1.高中化學最基本知識

⒈原子都是由質(zhì)子、中子和電子組成，但氫的同位素氕卻無中子。

⒉同周期的元素中，原子最外層電子越少，越容易失去電子，還原性越強，但Cu、Ag原子的還原性卻很弱。 ⒊原子電子層數(shù)多的其半徑大于電子層數(shù)少的，但鋰的原子半徑大于鋁的原子半徑。

⒋主族元素的最高正價一般等于其族序數(shù)，但F2 卻不是。（OF2是存在的） ⒌同主族元素的非金屬元素隨原子序數(shù)的遞增，其最高價氧化物的水化物的酸性逐 漸減弱，但硒酸的酸性卻比硫酸的酸性強。

⒍二氧化碳通常能來滅火，但鎂卻能與它燃燒。 ⒎氧元素一般顯-2價，但在Na2O2、H2O2等物質(zhì)中顯-1價。

⒏元素的氧化性一般隨化合價的升高而增強，但氯的含氧酸的氧化性順序卻是 HC1O 〉HC1O2 〉HC1O3 〉HC1O4。 ⒐在元素周期表中的各周期元素一般是以活潑金屬開始的，第一周期卻是以非金屬開始的。

⒑通常金屬單質(zhì)一般為固態(tài)，但汞卻是液態(tài)。 ⒒通常非金屬單質(zhì)一般為氣態(tài)或固態(tài)，但溴卻是液態(tài)。

⒓堿金屬一般保存在煤油中，但鋰（因其密度小于煤油的密度）卻浸在液體石蠟中。 ⒔堿金屬的密度從上到下遞增，但鉀的密度卻比鈉的密度小。

⒕一種元素組成一種單質(zhì)，但碳、氫、氧、磷等元素卻能組成幾種同位素。 ⒖ *金屬單質(zhì)的導電性一般隨溫度的升高而減弱，但銻、鍺卻相反。

⒗ *具有金屬光澤又能導電的單質(zhì)是金屬，但石墨卻是非金屬。 ⒘有機物一般易燃燒，但四氯化碳和聚四氟乙烯卻不易燃。

⒙* 物質(zhì)的熔點一般低于沸點，但乙炔卻相反（沸點-84，熔點卻為-80.8）。 ⒚C12、Br2與水反應生成相應的氫鹵酸和次鹵酸，但F2卻不能（F2+2H2O=4HF+O2） ⒛鹵素單質(zhì)與強堿反應一般生成相應的鹵化物、次鹵酸鹽和水，但F2卻不能。

（X2 + NaOH = NaX + NaXO + H2O,*2F2 + 2NaOH = 2NaF + OF2 + H2O）。 21 實驗室中制取HC1、HBr、HI都在玻璃容器中進行，但HF應在鉛制容器中進行 （因SiO2 + 4HF =SiF4 +2H2O）。

22 氫鹵酸一般是強酸，但氫氟酸卻是弱酸。 23 CaC12、CaBr2、CaI2都易溶，但CaF2卻微溶。

24 鹵化銀難溶于水，但氟化銀卻易溶于水。 25 *含有NH4+和第IA主族陽離子的鹽一般易溶于水，但KC1O4和正長石等卻難溶于水。

26 重金屬陽離子一般都有毒，但BaSO4卻可用作“鋇餐”。 27 成網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)的晶體一般都是原子晶體，但石墨卻是原子晶體。

28 晶體一般都由陰離子和陽離子組成，但金屬晶體是由金屬陽離子和自由電子組成。 29 *共價鍵一般都有方向性，但H2卻無方向性。

30 有機物一般為分子晶體，且熔沸點低，但醋酸鈉、醋酸鈣等卻為離子晶體，且熔沸點高。 31 活潑金屬與活潑非金屬形成的化合物一般都是離子化合物，但A1C13、BrC13等卻是共價化合物。

32 金屬性強的元素，相應的堿的堿性也強，但A1(OH)3 的堿性卻比Fe(OH)3 弱。 33 離子化合物中一般不存在單個分子，但NaC1等在氣態(tài)時卻以分子形式存在。

34 離子方程式一般表示同一類反應，但Br2 + SO2 + 2H2O = 4H+ + 2Br- + SO42- 卻只表示一個方程式（注意：Ba2+ + 2OH- +2H+ + SO42- = BaSO4 + 2H2O 可以表示硫酸溶液與氫氧化鋇溶液反應、向氫氧化鋇溶液中加入硫酸氫鈉溶液至中性或加入過量硫酸氫鈉溶液等反應）。 35 強堿弱酸鹽或強堿弱酸的酸式鹽因水解而呈堿性，但NaH2PO4卻呈酸性。

36* 鹽類一般都是強電解質(zhì)，但HgC12、CdI2 等少數(shù)幾種鹽卻是弱電解質(zhì)。 37 *酸堿中和生成鹽和水，但10HNO3+ 3Fe(OH)2 =3Fe(NO3)3 + NO + 8H2O 中還有還原產(chǎn)物。

38 *在金屬活動性順序表里，排在氫前面的金屬能置換出酸中的氫，但鉛卻不能與硫酸反應放出氫氣。 39* 在金屬活動性順序表里，排在氫后面的金屬不能置換出酸中的氫，但銅卻能與濃鹽酸反應產(chǎn)生氫氣，2C u+ 4HC1（濃）=H2 + 2H[CuC12]。

40 在金屬活動性順序表里，排在前面的金屬能把排在后面的金屬從其鹽溶液中置換出來，但鉀鈣鈉卻不能[2Na +CuSO4 + 2H2O = Cu(OH)2 + Na2SO4 + H2 ]。 41 *在金屬活動性順序表里，排在前面的金屬不能把排在后面的金屬從其不溶于水的鹽中置換出來，但鐵卻能把銀從氯化銀中置換出來 （Fe+2AgC1=FeC12+2A g）。

42 一般只能用強酸制弱酸，但H2S+CuSO4 = CuS +H2SO4、HC1O+H2SO3 =HC1+H2SO4、Br2 + H2SO3 = 2HBr + H2SO4(C12、FeC13等也可以)等反應卻能用弱酸制強酸。 43 酸能與醇發(fā)生酯化反應，但氫鹵酸與醇發(fā)生鹵代反應。

