高中化學知識點總結

總結就是對一個時期的學習、工作或其完成情況進行一次全面系統的回顧和分析的書面材料，它是增長才乾的一種好辦法，不如我們來制定一份總結吧。那麼總結應該包括什麼內容呢？下面是小編為大家整理的高中化學知識點總結，歡迎閲讀與收藏。

高中化學知識點總結1

一、 研究物質性質的方法和程序

1. 基本方法：觀察法、實驗法、分類法、比較法

2. 基本程序：

第三步：用比較的方法對觀察到的現象進行分析、綜合、推論，概括出結論。

二、 電解質和非電解質

1. 定義：①條件：水溶液或熔融狀態;②性質：能否導電;③物質類別：化合物。

2. 強電解質：強酸、強鹼、大多數鹽;弱電解質：弱酸、弱鹼、水等。

3. 離子方程式的書寫：

① 寫：寫出化學方程式

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

④ 查：檢查元素是否守恆、電荷是否守恆。

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

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

④ 發生氧化還原反應：如：MnO4-與I-;H+、NO3-與Fe2+等

三、 鈉及其化合物的性質：

1. 鈉在空氣中緩慢氧化：4Na+O2==2Na2O

2. 鈉在空氣中燃燒：2Na+O2點燃====Na2O2

3. 鈉與水反應：2Na+2H2O=2NaOH+H2↑

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

4. 過氧化鈉與水反應：2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑

5. 過氧化鈉與二氧化碳反應：2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2

6. 碳酸氫鈉受熱分解：2NaHCO3△==Na2

CO3+H2O+CO2↑

7. 氫氧化鈉與碳酸氫鈉反應：NaOH+NaHCO3=Na2CO3+H2O

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

四、 以物質的量為中心的物理量關係

1. 物質的量n(mol)= N/N(A)

2. 物質的量n(mol)= m/M

3. 標準狀況下氣體物質的量n(mol)= V/V(m)

4. 溶液中溶質的物質的量n(mol)=cV

五、 氯及其化合物的性質

1. 氯氣與氫氧化鈉的反應：Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O

2. 鐵絲在氯氣中燃燒：2Fe+3Cl2點燃===2FeCl3

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

4. 氯氣與水的反應：Cl2+H2O=HClO+HCl

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

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

六、 膠體：

1. 定義：分散質粒子直徑介於1~100nm之間的分散系。

2. 膠體性質：

① 丁達爾現象

② 聚沉

③ 電泳

④ 布朗運動

3. 膠體提純：滲析

七、 氧化還原反應

1. (某元素)降價——得到電子——被還原——作氧化劑——產物為還原產物

2. (某元素)升價——失去電子——被氧化——作還原劑——產物為氧化產物

3. 氧化性：氧化劑>氧化產物

還原性：還原劑>還原產物

八、 鐵及其化合物性質

1. Fe2+及Fe3+離子的檢驗：

① Fe2+的檢驗：(淺綠色溶液)

a) 加氫氧化鈉溶液，產生白色沉澱，繼而變灰綠色，最後變紅褐色。

b) 加KSCN溶液，不顯紅色，再滴加氯水，溶液顯紅色。

② Fe3+的檢驗：(黃色溶液)

a) 加氫氧化鈉溶液，產生紅褐色沉澱。

b) 加KSCN溶液，溶液顯紅色。

2. 主要反應的化學方程式：

① 鐵與鹽酸的反應：Fe+2HCl=FeCl2+H2↑

② 鐵與硫酸銅反應(濕法鍊銅)：Fe+CuSO4=FeSO4+Cu

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

⑤ 在氯化鐵溶液中加入鐵粉：2FeCl3+Fe=3FeCl2

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

⑦ 少量鋅與氯化鐵反應：Zn+2FeCl3=2FeCl2+ZnCl2

⑧ 足量鋅與氯化鐵反應：3Zn+2FeCl3=2Fe+3ZnCl2

九、 氮及其化合物的性質

1. “雷雨發莊稼”涉及反應原理：

① N2+O2放電===2NO

② 2NO+O2=2NO2

③ 3NO2+H2O=2HNO3+NO

2. 氨的工業製法：N2+3H2 2NH3

3. 氨的實驗室製法：

① 原理：2NH4Cl+Ca(OH)2△==2NH3↑+CaCl2+2H2O

② 裝置：與制O2相同

③ 收集方法：向下排空氣法

④ 檢驗方法：

a) 用濕潤的紅色石蕊試紙試驗，會變藍色。

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

⑤ 乾燥方法：可用鹼石灰或氧化鈣、氫氧化鈉，不能用濃硫酸。

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

5. 氨的催化氧化：4NH3+5O2 4NO+6H2O(製取硝酸的第一步)

6. 碳酸氫銨受熱分解：NH4HCO3 NH3↑+H2O+CO2↑

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

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

9. 碳與濃硝酸反應：C+4HNO3=CO2↑+4NO2↑+2H2O

10. 氯化銨受熱分解：NH4Cl NH3↑+HCl↑

十、 Cl-、Br-、I-離子鑑別：

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

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

十一、 常見物質俗名

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

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

十二、 鋁及其化合物的性質

1. 鋁與鹽酸的反應：2Al+6HCl=2AlCl3+3H2↑

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

3. 鋁在空氣中氧化：4Al+3O2==2Al2O3

4. 氧化鋁與酸反應：Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O

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

6. 氫氧化鋁與強酸反應：Al(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2O

7. 氫氧化鋁與強鹼反應：Al(OH)3+NaOH=Na[Al(OH)4]

