高中化學必修一知識要點總結

學習必修一的化學，很多知識點都很難記憶，總是記了又忘。因此，我們在記憶的過程中要不斷總結規律，提高學習效率。下面是本站小編為大家整理的高中化學重要的知識點，希望對大家有用!

離子反應

1、離子反應發生的條件

(1)生成沉澱

既有溶液中的離子直接結合為沉澱，又有沉澱的轉化。

(2)生成弱電解質

主要是H+與弱酸根生成弱酸，或OH-與弱鹼陽離子生成弱鹼，或H+與OH-生成H2O。

(3)生成氣體

生成弱酸時，很多弱酸能分解生成氣體。

(4)發生氧化還原反應

強氧化性的離子與強還原性離子易發生氧化還原反應，且大多在酸性條件下發生。

2、離子反應能否進行的理論判據

(1)根據焓變與熵變判據

對ΔH-TΔS<0的離子反應，室温下都能自發進行。

(2)根據平衡常數判據

離子反應的平衡常數很大時，表明反應的趨勢很大。

3、離子反應的`應用

(1)判斷溶液中離子能否大量共存

相互間能發生反應的離子不能大量共存，注意題目中的隱含條件。

(2)用於物質的定性檢驗

根據離子的特性反應，主要是沉澱的顏色或氣體的生成，定性檢驗特徵性離子。

(3)用於離子的定量計算

常見的有酸鹼中和滴定法、氧化還原滴定法。

(4)生活中常見的離子反應。

硬水的形成及軟化涉及到的離子反應較多，主要有：

Ca2+、Mg2+的形成。

CaCO3+CO2+H2O=Ca2++2HCO3-

MgCO3+CO2+H2O=Mg2++2HCO3-

加熱煮沸法降低水的硬度：

Ca2++2HCO3-=CaCO3↓+CO2↑+H2O

Mg2++2HCO3-=MgCO3↓+CO2↑+H2O

或加入Na2CO3軟化硬水：

Ca2++CO32-=CaCO3↓，Mg2++CO32-=MgCO3↓

澱溶解平衡

1、沉澱溶解平衡與溶度積

(1)概念

當固體溶於水時，固體溶於水的速率和離子結合為固體的速率相等時，固體的溶解與沉澱的生成達到平衡狀態，稱為沉澱溶解平衡。其平衡常數叫做溶度積常數，簡稱溶度積，用Ksp表示。

PbI2(s)⇌Pb2+(aq)+2I-(aq)

Ksp=[Pb2+][I-]2=7.1×10-9mol3·L-3

(2)溶度積Ksp的特點

Ksp只與難溶電解質的性質和温度有關，與沉澱的量無關，且溶液中離子濃度的變化能引起平衡移動，但並不改變溶度積。

Ksp反映了難溶電解質在水中的溶解能力。

2、沉澱溶解平衡的應用

(1)沉澱的溶解與生成

根據濃度商Qc與溶度積Ksp的大小比較，規則如下：

Qc=Ksp時，處於沉澱溶解平衡狀態。

Qc>Ksp時，溶液中的離子結合為沉澱至平衡。

Qc

(2)沉澱的轉化

根據溶度積的大小，可以將溶度積大的沉澱可轉化為溶度積更小的沉澱，這叫做沉澱的轉化。沉澱轉化實質為沉澱溶解平衡的移動。

1、電解的原理

(1)電解的概念：

在直流電作用下，電解質在兩上電極上分別發生氧化反應和還原反應的過程叫做電解。電能轉化為化學能的裝置叫做電解池。

(2)電極反應：以電解熔融的NaCl為例：

陽極：與電源正極相連的電極稱為陽極，陽極發生氧化反應：2Cl-→Cl2↑+2e-。

陰極：與電源負極相連的電極稱為陰極，陰極發生還原反應：Na++e-→Na。

總方程式：2NaCl(熔)=(電解)2Na+Cl2↑

2、電解原理的應用

(1)電解食鹽水製備燒鹼、氯氣和氫氣。

陽極：2Cl-→Cl2+2e-

陰極：2H++e-→H2↑

(2)銅的電解精煉。

粗銅(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)為陽極，精銅為陰極，CuSO4溶液為電解質溶液。

陽極反應：Cu→Cu2++2e-，還發生幾個副反應

Zn→Zn2++2e-;Ni→Ni2++2e-

Fe→Fe2++2e-

Au、Ag、Pt等不反應，沉積在電解池底部形成陽極泥。

陰極反應：Cu2++2e-→Cu

(3)電鍍：以鐵表面鍍銅為例

待鍍金屬Fe為陰極，鍍層金屬Cu為陽極，CuSO4溶液為電解質溶液。

陽極反應：Cu→Cu2++2e-

陰極反應： Cu2++2e-→Cu

3、金屬的腐蝕與防護

(1)金屬腐蝕

金屬表面與周圍物質發生化學反應或因電化學作用而遭到破壞的過程稱為金屬腐蝕。

(2)金屬腐蝕的電化學原理。

生鐵中含有碳，遇有雨水可形成原電池，鐵為負極，電極反應為：Fe→Fe2++2e-。水膜中溶解的氧氣被還原，正極反應為：O2+2H2O+4e-→4OH-，該腐蝕為“吸氧腐蝕”，總反應為：2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2，Fe(OH)2又立即被氧化：4Fe(OH)2+2H2O+O2=4Fe(OH)3，Fe(OH)3分解轉化為鐵鏽。若水膜在酸度較高的環境下，正極反應為：2H++2e-→H2↑，該腐蝕稱為“析氫腐蝕”。

(3)金屬的防護