| 标题 | 高一化学知识点总结归纳 |
| 范文 | 高一化学知识点总结归纳（精选17篇） 高一化学知识点总结归纳 篇1一、硅元素：无机非金属材料中的主角，在地壳中含量26.3%，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(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========(高温或放电)2NO，生成的一氧化氮很不稳定，在常温下遇氧气即化合生成二氧化氮：2NO+O2==2NO2 一氧化氮的介绍：无色气体，是空气中的污染物，少量NO可以治疗心血管疾病。 二氧化氮的介绍：红棕色气体、刺激性气味、有毒、易液化、易溶于水，并与水反应 3NO2+H2O==2HNO3+NO 十一、大气污染 SO2、NO2溶于雨水形成酸雨。防治措施： ①从燃料燃烧入手。 ②从立法管理入手。 ③从能源利用和开发入手。 ④从废气回收利用，化害为利入手。 (2SO2+O22SO3SO3+H2O=H2SO4) 十二、硫酸 物理性质：无色粘稠油状液体，不挥发，沸点高，密度比水大。 化学性质：具有酸的通性，浓硫酸具有脱水性、吸水性和强氧化性。是强氧化剂。 C12H22O11======(浓H2SO4)12C+11H2O放热 2H2SO4(浓)+C==CO2↑+2H2O+SO2↑ 还能氧化排在氢后面的金属，但不放出氢气。 2H2SO4(浓)+Cu==CuSO4+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 十三、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)+3Cu==3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O 反应条件不同，硝酸被还原得到的产物不同 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。 3NO2+H2O==2HNO3+NO这是工业制硝酸的方法。 十四、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+H2O=NH3?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===(△)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： NH4Cl==NH3↑+HCl↑ NH4HCO3==NH3↑+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+NaOH==NaNO3+H2O+NH3↑ 2NH4Cl+Ca(OH)2==CaCl2+2H2O+2NH3↑ 用向下排空气法收集，红色石蕊试纸检验是否收集满。 高一化学知识点总结归纳 篇2一、物质的分类 1、常见的物质分类法是树状分类法和交叉分类法。 2、混合物按分散系大小分为溶液、胶体和浊液三种，中间大小分散质直径大小为1nm—100nm之间，这种分散系处于介稳状态，胶粒带电荷是该分散系较稳定的主要原因。 3、浊液用静置观察法先鉴别出来，溶液和胶体用丁达尔现象鉴别。 当光束通过胶体时，垂直方向可以看到一条光亮的通路，这是由于胶体粒子对光线散射形成的。 4、胶体粒子能通过滤纸，不能通过半透膜，所以用半透膜可以分离提纯出胶体，这种方法叫做渗析。 5、在25ml沸水中滴加5—6滴FeCl3饱和溶液，煮沸至红褐色，即制得Fe(OH)3胶体溶液。该胶体粒子带正电荷，在电场力作用下向阴极移动，从而该极颜色变深，另一极颜色变浅，这种现象叫做电泳。 二、离子反应 1、常见的电解质指酸、碱、盐、水和金属氧化物，它们在溶于水或熔融时都能电离出自由移动的离子，从而可以导电。 2、非电解质指电解质以外的化合物(如非金属氧化物，氮化物、有机物等);单质和溶液既不是电解质也不是非电解质。 3、在水溶液或熔融状态下有电解质参与的反应叫离子反应。 4、强酸(HCl、H2SO4、HNO3)、强碱(NaOH、KOH、Ba(OH)2)和大多数盐(NaCl、BaSO4、Na2CO3、NaHSO4)溶于水都完全电离，所以电离方程式中间用“==”。 5、用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子叫离子方程式。 在正确书写化学方程式基础上可以把强酸、强碱、可溶性盐写成离子方程式，其他不能写成离子形式。 6、复分解反应进行的条件是至少有沉淀、气体和水之一生成。 7、离子方程式正误判断主要含 ①符合事实 ②满足守恒(质量守恒、电荷守恒、得失电子守恒) ③拆分正确(强酸、强碱、可溶盐可拆) ④配比正确(量的多少比例不同)。 