高中化學基本知識點_高中化學必修2知識點歸納

2026-04-20 生活百科

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于原溶劑；③ 要易于揮發。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淀的操作向漏斗里注入蒸餾水，使水面沒過沉淀物，等水流完后，重復操作數次配制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?。?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（洗滌液一并轉移到容量瓶中）⑹ 振搖⑺ 定容⑻ 搖勻容量瓶 ①容量瓶上注明溫度和量程。②容量瓶上只有刻線而無刻度。①只能配制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 標準狀況 STP 0℃和1標準大氣壓下 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任何氣體的標準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 標準狀況氣體體積 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（?。罺（?。┮暈鎦實牧課行?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（與堿反應生成鹽和水） SiO2、SO2、CO2、SO3、N2O5、(多數為非金屬氧化物）堿性氧化物（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、堿反應生成鹽和水） 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）分散質粒子小于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）分散質粒子大于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、堿、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（弱堿金屬陽離子） H+、Fe3+、Fe2+、Fe3+、Cu2+、Al3+、Mg2+、NH4+ 等與H+和OH-都不共存 HCO3-、HSO3-、HS-、等常見生成沉淀 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，然后逐滴加入飽和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) 氧化還原反應的特征元素化合價的升降（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 淀粉試紙變藍 NO的檢驗打開瓶蓋后遇空氣變紅棕色離子的檢驗 NH4+的檢驗加NaOH溶液加熱后放出氣體用濕潤的紅色石蕊試紙變藍 Fe3+的檢驗 ①加NaOH溶液有紅褐色沉淀②加KSCN溶液出現血紅色 Fe2+的檢驗 ①加NaOH溶液有白色沉淀馬上變灰綠色,最終變紅褐色②加KSCN溶液無現象,再加氯水后出現血紅色 SO42-的檢驗先加HCl無現象后加BaCl2溶液有不溶于酸的白色沉淀 Cl-、(Br-、I -)的檢驗先加AgNO3后加HNO3溶液有不溶于酸的白色沉淀AgCl (淡黃色沉淀AgBr、黃色沉淀AgI） NO3 - 的檢驗加濃縮后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）堿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（與酸和堿都放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—做干燥，不能干燥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，不能使石蕊變紅后褪色）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于水（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咝、⑤紅 ①鈉浮在水面上——密度小于水；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；咝咝發出響聲——反應劇烈；⑤變色——生成堿俗名蘇打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—紅色油漆和涂料；Al2O3—耐火材料,NH3可用于氮肥、制冷劑。晶體硅Si作半導體、太陽能電池; SiO2可作光導纖維；硅膠是常用的干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
人教版高一化學必修一知識點總結一、重點聚焦
1．混合物的分離原理和分離方法。
2．混合物分離方法的操作。
3．離子的檢驗及檢驗試劑的選擇。
4．物質分離與提純過程的簡單設計。
5．物質的量及其單位——摩爾。
6．阿伏加德羅常數、摩爾質量、氣體摩爾體積、物質的量濃度等概念。
7．有關物質的量、微觀粒子數、質量、體積、物質的量濃度等之間轉化的計算。
8．一定物質的量濃度溶液的配制
二、知識網絡
本章包括化學實驗基本方法、化學計量在實驗中的應用兩節內容，其知識框架可整理如下：
1．實驗安全
嚴格按照實驗操作規程進行操作，是避免或減少實驗事故的前提，然后在實驗中要注意五防，即防止火災、防止爆炸、防止倒吸引起爆裂、防止有害氣體污染空氣、防止暴沸。
2．實驗中意外事故的處理方法
（1）創傷急救
用藥棉或紗布把傷口清理干凈，若有碎玻璃片要小心除去，用雙氧水擦洗或涂紅汞水，也可涂碘酒（紅汞與碘酒不可同時使用），再用創可貼外敷。
（2）燙傷和燒傷的急救
可用藥棉浸75%—95%的酒精輕涂傷處，也可用3%—5%的KMnO4溶液輕擦傷處到皮膚變棕色，再涂燙傷藥膏。
（3）眼睛的化學灼傷
應立即用大量流水沖洗，邊洗邊眨眼睛。如為堿灼傷，再用20%的硼酸溶液淋洗；若為酸灼傷，則用3%的NaHCO3溶液淋洗。
（4）濃酸和濃堿等強腐蝕性藥品
使用時應特別小心，防止皮膚或衣物被腐蝕。如果酸（或堿）流在實驗桌上，立即用NaHCO3溶液（或稀醋酸）中和，然后用水沖洗，再用抹布擦干。如果只有少量酸或堿滴到實驗桌上，立即用濕抹布擦凈，再用水沖洗抹布。
如果不慎將酸沾到皮膚或衣物上，立即用較多的水沖洗，再用3%—5%的NaHCO3溶液沖洗。如果堿性溶液沾到皮膚上，要用較多的水沖洗，再涂上硼酸溶液。
（5）撲滅化學火災注意事項
①與水發生劇烈反應的化學藥品不能用水撲救。如鉀、鈉、鈣粉、鎂粉、鋁粉、電石、PCl3、PCl5、過氧化鈉、過氧化鋇等著火。
②比水密度小的有機溶劑，如苯、石油等烴類、醇、醚、酮、酯類等著火，不能用水撲滅，否則會擴大燃燒面積；比水密度大且不溶于水的有機溶劑，如CS2著火，可用水撲滅，也可用泡沫滅火器、二氧化碳滅火器撲滅。
③反應器內的燃燒，如是敞口器皿可用石棉布蓋滅。蒸餾加熱時，如因冷凝效果不好，易燃蒸氣在冷凝器頂端燃著，絕對不可用塞子或其他物件堵塞冷凝管口，應先停止加熱，再行撲救，以防爆炸。
3．混合物的分離和提純
（1）混合物分離和提純方法的選擇
①固體與固體混合物：若雜質或主要物質易分解、易升華時用加熱法；若一種易溶，另一種難溶，可用溶解過濾法；若二者均易溶，但溶解度受溫度的影響差別較大，可用重結晶法；還可加入某種試劑使雜質除去，然后再結晶得到主要物質。
②固體與液體混合物：若固體不溶于液體，可用過濾法；若固體溶于液體，可用結晶或蒸餾方法。
③液體與液體混合物：若互不相溶，可用分液法，若互溶在一邊且沸點差別較大，可用蒸餾法；若互溶在一起且沸點差別不大，可選加某種化學試劑萃取后再蒸餾。
④氣體與氣體混合物：一般用洗氣法，可選用液體或固體除雜試劑。
（2）幾種常見的混合物的分離和提純方法
分離和提
純方法分離的物質主要儀器應用舉例
傾　析從液體中分離密度較大且不溶的固體燒杯、玻璃棒分離沙和水
過　濾從液體中分離不溶的固體漏斗、濾紙、鐵架臺（帶鐵圈）、玻璃棒、燒杯粗鹽提純
溶解和
過濾分離兩種固體，一種能溶于某溶劑，另一種則不溶分離食鹽和沙
離心分離法從液體中分離不溶的固體離心試管，離心機分離泥和水
結晶法從溶液中分離已溶解的溶質燒杯、玻璃棒、蒸發皿、鐵架臺（帶鐵圈）、酒精燈從海水中提取食鹽
分液分離兩種不互溶的液體分液漏斗、鐵架臺（帶鐵圈）、燒杯分離油和水
萃取加入適當溶劑把混合物中某成分溶解及分離用苯提取水溶液中的溴
蒸餾從溶液中分離溶劑和非揮發性溶質蒸餾燒瓶、冷凝管、錐形瓶、酒精燈、石棉網、鐵架臺、牛角管、溫度計從海水中制取純水
