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1、高中化学知识点归纳 1、整体性原则：学会从整体出发，全面考虑问题；2、守恒意识：三大守恒内容：质量守恒；电荷守恒；得失电子守恒 3、平衡意识：勒夏特列原理适用于一切平衡体系（化学平衡、电离平衡、水解平衡、溶解平衡等）4、合理性原则要学会运用常识、常理解题，要学会识别社会常理。杜绝不合逻辑的常识性错误 5、绿色化学思想原子经济性；杜绝污染源 6、组成分析

2、组合与拆分；反应物、生成物的分子组成变化 7、特征反应（关注典型反应）解决问题的突破口；题眼、关键字 8、具体化可使问题意外地简单 9.思维方法：文科的学法，理科的思维。（强记、变通、推导）基本知识第一部分基本概念与基本理论（-）物质的组成 1、分子和由分子构成的物质分子是构成物质的一种能独立存在的微粒，它保持着这种物质的化学性质分子有一定的大小

3、和质量；分子间有一定距离；分子在不停地运动着（物理变化是分子运动状态改变的结果）；分子间有分子间作用（范德华力）。由分子构成的物质（在固态时为分子晶体）。一些非金属单质（如压、O2、Ck、S、惰性气体等）；气态氢化物;酸酎（SiOz除外）;酸类和大多数有机物等。2、原子和由原子构成的物质原子是参加化学变化的最小微粒。化学反应的实质是原子的拆分和化合，是

4、原子运动形态的变化原子有一定的种类、大小和质量；由原子构成的物质中原子间也有一定间隔；原子不停地运动着；原子间有一定的作用力。由原子构成的物质（固态时为原子晶体）。金刚石、晶体硅、二氧化硅、碳化硅（SiC）等。3、离子和由离子构成的物质离子是带有电荷的原子或原子团。带正电荷的阳离子如 Na+、Fe3 H；t0 NH,Ag（NH3）2 等;带负电荷的阴离子如 C l

5、、S、OH-、SO42K Fe（CN）63-等。由离子构成的物质（固态时为离子晶体）。绝大多数盐类（AlCk等除外）；强碱类和低价金属氧化物等是由阳离子和阴离子构成的化合物。【注意】离子和原子的区别和联系：离子和原子在结构（电子排布、电性、半径）和性质（颜色，对某物质的不同呼应情况，氧化性或还原性等）上均不相同。阳离子、原子出、阴离子（简单阳、阴离子）失叱-失 ne-（-）物质的分

6、类 1、元素元素是具有相同核电荷数（即质子数）的同一类原子的总称（元素的种类是由核电荷数或质子数决定的）。人们把具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子叫做核素，同一元素的不同核素之间互称为同位素。元素存在状态游离态在单质中的元素由同种元素形成的不同单质同素异形体，常有下列三种形成方式:工组成分子的原子个数不同：如 0八

7、 0：1；白磷（P D 和红磷等 t 晶体晶格的原子排列方式不同：如金刚石和石墨晶体晶格的分子排列方式不同：如正交硫和单斜硫化合态的元素在化合物中的元素【注意】元素和原子的区别，可从概念、含义、应用范围等方面加以区别。（三）物质的性质和变化物理变化和化学变化的比较比较物理变化化学变化概念没有生成其他物质的变化生成了其他物质的变化实质

8、只是分子（原子或离子）间距离变化（聚集状态），分子组成、性质不变分子种类不变分子种类变化，原子重新组合，但原子种类、数目不变伴随现象物质形状、状态改变放热、发光、变色、放出气体、生成沉淀等范围蒸发、冷凝、熔化、液化、汽化、升华、变形等分解、化合、置换、复分解、燃烧、风化、脱水、氧化、还原等区别无新物质生成有新物质生成相互关系化学变化中同忖发生物理变化、物理

9、变化中不一定有化学变化与性质的关系物质的性质决定物质的变化，物质的变化反映物质的性质（四）氧化还原反应 1、氧化还原反应的特征：元素化合价有无升降，这是判断是否是氧化还原反应的依据。2、氧化还原反应各概念间的关系可用以下两条线掌握概念 3、物质有无氧化性或还原性及其强弱的判断物质有无氧化性或还原性的判断元素为最高价态时，只

