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安徽高一化學(xué)課本內(nèi)容篇一
1.強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)
①融化狀態(tài)下能否導(dǎo)電。②電解質(zhì)的導(dǎo)電是有條件的：電解質(zhì)必須在水溶液中或熔化狀態(tài)下才能導(dǎo)電。③能導(dǎo)電的物質(zhì)并不全部是電解質(zhì)：如銅、鋁、石墨等。④非金屬氧化物(so2、so3、co2)、大部分的有機(jī)物為非電解質(zhì)。⑤電解質(zhì)溶液中，陽(yáng)離子所帶正電荷總數(shù)與陰離子所帶負(fù)電荷總數(shù)相等，股顯電中性，稱電荷守恒。
(2)強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)
(1)離子反應(yīng)
a.定義：有離子參加或有離子生成的反應(yīng)稱為離子反應(yīng)。指在水溶液中有電解質(zhì)參加的一類反應(yīng)。
b.本質(zhì)：溶液中某些離子能相互作用，使這些離子的濃度減小。
c.、離子反應(yīng)分類與發(fā)生條件：
間的某個(gè)反應(yīng)，而且可以表示同一類型的離子反應(yīng)。
書寫步驟：
“一寫”：首先以客觀事實(shí)為依據(jù)寫出反應(yīng)的化學(xué)方程式;“二改”：把易溶于水、易電離物質(zhì)改寫成離子形式(最關(guān)鍵的一步)：
“三刪”：刪去方程式兩邊未參加反應(yīng)的離子;
“四查”：檢查離子方程式兩邊各元素的原子個(gè)數(shù)和電荷總數(shù)是否相等。
3.離子共存
所謂離子在同一溶液中能大量共存，就是指離子之間不發(fā)生任何反應(yīng);若離子之間能發(fā)生反應(yīng)，則不能大量共存。
(1)結(jié)合生成難溶物質(zhì)的離子不能大量共存:如ba2+和so42-、ag+和cl-、ca2+和co32-、mg2+和oh-等
(2)結(jié)合生成氣體或易揮發(fā)性物質(zhì)的離子不能大量共存：如h+和co32-,hco3-,so32-，oh-和nh4+等
(3)結(jié)合生成難電離物質(zhì)(水)的離子不能大量共存：如h+和oh-、ch3coo-，oh-和hco3-等。
(4)發(fā)生氧化還原反應(yīng)、水解反應(yīng)的離子不能大量共存(待學(xué))注意：題干中的條件：如無(wú)色溶液應(yīng)排除有色離子：fe2+、fe3+、cu2+、mno4-等離子，酸性(或堿性)則應(yīng)考慮所給離子組外，還有大量的h+(或oh-)。
安徽高一化學(xué)課本內(nèi)容篇二
一、物質(zhì)的分類
1、常見(jiàn)的物質(zhì)分類法是樹狀分類法和交叉分類法。
2、混合物按分散系大小分為溶液、膠體和濁液三種，中間大小分散質(zhì)直徑大小為1nm—100nm之間，這種分散系處于介穩(wěn)狀態(tài)，膠粒帶電荷是該分散系較穩(wěn)定的主要原因。
3、濁液用靜置觀察法先鑒別出來(lái)，溶液和膠體用丁達(dá)爾現(xiàn)象鑒別。
當(dāng)光束通過(guò)膠體時(shí)，垂直方向可以看到一條光亮的通路，這是由于膠體粒子對(duì)光線散射形成的。
4、膠體粒子能通過(guò)濾紙，不能通過(guò)半透膜，所以用半透膜可以分離提純出膠體，這種方法叫做滲析。
5、在25ml沸水中滴加5—6滴fecl3飽和溶液，煮沸至紅褐色，即制得fe(oh)3膠體溶液。該膠體粒子帶正電荷，在電場(chǎng)力作用下向陰極移動(dòng)，從而該極顏色變深，另一極顏色變淺，這種現(xiàn)象叫做電泳。
二、離子反應(yīng)
1、常見(jiàn)的電解質(zhì)指酸、堿、鹽、水和金屬氧化物，它們?cè)谌苡谒蛉廴跁r(shí)都能電離出自由移動(dòng)的離子，從而可以導(dǎo)電。
2、非電解質(zhì)指電解質(zhì)以外的化合物(如非金屬氧化物，氮化物、有機(jī)物等);單質(zhì)和溶液既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)。
3、在水溶液或熔融狀態(tài)下有電解質(zhì)參與的反應(yīng)叫離子反應(yīng)。