分餾分離兩種互溶而沸點差別較大的液體石油的分離
升華分離兩種固體，其中只有一種可以升華鐵架臺（帶鐵圈）、酒精燈、燒杯、圓底燒瓶分離碘和沙
吸附除去混合物中的氣態或固態雜質干燥管或U形管用活性炭除去黃糖中的有色雜質
色層分
析法分離溶液中的溶質層析紙及層析試劑分離黑色墨水中不同顏色的物質
4．離子的檢驗
一般來講，陽離子的檢驗需選擇合適的陰離子，陰離子的檢驗需選擇合適的陽離子，并要求具有特別的明顯現象。這就需要選擇合適的檢驗試劑及其添加順序，以避免干擾離子的干擾。
待檢離子選用試劑反應現象
Al3+NaOH白色沉淀，堿過量后沉淀溶解
Fe3+KSCN出現血紅色溶液
Ca2+Na2CO3
HCl白色沉淀，加鹽酸后產生無色無味氣體
Cl－AgNO3
HNO3不溶于HNO3的白色沉淀
SO42－BaCl2或Ba(NO3)2
HCl或HNO3不溶于強酸的白色沉淀
CO32－CaCl2或BaCl2
HCl或HNO3白色沉淀，加酸后產生無色無味使澄清石灰水變渾濁的氣體
5．化學計量之間的轉化關系
　?。?）理解物質的量及其單位摩爾、摩爾質量、阿伏加德羅常數、氣體摩爾體積、物質的量濃度等概念。
　?。?）以物質的量為核心的計算
　?。?）有關溶液稀釋（稀釋前后溶質守恒）：
C (濃)·V (濃)==C (稀)·V (稀)
　?。?）溶質質量分數（W）與溶質的物質的量濃度（c）的轉化：（注意其中的單位換算）
6．一定物質的量濃度溶液的配制及誤差分析
　?。?）容量瓶是配制一定物質的量濃度溶液的儀器，其常用規格有100 mL、250 mL、500 mL、1000 mL等，使用時一定要注意其規律，如500 mL的容量瓶。并且使用前一定要檢查其是否漏水。
　?。?）配制步驟，所用儀器及注意事項
配制步驟使用儀器注意事項
計算——固體求溶質質量，液體求其體積。
稱量／量取托盤天平或滴定管
（量筒）、小燒杯天平的精確度為0.1 g，量筒的精確度為0.1 mL，量筒量取液體后不需要洗滌。
溶解／稀釋燒杯、玻璃棒溶解要在小燒杯中，切不可在容量瓶中直接溶解。
冷卻——將液體恢復到室溫（20℃）
轉移一定體積的容量瓶轉移時要用玻璃棒引流，以防液體濺失
洗滌——洗燒杯和玻璃棒2—3次，并將洗滌液轉入容量瓶
振蕩——使溶液充分混合
定容膠頭滴管加水至刻度線1—2 cm時，用膠頭滴管滴加，并使視線、刻度線、凹液面相切。
搖勻——兩手握住容量瓶，上下顛倒搖勻。
裝瓶貼簽試劑瓶容量瓶不能用于長期貯存溶液。
具體要做到：移量要精確，溶解要安全，冷卻要充分，洗滌要潔凈，定容要準確，混合要均勻。
　?。?）誤差分析
由公式知，凡是溶質的物質的量減少或使溶液體積增大的操作，都會使c偏低，反之偏高。
三、方法整合
本章包括化學實驗基本方法和化學計量在實驗中的應用兩節內容，就其主要題型有：（1）實驗安全知識及常用危險化學品的分類識別；（2）混合物分離和提純過程的簡單設計；（3）過濾、蒸發、萃取、分液、蒸餾等分離方法的選擇根據、涉及的化學儀器及操作過程等；（4）常見離子（SO42―、CO32―、Cl―、Ca2+等）的檢驗；（5）有關物質的量、摩爾質量、阿伏加德羅常數、氣體摩爾體積、物質的量濃度等概念的辯析理解；（6）有關化學計量的簡單計算；（7）一定物質的量濃度溶液的配制等等。無論是化學實驗基本方法，還是化學計量，都貫穿于整個高中化學，所以這就要求理解準確，應用到位。
1．物質及其變化的分類
2．離子反應
3．氧化還原反應
4．分散系膠體
二、知識網絡
1．物質及其變化的分類
（1）物質的分類
分類是學習和研究物質及其變化的一種基本方法，它可以是有關物質及其變化的知識系統化，有助于我們了解物質及其變化的規律。分類要有一定的標準，根據不同的標準可以對化學物質及其變化進行不同的分類。分類常用的方法是交叉分類法和樹狀分類法。
（2）化學變化的分類
根據不同標準可以將化學變化進行分類：
①根據反應前后物質種類的多少以及反應物和生成物的類別可以將化學反應分為：化合反應、分解反應、置換反應、復分解反應。
②根據反應中是否有離子參加將化學反應分為離子反應和非離子反應。
③根據反應中是否有電子轉移將化學反應分為氧化還原反應和非氧化還原反應。
2．電解質和離子反應
（1）電解質的相關概念
①電解質和非電解質：電解質是在水溶液里或熔融狀態下能夠導電的化合物；非電解質是在水溶液里和熔融狀態下都不能夠導電的化合物。
②電離：電離是指電解質在水溶液中產生自由移動的離子的過程。
③酸、堿、鹽是常見的電解質
酸是指在水溶液中電離時產生的陽離子全部為H+的電解質；堿是指在水溶液中電離時產生的陰離子全部為OH-的電解質；鹽電離時產生的離子為金屬離子和酸根離子。
（2）離子反應
①有離子參加的一類反應稱為離子反應。
②復分解反應實質上是兩種電解質在溶液中相互交換離子的反應。
發生復分解反應的條件是有沉淀生成、有氣體生成和有水生成。只要具備這三個條件中的一個，復分解反應就可以發生。
③在溶液中參加反應的離子間發生電子轉移的離子反應又屬于氧化還原反應。
（3）離子方程式
離子方程式是用實際參加反應的離子符號來表示反應的式子。
離子方程式更能顯示反應的實質。通常一個離子方程式不僅能表示某一個具體的化學反應，而且能表示同一類型的離子反應。
離子方程式的書寫一般依照“寫、拆、刪、查”四個步驟。一個正確的離子方程式必須能夠反映化學變化的客觀事實，遵循質量守恒和電荷守恒，如果是氧化還原反應的離子方程式，反應中得、失電子的總數還必須相等。
3．氧化還原反應
（1）氧化還原反應的本質和特征
氧化還原反應是有電子轉移（電子得失或共用電子對偏移）的化學反應，它的基本特征是反應前后某些元素的化合價發生變化。
（2）氧化劑和還原劑
反應中，得到電子（或電子對偏向），所含元素化合價降低的反應物是氧化劑；失去電子（或電子對偏離），所含元素化合價升高的反應物是還原劑。
在氧化還原反應中，氧化劑發生還原反應，生成還原產物；還原劑發生氧化反應，生成氧化產物。
氧化還原反應中物質的變化關系可用下式表示：

（3）氧化還原反應中得失電子總數必定相等，化合價升高、降低的總數也必定相等。
4．分散系、膠體的性質
（1）分散系
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，叫做分散系。前者屬于被分散的物質，稱作分散質；后者起容納分散質的作用，稱作分散劑。當分散劑是水或其他液體時，按照分散質粒子的大小，可以把分散系分為溶液、膠體和濁液。
（2）膠體和膠體的特性
①分散質粒子大小在1nm~100nm之間的分散系稱為膠體。膠體在一定條件下能穩定存在，穩定性介于溶液和濁液之間，屬于介穩體系。
②膠體的特性
膠體的丁達爾效應：當光束通過膠體時，由于膠體粒子對光線散射而形成光的“通路”，這種現象叫做丁達爾效應。溶液沒有丁達爾效應，根據分散系是否有丁達爾效應可以區分溶液和膠體。
膠體粒子具有較強的吸附性，可以吸附分散系的帶電粒子使自身帶正電荷（或負電荷），因此膠體還具有介穩性以及電泳現象。
1．金屬鈉的化學性質（與氧氣、水的反應）。
2．金屬鋁的化學性質（與強酸、強堿的反應）。
3．金屬鐵與水蒸氣的反應。
4．物質的量在化學方程式計算中的應用。
5．氧化鈉、過氧化鈉的性質（與二氧化碳、水的反應）。
6．碳酸鈉、碳酸氫鈉的性質。
7．氧化鋁、氫氧化鋁的性質（與強酸、強堿的反應）。
8．鐵的氧化物（氧化亞鐵、氧化鐵、四氧化三鐵）的性質。
9．鐵的氫氧化物（氫氧化亞鐵、氫氧化鐵）的性質。
10．鐵鹽、亞鐵鹽的轉化。
11．金屬離子的檢驗。
12．常見合金的重要應用。
二、知識網絡
對金屬及其化合物知識可橫向整理，即按金屬單質、金屬氧化物、氫氧化物、鹽進行分塊對比整理。
1．金屬單質的化學性質
金屬活動順序 NaAlFeCu
金屬原子失電子能力
依次減弱，還原性依次減弱
與空氣中氧氣的反應易被氧化常溫時能被氧化加熱時能被氧化
與水的反應常溫可置換出水中的氫加熱或與水蒸氣反應時能置換出水中的氫不與水反應
與酸的反應能置換出稀酸中的氫不能置換稀酸中的氫
反應劇烈（先與酸反應再與水反應）反應程度依次減弱（可在冷的濃硫酸、濃硝酸中發生鈍化）能跟濃硫酸、濃硝酸反應
與鹽的反應排在金屬活動順序表前面的金屬可將后面的金屬從其鹽溶液中置換出來（鈉會與水反應置換出氫氣）
與堿的反應不反應 Al 可以與堿溶液反應，產生氫氣不反應
2．金屬氧化物的性質對比
金屬氧化物 Na2O Na2O2 Al2O3 Fe2O3 CuO
顏色白色淡黃色白色紅棕色黑色
與水反應生成NaOH 生成NaOH和O2 不反應
與CO2反應生成Na2CO3 生成Na2CO3
和O2 不反應
與鹽酸反應生成NaCl
和H2O 生成NaCl
和H2O2 生成AlCl3
和H2O 生成FeCl3
和H2O 生成CuCl2
和H2O
與NaOH溶液
反應與水反應與水反應生成NaAlO2和H2O 不反應
由金屬直接
制得的方式金屬鈉直接
露置在空氣中點燃或加熱
金屬鈉金屬鋁的氧化膜或在氧氣中點燃金屬鋁生鐵在潮濕空氣中緩慢氧化在空氣中加熱
金屬銅
3．金屬氫氧化物的性質對比
