人教版高中化学选修1复习提纲（共8篇）由网友“颦颦玉立”投稿提供，以下是小编为大家整理后的人教版高中化学选修1复习提纲，欢迎阅读与收藏。
篇1：人教版高中化学选修1复习提纲
一、化学实验安全
1、遵守实验室规则。2、了解安全措施。3、掌握正确的操作方法。4、重视并逐步熟悉污染物和废弃物的处理方法。 Page4 图1—1 一些常用危险化学品的标志
可直接加热的仪器、需要垫上石棉网进行加热的仪器
二、混合物的分离和提纯
优先考虑物理方法，然后再考虑化学方法。
1、过滤和蒸发
过滤：从液体中分离出不溶的固体物质。
蒸发：从溶液中分离出已溶解的溶质。
实验：粗盐提纯 步骤：溶解 过滤 蒸发 转移
检验SO42-的方法：先加过量的稀盐酸(可排除Ag+和CO32-的干扰)，再加BaCl2溶液，若有白色沉淀产生，则原溶液中含有SO42-，反之则无。
检验CO32-的方法：加入少量的稀盐酸，将产生的气体通入澄清的石灰水(溶质为Ca(OH)2)，若有白色沉淀产生，则原溶液中含有CO32-，反之则无。
除去粗盐(主要成分为NaCl)中含有的可溶性杂质CaCl2、MgCl2和一些硫酸盐(以Na2SO4为代表)时添加试剂的顺序：BaCl2溶液、NaOH溶液、Na2CO3溶液、稀HCl或BaCl2溶液、Na2CO3溶液、NaOH溶液、稀HCl(其它方法合理亦可，要注意一定要在加Na2
2、蒸馏和萃取
蒸馏的原理：利用混合物中各组分的沸点不同，除去易挥发、难挥发或不挥发的杂质。
实验：实验室制取蒸馏水
萃取的原理：利用物质在互不相溶的溶剂里溶解度的不同，用一种溶剂把物质从它与另一种溶剂所组成的溶液里提取出来。
对萃取剂的要求：(1)溶质在萃取剂中的溶解度更大(2)萃取剂和原溶剂互不相溶等
分液：将萃取后两种互不相溶的液体分开的操作，叫做分液。
实验：用CCl4萃取碘水中的碘单质 注意：碘单质能升华
篇2：人教版高中化学选修1复习提纲
一、酸、碱、盐在水溶液中的电离
在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物叫做电解质。在水溶液里或熔融状态下都不能导电的化合物叫做非电解质。单质和混合物既不是电解质，也不是非电解质。化合物在水溶液里或熔融状态下离解成自由移动的离子叫做电离。能溶于水的电解质加入水后，在水分子的作用下，离子脱离晶体表面，进入水中，形成能够自由移动的水合离子，电解质发生了电离。这一过程可以用电离方程式表示(为方便起见，用离子符号表示水合离子)。目前所涉及到的化合物除酒精(化学式C2H5OH)和蔗糖(化学式C12H22O11)外均属于电解质。电离出的阳离子全部都是H+的化合物叫做酸，电离出的阴离子全部都是OH-的化合物叫做碱，能电离出金属阳离子(或类金属阳离子NH4+)和酸根阴离子的化合物叫做盐。
二、离子反应及其发生的条件
电解质在溶液中的反应实质上是离子之间的反应，这样的反应称作离子反应。用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子叫做离子方程式。(要注意元素守恒和电荷守恒)
离子方程式书写四步骤：写、拆、删、查。
在离子方程式中能拆的物质有：强酸、强碱、可溶性盐。
离子方程式不仅可以表示一个具体的化学反应，而且还可以表示同一类型的离子反应。
离子反应的实质是离子浓度减少的过程。
根据化学方程式写出离子方程式，根据离子方程式写出化学方程式。
篇3：人教版高中化学选修1复习提纲
一、氧化还原反应
物质所含元素化合价升高的反应是氧化反应，物质所含元素化合价降低的反应是还原反应。凡是有元素化合价升降的化学反应都是氧化还原反应。氧化反应和还原反应必须同时出现。化学反应可以按照是否为氧化还原反应重新分类。
HCl是共价化合物，H和Cl依靠共用电子对达到稳定结构。
有电子转移(得失或偏移)的反应，是氧化还原反应。
二、氧化剂和还原剂
氧化剂是得到电子(或电子对偏向)的物质，在反应时所含元素的化合价降低。氧化剂具有氧化性，反应时本身被
还原。还原剂是失去电子(或电子对偏离)的物质，在反应时所含元素的化合价升高。还原剂具有还原性，反应时本身被氧化。
氧化剂：化合价降低，得电子(电子用e-表示)，发生还原反应，被还原。
还原剂：化合价升高，失电子，发生氧化反应，被氧化。
常见的氧化剂：O2、Cl2、浓硫酸、HNO、KMnO4、FeCl3等
常见的还原剂：活泼的金属单质如Al、Zn、Fe，以及C、H2、CO等。
分析氧化还原反应的化学(或离子)方程式。
z1.高二化学选修1知识点
篇4：人教版高中化学选修1复习提纲
一、氧化还原反应
