高中化學的知識點總結

時間：2024-12-11 09:54:27 智聰知識點總結我要投稿

高中化學的知識點總結

　　總結是對取得的成績、存在的問題及得到的經驗和教訓等方面情況進行評價與描述的一種書面材料，它可以使我們更有效率，因此我們需要回頭歸納，寫一份總結了。那么如何把總結寫出新花樣呢？以下是小編為大家收集的高中化學的知識點總結，供大家參考借鑒，希望可以幫助到有需要的朋友。

高中化學的知識點總結

　　高中化學的知識點總結 1

　　第一章、從實驗學化學

　　一、化學實驗安全

　　1、(1)做有毒氣體的實驗時，應在通風廚中進行，并注意對尾氣進行適當處理(吸收或點燃等)。進行易燃易爆氣體的實驗時應注意驗純，尾氣應燃燒掉或作適當處理。

　　(2)燙傷宜找醫生處理。

　　(3)濃酸撒在實驗臺上，先用Na2CO3(或NaHCO3)中和，后用水沖擦干凈。濃酸沾在皮膚上，宜先用干抹布拭去，再用水沖凈。濃酸濺在眼中應先用稀NaHCO3溶液淋洗，然后請醫生處理。

　　(4)濃堿撒在實驗臺上，先用稀醋酸中和，然后用水沖擦干凈。濃堿沾在皮膚上，宜先用大量水沖洗，再涂上硼酸溶液。濃堿濺在眼中，用水洗凈后再用硼酸溶液淋洗。

　　(5)鈉、磷等失火宜用沙土撲蓋。

　　(6)酒精及其他易燃有機物小面積失火，應迅速用濕抹布撲蓋。

　　二、混合物的分離和提純

　　分離和提純的方法

　　過濾用于固液混合的分離一貼、二低、三靠如粗鹽的提純

　　蒸餾提純或分離沸點不同的液體混合物防止液體暴沸，溫度計水銀球的位置，如石油的蒸餾中冷凝管中水的流向如石油的蒸餾

　　萃取利用溶質在互不相溶的溶劑里的溶解度不同，用一種溶劑把溶質從它與另一種溶劑所組成的溶液中提取出來的方法選擇的萃取劑應符合下列要求：和原溶液中的溶劑互不相溶;對溶質的溶解度要遠大于原溶劑用四氯化碳萃取溴水里的溴、碘

　　分液分離互不相溶的液體打開上端活塞或使活塞上的凹槽與漏斗上的水孔，使漏斗內外空氣相通。打開活塞，使下層液體慢慢流出，及時關閉活塞，上層液體由上端倒出如用四氯化碳萃取溴水里的溴、碘后再分液

　　蒸發和結晶用來分離和提純幾種可溶性固體的混合物加熱蒸發皿使溶液蒸發時，要用玻璃棒不斷攪動溶液;當蒸發皿中出現較多的固體時，即停止加熱分離NaCl和KNO3混合物

　　三、離子檢驗

　　離子所加試劑現象離子方程式

　　Cl-AgNO3、稀HNO3產生白色沉淀Cl-+Ag+=AgCl↓

　　SO42-稀HCl、BaCl2白色沉淀SO42-+Ba2+=BaSO4↓

　　四、除雜

　　注意事項：為了使雜質除盡，加入的試劑不能是“適量”，而應是“過量”;但過量的試劑必須在后續操作中便于除去。

　　五、物質的量的單位――摩爾

　　1、物質的量(n)是表示含有一定數目粒子的集體的物理量。

　　2、摩爾(mol):把含有6、02×1023個粒子的任何粒子集體計量為1摩爾。

　　3、阿伏加德羅常數：把6、02X1023mol-1叫作阿伏加德羅常數。

　　4、物質的量=物質所含微粒數目/阿伏加德羅常數n=N/NA

　　5、摩爾質量(M)(1)定義：單位物質的量的物質所具有的質量叫摩爾質量、(2)單位：g/mol或g、、mol-1(3)數值：等于該粒子的相對原子質量或相對分子質量、

　　6、物質的量=物質的質量/摩爾質量(n=m/M)

　　六、氣體摩爾體積

　　1、氣體摩爾體積(Vm)(1)定義：單位物質的量的氣體所占的體積叫做氣體摩爾體積、(2)單位：L/mol

　　2、物質的量=氣體的體積/氣體摩爾體積n=V/Vm

　　3、標準狀況下,Vm=22、4L/mol

　　七、物質的量在化學實驗中的應用

　　1、物質的量濃度、

　　(1)定義：以單位體積溶液里所含溶質B的物質的量來表示溶液組成的物理量，叫做溶質B的物質的濃度。(2)單位：mol/L(3)物質的量濃度=溶質的物質的量/溶液的體積CB=nB/V

　　2、一定物質的量濃度的配制

　　(1)基本原理:根據欲配制溶液的體積和溶質的物質的量濃度，用有關物質的量濃度計算的方法，求出所需溶質的質量或體積，在容器內將溶質用溶劑稀釋為規定的體積,就得欲配制得溶液、

　　(2)主要操作

　　a、檢驗是否漏水、b、配制溶液1計算、2稱量、3溶解、4轉移、5洗滌、6定容、7搖勻8貯存溶液、

　　注意事項：A選用與欲配制溶液體積相同的容量瓶、B使用前必須檢查是否漏水、C不能在容量瓶內直接溶解、D溶解完的溶液等冷卻至室溫時再轉移、E定容時，當液面離刻度線1―2cm時改用滴管，以平視法觀察加水至液面最低處與刻度相切為止、

　　3、溶液稀釋：C(濃溶液)?V(濃溶液)=C(稀溶液)?V(稀溶液)

　　第二章、化學物質及其變化

　　一、物質的分類

　　把一種(或多種)物質分散在另一種(或多種)物質中所得到的體系，叫分散系。被分散的物質稱作分散質(可以是氣體、液體、固體)，起容納分散質作用的物質稱作分散劑(可以是氣體、液體、固體)。溶液、膠體、濁液三種分散系的比較

　　分散質粒子大小/nm外觀特征能否通過濾紙有否丁達爾效應實例

　　溶液小于1均勻、透明、穩定能沒有NaCl、蔗糖溶液

　　膠體在1—100之間均勻、有的透明、較穩定能有Fe(OH)3膠體

　　濁液大于100不均勻、不透明、不穩定不能沒有泥水

　　二、物質的化學變化

　　1、物質之間可以發生各種各樣的化學變化，依據一定的標準可以對化學變化進行分類。

　　(1)根據反應物和生成物的類別以及反應前后物質種類的多少可以分為：

　　A、化合反應(A+B=AB)B、分解反應(AB=A+B)

　　C、置換反應(A+BC=AC+B)

　　D、復分解反應(AB+CD=AD+CB)

　　(2)根據反應中是否有離子參加可將反應分為：

　　A、離子反應：有離子參加的一類反應。主要包括復分解反應和有離子參加的氧化還原反應。

　　B、分子反應(非離子反應)

　　(3)根據反應中是否有電子轉移可將反應分為：

　　A、氧化還原反應：反應中有電子轉移(得失或偏移)的反應

　　實質：有電子轉移(得失或偏移)

　　特征：反應前后元素的化合價有變化

　　B、非氧化還原反應

　　2、離子反應

　　(1)、電解質：在水溶液中或熔化狀態下能導電的化合物,叫電解質。酸、堿、鹽都是電解質。在水溶液中或熔化狀態下都不能導電的化合物，叫非電解質。

　　注意：①電解質、非電解質都是化合物，不同之處是在水溶液中或融化狀態下能否導電。②電解質的導電是有條件的：電解質必須在水溶液中或熔化狀態下才能導電。③能導電的物質并不全部是電解質：如銅、鋁、石墨等。④非金屬氧化物(SO2、SO3、CO2)、大部分的有機物為非電解質。

　　(2)、離子方程式：用實際參加反應的離子符號來表示反應的式子。它不僅表示一個具體的化學反應，而且表示同一類型的離子反應。

　　復分解反應這類離子反應發生的條件是：生成沉淀、氣體或水。書寫方法：

　　寫：寫出反應的化學方程式

　　拆：把易溶于水、易電離的物質拆寫成離子形式

　　刪：將不參加反應的離子從方程式兩端刪去

　　查：查方程式兩端原子個數和電荷數是否相等

　　(3)、離子共存問題

　　所謂離子在同一溶液中能大量共存，就是指離子之間不發生任何反應;若離子之間能發生反應，則不能大量共存。

　　A反應生成難溶物質的離子不能大量共存:如Ba2+和SO42-、Ag+和Cl-、Ca2+和CO32-、Mg2+和OH-等

　　B、反應生成氣體或易揮發性物質的離子不能大量共存：如H+和CO32-,HCO3-,SO32-，OH-和NH4+等

　　C、反應生成難電離物質(水)的.離子不能大量共存：如H+和OH-、CH3COO-，OH-和HCO3-等。

　　D、發生氧化還原反應、水解反應的離子不能大量共存(待學)

　　注意：題干中的條件：如無色溶液應排除有色離子：Fe2+、Fe3+、Cu2+、MnO4-等離子，酸性(或堿性)則應考慮所給離子組外，還有大量的H+(或OH-)。

　　(4)離子方程式正誤判斷(六看)

　　一、看反應是否符合事實：主要看反應能否進行或反應產物是否正確

　　二、看能否寫出離子方程式：純固體之間的反應不能寫離子方程式

　　三、看化學用語是否正確：化學式、離子符號、沉淀、氣體符號、等號等的書寫是否符合事實

　　四、看離子配比是否正確

　　五、看原子個數、電荷數是否守恒

　　六、看與量有關的反應表達式是否正確(過量、適量)

　　3、氧化還原反應中概念及其相互關系如下：

　　失去電子——化合價升高——被氧化(發生氧化反應)——是還原劑(有還原性)

　　得到電子——化合價降低——被還原(發生還原反應)——是氧化劑(有氧化性)

　　第三章、金屬及其化合物

　　一、金屬活動性

　　K>Ca>Na>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H>)Cu>Hg>Ag>Pt>Au

　　二、金屬一般比較活潑，容易與O2反應而生成氧化物，可以與酸溶液反應而生成H2，特別活潑的如Na等可以與H2O發生反應置換出H2，特殊金屬如Al可以與堿溶液反應而得到H2。

　　三、Al2O3為兩性氧化物，Al(OH)3為兩性氫氧化物，都既可以與強酸反應生成鹽和水，也可以與強堿反應生成鹽和水。

　　四Na2CO3和NaHCO3比較

　　碳酸鈉碳酸氫鈉

　　俗名純堿或蘇打小蘇打

　　色態白色晶體細小白色晶體

　　水溶性易溶于水，溶液呈堿性使酚酞變紅易溶于水(但比Na2CO3溶解度小)溶液呈堿性(酚酞變淺紅)

　　熱穩定性較穩定，受熱難分解受熱易分解

　　2NaHCO3Na2CO3+CO2↑+H2O

　　與酸反應CO32—+H+=HCO3—

　　HCO3—+H+=CO2↑+H2O

　　相同條件下放出CO2的速度NaHCO3比Na2CO3快

　　與堿反應Na2CO3+Ca(OH)2=CaCO3↓+2NaOH

　　反應實質：CO32—與金屬陽離子的復分解反應NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O

　　反應實質：HCO3—+OH-=H2O+CO32—

　　與H2O和CO2的反應Na2CO3+CO2+H2O=2NaHCO3

　　CO32—+H2O+CO2=HCO3—

　　不反應

　　與鹽反應CaCl2+Na2CO3=CaCO3↓+2NaCl

　　Ca2++CO32—=CaCO3↓

　　不反應

　　主要用途玻璃、造紙、制皂、洗滌發酵、醫藥、滅火器

　　五、合金：兩種或兩種以上的金屬(或金屬與非金屬)熔合在一起而形成的具有金屬特性的物質。

　　合金的特點;硬度一般比成分金屬大而熔點比成分金屬低，用途比純金屬要廣泛。

　　第四章、非金屬及其化合物

　　一、硅元素：無機非金屬材料中的主角，在地殼中含量26、3%，次于氧。是一種親氧元

　　素，以熔點很高的氧化物及硅酸鹽形式存在于巖石、沙子和土壤中，占地殼質量90%以上。位于第3周期，第ⅣA族碳的下方。

　　Si對比C

　　最外層有4個電子，主要形成四價的化合物。

　　二、二氧化硅(SiO2)

　　天然存在的二氧化硅稱為硅石，包括結晶形和無定形。石英是常見的結晶形二氧化硅，其中無色透明的就是水晶，具有彩色環帶狀或層狀的是瑪瑙。二氧化硅晶體為立體網狀結構，基本單元是[SiO4]，因此有良好的物理和化學性質被廣泛應用。(瑪瑙飾物，石英坩堝，光導纖維)

　　物理：熔點高、硬度大、不溶于水、潔凈的SiO2無色透光性好

　　化學：化學穩定性好、除HF外一般不與其他酸反應，可以與強堿(NaOH)反應，是酸性氧化物，在一定的條件下能與堿性氧化物反應

　　SiO2+4HF==SiF4↑+2H2O

　　SiO2+CaO===(高溫)CaSiO3

　　SiO2+2NaOH==Na2SiO3+H2O

　　不能用玻璃瓶裝HF，裝堿性溶液的試劑瓶應用木塞或膠塞。

　　三、硅酸(H2SiO3)

　　酸性很弱(弱于碳酸)溶解度很小，由于SiO2不溶于水，硅酸應用可溶性硅酸鹽和其他酸性比硅酸強的酸反應制得。

　　Na2SiO3+2HCl==H2SiO3↓+2NaCl

　　硅膠多孔疏松，可作干燥劑，催化劑的載體。

　　四、硅酸鹽

　　硅酸鹽是由硅、氧、金屬元素組成的化合物的總稱，分布廣，結構復雜化學性質穩定。一般不溶于水。(Na2SiO3、K2SiO3除外)最典型的代表是硅酸鈉Na2SiO3：可溶，其水溶液稱作水玻璃和泡花堿，可作肥皂填料、木材防火劑和黏膠劑。常用硅酸鹽產品：玻璃、陶瓷、水泥

　　五、硅單質

　　與碳相似，有晶體和無定形兩種。晶體硅結構類似于金剛石，有金屬光澤的灰黑色固體，熔點高(1410℃)，硬度大，較脆，常溫下化學性質不活潑。是良好的半導體，應用：半導體晶體管及芯片、光電池、

