高考高中化学知识点规律大全
高中化学知识点规律大全
高中化学知识点规律大全1. 元素周期表规律在元素周期表中，元素的性质会随着原子序数的增加而呈现出一定的规律性。
一般而言，元素周期表中从左到右，从上到下的排列方式包含了以下规律：•周期性：元素周期表中横向排列的周期数代表了电子层的数量，每个周期中的元素具有相似的化学性质。
•原子半径规律：随着元素周期数的增加，原子半径呈现出递减的趋势。
•电离能规律：原子吸收或释放电子所需要的能量称为电离能，一般而言，随着周期数增加，电离能也会增加。
•电负性规律：原子核所围绕的电子对于电子的亲和力称为电负性，随着周期增加，电负性也会增加。
2. 化学键规律化学键是原子围绕着核心电子结合在一起的方式，根据化学键的性质，可以总结出以下规律：•共价键：当原子之间共享电子形成化学键时，称为共价键，共价键的性质取决于共享电子对数。
•离子键：当原子通过电子转移形成化学键时，称为离子键，离子键的性质取决于阴阳离子的相互吸引力。
•金属键：金属元素之间通过自由电子形成化学键时，称为金属键，金属键的性质取决于金属离子核的排列方式。
3. 反应规律化学反应是物质之间发生相互作用形成新物质的过程，根据化学反应的特点，可以总结出以下规律：•化学平衡：在反应达到一定平衡状态时，反应物与生成物的浓度达到一定的比例关系。
•反应速率规律：反应速率与反应物浓度、温度等因素有关，可以通过反应速率常数进行描述。
•吸热、放热规律：化学反应中存在吸热反应与放热反应，吸热反应需要吸收热量，放热反应则释放热量。
4. 过程规律化学过程是物质在不同条件下发生相互变化的过程，根据化学过程的特点，可以总结出以下规律：•溶解度规律：根据溶质在溶剂中的溶解度，可以判断溶解过程的进行程度。
•氧化还原规律：氧化还原反应反映了物质对电子的转移过程，规律性体现在氧化与还原之间的电子数平衡关系。
•反应平衡规律：在反应系统达到平衡状态时，反应物与生成物的浓度保持一定比例。
以上便是高中化学知识点规律的大全总结，通过了解这些规律，我们能更好地理解化学的基本概念和原理。
高中化学高考必背知识点
高中化学高考必背知识点高中化学高考必背知识点在平平淡淡的学习中，不管我们学什么，都需要掌握一些知识点，知识点就是“让别人看完能理解”或者“通过练习我能掌握”的内容。
相信很多人都在为知识点发愁，以下是小编为大家整理的高中化学高考必背知识点，欢迎阅读与收藏。
高中化学高考必背知识点 11、金属活动顺序表口诀（初中）钾钙钠镁铝、锌铁锡铅氢、铜汞银铂金。
（高中）钾钙钠镁铝锰锌、铬铁镍、锡铅氢；铜汞银铂金。
2、盐类水解规律口诀无“弱”不水解，谁“弱”谁水解；愈“弱”愈水解，都“弱”双水解；谁“强”显谁性，双“弱”由K定。
3、盐类溶解性表规律口诀钾、钠铵盐都可溶，硝盐遇水影无踪；硫（酸）盐不溶铅和钡，氯（化）物不溶银、亚汞。
4、化学反应基本类型口诀化合多变一（A+BC），分解正相逆（AB+C），复分两交换（AB+CDCB+AD），置换换单质（A+BCAC+B）。
5、短周期元素化合价与原子序数的关系口诀价奇序奇，价偶序偶。
6、化学计算化学式子要配平，必须纯量代方程，单位上下要统一，左右倍数要相等。
质量单位若用克，标况气体对应升，遇到两个已知量，应照不足来进行。
高中化学高考必背知识点 21、镁条在空气中燃烧：发出耀眼强光，放出大量的热，生成白烟同时生成一种白色物质。
2、木炭在氧气中燃烧：发出白光，放出热量。
3、硫在氧气中燃烧：发出明亮的蓝紫色火焰，放出热量，生成一种有刺激性气味的气体。
4、铁丝在氧气中燃烧：剧烈燃烧，火星四射，放出热量，生成黑色固体物质。
5、加热试管中碳酸氢铵：有刺激性气味气体生成，试管上有液滴生成。
6、氢气在空气中燃烧：火焰呈现淡蓝色。
7、氢气在氯气中燃烧：发出苍白色火焰，产生大量的热。
8、在试管中用氢气还原氧化铜：黑色氧化铜变为红色物质，试管口有液滴生成。
9、用木炭粉还原氧化铜粉末，使生成气体通入澄清石灰水，黑色氧化铜变为有光泽的.金属颗粒，石灰水变浑浊。
10、一氧化碳在空气中燃烧：发出蓝色的火焰，放出热量。
高中化学知识点口诀总结
高中化学知识点口诀总结一、基本概念与原理1. 物质分类要记清，纯净物合混合物分。
纯净物含一种分子，混合物杂多不同。
2. 原子结构记心间，核中质子带正电。
电子云环绕核外，电子数质子等量。
3. 元素周期表规律找，周期横行按原子序。
族列纵行电子层，最外层电子数同。
4. 化学键分离子共价，离子键电离子间。
共价键共享电子对，分子内原子相连。
5. 化学反应式要写对，反应物产物能量变。
守恒定律记心间，原子电子电荷守恒。
二、化学反应类型1. 合成分解易分辨，合成多物变一物。
分解一物成多物，类型特点要记牢。
2. 置换反应两相换，单质化合物互换位。
单质金属与盐液，金属置换盐中金。
3. 氧化还原反应特有，电子转移是关键。
氧化剂得电子还，还原剂电子捐。
4. 酸碱中和反应快，酸H+与碱OH-。
反应生成水与盐，pH值变化观。
5. 沉淀反应溶液中，两种离子结沉淀。
溶度积常数定，沉淀溶解平衡观。
三、化学计算基础1. 摩尔概念要掌握，物质质量与摩尔数。
阿伏伽德罗常数，每摩尔粒子数定。
2. 质量浓度计算法，溶质质量与溶液。
体积分数质量分数，计算公式要记牢。
3. 气体定律要熟悉，波以耳查理理想气。
温度压强体积比，定律公式要掌握。
4. 溶液酸碱度pH，氢离子浓度表示。
pH值对数关系，强酸弱碱区分。
5. 电化学电池理，氧化还原反应驱动。
伏打电堆原理，电极反应电子流。
四、有机化学基础1. 碳链结构多样，烷烃单键链状排。
烯烃双键炔三键，官能团特征记。
2. 醇酚羟基相连，醇酚性质有别。
醇溶水酚色深，酸碱性不同显。
3. 羧酸羟基连，酸性强于碳酸。
酯化反应醇酸酯，油脂成分分析。
4. 苯环结构稳定，芳香烃类特征。
取代反应常见，硝化磺化应了解。
5. 糖类多羟基碳，单糖结构简单。
多糖链状多单元，生物体内能量源。
五、无机化学要点1. 金属活动顺序表，氢气置换金属盐。
活性金属与酸反，氢气释放观察。
2. 非金属元素多样，氧化物酸与碱。
硫磷氯常见元素，化合物性质记。
高考化学必考知识点归纳总结
高考化学必考知识点归纳总结高考化学必考知识点归纳1.加热试管时，应先均匀加热后局部加热。
2.用排水法收集气体时，先拿出导管后撤酒精灯。
3.制取气体时，先检验气密性后装药品。
4.收集气体时，先排净装置中的空气后再收集。
5.稀释浓硫酸时，烧杯中先装一定量蒸馏水后再沿器壁缓慢注入浓硫酸。
6.点燃H2、CH4、C2H4、C2H2等可燃气体时，先检验纯度再点燃。
7.检验卤化烃分子的卤元素时，在水解后的溶液中先加稀HNO3再加AgNO3溶液。
8.检验NH3(用红色石蕊试纸)、Cl2(用淀粉KI试纸)、H2S[用Pb(Ac)2试纸]等气体时，先用蒸馏水润湿试纸后再与气体接触。
9.做固体药品之间的反应实验时，先单独研碎后再混合。
10.配制FeCl3，SnCl2等易水解的盐溶液时，先溶于少量浓盐酸中，再稀释。
11.中和滴定实验时，用蒸馏水洗过的滴定管先用标准液润洗后再装标准掖;先用待测液润洗后再移取液体;滴定管读数时先等一二分钟后再读数;观察锥形瓶中溶液颜色的改变时，先等半分钟颜色不变后即为滴定终点。
12.焰色反应实验时，每做一次，铂丝应先沾上稀盐酸放在火焰上灼烧到无色时，再做下一次实验。
13.用H2还原CuO时，先通H2流，后加热CuO，反应完毕后先撤酒精灯，冷却后再停止通H2。
14.配制物质的量浓度溶液时，先用烧杯加蒸馏水至容量瓶刻度线1cm～2cm 后，再改用胶头滴管加水至刻度线。
15.安装发生装置时，遵循的原则是：自下而上，先左后右或先下后上，先左后右。
16.浓H2SO4不慎洒到皮肤上，先迅速用布擦干，再用水冲洗，最后再涂上3%一5%的NaHCO3溶液。
沾上其他酸时，先水洗，后涂NaHCO3溶液。
17.碱液沾到皮肤上，先水洗后涂硼酸溶液。
18.酸(或碱)流到桌子上，先加NaHCO3溶液(或醋酸)中和，再水洗，最后用布擦。
19.检验蔗糖、淀粉、纤维素是否水解时，先在水解后的溶液中加NaOH溶液中和H2SO4，再加银氨溶液或Cu(OH)2悬浊液。
高中化学知识规律总结
