高中化學知識點
沒有想到,初中三年馬上就過去了.回頭想想.還是很懷念.在家整理出了一些卷子和一些書本有很多.而且中考的時候沒有每個人想像的那麼可怕.它只是一場簡單考試,然後三年初中就結束了.在初三的時候,我們翻過多少的參考書,多少的卷子.就為了這一場考試.那麼,現在我就要告訴即將成為初三學生怎麼樣學好初中化學的方法.
學生們做實驗
第六就是要堅守實驗問題
實驗呢,第一點就是要多考慮過量的問題,第二是吸氣的時候需要考慮氣體,通過液體之後一定會帶出來微量的液體,比如說是水.第三呢,就是抓住反應現象等等.第四就是需要環保,效率要高,第五就是除雜要干凈,不能引入新的雜質進去.
上方就是關於怎麼樣學好初中化學的一些方法,一共六點,請同學們一定要記好,這些都是前輩為你們所准備的,希望你們可以考上自己理想的高中吧!
② 高中化學知識點歸納
要更多的話,與我的QQ聯系:41083478
高考化學知識點歸納
Ⅰ、基本概念與基礎理論：
一、阿伏加德羅定律
1．內容：在同溫同壓下，同體積的氣體含有相同的分子數。即「三同」定「一同」。
2．推論
（1）同溫同壓下，V1/V2=n1/n2 （2）同溫同體積時，p1/p2=n1/n2=N1/N2
（3）同溫同壓等質量時，V1/V2=M2/M1 （4）同溫同壓同體積時，M1/M2=ρ1/ρ2
注意：①阿伏加德羅定律也適用於不反應的混合氣體。②使用氣態方程PV=nRT有助於理解上述推論。
3、阿伏加德羅常這類題的解法：
①狀況條件：考查氣體時經常給非標准狀況如常溫常壓下，1.01×105Pa、25℃時等。
②物質狀態：考查氣體摩爾體積時，常用在標准狀況下非氣態的物質來迷惑考生，如H2O、SO3、已烷、辛烷、CHCl3等。
③物質結構和晶體結構：考查一定物質的量的物質中含有多少微粒（分子、原子、電子、質子、中子等）時常涉及希有氣體He、Ne等為單原子組成和膠體粒子，Cl2、N2、O2、H2為雙原子分子等。晶體結構：P4、金剛石、石墨、二氧化硅等結構。
二、離子共存
1．由於發生復分解反應，離子不能大量共存。
（1）有氣體產生。如CO32-、SO32-、S2-、HCO3-、HSO3-、HS-等易揮發的弱酸的酸根與H+不能大量共存。
（2）有沉澱生成。如Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能與SO42-、CO32-等大量共存；Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能與OH-大量共存；Pb2+與Cl-，Fe2+與S2-、Ca2+與PO43-、Ag+與I-不能大量共存。
（3）有弱電解質生成。如OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、CN-、C17H35COO-、 等與H+不能大量共存；一些酸式弱酸根如HCO3-、HPO42-、HS-、H2PO4-、HSO3-不能與OH-大量共存；NH4+與OH-不能大量共存。
（4）一些容易發生水解的離子，在溶液中的存在是有條件的。如AlO2-、S2-、CO32-、C6H5O-等必須在鹼性條件下才能在溶液中存在；如Fe3+、Al3+等必須在酸性條件下才能在溶液中存在。這兩類離子不能同時存在在同一溶液中，即離子間能發生「雙水解」反應。如3AlO2-+3Al3++6H2O=4Al(OH)3↓等。
2．由於發生氧化還原反應，離子不能大量共存。
（1）具有較強還原性的離子不能與具有較強氧化性的離子大量共存。如S2-、HS-、SO32-、I-和Fe3+不能大量共存。
（2）在酸性或鹼性的介質中由於發生氧化還原反應而不能大量共存。如MnO4-、Cr2O7-、NO3-、ClO-與S2-、HS-、SO32-、HSO3-、I-、Fe2+等不能大量共存；SO32-和S2-在鹼性條件下可以共存，但在酸性條件下則由於發生2S2-+SO32-+6H+=3S↓+3H2O反應不能共在。H+與S2O32-不能大量共存。
3．能水解的陽離子跟能水解的陰離子在水溶液中不能大量共存（雙水解）。
例：Al3+和HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-等；Fe3+與CO32-、HCO3-、AlO2-、ClO-等不能大量共存。
4．溶液中能發生絡合反應的離子不能大量共存。
如Fe2+、Fe3+與SCN-不能大量共存；Fe3+與 不能大量共存。
5、審題時應注意題中給出的附加條件。
①酸性溶液（H+）、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-=1×10-10mol/L的溶液等。
②有色離子MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe(SCN)2+。 ③MnO4-,NO3-等在酸性條件下具有強氧化性。
④S2O32-在酸性條件下發生氧化還原反應：S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O
⑤注意題目要求「大量共存」還是「不能大量共存」。
6、審題時還應特別注意以下幾點：
（1）注意溶液的酸性對離子間發生氧化還原反應的影響。如：Fe2+與NO3-能共存，但在強酸性條件下（即Fe2+、NO3-、H+相遇）不能共存；MnO4-與Cl-在強酸性條件下也不能共存；S2-與SO32-在鈉、鉀鹽時可共存，但在酸性條件下則不能共存。
（2）酸式鹽的含氫弱酸根離子不能與強鹼（OH-）、強酸（H+）共存。
如HCO3-+OH-=CO32-+H2O（HCO3-遇鹼時進一步電離）；HCO3-+H+=CO2↑+H2O
三、離子方程式書寫的基本規律要求
（1）合事實：離子反應要符合客觀事實，不可臆造產物及反應。
（2）式正確：化學式與離子符號使用正確合理。
（3）號實際：「=」「 」「→」「↑」「↓」等符號符合實際。
（4）兩守恆：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）檢查細：結合書寫離子方程式過程中易出現的錯誤，細心檢查。
四、氧化性、還原性強弱的判斷
（1）根據元素的化合價
物質中元素具有最高價，該元素只有氧化性；物質中元素具有最低價，該元素只有還原性；物質中元素具有中間價，該元素既有氧化性又有還原性。對於同一種元素，價態越高，其氧化性就越強；價態越低，其還原性就越強。
（2）根據氧化還原反應方程式
在同一氧化還原反應中，氧化性：氧化劑>氧化產物
還原性：還原劑>還原產物
氧化劑的氧化性越強，則其對應的還原產物的還原性就越弱；還原劑的還原性越強，則其對應的氧化產物的氧化性就越弱。
（3）根據反應的難易程度
注意：①氧化還原性的強弱只與該原子得失電子的難易程度有關，而與得失電子數目的多少無關。得電子能力越強，其氧化性就越強；失電子能力越強，其還原性就越強。
②同一元素相鄰價態間不發生氧化還原反應。
常見氧化劑：
①、活潑的非金屬，如Cl2、Br2、O2 等；
②、元素（如Mn等）處於高化合價的氧化物，如MnO2、KMnO4等
