高中化学必背知识点总结

2024-06-08 知识点总结

　　在平日的学习中，是不是经常追着老师要知识点？知识点就是掌握某个问题/知识的学习要点。掌握知识点有助于大家更好的学习。下面是小编精心整理的高中化学必背知识点总结，仅供参考，希望能够帮助到大家。

　　高中化学必背知识点总结

　　1、金属活动顺序表口诀

　　（初中）钾钙钠镁铝、锌铁锡铅氢、铜汞银铂金。

　　（高中）钾钙钠镁铝锰锌、铬铁镍、锡铅氢；铜汞银铂金。

　　2、盐类水解规律口诀

　　无“弱”不水解，谁“弱”谁水解；

　　愈“弱”愈水解，都“弱”双水解；

　　谁“强”显谁性，双“弱”由K定。

　　3、盐类溶解性表规律口诀

　　钾、钠铵盐都可溶，硝盐遇水影无踪；

　　硫（酸）盐不溶铅和钡，氯（化）物不溶银、亚汞。

　　4、化学反应基本类型口诀

　　化合多变一（A+BC），分解正相逆（AB+C），复分两交换（AB+CDCB+AD），置换换单质（A+BCAC+B）。

　　5、短周期元素化合价与原子序数的关系口诀

　　价奇序奇，价偶序偶。

　　6、化学计算

　　化学式子要配平，必须纯量代方程，单位上下要统一，左右倍数要相等。

　　质量单位若用克，标况气体对应升，遇到两个已知量，应照不足来进行。

　　高中化学必背知识点总结

　　1、溶解性规律——见溶解性表;

　　2、常用酸、碱指示剂的变色范围：

　　指示剂 PH的变色范围

　　甲基橙<3.1红色>4.4黄色

　　酚酞<8.0无色>10.0红色

　　石蕊<5.1红色>8.0蓝色

　　3、在惰性电极上，各种离子的放电顺序：

　　阴极(夺电子的能力)：Au3+ >Ag+>Hg2+ >Cu2+ >Pb2+ >Fa2+ >Zn2+ >H+ >Al3+>Mg2+ >Na+ >Ca2+ >K+

　　阳极(失电子的能力)：S2- >I- >Br– >Cl- >OH- >含氧酸根

　　注意：若用金属作阳极，电解时阳极本身发生氧化还原反应(Pt、Au除外)

　　4、双水解离子方程式的书写：

　　(1)左边写出水解的离子，右边写出水解产物;

　　(2)配平：在左边先配平电荷，再在右边配平其它原子;

　　(3)H、O不平则在那边加水。

　　例：当Na2CO3与AlCl3溶液混和时：

　　3 CO32- + 2Al3+ + 3H2O = 2Al(OH)3↓ + 3CO2↑

　　5、写电解总反应方程式的方法：(1)分析：反应物、生成物是什么;(2)配平。

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

　　配平： 2KCl + 2H2O == H2↑ + Cl2↑ + 2KOH

　　6、将一个化学反应方程式分写成二个电极反应的方法：(1)按电子得失写出二个半反应式;(2)再考虑反应时的环境(酸性或碱性);(3)使二边的原子数、电荷数相等。

　　例：蓄电池内的反应为：Pb + PbO2 + 2H2SO4 = 2PbSO4 + 2H2O 试写出作为原电池(放电)时的电极反应。

　　写出二个半反应： Pb –2e- → PbSO4 PbO2 +2e- → PbSO4

　　分析：在酸性环境中，补满其它原子：

　　应为：负极：Pb + SO42- -2e- = PbSO4

　　正极： PbO2 + 4H+ + SO42- +2e- = PbSO4 + 2H2O

　　注意：当是充电时则是电解，电极反应则为以上电极反应的倒转：

　　为：阴极：PbSO4 +2e- = Pb + SO42-

　　阳极：PbSO4 + 2H2O -2e- = PbO2 + 4H+ + SO42-

　　7、在解计算题中常用到的恒等：原子恒等、离子恒等、电子恒等、电荷恒等、电量恒等，用到的方法有：质量守恒、差量法、归一法、极限法、关系法、十字交法和估算法。(非氧化还原反应：原子守恒、电荷平衡、物料平衡用得多，氧化还原反应：电子守恒用得多)

　　8、电子层结构相同的离子，核电荷数越多，离子半径越小;

　　9、晶体的熔点：原子晶体 >离子晶体 >分子晶体中学学到的原子晶体有： Si、SiC 、SiO2=和金刚石。原子晶体的熔点的比较是以原子半径为依据的：

　　金刚石 > SiC > Si (因为原子半径：Si> C> O).

