高中生必備的化學重點知識點

目前高中生學習化學多采用被動接受、記憶、訓練的方式，學習主體單一，老師講得多，學生學得累。實際上，學生課後也要主動複習學過的知識。下面是本站小編爲大家整理的高中化學知識點歸納，希望對大家有用!

離子反應

一、電解質和非電解質

電解質：在水溶液裏或熔融狀態下能導電的化合物。

1、化合物

非電解質：在水溶液中和熔融狀態下都不能導電的化合物。(如：酒精[乙醇]、蔗糖、SO2、SO3、NH3、CO2等是非電解質。)

(1)電解質和非電解質都是化合物，單質和混合物既不是電解質也不是非電解質。

(2)酸、鹼、鹽和水都是電解質(特殊：鹽酸(混合物)電解質溶液)。

(3)能導電的物質不一定是電解質。能導電的物質：電解質溶液、熔融的鹼和鹽、金屬單質和石墨。

電解質需在水溶液裏或熔融狀態下才能導電。固態電解質(如：NaCl晶體)不導電，液態酸(如：液態HCl)不導電。

2、溶液能夠導電的原因：有能夠自由移動的離子。

3、電離方程式：要注意配平，原子個數守恆，電荷數守恆。如：Al2(SO4)3=2Al3++3SO42-

二、離子反應：

1、離子反應發生的條件：生成沉澱、生成氣體、水。

2、離子方程式的書寫：(寫、拆、刪、查)

①寫：寫出正確的化學方程式。(要注意配平。)

②拆：把易溶的強電解質(易容的鹽、強酸、強鹼)寫成離子形式。

常見易溶的強電解質有：

三大強酸(H2SO4、HCl、HNO3)，四大強鹼[NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2 (澄清石灰水拆，石灰乳不拆)]，可溶性鹽，這些物質拆成離子形式，其他物質一律保留化學式。

③刪：刪除不參加反應的離子(價態不變和存在形式不變的離子)。

④查：檢查書寫離子方程式等式兩邊是否原子個數守恆、電荷數守恆。

3、離子方程式正誤判斷：(看幾看)

①看是否符合反應事實(能不能發生反應，反應物、生成物對不對)。

②看是否可拆。

③看是否配平(原子個數守恆，電荷數守恆)。

④看“=”“ ”“↑”“↓”是否應用恰當。

4、離子共存問題

(1)由於發生複分解反應(生成沉澱或氣體或水)的離子不能大量共存。

生成沉澱：AgCl、BaSO4、BaSO3、BaCO3、CaCO3、Mg(OH)2、Cu(OH)2等。

生成氣體：CO32-、HCO3-等易揮發的弱酸的酸根與H+不能大量共存。

生成H2O：①H+和OH-生成H2O。②酸式酸根離子如：HCO3-既不能和H+共存，也不能和OH-共存。如：HCO3-+H+=H2O+CO2↑， HCO3-+OH-=H2O+CO32-

(2)審題時應注意題中給出的附加條件。

①無色溶液中不存在有色離子：Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO4-(常見這四種有色離子)。

②注意挖掘某些隱含離子：酸性溶液(或pH<7)中隱含有H+，鹼性溶液(或pH>7)中隱含有OH-。

③注意題目要求“大量共存”還是“不能大量共存”。

一定物質的量濃度溶液的配製

(1)配製使用的儀器：托盤天平(固體溶質)、量筒(液體溶質)、容量瓶(強調：在具體實驗時，應寫規格，否則錯!)、燒杯、玻璃棒、膠頭滴管。

(2)配製的步驟：

①計算溶質的量(若爲固體溶質計算所需質量，若爲溶液計算所需溶液的體積)

②稱取(或量取)

③溶解(靜置冷卻)

④轉移

⑤洗滌

⑥定容

⑦搖勻。

(如果儀器中有試劑瓶，就要加一個步驟：裝瓶)。

例如：配製400mL0.1mol/L的Na2CO3溶液：

(1)計算：需無水Na2CO3 5.3 g。

(2)稱量：用托盤天平稱量無水Na2CO3 5.3 g。

(3)溶解：所需儀器燒杯、玻璃棒。

(4)轉移：將燒杯中的溶液沿玻璃棒小心地引流到500mL容量瓶中。

(5)定容：當往容量瓶里加蒸餾水時，距刻度線1-2cm處停止，爲避免加水的體積過多，改用膠頭滴管加蒸餾水到溶液的凹液麪正好與刻度線相切，這個操作叫做定容。

注意事項：

①不能配製任意體積的一定物質的量濃度的溶液，這是因爲容量瓶的容積是固定的，沒有任意體積規格的容量瓶。

②溶液注入容量瓶前需恢復到室溫，這是因爲容量瓶受熱易炸裂，同時溶液溫度過高會使容量瓶膨脹影響溶液配製的.精確度。

③用膠頭滴管定容後再振盪，出現液麪低於刻度線時不要再加水，這是因爲振盪時有少量溶液粘在瓶頸上還沒完全迴流，故液麪暫時低於刻度線，若此時又加水會使所配製溶液的濃度偏低。