金屬氫氧化物 NaOH Al(OH)3 Fe(OH)2 Fe(OH)3 Cu(OH)2
顏色白色固體白色膠狀沉淀白色沉淀紅褐色沉淀藍色沉淀
與鹽酸反應生成NaCl
和H2O 生成AlCl3
和H2O 生成FeCl2
和H2O 生成FeCl3
和H2O 生成CuCl2
和H2O
加熱對熱穩定生成Al2O3
和H2O 隔絕空氣加熱生成FeO和H2O 生成Fe2O3
和H2O 生成CuO
和H2O
與NaOH
溶液反應 —— 生成NaAlO2
和H2O 不反應
制備 ①Ca(OH)2溶液與Na2CO3溶液反應
②氯堿工業鋁鹽與過量
氨水反應硫酸亞鐵與氫氧化鈉溶液反應硫酸鐵溶液與氫氧化鈉溶液反應硫酸銅溶液與氫氧化鈉溶液反應
對于某一金屬元素及其化合物知識，我們可按單質——氧化物——氫氧化物——鹽縱向對比整理：
4．鈉及其重要化合物

5．鋁及其重要化合物

6．鐵及其重要化合物

7．銅及其重要化合物
請同學們回顧所學知識，寫出4～7中所涉及的化學方程式或離子方程式。
8．常見金屬陽離子的檢驗方法
　?。?）Na+：焰色反應：火焰顏色呈黃色。
　?。?）K+：焰色反應：火焰顏色呈紫色（透過藍色鈷玻璃）。
　?。?）Ag+：加鹽酸或可溶性的氯化物，生成不溶于強酸的白色沉淀。
　?。?）Ba2+：加硫酸或可溶性的硫酸鹽，生成不溶于強酸的白色沉淀。
　?。?）Ca2+：加可溶性碳酸鹽，生成白色沉淀；加強酸產生使澄清石灰水變渾濁的氣體。
　?。?）Al3+：加NaOH溶液，先出現白色膠狀沉淀，后逐漸溶解。
　?。?）Fe2+：①加NaOH溶液，產生白色膠狀沉淀，迅速變成灰綠色，最后變成紅褐色；
②加KSCN溶液不變色，加氯水后溶液變紅色。
　?。?）Fe3+：①加NaOH溶液，生成紅褐色沉淀；②加KSCN溶液，溶液變血紅色。
這是前三章的
高中化學所有知識點1．氫離子的氧化性屬于酸的通性，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?。篘H3.>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堿性氧化物，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則先紅后褪色，Na2O2則先藍后褪色。
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，丙三醇可作制冷劑。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．鉆石不是最堅硬的物質， C3N4的硬度比鉆石還大。
24．在相同的條件下，同一弱電解質，溶液越??，道D攵仍醬?，溶液中离變灗度未必札e?nbsp;，
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．能和堿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．判斷酸堿性強弱的經驗公式：(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，堿性越強。
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中強堿,m<0強堿
36．條件相同時，物質的沸點不一定高于熔點。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于有機物，而易溶解于水。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.羧酸和堿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于原子晶體.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制取Fe(OH)2,
溫度計要伸入液面下的有乙醇的催化氧化.還有一個是以乙醇制取乙烯.
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,堿與堿之間不發生反應,
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后面的元素不能和酸反應發出氫氣；
但也有例外如：Cu+H2S==CuS(沉淀)+H2（氣體）等~
50.相同條件下通常碳酸鹽的溶解度小于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。其原因為難溶于強酸中。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于溶液中，
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，有利于K的分離使反應向正方向進行。
53. 氫后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，有利于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，而后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?；顫姷慕饘賲s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。但對于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，難溶于水且有感光性，而AgF溶于水無感光性，易溶于水，而難溶于水， 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。而非金屬硅卻與強堿溶液反應產生H2 。原因是硅表現出一定的金屬性，在堿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致密的氧化膜。
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，后者是生成氣體，有利于反應進行。
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. 堿可與堿反應
一般情況下，堿與堿不反應，但絡合能力較強的一些難溶性堿卻可能溶解在弱堿氨水中。如溶于氨水生成溶于氨水生成。
64. 改變氣體壓強平衡不移動
對于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。例如對于氣體系數不相等的反應，反應達到平衡后，在恒溫恒容下，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，的平衡濃度并沒有改變。
65. 強堿弱酸鹽溶液顯酸性
鹽類水解后溶液的酸堿性判斷方法為：誰弱誰水解，誰強顯誰性，強堿弱酸鹽水解后一般顯堿性。但和溶液卻顯酸性，原因是和的電離程度大于它們的水解程度。
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，對于結構相似，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
堿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于其對應的酸式鹽。但溶解度大于。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于試管口上方 1～50px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。
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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于不反應的混合氣體。②使用氣態方程PV=nRT有助于理解上述推論。
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準狀況如常溫常壓下，1.01×105Pa、25℃時等。
②物質狀態：考查氣體摩爾體積時，常用在標準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．由于發生復分解反應，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）有沉淀生成。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-等必須在堿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．由于發生氧化還原反應，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）在酸性或堿性的介質中由于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-在堿性條件下可以共存，但在酸性條件下則由于發生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+）、堿性溶液（OH-）、能在加入鋁粉后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堿（OH-）、強酸（H+）共存。
