2026-2027学年高一上学期化学月考重点知识点梳理（人教版）

2026-2027学年高一化学第一学月考试重点知识点梳理（人教版） 物质的分类 要点一、简单分类法 1．分类法的涵义：（不重要） 分类是根据对象的共同点和差异性，将对象区分为不同的种类，并且形成有一定从属关系的不同等级的系统的逻辑方法。它也是研究和学习化学物质及其变化的一种常用的科学方法。 2．分类的方法：（了解一下） 分类根据不同的标准，可以有不同的分类方法。交叉分类法和树状分类法是两种常用的、具体的分类方法。 （1）交叉分类见下图： （2）树状分类法 要点二、常见物质的分类 1． 氧化物：（重点） （1）氧化物的分类 从组成元素分（不重要）：金属氧化物，如CuO、Al2O3；非金属氧化物，如CO、CO2； 从性质上分：（重点掌握酸性氧化物和碱性氧化物） 　　 补充： 酸性氧化物的判定方法：能与水发生化合反应，生成酸的氧化物（碱性氧化物同理）。 （2）注意：（作为选择题进行考察，多进行分析并掌握） ①.非金属氧化物不一定是酸性氧化物，如CO 、H2O属不成盐氧化物； ②. 金属氧化物不一定是碱性氧化物，如Mn2O7属酸性氧化物（重点，记住）； ③. 酸性氧化物不一定是非金属氧化物，Mn2O7属金属氧化物； ④. 碱性氧化物一定是金属氧化物。 2．酸： 按酸是否含氧元素，可分为（了解一下） 　　 强酸记背口诀：盐酸、硫酸和硝酸，氢溴、氢碘、高氯酸。（多读几遍，熟练记背） 3．碱： 按溶解性，可分为 　　 强碱记背口诀：强碱记四位，钾钠钙和钡。（多读几遍，熟练记背） 4．盐 按是否含有氧元素，可分为（简单了解） 　　 按酸碱中和反应程度，可分为（基础知识，高中经常涉及，必须掌握，能够将盐按照下列分类即可） 　　 　　Na2CO3属于含氧酸盐、正盐、钠盐、碳酸盐等。 要点三、分散系及其分类（简单了解） 1、分散系定义：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。要点诠释： 按照分散质或分散剂的聚集状态（气、固、液）来分，分散系可以有以下9种组合： 分 散 质 分 散 剂 实　 例 气 气 　空气 液 气 　云、雾 固 气 　烟、灰尘 气 液 　泡沫 液 液 　牛奶、酒精的水溶液 固 液 　硫酸铜溶液、油漆 气 固 　泡沫塑料 液 固 　珍珠（包藏着水的碳酸钙） 固 固 　有色玻璃、合金 2．溶液、胶体和浊液——三种分散系的比较（黄色标记重点掌握，月考考点） 不同的分散系，其外观、组成等不同，其根本原因是分散质粒子大小不同。现将三种分散系的比较列于下表中。 分散系 溶液 胶体 浊液 分散系粒子的直径 ＜1 nm 1 nm～100 nm ＞100 nm 分散质粒子 分子或离子 许多小分子集合体 或单个高分子 分子集合体 或离子集合体 性质 外观 均一、透明 均一、透明 不均一、不透明 稳定性 稳定 介稳性 不稳定 能否透过滤纸 能 能 不能 能否透过半透膜 能 不能 不能 是否有丁达尔效应 无 有 无 实例 食盐水、碘酒 肥皂水、牛奶 泥水 要点四、胶体及其性质 　1、定义：分散质粒子大小在1nm~100nm之间的分散系称为胶体。 我们把这些分散质粒子称为胶体粒子。胶体具有一些不同于溶液和浊液的特性： 2、Fe(OH)3胶体的制备和精制：（重点掌握胶体的制备，高考考点） （1）Fe(OH)3胶体的制备：向烧杯中煮沸的蒸馏水中逐滴加入5~6滴FeCl3饱和溶液，继续加热煮沸至溶液呈红褐色，就得到Fe(OH)3胶体。FeCl3+3H2OFe(OH)3 (胶体)+3HCl（这个方程式是月考重点考点） 使一束光线通过所得液体混合物，有丁达尔效应，证明形成了胶体。 （2）胶体的提纯与精制——渗析（理解一下）：利用半透膜将溶液和胶体分离的操作。 渗析是利用溶质粒子能通过半透膜而胶体粒子不能通过半透膜进行溶液和胶体的分离。但渗析过程是可逆的，要达到分离目的应反复进行渗析或在流水中进行渗析。 3、胶体的性质：丁达尔效应（重点掌握，月考考点） 一束光通过胶体时会产生一条光亮的通路，这种现象叫丁达尔效应。丁达尔效应是区分溶液和胶体的物理方法。 要点五、各类物质间的相互关系一－无机反应规律（初中知识，主要考察酸碱盐的反应，根据自己的实际情况进行复习） 酸碱盐氧化物之间的相互关系如下图所示： 　　 要点诠释： 既要掌握其所属类别的通性，还要掌握这种物质的特性。例如，酸与金属反应可以生成氢气和盐，这是一般规律，但并不是所有的酸和金属反应都产生H2；金属氧化物不都是碱性氧化物（如Mn2O7是酸性氧化物）；碱性氧化物不都能与水反应生成相应的碱，如Fe2O3与H2O不反应。 （一）金属的性质： 　　1、与非金属的反应，可得无氧酸盐或金属氧化物。 　　2、与酸反应 　　（1）金属活动表H前面的金属与酸发生置换反应生成盐和H2 　　（2）金属与HNO3、浓H2SO4不发生置换反应 　　3、与盐溶液反应 　　（1）在金属活动顺序表中，排在前面的金属将后面的金属从盐溶液中置换出来。例如：Fe+CuSO4=Cu+FeSO4 　　（2）K、Na、Ca等非常活泼的金属与盐溶液不直接发生置换反应，其反应比较复杂。 （二）非金属的性质 　　1、与金属反应 　　2、与非金属反应 　　3、与氢气反应 　　 4、与H2O的反应 C+H2O（气） CO+H2 （三）碱性氧化物的性质 　　1、与H2O反应： 碱性氧化物（易溶）+H2O→碱（易溶） 　　例如：K2O+H2O=2KOH CaO+H2O=Ca(OH)2 　　2、与酸性氧化物反应：碱性氧化物+酸性氧化物→含氧酸盐 　　例如：Na2O+SO3=Na2SO4 　　3、与酸反应：碱性氧化物+酸→含氧酸盐+水；例如CuO+2HNO3=Cu(NO3)2+H2O （四）酸性氧化物发生的反应 　　1、与水反应：酸性氧化物+水→酸 例如：SO3+H2O=H2SO4 P2O5+3H2O=2H3PO4； 　　注意：SiO2难溶于水，不与水反应 　　2、与碱性氧化物反应：碱性氧化物+酸性氧化物→含氧酸盐 　　3、与碱反应：酸性氧化物+碱→盐+水；例如CO2+2NaOH=Na2CO3+H2O 　　注意：难溶性的碱与酸性氧化物不反应 （五）碱的性质 　　1、与酸性氧化物反应：碱+酸性氧化物→盐+水 　　2、与酸反应： 碱+酸 盐+水 　　3、与盐反应：强碱+弱碱盐→弱碱+强碱盐 即强碱制弱碱 　　例如：3NaOH+FeCl3=Fe(OH)3↓+3NaCl； 　　KOH+NH4Cl=NH3·H2O+KCl，若反应物是浓溶液或加热时，则NH3·H2O分解生成NH3↑+H2O 　　4、难溶性碱的不稳定性：难溶性碱受热易分解， 难溶性碱碱性氧化物+水 　　 例如：Cu(OH)2 CuO+H2O ； 2Fe(OH)3 Fe2O3+3H2O 　　强碱稳定，受热难分解 （六）酸的性质 　　1、与金属反应（见前述） 　　2、与碱性氧化物反应：酸+碱性氧化物→含氧酸盐+水；例如CuO+2HNO3=Cu(NO3)2+H2O 　　3、与碱反应：碱+酸 盐+水 　　4、与盐反应： 强酸+弱酸盐→弱酸+强酸盐 ，即强酸制弱酸 　　例如：2HCl+Na2CO3=2NaCl+H2O+CO2↑ （七）盐的性质 　　1、与金属反应（见前述） 　　2、与碱反应（见前述） 　　3、与酸反应（见前述） 　　4、与盐反应： 盐+盐→生成两种新盐； 生成物要有沉淀 　　例如：CaCl2+Na2CO3=CaCO3↓+2NaCl； BaCl2+Na2SO4=BaSO4↓+2NaCl 离子反应 要点一、电解质与非电解质 1. 