化學知識點總結

時間：2024-08-08 13:01:21 知識點總結我要投稿

化學知識點總結【必備】

　　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，他能夠提升我們的書面表達能力，不如我們來制定一份總結吧。總結怎么寫才是正確的呢？以下是小編幫大家整理的化學知識點總結，歡迎大家分享。

化學知識點總結【必備】

化學知識點總結1

　　推斷題解題技巧：看其顏色，觀其狀態，察其變化，初代驗之，驗而得之。

　　1、常見物質的顏色：多數氣體為無色，多數固體化合物為白色，多數溶液為無色。

　　2、一些特殊物質的顏色：

　　黑色：MnO2、CuO、Fe3O4、C、FeS（硫化亞鐵）

　　藍色：CuSO4o5H2O、Cu(OH)2、CuCO3、含Cu2+溶液、

　　液態固態O2（淡藍色）

　　紅色：Cu（亮紅色）、Fe2O3（紅棕色）、紅磷（暗紅色）

　　黃色：硫磺（單質S）、含Fe3+的溶液（棕黃色）

　　綠色：FeSO4o7H2O、含Fe2+的溶液（淺綠色）、堿式碳酸銅[Cu2(OH)2CO3]

　　無色氣體：N2、CO2、CO、O2、H2、CH4

　　有色氣體：Cl2（黃綠色）、NO2（紅棕色）

　　有刺激性氣味的氣體：NH3(此氣體可使濕潤pH試紙變藍色)、SO2

　　有臭雞蛋氣味：H2S

　　3、常見一些變化的判斷：

　　①白色沉淀且不溶于稀硝酸或酸的物質有：BaSO4、AgCl（就這兩種物質）

　　②藍色沉淀：Cu(OH)2、CuCO3

　　③紅褐色沉淀：Fe(OH)3、Fe(OH)2為白色絮狀沉淀，但在空氣中很快變成灰綠色沉淀，再變成Fe(OH)3紅褐色沉淀

　　④沉淀能溶于酸并且有氣體（CO2）放出的：不溶的碳酸鹽

　　⑤沉淀能溶于酸但沒氣體放出的：不溶的`堿

　　4、酸和對應的酸性氧化物的聯系：

　　①酸性氧化物和酸都可跟堿反應生成鹽和水：CO2+2NaOH==Na2CO3+H2O（H2CO3+2NaOH==Na2CO3+2H2O）、SO2+2KOH==K2SO3+H2O、H2SO3+2KOH==K2SO3+2H2O、SO3+2NaOH==Na2SO4+H2O、H2SO4+2NaOH==Na2SO4+2H2O

　　②酸性氧化物跟水反應生成對應的酸：（各元素的化合價不變）、CO2+H20==H2CO3SO2+H2O==H2SO3、SO3+H2O==H2SO4N205+H2O==2HNO3、(說明這些酸性氧化物氣體都能使濕潤pH試紙變紅色)

　　5、堿和對應的堿性氧化物的聯系：

　　①堿性氧化物和堿都可跟酸反應生成鹽和水：CuO+2HCl==CuCl2+H2O、Cu(OH)2+2HCl==CuCl2+2H2O、CaO+2HCl==CaCl2+H2O、Ca(OH)2+2HCl==CaCl2+2H2O

　　②堿性氧化物跟水反應生成對應的堿：（生成的堿一定是可溶于水，否則不能發生此反應）、K2O+H2O==2KOHNa2O+H2O==2NaOH、BaO+H2O==Ba(OH)2CaO+H2O==Ca(OH)2

　　③不溶性堿加熱會分解出對應的氧化物和水：Mg(OH)2==MgO+H2OCu(OH)2==CuO+H2O、2Fe(OH)3==Fe2O3+3H2O2Al(OH)3==Al2O3+3H2O

化學知識點總結2

　　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。

化學知識點總結3

　　1.制硝基苯(—NO2，60℃)、制苯磺酸(—SO3H，80℃)、制酚醛樹脂(沸水浴)、銀鏡反應、醛與新制的Cu(OH)2懸濁液反應(熱水浴)、酯的水解、二糖水解(如蔗糖水解)、淀粉水解(沸水浴)。

　　2.常用新制Cu(OH)2、溴水、酸性高錳酸鉀溶液、銀氨溶液、NaOH溶液、FeCl3溶液。

　　3.Cu(OH)2共熱產生紅色沉淀的)：醛類(RCHO)、葡萄糖、麥芽糖、甲酸(HCOOH)、甲酸鹽(HCOONa)、甲酸酯(HCOOCH3)等。14X(鹵原子：氯原子等)、—OH(羥基)、—CHO(醛基)、—COOH(羧基)、—COO—(酯基)、—CO—(羰基)、—OC=C(碳碳雙鍵)、—C≡C—(碳碳叁鍵)、—NH2(氨基)、—NH—CO—(肽鍵)、—NO2(硝基)。

　　1、電解池：把電能轉化為化學能的裝置。

　　(1)電解池的構成條件

　　①外加直流電源;

　　②與電源相連的兩個電極;

　　③電解質溶液或熔化的電解質。

　　(2)電極名稱和電極材料

　　①電極名稱

　　陽極：接電源正極的為陽極，發生x氧化xx反應;

　　陰極：接電源負極的為陰極，發生xx還原xx反應。

　　②電極材料

　　惰性電極：C、Pt、Au等，僅導電，不參與反應;

　　活性電極：Fe、Cu、Ag等，既可以導電，又可以參與電極反應。

　　2、離子放電順序

　　(1)陽極：

　　①活性材料作電極時：金屬在陽極失電子被氧化成陽離子進入溶液，陰離子不容易在電極上放電。

　　②惰性材料作電極(Pt、Au、石墨等)時：

　　溶液中陰離子的放電順序(由易到難)是：S2->I->Br->Cl->OH->含氧酸根離子。

　　(2)陰極：無論是惰性電極還是活性電極都不參與電極反應，發生反應的是溶液中的陽離子。

　　3、陽離子在陰極上的放電順序是：

　　Ag+>Fe3+>Cu2+>H+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+

　　1.純堿、蘇打：Na2CO32.小蘇打：NaHCO33.大蘇打：Na2S2O3

　　4.石膏(生石膏)：CaSO4·2H2O5.熟石膏：2CaSO4·.H2O

　　6.瑩石：CaF27.重晶石：BaSO4(無毒)8.碳銨：NH4HCO3

　　9.石灰石、大理石：CaCO310.生石灰：CaO11.食鹽：NaCl

　　12.熟石灰、消石灰：Ca(OH)213.芒硝：Na2SO4·7H2O(緩瀉劑)

　　14.燒堿、火堿、苛性鈉：NaOH15.綠礬：FaSO4·7H2O16.干冰：CO2

　　17.明礬：KAl(SO4)2·12H2O18.漂：Ca(ClO)2、CaCl2(混合物)

　　19.瀉鹽：MgSO4·7H2O20.膽礬、藍礬：CuSO4·5H2O21.雙氧水：H2O2

　　23.石英：SiO224.剛玉：Al2O325.水玻璃、泡花堿：Na2SiO3

　　26.鐵紅、鐵礦：Fe2O327.磁鐵礦：Fe3O428.黃鐵礦、硫鐵礦：FeS2

　　29.銅綠、孔雀石：Cu2(OH)2CO330.菱鐵礦：FeCO331.赤銅礦：Cu2O

　　32.波爾多液：Ca(OH)2和CuSO433.玻璃的主要成分：Na2SiO3、CaSiO3、SiO2

　　34.天然氣、沼氣、坑氣(主要成分)：CH435.水煤氣：CO和H2

　　36.王水：濃HNO3、濃HCl按體積比1：3混合而成。

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

　　1、二、三周期的同族元素原子序數之差為8。

　　2、三、四周期的同族元素原子序數之差為8或18，ⅠA、ⅡA為8，其他族為18。

　　3、四、五周期的同族元素原子序數之差為18。

　　4、五、六周期的同族元素原子序數之差為18或32。

　　5、六、七周期的同族元素原子序數之差為32。

　　1、羥基就是氫氧根

　　看上去都是OH組成的一個整體，其實，羥基是一個基團，它只是物質結構的一部分，不會電離出來。而氫氧根是一個原子團，是一個陰離子，它或強或弱都能電離出來。所以，羥基不等于氫氧根。

　　例如：C2H5OH中的OH是羥基，不會電離出來;硫酸中有兩個OH也是羥基，眾所周知，硫酸不可能電離出OH-的。而在NaOH、Mg(OH)2、Fe(OH)3、Cu2(OH)2CO3中的OH就是離子，能電離出來，因此這里叫氫氧根。

　　2、Fe3+離子是黃色的

　　眾所周知，FeCl3溶液是黃色的，但是不是意味著Fe3+就是黃色的呢?不是。Fe3+對應的堿Fe(OH)3是弱堿，它和強酸根離子結合成的鹽類將會水解產生紅棕色的Fe(OH)3。因此濃的FeCl3溶液是紅棕色的，一般濃度就顯黃色，歸根結底就是水解生成的Fe(OH)3導致的。真正Fe3+離子是淡紫色的而不是黃色的。將Fe3+溶液加入過量的酸來抑制水解，黃色將褪去。

　　3、AgOH遇水分解

　　我發現不少人都這么說，其實看溶解性表中AgOH一格為“-”就認為是遇水分解，其實不是的。而是AgOH的'熱穩定性極差，室溫就能分解，所以在復分解時得到AgOH后就馬上分解，因而AgOH常溫下不存在。和水是沒有關系的。如果在低溫下進行這個操作，是可以得到AgOH這個白色沉淀的。

　　4、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。

　　5、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。

　　6、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S6+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。

　　7、鹽酸是氯化氫的俗稱

　　看上去，兩者的化學式都相同，可能會產生誤會，鹽酸就是氯化氫的俗稱。其實鹽酸是混合物，是氯化氫和水的混合物;而氯化氫是純凈物，兩者根本不同的。氯化氫溶于水叫做氫氯酸，氫氯酸的俗稱就是鹽酸了。

　　8、易溶于水的堿都是強堿，難溶于水的堿都是弱堿

　　從常見的強堿NaOH、KOH、Ca(OH)2和常見的弱堿Fe(OH)3、Cu(OH)2來看，似乎易溶于水的堿都是強堿，難溶于水的堿都是弱堿。其實堿的堿性強弱和溶解度無關，其中，易溶于水的堿可別忘了氨水，氨水也是一弱堿。難溶于水的也不一定是弱堿，學過高一元素周期率這一節的都知道，鎂和熱水反應后滴酚酞變紅的，證明Mg(OH)2不是弱堿，而是中強堿，但Mg(OH)2是難溶的。還有AgOH，看Ag的金屬活動性這么弱，想必AgOH一定為很弱的堿。其實不然，通過測定AgNO3溶液的pH值近中性，也可得知AgOH也是一中強堿。

　　9、寫離子方程式時，強電解質一定拆，弱電解質一定不拆

　　在水溶液中，的確，強電解質在水中完全電離，所以肯定拆;而弱電解質不能完全電離，因此不拆。但是在非水溶液中進行時，或反應體系中水很少時，那就要看情況了。在固相反應時，無論是強電解質還是弱電解質，無論這反應的實質是否離子交換實現的，都不能拆。如：2NH4Cl+Ca(OH)2=△=CaCl2+2NH3↑+2H2O，這條方程式全部都不能拆，因此不能寫成離子方程式。有的方程式要看具體的反應實質，如濃H2SO4和Cu反應，盡管濃H2SO4的濃度為98%，還有少量水，有部分分子還可以完全電離成H+和SO42-，但是這條反應主要利用了濃H2SO4的強氧化性，能體現強氧化性的是H2SO4分子，所以實質上參加反應的是H2SO4分子，所以這條反應中H2SO4不能拆。同樣，生成的CuSO4因水很少，也主要以分子形式存在，所以也不能拆。弱電解質也有拆的時候，因為弱電解質只是相對于水是弱而以，在其他某些溶劑中，也許它就變成了強電解質。如CH3COOH在水中為弱電解質，但在液氨中卻為強電解質。在液氨做溶劑時，CH3COOH參加的離子反應，CH3COOH就可以拆。

化學知識點總結4

　　第一章化學反應與能量

　　考點1：吸熱反應與放熱反應

　　1、吸熱反應與放熱反應的區別

　　特別注意：反應是吸熱還是放熱與反應的條件沒有必然的聯系，而決定于反應物和生成物具有的總能量(或焓)的相對大小。

　　2、常見的放熱反應

　　①一切燃燒反應;

　　②活潑金屬與酸或水的反應;

　　③酸堿中和反應;

　　④鋁熱反應;

　　⑤大多數化合反應(但有些化合反應是吸熱反應，如：N2+O2=2NO，CO2+C=2CO等均為吸熱反應)。

　　3、常見的吸熱反應

　　①Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl反應;

　　②大多數分解反應是吸熱反應

　　③等也是吸熱反應;

　　④水解反應

　　考點2：反應熱計算的依據

　　1.根據熱化學方程式計算

　　反應熱與反應物各物質的物質的量成正比。

　　2.根據反應物和生成物的總能量計算

　　ΔH=E生成物-E反應物。

　　3.根據鍵能計算

　　ΔH=反應物的鍵能總和-生成物的鍵能總和。

　　4.根據蓋斯定律計算

　　化學反應的反應熱只與反應的始態(各反應物)和終態(各生成物)有關，而與反應的途徑無關。即如果一個反應可以分步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成時的反應熱是相同的。