10、具有氧化性，如 Fe3 H60,分子中+6 价硫元素；元素为最低价态只具有还原性，如 Fe、S”等；元素处于中间价态既有氧化性又具有还原性，如 Fe、SO2、S 等。升-失还一-还-氧-氧元素化合原子失去物质是还原剂具元素被还原剂的产物价升高电子还原剂有还原性氧化是氧化产物降-得-T 氧-氧-一还-还元素化合原子得到物质是氧化剂具元素被氧化剂的产物价降低电子氧化

11、剂有氧化性还原是还原产物物质氧化性或还原性相对强弱的判断由元素的金属性或非金属性比较金属阳离子的氧化性随单质还原性的增强而减弱，如下列四种阳离子的氧化性由强到弱的顺序是:Ag+Cu2+Al3+K+o非金属阴离子的还原性随单质氧化性的增强而减弱，如下列四种卤素离子还原性由强到弱的顺序是：厂 Br-C厂 F，由反应条件的难易比较不同氧

12、化剂与同一还原剂反应，反应条件越易，氧化性越强。如&和压混合在暗处就能剧烈化合而爆炸，而 L 与压需在不断加热的情况下才能缓慢化合，因而 F2的氧化性比 L 强。不同还原剂与同一氧化剂反应，反应条件越易，还原性越强，如有两种金属 M 和 N 均能与水反应，M 在常温下能与水反应产生氢气，而 N 需在高温下才能与水蒸气反应，由此判断 M 的还原性比 N 强。由氧

13、化还原反应方向比较还原剂 A+氧化剂 B-氧化产物 a+还原产物 b,则：氧化性：Ba 还原性：Ab如：由 2 F e+B r 2=2Fe：+2Br-可知氧化性：Br2Fe3+；还原性：Fe2+Br 当不同的还原剂与同一氧化剂反应时，可根据氧化剂被还原的程度不同来判断还原剂还原性的强弱。般规律是氧化剂被还原的程度越大，还原剂的还原性越强。同理当不同氧化剂与同还原剂反应时，还原剂

14、被氧化的程度越大，氧化剂的氧化性就越强。如氯气、硫两种氧化剂分别与同还原剂铁起反应，氯气可把铁氧化为 FeCh,而硫只能把铁氧化为 FeS,由此说明氯气的氧化性比硫强。【注意】还原性的强弱是指物质失电子能力的强弱，与失电子数目无关。如 Na的还原失失 3e性强于 A1,而 Na-Na+,Al-Al3+,Al失电子数比 Na多。同理，氧化性的强弱是指物质得电子能力的强弱，

15、与得电子数目无关。如氧化性握得 3 得 4e-O2,则 F2-2F-,0-202-,Oz 得电子数比&多。4、氧化还原方程式配平原理：氧化剂所含元素的化合价降低（或得电子）的数值与还原剂所含元素的化合价升高（或失电子）的数值相等。步骤 I：写出反应物和生成物的分子式，并列出发生氧化还原反应元素的化合价（简称标价态）步骤 n：分别列出元素化合价升高数值（或失电子数）与元

16、素化合价降低数值（或得电子数）。（简称定得失）步骤 ni：求化合价升降值（或得失电子数目）的最小公倍数。配平氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的系数。步骤 w：用观察法配平其他物质的系数。(五)离子反应 1、离子反应发生条件离子反应发生条件(即为离子在溶液中不能大量共存的原因)：离子间发生复分解反应有沉淀生成。不溶于水的化合物可依据书后物质的溶

17、解性表判断，还有以下物质不溶于水：CaFz、CaC20i(草酸钙)等。有气体生成。如 CO/-+2H+=C02 t+H20 有弱电解质生成。如弱碱 NH3 上 0；弱酸 HF、HC1O、H2S H3PO4 等；还有水、(CH3COO)2Pb Ag(NH3)2 Fe(SCN)F+等难电离的物质生成。离子间发生氧化还原反应：如：Fe计与在溶液中不能共存，2 Fe+2I-=2 F e2+I2S2-SO;，引三种离子在溶液中不能共存,2 S2-+S032-+6H+=

