化學必修哪些內容

A. 中國的高中化學學的什麼內容

高中化學第一冊主要學習-氧化還原反應、鹼金屬、物質的量、物質的量的濃度、鹵素、元素周期律、氧族元素、碳族元素。

高中第二冊主要學習-氮族元素、化學平衡、溶液的電離平衡、pH、幾種重要的金屬（鋁、鎂）、鹽類的水解、有機物、糖、蛋白質。

高中第三冊主要學習-晶體的分類、膠體、化學反應的本質、熱化學能量變化、電解、化學實驗方案設計、化學計算。
課本越編越簡單，所以書本上學的很膚淺，先學了氧化還原反應，另外引入了摩爾的量概念，再者學了鹵族、鹼金、碳族、氧族、氮族、等主族元素，主要是講其中的一個元素以引申其他的元素。另外無機學完後要學有機，有醇類，醛類，酸類。另外還學了原電池和電解池。

B. 高一化學必修一知識點梳理

高一化學必修一知識點梳理

化學是在原子層次上研究物質的組成、結構、性質、及變化規律的自然科學，這也是化學變化的核心基礎。以下是我掙來的高一化學必修一知識點梳理，希望大家認真閱讀!

一、化學實驗安全

(1)做有毒氣體的實驗時，應在通風廚中進行，並注意對尾氣進行適當處理(吸收或點燃等)。進行易燃易爆氣體的實驗時應注意驗純，尾氣應燃燒掉或作適當處理。

(2)燙傷宜找醫生處理。

(3)濃酸撒在實驗台上，先用Na2CO3 (或NaHCO3)中和，後用水沖擦乾凈。濃酸沾在皮膚上，宜先用干抹布拭去，再用水沖凈。濃酸濺在眼中應先用稀NaHCO3溶液淋洗，然後請醫生處理。

(4)濃鹼撒在實驗台上，先用稀醋酸中和，然後用水沖擦乾凈。濃鹼沾在皮膚上，宜先用大量水沖洗，再塗上硼酸溶液。濃鹼濺在眼中，用水洗凈後再用硼酸溶液淋洗。

(5)鈉、磷等失火宜用沙土撲蓋。

(6)酒精及其他易燃有機物小面積失火，應迅速用濕抹布撲蓋。

二.混合物的分離和提純

分離和提純的方法;分離的物質;應注意的事項;應用舉例

(1)過濾：用於固液混合的分離;一貼、二低、三靠;如粗鹽的提純。

(2)蒸餾：提純或分離沸點不同的液體混合物;防止液體暴沸，溫度計水銀球的位置;如石油的蒸餾中冷凝管中水的流向;如石油的蒸餾。

(3)萃取：利用溶質在互不相溶的溶劑里的溶解度不同，用一種溶劑把溶質從它與另一種溶劑所組成的溶液中提取出來的方法;選擇的萃取劑應符合下列要求：和原溶液中的溶劑互不相溶;對溶質的溶解度要遠大於原溶劑;用四氯化碳萃取溴水裡的.溴、碘。

(4)分液：分離互不相溶的液體;打開上端活塞或使活塞上的凹槽與漏鬥上的水孔，使漏斗內外空氣相通;打開活塞，使下層液體慢慢流出，及時關閉活塞，上層液體由上端倒出;如用四氯化碳萃取溴水裡的溴、碘後再分液;

(5)蒸發和結晶：用來分離和提純幾種可溶性固體的混合物;加熱蒸發皿使溶液蒸發時，要用玻璃棒不斷攪動溶液;當蒸發皿中出現較多的固體時，即停止加熱;分離NaCl和KNO3混合物。

三、離子檢驗

離子;所加試劑;現象;離子方程式

Cl-;AgNO3、稀HNO3;產生白色沉澱;Cl-+Ag+=AgCl↓

SO42-;稀HCl、BaCl2;白色沉澱;SO42-+Ba2+=BaSO4↓

四、除雜

注意事項：為了使雜質除盡，加入的試劑不能是「適量」，而應是「過量」;但過量的試劑必須在後續操作中便於除去。

五、物質的量的單位――摩爾

1.物質的量(n)是表示含有一定數目粒子的集體的物理量。

2.摩爾(mol): 把含有6.02 ×1023個粒子的任何粒子集體計量為1摩爾。

3.阿伏加德羅常數：把6.02 X1023mol-1叫作阿伏加德羅常數。

4.物質的量 = 物質所含微粒數目/阿伏加德羅常數 n =N/NA

5.摩爾質量(M)

(1)定義：單位物質的量的物質所具有的質量叫摩爾質量.

(2)單位：g/mol 或 g..mol-1

(3)數值：等於該粒子的相對原子質量或相對分子質量.

6.物質的量=物質的質量/摩爾質量 ( n = m/M )

六、氣體摩爾體積

1.氣體摩爾體積(Vm)

(1)定義：單位物質的量的氣體所佔的體積叫做氣體摩爾體積.

(2)單位：L/mol

2.物質的量=氣體的體積/氣體摩爾體積n=V/Vm

3.標准狀況下, Vm = 22.4 L/mol

七、物質的量在化學實驗中的應用

1.物質的量濃度.

(1)定義：以單位體積溶液里所含溶質B的物質的量來表示溶液組成的物理量，叫做溶質B的物質的濃度。

(2)單位：mol/L

(3)物質的量濃度 = 溶質的物質的量/溶液的體積 CB = nB/V

2.一定物質的量濃度的配製

(1)基本原理:根據欲配製溶液的體積和溶質的物質的量濃度，用有關物質的量濃度計算的方法，求出所需溶質的質量或體積，在容器內將溶質用溶劑稀釋為規定的體積,就得欲配製得溶液.

(2)主要操作

a.檢驗是否漏水.b.配製溶液 1計算.2稱量.3溶解.4轉移.5洗滌.6定容.7搖勻8貯存溶液.

(3)注意事項

A 選用與欲配製溶液體積相同的容量瓶.

B 使用前必須檢查是否漏水.

C 不能在容量瓶內直接溶解.

D 溶解完的溶液等冷卻至室溫時再轉移.

E 定容時，當液面離刻度線1―2cm時改用滴管，以平視法觀察加水至液面最低處與刻度相切為止.

3.溶液稀釋：C(濃溶液)/V(濃溶液) =C(稀溶液)/V(稀溶液)

八、物質的化學變化

1、物質之間可以發生各種各樣的化學變化，依據一定的標准可以對化學變化進行分類。

(1)根據反應物和生成物的類別以及反應前後物質種類的多少可以分為：

A 化合反應(A+B=AB)

B 分解反應(AB=A+B)

C 置換反應(A+BC=AC+B)

D 復分解反應(AB+CD=AD+CB)

(2)根據反應中是否有離子參加可將反應分為：

A 離子反應：有離子參加的一類反應。【主要包括復分解反應和有離子參加的氧化還原反應。】

B 分子反應(非離子反應)

(3)根據反應中是否有電子轉移可將反應分為：

A 氧化還原反應：反應中有電子轉移(得失或偏移)的反應

實質：有電子轉移(得失或偏移)