　　溫馨提示：

　　①蓋斯定律的主要用途是用已知反應的反應熱來推知相關反應的反應熱。

　　②熱化學方程式之間的“+”“-”等數學運算，對應ΔH也進行“+”“-”等數學計算。

　　5.根據物質燃燒放熱數值計算：Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|。

　　第二章化學反應速率與化學平衡

　　考點1：化學反應速率

　　1、化學反應速率的表示方法___________。

　　化學反應速率通常用單位時間內反應物濃度和生成物濃度的變化來表示。表達式：___________ 。

　　其常用的單位是__________ 、或__________ 。

　　2、影響化學反應速率的因素

　　1)內因(主要因素)

　　反應物本身的性質。

　　2)外因(其他條件不變，只改變一個條件)

　　3、理論解釋——有效碰撞理論

　　(1)活化分子、活化能、有效碰撞

　　①活化分子：能夠發生有效碰撞的分子。

　　②活化能：如圖

　　圖中：E1為正反應的活化能，使用催化劑時的活化能為E3，反應熱為E1-E2。(注：E2為逆反應的活化能)

　　③有效碰撞：活化分子之間能夠引發化學反應的碰撞。

　　(2)活化分子、有效碰撞與反應速率的關系

　　考點2：化學平衡

　　1、化學平衡狀態：一定條件(恒溫、恒容或恒壓)下的可逆反應里，正反應和逆反應的速率相等，反應混合物(包括反應物和生成物)中各組分的濃度保持不變的狀態。

　　2、化學平衡狀態的特征

　　3、判斷化學平衡狀態的依據

　　考點3：化學平衡的移動

　　1、概念

　　可逆反應中舊化學平衡的破壞、新化學平衡的建立，由原平衡狀態向新化學平衡狀態的轉化過程，稱為化學平衡的移動。

　　2、化學平衡移動與化學反應速率的關系

　　(1)v正>v逆：平衡向正反應方向移動。

　　(2)v正=v逆：反應達到平衡狀態，不發生平衡移動。

　　(3)v正

　　3、影響化學平衡的因素

　　4、“惰性氣體”對化學平衡的影響

　　①恒溫、恒容條件

　　原平衡體系體系總壓強增大―→體系中各組分的濃度不變―→平衡不移動。

　　②恒溫、恒壓條件

　　原平衡體系容器容積增大，各反應氣體的分壓減小―→體系中各組分的濃度同倍數減小

　　5、勒夏特列原理

　　定義：如果改變影響平衡的一個條件(如C、P或T等)，平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動。

　　原理適用的范圍：已達平衡的體系、所有的平衡狀態(如溶解平衡、化學平衡、電離平衡、水解平衡等)和只限于改變影響平衡的一個條件。

　　勒夏特列原理中“減弱這種改變”的解釋：外界條件改變使平衡發生移動的結果，是減弱對這種條件的改變，而不是抵消這種改變，也就是說：外界因素對平衡體系的影響占主要方面。

　　第三章水溶液中的離子平衡

　　一、弱電解質的電離

　　1、定義：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。

　　非電解質：在水溶液中或熔化狀態下都不能導電的化合物。

　　強電解質：在水溶液里全部電離成離子的電解質。

　　弱電解質：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質。

　　2、電解質與非電解質本質區別：

　　電解質——離子化合物或共價化合物非電解質——共價化合物

　　注意：①電解質、非電解質都是化合物 ②SO2、NH3、CO2等屬于非電解質

　　③強電解質不等于易溶于水的化合物(如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4 為強電解質)——電解質的強弱與導電性、溶解性無關。

　　3、電離平衡：在一定的條件下，當電解質分子電離成離子的速率和離子結合成時，電離過程就達到了平衡狀態，這叫電離平衡。

　　4、影響電離平衡的因素：

　　A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。

　　B、濃度：濃度越大，電離程度越小 ;溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向移動。C、同離子效應：在弱電解質溶液里加入與弱電解質具有相同離子的電解質，會減弱電離。D、其他外加試劑：加入能與弱電解質的電離產生的某種離子反應的物質時，有利于電離。

　　5、電離方程式的書寫：用可逆符號弱酸的電離要分布寫(第一步為主)

　　6、電離常數：在一定條件下，弱電解質在達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數。叫做電離平衡常數，(一般用Ka表示酸，Kb表示堿。)

　　表示方法：ABA++B- Ki=[ A+][B-]/[AB]

　　7、影響因素：

　　a、電離常數的大小主要由物質的本性決定。

　　b、電離常數受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。

　　C、同一溫度下，不同弱酸，電離常數越大，其電離程度越大，酸性越強。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO

　　二、水的電離和溶液的酸堿性

　　1、水電離平衡：

　　水的離子積：KW= c[H+]·c[OH-]

　　25℃時,[H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW= [H+]·[OH-] = 1x10-14

　　注意：KW只與溫度有關，溫度一定，則KW值一定

　　KW不僅適用于純水，適用于任何溶液(酸、堿、鹽)

　　2、水電離特點：(1)可逆(2)吸熱(3)極弱

　　3、影響水電離平衡的外界因素：

　　①酸、堿：抑制水的電離 KW〈1x10-14

　　②溫度：促進水的電離(水的電離是吸熱的)

　　③易水解的鹽：促進水的電離 KW 〉1x10-14

　　4、溶液的酸堿性和pH：

　　(1)pH=-lgc[H+]

　　(2)pH的測定方法：

　　酸堿指示劑—— 甲基橙、石蕊、酚酞。

　　變色范圍：甲基橙3.1~4.4(橙色) 石蕊5.0~8.0(紫色) 酚酞8.2~10.0(淺紅色)

　　pH試紙—操作玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標準比色卡對比即可。

　　注意：①事先不能用水濕潤PH試紙;②廣泛pH試紙只能讀取整數值或范圍

　　三、混合液的`pH值計算方法公式

　　1、強酸與強酸的混合：(先求[H+]混：將兩種酸中的H+離子物質的量相加除以總體積，再求其它) [H+]混=([H+]1V1+[H+]2V2)/(V1+V2)

　　2、強堿與強堿的混合：(先求[OH-]混：將兩種酸中的OH離子物質的量相加除以總體積，再求其它) [OH-]混=([OH-]1V1+[OH-]2V2)/(V1+V2) (注意:不能直接計算[H+]混)

　　3、強酸與強堿的混合：(先據H++ OH-==H2O計算余下的H+或OH-，①H+有余，則用余下的H+數除以溶液總體積求[H+]混;OH-有余，則用余下的OH-數除以溶液總體積求[OH-]混，再求其它)

　　四、稀釋過程溶液pH值的變化規律：

　　1、強酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原+n (但始終不能大于或等于7)

　　2、弱酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀〈pH原+n (但始終不能大于或等于7)

　　3、強堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原-n (但始終不能小于或等于7)

　　4、弱堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀〉pH原-n (但始終不能小于或等于7)

　　5、不論任何溶液，稀釋時pH均是向7靠近(即向中性靠近);任何溶液無限稀釋后pH均接近7

　　6、稀釋時，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強酸、強堿變化得快。

　　五、強酸(pH1)強堿(pH2)混和計算規律w

　　1、若等體積混合

　　pH1+pH2=14 則溶液顯中性pH=7

　　pH1+pH2≥15 則溶液顯堿性pH=pH2-0.3

　　pH1+pH2≤13 則溶液顯酸性pH=pH1+0.3

　　2、若混合后顯中性

　　pH1+pH2=14 V酸：V堿=1：1

　　pH1+pH2≠14 V酸：V堿=1：10〔14-(pH1+pH2)〕

　　六、酸堿中和滴定：

　　1、中和滴定的原理

　　實質：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和堿能提供的OH-物質的量相等。

　　2、中和滴定的操作過程：

　　(1)儀②滴定管的刻度，O刻度在上，往下刻度標數越來越大，全部容積大于它的最大刻度值，因為下端有一部分沒有刻度。滴定時，所用溶液不得超過最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸(或堿)，也不得中途向滴定管中添加。②滴定管可以讀到小數點后一位。

　　(2)藥品：標準液;待測液;指示劑。

　　(3)準備過程：

　　準備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調液面。(洗滌：用洗液洗→檢漏：滴定管是否漏水→用水洗→用標準液洗(或待測液洗)→裝溶液→排氣泡→調液面→記數據V(始)

　　(4)試驗過程

　　3、酸堿中和滴定的誤差分析

　　誤差分析：利用n酸c酸V酸=n堿c堿V堿進行分析

　　式中：n——酸或堿中氫原子或氫氧根離子數;c——酸或堿的物質的量濃度;

　　V——酸或堿溶液的體積。當用酸去滴定堿確定堿的濃度時，則：

　　c堿=

　　上述公式在求算濃度時很方便，而在分析誤差時起主要作用的是分子上的V酸的變化，因為在滴定過程中c酸為標準酸，其數值在理論上是不變的，若稀釋了雖實際值變小，但體現的卻是V酸的增大，導致c酸偏高;V堿同樣也是一個定值，它是用標準的量器量好后注入錐形瓶中的，當在實際操作中堿液外濺，其實際值減小，但引起變化的卻是標準酸用量的減少，即V酸減小，則c堿降低了;對于觀察中出現的誤差亦同樣如此。綜上所述，當用標準酸來測定堿的濃度時，c堿的誤差與V酸的變化成正比，即當V酸的實測值大于理論值時，c堿偏高，反之偏低。

　　同理，用標準堿來滴定未知濃度的酸時亦然。

　　七、鹽類的水解(只有可溶于水的鹽才水解)

　　1、鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結合生成弱電解質的反應。

　　2、水解的實質：水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結合,破壞水的電離，是平衡向右移動，促進水的電離。

　　3、鹽類水解規律：

　　①有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解;誰強顯誰性，兩弱都水解，同強顯中性。

　　②多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強。 (如:Na2CO3>NaHCO3)

　　4、鹽類水解的特點：(1)可逆(與中和反應互逆)(2)程度小(3)吸熱

　　5、影響鹽類水解的外界因素：

　　①溫度：溫度越高水解程度越大(水解吸熱，越熱越水解)

　　②濃度：濃度越小，水解程度越大 (越稀越水解)

　　③酸堿：促進或抑制鹽的水解(H+促進陰離子水解而抑制陽離子水解;OH-促進陽離子水解而抑制陰離子水解)

　　6、酸式鹽溶液的酸堿性：

　　①只電離不水解：如HSO4- 顯酸性

　　②電離程度>水解程度，顯酸性 (如: HSO3-、H2PO4-)

　　③水解程度>電離程度，顯堿性(如：HCO3-、HS-、HPO42-)

　　7、雙水解反應：

　　(1)構成鹽的陰陽離子均能發生水解的反應。雙水解反應相互促進，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。

　　(2)常見的雙水解反應完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-);S2-與NH4+;CO32-(HCO3-)與NH4+其特點是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的離子方程式配平依據是兩邊電荷平衡，如：2Al3++ 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+3H2S↑

　　8、鹽類水解的應用：

　　水解的應用

　　實例

　　原理

　　1、凈水

　　明礬凈水

　　Al3++3H2O Al(OH)3(膠體)+3H+

　　2、去油污

　　用熱堿水冼油污物品

　　CO32-+H2O HCO3-+OH-

　　3、藥品的保存

　　①配制FeCl3溶液時常加入少量鹽酸

　　Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+

　　②配制Na2CO3溶液時常加入少量NaOH

　　CO32-+H2O HCO3-+OH-

　　4、制備無水鹽

　　由MgCl2·6H2O制無水MgCl2 在HCl氣流中加熱

　　若不然，則：

　　MgCl2·6H2OMg(OH)2+2HCl+4H2O

　　Mg(OH)2MgO+H2O

　　5、泡沫滅火器

　　用Al2(SO4)3與NaHCO3溶液混合

　　Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑

　　6、比較鹽溶液中離子濃度的大小

　　比較NH4Cl溶液中離子濃度的大小

　　NH4++H2O NH3·H2O+H+

　　c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-

　　9、水解平衡常數(Kh)

　　對于強堿弱酸鹽：Kh=Kw/Ka(Kw為該溫度下水的離子積，Ka為該條件下該弱酸根形成的弱酸的電離平衡常數)

　　對于強酸弱堿鹽：Kh=Kw/Kb(Kw為該溫度下水的離子積，Kb為該條件下該弱堿根形成的弱堿的電離平衡常數)

　　電離、水解方程式的書寫原則

　　1)、多元弱酸(多元弱酸鹽)的電離(水解)的書寫原則：分步書寫

　　注意：不管是水解還是電離，都決定于第一步，第二步一般相當微弱。

　　2)、多元弱堿(多元弱堿鹽)的電離(水解)書寫原則：一步書寫

　　八、溶液中微粒濃度的大小比較

　　基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關系：

　　①電荷守恒：:任何溶液均顯電中性，各陽離子濃度與其所帶電荷數的乘積之和=各陰離子濃度與其所帶電荷數的乘積之和

　　②物料守恒:(即原子個數守恒或質量守恒)

