高一化学必修二知识点总结通用5篇

　　高一化学必修二知识点总结 1

　　海水资源的开发利用

　　1、海水是一个远未开发的巨大化学资源宝库。

　　海水中含有80多种元素，其中Cl、Na、K、Mg、Ca、S、C、F、B、Br、Sr 11种元素的含量较高，其余为微量元素。常从海水中提取食盐，并在传统海水制盐工业基础上制取镁、钾、溴及其化合物。

　　2、海水淡化的方法：

　　蒸馏法、电渗析法、离子交换法等。其中蒸馏法的历史最久，蒸馏法的原理是把水加热到水的沸点，液态水变为水蒸气与海水中的盐分离，水蒸气冷凝得淡水。

　　3、海水提溴

　　有关反应方程式：

　　①2NaBr+Cl2=Br2+2NaCl

　　②Br2+SO2+2H2O=2HBr+H2SO4

　　③2HBr+Cl2=2HCl+Br2

　　4、海带提碘

　　海带中的碘元素主要以I-的形式存在，提取时用适当的氧化剂将其氧化成I2，再萃取出来。证明海带中含有碘，实验方法：

　　(1)用剪刀剪碎海带，用酒精湿润，放入坩锅中。

　　(2)灼烧海带至完全生成灰，停止加热，冷却。

　　(3)将海带灰移到小烧杯中，加蒸馏水，搅拌、煮沸、过滤。

　　(4)在滤液中滴加稀H2SO4及H2O2然后加入几滴淀粉溶液。

　　证明含碘的现象：滴入淀粉溶液，溶液变蓝色。2I-+H2O2+2H+=I2+2H2O

　　高一化学必修二知识点总结 2

　　开发利用金属矿物和海水资源

　　一、金属矿物的开发利用

　　1、金属的存在：除了金、铂等少数金属外，绝大多数金属以化合态的形式存在于自然界。

　　2、金属冶炼的涵义：简单地说，金属的冶炼就是把金属从矿石中提炼出来。金属冶炼的实质是把金属元素从化合态还原为游离态，即

　　3、金属冶炼的一般步骤：

　　(1)矿石的富集：除去杂质，提高矿石中有用成分的含量。

　　(2)冶炼：利用氧化还原反应原理，在一定条件下，用还原剂把金属从其矿石中还原出来，得到金属单质(粗)。

　　(3)精炼：采用一定的方法，提炼纯金属。

　　4、金属冶炼的方法

　　(1)电解法：适用于一些非常活泼的金属。

　　(2)热还原法：适用于较活泼金属。

　　常用的还原剂：焦炭、CO、H2等。一些活泼的金属也可作还原剂，如Al，

　　(3)热分解法：适用于一些不活泼的金属。

　　5、(1)回收金属的意义：节约矿物资源，节约能源，减少环境污染。

　　(2)废旧金属的最好处理方法是回收利用。

　　(3)回收金属的实例：废旧钢铁用于炼钢;废铁屑用于制铁盐;从电影业、照相业、科研单位和医院X光室回收的定影液中，可以提取金属银。

　　高一化学必修二知识点总结 3

　　(1)过滤操作口诀

　　漏斗烧杯玻璃棒，三样仪器不能少。

　　一贴二低三要靠，滤渣记得要洗涤。

　　解 释：

　　1、斗架烧杯玻璃棒，滤纸漏斗角一样："斗"指漏斗;"架"指漏斗架。这两句说明了过滤操作实验所需要的.仪器：漏斗、漏斗架、烧杯、玻璃棒、滤纸、并且强调滤纸折叠的角度要与漏斗的角度一样(这样可以使滤纸紧贴在漏斗壁上)。

　　2、过滤之前要静置：意思是说在过滤之前须将液体静置一会儿，使固体和液体充分分离。

　　3、三靠两低不要忘：意思是说在过滤时不要忘记了三靠两低。"三靠"的意思是指漏斗颈的末端要靠在承接滤液的烧杯壁上，要使玻璃棒靠在滤纸上，盛过滤液的烧杯嘴要靠在玻璃棒上;"两低"的意思是说滤纸边缘应略低于漏斗的边缘，所倒入的滤液的液面应略低于滤纸的边缘。

　　(2)蒸发操作口诀

　　皿架玻棒酒精灯，加热搅拌不放松。

　　液体少时停加热，熄灯之后余热干。

　　(3)蒸馏操作口诀

　　隔网加热冷管倾，上缘下缘两相*。

　　碎瓷用来防暴沸，热气冷水逆向行。

　　解 释：

　　1、隔网加热冷管倾："冷管"指冷凝管。意思是说加热蒸馏烧瓶时要隔石棉网(防止蒸馏烧瓶因受热不均匀而破裂)，在安装冷凝管时要向下倾斜。

　　2、上缘下缘两相*：意思是说温度计的水银球的上缘要恰好与蒸馏瓶支管接口的下缘在同一水*线上。

　　3、热气冷水逆向行：意思是说冷却水要由下向上不断流动，与热的蒸气的流动的方向相反。

　　(4)萃取操作口诀

　　萃剂溶剂互不溶，溶解程度大不同。

　　充分振荡再静置，下放上倒要分清。

　　解 释：

　　1、萃剂原液互不溶，质溶程度不相同：“萃剂”指萃取剂;“质”指溶质。这两句的意思是说在萃取操作实验中，选萃取剂的原则是：萃取剂和溶液中的溶剂要互不相溶，溶质在萃取剂和原溶剂中的溶解度要不相同(在萃取剂中的溶解度要大于在原溶液中的溶解度)。

　　2、充分振荡再静置：意思是说在萃取过程中要充分震荡，使萃取充分，然后静置使溶液分层。

　　3、下放上倒要分清：这句的意思是说分液漏斗的下层液从漏斗脚放出，而上层液要从漏斗口倒出。

　　(5)混合物分离和提纯小结

　　高一化学必修二知识点总结 4

　　一、 元素周期表

　　★熟记等式：原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数

　　1、元素周期表的编排原则：

　　①按照原子序数递增的顺序从左到右排列;

　　②将电子层数相同的元素排成一个横行——周期;

　　③把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行——族

　　2、如何精确表示元素在周期表中的位置：

　　周期序数=电子层数;主族序数=最外层电子数

　　口诀：三短三长一不全;七主七副零八族

　　熟记：三个短周期，第一和第七主族和零族的元素符号和名称

　　3、元素金属性和非金属性判断依据：

　　①元素金属性强弱的判断依据：

　　单质跟水或酸起反应置换出氢的难易;

　　元素最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱; 置换反应。

　　②元素非金属性强弱的判断依据：

　　单质与氢气生成气态氢化物的难易及气态氢化物的稳定性;

　　最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱; 置换反应。

　　4、核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。

　　①质量数==质子数+中子数：A == Z + N

　　②同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子，互称同位素。(同一元素的各种同位素物理性质不同，化学性质相同)

　　二、元素周期律

　　1、影响原子半径大小的因素：①电子层数：电子层数越多，原子半径越大(最主要因素)

　　②核电荷数：核电荷数增多，吸引力增大，使原子半径有减小的趋向(次要因素)

　　③核外电子数：电子数增多，增加了相互排斥，使原子半径有增大的倾向

　　2、元素的化合价与最外层电子数的关系：最高正价等于最外层电子数(氟氧元素无正价)

　　负化合价数 = 8—最外层电子数(金属元素无负化合价)

　　3、同主族、同周期元素的结构、性质递变规律：

　　同主族：从上到下，随电子层数的递增，原子半径增大，核对外层电子吸引能力减弱，失电子能力增强，还原性(金属性)逐渐增强，其离子的氧化性减弱。

　　同周期：左→右，核电荷数——→逐渐增多，最外层电子数——→逐渐增多

　　原子半径——→逐渐减小，得电子能力——→逐渐增强，失电子能力——→逐渐减弱

　　氧化性——→逐渐增强，还原性——→逐渐减弱，气态氢化物稳定性——→逐渐增强

　　最高价氧化物对应水化物酸性——→逐渐增强，碱性 ——→ 逐渐减弱

　　三、化学键

　　含有离子键的化合物就是离子化合物;只含有共价键的化合物才是共价化合物。

　　NaOH中含极性共价键与离子键，NH4Cl中含极性共价键与离子键，Na2O2中含非极性共价键与离子键，H2O2中含极性和非极性共价键

　　一、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，决定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、水反应制氢气。

　　④大多数化合反应(特殊：C+CO2 2CO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：C(s)+H2O(g) = CO(g)+H2(g)。

　　②铵盐和碱的反应如Ba(OH)28H2O+NH4Cl=BaCl2+2NH3↑+10H2O

　　③大多数分解反应如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。

　　[练*]1、下列反应中，即属于氧化还原反应同时又是吸热反应的是( B )

　　A.Ba(OH)2.8H2O与NH4Cl反应 B.灼热的炭与CO2反应

　　C.铝与稀盐酸 D.H2与O2的燃烧反应

　　2、已知反应X+Y=M+N为放热反应，对该反应的下列说法中正确的是( C )

　　A. X的能量一定高于M B. Y的能量一定高于N

　　C. X和Y的总能量一定高于M和N的总能量

　　D. 因该反应为放热反应，故不必加热就可发生

　　二、化学能与电能

　　1、化学能转化为电能的方式：

　　电能

　　(电力) 火电(火力发电) 化学能→热能→机械能→电能 缺点：环境污染、低效

　　原电池 将化学能直接转化为电能 优点：清洁、高效

　　2、原电池原理(1)概念：把化学能直接转化为电能的装置叫做原电池。

　　(2)原电池的工作原理：通过氧化还原反应(有电子的转移)把化学能转变为电能。

　　(3)构成原电池的条件：(1)有活泼性不同的两个电极;(2)电解质溶液(3)闭合回路(4)自发的氧化还原反应

　　(4)电极名称及发生的反应：

　　负极：较活泼的金属作负极，负极发生氧化反应，

　　电极反应式：较活泼金属-ne-=金属阳离子

　　负极现象：负极溶解，负极质量减少。

　　正极：较不活泼的金属或石墨作正极，正极发生还原反应，

　　电极反应式：溶液中阳离子+ne-=单质

　　正极的现象：一般有气体放出或正极质量增加。

　　(5)原电池正负极的判断方法：

　　①依据原电池两极的材料：

　　较活泼的金属作负极(K、Ca、Na太活泼，不能作电极);

　　较不活泼金属或可导电非金属(石墨)、氧化物(MnO2)等作正极。

　　②根据电流方向或电子流向：(外电路)的电流由正极流向负极;电子则由负极经外电路流向原电池的正极。

　　③根据内电路离子的迁移方向：阳离子流向原电池正极，阴离子流向原电池负极。

　　④根据原电池中的反应类型：

　　负极：失电子，发生氧化反应，现象通常是电极本身消耗，质量减小。

　　正极：得电子，发生还原反应，现象是常伴随金属的析出或H2的放出。

　　(6)原电池电极反应的书写方法：

　　(i)原电池反应所依托的化学反应原理是氧化还原反应，负极反应是氧化反应，正极反应是还原反应。因此书写电极反应的方法归纳如下：

　　①写出总反应方程式。 ②把总反应根据电子得失情况，分成氧化反应、还原反应。

　　③氧化反应在负极发生，还原反应在正极发生，反应物和生成物对号入座，注意酸碱介质和水等参与反应。

　　(ii)原电池的总反应式一般把正极和负极反应式相加而得。

　　(7)原电池的应用：①加快化学反应速率，如粗锌制氢气速率比纯锌制氢气快。②比较金属活动性强弱。③设计原电池。④金属的防腐。

　　四、 化学反应的速率和限度

　　1、化学反应的速率

　　(1)概念：化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量(均取正值)来表示。

　　计算公式：v(B)= =

　　①单位：mol/(Ls)或mol/(Lmin)

　　②B为溶液或气体，若B为固体或纯液体不计算速率。

　　③重要规律：速率比=方程式系数比

　　(2)影响化学反应速率的因素：

　　内因：由参加反应的物质的`结构和性质决定的(主要因素)。

　　外因：①温度：升高温度，增大速率

　　②催化剂：一般加快反应速率(正催化剂)

　　③浓度：增加C反应物的浓度，增大速率(溶液或气体才有浓度可言)

　　④压强：增大压强，增大速率(适用于有气体参加的反应)

　　⑤其它因素：如光(射线)、固体的表面积(颗粒大小)、反应物的状态(溶剂)、原电池等也会改变化学反应速率。

　　2、化学反应的限度——化学*衡

　　(1)化学*衡状态的特征：逆、动、等、定、变。

　　①逆：化学*衡研究的对象是可逆反应。

　　②动：动态*衡，达到*衡状态时，正逆反应仍在不断进行。

　　③等：达到*衡状态时，正方应速率和逆反应速率相等，但不等于0。即v正=v逆≠0。

　　④定：达到*衡状态时，各组分的浓度保持不变，各组成成分的含量保持一定。

　　⑤变：当条件变化时，原*衡被破坏，在新的条件下会重新建立新的*衡。

　　(3)判断化学*衡状态的标志：

　　① VA(正方向)=VA(逆方向)或nA(消耗)=nA(生成)(不同方向同一物质比较)

　　②各组分浓度保持不变或百分含量不变

　　③借助颜色不变判断(有一种物质是有颜色的)

　　④总物质的量或总体积或总压强或*均相对分子质量不变(前提：反应前后气体的总物质的量不相等的反应适用，即如对于反应xA+yB zC，x+y≠z )

　　高一化学必修二知识点总结 5

　　化学反应的速率和限度

　　1、化学反应的速率

　　(1)概念：化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量(均取正值)来表示。

　　计算公式：

　　①单位：mol/(L·s)或mol/(L·min)

　　②B为溶液或气体，若B为固体或纯液体不计算速率。

　　③以上所表示的是*均速率，而不是瞬时速率。

　　④重要规律：

　　速率比=方程式系数比

　　变化量比=方程式系数比

　　(2)影响化学反应速率的因素：

　　内因：由参加反应的物质的结构和性质决定的(主要因素)。

　　外因：①温度：升高温度，增大速率

　　②催化剂：一般加快反应速率(正催化剂)

　　③浓度：增加C反应物的浓度，增大速率(溶液或气体才有浓度可言)

　　④压强：增大压强，增大速率(适用于有气体参加的反应)

　　⑤其它因素：如光(射线)、固体的表面积(颗粒大小)、反应物的状态(溶剂)、原电池等也会改变化学反应速率。

　　2、化学反应的限度——化学*衡

　　(1)在一定条件下，当一个可逆反应进行到正向反应速率与逆向反应速率相等时，反应物和生成物的浓度不再改变，达到表面上静止的一种“*衡状态”，这就是这个反应所能达到的限度，即化学*衡状态。

　　化学*衡的移动受到温度、反应物浓度、压强等因素的影响。催化剂只改变化学反应速率，对化学*衡无影响。

　　在相同的条件下同时向正、逆两个反应方向进行的反应叫做可逆反应。通常把由反应物向生成物进行的反应叫做正反应。而由生成物向反应物进行的反应叫做逆反应。

　　在任何可逆反应中，正方应进行的同时，逆反应也在进行。可逆反应不能进行到底，即是说可逆反应无论进行到何种程度，任何物质(反应物和生成物)的物质的量都不可能为0。

　　(2)化学*衡状态的特征：逆、动、等、定、变。

　　①逆：化学*衡研究的对象是可逆反应。

　　②动：动态*衡，达到*衡状态时，正逆反应仍在不断进行。

　　③等：达到*衡状态时，正方应速率和逆反应速率相等，但不等于0。即v正=v逆≠0。

　　④定：达到*衡状态时，各组分的浓度保持不变，各组成成分的含量保持一定。

　　⑤变：当条件变化时，原*衡被破坏，在新的条件下会重新建立新的*衡。

　　(3)判断化学*衡状态的标志：

　　①VA(正方向)=VA(逆方向)或nA(消耗)=nA(生成)(不同方向同一物质比较)

　　②各组分浓度保持不变或百分含量不变

　　③借助颜色不变判断(有一种物质是有颜色的)

　　④总物质的量或总体积或总压强或*均相对分子质量不变(前提：反应前后气体的总物质的量不相等的反应适用，即如对于反应)

高一化学必修二知识点总结通用5篇扩展阅读

高一化学必修二知识点总结通用5篇（扩展1）

——高一化学知识点总结 (菁华6篇)

高一化学知识点总结1

　　1、原子定义

　　原子：化学变化中的最小微粒。

　　（1）原子也是构成物质的一种微粒。例如少数非金属单质（金刚石、石墨等）；金属单质（如铁、汞等）；稀有气体等。

　　（2）原子也不断地运动着；原子虽很小但也有一定质量。对于原子的认识远在公元前5世纪提出了有关“原子”的观念。但没有科学实验作依据，直到19世纪初，化学家道尔顿根据实验事实和严格的逻辑推导，在1803年提出了科学的原子论。

　　2、分子是保持物质化学性质的最小粒子。

　　（1）构成物质的每一个分子与该物质的化学性质是一致的，分子只能保持物质的化学性质，不保持物质的物理性质。因物质的物理性质，如颜色、状态等，都是宏观现象，是该物质的大量分子聚集后所表现的属性，并不是单个分子所能保持的。

　　（2）最小；不是绝对意义上的最小，而是；保持物质化学性质的最小。

　　3、分子的性质

　　（1）分子质量和体积都很小。

　　（2）分子总是在不断运动着的。温度升高，分子运动速度加快，如阳光下湿衣物干得快。

　　（3）分子之间有间隔。一般说来，气体的分子之间间隔距离较大，液体和固体的分子之间的距离较小。气体比液体和固体容易压缩，不同液体混合后的总体积小于二者的原体积之和，都说明分子之间有间隔。

　　（4）同种物质的分子性质相同，不同种物质的分子性质不同。我们都有这样的生活体验：若口渴了，可以喝水解渴，同时吃几块冰块也可以解渴，这就说明：水和冰都具有相同的性质，因为水和冰都是由水分子构成的，同种物质的分子，性质是相同的。

　　4、原子的构成

　　质子：1个质子带1个单位正电荷原子核（+）。

　　中子：不带电原子不带电。

　　电子：1个电子带1个单位负电荷。

　　5、原子与分子的异同

　　分子原子区别在化学反应中可再分，构成分子中的原子重新组合成新物质的分子在化学反应中不可再分，化学反应前后并没有变成其它原子相似点：

　　（1）都是构成物质的基本粒子；

　　（2）质量、体积都非常小，彼此间均有一定间隔，处于永恒的运动中；

　　（3）同种分子（或原子）性质相同，不同种分子（或原子）性质不同；

　　（4）都具有种类和数量的含义。

　　6、核外电子的分层排布规律：

　　第一层不超过2个，第二层不超过8个；最外层不超过8个。每层最多容纳电子数为2n2个（n代表电子层数），即第一层不超过2个，第二层不超过8个，第三层不超过18个；最外层电子数不超过8个。（只有1个电子层时，最多可容纳2个电子）

高一化学知识点总结2

　　一、结构

　　1、原子结构：

　　2、结构的相似性和递变性：

　　①相似性：最外层均为7个电子，易得1个电子形成带一个单位负电荷的阴离子(X‐)②递变性：随电荷数增加，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大。

　　二、物理性质的递变性：

　　1、颜色：由浅到深

　　2、溶解性：由大到小

　　3、熔沸点：由高到低

　　4、密度：由大到小

　　三、化学性质

　　1、单质氧化性：由强到弱。所有的单质中，氟单质的氧化性最强

　　2、与H2反应：非金属与H2反应生成气态氢化物(金属不能发生次反应)。气态氢化物是判断非金属性(元素性质)或氧化性(物质的性质)强弱的重要依据： ①非金属性越强，气态氢化物越容易生成

　　②非金属性越强，气态氢化物越稳定

　　③非金属性越强，气态氢化物的水溶液酸性越强

　　3、与水的反应：2F2+2H2O = 4HF+O2

　　Cl2、Br2、I2：X2+H2O = HX+HXO

　　与碱反应：X2 + 2OH‐ = X‐+ XO‐+ H2O

　　4、卤素单质间的置换反应

　　氧化性强的单质+还原性强的卤离子=氧化性弱的单质+还原性弱的单质

　　如：Cl2+2NaBr = 2NaCl+Br2

　　氟在溶液中不能发生置换反应。氟没有正价，只有-1价。所有非金属元素都有正价。

　　5、溴和碘的特性：

　　①溴：唯一呈液态的非金属，极易挥发，有强烈的刺激性，常在液溴中加入少量水，以减小挥发，保存在密封的玻璃瓶中(水封)，不能用橡胶等作瓶塞或盛装，应为溴有腐蚀性。

　　②碘：易升华，I2使淀粉变蓝。

　　6、卤化银

　　AgF AgCl AgBr AgI

　　白色固体 淡黄色固体 黄色固体 既不溶于水，也不溶于酸，均有感光性(遇光分解) +H2O== HF+ AgOH↓(白色沉淀，不稳定)

　　2O+ Ag2O↓(黑色沉淀)

高一化学知识点总结3

　　1、概念

　　可逆反应中旧化学*衡的破坏、新化学*衡的建立，由原*衡状态向新化学*衡状态的转化过程，称为化学*衡的移动。

　　2、化学*衡移动与化学反应速率的关系

　　(1)v正>v逆：*衡向正反应方向移动。

　　(2)v正=v逆：反应达到*衡状态，不发生*衡移动。

　　(3)v正

　　3、影响化学*衡的因素

　　4、“惰性气体”对化学*衡的影响

　　①恒温、恒容条件

　　原*衡体系

　　体系总压强增大―→体系中各组分的浓度不变―→*衡不移动。

　　②恒温、恒压条件

　　原*衡体系

　　容器容积增大，各反应气体的分压减小―→体系中各组分的浓度同倍数减小

　　5、勒夏特列原理

　　定义：如果改变影响*衡的一个条件(如C、P或T等)，*衡就向能够减弱这种改变的方向移动。

　　原理适用的范围：已达*衡的体系、所有的*衡状态(如溶解*衡、化学*衡、电离*衡、水解*衡等)和只限于改变影响*衡的一个条件。

　　勒夏特列原理中“减弱这种改变”的解释：外界条件改变使*衡发生移动的结果，是减弱对这种条件的改变，而不是抵消这种改变，也就是说：外界因素对*衡体系的影响占主要方面。

高一化学知识点总结4

　　1、原子定义

　　原子：化学变化中的最小微粒。

　　（1）原子也是构成物质的一种微粒。例如少数非金属单质（金刚石、石墨等）；金属单质（如铁、汞等）；稀有气体等。

　　（2）原子也不断地运动着；原子虽很小但也有一定质量。对于原子的认识远在公元前5世纪提出了有关“原子”的观念。但没有科学实验作依据，直到19世纪初，化学家道尔顿根据实验事实和严格的逻辑推导，在1803年提出了科学的原子论。

　　2、分子是保持物质化学性质的最小粒子。

　　（1）构成物质的每一个分子与该物质的化学性质是一致的，分子只能保持物质的化学性质，不保持物质的物理性质。因物质的物理性质，如颜色、状态等，都是宏观现象，是该物质的大量分子聚集后所表现的属性，并不是单个分子所能保持的。

　　（2）最小；不是绝对意义上的最小，而是；保持物质化学性质的最小。

　　3、分子的`性质

　　（1）分子质量和体积都很小。

　　（2）分子总是在不断运动着的。温度升高，分子运动速度加快，如阳光下湿衣物干得快。

　　（3）分子之间有间隔。一般说来，气体的分子之间间隔距离较大，液体和固体的分子之间的距离较小。气体比液体和固体容易压缩，不同液体混合后的总体积小于二者的原体积之和，都说明分子之间有间隔。

　　（4）同种物质的分子性质相同，不同种物质的分子性质不同。我们都有这样的生活体验：若口渴了，可以喝水解渴，同时吃几块冰块也可以解渴，这就说明：水和冰都具有相同的性质，因为水和冰都是由水分子构成的，同种物质的分子，性质是相同的。

　　4、原子的构成

　　质子：1个质子带1个单位正电荷原子核（+）。

　　中子：不带电原子不带电。

　　电子：1个电子带1个单位负电荷。

　　5、原子与分子的异同

　　分子原子区别在化学反应中可再分，构成分子中的原子重新组合成新物质的分子在化学反应中不可再分，化学反应前后并没有变成其它原子相似点：

　　（1）都是构成物质的基本粒子；

　　（2）质量、体积都非常小，彼此间均有一定间隔，处于永恒的运动中；

　　（3）同种分子（或原子）性质相同，不同种分子（或原子）性质不同；

　　（4）都具有种类和数量的含义。

　　6、核外电子的分层排布规律：

　　第一层不超过2个，第二层不超过8个；最外层不超过8个。每层最多容纳电子数为2n2个（n代表电子层数），即第一层不超过2个，第二层不超过8个，第三层不超过18个；最外层电子数不超过8个。（只有1个电子层时，最多可容纳2个电子）

高一化学知识点总结5

　　元素周期表、元素周期律

　　一、元素周期表

　　★熟记等式：原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数

　　1、元素周期表的编排原则：①按照原子序数递增的顺序从左到右排列；②将电子层数相同的元素排成一个横行——周期；③把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行——族

　　2、如何精确表示元素在周期表中的位置：周期序数＝电子层数；主族序数＝最外层电子数口诀：三短三长一不全；七主七副零八族熟记：三个短周期，第一和第七主族和零族的元素符号和名称

　　3、元素金属性和非金属性判断依据：①元素金属性强弱的判断依据：单质跟水或酸起反应置换出氢的难易；元素最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱；置换反应。②元素非金属性强弱的判断依据：单质与氢气生成气态氢化物的难易及气态氢化物的稳定性；最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱；置换反应。

　　4、核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。①质量数==质子数+中子数：A == Z + N②同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子，互称同位素。（同一元素的各种同位素物理性质不同，化学性质相同）

　　二、元素周期律

　　1、影响原子半径大小的因素：①电子层数：电子层数越多，原子半径越大（最主要因素）②核电荷数：核电荷数增多，吸引力增大，使原子半径有减小的趋向（次要因素）③核外电子数：电子数增多，增加了相互排斥，使原子半径有增大的倾向

　　2、元素的化合价与最外层电子数的关系：最高正价等于最外层电子数（氟氧元素无正价）负化合价数= 8—最外层电子数（金属元素无负化合价）

　　3、同主族、同周期元素的结构、性质递变规律：同主族：从上到下，随电子层数的递增，原子半径增大，核对外层电子吸引能力减弱，失电子能力增强，还原性（金属性）逐渐增强，其离子的氧化性减弱。同周期：左→右，核电荷数——→逐渐增多，最外层电子数——→逐渐增多原子半径——→逐渐减小，得电子能力——→逐渐增强，失电子能力——→逐渐减弱氧化性——→逐渐增强，还原性——→逐渐减弱，气态氢化物稳定性——→逐渐增强最高价氧化物对应水化物酸性——→逐渐增强，碱性——→逐渐减弱

　　2化学键

　　含有离子键的化合物就是离子化合物；只含有共价键的化合物才是共价化合物。

　　NaOH中含极性共价键与离子键，NH4Cl中含极性共价键与离子键，Na2O2中含非极性共价键与离子键，H2O2中含极性和非极性共价键

　　3化学能与热能

　　一、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，决定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＜E生成物总能量，为吸热反应。

　　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、水反应制氢气。④大多数化合反应（特殊：C＋CO2= 2CO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：C(s)＋H2O(g) = CO(g)＋H2(g)。②铵盐和碱的反应如Ba(OH)28H2O＋NH4Cl＝BaCl2＋2NH3↑＋10H2O③大多数分解反应如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。

　　4化学能与电能

　　一、化学能转化为电能的方式：

　　电能(电力)火电(火力发电)化学能→热能→机械能→电能

　　缺点：环境污染、低效原电池将化学能直接转化为电能

　　优点：清洁、高效

　　二、原电池原理

　　（1）概念：把化学能直接转化为电能的装置叫做原电池。

　　（2）原电池的工作原理：通过氧化还原反应（有电子的转移）把化学能转变为电能。

　　（3）构成原电池的条件：

　　1）有活泼性不同的两个电极；

　　2）电解质溶液

　　3）闭合回路

　　4）自发的氧化还原反应

　　（4）电极名称及发生的反应：负极：较活泼的金属作负极，负极发生氧化反应，电极反应式：较活泼金属－ne－＝金属阳离子负极现象：负极溶解，负极质量减少。正极：较不活泼的金属或石墨作正极，正极发生还原反应，电极反应式：溶液中阳离子＋ne－＝单质正极的现象：一般有气体放出或正极质量增加。

