高中化學必考知識點總結通用

總結是在某一時期、某一項目或某些工作告一段落或者全部完成後進行回顧檢查、分析評價，從而得出教訓和一些規律性認識的一種書面材料，通過它可以正確認識以往學習和工作中的優缺點，不妨讓我們認真地完成總結吧。總結怎麼寫才能發揮它的作用呢？以下是小編為大家收集的高中化學必考知識點總結通用，歡迎閲讀與收藏。

高中化學必考知識點總結通用1

一、俗名

無機部分：

純鹼、蘇打、天然鹼、口鹼：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

熟石灰、消石灰：Ca(OH)2

食鹽：NaCl

芒硝：Na2SO4·7H2O（緩瀉劑）

燒鹼、火鹼、苛性鈉：NaOH

綠礬：FaSO4·7H2O

乾冰：CO2

明礬：KAl (SO4)2·12H2O

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、泡花鹼、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溶於水後呈淡綠色

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：是良好的製冷劑，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（煤乾餾）：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

澱粉：（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——白色沉澱

Fe3+——黃色

Fe (OH)3——紅褐色沉澱

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

Cu2+——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

其他：

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

Al(OH)3白色絮狀沉澱

H4SiO4（原硅酸）白色膠狀沉澱

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，密度大於水，與水不互溶

KMnO4--——紫色

MnO4-——紫色

Na2O2—淡黃色固體

Ag3PO4—黃色沉澱

S—黃色固體

AgBr—淺黃色沉澱

AgI—黃色沉澱

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攝氏度）

品紅溶液——紅色

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、浮於水面、轉動、有氣體放出（熔、浮、遊、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，加熱後恢復原色

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：由白色變為灰綠最後變為紅褐色

15、在常温下：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——明亮並呈藍色的火焰

S在O2中燃燒——明亮的藍紫色火焰。

19．特徵反應現象：

20．淺黃色固體：S或Na2O2或AgBr

21．使品紅溶液褪色的氣體：SO2（加熱後又恢復紅色）、Cl2（加熱後不恢復紅色）

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）

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、鹼指示劑的變色範圍：

指示劑

PH的變色範圍

甲基橙

＜3.1紅色

3.1——4.4橙色

>4.4黃色

酚酞

＜8.0無色

8.0——10.0淺紅色

>10.0紅色

石蕊

＜5.1紅色

5.1——8.0紫色

>8.0藍色

3、在惰性電極上，各種離子的放電順序：

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：3CO32- + 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、生成物是什麼；

（2）配平。

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（酸性或鹼性）；

（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

注意：當是充電時則是電解，電極反應則為以上電極反應的倒轉：

陰極：PbSO4 +2e- = Pb + SO42-

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

7、在解計算題中常用到的恆等：原子恆等、離子恆等、電子恆等、電荷恆等、電量恆等，用到的方法有：質量守恆、差量法、歸一法、極限法、關係法、十字交法和估算法。

（非氧化還原反應：原子守恆、電荷平衡、物料平衡用得多，氧化還原反應：電子守恆用得多）

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：一般説來，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）的密度小於1，濃度越大，密度越小，硫酸的密度大於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）是否有沉澱生成、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值小於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、有機鑑別時，注意用到水和溴水這二種物質。例：鑑別：乙酸乙酯（不溶於水，浮）、溴苯（不溶於水，沉）、乙醛（與水互溶），則可用水。

22、取代反應包括：滷代、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。恆等於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（密度大於水），烴、苯、苯的同系物、酯（密度小於水）]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）

計算時的關係式一般為：—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、雲、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、在室温（20C。）時溶解度在10克以上——易溶；大於1克的——可溶；小於1克的——微溶；小於0.01克的——難溶。

30、人體含水約佔人體質量的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：在一定的壓強和温度下，1體積水裏達到飽和狀態時氣體的體積。

五、離子共存問題

離子在溶液中能否大量共存，涉及到離子的性質及溶液酸鹼性等綜合知識。凡能使溶液中因反應發生使有關離子濃度顯著改變的均不能大量共存。如生成難溶、難電離、氣體物質或能轉變成其它種類的離子（包括氧化一還原反應），一般可從以下幾方面考慮：

1．弱鹼陽離子只存在於酸性較強的溶液中，如Fe3+、Al3+、Zn2+、Cu2+、NH4+、Ag+等均與OH-不能大量共存。

2．弱酸陰離子只存在於鹼性溶液中。如：

CH3COO-、F-、CO32-、SO32-、S2-、PO43-、 AlO2-均與H+不能大量共存。

3．弱酸的酸式陰離子在酸性較強或鹼性較強的溶液中均不能大量共存。它們遇強酸（H+）會生成弱酸分子；遇強鹼（OH-）生成正鹽和水。

如：HSO3-、HCO3-、HS-、H2PO4-、HPO42-等

4．若陰、陽離子能相互結合生成難溶或微溶性的鹽，則不能大量共存。

如：Ba2+、Ca2+與CO32-、SO32-、 PO43-、SO42-等；Ag+與Cl-、Br-、I-等；Ca2+與F-，C2O42-等

5．若陰、陽離子發生雙水解反應，則不能大量共存。如：Al3+與HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-、SiO32-等Fe3+與HCO3-、CO32-、AlO2-、ClO-、SiO32-、C6H5O-等；NH4+與AlO2-、SiO32-、ClO-、CO32-等

6．若陰、陽離子能發生氧化一還原反應則不能大量共存。如：Fe3+與I-、S2-；MnO4-（H+）與I-、Br-、Cl-、S2-、SO32-、Fe2+等；NO3-（H+）與上述陰離子。S2-、SO32-、H+