18、3s I+3 H Q 等 2、书写离子方程式应注意的问题没有自由移动离子参加的反应，不能写离子方程式。如:Cu+H2s0K浓);NH,C1(固)+Ca(0H)2；C+H2s0式浓)反应;NaCl(固)+H2soi(浓)，均因无自由移动离子参加反应，故不可写离子方程式。有离子生成的反应可以写离子方程式，如钠和水、铜和浓硫酸、so,通入溪水里、碳酸钙溶于乙酸等。单质、氧化物在离子方程式中一律写成化

19、学式。如：SO?和 NaOH 溶液反应：S02+20H-=S032-+H20 或 SO2+OH-=HSO3-酸式盐的酸根离子在离子方程式中不能拆开写。如 NaHCOs溶液和稀盐酸反应：HCO3-+H+=H2O+CO2 t 操作顺序或反应物相对量不同时离子方程式不同。例如 Ca(OH)z中通入少量 C0?,离子方程式为：Ca+20lT+C02=CaC03 i+H20；Ca(O H)2 中通入过量 co”离子方程式为：OH+C()2=HCO3 o 对于生

20、成物是易溶于水的气体，要特别注意反应条件。如 NaOH溶液和 NHE1溶液的反应，当浓度不大，又不加热时，离子方程式为：NH,+O H=NH3-H O 当为浓溶液，又加热时离子方程式为：NH,+0ir=N H3 t+H,0 对微溶物（通常指 CaSOi、CaSH）?、AgSO,、MgCOs等）要根据实际情况来判断。当反应里有微溶物处于溶液状态时，应写成离子，如盐酸加入澄清石灰水：1|+0=HQ；当反应里有微

21、溶物处于浊液或固态时，应写化学式，如在石灰乳中加入 Na2C03溶液：C a S H b+O V-CaC03+20H-;在生成物中有微溶物析出时，微溶物用化学式表示，如 Na2soi溶液中加入 AgNOs溶液：2 A g+S 0，r=Ag2so4 I。对于中强酸（H R）、H 2 s 等）在离子方程式中写化学式。具有强氧化性的微粒与强还原性微粒相遇时，首先要考虑氧化还原反应，不能只简单地考虑复分解反

22、应。3、离子在溶液中不能大量共存几种情况 H+与所有弱酸阴离子和 01F不能大量共存，因生成弱电解质（弱酸）和水。0 H 与所有弱碱阳离子、小、弱酸的酸式酸根离子不能大量共存，因生成弱碱、弱酸盐和水。能发生复分解反应生成弱电解质、沉淀和气体者不能大量共存。能发生氧化还原反应的离子不能大量共存，如 Fe计,与 S-,Fe?+与 NO（H+）,-与 SO32-（H+）等。某些弱酸

23、根与弱碱根不能大量共存，如 S，HCO；,-.AlOr.COr与 Fe、A产等不共存。发生络合反应的离子不能大量共存，如 Fe与 SC、Ag+与 NH:t HQ。（7）A1计与 AIO2,NH；与 A10J、NH；与 SiO厂不能大量共存。注意有色离子（有时作为试题附加条件）:C/+（蓝色）、F e（棕黄色）、MnOJ（紫色）、Fe（SCN）（红色）等。（六）化学反应中的能量变化 1、热化学方程式概念：表明反应所放出或吸收热量的化

24、学方程式，叫做热化学方程式。书写热化学方程式时注意事项。写在方程式右边或下边，两者之间用“；”隔开，放出热量 A H 为“一”，吸收热量 H 为“+”。要注明反应物和生成物的状态。固体用符号符号“s”表示、液体用符号“1”表示，气体用符号“g”表示。热化学方程各物质前的化学计量数表示物质的量的多少，因此，它可以是整数，也可以是分数。对于相同物质的反应，当化学计量

25、数不同时，也不同。2、反应热的有关计算反应热=物质的量 X lmol物质反应吸收或放出的热反应热=反应物的总键能一生成物的总键能根据盖斯定律：如果一个反应可以分几步进行，各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热相同。某种物质的状态或晶型不同会引起反应热的差异，根据盖斯定律，可将热化学方程式进行“加减”后，根据反应过程的反应热

