高中化学必修1知识大总结（期末必看高中化学必修一知识点全归纳）

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化学好教师为大家整理了高一必修一的全部知识点，希望可以帮助同学们好好复习，迎接期末考试！

第二章 化学物质及其变化

一．物质的分类的意义是什么？

1．分类是学习和研究化学物质及其变化的一种常用的基本方法，它不仅可以使有关化学物质及其变化的知识系统化，还可以通过分门别类的研究，了解物质及其变化的规律。分类要有一定的标准，根据不同的标准可以对化学物质及其变化进行不同的分类。交叉分类法和树状分类法是常用的两种分类方法。

2．分散系的定义及其分类是什么？

（1）定义：把一种（或多种）物质分散在另一种（或多种）物质中所得到的体系，叫分散系。被分散的物质称作分散质（可以是气体、液体、固体），起容纳分散质作用的物质称作分散剂（可以是气体、液体、固体）。

（2）分类：按分散质粒子大小来分可以把分散系分成3种：溶液、胶体和浊液。

（3）区别：分散质粒子的大小是胶体区别于溶液、浊液的本质特征。

溶液、胶体、浊液三种分散系的比较：

第二节 离子反应

二．离子反应

1．电解质和非电解质的定义以及范围是什么？

电解质：在水溶液中或熔化状态下能够导电的化合物叫电解质。酸、碱、盐、水和部分金属氧化物都是电解质。

酸：电离时生成的阳离子全部是氢离子的化合物

碱：电离时生成的阴离子全部是氢氧根离子的化合物。

盐：电离时生成金属离子（或铵根离子）和酸根离子的化合物。

非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物，叫非电解质。

注意：

① 电解质、非电解质都是化合物，不同之处是在水溶液中或熔融状态下能否导电。

② 电解质的导电是有条件的：电解质必须在水溶液中或熔融状态下才能导电。

③ 能导电的物质并不全部是电解质：如铜、铝、石墨、氯化钠溶液等。

④ 溶于水能导电的化合物不一定是电解质。电解质导电必须是化合物本身能电离出自由移动的离子而导电，不能是发生化学反应生成的物质导电。如非金属氧化物（SO₂、SO₃、CO₂）、大部分的有机物为非电解质。

⑤ 某些难溶于水的化合物。如BaSO₄、AgCl等，由于它们的溶解度太小，测不出其水溶液的导电性，但它们溶解的部分是完全电离的，所以是电解质。

⑥ 单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。

2．强电解质和弱电解质的定义以及范围是什么？

（1）强电解质：在水溶液中或熔融状态下全部电离成离子的电解质。

（2）范围：

强酸（HCl、H₂SO₄、HNO₃、HClO₄、HI、HBr）

强碱（NaOH、KOH、Ba(OH)₂等）

大多数的盐及金属氧化物

注：一些不溶于水的盐，如BaSO₄、CaCO₃等，但它溶解的那部分会完全电离成离子，所以像这样的不溶性盐也是强电解质。

（3）弱电解质：只有部分电离成离子的电解质

（4）范围：

弱酸：（H₂CO₃、CH₃COOH等）

弱碱：[NH₃·H₂O、Fe(OH)₃、Cu(OH)₂ 等]

水

3.电离以及电离方程式的定义是什么？

电离：物质溶于水后或受热熔化时，离解成能够自由移动的离子的过程。

电离方程式：用离子符号表示电解质电离过程的式子，叫做电离方程式。

ß 阴、阳离子拆开写，但原子团不能拆开，如：NO₃^-、SO₄^2-、OH^-、NH₄ 、CO₃^2-等。

ß 阴、阳离子的个数由化学式决定，带电荷数由化合价决定。

ß 强酸的酸式根（HSO₄^-)要拆开写，而弱酸的酸式根（HCO₃^-、HSO₃^-等）不能拆开。

ß 强电解质用“=”，弱电解质用“ ⇌ ”

ß 多元弱酸分步写，多元弱碱一步写。

4.离子方程式定义以及书写步骤是什么？

离子方程式：用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。它不仅表示一个具体的化学反应，而且表示同一类型的离子反应。

复分解反应这类离子反应发生的条件是：生成沉淀、气体或水。

书写方法：

写：写出反应的化学方程式

拆：把易溶于水、易电离的物质拆写成离子形式

删：将不参加反应的离子从方程式两端删去

查：查方程式两端原子个数和电荷数是否相等

注：不能拆的5种物质

① 难溶或微溶物质②弱电解质（弱酸、弱碱、水）③氧化物④气体⑤单质

强调：澄清石灰水则应拆；若是石灰乳或石灰浆则不能拆。

5．离子共存的定义以及不能共存的情况是什么？

所谓离子在同一溶液中能大量共存，就是指离子之间不发生任何反应；若离子之间能发生反应，则不能大量共存。

A．结合生成难溶物质的离子不能大量共存:如Ba² 和SO₄^2-、Ag 和Cl^-、Ca² 和CO₃^2-、Mg² 和OH^-等。注：Fe(OH)₃(红褐色)；Cu(OH)₂(蓝色)；Fe(OH)₂(白色)；CuS(黑色)；AgBr(浅黄色)、AgI(黄色)。