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

十三、 硫及其化合物的性質

1. 鐵與硫蒸氣反應：Fe+S△==FeS

2. 銅與硫蒸氣反應：2Cu+S△==Cu2S

3. 硫與濃硫酸反應：S+2H2SO4(濃)△==3SO2↑+2H2O

4. 二氧化硫與硫化氫反應：SO2+2H2S=3S↓+2H2O

5. 銅與濃硫酸反應：Cu+2H2SO4△==CuSO4+SO2↑+2H2O

6. 二氧化硫的催化氧化：2SO2+O2 2SO3

7. 二氧化硫與氯水的反應：SO2+Cl2+2H2O=H2SO4+2HCl

8. 二氧化硫與氫氧化鈉反應：SO2+2NaOH=Na2SO3+H2O

9. 硫化氫在充足的氧氣中燃燒：2H2S+3O2點燃===2SO2+2H2O

10. 硫化氫在不充足的氧氣中燃燒：2H2S+O2點燃===2S+2H2O

十四、 硅及及其化合物性質

1. 硅與氫氧化鈉反應：Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2↑

2. 硅與氫氟酸反應：Si+4HF=SiF4+H2↑

3. 二氧化硅與氫氧化鈉反應：SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O

4. 二氧化硅與氫氟酸反應：SiO2+4HF=SiF4↑+2H2O

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

十五、 鎂及其化合物的性質

1. 在空氣中點燃鎂條：2Mg+O2點燃===2MgO

2. 在氮氣中點燃鎂條：3Mg+N2點燃===Mg3N2

3. 在二氧化碳中點燃鎂條：2Mg+CO2點燃===2MgO+C

4. 在氯氣中點燃鎂條：Mg+Cl2點燃===MgCl2

5. 海水中提取鎂涉及反應：

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

③ 氫氧化鎂轉化為氯化鎂：Mg(OH)2+2HCl=MgCl2+2H2O

④ 電解熔融氯化鎂：MgCl2通電===Mg+Cl2↑

高中化學知識點總結2

一、俗名

無機部分：

純鹼、蘇打、天然鹼 、口鹼：Ｎa2CO3

小蘇打：NaHCO3

大蘇打：Na2S2O3

石膏（生石膏）：CaSO4.2H2O

熟石膏：2CaSO4·.H2O

瑩石：CaF2

重晶石：BaSO4（無毒）

碳銨：NH4HCO3

石灰石、大理石：CaCO3

生石灰：CaO

熟石灰、消石灰：Ca(OH)2

食鹽：NaCl

芒硝：Na2SO4·7H2O(緩瀉劑)

燒鹼、火鹼、苛性鈉：NaOH

綠礬：FaSO4·7H2O

乾冰：CO2

明礬：KAl (SO4)2·12H2O

瀉鹽：MgSO4·7H2O

膽礬、藍礬：CuSO4·5H2O

雙氧水：H2O2

皓礬：ZnSO4·7H2O

硅石、石英：SiO2

剛玉：Al2O3

水玻璃、泡花鹼、礦物膠：Na2SiO3

鐵紅、鐵礦：Fe2O3

磁鐵礦：Fe3O4

黃鐵礦、硫鐵礦：FeS2

銅綠、孔雀石：Cu2(OH)2CO3

菱鐵礦：FeCO3

赤銅礦：Cu2O

波爾多液：Ca (OH)2和CuSO4

石硫合劑：Ca (OH)2和S

玻璃的主要成分：Na2SiO3、CaSiO3、SiO2

過磷酸鈣（主要成分）：Ca (H2PO4)2和CaSO4

重過磷酸鈣（主要成分）：Ca (H2PO4)2

天然氣、沼氣、坑氣（主要成分）：CH4

水煤氣：CO和H2

硫酸亞鐵銨（淡藍綠色）：Fe (NH4)2(SO4)2 溶於水後呈淡綠色

光化學煙霧：NO2在光照下產生的一種有毒氣體

王水：濃HNO3與濃HCl按體積比1：3混合而成。

鋁熱劑：Al + Fe2O3或其它氧化物。

尿素：CO（NH2) 2

有機部分：

氯仿：CHCl3

電石：CaC2

電石氣：C2H2 (乙炔)

