1.高中化學反應(yīng)一般規(guī)律

原子結(jié)構(gòu)和元素性質(zhì)方面

1. 原子一般由質(zhì)子、中子和核外電子構(gòu)成。但卻只由質(zhì)子和電子構(gòu)成。

2. 金屬元素原子的最外層電子數(shù)一般小于4，而非金屬元素原子的最外層電子數(shù)一般大于或等于4。但H、He、B的最外層電子數(shù)均小于4，其中H、B為非金屬元素，而He為稀有氣體元素；雖然Ge、Sn、Pb、Bi的最外層電子數(shù)均大于或等于4，但它們卻為金屬元素。

3. 稀有氣體元素原子的最外層一般為8個電子的穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。但He的最外層為2個電子的穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。

4. 主族元素的原子得失電子所形成的陰陽離子最外層一般具有8個電子的穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。但對核外只有一個電子層的離子來說，最外層卻只有2個電子，如；而則是一個氫原子核。

5. 含金屬元素的離子一般為陽離子。但也存在某些陰離子，如等。

6. 只含非金屬元素的離子一般為陰離子。但也存在某些陽離子，如等。

7. 一種非金屬元素一般形成一種陰離子。但氧元素形成的離子除，還有。

8. 主族元素的最高化合價一般等于原子的最外層電子數(shù)。但氟元素和氧元素的最高化合價卻都不等于原子的最外層電子數(shù)，其中氟元素的最高化合價為0價（氟無正價），而氧的最高價為+2價（在OF2中）。

2.高中化學化學基本常識

我是現(xiàn)在高三學生、應(yīng)該可以比較好的解決你的問題、1、除雜的問題是高考中的?？键c但是難度應(yīng)該說不算大、關(guān)鍵要看平時的積累、11年53上面有很詳細的歸納和總結(jié)、建議LZ買來看、問題應(yīng)該不是太大、

2、化學反應(yīng)方程式的話、分解反應(yīng)當然是的、還有電解啊那些、比如說經(jīng)常考到的電解飽和食鹽水、還有我認為化學方程式的話主要要靠理解來記憶、還有些方程式是疊加的多部反應(yīng)、所以掌握清楚每一步很關(guān)鍵、一定不要死記硬背、

3、常見五大強酸、氫溴酸、氫碘酸、鹽酸、硝酸、硫酸、（當然高氯酸也是強酸但是高考中不常見）、常見五大強堿、氫氧化鈣、氫氧化鈉、氫氧化鉀、氫氧化鋇、其他當然第一主族除氫、鋰以外都是強堿不過也不常見哈、其余沒有信息的都當弱的處理、然后強弱電解質(zhì)一定是純凈物、什么鹽酸啊那些肯定不算的、因為是混合物、強酸強堿、大部分鹽、另外要注意強弱電解質(zhì)和溶解度沒有關(guān)系、比如說硫酸鋇（難溶）、氫氧化鈣（微溶）、都是強電解質(zhì)的。