　　10、分子晶体的熔、沸点：组成和结构相似的物质，分子量越大熔、沸点越高。

　　11、胶体的带电：一般说来，金属氢氧化物、金属氧化物的胶体粒子带正电，非金属氧化物、金属硫化物的胶体粒子带负电。

　　12、氧化性：MnO4- >Cl2 >Br2 >Fe3+ >I2 >S=4(+4价的S)

　　例： I2 +SO2 + H2O = H2SO4 + 2HI

　　13、含有Fe3+的溶液一般呈酸性。 14、能形成氢键的物质：H2O 、NH3 、HF、CH3CH2OH 。

　　15、氨水(乙醇溶液一样)的密度小于1，浓度越大，密度越小，硫酸的密度大于1，浓度越大，密度越大，98%的浓硫酸的密度为：1.84g/cm3。

　　16、离子是否共存：(1)是否有沉淀生成、气体放出;(2)是否有弱电解质生成;(3)是否发生氧化还原反应;(4)是否生成络离子[Fe(SCN)2、Fe(SCN)3、Ag(NH3)+、[Cu(NH3)4]2+ 等];(5)是否发生双水解。

　　17、地壳中：含量最多的金属元素是— Al 含量最多的非金属元素是—O HClO4(高氯酸)—是最强的酸

　　18、熔点最低的金属是Hg (-38.9C。)，;熔点最高的是W(钨3410c);密度最小(常见)的是K;密度最大(常见)是Pt。

　　19、雨水的PH值小于5.6时就成为了酸雨。

　　20、有机酸酸性的强弱：乙二酸 >甲酸 >苯甲酸 >乙酸 >碳酸 >苯酚 >HCO3-

　　21、有机鉴别时，注意用到水和溴水这二种物质。

　　例：鉴别：乙酸乙酯(不溶于水，浮)、溴苯(不溶于水，沉)、乙醛(与水互溶)，则可用水。

　　22、取代反应包括：卤代、硝化、磺化、卤代烃水解、酯的水解、酯化反应等;

　　23、最简式相同的有机物，不论以何种比例混合，只要混和物总质量一定，完全燃烧生成的CO2、H2O及耗O2的量是不变的。恒等于单一成分该质量时产生的CO2、H2O和耗O2量。

　　高中化学必背知识点：无机部分俗名

　　1.纯碱、苏打：Na2CO3 2.小苏打：NaHCO3 3.大苏打：Na2S2O3

　　4.石膏(生石膏)：CaSO4·2H2O 5.熟石膏：2CaSO4·.H2O

　　6.莹石：CaF2 7.重晶石：BaSO4(无毒) 8.碳铵：NH4HCO3

　　9.石灰石、大理石：CaCO3 10.生石灰：CaO 11.食盐：NaCl

　　12.熟石灰、消石灰：Ca(OH)2 13.芒硝：Na2SO4·7H2O(缓泻剂)

　　14.烧碱、火碱、苛性钠：NaOH 15.绿矾：FaSO4·7H2O 16.干冰：CO2

　　17.明矾：KAl(SO4)2·12H2O 18.漂粉：Ca (ClO)2、CaCl2(混合物)

　　19.泻盐：MgSO4·7H2O 20.胆矾、蓝矾：CuSO4·5H2O 21.双氧水：H2O2

　　23.石英：SiO2 24.刚玉：Al2O3 25.水玻璃、泡花碱：Na2SiO3

　　26.铁红、铁矿：Fe2O3 27.磁铁矿：Fe3O4 28.黄铁矿、硫铁矿：FeS2

　　29.铜绿、孔雀石：Cu2(OH)2CO3 30.菱铁矿：FeCO3 31.赤铜矿：Cu2O

　　32.波尔多液：Ca (OH)2和CuSO4 33.玻璃的主要成分：Na2SiO3、CaSiO3、SiO2

　　34.天然气、沼气、坑气(主要成分)：CH4 35.水煤气：CO和H2

　　36.王水：浓HNO3、浓HCl按体积比1：3混合而成。

　　37.铝热剂：Al + Fe2O3(或其它氧化物) 40.尿素：CO(NH2)

　　高中化学必背知识点：反应

　　1.澄清石灰水中通入二氧化碳气体(复分解反应)

　　Ca(OH)2+CO2=CaCO3↓+H2O

　　现象：石灰水由澄清变浑浊。

　　相关知识点：这个反应可用来检验二氧化碳气体的存在。

　　最好不用它检验，CaCO3+CO2+H2O=Ca(HCO3)2沉淀消失，可用Ba(OH)2溶液。

　　2.镁带在空气中燃烧(化合反应)

　　2Mg+O2=2MgO

　　现象：镁在空气中剧烈燃烧，放热，发出耀眼的白光，生成白色粉末。

　　相关知识点：

　　(1)这个反应中，镁元素从游离态转变成化合态;

　　(2)物质的颜色由银白色转变成白色。

　　(3)镁可做照明弹;

　　(4)镁条的着火点高，火柴放热少，不能达到镁的着火点，不能用火柴点燃;

　　(5)镁很活泼，为了保护镁，在镁表面涂上一层黑色保护膜，点燃前要用砂纸打磨干净。

　　3.水通电分解(分解反应)

　　2H2O=2H2↑+O2↑

　　现象：通电后，电极上出现气泡，气体体积比约为1：2

　　相关知识点：

　　(1)正极产生氧气，负极产生氢气;

　　(2)氢气和氧气的体积比为2：1，质量比为1：8;

　　(3)电解水时，在水中预先加入少量氢氧化钠溶液或稀硫酸，增强水的导电性;

　　(4)电源为直流电。

　　4.生石灰和水反应(化合反应)

　　CaO+H2O=Ca(OH)2

　　现象：白色粉末溶解

　　相关知识点：

　　(1)最终所获得的溶液名称为氢氧化钙溶液，俗称澄清石灰水;

　　(2)在其中滴入无色酚酞，酚酞会变成红色;

　　(3)生石灰是氧化钙，熟石灰是氢氧化钙;