7．因絡合反應或其它反應而不能大量共存，如：Fe3+與F-、CN-、SCN-等；H2PO4-與PO43-會生成HPO42-，故兩者不共存。

六、離子方程式判斷常見錯誤及原因分析

1．離子方程式書寫的基本規律要求：（寫、拆、刪、查四個步驟來寫）

（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）兩守恆：兩邊原子數、電荷數必須守恆（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）細檢查：結合書寫離子方程式過程中易出現的錯誤，細心檢查。

例如：(1)違背反應客觀事實，如：Fe2O3與氫碘酸：Fe2O3＋6H+＝2 Fe3+＋3H2O錯因：忽視了Fe3+與I-發生氧化一還原反應

（2）違反質量守恆或電荷守恆定律及電子得失平衡，如：FeCl2溶液中通Cl2：Fe2+＋Cl2＝Fe3+＋2Cl-錯因：電子得失不相等，離子電荷不守恆

（3）混淆化學式（分子式）和離子書寫形式，如：NaOH溶液中通入HI：OH-＋HI＝H2O＋I-錯因：HI誤認為弱酸。

（4）反應條件或環境不分：如：次氯酸鈉中加濃HCl：ClO-＋H+＋Cl-＝OH-＋Cl2↑錯因：強酸製得強鹼

（5）忽視一種物質中陰、陽離子配比。如：H2SO4溶液加入Ba(OH)2溶液:Ba2+＋OH-＋H+＋SO42-＝BaSO4↓＋H2O

正確：Ba2+＋2OH-＋2H+＋SO42-＝BaSO4↓＋2H2O

（6）“＝”“ D ”“↑”“↓”符號運用不當，如：Al3+＋3H2O＝Al(OH)3↓＋3H+注意：鹽的水解一般是可逆的，Al(OH)3量少，故不能打“↓”

2、判斷離子共存時，審題一定要注意題中給出的附加條件。

（1）酸性溶液（H＋）、鹼性溶液（OH-）、能在加入鋁粉後放出可燃氣體的溶液、由水電離出的H＋或OH-=1×10-amol/L(a>7或a<7)的溶液等。

（2）有色離子MnO4-,Fe3+，Fe2+，Cu2+，Fe(SCN)2+。 MnO4-,NO3-等在酸性條件下具有強氧化性。

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

注意題目要求“一定大量共存”還是“可能大量共存”；“不能大量共存”還是“一定不能大量共存”。

（4）看是否符合題設條件和要求，如“過量”、“少量”、“適量”、“等物質的量”、“任意量”以及滴加試劑的先後順序對反應的影響等。

七、中學化學實驗操作中的七原則

1．“從下往上”原則

2．“從左到右”原則

3．先“塞”後“定”原則

4．“固體先放”原則，“液體後加”原則

5．先驗氣密性（裝入藥口前進行）原則

6．後點酒精燈（所有裝置裝完後再點酒精燈）原則

7．連接導管通氣是長進短出原則

高中化學必考知識點總結通用2

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後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、複分解反應(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。主要包括複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）

特徵：反應前後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、鹼、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能導電的物質並不全部是電解質：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。

複分解反應這類離子反應發生的條件是：生成沉澱、氣體或水。書寫方法：

寫：寫出反應的化學方程式

拆：把易溶於水、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

高中化學必考知識點總結通用3

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、浮於水面、轉動、有氣體放出（熔、浮、遊、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，加熱後恢復原色

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：由白色變為灰綠最後變為紅褐色

15、在常温下：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——明亮並呈藍色的火焰

S在O2中燃燒——明亮的.藍紫色火焰。

19、特徵反應現象：

20、淺黃色固體：S或Na2O2或AgBr

21、使品紅溶液褪色的氣體：SO2（加熱後又恢復紅色）、Cl2（加熱後不恢復紅色）

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）

3元素的一些特殊性質

1、週期表中特殊位置的元素

①族序數等於週期數的元素：H、Be、Al、Ge。

②族序數等於週期數2倍的元素：C、S。

③族序數等於週期數3倍的元素：O。

④週期數是族序數2倍的元素：Li、Ca。

⑤週期數是族序數3倍的元素：Na、Ba。

⑥最高正價與最低負價代數和為零的短週期元素：C。

⑦最高正價是最低負價絕對值3倍的短週期元素：S。

⑧除H外，原子半徑最小的元素：F。

⑨短週期中離子半徑最大的元素：P。

2、常見元素及其化合物的特性

①形成化合物種類最多的元素、單質是自然界中硬度最大的物質的元素或氣態氫化物中氫的質量分數最大的元素：C。

②空氣中含量最多的元素或氣態氫化物的水溶液呈鹼性的元素：N。

③地殼中含量最多的元素、氣態氫化物沸點最高的元素或氫化物在通常情況下呈液態的元素：O。

④最輕的單質的元素：H；最輕的金屬單質的元素：Li 。

⑤單質在常温下呈液態的非金屬元素：Br；金屬元素：Hg 。

⑥最高價氧化物及其對應水化物既能與強酸反應，又能與強鹼反應的元素：Be、Al、Zn。

⑦元素的氣態氫化物和它的最高價氧化物對應水化物能起化合反應的元素：N;能起氧化還原反應的元素：S。

⑧元素的氣態氫化物能和它的氧化物在常温下反應生成該元素單質的元素：S。

⑨元素的單質在常温下能與水反應放出氣體的短週期元素：Li、Na、F。

⑩常見的能形成同素異形體的元素：C、P、O、S。

高中化學必考知識點總結通用4

一、物質的分類

1、常見的物質分類法是樹狀分類法和交叉分類法。

2、混合物按分散系大小分為溶液、膠體和濁液三種，中間大小分散質直徑大小為1nm—100nm之間，這種分散系處於介穩狀態，膠粒帶電荷是該分散系較穩定的主要原因。

3、濁液用靜置觀察法先鑑別出來，溶液和膠體用丁達爾現象鑑別。

當光束通過膠體時，垂直方向可以看到一條光亮的通路，這是由於膠體粒子對光線散射形成的。

4、膠體粒子能通過濾紙，不能通過半透膜，所以用半透膜可以分離提純出膠體，這種方法叫做滲析。

5、在25ml沸水中滴加5—6滴FeCl3飽和溶液，煮沸至紅褐色，即製得Fe(OH)3膠體溶液。該膠體粒子帶正電荷，在電場力作用下向陰極移動，從而該極顏色變深，另一極顏色變淺，這種現象叫做電泳。