希望可以幫到你、

3.高中化學知識點總結(jié),詳細點

1高中化學復(fù)習知識點 化學反應(yīng)及其能量變化 化學反應(yīng)及其能量變化總結(jié) 核心知識 氧化還原反應(yīng) 核心知識 一、幾個基本概念 1.氧化還原反應(yīng)：凡有電子轉(zhuǎn)移的反應(yīng)，就是氧化還原反應(yīng).表現(xiàn)為元素的化合價發(fā)生變化. 2.氧化反應(yīng)和還原反應(yīng)：物質(zhì)失去電子的反應(yīng)（體現(xiàn)為元素化合價有升高）是氧化反應(yīng)；物質(zhì)得電子的反應(yīng)（體現(xiàn)為元素化合價降低）是還原反應(yīng). 3.氧化產(chǎn)物和還原產(chǎn)物：還原劑在反應(yīng)中失去電子后被氧化形成的生成物為氧化產(chǎn)物.氧化劑在反應(yīng)中得電子被還原形成的生成物為還原產(chǎn)物. 4.氧化性和還原性：物質(zhì)在反應(yīng)中得電子為氧化劑，氧化劑具有氧化性；物質(zhì)在反應(yīng)中失電子為還原劑，還原劑具有還原性. 各概念間的關(guān)系為： 二、氧化還原反應(yīng)的分析表示方法 ①雙線橋法： 例1 它表示反應(yīng)中電子得失情況和結(jié)果. 線橋由反應(yīng)物指向生成物的同一元素上. ②單線橋法 例（上例） 它表示反應(yīng)中電子轉(zhuǎn)移情況. 線橋由還原劑失電子元素指向氧化劑的得電子元素. 三、四種基本反應(yīng)類型同氧化還原反應(yīng)間的關(guān)系 1.置換反應(yīng)全都是氧化還原反應(yīng). 2.化合反應(yīng)和分解反應(yīng)有一部分為氧化還原反應(yīng). 3.復(fù)分解反應(yīng)全都不是氧化還原反應(yīng). 四、元素的價態(tài)與氧化性、還原性的關(guān)系 一般常見的處于最低價態(tài)的元素不能再得到電子，只具有還原性.例如一切金屬單質(zhì)為O價Cl-1、S-2、O-2等，處于最高價態(tài)的元素 等不能再失去電子，只可能得到電子而具有氧化性.處于中間價態(tài)的元素，如 等既有氧化性，又有還原性，但還常以某一方面為主.如S、O2、Cl2以氧化性為主. 五、氧化性、還原性強弱比較 （1）氧化性：氧化劑>氧化產(chǎn)物 還原性：還原劑>還原產(chǎn)物 注：氧化性還原性強弱的比較一般需依據(jù)氧化還原反應(yīng)而定. （2）根據(jù)金屬活動順序表判斷 K,Ca,Na,Mg,Al,Zn,Fe,Sn,Pb,(H),Cu,Hg,Ag,Pt,Au (3)根據(jù)非金屬活動順序進行判斷 六、氧化還原反應(yīng)基本類型 1.全部氧化還原型：變價元素的所有原子的價態(tài)物發(fā)生變化 如：2H2+O2 2H2O Zn+2HCl H2↑+ZnCl2等 2.部分氧化還原型：變價元素的原子只有部分價態(tài)發(fā)生變化 如：MnO2+4HCl（濃） MnCl2+Cl2↑+2H2O 3.自身氧化還原型，同一物質(zhì)中不同元素發(fā)生價態(tài)改變 如：2KClO3 2KCl+3O2↑ 2H2O 2H2↑+O2↑ 4.歧化反應(yīng)型：同一物質(zhì)中同一元素發(fā)生價態(tài)的改變 如：Cl2+2NaOH NaCl+NaClO+H2O 七、氧化還原反應(yīng)的基本規(guī)律 1.兩個守恒關(guān)系： 質(zhì)量守恒和得失電子總數(shù)守恒. 2.歸中律：即同種元素的不同價態(tài)反應(yīng)遵循“可靠攏不相交”. 