高中化學總結

1. 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。

2. 高中化學必修一知識點總結。

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

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

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)

3. 高一化學知識點總結

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

4. 高中化學基本概念的總結

高中化學基本概念
一、幾個常見的熱點問題
1．阿伏加德羅常數
（1）條件問題：常溫、常壓下氣體摩爾體積增大，不能使用22.4 L/mol。
（2）狀態問題：標准狀況時，H2O、N2O4、碳原子數大於4的烴為液態或固態；SO3、P2O5等為固態，不能使用22.4 L/mol。
（3）特殊物質的摩爾質量及微粒數目：如D2O、18O2、H37Cl等。
（4）某些特定組合物質分子中的原子個數：如Ne、O3、P4等。
（5）某些物質中的化學鍵數目：如白磷（31 g白磷含1.5 mol P－P鍵）、金剛石（12 g金剛石含2 mol C－C鍵）、晶體硅及晶體SiO2（60 g二氧化硅晶體含4 mol Si－O鍵）、Cn（1 mol Cn含n mol單鍵，n/2 mol 雙鍵）等。
（6）某些特殊反應中的電子轉移數目：如Na2O2與H2O、CO2的反應（1 mol Na2O2轉移1 mol電子；Cl2與H2O、NaOH的反應（1 mol Cl2轉移1 mol電子。若1 mol Cl2作氧化劑，則轉移2 mol電子）；Cu與硫的反應（1 mol Cu反應轉移1 mol電子或1 mol S反應轉移2 mol電子）等。
（7）電解質溶液中因微粒的電離或水解造成微粒數目的變化：如強電解質HCl、HNO3等因完全電離，不存在電解質分子；弱電解質CH3COOH、HClO等因部分電離，而使溶液中CH3COOH、HClO濃度減小；Fe3+、Al3+、CO32–、CH3COO–等因發生水解使該種粒子數目減少；Fe3+、Al3+、CO32–等因發生水解反應而使溶液中陽離子或陰離子總數增多等。
（8）由於生成小分子的聚集體(膠體)使溶液中的微粒數減少：如1 mol Fe3+形成Fe(OH)3膠體時，微粒數目少於1 mol。
（9）此外，還應注意由物質的量濃度計算微粒時，是否告知了溶液的體積；計算的是溶質所含分子數，還是溶液中的所有分子（應考慮溶劑水）數；某些微粒的電子數計算時應區分是微粒所含的電子總數還是價電子數，並注意微粒的帶電情況（加上所帶負電荷總數或減去所帶正電荷總數）。
2．離子共存問題
（1）弱鹼陽離子只存在於酸性較強的溶液中：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：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–）會生成正鹽和水：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：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：Al3+與HCO3–、CO32–、HS–、S2–、AlO2–等；Fe3+與HCO3–、CO32–、AlO2–等。
（6）若陰、陽離子能發生氧化還原反應則不能大量共存：Fe3+與I–、S2–；MnO4–（H+）與I–、Br–、Cl–、S2–、SO32–、Fe2+等；NO3–（H+）與I–、S2–、SO32–、Fe2+等；ClO–與I–、S2–、SO32–等。
（7）因絡合反應或其它反應而不能大量共存：Fe3+與SCN–；Al3+與F–等（AlF63–）。
（8）此外，還有與Al反應反應產生氫氣的溶液（可能H+；可能OH–，含H+時一定不含NO3–）；水電離出的c(H+)＝10–13 mol/L（可能為酸溶液或鹼溶液）等。
3．熱化學方程式
（1）△H＝生成物總能量－反應物總能量
＝反應物中的總鍵能－生成物中的總鍵能
注意：①同一熱化學方程式用不同計量系數表示時，△H值不同；②熱化學方程式中計量系數表示物質的量；③能量與物質的凝聚狀態有關，熱化學方程式中需標明物質的狀態；④△H中用「＋」表示吸熱；用「－」表示放熱；⑤計算1 mol物質中所含化學鍵數目時，應首先區分晶體類型，分子晶體應看其分子結構（如P4中含6個P－P鍵，C60中含30個C＝C鍵和60個C－C鍵），原子晶體應看其晶體結構，特別注意化學鍵的共用情況（如1 mol SiO2中含4 mol Si－O鍵，1 mol 晶體Si中含2 mol Si－Si鍵）；⑥在表示可燃物燃燒熱的熱化學方程式中，可燃物前系數為1，並注意生成的水為液態。
（2）物質分子所含化學鍵的鍵能越大，則成鍵時放出的能量越多，物質本身的能量越低，分子越穩定。
（3）蓋斯定律：一定條件下，某化學反應無論是一步完成還是分幾步完成，反應的熱效應相同。即反應熱只與反應的始態和終態有關，而與反應所經歷的途徑無關（注意：進行相關計算時，熱量應帶「＋」、「－」進行運算）。
例如： ，△H1＝△H2＋△H3
4．元素周期率與元素周期表
（1）判斷金屬性或非金屬性的強弱
金屬性強弱 非金屬性強弱
①最高價氧化物水化物鹼性強弱 ①最高價氧化物水化物酸性強弱
②與水或酸反應，置換出H2的易難 ②與H2化合的易難或生成氫化物穩定性
③活潑金屬能從鹽溶液中置換出不活潑金屬 ③活潑非金屬單質能置換出較不活潑非金屬單質
（2）比較微粒半徑的大小
①核電荷數相同的微粒，電子數越多，則半徑越大：陽離子半徑＜原子半徑＜陰離子半徑
如：H+＜H＜H–；Fe＞Fe2+＞Fe3+；Na+＜Na；Cl＜Cl–
②電子數相同的微粒，核電荷數越多則半徑越小．即具有相同電子層結構的微粒，核電荷數越大，則半徑越小。
如：① 與He電子層結構相同的微粒：H–＞Li+＞Be2+
② 與Ne電子層結構相同的微粒：O2–＞F–＞Na+＞Mg2+＞Al3+
③ 與Ar電子層結構相同的微粒： S2–＞Cl–＞K+＞Ca2+
③電子數和核電荷數都不同的微粒
同主族：無論是金屬還是非金屬，無論是原子半徑還是離子半徑從上到下遞增。
同周期：原子半徑從左到右遞減。
同周期元素的離子半徑比較時要把陰陽離子分開。同周期非金屬元素形成的陰離子半徑大於金屬元素形成的陽離子半徑。
例如：Na+＜Cl–；第三周期，原子半徑最小的是Cl，離子半徑最小的是Al3+
（3）元素周期結構