　　某原子的總量(或總濃度)=其以各種形式存在的所有微粒的量(或濃度)之和

　　③質子守恒：即水電離出的H+濃度與OH-濃度相等。

　　九、難溶電解質的溶解平衡

　　1、難溶電解質的溶解平衡的一些常見知識

　　(1)溶解度小于 0.01g的電解質稱難溶電解質。

　　(2)反應后離子濃度降至1x10-5以下的反應為完全反應。如酸堿中和時[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故為完全反應，用“=”，常見的難溶物在水中的離子濃度均遠低于10-5mol/L，故均用“=”。

　　(3)難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。

　　(4)掌握三種微溶物質：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4

　　(5)溶解平衡常為吸熱，但Ca(OH)2為放熱，升溫其溶解度減少。

　　(6)溶解平衡存在的前提是：必須存在沉淀，否則不存在平衡。

　　2、溶解平衡方程式的書寫

　　意在沉淀后用(s)標明狀態，并用“”。如：Ag2S(s) 2Ag+(aq)+S2-(aq)

　　3、沉淀生成的三種主要方式

　　(1)加沉淀劑法：Ksp越小(即沉淀越難溶)，沉淀越完全;沉淀劑過量能使沉淀更完全。

　　(2)調pH值除某些易水解的金屬陽離子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。

　　(3)氧化還原沉淀法：

　　(4)同離子效應法

　　4、沉淀的溶解：

　　沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移動。常采用的方法有：①酸堿;②氧化還原;③沉淀轉化。

　　5、沉淀的轉化：

　　溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度更小的。

　　如：AgNO3 →AgCl(白色沉淀)→ AgBr(淡黃色)→AgI (黃色)→ Ag2S(黑色)

　　6、溶度積(Ksp)

　　1)、定義：在一定條件下，難溶電解質電解質溶解成離子的速率等于離子重新結合成沉淀的速率，溶液中各離子的濃度保持不變的狀態。

　　2)、表達式：AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq)

　　Ksp= [c(An+)]m [c(Bm-)]n

　　3)、影響因素：

　　外因：①濃度：加水，平衡向溶解方向移動。

　　②溫度：升溫，多數平衡向溶解方向移動。

　　4)、溶度積規則

　　QC(離子積)>KSP 有沉淀析出

　　QC=KSP平衡狀態

　　第四章電化學

　　1.原電池的工作原理及應用

　　1.概念和反應本質

　　原電池是把化學能轉化為電能的裝置，其反應本質是氧化還原反應。

　　2.原電池的構成條件

　　(1)一看反應：看是否有能自發進行的氧化還原反應發生(一般是活潑性強的金屬與電解質溶液反應)。

　　(2)二看兩電極：一般是活潑性不同的兩電極。

　　(3)三看是否形成閉合回路，形成閉合回路需三個條件：①電解質溶液;②兩電極直接或間接接觸;③兩電極插入電解質溶液中。

　　3.工作原理

　　以鋅銅原電池為例

　　(1)反應原理

　　電極名稱

　　負極

　　正極

　　電極材料

　　鋅片

　　銅片

　　電極反應

　　Zn－2e－===Zn2＋

　　Cu2＋＋2e－===Cu

　　反應類型

　　氧化反應

　　還原反應

　　電子流向

　　由Zn片沿導線流向Cu片

　　鹽橋中離子移向

　　鹽橋含飽和KCl溶液，K＋移向正極，Cl－移向負極

　　(2)鹽橋的組成和作用

　　①鹽橋中裝有飽和的KCl、KNO3等溶液和瓊膠制成的膠凍。

　　②鹽橋的作用：a.連接內電路，形成閉合回路;b.平衡電荷，使原電池不斷產生電流。

　　2.電解的原理

　　1.電解和電解池

　　(1)電解：在電流作用下，電解質在兩個電極上分別發生氧化反應和還原反應的過程。

　　(2)電解池：電能轉化為化學能的裝置。

　　(3)電解池的構成

　　①有與電源相連的兩個電極。

　　②電解質溶液(或熔融電解質)。

　　③形成閉合回路。

　　2.電解池的工作原理

　　(1)電極名稱及電極反應式(電解CuCl2溶液為例)

　　總反應式：

　　(2)電子和離子的移動方向

　　①電子：從電源負極流出后，流向電解池陰極;從電解池的陽極流出后流向電源的正極。

　　②離子：陽離子移向電解池的陰極，陰離子移向電解池的陽極。

　　3.陰陽兩極上放電順序

　　(1)陰極：(與電極材料無關)。氧化性強的先放電，放電順序：

　　(2)陽極：若是活性電極作陽極，則活性電極首先失電子，發生氧化反應。

　　若是惰性電極作陽極，放電順序為

　　3.化學電源

　　1.日常生活中的三種電池

　　(1)堿性鋅錳干電池——一次電池

　　正極反應：2MnO2+2H2O+2e-===2MnOOH+2OH-;

　　負極反應：Zn+2OH--2e-===Zn(OH)2;

　　總反應：Zn+2MnO2+2H2O===2MnOOH+Zn(OH)2。

　　(2)鋅銀電池——一次電池

　　負極反應：Zn+2OH--2e-===Zn(OH)2;

　　正極反應：Ag2O+H2O+2e-===2Ag+2OH-;

　　總反應：Zn+Ag2O+H2O===Zn(OH)2+2Ag。

　　(3)二次電池(可充電電池)

　　鉛蓄電池是最常見的二次電池，負極材料是Pb，正極材料是PbO2。

　　①放電時的反應

　　a.負極反應：Pb+SO42--2e-===PbSO4;

　　b.正極反應：PbO2+4H++SO42-+2e-===PbSO4+2H2O;

　　c.總反應：Pb+PbO2+2H2SO4===2PbSO4+2H2O。

　　②充電時的反應

　　a.陰極反應：PbSO4+2e-===Pb+SO42-;

　　b.陽極反應：PbSO4+2H2O-2e-===PbO2+4H++SO42-;

　　c.總反應：2PbSO4+2H2O電解=====Pb+PbO2+2H2SO4。

　　注可充電電池的充、放電不能理解為可逆反應。

　　2.“高效、環境友好”的燃料電池

　　氫氧燃料電池是目前最成熟的燃料電池，可分酸性和堿性兩種。

　　種類

　　酸性

　　堿性

　　負極反應式

　　2H2－4e－===4H＋

　　2H2＋4OH－－4e－===4H2O

　　正極反應式

　　O2＋4e－＋4H＋===2H2O

　　O2＋2H2O＋4e－===4OH－

　　電池總反應式

　　2H2＋O2===2H2O

　　備注

　　燃料電池的電極不參與反應，有很強的催化活性，起導電作用

　　4.電解原理的應用

　　1.氯堿工業

　　(1)電極反應

　　陽極反應式：2Cl--2e-===Cl2↑(氧化反應)

　　陰極反應式：2H++2e-===H2↑(還原反應)

　　(2)總反應方程式

　　2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+Cl2↑

　　(3)氯堿工業生產流程圖

　　2.電鍍

　　下圖為金屬表面鍍銀的工作示意圖，據此回答下列問題：

　　(1)鍍件作陰極，鍍層金屬銀作陽極。

　　(2)電解質溶液是AgNO3溶液等含鍍層金屬陽離子的鹽溶液。

　　(3)電極反應：

　　陽極：Ag-e-===Ag+;

　　陰極：Ag++e-===Ag。

　　(4)特點：陽極溶解，陰極沉積，電鍍液的濃度不變。

　　3.電解精煉銅

　　(1)電極材料：陽極為粗銅;陰極為純銅。

　　(2)電解質溶液：含Cu2+的鹽溶液。

　　(3)電極反應：

　　陽極：Zn-2e-===Zn2+、Fe-2e-===Fe2+、Ni-2e-===Ni2+、Cu-2e-===Cu2+;

　　陰極：Cu2++2e-===Cu。

　　4.電冶金

　　利用電解熔融鹽的方法來冶煉活潑金屬Na、Ca、Mg、Al等。

　　(1)冶煉鈉

　　2NaCl(熔融)2Na+Cl2↑

　　電極反應：

　　陽極：2Cl--2e-===Cl2↑;陰極：2Na++2e-===2Na。

　　(2)冶煉鋁

　　2Al2O3(熔融)4Al+3O2↑

　　電極反應：

　　陽極：6O2--12e-===3O2↑;

　　陰極：4Al3++12e-===4Al。

　　5.金屬的腐蝕與防護

　　1.金屬腐蝕的本質

　　金屬原子失去電子變為金屬陽離子，金屬發生氧化反應。

　　2.金屬腐蝕的類型

　　(1)化學腐蝕與電化學腐蝕

　　類型

　　化學腐蝕

　　電化學腐蝕

　　條件

　　金屬跟非金屬單質直接接觸

　　不純金屬或合金跟電解質溶液接觸

　　現象

　　無電流產生

　　有微弱電流產生

　　本質

　　金屬被氧化

　　較活潑金屬被氧化

　　聯系

　　兩者往往同時發生，電化學腐蝕更普遍

　　(2)析氫腐蝕與吸氧腐蝕

　　以鋼鐵的腐蝕為例進行分析：

　　類型

　　析氫腐蝕

　　吸氧腐蝕

　　條件

　　水膜酸性較強(pH≤4.3)

　　水膜酸性很弱或呈中性

　　電極反應

　　負極

　　Fe－2e－===Fe2＋

　　正極

　　2H＋＋2e－===H2↑

　　O2＋2H2O＋4e－===4OH－

　　總反應式

　　Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑

　　2Fe＋O2＋2H2O===2Fe(OH)2

　　聯系

　　吸氧腐蝕更普遍

　　3.金屬的防護

　　(1)電化學防護

　　①犧牲陽極的陰極保護法—原電池原理

　　a.負極：比被保護金屬活潑的金屬;

　　b.正極：被保護的金屬設備。

　　②外加電流的陰極保護法—電解原理

　　a.陰極：被保護的金屬設備;

　　b.陽極：惰性金屬或石墨。

　　(2)改變金屬的內部結構，如制成合金、不銹鋼等。

　　(3)加防護層，如在金屬表面噴油漆、涂油脂、電鍍、噴鍍或表面鈍化等方法。

化學知識點總結5

　　一、金屬材料

　　1、金屬材料

　　純金屬(90多種)，合金 (幾千種)

　　2、金屬的物理性質：

　　(1)常溫下一般為固態(汞為液態)，有金屬光澤。

　　(2)大多數呈銀白色(銅為紫紅色，金為黃色)

　　(3)有良好的導熱性、導電性、延展性

　　3、金屬之最：

　　(1)鋁：地殼中含量最多的金屬元素

　　(2)鈣：人體中含量最多的金屬元素

　　(3)鐵：目前世界年產量最多的金屬(鐵>鋁>銅)

　　(4)銀：導電、導熱性最好的金屬(銀>銅>金>鋁)

　　(5)鉻：硬度最高的金屬

　　(6)鎢：熔點最高的金屬

　　(7)汞：熔點最低的金屬

　　(8)鋨：密度最大的金屬

　　(9)鋰：密度最小的金屬

　　4、金屬分類：

　　黑色金屬：通常指鐵、錳、鉻及它們的合金。

　　重金屬：如銅、鋅、鉛等

　　有色金屬

　　輕金屬：如鈉、鎂、鋁等;

　　有色金屬：通常是指除黑色金屬以外的其他金屬。

　　5、合金：由一種金屬跟其他一種或幾種金屬(或金屬與非金屬)一起熔合而成的.具有金屬特性的物質。

　　★：一般說來，合金的熔點比各成分低，硬度比各成分大，抗腐蝕性能更好

　　注：鈦和鈦合金：被認為是21世紀的重要金屬材料，鈦合金與人體有很好的“相容性”，因此可用來制造人造骨等。

　　優點

　　(1)熔點高、密度小

　　(2)可塑性好、易于加工、機械性能好

　　(3)抗腐蝕性能好

　　二、金屬的化學性質

　　1、大多數金屬可與氧氣的反應

　　2、金屬 + 酸 → 鹽 + H2↑

　　3、金屬 + 鹽 → 另一金屬 + 另一鹽(條件：“前換后，鹽可溶”)

　　Fe + CuSO4 == Cu + FeSO4 (“濕法冶金”原理)

　　三、常見金屬活動性順序

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

　　金屬活動性由強逐漸減弱

　　在金屬活動性順序里：

　　(1)金屬的位置越靠前，它的活動性就越強

　　(2)位于氫前面的金屬能置換出鹽酸、稀硫酸中的氫(不可用濃硫酸、硝酸)

　　(3)位于前面的金屬能把位于后面的金屬從它們的鹽溶液中置換出來。(除K、Ca、Na)

　　四、金屬資源的保護和利用

　　1、鐵的冶煉

　　(1)原理：在高溫下，利用焦炭與氧氣反應生成的一氧化碳把鐵從鐵礦石里還原出來。

　　3CO + Fe2O3高溫2Fe + 3CO2

　　(2)原料：鐵礦石、焦炭、石灰石、空氣

　　常見的鐵礦石有磁鐵礦(主要成分是Fe3O4 )、赤鐵礦(主要成分是Fe2O3 )

　　2、鐵的銹蝕

　　(1)鐵生銹的條件是：鐵與O2、水接觸(鐵銹的主要成分：Fe2O3·XH2O)

　　(銅生銅綠的條件：銅與O2、水、CO2接觸。銅綠的化學式：Cu2(OH)2CO3)

