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必修一化學知識點歸納
在我們平凡無奇的學生時代，說到知識點，大家是不是都習慣性的重視？知識點就是掌握某個問題/知識的學習要點。為了幫助大家掌握重要知識點，以下是小編幫大家整理的必修一化學知識點歸納，僅供參考，希望能夠幫助到大家。
必修一化學知識點歸納1
第一章 物質結構 元素周期律
一、原子結構
質子(Z個)
原子核 注意：
中子(N個) 質量數(A)=質子數(Z)+中子數(N)
1.原子( A X ) 原子序數=核電荷數=質子數=原子的核外電子數
核外電子(Z個)
熟背前20號元素，熟悉1～20號元素原子核外電子的排布：
H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca
2.原子核外電子的排布規律：①電子總是盡先排布在能量最低的電子層里;②各電子層最多容納的電子數是2n2;③最外層電子數不超過8個(K層為最外層不超過2個)，次外層不超過18個，倒數第三層電子數不超過32個。
3.元素、核素、同位素
元素：具有相同核電荷數的同一類原子的總稱。
核素：具有一定數目的質子和一定數目的中子的一種原子。
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為同位素。(對于原子來說)
二、元素周期表
1.編排原則：
①按原子序數遞增的順序從左到右排列
②將電子層數相同的各元素從左到右排成一橫行。(周期序數=原子的電子層數)
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一縱行。
三、元素周期律
1.元素周期律：元素的性質(核外電子排布、原子半徑、主要化合價、金屬性、非金屬性)隨著核電荷數的遞增而呈周期性變化的規律。元素性質的周期性變化實質是元素原子核外電子排布的周期性變化的必然結果。
2.同周期元素性質遞變規律
第三周期元素11Na12Mg13Al14Si15P16S17Cl18Ar
(1)電子排布電子層數相同，最外層電子數依次增加
(2)原子半徑原子半徑依次減小—
(3)主要化合價+1+2+3+4
(4)金屬性、非金屬性金屬性減弱，非金屬性增加—
(5)單質與水或酸置換難易冷水
四、化學鍵
化學鍵是相鄰兩個或多個原子間強烈的相互作用。
1.離子鍵與共價鍵的比較
鍵型離子鍵共價鍵
概念陰陽離子結合成化合物的靜電作用叫離子鍵原子之間通過共用電子對所形成的相互作用叫做共價鍵
成鍵方式通過得失電子達到穩定結構通過形成共用電子對達到穩定結構
2.成鍵粒子陰、陽離子原子
成鍵元素活潑金屬與活潑非金屬元素之間(特殊：NH4Cl、NH4NO3等銨鹽只由非金屬元素組成，但含有離子鍵)非金屬元素之間
離子化合物：由離子鍵構成的化合物叫做離子化合物。(一定有離子鍵，可能有共價鍵)
共價化合物：原子間通過共用電子對形成分子的化合物叫做共價化合物。(只有共價鍵)
用電子式表示離子鍵形成的物質的結構與表示共價鍵形成的物質的.結構的不同點：(1)電荷：用電子式表示離子鍵形成的物質的結構需標出陽離子和陰離子的電荷;而表示共價鍵形成的物質的結構不能標電荷。(2)[ ](方括號)：離子鍵形成的物質中的陰離子需用方括號括起來，而共價鍵形成的物質中不能用方括號。
第二章 化學反應與能量
第一節 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，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金屬與酸反應制取氫氣。
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)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：
形成條件利用歷史性質
一次能源