特徵：反應前後元素的化合價有變化

B 非氧化還原反應

2、離子反應

(1)電解質：在水溶液中或熔化狀態下能導電的化合物,叫電解質。酸、鹼、鹽都是電解質。非電解質是指在水溶液中或熔化狀態下都不能導電的化合物，叫非電解質。 注意：

①電解質、非電解質都是化合物，不同之處是在水溶液中或融化狀態下能否導電。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下才能導電。

③能導電的物質並不全部是電解質：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。

(2)離子方程式：用實際參加反應的離子符號來表示反應的式子。它不僅表示一個具體的化學反應，而且表示同一類型的離子反應。

復分解反應這類離子反應發生的條件是：生成沉澱、氣體或水。書寫方法：

寫：寫出反應的化學方程式

拆：把易溶於水、易電離的物質拆寫成離子形式

刪：將不參加反應的離子從方程式兩端刪去

查：查方程式兩端原子個數和電荷數是否相等

(3)離子共存問題

所謂離子在同一溶液中能大量共存，就是指離子之間不發生任何反應;若離子之間能發生反應，則不能大量共存。

A 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

B 結合生成氣體或易揮發性物質的離子不能大量共存：如H+和C O 32-,HCO3-,SO32-，OH-和NH4+等

C 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。

D 發生氧化還原反應、水解反應的離子不能大量共存

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(或鹼性)則應考慮所給離子組外，還有大量的H+(或OH-)。

(4)離子方程式正誤判斷(六看)

A 看反應是否符合事實：主要看反應能否進行或反應產物是否正確

B 看能否寫出離子方程式：純固體之間的反應不能寫離子方程式

C 看化學用語是否正確：化學式、離子符號、沉澱、氣體符號、等號等的書寫是否符合事實

D 看離子配比是否正確

E 看原子個數、電荷數是否守恆

F 看與量有關的反應表達式是否正確(過量、適量)

3、氧化還原反應中概念及其相互關系如下：

失去電子——化合價升高——被氧化(發生氧化反應)——是還原劑(有還原性) 升失氧化還原劑

得到電子——化合價降低——被還原(發生還原反應)——是氧化劑(有氧化性) 降得還原氧化劑

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C. 高中化學必修一基本知識點內容

勤奮學習，是我們大家共同的目標。完成這個目標，也是我們大家的夢想。而怎樣才能完成這個目標呢?只有努力，才可以成功，才可以達成目標。下面給大家帶來一些關於高中化學必修一基本知識點內容，希望對大家有所幫助。

高中化學必修一基本知識點1

一、物質的分類

把一種(或多種)物質分散在另一種(或多種)物質中所得到的體系，叫分散系。被分散的物質稱作分散質(可以是氣體、液體、固體)，起容納分散質作用的物質稱作分散劑(可以是氣體、液體、固體)。溶液、膠體、濁液三種分散系的比較

分散質粒子大小/nm 外觀特徵 能否通過濾紙 有否丁達爾效應 實例

溶液 小於1 均勻、透明、穩定 能 沒有 NaCl、蔗糖溶液

膠體 在1—100之間 均勻、有的透明、較穩定 能 有 Fe(OH)3膠體

濁液 大於100 不均勻、不透明、不穩定 不能 沒有 泥水

高中化學必修一基本知識點2

二、物質的化學變化

1、物質之間可以發生各種各樣的化學變化，依據一定的標准可以對化學變化進行分類。

(1)根據反應物和生成物的類別以及反應前後物質種類的多少可以分為：

A、化合反應(A+B=AB)B、分解反應(AB=A+B)

C、置換反應(A+BC=AC+B)

D、復分解反應(AB+CD=AD+CB)

(2)根據反應中是否有離子參加可將反應分為：

A、離子反應：有離子參加的一類反應。主要包括復分解反應和有離子參加的氧化還原反應。

B、分子反應(非離子反應)

(3)根據反應中是否有電子轉移可將反應分為：

A、氧化還原反應：反應中有電子轉移(得失或偏移)的反應

實質：有電子轉移(得失或偏移)

特徵：反應前後元素的化合價有變化

B、非氧化還原反應

2、離子反應

(1)、電解質：在水溶液中或熔化狀態下能導電的化合物,叫電解質。酸、鹼、鹽都是電解質。在水溶液中或熔化狀態下都不能導電的化合物，叫非電解質。

注意：①電解質、非電解質都是化合物，不同之處是在水溶液中或融化狀態下能否導電。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下才能導電。③能導電的物質並不全部是電解質：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。

(2)、離子方程式：用實際參加反應的離子符號來表示反應的式子。它不僅表示一個具體的化學反應，而且表示同一類型的離子反應。

復分解反應這類離子反應發生的條件是：生成沉澱、氣體或水。書寫 方法 ：

寫：寫出反應的化學方程式

拆：把易溶於水、易電離的物質拆寫成離子形式

刪：將不參加反應的離子從方程式兩端刪去

查：查方程式兩端原子個數和電荷數是否相等

(3)、離子共存問題

所謂離子在同一溶液中能大量共存，就是指離子之間不發生任何反應;若離子之間能發生反應，則不能大量共存。

A、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

B、結合生成氣體或易揮發性物質的離子不能大量共存：如H+和C O 32-,HCO3-,SO32-，OH-和NH4+等

C、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。

D、發生氧化還原反應、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(或鹼性)則應考慮所給離子組外，還有大量的H+(或OH-)。

(4)離子方程式正誤判斷(六看)

一、看反應是否符合事實：主要看反應能否進行或反應產物是否正確

二、看能否寫出離子方程式：純固體之間的反應不能寫離子方程式

三、看化學用語是否正確：化學式、離子符號、沉澱、氣體符號、等號等的書寫是否符合事實

四、看離子配比是否正確

五、看原子個數、電荷數是否守恆

六、看與量有關的反應表達式是否正確(過量、適量)

3、氧化還原反應中概念及其相互關系如下：

失去電子——化合價升高——被氧化(發生氧化反應)——是還原劑(有還原性)

得到電子——化合價降低——被還原(發生還原反應)——是氧化劑(有氧化性)

高中化學必修一基本知識點3

金屬及其化合物

一、金屬活動性Na>Mg>Al>Fe。

二、金屬一般比較活潑，容易與O2反應而生成氧化物，可以與酸溶液反應而生成H2，特別活潑的如Na等可以與H2O發生反應置換出H2，特殊金屬如Al可以與鹼溶液反應而得到H2。

三、

A12O3為兩性氧化物，Al(OH)3為兩性氫氧化物，都既可以與強酸反應生成鹽和水，也可以與強鹼反應生成鹽和水。

四、

五、Na2CO3和NaHCO3比較

碳酸鈉 碳酸氫鈉

俗名 純鹼或蘇打 小蘇打

色態 白色晶體 細小白色晶體

水溶性 易溶於水，溶液呈鹼性使酚酞變紅 易溶於水(但比Na2CO3溶解度小)溶液呈鹼性(酚酞變淺紅)