　　(2)防止鐵制品生銹的措施：

　　①保持鐵制品表面的清潔、干燥

　　②表面涂保護膜：如涂油、刷漆、電鍍、烤藍等

　　③制成不銹鋼

　　(3)鐵銹很疏松，不能阻礙里層的鐵繼續與氧氣、水蒸氣反應，因此鐵制品可以全部被銹蝕。因而鐵銹應及時除去。

　　(4)而鋁與氧氣反應生成致密的氧化鋁薄膜，從而阻止鋁進一步氧化，因此，鋁具有很好的抗腐蝕性能。

　　3、金屬資源的保護和利用：

　　①防止金屬腐蝕，保護金屬資源的途徑： ②回收利用廢舊金屬

　　③合理開采礦物

　　④尋找金屬的代用

化學知識點總結6

　　一、有關阿伏加德羅常數的6個易錯點

　　1.條件：考查氣體時經常給的條件為非標準狀況，如常溫常壓下等。

　　2.物質狀態：考查氣體摩爾體積時，常用在標準狀況下為非氣態的物質來迷惑考生，如H2O、SO3、己烷、辛烷、CHCl3等。 3.物質結構：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)時常涉及惰性氣體He等單原子分子，Cl2等雙原子分子，以及O3、P4等。

　　4.電離、水解：考查電解質溶液中粒子數目或濃度時常設置弱電解質的電離、鹽類水解方面的陷阱。

　　5.一些物質中的化學鍵數目：如SiO2、Si、CH4、P4等。

　　6.摩爾質量：特殊物質如D2O等。

　　二、離子共存應注意的5個易錯點

　　1.分清“能大量共存”、“不能大量共存”、“可能大量共存”、“酸性、堿性都能大量共存等限定問法。

　　2.在無色透明溶液中，不能含有有顏色的離子，注意“透明”并不是“無色”。

　　3.如因發生氧化還原反應而不能共存、因發生復分解反應而不能共存等。

　　4.限定幾種已存在的離子，判斷其他離子能否共存。

　　5.注意溶液的酸堿性，如通過酸堿指示劑或pH限定溶液酸堿性、通過水的電離知識限定溶液酸堿性或與某些物質反應來限定溶液的酸堿性等。

　　三、有關氧化還原反應的'5個易錯點

　　1.含有高價態元素的化合物不一定有強氧化性，如稀硫酸為非氧化性酸。

　　2.在氧化還原反應中一種元素被氧化，不一定有另一種元素被還原，如歧化反應。

　　3.得電子難的元素不一定易失電子，如碳元素、稀有氣體等。 4.元素由化合態變為游離態不一定是被氧化，有可能被還原。

　　5.硝酸根離子只有在酸性條件下才有氧化性，而次氯酸根離子無論在酸性還是在堿性條件下都有氧化性。四、有關元素周期表的6個易錯點

　　1.元素周期表第18列是0族而不是ⅧA族，第8.9.10列為Ⅷ族，而不是ⅧB族。

　　2.ⅠA族元素不等同于堿金屬元素，氫元素不屬于堿金屬元素。

　　3.一般元素性質越活潑，其單質的性質也活潑，但N和P相反。

　　4.電子層數多的微粒半徑不一定大，Li的原子半徑大于Cl的。 5.并非所有主族元素的正價都等于該元素所在的主族序數，如F沒有正價。

　　6.活潑金屬元素和活潑非金屬元素之間不一定形成離子鍵，如AlCl3是共價化合物。

　　五、有關化學反應與能量的2個易錯點

　　1.比較反應熱大小時要注意反應熱的數值和符號。 2.反應熱的單位kJ/mol中的/mol是指該化學反應整個體系(即指“每摩爾化學反應”)，不是指該反應中的某種物質。高三化學知識點2

　　一、水參與的氧化還原反應

　　1、水作氧化劑

　　(1)水與鈉、其它堿金屬、鎂等金屬反應生成氫氣和相應堿 (2)水與鐵在高溫下反應生成氫氣和鐵的氧化物(四氧化三鐵)

　　(3)水與碳在高溫下反應生成“水煤氣” (4)鋁與強堿溶液反應

　　2、水作還原劑：水與F2的反應 3、水既做氧化劑又做還原劑：水電解水電解

　　4、水既不作氧化劑也不作還原劑

　　(1)水與氯氣反應生成次氯酸和鹽酸

　　(2)水與過氧化鈉反應生成氫氧化鈉和氧氣 (3)水與二氧化氮反應生成硝酸和一氧化氮二、水參與的非氧化還原反應

　　1、水合、水化

　　(1)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?) (2)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?)

　　(3)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

　　(1)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 (2)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

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

　　高三化學知識點3

　　1.紅色：銅、Cu2O、品紅溶液、酚酞在堿性溶液中、石蕊在酸性溶液中、液溴(深棕紅)、紅

　　磷(暗紅)、苯酚被空氣氧化、Fe2O3、(FeSCN)2+(血紅)

化學知識點總結7

　　1、分子是保持化學性質的最小微粒。原子是化學變化中的最小微粒。

　　2、元素是具有相同核電荷數(即質子數)的同一類原子的總稱。

　　3、分子和原子的主要區別是在化學反響中，分子可分，原子不可分。

　　4、元素的化學性質主要決定于原子的最外層電子數。

　　5、在原子中，質子數=核電荷數=核外電子數。

　　6、相對原子質量=質子數+中子數

　　7、鎂離子和鎂原子具有相同的質子數或核電荷數。

　　8、地殼中含量最多的`元素是氧元素。最多的金屬元素是鋁元素。

　　9、決定元素的種類是質子數或核電荷數。

　　10、空氣是由幾種單質和幾種化合物組成的混合物。

　　11、石油、煤、天然氣都是混合物。

　　12、溶液都是混合物。例如：稀硫酸、食鹽水、石灰水、鹽酸等。

　　13、氧化物是由兩種元素組成的，其中一種是氧元素的化合物。

　　14、化學變化的本質特征是有新物質生成。

　　15、燃燒、鐵生銹、食物變質等都是化學變化。

　　16、化學反響的根本類型是化合反響、分解反響、置換反響、復分解反響。

　　17、金屬活動性順序表：KCaNaMgAlZnFeSnPb(H)CuHgAgPtAu

　　18、具有復原性的物質是H2、C、CO。其中屬于單質的是C、H2。屬于化合物的是CO。

　　19、燃燒、緩慢氧化、自燃的相同點是都是氧化反響。

　　20、在化學反響前后，肯定不變的是原子的種類和數目、元素的種類、反響前后物質的總質量。肯定變化的是物質的種類和分子的種類。

　　21、2H2表示兩個氫分子;2H表示兩個氫原子;2H+表示兩個氫離子。

　　22、溶液都是均一、穩定的混合物。溶液中各局部的性質相同。溶液不肯定是無色的。

化學知識點總結8

　　乙烯

　　1、乙烯的制法：

　　工業制法：石油的裂解氣(乙烯的產量是一個國家石油化工發展水平的標志之一)

　　2、物理性質：無色、稍有氣味的氣體，比空氣略輕，難溶于水

　　3、結構：不飽和烴，分子中含碳碳雙鍵，6個原子共平面，鍵角為120°

　　4、化學性質：

　　(1)氧化反應：C2H4+3O2=2CO2+2H2O(火焰明亮并伴有黑煙)

　　可以使酸性KMnO4溶液褪色，說明乙烯能被KMnO4氧化，化學性質比烷烴活潑。

　　(2)加成反應：乙烯可以使溴水褪色，利用此反應除乙烯

　　乙烯還可以和氫氣、氯化氫、水等發生加成反應。

　　CH2=CH2+H2→CH3CH3CH2=CH2+HCl→CH3CH2Cl(一氯乙烷)

　　CH2=CH2+H2O→CH3CH2OH(乙醇)

　　1、金剛石(C)是自然界中最硬的物質，可用于制鉆石、刻劃玻璃、鉆探機的鉆頭等。

　　2、石墨(C)是最軟的礦物之一，有優良的導電性，潤滑性。可用于制鉛筆芯、干電池的電極、電車的滑塊等

　　金剛石和石墨的物理性質有很大差異的原因是：碳原子的排列不同。

　　CO和CO2的化學性質有很大差異的原因是：分子的構成不同。

　　3、無定形碳：由石墨的微小晶體和少量雜質構成。主要有：焦炭，木炭，活性炭，炭黑等。

　　活性炭、木炭具有強烈的吸附性，焦炭用于冶鐵，炭黑加到橡膠里能夠增加輪胎的耐磨性。

　　4、金剛石和石墨是由碳元素組成的兩種不同的單質，它們物理性質不同、化學性質相同。它們的物理性質差別大的原因碳原子的布列不同

　　5、碳的化學性質跟氫氣的性質相似(常溫下碳的`性質不活潑)

　　①可燃性：木炭在氧氣中燃燒C+O2CO2現象：發出白光，放出熱量;碳燃燒不充分(或氧氣不充足)2C+O22CO

　　②還原性：木炭高溫下還原氧化銅C+2CuO2Cu+CO2↑現象：黑色物質受熱后變為亮紅色固體，同時放出可以使石灰水變渾濁的氣體

　　溶解性

　　①常見氣體溶解性由大到小：NH3、HCl、SO2、H2S、Cl2、CO2。極易溶于水在空氣中易形成白霧的氣體，能做噴泉實驗的氣體：NH3、HF、HCl、HBr、HI;能溶于水的氣體：CO2、SO2、Cl2、Br2(g)、H2S、NO2。極易溶于水的氣體尾氣吸收時要用防倒吸裝置。

　　②溶于水的有機物：低級醇、醛、酸、葡萄糖、果糖、蔗糖、淀粉、氨基酸。苯酚微溶。

　　③鹵素單質在有機溶劑中比水中溶解度大。

　　④硫與白磷皆易溶于二硫化碳。

　　⑤苯酚微溶于水(大于65℃易溶)，易溶于酒精等有機溶劑。

　　⑥硫酸鹽三種不溶(鈣銀鋇)，氯化物一種不溶(銀)，碳酸鹽只溶鉀鈉銨。

　　⑦固體溶解度大多數隨溫度升高而增大，少數受溫度影響不大(如NaCl)，極少數隨溫度升高而變小[如Ca(OH)2]。氣體溶解度隨溫度升高而變小，隨壓強增大而變大。

　　高二年級必修二化學重點知識點

　　常見物質的構型：

　　AB2型的化合物(化合價一般為+2、-1或+4、-2)：CO2、NO2、SO2、SiO2、CS2、ClO2、CaC2、MgX2、CaX2、BeCl2、BaX2、KO2等

　　A2B2型的化合物：H2O2、Na2O2、C2H2等

　　A2B型的化合物：H2O、H2S、Na2O、Na2S、Li2O等

　　AB型的化合物：CO、NO、HX、NaX、MgO、CaO、MgS、CaS、SiC等

　　能形成A2B和A2B2型化合物的元素：H、Na與O，其中屬于共價化合物(液體)的是H和O[H2O和H2O2];屬于離子化合物(固體)的是Na和O[Na2O和Na2O2]。

　　化學平衡

　　1.定義：

　　化學平衡狀態：一定條件下，當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時，更組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種平衡，這就是這個反應所能達到的限度即化學平衡狀態。

　　2、化學平衡的特征

　　逆(研究前提是可逆反應)

　　等(同一物質的正逆反應速率相等)動(動態平衡)

　　定(各物質的濃度與質量分數恒定)變(條件改變，平衡發生變化)

　　3、判斷平衡的依據

　　判斷可逆反應達到平衡狀態的方法和依據

　　乙酸的重要化學性質

　　(1)乙酸的酸性：弱酸性，但酸性比碳酸強，具有酸的通性

　　①乙酸能使紫色石蕊試液變紅

　　②乙酸能與碳酸鹽反應，生成二氧化碳氣體利用乙酸的酸性，可以用乙酸來除去水垢(主要成分是CaCO3)：2CH3COOH+CaCO3=(CH3COO)2Ca+H2O+CO2↑乙酸還可以與碳酸鈉反應，也能生成二氧化碳氣體：2CH3COOH+Na2CO3=2CH3COONa+H2O+CO2↑上述兩個反應都可以證明乙酸的酸性比碳酸的酸性強。

　　(2)乙酸的酯化反應(酸脫羥基，醇脫氫，酯化反應屬于取代反應)乙酸與乙醇反應的主要產物乙酸乙酯是一種無色、有香味、密度比水的小、不溶于水的油狀液體。在實驗時用飽和碳酸鈉吸收，目的是為了吸收揮發出的乙醇和乙酸，降低乙酸乙酯的溶解度;反應時要用冰醋酸和無水乙醇，濃硫酸做催化劑和吸水劑化學與可持續發展