酒精、乙醇：C2H5OH

氟氯烴：是良好的製冷劑，有毒，但破壞O3層。

醋酸：冰醋酸、食醋 CH3COOH

裂解氣成分（石油裂化）：烯烴、烷烴、炔烴、H2S、CO2、CO等。

甘油、丙三醇 ：C3H8O3

焦爐氣成分（煤乾餾）：H2、CH4、乙烯、CO等。

石炭酸：苯酚

蟻醛：甲醛HCHO

蟻酸：甲酸 HCOOH

葡萄糖：C6H12O6

果糖：C6H12O6

蔗糖：C12H22O11

麥芽糖：C12H22O11

澱粉：（C6H10O5）n

硬脂酸：C17H35COOH

油酸：C17H33COOH

軟脂酸：C15H31COOH

草酸：乙二酸 HOOC—COOH 使藍墨水褪色，強酸性，受熱分解成CO2和水，使KMnO4酸性溶液褪色。

二、顏色

鐵：鐵粉是黑色的；一整塊的固體鐵是銀白色的。

Fe2+——淺綠色

Fe3O4——黑色晶體

Fe(OH)2——白色沉澱

Fe3+——黃色

Fe (OH)3——紅褐色沉澱

Fe (SCN)3——血紅色溶液

FeO——黑色的粉末

Fe (NH4)2(SO4)2——淡藍綠色

Fe2O3——紅棕色粉末

FeS——黑色固體

銅：單質是紫紅色

Cu2+——藍色

CuO——黑色

Cu2O——紅色

CuSO4（無水）—白色

CuSO4·5H2O——藍色

Cu2(OH)2CO3—綠色

Cu(OH)2——藍色

[Cu(NH3)4]SO4——深藍色溶液

其他：

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

Al(OH)3白色絮狀沉澱

H4SiO4（原硅酸）白色膠狀沉澱

Cl2氯水——黃綠色

F2——淡黃綠色氣體

Br2——深紅棕色液體

I2——紫黑色固體

HF、HCl、HBr、HI均為無色氣體，在空氣中均形成白霧

CCl4——無色的液體，密度大於水，與水不互溶

KMnO4--——紫色

MnO4-——紫色

Na2O2—淡黃色固體

Ag3PO4—黃色沉澱

S—黃色固體

AgBr—淺黃色沉澱

AgI—黃色沉澱

O3—淡藍色氣體

SO2—無色，有剌激性氣味、有毒的氣體

SO3—無色固體（沸點44.8 攝氏度）

品紅溶液——紅色

N2O4、NO——無色氣體

NO2——紅棕色氣體

NH3——無色、有剌激性氣味氣體

三、現象

1、鋁片與鹽酸反應是放熱的，Ba(OH)2與NH4Cl反應是吸熱的

2、Na與H2O（放有酚酞）反應，熔化、浮於水面、轉動、有氣體放出(熔、浮、遊、嘶、紅)

3、焰色反應：Na 黃色、K紫色（透過藍色的鈷玻璃）、Cu 綠色、Ca磚紅、Na+（黃色）、K+（紫色）

4、Cu絲在Cl2中燃燒產生棕色的煙

5、H2在Cl2中燃燒是蒼白色的火焰

6、Na在Cl2中燃燒產生大量的白煙

7、P在Cl2中燃燒產生大量的白色煙霧

8、SO2通入品紅溶液先褪色，加熱後恢復原色

9、NH3與HCl相遇產生大量的白煙

10、鋁箔在氧氣中激烈燃燒產生刺眼的白光

11、鎂條在空氣中燃燒產生刺眼白光，在CO2中燃燒生成白色粉末（MgO），產生黑煙

12、鐵絲在Cl2中燃燒，產生棕色的煙

13、HF腐蝕玻璃：4HF + SiO2 ＝SiF4 + 2H2O

14、Fe(OH)2在空氣中被氧化：由白色變為灰綠最後變為紅褐色

15、在常温下：Fe、Al 在濃H2SO4和濃HNO3中鈍化

16、向盛有苯酚溶液的試管中滴入FeCl3溶液，溶液呈紫色；苯酚遇空氣呈粉紅色

17、蛋白質遇濃HNO3變黃，被灼燒時有燒焦羽毛氣味

18、在空氣中燃燒：

S——微弱的淡藍色火焰

H2——淡藍色火焰

H2S——淡藍色火焰

CO——藍色火焰

CH4——明亮並呈藍色的火焰

S在O2中燃燒——明亮的藍紫色火焰。

19．特徵反應現象：

20．淺黃色固體：S或Na2O2或AgBr

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

22．有色溶液：

Fe2+（淺綠色）

Fe3+（黃色）

Cu2+（藍色）

MnO4-（紫色）

有色固體：

紅色（Cu、Cu2O、Fe2O3）

紅褐色[Fe(OH)3]

黑色（CuO、FeO、FeS、CuS、Ag2S、PbS）

藍色[Cu(OH)2]

黃色（AgI、Ag3PO4）

白色[Fe(0H)2、CaCO3、BaSO4、AgCl、BaSO3]