如HCO3-+OH-=CO32-+H2O（HCO3-遇堿時進一步電離）；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）兩守恒：兩邊原子數、電荷數必須守恒（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。對于同一種元素，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）處于高化合價的氧化物，如MnO2、KMnO4等
③、元素（如S、N等）處于高化合價時的含氧酸，如濃H2SO4、HNO3 等
④、元素（如Mn、Cl、Fe等）處于高化合價時的鹽，如KMnO4、KClO3、FeCl3、K2Cr2O7
⑤、過氧化物，如Na2O2、H2O2等。
高一化學必修一知識點總結【高中化學基本知識點_高中化學必修2知識點歸納】高中化學必修一
第一章從實驗學化學
第一節化學實驗基本方法
一、熟悉化學實驗基本操作
危險化學品標志，如酒精、汽油——易燃液體；
濃H2SO4、NaOH（酸堿）——腐蝕品
二、混合物的分離和提純：
1、分離的方法：
①過濾：固體(不溶)和液體的分離。
②蒸發：固體(可溶)和液體分離。
③蒸餾：沸點不同的液體混合物的分離。
④分液：互不相溶的液體混合物。
⑤萃?。豪沒旌銜鎦幸恢秩苤試諢ゲ幌噯艿娜薌晾鍶芙廡緣牟煌?nbsp;，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。
2、粗鹽的提純：
（1）粗鹽的成分：主要是NaCl，還含有MgCl2、CaCl2、Na2SO4、泥沙等雜質
（2）步驟：
①將粗鹽溶解后過濾；
②在過濾后得到粗鹽溶液中加過量試劑BaCl2(除SO42－)、Na2CO3(除Ca2＋、過量的Ba2＋)、NaOH(除Mg2＋)溶液后過濾；
③得到濾液加鹽酸(除過量的CO32－、OH－)調pH=7得到NaCl溶液；
④蒸發、結晶得到精鹽。
加試劑順序關鍵：
（1）Na2CO3在BaCl2之后；
（2）鹽酸放最后。
3、蒸餾裝置注意事項：
①加熱燒瓶要墊上石棉網；
②溫度計的水銀球應位于蒸餾燒瓶的支管口處；
③加碎瓷片的目的是防止暴沸；
④冷凝水由下口進，上口出。
4、從碘水中提取碘的實驗時，選用萃取劑應符合原則：
①被萃取的物質在萃取劑溶解度比在原溶劑中的大得多；
②萃取劑與原溶液溶劑互不相溶;
③萃取劑不能與被萃取的物質反應。
三、離子的檢驗：
①SO42－：先加稀鹽酸，再加BaCl2溶液有白色沉淀，原溶液中一定含有SO42－。Ba2＋＋SO42－＝BaSO4↓
②Cl－（用AgNO3溶液、稀硝酸檢驗）加AgNO3溶液有白色沉淀生成，再加稀硝酸沉淀不溶解，原溶液中一定含有Cl－；或先加稀硝酸酸化，再加AgNO3溶液，如有白色沉淀生成，則原溶液中一定含有Cl－。Ag＋＋Cl－＝AgCl↓ 。
③CO32－：（用BaCl2溶液、稀鹽酸檢驗）先加BaCl2溶液生成白色沉淀，再加稀鹽酸，沉淀溶解，并生成無色無味、能使澄清石灰水變渾濁的氣體，則原溶液中一定含有CO32－。
第二節化學計量在實驗中的應用
1、物質的量（n）是國際單位制中7個基本物理量之一。
2、五個新的化學符號：
3、各個量之間的關系：
4、溶液稀釋公式：（根據溶液稀釋前后，溶液中溶質的物質的量不變）
C濃溶液V濃溶液＝C稀溶液V稀溶液（注意單位統一性，一定要將mL化為L來計算）。
5、溶液中溶質濃度可以用兩種方法表示：
①質量分數W
②物質的量濃度C
質量分數W與物質的量濃度C的關系：C=1000ρW/M（其中ρ單位為g/cm3）
已知某溶液溶質質量分數為W，溶液密度為ρ（g/cm3），溶液體積為V，溶質摩爾質量為M，求溶質的物質的量濃度C 。
【推斷：根據C=n(溶質)/V(溶液) ，而n(溶質)=m（溶質）/M(溶質)= ρ V(溶液) W/M ，考慮密度ρ的單位g/cm3化為g/L，所以有C=1000ρW/M 】。（公式記不清，可設體積1L計算）。
6、一定物質的量濃度溶液的配制
（1）配制使用的儀器：托盤天平(固體溶質)、量筒(液體溶質)、容量瓶（強調：在具體實驗時，應寫規格，否則錯?。?、蓺汁、玻璃棒、胶头滴?。
（2）配制的步驟：
①計算溶質的量（若為固體溶質計算所需質量，若為溶液計算所需溶液的體積）
②稱?。ɑ蛄咳。?br />③溶解（靜置冷卻）
④轉移
⑤洗滌
⑥定容
⑦搖勻。
（如果儀器中有試劑瓶，就要加一個步驟：裝瓶）。
例如：配制400mL0.1mol／L的Na2CO3溶液：
（1）計算：需無水Na2CO3 5.3 g 。
（2）稱量：用托盤天平稱量無水Na2CO3 5.3 g 。
（3）溶解：所需儀器燒杯、玻璃棒。
（4）轉移：將燒杯中的溶液沿玻璃棒小心地引流到500mL容量瓶中。
（5）定容：當往容量瓶里加蒸餾水時，距刻度線1－2cm處停止，為避免加水的體積過多，改用膠頭滴管加蒸餾水到溶液的凹液面正好與刻度線相切，這個操作叫做定容。
注意事項：
①不能配制任意體積的一定物質的量濃度的溶液，這是因為容量瓶的容積是固定的，沒有任意體積規格的容量瓶。
②溶液注入容量瓶前需恢復到室溫，這是因為容量瓶受熱易炸裂，同時溶液溫度過高會使容量瓶膨脹影響溶液配制的精確度。
③用膠頭滴管定容后再振蕩，出現液面低于刻度線時不要再加水，這是因為振蕩時有少量溶液粘在瓶頸上還沒完全回流，故液面暫時低于刻度線，若此時又加水會使所配制溶液的濃度偏低。
④如果加水定容時超出了刻度線，不能將超出部分再吸走，須應重新配制。
⑤如果搖勻時不小心灑出幾滴，不能再加水至刻度，必須重新配制，這是因為所灑出的幾滴溶液中含有溶質，會使所配制溶液的濃度偏低。
⑥溶質溶解后轉移至容量瓶時，必須用少量蒸餾水將燒杯及玻璃棒洗滌2—3次，并將洗滌液一并倒入容量瓶，這是因為燒杯及玻璃棒會粘有少量溶質，只有這樣才能盡可能地把溶質全部轉移到容量瓶中。
第二章化學物質及其變化
第一節物質的分類
1、掌握兩種常見的分類方法：交叉分類法和樹狀分類法。
2、分散系及其分類：
（1）分散系組成：分散劑和分散質，按照分散質和分散劑所處的狀態，分散系可以有9種組合方式。
（2）當分散劑為液體時，根據分散質粒子大小可以將分散系分為溶液、膠體、濁液。
3、膠體：
（1）常見膠體：Fe(OH)3膠體、Al(OH)3膠體、血液、豆漿、淀粉溶液、蛋白質溶液、有色玻璃、墨水等。
（2）膠體的特性：能產生丁達爾效應。區別膠體與其他分散系常用方法丁達爾效應。
膠體與其他分散系的本質區別是分散質粒子大小。
（3）Fe(OH)3膠體的制備方法：將飽和FeCl3溶液滴入沸水中，繼續加熱至體系呈紅褐色，停止加熱，得Fe(OH)3膠體。
第二節離子反應
一、電解質和非電解質
電解質：在水溶液里或熔融狀態下能導電的化合物。
1、化合物
非電解質：在水溶液中和熔融狀態下都不能導電的化合物。（如：酒精[乙醇]、蔗糖、SO2、SO3、NH3、CO2等是非電解質。）
（1）電解質和非電解質都是化合物，單質和混合物既不是電解質也不是非電解質。
（2）酸、堿、鹽和水都是電解質（特殊：鹽酸(混合物)電解質溶液）。
（3）能導電的物質不一定是電解質。能導電的物質：電解質溶液、熔融的堿和鹽、金屬單質和石墨。
電解質需在水溶液里或熔融狀態下才能導電。固態電解質(如：NaCl晶體)不導電，液態酸(如：液態HCl)不導電。
2、溶液能夠導電的原因：有能夠自由移動的離子。
3、電離方程式：要注意配平，原子個數守恒，電荷數守恒。如：Al2(SO4)3＝2Al3＋＋3SO42－
二、離子反應：
1、離子反應發生的條件：生成沉淀、生成氣體、水。
2、離子方程式的書寫：（寫、拆、刪、查）
①寫：寫出正確的化學方程式。（要注意配平。）
②拆：把易溶的強電解質（易容的鹽、強酸、強堿）寫成離子形式。
常見易溶的強電解質有：
三大強酸（H2SO4、HCl、HNO3），四大強堿[NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2 （澄清石灰水拆，石灰乳不拆）] ，可溶性鹽，這些物質拆成離子形式，其他物質一律保留化學式。
③刪：刪除不參加反應的離子（價態不變和存在形式不變的離子）。
④查：檢查書寫離子方程式等式兩邊是否原子個數守恒、電荷數守恒。
3、離子方程式正誤判斷：（看幾看）
①看是否符合反應事實(能不能發生反應，反應物、生成物對不對) 。
②看是否可拆。