（4）位、構、性間關系

。
二、無機框圖中的題眼
1．中學化學中的顏色
（1）焰色反應：Na+(黃色)、K+(紫色，透過藍色鈷玻璃)
（2）有色溶液：Fe2+(淺綠色)、Fe3+(黃色)、Cu2+(藍色)、MnO4–(紫紅色)、Fe(SCN)3(血紅色)
（3）有色固體：紅色：Cu、Cu2O、Fe2O3；紅褐色固體：Fe(OH)3；藍色固體：Cu(OH)2；黑色固體：CuO、FeO、FeS、CuS、Cu2S、Ag2S、PbS；淺黃色固體：S、Na2O2、AgBr；黃色固體：AgI、Ag3PO4(可溶於稀硝酸)；白色固體：Fe(OH)2、CaCO3、BaSO4、AgCl、BaSO3等。
（4）反應中的顏色變化
① Fe2+與OH–反應：產生白色絮狀沉澱，迅速轉變成灰綠色，最後變成紅褐色。
② I2遇澱粉溶液：溶液呈藍色。
③ 苯酚中加過量濃溴水：產生白色沉澱（三溴苯酚能溶於苯酚、苯等有機物）。
④ 苯酚中加FeCl3溶液：溶液呈紫色。
⑤ Fe3+與SCN–：溶液呈血紅色。
⑥ 蛋白質溶液與濃硝酸：出現黃色渾濁（蛋白質的變性）。
2．中學化學中的氣體
（1）常見氣體單質：H2、N2、O2、Cl2
（2）有顏色的氣體：Cl2(黃綠色)、溴蒸氣(紅棕色)、NO2(紅棕色)。
（3）易液化的氣體：NH3、Cl2、SO2。
（4）有毒的氣體：F2、O3、HF、Cl2、H2S、SO2、CO、NO（NO、CO均能與血紅蛋白失去攜氧能力）、NO2(制備時需在通風櫥內進行)。
（5）極易溶於水的氣體：NH3、HCl、HBr；易溶於水的氣體：NO2、SO2；能溶於水的氣體：CO2、Cl2。
（6）具有漂白性的氣體：Cl2(潮濕)、O3、SO2。
注意：Cl2(潮濕)、O3因強氧化性而漂白(潮濕Cl2中存在HClO)；SO2因與有色物質化合生成不穩定無色物質而漂白；焦碳因多孔結構，吸附有色物質而漂白。
（7）能使石蕊試液先變紅後褪色的氣體為：Cl2(SO2使石蕊試液顯紅色)。
（8）能使品紅溶液褪色的氣體：SO2(加熱時又恢復紅色)、Cl2(加入AgNO3溶液出現白色沉澱)。
（9）能使無水硫酸銅變藍的氣體：水蒸氣。
（10）能使濕潤的碘化鉀澱粉試紙變藍的氣體：Cl2、Br2、NO2、O3。
（11）不能用濃硫酸乾燥的氣體：NH3、H2S、HBr、HI。
（12）不能用無水CaCl2乾燥的氣體：NH3(原因：生成：CaCl2•8NH3)。
3．有一些特別值得注意的反應
（1）單質＋化合物1 化合物2
2FeCl2＋Cl2 2FeCl3 4Fe(OH)2＋O2＋2H2O 4Fe(OH)3
2Na2SO3＋O2 2Na2SO4 2FeCl3＋Fe 3FeCl2
（2）難溶性酸、鹼的分解
H2SiO3 SiO2＋H2O Mg(OH)2 MgO＋H2O
2Fe(OH)3 Fe2O3＋3H2O 2Al(OH)3 Al2O3＋3H2O
（3）不穩定性酸、鹼的分解
2HClO 2HCl＋O2↑ 4HNO3 4NO2↑＋O2↑＋2H2O
NH3•H2O NH3↑＋H2O H2SO3 SO2↑＋H2O
（4）不穩定性鹽的分解
NH4Cl NH3↑＋HCl↑ 2AgBr 2Ag＋Br2
CaCO3 CaO＋CO2↑ 2NaHCO3 Na2CO3＋CO2↑＋H2O；