有色氣體：

Cl2（黃綠色）

NO2（紅棕色）

四、考試中經常用到的規律

1、溶解性規律——見溶解性表；

2、常用酸、鹼指示劑的變色範圍：

指示劑

PH的變色範圍

甲基橙

＜3.1紅色

3.1——4.4橙色

>4.4黃色

酚酞

＜8.0無色

8.0——10.0淺紅色

>10.0紅色

石蕊

＜5.1紅色

5.1——8.0紫色

>8.0藍色

3、在惰性電極上，各種離子的放電順序：

陰極（奪電子的能力）：Au3+ >Ag+>Hg2+ >Cu2+ >Pb2+ >Fa2+ >Zn2+ >H+ >Al3+>Mg2+ >Na+ >Ca2+ >K+

陽極（失電子的能力）：S2- >I- >Br– >Cl- >OH- >含氧酸根

注意：若用金屬作陽極，電解時陽極本身發生氧化還原反應（Pt、Au除外）

4、雙水解離子方程式的書寫：

（1）左邊寫出水解的離子，右邊寫出水解產物；

（2）配平：在左邊先配平電荷，再在右邊配平其它原子；

（3）H、O不平則在那邊加水。

例：當Na2CO3與AlCl3溶液混和時：3CO32- + 2Al3+ + 3H2O = 2Al(OH)3↓ + 3CO2↑

5、寫電解總反應方程式的方法：

（1）分析：反應物、生成物是什麼；

（2）配平。

6、將一個化學反應方程式分寫成二個電極反應的方法：

（1）按電子得失寫出二個半反應式；

（2）再考慮反應時的環境（酸性或鹼性）；

（3）使二邊的原子數、電荷數相等。

例：蓄電池內的反應為：Pb + PbO2 + 2H2SO4 = 2PbSO4 + 2H2O 試寫出作為原電池(放電)時的電極反應。

寫出二個半反應： Pb –2e- → PbSO4

PbO2 +2e- → PbSO4

分析：在酸性環境中，補滿其它原子，應為：

負極：Pb + SO42- -2e- = PbSO4

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

注意：當是充電時則是電解，電極反應則為以上電極反應的倒轉：

陰極：PbSO4 +2e- = Pb + SO42-

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

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

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

8、電子層結構相同的離子，核電荷數越多，離子半徑越小；

9、晶體的熔點：原子晶體 >離子晶體 >分子晶體 中學學到的原子晶體有：Si、SiC 、SiO2=和金剛石。 原子晶體的熔點的比較是以原子半徑為依據的：金剛石 > SiC > Si （因為原子半徑：Si> C> O）.

10、分子晶體的熔、沸點：組成和結構相似的物質，分子量越大熔、沸點越高。

11、膠體的帶電：一般説來，金屬氫氧化物、金屬氧化物的膠體粒子帶正電，非金屬氧化物、金屬硫化物 的膠體粒子帶負電。

12、氧化性：MnO4- >Cl2 >Br2 >Fe3+ >I2 >S=4(+4價的S)

例：I2 +SO2 + H2O = H2SO4 + 2HI

13、含有Fe3+的溶液一般呈酸性。

14、能形成氫鍵的物質：H2O 、NH3 、HF、CH3CH2OH 。

15、氨水（乙醇溶液一樣）的密度小於1，濃度越大，密度越小，硫酸的密度大於1，濃度越大，密度越大，98%的濃硫酸的密度為：1.84g/cm3。

16、離子是否共存：

（1）是否有沉澱生成、氣體放出；

（2）是否有弱電解質生成；

（3）是否發生氧化還原反應；

（4）是否生成絡離子[Fe(SCN)2、Fe(SCN)3、Ag(NH3)+、[Cu(NH3)4]2+ 等]；

（5）是否發生雙水解。

17、地殼中：

含量最多的金屬元素是— Al

含量最多的非金屬元素是—O

HClO4(高氯酸)—是最強的酸

18、熔點最低的金屬是Hg (-38.9C。),；

熔點最高的是W（鎢3410c）；

密度最小（常見）的是K；

密度最大（常見）是Pt。

19、雨水的PH值小於5.6時就成為了酸雨。

20、有機酸酸性的強弱：乙二酸 >甲酸 >苯甲酸 >乙酸 >碳酸 >苯酚 >HCO3-

21、有機鑑別時，注意用到水和溴水這二種物質。例：鑑別：乙酸乙酯（不溶於水，浮）、溴苯（不溶於水，沉）、乙醛（與水互溶），則可用水。

22、取代反應包括：滷代、硝化、磺化、鹵代烴水解、酯的水解、酯化反應等；

23、最簡式相同的有機物，不論以何種比例混合，只要混和物總質量一定，完全燃燒生成的CO2、H2O及耗O2的量是不變的。恆等於單一成分該質量時產生的CO2、H2O和耗O2量。

24、可使溴水褪色的物質如下，但褪色的原因各自不同：烯、炔等不飽和烴（加成褪色）、苯酚（取代褪色）、乙醇、醛、甲酸、草酸、葡萄糖等（發生氧化褪色）、有機溶劑[CCl4、氯仿、溴苯、CS2（密度大於水），烴、苯、苯的同系物、酯（密度小於水）]發生了萃取而褪色。

25、能發生銀鏡反應的有：醛、甲酸、甲酸鹽、甲酰銨（HCNH2O）、葡萄溏、果糖、麥芽糖，均可發生銀鏡反應。（也可同Cu(OH)2反應）

計算時的關係式一般為：—CHO —— 2Ag

注意：當銀氨溶液足量時，甲醛的氧化特殊： HCHO —— 4Ag ↓ + H2CO3

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

26、膠體的聚沉方法：

（1）加入電解質；

（2）加入電性相反的膠體；

（3）加熱。

常見的膠體：液溶膠：Fe(OH)3、AgI、牛奶、豆漿、粥等；氣溶膠：霧、雲、煙等；固溶膠：有色玻璃、煙水晶等。

27、污染大氣氣體：SO2、CO、NO2、NO，其中SO2、NO2形成酸雨。

28、環境污染：大氣污染、水污染、土壤污染、食品污染、固體廢棄物污染、噪聲污染。工業三廢：廢渣、廢水、廢氣。

29、在室温（20C。）時溶解度在10克以上——易溶；大於1克的——可溶；小於1克的——微溶；小於0.01克的——難溶。

30、人體含水約佔人體質量的2/3。地面淡水總量不到總水量的'1%。當今世界三大礦物燃料是：煤、石油、天然氣。石油主要含C、H地元素。

31、生鐵的含C量在：2%——4.3% 鋼的含C量在：0.03%——2% 。粗鹽：是NaCl中含有MgCl2和 CaCl2，因為MgCl2吸水，所以粗鹽易潮解。濃HNO3在空氣中形成白霧。固體NaOH在空氣中易吸水形成溶液。

32、氣體溶解度：在一定的壓強和温度下，1體積水裏達到飽和狀態時氣體的體積。

五、離子共存問題

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

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

2．弱酸陰離子只存在於鹼性溶液中。如：

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

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

如：HSO3-、HCO3-、HS-、H2PO4-、HPO42-等

4．若陰、陽離子能相互結合生成難溶或微溶性的鹽，則不能大量共存.

