高中化学必修一的知识点

高中化学必修一的知识点

高中化学必修一的知识点 篇1

　　一.守恒法

【知识要点】高中化学上，常用的守恒方法有以下几种：

　　1.电荷守恒

　　溶液中阳离子所带正电荷总数等于阴离子所带负电荷总数。即：阳离子物质的量(或浓度)与其所带电荷数乘积的代数和等于阴离子物质的量(或浓度)与其所带电荷数乘积的代数和。

　　2.电子守恒

　　高中化学反应中(或系列化学反应中)氧化剂所得电子总数等于还原剂所失电子总数。

　　3.原子守恒即质量守恒

　　包含两项内容：①质量守恒定律;②化学反应前后某原子(或原子团)的质量不变。

　　二.估算法

　　估算就是不算，估算法是通过推理、猜测得出高中化学答案的一种方法。

【难点磁场】甲、乙两种化合物都只含X、Y两种元素，甲、乙中X元素的百分含量分别为%和%。若已知甲的分子式是XY2，则乙的分子式只可能是( )

　　三.差量法

【知识要点】差量法是根据在高中化学的化学反应中反应物与生成物的差量和造成这种差量的实质及其关系，列出比例式求解的解题方法。我们甚至把“差量”看成是化学方程式中的一种特殊产物。该差量的大小与参与反应的物质的有关量成正比。一般说来，化学反应前后凡有质量差、气体体积差、密度差、压强差等差量都可用差量法求解。高中化学解题的关键是做到明察秋毫，抓住造成差量的实质，即根据高中化学题意确定“理论差值”,再根据题目提供的“实际差量”,列出正确的比例式，求出答案。

