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人教版高一化学必修一知识点总结


第一章 从实验学化学 一、重点聚焦 1.混合物的分离原理和分离方法。 2.混合物分离方法的操作。 3.离子的检验及检验试剂的选择。 4.物质分离与提纯过程的简单设计。 5.物质的量及其单位——摩尔。 6.阿伏加德罗常数、摩尔质量、气体摩尔体积、物质的量浓度等概念。 7.有关物质的量、微观粒子数、质量、体积、物质的量浓度等之间转化的计算。 8.一定物质的量浓度溶液的配制 二、知识网

络 本章包括化学实验基本方法、化学计量在实验中的应用两节内容,其知识框架可整理如 下: 1.实验安全 严格按照实验操作规程进行操作,是避免或减少实验事故的前提,然后在实验中要注意 五防,即防止火灾、防止爆炸、防止倒吸引起爆裂、防止有害气体污染空气、防止暴沸。 2.实验中意外事故的处理方法 (1) 做有毒气体的实验时, 应在通风厨中进行, 并注意对尾气进行适当处理 (吸收或点燃等) 。 进行易燃易爆气体的实验时应注意验纯,尾气应燃烧掉或作适当处理。 (2)烫伤宜找医生处理。 (3)浓酸撒在实验台上,先用 Na2CO3 (或 NaHCO3)中和,后用水冲擦干净。浓酸沾在皮肤 上,宜先用干抹布拭去,再用水冲净。浓酸溅在眼中应先用稀 NaHCO3 溶液淋洗,然后请医生 处理。 (4)浓碱撒在实验台上,先用稀醋酸中和,然后用水冲擦干净。浓碱沾在皮肤上,宜先用大 量水冲洗,再涂上硼酸溶液。浓碱溅在眼中,用水洗净后再用硼酸溶液淋洗。 (5)钠、磷等失火宜用沙土扑盖。 (6)酒精及其他易燃有机物小面积失火,应迅速用湿抹布扑盖。 3.混合物的分离和提纯 几种常见的混合物的分离和提纯方法 分离和提 纯方法 分离的物质 主要仪器 应用举例 倾 析 从液体中分离密度较大且不溶的固体 烧杯、玻璃棒 分离沙和水 过 滤 从液体中分离不溶的固体 漏斗、滤纸、铁架台(带铁圈)、玻璃棒、烧杯 粗盐 提纯 溶解和 过 滤 分离两种固体,一种能溶于某溶剂,另一种则不溶 分离食盐和沙 结 晶 法 从溶液中分离已溶解的溶质 烧杯、玻璃棒、蒸发皿、铁架台(带铁圈)、酒精 灯 从海水中提取食盐 分 液 分离两种不互溶的液体 分液漏斗、铁架台(带铁圈)、烧杯 分离油和水 加入适当溶剂把混合物中某成分溶解及分离 用苯提取水溶液中的溴
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蒸 馏 从溶液中分离溶剂和非挥发性溶质 蒸馏烧瓶、 冷凝管、 锥形瓶、 酒精灯、 石棉网、 铁架台、牛角管、温度计 从海水中制取纯水 吸 附 除去混合物中的气态或固态杂质 干燥管或 U 形管 用活性炭除去黄糖中的有色 杂质 4.离子的检验 一般来讲,阳离子的检验需选择合适的阴离子,阴离子的检验需选择合适的阳离子,并 要求具有特别的明显现象。这就需要选择合适的检验试剂及其添加顺序,以避免干扰离子的 干扰。 (1)、SO42-检验:① 加稀盐酸,无变化 ② 加入 BaCl2 溶液,有白色沉淀生成 Ba2+ + SO42- == BaSO4↓ (2)、CO32-检验:①加入酸,生成无色无味气体 ②将气体通入澄清石灰水中,石灰水变浑浊。 CO32- + 2H+错误!未找到引用源。 H2O + CO2↑ Ca2++2OH- + CO2 错误!未找 到引用源。 CaCO3↓+ H2O (3)、Cl 检验:①加入 AgNO3 溶液,产生白色沉淀 ②加入稀硝酸,沉淀不溶解。 Ag+ + Cl- 错误!