第一篇：2017年小高考化學知識點總結[最終版]

2017年小高考化學知識點總結

膠體的提純凈化

利用滲析的方法，將膠體中的雜質離子或小分子除去。

① 實驗步驟

(1)把10mL淀粉膠體和5mLNaCl溶液的混合液體，加入用半透膜制成的袋內，將此袋浸入蒸餾水中(半透膜可用雞蛋殼膜、牛皮紙、膠棉薄膜、玻璃紙等制成，它有非常細小的孔，只能允許較小的離子、分子透過)。

(2)2min后，用兩支試管各取燒杯中的液體5mL，向其中一支試管里滴加少量AgNO3溶液，向另一支試管里滴加少量碘水，觀察現象。

② 實驗現象：可以看到在加入AgNO3溶液的試管里出現了白色沉淀;在加入碘水的試管里并沒有發生變化。

③ 實驗結論：Cl-能透過半透膜，從半透膜袋中擴散到了蒸餾水中，淀粉不能透過半透膜，沒有擴散到蒸餾水中。膠體分散質的粒子比溶液分散質的粒子大。

④注意事項：半透膜袋要經檢驗未破損，否則，淀粉粒子也會進入蒸餾水。不能用自來水代替蒸餾水，否則，實驗結論不可靠。一般要在2min以后再作Cl-的檢驗，否則，Cl-出來的太少，現象不明顯。

離子反應

1、電離(ionization)

電離：電解質溶于水或受熱熔化時解離成自由離子的過程。

酸、堿、鹽的水溶液可以導電，說明他們可以電離出自由移動的離子。不僅如此，酸、堿、鹽等在熔融狀態下也能電離而導電，于是我們依據這個性質把能夠在水溶液里或熔融狀態下能導電的化合物統稱為電解質。

2、電離方程式

H2SO4 = 2H+ + SO42-HCl = H+ + Cl-HNO3 = H+ + NO3-

硫酸在水中電離生成了兩個氫離子和一個硫酸根離子。鹽酸，電離出一個氫離子和一個氯離子。硝酸則電離出一個氫離子和一個硝酸根離子。電離時生成的陽離子全部都是氫離子的化合物我們就稱之為酸。從電離的角度，我們可以對酸的本質有一個新的認識。那堿還有鹽又應怎么來定義呢?

電離時生成的陰離子全部都是氫氧根離子的化合物叫做堿。

電離時生成的金屬陽離子(或NH4+)和酸根陰離子的化合物叫做鹽。

書寫下列物質的電離方程式：KCl、Na2SO4、AgNO3、BaCl2、NaHSO4、NaHCO3

KCl == K+ + Cl― Na2SO4 == 2 Na+ +SO42―

AgNO3 ==Ag+ + NO3― BaCl2 == Ba2+ + 2Cl―

NaHSO4 == Na+ + H+ +SO42― NaHCO3 == Na+ + HCO3―

這里大家要特別注意，碳酸是一種弱酸，弱酸的酸式鹽如碳酸氫鈉在水溶液中主要是電離出鈉離子還有碳酸氫根離子;而硫酸是強酸，其酸式鹽就在水中則完全電離出鈉離子，氫離子還有硫酸根離子。

[小結]注意：

1、HCO3-、OH-、SO42-等原子團不能拆開

2、HSO4―在水溶液中拆開寫，在熔融狀態下不拆開寫。

3、電解質與非電解質

①電解質：在水溶液里或熔化狀態下能夠導電的化合物，如酸、堿、鹽等。

②非電解質：在水溶液里和熔融狀態下都不導電的化合物，如蔗糖、酒精等。

電解質與非電解質的注意點

① 電解質和非電解質是對化合物的分類，單質既不是電解質也不是非電解質。電解質應是化合物(屬于純凈物)。而Cu則是單質(能導電的物質不一定是電解質，如石墨或金屬)，K2SO4與NaCl溶液都是混合物。

② 電解質應是一定條件下本身電離而導電的化合物。有些化合物的水溶液能導電，但溶液中離子不是它本身電離出來的，而是與水反應后生成的，因此也不是電解質。例如CO2能導電是因CO2與H2O反應生成了H2CO3，H2CO3能夠電離而非CO2本身電離。所以CO2不是電解質，是非電解質(如氨氣、二氧化硫、三氧化硫)。H2CO3 H2SO3NH3.H2O 是電解質

③ 酸、堿、鹽、金屬氧化物、水是電解質，蔗糖、酒精為非電解質。

④ BaSO4 AgCl 難溶于水，導電性差，但由于它們的溶解度太小，測不出(或難測)其水溶液的導電性，但它們溶解的部分是完全電離的，所以他們是電解質

⑤ 化合物在水溶液中或受熱熔化時本身能否發生電離是區別電解質與非電解質的理論依據，能否導電則是實驗依據。能導電的物質不一定是電解質，如石墨;電解質本身不一定能導電，如NaCl晶體。