二、離子反應

1、常見的電解質指酸、鹼、鹽、水和金屬氧化物，它們在溶於水或熔融時都能電離出自由移動的離子，從而可以導電。

2、非電解質指電解質以外的化合物（如非金屬氧化物，氮化物、有機物等）；單質和溶液既不是電解質也不是非電解質。

3、在水溶液或熔融狀態下有電解質參與的反應叫離子反應。

4、強酸(HCl、H2SO4、HNO3)、強鹼(NaOH、KOH、Ba(OH)2)和大多數鹽(NaCl、BaSO4、Na2CO3、NaHSO4)溶於水都完全電離，所以電離方程式中間用“==”。

5、用實際參加反應的離子符號來表示反應的式子叫離子方程式。

在正確書寫化學方程式基礎上可以把強酸、強鹼、可溶性鹽寫成離子方程式，其他不能寫成離子形式。

6、複分解反應進行的.條件是至少有沉澱、氣體和水之一生成。

7、離子方程式正誤判斷主要含

①符合事實

②滿足守恆（質量守恆、電荷守恆、得失電子守恆）

③拆分正確（強酸、強鹼、可溶鹽可拆）

④配比正確（量的多少比例不同）。

8、常見不能大量共存的離子：

①發生複分解反應（沉澱、氣體、水或難電離的酸或鹼生成）

②發生氧化還原反應(MnO4-、ClO-、H++NO3-、Fe3+與S2-、HS-、SO32-、Fe2+、I-)

③絡合反應(Fe3+、Fe2+與SCN-)

④注意隱含條件的限制（顏色、酸鹼性等）。

三、氧化還原反應

1、氧化還原反應的本質是有電子的轉移，氧化還原反應的特徵是有化合價的升降。

2、失去電子（偏離電子）→化合價升高→被氧化→是還原劑；升價後生成氧化產物。還原劑具有還原性。

得到電子（偏向電子）→化合價降低→被還原→是氧化劑；降價後生成還原產物，氧化劑具有氧化性。

3、常見氧化劑有：Cl2、O2、濃H2SO4、HNO3、KMnO4（H+）、H2O2、ClO-、FeCl3等，

常見還原劑有：Al、Zn、Fe;C、H2、CO、SO2、H2S;SO32-、S2-、I-、Fe2+等

4、氧化還原強弱判斷法

①知反應方向就知道“一組強弱”

②金屬或非金屬單質越活潑對應的離子越不活潑（即金屬離子氧化性越弱、非金屬離子還原性越弱）

③濃度、温度、氧化或還原程度等也可以判斷（越容易氧化或還原則對應能力越強）。

高中化學必考知識點總結通用5

一、物質的量

1、定義：表示物質所含微粒多少的物理量，也表示含有一定數目粒子的集合體。

2、物質的量是以微觀粒子為計量的對象。

3、物質的量的符號為“n”。

二、摩爾

1、物質的'量的單位單位：克/摩符號：g/mol

數值：等於物質的原子量、分子量、原子團的式量。

2、符號是mol。

3、使用摩爾表示物質的量時，應該用化學式指明粒子的種類。

例如：1molH表示mol氫原子，1molH2表示1mol氫分子（氫氣），1molH表示1mol氫離子，但如果説“1mol氫”就違反了使用標準，因為氫是元素名稱，不是微粒名稱，也不是微粒的符號或化學式。

4、計算公式：n=N/NAn=m/M

高中化學必考知識點總結通用6

環境問題主要是指由於人類不合理地開發和利用自然資源而造成的生態環境破壞，以及工農業生產和人類生活所造成的環境污染。

1、環境污染

（1）大氣污染

大氣污染物：顆粒物（粉塵）、硫的氧化物(SO2和SO3)、氮的氧化物(NO和NO2)、CO、碳氫化合物，以及氟氯代烷等。

大氣污染的防治：合理規劃工業發展和城市建設佈局；調整能源結構；運用各種防治污染的技術；加強大氣質量監測；充分利用環境自淨能力等。

（2）水污染

水污染物：重金屬（Ba2+、Pb2+等）、酸、鹼、鹽等無機物，耗氧物質，石油和難降解的有機物，洗滌劑等。

水污染的防治方法：控制、減少污水的任意排放。

（3）土壤污染

土壤污染物：城市污水、工業廢水、生活垃圾、工礦企業固體廢棄物、化肥、農藥、大氣沉降物、牲畜排泄物、生物殘體。

土壤污染的防治措施：控制、減少污染源的'排放。

2、綠色化學

綠色化學的核心就是利用化學原理從源頭上減少和消除工業生產對環境的污染。按照綠色化學的原則，最理想的“原子經濟”就是反應物的。原子全部轉化為期望的最終產物（即沒有副反應，不生成副產物，更不能產生廢棄物），這時原子利用率為100%。