　　（5）原电池正负极的判断方法：

　　①依据原电池两极的材料：较活泼的金属作负极（K、Ca、Na太活泼，不能作电极）；较不活泼金属或可导电非金属（石墨）、氧化物（MnO2）等作正极。

　　②根据电流方向或电子流向：（外电路）的电流由正极流向负极；电子则由负极经外电路流向原电池的正极。

　　③根据内电路离子的迁移方向：阳离子流向原电池正极，阴离子流向原电池负极。

　　④根据原电池中的反应类型：负极：失电子，发生氧化反应，现象通常是电极本身消耗，质量减小。正极：得电子，发生还原反应，现象是常伴随金属的析出或H2的放出。

　　（6）原电池电极反应的书写方法：

　　（i）原电池反应所依托的化学反应原理是氧化还原反应，负极反应是氧化反应，正极反应是还原反应。因此书写电极反应的方法归纳如下：

　　①写出总反应方程式。

　　②把总反应根据电子得失情况，分成氧化反应、还原反应。

　　③氧化反应在负极发生，还原反应在正极发生，反应物和生成物对号入座，注意酸碱介质和水等参与反应。

　　（ii）原电池的总反应式一般把正极和负极反应式相加而得。

　　（7）原电池的应用：

　　①加快化学反应速率，如粗锌制氢气速率比纯锌制氢气快。

　　②比较金属活动性强弱。

　　③设计原电池。

　　④金属的防腐。

　　5化学反应的速率和限度

　　一、化学反应的速率

　　（1）概念：化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量（均取正值）来表示。计算公式：v(B)＝＝

　　①单位：mol/(Ls)或mol/(Lmin)

　　②B为溶液或气体，若B为固体或纯液体不计算速率。

　　③重要规律：速率比＝方程式系数比（

　　2）影响化学反应速率的因素：内因：由参加反应的物质的结构和性质决定的（主要因素）。

　　外因：①温度：升高温度，增大速率

　　②催化剂：一般加快反应速率（正催化剂）

　　③浓度：增加C反应物的浓度，增大速率（溶液或气体才有浓度可言）

　　④压强：增大压强，增大速率（适用于有气体参加的反应）

　　⑤其它因素：如光（射线）、固体的表面积（颗粒大小）、反应物的状态（溶剂）、原电池等也会改变化学反应速率。

　　二、化学反应的限度——化学*衡

　　（1）化学*衡状态的特征：逆、动、等、定、变。

　　①逆：化学*衡研究的对象是可逆反应。

　　②动：动态*衡，达到*衡状态时，正逆反应仍在不断进行。

　　③等：达到*衡状态时，正方应速率和逆反应速率相等，但不等于0。即v正＝v逆≠0。

　　④定：达到*衡状态时，各组分的浓度保持不变，各组成成分的含量保持一定。

　　⑤变：当条件变化时，原*衡被破坏，在新的条件下会重新建立新的*衡。

　　（3）判断化学*衡状态的标志：

　　① VA（正方向）＝VA（逆方向）或nA（消耗）＝nA（生成）（不同方向同一物质比较）

　　②各组分浓度保持不变或百分含量不变

　　③借助颜色不变判断（有一种物质是有颜色的）④总物质的量或总体积或总压强或*均相对分子质量不变（前提：反应前后气体的总物质的量不相等的反应适用，即如对于反应xA＋yBzC，x＋y≠z）

　　6有机物

　　一、有机物的概念

　　1、定义：含有碳元素的化合物为有机物（碳的氧化物、碳酸、碳酸盐、碳的金属化合物等除外）

　　2、特性：①种类多②大多难溶于水，易溶于有机溶剂③易分解，易燃烧④熔点低，难导电、大多是非电解质⑤反应慢，有副反应（故反应方程式中用“→”代替“=”）

　　二、甲烷CH4

　　烃—碳氢化合物：仅有碳和氢两种元素组成（甲烷是分子组成最简单的烃）

　　1、物理性质：无色、无味的气体，极难溶于水，密度小于空气，俗名：沼气、坑气

　　2、分子结构：CH4：以碳原子为中心，四个氢原子为顶点的正四面体（键角：109度28分）

　　3、化学性质：

　　①氧化反应：

　　CH4+2O2→（点燃）CO2+2H2O

　　（产物气体如何检验？）甲烷与KMnO4不发生反应，所以不能使紫色KMnO4溶液褪色②取代反应：

　　CH4+ Cl2→(光照)→ CH3Cl(g)+ HCl

　　CH3Cl+ Cl2→(光照)→ CH2Cl2(l)+ HCl

　　CH2Cl+ Cl2→(光照)→ CHCl3(l) + HCl

　　CHCl3+ Cl2→(光照)→ CCl4(l) + HCl

　　（三氯甲烷又叫氯仿，四氯甲烷又叫四氯化碳，二氯甲烷只有一种结构，说明甲烷是正四面体结构）

　　4、同系物：结构相似，在分子组成上相差一个或若干个CH2原子团的物质（所有的烷烃都是同系物）

　　5、同分异构体：化合物具有相同的分子式，但具有不同结构式（结构不同导致性质不同）烷烃的溶沸点比较：碳原子数不同时，碳原子数越多，溶沸点越高；碳原子数相同时，支链数越多熔沸点越低同分异构体书写：会写丁烷和戊烷的同分异构体

　　三、乙烯C2H4

　　1、乙烯的制法：工业制法：石油的裂解气（乙烯的产量是一个国家石油化工发展水*的标志之一）

　　2、物理性质：无色、稍有气味的气体，比空气略轻，难溶于水

　　3、结构：不饱和烃，分子中含碳碳双键，6个原子共*面，键角为120°

　　4、化学性质：（1）氧化反应：C2H4+3O2= 2CO2+2H2O（火焰明亮并伴有黑烟）可以使酸性KMnO4溶液褪色，说明乙烯能被KMnO4氧化，化学性质比烷烃活泼。

　　（2）加成反应：乙烯可以使溴水褪色，利用此反应除乙烯

　　CH2=CH2+Br2→CH2BrCH2Br

　　乙烯还可以和氢气、氯化氢、水等发生加成反应。

　　CH2=CH2+ H2→CH3CH3

　　CH2=CH2+HCl→CH3CH2Cl（一氯乙烷）

　　CH2=CH2+H2O→CH3CH2OH（乙醇）

　　四、苯C6H6

　　1、物理性质：无色有特殊气味的液体，密度比水小，有毒，不溶于水，易溶于有机溶剂，本身也是良好的有机溶剂。

　　2、苯的结构：C6H6（正六边形*面结构）苯分子里6个C原子之间的键完全相同，碳碳键键能大于碳碳单键键能小于碳碳单键键能的2倍，键长介于碳碳单键键长和双键键长之间键角120°。

　　3、化学性质

　　（1）氧化反应

　　2C6H6+15O2=12CO2+6H2O（火焰明亮，冒浓烟）不能使酸性高锰酸钾褪色

　　（2）取代反应

　　①铁粉的作用：与溴反应生成溴化铁做催化剂；溴苯无色密度比水大

　　②苯与硝酸（用HONO2表示）发生取代反应，生成无色、不溶于水、密度大于水、有毒的油状液体——硝基苯。

　　（3）加成反应用镍做催化剂，苯与氢发生加成反应，生成环己烷

　　五、乙醇CH3CH2OH

　　1、物理性质：无色有特殊香味的液体，密度比水小，与水以任意比互溶如何检验乙醇中是否含有水：加无水硫酸铜；如何得到无水乙醇：加生石灰，蒸馏

　　2、结构： CH3CH2OH（含有官能团：羟基）

　　3、化学性质（1）乙醇与金属钠的反应：

　　2CH3CH2OH+2Na=2CH3CH2ONa+H2↑（取代反应）

　　（2）乙醇的氧化反应

　　①乙醇的燃烧：

　　CH3CH2OH +3O2=2CO2+3H2O②乙醇的催化氧化反应

　　2CH3CH2OH +O2=2CH3CHO+2H2O③乙醇被强氧化剂氧化反应

　　5CH3CH2OH+4KMnO4+6H2SO4= 2K2SO4+4MnSO4+5CH3COOH+11H2O

　　六、乙酸（俗名：醋酸）CH3COOH

　　1、物理性质：常温下为无色有强烈刺激性气味的液体，易结成冰一样的晶体，所以纯净的'乙酸又叫冰醋酸，与水、酒精以任意比互溶

　　2、结构：CH3COOH（含羧基，可以看作由羰基和羟基组成）

　　3、乙酸的重要化学性质

　　（1）乙酸的酸性：弱酸性，但酸性比碳酸强，具有酸的通性①乙酸能使紫色石蕊试液变红②乙酸能与碳酸盐反应，生成二氧化碳气体利用乙酸的酸性，可以用乙酸来除去水垢（主要成分是CaCO3）：

　　2CH3COOH+CaCO3=(CH3COO)2Ca+H2O+CO2↑乙酸还可以与碳酸钠反应，也能生成二氧化碳气体：

　　2CH3COOH+Na2CO3= 2CH3COONa+H2O+CO2↑上述两个反应都可以证明乙酸的酸性比碳酸的酸性强。

　　（2）乙酸的酯化反应

　　CH3COOH+ HOC2H5CH3COOC2H5+H2O

　　（酸脱羟基，醇脱氢，酯化反应属于取代反应）乙酸与乙醇反应的主要产物乙酸乙酯是一种无色、有香味、密度比水的小、不溶于水的油状液体。在实验时用饱和碳酸钠吸收，目的是为了吸收挥发出的乙醇和乙酸，降低乙酸乙酯的溶解度；反应时要用冰醋酸和无水乙醇，浓硫酸做催化剂和吸水剂

　　7化学与可持续发展

　　一、金属矿物的开发利用

　　1、常见金属的冶炼：①加热分解法：②加热还原法：铝热反应③电解法：电解氧化铝

　　2、金属活动顺序与金属冶炼的关系：金属活动性序表中，位置越靠后，越容易被还原，用一般的还原方法就能使金属还原；金属的位置越靠前，越难被还原，最活泼金属只能用最强的还原手段来还原。（离子）

　　二、海水资源的开发利用

　　1、海水的组成：含八十多种元素。

　　其中，H、O、Cl、Na、K、Mg、Ca、S、C、F、B、Br、Sr等总量占99%以上，其余为微量元素；特点是总储量大而浓度小

　　2、海水资源的利用：

　　（1）海水淡化：

　　①蒸馏法；

　　②电渗析法；

　　③离子交换法；

　　④反渗透法等。

　　（2）海水制盐：利用浓缩、沉淀、过滤、结晶、重结晶等分离方法制备得到各种盐。

　　三、环境保护与绿色化学

　　绿色化学理念核心：利用化学原理从源头上减少和消除工业生产对环境造成的污染。又称为“环境无害化学”、“环境友好化学”、“清洁化学”。从环境观点看：强调从源头上消除污染。（从一开始就避免污染物的产生）从经济观点看：它提倡合理利用资源和能源，降低生产成本。（尽可能提高原子利用率）热点：原子经济性——反应物原子全部转化为最终的期望产物，原子利用率为100%

高一化学知识点总结6

　　1、氯气(Cl2)：

　　(1)物理性质：黄绿色有刺激性气味有毒的气体，密度比空气大，易液化成液氯，易溶于水。(氯气收集方法—向上排空气法或者排饱和食盐水;液氯为纯净物)

　　(2)化学性质：氯气化学性质非常活泼，很容易得到电子，作强氧化剂，能与金属、非金属、水以及碱反应。

　　①与金属反应(将金属氧化成正价)

　　Na+Cl2===点燃2NaCl

　　Cu+Cl2===点燃CuCl2

　　2Fe+3Cl2===点燃2FeCl3(氯气与金属铁反应只生成FeCl3，而不生成FeCl2。)

　　(思考：怎样制备FeCl2?Fe+2HCl=FeCl2+H2↑，铁跟盐酸反应生成FeCl2，而铁跟氯气反应生成FeCl3，这说明Cl2的氧化性强于盐酸，是强氧化剂。)

　　②与非金属反应

　　Cl2+H2===点燃2HCl(氢气在氯气中燃烧现象：安静地燃烧，发出苍白色火焰)

　　将H2和Cl2混合后在点燃或光照条件下发生爆炸。

　　燃烧：所有发光发热的剧烈化学反应都叫做燃烧，不一定要有氧气参加。

　　③Cl2与水反应

　　Cl2+H2O=HCl+HClO

　　离子方程式：Cl2+H2O=H++Cl—+HClO

　　将氯气溶于水得到氯水(浅黄绿色)，氯水含多种微粒，其中有H2O、Cl2、HClO、Cl-、H+、OH-(极少量，水微弱电离出来的)。

　　氯水的性质取决于其组成的微粒：

　　(1)强氧化性：Cl2是新制氯水的主要成分，实验室常用氯水代替氯气，如氯水中的氯气能与KI，KBr、FeCl2、SO2、Na2SO3等物质反应。

　　(2)漂白、消毒性：氯水中的Cl2和HClO均有强氧化性，一般在应用其漂白和消毒时，应考虑HClO，HClO的强氧化性将有色物质氧化成无色物质，不可逆。

　　(3)酸性：氯水中含有HCl和HClO，故可被NaOH中和，盐酸还可与NaHCO3，CaCO3等反应。

　　(4)不稳定性：HClO不稳定光照易分解。因此久置氯水(浅黄绿色)会变成稀盐酸(无色)失去漂白性。

　　(5)沉淀反应：加入AgNO3溶液有白色沉淀生成(氯水中有Cl-)。自来水也用氯水杀菌消毒，所以用自来水配制以下溶液如KI、KBr、FeCl2、Na2SO3、Na2CO3、NaHCO3、AgNO3、NaOH等溶液会变质。

　　④Cl2与碱液反应：

　　与NaOH反应：Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O(Cl2+2OH-=Cl-+ClO-+H2O)

　　与Ca(OH)2溶液反应：2Cl2+2Ca(OH)2=Ca(ClO)2+CaCl2+2H2O

　　此反应用来制漂白粉，漂白粉的主要成分为Ca(ClO)2和CaCl2，有效成分为Ca(ClO)2。

　　漂白粉之所以具有漂白性，原因是：Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO生成的HClO具有漂白性;同样，氯水也具有漂白性，因为氯水含HClO;NaClO同样具有漂白性，发生反应2NaClO+CO2+H2O==Na2CO3+2HClO;

　　干燥的氯气不能使红纸褪色，因为不能生成HClO，湿的氯气能使红纸褪色，因为氯气发生下列反应Cl2+H2O=HCl+HClO。

　　漂白粉久置空气会失效(涉及两个反应)：Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO，漂白粉变质会有CaCO3存在，外观上会结块，久置空气中的漂白粉加入浓盐酸会有CO2气体生成，含CO2和HCl杂质气体。

　　⑤氯气的用途：制漂白粉、自来水杀菌消毒、农药和某些有机物的原料等。

高一化学必修二知识点总结通用5篇（扩展2）

——高一化学必修一知识点总结范本10份

　　高一化学必修一知识点总结 1

　　一、物质的量浓度溶液配制

　　算称量取步骤清，溶解转移再定容。室温洗涤莫忘记，摇匀标签便告成。

　　解 释：

　　1、算称量取步骤清，溶解转移再定容：这两句的意思说明了摩尔溶液配制的步骤是：计算、称量、(或量取)、溶解、转移、定容。

　　2、室温洗涤莫忘记："室温"的意思是说溶解时往往因溶解的放热而使溶液的温度升高，故必须冷至室温以后再转移定容。"洗涤"的意思是指移液后，必须用蒸馏水洗涤烧杯和玻璃棒(2-3次)，并将洗涤液皆并入容量瓶中，然后再定容。

　　3、摇匀标签便告成："摇匀"的意思是说定容后盖好瓶塞，用食指顶住瓶塞，用另一只手的手指托住瓶底，把容量瓶倒转和摇动多次，使溶液混合均匀;"标签"的意思是说要贴好标签，标明溶液浓度和配制的日期。

　　二、离子方程式

　　书写离子方程式，记住步骤共有四。

　　物质易溶易电离，离子形式来表示。

　　气体难溶难电离，表示则以化学式。

　　微溶反应写离子，生成却写化学式。

　　写完左右查守恒，原子电荷要看清。

　　三、氯气的制取实验

　　二氧化锰盐酸逢，隔网热瓶氯气生。

　　盐水硫酸除杂质，吸收通入火碱中。

　　解 释：

　　1、二氧化锰盐酸逢，隔网热瓶氯气生。这句的意思是说在实验室中是用二氧化锰与浓盐酸在烧瓶中隔石棉网的方法来制取氯气[联想："隔网加热杯和瓶"]。

　　2、盐水硫酸除杂质："盐水"指饱和食盐水，"杂质"指混在氯气中的氯化氢和水蒸气。这句的意思是说使气体依次通过饱和食盐水和浓硫酸分别除掉混在氯气中的氯化氢和水蒸气【联想：有时也用水除氯化氢，但水却溶解了一部分氯气，不如用饱和食盐水好。因为氯气在饱和食盐水中的溶解度很小。】

　　3、吸收通入火碱中：的意思是说多余的氯气必须通入火碱溶液中吸收掉(因为氯气有毒)。

　　四、氨气的制取实验

　　消灰铵盐热成氨，装置同氧心坦然。

　　碱灰干燥下排气，管口需堵一团棉。

　　解 释：

　　1、 消灰铵盐热成氨："消灰"指消石灰。意思是说在实验室中常用消石灰和铵盐混合加热的方法来制取氨气。

　　2、装置同氧心坦然：意思是说该装置与制氧气的装置雷同。

　　3、碱灰干燥下排气："碱灰"指碱石灰。"碱灰干燥"的意思是说实验中干燥氨气时通常使制得的氨气通过碱石灰干燥。"下排气"的意思是说收集氨气须用向下排空气集气法(因为氨气极易溶入水，且比空气轻)。

　　联 想：

　　(1)为能迅速的得到较纯的氨气，必须将导气管伸入试管的底部;

　　(2)检验氨气是否已经充满试管的方法是："氨遇酚酞即变红"、"两酸遇氨冒白烟"。

　　4、管口需堵一团棉：意思是说收集氨气的试管口需要堵一团棉花[联想：堵棉花的作用是：

　　(1)防止氨气吸收空气中的水分;

　　高一化学必修一知识点总结 2

　　金属+酸→盐+H2↑中：

　　①等质量金属跟足量酸反应，放出氢气由多至少的顺序：Al>Mg>Fe>Zn。②等质量的不同酸跟足量的金属反应，酸的相对分子质量越小放出氢气越多。③等质量的同种酸跟足量的不同金属反应，放出的氢气一样多。

　　3、物质的检验

　　(1)酸(H+)检验。

　　方法1将紫色石蕊试液滴入盛有少量待测液的试管中，振荡，如果石蕊试液变红，则证明H+存在。

　　方法2用干燥清洁的玻璃棒蘸取未知液滴在蓝色石蕊试纸上，如果蓝色试纸变红，则证明H+的存在。

　　方法3用干燥清洁的玻璃棒蘸取未知液滴在pH试纸上，然后把试纸显示的颜色跟标准比色卡对照，便可知道溶液的pH，如果pH小于7，则证明H+的存在。

　　(2)银盐(Ag+)检验。

　　将少量盐酸或少量可溶性的盐酸盐溶液倒入盛有少量待测液的试管中，振荡，如果有白色沉淀生成，再加入少量的稀硝酸，如果沉淀不消失，则证明Ag+的存在。

　　(3)碱(OH-)的检验。

　　方法1将紫色石蕊试液滴入盛有少量待测液的试管中，振荡，如果石蕊试液变蓝，则证明OH-的存在。

　　方法2用干燥清洁的玻璃棒蘸取未知液滴在红色石蕊试纸上，如果红色石蕊试纸变蓝，则证明OH-的存在。

　　方法3将无色的酚酞试液滴入盛有少量待测液的试管中，振荡，如果酚酞试液变红，则证明OH-的存在。

　　方法4用干燥清洁的玻璃棒蘸取未知液滴在pH试纸上，然后把试纸显示的颜色跟标准比色卡对照，便可知道溶液的pH，如果pH大于7，则证明OH-的存在。

　　(4)氯化物或盐酸盐或盐酸(Cl-)的检验。

　　将少量的硝酸银溶液倒入盛有少量待测液的试管中，振荡，如果有白色沉淀生成，再加入少量的稀硝酸，如果沉淀不消失，则证明Cl-的存在。

　　(5)硫酸盐或硫酸(SO42-)的检验。

　　将少量氯化钡溶液或硝酸钡溶液倒入盛有少量待测液的试管中，振荡，如果有白色沉淀生成，再加入少量的稀硝酸，如果沉淀不消失，则证明SO42-的存在。

　　高一化学必修一知识点总结 3

　　第一章 从实验学化学

　　一、常见物质的分离、提纯和鉴别

　　1.常用的物理方法——根据物质的物理性质上差异来分离。

　　混合物的物理分离方法

　　方法 适用范围 主要仪器 注意点 实例

　　固+液 蒸发 易溶固体与液体分开 酒精灯、蒸发皿、玻璃棒 ①不断搅拌;②最后用余热加热;③液体不超过容积2/3 NaCl(H2O)

　　固+固 结晶 溶解度差别大的溶质分开 NaCl(NaNO3)

　　升华 能升华固体与不升华物分开 酒精灯 I2(NaCl)

　　固+液 过滤 易溶物与难溶物分开 漏斗、烧杯 ①一角、二低、三碰;②沉淀要洗涤;③定量实验要“无损” NaCl(CaCO3)

　　液+液 萃取 溶质在互不相溶的溶剂里，溶解度的不同，把溶质分离出来 分液漏斗 ①先查漏;②对萃取剂的要求;③使漏斗内外大气相通;④上层液体从上口倒出 从溴水中提取Br2

　　分液 分离互不相溶液体 分液漏斗 乙酸乙酯与饱和Na2CO3溶液

　　蒸馏 分离沸点不同混合溶液 蒸馏烧瓶、冷凝管、温度计、牛角管 ①温度计水银球位于支管处;②冷凝水从下口通入;③加碎瓷片 乙醇和水、I2和CCl4

　　渗析 分离胶体与混在其中的分子、离子 半透膜 更换蒸馏水 淀粉与NaCl

　　盐析 加入某些盐，使溶质的溶解度降低而析出 烧杯 用固体盐或浓溶液 蛋白质溶液、硬脂酸钠和甘油

　　气+气 洗气 易溶气与难溶气分开 洗气瓶 长进短出 CO2(HCl)

　　液化 沸点不同气分开 U形管 常用冰水 NO2(N2O4)

　　i、蒸发和结晶 蒸发是将溶液浓缩、溶剂气化或溶质以晶体析出的方法。结晶是溶质从溶液中析出晶体的过程，可以用来分离和提纯几种可溶性固体的混合物。结晶的原理是根据混合物中各成分在某种溶剂里的溶解度的不同，通过蒸发减少溶剂或降低温度使溶解度变小，从而使晶体析出。加热蒸发皿使溶液蒸发时、要用玻璃棒不断搅动溶液，防止由于局部温度过高，造成液滴飞溅。当蒸发皿中出现较多的固体时，即停止加热，例如用结晶的方法分离NaCl和KNO3混合物。

　　ii、蒸馏 蒸馏是提纯或分离沸点不同的液体混合物的方法。用蒸馏原理进行多种混合液体的分离，叫分馏。

　　操作时要注意：

　　①在蒸馏烧瓶中放少量碎瓷片，防止液体暴沸。

　　②温度计水银球的位置应与支管底口下缘位于同一水*线上。

　　③蒸馏烧瓶中所盛放液体不能超过其容积的2/3，也不能少于l/3。

　　④冷凝管中冷却水从下口进，从上口出。

　　⑤加热温度不能超过混合物中沸点最高物质的沸点，例如用分馏的方法进行石油的分馏。

　　iii、分液和萃取 分液是把两种互不相溶、密度也不相同的液体分离开的方法。萃取是利用溶质在互不相溶的溶剂里的溶解度不同，用一种溶剂把溶质从它与另一种溶剂所组成的溶液中提取出来的方法。选择的萃取剂应符合下列要求：和原溶液中的溶剂互不相溶;对溶质的溶解度要远大于原溶剂，并且溶剂易挥发。

　　在萃取过程中要注意：

　　①将要萃取的溶液和萃取溶剂依次从上口倒入分液漏斗，其量不能超过漏斗容积的2/3，塞好塞子进行振荡。

　　②振荡时右手捏住漏斗上口的颈部，并用食指根部压紧塞子，以左手握住旋塞，同时用手指控制活塞，将漏斗倒转过来用力振荡。

　　③然后将分液漏斗静置，待液体分层后进行分液，分液时下层液体从漏斗口放出，上层液体从上口倒出。例如用四氯化碳萃取溴水里的溴。

　　iv、升华 升华是指固态物质吸热后不经过液态直接变成气态的过程。利用某些物质具有升华的特性，将这种物质和其它受热不升华的物质分离开来，例如加热使碘升华，来分离I2和SiO2的混合物。

　　2、化学方法分离和提纯物质

　　对物质的分离可一般先用化学方法对物质进行处理，然后再根据混合物的特点用恰当的分离方法(见化学基本操作)进行分离。

　　用化学方法分离和提纯物质时要注意：

　　①最好不引入新的杂质;

　　②不能损耗或减少被提纯物质的质量

　　③实验操作要简便，不能繁杂。用化学方法除去溶液中的杂质时，要使被分离的物质或离子尽可能除净，需要加入过量的分离试剂，在多步分离过程中，后加的试剂应能够把前面所加入的无关物质或离子除去。

　　对于无机物溶液常用下列方法进行分离和提纯：

　　(1)生成沉淀法 (2)生成气体法 (3)氧化还原法 (4)正盐和与酸式盐相互转化法 (5)利用物质的两性除去杂质 (6)离子交换法

　　常见物质除杂方法

　　序号 原物 所含杂质 除杂质试剂 主要操作方法

　　1 N2 O2 灼热的铜丝网 用固体转化气体

　　2 CO2 H2S CuSO4溶液 洗气

　　3 CO CO2 NaOH溶液 洗气

　　4 CO2 CO 灼热CuO 用固体转化气体

　　5 CO2 HCI 饱和的NaHCO3 洗气

　　6 H2S HCI 饱和的NaHS 洗气

　　7 SO2 HCI 饱和的NaHSO3 洗气

　　8 CI2 HCI 饱和的食盐水 洗气

　　9 CO2 SO2 饱和的NaHCO3 洗气

　　10 炭粉 MnO2 浓盐酸(需加热) 过滤

　　11 MnO2 C -------- 加热灼烧

　　12 炭粉 CuO 稀酸(如稀盐酸) 过滤

　　13 AI2O3 Fe2O3 NaOH(过量)，CO2 过滤

　　14 Fe2O3 AI2O3 NaOH溶液 过滤

　　15 AI2O3 SiO2 盐酸`氨水 过滤

　　16 SiO2 ZnO HCI溶液 过滤，

　　17 BaSO4 BaCO3 HCI或稀H2SO4 过滤

　　18 NaHCO3溶液 Na2CO3 CO2 加酸转化法

　　19 NaCI溶液 NaHCO3 HCI 加酸转化法

　　20 FeCI3溶液 FeCI2 CI2 加氧化剂转化法

　　21 FeCI3溶液 CuCI2 Fe 、CI2 过滤

　　22 FeCI2溶液 FeCI3 Fe 加还原剂转化法

　　23 CuO Fe (磁铁) 吸附

　　24 Fe(OH)3胶体 FeCI3 蒸馏水 渗析

　　25 CuS FeS 稀盐酸 过滤

　　26 I2晶体 NaCI -------- 加热升华

　　27 NaCI晶体 NH4CL -------- 加热分解

　　28 KNO3晶体 NaCI 蒸馏水 重结晶.

　　3、物质的鉴别

　　物质的检验通常有鉴定、鉴别和推断三类，它们的共同点是：依据物质的特殊性质和特征反应，选择适当的试剂和方法，准确观察反应中的明显现象，如颜色的变化、沉淀的生成和溶解、气体的产生和气味、火焰的颜色等，进行判断、推理。

　　检验类型 鉴别 利用不同物质的.性质差异，通过实验，将它们区别开来。

　　鉴定 根据物质的特性，通过实验，检验出该物质的成分，确定它是否是这种物质。

　　推断 根据已知实验及现象，分析判断，确定被检的是什么物质，并指出可能存在什么，不可能存在什么。

　　检验方法 ① 若是固体，一般应先用蒸馏水溶解

　　② 若同时检验多种物质，应将试管编号

　　③ 要取少量溶液放在试管中进行实验，绝不能在原试剂瓶中进行检验

　　④ 叙述顺序应是：实验(操作)→现象→结论→原理(写方程式)

　　① 常见气体的检验

　　常见气体 检验方法

　　氢气 纯净的氢气在空气中燃烧呈淡蓝色火焰，混合空气点燃有爆鸣声，生成物只有水。不是只有氢气才产生爆鸣声;可点燃的气体不一定是氢气

　　氧气 可使带火星的木条复燃

　　氯气 黄绿色，能使湿润的碘化钾淀粉试纸变蓝(O3、NO2也能使湿润的碘化钾淀粉试纸变蓝)

