高中化学必背知识点归纳与总结gh 本文关键词：知识点，归纳，高中化学，gh
高中化学必背知识点归纳与总结gh 本文简介：高中化学必背知识点归纳与总结一、俗名无机部分：纯碱、苏打Ｎa2CO3小苏打：NaHCO3大苏打：Na2S2O3石膏（生石膏）：CaSO4.2H2O熟石膏：2CaSO4·.H2O莹石：CaF2重晶石：BaSO4（无毒）碳铵：NH4HCO3石灰石、大理石：CaCO3生石灰：CaO食盐：NaCl熟石灰、消
高中化学必背知识点归纳与总结gh 本文内容：
高中化学必背知识点归纳与总结
一、俗名
无机部分：
纯碱、苏打Ｎa2CO3
小苏打：NaHCO3
大苏打：Na2S2O3
石膏（生石膏）：CaSO4.2H2O
熟石膏：2CaSO4·.H2O
莹石：CaF2
重晶石：BaSO4（无毒）
碳铵：NH4HCO3
石灰石、大理石：CaCO3
生石灰：CaO
食盐：NaCl
熟石灰、消石灰：Ca(OH)2
芒硝：Na2SO4·7H2O
(缓泻剂)
烧碱、火碱、苛性钠：NaOH
绿矾：FaSO4·7H2O
干冰：CO2
明矾：KAl
(SO4)2·12H2O
漂白粉：Ca
(ClO)2
、CaCl2（混和物）
泻盐：MgSO4·7H2O
胆矾、蓝矾：CuSO4·5H2O
双氧水：H2O2
皓矾：ZnSO4·7H2O
硅石、石英：SiO2
刚玉：Al2O3
水玻璃、泡花碱、矿物胶：Na2SiO3
铁红、铁矿：Fe2O3
磁铁矿：Fe3O4
黄铁矿、硫铁矿：FeS2
铜绿、孔雀石：Cu2
(OH)2CO3
菱铁矿：FeCO3
赤铜矿：Cu2O
波尔多液：Ca
(OH)2和CuSO4
石硫合剂：Ca
(OH)2和S
玻璃的主要成分：Na2SiO3、CaSiO3、SiO2
过磷酸钙（主要成分）：Ca
(H2PO4)2和CaSO4
重过磷酸钙（主要成分）：Ca
(H2PO4)2
天然气、沼气、坑气（主要成分）：CH4
水煤气：CO和H2
硫酸亚铁铵（淡蓝绿色）：Fe
(NH4)2
(SO4)2
溶于水后呈淡绿色
光化学烟雾：NO2在光照下产生的一种有毒气体
王水：浓HNO3：浓HCl按体积比1：3混合而成。
铝热剂：Al
+
Fe2O3或其它氧化物。
尿素：CO（NH2)
2
有机部分：
氯仿：CHCl3
电石：CaC2
电石气：C2H2
(乙炔)
TNT：三硝基甲苯
氟氯烃：是良好的制冷剂，有毒，但破坏O3层。
酒精、乙醇：C2H5OH
裂解气成分（石油裂化）：烯烃、烷烃、炔烃、H2S、CO2、CO等。
焦炉气成分（煤干馏）：H2、CH4、乙烯、CO等。
醋酸：冰醋酸、食醋
CH3COOH
甘油、丙三醇
：C3H8O3
石炭酸：苯酚
蚁醛：甲醛
HCHO
二、
颜色
铁：铁粉是黑色的；一整块的固体铁是银白色的。
Fe2+——浅绿色
Fe3O4——黑色晶体
Fe(OH)2——白色沉淀
Fe3+——棕黄色
Fe
(OH)3——红褐色沉淀
Fe
(SCN)3——血红色溶液
FeO——黑色的粉末
Fe
(NH4)2(SO4)2——淡蓝绿色
Fe2O3——红棕色粉末
铜：单质是紫红色
Cu2+——蓝色
CuO——黑色
Cu2O——红色
CuSO4（无水）—白色
CuSO4·5H2O——蓝色
Cu2
(OH)2CO3
—绿色
Cu(OH)2——蓝色
[Cu(NH3)4]SO4——深蓝色溶液
FeS——黑色固体
BaSO4
、BaCO3
、Ag2CO3
、CaCO3
、AgCl
、
Mg
(OH)2
、Al(OH)3
白色絮状沉淀
H4SiO4（原硅酸）白色胶状沉淀
Cl2、氯水——黄绿色
F2——淡黄绿色气体
Br2——深红棕色液体
I2——紫黑色固体
HF、HCl、HBr、HI均为无色气体，在空气中均形成白雾
CCl4——无色的液体，密度大于水，与水不互溶
Na2O2—淡黄色固体
Ag3PO4—黄色沉淀
S—淡黄色固体
AgBr—浅黄色沉淀
AgI—黄色沉淀
O3—淡蓝色气体
SO2—无色，有剌激性气味、有毒的气体
SO3—无色固体（沸点44.8度）
品红溶液——红色
氢氟酸：HF——腐蚀玻璃
N2O4、NO——无色气体
NO2——红棕色气体
NH3——无色、有剌激性气味气体
KMnO4--——紫色
MnO4-——紫色
四、
考试中经常用到的规律：
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
3.1——4.4橙色
>4.4黄色
酚酞
＜8.2无色
8.2——10.0浅红色
>10.0红色
石蕊
＜5.0红色
5.0——8.0紫色
>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)2+、[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。
五、无机反应中的特征反应
1．与碱反应产生气体
（1）
（2）铵盐：
2．与酸反应产生气体
（1）
（2）
3．Na2S2O3与酸反应既产生沉淀又产生气体：
S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O
4．与水反应产生气体
（1）单质
（2）化合物
5．强烈双水解
6．既能酸反应，又能与碱反应
（1）单质：Al
（2）化合物：Al2O3、Al(OH)3、弱酸弱碱盐、弱酸的酸式盐、氨基酸。
7．与Na2O2反应
8．2FeCl3+H2S=2FeCl2+S↓+2HCl
9．电解
10．铝热反应：Al+金属氧化物金属+Al2O3
11．
Al3+
Al(OH)3
AlO2-
12．归中反应：2H2S+SO2=3S+2H2O
4NH3+6NO4N2+6H2O
13．置换反应：（1）金属→金属
（2）金属→非金属
（3）非金属→非金属
（4）非金属→金属
14、一些特殊的反应类型：
⑴
化合物+单质
化合物+化合物
如：
Cl2+H2O、H2S+O2、、NH3+O2、CH4+O2、Cl2+FeBr2
⑵
化合物+化合物
化合物+单质
NH3+NO、
H2S+SO2
、Na2O2+H2O、NaH+H2O、Na2O2+CO2、CO+H2O
⑶
化合物+单质
化合物
PCl3+Cl2
、Na2SO3+O2
、FeCl3+Fe
、FeCl2+Cl2、CO+O2、Na2O+O2
15．三角转化：
16．受热分解产生2种或3种气体的反应：
（1）铵盐
（2）硝酸盐
17．特征网络：
（1）
①
②
③
④
（2）A—
A为弱酸的铵盐：(NH4)2CO3或NH4HCO3；(NH4)2S或NH4HS；(NH4)2SO3或NH4HSO3
（3）无机框图中常用到催化剂的反应:
六、既可作氧化剂又可作还原剂的有：
S、SO32-、HSO3-、H2SO3、SO2、NO2-、Fe2+等，及含-CHO的有机物
七、反应条件对氧化－还原反应的影响．
1．浓度：可能导致反应能否进行或产物不同
8HNO3(稀)＋3Cu==2NO↑＋2Cu(NO3)2＋4H2O
4HNO3(浓)＋Cu==2NO2↑＋Cu(NO3)2＋2H2O
S+6HNO3(浓)===H2SO4+6NO2↑+2H2O
3S+4
HNO3(稀)===3SO2+4NO↑+2H2O
2．温度：可能导致反应能否进行或产物不同
冷、稀4
高温
Cl2+2NaOH=====NaCl+NaClO+H2O
3Cl2+6NaOH=====5NaCl+NaClO3+3H2O
3．溶液酸碱性.
2S2-
＋SO32-＋6H+＝3S↓＋3H2O
5Cl-＋ClO3-＋6H+＝3Cl2↑＋3H2O
S2-、SO32-，Cl-、ClO3-在酸性条件下均反应而在碱性条件下共存.
Fe2+与NO3-共存,但当酸化后即可反应.3Fe2+＋NO3-＋4H+＝3Fe3+＋NO↑＋2H2O
一般含氧酸盐作氧化剂时,在酸性条件下,氧化性比在中性及碱性环境中强.故酸性KMnO4溶液氧化性较强.
4．条件不同，生成物则不同
1、2P＋3Cl22PCl3(Cl2不足)
；
2P＋5Cl22
PCl5(Cl2充足)
2、2H2S＋3O22H2O＋2SO2(O2充足)
；
2H2S＋O22H2O＋2S(O2不充足)
3、4Na＋O22Na2O
2Na＋O2Na2O2
4、Ca(OH)2＋CO2CaCO3↓＋H2O
；
Ca(OH)2＋2CO2(过量)==Ca(HCO3)2
5、C＋O2CO2(O2充足)
；
2
C＋O22CO
(O2不充足)
6、8HNO3(稀)＋3Cu==2NO↑＋2Cu(NO3)2＋4H2O
4HNO3(浓)＋Cu==2NO2↑＋Cu(NO3)2＋2H2O
7、AlCl3＋3NaOH==Al(OH)3↓＋3NaCl
；
AlCl3＋4NaOH(过量)==NaAlO2＋2H2O
8、NaAlO2＋4HCl(过量)==NaCl＋2H2O＋AlCl3
NaAlO2＋HCl＋H2O==NaCl＋Al(OH)3↓
9、Fe＋6HNO3(热、浓)==Fe(NO3)3＋3NO2↑＋3H2O
Fe＋HNO3(冷、浓)→(钝化)
10、Fe＋6HNO3(热、浓)Fe(NO3)3＋3NO2↑＋3H2O
Fe＋4HNO3(热、浓)Fe(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O
浓H2SO4
浓H2SO4
11、Fe＋4HNO3(稀)Fe(NO3)3＋NO↑＋2H2O
3Fe＋8HNO3(稀)
3Fe(NO3)3＋2NO↑＋4H2O
140℃
170℃
12、C2H5OH
CH2=CH2↑＋H2O
C2H5－OH＋HO－C2H5
C2H5－O－C2H5＋H2O
13C2H5Cl＋NaOH
C2H5OH＋NaCl
C2H5Cl＋NaOHCH2＝CH2↑＋NaCl＋H2O
14、6FeBr2＋3Cl2（不足）==4FeBr3＋2FeCl3
2FeBr2＋3Cl2（过量）==2Br2＋2FeCl3
八、离子共存问题
离子在溶液中能否大量共存，涉及到离子的性质及溶液酸碱性等综合知识。凡能使溶液中因反应发生使有关离子浓度显著改变的均不能大量共存。如生成难溶、难电离、气体物质或能转变成其它种类的离子（包括氧化一还原反应）.