电解质与非电解质的比较（重难点，月考考点，多花时间理解再记背） 电解质 非电解质 概念 在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物 在水溶液中和熔融状态下都不能够导电的化合物 相同点 二者均为化合物 不同点 在水溶液中或熔融状态下能够导电 在上述两种情况下均不导电 物质种类 酸、碱、盐、金属氧化物和水 非金属氧化物、气态氢化物、大多数有机物 补充： 判断电解质、非电解质的方法：判断是否为化合物（关键，必须先完成这一步骤）→若不是化合物，则既不是电解质，也不是非电解质；若是化合物，再判断是否属于酸、碱、盐、金属氧化物和水中的一类，如果是以上类别之一，则为电解质，否则为非电解质。 要点诠释： （1）．电解质、非电解质均应是化合物。金属属于单质，故既不是电解质，也不是非电解质。 （2）．电解质导电必须有外界条件：水溶液或熔融状态。 （3）．电解质应是一定条件下本身电离而导电的化合物；CO2、SO2、SO3、NH3溶于水后也导电，却是与水反应生成新物质后电离而导电的，不是本身电离导电的，故属于非电解质。 （4）．能导电的物质并不一定是电解质，如铜、铝、石墨能导电，但因其为单质，故不属于电解质（也不属于非电解质）；食盐水能导电，但其为混合物，不属于电解质。溶于水不能导电的物质可能是电解质，如BaSO4难溶于水，但其溶于水的部分是完全电离的，属于电解质。 要点二、强电解质与弱电解质 1、 强电解质与弱电解质的比较（重难点，月考考点，选择性必修一会涉及该知识点，多花时间理解再记背） 强电解质 弱电解质 概念 水溶液中全部电离的电解质 水溶液中部分电离的电解质 相同点 都是电解质，在水溶液中或熔融状态下都能电离，都能导电，与溶解度无关 不 同 点 电离程度 完全电离 部分电离 电离过程 不可逆过程 可逆过程，存在电离平衡 表示方法 电离方程式用“=” 电离方程式用“” 溶液中溶质微粒 只有水合离子 水合离子，弱电解质分子 实例 强酸：HCl、HNO3、H2SO4 HBr、HI、HClO4等 强碱：KOH、NaOH、Ba(OH)2 Ca(OH)2 绝大多数盐：BaSO4、AgCl、CaCO3 弱酸：HF、HClO、H2S、H2SO3、H3PO4、H2CO3、H2SiO3、CH3COOH等。 弱碱：NH3·H2O、Fe (OH)3等不溶性碱 水：H2O 要点诠释： 电解质的强弱是以电离的程度来区分的，与物质的溶解度、溶液的导电能力没有必然联系。（易错点） ①BaSO4、CaCO3等虽然在水中溶解度很小，溶液的导电性很差，但是由于都是离子化合物，溶于水的部分是全部电离的，是强电解质。 ②浓氨水的导电性比极稀NaOH溶液强，但NH3·H2O属于弱电解质。 2．电离方程式的书写方法： （1）要求左边书写电解质的化学式，右边写电解质电离出的离子的化学式，不同离子间用加号相连。强电解质用“=”，弱电解质用“”。 如：H2SO4=2H++SO42-　；NaHSO4=Na++H++SO42—；Ca(HCO3)2=Ca2++2HCO3— CH3COOHCH3COO- + H+　；NH3·H2ONH4+ +OH- ；　　H2OH+ + OH- （2）电离过程中，元素或原子团的化合价不变。离子所带电荷数等于它在化合物中显示的化合价。 （3）检查电离方程式书写是否正确时，不仅要检查质量是否守恒（即电离前后原子的种类是否相同和个数是否相等），而且要检查电荷是否守恒（即电离后的阴、阳离子所带负、正电荷总数是否相等）。 （4）多元弱酸分步电离（重点掌握），且第一步电离程度远远大于第二步，如碳酸电离方程式： H2CO3H++HCO3―；HCO3―H++CO32― （5）酸式盐的电离（重难点，高考易错点，经常考） 掌握技巧：记住“只有强酸的酸式盐的水溶液才能电离出H+”,其余情况均不电离出H+。 例：NaHSO4（溶液）=Na++H++SO42— NaHSO4（熔融状态）=Na++HSO4— 要点三、离子反应 1．定义：由于电解质溶于水后电离成为离子，所以，电解质在溶液中的反应实质上是离子之间的反应，像这样，有离子参加的反应，就叫做离子反应。 2．本质：反应物中的某些离子的浓度减小。 3．发生条件： ①生成难溶（或微溶）的物质，如Al(OH)3、BaSO4、Ag2SO4、CaSO4、Ca(OH)2等。 ②生成难电离的物质，如弱酸、弱碱、水等。（特别容易错，很多同学一方面记不住这个知识点，另一方面对弱电解质掌握不清晰） ③生成挥发性的物质，如CO2、SO2、NH3等。 ④发生氧化还原反应：如Zn与硫酸铜溶液：Zn+Cu2+= Zn2+ +Cu 要点四、离子方程式 1．概念：用实际参加反应的离子符号表示离子反应的式子。 2．书写离子方程式的四个步骤（以碳酸钙和盐酸的反应为例）： 　　“一写”：首先以客观事实为依据写出反应的化学方程式： CaCO3+2HCl==CaCl2+CO2↑+H2O 　　“二拆”：强酸、强碱、易溶盐可拆（最关键的一步）：（大多数同学记不住强酸、强碱尤其是区分不了盐类的溶解性，导致离子反应错误特别多，强烈建议大家一定要多花时间记背以上知识点，离子反应贯彻高中化学，必修要掌握） CaCO3+2H++2Cl―==Ca2++2Cl―+CO2↑+H2O 补充：物质溶解性口诀 钾钠铵盐硝酸盐，完全溶于水中间； 盐酸除了银和汞，硫酸难溶钡和铅； 碳酸磷酸都不溶，溶者只有钾钠铵； 碱有钾钠铵钙钡，余者皆是难溶物。 高考常涉及的几种微溶物（视作沉淀，最好记住）：Ag2SO4,CaSO4 注意：（1）书写离子方程式时，反应物或生成物中易溶的强电解质（强酸、强碱和可溶性盐）必须写成阴、阳离子的形式。难溶的强电解质、弱电解质、非电解质和单质则必须保留化学式。 （2）对于Ca(OH)2：①在反应物中视情况而定（考点，记背清楚）。如澄清石灰水中Ca(OH)2以Ca2+、OH―存在，可以拆成离子的形式；石灰乳中主要以不溶的Ca(OH)2固体形式存在，不能拆成离子形式。②在生成物中，一般不能拆，以化学式形式表示。 “三删”： 删去方程式两边未参加反应的离子： CaCO3+2H+==Ca2++CO2↑+H2O 　 　“四查”：检查离子方程式两边各元素的原子个数和电荷总数是否相等。 　3．离子方程式的意义：（了解一下） 化学方程式只表示某一个具体反应，而离子方程式表示的是某一类反应，并且它只写参与反应的离子，更能体现反应本质。例如：离子方程式CO32―+2H+==CO2↑+H2O表示可溶性碳酸盐和强酸在溶液中的反应，如Na2CO3和盐酸的反应。 要点五、离子方程式的正误判断 一个离子方程式是否正确，关键要看它能否反映溶液中离子反应的真实情况。我们可以从以下几个方面进行判断：（下面是一些解题的技巧，大家可以尝试使用，关键的解题方法还是大家会写离子方程式，大家能够熟练书写出离子方程式，一定可以正确进行判断） 　　（1）是否以客观事实为依据：如铁与稀盐酸反应就不能写成：2Fe+6H+ = 2Fe3++3H2↑，而应写成：Fe + 2H+ = Fe2+ + H2↑ 。 　　（2）是否符合质量守恒定律，即式中等号两边各种原子的种类和个数是否相等。如铝与稀盐酸的反应不能写成：Al+3H+ = Al3++H2↑，而应写成：2Al + 6H+ = 2Al3+ + 3H2↑ 。 　　