很多同學(xué)對(duì)化學(xué)的課程并不是特別感興趣，所以在每次考試中都無(wú)法考取理想的分?jǐn)?shù)，導(dǎo)致整體分?jǐn)?shù)的拉低有非常大的影響，很多家長(zhǎng)為此方面特別著急，為了提高學(xué)生的化學(xué)成績(jī)，所以想復(fù)習(xí)高一化學(xué)知識(shí)點(diǎn)的相關(guān)內(nèi)容，下面掌門(mén)學(xué)堂小編和大家分享一下。

高一化學(xué)知識(shí)點(diǎn)

物質(zhì)的分類

常見(jiàn)的物質(zhì)分類法是樹(shù)狀分類法和交叉分類法。

混合物按分散系大小分為溶液、膠體和濁液三種，中間大小分散質(zhì)直徑大小為1nm—100nm之間，這種分散系處于介穩(wěn)狀態(tài)，膠粒帶電荷是該分散系較穩(wěn)定的主要原因。

濁液用靜置觀察法先鑒別出來(lái)，溶液和膠體用丁達(dá)爾現(xiàn)象鑒別。

當(dāng)光束通過(guò)膠體時(shí)，垂直方向可以看到一條光亮的通路，這是由于膠體粒子對(duì)光線散射形成的。

膠體粒子能通過(guò)濾紙，不能通過(guò)半透膜，所以用半透膜可以分離提純出膠體，這種方法叫做滲析。

在25ml沸水中滴加5—6滴FeCl3飽和溶液，煮沸至紅褐色，即制得Fe(OH)3膠體溶液。該膠體粒子帶正電荷，在電場(chǎng)力作用下向陰極移動(dòng)，從而該極顏色變深，另一極顏色變淺，這種現(xiàn)象叫做電泳。

離子反應(yīng)

常見(jiàn)的電解質(zhì)指酸、堿、鹽、水和金屬氧化物，它們?cè)谌苡谒蛉廴跁r(shí)都能電離出自由移動(dòng)的離子，從而可以導(dǎo)電。

非電解質(zhì)指電解質(zhì)以外的化合物（如非金屬氧化物，氮化物、有機(jī)物等）；單質(zhì)和溶液既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)。

在水溶液或熔融狀態(tài)下有電解質(zhì)參與的反應(yīng)叫離子反應(yīng)。

強(qiáng)酸（HCl、H2SO4、HNO3）、強(qiáng)堿（NaOH、KOH、Ba(OH)2）和大多數(shù)鹽（NaCl、BaSO4、Na2CO3、NaHSO4）溶于水都完全電離，所以電離方程式中間用“==”。

用實(shí)際參加反應(yīng)的離子符號(hào)來(lái)表示反應(yīng)的式子叫離子方程式。

在正確書(shū)寫(xiě)化學(xué)方程式基礎(chǔ)上可以把強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、可溶性鹽寫(xiě)成離子方程式，其他不能寫(xiě)成離子形式。

復(fù)分解反應(yīng)進(jìn)行的條件是至少有沉淀、氣體和水之一生成。

離子方程式正誤判斷主要含。

符合事實(shí)

滿足守恒（質(zhì)量守恒、電荷守恒、得失電子守恒）。

拆分正確（強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、可溶鹽可拆）。

配比正確（量的多少比例不同）。

常見(jiàn)不能大量共存的離子：

發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)（沉淀、氣體、水或難電離的酸或堿生成）。

發(fā)生氧化還原反應(yīng)（MnO4-、ClO-、H++NO3-、Fe3+與S2-、HS-、SO32-、Fe2+、I-）。

絡(luò)合反應(yīng)（Fe3+、Fe2+與SCN-）。

注意隱含條件的限制（顏色、酸堿性等）。

氧化還原反應(yīng)

氧化還原反應(yīng)的本質(zhì)是有電子的轉(zhuǎn)移，氧化還原反應(yīng)的特征是有化合價(jià)的升降。

失去電子（偏離電子）→化合價(jià)升高→被氧化→是還原劑；升價(jià)后生成氧化產(chǎn)物。還原劑具有還原性。

得到電子（偏向電子）→化合價(jià)降低→被還原→是氧化劑；降價(jià)后生成還原產(chǎn)物，氧化劑具有氧化性。

常見(jiàn)氧化劑有：Cl2、O2、濃H2SO4、HNO3、KMnO4(H+)、H2O2、ClO-、FeCl3等。

常見(jiàn)還原劑有：Al、Zn、Fe；C、H2、CO、SO2、H2S；SO32-、S2-、I-、Fe2+等。

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