高一化學知識點總結歸納

時間：2023-04-03 15:44:49 總結我要投稿

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高一化學知識點總結歸納5篇

　　總結是把一定階段內的有關情況分析研究，做出有指導性結論的書面材料，它可以給我們下一階段的學習和工作生活做指導，快快來寫一份總結吧。總結怎么寫才不會流于形式呢？以下是小編為大家收集的高一化學知識點總結歸納5篇，歡迎閱讀，希望大家能夠喜歡。

高一化學知識點總結歸納5篇

高一化學知識點總結歸納5篇1

　　1.阿伏加德羅常數NA

　　阿伏加德羅常數是一個物理量，單位是mol1，而不是純數。

　　不能誤認為NA就是6.02×1023。

　　例如：1molO2中約含有個6.02×10氧分子

　　242molC中約含有1.204×10個碳原子

　　231molH2SO4中約含有6.02×10硫酸分子

　　23+23-1.5molNaOH中約含有9.03×10個Na和9.03×10個OH;

　　23nmol某微粒集合體中所含微粒數約為n×6.02×10。

　　由以上舉例可以得知：物質的量、阿伏伽德羅常數以及微粒數之間存在什么樣的關系式?由以上內容可以看出，物質的量與微粒數之間存在正比例關系。如果用n表示物質的'量，NA表示阿伏伽德羅常數，N表示微粒數，三者之間的關系是：N=n·NA,由此可以推知n=N/NANA=N/n

　　2.一定物質的量濃度溶液配制過程中的注意事項

　　(1)向容量瓶中注入液體時，應沿玻璃棒注入，以防液體濺至瓶外。

　　(2)不能在容量瓶中溶解溶質，溶液注入容量瓶前要恢復到室溫。

　　(3)容量瓶上只有一個刻度線，讀數時要使視線、容量瓶刻度線與溶液凹液面的最低點相切。

　　(4)如果加水定容時超過刻度線或轉移液體時溶液灑到容量瓶外，均應重新配制。

　　(5)定容后再蓋上容量瓶塞搖勻后出現液面低于刻度線，不能再加蒸餾水。

　　(6)稱量NaOH等易潮解和強腐蝕性的藥品，不能放在紙上稱量，應放在小燒杯里稱量。若稀釋濃H2SO4，需在燒杯中加少量蒸餾水再緩緩加入濃H2SO4，并用玻璃棒攪拌。

高一化學知識點總結歸納5篇2

　　一、物質的分類

　　1、常見的物質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，中間大小分散質直徑大小為1nm—100nm之間，這種分散系處于介穩狀態，膠粒帶電荷是該分散系較穩定的主要原因。

　　3、濁液用靜置觀察法先鑒別出來，溶液和膠體用丁達爾現象鑒別。

　　當光束通過膠體時，垂直方向可以看到一條光亮的通路，這是由于膠體粒子對光線散射形成的。

　　4、膠體粒子能通過濾紙，不能通過半透膜，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，在電場力作用下向陰極移動，從而該極顏色變深，另一極顏色變淺，這種現象叫做電泳。

　　二、離子反應

　　1、常見的電解質指酸、堿、鹽、水和金屬氧化物，它們在溶于水或熔融時都能電離出自由移動的離子，從而可以導電。

　　2、非電解質指電解質以外的化合物(如非金屬氧化物，氮化物、有機物等);單質和溶液既不是電解質也不是非電解質。

　　3、在水溶液或熔融狀態下有電解質參與的反應叫離子反應。

　　4、強酸(HCl、H2SO4、HNO3)、強堿(NaOH、KOH、Ba(OH)2)和大多數鹽(NaCl、BaSO4、Na2CO3、NaHSO4)溶于水都完全電離，所以電離方程式中間用“==”。

　　5、用實際參加反應的`離子符號來表示反應的式子叫離子方程式。

　　在正確書寫化學方程式基礎上可以把強酸、強堿、可溶性鹽寫成離子方程式，其他不能寫成離子形式。

　　6、復分解反應進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

　　②滿足守恒(質量守恒、電荷守恒、得失電子守恒)

　　③拆分正確(強酸、強堿、可溶鹽可拆)

　　④配比正確(量的多少比例不同)。

　　8、常見不能大量共存的離子：

　　①發生復分解反應(沉淀、氣體、水或難電離的酸或堿生成)

　　②發生氧化還原反應(MnO4-、ClO-、H++NO3-、Fe3+與S2-、HS-、SO32-、Fe2+、I-)

