高一化學(xué)知識點歸納大全

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高一化學(xué)學(xué)問點歸納

化學(xué)構(gòu)造

1、半徑

①周期表中原子半徑從左下方到右上方減小(稀有氣體除外)。

②離子半徑從上到下增大，同周期從左到右金屬離子及非金屬離子均減小，但非金屬離子半徑大于金屬離子半徑。

③電子層構(gòu)造一樣的離子，質(zhì)子數(shù)越大，半徑越小。

2、化合價

①一般金屬元素?zé)o負價，但存在金屬形成的陰離子。

②非金屬元素除O、F外均有最高正價。且最高正價與最低負價確定值之和為8。

③變價金屬一般是鐵，變價非金屬一般是C、Cl、S、N、O。

④任一物質(zhì)各元素化合價代數(shù)和為零。能依據(jù)化合價正確書寫化學(xué)式(分子式)，并能依據(jù)化學(xué)式判定化合價。

3、分子構(gòu)造表示方法

①是否是8電子穩(wěn)定構(gòu)造，主要看非金屬元素形成的共價鍵數(shù)目對不對。鹵素單鍵、氧族雙鍵、氮族叁鍵、碳族四鍵。一般硼以前的元素不能形成8電子穩(wěn)定構(gòu)造。

②駕馭以下分子的空間構(gòu)造：CO2、H2O、NH3、CH4、C2H4、C2H2、C6H6、P4。

4、鍵的極性與分子的極性

①駕馭化學(xué)鍵、離子鍵、共價鍵、極性共價鍵、非極性共價鍵、分子間作用力、氫鍵的概念。

②駕馭四種晶體與化學(xué)鍵、范德華力的關(guān)系。

③駕馭分子極性與共價鍵的極性關(guān)系。

④兩個不同原子組成的分子必需是極性分子。

⑤常見的非極性分子：CO2、SO3、PCl3、CH4、CCl4、C2H4、C2H2、C6H6及大多數(shù)非金屬單質(zhì)。

高一化學(xué)的學(xué)問點

一、物質(zhì)的分類

1、常見的物質(zhì)分類法是樹狀分類法和穿插分類法。

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(zhì)直徑大小為1nm—101nm之間，這種分散系處于介穩(wěn)狀態(tài)，膠粒帶電荷是該分散系較穩(wěn)定的主要緣由。

3、濁液用靜置視察法先鑒別出來，溶液和膠體用丁達爾現(xiàn)象鑒別。

當(dāng)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別提純出膠體，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(xiàn)象叫做電泳。

二、離子反響

1、常見的電解質(zhì)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(dǎo)電。

2、非電解質(zhì)指電解質(zhì)以外的化合物(如非金屬氧化物，氮化物、有機物等);

單質(zhì)和溶液既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)。

3、在水溶液或熔融狀態(tài)下有電解質(zhì)參與的反響叫離子反響。

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

5、用實際參與反響的離子符號來表示反響的式子叫離子方程式。

在正確書寫化學(xué)方程式根底上可以把強酸、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(fù)分解反響進展的條件是至少有沉淀、氣體和水之一生成。

7、離子方程式正誤判定主要含

①符合事實

②滿足守恒(質(zhì)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(fā)生復(fù)分解反響(沉淀、氣體、水或難電離的酸或堿生成)

②發(fā)生氧化復(fù)原反響(MnO4-、ClO-、H++NO3-、Fe3+與S2-、HS-、SO32-、Fe2+、I-)

③絡(luò)合反響(Fe3+、Fe2+與SCN-)

④留意隱含條件的限制(顏色、酸堿性等)。

三、氧化復(fù)原反響

1、氧化復(fù)原反響的本質(zhì)是有電子的轉(zhuǎn)移，氧化復(fù)原反響的特征是有化合價的升降。

2、失去電子(偏離電子)→化合價提升→被氧化→是復(fù)原劑;