3、環境污染的熱點問題：

（1）形成酸雨的主要氣體為SO2和NOx。

（2）破壞臭氧層的主要物質是氟利昂(CCl2F2)和NOx。

（3）導致全球變暖、產生“温室效應”的氣體是CO2。

（4）光化學煙霧的主要原因是汽車排出的尾氣中氮氧化物、一氧化氮、碳氫化合物。

（5）“白色污染”是指聚乙烯等塑料垃圾。

（6）引起赤潮的原因：工農業及城市生活污水含大量的氮、磷等營養元素。（含磷洗衣粉的使用和不合理使用磷肥是造成水體富營養化的重要原因之一。）

高中化學必考知識點總結通用7

一、研究物質性質的方法和程序

1、基本方法：觀察法、實驗法、分類法、比較法

2、基本程序：

第三步：用比較的方法對觀察到的現象進行分析、綜合、推論，概括出結論。

二、電解質和非電解質

1、定義：①條件：水溶液或熔融狀態；②性質：能否導電；③物質類別：化合物。

2、強電解質：強酸、強鹼、大多數鹽；弱電解質：弱酸、弱鹼、水等。

3、離子方程式的書寫：

①寫：寫出化學方程式

②拆：將易溶、易電離的物質改寫成離子形式，其它以化學式形式出現。下列情況不拆：難溶物質、難電離物質（弱酸、弱鹼、水等）、氧化物、HCO3-等。 ③刪：將反應前後沒有變化的離子符號刪去。

④查：檢查元素是否守恆、電荷是否守恆。

4、離子反應、離子共存問題：下列離子不能共存在同一溶液中：①生成難溶物質的離子：如Ba2+與SO42-;Ag+與Cl-等

②生成氣體或易揮發物質：如H+與CO32-、HCO3-、SO32-、S2-等；OH-與NH4+等。 ③生成難電離的物質（弱電解質）

④發生氧化還原反應：如：MnO4-與I-;H+、NO3-與Fe2+等

三、鈉及其化合物的性質：

1、鈉在空氣中緩慢氧化：4Na+O2==2Na2O

2、鈉在空氣中燃燒：2Na+O2點燃====Na2O2

3、鈉與水反應：2Na+2H2O=2NaOH+H2↑

現象：①鈉浮在水面上；②熔化為銀白色小球；③在水面上四處遊動；④伴有嗞嗞響聲；⑤滴有酚酞的水變紅色。

4、過氧化鈉與水反應：2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑

5、過氧化鈉與二氧化碳反應：2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2

6、碳酸氫鈉受熱分解：2NaHCO3△==Na2

CO3+H2O+CO2↑

7、氫氧化鈉與碳酸氫鈉反應：NaOH+NaHCO3=Na2CO3+H2O

8、在碳酸鈉溶液中通入二氧化碳：Na2CO3+CO2+H2O=2NaHCO3

四、以物質的量為中心的物理量關係

1、物質的量n(mol)= N/N(A)

2、物質的量n(mol)= m/M

3、標準狀況下氣體物質的量n(mol)= V/V(m)

4、溶液中溶質的物質的量n(mol)=cV

五、氯及其化合物的性質

1、氯氣與氫氧化鈉的反應：Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O

2、鐵絲在氯氣中燃燒：2Fe+3Cl2點燃===2FeCl3

3、製取漂白色的粉（氯氣能通入石灰漿）2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O

4、氯氣與水的反應：Cl2+H2O=HClO+HCl

5、次氯酸鈉在空氣中變質：NaClO+CO2+H2O=NaHCO3+HClO

6、次氯酸鈣在空氣中變質：Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO

六、膠體：

1、定義：分散質粒子直徑介於1~100nm之間的分散系。

2、膠體性質：

①丁達爾現象

②聚沉

③電泳

④布朗運動

3、膠體提純：滲析

七、氧化還原反應

1、（某元素）降價——得到電子——被還原——作氧化劑——產物為還原產物

2、（某元素）升價——失去電子——被氧化——作還原劑——產物為氧化產物

3、氧化性：氧化劑>氧化產物

還原性：還原劑>還原產物

八、鐵及其化合物性質

1、 Fe2+及Fe3+離子的檢驗：

① Fe2+的檢驗：（淺綠色溶液）

a)加氫氧化鈉溶液，產生白色沉澱，繼而變灰綠色，最後變紅褐色。

b)加KSCN溶液，不顯紅色，再滴加氯水，溶液顯紅色。

② Fe3+的檢驗：（黃色溶液）

a)加氫氧化鈉溶液，產生紅褐色沉澱。

b)加KSCN溶液，溶液顯紅色。

2、主要反應的化學方程式：

①鐵與鹽酸的反應：Fe+2HCl=FeCl2+H2↑

②鐵與硫酸銅反應（濕法鍊銅）：Fe+CuSO4=FeSO4+Cu

③在氯化亞鐵溶液中滴加氯水：（除去氯化鐵中的氯化亞鐵雜質）3FeCl2+Cl2=2FeCl3 ④氫氧化亞鐵在空氣中變質：4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3