　　③絡合反應(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

　　1、氧化還原反應的本質是有電子的轉移，氧化還原反應的特征是有化合價的升降。

　　2、失去電子(偏離電子)→化合價升高→被氧化→是還原劑;升價后生成氧化產物。還原劑具有還原性。

　　得到電子(偏向電子)→化合價降低→被還原→是氧化劑;降價后生成還原產物，氧化劑具有氧化性。

　　3、常見氧化劑有：Cl2、O2、濃H2SO4、HNO3、KMnO4(H+)、H2O2、ClO-、FeCl3等，

　　常見還原劑有：Al、Zn、Fe;C、H2、CO、SO2、H2S;SO32-、S2-、I-、Fe2+等

　　4、氧化還原強弱判斷法

　　①知反應方向就知道“一組強弱”

　　②金屬或非金屬單質越活潑對應的離子越不活潑(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應能力越強)。

高一化學知識點總結歸納5篇3

　　一、氯氣的化學性質

　　氯的原子結構示意圖為：，最外層有7個電子，故氯原子容易得到一個電子而達

　　到8電子飽和結構，因此Cl2突出表現的化學性質是得電子的`性質，即表現強氧化性，如

　　Cl2能氧化：

　　①金屬(Na、Al、Fe、Cu等);

　　②非金屬(H2、P等);

　　③某些化合物(Br-、I-、SO2、Fe2+、SO32-等)。

　　(1)跟金屬反應

　　2Na+Cl2點然2NaCl(產生白煙);Cu+Cl2點然CuCl2(產生棕黃色的煙)

　　2Fe+3Cl2點然2FeCl3(產生棕色的煙，溶于水呈黃色)

　　(2)跟非金屬反應

　　H2+Cl2點燃或光照2HCl

　　點燃：發出蒼白火焰，瓶口有白霧;光照：會發生爆炸

　　2P+3Cl2點燃2PCl3(霧，Cl2不足);2P+5Cl2點燃2PCl5(煙，Cl2充足)

　　(3)與水反應：Cl2+H2O=HCl+HClO(HClO是一種不穩定的弱酸，但具有強氧化性。)

　　【說明】a.氯水通常密封保存于棕色試劑瓶中(見光或受熱易分解的物質均保存在棕色試劑

　　瓶中)。

　　b.Cl2能使濕潤的藍色石蕊試紙先變紅，后褪為白色。

　　(4)與堿反應：Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O;

　　2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O

　　漂粉精、漂的漂白原理：Ca(ClO)2+2HCl=CaCl2+2HClO;

　　Ca(ClO)2+H2O+CO2=CaCO3↓+2HClO

　　(5)與某些還原性物質的反應：

　　Cl2+2KI=2KCl+I2(用濕潤的淀粉KI試紙檢驗Cl2)

　　2FeCl2+Cl2=2FeCl3

　　Cl2+Na2SO3+H2O=Na2SO4+2HCl

　　二、氯氣的實驗室制法

　　1、反應原理：用強氧化性物質(如MnO2、KMnO4等)和濃鹽酸反應。

　　4HCl(濃)+MnO2△MnCl2+2H2O+Cl2↑

　　2、實驗裝置：根據反應原理和氣體凈化、收集、尾氣處理等實驗步驟及常見儀器的性能，制備干燥、純凈的Cl2。

高一化學知識點總結歸納5篇4

　　一、重點聚集

　　1.物質及其變化的分類

　　2.離子反應

　　3.氧化還原反應

　　4.分散系膠體

　　二、知識網絡

　　1.物質及其變化的分類

　　(1)物質的分類

　　分類是學習和研究物質及其變化的一種基本方法，它可以是有關物質及其變化的知識系統化，有助于我們了解物質及其變化的規律。分類要有一定的標準，根據不同的標準可以對化學物質及其變化進行不同的分類。分類常用的方法是交叉分類法和樹狀分類法。