離子反應(yīng) 離子反應(yīng)方程式 核心知識 一、電解質(zhì)和非電解質(zhì) 1.電解質(zhì)：在水溶液或受熱熔化狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物. 非電解質(zhì)：在水溶或受熱熔化狀態(tài)下不能導(dǎo)電的化合物. 例1 CaO、SO3溶于水能導(dǎo)電，F(xiàn)e能夠?qū)щ?，它們是否是電解質(zhì)？ 解析 CaO本是電解質(zhì)，但不能說是因為它溶于水能導(dǎo)電才是電解質(zhì).溶于水有以下反應(yīng)：CaO+H2O=Ca(OH)2，此時為Ca(OH)2的導(dǎo)電；SO3本身不是電解質(zhì)，溶于水有以下反應(yīng)：SO3+H2O=H2SO4，此時為H2SO4的導(dǎo)電.電解質(zhì)實際上指的是不與水反應(yīng)，通過本身電離出自由移離子而導(dǎo)電的一類化合物.Fe不是化合物故不屬于電解質(zhì)與非電解質(zhì)之列. 2.強電解質(zhì)和弱電解質(zhì) 二、離子反應(yīng) 1.有離子參加的反應(yīng)叫離子反應(yīng). 離子互換型 （復(fù)分解反應(yīng)型） 2.類型 氧化還原型 三、離子方程式 1.用實際參加反應(yīng)的離子的符號來表示離子之間反應(yīng)的式子叫離子方程式. 2.意義：離子方程式表示同一類型的所有的離子反應(yīng). 3.書寫離子方程式的方法： （1）“寫”：寫出正確的化學方程式 （2）“拆”：把易溶且易電離的物質(zhì)拆寫成離子形式，凡是難溶、難電離，以及氣體物質(zhì)均寫成化學式. （3）“刪”：刪去反應(yīng)前后不參加反應(yīng)的離子. （4）“查”：檢查離子方程式兩邊的原子個數(shù)是否相等，電荷總數(shù)是否相等. 四、判斷離子方程式書寫是否正確的方法 必須考慮以下五條原則： （1）依據(jù)物質(zhì)反應(yīng)的客觀事實. 釋例1：鐵與稀鹽酸反應(yīng)： 2Fe+6H+=2Fe3++3H2↑（錯誤），正確的是：Fe+2H+=Fe2++H2↑. （2）必須遵守質(zhì)量守恒定律. 釋例2:Cl2+I-=Cl-+I2（錯誤），正確的是：Cl2+2I-=2Cl-+I2. (3)必須遵守電荷平衡原理. 釋例3：氯氣通入FeCl2溶液中：Fe2++Cl2=Fe3++2Cl-（錯誤），正確的是：2Fe2++Cl2=2Fe3++2Cl-. (4)氧化還原反應(yīng)還必須遵守得失電子守恒原理.應(yīng)注意判斷氧化劑和還原劑轉(zhuǎn)移電子數(shù)是否配平. （5）必須遵循定組成原理（即物質(zhì)中陰、陽離子組成固定）. 釋例4:Ba(OH)2溶液和稀H2SO4混合：Ba+OH-+H++SO42-=BaSO4↓+H2O（錯誤），正確的是：Ba2++2OH-+SO42-+2H+=BaSO4↓+2H2O. 五、判斷溶液中離子能否大量共存 所謂幾種離子在同一溶液中能大量共存，就是指離子之間不發(fā)生任何反應(yīng)；若離子之間能發(fā)生反應(yīng)，則不能大量共存. 1.同一溶液中若離子間符合下列任意一個條件就會發(fā)生離子反應(yīng)，離子之間便不能在溶液中大量共存. （1）生成難溶物或微溶物：如Ba2+與CO32-、Ag+與Br-、Ca2+與SO42-和OH-、OH-與Cu2+等不能大量共存. （2）生成氣體或揮發(fā)性物質(zhì)：如NH4+與OH-,H+與CO32-、HCO3-、S2-、HSO3-、SO32-等不能大量共存. 2.生成難電離的物質(zhì)：如。