⑥ 電解質包括離子化合物和共價化合物。離子化合物是水溶液還是熔融狀態下均可導電，如鹽和強堿。共價化合物是只有在水溶液中能導電的物質，如HCl。

{補充：①溶液導電能力強弱與單位體積溶液中離子的多少和離子所帶電荷數有關;②在溶液的體積、濃度以及溶液中陰(或陽)離子所帶的電荷數都相同的情況下，導電能力強的溶液里能夠自由移動的離子數目一定比導電能力弱的溶液里能夠自由移動的離子數目多。③HCl、NaOH、NaCl在水溶液里的電離程度比CH3COOH、NH3·H2O在水溶液中的電離程度大。據此可得出結論：電解質應有強弱之分。

強電解質與弱電解質的注意點

①電解質的強弱與其在水溶液中的電離程度有關，與其溶解度的大小無關。例如：難溶的BaS04、CaS03等和微溶的Ca(OH)2等在水中溶解的部分是完全電離的，故是強電解質。而易溶于水的CH3COOH、H3P04等在水中只有部分電離，故歸為弱電解質。

②電解質溶液的導電能力的強弱只與自由移動的離子濃度及離子所帶的電荷數有關，而與電解質的強弱沒有必然的聯系。例如：一定濃度的弱酸溶液的導電能力也可能比較稀的強酸溶液強。

③強電解質包括：強酸(如HCl、HN03、H2S04)、強堿(如NaOH、KOH、Ba(OH)2)和大多數鹽(如NaCl、MgCl2、K2S04、NH4C1)及所有的離子化合物和少數的共價化合物。

④弱電解質包括：弱酸(如CH3COOH)、弱堿(如NH3·H20)、中強酸(如H3PO4)，注意：水也是弱電解質。

⑤共價化合物在水中才能電離，熔融狀態下不電離。

舉例：KHSO4在水中的電離式和熔融狀態下電離式是不同的。

第二篇：2021最新高考化學知識點

2021最新高考化學知識點大全有哪些你知道嗎?身為教師深刻體會到學生的化學學習方法對學習成績影響很大，因此，引導學生掌握科學的學習方法顯得十分重要。一起來看看2021最新高考化學知識點大全，歡迎查閱!

高考化學知識點大全

常用的去除雜質的方法10種：

1.雜質轉化法:欲除去苯中的苯酚，可加入氫氧化鈉，使苯酚轉化為酚鈉，利用酚鈉易溶于水，使之與苯分開。

欲除去Na2CO3中的NaHCO3可用加熱的方法。

2.吸收洗滌法:欲除去二氧化碳中混有的少量氯化氫和水，可使混合氣體先通過飽和碳酸氫鈉的溶液后，再通過濃硫酸。

3.沉淀過濾法:欲除去硫酸亞鐵溶液中混有的少量硫酸銅，加入過量鐵粉，待充分反應后，過濾除去不溶物，達到目的。

4.加熱升華法:欲除去碘中的沙子，可采用此法。

5.溶劑萃取法:欲除去水中含有的少量溴，可采用此法。

6.溶液結晶法(結晶和重結晶):欲除去硝酸鈉溶液中少量的氯化鈉，可利用二者的溶解度不同，降低溶液溫度，使硝酸鈉結晶析出，得到硝酸鈉純晶。

7.分餾蒸餾法:欲除去乙醚中少量的酒精，可采用多次蒸餾的方法。

8.分液法:欲將密度不同且又互不相溶的液體混合物分離，可采用此法，如將苯和水分離。

9.滲析法:欲除去膠體中的離子，可采用此法。

如除去氫氧化鐵膠體中的氯離子。

10.綜合法:欲除去某物質中的雜質，可采用以上各種方法或多種方法綜合運用。

化學實驗基本操作中的“不”15例。

1.實驗室里的藥品，不能用手接觸;

不要鼻子湊到容器口去聞氣體的氣味，更不能嘗結晶的味道。

2.做完實驗，用剩的藥品不得拋棄，也不要放回原瓶(活潑金屬鈉、鉀等例外)。

3.取用液體藥品時，把瓶塞打開不要正放在桌面上;

瓶上的標簽應向著手心，不應向下;放回原處時標簽不應向里。

4.如果皮膚上不慎灑上濃H2SO4，不得先用水洗，應根據情況迅速用布擦去，再用水沖洗;

若眼睛里濺進了酸或堿，切不可用手揉眼，應及時想辦法處理。

5.稱量藥品時，不能把稱量物直接放在托盤上;

也不能把稱量物放在右盤上;加法碼時不要用手去拿。

6.用滴管添加液體時，不要把滴管伸入量筒(試管)或接觸筒壁(試管壁)。

7.向酒精燈里添加酒精時，不得超過酒精燈容積的2/3，也不得少于容積的1/3。

8.不得用燃著的酒精燈去對點另一只酒精燈;