超强高中化学知识规律总结一、多元“化”(高中化学中有很多关于化的反应，一定要牢牢记住它们之间区别)1.风化——结晶水合物在室温和干燥的空气里失去部分或全部结晶水的过程．注意：自然条件.2.催化——能改变反应速度，本身一般参与反应但质量和化学性质不变．应了解中学里哪些反应需用催化剂．如8.氢化(硬化)——液态油在一定条件下与H2发生加成反应生成固态脂肪的过程．作用：植物油转变成硬化油后，性质稳定，不易变质，便于运输等．9.皂化——油脂在碱性条件下发生水解反应的过程．产物——高级脂肪酸钠＋甘油10.老化——橡胶、塑料等制品露置于空气中，因受空气氧化、日光照射而使之变硬发脆的过程．11.硫化——向橡胶中加硫，以改变其结构(双键变单键)来改善橡胶的性能，减缓其老化速度的过程．12.裂化——在一定条件下，分子量大、沸点高的烃断裂为分子量小、沸点低的烃的过程．目的--提高汽油的质量和产量.13.酯化——醇与酸生成酯和水的过程．14.硝化(磺化)——苯环上的H被—NO2或—SO3Ｈ取代的过程．二、基本反应中，有一些特别值得注意的反应或规律．现分述如下：1.化合反应：思考：化合反应是指单质间生成化合物的反应吗?结论：不一定!化合反应即“多合一”的反应，根据反应物和生成物的种类，化合反应又可分为三种．(1)单质＋单质→化合物单质＋化合物1 →化合物2(2)2FeCl2＋Cl2 ＝2FeCl34Fe(OH) 2 ＋O2 ＋2H2O ＝４Fe(OH)32Na2SO3 ＋O2 ＝2Na2SO4(3)化合物1 ＋化合物2 →化合物3①酸性氧化物＋水→可溶性酸碱性氧化物＋水→可溶性碱稳定性：碳酸正盐＞碳酸酸式盐＞碳酸分解条件：(高温) (加热) (常温)3.置换反应判断：有单质参与或生成的反应一定是置换反应吗?结论：反应物或生成物各两种且其中一种必定是单质的反应才称作置换反应．分类：可有多种分类方法，如根据两种单质是金属或非金属来分；也可根据反应物状态来分；还可以根据两单质的组成元素在周期表中的位置来分．注意：下列置换反应特别值得重视．①2Na ＋2H2O ＝2NaOH ＋H2↑②3Fe ＋4H2O Fe3O4 ＋4H2↑③F2 ＋2H2O ＝4HF ＋O2④Cl2 ＋H2S ＝S ＋2HCl⑤2H2S ＋O2 ＝2S ＋2H2O ⑥2C ＋SiO2Si ＋2CO⑦2Mg ＋CO22MgO ＋C ⑧2Al ＋Fe2O32Fe ＋Al2O3⑨C ＋H 2O CO ＋H2⑩3Cl2 ＋2NH3N2 ＋6HCl⑾Si ＋4HF SiF 4＋2H24.复分解反应(1)本质：通过两种化合物相互接触，交换成份，使溶液中离子浓度降低．(3)基本类型：①酸＋碱→盐＋水(中和反应)②酸＋盐→新酸＋新盐③碱＋盐→新碱＋新盐④盐＋盐→两种新盐⑤碱性氧化物＋酸→盐＋水思考题：(1)酸与碱一定能发生反应吗?若能，一定是发生中和反应吗?(2)复分解反应中的每一类反应物必须具备什么条件?(3)盐与盐一定发生复分解反应吗?(4)有盐和水生成的反应一定是中和反应吗?提示：(1)酸与碱不一定能发生中和反应．联系中和反应的逆反应是盐的水解知识．如：酸与碱发生的反应也不一定是中和反应．如：2Fe(OH) 3 ＋6HI ＝2FeI2 ＋I2 ＋6H2O2Fe(OH)2 ＋10HNO3（稀) ＝3Fe(NO3)3＋NO↑＋8H2O故特别要注意氧化性酸(碱)与还原性碱(酸)很可能发生的是氧化—还原反应．(2)复分解反应中反应物的条件：①盐＋盐、盐＋碱的反应物一般要可溶且在溶液中进行或加热时进行．如②盐1＋酸1→盐2＋酸2一般只需满足以下两条中的各一条：i)强酸制弱酸即酸性：酸1＞酸2ii)难挥发酸制易挥发酸，即挥发性：酸1＜酸2原因：上述三种金属硫化物溶解度特小，满足离子反应朝离子浓度降得更低的方向进行．(3)盐与盐可能发生的反应有：①复分解②双水解③氧化—还原④络合反应现列表比较如下：(4)生成盐和水的反应有：三、常见的重要氧化剂、还原剂氧化剂还原剂活泼非金属单质：X2、O2、S 活泼金属单质：Na、Mg、Al、Zn、Fe 某些非金属单质：C、H2、S高价金属离子：Fe 3+、Sn4+不活泼金属离子：Cu2+、Ag +其它：［Ag(NH3)2］+、新制Cu(OH)2低价金属离子：Fe2+、Sn2+非金属的阴离子及其化合物：S2-、H2S、I -、HI、NH3、Cl -、HCl、Br-、HBr含氧化合物：NO2、N2O5、MnO2、Na2O2、H2O2、HClO、HNO3、浓H2SO4、NaClO、Ca(ClO)2、KClO3、KMnO4、王水低价含氧化合物：CO、SO2、H2SO3、Na2SO3、Na2S2O3、NaNO2、H2C2O4、含-CHO的有机物：醛、甲酸、甲酸盐、甲酸某酯、葡萄糖、麦芽糖等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的有机物四、总结①在酸性介质中的反应，生成物中可以有H+、H2O，但不能有OH -；②在碱性介质中的反应，生成物中无H+；③在近中性条件，反应物中只能出现H2O，而不能有H+或OH -，生成物方面可以有H+或OH –现把H+、OH -、H2O在不同条件下的相互关系列于下表：条件反应物中余O 反应物中缺O 酸性溶液O + 2H+ →H2O H2O →O + 2H+近中性溶液O + H2O →2OH -H2O →O + 2H+碱性溶液O + H2O →2OH -2OH - →O + H2O 五、物质内发生的氧化－还原反应反应类型实例同一物质不同元素的原子间光４ＨＮＯ３４ＮＯ2↑＋Ｏ2↑＋２Ｈ2Ｏ或热光２ＨＣlＯ２ＨＣl＋Ｏ２↑加热２ＫＭnＯ４Ｋ2ＭnＯ４＋ＭnＯ２＋Ｏ２↑２ＡgＮＯ３２Ａg＋２ＮＯ２↑＋Ｏ２↑２ＫＣlＯ３２ＫＣl＋３Ｏ２↑同一物质同一元素不同价态原子间５ＮＨ４ＮＯ３＝４Ｎ２↑＋２ＨＮＯ３＋９Ｈ２ＯＮa2Ｓ２Ｏ３＋Ｈ２ＳＯ４＝Ｎa2ＳＯ４＋Ｈ２Ｏ＋ＳＯ2↑＋Ｓ↓同一物质同一元素同一价态原子间（歧化反应）Ｃl2＋２ＮaＯＨ＝NaCl＋ＮaＣlＯ＋Ｈ２Ｏ３ＮＯ２＋Ｈ２Ｏ２ＨＮＯ３＋ＮＯ２Ｎa2Ｏ２＋２Ｈ２Ｏ４ＮaＯＨ＋Ｏ２↑２Ｎa２Ｏ２＋２ＣＯ２＝２Ｎa２ＣＯ３＋Ｏ２↑２Ｈ２Ｏ２２Ｈ２Ｏ＋Ｏ２↑ＣaＯ＋３Ｃ(电炉) CaＣ２＋ＣＯ↑ＳiＯ２＋３ＳＳiＣ＋２ＣＯ↑浓硫酸Ｈ２Ｃ２Ｏ４Ｈ２Ｏ＋ＣＯ２↑＋ＣＯ↑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3.溶液酸碱性.2S2-＋SO32-＋6H+＝3S↓＋3H2O5Cl-＋ClO3-＋6H+＝3Cl2↑＋3H2OS2-、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+＋NO↑＋2H2O 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.七、离子共存问题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。
高三化学必背知识点口诀
高三化学必背知识点口诀一、元素周期表及相关知识1. 元素周期表：基础千变万化，118个元素分类，周期升级电子层，周期增加原子序。
2. 元素周期表分区：左边金属多，右边非金属；中间过渡金属厉害，最后稀有气体。
3. 周期表周期性：元素性质变化定，周期数增加，原子半径递减；电负性增强，电离能升高；原子量增大，金属性增强；一周期消失，周期表规律掌握。
4. 具有相似性质的元素：同一族一样好，元素周期中垂直排；1A组氢、3A组硼砷氮；7A组氟氯溴，即为同一族。
二、化学键和化学方程式1. 化学键：金属与非金属求结合，电子给予与接受。
金属无定形态，非金属形成线。
金属一电子，非金属一外壳。
2. 离子键：金属氧化，非金属还原。
金属成阳离子，非金属成阴离子。
阴阳相吸引，离子间结结实。
3. 共价键：非金属施共价，共享外层电子。
共价成化合物，稳定性更有増。
4. 离子方程式：电离全写出，电子替定不漏。
5. 共价方程式：共享外层写，较共价键更好。
三、物质的物理性质和化学性质1. 物理性质：气-液-固有三态，物理性质还要掌握。
密度质轻质量小，熔沸点低且融；硬度大小要考虑，容易变形要呵护。
2. 化学性质：生子氧氨嗫，吸氧氧化升；物质蚀侵质漂剥，以酸还是碱来考。
四、酸碱中和反应及氧化还原反应1. 中和反应：酸碱结合成盐，氧化还原消失。
氢氟盐不中和，一中和全部消。
2. 氧化还原：氧化让步还原牵，原子电荷转交换。
电子失弃为氧化，电子汲取为还原。
五、酸和碱的性质及酸碱的溶液1. 酸的性质：溶液酸味充溢，红色石酸易溶；浸泡蓝青花，淡黄气体立。
2. 碱的性质：苦苹咸恶碱，溶液不怕光；纤细红色试剂，转蓝即为明。
3. 酸性溶液：纯碱不酸，有硷则表碱。
4. 碱性溶液：硷土识别好，中和色草查。
六、化学式、离子式和分子式1. 化学式：离子氧前写，以化合物为首。
原子键结原子尾。
2. 离子式：阴阳交换写，金属与非金属合。
带电看，符号省。
3. 分子式：共价键写，共享电子铺。
高考化学必记的规律与结论
必记的35条规律和结论【化学基本概念版块】一、 常用化学定理二、 物质氧化性、还原性强弱的判断规律1． 在同一氧化还原反应中，氧化性：氧化剂氧化剂>氧化产物;还原性>还原产物。
如：O H Mn Fe H MnO Fe 223424585++=+++++-+还原性：++>22Mn Fe ；氧化性：+->34Fe MnO 。
2． 有金属活动性顺序判断在金属活动性顺序中，排在前面的金属单质的还原性大于排在后面的金属单质的还原性；后面金属离子的氧化性强于前面金属你的氧化性（+3Fe 除外）。
如：+++++++>>>>>>232223Mg Al Zn Fe H Cu Fe3． 根据金属在元素周期表中的相对位置判断单质：同周期元素，从左至右氧化性逐渐增强，还原性逐渐减弱；同主族，从上至下，氧化性逐渐减弱，还原性逐渐增强。
如：氧化性：2222222I Br Cl F F O N >>><<，；还原性：Cs Rb Na Li Al Mg Na <<<>>，。
气态氢化物：同一周期从左至元素的气态氢化物的还原性逐渐减弱；同一主族从上至下元素气态氢化物的还原性逐渐增强。
4． 根据反应条件难易判断氧化还原反应越容易进行（反应条件越低），则氧化剂的氧化性和还原剂的还原性越强。
如：二氧化锰与浓盐酸在就热条件下产生氯气，而高锰酸钾与浓硫酸在常温下反应生成氯气，所以高锰酸钾的氧化性强于二氧化锰的氧化性。
5． 根据电解反应判断原电池负极金属的还原性一般比正极金属的强，电解池中阴极优先析出的金属氧化性强。
6． 根据浓度、酸碱性判断同一氧化剂，浓度越大氧化性越强。
如：浓硝酸的氧化性强于稀硝酸；酸性条件下氧化剂的氧化性强于中性、碱性条件下的氧化剂。
7． 根据同一物质反应物的价态判断同一还原剂与不同的氧化剂反应，氧化产物中元素化合价越高氧化剂氧化性越强。
高三化学知识点高考分布
