高中化學知識點（多篇）

高中化學知識點 篇一

一、物理性質

1、有色氣體：F2（淡黃綠色）、Cl2（黃綠色）、Br2（g）（紅棕色）、I2（g）（紫紅色）、NO2（紅棕色）、O3（淡藍色），其餘均爲無色氣體。其它物質的顏色見會考手冊的顏色表。

2、有刺激性氣味的氣體：HF、HCl、HBr、HI、NH3、SO2、NO2、F2、Cl2、Br2（g）；有臭雞蛋氣味的氣體：H2S。

3、熔沸點、狀態：

① 同族金屬從上到下熔沸點減小，同族非金屬從上到下熔沸點增大。

② 同族非金屬元素的氫化物熔沸點從上到下增大，含氫鍵的NH3、H2O、HF反常。

③ 常溫下呈氣態的有機物：碳原子數小於等於4的烴、一氯甲烷、甲醛。

④ 熔沸點比較規律：原子晶體>離子晶體>分子晶體，金屬晶體不一定。

⑤ 原子晶體熔化只破壞共價鍵，離子晶體熔化只破壞離子鍵，分子晶體熔化只破壞分子間作用力。

⑥ 常溫下呈液態的單質有Br2、Hg；呈氣態的單質有H2、O2、O3、N2、F2、Cl2；常溫呈液態的無機化合物主要有H2O、H2O2、硫酸、硝酸。

⑦ 同類有機物一般碳原子數越大，熔沸點越高，支鏈越多，熔沸點越低。

同分異構體之間：正>異>新，鄰>間>對。

⑧ 比較熔沸點注意常溫下狀態，固態>液態>氣態。如：白磷>二硫化碳>乾冰。

⑨ 易昇華的物質：碘的單質、乾冰，還有紅磷也能昇華（隔絕空氣情況下），但冷卻後變成白磷，氯化鋁也可；三氯化鐵在100度左右即可昇華。

⑩ 易液化的氣體：NH3、Cl2 ，NH3可用作致冷劑。

4、溶解性

① 常見氣體溶解性由大到小：NH3、HCl、SO2、H2S、Cl2、CO2。極易溶於水在空氣中易形成白霧的氣體，能做噴泉實驗的氣體：NH3、HF、HCl、HBr、HI；能溶於水的氣體：CO2、SO2、Cl2、Br2（g）、H2S、NO2。極易溶於水的氣體尾氣吸收時要用防倒吸裝置。

② 溶於水的有機物：低級醇、醛、酸、葡萄糖、果糖、蔗糖、澱粉、氨基酸。苯酚微溶。

③ 鹵素單質在有機溶劑中比水中溶解度大。

④ 硫與白磷皆易溶於二硫化碳。

⑤ 苯酚微溶於水（大於65℃易溶），易溶於酒精等有機溶劑。

⑥ 硫酸鹽三種不溶（鈣銀鋇），氯化物一種不溶(銀)，碳酸鹽只溶鉀鈉銨。

⑦ 固體溶解度大多數隨溫度升高而增大，少數受溫度影響不大（如NaCl），極少數隨溫度升高而變小[如Ca(OH)2]。 氣體溶解度隨溫度升高而變小，隨壓強增大而變大。