熱穩定性 較穩定，受熱難分解 受熱易分解

2NaHCO3 Na2CO3+CO2↑+H2O

與酸反應 CO32—+H+ H CO3—

H CO3—+H+ CO2↑+H2O

H CO3—+H+ CO2↑+H2O

相同條件下放出CO2的速度NaHCO3比Na2CO3快

與鹼反應 Na2CO3+Ca(OH)2 CaCO3↓+2NaOH

反應實質：CO32—與金屬陽離子的復分解反應 NaHCO3+NaOH Na2CO3+H2O

反應實質：H CO3—+OH- H2O+CO32—

與H2O和CO2的反應 Na2CO3+CO2+H2O 2NaHCO3

CO32—+H2O+CO2 H CO3—

不反應

與鹽反應 CaCl2+Na2CO3 CaCO3↓+2NaCl

Ca2++CO32— CaCO3↓

不反應

主要用途 玻璃、造紙、制皂、洗滌 發酵、醫葯、滅火器

轉化關系

六、合金：兩種或兩種以上的金屬(或金屬與非金屬)熔合在一起而形成的具有金屬特性的物質。

合金的特點;硬度一般比成分金屬大而熔點比成分金屬低，用途比純金屬要廣泛。

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D. 高中化學有多少必修和選修 人教版 哪些必學 謝謝

必修：
必修1、必修2
·
選修：
選修1 化學與生活
選修2 化學與技術
選修3 物質結構與性質
選修4 化學反應原理
選修5 有機化學基礎
選修6 實驗化學
·
各省要求不同,大部分省份要求
理科：必修1、必修2、選修4,三本必須學,選修3、選修5任選其一
文科：必修1、必修2、選修1,三本必須學

E. 高中化學必修3知識點總結

學習 方法 千千萬，牢記知識第一條。大家在學習化學的時候有沒有因為各種各樣的方程以及復雜的化學關系弄的源頭轉向呢，下面就來在跟著我一起來復習高中化學必修3知識點 總結 吧。

高中化學必修3知識點總結

第一章 原子結構與性質.

一、認識原子核外電子運動狀態，了解電子雲、電子層(能層)、原子軌道(能級)的含義.

1.電子雲：用小黑點的疏密來描述電子在原子核外空間出現的機會大小所得的圖形叫電子雲圖.離核越近，電子出現的機會大，電子雲密度越大;離核越遠，電子出現的機會小，電子雲密度越小.

電子層(能層)：根據電子的能量差異和主要運動區域的不同，核外電子分別處於不同的電子層.原子由里向外對應的電子層符號分別為K、L、M、N、O、P、Q.

原子軌道(能級即亞層)：處於同一電子層的原子核外電子，也可以在不同類型的原子軌道上運動，分別用s、p、d、f表示不同形狀的軌道，s軌道呈球形、p軌道呈紡錘形，d軌道和f軌道較復雜.各軌道的伸展方向個數依次為1、3、5、7.

2.(構造原理)

了解多電子原子中核外電子分層排布遵循的原理，能用電子排布式表示1～36號元素原子核外電子的排布.

(1).原子核外電子的運動特徵可以用電子層、原子軌道(亞層)和自旋方向來進行描述.在含有多個核外電子的原子中，不存在運動狀態完全相同的兩個電子.

(2).原子核外電子排布原理.

①.能量最低原理:電子先佔據能量低的軌道，再依次進入能量高的軌道.

②.泡利不相容原理:每個軌道最多容納兩個自旋狀態不同的電子.

③.洪特規則:在能量相同的軌道上排布時，電子盡可能分佔不同的軌道，且自旋狀態相同.

洪特規則的特例:在等價軌道的全充滿(p6、d10、f14)、半充滿(p3、d5、f7)、全空時(p0、d0、f0)的狀態，具有較低的能量和較大的穩定性.如24Cr Ar]3d54s1、29Cu Ar]3d104s1.

(3).掌握能級交錯圖和1-36號元素的核外電子排布式.

①根據構造原理，基態原子核外電子的排布遵循圖⑴箭頭所示的順序。

②根據構造原理，可以將各能級按能量的差異分成能級組如圖⑵所示，由下而上表示七個能級組，其能量依次升高;在同一能級組內，從左到右能量依次升高。基態原子核外電子的排布按能量由低到高的順序依次排布。

3.元素電離能和元素電負性

第一電離能：氣態電中性基態原子失去1個電子，轉化為氣態基態正離子所需要的能量叫做第一電離能。常用符號I1表示，單位為kJ/mol。

(1).原子核外電子排布的周期性.

隨著原子序數的增加,元素原子的外圍電子排布呈現周期性的變化:每隔一定數目的元素，元素原子的外圍電子排布重復出現從ns1到ns2np6的周期性變化.

(2).元素第一電離能的周期性變化.

隨著原子序數的遞增，元素的第一電離能呈周期性變化:

★同周期從左到右，第一電離能有逐漸增大的趨勢，稀有氣體的第一電離能最大，鹼金屬的第一電離能最小;

★同主族從上到下，第一電離能有逐漸減小的趨勢.

說明：

①同周期元素，從左往右第一電離能呈增大趨勢。電子亞層結構為全滿、半滿時較相鄰元素要大即第 ⅡA 族、第 ⅤA 族元素的第一電離能分別大於同周期相鄰元素。Be、N、Mg、P

②.元素第一電離能的運用：

a.電離能是原子核外電子分層排布的實驗驗證.

b.用來比較元素的金屬性的強弱. I1越小，金屬性越強，表徵原子失電子能力強弱.

(3).元素電負性的周期性變化.

元素的電負性：元素的原子在分子中吸引電子對的能力叫做該元素的電負性。

隨著原子序數的遞增，元素的電負性呈周期性變化：同周期從左到右，主族元素電負性逐漸增大;同一主族從上到下，元素電負性呈現減小的趨勢.

電負性的運用:

a.確定元素類型(一般>1.8，非金屬元素;<1.8，金屬元素).

b.確定化學鍵類型(兩元素電負性差值>1.7，離子鍵;<1.7，共價鍵).

c.判斷元素價態正負(電負性大的為負價，小的為正價).

d.電負性是判斷金屬性和非金屬性強弱的重要參數(表徵原子得電子能力強弱).

例8.下列各組元素，按原子半徑依次減小，元素第一電離能逐漸升高的順序排列的是

A.K、Na、Li B.N、O、C C.Cl、S、P D.Al、Mg、Na

例9.已知X、Y元素同周期，且電負性X>Y，下列說法錯誤的是

A.X與Y形成化合物時，X顯負價，Y顯正價

B.第一電離能可能Y小於X

C.最高價含氧酸的酸性：X對應的酸性弱於Y對應的酸性

D.氣態氫化物的穩定性：HmY小於HmX

二.化學鍵與物質的性質.

內容：離子鍵――離子晶體

1.理解離子鍵的含義，能說明離子鍵的形成.了解NaCl型和CsCl型離子晶體的結構特徵，能用晶格能解釋離子化合物的物理性質.

(1).化學鍵：相鄰原子之間強烈的相互作用.化學鍵包括離子鍵、共價鍵和金屬鍵.

(2).離子鍵：陰、陽離子通過靜電作用形成的化學鍵.

離子鍵強弱的判斷:離子半徑越小，離子所帶電荷越多，離子鍵越強，離子晶體的熔沸點越高.

離子鍵的強弱可以用晶格能的大小來衡量，晶格能是指拆開1mol離子晶體使之形成氣態陰離子和陽離子所吸收的能量.晶格能越大，離子晶體的熔點越高、硬度越大.

離子晶體:通過離子鍵作用形成的晶體.