物质所含元素化合价升高的反应是氧化反应，物质所含元素化合价降低的反应是还原反应。凡是有元素化合价升降的化学反应都是氧化还原反应。氧化反应和还原反应必须同时出现。化学反应可以按照是否为氧化还原反应重新分类。
HCl是共价化合物，H和Cl依靠共用电子对达到稳定结构。
有电子转移(得失或偏移)的反应，是氧化还原反应。
二、氧化剂和还原剂
氧化剂是得到电子(或电子对偏向)的物质，在反应时所含元素的化合价降低。氧化剂具有氧化性，反应时本身被
三、离子反应
1、酸、碱、盐在水溶液中的电离
在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物叫做电解质。在水溶液里或熔融状态下都不能导电的化合物叫做非电解质。单质和混合物既不是电解质，也不是非电解质。化合物在水溶液里或熔融状态下离解成自由移动的离子叫做电离。能溶于水的电解质加入水后，在水分子的作用下，离子脱离晶体表面，进入水中，形成能够自由移动的水合离子，电解质发生了电离。这一过程可以用电离方程式表示(为方便起见，用离子符号表示水合离子)。目前所涉及到的化合物除酒精(化学式C2H5OH)和蔗糖(化学式C12H22O11)外均属于电解质。电离出的阳离子全部都是H+的化合物叫做酸，电离出的阴离子全部都是OH-的化合物叫做碱，能电离出金属阳离子(或类金属阳离子NH4+)和酸根阴离子的化合物叫做盐。
2、离子反应及其发生的条件
电解质在溶液中的反应实质上是离子之间的反应，这样的反应称作离子反应。用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子叫做离子方程式。(要注意元素守恒和电荷守恒)
离子方程式书写四步骤：写、拆、删、查。
在离子方程式中能拆的物质有：强酸、强碱、可溶性盐。
离子方程式不仅可以表示一个具体的化学反应，而且还可以表示同一类型的离子反应。
离子反应的实质是离子浓度减少的过程。
根据化学方程式写出离子方程式，根据离子方程式写出化学方程式。
篇5：高中化学选修1教案
【教学目标】
1、知识与技能：
理解原电池的概念，理解原电池原理及其形成条件
2、过程与方法：
通过实验探究和分析实验现象，培养学生独立解决问题、发现问题的能力。
通过实验探究培养学生主动探索科学规律的精神
3、情感、态度与价值观
通过《电池起源》的学习，培养学生的质疑精神和广泛学习的科学习惯。
经历探究过程，提高学生的创新思维能力，勇于探索问题的本质特征，体验科学过程。
【教学重点】
原电池概念、工作原理、形成条件和电极方程式的书写。
【教学难点】
原电池的工作原理和电极方程式的书写。
【教学方法】
启发探究，实验探究，小组讨论，练习归纳，实践应用
【教学过程】
【视频导入】《电池的起源》
1780年，意大利科学家加伐尼发现，用两种金属线连接死青蛙，蛙腿仍会抽搐。受到电鳗等放电生物的影响，他认为这是“生物电”。但同是意大利的科学家伏打质疑，电流时试验中的金属线产生的，于是，他用蘸了盐水的湿布替换了青蛙，也产生了电流。根据这个实验原理，伏打设计了第一个电池——伏打电堆。
篇6：高中化学选修1教案
1.概念及结构特点：
分子里由烃基和醛基相连而构成的化合物。
【设问】①饱和一元脂肪醛的结构式的通式应如何表示?
②醛类的分子式通式应如何表示?
(学生讨论，分析，推测)
【根据学生的回答板书】①醛类的结构式通式为：或简写为RCHO。
②分子式通式可表示为CnH2nO
【追问】③醛类分子中都含有什么官能团?它对醛类的化学性质起什么作用?
④醛类物质应有哪些化学性质?
【提示】结合乙醛的分子结构及性质分析。
(学生热烈讨论后回答，教师根据学生的回答给予评价并板书)
【板书】2、醛类的主要性质：
①醛类分子中都含有醛基官能团，它对醛类物质的主要化学性质起决定作用。
②推测出醛类物质可能能和H2发生加成反应，与银氨溶液及新制的Cu(OH)2反应。
【联想启发】
⑤如果醛类物质有这些化学性质，则体现了醛基有什么性质?
(学生积极思考，猜测应该是氧化性和还原性。)
师：在醛类物质中还有另一种比较重要的醛即甲醛，今天我们来学习甲醛的结构及性质。
【板书】
3.甲醛
(1)甲醛的结构
分子式：CH2O结构简式：HCHO结构式：
【强调】结构特点为羰基两侧是对称的氢原子，与其它醛类物质不同，甲醛分子中相当是含有两个醛基。
【板书】(2)物理性质
甲醛又称蚁醛，是一种无色具有强烈刺激性气味的气体，易溶于水。35%～40%的甲醛水溶液称为福尔马林。
【提示】根据乙醛的化学性质思考甲醛应有哪些化学性质。
(学生讨论、回答)
【提问】谁能用化学方程式来表示?
