高一化學知識點總結（精華15篇）
總結就是把一個時間段取得的成績、存在的問題及得到的經驗和教訓進行一次全面系統的總結的書面材料，它能夠使頭腦更加清醒，目標更加明確，因此十分有必須要寫一份總結哦。那么總結應該包括什么內容呢？下面是小編為大家收集的高一化學知識點總結，僅供參考，希望能夠幫助到大家。
高一化學知識點總結1
基本概念
1。區分元素、同位素、原子、分子、離子、原子團、取代基的概念。正確書寫常見元素的名稱、符號、離子符號，包括IA、IVA、VA、VIA、VIIA族、稀有氣體元素、1～20號元素及Zn、Fe、Cu、Hg、Ag、Pt、Au等。
2。物理變化中分子不變，化學變化中原子不變，分子要改變。常見的物理變化：蒸餾、分餾、焰色反應、膠體的性質（丁達爾現象、電泳、膠體的凝聚、滲析、布朗運動）、吸附、蛋白質的鹽析、蒸發、分離、萃取分液、溶解除雜（酒精溶解碘）等。
常見的化學變化：化合、分解、電解質溶液導電、蛋白質變性、干餾、電解、金屬的腐蝕、風化、硫化、鈍化、裂化、裂解、顯色反應、同素異形體相互轉化、堿去油污、明礬凈水、結晶水合物失水、濃硫酸脫水等。（注：濃硫酸使膽礬失水是化學變化，干燥氣體為物理變化）
3。理解原子量（相對原子量）、分子量（相對分子量）、摩爾質量、質量數的涵義及關系。
4。純凈物有固定熔沸點，冰水混和、H2與D2混和、水與重水混和、結晶水合物為純凈物。
混合物沒有固定熔沸點，如玻璃、石油、鋁熱劑、溶液、懸濁液、乳濁液、膠體、高分子化合物、漂、漂粉精、天然油脂、堿石灰、王水、同素異形體組成的物質（O2與O3）、同分異構體組成的物質C5H12等。
5。掌握化學反應分類的特征及常見反應：
a。從物質的組成形式：化合反應、分解反應、置換反應、復分解反應。
b。從有無電子轉移：氧化還原反應或非氧化還原反應c。從反應的微粒：離子反應或分子反應
d。從反應進行程度和方向：可逆反應或不可逆反應e。從反應的熱效應：吸熱反應或放熱反應
6。同素異形體一定是單質，同素異形體之間的物理性質不同、化學性質基本相同。紅磷和白磷、O2和O3、金剛石和石墨及C60等為同素異形體，H2和D2不是同素異形體，H2O和D2O也不是同素異形體。同素異形體相互轉化為化學變化，但不屬于氧化還原反應。
7。同位素一定是同種元素，不同種原子，同位素之間物理性質不同、化學性質基本相同。
8。同系物、同分異構是指由分子構成的化合物之間的關系。
9。強氧化性酸（濃H2SO4、濃HNO3、稀HNO3、HClO）、還原性酸（H2S、H2SO3）、兩性氧化物（Al2O3）、兩性氫氧化物[Al（OH）3]、過氧化物（Na2O2）、酸式鹽（NaHCO3、NaHSO4）
10。酸的`強弱關系：（強）HClO4、HCl（HBr、HI）、H2SO4、HNO3>（中強）：H2SO3、H3PO4>（弱）：CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO>C6H5OH>H2SiO3
11。與水反應可生成酸的氧化物不一定是酸性氧化物，只生成酸的氧化物"才能定義為酸性氧化物
12。既能與酸反應又能與堿反應的物質是兩性氧化物或兩性氫氧化物，如SiO2能同時與HF/NaOH反應，但它是酸性氧化物
13。甲酸根離子應為HCOO—而不是COOH—
14。離子晶體都是離子化合物，分子晶體不一定都是共價化合物，分子晶體許多是單質
15。同溫同壓，同質量的兩種氣體體積之比等于兩種氣體密度的反比
C。（NH4）3PO4D。（NH4）3PO4和NH4H2PO4
答案：BD
高一化學知識點總結2
1、金剛石(C)是自然界中最硬的物質，可用于制鉆石、刻劃玻璃、鉆探機的鉆頭等。
2、石墨(C)是最軟的礦物之一，有優良的導電性，潤滑性。可用于制鉛筆芯、干電池的電極、電車的滑塊等
金剛石和石墨的物理性質有很大差異的原因是：碳原子的排列不同。
CO和CO2的化學性質有很大差異的原因是：分子的構成不同。
3、無定形碳：由石墨的微小晶體和少量雜質構成。主要有：焦炭，木炭，活性炭，炭黑等。
活性炭、木炭具有強烈的吸附性，焦炭用于冶鐵，炭黑加到橡膠里能夠增加輪胎的耐磨性。
4.金剛石和石墨是由碳元素組成的兩種不同的`單質，它們物理性質不同、化學性質相同。它們的物理性質差別大的原因碳原子的布列不同
5.碳的化學性質跟氫氣的性質相似(常溫下碳的性質不活潑)
①可燃性：木炭在氧氣中燃燒C+O2CO2現象：發出白光，放出熱量;碳燃燒不充分(或氧氣不充足)2C+O22CO
②還原性：木炭高溫下還原氧化銅C+2CuO2Cu+CO2↑現象：黑色物質受熱后變為亮紅色固體，同時放出可以使石灰水變渾濁的氣體
6.化學性質：
1)一般情況下不能燃燒，也不支持燃燒，不能供給呼吸
2)與水反應生成碳酸：CO2+H2O==H2CO3生成的碳酸能使紫色的石蕊試液變紅，
H2CO3==H2O+CO2↑碳酸不穩定，易分解
3)能使澄清的石灰水變渾濁：CO2+Ca(OH)2==CaCO3↓+H2O本反應用于檢驗二氧化碳。
4)與灼熱的碳反應：C+CO2高溫2CO
(吸熱反應，既是化合反應又是氧化還原反應，CO2是氧化劑，C是還原劑)
5)、用途：滅火(滅火器原理：Na2CO3+2HCl==2NaCl+H2O+CO2↑)
既利用其物理性質，又利用其化學性質
干冰用于人工降雨、制冷劑
溫室肥料
6)、二氧化碳多環境的影響：過多排放引起溫室效應。
高一化學知識點總結3
一.原子結構
1.能級與能層
2.原子軌道
3.原子核外電子排布規律⑴構造原理：隨著核電荷數遞增，大多數元素的電中性基態原子的電子按右圖順序填入核外電子運動軌道(能級)，叫做構造原理。
能級交錯：由構造原理可知，電子先進入4s軌道，后進入3d軌道，這種現象叫能級交錯。
說明：構造原理并不是說4s能級比3d能級能量低(實際上4s能級比3d能級能量高)，
原子結構與性質【人教版】高中化學選修3知識點總結：第一章原子結構與性質
而是指這樣順序填充電子可以使整個原子的能量最低。也就是說，整個原子的'能量不能機械地看做是各電子所處軌道的能量之和。
(2)能量最低原理
現代物質結構理論證實，原子的電子排布遵循構造原理能使整個原子的能量處于最低狀態，簡稱能量最低原理。
構造原理和能量最低原理是從整體角度考慮原子的能量高低，而不局限于某個能級。
(3)泡利(不相容)原理：基態多電子原子中，不可能同時存在4個量子數完全相同的電子。換言之，一個軌道里最多只能容納兩個電子，且電旋方向相反(用“↑↓”表示)，這個原理稱為泡利(Pauli)原理。
(4)洪特規則：當電子排布在同一能級的不同軌道(能量相同)時，總是優先單獨占
據一個軌道，而且自旋方向相同，這個規則叫洪特(Hund)規則。比如，p3的軌道式為↓↑
洪特規則特例：當p、d、f軌道填充的電子數為全空、半充滿或全充滿時，原子處于較穩定的狀態。即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14時，是較穩定狀態。
前36號元素中，全空狀態的有4Be2s22p0、12Mg3s23p0、20Ca4s23d0;半充滿狀態的有：7N2s22p3、15P3s23p3、24Cr3d54s1、25Mn3d54s2、33As4s24p3;全充滿狀態的有10Ne2s22p6、18Ar3s23p6、29Cu3d104s1、30Zn3d104s2、36Kr4s24p6。
高一化學知識點總結4
1、影響原子半徑大小的因素：
①電子層數：電子層數越多，原子半徑越大(最主要因素)
②核電荷數：核電荷數增多，吸引力增大，使原子半徑有減小的趨向(次要因素)
③核外電子數：電子數增多，增加了相互排斥，使原子半徑有增大的傾向
2、元素的化合價與最外層電子數的關系：
最高正價等于最外層電子數(氟氧元素無正價)
負化合價數=8—最外層電子數(金屬元素無負化合價)
3、同主族、同周期元素的結構、性質遞變規律：