　　(4)发出大量的热。

　　5.实验室制取氧气

　　①加热氯酸钾和二氧化锰的混合物制氧气(分解反应)

　　2KClO3=MnO2(作催化剂)=2KCl+3O2↑

　　相关知识点：

　　(1)二氧化锰在其中作为催化剂，加快氯酸钾的分解速度或氧气的生成速度;

　　(2)二氧化锰的质量和化学性质在化学反应前后没有改变;

　　(3)反应完全后，试管中的残余固体是氯化钾和二氧化锰的混合物，进行分离的方法是：洗净、干燥、称量。

　　②加热高锰酸钾制氧气(分解反应)

　　2KMnO4=K2MnO4+MnO2+O2↑

　　相关知识点：在试管口要堵上棉花，避免高锰酸钾粉末滑落堵塞导管。

　　③过氧化氢和二氧化锰制氧气(分解反应)

　　2H2O2=MnO2(作催化剂)=2H2O+O2↑

　　共同知识点：

　　(1)向上排空气法收集时导管要伸到集气瓶下方，收集好后要正放在桌面上;

　　(2)实验结束要先撤导管，后撤酒精灯，避免水槽中水倒流炸裂试管;

　　(3)加热时试管要略向下倾斜，避免冷凝水回流炸裂试管;

　　(4)用排水集气法收集氧气要等到气泡连续均匀地冒出再收集;

　　(5)用带火星的小木条放在瓶口验满，伸入瓶中检验是否是氧气。

　　6.木炭在空气中燃烧(化合反应)

　　充分燃烧：C+O2=CO2

　　不充分燃烧：2C+O2=2CO

　　现象：在空气中发出红光;在氧气中发出白光，放热，生成一种使澄清石灰水变浑浊的无色气体。

　　相关知识点：反应后的产物可用澄清的石灰水来进行检验。

　　7.硫在空气(或氧气)中燃烧(化合反应)

　　S+O2=SO2

　　现象：在空气中是发出微弱的淡蓝色火焰，在氧气中是发出明亮的蓝紫色火焰，生成无色有刺激性气体。

　　相关知识点：

　　(1)应后的产物可用紫色的石蕊来检验(紫色变成红色);

　　(2)在集气瓶底部事先放少量水或碱溶液(NaOH)以吸收生成的二氧化硫，防止污染空气。

　　8.铁丝在氧气中燃烧(化合反应)

　　3Fe+2O2=Fe3O4

　　现象：铁丝在氧气中剧烈燃烧，火星四射，放热，生成黑色固体。

　　相关知识点：

　　(1)铁丝盘成螺旋状是为了增大与氧气的接触面积;

　　(2)在铁丝下方挂一根点燃的火柴是为了引燃铁丝;

　　(3)等火柴快燃尽在伸入集气瓶中，太早，火柴消耗氧气，铁丝不能完全燃烧;太晚，不能引燃;

　　(4)事先在集气瓶底部放少量细沙，避免灼热生成物溅落炸裂瓶底。

　　9.红磷在氧气中燃烧(化合反应)

　　4P+5O2=2P2O5

　　现象：产生大量白烟并放热。

　　相关知识点：可用红磷来测定空气中氧气含量。

　　10.氢气在空气中燃烧(化合反应)

　　2H2+O2=2H2O

　　现象：产生淡蓝色的火焰，放热，有水珠生成

　　相关知识点：

　　(1)氢气是一种常见的还原剂;

　　(2)点燃前，一定要检验它的纯度。

　　高中化学必背知识点总结

　　1、镁条在空气中燃烧：发出耀眼强光，放出大量的热，生成白烟同时生成一种白色物质。

　　2、木炭在氧气中燃烧：发出白光，放出热量。

　　3、硫在氧气中燃烧：发出明亮的蓝紫色火焰，放出热量，生成一种有刺激性气味的气体。

　　4、铁丝在氧气中燃烧：剧烈燃烧，火星四射，放出热量，生成黑色固体物质。

　　5、加热试管中碳酸氢铵：有刺激性气味气体生成，试管上有液滴生成。

　　6、氢气在空气中燃烧：火焰呈现淡蓝色。

　　7、氢气在氯气中燃烧：发出苍白色火焰，产生大量的热。

　　8、在试管中用氢气还原氧化铜：黑色氧化铜变为红色物质，试管口有液滴生成。

　　9、用木炭粉还原氧化铜粉末，使生成气体通入澄清石灰水，黑色氧化铜变为有光泽的金属颗粒，石灰水变浑浊。

　　10、一氧化碳在空气中燃烧：发出蓝色的火焰，放出热量。

　　11、向盛有少量碳酸钾固体的试管中滴加盐酸：有气体生成。

　　12、加热试管中的硫酸铜晶体：蓝色晶体逐渐变为白色粉末，且试管口有液滴生成。

　　13、钠在氯气中燃烧：剧烈燃烧，生成白色固体。

　　14、点燃纯净的氯气，用干冷烧杯罩在火焰上：发出淡蓝色火焰，烧杯内壁有液滴生成。

　　15、向含有C1—的溶液中滴加用硝酸酸化的硝酸银溶液，有白色沉淀生成。

　　16、向含有SO42—的溶液中滴加用硝酸酸化的氯化钡溶液，有白色沉淀生成。

　　17、一带锈铁钉投入盛稀硫酸的试管中并加热：铁锈逐渐溶解，溶液呈浅黄色，并有气体生成。

　　18、在硫酸铜溶液中滴加氢氧化钠溶液：有蓝色絮状沉淀生成。

　　19、将Cl2通入无色KI溶液中，溶液中有褐色的物质产生。

　　20、在三氯化铁溶液中滴加氢氧化钠溶液：有红褐色沉淀生成。

　　高中化学必背知识点总结

　　第一单元

　　1——原子半径

　　（1）除第1周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小；

　　（2）同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大.