高中化学必修一的知识点 篇2

　　教学目标

　　（一）知识与技能

　　使学生了解电解质、强电解质、弱电解质的含义。

　　（二）过程与方法

　　1、培养学生实验能力和观察能力。

　　2、培养学生通过实验现象分析、探究化学反应实质的能力。

　　3、培养学生全面认识事物、分析事物的逻辑思维能力。

　　（三）情感、态度与价值观。

　　1、通过实验激发学生学习化学的兴趣和情感。

　　2、培养学生严谨求实、勇于探索的科学态度。

　　3、对学生进行透过现象看本质的辨证唯物主义教育。

　　教学重点：

　　强电解质、弱电解质的含义。

　　教学难点：

　　强电解质、弱电解质的含义。

　　教学方法：

　　设疑、实验、讨论、讲解相结合的方法。

　　教学过程：

　　[引言]上节课我们学习了物质的分类，化学反应还有一种重要的分类方法，即将有离子参加的反应统称为离子反应。下面我们就来学习这种反应。

　　教学过程：

　　[板书]第二节离子反应。

　　[提问］下列物质中哪些能导电？为什么能导电？

　　石墨、蔗糖溶液、酒精溶液、K2SO4溶液、Cu、NaOH溶液、盐酸。

　　［小结］①石墨、铜能导电，因为其中有自由移动的电子存在。

　　②盐酸、NaOH溶液、K2SO4溶液能导电，因为它们的溶液中有自由移动的离子存在。

　　［追问］在盐酸、NaOH溶液、K2SO4溶液里的自由移动的离子是怎样产生的？可通过什么方法证明溶液中存在离子？

　　［小结］①电离产生，其过程可用电离方程式来表示。

　　②可通过溶液导电性来检验。

　　［思考］物质在什么情况下可以电离呢？

　　［板书］一、电解质和非电解质

　　电解质：在水溶液里或熔化状态下能够导电的化合物，如酸、碱、盐等。

　　非电解质：在水溶液里和熔化状态下都不导电的化合物，如蔗糖、酒精等。

　　［讲解］电解质、非电解质是根据物质在一定条件下能否导电对化合物的一种分类。［讨论］下列物质中哪些是电解质？

　　Cu、NaCl固体、NaOH固体、K2SO4溶液、CO2、蔗糖、NaCl溶液、H2O、酒精。

　　［小结］应注意以下几点：

　　①电解质应是化合物。而Cu则是单质，K2SO4与NaCl溶液都是混合物。

　　②电解质应是一定条件下本身电离而导电的化合物。而CO2能导电是因CO2与H2O反应生成了H2CO3，H2CO3能够电离而非CO2本身电离。所以CO2不是电解质。

　　③酸、碱、盐、水是电解质，蔗糖、酒精为非电解质。

　　注意点：

　　⑴溶于水或熔化状态；注意：“或”字

　　⑵溶于水和熔化状态两各条件只需满足其中之一，溶于水不是指和水反应；

　　⑶化合物，电解质和非电解质，对于不是化合物的物质既不是电解质也不是非电解质。［设问］相同条件下，不同种类的酸、碱、盐溶液的导电能力是否相同？

　　［演示实验］观察：五种电解质HCl、NaOH、NaCl、CH3COOH、NH3、H2O溶液的导电性是否相同？并分析结果。

　　（结果：相同条件下，不同种类的酸、碱、盐溶液的导电能力不相同）

　　［讲述］电解质溶液导电能力的大小决定于溶液中自由移动的离子的浓度和离子所带电荷数。而当溶液体积、浓度和离子所带的电荷数都相同的情况下，取决于溶液中自由移动离子数目，导电能力强的溶液里的自由移动的离子数目一定比导电能力弱的`溶液里的自由移动的离子数目多。

　　比较以上五种溶液，显然，在CH3COOH、NH3·H2O溶液中的自由移动离子数目较少。［设问］溶液中自由移动的离子多少跟什么因素有关？

　　［板书］二、强电解质和弱电解质

　　［阅读］

　　［图示］NaCl、CH3COOH在水中的溶解和电离情况。

　　［板书］

　　1、强电解质：在水溶液中全部电离成离子的电解质。如NaCl、

　　2、弱电解质：在水溶液中只一部分电离成离子的电解质。如NH3·H2O、CH3COOH等。

　　3、强弱电解质的区别。

　　［讨论］BaSO4、CaCO3、AgCl等难溶于水的盐是否属电解质？CH3COOH易溶，是否属强电

　　解质？

　　［小结］BａSO4、CaCO3、AgCl虽然难溶，但溶解的极少部分却是完全电离，所以它们为强电解质H3COOH体易溶于水，但它却不能完全电离，所以属弱电解质。因此，电解质的强弱跟其溶解度无必然联系，本质区别在于它们在水溶液中的电离程度。

　　［思考］利用溶液导电性装置进行实验，向盛有稀H2SO4的烧杯中逐滴加入Bａ（OH）2溶液，能观察到什么现象？加以解释，写出有关的反应方程

　　［分析］随着Bａ（OH）2溶液的逐滴加入，灯泡将会由亮渐暗渐亮反应为：Bａ（OH）2＋H2SO4=====BａSO4↓＋2H2O，随着反应的进行，离子浓度将会怎样变化呢？

　　［板书设计］第二节离子反应

　　第一课时

　　一、电解质和非电解质

　　1、电解质：在水溶液里或熔化状态下能导电的化合物。如酸、碱、盐等。

　　2、非电解质：在水溶液里和熔化状态下都不导电的化合物。如蔗糖、酒精等。

　　二、强电解质和弱电解质

　　1、强电解质：在水溶液中全部电离成离子的电解质。如NaCl、NaOH等。

　　2、弱电解质：在水溶液中只一部分电离成离子的电解质。如NH3·H2O、CH3COOH等。

　　3、强弱电解质的区别。

　　［探讨］弱电解质溶于水的电离方程式如何表示？

　　【总结】

　　强电解质：

　　强酸：如HCl、H2SO4、HNO3

　　强碱：如KOH、NaOH、Ba（OH）2

　　大多数盐：如：NaCl、AgNO3

　　弱电解质：

　　弱酸：如H2S、H2SO3、CH3COOH

　　弱碱：如NH3H2O、Cu（OH）2

　　水：H2O

高中化学必修一的知识点 篇3

　　1、掌握两种常见的分类方法：交叉分类法和树状分类法。

　　2、分散系及其分类：

(1)分散系组成：分散剂和分散质，按照分散质和分散剂所处的状态，分散系可以有9种组合方式。

(2)当分散剂为液体时，根据分散质粒子大小可以将分散系分为溶液、胶体、浊液。

　　3、胶体：

(1)常见胶体：Fe(OH)3胶体、Al(OH)3胶体、血液、豆浆、淀粉溶液、蛋白质溶液、有色玻璃、墨水等。

(2)胶体的特性：能产生丁达尔效应。区别胶体与其他分散系常用方法丁达尔效应。

　　胶体与其他分散系的本质区别是分散质粒子大小。

(3)Fe(OH)3胶体的制备方法：将饱和FeCl3溶液滴入沸水中，继续加热至体系呈红褐色，停止加热，得Fe(OH)3胶体。

　　第二节 离子反应

　　一、电解质和非电解质

　　电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。

　　1、化合物

　　非电解质：在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物。(如：酒精[乙醇]、蔗糖、SO2、SO3、NH3、CO2等是非电解质。)