熄滅時不得用嘴去吹。

9.給物質加熱時不得用酒精燈的內焰和焰心。

10.給試管加熱時，不要把拇指按在短柄上;

切不可使試管口對著自己或旁人;液體的體積一般不要超過試管容積的1/3。

11.給燒瓶加熱時不要忘了墊上石棉網。

12.用坩堝或蒸發皿加熱完后，不要直接用手拿回，應用坩堝鉗夾取。

13.使用玻璃容器加熱時，不要使玻璃容器的底部跟燈芯接觸，以免容器破裂。

燒得很熱的玻璃容器，不要用冷水沖洗或放在桌面上，以免破裂。

14.過濾液體時，漏斗里的液體的液面不要高于濾紙的邊緣，以免雜質進入濾液。

高中化學常考知識點

19、非金屬元素的最高正價和它的負價絕對值之和等于8，但氟無正價，氧在OF2中為+2價。

20、含有陽離子的晶體不一定都含有陰離子，如金屬晶體中有金屬陽離子而無陰離子。

21、離子晶體不一定只含有離子鍵，如NaOH、Na2O2、NH4Cl、CH3COONa等中還含有共價鍵。

22、稀有氣體原子的電子層結構一定是穩定結構，其余原子的電子層結構一定不是穩定結構。

23、離子的電子層結構一定是穩定結構。

24、陽離子的半徑一定小于對應原子的半徑，陰離子的半徑一定大于對應原子的半徑。

25、一種原子形成的高價陽離子的半徑一定小于它的低價陽離子的半徑。如Fe3+

26、同種原子間的共價鍵一定是非極性鍵，不同原子間的共價鍵一定是極性鍵。

27、分子內一定不含有離子鍵。題目中有“分子”一詞，該物質必為分子晶體。

28單質分子中一定不含有極性鍵。

29共價化合物中一定不含有離子鍵。

30含有離子鍵的化合物一定是離子化合物，形成的晶體一定是離子晶體。

31、含有分子的晶體一定是分子晶體，其余晶體中一定無分子。

32、單質晶體一定不會是離子晶體。

33、化合物形成的晶體一定不是金屬晶體。

34、分子間力一定含在分子晶體內，其余晶體一定不存在分子間力(除石墨外)。

35、對于雙原子分子，鍵有極性，分子一定有極性(極性分子);鍵無極性，分子一定無極性(非極性分子)。

36、氫鍵也屬于分子間的一種相互作用，它只影響分子晶體的熔沸點，對分子穩定性無影響。

37、微粒不一定都指原子，它還可能是分子，陰、陽離子、基團(如羥基、硝基等)。例如，具有10e-的微粒：Ne;O2-、F-、Na+、Mg2+、Al3+;OH-H3O+、CH4、NH3、H2O、HF。

38、失電子難的原子獲得電子的能力不一定都強，如碳，稀有氣體等。

39、原子的最外電子層有2個電子的元素不一定是ⅡA族元素，如He、副族元素等。

40、原子的最外電子層有1個電子的元素不一定是ⅠA族元素，如Cr、ⅠB族元素等。

41、ⅠA族元素不一定是堿金屬元素，還有氫元素。

42、由長、短周期元素組成的族不一定是主族，還有0族。

43、分子內不一定都有化學鍵，如稀有氣體為單原子分子，無化學鍵。

44、共價化合物中可能含非極性鍵，如過氧化氫、乙炔等。

45、含有非極性鍵的化合物不一定是共價化合物，如過氧化鈉、二硫化亞鐵、乙酸鈉、CaC2等是離子化合物。

46、對于多原子分子，鍵有極性，分子不一定有極性，如二氧化碳、甲烷等是非極性分子。

47、含有陽離子的晶體不一定是離子晶體，如金屬晶體。

48、離子化合物不一定都是鹽，如Mg3N2、金屬碳化物(CaC2)等是離子化合物，但不是鹽。

49、鹽不一定都是離子化合物，如氯化鋁、溴化鋁等是共價化合物。

50、固體不一定都是晶體，如玻璃是非晶態物質，再如塑料、橡膠等。

高考化學實驗知識

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，并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)濃酸撒在實驗臺上，先用Na2CO3(或NaHCO3)中和，后用水沖擦干凈。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，然后請醫生處理。

(4)濃堿撒在實驗臺上，先用稀醋酸中和，然后用水沖擦干凈。濃堿沾在皮膚上，宜先用大量水沖洗，再涂上硼酸溶液。濃堿濺在眼中，用水洗凈后再用硼酸溶液淋洗。

(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

過濾用于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于原溶劑用四氯化碳萃取溴水里的溴、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斗上的水孔，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里的溴、碘后再分液

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

離子所加試劑現象離子方程式

Cl-AgNO3、稀HNO3 產生白色沉淀 Cl-+Ag+=AgCl↓

SO42-稀HCl、BaCl2 白色沉淀 SO42-+Ba2+=BaSO4↓

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后續操作中便于除去。

五、物質的量的單位?D?D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：等于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占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.標準狀況下, 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制

(1)基本原理:根據欲配制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,就得欲配制得溶液.(2)主要操作

a.檢驗是否漏水.b.配制溶液 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 選用與欲配制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?D2cm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)

第三篇：高考化學 常考知識點總結..