　　六、氯元素：位于第三周期第ⅦA族，原子結構：容易得到一個電子形成

　　氯離子Cl-,為典型的非金屬元素，在自然界中以化合態存在。

　　七、氯氣

　　物理性質：黃綠色氣體，有刺激性氣味、可溶于水、加壓和降溫條件下可變為液態(液氯)和固態。

　　制法:MnO2+4HCl(濃)=MnCl2+2H2O+Cl2

　　聞法:用手在瓶口輕輕扇動,使少量氯氣進入鼻孔。

　　化學性質：很活潑，有毒，有氧化性，能與大多數金屬化合生成金屬氯化物(鹽)。也能與非金屬反應：

　　2Na+Cl2===(點燃)2NaCl2Fe+3Cl2===(點燃)2FeCl3Cu+Cl2===(點燃)CuCl2

　　Cl2+H2===(點燃)2HCl現象：發出蒼白色火焰，生成大量白霧。

　　燃燒不一定有氧氣參加，物質并不是只有在氧氣中才可以燃燒。燃燒的本質是劇烈的氧化還原反應，所有發光放熱的劇烈化學反應都稱為燃燒。

　　Cl2的用途：

　　①自來水殺菌消毒Cl2+H2O==HCl+HClO2HClO===(光照)2HCl+O2↑

　　1體積的水溶解2體積的氯氣形成的溶液為氯水，為淺黃綠色。其中次氯酸HClO有強氧化性和漂泊性，起主要的消毒漂白作用。次氯酸有弱酸性，不穩定，光照或加熱分解，因此久置氯水會失效。

　　②制漂白液、漂白粉和漂粉精

　　制漂白液Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O，其有效成分NaClO比HClO穩定多,可長期存放制漂白粉(有效氯35%)和漂粉精(充分反應有效氯70%)2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O

　　③與有機物反應，是重要的化學工業物質。

　　④用于提純Si、Ge、Ti等半導體和鈦

　　⑤有機化工：合成塑料、橡膠、人造纖維、農藥、染料和藥品

　　八、氯離子的檢驗

　　使用硝酸銀溶液，并用稀硝酸排除干擾離子(CO32-、SO32-)

　　HCl+AgNO3==AgCl↓+HNO3

　　NaCl+AgNO3==AgCl↓+NaNO3

　　Na2CO3+2AgNO3==Ag2CO?3↓+2NaNO3

　　Ag2CO?3+2HNO3==2AgNO3+CO2↑+H2O

　　Cl-+Ag+==AgCl↓

　　九、二氧化硫

　　制法(形成)：硫黃或含硫的燃料燃燒得到(硫俗稱硫磺，是黃色粉末)

　　S+O2===(點燃)SO2

　　物理性質：無色、刺激性氣味、容易液化，易溶于水(1：40體積比)

　　化學性質：有毒，溶于水與水反應生成亞硫酸H2SO3，形成的溶液酸性，有漂白作用，遇熱會變回原來顏色。這是因為H2SO3不穩定，會分解回水和SO2

　　SO2+H2OH2SO3因此這個化合和分解的過程可以同時進行，為可逆反應。

　　可逆反應——在同一條件下，既可以往正反應方向發生，又可以向逆反應方向發生的化學反應稱作可逆反應，用可逆箭頭符號連接。

　　十、一氧化氮和二氧化氮

　　一氧化氮在自然界形成條件為高溫或放電：N2+O2========(高溫或放電)2NO，生成的一氧化氮很不穩定，在常溫下遇氧氣即化合生成二氧化氮：2NO+O2==2NO2

　　一氧化氮的介紹：無色氣體，是空氣中的污染物，少量NO可以治療心血管疾病。

　　二氧化氮的介紹：紅棕色氣體、刺激性氣味、有毒、易液化、易溶于水，并與水反應

　　3NO2+H2O==2HNO3+NO

　　十一、大氣污染

　　SO2、NO2溶于雨水形成酸雨。防治措施：

　　①從燃料燃燒入手。

　　②從立法管理入手。

　　③從能源利用和開發入手。

　　④從廢氣回收利用，化害為利入手。

　　(2SO2+O22SO3SO3+H2O=H2SO4)

　　十二、硫酸

　　物理性質：無色粘稠油狀液體，不揮發，沸點高，密度比水大。

　　化學性質：具有酸的通性，濃硫酸具有脫水性、吸水性和強氧化性。是強氧化劑。

　　C12H22O11======(濃H2SO4)12C+11H2O放熱

　　2H2SO4(濃)+C==CO2↑+2H2O+SO2↑

　　還能氧化排在氫后面的金屬，但不放出氫氣。

　　2H2SO4(濃)+Cu==CuSO4+2H2O+SO2↑

　　稀硫酸：與活潑金屬反應放出H2，使酸堿指示劑紫色石蕊變紅，與某些鹽反應，與堿性氧化物反應，與堿中和

　　十三、硝酸

　　物理性質：無色液體，易揮發，沸點較低，密度比水大。

　　化學性質：具有一般酸的通性，濃硝酸和稀硝酸都是強氧化劑。還能氧化排在氫后面的金屬，但不放出氫氣。

　　4HNO3(濃)+Cu==Cu(NO3)2+2NO2↑+4H2O

　　8HNO3(稀)+3Cu==3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O

　　反應條件不同，硝酸被還原得到的產物不同

　　硫酸和硝酸：濃硫酸和濃硝酸都能鈍化某些金屬(如鐵和鋁)使表面生成一層致密的氧化保護膜，隔絕內層金屬與酸，阻止反應進一步發生。因此，鐵鋁容器可以盛裝冷的濃硫酸和濃硝酸。硝酸和硫酸都是重要的化工原料和實驗室必備的重要試劑。可用于制化肥、農藥、炸藥、染料、鹽類等。硫酸還用于精煉石油、金屬加工前的酸洗及制取各種揮發性酸。

　　3NO2+H2O==2HNO3+NO這是工業制硝酸的方法。

　　十四、氨氣及銨鹽

　　氨氣的性質：無色氣體，刺激性氣味、密度小于空氣、極易溶于水(且快)1：700體積比。溶于水發生以下反應使水溶液呈堿性：NH3+H2O=NH3?H2ONH4++OH-可作紅色噴泉實驗。生成的一水合氨NH3?H2O是一種弱堿，很不穩定，會分解，受熱更不穩定：NH3、H2O===(△)NH3↑+H2O

　　濃氨水易揮發除氨氣，有刺激難聞的氣味。

　　氨氣能跟酸反應生成銨鹽：NH3+HCl==NH4Cl(晶體)

　　氨是重要的化工產品，氮肥工業、有機合成工業及制造硝酸、銨鹽和純堿都離不開它。氨氣容易液化為液氨，液氨氣化時吸收大量的熱，因此還可以用作制冷劑。

　　銨鹽的性質：易溶于水(很多化肥都是銨鹽)，受熱易分解，放出氨氣：

　　NH4Cl==NH3↑+HCl↑

　　NH4HCO3==NH3↑+H2O↑+CO2↑

　　可以用于實驗室制取氨氣：(干燥銨鹽與和堿固體混合加熱)

　　NH4NO3+NaOH==NaNO3+H2O+NH3↑

　　2NH4Cl+Ca(OH)2==CaCl2+2H2O+2NH3↑

　　用向下排空氣法收集，紅色石蕊試紙檢驗是否收集滿

　　高中化學的知識點總結 2

　　離子共存問題

　　所謂離子在同一溶液中能大量共存，就是指離子之間不發生任何反應;若離子之間能發生反應，則不能大量共存。

　　A、結合生成難溶物質的離子不能大量共存:如Ba2+和SO42-、Ag+和Cl-、Ca2+和CO32-、Mg2+和OH-等

　　B、結合生成氣體或易揮發性物質的離子不能大量共存：如H+和C O 32-，HCO3-，SO32-，OH-和NH4+等

　　C、結合生成難電離物質(水)的離子不能大量共存：如H+和OH-、CH3COO-，OH-和HCO3-等。

　　D、發生氧化還原反應、水解反應的`離子不能大量共存(待學)

　　注意：題干中的條件：如無色溶液應排除有色離子：Fe2+、Fe3+、Cu2+、MnO4-等離子，酸性(或堿性)則應考慮所給離子組外，還有大量的H+(或OH-)。

　　(4)離子方程式正誤判斷(六看)

　　高中化學的知識點總結 3

　　1、水在氧化還原反應中的作用

　　（1）、水作氧化劑

　　水與鈉、其它堿金屬、鎂等金屬反應生成氫氣和相應堿：

　　水與鐵在高溫下反應生成氫氣和鐵的氧化物（四氧化三鐵）：

　　水與碳在高溫下反應生成“水煤氣”：

　　鋁與強堿溶液反應：

　　（2）、水做還原劑

　　水與F2的反應：

　　（3）、水既做氧化劑又做還原劑

　　水電解：

　　（4）、水既不作氧化劑也不作還原劑

　　水與氯氣反應生成次氯酸和鹽酸

　　水與過氧化鈉反應生成氫氧化鈉和氧氣

　　水與二氧化氮反應生成硝酸和一氧化氮

　　2、水參與的非氧化還原反應：

　　（1）、水合、水化：

　　水與二氧化硫、三氧化硫、二氧化碳、五氧化二磷等酸性氧化物化合成酸。（能與二氧化硅化合嗎？）

　　水與氧化鈉、氧化鈣等堿性氧化物化合成堿。（氧化鋁、氧化鐵等與水化合嗎？）

　　氨的水合、無水硫酸銅水合（變色，可檢驗液態有機物中是否含水）、濃硫酸吸水、工業酒精用生石灰吸水然后蒸餾以制無水酒精、乙烯水化成乙醇

　　（2）、水解：

　　鹵代烴水解、乙酸乙酯水解、油脂水解（酸性水解或皂化反應）、水與碳化物——電石反應制乙炔、鹽類的水解、氮化物水解、糖類的水解、氫化物——氫化鈉水解

　　3、名稱中帶“水”的'物質

　　（一）、與氫的同位素或氧的價態有關的“水”。

　　蒸餾水—H2O重水—D2O超重水—T2O雙氧水—H2O2

　　（二）、水溶液

　　氨水—（含分子：NH3，H2O，NH3·H2O，含離子：NH4+，OH—，H+）

　　氯水—（含分子：Cl2，H2O，HClO，含離子：H+，Cl-，ClO-，OH-）

　　鹵水—常指海水曬鹽后的母液或粗鹽潮解所得溶液，含NaCl、MgCl2、NaBr等

　　王水—濃硝酸和濃鹽酸的混合物（1∶3）

　　生理鹽水—0、9%的NaCl溶液

　　（三）、其它水銀—Hg水晶——SiO2水煤氣—CO、H2的混合氣、水玻璃—Na2SiO3溶液

　　高中化學的知識點總結 4

　　一、碳酸鈉與碳酸氫鈉

　　1、俗名：Na2CO3（純堿、蘇打）；NaHCO3（小蘇打）

　　2、除雜：CO2（HCl），通入飽和的NaHCO3溶液而不是飽和Na2CO3溶液。

　　3、NaHCO3（少量與過量）與石灰水的反應：命題角度為離子方程式的書寫正誤。

　　4、鑒別：用BaCl2、CaCl2或加熱的方法，不能用石灰水。

　　5、NaHCO3溶液中離子濃度大小的順序問題：因HCO3-水解程度大于電離程度，順序為c（Na+）>c（HCO3-）>c（OH-）>c（H+）>c（CO32-），也有c（CO32-）

　　二、氯化鈉：

　　1、除雜：NaCl的溶解度受溫度的影響不大，而KNO3的溶解度受溫度的影響較大，利用二者的差異情況，進行分離。NaCl（KNO3）：蒸發、結晶、過濾；KNO3（NaCl）：降溫、結晶、過濾。

　　2、氯堿工業：電解飽和的食鹽水，以此為載體，考查電解原理的應用。題目的.突破口為：一是濕潤的淀粉KI試紙變藍，判斷此極為電解池的陽極；二是在電解后的溶液滴入酚酞試液，溶液液變紅，判斷此極為電解池的陰極。

　　3、配制一定物質的量的濃度的溶液：因其是高中化學中的第一個定量實驗，其重要性不言而喻。主要命題角度：一是計算所需的物質的質量；二是儀器的缺失與選擇；三是實驗誤差分析。

　　高中化學的知識點總結 5

　　元素在周期表中的位置由原子結構決定：原子核外的能層數決定元素所在的周期，原子的價電子總數決定元素所在的族。

　　(1)原子的電子層構型和周期的劃分

　　周期是指能層(電子層)相同，按照最高能級組電子數依次增多的順序排列的一行元素。即元素周期表中的一個橫行為一個周期，周期表共有七個周期。同周期元素從左到右(除稀有氣體外)，元素的金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。

　　(2)原子的電子構型和族的'劃分

　　族是指價電子數相同(外圍電子排布相同)，按照電子層數依次增加的順序排列的一列元素。即元素周期表中的一個列為一個族(第Ⅷ族除外)。共有十八個列，十六個族。同主族周期元素從上到下，元素的金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱。

　　(3)原子的電子構型和元素的分區

　　按電子排布可把周期表里的元素劃分成5個區，分別為s區、p區、d區、f區和ds區，除ds區外，區的名稱來自按構造原理最后填入電子的能級的符號。

　　2、元素周期律

　　元素的性質隨著核電荷數的遞增發生周期性的遞變，叫做元素周期律。元素周期律主要體現在核外電子排布、原子半徑、主要化合價、金屬性、非金屬性、第一電離能、電負性等的周期性變化。元素性質的周期性來源于原子外電子層構型的周期性。

　　高中化學的知識點總結 6

　　多元含氧酸具體是幾元酸看酸中H的個數

　　多元酸究竟能電離多少個H+，是要看它結構中有多少個羥基，非羥基的氫是不能電離出來的。如亞磷酸（H3PO3），看上去它有三個H，好像是三元酸，但是它的結構中，是有一個H和一個O分別和中心原子直接相連的，而不構成羥基。構成羥基的O和H只有兩個。因此H3PO3是二元酸。當然，有的還要考慮別的因素，如路易斯酸H3BO3就不能由此來解釋。

　　酸式鹽溶液呈酸性

　　表面上看，“酸”式鹽溶液當然呈酸性啦，其實不然。到底酸式鹽呈什么性，要分情況討論。如果這是強酸的酸式鹽，因為它電離出了大量的H+，而且陰離子不水解，所以強酸的酸式鹽溶液一定呈酸性。而弱酸的酸式鹽，則要比較它電離出H+的能力和陰離子水解的程度了。如果陰離子的水解程度較大（如NaHCO3），則溶液呈堿性；反過來，如果陰離子電離出H+的能力較強（如NaH2PO4），則溶液呈酸性。

　　H2SO4有強氧化性

　　就這么說就不對，只要在前邊加一個“濃”字就對了。濃H2SO4以分子形式存在，它的'氧化性體現在整體的分子上，H2SO4中的S+6易得到電子，所以它有強氧化性。而稀H2SO4（或SO42—）的氧化性幾乎沒有（連H2S也氧化不了），比H2SO3（或SO32—）的氧化性還弱得多。這也體現了低價態非金屬的含氧酸根的氧化性比高價態的強，和HClO與HClO4的酸性強弱比較一樣。所以說H2SO4有強氧化性時必須嚴謹，前面加上“濃”字。

