高中化学必背知识点归纳与总结01

高中化学必背知识点归纳一、俗名（无机部分）纯碱、苏打、天然碱 、口碱：a2CO3 小苏打：NaHCO3 大苏打：Na2S2O3 石膏（生石膏）：CaSO4.2H2O 熟石膏：2CaSO4.H2O 重晶石：BaSO4（无毒） 碳铵：NH4HCO3 石灰石、大理石：CaCO3 生石灰：CaO 熟石灰、消石灰：Ca(OH)2 芒硝：Na2SO47H2O (缓泻剂) 烧碱、火碱、苛性钠：NaOH 苛性钾：KOH绿矾：FaSO47H2O 明矾：KAl (SO4)212H2O 漂白粉：Ca (ClO)2 、CaCl2（混和物） 漂白液：NaClO溶液胆矾、蓝矾：CuSO45H2O 硅石、石英：SiO2 刚玉：Al2O3 水玻璃、泡花碱、矿物胶：Na2SiO3 铁红、赤铁矿：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 玻璃的主要成分：Na2SiO3、CaSiO3、SiO2 天然气、沼气、坑气（主要成分）：CH4 水煤气：CO和H2 光化学烟雾：NO2，碳氢化合物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)。二、 颜色铁：铁粉是黑色的；一整块的固体铁是银白色的。 铜：单质是紫红色Fe2+浅绿色 Fe3+黄色Cu2+蓝色 MnO4紫色FeO黑色的粉末 FeS黑色固体Fe2O3红棕色粉末（铁红、赤铁矿）Fe3O4黑色晶体（磁铁矿） -1-CuO黑色粉末Cu2O红色（赤铜矿）CuSO4（无水）白色粉末 CuSO45H2O（胆矾）蓝色晶体Cu2 (OH)2CO3 绿色（铜绿）BaSO4 、BaCO3 、Ag2CO3 、CaCO3 、AgCl 、 Mg (OH)2 、三溴苯酚 均是白色沉淀Al(OH)3 白色絮状沉淀H4SiO4（原硅酸）白色胶状沉淀Fe(OH)2白色沉淀Fe(OH)3红褐沉淀Cu(OH)2蓝色沉淀 Fe (SCN)3血红色溶液F2浅黄绿色气体Cl2、氯水黄绿色 Br2深红棕色液体I2紫黑色固体KMnO4紫色固体CCl4无色的液体，密度大于水，与水不互溶O3淡蓝色气体SO2无色有剌激性气味、NH3无色、有剌激性气味气体SO3无色固体（沸点44.8度） 氢氟酸：HF腐蚀玻璃N2O4、NO无色气体 NO2红棕色气体Br2蒸汽红棕色气体I2蒸汽紫色气体HF、HCl、HBr、HI均为无色气体，在空气中均形成白雾AgCl白色沉淀 AgBr浅黄色沉淀AgI黄色沉淀 AgF可溶（不沉淀）Ag3PO4黄色沉淀Na2O2淡黄色固体 S黄色固体Br2的四氯化碳溶液橙色I2的四氯化碳溶液紫色 -2-三、 现象：1、焰色反应：Na （Na+）黄色、K （K+）紫色（透过蓝色的钴玻璃）Cu（Cu2+）绿色、 Ca（Ca2+）砖红2、Cu丝在Cl2中燃烧-产生棕色的烟； 3、H2在Cl2中燃烧-苍白色的火焰；4、Na在Cl2中燃烧-产生大量的白烟； 5、P在Cl2中燃烧-产生大量的白色烟雾；6、SO2通入品红溶液-先褪色，加热后恢复原色；7、NH3与HCl相遇-产生大量的白烟； 8、铝箔在氧气中-剧烈燃烧、产生刺眼的白光；9、镁条在空气中燃烧-产生耀眼的白光，在CO2中燃烧-生成白色粉末（MgO），产生黑烟（碳）；10、铁丝在Cl2中燃烧-产生棕色的烟； 铜丝在Cl2中燃烧-产生棕色的烟； 11、HF腐蚀玻璃：4HF + SiO2 SiF4 + 2H2O12、Fe(OH)2在空气中被氧化：由白色变为灰绿最后变为红褐色； 13、在常温下：Fe、Al 在浓H2SO4和浓HNO3中钝化；14、向盛有苯酚溶液的试管中滴入FeCl3溶液溶液呈紫色；苯酚遇空气呈粉红色。15、蛋白质遇浓HNO3变黄，被灼烧时有烧焦羽毛气味；16、在空气中燃烧：S微弱的淡蓝色火焰 H2淡蓝色火焰 H2S淡蓝色火焰 CO蓝色火焰 CH4明亮并呈蓝色的火焰 S在O2中燃烧明亮的蓝紫色火焰。C2H4（乙烯）火焰明亮并伴有黑烟C2H2(乙炔) C6H6（苯）火焰明亮伴有浓烟17使品红溶液褪色的气体：SO2（加热后又恢复红色）、Cl2（加热后不恢复红色） 18有色溶液：Fe2+（浅绿色）、Fe3（黄色）、Cu2+（蓝色）、MnO4-（紫色） 19.