44 制取氯氣采用固—液裝置，但制溴卻須采用曲頸甑。（HNO3 why?） 45 啟普發(fā)生器適用于反應物為塊狀、反應不需加熱以及產(chǎn)物難溶于反應液的氣體（如 H2、CO2、H2S），但乙炔（C2H2）卻不能用該裝置。

46 測量儀器的“0”刻度不是在上就是在下，但是托盤天平的指針卻在中間，溫度計的“0”刻度在偏中下，量筒無“0”刻度。 47 一般只有有機物才有同分構(gòu)現(xiàn)象，但不少無機物如氰酸銀（AgCNO）與雷酸銀 （AgONC）是互為同分異構(gòu)體。

48 固體物質(zhì)的溶解度一般隨溫度找升高而增大，NaC1的溶解度受溫度改變的影響很小，而Ca(OH)2、Li 2CO3等卻隨溫度的升高而降低。 49 氯化鈣是中性干燥劑，可用來干燥。

2.高一化學知識歸納

第一章 從實驗學化學一、常見物質(zhì)的分離、提純和鑒別1.常用的物理方法——根據(jù)物質(zhì)的物理性質(zhì)上差異來分離。

混合物的物理分離方法 方法 適用范圍 主要儀器 注意點 實例固+液 蒸發(fā) 易溶固體與液體分開 酒精燈、蒸發(fā)皿、玻璃棒 ①不斷攪拌；②最后用余熱加熱；③液體不超過容積2/3 NaCl(H2O)固+固 結(jié)晶 溶解度差別大的溶質(zhì)分開 NaCl(NaNO3) 升華 能升華固體與不升華物分開 酒精燈 I2(NaCl)固+液 過濾 易溶物與難溶物分開 漏斗、燒杯 ①一角、二低、三碰；②沉淀要洗滌；③定量實驗要“無損” NaCl(CaCO3)液+液 萃取 溶質(zhì)在互不相溶的溶劑里，溶解度的不同，把溶質(zhì)分離出來 分液漏斗 ①先查漏；②對萃取劑的要求；③使漏斗內(nèi)外大氣相通；④上層液體從上口倒出 從溴水中提取Br2 分液 分離互不相溶液體 分液漏斗 乙酸乙酯與飽和Na2CO3溶液 蒸餾 分離沸點不同混合溶液 蒸餾燒瓶、冷凝管、溫度計、牛角管 ①溫度計水銀球位于支管處；②冷凝水從下口通入；③加碎瓷片 乙醇和水、I2和CCl4 滲析 分離膠體與混在其中的分子、離子 半透膜 更換蒸餾水 淀粉與NaCl 鹽析 加入某些鹽，使溶質(zhì)的溶解度降低而析出 燒杯 用固體鹽或濃溶液 蛋白質(zhì)溶液、硬脂酸鈉和甘油氣+氣 洗氣 易溶氣與難溶氣分開 洗氣瓶 長進短出 CO2(HCl) 液化 沸點不同氣分開 U形管 常用冰水 NO2(N2O4)i、蒸發(fā)和結(jié)晶 蒸發(fā)是將溶液濃縮、溶劑氣化或溶質(zhì)以晶體析出的方法。結(jié)晶是溶質(zhì)從溶液中析出晶體的過程，可以用來分離和提純幾種可溶性固體的混合物。

結(jié)晶的原理是根據(jù)混合物中各成分在某種溶劑里的溶解度的不同，通過蒸發(fā)減少溶劑或降低溫度使溶解度變小，從而使晶體析出。加熱蒸發(fā)皿使溶液蒸發(fā)時、要用玻璃棒不斷攪動溶液，防止由于局部溫度過高，造成液滴飛濺。

當蒸發(fā)皿中出現(xiàn)較多的固體時，即停止加熱，例如用結(jié)晶的方法分離NaCl和KNO3混合物。ii、蒸餾 蒸餾是提純或分離沸點不同的液體混合物的方法。

用蒸餾原理進行多種混合液體的分離，叫分餾。操作時要注意：①在蒸餾燒瓶中放少量碎瓷片，防止液體暴沸。

②溫度計水銀球的位置應與支管底口下緣位于同一水平線上。③蒸餾燒瓶中所盛放液體不能超過其容積的2/3，也不能少于l/3。

④冷凝管中冷卻水從下口進，從上口出。⑤加熱溫度不能超過混合物中沸點最高物質(zhì)的沸點，例如用分餾的方法進行石油的分餾。

iii、分液和萃取 分液是把兩種互不相溶、密度也不相同的液體分離開的方法。萃取是利用溶質(zhì)在互不相溶的溶劑里的溶解度不同，用一種溶劑把溶質(zhì)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(zhì)的溶解度要遠大于原溶劑，并且溶劑易揮發(fā)。在萃取過程中要注意：①將要萃取的溶液和萃取溶劑依次從上口倒入分液漏斗，其量不能超過漏斗容積的2/3，塞好塞子進行振蕩。

②振蕩時右手捏住漏斗上口的頸部，并用食指根部壓緊塞子，以左手握住旋塞，同時用手指控制活塞，將漏斗倒轉(zhuǎn)過來用力振蕩。③然后將分液漏斗靜置，待液體分層后進行分液，分液時下層液體從漏斗口放出，上層液體從上口倒出。

例如用四氯化碳萃取溴水里的溴。iv、升華 升華是指固態(tài)物質(zhì)吸熱后不經(jīng)過液態(tài)直接變成氣態(tài)的過程。

利用某些物質(zhì)具有升華的特性，將這種物質(zhì)和其它受熱不升華的物質(zhì)分離開來，例如加熱使碘升華，來分離I2和SiO2的混合物。2、化學方法分離和提純物質(zhì) 對物質(zhì)的分離可一般先用化學方法對物質(zhì)進行處理，然后再根據(jù)混合物的特點用恰當?shù)姆蛛x方法（見化學基本操作）進行分離。