③、元素（如S、N等）處於高化合價時的含氧酸，如濃H2SO4、HNO3 等
④、元素（如Mn、Cl、Fe等）處於高化合價時的鹽，如KMnO4、KClO3、FeCl3、K2Cr2O7
⑤、過氧化物，如Na2O2、H2O2等。
③ 高中化學知識點總結
1．氫離子的氧化性屬於酸的通性，即任何可溶性酸均有氧化性。
2．不是所有的物質都有化學鍵結合。如：稀有氣體。
3．不是所有的正四面體結構的物質鍵角為109。28， 如：白磷。
5．電解質溶液導電，電解拋光，等都是化學變化。
6．常見氣體溶解度大小：NH3.>HCL>SO2>H2S>CL2>CO2
7.相對分子質量相近且等電子數，分子的極性越強，熔點沸點越高。如：CO>N2
8．有單質參加或生成的反應不一定為氧化還原反應。如：氧氣與臭氧的轉化。
9．氟元素既有氧化性也有還原性。 F－是F元素能失去電子具有還原性。
10．HCL ,SO3,NH3的水溶液可以導電，但是非電解質。
11．全部由非金屬元素組成的物質可以使離子化合物。如：NH4CL。
12．ALCL3是共價化合物，熔化不能導電。
13．常見的陰離子在水溶液中的失去電子順序：
F-<PO43-<SO42-<NO3-<CO32-<OH-<CL-<Br-<I-<SO3-<S2-
14．金屬從鹽溶液中置換出單質，這個單質可以是金屬，也可以是非金屬。
如：Fe+CuSO4=, Fe+KHSO4=
15．金屬氧化物不一定為鹼性氧化物，如錳的氧化物；
非金屬氧化物不一定為酸性氧化物，如NO等
16．CL2 ,SO2,NA2O2都有漂白作用，但與石蕊反應現象不同：
SO2使溶液變紅，CL2則先紅後褪色，Na2O2則先藍後褪色。
17．氮氣分子的鍵能是所有雙原子分子鍵能中最大的。
18．發煙硝酸和發煙硫酸的「發煙」原理是不相同的。
發煙硝酸發出的"煙"是HNO3與水蒸氣形成的酸霧
發煙硫酸的"煙"是SO3
19．鎂和強酸的銨鹽溶液反應得到氨氣和氫氣。
20．在金屬鋁的冶煉中，冰晶石起溶劑作用，要不斷補充碳塊和氯化鋁。
21．液氨，乙二醇，丙三醇可作製冷劑。光纖的主要原料為SiO2。
22．常溫下，將鐵，鋁，鉻等金屬投入濃硝酸中，發生了化學反應，鈍化。
23．鑽石不是最堅硬的物質，C3N4的硬度比鑽石還大。
24．在相同的條件下，同一弱電解質，溶液越稀，電離度越大，溶液中離子濃度未必增大，溶液的導電性未必增大。
25．濃稀的硝酸都具有氧化性，但NO3-不一定有氧化性。如：Fe(過量)+ Fe(NO3)3
26．純白磷是無色透明晶體，遇光逐漸變為黃色。白磷也叫黃磷。
27．一般情況下，反應物濃度越大，反應速率越大；
但在常溫下，鐵遇濃硝酸會鈍化，反應不如稀硝酸快。
28．非金屬氧化物不一定為酸酐。如：NO2
29．能和鹼反應生成鹽的不一定為酸酐。如：CO+NaOH (=HCOONa)(高溫,高壓)
30．少數的鹽是弱電解質。如：Pb（AC）2,HgCL2
31．弱酸可以制備強酸。如：H2S+Cu（NO4）2
32．鉛的穩定價態是+2價，其他碳族元素為+4價，鉛的金屬活動性比錫弱。（反常）
33．無機物也具有同分異構現象。如：一些配合物。
34．Na3ALF6不是復鹽。
35．判斷酸鹼性強弱的經驗公式：(好象符合有氧的情況)
m=A(主族)+x（化合價）-n（周期數）
m越大，酸性越強；m越小，鹼性越強。
m>7強酸,m=7中強酸,m=4~6弱酸
m=2~3兩性,m=1弱酸,m=0中強鹼,m<0強鹼
36．條件相同時，物質的沸點不一定高於熔點。如：乙炔。
37．有機物不一定能燃燒。如：聚四氟乙烯。
38．有機物可以是難溶解於有機物，而易溶解於水。如：苯磺酸。
39. 量筒沒有零刻度線
40. 硅烷(SiH4)中的H是－1價,CH4中的H顯+1價. Si的電負性比H小.
41.有機物里叫"酸"的不一定是有機酸,如:石炭酸.
42.分子中有雙鍵的有機物不一定能使酸性高錳酸鉀溶液褪色.如:乙酸.
43.羧酸和鹼不一定發生中和反應.如:
HCOOH+Cu(OH)2 == (加熱)
44.離子晶體的熔點不一定低於原子晶體.如:MgO >SiO2
45.歧化反應
非金屬單質和化合物發生歧化反應,生成非金屬的負價的元素化合物
和最低穩定正化合價的化合物.
46.實驗中膠頭滴管要伸入液面下的有製取Fe(OH)2,
溫度計要伸入液面下的有乙醇的催化氧化.還有一個是以乙醇製取乙烯.
不能伸到液面下的有石油的分餾.
47.C7H8O的同分異構體有5種，3種酚，1種醇，1種醚。（記住這個結論對做選擇題有幫助)
48.一般情況下,酸與酸,鹼與鹼之間不發生反應,
但也有例外如:氧化性酸和還原性酸(HNO4+H2S)等;
AgOH+NH4.OH等
49.一般情況下,金屬活動性順序表中H後面的元素不能和酸反應發出氫氣；
但也有例外如：Cu+H2S==CuS(沉澱)+H2（氣體）等~
50.相同條件下通常碳酸鹽的溶解度小於相應的碳酸氫鹽溶解度；
但也有例外如：Na2CO3>NaHCO3,
另外，Na2CO3+HCl為放熱反應;NaHCO3+HCL為吸熱反應
51. 弱酸能制強酸
在復分解反應的規律中，一般只能由強酸制弱酸。但向 溶液中滴加氫硫酸可制鹽酸： ，此反應為弱酸制強酸的反常規情況。其原因為 難溶於強酸中。同理用 與 反應可制 ，因為 常溫下難與 反應。
52. 還原性弱的物質可制還原性強的物質
氧化還原反應中氧化性還原性的強弱比較的基本規律如下：
氧化性強弱為：氧化劑>氧化產物
還原性強弱為：還原劑>還原產物
但工業制硅反應中： 還原性弱的碳能制還原性強的硅，原因是上述規則只適用於溶液中，而此反應為高溫下的氣相反應。又如鉀的還原性比鈉強，但工業上可用 制K： ，原因是K的沸點比Na低，有利於K的分離使反應向正方向進行。
53. 氫後面的金屬也能與酸發生置換反應
一般只有氫前面的金屬才能置換出酸或水中的氫。但Cu和Ag能發生如下反應：
原因是 和 溶解度極小，有利於化學反應向正方向移動。
54. 錫鉛活動性反常
根據元素周期律知識可知：同主族元素的金屬性從上至下逐漸增強，即 。但金屬活動順序表中 。原因是比較的條件不同，前者指氣態原子失電子時鉛比錫容易，而後者則是指在溶液中單質錫比單質鉛失電子容易。
55. 溶液中活潑金屬單質不能置換不活潑金屬
一般情況下，在溶液中活潑金屬單質能置換不活潑金屬。但Na、K等非常活潑的金屬卻不能把相對不活潑的金屬從其鹽溶液中置換出來。如K和CuSO4溶液反應不能置換出Cu，原因為：
56. 原子活潑，其單質不活潑
一般情況為原子越活潑，其單質也越活潑。但對於少數非金屬原子及其單質活潑性則表現出不匹配的關系。如非金屬性 ，但 分子比 分子穩定，N的非金屬性比P強，但N2比磷單質穩定得多，N2甚至可代替稀有氣體作用，原因是單質分子中化學鍵結合程度影響分子的性質。
57. Hg、Ag與O2、S反應反常
一般為氧化性或還原性越強，反應越強烈，條件越容易。例如：O2、S分別與金屬反應時，一般O2更容易些。但它們與Hg、Ag反應時出現反常，且硫在常溫下就能發生如下反應：
58. 鹵素及其化合物有關特性