⑤在氯化鐵溶液中加入鐵粉：2FeCl3+Fe=3FeCl2

⑥銅與氯化鐵反應（用氯化鐵腐蝕銅電路板）：2FeCl3+Cu=2FeCl2+CuCl2

⑦少量鋅與氯化鐵反應：Zn+2FeCl3=2FeCl2+ZnCl2

⑧足量鋅與氯化鐵反應：3Zn+2FeCl3=2Fe+3ZnCl2

九、氮及其化合物的性質

1、 “雷雨發莊稼”涉及反應原理：

① N2+O2放電===2NO

② 2NO+O2=2NO2

③ 3NO2+H2O=2HNO3+NO

2、氨的工業製法：N2+3H2 2NH3

3、氨的實驗室製法：

①原理：2NH4Cl+Ca(OH)2△==2NH3↑+CaCl2+2H2O

②裝置：與制O2相同

③收集方法：向下排空氣法

④檢驗方法：

a)用濕潤的紅色石蕊試紙試驗，會變藍色。

b)用沾有濃鹽酸的玻璃棒靠近瓶口，有大量白煙產生。NH3+HCl=NH4Cl

⑤乾燥方法：可用鹼石灰或氧化鈣、氫氧化鈉，不能用濃硫酸。

4、氨與水的反應：NH3+H2O=NH3 H2O NH3 H2O NH4++OH-

5、氨的'催化氧化：4NH3+5O2 4NO+6H2O（製取硝酸的第一步）

6、碳酸氫銨受熱分解：NH4HCO3 NH3↑+H2O+CO2↑

7、銅與濃硝酸反應：Cu+4HNO3=Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O

8、銅與稀硝酸反應：3Cu+8HNO3=3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O

9、碳與濃硝酸反應：C+4HNO3=CO2↑+4NO2↑+2H2O

10、氯化銨受熱分解：NH4Cl NH3↑+HCl↑

十、 Cl-、Br-、I-離子鑑別：

1、分別滴加AgNO3和稀硝酸，產生白色沉澱的為Cl-;產生淺黃色沉澱的為Br-;產生黃色沉澱的為I-

2、分別滴加氯水，再加入少量四氯化碳，振盪，下層溶液為無色的是Cl-;下層溶液為橙紅色的為Br-;下層溶液為紫紅色的為I-。

十一、常見物質俗名

①蘇打、純鹼：Na2CO3;②小蘇打：NaHCO3;③熟石灰：Ca(OH)2;④生石灰：CaO;⑤綠礬：FeSO4 7H2O;⑥硫磺：S;⑦大理石、石灰石主要成分：CaCO3;⑧膽礬：

CuSO4 5H2O;⑨石膏：CaSO4 2H2O;⑩明礬：KAl(SO4)2 12H2O

十二、鋁及其化合物的性質

1、鋁與鹽酸的反應：2Al+6HCl=2AlCl3+3H2↑

2、鋁與強鹼的反應：2Al+2NaOH+6H2O=2Na[Al(OH)4]+3H2↑

3、鋁在空氣中氧化：4Al+3O2==2Al2O3

4、氧化鋁與酸反應：Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O

5、氧化鋁與強鹼反應：Al2O3+2NaOH+3H2O=2Na[Al(OH)4]

6、氫氧化鋁與強酸反應：Al(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2O

7、氫氧化鋁與強鹼反應：Al(OH)3+NaOH=Na[Al(OH)4]