　　(2)化學變化的分類

　　根據不同標準可以將化學變化進行分類：

　　①根據反應前后物質種類的多少以及反應物和生成物的類別可以將化學反應分為：化合反應、分解反應、置換反應、復分解反應。

　　②根據反應中是否有離子參加將化學反應分為離子反應和非離子反應。

　　③根據反應中是否有電子轉移將化學反應分為氧化還原反應和非氧化還原反應。

　　2.電解質和離子反應

　　(1)電解質的相關概念

　　①電解質和非電解質：電解質是在水溶液里或熔融狀態下能夠導電的化合物;非電解質是在水溶液里和熔融狀態下都不能夠導電的化合物。

　　②電離：電離是指電解質在水溶液中產生自由移動的離子的過程。

　　③酸、堿、鹽是常見的電解質

　　酸是指在水溶液中電離時產生的陽離子全部為H+的電解質;堿是指在水溶液中電離時產生的陰離子全部為OH-的電解質;鹽電離時產生的離子為金屬離子和酸根離子或銨根離子。

　　(2)離子反應

　　①有離子參加的一類反應稱為離子反應。

　　②復分解反應實質上是兩種電解質在溶液中相互交換離子的反應。

　　發生復分解反應的條件是有沉淀生成、有氣體生成和有水生成。只要具備這三個條件中的一個，復分解反應就可以發生。

　　③在溶液中參加反應的離子間發生電子轉移的離子反應又屬于氧化還原反應。

　　(3)離子方程式

　　離子方程式是用實際參加反應的離子符號來表示反應的式子。

　　離子方程式更能顯示反應的實質。通常一個離子方程式不僅能表示某一個具體的化學反應，而且能表示同一類型的離子反應。

　　離子方程式的書寫一般依照“寫、拆、刪、查”四個步驟。一個正確的離子方程式必須能夠反映化學變化的客觀事實，遵循質量守恒和電荷守恒，如果是氧化還原反應的離子方程式，反應中得、失電子的`總數還必須相等。

　　3.氧化還原反應

　　(1)氧化還原反應的本質和特征

　　氧化還原反應是有電子轉移(電子得失或共用電子對偏移)的化學反應，它的基本特征是反應前后某些元素的化合價發生變化。

　　(2)氧化劑和還原劑

　　反應中，得到電子(或電子對偏向)，所含元素化合價降低的反應物是氧化劑;失去電子(或電子對偏離)，所含元素化合價升高的反應物是還原劑。

　　在氧化還原反應中，氧化劑發生還原反應，生成還原產物;還原劑發生氧化反應，生成氧化產物。

　　“升失氧還原劑降得還氧化劑”

　　(3)氧化還原反應中得失電子總數必定相等，化合價升高、降低的總數也必定相等。

　　4.分散系、膠體的性質

　　(1)分散系

　　把一種(或多種)物質分散在另一種(或多種)物質中所得到的體系，叫做分散系。前者屬于被分散的物質，稱作分散質;后者起容納分散質的作用，稱作分散劑。當分散劑是水或其他液體時，按照分散質粒子的大小，可以把分散系分為溶液、膠體和濁液。

　　(2)膠體和膠體的特性

　　①分散質粒子大小在1nm~100nm之間的分散系稱為膠體。膠體在一定條件下能穩定存在，穩定性介于溶液和濁液之間，屬于介穩體系。

　　②膠體的特性

　　膠體的丁達爾效應：當光束通過膠體時，由于膠體粒子對光線散射而形成光的“通路”，這種現象叫做丁達爾效應。溶液沒有丁達爾效應，根據分散系是否有丁達爾效應可以區分溶液和膠體。

　　膠體粒子具有較強的吸附性，可以吸附分散系的帶電粒子使自身帶正電荷(或負電荷)，因此膠體還具有介穩性以及電泳現象。

高一化學知識點總結歸納5篇5

　　一、硅元素：無機非金屬材料中的主角，在地殼中含量26.3%，次于氧。是一種親氧元

　　素，以熔點很高的氧化物及硅酸鹽形式存在于巖石、沙子和土壤中，占地殼質量90%以上。位于第3周期，第ⅣA族碳的下方。

　　Si對比C

　　最外層有4個電子，主要形成四價的化合物。

　　二、二氧化硅(SiO2)

　　天然存在的二氧化硅稱為硅石，包括結晶形和無定形。石英是常見的結晶形二氧化硅，其中無色透明的就是水晶，具有彩色環帶狀或層狀的是瑪瑙。二氧化硅晶體為立體網狀結構，基本單元是[SiO4]，因此有良好的物理和化學性質被廣泛應用。(瑪瑙飾物，石英坩堝，光導纖維)

