高考化学重要知识点详细总结推荐.docx

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高考化学重要知识点详细总结推荐

一、俗名

无机部分

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有机部分

二、颜色

三、现象

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：

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：

  3CO32-+2Al3++3H2O=2Al（OH）3↓+3CO2↑  

5、写电解总反应方程式的方法：

（1）分析：

反应物、生成物是什么；

（2）配平。

例：

电解KCl溶液：

2KCl+2H2O==H2↑+Cl2↑+2KOH

配平：

2KCl+2H2O==H2↑+Cl2↑+2KOH  

6、将一个化学反应方程式分写成二个电极反应的方法：

（1）按电子得失写出二个半反应式；

（2）再考虑反应时的环境（酸性或碱性）；

（3）使二边的原子数、电荷数相等。

例：

蓄电池内的反应为：

Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O试写出作为原电池（放电）时的电极反应。

写出二个半反应：

Pb–2e-→PbSO4    PbO2+2e-→PbSO4

分析：

在酸性环境中，补满其它原子：

应为：

负极：

Pb+SO42--2e-=PbSO4  正极：

PbO2+4H++SO42-+2e-=PbSO4+2H2O  

注意：

当是充电时则是电解，电极反应则为以上电极反应的倒转：

为：

阴极：

PbSO4+2e-=Pb+SO42-  阳极：

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

7、在解计算题中常用到的恒等：

原子恒等、离子恒等、电子恒等、电荷恒等、电量恒等，用到的方法有：

质量守恒、差量法、归一法、极限法、关系法、十字交法和估算法。

（非氧化还原反应：

原子守恒、电荷平衡、物料平衡用得多，氧化还原反应：

电子守恒用得多）  

8、电子层结构相同的离子，核电荷数越多，离子半径越小；  

9、晶体的熔点：

原子晶体>离子晶体>分子晶体中学学到的原子晶体有：

Si、SiC、SiO2=和金刚石。

原子晶体的熔点的比较是以原子半径为依据的：

  金刚石>SiC>Si（因为原子半径：

Si>C>O）.  

10、分子晶体的熔、沸点：

组成和结构相似的物质，分子量越大熔、沸点越高。

11、胶体的带电：

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

12、氧化性：

MnO4->Cl2>Br2>Fe3+>I2>S=4（+4价的S）  例：

I2+SO2+H2O=H2SO4+2HI  

13、含有Fe3+的溶液一般呈酸性。

14、能形成氢键的物质：

H2O、NH3、HF、CH3CH2OH。

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

1.84g/cm3。

16、离子是否共存：

（1）是否有沉淀生成、气体放出；

（2）是否有弱电解质生成；

（3）是否发生氧化还原反应；

（4）是否生成络离子[Fe（SCN）2、Fe（SCN）3、Ag（NH3）+、[Cu（NH3）4]2+等]；

（5）是否发生双水解。

17、地壳中：

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

18、熔点最低的金属是Hg（-38.9C。

）,；熔点最高的是W（钨3410c）；密度最小（常见）的是K；密度最大（常见）是Pt。

19、雨水的PH值小于5.6时就成为了酸雨。

20、有机酸酸性的强弱：

乙二酸>甲酸>苯甲酸>乙酸>碳酸>苯酚>HCO3-  

21、有机鉴别时，注意用到水和溴水这二种物质。

例：

鉴别：

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

22、取代反应包括：

卤代、硝化、磺化、卤代烃水解、酯的水解、酯化反应等；  

23、最简式相同的有机物，不论以何种比例混合，只要混和物总质量一定，完全燃烧生成的CO2、H2O及耗O2的量是不变的。

恒等于单一成分该质量时产生的CO2、H2O和耗O2量。

24、可使溴水褪色的物质如下，但褪色的原因各自不同：

烯、炔等不饱和烃（加成褪色）、苯酚（取代褪色）、乙醇、醛、甲酸、草酸、葡萄糖等（发生氧化褪色）、有机溶剂[CCl4、氯仿、溴苯、CS2（密度大于水），烃、苯、苯的同系物、酯（密度小于水）]发生了萃取而褪色。

