第一章从实验学化学第一节化学实验基本方法本节考点（1）了解化学实验常用仪器的主要用途和使用方法。
（2）掌握化学实验的基本操作。
（3）综合运用化学知识对常见的物质（包括气体物质、无机离子）进行分离、提纯和鉴别。
一.化学实验安全常识在化学实验中，为保证实验的顺利进行和实验者的安全，必须掌握一些基本的实验操作方法和操作技能；为保证实验安全，必须做到：①遵守实验规则；②了解安全措施③掌握正确的操作方法④了解意外事故的紧急处理方法。
如药品的取用与存放，为保证人身安全，要做到“三不”：不手拿、不口尝、不直闻；二.混合物的分离和提纯（二）化学方法提纯和分离物质用化学方法提纯和分离物质要遵循“四原则”和“三必须”：(1)“四原则”是：一不增(提纯过程中不增加新的杂质)；二不减(不减少欲被提纯的物质)；三易分离(被提纯物与杂质容易分离)；四易复原(被提纯物质要复原)。
(2)“三必须”是：一除杂试剂必须过量；二过量试剂必须除尽(因为过量试剂带入新的杂质)；三除杂途径选最佳。
第二节化学计量在实验中的应用本节考点（1）掌握物质的量、摩尔质量、物质的量浓度、气体摩尔体积的涵义。
理解阿伏加德罗常数的涵义，掌握物质的量与微粒（原子、分子、离子等）数目、气体体积（标准状况下）之间的关系。
（2）掌握有关物质的量、气体摩尔体积、物质的量浓度的计算。
一．化学计量涉及的有关概念：二.以物质的量为中心的各化学量之间的关系：三.有关物质的量计算四个基本公式与应用条件:n=mM （任何物质适用）可变形为m=n ·M n= A N N （适用于由微粒数求物质的量） 可变形为N=n ·NAn= V Vm （适用于气体）=22.4/V L mol（L ）（适用于标况下气体，可变形为V=n ·22.4L/mol ）n B = C B V （aq ） （适用于溶液）变形为BB C Vn =或BV C n =四.一定的物质的量浓度的溶液的配制：1.步骤：①计算②量取或称量；③溶解；④移液；⑤定容；⑥摇匀⑦贮存、贴标签2.方法①用固体配溶液如用NaCl 固体配溶液；②用浓溶液配稀溶液，如浓硫酸配稀硫酸； 使用仪器：一定容积的容量瓶、烧杯、托盘天平（或量筒）、玻璃棒、胶头滴管。
容量瓶规格有： 100mL 、250 mL 、500 mL 和1000 mL符号 意义单位 公式 定义注意事项n物质的量衡量一定数目粒子集体的物理量 ①物质的量单位摩尔，只能用来衡量微观粒子 ②用物质的量表示微粒时，要明确所衡量微粒NA阿伏加德罗常数1mol 任何物质所含粒子数，即6.02×1023/molNA 有单位/mol ，读作每摩M摩尔质量 单位物质的量物质所具有的质量 ①一种物质的摩尔质量以g/mol 为单位时，其数值与其相对原子或相对分子质量相等。
②一种物质摩尔质量不随其物质的量变化而变 V m气体摩尔体积 单位物质的量气体所具有的体积①影响气体摩尔体积因素有温度和压强。
②在标准状况下（0℃，101KPa ）1mol 任何气体所占体积约为22.4L 即Vm ≈22.4L/mol C物质的量浓度单位体积溶液所含某溶质B物质的量;单位换算1cm 3=1mL=10-3L①公式中的V 必须是溶液的体积；将1L 水溶解溶质或者气体，溶液体积肯定不是1L 。
②某溶质物质的量浓度不随溶液体积变化而变3.误差分析：根据公式BB C Vn =，不规范实验操作导致的误差（以固体配制溶液为例）：①移液时溶液不小心溅出，则C 偏小；②未洗涤烧杯和玻璃棒，则C 偏小；③定容时加水超过刻度线，则C 偏小；④定容时仰视刻度线，则C 偏小； ⑤定容时俯视刻度线，则C 偏大；⑥摇匀后液面下降再加水，则C 偏小； ⑦容量瓶中有少量水，配制前未干燥处理，则C 不变（无影响） 其他公式：1.溶液的稀释公式： C 1V 1=C 2V 22.物质的量浓度C 与溶液质量分数W 之间的关系：B=1000WC Mρ（其中ρ单位为g/cm 3） 五.阿伏加德罗定律及其重要推论：阿伏加德罗定律：在同温同压下，相同体积的任何气体具有相同的分子数。
