高一化學手冊(高一必修一化學知識圖解)
1.高一必修一化學知識圖解
圖解很麻煩。
給你詳解。高一化學知識點總結2007-01-29 19:23第一部分 1、硫酸根離子的檢驗： bacl2 + na2so4 = baso4↓+ 2nacl 2、碳酸根離子的檢驗： cacl2 + na2co3 = caco3↓ + 2nacl 3、碳酸 鈉與鹽酸反應： na2co3 + 2hcl = 2nacl + h2o + co2↑ 4、木炭還原氧化銅： 2cuo + c 高溫 2cu + co2↑ 5、鐵片與硫酸 銅溶液反應： fe + cuso4 = feso4 + cu 6、氯化鈣與碳酸鈉溶液反應 ：cacl2 + na2co3 = caco3↓+ 2nacl 7、鈉在空氣中燃燒：2na + o2 △ na2o2 鈉與氧氣反應：4na + o2 = 2na 2o 8、過氧化鈉與水反應：2na2o2 + 2h2o = 4naoh + o2↑ 9、過氧 化鈉與二氧化碳反應：2na2o2 + 2co2 = 2na2co3 + o2 10、鈉與水反 應：2na + 2h2o = 2naoh + h2↑ 11、鐵與水蒸氣反應：3fe + 4h2o( g) = f3o4 + 4h2↑ 12、鋁與氫氧化鈉溶液反應：2al + 2naoh + 2h2 o = 2naalo2 + 3h2↑ 13、氧化鈣與水反應：cao + h2o = ca(oh)2 14、氧化鐵與鹽酸反應：fe2o3 + 6hcl = 2fecl3 + 3h2o 15、氧化鋁與鹽酸反應：al2o3 + 6hcl = 2alcl3 + 3h2o 16、氧化鋁 與氫氧化鈉溶液反應：al2o3 + 2naoh = 2naalo2 + h2o 17、氯化鐵 與氫氧化鈉溶液反應：fecl3 + 3naoh = fe(oh)3↓+ 3nacl 18、硫酸 亞鐵與氫氧化鈉溶液反應：feso4 + 2naoh = fe(oh)2↓+ na2so4 19 、氫氧化亞鐵被氧化成氫氧化鐵：4fe(oh)2 + 2h2o + o2 = 4fe(oh)3 20、氫氧化鐵加熱分解：2fe(oh)3 △ fe2o3 + 3h2o↑ 21、實驗室 制取氫氧化鋁：al2(so4)3 + 6nh3/*h2o = 2al(oh)3↓ + 3(nh3) 2so4 22、氫氧化鋁與鹽酸反應：al(oh)3 + 3hcl = alcl3 + 3h2o 2 3、氫氧化鋁與氫氧化鈉溶液反應：al(oh)3 + naoh = naalo2 + 2h2o 24、氫氧化鋁加熱分解：2al(oh)3 △ al2o3 + 3h2o 25、三氯化鐵 溶液與鐵粉反應：2fecl3 + fe = 3fecl2 26、氯化亞鐵中通入氯氣：2fecl2 + cl2 = 2fecl3 27、二氧化硅與氫氟酸反應：sio2 + 4hf = sif4 + 2h2o 硅單質與氫 氟酸反應：si + 4hf = sif4 + 2h2↑ 28、二氧化硅與氧化鈣高溫反 應：sio2 + cao 高溫 casio3 29、二氧化硅與氫氧化鈉溶液反應：si o2 + 2naoh = na2sio3 + h2o 30、往硅酸鈉溶液中通入二氧化碳：na 2sio3 + co2 + h2o = na2co3 + h2sio3↓ 31、硅酸鈉與鹽酸反應：n a2sio3 + 2hcl = 2nacl + h2sio3↓ 32、氯氣與金屬鐵反應：2fe + 3cl2 點燃 2fecl3 33、氯氣與金屬銅反應：cu + cl2 點燃 cucl2 34、氯氣與金屬鈉反應：2na + cl2 點燃 2nacl 35、氯氣與水反應： cl2 + h2o = hcl + hclo 36、次氯酸光照分解：2hclo 光照 2hcl + o2↑ 37、氯氣與氫氧化鈉溶液反應：cl2 + 2naoh = nacl + naclo + h2o 38、氯氣與消石灰反應：2cl2 + 2ca(oh)2 = cacl2 + ca(clo)2 + 2h2o 39、鹽酸與硝酸銀溶液反應：hcl + agno3 = agcl↓ + hno3 40、漂白粉長期置露在空氣中：ca(clo)2 + h2o + co2 = caco3↓ + 2hclo 41、二氧化硫與水反應：so2 + h2o ≈ h2so3 42、氮氣與氧 氣在放電下反應：n2 + o2 放電 2no 43、一氧化氮與氧氣反應：2no + o2 = 2no2 44、二氧化氮與水反應：3no2 + h2o = 2hno3 + no 45 、二氧化硫與氧氣在催化劑的作用下反應：2so2 + o2 催化劑 2so3 4 6、三氧化硫與水反應：so3 + h2o = h2so4 47、濃硫酸與銅反應：cu + 2h2so4（濃） △ cuso4 + 2h2o + so2↑ 48、濃硫酸與木炭反應：c + 2h2so4（濃） △ co2 ↑+ 2so2↑ + 2h2o 49、濃硝酸與銅反應：cu + 4hno3（濃） = cu(no3)2 + 2h2o + 2no2↑ 50、稀硝酸與銅反應：3 cu + 8hno3（?。?