有色固体：红色：（Cu、Cu2O、Fe2O3）、红褐色：Fe(OH)3 -3-蓝色：Cu(OH)2 黑色（CuO、FeO、FeS、CuS、Ag2S、PbS）黄色：（AgI、Ag3PO4）浅黄色：（S或Na2O2或AgBr）白色：Fe(0H)2、CaCO3、BaSO4、AgCl、BaSO3、BaCO3、Mg（OH）2 22.有色气体：Cl2（黄绿色）、 NO2（红棕色）Br2蒸汽（红棕色）、F2(浅黄绿色）四、 考试中经常用到的规律：1、溶解性规律见溶解性表；、K+、Na+、NH4+、NO3盐全溶、盐酸盐（氯化物）只有AgCl不溶、硫酸盐只有三种不溶，BaSO4、CaSO4（微）、Ag2SO4（微）、碳酸盐只溶K+、Na+、NH4+、酸除硅酸（H2SiO3）外都溶、碱溶四种，KOH、NaOH、NH3.H2O、Ba（OH）22、常用酸碱指示剂的变色范围：指示剂 PH的变色范围甲基橙 红色3.14.4橙色 4.4黄色酚酞 无色8.010.0浅红色 红色石蕊 红色5.18.0紫色 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）：Ag+Hg2+ Cu2+ Pb2+ Fa2+ Zn2+ H+ Al3+Mg2+ Na+ Ca2+ K+阳极（失电子的能力）：S2 IBr ClOH含氧酸根F 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） 12、氧化性：MnO4- Cl2 Br2 Fe3+ I2 S=4(+4价的S)例： I2 +SO2 + H2O = H2SO4 + 2HI13、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、(2)是否有气体放出；(3)是否有弱电解质生成；(4)是否发生氧化还原反应；(5)是否生成络离子 Fe(SCN)2、Fe(SCN)3、Ag(NH3)2+、Cu(NH3)42+ 等； -4-(6)是否发生双水解。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.：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.17、强酸、强碱、弱酸、弱碱(1)常见的强酸：HCl、 H2SO4、 HNO3 、HClO4、 HBr、 HI (2)常见的强碱： NaOH、KOH、Ba（OH）2、Ca（OH）2(3)常见的弱酸酸性：H2SO3H3PO4HCOOHHFCH3COOHHCOHSHClO极弱（HAlO极弱、苯酚极弱）(4)常见的弱碱：NH3.H2O、Fe(OH)、Fe(OH)2Cu(OH)、Al(OH)、Zn(OH) -5-(5)同主族无氧酸酸性递减：HF（弱酸）HClHBrHI(6)HClO4(高氯酸)是最强的酸（4）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+4Ag(NH3)2OH= (NH4)2CO3 + 4Ag + 6NH3 + 2H2O29、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。 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。极易容：NH3（1：700）HCl（1：500）易 容：SO2 （1：40）能 溶：CO2（1：1）Cl2（1:2.26）H2S(1:2.6)微 溶：C2H2难溶、极难溶：O2 H2 CO NO CH4 CH3Cl C2H4 C2H6与水反应：F2 NO2五、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的有机物六、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=2NO2Cu(NO3)24H2O4HNO3(浓)Cu=2NO2Cu(NO3)22H2OS+6HNO3(浓)=H2SO4+6NO2+2H2O3S+4 HNO3(稀)=3SO2+4NO+2H2O2温度：可能导致反应能否进行或产物不同 