（5）金屬置換金屬：Fe＋Cu2+ Cu＋Fe2+、2Al＋Fe¬2O3 2Fe＋Al2O3
（6）金屬置換非金屬：2Na＋2H2O 2NaOH＋H2↑ Zn＋2H+ Zn2+＋H2↑
2Mg＋CO2 2MgO＋C 3Fe＋4H2O Fe3O4＋4H2↑
（7）非金屬置換非金屬：2F2＋2H2O 4HF＋O2 Cl2＋H2S(HBr、HI) 2HCl＋S(Br2、I2)
2C＋SiO2 Si＋2CO↑ C＋H2O CO＋H2
3Cl2＋2NH3 N2＋6HCl Si＋4HF SiF4＋2H2
（8）非金屬置換金屬：H2＋CuO Cu＋H2O C＋2CuO 2Cu＋CO2↑
4．一些特殊類型的反應
（1）化合物＋單質 化合物＋化合物
Cl2＋H2O HCl＋HClO 2H2S＋3O2 2SO2＋2H2O
4NH3＋5O2 4NO＋6H2O CH4＋2O2 CO2＋2H2O
（2）化合物＋化合物 化合物＋單質
4NH3＋6NO 5N2＋6H2O 2H2S＋SO2 3S＋2H2O
2Na2O2＋2H2O 4NaOH＋O2↑ NaH＋H2O NaOH＋H2↑
2Na2O2＋2CO2 2Na2CO3＋O2 CO＋H2O CO2＋H2
（3）一些特殊化合物與水的反應
① 金屬過氧化物：2Na2O2＋2H2O 4NaOH＋O2↑
② 金屬氮化物：Mg3N2＋3H2O 3Mg(OH)2＋2NH3↑
③ 金屬硫化物：Al2S3＋6H2O 2Al(OH)3＋3H2S↑
CaS＋2H2O Ca(OH)2＋H2S↑
④ 金屬碳化物：CaC2＋2H2O Ca(OH)2＋C2H2↑
Al4C3＋12H2O 4Al(OH)3＋3CH4↑
⑤ 金屬氫化物：NaH＋H2O NaOH＋H2↑
⑥ 金屬磷化物：Ca3P2＋6H2O 3Ca(OH)2＋2PH3↑
⑦ 非金屬的鹵化物：NCl3＋3H2O NH3＋3HClO PCl3＋3H2O H3PO3＋3HCl
SiCl4＋3H2O H2SiO3＋4HCl SOCl2＋H2O 2HCl＋SO2↑
（4）雙水解反應
① Al3+(或Fe3+)與HCO3–、CO32–：Al3+＋3HCO3– Al(OH)3↓＋3CO2↑
2Al3+＋3CO32–＋3H2O 2Al(OH)3↓＋3CO2↑
② Al3+與HS–、S2–：Al3+＋3HS–＋3H2O Al(OH)3↓＋3H2S↑
2Al3+＋3S2–＋6H2O 2Al(OH)3↓＋3H2S↑
③ Al3+與AlO2–：Al3+＋3AlO2–＋6H2O 4Al(OH)3↓
（5）一些高溫下的反應
3Fe＋4H2O Fe3O4＋4H2↑ 2Al＋Fe¬2O3 2Fe＋Al2O3
C＋H2O CO＋H2 CaCO3 CaO＋CO2↑
CaCO3＋SiO2 CaSiO3＋CO2↑ Na2CO3＋SiO2 Na2SiO3＋CO2↑
（6）能連續被氧化的物質
① 單質：Na Na2O Na2O2 C CO CO2
N2 NO NO2 P P2O3 P2O5 S SO2 SO3
② 化合物：CH4 CO CO2 NH3 NO NO2
H2S S(或SO2) SO2 SO3 CH3CH2O CH3CHO CH3COOH
CH3OH HCHO HCOOH CO2