③看是否配平（原子個數守恒，電荷數守恒）。
④看“＝”“ ”“↑”“↓”是否應用恰當。
4、離子共存問題
（1）由于發生復分解反應（生成沉淀或氣體或水）的離子不能大量共存。
生成沉淀：AgCl、BaSO4、BaSO3、BaCO3、CaCO3、Mg(OH)2、Cu(OH)2等。
生成氣體：CO32－、HCO3－等易揮發的弱酸的酸根與H＋不能大量共存。
生成H2O：①H＋和OH－生成H2O 。②酸式酸根離子如：HCO3－既不能和H＋共存，也不能和OH－共存。如：HCO3－＋H＋＝H2O＋CO2↑，HCO3－＋OH－＝H2O＋CO32－
（2）審題時應注意題中給出的附加條件。
①無色溶液中不存在有色離子：Cu2＋、Fe3＋、Fe2＋、MnO4－（常見這四種有色離子）。
②注意挖掘某些隱含離子：酸性溶液(或pH＜7)中隱含有H＋，堿性溶液(或pH＞7)中隱含有OH－。
③注意題目要求“大量共存”還是“不能大量共存” 。
第三節氧化還原反應
一、氧化還原反應
1、氧化還原反應的本質：有電子轉移（包括電子的得失或偏移）。
2、氧化還原反應的特征：有元素化合價升降。
3、判斷氧化還原反應的依據：凡是有元素化合價升降或有電子的轉移的化學反應都屬于氧化還原反應。
4、氧化還原反應相關概念：
還原劑（具有還原性）：失(失電子)→升(化合價升高)→氧(被氧化或發生氧化反應)→生成氧化產物。
氧化劑（具有氧化性）：得(得電子)→降(化合價降低)→還(被還原或發生還原反應)→生成還原產物。
【注】一定要熟記以上內容，以便能正確判斷出一個氧化還原反應中的氧化劑、還原劑、氧化產物和還原產物；氧化劑、還原劑在反應物中找；氧化產物和還原產物在生成物中找。
二、氧化性、還原性強弱的判斷
（1）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
三、如果使元素化合價升高，即要使它被氧化，要加入氧化劑才能實現；如果使元素化合價降低，即要使它被還原，要加入還原劑才能實現；
第三章金屬及其化合物
第一節金屬的化學性質
一、鈉 Na
1、單質鈉的物理性質：鈉質軟、銀白色、熔點低、密度比水的小但比煤油的大。
2、單質鈉的化學性質：
①鈉與O2反應
常溫下：4Na + O2＝2Na2O （新切開的鈉放在空氣中容易變暗）
加熱時：2Na + O2＝＝Na2O2 （鈉先熔化后燃燒，發出黃色火焰，生成淡黃色固體Na2O2 。）
Na2O2中氧元素為－1價，Na2O2既有氧化性又有還原性。
2Na2O2＋2H2O＝4NaOH＋O2↑
2Na2O2＋2CO2＝2Na2CO3＋O2
Na2O2是呼吸面具、潛水艇的供氧劑，Na2O2具有強氧化性能漂白。
②鈉與H2O反應
2Na＋2H2O＝2NaOH＋H2↑
離子方程式：2Na＋2H2O＝2Na＋＋2OH－＋H2↑（注意配平）
實驗現象：“浮——鈉密度比水?。揮巍汕餛?；响——窂摩揪屵b?br />熔——鈉熔點低；紅——生成的NaOH遇酚酞變紅” 。
③鈉與鹽溶液反應
如鈉與CuSO4溶液反應，應該先是鈉與H2O反應生成NaOH與H2，再和CuSO4溶液反應，有關化學方程式：
2Na＋2H2O＝2NaOH＋H2↑
CuSO4＋2NaOH＝Cu(OH)2↓＋Na2SO4
總的方程式：2Na＋2H2O＋CuSO4＝Cu(OH)2↓＋Na2SO4＋H2↑
實驗現象：有藍色沉淀生成，有氣泡放出
K、Ca、Na三種單質與鹽溶液反應時，先與水反應生成相應的堿，堿再和鹽溶液反應
④鈉與酸反應：
2Na＋2HCl＝2NaCl＋H2↑（反應劇烈）
離子方程式：2Na＋2H＋＝2Na＋＋H2↑
3、鈉的存在：以化合態存在。
4、鈉的保存：保存在煤油或石蠟中。
5、鈉在空氣中的變化過程：Na→Na2O→NaOH→Na2CO3→Na2CO3·10H2O（結晶）→Na2CO3（風化），最終得到是一種白色粉末。
一小塊鈉置露在空氣中的現象：銀白色的鈉很快變暗（生成Na2O），跟著變成白色固體(NaOH)，然后在固體表面出現小液滴（NaOH易潮解），最終變成白色粉未（最終產物是Na2CO3）。
二、鋁 Al
1、單質鋁的物理性質：銀白色金屬、密度?。ㄊ羥嶠鶚簦?、硬度小、熔沸点?。
2、單質鋁的化學性質
①鋁與O2反應：常溫下鋁能與O2反應生成致密氧化膜，保護內層金屬。加熱條件下鋁能與O2反應生成氧化鋁：4Al＋3O2＝＝2Al2O3
②常溫下Al既能與強酸反應，又能與強堿溶液反應，均有H2生成，也能與不活潑的金屬鹽溶液反應：
2Al＋6HCl＝2AlCl3＋3H2↑
（ 2Al＋6H＋＝2Al3＋＋3H2↑ ）
2Al＋2NaOH＋2H2O＝2NaAlO2＋3H2↑
（ 2Al＋2OH－＋2H2O＝2AlO2－＋3H2↑ ）
2Al＋3Cu(NO3)2＝2Al(NO3) 3＋3Cu
（ 2Al＋3Cu2＋＝2Al3＋＋3Cu）
注意：鋁制餐具不能用來長時間存放酸性、堿性和咸的食品。
③鋁與某些金屬氧化物的反應（如V、Cr、Mn、Fe的氧化物）叫做鋁熱反應
Fe2O3＋2Al ＝＝ 2Fe＋Al2O3，Al 和 Fe2O3的混合物叫做鋁熱劑。利用鋁熱反應焊接鋼軌。
三、鐵
1、單質鐵的物理性質：鐵片是銀白色的，鐵粉呈黑色，純鐵不易生銹，但生鐵（含碳雜質的鐵）在潮濕的空氣中易生銹。（原因：形成了鐵碳原電池。鐵銹的主要成分是Fe2O3）。
2、單質鐵的化學性質：
①鐵與氧氣反應：3Fe＋2O2＝＝＝Fe3O4（現象：劇烈燃燒，火星四射，生成黑色的固體）
②與非氧化性酸反應：Fe＋2HCl＝FeCl2＋H2↑ （Fe＋2H＋＝Fe2＋＋H2↑）
常溫下鋁、鐵遇濃硫酸或濃硝酸鈍化。加熱能反應但無氫氣放出。
③與鹽溶液反應： Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu（Fe＋Cu2＋＝Fe2＋＋Cu）
④與水蒸氣反應：3Fe＋4H2O(g)＝＝Fe3O4＋4H2
第二節幾種重要的金屬化合物
一、氧化物
1、Al2O3的性質：氧化鋁是一種白色難溶物，其熔點很高，可用來制造耐火材料如坩鍋、耐火管、耐高溫的實驗儀器等。
Al2O3是兩性氧化物：既能與強酸反應，又能與強堿反應：
Al2O3+ 6HCl ＝ 2AlCl3 + 3H2O （Al2O3＋6H＋＝2Al3＋＋3H2O）
Al2O3+ 2NaOH == 2NaAlO2 +H2O（Al2O3＋2OH－＝2AlO2－＋H2O）
2、鐵的氧化物的性質：FeO、Fe2O3都為堿性氧化物，能與強酸反應生成鹽和水。
FeO＋2HCl =FeCl2 +H2O
Fe2O3＋6HCl＝2FeCl3＋3H2O
二、氫氧化物
1、氫氧化鋁 Al(OH)3
①Al(OH)3是兩性氫氧化物，在常溫下它既能與強酸，又能與強堿反應：
Al(OH)3＋3HCl＝AlCl3＋3H2O（Al(OH)3＋3H＋＝Al3＋＋3H2O）
Al(OH)3＋NaOH＝NaAlO2＋2H2O（Al(OH)3＋OH－＝AlO2－＋2H2O）
②Al(OH)3受熱易分解成Al2O3：2Al(OH)3＝＝Al2O3＋3H2O（規律：不溶性堿受熱均會分解）
③Al(OH)3的制備：實驗室用可溶性鋁鹽和氨水反應來制備Al(OH)3
Al2(SO4)3＋6NH3·H2O＝2 Al(OH)3↓＋3(NH4)2SO4
（Al3＋＋3NH3·H2O＝Al(OH)3↓＋3NH4＋）
因為強堿(如NaOH)易與Al(OH)3反應，所以實驗室不用強堿制備Al(OH)3 ，而用氨水。
2、鐵的氫氧化物：氫氧化亞鐵Fe(OH)2（白色）和氫氧化鐵Fe(OH)3（紅褐色）
①都能與酸反應生成鹽和水：
Fe(OH)2＋2HCl＝FeCl2＋2H2O（Fe(OH)2＋2H＋＝Fe2＋＋2H2O）
Fe（OH）3+3HCl=FeCl3+3H2O（Fe(OH)3 + 3H＋= Fe3＋+ 3H2O）
②Fe(OH)2可以被空氣中的氧氣氧化成Fe(OH)3
4Fe(OH)2＋O2＋2H2O＝4Fe(OH)3（現象：白色沉淀→灰綠色→紅褐色）
③Fe(OH)3受熱易分解生成Fe2O3：2Fe(OH)3＝＝Fe2O3＋3H2O
3、氫氧化鈉NaOH：俗稱燒堿、火堿、苛性鈉，易潮解，有強腐蝕性，具有堿的通性。
三、鹽
1、鐵鹽（鐵為+3價）、亞鐵鹽（鐵為+2價）的性質：
①鐵鹽（鐵為+3價）具有氧化性，可以被還原劑（如鐵、銅等）還原成亞鐵鹽：
2FeCl3＋Fe＝3FeCl2（ 2Fe3＋＋Fe＝3Fe2＋）(價態歸中規律)
2FeCl3＋Cu＝2FeCl2＋CuCl2（ 2Fe3＋＋Cu＝2Fe2＋＋Cu2＋）（制印刷電路板的反應原理）
亞鐵鹽（鐵為+2價）具有還原性，能被氧化劑（如氯氣、氧氣、硝酸等）氧化成鐵鹽：
2FeCl2＋Cl2＝2FeCl3 （ 2Fe2＋＋Cl2＝2Fe3＋＋2Cl－）
②Fe3＋離子的檢驗：
a.溶液呈黃色；
b.加入KSCN(硫氰化鉀)溶液變紅色；
c.加入NaOH溶液反應生成紅褐色沉淀[Fe(OH)3] 。
Fe2+離子的檢驗：
a.溶液呈淺綠色；
