化学必考知识总结
总结是事后对某一时期、某一项目或某些工作进行回顾和分析，从而做出带有规律性的结论，他能够提升我们的书面表达能力，不妨坐下来好好写写总结吧。总结你想好怎么写了吗？以下是小编为大家整理的化学必考知识总结，希望能够帮助到大家。
化学必考知识总结1
有机部分：
氯仿：CHCl3 电石：CaC2 电石气：C2H2 (乙炔) TNT： 酒精、乙醇：C2H5OH
氟氯烃：是良好的制冷剂，有毒，但破坏O3层。 醋酸：冰醋酸、食醋 CH3COOH 裂解气成分(石油裂化)：烯烃、烷烃、炔烃、H2S、CO2、CO等。 甘油、丙三醇 ：C3H8O3 焦炉气成分(煤干馏)：H2、CH4、乙烯、CO等。 石炭酸：苯酚 蚁醛：甲醛 HCHO ：35%—40%的甲醛水溶液 蚁酸：甲酸 HCOOH
葡萄糖：C6H12O6 果糖：C6H12O6 蔗糖：C12H22O11 麦芽糖：C12H22O11 淀粉：(C6H10O5)n
硬脂酸：C17H35COOH 油酸：C17H33COOH 软脂酸：C15H31COOH
草酸：乙二酸 HOOC—COOH 使蓝墨水褪色，强酸性，受热分解成CO2和水，使KMnO4酸性溶液褪色。
化学必考知识总结2
1.分子
(1)概念:由分子构成的物质，分子是保持物质化学性质最小的微粒，化学变化中可分。
(2)三个基本性质(一小二动三间隔)
影响因素(温度、压强)。
2.原子
(1)概念:原子是化学变化中的最小微粒，化学变化中不可分。(2)三个基本性质(一小二动三间隔)。
(3)构成:原子核(质子〔+〕、中子)和核外电子〔-〕。
核电荷数=质子数=核外电子数=原子序数
相对原子质量≈质子数+中子数
3.离子
(1)概念:带电的原子或原子团。
(2)表示方法及意义:如Fe3+:一个铁离子带3个单位正电荷。
4.元素
(1)概念:具有相同核电荷数(质子数)的.一类原子的总称。
(2)质子数决定元素种类。
(3)元素的化学性质与原子最外层电子数密切相关。
注:最外层电子数相同其化学性质不一定都相同(Mg，He最外层电子数为2)。
最外层电子数不同其化学性质有可能相似(He，Ne均为稳定结构)。
5.化合价和化学式
(1)化合价
a.写法及意义:MgCl2:氯化镁中镁元素化合价为+2价。
b.几种数字的含义
Fe2+每个亚铁离子带两个单位正电荷。
3Fe2+:3个亚铁离子。
c.化合物中各元素正、负化合价的代数和为零，单质中元素化合价为零。
(2)化学式
①写法:
a.单质:金属、稀有气体及大多数固态非金属通常用元素符号表示它们的化学式;而氧气、氢气、氮气等非金属气体的分子由两个原子构成，其化学式表示为O2、H2、N2。
b.化合物:正价在前，负价在后(NH3、CH4除外)。
②意义:如化学式H2O的意义:4点，化学式Fe的意义:3点。
③计算:
a.计算相对分子质量=各元素的相对原子质量×原子个数之和。
b.计算物质组成元素的质量比:相对原子质量×原子个数之比。
c.计算物质中某元素的质量分数。
化学必考知识总结3
1、物质之间可以发生各种各样的化学变化，依据一定的标准可以对化学变化进行分类。
(1)根据反应物和生成物的类别以及反应前后物质种类的多少可以分为：
A、化合反应(A+B=AB)B、分解反应(AB=A+B)
C、置换反应(A+BC=AC+B)
D、复分解反应(AB+CD=AD+CB)
(2)根据反应中是否有离子参加可将反应分为：
A、离子反应：有离子参加的一类反应。主要包括复分解反应和有离子参加的氧化还原反应。
B、分子反应(非离子反应)
(3)根据反应中是否有电子转移可将反应分为：
A、氧化还原反应：反应中有电子转移(得失或偏移)的反应
实质：有电子转移(得失或偏移)
特征：反应前后元素的化合价有变化
B、非氧化还原反应
2、离子反应
(1)、电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。酸、碱、盐都是电解质。在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物，叫非电解质。
注意：
①电解质、非电解质都是化合物，不同之处是在水溶液中或融化状态下能否导电。
②电解质的.导电是有条件的：电解质必须在水溶液中或熔化状态下才能导电。
③能导电的物质并不全部是电解质：如铜、铝、石墨等。④非金属氧化物(SO2、SO3、CO2)、大部分的有机物为非电解质。
(2)、离子方程式：用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。它不仅表示一个具体的化学反应，而且表示同一类型的离子反应。
复分解反应这类离子反应发生的条件是：生成沉淀、气体或水。书写方法：
写：写出反应的化学方程式
拆：把易溶于水、易电离的物质拆写成离子形式
删：将不参加反应的离子从方程式两端删去
查：查方程式两端原子个数和电荷数是否相等
化学必考知识总结4
原子结构与元素周期表
1.原子的电子构型与周期的关系