Cl2+2NaOH冷=NaCl+NaClO+H2O3Cl2+6NaOH热=5NaCl+NaClO3+3H2O3溶液酸碱性.2S2- SO32-6H+3S3H2O5Cl-ClO3-6H+3Cl23H2OS2-、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+NO2H2O -6- 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） 2P3Cl2点燃=2PCl3(Cl2不足) 2P5Cl2点燃=2 PCl5(Cl2充足) -9-（2）、2H2S3O2点燃=2H2O2SO2(O2充足) ； 2H2SO2点燃=2H2O2S(O2不足)（3）4NaO2缓慢氧化=2Na2O 2NaO2点燃=Na2O2（4）、Ca(OH)2CO2适量=CaCO3H2O ； Ca(OH)22CO2 足量 =Ca(HCO3)2（5）、CO2点燃=CO2(O2充足) 2 CO2点燃=2CO (O2不充足)（6）、8HNO3(稀)3Cu=2NO2Cu(NO3)24H2O 4HNO3(浓)Cu=2NO2Cu(NO3)22H2O（7）、AlCl33NaOH=Al(OH)33NaCl ； AlCl34NaOH(过量)=NaAlO22H2O（8）、NaAlO24HCl(过量)=NaCl2H2OAlCl3 NaAlO2HCl少H2O=NaClAl(OH)3（9）、Fe6HNO3(热、浓)=Fe(NO3)33NO23H2O FeHNO3(冷、浓)(钝化)（10）、Fe6HNO3(热、浓)Fe不足=Fe(NO3)33NO23H2O Fe4HNO3(热、浓)Fe过量=Fe(NO3)22NO22H2O（11）、Fe4HNO3(稀)Fe不足=Fe(NO3)3NO2H2O 3Fe8HNO3(稀) Fe过量=3Fe(NO3)32NO4H2O（12）C2H5OH（浓硫酸170oC）CH2=CH2H2O C2H5OH（浓硫酸140OC） C2H5OC2H5H2O（13）C2H5ClNaOH(H2O溶液) C2H5OHNaCl C2H5ClNaOH（醇）CH2CH2NaClH2O（14）、6FeBr23Cl2（不足）=4FeBr32FeCl3 2FeBr23Cl2（过量）=2Br22FeCl3九、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。 -7-例如：(1)违背反应客观事实 如：Fe2O3与氢碘酸：Fe2O36H+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+Cl2Fe3+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：OHHIH2OI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：ClOH+ClOHCl2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+OHH+SO42BaSO4H2O 正确：Ba2+2OH2H+SO42BaSO42H2O (6)“”“ ”“”“”符号运用不当 如：Al3+3H2OAl(OH)33H+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。 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=110-amol/L(a7或aHClSO2H2SCl2CO2 7.相对分子质量相近且等电子数，分子的极性越强，熔点沸点越高。如：CON2 8有单质参加或生成的反应不一定为氧化还原反应。如：氧气与臭氧的转化。 9氟元素既有氧化性也有还原性。 F是F元素能失去电子具有还原性。 10CO2,SO2、SO3,NH3的水溶液可以导电，但是非电解质。 11全部由非金属元素组成的物质可以是离子化合物。如：NH4Cl。 12AlCl3是共价化合物，熔化不能导电。 13常见的阴离子在水溶液中的失去电子顺序： F-PO43-SO42-NO3-CO32-OH-Cl-Br-I-SO32-7强酸,m=7中强酸,m=46弱酸 m=23两性,m=1弱酸,m=0中强碱,mSiO2 45.歧化反应 非金属单质和化合物发生歧化反应,生成非金属的负价的元素化合物 和最低稳定正化合价的化合物. 