4、強(qiáng)酸(hcl、h2so4、hno3)、強(qiáng)堿(naoh、koh、ba(oh)2)和大多數(shù)鹽(nacl、baso4、na2co3、nahso4)溶于水都完全電離，所以電離方程式中間用“==”。
5、用實(shí)際參加反應(yīng)的離子符號(hào)來(lái)表示反應(yīng)的式子叫離子方程式。
在正確書寫化學(xué)方程式基礎(chǔ)上可以把強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、可溶性鹽寫成離子方程式，其他不能寫成離子形式。
6、復(fù)分解反應(yīng)進(jìn)行的條件是至少有沉淀、氣體和水之一生成。
7、離子方程式正誤判斷主要含
①符合事實(shí)
②滿足守恒(質(zhì)量守恒、電荷守恒、得失電子守恒)
③拆分正確(強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、可溶鹽可拆)
④配比正確(量的多少比例不同)。
8、常見(jiàn)不能大量共存的離子：
①發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)(沉淀、氣體、水或難電離的酸或堿生成)
②發(fā)生氧化還原反應(yīng)(mno4-、clo-、h++no3-、fe3+與s2-、hs-、so32-、fe2+、i-)
③絡(luò)合反應(yīng)(fe3+、fe2+與scn-)
④注意隱含條件的限制(顏色、酸堿性等)。
三、氧化還原反應(yīng)
1、氧化還原反應(yīng)的本質(zhì)是有電子的轉(zhuǎn)移，氧化還原反應(yīng)的特征是有化合價(jià)的升降。
2、失去電子(偏離電子)→化合價(jià)升高→被氧化→是還原劑;升價(jià)后生成氧化產(chǎn)物。還原劑具有還原性。
得到電子(偏向電子)→化合價(jià)降低→被還原→是氧化劑;降價(jià)后生成還原產(chǎn)物，氧化劑具有氧化性。
3、常見(jiàn)氧化劑有：cl2、o2、濃h2so4、hno3、kmno4(h+)、h2o2、clo-、fecl3等，
常見(jiàn)還原劑有：al、zn、fe;c、h2、co、so2、h2s;so32-、s2-、i-、fe2+等
4、氧化還原強(qiáng)弱判斷法
①知反應(yīng)方向就知道“一組強(qiáng)弱”
②金屬或非金屬單質(zhì)越活潑對(duì)應(yīng)的離子越不活潑(即金屬離子氧化性越弱、非金屬離子還原性越弱)
③濃度、溫度、氧化或還原程度等也可以判斷(越容易氧化或還原則對(duì)應(yīng)能力越強(qiáng))。
安徽高一化學(xué)課本內(nèi)容篇三
1、概念
可逆反應(yīng)中舊化學(xué)平衡的破壞、新化學(xué)平衡的建立，由原平衡狀態(tài)向新化學(xué)平衡狀態(tài)的轉(zhuǎn)化過(guò)程，稱為化學(xué)平衡的移動(dòng)。
2、化學(xué)平衡移動(dòng)與化學(xué)反應(yīng)速率的關(guān)系
(1)v正>v逆：平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)。
(2)v正=v逆：反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)，不發(fā)生平衡移動(dòng)。
(3)v正
3、影響化學(xué)平衡的因素
4、“惰性氣體”對(duì)化學(xué)平衡的影響
①恒溫、恒容條件
原平衡體系
體系總壓強(qiáng)增大―→體系中各組分的濃度不變―→平衡不移動(dòng)。
②恒溫、恒壓條件
原平衡體系
容器容積增大，各反應(yīng)氣體的分壓減小―→體系中各組分的濃度同倍數(shù)減小
5、勒夏特列原理
定義：如果改變影響平衡的一個(gè)條件(如c、p或t等)，平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動(dòng)。
原理適用的范圍：已達(dá)平衡的體系、所有的平衡狀態(tài)(如溶解平衡、化學(xué)平衡、電離平衡、水解平衡等)和只限于改變影響平衡的一個(gè)條件。
勒夏特列原理中“減弱這種改變”的解釋：外界條件改變使平衡發(fā)生移動(dòng)的結(jié)果，是減弱對(duì)這種條件的改變，而不是抵消這種改變，也就是說(shuō)：外界因素對(duì)平衡體系的影響占主要方面。
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