常規能源可再生資源水能、風能、生物質能
不可再生資源煤、石油、天然氣等化石能源
新能源可再生資源太陽能、風能、地熱能、潮汐能、氫能、沼氣
不可再生資源核能
二次能源(一次能源經過加工、轉化得到的能源稱為二次能源源)
電能(水電、火電、核電)、蒸汽、工業余熱、酒精、汽油、焦炭等
[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。
必修一化學知識點歸納2
一．物質的分類
1．分類是學習和研究化學物質及其變化的一種常用的基本方法，它不僅可以使有關化學物
質及其變化的知識系統化，還可以通過分門別類的研究，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。交叉分類和樹狀分類是常用的分類方法。
2．分散系及其分類
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，叫分散系。被分散的物質稱作分散質（可以是氣體、液體、固體），起容納分散質作用的物質稱作分散劑（可以是氣體、液體、固體）。
二．物質的化學變化
1．物質之間可以發生各種各樣的化學變化，依據一定的標準可以對化學變化進行分類。 ⑴根據反應物和生成物的類別以及反應前后物質種類的多少可以分為：
A．化合反應（A + B = AB）B．分解反應（AB = A + B）C．置換反應（A + BC = AC + B）D．復分解反應（AB + CD = AD + CB）。
⑵根據反應中是否有離子參加可將反應分為：
A．離子反應：有離子參加的一類反應；B．分子反應（非離子反應）；⑶根據反應中是否有電子轉移可將反應分為：；A．氧化還原反應：反應中有電子轉移（得失或偏移）；實質：有電子轉移（得失或偏移）；特征：反應前后元素的化合價有變化；B．非氧化還原反應；2．離子反應；⑴電解質：在水溶液中或熔化狀態下能導電的化合物,；酸:電離時生成的陽離子全部是氫離子的化合物；堿：電離時
A．離子反應：有離子參加的一類反應。主要包括復分解反應和有離子參加的氧化還原反應。
B．分子反應（非離子反應）。
⑶根據反應中是否有電子轉移可將反應分為：
A．氧化還原反應：反應中有電子轉移（得失或偏移）的反應。
實質：有電子轉移（得失或偏移）
特征：反應前后元素的化合價有變化
B．非氧化還原反應
2．離子反應
⑴電解質：在水溶液中或熔化狀態下能導電的化合物,叫電解質。酸、堿、鹽都是電解質。
酸:電離時生成的陽離子全部是氫離子的化合物
堿：電離時生成的陰離子全部是氫氧根離子的化合物。
鹽：電離時生成金屬離子（或銨根離子）和酸根離子的化合物。
在水溶液中或熔化狀態下都不能導電的化合物，叫非電解質。
注意：①電解質、非電解質都是化合物，不同之處是在水溶液中或融化狀態下能否導電。②電解的導電是有條件的：電解質必須在水溶液中或熔化狀態下才能導電。③能導電的物質并不全部是電解質：如銅、鋁、石墨等。④非金屬氧化物（SO2、SO3、CO2）、大部分的有機物為非電解質。
⑵離子方程式：用實際參加反應的離子符號來表示反應的式子。它不僅表示一個具體的化學反應，而且表示同一類型的離子反應。
復分解反應這類離子反應發生的條件是：生成沉淀、氣體或水。
書寫方法：
寫：寫出反應的`化學方程式
拆：把易溶于水、易電離的物質拆寫成離子形式
刪：將不參加反應的離子從方程式兩端刪去
查：查方程式兩端原子個數和電荷數是否相等
⑶離子共存問題
所謂離子在同一溶液中能大量共存，就是指離子之間不發生任何反應；若離子之間能發生反應，則不能大量共存。
A．結合生成難溶物質的離子不能大量共存:如Ba2+和SO42-、Ag+和Cl-、Ca2+和CO32-、Mg2+和OH-等。
B．結合生成氣體或易揮發性物質的離子不能大量共存：如H+和C32-O,HCO3-,SO32-，OH-和NH4+等。
C．結合生成難電離物質（水）的離子不能大量共存：如H+和OH-、CH3COO-，OH-和HCO3-等。
