谁能给我一份高中化学所有知识点整理的完整版啊.切记,是完整版.我会奖励分数的.

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高一化学第一学期知识点梳理
　　复习：初高衔接
　　1．理解分子、原子、离子、元素；
　　理解物质分类：混合物和纯净物、单质和化合物、金属和非金属等概念；
　　理解同素异形体和原子团的概念；
　　理解酸、碱、盐、氧化物的概念及其相互联系；（见高中第一节课笔记）
　　2．掌握有关溶液的基本计算；有关化学方程式的基本计算；根据化学式计算等；（用物质的量进行计算）
　　3．常见气体（氧气、氢气、二氧化碳）的发生、干燥、收集装置；（见盐酸补充提纲）
　　常见物质酸（盐酸、硫酸）、碱（氢氧化钠、氢氧化钙）、盐（碳酸钠、氯化钠）检验与鉴别；
　　过滤、蒸发等基本操作.（见2.1提纲中粗盐提纯）
　　第一章 打开原子世界的大门
　　1．1从葡萄干面包模型到原子结构的行星模型
　　1．2原子结构和相对原子质量
　　1．3揭开原子核外电子运动的面纱
　　1．对原子结构认识的历程：
　　古典原子论：惠施、墨子、德谟克利特；
　　近代原子论：道尔顿；
　　葡萄干面包模型：汤姆孙；
　　原子结构行星模型：卢瑟福；
　　电子云模型：波尔.——了解
　　2．重要人物及成就：
　　道尔顿（原子论）、汤姆孙（发现电子及葡萄干面包模型）、伦琴（X射线）、贝克勒尔（元素的放射放射性现象）、卢瑟福（α粒子的散射实验及原子结构行星模型）.
　　3．原子的构成；（看第一章例题）
　　原子核的组成：质子数、中子数、质量数三者关系；原子、离子中质子数和电子数的关系；
　　①原子 原子核 质子（每个质子带一个单位正电荷）——质子数决定元数种类
　　AZ X （+） 中子（不带电） 质子与中子数共同决定原子种类
　　核外电子（-）（带一个单位负电荷）
　　对中性原子：核电荷数 = 质子数 = 核外电子数 = 原子序数
　　对阳离子： 核电荷数 = 质子数＞核外电子数,
　　∴电子数=质子数-阳离子所带电荷数
　　如：ZAn+ e=Z-n, Z=e+n
　　对阴离子： 核电荷数 = 质子数＜核外电子数,
　　∴电子数=质子数+阴离子所带电荷数
　　如：ZBm+ e=Z+m, Z=e-m
　　②质量数（A）= 质子数（Z）+ 中子数（N）.即 A = Z + N
　　质量数（A） （原子核的相对质量取整数值被称为质量数）.
　　——将原子核内所有的质子和中子相对质量取近似整数值,加起来所得的数值叫质量数.
　　4．知道同位素的概念和判断；同素异形体；（看第一章例题）
　　同位素——质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素.
　　①同位素讨论对象是原子.②同位素原子的化学性质几乎完全相同.
　　③在天然存在的某种元素里,不论是游离态还是化合态,也不论其来源如何不同,各种同位素所占的原子个数百分比保持不变.（即丰度不变）
　　（见1.2提纲）
　　5．相对原子质量：原子的相对原子质量、元素的相对原子质量（简单计算）；
　　a （设某原子质量为a g）
　　①同位素原子的相对原子质量 m12c×1/2 此相对质量不能代替元素的相对质量.
　　②元素的相对原子质量 （即元素的平均相对原子质量）
　　——是某元素各种天然同位素的相对原子质量与该同位素原子所占的原子个数百分比（丰度）的乘积之和.
　　即：M = Ma×a% + Mb×b% + Mc×c% +
　　③元素的近似相对原子质量——用质量数代替同位素的相对原子质量计算,所得结果为该元素的近似相对原子质量.
　　（看第一章例题）
　　6．核外电子排布规律：能量高低；理解电子层（K、L、M、N、O、P、Q）表示的意义；
　　①电子按能量由低到高分层排布.②每个电子层上最多填2n2个电子.
　　③最外层不超过8个电子,次外层不超过18个电子,依次类推,（第一层不超过2个）
　　④最外层电子数为8或第一层为2的原子为稳定结构的稀有气体元素.