　　原電池正負極的判斷方法：

　　①依據原電池兩極的材料：較活潑的金屬作負極(K、Ca、Na太活潑，不能作電極);較不活潑金屬或可導電非金屬(石墨)、氧化物(MnO2)等作正極。

　　②根據電流方向或電子流向：(外電路)的電流由正極流向負極;電子則由負極經外電路流向原電池的正極。

　　③根據內電路離子的遷移方向：陽離子流向原電池正極，陰離子流向原電池負極。

　　④根據原電池中的反應類型：負極：失電子，發生氧化反應，現象通常是電極本身消耗，質量減小。正極：得電子，發生還原反應，現象是常伴隨金屬的析出或H2的放出。

　　1、鈉在空氣中燃燒2Na+O2=Na2O2

　　2、鈉與冷水反應2Na+2H2O=2NaOH+H2↑

　　3、鉀與冷水反應2K+2H2O=2KOH+H2↑

　　4、鎂與沸水反應Mg+2H2O=Mg(OH)2+H2

　　5、鎂與鹽酸反應Mg+2HCl=MgCl2+H2

　　6、鋁與鹽酸反應2Al+6HCl=2AlCl3+3H2

　　7、氫氧化鋁與氫氧化鈉中和Al(OH)3+NaOH==NaAlO2+2H2O

　　8、氫氧化鋁與高氯酸中和Al(OH)3+3HClO4==AlClO4+3H2O

　　9、氫氣與氟氣單質反應H2+F2====2HF(冷暗處爆炸)

　　10、氫氣與碘單質反應H2+I22HI(持續加熱)

　　11、氟氣與水反應2F2+2H2O=====4HF+O2

　　12、其它鹵單質與水反應X2+H2O=====HX+HXO(X=Cl、Br、I)

　　13、氯氣與溴化鈉2NaBr+Cl2==2NaCl+Br2

　　14、氯氣與碘化鉀2KI+Cl2===2KCl+I2

　　15、溴單質與碘化鉀2KI+Br2==2KBr+I2

　　16、氫氧化鋇晶體與氯化銨的晶體Ba(OH)2·8H2O+2NH4Cl=BaCl2+2NH3+10H2O

　　17、乙酸與鎂Mg+2CH3COOH(CH3COO)2Mg+H2↑

　　18、氫氧化鈉與乙酸NaOH+CH3COOHCH3COONa+H2O

　　19、乙酸與氫氧化銅Cu(OH)2+2CH3COOH(CH3COO)2Cu+2H2O

　　20、乙酸與碳酸鈉Na2CO3+2CH3COOH2CH3COONa+CO2↑+H2O

　　學好高中化學有什么方法和技巧

　　1、化學方程式要掌握牢固，知識點要清楚。

　　2、做題要求質量，不能見到題就做，最好在做題前思考可能會用到什么知識點，這樣不會走彎路，效率就會有所提高。

　　3、做題后要進行反思，看看所做題目的求解過程，思考其他同類題目又該如何求解，最好是能舉一反三。

　　4、對于資料的選擇，要精不要多，這樣可以進行綜合性強以及幫助探究性學習思維的鍛煉。

　　如何學好高中化學

　　1、對于高中化學的學習要有一個很好的學習計劃，好的計劃是成功的一半，學習計劃包括單元學習計劃，學期學習計劃等等，只有設計好一個好的學習計劃才能在學習的時候有個目標和方向。

　　2、每節化學課前，都要好好預習一下本節課化學教材中要學習的內容，比如方程式、反應原理、概念等等，對于不清楚的問題標記下來，一定要做到對于哪些內容不了解心知肚明，只有這樣才能對要學習的東西有個大體的了解。

　　3、當然學好化學最關鍵的是要上課認真聽講，由于化學知識比較零碎，一定要做好課堂筆記，課堂上集中精力聽講，按照老師的思路學習，并且要積極的思考問題。

　　4、化學是一門以實驗為主的科目，所以會專門有一些實驗課，對于要做的實驗首先要搞清實驗目的、實驗原理、實驗方法、實驗步驟等等，然后在實驗課上認真做實驗，并且認真去觀察，而且要做好實驗的記錄，當然做實驗一定要養成良好的實驗習慣，也許做實驗的一些習慣都可能是考試要考的內容。

　　中考化學復習技巧

　　一、選擇題

　　縱觀近幾年的中考選擇題，80-90%考的是基礎的記憶性知識點，剩下的是實驗探究題或除雜題。因此對于選擇題的復習攻略是：

　　回歸基礎!不放過任何一個知識點和細節——如常見的化學方程式;常見物質的物性、化性及對應用途;物質的俗名;基礎實驗的實驗現象和結論等。

　　同學們可以復習之前做的錯題歸納;或者把近5年中考和今年各個區的一模試卷的選擇題裝訂在一起，回顧其中錯題中的知識點，并檢驗自己能否把錯的原因完整表述出來，以加深記憶;再把九年級上下冊化學書再完整看一遍，檢查是否有還沒記憶牢固的知識;與同學們互相考查等等。

　　二、填空題

　　1. 第21-22題：主要考查化學用語、微觀粒子等知識點。做這一類的題目一定要心細，把課本內的知識、做題方法延伸到課外，靈活運用來答題即可。

　　【重點知識點回顧】元素的化合價、常見的原子團、化學式的書寫方法、微觀示意圖表示方法和解題技巧。

　　2. 第23題：混合物質成分探究題，是最新的一類題型，今年很多區的一模都出了這類題目。因為題目涉及到多個步驟現象的分析，而且每個步驟都有不同的情況，因此這類題是同學們覺得難度最大、同時也是失分率最高的一類題目。

　　3. 第24-25題：較多考察工藝流程圖題，以及運用控制變量法思想寫出實驗目的、結論、推出最佳實驗條件等。

化學知識點總結9

　　一、7個分解反應：

　　⑴ Cu2(OH)2CO2CuO+H2O+CO2↑； ⑵ 2H2O2H2↑+O2 ↑；

　　⑶ 2KMnOK2MnO4+MnO2+O2↑；

　　⑸ H2CO3 = H2O + CO2↑；

　　⑺ 2HgO 2Hg+O2↑

　　二、3類置換反應：

　　⑴金屬與酸：Zn+H2SO4 = ZnSO4+H2↑；

　　Mg+H2SO4 = MgSO4+H2↑；

　　Fe+H2SO4 = FeSO4+H2↑； Zn+2HCl = ZnCl2+H2↑ Mg+2HCl = MgCl2+H2↑ Fe+2HCl = FeCl2+H2↑

　　2Al+6HCl = 2AlCl3+3H2↑ ⑷ 2KClO3 2KCl+3O2 ↑； △ ⑹ CaCO3 CaO + CO2↑； 2Al+3H2SO4 = Al2(SO4)3+3H2↑；

　　⑵鐵與硫酸銅：Fe+CuSO4 = FeSO4+Cu

　　⑶氫氣做還原劑：H2 + CuOCu + H2O；

　　三、3種氧化還原反應：

　　3H2+Fe2O3 2Fe+3H2O

　　⑴氫氣做還原劑： H2 + CuOCu + H2O；

　　⑵碳做還原劑： C+2CuO 2Cu+CO2↑；

　　⑶一氧化碳做還原劑：CO+CuOCu+CO2；

　　四、兩種沉淀：

　　3H2+Fe2O32Fe+3H2O 3C+2Fe2O3 4Fe+3CO2↑ 3CO+Fe2O32Fe+3CO2

　　⑴ Ca(OH)2+CO2 = CaCO3↓+H2O ⑵ 2NaOH+CuSO4 = Cu(OH)2↓+Na2SO4

　　白色沉淀藍色沉淀

化學知識點總結10

　　易錯點1忽視相似概念之間的區別與聯系

　　易錯分析：在復習原子結構的有關概念時，一定要區別相對原子質量、質量數等概念，如易忽視相對原子質量是根據同位素的質量數計算得出，相對原子質量與質量數不同，不能用相對原子質量代替質量數計算質子數或中子數。還有要區分同位素、同素異形體等概念。在討論質子數與電子數的關系時，要分清對象是原子、還是陽離子還是陰離子，避免因不看對象而出現錯誤。

　　易錯點2忽視概念形成過程導致理解概念錯誤

　　易錯分析：在復習過程中有些同學易混淆膠體與膠粒概念，誤認為所有的膠體都能吸附離子，形成帶電荷的膠粒。實際上，蛋白質、淀粉等有機大分子溶于水后形成的膠體不能形成帶電荷的微粒，也不能發生電泳現象，原因是溶液中沒有陽離子或陰離子(除水電離的微量氫離子和氫氧根離子外)。再者蛋白質膠體在重金屬鹽溶液中發生變性，在一些金屬鹽溶液中由于其溶解度的降低發生鹽析。

　　易錯點3忽視物質成分與概念的關系

　　易錯分析：如純凈物的原始概念是“由一種物質組成的”。發展概念是“組成固定”的物質，擴展了純凈物的范圍，如結晶水合物的組成固定。從同分異構體角度考慮，分子式相同的物質，不一定是純凈物，因此學習概念時要理解基本概念的發展過程，用發展的觀點看概念的內涵。中學常見的“水”有重水、鹽水、鹵水、王水(濃鹽酸、濃硝酸以體積之比為3：1混合，濃度不確定，組成不確定)溴水、氨水和氯水等。

　　易錯點4混合物質組成的幾種表達方法

　　易錯分析：復習物質組成的表達式，如分子式、化學式、結構式、結構簡式、電子式等，一要采用比較法找差異，如有機物結構式與無機物結構式差異，如無機物氮分子的結構式不是結構簡式。二要掌握一些特殊例子，如書寫次氯酸的結構式或電子式時氧原子應該在中間，而不是氯原子在中間。

　　易錯點5熱化學基本概念與熱化學方程式不能融合

　　易錯分析：書寫熱化學方程式時要注意以下四點：

　　(1)看是否為表示“燃燒熱、中和熱等概念”的熱化學方程式，表示燃燒熱的熱化學方程式限制可燃物為

　　1mol,產物為穩定氧化物，也就是燃燒熱對產物狀態的限制。

　　(2)化學計量數與燃燒熱成正比例關系。

　　(3)一般省略化學反應條件。

　　(4)化學計量數特指“物質的量”,可以時分數。

　　易錯點6書寫離子方程式時不考慮產物之間的反應

　　易錯分析：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。

　　易錯點7忽視混合物分離時對反應順序的限制

　　易錯分析：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。

　　易錯點8計算反應熱時忽視晶體的結構

　　易錯分析：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。

　　易錯點9對物質的溶解度規律把握不準

　　易錯分析：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。

　　易錯點10物質溶液中的電荷守恒

　　易錯分析：“電荷守恒“在定性實驗與定量推斷結合類試題中的主要應用有：

　　(1)確定未知離子：已知部分離子的物質的物質的量或物質的量濃度之比，確認其中一種未知;離子是什么。解題時，先寫出離子電荷守恒關系式，再根據所缺的'電荷確定離子種類(陰離子或陽離子)。

　　(2)確定已知離子存在：給出n種離子可能存在，能確定(n-1)中離子一定存在，且能求出其物質的量，判斷最后一種離子是否存在。要列出電荷守恒式，代入數據判斷，若已知離子已滿足電荷守恒關系式，則最后一種離子不存在;若已知離子不滿足電荷守恒關系式，則最后一種離子一定存在。審題時要注意多個實驗之間的有關聯系，在連續實驗中，上一步的試劑可能對下一步的實驗有干擾。

　　(3)任何溶液中的陰離子和陽離子同時存在，否則溶液不能呈電中性。

　　易錯點11圖像與題目脫離

　　易錯分析：解圖像與題目結合類題目的關鍵是識圖像(圖像中的點、線、標量等)，聯反應(寫出先后發生的化學反應方程式)，會整合(根據化學反應計量數，結合圖像判斷)。

　　易錯點12不清楚膠體與其他分散系的區別

　　易錯分析：膠體與溶液的本質區別是分散質粒子直徑的大小不同，膠體的本質特征：分散質粒子直徑大小在1nm和100nm之間。利用膠體性質和膠體的凝聚，可區別溶液和膠體。①膠體有丁達爾現象，而溶液則無這種現象。

　　②加入與分散質不發生化學反應的電解質，溶液無明顯現象，而膠體會產生凝聚。

　　易錯點13忽視晶體結構計算方法和電中性原理

　　易錯分析：晶體結構的分析方法：對于分子晶體，直接計算一個分子中所含各原子的個數，求得的化學式叫分子式;對于離子晶體(如氯化鈉型晶體)、原子晶體(如二氧化硅晶體)。一般采用分攤法：即先取一個最小的重復單元，然后分析最小的重復單元中原子、化學鍵的共用情況，即每個原子被幾個原子分攤，每個共價鍵被幾個單元分攤，最后計算一個單元凈含原子個數。確定化學式(不能稱分子式)。如氯化鈉型晶體：頂點分攤八分之一，棱點分攤四分之一，面點分攤二分之一，體點占一。如果能根據晶體結構確定每個原子形成的共價鍵，正確判斷元素的化合價，也可以根據各元素的化合價寫化學式。

　　易錯點14機械類比元素性質

　　易錯分析：在運用元素周期律時，推斷元素性質既要關注元素的共性，又要關注元素的個性，不能機械類比元素性質。同主族元素中族首元素的性質與其他元素的性質差別較大。例如氟的性質與氯、溴、碘的性質差別較大。鋰的一些性質不同于鈉、鉀的性質。同主族元素，相鄰元素性質相似程度大些，例如氮、磷、砷，砷的性質與磷的相似程度大些。

　　易錯點15推斷元素缺乏整體思維能力，以偏概全

　　易錯分析：元素周期表的知識熱點只要集中在以下幾個方面：一是根據原子結構的一些數量關系以及元素及其化合物的性質確定元素在周期表中的位置，從而可以確定該元素的其他性質或元素的名稱等。二是從元素在周期中的位置推斷元素性質或進行幾種元素的性質或結構特點的比較。三是確定“指定的幾種元素形成的化合物的化學式。解根據元素周期表推斷化合物的方法思路：定位置，推價態，想可能，比性質。