同主族：從上到下，隨電子層數的遞增，原子半徑增大，核對外層電子吸引能力減弱，失電子能力增強，還原性(金屬性)逐漸增強，其離子的氧化性減弱。
同周期：左→右，核電荷數——→逐漸增多，最外層電子數——→逐漸增多原子半徑——→逐漸減小，得電子能力——→逐漸增強，失電子能力——→逐漸減弱氧化性——→逐漸增強，還原性——→逐漸減弱，氣態氫化物穩定性——→逐漸增強最高價氧化物對應水化物酸性——→逐漸增強，堿性——→逐漸減弱
高一化學期中考必修2知識點總結實用2
1、在任何的化學反應中總伴有能量的變化。
原因：當物質發生化學反應時，斷開反應物中的化學鍵要吸收能量，而形成生成物中的化學鍵要放出能量。化學鍵的斷裂和形成是化學反應中能量變化的主要原因。
一個確定的化學反應在發生過程中是吸收能量還是放出能量，決定于反應物的總能量與生成物的總能量的相對大小。E反應物總能量>E生成物總能量，為放熱反應。E反應物總能量
2、常見的放熱反應和吸熱反應常見的放熱反應：
①所有的燃燒與緩慢氧化。
②酸堿中和反應。
③金屬與酸、水反應制氫氣。
④大多數化合反應(特殊：C+CO2=2CO是吸熱反應)。
常見的吸熱反應：
①以C、H2、CO為還原劑的.氧化還原反應如：C(s)+H2O(g)=CO(g)+H2(g)。
②銨鹽和堿的反應如Ba(OH)28H2O+NH4Cl=BaCl2+2NH3↑+10H2O
③大多數分解反應如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。
高一化學期中考必修2知識點總結實用3
(1)概念：把化學能直接轉化為電能的裝置叫做原電池。
(2)原電池的工作原理：通過氧化還原反應(有電子的轉移)把化學能轉變為電能。
(3)構成原電池的條件：
1)有活潑性不同的兩個電極;
2)電解質溶液
3)閉合回路
4)自發的氧化還原反應
(4)電極名稱及發生的反應：
負極：較活潑的金屬作負極，負極發生氧化反應，電極反應式：較活潑金屬-ne-=金屬陽離子負極現象：負極溶解，負極質量減少。
正極：較不活潑的金屬或石墨作正極，正極發生還原反應，電極反應式：溶液中陽離子+ne-=單質正極的現象：一般有氣體放出或正極質量增加。
(5)原電池正負極的判斷方法：
①依據原電池兩極的材料：較活潑的金屬作負極(K、Ca、Na太活潑，不能作電極);較不活潑金屬或可導電非金屬(石墨)、氧化物(MnO2)等作正極。
②根據電流方向或電子流向：(外電路)的電流由正極流向負極;電子則由負極經外電路流向原電池的正極。
③根據內電路離子的遷移方向：陽離子流向原電池正極，陰離子流向原電池負極。
④根據原電池中的反應類型：負極：失電子，發生氧化反應，現象通常是電極本身消耗，質量減小。正極：得電子，發生還原反應，現象是常伴隨金屬的析出或H2的放出。
(6)原電池電極反應的書寫方法：
(i)原電池反應所依托的化學反應原理是氧化還原反應，負極反應是氧化反應，正極反應是還原反應。因此書寫電極反應的方法歸納如下：①寫出總反應方程式。
②把總反應根據電子得失情況，分成氧化反應、還原反應。③氧化反應在負極發生，還原反應在正極發生，反應物和生成物對號入座，注意酸堿介質和水等參與反應。
(ii)原電池的總反應式一般把正極和負極反應式相加而得。
高一化學期中考必修2知識點總結實用4
★熟記等式：原子序數=核電荷數=質子數=核外電子數
1、元素周期表的編排原則：
①按照原子序數遞增的順序從左到右排列;
②將電子層數相同的元素排成一個橫行——周期;
③把最外層電子數相同的元素按電子層數遞增的順序從上到下排成縱行——族
2、如何精確表示元素在周期表中的位置：
周期序數=電子層數;
主族序數=最外層電子數口訣：三短三長一不全;
七主七副零八族熟記：三個短周期，第一和第七主族和零族的元素符號和名稱
3、元素金屬性和非金屬性判斷依據：
①元素金屬性強弱的判斷依據：單質跟水或酸起反應置換出氫的難易;元素最高價氧化物的水化物——氫氧化物的堿性強弱;置換反應。
②元素非金屬性強弱的判斷依據：單質與氫氣生成氣態氫化物的難易及氣態氫化物的穩定性;最高價氧化物對應的水化物的酸性強弱;置換反應。
4、核素：具有一定數目的質子和一定數目的中子的一種原子。
①質量數==質子數+中子數：A==Z+N
②同位素：質子數相同而中子數不同的同一元素的不同原子，互稱同位素。(同一元素的各種同位素物理性質不同，化學性質相同)
高一化學知識點總結5
一、元素周期表的規律：
①同一周期中的元素電子層數相同，從左至右核電荷數、質子數、核外電子數依次遞增。
②同一族中的元素核外電子數相同、元素的化學性質相似，從上至下核電荷數、質子數、電子層數依次遞增。
二、原子結構知識中的八種決定關系：
①質子數決定原子核所帶的電荷數(核電荷數)
因為原子中質子數=核電荷數。
②質子數決定元素的種類。
③質子數、中子數決定原子的相對原子質量。
因為原子中質子數+中子數=原子的相對原子質量。
④電子能量的高低決定電子運動區域距離原子核的遠近。
因為離核越近的電子能量越低，越遠的能量越高。
⑤原子最外層的電子數決定元素的類別。
因為原子最外層的電子數<4為金屬，>或=4為非金屬，=8(第一層為最外層時=2)為稀有氣體元素。
⑥原子最外層的電子數決定元素的化學性質。因為原子最外層的電子數<4為失電子，>或=4為得電子，=8(第一層為最外層時=2)為穩定。
⑦原子最外層的電子數決定元素的化合價。
原子失電子后元素顯正價，得電子后元素顯負價，化合價數值=得失電子數。 ⑧原子最外層的電子數決定離子所帶的電荷數
原子失電子后為陽離子，得電子后為陰離子，電荷數=得失電子數
化學能與熱能
1、在任何的化學反應中總伴有能量的變化。
原因：當物質發生化學反應時，斷開反應物中的化學鍵要吸收能量，而形成生成物中的化學鍵要放出能量。化學鍵的斷裂和形成是化學反應中能量變化的主要原因。
一個確定的化學反應在發生過程中是吸收能量還是放出能量，取決于反應物的總能量與生成物的總能量的相對大小。E反應物總能量>E生成物總能量，為放熱反應。E反應物總能量
2、常見的`放熱反應和吸熱反應
常見的放熱反應：
①所有的燃燒與緩慢氧化。
②酸堿中和反應。
③金屬與酸反應制取氫氣。
④大多數化合反應(特殊：是吸熱反應)。
常見的吸熱反應：
①以C、H2、CO為還原劑的氧化還原反應如：
②銨鹽和堿的反應如Ba(OH)2·8H2O+NH4Cl=BaCl2+2NH3↑+10H2O
③大多數分解反應如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。
3、能源的分類：
【思考】一般說來，大多數化合反應是放熱反應，大多數分解反應是吸熱反應，放熱反應都不需要加熱，吸熱反應都需要加熱，這種說法對嗎?試舉例說明。
點拔：這種說法不對。如C+O2=CO2的反應是放熱反應，但需要加熱，只是反應開始后不再需要加熱，反應放出的熱量可以使反應繼續下去。Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl的反應是吸熱反應，但反應并不需要加熱。
高一化學知識點總結6
1.乙醇鈉水解法:C2H5ONa+H2O→C2H5OH+NaOH
2.乙烯水化法:CH2=CH2+H2O--H2SO4或H3PO4,加熱,加壓→C2H5OH
3.葡萄糖發酵法C6H12O6--酒化酶→2C2H5OH+2CO2
4.所有的醛(RCHO)2.甲酸、甲酸鹽、甲酸某酯
5.葡萄糖、麥芽糖、葡萄糖酯、(果糖)
能和新制Cu(OH)2反應的除以上物質外,還有酸性較強的酸(如甲酸、乙酸、丙酸、鹽酸、硫酸等)，發生中和反應。
6.取代(水解)反應:鹵代烴、酯、酚鈉、醇鈉、羧酸鈉
7.加成反應:烯烴水化、醛+H23.氧化:醛氧化4.還原:醛+H2
8.實驗中先將CH4氣通入到KMnO4(H+)溶液、溴水中,后點燃,這樣操作有何目的?