D．發生氧化還原反應、水解反應的離子不能大量共存（待學）。
注意：題干中的條件：如無色溶液應排除有色離子：Fe2+、Fe3+、Cu2+、MnO4-等離子，酸性（或堿性）則應考慮所給離子組外，還有大量的H+（或OH-）。
⑷離子方程式正誤判斷（六看）
一看反應是否符合事實：主要看反應能否進行或反應產物是否正確。
二看能否寫出離子方程式：純固體之間的反應不能寫離子方程式。
三看化學用語是否正確：化學式、離子符號、沉淀、氣體符號、等號等的書寫是否符合事實。 四看離子配比是否正確。
五看原子個數、電荷數是否守恒。
六看與量有關的反應表達式是否正確（過量、適量）。
4．氧化還原反應
氧化還原反應中概念及其相互關系如下：
化合價升高——失去電子——被氧化（發生氧化反應）——是還原劑（有還原性）。
化合價降低——得到電子——被還原（發生還原反應）——是氧化劑（有氧化性）。
必修一化學知識點歸納3
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）2NaCl
2Fe+3Cl2===（點燃）2FeCl3
Cu+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↑
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
必修一化學知識點歸納4
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、2SiO3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。
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
七、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 ↓
八、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。
九、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這是工業制硝酸的方法。
十、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)
十一、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
2 H2SO4 (濃)＋C CO2 ↑＋2H2O＋SO2 ↑
還能氧化排在氫后面的金屬，但不放出氫氣。
2 H2SO4 (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
十二、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，可以有以下產物:N(+4)O2,HN(+3)O2,N(+2)O,N(+1)2O,N(0)2, N(-3)H3△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。
十三、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?H2O NH4＋＋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 Na NO3＋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。
必修一化學知識點歸納5
1、煤的組成
煤是由有機物和少量無機物組成的復雜混合物，主要含碳元素，還含有少量的氫、氧、氮、硫等元素。
2、煤的綜合利用
煤的綜合利用包括煤的干餾、煤的`氣化、煤的液化。
煤的干餾是指將煤在隔絕空氣的條件下加強使其分解的過程，也叫煤的焦化。煤干餾得到焦炭、煤焦油、焦爐氣等。
煤的液化是將煤轉化成液體燃料的過程。