4.高中化學知識歸納整理

如果可以請采納，謝謝你

高中化學口訣大全

1.化合價口訣：

(1)常見元素的主要化合價：

氟氯溴碘負一價；正一氫銀與鉀鈉。氧的負二先記清；正二鎂鈣鋇和鋅。

正三是鋁正四硅；下面再把變價歸。全部金屬是正價；一二銅來二三鐵。

錳正二四與六七；碳的二四要牢記。非金屬負主正不齊；氯的負一正一五七。

氮磷負三與正五；不同磷三氮二四。有負二正四六；邊記邊用就會熟。

一價氫氯鉀鈉銀；二價氧鈣鋇鎂鋅，三鋁四硅五氮磷；

二三鐵二四碳，二四六硫都齊；全銅以二價最常見。

(2)常見根價的化合價

一價銨根硝酸根；氫鹵酸根氫氧根。高錳酸根氯酸根；高氯酸根醋酸根。

二價硫酸碳酸根；氫硫酸根錳酸根。暫記銨根為正價；負三有個磷酸根。

2.燃燒實驗現(xiàn)象口訣

氧氣中燃燒的特點：

氧中余燼能復(fù)烯，磷燃白色煙子漫，鐵烯火星四放射，硫藍紫光真燦爛。

氯氣中燃燒的特點：

磷燃氯中煙霧茫，銅燃有煙呈棕黃，氫燃火焰蒼白色，鈉燃劇烈產(chǎn)白霜。

3.氫氣還原氧化銅實驗口訣

口訣1：氫氣早出晚歸，酒精燈遲到早退。

口訣2：氫氣檢純試管傾，先通氫氣后點燈。黑色變紅水珠出，熄滅燈后再停氫。

4.過濾操作實驗口訣

斗架燒杯玻璃棒，濾紙漏斗角一樣。過濾之前要靜置，三靠兩低不要忘。

5.托盤天平的使用操作順序口訣

口訣1

先將游碼撥到零，再調(diào)螺旋找平衡；

左盤物，右盤碼，取用砝碼用鑷夾；

先放大，后放小，最后平衡游碼找。

口訣2

螺絲游碼刻度尺，指針標尺有托盤。調(diào)節(jié)螺絲達平衡，物碼分居左右邊。

取碼需用鑷子夾，先大后小記心間。**不能直接放，稱量完畢要復(fù)原

6.酸堿中和滴定的操作步驟和注意事項口訣

酸管堿管莫混用，視線刻度要齊平。尖嘴充液無氣泡，液面不要高于零。

莫忘添加指示劑，開始讀數(shù)要記清。左手輕輕旋開關(guān)，右手搖動錐形瓶。

眼睛緊盯待測液，顏色一變立即停。數(shù)據(jù)記錄要及時，重復(fù)滴定求平均。

誤差判斷看V（標），規(guī)范操作靠多練。

7.氣體制備

氣體制備首至尾，操作步驟各有位，發(fā)生裝置位于頭，洗滌裝置緊隨后，

除雜裝置分干濕，干燥裝置把水留；集氣要分氣和水，性質(zhì)實驗分先后，

有毒氣體必除盡，吸氣試劑選對頭。

有時裝置少幾個，基本順序不可丟，偶爾出現(xiàn)小變化，相對位置仔細求。

8.制氧氣口訣

口訣1：二氧化錳氯酸鉀；混和均勻把熱加。制氧裝置有特點；底高口低略傾斜。

口訣2：實驗先查氣密性，受熱均勻試管傾。收集常用排水法，先撤導(dǎo)管后移燈。

9.集氣口訣

與水作用用排氣法；根據(jù)密度定上下。不溶微溶排水法； 所得氣體純度大。

10.電解水口訣

正氧體小能助燃；負氫體大能燃燒。

11.金屬活動順序表口訣

（初中）鉀鈣鈉鎂鋁、鋅鐵錫鉛氫、銅汞銀鉑金。

（高中）鉀鈣鈉鎂鋁錳鋅、鉻鐵鎳、錫鉛氫；銅汞銀鉑金。

12.鹽類水解規(guī)律口訣

無“弱”不水解，誰“弱”誰水解；

愈“弱”愈水解，都“弱”雙水解；

誰“強”顯誰性，雙“弱”由K定。

13.鹽類溶解性表規(guī)律口訣

鉀、鈉銨鹽都可溶，硝鹽遇水影無蹤；

硫（酸）鹽不溶鉛和鋇，氯（化）物不溶銀、亞汞。

14.化學反應(yīng)基本類型口訣

化合多變一（A+B→C）， 分解正相逆（A→B+C）,

復(fù)分兩交換（AB+CD→CB+AD），置換換單質(zhì)（A+BC→AC+B）。

15.短周期元素化合價與原子序數(shù)的關(guān)系口訣

價奇序奇，價偶序偶。

16.化學計算

化學式子要配平，必須純量代方程， 單位上下要統(tǒng)一，左右倍數(shù)要相等。

質(zhì)量單位若用克，標況氣體對應(yīng)升， 遇到兩個已知量，應(yīng)照不足來進行。

含量損失與產(chǎn)量，乘除多少應(yīng)分清。

5.高三化學的一些考試經(jīng)?？嫉降某ＷR有哪些

1、理解平衡移動原理：

(1)“減弱”的雙重含義

定性角度：平衡移動的方向為減弱外界改變的方向

定量角度：移動的結(jié)果只是減弱了外界條件的變化，而不能完全抵消外界條件的變化量

(2)分清“三個變化量”：

A.條件改變時的量變

B.平衡移動過程中的量變

C.原平衡與新平衡的量變。

(3)適應(yīng)其他體系。

(4)不能用勒沙特列原理解釋：

A.催化劑的使用

B. ΔV(g)=0的可逆反應(yīng)

C.外界條件的改變對平衡的影響與生產(chǎn)要求不完全一致（如合成氨溫度選用）

2. 化學平衡常數(shù)的理解

平衡常數(shù)的數(shù)學表達式及單位：

如對于達到平衡的一般可逆反應(yīng)：aA + bB pC + qD反應(yīng)物和生成物平衡濃度表示為C(A) 、C (B)、C(C) 、C(D)

化學平衡常數(shù)：Kc= cp(C)·cq(D)/ca(A)·cb(B)。K的單位為（mol·L-1）Dn

3. 影響化學平衡常數(shù)的因素：

(1)化學平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，升高或降低溫度對平衡常數(shù)的影響取決于相應(yīng)化學反應(yīng)的熱效應(yīng)情況；反應(yīng)物和生成物的濃度對平衡常數(shù)沒有影響。