高三化学知识点高考分布一、高三化学知识点概述高三是学生进行高考冲刺备考的关键时期，化学作为一门重要的理科科目，其知识点的掌握程度对于高考成绩至关重要。
本文将从高三化学知识点的高考分布进行介绍和概述，帮助广大高三学生有针对性地进行复习。
二、无机化学知识点1. 元素与化合物1.1 元素的性质和周期律1.2 元素周期表的运用1.3 元素化合价和化合物的命名2. 氧化还原与电化学2.1 氧化还原反应与电子的转移2.2 电位与标准电极电位2.3 电解质溶液的电解3. 酸碱与盐类3.1 强酸、强碱与弱酸、弱碱3.2 酸碱中和反应和盐类的命名3.3 酸碱滴定和质量平衡4. 金属与非金属4.1 金属与金属离子4.2 非金属与化合物4.3 金属的冶炼和应用三、有机化学知识点1. 烃类及其它有机化合物1.1 烃类的分类、命名及性质1.2 醇、醚、醛、酮的结构和命名1.3 羧酸、酯、胺的结构和命名2. 有机合成反应2.1 烃类的裂解和燃烧反应2.2 卤代烃的取代、亲电加成和消除反应 2.3 醇、醛、酮的氧化和酯的加水解反应3. 有机化学在生活中的应用3.1 有机化合物的合成与应用3.2 聚合物的合成与性质3.3 生物活性物质的化学四、高三化学知识点复习方法1. 掌握基础知识无论是无机化学还是有机化学，首先要掌握每个知识点的基础概念、性质以及基本原理，理解各种化学方程式的推导和反应机理。
2. 理解并记忆化学反应方程式高考中化学题目较多涉及到反应方程式的推导和计算，因此要牢记各种反应方程式，并能够灵活运用。
3. 多做习题和模拟试题通过大量的习题练习和模拟试题训练，加深对知识点的理解，提高对各种化学题型的应对能力。
4. 阅读化学相关书籍和资料高考化学内容相对繁杂，通过阅读化学相关的教材、参考书和优秀学习资料，不仅可以帮助加深理解，还可以扩展知识面，提高解题思路。
五、总结通过本文的概述，我们可以清晰地了解高三化学知识点在高考中的分布情况。
高考化学常考规律及特殊规律
高考化学常考规律及特殊规律⒈原子都是由质子、中子和电子组成，但氢的同位素氕却无中子。
⒉同周期的元素中，原子最外层电子越少，越容易失去电子，还原性越强，但Cu、Ag原子的还原性却很弱。
⒊原子电子层数多的其半径大于电子层数少的，但锂的原子半径大于铝的原子半径。
⒋主族元素的最高正价一般等于其族序数，但F2 却不是。
(OF2是存在的)⒌同主族元素的非金属元素随原子序数的递增，其最高价氧化物的水化物的酸性逐渐减弱，但硒酸的酸性却比硫酸的酸性强。
⒍二氧化碳通常能来灭火，但镁却能与它燃烧。
⒎氧元素一般显-2价，但在Na2O2、H2O2等物质中显-1价。
⒏元素的氧化性一般随化合价的升高而增强，但氯的含氧酸的氧化性顺序却是：HC1O 〉HC1O2 〉HC1O3 〉HC1O4。
⒐在元素周期表中的各周期元素一般是以活泼金属开始的，第一周期却是以非金属开始的。
⒑通常金属单质一般为固态，但汞却是液态。
⒒通常非金属单质一般为气态或固态，但溴却是液态。
⒓碱金属一般保存在煤油中，但锂(因其密度小于煤油的密度)却浸在液体石蜡中。
⒔碱金属的密度从上到下递增，但钾的密度却比钠的密度小。
⒕一种元素组成一种单质，但碳、氢、氧、磷等元素却能组成几种同位素。
⒖ *金属单质的导电性一般随温度的升高而减弱，但锑、锗却相反。
⒗ *具有金属光泽又能导电的单质是金属，但石墨却是非金属。
⒘有机物一般易燃烧，但四氯化碳和聚四氟乙烯却不易燃。
⒙* 物质的熔点一般低于沸点，但乙炔却相反(沸点-84，熔点却为-80.8)。
⒚C12、Br2与水反应生成相应的氢卤酸和次卤酸，但F2却不能(2F2+2H2O=4HF+O2)⒛卤素单质与强碱反应一般生成相应的卤化物、次卤酸盐和水，但F2却不能。
(X2 + NaOH = NaX + NaXO + H2O，*2F2 + 2NaOH = 2NaF + OF2 + H2O)。
21 实验室中制取HC1、HBr、HI都在玻璃容器中进行，但HF应在铅制容器中进行(因SiO2 + 4HF = SiF4 +2H2O)。
化学高考知识点规律总结
化学高考知识点规律总结化学是一门既有挑战性又有趣味性的科学学科。
高考中的化学考试对于学生来说，是一道难以逾越的槛。
在备考过程中，了解和总结化学高考知识点的规律，可以帮助学生更好地应对考试。
本文将从离子反应、氧化还原反应和化学平衡三个方面来探讨化学高考知识点的规律。
一、离子反应的规律离子反应是高考中必考的重点内容之一。
在离子反应中，学生需要了解离子键和离子共存的规律，以及离子反应的方程式和物质平衡。
首先，离子键的强度可以根据元素的位置和电负性来确定。
通常来说，元素位置离原子核越近，电负性越高，离子键的强度越大。
根据这个规律，我们可以推导出一些离子键的特点。
例如，Al3+和O2-之间的离子键比Na+和Cl-之间的离子键更强，因为氧原子的电负性高于氯原子。
其次，在离子反应中，不同离子通常会共存，并通过离子键连接在一起形成晶体。
这个过程是遵循一定的规律的。
例如，在氯化铵(NH4Cl)中，铵离子(NH4+)和氯离子(Cl-)可以通过离子键连接在一起。
最后，离子反应的方程式需要符合守恒定律。
在写离子反应方程式时，我们需要保持原子的数目和电荷在反应前后的平衡。
二、氧化还原反应的规律氧化还原反应是高考化学中的重要部分，也是学生们较为容易混淆的内容之一。
在氧化还原反应中，学生需要掌握氧化剂和还原剂的概念，以及氧化还原反应的逻辑和方程式的写法。
首先，氧化剂通常是指能够得到电子的物质，还原剂则是指能够失去电子的物质。
根据这个定义，我们可以得出一些氧化还原反应的规律。
例如，在金属与非金属元素反应的过程中，金属元素通常失去电子成为阳离子，作为氧化剂存在。
而非金属元素通常得到电子成为阴离子，作为还原剂存在。
其次，在氧化还原反应中，电子是关键物质的转移方式。
电子的失去和得到被称为氧化和还原。
根据这个规律，我们可以写出氧化还原反应方程式，并通过观察电子的转移方向来判断氧化和还原的过程。
最后，氧化还原反应的方程式也需要满足守恒定律。
高中化学规律知识点总结
高中化学规律知识点总结一、原子结构与元素周期律1. 原子结构：原子由原子核和电子组成。
原子核包含质子和中子，电子在核外绕核运动。
2. 元素周期表：元素按照原子序数（即核中质子数）递增的顺序排列，具有周期性和规律性。
3. 周期律：元素的性质随着原子序数的增加而呈现周期性变化。
二、化学键与化合物1. 化学键：原子之间通过共享或转移电子形成的稳定的连接。
2. 离子键：正负离子通过静电吸引力形成的化学键。
3. 共价键：两个或多个非金属原子通过共享电子对形成的化学键。
4. 金属键：金属原子间的电子可以自由移动，形成的一种特殊的化学键。
5. 氢键：一种较弱的相互作用力，存在于氢原子和电负性较大的原子（如氧、氮）之间。
三、化学反应原理1. 反应速率：化学反应进行的速度，受反应物浓度、温度、催化剂等因素影响。
2. 化学平衡：在一定条件下，反应物和生成物的浓度不再发生变化的状态。
3. 热化学：研究化学反应与能量变化（如热量）关系的分支。
4. 电化学：研究电子转移反应及其与能量转换关系的科学。
四、酸碱与盐1. 酸：能够释放出质子（H+）的化合物。
2. 碱：能够接受质子或释放氢氧根离子（OH-）的化合物。
3. 酸碱中和反应：酸与碱反应生成水和盐的过程。
4. 盐：由阳离子（通常为金属）和阴离子（通常为非金属或酸根）组成的化合物。
五、氧化还原反应1. 氧化还原反应：化学反应中涉及电子转移的反应。
2. 氧化剂：使其他物质氧化（失去电子）的物质。
3. 还原剂：使其他物质还原（获得电子）的物质。
4. 电势序列：不同物质氧化还原电势的排列顺序，用于预测反应的可行性。
六、有机化学基础1. 有机化合物：以碳为主要元素，并与氢、氧、氮等元素形成的化合物。
2. 烃：仅由碳和氢组成的有机化合物。
3. 官能团：决定有机化合物化学性质的特定原子团。
4. 立体化学：研究分子的空间结构和其对化学反应性的影响。
七、化学实验技术1. 分离技术：如蒸馏、萃取、色谱法等，用于分离混合物中的成分。
(完整版)高中化学常见考点汇总(考试常用规律)
化hu à学xu é化学考试常用规律一、规律性知识归纳11、溶解性规律——溶解性表；23、在惰性电极上，各种离子的放电顺序：阴极（夺电子的能力）：Au3+ >Ag+>Hg2+ >Cu2+ >Pb2+ >Fa2+ >Zn2+ >H+ >Al3+>Mg2+ >Na+ >Ca2+ >K+阳极（失电子的能力）：S2- >I- >Br–>Cl- >OH- >含氧酸根注意：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）4、双水解离子方程式的书写：（1）左边写出水解的离子，右边写出水解产物；（2）配平：在左边先配平电荷，再在右边配平其它原子；（3）H、O不平则在那边加水。
例：当Na2CO3与AlCl3溶液混和时： 3 CO32- + 2Al3+ + 3H2O = 2Al(OH)3↓+ 3CO2↑5、写电解总反应方程式的方法：（1）分析：反应物、生成物是什么；（2）配平。
例：电解KCl溶液：2KCl + 2H2O == H2↑+ Cl2↑+ 2KOH配平：2KCl + 2H2O == H2↑+ Cl2↑+ 2KOH6、将一个化学反应方程式分写成二个电极反应的方法：（1）按电子得失写出二个半反应式；（2）再考虑反应时的环境（酸性或碱性）；（3）使二边的原子数、电荷数相等。
例：蓄电池内的反应为：Pb + PbO2 + 2H2SO4 = 2PbSO4 + 2H2O 试写出作为原电池(放电)时的电极反应。