（3）电荷是否守恒 　　如硝酸银溶液中加入铜粉的反应不能写成：Ag++Cu==Cu2++Ag，应写成：2Ag++Cu==Cu2++2Ag。 　　（4）电解质拆分要正确： 　 　如碳酸钡和稀硝酸反应不能写成：CO32-+2H+ = H2O+CO2↑，因为碳酸钡难溶于水要保留它的化学式，这个反应的离子方程式应写成：BaCO3+2H+ = Ba2++H2O+CO2↑ 。 （5）要注意阴阳离子配比： 如稀硫酸与Ba(OH)2溶液反应：H++SO42―+Ba2++OH―==BaSO4↓+H2O，错在SO42―和H+、Ba2+和OH―未遵循1∶2这一组成。应为：2H++SO42―+Ba2++2OH―==BaSO4↓+2H2O。 （6）注意反应中的“量” 有些反应，反应物的相对量不同，生成物也不同，离子方程式也就不同。 如Ca(HCO3)2溶液与NaOH溶液： 若NaOH溶液过量，离子方程式为：Ca2++2HCO3―+2OH―==CaCO3↓+CO32―+2H2O 若Ca(HCO3)2溶液过量，离子方程式为：Ca2++HCO3―+OH―==CaCO3↓+H2O 要点六、判断溶液中离子是否能大量共存 1、能相互反应的离子显然不能大量共存，主要有以下几种情形： 　（1）在反应里生成难溶或微溶物质（如CaCO3、BaSO4、AgCl、Cu（OH）2等）。 　　　 　BaCl2＋H2SO4 = BaSO4↓+2HCl 　（2）在反应里生成气态物质（如CO2、SO2、NH3等）。 　 　　　CaCO3＋2HCl = CaCl2＋H2O＋CO2↑ 　（3）在反应里生成弱电解质[包括水、弱酸（如CH3COOH）、弱碱（如NH3·H2O）等）]。 　　　 　NaOH＋HCl = NaCl＋H2O 　 　　　CH3COONa + HCl = CH3COOH + NaCl （4）发生氧化还原反应：2Fe3++2I―==2Fe2++I2 下图中相应氧化性离子可以把下面对应还原性离子氧化 说明： I、NO3—、SO32—只有在酸性环境下才表现氧化性 II、酸性环境可加大MnO4—、ClO—的氧化性 2、注意限定条件： ①若限定溶液的颜色为无色溶液，则MnO4－（紫色）、Fe3+（黄色）、Cu2+（蓝色）、Fe2+（浅绿色）等有色离子不能存在，应首先将这四种离子排除。 ②在强酸性溶液中，OH―及弱酸根阴离子（如CO32―、SO32―、S2―、CH3COO―、ClO―等）均不能大量存在； ③在强碱性溶液中，H+及弱碱阳离子（如NH4+、Al3+、Mg2+、Fe3+、Cu2+等）均不能大量存在； ④酸式弱酸根离子（如HCO3―、HSO3―等）在强酸性或强碱性溶液中均不能大量存在。 氧化还原反应 要点一、氧化还原反应 1．定义：在反应过程中有元素的化合价升降的化学反应是氧化还原反应。 2．实质：反应过程中有电子的得失或共用电子对的偏移。 3．特征：化合价有升降。 4．氧化还原反应与四种基本类型反应的关系（简单掌握，月考常见考点） 要点诠释： ①置换反应全部属于氧化还原反应。 ②复分解反应全部属于非氧化还原反应。 ③有单质参加的化合反应全部是氧化还原反应。 ④有单质生成的分解反应全部是氧化还原反应。 ⑤有单质参与的化学反应不一定是氧化还原反应，如3O2==2O3。（易错点） 5．氧化还原反应概念的发展 得氧和失氧观点 化合价升降观点 电子转移观点 氧化反应 得氧的反应 化合价升高的反应 失去电子（或电子对偏离）的反应 还原反应 失氧的反应 化合价降低的反应 得到电子（或电子对偏向）的反应 氧化、还原关系 得氧失氧同时发生，得氧失氧总数相等 化合价升降同时发生，且升降总数相等 得失电子（或电子对偏离、偏向）同时发生，且得失（或偏离、偏向）总数相等 氧化还原反应 有氧得失的反应 有化合价升降的反应 有电子转移（电子得失或电子对偏移）的反应 评价 易于接受，但从形式上认识，具有片面性 比得氧失氧观点全面。