必修1知识点总结

专题一 化学计量一、物质的量、 气体摩尔体积及阿伏加德罗常数： 1﹑物质的量（n ）：表示含有一定数目粒子的集合体的物理量 注：专有名词，表示微观粒子 单位：摩尔（mol ），简称为摩 规定0.012kg 12C 中所含碳原子数为1mol计算公式：AN Nn =2﹑摩尔质量(M)：单位物质的量的物质所具有的质量 单位：g/mol 或 g ﹒mol -1计算公式：M mn =混合气体的平均摩尔质量：M =m 总n 总3、阿伏加德罗常数（N A ）：表示1mol 任何粒子所含粒子数目的多少 计算公式：N A = N n单位：mol -1物质的量是以阿伏加德罗常数来计量的，0.012kg 碳-12所含的碳原子数就是阿伏加德罗常数（N A ），是准确值，6.02×1023是它的近似值,不是阿伏伽德罗常数，阿伏加德罗常数是有单位的，不是纯数。

注意：叙述有多少个微粒或定义物质的量时一般用“阿伏加德罗常数”，在近似计算有多少个微粒时常取6.02×1023。

物质的量是四个量的换算中心，因此要“见量化摩”。

小结：注意：（1）某些物质分子中原子的个数：稀有气体为单原子分子、臭氧为三原子分子：O3、而白磷分子中则含有4个磷原子：P4。

（2）一些物质结构中化学键的数目：SiO2中共价键的数目等于Si的数目的4倍； CH4中共价键的数目等于C数目的4倍；1molP4分子中含有6 mol 共价键。

（3）特殊物质的摩尔质量：D2O的摩尔质量为20g·mol-1；18O2的摩尔质量为36g·mol-1。

（4）特殊物质在发生氧化还原反应得失电子数目的情况：1mol Na2O2只做氧化剂时得到2 mol电子，若既做氧化剂又做还原剂则转移1mol电子。

1mol Fe 与强氧化剂（Cl2、硝酸等）反应时，失去3mol电子，若与弱氧化剂反应则失去2mol电子。

二﹑气体摩尔体积1﹑物质体积大小决定于：微粒的个数、微粒本身的大小、微粒间的间隔气体体积大小的决定因素：微粒的个数、微粒间的间隔固体、液体体积大小的决定因素：微粒的个数、微粒本身的大小任何状态的物质体积都与物质的量成正比2﹑气体摩尔体积(Vm)：单位物质的量的气体所占的体积单位：L/mol 或 L ﹒mol -1标况下V m ≈22.4 L ﹒mol -1 , 常温常压下V m ≈24.5L ﹒mol -1计算公式： m V Vn =3、在求算气体摩尔质量时，通常采用的方法是：1、标准状况下的密度法：M =22.4L/mol×ρ(g/L)；2、相对密度法：D=2121M M =ρρM 1=D ×M 2 如对①H 2：M 1=ρ(对氢气)×2. ②对空气：M 1=ρ(对空气)×29 3、体积分数法M 混=M 1V 1% + M 2V 2% + M 3V 3%+……。

M 1、M 2 、M 3 为各气体的摩尔质量，V 3%为气体的体积分数或者物质的量分数易错点讲解：(1).状况：一定量的气体的体积是随着温度和压强等条件的改变而改变的。

只有在同温、同压的条件下，这时含有相同分子数目的气体才会占有相同的体积。

标准状况是指温度为0℃、压强为101.325kPa 时的状况，处在标准状况下的1mol 任何气体，都含有相同数目的分子，因而也就占有相同的体积，且都约为22.4L 。

不处在标准状况下的1mol 任何气体虽然体积也相等，但不一定是22.4L 。

气体摩尔体积是22.4L/mol 时也可以是非标准状况；常温下气体摩尔体积约为24.5L/mol ，大于标况气体摩尔体积；(2) “两个前提”：在应用V m ＝22.4 L·mol －1时，一定要符合“标准状况”和“气态”这两个前提条件(混合气体也适用)。