(2)反應(yīng)物和生成物中只有固體和純液體存在時，由于其濃度可看作“1”而不代入公式。

(3)化學平衡常數(shù)是指某一具體反應(yīng)的平衡常數(shù)。若改變反應(yīng)方向，則平衡常數(shù)改變；

若方程式中的化學計量系數(shù)等倍擴大或縮小，盡管是同一反應(yīng)，平衡常數(shù)也會發(fā)生改變。

4.解答圖象題的方法與思路是：

⑴看懂圖象：一看面（即看清橫坐標和縱坐標），二看線（即看線的走向、變化的趨勢），三看點（即看線是否通過原點，兩條線的交點及線的拐點），四看要不要作輔助線（如等溫線、等壓線），五看定量圖象中有關(guān)量的多少 高考資源網(wǎng)

⑵聯(lián)想規(guī)律：即聯(lián)想外界條件對化學反應(yīng)速率即化學平衡影響規(guī)律、且熟練準確。

⑶作出判斷：依題意仔細分析作出正確判斷 高考資源網(wǎng)

5. 判斷轉(zhuǎn)化率大小變化

(1)增大某一反應(yīng)物濃度可使其它反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率增大，而自身下降。降低它的濃度依然。

(2)恒容容器中增大某一反應(yīng)物濃度可使其它反應(yīng)物濃度減小生成物濃度增大，化學平衡向正向移動；降低某一反應(yīng)物濃度可使其它反應(yīng)物濃度增大生成物濃度減小，化學平衡移動向逆向移動。改變生成物濃度與上述情況類似 高考資源網(wǎng)

因此，轉(zhuǎn)化率的變化可能是化學平衡向正向移動的結(jié)果，也可能是化學平衡向逆向移動的結(jié)果。

5. 等效平衡

(1)恒溫恒容條件下的等效平衡

在恒溫、恒容的情況下，對于同一可逆反應(yīng)，不論各反應(yīng)物的起始量是多少，也不管反應(yīng)物是一次加入或分幾次加入，或是加入后分一次取出或分幾次取出，只要各物質(zhì)的起始量（質(zhì)量、物質(zhì)的量、濃度、體積等）按化學計量數(shù)換算成方程式左右兩邊同一邊后對應(yīng)相同，則就可以達到等效平衡 高考資源網(wǎng)

這種情況下建立的等效平衡，不但平衡混合物中各組分的質(zhì)量分數(shù)（物質(zhì)的量分數(shù)、體積分數(shù)）對應(yīng)相等，而且各組分的質(zhì)量、體積、物質(zhì)的量、濃度等也分別對應(yīng)相等。

(2)恒溫恒壓條件下的等效平衡

在恒溫恒壓的情況下，對于有氣體物質(zhì)參加的可逆反應(yīng)，改變反應(yīng)物的起始狀態(tài)，只要各起始反應(yīng)物之間的物質(zhì)的量之比按化學計量數(shù)換算成化學方程式左右兩邊同一邊后對應(yīng)相等，即可達到等效平衡 高考資源在這種情況下建立的等效平衡，平衡混合物中各成份的質(zhì)量、體積、物質(zhì)的量、濃度并不一定相等 高（3）特例

在恒溫恒容的情況下，對于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應(yīng)，其實在到達平衡的過程中壓強也一直保持不變，因此只要反應(yīng)物（或生成物）的物質(zhì)的量的比例與原平衡相同，則二平衡等效。

6.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(yīng)（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(yīng)方程式的方法：（1）分析：反應(yīng)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(yīng)方程式分寫成二個電極反應(yīng)的方法：（1）按電子得失寫出二個半反應(yīng)式；（2）再考慮反應(yīng)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(yīng)為：Pb + PbO2 + 2H2SO4 = 2PbSO4 + 2H2O 試寫出作為原電池（放電）時的電極反應(yīng)。 寫出二個半反應(yīng)： Pb –2e- → PbSO4 PbO2 +2e- → PbSO4 分析：在酸性環(huán)境中，補滿其它原子： 應(yīng)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(yīng)則為以上電極反應(yīng)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(yīng)：原子守恒、電荷 平衡、物料平衡用得多，氧化還原反應(yīng)：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(yīng)；（4）是否生成絡(luò)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）；密度最小（常見）的是K；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，?。?、溴苯（不溶于水，沉）、乙醛（與水互溶），則可用水。