b.先在溶液中加入KSCN溶液，不變色，再加入氯水，溶液變紅色；
c.加入NaOH溶液反應先生成白色沉淀，迅速變成灰綠色沉淀，最后變成紅褐色沉淀。
2、鈉鹽：Na2CO3與NaHCO3的性質比較
四、焰色反應
1、定義：金屬或它們的化合物在灼燒時使火焰呈現特殊顏色的性質。
2、操作步驟：鉑絲（或鐵絲）用鹽酸浸洗后灼燒至無色，沾取試樣（單質、化合物、氣、液、固均可）在火焰上灼燒，觀察顏色。
3、重要元素的焰色：鈉元素黃色、鉀元素紫色（透過藍色的鈷玻璃觀察，以排除鈉的焰色的干擾）
焰色反應屬物理變化。與元素存在狀態（單質、化合物）、物質的聚集狀態（氣、液、固）等無關，只有少數金屬元素有焰色反應。
第三節用途廣泛的金屬材料
1、合金的概念：由兩種或兩種以上的金屬（或金屬與非金屬）熔合而成的具有金屬特性的物質。
2、合金的特性：合金與各成分金屬相比，具有許多優良的物理、化學或機械的性能。
①合金的硬度一般比它的各成分金屬的大
②合金的熔點一般比它的各成分金屬的低
第四章非金屬及其化合物
一、硅及其化合物 Si
硅元素在地殼中的含量排第二，在自然界中沒有游離態的硅，只有以化合態存在的硅，常見的是二氧化硅、硅酸鹽等。
1、單質硅（Si）：
（1）物理性質：有金屬光澤的灰黑色固體，熔點高，硬度大。
（2）化學性質：
①常溫下化學性質不活潑，只能跟F2、HF和NaOH溶液反應。
Si＋2F2＝SiF4
Si＋4HF＝SiF4↑＋2H2↑
Si＋2NaOH＋H2O＝Na2SiO3＋2H2↑
②在高溫條件下，單質硅能與O2和Cl2等非金屬單質反應。
（3）用途：太陽能電池、計算機芯片以及半導體材料等。
（4）硅的制備：工業上，用C在高溫下還原SiO2可制得粗硅。
SiO2＋2C＝Si(粗)＋2CO↑
Si(粗)＋2Cl2＝SiCl4
SiCl4＋2H2＝Si(純)＋4HCl
2、二氧化硅（SiO2）：
（1）SiO2的空間結構：立體網狀結構，SiO2直接由原子構成，不存在單個SiO2分子。
（2）物理性質：熔點高，硬度大，不溶于水。
（3）化學性質：SiO2常溫下化學性質很不活潑，不與水、酸反應（氫氟酸除外），能與強堿溶液、氫氟酸反應，高溫條件下可以與堿性氧化物反應：
①與強堿反應：SiO2＋2NaOH＝Na2SiO3＋H2O（生成的硅酸鈉具有粘性，所以不能用帶磨口玻璃塞試劑瓶存放NaOH溶液和Na2SiO3溶液，避免Na2SiO3將瓶塞和試劑瓶粘住，打不開，應用橡皮塞）。
②與氫氟酸反應[SiO2的特性]：SiO2＋4HF＝SiF4↑+2H2O（利用此反應，氫氟酸能雕刻玻璃；氫氟酸不能用玻璃試劑瓶存放，應用塑料瓶）。
③高溫下與堿性氧化物反應：SiO2＋CaOCaSiO3
（4）用途：光導纖維、瑪瑙飾物、石英坩堝、水晶鏡片、石英鐘、儀器軸承、玻璃和建筑材料等。
3、硅酸（H2SiO3）：
（1）物理性質：不溶于水的白色膠狀物，能形成硅膠，吸附水分能力強。
（2）化學性質：H2SiO3是一種弱酸，酸性比碳酸還要弱，其酸酐為SiO2，但SiO2不溶于水，故不能直接由SiO2溶于水制得，而用可溶性硅酸鹽與酸反應制?。海ㄇ克嶂迫跛嵩恚?br />Na2SiO3＋2HCl＝2NaCl＋H2SiO3↓
Na2SiO3＋CO2＋H2O＝H2SiO3↓＋Na2CO3（此方程式證明酸性：H2SiO3＜H2CO3）
（3）用途：硅膠作干燥劑、催化劑的載體。
4、硅酸鹽
硅酸鹽：硅酸鹽是由硅、氧、金屬元素組成的化合物的總稱。硅酸鹽種類很多，大多數難溶于水，最常見的可溶性硅酸鹽是Na2SiO3 ， Na2SiO3的水溶液俗稱水玻璃，又稱泡花堿，是一種無色粘稠的液體，可以作黏膠劑和木材防火劑。硅酸鈉水溶液久置在空氣中容易變質：
Na2SiO3＋CO2＋H2O＝Na2CO3＋H2SiO3↓（有白色沉淀生成）
傳統硅酸鹽工業三大產品有：玻璃、陶瓷、水泥。
硅酸鹽由于組成比較復雜，常用氧化物的形式表示：活潑金屬氧化物→較活潑金屬氧化物→二氧化硅→水。氧化物前系數配置原則：除氧元素外，其他元素按配置前后原子個數守恒原則配置系數。
硅酸鈉：Na2SiO3 Na2O·SiO2
硅酸鈣：CaSiO3 CaO·SiO2
高嶺石：Al2(Si2O5)(OH)4 Al2O3·2SiO2·2H2O
正長石：KAlSiO3不能寫成 K2O· Al2O3·3SiO2，應寫成K2O·Al2O3·6SiO2
二、氯及其化合物
高一化學知識點非金屬及其化合物
一、硅元素：無機非金屬材料中的主角，在地殼中含量26.3%，次于氧。是一種親氧元素，以熔點很高的氧化物及硅酸鹽形式存在于巖石、沙子和土壤中，占地殼質量90%以上。位于第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、不溶于水、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，可以與強堿(NaOH)反應，是酸性氧化物，在一定的條件下能與堿性氧化物反應
SiO2+4HF == SiF4 ↑+2H2O
SiO2+CaO ===(高溫) CaSiO3
SiO2+2NaOH == Na2SiO3+H2O
不能用玻璃瓶裝HF，裝堿性溶液的試劑瓶應用木塞或膠塞。
三、硅酸(H2SiO3)
使用硝酸銀溶液，并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 ↓
八、二氧化硫
制法(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，易溶于水(1：40體積比)
化學性質：有毒，溶于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、易溶于水，并與水反應：
3 NO2+H2O == 2HNO3+NO 這是工業制硝酸的方法。
十、大氣污染
SO2 、NO2溶于雨水形成酸雨。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 ↑
還能氧化排在氫后面的金屬，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，使酸堿指示劑紫色石蕊變紅，與某些鹽反應，與堿性氧化物反應，與堿中和
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。還能氧化排在氫后面的金屬，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)使表面生成一層致密的氧化保護膜，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 ?？捎糜谥苹?、農藥、炸藥、染料、鹽類等。硫酸還用于精煉石油、金屬加工前的酸洗及制取各種揮發性酸。
十三、氨氣及銨鹽
氨氣的性質：無色氣體，刺激性氣味、密度小于空氣、極易溶于水(且快)1：700體積比。溶于水發生以下反應使水溶液呈堿性：NH3+H2O NH3?H2O NH4++OH- 可作紅色噴泉實驗。生成的一水合氨NH3?H2O是一種弱堿，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、有機合成工業及制造硝酸、銨鹽和純堿都離不開它。氨氣容易液化為液氨，液氨氣化時吸收大量的熱，因此還可以用作制冷劑。
銨鹽的性質：易溶于水(很多化肥都是銨鹽)，受熱易分解，放出氨氣：
NH4Cl NH3 ↑+HCl ↑
NH4HCO3 NH3 ↑+H2O ↑+CO2 ↑
可以用于實驗室制取氨氣：(干燥銨鹽與和堿固體混合加熱)
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。
酸性很弱(弱于碳酸)溶解度很小，由于SiO2不溶于水，硅酸應用可溶性硅酸鹽和其他酸性比硅酸強的酸反應制得。
Na2SiO3+2HCl == H2SiO3↓+2NaCl
硅膠多孔疏松，可作干燥劑，催化劑的載體。
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。一般不溶于水。(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堿，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。晶體硅結構類似于金剛石，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：半導體晶體管及芯片、光電池、
五、氯元素：位于第三周期第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、可溶于水、加壓和降溫條件下可變為液態(液氯)和固態。
制法: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，物質并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用于提純Si、Ge、Ti等半導體和鈦