但仅从表象上认识 从本质上认识氧化还原反应 举例 要点二、有关氧化还原反应的基本概念（四对）→（用口诀进行记背，一定要非常熟练掌握） 1．氧化剂与还原剂 氧化剂：得到电子（或电子对偏向、化合价降低）的物质。 还原剂：失去电子（或电子对偏离、化合价升高）的物质。氧化剂具有氧化性，还原剂具有还原性。 2．氧化反应与还原反应 氧化反应：失去电子（化合价升高）的反应。还原反应：得到电子（化合价降低）的反应。 3．氧化产物与还原产物 氧化产物：还原剂在反应中失去电子后被氧化形成的生成物。还原产物：氧化剂在反应中得到电子后被还原形成的生成物。 4．氧化性与还原性 氧化剂具有的得电子的性质称为氧化性；还原剂具有的失电子的性质称为还原性。 小结：氧化还原反应中各概念之间的相互关系 口诀：升（化合价升高）失（失电子）氧化（被氧化，发生氧化反应，生成氧化产物）还原剂（做还原剂，本身具有还原性），（口诀：升、失、氧化、还原剂） 降（化合价降低）得（得电子）还原（被还原，发生还原反应，生成还原产物）氧化剂（做氧化剂，本身具有氧化性）（口诀：降、得、还原、氧化剂）。 要点三、氧化还原反应电子转移的表示方法 1．双线桥法。（重点掌握，月考考点，高中转移电子数计算的核心知识点） （1）两条桥线从反应物指向生成物，且对准同种元素； （2）要标明“得”“失”电子，且数目要相等； （3）箭头不代表电子转移的方向。如： 一般在线桥上可不标明化合价的升降，如： 2．单线桥法（重点掌握，月考考点，高中转移电子数计算的核心知识点） （1）一条桥线表示不同元素原子得失电子的情况； （2）不需标明“得”“失”电子，只标明电子转移的数目； （3）箭头表示电子转移的方向； （4）单线桥箭头从还原剂指向氧化剂。如： 误区警示：表示方法的易错之处： ①双线桥法表示电子转移不标出箭头的方向或箭头的起点和终点不落在相同的元素上。 ②箭头的指向不正确。 ③混淆了单线桥、双线桥所需标明的内容。 要点四、氧化还原反应的一般规律 1．性质强弱的规律（重点掌握，月考考点） 氧化剂＋还原剂 → 还原产物＋氧化产物 氧化性强弱顺序：氧化剂＞氧化产物； 还原性强弱顺序：还原剂＞还原产物。 2．守恒规律 化合价有升必有降，电子有得必有失。对于一个完整的氧化还原反应，化合价升高总数与降低总数相等，失电子总数（或共用电子对偏离）与得电子总数（或共用电子对偏向）相等。 应用：可进行氧化还原反应方程式配平和有关计算。 3．价态表现性质的规律 元素处于最高价，只有氧化性；元素处于最低价，只有还原性；元素处于中间价态，既有氧化性又有还原性，但主要呈现一种性质；物质若含有多种元素，其性质是这些元素性质的综合体现。简单表述为“高价氧化低价还，中间价态两头转”。 如：H2SO4只具有氧化性；H2S只具有还原性；SO2既具有氧化性又具有还原性，但以还原性为主；H2O2既具有氧化性又具有还原性，但以氧化性为主。 应用：判断元素或物质的氧化性、还原性。 4．反应先后的一般规律 在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种还原剂时，若加入氧化剂，则它首先与溶液中还原性最强的还原剂作用；同理，同时含有几种氧化剂时，若加入还原剂，则它首先与溶液中氧化性最强的氧化剂作用。 例如，FeBr2溶液中通入Cl2时，发生离子反应的先后顺序为：2Fe2++Cl2==2Fe3++2Cl－，2Br－+Cl2==Br2+2Cl－。 应用：判断物质的稳定性及其反应顺序。 说明：越易失电子的物质，失后就越难得电子；越易得电子的物质，得后就越难失电子。 学科网（北京）股份有限公司 $