　　書寫離子方程式時不考慮產物之間的反應

　　從解題速度角度考慮，判斷離子方程式的書寫正誤時，可以“四看”：一看產物是否正確；二看電荷是否守恒；三看拆分是否合理；四看是否符合題目限制的條件。從解題思維的深度考慮，用聯系氧化還原反應、復分解反應等化學原理來綜合判斷產物的成分。中學典型反應：低價態鐵的化合物（氧化物、氫氧化物和鹽）與硝酸反應；鐵單質與硝酸反應；+3鐵的化合物與還原性酸如碘化氫溶液的反應等。

　　忽視混合物分離時對反應順序的限制

　　混合物的分離和提純對化學反應原理提出的具體要求是：反應要快、加入的過量試劑確保把雜質除盡、選擇的試劑既不能引入新雜質又要易除去。

　　計算反應熱時忽視晶體的結構

　　計算反應熱時容易忽視晶體的結構，中學常計算共價鍵的原子晶體：1mol金剛石含2mol碳碳鍵，1mol二氧化硅含4mol硅氧鍵。分子晶體：1mol分子所含共價鍵，如1mol乙烷分子含有6mol碳氫鍵和1mol碳碳鍵。

　　對物質的溶解度規律把握不準

　　物質的溶解度變化規律分三類：第一類，溫度升高，溶解度增大，如氯化鉀、硝酸鉀等；第二類，溫度升高，溶解度增大，但是增加的程度小，如氯化鈉；第三類，溫度升高，溶解度減小，如氣體、氫氧化鈉等，有些學生對氣體的溶解度與溫度的關系理解不清。

　　高中化學的知識點總結 7

　　氧化劑、還原劑之間反應規律

　　(1)對于氧化劑來說，同族元素的非金屬原子，它們的最外層電子數相同而電子層數不同時，電子層數越多，原子半徑越大，就越難得電子。因此，它們單質的氧化性就越弱。

　　(2)金屬單質的還原性強弱一般與金屬活動順序相一致。

　　(3)元素處于高價的物質具有氧化性，在一定條件下可與還原劑反應，在生成的新物質中該元素的化合價降低。

　　(4)元素處于低價的物質具有還原性，在一定條件下可與氧化劑反應，在生成的新物質中該元素的化合價升高。

　　(5)稀硫酸與活潑金屬單質反應時，是氧化劑，起氧化作用的是氧化劑，被還原生成H2，濃硫酸是強氧化劑。

　　(6)不論濃硝酸還是稀硝酸都是氧化性極強的強氧化劑，幾乎能與所有的金屬或非金屬發生氧化還原反應，反應時，主要是得到電子被還原成NO2，NO等。一般來說濃硝酸常被還原為NO2，稀硝酸常被還原為NO。

　　(7)變價金屬元素，一般處于最高價時的氧化性最強，隨著化合價降低，其氧化性減弱，還原性增強。

　　氧化劑與還原劑在一定條件下反應時，一般是生成相對弱的還原劑和相對弱的氧化劑，即在適宜的條件下，可用氧化性強的'物質制取氧化性弱的物質，也可用還原性強的物質制取還原性弱的物質。

　　高中化學的知識點總結 8

　　一、俗名

　　無機部分：

　　純堿、蘇打、天然堿、口堿：Ｎa2CO3

　　小蘇打：NaHCO3

　　大蘇打：Na2S2O3

　　石膏（生石膏）：CaSO4.2H2O

　　熟石膏：2CaSO4·.H2O

　　瑩石：CaF2

　　重晶石：BaSO4（無毒）

　　碳銨：NH4HCO3

　　石灰石、大理石：CaCO3

　　生石灰：CaO

　　食鹽：NaCl

　　熟石灰、消石灰：Ca(OH)2

　　芒硝：Na2SO4·7H2O (緩瀉劑)

　　燒堿、火堿、苛性鈉：NaOH

　　綠礬：FeSO4·7H2O

　　干冰：CO2

　　明礬：KAl (SO4)2·12H2O ：Ca (ClO)2 、CaCl2（混和物）

　　瀉鹽：MgSO4·7H2O

　　膽礬、藍礬：CuSO4·5H2O

　　雙氧水：H2O2

　　皓礬：ZnSO4·7H2O

　　硅石、石英：SiO2

　　剛玉：Al2O3

　　水玻璃、泡花堿、礦物膠：Na2SiO3

　　鐵紅、鐵礦：Fe2O3

　　磁鐵礦：Fe3O4

　　黃鐵礦、硫鐵礦：FeS2

　　銅綠、孔雀石：Cu2 (OH)2CO3

　　菱鐵礦：FeCO3

　　赤銅礦：Cu2O

　　波爾多液：Ca (OH)2和CuSO4

　　石硫合劑：Ca (OH)2和S

　　玻璃的主要成分：Na2SiO3、CaSiO3、SiO2

　　過磷酸鈣（主要成分）：Ca (H2PO4)2和CaSO4

　　重過磷酸鈣（主要成分）：Ca (H2PO4)2

　　天然氣、沼氣、坑氣（主要成分）：CH4

　　水煤氣：CO和H2

　　硫酸亞鐵銨（淡藍綠色）：Fe (NH4)2 (SO4)2 溶于水后呈淡綠色

　　光化學煙霧：NO2在光照下產生的一種有毒氣體

　　王水：濃HNO3與濃HCl按體積比1：3混合而成。

　　鋁熱劑：Al + Fe2O3或其它氧化物。

　　尿素：CO（NH2) 2

　　有機部分：

　　氯仿：CHCl3

　　電石：CaC2

　　電石氣：C2H2 (乙炔)

　　酒精、乙醇：C2H5OH

　　氟氯烴：是良好的制冷劑，有毒，但破壞O3層。

　　醋酸：冰醋酸、食醋 CH3COOH

　　裂解氣成分（石油裂化）：烯烴、烷烴、炔烴、H2S、CO2、CO等。

　　甘油、丙三醇：C3H8O3

　　焦爐氣成分（煤干餾）：H2、CH4、乙烯、CO等。

　　石炭酸：苯酚

　　蟻醛：甲醛 HCHO

　　蟻酸：甲酸 HCOOH

　　葡萄糖：C6H12O6

　　果糖：C6H12O6

　　蔗糖：C12H22O11

　　麥芽糖：C12H22O11

　　淀粉：（C6H10O5）n

　　硬脂酸：C17H35COOH

　　油酸：C17H33COOH

　　軟脂酸：C15H31COOH

　　草酸：乙二酸 HOOC—COOH 使藍墨水褪色，強酸性，受熱分解成CO2和水，使KMnO4酸性溶液褪色。

　　二、顏色

　　鐵：鐵粉是黑色的；一整塊的固體鐵是銀白色的。

　　Fe2+——淺綠色

　　Fe3O4——黑色晶體

　　Fe(OH)2——白色沉淀

　　Fe3+——黃色 Fe (OH)3——紅褐色沉淀

　　Fe (SCN)3——血紅色溶液

　　FeO——黑色的粉末

　　Fe (NH4)2(SO4)2——淡藍綠色

　　Fe2O3——紅棕色粉末

　　FeS——黑色固體

　　銅：單質是紫紅色 Cu——藍色

　　CuO——黑色

　　Cu2O——紅色

　　CuSO4（無水）—白色

　　CuSO4·5H2O——藍色

　　Cu2 (OH)2CO3 —綠色

　　Cu(OH)2——藍色

　　[Cu(NH3)4]SO4——深藍色溶液

　　BaSO4 、BaCO3 、Ag2CO3 、CaCO3 、AgCl 、 Mg (OH)2 、三溴苯酚均是白色沉淀

　　Al(OH)3 白色絮狀沉淀

　　H4SiO4（原硅酸）白色膠狀沉淀

　　Cl2、氯水——黃綠色

　　F2——淡黃綠色氣體

　　Br2——深紅棕色液體

　　I2——紫黑色固體

　　HF、HCl、HBr、HI均為無色氣體，在空氣中均形成白霧

　　CCl4——無色的液體，密度大于水，與水不互溶

　　KMnO4--——紫色

　　MnO4-——紫色

　　Na2O2—淡黃色固體

　　Ag3PO4—黃色沉淀

　　S—黃色固體

　　AgBr—淺黃色沉淀

　　AgI—黃色沉淀

　　O3—淡藍色氣體

　　SO2—無色，有剌激性氣味、有毒的氣體

　　SO3—無色固體（沸點44.8 C）

　　品紅溶液——紅色

　　氫氟酸：HF——腐蝕玻璃

　　N2O4、NO——無色氣體

　　NO2——紅棕色氣體

　　NH3——無色、有剌激性氣味氣體

　　三、現象：

　　1、鋁片與鹽酸反應是放熱的，Ba(OH)2與NH4Cl反應是吸熱的；

　　2、Na與H2O（放有酚酞）反應，熔化、浮于水面、轉動、有氣體放出；(熔、浮、游、嘶、紅)

　　3、焰色反應：Na 黃色、K紫色（透過藍色的鈷玻璃）、Cu 綠色、Ca磚紅、Na（黃色）、K（紫色）。

　　4、Cu絲在Cl2中燃燒產生棕色的煙；

　　5、H2在Cl2中燃燒是蒼白色的火焰；

　　6、Na在Cl2中燃燒產生大量的白煙；

　　7、P在Cl2中燃燒產生大量的白色煙霧；

　　8、SO2通入品紅溶液先褪色，加熱后恢復原色；

　　9、NH3與HCl相遇產生大量的白煙；

　　10、鋁箔在氧氣中激烈燃燒產生刺眼的白光；

　　11、鎂條在空氣中燃燒產生刺眼白光，在CO2中燃燒生成白色粉末（MgO），產生黑煙；

　　12、鐵絲在Cl2中燃燒，產生棕色的煙；

　　13、HF腐蝕玻璃：4HF + SiO2 ＝ SiF4 + 2H2O

　　14、Fe(OH)2在空氣中被氧化：由白色變為灰綠最后變為紅褐色；

　　15、在常溫下：Fe、Al 在濃H2SO4和濃HNO3中鈍化；

　　16、向盛有苯酚溶液的試管中滴入FeCl3溶液，溶液呈紫色；苯酚遇空氣呈粉紅色。

　　17、蛋白質遇濃HNO3變黃，被灼燒時有燒焦羽毛氣味；

　　18、在空氣中燃燒：

　　S——微弱的淡藍色火焰

　　H2——淡藍色火焰

　　H2S——淡藍色火焰

　　CO——藍色火焰

　　CH4——明亮并呈藍色的火焰

　　S在O2中燃燒——明亮的藍紫色火焰。紅褐色[Fe(OH)3]

　　19．特征反應現象：白色沉淀[Fe(OH)2]

　　20．淺黃色固體：S或Na2O2或AgBr

　　21．使品紅溶液褪色的氣體：SO2（加熱后又恢復紅色）、Cl2（加熱后不恢復紅色）

　　22．有色溶液：Fe2+（淺綠色）、Fe3+（黃色）、Cu2+（藍色）、MnO4-（紫色）有色固體：紅色（Cu、Cu2O、Fe2O3）、紅褐色[Fe(OH)3] 黑色（CuO、FeO、FeS、CuS、Ag2S、PbS）藍色[Cu(OH)2] 黃色（AgI、Ag3PO4）白色[Fe(0H)2、CaCO3、BaSO4、AgCl、BaSO3] 有色氣體：Cl2（黃綠色）、NO2（紅棕色）空氣

　　四、考試中經常用到的規律：

　　1、溶解性規律——見溶解性表；

　　2、常用酸、堿指示劑的變色范圍：

　　3、陰極（奪電子的能力）：Au3+ >Ag+>Hg2+ >Cu2+ >Pb2+ >Fa2+ >Zn2+ >H+ >Al3+>Mg2+ >Na+ >Ca2+ >K+ 陽極（失電子的能力）：S2- >I- >Br– >Cl- >OH- >含氧酸根

　　注意：若用金屬作陽極，電解時陽極本身發生氧化還原反應（Pt、Au除外）

　　4、雙水解離子方程式的書寫：（1）左邊寫出水解的離子，右邊寫出水解產物；（2）配平：在左邊先配平電荷，再在右邊配平其它原子；（3）H、O不平則在那邊加水。

　　例：當Na2CO3與AlCl3溶液混和時： 3 CO32- + 2Al3+ + 3H2O = 2Al(OH)3↓ + 3CO2↑

　　5、寫電解總反應方程式的方法：（1）分析：反應物、生成物是什么；（2）配平。

　　例：電解KCl溶液：2KCl + 2H2O == H2↑+ Cl2↑+ 2KOH 配平：2KCl + 2H2O == H2↑+ Cl2↑+ 2KOH

　　6、將一個化學反應方程式分寫成二個電極反應的方法：（1）按電子得失寫出二個半反應式；（2）再考慮反應時的環境（酸性或堿性）；（3）使二邊的原子數、電荷數相等。例：蓄電池內的反應為：Pb + PbO2 + 2H2SO4 = 2PbSO4 + 2H2O 試寫出作為原電池(放電)時的電極反應。寫出二個半反應： Pb –2e- → PbSO4 PbO2 +2e- → PbSO4

　　分析：在酸性環境中，補滿其它原子：應為：負極：Pb + SO42- -2e- = PbSO4 正極： PbO2 + 4H+ + SO42- +2e- = PbSO4 + 2H2O

　　7、在解計算題中常用到的恒等：原子恒等、離子恒等、電子恒等、電荷恒等、電量恒等，用到的方法有：質量守恒、差量法、歸一法、極限法、關系法、十字交法和估算法。（非氧化還原反應：原子守恒、電荷平衡、物料平衡用得多，氧化還原反應：電子守恒用得多）

　　8、電子層結構相同的離子，核電荷數越多，離子半徑越小；

　　9、晶體的熔點：原子晶體 >離子晶體 >分子晶體中學學到的原子晶體有： Si、SiC 、SiO2=和金剛石。原子晶體的熔點的比較是以原子半徑為依據的：金剛石 > SiC > Si （因為原子半徑：Si> C> O）.

