高中化学必修一知识点总结【汇编4篇】

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高中化学知识点总结必修一【第一篇】

1,特点：a存在于共价化合物中

b化学键弱的多

c影响熔沸点和溶解性——对于组成和结构相似的分子，其范德华力一般随着相对分子质量的增大而增大。即熔沸点也增大（特例：HF、NH3、H2O）

高中化学知识点总结必修一【第二篇】

1,存在元素：O（H2O）、N（NH3）、F（HF）

2,特点：比范德华力强，比化学键弱

补充：水无论什么状态氢键都存在

专题一 ：第三单元

一，同素异形（一定为单质）

1,碳元素（金刚石、石墨）

氧元素（O2、O3）

磷元素（白磷、红磷）

2,同素异形体之间的`转换——为化学变化

二，同分异构（一定为化合物或有机物）

分子式相同，分子结构不同，性质也不同

1,C4H10（正丁烷、异丁烷）

2,C2H6(乙醇、二甲醚)

三，晶体分类

离子晶体：阴、阳离子有规律排列

1,离子化合物（KNO3、NaOH）

2,NaCl分子

3,作用力为离子间作用力

分子晶体：由分子构成的物质所形成的晶体

1,共价化合物（CO2、H2O）

2,共价单质（H2、O2、S、I2、P4）

3,稀有气体（He、Ne）

原子晶体：不存在单个分子

1,石英（SiO2）、金刚石、晶体硅（Si）

金属晶体：一切金属

总结：熔点、硬度——原子晶体>离子晶体>分子晶体

专题二 ：第一单元

一、反应速率

1,影响因素：反应物性质（内因）、浓度（正比）、温度（正比）、压强（正比）、反应面积、固体反应物颗粒大小

二、反应限度（可逆反应）

化学平衡：正反应速率和逆反应速率相等，反应物和生成物的浓度不再变化，到达平衡。

专题二 ：第二单元

高中化学必修一知识点总结：非金属及其化合物一、硅元素：【第三篇】

无机非金属材料中的主角，在地壳中含量%，次于氧。是一种亲氧元

素，以熔点很高的氧化物及硅酸盐形式存在于岩石、沙子和土壤中，占地壳质量90%以上。位于第3周期，第ⅣA族碳的下方。

Si对比C

最外层有4个电子，主要形成四价的化合物。

二、二氧化硅(SiO2)

天然存在的二氧化硅称为硅石，包括结晶形和无定形。石英是常见的结晶形二氧化硅，其中无色透明的就是水晶，具有彩色环带状或层状的是玛瑙。二氧化硅晶体为立体网状结构，基本单元是[SiO4]，因此有良好的物理和化学性质被广泛应用。（玛瑙饰物，石英坩埚，光导纤维）

物理：熔点高、硬度大、不溶于水、洁净的SiO2无色透光性好

化学：化学稳定性好、除HF外一般不与其他酸反应，可以与强碱(NaOH)反应，是酸性氧化物，在一定的条件下能与碱性氧化物反应

SiO2+4HF==SiF4↑+2H2O

SiO2+CaO===（高温）CaSiO3

SiO2+2NaOH==Na2SiO3+H2O

不能用玻璃瓶装HF,装碱性溶液的试剂瓶应用木塞或胶塞。

三、硅酸(H2SiO3)

酸性很弱（弱于碳酸）溶解度很小，由于SiO2不溶于水，硅酸应用可溶性硅酸盐和其他酸性比硅酸强的酸反应制得。

Na2SiO3+2HCl==H2SiO3↓+2NaCl

硅胶多孔疏松，可作干燥剂，催化剂的载体。

四、硅酸盐

硅酸盐是由硅、氧、金属元素组成的化合物的总称，分布广，结构复杂化学性质稳定。一般不溶于水。（Na2SiO3、K2SiO3除外）最典型的代表是硅酸钠Na2SiO3：可溶，其水溶液称作水玻璃和泡花碱，可作肥皂填料、木材防火剂和黏胶剂。常用硅酸盐产品：玻璃、陶瓷、水泥