鹵素單質與水反應通式為： ，而F2與水的反應放出O2， 難溶於水且有感光性，而AgF溶於水無感光性， 易溶於水，而 難溶於水，F沒有正價而不能形成含氧酸。
59. 硅的反常性質
硅在常溫下很穩定，但自然界中沒有游離態的硅而只有化合態，原因是硅以化合態存在更穩定。一般只有氫前面活潑金屬才能置換酸或水中的氫。而非金屬硅卻與強鹼溶液反應產生H2。原因是硅表現出一定的金屬性，在鹼作用下還原水電離的H+而生成H2。
60. 鐵、鋁與濃硫酸、濃硝酸發生鈍化
常溫下，鐵、鋁分別與稀硫酸和稀硝酸反應，而濃硫酸或濃硝酸卻能使鐵鋁鈍化，原因是濃硫酸、濃硝酸具有強氧化性，使它們表面生成了一層緻密的氧化膜。
61. 酸性氧化物與酸反應
一般情況下，酸性氧化物不與酸反應，但下面反應卻反常：
前者是發生氧化還原反應，後者是生成氣體 ，有利於反應進行。
62. 酸可與酸反應
一般情況下，酸不與酸反應，但氧化性酸與還原性酸能反應。例如：硝酸、濃硫酸可與氫碘酸、氫溴酸及氫硫酸等反應。
63. 鹼可與鹼反應
一般情況下，鹼與鹼不反應，但絡合能力較強的一些難溶性鹼卻可能溶解在弱鹼氨水中。如 溶於氨水生成 溶於氨水生成 。
64. 改變氣體壓強平衡不移動
對於反應體系中有氣體參與的可逆反應，改變壓強，平衡移動應符合勒夏特列原理。例如對於氣體系數不相等的反應， 反應達到平衡後，在恆溫恆容下，充入稀有氣體時，壓強增大，但平衡不移動，因為稀有氣體不參與反應， 的平衡濃度並沒有改變。
65. 強鹼弱酸鹽溶液顯酸性
鹽類水解後溶液的酸鹼性判斷方法為：誰弱誰水解，誰強顯誰性，強鹼弱酸鹽水解後一般顯鹼性。但 和 溶液卻顯酸性，原因是 和 的電離程度大於它們的水解程度。
66. 原電池電極反常
原電池中，一般負極為相對活潑金屬。但Mg、Al電極與NaOH溶液組成的原電池中，負極應為Al而不是Mg，因為Mg與NaOH不反應。
其負極電極反應為：
67. 有機物中不飽和鍵難加成
有機物中若含有不飽和鍵，如 時，可以發生加成反應，但酯類或羧酸中， 一般很穩定而難加成。
68. 稀有氣體也可以發生化學反應
稀有氣體結構穩定，性質極不活潑，但在特殊條件下也能發生化學反應，目前世界上已合成多種含稀有氣體元素的化合物。如 、 等。
69. 物質的物理性質反常
（1）物質熔點反常
VA主族的元素中，從上至下，單質的熔點有升高的趨勢，但鉍的熔點比銻低；
IVA主族的元素中，錫鉛的熔點反常；
過渡元素金屬單質通常熔點較高，而Hg在常溫下是液態，是所有金屬中熔點最低的。
（2）沸點反常
常見的沸點反常有如下兩種情況：
①IVA主族元素中，硅、鍺沸點反常；VA主族元素中，銻、鉍沸點反常。
②氫化物沸點反常，對於結構相似，相對分子質量越大，沸點越高，但在同系列氫化物中HF、H2O、NH3沸點反常，原因是它們易形成氫鍵。
（3）密度反常
鹼金屬單質從上至下密度有增大的趨勢，但鈉鉀反常；碳族元素單質中，金剛石和晶體硅密度反常。
（4）導電性反常
一般非金屬導電性差，但石墨是良導體，C60可做超導材料。
（5）物質溶解度有反常
相同溫度下，一般正鹽的溶解度小於其對應的酸式鹽。但 溶解度大於 。如向飽和的 溶液中通入 ，其離子方程式應為：
若溫度改變時，溶解度一般隨溫度的升高而增大，但 的溶解度隨溫度的升高而減小。
70. 化學實驗中反常規情況
使用指示劑時，應將指示劑配成溶液，但使用pH試紙則不能用水潤濕，因為潤濕過程會稀釋溶液，影響溶液pH值的測定。膠頭滴管操作應將它垂直於試管口上方 1～2cm處，否則容易弄臟滴管而污染試劑。但向 溶液中滴加 溶液時，應將滴管伸入液面以下，防止帶入 而使生成的氧化成。使用溫度計時，溫度計一般應插入液面以下，但蒸餾時，溫度計不插入液面下而應在支管口附近，以便測量餾分溫度。
④ 高中化學所有知識點有哪些
元素周期表、元素周期律、氧化還原反應、離子反應、熱化學方程式等。
⑤ 高中化學知識點總結 全
初中化學方程式及其相關知識點總結
1、 澄清石灰水中通入二氧化碳氣體Ca(OH)2+CO2===CaCO3↓+H2O（復分解反應）
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。
2、 鎂帶在空氣中燃燒2Mg +O2=MgO現象：發出耀眼的白光，生成白色粉末。
3、 水通電分解（或水的電解）2H2O = 2H2↑+O2 ↑（分解反應）現象：陰極、陽極有大量的氣泡產生。相關知識點：（1）陽極產生氧氣，陰極產生氫氣；（2）氫氣和氧氣的體積比為2：1，質量比為1：8。
4、 生石灰和水反應CaO + H2O === Ca（OH）2（化合反應）現象：白色粉末溶解，並放出大量的熱
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。
5、 銅粉在空氣中受熱 2Cu + O2 = 2CuO（化合反應）現象：紫紅色物質逐漸變成黑色粉末
6、 實驗室製取氧氣（或加熱氯酸鉀和二氧化錳的混合物）2KClO3 2KCl + 3O2↑（ 分解反應）
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；（2）二氧化錳的質量和化學性質在化學反應前後沒有改變；（3）反應完全後，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：（1）溶解、過濾、蒸發、結晶得到氯化鉀；（2）溶解、過濾、洗滌、乾燥得到二氧化錳。
2KMnO4===K2MnO4+MnO2+O2↑(分解反應)相關知識：管口放一團棉花2H2O2====2H2O+O2↑(分解反應)
7、木炭在空氣（或氧氣）中燃燒C + O2 = CO2（化合反應）現象：在空氣中是發出紅光，在氧氣中 是發出白光；相關知識點：反應後的產物可用澄清的石灰水來進行檢驗。
8、硫在空氣（或氧氣）中燃燒S + O2 SO2（化合反應）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。相關知識點：該氣體是導致酸雨的主要污染物。
9、鐵絲在氧氣中燃燒 3Fe + 2O2 Fe3O4（ 化合反應）現象：劇烈燃燒，火星四射，生成一種黑色固體—四氧化三鐵。相關知識點：（1）在做此實驗時，應先在集氣瓶中放少量水或鋪一層細砂，目的是防止集氣瓶爆裂。（2）鐵絲在空氣中不能燃燒。（3）鐵絲要繞成螺旋形以減少散熱，提高溫度。
10、磷在空氣中燃燒4P + 5O2 2P2O5（化合反應）現象：產生大量而濃厚的白煙。
相關知識點：（1）煙是固體小顆粒；霧是液體小顆粒。（2）此反應常用於測定空氣中的氧氣含量。
11、氫氣在空氣中燃燒2H2 + O2 2H 2O（化合反應）現象：產生淡藍色的火焰。
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。
12、實驗室製取二氧化碳氣體（或大理石和稀鹽酸反應）CaCO3+2HCl==CaCl2 +H2O+CO2↑（復分解反應）
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）由於濃鹽酸有揮發性，不能使用濃鹽酸；（3）由於硫酸鈣微溶於水，不能使用硫酸，否則反應會自動停止。