（三同定一同） 阿伏加德罗定律推论（两同，另两量成比例）：（1）同温同压下，气体的体积之比等于气体的分子数之比，等于其物质的量之比； （2）同温同压下，任何气体的密度之比都等于其摩尔质量之比，也就是其式量之比。
第二章 化学物质及其变化第一节 物质的分类 一、简单分类法及其应1、分类的目的：方便人类生活、学习。
2、分类依据：首先设定一个标准。
3、分类方法（1）树状分类法：层次深入，由粗到细；（2）交叉分类法：同一物质从多个角度分类。
二、物质分类三、分散系及其分类 1、分散系（1）概念：由一种（或多种）物质分散在另一种（或多种）物质中所得的体系。
其中被分散的分散质 分散剂 气 气 物质纯净物混合物： 单质 化合物无机化合物有机化合物（暂不学习） 不成盐氧化物，如CO 、NO金属单质，如Fe 、Cu非金属单质，如O 2、N 2、He酸性氧化物，如Mn 2O 7、SO 2碱性氧化物，如Na 2O 、MgO两性氧化物，如Al 2O 3按酸中是否含氧元素分：含氧酸（如H 2SO 4）、无氧酸（如HCl ） 按H +数分：一元酸（HCl ）、二元酸（H 2SO 4）、三元酸（H 3PO 4） 按性质分：强酸（HNO 3）、中强酸（H 3PO 4）、弱酸（H 2CO 3）按H +数分：一元碱NaOH 、二元碱Mg(OH)2、三元碱Al(OH)3按性质分：强碱NaOH 、中强碱Mg(OH)2、弱碱Cu(OH)2 按组成分：正盐、酸式盐、碱式盐等按酸根分：含氧酸盐（Na 2SO 4）、无氧酸盐（NaCl ）溶液、浊液、胶体等化学反应根据反应前后反应物与生成物的种类多少分：①置换反应②复分解反应③化合反应④分解反应 根据有无电子得失分：①氧化还原反应②非氧化还原反应 根据有无离子参加反应分：离子反应 氧化物 酸 碱盐：物质称作分散质，起容纳分散质作用的物质叫分散剂。
（2）组成：分散质和分散剂。
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。
（3）分类：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。
它们性质比较如下表分散系溶液胶体浊液分散粒子直径<1nm 1nm～100nm >100nm 外观均一、透明、稳定均一、透明、介稳定不均一、不透明、不稳定分散质能否透过滤纸能能不能实例食盐水Fe(OH)3胶体泥浆水2、胶体：（1）胶体的本质特征：分散质微粒的直径在1nm～100nm之间。
（2）常见胶体：Fe(OH)3胶体、Al(OH)3胶体、血液、豆浆、淀粉溶液、有色玻璃、墨水等。
注意：胶体定义很广，只要分散质满足微粒直径1nm～100nm之间都可以看作是胶体。
有时，大气、河水、土壤也可以看成是胶体。
（3）Fe(OH)3胶体的制备方法：在沸水中逐滴滴加1~2mL饱和FeCl3溶液，继续煮沸至溶液呈红褐色，立即停止加热。
（制备反应原理：FeCl3+3H2O Fe(OH)3（胶体）+3HCl）（4）胶体的特性：能产生丁达尔效应。
利用这个特性可以区分胶体与其他分散系。
丁达尔效应：当一束光线通过胶体，由于胶体粒子对光线的散射，会看到一条光亮的通路。
（5）胶体的应用（记住）：土壤的保肥作用；制豆腐原理；明矾净水；江河入海口处形成沙洲；静电除尘、两种不同的墨水不能混合使用；医学上不同血型的人不宜相互输血等。