8、常见不能大量共存的离子： ①发生复分解反应(沉淀、气体、水或难电离的酸或碱生成) ②发生氧化还原反应(MnO4-、ClO-、H++NO3-、Fe3+与S2-、HS-、SO32-、Fe2+、I-) ③络合反应(Fe3+、Fe2+与SCN-) ④注意隐含条件的限制(颜色、酸碱性等)。 三、氧化还原反应 1、氧化还原反应的本质是有电子的转移，氧化还原反应的特征是有化合价的升降。 2、失去电子(偏离电子)→化合价升高→被氧化→是还原剂;升价后生成氧化产物。还原剂具有还原性。 得到电子(偏向电子)→化合价降低→被还原→是氧化剂;降价后生成还原产物，氧化剂具有氧化性。 3、常见氧化剂有：Cl2、O2、浓H2SO4、HNO3、KMnO4(H+)、H2O2、ClO-、FeCl3等， 常见还原剂有：Al、Zn、Fe;C、H2、CO、SO2、H2S;SO32-、S2-、I-、Fe2+等 4、氧化还原强弱判断法 ①知反应方向就知道“一组强弱” ②金属或非金属单质越活泼对应的离子越不活泼(即金属离子氧化性越弱、非金属离子还原性越弱) ③浓度、温度、氧化或还原程度等也可以判断(越容易氧化或还原则对应能力越强)。 高一化学知识点总结归纳 篇3一、重点聚集 1.物质及其变化的分类 2.离子反应 3.氧化还原反应 4.分散系胶体 二、知识网络 1.物质及其变化的分类 (1)物质的分类 分类是学习和研究物质及其变化的一种基本方法，它可以是有关物质及其变化的知识系统化，有助于我们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。分类常用的方法是交叉分类法和树状分类法。 (2)化学变化的分类 根据不同标准可以将化学变化进行分类： ①根据反应前后物质种类的多少以及反应物和生成物的类别可以将化学反应分为：化合反应、分解反应、置换反应、复分解反应。 ②根据反应中是否有离子参加将化学反应分为离子反应和非离子反应。 ③根据反应中是否有电子转移将化学反应分为氧化还原反应和非氧化还原反应。 2.电解质和离子反应 (1)电解质的相关概念 ①电解质和非电解质：电解质是在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物;非电解质是在水溶液里和熔融状态下都不能够导电的化合物。 ②电离：电离是指电解质在水溶液中产生自由移动的离子的过程。 ③酸、碱、盐是常见的电解质 酸是指在水溶液中电离时产生的阳离子全部为H+的电解质;碱是指在水溶液中电离时产生的阴离子全部为OH-的电解质;盐电离时产生的离子为金属离子和酸根离子或铵根离子。 (2)离子反应 ①有离子参加的一类反应称为离子反应。 ②复分解反应实质上是两种电解质在溶液中相互交换离子的反应。 发生复分解反应的条件是有沉淀生成、有气体生成和有水生成。只要具备这三个条件中的一个，复分解反应就可以发生。 ③在溶液中参加反应的离子间发生电子转移的离子反应又属于氧化还原反应。 (3)离子方程式 离子方程式是用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。 离子方程式更能显示反应的实质。通常一个离子方程式不仅能表示某一个具体的化学反应，而且能表示同一类型的离子反应。 离子方程式的书写一般依照“写、拆、删、查”四个步骤。一个正确的离子方程式必须能够反映化学变化的客观事实，遵循质量守恒和电荷守恒，如果是氧化还原反应的离子方程式，反应中得、失电子的总数还必须相等。 3.氧化还原反应 (1)氧化还原反应的本质和特征 氧化还原反应是有电子转移(电子得失或共用电子对偏移)的化学反应，它的基本特征是反应前后某些元素的化合价发生变化。 (2)氧化剂和还原剂 反应中，得到电子(或电子对偏向)，所含元素化合价降低的反应物是氧化剂;失去电子(或电子对偏离)，所含元素化合价升高的反应物是还原剂。 在氧化还原反应中，氧化剂发生还原反应，生成还原产物;还原剂发生氧化反应，生成氧化产物。 “升失氧还原剂降得还氧化剂” (3)氧化还原反应中得失电子总数必定相等，化合价升高、降低的总数也必定相等。 4.分散系、胶体的性质 (1)分散系 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，叫做分散系。前者属于被分散的物质，称作分散质;后者起容纳分散质的作用，称作分散剂。当分散剂是水或其他液体时，按照分散质粒子的大小，可以把分散系分为溶液、胶体和浊液。 (2)胶体和胶体的特性 ①分散质粒子大小在1nm~100nm之间的分散系称为胶体。胶体在一定条件下能稳定存在，稳定性介于溶液和浊液之间，属于介稳体系。 ②胶体的特性 胶体的丁达尔效应：当光束通过胶体时，由于胶体粒子对光线散射而形成光的“通路”，这种现象叫做丁达尔效应。溶液没有丁达尔效应，根据分散系是否有丁达尔效应可以区分溶液和胶体。 胶体粒子具有较强的吸附性，可以吸附分散系的带电粒子使自身带正电荷(或负电荷)，因此胶体还具有介稳性以及电泳现象。 