5．有機中常見的分離和提純
（1）除雜（括弧內為雜質）
① C2H6（C2H4、C2H2）：溴水，洗氣（或依次通過酸性高錳酸鉀溶液、NaOH溶液，洗氣）
② C6H6（C6H5－CH3）：酸性高錳酸鉀溶液、NaOH溶液，分液
③ C2H5－Br（Br2）：Na2CO3溶液，分液（主要考慮C2H5Br在NaOH條件下能水解）
④ C6H5－Br（Br2）：NaOH溶液，分液
⑤ C2H5－OH（H2O）：加新制生石灰，蒸餾
⑥ C6H6（C6H5－OH）：NaOH溶液，分液（或直接蒸餾）
⑦ CH3COOC2H5（CH3COOH、C2H5OH）：飽和碳酸鈉溶液，分液
⑧ C2H5OH（CH3COOH）：NaOH，蒸餾
（2）分離
① C6H6、C6H5OH：NaOH溶液，分液，上層液體為苯；然後在下層液體中通過量的CO2，分液，下層液體為苯酚（或蒸餾收集不同溫度下的餾分）
② C2H5OH、CH3COOH：NaOH，蒸餾收集C2H5OH；然後在殘留物中加硫酸，蒸餾得CH3COOH。
四、化學實驗
1．化學實驗中的先與後
（1）加熱試管時，應先均勻加熱後局部加熱。
（2）用排水法收集氣體結束時，先移出導管後撤酒精燈。
（3）製取氣體時，先檢查裝置氣密性後裝葯品。
（4）稀釋濃硫酸時，應將濃硫酸慢慢注入水中，邊加邊攪拌。
（5）點燃H2、CH4、C2H4、C2H2等可燃氣體時，先檢驗氣體的純度。
（6）檢驗鹵化烴分子的鹵元素時，在水解後的溶液中先加稀HNO3中和鹼液再加AgNO3溶液。
（7）檢驗NH3(用紅色石蕊試紙)、Cl2(用澱粉KI試紙)等氣體時，先用蒸餾水潤濕試紙後再與氣體接觸。
（8）中和滴定實驗時，用蒸餾水洗過的滴定管、移液管先用待裝液潤洗。
（9）焰色反應實驗時，每做一次，鉑絲應先沾上稀鹽酸放在火焰上灼燒到無色時，再做下一次實驗。
（10）H2還原CuO時，先通H2後加熱，反應完畢後先撤酒精燈，冷卻後再停止通H2。
（11）檢驗蔗糖、澱粉水解產物時，先加NaOH中和催化作用的硫酸，再加新制Cu(OH)2懸濁液或銀氨溶液。
2．中學化學實驗中的溫度計
（1）測液體的溫度：如測物質溶解度；實驗室制乙烯等。
（2）測蒸氣的溫度：如實驗室蒸餾石油；測定乙醇的沸點等。
（3）測水浴溫度：如溫度對反應速率影響的反應；苯的硝化反應；苯的磺化反應；制酚醛樹脂；銀鏡反應；酯的水解等。
3．常見實驗裝置
（1）氣體發生裝置：固、固加熱型；固、液不加熱型；固(液)、液加熱型。