用化學方法分離和提純物質(zhì)時要注意：①最好不引入新的雜質(zhì)；②不能損耗或減少被提純物質(zhì)的質(zhì)量③實驗操作要簡便，不能繁雜。用化學方法除去溶液中的雜質(zhì)時，要使被分離的物質(zhì)或離子盡可能除凈，需要加入過量的分離試劑，在多步分離過程中，后加的試劑應能夠把前面所加入的無關(guān)物質(zhì)或離子除去。

對于無機物溶液常用下列方法進行分離和提純：（1）生成沉淀法 （2）生成氣體法 （3）氧化還原法 （4）正鹽和與酸式鹽相互轉(zhuǎn)化法 （5）利用物質(zhì)的兩性除去雜質(zhì) （6）離子交換法 常見物質(zhì)除雜方法序號 原物 所含雜質(zhì) 除雜質(zhì)試劑 主要操作方法1 N2 O2 灼熱的銅絲網(wǎng) 用固體轉(zhuǎn)化氣體2 CO2 H2S CuSO4溶液 洗氣3 CO CO2 NaOH溶液 洗氣4 CO2 CO 灼熱CuO 用固體轉(zhuǎn)化氣體5 CO2 HCI 飽和的NaHCO3 洗氣6 H2S HCI 飽和的NaHS 洗氣7 SO2 HCI 飽和的NaHSO3 洗氣8 CI2 HCI 飽和的食鹽水 洗氣9 CO2 SO2 飽和的NaHCO3 洗氣10 炭粉 MnO2 濃鹽酸（需加熱） 過濾11 MnO2 C -------- 加熱灼燒12 炭粉 CuO 稀酸（如稀鹽酸） 過濾13 AI2O3 Fe2O3 NaOH（過量），CO2 過濾14 Fe2O3 AI2O3 NaOH溶液 過濾15 AI2O3 SiO2 鹽酸`氨水 過濾16 SiO2 ZnO HCI溶液 過濾，17 BaSO4 BaCO3 HCI或稀H2SO4 過濾18 NaHCO3溶液 Na2CO3 CO2 加酸轉(zhuǎn)化法19 NaCI溶液 NaHCO3 HCI 加酸轉(zhuǎn)化法20 FeCI3溶液 FeCI2 CI2 加氧化劑轉(zhuǎn)化法21 FeCI3溶液 CuCI2 Fe 、CI2 過濾22 FeCI2溶液 FeCI3 Fe 加還原劑轉(zhuǎn)化法23 CuO Fe （磁鐵） 吸附24 Fe(OH)3膠體 FeCI3 蒸餾水 滲析25 。

3.高一化學知識整理

必修（1）總復習（內(nèi)容部分） 從實驗學化學 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(yī)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(yī)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 分離的物質(zhì) 應注意的事項 應用舉例 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(zhì)在互不相溶的溶劑里的溶解度不同，用一種溶劑把溶質(zhì)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(zhì)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(nèi)外空氣相通。打開活塞，使下層液體慢慢流出，及時關(guān)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(fā)和結(jié)晶 用來分離和提純幾種可溶性固體的混合物 加熱蒸發(fā)皿使溶液蒸發(fā)時，要用玻璃棒不斷攪動溶液；當蒸發(fā)皿中出現(xiàn)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(xiàn)象 離子方程式 Cl- AgNO3、稀HNO3 產(chǎn)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(zhì)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(xù)操作中便于除去。

五、物質(zhì)的量的單位――摩爾 1.物質(zhì)的量（n）是表示含有一定數(shù)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(shù)：把6.02 X1023mol-1叫作阿伏加德羅常數(shù)。 4.物質(zhì)的量 = 物質(zhì)所含微粒數(shù)目/阿伏加德羅常數(shù) n =N/NA 5.摩爾質(zhì)量（M）(1) 定義：單位物質(zhì)的量的物質(zhì)所具有的質(zhì)量叫摩爾質(zhì)量.（2）單位：g/mol 或 g..mol-1(3) 數(shù)值：等于該粒子的相對原子質(zhì)量或相對分子質(zhì)量. 6.物質(zhì)的量=物質(zhì)的質(zhì)量/摩爾質(zhì)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(zhì)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(zhì)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(zhì)的量在化學實驗中的應用 1.物質(zhì)的量濃度. （1）定義：以單位體積溶液里所含溶質(zhì)B的物質(zhì)的量來表示溶液組成的物理量，叫做溶質(zhì)B的物質(zhì)的濃度。

（2）單位：mol/L(3)物質(zhì)的量濃度 = 溶質(zhì)的物質(zhì)的量/溶液的體積 CB = nB/V 2.一定物質(zhì)的量濃度的配制 （1）基本原理：根據(jù)欲配制溶液的體積和溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度，用有關(guān)物質(zhì)的量濃度計算的方法，求出所需溶質(zhì)的質(zhì)量或體積，在容器內(nèi)將溶質(zhì)用溶劑稀釋為規(guī)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(zhuǎn)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(nèi)直接溶解. D 溶解完的溶液等冷卻至室溫時再轉(zhuǎn)移. E 定容時，當液面離刻度線1―2cm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） 化學物質(zhì)及其變化 一、物質(zhì)的分類 把一種（或多種）物質(zhì)分散在另一種（或多種）物質(zhì)中所得到的體系，叫分散系。被分散的物質(zhì)稱作分散質(zhì)（可以是氣體、液體、固體），起容納分散質(zhì)作用的物質(zhì)稱作分散劑（可以是氣體、液體、固體）。

溶液、膠體、濁液三種分散系的比較 分散質(zhì)粒子大小/nm 外觀特征 能否通過濾紙 有否丁達爾效應 實例 溶液 小于1 均勻、透明、穩(wěn)定 能 沒有 NaCl、蔗糖溶液 膠體 在1—100之間 均勻、有的透明、較穩(wěn)定 能 有 Fe(OH)3膠體 濁液 大于100 不均勻、不透明、不穩(wěn)定 不能 沒有 泥水 二、物質(zhì)的化學變化 1、物質(zhì)之間可以發(fā)生各種各樣的化學變化，依據(jù)一定的標準可以對化學變化進行分類。 （1）根據(jù)反應物和生成物的類別以及反應前后物質(zhì)種類的多少可以分為： A、化合反應（A+B=AB）B、分解反應（AB=A+B） C、置換反應（A+BC=AC+B） D、復分解反應（AB+CD=AD+CB） (2)根據(jù)反應中是否有離子參加可將反應分為： A、離子反應：有離子參加的一類反應。