13、煅燒石灰石（碳酸鈣高溫分解）CaCO3 CaO+CO2↑（分解反應）相關知識點：是工業上製取CO2的原理
14、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：（1）甲烷是天然氣的主要成分，是一種潔凈無污染的燃料。（2）通常在火焰的上方罩一個乾冷的燒杯來檢驗是否有水生成；用一個用澄清的石灰水潤濕過的小燒杯罩在上方來檢驗是否有CO2生成
15、鐵絲插入到硫酸銅溶液中Fe+CuSO4==FeSO4+Cu（置換反應）現象：鐵絲表面有一層光亮的紅色物質析出。
16、硫酸銅溶液中滴加氫氧化鈉溶液CuSO4+2NaOH===Cu(OH)2↓+Na2SO4現象：有藍色絮狀沉澱生成。
17、用鹽酸來清除鐵銹 Fe2O3 + 6HCl == 2FeCl3 + 3H2O（復分解反應）現象：鐵銹消失，溶液變成黃色。
18、硝酸銀溶液與鹽酸溶液混合AgNO3+HCl== AgCl↓+HNO3（復分解反應）現象：有大量白色沉澱生成。
相關知識點：實驗室常用硝酸銀溶液和稀硝酸來鑒定氯離子
19、氯化鋇溶液與硫酸溶液混合BaCl2+H2SO4===BaSO4↓+2HCl（復分解反應）現象：有大量白色沉澱生成。
相關知識點：實驗室常用氯化鋇溶液和稀硝酸來鑒定硫酸根離子。
20、硫酸銅遇水變藍CuSO4 + 5H2O === CuSO4•5H2O現象：白色粉末逐漸變成藍色
相關知識點：（1）實驗室常用CuSO4白色粉末來檢測反應是否有水生成或物質中是否含有水。（2）實驗室也用CuSO4白色粉末來吸收少量水分
21、木炭和氧化銅高溫反應C+2CuO 2Cu+CO2↑（置換反應）現象：黑色粉末逐漸變成光亮的紅色物質。相關知識點：還原劑：木炭；氧化劑：氧化銅
22、一氧化碳在空氣中燃燒 2CO + O2 2CO2（化合反應）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。（3）一氧化碳是一種有劇毒的氣體，它與血液中的血紅蛋白的結合能力比氧氣與血紅蛋白的結合能力要強得多。
23、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物質
24、工業煉鐵 3CO + Fe2O3 2Fe + 3CO2相關知識點：還原劑：一氧化碳；氧化劑：氧化鐵
25、銅絲插入到硝酸鹽溶液中Cu+2AgNO3==Cu(NO3)2+2Ag（置換反應）現象：銅絲表面有銀白色物質析出。
26、酒精在空氣中燃燒 C2H6O + 3O2 ====2CO2 + 3H2O現象：火焰明亮呈淺藍色
相關知識點：通常在火焰的上方罩一個乾冷的燒杯來檢驗是否有水生成；用一個用澄清的石灰水潤濕過的小燒杯罩在上方來檢驗是否有CO2生成
附：一、物質俗名及其對應的化學式和化學名：
（1） 生石灰：CaO ——氧化鈣 （2）熟石灰（或消石灰）：Ca（OH）2 ——氫氧化鈣
（3）食鹽：NaCl ——氯化鈉 （4）乾冰：CO2 ——二氧化碳
（5）純鹼：Na2CO3 ——碳酸鈉 （6）燒鹼（或苛性鈉、火鹼）：NaOH ——氫氧化鈉
（7）小蘇打：NaHCO3——碳酸氫鈉 （8）膽礬：CuSO4•5H2O ——硫酸銅晶體
（9）鹽酸：HCl——氫氯酸 （10）明礬：KAl（SO4）2•12 H2O ——硫酸鋁鉀晶體
附：二、基本化學反應：
1、化合反應：（1）定義：多變一（2）基本形式：A＋B＝AB
2C+O2=====2CO 2CO+O2=====2CO2 CO2+C=====2CO CO2+H2O==H2CO3
1、 分解反應：（1）定義：一變多 （2）基本形式：AB＝A＋B 2HgO===2Hg+O2↑
3、置換反應： （1）定義：一換一 （2）基本形式：A＋BC＝AC＋B
酸與金屬反應：Zn+H2SO4==ZnSO4+H2↑ Fe+H2SO4 ==FeSO4+H2↑ Mg+2HCl==MgCl2+H2↑
鹽與金屬反應：2Al+3CuSO4==Al2(SO4)3+3Cu CuSO4+Zn==ZnSO4+Cu
4、復分解反應：（1）定義：相互交換（正價與正價交換）（2）基本形式：AB＋CD＝AD＋CB
（3）實例：酸與鹼反應：Ca(OH)2+2HCl==CaCl2+2H2O NaOH+HCl==NaCl+H2O
2NaOH+H2SO4==Na2SO4+2H2O 酸與鹽反應：Na2CO3+2HCl==2NaCl+H2O+CO2↑
鹼（可溶）與鹽（可溶）反應：Ca(OH)2+Na2CO3==CaCO3↓+2NaOH
鹽（可溶）與鹽（可溶）反應：CaCl2+Na2CO3==CaCO3↓+2NaCl Na2SO4+BaCl2==BaSO4↓+2NaCl
復分解反應的條件：滿足下列任意一個條件（1）有水生成 （2）有氣體生成 （3）有沉澱生成
⑥ 高中化學知識點大全
1化學式
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
漂白粉：Ca (ClO)2、CaCl2(混和物)
瀉鹽：MgSO4·7H2O
膽礬、藍礬：CuSO4·5H2O
雙氧水：H2O2
皓礬：ZnSO4·7H2O
硅石、石英：SiO2
剛玉：Al2O3
水玻璃、泡花鹼、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)
TNT：三硝基甲苯
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(煤干餾)：H2、CH4、乙烯、CO等。
石炭酸：苯酚
蟻醛：甲醛HCHO
福爾馬林：35%—40%的甲醛水溶液
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。
2化學現象
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、游、嘶、紅)
3、焰色反應：Na 黃色、K紫色(透過藍色的鈷玻璃)、Cu 綠色、Ca磚紅、Na+(黃色)、K+(紫色)
4、Cu絲在Cl2中燃燒產生棕色的煙
5、H2在Cl2中燃燒是蒼白色的火焰
6、Na在Cl2中燃燒產生大量的白煙
7、P在Cl2中燃燒產生大量的白色煙霧
8、SO2通入品紅溶液先褪色，加熱後恢復原色
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、在常溫下：Fe、Al 在濃H2SO4和濃HNO3中鈍化
16、向盛有苯酚溶液的試管中滴入FeCl3溶液，溶液呈紫色;苯酚遇空氣呈粉紅色
17、蛋白質遇濃HNO3變黃，被灼燒時有燒焦羽毛氣味
18、在空氣中燃燒：
S——微弱的淡藍色火焰
H2——淡藍色火焰
H2S——淡藍色火焰
CO——藍色火焰
CH4——明亮並呈藍色的火焰
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. 周期表中特殊位置的元素
①族序數等於周期數的元素：H、Be、Al、Ge。
②族序數等於周期數2倍的元素：C、S。
③族序數等於周期數3倍的元素：O。