一般可从以下几方面考虑
1．弱碱阳离子只存在于酸性较强的溶液中.如Fe3+、Al3+、Zn2+、Cu2+、NH4+、Ag+
等均与OH-不能大量共存.
2．弱酸阴离子只存在于碱性溶液中。如CH3COO-、F-、CO32-、SO32-、S2-、PO43-、
AlO2-均与H+不能大量共存.
3．弱酸的酸式阴离子在酸性较强或碱性较强的溶液中均不能大量共存.它们遇强酸（H+）会生成弱酸分子；遇强碱（OH-）生成正盐和水.
如：HSO3-、HCO3-、HS-、H2PO4-、HPO42-等
4．若阴、阳离子能相互结合生成难溶或微溶性的盐，则不能大量共存.
如：Ba2+、Ca2+与CO32-、SO32-、PO43-、SO42-等；Ag+与Cl-、Br-、I-
等；Ca2+与F-，C2O42-
等
5．若阴、阳离子发生双水解反应，则不能大量共存.
如：Al3+与HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-、SiO32-等
Fe3+与HCO3-、CO32-、AlO2-、ClO-、SiO32-、C6H5O-等；NH4+与AlO2-、SiO32-、ClO-、CO32-等
6．若阴、阳离子能发生氧化一还原反应则不能大量共存.
如：Fe3+与I-、S2-；MnO4-（H+）与I-、Br-、Cl-、S2-、SO32-、Fe2+等；NO3-（H+）与上述阴离子；
S2-、SO32-、H+
7．因络合反应或其它反应而不能大量共存
如：Fe3+与F-、CN-、SCN-等；
H2PO4-与PO43-会生成HPO42-，故两者不共存.
九、离子方程式判断常见错误及原因分析
1．离子方程式书写的基本规律要求：（写、拆、删、查四个步骤来写）
（1）合事实：离子反应要符合客观事实，不可臆造产物及反应。
（2）式正确：化学式与离子符号使用正确合理。
（3）号实际：“=”“”“→”“↑”“↓”等符号符合实际。
（4）两守恒：两边原子数、电荷数必须守恒（氧化还原反应离子方程式中氧化剂得电子总数与还原剂失电子总数要相等）。
（5）明类型：分清类型，注意少量、过量等。
（6）检查细：结合书写离子方程式过程中易出现的错误，细心检查。
例如：(1)违背反应客观事实
如：Fe2O3与氢碘酸：Fe2O3＋6H+＝2
Fe3+＋3H2O错因：忽视了Fe3+与I-发生氧化一还原反应
(2)违反质量守恒或电荷守恒定律及电子得失平衡
如：FeCl2溶液中通Cl2
：Fe2+＋Cl2＝Fe3+＋2Cl-
错因：电子得失不相等，离子电荷不守恒
(3)混淆化学式（分子式）和离子书写形式
如：NaOH溶液中通入HI：OH-＋HI＝H2O＋I-错因：HI误认为弱酸.
(4)反应条件或环境不分：
如：次氯酸钠中加浓HCl：ClO-＋H+＋Cl-＝OH-＋Cl2↑错因：强酸制得强碱
(5)忽视一种物质中阴、阳离子配比.
如：H2SO4
溶液加入Ba(OH)2溶液:Ba2+＋OH-＋H+＋SO42-＝BaSO4↓＋H2O
正确：Ba2+＋2OH-＋2H+＋SO42-＝BaSO4↓＋2H2O
(6)“＝”“”“↑”“↓”符号运用不当
如：Al3+＋3H2O＝Al(OH)3↓＋3H+注意：盐的水解一般是可逆的，Al(OH)3量少，故不能打“↓”
2.判断离子共存时，审题一定要注意题中给出的附加条件。
⑴酸性溶液（H＋）、碱性溶液（OH-）、能在加入铝粉后放出可燃气体的溶液、由水电离出的H＋或OH-=1×10-amol/L(a>7或aMg>Al>Si>P>S>Cl.
2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：LiMg2+>Al3+
5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如Fe>Fe2+>Fe3+
十五具有漂白作用的物质
氧化作用
化合作用
吸附作用
Cl2、O3、Na2O2、浓HNO3
SO2
活性炭
化学变化
物理变化
不可逆
可逆
其中能氧化指示剂而使指示剂褪色的主要有Cl2(HClO)和浓HNO3及Na2O2
十六滴加顺序不同，现象不同
1．AgNO3与NH3·H2O：
AgNO3向NH3·H2O中滴加——开始无白色沉淀，后产生白色沉淀
NH3·H2O向AgNO3中滴加——开始有白色沉淀，后白色沉淀消失
2．NaOH与AlCl3：
NaOH向AlCl3中滴加——开始有白色沉淀，后白色沉淀消失
AlCl3向NaOH中滴加——开始无白色沉淀，后产生白色沉淀
3．HCl与NaAlO2：
HCl向NaAlO2中滴加——开始有白色沉淀，后白色沉淀消失
NaAlO2向HCl中滴加——开始无白色沉淀，后产生白色沉淀
4．Na2CO3与盐酸：
Na2CO3向盐酸中滴加——开始有气泡，后不产生气泡
盐酸向Na2CO3中滴加——开始无气泡，后产生气泡
十七能使酸性高锰酸钾溶液褪色的物质
（一）有机
1．
不饱和烃（烯烃、炔烃、二烯烃、苯乙烯等）；
2．
苯的同系物；
3．
不饱和烃的衍生物（烯醇、烯醛、烯酸、卤代烃、油酸、油酸盐、油酸酯等）；
4．
含醛基的有机物（醛、甲酸、甲酸盐、甲酸某酯等）；
5．
石油产品（裂解气、裂化气、裂化汽油等）；
6．
天然橡胶（聚异戊二烯）。
（二）无机
1．
－2价硫的化合物（H2S、氢硫酸、硫化物）；
2．
＋4价硫的化合物（SO2、H2SO3及亚硫酸盐）；
3．
双氧水（H2O2，其中氧为－1价）
十八最简式相同的有机物
1．CH：C2H2和C6H6
2．CH2：烯烃和环烷烃
3．CH2O：甲醛、乙酸、甲酸甲酯、葡萄糖
4．CnH2nO：饱和一元醛（或饱和一元酮）与二倍于其碳原子数和饱和一元羧酸或酯；举一例：乙醛（C2H4O）与丁酸及其异构体（C4H8O2）
十九实验中水的妙用
1．水封：在中学化学实验中，液溴需要水封，少量白磷放入盛有冷水的广口瓶中保存，通过水的覆盖，既可隔绝空气防止白磷蒸气逸出，又可使其保持在燃点之下；液溴极易
挥发有剧毒，它在水中溶解度较小，比水重，所以亦可进行水封减少其挥发。
2．水浴：酚醛树脂的制备(沸水浴)；硝基苯的制备(50—60℃)、乙酸乙酯的水解(70～80℃)、蔗糖的水解(70～80℃)、硝酸钾溶解度的测定(室温～100℃)需用温度计来控制温度；银镜反应需用温水浴加热即可。
3．水集：排水集气法可以收集难溶或不溶于水的气体，中学阶段有02，
H2，C2H4，C2H2，CH4，NO。有些气体在水中有一定溶解度，但可以在水中加入某物质降低其溶解度，如：可用排饱和食盐水法收集氯气。
4．水洗：用水洗的方法可除去某些难溶气体中的易溶杂质，如除去NO气体中的N02杂质。
5．鉴别：可利用一些物质在水中溶解度或密度的不同进行物质鉴别，如：苯、乙醇
溴乙烷三瓶未有标签的无色液体，用水鉴别时浮在水上的是苯，溶在水中的是乙醇，沉于水下的是溴乙烷。利用溶解性溶解热鉴别，如：氢氧化钠、硝酸铵、氯化钠、碳酸钙，仅用水可资鉴别。
6．检漏：气体发生装置连好后，应用热胀冷缩原理，可用水检查其是否漏气。
二十、阿伏加德罗定律
1．内容：在同温同压下，同体积的气体含有相等的分子数。即“三同”定“一等”。
2．推论
（1）同温同压下，V1/V2=n1/n2
（2）同温同体积时，p1/p2=n1/n2=N1/N2
（3）同温同压等质量时，V1/V2=M2/M1
（4）同温同压同体积时，M1/M2=ρ1/ρ2
注意：（1）阿伏加德罗定律也适用于混合气体。
（2）考查气体摩尔体积时，常用在标准状况下非气态的物质来迷惑考生，如H2O、SO3、已烷、辛烷、CHCl3、乙醇等。
（3）物质结构和晶体结构：考查一定物质的量的物质中含有多少微粒（分子、原子、电子、质子、中子等）时常涉及稀有气体He、Ne等单原子分子，Cl2、N2、O2、H2双原子分子。胶体粒子及晶体结构：P4、金刚石、石墨、二氧化硅等结构。
（4）要用到22.4L·mol－1时，必须注意气体是否处于标准状况下，否则不能用此概念；
（5）某些原子或原子团在水溶液中能发生水解反应，使其数目减少；
（6）注意常见的的可逆反应：如NO2中存在着NO2与N2O4的平衡；
（7）不要把原子序数当成相对原子质量，也不能把相对原子质量当相对分子质量。
（8）较复杂的化学反应中，电子转移数的求算一定要细心。如Na2O2+H2O；Cl2+NaOH；电解AgNO3溶液等。
二十一、氧化还原反应
升失氧还还、降得还氧氧
（氧化剂/还原剂，氧化产物/还原产物，氧化反应/还原反应）
化合价升高（失ne—）被氧化
氧化剂
＋还原剂＝
还原产物＋氧化产物
化合价降低（得ne—）被还原
（较强）（较强）
（较弱）
（较弱）
氧化性：氧化剂＞氧化产物
还原性：还原剂＞还原产物
二十二化还原反应配平
标价态、列变化、求总数、定系数、后检查
一标出有变的元素化合价；
二列出化合价升降变化
三找出化合价升降的最小公倍数，使化合价升高和降低的数目相等；
四定出氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的系数；
五平：观察配平其它物质的系数；
六查：检查是否原子守恒、电荷守恒（通常通过检查氧元素的原子数），画上等号。
二十三、盐类水解
盐类水解，水被弱解；有弱才水解，无弱不水解；越弱越水解，都弱双水解；谁强呈谁性，同强呈中性。
电解质溶液中的守恒关系
⑴电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。如NaHCO3溶液中：n(Na＋)＋n(H+)＝n(HCO3-)＋2n(CO32-)＋n(OH-)推出：[Na＋]＋[H＋]＝[HCO3-]＋2[CO32-]＋[OH-]
⑵物料守恒：电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。如NaHCO3溶液中：n(Na＋)：n(c)＝1:1，推出：c(Na＋)＝c(HCO3-)＋c(CO32-)＋c(H2CO3)