　　氯化氢 无色有刺激性气味的气体。在潮湿的空气中形成白雾，能使湿润的蓝色石蓝试纸变红;用蘸有浓氨水的玻璃棒靠*时冒白烟;将气体通入AgNO3溶液时有白色沉淀生成。

　　二氧化硫 无色有刺激性气味的气体。能使品红溶液褪色，加热后又显红色。能使酸性高锰酸钾溶液褪色。

　　硫化氢 无色有具鸡蛋气味的气体。能使Pb(NO3)2或CuSO4溶液产生黑色沉淀，或使湿润的醋酸铅试纸变黑。

　　氨气 无色有刺激性气味，能使湿润的红色石蕊试纸变蓝，用蘸有浓盐酸的玻璃棒靠*时能生成白烟。

　　二氧化氮 红棕色气体，通入水中生成无色的溶液并产生无色气体，水溶液显酸性。

　　一氧化氮 无色气体，在空气中立即变成红棕色

　　二氧化碳 能使澄清石灰水变浑浊;能使燃着的木条熄灭。SO2气体也能使澄清的石灰水变混浊，N2等气体也能使燃着的木条熄灭。

　　一氧化碳 可燃烧，火焰呈淡蓝色，燃烧后只生成CO2;能使灼热的CuO由黑色变成红色。

　　② 几种重要阳离子的检验

　　(l)H+ 能使紫色石蕊试液或橙色的甲基橙试液变为红色。

　　(2)Na+、K+ 用焰色反应来检验时，它们的火焰分别呈黄色、浅紫色(通过钴玻片)。

　　(3)Ba2+ 能使稀硫酸或可溶性硫酸盐溶液产生白色BaSO4沉淀，且沉淀不溶于稀硝酸。

　　(4)Mg2+ 能与NaOH溶液反应生成白色Mg(OH)2沉淀，该沉淀能溶于NH4Cl溶液。

　　(5)Al3+ 能与适量的NaOH溶液反应生成白色Al(OH)3絮状沉淀，该沉淀能溶于盐酸或过量的NaOH溶液。

　　(6)Ag+ 能与稀盐酸或可溶性盐酸盐反应，生成白色AgCl沉淀，不溶于稀 HNO3，但溶于氨水，生成〔Ag(NH3)2〕+。

　　(7)NH4+ 铵盐(或浓溶液)与NaOH浓溶液反应，并加热，放出使湿润的红色石蓝试纸变蓝的有刺激性气味NH3气体。

　　(8)Fe2+ 能与少量NaOH溶液反应，先生成白色Fe(OH)2沉淀，迅速变成灰绿色，最后变成红褐色Fe(OH)3沉淀。或向亚铁盐的溶液里加入KSCN溶液，不显红色，加入少量新制的氯水后，立即显红色。2Fe2++Cl2=2Fe3++2Cl-

　　(9) Fe3+ 能与 KSCN溶液反应，变成血红色 Fe(SCN)3溶液，能与 NaOH溶液反应，生成红褐色Fe(OH)3沉淀。

　　(10)Cu2+ 蓝色水溶液(浓的CuCl2溶液显绿色)，能与NaOH溶液反应，生成蓝色的Cu(OH)2沉淀，加热后可转变为黑色的 CuO沉淀。含Cu2+溶液能与Fe、Zn片等反应，在金属片上有红色的铜生成。

　　③ 几种重要的阴离子的检验

　　(1)OH- 能使无色酚酞、紫色石蕊、橙色的甲基橙等指示剂分别变为红色、蓝色、黄色。

　　(2)Cl- 能与硝酸银反应，生成白色的AgCl沉淀，沉淀不溶于稀硝酸，能溶于氨水，生成[Ag(NH3)2]+。

　　(3)Br- 能与硝酸银反应，生成淡黄色AgBr沉淀，不溶于稀硝酸。

　　(4)I- 能与硝酸银反应，生成黄色AgI沉淀，不溶于稀硝酸;也能与氯水反应，生成I2，使淀粉溶液变蓝。

　　(5)SO42- 能与含Ba2+溶液反应，生成白色BaSO4沉淀，不溶于硝酸。

　　(6)SO32- 浓溶液能与强酸反应，产生无色有刺激性气味的SO2气体，该气体能使品红溶液褪色。能与BaCl2溶液反应，生成白色BaSO3沉淀，该沉淀溶于盐酸，生成无色有刺激性气味的SO2气体。

　　(7)S2- 能与Pb(NO3)2溶液反应，生成黑色的PbS沉淀。

　　(8)CO32- 能与BaCl2溶液反应，生成白色的BaCO3沉淀，该沉淀溶于硝酸(或盐酸)，生成无色无味、能使澄清石灰水变浑浊的CO2气体。

　　(9)HCO3- 取含HCO3-盐溶液煮沸，放出无色无味CO2气体，气体能使澄清石灰水变浑浊或向HCO3-盐酸溶液里加入稀MgSO4溶液，无现象，加热煮沸，有白色沉淀 MgCO3生成，同时放出 CO2气体。

　　(10)PO43- 含磷酸根的中性溶液，能与AgNO3反应，生成黄色Ag3PO4沉淀，该沉淀溶于硝酸。

　　(11)NO3- 浓溶液或晶体中加入铜片、浓硫酸加热，放出红棕色气体。

　　二、常见事故的处理

　　事故 处理方法

　　酒精及其它易燃有机物小面积失火 立即用湿布扑盖

　　钠、磷等失火 迅速用砂覆盖

　　少量酸(或碱)滴到桌上 立即用湿布擦净，再用水冲洗

　　较多量酸(或碱)流到桌上 立即用适量NaHCO3溶液(或稀HAC)作用，后用水冲洗

　　酸沾到皮肤或衣物上 先用抹布擦试，后用水冲洗，再用NaHCO3稀溶液冲洗

　　碱液沾到皮肤上 先用较多水冲洗，再用硼酸溶液洗

　　酸、碱溅在眼中 立即用水反复冲洗，并不断眨眼

　　苯酚沾到皮肤上 用酒精擦洗后用水冲洗

　　**沾到皮肤上 用CuSO4溶液洗伤口，后用稀KMnO4溶液湿敷

　　溴滴到皮肤上 应立即擦去，再用稀酒精等无毒有机溶济洗去，后涂硼酸、凡士林

　　误食重金属盐 应立即口服蛋清或生牛奶

　　汞滴落在桌上或地上 应立即撒上硫粉

　　三、化学计量

　　①物质的量

　　定义：表示一定数目微粒的集合体 符号n 单位 摩尔 符号 mol

　　阿伏加德罗常数：0.012kgC-12中所含有的碳原子数。用NA表示。 约为6.02x1023

　　微粒与物质的量

　　公式：n=

　　②摩尔质量：单位物质的量的物质所具有的质量 用M表示 单位：g/mol 数值上等于该物质的分子量

　　质量与物质的量

　　公式：n=

　　③物质的体积决定：①微粒的数目②微粒的大小③微粒间的距离

　　微粒的数目一定 固体液体主要决定②微粒的大小

　　气体主要决定③微粒间的距离

　　体积与物质的量

　　公式：n=

　　标准状况下 ，1mol任何气体的体积都约为22.4L

　　④阿伏加德罗定律：同温同压下， 相同体积的任何气体都含有相同的分子数

　　⑤物质的量浓度：单位体积溶液中所含溶质B的物质的量。符号CB 单位：mol/l

　　公式：CB=nB/V nB=CB×V V=nB/CB

　　溶液稀释规律 C(浓)×V(浓)=C(稀)×V(稀)

　　⑥ 溶液的配置

　　(l)配制溶质质量分数一定的溶液

　　计算：算出所需溶质和水的质量。把水的质量换算成体积。如溶质是液体时，要算出液体的体积。

　　称量：用天*称取固体溶质的质量;用量简量取所需液体、水的体积。

　　溶解：将固体或液体溶质倒入烧杯里,加入所需的水,用玻璃棒搅拌使溶质完全溶解.

　　(2)配制一定物质的量浓度的溶液 (配制前要检查容量瓶是否漏水)

　　计算：算出固体溶质的质量或液体溶质的体积。

　　称量：用托盘天*称取固体溶质质量，用量简量取所需液体溶质的体积。

　　溶解：将固体或液体溶质倒入烧杯中，加入适量的蒸馏水(约为所配溶液体积的1/6)，用玻璃棒搅拌使之溶解，冷却到室温后，将溶液引流注入容量瓶里。

　　洗涤(转移)：用适量蒸馏水将烧杯及玻璃棒洗涤2-3次，将洗涤液注入容量瓶。振荡，使溶液混合均匀。

　　定容：继续往容量瓶中小心地加水，直到液面接*刻度2-3mm处，改用胶头滴管加水，使溶液凹面恰好与刻度相切。把容量瓶盖紧，再振荡摇匀。

　　5、过滤 过滤是除去溶液里混有不溶于溶剂的杂质的方法。

　　过滤时应注意：①一贴：将滤纸折叠好放入漏斗，加少量蒸馏水润湿，使滤纸紧贴漏斗内壁。

　　②二低：滤纸边缘应略低于漏斗边缘，加入漏斗中液体的液面应略低于滤纸的边缘。

　　③三靠：向漏斗中倾倒液体时，烧杯的夹嘴应与玻璃棒接触;玻璃棒的底端应和过滤器有三层滤纸处轻轻接触;漏斗颈的末端应与接受器的内壁相接触，例如用过滤法除去粗食盐中少量的泥沙。

　　第二章 化学物质及其变化

　　一、物质的分类

　　金属：Na、Mg、Al

　　单质

　　非金属：S、O、N

　　酸性氧化物：SO3、SO2、P2O5等

　　氧化物 碱性氧化物：Na2O、CaO、Fe2O3

　　氧化物：Al2O3等

　　纯 盐氧化物：CO、NO等

　　净 含氧酸：HNO3、H2SO4等

　　物 按酸根分

　　无氧酸：HCl

　　强酸：HNO3、H2SO4 、HCl

　　酸 按强弱分

　　弱酸：H2CO3、HClO、CH3COOH

　　化 一元酸：HCl、HNO3

　　合 按电离出的H+数分 二元酸：H2SO4、H2SO3

　　物 多元酸：H3PO4

　　强碱：NaOH、Ba(OH)2

　　物 按强弱分

　　质 弱碱：NH3•H2O、Fe(OH)3

　　碱

　　一元碱：NaOH、

　　按电离出的HO-数分 二元碱：Ba(OH)2

　　多元碱：Fe(OH)3

　　正盐：Na2CO3

　　盐 酸式盐：NaHCO3

　　碱式盐：Cu2(OH)2CO3

　　溶液：NaCl溶液、稀H2SO4等

　　混 悬浊液：泥水混合物等

　　合 乳浊液：油水混合物

　　物 胶体：Fe(OH)3胶体、淀粉溶液、烟、雾、有色玻璃等

　　二、分散系相关概念

　　1. 分散系：一种物质(或几种物质)以粒子形式分散到另一种物质里所形成的混合物，统称为分散系。

　　2. 分散质：分散系中分散成粒子的物质。

　　3. 分散剂：分散质分散在其中的物质。

　　4、分散系的分类：当分散剂是水或其他液体时，如果按照分散质粒子的大小来分类，可以把分散系分为：溶液、胶体和浊液。分散质粒子直径小于1nm的分散系叫溶液，在1nm-100nm之间的分散系称为胶体，而分散质粒子直径大于100nm的分散系叫做浊液。

　　下面比较几种分散系的不同：

　　分散系 溶 液 胶 体 浊 液

　　分散质的直径 <1nm(粒子直径小于10-9m) 1nm-100nm(粒子直径在10-9 ~ 10-7m) >100nm(粒子直径大于10-7m)

　　分散质粒子 单个小分子或离子 许多小分子集合体或高分子 巨大数目的分子集合体

　　实例 溶液酒精、氯化钠等 淀粉胶体、氢氧化铁胶体等 石灰乳、油水等

　　性

　　质 外观 均一、透明 均一、透明 不均一、不透明

　　稳定性 稳定 较稳定 不稳定

　　能否透过滤纸 能 能 不能

　　能否透过半透膜 能 不能 不能

　　鉴别 无丁达尔效应 有丁达尔效应 静置分层

　　注意：三种分散系的本质区别：分散质粒子的大小不同。

　　三、胶体

　　1、胶体的定义：分散质粒子直径大小在10-9~10-7m之间的分散系。

　　2、胶体的分类：

　　①. 根据分散质微粒组成的状况分类：

　　如： 胶体胶粒是由许多 等小分子聚集一起形成的微粒，其直径在1nm～100nm之间，这样的胶体叫粒子胶体。 又如：淀粉属高分子化合物，其单个分子的直径在1nm～100nm范围之内，这样的胶体叫分子胶体。

　　②. 根据分散剂的状态划分：

　　如：烟、云、雾等的分散剂为气体，这样的胶体叫做气溶胶;AgI溶胶、 溶胶、 溶胶，其分散剂为水，分散剂为液体的胶体叫做液溶胶;有色玻璃、烟水晶均以固体为分散剂，这样的胶体叫做固溶胶。

　　3、胶体的制备

　　A. 物理方法

　　① 机械法：利用机械磨碎法将固体颗粒直接磨成胶粒的大小

　　② 溶解法：利用高分子化合物分散在合适的溶剂中形成胶体，如蛋白质溶于水，淀粉溶于水、聚乙烯熔于某有机溶剂等。

　　B. 化学方法

　　① 水解促进法：FeCl3+3H2O(沸)= (胶体)+3HCl

　　② 复分解反应法：KI+AgNO3=AgI(胶体)+KNO3 Na2SiO3+2HCl=H2SiO3(胶体)+2NaCl

　　思考：若上述两种反应物的量均为大量，则可观察到什么现象?如何表达对应的两个反应方程式?提示：KI+AgNO3=AgI↓+KNO3(黄色↓)Na2SiO3+2HCl=H2SiO3↓+2NaCl(白色↓)

　　4、胶体的性质：

　　① 丁达尔效应——丁达尔效应是粒子对光散射作用的结果，是一种物理现象。丁达尔现象产生的原因，是因为胶体微粒直径大小恰当，当光照射胶粒上时，胶粒将光从各个方面全部反射，胶粒即成一小光源(这一现象叫光的散射)，故可明显地看到由无数小光源形成的光亮“通路”。当光照在比较大或小的颗粒或微粒上则无此现象，只发生反射或将光全部吸收的现象，而以溶液和浊液无丁达尔现象，所以丁达尔效应常用于鉴别胶体和其他分散系。

　　② 布朗运动——在胶体中，由于胶粒在各个方向所受的力不能相互*衡而产生的无规则的运动，称为布朗运动。是胶体稳定的原因之一。

　　③ 电泳——在外加电场的作用下，胶体的微粒在分散剂里向阴极(或阳极)作定向移动的现象。胶体具有稳定性的重要原因是同一种胶粒带有同种电荷，相互排斥，另外，胶粒在分散力作用下作不停的无规则运动，使其受重力的影响有较大减弱，两者都使其不易聚集，从而使胶体较稳定。

　　说明：A、电泳现象表明胶粒带电荷，但胶体都是电中性的。胶粒带电的原因：胶体中单个胶粒的体积小，因而胶体中胶粒的表面积大，因而具备吸附能力。有的胶体中的胶粒吸附溶液中的阳离子而带正电;有的则吸附阴离子而带负电胶体的提纯，可采用渗析法来提纯胶体。使分子或离子通过半透膜从胶体里分离出去的操作方法叫渗析法。其原理是胶体粒子不能透过半透膜，而分子和离子可以透过半透膜。但胶体粒子可以透过滤纸，故不能用滤纸提纯胶体。

　　B、在此要熟悉常见胶体的胶粒所带电性，便于判断和分析一些实际问题。

　　带正电的胶粒胶体：金属氢氧化物如 、 胶体、金属氧化物。

　　带负电的胶粒胶体：非金属氧化物、金属硫化物As2S3胶体、硅酸胶体、土壤胶体

　　特殊：AgI胶粒随着AgNO3和KI相对量不同，而可带正电或负电。若KI过量，则AgI胶粒吸附较多I-而带负电;若AgNO3过量，则因吸附较多Ag+而带正电。当然，胶体中胶粒带电的电荷种类可能与其他因素有关。

　　C、同种胶体的胶粒带相同的电荷。

　　D、固溶胶不发生电泳现象。凡是胶粒带电荷的液溶胶，通常都可发生电泳现象。气溶胶在高压电的条件也能发生电泳现象。

　　胶体根据分散质微粒组成可分为粒子胶体(如 胶体，AgI胶体等)和分子胶体[如淀粉溶液，蛋白质溶液(*惯仍称其溶液，其实分散质微粒直径已达胶体范围)，只有粒子胶体的胶粒带电荷，故可产生电泳现象。整个胶体仍呈电中性，所以在外电场作用下作定向移动的是胶粒而非胶体。

　　④聚沉——胶体分散系中，分散系微粒相互聚集而下沉的现象称为胶体的聚沉。能促使溶胶聚沉的外因有加电解质(酸、碱及盐)、加热、溶胶浓度增大、加胶粒带相反电荷的胶体等。有时胶体在凝聚时，会连同分散剂一道凝结成冻状物质，这种冻状物质叫凝胶。

　　胶体稳定存在的原因：(1)胶粒小，可被溶剂分子冲击不停地运动，不易下沉或上浮(2)胶粒带同性电荷，同性排斥，不易聚大，因而不下沉或上浮

　　胶体凝聚的方法：

　　(1)加入电解质：电解质电离出的阴、阳离子与胶粒所带的电荷发生电性中和，使胶粒间的排斥力下降，胶粒相互结合，导致颗粒直径>10-7m，从而沉降。

　　能力：离子电荷数，离子半径

　　阳离子使带负电荷胶粒的胶体凝聚的能力顺序为：Al3+>Fe3+>H+>Mg2+>Na+

　　阴离子使带正电荷胶粒的胶体凝聚的能力顺序为：SO42->NO3->Cl-

　　(2)加入带异性电荷胶粒的胶体：(3)加热、光照或射线等：加热可加快胶粒运动速率，增大胶粒之间的碰撞机会。如蛋白质溶液加热，较长时间光照都可使其凝聚甚至变性。

　　5、胶体的应用

　　胶体的知识在生活、生产和科研等方面有着重要用途，如常见的有：

　　① 盐卤点豆腐：将盐卤( )或石膏( )溶液加入豆浆中，使豆腐中的蛋白质和水等物质一起凝聚形成凝胶。

　　② 肥皂的制取分离 ③ 明矾、 溶液净水④ FeCl3溶液用于伤口止血 ⑤ 江河入海口形成的沙洲⑥ 水泥硬化 ⑦冶金厂大量烟尘用高压电除去⑧ 土壤胶体中离子的吸附和交换过程，保肥作用

　　⑨ 硅胶的制备： 含水4%的 叫硅胶

　　⑩ 用同一钢笔灌不同牌号墨水易发生堵塞

　　四、离子反应

　　1、电离 ( ionization )

　　电离：电解质溶于水或受热熔化时解离成自由离子的过程。

　　酸、碱、盐的水溶液可以导电，说明他们可以电离出自由移动的离子。不仅如此，酸、碱、盐等在熔融状态下也能电离而导电，于是我们依据这个性质把能够在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物统称为电解质。

　　2、电离方程式

　　H2SO4 = 2H+ + SO42- HCl = H+ + Cl- HNO3 = H+ + NO3-

　　硫酸在水中电离生成了两个氢离子和一个硫酸根离子。盐酸，电离出一个氢离子和一个氯离子。硝酸则电离出一个氢离子和一个硝酸根离子。电离时生成的阳离子全部都是氢离子的化合物我们就称之为酸。从电离的角度，我们可以对酸的本质有一个新的认识。那碱还有盐又应怎么来定义呢?

　　电离时生成的阴离子全部都是氢氧根离子的化合物叫做碱。

　　电离时生成的金属阳离子(或NH4+)和酸根阴离子的化合物叫做盐。

　　书写下列物质的电离方程式：KCl、NaHSO4、NaHCO3

　　KCl == K+ + Cl― NaHSO4 == Na+ + H+ +SO42― NaHCO3 == Na+ + HCO3―

　　这里大家要特别注意，碳酸是一种弱酸，弱酸的酸式盐如碳酸氢钠在水溶液中主要是电离出钠离子还有碳酸氢根离子;而硫酸是强酸，其酸式盐就在水中则完全电离出钠离子，氢离子还有硫酸根离子。

　　〔小结〕注意：1、 HCO3-、OH-、SO42-等原子团不能拆开

　　2、HSO4―在水溶液中拆开写，在熔融状态下不拆开写。

　　3、电解质与非电解质

　　①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。

　　②非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不导电的化合物，如蔗糖、酒精等。

　　小结

　　(1)、能够导电的物质不一定全是电解质。

　　(2)、电解质必须在水溶液里或熔化状态下才能有自由移动的离子。

　　(3)、电解质和非电解质都是化合物，单质既不是电解也不是非电解质。

　　(4)、溶于水或熔化状态;注意：“或”字

　　(5)、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;

　　(6)、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。

　　4、电解质与电解质溶液的区别：

　　电解质是纯净物，电解质溶液是混合物。无论电解质还是非电解质的导电都是指本身，而不是说只要在水溶液或者是熔化能导电就是电解质。5、强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。

　　6、弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。

　　强、弱电解质对比

　　强电解质 弱电解质

　　物质结构 离子化合物，某些共价化合物 某些共价化合物

　　电离程度 完全 部分

　　溶液时微粒 水合离子 分子、水合离子

　　导电性 强 弱

　　物质类别实例 大多数盐类、强酸、强碱 弱酸、弱碱、水

　　8、离子方程式的书写•

　　第一步：写(基础) 写出正确的化学方程式

　　第二步：拆(关键) 把易溶、易电离的物质拆成离子形式(难溶、难电离的以及气体等仍用化学式表示)

　　第三步：删(途径)删去两边不参加反应的离子

　　第四步：查(保证)检查(质量守恒、电荷守恒)

　　※离子方程式的书写注意事项:

　　1.非电解质、弱电解质、难溶于水的物质，气体在反应物、生成物中出现，均写成化学式或分式。

　　2.固体间的反应，即使是电解质，也写成化学式或分子式。

　　3.氧化物在反应物中、生成物中均写成化学式或分子式。

　　4.浓H2SO4作为反应物和固体反应时，浓H2SO4写成化学式.

　　5金属、非金属单质，无论在反应物、生成物中均写成化学式。微溶物作为反应物时,处于澄清溶液中时写成离子形式;处于浊液或固体时写成化学式。

　　高一化学必修一知识点总结 4

　　一、物质燃烧时的影响因素：

　　①氧气的浓度不同，生成物也不同。如：碳在氧气充足时生成二氧化碳，不充足时生成一氧化碳。

　　②氧气的浓度不同，现象也不同。如：硫在空气中燃烧是淡蓝色火焰，在纯氧中是蓝色火焰。

　　③氧气的浓度不同，反应程度也不同。如：铁能在纯氧中燃烧，在空气中不燃烧。④物质的接触面积不同，燃烧程度也不同。如：煤球的燃烧与蜂窝煤的燃烧。

　　二、影响物质溶解的因素：

　　①搅拌或振荡。搅拌或振荡可以加快物质溶解的速度。

　　②升温。温度升高可以加快物质溶解的速度。

　　③溶剂。选用的溶剂不同物质的溶解性也不同。

　　三、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。

　　硅单质

　　1、氯元素：

　　2.氯气

　　1、二氧化硫与碳相似，有晶体和无定形两种。晶体硅结构类似于金刚石，有金属光泽的灰黑色固体，熔点高(1410℃)，硬度大，较脆，常温下化学性质不活泼。是良好的半导体，应用：半导体晶体管及芯片、光电池第二节富集在海水中的元素——氯位于第三周期第ⅦA族，原子结构：容易得到一个电子形成氯离子Cl-,为典型的非金属元素，在自然界中以化合态存在。物理性质：黄绿色气体，有刺激性气味、可溶于水、加压和降温条件下可变为液态(液氯)和固态。制法:MnO2+4HCl(浓)MnCl2+2H2O+Cl2闻法:用手在瓶口轻轻扇动,使少量氯气进入鼻孔。化学性质：很活泼，有毒，有氧化性，能与大多数金属化合生成金属氯化物(盐)。也能与非金属反应：2Na+Cl2===(点燃)2NaCl2Fe+3Cl2===(点燃)2FeCl3Cu+Cl2===(点燃)CuCl2Cl2+H2===(点燃)2HCl现象：发出苍白色火焰，生成大量白雾。燃烧不一定有氧气参加，物质并不是只有在氧气中才可以燃烧。燃烧的本质是剧烈的氧化还原反应，所有发光放热的剧烈化学反应都称为燃烧。Cl2的用途：①自来水杀菌消毒Cl2+H2O==HCl+HClO2HClO===(光照)2HCl+O2↑1体积的水溶解2体积的氯气形成的溶液为氯水，为浅黄绿色。其中次氯酸HClO有强氧化性和漂泊性，起主要的消毒漂白作用。次氯酸有弱酸性，不稳定，光照或加热分解，因此久置氯水会失效。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稳定多,可长期存放制漂白粉(有效氯35%)和漂粉精(充分反应有效氯70%)2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O③与有机物反应，是重要的化学工业物质。④用于提纯Si、Ge、Ti等半导体和钛⑤有机化工：合成塑料、橡胶、人造纤维、农药、染料和药品氯离子的检验使用硝酸银溶液，并用稀硝酸排除干扰离子(CO32-、SO32-)HCl+AgNO3==AgCl↓+HNO3NaCl+AgNO3==AgCl↓+NaNO3Na2CO3+2AgNO3==Ag2CO?3↓+2NaNO3Ag2CO?3+2HNO3==2AgNO3+CO2↑+H2OCl-+Ag+==AgCl↓第三节硫和氮的氧化物制法(形成)：硫黄或含硫的燃料燃烧得到(硫俗称硫磺，是黄色粉末)S+O2===(点燃)SO2物理性质：无色、刺激性气味、容易液化，易溶于水(1：40体积比)化学性质：有毒，溶于水与水反应生成亚硫酸H2SO3，形成的溶液酸性，有漂白作用，

　　遇热会变回原来颜色。这是因为H2SO3不稳定，会分解回水和SO2

　　SO2+H2OH2SO3因此这个化合和分解的过程可以同时进行，为可逆反应。

　　高一化学必修一知识点总结 5

　　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*。

　　因为离核越*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。

　　高一化学必修一知识点总结 6

　　氯离子的检验

　　使用硝酸银溶液，并用稀硝酸排除干扰离子(CO32-、SO32-)

　　HCl+AgNO3==AgCl↓+HNO3

　　NaCl+AgNO3==AgCl↓+NaNO3

　　Na2CO3+2AgNO3==Ag2CO?3↓+2NaNO3

　　Ag2CO?3+2HNO3==2AgNO3+CO2↑+H2O

　　Cl-+Ag+==AgCl↓

　　二氧化硫

　　制法(形成)：硫黄或含硫的燃料燃烧得到(硫俗称硫磺，是黄色粉末)

　　S+O2===(点燃)SO2

　　物理性质：无色、刺激性气味、容易液化，易溶于水(1：40体积比)

　　化学性质：有毒，溶于水与水反应生成亚硫酸H2SO3，形成的溶液酸性，有漂白作用，遇热会变回原来颜色。这是因为H2SO3不稳定，会分解回水和SO2

　　SO2+H2OH2SO3因此这个化合和分解的过程可以同时进行，为可逆反应。

　　可逆反应——在同一条件下，既可以往正反应方向发生，又可以向逆反应方向发生的化学反应称作可逆反应，用可逆箭头符号连接。

　　一氧化氮和二氧化氮

　　一氧化氮在自然界形成条件为高温或放电：N2+O2========(高温或放电)2NO，生成的一氧化氮很不稳定，在常温下遇氧气即化合生成二氧化氮：2NO+O2==2NO2一氧化氮的.介绍：无色气体，是空气中的污染物，少量NO可以治疗心血管疾病。

　　二氧化氮的介绍：红棕色气体、刺激性气味、有毒、易液化、易溶于水，并与水反应：3NO2+H2O==2HNO3+NO这是工业制硝酸的方法。

　　高一化学必修一知识点总结 7

　　一、物质的分类

　　把一种(或多种)物质分散在另一种(或多种)物质中所得到的体系,叫分散系.被分散的物?食谱鞣稚⒅?(可以是气体、液体、固体),起容纳分散质作用的物质称作分散剂(可以是气体、液体、固体).溶液、胶体、浊液三种分散系的比较