高一化学知识点总结归纳 篇4一、氯气的化学性质 氯的原子结构示意图为：，最外层有7个电子，故氯原子容易得到一个电子而达 到8电子饱和结构，因此Cl2突出表现的化学性质是得电子的性质，即表现强氧化性，如 Cl2能氧化： ①金属(Na、Al、Fe、Cu等); ②非金属(H2、P等); ③某些化合物(Br-、I-、SO2、Fe2+、SO32-等)。 (1)跟金属反应 2Na+Cl2点然2NaCl(产生白烟);Cu+Cl2点然CuCl2(产生棕黄色的烟) 2Fe+3Cl2点然2FeCl3(产生棕色的烟，溶于水呈黄色) (2)跟非金属反应 H2+Cl2点燃或光照2HCl 点燃：发出苍白火焰，瓶口有白雾;光照：会发生爆炸 2P+3Cl2点燃2PCl3(雾，Cl2不足);2P+5Cl2点燃2PCl5(烟，Cl2充足) (3)与水反应：Cl2+H2O=HCl+HClO(HClO是一种不稳定的弱酸，但具有强氧化性。) 【说明】a.氯水通常密封保存于棕色试剂瓶中(见光或受热易分解的物质均保存在棕色试剂 瓶中)。 b.Cl2能使湿润的蓝色石蕊试纸先变红，后褪为白色。 (4)与碱反应：Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O; 2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O 漂粉精、漂的漂白原理：Ca(ClO)2+2HCl=CaCl2+2HClO; Ca(ClO)2+H2O+CO2=CaCO3↓+2HClO (5)与某些还原性物质的反应： Cl2+2KI=2KCl+I2(用湿润的淀粉KI试纸检验Cl2) 2FeCl2+Cl2=2FeCl3 Cl2+Na2SO3+H2O=Na2SO4+2HCl 二、氯气的实验室制法 1、反应原理：用强氧化性物质(如MnO2、KMnO4等)和浓盐酸反应。 4HCl(浓)+MnO2△MnCl2+2H2O+Cl2↑ 2、实验装置：根据反应原理和气体净化、收集、尾气处理等实验步骤及常见仪器的性能，制备干燥、纯净的Cl2。 高一化学知识点总结归纳 篇5考点1：化学反应速率 1、化学反应速率的表示方法___________。 化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度和生成物浓度的变化来表示。表达式：___________。 其常用的单位是__________、或__________。 2、影响化学反应速率的因素 1)内因(主要因素) 反应物本身的性质。 2)外因(其他条件不变，只改变一个条件) 3、理论解释——有效碰撞理论 (1)活化分子、活化能、有效碰撞 ①活化分子：能够发生有效碰撞的分子。 ②活化能：如图 图中：E1为正反应的活化能，使用催化剂时的活化能为E3，反应热为E1-E2。(注：E2为逆反应的活化能) ③有效碰撞：活化分子之间能够引发化学反应的碰撞。 (2)活化分子、有效碰撞与反应速率的关系 考点2：化学平衡 1、化学平衡状态：一定条件(恒温、恒容或恒压)下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物(包括反应物和生成物)中各组分的浓度保持不变的状态。 2、化学平衡状态的特征 3、判断化学平衡状态的依据 高一化学知识点总结归纳 篇61.阿伏加德罗常数NA 阿伏加德罗常数是一个物理量，单位是mol1，而不是纯数。 不能误认为NA就是6.02×1023。 例如：1molO2中约含有个6.02×10氧分子 242molC中约含有1.204×10个碳原子 231molH2SO4中约含有6.02×10硫酸分子 23+23-1.5molNaOH中约含有9.03×10个Na和9.03×10个OH; 23nmol某微粒集合体中所含微粒数约为n×6.02×10。 由以上举例可以得知：物质的量、阿伏伽德罗常数以及微粒数之间存在什么样的关系式?由以上内容可以看出，物质的量与微粒数之间存在正比例关系。如果用n表示物质的量，NA表示阿伏伽德罗常数，N表示微粒数，三者之间的关系是：N=n·NA,由此可以推知n=N/NANA=N/n 2.一定物质的量浓度溶液配制过程中的注意事项 (1)向容量瓶中注入液体时，应沿玻璃棒注入，以防液体溅至瓶外。 (2)不能在容量瓶中溶解溶质，溶液注入容量瓶前要恢复到室温。 (3)容量瓶上只有一个刻度线，读数时要使视线、容量瓶刻度线与溶液凹液面的最低点相切。 (4)如果加水定容时超过刻度线或转移液体时溶液洒到容量瓶外，均应重新配制。 (5)定容后再盖上容量瓶塞摇匀后出现液面低于刻度线，不能再加蒸馏水。 (6)称量NaOH等易潮解和强腐蚀性的药品，不能放在纸上称量，应放在小烧杯里称量。若稀释浓H2SO4，需在烧杯中加少量蒸馏水再缓缓加入浓H2SO4，并用玻璃棒搅拌。 高一化学知识点总结归纳 篇7一、化学实验安全 1、(1)做有毒气体的实验时，应在通风厨中进行，并注意对尾气进行适当处 理(吸收或点燃等)。进行易燃易爆气体的实验时应注意验纯，尾气应燃烧掉或作适当处理。 (2)烫伤宜找医生处理。 (3)浓酸撒在实验台上，先用Na2CO3(或NaHCO3)中和，后用水冲擦干净。浓酸沾在皮肤上，宜先用干抹布拭去，再用水冲净。浓酸溅在眼中应先用稀NaHCO3溶液淋洗，然后请医生处理。 (4)浓碱撒在实验台上，先用稀醋酸中和，然后用水冲擦干净。浓碱沾在皮肤上，宜先用大量水冲洗，再涂上硼酸溶液。浓碱溅在眼中，用水洗净后再用硼酸溶液淋洗。 (5)钠、磷等失火宜用沙土扑盖。 (6)酒精及其他易燃有机物小面积失火，应迅速用湿抹布扑盖。 二、混合物的分离和提纯 分离和提纯的方法 过滤用于固液混合的分离一贴、二低、三靠如粗盐的提纯 蒸馏提纯或分离沸点不同的液体混合物防止液体暴沸，温度计水银球的位置，如石油的蒸馏中冷凝管中水的流向如石油的蒸馏 萃取利用溶质在互不相溶的溶剂里的溶解度不同，用一种溶剂把溶质从它与另一种溶剂所组成的溶液中提取出来的方法选择的萃取剂应符合下列要求：和原溶液中的溶剂互不相溶;对溶质的溶解度要远大于原溶剂用四氯化碳萃取溴水里的溴、碘 分液分离互不相溶的液体打开上端活塞或使活塞上的凹槽与漏斗上的水孔，使漏斗内外空气相通。打开活塞，使下层液体慢慢流出，及时关闭活塞，上层液体由上端倒出如用四氯化碳萃取溴水里的溴、碘后再分液 蒸发和结晶用来分离和提纯几种可溶性固体的混合物加热蒸发皿使溶液蒸发时，要用玻璃棒不断搅动溶液;当蒸发皿中出现较多的固体时，即停止加热分离NaCl和KNO3混合物 三、离子检验 离子所加试剂现象离子方程式 Cl-AgNO3、稀HNO3产生白色沉淀Cl-+Ag+=AgCl↓ SO42-稀HCl、BaCl2白色沉淀SO42-+Ba2+=BaSO4↓ 四、除杂 注意事项：为了使杂质除尽，加入的试剂不能是“适量”，而应是“过量”;但过量的试剂必须在后续操作中便于除去。 五、物质的量的单位――摩尔 物质的量(n)是表示含有一定数目粒子的集体的物理量。 2.摩尔(mol):把含有6.02×1023个粒子的任何粒子集体计量为1摩尔。 3.阿伏加德罗常数：把6.02X1023mol-1叫作阿伏加德罗常数。 4.物质的量=物质所含微粒数目/阿伏加德罗常数n=N/NA 5.摩尔质量(M)(1)定义：单位物质的量的物质所具有的质量叫摩尔质量.(2)单位：g/mol或g..mol-1(3)数值：等于该粒子的相对原子质量或相对分子质量. 6.物质的量=物质的质量/摩尔质量(n=m/M) 六、气体摩尔体积 气体摩尔体积(Vm)(1)定义：单位物质的量的气体所占的体积叫做气体摩尔体积.(2)单位：L/mol 2.物质的量=气体的体积/气体摩尔体积n=V/Vm 3.标准状况下,Vm=22.4L/mol 高一化学知识点总结归纳 篇8化学计量在实验中的应用 1、注意“同种微粒公式算”的途径 2、微粒互变按摩换（个数之比等于物质的量之比） 3、CB误差分析法 ①俯、仰视必会画图才行（量筒、容量瓶画法不一样） ②偏大偏小看公式：CB=mB/V 4、稀释或浓缩定律 C浓BV浓体=C稀BV稀体 5、CB、ω、S之间换算式： CB=（1000ρω）/M；ω=S/（100+S） 6、CB配制一般操作 计算、称量、溶解、转移、洗涤、定容、摇匀 高一化学知识点总结归纳 篇9【氨气及铵盐知识点】 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：NH3H2O===（△）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。 【同步练习题】 1。下列气体中，室温下能大量共存的是。 A。NH3、CO2、HClB。H2、C12、H2SC。NH3、O2、H2D。CO2、H2S、SO2 答案：C 2。氨水中存在着由水电离出的少量H+，因此氨水中存在的微粒共有。 A。两种B。四种C。五种D。六种 答案：D 3。在下列反应中，氨作为氧化剂参加的反应是。 A。NH3+H3PO4=NH4H2PO4B。4NH3+5O2=4NO+6H20 C。2NH3+3C12=6HCl+N2D。NH3+NaH=NaNH2+H2 答案：D 4。下列微粒中，与NH具有相同的质子数和电子数的是。 A。NH3B。K+C。Na+D。H3O+ 答案：D 5。利用碱石灰和五氧化二磷均能干燥的一组气体是。 A。CO、NO、H2B。N2、O2、MH3C。H2、NO、NH3D。NO、Cl2、N2 答案：A 6。标准标况下，11。2LNH3恰好被49gH3PO4溶液吸收，则生成物是。 A。NH4H2P04B。（NH4）2HPO4 高一化学知识点总结归纳 篇101、周期表中特殊位置的元素 ①族序数等于周期数的元素：H、Be、Al、Ge。 ②族序数等于周期数2倍的元素：C、S。 ③族序数等于周期数3倍的元素：O。 ④周期数是族序数2倍的元素：Li、Ca。 ⑤周期数是族序数3倍的元素：Na、Ba。 ⑥最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素：C。 ⑦最高正价是最低负价绝对值3倍的短周期元素：S。 ⑧除H外，原子半径最小的元素：F。 ⑨短周期中离子半径最大的元素：P。 2、常见元素及其化合物的特性 ①形成化合物种类最多的元素、单质是自然界中硬度最大的物质的元素或气态氢化物中氢的质量分数最大的元素：C。 ②空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素：N。 ③地壳中含量最多的元素、气态氢化物沸点最高的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素：O。 ④最轻的单质的元素：H；最轻的金属单质的元素：Li 。 ⑤单质在常温下呈液态的非金属元素：Br；金属元素：Hg 。 ⑥最高价氧化物及其对应水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素：Be、Al、Zn。 ⑦元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应水化物能起化合反应的元素：N；能起氧化还原反应的元素：S。 ⑧元素的气态氢化物能和它的氧化物在常温下反应生成该元素单质的元素：S。 ⑨元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：Li、Na、F。 ⑩常见的能形成同素异形体的元素：C、P、O、S。 高一化学知识点总结归纳 篇11一、化学实验安全 1、(1)做有毒气体的实验时，应在通风厨中进行，并注意对尾气进行适当处理(吸收或点燃等)。进行易燃易爆气体的实验时应注意验纯，尾气应燃烧掉或作适当处理。 (2)烫伤宜找医生处理。 (3)浓酸撒在实验台上，先用Na2CO3(或NaHCO3)中和，后用水冲擦干净。浓酸沾在皮肤上，宜先用干抹布拭去，再用水冲净。浓酸溅在眼中应先用稀NaHCO3溶液淋洗，然后请医生处理。 (4)浓碱撒在实验台上，先用稀醋酸中和，然后用水冲擦干净。浓碱沾在皮肤上，宜先用大量水冲洗，再涂上硼酸溶液。浓碱溅在眼中，用水洗净后再用硼酸溶液淋洗。 (5)钠、磷等失火宜用沙土扑盖。 (6)酒精及其他易燃有机物小面积失火，应迅速用湿抹布扑盖。 二.混合物的分离和提纯 分离和提纯的方法分离的物质应注意的事项应用举例 过滤用于固液混合的分离一贴、二低、三靠如粗盐的提纯 蒸馏提纯或分离沸点不同的液体混合物防止液体暴沸，温度计水银球的位置，如石油的蒸馏中冷凝管中水的流向如石油的蒸馏 萃取利用溶质在互不相溶的溶剂里的溶解度不同，用一种溶剂把溶质从它与另一种溶剂所组成的溶液中提取出来的方法选择的萃取剂应符合下列要求：和原溶液中的溶剂互不相溶;对溶质的溶解度要远大于原溶剂用四氯化碳萃取溴水里的溴、碘 分液分离互不相溶的液体打开上端活塞或使活塞上的凹槽与漏斗上的水孔，使漏斗内外空气相通。打开活塞，使下层液体慢慢流出，及时关闭活塞，上层液体由上端倒出如用四氯化碳萃取溴水里的溴、碘后再分液 蒸发和结晶用来分离和提纯几种可溶性固体的混合物加热蒸发皿使溶液蒸发时，要用玻璃棒不断搅动溶液;当蒸发皿中出现较多的固体时，即停止加热分离NaCl和KNO3混合物 三、离子检验 离子所加试剂现象离子方程式 Cl-AgNO3、稀HNO3产生白色沉淀Cl-+Ag+=AgCl↓ SO42-稀HCl、BaCl2白色沉淀SO42-+Ba2+=BaSO4↓ 四.除杂 注意事项：为了使杂质除尽，加入的试剂不能是“适量”，而应是“过量”;但过量的试剂必须在后续操作中便于除去。 五、物质的量的单位――摩尔 1.物质的量(n)是表示含有一定数目粒子的集体的物理量。 2.摩尔(mol):把含有6.02×1023个粒子的任何粒子集体计量为1摩尔。 3.阿伏加德罗常数：把6.02X1023mol-1叫作阿伏加德罗常数。 4.物质的量=物质所含微粒数目/阿伏加德罗常数n=N/NA 5.摩尔质量(M)(1)定义：单位物质的量的物质所具有的质量叫摩尔质量.(2)单位：g/mol或g..mol-1(3)数值：等于该粒子的相对原子质量或相对分子质量. 6.物质的量=物质的质量/摩尔质量(n=m/M) 六、气体摩尔体积 1.气体摩尔体积(Vm)(1)定义：单位物质的量的气体所占的体积叫做气体摩尔体积.(2)单位：L/mol 2.物质的量=气体的体积/气体摩尔体积n=V/Vm 3.标准状况下,Vm=22.4L/mol 七、物质的量在化学实验中的应用 1.物质的量浓度. (1)定义：以单位体积溶液里所含溶质B的物质的量来表示溶液组成的物理量，叫做溶质B的物质的浓度。(2)单位：mol/L(3)物质的量浓度=溶质的物质的量/溶液的体积CB=nB/V 2.一定物质的量浓度的配制 (1)基本原理:根据欲配制溶液的体积和溶质的物质的量浓度，用有关物质的量浓度计算的方法，求出所需溶质的质量或体积，在容器内将溶质用溶剂稀释为规定的体积,就得欲配制得溶液. (2)主要操作 a.检验是否漏水.b.