(1)每周期第一种元素的最外层电子的.排布式为ns1。每周期结尾元素的最外层电子排布式除
226He为1s外，其余为nsnp。He核外只有2个电子，只有1个s轨道，还未出现p轨道，所以第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同。
(2)一个能级组最多所容纳的电子数等于一个周期所包含的元素种类。但一个能级组不一定全部是能量相同的能级，而是能量相近的能级。
2.元素周期表的分区
(1)根据核外电子排布
①分区
原子结构与性质【人教版】高中化学选修3知识点总结：第一章原子结构与性质
②各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点
③若已知元素的外围电子排布，可直接判断该元素在周期表中的位置。()如：某元素的外围电子排布为4s24p4，由此可知，该元素位于p区，为第四周期ⅥA族元素。即能层为其周期数，最外层电子数为其族序数，但应注意过渡元素(副族与第Ⅷ族)的能层为其周期数，外围电子数应为其纵列数而不是其族序数(镧系、锕系除外)。
化学必考知识总结5
1.水
(1)水的组成
测定方法和原理(电解水)
结论:水是由氢氧元素组成的`，H2(负极)与O2(正极)的体积比为2:1，质量比为1:8。
(2)自来水的净化过程和净化原理
沉淀--过滤--吸附--消毒。
活性炭作用:吸附(色素和异味)。
区分硬、软水方法:肥皂水。
水的两种软化方法:(生活中)煮沸，(实验室)蒸馏。
2.物质分类
混合物:由两种或两种以上纯净物组成，各物质都保持原来的性质。
纯净物:由一种物质组成。
单质:由同种元素组成的纯净物。
化合物:由不同种元素组成的纯净物。
氧化物:由两种元素组成的化合物中,其中有一种元素是氧元素。
化学必考知识总结6
一、有关阿伏加德罗常数的6个易错点
1.条件：考查气体时经常给的条件为非标准状况，如常温常压下等。
2.物质状态：考查气体摩尔体积时，常用在标准状况下为非气态的物质来迷惑考生，如H2O、SO3、己烷、辛烷、CHCl3等。 3.物质结构：考查一定物质的量的物质中含有多少微粒(分子、原子、电子、质子、中子等)时常涉及惰性气体He等单原子分子，Cl2等双原子分子，以及O3、P4等。
4.电离、水解：考查电解质溶液中粒子数目或浓度时常设置弱电解质的电离、盐类水解方面的陷阱。
5.一些物质中的化学键数目：如SiO2、Si、CH4、P4等。
6.摩尔质量：特殊物质如D2O等。
二、离子共存应注意的5个易错点
1.分清“能大量共存”、“不能大量共存”、“可能大量共存”、“酸性、碱性都能大量共存等限定问法。
2.在无色透明溶液中，不能含有有颜色的离子，注意“透明”并不是“无色”。
3.如因发生氧化还原反应而不能共存、因发生复分解反应而不能共存等。
4.限定几种已存在的离子，判断其他离子能否共存。
5.注意溶液的酸碱性，如通过酸碱指示剂或pH限定溶液酸碱性、通过水的电离知识限定溶液酸碱性或与某些物质反应来限定溶液的酸碱性等。
三、有关氧化还原反应的5个易错点
1.含有高价态元素的化合物不一定有强氧化性，如稀硫酸为非氧化性酸。
2.在氧化还原反应中一种元素被氧化，不一定有另一种元素被还原，如歧化反应。
3.得电子难的元素不一定易失电子，如碳元素、稀有气体等。 4.元素由化合态变为游离态不一定是被氧化，有可能被还原。
5.硝酸根离子只有在酸性条件下才有氧化性，而次氯酸根离子无论在酸性还是在碱性条件下都有氧化性。 四、有关元素周期表的6个易错点
1.元素周期表第18列是0族而不是ⅧA族，第8.9.10列为Ⅷ族，而不是ⅧB族。
2.ⅠA族元素不等同于碱金属元素，氢元素不属于碱金属元素。
3.一般元素性质越活泼，其单质的性质也活泼，但N和P相反。
4.电子层数多的微粒半径不一定大，Li的原子半径大于Cl的。 5.并非所有主族元素的正价都等于该元素所在的主族序数，如F没有正价。
6.活泼金属元素和活泼非金属元素之间不一定形成离子键，如AlCl3是共价化合物。
五、有关化学反应与能量的2个易错点
1.比较反应热大小时要注意反应热的数值和符号。 2.反应热的单位kJ/mol中的'/mol是指该化学反应整个体系(即指“每摩尔化学反应”)，不是指该反应中的某种物质。 高三化学知识点2
一、水参与的氧化还原反应
1、水作氧化剂
(1)水与钠、其它碱金属、镁等金属反应生成氢气和相应碱 (2)水与铁在高温下反应生成氢气和铁的氧化物(四氧化三铁)
(3)水与碳在高温下反应生成“水煤气” (4)铝与强碱溶液反应
2、水作还原剂：水与F2的反应 3、水既做氧化剂又做还原剂：水电解 水电解
4、水既不作氧化剂也不作还原剂
(1)水与氯气反应生成次氯酸和盐酸
(2)水与过氧化钠反应生成氢氧化钠和氧气 (3)水与二氧化氮反应生成硝酸和一氧化氮 二、水参与的非氧化还原反应
1、水合、水化
(1)水与二氧化硫、三氧化硫、二氧化碳、五氧化二磷等酸性氧化物化合成酸。(能与二氧化硅化合吗?) (2)水与氧化钠、氧化钙等碱性氧化物化合成碱。(氧化铝、氧化铁等与水化合吗?)