⑶质子守恒：(不一定掌握)电解质溶液中分子或离子得到或失去质子（H＋）的物质的量应相等。例如：在NH4HCO3溶液中H3O+、H2CO3为得到质子后的产物；NH3、OH-、CO32-为失去质子后的产物，故有以下关系：c(H3O+)+c(H2CO3)=c(NH3)+c(OH-)+c(CO32-)。
二十四、热化学方程式正误判断——“三查”
1．检查是否标明聚集状态：固（s）、液（l）、气（g）
2．检查△H的“+”“－”是否与吸热、放热一致。(注意△H的“+”与“－”，放热反应为“－”，吸热反应为“+”)
3．检查△H的数值是否与反应物或生成物的物质的量相匹配（成比例）
注意：⑴要注明反应温度和压强，若反应在298K和1.013×105Pa条件下进行，可不予注明；
⑵要注明反应物和生成物的聚集状态，常用s、l、g分别表示固体、液体和气体；
⑶△H与化学计量系数有关，注意不要弄错。方程式与△H应用分号隔开，一定要写明“+”、“-”数值和单位。计量系数以“mol”为单位，可以是小数或分数。
⑷一定要区别比较“反应热”、“中和热”、“燃烧热”等概念的异同。
二十五、浓硫酸“五性”
酸性、强氧化性、吸水性、脱水性、难挥发性
化合价不变只显酸性
化合价半变既显酸性又显强氧化性
化合价全变只显强氧化性
二十六、浓硝酸“四性”
酸性、强氧化性、不稳定性、挥发性
化合价不变只显酸性
化合价半变既显酸性又显强氧化性
化合价全变只显强氧化性
二十七、烷烃系统命名法的步骤
①选主链，称某烷
②编号位，定支链
③取代基，写在前，注位置，短线连
④不同基，简到繁，相同基，合并算
烷烃的系统命名法使用时应遵循两个基本原则：①最简化原则，②明确化原则，主要表现在一长一近一多一小，即“一长”是主链要长，“一近”是编号起点离支链要近，“一多”是支链数目要多，“一小”是支链位置号码之和要小，这些原则在命名时或判断命名的正误时均有重要的指导意义。
二十八、“五同的区别“同位素(相同的中子数，不同的质子数，是微观微粒)
同素异形体（同一种元素不同的单质，是宏观物质）
同分异构体（相同的分子式，不同的结构）
同系物（组成的元素相同，同一类的有机物，相差一个或若干个的CH2）
同一种的物质（氯仿和三氯甲烷，异丁烷和2-甲基丙烷等）
二十九、化学平衡图象题的解题步骤一般是：
看图像：一看面（即横纵坐标的意义）；
二看线（即看线的走向和变化趋势）；
三看点（即曲线的起点、折点、交点、终点），先出现拐点的则先达到平衡，说明该曲线表示的温度较高或压强较大，“先拐先平”。
四看辅助线（如等温线、等压线、平衡线等）；五看量的变化（如温度变化、浓度变化等），“定一议二”。
三十、中学常见物质电子式分类书写
Cl
1．Cl-的电子式为：
O
H
O
H
2．-OH：
OH-电子式：
Cl
Mg2+
Cl
S
2–
Na+
Na+
3．Na2S
MgCl2
CaC2、
Na2O2
Na+
Na+
O
O
2–
2–
Ca2+
C
C
4．
NH4Cl
(NH4)2S
H
H
N
H
H
S
2–
H
H
N
H
H
Cl
H
H
N
H
H
CO2
O
O
C
写结构式
补孤电子对
共用电子对代共价键
O
OO
C
O
OO
C
5．
结构式
电子式
Cl
Cl
Cl
Cl
6．MgCl2形成过程：
+
Mg
+
Mg2+
三十一、等效平衡问题及解题思路
1、等效平衡的含义
在一定条件（定温、定容或定温、定压）下，只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的分数（体积、物质的量）均相同，这样的化学平衡互称等效平衡。
2、等效平衡的分类
（1）定温（T）、定容（V）条件下的等效平衡
Ⅰ类：对于一般可逆反应，在定T、V条件下，只改变起始加入情况，只要通过可逆反应的化学计量数比换算成平衡式左右两边同一边物质的物质的量与原平衡相同，则二平衡等效。
Ⅱ类：在定T、V情况下，对于反应前后气体分子数不变的可逆反应，只要反应物（或生成物）的物质的量的比例与原平衡相同，则二平衡等效。
①
2
4
0
2a
②
0
0.5
1
0.5a
③
m
g（g≥2m）
2（g-2m）
（g-m）?a
（2）定T、P下的等效平衡（例4：
与例3的相似。如将反应换成合成氨反应）
Ⅲ类：在T、P相同的条件下，改变起始加入情况，只要按化学计量数换算成平衡式左右两边同一边物质的物质的量之比与原平衡相同，则达到平衡后与原平衡等效。
三十二、元素的一些特殊性质
1．周期表中特殊位置的元素
①族序数等于周期数的元素：H、Be、Al、Ge。
②族序数等于周期数2倍的元素：C、S。
③族序数等于周期数3倍的元素：O。
④周期数是族序数2倍的元素：Li、Ca。
⑤周期数是族序数3倍的元素：Na、Ba。
⑥最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素：C。
⑦最高正价是最低负价绝对值3倍的短周期元素：S。
⑧除H外，原子半径最小的元素：F。
⑨短周期中离子半径最大的元素：P。
2．常见元素及其化合物的特性
①形成化合物种类最多的元素、单质是自然界中硬度最大的物质的元素或气态氢化物中氢的质量分数最大的元素：C。
②空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素：N。
③地壳中含量最多的元素、气态氢化物沸点最高的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素：O。
④最轻的单质的元素：H
；最轻的金属单质的元素：Li
。
⑤单质在常温下呈液态的非金属元素：Br
；金属元素：Hg
。
⑥最高价氧化物及其对应水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素：Be、Al、Zn。
⑦元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应水化物能起化合反应的元素：N；能起氧化还原反应的元素：S。
⑧元素的气态氢化物能和它的氧化物在常温下反应生成该元素单质的元素：S。
⑨元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：Li、Na、F。
⑩常见的能形成同素异形体的元素：C、P、O、S。
8
篇2：高中化学基本概念和基本理论总结
高中化学基本概念和基本理论总结 本文关键词：基本概念，基本理论，高中化学
高中化学基本概念和基本理论总结 本文简介：高中化学基本概念和基本理论总结1、物质的组成、性质和分类所有的物质都是由元素组成的。从微观来看，分子、原子、离子是构成物质的最基本的微粒。分子能独立存在。是保持物质化学性质的一种微粒，由分子构成的物质，有、、、、S等单质，稀有气体，非金属氢化物、氧化物，含氧酸，大多数有机物等，它们都属于分子晶体，原
高中化学基本概念和基本理论总结 本文内容：
高中化学基本概念和基本理论总结
1、物质的组成、性质和分类
所有的物质都是由元素组成的。从微观来看，分子、原子、离子是构成物质的最基本的微粒。分子能独立存在。是保持物质化学性质的一种微粒，由分子构成的物质，有
、
、
、
、S等单质，稀有气体，非金属氢化物、氧化物，含氧酸，大多数有机物等，它们都属于分子晶体，原子是化学变化中的最小微粒，在化学反应中，原子重新组合形成新的物质。原子间结合可形成分子，如
分子，
分子，也可以直接形成晶体，如金刚石晶体，Si晶体，
晶体。金属晶体也可看成是由金属原子构成的物质，实际上是由金属阳离子和自由电子通过金属键结合而成的，金属单质都属于金属晶体。离子是带电的原子或原子团，由阴阳离子结合而构成的物质，属于离子晶体，大多数的盐、强碱、活泼金属氧化物都属于离子晶体。
物质的性质是由它的结构决定的。物质的性质通过自身的变化表现出来。物理性质指没有发生化学反应就表现出来的性质，例如物质颜色、状态、溶解性、气味、熔点、沸点、导电性、导热性、密度、硬度等，可以通过观察法和测量法来研究的性质。化学性质指物质在发生化学变化时才表现出来的性质，如酸性、碱性、氧化性、还原性、热稳定性等。
物质根据其组成和性质，可分为纯净物和混和物。混合物是由不同种物质的分子混合而成的，没有固定的组成和熔沸点、如空气、溶液、汽油、玻璃等。这里要特别注意的是，同素异形体混在一起称为混合物，如金刚石和石墨在一起为混和物。同理，
与
的气体也为混合物。另外，聚合物因分子的聚合度不同，没有固定熔点，也被视为混合物，纯净物指的是由同种分子构成，有固定的组成和熔沸点。这里特别要注意的是结晶水合物属于纯净物。另外，自然界中所存在的一些矿物，材料往往不是纯净物。这时要求我们掌握的是它的主要成份，例如硫铁矿的主要成分是
，菱镁矿的主要成分是
等。纯净物根据组成元素种类，又可细分为单质和化合物，单质指同种元素组成的纯净物，又细分为金属、非金属和稀有气体。金属单质在常温下降
为液态外，都是固体。它们具有金属光泽、有导电性、导热性、延展性，在化学反应中表现还原性。非金属单质中只有
为液态，其它均为气态或固态，金刚石，晶体硅和晶体硼属于原子晶体，石墨属于混合晶体，其余多为分子晶体。与金属单质对比，非金属单质通常没有金属光泽、导电、导热性能差，在化学反应中，象
等常表现氧化性，象C、
等常表现还原性。稀有气体因其特殊的结构而单列为一族，它们都是单原子分子，因为其最外层电子排布已达到稳定结构。化合物指由两种或两种以上元素组成的纯净物，分为无机化合物和有机化合物。无机化合物又可分为酸、碱、盐、氧化物。其中酸指的是在水溶液中电离所产生的阳离子全部是
的化合物。酸的分类有多种方式：①根据构成元素分为含氧酸（如
）和无氧酸（如
等）；②根据可电离出的
数目分为一元酸（
）二元酸（如
）和多元酸（如
）；③根据酸性强弱可分为强酸（中学阶段掌握的强酸有
）和弱酸（
等）；④根据是否具有氧化性可分为氧化性酸（如
）和非氧化性酸（
等）；⑤根据沸点高低分为高沸点酸（如
）和低沸点酸（如
）。凡是酸应具有酸的通性：①使指示剂变色；②与活泼金属反应生成盐和