配制溶液1计算.2称量.3溶解.4转移.5洗涤.6定容.7摇匀8贮存溶液. 注意事项：A选用与欲配制溶液体积相同的容量瓶.B使用前必须检查是否漏水.C不能在容量瓶内直接溶解.D溶解完的溶液等冷却至室温时再转移.E定容时，当液面离刻度线1―2cm时改用滴管，以平视法观察加水至液面最低处与刻度相切为止. 3.溶液稀释：C(浓溶液)?V(浓溶液)=C(稀溶液)?V(稀溶液) 高一化学知识点总结归纳 篇12钠及其化合物的性质 1.钠在空气中缓慢氧化：4Na+O2==2Na2O 2.钠在空气中燃烧：2Na+O2点燃====Na2O2 3.钠与水反应：2Na+2H2O=2NaOH+H2↑ 现象： ①钠浮在水面上; ②熔化为银白色小球; ③在水面上四处游动; ④伴有嗞嗞响声; ⑤滴有酚酞的水变红色。 4.过氧化钠与水反应：2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑ 5.过氧化钠与二氧化碳反应：2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2 6.碳酸氢钠受热分解：2NaHCO3△==Na2CO3+H2O+CO2↑ 7.氢氧化钠与碳酸氢钠反应：NaOH+NaHCO3=Na2CO3+H2O 8.在碳酸钠溶液中通入二氧化碳：Na2CO3+CO2+H2O=2NaHCO3 高一化学知识点总结归纳 篇131.物质的量浓度概念的理解 n(B)在公式c(B)=中V(B) (1)溶质是用物质的量表示而不是质量表示;体积表示溶液的体积，而不表示溶剂的体积，并且体积单位为L。 (2)带结晶水的物质溶于水后，溶质是不含结晶水的化合物，溶剂中的水包括结晶水。 (3)从一定物质的量浓度溶液中取出任意体积的溶液，物质的量浓度不变，但随溶液体积的变化溶质的物质的量不同。 (4)气体溶于一定体积的水中，溶液的体积不等于溶剂的体积而应根据溶液密度和溶液质量求算。 (5)若浓溶液稀释或浓度差别较大的溶液混合，混合后溶液的总体积比原来的体积之和小。 2.辨析比较 物质的量浓度与溶液溶质的质量分数 (1)按所配溶液的体积选择合适规格的容量瓶 选择容量瓶必须指明规格，其规格应与所配溶液的体积相等。如果不等，应选择略大于此体积的容量瓶，如配制500mL1mol·L-1的NaCl溶液应选择500mL容量瓶，若需要480mL上述溶液，因无480mL容量瓶，也选择500mL容量瓶，配500mL溶液所需溶质的物质的量应按配制500mL溶液计算。 (2)容量瓶使用前一定要检验是否漏液 方法是：向容量瓶中注入少量水，塞紧玻璃塞，用手指按住瓶塞，另一只手按住瓶底倒转容量瓶，一段时间后观察瓶塞处是否有液体渗出，若无液体渗出，将其放正，把玻璃塞旋转180°，再倒转观察。 (3)不能将固体或浓溶液直接在容量瓶中溶解或稀释，容量瓶不能作反应器，不能加热，也不能久贮溶液。 (4)配制好的溶液应及时转移到试剂瓶中，并贴上标签。 高一化学知识点总结归纳 篇141、硫酸根离子的检验:BaCl2+Na2SO4=BaSO4↓+2NaCl 2、碳酸根离子的检验:CaCl2+Na2CO3=CaCO3↓+2NaCl 3、碳酸钠与盐酸反应:Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2↑ 4、木炭还原氧化铜:2CuO+C高温2Cu+CO2↑ 5、铁片与硫酸铜溶液反应:Fe+CuSO4=FeSO4+Cu 6、氯化钙与碳酸钠溶液反应：CaCl2+Na2CO3=CaCO3↓+2NaCl 7、钠在空气中燃烧：2Na+O2△Na2O2 钠与氧气反应：4Na+O2=2Na2O 8、过氧化钠与水反应：2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑ 9、过氧化钠与二氧化碳反应：2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2 10、钠与水反应：2Na+2H2O=2NaOH+H2↑ 11、铁与水蒸气反应：3Fe+4H2O(g)=F3O4+4H2↑ 12、铝与氢氧化钠溶液反应：2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2↑ 13、氧化钙与水反应：CaO+H2O=Ca(OH)2 14、氧化铁与盐酸反应：Fe2O3+6HCl=2FeCl3+3H2O 15、氧化铝与盐酸反应：Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O 16、氧化铝与氢氧化钠溶液反应：Al2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2O 17、氯化铁与氢氧化钠溶液反应：FeCl3+3NaOH=Fe(OH)3↓+3NaCl 18、硫酸亚铁与氢氧化钠溶液反应：FeSO4+2NaOH=Fe(OH)2↓+Na2SO4 19、氢氧化亚铁被氧化成氢氧化铁：4Fe(OH)2+2H2O+O2=4Fe(OH)3 20、氢氧化铁加热分解：2Fe(OH)3△Fe2O3+3H2O↑ 高一化学知识点总结归纳 篇15一、物质燃烧时的影响因素： ①氧气的浓度不同，生成物也不同。