(3)氨的水合、无水硫酸铜水合(变色，可检验液态有机物中是否含水)、浓硫酸吸水、工业酒精用生石灰吸水然后蒸馏以制无水酒精、乙烯水化成乙醇
2、水解
卤代烃水解、乙酸乙酯水解、油脂水解(酸性水解或皂化反应)、水与碳化物——电石反应制乙炔、盐类的水解、氮化物水解、糖类的水解、氢化物——氢化钠水解 3、名称中带“水”的物质
(1)与氢的同位素或氧的价态有关的“水”
蒸馏水—H2O、重水—D2O、超重水—T2O、双氧水—H2O2 (2)水溶液
氨水—(含分子：NH3，H2O，NH3·H2O，含离子：NH4+，OH-，H+) 氯水—(含分子：Cl2，H2O，HClO，含离子：H+，Cl-，ClO-，OH-) 卤水—常指海水晒盐后的母液或粗盐潮解所得溶液，含NaCl、MgCl2、NaBr等
王水—浓硝酸和浓盐酸的混合物(1∶3) 生理盐水—0.9%的NaCl溶液
(3)其它水银—Hg、水晶--SiO2、水煤气—CO和H2的混合气、水玻璃—Na2SiO3溶液
高三化学知识点3
1.红色：铜、Cu2O、品红溶液、酚酞在碱性溶液中、石蕊在酸性溶液中、液溴(深棕红)、红
磷(暗红)、苯酚被空气氧化、Fe2O3、(FeSCN)2+(血红)
化学必考知识总结7
元素周期表：电子脱落能、原子半径、电负性等基本概念，周期表机理和元素周期性规律性质及其应用。
化学键与化学反应：离子键、共价键、金属键及其化学反应机理、化学平衡动态平衡等。
溶液和酸碱：各种溶液和酸碱的理化性质和应用，化学反应平衡及其利用。
化学计量与化学反应：原子组成式、分子、离子方程式、化学计量定律、三氧化二氮制氧等。
功能性有机化合物：烃、卤代烃、醇、酸、醛、酮、脂肪族胺、胺基酸等常见有机化合物的结构、物理化学性质与反应规律。
洗涤沉淀操作：把蒸馏水沿着玻璃棒注入到过滤器中至浸没沉淀，静置，使蒸馏水滤出，重复2～3次即可。
如何判断沉淀洗净的方法：取最后一次洗涤液，滴加 (试剂)，若没有(现象)，证明沉淀已经洗净。
焰色反应的化学操作：先将铂丝沾盐酸溶液在酒精灯火焰上灼烧，反复几次，直到与酒精灯火焰颜色接近为止，然后用铂丝(用洁净的'铂丝)沾取少量待测液，到酒精灯火焰上灼烧，观察火焰颜色，如为__，则说明溶液中含Na+;若透过蓝色钴玻璃呈紫色，则说明溶液中含K+。
萃取分液操作：关闭分液漏斗活塞，将混合液倒入分液漏斗中，充分振荡、静置、分层，在漏斗下面放一个小烧杯，打开分液漏斗活塞，使下层液体从下口沿烧杯壁流下;上层液体从上口倒出。
酸碱中和滴定终点判断：如强酸滴定强碱，用酚酞做指示剂，当最后一滴酸滴到锥形瓶中，溶液由红色变为无色，且半分钟内不变色即为终点。
化学反应现象：
1、铝片与盐酸反应是放热的，Ba(OH)2与NH4Cl反应是吸热的；
2、Na与H2O（放有酚酞）反应，熔化、浮于水面、转动、有气体放出；
3、焰色反应：Na黄色、K紫色（透过蓝色的钴玻璃）、Cu绿色、Ca砖红；
4、Cu丝在Cl2中燃烧产生棕色的烟；
5、H2在Cl2中燃烧是苍白色的火焰；
6、Na在Cl2中燃烧产生大量的白烟；7、P在Cl2中燃烧产生大量的白色烟雾；
8、SO2通入品红溶液先褪色，加热后恢复原色；
9、NH3与HCl相遇产生大量的白烟；
10、铝箔在氧气中激烈燃烧产生刺眼的白光；
11、镁条在空气中燃烧产生刺眼白光，在CO2中燃烧生成白色粉末（MgO），产生黑烟；
12、铁丝在Cl2中燃烧，产生棕色的烟；
13、HF腐蚀玻璃；
14、Fe(OH)2在空气中被氧化：由白色变为灰绿最后变为红褐色；
15、在常温下：Fe、Al在浓H2SO4和浓HNO3中钝化；
16、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。
17、蛋白质遇浓HNO3变黄，被灼烧时有烧焦羽毛气味；
18、在空气中燃烧：S——微弱的淡蓝色火焰H2——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。
化学必考知识总结8
1.红色：铜、Cu2O、品红溶液、酚酞在碱性溶液中、石蕊在酸性溶液中、液溴(深棕红)、红磷(暗红)、苯酚被空气氧化、Fe2O3、(FeSCN)2+(血红)
2.橙色：溴水及溴的有机溶液(视溶液浓度不同，颜色由黄——橙)
3.黄色
(1)淡黄色：硫单质、过氧化钠、溴化银、TNT、实验制得的不纯硝基苯、
(2)黄色：碘化银、黄铁矿(FeS2)、工业盐酸(含Fe3+)、久置的浓硝酸(含NO2)
(3)棕黄：FeCl3溶液、碘水(黄棕→褐色)
4.棕色：固体FeCl3、CuCl2(铜与氯气生成棕色烟)、NO2气(红棕)、溴蒸气(红棕)
5.褐色：碘酒、氢氧化铁(红褐色)、刚制得的溴苯(溶有Br2)
6.绿色：氯化铜溶液(蓝绿色)、碱式碳酸铜(俗称铜绿)、硫酸亚铁溶液或绿矾晶体(浅绿)、氯气或氯水(黄绿色)
7.蓝色：胆矾、氢氧化铜沉淀、淀粉遇碘、石蕊遇碱性溶液、硫酸铜溶液
8.紫色：高锰酸钾溶液(紫红)、碘(紫黑)、碘的四氯化碳溶液(紫红)、碘蒸气
有色物质的溶液为什么会有颜色?
从光学角度,是说溶液对某一种或几种颜色的光的吸收能力很弱,而其余的可见光都被溶液吸收,因此我们看到的溶液的颜色就是除掉被吸收的光后剩下的光的混合颜色.比如说硫酸铜溶液,就是将除蓝光以外所有光都吸收了,只剩下蓝色光,所以我们看到硫酸铜溶液是蓝色的`。
另外,从物质角度考虑,对于离子型的溶液(如硫酸铜溶液),是溶液中的某些离子(如硫酸铜溶液中的水合铜离子)的d轨道能级分裂成高、低两部分,而这两部分的能量之差恰好为某种颜色光的能量(如硫酸铜溶液中,水合铜离子3d轨道的分裂能恰好为某种蓝色光的能量).在这种情况下,当高能轨道上的某个电子跃迁到低能轨道上时,释放的能量便将以这种颜色的光的形式释放。
化学必考知识总结9
第一单元
1——原子半径
（1）除第1周期外,其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小；
（2）同一族的元素从上到下,随电子层数增多,原子半径增大.