；③与碱发生中和反应；④与碱性氧化物反应生成盐和水；⑤与盐发生复分解反应。这里要注意的是水溶液显酸性的物质不一定都是酸，例如强酸的酸式盐，或水解显酸性的强酸弱碱盐，应强调电离出的阳离子全部是
。碱指在水溶液中电离出的阳离子全部是
的化合物，中学常用的可溶性强碱为如下四种：
。
是常用的弱碱。碱的通性如下：①使指示剂变色；②与酸发生中和反应；③与酸性氧化物反应生成盐和水；④与盐发生复分解反应（碱与盐的复分解反应要求反应物都可溶，产物中至少有一种是沉淀，气体或弱电解质）。盐是酸、碱中和的产物，大多数的盐属于强电解质。盐的溶解性差别很大，钾盐、钠盐、硝酸盐、醋酸盐、铵盐大都易溶于水，碳酸盐、磷酸盐、硫化物、亚硫酸盐等大都不溶于水。根据盐的组成，可分为正盐、酸式盐、碱式盐、复盐。正盐指酸碱完全中和的产物，酸式盐指酸中的氢部分被中和的产物，如
等；碱式盐指碱中的
部分被中和的产物，如
等；复盐指多种阳离子与一种酸根离子组成的盐，如
。部分盐可与金属发生置换反应，另外，盐与酸、盐与碱均可发生复分解反应，氧化物指由两种元素组成，其中一种为氧元素。氧化物又可以细分为酸性氧化物、碱性氧化物、两性氧化物。不成盐氧化物和过氧化物。酸性氧化物指与碱反应生成盐和水的氧化气，如
等；酸性氧化物大多是非金属氧化物，也可以是金属氧化物，如
等，酸性氧化物中元素的价态必须与对应的酸和盐中的价态一致，例如
的酸性氧化物是
，碱性氧化物指与酸反应生成盐和水的氧化物。如
等。碱性氧化物一定是金属氧化物。两性氧化物指与酸、碱反应都能生成盐和水的氧化物，如
。另外，有一类氧化物不能与酸、碱反应生成盐和水，或者没有对应价态的酸、碱或盐，这一类物质称为不成盐氧化物，如NO、
等。还有象
称为过氧化物。以上是无机化合物的主要种类，有机物可分为烃和烃的衍生物两大类，每一类里又根据不同的结构特点和官能团细分为不同类的物质，这部分内容到有机再详细复习。
2、化学用语
化学用语包括三方面的内容：（1）表示构成物质的微粒的化学用语；（2）表示物质宏观组成的化学用语；（3）表示物质变化的化学用语。现分别区分如下：
（1）表示微粒组成的化学用语有元素符号，原子结构示意图，离子结构示意图、原子电子式、离子电子式、离子符号等。
（2）表示物质宏观组成的化学用语有化学式（用元素符号表示物质组成的式子，对分子晶体来讲即为分子式），最简式（用元素符号表达其组成元素原子的最简整数比的式子）、结构式（用短线表示共用电子对的式子），结构简式（结构式的简写）电子式（在元素符号周围，用小黑点表示最外层电子得失或形成共用电子对的情况）。
（3）表示物质变化的化学用语包括电离方程式（强调强电解质的电用“=”表示，弱电解质的电离用“”表示）、化学方程式（要注意配平，有气体，沉淀生成时要注明“↑”或“↓”）。热化学方程式（必须要注明各物质的状态，且反应放出或吸收的热量与方程式系数成正比）、离子方程式（只有可溶性强电解质才能以离子形式存在并参加反应，其余物质都应该以化学式表示，并且要注意方程式两边带电荷量应相等），电极反应式（注意原电池的负极和电解池的阳极上发生的是氧化反应，原电池的正极和电解池的阴极上发生的是还原反应。
3、化学中常用计量
化学中常用计量指围绕物质的量展开的计算。物质的量是国际单位制中七个基本物理量之一，它表示物质所含的微粒个数，它的单位是摩尔。它可以与微粒数，物质质量，气体在标况下的体积，溶液的浓度之间进行换算，在高中化学计算中起桥梁作用。此处常用公式如下：
①
②
③
④
⑤
⑥
⑦
关于气体的问题，经常应用到阿佛加德罗定律和它的推论。同温同压下相同体积的任何气体具有相同的分子数，将它扩展，就是同温同压下，气体体积比等于它们的物质的量之比。因为气体的体积受分子数多少，分子间距离决定，在同温同压下，分子间距离相等。
4、化学反应基本类型
在讨论化学反应基本类型之前，首先我们明确什么是物理变化，化学变化。这两种变化最本质的区别就在于是否有新物质产生。从微观上理解化学变化，就是化学反应前后原子的种类，个数没有变化，仅仅是原子之间的结合方式发生了改变，例如同素异形体之间的转化，结晶水合物与无水盐之间的转化等都属于化学变化。化学反应基本类型可分为化合反应。分解反应，置换反应，复分解反应。
化合反应指两种或两种以上的物质生成一种物质的反应，有些属于氧化还原反应，有些属于非氧化还原反应。
分解反应指一种物质分解生成两种或两种以上其它物质的反应，有单质生成的分解反应是氧化还原反应，有些分解反应属于非氧化还原反应。
置换反应指一种单质和一种化合物生成另一种单质和另一种化合物的反应。置换反应都是氧化还原反应。
复分解反应指的是两种化合物相互起反应生成另外两种化合物的反应，发生复分解反应的条件是：有气体，沉淀或难电离物生成。这里的复分解反应主要指的是离子交换反应，不属于氧化还原反应。
化学反应从微观来看还可分为氧化还原反应和离子反应。有电子转移的反应是氧化还原反应，它的特征是元素的化合价发生变化。得电子的物质为氧化剂，具有氧化性，发生还原反应；失电子的物质为还原剂，具有还原性，发生氧化反应。常见氧化剂和它的还原产物为
等。常见还原剂和它的氧化产物为
等。从化合价来判断，一般最高正价的元素只能表现氧化性，而最低负价的元素只能表现还原性。物质之间反应遵循如下规律：
强氧化剂+强还原剂→弱还原剂+弱氧化剂
sssssssssssssss（还原产物)(氧化产物）
在氧化还原反应中，遵循电子守恒的原则，即氧化剂得电子总数=还原剂失电子总数。
离子反应指有离子参加的化学反应。离子反应包括两大类：①复分解反应，需要满足复分解反应的发生条件，一般情况下，向离子浓度减小的方向进行；②氧化还原反应，强氧化剂与强还原剂反应。生成弱氧化剂和弱还原剂。
5、溶液
按照分散系微粒直径大小不同，将分散系分为浊夜，胶体和溶液。溶液中微粒的直径小于
。
溶液中主要涉及下面几个概念。
（1）溶解度：
在一定温度下，某物质在100g溶剂里达到饱和状态时所溶解的克数。溶解度受温度影响，它的单位为克。对于饱和溶液，存在如下关系：
饱和溶液不一定是浓溶液，例如
溶液，即使饱和，浓度也很小。不饱和溶液不一定是稀溶液，例如
溶液，即使浓度很大，仍未饱和。各物质的溶解度随温度变化而变化的程度不同，这里我们重点记住三种物质：
①
的溶解度随温度升高而迅速增大；②
的溶解度基本不受温度影响。
③
的溶解度随温度的升高而减小。
（2）溶液的质量分数——用100克溶液中所含溶质的质量表示的浓度
（3）溶液的物质的量浓度——1L溶液中所含溶质的物质的量
这三者之间的相互转换（对于饱和溶液）
6、物质结构
物质结构包括原子结构。化学键和晶体。
（1）原子结构——原子由带正电的原子核和带负电的核外电子构成。原子核所带正电荷等于核外电子所带的负电荷，因此整个分子呈电中性。原子核由质子和中子构成，质子带一个单位正电，中子不带电。原子的核电荷数=质子数=核外电子数=原子序数。质子数与中子数之和为质量数，质子数写在元素符号的左下角。质量数写在元素符号的左上角。质子数相同而中子数不同的原子互为同位素。同位素是微观概念，适用于原子。同位素原子的化学性质几乎完全相同，另外，同一元素的各种同位素在自然界中的含量是不变的。我们要了解的有：H元素有三种同位素：IH、
、
，C有三种同位素：
、
、Cl有两种同位素
。由于有些元素有多种同位素原子。因此，元素的种类一定小于原子的种类。元素的原子量定义为以
原子质量的
为标准，其它原子的质量与它相比较所得的比值为核原子的相对原子质量，简称原子量。这样求出的实际上是某种同位素的原子量。若元素有多种同位素原子时，则应分别求出各同位素的原子量，然后分别乘以这种同位素原子在自然界中的物质的量百分含量，加和，即为该元素的原子量。同位素的质量数称为这种原子的近似原子量。若用同位素的近似原子量分别乘以这种同位素原子在自然界中的物质的量百分含量，加和，得到的是这种元素的近似原子量。
原子核外电子的能量是不同的，按照能量由低到高的顺序分别排到在离核电近到远的空间，每个电子层最多容纳电子的数目为2
个，且最外层不超过8个电子，次外层不超过18个，倒数第三层不超过32个。
（2）化学键
化学键指相邻的两个或多个原子之间强烈的相互作用。
它的主要类型有离子键和共价键。离子键指阴阳离子间通过静电作用所形成的化学键。活泼金属与活泼非金属化合时，可形成离子键。离子化合物中一定含有离子键。这里要求会写常见离子化合物的电子式，如
、
、
、
、
等。共价键指原子间通过共用电子对所形成的化学键。这里又根据共用电子对是否偏向成键的某一种原子分为极性键和非极性键。若共用电子对在同种原子之间形成，不偏向任何一个原子，则为非极性共价键，反之为极性共价键。共价键有键长，键能、键角等参数，要求掌握键长与键能的反比关系，即键长越大，键能越小，几种重要分子的键角（如
和
：
、
、
、
、
）和空间构型（
、
、
为空间正四面体，不过键角不同；
为三角锥形；
和
为直线形），共价键既可存在于离子化合物中（如
和
里N和H之间，
中两个O原子之间），也可存在于共价化合物中，但共价化合物一定不含离子键。要求会写几种重要的共价化合物的电子式，如
、
、
、
、
、
、
、
等。
（3）晶体
经过结晶过程而形成的具有规则的几何外形的固体称为晶体。晶体根据其组成的微粒和微粒间相互作用的不同分为
种：离子晶体、分子晶体、原子晶体。
离子晶体是由阴、阳离子通过离子键结合而成，熔、沸点较高，硬度较大，要求掌握
晶体的空间结构图，要知道在离子晶体中，没有单个的分子，因此其化学式实际为比例式。
分子晶体是由分子通过范德华力结合而成的，熔沸点较低，硬度较小。对于结构相似的分子晶体，分子量越大，熔沸点越高，例如有机化合物中同系物随着
原子数的增加熔沸点升高，卤素单质在常温下由气态逐渐过渡到固态等。分子晶体的物理性质主要受范德华力的影响，它发生状态变化时，仅仅是范德华力被破坏，而没有影响到分子内原子间的共价键，一般发生化学反应时共价键才被破坏。例如，水凝结成冰或挥发成气体时，仅仅是分子间距离变了，H—O键并没有被破坏。另外，稀有气体也属于分子晶体，但由于其特殊结构，原子间不形成化学键。