写出二个半反应：Pb –2e- →PbSO4 PbO2 +2e- →PbSO4分析：在酸性环境中，补满其它原子：应为：负极：Pb + SO42- -2e- = PbSO4正极：PbO2 + 4H+ + SO42- +2e- = PbSO4 + 2H2O注意：当是充电时则是电解，电极反应则为以上电极反应的倒转：为：阴极：PbSO4 +2e- = Pb + SO42-阳极：PbSO4 + 2H2O -2e- = PbO2 + 4H+ + SO42-7、在解计算题中常用到的恒等：原子恒等、离子恒等、电子恒等、电荷恒等、电量恒等，用到的方法有：质量守恒、差量法、归一法、极限法、关系法、十字交法和估算法。
高中化学知识点规律大全
高中化学知识点规律大全——化学反应及其能量变化1．氧化还原反应[氧化还原反应]有电子转移(包括电子的得失和共用电子对的偏移)或有元素化合价升降的反应．如2Na+ C12＝2NaCl(有电子得失)、H2+ C12＝2HCl(有电子对偏移)等反应均属氧化还原反应。
氧化还原反应的本质是电子转移(电子得失或电子对偏移)。
[氧化还原反应的特征]在反应前后有元素的化合价发生变化．根据氧化还原反应的反应特征可判断一个反应是否为氧化还原反应．某一化学反应中有元素的化合价发生变化，则该反应为氧化还原反应，否则为非氧化还原反应。
[氧化剂与还原剂]概念含义概念含义氧化剂反应后所含元素化合价降低的反应物还原剂反应后所含元素化合价升高的反应物被氧化还原剂在反应时化合价升高的过程被还原氧化剂在反应时化合价降低的过程氧化性氧化剂具有的夺电子的能力还原性还原剂具有的失电子的能力氧化反应元素在反应过程中化合价升高的反应还原反应元素在反应过程中化合价降低的反应氧化产物还原剂在反应时化合价升高后得到的产物还原产物氧化剂在反应时化合价降低后得到的产物重要的氧化剂和还原剂：(1)所含元素的化合价处在最高价的物质只能得到电子，只具有氧化性，只能作氧化剂(注：不一定是强氧化剂)。
重要的氧化剂有：①活泼非金属单质，如X2(卤素单质)、O2、O3等。
②所含元素处于高价或较高价时的氧化物，如MnO2、NO2、PbO2等。
③所含元素处于高价时的含氧酸，如浓H2SO4、HNO3等．④所含元素处于高价时的盐，如KMnO4、KClO3、K2Cr2O7等．⑤金属阳离子等，如Fe3＋、Cu2＋、Ag＋、H＋等．⑥过氧化物，如Na2O2、H2O2等．⑦特殊物质，如HClO也具有强氧化性．(2)所含元素的化合价处在最低价的物质只能失去电子，只具有还原性，只能作还原剂(注：不一定是强还原剂)．重要的还原剂有：①活泼金属单质，如Na、K、Ca、Mg、Al、Fe等．②某些非金属单质，如C、H2、Si等．③所含元素处于低价或较低价时的氧化物，如CO、SO2等．④所含元素处于低价或较低价时的化合物，如含有2-S、4+S、1-I、1-Br、2+Fe的化合物H2S、Na2S、H2SO3、Na2SO3、HI、HBr、FeSO4、NH3等．(3)当所含元素处于中间价态时的物质，既有氧化性又有还原性，如H2O2、SO2、Fe2＋等．(4)当一种物质中既含有高价态元素又含有低价态元素时，该物质既有氧化性又有还原性．例如，盐酸(HCl)与Zn反应时作氧化剂，而浓盐酸与MnO2共热反应时，则作还原剂．[氧化还原反应的分类](1)不同反应物间的氧化还原反应．①不同元素间的氧化还原反应．例如：MnO2+ 4HCl(浓) MnCl2+ C12↑+ 2H2O 绝大多数氧化还原反应属于这一类．②同种元素间的氧化还原反应．例如：2H2S+ SO2＝3S+ 2H2O KClO3+ 6HCl(浓)＝KCl+ 3C12↑+ 3H2O在这类反应中，所得氧化产物和还原产物是同一物质，这类氧化还原反应又叫归中反应．(2)同一反应物的氧化还原反应．①同一反应物中，不同元素间的氧化还原反应．例如：2KClO32KCl+ 3O2↑②同一反应物中，同种元素不同价态间的氧化还原反应．例如：NH4NO3N2O↑+ 2H2O③同一反应物中，同种元素同一价态间的氧化还原反应．例如：C12+ 2NaOH＝NaCl+ NaClO+ H2O 3NO2+ H2O＝2HNO3+ NO在这类反应中，某一元素的化合价有一部分升高了，另一部分则降低了．这类氧化还原反应又叫歧化反应．[氧化还原反应与四种基本反应类型的关系]如右图所示．由图可知：置换反应都是氧化还原反应；复分解反应都不是氧化还原反应，化合反应、分解反应不一定是氧化还原反应．[氧化还原反应中电子转移的方向、数目的表示方法](1)单线桥法．表示在反应过程中反应物里元素原子间电子转移的数目和方向．用带箭头的连线从化合价升高的元素开始，指向化合价降低的元素，再在连线上方标出电子转移的数目．在单线桥法中，箭头的指向已经表明了电子转移的方向，因此不能再在线桥上写“得”、“失”字样．(2)双线桥法．表示在反应物与生成物里，同一元素原子在反应前后电子转移的数目和方向．在氧化剂与还原产物、还原剂与氧化产物之间分别用带箭头的连线从反应前的有关元素指向反应后的该种元素，并在两条线的上、下方分别写出“得”、“失”电子及数目．例如：[氧化还原反应的有关规律](1)氧化性、还原性强弱判断的一般规律．氧化性、还原性的强弱取决于得失电子的难易；而与得失电子数的多少无关．①金属活动性顺序表．金属的活动性越强，金属单质(原子)的还原性也越强，而其离子的氧化性越弱．如还原性：Mg>Fe>Cu>Ag；氧化性：Ag＋>Cu2＋>Fe2＋>Mg2＋②同种元素的不同价态．特殊情况；氯的含氧酸的氧化性顺序为：HClO>HClO3>HClO4．⑧氧化还原反应进行的方向．一般而言，氧化还原反应总是朝着强氧化性物质与强还原性物质反应生成弱氧化性物质与弱还原性物质的方向进行．在一个给出的氧化还原反应方程式中，氧化剂和氧化产物都有氧化性，还原剂和还原产物都有还原性，其氧化性、还原性的强弱关系为：氧化性：氧化剂＞氧化产物；还原性：还原剂＞还原产物反之，根据给出的物质的氧化性、还原性的强弱，可以判断某氧化还原反应能否自动进行．④反应条件的难易．不同的氧化剂(还原剂)与同一还原剂(氧化剂)反应时，反应越易进行，则对应的氧化剂(还原剂)的氧化性(还原性)越强，反之越弱．⑤浓度．同一种氧化剂(或还原剂)，其浓度越大，氧化性(或还原性)就越强．⑥H＋浓度．对于在溶液中进行的氧化还原反应，若氧化剂为含氧酸或含氧酸盐，则溶液中H＋浓度越大，其氧化性就越强．(2)氧化还原反应中元素化合价的规律．①一种元素具有多种价态时，处于最高价态时只具有氧化性，处于最低价态时只具有还原性，而处于中间价态时则既有氧化性又具有还原性．但须注意，若一种化合物中同时含最高价态元素和最低价态元素时，则该化合物兼有氧化性和还原性，如HCl．②价态不相交规律．同种元素不同价态间相互反应生成两种价态不同的产物时，化合价升高与化合价降低的值不相交，即高价态降低后的值一定不低于低价态升高后的值，也可归纳为“价态变化只靠拢、不相交”．所以，同种元素的相邻价态间不能发生氧化还原反应；同种元素间隔中间价态，发生归中反应．(3)氧化还原反应中的优先规律：当一种氧化剂(还原剂)同时与多种还原剂(氧化剂)相遇时，该氧化剂(还原剂)首先与还原性(氧化性)最强的物质发生反应，而只有当还原性(氧化性)最强的物质反应完后，才依次是还原性(氧化性)较弱的物质发生反应．(4)电子守恒规律．在任何氧化还原反应中，氧化剂得到的电子总数等于还原剂失去的电子总数(即氧化剂化合价升高的总数等于还原剂化合价降低的总数)．这一点也是氧化还原反应配平的基础。
高考化学知识点及规律
高考化学知识点及规律高考化学作为理科考试的一部分，对于考生来说是一个重要的科目。
掌握化学的知识点及规律对于学生来说至关重要，可以帮助他们更好地备考和应对高考。
本文将从高考化学重点知识点、学习方法和解题技巧三个方面进行探讨。
一、高考化学重点知识点1. 元素周期表：了解元素周期表的组成和结构，熟悉元素的周期性规律，能够预测元素的性质和趋势变化。
2. 化学键和化合价：掌握原子间键合的种类和特征，了解化合价的概念和计算方法，能够区分不同类型的化学键和化合价。
3. 反应速率与化学平衡：掌握反应速率和化学平衡的基本概念，了解影响反应速率和平衡位置的因素，能够应用相关知识解决实际问题。
4. 酸碱溶液：了解酸碱的定义和性质，熟悉酸碱溶液的制备和常规实验，能够进行酸碱中和反应的计算和判断。
5. 电化学和电解质：理解电化学和电解质的基本概念，了解电化学反应和电解质溶液的性质，可以解决有关电化学与电解质的问题。
二、学习方法1. 系统学习：高考化学知识点众多，学生应按照教材的内容进行系统学习，逐个进行梳理和掌握。
可以结合学习计划，制定每天的学习目标，划分时间段进行有针对性的学习。
2. 反复实践：化学是一门实验性较强的科学，学习过程中应尽量多进行实践操作。
通过实验实践加深对化学知识的理解和记忆，培养观察和分析问题的能力。
3. 多练习：做大量的习题是掌握化学知识点的关键。
通过做习题，可以发现自己存在的不足和理解上的问题，并进行及时纠正。
同时还可以提高解题能力和应试技巧。
三、解题技巧1. 理论实践结合：在解题过程中，要能够将理论知识与实际问题相结合，应用所学的化学知识解决实际问题。
2. 注意题目要求：应仔细阅读题目要求，了解题目背景和目的。
有时候，题目中可能含有隐含的信息，只有仔细揣摩才能发现并正确解答。
3. 系统思考：解题时要善于从整体上把握问题，将问题进行分析和拆解，寻找问题的关键点，并有条理地进行分析和解决。
4. 记录思考过程：在解题过程中，应及时记录自己的思考过程和结果。
高考化学必背知识点归纳总结