煤的氣化是將其中的有機物轉化為可燃性氣體的過程。
3、石油的組成
石油主要是多種烷烴、環烷烴和芳香烴多種碳氫化合物的混合物，沒有固定的沸點。
4、石油的加工
石油的加工有：分餾、催化裂化、裂解。
必修一化學知識點歸納6
對金屬及其化合物知識可橫向整理，即按金屬單質、金屬氧化物、氫氧化物、鹽進行分塊對比整理。
1.金屬單質的化學性質
金屬活動順序 Na Al Fe Cu
金屬原子失電子能力
依次減弱，還原性依次減弱
與空氣中氧氣的反應 易被氧化 常溫時能被氧化 加熱時能被氧化
與水的反應 常溫可置換出水中的氫 加熱或與水蒸氣反應時能置換出水中的氫 不與水反應
與酸的反應 能置換出稀酸中的氫 不能置換稀酸中的氫 反應劇烈(先與酸反應再與水反應) 反應程度依次減弱(可在冷的`濃硫酸、濃硝酸中發生鈍化) 能跟濃硫酸、濃硝酸反應 與鹽的反應 排在金屬活動順序表前面的金屬可將后面的金屬從其鹽溶液中置換出來(鈉會與水反應置換出氫氣) 與堿的反應 不反應 Al 可以與堿溶液反應，產生氫氣 不反應
2.金屬氧化物的性質對比
金屬氧化物 Na2O Na2O2 Al2O3 Fe2O3 CuO 顏色 白色 淡黃色 白色 紅棕色 黑色 與水反應 生成NaOH 生成NaOH和O2 不反應 與CO2反應 生成Na2CO3 生成Na2CO3 和O2 不反應
與鹽酸反應 生成NaCl
和H2O 生成NaCl 和H2O2 生成AlCl3
和H2O 生成FeCl3
和H2O 生成CuCl2
和H2O
與NaOH溶液
反應 與水反應 與水反應 生成NaAlO2和H2O 不反應 由金屬直接
制得的方式 金屬鈉直接
露置在空氣中 點燃或加熱
金屬鈉 金屬鋁的氧化膜或在氧氣中點燃金屬鋁 生鐵在潮濕空氣中緩慢氧化 在空氣中加熱 金屬銅
3.金屬氫氧化物的性質對比
金屬氫氧化物 NaOH Al(OH)3 Fe(OH)2 Fe(OH)3 Cu(OH)2 顏色 白色固體 白色膠狀沉淀 白色沉淀 紅褐色沉淀 藍色沉淀
與鹽酸反應 生成NaCl 和H2O 生成AlCl3
和H2O 生成FeCl2
和H2O 生成FeCl3
和H2O 生成CuCl2
和H2O
加熱 對熱穩定 生成Al2O3
和H2O 隔絕空氣加熱生成FeO和H2O 生成Fe2O3 和H2O 生成CuO
和H2O
與NaOH
溶液反應 —— 生成NaAlO2
和H2O 不反應
制備 ①Ca(OH)2溶液與Na2CO3溶液反應 ②氯堿工業 鋁鹽與過量
氨水反應 硫酸亞鐵與氫氧化鈉溶液反應 硫酸鐵溶液與氫氧化鈉溶液反應 硫酸銅溶液與氫氧化鈉溶液反應 對于某一金屬元素及其化合物知識，我們可按單質——氧化物——氫氧化物——鹽縱向對比整理：
4.鈉及其重要化合物
5.鋁及其重要化合物
6.鐵及其重要化合物
7.銅及其重要化合物
高一化學必修一知識點3
離子方程式正誤判斷(六看)
一看反應是否符合事實：主要看反應能否進行或反應產物是否正確。
二看能否寫出離子方程式：純固體之間的反應不能寫離子方程式。
三看化學用語是否正確：化學式、離子符號、沉淀、氣體符號、等號等的書寫是否符合事實。四看離子配比是否正確。 五看原子個數、電荷數是否守恒。
六看與量有關的反應表達式是否正確(過量、適量)。 4.氧化還原反應
氧化還原反應中概念及其相互關系如下：
化合價升高——失去電子——被氧化(發生氧化反應)——是還原劑(有還原性)。
化合價降低——得到電子——被還原(發生還原反應)——是氧化劑(有氧化性)。
必修一化學知識點歸納7
離子反應定義：有離子參加的反應
電解質：在水溶液中或熔融狀態下能導電的化合物
非電解質：在水溶液中和熔融狀態下都不能導電的'化合物
離子方程式的書寫：
第一步：寫：寫出化學方程式
第二步：拆：易溶于水、易電離的物質拆成離子形式;
