高一化學知識點總結(jié)

　　基本概念和基本理論

　　一、氧化—還原反應

　　1、怎樣判斷氧化—還原反應

　　表象：化合價升降 實質(zhì)：電子轉(zhuǎn)移

　　注意：凡有單質(zhì)參加或生成的反應必定是氧化—還原反應

　　2、分析氧化—還原反應的方法

　　單線橋：

　　雙線橋：

　　注意：(1)常見元素的化合價一定要記住，如果對分析化合升降不熟練可以用坐標法來分析。

　　(2)在同一氧化還原反應中，氧化劑得電子總數(shù)=還原劑失電子總數(shù)。

　　3、有關概念

　　被氧化(氧化反應) 氧化劑(具有氧化性) 氧化產(chǎn)物(表現(xiàn)氧化性)

　　被還原(還原反應) 還原劑(具有還原性) 還原產(chǎn)物(表現(xiàn)還原性)

　　注意：(1)在同一反應中，氧化反應和還原反應是同時發(fā)生

　　(2)用順口溜記“升失氧，降得還，若說劑正相反”，被氧化對應是氧化產(chǎn)物，被還原對應是還原產(chǎn)物。

　　4、氧化還原反應方程式配平

　　原理：在同一反應中，氧化劑得電子總數(shù)=還原劑失電子總數(shù)

　　步驟：列變化、找倍數(shù)、配系數(shù)

　　注意：在反應式中如果某元素有多個原子變價，可以先配平有變價元素原子數(shù)，計算化合價升降按一個整體來計算。

　　類型：一般填系數(shù)和缺項填空(一般缺水、酸、堿)

　　5、氧化性和還原性的判斷

　　氧化劑(具有氧化性)：凡處于最高價的元素只具有氧化性。

　　最高價的元素(KMnO4、HNO3等) 絕大多數(shù)的非金屬單質(zhì)(Cl2 、O2等)

　　還原劑(具有還原性)：凡處于最低價的元素只具有還原性。

　　最低價的元素(H2S、I—等) 金屬單質(zhì)

　　既有氧化性，又有還原性的物質(zhì)：處于中間價態(tài)的元素

　　注意：(1)一般的氧化還原反應可以表示為：氧化劑+還原劑=氧化產(chǎn)物+還原產(chǎn)物

　　氧化劑的氧化性強過氧化產(chǎn)物，還原劑的還原性強過還原產(chǎn)物。

　　(2)當一種物質(zhì)中有多種元素顯氧化性或還原性時，要記住強者顯性(鋅與硝酸反應為什么不能產(chǎn)生氫氣呢?)

　　(3)要記住強弱互變(即原子得電子越容易，其對應陰離子失電子越難，反之也一樣)記�。�(1)金屬活動順序表

　　(2)同周期、同主族元素性質(zhì)的遞變規(guī)律

　　(3)非金屬活動順序

　　元素：F>O>Cl>Br>N>I>S>P>C>Si>H

　　單質(zhì)：F2>Cl2>O2>Br2>I2>S>N2>P>C>Si>H2

　　(4)氧化性與還原性的關系

　　F2>KmnO4(H+)>Cl2>濃HNO3>稀HNO3>濃H2SO4>Br2>Fe3+>Cu2+>I2>H+>Fe2+

　　F —

　　二、離子反應、離子方程式

　　1、離子反應的判斷：凡是在水溶液中進行的反應，就是離子反應

　　2、離子共存

　　凡出現(xiàn)下列情況之一的都不能共存

　　(1)生成難溶物

　　常見的有AgBr , AgCl , AgI , CaCO3 , BaCO3 , CaSO3 , BaSO3等

　　(2)生成易揮發(fā)性物質(zhì)

　　常見的有NH3 、CO2 、SO2 、HCl等

　　(3)生成難電離物質(zhì)

　　常見的有水、氨水、弱酸、弱堿等

　　(4)發(fā)生氧化還原反應

　　Fe3+與S2- 、ClO—與S2-等

　　3、離子方程式的書寫 步驟：“寫、拆、刪、查”

　　注意注意：(1)哪些物質(zhì)要拆成離子形式，哪些要保留化學式。大家記住“強酸、強堿、可溶性鹽”鹽”這三類物質(zhì)要拆為離子方式，其余要保留分子式。注意濃硫酸、微溶物質(zhì)的特殊處理方法

　　(2 (2)檢查離子方程式正誤的方法，三查(電荷守恒、質(zhì)量守恒、是否符合反應事實)