④周期數是族序數2倍的元素：Li、Ca。
⑤周期數是族序數3倍的元素：Na、Ba。
⑥最高正價與最低負價代數和為零的短周期元素：C。
⑦最高正價是最低負價絕對值3倍的短周期元素：S。
⑧除H外，原子半徑最小的元素：F。
⑨短周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單質在常溫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溫下反應生成該元素單質的元素：S。
⑨元素的單質在常溫下能與水反應放出氣體的短周期元素：Li、Na、F。
⑩常見的能形成同素異形體的元素：C、P、O、S。
⑦ 高中化學知識點
第一章 從實驗學化學-1- 化學實驗基本方法 過濾 一帖、二低、三靠 分離固體和液體的混合體時，除去液體中不溶性固體。（漏斗、濾紙、玻璃棒、燒杯） 蒸發 不斷攪拌，有大量晶體時就應熄燈，余熱蒸發至干，可防過熱而迸濺 把稀溶液濃縮或把含固態溶質的溶液干，在蒸發皿進行蒸發 蒸餾 ①液體體積②加熱方式③溫度計水銀球位置④冷卻的水流方向⑤防液體暴沸 利用沸點不同除去液體混合物中難揮發或不揮發的雜質（蒸餾燒瓶、酒精燈、溫度計、冷凝管、接液管、錐形瓶） 萃取 萃取劑：原溶液中的溶劑互不相溶；② 對溶質的溶解度要遠大於原溶劑；③ 要易於揮發。 利用溶質在互不相溶的溶劑里溶解度的不同，用一種溶劑把溶質從它與另一溶劑所組成的溶液里提取出來的操作，主要儀器：分液漏斗 分液 下層的液體從下端放出，上層從上口倒出 把互不相溶的兩種液體分開的操作，與萃取配合使用的 過濾器上洗滌沉澱的操作 向漏斗里注入蒸餾水，使水面沒過沉澱物，等水流完後，重復操作數次 配製一定物質的量濃度的溶液 需用的儀器 托盤天平（或量筒）、燒杯、玻璃棒、容量瓶、膠頭滴管 主要步驟：⑴ 計算 ⑵ 稱量（如是液體就用滴定管量取）⑶ 溶解（少量水，攪拌，注意冷卻）⑷ 轉液（容量瓶要先檢漏，玻璃棒引流）⑸ 洗滌（洗滌液一並轉移到容量瓶中）⑹ 振搖⑺ 定容⑻ 搖勻 容量瓶 ①容量瓶上註明溫度和量程。②容量瓶上只有刻線而無刻度。 ①只能配製容量瓶中規定容積的溶液；②不能用容量瓶溶解、稀釋或久貯溶液；③容量瓶不能加熱，轉入瓶中的溶液溫度20℃左右 第一章 從實驗學化學-2- 化學計量在實驗中的應用 1 物質的量 物質的量實際上表示含有一定數目粒子的集體 2 摩爾 物質的量的單位 3 標准狀況 STP 0℃和1標准大氣壓下 4 阿伏加德羅常數NA 1mol任何物質含的微粒數目都是6．02×1023個 5 摩爾質量 M 1mol任何物質質量是在數值上相對質量相等 6 氣體摩爾體積 Vm 1mol任何氣體的標准狀況下的體積都約為22.4l 7 阿伏加德羅定律 （由PV=nRT推導出) 同溫同壓下同體積的任何氣體有同分子數 n1 N1 V1 n2 N2 V2 8 物質的量濃度CB 1L溶液中所含溶質B的物質的量所表示的濃度 CB=nB/V nB=CB×V V=nB/CB 9 物質的質量 m m=M×n n=m/M M=m/n 10 標准狀況氣體體積 V V=n×Vm n=V/Vm Vm=V/n 11 物質的粒子數 N N=NA×n n =N/NA NA=N/n 12 物質的量濃度CB與溶質的質量分數ω 1000×ρ×ω M 13 溶液稀釋規律 C（濃）×V（濃）=C（稀）×V（稀）以物質的量為中心 第二章 化學物質及變化-1-物質的分類 1 元素分類： 金屬和非金屬元素 2 化合物分類： 有機物（含C）和無機物氧化物 酸性氧化物（與鹼反應生成鹽和水） SiO2、SO2、CO2、SO3、N2O5、(多數為非金屬氧化物）鹼性氧化物（與酸反應生成鹽和水） Fe2O3、CuO 、 MgO (多數為金屬氧化物）、 兩性氧化物（與酸、鹼反應生成鹽和水） Al2O3、ZnO 不成鹽氧化物 NO2、NO、CO、 (鹽中的N的化合價無+2、+3、C無+2）分散系 溶液（很穩定） 分散質粒子小於1nm，透明、穩定、均一膠體（介穩定狀態） 分散質粒子1nm-100nm，較透明、穩定、均一濁液（分懸、乳濁液） 分散質粒子大於100nm，不透明、不穩定、不均一化學反應的分類 四大基本反應類型 化合：2SO2+ O2 2SO3 分解：2NaHCO3 Na2CO3 +CO2↑+ H2O 置換：Cl2 +2KI ===2KCl+I2 復分解：2NH4Cl＋Ca(OH)2 CaCl2＋2NH3↑＋2H2O 是否有離子參加反應（電解質在水溶液中） 離子反應：Cl2＋H2O = HCl＋HClO 非離子反應：2Fe＋3Cl2 2FeCl3 是否有元素電子得失或偏移（有升降價） 氧化還原反應：2Na+2H2O=2NaOH+H2↑ 非氧化還原反應：Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O 熱量的放出或吸收 放熱反應：3Fe＋2O2 Fe3O4 吸熱反應：C+CO2 2CO 第二章 化學物質及變化-2-離子反應 電解質（酸、鹼、鹽、水） 在水溶液里或熔融狀態下本身能夠導電的化合物非電解質（包括CO2、SO2） 在水溶液里或熔融狀態下不能夠導電的化合物碳酸的電離方程式 H2CO3 H＋＋HCO3－ （弱電解質用「 」 NaHCO3的電離方程式 NaHCO3＝Na＋＋HCO3－ （強電解質用「 = 」 離子反應式 用實際參加反應的離子所表示的式子離子反應式寫法 一寫、二改、三刪、四查單質、氧化物、氣體、難溶、難電離的物質要保留分子式離子共存 有顏色的離子 MnO4-紫紅、Fe3+棕黃、Fe2+淺綠、Cu2+藍色與H+不共存（弱酸根） OH-、CO32-、SO32-、SiO32-、AlO2-、S2-、F- 等與OH-不共存（弱鹼金屬陽離子） H+、Fe3+、Fe2+、Fe3+、Cu2+、Al3+、Mg2+、NH4+ 等與H+和OH-都不共存 HCO3-、HSO3-、HS-、 等常見生成沉澱 Ba2+、Ca2+與SO42-、CO32- Ag+與Cl- 膠體 膠體的性質（介穩定） 丁達爾現象、布朗運動、電泳、聚沉判斷膠體最簡單的方法 丁達爾現象膠體提純 滲析（膠體微粒不能透過半透膜） Fe(OH)3膠體制備的方法 取燒杯盛20mL蒸餾水，加熱至沸騰，然後逐滴加入飽和FeCl3溶液1mL～2mL。繼續煮沸至溶液呈紅褐色。觀察所得紅褐色液體Fe(OH)3膠體。 