排凈試管內空氣,保證甲烷純凈,以防甲烷中混有空氣,點燃爆炸.
9.點燃甲烷時的.火焰為何會略帶黃色?點燃純凈的甲烷呈什么色?
1)玻璃中鈉元素的影響;反應中副產物丙XX蒸汽燃燒使火焰略帶黃色.
2)點燃純凈的甲烷火焰呈淡藍色.
10.制取乙烯采用哪套裝置?此裝置還可以制備哪些氣體?
分液漏斗、圓底燒瓶(加熱)一套裝置.此裝置還可以制Cl2、HCl、SO2等.
高一化學知識點總結7
一、金屬活動性NaMgAlFe。
二、金屬一般比較活潑，容易與O2反應而生成氧化物，可以與酸溶液反應而生成H2，特別活潑的如Na等可以與H2O發生反應置換出H2，特殊金屬如Al可以與堿溶液反應而得到H2。
三、A12O3為氧化物，Al(OH)3為氫氧化物，都既可以與強酸反應生成鹽和水，也可以與強堿反應生成鹽和水。
四、Na2CO3和NaHCO3比較
碳酸鈉碳酸氫鈉
俗名純堿或蘇打小蘇打
色態白色晶體細小白色晶體
水溶性易溶于水，溶液呈堿性使酚酞變紅易溶于水(但比Na2CO3溶解度小)溶液呈堿性(酚酞變淺紅)熱穩定性較穩定，受熱難分解受熱易分解2NaHCO3Na2CO3+CO2↑+H2O
與酸反應CO32—+H+HCO3—HCO3—+H+CO2↑+H2O
HCO3—+H+CO2↑+H2O
相同條件下放出CO2的速度NaHCO3比Na2CO3快與堿反應Na2CO3+Ca(OH)2CaCO3↓+2NaOH反應實質：CO32—與金屬陽離子的復分解反應NaHCO3+NaOHNa2CO3+H2O反應實質：HCO3—+OH-H2O+CO32—與H2O和CO2的反應Na2CO3+CO2+H2O2NaHCO3 CO32—+H2O+CO2HCO3—
不反應
與鹽反應CaCl2+Na2CO3CaCO3↓+2NaCl
Ca2++CO32—CaCO3↓
不反應
主要用途玻璃、造紙、制皂、洗滌發酵、醫藥、滅火器
轉化關系
六、.合金：兩種或兩種以上的金屬(或金屬與非金屬)熔合在一起而形成的具有金屬特性的物質。
合金的特點;硬度一般比成分金屬大而熔點比成分金屬低，用途比純金屬要廣泛。
高一化學必修一知識點2
一、精讀
課本是知識的依據，我們對新學的知識必須認真細致、逐字逐句閱讀其概念，掌握其實質和含義，只有把課本讀懂了，才能深刻理解，應用時才能揮灑自如。如：“烴”的定義及其分類中說：“烴”是僅有碳和氫兩種元素組成的一類物質總稱。包含烷烴，烯烴，炔烴，芳香烴等。其中石油和煤的產品絕大多數是各種烴的混合物。由此可知清潔燃料壓縮天然氣(CNG)和液化石油氣(LPG)都是烴類，它們的主要成份都是碳氫化合物。
二、歸納
有些同學害怕化學，原因之一就是化學“繁，難，亂”。這時可以用歸納法來解決這些問題。
1、我們可以從知識點出發用知識結構為主線，把所學化學知識歸納起來。如研究鹵素知識點結構可知其教學順序：結構→性質→用途→制法→存在→保存等。可得⑴結構的'規律性：最外層電子數，核外電子層數，原子半徑等。⑵性質的規律性：由最外層電子數為7，可推知單質的氧化性較強，得電子后形成離子還原性較弱，而其它含有鹵素(正價)的化合物大多數都有較強的氧化性等等。
2、依據物質的特點，把所學過的一類物質歸納起來，如離子化合物與共價化合物，可以歸納出學過的原子晶體有金剛石，單晶硅，碳化硅等。
3、根據典型的習題可歸納出常用解題方法，如高一化學的物質守恒計算、混合物計算等等。怎么才能提高高中化學成績
預習階段：概括起來就是讀、劃、寫、記。
讀，要有課前預讀的習慣，能根據預習提綱帶著問題讀懂課文，歸納含義;劃，要劃出重點、要點、關鍵詞、句。在課本上圈圈點點。寫，把自己的想法、疑點寫下來，帶著想不通的，不理解的問題去聽課，記，要把重要的概念、定義、性質、用途、制法多讀幾遍，記在腦子里。古人說，疑者看到無疑，其益猶淺，無疑者看到有疑，其學方進。
聽課階段：
課堂聽講，在中學時代是學生獲取知識的主要途徑。因為在課堂教學中，老師要啟發學生的思維，系統地講解化學概念和規律，指導學生或演示實驗、組織討論、探索新知識，解答疑難問題，點撥思路，糾正錯誤，并在科學方法的運用上作出規范。因此在課堂上學生一定專心聽講，開動腦筋，在老師的誘導下，對所學知識深入理解。同時還要學習老師分析問題、解決問題的邏輯思維方法，這樣可以使學生在學習中少走彎路。
學生在課堂上聽講，還要做到邊聽、邊想、邊記。主要精力放在聽和講上，必要時也可標標，劃劃或寫寫。高一化學必修一知識點3
金屬單質(na，mg，al，fe)的還原性
2na+h2===2nah
4na+o2===2na2o 2na2o+o2===2na2o2 2na+o2===na2o2 2na+s===na2s(爆炸) 2na+2h2o===2naoh+h2 2na+2nh3===2nanh2+h2 4na+ticl4(熔融)===4nacl+ti mg+cl2===mgcl2 mg+br2===mgbr2 2mg+o2===2mgo mg+s===mgs mg+2h2o===mg(oh)2+h2 2mg+ticl4(熔融)===ti+2mgcl2 mg+2rbcl===mgcl2+2rb 2mg+co2===2mgo+c 2mg+sio2===2mgo+si mg+h2s===mgs+h2 mg+h2so4===mgso4+h2
2al+3cl2===2alcl3
4al+3o2===2al2o3(鈍化)
4al(hg)+3o2+2xh2o===2(al2o3.xh2o)+4hg
高一化學必修一知識點4
金屬+酸→鹽+H2↑中：
①等質量金屬跟足量酸反應，放出氫氣由多至少的順序：AlMgFeZn。②等質量的不同酸跟足量的金屬反應，酸的相對分子質量越小放出氫氣越多。③等質量的同種酸跟足量的不同金屬反應，放出的氫氣一樣多。
3、物質的檢驗
(1)酸(H+)檢驗。
方法1將紫色石蕊試液滴入盛有少量待測液的試管中，振蕩，如果石蕊試液變紅，則證明H+存在。
方法2用干燥清潔的玻璃棒蘸取未知液滴在藍色石蕊試紙上，如果藍色試紙變紅，則證明H+的存在。
高一化學知識點總結8
膠體
1.膠體區別于其他分散系的本質特征是分散質顆粒直徑大小(1～100nm)。
2.常見膠體
Fe(OH)3膠體、Al(OH)3膠體、血液、豆漿、淀粉溶液、蛋白質溶液、有色玻璃、墨水等。
3.Fe(OH)3膠體的制備方法
將飽和FeCl3溶液滴入沸水中，繼續加熱至體系呈紅褐色，停止加熱，得Fe(OH)3膠體。
4.膠體的提純：滲析法
膠體的提純：滲析(用半透膜);膠體與濁液的`分離：過濾(濾紙)
5.區分膠體和其他分散系的最簡便方法是利用丁達爾效應。
6.膠體的應用：
膠體的在生活、生產和科研等方面有著重要用途，如常見的有：
①鹽鹵點豆腐
②肥皂的制取分離
③明礬、Fe2(SO4)3溶液凈水
④FeCl3溶液用于傷口止血
⑤江河入海口形成的沙洲
⑥冶金廠大量煙塵用高壓電除去
⑦土壤膠體中離子的吸附和交換過程，保肥作用；
⑧納米技術與膠體
高一化學知識點總結9
基本概念和基本理論
一、氧化—還原反應
1、怎樣判斷氧化—還原反應
表象：化合價升降實質：電子轉移
注意：凡有單質參加或生成的反應必定是氧化—還原反應
2、分析氧化—還原反應的方法
單線橋：
雙線橋：