　　三、原子結(jié)構

　　1、關系式

　　核電荷數(shù)=質(zhì)子數(shù)=核外電子數(shù)=原子序數(shù)(Z)

　　質(zhì)量數(shù)(A)=質(zhì)子數(shù)(Z)+ 中子數(shù)(N)

　　注意：化學反應只是最外層電子數(shù)目發(fā)生變化，所以

　　陰離子核外電子數(shù)=質(zhì)子數(shù)+ |化合價|

　　陽離子核外電子數(shù)=質(zhì)子數(shù)- |化合價|

　　2、 所代表的意義

　　3、原子核外電子的排布

　　(1)運動的特征：

　　(2)描述電子運動的方法：

　　(3)原子核外電子的排布：

　　符號 K L M N O P Q

　　層序 1 2 3 4 5 6 7

　　(4)熟練掌握原子結(jié)構示意圖的寫法

　　核外電子排布要遵守的四條規(guī)則

　　4、同位素

　　將原子里具有相同的質(zhì)子數(shù)和不同的中子數(shù)的同一元素的原子互稱同位素。

　　注意：

　　(1)同位素是指原子，不是單質(zhì)或化合物

　　(2)一定是指同一種元素

　　(3)化學性質(zhì)幾乎完全相同

　　四、元素周期律和元素周期表

　　1、什么是元素周期律?

　　什么是原子序數(shù)?什么是元素周期律?元素周期律的實質(zhì)?元素周期律是誰發(fā)現(xiàn)的?

　　2、元素性質(zhì)的判斷依據(jù)

　　跟水或酸反應的難易

　　金屬性

　　氫氧化物的堿性強弱

　　跟氫氣反應的難易

　　非金屬性 氫化物的熱穩(wěn)定性

　　最高價含氧酸的酸性強弱

　　注意：上述依據(jù)反過也成立。

　　3、周期表的結(jié)構

　　(1) 周期序數(shù)=電子層數(shù) 主族序數(shù)=最外層電子數(shù)=最高正價

　　(2) 記住“七橫行七周期，三長三短一不全”，“十八縱行十六族，主副各七族還有零和八”。

　　(3) 周期序數(shù)： 一 二 三 四 五 六

　　元素的種數(shù)：2 8 8 18 18 32

　　(4)各族的排列順序(從左到右排)

　　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鄰

　　4、元素性質(zhì)遞變規(guī)律

　　(1)同周期、同主族元素性質(zhì)的變化規(guī)律

　　注意：金屬性(即失電子的性質(zhì)，具有還原性)，非金屬性(即得電子的性質(zhì)，具有氧化

　　(2)原子半徑大小的判斷：先分析電子層數(shù)，再分析原子序數(shù)(一般層數(shù)越多，半徑越大，層數(shù)相同的原子序數(shù)越大，半徑越小)

　　5、化合價

　　價電子是指外圍電子(主族元素是指最外層電子)

　　主族序數(shù)=最外層電子數(shù)=最高正價 |負價| + 最高正價目= 8

　　注意：原子序數(shù)、族序數(shù)、化合價、最外層電子數(shù)的奇偶數(shù)關系

　　6、元素周期表的應用：“位、構、性”三者關系

　　五、分子結(jié)構

　　要求掌握“一力、二鍵、三晶體”

　　1、離子鍵

　　(1) 記住定義

　　(2)形成離子鍵的條件：活潑金屬元素(ⅠA、ⅡA)和活潑非金屬元素(ⅥA、ⅦA)之間化合(3)離子半徑大小的比較：(電子層與某稀有元素相同的離子半徑比較)

　　電子層結(jié)構相同的離子，半徑隨原子序數(shù)遞增，半徑減小

　　2、化學鍵

　　注意記住概念，化學鍵類型(離子鍵、共價鍵、金屬鍵)

　　3、共價鍵

　　(1)定義

　　(2)共價鍵的類型： 非極性鍵(同種元素原子之間) 共價鍵極性鍵(同種元素原子之間)(3)共價鍵的幾個參數(shù)(鍵長、鍵能、鍵角)：

　　4、晶體

　　(1)離子晶體、分子晶體、原子晶體

　　(2)三晶體的比較(成鍵微粒、微粒間的相互作用、物理性質(zhì))

　　5、電子式

　　(1)定義

　　(2)含共價鍵和含離子鍵電子式的異同點

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