　　易錯點16不熟悉元素化合物的典型物理性質和實驗想象導致推斷元素錯誤

　　易錯分析：導致這類題推斷錯誤的原因可能有以下幾種：

　　(1)對一下典型化合物的結構、性質不熟悉。

　　(2)物質性質與物質結構不能聯系取來推斷，缺乏綜合思維能力。

　　做好元素推斷題要重點要掌握以下內容：

　　(1)短周期元素原子結構特點、在周期表中的位置;

　　(2)短周期元素單質及其化合物的結構，如晶體類型，特別是形成多晶體結構，典型實驗現象。如硫在空氣中、氧氣中氧氣中燃燒的想象不同;

　　(3)學會運用整體思維方法，將題目中的信息與問題中的信息結合起來推斷;

　　(4)積累一些教材中不常見的化學反應。

　　易錯點17機械運用平衡移動原理，忽視多條件變化

　　易錯分析：對于可逆反應中多因素的變化，可以采用假設法分析平衡移動的結果。以改變體系的壓強為例，先假設平衡不移動，只考慮壓強變化所引起的容器體積的變化，是否使物質的濃度發生變化，若物質的濃度發生變化，則化學平衡會發生移動。若物質的濃度不發生變化，則化學平衡不發生移動。

　　易錯點18化學反應基礎不牢，不會辨析離子能否大量共存

　　易錯分析：解答離子共存問題要抓住以下幾個要點：

　　(1)顏色問題，要記住一些典型離子的顏色。

　　(2)離子不能大量共存的幾個主要原因，特別是溶液的酸堿性問題和氧化還原性問題是很容易出錯的。

　　易錯點19不會熟練運用守恒原理分析離子濃度關系

　　易錯分析：任何電解質溶液都存在三個守恒關系：

　　(1)電荷守恒，即陽離子所帶正電荷總數等于陰離子所帶負電荷總數;

　　(2)物料守恒，根據物質組成寫出物料守恒式;

　　(3)質子守恒(即得到的氫離子總數等于電離的氫離子總數)。

　　質子守恒可以由電荷守恒和物料守恒關系式推導。

　　易錯點20不清楚電解原理，導致產物成分判斷錯誤

　　易錯分析：理解電解原理并熟悉掌握陰、陽離子的放電順序是解答此類易錯點的關鍵。在電解時，如果氫離子和氫氧根離子在電極上的放電往往會導致電極附近的溶液中氫離子和氫氧根離子的濃度關系，導致產物的不同，進而會引起電極附近的溶液的pH發生變化。

化學知識點總結11

　　本節包括空氣的組成及各成分的用途、空氣中氧氣百分含量測定實驗、空氣污染及其防治幾個知識點。知識的特點是容易理解，但需要記憶的東西較多，因此記住這些知識是學好本節的關鍵。

　　一、空氣的組成及各成分的用途：

　　空氣的主要成分是氮氣和氧氣，分別約占空氣體積的4/5和1/5。按體積分數計算，大約是：氮氣78%、氧氣21%、稀有氣體0.94%、二氧化碳0.03%、其它氣體和雜質0.03%。

　　二、空氣中氧氣百分含量測定實驗：

　　1.實驗原理——燃燒法：

　　利用可燃物——紅磷在密閉容器中燃燒消耗氧氣，生成白色固體五氧化二磷而無氣體生成，因而容器內氣體壓強減小，進而通過進入集氣瓶中水的體積來確定空氣中氧氣的含量。

　　2.實驗裝置：

　　3.實驗步驟：

　　(1)檢查裝置的.氣密性；

　　(2)在集氣瓶中裝入少量的水，再把剩余的容積分成五等份并用橡皮筋做上記號；

　　(3)點燃燃燒匙內的紅磷，立即伸入瓶中并把塞子塞緊；

　　(4)紅磷燃燒停止，慢慢白煙消失，等瓶內恢復到常溫后，打開彈簧夾。

　　4.實驗現象及結論：

　　現象：

　　(1)紅磷燃燒時發黃白光，放熱并產生大量的白煙。

　　(2)打開彈簧夾，燒杯中的水進入集氣瓶，進水的體積約等于集氣瓶中原空氣體積的1/5。

　　結論：氧氣約占空氣體積的1/5。剩余氣體具有不燃燒不支持燃燒；難溶于水的性質。

　　三、空氣污染及其防治：

　　1.空氣的污染源：有害氣體(二氧化硫、一氧化碳、二氧化氮等)和煙塵。

　　2.危害：

　　①嚴重損害人體的健康；

　　②影響作物的生長；

　　③破壞生態平衡；

　　④導致全球氣候變暖、臭氧層破壞和酸雨等。

　　3.防治措施：

　　①加強大氣質量監測；

　　②改善環境狀況；

　　③使用清潔能源；

　　④積極植樹、造林、種草等。

　　4.空氣日報質量：空氣日報質量包括“空氣污染指數”、“首要污染物”(首要污染物包括：二氧化硫、一氧化碳、二氧化氮、可吸入顆粒物等)、“空氣質量級別”、“空氣質量狀況”等。

　　常見考法

　　空氣的成分、主要污染物或污染源等問題通常出現在選擇題或填空題中；證明空氣成分的實驗；與空氣污染有關的時事材料題在簡答題中出現。因此了解空氣的成分，會用實驗測定空氣的成分。認識空氣污染的原因，能提出防治空氣污染的有效措施或方法。

　　誤區提醒

　　熟記空氣的組成及主要成分的含量；掌握實驗測定空氣成分的具體操作和數據分析；理解空氣污染的來源與防治措施。

　　【典型例題】

　　例析：汽車作為曾經推動人類文明向前躍進的現代社會的產物，在給人類生活帶來便捷舒適的同時，對自然生態環境的惡化也有難以推卸的責任。據統計，城市空氣污染主要來源于工業廢氣和汽車尾氣，99%的一氧化碳和一氧化氮排放來源于汽車尾氣，再加上隨著人們生活水平的不斷提高，私有車在逐年增加，所以治理汽車尾氣污染成為人們比較關注的問題。

　　閱讀以上短文，回答下列問題：

　　(1)汽車尾氣中的大氣污染物有___________________、___________________。

　　(2)舉出一例由于空氣污染而造成嚴重后果的例子___________________。

　　(3)請舉出一例治理汽車尾氣污染的實例___________________。

　　(4)請提出治理汽車污染的一條合理化建議___________________。

　　解析：

　　由題目所給信息可以得出汽車尾氣中的污染物是一氧化碳、一氧化氮；“溫室效應”、“臭氧層空洞”、“酸雨”等都是空氣被污染的結果；在汽車排氣管加裝尾氣處理裝置，可以減少汽車尾氣；改用“綠色燃料”，如氫氣、酒精等；使用電動車；加快研制新型環保能源，如核能民用化，利用太陽能分解水等都可以治理污染。

　　答案：

　　(1)一氧化碳、一氧化氮

　　(2)如“溫室效應”、“臭氧層空洞”、“酸雨”等

　　(3)在汽車排氣管加裝尾氣處理裝置等

　　(4)改用“綠色燃料”，如氫氣、酒精等；使用電動車；加快研制新型環保能源，如核能民用化，利用太陽能分解水等。

化學知識點總結12

　　一、化合價口訣

　　（1）常見元素的主要化合價：

　　氟氯溴碘負一價；正一氫銀與鉀鈉。氧的'負二先記清；正二鎂鈣鋇和鋅。

　　正三是鋁正四硅；下面再把變價歸。全部金屬是正價；一二銅來二三鐵。

　　錳正二四與六七；碳的二四要牢記。非金屬負主正不齊；氯的負一正一五七。

　　氮磷負三與正五；不同磷三氮二四。有負二正四六；邊記邊用就會熟。

　　一價氫氯鉀鈉銀；二價氧鈣鋇鎂鋅，三鋁四硅五氮磷；

　　二三鐵二四碳，二四六硫都齊；全銅以二價最常見。

　　（2）常見根價的化合價

　　一價銨根硝酸根；氫鹵酸根氫氧根。高錳酸根氯酸根；高氯酸根醋酸根。

　　二價硫酸碳酸根；氫硫酸根錳酸根。暫記銨根為正價；負三有個磷酸根。

　　二、燃燒實驗現象口訣

　　氧氣中燃燒的特點：

　　氧中余燼能復烯，磷燃白色煙子漫，鐵烯火星四放射，硫藍紫光真燦爛。

　　氯氣中燃燒的特點：

　　磷燃氯中煙霧茫，銅燃有煙呈棕黃，氫燃火焰蒼白色，鈉燃劇烈產白霜。

　　三、氫氣還原氧化銅實驗口訣

　　口訣1：氫氣早出晚歸，酒精燈遲到早退。

　　口訣2：氫氣檢純試管傾，先通氫氣后點燈。黑色變紅水珠出，熄滅燈后再停氫。

　　四、過濾操作實驗口訣

　　斗架燒杯玻璃棒，濾紙漏斗角一樣。過濾之前要靜置，三靠兩低不要忘。

　　五、托盤天平的使用操作順序口訣

　　口訣1

　　先將游碼撥到零，再調螺旋找平衡；

　　左盤物，右盤碼，取用砝碼用鑷夾；

　　先放大，后放小，最后平衡游碼找。

　　口訣2

　　螺絲游碼刻度尺，指針標尺有托盤。調節螺絲達平衡，物碼分居左右邊。

　　取碼需用鑷子夾，先大后小記心間。藥品不能直接放，稱量完畢要復原。

　　初中化學知識要點

　　化學常見物質的顏色

　　（一）、固體的顏色

　　1、紅色固體：銅，氧化鐵

　　2、綠色固體：堿式碳酸銅

　　3、藍色固體：氫氧化銅，硫酸銅晶體

　　4、紫黑色固體：高錳酸鉀

　　5、淡黃色固體：硫磺

　　6、無色固體：冰，干冰，金剛石

　　7、銀白色固體：銀，鐵，鎂，鋁，汞等金屬

　　8、黑色固體：鐵粉，木炭，氧化銅，二氧化錳，四氧化三鐵，（碳黑，活性炭）

　　9、紅褐色固體：氫氧化鐵

　　10、白色固體：氯化鈉，碳酸鈉，氫氧化鈉，氫氧化鈣，碳酸鈣，氧化鈣，硫酸銅，五氧化二磷，氧化鎂

　　（二）、液體的顏色

　　11、無色液體：水，雙氧水

　　12、藍色溶液：硫酸銅溶液，氯化銅溶液，硝酸銅溶液

　　13、淺綠色溶液：硫酸亞鐵溶液，氯化亞鐵溶液，硝酸亞鐵溶液

　　14、黃色溶液：硫酸鐵溶液，氯化鐵溶液，硝酸鐵溶液

　　15、紫紅色溶液：高錳酸鉀溶液

　　16、紫色溶液：石蕊溶液

　　（三）、氣體的'顏色

　　17、紅棕色氣體：二氧化氮

　　18、黃綠色氣體：氯氣

　　19、無色氣體：氧氣，氮氣，氫氣，二氧化碳，一氧化碳，二氧化硫，氯化氫氣體等大多數氣體。

　　高中化學必背知識

　　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

　　2NaHCO3 Na2CO3+CO2↑+H2O

　　與酸反應CO32—+H+= H CO3—

　　H CO3—+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：H CO3—+OH—= H2O+CO32—

　　與H2O和CO2的反應Na2CO3+CO2+H2O =2NaHCO3

　　CO32—+H2O+CO2 =H CO3—

　　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。

化學知識點總結13

　　一、物質的分類

　　金屬：Na、Mg、Al

　　單質

　　非金屬：S、O、N

　　酸性氧化物：SO3、SO2、P2O5等

　　氧化物堿性氧化物：Na2O、CaO、Fe2O3

　　氧化物：Al2O3等

　　純鹽氧化物：CO、NO等

　　凈含氧酸：HNO3、H2SO4等

　　物按酸根分

　　無氧酸：HCl

　　強酸：HNO3、H2SO4、HCl

　　酸按強弱分

　　弱酸：H2CO3、HClO、CH3COOH

　　化一元酸：HCl、HNO3

　　合按電離出的H+數分二元酸：H2SO4、H2SO3

　　物多元酸：H3PO4

　　強堿：NaOH、Ba(OH)2

　　物按強弱分

　　質弱堿：NH3?H2O、Fe(OH)3

　　堿

　　一元堿：NaOH、

　　按電離出的HO-數分二元堿：Ba(OH)2

　　多元堿：Fe(OH)3

　　正鹽：Na2CO3

　　鹽酸式鹽：NaHCO3

　　堿式鹽：Cu2(OH)2CO3

　　溶液：NaCl溶液、稀H2SO4等

　　混懸濁液：泥水混合物等

　　合乳濁液：油水混合物

　　物膠體：Fe(OH)3膠體、淀粉溶液、煙、霧、有色玻璃等

　　二、分散系相關概念

　　1.分散系：一種物質(或幾種物質)以粒子形式分散到另一種物質里所形成的混合物，統稱為分散系。

　　2.分散質：分散系中分散成粒子的物質。

　　3.分散劑：分散質分散在其中的物質。

　　4、分散系的分類：當分散劑是水或其他液體時，如果按照分散質粒子的大小來分類，可以把分散系分為：溶液、膠體和濁液。分散質粒子直徑小于1nm的分散系叫溶液，在1nm-100nm之間的分散系稱為膠體，而分散質粒子直徑大于100nm的分散系叫做濁液。