（3） 物质的状态：水、CCl 4 、HF 、SO 3 、戊烷、酒精、标准状况下含碳原子数大于4的烃在标准状态下不是气态；SO 3在标准状况下是固态，在常温常压下是液态； 甲醛、一氯甲烷及含碳原子4个及以下的烃标况下是气态，新戊烷常温是气态，标况是液态。

三、阿伏加德罗定律1.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注意：①使用范围：气体，可以是混合气体；②使用条件：同温、同压、同体积；③特例：气体摩尔体积，即“三同定一同”，数学表达式：PV=nRT2.高频推论：用n 表示物质的量，V 表示体积，P 表示压强，M 表示摩尔质量，ρ表示密度，N 表示微粒个数①同温同压：212121n n N N V V ==②同温同体积：2121n n P P = ③同温同压：2121M M =ρρ经常用于计算填空的两个推论： ④同质量的任何状态物质：n2n1=M1M2（物质的量与摩尔质量成反比），对于气体可以延伸出V2V1=M1M2（体积与摩尔质量成反比）⑤同温同压同体积的气体：质量与摩尔质量成正比2121m m M M = 四﹑物质的量浓度1. 概念：以单位体积溶液里所含溶质的物质的量来表示溶液浓度的物理量。

2. 符号：c单位：摩/升（mol/L ） 或 mol ﹒L -1 3. 计算公式A n m N c V MV N V===4. 注意：1) 单位体积为溶液的体积，不是溶剂的体积；2) 溶质所用物质的量必须要与浓度表示对象一致，离子的物质的量浓度之比等于化学式的角标之比；5．一定物质的量浓度溶液的配制 （1）原理: c (B)＝n (B)V (B)（2）仪器：容量瓶、胶头滴管、玻璃棒、量筒、烧杯、托盘天平 （3）实验步骤：计算、称量(量取)、溶解、冷却、转移（转移溶液用玻璃棒）、洗涤（水的用量：2-3次）、混合均匀、定容（1—2cm 用滴管）、摇匀、静置、装瓶贴签 6．容量瓶使用注意事项容量瓶身上的三要素（1）按所配溶液的体积选择合适规格的容量瓶选择容量瓶必须指明规格，其规格应与所配溶液的体积相等。

如果不等，应选择略大于此体积的容量瓶，例如配制500 mL1 mol·L－1的NaCl溶液应选择500 mL 容量瓶，若需要480 mL上述溶液，因无480 mL容量瓶，也选择500 mL容量瓶，计算所需溶质按500 mL溶液计算，不能按480mL计算。

（2）容量瓶使用前一定要检验是否漏液方法是：向容量瓶中注入少量水，塞紧玻璃塞，用手指按住瓶塞，另一只手按住瓶底倒转容量瓶，一段时间后观察瓶塞处是否有液体渗出，若无液体渗出，将其放正，把玻璃塞旋转180°，再倒转观察（3）不能将固体或浓溶液直接在容量瓶中溶解或稀释，容量瓶不能作反应器，不能加热，也不能久贮溶液。

（4）配制好的溶液应及时转移到试剂瓶中，并贴上标签。

（五）由定容过程引起的误差15.例：定容时，加水超过刻度线，用胶头滴管吸取多余的液体至刻度线。

分析：偏小。

当液面超过刻度线时，溶液浓度已经偏小。

遇到这种情况，只有重新配制溶液。

16．定容后多加蒸馏水。

例：定容摇匀后，发现液面下降，继续加水至刻度线。

分析：偏小。

容量瓶摇匀后发现液面下降是因为极少量的溶液润湿磨口，不会引起溶液浓度的改变。

此时加水会引起浓度偏小。

17.定容时视线不平视。

例：定容时仰视。

分析：偏低。

定容时仰视，容量瓶内液面最低点高于刻度线，使浓度偏小；反之，俯视时，容量瓶内液面最低点低于刻度线，使浓度偏大。

隐性考点1．稀释定律: 溶液的稀释与混合a. 溶液的稀释定律由溶质的质量稀释前后不变有： m浓×ω浓%=m 稀×ω稀%由溶质稀释前后物质的量不变有： c 浓×V 浓=c 稀×V 稀b. 溶液在稀释或混合时，溶液的总体积不一定是二者混合的体积之和。