　　2——元素化合价

　　（1）除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价由碳族-4递增到-1（氟无正价，氧无+6价，除外）；

　　（2）同一主族的元素的最高正价、负价均相同

　　(3) 所有单质都显零价

　　3——单质的熔点

　　（1）同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减；

　　（2）同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增

　　4——元素的金属性与非金属性（及其判断）

　　（1）同一周期的元素电子层数相同。因此随着核电荷数的增加，原子越容易得电子，从左到右金属性递减，非金属性递增；

　　（2）同一主族元素最外层电子数相同，因此随着电子层数的增加，原子越容易失电子，从上到下金属性递增，非金属性递减.

　　判断金属性强弱

　　金属性（还原性）

　　1、单质从水或酸中置换出氢气越容易越强

　　2、最高价氧化物的水化物的碱性越强（1—20号，K最强；总体Cs最强非金属性（氧化性）

　　1、单质越容易与氢气反应形成气态氢化物

　　2、氢化物越稳定

　　3、最高价氧化物的水化物的酸性越强（1—20号，F最强；最体一样）

　　5——单质的氧化性、还原性

　　一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的阳离子氧化性越弱；

　　元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原性越弱.

　　推断元素位置的规律

　　判断元素在周期表中位置应牢记的规律：

　　（1）元素周期数等于核外电子层数；

　　（2）主族元素的序数等于最外层电子数.

　　阴阳离子的半径大小辨别规律

　　由于阴离子是电子最外层得到了电子而阳离子是失去了电子

　　6——周期与主族

　　周期：短周期（1—3）；长周期（4—6，6周期中存在镧系）；不完全周期（7）.

　　主族：ⅠA—ⅦA为主族元素；ⅠB—ⅦB为副族元素（中间包括Ⅷ）；0族（即惰性气体）

　　所以，总的说来

　　(1) 阳离子半径原子半径

　　(3) 阴离子半径>阳离子半径

　　(4 对于具有相同核外电子排布的离子，原子序数越大，其离子半径越小.

　　以上不适合用于稀有气体!

　　专题一：第二单元

　　一、化学键：

　　1、含义：分子或晶体内相邻原子（或离子）间强烈的相互作用.

　　2、类型，即离子键、共价键和金属键.

　　离子键是由异性电荷产生的吸引作用，例如氯和钠以离子键结合成NaCl.

　　1、使阴、阳离子结合的静电作用

　　2、成键微粒：阴、阳离子

　　3、形成离子键：a活泼金属和活泼非金属

　　b部分盐（Nacl、NH4cl、BaCo3等）

　　c强碱（NaOH、KOH）

　　d活泼金属氧化物、过氧化物

　　4、证明离子化合物：熔融状态下能导电

　　共价键是两个或几个原子通过共用电子（1、共用电子对对数=元素化合价的绝对值。2、有共价键的化合物不一定是共价化合物）

　　对产生的吸引作用，典型的共价键是两个原子借吸引一对成键电子而形成的。例如，两个氢核同时吸引一对电子，形成稳定的氢分子。

　　1、共价分子电子式的表示，P13

　　2、共价分子结构式的表示

　　3、共价分子球棍模型（H2O—折现型、NH3—三角锥形、CH4—正四面体）

　　4、共价分子比例模型

　　补充：碳原子通常与其他原子以共价键结合

　　乙烷（C—C单键）

　　乙烯（C—C双键）

　　乙炔（C—C三键）

　　金属键则是使金属原子结合在一起的相互作用，可以看成是高度离域的共价键.

　　二、分子间作用力（即范德华力）

　　特点：

　　a、存在于共价化合物中

　　b、化学键弱的多

　　c、影响熔沸点和溶解性——对于组成和结构相似的分子，其范德华力一般随着相对分子质量的增大而增大.即熔沸点也增大（特例：HF、NH3、H2O）

　　三、氢键

　　1、存在元素：O（H2O）、N（NH3）、F（HF）

　　2、特点：比范德华力强，比化学键弱

　　补充：水无论什么状态氢键都存在

　　专题一：第三单元

　　一、同素异形（一定为单质）

　　1、碳元素（金刚石、石墨）

　　氧元素（O2、O3）

　　磷元素（白磷、红磷）

　　2、同素异形体之间的转换——为化学变化

　　二、同分异构（一定为化合物或有机物）

　　分子式相同，分子结构不同，性质也不同

　　1、C4H10（正丁烷、异丁烷）

　　2、C2H6(乙醇、二甲醚)

　　三、晶体分类

　　离子晶体：阴、阳离子有规律排列

　　1、离子化合物（KNO3、NaOH）

　　2、NaCl分子

　　3、作用力为离子间作用力

　　分子晶体：由分子构成的物质所形成的晶体

　　1、共价化合物（CO2、H2O）

　　2、共价单质（H2、O2、S、I2、P4）

　　3、稀有气体（He、Ne）

　　原子晶体：不存在单个分子

　　石英（SiO2）、金刚石、晶体硅（Si）

　　金属晶体：一切金属

　　总结：熔点、硬度——原子晶体>离子晶体>分子晶体

　　专题二：第一单元

　　一、反应速率

　　影响因素：反应物性质（内因）、浓度（正比）、温度（正比）、压强（正比）、反应面积、固体反应物颗粒大小

　　二、反应限度（可逆反应）

　　化学平衡：正反应速率和逆反应速率相等，反应物和生成物的浓度不再变化，到达平衡.