五、硅单质

与碳相似，有晶体和无定形两种。晶体硅结构类似于金刚石，有金属光泽的灰黑色固体，熔点高（1410℃），硬度大，较脆，常温下化学性质不活泼。是良好的半导体，应用：半导体晶体管及芯片、光电池、

六、氯元素：位于第三周期第ⅦA族，原子结构：容易得到一个电子形成

氯离子Cl-,为典型的非金属元素，在自然界中以化合态存在。

七、氯气

物理性质：黄绿色气体，有刺激性气味、可溶于水、加压和降温条件下可变为液态（液氯）和固态。

制法:MnO2+4HCl(浓)MnCl2+2H2O+Cl2

闻法:用手在瓶口轻轻扇动，使少量氯气进入鼻孔。

化学性质：很活泼，有毒，有氧化性，能与大多数金属化合生成金属氯化物(盐)。也能与非金属反应：

2Na+Cl2===（点燃）2NaCl2Fe+3Cl2===（点燃）2FeCl3Cu+Cl2===（点燃）CuCl2

Cl2+H2===（点燃）2HCl现象：发出苍白色火焰，生成大量白雾。

燃烧不一定有氧气参加，物质并不是只有在氧气中才可以燃烧。燃烧的本质是剧烈的氧化还原反应，所有发光放热的剧烈化学反应都称为燃烧。

Cl2的用途：

①自来水杀菌消毒Cl2+H2O==HCl+HClO2HClO===（光照）2HCl+O2↑

1体积的水溶解2体积的氯气形成的溶液为氯水，为浅黄绿色。其中次氯酸HClO有强氧化性和漂泊性，起主要的消毒漂白作用。次氯酸有弱酸性，不稳定，光照或加热分解，因此久置氯水会失效。

②制漂白液、漂白粉和漂粉精

制漂白液Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O,其有效成分NaClO比HClO稳定多，可长期存放制漂白粉（有效氯35%）和漂粉精（充分反应有效氯70%）2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O

③与有机物反应，是重要的化学工业物质。

④用于提纯Si、Ge、Ti等半导体和钛

⑤有机化工：合成塑料、橡胶、人造纤维、农药、染料和药品

八、氯离子的检验

使用硝酸银溶液，并用稀硝酸排除干扰离子(CO32-、SO32-)