　　分散质粒子大小/nm外观特征能否通过滤纸有否丁达尔效应实例

　　溶液小于1均匀、透明、稳定能没有NaCl、蔗糖溶液

　　胶体在1—100之间均匀、有的透明、较稳定能有Fe(OH)3胶体

　　浊液大于100不均匀、不透明、不稳定不能没有泥水

　　二、物质的化学变化

　　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

　　(3)、离子共存问题

　　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-).(4)离子方程式正误判断(六看)

　　(一)看反应是否符合事实：主要看反应能否进行或反应产物是否正确

　　(二)看能否写出离子方程式：纯固体之间的反应不能写离子方程式

　　(三)看化学用语是否正确：化学式、离子符号、沉淀、气体符号、等号等的书写是否符合事实

　　(四)看离子配比是否正确

　　(五)看原子个数、电荷数是否守恒

　　(六)看与量有关的反应表达式是否正确(过量、适量)

　　3、氧化还原反应中概念及其相互关系如下：

　　失去电子——化合价升高——被氧化(发生氧化反应)——是还原剂(有还原性)

　　得到电子——化合价降低——被还原(发生还原反应)——是氧化剂(有氧化性)

　　高一化学必修一知识点总结 8

　　一.原子结构

　　1.能级与能层

　　2.原子轨道

　　3.原子核外电子排布规律⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道(能级)，叫做构造原理。

　　能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s轨道，后进入3d轨道，这种现象叫能级交错。

　　说明：构造原理并不是说4s能级比3d能级能量低(实际上4s能级比3d能级能量高)，

　　原子结构与性质【人教版】高中化学选修3知识点总结：第一章原子结构与性质

　　而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。

　　(2)能量最低原理

　　现代物质结构理论证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。

　　构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。

　　(3)泡利(不相容)原理：基态多电子原子中，不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。换言之，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反(用“↑↓”表示)，这个原理称为泡利(Pauli)原理。

　　(4)洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道(能量相同)时，总是优先单独占

　　据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特(Hund)规则。比如，p3的轨道式为↓↑

　　洪特规则特例：当p、d、f轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。

　　前36号元素中，全空状态的有4Be2s22p0、12Mg3s23p0、20Ca4s23d0;半充满状态的有：7N2s22p3、15P3s23p3、24Cr3d54s1、25Mn3d54s2、33As4s24p3;全充满状态的有10Ne2s22p6、18Ar3s23p6、29Cu3d104s1、30Zn3d104s2、36Kr4s24p6。

　　高一化学必修一知识点总结 9

　　一、物质燃烧时的影响因素：

　　①氧气的浓度不同，生成物也不同。如：碳在氧气充足时生成二氧化碳，不充足时生成一氧化碳。

　　②氧气的浓度不同，现象也不同。如：硫在空气中燃烧是淡蓝色火焰，在纯氧中是蓝色火焰。

　　③氧气的浓度不同，反应程度也不同。如：铁能在纯氧中燃烧，在空气中不燃烧。④物质的接触面积不同，燃烧程度也不同。如：煤球的燃烧与蜂窝煤的燃烧。

　　二、影响物质溶解的因素：

　　①搅拌或振荡。搅拌或振荡可以加快物质溶解的速度。

　　②升温。温度升高可以加快物质溶解的速度。

　　③溶剂。选用的溶剂不同物质的溶解性也不同。

　　三、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。

　　硅单质

　　1、氯元素：

　　2.氯气

　　1、二氧化硫与碳相似，有晶体和无定形两种。晶体硅结构类似于金刚石，有金属光泽的灰黑色固体，熔点高(1410℃)，硬度大，较脆，常温下化学性质不活泼。是良好的半导体，应用：半导体晶体管及芯片、光电池第二节富集在海水中的元素——氯位于第三周期第ⅦA族，原子结构：容易得到一个电子形成氯离子Cl-,为典型的非金属元素，在自然界中以化合态存在。物理性质：黄绿色气体，有刺激性气味、可溶于水、加压和降温条件下可变为液态(液氯)和固态。制法:MnO2+4HCl(浓)MnCl2+2H2O+Cl2闻法:用手在瓶口轻轻扇动,使少量氯气进入鼻孔。化学性质：很活泼，有毒，有氧化性，能与大多数金属化合生成金属氯化物(盐)。也能与非金属反应：2Na+Cl2===(点燃)2NaCl2Fe+3Cl2===(点燃)2FeCl3Cu+Cl2===(点燃)CuCl2Cl2+H2===(点燃)2HCl现象：发出苍白色火焰，生成大量白雾。燃烧不一定有氧气参加，物质并不是只有在氧气中才可以燃烧。燃烧的本质是剧烈的氧化还原反应，所有发光放热的剧烈化学反应都称为燃烧。Cl2的用途：①自来水杀菌消毒Cl2+H2O==HCl+HClO2HClO===(光照)2HCl+O2↑1体积的水溶解2体积的氯气形成的溶液为氯水，为浅黄绿色。其中次氯酸HClO有强氧化性和漂泊性，起主要的消毒漂白作用。次氯酸有弱酸性，不稳定，光照或加热分解，因此久置氯水会失效。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稳定多,可长期存放制漂白粉(有效氯35%)和漂粉精(充分反应有效氯70%)2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O③与有机物反应，是重要的化学工业物质。④用于提纯Si、Ge、Ti等半导体和钛⑤有机化工：合成塑料、橡胶、人造纤维、农药、染料和药品氯离子的检验使用硝酸银溶液，并用稀硝酸排除干扰离子(CO32-、SO32-)HCl+AgNO3==AgCl↓+HNO3NaCl+AgNO3==AgCl↓+NaNO3Na2CO3+2AgNO3==Ag2CO?3↓+2NaNO3Ag2CO?3+2HNO3==2AgNO3+CO2↑+H2OCl-+Ag+==AgCl↓第三节硫和氮的`氧化物制法(形成)：硫黄或含硫的燃料燃烧得到(硫俗称硫磺，是黄色粉末)S+O2===(点燃)SO2物理性质：无色、刺激性气味、容易液化，易溶于水(1：40体积比)化学性质：有毒，溶于水与水反应生成亚硫酸H2SO3，形成的溶液酸性，有漂白作用，

　　遇热会变回原来颜色。这是因为H2SO3不稳定，会分解回水和SO2

　　SO2+H2OH2SO3因此这个化合和分解的过程可以同时进行，为可逆反应。

　　高一化学必修一知识点总结 10

　　金属+酸→盐+H2↑中：

　　①等质量金属跟足量酸反应，放出氢气由多至少的顺序：Al>Mg>Fe>Zn。②等质量的不同酸跟足量的金属反应，酸的相对分子质量越小放出氢气越多。③等质量的同种酸跟足量的不同金属反应，放出的氢气一样多。

　　3、物质的检验

　　(1)酸(H+)检验。

　　方法1将紫色石蕊试液滴入盛有少量待测液的试管中，振荡，如果石蕊试液变红，则证明H+存在。

　　方法2用干燥清洁的玻璃棒蘸取未知液滴在蓝色石蕊试纸上，如果蓝色试纸变红，则证明H+的'存在。

　　方法3用干燥清洁的玻璃棒蘸取未知液滴在pH试纸上，然后把试纸显示的颜色跟标准比色卡对照，便可知道溶液的pH，如果pH小于7，则证明H+的存在。

　　(2)银盐(Ag+)检验。

　　将少量盐酸或少量可溶性的盐酸盐溶液倒入盛有少量待测液的试管中，振荡，如果有白色沉淀生成，再加入少量的稀硝酸，如果沉淀不消失，则证明Ag+的存在。

　　(3)碱(OH-)的检验。

　　方法1将紫色石蕊试液滴入盛有少量待测液的试管中，振荡，如果石蕊试液变蓝，则证明OH-的存在。

　　方法2用干燥清洁的玻璃棒蘸取未知液滴在红色石蕊试纸上，如果红色石蕊试纸变蓝，则证明OH-的存在。

　　方法3将无色的酚酞试液滴入盛有少量待测液的试管中，振荡，如果酚酞试液变红，则证明OH-的存在。

　　方法4用干燥清洁的玻璃棒蘸取未知液滴在pH试纸上，然后把试纸显示的颜色跟标准比色卡对照，便可知道溶液的pH，如果pH大于7，则证明OH-的存在。

　　(4)氯化物或盐酸盐或盐酸(Cl-)的检验。

　　将少量的硝酸银溶液倒入盛有少量待测液的试管中，振荡，如果有白色沉淀生成，再加入少量的稀硝酸，如果沉淀不消失，则证明Cl-的存在。

　　(5)硫酸盐或硫酸(SO42-)的检验。

　　将少量氯化钡溶液或硝酸钡溶液倒入盛有少量待测液的试管中，振荡，如果有白色沉淀生成，再加入少量的稀硝酸，如果沉淀不消失，则证明SO42-的存在。

高一化学必修二知识点总结通用5篇（扩展3）

——高一化学知识点总结归纳范本5份

　　高一化学知识点总结归纳 1

　　一、氯气的化学性质

　　氯的原子结构示意图为：，最外层有7个电子，故氯原子容易得到一个电子而达

　　到8电子饱和结构，因此Cl2突出表现的化学性质是得电子的性质，即表现强氧化性，如

　　Cl2能氧化：

　　①金属(Na、Al、Fe、Cu等);

　　②非金属(H2、P等);

　　③某些化合物(Br-、I-、SO2、Fe2+、SO32-等)。

　　(1)跟金属反应

　　2Na+Cl2点然2NaCl(产生白烟);Cu+Cl2点然CuCl2(产生棕黄色的烟) 2Fe+3Cl2点然2FeCl3(产生棕色的烟，溶于水呈黄色) (2)跟非金属反应

　　H2+Cl2点燃或光照2HCl

　　点燃：发出苍白火焰，瓶口有白雾;光照：会发生爆炸

　　2P+3Cl2点燃2PCl3(雾，Cl2不足);2P+5Cl2点燃2PCl5(烟，Cl2充足) (3)与水反应：Cl2+H2O=HCl+HClO(HClO是一种不稳定的弱酸，但具有强氧化性。)

　　【说明】a.氯水通常密封保存于棕色试剂瓶中(见光或受热易分解的物质均保存在棕色试剂

　　瓶中)。

　　b.Cl2能使湿润的蓝色石蕊试纸先变红，后褪为白色。

　　(4)与碱反应：Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O;

　　2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O

　　漂粉精、漂的.漂白原理：Ca(ClO)2+2HCl=CaCl2+2HClO; Ca(ClO)2+H2O+CO2=CaCO3↓+2HClO

　　(5)与某些还原性物质的反应：

　　Cl2+2KI=2KCl+I2(用湿润的淀粉KI试纸检验Cl2) 2FeCl2+Cl2=2FeCl3

　　Cl2+Na2SO3+H2O=Na2SO4+2HCl

　　二、氯气的实验室制法

　　1、反应原理：用强氧化性物质(如MnO2、KMnO4等)和浓盐酸反应。

　　4HCl(浓)+MnO2△MnCl2+2H2O+Cl2↑

　　2、实验装置：根据反应原理和气体净化、收集、尾气处理等实验步骤及常见仪器的性能，制备干燥、纯净的Cl2。

　　高一化学知识点总结归纳 2

　　一、物质的分类

　　1、常见的物质分类法是树状分类法和交叉分类法。

　　2、混合物按分散系大小分为溶液、胶体和浊液三种，中间大小分散质直径大小为1nm—100nm之间，这种分散系处于介稳状态，胶粒带电荷是该分散系较稳定的主要原因。

　　3、浊液用静置观察法先鉴别出来，溶液和胶体用丁达尔现象鉴别。

　　当光束通过胶体时，垂直方向可以看到一条光亮的通路，这是由于胶体粒子对光线散射形成的'。

　　4、胶体粒子能通过滤纸，不能通过半透膜，所以用半透膜可以分离提纯出胶体，这种方法叫做渗析。

　　5、在25ml沸水中滴加5—6滴FeCl3饱和溶液，煮沸至红褐色，即制得Fe(OH)3胶体溶液。该胶体粒子带正电荷，在电场力作用下向阴极移动，从而该极颜色变深，另一极颜色变浅，这种现象叫做电泳。

　　二、离子反应

　　1、常见的电解质指酸、碱、盐、水和金属氧化物，它们在溶于水或熔融时都能电离出自由移动的离子，从而可以导电。

　　2、非电解质指电解质以外的化合物(如非金属氧化物，氮化物、有机物等);单质和溶液既不是电解质也不是非电解质。

　　3、在水溶液或熔融状态下有电解质参与的反应叫离子反应。

　　4、强酸(HCl、H2SO4、HNO3)、强碱(NaOH、KOH、Ba(OH)2)和大多数盐(NaCl、BaSO4、Na2CO3、NaHSO4)溶于水都完全电离，所以电离方程式中间用“==”。

　　5、用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子叫离子方程式。

　　在正确书写化学方程式基础上可以把强酸、强碱、可溶性盐写成离子方程式，其他不能写成离子形式。

　　6、复分解反应进行的条件是至少有沉淀、气体和水之一生成。

　　7、离子方程式正误判断主要含

　　1、氧化还原反应的本质是有电子的转移，氧化还原反应的特征是有化合价的升降。

　　2、失去电子(偏离电子)→化合价升高→被氧化→是还原剂;升价后生成氧化产物。还原剂具有还原性。

　　得到电子(偏向电子)→化合价降低→被还原→是氧化剂;降价后生成还原产物，氧化剂具有氧化性。

　　3、常见氧化剂有：Cl2、O2、浓H2SO4、HNO3、KMnO4(H+)、H2O2、ClO-、FeCl3等，

　　常见还原剂有：Al、Zn、Fe;C、H2、CO、SO2、H2S;SO32-、S2-、I-、Fe2+等

　　4、氧化还原强弱判断法

　　①知反应方向就知道“一组强弱”

　　②金属或非金属单质越活泼对应的离子越不活泼(即金属离子氧化性越弱、非金属离子还原性越弱)

　　③浓度、温度、氧化或还原程度等也可以判断(越容易氧化或还原则对应能力越强)。

　　高一化学知识点总结归纳 3

　　1、概念

　　可逆反应中旧化学*衡的破坏、新化学*衡的建立，由原*衡状态向新化学*衡状态的转化过程，称为化学*衡的移动。

　　2、化学*衡移动与化学反应速率的关系

　　(1)v正>v逆：*衡向正反应方向移动。

　　(2)v正=v逆：反应达到*衡状态，不发生*衡移动。

　　(3)v正

　　3、影响化学*衡的`因素

　　4、“惰性气体”对化学*衡的影响

　　①恒温、恒容条件

　　原*衡体系

　　体系总压强增大―→体系中各组分的浓度不变―→*衡不移动。

　　②恒温、恒压条件

　　原*衡体系

　　容器容积增大，各反应气体的分压减小―→体系中各组分的浓度同倍数减小

　　5、勒夏特列原理

　　定义：如果改变影响*衡的一个条件(如C、P或T等)，*衡就向能够减弱这种改变的方向移动。

　　原理适用的范围：已达*衡的体系、所有的*衡状态(如溶解*衡、化学*衡、电离*衡、水解*衡等)和只限于改变影响*衡的一个条件。

　　勒夏特列原理中“减弱这种改变”的解释：外界条件改变使*衡发生移动的结果，是减弱对这种条件的改变，而不是抵消这种改变，也就是说：外界因素对*衡体系的影响占主要方面。

　　高一化学知识点总结归纳 4

　　一、氯气的化学性质

　　氯的原子结构示意图为：，最外层有7个电子，故氯原子容易得到一个电子而达

　　到8电子饱和结构，因此Cl2突出表现的化学性质是得电子的`性质，即表现强氧化性，如

　　Cl2能氧化：

　　①金属(Na、Al、Fe、Cu等);

　　②非金属(H2、P等);

　　③某些化合物(Br-、I-、SO2、Fe2+、SO32-等)。

　　(1)跟金属反应

　　2Na+Cl2点然2NaCl(产生白烟);Cu+Cl2点然CuCl2(产生棕黄色的烟) 2Fe+3Cl2点然2FeCl3(产生棕色的烟，溶于水呈黄色) (2)跟非金属反应

　　H2+Cl2点燃或光照2HCl

　　点燃：发出苍白火焰，瓶口有白雾;光照：会发生爆炸

　　2P+3Cl2点燃2PCl3(雾，Cl2不足);2P+5Cl2点燃2PCl5(烟，Cl2充足) (3)与水反应：Cl2+H2O=HCl+HClO(HClO是一种不稳定的弱酸，但具有强氧化性。)

　　【说明】a.氯水通常密封保存于棕色试剂瓶中(见光或受热易分解的物质均保存在棕色试剂

　　瓶中)。

　　b.Cl2能使湿润的蓝色石蕊试纸先变红，后褪为白色。

　　(4)与碱反应：Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O;

　　2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O

　　漂粉精、漂的漂白原理：Ca(ClO)2+2HCl=CaCl2+2HClO; Ca(ClO)2+H2O+CO2=CaCO3↓+2HClO

　　(5)与某些还原性物质的反应：

　　Cl2+2KI=2KCl+I2(用湿润的淀粉KI试纸检验Cl2) 2FeCl2+Cl2=2FeCl3

　　Cl2+Na2SO3+H2O=Na2SO4+2HCl

　　二、氯气的实验室制法

　　1、反应原理：用强氧化性物质(如MnO2、KMnO4等)和浓盐酸反应。

　　4HCl(浓)+MnO2△MnCl2+2H2O+Cl2↑

　　2、实验装置：根据反应原理和气体净化、收集、尾气处理等实验步骤及常见仪器的性能，制备干燥、纯净的Cl2。

　　高一化学知识点总结归纳 5

　　一、重点聚集

　　1.物质及其变化的分类

　　2.离子反应

　　3.氧化还原反应

　　4.分散系胶体

　　二、知识网络

　　1.物质及其变化的分类

　　(1)物质的分类

　　分类是学*和研究物质及其变化的一种基本方法，它可以是有关物质及其变化的知识系统化，有助于我们了解物质及其变化的规律。分类要有一定的标准，根据不同的标准可以对化学物质及其变化进行不同的分类。分类常用的方法是交叉分类法和树状分类法。

　　(2)化学变化的分类

　　根据不同标准可以将化学变化进行分类：

　　①根据反应前后物质种类的多少以及反应物和生成物的类别可以将化学反应分为：化合反应、分解反应、置换反应、复分解反应。

　　②根据反应中是否有离子参加将化学反应分为离子反应和非离子反应。

　　③根据反应中是否有电子转移将化学反应分为氧化还原反应和非氧化还原反应。

　　2.电解质和离子反应

　　(1)电解质的相关概念

　　①电解质和非电解质：电解质是在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物;非电解质是在水溶液里和熔融状态下都不能够导电的化合物。

　　②电离：电离是指电解质在水溶液中产生自由移动的离子的过程。

　　③酸、碱、盐是常见的电解质

　　酸是指在水溶液中电离时产生的阳离子全部为H+的电解质;碱是指在水溶液中电离时产生的阴离子全部为OH-的电解质;盐电离时产生的离子为金属离子和酸根离子或铵根离子。

　　(2)离子反应

　　①有离子参加的一类反应称为离子反应。

　　②复分解反应实质上是两种电解质在溶液中相互交换离子的反应。

　　发生复分解反应的条件是有沉淀生成、有气体生成和有水生成。只要具备这三个条件中的一个，复分解反应就可以发生。

　　③在溶液中参加反应的离子间发生电子转移的离子反应又属于氧化还原反应。

　　(3)离子方程式

　　离子方程式是用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。

　　离子方程式更能显示反应的`实质。通常一个离子方程式不仅能表示某一个具体的化学反应，而且能表示同一类型的离子反应。

　　离子方程式的书写一般依照“写、拆、删、查”四个步骤。一个正确的离子方程式必须能够反映化学变化的客观事实，遵循质量守恒和电荷守恒，如果是氧化还原反应的离子方程式，反应中得、失电子的总数还必须相等。

　　3.氧化还原反应

　　(1)氧化还原反应的本质和特征

　　氧化还原反应是有电子转移(电子得失或共用电子对偏移)的化学反应，它的基本特征是反应前后某些元素的化合价发生变化。

　　(2)氧化剂和还原剂

　　反应中，得到电子(或电子对偏向)，所含元素化合价降低的反应物是氧化剂;失去电子(或电子对偏离)，所含元素化合价升高的反应物是还原剂。

　　在氧化还原反应中，氧化剂发生还原反应，生成还原产物;还原剂发生氧化反应，生成氧化产物。

　　“升失氧还原剂降得还氧化剂”

　　(3)氧化还原反应中得失电子总数必定相等，化合价升高、降低的总数也必定相等。

　　4.分散系、胶体的性质

　　(1)分散系

　　把一种(或多种)物质分散在另一种(或多种)物质中所得到的体系，叫做分散系。前者属于被分散的物质，称作分散质;后者起容纳分散质的作用，称作分散剂。当分散剂是水或其他液体时，按照分散质粒子的大小，可以把分散系分为溶液、胶体和浊液。

　　(2)胶体和胶体的特性

　　①分散质粒子大小在1nm~100nm之间的分散系称为胶体。胶体在一定条件下能稳定存在，稳定性介于溶液和浊液之间，属于介稳体系。

　　②胶体的特性

　　胶体的丁达尔效应：当光束通过胶体时，由于胶体粒子对光线散射而形成光的“通路”，这种现象叫做丁达尔效应。溶液没有丁达尔效应，根据分散系是否有丁达尔效应可以区分溶液和胶体。

　　胶体粒子具有较强的吸附性，可以吸附分散系的带电粒子使自身带正电荷(或负电荷)，因此胶体还具有介稳性以及电泳现象。

高一化学必修二知识点总结通用5篇（扩展4）

——高一数学必修一知识点总结 (菁华6篇)

高一数学必修一知识点总结1

　　知识点1

　　I、定义与定义表达式

　　一般地，自变量x和因变量y之间存在如下关系：y=ax^2+bx+c

　　（a，b，c为常数，a≠0，且a决定函数的开口方向，a>0时，开口方向向上，a<0时，开口方向向下，IaI还可以决定开口大小，IaI越大开口就越小，IaI越小开口就越大、）

　　则称y为x的二次函数。

　　二次函数表达式的右边通常为二次三项式。

　　II、二次函数的三种表达式

　　一般式：y=ax^2+bx+c（a，b，c为常数，a≠0）

　　顶点式：y=a（x—h）^2+k[抛物线的顶点P（h，k）]

　　交点式：y=a（x—x？）（x—x？）[仅限于与x轴有交点A（x？，0）和B（x？，0）的抛物线]

　　注：在3种形式的互相转化中，有如下关系：

　　h=—b/2ak=（4ac—b^2）/4ax？，x？=（—b±√b^2—4ac）/2a

　　III、二次函数的图像

　　在*面直角坐标系中作出二次函数y=x^2的图像，可以看出，二次函数的图像是一条抛物线。

　　IV、抛物线的性质

　　1、抛物线是轴对称图形。对称轴为直线x=—b/2a。对称轴与抛物线的交点为抛物线的顶点P。

　　特别地，当b=0时，抛物线的对称轴是y轴（即直线x=0）

　　2、抛物线有一个顶点P，坐标为

　　P（—b/2a，（4ac—b^2）/4a）

　　当—b/2a=0时，P在y轴上；当Δ=b^2—4ac=0时，P在x轴上。

　　3、二次项系数a决定抛物线的开口方向和大小。

　　当a>0时，抛物线向上开口；当a<0时，抛物线向下开口。

　　|a|越大，则抛物线的开口越小。

　　知识点2

　　1、抛物线是轴对称图形。对称轴为直线

　　x=—b/2a。

　　对称轴与抛物线的交点为抛物线的顶点P。

　　特别地，当b=0时，抛物线的对称轴是y轴（即直线x=0）

　　2、抛物线有一个顶点P，坐标为

　　P（—b/2a，（4ac—b’2）/4a）

　　当—b/2a=0时，P在y轴上；当Δ=b’2—4ac=0时，P在x轴上。

　　3、二次项系数a决定抛物线的开口方向和大小。

　　当a>0时，抛物线向上开口；当a<0时，抛物线向下开口。

　　|a|越大，则抛物线的开口越小。

　　4、一次项系数b和二次项系数a共同决定对称轴的位置。

　　当a与b同号时（即ab>0），对称轴在y轴左；

　　当a与b异号时（即ab<0），对称轴在y轴右。

　　5、常数项c决定抛物线与y轴交点。

　　抛物线与y轴交于（0，c）

　　6、抛物线与x轴交点个数

　　Δ=b’2—4ac>0时，抛物线与x轴有2个交点。

　　Δ=b’2—4ac=0时，抛物线与x轴有1个交点。

　　Δ=b’2—4ac<0时，抛物线与x轴没有交点。X的取值是虚数（x=—b±√b’2—4ac的值的相反数，乘上虚数i，整个式子除以2a）

　　知识点3

　　对数函数

　　对数函数的一般形式为，它实际上就是指数函数的反函数。因此指数函数里对于a的规定，同样适用于对数函数。

　　右图给出对于不同大小a所表示的函数图形：

　　可以看到对数函数的图形只不过的指数函数的图形的关于直线y=x的对称图形，因为它们互为反函数。

　　（1）对数函数的定义域为大于0的实数集合。

　　（2）对数函数的值域为全部实数集合。

　　（3）函数总是通过（1，0）这点。

　　（4）a大于1时，为单调递增函数，并且上凸；a小于1大于0时，函数为单调递减函数，并且下凹。

　　（5）显然对数函数。

高一数学必修一知识点总结2

　　棱锥

　　棱锥的定义：有一个面是多边形，其余各面都是有一个公共顶点的三角形，这些面围成的几何体叫做棱锥

　　棱锥的的性质：

　　(1)侧棱交于一点。侧面都是三角形

　　(2)*行于底面的截面与底面是相似的多边形。且其面积比等于截得的棱锥的高与远棱锥高的比的*方

　　正棱锥

　　正棱锥的定义：如果一个棱锥底面是正多边形，并且顶点在底面内的射影是底面的中心，这样的棱锥叫做正棱锥。

　　正棱锥的性质：

　　(1)各侧棱交于一点且相等，各侧面都是全等的等腰三角形。各等腰三角形底边上的高相等，它叫做正棱锥的斜高。

　　(3)多个特殊的直角三角形

　　esp：

　　a、相邻两侧棱互相垂直的正三棱锥，由三垂线定理可得顶点在底面的射影为底面三角形的垂心。

　　b、四面体中有三对异面直线，若有两对互相垂直，则可得第三对也互相垂直。且顶点在底面的射影为底面三角形的垂心。

高一数学必修一知识点总结3

　　一、指数函数

　　(一)指数与指数幂的运算

　　1.根式的概念：一般地，如果，那么叫做的次方根(nthroot)，其中>1，且∈_.

　　当是奇数时，正数的次方根是一个正数，负数的次方根是一个负数.此时，的次方根用符号表示.式子叫做根式(radical)，这里叫做根指数(radicalexponent)，叫做被开方数(radicand).

　　当是偶数时，正数的次方根有两个，这两个数互为相反数.此时，正数的正的次方根用符号表示，负的次方根用符号-表示.正的次方根与负的次方根可以合并成±(>0).由此可得：负数没有偶次方根;0的任何次方根都是0，记作。

　　注意：当是奇数时，当是偶数时，

　　2.分数指数幂

　　正数的分数指数幂的意义，规定：

　　0的正分数指数幂等于0，0的负分数指数幂没有意义

　　指出：规定了分数指数幂的意义后，指数的概念就从整数指数推广到了有理数指数，那么整数指数幂的运算性质也同样可以推广到有理数指数幂.

　　3.实数指数幂的运算性质

　　(二)指数函数及其性质

　　1、指数函数的概念：一般地，函数叫做指数函数(exponential)，其中x是自变量，函数的定义域为R.

　　注意：指数函数的底数的取值范围，底数不能是负数、零和1.

　　2、指数函数的图象和性质

　　【函数的应用】

　　1、函数零点的概念：对于函数，把使成立的实数叫做函数的零点。

　　2、函数零点的意义：函数的零点就是方程实数根，亦即函数的图象与轴交点的横坐标。即：

　　方程有实数根函数的图象与轴有交点函数有零点.

　　3、函数零点的求法：

　　求函数的零点：

　　1(代数法)求方程的实数根;

　　2(几何法)对于不能用求根公式的方程，可以将它与函数的图象联系起来，并利用函数的性质找出零点.

　　4、二次函数的零点：

　　二次函数.

　　1)△>0，方程有两不等实根，二次函数的图象与轴有两个交点，二次函数有两个零点.

　　2)△=0，方程有两相等实根(二重根)，二次函数的图象与轴有一个交点，二次函数有一个二重零点或二阶零点.

　　3)△<0，方程无实根，二次函数的图象与轴无交点，二次函数无零点.