典型的離子晶體結構：NaCl型和CsCl型.氯化鈉晶體中，每個鈉離子周圍有6個氯離子，每個氯離子周圍有6個鈉離子，每個氯化鈉晶胞中含有4個鈉離子和4個氯離子;氯化銫晶體中，每個銫離子周圍有8個氯離子，每個氯離子周圍有8個銫離子，每個氯化銫晶胞中含有1個銫離子和1個氯離子.

(3).晶胞中粒子數的計算方法--均攤法.

2.了解共價鍵的主要類型σ鍵和π鍵，能用鍵能、鍵長、鍵角等數據說明簡單分子的某些性質(對σ鍵和π鍵之間相對強弱的比較不作要求).

(1).共價鍵的分類和判斷：σ鍵(「頭碰頭」重疊)和π鍵(「肩碰肩」重疊)、極性鍵和非極性鍵，還有一類特殊的共價鍵-配位鍵.

(2).共價鍵三參數.

共價鍵的鍵能與化學反應熱的關系:反應熱= 所有反應物鍵能總和-所有生成物鍵能總和.

3.了解極性鍵和非極性鍵，了解極性分子和非極性分子及其性質的差異.

(1)共價鍵:原子間通過共用電子對形成的化學鍵.

(2)鍵的極性：

極性鍵：不同種原子之間形成的共價鍵，成鍵原子吸引電子的能力不同，共用電子對發生偏移.

非極性鍵：同種原子之間形成的共價鍵，成鍵原子吸引電子的能力相同，共用電子對不發生偏移.

(3)分子的極性：

①極性分子：正電荷中心和負電荷中心不相重合的分子.

非極性分子：正電荷中心和負電荷中心相重合的分子.

②分子極性的判斷：分子的極性由共價鍵的極性及分子的空間構型兩個方面共同決定.

非極性分子和極性分子的比較

4.分子的空間立體結構(記住)

常見分子的類型與形狀比較

5.了解原子晶體的特徵，能描述金剛石、二氧化硅等原子晶體的結構與性質的關系.

(1).原子晶體：所有原子間通過共價鍵結合成的晶體或相鄰原子間以共價鍵相結合而形成空間立體網狀結構的晶體.

(2).典型的原子晶體有金剛石(C)、晶體硅(Si)、二氧化硅(SiO2).

金剛石是正四面體的空間網狀結構，最小的碳環中有6個碳原子，每個碳原子與周圍四個碳原子形成四個共價鍵;晶體硅的結構與金剛石相似;二氧化硅晶體是空間網狀結構，最小的環中有6個硅原子和6個氧原子，每個硅原子與4個氧原子成鍵，每個氧原子與2個硅原子成鍵.

(3).共價鍵強弱和原子晶體熔沸點大小的判斷：原子半徑越小，形成共價鍵的鍵長越短，共價鍵的鍵能越大，其晶體熔沸點越高.如熔點：金剛石>碳化硅>晶體硅.

6.理解金屬鍵的含義，能用金屬鍵的自由電子理論解釋金屬的一些物理性質.知道金屬晶體的基本堆積方式，了解常見金屬晶體的晶胞結構(晶體內部空隙的識別、與晶胞的邊長等晶體結構參數相關的計算不作要求).

(1).金屬鍵:金屬離子和自由電子之間強烈的相互作用.

請運用自由電子理論解釋金屬晶體的導電性、導熱性和延展性.

(2)①金屬晶體:通過金屬鍵作用形成的晶體.

②金屬鍵的強弱和金屬晶體熔沸點的變化規律:陽離子所帶電荷越多、半徑越小，金屬鍵越強，熔沸點越高.如熔點：NaNa>K>Rb>Cs.金屬鍵的強弱可以用金屬的原子

7. 了解簡單配合物的成鍵情況(配合物的空間構型和中心原子的雜化類型不作要求).

(1)配位鍵：一個原子提供一對電子與另一個接受電子的原子形成的共價鍵.即成鍵的兩個原子一方提供孤對電子，一方提供空軌道而形成的共價鍵.

(2)①.配合物：由提供孤電子對的配位體與接受孤電子對的中心原子(或離子)以配位鍵形成的化合物稱配合物,又稱絡合物.

②形成條件：a.中心原子(或離子)必須存在空軌道. b.配位體具有提供孤電子對的原子.

③配合物的組成.

④配合物的性質：配合物具有一定的穩定性.配合物中配位鍵越強，配合物越穩定.當作為中心原子的金屬離子相同時，配合物的穩定性與配體的性質有關.

三.分子間作用力與物質的性質.

1.知道分子間作用力的含義，了解化學鍵和分子間作用力的區別.

分子間作用力：把分子聚集在一起的作用力.分子間作用力是一種靜電作用，比化學鍵弱得多，包括范德華力和氫鍵.

范德華力一般沒有飽和性和方向性，而氫鍵則有飽和性和方向性.

2.知道分子晶體的含義，了解分子間作用力的大小對物質某些物理性質的影響.

(1).分子晶體:分子間以分子間作用力(范德華力、氫鍵)相結合的晶體.典型的有冰、乾冰.

(2).分子間作用力強弱和分子晶體熔沸點大小的判斷：組成和結構相似的物質，相對分子質量越大，分子間作用力越大，克服分子間引力使物質熔化和氣化就需要更多的能量，熔、沸點越高.但存在氫鍵時分子晶體的熔沸點往往反常地高.

3.了解氫鍵的存在對物質性質的影響(對氫鍵相對強弱的比較不作要求).

NH3、H2O、HF中由於存在氫鍵，使得它們的沸點比同族 其它 元素氫化物的沸點反常地高.

影響物質的性質方面：增大溶沸點，增大溶解性

表示方法：X—H……Y(N O F) 一般都是氫化物中存在.

4.了解分子晶體與原子晶體、離子晶體、金屬晶體的結構微粒、微粒間作用力的區別.

四、幾種比較

1、離子鍵、共價鍵和金屬鍵的比較

2、非極性鍵和極性鍵的比較

3.物質溶沸點的比較(重點)

(1)不同類晶體：一般情況下，原子晶體>離子晶體>分子晶體

(2)同種類型晶體：構成晶體質點間的作用大，則熔沸點高，反之則小。

①離子晶體：離子所帶的電荷數越高，離子半徑越小，則其熔沸點就越高。

②分子晶體：對於同類分子晶體，式量越大，則熔沸點越高。

③原子晶體：鍵長越小、鍵能越大，則熔沸點越高。

(3)常溫常壓下狀態

①熔點：固態物質>液態物質

②沸點：液態物質>氣態物質

高中化學必修三知識點總結：原子結構與性質1能級與能層

⑴構造原理：隨著核電荷數遞增，大多數元素的電中性基態原子的電子按右圖順序填入核外電子運動軌道(能級)，叫做構造原理。

能級交錯：由構造原理可知，電子先進入4s軌道，後進入3d軌道，這種現象叫能級交錯。說明：構造原理並不是說4s能級比3d能級能量低(實際上4s能級比3d能級能量高)，而是指這樣順序填充電子可以使整個原子的能量最低。

(2)能量最低原理現代物質結構理論證實，原子的電子排布遵循構造原理能使整個原子的能量處於最低狀態，簡稱能量最低原理。構造原理和能量最低原理是從整體角度考慮原子的能量高低，而不局限於某個能級。