25、能发生银镜反应的有：

醛、甲酸、甲酸盐、甲酰铵（HCNH2O）、葡萄溏、果糖、麦芽糖，均可发生银镜反应。

（也可同Cu（OH）2反应）  计算时的关系式一般为：

—CHO——2Ag  

注意：

当银氨溶液足量时，甲醛的氧化特殊：

HCHO——4Ag↓+H2CO3  

反应式为：

HCHO+4[Ag（NH3）2]OH=（NH4）2CO3+4Ag↓+6NH3↑+2H2O  

26、胶体的聚沉方法：

（1）加入电解质；

（2）加入电性相反的胶体；（3）加热。

常见的胶体：

液溶胶：

Fe（OH）3、AgI、牛奶、豆浆、粥等；气溶胶：

雾、云、烟等；固溶胶：

有色玻璃、烟水晶等。

27、污染大气气体：

SO2、CO、NO2、NO，其中SO2、NO2形成酸雨。

28、环境污染：

大气污染、水污染、土壤污染、食品污染、固体废弃物污染、噪声污染。

工业三废：

废渣、废水、废气。

29、在室温（20C。

）时溶解度在10克以上——易溶；大于1克的——可溶；小于1克的——微溶；小于0.01克的——难溶。

30、人体含水约占人体质量的2/3。

地面淡水总量不到总水量的1%。

当今世界三大矿物燃料是：

煤、石油、天然气。

石油主要含C、H地元素。

31、生铁的含C量在：

2%——4.3%钢的含C量在：

0.03%——2%。

粗盐：

是NaCl中含有MgCl2和CaCl2，因为MgCl2吸水，所以粗盐易潮解。

浓HNO3在空气中形成白雾。

固体NaOH在空气中易吸水形成溶液。

32、气体溶解度：

在一定的压强和温度下，1体积水里达到饱和状态时气体的体积。

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 八、离子共存问题

九、离子方程式判断常见错误及原因分析

十、中学化学实验操作中的七原则

十一、特殊试剂的存放和取用10例

十二、中学化学中与“0”有关的实验问题4例及小数点问题

1.滴定管最上面的刻度是0。

小数点为两位      

2.量筒最下面的刻度是0。

小数点为一位

3.温度计中间刻度是0。

小数点为一位        

4.托盘天平的标尺中央数值是0。

小数点为一位

十三、能够做喷泉实验的气体

1、NH3、HCl、HBr、HI等极易溶于水的气体均可做喷泉实验。

2、CO2、Cl2、SO2与氢氧化钠溶液；

3、C2H2、C2H2与溴水反应

十四、比较金属性强弱的依据

金属性：

金属气态原子失去电子能力的性质；

金属活动性：

水溶液中，金属原子失去电子能力的性质。

注：

金属性与金属活动性并非同一概念，两者有时表现为不一致，

1、同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，金属性减弱；同主族中，由上到下，随着核电荷数的增加，金属性增强；

2、依据最高价氧化物的水化物碱性的强弱；碱性愈强，其元素的金属性也愈强；

3、依据金属活动性顺序表（极少数例外）；

4、常温下与酸反应剧烈程度；

5、常温下与水反应的剧烈程度；

6、与盐溶液之间的置换反应；

7、高温下与金属氧化物间的置换反应。

十五、比较非金属性强弱的依据

1、同周期中，从左到右，随核电荷数的增加，非金属性增强；同主族中，由上到下，随核电荷数的增加，非金属性减弱；

2、依据最高价氧化物的水化物酸性的强弱：

酸性愈强，其元素的非金属性也愈强；

3、依据其气态氢化物的稳定性：

稳定性愈强，非金属性愈强；

4、与氢气化合的条件；

5、与盐溶液之间的置换反应；

6、其他，例：

2Cu＋S===Δ===Cu2S  Cu＋Cl2===点燃===CuCl2  所以，Cl的非金属性强于S。

十六、“10电子”、“18电子”的微粒小结

1．“10电子”的微粒：

2.“18电子”的微粒：

注：

其它诸如C2H6、N2H5+、N2H62+等亦为18电子的微粒。

十七、微粒半径的比较：

1．判断的依据：

电子层数：

相同条件下，电子层越多，半径越大。

核电荷数：

相同条件下，核电荷数越多，半径越小。

最外层电子数相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。

具体规律：

1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）

如：

Na>Mg>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：

Li

3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。

如：

F--

4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。

如：

F->Na+>Mg2+>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+

十八、各种“水”汇集

1．纯净物：

重水D2O；超重水T2O；蒸馏水H2O；双氧水H2O2；水银Hg；  水晶SiO2。

2．混合物：

氨水（分子：

NH3、H2O、NH3·H2O；离子：

NH4+、OH‾、H+）；氯水（分子：

Cl2、H2O、HClO；离子：

H+、Cl‾、ClO‾、OH‾）；苏打水（Na2CO3的溶液）；生理盐水（0.9%的NaCl溶液）；水玻璃（Na2SiO3水溶液）；水泥（2CaO·SiO2、3CaO·SiO2、3CaO·Al2O3）；卤水（MgCl2、NaCl及少量MgSO4）；王水（由浓HNO3和浓盐酸以1∶3的体积比配制成的混合物）