高考化學常考知識點總結

一、選擇題

1、阿伏伽德羅常數主要考察化學中關于物質的量的計算及其應用，注意氣體摩爾體積的適用條件。

2、離子方程式正誤判斷、離子共存主要考察了對強、弱電解質的拆分，反應過程當中過量問題的分析、處理以及常見化學反應方程式的拆分。

3、有機必修主要考察有機反應類型、同分異構體、一取代產物種類的判斷。

4、鹽類的水解主要考察溶液中離子濃度大小的排序，電荷守恒、物料守恒和質子守恒的應用。

5、電化學主要考察原電池中正、負極和電解池中陰、陽的判定，轉移電子數的計算，電極方程式的書寫以及綜合計算分析能力。

6、元素推斷、性質判斷主要考察了根據元素周期表和元素周期律，對物質的氧化性、酸堿性、穩定性方面進行比較。

7、常識性識記主要考察了化學當中的基礎性常識問題，出題簡單但知識面較廣，需要學生在平常的學習中進行不斷的積累、記憶。

（常考知識點順序不固定）

二、解答題

1、無機元素推斷主要考察了物質間的相互轉化，重點考察物質的判斷，及化學、離子反應方程式的書寫。

2、化學反應速率和化學平衡主要考察了化學反應速率的計算、化學平衡的計算、圖像分析能力、等效平衡等。

3、化學實驗主要考察了常見氣體的制備、凈化、檢驗以及對實驗中出現的現象的分析和相關性質的研究。

【高考理綜試卷包括選擇題21道（每題6分），解答題19道，其中選擇1—6題為生物，7—13題為化學，14—21題為物理（14、15、16、17、18為單選，19、20、21為多選）。解答22（7分)、23(8分）、24（13分）、25（19分）為物理大題，26（13分）、27（15分）、28（15分）為化學大題，29（11分）、30（10分）、31（12分）、32（6分）為生物大題，33—40為選修題（每題15分），其中33—35題分別為物理選修3—

3、3—

4、3—5的內容，36、37、38為化學選修2（化學與技術）、選修3（物質結構與性質）、選修5（有機化學基礎）的內容。

39、40為生物選修1（生物技術實踐）、選修3（現代生物科專題）的內容。】

第四篇：高考化學必背知識點總結

高考化學必背知識點總結(一)二氧化硫

二氧化硫(化學式SO2)是最常見、最簡單的硫氧化物。大氣主要污染物之一。火山爆發時會噴出該氣體，在許多工業過程中也會產生二氧化硫。由于煤和石油通常都含有硫元素，因此燃燒時會生成二氧化硫。當二氧化硫溶于水中，會形成亞硫酸。若把亞硫酸進一步在PM2.5存在的條件下氧化，便會迅速高效生成硫酸(酸雨的主要成分)。

1、物理性質：無色有刺激性氣味，有毒，密度比空氣大，易液化、易溶于水(與H2O化合生成H2 SO3，SO2+H2O =H2SO3)

2、化學性質：

①具有酸性氧化物通性

②還原性：SO2+Cl2+2H2O=H2SO4+2HCl 2SO2+O2=2SO3

③弱氧化性：SO2+2H2S=3S+2H2O

④漂白性：SO3可使品紅褪色(可逆，加熱又恢復紅色)

3、二氧化硫的污染

①SO2是污染大氣的主要有害物質之一，直接危害是引起呼吸道疾病。

②形成酸雨pH<5、6，破壞農作物、森林、草原、使土壤酸性增強等等。

③含SO2的工業廢氣必須經過凈化處理才能排放到空氣中。

4、化學方程式

SO2+H2O=(可逆)=H2SO3(亞硫酸)

SO2可以自偶電離：2SO2===(可逆)===SO2++SO32-

2SO2+O2 === 2SO3(加熱，五氧化二釩做催化劑，可逆;在自然中，也可由空氣中塵埃催化)

2H2S+SO2 === 3S↓+2H2O(歸中反應)

SO2+Cl2+2H2O === 2HCl+H2SO4

SO2+2NaOH === Na2SO3+H2O(SO2少量)

SO2+NaOH === NaHSO3(SO2過量)

Na2SO3+SO2+H2O === 2NaHSO3

CaO+SO2====CaSO3，2CaSO3+O2====2CaSO4(加熱)