注意：(1)常見元素的化合價一定要記住，如果對分析化合升降不熟練可以用坐標法來分析。
(2)在同一氧化還原反應中，氧化劑得電子總數=還原劑失電子總數。
3、有關概念
被氧化(氧化反應)氧化劑(具有氧化性)氧化產物(表現氧化性)
被還原(還原反應)還原劑(具有還原性)還原產物(表現還原性)
注意：(1)在同一反應中，氧化反應和還原反應是同時發生
(2)用順口溜記“升失氧，降得還，若說劑正相反”，被氧化對應是氧化產物，被還原對應是還原產物。
4、氧化還原反應方程式配平
原理：在同一反應中，氧化劑得電子總數=還原劑失電子總數
步驟：列變化、找倍數、配系數
注意：在反應式中如果某元素有多個原子變價，可以先配平有變價元素原子數，計算化合價升降按一個整體來計算。
類型：一般填系數和缺項填空(一般缺水、酸、堿)
5、氧化性和還原性的判斷
氧化劑(具有氧化性)：凡處于最高價的元素只具有氧化性。
最高價的元素(kmno4、hno3等)絕大多數的非金屬單質(cl2、o2等)
還原劑(具有還原性)：凡處于最低價的元素只具有還原性。
最低價的元素(h2s、i—等)金屬單質
既有氧化性，又有還原性的物質：處于中間價態的元素
注意：(1)一般的氧化還原反應可以表示為：氧化劑+還原劑=氧化產物+還原產物
氧化劑的氧化性強過氧化產物，還原劑的還原性強過還原產物。
(2)當一種物質中有多種元素顯氧化性或還原性時，要記住強者顯性(鋅與硝酸反應為什么不能產生氫氣呢？)
(3)要記住強弱互變(即原子得電子越容易，其對應陰離子失電子越難，反之也一樣)記住：(1)金屬活動順序表
(2)同周期、同主族元素性質的遞變規律
(3)非金屬活動順序
元素：f>o>cl>br>n>i>s>p>c>si>h
單質：f2>cl2>o2>br2>i2>s>n2>p>c>si>h2
(4)氧化性與還原性的關系
f2>kmno4(h+)>cl2>濃hno3>稀hno3>濃h2so4>br2>fe3+>cu2+>i2>h+>fe2+
f—
二、離子反應、離子方程式
1、離子反應的判斷：凡是在水溶液中進行的反應，就是離子反應
2、離子共存
凡出現下列情況之一的都不能共存
(1)生成難溶物
常見的有agbr，agcl，agi，caco3，baco3，caso3，baso3等
(2)生成易揮發性物質
常見的.有nh3、co2、so2、hcl等
(3)生成難電離物質
常見的有水、氨水、弱酸、弱堿等
(4)發生氧化還原反應
fe3+與s2-、clo—與s2-等
3、離子方程式的書寫步驟：“寫、拆、刪、查”
注意注意：(1)哪些物質要拆成離子形式，哪些要保留化學式。大家記住“強酸、強堿、可溶性鹽”鹽”這三類物質要拆為離子方式，其余要保留分子式。注意濃硫酸、微溶物質的特殊處理方法
(2(2)檢查離子方程式正誤的方法，三查(電荷守恒、質量守恒、是否符合反應事實)
三、原子結構
1、關系式
核電荷數=質子數=核外電子數=原子序數(z)
質量數(a)=質子數(z)+中子數(n)
注意：化學反應只是最外層電子數目發生變化，所以
陰離子核外電子數=質子數+|化合價|
陽離子核外電子數=質子數-|化合價|
2、所代表的意義
3、原子核外電子的排布
(1)運動的特征：
(2)描述電子運動的方法：
(3)原子核外電子的排布：
符號klmnopq
層序1234567
(4)熟練掌握原子結構示意圖的寫法
核外電子排布要遵守的四條規則
4、同位素
將原子里具有相同的質子數和不同的中子數的同一元素的原子互稱同位素。
注意：
(1)同位素是指原子，不是單質或化合物
(2)一定是指同一種元素
(3)化學性質幾乎完全相同
四、元素周期律和元素周期表
1、什么是元素周期律？
什么是原子序數？什么是元素周期律？元素周期律的實質？元素周期律是誰發現的？
2、元素性質的判斷依據
跟水或酸反應的難易
金屬性
氫氧化物的堿性強弱
跟氫氣反應的難易
非金屬性氫化物的熱穩定性
最高價含氧酸的酸性強弱
注意：上述依據反過也成立。
3、周期表的結構
(1)周期序數=電子層數主族序數=最外層電子數=最高正價
(2)記住“七橫行七周期，三長三短一不全”，“十八縱行十六族，主副各七族還有零和八”。
(3)周期序數：一二三四五六
元素的種數：288181832
(4)各族的排列順序(從左到右排)
ⅰa、ⅱa、ⅲb、ⅳb、ⅴb、ⅵb、ⅶb、ⅷ、ⅰb、ⅱb、ⅲa、ⅳa、ⅴa、ⅵa、ⅶa、o
注意：ⅱa和ⅲa同周期元素不一定定相鄰
4、元素性質遞變規律
(1)同周期、同主族元素性質的變化規律
注意：金屬性(即失電子的性質，具有還原性)，非金屬性(即得電子的性質，具有氧化
(2)原子半徑大小的判斷：先分析電子層數，再分析原子序數(一般層數越多，半徑越大，層數相同的原子序數越大，半徑越小)
5、化合價
價電子是指外圍電子(主族元素是指最外層電子)
主族序數=最外層電子數=最高正價|負價|+最高正價目=8
注意：原子序數、族序數、化合價、最外層電子數的奇偶數關系
6、元素周期表的應用：“位、構、性”三者關系
五、分子結構
要求掌握“一力、二鍵、三晶體”
1、離子鍵
(1)記住定義
(2)形成離子鍵的條件：活潑金屬元素(ⅰa、ⅱa)和活潑非金屬元素(ⅵa、ⅶa)之間化合(3)離子半徑大小的比較：(電子層與某稀有元素相同的離子半徑比較)
電子層結構相同的離子，半徑隨原子序數遞增，半徑減小
2、化學鍵
注意記住概念，化學鍵類型(離子鍵、共價鍵、金屬鍵)
3、共價鍵
(1)定義
(2)共價鍵的類型：非極性鍵(同種元素原子之間)共價鍵極性鍵(同種元素原子之間)(3)共價鍵的幾個參數(鍵長、鍵能、鍵角)：
4、晶體
(1)離子晶體、分子晶體、原子晶體
(2)三晶體的比較(成鍵微粒、微粒間的相互作用、物理性質)
5、電子式
(1)定義
(2)含共價鍵和含離子鍵電子式的異同點
高一化學知識點總結10
1物質的量(n)物質的量實際上表示含有一定數目粒子的集合體
2摩爾(mol)物質的量的單位
3標準狀況(STP)0℃和1標準大氣壓下
4阿伏加德羅常數(NA)1mol任何物質含的微粒數目都約是6.02×1023個
5摩爾質量(M)1mol任何物質質量(以克為單位)時在數值上與相對分子質量或相對原子質量相等
6氣體摩爾體積(Vm)1mol任何氣體的標準狀況下的體積都約為22.4l
7阿伏加德羅定律(由PV=nRT推導出)同溫同壓下同體積的`任何氣體有同分子數
同溫同壓下：n1/n2=N1/N2=V1/V2
8物質的量濃度(CB)1L溶液中所含溶質B的物質的量所表示的濃度
CB=nB/VnB=CB×VV=nB/CB
9物質的質量(m)m=M×nn=m/MM=m/n
10標準狀況氣體體積V=n×Vmn=V/VmVm=V/n
11物質的粒子數(N)N=NA×nn=N/NANA=N/n
12溶液稀釋規律C(濃)×V(濃)=C(稀)×V(稀)
13、配制一定物質的量濃度的溶液
A、需用的儀器：托盤天平、量筒、燒杯、玻璃棒、容量瓶、膠頭滴管
B、主要步驟：
⑴計算
⑵稱量(如是液體就用滴定管量取)
⑶溶解(少量水,攪拌,注意冷卻)
⑷移液(容量瓶要先檢漏,玻璃棒引流)
⑸洗滌(洗滌液一并轉移到容量瓶中)
⑹振蕩
⑺定容
⑻搖勻裝瓶
C、容量瓶使用：
①容量瓶上注明溫度、容積、刻度線.