(1)电解质和非电解质都是化合物，单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。

(2)酸、碱、盐和水都是电解质(特殊：盐酸(混合物)电解质溶液)。

(3)能导电的物质不一定是电解质。能导电的物质：电解质溶液、熔融的碱和盐、金属单质和石墨。

　　电解质需在水溶液里或熔融状态下才能导电。固态电解质(如：NaCl晶体)不导电，液态酸(如：液态HCl)不导电。

　　2、溶液能够导电的原因：有能够自由移动的离子。

　　3、电离方程式：要注意配平，原子个数守恒，电荷数守恒。如：Al2(SO4)3=2Al3++3SO42-

　　二、离子反应：

　　1、离子反应发生的条件：生成沉淀、生成气体、水。

　　2、离子方程式的书写：(写、拆、删、查)

①写：写出正确的化学方程式。(要注意配平。)

②拆：把易溶的强电解质(易容的盐、强酸、强碱)写成离子形式。

　　常见易溶的强电解质有：

　　三大强酸(H2SO4、HCl、HNO3)，四大强碱[NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2 (澄清石灰水拆，石灰乳不拆)]，可溶性盐，这些物质拆成离子形式，其他物质一律保留化学式。

③删：删除不参加反应的离子(价态不变和存在形式不变的离子)。

④查：检查书写离子方程式等式两边是否原子个数守恒、电荷数守恒。

　　3、离子方程式正误判断：(看几看)

①看是否符合反应事实(能不能发生反应，反应物、生成物对不对)。

②看是否可拆。

③看是否配平(原子个数守恒，电荷数守恒)。

④看“=”“ ”“↑”“↓”是否应用恰当。

　　4、离子共存问题

(1)由于发生复分解反应(生成沉淀或气体或水)的离子不能大量共存。

　　生成沉淀：AgCl、BaSO4、BaSO3、BaCO3、CaCO3、Mg(OH)2、Cu(OH)2等。

　　生成气体：CO32-、HCO3-等易挥发的弱酸的酸根与H+不能大量共存。

　　生成H2O：①H+和OH-生成H2O。②酸式酸根离子如：HCO3-既不能和H+共存，也不能和OH-共存。如：HCO3-+H+=H2O+CO2↑， HCO3-+OH-=H2O+CO32-

(2)审题时应注意题中给出的附加条件。

①无色溶液中不存在有色离子：Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO4-(常见这四种有色离子)。

②注意挖掘某些隐含离子：酸性溶液(或pH<7)中隐含有H+，碱性溶液(或pH>7)中隐含有OH-。

③注意题目要求“大量共存”还是“不能大量共存”。

高中化学必修一的知识点 篇4

　　用途广泛的金属材料

　　1、合金的概念：由两种或两种以上的金属(或金属与非金属)熔合而成的具有金属特性的物质。

　　2、合金的特性：合金与各成分金属相比，具有许多优良的物理、化学或机械的性能。

①合金的硬度一般比它的各成分金属的大

②合金的熔点一般比它的各成分金属的低

高中化学必修一的知识点 篇5

　　二氧化硅(SiO2)：

(1)SiO2的空间结构：立体网状结构，SiO2直接由原子构成，不存在单个SiO2分子。

(2)物理性质：熔点高，硬度大，不溶于水。

(3)化学性质：SiO2常温下化学性质很不活泼，不与水、酸反应(氢氟酸除外)，能与强碱溶液、氢氟酸反应，高温条件下可以与碱性氧化物反应：

①与强碱反应：SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O(生成的硅酸钠具有粘性，所以不能用带磨口玻璃塞试剂瓶存放NaOH溶液和Na2SiO3溶液，避免Na2SiO3将瓶塞和试剂瓶粘住，打不开，应用橡皮塞)。

②与氢氟酸反应[SiO2的特性]：SiO2+4HF=SiF4↑+2H2O(利用此反应，氢氟酸能雕刻玻璃;氢氟酸不能用玻璃试剂瓶存放，应用塑料瓶)。

③高温下与碱性氧化物反应：SiO2+CaOCaSiO3

(4)用途：光导纤维、玛瑙饰物、石英坩埚、水晶镜片、石英钟、仪器轴承、玻璃和建筑材料等。

　　3、硅酸(H2SiO3)：

(1)物理性质：不溶于水的白色胶状物，能形成硅胶，吸附水分能力强。

(2)化学性质：H2SiO3是一种弱酸，酸性比碳酸还要弱，其酸酐为SiO2，但SiO2不溶于水，故不能直接由SiO2溶于水制得，而用可溶性硅酸盐与酸反应制取：(强酸制弱酸原理)