Fe(OH)3膠體制備方程式 FeCl3+3H2O Fe(OH)3(膠體) +3HCl 膠體凝聚的條件 加熱、加電解質、加相反電性的膠體第二章 化學物質及變化-3-氧化還原反應 氧化還原反應的本質 有電子轉移(得失或偏移) 氧化還原反應的特徵 元素化合價的升降（不一定有氧的得失）升失氧 還原劑、還原性、失電子、（升價）、 被氧化、發生氧化反應成氧化產物 降得還 氧化劑、氧化性、得電子、 （降價）、 被還原、發生還原反應成還原產物 化合反應 不一定是氧化還原反應，一般有單質參加的化合反應或有單質生成的分解反應才屬氧化還原反應分解反應 置換反應 一定是氧化還原反應復分解反應 一定不是氧化還原反應氣體的檢驗 NH3的檢驗 用濕潤的紅色石蕊試紙變藍 SO2的檢驗 用品紅溶液褪色 SO2的吸收 用KMnO4溶液 (強氧化性) CO2的檢驗 用澄清石灰水變濁 Cl2的檢驗 用濕潤的KI 澱粉試紙變藍 NO的檢驗 打開瓶蓋後遇空氣變紅棕色離子的檢驗 NH4+的檢驗 加NaOH溶液加熱後放出氣體用濕潤的紅色石蕊試紙變藍 Fe3+的檢驗 ①加NaOH溶液有紅褐色沉澱②加KSCN溶液出現血紅色 Fe2+的檢驗 ①加NaOH溶液有白色沉澱馬上變灰綠色,最終變紅褐色②加KSCN溶液無現象,再加氯水後出現血紅色 SO42-的檢驗 先加HCl無現象後加BaCl2溶液有不溶於酸的白色沉澱 Cl-、(Br-、I -)的檢驗 先加AgNO3後加HNO3溶液有不溶於酸的白色沉澱AgCl (淡黃色沉澱AgBr、黃色沉澱AgI） NO3 - 的檢驗 加濃縮後加入少量濃硫酸和幾塊銅片加熱有紅棕色的氣體放出（NO2）物質的保存 K、Na 保存在煤油中（防水、防O2）見光易分解的物質 用棕色瓶（HNO3、AgNO3、氯水、HClO 等）鹼性物質 用橡膠塞不能用玻璃塞（Na2SiO3、NaOH、Na2CO3) 酸性、強氧化性物質 用玻璃塞不能用橡膠塞（HSO4、HNO3、KMnO4) 物質的保存 F2、HF（氫氟酸） 用塑料瓶不能用玻璃瓶（與SiO2反應腐蝕玻璃) 保存在水中 白磷（防在空氣中自燃）、Br2（防止揮發）地殼中含量最多的元素 氧O、硅Si、鋁Al、鐵Fe 地殼有游離態存在的元素 金、鐵（隕石）、硫（火山口附近）金屬共同的物理性質 有金屬光澤、不透明、易導電、導熱、延展性能與HCl和NaOH都能反應的物質 兩性：Al、Al2O3、Al(OH)3 弱酸的酸式鹽：NaHCO3、NaHSO3、NaHS 弱酸的銨鹽：（NH4）2CO3、(NH4)2S 兩性金屬 鋅Zn、鋁Al（與酸和鹼都放H2）鈍化金屬 鐵Fe、鋁Al（被冷的濃H2SO4、濃HNO3）酸化學性質 稀、濃硫酸的通性 1強酸性----反應生成鹽 2高沸點酸，難揮發性——制備易揮發性酸濃硫酸的特性 1、吸水性—做乾燥，不能乾燥NH3、H2S 2、脫水性—使有機物脫水炭化 3、強氧化性——與不活潑金屬、非金屬、還原性物質反應硝酸 HNO3 1、強酸性 2、強氧化性 3、不穩定性 （見光、受熱）次氯酸 HClO 1、弱酸性 2、強氧化性 3、不穩定性 （見光、受熱）硅酸 H2SiO3 1、弱酸性 2、難溶性 3、不穩定性 （熱) 漂白 氧化型（永久） 強氧化性：HClO、Na2O2、O3、濃H2SO4、濃 HNO3 加合型（暫時） SO2 （使品紅褪色，不能使石蕊變紅後褪色）吸附型（物理） 活性碳 明礬溶液生成的Al(OH)3膠體水溶液 氯水主要成分 分子： Cl2、 H2O、 HClO 離子： H＋、Cl－、ClO－ 氨水主要成分 分子：NH3 H2O NH3·H2O 離子：NH4+ OHˉ 氯水與液氯、氨水與液氨的區別 氯水、氨水屬混合物、液氯與液氨屬純凈物氯原子Cl與氯離子Cl-的區別 最外層電子數不同，化學性質不同，氯離子Cl-達穩定結構氣體 極易溶於水（噴泉） NH3（1：700） HCl (1:500) 只能用排氣法收集 NO2 NH3 HCl 只能用排氣法收集 NO N2 CO 鈉與水的反應 現象: ①浮、②熔、③游、④噝、⑤紅 ①鈉浮在水面上——密度小於水；②水蒸氣——放熱；③熔化成一個小球——溶點低；④在水面上游動——生成氣體；噝噝發出響聲——反應劇烈；⑤變色——生成鹼俗名 蘇打Na2CO3、小蘇打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 用途 Na2O2(淡黃色)用作呼吸面具， Al(OH)3和NaHCO3 (小蘇打）可中和胃酸 明礬用作凈水劑，次氯酸HClO殺菌、消毒、永久性漂白、SO2暫時性漂白 自來水常用Cl2來消毒、殺菌但產生致癌的有機氯,改用廣譜高效消毒劑二氧化氯(ClO2) Fe2O3—紅色油漆和塗料；Al2O3—耐火材料,NH3可用於氮肥、製冷劑。 晶體硅Si作半導體、太陽能電池; SiO2可作光導纖維；硅膠是常用的乾燥劑及催化劑的載體。水玻璃可做肥皂填料、木材防腐防火劑及黏膠
⑧ 高中化學知識點大全
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⑨ 高中化學知識點總結，全面點的！！！
以下知識點總結由問學堂 《理化奪分奇招》 為您真情奉獻！
從實驗學化學 開始
一、化學實驗安全
1、（1）做有毒氣體的實驗時，應在通風廚中進行，並注意對尾氣進行適當處理（吸收或點燃等）。進行易燃易爆氣體的實驗時應注意驗純，尾氣應燃燒掉或作適當處理。
（2）燙傷宜找醫生處理。
（3）濃酸撒在實驗台上，先用Na2CO3 （或NaHCO3）中和，後用水沖擦乾凈。濃酸沾在皮膚上，宜先用干抹布拭去，再用水沖凈。濃酸濺在眼中應先用稀NaHCO3溶液淋洗，然後請醫生處理。
（4）濃鹼撒在實驗台上，先用稀醋酸中和，然後用水沖擦乾凈。濃鹼沾在皮膚上，宜先用大量水沖洗，再塗上硼酸溶液。濃鹼濺在眼中，用水洗凈後再用硼酸溶液淋洗。
（5）鈉、磷等失火宜用沙土撲蓋。
（6）酒精及其他易燃有機物小面積失火，應迅速用濕抹布撲蓋。
二．混合物的分離和提純
分離和提純的方法 分離的物質 應注意的事項 應用舉例
過濾 用於固液混合的分離 一貼、二低、三靠 如粗鹽的提純
蒸餾 提純或分離沸點不同的液體混合物 防止液體暴沸，溫度計水銀球的位置，如石油的蒸餾中冷凝管中水的流向 如石油的蒸餾
萃取 利用溶質在互不相溶的溶劑里的溶解度不同，用一種溶劑把溶質從它與另一種溶劑所組成的溶液中提取出來的方法 選擇的萃取劑應符合下列要求：和原溶液中的溶劑互不相溶；對溶質的溶解度要遠大於原溶劑 用四氯化碳萃取溴水裡的溴、碘
分液 分離互不相溶的液體 打開上端活塞或使活塞上的凹槽與漏鬥上的水孔，使漏斗內外空氣相通。打開活塞，使下層液體慢慢流出，及時關閉活塞，上層液體由上端倒出 如用四氯化碳萃取溴水裡的溴、碘後再分液
蒸發和結晶 用來分離和提純幾種可溶性固體的混合物 加熱蒸發皿使溶液蒸發時，要用玻璃棒不斷攪動溶液；當蒸發皿中出現較多的固體時，即停止加熱 分離NaCl和KNO3混合物
三、離子檢驗
離子 所加試劑 現象 離子方程式
Cl－ AgNO3、稀HNO3 產生白色沉澱 Cl－＋Ag＋＝AgCl↓
SO42- 稀HCl、BaCl2 白色沉澱 SO42-+Ba2＋=BaSO4↓
四.除雜
注意事項：為了使雜質除盡，加入的試劑不能是「適量」，而應是「過量」；但過量的試劑必須在後續操作中便於除去。
五、物質的量的單位――摩爾
1.物質的量（n）是表示含有一定數目粒子的集體的物理量。
2.摩爾（mol）: 把含有6.02 ×1023個粒子的任何粒子集體計量為1摩爾。
3.阿伏加德羅常數：把6.02 X1023mol-1叫作阿伏加德羅常數。
4.物質的量 ＝ 物質所含微粒數目/阿伏加德羅常數 n =N/NA
5.摩爾質量（M）(1) 定義：單位物質的量的物質所具有的質量叫摩爾質量.（2）單位：g/mol 或 g..mol-1(3) 數值：等於該粒子的相對原子質量或相對分子質量.