【板书】(3)化学性质
①能与H2发生加成反应：HCHO+H2CH3OH
②具有还原性。
HCHO+4Ag(NH3)2OH→(NH4)2CO3+4Ag↓+6NH3+2H2O
HCHO+2Cu(OH)2→CO2+2Cu2O↓+5H2O
【板书】(4)用途
师：甲醛在工业上，可制备酚醛树脂，合成纤维、生产维尼纶等，也用于制福尔马林。
【小结】以上学习的是醛类的概念及甲醛的性质和用途。
【补充】丙的官能团是羰基，主要化学性质：可催化加氢生成醇，但不能被银氨溶液、新制的Cu(OH)2等弱氧化剂氧化。
【总结】指导学生对这节的知识进行总结，归纳。如：醇、醛、酸之间的转化关系如何?启发学生的思维。
高中化学选修1教案
篇7：人教版高中化学选修三知识点
原子核外电子排布原理
1.能层、能级与原子轨道
(1)能层(n)：在多电子原子中，核外电子的能量是不同的，按照电子的能量差异将其分成不同能层。通常用K、L、M、N……表示，能量依次升高。
(2)能级：同一能层里电子的能量也可能不同，又将其分成不同的能级，通常用s、p、d、f等表示，同一能层里，各能级的能量按s、p、d、f的顺序依次升高，即：E(s)
(3)原子轨道：电子云轮廓图给出了电子在核外经常出现的区域。这种电子云轮廓图称为原子轨道。
【特别提示】
(1)任一能层的能级总是从s能级开始，而且能级数等于该能层序数。
(2)以s、p、d、f……排序的各能级可容纳的最多电子数依次为1、3、5、7……的二倍。(3)构造原理中存在着能级交错现象。由于能级交错，3d轨道的能量比4s轨道的能量高，排电子时先排4s轨道再排3d轨道，而失电子时，却先失4s轨道上的电子。
(4)前四周期的能级排布(1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p)。第一能层(K)，只有s能级;第二能层(L)，有s、p两种能级，p能级上有三个原子轨道px、py、pz，它们具有相同的能量;第三能层(M)，有s、p、d三种能级。
(5)当出现d轨道时，虽然电子按ns，(n-1)d，np顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把(n-1)d放在ns前。
(6)在书写简化的电子排布式时，并不是所有的都是[X]+价电子排布式(注：X代表上一周期稀有气体元素符号)。
2.基态原子的核外电子排布
(1)能量最低原理
电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。如图为构造原理示意图，即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图。
注意：所有电子排布规则都需要满足能量最低原理。
(2)泡利原理
每个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋状态相反。
(3)洪特规则
当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。
洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低。
3.基态、激发态及光谱示意图
(1)电子的跃迁
①基态→激发态
当基态原子的电子吸收能量后，会从低能级跃迁到较高能级，变成激发态原子。
②激发态→基态
激发态原子的电子从较高能级跃迁到低能级时会释放出能量。
(2)原子光谱
不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素原子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。
篇8：人教版高中化学选修三知识点
原子结构与元素性质
1 . 原子结构与元素周期表
(1)原子结构与元素周期表
(2)每族元素的价层电子排布特点
①主族
②0族：He：1s2;其他ns2np6。
③过渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n-1)d1～10ns1～2。
(3)元素周期表的分区
①根据核外电子排布
a.分区
b.各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点
②根据元素金属性与非金属性可将元素周期表分为金属元素区和非金属元素区(如下图)，处于金属与非金属交界线(又称梯形线)附近的非金属元素具有一定的金属性，又称为半金属或准金属，但不能叫两性非金属。
【特别提示】
“外围电子排布”即“价电子层”，对于主族元素，价电子层就是最外电子层，而对于过渡元素原子不仅仅是最外电子层，如Fe的价电子层排布为3d64s2。
2 . 对角线规则
在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的。
3 . 元素周期律
(1)原子半径
①影响因素
能层数：能层数越多，原子半径越大。
核电荷数：能层数相同，核电荷数越大，原子半径越小。
②变化规律
元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小;同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。
(2)电离能
①第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量，符号：I1，单位：kJ/mol。
②规律
a.同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，总体呈现从左至右逐渐增大的变化趋势。
b.同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。
c.同种原子：逐级电离能越来越大(即I1
(3)电负性
①含义：元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越强。
②标准：以最活泼的非金属氟的电负性为4.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)。
③变化规律
金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右。
在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上至下，元素的电负性逐渐减小。
4 . 电离能、电负性的应用
(1)电离能的应用
①判断元素金属性的强弱
电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强;反之越弱。
②判断元素的化合价(I1、I2……表示各级电离能)
如果某元素的In+1?In，则该元素的常见化合价为+n。如钠元素I2?I1，所以钠元素的化合价为+1。
③判断核外电子的分层排布情况
多电子原子中，元素的各级电离能逐级增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。
④反映元素原子的核外电子排布特点
同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当元素的核外电子排布是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常的大。
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