SO2+2FeCl3+2H2O===2FeCl2+H2SO4+2HCl

SO2+H2O2===H2SO4

SO2+Na2O===Na2SO3

5SO2+2KMnO4+2H2O===2MnSO4+K2SO4+2H2SO4

3SO2+2NaNO3+2H2O===Na2SO4+2NO↑+2H2SO4

5、注意事項

(1)皮膚接觸：立即脫去污染的衣著，用大量流動清水沖洗。就醫。

(2)眼睛接觸：提起眼瞼，用流動清水或生理鹽水沖洗。就醫。

(3)吸入：迅速脫離現場至空氣新鮮處。保持呼吸道通暢。如呼吸困難，給輸氧。如呼吸停止，立即進行人工呼吸。就醫。[3]

(4)如發生中毒，應立即將患者移至有新鮮空氣的地方，解開緊身衣服，迅速吸氧，沖洗眼睛和鼻腔，用2%蘇打溶液漱口。如不慎濺人眼內，應速用大量溫水沖洗。嚴重者應速送醫院治療。

(5)操作注意事項：嚴加密閉，提供充分的局部排風和全面通風。操作人員必須經過專門培訓，嚴格遵守操作規程。建議操作人員佩戴自吸過濾式防毒面具(全面罩)，穿聚乙烯防毒服，戴橡膠手套。遠離易燃、可燃物。防止氣體泄漏到工作場所空氣中。避免與氧化劑、還原劑接觸。搬運時輕裝輕卸，防止鋼瓶及附件破損。配備泄漏應急處理設備。

(6)儲存注意事項：儲存于陰涼、通風的庫房。遠離火種、熱源。庫溫不宜超過30℃。應與易(可)燃物、氧化劑、還原劑、食用化學品分開存放，切忌混儲。儲區應備有泄漏應急處理設備。

高考化學必背知識點總結(二)

化學作為一門自然科學，必然有它的核心概念和理論，它的邏輯性非常強。既便是在高中它的知識體系也是較完整的。化學核心知識必然派生的知識網絡，平常若融會貫通，就構建了在考場上能想到的知識體系。下面小編為同學們總結一些高考化學必背的重點知識點。

硫酸工業和硫酸

1、硫酸(化學式：H?SO?)，硫的最重要的含氧酸。無水硫酸為無色油狀液體，10.36℃時結晶，通常使用的是它的各種不同濃度的水溶液，用塔式法和接觸法制取。前者所得為粗制稀硫酸，質量分數一般在75%左右;后者可得質量分數98.3%的純濃硫酸，沸點338℃，相對密度1.84。

硫酸是一種最活潑的二元無機強酸，能和許多金屬發生反應。高濃度的硫酸有強烈吸水性，可用作脫水劑，碳化木材、紙張、棉麻織物及生物皮肉等含碳水化合物的物質。與水混合時，亦會放出大量熱能。其具有強烈的腐蝕性和氧化性，故需謹慎使用。是一種重要的工業原料，可用于制造肥料、藥物、炸藥、顏料、洗滌劑、蓄電池等，也廣泛應用于凈化石油、金屬冶煉以及染料等工業中。常用作化學試劑，在有機合成中可用作脫水劑和磺化劑。

2、化學性質腐蝕性

純硫酸加熱至290℃分解放出部分三氧化硫，直至酸的濃度降到98.3%為止，這時硫酸為恒沸溶液，沸點為338°C。無水硫酸體現酸性是給出質子的能力，純硫酸仍然具有很強的酸性，98%硫酸與純硫酸的酸性基本上沒有差別，而溶解三氧化硫的發煙硫酸是一種超酸體系，酸性強于純硫酸，但是廣泛存在一種誤區，即稀硫酸的酸性強于濃硫酸，這種想法是錯誤的。的確，稀硫酸第一步電離完全，產生大量的水合氫離子H3O+;但是濃硫酸和水一樣，自身自偶電離會產生一部分硫酸合氫離子H3SO4+，正是這一部分硫酸合質子，導致純硫酸具有非常強的酸性，雖然少，但是酸性卻要比水合質子強得多，所以純硫酸的哈米特酸度函數高達-12.0。

在硫酸溶劑體系中，H3SO4+經常起酸的作用，能質子化很多物質產生離子型化合物：

NaCl+ H2SO4==NaHSO4+HCl(不加熱都能很快反應)

KNO3+ H2SO4→K++HSO4-+HNO3

HNO3+ H2SO4→NO2++H3O++2HSO4-

CH3COOH+ H2SO4→CH3C(OH)2++HSO4-

HSO3F+ H2SO4→H3SO4++SO3F-(氟磺酸酸性更強)

上述與HNO3的反應所產生的NO2+，有助于芳香烴的硝化反應。

3、接觸法制硫酸

反應原理：①造氣：4FeS2+11O2(g)=2Fe2O3+8SO2

②氧化：2SO2+O2=2SO3

③吸收：SO3+H2O=H2SO4

分別對應的設備：①沸騰爐 ②接觸室 ③吸收塔

具體措施：粉碎礦石、過量空氣、熱交換、催化氧化、逆流、循環、濃H2 SO4吸收SO3(防止形成酸霧)、尾氣處理(用氨水吸收SO2，生成(NH4)2SO3，再用H2SO4處理，便又可生成SO2)。