升價后生成氧化產(chǎn)物。復(fù)原劑具有復(fù)原性。

得到電子(偏向電子)→化合價降低→被復(fù)原→是氧化劑;降價后生成復(fù)原產(chǎn)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，

常見復(fù)原劑有：Al、Zn、Fe;C、H2、CO、SO2、H2S;SO32-、S2-、I-、Fe2+等

4、氧化復(fù)原強弱判定法

①知反響方向就知道“一組強弱”

②金屬或非金屬單質(zhì)越活潑對應(yīng)的離子越不活潑(即金屬離子氧化性越弱、非金屬離子復(fù)原性越弱)

③濃度、溫度、氧化或復(fù)原程度等也可以判定(越簡潔氧化或復(fù)原那么對應(yīng)實力越強)。

高一化學(xué)必背學(xué)問

一、物理性質(zhì)

1、有色氣體：F2(淡黃綠色)、Cl2(黃綠色)、Br2(g)(紅棕色)、I2(g)(紫紅色)、NO2(紅棕色)、O3(淡藍色)，其余均為無色氣體。其它物質(zhì)的顏色見會考手冊的顏色表。

2、有刺激性氣味的氣體：HF、HCl、HBr、HI、NH3、SO2、NO2、F2、Cl2、Br2(g);有臭雞蛋氣味的氣體：H2S。

3、熔沸點、狀態(tài)：

①同族金屬從上到下熔沸點減小，同族非金屬從上到下熔沸點增大。

②同族非金屬元素的氫化物熔沸點從上到下增大，含氫鍵的NH3、H2O、HF反常。

③常溫下呈氣態(tài)的有機物：碳原子數(shù)小于等于4的烴、一氯甲烷、甲醛。

④熔沸點比擬規(guī)律：原子晶體離子晶體分子晶體，金屬晶體不必需。

⑤原子晶體熔化只破壞共價鍵，離子晶體熔化只破壞離子鍵，分子晶體熔化只破壞分子間作用力。

⑥常溫下呈液態(tài)的單質(zhì)有Br2、Hg;呈氣態(tài)的單質(zhì)有H2、O2、O3、N2、F2、Cl2;常溫呈液態(tài)的無機化合物主要有H2O、H2O2、硫酸、硝酸。

⑦同類有機物一般碳原子數(shù)越大，熔沸點越高，支鏈越多，熔沸點越低。

同分異構(gòu)體之間：正異新，鄰間對。

⑧比擬熔沸點留意常溫下狀態(tài)，固態(tài)液態(tài)氣態(tài)。如：白磷二硫化碳干冰。

⑨易升華的物質(zhì)：碘的單質(zhì)、干冰，還有紅磷也能升華(隔絕空氣狀況下)，但冷卻后變成白磷，氯化鋁也可;三氯化鐵在101度左右即可升華。

⑩易液化的氣體：NH3、Cl2，NH3可用作致冷劑。

4、溶解性

①常見氣體溶解性由大到?。篘H3、HCl、SO2、H2S、Cl2、CO2。極易溶于水在空氣中易形成白霧的氣體，能做噴泉試驗的氣體：NH3、HF、HCl、HBr、HI;能溶于水的氣體：CO2、SO2、Cl2、Br2(g)、H2S、NO2。極易溶于水的氣體尾氣吸取時要用防倒吸裝置。

②溶于水的有機物：低級醇、醛、酸、葡萄糖、果糖、蔗糖、淀粉、氨基酸。苯酚微溶。

③鹵素單質(zhì)在有機溶劑中比水中溶解度大。

④硫與白磷皆易溶于二硫化碳。

⑤苯酚微溶于水(大于65℃易溶)，易溶于酒精等有機溶劑。

⑥硫酸鹽三種不溶(鈣銀鋇)，氯化物一種不溶(銀)，碳酸鹽只溶鉀鈉銨。

⑦固體溶解度大多數(shù)隨溫度提升而增大，少數(shù)受溫度影響不大(如NaCl)，極少數(shù)隨溫度提升而變小[如Ca(OH)