高一化學必修一必考知識點總結分享5篇

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高一化學必修一必考知識點總結分享5篇1

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，有助於我們瞭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根據反應前後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、複分解反應。

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：電解質是在水溶液裏或熔融狀態下能夠導電的化合物;非電解質是在水溶液裏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、鹼、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;鹼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複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。

發生複分解反應的條件是有沉澱生成、有氣體生成和有水生成。只要具備這三個條件中的一個，複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於氧化還原反應。

(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，遵循質量守恆和電荷守恆，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徵

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，它的基本特徵是反應前後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。前者屬於被分散的物質，稱作分散質;後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，按照分散質體子的大小，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分散質體子大小在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，穩定性介於溶液和濁液之間，屬於介穩體系。

②膠體的特性

膠體的丁達爾效應：當光束通過膠體時，由於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。

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氯元素：位於第三週期第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。

六、氯氣

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

製法: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，物質並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、漂白粉和漂粉精

制漂白液Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O，其有效成分NaClO比HClO穩定多,可長期存放制漂白粉(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用於提純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

七、氯離子的檢驗

使銀溶液，並用稀排除干擾離子(CO32-、SO32-)

HCl+AgNO3==AgCl↓+HNO3

NaCl+AgNO3==AgCl↓+NaNO3

Na2CO3+2AgNO3==Ag2CO?3↓+2NaNO3

Ag2CO?3+2HNO3==2AgNO3+CO2↑+H2O

Cl-+Ag+==AgCl↓

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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，這種分散系處於介穩狀態，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鑑別出來，溶液和膠體用丁達爾現象鑑別。

當光束通過膠體時，垂直方向可以看到一條光亮的通路，這是由於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，即製得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、鹼、鹽、水和金屬氧化物，它們在溶於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)、強鹼(NaOH、KOH、Ba(OH)2)和大多數鹽(NaCl、BaSO4、Na2CO3、NaHSO4)溶於水都完全電離，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、強鹼、可溶性鹽寫成離子方程式，其他不能寫成離子形式。

6、複分解反應進行的條件是至少有沉澱、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滿足守恆(質量守恆、電荷守恆、得失電子守恆)

③拆分正確(強酸、強鹼、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發生複分解反應(沉澱、氣體、水或難電離的酸或鹼生成)

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、酸鹼性等)。

三、氧化還原反應

1、氧化還原反應的本質是有電子的轉移，氧化還原反應的特徵是有化合價的升降。

2、失去電子(偏離電子)→化合價升高→被氧化→是還原劑;升價後生成氧化產物。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;降價後生成還原產物，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、温度、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)。

高一化學必修一必考知識點總結分享5篇4

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麼樣的關係式?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係。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，三者之間的關係是：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製過程中的注意事項

(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温。

(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麪的最低點相切。

(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，均應重新配製。

(5)定容後再蓋上容量瓶塞搖勻後出現液麪低於刻度線，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，應放在小燒杯裏稱量。若稀釋濃H2SO4，需在燒杯中加少量蒸餾水再緩緩加入濃H2SO4，並用玻璃棒攪拌。

高一化學必修一必考知識點總結分享5篇5

加熱蒸發和濃縮鹽溶液時,對最後殘留物的判斷應考慮鹽類的水解

(1)加熱濃縮不水解的鹽溶液時一般得原物質.

(2)加熱濃縮Na2CO3型的鹽溶液一般得原物質.

(3)加熱濃縮FeCl3型的鹽溶液.最後得到FeCl3和Fe(OH)3的混合物,灼燒得Fe2O3。

(4)加熱蒸乾(NH4)2CO3或NH4HCO3型的鹽溶液時,得不到固體.

(5)加熱蒸乾Ca(HCO3)2型的鹽溶液時,最後得相應的正鹽.

(6)加熱Mg(HCO3)2、MgCO3溶液最後得到Mg(OH)2固體.

(9淨水劑的選擇:如Al3+,FeCl3等均可作淨水劑,應從水解的角度解釋。

(10)的使用時應考慮水解。如草木灰不能與銨態氮肥混合使用。

(11)打片可治療胃酸過多。

(12)液可洗滌油污。

(13)試劑瓶不能盛放Na2SiO3,Na2CO3等試劑.