46.实验中胶头滴管要伸入液面下的有制取Fe(OH)2,温度计要伸入液面下的有乙醇的催化氧化.还有一个是以乙醇制取乙烯. 不能伸到液面下的有石油的分馏. 47.C7H8O的同分异构体有5种，3种酚，1种醇，1种醚。（记住这个结论对做选择题有帮助) 48.一般情况下,酸与酸,碱与碱之间不发生反应, 但也有例外如:氧化性酸和还原性酸(HNO4+H2S)等; AgOH+NH4.OH等 49.一般情况下,金属活动性顺序表中H后面的元素不能和酸反应发出氢气； 但也有例外如：Cu+H2S=CuS(沉淀)+H2（气体）等 50.相同条件下通常碳酸盐的溶解度小于相应的碳酸氢盐溶解度； 但也有例外如：Na2CO3NaHCO3, 另外，Na2CO3+HCl为放热反应;NaHCO3+HCL为吸热反应 51. 弱酸能制强酸在复分解反应的规律中，一般只能由强酸制弱酸。但向 溶液中滴加氢硫酸可制盐酸： ，此反应为弱酸制强酸的反常规情况。其原因为 难溶于强酸中。同理用 与 反应可制 ，因为 常温下难与 反应。 52. 还原性弱的物质可制还原性强的物质氧化还原反应中氧化性还原性的强弱比较的基本规律如下：氧化性强弱为：氧化剂氧化产物还原性强弱为：还原剂还原产物但工业制硅反应中： 还原性弱的碳能制还原性强的硅，原因是上述规则只适用于溶液中，而此反应为高温下的气相反应。又如钾的还原性比钠强，但工业上可用 制K： ，原因是K的沸点比Na低，有利于K的分离使反应向正方向进行。 53. 氢后面的金属也能与酸发生置换反应一般只有氢前面的金属才能置换出酸或水中的氢。但Cu和Ag能发生如下反应：原因是 和 溶解度极小，有利于化学反应向正方向移动。 54. 锡铅活动性反常根据元素周期律知识可知：同主族元素的金属性从上至下逐渐增强，即 。但金属活动顺序表中 。原因是比较的条件不同，前者指气态原子失电子时铅比锡容易，而后者则是指在溶液中单质锡比单质铅失电子容易。 55. 溶液中活泼金属单质不能置换不活泼金属一般情况下，在溶液中活泼金属单质能置换不活泼金属。但Na、K等非常活泼的金属却不能把相对不活泼的金属从其盐溶液中置换出来。如K和CuSO4溶液反应不能置换出Cu，原因为： 56. 原子活泼，其单质不活泼一般情况为原子越活泼，其单质也越活泼。但对于少数非金属原子及其单质活泼性则表现出不匹配的关系。如非金属性 ，但 分子比 分子稳定，N的非金属性比P强，但N2比磷单质稳定得多，N2甚至可代替稀有气体作用，原因是单质分子中化学键结合程度影响分子的性质。 57. Hg、Ag与O2、S反应反常一般为氧化性或还原性越强，反应越强烈，条件越容易。例如：O2、S分别与金属反应时，一般O2更容易些。但它们与Hg、Ag反应时出现反常，且硫在常温下就能发生如下反应： 58. 卤素及其化合物有关特性卤素单质与水反应通式为： ，而F2与水的反应放出O2， 难溶于水且有感光性，而AgF溶于水无感光性， 易溶于水，而 难溶于水，F没有正价而不能形成含氧酸。 59. 硅的反常性质硅在常温下很稳定，但自然界中没有游离态的硅而只有化合态，原因是硅以化合态存在更稳定。一般只有氢前面活泼金属才能置换酸或水中的氢。而非金属硅却与强碱溶液反应产生H2。原因是硅表现出一定的金属性，在碱作用下还原水电离的H+而生成H2。 60. 铁、铝与浓硫酸、浓硝酸发生钝化常温下，铁、铝分别与稀硫酸和稀硝酸反应，而浓硫酸或浓硝酸却能使铁铝钝化，原因是浓硫酸、浓硝酸具有强氧化性，使它们表面生成了一层致密的氧化膜。 61. 酸性氧化物与酸反应一般情况下，酸性氧化物不与酸反应，但下面反应却反常：前者是发生氧化还原反应，后者是生成气体 ，有利于反应进行。 62. 酸可与酸反应一般情况下，酸不与酸反应，但氧化性酸与还原性酸能反应。例如：硝酸、浓硫酸可与氢碘酸、氢溴酸及氢硫酸等反应。 63. 碱可与碱反应一般情况下，碱与碱不反应，但络合能力较强的一些难溶性碱却可能溶解在弱碱氨水中。如 溶于氨水生成 溶于氨水生成 。 64. 改变气体压强平衡不移动对于反应体系中有气体参与的可逆反应，改变压强，平衡移动应符合勒夏特列原理。例如对于气体系数不相等的反应， 反应达到平衡后，在恒温恒容下，充入稀有气体时，压强增大，但平衡不移动，因为稀有气体不参与反应， 的平衡浓度并没有改变。 65. 强碱弱