十九、具有漂白作用的物质

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

二十、各种“气”汇集

1．无机的：

爆鸣气（H2与O2）；  水煤气或煤气（CO与H2）；碳酸气（CO2）      

2．有机的：

天然气（又叫沼气、坑气，主要成分为CH4）

液化石油气（以丙烷、丁烷为主）裂解气（以CH2=CH2为主）焦炉气（H2、CH4等）

电石气（CH≡CH，常含有H2S、PH3等）

二十一、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

二十二、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

二十三、中学化学实验操作中的七原则  

掌握下列七个有关操作顺序的原则，就可以正确解答“实验程序判断题”：

1.“从下往上”原则。

以Cl2实验室制法为例，装配发生装置顺序是：

放好铁架台→摆好酒精灯→根据酒精灯位置固定好铁圈→石棉网→固定好圆底烧瓶。

2.“从左到右”原则。

装配复杂装置遵循从左到右顺序。

如上装置装配顺序为：

发生装置→集气瓶→烧杯。

3.先“塞”后“定”原则。

带导管的塞子在烧瓶固定前塞好，以免烧瓶固定后因不宜用力而塞不紧或因用力过猛而损坏仪器。

4.“固体先放”原则。

上例中，烧瓶内试剂MnO2应在烧瓶固定前装入，以免固体放入时损坏烧瓶。

总之固体试剂应在固定前加入相应容器中。

5.“液体后加”原则。

液体药品在烧瓶固定后加入。

如上例浓盐酸应在烧瓶固定后在分液漏斗中缓慢加入。

6.先验气密性（装入药口前进行）原则。

7.后点酒精灯（所有装置装完后再点酒精灯）原则。

二十四、常见物质分离提纯的10种方法  

1.结晶和重结晶：

利用物质在溶液中溶解度随温度变化较大，如NaCl，KNO3。

2.蒸馏冷却法：

在沸点上差值大。

乙醇中（水）：

加入新制的CaO吸收大部分水再蒸馏。

3.过滤法：

溶与不溶。

4.升华法：

SiO2（I2）。

5.萃取法：

如用CCl4来萃取I2水中的I2。

6.溶解法：

Fe粉（A1粉）：

溶解在过量的NaOH溶液里过滤分离。

7.增加法：

把杂质转化成所需要的物质：

CO2（CO）：

通过热的CuO；CO2（SO2）：

通过NaHCO3溶液。

8.吸收法：

除去混合气体中的气体杂质，气体杂质必须被药品吸收：

N2（O2）：

将混合气体通过铜网吸收O2。

9.转化法：

两种物质难以直接分离，加药品变得容易分离，然后再还原回去：

Al（OH）3，Fe（OH）3：

先加NaOH溶液把Al（OH）3溶解，过滤，除去Fe（OH）3，再加酸让NaAlO2转化成A1（OH）3。

二十五、常用的去除杂质的方法10种  

1.杂质转化法:

欲除去苯中的苯酚，可加入氢氧化钠，使苯酚转化为酚钠，利用酚钠易溶于水，使之与苯分开。

欲除去Na2CO3中的NaHCO3可用加热的方法。

2.吸收洗涤法:

欲除去二氧化碳中混有的少量氯化氢和水，可使混合气体先通过饱和碳酸氢钠的溶液后，再通过浓硫酸。

3.沉淀过滤法:

欲除去硫酸亚铁溶液中混有的少量硫酸铜，加入过量铁粉，待充分反应后，过滤除去不溶物，达到目的。

4.加热升华法:

欲除去碘中的沙子，可用此法。

5.溶剂萃取法:

欲除去水中含有的少量溴，可用此法。

6.溶液结晶法（结晶和重结晶）:

欲除去硝酸钠溶液中少量的氯化钠，可利用二者的溶解度不同，降低溶液温度，使硝酸钠结晶析出，得到硝酸钠纯晶。

7.分馏蒸馏法:

欲除去乙醚中少量的酒精，可采用多次蒸馏的方法。

8.分液法:

欲将密度不同且又互不相溶的液体混合物分离，可采用此法，如将苯和水分离。

9.渗析法:

欲除去胶体中的离子，可采用此法。

如除去氢氧化铁胶体中的氯离子。

10.综合法:

欲除去某物质中的杂质，可采用以上各种方法或多种方法综合运用。