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

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

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

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

六、離子方程式判斷常見錯誤及原因分析

1．離子方程式書寫的基本規律要求：（寫、拆、刪、查四個步驟來寫）

（1）合事實：離子反應要符合客觀事實，不可臆造產物及反應。

（2）式正確：化學式與離子符號使用正確合理。

（3）號實際：“=”“”“→”“↑”“↓”等符號符合實際。

（4）兩守恆：兩邊原子數、電荷數必須守恆（氧化還原反應離子方程式中氧化劑得電子總數與還原劑失電子總數要相等）。

（5）明類型：分清類型，注意少量、過量等。

（6）細檢查：結合書寫離子方程式過程中易出現的錯誤，細心檢查。

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

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

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

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

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

正確：Ba2+＋2OH-＋2H+＋SO42-＝BaSO4↓＋2H2O

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

2.判斷離子共存時，審題一定要注意題中給出的附加條件。

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

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

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

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

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

七、中學化學實驗操作中的七原則

1．“從下往上”原則

2．“從左到右”原則

3．先“塞”後“定”原則

4．“固體先放”原則，“液體後加”原則

5．先驗氣密性(裝入藥口前進行)原則

6．後點酒精燈(所有裝置裝完後再點酒精燈)原則

7．連接導管通氣是長進短出原則

高中化學知識點總結3

化學的基本守恆關係

質量守恆：

①在任何化學反應中，參加反應的各物質的質量之和一定等於生成的各物質的質量總和。

②任何化學反應前後，各元素的種類和原子個數一定不改變。

化合價守恆：

①任何化合物中，正負化合價代數和一定等於0

②任何氧化還原反應中，化合價升高總數和降低總數一定相等。

電子守恆：

①任何氧化還原反應中，電子得、失總數一定相等。

②原電池和電解池的串聯電路中，通過各電極的電量一定相等（即各電極得失電子數一定相等）。

能量守恆：

任何化學反應在一個絕熱的環境中進行時，反應前後體系的總能量一定相等。

反應釋放（或吸收）的能量=生成物總能量—反應物總能量

（為負則為放熱反應，為正則為吸熱反應）

電荷守恆：

①任何電解質溶液中陽離子所帶的正電荷總數一定等於陰離子所帶的負電荷總數。

②任何離子方程式中，等號兩邊正負電荷數值相等，符號相同。

高中化學知識點總結4

知識點概述

本知識點包含了幾種比較重要的金屬化合物的性質對比和反應條件

知識點總結

氧化鈉和過氧化鈉

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

化學式Na2O(氧化鈉)Na2O2(過氧化鈉)

顏色狀態白色固體淡黃色固體

生成條件鈉與氧氣不加熱時反應生成

4Na+O2==2Na2O

鈉與氧氣加熱時生成

2Na+O2Na2O2

與水反應

Na2O+H2O==2NaOH

2Na2O2+2H2O==4NaOH+O2↑

與CO2反應

Na2O+CO2==Na2CO3

2Na2O2+2CO2==2Na2CO3+O2

與鹽酸反應

Na2O+2HCl==2NaCl+H2O

2Na2O2+4HCl==4NaCl+2H2O+O2↑

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

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

説明：過氧化鈉的水溶液具有強氧化性，可將酚酞氧化變質而使溶液褪為無色。

碳酸鈉和碳酸氫鈉

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

化學式

Na2CO3碳酸鈉

NaHCO3 碳酸氫鈉

顏色狀態白色粉末白色細小晶體

溶解性易溶易溶(比碳酸鈉小)