⑤有機化工：合成塑料、橡膠、人造纖維、農藥、染料和藥品
七、氯離子的檢驗
使用硝酸銀溶液，并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 ↓
八、二氧化硫
制法(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，易溶于水(1：40體積比)
化學性質：有毒，溶于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、易溶于水，并與水反應：
3 NO2+H2O == 2HNO3+NO 這是工業制硝酸的方法。
十、大氣污染
SO2 、NO2溶于雨水形成酸雨。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 ↑
還能氧化排在氫后面的金屬，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 ，使酸堿指示劑紫色石蕊變紅，與某些鹽反應，與堿性氧化物反應，與堿中和
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。還能氧化排在氫后面的金屬，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)使表面生成一層致密的氧化保護膜，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 ?？捎糜谥苹?、農藥、炸藥、染料、鹽類等。硫酸還用于精煉石油、金屬加工前的酸洗及制取各種揮發性酸。
十三、氨氣及銨鹽
氨氣的性質：無色氣體，刺激性氣味、密度小于空氣、極易溶于水(且快)1：700體積比。溶于水發生以下反應使水溶液呈堿性：NH3+H2O NH3?H2O NH4++OH- 可作紅色噴泉實驗。生成的一水合氨NH3?H2O是一種弱堿，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、有機合成工業及制造硝酸、銨鹽和純堿都離不開它。氨氣容易液化為液氨，液氨氣化時吸收大量的熱，因此還可以用作制冷劑。
銨鹽的性質：易溶于水(很多化肥都是銨鹽)，受熱易分解，放出氨氣：
NH4Cl NH3 ↑+HCl ↑
NH4HCO3 NH3 ↑+H2O ↑+CO2 ↑
可以用于實驗室制取氨氣：(干燥銨鹽與和堿固體混合加熱)
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。
高中化學必修2知識點歸納第一章物質結構元素周期律
1. 原子結構：如：的質子數與質量數，中子數，電子數之間的關系
2. 元素周期表和周期律
（1）元素周期表的結構
A. 周期序數＝電子層數
B. 原子序數＝質子數
C. 主族序數＝最外層電子數＝元素的最高正價數
D. 主族非金屬元素的負化合價數＝8－主族序數
E. 周期表結構
（2）元素周期律（重點）
A. 元素的金屬性和非金屬性強弱的比較（難點）
a. 單質與水或酸反應置換氫的難易或與氫化合的難易及氣態氫化物的穩定性
b. 最高價氧化物的水化物的堿性或酸性強弱
c. 單質的還原性或氧化性的強弱
（注意：單質與相應離子的性質的變化規律相反）
B. 元素性質隨周期和族的變化規律
a. 同一周期，從左到右，元素的金屬性逐漸變弱
b. 同一周期，從左到右，元素的非金屬性逐漸增強
c. 同一主族，從上到下，元素的金屬性逐漸增強
d. 同一主族，從上到下，元素的非金屬性逐漸減弱
C. 第三周期元素的變化規律和堿金屬族和鹵族元素的變化規律（包括物理、化學性質）
D. 微粒半徑大小的比較規律：
a. 原子與原子b. 原子與其離子c. 電子層結構相同的離子
（3）元素周期律的應用（重難點）
A. “位，構，性”三者之間的關系
a. 原子結構決定元素在元素周期表中的位置
b. 原子結構決定元素的化學性質
c. 以位置推測原子結構和元素性質
B. 預測新元素及其性質
3. 化學鍵（重點）
（1）離子鍵：
A. 相關概念：
B. 離子化合物：大多數鹽、強堿、典型金屬氧化物
C. 離子化合物形成過程的電子式的表示（難點）（AB ， A2B ， AB2，NaOH，Na2O2，NH4Cl，O22-，NH4+）
（2）共價鍵：
A. 相關概念：
B. 共價化合物：只有非金屬的化合物（除了銨鹽）
C. 共價化合物形成過程的電子式的表示（難點）（NH3，CH4，CO2，HClO，H2O2）
D極性鍵與非極性鍵
（3）化學鍵的概念和化學反應的本質：
第二章化學反應與能量
1. 化學能與熱能
（1）化學反應中能量變化的主要原因：化學鍵的斷裂和形成
（2）化學反應吸收能量或放出能量的決定因素：反應物和生成物的總能量的相對大小
a. 吸熱反應：反應物的總能量小于生成物的總能量
b. 放熱反應：反應物的總能量大于生成物的總能量
（3）化學反應的一大特征：化學反應的過程中總是伴隨著能量變化，通常表現為熱量變化
（4）常見的放熱反應：
A. 所有燃燒反應； B. 中和反應；C. 大多數化合反應； D. 活潑金屬跟水或酸反應；
E. 物質的緩慢氧化
（5）常見的吸熱反應：
A. 大多數分解反應；
氯化銨與八水合氫氧化鋇的反應。
（6）中和熱：（重點）
A. 概念：稀的強酸與強堿發生中和反應生成1mol H2O（液態）時所釋放的熱量。
2. 化學能與電能
（1）原電池（重點）
A. 概念：
B. 工作原理：
a. 負極：失電子（化合價升高），發生氧化反應
b. 正極：得電子（化合價降低），發生還原反應
C. 原電池的構成條件：
關鍵是能自發進行的氧化還原反應能形成原電池
a. 有兩種活潑性不同的金屬或金屬與非金屬導體作電極
b. 電極均插入同一電解質溶液
c. 兩電極相連（直接或間接）形成閉合回路
D. 原電池正、負極的判斷：
a. 負極：電子流出的電極（較活潑的金屬），金屬化合價升高
b. 正極：電子流入的電極（較不活潑的金屬、石墨等）：元素化合價降低
E. 金屬活潑性的判斷：
a. 金屬活動性順序表
b. 原電池的負極（電子流出的電極，質量減少的電極）的金屬更活潑；
c. 原電池的正極（電子流入的電極，質量不變或增加的電極，冒氣泡的電極）為較不活潑金屬
F. 原電池的電極反應：（難點）
a. 負極反應：X－ne＝Xn－
b. 正極反應：溶液中的陽離子得電子的還原反應
（2）原電池的設計：（難點）
根據電池反應設計原電池：（三部分＋導線）
A. 負極為失電子的金屬（即化合價升高的物質）
B. 正極為比負極不活潑的金屬或石墨
C. 電解質溶液含有反應中得電子的陽離子（即化合價降低的物質）
（3）金屬的電化學腐蝕
A. 不純的金屬（或合金）在電解質溶液中的腐蝕，關鍵形成了原電池，加速了金屬腐蝕
B. 金屬腐蝕的防護：
a. 改變金屬內部組成結構，可以增強金屬耐腐蝕的能力。如：不銹鋼。
b. 在金屬表面覆蓋一層保護層，以斷絕金屬與外界物質接觸，達到耐腐蝕的效果。（油脂、油漆、搪瓷、塑料、電鍍金屬、氧化成致密的氧化膜）
c. 電化學保護法：
犧牲活潑金屬保護法，外加電流保護法
（4）發展中的化學電源
A. 干電池（鋅錳電池）
a. 負極：Zn －2e - ＝ Zn 2+
b. 參與正極反應的是MnO2和NH4+
B. 充電電池
a. 鉛蓄電池：
鉛蓄電池充電和放電的總化學方程式
放電時電極反應：
負極：Pb + SO42-－2e-＝PbSO4
正極：PbO2 + 4H+ + SO42- + 2e-＝ PbSO4 + 2H2O
b. 氫氧燃料電池：它是一種高效、不污染環境的發電裝置。它的電極材料一般為活性電極，具有很強的催化活性，如鉑電極，活性炭電極等。
總反應：2H2 + O2＝2H2O
電極反應為（電解質溶液為KOH溶液）
負極：2H2 + 4OH- - 4e- → 4H2O
正極：O2 + 2H2O + 4e- → 4OH-
3. 化學反應速率與限度
（1）化學反應速率
A. 化學反應速率的概念：
B. 計算（重點）
a. 簡單計算
b. 已知物質的量n的變化或者質量m的變化，轉化成物質的量濃度c的變化后再求反應速率v
c. 化學反應速率之比＝化學計量數之比，據此計算：
已知反應方程和某物質表示的反應速率，求另一物質表示的反應速率；
已知反應中各物質表示的反應速率之比或△C之比，求反應方程。
d. 比較不同條件下同一反應的反應速率
關鍵：找同一參照物，比較同一物質表示的速率（即把其他的物質表示的反應速率轉化成同一物質表示的反應速率）
（2）影響化學反應速率的因素（重點）
A. 決定化學反應速率的主要因素：反應物自身的性質（內因）
B. 外因：
a. 濃度越大，反應速率越快
b. 升高溫度（任何反應，無論吸熱還是放熱），加快反應速率c. 催化劑一般加快反應速率
d. 有氣體參加的反應，增大壓強，反應速率加快
e. 固體表面積越大，反應速率越快f. 光、反應物的狀態、溶劑等
（3）化學反應的限度
A. 可逆反應的概念和特點
