高中化學必備的知識重點彙總

高中的學習無論是從知識的容量還是知識的難度都達到了一定強度，需要我們能在一定的時間內保持高度專注才能將這門科目的知識點掌握好。下面是本站小編爲大家整理的高中化學重要的知識，希望對大家有用!

一、離子共存問題

離子在溶液中能否大量共存，涉及到離子的性質及溶液酸鹼性等綜合知識。凡能使溶液中因反應發生使有關離子濃度顯著改變的均不能大量共存。如生成難溶、難電離、氣體物質或能轉變成其它種類的離子(包括氧化一還原反應)，一般可從以下幾方面考慮：

1.弱鹼陽離子只存在於酸性較強的溶液中，如Fe3+、Al3+、Zn2+、Cu2+、NH4+、Ag+ 等均與OH-不能大量共存.

2.弱酸陰離子只存在於鹼性溶液中。如：

CH3COO-、F-、CO32-、SO32-、S2-、PO43-、AlO2-均與H+不能大量共存.

3.弱酸的酸式陰離子在酸性較強或鹼性較強的溶液中均不能大量共存.它們遇強酸(H+)會生成弱酸分子;遇強鹼(OH-)生成正鹽和水。

如：HSO3-、HCO3-、HS-、H2PO4-、HPO42-等

4.若陰、陽離子能相互結合生成難溶或微溶性的鹽，則不能大量共存.

如：Ba2+、Ca2+與CO32-、SO32-、 PO43-、SO42-等;Ag+與Cl-、Br-、I-等;Ca2+與F-，C2O42- 等

5.若陰、陽離子發生雙水解反應，則不能大量共存.如：Al3+與HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-、SiO32-等Fe3+與HCO3-、CO32-、AlO2-、ClO-、SiO32-、C6H5O-等;NH4+與AlO2-、SiO32-、ClO-、CO32-等

6.若陰、陽離子能發生氧化一還原反應則不能大量共存.如：Fe3+與I-、S2-;MnO4-(H+)與I-、Br-、Cl-、S2-、SO32-、Fe2+等;NO3-(H+)與上述陰離子。S2-、SO32-、H+

7.因絡合反應或其它反應而不能大量共存，如：Fe3+與F-、CN-、SCN-等;H2PO4-與PO43-會生成HPO42-，故兩者不共存.

二、離子方程式判斷常見錯誤及原因分析

1.離子方程式書寫的基本規律要求：(寫、拆、刪、查四個步驟來寫)

(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)兩守恆：兩邊原子數、電荷數必須守恆(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)細檢查：結合書寫離子方程式過程中易出現的錯誤，細心檢查。

例如：(1)違背反應客觀事實，如：Fe2O3與氫碘酸：Fe2O3+6H+=2 Fe3++3H2O錯因：忽視了Fe3+與I-發生氧化一還原反應

(2)違反質量守恆或電荷守恆定律及電子得失平衡，如：FeCl2溶液中通Cl2 ：Fe2++Cl2=Fe3++2Cl- 錯因：電子得失不相等，離子電荷不守恆

(3)混淆化學式(分子式)和離子書寫形式，如：NaOH溶液中通入HI：OH-+HI=H2O+I-錯因：HI誤認爲弱酸.

(4)反應條件或環境不分：如：次氯酸鈉中加濃HCl：ClO-+H++Cl-=OH-+Cl2↑錯因：強酸製得強鹼

(5)忽視一種物質中陰、陽離子配比.如：H2SO4溶液加入Ba(OH)2溶液:Ba2++OH-+H++SO42-=BaSO4↓+H2O

正確：Ba2++2OH-+2H++SO42-=BaSO4↓+2H2O

(6)“=”“D ”“↑”“↓”符號運用不當，如：Al3++3H2O=Al(OH)3↓+3H+注意：鹽的水解一般是可逆的，Al(OH)3量少，故不能打“↓”

2.判斷離子共存時，審題一定要注意題中給出的附加條件。

(1)酸性溶液(H+)、鹼性溶液(OH-)、能在加入鋁粉後放出可燃氣體的溶液、由水電離出的H+或OH-=1×10-amol/L(a>7或a<7)的溶液等。

(2)有色離子MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe(SCN)2+。 MnO4-,NO3-等在酸性條件下具有強氧化性。

(3)S2O32-在酸性條件下發生氧化還原反應：S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O

注意題目要求“一定大量共存”還是“可能大量共存”;“不能大量共存”還是“一定不能大量共存”。

(4)看是否符合題設條件和要求，如“過量”、“少量”、“適量”、“等物質的量”、“任意量”以及滴加試劑的先後順序對反應的影響等。

化學反應中的能量變化

[放熱反應] 放出熱量的化學反應.在放熱反應中，反應物的總能量大於生成物的總能量：

反應物的總能量=生成物的總能量 + 熱量+ 其他形式的能量

放熱反應可以看成是“貯存”在反應物內部的能量轉化並釋放爲熱能及其他形式的能量的反應過程.

[吸熱反應] 吸收熱量的`化學反應.在吸熱反應中，反應物的總能量小於生成物的總能量：

生成物的總能量=反應物的總能量 + 熱量+ 其他形式的能量

吸熱反應也可以看成是熱能及其他形式的能量轉化並“貯存”爲生成物內部能量的反應過程.

[反應熱]

(1)反應熱的概念：在化學反應過程中，放出或吸收的熱量，統稱爲反應熱.反應熱用符號△H表示，單位一般採用kJ·mol-1.

(2)反應熱與反應物、生成物的鍵能關係：△H=生成物鍵能的總和 -反應物鍵能的總和

(3)放熱反應與吸熱反應的比較.

說明：放熱反應和吸熱反應過程中的能量變化示意圖如圖3—1—2所示.

[熱化學方程式]

(1)熱化學方程式的概念：表明反應所放出或吸收熱量的化學方程式，叫做熱化學方程式.

(2)書寫熱化學方程式時應注意的問題：

①需註明反應的溫度和壓強.因爲反應的溫度和壓強不同時，其△H也不同.若不註明時，則是指在101kPa和25℃時的數據.

②反應物、生成物的聚集狀態要註明.同一化學反應，若物質的聚集狀態不同，則反應熱就不同.例如：

H2(g) +1/2O2(g)=H2O(g) △H=-241.8kJ·mol—1

H2(g) +1/2O2(g)=H2O(l) △H=-285.8kJ·mol—1

比較上述兩個反應可知，由H2與O2反應生成1 mol H2O(l)比生成1 mol H2O(g)多放出44 kJ·mol—1的熱量.

③反應熱寫在化學方程式的右邊.放熱時△H用“-”，吸熱時△H用“+”.

例如： H2(g) + 1/2O2(g)=H2O(g)-241.8kJ·mol—1

④熱化學方程式中各物質前的化學計量數不表示分子個數，而只表示物質的量(mol)，因此，它可用分數表示.對於相同物質的反應，當化學計量數不同時，其△H也不同.例如：

2H2(g) + O2(g)=2H2O(g) △Hl=-483.6 kJ·mol—1

H2(g) +1/2O2(g)=H2O(g) △H2=-241.8kJ·mol—1

顯然，△Hl=2△H2.

蓋斯定律] 對於任何一個化學反應，不管是一步完成還是分幾步完成，其反應熱是相同的.也就是說，化學反應的反應熱只與反應的始態(各反應物)和終態(各生成物)有關，而與具體反應進行的途徑無關.如果一個反應可以分幾步進行，則各步反應的反應熱之和與該反應一步完成時的反應熱是相同的.

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。