8、實驗室製取氫氧化鋁沉澱：Al3++3NH3 H2O=Al(OH)3↓+3NH4+

十三、硫及其化合物的性質

1、鐵與硫蒸氣反應：Fe+S△==FeS

2、銅與硫蒸氣反應：2Cu+S△==Cu2S

3、硫與濃硫酸反應：S+2H2SO4(濃)△==3SO2↑+2H2O

4、二氧化硫與硫化氫反應：SO2+2H2S=3S↓+2H2O

5、銅與濃硫酸反應：Cu+2H2SO4△==CuSO4+SO2↑+2H2O

6、二氧化硫的催化氧化：2SO2+O2 2SO3

7、二氧化硫與氯水的反應：SO2+Cl2+2H2O=H2SO4+2HCl

8、二氧化硫與氫氧化鈉反應：SO2+2NaOH=Na2SO3+H2O

9、硫化氫在充足的氧氣中燃燒：2H2S+3O2點燃===2SO2+2H2O

10、硫化氫在不充足的氧氣中燃燒：2H2S+O2點燃===2S+2H2O

十四、硅及及其化合物性質

1、硅與氫氧化鈉反應：Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2↑

2、硅與氫氟酸反應：Si+4HF=SiF4+H2↑

3、二氧化硅與氫氧化鈉反應：SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O

4、二氧化硅與氫氟酸反應：SiO2+4HF=SiF4↑+2H2O

5、製造玻璃主要反應：SiO2+CaCO3高温===CaSiO3+CO2↑ SiO2+Na2CO3高温===Na2SiO3+CO2↑

十五、鎂及其化合物的性質

1、在空氣中點燃鎂條：2Mg+O2點燃===2MgO

2、在氮氣中點燃鎂條：3Mg+N2點燃===Mg3N2

3、在二氧化碳中點燃鎂條：2Mg+CO2點燃===2MgO+C

4、在氯氣中點燃鎂條：Mg+Cl2點燃===MgCl2

5、海水中提取鎂涉及反應：

①貝殼煅燒製取熟石灰：CaCO3高温===CaO+CO2↑ CaO+H2O=Ca(OH)2 ②產生氫氧化鎂沉澱：Mg2++2OH-=Mg(OH)2↓

③氫氧化鎂轉化為氯化鎂：Mg(OH)2+2HCl=MgCl2+2H2O

④電解熔融氯化鎂：MgCl2通電===Mg+Cl2↑

高中化學必考知識點總結通用8

知識點概述

知識點包含了幾種比較重要的金屬化合物的性質對比和反應條件

知識點總結

氧化鈉和過氧化鈉

要點詮釋：鈉的重要氧化物有兩種，其中氧化鈉是鹼性氧化物，具有鹼性氧化物的通性；過氧化鈉性質較為獨特。它們的性質對比如下：

化學式Na2O（氧化鈉）Na2O2（過氧化鈉）

顏色狀態白色固體淡黃色固體

生成條件鈉與氧氣不加熱時反應生成

4Na+O2==2Na2O

鈉與氧氣加熱時生成

2Na+O2Na2O2

與水反應

Na2O+H2O==2NaOH

2Na2O2+2H2O==4NaOH+O2↑

與CO2反應

Na2O+CO2==Na2CO3

2Na2O2+2CO2==2Na2CO3+O2

與鹽酸反應

Na2O+2HCl==2NaCl+H2O

2Na2O2+4HCl==4NaCl+2H2O+O2↑

實驗：把水滴入盛有少量的過氧化鈉固體的試管中，用帶火星的木條放在試管中，檢驗生成的氣體。

實驗現象：滴入水後有大量氣泡產生；產生的氣體使帶火星的木條復燃；試管外壁發熱；向溶液中滴入酚酞溶液，溶液發紅，振盪試管溶液又褪為無色。

説明：過氧化鈉的水溶液具有強氧化性，可將酚酞氧化變質而使溶液褪為無色。

碳酸鈉和碳酸氫鈉

要點詮釋：碳酸鈉是一種正鹽，碳酸氫鈉是一種酸式鹽，它們有許多相似的性質，也有許多不同的性質，它們的性質可對比如下：

化學式

Na2CO3碳酸鈉

NaHCO3碳酸氫鈉

顏色狀態白色粉末白色細小晶體

溶解性易溶易溶（比碳酸鈉小）

熱穩定性穩定，受熱不分解

2NaHCO3Na2CO3+CO2↑+H2O

與鹽酸反應

Na2CO3+2HCl==2NaCl+H2O+CO2↑

NaHCO3+HCl==NaCl+H2O+CO2↑

與NaOH反應

不反應

NaHCO3+NaOH==Na2CO3+H2O

與BaCl2反應

Na2CO3+BaCl2==BaCO3↓+2NaCl

不反應

與CO2的反應

Na2CO3+CO2+H2O==2NaHCO3

不反應

與Ca(OH)2的反應

Na2CO3+Ca(OH)2==CaCO3↓+2NaOH

2NaHCO3+Ca(OH)2== Na2CO3+2H2O+CaCO3↓

相互轉化

説明：

1、碳酸鈉、碳酸氫鈉溶於水的探究

操作步驟1 g Na2CO3 1 g NaHCO3

觀察外觀白色粉末細小白色晶體

加幾滴水加水結塊變成晶體，放熱加水部分溶解，感受不到熱量變化

加10 mL水，用力振盪溶解仍有少量固體不溶解

加1～2滴酚酞溶液溶液變紅（較深）溶液變淺紅色

原因（可查資料）Na2CO3+H2ODNaHCO3+NaOH NaHCO3+H2ODH2CO3+NaOH

初步結論加水先變成含結晶水的晶體，水溶液鹼性比NaHCO3溶液強加水部分溶解，水溶液鹼性比Na2CO3溶液弱

2CO3、NaHCO3熱穩定性的探究

現象發生反應的化學方程式結論

Na2CO3澄清石灰水不變渾濁————受熱不分解

NaHCO3澄清石灰水變渾濁2NaHCO3Na2CO3+CO2↑+H2O

Ca(OH)2+CO2==CaCO3↓+H2O受熱易分解

3、碳酸鈉晶體在乾燥空氣裏容易逐漸失去結晶水變成碳酸鈉粉末，此種現象稱為風化。

2CO3溶液中逐滴滴加稀鹽酸，開始時無氣體放出，化學方程式為：

Na2CO3+HCl==NaHCO3+NaCl;繼續滴加會產生氣體，化學方程式為：NaHCO3+HCl==NaCl+CO2↑+H2O。

總的化學方程式為：2HCl+Na2CO3== 2NaCl+CO2↑+H2O。

如果鹽酸中逐滴滴加Na2CO3溶液，則一開始就會產生氣體，

化學方程式為：Na2CO3+2HCl==2NaCl+CO2↑+H2O。

由此可知，我們可利用兩個過程現象的不同區別Na2CO3溶液和鹽酸。

2CO3溶液與CaCl2、BaCl2、Ca(NO3)2、Ba(NO3)2等反應產生白色沉澱，而NaHCO3溶液與它們則不會產生白色沉澱。利用此現象可區別Na2CO3溶液和NaHCO3溶液。

6、利用Na2CO3溶液與Ca(OH)2溶液的反應可製取NaOH溶液。

2在飽和NaHCO3溶液中溶解度會大大減小，所以可利用排飽和NaHCO3溶液的方法收集CO2，也可利用飽和NaHCO3洗滌CO2中的`酸性氣體雜質。

8、在飽和的Na2CO3溶液中通入足量的CO2，會析出白色晶體NaHCO3。其原因有三個：①Na2CO3轉變為NaHCO3後，溶質質量增加了；②反應過程中有水消耗；③NaHCO3溶解度比碳酸鈉的溶解度小。

O3溶液與Ca(OH)2或Ba(OH)2溶液混合時，會因相對量的大小不同，其產物也不同。例如少量的NaHCO3與大量的Ca(OH)2的反應為：NaHCO3+Ca(OH)2==CaCO3↓+NaOH+H2O;大量NaHCO3與少量Ca(OH)2的反應為：2NaHCO3+Ca(OH)2==CaCO3↓+Na2CO3+2H2O。書寫化學方程式或離子方程式時應特別注意。

