高一上學期化學知識點
高中學習容量大，不但要掌握目前的知識，還要把高中的知識與初中的知識溶為一體才能學好。在讀書、聽課、研習、總結這四個環(huán)節(jié)都比初中的學習有更高的要求。下面小編給大家分享一些高一化學知識點，希望能夠幫助大家!
高一上學期化學知識點匯總
離子反應
1.強電解質和弱電解質
①融化狀態(tài)下能否導電。②電解質的導電是有條件的：電解質必須在水溶液中或熔化狀態(tài)下才能導電。③能導電的物質并不全部是電解質：如銅、鋁、石墨等。④非金屬氧化物(SO2、SO3、CO2)、大部分的有機物為非電解質。⑤電解質溶液中，陽離子所帶正電荷總數與陰離子所帶負電荷總數相等，股顯電中性，稱電荷守恒。
(2)強電解質和弱電解質
(1)離子反應
a.定義：有離子參加或有離子生成的反應稱為離子反應。指在水溶液中有電解質參加的一類反應。
b.本質：溶液中某些離子能相互作用，使這些離子的濃度減小。
c.、離子反應分類與發(fā)生條件：
間的某個反應，而且可以表示同一類型的離子反應。
書寫步驟：
“一寫”：首先以客觀事實為依據寫出反應的化學方程式;“二改”：把易溶于水、易電離物質改寫成離子形式(最關鍵的一步)：
“三刪”：刪去方程式兩邊未參加反應的離子;
“四查”：檢查離子方程式兩邊各元素的原子個數和電荷總數是否相等。
3.離子共存
所謂離子在同一溶液中能大量共存，就是指離子之間不發(fā)生任何反應;若離子之間能發(fā)生反應，則不能大量共存。
(1)結合生成難溶物質的離子不能大量共存:如Ba2+和SO42-、Ag+和Cl-、Ca2+和CO32-、Mg2+和OH-等
(2)結合生成氣體或易揮發(fā)性物質的離子不能大量共存：如H+和CO32-,HCO3-,SO32-，OH-和NH4+等
(3)結合生成難電離物質(水)的離子不能大量共存：如H+和OH-、CH3COO-，OH-和HCO3-等。
(4)發(fā)生氧化還原反應、水解反應的離子不能大量共存(待學)注意：題干中的條件：如無色溶液應排除有色離子：Fe2+、Fe3+、Cu2+、MnO4-等離子，酸性(或堿性)則應考慮所給離子組外，還有大量的H+(或OH-)。
高一上學期化學知識點歸納
化學鍵是相鄰兩個或多個原子間強烈的相互作用。
1.離子鍵與共價鍵的比較
鍵型離子鍵共價鍵
概念陰陽離子結合成化合物的靜電作用叫離子鍵原子之間通過共用電子對所形成的相互作用叫做共價鍵
成鍵方式通過得失電子達到穩(wěn)定結構通過形成共用電子對達到穩(wěn)定結構
成鍵粒子陰、陽離子原子
成鍵元素活潑金屬與活潑非金屬元素之間(特殊：NH4Cl、NH4NO3等銨鹽只由非金屬元素組成，但含有離子鍵)非金屬元素之間
離子化合物：由離子鍵構成的化合物叫做離子化合物。(一定有離子鍵，可能有共價鍵)
共價化合物：原子間通過共用電子對形成分子的化合物叫做共價化合物。(只有共價鍵)
用電子式表示離子鍵形成的物質的結構與表示共價鍵形成的物質的結構的不同點：(1)電荷：用電子式表示離子鍵形成的物質的結構需標出陽離子和陰離子的電荷;而表示共價鍵形成的物質的結構不能標電荷。(2)[](方括號)：離子鍵形成的物質中的陰離子需用方括號括起來，而共價鍵形成的物質中不能用方括號。
第二章化學反應與能量
第一節(jié)化學能與熱能
1、在任何的化學反應中總伴有能量的變化。
原因：當物質發(fā)生化學反應時，斷開反應物中的化學鍵要吸收能量，而形成生成物中的化學鍵要放出能量?；瘜W鍵的斷裂和形成是化學反應中能量變化的主要原因。一個確定的化學反應在發(fā)生過程中是吸收能量還是放出能量，決定于反應物的總能量與生成物的總能量的相對大小。E反應物總能量>E生成物總能量，為放熱反應。E反應物總能量
2、常見的放熱反應和吸熱反應
常見的放熱反應：①所有的燃燒與緩慢氧化。②酸堿中和反應。③金屬與酸反應制取氫氣。