主要包括復分解反應和有離子參加的氧化還原反應。 B、分子反應（非離子反應） （3）根據(jù)反應中是否有電子轉(zhuǎn)移可將反應分為： A、氧化還原反應：反應中有電子轉(zhuǎn)。

4.高中化學所有知識點

一、元素及其化合物

1、鹵族元素：跟氫氣、水反應劇烈程度；水溶液的顏色；萃??；鹵化銀（AgF可溶，CaF2不溶）；單質(zhì)氧化性的強弱（F2>Cl2>Br2>Fe3+>I2）、次氯酸、氫鹵酸

2、氧族元素：氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性；硫酸；臭氧；二氧化硫、三氧化硫、硫化氫、單質(zhì)硫、硫酸鹽；

3、氮族元素：氮的所有氧化物；硝酸、磷酸；氨

4、碳族元素：二氧化硅；硅酸鹽、硅酸鹽

5、堿金屬（IA族）&堿土金屬（IIB族）：焰色反應；燒堿；石灰系列（生石灰，熟石灰，石灰水，石灰乳，石灰石）

6、鋁：兩性氫氧化物跟強酸、強堿的反應；鋁熱劑；

7、過渡元素：主要是鐵和銅，鹽、氧化物、離子氧化性、原子結(jié)構(gòu)；稀土元素（知道概念就行：第4,5,6周期IIIB族共計17種元素）

8、稀有氣體：原子序數(shù)；通電后的顏色

二、化學原理

1、元素周期表：同周期原子半徑（左至右減小，稀有氣體又增大）；離子半徑；氧化性、還原性變化規(guī)律、氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性，兩性氧化物、兩性氫氧化物、核外電子排布規(guī)律

2、氧化還原反應：配平、氧化劑、還原劑、氧化產(chǎn)物、還原產(chǎn)物、氧化性和還原性的相對強弱

3、離子反應：離子方程式；離子共存；離子鑒定

4、電離理論：包括水解

5、化學平衡：平衡的移動；平衡常數(shù)

6、物質(zhì)結(jié)構(gòu)：原子晶體、分子晶體、離子晶體、混合晶體、金屬晶體；共價鍵、離子鍵、金屬鍵；化學鍵、分子的極性；幾種極性分子的鍵角

三、化工生產(chǎn)：

1、各種物質(zhì)的制備及其原理

2、氯堿工業(yè)

3、煉鐵、煉鋼

4、三酸二堿

5、侯氏制堿法

四、有機物

1、烷烴、烯烴、炔烴、苯：同系物、同分異構(gòu)體、同類物質(zhì)、同種物質(zhì)、命名

2、烴的衍生物：醇、醛、羧酸、酯、酮、酚、醚

3、反應：取代、加成、消去、加聚、縮聚、分子結(jié)構(gòu)

4、生命科學：油脂、糖類、氨基酸、蛋白質(zhì)

五、實驗

1、結(jié)晶水的測定

2、氣體摩爾體積

3、中和滴定

4、實驗安全

5、原料充分利用、減少污染

5.幫提供一些高中化學知識總結(jié)

高中化學主要劃分為兩部分1.無機化學2.有機化學化學題目主要劃分為1.物質(zhì)的量及其相關(guān)的計算（包括濃度、PH等）2.物質(zhì)推斷（分別有無機物的推斷和有機物的）3.實驗題 其實化學的內(nèi)容并不多，要考的東西也就那么幾個，題目做多了自然其規(guī)律就感覺到了。

化學題目的計算主要是 物質(zhì)的按比例換算，并不難，畢竟這不時考數(shù)學。而難度一般在物質(zhì)推斷和實驗題，物質(zhì)推斷需要對考察的化學物質(zhì)所具有特性有一定的記憶，這是一個積累的過程，是可以通過做題所彌補的。

而麻煩的地方在于實驗題，因為考察的方面與角度很多，也不好總結(jié)，其實高三復習到最后，一張卷子最值得做的也就是實驗題，可以考的很簡單，但是如果難 就一定是考細節(jié)。 希望你勤勤懇懇，化學其實很簡單。

6.高一化學知識總結(jié)

高中化學必修二基本概念大匯總第一章1、核素：具有一定數(shù)目的質(zhì)子和一定數(shù)目的中子的一種原子。

2、同位素：質(zhì)子數(shù)相同而中子數(shù)不同的同一元素的不同原子互稱為同位素，即同一元素的不同核素互稱為同位素。3、電子層：在含有多個電子的原子里，電子分別在能量不同的區(qū)域內(nèi)運動，把不同的區(qū)域簡化為不連續(xù)的殼層即為電子層。

4、元素周期律：元素的性質(zhì)隨著原子序數(shù)的遞增而呈周期性變化的規(guī)律。5、離子鍵：帶相反電荷離子之間的相互作用稱為離子鍵。

6、離子化合物：由離子鍵構(gòu)成的化合物。7、共價鍵：原子間通過共用電子對所形成的相互作用。

8、共價化合物：以共用電子對形成分子的化合物。9、非極性共價鍵：同種非金屬原子形成的共價鍵（電子對不偏移）。

10、極性共價鍵：不同種非金屬原子形成的共價鍵（電子對發(fā)生偏11、化學鍵：使離子相結(jié)合或原子相結(jié)合的作用力。第二章12、原電池：能把化學能轉(zhuǎn)變成電能的裝置。

13、二次電池：可充電的電池。14、二次能源：經(jīng)過一次能源加工、轉(zhuǎn)換得到的能源。

15、化學反應速率：用單位時間內(nèi)反應物濃度的減少量或生成物濃度的增加量（均取正值）表示。16、化學平衡：當反應進行到一定程度時，正反應速率與逆反應速率相等，反應物的濃度與生成物的濃度不再改變，達到一種表面靜止的狀態(tài)，我們稱為化學平衡狀態(tài)，簡稱為化學平衡。