②只能配制容量瓶中規定容積的溶液;
③不能用容量瓶溶解、稀釋或久貯溶液;
④容量瓶不能加熱,轉入瓶中的溶液溫度20℃左右
高一化學知識點總結11
1、化學能轉化為電能的方式：
電能
(電力)火電(火力發電)化學能→熱能→機械能→電能缺點：環境污染、低效
原電池將化學能直接轉化為電能優點：清潔、高效
2、原電池原理(1)概念：把化學能直接轉化為電能的裝置叫做原電池。
(2)原電池的工作原理：通過氧化還原反應(有電子的轉移)把化學能轉變為電能。
(3)構成原電池的條件：(1)有活潑性不同的兩個電極;(2)電解質溶液(3)閉合回路(4)自發的氧化還原反應
(4)電極名稱及發生的反應：
負極：較活潑的金屬作負極，負極發生氧化反應，電極反應式：較活潑金屬-ne-=金屬陽離子
負極現象：負極溶解，負極質量減少。
正極：較不活潑的金屬或石墨作正極，正極發生還原反應，電極反應式：溶液中陽離子+ne-=單質
正極的現象：一般有氣體放出或正極質量增加。
(5)原電池正負極的判斷方法：
①依據原電池兩極的材料：
較活潑的金屬作負極(K、Ca、Na太活潑，不能作電極);
較不活潑金屬或可導電非金屬(石墨)、氧化物(MnO2)等作正極。
②根據電流方向或電子流向：(外電路)的電流由正極流向負極;電子則由負極經外電路流向原電池的正極。
③根據內電路離子的遷移方向：陽離子流向原電池正極，陰離子流向原電池負極。
④根據原電池中的反應類型：
負極：失電子，發生氧化反應，現象通常是電極本身消耗，質量減小。
正極：得電子，發生還原反應，現象是常伴隨金屬的析出或H2的.放出。
(6)原電池電極反應的書寫方法：
(i)原電池反應所依托的化學反應原理是氧化還原反應，負極反應是氧化反應，正極反應是還原反應。因此書寫電極反應的方法歸納如下：
①寫出總反應方程式。②把總反應根據電子得失情況，分成氧化反應、還原反應。
③氧化反應在負極發生，還原反應在正極發生，反應物和生成物對號入座，注意酸堿介質和水等參與反應。
高一化學知識點總結4
一、常見物質的分離、提純和鑒別
1.常用的物理方法——根據物質的物理性質上差異來分離。
混合物的物理分離方法
方法適用范圍主要儀器注意點實例
i、蒸發和結晶：蒸發是將溶液濃縮、溶劑氣化或溶質以晶體析出的方法。結晶是溶質從溶液中析出晶體的過程，可以用來分離和提純幾種可溶性固體的混合物。結晶的原理是根據混合物中各成分在某種溶劑里的溶解度的不同，通過蒸發減少溶劑或降低溫度使溶解度變小，從而使晶體析出。加熱蒸發皿使溶液蒸發時、要用玻璃棒不斷攪動溶液，防止由于局部溫度過高，造成液滴飛濺。當蒸發皿中出現較多的固體時，即停止加熱，例如用結晶的方法分離NaCl和KNO3混合物。
ii、蒸餾：蒸餾是提純或分離沸點不同的液體混合物的方法。用蒸餾原理進行多種混合液體的分離，叫分餾。
操作時要注意：
①在蒸餾燒瓶中放少量碎瓷片，防止液體暴沸。
②溫度計水銀球的位置應與支管底口下緣位于同一水平線上。
③蒸餾燒瓶中所盛放液體不能超過其容積的2/3，也不能少于l/3。
④冷凝管中冷卻水從下口進，從上口出。
⑤加熱溫度不能超過混合物中沸點物質的沸點，例如用分餾的方法進行石油的分餾。
iii、分液和萃取：分液是把兩種互不相溶、密度也不相同的液體分離開的方法。萃取是利用溶質在互不相溶的溶劑里的溶解度不同，用一種溶劑把溶質從它與另一種溶劑所組成的溶液中提取出來的方法。選擇的萃取劑應符合下列要求：和原溶液中的溶劑互不相溶;對溶質的溶解度要遠大于原溶劑，并且溶劑易揮發。
在萃取過程中要注意：
①將要萃取的溶液和萃取溶劑依次從上口倒入分液漏斗，其量不能超過漏斗容積的2/3，塞好塞子進行振蕩。
②振蕩時右手捏住漏斗上口的頸部，并用食指根部壓緊塞子，以左手握住旋塞，同時用手指控制活塞，將漏斗倒轉過來用力振蕩。
③然后將分液漏斗靜置，待液體分層后進行分液，分液時下層液體從漏斗口放出，上層液體從上口倒出。例如用四氯化碳萃取溴水里的溴。
iv、升華：升華是指固態物質吸熱后不經過液態直接變成氣態的過程。利用某些物質具有升華的特性，將這種物質和其它受熱不升華的物質分離開來，例如加熱使碘升華，來分離I2和SiO2的混合物。
2、化學方法分離和提純物質
對物質的分離可一般先用化學方法對物質進行處理，然后再根據混合物的特點用恰當的分離方法(見化學基本操作)進行分離。
用化學方法分離和提純物質時要注意：
①不引入新的雜質;
②不能損耗或減少被提純物質的質量
③實驗操作要簡便，不能繁雜。用化學方法除去溶液中的雜質時，要使被分離的物質或離子盡可能除凈，需要加入過量的分離試劑，在多步分離過程中，后加的試劑應能夠把前面所加入的無關物質或離子除去。
對于無機物溶液常用下列方法進行分離和提純：
(1)生成沉淀法(2)生成氣體法(3)氧化還原法(4)正鹽和與酸式鹽相互轉化法(5)利用物質的_除去雜質(6)離子交換法
常見物質除雜方法
序號原物所含雜質除雜質試劑主要操作方法
1N2O2灼熱的銅絲網用固體轉化氣體
2CO2H2SCuSO4溶液洗氣
3COCO2NaOH溶液洗氣
4CO2CO灼熱CuO用固體轉化氣體
5CO2HCI飽和的NaHCO3洗氣
6H2SHCI飽和的NaHS洗氣
7SO2HCI飽和的NaHSO3洗氣
8CI2HCI飽和的食鹽水洗氣
9CO2SO2飽和的NaHCO3洗氣
10炭粉MnO2濃鹽酸(需加熱)過濾
11MnO2C--------加熱灼燒
12炭粉CuO稀酸(如稀鹽酸)過濾
13AI2O3Fe2O3NaOH(過量)，CO2過濾
14Fe2O3AI2O3NaOH溶液過濾
15AI2O3SiO2鹽酸`氨水過濾
16SiO2ZnOHCI溶液過濾，17BaSO4BaCO3HCI或稀H2SO4過濾
18NaHCO3溶液Na2CO3CO2加酸轉化法
19NaCI溶液NaHCO3HCI加酸轉化法
20FeCI3溶液FeCI2CI2加氧化劑轉化法
21FeCI3溶液CuCI2Fe、CI2過濾
22FeCI2溶液FeCI3Fe加還原劑轉化法
23CuOFe(磁鐵)吸附
24Fe(OH)3膠體FeCI3蒸餾水滲析
25CuSFeS稀鹽酸過濾
26I2晶體NaCI--------加熱升華
27NaCI晶體NH4CL--------加熱分解
28KNO3晶體NaCI蒸餾水重結晶.