5、密度

① 同族元素單質一般密度從上到下增大。

② 氣體密度大小由相對分子質量大小決定。

③ 含C、H、O的有機物一般密度小於水（苯酚大於水），含溴、碘、硝基、多個氯的有機物密度大於水。

④ 鈉的密度小於水，大於酒精、苯。

6、一般，具有金屬光澤並能導電的單質一定都是金屬 ？不一定:石墨有此性質，但它卻是非金屬？

二、結構

1、半徑

① 週期表中原子半徑從左下方到右上方減小（稀有氣體除外）。

② 離子半徑從上到下增大，同週期從左到右金屬離子及非金屬離子均減小，但非金屬離子半徑大於金屬離子半徑。

③ 電子層結構相同的離子，質子數越大，半徑越小。

2、化合價

① 一般金屬元素無負價，但存在金屬形成的陰離子。

② 非金屬元素除O、F外均有最高正價。且最高正價與最低負價絕對值之和爲8。 ③ 變價金屬一般是鐵，變價非金屬一般是C、Cl、S、N、O。

④ 任一物質各元素化合價代數和爲零。能根據化合價正確書寫化學式（分子式），並能根據化學式判斷化合價。

3、分子結構表示方法

① 是否是8電子穩定結構，主要看非金屬元素形成的共價鍵數目對不對。鹵素單鍵、氧族雙鍵、氮族叄鍵、碳族四鍵。一般硼以前的元素不能形成8電子穩定結構。

② 掌握以下分子的空間結構：CO2、H2O、NH3、CH4、C2H4、C2H2、C6H6、P4。

4、鍵的極性與分子的極性

① 掌握化學鍵、離子鍵、共價鍵、極性共價鍵、非極性共價鍵、分子間作用力、氫鍵的概念。

② 掌握四種晶體與化學鍵、範德華力的關係。

③ 掌握分子極性與共價鍵的極性關係。

④ 兩個不同原子組成的分子一定是極性分子。

⑤ 常見的非極性分子：CO2、SO3、PCl3、CH4、CCl4、C2H4、C2H2、C6H6及大多數非金屬單質。

三、基本概念

1． 區分元素、同位素、原子、分子、離子、原子團、取代基的概念。正確書寫常見元素的名稱、符號、離子符號，包括IA、IVA、VA、VIA、VIIA族、稀有氣體元素、1～20號元素及Zn、Fe、Cu、Hg、Ag、Pt、Au等。

2．物理變化中分子不變，化學變化中原子不變，分子要改變。常見的物理變化：蒸餾、分餾、焰色反應、膠體的性質（丁達爾現象、電泳、膠體的凝聚、滲析、布朗運動）、吸附、蛋白質的鹽析、蒸發、分離、萃取分液、溶解除雜（酒精溶解碘）等。

常見的化學變化：化合、分解、電解質溶液導電、蛋白質變性、乾餾、電解、金屬的腐蝕、風化、硫化、鈍化、裂化、裂解、顯色反應、同素異形體相互轉化、鹼去油污、明礬淨水、結晶水合物失水、濃硫酸脫水等。（注：濃硫酸使膽礬失水是化學變化，乾燥氣體爲物理變化）

3． 理解原子量（相對原子量）、分子量（相對分子量）、摩爾質量、質量數的涵義及關係。

4． 純淨物有固定熔沸點，冰水混和、H2與D2混和、水與重水混和、結晶水合物爲純淨物。

混合物沒有固定熔沸點，如玻璃、石油、鋁熱劑、溶液、懸濁液、乳濁液、膠體、高分子化合物、漂白*、漂粉精、天然油脂、鹼石灰、王水、同素異形體組成的物質(O2與O3) 、同分異構體組成的物質C5H12等。

5． 掌握化學反應分類的特徵及常見反應：

a.從物質的組成形式：化合反應、分解反應、置換反應、複分解反應。

b.從有無電子轉移：氧化還原反應或非氧化還原反應c.從反應的微粒：離子反應或分子反應 d.從反應進行程度和方向：可逆反應或不可逆反應e.從反應的熱效應：吸熱反應或放熱反應

6．同素異形體一定是單質，同素異形體之間的物理性質不同、化學性質基本相同。紅磷和白磷、O2和O3、金剛石和石墨及C60等爲同素異形體，H2和D2不是同素異形體，H2O和D2O也不是同素異形體。同素異形體相互轉化爲化學變化，但不屬於氧化還原反應。