22、取代反應(yīng)包括：鹵代、硝化、磺化、鹵代烴水解、酯的水解、酯化反應(yīng)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(yīng)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(yīng)。

（也可同Cu(OH)2反應(yīng)） 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(yīng)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。

工業(yè)三廢：廢渣、廢水、廢氣。

7.高考化學知識清單（詳細）

高考化學知識點（我的個人看法僅供參考） 1.氫離子的氧化性屬于酸的通性，即任何可溶性酸均有氧化性。

2.不是所有的物質(zhì)都有化學鍵結(jié)合。如：稀有氣體。

3.不是所有的正四面體結(jié)構(gòu)的物質(zhì)鍵角為109。28， 如：白磷。

5.電解質(zhì)溶液導(dǎo)電，電解拋光，等都是化學變化。 6.常見氣體溶解度大?。篘H3>HCL>SO2>H2S>CL2>CO2 7.相對分子質(zhì)量相近且等電子數(shù)，分子的極性越強，熔點沸點越高。

如：CO>N2 8.有單質(zhì)參加或生成的反應(yīng)不一定為氧化還原反應(yīng)。如：氧氣與臭氧的轉(zhuǎn)化。

9.氟元素既有氧化性也有還原性。 F-是F元素能失去電子具有還原性。

10.HCL ,SO3,NH3的水溶液可以導(dǎo)電，但是非電解質(zhì)。 11.全部由非金屬元素組成的物質(zhì)可以使離子化合物。

如：NH4CL。 12.ALCL3是共價化合物，熔化不能導(dǎo)電。

13.常見的陰離子在水溶液中的失去電子順序： F-7強酸，m=7中強酸，m=4~6弱酸 m=2~3兩性，m=1弱酸，m=0中強堿，mSiO2 45.歧化反應(yīng) 非金屬單質(zhì)和化合物發(fā)生歧化反應(yīng)，生成非金屬的負價的元素化合物 和最低穩(wěn)定正化合價的化合物. 46.實驗中膠頭滴管要伸入液面下的有制取Fe(OH)2，溫度計要伸入液面下的有乙醇的催化氧化.還有一個是以乙醇制取乙烯. 不能伸到液面下的有石油的分餾.47.C7H8O的同分異構(gòu)體有5種，3種酚，1種醇，1種醚。（記住這個結(jié)論對做選擇題有幫助）48.一般情況下，酸與酸，堿與堿之間不發(fā)生反應(yīng)， 但也有例外如：氧化性酸和還原性酸（HNO4+H2S）等； AgOH+NH4.OH等 49.一般情況下，金屬活動性順序表中H后面的元素不能和酸反應(yīng)發(fā)出氫氣； 但也有例外如：Cu+H2S==CuS（沉淀）+H2（氣體）等~ 50.相同條件下通常碳酸鹽的溶解度小于相應(yīng)的碳酸氫鹽溶解度； 但也有例外如：Na2CO3>NaHCO3， 另外，Na2CO3+HCl為放熱反應(yīng)；NaHCO3+HCL為吸熱反應(yīng)51. 弱酸能制強酸在復(fù)分解反應(yīng)的規(guī)律中，一般只能由強酸制弱酸。

但向 溶液中滴加氫硫酸可制鹽酸： ，此反應(yīng)為弱酸制強酸的反常規(guī)情況。其原因為 難溶于強酸中。

同理用 與 反應(yīng)可制 ，因為 常溫下難與 反應(yīng)。52. 還原性弱的物質(zhì)可制還原性強的物質(zhì)氧化還原反應(yīng)中氧化性還原性的強弱比較的基本規(guī)律如下：氧化性強弱為：氧化劑>氧化產(chǎn)物還原性強弱為：還原劑>還原產(chǎn)物但工業(yè)制硅反應(yīng)中： 還原性弱的碳能制還原性強的硅，原因是上述規(guī)則只適用于溶液中，而此反應(yīng)為高溫下的氣相反應(yīng)。

又如鉀的還原性比鈉強，但工業(yè)上可用 制K： ，原因是K的沸點比Na低，有利于K的分離使反應(yīng)向正方向進行。53. 氫后面的金屬也能與酸發(fā)生置換反應(yīng)一般只有氫前面的金屬才能置換出酸或水中的氫。