（2）各種防倒吸裝置——用於防止液體的倒吸。

（3）常見的凈化裝置和尾氣吸收裝置
① 常見的凈化裝置——用於除去氣體中的雜質氣體。

② 常見的尾氣吸收裝置——用於吸收尾氣。

（4）常見的量氣裝置——通過排液法測量氣體的體積。

（5）過濾、蒸餾、分液裝置

4．物質的分離和提純
（1）物質分離提純的常用方法
方法 適用范圍 舉例
過濾 分離不溶性固體和液體混合物 粗鹽提純時，將粗鹽溶於水，過濾除去不溶性雜質
結晶 分離溶解度隨溫度變化差別大的固體混合物 分離KNO3和NaCl的混合物
蒸發 除去溶液中的揮發性溶劑 從食鹽水中提取食鹽
蒸餾 分離沸點差別大的液體混合物 由普通酒精製取無水酒精
萃取 提取易溶於某種溶劑的物質 用CCl4提取I2水中的I2
分液 分離互不相溶的液體混合物 分離水和苯的混合物
（2）物質分離提純的常用化學方法
①溶解法：利用特殊的溶劑(或試劑)把雜質溶解而除去，或提取出被提純物質的一種方法。
②沉澱法：利用沉澱反應將雜質轉化為沉澱而除去，或將被提純物質轉化為沉澱而分離出來。
③轉化法：將雜質轉化為被提純物質而除去的一種方法。
④加熱分解法：通過加熱將雜質轉化成氣體而除去的一種方法。
⑤酸鹼法：通過加酸、鹼調節溶液的pH，從而使雜質轉化為沉澱而除去。
⑥氧化還原法：通過加氧化劑或還原劑，將雜質轉化為氣體、沉澱或其它物質而除去。
⑦離子交換法：通過離子交換樹脂除去溶液中的特定離子。
5．常見離子的檢驗方法
離子 檢驗方法 主要現象
H+ 酸鹼指示劑；活潑金屬Zn；碳酸鹽等 變色，產生氫氣，產生CO2氣體
Na+、K+ 焰色反應 鈉「黃」鉀「紫」
Al3+ OH– 先生成白色沉澱，後白色沉澱溶解形成無色溶液
Fe3+ KSCN溶液，NaOH溶液 溶液變紅色，生成紅褐色沉澱
NH4+ NaOH溶液、加熱 生成能使濕潤的紅色石蕊試紙變藍的氣體
OH– 酚酞溶液 溶液變紅色
Cl– AgNO3、稀硝酸 生成不溶於稀硝酸的白色沉澱
SO42– 稀HCl、BaCl2溶液 生成不溶於HCl的白色沉澱
CO32– 鹽酸、澄清石灰水 生成使澄清石灰水變渾濁的無色無味氣體
五、物質結構與性質
1．原子結構與性質
原子核：同位素、原子量——物理性質
（1）原子（AZX）
核外電子——化學性質
（2）元素的化學性質主要由原子最外層電子數和原子半徑決定。
例如：最外層電子數相等，半徑不等（同主族元素），性質出現遞變性；
Li和Mg、Be和Al的最外層電子數不等，半徑相近，性質相似。
（3）原子核外電子排布（掌握1～36號元素）
① 能量最低原理：電子先排能量低的能層和能級，然後由里往外排能量高的（能層和能級均影響電子的能量）。
② 泡里不相容原理：每個原子軌道上最多排2個自旋相反的電子，即原子核外沒有2個電子的運動狀態完全相同。
③ 洪特規則：電子在能量相同的各個軌道上排布時，電子盡可能分佔不同的原子軌道；
當軌道上電子呈半滿、全滿或全空時，體系能量最低。
（4）電離能比較：首先應寫出微粒的外圍電子排布式，再根據使體系能量最低去比較；根據用原子的電離能數據也可推測原子的最外層電子數。
（5）電負性：元素的原子吸引電子的能力。元素的電負性越大，則元素的非金屬性越強；元素的電負性越小，則元素的金屬性越強。電負性相差越大的元素形成化合物時，化合物的離子性越強（形成離子鍵）。
2．分子結構與性質
（1）化學鍵——化學性質（決定分子的穩定性）
離子鍵 共價鍵 金屬鍵
成鍵微粒 陰、陽離子 原子 金屬離子和自由電子
微粒間相互作用 靜電作用 共用電子對 靜電作用
成鍵原因 活潑金屬(如ⅠA、ⅡA)和活潑非金屬(如ⅥA、ⅦA) 成鍵原子具有未成對電子 金屬
（2）化學鍵理論
① 共價鍵理論（VB）：共價鍵的形成實則是電子的配對。該理論不能解釋碳形成甲烷分子。
② 雜化軌道理論：能量相近的軌道可以兼並成能量相同的幾個等價軌道。用以解釋碳能形成甲烷分子（實則是碳原子採取sp3雜化，形成四個兼並軌道，再與氫成鍵）。雜化後，原子的成鍵能力增強。
③ 價層電子對互斥模型
a．分子中的價電子對（包括成鍵電子對和孤電子對）由於相互排斥，盡可能遠離，電子對之間夾角越小，排斥力越大。
b．由於孤電子對只受一個原子核的吸引，電子雲比較「肥大」，故電子對之間排斥力大小順序為：孤電子對與孤電子對大於孤電子對與成鍵電子對大於成鍵電子對與成鍵電子對（因此，均採取sp3雜化，電子對構型都為正四面體形的CH4、NH3、H2O分子中鍵角依次減小）。
c．微粒中價電子對數為：n＝(中心原子的價電子數＋每個配位原子提供的價電子數±微粒所帶的電荷數)／2（微粒帶負電荷時取「＋」，帶正電荷時取「－」）。主族元素的價電子數等於最外層電子數，氫和鹵素作為配位原子時，提供一個電子，當ⅥA族元素作為配位原子時，認為不提供電子（由價電子對數可確定中心原子的雜化形式：電子對數分別為2、3、4時，中心原子分別採取sp、sp2、sp3雜化）。
d．當配位原子不是氫、ⅥA、ⅦA族元素時，可運用等電子原理，尋找其熟悉的等電子體來判斷其構型。
④ 等電子原理
a．具有相同原子數目和相同電子總數（或價電子總數）的分子或離子具有相同的結構特徵。