7． 同位素一定是同種元素，不同種原子，同位素之間物理性質不同、化學性質基本相同。

8． 同系物、同分異構是指由分子構成的化合物之間的關係。

9． 強氧化性酸（濃H2SO4、濃HNO3、稀HNO3、HClO）、還原性酸（H2S、H2SO3）、兩性氧化物（Al2O3）、兩性氫氧化物[Al(OH)3]、過氧化物（Na2O2）、酸式鹽（NaHCO3、NaHSO4）

10． 酸的強弱關係：（強)HClO4 、HCl（HBr、HI）、H2SO4、HNO3>（中強）：H2SO3、H3PO4>(弱）： CH3COOH >H2CO3 >H2S >HClO >C6H5OH >H2SiO3

11、與水反應可生成酸的氧化物不一定是酸性氧化物，只生成酸的氧化物"才能定義爲酸性氧化物

12、既能與酸反應又能與鹼反應的物質是兩性氧化物或兩性氫氧化物，如SiO2能同時與HF/NaOH反應，但它是酸性氧化物

13、甲酸根離子應爲HCOO- 而不是COOH-

14、離子晶體都是離子化合物，分子晶體不一定都是共價化合物，分子晶體許多是單質

15、同溫同壓，同質量的兩種氣體體積之比等於兩種氣體密度的反比

16、納米材料中超細粉末粒子的直徑與膠體微粒的直徑在同一數量級，均爲10-100nm

17、油脂、澱粉、蛋白質、硝*甘油、苯酚鈉、明礬、Al2S3、Mg3N2、CaC2等一定條件下皆能發生水解反應

18、過氧化鈉中存在Na+與O-爲2:1；石英中只存在Si、O原子，不存在分子。

19、溶液的pH值越小，則其中所含的氫離子濃度就越大，數目不一定越多。

20、單質如Cu、Cl2既不是電解質也不是非電解質

21、氯化鈉晶體中，每個鈉離子周圍距離最近且相等的'氯離子有6個

22、失電子多的金屬元素，不一定比失電子少的金屬元素活潑性強，如Na和Al。

23．在室溫（20C）時溶解度在10克以上——易溶；大於1克的——可溶；小於1克的——微溶；小於0.01克的——難溶。

24．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。

25．氧化性：MnO4- >Cl2 >Br2 >Fe3+ >I2 >S

26．能形成氫鍵的物質：H2O 、NH3 、HF、CH3CH2OH 。

27．雨水的PH值小於5.6時就成爲了酸雨。

28．取代反應包括：滷代、硝化、鹵代烴水解、酯的水解、酯化反應等

29．膠體的聚沉方法：（1）加入電解質；（2）加入電性相反的膠體；（3）加熱。

30．常見的膠體：液溶膠：Fe(OH)3、AgI、牛奶、豆漿、粥等；氣溶膠：霧、雲、煙等；固溶膠：有色玻璃、煙水晶等。

31．氨水的密度小於1，硫酸的密度大於1，98%的濃硫酸的密度爲：1.84g/cm3， 濃度爲18.4mol/L。

32．碳水化合物不一定是糖類，如甲醛。

四、基本理論

1、掌握一圖（原子結構示意圖）、五式（分子式、結構式、結構簡式、電子式、最簡式）、六方程（化學方程式、電離方程式、水解方程式、離子方程式、電極方程式、熱化學方程式）的正確書寫。

2、最→←簡式相同的有機物：① CH：C2H2和C6H6② CH2：烯烴和環烷烴 ③ CH2O：甲醛、乙酸、甲酸甲酯 ④ CnH2nO：飽和一元醛（或飽和一元酮）與二倍於其碳原子數和飽和一元羧酸或酯；舉一例：乙醛（C2H4O）與丁酸及其異構體（C4H8O2）