高一数学必修一知识点总结4

　　一：函数模型及其应用

　　本节主要包括函数的模型、函数的应用等知识点。主要是理解函数解应用题的一般步骤灵活利用函数解答实际应用题。

　　1、常见的函数模型有一次函数模型、二次函数模型、指数函数模型、对数函数模型、分段函数模型等。

　　2、用函数解应用题的基本步骤是：

　　（1）阅读并且理解题意。（关键是数据、字母的实际意义）；

　　（2）设量建模；

　　（3）求解函数模型；

　　（4）简要回答实际问题。

　　常见考法：

　　本节知识在段考和高考中考查的形式多样，频率较高，选择题、填空题和解答题都有。多考查分段函数和较复杂的函数的最值等问题，属于拔高题，难度较大。

　　误区提醒：

　　1、求解应用性问题时，不仅要考虑函数本身的定义域，还要结合实际问题理解自变量的取值范围。

　　2、求解应用性问题时，首先要弄清题意，分清条件和结论，抓住关键词和量，理顺数量关系，然后将文字语言转化成数学语言，建立相应的数学模型。

　　【典型例题】

　　例1：

　　（1）某种储蓄的月利率是0。36%，今存入本金100元，求本金与利息的和（即本息和）y（元）与所存月数x之间的函数关系式，并计算5个月后的本息和（不计复利）。

　　（2）按复利计算利息的一种储蓄，本金为a元，每期利率为r，设本利和为y，存期为x，写出本利和y随存期x变化的函数式。如果存入本金1000元，每期利率2。25%，试计算5期后的本利和是多少？解：（1）利息=本金×月利率×月数。y=100+100×0。36%·x=100+0。36x，当x=5时，y=101。8，∴5个月后的本息和为101。8元。

　　例2：

　　某民营企业生产A，B两种产品，根据市场调查和预测，A产品的利润与投资成正比，其关系如图1，B产品的利润与投资的算术*方根成正比，其关系如图2（注：利润与投资单位是万元）

　　（1）分别将A，B两种产品的利润表示为投资的函数，并写出它们的函数关系式。

　　（2）该企业已筹集到10万元资金，并全部投入A，B两种产品的生产，问：怎样分配这10万元投资，才能是企业获得利润，其利润约为多少万元。（精确到1万元）。

高一数学必修一知识点总结5

　　一、集合及其表示

　　1、集合的含义：

　　“集合”这个词首先让我们想到的是上体育课或者开会时老师经常喊的“全体集合”。数学上的“集合”和这个意思是一样的，只不过一个是动词一个是名词而已。

　　所以集合的含义是：某些指定的对象集在一起就成为一个集合，简称集，其中每一个对象叫元素。比如高一二班集合，那么所有高一二班的同学就构成了一个集合，每一个同学就称为这个集合的元素。

　　2、集合的表示

　　通常用大写字母表示集合，用小写字母表示元素，如集合A={a，b，c}。a、b、c就是集合A中的元素，记作a∈A，相反，d不属于集合A，记作d?A。

　　有一些特殊的集合需要记忆：

　　非负整数集(即自然数集)N正整数集N_或N+

　　整数集Z有理数集Q实数集R

　　集合的表示方法：列举法与描述法。

　　①列举法：{a,b,c……}

　　②描述法：将集合中的元素的公共属性描述出来。如{x?R|x-3>2},{x|x-3>2}，{(x,y)|y=x2+1}

　　③语言描述法：例：{不是直角三角形的三角形}

　　例：不等式x-3>2的解集是{x?R|x-3>2}或{x|x-3>2}

　　强调：描述法表示集合应注意集合的代表元素

　　A={(x,y)|y=x2+3x+2}与B={y|y=x2+3x+2}不同。集合A中是数组元素(x，y)，集合B中只有元素y。

　　3、集合的三个特性

　　(1)无序性

　　指集合中的元素排列没有顺序，如集合A={1,2}，集合B={2,1}，则集合A=B。

　　例题：集合A={1,2}，B={a,b}，若A=B，求a、b的值。

　　解：，A=B

　　注意：该题有两组解。

　　(2)互异性

　　指集合中的元素不能重复，A={2,2}只能表示为{2}

　　(3)确定性

　　集合的确定性是指组成集合的元素的性质必须明确，不允许有模棱两可、含混不清的情况。

高一数学必修一知识点总结6

　　知识点总结

　　本节知识包括函数的单调性、函数的奇偶性、函数的周期性、函数的最值、函数的对称性和函数的图象等知识点。函数的单调性、函数的奇偶性、函数的周期性、函数的最值、函数的对称性是学*函数的图象的基础，函数的图象是它们的综合。所以理解了前面的几个知识点，函数的图象就迎刃而解了。

　　一、函数的单调性

　　1、函数单调性的定义

　　2、函数单调性的判断和证明：(1)定义法(2)复合函数分析法(3)导数证明法(4)图象法

　　二、函数的奇偶性和周期性

　　1、函数的奇偶性和周期性的定义

　　2、函数的奇偶性的判定和证明方法

　　3、函数的周期性的判定方法

　　三、函数的图象

　　1、函数图象的作法(1)描点法(2)图象变换法

　　2、图象变换包括图象：*移变换、伸缩变换、对称变换、翻折变换。

　　常见考法

　　本节是段考和高考必不可少的考查内容，是段考和高考考查的重点和难点。选择题、填空题和解答题都有，并且题目难度较大。在解答题中，它可以和高中数学的每一章联合考查，多属于拔高题。多考查函数的单调性、最值和图象等。

　　误区提醒

　　1、求函数的单调区间，必须先求函数的定义域，即遵循“函数问题定义域优先的原则”。

　　2、单调区间必须用区间来表示，不能用集合或不等式，单调区间一般写成开区间，不必考虑端点问题。

　　3、在多个单调区间之间不能用“或”和“”连接，只能用逗号隔开。

　　4、判断函数的奇偶性，首先必须考虑函数的定义域，如果函数的定义域不关于原点对称，则函数一定是非奇非偶函数。

　　5、作函数的图象，一般是首先化简解析式，然后确定用描点法或图象变换法作函数的图象。

高一化学必修二知识点总结通用5篇（扩展5）

——高一数学必修一知识点总结归纳 (菁华6篇)

高一数学必修一知识点总结归纳1

　　知识点1、集合与元素

　　一个东西是集合还是元素并不是绝对的，很多情况下是相对的，集合是由元素组成的'集合，元素是组成集合的元素。例如：你所在的班级是一个集合，是由几十个和你同龄的同学组成的集合，你相对于这个班级集合来说，是它的一个元素；而整个学校又是由许许多多个班级组成的集合，你所在的班级只是其中的一分子，是一个元素。班级相对于你是集合，相对于学校是元素，参照物不同，得到的结论也不同，可见，是集合还是元素，并不是绝对的

　　知识点2、解集合问题的关键

　　解集合问题的关键：弄清集合是由哪些元素所构成的，也就是将抽象问题具体化、形象化，将特征性质描述法表示的集合用列举法来表示，或用韦恩图来表示抽象的集合，或用图形来表示集合，比如用数轴来表示集合，或是集合的元素为有序实数对时，可用*面直角坐标系中的图形表示相关的集合等

高一数学必修一知识点总结归纳2

　　一、集合及其表示

　　1、集合的含义：

　　“集合”这个词首先让我们想到的是上体育课或者开会时老师经常喊的“全体集合”。数学上的“集合”和这个意思是一样的，只不过一个是动词一个是名词而已。

　　所以集合的含义是：某些指定的对象集在一起就成为一个集合，简称集，其中每一个对象叫元素。比如高一二班集合，那么所有高一二班的同学就构成了一个集合，每一个同学就称为这个集合的元素。

　　2、集合的表示

　　通常用大写字母表示集合，用小写字母表示元素，如集合A={a，b，c}。a、b、c就是集合A中的元素，记作a∈A，相反，d不属于集合A，记作d?A。

　　有一些特殊的集合需要记忆：

　　非负整数集(即自然数集)N正整数集N_或N+

　　整数集Z有理数集Q实数集R

　　集合的表示方法：列举法与描述法。

　　①列举法：{a,b,c……}

　　②描述法：将集合中的元素的公共属性描述出来。如{x?R|x-3>2},{x|x-3>2}，{(x,y)|y=x2+1}

　　③语言描述法：例：{不是直角三角形的三角形}

　　例：不等式x-3>2的解集是{x?R|x-3>2}或{x|x-3>2}

　　强调：描述法表示集合应注意集合的代表元素

　　A={(x,y)|y=x2+3x+2}与B={y|y=x2+3x+2}不同。集合A中是数组元素(x，y)，集合B中只有元素y。

　　3、集合的三个特性

　　(1)无序性

　　指集合中的元素排列没有顺序，如集合A={1,2}，集合B={2,1}，则集合A=B。

　　例题：集合A={1,2}，B={a,b}，若A=B，求a、b的值。

　　解：，A=B

　　注意：该题有两组解。

　　(2)互异性

　　指集合中的元素不能重复，A={2,2}只能表示为{2}

　　(3)确定性

　　集合的确定性是指组成集合的元素的性质必须明确，不允许有模棱两可、含混不清的.情况。

高一数学必修一知识点总结归纳3

　　*面向量

　　向量：既有大小，又有方向的量.

　　数量：只有大小，没有方向的量.

　　有向线段的三要素：起点、方向、长度.

　　零向量：长度为的向量.

　　单位向量：长度等于个单位的向量.

　　相等向量：长度相等且方向相同的向量

　　&向量的运算

　　加法运算

　　AB+BC=AC，这种计算法则叫做向量加法的三角形法则。

　　已知两个从同一点O出发的两个向量OA、OB，以OA、OB为邻边作*行四边形OACB，则以O为起点的对角线OC就是向量OA、OB的和，这种计算法则叫做向量加法的*行四边形法则。

　　对于零向量和任意向量a，有：0+a=a+0=a。

　　|a+b|≤|a|+|b|。

　　向量的加法满足所有的加法运算定律。

　　减法运算

　　与a长度相等，方向相反的向量，叫做a的相反向量，-(-a)=a，零向量的相反向量仍然是零向量

　　(1)a+(-a)=(-a)+a=0(2)a-b=a+(-b)。

　　数乘运算

　　实数λ与向量a的积是一个向量，这种运算叫做向量的数乘，记作λa，|λa|=|λ||a|，当λ>0时，λa的方向和a的方向相同，当λ<0时，λa的方向和a的方向相反，当λ=0时，λa=0。

　　设λ、μ是实数，那么：(1)(λμ)a=λ(μa)(2)(λμ)a=λaμa(3)λ(a±b)=λa±λb(4)(-λ)a=-(λa)=λ(-a)。

　　向量的加法运算、减法运算、数乘运算统称线性运算。

　　向量的数量积

　　已知两个非零向量a、b，那么|a||b|cosθ叫做a与b的数量积或内积，记作a?b，θ是a与b的夹角，|a|cosθ(|b|cosθ)叫做向量a在b方向上(b在a方向上)的投影。零向量与任意向量的数量积为0。

　　a?b的几何意义：数量积a?b等于a的长度|a|与b在a的方向上的投影|b|cosθ的乘积。

　　两个向量的数量积等于它们对应坐标的乘积的和。

高一数学必修一知识点总结归纳4

　　(1)直线的倾斜角

　　定义：x轴正向与直线向上方向之间所成的角叫直线的倾斜角.特别地,当直线与x轴*行或重合时,我们规定它的倾斜角为0度.因此,倾斜角的取值范围是0°≤α<180°

　　(2)直线的斜率

　　①定义：倾斜角不是90°的直线,它的倾斜角的正切叫做这条直线的斜率.直线的斜率常用k表示.即.斜率反映直线与轴的倾斜程度.

　　当时,;当时,;当时,不存在.

　　②过两点的直线的斜率公式：

　　注意下面四点：(1)当时,公式右边无意义,直线的斜率不存在,倾斜角为90°;

　　(2)k与P1、P2的顺序无关;(3)以后求斜率可不通过倾斜角而由直线上两点的坐标直接求得;

　　(4)求直线的倾斜角可由直线上两点的坐标先求斜率得到.

　　(3)直线方程

　　①点斜式：直线斜率k,且过点

　　注意：当直线的斜率为0°时,k=0,直线的方程是y=y1.

　　当直线的斜率为90°时,直线的斜率不存在,它的方程不能用点斜式表示.但因l上每一点的横坐标都等于x1,所以它的方程是x=x1.

　　②斜截式：,直线斜率为k,直线在y轴上的截距为b

　　③两点式：()直线两点,

　　④截矩式：

　　其中直线与轴交于点,与轴交于点,即与轴、轴的截距分别为.

　　⑤一般式：(A,B不全为0)

　　注意：各式的适用范围特殊的方程如：

　　*行于x轴的直线：(b为常数);*行于y轴的直线：(a为常数);

　　(5)直线系方程：即具有某一共同性质的直线

　　(一)*行直线系

　　*行于已知直线(是不全为0的常数)的直线系：(C为常数)

　　(二)垂直直线系

　　垂直于已知直线(是不全为0的常数)的直线系：(C为常数)

　　(三)过定点的直线系

　　(ⅰ)斜率为k的直线系：,直线过定点;

　　(ⅱ)过两条直线,的交点的直线系方程为

　　(为参数),其中直线不在直线系中.

　　(6)两直线*行与垂直

　　注意：利用斜率判断直线的*行与垂直时,要注意斜率的存在与否.

　　(7)两条直线的交点

　　相交

　　交点坐标即方程组的一组解.

　　方程组无解;方程组有无数解与重合

　　(8)两点间距离公式：设是*面直角坐标系中的两个点

　　(9)点到直线距离公式：一点到直线的距离

　　(10)两*行直线距离公式

　　在任一直线上任取一点,再转化为点到直线的距离进行求解.

高一数学必修一知识点总结归纳5

　　对数函数

　　对数函数的一般形式为，它实际上就是指数函数的反函数。因此指数函数里对于a的规定，同样适用于对数函数。

　　右图给出对于不同大小a所表示的函数图形：

　　可以看到对数函数的图形只不过的指数函数的图形的关于直线y=x的对称图形，因为它们互为反函数。

　　(1)对数函数的定义域为大于0的实数集合。

　　(2)对数函数的值域为全部实数集合。

　　(3)函数总是通过(1，0)这点。

　　(4)a大于1时，为单调递增函数，并且上凸;a小于1大于0时，函数为单调递减函数，并且下凹。

　　(5)显然对数函数。

高一数学必修一知识点总结归纳6

　　*面向量

　　向量：既有大小，又有方向的量.

　　数量：只有大小，没有方向的量.

　　有向线段的三要素：起点、方向、长度.

　　零向量：长度为的向量.

　　单位向量：长度等于个单位的向量.

　　相等向量：长度相等且方向相同的向量

　　&向量的.运算

　　加法运算

　　AB+BC=AC，这种计算法则叫做向量加法的三角形法则。

　　已知两个从同一点O出发的两个向量OA、OB，以OA、OB为邻边作*行四边形OACB，则以O为起点的对角线OC就是向量OA、OB的和，这种计算法则叫做向量加法的*行四边形法则。

　　对于零向量和任意向量a，有：0+a=a+0=a。

　　|a+b|≤|a|+|b|。

　　向量的加法满足所有的加法运算定律。

　　减法运算

　　与a长度相等，方向相反的向量，叫做a的相反向量，-(-a)=a，零向量的相反向量仍然是零向量

　　(1)a+(-a)=(-a)+a=0(2)a-b=a+(-b)。

　　数乘运算

　　实数λ与向量a的积是一个向量，这种运算叫做向量的数乘，记作λa，|λa|=|λ||a|，当λ>0时，λa的方向和a的方向相同，当λ<0时，λa的方向和a的方向相反，当λ=0时，λa=0。

　　设λ、μ是实数，那么：(1)(λμ)a=λ(μa)(2)(λμ)a=λaμa(3)λ(a±b)=λa±λb(4)(-λ)a=-(λa)=λ(-a)。

　　向量的加法运算、减法运算、数乘运算统称线性运算。

　　向量的数量积

　　已知两个非零向量a、b，那么|a||b|cosθ叫做a与b的数量积或内积，记作a?b，θ是a与b的夹角，|a|cosθ(|b|cosθ)叫做向量a在b方向上(b在a方向上)的投影。零向量与任意向量的数量积为0。

　　a?b的几何意义：数量积a?b等于a的长度|a|与b在a的方向上的投影|b|cosθ的乘积。

　　两个向量的数量积等于它们对应坐标的乘积的和。

高一化学必修二知识点总结通用5篇（扩展6）

——高一物理必修一知识点 (菁华6篇)

高一物理必修一知识点1

　　1、参考系：描述一个物体的运动时，选来作为标准的的另外的物体。

　　运动是绝对的，静止是相对的。一个物体是运动的还是静止的，都是相对于参考系在而言的。

　　参考系的选择是任意的，被选为参考系的物体，我们假定它是静止的。选择不同的物体作为参考系，可能得出不同的结论，但选择时要使运动的描述尽量的简单。

　　通常以地面为参考系。

　　2、质点：

　　① 定义：用来代替物体的有质量的点。质点是一种理想化的模型，是科学的抽象。

　　② 物体可看做质点的条件：研究物体的运动时，物体的大小和形状对研究结果的影响可以忽略。且物体能否看成质点，要具体问题具体分析。

　　[关键一点]

　　(1)不能以物体的大小和形状为标准来判断物体是否可以看做质点，关键要看所研究问题的性质.当物体的大小和形状对所研究的问题的影响可以忽略不计时，物体可视为质点.

　　(2)质点并不是质量很小的点，要区别于几何学中的“点”.

　　3、时间和时刻：

　　时刻是指某一瞬间，用时间轴上的一个点来表示，它与状态量相对应;时间是指起始时刻到终止时刻之间的间隔，用时间轴上的一段线段来表示，它与过程量相对应。

　　4、位移和路程：

　　位移用来描述质点位置的变化，是质点的由初位置指向末位置的有向线段，是矢量;

　　路程是质点运动轨迹的长度，是标量。

　　5、速度：

　　用来描述质点运动快慢和方向的物理量，是矢量。

　　(1)*均速度：是位移与通过这段位移所用时间的比值，其定义式为v = Δx/Δt，方向与位移的方向相同。*均速度对变速运动只能作粗略的描述。

　　(2)瞬时速度：是质点在某一时刻或通过某一位置的速度，瞬时速度简称速度，它可以精确变速运动。瞬时速度的大小简称速率，它是一个标量。

　　6、加速度：用量描述速度变化快慢的的物理量，其定义式为。

　　加速度是矢量，其方向与速度的变化量方向相同(注意与速度的方向没有关系)，大小由两个因素决定。

　　易错现象

　　1、忽略位移、速度、加速度的矢量性，只考虑大小，不注意方向。

　　2、错误理解*均速度，随意使用。

　　3、混淆速度、速度的增量和加速度之间的关系。

高一物理必修一知识点2

　　一、曲线运动

　　(1)曲线运动的条件：运动物体所受合外力的方向跟其速度方向不在一条直线上时，物体做曲线运动。

　　(2)曲线运动的特点：在曲线运动中，运动质点在某一点的瞬时速度方向，就是通过这一点的曲线的切线方向。曲线运动是变速运动，这是因为曲线运动的速度方向是不断变化的。做曲线运动的质点，其所受的合外力一定不为零，一定具有加速度。

　　(3)曲线运动物体所受合外力方向和速度方向不在一直线上，且一定指向曲线的凹侧。

　　二、运动的合成与分解

　　1、深刻理解运动的合成与分解

　　(1)物体的实际运动往往是由几个独立的分运动合成的，由已知的分运动求跟它们等效的合运动叫做运动的合成;由已知的合运动求跟它等效的分运动叫做运动的分解。

　　运动的合成与分解基本关系：

　　1分运动的独立性;

　　2运动的等效性(合运动和分运动是等效替代关系，不能并存);

　　3运动的等时性;

　　4运动的矢量性(加速度、速度、位移都是矢量，其合成和分解遵循*行四边形定则。)

　　(2)互成角度的两个分运动的合运动的判断

　　合运动的情况取决于两分运动的速度的合速度与两分运动的加速度的合加速度，两者是否在同一直线上，在同一直线上作直线运动，不在同一直线上将作曲线运动。

　　①两个直线运动的合运动仍然是匀速直线运动。

　　②一个匀速直线运动和一个匀加速直线运动的合运动是曲线运动。

　　③两个初速度为零的匀加速直线运动的合运动仍然是匀加速直线运动。

　　④两个初速度不为零的匀加速直线运动的合运动可能是直线运动也可能是曲线运动。当两个分运动的初速度的合速度的方向与这两个分运动的合加速度方向在同一直线上时，合运动是匀加速直线运动，否则是曲线运动。

　　2、怎样确定合运动和分运动

　　①合运动一定是物体的实际运动

　　②如果选择运动的物体作为参照物，则参照物的运动和物体相对参照物的运动是分运动，物体相对地面的运动是合运动。

　　③进行运动的分解时，在遵循*行四边形定则的前提下，类似力的分解，要按照实际效果进行分解。

　　3、绳端速度的分解

　　此类有绳索的问题，对速度分解通常有两个原则①按效果正交分解物体运动的实际速度②沿绳方向一个分量，另一个分量垂直于绳。(效果：沿绳方向的收缩速度，垂直于绳方向的转动速度)

　　4、小船渡河问题

　　(1)L、Vc一定时，t随sinθ增大而减小;当θ=900时，sinθ=1,所以，当船头与河岸垂直时，渡河时间最短，

　　(2)渡河的最小位移即河的宽度。为了使渡河位移等于L，必须使船的合速度V的方向与河岸垂直。这是船头应指向河的上游，并与河岸成一定的角度θ。根据三角函数关系有：Vccosθ─Vs=0.

　　所以θ=arccosVs/Vc,因为0≤cosθ≤1,所以只有在Vc>Vs时，船才有可能垂直于河岸横渡。

　　(3)如果水流速度大于船上在静水中的航行速度，则不论船的航向如何，总是被水冲向下游。怎样才能使漂下的距离最短呢?设船头Vc与河岸成θ角，合速度V与河岸成α角。可以看出：α角越大，船漂下的距离x越短，那么，在什么条件下α角呢?以Vs的矢尖为圆心，以Vc为半径画圆，当V与圆相切时，α角，根据cosθ=Vc/Vs,船头与河岸的夹角应为：θ=arccosVc/Vs.

高一物理必修一知识点3

　　1、牛顿第一定律：

　　（1）内容：一切物体总保持匀速直线运动状态或静止状态，直到有外力迫使它改变这种状态为止。

　　（2）理解：

　　①它说明了一切物体都有惯性，惯性是物体的固有性质。质量是物体惯性大小的量度（惯性与物体的速度大小、受力大小、运动状态无关）。

　　②它揭示了力与运动的关系：力是改变物体运动状态（产生加速度）的原因，而不是维持运动的原因。

　　③它是通过理想实验得出的，它不能由实际的实验来验证。

　　2、牛顿第二定律：

　　内容：物体的加速度a跟物体所受的合外力F成正比，跟物体的质量m成反比，加速度的方向跟合外力的方向相同。

　　公式：

　　理解：

　　①瞬时性：力和加速度同时产生、同时变化、同时消失。

　　②矢量性：加速度的方向与合外力的方向相同。

　　③同体性：合外力、质量和加速度是针对同一物体（同一研究对象）

　　④同一性：合外力、质量和加速度的单位统一用SI制主单位⑤相对性：加速度是相对于惯性参照系的。

　　3、牛顿第三定律：

　　（1）内容：

　　两个物体之间的作用力和反作用力总是大小相等，方向相反，作用在一条直线上。

　　（2）理解：

　　①作用力和反作用力的同时性。它们是同时产生，同时变化，同时消失，不是先有作用力后有反作用力。

　　②作用力和反作用力的性质相同。即作用力和反作用力是属同种性质的力。

　　③作用力和反作用力的相互依赖性：它们是相互依存，互以对方作为自己存在的前提。

　　④作用力和反作用力的不可叠加性。作用力和反作用力分别作用在两个不同的物体上，各产生其效果，不可求它们的合力，两力的作用效果不能相互抵消。

　　4、牛顿运动定律的适用范围：

　　对于宏观物体低速的运动（运动速度远小于光速的运动），牛顿运动定律是成立的，但对于物体的高速运动（运动速度接*光速）和微观粒子的运动，牛顿运动定律就不适用了，要用相对论观点、量子力学理论处理。

　　易错现象：

　　（1）错误地认为惯性与物体的速度有关，速度越大惯性越大，速度越小惯性越小；另外一种错误是认为惯性和力是同一个概念。

　　（2）不能正确地运用力和运动的关系分析物体的运动过程中速度和加速度等参量的变化。

　　（3）不能把物体运动的加速度与其受到的合外力的瞬时对应关系正确运用到轻绳、轻弹簧和轻杆等理想化模型上。

高一物理必修一知识点4

　　重力G(N)G=mg;m：质量;g：9.8N/kg或者10N/kg

　　密度ρ(kg/m3)ρ=m/Vm：质量;V：体积

　　合力F合(N)方向相同：F合=F1+F2[6]

　　方向相反：F合=F1-F2方向相反时，F1>F2

　　浮力F浮(N)F浮=G物-G视;G视：物体在液体的视重(测量值)

　　浮力F浮(N)F浮=G物;此公式只适用物体漂浮或悬浮

　　浮力F浮(N)F浮=G排=m排g=ρ液gV排;G排：排开液体的重力，m排：排开液体的质量，ρ液：液体的密度，V排：排开液体的体积(即浸入液体中的体积)

　　杠杆的*衡条件F1L1=F2L2;F1：动力，L1：动力臂，F2：阻力，L2：阻力臂

　　定滑轮F=G物,S=h,F：绳子自由端受到的拉力，G物：物体的重力，S：绳子自由端移动的距离，h：物体升高的距离

　　动滑轮F=(G物+G轮)/2，S=2h，G物：物体的重力,G轮：动滑轮的重力

　　滑轮组F=(G物+G轮)/n，S=nh，n：承担物重的段数

　　机械功W(J)W=FsF：力S：在力的方向上移动的距离

　　有用功:W有,总功:W总,W有=G物h，W总=Fs，适用滑轮组竖直放置时机械效率η=W有/W总×100%

　　功W=Fs=Pt;1J=1N·m=1W·s

　　功率P=W/t=Fv(匀速直线)1kW=103W，1MW=103kW

　　有用功W有用=Gh=W总–W额=ηW总

　　额外功W额=W总–W有=G动h(忽略轮轴间摩擦)=fL(斜面)

　　总功W总=W有用+W额=Fs=W有用/η

　　机械效率η=G/(nF)=G物/(G物+G动)定义式适用于动滑轮、滑轮组

　　功率P(w)P=W/t;W：功;t：时间

　　压强p(Pa)P=F/SF：压力/S：受力面积

　　液体压强p(Pa)P=ρghP：液体的密度h：深度(从液面到所求点的竖直距离)

　　热量Q(J)Q=cm△tc：物质的比热容m：质量,△t：温度的变化值

　　燃料燃烧放出的热量Q(J)Q=mq;m：质量,q：热值

高一物理必修一知识点5

　　匀变速直线运动的研究

　　一、基本关系式

　　v=v0+at

　　x=v0t+1/2at2

　　v2-vo2=2ax

　　v=x/t=(v0+v)/2

　　二、推论

　　1、vt/2=v=(v0+v)/2

　　2、vx/2=

　　3、△x=at2{xm-xn=(m-n)at2｝

　　4、初速度为零的匀变速直线运动的比例式

　　应用基本关系式和推论时注意：

　　(1)、确定研究对象在哪个运动过程,并根据题意画出示意图.

　　(2)、求解运动学问题时一般都有多种解法,并探求最佳解法.

　　三、两种运动特例

　　(1)、自由落体运动：v0=0a=gv=gth=1/2gt2v2=2gh

　　(2)、竖直上抛运动;v0=0a=-g

　　四、关于追及与相遇问题

　　1、寻找三个关系：时间关系,速度关系,位移关系.两物体速度相等是两物体有最大或最小距离的临界条件.

　　2、处理方法：物理法,数学法,图象法.

　　五、理解伽俐略科学研究过程的基本要素.