2——元素化合价
（1）除第1周期外,同周期从左到右,元素最高正价由碱金属+1递增到+7,非金属元素负价由碳族-4递增到-1（氟无正价,氧无+6价,除外）；
（2）同一主族的元素的最高正价、负价均相同
(3) 所有单质都显零价
3——单质的熔点
（1）同一周期元素随原子序数的递增,元素组成的金属单质的熔点递增,非金属单质的熔点递减；
（2）同一族元素从上到下,元素组成的金属单质的熔点递减,非金属单质的熔点递增
4——元素的金属性与非金属性 （及其判断）
（1）同一周期的元素电子层数相同.因此随着核电荷数的增加,原子越容易得电子,从左到右金属性递减,非金属性递增；
（2）同一主族元素最外层电子数相同,因此随着电子层数的增加,原子越容易失电子,从上到下金属性递增,非金属性递减.
判断金属性强弱
金属性（还原性） 1,单质从水或酸中置换出氢气越容易越强
2,最高价氧化物的水化物的碱性越强（1—20号,K最强；总体Cs最强 最
非金属性（氧化性）1,单质越容易与氢气反应形成气态氢化物
2,氢化物越稳定
3,最高价氧化物的水化物的酸性越强（1—20号,F最强；最体一样）
5——单质的氧化性、还原性
一般元素的金属性越强,其单质的还原性越强,其氧化物的阳离子氧化性越弱；
元素的非金属性越强,其单质的氧化性越强,其简单阴离子的还原性越弱.
推断元素位置的规律
判断元素在周期表中位置应牢记的规律：
（1）元素周期数等于核外电子层数；
（2）主族元素的序数等于最外层电子数.
阴阳离子的半径大小辨别规律
由于阴离子是电子最外层得到了电子 而阳离子是失去了电子
6——周期与主族
周期：短周期（1—3）；长周期（4—6,6周期中存在镧系）；不完全周期（7）.
主族：ⅠA—ⅦA为主族元素；ⅠB—ⅦB为副族元素（中间包括Ⅷ）；0族（即惰性气体）
所以, 总的说来
(1) 阳离子半径原子半径
(3) 阴离子半径>阳离子半径
(4 对于具有相同核外电子排布的离子,原子序数越大,其离子半径越小.
以上不适合用于稀有气体!
专题一 ：第二单元
一 、化学键：
1,含义：分子或晶体内相邻原子（或离子）间强烈的相互作用.
2,类型 ,即离子键、共价键和金属键.
离子键是由异性电荷产生的吸引作用,例如氯和钠以离子键结合成NaCl.
1,使阴、阳离子结合的静电作用
2,成键微粒：阴、阳离子
3,形成离子键：a活泼金属和活泼非金属
b部分盐（Nacl、NH4cl、BaCo3等）
c强碱（NaOH、KOH）
d活泼金属氧化物、过氧化物
4,证明离子化合物：熔融状态下能导电
共价键是两个或几个原子通过共用电子（1,共用电子对对数=元素化合价的绝对值
2,有共价键的化合物不一定是共价化合物）
对产生的吸引作用,典型的共价键是两个原子借吸引一对成键电子而形成的.例如,两个氢核同时吸引一对电子,形成稳定的氢分子.
1,共价分子电子式的表示,P13
2,共价分子结构式的表示
3,共价分子球棍模型（H2O—折现型、NH3—三角锥形、CH4—正四面体）
4,共价分子比例模型
补充：碳原子通常与其他原子以共价键结合
乙烷（C—C单键）
乙烯（C—C双键）
乙炔（C—C三键）
金属键则是使金属原子结合在一起的相互作用,可以看成是高度离域的共价键.
二、分子间作用力（即范德华力）
1,特点：a存在于共价化合物中
b化学键弱的多
c影响熔沸点和溶解性——对于组成和结构相似的分子,其范德华力一般随着相对分子质量的增大而增大.即熔沸点也增大（特例：HF、NH3、H2O）
三、氢键
1,存在元素：O（H2O）、N（NH3）、F（HF）
2,特点：比范德华力强,比化学键弱
补充：水无论什么状态氢键都存在
专题一 ：第三单元
一,同素异形（一定为单质）
1,碳元素（金刚石、石墨）
氧元素（O2、O3）
磷元素（白磷、红磷）
2,同素异形体之间的转换——为化学变化
二,同分异构（一定为化合物或有机物）
分子式相同,分子结构不同,性质也不同
1,C4H10（正丁烷、异丁烷）
2,C2H6(乙醇、二甲醚)
三,晶体分类
离子晶体：阴、阳离子有规律排列
1,离子化合物（KNO3、NaOH）
2,NaCl分子
3,作用力为离子间作用力
分子晶体：由分子构成的物质所形成的晶体
1,共价化合物（CO2、H2O）
2,共价单质（H2、O2、S、I2、P4）
3,稀有气体（He、Ne）
原子晶体：不存在单个分子
1,石英（SiO2）、金刚石、晶体硅（Si）
金属晶体：一切金属
总结：熔点、硬度——原子晶体>离子晶体>分子晶体
专题二 ：第一单元
一、反应速率
1,影响因素：反应物性质（内因）、浓度（正比）、温度（正比）、压强（正比）、反应面积、固体反应物颗粒大小
二、反应限度（可逆反应）
化学平衡：正反应速率和逆反应速率相等,反应物和生成物的浓度不再变化,到达平衡.