　　专题二：第二单元

　　一、热量变化

　　常见放热反应：

　　1、酸碱中和

　　2、所有燃烧反应

　　3、金属和酸反应

　　4、大多数的化合反应

　　5、浓硫酸等溶解

　　常见吸热反应：

　　1、CO2+C====2CO

　　2、H2O+C====CO+H2（水煤气）

　　3、Ba(OH)2晶体与NH4Cl反应

　　4、大多数分解反应

　　5、硝酸铵的溶解

　　二、燃料燃烧释放热量

　　专题二：第三单元

　　一、化学能→电能（原电池、燃料电池）

　　1、判断正负极：较活泼的为负极，失去电子，化合价升高，为氧化反应，阴离子在负极

　　2、正极：电解质中的阳离子向正极移动，得到电子，生成新物质

　　3、正负极相加=总反应方程式

　　4、吸氧腐蚀

　　A中性溶液（水）

　　B有氧气

　　Fe和C→正极：2H2O+O2+4e—====4OH—

　　补充：形成原电池条件

　　1、有自发的氧化反应

　　2、两个活泼性不同的电极

　　3、同时与电解质接触

　　4、形成闭合回路

　　二、化学电源

　　1、氢氧燃料电池

　　阴极：2H++2e—===H2

　　阳极：4OH——4e—===O2+2H2O

　　2、常见化学电源

　　银锌纽扣电池

　　负极：

　　正极：

　　铅蓄电池

　　负极：

　　正极：

　　三、电能→化学能

　　1、判断阴阳极：先判断正负极，正极对阳极（发生氧化反应），负极对阴极

　　2、阳离子向阴极，阴离子向阳极（异性相吸）

　　补充：电解池形成条件

　　1、两个电极

　　2、电解质溶液

　　3、直流电源

　　4、构成闭合电路

　　第一章物质结构元素周期律

　　1. 原子结构：如：的质子数与质量数，中子数，电子数之间的关系

　　2. 元素周期表和周期律

　　（1）元素周期表的结构

　　A. 周期序数＝电子层数

　　B. 原子序数＝质子数

　　C. 主族序数＝最外层电子数＝元素的最高正价数

　　D. 主族非金属元素的负化合价数＝8－主族序数

　　E. 周期表结构

　　（2）元素周期律（重点）

　　A. 元素的金属性和非金属性强弱的比较（难点）

　　a. 单质与水或酸反应置换氢的难易或与氢化合的难易及气态氢化物的稳定性

　　b. 最高价氧化物的水化物的碱性或酸性强弱

　　c. 单质的还原性或氧化性的强弱

　　（注意：单质与相应离子的性质的变化规律相反）

　　B. 元素性质随周期和族的变化规律

　　a. 同一周期，从左到右，元素的金属性逐渐变弱

　　b. 同一周期，从左到右，元素的非金属性逐渐增强

　　c. 同一主族，从上到下，元素的金属性逐渐增强

　　d. 同一主族，从上到下，元素的非金属性逐渐减弱

　　C. 第三周期元素的变化规律和碱金属族和卤族元素的变化规律（包括物理、化学性质）

　　D. 微粒半径大小的比较规律：

　　a. 原子与原子 b. 原子与其离子 c. 电子层结构相同的离子

　　（3）元素周期律的应用（重难点）

　　A. “位，构，性”三者之间的关系

　　a. 原子结构决定元素在元素周期表中的位置

　　b. 原子结构决定元素的化学性质

　　c. 以位置推测原子结构和元素性质

　　B. 预测新元素及其性质

　　3. 化学键（重点）

　　（1）离子键：

　　A. 相关概念：

　　B. 离子化合物：大多数盐、强碱、典型金属氧化物

　　C. 离子化合物形成过程的电子式的表示（难点）

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

　　（2）共价键：

　　A. 相关概念：

　　B. 共价化合物：只有非金属的化合物（除了铵盐）

　　C. 共价化合物形成过程的电子式的表示（难点）

　　（NH3，CH4，CO2，HClO，H2O2）

　　D 极性键与非极性键

　　（3）化学键的概念和化学反应的本质：

　　第二章化学反应与能量

　　化学能与热能

　　（1）化学反应中能量变化的主要原因：化学键的断裂和形成

　　（2）化学反应吸收能量或放出能量的决定因素：反应物和生成物的总能量的相对大小

　　a. 吸热反应：反应物的总能量小于生成物的总能量

　　b. 放热反应：反应物的总能量大于生成物的总能量

　　（3）化学反应的一大特征：化学反应的过程中总是伴随着能量变化，通常表现为热量变化

　　练习：

　　氢气在氧气中燃烧产生蓝色火焰，在反应中，破坏1molH－H键消耗的能量为Q1kJ，破坏1molO ＝ O键消耗的能量为Q2kJ，形成1molH－O键释放的能量为Q3kJ.下列关系式中正确的是（ B ）

　　A.2Q1+Q2>4Q3 B.2Q1+Q2

　　高中化学必背知识点总结

　　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C O 32-，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)

　　高中化学必背知识点总结

　　加热蒸发和浓缩盐溶液时，对最后残留物的判断应考虑盐类的水解

　　(1)加热浓缩不水解的盐溶液时一般得原物质.