未找到引用源。 AgCl ↓ (4)、NH4+检验 : 加入 NaOH 溶液并加热,产生有刺激性气味且能使湿润的红色石蕊试纸变 蓝色的气体 NH4++ OH- =NH3 ↑ + H2O (5)、Fe3+ : 加入 KSCN 溶液反应,溶液显血红色; 2+ (6)、Fe : ① 加入 NaOH 溶液,先产生白色沉淀,迅速变成灰绿色,最后变成红褐色沉淀。 Fe2++2OH-== Fe(OH)2↓ (白色) 4Fe(OH)2+O2+2H2O== 4Fe(OH)3(红褐色) ②加入 KSCN 溶液,不显红色,加入少量新制的氯水后,立即显红色。 2Fe2++Cl2=2Fe3++2Cl- (7) Na+:焰色反应:火焰颜色呈黄色。 K+:焰色反应:火焰颜色呈紫色(透过蓝色钴玻璃) 。 5.化学计量之间的转化关系 (1)理解物质的量及其单位摩尔、摩尔质量、阿伏加德罗常数、气体摩尔体积、物质的 量浓度等概念。 (2)以物质的量为核心的计算 (3)有关溶液稀释(稀释前后溶质守恒): C (浓)· (浓)==C (稀)· (稀) V V (4)溶质质量分数(W)与溶质的物质的量浓度(c)的转化:(注意其中的单位换算) 6.一定物质的量浓度溶液的配制及误差分析 (1)容量瓶是配制一定物质的量浓度溶液的仪器,其常用规格有 100 mL、250 mL、500 mL、1000 mL 等。使用前一定要检查其是否漏水。 (2)配制步骤,所用仪器及注意事项 配制步骤 使用仪器 注意事项 计算 —— 固体求溶质质量,液体求其体积。 称量/量取 托盘天平或滴定管 (量筒)、小烧杯 天平的精确度为 0.1 g,量筒的精确度为 0.1 mL,量筒量取液体后不需 要洗涤。
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溶解/稀释 烧杯、玻璃棒 溶解要在小烧杯中,切不可在容量瓶中直接溶解。 冷却 —— 将液体恢复到室温(20℃) 转移 一定体积的容量瓶 转移时要用玻璃棒引流,以防液体溅失 洗涤 —— 洗烧杯和玻璃棒 2—3 次,并将洗涤液转入容量瓶 定容 胶头滴管 加水至刻度线 1—2 cm 时,用胶头滴管滴加,并使视线、刻度线、凹液面 相切。 摇匀 —— 两手握住容量瓶,上下颠倒摇匀。 (3)误差分析 由公式知,凡是溶质的物质的量减少或使溶液体积增大的操作,都会使 c 偏低,反之偏 高。 三、方法整合 本章包括化学实验基本方法和化学计量在实验中的应用两节内容, 就其主要题型有: (1) 实验安全知识及常用危险化学品的分类识别;(2)混合物分离和提纯过程的简单设计;(3) 过滤、蒸发、萃取、分液、蒸馏等分离方法的选择根据、涉及的化学仪器及操作过程等; (4) 2― 2― ― 2+ 常见离子(SO4 、CO3 、Cl 、Ca 等)的检验;(5)有关物质的量、摩尔质量、阿伏 加德罗常数、气体摩尔体积、物质的量浓度等概念的辩析理解;(6)有关化学计量的简单计 算;(7)一定物质的量浓度溶液的配制等等。无论是化学实验基本方法,还是化学计量,都 贯穿于整个高中化学,所以这就要求理解准确,应用到位。 第二章 化学物质及其变化 一、重点聚集 1.物质及其变化的分类 2.离子反应 3.氧化还原反应 4.分散系 胶体 二、知识网络 1.物质及其变化的分类 (1)物质的分类 分类是学习和研究物质及其变化的一种基本方法,它可以是有关物质及其变化的知识系 统化,有助于我们了解物质及其变化的规律。分类要有一定的标准,根据不同的标准可以对 化学物质及其变化进行不同的分类。分类常用的方法是交叉分类法和树状分类法。 (2)化学变化的分类 根据不同标准可以将化学变化进行分类: ①根据反应前后物质种类的多少以及反应物和生成物的类别可以将化学反应分为:化合 反应、分解反应、置换反应、复分解反应。 ②根据反应中是否有离子参加将化学反应分为离子反应和非离子反应。 ③根据反应中是否有电子转移将化学反应分为氧化还原反应和非氧化还原反应。 2.电解质和离子反应