△ 3cu(no3)2 + 4h2o + 2no↑ 51、氨水受熱分解：nh3/*h2o △ nh3↑ + h2o 52、氨氣與氯化氫反 應：nh3 + hcl = nh4cl 53、氯化銨受熱分解：nh4cl △ nh3↑ + hcl 54、碳酸氫氨受熱分解：nh4hco3 △ nh3↑ + h2o↑ + co2↑ 5 5、硝酸銨與氫氧化鈉反應：nh4no3 + naoh △ nh3↑ + nano3 + h2o 56、氨氣的實驗室制?。?nh4cl + ca(oh)2 △ cacl2 + 2h2o + 2nh3 ↑ 57、氯氣與氫氣反應：cl2 + h2 點燃 2hcl 58、硫酸銨與氫氧化 鈉反應：（nh4）2so4 + 2naoh △ 2nh3↑ + na2so4 + 2h2o 59、so2 + cao = caso3 60、so2 + 2naoh = na2so3 + h2o 61、so2 + ca(o h)2 = caso3↓ + h2o 62、so2 + cl2 + 2h2o = 2hcl + h2so4 63、so2 + 2h2s = 3s + 2h2o 64、no、no2的回收：no2 + no + 2naoh = 2nano2 + h2o 65、si + 2f2 = sif4 66、si + 2naoh + h2o = nasi o3 +2h2↑ 67、硅單質的實驗室制法：粗硅的制?。簊io2 + 2c 高溫 電爐 si + 2co （石英沙）（焦碳 ） （粗硅） 粗硅轉變?yōu)榧児瑁簊i（粗） + 2cl2 △ sicl4 sicl4 + 2h2 高溫 si（純）+ 4hcl 非金屬單質（f2 ,cl2 , o2 , s, n2 , p , c , si） 1， 氧化性： f2 + h2 === 2hf f2 +xe（過量）===xef2 2f2（過量）+xe===xef4 nf2 +2m===2mfn （表示大部分金屬） 2f2 +2h2o===4hf+o2 2f2 +2naoh===2naf+of2 +h2o f2 +2nacl===2naf+cl2 f2 +2nabr===2naf+br2 f2+2nai ===2naf+i2 f2 +cl2 （等體積）===2clf 3f2 （過量）+cl2===2clf3 7f2（過量）+i2 ===2if7 cl2 +h2 ===2hcl 3cl2 +2p===2pcl3 cl2 +pcl3 ===pcl5 cl2 +2na===2nacl 3cl2 +2fe===2fecl3 cl2 +2fecl2 ===2fecl3 cl2+cu===cucl2 2cl2+2nabr===2nacl+br2 cl2 +2nai ===2nacl+i2 5cl2+i2+6h2o===2hio3+10hcl cl2 +na2s===2nacl+s cl2 +h2s===2hcl+s cl2+so2 +2h2o===h2so4 +2hcl 。
2.高中化學知識點歸納
要更多的話，與我的QQ聯(lián)系：41083478 高考化學知識點歸納 Ⅰ、基本概念與基礎理論：一、阿伏加德羅定律1.內容：在同溫同壓下，同體積的氣體含有相同的分子數(shù)。
即“三同”定“一同”。2.推論 （1）同溫同壓下，V1/V2=n1/n2 (2)同溫同體積時，p1/p2=n1/n2=N1/N2 (3)同溫同壓等質量時，V1/V2=M2/M1 (4)同溫同壓同體積時，M1/M2=ρ1/ρ2 注意：①阿伏加德羅定律也適用于不反應的混合氣體。
②使用氣態(tài)方程PV=nRT有助于理解上述推論。3、阿伏加德羅常這類題的解法：①狀況條件：考查氣體時經常給非標準狀況如常溫常壓下，1.01*105Pa、25℃時等。
②物質狀態(tài)：考查氣體摩爾體積時，常用在標準狀況下非氣態(tài)的物質來迷惑考生，如H2O、SO3、已烷、辛烷、CHCl3等。③物質結構和晶體結構：考查一定物質的量的物質中含有多少微粒（分子、原子、電子、質子、中子等）時常涉及希有氣體He、Ne等為單原子組成和膠體粒子，Cl2、N2、O2、H2為雙原子分子等。
晶體結構：P4、金剛石、石墨、二氧化硅等結構。二、離子共存1.由于發(fā)生復分解反應，離子不能大量共存。
（1）有氣體產生。如CO32-、SO32-、S2-、HCO3-、HSO3-、HS-等易揮發(fā)的弱酸的酸根與H+不能大量共存。
（2）有沉淀生成。如Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能與SO42-、CO32-等大量共存；Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能與OH-大量共存；Pb2+與Cl-,Fe2+與S2-、Ca2+與PO43-、Ag+與I-不能大量共存。