　　物理：熔點高、硬度大、不溶于水、潔凈的SiO2無色透光性好

　　化學：化學穩定性好、除HF外一般不與其他酸反應，可以與強堿(NaOH)反應，是酸性氧化物，在一定的條件下能與堿性氧化物反應

　　SiO2+4HF==SiF4↑+2H2O

　　SiO2+CaO===(高溫)CaSiO3

　　SiO2+2NaOH==Na2SiO3+H2O

　　不能用玻璃瓶裝HF，裝堿性溶液的試劑瓶應用木塞或膠塞。

　　三、硅酸(H2SiO3)

　　酸性很弱(弱于碳酸)溶解度很小，由于SiO2不溶于水，硅酸應用可溶性硅酸鹽和其他酸性比硅酸強的酸反應制得。

　　Na2SiO3+2HCl==H2SiO3↓+2NaCl

　　硅膠多孔疏松，可作干燥劑，催化劑的載體。

　　四、硅酸鹽

　　硅酸鹽是由硅、氧、金屬元素組成的化合物的總稱，分布廣，結構復雜化學性質穩定。一般不溶于水。(Na2SiO3、K2SiO3除外)最典型的代表是硅酸鈉Na2SiO3：可溶，其水溶液稱作水玻璃和泡花堿，可作肥皂填料、木材防火劑和黏膠劑。常用硅酸鹽產品：玻璃、陶瓷、水泥

　　五、硅單質

　　與碳相似，有晶體和無定形兩種。晶體硅結構類似于金剛石，有金屬光澤的灰黑色固體，熔點高(1410℃)，硬度大，較脆，常溫下化學性質不活潑。是良好的半導體，應用：半導體晶體管及芯片、光電池、

　　六、氯元素：位于第三周期第ⅦA族，原子結構：

　　容易得到一個電子形成氯離子Cl-,為典型的非金屬元素，在自然界中以化合態存在。

　　七、氯氣

　　物理性質：黃綠色氣體，有刺激性氣味、可溶于水、加壓和降溫條件下可變為液態(液氯)和固態。

　　制法:MnO2+4HCl(濃)=MnCl2+2H2O+Cl2

　　聞法:用手在瓶口輕輕扇動,使少量氯氣進入鼻孔。

　　化學性質：很活潑，有毒，有氧化性，能與大多數金屬化合生成金屬氯化物(鹽)。也能與非金屬反應：

　　2Na+Cl2===(點燃)2NaCl2Fe+3Cl2===(點燃)2FeCl3Cu+Cl2===(點燃)CuCl2

　　Cl2+H2===(點燃)2HCl現象：發出蒼白色火焰，生成大量白霧。

　　燃燒不一定有氧氣參加，物質并不是只有在氧氣中才可以燃燒。燃燒的本質是劇烈的氧化還原反應，所有發光放熱的劇烈化學反應都稱為燃燒。

　　Cl2的用途：

　　①自來水殺菌消毒Cl2+H2O==HCl+HClO2HClO===(光照)2HCl+O2↑

　　1體積的水溶解2體積的氯氣形成的溶液為氯水，為淺黃綠色。其中次氯酸HClO有強氧化性和漂泊性，起主要的消毒漂白作用。次氯酸有弱酸性，不穩定，光照或加熱分解，因此久置氯水會失效。

　　②制漂白液、漂和漂粉精

　　制漂白液Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O，其有效成分NaClO比HClO穩定多,可長期存放制漂(有效氯35%)和漂粉精(充分反應有效氯70%)2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O

　　③與有機物反應，是重要的化學工業物質。

　　④用于提純Si、Ge、Ti等半導體和鈦

　　⑤有機化工：合成塑料、橡膠、人造纖維、農藥、染料和藥品

　　八、氯離子的檢驗

　　使用硝酸銀溶液，并用稀硝酸排除干擾離子(CO32-、SO32-)

　　HCl+AgNO3==AgCl↓+HNO3

　　NaCl+AgNO3==AgCl↓+NaNO3

　　Na2CO3+2AgNO3==Ag2CO?3↓+2NaNO3

　　Ag2CO?3+2HNO3==2AgNO3+CO2↑+H2O

　　Cl-+Ag+==AgCl↓

　　九、二氧化硫

　　制法(形成)：硫黃或含硫的燃料燃燒得到(硫俗稱硫磺，是黃色粉末)

　　S+O2===(點燃)SO2

　　物理性質：無色、刺激性氣味、容易液化，易溶于水(1：40體積比)