如：碳在氧气充足时生成二氧化碳，不充足时生成一氧化碳。 ②氧气的浓度不同，现象也不同。如：硫在空气中燃烧是淡蓝色火焰，在纯氧中是蓝色火焰。 ③氧气的浓度不同，反应程度也不同。如：铁能在纯氧中燃烧，在空气中不燃烧。④物质的接触面积不同，燃烧程度也不同。如：煤球的燃烧与蜂窝煤的燃烧。 二、影响物质溶解的因素： ①搅拌或振荡。搅拌或振荡可以加快物质溶解的速度。 ②升温。温度升高可以加快物质溶解的速度。 ③溶剂。选用的溶剂不同物质的溶解性也不同。 三、元素周期表的规律： ①同一周期中的元素电子层数相同，从左至右核电荷数、质子数、核外电子数依次递增。 ②同一族中的元素核外电子数相同、元素的化学性质相似，从上至下核电荷数、质子数、电子层数依次递增。 硅单质 1、氯元素： 2.氯气 1、二氧化硫与碳相似，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、光电池第二节富集在海水中的元素——氯位于第三周期第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。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)CuCl2Cl2+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+2H2O③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↓+HNO3NaCl+AgNO3==AgCl↓+NaNO3Na2CO3+2AgNO3==Ag2CO?3↓+2NaNO3Ag2CO?3+2HNO3==2AgNO3+CO2↑+H2OCl-+Ag+==AgCl↓第三节硫和氮的氧化物制法(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。 高一化学知识点总结归纳 篇16一、金属的化学性质 1、5000年前使用的青铜器，3000年前进入铁器时代，20世纪进入铝合金时代。 2、金属的物理通性是：不透明，有金属光泽，导电，导热，延展性好。 3、钠在空气中加热，可观察如下现象：熔成小球，剧烈燃烧，黄色火焰生成淡黄色固体。 4、铝箔加热，发现熔化的铝并不滴落，好像有一层膜兜着。这层不易熔化的薄膜是高熔点的Al2O3。 5、固体钠怎么保存？浸在煤油中。 怎么取用金属钠？镊子夹出后用滤纸吸干煤油，然后放在玻璃片上用小刀切，剩下的钠再放入煤油中。 6、小块钠丢入水中的现象是浮在水面，熔成小球，四处游动，溶液变红（加入酚酞）。分别反映了钠密度小于水，反应放热且钠熔点低，产生气体迅速，生成NaOH的性质。 7、银白色的钠放入空气中，会逐渐变为Na2O、NaOH、Na2CO310H2O、Na2CO3白色粉末。 二、几种重要的金属化合物 1、Na2O2是淡黄色固体，与水反应放出使带火星的木条复燃的气体，离子方程式是2Na2O2+2H2O=4Na++4OH—+2H2↑。反应后溶液中滴入酚酞的现象是先变红后褪色。 2、Na2CO3、NaHCO3的鉴别除了观察是否细小，加水是否结块的物理方法外，还可以 ①加热固体质量减轻或放出气体能使澄清的石灰水变浑浊的是NaHCO3。 ②在其溶液中滴入CaCl2或BaCl2溶液由白色沉淀的是Na2CO3。 ③加等浓度的HCl放出气体快的是NaHCO3。 3、焰色反应是物理性质，钠元素为黄色，钾元素为紫色（透过蓝色的钴玻璃观察的原因是滤去黄色焰色）；钠单质或其化合物焰色均为黄色。 4、焰色反应的操作为，先用盐酸洗净铂丝或无锈的铁丝，然后在火焰外焰上灼烧至与原来的火焰焰色相同为止，再蘸取溶液灼烧并观察焰色。 5、由可溶性可溶性铝盐制Al（OH）3沉淀选用试剂是氨水，离子方程式为：Al3++3NH3H2O=Al（OH）3↓+3NH4+。 6、铝片放入NaOH溶液开始无现象是因为表面氧化铝先与氢氧化钠溶液反应、然后有气体逸出且逐渐加快是因为铝与碱溶液反应使溶液温度升高，加快了反应速度，最后生成气体的速度又慢下来（仍有铝片）原因是OH—浓度逐渐减小，速度变慢。 2mol Al完全反应放出标况下气体是67.2 L。 7、明矾和FeCl3都可净水，原理是：溶于水后生成的胶体微粒能吸附水中悬浮的杂质一起沉淀。 8、Al3+溶液中渐渐加入NaOH溶液或AlO2—溶液中渐渐加入HCl溶液的现象都是：白色沉淀渐多又渐少至澄清；NaOH溶液渐渐加入Al3+溶液或H+溶液渐渐加入NaAlO2溶液的现象都是：开始无沉淀，后来沉淀迅速增加至定值。 9、铁的三种氧化物化学式分别是FeO、Fe2O3、Fe3O4。