（3）有弱電解質生成。如OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、CN-、C17H35COO-、等與H+不能大量共存；一些酸式弱酸根如HCO3-、HPO42-、HS-、H2PO4-、HSO3-不能與OH-大量共存；NH4+與OH-不能大量共存。
（4）一些容易發(fā)生水解的離子，在溶液中的存在是有條件的。如AlO2-、S2-、CO32-、C6H5O-等必須在堿性條件下才能在溶液中存在；如Fe3+、Al3+等必須在酸性條件下才能在溶液中存在。
這兩類離子不能同時存在在同一溶液中，即離子間能發(fā)生“雙水解”反應。如3AlO2-+3Al3++6H2O=4Al(OH)3↓等。
2.由于發(fā)生氧化還原反應，離子不能大量共存。（1）具有較強還原性的離子不能與具有較強氧化性的離子大量共存。
如S2-、HS-、SO32-、I-和Fe3+不能大量共存。（2）在酸性或堿性的介質中由于發(fā)生氧化還原反應而不能大量共存。
如MnO4-、Cr2O7-、NO3-、ClO-與S2-、HS-、SO32-、HSO3-、I-、Fe2+等不能大量共存；SO32-和S2-在堿性條件下可以共存，但在酸性條件下則由于發(fā)生2S2-+SO32-+6H+=3S↓+3H2O反應不能共在。H+與S2O32-不能大量共存。
3.能水解的陽離子跟能水解的陰離子在水溶液中不能大量共存（雙水解）。例：Al3+和HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-等；Fe3+與CO32-、HCO3-、AlO2-、ClO-等不能大量共存。
4.溶液中能發(fā)生絡合反應的離子不能大量共存。如Fe2+、Fe3+與SCN-不能大量共存；Fe3+與 不能大量共存。
5、審題時應注意題中給出的附加條件。 ①酸性溶液（H+）、堿性溶液（OH-）、能在加入鋁粉后放出可燃氣體的溶液、由水電離出的H+或OH-=1*10-10mol/L的溶液等。
②有色離子MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe(SCN)2+。 ③MnO4-,NO3-等在酸性條件下具有強氧化性。
④S2O32-在酸性條件下發(fā)生氧化還原反應：S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O ⑤注意題目要求“大量共存”還是“不能大量共存”。6、審題時還應特別注意以下幾點：（1）注意溶液的酸性對離子間發(fā)生氧化還原反應的影響。
如：Fe2+與NO3-能共存，但在強酸性條件下（即Fe2+、NO3-、H+相遇）不能共存；MnO4-與Cl-在強酸性條件下也不能共存；S2-與SO32-在鈉、鉀鹽時可共存，但在酸性條件下則不能共存。（2）酸式鹽的含氫弱酸根離子不能與強堿（OH-）、強酸（H+）共存。
如HCO3-+OH-=CO32-+H2O(HCO3-遇堿時進一步電離)；HCO3-+H+=CO2↑+H2O 三、離子方程式書寫的基本規(guī)律要求 （1）合事實：離子反應要符合客觀事實，不可臆造產物及反應。 （2）式正確：化學式與離子符號使用正確合理。
（3）號實際：“=”“ ”“→”“↑”“↓”等符號符合實際。 （4）兩守恒：兩邊原子數(shù)、電荷數(shù)必須守恒（氧化還原反應離子方程式中氧化劑得電子總數(shù)與還原劑失電子總數(shù)要相等）。
（5）明類型：分清類型，注意少量、過量等。（6）檢查細：結合書寫離子方程式過程中易出現(xiàn)的錯誤，細心檢查。
四、氧化性、還原性強弱的判斷 （1）根據(jù)元素的化合價 物質中元素具有最高價，該元素只有氧化性；物質中元素具有最低價，該元素只有還原性；物質中元素具有中間價，該元素既有氧化性又有還原性。對于同一種元素，價態(tài)越高，其氧化性就越強；價態(tài)越低，其還原性就越強。
（2）根據(jù)氧化還原反應方程式 在同一氧化還原反應中，氧化性：氧化劑>氧化產物 還原性：還原劑>還原產物 氧化劑的氧化性越強，則其對應的還原產物的還原性就越弱；還原劑的還原性越強，則其對應的氧化產物的氧化性就越弱。（3）根據(jù)反應的難易程度 注意：①氧化還原性的強弱只與該原子得失電子的難易程度有關，而與得失電子數(shù)目的多少無。
3.高中化學基本各章知識結構要點
⑴基本概念和原理主要包括： ①物質的組成、性質、變化； ②化學量及化學用語； ③物質結構和元素周期律； ④化學反應速率和化學平衡； ⑤電解質溶液。
⑵元素及其化合物主要包括： ①金屬部分：堿金屬、鎂鋁、鐵銅等。 ②非金屬部分：氫、鹵素、氧族、氮族、碳族等。