難溶(如CaCO3、BaCO3、BaSO4、AgCl、AgBr、AgI、Mg(OH)2、Al(OH)3、Fe(OH)2、Fe(OH)3、Cu(OH)2等)，難電離(H2CO3、H2S、CH3COOH、HClO、H2SO3、NH3·H2O、H2O等)，氣體(CO2、SO2、NH3、Cl2、O2、H2等)，氧化物(Na2O、MgO、Al2O3等)不拆
第三步：刪：刪去前后都有的離子
第四步：查：檢查前后原子個數，電荷是否守恒
離子共存問題判斷：
①是否產生沉淀(如：Ba2+和SO42-，Fe2+和OH-);
②是否生成弱電解質(如：NH4+和OH-，H+和CH3COO-)
③是否生成氣體(如：H+和CO32-，H+和SO32-)
④是否發生氧化還原反應(如：H+、NO3-和Fe2+/I-，Fe3+和I-)
必修一化學知識點歸納8
過濾一帖、二低、三靠分離固體和液體的混合體時，除去液體中不溶性固體。(漏斗、濾紙、玻璃棒、燒杯)
蒸發不斷攪拌，有大量晶體時就應熄燈，余熱蒸發至干，可防過熱而迸濺把稀溶液濃縮或把含固態溶質的溶液干，在蒸發皿進行蒸發
蒸餾
①液體體積
②加熱方式
③溫度計水銀球位置
④冷卻的水流方向
⑤防液體暴沸利用沸點不同除去液體混合物中難揮發或不揮發的雜質(蒸餾燒瓶、酒精燈、溫度計、冷凝管、接液管、錐形瓶)
萃取萃取劑：
①原溶液中的'溶劑互不相溶;
②對溶質的溶解度要遠大于原溶劑;
③要易于揮發。
利用溶質在互不相溶的溶劑里溶解度的不同，用一種溶劑把溶質從它與另一溶劑所組成的溶液里提取出來的操作，主要儀器：分液漏斗
分液下層的液體從下端放出，上層從上口倒出把互不相溶的兩種液體分開的操作，與萃取配合使用的過濾器上洗滌沉淀的操作向漏斗里注入蒸餾水，使水面沒過沉淀物，等水流完后，重復操作數次配制一定物質的量濃度的溶液需用的儀器托盤天平(或量筒)、燒杯、玻璃棒、容量瓶、膠頭滴管
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轉液(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振搖
⑺定容
⑻搖勻
容量瓶
①容量瓶上注明溫度和量程。
②容量瓶上只有刻線而無刻度。
①只能配制容量瓶中規定容積的溶液;
②不能用容量瓶溶解、稀釋或久貯溶液;
③容量瓶不能加熱，轉入瓶中的溶液溫度20℃左右
必修一化學知識點歸納9
幾種重要的金屬化合物
一、氧化物
1、Al2O3的性質：氧化鋁是一種白色難溶物，其熔點很高，可用來制造耐火材料如坩鍋、耐火管、耐高溫的實驗儀器等。
Al2O3是兩性氧化物：既能與強酸反應，又能與強堿反應：
Al2O3+ 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O (Al2O3+6H+=2Al3++3H2O )
Al2O3+ 2NaOH == 2NaAlO2 +H2O(Al2O3+2OH-=2AlO2-+H2O)
2、鐵的氧化物的性質：FeO、Fe2O3都為堿性氧化物，能與強酸反應生成鹽和水。
FeO+2HCl =FeCl2 +H2O
Fe2O3+6HCl=2FeCl3+3H2O
二、氫氧化物
1、氫氧化鋁 Al(OH)3
①Al(OH)3是兩性氫氧化物，在常溫下它既能與強酸，又能與強堿反應：
Al(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2O(Al(OH)3+3H+=Al3++3H2O)
Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O(Al(OH)3+OH-=AlO2-+2H2O)
②Al(OH)3受熱易分解成Al2O3：2Al(OH)3==Al2O3+3H2O(規律：不溶性堿受熱均會分解)
③Al(OH)3的制備：實驗室用可溶性鋁鹽和氨水反應來制備Al(OH)3
Al2(SO4)3+6NH3·H2O=2 Al(OH)3↓+3(NH4)2SO4
(Al3++3NH3·H2O=Al(OH)3↓+3NH4+)
因為強堿(如NaOH)易與Al(OH)3反應，所以實驗室不用強堿制備Al(OH)3，而用氨水。