6.物質的量=物質的質量/摩爾質量 ( n = m/M )
六、氣體摩爾體積
1.氣體摩爾體積（Vm）（1）定義：單位物質的量的氣體所佔的體積叫做氣體摩爾體積.（2）單位：L/mol
2.物質的量=氣體的體積/氣體摩爾體積n=V/Vm
3.標准狀況下, Vm = 22.4 L/mol
七、物質的量在化學實驗中的應用
1.物質的量濃度.
（1）定義：以單位體積溶液里所含溶質B的物質的量來表示溶液組成的物理量，叫做溶質B的物質的濃度。（2）單位：mol/L（3）物質的量濃度 ＝ 溶質的物質的量/溶液的體積 CB = nB/V
2.一定物質的量濃度的配製
（1）基本原理:根據欲配製溶液的體積和溶質的物質的量濃度，用有關物質的量濃度計算的方法，求出所需溶質的質量或體積，在容器內將溶質用溶劑稀釋為規定的體積,就得欲配製得溶液.
（2）主要操作
a.檢驗是否漏水.b.配製溶液 1計算.2稱量.3溶解.4轉移.5洗滌.6定容.7搖勻8貯存溶液.
注意事項：A 選用與欲配製溶液體積相同的容量瓶. B 使用前必須檢查是否漏水. C 不能在容量瓶內直接溶解. D 溶解完的溶液等冷卻至室溫時再轉移. E 定容時，當液面離刻度線1―2cm時改用滴管，以平視法觀察加水至液面最低處與刻度相切為止.
3.溶液稀釋：C(濃溶液)?V(濃溶液) =C(稀溶液)?V(稀溶液)
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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 外觀特徵 能否通過濾紙 有否丁達爾效應 實例
溶液 小於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 大於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，依據一定的標准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、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。
復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
（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C O 32-,HCO3-,SO32-，OH-和NH4＋等
C、結合生成難電離物質（水）的離子不能大量共存：如H＋和OH-、CH3COO-，OH-和HCO3-等。
D、發生氧化還原反應、水解反應的離子不能大量共存（待學）
注意：題干中的條件：如無色溶液應排除有色離子：Fe2＋、Fe3＋、Cu2＋、MnO4-等離子，酸性（或鹼性）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、沉澱、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、電荷數是否守恆
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）
金屬及其化合物
一、 金屬活動性Na＞Mg＞Al＞Fe。
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可以與鹼溶液反應而得到H2。
三、
A12O3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，也可以與強鹼反應生成鹽和水。
四、
五、Na2CO3和NaHCO3比較
碳酸鈉 碳酸氫鈉
俗名 純鹼或蘇打 小蘇打
色態 白色晶體 細小白色晶體
水溶性 易溶於水，溶液呈鹼性使酚酞變紅 易溶於水（但比Na2CO3溶解度小）溶液呈鹼性（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
H CO3—＋H＋ CO2↑＋H2O
相同條件下放出CO2的速度NaHCO3比Na2CO3快
與鹼反應 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、醫葯、滅火器
轉化關系
六、．合金：兩種或兩種以上的金屬（或金屬與非金屬）熔合在一起而形成的具有金屬特性的物質。
合金的特點；硬度一般比成分金屬大而熔點比成分金屬低，用途比純金屬要廣泛。
非金屬及其化合物
一、硅元素：無機非金屬材料中的主角，在地殼中含量26.3％，次於氧。是一種親氧元
素，以熔點很高的氧化物及硅酸鹽形式存在於岩石、沙子和土壤中，佔地殼質量90％以上。位於第3周期，第ⅣA族碳的下方。
Si 對比 C
最外層有4個電子，主要形成四價的化合物。
二、二氧化硅（SiO2）
天然存在的二氧化硅稱為硅石，包括結晶形和無定形。石英是常見的結晶形二氧化硅，其中無色透明的就是水晶，具有彩色環帶狀或層狀的是瑪瑙。二氧化硅晶體為立體網狀結構，基本單元是[SiO4]，因此有良好的物理和化學性質被廣泛應用。（瑪瑙飾物，石英坩堝，光導纖維）
物理：熔點高、硬度大、不溶於水、潔凈的SiO2無色透光性好
化學：化學穩定性好、除HF外一般不與其他酸反應，可以與強鹼（NaOH）反應，是酸性氧化物，在一定的條件下能與鹼性氧化物反應
SiO2＋4HF == SiF4 ↑＋2H2O
SiO2＋CaO ===(高溫) CaSiO3
SiO2＋2NaOH == Na2SiO3＋H2O
不能用玻璃瓶裝HF，裝鹼性溶液的試劑瓶應用木塞或膠塞。
三、硅酸（H2SiO3）
酸性很弱（弱於碳酸）溶解度很小，由於SiO2不溶於水，硅酸應用可溶性硅酸鹽和其他酸性比硅酸強的酸反應製得。
Na2SiO3＋2HCl == H2SiO3↓＋2NaCl
硅膠多孔疏鬆，可作乾燥劑，催化劑的載體。
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四、硅酸鹽
硅酸鹽是由硅、氧、金屬元素組成的化合物的總稱，分布廣，結構復雜化學性質穩定。一般不溶於水。（Na2SiO3 、K2SiO3除外）最典型的代表是硅酸鈉Na2SiO3 ：可溶，其水溶液稱作水玻璃和泡花鹼，可作肥皂填料、木材防火劑和黏膠劑。 常用硅酸鹽產品：玻璃、陶瓷、水泥
四、硅單質