第三章17、結(jié)構(gòu)式：用短線來表示一對共用電子的圖式。18、取代反應：有機物分子里的某些原子或原子團被其他原子或原子團所替代的反應。

19、烷烴：烴分子中的碳原子之間只以單鍵結(jié)合，剩余價鍵均與氫原子結(jié)合，使每個碳原子的化合價都達到“飽和”，這樣的烴叫做飽和烴，也稱為烷烴。20、同系物：結(jié)構(gòu)相似，在分子組成上相差一個或若干個CH2原子團的物質(zhì)互稱為同系物。

21、同分異構(gòu)現(xiàn)象：化合物具有相同的分子式，但具有不同結(jié)構(gòu)的現(xiàn)象稱為同分異構(gòu)現(xiàn)象。22、同分異構(gòu)體：具有同分異構(gòu)現(xiàn)象的化合物互稱為同分異構(gòu)體。

23、同素異形體：同種元素形成的不同單質(zhì)。24、加成反應：有機物分子中的雙鍵或叁鍵兩端的碳原子與其他原子或原子團直接結(jié)合生成新化合物的反應。

25、烴的衍生物：烴分子中的氫原子被其他原子或原子團所取代而生成的一系列化合物。26、官能團：決定有機化合物的化學特性的原子或原子團。

27、酯化反應：醇與酸作用生成酯和水的反應。28、皂化反應：油脂在堿性條件下的水解反應。

第四章29、分餾：利用原油中各組分沸點的不同進行分離的過程。30、裂化：在一定條件下，把分子量大、沸點高的烴斷裂為分子量小、沸點低的烴的過程。

31、加聚反應：合成高分子化合物的反應稱為聚合反應，也稱為加聚反應。高一化學（必修2）期末復習第一章 物質(zhì)結(jié)構(gòu) 元素周期律 1. 原子結(jié)構(gòu)：如： 的質(zhì)子數(shù)與質(zhì)量數(shù)，中子數(shù)，電子數(shù)之間的關(guān)系 2. 元素周期表和周期律 （1）元素周期表的結(jié)構(gòu)A. 周期序數(shù)=電子層數(shù)B. 原子序數(shù)=質(zhì)子數(shù)C. 主族序數(shù)=最外層電子數(shù)=元素的最高正價數(shù)D. 主族非金屬元素的負化合價數(shù)=8-主族序數(shù) E. 周期表結(jié)構(gòu) （2）元素周期律（重點） A. 元素的金屬性和非金屬性強弱的比較（難點） a. 單質(zhì)與水或酸反應置換氫的難易或與氫化合的難易及氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性 b. 最高價氧化物的水化物的堿性或酸性強弱 c. 單質(zhì)的還原性或氧化性的強弱 （注意：單質(zhì)與相應離子的性質(zhì)的變化規(guī)律相反） B. 元素性質(zhì)隨周期和族的變化規(guī)律 a. 同一周期，從左到右，元素的金屬性逐漸變?nèi)?b. 同一周期，從左到右，元素的非金屬性逐漸增強 c. 同一主族，從上到下，元素的金屬性逐漸增強 d. 同一主族，從上到下，元素的非金屬性逐漸減弱 C. 第三周期元素的變化規(guī)律和堿金屬族和鹵族元素的變化規(guī)律（包括物理、化學性質(zhì)） D. 微粒半徑大小的比較規(guī)律： a. 原子與原子 b. 原子與其離子 c. 電子層結(jié)構(gòu)相同的離子 （3）元素周期律的應用（重難點） A. “位，構(gòu)，性”三者之間的關(guān)系 a. 原子結(jié)構(gòu)決定元素在元素周期表中的位置 b. 原子結(jié)構(gòu)決定元素的化學性質(zhì) c. 以位置推測原子結(jié)構(gòu)和元素性質(zhì) B. 預測新元素及其性質(zhì) 3. 化學鍵（重點） （1）離子鍵： A. 相關(guān)概念： B. 離子化合物：大多數(shù)鹽、強堿、典型金屬氧化物 C. 離子化合物形成過程的電子式的表示（難點） （AB, A2B,AB2, NaOH,Na2O2,NH4Cl,O22-,NH4+） (2)共價鍵： A. 相關(guān)概念： B. 共價化合物：只有非金屬的化合物（除了銨鹽） C. 共價化合物形成過程的電子式的表示（難點） （NH3,CH4,CO2,HClO,H2O2）D 極性鍵與非極性鍵 （3）化學鍵的概念和化學反應的本質(zhì)：第二章 化學反應與能量 1. 化學能與熱能 （1）化學反應中能量變化的主要原因：化學鍵的斷裂和形成 （2）化學反應吸收能量或放出能量的決定因素：反應物和生成物的總能量的相對大小 a. 吸熱反應： 反應物的總能量小于生成物的總能量b. 放熱反應： 反應物的總能量大于生成物的總能量（3）化學反應的一大特征：化學反應的過程中總是伴隨著能量變化，通常表現(xiàn)為熱量變化練習： 氫氣在氧氣中燃燒產(chǎn)生藍色火焰，在反應中，破壞1molH-H鍵消耗的能量為Q1kJ，破壞1molO = O鍵消。

7.高中化學知識要點梳理拜托各位大神

高考化學易考規(guī)律與特殊規(guī)律51例 ⒈ 原子都是由質(zhì)子、中子和電子組成，但氫的同位素氕卻無中子。

⒉ 同周期的元素中，原子最外層電子越少，越容易失去電子，還原性越強，但Cu、Ag原子的還原性卻很弱。 ⒊ 原子電子層數(shù)多的其半徑大于電子層數(shù)少的，但鋰的原子半徑大于鋁的原子半徑。

⒋ 主族元素的最高正價一般等于其族序數(shù)，但F2 卻不是。（OF2是存在的） ⒌ 同主族元素的非金屬元素隨原子序數(shù)的遞增，其最高價氧化物的水化物的酸性逐 漸減弱，但硒酸的酸性卻比硫酸的酸性強。