26、比较其大小。物质的量不同引起的反应热差异，可根据反应热的物质的量之间的正比例关系比较。（七）物质的量 1、物质的量及其单位摩尔（mol）物质的量是七个基本的物理量之一。它的物理意义是含一定数目粒子的集体，符号为。物质的量的单位为摩尔，筒称摩，符号为 molo物质的量和摩尔的关系正如时间和秒、长度和米、电流和安培的关系，不能混用。使用物质的量

27、及其单位时的注意事项“物质的量”四个字是一个整体，不能拆开，如“时间”拆开表明的意义也就变了。写成“物质的质量”、“物质量”、“物质的数量”也都不对。不能理解为物质的数量或质量。摩尔是用来表示微观粒子（原子、分子、离子、质子、中子、电子等）或它们特定组合的物质的量的单位，它不能用来表示宏观物体，如不能说 Imol苹果等。使用摩尔时，应注明粒子的化学式，而不能

28、用该粒子的中文名称。目的是避免指代不清引起混淆。例如：使用 Imol氧就会含义不清，究竟是指 Imol 0 还是 Imol 0?呢？2、阿伏加德罗定律及其重要推论决定物质体积大小的因素（Imol）1 摩固体、液体体积不同，因为固体、液体里分子、原子、离子间距离小，其体积主要决定于构成物质的这些微粒的直径大小，而不同的分子、原子、离子的直径大小不同，因而所占体积不同

29、。气体分子间距离较大，气体体积主要取决于分子间的平均距离，而这平均距离又主要取决于气体的压强与温度，因此当温度、压强相同时，气体分子间平均距离大致相同，其所占体积相同。阿伏加德罗定律：在相同温度、压强下，同体积的气体中含有相同分子数定义中的“四个同”，如有“三个同”成立，第四个“同”才能成立。3、阿伏加德罗定律推论：同温、同压：谷=V2/V2同温、同体秘

30、鲁=,一浩同温、同压、等质量:匕=-v2 M同温、同压、同体积：图=粤=史 n72 M2 P 2（八）溶液和胶体胶体定义分散质微粒的直径大小在 10-9 ICTm之间的分散系叫胶体。胶体的类型气溶胶：烟、云、雾。液溶胶:Agl水溶胶、Fe(0H)3等。固溶胶：烟水晶、有色玻璃等。渗析因胶体粒子不能透过半透膜，所以把混有离子或分子杂质的胶体装入半透膜的袋里，并把此袋放在溶剂中，从而使离子或

31、分子从胶体溶液里分离的操作叫做渗析，常用于精制某些胶体。胶体的制备方法物理分散法：把难溶于水的物质颗粒分散成 Inm lOOnm的胶粒溶于水，如研磨分散法。化学凝聚法：通过复分解反应使产物分子逐步凝聚为胶体。如：AgN()3+KI=AgI(胶体)+KNO.3FeCl3+3H20=F e(OH)3(1：)+3HC1 等等胶体的性质丁达尔效应：让光线透过胶体时由于胶体微粒对光线有散

32、射作用，所以从入射光的垂直方向(或从侧面)可以看到一道光的“通路”，此现象叫丁达尔现象。溶液无此现象，用此法可鉴别胶体和溶液。布朗运动：在胶体里由于分散剂分子从各个方向撞击胶体微粒而形成的不停的、无秩序的运动叫布朗运动。电泳：在外加电场的作用下胶体里的微粒在分散剂里向阴极或阳极做定向移动的现象叫做电泳。电泳证明了胶粒带电荷，常

33、用于分离胶粒或提纯胶体。聚沉：在一定条件下，使胶粒聚集成较大的颗粒形成沉淀，从分散剂里析出的过程叫胶体聚沉，其方法有：a、加热；b、加入强电解质溶液；c、加入带相反电荷的另一种胶体。胶体微粒所带的电荷胶体表面积大，具有很强的吸附作用，可吸附胶体中的阴离子或阳离子而带电。一般来说，金属氢氧化物、金属氧化物的胶粒吸附阳离子，胶体微粒带正电