熱穩定性穩定，受熱不分解

2NaHCO3Na2CO3+CO2↑+H2O

與鹽酸反應

Na2CO3+2HCl==2NaCl+H2O+CO2↑

NaHCO3+HCl==NaCl+H2O+CO2↑

與NaOH反應

不反應

NaHCO3+NaOH==Na2CO3+H2O

與BaCl2反應

Na2CO3+BaCl2==BaCO3↓+2NaCl

不反應

與CO2的反應

Na2CO3+CO2+H2O==2NaHCO3

不反應

與Ca(OH)2的反應

Na2CO3+Ca(OH)2==CaCO3↓+2NaOH

2NaHCO3+Ca(OH)2== Na2CO3+2H2O+CaCO3↓

相互轉化

説明：

1.碳酸鈉、碳酸氫鈉溶於水的探究

操作步驟 1 g Na2CO3 1 g NaHCO3

觀察外觀 白色粉末 細小白色晶體

加幾滴水 加水結塊變成晶體，放熱 加水部分溶解，感受不到熱量變化

加10 mL水，用力振盪 溶解 仍有少量固體不溶解

加1～2滴酚酞溶液 溶液變紅(較深) 溶液變淺紅色

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

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

2CO3、NaHCO3熱穩定性的探究

現象 發生反應的化學方程式結論

Na2CO3 澄清石灰水不變渾濁 ———— 受熱不分解

NaHCO3 澄清石灰水變渾濁 2NaHCO3Na2CO3+CO2↑+H2O

Ca(OH)2+CO2==CaCO3↓+H2O 受熱易分解

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

2CO3溶液中逐滴滴加稀鹽酸，開始時無氣體放出，化學方程式為：

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

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

如果鹽酸中逐滴滴加Na2CO3溶液，則一開始就會產生氣體，

化學方程式為：Na2CO3+2HCl==2NaCl+CO2↑+H2O。

由此可知，我們可利用兩個過程現象的不同區別Na2CO3溶液和鹽酸。

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

6.利用Na2CO3溶液與Ca(OH)2溶液的反應可製取NaOH溶液。

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

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

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

：焰色反應

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

操作步驟：

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

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

(3)洗燒：將鉑絲(或鐵絲)用鹽酸洗淨後，在外焰上灼燒至沒有顏色。

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

説明：

①火源最好用噴燈、煤氣燈，因其火焰焰色更淺。而酒精燈火焰往往略帶黃色。

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

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

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

氧化鋁和氫氧化鋁

要點詮釋：氧化鋁是典型的兩性氧化物，氫氧化鋁是典型的兩性氫氧化物。

1.氧化鋁：白色難溶，熔點很高的物質。

(1)由於鋁表面有一層緻密的氧化鋁薄膜，能夠有效地保護內層金屬鋁。

(2)氧化鋁是工業冶煉金屬鋁的原料。

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

(4)氧化鋁能溶於強酸和強鹼溶液中。

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

這種既能與強酸反應，又能與強鹼反應生成鹽和水的氧化物叫做兩性氧化物。

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

工業上可通過分離提純自然界中存在的鋁土礦得到氧化鋁。

2.氫氧化鋁：白色難溶的物質。

實驗：

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

現象：溶液中產生白色膠狀難溶物質，繼續滴加氨水至過量，白色沉澱不溶解。

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

(2)將(1)得到的混合物分成三份，其中一份中滴加一滴墨水，觀察現象。

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

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

現象：兩支試管都由渾濁變澄清。

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

象這種既能跟強酸反應，又能跟強鹼反應的氫氧化物，稱為兩性氫氧化物。

説明：

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

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

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

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

當時，發生反應：Al3++3OH-==Al(OH)3↓;

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

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

此過程用圖象表示為

鐵的氧化物

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

化學式

FeO氧化亞鐵

Fe2O3氧化鐵

Fe3O4四氧化三鐵

鐵的化合價

+2+3+2 +3

顏色狀態

黑色粉末紅色粉末黑色晶體

溶解性不溶不溶不溶

穩定性

空氣中加熱變成Fe3O4

穩定穩定

與鹽酸反應

FeO+2H+==Fe2++H2O

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

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

高温還原

FeO+COFe+CO2

Fe2O3+2AlAl2O3+2Fe

3Fe3O4+8Al9Fe+4Al2O3

用途

鍊鐵原料

鍊鐵原料、紅色油漆和塗料

鍊鐵原料

工業上冶煉金屬鐵時，往往在高温下用CO還原鐵的氧化物，可表示如下：

Fe2O3+3CO2Fe+3CO2

高中化學知識點總結5

一、物質的量

1、定義：表示物質所含微粒多少的物理量，也表示含有一定數目粒子的集合體。

2、物質的量是以微觀粒子為計量的對象。

3、物質的量的符號為“n”。

二、摩爾

1、物質的量的單位單位：克/摩符號：g/mol

數值：等於物質的原子量、分子量、原子團的式量。

2、符號是mol。

3、使用摩爾表示物質的量時，應該用化學式指明粒子的種類。

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

4、計算公式：n=N/NAn=m/M

　　高中化學知識點總結6

化學反應的熱效應

1、化學反應的反應熱

(1)反應熱的概念：

當化學反應在一定的温度下進行時，反應所釋放或吸收的熱量稱為該反應在此温度下的熱效應，簡稱反應熱。用符號Q表示。

(2)反應熱與吸熱反應、放熱反應的關係。

Q>0時，反應為吸熱反應;Q<0時，反應為放熱反應。

(3)反應熱的測定

測定反應熱的儀器為量熱計，可測出反應前後溶液温度的變化，根據體系的熱容可計算出反應熱，計算公式如下：

Q=-C(T2-T1)式中C表示體系的熱容，T1、T2分別表示反應前和反應後體系的温度。實驗室經常測定中和反應的反應熱。

2、化學反應的焓變

(1)反應焓變

物質所具有的能量是物質固有的性質，可以用稱為“焓”的物理量來描述，符號為H，單位為kJ·mol-1。

反應產物的總焓與反應物的總焓之差稱為反應焓變，用ΔH表示。

(2)反應焓變ΔH與反應熱Q的關係。

對於等壓條件下進行的化學反應，若反應中物質的能量變化全部轉化為熱能，則該反應的反應熱等於反應焓變，其數學表達式為：Qp=ΔH=H(反應產物)-H(反應物)。

(3)反應焓變與吸熱反應，放熱反應的關係：

ΔH>0，反應吸收能量，為吸熱反應。

ΔH<0，反應釋放能量，為放熱反應。

(4)反應焓變與熱化學方程式：

把一個化學反應中物質的變化和反應焓變同時表示出來的化學方程式稱為熱化學方程式，如：H2(g)+

O2(g)=H2O(l);ΔH(298K)=-285.8kJ·mol-1

書寫熱化學方程式應注意以下幾點：

①化學式後面要註明物質的聚集狀態：固態(s)、液態(l)、氣態(g)、溶液(aq)。

②化學方程式後面寫上反應焓變ΔH，ΔH的單位是J·mol-1或 kJ·mol-1，且ΔH後註明反應温度。

③熱化學方程式中物質的係數加倍，ΔH的數值也相應加倍。

3、反應焓變的計算

(1)蓋斯定律

對於一個化學反應，無論是一步完成，還是分幾步完成，其反應焓變一樣，這一規律稱為蓋斯定律。

(2)利用蓋斯定律進行反應焓變的計算。

常見題型是給出幾個熱化學方程式，合併出題目所求的熱化學方程式，根據蓋斯定律可知，該方程式的ΔH為上述各熱化學方程式的ΔH的代數和。

(3)根據標準摩爾生成焓，ΔfHmθ計算反應焓變ΔH。

對任意反應：aA+bB=cC+dD

ΔH=[cΔfHmθ(C)+dΔfHmθ(D)]-[aΔfHmθ(A)+bΔfHmθ(B)]