原子晶体是由原子直接通过共价键形成的晶体，它的熔沸点很高，硬度很大。中学阶段学的原子晶体主要有金刚石、晶体硅和二氧化硅。金刚石与晶体硅的空间结构是相似的，只不过金刚石中C—C键的键能比晶体硅中
～
键的键能更大。熔沸点更高，硬度更大。这两种晶体都是空间网状结构，每个
原子与4个
成键，键角为
，在
晶体中，1个
原子与4个O原子结合，1个O原子与2个
原子结合。也形成空间网状结构，二氧化硅晶体中同样没有单个的
分子，它也是比例式而非分子式。
7.元素周期律和周期表
元素的性质随原子序数的递增而呈周期性变化的规律称元素周期律。它是在1869年，俄国化学家门捷列夫总结出来的。元素性质（主要包括原子半径、元素的主要化合价、化学性质等）的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的结果。周期律的发现揭示了众多元素之间的内在联系，体现了量变到质变的规律。
元素周期表是周期律的表现形式。将电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成一个横行，称一个周期；将最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序由上而下排成纵行，称为一个族。周期表中共有7个周期，前3个为短周期，四、五、六为长周期，第七周期为不完全周期，各周期含有元素的数目依次为2，8，8，18，18，32，元素所在周期数等于该元素原子核外的电子层数。周期表中共有18列，其中有7个主族，7个副族，一个第Ⅷ族，一个O族。主族元素所在的族数等于该元素的最外层电子数。周期表的结构可以简单概括成下面的内容：七主七副七周期，Ⅷ族O族镧锕系。
元素原子的结构与元素的性质及它在周期表中的位置密切相关。原子的电子层数和最外层电子数分别决定它在第几周期，第几主族。主族元素的族数=元素的最高正价=最外层电子数。同一周期的元素，电子层数相同，核电荷数增大，核对外层电子的吸引力增强，因此，同一周期从左到右，金属性减弱，非金属性增强；表现在物质及其化合物的性质方面，则是①最高价氧化物对应水化物的碱性减弱，酸性增强；②非金属氢化物的稳定性增强，还原性减弱。同一主族的元素，最外层电子数相同，电子层数递增，核对外层电子的吸引逐渐减弱，因此得电子能力减弱，失电子能力逐渐增强。因此同一主族，从上到下，元素的非金属性减弱，金属性增强，表现为最高价氧化物对应水化物的酸性减弱，碱性增强，金属与水或酸反应出
越来越剧烈。非金属性最强的元素在周期表的右上角，为氟元素，但氟没有正价。金属性最强的元素在周期表的左下角，为
。
8.化学反应速率，化学平衡。
化学反应速率是用单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化来表示，通常用单位时间内反应物浓度的减小或生成物浓度的增加来表示。
在同一反应中用不同的物质来表示反应速率时，数值可以是不同的，但表示的都是同一个反应速率。因此，必须指明是哪一种物质表示的。不同物质表示的速率的比值一定等于化学方程式的系数比。另外一般反应速率也随着反应的进行逐渐减小，因此，通过上式计算出来的反应速率为平均速率而不是瞬时速率。
影响化学反应速率的最主要的因素是物质自身的性质。此外，也受浓度、压强、温度、催化剂的影响。当其它条件不变时，增大反应物的浓度，反应速率加快。而固体和纯液体的浓度可视为常数，它们的量的变化对速率的影响忽略。对于有气体参加的反应，增大压强，相当于增大气体的浓度，反应速率加快。如果是固体或液体物质起反应时，改变压强对浓度的影响很小，因此认为不影响它们的反应速率。一般情况下，升高温度都能使反应速率加快，无论反应放热还是吸热，只不过放热反应增大得少，而吸热反应增大得多而已。催化剂可以同等程度地改变正、逆反应的速率，但不能改变反应进行程度，即不能使原本不能发生的反应变成可能。
化学平衡是针对可逆反应而言。在一定条件下的可逆反应中，正反应速率和逆反应速率相等，反应混合物中各组分的质量分数保持不变，这个状态就称为化学平衡状态。
当反应达到平衡状态时，因为
，单位时间里各物质生成和消耗的速率是相等的，因此，各反应物，生成物的浓度保持不变，且各物质的百分含量保持不变，但是反应并没有停下来，只不过从宏观上看，各物质的量不变而已，因此化学平衡是动态平衡。化学平衡状态可以从正反应，逆反应，或中间任一状态出发达到，与反应的途径和投料方式无关，只与投入物料的多少有关。例如：对于
这个体系。当恒温恒容时，以下三种投料方式会达到相同的平衡状态：①投入
②投入
；③投入
和
和
三种不同的投料方式和不同的量达平衡时，
、
、
各物质的百分含量是相同的，因此是同一个平衡状态。因为后两种情况都可以折算成
。
化学平衡只有在一定条件下才能保持平衡，若一个可逆反应达到平衡状态后，反应条件（如浓度、温度、压强等）改变了，平衡混合物里各组成物质的质量分数也随之改变而达到新的平衡状态，这叫做化学平衡的移动。影响平衡的因素主要有浓度、压强、温度等因素，归纳为一句话，就是勒沙特列原理——如果改变影响平衡的一个条件，平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。注意理解“减弱这种改变”，例如仍是
的反应已达平衡，
，
。此时若再加入
，肯定平衡会发生移动，移动的结果达到新的平衡状态，
应小于
而大于
。因为对于
来说，改变就是增加了
，平衡向减弱这种改变的方向移动，因此
应消耗，但又不可能完全反应掉，因此应在
～
之间。化学平衡移动的实质是外界条件的改变使得
，然后在新的条件下，正、逆反应速率又趋于相等。催化剂能同等程度地增大正、逆反应的速率，因此不能使平衡移动。关于体系中加入惰性气体的问题，要分析平衡态各物质的浓度变化情况。若恒温恒容时充入惰气，平衡不移动；若恒温恒压时充入惰气，相当于反应体系的压强减小，平衡向气体体积增大的方向移动。
9.电解质溶液
电解质溶液是高中化学知识的重点和难点，包括如下几个知识点：
（1）电解质的概念。凡在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物叫电解质，在上述两种状态都不能导电的化合物叫非电解质。这里注意强调是化合物，象金属单质、石墨、溶液等都不在此范围。能否电离是电解质与非电解质的区别，而对于电解质来讲，电离的程度也不尽相同。因此又根据电解质电离是否完全分为强电解质和弱电解质。强电解质在水溶液中完全电离，全部以离子形式存在，它的电离方程式用“”来表示；弱电解质在溶液中部分电离，主要以分子形式存在，电离方程式用“”表示。（注意：象
、
、
等物质的水溶液可导电，但它们不是电解质，它们是非电解质，其对应的水合物
、
、
、
为电解质；另外，难溶物如
虽然水溶液导电性能极差，因为离子浓度太小，但熔化状态下完全电离，因此仍属强电解质。强电解质包括强酸、强碱和绝大多数的盐，弱电解质包括弱酸、弱碱和水。）
（2）弱电解质的电离平衡——在一定条件下（温度、浓度），弱电解质离解成离子的速率与离子结合成分子的速率相等时的状态。电离平衡与化学平衡相似，也是动态平衡，条件改变时平衡被破坏。电离是吸热过程，因此升温，电离平衡正向移动。多元弱酸分步电离，以第一步电离为主。为了表示弱电解质的相对强弱，我们引入电离度来表示它的电离程度，公式如下：
电离度（
）=
决定电离度的因素是电解质自身的性质。相同条件下，电解质越弱，电离度越小。另外，稀释和加热也会使电离度增大。对于强电解质来讲，溶液的浓度和离子浓度相等或成简单整数比，例如
中，
之比为2∶1；而对于弱电解质来讲，离子浓度与溶液浓度之间相差一个电离度，
=
。要求同学掌握冰醋酸的稀释过程中
随C的变化而变化的情况。冰醋酸全部由分子构成，离子浓度为0，随着水的加入，冰醋酸开始电离，
由0逐渐增大，
在稀释过程中，C不断减小，
不断增大，在开始，
的增大起主要作用，因此
不断增大，增大到一定程度时，C的减小起主要作用，于是
开始减小，当溶液无限稀释时，虽然
接近于1，但是由于C也趋近于0，因此离子浓度也很小。
（3）水的电离和
值
水做为一种极弱的电解质，具有弱电解质的特性。酸、碱、盐（能水解的盐）都会破坏水的电离平衡。酸：碱由于提供
，因此抑制水的电离，而能水解的盐会促进水的电离。但无论哪种情况，由水所电离出的
与
总是相等的。在我们中学所接触的稀溶液中，
的乘积为一个常数：
，
称为水的离子积，在常温下，
由此可见，在任何水溶液中都同时存在
，溶液的酸碱性可用
的相对关系表示：
中性溶液：
酸性溶液：
碱性溶液：
为了方便地表示溶液的酸碱性的强弱，引入
的表示法。要求掌握弱酸、弱碱、酸与酸混合、碱与碱混合，酸碱混合的
值的计算。
中学常用三种酸碱指示剂的变色范围和在不同的
值显示出来的颜色如下：
指示剂
值
颜色
值
颜色
值
颜色
甲基橙
红色
3.1～4.4
橙色
>4.4
黄色
石蕊
8
蓝色
酚酞
10
红色
（4）盐类的水解——溶液中盐的离子与水电离出的
生成弱电解质，从而破坏水的电离平衡，使溶液显示出不同程度的酸碱性。盐的水解反应是中和反应的逆反应，通常是微弱的，因此用可逆符号来表示。水解是吸热反应，因此升温有利于水解。盐的水解程度主要由盐自身的性质决定，强酸强碱盐不水解，谁弱谁水解，谁强显谁性。有些弱酸的酸式盐，在溶液中既存在电离平衡，又存在水解平衡，这时要比较电离和水解程度的大小，如
、
等，电离程度大于水解程度，溶液显酸性；如
、
、
等，水解程度大于电离程度，溶液显碱性。
盐的水解用水解方程式来表示。由于水解的程度不大，除用可逆符合表示外，一般不会生成气体和沉淀，因此不用“↓”和“↑”表示。多元弱酸盐的水解是分步进行的。以第一步为主。由于水解程度很弱，实际只有下面几类情况才考虑水解的因素，而大多数情况下不考虑水解。
①判断盐溶液酸碱性，如
，
②比较溶液中离子浓度，如
溶液中，
③离子共存，
、
不能与水解呈碱性的离子如
、
、
等共存。
④配制、储存水解的盐溶液时，例如配
