒間的距離。
固、液體影響體積因素主要為微粒的數目和微粒的大小；氣體主要是微粒的數目和微粒間的距離。
2、氣體摩爾體積
單位物質的量的氣體所占的體積。符號：Vm表達式：Vm= ；單位：L·mol-1
在標準狀況(0oC,101KPa)下，1 mol任何氣體的體積都約是22.4 L，即標準狀況下，氣體摩爾體積為22.4L/mol。
補充：①ρ標=M/22.4 → ρ1/ρ2＝ M1 / M2
②阿佛加德羅定律：V1/V2＝n1/n2＝N1/N2
物質的量在化學實驗中的應用
1.物質的量濃度.
（1）定義：以單位體積溶液里所含溶質B的物質的量來表示溶液組成的物理量，叫做溶質B的物質的濃度。
（2）單位：mol/L
（3）物質的量濃度 ＝ 溶質的物質的量/溶液的體積 CB = nB/V液
注意點：①溶液物質的量濃度與其溶液的體積沒有任何關系
②溶液稀釋：C(濃溶液)?V(濃溶液) =C(稀溶液)?V(稀溶液)
2.一定物質的量濃度的配制
（1）基本原理:根據欲配制溶液的體積和溶質的物質的量濃度，用有關物質的量濃度計算的方法，求出所需溶質的質量或體積，在容器內將溶質用溶劑稀釋為規定的體積,就得欲配制得溶液.
（2）主要操作
1、檢驗是否漏水.
2、配制溶液
1計算.2稱量（或量取）.3溶解.4轉移.5洗滌.6定容.7搖勻.8貯存溶液.
所需儀器：托盤天平、燒杯、玻璃棒、膠頭滴管、容量瓶
注意事項：
A 選用與欲配制溶液體積相同的容量瓶.
B 使用前必須檢查是否漏水.
C 不能在容量瓶內直接溶解.
D 溶解完的溶液等冷卻至室溫時再轉移.
E 定容時，當液面離刻度線1―2cm時改用滴管，以平視法觀察加水至液面最低處與刻度相切為止.
（3）誤差分析：
可能儀器誤差的操作 過程分析 對溶液濃度的影響
m V
稱量NaOH時間過長或用紙片稱取 減小 —— 偏低
移液前容量瓶內有少量的水 不變 不變 不變
向容量瓶轉移液體時少量流出 減小 —— 偏低
未洗滌燒杯、玻璃棒或未將洗液轉移至容量瓶 減小 —— 偏低
未冷卻至室溫就移液 —— 減小 偏高
定容時，水加多后用滴管吸出 減小 —— 偏低
定容搖勻時液面下降再加水 —— 增大 偏低
定容時俯視讀數 —— 減小 偏高
定容時仰視讀數 —— 增大 偏低
物質的分散系
1．分散系：一種（或幾種）物質的微粒分散到另一種物質里形成的混合物。
分類（根據分散質粒子直徑大小）：溶液（小于10-9m 〉、膠體（10-9~10-7m）
濁液（大于10-7m）
2．膠體：
（1）概念：分散質微粒直徑大小在10-9~10-7m之間的分散系。
（2）性質：①丁達爾現象（用聚光手電筒照射膠體時，可以看到在膠體中出現一條光亮的“通路”，這是膠體的丁達爾現象。）
②凝聚作用（吸附水中的懸浮顆粒）
3、氫氧化鐵膠體的制備
將飽和的FeCl3溶液逐滴滴入沸水中 FeCl3 + 3H2O =△= Fe(OH)3(膠體) + 3HCl
物質的分離與提純
分離和提純的方法 分離的物質 應注意的事項 應用舉例
過濾 用于固液混合的分離 一貼、二低、三靠 如粗鹽的提純
蒸餾 提純或分離沸點不同的液體混合物 防止液體暴沸，溫度計水銀球的位置，如石油的蒸餾中冷凝管中水的流向 如石油的蒸餾
萃取 利用溶質在互不相溶的溶劑里的溶解度不同，用一種溶劑把溶質從它與另一種溶劑所組成的溶液中提取出來的方法 選擇的萃取劑應符合下列要求：和原溶液中的溶劑互不相溶；對溶質的溶解度要遠大于原溶劑 用四氯化碳萃取溴水里的溴、碘
分液 分離互不相溶的液體 打開上端活塞或使活塞上的凹槽與漏斗上的水孔，使漏斗內外空氣相通。打開活塞，使下層液體慢慢流出，及時關閉活塞，上層液體由上端倒出 如用四氯化碳萃取溴水里的溴、碘后再分液
蒸發和結晶 用來分離和提純幾種可溶性固體的混合物 加熱蒸發皿使溶液蒸發時，要用玻璃棒不斷攪動溶液；當蒸發皿中出現較多的固體時，即停止加熱 分離NaCl和KNO3混合物
常見物質的檢驗 略
原子的構成
表示質量數為A、質子數為Z的具體的X原子。
質量數（A）=質子數（Z）+中子數（N）
原子序數 = 核電荷數 = 質子數 = 核外電子數
要求掌握1——20號原子的結構示意圖
同位素：質子數相同、質量數（中子數）不同的原子（核素）互為同位素——會判斷
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