④大多數化合反應(特殊：C+CO22CO是吸熱反應)。
常見的吸熱反應：①以C、H2、CO為還原劑的氧化還原反應如：C(s)+H2O(g)CO(g)+H2(g)。
②銨鹽和堿的反應如Ba(OH)2·8H2O+NH4Cl=BaCl2+2NH3↑+10H2O
③大多數分解反應如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。
3、能源的分類：
形成條件利用歷史性質
一次能源
常規(guī)能源可再生資源水能、風能、生物質能
不可再生資源煤、石油、天然氣等化石能源
新能源可再生資源太陽能、風能、地熱能、潮汐能、氫能、沼氣
不可再生資源核能
二次能源(一次能源經過加工、轉化得到的能源稱為二次能源)
電能(水電、火電、核電)、蒸汽、工業(yè)余熱、酒精、汽油、焦炭等
[思考]一般說來，大多數化合反應是放熱反應，大多數分解反應是吸熱反應，放熱反應都不需要加熱，吸熱反應都需要加熱，這種說法對嗎?試舉例說明。
高一上學期化學知識點梳理
基本概念
1.區(qū)分元素、同位素、原子、分子、離子、原子團、取代基的概念。正確書寫常見元素的名稱、符號、離子符號，包括IA、IVA、VA、VIA、VIIA族、稀有氣體元素、1～20號元素及Zn、Fe、Cu、Hg、Ag、Pt、Au等。
2.物理變化中分子不變，化學變化中原子不變，分子要改變。常見的物理變化：蒸餾、分餾、焰色反應、膠體的性質(丁達爾現象、電泳、膠體的凝聚、滲析、布朗運動)、吸附、蛋白質的鹽析、蒸發(fā)、分離、萃取分液、溶解除雜(酒精溶解碘)等。
常見的化學變化：化合、分解、電解質溶液導電、蛋白質變性、干餾、電解、金屬的腐蝕、風化、硫化、鈍化、裂化、裂解、顯色反應、同素異形體相互轉化、堿去油污、明礬凈水、結晶水合物失水、濃硫酸脫水等。(注：濃硫酸使膽礬失水是化學變化，干燥氣體為物理變化)
3.理解原子量(相對原子量)、分子量(相對分子量)、摩爾質量、質量數的涵義及關系。
4.純凈物有固定熔沸點，冰水混和、H2與D2混和、水與重水混和、結晶水合物為純凈物。
混合物沒有固定熔沸點，如玻璃、石油、鋁熱劑、溶液、懸濁液、乳濁液、膠體、高分子化合物、漂白粉、漂粉精、天然油脂、堿石灰、王水、同素異形體組成的物質(O2與O3)、同分異構體組成的物質C5H12等。
5.掌握化學反應分類的特征及常見反應：
a.從物質的組成形式：化合反應、分解反應、置換反應、復分解反應。
b.從有無電子轉移：氧化還原反應或非氧化還原反應c.從反應的微粒：離子反應或分子反應
d.從反應進行程度和方向：可逆反應或不可逆反應e.從反應的熱效應：吸熱反應或放熱反應
6.同素異形體一定是單質，同素異形體之間的物理性質不同、化學性質基本相同。紅磷和白磷、O2和O3、金剛石和石墨及C60等為同素異形體，H2和D2不是同素異形體，H2O和D2O也不是同素異形體。同素異形體相互轉化為化學變化，但不屬于氧化還原反應。
7.同位素一定是同種元素，不同種原子，同位素之間物理性質不同、化學性質基本相同。
8.同系物、同分異構是指由分子構成的化合物之間的關系。
9.強氧化性酸(濃H2SO4、濃HNO3、稀HNO3、HClO)、還原性酸(H2S、H2SO3)、兩性氧化物(Al2O3)、兩性氫氧化物[Al(OH)3]、過氧化物(Na2O2)、酸式鹽(NaHCO3、NaHSO4)
10.酸的強弱關系：(強)HClO4、HCl(HBr、HI)、H2SO4、HNO3>(中強)：H2SO3、H3PO4>(弱)：CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO>C6H5OH>H2SiO3
11.與水反應可生成酸的氧化物不一定是酸性氧化物，只生成酸的氧化物"才能定義為酸性氧化物
12.既能與酸反應又能與堿反應的物質是兩性氧化物或兩性氫氧化物，如SiO2能同時與HF/NaOH反應,但它是酸性氧化物