⑶有機化學主要包括： ①烴：飽和烴、不飽和烴、芳香烴等。 ②烴的衍生物：醇、酚、醛、羧酸、酯、鹵代烴、硝基化合物、糖類、氨基酸、蛋白質等。
③有機材料：天然有機高分子材料、合成材料、新型材料等。 ⑷化學實驗主要包括： ①常用儀器的使用與用途； ②化學實驗基本操作； ③氣體的實驗室制法； ④物質的分離、提純和鑒別； ⑤化學實驗的記錄方法和基本實驗的設計等。
⑸化學計算主要包括： ①基本計算：常用量的計算、化學式的計算、溶液的計算、化學方程式的計算等。 ②綜合計算：兩種或兩種以上基本計算的綜合應用。
二、能力結構： ⒈觀察能力測試要點： 能夠通過對實驗現(xiàn)象、實物、模型、圖形、圖表、自然界、生產、生活中的化學現(xiàn)象的觀察，獲取有關的感性知識和印象，并對這些感性知識進行初步加工和記憶。 ①化學實驗現(xiàn)象的觀察：由此獲得化學抽象概念，如化學原理的實驗分析。
②實物及其模型的觀察：由此思考實物結構特征，如化學物質的結構分析。 ③化學圖形圖表的審視：由此捕捉化學隱含信息，如化學規(guī)律的函數(shù)分析。
④化學自然現(xiàn)象的觀察：由此把握自然現(xiàn)象內涵，如自然現(xiàn)象的實驗分析。 ⑤化學生產現(xiàn)象的觀察：由此理解化學技術價值，如生產原理的觀察分析。
⒉實驗能力測試要點： ①用正確的化學實驗基本操作，完成規(guī)定的“學生實驗”能力。 ②觀察記錄實驗現(xiàn)象，分析和處理實驗結果和數(shù)據(jù)得出正確結論的能力。
③初步處理實驗過程中有關安全問題的能力。 ④能識別和繪制典型的實驗儀器裝置圖的能力。
⑤根據(jù)實驗試題的要求，設計簡單實驗方案的能力。 ⒊思維能力測試要點： ①對中學化學知識融會貫通的能力。
②解析實際問題（包括對化學微觀結構的三維想象），調用（分解、遷移、轉換、重組）相關知識予以解決的能力。 ③處理信息并總結成規(guī)律，并用以推理、想象的創(chuàng)造能力。
④選擇解決問題最佳方案的評價能力。 ⑤化學問題數(shù)學處理的創(chuàng)造能力。
思維品質的層次： ①思維的嚴密性（邏輯性、深刻性、精確性和科學性）和流暢性（敏捷性）。 ②思維的整體性（廣闊性、有序性和綜合性）。
③思維的創(chuàng)造性（變通性、獨特性）。 ⒋自學能力測試要點： ①敏捷地接受試題所給出的新信息的能力。
②將試題所給的新信息，跟課內已學過的有關知識結合起來，解決問題的能力。 ③在分析評價的基礎上，應用新信息的能力。
在上述四種能力中，觀察是入門，實驗是手段，思維是核心，自學是方式。這樣，往往一個試題可以測試多種能力或是一種能力中的多個層次。
1 高中化學方程式小結（僅供參考） 非金屬單質（F2 ,Cl2 , O2 , S, N2 , P , C , Si） 1， 氧化性： F2 + H2 === 2HF F2 +Xe（過量）===XeF2 2F2（過量）+Xe===XeF4 nF2 +2M===2MFn （表示大部分金屬） 2F2 +2H2O===4HF+O2 2F2 +2NaOH===2NaF+OF2 +H2O F2 +2NaCl===2NaF+Cl2 F2 +2NaBr===2NaF+Br2 F2+2NaI ===2NaF+I2 F2 +Cl2 （等體積）===2ClF 3F2 （過量）+Cl2===2ClF3 7F2（過量）+I2 ===2IF7 Cl2 +H2 ===2HCl 3Cl2 +2P===2PCl3 Cl2 +PCl3 ===PCl5 Cl2 +2Na===2NaCl 3Cl2 +2Fe===2FeCl3 Cl2 +2FeCl2 ===2FeCl3 Cl2+Cu===CuCl2 2Cl2+2NaBr===2NaCl+Br2 Cl2 +2NaI ===2NaCl+I2 5Cl2+I2+6H2O===2HIO3+10HCl Cl2 +Na2S===2NaCl+S Cl2 +H2S===2HCl+S Cl2+SO2 +2H2O===H2SO4 +2HCl Cl2 +H2O2 ===2HCl+O2 2O2 +3Fe===Fe3O4 O2+K===KO2 S+H2===H2S 2S+C===CS2 S+Fe===FeS S+2Cu===Cu2S 3S+2Al===Al2S3 S+Zn===ZnS N2+3H2===2NH3 N2+3Mg===Mg3N2 N2+3Ca===Ca3N2 N2+3Ba===Ba3N2 N2+6Na===2Na3N N2+6K===2K3N N2+6Rb===2Rb3N P2+6H2===4PH3 P+3Na===Na3P 2P+3Zn===Zn3P2 2.還原性 S+O2===SO2 S+O2===SO2 S+6HNO3（濃）===H2SO4+6NO2+2H2O 3S+4 HNO3（?。?