⒍ 二氧化碳通常能來滅火，但鎂卻能與它燃燒。 ⒎ 氧元素一般顯-2價，但在Na2O2、H2O2等物質(zhì)中顯-1價。

⒏ 元素的氧化性一般隨化合價的升高而增強，但氯的含氧酸的氧化性順序卻是 HC1O 〉HC1O2 〉HC1O3 〉HC1O4。 ⒐ 在元素周期表中的各周期元素一般是以活潑金屬開始的，第一周期卻是以非金屬開始的。

⒑ 通常金屬單質(zhì)一般為固態(tài)，但汞卻是液態(tài)。 ⒒ 通常非金屬單質(zhì)一般為氣態(tài)或固態(tài)，但溴卻是液態(tài)。

⒓ 堿金屬一般保存在煤油中，但鋰（因其密度小于煤油的密度）卻浸在液體石蠟中。 ⒔ 堿金屬的密度從上到下遞增，但鉀的密度卻比鈉的密度小。

⒕ 一種元素組成一種單質(zhì)，但碳、氫、氧、磷等元素卻能組成幾種同位素。 ⒖ *金屬單質(zhì)的導電性一般隨溫度的升高而減弱，但銻、鍺卻相反。

⒗ *具有金屬光澤又能導電的單質(zhì)是金屬，但石墨卻是非金屬。 ⒘ 有機物一般易燃燒，但四氯化碳和聚四氟乙烯卻不易燃。

⒙* 物質(zhì)的熔點一般低于沸點，但乙炔卻相反（沸點-84，熔點卻為-80.8）。 ⒚C12、Br2與水反應生成相應的氫鹵酸和次鹵酸，但F2卻不能（F2+2H2O=4HF+O2） ⒛ 鹵素單質(zhì)與強堿反應一般生成相應的鹵化物、次鹵酸鹽和水，但F2卻不能。

（X2 + NaOH = NaX + NaXO + H2O,*2F2 + 2NaOH = 2NaF + OF2 + H2O）。 21 實驗室中制取HC1、HBr、HI都在玻璃容器中進行，但HF應在鉛制容器中進行 （因SiO2 + 4HF = SiF4 +2H2O）。

22 氫鹵酸一般是強酸，但氫氟酸卻是弱酸。 23 CaC12、CaBr2、CaI2都易溶，但CaF2卻微溶。

24 鹵化銀難溶于水，但氟化銀卻易溶于水。 25 *含有NH4+和第IA主族陽離子的鹽一般易溶于水，但KC1O4和正長石等卻難溶于水。

26 重金屬陽離子一般都有毒，但BaSO4卻可用作“鋇餐”。 27 成網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)的晶體一般都是原子晶體，但石墨卻是原子晶體。

28 晶體一般都由陰離子和陽離子組成，但金屬晶體是由金屬陽離子和自由電子組成。 29 *共價鍵一般都有方向性，但H2卻無方向性。

30 有機物一般為分子晶體，且熔沸點低，但醋酸鈉、醋酸鈣等卻為離子晶體，且熔沸點高。 31 活潑金屬與活潑非金屬形成的化合物一般都是離子化合物，但A1C13、BrC13等卻是共價化合物。

32 金屬性強的元素，相應的堿的堿性也強，但A1(OH)3 的堿性卻比Fe(OH)3 弱。 33 離子化合物中一般不存在單個分子，但NaC1等在氣態(tài)時卻以分子形式存在。

34 離子方程式一般表示同一類反應，但Br2 + SO2 + 2H2O = 4H+ + 2Br- + SO42- 卻只表示一個方程式（注意：Ba2+ + 2OH - +2H+ + SO42- = BaSO4 + 2H2O 可以表示硫酸溶液與氫氧化鋇溶液反應、向氫氧化鋇溶液中加入硫酸氫鈉溶液至中性或加入過量 硫酸氫鈉溶液等反應）。 35 強堿弱酸鹽或強堿弱酸的酸式鹽因水解而呈堿性，但NaH2PO4卻呈酸性。

36* 鹽類一般都是強電解質(zhì)，但HgC12、CdI2 等少數(shù)幾種鹽卻是弱電解質(zhì)。 37 *酸堿中和生成鹽和水，但10HNO3 + 3Fe(OH)2 =3Fe(NO3)3 + NO + 8H2O 中還有還原產(chǎn)物。

38 *在金屬活動性順序表里，排在氫前面的金屬能置換出酸中的氫，但鉛卻不能與硫酸反應放出氫氣。 39* 在金屬活動性順序表里，排在氫后面的金屬不能置換出酸中的氫，但銅卻能與濃鹽酸反應產(chǎn)生氫氣，2C u+ 4HC1（濃）=H2 + 2H[CuC12]。

40 在金屬活動性順序表里，排在前面的金屬能把排在后面的金屬從其鹽溶液中置換出來，但鉀鈣鈉卻不能[2Na +CuSO4 + 2H2O = Cu(OH)2 + Na2SO4 + H2 ]。 41 *在金屬活動性順序表里，排在前面的金屬不能把排在后面的金屬從其不溶于水的鹽中置換出來，但鐵卻能把銀從氯化銀中置換出來 （Fe+2AgC1=FeC12+2A g）。

42 一般只能用強酸制弱酸，但 H2S+CuSO4 = CuS +H2SO4、HC1O+H2SO3 =HC1+H2SO4、Br2 + H2SO3 = 2HBr + H2SO4(C12、FeC13等也可以)等反應卻能用弱酸制強酸。 43 酸能與醇發(fā)生酯化反應，但氫鹵酸與醇發(fā)生鹵代反應。

44 制取氯氣采用固—液裝置，但制溴卻須采用曲頸甑。（HNO3 why?） 45 啟普發(fā)生器適用于反應物為塊狀、反應不需加熱以及產(chǎn)物難溶于反應液的氣體（如 H2、CO2、H2S），但乙炔（C2H2）卻不能用該裝置。

