今天小编就给大家整理了最全高一化学知识点总结，本文共14篇，希望对大家的工作和学习有所帮助，欢迎阅读!本文原稿由网友“LonelyTogetherr”提供。
篇1：最全高一化学知识点总结
一、物质的量
1.定义：表示物质所含微粒多少的物理量，也表示含有一定数目粒子的集合体。
2.物质的量是以微观粒子为计量的对象。
3.物质的量的符号为“n”。
二、摩尔
1.物质的量的单位单位：克/摩符号：g/mol
数值：等于物质的原子量、分子量、原子团的式量。
2.符号是mol。
3.使用摩尔表示物质的量时，应该用化学式指明粒子的种类。
+例如：1molH表示mol氢原子，1molH2表示1mol氢分子(氢气)，1molH表示1mol氢离子，
但如果说“1mol氢”就违反了使用标准，因为氢是元素名称，不是微粒名称，也不是微粒的符号或化学式。
4.计算公式：
n=N/NAn=m/M
篇2：最全高一化学知识点
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)。
篇3：最全高一化学知识点
一、物质的分类
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).溶液、胶体、浊液三种分散系的比较
分散质粒子大小/nm外观特征能否通过滤纸有否丁达尔效应实例
溶液小于1均匀、透明、稳定能没有NaCl、蔗糖溶液
胶体在1—100之间均匀、有的透明、较稳定能有Fe(OH)3胶体
浊液大于100不均匀、不透明、不稳定不能没有泥水
二、物质的化学变化
1、物质之间可以发生各种各样的化学变化,依据一定的标准可以对化学变化进行分类.
(1)根据反应物和生成物的类别以及反应前后物质种类的多少可以分为：
A、化合反应(A+B=AB)B、分解反应(AB=A+B)
C、置换反应(A+BC=AC+B)
D、复分解反应(AB+CD=AD+CB)
(2)根据反应中是否有离子参加可将反应分为：
A、离子反应：有离子参加的一类反应.主要包括复分解反应和有离子参加的氧化还原反应.
B、分子反应(非离子反应)
(3)根据反应中是否有电子转移可将反应分为：
A、氧化还原反应：反应中有电子转移(得失或偏移)的反应
实质：有电子转移(得失或偏移)
特征：反应前后元素的化合价有变化
B、非氧化还原反应
篇4：最全高一化学知识点
离子共存问题离子在溶液中能否大量共存，涉及到离子的性质及溶液酸碱性等综合知识。凡能使溶液中因反应发生使有关离子浓度显著改变的均不能大量共存。如生成难溶、难电离、气体物质或能转变成其它种类的离子(包括氧化一还原反应)，一般可从以下几方面考虑：
1.弱碱阳离子只存在于酸性较强的溶液中，如Fe3+、Al3+、Zn2+、Cu2+、NH4+、Ag+等均与OH-不能大量共存。
2.弱酸阴离子只存在于碱性溶液中。如：
CH3COO-、F-、CO32-、SO32-、S2-、PO43-、AlO2-均与H+不能大量共存。
3.弱酸的酸式阴离子在酸性较强或碱性较强的溶液中均不能大量共存。它们遇强酸(H+)会生成弱酸分子;遇强碱(OH-)生成正盐和水。
如：HSO3-、HCO3-、HS-、H2PO4-、HPO42-等
4.若阴、阳离子能相互结合生成难溶或微溶性的盐，则不能大量共存。
如：Ba2+、Ca2+与CO32-、SO32-、PO43-、SO42-等;Ag+与Cl-、Br-、I-等;Ca2+与F-，C2O42- 等
5.若阴、阳离子发生双水解反应，则不能大量共存。如：Al3+与HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-、SiO32-等Fe3+与HCO3-、CO32-、AlO2-、ClO-、SiO32-、C6H5O-等;NH4+与AlO2-、SiO32-、ClO-、CO32-等
6.若阴、阳离子能发生氧化一还原反应则不能大量共存。如：Fe3+与I-、S2-;MnO4-(H+)与I-、Br-、Cl-、S2-、SO32-、Fe2+等;NO3-(H+)与上述阴离子。S2-、SO32-、H+
7.因络合反应或其它反应而不能大量共存，如：Fe3+与F-、CN-、SCN-等;H2PO4-与PO43-会生成HPO42-，故两者不共存。
篇5：最全的高一化学知识点
高一化学知识点整理
一、物质的分类
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)。溶液、胶体、浊液三种分散系的比较
分散质粒子大小/nm外观特征能否通过滤纸有否丁达尔效应实例
溶液小于1均匀、透明、稳定能没有NaCl、蔗糖溶液
胶体在1—100之间均匀、有的透明、较稳定能有Fe(OH)3胶体