化學平衡

化學反應的速率

1、化學反應是怎樣進行的

(1)基元反應：能夠一步完成的反應稱為基元反應，大多數化學反應都是分幾步完成的。

(2)反應歷程：平時寫的化學方程式是由幾個基元反應組成的總反應。總反應中用基元反應構成的反應序列稱為反應歷程，又稱反應機理。

(3)不同反應的反應歷程不同。同一反應在不同條件下的反應歷程也可能不同，反應歷程的差別又造成了反應速率的不同。

2、化學反應速率

(1)概念：

單位時間內反應物的減小量或生成物的增加量可以表示反應的快慢，即反應的速率，用符號v表示。

(2)表達式：v=△c/△t

(3)特點

對某一具體反應，用不同物質表示化學反應速率時所得的數值可能不同，但各物質表示的化學反應速率之比等於化學方程式中各物質的係數之比。

3、濃度對反應速率的影響

(1)反應速率常數(K)

反應速率常數(K)表示單位濃度下的化學反應速率，通常，反應速率常數越大，反應進行得越快。反應速率常數與濃度無關，受温度、催化劑、固體表面性質等因素的影響。

(2)濃度對反應速率的影響

增大反應物濃度，正反應速率增大，減小反應物濃度，正反應速率減小。

增大生成物濃度，逆反應速率增大，減小生成物濃度，逆反應速率減小。

(3)壓強對反應速率的影響

壓強隻影響氣體，對只涉及固體、液體的反應，壓強的改變對反應速率幾乎無影響。

壓強對反應速率的影響，實際上是濃度對反應速率的影響，因為壓強的改變是通過改變容器容積引起的。壓縮容器容積，氣體壓強增大，氣體物質的濃度都增大，正、逆反應速率都增加;增大容器容積，氣體壓強減小;氣體物質的濃度都減小，正、逆反應速率都減小。

4、温度對化學反應速率的影響

(1)經驗公式

阿倫尼烏斯總結出了反應速率常數與温度之間關係的經驗公式：

式中A為比例係數，e為自然對數的底，R為摩爾氣體常數量，Ea為活化能。

由公式知，當Ea>0時，升高温度，反應速率常數增大，化學反應速率也隨之增大。可知，温度對化學反應速率的影響與活化能有關。

(2)活化能Ea。

活化能Ea是活化分子的平均能量與反應物分子平均能量之差。不同反應的活化能不同，有的相差很大。活化能 Ea值越大，改變温度對反應速率的影響越大。

5、催化劑對化學反應速率的影響

(1)催化劑對化學反應速率影響的規律：

催化劑大多能加快反應速率，原因是催化劑能通過參加反應，改變反應歷程，降低反應的活化能來有效提高反應速率。

(2)催化劑的特點：

催化劑能加快反應速率而在反應前後本身的質量和化學性質不變。

催化劑具有選擇性。

催化劑不能改變化學反應的平衡常數，不引起化學平衡的移動，不能改變平衡轉化率。

高中化學基礎知識點

一、苯C6H6

1、物理性質：無色有特殊氣味的液體，密度比水小，有毒，不溶於水，易溶於有機溶劑，本身也是良好的有機溶劑。

2、苯的結構：C6H6(正六邊形平面結構)苯分子裏6個C原子之間的鍵完全相同，碳碳鍵鍵能大於碳碳單鍵鍵能小於碳碳單鍵鍵能的2倍，鍵長介於碳碳單鍵鍵長和雙鍵鍵長之間鍵角120°。

3、化學性質

(1)氧化反應 2 C6H6+15O2 = 12CO2+6H2O (火焰明亮，冒濃煙)不能使酸性高錳酸鉀褪色。

(2)取代反應

① 鐵粉的作用：與溴反應生成溴化鐵做催化劑;溴苯無色密度比水大

② 苯與硝酸(用HONO2表示)發生取代反應，生成無色、不溶於水、密度大於水、有毒的油狀液體——硝基苯。+HONO2 +H2O反應用水浴加熱，控制温度在50—60℃，濃硫酸做催化劑和脱水劑。

(3)加成反應

用鎳做催化劑，苯與氫發生加成反應，生成環己烷+3H2

二、乙醇CH3CH2OH

1、物理性質：無色有特殊香味的液體，密度比水小，與水以任意比互溶如何檢驗乙醇中是否含有水：加無水硫酸銅;如何得到無水乙醇：加生石灰，蒸餾

2、結構: CH3CH2OH(含有官能團：羥基)

3、化學性質

(1) 乙醇與金屬鈉的反應：2 CH3CH2OH +2Na= 2CH3CH2ONa+H2↑(取代反應)