4、濃硫酸(98.3%)的特性

①吸水性：H2SO4易與H2O結合，并放出大量熱，所以濃硫酸常做酸性氣體的干燥劑(不可干燥H2S)。

②脫水性：濃H2SO4遇見某些有機化合物，可將其中氫、氧原子個數按2:1比例脫去，即為脫水性，C12H22O11 12C+11H2O(濃H2SO4脫水性)

③強氧化性：濃H2SO4與金屬、與非金屬、與具有還原性物質發生氧化-還原反應，如：

Cu+2H2SO4(濃)=CuSO4+SO2↑+2H2O

C+2H2SO4(濃)=CO2↑+2SO2↑+2H2O

H2S+H2SO4(濃)=S+SO2↑+2H2O

2NaI+2H2SO4(濃)= Na2SO4+SO2↑+I2+2H2O

與還原劑反應濃H2SO4的還原產物都為SO2。

常溫下，濃H2SO4使Fe、Al表面發生鈍化(生成致密氧化膜)，而不發生產生氣體的反應。

5、儲存方法

儲存于陰涼、通風的庫房。庫溫不超過35℃，相對濕度不超過85%。保持容器密封。遠離火種、熱源，工作場所嚴禁吸煙。遠離易燃、可燃物。防止蒸氣泄漏到工作場所空氣中。避免與還原劑、堿類、堿金屬接觸。搬運時要輕裝輕卸，防止包裝及容器損壞。配備相應品種和數量的消防器材及泄漏應急處理設備。倒空的容器可能殘留有害物。稀釋或制備溶液時，應把酸加入水中，避免沸騰和飛濺傷及人員。

高考化學基本概念理論知識結構圖匯總

高考化學基本概念理論知識結構圖包括：物質的分類、組成原子的粒子間的關系、元素周期律與周期表、化學鍵與分子結構、晶體類型與性質、化學反應類型、離子反應、氧化還原反應的有關概念的相互關系、化學反應中的能量變化、溶液與膠體、化學反應速率、化學平衡、弱電解質的電離平衡、溶液的酸堿性、鹽類的水解、酸堿中和滴定、電化學等。

1、物質的分類

2、組成原子的粒子間的關系

3、元素周期律與周期表

4、化學鍵與分子結構

5、晶體類型與性質

6、化學反應類型

7、離子反應

8、氧化還原反應的有關概念的相互關系

9、化學反應中的能量變化

10、溶液與膠體

11、化學反應速率

12、化學平衡

13、弱電解質的電離平衡

14、溶液的酸堿性

15、鹽類的水解

16、酸堿中和滴定

17、電化學

第五篇：高考化學基本知識點

化學是自然科學的一種，主要在分子、原子層面，研究物質的組成、性質、結構與變化規律，創造新物質(實質是自然界中原來不存在的分子)。世界由物質組成，主要存在著化學變化和物理變化兩種變化形式(還有核反應)。下面小編給大家分享一些高考化學基本知識，希望能夠幫助大家，歡迎閱讀!

高考化學基本知識1

化學史

(1)分析空氣成分的第一位科學家——拉瓦錫;

(2)近代原子學說的創立者——道爾頓(英國);

(3)提出分子概念——何伏加德羅(意大利);

(4)候氏制堿法——候德榜(1926年所制的“紅三角”牌純堿獲美國費城萬國博覽會金獎);

(5)金屬鉀的發現者——戴維(英國);

(6)Cl2的發現者——舍勒(瑞典);

(7)在元素相對原子量的測定上作出了卓越貢獻的我國化學家——張青蓮;

(8)元素周期律的發現，(9)元素周期表的創立者——門捷列夫(俄國);

(10)1828年首次用無機物氰酸銨合成了有機物尿素的化學家——維勒(德國);

(11)苯是在1825年由英國科學家——法拉第首先發現;

(12)德國化學家——凱庫勒定為單雙健相間的六邊形結構;

(13)鐳的發現人——居里夫人。

(14)人類使用和制造第一種材料是——陶

高考化學基本知識2

俗名(無機部分)

純堿、蘇打、天然堿、口堿：Na2CO3

小蘇打：NaHCO3

大蘇打：Na2S2O3

石膏(生石膏)：CaSO4·2H2O

熟石膏：2CaSO4·H2O

瑩石：CaF2

重晶石：BaSO4(無毒)

碳銨：NH4HCO3

石灰石、大理石：CaCO3

生石灰：CaO

食鹽：NaCl

熟石灰、消石灰：Ca(OH)2

芒硝：Na2SO4·7H2O(緩瀉劑)

燒堿、火堿、苛性鈉：NaOH

綠礬：FaSO4·7H2O

干冰：CO2

明礬：KAl(SO4)2·12H2O

漂白粉：Ca(ClO)2、CaCl2(混和物)