==3SO2+4NO+2H2O N2+O2===2NO 4P+5O2===P4O10（常寫成P2O5） 2P+3X2===2PX3 (X表示F2,Cl2,Br2) PX3+X2===PX5 P4+20HNO3（濃）===4H3PO4+20NO2+4H2O C+2F2===CF4 C+2Cl2===CCl4 2C+O2（少量）===2CO C+O2（足量）===CO2 C+CO2===2CO C+H2O===CO+H2（生成水煤氣） 2C+SiO2===Si+2CO（制得粗硅） Si（粗）+2Cl===SiCl4 (SiCl4+2H2===Si（純）+4HCl) Si（粉）+O2===SiO2 Si+C===SiC（金剛砂） Si+2NaOH+H2O===Na2SiO3+2H2 3，（堿中）歧化 Cl2+H2O===HCl+HClO （加酸抑制歧化，加堿或光照促進歧化） Cl2+2NaOH===NaCl+NaClO+H2O 2Cl2+2Ca(OH)2===CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O 3Cl2+6KOH（熱，濃）===5KCl+KClO3+3H2O 3S+6NaOH===2Na2S+Na2SO3+3H2O 4P+3KOH（濃）+3H2O===PH3+3KH2PO2 11P+15CuSO4+24H2O===5Cu3P+6H3。
4.跪求高中化學一些基本知識
氯氣 中學二氧化錳濃鹽酸加熱 工業(yè) 電解食鹽水
氯化氫 中學直接買/濃硫酸氯化鈉加熱（溴化氫同） 工業(yè) 氫氣氯氣燃燒
氟化氫 實驗室 氟化鈣濃硫酸共熱
溴 碘 中學直接買 工業(yè) 海水中的離子相應電解/氧化還原
氧氣 中學 高錳酸鉀加熱/氯酸鉀二氧化錳加熱/雙氧水二氧化錳/ 工業(yè) 壓縮空氣
二氧化硫 中學 硫酸（稍濃）加亞硫酸鹽/銅，濃硫酸加熱 工業(yè) 硫鐵礦，黃銅礦，硫燃燒
三氧化硫 工業(yè) 二氧化硫氧氣釩催化劑氧化
硫酸 工業(yè) 三氧化硫溶于98%硫酸得到發(fā)煙硫酸，稀釋
氮氣 中學無 工業(yè) 壓縮空氣
氨 中學 氨水一般自己買，氨氣消石灰氨鹽加熱（推薦氯化銨）/濃氨水 工業(yè) 氮氣氫氣催化反應
硝酸 中學有個二氧化氮溶于水的反應，不過一般自己買 工業(yè)氨氧化成一氧化氮再生成NO2（還有電弧生成氮氧化物的方法） 然后好像是溶與濃硝酸再稀釋
硅 中學無 工業(yè) 二氧化硅，碳高溫還原
鋁 中學無 工業(yè) 電解氧化鋁加冰晶石助熔
鈉，鎂，鈣 電解
銅 實驗室氫氣還原氧化銅 工業(yè)粗銅碳還原法 精銅電解精煉
鐵 實驗室氫氣還原 工業(yè) 生鐵 碳還原法 鋼 生鐵精煉
過氧化氫 工業(yè)分有機法和過氧化鋇法
（有機物為實驗室制法）
甲烷 醋酸鈉堿石灰加熱脫羧反應
乙烯 酒精濃硫酸170度加熱 工業(yè)用是石油裂解
鹵代烴 有鹵素取代和家成兩種方法
醛酮 醇經過 銅/銀 催化氧化（大學說可以沒有氧氣直接生成氫氣和醛）
羧酸 醛氧化（直接氧化，銀鏡反應，氫氧化銅氧化，糖類氧化）
醇 乙醇 工業(yè)分釀造法和石化工業(yè)乙烯水化法兩種 實驗室醇有鹵原子水解，碳氧雙鍵加氫（羧酸，酯可以用氫化鋁鋰）
5.高中化學知識點歸納集
一、物理性質
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 熔沸點比較規(guī)律：原子晶體>；離子晶體>；分子晶體，金屬晶體不一定。
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)的單質有Br2、Hg；呈氣態(tài)的單質有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。
同分異構體之間：正>；異>；新，鄰>；間>；對。
⑧ 比較熔沸點注意常溫下狀態(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：碘的單質、干冰，還有紅磷也能升華（隔絕空氣情況下），但冷卻后變成白磷，氯化鋁也可；三氯化鐵在100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，能做噴泉實驗的氣體：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收時要用防倒吸裝置。
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)隨溫度升高而增大，少數(shù)受溫度影響不大（如NaCl），極少數(shù)隨溫度升高而變小[如Ca(OH)2]。 氣體溶解度隨溫度升高而變小，隨壓強增大而變大。
5、密度
① 同族元素單質一般密度從上到下增大。
② 氣體密度大小由相對分子質量大小決定。
③ 含C、H、O的有機物一般密度小于水（苯酚大于水），含溴、碘、硝基、多個氯的有機物密度大于水。
