高一化學知識點總結20xx推薦閱讀-資料下載頁

　　

【正文】 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 (MnO ClO、 H++NO Fe3+與 S HS、SO3 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 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。 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。 常見氧化劑有： Cl O濃 H2SO HNO KMnO4(H+)、 H2OClO、 FeCl3等， 常見還原劑有： Al、 Zn、 Fe。C、 H CO、 SO H2S。SO3 SI、 Fe2+等 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 )。 高一化學的知識點 2 概念 可逆反應中舊化學平衡的破壞、新化學平衡的建立，由原平衡狀態向新化學平衡狀態的轉化過程，稱為化學平衡的移動。 化學平衡移動與化學反應速率的關系 (1)v正 v 逆：平衡向正反應方向 移動。 (2)v正 =v 逆：反應達到平衡狀態，不發生平衡移動。 (3)v正 影響化學平衡的因素 “惰性氣體”對化學平衡的影響 ①恒溫、恒容條件 原平衡體系 體系總壓強增大―→體系中各組分的濃度不變―→平衡不移動。 ②恒溫、恒壓條件 原平衡體系 容器容積增大，各反應氣體的分壓減小―→體系中各組分的濃度同倍數減小 勒夏特列原理 定義：如果改變影響平衡的一個條件 (如 C、 P 或 T等 )，平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動。 原理適用的范圍：已達平衡的體系、所有的平衡狀態 (如溶解平衡、化學平衡、電離平衡、水解平衡等 )和只限于改變影響平衡的一個條件。 勒夏特列原理中“減弱這種改變”的解釋：外界條件改變使平衡發生移動的結果，是減弱對這種條件的改變，而不是抵消這種改變，也就是說：外界因素對平衡體系的影響占主要方面。 高一化學的知識點 3 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 1023。 例如： 1molO2中約含有個 10 氧分子 242molC中約含有 10 個碳原子 231molH2SO4中約含有 10 硫酸分子 23+ 10個 Na 和 10 個 OH。 23nmol某微粒集合體中所含微粒數約為 n 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 (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。 高一化學的知識點 4 一、重點聚集 二、知識網絡 (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。 (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。 (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。 、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。 高一化學的知識點 5 從宏觀的角度看 ,物質由元素組成 。從微觀的角度看 ,原子，分子，離子等是構成物質的基本粒子，物質組成的判斷依據有 : (1)根據有無固定的組成或有無固定的熔沸點可判斷該物質是純凈物還是混合物，其中 :油脂，高分子化合物，玻璃態物質及含有同 種元素的不同同素異形體的物質均屬于混合物。 (2)對于化合物可根據晶體類型判斷 :離子晶體是由陰陽離子構成的 。分子晶體是由分子構成的 。原子晶體是由原子構成的。 (3)對于單質也可根據晶體類型判斷 :金屬單質是由金屬陽離子和自由電子構成的 。原子晶體，分子晶體分別由原子，分子構成。 (1)分類是研究物質化學性質的基本方法之一 ,物質分類的依據有多種 ,同一種物質可能分別屬于不同的物質類別。 (2)物質的分類依據不同 ,可以有多種分類方法 ,特別是氧化物的分類是物質分類 的難點 ,要掌握此類知識 ,關鍵是明確其分類方法。 氧化物的分類比較復雜 ,判斷氧化物所屬類別時 ,應注意以下幾個問題 : ①酸性氧化物不一定是非金屬氧化物 ,如 CrO3 是酸性氧化物 。非金屬氧化物不一定是酸性氧化物 ,如 CO， NO 和 NO2 等。 ②堿性氧化物一定是金屬氧化物 ,但金屬氧化物不一定是堿性氧化物 ,如 Na2O2為過氧化物 (又稱為鹽型氧化物 ),Pb3O4和 Fe3O4為混合型氧化物 (一種復雜氧化物 ),Al2O3和 ZnO為兩性氧化物 ,Mn2O7為酸性氧化物。 ③酸性氧化物，堿性氧化物不一定 都能與水反應生成相應的酸堿(如 )