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(1)电解质的相关概念 ①电解质和非电解质:电解质是在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物;非电解质 是在水溶液里和熔融状态下都不能够导电的化合物。 ②电离:电离是指电解质在水溶液中产生自由移动的离子的过程。 ③酸、碱、盐是常见的电解质 酸是指在水溶液中电离时产生的阳离子全部为 H+的电解质; 碱是指在水溶液中电离时产 生的阴离子全部为 OH-的电解质;盐电离时产生的离子为金属离子和酸根离子或铵根离子。 (2)离子反应 ①有离子参加的一类反应称为离子反应。 ②复分解反应实质上是两种电解质在溶液中相互交换离子的反应。 发生复分解反应的条件是有沉淀生成、有气体生成和有水生成。只要具备这三个条件中 的一个,复分解反应就可以发生。 ③在溶液中参加反应的离子间发生电子转移的离子反应又属于氧化还原反应。 (3)离子方程式 离子方程式是用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。 离子方程式更能显示反应的实质。通常一个离子方程式不仅能表示某一个具体的化学反 应,而且能表示同一类型的离子反应。 离子方程式的书写一般依照“写、拆、删、查”四个步骤。一个正确的离子方程式必须能 够反映化学变化的客观事实,遵循质量守恒和电荷守恒,如果是氧化还原反应的离子方程式, 反应中得、失电子的总数还必须相等。 3.氧化还原反应 (1)氧化还原反应的本质和特征 氧化还原反应是有电子转移(电子得失或共用电子对偏移)的化学反应,它的基本特征 是反应前后某些元素的化合价发生变化。 (2)氧化剂和还原剂 反应中,得到电子(或电子对偏向),所含元素化合价降低的反应物是氧化剂;失去电 子(或电子对偏离),所含元素化合价升高的反应物是还原剂。 在氧化还原反应中,氧化剂发生还原反应,生成还原产物;还原剂发生氧化反应,生成 氧化产物。 “升失氧还原剂 降得还氧化剂” (3)氧化还原反应中得失电子总数必定相等,化合价升高、降低的总数也必定相等。 4.分散系、胶体的性质 (1)分散系 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。当分散剂是水 或其他液体时,按照分散质粒子的大小,可以把分散系分为溶液、胶体和浊液。 (2)胶体和胶体的特性
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①分散质粒子大小在 1nm~100nm 之间的分散系称为胶体。胶体在一定条件下能稳定存 在,稳定性介于溶液和浊液之间,属于介稳体系。 ②胶体的特性 胶体的丁达尔效应:当光束通过胶体时,由于胶体粒子对光线散射而形成光的“通路”, 这种现象叫做丁达尔效应。溶液没有丁达尔效应,根据分散系是否有丁达尔效应可以区分溶 液和胶体。 胶体粒子具有较强的吸附性,可以吸附分散系的带电粒子使自身带正电荷(或负电荷), 因此胶体还具有介稳性以及电泳现象。