　　10、分子晶體的熔、沸點：組成和結構相似的物質，分子量越大熔、沸點越高。

　　11、膠體的帶電：一般說來，金屬氫氧化物、金屬氧化物的膠體粒子帶正電，非金屬氧化物、金屬硫化物的膠體粒子帶負電。

　　12、氧化性：MnO4- >Cl2 >Br2 >Fe3+ >I2 >S=4(+4價的S) 例： I2 +SO2 + H2O = H2SO4 + 2HI

　　13、含有Fe3+的溶液一般呈酸性。

　　14、能形成氫鍵的物質：H2O 、NH3 、HF、CH3CH2OH 。

　　15、氨水（乙醇溶液一樣）的密度小于1，濃度越大，密度越小，硫酸的密度大于1，濃度越大，密度越大，98%的`濃硫酸的密度為：1.84g/cm3。

　　16、離子是否共存：（1）是否有沉淀生成、氣體放出；（2）是否有弱電解質生成；（3）是否發生氧化還原反應；（4）是否生成絡離子[Fe(SCN)2、Fe(SCN)3、Ag(NH3)+、[Cu(NH3)4]2+ 等]；（5）是否發生雙水解。

　　17、地殼中：含量最多的金屬元素是— Al 含量最多的非金屬元素是—O HClO4(高氯酸)—是最強的酸。

　　18、熔點最低的金屬是Hg (-38.9C)，；熔點最高的是W（鎢3410c）；密度最小（常見）的是K；密度最大（常見）是Pt。

　　19、雨水的PH值小于5.6時就成為了酸雨。

　　20、有機酸酸性的強弱：乙二酸 >甲酸 >苯甲酸 >乙酸 >碳酸 >苯酚 >HCO3

　　21、有機鑒別時，注意用到水和溴水這二種物質。

　　例：鑒別：乙酸乙酯（不溶于水，浮）、溴苯（不溶于水，沉）、乙醛（與水互溶），則可用水。

　　22、取代反應包括：鹵代、硝化、磺化、鹵代烴水解、酯的水解、酯化反應等；

　　23、最簡式相同的有機物，不論以何種比例混合，只要混和物總質量一定，完全燃燒生成的CO2、H2O及耗O2的量是不變的。恒等于單一成分該質量時產生的CO2、H2O和耗O2量。

　　24、可使溴水褪色的物質如下，但褪色的原因各自不同：烯、炔等不飽和烴（加成褪色）、苯酚（取代褪色）、乙醇、醛、甲酸、草酸、葡萄糖等（發生氧化褪色）、有機溶劑[CCl4、氯仿、溴苯、CS2（密度大于水），烴、苯、苯的同系物、酯（密度小于水）]發生了萃取而褪色。

　　25、能發生銀鏡反應的有：醛、甲酸、甲酸鹽、甲酰銨（HCNH2O）、葡萄溏、果糖、麥芽糖，均可發生銀鏡反應。（也可同Cu(OH)2反應）計算時的關系式一般為：—CHO —— 2Ag 注意：當銀氨溶液足量時，甲醛的氧化特殊： HCHO —— 4Ag ↓ + H2CO3 反應式為：HCHO +4[Ag(NH3)2]OH = (NH4)2CO3 + 4Ag↓ + 6NH3 ↑+ 2H2O

　　26、膠體的聚沉方法：（1）加入電解質；（2）加入電性相反的膠體；（3）加熱。

　　常見的膠體：液溶膠：Fe(OH)3、AgI、牛奶、豆漿、粥等；氣溶膠：霧、云、煙等；固溶膠：有色玻璃、煙水晶等。

　　27、污染大氣氣體：SO2、CO、NO2、NO，其中SO2、NO2形成酸雨。

　　28、環境污染：大氣污染、水污染、土壤污染、食品污染、固體廢棄物污染、噪聲污染。工業三廢：廢渣、廢水、廢氣。

　　29、在室溫（20C）時溶解度在10克以上——易溶；大于1克的——可溶；小于1克的——微溶；小于0.01克的——難溶。

　　30、人體含水約占人體質量的2/3。地面淡水總量不到總水量的1%。當今世界三大礦物燃料是：煤、石油、天然氣。石油主要含C、H地元素。

　　31、生鐵的含C量在：2%——4.3% 鋼的含C量在：0.03%——2% 。粗鹽：是NaCl中含有MgCl2和 CaCl2，因為MgCl2吸水，所以粗鹽易潮解。濃HNO3在空氣中形成白霧。固體NaOH在空氣中易吸水形成溶液。

　　32、氣體溶解度：在一定的壓強和溫度下，1體積水里達到飽和狀態時氣體的體積。

　　高中化學的知識點總結 9

　　第一單元

　　1——原子半徑

　　（1）除第1周期外，其他周期元素（惰性氣體元素除外）的原子半徑隨原子序數的遞增而減小；

　　（2）同一族的元素從上到下，隨電子層數增多，原子半徑增大.

　　2——元素化合價

　　（1）除第1周期外，同周期從左到右，元素最高正價由堿金屬+1遞增到+7，非金屬元素負價由碳族-4遞增到-1（氟無正價，氧無+6價，除外）；

　　（2）同一主族的元素的最高正價、負價均相同

　　(3) 所有單質都顯零價

　　3——單質的熔點

　　（1）同一周期元素隨原子序數的遞增，元素組成的金屬單質的熔點遞增，非金屬單質的熔點遞減；

　　（2）同一族元素從上到下，元素組成的金屬單質的熔點遞減，非金屬單質的熔點遞增

　　4——元素的金屬性與非金屬性（及其判斷）

　　（1）同一周期的元素電子層數相同.因此隨著核電荷數的增加，原子越容易得電子，從左到右金屬性遞減，非金屬性遞增；

　　（2）同一主族元素最外層電子數相同，因此隨著電子層數的增加，原子越容易失電子，從上到下金屬性遞增，非金屬性遞減.

　　判斷金屬性強弱

　　金屬性（還原性） 1，單質從水或酸中置換出氫氣越容易越強

　　2，最高價氧化物的水化物的堿性越強（1—20號，K最強；總體Cs最強最

　　非金屬性（氧化性）1，單質越容易與氫氣反應形成氣態氫化物

　　2，氫化物越穩定

　　3，最高價氧化物的水化物的酸性越強（1—20號，F最強；最體一樣）

　　5——單質的氧化性、還原性

　　一般元素的金屬性越強，其單質的還原性越強，其氧化物的陽離子氧化性越弱；

　　元素的非金屬性越強，其單質的氧化性越強，其簡單陰離子的還原性越弱.

　　推斷元素位置的規律

　　判斷元素在周期表中位置應牢記的規律：

　　（1）元素周期數等于核外電子層數；

　　（2）主族元素的序數等于最外層電子數.

　　陰陽離子的半徑大小辨別規律

　　由于陰離子是電子最外層得到了電子而陽離子是失去了電子

　　6——周期與主族

　　周期：短周期（1—3）；長周期（4—6，6周期中存在鑭系）；不完全周期（7）.

　　主族：ⅠA—ⅦA為主族元素；ⅠB—ⅦB為副族元素（中間包括Ⅷ）；0族（即惰性氣體）

　　所以，總的說來

　　(1) 陽離子半徑原子半徑

　　(3) 陰離子半徑>陽離子半徑

　　(4 對于具有相同核外電子排布的離子，原子序數越大，其離子半徑越小.

　　以上不適合用于稀有氣體!

　　專題一：第二單元

　　一、化學鍵：

　　1，含義：分子或晶體內相鄰原子（或離子）間強烈的相互作用.

　　2，類型，即離子鍵、共價鍵和金屬鍵.

　　離子鍵是由異性電荷產生的吸引作用，例如氯和鈉以離子鍵結合成NaCl.

　　1，使陰、陽離子結合的靜電作用

　　2，成鍵微粒：陰、陽離子

　　3，形成離子鍵：a活潑金屬和活潑非金屬

　　b部分鹽（Nacl、NH4cl、BaCo3等）

　　c強堿（NaOH、KOH）

　　d活潑金屬氧化物、過氧化物

　　4，證明離子化合物：熔融狀態下能導電

　　共價鍵是兩個或幾個原子通過共用電子（1，共用電子對對數=元素化合價的絕對值

　　2，有共價鍵的化合物不一定是共價化合物）

　　對產生的吸引作用，典型的共價鍵是兩個原子借吸引一對成鍵電子而形成的例如，兩個氫核同時吸引一對電子，形成穩定的氫分子.

　　1，共價分子電子式的表示，P13

　　2，共價分子結構式的表示

　　3，共價分子球棍模型（H2O—折現型、NH3—三角錐形、CH4—正四面體）

　　4，共價分子比例模型

　　補充：碳原子通常與其他原子以共價鍵結合

　　乙烷（C—C單鍵）

　　乙烯（C—C雙鍵）

　　乙炔（C—C三鍵）

　　金屬鍵則是使金屬原子結合在一起的相互作用，可以看成是高度離域的共價鍵.

　　二、分子間作用力（即范德華力）

　　1，特點：a存在于共價化合物中

　　b化學鍵弱的多

　　c影響熔沸點和溶解性——對于組成和結構相似的分子，其范德華力一般隨著相對分子質量的增大而增大.即熔沸點也增大（特例：HF、NH3、H2O）

　　三、氫鍵

　　1，存在元素：O（H2O）、N（NH3）、F（HF）

　　2，特點：比范德華力強，比化學鍵弱

　　補充：水無論什么狀態氫鍵都存在

　　專題一：第三單元

　　一，同素異形（一定為單質）

　　1，碳元素（金剛石、石墨）

　　氧元素（O2、O3）

　　磷元素（白磷、紅磷）

　　2，同素異形體之間的轉換——為化學變化

　　二，同分異構（一定為化合物或有機物）

　　分子式相同，分子結構不同，性質也不同

　　1，C4H10（正丁烷、異丁烷）

　　2，C2H6(乙醇、二甲醚)

　　三，晶體分類

　　離子晶體：陰、陽離子有規律排列

　　1，離子化合物（KNO3、NaOH）

　　2，NaCl分子

　　3，作用力為離子間作用力

　　分子晶體：由分子構成的物質所形成的晶體

　　1，共價化合物（CO2、H2O）

　　2，共價單質（H2、O2、S、I2、P4）

　　3，稀有氣體（He、Ne）

　　原子晶體：不存在單個分子

　　1，石英（SiO2）、金剛石、晶體硅（Si）

　　金屬晶體：一切金屬

　　總結：熔點、硬度——原子晶體>離子晶體>分子晶體

　　專題二：第一單元

　　一、反應速率

　　1，影響因素：反應物性質（內因）、濃度（正比）、溫度（正比）、壓強（正比）、反應面積、固體反應物顆粒大小

　　二、反應限度（可逆反應）

　　化學平衡：正反應速率和逆反應速率相等，反應物和生成物的濃度不再變化，到達平衡.

　　專題二：第二單元

　　一、熱量變化

　　常見放熱反應：1，酸堿中和

　　2，所有燃燒反應

　　3，金屬和酸反應

　　4，大多數的化合反應

　　5，濃硫酸等溶解

　　常見吸熱反應：1，CO2+C====2CO

　　2，H2O+C====CO+H2（水煤氣）

　　3，Ba(OH)2晶體與NH4Cl反應

　　4，大多數分解反應

　　5，硝酸銨的溶解

　　熱化學方程式；注意事項5

　　二、燃料燃燒釋放熱量

　　專題二：第三單元

　　一、化學能→電能（原電池、燃料電池）

　　1，判斷正負極：較活潑的為負極，失去電子，化合價升高，為氧化反應，陰離子在負極

　　2，正極：電解質中的陽離子向正極移動，得到電子，生成新物質

　　3，正負極相加=總反應方程式

　　4，吸氧腐蝕

　　A中性溶液（水）

　　B有氧氣

　　Fe和C→正極：2H2O+O2+4e—====4OH—

　　補充：形成原電池條件

　　1，有自發的氧化反應

　　2，兩個活潑性不同的電極

　　3，同時與電解質接觸

　　4，形成閉合回路

　　二、化學電源

　　1，氫氧燃料電池

　　陰極：2H++2e—===H2

　　陽極：4OH——4e—===O2+2H2O

　　2，常見化學電源

　　銀鋅紐扣電池

　　負極：

　　正極：

　　鉛蓄電池

　　負極：

　　正極：

　　三、電能→化學能

　　1，判斷陰陽極：先判斷正負極，正極對陽極（發生氧化反應），負極對陰極

　　2，陽離子向陰極，陰離子向陽極（異性相吸）

　　補充：電解池形成條件

　　1，兩個電極

　　2，電解質溶液

　　3，直流電源

　　4，構成閉合電路

　　第一章物質結構元素周期律

　　1. 原子結構：如：的質子數與質量數，中子數，電子數之間的關系

　　2. 元素周期表和周期律

　　（1）元素周期表的結構

　　A. 周期序數＝電子層數

　　B. 原子序數＝質子數

　　C. 主族序數＝最外層電子數＝元素的最高正價數

　　D. 主族非金屬元素的負化合價數＝8－主族序數

　　E. 周期表結構

　　（2）元素周期律（重點）

　　A. 元素的金屬性和非金屬性強弱的比較（難點）

　　a. 單質與水或酸反應置換氫的難易或與氫化合的難易及氣態氫化物的穩定性

　　b. 最高價氧化物的水化物的堿性或酸性強弱

　　c. 單質的還原性或氧化性的強弱

　　（注意：單質與相應離子的性質的變化規律相反）

　　B. 元素性質隨周期和族的變化規律

　　a. 同一周期，從左到右，元素的金屬性逐漸變弱

　　b. 同一周期，從左到右，元素的非金屬性逐漸增強

　　c. 同一主族，從上到下，元素的金屬性逐漸增強

　　d. 同一主族，從上到下，元素的非金屬性逐漸減弱

　　C. 第三周期元素的變化規律和堿金屬族和鹵族元素的變化規律（包括物理、化學性質）

　　D. 微粒半徑大小的比較規律：

　　a. 原子與原子 b. 原子與其離子 c. 電子層結構相同的離子

　　（3）元素周期律的應用（重難點）

　　A. “位，構，性”三者之間的關系

　　a. 原子結構決定元素在元素周期表中的位置

　　b. 原子結構決定元素的化學性質

　　c. 以位置推測原子結構和元素性質

　　B. 預測新元素及其性質

　　3. 化學鍵（重點）

　　（1）離子鍵：

　　A. 相關概念：

　　B. 離子化合物：大多數鹽、強堿、典型金屬氧化物

　　C. 離子化合物形成過程的'電子式的表示（難點）

　　（AB， A2B，AB2， NaOH，Na2O2，NH4Cl，O22-，NH4+）

　　（2）共價鍵：

　　A. 相關概念：

　　B. 共價化合物：只有非金屬的化合物（除了銨鹽）

　　C. 共價化合物形成過程的電子式的表示（難點）

　　（NH3，CH4，CO2，HClO，H2O2）

　　D 極性鍵與非極性鍵

　　（3）化學鍵的概念和化學反應的本質：

　　第二章化學反應與能量

　　1. 化學能與熱能

　　（1）化學反應中能量變化的主要原因：化學鍵的斷裂和形成

　　（2）化學反應吸收能量或放出能量的決定因素：反應物和生成物的總能量的相對大小

　　a. 吸熱反應：反應物的總能量小于生成物的總能量

　　b. 放熱反應：反應物的總能量大于生成物的總能量

　　（3）化學反應的一大特征：化學反應的過程中總是伴隨著能量變化，通常表現為熱量變化

　　練習：

　　氫氣在氧氣中燃燒產生藍色火焰，在反應中，破壞1molH－H鍵消耗的能量為Q1kJ，破壞1molO ＝ O鍵消耗的能量為Q2kJ，形成1molH－O鍵釋放的能量為Q3kJ.下列關系式中正確的是（ B ）