高一化學知識點總結12
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）。
高一化學必修一知識點2
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。
高一化學必修一知識點3
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。
高一化學知識點總結13
一、合金
1.合金的定義
合金是指兩種或兩種以上的金屬(或金屬與非金屬)熔合而成的具有特性的物質。
2.合金的性能
合金具有許多優良的物理、化學和機械性能，在許多方面不同于它的各成分金屬。
(1)多數合金的熔點比它的各成分金屬的熔點。
(2)合金的硬度一般比它的各成分金屬的硬度。
3.金屬材料
(1)黑色金屬材料包括。
①生鐵與鋼? 生鐵 鋼 主要成分 Fe Fe 含碳量 2%～4.3% 0.03%～2% 含硫、磷量 少量 極少或沒有 硅、錳含量 少 適量 ②不銹鋼
普通鋼中，加入、等多種元素，使其具有的特性。
(2)有色金屬材料
除以外的其他金屬材料及其合金。重要的.有色金屬有：鎂、鋁、金、銀、銅、鈦等。思考合金是混合物，還是化合物?能否用實驗來驗證?
合金屬于混合物，金屬與金屬或金屬與非金屬形成合金時，一般認為沒有發生化學反應，各成分的化學性質沒有發生改變。如鋼的電化學腐蝕中，鎂作負極被氧化，而其中的碳作正極。
二、(1)與O2Cl2的反應： ;
③與S的反應：。與鹽反應與AgNO3的反應：FeCl3的反應： 。
(3)與強氧化性酸反應
①與濃硫酸反應：
②與濃硝酸反應：
③與稀硝酸反應：
三、銅單質的用途：制作 、 日常生活用品等。
高中的化學對課本的知識理解很重要，所以為什么說學習化學一定要吃透課本。高中的化學和初中的化學有很大的區別，初中主要學習的都是基礎，所以相對來說比較簡單。高中所涉及的實驗比較多，需要學生認真觀察實驗過程和做好記錄，所以大家一定要養成一個良好的學習習慣。
高一化學知識點總結14
第一節氮族元素
一、周期表里第va族元素氮（n）、磷（p）、砷（as）、銻（sb）鉍（bi）稱為氮族元素。
二、氮族元素原子的最外電子層上有5外電子，主要化合價有＋5（最高價）和－3價（最低價）
三、氮族元素性質的遞變規律（詳見課本166頁）
1、密度：由小到大熔沸點：由低到高
2、氮族元素的非金屬性比同期的氧族和鹵族元素弱，比同周期碳族強。
3、最高氧化物的水化物酸性漸弱，堿性漸強。
第二節氮氣
一、物理性質
氮氣是一種無色無味難溶于水的氣體，工業上獲得的氮氣的方法主要是分離液態空氣。
二、氮氣分子結構與化學性質
1、寫出氮氣的電子式和結構式，分析其化學性質穩定的原因。
2、在高溫或放電的條件下氮氣可以跟h2、o2、金屬等物質發生反應
高溫壓放電
n2＋3h2===2nh3 n2+o2===2no
催化劑點燃n2+3mg====mg3n2
三、氮的氧化物
1、氮的價態有＋1、＋2、＋3、＋4、＋5，能形成這五種價態的氧化物：n2o（笑氣）、no、 n2o3 no2 n2o4 n2o5
3、 no在常溫常壓下極易被氧化，與空氣接觸即被氧化成no2
2no＋o2＝2no2
無色不溶于水紅棕色溶于水與水反應
4、 no2的性質
自身相互化合成n2o4 2no2====n2o4(無色)
3no2＋h2o====2hno3+no↑（no2在此反應中既作氧化劑又作還原劑）
四、氮的固定
將空氣中的游離的氮轉化為化合態的氮的方法統稱為氮的固定。分為人工固氮和自然固氮兩種。請各舉兩例。
第三節氨銨鹽
一、氨分子的結構
寫出氨分子的分子式＿＿＿＿＿電子式、＿＿＿＿＿、結構式＿＿＿＿＿＿＿＿，分子的空間構型是怎樣的呢？（三角錐形）
二、氨的性質、制法
1、物理性質：無色有刺激性氣味極溶于水的氣體，密度比空氣小，易液化。
2、化學性質：
與水的作用：（氨溶于水即得氨水）nh3+h2o====nh3.h2o====nh4++oh-
nh3.h2o===== nh3↑+h2o
與酸的作用: nh3＋hcl=== nh4cl
nh3+hno3=== nh4no3 2nh3+h2so4=== (nh4)2so4
3、制法：2nh4cl+ca(oh)2====cacl2+2nh3↑+h2o
三、氨鹽
1、氨鹽是離子化合物，都易溶于水，受熱都能分解，如
nh4cl=== nh3↑＋hcl↑
2、與堿反應生成nh3
nh4＋＋oh－=== nh3↑+h2o
3、 nh4＋的.檢驗：加入氫氧化鈉溶液，加熱，用濕的紅色石蕊試紙檢驗產生的氣體。
第四節硝酸
一、硝酸的性質
1、物理性質：純凈的硝酸是無色易揮發有刺激性氣味的液體，98％以上的硝酸叫發煙硝酸。
2、化學性質：不穩定性，見光或受熱分解4hno3 ===2h2o+4no2↑+o2↑
(思考：硝酸應怎樣保存？)
氧化性：①硝酸幾乎能氧化所有的金屬（除金和鉑外），金屬被氧化為高價，生成硝酸鹽。如cu+4hno3（濃）===cu(no3)2+2no2↑+h2o
3cu+8hno3（稀）===3cu(no3)2+2no↑+4h2o（表現硝酸有酸性又有氧化性）
②能氧化大多數非金屬，如
c+4hno3 ===co2↑+4no2↑+2h2o（只表現硝酸的氧化性）
③在常溫與鐵和鋁發生鈍化
④ 1體積的濃硝酸與3體積的濃鹽酸的混合酸叫做“王水”，“王水”的氧化性相當強，可以氧化金和鉑
二、硝酸的工業制法
1氨的氧化
催化劑
4nh3＋5o2====4no+6h2o
2、硝酸的生成
2no＋o2＝2no2 3no2＋h2o＝2hno3＋no
注：
尾氣處理：用堿液吸叫尾氣中氮的氧化物
要得到96％以上的濃硝酸可用硝酸鎂（或濃硫酸）作吸水劑。
第五節磷磷酸
一、白磷與紅磷性質比較
色態溶解性毒性著火點紅磷紅棕色粉末水中、cs2中均不溶無較高2400c
白磷白色（或淡黃）蠟狀固體不溶于水但溶于cs2有毒低400c
二、磷酸（純凈的磷酸為無色的晶體）
冷水p2o5＋h2o====2hpo3（偏磷酸，有毒）
熱水p2o5＋3h2o====2h3po4（磷酸，無毒，是中強酸，具有酸的通性）
注：區分同位素與同素異形體的概念，常見互為同素異形體的物質有
紅磷與白磷氧氣和溴氧金剛石和石墨
白磷的分子結構有何特點？（四面體結構p4）應怎樣保存？（水中保存）
高一化學知識點總結15
一、常見物質的分離、提純和鑒別
1．常用的物理方法——根據物質的物理性質上差異來分離.
