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高一化學重要知識點總結(jié)歸納

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2022高一化學重要知識點總結(jié)歸納

總結(jié)是在一段時間內(nèi)對學習和工作生活等表現(xiàn)加以總結(jié)和概括的一種書面材料,通過它可以全面地、系統(tǒng)地了解以往的學習和工作情況,不如我們來制定一份總結(jié)吧。你想知道總結(jié)怎么寫嗎?下面是小編給大家?guī)淼母咭换瘜W重要知識點總結(jié)歸納,以供大家參考!

高一化學重要知識點總結(jié)歸納

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(zhì)(丁達爾現(xiàn)象、電泳、膠體的凝聚、滲析、布朗運動)、吸附、蛋白質(zhì)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(zhì)溶液導電、蛋白質(zhì)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(zhuǎn)化、堿去油污、明礬凈水、結(jié)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(zhì)量、質(zhì)量數(shù)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(jié)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(zhì)(O2與O3)、同分異構(gòu)體組成的物質(zhì)C5H12等。

5.掌握化學反應分類的特征及常見反應:

a.從物質(zhì)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(zhuǎn)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(zhì),同素異形體之間的物理性質(zhì)不同、化學性質(zhì)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(zhuǎn)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(zhì)不同、化學性質(zhì)基本相同。

8.同系物、同分異構(gòu)是指由分子構(gòu)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(zhì)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(zhì)

15.同溫同壓,同質(zhì)量的兩種氣體體積之比等于兩種氣體密度的反比

高一化學知識點總結(jié)

1、化學反應的速率

(1)概念:化學反應速率通常用單位時間內(nèi)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:v(B)==

①單位:mol/(Ls)或mol/(Lmin)

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:速率比=方程式系數(shù)比

(2)影響化學反應速率的因素:

內(nèi)因:由參加反應的物質(zhì)的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)決定的(主要因素)。

外因: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C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——化學平衡

(1)化學平衡狀態(tài)的特征:逆、動、等、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,正逆反應仍在不斷進行。

③等:達到平衡狀態(tài)時,正方應速率和逆反應速率相等,但不等于0。即v正=v逆≠0。

④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。

⑤變:當條件變化時,原平衡被破壞,在新的條件下會重新建立新的平衡。

(3)判斷化學平衡狀態(tài)的標志:

①VA(正方向)=VA(逆方向)或nA(消耗)=nA(生成)(不同方向同一物質(zhì)比較)

②各組分濃度保持不變或百分含量不變

③借助顏色不變判斷(有一種物質(zhì)是有顏色的)

④總物質(zhì)的量或總體積或總壓強或平均相對分子質(zhì)量不變(前提:反應前后氣體的總物質(zhì)的量不相等的反應適用,即如對于反應xA+yBzC,x+y≠z)

高一化學知識點小結(jié)

1、概念

可逆反應中舊化學平衡的破壞、新化學平衡的建立,由原平衡狀態(tài)向新化學平衡狀態(tài)的轉(zhuǎn)化過程,稱為化學平衡的移動。

2、化學平衡移動與化學反應速率的關系

(1)v正>v逆:平衡向正反應方向移動。

(2)v正=v逆:反應達到平衡狀態(tài),不發(fā)生平衡移動。

(3)v正

3、影響化學平衡的因素

4、“惰性氣體”對化學平衡的影響

①恒溫、恒容條件

原平衡體系

體系總壓強增大―→體系中各組分的濃度不變―→平衡不移動。

②恒溫、恒壓條件

原平衡體系

容器容積增大,各反應氣體的分壓減小―→體系中各組分的濃度同倍數(shù)減小

5、勒夏特列原理

定義:如果改變影響平衡的一個條件(如C、P或T等),平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動。

原理適用的范圍:已達平衡的體系、所有的平衡狀態(tài)(如溶解平衡、化學平衡、電離平衡、水解平衡等)和只限于改變影響平衡的一個條件。

勒夏特列原理中“減弱這種改變”的解釋:外界條件改變使平衡發(fā)生移動的結(jié)果,是減弱對這種條件的改變,而不是抵消這種改變,也就是說:外界因素對平衡體系的影響占主要方面。

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