46 測量儀器的“0”刻度不是在上就是在下，但是托盤天平的指針卻在中間，溫度計的“0”刻度在偏中下，量筒無“0”刻度。 47 一般只有有機物才有同分構(gòu)現(xiàn)象，但不少無機物如氰酸銀（AgCNO）與雷酸銀 （AgONC）是互為同分異構(gòu)體。

48 固體物質(zhì)的溶解度一般隨溫度找升高而增大，NaC1的溶解度受溫度改變的影響很小，而Ca(OH)2、Li 2CO3等卻隨溫度的升高而降低。 49 氯化鈣是中性干燥劑，可用來。

8.高中化學 常識

1、溶解性規(guī)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 酚酞 石蕊 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(fā)生氧化還原反應（Pt、Au除外） 4、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(chǎn)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Na2CO3與AlCl3溶液混和時： 3 CO32- + 2Al3+ + 3H2O = 2Al(OH)3↓ + 3CO2↑ 5、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：2KCl + 2H2O == H2↑+ Cl2↑+ 2KOH 配平：2KCl + 2H2O == H2↑+ Cl2↑+ 2KOH 6、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(huán)境（酸性或堿性）；（3）使二邊的原子數(shù)、電荷數(shù)相等。

例：蓄電池內(nèi)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- → PbSO4 PbO2 +2e- → PbSO4 分析：在酸性環(huán)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(zhuǎn)： 為： 陰極：PbSO4 +2e- = Pb + SO42- 陽極：PbSO4 + 2H2O -2e- = PbO2 + 4H+ + SO42- 7、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(zhì)量守恒、差量法、歸一法、極限法、關(guān)系法、十字交法 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）8、電子層結(jié)構(gòu)相同的離子，核電荷數(shù)越多，離子半徑越??； 9、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(jù)的： 金剛石 > SiC > Si （因為原子半徑：Si> C> O）. 10、分子晶體的熔、沸點：組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，分子量越大熔、沸點越高。

11、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。 12、氧化性：MnO4- >Cl2 >Br2 >Fe3+ >I2 >S=4(+4價的S) 例： I2 +SO2 + H2O = H2SO4 + 2HI 13、含有Fe3+的溶液一般呈酸性。

14、能形成氫鍵的物質(zhì)：H2O 、NH3 、HF、CH3CH2OH 。 15、氨水（乙醇溶液一樣）的密度小于1，濃度越大，密度越小，硫酸的密度大于1，濃度越大，密度越大，98%的濃硫酸的密度為：1.84g/cm3。

16、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(zhì)生成；（3）是否發(fā)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(fā)生雙水解。 17、地殼中：含量最多的金屬元素是— Al 含量最多的非金屬元素是—O HClO4（高氯酸）—是最強的酸 18、熔點最低的金屬是Hg (-38.9C。

)，；熔點最高的是W（鎢3410c）；密度最?。ǔＲ姡┑氖荎；密度最大（常見）是Pt。 19、雨水的PH值小于5.6時就成為了酸雨。

20、有機酸酸性的強弱：乙二酸 >甲酸 >苯甲酸 >乙酸 >碳酸 >苯酚 >HCO3- 21、有機鑒別時，注意用到水和溴水這二種物質(zhì)。 例：鑒別：乙酸乙酯（不溶于水，浮）、溴苯（不溶于水，沉）、乙醛（與水互溶），則可用水。

22、取代反應包括：鹵代、硝化、磺化、鹵代烴水解、酯的水解、酯化反應等； 23、最簡式相同的有機物，不論以何種比例混合，只要混和物總質(zhì)量一定，完全燃燒生成的CO2、H2O及耗O2的量是不變的。恒等于單一成分該質(zhì)量時產(chǎn)生的CO2、H2O和耗O2量。

24、可使溴水褪色的物質(zhì)如下，但褪色的原因各自不同：烯、炔等不飽和烴（加成褪色）、苯酚（取代褪色）、乙醇、醛、甲酸、草酸、葡萄糖等（發(fā)生氧化褪色）、有機溶劑[CCl4、氯仿、溴苯、CS2（密度大于水），烴、苯、苯的同系物、酯（密度小于水）]發(fā)生了萃取而褪色。 25、能發(fā)生銀鏡反應的有：醛、甲酸、甲酸鹽、甲酰銨（HCNH2O）、葡萄溏、果糖、麥芽糖，均可發(fā)生銀鏡反應。

（也可同Cu(OH)2反應） 計算時的關(guān)系式一般為：—CHO —— 2Ag 注意：當銀氨溶液足量時，甲醛的氧化特殊： HCHO —— 4Ag ↓ + H2CO3 反應式為：HCHO +4[Ag(NH3)2]OH = (NH4)2CO3 + 4Ag↓ + 6NH3 ↑+ 2H2O 26、膠體的聚沉方法：（1）加入電解質(zhì)；（2）加入電性相反的膠體；（3）加熱。 常見的膠體：液溶膠：Fe(OH)3、AgI、牛奶、豆?jié){、粥等；氣溶膠：霧、云、煙等；固溶膠：有色玻璃、煙水晶等。

27、污染大氣氣體：SO2、CO、NO2、NO，其中SO2、NO2形成酸雨。 28、環(huán)境污染：大氣污染、水污染、土壤污染、食品污染、固體廢棄物污染、噪聲污染。