瀉鹽：MgSO4·7H2O

膽礬、藍礬：CuSO4·5H2O雙氧水：H2O2

皓礬：ZnSO4·7H2O

硅石、石英：SiO2

剛玉：Al2O3

水玻璃、泡花堿、礦物膠：Na2SiO3

鐵紅、鐵礦：Fe2O3

磁鐵礦：Fe3O4

黃鐵礦、硫鐵礦：FeS2

銅綠、孔雀石：Cu2(OH)2CO3

菱鐵礦：FeCO3赤銅礦：Cu2O

波爾多液：Ca(OH)2和CuSO4

石硫合劑：Ca(OH)2和S

玻璃的主要成分：Na2SiO3、CaSiO3、SiO2

過磷酸鈣(主要成分)：Ca(H2PO4)2和CaSO4

重過磷酸鈣(主要成分)：Ca(H2PO4)2

天然氣、沼氣、坑氣(主要成分)：CH4水煤氣：CO和H2

硫酸亞鐵銨(淡藍綠色)：Fe(NH4)2(SO4)2溶于水后呈淡綠色

光化學煙霧：NO2在光照下產生的一種有毒氣體

王水：濃HNO3：濃HCl按體積比1：3混合而成。

鋁熱劑：Al+Fe2O3或其它氧化物。尿素：CO(NH2)2

高考化學基本知識3

俗名(有機部分)

氯仿：CHCl3

電石：CaC2

電石氣：C2H4(乙炔)

TNT：三硝基甲苯

氟氯烴：是良好的制冷劑，有毒，但破壞O3層。

酒精、乙醇：C2H5OH

裂解氣成分(石油裂化)：烯烴、烷烴、炔烴、H2S、CO2、CO等。

焦爐氣成分(煤干餾)：H2、CH4、乙烯、CO等。

醋酸：CH3COOH

甘油、三醇：C3H8O3

石炭酸：苯酚

蟻醛：甲醛CH2O

福爾馬林：35%—40%的甲醛水溶液

蟻酸：甲酸CH2O2

葡萄糖：C6H12O6果糖：C6H12O6

蔗糖：C12H22O11麥芽糖：C12H22O11

淀粉：(C6H10O5)n

硬脂酸：C17H35COOH

油酸：C17H33COOH

軟脂酸：C15H31COOH

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

顏色

鐵：鐵粉是黑色的;一整塊的固體鐵是銀白色的。

Fe2+——淺綠色Fe3O4——黑色晶體Fe(OH)2——白色沉淀

Fe3+——黃色Fe(OH)3——紅褐色沉淀Fe(SCN)3——血紅色溶液

FeO——黑色的粉末Fe(NH4)2(SO4)2——淡藍綠色

Fe2O3——紅棕色粉末

銅：單質是紫紅色

Cu2+——藍色CuO——黑色Cu2O——紅色CuSO4(無水)—白色CuSO4·5H2O——藍色Cu2(OH)2CO3—綠色

Cu(OH)2——藍色[Cu(NH3)4]SO4——深藍色溶液

FeS——黑色固體

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

Al(OH)3白色絮狀沉淀H4SiO4(原硅酸)白色膠狀沉淀

Cl2、氯水——黃綠色F2——淡黃綠色氣體Br2——深紅棕色液體

I2——紫黑色固體HF、HCl、HBr、HI均為無色氣體，在空氣中均形成白霧

CCl4——無色的液體，密度大于水，與水不互溶

Na2O2—淡黃色固體Ag3PO4—黃色沉淀S—黃色固體AgBr—淺黃色沉淀

AgI—黃色沉淀O3—淡藍色氣體SO2—無色，有剌激性氣味、有毒的氣體

SO3—無色固體(沸點44.8度)品紅溶液——紅色氫氟酸：HF——腐蝕玻璃

N2O4、NO——無色氣體NO2——紅棕色氣體

NH3——無色、有剌激性氣味氣體

高考化學基本知識4

現象

1、鋁片與鹽酸反應是放熱的，Ba(OH)2與NH4Cl反應是吸熱的;

2、Na與H2O(放有酚酞)反應，熔化、浮于水面、轉動、有氣體放出;

3、焰色反應：Na黃色、K紫色(透過藍色的鈷玻璃)、Cu綠色、Ca磚紅;

4、Cu絲在Cl2中燃燒產生棕色的煙;

5、H2在Cl2中燃燒是蒼白色的火焰;

6、Na在Cl2中燃燒產生大量的白煙;7、P在Cl2中燃燒產生大量的白色煙霧;

8、SO2通入品紅溶液先褪色，加熱后恢復原色;

9、NH3與HCl相遇產生大量的白煙;

10、鋁箔在氧氣中激烈燃燒產生刺眼的白光;

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

12、鐵絲在Cl2中燃燒，產生棕色的煙;

13、HF腐蝕玻璃;

14、Fe(OH)2在空氣中被氧化：由白色變為灰綠最后變為紅褐色;

15、在常溫下：Fe、Al在濃H2SO4和濃HNO3中鈍化;