　　下面比較幾種分散系的不同：

　　分散系溶液膠體濁液

　　分散質的直徑<1nm(粒子直徑小于10-9m)1nm-100nm(粒子直徑在10-9~10-7m)>100nm(粒子直徑大于10-7m)

　　分散質粒子單個小分子或離子許多小分子集合體或高分子巨大數目的分子集合體

　　三、膠體

　　1、膠體的定義：分散質粒子直徑大小在10-9~10-7m之間的分散系。

　　2、膠體的分類：

　　①.根據分散質微粒組成的狀況分類：

　　如：膠體膠粒是由許多等小分子聚集一起形成的微粒，其直徑在1nm～100nm之間，這樣的膠體叫粒子膠體。又如：淀粉屬高分子化合物，其單個分子的直徑在1nm～100nm范圍之內，這樣的膠體叫分子膠體。

　　②.根據分散劑的狀態劃分：

　　如：煙、云、霧等的分散劑為氣體，這樣的膠體叫做氣溶膠;AgI溶膠、溶膠、溶膠，其分散劑為水，分散劑為液體的膠體叫做液溶膠;有色玻璃、煙水晶均以固體為分散劑，這樣的膠體叫做固溶膠。

　　3、膠體的制備

　　A.物理方法

　　①機械法：利用機械磨碎法將固體顆粒直接磨成膠粒的大小

　　②溶解法：利用高分子化合物分散在合適的溶劑中形成膠體，如蛋白質溶于水，淀粉溶于水、聚乙烯熔于某有機溶劑等。

　　B.化學方法

　　①水解促進法：FeCl3+3H2O(沸)=(膠體)+3HCl

　　②復分解反應法：KI+AgNO3=AgI(膠體)+KNO3Na2SiO3+2HCl=H2S增大膠粒之間的碰撞機會。如蛋思考：若上述兩種反應物的量均為大量，則可觀察到什么現象?如何表達對應的兩個反應方程式?提示：KI+AgNO3=AgI↓+KNO3(黃色↓)Na2SiO3+2HCl=H2SiO3↓+2NaCl(白色↓)

　　4、膠體的性質：

　　①丁達爾效應——丁達爾效應是粒子對光散射作用的結果，是一種物理現象。丁達爾現象產生的原因，是因為膠體微粒直徑大小恰當，當光照射膠粒上時，膠粒將光從各個方面全部反射，膠粒即成一小光源(這一現象叫光的散射)，故可明顯地看到由無數小光源形成的光亮“通路”。當光照在比較大或小的顆粒或微粒上則無此現象，只發生反射或將光全部吸收的現象，而以溶液和濁液無丁達爾現象，所以丁達爾效應常用于鑒別膠體和其他分散系。

　　②布朗運動——在膠體中，由于膠粒在各個方向所受的力不能相互平衡而產生的無規則的運動，稱為布朗運動。是膠體穩定的原因之一。

　　③電泳——在外加電場的作用下，膠體的微粒在分散劑里向陰極(或陽極)作定向移動的現象。膠體具有穩定性的重要原因是同一種膠粒帶有同種電荷，相互排斥，另外，膠粒在分散力作用下作不停的無規則運動，使其受重力的影響有較大減弱，兩者都使其不易聚集，從而使膠體較穩定。

　　說明：A、電泳現象表明膠粒帶電荷，但膠體都是電中性的。膠粒帶電的原因：膠體中單個膠粒的體積小，因而膠體中膠粒的表面積大，因而具備吸附能力。有的膠體中的膠粒吸附溶液中的陽離子而帶正電;有的則吸附陰離子而帶負電膠體的提純，可采用滲析法來提純膠體。使分子或離子通過半透膜從膠體里分離出去的操作方法叫滲析法。其原理是膠體粒子不能透過半透膜，而分子和離子可以透過半透膜。但膠體粒子可以透過濾紙，故不能用濾紙提純膠體。

　　B、在此要熟悉常見膠體的膠粒所帶電性，便于判斷和分析一些實際問題。

　　帶正電的膠粒膠體：金屬氫氧化物如、膠體、金屬氧化物。

　　帶負電的膠粒膠體：非金屬氧化物、金屬硫化物As2S3膠體、硅酸膠體、土壤膠體

　　特殊：AgI膠粒隨著AgNO3和KI相對量不同，而可帶正電或負電。若KI過量，則AgI膠粒吸附較多I-而帶負電;若AgNO3過量，則因吸附較多Ag+而帶正電。當然，膠體中膠粒帶電的電荷種類可能與其他因素有關。

　　C、同種膠體的膠粒帶相同的電荷。

　　D、固溶膠不發生電泳現象。凡是膠粒帶電荷的液溶膠，通常都可發生電泳現象。氣溶膠在高壓電的條件也能發生電泳現象。

　　膠體根據分散質微粒組成可分為粒子膠體(如膠體，AgI膠體等)和分子膠體[如淀粉溶液，蛋白質溶液(習慣仍稱其溶液，其實分散質微粒直徑已達膠體范圍)，只有粒子膠體的膠粒帶電荷，故可產生電泳現象。整個膠體仍呈電中性，所以在外電場作用下作定向移動的是膠粒而非膠體。

　　④聚沉——膠體分散系中，分散系微粒相互聚集而下沉的現象稱為膠體的聚沉。能促使溶膠聚沉的外因有加電解質(酸、堿及鹽)、加熱、溶膠濃度增大、加膠粒帶相反電荷的膠體等。有時膠體在凝聚時，會連同分散劑一道凝結成凍狀物質，這種凍狀物質叫凝膠。

　　膠體穩定存在的原因：(1)膠粒小，可被溶劑分子沖擊不停地運動，不易下沉或上浮(2)膠粒帶同性電荷，同性排斥，不易聚大，因而不下沉或上浮

　　膠體凝聚的方法：

　　(1)加入電解質：電解質電離出的陰、陽離子與膠粒所帶的電荷發生電性中和，使膠粒間的排斥力下降，膠粒相互結合，導致顆粒直徑>10-7m，從而沉降。

　　能力：離子電荷數，離子半徑

　　陽離子使帶負電荷膠粒的膠體凝聚的能力順序為：Al3+>Fe3+>H+>Mg2+>Na+

　　陰離子使帶正電荷膠粒的膠體凝聚的能力順序為：SO42->NO3->Cl-

　　(2)加入帶異性電荷膠粒的膠體：(3)加熱、光照或射線等：加熱可加快膠粒運動速率，增大膠粒之間的碰撞機會。如蛋白質溶液加熱，較長時間光照都可使其凝聚甚至變性。

　　5、膠體的應用

　　膠體的知識在生活、生產和科研等方面有著重要用途，如常見的有：

　　①鹽鹵點豆腐：將鹽鹵()或石膏()溶液加入豆漿中，使豆腐中的蛋白質和水等物質一起凝聚形成凝膠。

　　②肥皂的制取分離③明礬、溶液凈水④FeCl3溶液用于傷口止血⑤江河入海口形成的沙洲⑥水泥硬化⑦冶金廠大量煙塵用高壓電除去⑧土壤膠體中離子的吸附和交換過程，保肥作用

　　⑨硅膠的制備：含水4%的叫硅膠

　　⑩用同一鋼筆灌不同牌號墨水易發生堵塞

　　四、離子反應

　　1、電離(ionization)

　　電離：電解質溶于水或受熱熔化時解離成自由離子的過程。

　　酸、堿、鹽的水溶液可以導電，說明他們可以電離出自由移動的離子。不僅如此，酸、堿、鹽等在熔融狀態下也能電離而導電，于是我們依據這個性質把能夠在水溶液里或熔融狀態下能導電的化合物統稱為電解質。

　　2、電離方程式

　　H2SO4=2H++SO42-HCl=H++Cl-HNO3=H++NO3-

　　硫酸在水中電離生成了兩個氫離子和一個硫酸根離子。鹽酸，電離出一個氫離子和一個氯離子。硝酸則電離出一個氫離子和一個硝酸根離子。電離時生成的陽離子全部都是氫離子的`化合物我們就稱之為酸。從電離的角度，我們可以對酸的本質有一個新的認識。那堿還有鹽又應怎么來定義呢?

　　電離時生成的陰離子全部都是氫氧根離子的化合物叫做堿。

　　電離時生成的金屬陽離子(或NH4+)和酸根陰離子的化合物叫做鹽。

　　書寫下列物質的電離方程式：KCl、NaHSO4、NaHCO3

　　KCl==K++Cl―NaHSO4==Na++H++SO42―NaHCO3==Na++HCO3―

　　這里大家要特別注意，碳酸是一種弱酸，弱酸的酸式鹽如碳酸氫鈉在水溶液中主要是電離出鈉離子還有碳酸氫根離子;而硫酸是強酸，其酸式鹽就在水中則完全電離出鈉離子，氫離子還有硫酸根離子。

　　〔小結〕注意：1、HCO3-、OH-、SO42-等原子團不能拆開

　　2、HSO4―在水溶液中拆開寫，在熔融狀態下不拆開寫。

　　3、電解質與非電解質

　　①電解質：在水溶液里或熔化狀態下能夠導電的化合物，如酸、堿、鹽等。

　　②非電解質：在水溶液里和熔融狀態下都不導電的化合物，如蔗糖、酒精等。

　　小結

　　(1)、能夠導電的物質不一定全是電解質。

　　(2)、電解質必須在水溶液里或熔化狀態下才能有自由移動的離子。

　　(3)、電解質和非電解質都是化合物，單質既不是電解也不是非電解質。

　　(4)、溶于水或熔化狀態;注意：“或”字

　　(5)、溶于水和熔化狀態兩各條件只需滿足其中之一，溶于水不是指和水反應;

　　(6)、化合物，電解質和非電解質，對于不是化合物的物質既不是電解質也不是非電解質。

　　4、電解質與電解質溶液的區別：

　　電解質是純凈物，電解質溶液是混合物。無論電解質還是非電解質的導電都是指本身，而不是說只要在水溶液或者是熔化能導電就是電解質。5、強電解質：在水溶液里全部電離成離子的電解質。

　　6、弱電解質：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質。

　　強、弱電解質對比

　　強電解質弱電解質

　　物質結構離子化合物，某些共價化合物某些共價化合物

　　電離程度完全部分

　　溶液時微粒水合離子分子、水合離子

　　導電性強弱

　　物質類別實例大多數鹽類、強酸、強堿弱酸、弱堿、水

　　8、離子方程式的書寫?第一步：寫(基礎)寫出正確的化學方程式

　　第二步：拆(關鍵)把易溶、易電離的物質拆成離子形式(難溶、難電離的以及氣體等仍用化學式表示)第三步：刪(途徑)

　　刪去兩邊不參加反應的離子第四步：查(保證)檢查(質量守恒、電荷守恒)

　　※離子方程式的書寫注意事項:

　　1.非電解質、弱電解質、難溶于水的物質，氣體在反應物、生成物中出現，均寫成化學式或分式。2.固體間的反應，即使是電解質，也寫成化學式或分子式。

　　3.氧化物在反應物中、生成物中均寫成化學式或分子式。4.濃H2SO4作為反應物和固體反應時，濃H2SO4寫成化學式.5金屬、非金屬單質，無論在反應物、生成物中均寫成化學式。微溶物作為反應物時,處于澄清溶液中時寫成離子形式;處于濁液或固體時寫成化學式。

　　高三化學必背知識點總結

　　1.澄清石灰水中通入二氧化碳氣體(復分解反應)

　　Ca(OH)2+CO2=CaCO3↓+H2O

　　現象：石灰水由澄清變渾濁。

　　相關知識點：這個反應可用來檢驗二氧化碳氣體的存在。

　　不用它檢驗，CaCO3+CO2+H2O=Ca(HCO3)2沉淀消失，可用Ba(OH)2溶液。

　　2.鎂帶在空氣中燃燒(化合反應)

　　2Mg+O2=2MgO

　　現象：鎂在空氣中劇烈燃燒，放熱，發出耀眼的白光，生成白色粉末。

　　相關知識點：

　　(1)這個反應中，鎂元素從游離態轉變成化合態;

　　(2)物質的顏色由銀白色轉變成白色。

　　(3)鎂可做照明彈;

　　(4)鎂條的著火點高，火柴放熱少，不能達到鎂的著火點，不能用火柴點燃;

　　(5)鎂很活潑，為了保護鎂，在鎂表面涂上一層黑色保護膜，點燃前要用砂紙打磨干凈。

　　3.水通電分解(分解反應)

　　2H2O=2H2↑+O2↑

　　現象：通電后，電極上出現氣泡，氣體體積比約為1：2

　　相關知識點：

　　(1)正極產生氧氣，負極產生氫氣;

　　(2)氫氣和氧氣的體積比為2：1，質量比為1：8;

　　(3)電解水時，在水中預先加入少量氫氧化鈉溶液或稀硫酸，增強水的導電性;

　　(4)電源為直流電。

　　4.生石灰和水反應(化合反應)

　　CaO+H2O=Ca(OH)2

　　現象：白色粉末溶解

　　相關知識點：

　　(1)最終所獲得的溶液名稱為氫氧化鈣溶液，俗稱澄清石灰水;