　　A.2Q1+Q2>4Q3 B.2Q1+Q2

　　高中化學的知識點總結 10

　　一、阿伏加德羅定律

　　1、內容

　　在同溫同壓下，同體積的氣體含有相同的分子數。即“三同”定“一同”。

　　2、推論

　　（1）同溫同壓下，V1/V2=n1/n2

　　（2）同溫同體積時，p1/p2=n1/n2=N1/N2

　　（3）同溫同壓等質量時，V1/V2=M2/M1

　　（4）同溫同壓同體積時，M1/M2=ρ1/ρ2

　　注意：

　　①阿伏加德羅定律也適用于不反應的混合氣體。

　　②使用氣態方程PV=nRT有助于理解上述推論。

　　3、阿伏加德羅常數這類題的解法

　　①狀況條件：考查氣體時經常給非標準狀況如常溫常壓下，1、01×105Pa、25℃時等。

　　②物質狀態：考查氣體摩爾體積時，常用在標準狀況下非氣態的物質來迷惑考生，如H2O、SO3、已烷、辛烷、CHCl3等。

　　③物質結構和晶體結構：考查一定物質的量的物質中含有多少微粒（分子、原子、電子、質子、中子等）時常涉及希有氣體He、Ne等為單原子組成和膠體粒子，Cl2、N2、O2、H2為雙原子分子等。晶體結構：P4、金剛石、石墨、二氧化硅等結構。

　　二、離子共存

　　1、由于發生復分解反應，離子不能大量共存。

　　（1）有氣體產生。

　　如CO32-、SO32-、S2-、HCO3-、HSO3-、HS-等易揮發的弱酸的.酸根與H+不能大量共存。

　　（2）有沉淀生成。

　　如Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能與SO42-、CO32-等大量共存；Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能與OH-大量共存；Pb2+與Cl-，Fe2+與S2-、Ca2+與PO43-、Ag+與I-不能大量共存。

　　（3）有弱電解質生成。

　　如OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、CN-、C17H35COO-、等與H+不能大量共存；一些酸式弱酸根如HCO3-、HPO42-、HS-、H2PO4-、HSO3-不能與OH-大量共存；NH4+與OH-不能大量共存。

　　（4）一些容易發生水解的離子，在溶液中的存在是有條件的。

　　如AlO2-、S2-、CO32-、C6H5O-等必須在堿性條件下才能在溶液中存在；如Fe3+、Al3+等必須在酸性條件下才能在溶液中存在。這兩類離子不能同時存在在同一溶液中，即離子間能發生“雙水解”反應。如3AlO2-+3Al3++6H2O=4Al（OH）3↓等。

　　2、由于發生氧化還原反應，離子不能大量共存。

　　（1）具有較強還原性的離子不能與具有較強氧化性的離子大量共存。如S2-、HS-、SO32-、I-和Fe3+不能大量共存。

　　（2）在酸性或堿性的介質中由于發生氧化還原反應而不能大量共存。如MnO4-、Cr2O7-、NO3-、ClO-與S2-、HS-、SO32-、HSO3-、I-、Fe2+等不能大量共存；SO32-和S2-在堿性條件下可以共存，但在酸性條件下則由于發生2S2-+SO32-+6H+=3S↓+3H2O反應不能共在。H+與S2O32-不能大量共存。

　　3、能水解的陽離子跟能水解的陰離子在水溶液中不能大量共存（雙水解）。

　　例：Al3+和HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-等；Fe3+與CO32-、HCO3-、AlO2-、ClO-等不能大量共存。

　　4、溶液中能發生絡合反應的離子不能大量共存。

　　如Fe3+與SCN-不能大量共存；

　　5、審題時應注意題中給出的附加條件。

　　①酸性溶液（H+）、堿性溶液（OH-）、能在加入鋁粉后放出可燃氣體的溶液、由水電離出的H+或OH-=1×10-10mol/L的溶液等。

　　②有色離子MnO4-，Fe3+，Fe2+，Cu2+。

　　③MnO4-，NO3-等在酸性條件下具有強氧化性。

　　④S2O32-在酸性條件下發生氧化還原反應：S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O

　　⑤注意題目要求“大量共存”還是“不能大量共存”。

　　6、審題時還應特別注意以下幾點：

　　（1）注意溶液的酸性對離子間發生氧化還原反應的影響。如：Fe2+與NO3-能共存，但在強酸性條件下（即Fe2+、NO3-、H+相遇）不能共存；MnO4-與Cl-在強酸性條件下也不能共存；S2-與SO32-在鈉、鉀鹽時可共存，但在酸性條件下則不能共存。

　　（2）酸式鹽的含氫弱酸根離子不能與強堿（OH-）、強酸（H+）共存。

　　如HCO3-+OH-=CO32-+H2O（HCO3-遇堿時進一步電離）；HCO3-+H+=CO2↑+H2O

　　三、離子方程式書寫的基本規律要求

　　（1）合事實：離子反應要符合客觀事實，不可臆造產物及反應。

　　（2）式正確：化學式與離子符號使用正確合理。

　　（3）號實際：“=”“ ”“→”“↑”“↓”等符號符合實際。

　　（4）兩守恒：兩邊原子數、電荷數必須守恒（氧化還原反應離子方程式中氧化劑得電子總數與還原劑失電子總數要相等）。

　　（5）明類型：分清類型，注意少量、過量等。

　　（6）檢查細：結合書寫離子方程式過程中易出現的錯誤，細心檢查。

　　四、氧化性、還原性強弱的判斷

　　（1）根據元素的化合價

　　物質中元素具有最高價，該元素只有氧化性；物質中元素具有最低價，該元素只有還原性；物質中元素具有中間價，該元素既有氧化性又有還原性。對于同一種元素，價態越高，其氧化性就越強；價態越低，其還原性就越強。

　　（2）根據氧化還原反應方程式

　　在同一氧化還原反應中，氧化性：氧化劑>氧化產物

　　還原性：還原劑>還原產物

　　氧化劑的氧化性越強，則其對應的還原產物的還原性就越弱；還原劑的還原性越強，則其對應的氧化產物的氧化性就越弱。

　　（3）根據反應的難易程度

　　注意：①氧化還原性的強弱只與該原子得失電子的難易程度有關，而與得失電子數目的多少無關。得電子能力越強，其氧化性就越強；失電子能力越強，其還原性就越強。

　　②同一元素相鄰價態間不發生氧化還原反應。

　　常見氧化劑：

　　①活潑的非金屬，如Cl2、Br2、O2等；

　　②元素（如Mn等）處于高化合價的氧化物，如MnO2、KMnO4等；

　　③元素（如S、N等）處于高化合價時的含氧酸，如濃H2SO4、HNO3等；

　　④元素（如Mn、Cl、Fe等）處于高化合價時的鹽，如KMnO4、KClO3、FeCl3、K2Cr2O7；

　　⑤過氧化物，如Na2O2、H2O2等。

　　高中化學的知識點總結 11

　　1、最簡單的有機化合物甲烷

　　氧化反應CH4(g)+2O2(g)→CO2(g)+2H2O(l)

　　取代反應CH4+Cl2(g)→CH3Cl+HCl

　　烷烴的通式：CnH2n+2n≤4為氣體、所有1-4個碳內的烴為氣體，都難溶于水，比水輕

　　碳原子數在十以下的，依次用甲、乙、丙、丁、戊、己、庚、辛、壬、癸

　　同系物：結構相似，在分子組成上相差一個或若干個CH2原子團的物質互稱為同系物

　　同分異構體：具有同分異構現象的化合物互稱為同分異構

　　同素異形體：同種元素形成不同的單質

　　同位素：相同的質子數不同的中子數的同一類元素的原子

　　2、來自石油和煤的兩種重要化工原料

　　乙烯C2H4(含不飽和的C=C雙鍵，能使KMnO4溶液和溴的溶液褪色)

　　氧化反應2C2H4+3O2→2CO2+2H2O

　　加成反應CH2=CH2+Br2→CH2Br-CH2Br(先斷后接，變內接為外接)

　　加聚反應nCH2=CH2→[CH2-CH2]n(高分子化合物，難降解，白色污染)

　　石油化工最重要的基本原料，植物生長調節劑和果實的催熟劑，

　　乙烯的產量是衡量國家石油化工發展水平的標志

　　苯是一種無色、有特殊氣味的液體，有毒，不溶于水，良好的有機溶劑

　　苯的結構特點：苯分子中的碳碳鍵是介于單鍵和雙鍵之間的一種獨特的鍵

　　氧化反應2C6H6+15O2→12CO2+6H2O

　　取代反應溴代反應+Br2→-Br+HBr

　　硝化反應+HNO3→-NO2+H2O

　　加成反應+3H2→

　　3、生活中兩種常見的有機物

　　乙醇

　　物理性質：無色、透明，具有特殊香味的液體，密度小于水沸點低于水，易揮發。

　　良好的有機溶劑，溶解多種有機物和無機物，與水以任意比互溶，醇官能團為羥基-OH

　　與金屬鈉的反應2CH3CH2OH+Na→2CH3CHONa+H2

　　氧化反應

　　完全氧化CH3CH2OH+3O2→2CO2+3H2O

　　不完全氧化2CH3CH2OH+O2→2CH3CHO+2H2O(Cu作催化劑)

　　乙酸CH3COOH官能團：羧基-COOH無水乙酸又稱冰乙酸或冰醋酸。

　　弱酸性，比碳酸強CH3COOH+NaOH→CH3COONa+H2O2CH3COOH+CaCO3→Ca(CH3COO)2+H2O+CO2↑

　　酯化反應醇與酸作用生成酯和水的反應稱為酯化反應。

　　原理酸脫羥基醇脫氫。

　　CH3COOH+C2H5OH→CH3COOC2H5+H2O

　　4、基本營養物質

　　糖類：是綠色植物光合作用的產物，是動植物所需能量的重要來源。又叫碳水化合物

　　單糖C6H12O6葡萄糖多羥基醛CH2OH-CHOH-CHOH-CHOH-CHOH-CHO

　　果糖多羥基

　　雙糖C12H22O11蔗糖無醛基水解生成一分子葡萄糖和一分子果糖:

　　麥芽糖有醛基水解生成兩分子葡萄糖

　　多糖(C6H10O5)n淀粉無醛基n不同不是同分異構遇碘變藍水解最終產物為葡萄糖

　　纖維素無醛基

　　油脂：比水輕(密度在之間)，不溶于水。是產生能量的營養物質

　　植物油C17H33-較多，不飽和液態油脂水解產物為高級脂肪酸和丙三醇(甘油)，油脂在堿性條件下的水解反應叫皂化反應

　　脂肪C17H35、C15H31較多固態

　　蛋白質是由多種氨基酸脫水縮合而成的天然高分子化合物

　　蛋白質水解產物是氨基酸，人體必需的氨基酸有8種，非必需的氨基酸有12種

　　蛋白質的性質

　　鹽析：提純變性：失去生理活性顯色反應：加濃顯灼燒：呈焦羽毛味

　　誤服重金屬鹽：服用含豐富蛋白質的新鮮牛奶或豆漿

　　主要用途：組成細胞的基礎物質、人類營養物質、工業上有廣泛應用、酶是特殊蛋白質

　　1、各類有機物的通式、及主要化學性質

　　烷烴CnH2n+2僅含C—C鍵與鹵素等發生取代反應、熱分解、不與高錳酸鉀、溴水、強酸強堿反應

　　烯烴CnH2n含C==C鍵與鹵素等發生加成反應、與高錳酸鉀發生氧化反應、聚合反應、加聚反應

　　炔烴CnH2n-2含C≡C鍵與鹵素等發生加成反應、與高錳酸鉀發生氧化反應、聚合反應

　　苯(芳香烴)CnH2n-6與鹵素等發生取代反應、與氫氣等發生加成反應

　　(甲苯、乙苯等苯的同系物可以與高錳酸鉀發生氧化反應)

　　鹵代烴：CnH2n+1X

　　醇：CnH2n+1OH或CnH2n+2O有機化合物的性質，主要抓官能團的特性，比如，醇類中，醇羥基的性質：1.可以與金屬鈉等反應產生氫氣，2.可以發生消去反應，注意，羥基鄰位碳原子上必須要有氫原子，3.可以被氧氣催化氧化，連有羥基的碳原子上必要有氫原子。4.與羧酸發生酯化反應。5.可以與氫鹵素酸發生取代反應。6.醇分子之間可以發生取代反應生成醚。

　　苯酚：遇到FeCl3溶液顯紫色醛：CnH2nO羧酸：CnH2nO2酯：CnH2nO2

　　2、取代反應包括：鹵代、硝化、鹵代烴水解、酯的水解、酯化反應等;

　　3、最簡式相同的有機物：不論以何種比例混合，只要混和物總質量一定，完全燃燒生成的CO2、H2O及耗O2的量是不變的。恒等于單一成分該質量時產生的CO2、H2O和耗O2量。

　　4、可使溴水褪色的物質：如下，但褪色的原因各自不同：

　　烯、炔等不飽和烴(加成褪色)、苯酚(取代褪色)、醛(發生氧化褪色)、有機溶劑[CCl4、氯仿、溴苯(密度大于水)，烴、苯、苯的同系物、酯(密度小于水)]發生了萃取而褪色。較強的無機還原劑(如SO2、KI、FeSO4等)(氧化還原反應)

　　5.能使高錳酸鉀酸性溶液褪色的物質有：

　　(1)含有碳碳雙鍵、碳碳叁鍵的烴和烴的衍生物、苯的同系物

　　(2)含有羥基的化合物如醇和酚類物質

　　(3)含有醛基的化合物

　　(4)具有還原性的無機物(如SO2、FeSO4、KI、HCl、H2O2

　　6.能與Na反應的有機物有：醇、酚、羧酸等——凡含羥基的化合物

　　7、能與NaOH溶液發生反應的有機物：

　　(1)酚：(2)羧酸：(3)鹵代烴(水溶液：水解;醇溶液：消去)

　　(4)酯：(水解，不加熱反應慢，加熱反應快)(5)蛋白質(水解)

　　8.能發生水解反應的物質有：鹵代烴、酯(油脂)、二糖、多糖、蛋白質(肽)、鹽

　　9.能發生銀鏡反應的有：醛、甲酸、甲酸某酯、葡萄糖、麥芽糖(也可同Cu(OH)2反應)。計算時的關系式一般為：—CHO——2Ag

　　注意：當銀氨溶液足量時，甲醛的氧化特殊：HCHO——4Ag↓+H2CO3

　　反應式為：HCHO+4[Ag(NH3)2]OH=(NH4)2CO3+4Ag↓+6NH3↑+211.