9.求高中化學知識重點

1。

的氫離子的氧化屬于船體的酸，即，任何水溶性酸具有耐氧化性。 2。

不是所有的材料具有一個化學鍵。如：稀有氣體。

3。并非所有的正四面體結(jié)構(gòu)材料和鍵角為109.28，如：白磷。

5。電解質(zhì)溶液的導電性，電解拋光，等的化學變化。

6。常見氣體的溶解度大?。篘H3> HCL> SO2,H2S> CL2 CO2 7。

類似的相對分子？？質(zhì)量和數(shù)量的電子，分子的極性越強，較高的熔點沸點。如：CO> N2 8。

參與或由單一的質(zhì)量產(chǎn)生的，該反應是不一定的氧化還原反應。如：氧和臭氧的轉(zhuǎn)化率。

9。氟元素也有一個在兩個耐氧化性和還原性。

FF元素失去電子具有還原性。 10。

HCL,SO 3,NH 3的水溶液可以是導電的，但非電解質(zhì)。 11。

所有的物質(zhì)組成的非金屬元素，可以使離子化合物。如：NH4CL。

12。的ALCL3共價化合物熔體不導電。

13。常見陰離子在水溶液中失去電子的順序如下： F-PO43-SO42-NO3-CO32-OH-CL- 14。

單質(zhì)量位移從鹽溶液中的金屬，可以是單一的質(zhì)量的金屬，可以是非金屬的。 ：鐵+硫酸銅= FE + KHSO4 15。

所述金屬氧化物是不一定的堿性氧化物，如氧化錳； 非金屬氧化物不一定酸性氧化物如NO，等。16。

CL2,SO2，過氧化鈉有漂白作用，但與石蕊反應現(xiàn)象： SO2溶液變成紅色，CL2先紅褪色，過氧化鈉的第一個藍色褪色。 17。

的氮分子的鍵能是雙原子分子的鍵能。 18。

發(fā)煙硝酸，發(fā)煙硫酸“發(fā)煙”的原則是不一樣的。 發(fā)煙硝酸發(fā)出的“煙硝酸與水蒸汽形成酸霧發(fā)煙硫酸”硝煙彌漫“SO3 19的強酸，鎂和銨鹽溶液。

得到的氨和氫的反應。 20冰晶石作為一種溶劑中的鋁金屬的冶煉，繼續(xù)添加碳塊和氯化鋁。

21氨，乙二醇，丙三醇可用于制冷劑的主要原料的纖維材料的二氧化硅。 22，房間溫度，鐵，鋁，鉻和其它金屬成的濃硝酸，一種化學反應發(fā)生鈍化。

23。鉆石是最堅硬的物質(zhì)C3N4硬度比鉆石。

24。在相同條件下，同樣的弱電解質(zhì)，解決方案是更稀的，和離子化的程度越大，在溶液中的離子的濃度可能不增加，溶液的導電性可能不被增加。

25的稀硝酸的濃度具有氧化如：鐵（過量）+鐵（NO3）3 26。白磷是一種無色透明的水晶，逐漸變成黃色，當暴露在光線下。

白氧化性，但NO3-不一定。磷，也稱為黃磷。

27，在正常情況下，反應物的濃度越？？大，反應速率增加； 但在室溫下，濃硝酸鐵箱子鈍化，反應不如稀硝酸快。 28。

非金屬氧化物不一定是酸酐，如：NO2 29，所產(chǎn)生的堿金屬鹽不一定是酸酐反應：CO + NaOH溶液（甲酸鈉）（高溫，高壓） 30。少許鹽是弱電解質(zhì)，如：鉛（AC）2，氯化汞 / a> 31。

弱酸性，可以準備的酸，如：H2S +銅（NO4）2 32。鉛穩(wěn)定的化合價+2 +4其他碳族元素導致金屬活性弱于錫（異常） 33。

無機材料也具有同分異構(gòu)體的現(xiàn)象，如：一些配合物。 34。

Na3ALF6是不是雙鹽。 35。

經(jīng)驗公式來確定的酸性強度（有氧） M = A（主組）+ X（價）-N（周期數(shù)）米的更大的酸性越強； m是更小的，更強堿性。米> 7的強酸（）中，m = 7在強酸中，米= 4?6的弱酸性米=兩性2至3,m = 1的弱酸，m = 0時，在堿，米<0強堿 36。

的條件是相同的，該物質(zhì)的沸點是不一定高于熔點，如：乙炔。 37。

有機物可能無法燃燒。如：PTFE。

BR /> 38。有機物可以是難溶于有機，易溶于水。

如：烷基苯磺酸。 39。

量筒零刻度線 40硅烷（SiH4）H -1價格H CH4是1價泗電氣負比H小 41有機化合物稱為“酸”是不一定的有機羧酸，如：石炭酸。 BR /> 42。

分子雙鍵的有機物質(zhì)并不一定的酸性高錳酸鉀溶液褪色。：醋酸。

43。酸和堿中和反應可能會或可能不會發(fā)生。

如： HCOOH +的Cu(OH)2 ==（加熱） 44。離子晶體不一定低于原子晶體的熔點。

：氧化鎂>二氧化硅 45。歧化反應非單質(zhì)金屬和非金屬的負價元素的化合物和最低的穩(wěn)定的正價化合物的化合物的歧化反應。

/> 46膠頭滴管以延伸到液體表面下制備的Fe(OH)2，溫度計卡液面下用乙醇催化氧化的實驗中，有一個基于乙醇使乙烯。不延伸下的液體的表面的油分餾。

47.C7H8O異構(gòu)體，有5種3種酚類，醇類，醚類（請記住，這個結(jié)論是多項選擇題） 48。一般情況下，酸和酸，堿，堿之間還沒有反應過來但是也有例外，如：氧化性酸和還原性酸（HNO4 + H2S）等； AgOH + NH4.OH如49的H后面的金屬活動順序表的一般要素不能發(fā)行氫酸反應； BR />但也有例外，如：銅的CuS（沉淀）+ H2S == + H2（氣）？？ 50在同等條件下，通常碳酸鹽溶解度小于相應的碳酸氫鹽的溶解度； 但也有例外，如：碳酸鈉碳酸氫鈉，另外，碳酸鈉+鹽酸放熱反應；碳酸氫鈉+的HCL吸熱反應 51。

弱酸可以使強酸法律中的復分解反應，一般只由強酸系統(tǒng)弱酸。鹽酸滴加硫酸到該溶液中，可以通過以下來制備：該反應是一個常規(guī)的弱酸的箱子系統(tǒng)強酸反其原因是不溶于強酸。

同樣的反應可以是困難的，因為在室溫下反應。 52。

減少弱的物質(zhì)，可以制備通過降低強烈材料氧化還原氧化反應的基本規(guī)律，降低強度比較如下：氧化的弱為：降低強度的氧化劑氧化產(chǎn)物：還原劑的還原產(chǎn)物產(chǎn)業(yè)制造反應：硅減少弱碳系統(tǒng)強還原性硅，因為上面的規(guī)則只適用于該溶。