其中磁性氧化铁和盐酸反应的离子方程式为Fe3O4+8H+=Fe2++2Fe3++4H2O。 10、FeSO4加入NaOH溶液的现象是有白色沉淀生成，迅速变成灰绿色，最后变成红褐色。化学反应方程式为FeSO4+2NaOH=Na2SO4+Fe（OH）2↓、4Fe（OH）2+O2+2H2O=4Fe（OH）3↓ 第四章非金属及其化合物 一、无机非金属材料的主角——硅 1、构成有机物的最不可缺少的元素是碳，硅是构成岩石和矿物的基本元素。 2、SiO2是由Si和O按1：2的比例所组成的立体网状结构的晶体，是光纤的基本原料。 3、凡是立体网状结构的晶体（如金刚石、晶体硅、SiC、SiO2等）都具有熔点高、硬度大的物理性质，且一般溶剂中都不溶解。 4、SiO2和强碱、氢氟酸都能反应。前者解释碱溶液不能盛在玻璃塞试剂瓶中；后者解释雕刻玻璃的原因。 5、硅酸是用水玻璃加盐酸得到的凝胶，离子方程式为SiO32—+2H+=H2SiO3。凝胶加热后的多孔状物质叫硅胶，能做干燥剂和催化剂载体。 6、正长石KAlSi3O8写成氧化物的形式为K2OAl2O36SiO2 7、晶体硅是良好的半导体材料，还可以制造光电池和芯片。 二、富集在海水中的元素——氯 1、氯气是黄绿色气体，实验室制取的离子方程式为MnO2+4H++2Cl—Mn2++Cl2↑+2H2O，这里MnO2是氧化剂，Cl2是氧化产物。 2、实验室制得的氯气一定含有HCl和水蒸气，必须先通过饱和食盐水溶液再通过浓硫酸，就可以得到干燥纯净的氯气。 3、铁和Cl2反应方程式为2Fe+3Cl2 2FeCl3，H2点燃后放入Cl2中，现象是：安静燃烧，苍白色火焰，瓶口有白雾，这是工业制盐酸的主反应。 4、Cl2溶于水发生反应为Cl2+H2O=HCl+HClO，氯水呈黄绿色是因为含Cl2，具有漂白杀菌作用是因为含有次氯酸，久置的氯水会变成稀盐酸。 5、氯水通入紫色石蕊试液现象是先变红后褪色，氯气通入NaOH溶液中可制漂白液，有效成分为NaClO，通入Ca（OH）2中可生成漂粉精。 6、检验溶液中的Cl—，需用到的试剂是，AgNO3溶液和稀HNO3。 三、硫和氮的氧化物 1.硫单质俗称硫黄，易溶于CS2，所以可用于洗去试管内壁上沾的单质硫。 2.SO2是无色有刺激性气味的气体，易溶于水生成亚硫酸，方程式为SO2+H2O H2SO3，该溶液能使紫色石蕊试液变红色，可使品红溶液褪色，所以亚硫酸溶液有酸性也有漂白性。 3.鉴定SO2气体主要用品红溶液，现象是品红褪色，加热后又恢复红色。 4.SO2和CO2混合气必先通过品红溶液（褪色），再通过酸性KMnO4溶液（紫红色变浅），最后再通过澄清石灰水（变浑浊），可同时证明二者都存在。 5.SO2具有氧化性的方程为：2H2S+SO2=3S↓+2H2O，与Cl2、H2O反应失去漂白性的方程为Cl2+SO2+2H2O=2HCl+H2SO4。 6.SO3标况下为无色晶体，遇水放出大量热，生成硫酸。 7、久置浓硝酸显黄色是因为含有分解生成的NO2；工业浓盐酸显黄色是因为含有Fe3+。保存浓硝酸方法是在棕色瓶中，放在冷暗处；紫色石蕊溶液滴入浓硝酸现象是先变红后褪色，滴入稀硝酸现象是溶液只变红。 高一化学知识点总结归纳 篇171、化学反应的速率 (1)概念：化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量(均取正值)来表示。 计算公式：v(B)== ①单位：mol/(Ls)或mol/(Lmin) ②B为溶液或气体，若B为固体或纯液体不计算速率。 ③重要规律：速率比=方程式系数比 (2)影响化学反应速率的因素： 内因：由参加反应的物质的结构和性质决定的(主要因素)。 外因：①温度：升高温度，增大速率 ②催化剂：一般加快反应速率(正催化剂) ③浓度：增加C反应物的浓度，增大速率(溶液或气体才有浓度可言) ④压强：增大压强，增大速率(适用于有气体参加的反应) ⑤其它因素：如光(射线)、固体的表面积(颗粒大小)、反应物的状态(溶剂)、原电池等也会改变化学反应速率。 2、化学反应的限度——化学平衡 (1)化学平衡状态的特征：逆、动、等、定、变。 ①逆：化学平衡研究的对象是可逆反应。 ②动：动态平衡，达到平衡状态时，正逆反应仍在不断进行。 ③等：达到平衡状态时，正方应速率和逆反应速率相等，但不等于0。即v正=v逆≠0。 ④定：达到平衡状态时，各组分的浓度保持不变，各组成成分的含量保持一定。 ⑤变：当条件变化时，原平衡被破坏，在新的条件下会重新建立新的平衡。 (3)判断化学平衡状态的标志： ①VA(正方向)=VA(逆方向)或nA(消耗)=nA(生成)(不同方向同一物质比较) ②各组分浓度保持不变或百分含量不变 ③借助颜色不变判断(有一种物质是有颜色的) ④总物质的量或总体积或总压强或平均相对分子质量不变(前提：反应前后气体的总物质的量不相等的反应适用，即如对于反应xA+yBzC，x+y≠z) |
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