　　Na2SiO3+2HCl=2NaCl+H2SiO3↓

　　Na2SiO3+CO2+H2O=H2SiO3↓+Na2CO3(此方程式证明酸性：H2SiO3

(3)用途：硅胶作干燥剂、催化剂的载体。

　　4、硅酸盐

　　硅酸盐：硅酸盐是由硅、氧、金属元素组成的化合物的总称。硅酸盐种类很多，大多数难溶于水，最常见的可溶性硅酸盐是Na2SiO3，Na2SiO3的水溶液俗称水玻璃，又称泡花碱，是一种无色粘稠的液体，可以作黏胶剂和木材防火剂。硅酸钠水溶液久置在空气中容易变质：

　　Na2SiO3+CO2+H2O=Na2CO3+H2SiO3↓(有白色沉淀生成)

　　传统硅酸盐工业三大产品有：玻璃、陶瓷、水泥。

　　硅酸盐由于组成比较复杂，常用氧化物的形式表示：活泼金属氧化物→较活泼金属氧化物→二氧化硅→水。氧化物前系数配置原则：除氧元素外，其他元素按配置前后原子个数守恒原则配置系数。

　　硅酸钠：Na2SiO3 Na2O·SiO2

　　硅酸钙：CaSiO3 CaO·SiO2

　　高岭石：Al2(Si2O5)(OH)4 Al2O3·2SiO2·2H2O

　　正长石：KAlSiO3不能写成 K2O· Al2O3·3SiO2，应写成K2O·Al2O3·6SiO2

高中化学必修一的知识点 篇6

　　一、元素周期表的规律：

①同一周期中的元素电子层数相同，从左至右核电荷数、质子数、核外电子数依次递增。

②同一族中的元素核外电子数相同、元素的化学性质相似，从上至下核电荷数、质子数、电子层数依次递增。

　　二、原子结构知识中的八种决定关系：

①质子数决定原子核所带的电荷数(核电荷数)

　　因为原子中质子数=核电荷数。

②质子数决定元素的种类。

③质子数、中子数决定原子的相对原子质量。

　　因为原子中质子数+中子数=原子的相对原子质量。

④电子能量的高低决定电子运动区域距离原子核的远近。

　　因为离核越近的`电子能量越低，越远的能量越高。

⑤原子最外层的电子数决定元素的类别。

　　因为原子最外层的电子数<4为金属，>或=4为非金属，=8(第一层为最外层时=2)为稀有气体元素。

⑥原子最外层的电子数决定元素的化学性质。因为原子最外层的电子数<4为失电子，>或=4为得电子，=8(第一层为最外层时=2)为稳定。

⑦原子最外层的电子数决定元素的化合价。

　　原子失电子后元素显正价，得电子后元素显负价，化合价数值=得失电子数。 ⑧原子最外层的电子数决定离子所带的电荷数

　　原子失电子后为阳离子，得电子后为阴离子，电荷数=得失电子数

　　化学能与热能

　　1、在任何的化学反应中总伴有能量的变化。

　　原因：当物质发生化学反应时，断开反应物中的化学键要吸收能量，而形成生成物中的化学键要放出能量。化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。

　　一个确定的化学反应在发生过程中是吸收能量还是放出能量，取决于反应物的总能量与生成物的总能量的相对大小。E反应物总能量>E生成物总能量，为放热反应。E反应物总能量

　　2、常见的放热反应和吸热反应

　　常见的放热反应：

①所有的燃烧与缓慢氧化。

②酸碱中和反应。

③金属与酸反应制取氢气。

④大多数化合反应(特殊：是吸热反应)。

　　常见的吸热反应：

①以C、H2、CO为还原剂的氧化还原反应如：

②铵盐和碱的反应如Ba(OH)2·8H2O+NH4Cl=BaCl2+2NH3↑+10H2O

③大多数分解反应如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。

　　3、能源的分类：

【思考】一般说来，大多数化合反应是放热反应，大多数分解反应是吸热反应，放热反应都不需要加热，吸热反应都需要加热，这种说法对吗?试举例说明。

　　点拔：这种说法不对。如C+O2=CO2的反应是放热反应，但需要加热，只是反应开始后不再需要加热，反应放出的热量可以使反应继续下去。Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应是吸热反应，但反应并不需要加热。