高一物理必修一知识点6

　　考点1：从受力确定运动情况

　　牛顿第二定律的内容是F=ma，这个公式搭建起了力与运动之间的关系。

　　我们可以通过对物体进行受力分析，研究其合外力，在通过牛顿第二定律F=ma，求出物体的加速度，进而分析物体的运动情况。

　　比如，求解物体在某个时刻的位移大小，速度大小，等等。

　　考点2：从运动情况确定受力

　　同样，我们也可以从运动学角度出发，通过题中的已知条件，结合匀变速直线运动的知识及公式，求解出物体的加速度a，进而再通过受力分析，来求解出某个力的大小。

　　比如，我们已知斜面上某物体在运动，已知某些运动条件，来求解摩擦力的大小，进而求解滑动摩擦系数μ。

　　您可以结合高一物理必修一的目录，来查看更多物理考点的解析。我们对考点的解析与教材目录一致，更加的简洁，也更加注重解题规律的分析与解题技巧的探究。

　　牛顿运动定律的基本解题步骤

　　(1)明确研究对象。可以以某一个物体为对象，也可以以几个物体组成的质点组为对象。设每个质点的质量为mi，对应的加速度为ai，则有：F合=m1a1+m2a2+m3a3+……+mnan对此结论的证明：分别以质点组中的每个物体为研究对象用牛顿第二定律：∑F1=m1a1，∑F2=m2a2，……∑Fn=mnan，将以上各式等号左、右分别相加，左边所有力中，凡属于系统内力的，总是成对出现并且大小相等方向相反的，其矢量和必为零，所以最后得到的是该质点组所受的所有外力之和，即合外力F合。

　　(2)对研究对象进行受力分析。同时还应该分析研究对象的运动情况(包括速度、加速度)，并把速度、加速度的方向在受力图旁边画出来。

　　(3)若研究对象在不共线的两个力作用下做加速运动，一般用*行四边形定则(或三角形定则)解题;若研究对象在不共线的三个以上的力作用下做加速运动，一般用正交分解法解题(注意灵活选取坐标轴的'方向，既可以分解力，也可以分解加速度)。

　　(4)当研究对象在研究过程的不同阶段受力情况有变化时，必须分阶段进行受力分析，分阶段列方程求解。另外解题中要注意临界条件的分析。凡是题目中出现“刚好”、“恰好”等字样的，往往要利用临界条件。所谓“临界”，就是物体处于两种不同的状态之间，可以认为它同时具有两种状态下的所有性质。在列方程时，要充分利用这种两重性。

高一化学必修二知识点总结通用5篇（扩展7）

——高一化学知识点总结实用10份

　　高一化学知识点总结 1

　　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*。

　　因为离核越*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。

　　高一化学知识点总结 2

　　一、物质的分类

　　金属：Na、Mg、Al

　　单质

　　非金属：S、O、N

　　酸性氧化物：SO3、SO2、P2O5等

　　氧化物碱性氧化物：Na2O、CaO、Fe2O3

　　氧化物：Al2O3等

　　纯盐氧化物：CO、NO等

　　净含氧酸：HNO3、H2SO4等

　　物按酸根分

　　无氧酸：HCl

　　强酸：HNO3、H2SO4、HCl

　　酸按强弱分

　　弱酸：H2CO3、HClO、CH3COOH

　　化一元酸：HCl、HNO3

　　合按电离出的H+数分二元酸：H2SO4、H2SO3

　　物多元酸：H3PO4

　　强碱：NaOH、Ba(OH)2

　　物按强弱分

　　质弱碱：NH3?H2O、Fe(OH)3

　　碱

　　一元碱：NaOH、

　　按电离出的HO-数分二元碱：Ba(OH)2

　　多元碱：Fe(OH)3

　　正盐：Na2CO3

　　盐酸式盐：NaHCO3

　　碱式盐：Cu2(OH)2CO3

　　溶液：NaCl溶液、稀H2SO4等

　　混悬浊液：泥水混合物等

　　合乳浊液：油水混合物

　　物胶体：Fe(OH)3胶体、淀粉溶液、烟、雾、有色玻璃等

　　二、分散系相关概念

　　1、分散系：一种物质(或几种物质)以粒子形式分散到另一种物质里所形成的混合物，统称为分散系。

　　2、分散质：分散系中分散成粒子的物质。

　　3、分散剂：分散质分散在其中的物质。

　　4、分散系的分类：当分散剂是水或其他液体时，如果按照分散质粒子的大小来分类，可以把分散系分为：溶液、胶体和浊液。分散质粒子直径小于1nm的分散系叫溶液，在1nm-100nm之间的分散系称为胶体，而分散质粒子直径大于100nm的分散系叫做浊液。

　　下面比较几种分散系的不同：

　　分散系溶液胶体浊液

　　分散质的直径<1nm(粒子直径小于10-9m)1nm-100nm(粒子直径在10-9~10-7m)>100nm(粒子直径大于10-7m)

　　分散质粒子单个小分子或离子许多小分子集合体或高分子巨大数目的分子集合体

　　三、胶体

　　1、胶体的定义：分散质粒子直径大小在10-9~10-7m之间的分散系。

　　2、胶体的分类：

　　①根据分散质微粒组成的状况分类：

　　如：胶体胶粒是由许多等小分子聚集一起形成的微粒，其直径在1nm～100nm之间，这样的胶体叫粒子胶体。又如：淀粉属高分子化合物，其单个分子的直径在1nm～100nm范围之内，这样的胶体叫分子胶体。

　　②根据分散剂的状态划分：

　　如：烟、云、雾等的分散剂为气体，这样的胶体叫做气溶胶;AgI溶胶、溶胶、溶胶，其分散剂为水，分散剂为液体的胶体叫做液溶胶;有色玻璃、烟水晶均以固体为分散剂，这样的胶体叫做固溶胶。

　　3、胶体的制备

　　A.物理方法

　　①机械法：利用机械磨碎法将固体颗粒直接磨成胶粒的大小

　　②溶解法：利用高分子化合物分散在合适的溶剂中形成胶体，如蛋白质溶于水，淀粉溶于水、聚乙烯熔于某有机溶剂等。

　　B.化学方法

　　①水解促进法：FeCl3+3H2O(沸)=(胶体)+3HCl

　　②复分解反应法：KI+AgNO3=AgI(胶体)+KNO3Na2SiO3+2HCl=H2S增大胶粒之间的碰撞机会。如蛋思考：若上述两种反应物的量均为大量，则可观察到什么现象?如何表达对应的两个反应方程式?提示：KI+AgNO3=AgI↓+KNO3(黄色↓)Na2SiO3+2HCl=H2SiO3↓+2NaCl(白色↓)

　　4、胶体的性质：

　　①丁达尔效应——丁达尔效应是粒子对光散射作用的结果，是一种物理现象。丁达尔现象产生的原因，是因为胶体微粒直径大小恰当，当光照射胶粒上时，胶粒将光从各个方面全部反射，胶粒即成一小光源(这一现象叫光的散射)，故可明显地看到由无数小光源形成的光亮“通路”。当光照在比较大或小的颗粒或微粒上则无此现象，只发生反射或将光全部吸收的现象，而以溶液和浊液无丁达尔现象，所以丁达尔效应常用于鉴别胶体和其他分散系。

　　②布朗运动——在胶体中，由于胶粒在各个方向所受的力不能相互*衡而产生的无规则的运动，称为布朗运动。是胶体稳定的原因之一。

　　③电泳——在外加电场的作用下，胶体的微粒在分散剂里向阴极(或阳极)作定向移动的现象。胶体具有稳定性的重要原因是同一种胶粒带有同种电荷，相互排斥，另外，胶粒在分散力作用下作不停的无规则运动，使其受重力的影响有较大减弱，两者都使其不易聚集，从而使胶体较稳定。

　　说明：A、电泳现象表明胶粒带电荷，但胶体都是电中性的。胶粒带电的原因：胶体中单个胶粒的体积小，因而胶体中胶粒的表面积大，因而具备吸附能力。有的胶体中的胶粒吸附溶液中的阳离子而带正电;有的则吸附阴离子而带负电胶体的提纯，可采用渗析法来提纯胶体。使分子或离子通过半透膜从胶体里分离出去的操作方法叫渗析法。其原理是胶体粒子不能透过半透膜，而分子和离子可以透过半透膜。但胶体粒子可以透过滤纸，故不能用滤纸提纯胶体。

　　B、在此要熟悉常见胶体的胶粒所带电性，便于判断和分析一些实际问题。

　　带正电的胶粒胶体：金属氢氧化物如、胶体、金属氧化物。

　　带负电的胶粒胶体：非金属氧化物、金属硫化物As2S3胶体、硅酸胶体、土壤胶体

　　特殊：AgI胶粒随着AgNO3和KI相对量不同，而可带正电或负电。若KI过量，则AgI胶粒吸附较多I-而带负电;若AgNO3过量，则因吸附较多Ag+而带正电。当然，胶体中胶粒带电的电荷种类可能与其他因素有关。

　　C、同种胶体的胶粒带相同的电荷。

　　D、固溶胶不发生电泳现象。凡是胶粒带电荷的液溶胶，通常都可发生电泳现象。气溶胶在高压电的条件也能发生电泳现象。

　　胶体根据分散质微粒组成可分为粒子胶体(如胶体，AgI胶体等)和分子胶体[如淀粉溶液，蛋白质溶液(*惯仍称其溶液，其实分散质微粒直径已达胶体范围)，只有粒子胶体的胶粒带电荷，故可产生电泳现象。整个胶体仍呈电中性，所以在外电场作用下作定向移动的是胶粒而非胶体。

　　④聚沉——胶体分散系中，分散系微粒相互聚集而下沉的现象称为胶体的聚沉。能促使溶胶聚沉的外因有加电解质(酸、碱及盐)、加热、溶胶浓度增大、加胶粒带相反电荷的胶体等。有时胶体在凝聚时，会连同分散剂一道凝结成冻状物质，这种冻状物质叫凝胶。

　　胶体稳定存在的原因：(1)胶粒小，可被溶剂分子冲击不停地运动，不易下沉或上浮(2)胶粒带同性电荷，同性排斥，不易聚大，因而不下沉或上浮

　　胶体凝聚的方法：

　　(1)加入电解质：电解质电离出的阴、阳离子与胶粒所带的电荷发生电性中和，使胶粒间的排斥力下降，胶粒相互结合，导致颗粒直径>10-7m，从而沉降。

　　能力：离子电荷数，离子半径

　　阳离子使带负电荷胶粒的胶体凝聚的能力顺序为：Al3+>Fe3+>H+>Mg2+>Na+

　　阴离子使带正电荷胶粒的胶体凝聚的能力顺序为：SO42->NO3->Cl-

　　(2)加入带异性电荷胶粒的胶体：

　　(3)加热、光照或射线等：加热可加快胶粒运动速率，增大胶粒之间的碰撞机会。如蛋白质溶液加热，较长时间光照都可使其凝聚甚至变性。

　　5、胶体的应用

　　胶体的知识在生活、生产和科研等方面有着重要用途，如常见的有：

　　①盐卤点豆腐：将盐卤()或石膏()溶液加入豆浆中，使豆腐中的蛋白质和水等物质一起凝聚形成凝胶。

　　②肥皂的制取分离

　　③明矾、溶液净水

　　④FeCl3溶液用于伤口止血

　　⑤江河入海口形成的沙洲

　　⑥水泥硬化

　　⑦冶金厂大量烟尘用高压电除去

　　⑧土壤胶体中离子的吸附和交换过程，保肥作用

　　⑨硅胶的制备：含水4%的叫硅胶

　　⑩用同一钢笔灌不同牌号墨水易发生堵塞

　　四、离子反应

　　1、电离(ionization)

　　电离：电解质溶于水或受热熔化时解离成自由离子的过程。

　　酸、碱、盐的水溶液可以导电，说明他们可以电离出自由移动的离子。不仅如此，酸、碱、盐等在熔融状态下也能电离而导电，于是我们依据这个性质把能够在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物统称为电解质。

　　2、电离方程式

　　H2SO4=2H++SO42-HCl=H++Cl-HNO3=H++NO3-

　　硫酸在水中电离生成了两个氢离子和一个硫酸根离子。盐酸，电离出一个氢离子和一个氯离子。硝酸则电离出一个氢离子和一个硝酸根离子。电离时生成的阳离子全部都是氢离子的化合物我们就称之为酸。从电离的角度，我们可以对酸的本质有一个新的认识。那碱还有盐又应怎么来定义呢?

　　电离时生成的阴离子全部都是氢氧根离子的化合物叫做碱。

　　电离时生成的金属阳离子(或NH4+)和酸根阴离子的化合物叫做盐。

　　书写下列物质的电离方程式：KCl、NaHSO4、NaHCO3

　　KCl==K++Cl―NaHSO4==Na++H++SO42―NaHCO3==Na++HCO3―

　　这里大家要特别注意，碳酸是一种弱酸，弱酸的酸式盐如碳酸氢钠在水溶液中主要是电离出钠离子还有碳酸氢根离子;而硫酸是强酸，其酸式盐就在水中则完全电离出钠离子，氢离子还有硫酸根离子。

　　〔小结〕注意：1、HCO3-、OH-、SO42-等原子团不能拆开

　　2、HSO4―在水溶液中拆开写，在熔融状态下不拆开写。

　　3、电解质与非电解质

　　①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。

　　②非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不导电的化合物，如蔗糖、酒精等。

　　小结

　　(1)、能够导电的物质不一定全是电解质。

　　(2)、电解质必须在水溶液里或熔化状态下才能有自由移动的离子。

　　(3)、电解质和非电解质都是化合物，单质既不是电解也不是非电解质。

　　(4)、溶于水或熔化状态;注意：“或”字

　　(5)、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;

　　(6)、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。

　　4、电解质与电解质溶液的区别：

　　电解质是纯净物，电解质溶液是混合物。无论电解质还是非电解质的导电都是指本身，而不是说只要在水溶液或者是熔化能导电就是电解质。

　　5、强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。

　　6、弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。

　　强、弱电解质对比

　　强电解质弱电解质

　　物质结构离子化合物，某些共价化合物某些共价化合物

　　电离程度完全部分

　　溶液时微粒水合离子分子、水合离子

　　导电性强弱

　　物质类别实例大多数盐类、强酸、强碱弱酸、弱碱、水

　　7、离子方程式的书写：

　　第一步：写(基础)写出正确的化学方程式

　　第二步：拆(关键)把易溶、易电离的物质拆成离子形式(难溶、难电离的以及气体等仍用化学式表示)

　　第三步：删(途径)

　　删去两边不参加反应的离子第四步：查(保证)检查(质量守恒、电荷守恒)

　　※离子方程式的书写注意事项:

　　非电解质、弱电解质、难溶于水的物质，气体在反应物、生成物中出现，均写成化学式或分式。

　　2.固体间的反应，即使是电解质，也写成化学式或分子式。

　　3.氧化物在反应物中、生成物中均写成化学式或分子式。4.浓H2SO4作为反应物和固体反应时，浓H2SO4写成化学式.5金属、非金属单质，无论在反应物、生成物中均写成化学式。微溶物作为反应物时,处于澄清溶液中时写成离子形式;处于浊液或固体时写成化学式。

　　高一化学知识点总结 3

　　一、氯气的化学性质

　　氯的原子结构示意图为：，最外层有7个电子，故氯原子容易得到一个电子而达

　　到8电子饱和结构，因此Cl2突出表现的化学性质是得电子的性质，即表现强氧化性，如

　　Cl2能氧化：

　　①金属(Na、Al、Fe、Cu等);

　　②非金属(H2、P等);

　　③某些化合物(Br-、I-、SO2、Fe2+、SO32-等)。

　　(1)跟金属反应

　　2Na+Cl2点然2NaCl(产生白烟);Cu+Cl2点然CuCl2(产生棕黄色的烟)

　　2Fe+3Cl2点然2FeCl3(产生棕色的烟，溶于水呈黄色)

　　(2)跟非金属反应

　　H2+Cl2点燃或光照2HCl

　　点燃：发出苍白火焰，瓶口有白雾;光照：会发生爆炸

　　2P+3Cl2点燃2PCl3(雾，Cl2不足);2P+5Cl2点燃2PCl5(烟，Cl2充足)

　　(3)与水反应：Cl2+H2O=HCl+HClO(HClO是一种不稳定的弱酸，但具有强氧化性。)

　　【说明】a.氯水通常密封保存于棕色试剂瓶中(见光或受热易分解的物质均保存在棕色试剂

　　瓶中)。

　　b.Cl2能使湿润的蓝色石蕊试纸先变红，后褪为白色。

　　(4)与碱反应：Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O;

　　2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O

　　漂粉精、漂的漂白原理：Ca(ClO)2+2HCl=CaCl2+2HClO;

　　Ca(ClO)2+H2O+CO2=CaCO3↓+2HClO

　　(5)与某些还原性物质的反应：

　　Cl2+2KI=2KCl+I2(用湿润的淀粉KI试纸检验Cl2)

　　2FeCl2+Cl2=2FeCl3

　　Cl2+Na2SO3+H2O=Na2SO4+2HCl

　　二、氯气的实验室制法

　　1、反应原理：用强氧化性物质(如MnO2、KMnO4等)和浓盐酸反应。

　　4HCl(浓)+MnO2△MnCl2+2H2O+Cl2↑

　　2、实验装置：根据反应原理和气体净化、收集、尾气处理等实验步骤及常见仪器的性能，制备干燥、纯净的Cl2。

　　高一化学知识点总结 4

　　(一)由概念不清引起的误差

　　1.容量瓶的容量与溶液体积不一致。

　　例：用500mL容量瓶配制450mL 0.1 moL/L的氢氧化钠溶液，用托盘天*称取氢氧化钠固体1.8g。分析：偏小。容量瓶只有一个刻度线，且实验室常用容量瓶的规格是固定的(50mL、100mL、250mL、500mL、1000mL)，用500mL容量瓶只能配制500mL一定物质的量浓度的溶液。所以所需氢氧化钠固体的质量应以500mL溶液计算，要称取2.0g氢氧化钠固体配制500mL溶液，再取出450mL溶液即可。

　　2.溶液中的溶质与其结晶水合物的不一致。

　　例：配制500mL0.1moL/L的硫酸铜溶液，需称取胆矾8.0g。分析：偏小。胆矾为CuSO4·5H2O，而硫酸铜溶液的溶质是CuSO4。配制上述溶液所需硫酸铜晶体的质量应为12.5g，由于所称量的溶质质量偏小，所以溶液浓度偏小。

　　(二)由试剂纯度引起的误差

　　3.结晶水合物风化或失水。

　　例：用生石膏配制硫酸钙溶液时，所用生石膏已经部分失水。分析：偏大。失水的生石膏中结晶水含量减少，但仍用生石膏的相对分子质量计算，使溶质硫酸钙的质量偏大，导致所配硫酸钙溶液的物质的量浓度偏大。

　　4.溶质中含有其他杂质。

　　例：配制氢氧化钠溶液时，氢氧化钠固体中含有氧化钠杂质。分析：偏大。氧化钠固体在配制过程中遇水转变成氢氧化钠，31.0 g氧化钠可与水反应生成40.0 g氢氧化钠，相当于氢氧化钠的质量偏大，使结果偏大。

　　(三)由称量不正确引起的误差

　　5.称量过程中溶质吸收空气中成分。

　　例：配制氢氧化钠溶液时，氢氧化钠固体放在烧杯中称量时间过长。分析：偏小。氢氧化钠固体具有吸水性，使所称量的溶质氢氧化钠的质量偏小，导致其物质的量浓度偏小。所以称量氢氧化钠固体时速度要快或放在称量瓶中称量最好。

　　6.称量错误操作。

　　例：配制氢氧化钠溶液时，天*的两个托盘上放两张质量相等的纸片。分析：偏小。在纸片上称量氢氧化钠，吸湿后的氢氧化钠会沾在纸片上，使溶质损失，浓度偏小。

　　7.天*砝码本身不标准。

　　例：天*砝码有锈蚀。分析：偏大。天*砝码锈蚀是因为少量铁被氧化为铁的氧化物，使砝码的质量增大，导致实际所称溶质的质量也随之偏大。若天*砝码有残缺，则所称溶质的质量就偏小。

　　8.称量时药品砝码位置互换。

　　例：配制一定物质的量浓度的氢氧化钠溶液，需称量溶质4.4g，称量时天*左盘放砝码，右盘放药品。分析：偏小。溶质的实际质量等于砝码质量4.0g减去游码质量0.4g，为3.6g。即相差两倍游码所示的质量。若称溶质的质量不需用游码时，物码反放则不影响称量物质的质量。

　　9.量筒不干燥。

　　例：配制一定物质的量浓度的硫酸溶液时，用没有干燥的量筒量取浓硫酸。分析：偏小。相当于稀释了浓硫酸，使所量取的溶质硫酸的物质的量偏小。

　　10. 量筒洗涤。

　　例：用量筒量取浓硫酸倒入小烧杯后，用蒸馏水洗涤量筒并将洗涤液转移至小烧杯中。

　　分析：偏大。用量筒量取液体药品，量筒不必洗涤，因为量筒中的残留液是量筒的自然残留液，在制造仪器时已经将该部分的体积扣除，若洗涤并将洗涤液转移到容量瓶中，所配溶液浓度偏高。

　　11.量筒读数错误。

　　用量筒量取浓硫酸时，仰视读数。分析：偏大。读数时，应将量筒放在水*桌面上，使眼睛与量筒中浓硫酸的凹面处相*。仰视读数时，读数偏小，实际体积偏大，所取的硫酸偏多，结果配制的溶液浓度偏大。

　　(四)由溶解转移过程引起的误差

　　12.未冷却溶液直接转移。

　　例：配制氢氧化钠溶液时，将称量好的氢氧化钠固体放入小烧杯中溶解，未冷却立即转移到容量瓶中并定容。分析：偏大。容量瓶上所标示的使用温度一般为室温。绝大多数物质在溶解或稀释过程中常伴有热效应，使溶液温度升高或降低，从而影响溶液体积的准确度。氢氧化钠固体溶于水放热，定容后冷却至室温，溶液体积缩小，低于刻度线，浓度偏大。若是溶解过程中吸热的物质，则溶液浓度偏小。

　　13.转移溶质有损失。

　　例：转移到容量瓶过程中，有少量的溶液溅出。分析：偏小。在溶解、转移的过程中由于溶液溅出，溶质有损失。使溶液浓度偏小。

　　14.烧杯或玻璃棒未洗涤。

　　例：转移后，未洗涤小烧杯和玻璃棒，或者虽洗涤但未将洗涤液一并转移至容量瓶中。分析：偏小。溶质有损失。使溶液浓度偏小。

　　(五)由定容过程引起的误差

　　15.定容容积不准确。

　　例：定容时，加水超过刻度线，用胶头滴管吸取多余的液体至刻度线。分析：偏小。当液面超过刻度线时，溶液浓度已经偏小。遇到这种情况，只有重新配制溶液。

　　16.定容后多加蒸馏水。

　　例：定容摇匀后，发现液面下降，继续加水至刻度线。分析：偏小。容量瓶摇匀后发现液面下降是因为极少量的溶液润湿磨口或附着在器壁上未流下来，不会引起溶液浓度的改变。此时加水会引起浓度偏小。

　　高一化学知识点总结 5

　　一、研究物质性质的方法和程序

　　1．基本方法：观察法、实验法、分类法、比较法

　　2．基本程序：

　　第三步：用比较的方法对观察到的现象进行分析、综合、推论，概括出结论。

　　二、钠及其化合物的性质：

　　1．钠在空气中缓慢氧化：4Na+O2==2Na2O

　　2．钠在空气中燃烧：2Na+O2点燃====Na2O2

　　3．钠与水反应：2Na+2H2O=2NaOH+H2↑

　　现象：①钠浮在水面上；②熔化为银白色小球；③在水面上四处游动；④伴有嗞嗞响声；⑤滴有酚酞的水变红色。

　　4．过氧化钠与水反应：2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑

　　5．过氧化钠与二氧化碳反应：2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2

　　6．碳酸氢钠受热分解：2NaHCO3△==Na2CO3+H2O+CO2↑

　　7．氢氧化钠与碳酸氢钠反应：NaOH+NaHCO3=Na2CO3+H2O

　　8．在碳酸钠溶液中通入二氧化碳：Na2CO3+CO2+H2O=2NaHCO3

　　三、氯及其化合物的性质

　　1．氯气与氢氧化钠的反应：Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O

　　2．铁丝在氯气中燃烧：2Fe+3Cl2点燃===2FeCl3

　　3．制取漂白粉（氯气能通入石灰浆）2Cl2+2Ca（OH）2=CaCl2+Ca（ClO）2+2H2O

　　4．氯气与水的反应：Cl2+H2O=HClO+HCl

　　5．次氯酸钠在空气中变质：NaClO+CO2+H2O=NaHCO3+HClO

　　6．次氯酸钙在空气中变质：Ca（ClO）2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO

　　四、以物质的量为中心的物理量关系

　　1．物质的量n（mol）= N/N（A）

　　2．物质的量n（mol）= m/M

　　3．标准状况下气体物质的量n（mol）= V/V（m）

　　4．溶液中溶质的物质的量n（mol）=cV

　　五、胶体：

　　1．定义：分散质粒子直径介于1~100nm之间的分散系。

　　2．胶体性质：

　　①丁达尔现象

　　②聚沉

　　③电泳

　　④布朗运动

　　3．胶体提纯：渗析

　　六、电解质和非电解质

　　1．定义：①条件：水溶液或熔融状态；②性质：能否导电；③物质类别：化合物。

　　2．强电解质：强酸、强碱、大多数盐；弱电解质：弱酸、弱碱、水等。

　　3．离子方程式的书写：

　　①写：写出化学方程式

　　②拆：将易溶、易电离的物质改写成离子形式，其它以化学式形式出现。

　　下列情况不拆：难溶物质、难电离物质（弱酸、弱碱、水等）、氧化物、HCO3—等。

　　③删：将反应前后没有变化的离子符号删去。

　　④查：检查元素是否守恒、电荷是否守恒。

　　4．离子反应、离子共存问题：下列离子不能共存在同一溶液中：

　　①生成难溶物质的离子：如Ba2+与SO42—；Ag+与Cl—等

　　②生成气体或易挥发物质：如H+与CO32—、HCO3—、SO32—、S2—等；OH—与NH4+等。

　　③生成难电离的物质（弱电解质）

　　④发生氧化还原反应：如：MnO4—与I—；H+、NO3—与Fe2+等

　　七、氧化还原反应

　　1．（某元素）降价——得到电子——被还原——作氧化剂——产物为还原产物

　　2．（某元素）升价——失去电子——被氧化——作还原剂——产物为氧化产物

　　3．氧化性：氧化剂>氧化产物

　　还原性：还原剂>还原产物

　　八、铁及其化合物性质

　　1．Fe2+及Fe3+离子的检验：

　　① Fe2+的检验：（浅绿色溶液）

　　a）加氢氧化钠溶液，产生白色沉淀，继而变灰绿色，最后变红褐色。

　　b）加KSCN溶液，不显红色，再滴加氯水，溶液显红色。

　　② Fe3+的检验：（黄色溶液）

　　a）加氢氧化钠溶液，产生红褐色沉淀。

　　b）加KSCN溶液，溶液显红色。

　　2．主要反应的化学方程式：

　　①铁与盐酸的反应：Fe+2HCl=FeCl2+H2↑

　　②铁与硫酸铜反应（湿法炼铜）：Fe+CuSO4=FeSO4+Cu

　　③在氯化亚铁溶液中滴加氯水：（除去氯化铁中的氯化亚铁杂质）3FeCl2+Cl2=2FeCl3

　　④氢氧化亚铁在空气中变质：4Fe（OH）2+O2+2H2O=4Fe（OH）3

　　⑤在氯化铁溶液中加入铁粉：2FeCl3+Fe=3FeCl2

　　⑥铜与氯化铁反应（用氯化铁腐蚀铜电路板）：2FeCl3+Cu=2FeCl2+CuCl2

　　⑦少量锌与氯化铁反应：Zn+2FeCl3=2FeCl2+ZnCl2

　　⑧足量锌与氯化铁反应：3Zn+2FeCl3=2Fe+3ZnCl2

　　九、氮及其化合物的性质

　　1．“雷雨发庄稼”涉及反应原理：

　　① N2+O2放电===2NO

　　② 2NO+O2=2NO2

　　③ 3NO2+H2O=2HNO3+NO

　　2．氨的工业制法：N2+3H2 2NH3

　　3．氨的实验室制法：

　　①原理：2NH4Cl+Ca（OH）2△==2NH3↑+CaCl2+2H2O

　　②装置：与制O2相同

　　③收集方法：向下排空气法

　　④检验方法：

　　a）用湿润的红色石蕊试纸试验，会变蓝色。

　　b）用沾有浓盐酸的玻璃棒靠*瓶口，有大量白烟产生。NH3+HCl=NH4Cl

　　⑤干燥方法：可用碱石灰或氧化钙、氢氧化钠，不能用浓硫酸。

　　4．氨与水的`反应：NH3+H2O=NH3H2O NH3H2O NH4++OH—

　　5．氨的催化氧化：4NH3+5O2 4NO+6H2O（制取硝酸的第一步）

　　6．碳酸氢铵受热分解：NH4HCO3 NH3↑+H2O+CO2↑

　　7．铜与浓硝酸反应：Cu+4HNO3=Cu（NO3）2+2NO2↑+2H2O

　　8．铜与稀硝酸反应：3Cu+8HNO3=3Cu（NO3）2+2NO↑+4H2O

　　9．碳与浓硝酸反应：C+4HNO3=CO2↑+4NO2↑+2H2O

　　10．氯化铵受热分解：NH4Cl NH3↑+HCl↑

　　十、硫及其化合物的性质

　　1．铁与硫蒸气反应：Fe+S△==FeS

　　2．铜与硫蒸气反应：2Cu+S△==Cu2S

　　3．硫与浓硫酸反应：S+2H2SO4（浓）△==3SO2↑+2H2O

　　4．二氧化硫与硫化氢反应：SO2+2H2S=3S↓+2H2O

　　5．铜与浓硫酸反应：Cu+2H2SO4△==CuSO4+SO2↑+2H2O

　　6．二氧化硫的催化氧化：2SO2+O2 2SO3

　　7．二氧化硫与氯水的反应：SO2+Cl2+2H2O=H2SO4+2HCl

　　8．二氧化硫与氢氧化钠反应：SO2+2NaOH=Na2SO3+H2O

　　9．硫化氢在充足的氧气中燃烧：2H2S+3O2点燃===2SO2+2H2O

　　10．硫化氢在不充足的氧气中燃烧：2H2S+O2点燃===2S+2H2O

　　十一、镁及其化合物的性质

　　1．在空气中点燃镁条：2Mg+O2点燃===2MgO

　　2．在氮气中点燃镁条：3Mg+N2点燃===Mg3N2

　　3．在二氧化碳中点燃镁条：2Mg+CO2点燃===2MgO+C

　　4．在氯气中点燃镁条：Mg+Cl2点燃===MgCl2

　　5．海水中提取镁涉及反应：

　　①贝壳煅烧制取熟石灰：CaCO3高温===CaO+CO2↑ CaO+H2O=Ca（OH）2

　　②产生氢氧化镁沉淀：Mg2++2OH—=Mg（OH）2↓

　　③氢氧化镁转化为氯化镁：Mg（OH）2+2HCl=MgCl2+2H2O

　　④电解熔融氯化镁：MgCl2通电===Mg+Cl2↑

　　十二、 Cl—、Br—、I—离子鉴别：

　　1．分别滴加AgNO3和稀硝酸，产生白色沉淀的为Cl—；产生浅黄色沉淀的为Br—；产生黄色沉淀的为I—

　　2．分别滴加氯水，再加入少量四氯化碳，振荡，下层溶液为无色的是Cl—；下层溶液为橙红色的为Br—；下层溶液为紫红色的为I—。

　　十三、常见物质俗名

　　①苏打、纯碱：Na2CO3；②小苏打：NaHCO3；③熟石灰：Ca（OH）2；④生石灰：CaO；⑤绿矾：FeSO47H2O；⑥硫磺：S；⑦大理石、石灰石主要成分：CaCO3；⑧胆矾：CuSO45H2O；⑨石膏：CaSO42H2O；⑩明矾：KAl（SO4）212H2O