④ 鈉的密度小于水，大于酒精、苯。
6、一般，具有金屬光澤并能導電的單質一定都是金屬 ？不一定：石墨有此性質，但它卻是非金屬？
6.高一必修一化學知識點
高一化學必修一知識點總結
必修1全冊基本內容梳理
從實驗學化學
一、化學實驗安全
1、（1）做有毒氣體的實驗時，應在通風廚中進行，并注意對尾氣進行適當處理（吸收或點燃等）。進行易燃易爆氣體的實驗時應注意驗純，尾氣應燃燒掉或作適當處理。
(2)燙傷宜找醫(yī)生處理。
(3)濃酸撒在實驗臺上，先用Na2CO3 （或NaHCO3）中和，后用水沖擦干凈。濃酸沾在皮膚上，宜先用干抹布拭去，再用水沖凈。濃酸濺在眼中應先用稀NaHCO3溶液淋洗，然后請醫(yī)生處理。
(4)濃堿撒在實驗臺上，先用稀醋酸中和，然后用水沖擦干凈。濃堿沾在皮膚上，宜先用大量水沖洗，再涂上硼酸溶液。濃堿濺在眼中，用水洗凈后再用硼酸溶液淋洗。
(5)鈉、磷等失火宜用沙土撲蓋。
(6)酒精及其他易燃有機物小面積失火，應迅速用濕抹布撲蓋。
二.混合物的分離和提純
分離和提純的方法 分離的物質 應注意的事項 應用舉例
過濾 用于固液混合的分離 一貼、二低、三靠 如粗鹽的提純
蒸餾 提純或分離沸點不同的液體混合物 防止液體暴沸，溫度計水銀球的位置，如石油的蒸餾中冷凝管中水的流向 如石油的蒸餾
萃取 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 用四氯化碳萃取溴水里的溴、碘
分液 分離互不相溶的液體 打開上端活塞或使活塞上的凹槽與漏斗上的水孔，使漏斗內外空氣相通。打開活塞，使下層液體慢慢流出，及時關閉活塞，上層液體由上端倒出 如用四氯化碳萃取溴水里的溴、碘后再分液
蒸發(fā)和結晶 用來分離和提純幾種可溶性固體的混合物 加熱蒸發(fā)皿使溶液蒸發(fā)時，要用玻璃棒不斷攪動溶液；當蒸發(fā)皿中出現(xiàn)較多的固體時，即停止加熱 分離NaCl和KNO3混合物
三、離子檢驗
離子 所加試劑 現(xiàn)象 離子方程式
Cl- AgNO3、稀HNO3 產生白色沉淀 Cl-+Ag+=AgCl↓
SO42- 稀HCl、BaCl2 白色沉淀 SO42-+Ba2+=BaSO4↓
四.除雜
注意事項：為了使雜質除盡，加入的試劑不能是“適量”，而應是“過量”；但過量的試劑必須在后續(xù)操作中便于除去。
五、物質的量的單位――摩爾
1.物質的量（n）是表示含有一定數(shù)目粒子的集體的物理量。
2.摩爾（mol）： 把含有6.02 *1023個粒子的任何粒子集體計量為1摩爾。
3.阿伏加德羅常數(shù)：把6.02 X1023mol-1叫作阿伏加德羅常數(shù)。
4.物質的量 = 物質所含微粒數(shù)目/阿伏加德羅常數(shù) n =N/NA
5.摩爾質量（M）(1) 定義：單位物質的量的物質所具有的質量叫摩爾質量.（2）單位：g/mol 或 g..mol-1(3) 數(shù)值：等于該粒子的相對原子質量或相對分子質量.
7.高中化學必修一知識點歸納
高中化學復習知識點化學反應及其能量變化化學反應及其能量變化總結核心知識氧化還原反應核心知識一、幾個基本概念1.氧化還原反應：凡有電子轉移的反應，就是氧化還原反應.表現(xiàn)為元素的化合價發(fā)生變化.2.氧化反應和還原反應：物質失去電子的反應（體現(xiàn)為元素化合價有升高）是氧化反應；物質得電子的反應（體現(xiàn)為元素化合價降低）是還原反應.3.氧化產物和還原產物：還原劑在反應中失去電子后被氧化形成的生成物為氧化產物.氧化劑在反應中得電子被還原形成的生成物為還原產物.4.氧化性和還原性：物質在反應中得電子為氧化劑，氧化劑具有氧化性；物質在反應中失電子為還原劑，還原劑具有還原性.各概念間的關系為： 二、氧化還原反應的分析表示方法①雙線橋法：例1 它表示反應中電子得失情況和結果.線橋由反應物指向生成物的同一元素上.②單線橋法例（上例） 它表示反應中電子轉移情況.線橋由還原劑失電子元素指向氧化劑的得電子元素.三、四種基本反應類型同氧化還原反應間的關系1.置換反應全都是氧化還原反應.2.化合反應和分解反應有一部分為氧化還原反應.3.復分解反應全都不是氧化還原反應.四、元素的價態(tài)與氧化性、還原性的關系一般常見的處于最低價態(tài)的元素不能再得到電子，只具有還原性.例如一切金屬單質為O價Cl-1、S-2、O-2等，處于最高價態(tài)的元素 等不能再失去電子，只可能得到電子而具有氧化性.處于中間價態(tài)的元素，如 等既有氧化性，又有還原性，但還常以某一方面為主.如S、O2、Cl2以氧化性為主.五、氧化性、還原性強弱比較（1）氧化性：氧化劑>氧化產物 還原性：還原劑>還原產物注：氧化性還原性強弱的比較一般需依據(jù)氧化還原反應而定.（2）根據(jù)金屬活動順序表判斷 K,Ca,Na,Mg,Al,Zn,Fe,Sn,Pb,(H),Cu,Hg,Ag,Pt,Au (3)根據(jù)非金屬活動順序進行判斷 六、氧化還原反應基本類型1.