专题二 ：第二单元
一、热量变化
常见放热反应：1,酸碱中和
2,所有燃烧反应
3,金属和酸反应
4,大多数的化合反应
5,浓硫酸等溶解
常见吸热反应：1,CO2+C====2CO
2,H2O+C====CO+H2（水煤气）
3,Ba(OH)2晶体与NH4Cl反应
4,大多数分解反应
5,硝酸铵的溶解
热化学方程式；注意事项5
二、燃料燃烧释放热量
专题二 ：第三单元
一、化学能→电能（原电池、燃料电池）
1,判断正负极：较活泼的为负极,失去电子,化合价升高,为氧化反应,阴离子在负极
2,正极：电解质中的阳离子向正极移动,得到电子,生成新物质
3,正负极相加=总反应方程式
4,吸氧腐蚀
A中性溶液（水）
B有氧气
Fe和C→正极：2H2O+O2+4e—====4OH—
补充：形成原电池条件
1,有自发的 氧化反应
2,两个活泼性不同的电极
3,同时与电解质接触
4,形成闭合回路
二、化学电源
1,氢氧燃料电池
阴极：2H++2e—===H2
阳极：4OH——4e—===O2+2H2O
2,常见化学电源
银锌纽扣电池
负极：
正极：
铅蓄电池
负极：
正极：
三、电能→化学能
1,判断阴阳极：先判断正负极,正极对阳极（发生氧化反应）,负极对阴极
2,阳离子向阴极,阴离子向阳极（异性相吸）
补充：电解池形成条件
1,两个电极
2,电解质溶液
3,直流电源
4,构成闭合电路
第一章 物质结构 元素周期律
1. 原子结构：如： 的质子数与质量数,中子数,电子数之间的关系
2. 元素周期表和周期律
（1）元素周期表的结构
A. 周期序数＝电子层数
B. 原子序数＝质子数
C. 主族序数＝最外层电子数＝元素的最高正价数
D. 主族非金属元素的负化合价数＝8－主族序数
E. 周期表结构
（2）元素周期律（重点）
A. 元素的金属性和非金属性强弱的比较（难点）
a. 单质与水或酸反应置换氢的难易或与氢化合的难易及气态氢化物的稳定性
b. 最高价氧化物的水化物的碱性或酸性强弱
c. 单质的还原性或氧化性的强弱
（注意：单质与相应离子的性质的变化规律相反）
B. 元素性质随周期和族的变化规律
a. 同一周期,从左到右,元素的金属性逐渐变弱
b. 同一周期,从左到右,元素的非金属性逐渐增强
c. 同一主族,从上到下,元素的金属性逐渐增强
d. 同一主族,从上到下,元素的非金属性逐渐减弱
C. 第三周期元素的变化规律和碱金属族和卤族元素的变化规律（包括物理、化学性质）
D. 微粒半径大小的比较规律：
a. 原子与原子 b. 原子与其离子 c. 电子层结构相同的离子
（3）元素周期律的应用（重难点）
A. “位,构,性”三者之间的关系
a. 原子结构决定元素在元素周期表中的.位置
b. 原子结构决定元素的化学性质
c. 以位置推测原子结构和元素性质
B. 预测新元素及其性质
3. 化学键（重点）
（1）离子键：
A. 相关概念：
B. 离子化合物：大多数盐、强碱、典型金属氧化物
C. 离子化合物形成过程的电子式的表示（难点）
（AB, A2B,AB2, NaOH,Na2O2,NH4Cl,O22-,NH4+）
（2）共价键：
A. 相关概念：
B. 共价化合物：只有非金属的化合物（除了铵盐）
C. 共价化合物形成过程的电子式的表示（难点）
（NH3,CH4,CO2,HClO,H2O2）
D 极性键与非极性键
（3）化学键的概念和化学反应的本质：
第二章 化学反应与能量
1. 化学能与热能
（1）化学反应中能量变化的主要原因：化学键的断裂和形成
（2）化学反应吸收能量或放出能量的决定因素：反应物和生成物的总能量的相对大小
a. 吸热反应： 反应物的总能量小于生成物的总能量
b. 放热反应： 反应物的总能量大于生成物的总能量
（3）化学反应的一大特征：化学反应的过程中总是伴随着能量变化,通常表现为热量变化
练习：
氢气在氧气中燃烧产生蓝色火焰,在反应中,破坏1molH－H键消耗的能量为Q1kJ,破坏1molO ＝ O键消耗的能量为Q2kJ,形成1molH－O键释放的能量为Q3kJ.下列关系式中正确的是（ B ）
A.2Q1+Q2>4Q3 B.2Q1+Q2
化学必考知识总结10
1、ⅠA族元素不一定是碱金属元素，还有氢元素。
2、由长、短周期元素组成的族不一定是主族，还有0族。
3、分子内不一定都有化学键，如稀有气体为单原子分子，无化学键。
4、共价化合物中可能含非极性键，如过氧化氢、乙炔等。
5、含有非极性键的化合物不一定是共价化合物，如过氧化钠、二硫化亚铁、乙酸钠、CaC2等是离子化合物。
6、对于多原子分子，键有极性，分子不一定有极性，如二氧化碳、甲烷等是非极性分子。
7、含有阳离子的晶体不一定是离子晶体，如金属晶体。
8、离子化合物不一定都是盐，如Mg3N2、金属碳化物（CaC2）等是离子化合物，但不是盐。
9、盐不一定都是离子化合物，如氯化铝、溴化铝等是共价化合物。
10、固体不一定都是晶体，如玻璃是非晶态物质，再如塑料、橡胶等。
11、原子核外最外层电子数小于或等于2的一定是金属原子？不一定：氢原子核外只有一个电子？
12、原子核内一般是中子数≥质子数，但普通氢原子核内是质子数≥中子数。
13、金属元素原子最外层电子数较少，一般≤3，但ⅣA、ⅤA族的金属元素原子最外层有4个、5个电子。
14、非金属元素原子最外层电子数较多，一般≥4，但H原子只有1个电子，B原子只有3个电子。
15、稀有气体原子的最外层一般都是8个电子，但He原子为2个电子。
16、一般离子的电子层结构为8电子的稳定结构，但也有2电子，18电子，8─18电子，18+2电子等稳定结构。”10电子“、”18电子“的微粒查阅笔记。
17、主族元素的正价一般等于族序数，但F、O例外。
18、同周期元素中，从左到右，元素气态氢化物的稳定性一般是逐渐增强，但第二周期中CH4很稳定，1000℃以上才分解。
19、非金属元素的氢化物一般为气态，但水是液态；ⅥA、ⅦA族元素的氢化物的水溶液显酸性，但水却是中性的。
20、同周期的主族元素从左到右金属性一定减弱，非金属性一定增强？不一定：第一周期不存在上述变化规律？