3、一般原子的原子核是由質子和中子構成，但氕原子（1H）中無中子。

4、元素週期表中的每個週期不一定從金屬元素開始，如第一週期是從氫元素開始。

5、ⅢB所含的元素種類最多。 碳元素形成的化合物種類最多，且ⅣA族中元素組成的晶體

常常屬於原子晶體，如金剛石、晶體硅、二氧化硅、碳化硅等。

6、質量數相同的原子，不一定屬於同種元素的原子，如18O與18F、40K與40Ca

7． ⅣA~ⅦA族中只有ⅦA族元素沒有同素異形體，且其單質不能與氧氣直接化合。

8、活潑金屬與活潑非金屬一般形成離子化合物，但AlCl3卻是共價化合物（熔沸點很低，易昇華，爲雙聚分子，所有原子都達到了最外層爲8個電子的穩定結構）。

9、一般元素性質越活潑，其單質的性質也活潑，但N和P相反，因爲N2形成叄鍵。

10、非金屬元素之間一般形成共價化合物，但NH4Cl、NH4NO3等銨鹽卻是離子化合物。

11、離子化合物在一般條件下不存在單個分子，但在氣態時卻是以單個分子存在。 如NaCl。

12、含有非極性鍵的化合物不一定都是共價化合物，如Na2O2、FeS2、CaC2等是離子化合物。

13、單質分子不一定是非極性分子，如O3是極性分子。

14、一般氫化物中氫爲+1價，但在金屬氫化物中氫爲-1價，如NaH、CaH2等。

15、非金屬單質一般不導電，但石墨可以導電，硅是半導體。

16、非金屬氧化物一般爲酸性氧化物，但CO、NO等不是酸性氧化物，而屬於不成鹽氧化物。

17、酸性氧化物不一定與水反應：如SiO2。

18、金屬氧化物一般爲鹼性氧化物，但一些高價金屬的氧化物反而是酸性氧化物，如：Mn2O7、CrO3等反而屬於酸性氧物，2KOH + Mn2O7 == 2KMnO4 + H2O。

19、非金屬元素的最高正價和它的負價絕對值之和等於8，但氟無正價，氧在OF2中爲+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， 其餘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於對應原子的半徑，陰離子的半徑一定大於對應原子的半徑。

25、一種原子形成的高價陽離子的半徑一定小於它的低價陽離子的半徑。如Fe3+ < Fe2+ 。

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，該物質必爲分子晶體。

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，其餘晶體中一定無分子。

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，其餘晶體一定不存在分子間力（除石墨外）。

35、對於雙原子分子，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、氫鍵也屬於分子間的一種相互作用，它隻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族元素不一定是鹼金屬元素，還有氫元素。

42、由長、短週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，如稀有氣體爲單原子分子，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、對於多原子分子，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。

51、原子核外最外層電子數小於或等於2的一定是金屬原子？不一定:氫原子核外只有一個電子？

52、原子核內一般是中子數≥質子數，但普通氫原子核內是質子數≥中子數。

53、金屬元素原子最外層電子數較少，一般≤3，但ⅣA、ⅤA族的金屬元素原子最外層有4個、5個電子。

54、非金屬元素原子最外層電子數較多，一般≥4，但H原子只有1個電子，B原子只有3個電子。

55、稀有氣體原子的最外層一般都是8個電子，但He原子爲2個電子。

56、一般離子的電子層結構爲8電子的穩定結構，但也有2電子，18電子，8─18電子，18＋2電子等穩定結構。“10電子”、“18電子”的微粒查閱筆記。

57、主族元素的最高正價一般等於族序數，但F、O例外。

58、同週期元素中，從左到右，元素氣態氫化物的穩定性一般是逐漸增強，但第二週期中CH4很穩定，1000℃以上才分解。

59、非金屬元素的氫化物一般爲氣態，但水是液態；ⅥA、ⅦA族元素的氫化物的水溶液顯酸性，但水卻是中性的。

60．同週期的主族元素從左到右金屬性一定減弱，非金屬性一定增強？不一定:第一週期不存在上述變化規律？

61．第五？六？七主族的非金屬元素氣態氫化物的水溶液都一定顯酸性？不一定:H2O呈中性，NH3的水溶液顯鹼性？ ⅥA、ⅦA族元素的氫化物化學式氫寫左邊，其它的氫寫右邊。