全部氧化還原型：變價元素的所有原子的價態(tài)物發(fā)生變化如：2H2+O2 2H2O Zn+2HCl H2↑+ZnCl2等2.部分氧化還原型：變價元素的原子只有部分價態(tài)發(fā)生變化如：MnO2+4HCl（濃） MnCl2+Cl2↑+2H2O3.自身氧化還原型，同一物質中不同元素發(fā)生價態(tài)改變如：2KClO3 2KCl+3O2↑ 2H2O 2H2↑+O2↑4.歧化反應型：同一物質中同一元素發(fā)生價態(tài)的改變如：Cl2+2NaOH NaCl+NaClO+H2O七、氧化還原反應的基本規(guī)律1.兩個守恒關系： 質量守恒和得失電子總數(shù)守恒.2.歸中律：即同種元素的不同價態(tài)反應遵循“可靠攏不相交”.離子反應 離子反應方程式核心知識一、電解質和非電解質1.電解質：在水溶液或受熱熔化狀態(tài)下能導電的化合物.非電解質：在水溶或受熱熔化狀態(tài)下不能導電的化合物.例1 CaO、SO3溶于水能導電，F(xiàn)e能夠導電，它們是否是電解質？解析 CaO本是電解質，但不能說是因為它溶于水能導電才是電解質.溶于水有以下反應：CaO+H2O=Ca(OH)2，此時為Ca(OH)2的導電；SO3本身不是電解質，溶于水有以下反應：SO3+H2O=H2SO4，此時為H2SO4的導電.電解質實際上指的是不與水反應，通過本身電離出自由移離子而導電的一類化合物.Fe不是化合物故不屬于電解質與非電解質之列.2.強電解質和弱電解質 二、離子反應1.有離子參加的反應叫離子反應.離子互換型 （復分解反應型） 2.類型氧化還原型三、離子方程式1.用實際參加反應的離子的符號來表示離子之間反應的式子叫離子方程式.2.意義：離子方程式表示同一類型的所有的離子反應.3.書寫離子方程式的方法：（1）“寫”：寫出正確的化學方程式（2）“拆”：把易溶且易電離的物質拆寫成離子形式，凡是難溶、難電離，以及氣體物質均寫成化學式.（3）“刪”：刪去反應前后不參加反應的離子.（4）“查”：檢查離子方程式兩邊的原子個數(shù)是否相等，電荷總數(shù)是否相等.四、判斷離子方程式書寫是否正確的方法必須考慮以下五條原則：（1）依據(jù)物質反應的客觀事實.釋例1：鐵與稀鹽酸反應：2Fe+6H+=2Fe3++3H2↑（錯誤），正確的是：Fe+2H+=Fe2++H2↑.（2）必須遵守質量守恒定律.釋例2:Cl2+I-=Cl-+I2（錯誤），正確的是：Cl2+2I-=2Cl-+I2.(3)必須遵守電荷平衡原理.釋例3：氯氣通入FeCl2溶液中：Fe2++Cl2=Fe3++2Cl-（錯誤），正確的是：2Fe2++Cl2=2Fe3++2Cl-.(4)氧化還原反應還必須遵守得失電子守恒原理.應注意判斷氧化劑和還原劑轉移電子數(shù)是否配平.（5）必須遵循定組成原理（即物質中陰、陽離子組成固定）.釋例4:Ba(OH)2溶液和稀H2SO4混合：Ba+OH-+H++SO42-=BaSO4↓+H2O（錯誤），正確的是：Ba2++2OH-+SO42-+2H+=BaSO4↓+2H2O.五、判斷溶液中離子能否大量共存所謂幾種離子在同一溶液中能大量共存，就是指離子之間不發(fā)生任何反應；若離子之間能發(fā)生反應，則不能大量共存.1.同一溶液中若離子間符合下列任意一個條件就會發(fā)生離子反應，離子之間便不能在溶液中大量共存.（1）生成難溶物或微溶物：如Ba2+與CO32-、Ag+與Br-、Ca2+與SO42-和OH-、OH-與Cu2+等不能大量共存.（2）生成氣體或揮發(fā)性物質：如NH4+與OH-,H+與CO32-、HCO3-、S2-、HSO3-、SO32-等不能大量共存.2.生成難電離的物質：如H+與CO32-、S2-、SO32-、F-、ClO-等生。
8.高一化學學習基礎筆記
一、電解質與非電解質 1.基本概念 ◇電解質：在水溶液中或在熔融狀態(tài)下能夠導電的化合物叫做電解質 ◇非電解質：在水溶液中或在熔融狀態(tài)下都不能導電的化合物叫做電解質 ◇強電解質：在水溶液中完全電離成離子的電解質 ◇弱電解質：在水溶液中部分電離成離子的電解質 2.常見的電解質和非電解質 ◇電解質：大多數(shù)酸、堿、鹽及金屬氧化物 ◇非電解質：非金屬氧化物、絕大多數(shù)有機物、部分氫化物（NH3、PH3） 3.常見的強電解質和弱電解質 ①強電解質 強酸：HCl、H2SO4、HNO3、HI、HBr、HClO3、HClO4、HIO3、HIO4 強堿：NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2 絕大多數(shù)鹽：NaCl、NaHCO3、NH4Cl〖Pb(CH3COO)2除外〗 活潑金屬的氧化物：Na2O、Al2O3、MgO ②弱電解質 弱酸：H2CO3、CH3COOH、HClO、HF、H2S、H2SO3、H3PO4、H2SiO3 弱堿：NH3·H2O，所有不溶性的堿 其他：H2O 4.