　　7．理解原子结构示意图（1~18号元素）、电子式的含义；
　　原子、离子的结构示意图；
　　原子、离子、分子、化合物的电子式.（见1~20号元素和第三章提纲）
　　第一章 拓展知识点 P173
　　常用的稀型离子有氖型微粒（电子层结构相同微粒的含义）：
　　氖型离子：原子核外为10电子,包括N3、O2－ 、F－、Na+、Mg2+、Al3+.NH4+；
　　常见10电子微粒：分子（CH4、NH3、H2O、HF）；原子（Ne）；离子（N3、O2－ 、F－、OH-、Na+、Mg2+、Al3+、NH4+ 、H3O+）
　　第二章 开发海水中的化学资源
　　2．1以食盐为原料的化工产品
　　2．2海水中的氯
　　2．3从海水中提取溴和碘
　　1．海水利用：
　　海水晒盐：原理、方法、提纯；（见2.1提纲）
　　海水提溴：主要原理和步骤,三个步骤——浓缩、氧化、提取；（见2.3提纲）
　　海带提碘：简单流程步骤、仪器操作、原理；（见2.3提纲）
　　2．以食盐为原料的化工产品（氯碱工业）：
　　电解饱和食盐水：化学方程式、现象,氯气的检验；氢氧化钠用途
　　制HCl和盐酸：氯化氢的物理性质、化学性质；盐酸的用途；（见2.1提纲）
　　漂粉精：主要成分、制法和漂白原理；制“84”消毒液（见2.2提纲）
　　漂粉精漂白、杀菌消毒原理：Ca（ClO）2+2CO2+2H2O—→Ca（HCO3）2 +2HClO
　　2HClO—→2HCl+O2↑
　　3．氯气的性质：（见2.2提纲及卤素中的有关方程式）
　　物理性质：颜色、状态、水溶性和毒性；
　　化学性质：①与金属反应、②与非金属反应、③与水反应、④与碱反应、⑤置换反应
　　4．溴、碘卤素单质的性质；（见2.3提纲）
　　溴的特性：易挥发
　　碘的特性：升华、淀粉显色、碘与人体健康
　　5．结构、性质变化规律：（见2.3提纲中几个递变规律）
　　Cl2、Br2、I2单质的物理性质、化学性质递变规律；
　　Cl—、Br—、I—离子及其化合物的化学性质递变规律；
　　6．氧化还原反应：概念；根据化合价升降和电子转移判断反应中的氧化剂与还原剂；氧化还原反应方程式配平（基本）（见2.1提纲）
　　氧化还原反应——凡有电子转移（电子得失或电子对偏移）的反应叫化还原反应.
　　反应特征：有元素化合价升降的反应.
　　氧化剂： 降 得 还 还原剂：失 高 氧
　　具有 化合价 得到 本身被还原 具有 失去 化合价 本身被氧化
　　氧化性： 降低 电子 发生还原反应 还原性：电子 升高 发生氧化反应
　　（特征）（实质） （实质）（特征）
　　（注意：最高价只有氧化性,只能被还原；最低价只有还原性,只能被氧化）（中间价：既有氧化性,又有还原性；既能被还原,又能被氧化）
　　氧化性强弱：氧化剂＞氧化产物（还原剂被氧化后的产物）
　　还原剂强弱：还原剂＞还原产物（氧化剂被还原后的产物）
　　7．电离方程式：
　　①电解质——在水溶液中或者熔化状态下能够导电的化合物叫做电解质；反之不能导电的（化合物） 化合物称为非电解质.
　　②电离——电解质在水分子作用下,离解成自由移动的离子过程叫做电离.
　　③强电解质——在水溶液中全部电离成离子的电解质.（强酸6个、强碱4个、大部分盐）
　　弱电解质——在水溶液中部分电离成离子的电解质.（弱酸、弱碱）
　　④电离方程式——是表示电解质如酸、碱、盐在溶液中或受热熔化时离电成自由移动离子的式子.强电解质电离用“→”表示,弱电解质电离用“ ”表示
　　H2SO4 → 2H++SO42- H2SO4 H++HSO3- HSO3- H++SO32-
　　（多元弱酸电离时要写分步电离方程式,几元酸写几步电离方程式.）
　　⑤电荷守恒——在溶液中或电离方程式,阳离子带的电荷总数等于阴离子带的电荷总数.
　　⑥离子方程式——用实际参加反应的离子符号来表示离子反应的式子叫做离子方程式.
　　离子方程式：置换反应与复分解反应的离子方程式书写
　　（凡是①难溶性物质②挥发性物质③水及其弱电解质④单质⑤氧化物⑥非电解质⑦浓H2SO4均写化学式）离子共存问题,出现①沉淀②气体③弱电解质④氧化还原反应不能共存.
　　第二章 拓展知识点 P181
　　1．Cl2与还原性物质反应：H2S、SO2（H2SO3）、HBr、 HI
　　2．氧还反应有关规律：
　　①电子守恒规律； ②性质强弱规律；③价态转化规律；④反应先后规律；
　　3．氧化性或还原性强弱比较：
　　①相同条件下,不同的氧化剂与同一种还原剂反应,使还原剂氧化程度大的(价态高的)氧化性强.
　　例如：2Fe+3Br2△2FeBr3 , Fe+S△FeS,由于相同条件下,Br2将Fe氧化为Fe3+,而S将Fe氧化为Fe2+,说明Br2的氧化性大于S的氧化性.