高考化学必背知识点归纳总结高考化学知识口诀1、钠与水反应(1)芙蓉又想红解释：浮熔游响红(2)钠浮于水，熔成球。
球儿闪亮，四处游。
有嘶儿声，溶液红。
2、苏打辨析大苏打，小苏打，纯碱俗名叫苏打，苏打、苏打混一沓，到底谁是真苏打?阿哥硫代硫酸钠，定影海波就是它，化工、制革、除氯剂，它的俗名大苏打。
阿弟酸式碳酸钠，重碳酸钠也是它，灭火、焙粉、抑酸剂，俗名叫做小苏打。
纯碱学名碳酸钠，它的译名叫苏打，纺织、造纸、洗涤剂，纯碱才是真苏打。
化学世界三苏打，性质用途有异差，认清组成分子式，三个苏打不打架。
解释：大苏打分子式：Na2S2O3，苏打分子式：Na2CO3，小苏打分子式：NaHCO3。
3、铝典型两性元素铝，第三主族三周期，氧化薄膜质致密，保护内部不腐蚀，与酸与碱均反应，各生铝盐放氢气，氢氧化铝，氧化铝，典型两性三代齐。
①解释：①三代指铝，氧化铝和氢氧化铝。
4、铁原子序数二十六，八族元素排第一;外层电子有两个，次层电子能失一;遇到强、弱氧化剂，形成三价或亚铁;棕黄色和浅绿色，判断铁盐和亚铁;硫氢化钾作试剂，三价离子液变赤。
5、氯中燃烧的特点钠燃剧烈产白烟，铜燃有烟呈棕黄，铁燃有烟亦棕黄，氢燃火焰苍白色，磷燃氯中烟雾茫。
6、氯气的制取实验二氧化锰盐酸逢，隔网热瓶氯气生。
盐水硫酸除杂质，吸收通入火碱中。
解释：1.二氧化锰盐酸逢，隔网热瓶氯气生。
这句的意思是说在实验室中是用二氧化锰与浓盐酸在烧瓶中隔石棉网的方法来制取氯气[联想：隔网加热杯和瓶]。
2.盐水硫酸除杂质：盐水指饱和食盐水，杂质指混在氯气中的氯化氢和水蒸气。
这句的意思是说使气体依次通过饱和食盐水和浓硫酸分别除掉混在氯气中的氯化氢和水蒸气【联想：有时也用水除氯化氢，但水却溶解了一部分氯气，不如用饱和食盐水好。
因为氯气在饱和食盐水中的溶解度很小。
】3.吸收通入火碱中：的意思是说多余的氯气必须通入火碱溶液中吸收掉(因为氯气有毒)。
7、氨气和氯化氢的喷泉实验烧瓶干燥气密好，气体充满切记牢。
高中化学全部知识点总结
高中化学全部知识点总结一、基本概念与原理1. 物质的组成与分类- 物质由原子、分子或离子组成。
- 分类：纯净物（单质、化合物）和混合物（均匀混合物、非均匀混合物）。
2. 原子结构- 原子由原子核（质子、中子）和电子云组成。
- 原子序数=质子数=核外电子数。
3. 元素周期律与周期表- 元素按照原子序数递增排列。
- 周期表分为s、p、d、f区，元素性质呈现周期性变化。
4. 化学键- 离子键：正负离子间的静电吸引力。
- 共价键：原子间通过共享电子对形成的键。
- 金属键：金属原子间的电子共享。
5. 化学反应- 反应物转化为产物的过程。
- 反应速率受多种因素影响，如温度、浓度、催化剂等。
6. 化学计量- 质量守恒定律：化学反应前后物质的总质量不变。
- 摩尔概念：物质的量的单位，1摩尔=6.022×10^23个粒子。
7. 溶液与浓度- 溶液是由溶质和溶剂组成的均匀混合物。
- 浓度表示溶质在溶剂中的含量，常用单位有mol/L、g/L等。
8. 酸碱与盐- 酸：能够提供质子（H+）的物质。
- 碱：能够接受质子的物质。
- 盐：由阳离子和阴离子构成的化合物。
9. 氧化还原反应- 氧化：物质失去电子的过程。
- 还原：物质获得电子的过程。
- 氧化剂：使其他物质氧化的物质。
- 还原剂：使其他物质还原的物质。
二、无机化学1. 非金属元素及其化合物- 非金属元素如氢、氧、氮、硫、磷等。
- 常见非金属化合物包括水、氨、硫酸、硝酸等。
2. 金属元素及其化合物- 金属元素如钠、钾、钙、镁、铝、铁、铜等。
- 金属氧化物、金属硫化物、金属卤化物等。
3. 配位化合物- 中心金属离子与配体通过配位键结合形成的化合物。
- 常见的配体有水、氨、乙二胺等。
4. 酸碱理论- 阿伦尼乌斯理论：酸是电离产生H+的物质，碱是电离产生OH-的物质。
- 布朗斯特-劳里理论：酸是质子给予者，碱是质子接受者。
5. 沉淀反应- 两种溶液混合时，生成不溶于水的固体（沉淀）。
高中化学知识点总结高考
高中化学知识点总结高考一、基本概念与原理1. 物质的分类与性质- 纯净物与混合物- 元素与化合物- 物理性质与化学性质2. 原子结构与元素周期律- 原子的组成：质子、中子、电子- 电子排布规律：奥布袓规则、泡利不相容原理- 元素周期表的结构与应用3. 化学键与分子结构- 离子键、共价键、金属键的形成与特点- 分子的几何形状与极性4. 化学反应的类型- 合成反应、分解反应、置换反应、还原-氧化反应5. 化学反应速率与化学平衡- 反应速率的影响因素：浓度、温度、催化剂- 化学平衡的移动原理与勒夏特列原理6. 溶液与溶度- 溶液的组成、浓度表示方法- 溶度积与溶解度的关系7. 酸碱与盐- 酸碱的定义与性质- pH值的计算与意义- 盐的水解平衡8. 氧化还原反应- 氧化还原反应的特征与识别- 氧化数的计算与应用- 电化学原理：伏打电堆、电解池9. 有机化学基础- 有机化合物的特点与分类- 烃的命名与结构- 官能团与重要有机反应二、实验技能与操作1. 常见化学实验仪器的使用- 量筒、滴定管、烧杯、试管等 - 仪器的清洗与保养2. 基本实验操作- 溶液的配制与稀释- 物质的加热与冷却- 气体的收集与检验3. 常见物质的检验与鉴定- 酸碱的测定- 金属离子的鉴定- 有机化合物的鉴别4. 安全与环保- 实验室安全规则- 废弃物的处理与环保意识三、计算题解题技巧1. 物质的量相关计算- 摩尔质量、物质的量的概念与计算 - 气体定律与相关计算2. 溶液浓度的计算- 质量分数、体积分数的换算- 滴定实验中浓度的计算3. 化学反应的计算- 反应物与生成物的摩尔比- 反应热量的计算4. 电化学计算- 电池电动势的计算- 电解过程中的物质与能量计算四、高考备考策略1. 知识点的系统复习- 制定复习计划，全面覆盖所有知识点 - 重点突破难点与易错点2. 真题练习与模拟测试- 历年真题的分析与练习- 定期进行模拟考试，检测复习效果3. 答题技巧与时间管理- 答题顺序与策略- 时间分配与检查复查4. 心理调适与健康保持- 考前减压与放松- 保持良好的作息与饮食习惯通过上述总结，高考化学的复习应当注重基础知识的巩固、实验技能的熟练、计算题解题技巧的掌握以及备考策略的合理规划。
高中化学必背知识点大全
高中化学必背知识点大全引言高中化学是高考理科综合中的重要科目，其知识点广泛且具有一定深度。
为了帮助学生系统掌握化学知识，提高学习效率，以下是高中化学必背知识点的大全。
一、基本概念与原理物质的组成：原子、分子、离子。
化学反应：反应类型、化学方程式的书写。
二、元素周期律元素周期表：结构、族与周期。
元素性质：金属性、非金属性、原子半径。
三、化学键与分子结构化学键：共价键、离子键、金属键。
分子间作用力：氢键、范德华力。
四、化学计量摩尔概念：摩尔质量、物质的量。
气体定律：波义耳定律、查理定律、阿伏伽德罗定律。
五、溶液与胶体溶液浓度：摩尔浓度、质量浓度。
胶体性质：分散系、胶体的稳定性。
六、氧化还原反应氧化数：氧化数的计算与应用。
氧化还原反应：基本概念、电子转移。
七、酸碱理论酸碱定义：阿伦尼乌斯理论、布朗斯特德-劳里理论。
pH计算：酸度、碱度的测量和计算。
八、化学平衡平衡概念：动态平衡、平衡常数。
影响因素：浓度、温度、压力对平衡的影响。
九、热化学反应热：焓变、燃烧热。
热化学方程式：书写规则。
十、电化学电化学电池：伏打电池、电解池。
电极反应：阳极与阴极反应。
十一、有机化学基础有机分子结构：碳原子的杂化、有机分子的命名。
有机反应类型：加成、取代、消除、重排等。
十二、化学实验实验操作：基本操作技能、实验安全。
实验设计：实验目的、原理、步骤和结果分析。
十三、化学计算化学方程式计算：质量守恒、能量守恒。
溶液浓度计算：稀释、混合、中和等。
十四、化学与生活化学与健康：营养素、药物、毒物。
化学与环境：污染、保护、可持续发展。
十五、高考化学复习策略知识点梳理：系统复习，查漏补缺。
题型训练：针对高考题型进行专项训练。
总结高中化学知识点繁多，但通过系统地学习和复习，学生可以掌握这些知识，并在高考中取得优异的成绩。
本大全旨在提供一个全面的复习框架，帮助学生构建化学知识体系，提高学习效率。
高三化学知识点口诀
高三化学知识点口诀
化学知识点众多，琐碎记忆不易过。
为了帮助高三学生同学们更好地掌握化学知识，下面为大家整理了一些常见的化学知识点口诀，希望能够帮到你们：
1. 元素周期表：
氢、氦，锂铍硼；
碳、氮、氧氟六；
钠镁铝硅磷；
硫氯氩钾钙；
各位也要好好学。
2. 化学键：
离子键很简单，
电子互相给；
共价键是共享，
电子互相借；
金属键是涨电子，
像海一样的花园。
3. 元素：
氧的编号是六，
氧气变水光；
氨的编号是十四，
它是无机之关键；
硝酸氮的编号七，
强氧化产分解。
4. 摩尔质量：
元素的相对摩尔质量，正变脏，负变小；
分子的相对摩尔质量，正变大，负变少。
5. 离子方程式：
阳阴两两对应，
两边平衡之；
固体、液体、气体，都写实之。
6. 电离：
弱酸弱碱原电离，应计水之离解；
强酸强碱全电离，应计离子积分。
7. 氧化还原反应：
氧化剂加电子，
还原剂收电子；
电子数目相等，
反应才平衡。
8. 氧化态：
氧化态要记准，
F为阴少为正；
氧化态为零，
纯元素确凗。
9. PH值：
酸碱越浓度越高， PH值越小往前飘；是8-14则为碱，
是0-6则为酸。
10. 化学式：
求价电子添乘法，简写结构多记心；数字下标为原子数，
外加中下冠离秦。
希望以上口诀能够帮助到你们，加油！高三化学知识就靠你们自己啦！。