21、第五？六？七主族的非金属元素气态氢化物的水溶液都一定显酸性？不一定：H2O呈中性，NH3的水溶液显碱性？ⅥA、ⅦA族元素的`氢化物化学式氢写左边，其它的氢写右边。
22、甲烷、四氯化碳均为5原子构成的正四面体，但白磷为4个原子构成分子。
23、书写热化学方程式三查：①检查是否标明聚集状态：固（s）、液（l）、气（g）②检查△H的”+“”—“是否与吸热、放热一致。（注意△H的”+“与”—“，放热反应为”—“，吸热反应为”+“）③检查△H的数值是否与反应物或生成物的物质的量相匹配（成比例）
24、”燃烧热“指1mol可燃物燃烧，C生成CO2，H生成液态水时放出的热量；”中和热“是指生成1mol水放出的热量。
25、升高温度、增大压强无论正逆反应速率均增大。
26、优先放电原理电解电解质水溶液时，阳极放电顺序为：活泼金属阳极（Au、Pt除外）>S2—>I—>Br—>Cl—>OH—>含氧酸根离子>F—。阴极：Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+>b2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+。
27、电解熔融态离子化合物冶炼金属的：NaCl、MgCl2、Al2O3；热还原法冶炼的金属：Zn至Cu；热分解法冶炼金属：Hg和Ag。
28、电解精炼铜时，粗铜作阳极，精铜作阴极，硫酸铜溶液作电解液。
29、工业上利用电解饱和食盐水制取氯气，同时得到氢气、氢氧化钠。电解时阳极为石墨，阴极为铁。
30、原子的最外电子层有1个电子的元素不一定是ⅠA族元素，如Cr、ⅠB族元素等。
31、含有分子的晶体一定是分子晶体，其余晶体中一定无分子。
32、单质晶体一定不会是离子晶体。
33、化合物形成的晶体一定不是金属晶体。
34、分子间力一定含在分子晶体内，其余晶体一定不存在分子间力（除石墨外）。
35、对于双原子分子，键有极性，分子一定有极性（极性分子）；键无极性，分子一定无极性（非极性分子）。
36、氢键也属于分子间的一种相互作用，它只影响分子晶体的熔沸点，对分子稳定性无影响。
37、微粒不一定都指原子，它还可能是分子，阴、阳离子、基团（如羟基、硝基等）。例如，具有10e—的微粒：Ne；O2—、F—、Na+、Mg2+、Al3+；OH—H3O+、CH4、NH3、H2O、HF。
38、失电子难的原子获得电子的能力不一定都强，如碳，稀有气体等。
39、原子的最外电子层有2个电子的元素不一定是ⅡA族元素，如He、副族元素等。
化学必考知识总结11
1、物质的量（表示物质所含微粒多少的物理量，也表示含有一定数目粒子的集合体。）
①与质量、长度一样的物理量是国际单位制中的7个基本物理量之一。符号为n。单位为摩尔，符号为mol。国际单位制（SI）的7个基本单位是一个专有名词。
②物质的`量只能描述分子、原子、离子、中子、质子、电子、原子团等微观粒子，不能描述宏观物质。
③用摩尔为单位表示某物质的物质的量时，必须指明物质微粒的名称、符号或化学式。如：1molH、+1molH、1molH2，不能用“1mol氢”这样含糊无意义的表示，因为氢是元素名称，不是微粒名称，也不是微粒的符号或化学式。
④物质的量的数值可以是整数，也可以是小数。
2、阿伏加德罗常数：（1mol任何粒子的粒子数。）高中化学必修二第一章（1）科学上规定为：0、012KgC中所含的碳原子数。
如果某物质含有与0、012KgC中所含的碳原子数相同的粒子数，该物质的物质的量为1mol。
符号：NA单位：mol（不是纯数）数值：约为6、02×10
2323注意：不能认为6、02×10就是阿伏加德罗常数，也不能认为1mol粒子=6、02×10个—123N
（2）物质的量、阿伏加德罗常数与粒子数间的关系n=NA
3、摩尔质量：（单位物质的量的物质的质量）
符号M单位：g/mol或kg·mol数值：M=—1m
化学必考知识总结12
1、阿伏加德罗常数：
（1）条件问题：常温、常压下气体摩尔体积增大，不能使用22、4L/mol。
（2）状态问题：标准状况时，H2O、N2O4、碳原子数大于4的烃、二氯甲烷、三氯甲烷（氯仿）、四氯化碳等大部分卤代烃、含氧衍生物等为液态或固态；SO3、P2O5等为固态，不能使用22、4L/mol。
（3）某些物质中的化学键数目：如白磷（31g白磷含1、5molP—P键）、金刚石（12g金刚石含2molC—C键）、晶体硅（1molSi含2molSi—Si键）及晶体SiO2（60g二氧化硅晶体含4molSi—O键）、Cn（1molCn含nmol单键，n/2mol双键）等。
（4）某些特殊反应中的电子转移数目：如Na2O2与H2O、CO2的反应（1molNa2O2转移1mol电子；Cl2与H2O、NaOH的反应（1molCl2转移1mol电子。若1molCl2作氧化剂，则转移2mol电子）；Cu与硫的反应（1molCu反应转移1mol电子或1molS反应转移2mol电子）及与Fe有关的反应（与非氧化性酸、盐的置换变为Fe2+、而与氯气等反应而被氧化为Fe3+等）。
（5）电解质溶液中因微粒的电离或水解造成微粒数目的变化：如强电解质HCl、HNO3等因完全电离，不存在电解质分子；弱电解质CH3COOH、HClO等因部分电离，而使溶液中CH3COOH、HClO浓度减小；Fe3+、Al3+、CO32–、CH3COO–等因发生水解使该种粒子数目减少；Fe3+、Al3+、CO32–等因发生水解反应而使溶液中阳离子或阴离子总数增多等。
（6）由于生成小分子的.聚集体（胶体）使溶液中的微粒数减少：如1molFe3+形成Fe（OH）3胶体时，微粒数目少于1mol。
（7）此外，还应注意由物质的量浓度计算微粒时，是否告知了溶液的体积（如1mol/LNa2CO3溶液中Na+为2NA是错的）；计算的是溶质所含分子数，还是溶液中的所有分子（应考虑溶剂水）数；某些微粒的电子数计算时应区分是微粒所含的电子总数还是价电子数，并注意微粒的带电情况（加上所带负电荷总数或减去所带正电荷总数）。
化学必考知识总结13
一、物质的分类
1、常见的物质分类法是树状分类法和交叉分类法。