焰色反應

要點詮釋：很多金屬或它們的化合物在灼燒時，其火焰會呈現特殊的顏色，在化學上叫做焰色反應。它表現的是某種金屬元素的性質，藉此可檢驗某些金屬元素。

操作步驟：

（1）乾燒：把焊在玻璃棒上的鉑絲（或用光潔無鏽的鐵絲）放在酒精燈外焰裏灼燒，至與原來的火焰顏色相同為止。

（2）蘸燒：用鉑絲（或鐵絲）蘸取Na2CO3溶液，在外焰上灼燒，觀察火焰的顏色。

（3）洗燒：將鉑絲（或鐵絲）用鹽酸洗淨後，在外焰上灼燒至沒有顏色。

（4）蘸燒：用鉑絲（或鐵絲）蘸取K2CO3溶液，在外焰上灼燒，觀察火焰的顏色。

説明：

①火源最好用噴燈、煤氣燈，因其火焰焰色更淺。而酒精燈火焰往往略帶黃色。

②焰色反應前，應將鉑絲（或鐵絲）灼燒到無色。也可先用鹽酸清洗，再灼燒到無色。

③做鉀的焰色反應時，要透過藍色鈷玻璃片進行觀察，以吸收黃色，排除鈉鹽的干擾。

實驗現象（焰色反應的焰色）：鈉——黃色；鉀——紫色；鈣——磚紅色；鍶——洋紅色；銅——綠色；鋰——紅色；鋇——黃綠色。

氧化鋁和氫氧化鋁

要點詮釋：氧化鋁是典型的兩性氧化物，氫氧化鋁是典型的兩性氫氧化物。

1、氧化鋁：白色難溶，熔點很高的物質。

（1）由於鋁表面有一層緻密的氧化鋁薄膜，能夠有效地保護內層金屬鋁。

（2）氧化鋁是工業冶煉金屬鋁的原料。

（3）氧化鋁是一種比較好的耐火材料，它可以用來製造耐火坩堝、耐火管和耐高温的實驗儀器等。

（4）氧化鋁能溶於強酸和強鹼溶液中。

Al2O3+6H+==2Al3++3H2O Al2O3+2OH-==2AlO2-+H2O

這種既能與強酸反應，又能與強鹼反應生成鹽和水的氧化物叫做兩性氧化物。

（5）實驗室中可用加熱氫氧化鋁使其分解得到氧化鋁：2Al(OH)3Al2O3+3H2O

工業上可通過分離提純自然界中存在的鋁土礦得到氧化鋁。

2、氫氧化鋁：白色難溶的物質。

實驗：

（1）在試管里加入10 mL 0.5 mol·L-1 Al2(SO4)3溶液，滴加氨水，振盪，觀察沉澱的生成。

現象：溶液中產生白色膠狀難溶物質，繼續滴加氨水至過量，白色沉澱不溶解。

實驗室中常用此種方法制取氫氧化鋁，反應方程式為：Al2(SO4)3+6NH3·H2O==2Al(OH)3↓+3(NH4)2SO4;離子方程式為：Al3++3NH3·H2O==Al(OH)3↓+3NH4+。

（2）將(1)得到的混合物分成三份，其中一份中滴加一滴墨水，觀察現象。

現象：膠狀Al(OH)3能吸附色素，一段時間後溶液又變澄清。它還能凝聚水中的懸浮物。

（3）在剩餘的兩份中，分別滴加2 mol·L-1鹽酸、2 mol·L-1 NaOH溶液，邊滴邊振盪。

現象：兩支試管都由渾濁變澄清。

反應的離子方程式為：Al(OH)3+3H+==Al3++3H2O Al(OH)3+OH-==AlO2-+2H2O

象這種既能跟強酸反應，又能跟強鹼反應的氫氧化物，稱為兩性氫氧化物。

説明：

（1）在溶液中得到的白色膠狀氫氧化鋁具有凝聚水中懸浮物，吸附色素的能力。利用明礬淨水就是利用溶液中Al3+與水反應生成的氫氧化鋁，吸附水中的懸浮雜質形成沉澱。

（2）由於氫氧化鋁能溶於強鹼，不能溶於弱鹼，所以實驗室中利用鋁鹽與鹼反應制取氫氧化鋁時，使用氨水比使用NaOH溶液更好。

(3)Al(OH)3是醫用胃藥中的一種，它的鹼性不強，可以中和過多的胃酸而不至於對胃壁產生強烈的刺激或腐蝕作用。

（4）向AlCl3的溶液中逐滴滴加氫氧化鈉溶液，其現象為：產生白色膠狀沉澱，沉澱量不斷增多至最大，而後逐漸溶解至完全消失。具體分析可表示如下：

當時，發生反應：Al3++3OH-==Al(OH)3↓；

當時，有部分Al(OH)3被鹼溶解，即Al(OH)3+OH-==AlO2-+2H2O;

當時，沉澱全部溶解，全過程方程式可表示為：Al3++4OH-==AlO2-+2H2O。

此過程用圖象表示為

鐵的氧化物

要點詮釋：鐵的氧化物有3種：氧化亞鐵、氧化鐵、四氧化三鐵，其性質可對比如下：

化學式

FeO氧化亞鐵

Fe2O3氧化鐵

Fe3O4四氧化三鐵

鐵的化合價

+2+3+2 +3

顏色狀態

黑色粉末紅色粉末黑色晶體

溶解性不溶不溶不溶

穩定性

空氣中加熱變成Fe3O4

穩定穩定

與鹽酸反應

FeO+2H+==Fe2++H2O

Fe2O3+6H+==2Fe3++3H2O

Fe3O4+8H+== 2Fe3++Fe2++4H2O

高温還原

FeO+COFe+CO2

Fe2O3+2AlAl2O3+2Fe

3Fe3O4+8Al9Fe+4Al2O3

用途

鍊鐵原料

鍊鐵原料、紅色油漆和塗料

鍊鐵原料

工業上冶煉金屬鐵時，往往在高温下用CO還原鐵的氧化物，可表示如下：

Fe2O3+3CO2Fe+3CO2

高中化學必考知識點總結通用9

1、阿伏加德羅常數NA

阿伏加德羅常數是一個物理量，單位是mol1，而不是純數。

不能誤認為NA就是6.02×1023。

例如：1molO2中約含有個6.02×10氧分子

242molC中約含有1.204×10個碳原子

231molH2SO4中約含有6.02×10硫酸分子

23+23-1.5molNaOH中約含有9.03×10個Na和9.03×10個OH;

23nmol某微粒集合體中所含微粒數約為n×6.02×10。

由以上舉例可以得知：物質的量、阿伏伽德羅常數以及微粒數之間存在什麼樣的關係式？由以上內容可以看出，物質的`量與微粒數之間存在正比例關係。如果用n表示物質的量，NA表示阿伏伽德羅常數，N表示微粒數，三者之間的關係是：N=n·NA,由此可以推知n=N/NANA=N/n

2、一定物質的量濃度溶液配製過程中的注意事項

（1）向容量瓶中注入液體時，應沿玻璃棒注入，以防液體濺至瓶外。

（2）不能在容量瓶中溶解溶質，溶液注入容量瓶前要恢復到室温。

（3）容量瓶上只有一個刻度線，讀數時要使視線、容量瓶刻度線與溶液凹液麪的最低點相切。

（4）如果加水定容時超過刻度線或轉移液體時溶液灑到容量瓶外，均應重新配製。

（5）定容後再蓋上容量瓶塞搖勻後出現液麪低於刻度線，不能再加蒸餾水。

（6）稱量NaOH等易潮解和強腐蝕性的藥品，不能放在紙上稱量，應放在小燒杯裏稱量。若稀釋濃H2SO4，需在燒杯中加少量蒸餾水再緩緩加入濃H2SO4，並用玻璃棒攪拌。