　　10.常溫下為氣體的有機物有：

　　分子中含有碳原子數小于或等于4的烴(新戊烷例外)、一氯甲烷、甲醛。

　　11.濃H2SO4、加熱條件下發生的反應有：

　　苯及苯的同系物的硝化、磺化、醇的脫水反應、酯化反應、纖維素的水解

　　12、需水浴加熱的反應有：

　　(1)、銀鏡反應(2)、乙酸乙酯的水解(3)苯的硝化(4)糖的水解

　　凡是在不高于100℃的條件下反應，均可用水浴加熱。

　　13.解推斷題的特點是：抓住問題的突破口，即抓住特征條件(即特殊性質或特征反應)，如苯酚與濃溴水的反應和顯色反應，醛基的氧化反應等。但有機物的特征條件不多，因此還應抓住題給的關系條件和類別條件。關系條件能告訴有機物間的聯系，如A氧化為B，B氧化為C，則A、B、C必為醇、醛，羧酸類;又如烯、醇、醛、酸、酯的有機物的衍變關系，能給你一個整體概念。

　　14.烯烴加成烷取代，衍生物看官能團。

　　去氫加氧叫氧化，去氧加氫叫還原。

　　醇類氧化變醛，醛類氧化變羧酸。

　　光照鹵代在側鏈，催化鹵代在苯環

　　1.需水浴加熱的反應有：

　　(1)、銀鏡反應(2)、乙酸乙酯的水解(3)苯的硝化(4)糖的水解

　　(5)、酚醛樹脂的制取(6)固體溶解度的測定

　　凡是在不高于100℃的條件下反應，均可用水浴加熱，其優點：溫度變化平穩，不會大起大落，有利于反應的進行。

　　2.需用溫度計的實驗有：

　　(1)、實驗室制乙烯(170℃)(2)、蒸餾(3)、固體溶解度的'測定

　　(4)、乙酸乙酯的水解(70-80℃)(5)、中和熱的測定

　　(6)制硝基苯(50-60℃)

　　〔說明〕：(1)凡需要準確控制溫度者均需用溫度計。(2)注意溫度計水銀球的位置。

　　3.能與Na反應的有機物有：醇、酚、羧酸等——凡含羥基的化合物。

　　4.能發生銀鏡反應的物質有：

　　醛、甲酸、甲酸鹽、甲酸酯、葡萄糖、麥芽糖——凡含醛基的物質。

　　5.能使高錳酸鉀酸性溶液褪色的物質有：

　　(1)含有碳碳雙鍵、碳碳叁鍵的烴和烴的衍生物、苯的同系物

　　(2)含有羥基的化合物如醇和酚類物質

　　(3)含有醛基的化合物

　　(4)具有還原性的無機物(如SO2、FeSO4、KI、HCl、H2O2等)

　　6.能使溴水褪色的物質有：

　　(1)含有碳碳雙鍵和碳碳叁鍵的烴和烴的衍生物(加成)

　　(2)苯酚等酚類物質(取代)

　　(3)含醛基物質(氧化)

　　(4)堿性物質(如NaOH、Na2CO3)(氧化還原――歧化反應)

　　(5)較強的無機還原劑(如SO2、KI、FeSO4等)(氧化)

　　(6)有機溶劑(如苯和苯的同系物、四氯甲烷、汽油、已烷等，屬于萃取，使水層褪色而有機層呈橙紅色。)

　　7.密度比水大的液體有機物有：溴乙烷、溴苯、硝基苯、四氯化碳等。

　　8、密度比水小的液體有機物有：烴、大多數酯、一氯烷烴。

　　9.能發生水解反應的物質有

　　鹵代烴、酯(油脂)、二糖、多糖、蛋白質(肽)、鹽。

　　10.不溶于水的有機物有：

　　烴、鹵代烴、酯、淀粉、纖維素

　　11.常溫下為氣體的有機物有：

　　分子中含有碳原子數小于或等于4的烴(新戊烷例外)、一氯甲烷、甲醛。

　　12.濃硫酸、加熱條件下發生的反應有：

　　苯及苯的同系物的硝化、磺化、醇的脫水反應、酯化反應、纖維素的水解

　　13.能被氧化的物質有：

　　含有碳碳雙鍵或碳碳叁鍵的不飽和化合物(KMnO4)、苯的同系物、醇、醛、酚。大多數有機物都可以燃燒，燃燒都是被氧氣氧化。

　　14.顯酸性的有機物有：含有酚羥基和羧基的化合物。

　　15.能使蛋白質變性的物質有：強酸、強堿、重金屬鹽、甲醛、苯酚、強氧化劑、濃的酒精、雙氧水、碘酒、三氯乙酸等。

　　16.既能與酸又能與堿反應的有機物：具有酸、堿雙官能團的有機物(氨基酸、蛋白質等)

　　17.能與NaOH溶液發生反應的有機物：

　　(1)酚：

　　(2)羧酸：

　　(3)鹵代烴(水溶液：水解;醇溶液：消去)

　　(4)酯：(水解，不加熱反應慢，加熱反應快)

　　(5)蛋白質(水解)

　　高中化學的知識點總結 12

　　反應熱焓變

　　1、定義：化學反應過程中放出或吸收的熱量叫做化學反應的反應熱.在恒溫、恒壓的條件下，化學反應過程中所吸收或釋放的熱量稱為反應的焓變。

　　2、符號：△H

　　3、單位：kJ·mol-1

　　4、規定：吸熱反應:△H

　　>0或者值為“+”，放熱反應:△H<0或者值為“-”

　　常見的放熱反應和吸熱反應

　　放熱反應

　　吸熱反應

　　燃料的燃燒C+CO2，H2+CuO

　　酸堿中和反應C+H2O

　　金屬與酸Ba(OH)2.8H2O+NH4Cl

　　大多數化合反應CaCO3高溫分解

　　大多數分解反應

　　小結：

　　1、化學鍵斷裂，吸收能量;

　　化學鍵生成，放出能量

　　2、反應物總能量大于生成物總能量，放熱反應，體系能量降低，△H為“-”或小于0

　　反應物總能量小于生成物總能量，吸熱反應，體系能量升高，△H為“+”或大于0

　　3、反應熱

　　數值上等于生成物分子形成時所釋放的總能量與反應物分子斷裂時所吸收的總能量之差高二化學反應原理知識2

　　熱化學方程式

　　1.概念:表示化學反應中放出或吸收的熱量的化學方程式.

　　2.意義:既能表示化學反應中的物質變化，又能表示化學反應中的能量變化.

　　[總結]書寫熱化學方程式注意事項:

　　(1)反應物和生成物要標明其聚集狀態，用g、l、s分別代表氣態、液態、固態。

　　(2)方程式右端用△H標明恒壓條件下反應放出或吸收的熱量，放熱為負，吸熱為正。

　　(3)熱化學方程式中各物質前的化學計量數不表示分子個數，只表示物質的量，因此可以是整數或分數。

　　(4)對于相同物質的'反應，當化學計量數不同時，其△H也不同，即△H的值與計量數成正比，當化學反應逆向進行時，數值不變，符號相反。

　　高二化學反應原理知識3

　　蓋斯定律：不管化學反應是一步完成或分幾步完成，其反應熱是相同的。

　　化學反應的焓變(ΔH)只與反應體系的始態和終態有關，而與反應的途徑無關。

　　總結規律：若多步化學反應相加可得到新的化學反應，則新反應的反應熱即為上述多步反應的反應熱之和。

　　注意：

　　1、計量數的變化與反應熱數值的變化要對應

　　2、反應方向發生改變反應熱的符號也要改變

　　反應熱計算的常見題型：

　　1、化學反應中物質的量的變化與反應能量變化的定量計算。

　　2、理論推算反應熱：

　　依據：物質變化決定能量變化

　　(1)蓋斯定律設計合理路徑

　　路徑1總能量變化等于路徑2總能量變化(2)通過已知熱化學方程式的相加，得出新的熱化學方程式：

　　物質的疊加，反應熱的疊加

　　小結：

　　a：若某化學反應從始態(S)到終態(L)其反應熱為△H，而從終態(L)到始態(S)的反應熱為△H’，這兩者和為0。

　　即△H+△H’=0

　　b：若某一化學反應可分為多步進行，則其總反應熱為各步反應的反應熱之和。

　　即△H=△H1+△H2+△H3+……

　　c：若多步化學反應相加可得到新的化學反應，則新反應的反應熱即為上述多步反應的反應熱之和。

　　高中化學的知識點總結 13

　　離子反應

　　1、離子反應發生的條件

　　（1）生成沉淀

　　既有溶液中的離子直接結合為沉淀，又有沉淀的轉化。

　　（2）生成弱電解質

　　主要是H+與弱酸根生成弱酸，或OH-與弱堿陽離子生成弱堿，或H+與OH-生成H2O。

　　（3）生成氣體

　　生成弱酸時，很多弱酸能分解生成氣體。

　　（4）發生氧化還原反應

　　強氧化性的離子與強還原性離子易發生氧化還原反應，且大多在酸性條件下發生。

　　2、離子反應能否進行的理論判據

　　（1）根據焓變與熵變判據

　　對ΔH-TΔS<0的離子反應，室溫下都能自發進行。

　　（2）根據平衡常數判據

　　離子反應的平衡常數很大時，表明反應的趨勢很大。

　　3、離子反應的應用

　　（1）判斷溶液中離子能否大量共存

　　相互間能發生反應的離子不能大量共存，注意題目中的隱含條件。

　　（2）用于物質的定性檢驗

　　根據離子的特性反應，主要是沉淀的顏色或氣體的生成，定性檢驗特征性離子。

　　（3）用于離子的定量計算

　　常見的有酸堿中和滴定法、氧化還原滴定法。

　　（4）生活中常見的離子反應。

　　硬水的形成及軟化涉及到的離子反應較多，主要有：

　　Ca2+、Mg2+的形成。

　　CaCO3+CO2+H2O=Ca2++2HCO3-

　　MgCO3+CO2+H2O=Mg2++2HCO3-

　　加熱煮沸法降低水的硬度：

　　Ca2++2HCO3-=CaCO3↓+CO2↑+H2O

　　Mg2++2HCO3-=MgCO3↓+CO2↑+H2O

　　或加入Na2CO3軟化硬水：

　　Ca2++CO32-=CaCO3↓，Mg2++CO32-=MgCO3↓

　　淀溶解平衡

　　1、沉淀溶解平衡與溶度積

　　（1）概念

　　當固體溶于水時，固體溶于水的.速率和離子結合為固體的速率相等時，固體的溶解與沉淀的生成達到平衡狀態，稱為沉淀溶解平衡。其平衡常數叫做溶度積常數，簡稱溶度積，用Ksp表示。

　　PbI2（s）Pb2+（aq）+2I-（aq）

　　Ksp=[Pb2+][I-]2=7.1×10-9mol3·L-3

　　（2）溶度積Ksp的特點

　　Ksp只與難溶電解質的性質和溫度有關，與沉淀的量無關，且溶液中離子濃度的變化能引起平衡移動，但并不改變溶度積。

　　Ksp反映了難溶電解質在水中的溶解能力。

　　2、沉淀溶解平衡的應用

　　（1）沉淀的溶解與生成

　　根據濃度商Qc與溶度積Ksp的大小比較，規則如下：

　　Qc=Ksp時，處于沉淀溶解平衡狀態。

　　Qc>Ksp時，溶液中的離子結合為沉淀至平衡。

　　（2）沉淀的轉化

　　根據溶度積的大小，可以將溶度積大的沉淀可轉化為溶度積更小的沉淀，這叫做沉淀的轉化。沉淀轉化實質為沉淀溶解平衡的移動。

　　電解

　　1、電解的原理

　　（1）電解的概念：

　　在直流電作用下，電解質在兩上電極上分別發生氧化反應和還原反應的過程叫做電解。電能轉化為化學能的裝置叫做電解池。

　　（2）電極反應：以電解熔融的NaCl為例：

　　陽極：與電源正極相連的電極稱為陽極，陽極發生氧化反應：2Cl-→Cl2↑+2e-。

　　陰極：與電源負極相連的電極稱為陰極，陰極發生還原反應：Na++e-→Na。

　　總方程式：2NaCl（熔）=（電解）2Na+Cl2↑

　　2、電解原理的應用

　　（1）電解食鹽水制備燒堿、氯氣和氫氣。

　　陽極：2Cl-→Cl2+2e-

　　陰極：2H++e-→H2↑

　　（2）銅的電解精煉。

　　粗銅（含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt）為陽極，精銅為陰極，CuSO4溶液為電解質溶液。

　　陽極反應：Cu→Cu2++2e-，還發生幾個副反應

　　Zn→Zn2++2e-;Ni→Ni2++2e-

　　Fe→Fe2++2e-

　　Au、Ag、Pt等不反應，沉積在電解池底部形成陽極泥。

　　陰極反應：Cu2++2e-→Cu

　　（3）電鍍：以鐵表面鍍銅為例

　　待鍍金屬Fe為陰極，鍍層金屬Cu為陽極，CuSO4溶液為電解質溶液。

　　陽極反應：Cu→Cu2++2e-

　　陰極反應：Cu2++2e-→Cu

　　3、金屬的腐蝕與防護

　　（1）金屬腐蝕

　　金屬表面與周圍物質發生化學反應或因電化學作用而遭到破壞的過程稱為金屬腐蝕。

　　（2）金屬腐蝕的電化學原理。

　　生鐵中含有碳，遇有雨水可形成原電池，鐵為負極，電極反應為：Fe→Fe2++2e-。水膜中溶解的氧氣被還原，正極反應為：O2+2H2O+4e-→4OH-，該腐蝕為“吸氧腐蝕”，總反應為：2Fe+O2+2H2O=2Fe（OH）2，Fe（OH）2又立即被氧化：4Fe（OH）2+2H2O+O2=4Fe（OH）3，Fe（OH）3分解轉化為鐵銹。若水膜在酸度較高的環境下，正極反應為：2H++2e-→H2↑，該腐蝕稱為“析氫腐蝕”。

　　（3）金屬的防護

　　金屬處于干燥的環境下，或在金屬表面刷油漆、陶瓷、瀝青、塑料及電鍍一層耐腐蝕性強的金屬防護層，破壞原電池形成的條件。從而達到對金屬的防護;也可以利用原電池原理，采用犧牲陽極保護法。也可以利用電解原理，采用外加電流陰極保護法。