34、荷；非金属氧化物、金属硫化物的胶体微粒吸附阴离子，胶体微粒带负电荷。同一溶胶微粒带有同种电荷具有静电斥力，这是胶体稳定的主要原因，布朗运动是胶体较稳定的次要原因。几点说明胶体的电荷是指胶体中胶体微粒带有的电荷，而不是胶体带电荷，整个胶体是电中性的。分子胶体微粒大都不带电，如淀粉溶液。书写胶体制备的反应方程式时生成的不溶物质

35、不写“|”符号，这是因为胶粒带同种电荷相互排斥，没有凝集成大颗粒而沉淀下来。制备 Fe(OH)：,胶体溶液是向沸水中滴加 FeCL,饱和溶液。其离子方程式为：Fe3+3H2O=Fe(OH)3(胶体)+3H+制备 Agl胶体是将 810滴 0.Olmol/L的 AgNOs溶液滴入 10mL 0.Olmol/L的 KI溶液中(浓度不能大，否则要产生 Agl沉淀)电解质溶液聚沉作用大小除和电解质溶液及电解质离子本性有

36、关外，一般是：离子的电荷数越多，离子半径越小，聚沉能力越大。如使带负电荷胶粒聚沉的阳离子 Al3+Fe3+o使带正电荷胶粒聚沉的阴离子能力 Fe（CN Fe（CN）6，但淀粉胶体微粒因不吸附离子而不带电荷，所以加入少量电解质不凝聚，也无电泳现象。（九）原子组成与结构 1、常见等电子体核外电子总数为 2 个的粒子：He、H、Li+、Be。核外电子总数为 10个的粒子：Ne、HF

37、、上 0、加 3、CH.,（分子类）；Na+、Mg2+,A l t NH,AO-（阳离子类）;沪、0、FT OH NHJ（阴离子类）。核外电子总数为 18个电子的粒子：Ar、HC1、略 PHa、F2、H A、C2H6、CHQH、N2H、CH3NH2、NH2OH、CHF（分子类），K Ca2（阳离子类）；P3 S2 C（阴离子类）。2、元素、核素、同位素的比较元素核素同位素概念具有一定核电荷数（质子数）的同类原子的总称具有相同数目的质子和一定数目的

38、中子的一种原子质子数相同而中子数不同的同一元素的原子或同一元素的不同核素范围宏观概念，对同类原子而言，既有游离态又有化合态微观概念，对某种元素的一种原子而言微观概念，对某种元素的原子而言。因同位素的存在而使原子种类多于元素种类特性主要通过形成的单质或化合的来体现不同的核素可能质子数相同或中子数相同，或质量数相同

39、，或各类数均不相同同位素质量数不同，化学性质相同：天然同位素所占原子百分含量一般不变；同位素构成的化合物如 HQ、DzO、T20 物理性质不同，但化学性质相同实例 H、0H、D、T；/J不同核素 H、T、D 为 H 的三种同位素（十）元素周期表中的主要变化规律项目同周期（左 f 右）同主族（上 f 下）原核外荷数逐渐增加增加子电子层数相同增多结原子半径逐渐增小逐渐增

40、大构最外层电子数逐渐增多相等性质化合价最高正价由+lf+7；负价数=族序数一 8最高正价、负价数相同，最高正价=族序数元素的金属性和非金属性金属性逐渐减弱、非金属性逐渐增强金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱单质的氧化性、还原性还原性减弱、氧化性增强氧化性减弱、还原性增强最高价氧化物对应的水化物的酸碱性碱性减弱、酸性增强酸性减弱、碱性

41、增强气态氢化物稳定性渐增渐减（十一）化学键与分子结构 1、非极性分子和极性分子非极性分子：分子中正负电荷中心重合，从整体来看电荷分布是均匀的，对称的。这样的分子为非极性分子。当分子中各键均为非极性键时，分子是非极性分子。当一个分子中各个键都相同，均为极性键，但该分子的构型是对称的，则分子内正负电荷中心可以重合。这样的分子是非极性