　　(2)在其中滴入無色酚酞，酚酞會變成紅色;

　　(3)生石灰是氧化鈣，熟石灰是氫氧化鈣;

　　(4)發出大量的熱。

　　5.實驗室制取氧氣

　　①加熱氯酸鉀和二氧化錳的混合物制氧氣(分解反應)

　　2KClO3=MnO2(作催化劑)=2KCl+3O2↑

　　相關知識點：

　　(1)二氧化錳在其中作為催化劑，加快氯酸鉀的分解速度或氧氣的生成速度;

　　(2)二氧化錳的質量和化學性質在化學反應前后沒有改變;

　　(3)反應完全后，試管中的殘余固體是氯化鉀和二氧化錳的混合物，進行分離的方法是：洗凈、干燥、稱量。

　　②加熱高錳酸鉀制氧氣(分解反應)

　　2KMnO4=K2MnO4+MnO2+O2↑

　　相關知識點：在試管口要堵上棉花，避免高錳酸鉀粉末滑落堵塞導管。

　　③過氧化氫和二氧化錳制氧氣(分解反應)

　　2H2O2=MnO2(作催化劑)=2H2O+O2↑

　　共同知識點：

　　(1)向上排空氣法收集時導管要伸到集氣瓶下方，收集好后要正放在桌面上;

　　(2)實驗結束要先撤導管，后撤酒精燈，避免水槽中水倒流炸裂試管;

　　(3)加熱時試管要略向下傾斜，避免冷凝水回流炸裂試管;

　　(4)用排水集氣法收集氧氣要等到氣泡連續均勻地冒出再收集;

　　(5)用帶火星的小木條放在瓶口驗滿，伸入瓶中檢驗是否是氧氣。

　　6.木炭在空氣中燃燒(化合反應)

　　充分燃燒：C+O2=CO2

　　不充分燃燒：2C+O2=2CO

　　現象：在空氣中發出紅光;在氧氣中發出白光，放熱，生成一種使澄清石灰水變渾濁的無色氣體。

　　相關知識點：反應后的產物可用澄清的石灰水來進行檢驗。

　　7.硫在空氣(或氧氣)中燃燒(化合反應)

　　S+O2=SO2

　　現象：在空氣中是發出微弱的淡藍色火焰，在氧氣中是發出明亮的藍紫色火焰，生成無色有刺激性氣體。

　　相關知識點：

　　(1)應后的產物可用紫色的石蕊來檢驗(紫色變成紅色);

　　(2)在集氣瓶底部事先放少量水或堿溶液(NaOH)以吸收生成的二氧化硫，防止污染空氣。

　　8.鐵絲在氧氣中燃燒(化合反應)

　　3Fe+2O2=Fe3O4

　　現象：鐵絲在氧氣中劇烈燃燒，火星四射，放熱，生成黑色固體。

　　相關知識點：

　　(1)鐵絲盤成螺旋狀是為了增大與氧氣的接觸面積;

　　(2)在鐵絲下方掛一根點燃的火柴是為了引燃鐵絲;

　　(3)等火柴快燃盡在伸入集氣瓶中，太早，火柴消耗氧氣，鐵絲不能完全燃燒;太晚，不能引燃;

　　(4)事先在集氣瓶底部放少量細沙，避免灼熱生成物濺落炸裂瓶底。

　　9.紅磷在氧氣中燃燒(化合反應)

　　4P+5O2=2P2O5

　　現象：產生大量白煙并放熱。

　　相關知識點：可用紅磷來測定空氣中氧氣含量。

　　10.氫氣在空氣中燃燒(化合反應)

　　2H2+O2=2H2O

　　現象：產生淡藍色的火焰，放熱，有水珠生成

　　相關知識點：

　　(1)氫氣是一種常見的還原劑;

　　(2)點燃前，一定要檢驗它的純度。

　　11.木炭還原氧化銅(置換反應)

　　C+2CuO=2Cu+CO2↑

　　現象：黑色粉末逐漸變成光亮的紅色物質，放熱。

　　相關知識點：

　　(1)把木炭粉和氧化銅鋪放進試管，使受熱面積大，反應快;

　　(2)導管通入澄清石灰水中，為了檢驗是否產生CO2;

　　(3)在酒精燈上加網罩使火焰集中并提高溫度;

　　(4)先撤出導氣管防止石灰水倒流炸裂試管;

　　(5)試管冷卻后在把粉末倒出，防止灼熱的銅的氧氣發生反應，生成CuO;

　　(6)C是還原劑，CuO是氧化劑。

　　12.氫氣還原氧化銅(置換反應)

　　H2+CuO=Cu+H2O

　　現象：黑色粉末逐漸變成光亮的紅色物質，同時試管口有水滴生成。

　　相關知識點：

　　(1)實驗開始時，應先通入一段時間氫氣，目的是趕走試管內的空氣;

　　(2)實驗結束后，應先拿走酒精燈，后撤走氫氣導管，目的是防止新生成的銅與空氣中的氧氣結合，又生成氧化銅。

　　13.實驗室制取二氧化碳氣體(復分解反應)

　　大理石(石灰石)和稀鹽酸反應

　　CaCO3+2HCl=CaCl2+H2O+CO2↑

　　現象：白色固體溶解，同時有大量氣泡產生。

　　相關知識點：

　　(1)碳酸鈣是一種白色難溶的固體，利用它能溶解在鹽酸中的特性，可以用鹽酸來除去某物質中混有的碳酸鈣;

　　(2)不能用濃鹽酸是因為濃鹽酸有揮發性，揮發出HCl氣體混入CO2中。使CO2不純;

　　(3)不能用稀硫酸是因為碳酸鈣和硫酸反映，產生CaSO4微溶于水，覆蓋在固體表面，使反應停止;

　　(4)不能用碳酸鈣粉末是因為反應物接觸面積大，反應速度太快。

　　14.工業制取二氧化碳氣體(分解反應)

　　高溫煅燒石灰石

　　CaCO3=CaO+CO2↑

　　相關知識點：CaO俗名為生石灰。

　　15.一氧化碳在空氣中燃燒(化合反應)

　　2CO+O2=2CO2

　　現象：產生藍色火焰。

　　相關知識點：

　　(1)一氧化碳是一種常見的還原劑;

　　(2)點燃前，一定要檢驗它的純度。

　　16.一氧化碳還原氧化銅

　　CO+CuO=Cu+CO2

　　現象：黑色粉末逐漸變成光亮的紅色粉末，生成氣體使石灰水變渾濁。

　　相關知識點：一氧化碳是還原劑，氧化銅是氧化劑。

　　17.甲烷在空氣中燃燒

　　CH4+2O2=CO2+2H2O

　　現象：火焰明亮呈淺藍色

　　相關知識點：甲烷是天然氣(或沼氣)的主要成分，是一種很好的燃料。

　　18.工業制造鹽酸(化合反應)

　　H2+Cl2=2HCl

　　相關知識點:該反應說明了在特殊條件下燃燒不一定需要氧氣。

　　19.實驗室制取氫氣(置換反應)

　　Zn+H2SO4=ZnSO4+H2↑

　　相關知識點：

　　(1)氫氣是一種常見的還原劑;

　　(2)點燃前，一定要檢驗它的純度。

　　20.木炭和二氧化碳生成一氧化碳(化合反應)

　　C+CO2=2CO

　　相關知識點：

　　(1)一氧化碳是一種常見的還原劑;

　　(2)點燃前，一定要檢驗它的純度。

　　高三化學必背知識點總結

　　物質一、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、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CO32-,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)

　　(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)

化學知識點總結14

　　1、"化學變化"和"化學性質"

　　物質的性質和變化是兩個不同的概念，性質是物質的固有屬性，是變化的內因，而變化是一個過程，是性質的外在表現。

　　"化學變化"是一個正在（或已經）發生的有新物質生成的變化過程；

　　"化學性質"則是物質在化學變化中表現出來的性質。如酒精燃燒，表述了化學變化──燃燒；酒精能燃燒，表述了酒精的化學性質──可燃性。化學性質的語言描述是在化學變化描述的基礎上加一些表示能力的字眼，如"易"、"能"、"會"、"可以"、"難"等。

　　練習：下列敘述中，前者屬于物質發生的化學變化，后者屬于物質的化學性質的是（）

　　A、鎂在空氣中燃燒；食物在夏天易變質

　　B、堿式碳酸銅受熱易分解；面包發霉

　　C、石灰石可以與鹽酸反應生成二氧化碳氣體；蠟燭能在空氣中燃燒生成二氧化碳和水

　　D、鐵絲在氧氣中燃燒；鋼鐵在潮濕的空氣中生銹

　　答案：A。

　　2、"燃燒"、"點燃"、"加熱"和"高溫"

　　"燃燒"：是反應現象，不是反應條件。"點燃"，"加熱"和"高溫"則是反應條件。

　　"點燃"，"加熱"和"高溫"的目的都是提供反應物所需能量，促使反應發生。"點燃"是物質直接接觸火焰并使其燃燒。

　　"加熱"是物質未直接接觸熱源而吸收到熱量，溫度一般不超過500℃，在實驗室中，一般用酒精燈提供加熱條件。

　　"高溫"一般是指800℃以上，一般的火焰無法達到的溫度，在實驗室時一般用酒精噴燈提供高溫條件。一般只有在固體與固體及固體分解時使用。所以，在書寫化學方程式時，點燃、加熱、高溫要有所區別。

　　練習：下列化學反應的條件分別是什么：

　　氧化銅+氫氣→銅+水；

　　氧化銅+碳→銅+二氧化碳；

　　碳酸鈣→氧化鈣+二氧化碳；

　　鐵+氧氣→四氧化三鐵。

　　答案：加熱；加熱；高溫；點燃。

　　3、"煙"和"霧"的區別

　　"煙"：是大量固體小顆粒分散到空氣中形成的`，它屬于固體，如磷在空氣中燃燒，產生的大量白煙就是五氧化二磷的固體小顆粒。

　　"霧"：是大量小液滴分散到空氣中形成的，它屬于液體。比如，打開濃鹽酸的瓶蓋，會發現在瓶口上方出現白霧，這些白霧就是鹽酸的小液滴。

　　4、"氣味"和"味道"的區別

　　"氣味"是用鼻子聞出來的

　　"味道"是用嘴嘗出來的。

　　5、"焰"和"光"的區別

　　"焰"：是可燃性氣體，熔沸點低、易氣化的可燃性固體、液體燃燒時形成的，如氫氣、甲烷酒精、硫等。

　　"光"：是木炭、鎂條等高沸點難氣化的可燃物燃燒時，溫度達不到氣化的條件，因此只會發光，不可能產生火焰。如：硫在空氣中燃燒現象是發出淡藍色火焰，木炭在氧氣中燃燒現象是發出白光。

　　6、"渾濁"和"混濁"的區別

　　"渾濁"：是由于沉淀或沉積物而混濁不清。

　　"混濁"：是水、空氣等含有雜質，不清潔，不明澈。如：二氧化碳通入澄清石灰水中的現象是澄清石灰水變渾濁，因為反應生成了碳酸鈣白色沉淀。

　　7、"碳"和"炭"

　　"碳"：是指碳元素，是一個與化學的"元素"密切相關的概念，只用作化學用語，在表示元素和含碳的化合物時使用，如：二氧化碳，碳化物，碳酸等。

　　"炭"：是指無恒定組成及性質的含碳的具體物質。如：炭黑、木炭、活性炭、煤炭等，它們都是由碳元素組成的單質。

化學知識點總結15

　　1、反應熱：化學反應過程中放出或吸收的熱量。

　　焓變：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(QP)。

　　2、符號：△H 單位：kJ/mol

　　3、規定：吸熱反應:△H > 0 或者值為“+”，放熱反應:△H < 0 或者值為“-”

　　4、常見的放熱反應和吸熱反應：

　　燃燒、中和反應、金屬與酸反應、以及大部分化合反應是放熱的

　　大部分分解反應，電離、水解、高溫下碳還原金屬氧化物、碳與二氧化碳反應、Ba(OH)2與NH4Cl的反應等一般屬于吸熱反應。

　　5、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<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>0

　　△H在數值上等于反應物分子斷裂舊鍵時所吸收的總能量與生成物分子形成新鍵時所釋放的總能量之差，△H=E生成物能量-E反應物能量=E反應物鍵能之和-E生成物鍵能之和

　　6、熱化學方程式：表示化學反應中放出或吸收的熱量的化學方程式。

　　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、aq表示不同狀態。

　　(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。

　　7、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。

　　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。

　　8、燃燒熱：在101kPa時，l mol物質完全燃燒生成穩定的氧化物時的反應熱.

　　注意：

　　① 燃燒的條件是在101kPa;

　　② 標準:是以1mol燃料作為標準，因此書寫熱化學方程式時，其它物質的化學計量數可用分數表示;

　　③ 物質燃燒都是放熱反應，所以表達物質燃燒時的△H均為負值;

　　④ 燃燒要完全:C元素轉化為CO2(g)，而不是CO;H元素轉化為H2O(l)，N元素轉化為N2(g)。

　　9.中和熱：強酸與強堿的稀溶液反應生成1mol的水所放出的熱量

　　KOH(aq) + 1/2H2SO4(aq)==== 1/2K2SO4(aq) + H2O(l);ΔH=-57.3 kJ?mol-1

【化學知識點總結】相關文章：