　　高中化學的知識點總結 14

　　氯氣的性質：氯氣為黃綠色，有刺激性氣味的氣體；常溫下能溶于水（1∶2）；比空氣重；有毒；

　　2Na+Cl2==2NaCl（黃色火焰，白煙）2Fe+3Cl2==2FeCl3（棕黃色煙，溶于水顯黃色）Cu+Cl2==CuCl2（棕黃色煙溶于水顯藍色）

　　H2+Cl2==2HCl【氫氣在氯氣中燃燒的現象：安靜的燃燒，蒼白色火焰，瓶口有白霧】

　　Cl2+H2OHCl+HClO新制氯水呈淺黃綠色，有刺激性氣味。

　　氯水的成分：分子有：Cl2、H2O、HClO；離子有：H+、Cl—、ClO—、OH—

　　1、表現Cl2的性質：將氯水滴加到KI淀粉試紙上，試紙變藍色。（氯水與碘化鉀溶液的反應：Cl2+2KI==I2+2KCl。）

　　2、表現HClO的性質：用氯水漂白有色物質或消毒殺菌時，就是利用氯水中HClO的強氧化性，氧化色素或殺死水中病菌。

　　3、表現H+的性質：向碳酸鈉溶液中滴加氯水，有大量氣體產生，這是因為：

　　Na2CO3+2HCl==2NaCl+H2O+CO2↑。

　　4、表現Cl—性質：向AgNO3溶液中滴加氯水，產生白色沉淀，再滴人稀HNO3，沉淀不溶解。

　　AgNO3+HCl=AgCl↓+HNO3。

　　5、體現H+和HClO的性質：在新制氯水中滴入紫色石蕊試液時，先變成紅色，但紅色迅速褪去。變紅是因為氧水中H+表現的酸性，而褪色則是因為氯水中HClO具有的強氧化性。

　　漂白液：Cl2+2NaOH==NaCl+NaClO+H2O

　　漂白粉的制取原理：2Cl2+2Ca（OH）2==CaCl2+Ca（ClO）2+2H2O

　　漂白粉的有效成份是：Ca（ClO）2，起漂白作用和消毒作用的物質：HClO

　　漂粉精的有效成分：Ca（ClO）2

　　漂白原理：Ca（ClO）2+2HCl==CaCl2+2HClO

　　Ca（ClO）2+H2O+CO2==CaCO3↓+2HClO

　　次氯酸（HClO）的性質：。強氧化性：消毒、殺菌、漂白作用

　　不穩定性：見光易分解2HClO=2HCl+O2↑

　　弱酸性：酸性H2CO3﹥HClO證明事實Ca（ClO）2+H2O+CO2==CaCO3↓+2HClO

　　13、二氧化硫的性質：無色有刺激性氣味的有毒氣體，密度比空氣大，酸性氧化物

　　與水反應SO2+H2O==H2SO3可逆反應H2SO3的不穩定性2H2SO3+O2==2H2SO4

　　還原性2SO2+O22SO3

　　通入酸性高錳酸鉀中，使紫色溶液褪色

　　漂白性：SO2能使品紅溶液褪色原理：與有色物質化合反應生成無色物質，該物質不穩定，加熱恢復到原來顏色。

　　與氯水區別：氯水為永久性漂白原理：HClO具有強氧化性

　　氧化性：與還原性物質反應。如H2S

　　酸雨：PH〈5.6硫酸性酸雨的形成原因：SO2

　　來源：（主要）化石燃料及其產品的燃燒。（次要）含硫金屬礦物的'冶煉、硫酸生產產生的廢氣

　　防治：開發新能源，對含硫燃料進行脫硫處理，提高環境保護的意識

　　常見的環境保護問題：酸雨：SO2溫室效應：CO2光化學煙霧：氮的氧化物

　　臭氧層空洞：氯氟烴（或氟里昂）白色垃圾：塑料垃圾等不可降解性物質

　　假酒（工業酒精）：CH3OH室內污染：甲醛赤潮：含磷洗衣粉（造成水藻富營養化）

　　電池：重金屬離子污染

　　14、硫酸的性質

　　濃硫酸的特性⑴吸水性：是液體的干燥劑。不能干燥堿性氣體NH3，不能干燥還原性氣體H2S等。可以干燥的氣體有H2，O2，HCl，Cl2，CO2，SO2，CO，NO2，NO等

　　⑵脫水性：蔗糖的炭化（將濃硫酸加入到蔗糖中，既表現脫水性又表現氧化性）；濃硫酸滴到皮膚上處理：用大量的水沖洗。（濃硫酸表現脫水性）

　　（3）強氧化性

　　2H2SO4（濃）+Cu==CuSO4+SO2↑+2H2OC+2H2SO4（濃）==SO2↑+CO2↑+2H2O

　　常溫下，濃硫酸使鐵鋁鈍化

　　15、氮化合物

　　氮及其化合物知識網絡

　　N2→NO→NO2→HNO3→NH4NO3

　　2NO+O2=2NO23NO2+H2O=2HNO3+NO

　　NH3性質：無色有刺激性氣味的氣體，密度比空氣小，易液化可做制冷劑

　　氨溶于水時，大部分氨分子和水形成一水合氨，NH3·H2O不穩定，受熱分解為氨氣和水

　　NH3+H2ONH3·H2ONH4++OH—NH3·H2O==NH3↑+H2O

　　氨水成分有分子：NH3，H2O，NH3·H2O離子：NH4+OH—少量H+。

　　氨氣能使濕潤的紅色石蕊試紙變藍

　　區別：氨水為混合物；液氨是氨氣的液體狀態，為純凈物，無自由移動的OH，—不能使濕潤的紅色石蕊試紙變藍

　　NH3+HCl==NH4Cl（白煙）NH3+HNO3===NH4NO3（白煙）NH3+H+==NH4+

　　4NH3+5O24NO+6H2O

　　銨鹽銨鹽易溶解于水受熱易分解NH4Cl==NH3↑+HCl↑NH4HCO3===NH3↑+H2O+CO2↑

　　銨鹽與堿反應放出氨氣NH4Cl+NaOH==NaCl+NH3↑+H2O注意：銨態氮肥要避免與堿性肥料混合使用

　　制取氨氣的方法

　　①銨鹽與堿加熱制取氨氣，實驗室里通常用加熱氯化銨和氫氧化鈣固體的方法制取氨氣

　　反應原理：2NH4Cl+Ca（OH）2=CaCl2+2H2O+2NH3↑

　　注意：試管要向下傾斜，收集氣體的試管要塞有棉花（防與空氣對流）

　　檢驗是否收集滿氨氣：用濕潤的紅色石蕊試紙進行檢驗。如果試紙變藍，則試管中已經集滿氨氣。

　　②加熱濃氨水，加快氨水揮發

　　③在濃氨水中加堿或生石灰

　　★NH4+檢驗：加入NaOH加熱產生的氣體能使濕潤的紅色石蕊試紙變藍

　　HNO3的強氧化性：Cu+4HNO3（濃）===Cu（NO3）2+2NO2↑+2H2O

　　3Cu+8HNO3（稀）==Cu（NO3）2+2NO↑+4H2OC+4HNO3（濃）===CO2↑+2NO2↑+2H2O

　　常溫下，濃硫酸、濃硝酸使鐵鋁鈍化，所以可以用鐵鋁來盛裝濃硫酸、濃硝酸。（利用硫酸、硝酸的強氧化性）

　　硝酸保存在棕色細口試劑瓶中。

　　17、離子反應的實質：溶液中某些離子減少。

　　可改寫成離子形式的物質：a、強酸：HCl、H2SO4、HNO3等；b、強堿：KOH、NaOH、Ba（OH）2。C、多數鹽KClNaCl（NH4）2SO4

　　仍用化學式表示的物質：a、單質：H2、Na、I2等b、氣體：H2S、CO2、SO2等

　　c、難溶的物質：Cu（OH）2、BaSO4、AgCld、難電離的物質：弱酸（H2CO3、HAcH2S、弱堿（NH3·H2O）、水。e、氧化物：Na2O、Fe2O3等

　　離子共存是指在同一溶液中離子間不發生任何反應。若離子間能發生反應則不能大量共存。

　　有下列情況之一則不能共存：（1）生成沉淀，如CaCO3，BaSO4，Fe（OH）3，Fe（OH）2，Mg（OH）2等；（2）生成氣體，如H+與CO32—，HCO3—，SO32—，NH4+與OH—；（3）生成水，如H+與OH—（4）發生氧化還原，如H+，NO3—與Fe2+（5）生成難電離物質：H+與CH3COO—，ClO—，SiO32—

　　溶液為無色透明時，則肯定沒有有色離子的存在，如Cu2+（藍色）、Fe2+（淺綠色）、Fe3+（棕黃色）、MnO4—（紫紅色）

　　18、氧化還原反應

　　化合價發生改變是所有氧化還原反應的共同特征。

　　電子轉移是氧化還原反應的本質

　　置換反應都是氧化還原反應；復分解反應都是非氧化還原反應；

　　化合反應和分解反應有的是氧化還原反應

　　氧化劑：得電子，化合價降低，被還原，發生還原反應，生成還原產物。

　　還原劑：失電子，化合價升高，被氧化，發生氧化反應，生成氧化產物。

　　高中化學的知識點總結 15

　　1.能使溴水褪色的物質有：

　　(1)含有碳碳雙鍵和碳碳叁鍵的烴和烴的衍生物(加成)

　　(2)苯酚等酚類物質(取代)

　　(3)含醛基物質(氧化)

　　(4)堿性物質(如NaOH、Na2CO3)(氧化還原――歧化反應)

　　(5)較強的無機還原劑(如SO2、KI、FeSO4等)(氧化)

　　(6)有機溶劑(如苯和苯的同系物、四氯甲烷、汽油、已烷等，屬于萃取，使水層褪色而有機層呈橙紅色。)

　　2.密度比水大的液體有機物有：

　　溴乙烷、溴苯、硝基苯、四氯化碳等。

　　3.密度比水小的液體有機物有：

　　烴、大多數酯、一氯烷烴。

　　4.能發生水解反應的物質有

　　鹵代烴、酯(油脂)、二糖、多糖、蛋白質(肽)、鹽。

　　10.不溶于水的有機物有：

　　烴、鹵代烴、酯、淀粉、纖維素

　　5.常溫下為氣體的.有機物有：

　　分子中含有碳原子數小于或等于4的烴(新戊烷例外)、一氯甲烷、甲醛。

　　6.濃硫酸、加熱條件下發生的反應有：

　　苯及苯的同系物的硝化、磺化、醇的脫水反應、酯化反應、纖維素的水解

　　高中化學的知識點總結 16

　　一、金屬礦物的開發利用

　　1、金屬的存在：除了金、鉑等少數金屬外，絕大多數金屬以化合態的形式存在于自然界。

　　2、金屬冶煉的涵義：簡單地說，金屬的冶煉就是把金屬從礦石中提煉出來。金屬冶煉的.實質是把金屬元素從化合態還原為游離態，即

　　3、金屬冶煉的一般步驟：

　　(1)礦石的富集：除去雜質，提高礦石中有用成分的含量。

　　(2)冶煉：利用氧化還原反應原理，在一定條件下，用還原劑把金屬從其礦石中還原出來，得到金屬單質(粗)。

　　(3)精煉：采用一定的方法，提煉純金屬。

　　4、金屬冶煉的方法

　　(1)電解法：適用于一些非常活潑的金屬。

　　(2)熱還原法：適用于較活潑金屬。

　　常用的還原劑：焦炭、CO、H2等。一些活潑的金屬也可作還原劑，如Al，

　　(3)熱分解法：適用于一些不活潑的金屬。

　　5、(1)回收金屬的意義：節約礦物資源，節約能源，減少環境污染。

　　(2)廢舊金屬的最好處理方法是回收利用。

　　(3)回收金屬的實例：廢舊鋼鐵用于煉鋼;廢鐵屑用于制鐵鹽;從電影業、照相業、科研單位和醫院X光室回收的定影液中，可以提取金屬銀。

　　金屬的活動性順序

　　K、Ca、Na、

　　Mg、Al

　　Zn、Fe、Sn、

　　Pb、(H)、Cu

　　Hg、Ag

　　Pt、Au

　　金屬原子失電子能力

　　強到弱

　　金屬離子得電子能力

　　弱到強

　　主要冶煉方法

　　電解法

　　熱還原法

　　熱分解法

　　富集法

　　還原劑或

　　特殊措施

　　強大電流

　　提供電子

　　H2、CO、C、

　　Al等加熱

　　加熱

　　物理方法或

　　化學方法

　　高中化學的知識點總結 17

　　離子共存問題

　　凡是能發生反應的離子之間或在水溶液中水解相互促進的離子之間不能大量共存(注意不是完全不能共存，而是不能大量共存)一般規律是：

　　1、凡相互結合生成難溶或微溶性鹽的離子(熟記常見的難溶、微溶鹽);

　　2、與H+不能大量共存的離子(生成水或弱)酸及酸式弱酸根離子：

　　氧族有：OH-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-

　　鹵族有：F-、ClO-

　　碳族有：CH3COO-、CO32-、HCO32-、SiO32-

　　3、與OH-不能大量共存的離子有：

　　NH42+和HS-、HSO3-、HCO3-等弱酸的酸式酸根離子以及弱堿的簡單陽離子(比如：Cu2+、Al3+、Fe3+、Fe2+、Mg2+等等)

　　4、能相互發生氧化還原反應的離子不能大量共存：

　　常見還原性較強的離子有:Fe3+、S2-、I-、SO32-。

　　氧化性較強的離子有：Fe3+、ClO-、MnO4-、Cr2O72-、NO3-

　　5、氧化還原反應

　　①、氧化反應：元素化合價升高的反應

　　還原反應：元素化合價降低的反應

　　氧化還原反應：凡有元素化合價升降的化學反應就是

　　②、氧化還原反應的'判斷依據-----有元素化合價變化

　　失電子總數=化合價升高總數==得電子總數==化合價降低總數。

　　③、氧化還原反應的實質------電子的轉移(電子的得失或共用電子對的偏移

　　口訣：失電子，化合價升高，被氧化(氧化反應)，還原劑;

　　得電子，化合價降低，被還原(還原反應)，氧化劑;

　　④氧化劑和還原劑(反應物)

　　氧化劑：得電子(或電子對偏向)的物質------氧化性

　　還原劑：失電子(或電子對偏離)的物質------還原性

　　氧化產物：氧化后的生成物

　　還原產物：還原后的生成物。

　　高中化學的知識點總結 18

　　一、硫的物性

　　淡黃色的晶體，質脆，不溶于水，微溶于酒精，易溶于二硫化碳

　　二、硫的化學性質

　　1、與金屬的反應

　　2Cu+S===Cu2S(黑色不溶于水) Fe+S=====FeS(黑色不溶于水)

　　(多價金屬與硫單質反應，生成低價金屬硫化物)

　　2、與非金屬的反應

　　點燃

　　S+O2=====SO2 S+H2=====H2S

　　第二節硫的氫化物和氧化物

　　一、硫的氫化物―――硫化氫

　　1、硫化氫的的理性質

　　H2S是一種具有臭雞蛋氣味、無色、有劇毒的氣體，能溶于水，常溫常壓1體積水能溶解2.6體積的硫化氫。

　　2、硫化氫的化學性質:熱不穩定性 H2S====H2+S

　　點燃

　　可燃性 2H2S+3O2===2H2O+2SO2 (完全燃燒)(火焰淡藍色) 2H2S+O2===2H2O+2S (不完全燃燒)