　　化學性質：有毒，溶于水與水反應生成亞硫酸H2SO3，形成的溶液酸性，有漂白作用，遇熱會變回原來顏色。這是因為H2SO3不穩定，會分解回水和SO2

　　SO2+H2OH2SO3因此這個化合和分解的過程可以同時進行，為可逆反應。

　　可逆反應——在同一條件下，既可以往正反應方向發生，又可以向逆反應方向發生的化學反應稱作可逆反應，用可逆箭頭符號連接。

　　十、一氧化氮和二氧化氮

　　一氧化氮在自然界形成條件為高溫或放電：N2+O2========(高溫或放電)2NO，生成的一氧化氮很不穩定，在常溫下遇氧氣即化合生成二氧化氮：2NO+O2==2NO2

　　一氧化氮的`介紹：無色氣體，是空氣中的污染物，少量NO可以治療心血管疾病。

　　二氧化氮的介紹：紅棕色氣體、刺激性氣味、有毒、易液化、易溶于水，并與水反應

　　3NO2+H2O==2HNO3+NO

　　十一、大氣污染

　　SO2、NO2溶于雨水形成酸雨。防治措施：

　　①從燃料燃燒入手。

　　②從立法管理入手。

　　③從能源利用和開發入手。

　　④從廢氣回收利用，化害為利入手。

　　(2SO2+O22SO3SO3+H2O=H2SO4)

　　十二、硫酸

　　物理性質：無色粘稠油狀液體，不揮發，沸點高，密度比水大。

　　化學性質：具有酸的通性，濃硫酸具有脫水性、吸水性和強氧化性。是強氧化劑。

　　C12H22O11======(濃H2SO4)12C+11H2O放熱

　　2H2SO4(濃)+C==CO2↑+2H2O+SO2↑

　　還能氧化排在氫后面的金屬，但不放出氫氣。

　　2H2SO4(濃)+Cu==CuSO4+2H2O+SO2↑

　　稀硫酸：與活潑金屬反應放出H2，使酸堿指示劑紫色石蕊變紅，與某些鹽反應，與堿性氧化物反應，與堿中和

　　十三、硝酸

　　物理性質：無色液體，易揮發，沸點較低，密度比水大。

　　化學性質：具有一般酸的通性，濃硝酸和稀硝酸都是強氧化劑。還能氧化排在氫后面的金屬，但不放出氫氣。

　　4HNO3(濃)+Cu==Cu(NO3)2+2NO2↑+4H2O

　　8HNO3(稀)+3Cu==3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O

　　反應條件不同，硝酸被還原得到的產物不同

　　硫酸和硝酸：濃硫酸和濃硝酸都能鈍化某些金屬(如鐵和鋁)使表面生成一層致密的氧化保護膜，隔絕內層金屬與酸，阻止反應進一步發生。因此，鐵鋁容器可以盛裝冷的濃硫酸和濃硝酸。硝酸和硫酸都是重要的化工原料和實驗室必備的重要試劑。可用于制化肥、農藥、炸藥、染料、鹽類等。硫酸還用于精煉石油、金屬加工前的酸洗及制取各種揮發性酸。

　　3NO2+H2O==2HNO3+NO這是工業制硝酸的方法。

　　十四、氨氣及銨鹽

　　氨氣的性質：無色氣體，刺激性氣味、密度小于空氣、極易溶于水(且快)1：700體積比。溶于水發生以下反應使水溶液呈堿性：NH3+H2O=NH3?H2ONH4++OH-可作紅色噴泉實驗。生成的一水合氨NH3?H2O是一種弱堿，很不穩定，會分解，受熱更不穩定：NH3.H2O===(△)NH3↑+H2O

　　濃氨水易揮發除氨氣，有刺激難聞的氣味。

　　氨氣能跟酸反應生成銨鹽：NH3+HCl==NH4Cl(晶體)

　　氨是重要的化工產品，氮肥工業、有機合成工業及制造硝酸、銨鹽和純堿都離不開它。氨氣容易液化為液氨，液氨氣化時吸收大量的熱，因此還可以用作制冷劑。

　　銨鹽的性質：易溶于水(很多化肥都是銨鹽)，受熱易分解，放出氨氣：

　　NH4Cl==NH3↑+HCl↑

　　NH4HCO3==NH3↑+H2O↑+CO2↑

　　可以用于實驗室制取氨氣：(干燥銨鹽與和堿固體混合加熱)

　　NH4NO3+NaOH==NaNO3+H2O+NH3↑

　　2NH4Cl+Ca(OH)2==CaCl2+2H2O+2NH3↑

　　用向下排空氣法收集，紅色石蕊試紙檢驗是否收集滿。

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