、
时，分别加入稀
和稀
、抑制水解，存放
、
、
等试剂时，应选择胶塞的试剂瓶。加热易水解的盐溶液时，不一定能得到相应的晶体。例如
溶液加热得
晶体，而
溶液加热最后得到的是
。因为加热有利于
水解
水解有
生成，
挥发掉，就剩下
，加热后得到的就是
。
电解质溶液这一章主要围绕弱电解质展开讨论。首先介绍它的概念，然后介绍它的电离平衡，它的强弱的表示方法，然后以水为例来讨论弱电解质的电离平衡，酸、碱、盐对它的电离平衡的影响。
（5）原电池——将化学能转化为电能的装置，它的构成条件为①有两种不同的金属（或有一种为非金属导体，如C棒）；②以导线相连或接触；③浸入电解质溶液中，形成闭合回路。它的电极称为负极和正极。负极是电子流出的一极，负极上发生氧化反应；正极是电子流入的一极，正极上发生还原反应，原电池应用于产生电能外，金属的腐蚀也符合原电池反应的原理。金属的腐蚀是指含有杂质的金属在潮湿的空气中形成微型的原电池而被氧化的过程。在酸性较强条件下发生析氢腐蚀，电极反应式如下：
负极
负极：
在酸性较弱或中性条件下发生吸氧腐蚀，电极反应式如下：
负极：
正极：
对于原电池来讲，电池的总反应式应为正、负两极电极反应式的加和。
（6）电解池——将电能转变为化学能的装置。电流通过电解质溶液而在阴、阳两极引起氧化还原反应的过程就叫电解。构成电解池的条件要求有外接直接电源，电极和电解质溶液。与电源正极相连的电极叫阳极、阳极上发生氧化反应，与电源负极相连的叫阴极，阴极上发生还原反应。当电解池通电时，溶液中的离子发生定向移动，阳离子向阴极移动，阴离子向阳极移动。为了正确判断电解产物，要求掌握离子的放电顺序。在阳极、要是惰性电极（石墨或金属铂）则依照阴离子还原性强弱，放电由易到难：
，若其它金属做阳极时，则金属优先放电；在阴极，则按照阳离子氧化性强弱，放电由易到难为：
实际上，在溶液中放电的离子仅限于
、
、
、
、
、
、
、
几种，因为水溶液中都有
，因此一般情况下，离子放电顺序中在
、
之后的就都不放电了。这里要求重点掌握电解
、
、
溶液的反应方程式，判断溶液的酸碱性，并能够根据电子守恒进行计算。电解的应用要求掌握电镀和精炼。电镀指在某些金属表面镀上一层其它金属或合金的过程。电镀时，镀件作阴极，镀层金属作阳极，电渡液选择含有镀层金属的阳离子的溶液。精炼是以纯金属为阴极，粗金属为阳极，电解含金属阳离子的盐溶液，阳极粗金属溶解，阴极有纯金属析出。
篇3：高中化学必修1要点总结
高中化学必修1要点总结 本文关键词：必修，要点，高中化学
高中化学必修1要点总结 本文简介：高中化学（必修1）重要知识点总结第一章从实验学化学-1-化学实验基本方法1、过滤：原理：分离固体和液体的混合物，除去液体中不溶性固体。注意：一帖、二低、三靠仪器：漏斗、滤纸、玻璃棒、烧杯、铁架台、铁圈2、蒸发：原理：把稀溶液浓缩或把含固态溶质的溶液干。注意：在蒸发皿进行蒸发不断搅拌，有大量晶体时就应
高中化学必修1要点总结 本文内容：
高中化学（必修1）重要知识点总结
第一章
从实验学化学-1-
化学实验基本方法
1、过滤：
原理：分离固体和液体的混合物，除去液体中不溶性固体。
注意：一帖、二低、三靠
仪器：漏斗、滤纸、玻璃棒、烧杯
、铁架台、铁圈
2、蒸发：
原理：把稀溶液浓缩或把含固态溶质的溶液干。
注意：在蒸发皿进行蒸发不断搅拌，有大量晶体时就应熄灯，余热蒸发至干，可防过热而迸溅
仪器：蒸发皿、泥三角、三角架、玻璃棒、酒精灯
3、蒸馏
原理：利用沸点不同除去液体混合物中难挥发或不挥发的杂质
注意：①液体体积②加热方式③温度计水银球位置④冷却的水流方向⑤防液体暴沸
仪器：蒸馏烧瓶（或圆底烧瓶）、酒精灯、温度计、冷凝管、接液管、锥形瓶
、石棉网、铁架台
4、萃取
原理：利用溶质在互不相溶的溶剂里溶解度的不同，用一种溶剂把溶质从它与另一溶剂所组成的溶液里提取出来的操作。
选择萃取剂的原则：①与原溶液中的溶剂互不相溶；②
对溶质的溶解能力要远大于原溶剂；③与原溶剂和溶质不反应；④与原溶剂的密度相差越在越好，且要易于挥发。
主要仪器：分液漏斗
5、分液
原理：把互不相溶的两种液体分开的操作，与萃取配合使用。
注意：下层的液体从下端放出，上层从上口倒出（上层上出，下层下出）
6、过滤器上洗涤沉淀的操作：
向漏斗里注入蒸馏水，使水面没过沉淀物，等水流完后，重复操作数次
7、配制一定物质的量浓度的溶液：
仪器：托盘天平（或量筒）、烧杯、玻璃棒、容量瓶、胶头滴管
主要步骤：⑴
计算
⑵
称量（如是液体就用滴定管量取）⑶
溶解（少量水，搅拌，注意冷却）⑷
转液（容量瓶要先检漏，玻璃棒引流）⑸
洗涤（洗2-3次，洗涤液一并转移到容量瓶中）⑹
振摇
⑺
定容
⑻
摇匀
（9）装瓶、贴标签
容量瓶：三个标识：
①容量瓶上注明温度和量程。②容量瓶上只有刻线而无刻度。
注意：①只能配制容量瓶中规定容积的溶液；②不能用容量瓶溶解、稀释或久贮溶液；③容量瓶不能加热，转入瓶中的溶液温度20℃左右
8.常见气体的检验：
NH3：用湿润的红色石蕊试纸变蓝
SO2：用品红溶液褪色
（SO2的吸收
用KMnO4溶液
）
CO2：用澄清石灰水变浊
Cl2：用湿润的KI
淀粉试纸变蓝
NO：打开瓶盖后遇空气变红棕色
9.常见离子的检验
NH4+：加NaOH溶液加热后放出气体用湿润的红色石蕊试纸变蓝
Fe3+：①加NaOH溶液有红褐色沉淀②加KSCN溶液出现血红色
Fe2+：①加NaOH溶液有白色沉淀马上变灰绿色,最终变红褐色②加KSCN溶液无现象,再加氯水后出现血红色
SO42-：先加HCl无现象后加BaCl2溶液有不溶于酸的白色沉淀
Cl-、(Br-、I
-)：先加AgNO3后加HNO3溶液有不溶于酸的白色沉淀AgCl
(淡黄色沉淀AgBr、黄色沉淀AgI）
NO3-：加热浓缩后加入少量浓硫酸和几块铜片加热有红棕色的气体放出（NO2）
10.物质的保存
K、Na：保存在煤油中（防水、防O2）
见光易分解的物质：
用棕色瓶（HNO3、AgNO3、氯水、HClO
等）
碱性物质：用橡胶塞不能用玻璃塞（Na2SiO3、NaOH、Na2CO3)
酸性、强氧化性物质：
用玻璃塞不能用橡胶塞（HSO4、HNO3、KMnO4)
F2、HF（氢氟酸）：
用塑料瓶不能用玻璃瓶（与SiO2反应腐蚀玻璃)
白磷：保存在水中（防在空气中自燃）、
液Br2：保存在水中（防止挥发）
第一章
从实验学化学-2-
化学计量在实验中的应用
1.物质的量（n）：物质的量是用来表示含有一定数目粒子的集体的物理量
2.摩尔（mol）：
物质的量的单位，任何物质，只要含有阿伏加德罗常数个粒子，其物质的量即为1mol
3.标准状况（STP）：
0℃和1标准大气压（1.01×105Pa）下
4.阿伏加德罗常数（NA）：
1mol任何物质含的微粒数目都是6.02×1023
5.摩尔质量(M):
1mol任何物质的质量是在数值上与它的相对质量相等
6.气体摩尔体积(Vm):
1mol任何气体的标准状况下的体积都约为22.4L.
7.阿伏加德罗定律:
同温同压下同体积的任何气体含有相同的分子数
n1n2=N1N2=V1V2
8.物质的量浓度（cB）：
1L溶液中所含溶质B的物质的量所表示的浓度
cB=n(B)V
nB=c(B)×V
V=n(B)c(B)
9.物质的质量(m
):
m=M×n
n=m/M
M=m/n
10.标准状况气体体积(V
):
V=n×Vm
n=V/Vm
Vm=V/n
11.物质的粒子数(N):
N=NA×n
n
=N/NA
NA=N/n
12.物质的量浓度CB与溶质的质量分数的换算:c(B)=1000×ρ×ω
/M
13.溶液稀释规律
C（浓）×V（浓）=C（稀）×V（稀）
以物质的量为中心,各物理量之间的换算关系,均以上述公式为依据
第二章
化学物质及变化-1-物质的分类
1.元素分类：
金属和非金属元素
2.物质分类
混合物
金属单质
物质
单质
非金属单质
酸性氧化物:SiO2、SO2、CO2、SO3、N2O5
稀有气体
碱性氧化物:
Fe2O3、CuO
、
MgO
纯净物
氧化物
两性氧化物:
Al2O3
氢化物
不成盐氧化物:
NO、CO
有机化合物
特殊氧化物:Na2O2、KO2
化合物
含氧酸：H2SO4、HNO3
无机化合物
酸
无氧酸：HCl、H2S
碱：NaOH、Ba(OH)2、Fe(OH)3、NH3·H2O
正盐：NaCl、CuSO4
盐
酸式盐：NaHCO3
碱式盐：Cu2(OH)2CO3
注：
（1）根据是否含有C元素，将化合物分为有机化合物和无机化合物；也可根据在水溶液中或熔化状态下能否导电，将化合物分为电解质和非电解质；还可根据化合物的结构特点，将其分为离子化合物和共价化合物。
（2）酸性氧化物：与碱反应生成盐和水的氧化物；多数非金属氧化物和少数金属氧化物是酸性氧化物。
碱性氧化物：与酸反应生成盐和水的氧化物；多数为金属氧化物是碱性氧化物。
两性氧化物：与酸、碱反应都生成盐和水的氧化物；
不成盐氧化物：不能形成对应盐的氧化物。（盐中的N的无+2价、+4价、C无+2价）
溶液：
分散质粒子小于1nm，透明、稳定、均一
（3）分散系
胶体：
分散质粒子1nm-100nm，较透明、较稳定（介稳体系）、均一
浊液（分悬、乳浊液）：
分散质粒子大于100nm，不透明、不稳定、不均一
（4）胶体
①定义：分散质粒子直径为1nm-100nm的分散系
②性质：介稳体系、
丁达尔现象、布朗运动、电泳、聚沉
③判断胶体最简单的方法：
丁达尔现象
④胶体提纯：渗析（胶体微粒不能透过半透膜）
⑤Fe(OH)3胶体制备的方法：
取烧杯盛20mL蒸馏水，加热至沸腾，然后逐滴加入饱和FeCl3溶液1mL～2mL。继续煮沸至溶液呈红褐色。观察所得红褐色液体Fe(OH)3胶体。
⑥
Fe(OH)3胶体制备方程式：
FeCl3+3H2O
=Fe(OH)3(胶体)
+3HCl
⑦胶体凝聚的条件：
加热、加电解质、加胶粒相反电性的胶体
3.化学反应的分类
（1）根据反应物和生成物的种类和数目分
化合：2Na＋O2
点燃
Na2O2
四大基本
分解：2NaHCO3
?