與碳相似，有晶體和無定形兩種。晶體硅結構類似於金剛石，有金屬光澤的灰黑色固體，熔點高（1410℃），硬度大，較脆，常溫下化學性質不活潑。是良好的半導體，應用：半導體晶體管及晶元、光電池、
五、氯元素：位於第三周期第ⅦA族，原子結構： 容易得到一個電子形成
氯離子Cl－,為典型的非金屬元素，在自然界中以化合態存在。
六、氯氣
物理性質：黃綠色氣體，有刺激性氣味、可溶於水、加壓和降溫條件下可變為液態(液氯)和固態。
製法:MnO2＋4HCl (濃) MnCl2＋2H2O＋Cl2
聞法:用手在瓶口輕輕扇動,使少量氯氣進入鼻孔。
化學性質：很活潑，有毒，有氧化性， 能與大多數金屬化合生成金屬氯化物（鹽）。也能與非金屬反應：
2Na＋Cl2 ===(點燃) 2NaCl 2Fe＋3Cl2===(點燃) 2FeCl3 Cu＋Cl2===(點燃) CuCl2
Cl2＋H2 ===(點燃) 2HCl 現象：發出蒼白色火焰，生成大量白霧。
燃燒不一定有氧氣參加，物質並不是只有在氧氣中才可以燃燒。燃燒的本質是劇烈的氧化還原反應，所有發光放熱的劇烈化學反應都稱為燃燒。
Cl2的用途：
①自來水殺菌消毒Cl2＋H2O == HCl＋HClO 2HClO ===(光照) 2HCl＋O2 ↑
1體積的水溶解2體積的氯氣形成的溶液為氯水，為淺黃綠色。其中次氯酸HClO有強氧化性和漂泊性，起主要的消毒漂白作用。次氯酸有弱酸性，不穩定，光照或加熱分解，因此久置氯水會失效。
②制漂白液、漂白粉和漂粉精
制漂白液 Cl2＋2NaOH=NaCl＋NaClO＋H2O ，其有效成分NaClO比HClO穩定多,可長期存放制漂白粉(有效氯35％)和漂粉精(充分反應有效氯70％) 2Cl2＋2Ca(OH)2=CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O
③與有機物反應，是重要的化學工業物質。
④用於提純Si、Ge、Ti等半導體和鈦
⑤有機化工：合成塑料、橡膠、人造纖維、農葯、染料和葯品
七、氯離子的檢驗
使用硝酸銀溶液，並用稀硝酸排除干擾離子（CO32－、SO32－）
HCl＋AgNO3 == AgCl ↓＋HNO3
NaCl＋AgNO3 == AgCl ↓＋NaNO3
Na2CO3＋2AgNO3 ==Ag2CO?3 ↓＋2NaNO3
Ag2CO?3＋2HNO3 == 2AgNO3＋CO2 ↑＋H2O
Cl－＋Ag＋ == AgCl ↓
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八、二氧化硫
製法（形成）：硫黃或含硫的燃料燃燒得到（硫俗稱硫磺，是黃色粉末）
S＋O2 ===(點燃) SO2
物理性質：無色、刺激性氣味、容易液化，易溶於水（1：40體積比）
化學性質：有毒，溶於水與水反應生成亞硫酸H2SO3，形成的溶液酸性，有漂白作用，遇熱會變回原來顏色。這是因為H2SO3不穩定，會分解回水和SO2
SO2＋H2O H2SO3 因此這個化合和分解的過程可以同時進行，為可逆反應。
可逆反應——在同一條件下，既可以往正反應方向發生，又可以向逆反應方向發生的化學反應稱作可逆反應，用可逆箭頭符號 連接。
九、一氧化氮和二氧化氮
一氧化氮在自然界形成條件為高溫或放電：N2＋O2 ========(高溫或放電) 2NO，生成的一氧化氮很不穩定，在常溫下遇氧氣即化合生成二氧化氮： 2NO＋O2 == 2NO2
一氧化氮的介紹：無色氣體，是空氣中的污染物，少量NO可以治療心血管疾病。
二氧化氮的介紹：紅棕色氣體、刺激性氣味、有毒、易液化、易溶於水，並與水反應：
3 NO2＋H2O == 2HNO3＋NO 這是工業制硝酸的方法。
十、大氣污染
SO2 、NO2溶於雨水形成酸雨。防治措施：
① 從燃料燃燒入手。
② 從立法管理入手。
③從能源利用和開發入手。
④從廢氣回收利用，化害為利入手。
(2SO2＋O2 2SO3 SO3＋H2O= H2SO4)
十一、硫酸
物理性質：無色粘稠油狀液體，不揮發，沸點高，密度比水大。
化學性質：具有酸的通性，濃硫酸具有脫水性、吸水性和強氧化性。是強氧化劑。
C12H22O11 ======(濃H2SO4) 12C＋11H2O放熱
2 H2SO4 (濃)＋C CO2 ↑＋2H2O＋SO2 ↑
還能氧化排在氫後面的金屬，但不放出氫氣。
2 H2SO4 (濃)＋Cu CuSO4＋2H2O＋SO2 ↑
稀硫酸：與活潑金屬反應放出H2 ，使酸鹼指示劑紫色石蕊變紅，與某些鹽反應，與鹼性氧化物反應，與鹼中和
十二、硝酸
物理性質：無色液體，易揮發，沸點較低，密度比水大。
化學性質：具有一般酸的通性，濃硝酸和稀硝酸都是強氧化劑。還能氧化排在氫後面的金屬，但不放出氫氣。
4HNO3(濃)＋Cu == Cu(NO3)2＋2NO2 ↑＋4H2O
8HNO3(稀)＋3Cu 3Cu(NO3)2＋2NO ↑＋4H2O
反應條件不同，硝酸被還原得到的產物不同，可以有以下產物:N(+4)O2,HN(+3)O2,N(+2)O,N(+1)2O,N(0)2, N(-3)H3△硫酸和硝酸：濃硫酸和濃硝酸都能鈍化某些金屬（如鐵和鋁）使表面生成一層緻密的氧化保護膜，隔絕內層金屬與酸，阻止反應進一步發生。因此，鐵鋁容器可以盛裝冷的濃硫酸和濃硝酸。硝酸和硫酸都是重要的化工原料和實驗室必備的重要試劑。可用於制化肥、農葯、炸葯、染料、鹽類等。硫酸還用於精煉石油、金屬加工前的酸洗及製取各種揮發性酸。
十三、氨氣及銨鹽
氨氣的性質：無色氣體，刺激性氣味、密度小於空氣、極易溶於水（且快）1：700體積比。溶於水發生以下反應使水溶液呈鹼性：NH3＋H2O NH3?H2O NH4＋＋OH－ 可作紅色噴泉實驗。生成的一水合氨NH3?H2O是一種弱鹼，很不穩定，會分解，受熱更不穩定：NH3.H2O ===(△) NH3 ↑＋H2O
濃氨水易揮發除氨氣，有刺激難聞的氣味。
氨氣能跟酸反應生成銨鹽：NH3＋HCl == NH4Cl (晶體)
氨是重要的化工產品，氮肥工業、有機合成工業及製造硝酸、銨鹽和純鹼都離不開它。氨氣容易液化為液氨，液氨氣化時吸收大量的熱，因此還可以用作製冷劑。
銨鹽的性質：易溶於水（很多化肥都是銨鹽），受熱易分解，放出氨氣：
NH4Cl NH3 ↑＋HCl ↑
NH4HCO3 NH3 ↑＋H2O ↑＋CO2 ↑
可以用於實驗室製取氨氣：（乾燥銨鹽與和鹼固體混合加熱）
NH4NO3＋NaOH Na NO3＋H2O＋NH3 ↑
2NH4Cl＋Ca(OH)2 CaCl2＋2H2O＋2NH3 ↑
用向下排空氣法收集，紅色石蕊試紙檢驗是否收集滿。