42、分子，如 CH八 CO?。总之，非极性分子中不一定只含非极性键。极性分子：分子中正负电荷中心不能重合，从整个分子来看，电荷的分布是不均匀的、不对称的。这样的分子为极性分子，以极性键结合的双原子分子，必为极性分子，以极性键结合的多原子分子，若分子的构型不完全对称，则分子内正负电荷必然不重合，则为极性分子。总之，极性分子中必定会有极性键。但含有极

43、性键的分子不一定是极性分子。常见分子的构型及分子极性判断 ABn型分子极性的经验规律若中心原子 A 的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数则为非极性分子，若不等则为极性分子。如 B&、BF：,、CH,、CCb、CSz、P S、60s等均为非极性分子,NHa,PH3PCh、HQ、H、SO2等均为极性分子。AB“分子内中心原子 A 若有孤对电子（未参与成键的电子对）则分子为极性

44、分子，若无孤对电子则为非极性分子。2、化学键与物质类别关系规律只含非极性共价键的物质：同种非金属元素构成的单质，如 L、乩、P,、金刚石、晶体硅等。只含有极性共价键的物质：般是不同非金属元素构成的共价化合物。如 CCLNHzSiO?、CS2 等。既有极性键又有非极性键的物质:如 H Q、CH?、CH3cH3、C6H6（苯）等只含有离子键的物质：活泼非金属元素与活泼金属元素

45、形成的化合物，如 NazS、CsCl、LO、NaH 等既有离子键又有非极性键的物质，如 Na42、NazS.、CaG等由离子键、共价键、配位键构成的物质，如 NHC1等无化学键的物质：稀有气体（单原子分子）。（十二）化学平衡 1、影响化学反应速率的因素内因（决定因素）化学反应速率是由参加反应的物质的性质决定的。外因(影响因素)浓度：当其他条件不变时，增大反应物的浓度，反应速率加快

46、。注意：增加固体物质或纯液体的量，因其浓度是个定值，故不影响反应速率(不考虑表面积的影响)。压强：对于有气体参加的反应，当其他条件不变时，增大压强，气体的体积减小，浓度增大，反应速率加快。注意：由于压强对固体、液体的体积几乎无影响，因此，对无气体参加的反应，压强对反应速率的影响可忽略不计。温度：当其他条件不变时，升高温度，反应速率加快。一般来说，

47、温度每升高 10,反应速率增大到原来的 2 4 倍。催化剂：催化剂有正负之分。使用正催化剂，反应速率显著增大；使用负催化剂，反应速率显著减慢。不特别指明时，指的是正催化剂。2、外界条件同时对，正、逆的影响增大反应物浓度，/正急剧增大，逆逐渐增大；减小反应物的浓度，/正急剧减小，逆逐渐减小加压对有气体参加或生成的可逆反应，正、/逆均增大，气体分子数大的一

48、侧增大的倍数大于气体分子数小的一侧增大的倍数；降压正、”逆均减小，气体分子数大的一侧减小的倍数大于气体分子数小的一侧减小的倍数。升温，/正、/逆一般均加快，吸热反应增大的倍数大于放热反应增加的倍数；降温，/正、/逆一般均减小，吸热反应减小的倍数大于放热反应减小的倍数。加催化剂可同倍地改变匕 E、逆 3、可逆反应达到平衡状态的标志/正=，逆，如

49、对反应 mA(g)+nB(g)、C(g)生成 A的速率与消耗 A的速率相等。生成 A的速率与消耗 B 的速率之比为 m：n。生成 B 的速率与生成 C的速率之比为 n：p。各组成成分的量保持不变这些量包括：各组成成分的物质的量、体积、浓度、体积分数、物质的量分数、反应的转化率等。混合体系的某些总量保持不变对于反应前后气体体积发生变化的可逆反应，混合气体的总压强、总体积、

50、总物质的量及体系平均相对分子质量、密度等不变。(十三)电离平衡 1、水的电离和溶液的 pH计算水的电离水是极弱的电解质，纯水中存在着电离平衡，其电离方程式为：2H 2。、H30+0 H-,通常简写成压 0、H+O H-,25十时,c(H+)=c(O H-)=1X lOmol L-1 e 水的离子积常数 K.L=C(H+)c(OIF),25 时.，L-IX I O-L 的意义 K,是一个很重要的常数，它反映了一定温度下的

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