如给出溶液混合后的密度，应根据质量和密度求体积。

但若为稀溶液，体积可以加起来，进行近似计算c. 物质的量浓度C 与溶质质量分数ω%的换算(ρ为该溶液的密度，单位g/mL) :M c %1000ρω=同一溶质不同浓度的溶液混合后溶质质量分数的判断方法：设溶质质量分数分别为w 1和w 2的两溶液混合后所得溶液溶质的质量分数为w 。

(1)两溶液等质量混合 w ＝12(w 1＋w 2)。

(2)两溶液等体积混合①若溶液中溶质的密度大于溶剂的密度，则w >12(w 1＋w 2)，如H 2SO 4溶液。

②若溶液中溶质的密度小于溶剂的密度，则w<12(w1＋w2)，如氨水、酒精溶液专题二溶液中的离子反应与离子共存一、电解质与非电解质、强电解质与弱电解质1、电解质与非电解质2、强电解质和弱电解质强电解质弱电解质定义在水溶液中全部电离成离子的电解质在水溶液中只有一部分分子电离成离子的电解质化合物种类强酸、强碱、多数盐类、离子型氧化物等弱酸、弱碱、水等在溶液中的电离程度全部电离成离子只有一部分分子电离成离子在水溶液中的粒子只有水合离子电解质分子和水合离子电离方程式用等号，如：NaCl=Na++Cl-用可逆号，如：CH3COOHCH3COO-+H+实例强酸，如：HCl、HNO3；强碱，如：NaOH、KOH；大多数盐，如：NaCl；金属氧化物：如：Na2O、Na2O2；金属氢化物：CaH2、NaH等弱酸，如：CH3COOH、H2CO3等弱碱，如：NH3·H2O、不溶性碱、水离子来源于电解质，非电解质不能产生离子。

有电解质还要看是否有电离的条件。

•①电解质和非电解质研究的对象是化合物，单质和混合物既不是电解质，也不是非电解质。

•②电解质的导电是有条件的，即电解质必须在水溶液里或熔化状态下才能导电，固态电解质不导电，冰醋酸不导电，因为是纯酸，是分子，没电离。

•③能导电的物质不一定是电解质，如盐酸能导电，但不是电解质。

•④酸、碱、盐、水和金属氧化物是电解质。

•⑤非金属氧化物（除水外）、大部分有机物、不是酸的非金属氢化物为非电解质。

⑥一定要是本身电离，如CO2、SO2、NH3的水溶液能导电，但CO2、SO2、NH3是非电解质，生成物H2CO3、H2SO3、NH3▪H2O是电解质3、电解质的电离方程式①强电解质的电离方程式的书写：水溶液中只存在水合阴、阳离子，不存在电离平衡。

在书写有关强电解质电离方程式时，应用“”②弱电解质的电离方程式的书写：弱电解质在水中部分电离，水溶液中既有水合阴、阳离子又有水合分子，存在电离平衡，书写电离方程式时应该用“”。

③多元弱酸分步电离，多元弱碱一步电离二、离子反应的概念1、电解质溶液的反应实质上就是电离出的某些离子之间的反应。

有离子参加的反应称为离子反应。

离子反应不一定所有的物质都是以离子形式存在，但至少有一种物质是以离子形式存在，这种物质可以是反应物，也可以是生成物。

2、离子反应的类型（1）复分解反应：酸和碱、酸和盐、碱和盐、盐和盐之间的反应；（2）溶液中的置换反应：如Zn+2H+＝Zn2++H2↑，Cl2+2I-＝2Cl-+I2.（3）溶液中的氧化还原反应；如MnO2+4H++2Cl-Mn2++Cl2+2H2O.（4）碱性氧化物和酸、酸性氧化物和碱的反应；CuO+2H+＝Cu2++H2O;CO2+2OH-＝CO32-+H2O.（5）电解反应。