Na2CO3
+CO2↑+
H2O
反应类型
置换：Cl2
+2KI
2KCl+I2
复分解：2NH4Cl＋Ca(OH)2
?
CaCl2＋2NH3↑＋2H2O
（2）根据是否有离子参加反应分（电解质在水溶液中）
离子反应：Cl2＋H2O
=
HCl＋HClO
非离子反应：2Fe＋3Cl2
=2FeCl3
（3）根据是否有元素原子发生电子得失或偏移（有升降价）
氧化还原反应：2Na+2H2O=2NaOH+H2↑
非氧化还原反应：Al(OH)3
+
NaOH
=
NaAlO2
+
2H2O
（4）根据热效应分
放热反应：3Fe＋2O2
点燃
Fe3O4
吸热反应：C+CO2
高温
2CO
第二章
化学物质及变化-2-离子反应
1.电解质：
在水溶液里或熔融状态下本身能够导电的化合物；酸、碱、盐、水是常见的电解质
非电解质：
在水溶液里和熔融状态下都不能够导电的化合物。
注意：CO2、SO2、SO3、NH3等物质虽然溶于水所得溶液能导电，但属于非电解质，BaSO4、CaCO3等物质虽然难溶于水，但仍属于电解质。
2.电离和电离方程式
碳酸的电离方程式
H2CO3
H＋＋HCO3－
（弱电解质用“”）
NaHCO3的电离方程式
NaHCO3＝Na＋＋HCO3－
（强电解质用“=”）
NaHSO4在水溶液中电离NaHSO4＝Na++H++SO42-
3.离子方程式
（1）定义：用实际参加反应的离子所表示的式子
（2）写法：
一写、二改、三删、四查
注意：
①溶于水且易电离的电解质必须改写成离子形式
②电解质的溶解性规律：
钾钠铵盐都易溶；硝酸盐入水无影踪；硫酸铅钡水不溶；盐酸盐不溶银亚汞；常见酸中只有H2SiO3不溶；常见碱中只有NaOH、KOH、Ba(OH)2易溶于水,Ca(OH)2微溶于水；常见的碳酸盐、亚硫酸盐和磷酸盐中只溶其钾钠铵盐；另有几种微溶物：Ag2SO4、CaSO4、MgCO3。
③在溶液中易电离的电解质主要包括：强酸：如HCl、H2SO4、HNO3、HBr；强碱：如NaOH、KOH、Ba(OH)2；绝大多数盐
④单质、氧化物、气体、难溶、难电离的物质必须保留化学式
4.离子共存
与H+不共存：
CO32-、SO32-、SiO32-、AlO2-、S2-、F-
等弱酸根离子及OH-。
与OH-不共存：Fe3+、Fe2+、Cu2+、Al3+、Mg2+等弱碱金属阳离子及H+、NH4+
。
与H+和OH-都不共存：
HCO3-、HSO3-、HS-
等。
常见生成沉淀：
Ba2+、Ca2+与SO42-、CO32-
；
Ag+与Cl-
有颜色的离子
MnO4-紫红、Fe3+棕黄、Fe2+浅绿、Cu2+蓝色
第二章
化学物质及变化-3-氧化还原反应
1.氧化还原反应的概念
（1）本质：
有电子转移(得失或偏移)
（2）特征：
元素化合价发生升降（不一定有氧的得失）
（3）各概念之间的关系：
升失氧：还原剂---还原性---失电子---（升价）---被氧化---发生氧化反应---生成氧化产物
降得还：氧化剂---氧化性---得电子---（降价）---被还原---发生还原反应---生成还原产物
2.化合价顺口溜：
一价钾钠氯氢银；二价氧钙钡镁锌；三铝四硅五价磷；
谈变价，也不难；二三铁，二四碳，二四六硫都齐全；
铜汞二价最常见；正负变价要分清。
3.氧化还原反应与四大基本反应类型的的关系：
化合反应和分解反应不一定是氧化还原反应，但有单质参加的化合反应或有单质生成的分解反应一定属氧化还原反应；（注意：有单质参加或生成的化学反应不一定是氧化还原反应）
置换反应一定是氧化还原反应；复分解反应一定不是氧化还原反应。
4.重要规律：
（1）强弱规律：氧化性：氧化剂>氧化产物
还原性：还原剂>还原产物
（2）电子守恒规律
（3）价态规律
（4）先后规律
第三章
金属及其化合物-1-金属的化学性质
1.金属的物理通性
常温下，金属一般为银白色晶体（汞常温下为液体），具有良好的导电性、导热性、延展性，（金属的熔沸点和硬度相差很大）。
2.金属单质的化学性质
只有还原性：M-ne-=Mn+
（1）与非金属反应：如与O2、Cl2、Br2、I2等；
（2）与水反应：极活泼的金属可与冷水反应，如K、Ca、Na等；较活泼金属能与水蒸气在高温下反应，如Fe。
（3）与酸反应：排在氢前面的金属可将氢从酸溶液中置换出来(浓H2SO4、HNO3除外)；
（4）与盐反应：排在前面的金属（极活泼金属除外）可将后面的金属从它们的盐溶液中置换出来。
（5）特殊反应：铝与强碱溶液反应生成H2
3.金属活动性顺序表：
K
Ca
Na
Mg
Al
Zn
Fe
Sn
Pb（H）Cu
Hg
Ag
Pt
Au
4.有金属参加反应的化学方程式：
（1）钠在空气中缓慢氧化：4Na+O2==2Na2O
（2）钠在空气中燃烧：2Na+O2
点燃
Na2O2
（3）钠与水反应：2Na+2H2O=2NaOH+H2↑
（现象：①钠浮在水面上；②熔化为银白色小球；③在水面上四处游动；④伴有嗞嗞响声；⑤滴有酚酞的水变红色）
（4）铁与水蒸气反应：3Fe
+
4H2O（g）
高温
Fe3O4
+
4H2
（5）铁与稀硫酸反应：Fe
+H2SO4
＝FeSO4
+H2↑
（6）铁与硫酸铜溶液反应：Fe
+
CuSO4
＝
FeSO4
+
Cu
（7）钠与硫酸铜溶液反应：2Na
+
CuSO4
+
H2O
＝
Cu(OH)2↓+
Na2SO4
+
H2↑
（8）铝与NaOH溶液反应：Al+2H2O+2NaOH=2NaAlO2+3H2↑
3.物质的量在化学方程式计算中的应用
（1）根据化学方程式计算的一般步骤
①正确书写化学方程式(或离子方程式)
②在化学方程式中有关物质的化学式下写出相关联的量(包括已知量和未知量)
③列式计算
（2）根据化学方程式计算的关键
正确书写化学方程式(或离子方程式).
（3）根据化学方程式计算应注意的问题
①任何一种反应物,只有实际参加反应的部分才能应用于根据化学方程式的计算,过量部分不能用于根据化学方程式的计算.
②在列写相关联的量时,要遵循“左右相当、上下相同”的原则.
③在列式计算时要遵循量纲规则和有效数字规则.
第三章
金属及其化合物-2-几种重要的金属化合物
1.钠的氧化物
氧化钠
(Na2O)
过氧化钠
(Na2O2)
分
类：
碱性氧化物
过氧化物
生成条件：
常温
点燃或加热
色态：
白色固体
淡黄色固体
化学性质：
①与水反应：Na2O
+
H2O
=
2NaOH
2Na2O2
+
2H2O
=
4NaOH
+
O2↑
②与CO2反应：Na2O
+
CO2
=
Na2CO3
2Na2O2
+
2CO2
=
4Na2CO3+
O2
③与酸反应：Na2O
+
2HCl
=
2NaCl
+
H2O
2Na2O2+4HCl=
4NaCl
+
O2↑+
H2O
④特性：
-----------
Na2O2有强氧化性，可以使品红溶液
褪色，有漂白作用。
2.钠的碳酸盐
碳酸钠
（Na2CO3）
碳酸氢钠
（NaHCO3）
分类：
正盐
酸式盐
俗称
纯碱、苏打
小苏打
色态
白色粉末
细小的白色晶体
化学性质：
①与酸反应：Na2CO3+HCl=NaCl+NaHCO3
NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2↑
(CO32-+H+=HCO3-)
(HCO3-+H+=H2O+CO2↑)
（若向足量HCl中分别滴入Na2CO3或NaHCO3，则均会立刻出现气泡。）
②与碱反应：与NaOH
不反应
NaHCO3+
NaOH=H2O+
Na2CO3
Ca(OH)2
+Na2CO3+
Ca(OH)2=
CaCO3↓+
2NaOH
2NaHCO3+Ca(OH)2=CaCO3↓+Na2CO3+2H2O
[Ca(OH)2少量]
NaHCO3+Ca(OH)2=CaCO3↓+NaOH+H2O
[Ca(OH)2足量]
③热稳定性：很稳定受热不分解
2NaHCO3
?Na2CO3+H2O+CO2↑（分解温度150℃）
④二者之间相互转化：Na2CO3
NaHCO3
：Na2CO3+CO2+H2O＝2NaHCO3
NaHCO3
Na2CO3
：2NaHCO3
?Na2CO3+H2O+CO2↑
NaHCO3+NaOH＝Na2CO3+H2O
3.焰色反应：（1）实质是物理变化，（2）操作要点：洗→烧→蘸→烧→看，（3）记住两种元素的焰色反应颜色：钾紫钠黄
4.铝的化合物
（1）氧化铝（Al2O3）
①物理性质：白色难熔固体、不溶于水。
②化学性质：Al2O3是典型的两性氧化物，既能与酸反应又能与强碱溶液反应。
与强酸：Al2O3+6H+=2Al3++3H2O
与强碱：Al2O3+2OH-=2AlO2-+H2O
③用途：耐火材料、制取铝的原料
（2）氢氧化铝[Al(OH)3]
①Al(OH)3的物理性质：Al(OH)3是不溶于水的白色胶状沉淀，，能凝聚水中的悬浮物，又有吸附色素的性能。
②Al(OH)3的化学性质
两性：是典型的两性氢氧化物
当与强酸反应：Al(OH)3+3H+=Al3++3H2O
当与强碱溶液作用：Al(OH)3+OH-=AlO2-+2H2O
受热分解：2Al(OH)3
?