浊液大于100不均匀、不透明、不稳定不能没有泥水
二、物质的化学变化
1、物质之间可以发生各种各样的化学变化，依据一定的标准可以对化学变化进行分类。
(1)根据反应物和生成物的类别以及反应前后物质种类的多少可以分为：
A、化合反应(A+B=AB)B、分解反应(AB=A+B)
C、置换反应(A+BC=AC+B)
D、复分解反应(AB+CD=AD+CB)
(2)根据反应中是否有离子参加可将反应分为：
A、离子反应：有离子参加的一类反应。主要包括复分解反应和有离子参加的氧化还原反应。
B、分子反应(非离子反应)
(3)根据反应中是否有电子转移可将反应分为：
A、氧化还原反应：反应中有电子转移(得失或偏移)的反应
实质：有电子转移(得失或偏移)
特征：反应前后元素的化合价有变化
B、非氧化还原反应
2、离子反应
(1)、电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物，叫电解质。酸、碱、盐都是电解质。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融化状态下能否导电。
②电解质的导电是有条件的.：电解质必须在水溶液中或熔化状态下才能导电。
③能导电的物质并不全部是电解质：如铜、铝、石墨等。
④非金属氧化物(SO2、SO3、CO2)、大部分的有机物为非电解质。
(2)、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
(3)、离子共存问题
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SO42—、Ag+和Cl—、Ca2+和CO32—、Mg2+和OH—等
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CO32—，HCO3—，SO32—，OH—和NH4+等
C、结合生成难电离物质(水)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、水解反应的离子不能大量共存(待学)
注意：题干中的条件：如无色溶液应排除有色离子：Fe2+、Fe3+、Cu2+、MnO4—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—)。
(4)离子方程式正误判断(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)
3、氧化还原反应中概念及其相互关系如下：
失去电子——化合价升高——被氧化(发生氧化反应)——是还原剂(有还原性)
得到电子——化合价降低——被还原(发生还原反应)——是氧化剂(有氧化性)
化学学习方法
学习化学要做到三抓，即抓基础、抓思路、抓规律。重视基础知识的学习是提高能力的保证。学好化学用语如元素符号、化学式、化学方程式等基本概念及元素、化合物的性质。在做题中要善于总结归纳题型及解题思路。化学知识之间是有内在规律的，掌握了规律就能驾驭知识，记忆知识。如化合价的一般规律，金属元素通常显正价，非金属元素通常显负价，单质元素的化合价为零，许多元素有变价，条件不同价态不同。
关于化学有一种说法就是化学是理科中的文科，因为化学要记要背的东西很多，而且化学是一门实验性很强的学科，因此在化学的学习过程中要注意阅读与动手、动笔结合。要自己动手推演、计算、写结构式、写化学方程式，或者动手做实验，来验证、加深印象和帮助理解，有时还要动手查找资料来核对、补充某些材料。同时在化学学习中，经过思考提出存在于化学事物内部或化学事物之间的矛盾，即化学问题，由自己来加以研究和解决，或者在自己解决不了时请求别人帮助解决，是化学学习的一种基本活动方法，也是提高化学学习效果的一种基本方法。
学习化学小技巧
先要把书中的基础知识了解清楚：
1、书中的一些知识很多都是基础，很多的精华都在练习册里面还有一些辅导教材里面重要的就是先把一些基础的知识都搞清楚，包括书中的一些备注，还有实验器材，还有实验的方法，还有一些互动之类的。
2、一定都要先搞清楚，学习的成绩提不上去，还是因为基础就没有学好，就造成了做题的时候就不会，哪怕他上课都听懂了，但是让他做题他还是不会，高中化学辅导要抓住基础。
篇6：最全高一化学必修一知识点
高一化学必修一知识点
一、常见物质的学名、俗名及化学式
俗名 学名 化学式
金刚石、石墨 C
酒精 乙醇 C2H5OH
熟石灰、消石灰 氢氧化钙 Ca(OH)2
生石灰 氧化钙 CaO
醋酸(熔点16.6℃，固态称为冰醋酸) 乙酸 CH3COOH
木酒精、木醇 甲醇 CH3OH
干冰 固态CO2 CO2