2、混合物按分散系大小分为溶液、胶体和浊液三种，中间大小分散质直径大小为1nm—100nm之间，这种分散系处于介稳状态，胶粒带电荷是该分散系较稳定的主要原因。
3、浊液用静置观察法先鉴别出来，溶液和胶体用丁达尔现象鉴别。当光束通过胶体时，垂直方向可以看到一条光亮的通路，这是由于胶体粒子对光线散射形成的。
4、胶体粒子能通过滤纸，不能通过半透膜，所以用半透膜可以分离提纯出胶体，这种方法叫做渗析。
5、在25ml沸水中滴加5—6滴FeCl3饱和溶液，煮沸至红褐色，即制得Fe（OH）3胶体溶液。该胶体粒子带正电荷，在电场力作用下向阴极移动，从而该极颜色变深，另一极颜色变浅，这种现象叫做电泳。
二、离子反应
1、常见的电解质指酸、碱、盐、水和金属氧化物，它们在溶于水或熔融时都能电离出自由移动的离子，从而可以导电。
2、非电解质指电解质以外的化合物（如非金属氧化物，氮化物、有机物等）；单质和溶液既不是电解质也不是非电解质。
3、在水溶液或熔融状态下有电解质参与的反应叫离子反应。
4、强酸（HCl、H2SO4、HNO3）、强碱（NaOH、KOH、Ba（OH）2）和大多数盐（NaCl、BaSO4、Na2CO3、NaHSO4）溶于水都完全电离，所以电离方程式中间用“==”。
5、用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子叫离子方程式。在正确书写化学方程式基础上可以把强酸、强碱、可溶性盐写成离子方程式，其他不能写成离子形式。
6、复分解反应进行的条件是至少有沉淀、气体和水之一生成。
7、离子方程式正误判断主要含
①符合事实
②满足守恒（质量守恒、电荷守恒、得失电子守恒）
③拆分正确（强酸、强碱、可溶盐可拆）
④配比正确（量的多少比例不同）。
8、常见不能大量共存的离子：
①发生复分解反应（沉淀、气体、水或难电离的酸或碱生成）
②发生氧化还原反应（MnO4—、ClO—、H++NO3—、Fe3+与S2—、HS—、SO32—、Fe2+、I—）
③络合反应（Fe3+、Fe2+与SCN—）
④注意隐含条件的限制（颜色、酸碱性等）。
三、氧化还原反应
1、氧化还原反应的本质是有电子的转移，氧化还原反应的特征是有化合价的升降。
2、失去电子（偏离电子）→化合价升高→被氧化→是还原剂；升价后生成氧化产物。还原剂具有还原性。得到电子（偏向电子）→化合价降低→被还原→是氧化剂；降价后生成还原产物，氧化剂具有氧化性。
3、常见氧化剂有：Cl2、O2、浓H2SO4、HNO3、KMnO4（H+）、H2O2、ClO—、FeCl3等，常见还原剂有：Al、Zn、Fe；C、H2、CO、SO2、H2S；SO32—、S2—、I—、Fe2+等
4、氧化还原强弱判断法
①知反应方向就知道“一组强弱”
②金属或非金属单质越活泼对应的离子越不活泼（即金属离子氧化性越弱、非金属离子还原性越弱）③浓度、温度、氧化或还原程度等也可以判断（越容易氧化或还原则对应能力越强）。
高一化学必修一知识点2
1、阿伏加德罗常数NA
阿伏加德罗常数是一个物理量，单位是mol1，而不是纯数。不能误认为NA就是6.02×1023、
例如：1molO2中约含有个6.02×10氧分子242molC中约含有1、204×10个碳原子231molH2SO4中约含有6.02×10硫酸分子
23+23—1、5molNaOH中约含有9.03×10个Na和9。03×10个OH；23nmol某微粒集合体中所含微粒数约为n×6.02×10。由以上举例可以得知：物质的量、阿伏伽德罗常数以及微粒数之间存在什么样的关系式？由以上内容可以看出，物质的量与微粒数之间存在正比例关系。如果用n表示物质的量，NA表示阿伏伽德罗常数，N表示微粒数，三者之间的关系是：N=n·NA，由此可以推知n=N/NANA=N/n
2、一定物质的量浓度溶液配制过程中的注意事项
（1）向容量瓶中注入液体时，应沿玻璃棒注入，以防液体溅至瓶外。
（2）不能在容量瓶中溶解溶质，溶液注入容量瓶前要恢复到室温。
（3）容量瓶上只有一个刻度线，读数时要使视线、容量瓶刻度线与溶液凹液面的最低点相切。
（4）如果加水定容时超过刻度线或转移液体时溶液洒到容量瓶外，均应重新配制。
（5）定容后再盖上容量瓶塞摇匀后出现液面低于刻度线，不能再加蒸馏水。
（6）称量NaOH等易潮解和强腐蚀性的药品，不能放在纸上称量，应放在小烧杯里称量。若稀释浓H2SO4，需在烧杯中加少量蒸馏水再缓缓加入浓H2SO4，并用玻璃棒搅拌。
高一化学必修一知识点3
一、重点聚集
1、物质及其变化的分类
2、离子反应
3、氧化还原反应
4、分散系胶体
二、知识网络
1、物质及其变化的分类
（1）物质的分类
分类是学习和研究物质及其变化的一种基本方法，它可以是有关物质及其变化的知识系统化，有助于我们了解物质及其变化的规律。分类要有一定的标准，根据不同的标准可以对化学物质及其变化进行不同的`分类。分类常用的方法是交叉分类法和树状分类法。
（2）化学变化的分类
根据不同标准可以将化学变化进行分类：
①根据反应前后物质种类的多少以及反应物和生成物的类别可以将化学反应分为：化合反应、分解反应、置换反应、复分解反应。
②根据反应中是否有离子参加将化学反应分为离子反应和非离子反应。
③根据反应中是否有电子转移将化学反应分为氧化还原反应和非氧化还原反应。
2、电解质和离子反应
（1）电解质的相关概念
①电解质和非电解质：电解质是在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物；非电解质是在水溶液里和熔融状态下都不能够导电的化合物。
②电离：电离是指电解质在水溶液中产生自由移动的离子的过程。
化学必考知识总结14
1.组成:N278%、O221%、稀有气体、,其它气体与杂质。
2.空气中氧气的测定原理:压强差
(1)可燃物要求:足量且产物是固体，红磷。
(2)装置要求:气密性良好操作要求:冷却到室温后打开弹簧夹。
(3)现象:放热，有大量白烟产生，打开弹簧夹后，广口瓶内液面上升约1/5体积。
(4)结论:O2约占空气体积的1/5。.