但Cu和Ag能發(fā)生如下反應(yīng)：原因是 和 溶解度極小，有利于化學反應(yīng)向正方向移動。54. 錫鉛活動性反常根據(jù)元素周期律知識可知：同主族元素的金屬性從上至下逐漸增強，即 。

但金屬活動順序表中 。原因是比較的條件不同，前者指氣態(tài)原子失電子時鉛比錫容易，而后者則是指在溶液中單質(zhì)錫比單質(zhì)鉛失電子容易。

55. 溶液中活潑金屬單質(zhì)不能置換不活潑金屬一般情況下，在溶液中活潑金屬單質(zhì)能置換不活潑金屬。但Na、K等非?；顫姷慕饘賲s不能把相對不活潑的金屬從其鹽溶液中置換出來。

如K和CuSO4溶液反應(yīng)不能置換出Cu，原因為：56. 原子活潑，其單質(zhì)不活潑一般情況為原子越活潑，其單質(zhì)也越活潑。但對于少數(shù)非金屬原子及其單質(zhì)活潑性則表現(xiàn)出不匹配的關(guān)系。

如非金屬性 ，但 分子比 分子穩(wěn)定，N的非金屬性比P強，但N2比磷單質(zhì)穩(wěn)定得多，N2甚至可代替稀有氣體作用，原因是單質(zhì)分子中化學鍵結(jié)合程度影響分子的性質(zhì)。57. Hg、Ag與O2、S反應(yīng)反常一般為氧化性或還原性越強，反應(yīng)越強烈，條件越容易。

例如：O2、S分別與金屬反應(yīng)時，一般O2更容易些。但它們與Hg、Ag反應(yīng)時出現(xiàn)反常，且硫在常溫下就能發(fā)生如下反應(yīng)：58. 鹵素及其化合物有關(guān)特性鹵素單質(zhì)與水反應(yīng)通式為： ，而F2與水的反應(yīng)放出O2， 難溶于水且有感光性，而AgF溶于水無感光性， 易溶于水，而 難溶于水，F(xiàn)沒有正價而不能形成含氧酸。

59. 硅的反常性質(zhì)硅在常溫下很穩(wěn)定，但自然界中沒有游離態(tài)的硅而只有化合態(tài)，原因是硅以化合態(tài)存在更穩(wěn)定。一般只有氫前面活潑金屬才能置換酸或水中的氫。

而非金屬硅卻與強堿溶液反應(yīng)產(chǎn)生H2。原因是硅表現(xiàn)出一定的金屬性，在堿作用下還原水電離的H+而生成H2。

60. 鐵、鋁與濃硫酸、濃硝酸發(fā)生鈍化常溫下，鐵、鋁分別與稀硫酸和稀硝酸反應(yīng)，而濃硫酸或濃硝酸卻能使鐵鋁鈍化，原因是濃硫酸、濃硝酸具有強氧化性，使它們表面生成了一層致密的氧化膜。61. 酸性氧化物與酸反應(yīng)一般情況下，酸性氧化物不與酸反應(yīng)，但下面反應(yīng)卻反常：前者是發(fā)生氧化還原反應(yīng)，后者是生成氣體 ，有利于反應(yīng)進行。

62. 酸可與酸反應(yīng)一般情況下，酸不與酸反應(yīng)，但氧化性酸與還原性酸能反應(yīng)。例如：硝酸、濃硫酸可與氫碘酸、氫溴酸及氫硫酸等反應(yīng)。

63. 堿可與堿反應(yīng)一般情況下，堿與堿不反應(yīng)，但絡(luò)合能力較強的一些難溶性堿卻可能溶解在弱堿氨水中。如 溶于氨水生成 溶于氨水生成 。

64. 改變氣體壓強平衡不移動對于反應(yīng)體系中有氣體參與的可逆。

8.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(dǎo)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(dǎo)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(yīng)生成相應(yīng)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(yīng)一般生成相應(yīng)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(yīng)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(yīng)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(yīng)，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(yīng)、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(yīng)）。 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(yīng)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(yīng)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(yīng)卻能用弱酸制強酸。 43 酸能與醇發(fā)生酯化反應(yīng)，但氫鹵酸與醇發(fā)生鹵代反應(yīng)。

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(yīng)物為塊狀、反應(yīng)不需加熱以及產(chǎn)物難溶于反應(yīng)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。