④如果加水定容時超出了刻度線，不能將超出部分再吸走，須應重新配製。

⑤如果搖勻時不小心灑出幾滴，不能再加水至刻度，必須重新配製，這是因爲所灑出的幾滴溶液中含有溶質，會使所配製溶液的濃度偏低。

⑥溶質溶解後轉移至容量瓶時，必須用少量蒸餾水將燒杯及玻璃棒洗滌2—3次，並將洗滌液一併倒入容量瓶，這是因爲燒杯及玻璃棒會粘有少量溶質，只有這樣才能儘可能地把溶質全部轉移到容量瓶中。

1.非金屬元素在週期表中的位置

非金屬元素有16種。除H位於左上方的IA外，其餘非金屬都位於週期表的右上方，都屬於主族元素。

非金屬元素大多有可變化合價，如C：-4、+2、+4;S：-2、+4、+6;N：-3、+1、+2、+3、+4、+5;Cl：-1、+1、+3、+5、+7。

2.化學性質

非金屬單質：強氧化性F2、O2、Cl2、Br2;氧化性爲主N2、S;還原性爲主H2、C、Si、P。

(1)與金屬反應(表現氧化性)

O2與金屬鈉反應常溫生成Na2O、燃燒生成Na2O2;O2與鐵反應點燃生成Fe3O4。

Cl2、Br2與變價金屬反應生成高價金屬鹵化物。

S與變價金屬反應生成低價金屬硫化物。

N2與金屬Mg反應生成Mg3N2。

(2)與水反應

氧化性：2F2+2H2O4HF+O2

還原性：C+H2OCO+H2

既顯氧化性又顯還原性：X2+H2OHX+HXO(X爲Cl、l、Br)

(3)與鹽反應(表現氧化性)

Cl2+2KI2KCl+I2

3Cl2+2FeBr22FeCl3+2Br2 2Na2SO3+O22Na2SO4

(4)與鹼反應

即顯氧化性又顯還原性：X2+2OH-X-+XO-+H2O(X爲Cl、l、Br)

3S+6OH-2S2-++3H2O

(5)與酸反應

氧化性：Cl2+H2SO3+H2O2HCl+H2SO4

還原性：C+2H2SO4(濃)CO2↑+2SO2+2H2O

S+6HNO3H2SO4+6NO2↑+2H2O

(6)與氧化物反應

氧化性：2CO+O22CO2

還原性：2C+SiO2Si+2CO↑，H2+CuOCu+H2O

3.比較非金屬性強弱的方法

元素非金屬性的本質是指元素的原子得電子能力。它取決於非金屬的原子半徑、核電荷數、最外層電子數等因素。可以從以下幾個方面來比較元素非金屬性強弱：

(1)根據元素在週期中的位置;

(2)非金屬單質的氧化性或對應陰離子的還原性;

(3)非金屬單質與氫氣化合的難易程度;

(4)氣態氫化物的穩定性;

(5)最高價氧化物對應水化物的酸性強弱;

(6)非金屬間發生的相互置換;

(7)與變價金屬反應時，金屬被氧化的程度。

4.非金屬單質的製備

(1)原理：化合態的非金屬有正價或負價：，。

(2)方法：

①分解法：如，2KMnO4K2MnO4+MnO2+O2↑，2H2O22H2O+O2↑;

②置換法：如，Zn+H2SO4ZnSO4+H2↑，Cl2+2NaBr2NaCl+Br2;

③氧化法：如，MnO2+4HCl(濃)MnCl2+Cl2↑+2H2O;

④還原法：如，C+H2OCO+H2，SiO2+2CSi+2CO↑;

⑤電解法：2NaCl+2H2ONaOH+H2↑+Cl2↑;

5.非金屬氫化物

(1)非金屬氣態氫化物都爲共價化合物，其典型的分子構型有HCl爲直線型;H2O爲折線型;NH3爲三角錐形;CH4爲正四面體型。

(2)常溫下除水爲液體，其他均爲氣體。

(3)氣態氫化物都爲無色，大多有刺激性氣味(H2S具有臭雞蛋氣味、有劇毒)。

(4)非金屬性越強其氫化物越穩定。