高一化学高频考点，化学考点汇总
高一化学高频考点，化学考点汇总
当我第一遍读一本好书的时候，我仿佛觉得找到了一个朋友;当我再一次读这本书的时候，仿佛又和老朋友重逢。我们要把读书当作一种乐趣，并自觉把读书和学习结合起来，做到博览、精思、熟读，更好地指导自己的学习，让自己不断成长。让我们一起到学习啦一起学习吧!高一化学爱考点
考点一 物质的组成与分类
1.元素、物质及微粒间的关系
(1)由同种元素形成的不同单质叫同素异形体。同素异形体的形成有两种方式：
①原子个数不同，如O2和O3;
②原子排列方式不同，如金刚石和石墨。
(2)同素异形体之间的性质差异主要体现在物理性质上，化学性质几乎完全相同。同素异形体之间的转化属于化学变化。
2.混合物和纯净物
(1)纯净物：由一种物质组成的物质。
(2)混合物：由不同物质组成的物质。
(3)常见混合物：
①分散系(如溶液、胶体、浊液等);
②高分子(如蛋白质、纤维素、聚合物、淀粉等);
③常见特殊名称的混合物：
石油、石油的各种馏分、煤、漂白粉、碱石灰、福尔马林、油脂、天然气、水煤气、铝热剂、氨水、氯水、王水等。
3.酸、碱、盐、氧化物的概念
(1)酸：在水溶液中电离出的阳离子全部为H+的化合物称为酸。
(2)碱：在水溶液中电离出的阴离子全部为OH-的化合物称为碱。
(3)盐：由金属阳离子或NH4+和酸根阴离子组成的化合物称为盐。
(4)氧化物：由两种元素组成且其中一种元素为氧的化合物称为氧化物。
如CO2、CaO、NO、Na2O2等。
①碱性氧化物：能与酸反应生成盐和水的氧化物。
如CaO、Na2O、Fe2O3、CuO等。
②酸性氧化物：能与碱反应生成盐和水的氧化物。
如SO3、SO2、CO2、SiO2等。
③两性氧化物：既能与酸又能与碱反应生成盐和水的氧化物。
4.常见物质的分类
5.分散系
(1)概念
一种或几种物质(称为分散质)分散到另一种物质(称为分散剂)中形成的混合体系。
(2)分类
按照分散质粒子的大小
(3)三种分散系比较
(4)胶体的性质和制法应用
①丁达尔效应
当可见光束通过胶体时，在胶体中出现一条光亮的“通路”。产生丁达尔效应的原因是胶体粒子对光线有散射作用。
②电泳
胶体粒子可以通过吸附而带有电荷，在电场的作用下，胶体粒子在分散系里作定向移动。
③聚沉
胶体粒子聚集成较大颗粒，从而形成沉淀从分散剂里析出的过程。
使胶体聚沉的方法a.加热或搅拌)b.加入胶体粒子带相反电荷的胶体c.加入电解质
④氢氧化铁胶体的制法：将烧杯中的蒸馏水加热至沸腾，向沸水中逐滴加入5～6滴FeCl3饱和溶液，继续煮沸至液体呈红褐色，即制得Fe(OH)3胶体。
化学方程式为FeCl3+3H2O
Fe(OH)3(胶体)+3HCl。
⑤性质的应用
【归纳总结】
(1)化学物质有“名不符实”的现象：
冰水混合物实际上是纯净物;
纯净的盐酸是混合物;
高分子化合物是混合物等。
(2)只含一种元素或者组成元素质量比恒定的物质不一定是纯净物，
如O2与O3组成的混合物中只有一种元素;
C2H4与C3H6组成的混合物中碳氢元素的质量比总是恒定的。
(3)若氧化物与酸(碱)反应生成盐和水以外的物质，
则该氧化物不是碱(酸)性氧化物，如Na2O2;
碱性氧化物一定是金属氧化物，但金属氧化物不一定是碱性氧化物，如Mn2O7为酸性氧化物，Al2O3为两性氧化物，Na2O2为过氧化物。
(4)酸性氧化物、碱性氧化物不一定都能与水反应生成相应的酸、碱(如SiO2、Fe2O3)。
两性氧化物与酸、碱反应且均生成盐和水，
SiO2能与HF反应但没有生成盐，SiO2是酸性氧化物，不是两性氧化物。
(5)酸性氧化物都是对应酸的酸酐，但酸酐不一定都是酸性氧化物，如乙酸酐[(CH3CO)2O]。
(6)酸(或碱)的水溶液一定呈酸(或碱)性，但呈酸(或碱)性的溶液不一定是酸或碱。
(7)金属元素的化合价只有正价，但不一定只存在阳离子，也可以形成阴离子，如MnO4-、AlO2-，
非金属元素也可以形成阳离子，如NH4+。高一化学知识点汇总
1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 + 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
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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
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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
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)2•8H2O+NH4Cl=BaCl2+2NH3↑+10H2O
③大多数分解反应如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。
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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。
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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/(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——化学平衡
(1)化学平衡状态的特征：逆、动、等、定、变。
①逆：化学平衡研究的对象是可逆反应。
②动：动态平衡，达到平衡状态时，正逆反应仍在不断进行。
③等：达到平衡状态时，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：达到平衡状态时，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，原平衡被破坏，在新的条件下会重新建立新的平衡。
(2)判断化学平衡状态的标志：
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平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 )