高中化学必修一的知识点 篇7

　　所谓离子在同一溶液中能大量共存，就是指离子之间不发生任何反应；若离子之间能发生反应，则不能大量共存。

　　A、结合生成难溶物质的离子不能大量共存：如Ba2+和SO42—、Ag+和Cl—、Ca2+和CO32—、Mg2+和OH—等

　　B、结合生成气体或易挥发性物质的离子不能大量共存：如H+和CO32—，HCO3—，SO32—，OH—和NH4+等

　　C、结合生成难电离物质（水）的离子不能大量共存：如H+和OH—、CH3COO—，OH—和HCO3—等。

　　D、发生氧化还原反应、水解反应的离子不能大量共存（待学）

　　注意：题干中的条件：如无色溶液应排除有色离子：Fe2+、Fe3+、Cu2+、MnO4—等离子，酸性（或碱性）则应考虑所给离子组外，还有大量的H+（或OH—）。

高中化学必修一的知识点 篇8

　　凡是能发生反应的离子之间或在水溶液中水解相互促进的离子之间不能大量共存（注意不是完全不能共存，而是不能大量共存）一般规律是：

　　1、凡相互结合生成难溶或微溶性盐的离子（熟记常见的难溶、微溶盐）；

　　2、与H+不能大量共存的离子（生成水或弱）酸及酸式弱酸根离子：

　　氧族有：OH—、S2—、HS—、SO32—、HSO3—

　　卤族有：F—、ClO—

　　碳族有：CH3COO—、CO32—、HCO32—、SiO32—

　　3、与OH—不能大量共存的.离子有：

　　NH42+和HS—、HSO3—、HCO3—等弱酸的酸式酸根离子以及弱碱的简单阳离子（比如：Cu2+、Al3+、Fe3+、Fe2+、Mg2+等等）

　　4、能相互发生氧化还原反应的离子不能大量共存：

　　常见还原性较强的离子有：Fe3+、S2—、I—、SO32—。

　　氧化性较强的离子有：Fe3+、ClO—、MnO4—、Cr2O72—、NO3—

　　5、氧化还原反应

　　①、氧化反应：元素化合价升高的反应

　　还原反应：元素化合价降低的反应

　　氧化还原反应：凡有元素化合价升降的化学反应就是

　　②、氧化还原反应的判断依据—————有元素化合价变化

　　失电子总数=化合价升高总数==得电子总数==化合价降低总数。

　　③、氧化还原反应的实质——————电子的转移（电子的得失或共用电子对的偏移

　　口诀：失电子，化合价升高，被氧化（氧化反应），还原剂；

　　得电子，化合价降低，被还原（还原反应），氧化剂；

　　④氧化剂和还原剂（反应物）

　　氧化剂：得电子（或电子对偏向）的物质——————氧化性

　　还原剂：失电子（或电子对偏离）的物质——————还原性

　　氧化产物：氧化后的生成物

　　还原产物：还原后的生成物。

高中化学必修一的知识点 篇9

　　1、物质之间可以发生各种各样的化学变化，依据一定的标准可以对化学变化进行分类。

　　(1)根据反应物和生成物的类别以及反应前后物质种类的多少可以分为：

　　A、化合反应(A+B=AB)B、分解反应(AB=A+B)

　　C、置换反应(A+BC=AC+B)

　　D、复分解反应(AB+CD=AD+CB)

　　(2)根据反应中是否有离子参加可将反应分为：

　　A、离子反应：有离子参加的一类反应。主要包括复分解反应和有离子参加的氧化还原反应。

　　B、分子反应(非离子反应)

　　(3)根据反应中是否有电子转移可将反应分为：

　　A、氧化还原反应：反应中有电子转移(得失或偏移)的反应

　　实质：有电子转移(得失或偏移)

　　特征：反应前后元素的化合价有变化

　　B、非氧化还原反应

　　2、离子反应

　　(1)、电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。酸、碱、盐都是电解质。在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物，叫非电解质。

　　注意：

　　①电解质、非电解质都是化合物，不同之处是在水溶液中或融化状态下能否导电。

　　②电解质的导电是有条件的：电解质必须在水溶液中或熔化状态下才能导电。

　　③能导电的物质并不全部是电解质：如铜、铝、石墨等。④非金属氧化物(SO2、SO3、CO2)、大部分的有机物为非电解质。

　　(2)、离子方程式：用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。它不仅表示一个具体的化学反应，而且表示同一类型的离子反应。

　　复分解反应这类离子反应发生的条件是：生成沉淀、气体或水。书写方法：

　　写：写出反应的化学方程式

　　拆：把易溶于水、易电离的物质拆写成离子形式

　　删：将不参加反应的离子从方程式两端删去

　　查：查方程式两端原子个数和电荷数是否相等