铜绿、孔雀石 碱式碳酸铜 Cu2(OH)2CO3
胆矾、蓝矾 硫酸铜晶体 CuSO4·5H2O
氢硫酸 H2S
亚硫酸 H2SO3
盐镪水(工业名称) 氢氯酸、盐酸 HCl
水银 汞 Hg
纯碱、苏打、面碱 碳酸钠 Na2CO3
纯碱晶体 碳酸钠晶体 Na2CO3·10H2O
酸式碳酸钠、小苏打 碳酸氢钠 NaHCO3
苛性钠、火碱、烧碱 氢氧化钠 NaOH
毒盐、硝盐(工业名称) 亚硝酸钠 NaNO2
氨水 一水合氨 NH3·H2O
高中化学重要的知识点归纳
1、溶解性
① 常见气体溶解性由大到小：NH3、HCl、SO2、H2S、Cl2、CO2。极易溶于水在空气中易形成白雾的气体，能做喷泉实验的气体：NH3、HF、HCl、HBr、HI;能溶于水的气体：CO2、SO2、Cl2、Br2(g)、H2S、NO2。极易溶于水的气体尾气吸收时要用防倒吸装置。
② 溶于水的有机物：低级醇、醛、酸、葡萄糖、果糖、蔗糖、淀粉、氨基酸。苯酚微溶。 ③ 卤素单质在有机溶剂中比水中溶解度大。
④ 硫与白磷皆易溶于二硫化碳。
⑤ 苯酚微溶于水(大于65℃易溶)，易溶于酒精等有机溶剂。
⑥ 硫酸盐三种不溶(钙银钡)，氯化物一种不溶(银)，碳酸盐只溶钾钠铵。
⑦ 固体溶解度大多数随温度升高而增大，少数受温度影响不大(如NaCl)，极少数随温度升高而变小[如Ca(OH)2]。 气体溶解度随温度升高而变小，随压强增大而变大。
2、密度
① 同族元素单质一般密度从上到下增大。
② 气体密度大小由相对分子质量大小决定。
③ 含C、H、O的有机物一般密度小于水(苯酚大于水)，含溴、碘、硝基、多个氯的有机物密度大于水。
④ 钠的密度小于水，大于酒精、苯。
高一化学学习方法
高中化学既有文科的性质，需要背诵很多的公式以及知识点，还有理科的属性，需要计算大量的内容，化学的一个特点就是知识点多而且杂。很多人之所以学不好化学，没有其他原因，无非是初中基础没打好，高中又觉得化学简单，懒得背，轻视了化学这科，结果反倒折在了化学上。
化学要想学好，就得从头学，上课跟住老师的思路，认真听会每一个知识点，课前也要做好预习，课后还要及时复习，通过做题去巩固。化学知识点很多，比较细碎，需要一步一步来，不能急躁，它不像物理只要会几个公式就能把题目做出来，化学要会很多的公式以及掌握大量知识点，所以要注意细节问题。
高中化学分为很多章节和板块，有机部分、无机部分学习方法都不同，大家要学会自己画知识框架图，把所学知识整理出来，把重难点知识罗列出来，该背的背熟，该理解的理解透了。学化学还要通过多做题去总结哪些知识没有掌握，然后对照课本再复习一遍。
篇7：高一化学知识点总结
1.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。
篇8：高一化学知识点总结
1、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)
篇9：精选高一化学知识点总结
化学反应速率与限度
1、化学反应的速率
⑴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：υ=△C/△t
①单位：mol/(L·s)或mol/(L·min)
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：以mA+nBpC+qD而言，用A、B浓度的减少或C、D浓度的增加所表示的化学反应速率之间必然存在如下关系：
VA：VB：VC：VD=m：n：c：d。
⑵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：外界条件对化学反应速率有一定影响
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
⑴化学平衡状态：在一定条件下，当一个可逆反应进行到正向反应速率与逆向反应速率相等时，反应物和生成物的浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡状态”，这就是这个反应所能达到的限度，即化学平衡状态。
化学反应的限度：一定条件下，达到化学平衡状态时化学反应所进行的程度，就叫做该化学反应的限度。
⑵化学平衡状态的特征：逆、动、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，正方应速率和逆反应速率相等，反应没有停止。
③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。
④变：当条件变化时，化学反应进行程度发生变化，反应限度也发生变化。
⑶外界条件对反应限度的影响