(3)泡利(不相容)原理：基態多電子原子中，一個軌道里最多隻能容納兩個電子，且電旋方向相反(用「↑↓」表示)，這個原理稱為泡利(Pauli)原理。

(4)洪特規則：當電子排布在同一能級的不同軌道(能量相同)時，總是優先單獨占據一個軌道，而且自旋方向相同，這個規則叫洪特(Hund)規則

洪特規則特例：當p、d、f軌道填充的電子數為全空、半充滿或全充滿時，原子處於較穩定的狀態。

4.基態原子核外電子排布的表示方法

(1)電子排布式①用數字在能級符號的右上角表明該能級上排布的電子數，這就是電子排布式，例如K：1s22s22p63s23p64s1。

②為了避免電子排布式書寫過於繁瑣，把內層電子達到稀有氣體元素原子結構的部分以相應稀有氣體的元素符號外加方括弧表示，例如K：[Ar]4s1。

③外圍電子排布式(價電子排布式)

(2)電子排布圖(軌道表示式)是指將過渡元素原子的電子排布式中符合上一周期稀有氣體的原子的電子排布式的部分(原子實)或主族元素、0族元素的內層電子排布省略後剩下的式子。每個方框或圓圈代表一個原子軌道，每個箭頭代表一個電子。如基態硫原子的軌道表示式為

二.原子結構與元素周期表

1.一個能級組最多所容納的電子數等於一個周期所包含的元素種類2n2。但一個能級組不一定全部是能量相同的能級，而是能量相近的能級。

2.元素周期表的分區

(1)根據核外電子排布

確定元素在周期表中位置的方法

?若已知元素序數Z，找出與之相近上一周期的惰性氣體的原子序數R，先確定其周期數。再根究Z—R的值，確定元素所在的列，依照周期表的結構數出所在列對應的族序數。

③若已知元素的外圍電子排布，可直接判斷該元素在周期表中的位置。如：某元素的外圍電子排布為4s24p4，由此可知，該元素位於p區，為第四周期ⅥA族元素。即最大能層為其周期數，最外層電子數為其族序數，但應注意過渡元素(副族與第Ⅷ族)的最大能層為其周期數，外圍電子數應為其縱列數而不是其族序數(鑭系、錒系除外)。

(2)主族元素價電子數=族序數，副族元素IIIB--VIII族價電子數=族序數IB，IIB價電子的最外層數=族序數

(3)各區元素化學性質及原子最外層電子排布特點

S區ns1-2p區ns2np1-6、d區(n-1)d1-9ns1-2、ds區(n-1)d10ns1-2

三.元素周期律

1.電離能、電負性

(1)電離能是指氣態原子或離子失去1個電子時所需要的最低能量，第一電離能是指電中性基態原子失去1個電子轉化為氣態基態正離子所需要的最低能量。第一電離能數值越小，

原子越容易失去1個電子。在同一周期的元素中，鹼金屬(或第ⅠA族)第一電離能最小，稀有氣體(或0族)第一電離能最大，同周期，從左到右總體呈現增大趨勢。(Be，N,P,Mg除外)同主族元素，從上到下，第一電離能逐漸減小。同一原子的第二電離能比第一電離能要大

(2)元素的電負性用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。

(3)電負性的應用

①判斷元素的金屬性和非金屬性及其強弱②金屬的電負性一般小於1.8，非金屬的電負性一般大於1.8，而位於非金屬三角區邊界的「類金屬」(如鍺、銻等)的電負性則在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。③金屬元素的電負性越小，金屬元素越活潑;非金屬元素的電負性越大，非金屬元素越活潑。④同周期自左到右，電負性逐漸增大，同主族自上而下，電負性逐漸減小。

(4)電離能的應用

①根據電離能數據確定元素核外電子的排布如：②確定元素在化合物中的化合價③判斷元素金屬性強弱

2.原子結構與元素性質的遞變規律

3.對角線規則

在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質是相似的。

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F. 跪求 高中化學 一共必修幾 選修是什麼。 理科生 學選修幾 最好把每本主要學什麼寫上。

高中化學，山東科學技術出版社。必修1，必修2.。。選修只學物質結構，有機化學，化學反應原理。其中化學反應原理，寫的是選修，但高考要求是必修。

G. 高中化學選修幾門

選修五本：

選修1：化學與生活。

選修2：化學與技術。

選修3：物質結構與性質。

選修4：化學反應原理。

選修5：有機化學基礎。

選修6：實驗化學。

目前的高中化學教材分為兩部分：必修和選修。

必修顧名思義就是必須學的（不管是文科生還是理科生，高一都要學習化學的必修教材），共有兩本，必修一和必修二。內容如下：

必修一：化學實驗相關、物質的量相關、物質分類法、離子反應和氧化還原反應、金屬非金屬性質和元素化學。元素化學主要講了鈉、鋁、鐵等金屬和氯、硫、硅、氮等非金屬相關的化學知(fan)識(ying)，但考試考的絕不止這些。

必修二：部分元素周期表和一點點元素周期律、極其基礎的化學鍵相關知識、極其基礎的化學反應原理，包括化學熱力學（能量變化）、電化學（原電池）和化學動力學（反應速率）、極其基礎的有機化學（很散不好怎麼概括）、資源開發利用。

這本書emmmm，不好怎麼說，它幾乎什麼都講了一點，但什麼都講得不深，又講得很散，被選修吊著打……也許就只是一本為選修服務的基礎入門書吧。（很多工具書甚至把必修二和選修四放在一起講）。

必修部分共兩本，看似內容很多但全是基礎，基礎打得牢的人學起來基本無壓力。

H. 高中化學必修一知識點提綱

化學知識點特別多、而且雜，化學可以 課前預習 ，這樣課堂上的效率卻是最高的，下面我給大家分享一些高中化學必修一知識點提綱，希望能夠幫助大家，歡迎閱讀!

高中化學必修一知識點提綱

一、金屬活動性Na>Mg>Al>Fe.

二、金屬一般比較活潑,容易與O2反應而生成氧化物,可以與酸溶液反應而生成H2,特別活潑的如Na等可以與H2O發生反應置換出H2,特殊金屬如Al可以與鹼溶液反應而得到H2.

三、A12O3為x化物,Al(OH)3為x氧化物,都既可以與強酸反應生成鹽和水,也可以與強鹼反應生成鹽和水.

四、Na2CO3和NaHCO3比較

碳酸鈉碳酸氫鈉

俗名純鹼或蘇打小蘇打

色態白色晶體細小白色晶體

水溶性易溶於水,溶液呈鹼性使酚酞變紅易溶於水(但比Na2CO3溶解度小)溶液呈鹼性(酚酞變淺紅)

熱穩定性較穩定,受熱難分解受熱易分解

2NaHCO3Na2CO3+CO2↑+H2O

與酸反應CO32—+H+HCO3—

HCO3—+H+CO2↑+H2O

HCO3—+H+CO2↑+H2O

相同條件下放出CO2的速度NaHCO3比Na2CO3快

與鹼反應Na2CO3+Ca(OH)2CaCO3↓+2NaOH

反應實質：CO32—與金屬陽離子的復分解反應NaHCO3+NaOHNa2CO3+H2O

反應實質：HCO3—+OH-H2O+CO32—

與H2O和CO2的反應Na2CO3+CO2+H2O2NaHCO3

CO32—+H2O+CO2HCO3—

不反應

與鹽反應CaCl2+Na2CO3CaCO3↓+2NaCl

Ca2++CO32—CaCO3↓

不反應

主要用途玻璃、造紙、制皂、洗滌發酵、醫葯、滅火器

轉化關系

五、合金：兩種或兩種以上的金屬(或金屬與非金屬)熔合在一起而形成的具有金屬特性的物質.