　　②依据反应式中的反应物和生成物之间的关系（一般的规律）：
　　氧化剂的氧化性〉氧化产物的氧化性；还原剂的还原性〉还原产物的还原
　　③依据反应条件,条件要求越高说明氧化剂或还原剂的氧化性或还原性越弱.
　　第三章 探索原子构建物质的奥秘（见1~20号元素和第三章提纲）
　　3．1原子间的相互作用
　　3．2离子键
　　3．3共价键
　　1．常见物质的硬度：
　　自然界最硬的物质——金刚石；
　　2．化学键的概念、分类（离子键、共价键、金属键）、分子间作用力；
　　离子键、共价键、金属键概念；
　　化学键——相邻两个或多个原子（或离子）之间存在的较强的相互作用叫化学键.
　　离子键——阴阳离子间强烈的相互作用.
　　共价键——原子间通过共用电子对而形成的化学键.（化学反应的过程,本质上就是旧化学键断裂新化学键形成的过程）
　　离子键、共价键的形成原理；（看提纲）
　　判断存在离子键、共价键、金属键的代表物质；
　　3．知道四大晶体：
　　分类：离子晶体、原子晶体、分子晶体、金属晶体；
　　构成：离子晶体（离子）、原子晶体（原子）、分子晶体（分子）；
　　典型：离子晶体（氯化钠）、原子晶体（金刚石、水晶）、分子晶体（干冰）、金属晶体（铜、铁）；
　　晶体——通过结晶形成的具有规则几何外形的固体,有固定的熔点.（看提纲：晶体的分类）（金属晶体很难放在一起比较）（离子晶体：熔沸点较高,硬度较大；原子晶体：熔沸点高,硬度大；分子晶体：熔沸点低,硬度小）
　　离子晶体中阴阳离子数之比（氯化钠,教材P63）；
　　典型代表物；构成晶体的微粒、作用力；硬度、熔沸点高低,物理特性等.
　　4．离子化合物与共价化合物的判断和区别.
　　5．电子式书写分子（HCl、H2O）、化合物（NaCl、CaCl2）的形成过程.
　　第四章 剖析物质变化中的能量变化
　　4．1物质在溶解过程中有能量变化吗（见4.1提纲）
　　能量守恒定律和转化：溶解过程中能量的转化；溶解平衡、结晶过程；
　　晶体、结晶、结晶水合物；风化与潮解.
　　化学实验
　　重要的化学实验：
　　1．常见物质分离提纯：过滤、蒸馏、萃取、蒸发结晶、冷却结晶；
　　重要常见仪器的使用：漏斗、分液漏斗、玻璃棒等；
　　2．常见气体（H2、O2、CO2、HCl、Cl2）实验室制法：反应原理、发生装置、操作原理；
　　除杂干燥（净化）原理和装置选择；尾气吸收原理和装置；气体的检验；
　　3．海水提溴、海带提碘实验步骤、流程、操作；
　　4．物质检验：
　　Cl—、Br—、I—离子的检验；Cl2、Br2、I2单质的检验；
　　5．关于装置：
　　仪器的排列连接；仪器气密性检查；吸收气体防倒吸；实验结果的评价；实验方案的分析、设计.
　　化学计算
　　1．有关物质的量计算（以物质的量为中心的基本计算是具有中学化学学科特点的计算）
　　物质的量与微粒数、阿伏加德罗常数之间的换算；
　　物质的量与摩尔质量、物质质量之间的换算；
　　物质的量与气体摩尔体积、气体体积之间的换算；
　　化学中的计算问题——有关物质的量的计算等
　　公式 n = m n = 微粒数 S.T.P下 n = V（S） n = CV（aq）
　　M NA 22.4
　　有关化学反应的计算（根据化学方程式计算,有关过量计算,教材P50）.
　　掌握有关相对原子质量、相对分子质量及确定分子式的计算（式量的计算）；
　　* 化学计算中要注意“单位”的化学含义,要重视单位的规范使用.
　　常见的有颜色物质：
　　1．红色：铜、品红溶液、酚酞在碱性溶液中、石蕊在酸性溶液中、液溴（深棕红）；
　　2．橙色：溴水及溴的有机溶液（视浓度,黄—橙）
　　3．黄色（1）淡黄色：溴化银；
　　（2）黄色：碘化银；
　　（3）棕黄：碘水（黄棕→褐色）；
　　4．棕色：固体FeCl3、CuCl2（铜与氯气生成棕色烟）、溴蒸气（红棕色）；
　　5．褐色：碘酒；
　　6．绿色：氯化铜溶液、氯气或氯水（黄绿色） 、氟气（淡黄绿色）；
　　7．蓝色：胆矾、氢氧化铜沉淀（淡蓝）、淀粉遇碘、石蕊遇碱性溶液、硫酸铜溶液；
　　8．紫色：高锰酸钾溶液（紫红）、碘（紫黑）、碘的四氯化碳溶液（紫红）、碘蒸气；
　　9．黑色固体——CuO、MnO2、Fe3O4；