62．甲烷、四氯化碳均爲5原子構成的正四面體，但白磷爲4個原子構成分子。

63．書寫熱化學方程式三查：①檢查是否標明聚集狀態：固（s）、液（l）、氣（g）

②檢查△H的“+”“－”是否與吸熱、放熱一致。（注意△H的“+”與“－”，放熱反應爲“－”，吸熱反應爲“+”）

③檢查△H的數值是否與反應物或生成物的物質的量相匹配（成比例）

64．“燃燒熱”指1mol可燃物燃燒，C生成CO2，H生成液態水時放出的熱量； “中和熱”是指生成1mol水放出的熱量。

65．升高溫度、增大壓強無論正逆反應速率均增大。

66．優先放電原理

電解電解質水溶液時，陽極放電順序爲:活潑金屬陽極（Au、Pt 除外） >S2- >I- >Br->Cl- >OH- >含氧酸根離子>F -。

高中化學知識點 篇二

焰色反應

要點詮釋：很多金屬或它們的化合物在灼燒時，其火焰會呈現特殊的顏色，在化學上叫做焰色反應。它表現的是某種金屬元素的性質，藉此可檢驗某些金屬元素。

操作步驟：

（1）乾燒：把焊在玻璃棒上的鉑絲（或用光潔無鏽的鐵絲）放在酒精燈外焰裏灼燒，至與原來的火焰顏色相同爲止。

（2）蘸燒：用鉑絲（或鐵絲）蘸取Na2CO3溶液，在外焰上灼燒，觀察火焰的顏色。

（3）洗燒：將鉑絲（或鐵絲）用鹽酸洗淨後，在外焰上灼燒至沒有顏色。

（4）蘸燒：用鉑絲（或鐵絲）蘸取K2CO3溶液，在外焰上灼燒，觀察火焰的顏色。

說明：

①火源用噴燈、煤氣燈，因其火焰焰色更淺。而酒精燈火焰往往略帶黃色。

②焰色反應前，應將鉑絲（或鐵絲）灼燒到無色。也可先用鹽酸清洗，再灼燒到無色。

③做鉀的焰色反應時，要透過藍色鈷玻璃片進行觀察，以吸收黃色，排除鈉鹽的干擾。

實驗現象（焰色反應的焰色）：鈉——黃色；鉀——紫色；鈣——磚紅色；鍶——洋紅色；銅——綠色；鋰——紅色；鋇——黃綠色。

高中化學知識點 篇三

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（鈉先熔化後燃燒，發出黃色火焰，生成淡黃色固體Na2O2。）

Na2O2中氧元素爲-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——鈉密度比水小；遊——生成氫氣；響——反應劇烈；

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：有藍色沉澱生成，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鹼，鹼再和鹽溶液反應

高中化學知識點 篇四

沉澱溶解平衡與溶度積

(1)概念

當固體溶於水時，固體溶於水的速率和離子結合爲固體的速率相等時，固體的溶解與沉澱的生成達到平衡狀態，稱爲沉澱溶解平衡。其平衡常數叫做溶度積常數，簡稱溶度積，用Ksp表示。

(2)溶度積Ksp的特點

Ksp只與難溶電解質的性質和溫度有關，與沉澱的量無關，且溶液中離子濃度的變化能引起平衡移動，但並不改變溶度積。

Ksp反映了難溶電解質在水中的溶解能力。

2、沉澱溶解平衡的應用

(1)沉澱的溶解與生成

根據濃度商Qc與溶度積Ksp的大小比較，規則如下：

Qc=Ksp時，處於沉澱溶解平衡狀態。

Qc>Ksp時，溶液中的離子結合爲沉澱至平衡。

(2)沉澱的轉化

根據溶度積的大小，可以將溶度積大的沉澱可轉化爲溶度積更小的沉澱，這叫做沉澱的轉化。沉澱轉化實質爲沉澱溶解平衡的移動。