高中化学元素周期律知识点规律大全
高中化学元素周期律知识点规律大全1.元素周期律：元素周期律是按照原子核中质子数的大小和电子排布的规律，将所有元素按照一定的顺序排列成周期表。
2.元素周期表的结构：周期表由周期和组成两个维度组成。
周期是指原子核中质子数的递增顺序，组是指元素化学性质相似的元素在竖列方向上排列。
3.周期表分区：周期表分为s区（1-2组），p区（3-8组），d区（3-12组）和f区（内过渡金属区）。
4.元素周期表中的元素符号：元素周期表中的元素符号是代表元素的化学符号，比如氧元素的符号是O，碳元素的符号是C。
5.元素的周期和原子序数：元素周期表中的周期数表示元素的电子层数，原子序数表示元素的质子数或核电荷数。
6.主、副、次副周期：周期表中的s区是用户主周期，p区作为副周期，d区和f区则是次副周期。
7.元素周期表的横向周期规律：周期表横向周期数增加，元素的原子半径、电负性、电子亲和能等性质呈周期性变化。
8.元素周期表的纵向周期规律：周期表纵向组数增加元素以周期性地重复出现，一个新的主能级开始填入电子。
9.原子半径的周期性变化：原子半径在周期表中从左到右递减，从上到下递增。
10.电离能的周期性变化：第一电离能在周期表中从左到右增加，从上到下减小。
11.电子亲和能的周期性变化：电子亲和能在周期表中从左到右增加，从上到下减小。
12.电负性的周期性变化：电负性在周期表中从左到右增加，从上到下减小。
13.元素周期表的强氧化剂和强还原剂：在周期表中，元素越往上和越往右，越容易成为氧化剂；而越往下和越往左，越容易成为还原剂。
14.元素周期表的金属性和非金属性：在周期表中，金属性元素主要位于周期表左下角，非金属性元素主要位于周期表右上角。
15.主族元素和过渡元素：周期表中的s区和p区的元素称为主族元素，d区的元素称为过渡元素。
16.键合：通过元素周期表，我们可以预测元素之间的化学键合方式，如金属与非金属之间通常是离子键，非金属与非金属之间通常是共价键。
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高考知识点归类复习之——高中化学知识点规律大全——化学反应及其能量变化1．氧化还原反应[氧化还原反应]有电子转移(包括电子的得失和共用电子对的偏移)或有元素化合价升降的反应．如2Na+ C12＝2NaCl(有电子得失)、H2+ C12＝2HCl(有电子对偏移)等反应均属氧化还原反应。
氧化还原反应的本质是电子转移(电子得失或电子对偏移)。
[氧化还原反应的特征]在反应前后有元素的化合价发生变化．根据氧化还原反应的反应特征可判断一个反应是否为氧化还原反应．某一化学反应中有元素的化合价发生变化，则该反应为氧化还原反应，否则为非氧化还原反应。
氧化剂与还原剂的相互关系重要的氧化剂和还原剂：(1)所含元素的化合价处在最高价的物质只能得到电子，只具有氧化性，只能作氧化剂(注：不一定是强氧化剂)。
重要的氧化剂有：①活泼非金属单质，如X2(卤素单质)、O2、O3等。
②所含元素处于高价或较高价时的氧化物，如MnO2、NO2、PbO2等。
③所含元素处于高价时的含氧酸，如浓H2SO4、HNO3等．④所含元素处于高价时的盐，如KMnO4、KClO3、K2Cr2O7等．⑤金属阳离子等，如Fe3＋、Cu2＋、Ag＋、H＋等．⑥过氧化物，如NaO2、H2O2等．⑦特殊物质，如HClO也具有强氧化性．2(2)所含元素的化合价处在最低价的物质只能失去电子，只具有还原性，只能作还原剂(注：不一定是强还原剂)．重要的还原剂有：①活泼金属单质，如Na、K、Ca、Mg、Al、Fe等．②某些非金属单质，如C、H2、Si等．③所含元素处于低价或较低价时的氧化物，如CO、SO2等．④所含元素处于低价或较低价时的化合物，如含有2-S、4+S、1-I、1-Br、2+Fe的化合物H2S、Na2S、H2SO3、Na2SO3、HI、HBr、FeSO4、NH3等．(3)当所含元素处于中间价态时的物质，既有氧化性又有还原性，如H2O2、SO2、Fe2＋等．(4)当一种物质中既含有高价态元素又含有低价态元素时，该物质既有氧化性又有还原性．例如，盐酸(HCl)与Zn反应时作氧化剂，而浓盐酸与MnO2共热反应时，则作还原剂．[氧化还原反应的分类](1)不同反应物间的氧化还原反应．①不同元素间的氧化还原反应．例如：MnO2+ 4HCl(浓) MnCl2+ C12↑+ 2H2O 绝大多数氧化还原反应属于这一类．②同种元素间的氧化还原反应．例如：2H2S+ SO2＝3S+ 2H2O KClO3+ 6HCl(浓)＝KCl+ 3C12↑+ 3H2O在这类反应中，所得氧化产物和还原产物是同一物质，这类氧化还原反应又叫归中反应．(2)同一反应物的氧化还原反应．①同一反应物中，不同元素间的氧化还原反应．例如：2KClO32KCl+ 3O2↑②同一反应物中，同种元素不同价态间的氧化还原反应．例如：NH4NO3N2O↑+ 2H2O③同一反应物中，同种元素同一价态间的氧化还原反应．例如：C12+ 2NaOH＝NaCl+ NaClO+ H2O 3NO2+ H2O＝2HNO3+ NO在这类反应中，某一元素的化合价有一部分升高了，另一部分则降低了．这类氧化还原反应又叫歧化反应．[氧化还原反应与四种基本反应类型的关系]如右图所示．由图可知：置换反应都是氧化还原反应；复分解反应都不是氧化还原反应，化合反应、分解反应不一定是氧化还原反应．[氧化还原反应中电子转移的方向、数目的表示方法](1)单线桥法．表示在反应过程中反应物里元素原子间电子转移的数目和方向．用带箭头的连线从化合价升高的元素开始，指向化合价降低的元素，再在连线上方标出电子转移的数目．在单线桥法中，箭头的指向已经表明了电子转移的方向，因此不能再在线桥上写“得”、“失”字样．(2)双线桥法．表示在反应物与生成物里，同一元素原子在反应前后电子转移的数目和方向．在氧化剂与还原产物、还原剂与氧化产物之间分别用带箭头的连线从反应前的有关元素指向反应后的该种元素，并在两条线的上、下方分别写出“得”、“失”电子及数目．例如：[氧化还原反应的有关规律](1)氧化性、还原性强弱判断的一般规律．氧化性、还原性的强弱取决于得失电子的难易；而与得失电子数的多少无关．①金属活动性顺序表．金属的活动性越强，金属单质(原子)的还原性也越强，而其离子的氧化性越弱．如还原性：Mg>Fe>Cu>Ag；氧化性：Ag＋>Cu2＋>Fe2＋>Mg2＋②同种元素的不同价态．特殊情况；氯的含氧酸的氧化性顺序为：HClO>HClO3>HClO4．⑧氧化还原反应进行的方向．一般而言，氧化还原反应总是朝着强氧化性物质与强还原性物质反应生成弱氧化性物质与弱还原性物质的方向进行．在一个给出的氧化还原反应方程式中，氧化剂和氧化产物都有氧化性，还原剂和还原产物都有还原性，其氧化性、还原性的强弱关系为：氧化性：氧化剂＞氧化产物；还原性：还原剂＞还原产物反之，根据给出的物质的氧化性、还原性的强弱，可以判断某氧化还原反应能否自动进行．④反应条件的难易．不同的氧化剂(还原剂)与同一还原剂(氧化剂)反应时，反应越易进行，则对应的氧化剂(还原剂)的氧化性(还原性)越强，反之越弱．⑤浓度．同一种氧化剂(或还原剂)，其浓度越大，氧化性(或还原性)就越强．⑥H＋浓度．对于在溶液中进行的氧化还原反应，若氧化剂为含氧酸或含氧酸盐，则溶液中H＋浓度越大，其氧化性就越强．(2)氧化还原反应中元素化合价的规律．①一种元素具有多种价态时，处于最高价态时只具有氧化性，处于最低价态时只具有还原性，而处于中间价态时则既有氧化性又具有还原性．但须注意，若一种化合物中同时含最高价态元素和最低价态元素时，则该化合物兼有氧化性和还原性，如HCl．②价态不相交规律．同种元素不同价态间相互反应生成两种价态不同的产物时，化合价升高与化合价降低的值不相交，即高价态降低后的值一定不低于低价态升高后的值，也可归纳为“价态变化只靠拢、不相交”．所以，同种元素的相邻价态间不能发生氧化还原反应；同种元素间隔中间价态，发生归中反应．(3)氧化还原反应中的优先规律：当一种氧化剂(还原剂)同时与多种还原剂(氧化剂)相遇时，该氧化剂(还原剂)首先与还原性(氧化性)最强的物质发生反应，而只有当还原性(氧化性)最强的物质反应完后，才依次是还原性(氧化性)较弱的物质发生反应．(4)电子守恒规律．在任何氧化还原反应中，氧化剂得到的电子总数等于还原剂失去的电子总数(即氧化剂化合价升高的总数等于还原剂化合价降低的总数)．这一点也是氧化还原反应配平的基础。