b．常見等電子體：N2、CO、CN–、C22–（電子總數為14e–，存在叄鍵）；
CO2、CS2、COS、BeCl2、N3–、OCN–、SCN–（價電子數為16e–，均為直線型）；
BCl3、CO32–、SiO32–、NO3–（價電子數為24e–，均為平面正三角形）；
NCl3、PCl3、NF3、PF3、SO32–（價電子數為24e–，均為三角錐形）；
SiCl4、CCl4、SiO44–、SO42–、PO43–（價電子數為24e–，均為正四面體形）。
（3）分子極性：分子中正、負電荷重心是否重合
① 與鍵的極性有關；② 與分子的空間構型有關。
類型 實例 鍵角 鍵的極性 空間構型 分子的極性
A2 H2、N2、Cl2等 ― 非極性鍵 直線形 非極性分子
AB HCl、NO、CO等 ¬― 極性鍵 直線形 極性分子
AB2 CO2、CS2等 180° 極性鍵 直線形 非極性分子
H2O、H2S等 ＜180° 極性鍵 「V」形 極性分子
SO2分子 120° 極性鍵 三角形 極性分子
ABC COS 180° 極性鍵 直線形 極性分子
AB3 BF3分子 120° 極性鍵 三角形 非極性分子
NH3、PCl3等分子 ＜109.5° 極性鍵 三角錐形 極性分子
AB4 CH4、CCl4等分子 109.5° 極性鍵 正四面體形 非極性分子
（4）相似相溶原理：極性相似，相互溶解，極性相差越大，則溶解度越小。
如：水為強極性分子，強極性的HX、NH3等易溶於水；
有機物均為弱極性或非極性分子，有機物間可相互溶解。
（5）共價鍵的類型
① 電子對是否偏移：極性鍵和非極性鍵。
② 成鍵方式：頭碰頭——δ鍵；肩並肩——π鍵。頭碰頭時電子雲重疊最大，故δ鍵較π鍵穩定。當兩原子間形成多個共價鍵時，首先形成一個δ鍵，其餘則只能形成π鍵。
（6）分子間作用力及氫鍵——物理性質
① 分子間作用力——范德華力
對於分子組成和結構相似的物質，其相對分子質量越大，范德華力越大，熔、沸點越高。
例如：沸點 F2＜Cl2＜Br2＜I2。
② 氫鍵
a．形成氫鍵的因素：含N、O、F，且含有與N、O、F直接相連的H。
b．氫鍵對物質性質的影響：分子間氫鍵的形成，使物質在熔化或汽化的過程中，還需克服分子間的氫鍵，使物質的熔、沸點升高；分子間氫鍵的形成，可促進能形成氫鍵的物質之間的相互溶解。
3．晶體結構與性質——物理性質
（1）晶體類型及其性質
離子晶體 分子晶體 原子晶體 金屬晶體
組成微粒 陰、陽離子 分子 原子 金屬離子和自由電子
微粒間的相互作用 離子鍵 分子間作用力 共價鍵 金屬鍵
是否存在單個分子 不存在 存在 不存在 不存在
熔、沸點 較高 低 很高 高低懸殊
硬度 較大 小 很大 大小懸殊
導電情況 晶體不導電，
溶於水或熔融狀態下導電 晶體或熔融狀態下不導電，
溶於水時部分晶體能導電 晶體為半導體或絕緣體 晶體導電
（2）晶體熔、沸點高低的比較
一般規律：原子晶體＞離子晶體＞分子晶體。
① 離子晶體：離子晶體的晶格能越大，則離子鍵越強，晶體熔、沸點越高。
晶格能比較：陰、陽離子所帶電荷越多，半徑越小，則晶格能越大。
例如：MgO＞NaCl（Mg2+半徑小，所帶電荷多）。
FeO＞NaCl（Fe2+與Cl–電子層數相同，O2–與Na+電子層數相同，但FeO中離子所帶電荷數多）
② 分子晶體：組成和結構相似的分子晶體，相對分子質量越大，分子間作用力越強，晶體的熔、沸點越高。
例如：F2＜Cl2＜Br2＜I2。
此外，當分子形成分子間氫鍵時，分子晶體的熔、沸點升高。
例如：NH3、H2O、HF的熔、沸點均比同主族下一周期的氫化物來的高。
③ 原子晶體：原子半徑越小，鍵長越短，鍵能越大，鍵越牢固，晶體的熔、沸點越高。
例如：金剛石＞二氧化硅＞金剛砂＞晶體硅。
④ 金屬晶體：金屬離子所帶電荷越多，半徑越小，金屬鍵越強，晶體的熔、沸點越高。
例如：Na＜Mg＜Al。
（3）晶體化學式的確定
① 分子結構：分子結構中每一個微粒均屬於該分子，按結構中的微粒數書寫的式子即為其化學式。
② 晶體結構
分攤法：按晶體結構中各微粒對結構單元的貢獻計算出的微粒數目的最簡整數比書寫的式子即為其化學式。
緊鄰法：按晶體結構中各微粒周圍與之距離最近且相等的另一微粒數目的最簡整數比書寫的式子即為其化學式。
（4）金屬晶體
① 金屬的導電性、導熱性和延展性均與自由電子有關。
② 金屬晶體的堆積方式
六方堆積（Mg、Zn等）：配位數為12；面心立方堆積（Al、Cu等）：配位數為12；
體心立方堆積（Na、K等）：配位數為8。
4．配合物
Na3AlF6：存在離子鍵（Na+與AlF63–間）、配位鍵（Al3+與F–間）。
Ag(NH3)2OH：存在離子鍵（Ag(NH3)2+與OH–間）、配位鍵（Ag+與NH3間）。
六、化學與環境
1．臭氧空洞
（1）污染物：CF2Cl2、NOx等
（2）機理：CF2Cl2在高空紫外線作用下產生氯原子，作O3分解的催化劑。NOx直接作O3分解的催化劑。
（3）危害：紫外輻射增強使患呼吸系統傳染病的人增加；受到過多的紫外線照射還會增加皮膚癌和白內障的發病率；強烈的紫外輻射促使皮膚老化；使城市內的煙霧加劇，使橡膠、塑料等有機材料加速老化，使油漆褪色等。