　　十四、铝及其化合物的性质

　　1．铝与盐酸的反应：2Al+6HCl=2AlCl3+3H2↑

　　2．铝与强碱的反应：2Al+2NaOH+6H2O=2Na[Al（OH）4]+3H2↑

　　3．铝在空气中氧化：4Al+3O2==2Al2O3

　　4．氧化铝与酸反应：Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O

　　5．氧化铝与强碱反应：Al2O3+2NaOH+3H2O=2Na[Al（OH）4]

　　6．氢氧化铝与强酸反应：Al（OH）3+3HCl=AlCl3+3H2O

　　7．氢氧化铝与强碱反应：Al（OH）3+NaOH=Na[Al（OH）4]

　　8．实验室制取氢氧化铝沉淀：Al3++3NH3H2O=Al（OH）3↓+3NH4+

　　十五、硅及及其化合物性质

　　1．硅与氢氧化钠反应：Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2↑

　　2．硅与***反应：Si+4HF=SiF4+H2↑

　　3．二氧化硅与氢氧化钠反应：SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O

　　4．二氧化硅与***反应：SiO2+4HF=SiF4↑+2H2O

　　5．制造玻璃主要反应：SiO2+CaCO3高温===CaSiO3+CO2↑ SiO2+Na2CO3高温===Na2SiO3+CO2↑

　　高一化学知识点总结 6

　　考点1：化学反应速率

　　1、化学反应速率的表示方法___________。

　　化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度和生成物浓度的变化来表示。表达式：___________。

　　其常用的单位是__________、或__________。

　　2、影响化学反应速率的因素

　　1)内因(主要因素)

　　反应物本身的性质。

　　2)外因(其他条件不变，只改变一个条件)

　　3、理论解释——有效碰撞理论

　　(1)活化分子、活化能、有效碰撞

　　①活化分子：能够发生有效碰撞的分子。

　　②活化能：如图

　　图中：E1为正反应的活化能，使用催化剂时的活化能为E3，反应热为E1-E2。(注：E2为逆反应的活化能)

　　③有效碰撞：活化分子之间能够引发化学反应的碰撞。

　　(2)活化分子、有效碰撞与反应速率的关系

　　考点2：化学*衡

　　1、化学*衡状态：一定条件(恒温、恒容或恒压)下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物(包括反应物和生成物)中各组分的浓度保持不变的状态。

　　2、化学*衡状态的特征

　　3、判断化学*衡状态的依据

　　考点3：化学*衡的移动

　　1、概念

　　可逆反应中旧化学*衡的破坏、新化学*衡的建立，由原*衡状态向新化学*衡状态的转化过程，称为化学*衡的移动。

　　2、化学*衡移动与化学反应速率的关系

　　(1)v正>v逆：*衡向正反应方向移动。

　　(2)v正=v逆：反应达到*衡状态，不发生*衡移动。

　　(3)v正

　　3、影响化学*衡的因素

　　4、“惰性气体”对化学*衡的影响

　　①恒温、恒容条件

　　原*衡体系

　　体系总压强增大―→体系中各组分的浓度不变―→*衡不移动。

　　②恒温、恒压条件

　　原*衡体系

　　容器容积增大，各反应气体的分压减小―→体系中各组分的浓度同倍数减小

　　5、勒夏特列原理

　　定义：如果改变影响*衡的一个条件(如C、P或T等)，*衡就向能够减弱这种改变的方向移动。

　　原理适用的范围：已达*衡的体系、所有的*衡状态(如溶解*衡、化学*衡、电离*衡、水解*衡等)和只限于改变影响*衡的一个条件。

　　勒夏特列原理中“减弱这种改变”的解释：外界条件改变使*衡发生移动的结果，是减弱对这种条件的改变，而不是抵消这种改变，也就是说：外界因素对*衡体系的影响占主要方面。

　　高一化学知识点总结 7

　　1、（1）做有毒气体的实验时，应在通风厨中进行，并注意对尾气进行适当处理（吸收或点燃等）。进行易燃易爆气体的实验时应注意验纯，尾气应燃烧掉或作适当处理。 （2）烫伤宜找医生处理。

　　（3）浓酸撒在实验台上，先用Na2CO3 （或NaHCO3）中和，后用水冲擦干净。浓酸沾在皮肤上，宜先用干抹布拭去，再用水冲净。浓酸溅在眼中应先用稀NaHCO3溶液淋洗，然后请医生处理。

　　（4）浓碱撒在实验台上，先用稀醋酸中和，然后用水冲擦干净。浓碱沾在皮肤上，宜先用大量水冲洗，再涂上硼酸溶液。浓碱溅在眼中，用水洗净后再用硼酸溶液淋洗。 （5）钠、磷等失火宜用沙土扑盖。

　　（6）酒精及其他易燃有机物小面积失火，应迅速用湿抹布扑盖。

　　二．混合物的分离和提纯

　　分离和提纯的方法 分离的物质 应注意的事项 应用举例 过滤 用于固液混合的分离 一贴、二低、三靠 如粗盐的提纯

　　蒸馏 提纯或分离沸点不同的液体混合物 防止液体暴沸，温度计水银球的位置，如石油的蒸馏中冷凝管中水的流向 如石油的蒸馏

　　萃取 利用溶质在互不相溶的溶剂里的溶解度不同，用一种溶剂把溶质从它与另一种溶剂所组成的溶液中提取出来的方法 选择的萃取剂应符合下列要求：和原溶液中的溶剂互不相溶；对溶质的溶解度要远大于原溶剂 用四氯化碳萃取溴水里的溴、碘

　　分液 分离互不相溶的液体 打开上端活塞或使活塞上的凹槽与漏斗上的水孔，使漏斗内外空气相通。打开活塞，使下层液体慢慢流出，及时关闭活塞，上层液体由上端倒出 如用四氯化碳萃取溴水里的溴、碘后再分液

　　蒸发和结晶 用来分离和提纯几种可溶性固体的混合物 加热蒸发皿使溶液蒸发时，要用玻璃棒不断搅动溶液；当蒸发皿中出现较多的固体时，即停止加热 分离NaCl和KNO3混合物

　　三、离子检验

　　离子 所加试剂 现象 离子方程式

　　Cl－ AgNO3、稀HNO3 产生白色沉淀 Cl－＋Ag＋＝AgCl↓ SO42- 稀HCl、BaCl2 白色沉淀 SO42-+Ba2＋=BaSO4↓

　　四.除杂

　　注意事项：为了使杂质除尽，加入的试剂不能是“适量”，而应是“过量”；但过量的试剂必须在后续操作中便于除去。

　　五、物质的量的单位――摩尔

　　1.物质的.量（n）是表示含有一定数目粒子的集体的物理量。

　　2.摩尔（mol）: 把含有6.02 ×1023个粒子的任何粒子集体计量为1摩尔。 3.阿伏加德罗常数：把6.02 X1023mol-1叫作阿伏加德罗常数。 4.物质的量 ＝ 物质所含微粒数目/阿伏加德罗常数 n =N/NA

　　5.摩尔质量（M）(1) 定义：单位物质的量的物质所具有的质量叫摩尔质量.（2）单位：g/mol 或 g..mol-1(3) 数值：等于该粒子的相对原子质量或相对分子质量. 6.物质的量=物质的质量/摩尔质量 ( n = m/M )

　　六、气体摩尔体积

　　1.气体摩尔体积（Vm）（1）定义：单位物质的量的气体所占的体积叫做气体摩尔体积.（2）单位：L/mol

　　2.物质的量=气体的体积/气体摩尔体积n=V/Vm 3.标准状况下, Vm = 22.4 L/mol 七、物质的量在化学实验中的应用 1.物质的量浓度.

　　（1）定义：以单位体积溶液里所含溶质B的物质的量来表示溶液组成的物理量，叫做溶质B的物质的浓度。（2）单位：mol/L（3）物质的量浓度 ＝ 溶质的物质的量/溶液的体积 CB = nB/V

　　2.一定物质的量浓度的配制

　　（1）基本原理:根据欲配制溶液的体积和溶质的物质的量浓度，用有关物质的量浓度计算的方法，求出所需溶质的质量或体积，在容器内将溶质用溶剂稀释为规定的体积,就得欲配制得溶液. （2）主要操作

　　a.检验是否漏水.b.配制溶液 1计算.2称量.3溶解.4转移.5洗涤.6定容.7摇匀8贮存溶液. 注意事项：A 选用与欲配制溶液体积相同的容量瓶. B 使用前必须检查是否漏水. C 不能在容量瓶内直接溶解. D 溶解完的溶液等冷却至室温时再转移. E 定容时，当液面离刻度线1―2cm时改用滴管，以*视法观察加水至液面最低处与刻度相切为止. 3.溶液稀释：C(浓溶液)?V(浓溶液) =C(稀溶液)?V(稀溶液)

　　高一化学知识点总结 8

　　金属+酸→盐+H2↑中：

　　①等质量金属跟足量酸反应，放出氢气由多至少的顺序：Al>Mg>Fe>Zn。②等质量的不同酸跟足量的金属反应，酸的相对分子质量越小放出氢气越多。③等质量的同种酸跟足量的不同金属反应，放出的氢气一样多。

　　3、物质的检验

　　(1)酸(H+)检验。

　　方法1将紫色石蕊试液滴入盛有少量待测液的试管中，振荡，如果石蕊试液变红，则证明H+存在。

　　方法2用干燥清洁的玻璃棒蘸取未知液滴在蓝色石蕊试纸上，如果蓝色试纸变红，则证明H+的存在。

　　方法3用干燥清洁的玻璃棒蘸取未知液滴在pH试纸上，然后把试纸显示的颜色跟标准比色卡对照，便可知道溶液的pH，如果pH小于7，则证明H+的存在。

　　(2)银盐(Ag+)检验。

　　将少量盐酸或少量可溶性的盐酸盐溶液倒入盛有少量待测液的试管中，振荡，如果有白色沉淀生成，再加入少量的稀硝酸，如果沉淀不消失，则证明Ag+的存在。

　　(3)碱(OH-)的检验。

　　方法1将紫色石蕊试液滴入盛有少量待测液的试管中，振荡，如果石蕊试液变蓝，则证明OH-的存在。

　　方法2用干燥清洁的玻璃棒蘸取未知液滴在红色石蕊试纸上，如果红色石蕊试纸变蓝，则证明OH-的存在。

　　方法3将无色的酚酞试液滴入盛有少量待测液的试管中，振荡，如果酚酞试液变红，则证明OH-的存在。

　　方法4用干燥清洁的玻璃棒蘸取未知液滴在pH试纸上，然后把试纸显示的颜色跟标准比色卡对照，便可知道溶液的pH，如果pH大于7，则证明OH-的存在。

　　(4)氯化物或盐酸盐或盐酸(Cl-)的检验。

　　将少量的硝酸银溶液倒入盛有少量待测液的试管中，振荡，如果有白色沉淀生成，再加入少量的稀硝酸，如果沉淀不消失，则证明Cl-的存在。

　　(5)硫酸盐或硫酸(SO42-)的检验。

　　将少量氯化钡溶液或硝酸钡溶液倒入盛有少量待测液的试管中，振荡，如果有白色沉淀生成，再加入少量的稀硝酸，如果沉淀不消失，则证明SO42-的存在。

　　高一化学知识点总结 9

　　1、原子定义

　　原子：化学变化中的最小微粒。

　　（1）原子也是构成物质的一种微粒。例如少数非金属单质（金刚石、石墨等）；金属单质（如铁、汞等）；稀有气体等。

　　（2）原子也不断地运动着；原子虽很小但也有一定质量。对于原子的认识远在公元前5世纪提出了有关“原子”的观念。但没有科学实验作依据，直到19世纪初，化学家道尔顿根据实验事实和严格的逻辑推导，在1803年提出了科学的原子论。

　　2、分子是保持物质化学性质的最小粒子。

　　（1）构成物质的每一个分子与该物质的化学性质是一致的，分子只能保持物质的化学性质，不保持物质的物理性质。因物质的物理性质，如颜色、状态等，都是宏观现象，是该物质的大量分子聚集后所表现的属性，并不是单个分子所能保持的。

　　（2）最小；不是绝对意义上的最小，而是；保持物质化学性质的最小。

　　3、分子的性质

　　（1）分子质量和体积都很小。

　　（2）分子总是在不断运动着的。温度升高，分子运动速度加快，如阳光下湿衣物干得快。

　　（3）分子之间有间隔。一般说来，气体的分子之间间隔距离较大，液体和固体的分子之间的距离较小。气体比液体和固体容易压缩，不同液体混合后的总体积小于二者的原体积之和，都说明分子之间有间隔。

　　（4）同种物质的分子性质相同，不同种物质的分子性质不同。我们都有这样的生活体验：若口渴了，可以喝水解渴，同时吃几块冰块也可以解渴，这就说明：水和冰都具有相同的性质，因为水和冰都是由水分子构成的，同种物质的分子，性质是相同的。

　　4、原子的构成

　　质子：1个质子带1个单位正电荷原子核（+）。

　　中子：不带电原子不带电。

　　电子：1个电子带1个单位负电荷。

　　5、原子与分子的异同

　　分子原子区别在化学反应中可再分，构成分子中的原子重新组合成新物质的分子在化学反应中不可再分，化学反应前后并没有变成其它原子相似点：

　　（1）都是构成物质的基本粒子；

　　（2）质量、体积都非常小，彼此间均有一定间隔，处于永恒的运动中；

　　（3）同种分子（或原子）性质相同，不同种分子（或原子）性质不同；

　　（4）都具有种类和数量的含义。

　　6、核外电子的分层排布规律：

　　第一层不超过2个，第二层不超过8个；最外层不超过8个。每层最多容纳电子数为2n2个（n代表电子层数），即第一层不超过2个，第二层不超过8个，第三层不超过18个；最外层电子数不超过8个。（只有1个电子层时，最多可容纳2个电子）

　　高一化学知识点总结 10

　　几个分解反应

　　水在直流电的作用下分解：2H2O通电2H2↑+O2↑

　　加热碱式碳酸铜：Cu2(OH)2CO3加热2CuO+H2O+CO2↑

　　加热氯酸钾(有少量的二氧化锰)：2KClO3====2KCl+3O2↑

　　加热高锰酸钾：2KMnO4加热K2MnO4+MnO2+O2↑

　　碳酸不稳定而分解：H2CO3===H2O+CO2↑

　　高温煅烧石灰石：CaCO3高温CaO+CO2↑

　　高一化学方程式知识点5篇分享

高一化学必修二知识点总结通用5篇（扩展8）

——必修一化学知识点总结汇总五篇

　　必修一化学知识点总结 1

　　基本概念和基本理论

　　一、氧化—还原反应

　　1、怎样判断氧化—还原反应

　　表象：化合价升降实质：电子转移

　　注意：凡有单质参加或生成的反应必定是氧化—还原反应

　　2、分析氧化—还原反应的方法

　　单线桥：

　　双线桥：

　　注意：(1)常见元素的化合价一定要记住，如果对分析化合升降不熟练可以用坐标法来分析。

　　(2)在同一氧化还原反应中，氧化剂得电子总数=还原剂失电子总数。

　　3、有关概念

　　被氧化(氧化反应)氧化剂(具有氧化性)氧化产物(表现氧化性)

　　被还原(还原反应)还原剂(具有还原性)还原产物(表现还原性)

　　注意：(1)在同一反应中，氧化反应和还原反应是同时发生

　　(2)用顺口溜记“升失氧，降得还，若说剂正相反”，被氧化对应是氧化产物，被还原对应是还原产物。

　　4、氧化还原反应方程式配*

　　原理：在同一反应中，氧化剂得电子总数=还原剂失电子总数

　　步骤：列变化、找倍数、配系数

　　注意：在反应式中如果某元素有多个原子变价，可以先配*有变价元素原子数，计算化合价升降按一个整体来计算。

　　类型：一般填系数和缺项填空(一般缺水、酸、碱)

　　5、氧化性和还原性的判断

　　氧化剂(具有氧化性)：凡处于最高价的元素只具有氧化性。

　　最高价的元素(kmno4、hno3等)绝大多数的非金属单质(cl2、o2等)

　　还原剂(具有还原性)：凡处于最低价的元素只具有还原性。

　　最低价的元素(h2s、i—等)金属单质

　　既有氧化性，又有还原性的物质：处于中间价态的元素

　　注意：(1)一般的氧化还原反应可以表示为：氧化剂+还原剂=氧化产物+还原产物

　　氧化剂的氧化性强过氧化产物，还原剂的还原性强过还原产物。

　　(2)当一种物质中有多种元素显氧化性或还原性时，要记住强者显性(锌与硝酸反应为什么不能产生氢气呢？)

　　(3)要记住强弱互变(即原子得电子越容易，其对应阴离子失电子越难，反之也一样)记住：(1)金属活动顺序表

　　(2)同周期、同主族元素性质的递变规律

　　(3)非金属活动顺序

　　元素：f>o>cl>br>n>i>s>p>c>si>h

　　单质：f2>cl2>o2>br2>i2>s>n2>p>c>si>h2

　　(4)氧化性与还原性的关系

　　f2>kmno4(h+)>cl2>浓hno3>稀hno3>浓h2so4>br2>fe3+>cu2+>i2>h+>fe2+

　　f—

　　二、离子反应、离子方程式

　　1、离子反应的判断：凡是在水溶液中进行的反应，就是离子反应

　　2、离子共存

　　凡出现下列情况之一的都不能共存

　　(1)生成难溶物

　　常见的有agbr，agcl，agi，caco3，baco3，caso3，baso3等

　　(2)生成易挥发性物质

　　常见的有nh3、co2、so2、hcl等

　　(3)生成难电离物质

　　常见的有水、氨水、弱酸、弱碱等

　　(4)发生氧化还原反应

　　fe3+与s2-、clo—与s2-等

　　3、离子方程式的书写步骤：“写、拆、删、查”

　　注意注意：(1)哪些物质要拆成离子形式，哪些要保留化学式。大家记住“强酸、强碱、可溶性盐”盐”这三类物质要拆为离子方式，其余要保留分子式。注意浓硫酸、微溶物质的特殊处理方法

　　(2(2)检查离子方程式正误的方法，三查(电荷守恒、质量守恒、是否符合反应事实)

　　三、原子结构

　　1、关系式

　　核电荷数=质子数=核外电子数=原子序数(z)

　　质量数(a)=质子数(z)+中子数(n)

　　注意：化学反应只是最外层电子数目发生变化，所以

　　阴离子核外电子数=质子数+|化合价|

　　阳离子核外电子数=质子数-|化合价|

　　2、所代表的意义

　　3、原子核外电子的排布

　　(1)运动的特征：

　　(2)描述电子运动的方法：

　　(3)原子核外电子的排布：

　　符号klmnopq

　　层序1234567

　　(4)熟练掌握原子结构示意图的写法

　　核外电子排布要遵守的四条规则

　　4、同位素

　　将原子里具有相同的质子数和不同的中子数的同一元素的原子互称同位素。

　　注意：

　　(1)同位素是指原子，不是单质或化合物

　　(2)一定是指同一种元素

　　(3)化学性质几乎完全相同

　　四、元素周期律和元素周期表

　　1、什么是元素周期律？

　　什么是原子序数？什么是元素周期律？元素周期律的实质？元素周期律是谁发现的？

　　2、元素性质的判断依据

　　跟水或酸反应的难易

　　金属性

　　氢氧化物的碱性强弱

　　跟氢气反应的难易

　　非金属性氢化物的热稳定性

　　最高价含氧酸的酸性强弱

　　注意：上述依据反过也成立。

　　3、周期表的结构

　　(1)周期序数=电子层数主族序数=最外层电子数=最高正价

　　(2)记住“七横行七周期，三长三短一不全”，“十八纵行十六族，主副各七族还有零和八”。

　　(3)周期序数：一二三四五六

　　元素的种数：288181832

　　(4)各族的排列顺序(从左到右排)

　　ⅰa、ⅱa、ⅲb、ⅳb、ⅴb、ⅵb、ⅶb、ⅷ、ⅰb、ⅱb、ⅲa、ⅳa、ⅴa、ⅵa、ⅶa、o

　　注意：ⅱa和ⅲa同周期元素不一定定相邻

　　4、元素性质递变规律

　　(1)同周期、同主族元素性质的变化规律

　　注意：金属性(即失电子的性质，具有还原性)，非金属性(即得电子的性质，具有氧化

　　(2)原子半径大小的判断：先分析电子层数，再分析原子序数(一般层数越多，半径越大，层数相同的原子序数越大，半径越小)

　　5、化合价

　　价电子是指外围电子(主族元素是指最外层电子)

　　主族序数=最外层电子数=最高正价|负价|+最高正价目=8

　　注意：原子序数、族序数、化合价、最外层电子数的奇偶数关系

　　6、元素周期表的应用：“位、构、性”三者关系

　　五、分子结构

　　要求掌握“一力、二键、三晶体”

　　1、离子键

　　(1)记住定义

　　(2)形成离子键的条件：活泼金属元素(ⅰa、ⅱa)和活泼非金属元素(ⅵa、ⅶa)之间化合(3)离子半径大小的比较：(电子层与某稀有元素相同的离子半径比较)

　　电子层结构相同的离子，半径随原子序数递增，半径减小

　　2、化学键

　　注意记住概念，化学键类型(离子键、共价键、金属键)

　　3、共价键

　　(1)定义

　　(2)共价键的类型：非极性键(同种元素原子之间)共价键极性键(同种元素原子之间)(3)共价键的几个参数(键长、键能、键角)：

　　4、晶体

　　(1)离子晶体、分子晶体、原子晶体

　　(2)三晶体的比较(成键微粒、微粒间的相互作用、物理性质)

　　5、电子式

　　(1)定义

　　(2)含共价键和含离子键电子式的异同点

　　必修一化学知识点总结 2

　　一.原子结构

　　1.能级与能层

　　2.原子轨道

　　3.原子核外电子排布规律⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道(能级)，叫做构造原理。

　　能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s轨道，后进入3d轨道，这种现象叫能级交错。

　　说明：构造原理并不是说4s能级比3d能级能量低(实际上4s能级比3d能级能量高)，

　　原子结构与性质【人教版】高中化学选修3知识点总结：第一章原子结构与性质

　　而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。

　　(2)能量最低原理

　　现代物质结构理论证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。

　　构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。

　　(3)泡利(不相容)原理：基态多电子原子中，不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。换言之，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反(用“↑↓”表示)，这个原理称为泡利(Pauli)原理。

　　(4)洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道(能量相同)时，总是优先单独占

　　据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特(Hund)规则。比如，p3的轨道式为↓↑

　　洪特规则特例：当p、d、f轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。

　　前36号元素中，全空状态的有4Be2s22p0、12Mg3s23p0、20Ca4s23d0;半充满状态的有：7N2s22p3、15P3s23p3、24Cr3d54s1、25Mn3d54s2、33As4s24p3;全充满状态的有10Ne2s22p6、18Ar3s23p6、29Cu3d104s1、30Zn3d104s2、36Kr4s24p6。

　　必修一化学知识点总结 3

　　1、溶解性

　　①常见气体溶解性由大到小：NH3、HCl、SO2、H2S、Cl2、CO2。极易溶于水在空气中易形成白雾的气体，能做喷泉实验的气体：NH3、HF、HCl、HBr、HI；能溶于水的气体：CO2、SO2、Cl2、Br2（g）、H2S、NO2。极易溶于水的气体尾气吸收时要用防倒吸装置。

　　②溶于水的有机物：低级醇、醛、酸、葡萄糖、果糖、蔗糖、淀粉、氨基酸。苯酚微溶。 ③卤素单质在有机溶剂中比水中溶解度大。

　　④硫与**皆易溶于二硫化碳。

　　⑤苯酚微溶于水（大于65℃易溶），易溶于酒精等有机溶剂。

　　⑥硫酸盐三种不溶（钙银钡），氯化物一种不溶（银），碳酸盐只溶钾钠铵。

　　⑦固体溶解度大多数随温度升高而增大，少数受温度影响不大（如NaCl），极少数随温度升高而变小[如Ca（OH）2]。气体溶解度随温度升高而变小，随压强增大而变大。

　　2、密度

　　①同族元素单质一般密度从上到下增大。

　　②气体密度大小由相对分子质量大小决定。

　　③含C、H、O的有机物一般密度小于水（苯酚大于水），含溴、碘、硝基、多个氯的有机物密度大于水。

　　④钠的密度小于水，大于酒精、苯。

　　3、物质燃烧时的影响因素：

　　①氧气的浓度不同，生成物也不同。如：碳在氧气充足时生成二氧化碳，不充足时生成一氧化碳。

　　②氧气的浓度不同，现象也不同。如：硫在空气中燃烧是淡蓝色火焰，在纯氧中是蓝色火焰。

　　③氧气的浓度不同，反应程度也不同。如：铁能在纯氧中燃烧，在空气中不燃烧。 ④物质的接触面积不同，燃烧程度也不同。如：煤球的燃烧与蜂窝煤的燃烧。

　　4、有色气体：F2（淡黄绿色）、Cl2（黄绿色）、Br2（g）（红棕色）、I2（g）（紫红色）、NO2（红棕色）、O3（淡蓝色），其余均为无色气体。其它物质的颜色见会考手册的颜色表。

　　5、有刺激性气味的气体：HF、HCl、HBr、HI、NH3、SO2、NO2、F2、Cl2、Br2（g）；有臭鸡蛋气味的气体：H2S。

　　高一必修一化学重要知识总结

　　1、伏加德罗常数：（1mol任何粒子的粒子数）（1）科学上规定为：0。012KgC中所含的碳原子数。

　　如果某物质含有与0。012KgC中所含的碳原子数相同的粒子数，该物质的量为1mol。

　　注意：不能认为6。02×10就是阿伏加德罗常数，也不能认为1mol粒子=6。02×10个—123N

　　（2）物质的量、阿伏加德罗常数与粒子数间的关系n=NA

　　2、区分元素、同位素、原子、分子、离子、原子团、取代基的概念。正确书写常见元素的名称、符号、离子符号，包括IA、IVA、VA、VIA、VIIA族、稀有气体元素、1～20号元素及Zn、Fe、Cu、Hg、Ag、Pt、Au等。