2、鐵的氫氧化物：氫氧化亞鐵Fe(OH)2(白色)和氫氧化鐵Fe(OH)3(紅褐色)
①都能與酸反應生成鹽和水：
Fe(OH)2+2HCl=FeCl2+2H2O(Fe(OH)2+2H+=Fe2++2H2O)
Fe(OH)3+3HCl=FeCl3+3H2O(Fe(OH)3 + 3H+ = Fe3+ + 3H2O)
②Fe(OH)2可以被空氣中的氧氣氧化成Fe(OH)3
4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3(現象：白色沉淀→灰綠色→紅褐色)
③Fe(OH)3受熱易分解生成Fe2O3：2Fe(OH)3==Fe2O3+3H2O
3、氫氧化鈉NaOH：俗稱燒堿、火堿、苛性鈉，易潮解，有強腐蝕性，具有堿的通性。
三、鹽
1、鐵鹽(鐵為+3價)、亞鐵鹽(鐵為+2價)的性質：
①鐵鹽(鐵為+3價)具有氧化性，可以被還原劑(如鐵、銅等)還原成亞鐵鹽：
2FeCl3+Fe=3FeCl2( 2Fe3++Fe=3Fe2+ )(價態歸中規律)
2FeCl3+Cu=2FeCl2+CuCl2( 2Fe3++Cu=2Fe2++Cu2+ )(制印刷電路板的反應原理)
亞鐵鹽(鐵為+2價)具有還原性，能被氧化劑(如氯氣、氧氣、硝酸等)氧化成鐵鹽：
2FeCl2+Cl2=2FeCl3 ( 2Fe2++Cl2=2Fe3++2Cl- )
②Fe3+離子的檢驗：
a.溶液呈黃色；
b.加入KSCN(硫氰 化鉀)溶液變紅色；
c.加入NaOH溶液反應生成紅褐色沉淀[Fe(OH)3]。
Fe2+離子的檢驗：
a.溶液呈淺綠色；
b.先在溶液中加入KSCN溶液，不變色，再加入氯水，溶液變紅色；
c.加入NaOH溶液反應先生成白色沉淀，迅速變成灰綠色沉淀，最后變成紅褐色沉淀。
2、鈉鹽：Na2CO3與NaHCO3的`性質比較
四、焰色反應
1、定義：金屬或它們的化合物在灼燒時使火焰呈現特殊顏色的性質。
2、操作步驟：鉑絲(或鐵絲)用鹽酸浸洗后灼燒至無色，沾取試樣(單質、化合物、氣、液、固均可)在火焰上灼燒，觀察顏色。
3、 重要元素的焰色：鈉元素黃色、 鉀元素紫色(透過藍色的鈷玻璃觀察，以排除鈉的焰色的干擾)
焰色反應屬物理變化。與元素存在狀態(單質、化合物)、物質的聚集狀態(氣、液、固)等無關，只有少數金屬元素有焰色反應。
必修一化學知識點歸納10
水溶液
1、水的電離
水的離子積常數KW=[H+][OH-]，25℃時，KW=1.0×10-14mol2·L-2。溫度升高，有利于水的電離，KW增大。
2、溶液的酸堿度
室溫下，中性溶液：[H+]=[OH-]=1.0×10-7mol·L-1，pH=7
酸性溶液：[H+]>[OH-]，[H+]>1.0×10-7mol·L-1，pH<7
堿性溶液：[H+]<[oh-]，[oh-]>1.0×10-7mol·L-1，pH>7
3、電解質在水溶液中的存在形態
(1)強電解質
強電解質是在稀的水溶液中完全電離的電解質，強電解質在溶液中以離子形式存在，主要包括強酸、強堿和絕大多數鹽，書寫電離方程式時用“=”表示。
(2)弱電解質
在水溶液中部分電離的電解質，在水溶液中主要以分子形態存在，少部分以離子形態存在，存在電離平衡，主要包括弱酸、弱堿、水及極少數鹽。
1、合成氨反應的限度
合成氨反應是一個放熱反應，同時也是氣體物質的量減小的熵減反應，故降低溫度、增大壓強將有利于化學平衡向生成氨的方向移動。
2、合成氨反應的速率
(1)高壓既有利于平衡向生成氨的方向移動，又使反應速率加快，但高壓對設備的要求也高，故壓強不能特別大。
(2)反應過程中將氨從混合氣中分離出去，能保持較高的反應速率。
(3)溫度越高，反應速率進行得越快，但溫度過高，平衡向氨分解的方向移動，不利于氨的合成。
(4)加入催化劑能大幅度加快反應速率。
3、合成氨的適宜條件