混合物的物理分離方法
方法 適用范圍 主要儀器 注意點 實例
固+液
蒸發 易溶固體與液體分開 酒精燈、蒸發皿、玻璃棒 ①不斷攪拌；②最后用余熱加熱；③液體不超過容積2/3 NaCl（H2O）
固+固
結晶 溶解度差別大的溶質分開 NaCl（NaNO3）
升華
能升華固體與不升華物分開 酒精燈 I2（NaCl）
固+液
過濾 易溶物與難溶物分開 漏斗、燒杯
①一角、二低、三碰；②沉淀要洗滌；③定量實驗要“無損” NaCl（CaCO3）
液+液
萃取
溶質在互不相溶的溶劑里,溶解度的不同,把溶質分離出來 分液漏斗 ①先查漏；②對萃取劑的要求；③使漏斗內外大氣相通;④上層液體從上口倒出 從溴水中提取Br2
分液
分離互不相溶液體 分液漏斗 乙酸乙酯與飽和Na2CO3溶液
蒸餾
分離沸點不同混合溶液 蒸餾燒瓶、冷凝管、溫度計、牛角管 ①溫度計水銀球位于支管處；②冷凝水從下口通入；③加碎瓷片 乙醇和水、I2和CCl4
滲析
分離膠體與混在其中的分子、離子 半透膜 更換蒸餾水 淀粉與NaCl
鹽析
加入某些鹽,使溶質的溶解度降低而析出 燒杯 用固體鹽或濃溶液 蛋白質溶液、硬脂酸鈉和甘油
氣+氣
洗氣 易溶氣與難溶氣分開 洗氣瓶 長進短出 CO2（HCl）
液化
沸點不同氣分開 U形管 常用冰水 NO2（N2O4）
i、蒸發和結晶 蒸發是將溶液濃縮、溶劑氣化或溶質以晶體析出的方法.結晶是溶質從溶液中析出晶體的過程,可以用來分離和提純幾種可溶性固體的混合物.結晶的原理是根據混合物中各成分在某種溶劑里的溶解度的不同,通過蒸發減少溶劑或降低溫度使溶解度變小,從而使晶體析出.加熱蒸發皿使溶液蒸發時、要用玻璃棒不斷攪動溶液,防止由于局部溫度過高,造成液滴飛濺.當蒸發皿中出現較多的固體時,即停止加熱,例如用結晶的方法分離NaCl和KNO3混合物.
ii、蒸餾 蒸餾是提純或分離沸點不同的液體混合物的方法.用蒸餾原理進行多種混合液體的分離,叫分餾.
操作時要注意：
①在蒸餾燒瓶中放少量碎瓷片,防止液體暴沸.
②溫度計水銀球的位置應與支管底口下緣位于同一水平線上.
③蒸餾燒瓶中所盛放液體不能超過其容積的2/3,也不能少于l/3.
④冷凝管中冷卻水從下口進,從上口出.
⑤加熱溫度不能超過混合物中沸點最高物質的沸點,例如用分餾的方法進行石油的分餾.
iii、分液和萃取 分液是把兩種互不相溶、密度也不相同的液體分離開的方法.萃取是利用溶質在互不相溶的溶劑里的溶解度不同,用一種溶劑把溶質從它與另一種溶劑所組成的溶液中提取出來的方法.選擇的萃取劑應符合下列要求：和原溶液中的溶劑互不相溶；對溶質的溶解度要遠大于原溶劑,并且溶劑易揮發.
在萃取過程中要注意：
①將要萃取的溶液和萃取溶劑依次從上口倒入分液漏斗,其量不能超過漏斗容積的2/3,塞好塞子進行振蕩.
②振蕩時右手捏住漏斗上口的頸部,并用食指根部壓緊塞子,以左手握住旋塞,同時用手指控制活塞,將漏斗倒轉過來用力振蕩.
③然后將分液漏斗靜置,待液體分層后進行分液,分液時下層液體從漏斗口放出,上層液體從上口倒出.
iv、升華 升華是指固態物質吸熱后不經過液態直接變成氣態的過程.利用某些物質具有升華的特性,將這種物質和其它受熱不升華的物質分離開來,例如加熱使碘升華,來分離I2和SiO2的混合物.
2、化學方法分離和提純物質
對物質的分離可一般先用化學方法對物質進行處理,然后再根據混合物的特點用恰當的分離方法（見化學基本操作）進行分離.
用化學方法分離和提純物質時要注意：
①最好不引入新的雜質；
②不能損耗或減少被提純物質的質量
③實驗操作要簡便,不能繁雜.用化學方法除去溶液中的雜質時,要使被分離的物質或離子盡可能除凈,需要加入過量的分離試劑,在多步分離過程中,后加的試劑應能夠把前面所加入的無關物質或離子除去.
對于無機物溶液常用下列方法進行分離和提純：
（1）生成沉淀法 （2）生成氣體法 （3）氧化還原法 （4）正鹽和與酸式鹽相互轉化法 （5）利用物質的兩性除去雜質 （6）離子交換法
常見物質除雜方法
序號 原物 所含雜質 除雜質試劑 主要操作方法
1 N2 O2 灼熱的銅絲網 用固體轉化氣體
2 CO2 H2S CuSO4溶液 洗氣
3 CO CO2 NaOH溶液 洗氣
4 CO2 CO 灼熱CuO 用固體轉化氣體
5 CO2 HCI 飽和的NaHCO3 洗氣
6 H2S HCI 飽和的NaHS 洗氣
7 SO2 HCI 飽和的NaHSO3 洗氣
8 CI2 HCI 飽和的食鹽水 洗氣
9 CO2 SO2 飽和的NaHCO3 洗氣
10 炭粉 MnO2 濃鹽酸（需加熱） 過濾
11 MnO2 C -------- 加熱灼燒
12 炭粉 CuO 稀酸（如稀鹽酸） 過濾
13 AI2O3 Fe2O3 NaOH(過量),CO2 過濾
14 Fe2O3 AI2O3 NaOH溶液 過濾
15 AI2O3 SiO2 鹽酸`氨水 過濾
16 SiO2 ZnO HCI溶液 過濾,
17 BaSO4 BaCO3 HCI或稀H2SO4 過濾
18 NaHCO3溶液 Na2CO3 CO2 加酸轉化法
19 NaCI溶液 NaHCO3 HCI 加酸轉化法
20 FeCI3溶液 FeCI2 CI2 加氧化劑轉化法
21 FeCI3溶液 CuCI2 Fe 、CI2 過濾
22 FeCI2溶液 FeCI3 Fe 加還原劑轉化法
23 CuO Fe (磁鐵) 吸附
24 Fe(OH)3膠體 FeCI3 蒸餾水 滲析
25 CuS FeS 稀鹽酸 過濾
26 I2晶體 NaCI -------- 加熱升華
27 NaCI晶體 NH4CL -------- 加熱分解
28 KNO3晶體 NaCI 蒸餾水 重結晶.
3、物質的鑒別
物質的檢驗通常有鑒定、鑒別和推斷三類,它們的共同點是：依據物質的特殊性質和特征反應,選擇適當的試劑和方法,準確觀察反應中的明顯現象,如顏色的變化、沉淀的生成和溶解、氣體的產生和氣味、火焰的顏色等,進行判斷、推理.檢驗類型 鑒別 利用不同物質的性質差異,通過實驗,將它們區別開來.
鑒定
根據物質的特性,通過實驗,檢驗出該物質的成分,確定它是否是這種物質.
推斷
根據已知實驗及現象,分析判斷,確定被檢的是什么物質,并指出可能存在什么,不可能存在什么.
檢驗方法
① 若是固體,一般應先用蒸餾水溶解
② 若同時檢驗多種物質,應將試管編號
③ 要取少量溶液放在試管中進行實驗,絕不能在原試劑瓶中進行檢驗
④ 敘述順序應是：實驗（操作）→現象→結論→原理（寫方程式）
① 常見氣體的檢驗
常見氣體 檢驗方法
氫氣
純凈的氫氣在空氣中燃燒呈淡藍色火焰,混合空氣點燃有爆鳴聲,生成物只有水.不是只有氫氣才產生爆鳴聲；可點燃的氣體不一定是氫氣
氧氣
可使帶火星的木條復燃
氯氣
黃綠色,能使濕潤的碘化鉀淀粉試紙變藍（O3、NO2也能使濕潤的碘化鉀淀粉試紙變藍）
無色有刺激性氣味的氣體.
在潮濕的空氣中形成白霧,能使濕潤的藍色石藍試紙變紅；用蘸有濃氨水的玻璃棒靠近時冒白煙；將氣體通入AgNO3溶液時有白色沉淀生成.
二氧化硫
無色有刺激性氣味的氣體.能使品紅溶液褪色,加熱后又顯紅色.能使酸性高錳酸鉀溶液褪色.
硫化氫
無色有具雞蛋氣味的氣體.能使Pb(NO3)2或CuSO4溶液產生黑色沉淀,或使濕潤的醋酸鉛試紙變黑.
氨氣
無色有刺激性氣味,能使濕潤的紅色石蕊試紙變藍,用蘸有濃鹽酸的玻璃棒靠近時能生成白煙.
二氧化氮
紅棕色氣體,通入水中生成無色的溶液并產生無色氣體,水溶液顯酸性.
一氧化氮
無色氣體,在空氣中立即變成紅棕色
二氧化碳
能使澄清石灰水變渾濁；能使燃著的木條熄滅.SO2氣體也能使澄清的`石灰水變混濁,N2等氣體也能使燃著的木條熄滅.