(2) 乙醇的氧化反應

①乙醇的燃燒：CH3CH2OH +3O2= 2CO2+3H2O

②乙醇的催化氧化反應2 CH3CH2OH +O2= 2CH3CHO+2H2O

③乙醇被強氧化劑氧化反應

CH3CH2OH

三、乙酸(俗名：醋酸)CH3COOH

1、物理性質：常温下為無色有強烈刺激性氣味的液體，易結成冰一樣的晶體，所以純淨的乙酸又叫冰醋酸，與水、酒精以任意比互溶

2、結構：CH3COOH(含羧基，可以看作由羰基和羥基組成)

3、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

(酸脱羥基，醇脱氫，酯化反應屬於取代反應)

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、不溶於水的油狀液體。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

如何學好高中化學

1、做好預習，心中有數

每節課前都養成預習的習慣、知道老師上課要講什麼，自己有什麼不懂、模糊不清的問題，帶着問題去聽課，心中有數，課堂聽課有的放矢，避免盲目的聽，盲目的記，只有認真預習才能提高課堂聽課效果

2、認真聽課，做好筆記

上課認真聽講，積極思考，學會聽課，如老師講化學反應方程式，聽老師分析反應過程，不能只記結果。老師做演示實驗，細心觀察老師的演示實驗操作方法，實驗現象。老師講計算，要聽解題思路，掌握解題方法，學會規範解題步驟，一時未聽懂的暫時放下接着聽，等下課後，再找老師解決遺留問題。化學知識點多而零散，課堂記筆記很重要。書上有的簡單記，書上沒有的詳細記。重點、難點、詳細記。兼顧記筆記和聽課，不能只聽不記筆記，也不能只記筆記而忽略聽講，顧此失彼。

3、及時複習，避免越學越亂

複習並不僅僅是對知識的簡單回顧，而是在自己大腦中對學過的知識進行歸納整理，形成知識網絡的過程。通過複習加深對知識的理解與掌握，避免出現越學越亂。例如學完同分異構體後，複習時就與同系物、同素異形體、同位素進行對比，找出四個概念的區別，這樣才會加深對概念的理解。

4、規範解題，保證作業質量

在寫作業時，首先要先看書，整理好筆記，然後再寫作業。作業要認真規範，按要求格式去做，不要馬虎大意。做完後還要仔細檢查有無錯誤，自覺嚴格要求，最後總結一下所答題目類型，在解題中培養嚴謹的學習態度。

5、適量做題、舉一反三、總結規律

做題是理解消化鞏固知識的重要途徑，選擇習題要有針對性，不能陷入題海戰術，應以掌握解題方法和解題技巧為目標，注意歸納總結，掌握技巧達到舉一反三。例如，無機框圖推斷題，解題技巧有：特徵物理性質切入法、嘗試法、計算推理法、邏輯推理法、高頻信息切入法。化學計算中常用的技巧法有：守恆法、差量法、估算法、平均值法、十字交叉法、關係式法等。這樣堅持總結，形成習慣，學習成績會不斷提高。

6、重視化學實驗，培養多種能力

化學實驗分為四類：演示實驗、邊講邊實驗、學生實驗課、實驗習題。演示實驗是教師進行的操作，後三類是學生動手進行的。教師的演示實驗，能使學生具體地認識物質的外表特徵，物質變化條件，現象和規律，幫助學生順利地形成概念和確信理論的真實性，並能培養學生觀察、分析、綜合能力，還可以給學生示範正確的實驗操作，嚴謹的科學態度和工作方法。

學生動手實驗是學生獨立的運用自己獲得的知識進行實驗操作、觀察實驗現象、做好實驗記錄，能更仔細地觀察實驗現象，對所得物質及其變化的印象更加深刻，從而掌握的知識也更牢固。

7、建立題庫，進行學習反思

把老師發的練習題，考試題都放在自備的習題袋中，以便查找方便，同時對做錯的習題用紅筆改正過來，對每一個錯，要認真分析做錯的原因，是知識點沒記住，還是審題錯誤，還是知識不會應用，還是馬虎，不能簡單寫上一個答案了事，對錯誤原因也用紅筆寫在錯題旁邊以示警告。經過一段時間積累，你就會發現自己在學習中存在的問題，針對自己的實際情況，對症治療，如果知識點不準，則要強化記憶，如是馬虎，以後要細心，如果不會應用，應多做些題，對做錯的題，隔一段時間拿出來重做，經過這樣一改一做會留下很深的印象，以致在今後的學習中少出甚至不出此類錯誤。

8、學會巧記、事半功倍

化學要記的東西很多很雜，單靠死記硬背是難以記牢的，即使暫時記住了，時間長了也會記憶模糊，因此巧妙地記憶顯得非常重要，常用的記憶方法有：理解記憶、歸納記憶、口訣記憶，比較記憶等。如鹽類的水解，可編成口訣，“無弱不水解，有弱就水解，誰弱誰水解，越弱越水解，都弱都水解，誰強顯誰性，同強顯中性。”

烷烴系統命名可編成口訣“選主鏈，稱某烷;編號位，定支鏈;取代基，寫在前，標位置，短線連;不同基，簡到繁，相同基，合併算。”對於烷烴同分異構體的書寫，可編成口訣“主鏈由長到短;支鏈由整到散;(支鏈)位置由心到邊;碳(原子)均滿足四鍵;不要重複多算。”學會巧記，就會事半功倍。

化學是一門很有魅力的學科，豐富多彩的實驗更使學生感到樂趣無窮，只要我們喜歡化學，再加上科學的學習方法和自信，一定能學好化學。