在合成氨生產中，達到高轉化率與高反應速率所需要的條件有時是矛盾的，故應該尋找以較高反應速率并獲得適當平衡轉化率的反應條件：一般用鐵做催化劑，控制反應溫度在700K左右，壓強范圍大致在1×107Pa～1×108Pa之間，并采用N2與H2分壓為1∶2.8的投料比。
1、常溫常壓下為氣態的有機物：1～4個碳原子的烴，一氯甲烷、新戊烷、甲醛。
2、碳原子較少的醛、醇、羧酸(如甘油、乙醇、乙醛、乙酸)易溶于水;液態烴(如苯、汽油)、鹵代烴(溴苯)、硝基化合物(硝基苯)、醚、酯(乙酸乙酯)都難溶于水;苯酚在常溫微溶與水，但高于65℃任意比互溶。
3、所有烴、酯、一氯烷烴的密度都小于水;一溴烷烴、多鹵代烴、硝基化合物的密度都大于水。
4、能使溴水反應褪色的有機物有：烯烴、炔烴、苯酚、醛、含不飽和碳碳鍵(碳碳雙鍵、碳碳叁鍵)的有機物。能使溴水萃取褪色的有：苯、苯的'同系物(甲苯)、ccl4、氯仿、液態烷烴等。
5、能使酸性高錳酸鉀溶液褪色的有機物：烯烴、炔烴、苯的同系物、醇類、醛類、含不飽和碳碳鍵的有機物、酚類(苯酚)。
6、碳原子個數相同時互為同分異構體的不同類物質：烯烴和環烷烴、炔烴和二烯烴、飽和一元醇和醚、飽和一元醛和__、飽和一元羧酸和酯、芳香醇和酚、硝基化合物和氨基酸。
7、無同分異構體的有機物是：烷烴：ch4、c2h6、c3h8;烯烴：c2h4;炔烴：c2h2;氯代烴：ch3cl、ch2cl2、chcl3、ccl4、c2h5cl;醇：ch4o;醛：ch2o、c2h4o;酸：ch2o2。
8、屬于取代反應范疇的有：鹵代、硝化、磺化、酯化、水解、分子間脫水(如：乙醇分子間脫水)等。
9、能與氫氣發生加成反應的物質：烯烴、炔烴、苯及其同系物、醛、__、不飽和羧酸(ch2=chcooh)及其酯(ch3ch=chcooch3)、油酸甘油酯等。
10、能發生水解的物質：金屬碳化物(cac2)、鹵代烴(ch3ch2br)、醇鈉(ch3ch2ona)、酚鈉(c6h5ona)、羧酸鹽(ch3coona)、酯類(ch3cooch2ch3)、二糖(c12h22o11)(蔗糖、麥芽糖、纖維二糖、乳糖)、多糖(淀粉、纖維素)((c6h10o5)n)、蛋白質(酶)、油脂(硬脂酸甘油酯、油酸甘油酯)等。
無機非金屬材料的主角——硅
1、構成有機物的不可缺少的元素是碳，硅是構成巖石和礦物的基本元素。
2、SiO2是由Si和O按1:2的比例所組成的立體網狀結構的晶體，是光纖的基本原料。
3、凡是立體網狀結構的晶體(如金剛石、晶體硅、SiC、SiO2等)都具有熔點高、硬度大的物理性質，且一般溶劑中都不溶解。
4、SiO2和強堿、氫氟酸都能反應。前者解釋堿溶液不能盛在玻璃塞試劑瓶中;后者解釋雕刻玻璃的原因。
5、硅酸是用水玻璃加鹽酸得到的凝膠，離子方程式為SiO32-+2H+=H2SiO3。凝膠加熱后的多孔狀物質叫硅膠，能做干燥劑和催化劑載體。
6、正長石KAlSi3O8寫成氧化物的形式為K2O?Al2O3?6SiO27、晶體硅是良好的半導體材料，還可以制造光電池和芯片。
鈉及其化合物的性質：
1.鈉在空氣中緩慢氧化：4Na+O2==2Na2O
2.鈉在空氣中燃燒：2Na+O2點燃====Na2O2
3.鈉與水反應：2Na+2H2O=2NaOH+H2↑
現象：
①鈉浮在水面上;
②熔化為銀白色小球;
③在水面上四處游動;
④伴有嗞嗞響聲;
⑤滴有酚酞的水變紅色。
4.過氧化鈉與水反應：2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑
5.過氧化鈉與二氧化碳反應：2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2
6.碳酸氫鈉受熱分解：2NaHCO3△==Na2CO3+H2O+CO2↑
7.氫氧化鈉與碳酸氫鈉反應：NaOH+NaHCO3=Na2CO3+H2O
8.在碳酸鈉溶液中通入二氧化碳：Na2CO3+CO2+H2O=2NaHCO3
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