　　3、理解原子量（相对原子量）、分子量（相对分子量）、摩尔质量、质量数的涵义及关系。

　　4、同素异形体一定是单质，同素异形体之间的物理性质不同、化学性质基本相同。红磷和**、O2和O3、金刚石和石墨及C60等为同素异形体，H2和D2不是同素异形体，H2O和D2O也不是同素异形体。同素异形体相互转化为化学变化，但不属于氧化还原反应。

　　5、同位素一定是同种元素，不同种原子，同位素之间物理性质不同、化学性质基本相同。

　　6、同系物、同分异构是指由分子构成的化合物之间的关系。

　　必修一化学知识点总结 4

　　1、化合价 常见元素的化合价

　　碱金属元素、Ag、H：+1 Cu：+1，+2 F：-1

　　Ca、Mg、Ba、Zn： +2 Fe：+2，+3 Cl：-1，+1，+5，+7

　　Al：+3 O：-2

　　Mn：+2，+4，+6，+7 S：-2，+4，+6 P：-3，+3，+5 N：-3，+2，+4，+5

　　2、氧化还原反应

　　定义：有电子转移(或者化合价升降)的反应 本质：电子转移(包括电子的得失和偏移) 特征：化合价的升降

　　氧化剂 (具有氧化性)——得电子——化合价下降——被还原-------还原产物 还原剂 (具有还原性)——失电子——化合价上升——被氧化——氧化产物

　　口诀 ：-氧化剂--得 ---降 ---(被)还原 -还原剂-- 失 --- 升 ----(被)氧化

　　3、金属活动顺序表

　　4、离子反应

　　定义：有离子参加的反应

　　电解质：在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物

　　必修一化学知识点总结 5

　　一、物质的分类

　　把一种(或多种)物质分散在另一种(或多种)物质中所得到的体系,叫分散系.被分散的物?食谱鞣稚⒅?(可以是气体、液体、固体),起容纳分散质作用的物质称作分散剂(可以是气体、液体、固体).溶液、胶体、浊液三种分散系的比较

　　分散质粒子大小/nm外观特征能否通过滤纸有否丁达尔效应实例

　　溶液小于1均匀、透明、稳定能没有NaCl、蔗糖溶液

　　胶体在1—100之间均匀、有的透明、较稳定能有Fe(OH)3胶体

　　浊液大于100不均匀、不透明、不稳定不能没有泥水

　　二、物质的化学变化

　　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

　　(3)、离子共存问题

　　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-).(4)离子方程式正误判断(六看)

　　(一)看反应是否符合事实：主要看反应能否进行或反应产物是否正确

　　(二)看能否写出离子方程式：纯固体之间的反应不能写离子方程式

　　(三)看化学用语是否正确：化学式、离子符号、沉淀、气体符号、等号等的书写是否符合事实

　　(四)看离子配比是否正确

　　(五)看原子个数、电荷数是否守恒

　　(六)看与量有关的反应表达式是否正确(过量、适量)

　　3、氧化还原反应中概念及其相互关系如下：

　　失去电子——化合价升高——被氧化(发生氧化反应)——是还原剂(有还原性)

　　得到电子——化合价降低——被还原(发生还原反应)——是氧化剂(有氧化性)

高一化学必修二知识点总结通用5篇（扩展9）

——高一化学最新知识点总结范文五份

　　高一化学最新知识点总结 1

　　元素周期律

　　1、影响原子半径大小的因素：

　　①电子层数：电子层数越多，原子半径越大(最主要因素)

　　②核电荷数：核电荷数增多，吸引力增大，使原子半径有减小的趋向(次要因素)

　　③核外电子数：电子数增多，增加了相互排斥，使原子半径有增大的倾向

　　2、元素的化合价与最外层电子数的关系：最高正价等于最外层电子数(氟氧元素无正价)

　　负化合价数= 8—最外层电子数(金属元素无负化合价)

　　3、同主族、同周期元素的结构、性质递变规律：

　　同主族：从上到下，随电子层数的递增，原子半径增大，核对外层电子吸引能力减弱，失电子能力增强，还原性(金属性)逐渐增强，其离子的氧化性减弱。

　　同周期：左→右，核电荷数——→逐渐增多，最外层电子数——→逐渐增多

　　原子半径——→逐渐减小，得电子能力——→逐渐增强，失电子能力——→逐渐减弱

　　氧化性——→逐渐增强，还原性——→逐渐减弱，气态氢化物稳定性——→逐渐增强

　　最高价氧化物对应水化物酸性——→逐渐增强，碱性——→逐渐减弱

　　常见物质的状态

　　1、常温下为气体的单质只有H2、N2、O2(O3)、F2、Cl2(稀有气体单质除外)

　　2、常温下为液体的单质：Br2、Hg

　　3、常温下常见的无色液体化合物：H2O、H2O2

　　4、常见的气体化合物：NH3、HX(F、Cl、Br、I)、H2S、CO、CO2、NO、NO2、SO2

　　5、有机物中的气态烃CxHy(x≤4);含氧有机化合物中只有甲醛(HCHO)常温下是气态，卤代烃中一氯甲烷和一氯乙烷为气体。

　　6、常见的固体单质：I2、S、P、C、Si、金属单质;

　　7、白色胶状沉淀[Al(OH)3、H4SiO4]

　　常见物质的气味

　　1、有臭鸡蛋气味的气体：H2S

　　2、有刺激性气味的气体：Cl2、SO2、NO2、HX、NH3

　　3、有刺激性气味的液体：浓盐酸、浓硝酸、浓氨水、氯水、溴水

　　4、许多有机物都有气味(如苯、汽油、醇、醛、羧酸、酯等)

　　硫和氮的氧化物

　　1.硫单质俗称硫黄，易溶于CS2，所以可用于洗去试管内壁上沾的单质硫。

　　2.SO2是无色有刺激性气味的气体，易溶于水生成亚硫酸，方程式为SO2+H2O H2SO3，该溶液能使紫色石蕊试液变红色，可使品红溶液褪色，所以亚硫酸溶液有酸性也有漂白性。

　　3.鉴定SO2气体主要用品红溶液，现象是品红褪色，加热后又恢复红色。

　　4.SO2和CO2混合气必先通过品红溶液(褪色)，再通过酸性KMnO4溶液(紫红色变浅)，最后再通过澄清石灰水(变浑浊)，可同时证明二者都存在。

　　5.SO2具有氧化性的方程为：2H2S+SO2=3S↓+2H2O,与Cl2、H2O反应失去漂白性的方程为Cl2+SO2+2H2O=2HCl+H2SO4。

　　6.SO3标况下为无色晶体，遇水放出大量热，生成硫酸。

　　7、久置浓硝酸显黄色是因为含有分解生成的NO2;工业浓盐酸显黄色是因为含有Fe3+。保存浓硝酸方法是在棕色瓶中，放在冷暗处;紫色石蕊溶液滴入浓硝酸现象是先变红后褪色，滴入稀硝酸现象是溶液只变红。

　　氮及其化合物的性质

　　1.“雷雨发庄稼”涉及反应原理：

　　①N2+O2放电===2NO

　　②2NO+O2=2NO2

　　③3NO2+H2O=2HNO3+NO

　　2.氨的工业制法：N2+3H22NH3

　　3.氨的实验室制法：

　　①原理：2NH4Cl+Ca(OH)2△==2NH3↑+CaCl2+2H2O

　　②装置：与制O2相同

　　③收集方法：向下排空气法

　　④检验方法：

　　(a)用湿润的红色石蕊试纸试验,会变蓝色.

　　(b)用沾有浓盐酸的玻璃棒靠*瓶口,有大量白烟产生.NH3+HCl=NH4Cl

　　⑤干燥方法：可用碱石灰或氧化钙、氢氧化钠,不能用浓硫酸.

　　4.氨与水的反应：NH3+H2O=NH3?H2ONH3?H2ONH4++OH-

　　5.氨的催化氧化：4NH3+5O24NO+6H2O(制取硝酸的第一步)

　　6.碳酸氢铵受热分NH4HCO3NH3↑+H2O+CO2↑

　　7.铜与浓硝酸反应：Cu+4HNO3=Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O

　　8.铜与稀硝酸反应：3Cu+8HNO3=3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O

　　9.碳与浓硝酸反应：C+4HNO3=CO2↑+4NO2↑+2H2O

　　10.氯化铵受热分NH4ClNH3↑+HCl↑

　　最简单的有机化合物甲烷

　　氧化反应CH4(g)+2O2(g)→CO2(g)+2H2O(l)

　　取代反应CH4+Cl2(g)→CH3Cl+HCl

　　烷烃的通式：CnH2n+2n≤4为气体、所有1-4个碳内的烃为气体，都难溶于水，比水轻

　　碳原子数在十以下的，依次用甲、乙、丙、丁、戊、己、庚、辛、壬、癸

　　同系物：结构相似，在分子组成上相差一个或若干个CH2原子团的物质互称为同系物

　　同分异构体：具有同分异构现象的化合物互称为同分异构

　　同素异形体：同种元素形成不同的单质

　　同位素：相同的质子数不同的中子数的同一类元素的原子

　　高一化学最新知识点总结 2

　　加热蒸发和浓缩盐溶液时，对最后残留物的判断应考虑盐类的水解

　　（1）加热浓缩不水解的盐溶液时一般得原物质。

　　（2）加热浓缩Na2CO3型的盐溶液一般得原物质。

　　（3）加热浓缩FeCl3型的盐溶液。最后得到FeCl3和Fe（OH）3的混合物，灼烧得Fe2O3。

　　（4）加热蒸干（NH4）2CO3或NH4HCO3型的盐溶液时，得不到固体。

　　（5）加热蒸干Ca（HCO3）2型的盐溶液时，最后得相应的正盐。

　　（6）加热Mg（HCO3）2、MgCO3溶液最后得到Mg（OH）2固体。

　　（9净水剂的选择：如Al3+，FeCl3等均可作净水剂，应从水解的角度解释。

　　（10）的使用时应考虑水解。如草木灰不能与铵态氮肥混合使用。

　　（11）打片可治疗胃酸过多。

　　（12）液可洗涤油污。

　　（13）试剂瓶不能盛放Na2SiO3，Na2CO3等试剂。

　　高一化学最新知识点总结 3

　　【氨气及铵盐知识点】

　　氨气的性质：无色气体，刺激性气味、密度小于空气、极易溶于水（且快）1：700体积比。

　　溶于水发生以下反应使水溶液呈碱性：NH3+H2ONH3？H2ONH4++OH—可作红色喷泉实验。生成的一水合氨NH3？H2O是一种弱碱，很不稳定，会分解，受热更不稳定：NH3H2O===（△）NH3↑+H2O

　　浓氨水易挥发除氨气，有刺激难闻的气味。

　　氨气能跟酸反应生成铵盐：NH3+HCl==NH4Cl（晶体）

　　氨是重要的化工产品，氮肥工业、有机合成工业及制造硝酸、铵盐和纯碱都离不开它。氨气容易液化为液氨，液氨气化时吸收大量的热，因此还可以用作制冷剂。

　　铵盐的性质：易溶于水（很多化肥都是铵盐），受热易分解，放出氨气：

　　NH4ClNH3↑+HCl↑NH4HCO3NH3↑+H2O↑+CO2↑

　　可以用于实验室制取氨气：（干燥铵盐与和碱固体混合加热）

　　NH4NO3+NaOHNaNO3+H2O+NH3↑

　　2NH4Cl+Ca（OH）2CaCl2+2H2O+2NH3↑

　　用向下排空气法收集，红色石蕊试纸检验是否收集满。

　　【同步练*题】

　　1。下列气体中，室温下能大量共存的是（）。

　　A。NH3、CO2、HClB。H2、C12、H2SC。NH3、O2、H2D。CO2、H2S、SO2

　　答案：C

　　2。氨水中存在着由水电离出的少量H+，因此氨水中存在的微粒共有（）。

　　A。两种B。四种C。五种D。六种

　　答案：D

　　3。在下列反应中，氨作为氧化剂参加的反应是（）。

　　A。NH3+H3PO4=NH4H2PO4B。4NH3+5O2=4NO+6H20

　　C。2NH3+3C12=6HCl+N2D。NH3+NaH=NaNH2+H2

　　答案：D

　　4。下列微粒中，与NH具有相同的质子数和电子数的是（）。

　　A。NH3B。K+C。Na+D。H3O+

　　答案：D

　　5。利用碱石灰和五氧化二磷均能干燥的一组气体是（）。

　　A。CO、NO、H2B。N2、O2、MH3C。H2、NO、NH3D。NO、Cl2、N2

　　答案：A

　　6。标准标况下，11。2LNH3恰好被49gH3PO4溶液吸收，则生成物是（）。

　　A。NH4H2P04B。（NH4）2HPO4

　　高一化学最新知识点总结 4

　　1、概念

　　可逆反应中旧化学*衡的破坏、新化学*衡的建立，由原*衡状态向新化学*衡状态的转化过程，称为化学*衡的移动。

　　2、化学*衡移动与化学反应速率的关系

　　（1）v正>v逆：*衡向正反应方向移动。

　　（2）v正=v逆：反应达到*衡状态，不发生*衡移动。

　　（3）v正

　　3、影响化学*衡的因素

　　4、“惰性气体”对化学*衡的影响

　　①恒温、恒容条件

　　原*衡体系

　　体系总压强增大―→体系中各组分的浓度不变―→*衡不移动。

　　②恒温、恒压条件

　　原*衡体系

　　容器容积增大，各反应气体的分压减小―→体系中各组分的浓度同倍数减小

　　5、勒夏特列原理

　　定义：如果改变影响*衡的一个条件（如C、P或T等），*衡就向能够减弱这种改变的方向移动。

　　原理适用的范围：已达*衡的体系、所有的*衡状态（如溶解*衡、化学*衡、电离*衡、水解*衡等）和只限于改变影响*衡的一个条件。

　　勒夏特列原理中“减弱这种改变”的解释：外界条件改变使*衡发生移动的结果，是减弱对这种条件的改变，而不是抵消这种改变，也就是说：外界因素对*衡体系的影响占主要方面。

　　高一化学最新知识点总结 5

　　1、物理性质：

　　无色、无味的气体，极难溶于水，密度小于空气，俗名：沼气、坑气

　　2、分子结构：

　　CH4：以碳原子为中心，四个氢原子为顶点的正四面体(键角：109度28分)

　　3、化学性质：

　　①氧化反应：(产物气体如何检验?)

　　甲烷与KMnO4不发生反应，所以不能使紫色KMnO4溶液褪色

　　②取代反应：(三氯甲烷又叫氯仿，四氯甲烷又叫四氯化碳，二氯甲烷只有一种结构，说明甲烷是正四面体结构)

　　4、同系物：

　　结构相似，在分子组成上相差一个或若干个CH2原子团的物质(所有的烷烃都是同系物)

　　5、同分异构体：

　　化合物具有相同的分子式，但具有不同结构式(结构不同导致性质不同)

　　烷烃的溶沸点比较：碳原子数不同时，碳原子数越多，溶沸点越高;碳原子数相同时，支链数越多熔沸点越低

　　同分异构体书写：会写丁烷和戊烷的同分异构体

高一化学必修二知识点总结通用5篇（扩展10）

——必修二化学知识点优选【五】份

　　必修二化学知识点 1

　　1.制取气体选用装置考虑：反应物的状态、反应条件(是否要加热)

　　反应物状态和反应条件相同的，可用相同的装置。下列各组实验装置相同：

　　①加热固体的反应：实验室制取氧气、氨气、甲烷，加热碱式碳酸铜、木炭还原氧化铜

　　②块状固体和液体反应：实验室制取氢气、二氧化碳、硫化氢

　　收集气体的方法：

　　排水法：收集不溶或不易溶于水的气体，如O2H2CH4CO等。排水法收集的气体较纯

　　向上排气法：收集比空气密度大的(相对分子质量大于29)气体，如CO2，O2，HCl

　　向下排气法：收集比空气密度小的(相对分子质量小于29)气体，如H2，CH4，NH3

　　2.实验室制取氧气注意事项：

　　①试管口略向下倾斜(防止因加热时药品所含湿气变为水蒸气，至管口冷凝成水滴而倒流，使试管破裂);

　　②用排水法收集氧气，导管口开始有气泡放出时不宜立即收集，当气泡连续地较均匀地放出后再收集(因为开始放出的气泡不纯，含有空气)

　　③排水法收集氧气结束时，应先撤去导管，后停止加热(防止水倒吸入试管，导致热的试管破裂。)

　　3.加热铜绿、木炭还原氧化铜的实验注意事项：

　　①试管口略向下倾斜(防止因加热时生成的水蒸气至管口冷凝成水滴而倒流，使试管破裂);②实验结束时，应先把导管从石灰水里移开，然后再停止加热(防止石灰水倒吸入试管，导致热的试管破裂。)

　　4.向上排气法收集氧气验满方法：用带火星的木条放在集气瓶口，木条复燃

　　5.鉴别氧气的方法：用带火星的木条气体里，木条复燃，证明气体是氧气。

　　6.检验二氧化碳的试剂：澄清的石灰水;实验现象：澄清的石灰水变浑浊。

　　7.氢气还原氧化铜实验注意事项：“酒精灯迟到早退”，即开始时要先通入氢气后加热(目的是排净管内空气，防止氢气与管内空气混合受热发生爆炸);实验结束时要先停止加热，继续通入氢气至试管冷却(防止生成的铜受热被氧化成CuO)

　　8.做可燃性气体的实验时，要特别注意安全，点燃可燃性气体(氢气、甲烷和CO等)前，都一定要先检验气体的纯度。这些气体与空气混合点燃都可能发生爆炸。

　　9.可燃性气体的验纯方法：用排水法收集一小试管的气体，用大拇指摁住管口移*火焰，若听到尖锐的爆鸣声，则气体不纯;听到轻微的“噗”的一声，则气体已纯。用向下排气法收集氢气，经检验不纯时，要用拇指堵住管口，熄灭管内火焰再验纯，防止引爆反应瓶内气体。

　　10.干燥剂：除去含水物质中的水份(特别是除去气体里的水蒸气)的物质。

　　常用的干燥剂有：呈酸性浓硫酸;呈碱性的氢氧化钠固体、生石灰(氧化钙)、碱石灰。注意：干燥剂不能跟待干燥的物质反应。

　　氢氧化钠、生石灰和碱石灰都不能干燥二氧化碳、二氧化硫、氯化氢等酸性气体。

　　浓硫酸不能干燥碱性的氨气(NH3)，能干燥其他气体。

　　氢气的干燥和除杂质：实验室制得的氢气里常含有水蒸气和酸雾，可选用碱石灰、氢氧化钠，把水和酸雾同时除去。见图中常用的干燥和除杂质装置：除水的装置接在其他除杂质的装置之后;证明有水的装置则要在证明有其他物质的前面。气体进出要求：长管进短管出，大头进小头出。

　　化学实验基本操作

　　1.实验时要严格按照实验规定的用量取用药品。如果没有说明用量，应按最少量取用：液体取(1～2)毫升，固体只需盖满试管底部。实验剩余的药品不能放回原瓶，要放入指定的容器内。

　　2.固体药品用药匙取用，块状药品可用镊子夹取，块状药品或密度大的金属不能竖直放入容器。

　　化学物质分类方法

　　1.单一分类法

　　对对象使用一种标准的分类法(如氧化物按组成元素分为金属氧化物、非金属氧化物)

　　2.交叉分类法

　　对对象用多种不同的单一分类法进行分类(如将H2SO4按是否有氧元素、酸的强弱、酸的元数等不同标准进行分类，H2SO4分别属于含氧酸、强酸和二元酸)

　　3.树状分类法

　　根据被分对象的整体与分支的类型之间的关系，以陈列式的形状(树)来定义。

　　金属活动性

　　1.金属活动性顺序：

　　K>Ca>Na>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb(H)Cu>Hg>Ag>Pt>Au

　　2.金属活动性顺序的意义：

　　在金属活动性顺序中，金属位置越靠前，金属在水溶液(酸溶液或盐溶液)中就越容易失电子而变成离子，它的活动性就越强。

　　3.金属活动性顺序的应用：

　　(1)排在氢前的金属能置换出酸里的氢(元素)。

　　(2)排在前面的金属才能把排在后面的金属从它们的盐溶液中置换出来(K、Ca、Na除外)。

　　必修二化学知识点 2

　　一、Cl-、Br-、I-离子鉴别：

　　1. 分别滴加AgNO3和稀硝酸，产生白色沉淀的为Cl-;产生浅黄色沉淀的为Br-;产生黄色沉淀的为I-

　　2. 分别滴加氯水，再加入少量四氯化碳，振荡，下层溶液为无色的是Cl-;下层溶液为橙红色的为Br-;下层溶液为紫红色的为I-。

　　二、 常见物质俗名

　　①苏打、纯碱：Na2CO3;

　　②小苏打：NaHCO3;

　　③熟石灰：Ca(OH)2;

　　④生石灰：CaO;

　　⑤绿矾：FeSO4 7H2O;

　　⑥硫磺：S;

　　⑦大理石、石灰石主要成分：CaCO3;

　　⑧胆矾：CuSO4 5H2O;

　　⑨石膏：CaSO4 2H2O;

　　⑩明矾：KAl(SO4)2 12H2O

　　三、 铝及其化合物的性质

　　1. 铝与盐酸的反应：2Al+6HCl=2AlCl3+3H2↑

　　2. 铝与强碱的反应：2Al+2NaOH+6H2O=2Na[Al(OH)4]+3H2↑

　　3. 铝在空气中氧化：4Al+3O2==2Al2O3

　　4. 氧化铝与酸反应：Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O

　　5. 氧化铝与强碱反应：Al2O3+2NaOH+3H2O=2Na[Al(OH)4]

　　6. 氢氧化铝与强酸反应：Al(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2O

　　7. 氢氧化铝与强碱反应：Al(OH)3+NaOH=Na[Al(OH)4]

　　8. 实验室制取氢氧化铝沉淀：Al3++3NH3 H2O=Al(OH)3↓+3NH4+ 十

　　必修二化学知识点 3

　　一、 元素周期表

　　★熟记等式：原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数

　　1、元素周期表的编排原则：

　　①按照原子序数递增的顺序从左到右排列;

　　②将电子层数相同的元素排成一个横行——周期;

　　③把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行——族

　　2、如何精确表示元素在周期表中的位置：

　　周期序数=电子层数;主族序数=最外层电子数

　　口诀：三短三长一不全;七主七副零八族

　　熟记：三个短周期，第一和第七主族和零族的元素符号和名称

　　3、元素金属性和非金属性判断依据：

　　①元素金属性强弱的判断依据：

　　单质跟水或酸起反应置换出氢的难易;

　　元素最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱; 置换反应。

　　②元素非金属性强弱的判断依据：

　　单质与氢气生成气态氢化物的难易及气态氢化物的稳定性;

　　最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱; 置换反应。

　　4、核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。

　　①质量数==质子数+中子数：A == Z + N

　　②同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子，互称同位素。(同一元素的各种同位素物理性质不同，化学性质相同)

　　二、 元素周期律

　　1、影响原子半径大小的因素：

　　①电子层数：电子层数越多，原子半径越大(最主要因素)

　　②核电荷数：核电荷数增多，吸引力增大，使原子半径有减小的趋向(次要因素)

　　③核外电子数：电子数增多，增加了相互排斥，使原子半径有增大的倾向

　　2、元素的化合价与最外层电子数的关系：最高正价等于最外层电子数(氟氧元素无正价)

　　负化合价数 = 8—最外层电子数(金属元素无负化合价)

　　3、同主族、同周期元素的结构、性质递变规律：

　　同主族：从上到下，随电子层数的递增，原子半径增大，核对外层电子吸引能力减弱，失电子能力增强，还原性(金属性)逐渐增强，其离子的氧化性减弱。

　　同周期：左→右，核电荷数——→逐渐增多，最外层电子数——→逐渐增多

　　原子半径——→逐渐减小，得电子能力——→逐渐增强，失电子能力——→逐渐减弱

　　氧化性——→逐渐增强，还原性——→逐渐减弱，气态氢化物稳定性——→逐渐增强

　　最高价氧化物对应水化物酸性——→逐渐增强，碱性 ——→ 逐渐减弱

　　三、 化学键

　　含有离子键的化合物就是离子化合物;只含有共价键的化合物才是共价化合物。

　　NaOH中含极性共价键与离子键，NH4Cl中含极性共价键与离子键，Na2O2中含非极性共价键与离子键，H2O2中含极性和非极性共价键

　　一、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，决定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、水反应制氢气。

　　④大多数化合反应(特殊：C+CO2 2CO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：C(s)+H2O(g) = CO(g)+H2(g)。

　　②铵盐和碱的反应如Ba(OH)28H2O+NH4Cl=BaCl2+2NH3↑+10H2O

　　③大多数分解反应如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。

　　[练*]1、下列反应中，即属于氧化还原反应同时又是吸热反应的是( B )

　　A.Ba(OH)2.8H2O与NH4Cl反应 B.灼热的炭与CO2反应

　　C.铝与稀盐酸 D.H2与O2的燃烧反应

　　2、已知反应X+Y=M+N为放热反应，对该反应的下列说法中正确的是( C )

　　A. X的能量一定高于M B. Y的能量一定高于N

　　C. X和Y的总能量一定高于M和N的总能量

　　D. 因该反应为放热反应，故不必加热就可发生

　　必修二化学知识点 4

　　一、原子结构

　　注意：质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）

　　原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数

　　熟背前20号元素，熟悉1～20号元素原子核外电子的排布：

　　H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca

　　2、原子核外电子的排布规律：

　　①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；

　　②各电子层最多容纳的电子数是2n2；

　　③最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。

　　3、元素、核素、同位素

　　元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。

　　核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。

　　同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。（对于原子来说）

　　二、元素周期表

　　1、编排原则：

　　①按原子序数递增的顺序从左到右排列

　　②将电子层数相同的各元素从左到右排成一横行。（周期序数=原子的电子层数）

　　③把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的'顺序从上到下排成一纵行。

　　主族序数=原子最外层电子数

　　2、结构特点：

　　三、元素周期律

　　1、元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果。

　　2、同周期元素性质递变规律

　　第ⅠA族碱金属元素：Li Na K Rb Cs Fr（Fr是金属性最强的元素，位于周期表左下方）

　　第ⅦA族卤族元素：F Cl Br I At（F是非金属性最强的元素，位于周期表右上方）

　　必修二化学知识点 5

　　一、硫及其化合物的性质

　　1. 铁与硫蒸气反应：Fe+S△==FeS

　　2. 铜与硫蒸气反应：2Cu+S△==Cu2S

　　3. 硫与浓硫酸反应：S+2H2SO4(浓)△==3SO2↑+2H2O

　　4. 二氧化硫与硫化氢反应：SO2+2H2S=3S↓+2H2O

　　5. 铜与浓硫酸反应：Cu+2H2SO4△==CuSO4+SO2↑+2H2O

　　6. 二氧化硫的催化氧化：2SO2+O2 2SO3

　　7. 二氧化硫与氯水的反应：SO2+Cl2+2H2O=H2SO4+2HCl

　　8. 二氧化硫与氢氧化钠反应：SO2+2NaOH=Na2SO3+H2O

　　9. 硫化氢在充足的氧气中燃烧：2H2S+3O2点燃===2SO2+2H2O

　　10. 硫化氢在不充足的氧气中燃烧：2H2S+O2点燃===2S+2H2O

　　二、 硅及及其化合物性质

　　1. 硅与氢氧化钠反应：Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2↑

　　2. 硅与***反应：Si+4HF=SiF4+H2↑

　　3. 二氧化硅与氢氧化钠反应：SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O

　　4. 二氧化硅与***反应：SiO2+4HF=SiF4↑+2H2O

　　5. 制造玻璃主要反应：SiO2+CaCO3高温===CaSiO3+CO2↑ SiO2+Na2CO3高温===Na2SiO3+CO2↑

　　三、 镁及其化合物的性质

　　1. 在空气中点燃镁条：2Mg+O2点燃===2MgO

　　2. 在氮气中点燃镁条：3Mg+N2点燃===Mg3N2

　　3. 在二氧化碳中点燃镁条：2Mg+CO2点燃===2MgO+C

　　4. 在氯气中点燃镁条：Mg+Cl2点燃===MgCl2

　　5. 海水中提取镁涉及反应：

　　① 贝壳煅烧制取熟石灰：CaCO3高温===CaO+CO2↑ CaO+H2O=Ca(OH)2

　　② 产生氢氧化镁沉淀：Mg2++2OH-=Mg(OH)2↓

　　③ 氢氧化镁转化为氯化镁：Mg(OH)2+2HCl=MgCl2+2H2O

　　④ 电解熔融氯化镁：MgCl2通电===Mg+Cl2↑