高中化學必考知識點總結通用10

中學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實驗室製法為例，裝配發生裝置順序是：放好鐵架台→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。裝配複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”後“定”原則。帶導管的塞子在燒瓶固定前塞好，以免燒瓶固定後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、“液體後加”原則。液體藥品在燒瓶固定後加入。如上例中濃鹽酸應在燒瓶固定後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、後點酒精燈（所有裝置裝完後再點酒精燈）原則。

中學化學實驗中温度計的使用分哪三種情況以及哪些實驗需要温度計

1、測反應混合物的温度：這種類型的實驗需要測出反應混合物的準確温度，因此，應將温度計插入混合物中間。

①測物質溶解度

②實驗室制乙烯

2、測蒸氣的温度：這種類型實驗，多用於測量物質的沸點，由於液體在沸騰時，液體和蒸氣的温度相同所以只要測蒸氣的温度。

①實驗室蒸餾石油

②測定乙醇的沸點

3、測水浴温度：這種類型的實驗，往往只要使反應物的温度保持相對穩定，所以利用水浴加熱，温度計則插入水浴中。

①温度對反應速率影響的反應

②苯的硝化反應

常見的需要塞入棉花的實驗有哪些

熱KMnO4製氧氣

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湧入導管；防止氨氣與空氣對流，以縮短收集NH3的時間。

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温度變化較大，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、昇華法：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溶液裏過濾分離。

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，然後再還原回去：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。

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，利用酚鈉易溶於水，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後，再通過濃硫酸。

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

4、加熱昇華法:欲除去碘中的沙子，可採用此法。

5、溶劑萃取法:欲除去水中含有的少量溴，可採用此法。

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，降低溶液温度，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，可採用多次蒸餾的方法

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

9、滲析法:欲除去膠體中的離子，可採用此法。如除去氫氧化鐵膠體中的氯離子。

化學實驗基本操作中的“不”15例

1、實驗室裏的藥品，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`標籤應向着手心，不應向下；放回原處時標籤不應向裏。

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；若眼睛裏濺進了酸或鹼，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、向酒精燈裏添加酒精時，不得超過酒精燈容積的2/3，也不得少於容積的1/3。

8、不得用燃着的酒精燈去對點另一隻酒精燈；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；切不可使試管口對着自己或旁人；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後，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，漏斗裏的液體的液麪不要高於濾紙的邊緣，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。

化學實驗中的先與後22例

1、加熱試管時，應先均勻加熱後局部加熱。

2、用排水法收集氣體時，先拿出導管後撤酒精燈。

3、製取氣體時，先檢驗氣密性後裝藥品。

4、收集氣體時，先排淨裝置中的空氣後再收集。

5、稀釋濃硫酸時，燒杯中先裝一定量蒸餾水後再沿器壁緩慢注入濃硫酸。

6、點燃H2、CH4、C2H4、C2H2等可燃氣體時，先檢驗純度再點燃。

7、檢驗鹵化烴分子的滷元素時，在水解後的溶液中先加稀HNO3再加AgNO3溶液。

8、檢驗NH3（用紅色石蕊試紙）、Cl2（用澱粉KI試紙）、H2S[用Pb(Ac)2試紙]等氣體時，先用蒸餾水潤濕試紙後再與氣體接觸。

9、做固體藥品之間的反應實驗時，先單獨研碎後再混合。

10、配製FeCl3，SnCl2等易水解的鹽溶液時，先溶於少量濃鹽酸中，再稀釋。

11、中和滴定實驗時，用蒸餾水洗過的滴定管先用標準液潤洗後再裝標準掖；先用待測液潤洗後再移取液體；滴定管讀數時先等一二分鐘後再讀數；觀察錐形瓶中溶液顏色的改變時，先等半分鐘顏色不變後即為滴定終點。

12、焰色反應實驗時，每做一次，鉑絲應先沾上稀鹽酸放在火焰上灼燒到無色時，再做下一次實驗。

13、用H2還原CuO時，先通H2流，後加熱CuO，反應完畢後先撤酒精燈，冷卻後再停止通H2。

14、配製物質的量濃度溶液時，先用燒杯加蒸餾水至容量瓶刻度線1cm～2cm後，再改用膠頭滴管加水至刻度線。

15、安裝發生裝置時，遵循的原則是：自下而上，先左後右或先下後上，先左後右。

16、濃H2SO4不慎灑到皮膚上，先迅速用布擦乾，再用水沖洗，最後再塗上3%一5%的NaHCO3溶液。沾上其他酸時，先水洗，後塗NaHCO3溶液。

17、鹼液沾到皮膚上，先水洗後塗硼酸溶液。

18、酸（或鹼）流到桌子上，先加NaHCO3溶液（或醋酸）中和，再水洗，最後用布擦。

19、檢驗蔗糖、澱粉、纖維素是否水解時，先在水解後的溶液中加NaOH溶液中和H2SO4，再加銀氨溶液或Cu(OH)2懸濁液。

20、用pH試紙時，先用玻璃棒沾取待測溶液塗到試紙上，再把試紙顯示的顏色跟標準比色卡對比，定出pH。

21、配製和保存Fe2+，Sn2+等易水解、易被空氣氧化的鹽溶液時；先把蒸餾水煮沸趕走O2，再溶解，並加入少量的相應金屬粉末和相應酸。

22、稱量藥品時，先在盤上各放二張大小，重量相等的紙（腐蝕藥品放在燒杯等玻璃器皿），再放藥品。加熱後的藥品，先冷卻，後稱量。