第三章 金属及其化合物 一、重点聚焦 1.金属钠的化学性质(与氧气、水的反应)。2.金属铝的化学性质(与强酸、强碱的反应)。 3.金属铁与水蒸气的反应。 4.物质的量在化学方程式计算中的应用。 5.氧化钠、过氧化钠的性质(与二氧化碳、水的反应)。6.碳酸钠、碳酸氢钠的性质。 7.氧化铝、氢氧化铝的性质(与强酸、强碱的反应)。8.铁的氧化物(氧化亚铁、氧化铁、 四氧化三铁)的性质。 9.铁的氢氧化物(氢氧化亚铁、氢氧化铁)的性质。10.铁盐、亚铁盐的转化。 11.金属离子的检验。 12.常见合金的重要应用。

必修 1 化学方程式汇总 一、钠及其重要化合物 1、钠与非金属的反应 4Na +O2=2Na2O (白色) 2Na +Cl2 点燃 2NaCl 2Na + O2 △ Na2O2 (淡黄色)

2、钠与水反应:2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑ (浮、熔、游、响、红) 3、 氧化钠 过氧化钠 Na2O+H2O=2NaOH 2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑ Na2O+CO2=Na2CO3 2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2↑ Na2O+2HCl=2NaCl+H2O 2Na2O2+4HCl=4NaCl+2H2O+O2↑ 6、Na2CO3 和 NaHCO3 ①、与酸的反应 Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2↑ NaHCO3+HCl=NaCl+H 2O+CO2↑(反应速率更快) ②、与碱的反应 Na2CO3+Ca(OH)2=CaCO3↓+2NaOH 2NaHCO3+Ca(OH)2=CaCO3↓+Na2CO3+2H2O NaHCO3+NaOH = Na2CO3+H2O ③、与盐的反应 Na2CO3+CaCl2=2NaCl+CaCO3↓ Na2CO3+BaCl2=2NaCl+BaCO3↓ ④、相互转化
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2NaHCO3 △ Na2CO3+H2O+CO2↑ (加热分解) Na2CO3+H2O+CO2=2NaHCO3 (向 Na2CO3 溶液中通入足量的 CO2) 二、铝及其重要化合物 (结合 Al2O3 和 Al(OH)3 的两性进行记忆!) 1、铝与非金属: 4Al + 3O2 错误!未找到引用源。 2Al2O3 2、铝与弱氧化性酸:2Al + 6HCl == 2AlCl3 + 3H2↑ 2Al+6H+ == 2Al3++3H2 ↑ 铝与强氧化性酸:钝化(浓 H2SO4、浓 HNO3) 3、铝与碱:2Al+2NaOH +2H2O==2NaAlO2 + 3H2↑ ; 2Al+2H2O+2OH-==2AlO2-+3H2↑ 4 ①、氧化铝与酸反应:Al2O3 + 6HCl == 2AlCl3 + 3H2O ②、氧化铝与碱反应:Al2O3 +2NaOH == 2NaAlO2 + 2H2O 5、氢氧化铝制备:可溶性铝盐和 NH3· 2O H AlCl3+3NH3· 2O==Al(OH)3↓+3NH4Cl H Al3++3NH3· 2O==Al(OH)3↓+3NH4+ H 6、氢氧化铝的不稳定性: 2Al(OH)3 △ Al2O3+2H2O

7、氢氧化铝与酸反应:Al(OH)3 + 3HCl == AlCl3 + 3H2O 8、氢氧化铝与碱反应:Al(OH)3 +NaOH == NaAlO2 + 2H2O 9、“铝三角”(氢氧化铝的反应在上面已经提到,略) : 3+ AlCl3+3NaOH(少量)=Al(OH)3↓+3NaCl Al +3OH-=Al(OH)3↓+ AlCl3+4NaOH(过量)=2NaAlO2 + 2H2O +3NaCl Al3++4OH- = AlO2- +2H2O NaAlO2+HCl(少量)+H2O=Al(OH)3↓+NaCl AlO2- +H+ +H2O =Al(OH)3 ↓ NaAlO2+4HCl(过量)=AlCl3+3NaCl+2H2O AlO2- +4H+ =Al 3+ + 2H2O 10、明矾净水原理 明矾溶于水后发生电离:KAl(SO4)2==K++Al3++2SO42铝离子与水反应生成 Al(OH)3 胶体:Al3++3H2O==Al(OH)3(胶体)+3H+ 三、铁及其重要化合物 1、工业炼铁原理:Fe2O3+3CO 高温 2Fe+3CO2 2、铁与非金属反应:2Fe+3Cl2 点燃 2FeCl3 Fe3O4+4H2 3Fe+2O2 点燃 Fe3O4