Al2O3+
3H2O
③Al(OH)3的制取：
用铝盐与可溶性弱碱氨水反应制Al(OH)3：Al3++3NH3·H2O=Al(OH)3↓+3NH4+
说明：制取
Al(OH)3也可用铝盐与强碱作用，但应严格控制加入碱的量，因为强碱过量会使制得的
Al(OH)3转化为偏铝酸盐：Al(OH)3+OH-=AlO2-+2H2O。所以，实验室一般不采用这种方法制Al(OH)3。
④Al(OH)3的用途：净水、胃药。
5.铁的化合物
（1）铁的氧化物
名
称：
氧化亚铁
氧化铁
四氧化三铁
俗
称：
——
铁
红
磁性氧化铁
化学式：
FeO
Fe2O3
Fe3O4
色
态：
黑色粉末
红棕色粉末
黑色晶体
化合价：
+
2
+
3
+
2，+
3
水溶性：
不溶
不溶
不溶
类
型：
碱性氧化物
碱性氧化物
碱性氧化物
共
性：
都能与酸反应
如
Fe2O3
+
6H+=2Fe3+
+
3H2O
氧化性和还原性：还原性为主
一般只有氧化性
————
与还原剂反应：
都能被还原
如
Fe2O3
+
3CO=2Fe
+
3CO2(高温条件下反应)
（2）铁的氢氧化物
名称：
氢氧化亚铁
氢氧化铁
化学式：
Fe(OH)2
Fe(OH)3
分
类：
碱
碱
色
态：
白色固体
红褐色固体
水溶性：
不溶于水
不溶于水
与酸反应：
Fe(OH)2+2H+=
Fe2+
+
2H2O
Fe(OH)3+3H+
=
Fe3++3H2O
还原性：
4Fe(OH)2
+
O2
+
2H2O
=
4Fe(OH)3
————
稳定性：
————
2Fe(OH)3
=
Fe2O3＋
3H2O（受热分解）
制法原理
Fe2+
+2OH-
=
Fe(OH)2↓
Fe3+
+3OH-
=
Fe(OH)3↓
现
象:
白色絮状沉淀
红褐色沉淀
(迅速变成灰绿色,最后变成红褐色)
（3）铁盐与亚铁盐
铁盐（Fe3+）
亚铁盐（Fe2+）
溶液颜色:
黄色
淡绿色
与碱反应:
Fe3++3OH-＝Fe(OH)3↓
Fe2++2OH-＝Fe(OH)2↓
氧化还原性:
只有氧化性关
既有氧化性又有还原性
2Fe3++Fe＝3Fe2+
氧化性：Fe2++Zn＝Zn2++Fe
还原性：2Fe2++Cl2＝2Fe3++2Cl-
（4）Fe2+、Fe3+的检验:(见第一章)
第三章
金属及其化合物-3-用途广泛的金属材料
1.金属材料：金属单质及合金
2.合金：
（1）概念：（2）特性：硬度大于成分金属，熔点低于成分金属，强度较大，机械性能好
3.
青铜
铜合金
黄铜
白铜
合金钢
钢
高碳钢
4.
铁合金
碳素钢
中碳钢
生铁
低碳钢
附：金属及其化合物的相互转化关系：
1、铝及其重要化合物之间的转化关系，写出相应的化学反应方程式。⑩NaAlO2+HCl+H2O=Al(OH)3↓+NaCl
2、铁及其重要化合物之间的转化关系，写出相应的化学反应方程式。
3、钠及其化合物之间的相互转化，写出相应的化学反应方程式。
第四章
非金属及其化合物
一、知识框架
二、知识梳理
(一)
硅及其化合物
1、二氧化硅和二氧化碳比较
二氧化硅
二氧化碳
类别
酸性氧化物
酸性氧化物
晶体结构
原子晶体
分子晶体
熔沸点
高
低
与水反应方程式
不反应
CO2+H2O
H2CO3
与酸反应方程式
SiO2
+
4HF==SiF4↑+2H2O
不反应
与烧碱反应方程式
SiO2+2NaOH
==
Na2SiO3+H2O
CO2少量：2NaOH+CO2==Na2CO3+H2O
CO2过量：NaOH+CO2==NaHCO3
与CaO反应方程式
SiO2+CaOCaSiO3
CaO+CO2==CaCO3
存在状态
结晶型、无定型（硅石）
人和动物排放
2、硅及硅的化合物的用途
物质
用途
硅单质
半导体材料、光电池（计算器、人造卫星、登月车、探测器）
SiO2
饰物、仪器、光导纤维、玻璃
硅酸钠
矿物胶
SiC
砂纸、砂轮的磨料
(二)
氯
1、液氯、新制的氯水和久置的氯水比较
液氯
新制氯水
久置氯水
分类
纯净物
混合物
混合物
颜色
黄绿色
黄绿色
无色
成分
Cl2
Cl2、H2O、HClO、H＋、Cl―、ClO―、极少量的为OH―
H＋、Cl―、H2O、
极少量的OH―
稀盐酸
性质
氧化性
氧化性、酸性、漂白性、不稳定性
酸性
2、氯气的性质
与金属钠反应方程式
2Na+Cl2
2NaCl
与金属铁反应方程式
2Fe+3Cl2
2FeCl3
与金属铜反应方程式
Cu+Cl2
CuCl2
与氢气反应方程式
H2+Cl2
2HCl；H2+Cl2
2HCl
与水反应方程式
H2O
+Cl2
==HCl+HClO
制漂白液反应方程式
Cl2+2NaOH==NaCl+NaClO+H2O
制漂白粉反应方程式
2Cl2
+2Ca(OH)2==CaCl2
+Ca(ClO)2
+2H2O
实验室制法
MnO2＋4HCl（浓）MnCl2
+Cl2
↑+2H2O
氯离子的检验试剂以及反应方程式
AgNO3溶液、稀HNO3
Ag＋+Cl―==AgCl↓
(三)
硫、氮
1、二氧化硫的性质
物理性质
颜色状态
密度
毒性
无色
比空气大
有毒
化学性质
酸性
与水反应方程式
SO2+H2O
H2SO3
与烧碱反应方程式
SO2+2NaOH==Na2SO3
+H2O
Na2SO3+SO2+H2O==2NaHSO3
SO2+NaOH==NaHSO3
漂白性
漂白原理：由于它能跟某些有色物质生成无色物质（加合漂白、暂时漂白）
曾学过的具有漂白性的物质
吸附漂白：活性炭
氧化漂白（永久漂白）：HClO、O3、Na2O2
还原性
与氧气反应方程式
2SO2
+
O2
===
2SO3
与氯水反应方程式
SO2
+
Cl2
+2H2O
==
H2SO4+2HCl
氧化性
与硫化氢反应方程式
SO2+2H2S
==
3S↓+2H2O
2、浓硫酸和浓硝酸的性质
浓硫酸
浓硝酸
相同点
︹
强
氧
化
性
︺
与Cu反应
Cu+2H2SO4(浓)CuSO4+
SO2
↑+2H2O
Cu+4HNO3
(浓)==Cu(NO3)2
+2NO2
↑+2H2O
3Cu＋8HNO3(稀)
==
3Cu(NO3)2
+2NO↑+4H2O
与木炭反应
C
+
2H2SO4(浓)
CO2↑+2SO2↑+2H2O
C+4HNO3(浓)CO2↑+4NO2↑+2H2O
与铁铝反应
发生钝化现象，所以可以用铁制或铝制容器来存放冷的浓硫酸和浓硝酸
异同点
①
吸水
性——干燥剂
②脱水性——蔗糖变黑
王水：浓硝酸和浓盐酸（1：3）
3、氨气、氨水与铵盐的性质
氨气的物理性质
颜色状态
密度
水溶性
无色有刺激性气味的气体
比空气小
易溶（1：700）可以形成喷泉，水溶液呈碱性。
氨气的化学性质
与水反应方程式
NH3+H2O
NH3·H2O
NH4＋+OH―
与盐酸反应方程式
NH3
+
HCl
==
NH4Cl
实验室制法
Ca(OH)2+2NH4ClCaCl2
+2NH3
↑+2H2O
氨水成分
NNH3
、NH3·H2O
、H2O
、NH4＋、OH―、极少量的H＋
铵盐
物理性质：铵盐都是无色色晶体，能溶于水
化学性质
氯化铵分解反应方程式
NH4ClNH3
+
HCl
碳酸氢铵分解反应方程式
NH4HCO3
NH3
↑+
H2O
+CO2
↑
附：
1、地壳中含量最多的元素
氧O、硅Si、铝Al、铁Fe
2、地壳有游离态存在的元素
金、铁（陨石）、硫（火山口附近）、碳、氮、氧、稀有气体
3、能与HCl和NaOH都能反应的物质
单质:Al、Zn
氧化物:Al2O3、ZnO
氢氧化物:Al(OH)3、Zn(OH)2
弱酸的酸式盐：NaHCO3、NaHSO3、NaHS
弱酸的铵盐：(NH4)2CO3、(NH4)2S
4、重要物质的俗名：
苏打：Na2CO3
小苏打：NaHCO3
水玻璃：Na2SiO3的水溶液
漂白粉主要成分：Ca(ClO)2、CaCl2，有效成分Ca(ClO)2
碳铵：NH4HCO3
石灰石、大理石：CaCO3
生石灰：CaO
食盐：NaCl
熟石灰、消石灰：Ca(OH)2
烧碱、火碱、苛性钠：NaOH
绿矾：FaSO4·7H2O
干冰：CO2
明矾：KAl(SO4)2·12H2O
硅石、石英：SiO2
刚玉：Al2O3
铁红、铁矿：Fe2O3
磁铁矿：Fe3O4
天然气、沼气、坑气（主要成分）：CH4
水煤气：CO和H2
铝热剂：Al
+
Fe2O3（或其它氧化物）
王水：浓HNO3
与浓HCl按体积比1：3混合而成。
5、重要物质的颜色
（1）铁及其化合物：铁粉是黑色的；一整块的固体铁是银白色的。
Fe2+—浅绿色
Fe3O4—黑色晶体
Fe(OH)2—白色沉淀
Fe3+—黄色
Fe
(OH)3—红褐色沉淀
Fe
(SCN)3—血红色溶液
FeO—黑色的粉末
Fe2O3—红棕色粉末
FeS—黑色固体
（2）铜及其化合物：单质是紫红色
Cu2+—蓝色
CuO—黑色
Cu2O—红色
CuSO4（无水）—白色
CuSO4·5H2O—蓝色
Cu2
(OH)2CO3
—绿色
Cu(OH)2—蓝色
（3）常见白色沉淀：BaSO4
、BaCO3
、Ag2CO3
、CaCO3
、AgCl
、
Mg(OH)2
均是白色沉淀；
Al(OH)3
白色絮状沉淀
H2SiO3白色胶状沉淀
（4）卤素单质及卤化氢：Cl2、氯水—黄绿色
F2—淡黄绿色气体
Br2—深红棕色液体
I2—紫黑色固体
HF、HCl、HBr、HI均为无色气体，在空气中均形成白雾
（5）氮的氧化物及氢化物：N2O4、NO—无色气体
NO2—红棕色气体
NH3—无色、有剌激性气味气体
（6）黄色或浅黄色固体：Na2O2—淡黄色固体
S—黄色固体
AgBr—浅黄色沉淀
AgI—黄色沉淀
（Ag3PO4—黄色沉淀）
（7）其他：CCl4—无色的液体，密度大于水，与水不相溶
KMnO4—紫黑色固体
MnO4-—紫色溶液
O3—淡蓝色气体
SO2—无色，有剌激性气味、有毒的气体
SO3—无色固体（沸点44.8
0C）
品红溶液—红色
酸碱指示剂—……
13