2．离子反应[离子反应]有离子参加或有离子生成的反应，都称为离子反应．离子反应的本质、类型和发生的条件：(1)离子反应的本质：反应物中某种离子的浓度减小．(2)离子反应的主要类型及其发生的条件：①离子互换(复分解)反应．具备下列条件之一就可以使反应朝着离子浓度减小的方向进行，即离子反应就会发生．a．生成难溶于水的物质．如：Cu2＋+ 2OH－＝Cu(OH)2↓注意：当有关离子浓度足够大时，生成微溶物的离子反应也能发生．如：2Ag＋+ SO42—＝Ag2SO4↓Ca2＋+ 2OH－＝Ca(OH)2↓或者由微溶物生成难溶物的反应也能生成．如当石灰乳与Na2CO3溶液混合时，发生反应：Ca(OH)2 + CO32—＝CaCO3↓+ 2OH－b．生成难电离的物质(即弱电解质)．如：H＋+ OH－＝H2O H＋+ CH3COO－＝CH3COOH c．生成挥发性物质(即气体)．如：CO32－+ 2H＋＝CO2↑+ H2O NH4＋+ OH－NH3↑+ H2O②离子间的氧化还原反应．由强氧化剂与强还原剂反应，生成弱氧化剂和弱还原剂，即反应朝着氧化性、还原性减弱的方向进行．例如：Fe + Cu2＋＝Fe2＋+ Cu Cl2 + 2Br－＝2C1－+ Br22MnO4－+ 16H＋+ 10C1－＝2Mn2＋+ 5C12↑+ 8H2O书写离子方程式时应注意的问题：(1)电解质在非电离条件下(不是在水溶液中或熔融状态)，虽然也有离子参加反应，但不能写成离子方程式，因为此时这些离子并没有发生电离．如NH4Cl固体与Ca(OH)2固体混合加热制取氨气的反应、浓H2SO4与固体(如NaCl、Cu等)的反应等，都不能写成离子方程式．相反，在某些化学方程式中，虽然其反应物不是电解质或强电解质，没有大量离子参加反应，但反应后产生了大量离子，因此，仍可写成离子方程式．如Na、Na2O、Na2O2、SO3、Cl2等与H2O的反应．(2)多元弱酸的酸式盐，若易溶于水，则成盐的阳离子和酸根离子可拆开写成离子的形式，而酸根中的H＋与正盐阴离子不能拆开写．例如NaHS、Ca(HCO3)2等，只能分别写成Na＋、HS－和Ca2＋、HCO3－等酸式酸根的形式．(3)对于微溶于水的物质，要分为两种情况来处理：①当作反应物时？，微溶物要保留化学式的形式，不能拆开．②当作反应物时，若为澄清的稀溶液，应改写为离子形式，如澄清石灰水等；若为浊液或固体，要保留化学式的形式而不能拆开，如石灰乳、熟石灰等．(4)若反应物之间由于物质的量之比不同而发生不同的反应，即反应物之间可发生不止一个反应时，要考虑反应物之间物质的量之比不同，相应的离子方程式也不同．例如，向NaOH溶液中不断通入CO2气体至过量，有关反应的离子方程式依次为：CO2+ 2OH—＝CO32—+ H2O（CO2适量）CO2+ OH—＝HCO3—（CO2足量）在溶液中离子能否大量共存的判断方法：几种离子在溶液中能否大量共存，实质上就是看它们之间是否发生反应．若离子间不发生反应，就能大量共存；否则就不能大量共存．离子间若发生下列反应之一，就不能大量共存．(1)生成难溶物或微溶物．如Ca2＋与CO32－、SO42－、OH－；Ag＋与C1－、Br－、I－、SO32－，等等．(2)生成气体．如NH4＋与OH－；H＋与HCO3－、CO32－、S2－、HS－、SO32－、HSO3－等．(3)生成难电离物质(弱酸、弱碱、水)．如H＋与C1O－、F－、CH3COO－生成弱酸；OH－与NH4＋、A13＋、Fe3＋、Fe2＋、Cu2＋等生成弱碱；H＋与OH－生成H2O．(4)发生氧化还原反应．具有氧化性的离子(如MnO4－、ClO－、Fe3＋等)与具有还原性的离子( 如S2－、I－、SO32－、Fe2＋等)不能共存．应注意的是，有些离子在碱性或中性溶液中可大量共存，但在酸性条件下则不能大量共存，如SO32－与S2－，NO3－与I－、S2－、SO32－、Fe2＋等．*(5)形成配合物．如Fe3＋与SCN－因反应生成Fe(SCN)3而不能大量共存．*(6)弱酸根阴离子与弱碱阳离子因易发生双水解反应而不能大量共存，例如Al3＋与HCO3－、CO32－、A1O2－等．说明：在涉及判断离子在溶液中能否大量共存的问题时，要注意题目中附加的限定性条件：①无色透明的溶液中，不能存在有色离子，如Cu2＋(蓝色)、Fe3＋(黄色)、Fe2＋(浅绿色)、MnO4－(紫色)．②在强酸性溶液中，与H＋起反应的离子不能大量共存．③在强碱性溶液中，与OH－起反应的离子不能大量共存．[电解质与非电解质](1)电解质：在水溶液里或者熔融状态下能够导电的化合物叫电解质．电解质不一定能导电，而只有在溶于水或熔融状态时电离出自由移动的离子后才能导电(因此，电解质导电的原因是存在自由移动的离子)．能导电的不一定是电解质，如金属、石墨等单质．(2)非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物．因为非电解质归属于化合物，故如C12等不导电的单质不属于非电解质．(3)电解质与非电解质的比较．说明某些气体化合物的水溶液虽然能导电，但其原因并非该物质本身电离生成了自由移动的离子，因此这些气体化合物属于非电解质．例如；氨气能溶于水，但NH3是非电解质．氨水能导电是因为NH3与H2O反应生成了能电离出NH4＋和OH－的NH3·H2O的缘故，所以NH3·H2O才是电解质．[强电解质与弱电解质](1)强电解质：溶于水后全部电离成离子的电解质．(2)弱电解质：溶于水后只有一部分分子能电离成离子的电解质．自由移动，因此不导电．如氯化钠固体不导电．(2)电解质溶液导电能力的强弱取决于溶液中自由移动离子浓度的大小(注意：不是取决于自由移动离子数目的多少)．溶液中离子浓度大，溶液的导电性就强；反之，溶液的导电性就弱．因此，强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质溶液的导电能力强．但在相同条件(相同浓度、相同温度)下，强电解质溶液的导电能力比弱电解质的导电能力强．[离子方程式]用实际参加反应的离子符号来表示离子反应的式子．所谓实际参加反应的离子，即是在反应前后数目发生变化的离子．离子方程式不仅表示一定物质间的某个反应，而且可以表示所有同一类型的离子反应．如：H＋+ OH－＝H2O可以表示强酸与强碱反应生成可溶性盐的中和反应．[离子方程式的书写步骤](1)“写”：写出完整的化学方程式．(2)“拆”：将化学方程式中易溶于水、易电离的物质(强酸、强碱、可溶性盐)拆开改写为离子形式；而难溶于水的物质(难溶性盐、难溶性碱)、难电离的物质(水、弱酸、弱碱)、氧化物、气体等仍用化学式表示．(3)“删”：将方程式两边相同的离子(包括个数)删去，并使各微粒符号前保持最简单的整数比．(4)“查”：检查方程式中各元素的原子个数和电荷总数是否左右相等．[复分解反应类型离子反应发生的条件]复分解反应总是朝着溶液中自由移动的离子数目减少的方向进行．具体表现为：(1)生成难溶于水的物质．如：Ba2＋+ SO42－＝BaSO4↓(2)生成难电离的物质(水、弱酸、弱碱)．如H＋+ OH－＝H2O(3)生成气体．如：CO32－+ 2H＋＝CO2↑+ H2O3．化学反应中的能量变化[放热反应] 放出热量的化学反应．在放热反应中，反应物的总能量大于生成物的总能量：反应物的总能量＝生成物的总能量+ 热量+ 其他形式的能量放热反应可以看成是“贮存”在反应物内部的能量转化并释放为热能及其他形式的能量的反应过程．[吸热反应] 吸收热量的化学反应．在吸热反应中，反应物的总能量小于生成物的总能量：生成物的总能量＝反应物的总能量+ 热量+ 其他形式的能量吸热反应也可以看成是热能及其他形式的能量转化并“贮存”为生成物内部能量的反应过程．*[反应热](1)反应热的概念：在化学反应过程中，放出或吸收的热量，统称为反应热．反应热用符号△H表示，单位一般采用kJ·mol－1．(2)反应热与反应物、生成物的键能关系：△H＝生成物键能的总和－反应物键能的总和[热化学方程式](1)热化学方程式的概念：表明反应所放出或吸收热量的化学方程式，叫做热化学方程式．(2)书写热化学方程式时应注意的问题：①需注明反应的温度和压强．因为反应的温度和压强不同时，其△H也不同．若不注明时，则是指在101kPa和25℃时的数据．②反应物、生成物的聚集状态要注明．同一化学反应，若物质的聚集状态不同，则反应热就不同．例如：H2(g) + 1/2O2(g)＝H2O(g) △H＝－241.8kJ·mol—1H2(g) + 1/2O2(g)＝H2O(l) △H＝－285.8kJ·mol—1比较上述两个反应可知，由H2与O2反应生成1 mol H2O(l)比生成1 mol H2O(g)多放出44 kJ·mol—1的热量．③反应热写在化学方程式的右边．放热时△H用“－”，吸热时△H用“＋”．例如：H2(g) + 1/2O2(g)＝H2O(g) －241.8kJ·mol—1④热化学方程式中各物质前的化学计量数不表示分子个数，而只表示物质的量(mol)，因此，它可用分数表示．对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其△H也不同．例如：2H2(g) + O2(g)＝2H2O(g) △H l＝－483.6 kJ·mol—1H2(g) + 1/2O2(g)＝H2O(g) △H2＝－241.8kJ·mol—1显然，△H l＝2△H2．*[盖斯定律] 对于任何一个化学反应，不管是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的．也就是说，化学反应的反应热只与反应的始态(各反应物)和终态(各生成物)有关，而与具体反应进行的途径无关．如果一个反应可以分几步进行，则各步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的．高中化学知识点规律大全——碱金属1．钠[钠的物理性质]很软，可用小刀切割；具有银白色金属光泽(但常见的钠的表面为淡黄色)；密度比水小而比煤油大(故浮在水面上而沉于煤油中)；熔点、沸点低；是热和电的良导体．[钠的化学性质] (1) Na 与O 2反应：常温下： 4Na + O 2＝2Na 2O ，2Na 2O + O 2＝2Na 2O 2 (所以钠表面的氧化层既有Na 2O 也有Na 2O 2，且Na 2O 2比Na 2O 稳定)． 加热时： 2Na + O 2Na 2O 2(钠在空气中燃烧，发出黄色火焰，生成淡黄色固体)．(2)Na 与非金属反应：钠可与大多数的非金属反应，生成+1价的钠的化合物．例如：2Na + C122NaCl 2Na + SNa 2S(3)Na 与H 2O 反应．