HCl+AgNO3==AgCl↓+HNO3

NaCl+AgNO3==AgCl↓+NaNO3

Na2CO3+2AgNO3==Ag2CO?3↓+2NaNO3

Ag2CO?3+2HNO3==2AgNO3+CO2↑+H2O

Cl-+Ag+==AgCl↓

九、二氧化硫

制法（形成）：硫黄或含硫的燃料燃烧得到（硫俗称硫磺，是黄色粉末）

S+O2===（点燃）SO2

物理性质：无色、刺激性气味、容易液化，易溶于水（1：40体积比）

化学性质：有毒，溶于水与水反应生成亚硫酸H2SO3,形成的溶液酸性，有漂白作用，遇热会变回原来颜色。这是因为H2SO3不稳定，会分解回水和SO2

SO2+H2OH2SO3因此这个化合和分解的过程可以同时进行，为可逆反应。

可逆反应——在同一条件下，既可以往正反应方向发生，又可以向逆反应方向发生的化学反应称作可逆反应，用可逆箭头符号连接。

十、一氧化氮和二氧化氮

一氧化氮在自然界形成条件为高温或放电：N2+O2（浓H2SO4）12C+11H2O放热

2H2SO4(浓)+CCO2↑+2H2O+SO2↑

还能氧化排在氢后面的金属，但不放出氢气。

2H2SO4(浓)+CuCuSO4+2H2O+SO2↑

稀硫酸：与活泼金属反应放出H2,使酸碱指示剂紫色石蕊变红，与某些盐反应，与碱性氧化物反应，与碱中和

十一、硝酸

物理性质：无色液体，易挥发，沸点较低，密度比水大。

化学性质：具有一般酸的通性，浓硝酸和稀硝酸都是强氧化剂。还能氧化排在氢后面的金属，但不放出氢气。

4HNO3（浓)+Cu==Cu(NO3）2+2NO2↑+4H2O

8HNO3（稀)+3Cu3Cu(NO3）2+2NO↑+4H2O

反应条件不同，硝酸被还原得到的产物不同，可以有以下产物:N（+4）O2,HN（+3）O2,N（+2）O,N（+1）2O,N(0)2,N(-3)H3△硫酸和硝酸：浓硫酸和浓硝酸都能钝化某些金属（如铁和铝）使表面生成一层致密的氧化保护膜，隔绝内层金属与酸，阻止反应进一步发生。因此，铁铝容器可以盛装冷的浓硫酸和浓硝酸。硝酸和硫酸都是重要的化工原料和实验室必备的重要试剂。可用于制化肥、农药、炸药、染料、盐类等。硫酸还用于精炼石油、金属加工前的酸洗及制取各种挥发性酸。

十二、氨气及铵盐

氨气的性质：无色气体，刺激性气味、密度小于空气、极易溶于水（且快）1：700体积比。溶于水发生以下反应使水溶液呈碱性：NH3+H2ONH3?H2ONH4++OH-可作红色喷泉实验。生成的一水合氨NH3?H2O是一种弱碱，很不稳定，会分解，受热更不稳定：===(△)NH3↑+H2O

浓氨水易挥发除氨气，有刺激难闻的气味。

氨气能跟酸反应生成铵盐：NH3+HCl==NH4Cl（晶体）

氨是重要的化工产品，氮肥工业、有机合成工业及制造硝酸、铵盐和纯碱都离不开它。氨气容易液化为液氨，液氨气化时吸收大量的热，因此还可以用作制冷剂。

铵盐的性质：易溶于水（很多化肥都是铵盐），受热易分解，放出氨气：

NH4ClNH3↑+HCl↑

NH4HCO3NH3↑+H2O↑+CO2↑

可以用于实验室制取氨气：（干燥铵盐与和碱固体混合加热）

NH4NO3+NaOHNaNO3+H2O+NH3↑

2NH4Cl+Ca(OH)2CaCl2+2H2O+2NH3↑

用向下排空气法收集，红色石蕊试纸检验是否收集满。

高中化学知识点总结必修一【第四篇】

第一单元

1——原子半径

（1）除第1周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小；

（2）同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。

2——元素化合价

（1）除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1递增到+7,非金属元素负价由碳族-4递增到-1（氟无正价，氧无+6价，除外）；

（2）同一主族的元素的最高正价、负价均相同

(3) 所有单质都显零价

3——单质的熔点

（1）同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减；

（2）同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增

4——元素的金属性与非金属性 （及其判断）

（1）同一周期的元素电子层数相同。因此随着核电荷数的增加，原子越容易得电子，从左到右金属性递减，非金属性递增；

（2）同一主族元素最外层电子数相同，因此随着电子层数的增加，原子越容易失电子，从上到下金属性递增，非金属性递减。

判断金属性强弱

金属性（还原性） 1,单质从水或酸中置换出氢气越容易越强

2,最高价氧化物的水化物的碱性越强（1—20号，K最强；总体Cs最强 最

非金属性（氧化性）1,单质越容易与氢气反应形成气态氢化物

2,氢化物越稳定

3,最高价氧化物的水化物的酸性越强（1—20号，F最强；最体一样）

5——单质的氧化性、还原性

一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的阳离子氧化性越弱；

元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原性越弱。

推断元素位置的规律

判断元素在周期表中位置应牢记的规律：

（1）元素周期数等于核外电子层数；

（2）主族元素的序数等于最外层电子数。

阴阳离子的半径大小辨别规律

由于阴离子是电子最外层得到了电子 而阳离子是失去了电子

6——周期与主族

周期：短周期（1—3）；长周期（4—6,6周期中存在镧系）；不完全周期（7）.

主族：ⅠA—ⅦA为主族元素；ⅠB—ⅦB为副族元素（中间包括Ⅷ）；0族（即惰性气体）

所以， 总的说来

(1) 阳离子半径原子半径

(3) 阴离子半径>阳离子半径

(4 对于具有相同核外电子排布的离子，原子序数越大，其离子半径越小。

以上不适合用于稀有气体！

专题一 ：第二单元