(5)探究:
①液面上升小于1/5原因:装置漏气，红磷量不足，未冷却完全。
②能否用铁、镁代替红磷?
不能，原因:铁不能在空气中燃烧，镁会与N2、CO2反应。
③能否用碳、硫代替红磷?
不能，原因:产物是气体，不能产生压强差。
3.氧气的性质和制备
(1)氧气的化学性质:支持燃烧，供给呼吸。
?铁在氧气中燃烧烧集气瓶中放少量水或细砂的目的:防止溅落的高温熔化物炸裂瓶底。
?硫在氧气中燃烧集气瓶中放入少量水的目的:吸收SO2，防止其污染空气。
(2)氧气的制备:
工业制氧气--分离液态空气法(原理:液氮和液氧的沸点不同物理变化)
实验室制氧气原理
a.气体制取与收集装置的选择
发生装置:固固加热型、固液不加热型(根据反应物的状态和反应条件)
收集装置:根据气体的'密度、溶解性。
b.制取氧气的操作步骤(以高锰酸钾制取氧气并用排水法收集为例)
查-装定-点-收-离-熄。
c.催化剂(触媒):在化学反应中能改变其他物质的化学反应速率，而本身的质量和化学性质在反应前后都没有发生变化的物质。(一变两不变)。
4.常见气体的用途:
(1)氧气:供呼吸(如潜水、医疗急救)。
支持燃烧(如燃料燃烧、炼钢、气焊)。
(2)氮气:保护气(化性不活泼)、重要原料(硝酸、化肥)、液氮冷冻。
(3)稀有气体(He、Ne、Ar、Kr、Xe等的总称):保护气、电光源(通电发不同颜色的光)、激光技术。
5.常见气体的检验方法
(1)氧气:带火星的木条。
(2)二氧化碳:澄清的石灰水。
(3)氢气:将气体点燃，用干冷的烧杯罩在火焰上方;或者，先通过灼热的氧化铜，再通过无水硫酸铜。
化学必考知识总结15
一、水参与的氧化还原反应
1、水作氧化剂
(1)水与钠、其它碱金属、镁等金属反应生成氢气和相应碱
(2)水与铁在高温下反应生成氢气和铁的氧化物(四氧化三铁)
(3)水与碳在高温下反应生成“水煤气”
(4)铝与强碱溶液反应
2、水作还原剂：水与F2的反应
3、水既做氧化剂又做还原剂：水电解
水电解
4、水既不作氧化剂也不作还原剂
(1)水与氯气反应生成次氯酸和盐酸
(2)水与过氧化钠反应生成氢氧化钠和氧气
(3)水与二氧化氮反应生成硝酸和一氧化氮
二、水参与的非氧化还原反应
1、水合、水化
(1)水与二氧化硫、三氧化硫、二氧化碳、五氧化二磷等酸性氧化物化合成酸。(能与二氧化硅化合吗?)
(2)水与氧化钠、氧化钙等碱性氧化物化合成碱。(氧化铝、氧化铁等与水化合吗?)
(3)氨的水合、无水硫酸铜水合(变色，可检验液态有机物中是否含水)、浓硫酸吸水、工业酒精用生石灰吸水然后蒸馏以制无水酒精、乙烯水化成乙醇
2、水解
卤代烃水解、乙酸乙酯水解、油脂水解(酸性水解或皂化反应)、水与碳化物——电石反应制乙炔、盐类的水解、氮化物水解、糖类的水解、氢化物——氢化钠水解
3、名称中带“水”的`物质
(1)与氢的同位素或氧的价态有关的“水”
蒸馏水—H2O、重水—D2O、超重水—T2O、双氧水—H2O2
(2)水溶液
氨水—(含分子：NH3，H2O，NH3·H2O，含离子：NH4+，OH-，H+)
氯水—(含分子：Cl2，H2O，HClO，含离子：H+，Cl-，ClO-，OH-)
卤水—常指海水晒盐后的母液或粗盐潮解所得溶液，含NaCl、MgCl2、NaBr等
王水—浓硝酸和浓盐酸的混合物(1∶3)
生理盐水—0.9%的NaCl溶液
(3)其它水银—Hg、水晶--SiO2、水煤气—CO和H2的混合气、水玻璃—Na2SiO3溶液
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