①外界条件改变，V正>V逆，化学反应限度向着正反应程度增大的方向变化，提高反应物的转化率;
②外界条件改变，V逆>V正，化学反应限度向着逆反应程度增大的方向变化，降低反应物的转化率。
3、反应条件的控制
⑴从控制反应速率的角度：有利的反应，加快反应速率，不利的反应，减慢反应速率;
⑵从控制反应进行的程度角度：促进有利的化学反应，抑制不利的化学反应。
练习题：
1.决定化学反应速率的主要因素是
A.参加反应的物质的性质
B.加入催化剂
C.温度和压强
D.各反应物和生成物的浓度
答案:A
2.一定能使反应速率加快的因素是()
①扩大容器的体积②使用催化剂③增加反应物的物质的量④升高温度⑤缩小体积
A.②③
B.②③④
C.②③④⑤
D.④
答案:D
3.在一定条件下，将A2和B2两种气体通入1L。密闭容器中，反应按下式进行：
xA2⇌+yB22C(气)，2s后反应速率如下：
υA2=0.5mol/(L•s)=1.5mol/(L•s)υc=1mol/(L•s)
则x和y的值分别为()。
A.2和3B.3和2C.3和1D.1和3
答案:D
篇10：高一化学知识点总结
1、元素周期表的编排原则：
①按照原子序数递增的顺序从左到右排列；
②将电子层数相同的元素排成一个横行——周期；
③把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行——族
2、如何精确表示元素在周期表中的位置：
周期序数=电子层数；主族序数=最外层电子数
口诀：三短三长一不全；七主七副零八族
熟记：三个短周期，第一和第七主族和零族的元素符号和名称
3、元素金属性和非金属性判断依据：
①元素金属性强弱的判断依据：
单质跟水或酸起反应置换出氢的难易；
元素价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱；置换反应。
②元素非金属性强弱的判断依据：
单质与氢气生成气态氢化物的难易及气态氢化物的稳定性；
价氧化物对应的水化物的酸性强弱；置换反应。
4、核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。
①质量数==质子数+中子数：A==Z+N
②同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子，互称同位素。（同一元素的各种同位素物理性质不同，化学性质相同）
篇11：高一化学知识点总结
1、概念
可逆反应中旧化学平衡的破坏、新化学平衡的建立，由原平衡状态向新化学平衡状态的转化过程，称为化学平衡的移动。
2、化学平衡移动与化学反应速率的关系
（1）v正>v逆：平衡向正反应方向移动。
（2）v正=v逆：反应达到平衡状态，不发生平衡移动。
（3）v正
3、影响化学平衡的因素
4、“惰性气体”对化学平衡的影响
①恒温、恒容条件
原平衡体系
体系总压强增大―→体系中各组分的浓度不变―→平衡不移动。
②恒温、恒压条件
原平衡体系
容器容积增大，各反应气体的分压减小―→体系中各组分的浓度同倍数减小
5、勒夏特列原理
定义：如果改变影响平衡的一个条件（如C、P或T等），平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。
原理适用的范围：已达平衡的体系、所有的平衡状态（如溶解平衡、化学平衡、电离平衡、水解平衡等）和只限于改变影响平衡的一个条件。
勒夏特列原理中“减弱这种改变”的解释：外界条件改变使平衡发生移动的结果，是减弱对这种条件的改变，而不是抵消这种改变，也就是说：外界因素对平衡体系的影响占主要方面。
篇12：高一化学知识点总结
一、原子半径
同一周期（稀有气体除外），从左到右，随着原子序数的递增，元素原子的半径递减；
同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素原子半径递增。
二、主要化合价
（正化合价和最低负化合价）
同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的正化合价递增（从+1价到+7价），第一周期除外，第二周期的O、F元素除外；
最低负化合价递增（从—4价到—1价）第一周期除外，由于金属元素一般无负化合价，故从ⅣA族开始。
三、元素的金属性和非金属性
同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性递减，非金属性递增；
同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性递增，非金属性递减；
四、单质及简单离子的氧化性与还原性