13.甲酸根離子應為HCOO-而不是COOH-
14.離子晶體都是離子化合物，分子晶體不一定都是共價化合物，分子晶體許多是單質
15.同溫同壓，同質量的兩種氣體體積之比等于兩種氣體密度的反比
高一上學期化學知識提綱
化學反應速率與限度
1、化學反應的速率
⑴概念：化學反應速率通常用單位時間內反應物濃度的減少量或生成物濃度的增加量(均取正值)來表示。計算公式：υ=△C/△t
①單位：mol/(L·s)或mol/(L·min)
②B為溶液或氣體，若B為固體或純液體不計算速率。
③重要規(guī)律：以mA+nBpC+qD而言，用A、B濃度的減少或C、D濃度的增加所表示的化學反應速率之間必然存在如下關系：
VA：VB：VC：VD=m：n：c：d。
⑵影響化學反應速率的因素：
內因：由參加反應的物質的結構和性質決定的(主要因素)。
外因：外界條件對化學反應速率有一定影響
①溫度：升高溫度，增大速率;
②催化劑：一般加快反應速率(正催化劑)。
③濃度：增加反應物的濃度，增大速率(溶液或氣體才有濃度可言)。
④壓強：增大壓強，增大速率(適用于有氣體參加的反應)。
⑤其它因素：如光(射線)、固體的表面積(顆粒大小)、反應物的狀態(tài)(溶劑)、原電池等也會改變化學反應速率。
2、化學反應的限度
⑴化學平衡狀態(tài)：在一定條件下，當一個可逆反應進行到正向反應速率與逆向反應速率相等時，反應物和生成物的濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡狀態(tài)”，這就是這個反應所能達到的限度，即化學平衡狀態(tài)。
化學反應的限度：一定條件下，達到化學平衡狀態(tài)時化學反應所進行的程度，就叫做該化學反應的限度。
⑵化學平衡狀態(tài)的特征：逆、動、定、變。
①逆：化學平衡研究的對象是可逆反應。
②動：動態(tài)平衡，達到平衡狀態(tài)時，正方應速率和逆反應速率相等，反應沒有停止。
③定：達到平衡狀態(tài)時，各組分的濃度保持不變，各組成成分的含量保持一定。
④變：當條件變化時，化學反應進行程度發(fā)生變化，反應限度也發(fā)生變化。
⑶外界條件對反應限度的影響
①外界條件改變，V正>V逆，化學反應限度向著正反應程度增大的方向變化，提高反應物的轉化率;
②外界條件改變，V逆>V正，化學反應限度向著逆反應程度增大的方向變化，降低反應物的轉化率。
3、反應條件的控制
⑴從控制反應速率的角度：有利的反應，加快反應速率，不利的反應，減慢反應速率;
⑵從控制反應進行的程度角度：促進有利的化學反應，抑制不利的化學反應。
高一上學期化學知識點總結
【氨氣及銨鹽知識點】
氨氣的性質：無色氣體，刺激性氣味、密度小于空氣、極易溶于水(且快)1：700體積比。
溶于水發(fā)生以下反應使水溶液呈堿性：NH3+H2ONH3?H2ONH4++OH-可作紅色噴泉實驗。生成的一水合氨NH3?H2O是一種弱堿，很不穩(wěn)定，會分解，受熱更不穩(wěn)定：NH3H2O===(△)NH3↑+H2O
濃氨水易揮發(fā)除氨氣，有刺激難聞的氣味。
氨氣能跟酸反應生成銨鹽：NH3+HCl==NH4Cl(晶體)
氨是重要的化工產品，氮肥工業(yè)、有機合成工業(yè)及制造硝酸、銨鹽和純堿都離不開它。氨氣容易液化為液氨，液氨氣化時吸收大量的熱，因此還可以用作制冷劑。
銨鹽的性質：易溶于水(很多化肥都是銨鹽)，受熱易分解，放出氨氣：
NH4ClNH3↑+HCl↑NH4HCO3NH3↑+H2O↑+CO2↑
可以用于實驗室制取氨氣：(干燥銨鹽與和堿固體混合加熱)
NH4NO3+NaOHNaNO3+H2O+NH3↑
2NH4Cl+Ca(OH)2CaCl2+2H2O+2NH3↑
用向下排空氣法收集，紅色石蕊試紙檢驗是否收集滿。