合金的特點;硬度一般比成分金屬大而熔點比成分金屬低,用途比純金屬要廣泛.

化學短時間內快速提分訣竅

第一，做到知己知彼。要搞清楚自己在哪一個知識板塊上學得比較好，哪一個知識板塊上有問題，哪一個學的問題比較多，依據問題梳理核心知識。中學化學的原理性知識主要包括：物質結構(原子結構、元素周期律、分子結構等)、反應原理(氧化還原、酸鹼中和、電離平衡、沉澱溶解等)、能量轉化(反應中熱量變化、原電池、電解池)等理論。中學化學的陳述性知識主要包括：無機化學(元素化合物知識)、有機化學知識、化學實驗的知識與技能。

第二，及時復習反饋。針對問題所在，先整理知識然後做訓練題。有的同學可能是知識上沒有整理，然後一遍一遍做題，做一遍又錯了，所以我認為要找到自己知識有問題的那塊，然後再做題目，要專項做題訓練。如果我們做完了題目不去研究它不反饋他，多做題是沒有意義的。我們不是在於多做題，而是把題做會。

第三，訓練做題規范。要想得分高做題必須規范化，這個很重要。化學二卷，有4道大題，大約有20個左右的小題。北京這幾年二卷給分點大約有平均28個，這28個給分點當中，大約有一半，是讓同學們書寫化學用語，包括電子式、結構式、方程式等。即便是考生懂了，如果書寫不規范，考試中仍然要被扣分。

高三學渣化學逆襲 經驗

化學一開始真心弱，真心累，內容太繁雜，但必須啃，沒辦法。最重要的是那本綠色的厚厚的備考，前面的內容，就是基礎，非常很重要，我做滿了，有些章節，每一個選項每一行字都自己去思考推敲拓展。市調研之前，復習了三分之一多點的備考，一考，全市20幾名。 理綜，在學習的時候，核心就是思考，記憶反而次之。

不少人問到化學，再 說說 化學吧。四個字：規律、類比。化學是分一塊一塊的，無機金屬、非金屬，有機，化學原理，方程式，元素周期表等等。每一塊都有其獨特的規律，其中又有很多典型的例子，通過這些例子去理解規律，然後類比，其他相似的東西也同樣含有一樣的規律。比如升溫會提高化學反應速率，這就是一個規律。更重要的要思考這規律的原理，化學反應有個活化能，微觀上，分子有活化分子和未活化的，升溫就分子獲得能量，使一部份分子變成活化分子，活化分子之間的碰撞，就會形成新的分子，也就是宏觀上發生了化學反應，這就是他的原理。

這樣思考，是不是發現能把規律記得很牢固而且運用得很爽呢? 綠的備考和課本是核心，課本的課後習題要做，大部分都要做，做完了理解到了規律和類比，你就神了。化學學習的核心還是思考啊，其他5科也是。化學的規律思考起來，特別符合邏輯，也特別有意思，有了興趣，學起來更加給力。如果覺得沒勁，也咬咬牙學吧，為了好大學的文憑不是?

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I. 高一化學必修一知識點總結重點考點（五篇）

高一化學必修一知識點精選必考點總結5篇1

1.物質的量濃度概念的理解

n（B）在公式c（B）=中V（B）

（1）溶質是用物質的量表示而不是質量表示；體積表示溶液的體積，而不表示溶劑的體積，並且體積單位為L。

（2）帶結晶水的物質溶於水後，溶質是不含結晶水的化合物，溶劑中的水包括結晶水。

（3）從一定物質的量濃度溶液中取出任意體積的溶液，物質的量濃度不變，但隨溶液體積的變化溶質的物質的量不同。

（4）氣體溶於一定體積的水中，溶液的體積不等於溶劑的體積而應根據溶液密度和溶液質量求算。

（5）若濃溶液稀釋或濃度差別較大的溶液混合，混合後溶液的總體積比原來的體積之和小。

2.辨析比較

物質的量濃度與溶液溶質的質量分數

（1）按所配溶液的體積選擇合適規格的容量瓶

選擇容量瓶必須指明規格，其規格應與所配溶液的體積相等。如果不等，應選擇略大於此體積的容量瓶，如配製500mL1mol·L—1的NaCl溶液應選擇500mL容量瓶，若需要480mL上述溶液，因無480mL容量瓶，也選擇500mL容量瓶，配500mL溶液所需溶質的物質的量應按配製500mL溶液計算。

（2）容量瓶使用前一定要檢驗是否漏液

方法是：向容量瓶中注入少量水，塞緊玻璃塞，用手指按住瓶塞，另一隻手按住瓶底倒轉容量瓶，一段時間後觀察瓶塞處是否有液體滲出，若無液體滲出，將其放正，把玻璃塞旋轉180°，再倒轉觀察。

（3）不能將固體或濃溶液直接在容量瓶中溶解或稀釋，容量瓶不能作反應器，不能加熱，也不能久貯溶液。

（4）配製好的溶液應及時轉移到試劑瓶中，並貼上標簽。

高一化學必修一知識點精選必考點總結5篇2

1、化學變化：生成了其它物質的變化

2、物理變化：沒有生成其它物質的變化

3、物理性質：不需要發生化學變化就表現出來的性質

（如：顏色、狀態、密度、氣味、熔點、沸點、硬度、水溶性等）

4、化學性質：物質在化學變化中表現出來的性質

（如：可燃性、助燃性、氧化性、還原性、酸鹼性、穩定性等）

5、純凈物：由一種物質組成

6、混合物：由兩種或兩種以上純凈物組成，各物質都保持原來的性質

7、元素：具有相同核電荷數（即質子數）的一類原子的總稱

8、原子：是在化學變化中的最小粒子，在化學變化中不可再分

9、分子：是保持物質化學性質的最小粒子，在化學變化中可以再分

10、單質：由同種元素組成的純凈物

11、化合物：由不同種元素組成的純凈物

12、氧化物：由兩種元素組成的化合物中，其中有一種元素是氧元素

13、化學式：用元素符號來表示物質組成的式子

14、相對原子質量：以一種碳原子的質量的1/12作為標准，其它原子的質量跟它比較所得的值

某原子的相對原子質量=

相對原子質量≈質子數+中子數（因為原子的質量主要集中在原子核）

15、相對分子質量：化學式中各原子的相對原子質量的總和

16、離子：帶有電荷的原子或原子團

註：在離子里，核電荷數=質子數≠核外電子數

17、四種化學反應基本類型：

①化合反應：由兩種或兩種以上物質生成一種物質的.反應

如：A+B=AB

②分解反應：由一種物質生成兩種或兩種以上其它物質的反應

如：AB=A+B

③置換反應：由一種單質和一種化合物起反應，生成另一種單質和另一種化合物的反應

如：A+BC=AC+B

④復分解反應：由兩種化合物相互交換成分，生成另外兩種化合物的反應

如：AB+CD=AD+CB

18、還原反應：在反應中，含氧化合物的氧被奪去的反應（不屬於化學的基本反應類型）

氧化反應：物質跟氧發生的化學反應（不屬於化學的基本反應類型）

緩慢氧化：進行得很慢的，甚至不容易察覺的氧化反應

自燃：由緩慢氧化而引起的自發燃燒

19、催化劑：在化學變化里能改變其它物質的化學反應速率，而本身的質量和化學性在化學變化前後都沒有變化的物質（註：2H2O2===2H2O+O2↑此反應MnO2是催化劑）