　　(2)加热浓缩Na2CO3型的盐溶液一般得原物质.

　　(3)加热浓缩FeCl3 型的盐溶液.最后得到FeCl3和Fe(OH)3 的混合物，灼烧得Fe2O3 。

　　(4)加热蒸干(NH4)2CO3或NH4HCO3 型的盐溶液时，得不到固体.

　　(5)加热蒸干Ca(HCO3)2型的盐溶液时，最后得相应的正盐.

　　(6)加热Mg(HCO3)2、MgCO3 溶液最后得到Mg(OH)2 固体.

　　(9净水剂的选择:如Al3+ ，FeCl3等均可作净水剂，应从水解的角度解释。

　　(10)的使用时应考虑水解。如草木灰不能与铵态氮肥混合使用。

　　(11)打片可治疗胃酸过多。

　　(12)液可洗涤油污。

　　(13)试剂瓶不能盛放Na2SiO3，Na2CO3等试剂.

　　高中化学必背知识点总结

　　有机部分：

　　氯仿：CHCl3 电石：CaC2 电石气：C2H2 (乙炔) TNT：酒精、乙醇：C2H5OH

　　氟氯烃：是良好的制冷剂，有毒，但破坏O3层。醋酸：冰醋酸、食醋 CH3COOH 裂解气成分(石油裂化)：烯烃、烷烃、炔烃、H2S、CO2、CO等。甘油、丙三醇：C3H8O3 焦炉气成分(煤干馏)：H2、CH4、乙烯、CO等。石炭酸：苯酚蚁醛：甲醛 HCHO ：35%—40%的甲醛水溶液蚁酸：甲酸 HCOOH

　　葡萄糖：C6H12O6 果糖：C6H12O6 蔗糖：C12H22O11 麦芽糖：C12H22O11 淀粉：(C6H10O5)n

　　硬脂酸：C17H35COOH 油酸：C17H33COOH 软脂酸：C15H31COOH

　　草酸：乙二酸 HOOC—COOH 使蓝墨水褪色，强酸性，受热分解成CO2和水，使KMnO4酸性溶液褪色。

　　高中化学必背知识点总结

　　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

　　高中化学必背知识点总结

　　1、金属活动顺序表口诀

　　（初中）钾钙钠镁铝、锌铁锡铅氢、铜汞银铂金。

　　（高中）钾钙钠镁铝锰锌、铬铁镍、锡铅氢；铜汞银铂金。

　　2、盐类水解规律口诀

　　无“弱”不水解，谁“弱”谁水解；

　　愈“弱”愈水解，都“弱”双水解；

　　谁“强”显谁性，双“弱”由K定。

　　3、盐类溶解性表规律口诀

　　钾、钠铵盐都可溶，硝盐遇水影无踪；

　　硫（酸）盐不溶铅和钡，氯（化）物不溶银、亚汞。

　　4、化学反应基本类型口诀

　　化合多变一（A+BC），分解正相逆（AB+C），复分两交换（AB+CDCB+AD），置换换单质（A+BCAC+B）。

　　5、短周期元素化合价与原子序数的关系口诀

　　价奇序奇，价偶序偶。

　　6、化学计算

　　化学式子要配平，必须纯量代方程，单位上下要统一，左右倍数要相等。

　　质量单位若用克，标况气体对应升，遇到两个已知量，应照不足来进行。

　　高中化学必背知识点总结

　　一、金属活动性Na>Mg>Al>Fe.

　　二、金属一般比较活泼，容易与O2反应而生成氧化物，可以与酸溶液反应而生成H2，特别活泼的如Na等可以与H2O发生反应置换出H2，特殊金属如Al可以与碱溶液反应而得到H2.

　　三、A12O3为_氧化物，Al(OH)3为_氢氧化物，都既可以与强酸反应生成盐和水，也可以与强碱反应生成盐和水.

　　四、Na2CO3和NaHCO3比较

　　碳酸钠碳酸氢钠

　　俗名纯碱或苏打小苏打

　　色态白色晶体细小白色晶体

　　水溶性易溶于水，溶液呈碱性使酚酞变红易溶于水(但比Na2CO3溶解度小)溶液呈碱性(酚酞变浅红)

　　热稳定性较稳定，受热难分解受热易分解

　　NaHCO3Na2CO3+CO2↑+H2O

　　与酸反应CO32—+H+HCO3—

　　HCO3—+H+CO2↑+H2O

　　相同条件下放出CO2的速度NaHCO3比Na2CO3快

　　与碱反应Na2CO3+Ca(OH)2CaCO3↓+2NaOH

　　反应实质：CO32—与金属阳离子的复分解反应NaHCO3+NaOHNa2CO3+H2O

　　反应实质：HCO3—+OH-H2O+CO32—

　　与H2O和CO2的反应Na2CO3+CO2+H2O2NaHCO3

　　CO32—+H2O+CO2HCO3—

　　不反应

　　与盐反应CaCl2+Na2CO3CaCO3↓+2NaCl

　　Ca2++CO32—CaCO3↓

　　不反应

　　主要用途玻璃、造纸、制皂、洗涤发酵、医药、灭火器

　　转化关系

　　五、合金：两种或两种以上的金属(或金属与非金属)熔合在一起而形成的具有金属特性的物质.