B．结合生成气体或易挥发性物质的离子不能大量共存：如H 和CO₃^2-，HCO₃^-，SO₃^2-，OH^-和NH₄ 等。

C．结合生成难电离物质的离子不能大量共存：如H 和OH^-、CH₃COO^-，OH^-和HCO₃^-等。

D．发生氧化还原反应（如H 、NO₃^-和Fe² ）、水解反应的离子不能大量共存（待学）。

E．生成络合物，如Fe³ 和SCN^-等。

F．弱酸的酸式酸根离子在较强的的酸性和碱性环境中都不能大量共存。如HCO₃^-、HS^-、HSO₃^-、 H₂PO₄^-、HPO₄^2-都不能在酸性和碱性环境中大量共存。

注意：题干中的条件：如无色溶液应排除有色离子：Fe² （浅绿色）、Fe³ （棕黄色）、Cu² （蓝色）、MnO₄^-（紫色）等离子，酸性（或碱性）则应考虑所给离子组外，还有大量的H （或OH^-）。

6.离子方程式正误判断有哪六看？

一看反应是否符合事实：主要看反应能否进行或反应产物是否正确。

二看能否写出离子方程式：纯固体之间的反应不能写离子方程式。

三看化学用语是否正确：化学式、离子符号、沉淀、气体符号、等号等的书写是否符合事实。

四看离子配比是否正确。

五看原子个数、电荷数是否守恒。

六看与量有关的反应表达式是否正确（过量、适量）。

第三节 氧化还原反应

三、氧化还原反应

1.氧化还原反应概念的发展是什么？

2.氧化还原反应中概念及其相互关系是怎样的？

氧化剂（有氧化性）→得到电子→化合价降低→被还原→发生还原反应→还原产物。

还原剂（有还原性）→失去电子→化合价升高→被氧化→发生氧化反应→氧化产物。

3.四种基本反应类型和氧化还原反应的关系是怎样的？

有单质参加的化合反应和单质生成的分解反应以及置换反应一定属于氧化还原反应，复分解反应一定不属于氧化还原反应。

4.得失电子数目的计算方法：(高价-低价)´系数´下标

5.单双线桥法标电子转移的方向和数目的方法是什么？

单线桥法：箭号起点为还原剂即失电子的元素，终点为氧化剂即得电子的元素，只标电子转移的总数，不标得失。

双线桥法：用两个箭头将反应物与生成物中发生化合价变化的同种元素连起来，箭头从反应物开始指向生成物，化合价升高的标在上面，降低的标在下面，在线桥上标出得失电子的总数目，电子得失守恒。

6.特殊的氧化还原反应有哪几种？

（1）部分氧化还原反应

在氧化还原反应中，如果还原剂只有部分被氧化、或者氧化剂只有部分被还原，这就是部分氧化还原反应。如：MnO₂ 4HCl(浓) ＝ MnCl₂ Cl₂ 2H₂O

（2）歧化反应

同种物质中同种价态的同种元素一部分被氧化、另一部分被还原的反应称为歧化反应（这里的“三同”缺一不可）。如：Cl₂ 2NaOH = NaCl NaClO H₂O

（3）归中反应

不同价态的同一元素化合价可升高或降低至某一中间价态。 同种元素不同价态之间发生氧化还原反应遵循以下归中规律：高价＋低价→中间价（注“可靠拢不交叉”）。如：H₂SO₄(浓) H₂S = SO₂↑ S↓ 2H₂O

7.氧化还原反应的几种规律是什么？

（1）价态规律

元素处于最高价时只具有氧化性，元素处于最低价时只具有还原性，元素处于中间价态时既有氧化性又有还原性.

（2）强弱规律

在同一反应中，氧化性：氧化剂 > 氧化产物；还原性：还原剂 > 还原产物

同种元素，一般情况下，高价的比低价的氧化性更强，如：氧化性：Fe³ > Fe² 、HClO > Cl₂

（3）归中规律

不同价态的同一元素的化合物间反应，遵循：高价降，低价升，只靠拢，不交叉，最多到同价。

（4）守恒规律

还原剂失电子总数 = 氧化剂得电子总数，即：化合价升高总数 = 化合价降低总数。

（5）先后规律

同等条件下，谁强谁先反应(强者先行)

不同的氧化剂与同一还原剂反应，氧化性强的氧化剂先反应

不同的还原剂与同一氧化剂反应，还原性强的还原剂先反应

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