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. 求高中化學總結（全）

有很多遺憾的事，不要放在心頭，
有很多快樂的事，不要隨風吹走，
有很多真誠的情，不要隨心淡忘，
有很多無心的忙，不要消失在匆忙，
記住美好瞬間，留住開朗心情，
願2020的你更快樂，事業更成功，阿彌陀佛！

7. 高中化學必修2總結

純手工版，絕不抄襲
還在整理中。
最好給我一下你郵箱，我把WROD彩版發你。

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高中化學必修2小結

專題一 ：第一單元
1——原子半徑
（1）除第1周期外，其他周期元素（惰性氣體元素除外）的原子半徑隨原子序數的遞增而減小；
（2）同一族的元素從上到下，隨電子層數增多，原子半徑增大。
2——元素化合價
（1）除第1周期外，同周期從左到右，元素最高正價由鹼金屬+1遞增到+7，非金屬元素負價由碳族-4遞增到-1（氟無正價，氧無+6價，除外）；
（2）同一主族的元素的最高正價、負價均相同
(3) 所有單質都顯零價
3——單質的熔點
（1）同一周期元素隨原子序數的遞增，元素組成的金屬單質的熔點遞增，非金屬單質的熔點遞減；
（2）同一族元素從上到下，元素組成的金屬單質的熔點遞減，非金屬單質的熔點遞增
4——元素的金屬性與非金屬性 （及其判斷）
（1）同一周期的元素電子層數相同。因此隨著核電荷數的增加，原子越容易得電子，從左到右金屬性遞減，非金屬性遞增；
（2）同一主族元素最外層電子數相同，因此隨著電子層數的增加，原子越容易失電子，從上到下金屬性遞增，非金屬性遞減。
判斷金屬性強弱
金屬性（還原性） 1，單質從水或酸中置換出氫氣越容易越強
2，最高價氧化物的水化物的鹼性越強（1—20號，K最強；總體Cs最強 最
非金屬性（氧化性）1，單質越容易與氫氣反應形成氣態氫化物
2，氫化物越穩定
3，最高價氧化物的水化物的酸性越強（1—20號，F最強；最體一樣）

5——單質的氧化性、還原性
一般元素的金屬性越強，其單質的還原性越強，其氧化物的陽離子氧化性越弱；
元素的非金屬性越強，其單質的氧化性越強，其簡單陰離子的還原性越弱。
推斷元素位置的規律
判斷元素在周期表中位置應牢記的規律：
（1）元素周期數等於核外電子層數；
（2）主族元素的序數等於最外層電子數。
陰陽離子的半徑大小辨別規律
由於陰離子是電子最外層得到了電子 而陽離子是失去了電子
6——周期與主族
周期：短周期（1—3）；長周期（4—6，6周期中存在鑭系）；不完全周期（7）。
主族：ⅠA—ⅦA為主族元素；ⅠB—ⅦB為副族元素（中間包括Ⅷ）；0族（即惰性氣體）
所以, 總的說來
(1) 陽離子半徑<原子半徑
(2) 陰離子半徑>原子半徑
(3) 陰離子半徑>陽離子半徑
(4 對於具有相同核外電子排布的離子，原子序數越大，其離子半徑越小。
以上不適合用於稀有氣體!