　　合金的特点：硬度一般比成分金属大而熔点比成分金属低，用途比纯金属要广泛.

　　高中化学常考知识点

　　一、二氧化硅(SiO2)

　　天然存在的二氧化硅称为硅石，包括结晶形和无定形。石英是常见的结晶形二氧化硅，其中无色透明的就是水晶，具有彩色环带状或层状的是玛瑙。二氧化硅晶体为立体网状结构，基本单元是[SiO4]，因此有良好的物理和化学性质被广泛应用。(玛瑙饰物，石英坩埚，光导纤维)

　　物理：熔点高、硬度大、不溶于水、洁净的SiO2无色透光性好

　　化学：化学稳定性好、除HF外一般不与其他酸反应，可以与强碱(NaOH)反应，是酸性氧化物，在一定的条件下能与碱性氧化物反应

　　SiO2+4HF==SiF4↑+2H2O

　　SiO2+CaO===(高温)CaSiO3

　　SiO2+2NaOH==Na2SiO3+H2O

　　不能用玻璃瓶装HF，装碱性溶液的试剂瓶应用木塞或胶塞。

　　二、硅酸(H2SiO3)

　　酸性很弱(弱于碳酸)溶解度很小，由于SiO2不溶于水，硅酸应用可溶性硅酸盐和其他酸性比硅酸强的酸反应制得。

　　Na2SiO3+2HCl==H2SiO3↓+2NaCl

　　硅胶多孔疏松，可作干燥剂，催化剂的载体。

　　三、硅酸盐

　　硅酸盐是由硅、氧、金属元素组成的化合物的总称，分布广，结构复杂化学性质稳定。一般不溶于水。(Na2SiO3、K2SiO3除外)最典型的代表是硅酸钠Na2SiO3：可溶，其水溶液称作水玻璃和泡花碱，可作肥皂填料、木材防火剂和黏胶剂。常用硅酸盐产品：玻璃、陶瓷、水泥

　　四、硅单质

　　与碳相似，有晶体和无定形两种。晶体硅结构类似于金刚石，有金属光泽的灰黑色固体，熔点高(1410℃)，硬度大，较脆，常温下化学性质不活泼。是良好的半导体，应用：半导体晶体管及芯片、光电池、

　　五、氯元素：位于第三周期第ⅦA族，原子结构：容易得到一个电子形成氯离子Cl-，为典型的非金属元素，在自然界中以化合态存在。

　　高中化学基础知识点总结

　　1、金刚石(C)是自然界中最硬的物质，可用于制钻石、刻划玻璃、钻探机的钻头等。

　　2、石墨(C)是最软的矿物之一，有优良的导电性，润滑性。可用于制铅笔芯、干电池的电极、电车的滑块等

　　金刚石和石墨的物理性质有很大差异的原因是：碳原子的排列不同。

　　CO和CO2的化学性质有很大差异的原因是：分子的构成不同。

　　3、无定形碳：由石墨的微小晶体和少量杂质构成。主要有：焦炭，木炭，活性炭，炭黑等。

　　活性炭、木炭具有强烈的吸附性，焦炭用于冶铁，炭黑加到橡胶里能够增加轮胎的耐磨性。

　　4、金刚石和石墨是由碳元素组成的两种不同的单质，它们物理性质不同、化学性质相同。它们的物理性质差别大的原因碳原子的布列不同

　　5、碳的化学性质跟氢气的性质相似(常温下碳的性质不活泼)

　　①可燃性：木炭在氧气中燃烧C+O2CO2现象：发出白光，放出热量;碳燃烧不充分(或氧气不充足)2C+O22CO

　　②还原性：木炭高温下还原氧化铜C+2CuO2Cu+CO2↑现象：黑色物质受热后变为亮红色固体，同时放出可以使石灰水变浑浊的气体

　　6、化学性质：

　　1)一般情况下不能燃烧，也不支持燃烧，不能供给呼吸

　　2)与水反应生成碳酸：CO2+H2O==H2CO3生成的碳酸能使紫色的石蕊试液变红，H2CO3==H2O+CO2↑碳酸不稳定，易分解

　　3)能使澄清的石灰水变浑浊：CO2+Ca(OH)2==CaCO3↓+H2O本反应用于检验二氧化碳。

　　4)与灼热的碳反应：C+CO2高温2CO

　　(吸热反应，既是化合反应又是氧化还原反应，CO2是氧化剂，C是还原剂)

　　5)用途：灭火(灭火器原理：Na2CO3+2HCl==2NaCl+H2O+CO2↑)