20、質量守恆定律：參加化學反應的各物質的質量總和，等於反應後生成物質的質量總和。

（反應的前後，原子的數目、種類、質量都不變；元素的種類也不變）

21、溶液：一種或幾種物質分散到另一種物質里，形成均一的、穩定的混合物

溶液的組成：溶劑和溶質。（溶質可以是固體、液體或氣體；固、氣溶於液體時，固、氣是溶質，液體是溶劑；兩種液體互相溶解時，量多的一種是溶劑，量少的是溶質；當溶液中有水存在時，不論水的量有多少，我們習慣上都把水當成溶劑，其它為溶質。）

22、固體溶解度：在一定溫度下，某固態物質在100克溶劑里達到飽和狀態時所溶解的質量，就叫做這種物質在這種溶劑里的溶解度

23、酸：電離時生成的陽離子全部都是氫離子的化合物

如：HCl==H++Cl—

HNO3==H++NO3—

H2SO4==2H++SO42—

鹼：電離時生成的陰離子全部都是氫氧根離子的化合物

如：KOH==K++OH—

NaOH==Na++OH—

Ba（OH）2==Ba2++2OH—

鹽：電離時生成金屬離子和酸根離子的化合物

如：KNO3==K++NO3—

Na2SO4==2Na++SO42—

BaCl2==Ba2++2Cl—

24、酸性氧化物（屬於非金屬氧化物）：凡能跟鹼起反應，生成鹽和水的氧化物

鹼性氧化物（屬於金屬氧化物）：凡能跟酸起反應，生成鹽和水的氧化物

25、結晶水合物：含有結晶水的物質（如：Na2CO3。10H2O、CuSO4。5H2O）

26、潮解：某物質能吸收空氣里的水分而變潮的現象

風化：結晶水合物在常溫下放在乾燥的空氣里，能逐漸失去結晶水而成為粉末的現象

27、燃燒：可燃物跟氧氣發生的一種發光發熱的劇烈的氧化反應

燃燒的條件：①可燃物；②氧氣（或空氣）；③可燃物的溫度要達到著火點。

高一化學必修一知識點精選必考點總結5篇3

1、影響原子半徑大小的因素：

①電子層數：電子層數越多，原子半徑越大（最主要因素）

②核電荷數：核電荷數增多，吸引力增大，使原子半徑有減小的趨向（次要因素）

③核外電子數：電子數增多，增加了相互排斥，使原子半徑有增大的傾向

2、元素的化合價與最外層電子數的關系：正價等於最外層電子數（氟氧元素無正價）

負化合價數=8—最外層電子數（金屬元素無負化合價）

3、同主族、同周期元素的結構、性質遞變規律：

同主族：從上到下，隨電子層數的遞增，原子半徑增大，核對外層電子吸引能力減弱，失電子能力增強，還原性（金屬性）逐漸增強，其離子的氧化性減弱。

同周期：左→右，核電荷數——→逐漸增多，最外層電子數——→逐漸增多

原子半徑——→逐漸減小，得電子能力——→逐漸增強，失電子能力——→逐漸減弱

氧化性——→逐漸增強，還原性——→逐漸減弱，氣態氫化物穩定性——→逐漸增強

價氧化物對應水化物酸性——→逐漸增強，鹼性——→逐漸減弱

高一化學必修一知識點精選必考點總結5篇4

一、常見物質的分離、提純和鑒別

1、常用的物理方法——根據物質的物理性質上差異來分離。

混合物的物理分離方法

方法適用范圍主要儀器注意點實例

i、蒸發和結晶：蒸發是將溶液濃縮、溶劑氣化或溶質以晶體析出的方法。結晶是溶質從溶液中析出晶體的過程，可以用來分離和提純幾種可溶性固體的混合物。結晶的原理是根據混合物中各成分在某種溶劑里的溶解度的不同，通過蒸發減少溶劑或降低溫度使溶解度變小，從而使晶體析出。加熱蒸發皿使溶液蒸發時、要用玻璃棒不斷攪動溶液，防止由於局部溫度過高，造成液滴飛濺。當蒸發皿中出現較多的固體時，即停止加熱，例如用結晶的方法分離NaCl和KNO3混合物。

ii、蒸餾：蒸餾是提純或分離沸點不同的液體混合物的方法。用蒸餾原理進行多種混合液體的分離，叫分餾。

操作時要注意：

①在蒸餾燒瓶中放少量碎瓷片，防止液體暴沸。

②溫度計水銀球的位置應與支管底口下緣位於同一水平線上。

③蒸餾燒瓶中所盛放液體不能超過其容積的2/3，也不能少於l/3。

④冷凝管中冷卻水從下口進，從上口出。

⑤加熱溫度不能超過混合物中沸點物質的沸點，例如用分餾的方法進行石油的分餾。

iii、分液和萃取：分液是把兩種互不相溶、密度也不相同的液體分離開的方法。萃取是利用溶質在互不相溶的溶劑里的溶解度不同，用一種溶劑把溶質從它與另一種溶劑所組成的溶液中提取出來的方法。選擇的萃取劑應符合下列要求：和原溶液中的溶劑互不相溶；對溶質的溶解度要遠大於原溶劑，並且溶劑易揮發。

在萃取過程中要注意：

①將要萃取的溶液和萃取溶劑依次從上口倒入分液漏斗，其量不能超過漏斗容積的2/3，塞好塞子進行振盪。

②振盪時右手捏住漏鬥上口的頸部，並用食指根部壓緊塞子，以左手握住旋塞，同時用手指控制活塞，將漏鬥倒轉過來用力振盪。

③然後將分液漏斗靜置，待液體分層後進行分液，分液時下層液體從漏鬥口放出，上層液體從上口倒出。例如用四氯化碳萃取溴水裡的溴。

iv、升華：升華是指固態物質吸熱後不經過液態直接變成氣態的過程。利用某些物質具有升華的特性，將這種物質和其它受熱不升華的物質分離開來，例如加熱使碘升華，來分離I2和SiO2的混合物。

2、化學方法分離和提純物質

對物質的分離可一般先用化學方法對物質進行處理，然後再根據混合物的特點用恰當的分離方法（見化學基本操作）進行分離。

用化學方法分離和提純物質時要注意：

①不引入新的雜質；

②不能損耗或減少被提純物質的質量

③實驗操作要簡便，不能繁雜。用化學方法除去溶液中的雜質時，要使被分離的物質或離子盡可能除凈，需要加入過量的分離試劑，在多步分離過程中，後加的試劑應能夠把前面所加入的無關物質或離子除去。