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

17、蛋白質遇濃HNO3變黃，被灼燒時有燒焦羽毛氣味;

18、在空氣中燃燒：S——微弱的淡藍色火焰H2——淡藍色火焰CO——藍色火焰CH4————明亮并呈藍色的火焰S在O2中燃燒——明亮的藍紫色火焰。

高考化學基本知識5

考試中經常用到的規律

1、溶解性規律——見溶解性表;

2、常用酸、堿指示劑的變色范圍：

指示劑PH的變色范圍

甲基橙<3.1紅色3.1——4.4橙色>4.4黃色

酚酞<8.0無色8.0——10.0淺紅色>10.0紅色

石蕊<5.1紅色5.1——8.0紫色>8.0藍色

3、在惰性電極上，各種離子的放電順序：

陰極(奪電子的能力)：

Au3+>Ag+>Hg2+>Cu2+>Pb2+>Fa2+>Zn2+>H+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+

陽極(失電子的能力)：

S2->I->Br–>Cl->OH->含氧酸根

注意：若用金屬作陽極，電解時陽極本身發生氧化還原反應(Pt、Au除外)

4、電荷平衡：溶液中陰陽離子所帶的正負電荷總數應相等。

例：Cmol/L的NaHCO3溶液中：

C(Na+)+C(H+)=C(HCO3-)+2C(CO32-)+C(OH-)

5、物料平衡：某組分的原始濃度C應等于它在溶液中各種存在形式的濃度之和。

例：Cmol/LNaHCO3溶液中：C=C(Na+)=C(HCO3-)+C(CO32-)+C(H2CO3)

Cmol/LNa2S溶液中：C(Na+)=2C=2[C(S2-)+C(HS-)+C(H2S)

注意：此二平衡經常相互代換，衍變出不同的變式。

6、雙水解離子方程式的書寫：(1)左邊寫出水解的離子，右邊寫出水解產物;(2)配平：在左邊先配平電荷，再在右邊配平其它原子;(3)H、O不平則在那邊加水。

例：當NaCO3與AlCl3溶液混和時：

3CO32-+2Al3++3H2O=2Al(OH)3↓+3CO2↑

7、寫電解總反應方程式的方法：(1)分析：反應物、生成物是什么;(2)配平。

例：電解KCl溶液：KCl+H2O→H2+Cl2+KOH配平：2KCl+2H2O=H2↑+Cl2↑+2KOH8、將一個化學反應方程式分寫成二個電極反應的方法：(1)按電子得失寫出二個半反應式;(2)再考慮反應時的環境(酸性或堿性);(3)使二邊的原子數、電荷數相等。

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

寫出二個半反應：Pb–2e-→PbSO4PbO2+2e-→PbSO4

分析：在酸性環境中，補滿其它原子：

應為：負極：Pb+SO42--2e-=PbSO4

正極：PbO2+4H++SO42-+2e-=PbSO4+2H2O

注意：當是充電時則是電解，電極反應則為以上電極反應的倒轉：為：陰極：PbSO4+2e-=Pb+SO42-陽極：PbSO4+2H2-2e-=PbO2+4H++SO42-

9、在解計算題中常用到的恒等：原子恒等、離子恒等、電子恒等、電荷恒等、電量恒等，用到的方法有：質量守恒、差量法、歸一法、極限法、關系法、十字交叉法和估算法。(非氧化還原反應：原子守恒、電荷平衡、物料平衡用得多，氧化還原反應：電子守恒用得多)

10、電子層結構相同的離子，核電荷數越多，離子半徑越小;

11、晶體的熔點：原子晶體>離子晶體>分子晶體中學學到的原子晶體有：Si、SiC、SiO2和金剛石。原子晶體的熔點的比較是以原子半徑為依據的：

金剛石>SiC>Si(因為原子半徑：Si>C>O)。

12、分子晶體的熔、沸點：組成和結構相似的物質，分子量越大熔、沸點越高。

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

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

例：I2+SO2+H2O=H2SO4+2HI15、含有Fe3+的溶液一般呈酸性。

16、能形成氫鍵的物質：H2O、NH3、HF、CH3CH2OH。

17、含有10個電子的物質：

CH4、NH3、NH4+、H2O、O2-、H3O+、OH-、HF、F-、Ne、Na+、Mg2+、Al3+。

18、離子是否共存：(1)是否有沉淀生成、氣體放出;(2)是否有弱電解質生成;(3)是否發生氧化還原反應;(4)是否生成絡離子[Fe(SCN)2、Fe(SCN)3、Ag(NH3)+[Cu(NH3)4]2+等];(5)是否發生雙水解。

19、地殼中：含量最多的元素是——O;含量第二的元素是——Si含量最多的金屬元素是——AlHClO4(高氯酸)——是最強的酸

20、熔點最低的金屬是Hg(-38.9c),;熔點最高的是W(鎢3410c);密度最小(常見)的是K;密度最大(常見)是Pt。

高考化學基本知識點