電解質的電離 1）電離的定義：電離是指電解質在水分子作用下離解成為自由移動的離子的過程 2）強電解質的電離：完全電離，用“==”連接 例：NaCl==Na++Cl— NaHCO3==Na++HCO3— NaHSO4==Na++H++SO42—（水溶液） NaHSO4==Na++HSO4—3）弱電解質的電離：部分電離，用“ ”連接 例：H2CO3 H+ + HCO3—，HCO3— H+ + CO32— 【多元弱酸電離應分步寫】 Al(OH)3 Al3+ + 3OH— 二、離子反應 1.定義：凡是有離子參加或者生成的反應都叫做離子反應 2.實質：總是有某種離子的濃度發(fā)生改變 3.離子反應的類型及發(fā)生的條件 ①復分解反應型（離子互換型） 如：CuSO4+BaCl2==CaCl2+BaSO4↓ Ba2++SO42—==BaSO4↓ 發(fā)生的條件：A.有難溶物生成 B.有弱電解質生成C.有易揮發(fā)的物質或氣體生成 ②氧化還原反應型：遵循強弱規(guī)律 如：Zn+HCl==ZnCl2+H2↑ Zn+2H+==Zn2++H2↑ 4.離子方程式 1）定義：用實際參加反應的離子符號來表示離子反應的方程式 2）意義：①體現(xiàn)了離子反應的實質；②體現(xiàn)了化學反應的質量守恒、電荷守恒；③體現(xiàn)了同一種類型的反應的規(guī)律。
3）離子方程式基本書寫步驟 ①正確寫出化學式 ②改寫化學式：a、將易溶于水的強電解質改寫成離子； b、單質、氣體、氧化物、難溶物和弱電解質均保留化學式③④ 高一化學筆記總結大全（上） 第5頁 ③刪去方程式兩邊相同的離子 ④檢查電荷、質量是否守恒 三、常見離子的檢驗 離子符號 檢驗試劑及方法 現(xiàn)象及結論 OH— pH試紙、紫色石蕊試劑 pH試紙變藍、石蕊試劑變藍 Cl— 加入硝酸銀溶液和稀硝酸 生成白色沉淀，不溶于稀硝酸 CO32— 先加入氯化鋇溶液，再加入稀鹽酸 生成白色沉淀；溶于稀鹽酸 HCO3— 同上 無沉淀生成；溶液與稀鹽酸反應生成CO2 SO42— 先加入稀鹽酸，再加入氯化鋇溶液 無明顯現(xiàn)象；有白色沉淀生成 SO32— 加入稀鹽酸 產生有刺激性氣味的氣體 H+ pH試紙、紫色石蕊試劑 均變紅 Mg2+ 氫氧化鈉 生成白色沉淀 Cu2+ 氫氧化鈉 生成藍色沉淀 Fe3+ 氫氧化鈉 生成紅褐色沉淀 Fe2+ 氫氧化鈉 生成白色絮狀沉淀，后迅速變?yōu)榛揖G色，最后變成紅褐色 NH4+ 氫氧化鈉 產生有刺激性氣味的氣體，該氣體可以使?jié)駶櫟募t色石蕊試劑變藍 四、寫離子方程式時對微溶物的處理 ? ???????? ?反應后：均保留化學式 通入石灰乳少量濁液：保留化學式。如 通入石灰水如少量澄清液：拆寫成離子。
反應前22COCO 五、有關過量問題 1.氧化還原反應中，已知還原性：I— >Fe2+>Br— ①在FeI2溶液中通入少量Cl2 ②在FeI2溶液中通入過量Cl2 ③在FeBr2溶液中通入少量Cl2 ④在FeBr2溶液中通入過量Cl2 ⑤當FeBr2溶液中有一半Br— 變成Br2時 2.CO2（或SO2）通入Ca(OH)2 ①將少量的CO2（或SO2）通入Ca(OH)2溶液中 ②將過量的CO2（或SO2）通入Ca(OH)2溶液中 3.酸式鹽與堿的反應 ①在NaHCO3溶液中滴入少量的Ca(OH)2溶液 ②在NaHCO3溶液中滴入過量的Ca(OH)2溶液 ③在NaHSO4溶液中滴入Ba(OH)2溶液至中性 ，繼續(xù)滴加Ba(OH)2溶液至過量 。 ④在NaHSO4溶液中滴入Ba(OH)2溶液至SO42— 剛好完全沉淀 高一化學筆記總結大全（上） 第6頁 六、關于離子共存問題 1.解題要求：認真閱讀題干，注意“無色”“酸性”“堿性”“共存”“不共存”及限定條件。
2.離子不共存的幾種類型 ①離子間生成沉淀、氣體或弱電解質時，不能共存 ②無色溶液中不能存在有色離子 常見有色離子：MnO4— （紫紅色）、Cu2+（藍色）、Fe3+（黃色）、Fe2+（淺綠色） ③離子間因發(fā)生氧化還原反應而不能共存 氧化性離子：MnO4—、Cr2O72—、ClO—、NO3—（H+）、ClO3—（H+）、Fe3+ 還原性離子：I—、S2—、HS—、SO32—、HSO3— 、Fe2+ ④酸性溶液中氫氧根、弱堿根、弱酸根和弱酸酸式根不能存在 如： ⑤強堿性溶液中弱堿離子、多元弱酸的酸式離子不能存在 弱堿離子： 酸式離子： ⑥離子間反應生成絡合離子時不能共存，如Fe3+與SCN— 反應生成血紅色絡合離子 3.溶解性巧記口訣 鉀鈉銨鹽硝酸鹽，都能溶在水中間；碳酸磷酸兩種鹽，溶者只有鉀鈉銨； 鹽酸難溶銀亞汞，硫酸難溶是鋇鉛；堿溶鉀鈉銨和鋇，注意鈣鹽常是微。 第三節(jié) 化。