　　還原性 SO2+2H2S=2H2O+3S

　　3、氫硫酸

　　硫化氫的水溶液是一中弱酸，叫氫硫酸，具有酸的通性和還原性。

　　二、硫的氧化物

　　1、物理性質：二氧化硫是一種無色有刺激性氣味有毒的氣體，易溶于水，常溫常壓1體積水可溶解40體積的.二氧化硫;三氧化硫是一種沒有顏色易揮發的晶體，熔沸點低。

　　2、化學性質

　　二氧化硫是一種酸性氧化物，與水直接化合生成亞硫酸，是亞硫酸的酸酐，二氧化硫具有漂白作用，可以使品紅溶液腿色，但漂白不穩定。

　　SO2+H2O ==== H2SO3 (這是一個可逆反應，H2SO3是一種弱酸，不穩定，容易分解成水和二氧化硫。)

　　3、二氧化硫的制法 Na2SO3+H2SO4===Na2SO4+H2O+SO2↑

　　第三節硫酸的工業制法――接觸法

　　一、方法和原料

　　方法：接觸法

　　原料：黃鐵礦(主要成份是FeS2)、空氣、水和濃硫酸

　　二、反應原理和生產過程

　　步驟主要反應主要設備

　　點燃

　　二氧化硫制取和凈化 4FeS2+11O2===2Fe2O3+8SO2 沸騰爐

　　二氧化硫氧化成三氧化硫 2SO2+O2===2SO3 接觸室

　　三氧化硫氧吸收硫酸生成 SO3+H2O=H2SO4 吸收塔

　　思考：1、為什么制得二氧化硫時要凈化?(為了防止催化劑中毒)

　　2、為什么吸收三氧化硫時用濃硫酸作吸收劑而不用水呢?(用水吸收時易形酸霧，吸收速度慢，不利于吸收，而用濃硫酸吸收時不形成酸霧且吸收干凈，速度快。)

　　第四節硫酸硫酸鹽

　　一、濃硫酸的物理性質

　　98.3%的硫酸是無色粘稠的液體，密度是1.84g/mL，難揮發，與水以任意比互溶

　　二、濃硫酸的特性

　　脫水性與蔗糖等有機物的炭化吸水性―用作干燥劑強氧化性

　　2H2SO4(濃)+Cu===CuSO4+2H2O+SO2↑(此反應表現H2SO4(濃)具有氧化性又有酸性)

　　H2SO4(濃)+C=CO2↑+H2O+2SO2↑(此反應只表現H2SO4(濃)的氧化性)

　　注：H2SO4(濃)可使鐵、鋁發鈍化，故H2SO4(濃)可鐵或鋁容器貯存

　　四、硫酸鹽

　　1、硫酸鈣CaSO4 石膏CaSO4.2H2O 熟石膏2CaSO4.H2O(用作繃帶、制模型等)

　　2、硫酸鋅ZnSO4 皓礬ZnSO4.7H2O(作收斂劑、防腐劑、媒染劑 )

　　3、硫酸鋇BaSO4，天然的叫重晶石，作X射線透視腸胃內服藥劑，俗稱鋇餐。

　　4、 CuSO4.5H2O，藍礬或膽礬，FeSO4.7H2O，綠礬

　　五、硫酸根離子的檢驗

　　先加鹽酸酸化后加氯化鋇溶液，如果有白色沉淀，則證明有硫酸根離子存在。

　　第六節氧族元素

　　一、氧族元素的名稱和符號:氧(O) 硫(S) 硒(Se) 碲(Te) 釙(Po)

　　二、原子結構特點

　　相同點：最外層都有6個電子;

　　不同點：核電荷數不同，電子層數不同，原子半徑不同

　　三、性質的相似性和遞變性

　　1、從O→Po單質的熔點、沸點、密度都是逐漸升高或增大

　　2、從O→Po金屬性漸強，非金屬性漸弱。

　　3、與氫化合通式：H2R，氣體氫化物從H2O→H2Se的穩定性漸弱

　　4.與氧化合生成RO2型或RO3型的氧化物，都是酸酐，元素最高價氧化物水化物的酸性漸弱。

　　硫的用途：制硫酸、黑火藥、農藥、橡膠制品、硫磺軟膏 SO2用于殺菌消毒、漂白

　　高中化學的知識點總結 19

　　一、高中化學實驗操作中的七原則

　　掌握下列七個有關操作順序的原則，就可以正確解答"實驗程序判斷題"。

　　1."從下往上"原則。以Cl2實驗室制法為例，裝配發生裝置順序是：放好鐵架臺→擺好酒精燈→根據酒精燈位置固定好鐵圈→石棉網→固定好圓底燒瓶。

　　2."從左到右"原則。裝配復雜裝置應遵循從左到右順序。如上裝置裝配順序為：發生裝置→集氣瓶→燒杯。

　　3.先"塞"后"定"原則。帶導管的塞子在燒瓶固定前塞好，以免燒瓶固定后因不宜用力而塞不緊或因用力過猛而損壞儀器。

　　4."固體先放"原則。上例中，燒瓶內試劑MnO2應在燒瓶固定前裝入，以免固體放入時損壞燒瓶。總之固體試劑應在固定前加入相應容器中。

　　5."液體后加"原則。液體藥品在燒瓶固定后加入。如上例中濃鹽酸應在燒瓶固定后在分液漏斗中緩慢加入。

　　6.先驗氣密性(裝入藥口前進行)原則。

　　7.后點酒精燈(所有裝置裝完后再點酒精燈)原則。

　　二、高中化學實驗中溫度計的使用分哪三種情況以及哪些實驗需要溫度計

　　1.測反應混合物的溫度：這種類型的實驗需要測出反應混合物的準確溫度，因此，應將溫度計插入混合物中間。

　　①測物質溶解度。②實驗室制乙烯。

　　2.測蒸氣的溫度：這種類型的實驗，多用于測量物質的沸點，由于液體在沸騰時，液體和蒸氣的溫度相同，所以只要測蒸氣的溫度。①實驗室蒸餾石油。②測定乙醇的沸點。

　　3.測水浴溫度：這種類型的實驗，往往只要使反應物的溫度保持相對穩定，所以利用水浴加熱，溫度計則插入水浴中。①溫度對反應速率影響的反應。②苯的硝化反應。

　　三、常見的需要塞入棉花的實驗有哪些

　　需要塞入少量棉花的實驗：

　　熱KMnO4制氧氣

　　制乙炔和收集NH3

　　其作用分別是：防止KMnO4粉末進入導管；防止實驗中產生的泡沫涌入導管；防止氨氣與空氣對流，以縮短收集NH3的時間。

　　四、常見物質分離提純的10種方法

　　1.結晶和重結晶：利用物質在溶液中溶解度隨溫度變化較大，如NaCl，KNO3。

　　2.蒸餾冷卻法：在沸點上差值大。乙醇中(水)：加入新制的CaO吸收大部分水再蒸餾。

　　3.過濾法：溶與不溶。

　　4.升華法：SiO2(I2)。

　　5.萃取法：如用CCl4來萃取I2水中的I2。

　　6.溶解法：Fe粉(A1粉)：溶解在過量的NaOH溶液里過濾分離。

　　7.增加法：把雜質轉化成所需要的物質：CO2(CO)：通過熱的CuO；CO2(SO2)：通過NaHCO3溶液。

　　8.吸收法：用做除去混合氣體中的'氣體雜質，氣體雜質必須被藥品吸收：N2(O2)：將混合氣體通過銅網吸收O2。

　　9.轉化法：兩種物質難以直接分離，加藥品變得容易分離，然后再還原回去：Al(OH)3，Fe(OH)3：先加NaOH溶液把Al(OH)3溶解，過濾，除去Fe(OH)3，再加酸讓NaAlO2轉化成A1(OH)3。

　　10.紙上層析（不作要求）

　　五、常用的去除雜質的方法10種

　　1.雜質轉化法：欲除去苯中的苯酚，可加入氫氧化鈉，使苯酚轉化為酚鈉，利用酚鈉易溶于水，使之與苯分開。欲除去Na2CO3中的NaHCO3可用加熱的方法。

　　2.吸收洗滌法：欲除去二氧化碳中混有的少量氯化氫和水，可使混合氣體先通過飽和碳酸氫鈉的溶液后，再通過濃硫酸。

　　3.沉淀過濾法：欲除去硫酸亞鐵溶液中混有的少量硫酸銅，加入過量鐵粉，待充分反應后，過濾除去不溶物，達到目的。

　　4.加熱升華法：欲除去碘中的沙子，可采用此法。

　　5.溶劑萃取法：欲除去水中含有的少量溴，可采用此法。

　　6.溶液結晶法(結晶和重結晶)：欲除去硝酸鈉溶液中少量的氯化鈉，可利用二者的溶解度不同，降低溶液溫度，使硝酸鈉結晶析出，得到硝酸鈉純晶。

　　7.分餾蒸餾法：欲除去乙醚中少量的酒精，可采用多次蒸餾的方法。

　　8.分液法：欲將密度不同且又互不相溶的液體混合物分離，可采用此法，如將苯和水分離。

　　9.滲析法：欲除去膠體中的離子，可采用此法。如除去氫氧化鐵膠體中的氯離子。

　　10.綜合法：欲除去某物質中的雜質，可采用以上各種方法或多種方法綜合運用。

　　六、化學實驗基本操作中的"不"15例

　　1.實驗室里的藥品，不能用手接觸；不要鼻子湊到容器口去聞氣體的氣味，更不能嘗結晶的味道。

　　2.做完實驗，用剩的藥品不得拋棄，也不要放回原瓶（活潑金屬鈉、鉀等例外）。

　　3.取用液體藥品時，把瓶塞打開不要正放在桌面上；瓶上的標簽應向著手心，不應向下；放回原處時標簽不應向里。

　　4.如果皮膚上不慎灑上濃H2SO4，不得先用水洗，應根據情況迅速用布擦去，再用水沖洗；若眼睛里濺進了酸或堿，切不可用手揉眼，應及時想辦法處理。

　　5.稱量藥品時，不能把稱量物直接放在托盤上；也不能把稱量物放在右盤上；加法碼時不要用手去拿。

　　6.用滴管添加液體時，不要把滴管伸入量筒(試管)或接觸筒壁(試管壁)。

　　7.向酒精燈里添加酒精時，不得超過酒精燈容積的2/3，也不得少于容積的1/3。

　　8.不得用燃著的酒精燈去對點另一只酒精燈；熄滅時不得用嘴去吹。

　　9.給物質加熱時不得用酒精燈的內焰和焰心。

　　10.給試管加熱時，不要把拇指按在短柄上；切不可使試管口對著自己或旁人；液體的體積一般不要超過試管容積的1/3。

　　11.給燒瓶加熱時不要忘了墊上石棉網。

　　12.用坩堝或蒸發皿加熱完后，不要直接用手拿回，應用坩堝鉗夾取。

　　13.使用玻璃容器加熱時，不要使玻璃容器的底部跟燈芯接觸，以免容器破裂。燒得很熱的玻璃容器，不要用冷水沖洗或放在桌面上，以免破裂。

　　14.過濾液體時，漏斗里的液體的液面不要高于濾紙的邊緣，以免雜質進入濾液。

　　15.在燒瓶口塞橡皮塞時，切不可把燒瓶放在桌上再使勁塞進塞子，以免壓破燒瓶。

　　高中化學的知識點總結 20

　　一、概念判斷：

　　1、氧化還原反應的實質：有電子的轉移(得失)

　　2、氧化還原反應的特征：有化合價的升降(判斷是否氧化還原反應)

　　3、氧化劑具有氧化性(得電子的能力)，在氧化還原反應中得電子，發生還原反應，被還原，生成還原產物。

　　4、還原劑具有還原性(失電子的能力)，在氧化還原反應中失電子，發生氧化反應，被氧化，生成氧化產物。

　　5、氧化劑的氧化性強弱與得電子的難易有關，與得電子的多少無關。

　　6、還原劑的還原性強弱與失電子的`難易有關，與失電子的多少無關。

　　7、元素由化合態變游離態，可能被氧化(由陽離子變單質)，也可能被還原(由陰離子變單質)。

　　8、元素價態有氧化性，但不一定有強氧化性;元素態有還原性，但不一定有強還原性;陽離子不一定只有氧化性(不一定是價態，如：Fe2+)，陰離子不一定只有還原性(不一定是態，如：SO32-)。

　　9、常見的氧化劑和還原劑：

　　10、氧化還原反應與四大反應類型的關系：

　　【同步練習題】

　　1.Cl2是紡織工業常用的漂白劑，Na2S2O3可作為漂白布匹后的“脫氯劑”。S2O32-和Cl2反應的產物之一為SO42-。下列說法不正確的是()

　　A.該反應中還原劑是S2O32-

　　B.H2O參與該反應，且作氧化劑

　　C.根據該反應可判斷氧化性：Cl2>SO42-

　　D.上述反應中，每生成lmolSO42-，可脫去2molCl2

　　答案：B

　　點撥：該反應方程式為：S2O32-+4Cl2+5H2O===2SO42-+8Cl-+10H+，該反應中氧化劑是Cl2，還原劑是S2O32-，H2O參與反應，但既不是氧化劑也不是還原劑，故選B。

　　2.(河南開封高三一模)分析如下殘缺的反應：

　　RO3-+________+6H+===3R2↑+3H2O。下列敘述正確的是()

　　A.R一定是周期表中的第ⅤA族元素

　　B.R的原子半徑在同周期元素原子中最小

　　C.上式中缺項所填物質在反應中作氧化劑

　　D.RO3-中的R元素在所有的反應中只能被還原

　　答案：B

　　點撥：RO3-中R為+5價，周期表中ⅤA、ⅦA元素均可形成RO3-離子，A錯誤;據元素守恒，反應中只有R、H、O三種元素，則缺項一定為R-，且配平方程式為RO3-+5R-+6H+===3R2↑+3H2O，據此可得R為ⅦA元素，B正確;R-中R處于態，只能作還原劑，C錯誤;RO3-中R元素處于中間價態，在反應中既可被氧化又可被還原，D項錯。

　　3.已知KH和H2O反應生成H2和KOH，反應中1molKH()

　　A.失去1mol電子B.得到1mol電子

　　C.失去2mol電子D.沒有電子得失

　　答案：A

　　點撥：KH中H為-1價，KH+H2O===KOH+H2↑

　　置換反應一定是氧化還原反應;復分解反應一定不是氧化還原反應;化合反應和分解反應中有一部分是氧化還原反應。

　　例、在H+、Fe2+、Fe3+、S2-、S中，只有氧化性的是________________，只有還原性的是________________，既有氧化性又有還原性的是___________。

　　二、氧化還原反應的表示：(用雙、單線橋表示氧化還原反應的電子轉移情況)

　　1、雙線橋：“誰”變“誰”(還原劑變成氧化產物，氧化劑變成還原產物)

　　例：

　　2、單線橋：“誰”給“誰”(還原劑將電子轉移給氧化劑)

　　例：