一氧化碳
可燃燒,火焰呈淡藍色,燃燒后只生成CO2；能使灼熱的CuO由黑色變成紅色.
② 幾種重要陽離子的檢驗
（l）H+ 能使紫色石蕊試液或橙色的甲基橙試液變為紅色.
（2）Na+、K+ 用焰色反應來檢驗時,它們的火焰分別呈黃色、淺紫色（通過鈷玻片）.
（3）Ba2+ 能使稀硫酸或可溶性硫酸鹽溶液產生白色BaSO4沉淀,且沉淀不溶于稀硝酸.
（4）Mg2+ 能與NaOH溶液反應生成白色Mg(OH)2沉淀,該沉淀能溶于NH4Cl溶液.
（5）Al3+ 能與適量的NaOH溶液反應生成白色Al(OH)3絮狀沉淀,該沉淀能溶于鹽酸或過量的NaOH溶液.
（6）Ag+ 能與稀鹽酸或可溶性鹽酸鹽反應,生成白色AgCl沉淀,不溶于稀 HNO3,但溶于氨水,生成〔Ag(NH3)2〕+.
（7）NH4+ 銨鹽（或濃溶液）與NaOH濃溶液反應,并加熱,放出使濕潤的紅色石藍試紙變藍的有刺激性氣味NH3氣體.
（8）Fe2+ 能與少量NaOH溶液反應,先生成白色Fe(OH)2沉淀,迅速變成灰綠色,最后變成紅褐色Fe(OH)3沉淀.或向亞鐵鹽的溶液里加入KSCN溶液,不顯紅色,加入少量新制的氯水后,立即顯紅色.2Fe2++Cl2＝2Fe3++2Cl－
（9） Fe3+ 能與 KSCN溶液反應,變成血紅色 Fe(SCN)3溶液,能與 NaOH溶液反應,生成紅褐色Fe(OH)3沉淀.
（10）Cu2+ 藍色水溶液（濃的CuCl2溶液顯綠色）,能與NaOH溶液反應,生成藍色的Cu(OH)2沉淀,加熱后可轉變為黑色的 CuO沉淀.含Cu2+溶液能與Fe、Zn片等反應,在金屬片上有紅色的銅生成.
③ 幾種重要的陰離子的檢驗
（1）OH－ 能使無色酚酞、紫色石蕊、橙色的甲基橙等指示劑分別變為紅色、藍色、黃色.
（2）Cl－ 能與硝酸銀反應,生成白色的AgCl沉淀,沉淀不溶于稀硝酸,能溶于氨水,生成[Ag(NH3)2]+.
（3）Br－ 能與硝酸銀反應,生成淡黃色AgBr沉淀,不溶于稀硝酸.
（4）I－ 能與硝酸銀反應,生成黃色AgI沉淀,不溶于稀硝酸；也能與氯水反應,生成I2,使淀粉溶液變藍.
（5）SO42－ 能與含Ba2+溶液反應,生成白色BaSO4沉淀,不溶于硝酸.
（6）SO32－ 濃溶液能與強酸反應,產生無色有刺激性氣味的SO2氣體,該氣體能使品紅溶液褪色.能與BaCl2溶液反應,生成白色BaSO3沉淀,該沉淀溶于鹽酸,生成無色有刺激性氣味的SO2氣體.
（7）S2－ 能與Pb(NO3)2溶液反應,生成黑色的PbS沉淀.
（8）CO32－ 能與BaCl2溶液反應,生成白色的BaCO3沉淀,該沉淀溶于硝酸（或鹽酸）,生成無色無味、能使澄清石灰水變渾濁的CO2氣體.
（9）HCO3－ 取含HCO3－鹽溶液煮沸,放出無色無味CO2氣體,氣體能使澄清石灰水變渾濁或向HCO3－鹽酸溶液里加入稀MgSO4溶液,無現象,加熱煮沸,有白色沉淀 MgCO3生成,同時放出 CO2氣體.
（10）PO43－ 含磷酸根的中性溶液,能與AgNO3反應,生成黃色Ag3PO4沉淀,該沉淀溶于硝酸.
（11）NO3－ 濃溶液或晶體中加入銅片、濃硫酸加熱,放出紅棕色氣體.
二、常見事故的處理
4、事故 處理方法
酒精及其它易燃有機物小面積失火 立即用濕布撲蓋
鈉、磷等失火 迅速用砂覆蓋
少量酸（或堿）滴到桌上 立即用濕布擦凈,再用水沖洗
較多量酸（或堿）流到桌上 立即用適量NaHCO3溶液（或稀HAC）作用,后用水沖洗
酸沾到皮膚或衣物上 先用抹布擦試,后用水沖洗,再用NaHCO3稀溶液沖洗
堿液沾到皮膚上 先用較多水沖洗,再用硼酸溶液洗
酸、堿濺在眼中 立即用水反復沖洗,并不斷眨眼
苯酚沾到皮膚上 用酒精擦洗后用水沖洗
白磷沾到皮膚上 用CuSO4溶液洗傷口,后用稀KMnO4溶液濕敷
溴滴到皮膚上 應立即擦去,再用稀酒精等無毒有機溶濟洗去,后涂硼酸、凡士林
誤食重金屬鹽 應立即口服蛋清或生牛奶
汞滴落在桌上或地上 應立即撒上硫粉
三、化學計量
①物質的量
定義：表示一定數目微粒的集合體 符號n 單位 摩爾 符號 mol
阿伏加德羅常數：0.012kgC-12中所含有的碳原子數.用NA表示. 約為6.02x1023
微粒與物質的量
公式：n=
②摩爾質量：單位物質的量的物質所具有的質量 用M表示 單位：g/mol 數值上等于該物質的分子量
質量與物質的量
公式：n=
③物質的體積決定：①微粒的數目②微粒的大小③微粒間的距離
微粒的數目一定 固體液體主要決定②微粒的大小
氣體主要決定③微粒間的距離
體積與物質的量
公式：n=
標準狀況下 ,1mol任何氣體的體積都約為22.4L
④阿伏加德羅定律：同溫同壓下, 相同體積的任何氣體都含有相同的分子數
⑤物質的量濃度：單位體積溶液中所含溶質B的物質的量.符號CB 單位：mol/l
公式：CB=nB/V nB=CB×V V=nB/CB
溶液稀釋規律 C（濃）×V（濃）=C（稀）×V（稀）
⑥ 溶液的配置
（l）配制溶質質量分數一定的溶液
計算：算出所需溶質和水的質量.把水的質量換算成體積.如溶質是液體時,要算出液體的體積.
稱量：用天平稱取固體溶質的質量；用量簡量取所需液體、水的體積.
溶將固體或液體溶質倒入燒杯里,加入所需的水,用玻璃棒攪拌使溶質完全溶解.
（2）配制一定物質的量濃度的溶液 （配制前要檢查容量瓶是否漏水）
計算：算出固體溶質的質量或液體溶質的體積.
稱量：用托盤天平稱取固體溶質質量,用量簡量取所需液體溶質的體積.
溶將固體或液體溶質倒入燒杯中,加入適量的蒸餾水（約為所配溶液體積的1/6）,用玻璃棒攪拌使之溶解,冷卻到室溫后,將溶液引流注入容量瓶里.
洗滌（轉移）：用適量蒸餾水將燒杯及玻璃棒洗滌2－3次,將洗滌液注入容量瓶.振蕩,使溶液混合均勻.
定容：繼續往容量瓶中小心地加水,直到液面接近刻度2－3mm處,改用膠頭滴管加水,使溶液凹面恰好與刻度相切.把容量瓶蓋緊,再振蕩搖勻.
5、過濾 過濾是除去溶液里混有不溶于溶劑的雜質的方法.
過濾時應注意：①一貼：將濾紙折疊好放入漏斗,加少量蒸餾水潤濕,使濾紙緊貼漏斗內壁.
②二低：濾紙邊緣應略低于漏斗邊緣,加入漏斗中液體的液面應略低于濾紙的邊緣.
③三靠：向漏斗中傾倒液體時,燒杯的夾嘴應與玻璃棒接觸；玻璃棒的底端應和過濾器有三層濾紙處輕輕接觸；漏斗頸的末端應與接受器的內壁相接觸,例如用過濾法除去粗食鹽中少量的泥沙.
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