化学方程式及氧化还原分析：离子方程式： 2Na + 2H 2O ＝2Na ＋+ 2OH －+ H 2↑ Na 与H 2O 反应的现象： ①浮 ②熔 ⑧游 ④鸣 ⑤红．(4)Na 与酸溶液反应．例如： 2Na + 2HCl ＝2NaCl + H 2↑ 2Na + H 2SO 4＝Na 2SO 4 + H 2↑由于酸中H ＋浓度比水中H ＋浓度大得多，因此Na 与酸的反应要比水剧烈得多． 钠与酸的反应有两种情况：①酸足量(过量)时：只有溶质酸与钠反应．②酸不足量时：钠首先与酸反应，当溶质酸反应完后，剩余的钠再与水应．因此，在涉及有关生成的NaOH或H2的量的计算时应特别注意这一点．(5)Na与盐溶液的反应．在以盐为溶质的水溶液中，应首先考虑钠与水反应生成NaOH和H2，再分析NaOH可能发生的反应．例如，把钠投入CuSO4溶液中：2Na + 2H2O＝2NaOH + H2↑2NaOH + CuSO4＝Cu(OH)2↓+ Na2SO4注意：钠与熔融的盐反应时，可置换出盐中较不活泼的金属．例如：4Na + TiCl4(熔融) 4NaCl + Ti[实验室中钠的保存方法]由于钠的密度比煤油大且不与煤油反应，所以在实验室中通常将钠保存在煤油里，以隔绝与空气中的气体和水接触．钠在自然界里的存在：由于钠的化学性质很活泼，故钠在自然界中只能以化合态的形式(主要为NaCl，此外还有Na2SO4、Na2CO3、NaNO3等)存在．[钠的主要用途](1)制备过氧化钠．(原理：2Na + O 2Na2O2)(2)Na－K合金(常温下为液态)作原子反应堆的导热剂．(原因：Na－K合金熔点低、导热性好)(3)冶炼如钛、锆、铌、钽等稀有金属．(原理：金属钠为强还原剂)(4)制高压钠灯．(原因：发出的黄色光射程远，透雾能力强)2．钠的化合物2222由此可见，在这两个反应中，Na2O2既是氧化剂又是还原剂，H2O或CO2只作反应物，不参与氧化还原反应．(2)能够与Na2O2反应产生O2的，可能是CO2、水蒸气或CO2和水蒸气的混合气体．(3)过氧化钠与水反应的原理是实验室制氧气方法之一，其发生装置为“固+ 液→气体”型装置．Na32323CO2气体，能析出NaHCO3晶体．(2)利用Na2CO3溶液与盐酸反应时相互滴加顺序不同而实验现象不同的原理，可在不加任何外加试剂的情况下，鉴别Na2CO3溶液与盐酸．*[侯氏制碱法制NaHCO3和Na2CO3的原理]在饱和NaCl溶液中依次通入足量的NH3、CO2气体，有NaHCO3从溶液中析出．有关反应的化学方程式为：NH3 + H2O + CO2＝NH4HCO3 NH4HCO3 + NaCl ＝NaHCO3↓+ NH4Cl2NaHCO3Na2CO3 + H2O + CO2↑3．碱金属元素[碱金属元素的原子结构特征]碱金属元素包括锂(Li)、钠(Na)、钾(K)、铷(Rb)、铯(Cs)和放射性元素钫(Fr)．(1)相似性：原子的最外层电子数均为1个，次外层为8个(Li原子次外层电子数为2个)．因此，在化学反应中易失去1个电子而显+1价．(2)递变规律：随着碱金属元素核电荷数增多，电子层数增多，原子半径增大，失电子能力增强，金属活动性增强．[碱金属的物理性质](1)相似性：①都具有银白色金属光泽(其中铯略带金黄色)；②柔软；③熔点低；④密度小，其中Li、Na、K的密度小于水的密度；⑤导电、导热性好．(2)递变规律：从Li →Cs，随着核电荷数的递增，密度逐渐增大(特殊：K的密度小于Na 的密度)，但熔点、沸点逐渐降低．[碱金属的化学性质]碱金属的化学性质与钠相似．由于碱金属元素原子的最外层电子数均为1个，因此在化学反应中易失去1个电子，具有强还原性，是强还原剂；又由于从Li →Cs，随着核电荷数的递增，电子层数增多，原子半径增大，原子核对最外层电子吸引力减弱，故还原性增强．(1)与O2等非金属反应．从Li →Cs，与O2反应的剧烈程度逐渐增加．①Li与O2反应只生成Li2O：4Li + O22Li2O②在室温下，Rb、Cs遇到空气立即燃烧；③K、Rb、Cs与O2反应生成相应的超氧化物KO2、RbO2、CsO2．(2)与H2O反应．发生反应的化学方程式可表示为：2R + 2H2O = 2ROH + H2↑(R代表Li、Na、K、Rb、Cs)．从Li→Na，与H2O反应的剧烈程度逐渐增加．K与H2O反应时能够燃烧并发生轻微爆炸；Rb、Cs遇H2O立即燃烧并爆炸．生成的氢氧化物的碱性逐渐增强(其中LiOH难溶于水)．[焰色反应]是指某些金属或金属化合物在火焰中灼烧时，火焰呈现出的特殊的颜色．(1)一些金属元素的焰色反应的颜色：钠——黄色；钾——紫色；锂——紫红色；铷——紫色；钙—一砖红色；锶——洋红色；钡——黄绿色；铜——绿色．(2)焰色反应的应用：检验钠、钾等元素的存在．高中化学知识点规律大全——卤素1.氯气[氯气的物理性质](1)常温下，氯气为黄绿色气体．加压或降温后液化为液氯，进一步加压或降温则变成固态氯．(2)常温下，氯气可溶于水(1体积水溶解2体积氯气)．(3)氯气有毒并具有强烈的刺激性，吸入少量会引起胸部疼痛和咳嗽，吸入大量则会中毒死亡．因此，实验室闻氯气气味的正确方法为：用手在瓶口轻轻扇动，仅使少量的氯气飘进鼻孔．[氯气的化学性质]画出氯元素的原子结构示意图：氯原子在化学反应中很容易获得1个电子．所以，氯气的化学性质非常活泼，是一种强氧化剂．(1)与金属反应：Cu + C12CuCl2实验现象：铜在氯气中剧烈燃烧，集气瓶中充满了棕黄色的烟．一段时间后，集气瓶内壁附着有棕黄色的固体粉末．向集气瓶内加入少量蒸馏水，棕黄色固体粉末溶解并形成绿色溶液，继续加水，溶液变成蓝色．2Na + Cl22NaCl 实验现象：有白烟产生．说明①在点燃或灼热的条件下，金属都能与氯气反应生成相应的金属氯化物．其中，变价金属如(Cu、Fe)与氯气反应时呈现高价态(分别生成CuCl2、FeCl3)．②在常温、常压下，干燥的氯气不能与铁发生反应，故可用钢瓶储存、运输液氯．③“烟”是固体小颗粒分散到空气中形成的物质．如铜在氯气中燃烧，产生的棕黄色的烟为CuCl2晶体小颗粒；钠在氯气中燃烧，产生的白烟为NaCl晶体小颗粒；等等．(2)与氢气反应．H2 + Cl22HCl注意①在不同的条件下，H2与C12均可发生反应，但反应条件不同，反应的现象也不同．点燃时，纯净的H2能在C12中安静地燃烧，发出苍白色的火焰，反应产生的气体在空气中形成白雾并有小液滴出现；在强光照射下，H2与C12的混合气体发生爆炸．②物质的燃烧不一定要有氧气参加．任何发光、发热的剧烈的化学反应，都属于燃烧．如金属铜、氢气在氯气中燃烧等．③“雾”是小液滴悬浮在空气中形成的物质；“烟”是固体小颗粒分散到空气中形成的物质．要注意“雾”与“烟”的区别．④H2与Cl2反应生成的HCl气体具有刺激性气味，极易溶于水．HCl的水溶液叫氢氯酸，俗称盐酸．(3)与水反应．化学方程式：C12 + H2O ＝HCl + HClO 离子方程式：Cl2 + H2O ＝H＋+ Cl－+ HClO 说明①C12与H2O的反应是一个C12的自身氧化还原反应．其中，Cl2既是氧化剂又是还原剂，H2O只作反应物．②在常温下，1体积水能溶解约2体积的氯气，故新制氯水显黄绿色．同时，溶解于水中的部分C12与H2O反应生成HCl和HClO，因此，新制氯水是一种含有三种分子(C12、HClO、H2O)和四种离子(H＋、Cl－、ClO－和水电离产生的少量OH－)的混合物．所以，新制氯水具有下列性质：酸性(H＋)，漂白作用(含HClO)，Cl－的性质，C12的性质．③新制氯水中含有较多的C12、HClO，久置氯水由于C12不断跟H2O反应和HClO不断分解，使溶液中的C12、HClO逐渐减少、HCl逐渐增多，溶液的pH逐渐减小，最后溶液变成了稀盐酸，溶液的pH＜7．④C12本身没有漂白作用，真正起漂白作用的是C12与H2O反应生成的HClO．所以干燥的C12不能使干燥的有色布条褪色，而混有水蒸气的C12能使干燥布条褪色，或干燥的C12能使湿布条褪色．⑤注意“氯水”与“液氯”的区别，氯水是混合物，液氯是纯净物．(4)与碱反应．常温下，氯气与碱溶液反应的化学方程式的通式为：氯气+ 可溶碱→金属氯化物+ 次氯酸盐+ 水．重要的反应有：C12 + 2NaOH＝NaCl + NaClO + H2O或Cl2 + 2OH－＝Cl－+ ClO－+ H2O该反应用于实验室制C12时，多余Cl2的吸收（尾气吸收）．2Cl2 + 2Ca(OH)2 ＝Ca(C1O)2 ＋CaCl2 + 2H2O说明①Cl2与石灰乳[Ca(OH)2的悬浊液]或消石灰的反应是工业上生产漂粉精或漂白粉的原理．漂粉精和漂白粉是混合物，其主要成分为Ca(ClO)2和CaCl2，有效成分是Ca(C1O)2②次氯酸盐比次氯酸稳定．③漂粉精和漂白粉用于漂白时，通常先跟其他酸反应，如：Ca(ClO)2+2HCl＝CaCl2+2HClO④漂粉精和漂白粉露置于潮湿的空气中易变质，所以必须密封保存．有关反应的化学方程式为：Ca(ClO)2 + CO2 + H2O ＝CaCO3↓+ 2HClO 2HClO2HCl + O2↑由此可见，漂粉精和漂白粉也具有漂白、消毒作用．[氯气的用途]①杀菌消毒；②制盐酸；⑧制漂粉精和漂白粉；④制造氯仿等有机溶剂和各种农药．[次氯酸]①次氯酸(HClO)是一元弱酸(酸性比H2CO3还弱)，属于弱电解质，在新制氯水中主要以HClO 分子的形式存在，因此在书写离子方程式时应保留化学式的形式．②HClO不稳定，易分解，光照时分解速率加快．有关的化学方程式为：2HClO ＝2H＋+ 2Cl－+ O2↑，因此HClO是一种强氧化剂．。