3、与水反应:3Fe+4H2O(g) 高温

4、铁与酸反应:Fe+2HCl== FeCl2+H2↑ Fe+2H+== Fe2++H2↑ 5、铁与盐溶液反应:Fe+CuSO4==Cu+FeSO4 Fe+Cu2+==Cu+Fe2+ Fe+2FeCl3 == 3FeCl2 Fe+2Fe3+ == 3Fe2+ 6、铁的氧化物 Fe2O3 + 6H+ == 2Fe3+ + 3H2O FeO + 2H+ == Fe2+ + H2O 7、Fe2+与 Fe3+的检验 ①、Fe2+的检验: (1) 颜色:浅绿色 (2)加 NaOH 溶液:先产生白色沉淀,后变成灰绿色,最后成红褐色 Fe2++2OH-== Fe(OH)2↓ (白色) 4Fe(OH)2+O2+2H2O== 4Fe(OH)3(红褐色) (3) 先加 KSCN 溶液,不变色,再加新制氯水,溶液变成血红色 2Fe2++Cl2==2Fe3++2Cl②、Fe3+的检验 (1)颜色:棕黄色 (2)加 KSCN 溶液:溶液变成血红色 (3)加 NaOH 溶液:红褐色沉淀 Fe3++3OH-== Fe(OH)3↓ 8、氢氧化铁受热分解:2Fe(OH)3 △ Fe2O3
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+ 3H2O

9、 Fe2+与 Fe3+的转化 (1)Fe2+→Fe3+ (2) Fe3+→Fe2+ 四、硅及其重要化合物 1、二氧化硅

2Fe2++Cl2==2 Fe3++2ClFe+2Fe3+ == 3Fe2+

① 酸性氧化物:SiO2+2NaOH==Na2SiO3+H2O

SiO2+CaO 高温

CaSiO3

② 弱氧化性: SiO2 +4HF==SiF4↑+2H2O 2、硅酸盐 Na2SiO3+2HCl==H2SiO3↓+2NaCl Na2SiO3+ CO2+H2O==H2SiO3 ↓ +Na2CO3 五、氯的重要化合物 1、氯气与金属的反应 2Fe+3Cl2 点燃 2FeCl3 2、氯气与非金属的反应 H2+Cl2 点燃 2HCl 2P+3Cl2 点燃 2PCl3 Cu+Cl2 点燃 CuCl2

(酸性:H2CO3

> H2SiO3)

2Na+Cl2 点燃 2NaCl

2P+5Cl2 点燃 2PCl5

3、氯气与水的反应 Cl2+H2O 错误!未找到引用源。

HCl + HClO( 次氯酸)

4、次氯酸光照分解:2HClO 光照 2HCl + O2 ↑ 5、Cl2 与碱溶液的反应 Cl2+2NaOH=NaCl+NaO+H2O 2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O(制漂白粉) Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO(漂白原理) 六、硫及其重要化合物 1、 硫的可燃性 2、 2SO2 + O2 S+O2
催化剂 加热

(酸性:H2CO3

> HClO)

点燃 2SO3

SO2

3、与水反应:

SO2+H2O

H2SO3

SO3+H2O == H2SO4 SO3 + Ca(OH)2 = CaSO4 + H2O SO3+CaO == CaSO4

4、与碱反应: SO2 + Ca(OH)2 = CaSO3 + H2O 5、与碱性氧化物反应:SO2+CaO == CaSO3 6、浓硫酸强氧化性 C + 2H2SO4(浓) △ CO2↑+ 2SO2↑+ 2H2O CuSO4+SO2↑十 2H2O
催化剂

Cu+2H2SO4(浓) △ 七、氮及其重要化合物 1、 合成氨: 2、NH3 N2 + 3H2

高温高压

2NH3 NH3· 2O H NH4 + + OH NH3+HNO3=NH4NO3
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①氨气与水:NH3 + H2O

②氨气与酸:NH3+HCl=NH4Cl 3、铵盐与碱反应:

NH4NO3+NaOH △ 2NH4Cl + Ca(OH)2

NaNO3+NH3↑+H2O △ △ CaCl2 + 2NH3 ↑+ 2H2O(实验室制氨气) NH3↑+HCl ↑ NH4HCO3 △ NH3+H2O+CO2 ↑

4、铵盐不稳定性:NH4Cl

5、HNO3 强氧化性:4HNO3(浓)+Cu==Cu(NO3)3+3NO2↑+2H2O 8HNO3+3Cu==3Cu(NO3)3+2NO↑+4H2O 6、雷雨发庄稼 N2 + O2 放电 2NO 2NO + O2 == 2NO2 3NO2 + H2O == 2HNO3 + NO

化学计量在实验中的应用 ①物质的量 定义:表示一定数目微粒的集合体 符号 n 单位 摩尔 符号 mol 阿伏加德罗常数:0.012kgC-12 中所含有的碳原子数。用 NA 表示, 约为 6.02x1023 N 微粒与物质的量的公式:n= NA ②摩尔质量:单位物质的量的物质所具有的质量 用 M 表示 单位:g/mol 数值上等于该 物质的分子量或相对原子质量 m 质量与物质的量的公式:n= M ③物质的体积决定:①微粒的数目 ②微粒的大小 ③微粒间的距离 气体体积主要决定①微粒的数目 ②微粒间的距离 V 体积与物质的量的公式:n= Vm 标准状况下 ,1mol 任何气体的体积都约为 22.4L ④阿伏加德罗定律:同温同压下, 相同体积的任何气体都含有相同的分子数 ⑤物质的量浓度:单位体积溶液中所含溶质 B 的物质的量。符号 CB 单位:mol/l 公式:CB=nB/V nB=CB× V V=nB/CB 溶液稀释规律 C(浓)× (浓)=C(稀)× (稀) V V ⑥ 配制一定物质的量浓度的溶液 (配制前要检查容量瓶是否漏水) 其它知识 1、固体颜色: 淡黄色固体: Na2O2 , S 2、焰色反应: Na 元素:黄色; K 元素:紫色(透过蓝色钴玻璃) 3、沉淀颜色:Mg(OH)2 白色;F e ( O H ) 2 白色; F e ( O H ) 3 红褐色; C u ( O H ) 2 蓝色 4、离子溶液颜色:Fe2+ 浅绿色;Fe3+ 黄色;Cu2+ 蓝色;MnO4- 紫红色 5、气体颜色:NO2 红棕色;Cl2 黄绿色 6、Al 、Fe 在冷的浓 H2SO4、浓 HNO3 中发生钝化。 7、漂白性物质:SO2 (化合漂白,暂时性) ; Na2O2、 新制氯水、Ca(ClO)2、HClO、O3 (氧化漂白,永久性) 8、常见不能大量共存的离子: OH- 与 NH4+、Al3+、Fe2+、Fe3+、Cu2+、Mg2+ 、Ca2+; H+与 CO32-、HCO3-、SO32-、SiO32-、ClOAg+与 Cl- ; Ba2+ 与 SO42- 、CO32-; Ca2+与 SO42- CO32-、CO328


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