對於無機物溶液常用下列方法進行分離和提純：

（1）生成沉澱法（2）生成氣體法（3）氧化還原法（4）正鹽和與酸式鹽相互轉化法（5）利用物質的除去雜質（6）離子交換法

常見物質除雜方法

序號原物所含雜質除雜質試劑主要操作方法

1N2O2灼熱的銅絲網用固體轉化氣體

2CO2H2SCuSO4溶液洗氣

3COCO2NaOH溶液洗氣

4CO2CO灼熱CuO用固體轉化氣體

5CO2HCI飽和的NaHCO3洗氣

6H2SHCI飽和的NaHS洗氣

7SO2HCI飽和的NaHSO3洗氣

8CI2HCI飽和的食鹽水洗氣

9CO2SO2飽和的NaHCO3洗氣

10炭粉MnO2濃鹽酸（需加熱）過濾

11MnO2C————————加熱灼燒

12炭粉CuO稀酸（如稀鹽酸）過濾

13AI2O3Fe2O3NaOH（過量），CO2過濾

14Fe2O3AI2O3NaOH溶液過濾

15AI2O3SiO2鹽酸`氨水過濾

16SiO2ZnOHCI溶液過濾，

17BaSO4BaCO3HCI或稀H2SO4過濾

18NaHCO3溶液Na2CO3CO2加酸轉化法

19NaCI溶液NaHCO3HCI加酸轉化法

20FeCI3溶液FeCI2CI2加氧化劑轉化法

21FeCI3溶液CuCI2Fe、CI2過濾

22FeCI2溶液FeCI3Fe加還原劑轉化法

23CuOFe（磁鐵）吸附

24Fe（OH）3膠體FeCI3蒸餾水滲析

25CuSFeS稀鹽酸過濾

26I2晶體NaCI————————加熱升華

27NaCI晶體NH4CL————————加熱分解

28KNO3晶體NaCI蒸餾水重結晶。

高一化學必修一知識點精選必考點總結5篇5

有機物的概念

1、定義：含有碳元素的化合物為有機物（碳的氧化物、碳酸、碳酸鹽、碳的金屬化合物等除外）

2、特性：①種類多②大多難溶於水，易溶於有機溶劑③易分解，易燃燒④熔點低，難導電、大多是非電解質⑤反應慢，有副反應（故反應方程式中用「→」代替「=」）

甲烷

烴—碳氫化合物：僅有碳和氫兩種元素組成（甲烷是分子組成最簡單的烴）

1、物理性質：無色、無味的氣體，極難溶於水，密度小於空氣，俗名：沼氣、坑氣

2、分子結構：CH4：以碳原子為中心，四個氫原子為頂點的正四面體（鍵角：109度28分）

3、化學性質：①氧化反應：（產物氣體如何檢驗？）

甲烷與KMnO4不發生反應，所以不能使紫色KMnO4溶液褪色

②取代反應：（三氯甲烷又叫氯仿，四氯甲烷又叫四氯化碳，二氯甲烷只有一種結構，說明甲烷是正四面體結構）

4、同系物：結構相似，在分子組成上相差一個或若干個CH2原子團的物質（所有的烷烴都是同系物）

5、同分異構體：化合物具有相同的分子式，但具有不同結構式（結構不同導致性質不同）

烷烴的溶沸點比較：碳原子數不同時，碳原子數越多，溶沸點越高；碳原子數相同時，支鏈數越多熔沸點越低

同分異構體書寫：會寫丁烷和戊烷的同分異構體

乙烯

1、乙烯的製法：

工業製法：石油的裂解氣（乙烯的產量是一個國家石油化工發展水平的標志之一）

2、物理性質：無色、稍有氣味的氣體，比空氣略輕，難溶於水

3、結構：不飽和烴，分子中含碳碳雙鍵，6個原子共平面，鍵角為120°

4、化學性質：

（1）氧化反應：C2H4+3O2=2CO2+2H2O（火焰明亮並伴有黑煙）

可以使酸性KMnO4溶液褪色，說明乙烯能被KMnO4氧化，化學性質比烷烴活潑。

（2）加成反應：乙烯可以使溴水褪色，利用此反應除乙烯

乙烯還可以和氫氣、氯化氫、水等發生加成反應。

CH2=CH2+H2→CH3CH3CH2=CH2+HCl→CH3CH2Cl（一氯乙烷）

CH2=CH2+H2O→CH3CH2OH（乙醇） （1）.高一化學必修一知識點總結整理大全 （2）.高一化學必修一知識點總結歸納 （3）.銀行金融知識宣傳普及月工作總結範文（五篇） （4）.大學生黨史知識競賽活動總結範文 （5）.高中物理必修一知識點歸納總結大全 （6）.高中物理知識點總結歸納大全 （7）.高中歷史必修一必背知識點總結大全 （8）.高中歷史必背知識點歸納總結 （9）.學校交通安全知識宣傳內容活動總結（三篇） （10）.高一政治知識點總結歸納梳理

J. 高中化學必修一目錄(人教版)

《高中化學必修1》是2010年遼海出版社出版的圖書，作者是鍾山。今天我在這給大家整理了高中化學必修一目錄，接下來隨著我一起來看看吧!

高中化學必修一目錄

第一章、從實驗學化學

第一節化學實驗基本 方法

第二節化學計量在實驗中的應用

第二章、化學物質及其變化

第一節物質的分類

第二節離子反應

第三節氧化還原反應

第三章、金屬及其化合物

第一節金屬的化學性質

第二節幾種重要的金屬化合物

第三節用途廣泛的金屬材料

第四章、非金屬及其化合物

第一節無機非金屬材料的主角——硅

第二節富集在海水中的元素——氯

第三節硫和氮的氧化物

第四節氨、硝酸、硫酸

高中化學怎麼能學

高中化學既有文科的性質，需要背誦很多的公式以及知識點，還有理科的屬性，需要計算大量的內容，化學的一個特點就是知識點多而且雜。很多人之所以學不好化學，沒有其他原因，無非是初中基礎沒打好，高中又覺得化學簡單，懶得背，輕視了化學這科，結果反倒折在了化學上。

化學要想學好，就得從頭學，上課跟住老師的思路，認真聽會每一個知識點，課前也要做好預習，課後還要及時復習，通過做題去鞏固。化學知識點很多，比較細碎，需要一步一步來，不能急躁，它不像物理只要會幾個公式就能把題目做出來，化學要會很多的公式以及掌握大量知識點，所以要注意細節問題。

高中化學分為很多章節和板塊，有機部分、無機部分 學習方法 都不同，大家要學會自己畫知識框架圖，把所學知識整理出來，把重難點知識羅列出來，該背的背熟，該理解的理解透了。學化學還要通過多做題去 總結 哪些知識沒有掌握，然後對照課本再復習一遍。

高中化學解題技巧

化學計算

在高中化學中，計算題的主要功能是考查考生掌握基礎知識的廣度和熟練程度以及知識的系統性。這類題目考查的形式既有直接的簡單化學計算和間接的應用化學原理推算，常見的方法有假設法、關系式法、差量法、守恆法等。

化學反應圖像

化學反應圖像題的特徵是將一些關鍵的信息以圖像、圖表的形式給出，把題目中的化學原理抽象為數學問題，目的是考查考生從圖像、圖表中獲得信息、處理和應用相關信息的能力以及對圖像、圖表的數學意義和化學意義之間對應關系的轉換運用能力。

實驗儀器的創新

實驗儀器的創新使用一般體現為三個「一」：一個裝置的多種用途、一種用途的多種裝置和一種儀器的多種用法，該類試題主要考查考生的思維發散能力。