同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质的氧化性增强，还原性减弱；所对应的简单阴离子的还原性减弱，简单阳离子的氧化性增强。
同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质的氧化性减弱，还原性增强；所对应的简单阴离子的还原性增强，简单阳离子的氧化性减弱。
元素单质的还原性越强，金属性就越强；单质氧化性越强，非金属性就越强。
五、价氧化物所对应的水化物的酸碱性
同一周期中，元素价氧化物所对应的水化物的酸性增强（碱性减弱）；
同一族中，元素价氧化物所对应的水化物的碱性增强（酸性减弱）。
六、单质与氢气化合的难易程度
同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越容易；
同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越难。
七、气态氢化物的稳定性
同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性增强；同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性减弱。此外还有一些对元素金属性、非金属性的判断依据，可以作为元素周期律的补充：随着从左到右价层轨道由空到满的逐渐变化，元素也由主要显金属性向主要显非金属性逐渐变化。
随同一族元素中，由于周期越高，价电子的能量就越高，就越容易失去，因此排在下面的元素一般比上面的元素更具有金属性。元素的价氢氧化物的碱性越强，元素金属性就越强；价氢氧化物的酸性越强，元素非金属性就越强。
元素的气态氢化物越稳定，非金属性越强。同一族的元素性质相近。具有同样价电子构型的原子，理论上得或失电子的趋势是相同的，这就是同一族元素性质相近的原因。以上规律不适用于稀有气体。还有一些根据元素周期律得出的结论：元素的金属性越强，其第一电离能就越小；非金属性越强，其第一电子亲和能就越大。同一周期元素中，轨道越“空”的元素越容易失去电子，轨道越“满”的越容易得电子。周期表左边元素常表现金属性，从上至下依次增大，从左至右一次减小。周期表右边元素常表现非金属性，从上至下依次减小，从左至右一次增大。
篇13：高一化学知识点总结
1、物理性质：
无色、无味的气体，极难溶于水，密度小于空气，俗名：沼气、坑气
2、分子结构：
CH4：以碳原子为中心，四个氢原子为顶点的正四面体(键角：109度28分)
3、化学性质：
①氧化反应：(产物气体如何检验?)
甲烷与KMnO4不发生反应，所以不能使紫色KMnO4溶液褪色
②取代反应：(三氯甲烷又叫氯仿，四氯甲烷又叫四氯化碳，二氯甲烷只有一种结构，说明甲烷是正四面体结构)
4、同系物：
结构相似，在分子组成上相差一个或若干个CH2原子团的物质(所有的烷烃都是同系物)
5、同分异构体：
化合物具有相同的分子式，但具有不同结构式(结构不同导致性质不同)
烷烃的溶沸点比较：碳原子数不同时，碳原子数越多，溶沸点越高;碳原子数相同时，支链数越多熔沸点越低
同分异构体书写：会写丁烷和戊烷的同分异构体
篇14：高一化学知识点总结
1.物质的组成
从宏观的角度看,物质由元素组成;从微观的角度看,原子，分子，离子等是构成物质的基本粒子，物质组成的判断依据有:
(1)根据有无固定的组成或有无固定的熔沸点可判断该物质是纯净物还是混合物，其中:油脂，高分子化合物，玻璃态物质及含有同种元素的不同同素异形体的物质均属于混合物。
(2)对于化合物可根据晶体类型判断:离子晶体是由阴阳离子构成的;分子晶体是由分子构成的;原子晶体是由原子构成的。
(3)对于单质也可根据晶体类型判断:金属单质是由金属阳离子和自由电子构成的;原子晶体，分子晶体分别由原子，分子构成。
2.物质的分类
(1)分类是研究物质化学性质的基本方法之一,物质分类的依据有多种,同一种物质可能分别属于不同的物质类别。
(2)物质的分类依据不同,可以有多种分类方法,特别是氧化物的分类是物质分类的难点,要掌握此类知识,关键是明确其分类方法。
氧化物的分类比较复杂,判断氧化物所属类别时,应注意以下几个问题:
①酸性氧化物不一定是非金属氧化物,如CrO3是酸性氧化物;非金属氧化物不一定是酸性氧化物,如CO，NO和NO2等。
②碱性氧化物一定是金属氧化物,但金属氧化物不一定是碱性氧化物,如Na2O2为过氧化物(又称为盐型氧化物),Pb3O4和Fe3O4为混合型氧化物(一种复杂氧化物),Al2O3和ZnO为两性氧化物,Mn2O7为酸性氧化物。
③酸性氧化物，碱性氧化物不一定都能与水反应生成相应的酸碱(如SiO2.MgO)