　　既利用其物理性质，又利用其化学性质

　　干冰用于人工降雨、制冷剂

　　温室肥料

　　6)二氧化碳多环境的影响：过多排放引起温室效应。

　　7、二氧化碳的实验室制法

　　1)原理：用石灰石和稀盐酸反应：CaCO32HCl==CaCl2H2OCO2↑

　　2)选用和制氢气相同的发生装置

　　3)气体收集方法：向上排空气法

　　4)验证方法：将制得的气体通入澄清的石灰水，如能浑浊，则是二氧化碳。

　　8、物理性质：无色，无味的气体，密度比空气大，能溶于水，高压低温下可得固体——干冰

　　一元弱酸，指理想状态下一分子一元弱酸可以电离出一分子氢离子，由于是弱电解质，则无法完全电离。在中学化学的学习过程中经常遇到一元酸强弱的判断，下面就一元酸(HA)强弱的判断方法归纳。

　　一、通过pH判断

　　(1)测定已知物质相同浓度的HA和一元强酸的pH，若HA的pH大于同浓度一元强酸的pH，则说明HA为弱酸。

　　(2)取一定体积的HA溶液，测定其pH，再稀释100倍，若pH增大的程度小于2个单位，则HA为弱酸;若pH增大的程度等于2个单位，则HA为强酸。

　　(3)取HA溶液，测其pH，然后加热，若pH变小，则说明HA为弱酸(易挥发和易分解的酸一般不用此法);其原理是加热，能够使电离平衡正向移动。

　　(4)取HA溶液，测其pH，然后加入NaA固体少许，若pH变大，说明HA为弱酸。其原理根据勒沙特列原理，电离平衡逆向移动。

　　二、通过生成气体判断

　　(1)通过生成气体的速率判断

　　取物质的量浓度相同的HA溶液和盐酸，分别加入颗粒大小相同的锌粒，若开始时盐酸中产生的气泡比HA中产生的气泡快，说明HA是弱酸。

　　(2)通过生成气体的量判断

　　取体积和pH均相同的HA溶液和盐酸，分别加入足量的颗粒大小相同的锌粒，在相同的时间内，若HA中收集到的气体比盐酸中收集到的气体多，则说明HA为弱酸。

　　三、通过中和反应判断

　　取相同体积，相同pH的HA溶液与盐酸溶液，分别用氢氧化钠溶液进行中和滴定，如果滴定HA溶液用的氢氧化钠溶液体积大于滴定盐酸的，说明HA为弱酸。

　　四、通过盐的水解判断

　　看HA对应强碱盐的水溶液的酸碱性，如果NaA溶液的pH>7，则说明HA为弱酸。

　　五、通过导电能力判断

　　分别取相同物质的量浓度的HA溶液和盐酸，测其导电能力，若HA溶液的导电能力弱于盐酸，则说明HA为弱酸。

　　总之，只要能说明该物质(HA)是不完全电离的，即存在电离平衡，也就是说既有离子，又有分子，就可以说该物质(HA)是一元弱酸。

　　离子反应离子共存离子方程式

　　电解质在溶液里所起的反应，实质上就是离子之间的相互反应。离子间的反应是趋向于降低离子浓度的方向进行。离子反应通常用离子方程式来表示。理解掌握离子反应发生的条件和正确书写离子方程式是学好离子反应的关键。溶液中离子共存的问题，取决于离子之间是否发生化学反应，如离子间能反应，这些离子就不能大量共存于同一溶液中。

　　1.离子反应发生的条件

　　(1)离子反应生成微溶物或难溶物。

　　(2)离子反应生成气体。

　　(3)离子反应生成弱电解质。

　　(4)离子反应发生氧化还原反应。根据化学反应类型，离子反应可分为两类，一是酸碱盐之间的复分解反应;二是氧化性离子与还原性离子间的氧化还原反应。离子反应还应注意：

　　(5)微溶物向难溶物转化，如用煮沸法软化暂时硬水MgHCO3==MgCO3+CO2↑+H2OMgCO3虽然难溶，但在溶液中溶解的哪部分是完全电离的，当Mg2+遇到水溶液里的OH-时会结合生成比MgCO3溶解度更小的Mg(OH)2而沉淀析出MgCO3+H2O==Mg(OH)2↓+CO2↑

　　(6)生成络离子的反应：FeCl3溶液与KSCN溶液的反应：Fe3++SCN-==Fe(SCN)2+生成物既不是沉淀物也不是气体，为什么反应能发生呢?主要是生成了难电离的Fe(SCN)2+络离子。

　　(7)优先发生氧化还原反应：具有强氧化性的离子与强还原性的离子相遇时首先发生氧化还原反应。例如：Na2S溶液与FeCI3溶液混合，生成S和Fe2+离子，而不是发生双水解生成Fe(OH)3沉淀和H2S气体。2Fe3++S2-=2Fe2++S↓总之：在水溶液里或在熔融状态下，离子间只要是能发生反应，总是向着降低离子浓度的方向进行。反之，离子反应不能发生。

　　2.离子反应的本质：反应体系中能够生成气、水(难电离的物质)、沉淀的离子参与反应，其余的成分实际上未参与反应。

　　3.离子反应方程式的类型

　　(1)复分解反应的离子方程式。

　　(2)氧化还原反应的离子方程式。

　　(3)盐类水解的离子方程式。

　　(4)络合反应的离子方程式。

　　掌握离子方程式的类型及特征，才能书写好离子方程式，正确书写判断离子方程式是学生必须掌握的基本技能。

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