B. 絕大多數化學反應都有可逆性，只是不同的化學反應的限度不同；相同的化學反應，不同的條件下其限度也可能不同
a. 化學反應限度的概念：
一定條件下，當一個可逆反應進行到正反應和逆反應的速率相等，反應物和生成物的濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡狀態”，這種狀態稱為化學平衡狀態，簡稱化學平衡，這就是可逆反應所能達到的限度。
b. 化學平衡的曲線：
c. 可逆反應達到平衡狀態的標志：
反應混合物中各組分濃度保持不變
↓
正反應速率＝逆反應速率
↓
消耗A的速率＝生成A的速率
d. 怎樣判斷一個反應是否達到平衡：
（1）正反應速率與逆反應速率相等；（2）反應物與生成物濃度不再改變；
（3）混合體系中各組分的質量分數不再發生變化；
（4）條件變，反應所能達到的限度發生變化。
化學平衡的特點：逆、等、動、定、變、同。
第三章復習綱要（要求自己填寫空白處）
（一）甲烷
一、甲烷的元素組成與分子結構
CH4正四面體
二、甲烷的物理性質
三、甲烷的化學性質
1、甲烷的氧化反應
實驗現象：
反應的化學方程式：
2、甲烷的取代反應
甲烷與氯氣在光照下發生取代反應，甲烷分子里的四個氫原子逐步被氯原子取代反應能生成一系列甲烷的氯取代物和氯化氫。
有機化合物分子中的某些原子（或原子團）被另一種原子（或原子團）所替代的反應，叫做取代反應。
3、甲烷受熱分解：
（二）烷烴
烷烴的概念：叫做飽和鏈烴，或稱烷烴。
1、烷烴的通式：____________________
2、烷烴物理性質：
（1）狀態：一般情況下，1—4個碳原子烷烴為___________，
5—16個碳原子為__________ ， 16個碳原子以上為_____________ 。
（2）溶解性：烷烴________溶于水，_________溶(填“易”、“難”)于有機溶劑。
（3）熔沸點：隨著碳原子數的遞增，熔沸點逐漸_____________ 。
（4）密度：隨著碳原子數的遞增，密度逐漸___________ 。
3、烷烴的化學性質
(1)一般比較穩定，在通常情況下跟酸、堿和高錳酸鉀等都______反應。
(2)取代反應：在光照條件下能跟鹵素發生取代反應。__________________________
(3)氧化反應：在點燃條件下，烷烴能燃燒______________________________
（三）同系物
同系物的概念：_______________________________________________
掌握概念的三個關鍵：（1）通式相同；（2）結構相似；（3）組成上相差n個（n≥1）
CH2原子團。
（四）同分異構現象和同分異構物體
1、同分異構現象：化合物具有相同的________，但具有不同_________的現象。
2、同分異構體：化合物具有相同的_________ ，不同________的物質互稱為同分異構體。
3、同分異構體的特點：________相同，________不同，性質也不相同。
〔知識拓展〕
烷烴的系統命名法：
選主鏈——碳原子最多的碳鏈為主鏈；
編號位——定支鏈，要求取代基所在的碳原子的編號代數和為最?。?br />寫名稱——支鏈名稱在前，母體名稱在后；先寫簡單取代基，后寫復雜取代基；相
同的取代基合并起來，用二、三等數字表示。
（五）烯烴
一、乙烯的組成和分子結構
1、組成：分子式：含碳量比甲烷高。
2、分子結構：含有碳碳雙鍵。雙鍵的鍵長比單鍵的鍵長要短些。
二、乙烯的氧化反應
1、燃燒反應（請書寫燃燒的化學方程式）
化學方程式
2、與酸性高錳酸鉀溶液的作用——被氧化，高錳酸鉀被還原而退色，這是由于乙烯分子中含有碳碳雙鍵的緣故。（乙烯被氧化生成二氧化碳）
三、乙烯的加成反應
1、與溴的加成反應（乙烯氣體可使溴的四氯化碳溶液退色）
CH2═CH2+Br－Br→CH2Br-CH2Br1，2－二溴乙烷（無色）
2、與水的加成反應
CH2═CH2+H－OH→CH3—CH2OH乙醇（酒精）
書寫乙烯與氫氣、氯氣、溴化氫的加成反應。
乙烯與氫氣反應
乙烯與氯氣反應
乙烯與溴化氫反應
[知識拓展]
四、乙烯的加聚反應：nCH2═CH2→[CH2－CH2] n
（六）苯、芳香烴
一、苯的組成與結構
1、分子式 C6H6
2、結構特點
二、苯的物理性質：
三、苯的主要化學性質
1、苯的氧化反應
苯的可燃性，苯完全燃燒生成二氧化碳和水，在空氣中燃燒冒濃煙。
2C6H6＋15O212CO2＋6H2O
[思考]你能解釋苯在空氣中燃燒冒黑煙的原因嗎？
注意：苯不能被酸性高錳酸鉀溶液氧化。
2、苯的取代反應
在一定條件下苯能夠發生取代反應
書寫苯與液溴、硝酸發生取代反應的化學方程式。
苯與液溴反應與硝酸反應
反應條件
化學反應方程式
注意事項
[知識拓展]苯的磺化反應
化學方程式：
3、在特殊條件下，苯能與氫氣、氯氣發生加成反應
反應的化學方程式：、
（七）烴的衍生物
一、乙醇的物理性質：
二、乙醇的分子結構
結構式：
結構簡式：
三、乙醇的化學性質
1、乙醇能與金屬鈉（活潑的金屬）反應：
2、乙醇的氧化反應
（1）乙醇燃燒
化學反應方程式：
（2）乙醇的催化氧化
化學反應方程式：
（3）乙醇還可以與酸性高錳酸鉀溶液或酸性重鉻酸鉀溶液反應，被直接氧化成乙酸。
〔知識拓展〕
1、乙醇的脫水反應
（1）分子內脫水，生成乙烯
化學反應方程式：
（2）分子間脫水，生成乙醚
化學反應方程式：
四、乙酸
乙酸的物理性質：
寫出乙酸的結構式、結構簡式。
酯化反應：酸跟醇作用而生成酯和水的反應，叫做酯化反應。
反應現象：
反應化學方程式：
1、在酯化反應中，乙酸最終變成乙酸乙酯。這時乙酸的分子結構發生什么變化？
2、酯化反應在常溫下反應極慢，一般15年才能達到平衡。怎樣能使反應加快呢？
3、酯化反應的實驗時加熱、加入濃硫酸。濃硫酸在這里起什么作用？
4為什么用來吸收反應生成物的試管里要裝飽和碳酸鈉溶液？不用飽和碳酸鈉溶液而改用水來吸收酯化反應的生成物，會有什么不同的結果？
5為什么出氣導管口不能插入碳酸鈉液面下？
五、基本營養物質
1、糖類、油脂、蛋白質主要含有元素，分子的組成比較復雜。
2、葡萄糖和果糖，蔗糖和麥芽糖分別互稱為，由于結構決定性質，因此它們具有性質。
1、有一個糖尿病患者去醫院檢驗病情，如果你是一名醫生，你將用什么化學原理去確定其病情的輕重？
2、已知方志敏同志在監獄中寫給魯迅的信是用米湯寫的，魯迅的是如何看到信的內容的？
3、如是否有過這樣的經歷，在使用濃硝酸時不慎濺到皮膚上，皮膚會有什么變化？為什么？
第四章化學與可持續發展
化學研究和應用的目標：用已有的化學知識開發利用自然界的物質資源和能量資源，同時創造新物質（主要是高分子）使人類的生活更方便、舒適。在開發利用資源的同時要注意保護環境、維護生態平衡，走可持續發展的道路；建立“綠色化學”理念：創建源頭治理環境污染的生產工藝。（又稱“環境無害化學”）
目的：滿足當代人的需要又不損害后代發展的需求！
一、金屬礦物的開發利用
1、常見金屬的冶煉：
①加熱分解法：
②加熱還原法：
③電解法：
2、金屬活動順序與金屬冶煉的關系：
金屬活動性序表中，位置越靠后，越容易被還原，用一般的還原方法就能使金屬還原；金屬的位置越靠前，越難被還原，最活潑金屬只能用最強的還原手段來還原。（離子）
二、海水資源的開發利用
1、海水的組成：含八十多種元素。
其中，H、O、Cl、Na、K、Mg、Ca、S、C、F、B、Br、Sr等總量占99%以上，其余為微量元素；特點是總儲量大而濃度小，以無機物或有機物的形式溶解或懸浮在海水中。
總礦物儲量約5億億噸，有“液體礦山”之稱。堆積在陸地上可使地面平均上升153米。
如：金元素的總儲量約為5×107噸，而濃度僅為4×10-6g/噸。
另有金屬結核約3萬億噸，海底石油1350億噸，天然氣140萬億米3 。
2、海水資源的利用：
（1）海水淡化： ①蒸餾法；②電滲析法；③離子交換法； ④反滲透法等。
（2）海水制鹽：利用濃縮、沉淀、過濾、結晶、重結晶等分離方法制備得到各種鹽。
三、環境保護與綠色化學
1．環境：
2．環境污染：
環境污染的分類：
• 按環境要素：分大氣污染、水體污染、土壤污染
• 按人類活動分：工業環境污染、城市環境污染、農業環境污染
• 按造成污染的性質、來源分：化學污染、生物污染、物理污染（噪聲、放射性、熱、電磁波等）、固體廢物污染、能源污染
3．綠色化學理念（預防優于治理）
核心：利用化學原理從源頭上減少和消除工業生產對環境造成的污染。又稱為“環境無害化學”、“環境友好化學”、“清潔化學” 。
從學科觀點看：是化學基礎內容的更新。（改變反應歷程）
從環境觀點看：強調從源頭上消除污染。（從一開始就避免污染物的產生）
從經濟觀點看：它提倡合理利用資源和能源，降低生產成本。（盡可能提高原子利用率）
熱點：原子經濟性——反應物原子全部轉化為最終的期望產物，原子利用率為100%
參考資料：搜搜問問

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