第二节离子反应本节考点（1）理解电解质和非电解质的概念，电解质的电离及离子方程式的意义，强电解质的概念。
（2）理解离子反应的概念（3）能正确书写离子方程式、电离方程式一、酸、碱、盐在水溶液中的电离1.溶液能导电的原因：有可自由移动的离子；溶液导电的能力是由离子浓度的大小决定的。
2. 电解质：在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物。
如NaCl、H2SO4、NaOH非电解质：在水溶液和在熔化状态下不导电的化合物。
如酒精、蔗糖3强电解质：.在溶液中能完全电离成离子的化合物。
强酸、强碱和绝大多数盐都属强电解质。
弱电解质：在溶液中部分（不完全）发生电离成离子的化合物。
如碳酸与醋酸。
4.电解质的电离：（强酸、强碱和盐电离用等号，弱酸、弱碱、水电离用可逆符号）（1）概念：电解质溶于水或受热熔化时离解成自由移动的离子的过程叫做电离。
（2）电离的条件：溶于水或受热熔化。
（3）电离方程式书写：等号左边写化学式，右边写离子符号。
要注意电荷和质量守恒，且原子团不能拆开。
如：H2SO4==2H++SO42-Ba(OH)2==Ba2++2OH-Al2(SO4)3==2Al3++3SO42-二、离子反应及其发生条件（1）离子反应：有离子参加（或生成）的反应。
一般在水中进行的反应均为离子反应（2）离子反应发生条件：复分解型离子反应发生的条件：离子间相互结合生成沉淀或放出气体或生成难电离物（如水、弱酸、弱碱）；则能发生离子反应。
注意：除了复分解型离子反应发生的条件，还有两种情况的离子反应：三、离子方程式的书写：1.离子方程式：2.离子方程式的书写的一般步骤：（可概括为“写、拆、删、查”）①写：写出正确的化学方程式。
一定要注意配平。
②拆：把可溶性强电解质（强酸、强碱、可溶性盐）按电离形式拆成离子形式；其他物质一律不拆（特例：HSO4—唯一可以拆开的原子团，NaHSO4=Na++H++SO42-）③删：删除不参加反应的离子（前后价态不变和存在形式不变的离子）。
3.如何判断离子反应方程式正误？判断离子方程式的正误方法有以下几点：(1)看是否符合电离原理，即看该拆成离子的电解质是否已拆成离子，而不该拆的是否拆了(2)看是否符合实验事实，例2Fe+6H+=2Fe3++3H2 就不符合实验事实(3)看原子是否守恒（即看是否配平）(4)看电荷是否守恒(5)看“=”“⇌”“↑”“↓”等是否正确4.离子方程式表示的意义：离子方程式不仅可以表示某一个具体的化学反应，而且还可以表示同一类型的离子反应。
离子方程式表示化学反应的实质。
强酸和强碱中和反应的实质：H++OH-==H2O5、离子共存：离子间不发生反应。
下列情况的离子间不能大量共存：（1）发生复分解反应：离子间若反应生成沉淀或气体或弱电解质（弱酸、弱碱和H2O）则不能大量共存；如H+与SiO32-、SO42-与Ba2+、H+与CO32-、H+与OH-等离子间不能大量共存。
（2）氧化还原反应：（强氧化性的离子和强还原性的离子之间因发生氧化还原反应不能大量共存）强氧化性的离子：Fe3+、MnO4-(H+)、NO3-(H+)、ClO-（次氯酸根）强还原性的离子：Fe2+、S2-、SO32-、I-（特例Fe3+和Fe2+可以大量共存，它们之间没有中间价态）（3）形成络合离子：Fe3+与SCN-（4）无色溶液中不存在有色离子：Cu2+（蓝色）Fe3+（黄色）Fe2+（浅绿色）MnO4-（紫红色）（5）、注意挖掘某些隐含离子：酸性溶液或PH<7溶液中隐含H+，此时OH-、CO32-、HCO3-等与H+反应而都不能大量存在；碱性溶液或PH>7溶液中隐含OH-，此时H+、HCO3-、Mg2+等与OH-反应而都不能大量存在。