專題一 ：第二單元
一 、化學鍵：
1，含義：分子或晶體內相鄰原子（或離子）間強烈的相互作用。
2，類型 ，即離子鍵、共價鍵和金屬鍵。

離子鍵是由異性電荷產生的吸引作用，例如氯和鈉以離子鍵結合成NaCl。
1，使陰、陽離子結合的靜電作用
2，成鍵微粒：陰、陽離子
3，形成離子鍵：a活潑金屬和活潑非金屬
b部分鹽（Nacl、NH4cl、BaCo3等）
c強鹼（NaOH、KOH）
d活潑金屬氧化物、過氧化物
4，證明離子化合物：熔融狀態下能導電

共價鍵是兩個或幾個原子通過共用電子（1，共用電子對對數=元素化合價的絕對值
2，有共價鍵的化合物不一定是共價化合物）
對產生的吸引作用，典型的共價鍵是兩個原子借吸引一對成鍵電子而形成的。例如，兩個氫核同時吸引一對電子，形成穩定的氫分子。
1，共價分子電子式的表示，P13
2，共價分子結構式的表示
3，共價分子球棍模型（H2O—折現型、NH3—三角錐形、CH4—正四面體）
4，共價分子比例模型
補充：碳原子通常與其他原子以共價鍵結合
乙烷（C—C單鍵）
乙烯（C—C雙鍵）
乙炔（C—C三鍵）

金屬鍵則是使金屬原子結合在一起的相互作用，可以看成是高度離域的共價鍵。

二、分子間作用力（即范德華力）
1，特點：a存在於共價化合物中
b化學鍵弱的多
c影響熔沸點和溶解性——對於組成和結構相似的分子，其范德華力一般隨著相對分子質量的增大而增大。即熔沸點也增大（特例：HF、NH3、H2O）

三、氫鍵
1，存在元素：O（H2O）、N（NH3）、F（HF）
2，特點：比范德華力強，比化學鍵弱
補充：水無論什麼狀態氫鍵都存在

專題一 ：第三單元
一，同素異形（一定為單質）
1，碳元素（金剛石、石墨）
氧元素（O2、O3）
磷元素（白磷、紅磷）
2，同素異形體之間的轉換——為化學變化

二，同分異構（一定為化合物或有機物）
分子式相同，分子結構不同，性質也不同
1，C4H10（正丁烷、異丁烷）
2，C2H6(乙醇、二甲醚)

三，晶體分類
離子晶體：陰、陽離子有規律排列
1，離子化合物（KNO3、NaOH）
2，NaCl分子
3，作用力為離子間作用力
分子晶體：由分子構成的物質所形成的晶體
1，共價化合物（CO2、H2O）
2，共價單質（H2、O2、S、I2、P4）
3，稀有氣體（He、Ne）
原子晶體：不存在單個分子
1，石英（SiO2）、金剛石、晶體硅（Si）
金屬晶體：一切金屬
總結：熔點、硬度——原子晶體>離子晶體>分子晶體

專題二 ：第一單元
一、反應速率
1，影響因素：反應物性質（內因）、濃度（正比）、溫度（正比）、壓強（正比）、反應面積、固體反應物顆粒大小
二、反應限度（可逆反應）
化學平衡：正反應速率和逆反應速率相等，反應物和生成物的濃度不再變化，到達平衡。
專題二 ：第二單元
一、熱量變化
常見放熱反應：1，酸鹼中和
2，所有燃燒反應
3，金屬和酸反應
4，大多數的化合反應
5，濃硫酸等溶解
常見吸熱反應：1，CO2+C====2CO
2，H2O+C====CO+H2（水煤氣）
3，Ba(OH)2晶體與NH4Cl反應
4，大多數分解反應
5，硝酸銨的溶解
熱化學方程式；注意事項5

二、燃料燃燒釋放熱量
專題二 ：第三單元
一、化學能→電能（原電池、燃料電池）
1，判斷正負極：較活潑的為負極，失去電子，化合價升高，為氧化反應，陰離子在負極
2，正極：電解質中的陽離子向正極移動，得到電子，生成新物質
3，正負極相加=總反應方程式
4，吸氧腐蝕
A中性溶液（水）
B有氧氣
Fe和C→正極：2H2O+O2+4e—====4OH—
補充：形成原電池條件
1，有自發的 氧化反應
2，兩個活潑性不同的電極
3，同時與電解質接觸
4，形成閉合迴路

二、化學電源
1，氫氧燃料電池
陰極：2H++2e—===H2
陽極：4OH——4e—===O2+2H2O
2，常見化學電源
銀鋅紐扣電池
負極：
正極：

鉛蓄電池
負極：
正極：
三、電能→化學能
1，判斷陰陽極：先判斷正負極，正極對陽極（發生氧化反應），負極對陰極
2，陽離子向陰極，陰離子向陽極（異性相吸）
補充：電解池形成條件
1，兩個電極
2，電解質溶液
3，直流電源
4，構成閉合電路

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