高中必備化學方程式歸納 最全化學知識點總結

高中必備化學方程式歸納 最全化學知識點總結

為了方便大家背誦和記憶高中化學方程式，小編為大家整理了高中必背的化學方程式以及相關知識點總結，供參考!

高中必背化學方程式大全

1、低價態的還原性：

6FeO+O2===2Fe3O4

FeO+4HNO3===Fe(NO3)3+NO2+2H2O

FeO+4H++NO3―=Fe3++NO2↑+2H2O

2、氧化性:

Na2O2+2Na2Na2O(此反應用于制備Na2O)

MgO，Al2O3幾乎沒有氧化性，很難被還原為Mg，Al.一般通過電解制Mg和Al.

Fe2O3+3H22Fe+3H2O(制還原鐵粉)

Fe3O4+4H23Fe+4H2OCuO+H2Cu+H2O

2Fe3O4+16HI==6FeI2+8H2O+2I2

2Fe3O4+16H++4I―=6Fe2++8H2O+2I2

Fe2O3+Fe3FeO(煉鋼過程中加入廢鋼作氧化劑)

FeO+CFe+CO(高溫煉鋼調節C含量)

2FeO+Si2Fe+SiO2(高溫煉鋼調節Si含量)

3、與水的作用:

Na2O+H2O==2NaOH

Na2O+H2O=2Na++2OH–

2Na2O2+2H2O===4NaOH+O2↑

2Na2O2+2H2O=4Na++4OH–+O2↑

(此反應分兩步:Na2O2+2H2O===2NaOH+H2O2;2H2O2===2H2O+O2H2O2的制備可利用類似的反應:BaO2+H2SO4(稀)===BaSO4+H2O2)

MgO+H2O===Mg(OH)2(緩慢反應)

4、與酸性物質的作用:

Na2O+SO3==Na2SO4Na2O+CO2==Na2CO3MgO+SO3===MgSO4

Na2O+2HCl==2NaCl+H2O

Na2O+2H+=2Na++H2O

2Na2O2+2CO2==2Na2CO3+O2↑

Na2O2+H2SO4(冷,稀)===Na2SO4+H2O2

MgO+H2SO4===MgSO4+H2O

MgO+2H+=Mg2++H2O

Al2O3+3H2SO4===Al2(SO4)3+3H2O

Al2O3+6H+=2Al3++3H2O

Al2O3+2NaOH===2NaAlO2+H2O(Al2O3兩性氧化物)

Al2O3+2OH―=2AlO2―+H2O

FeO+2HCl===FeCl2+H2O

FeO+2H+=Fe2++H2O

Fe2O3+6HCl===2FeCl3+3H2O

Fe??2O3+6H+=2Fe3++3H2O

Fe3O4+8HCl===FeCl2+2FeCl3+4H2O

Fe3O4+8H+=2Fe3++Fe2++4H2O

高中化學方程式記憶方法

1.實驗聯想法

從生動直觀到抽象思維，化學方程式是化學實驗的忠實和本質的描述，是實驗的概括和總結。因此，依據化學實驗來記憶有關的化學反應方程式是最行之有效的。

例如，在加熱和使用催化劑(MnO2)的條件下，利用KClO3分解來制取氧氣。只要我們重視實驗之情景，聯想白色晶體與黑色粉末混和加熱生成氧氣這個實驗事實，就會促進對這個化學反應方程式的理解和記憶。

2.反應規律法

化學反應不是無規律可循。化合、分解、置換和復分解等反應規律是大家比較熟悉的，這里再強調一下氧化——還原反應規律。如，FeCl3是較強的氧化劑，Cu是不算太弱的還原劑，根據氧化——還原反應總是首先發生在較強的氧化劑和較強的還原劑之間這一原則，因而兩者能發生反應：

2FeCl3+Cu=CuCl2+2FeCl2

而相比之下，CuCl2與FeCl2是較弱的氧化劑與還原劑，因而它們之間不能反應。

3.索引法

索引法是從總體上把學過的方程式按章節或按反應特點，分門別類地編號、排隊，并填寫在特制的卡片上，這樣就組成一個方程式系統。利用零碎時間重現這些卡片，在大腦皮層中就能形成深刻印象。

4.編組法

索引能概括全體，而編組能突出局部，是一種主題鮮明、有針對性的表現形式。兩者相互補充，異曲同工。

化學知識點總結

無機化學知識點歸納 一、常見物質的組成和結構 1、常見分子(或物質)的形狀及鍵角 (1)形狀：V型：H2O、H2S 直線型：CO2、CS2 、C2H2 平面三角型：BF3、SO3 三角錐型：NH3 正四面體型：CH4、CCl4、白磷、NH4+ 平面結構：C2H4、C6H6 (2)鍵角：H2O：104.5°;BF3、C2H4、C6H6、石墨：120° 白磷：60° NH3：107°18′ CH4、CCl4、NH4+、金剛石：109°28′ CO2、CS2、C2H2：180° 2、常見粒子的飽和結構： ①具有氦結構的粒子(2)：H-、He、Li+、Be2+; ②具有氖結構的粒子(2、8)：N3-、O2-、F-、Ne、Na+、Mg2+、Al3+; ③具有氬結構的粒子(2、8、8)：S2-、Cl-、Ar、K+、Ca2+; ④核外電子總數為10的粒子： 陽離子：Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+; 陰離子：N3-、O2-、F-、OH-、NH2-;[來源：高考%資源網 KS%5U] 分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4 ⑤核外電子總數為18的粒子： 陽離子：K+、Ca 2+; 陰離子：P3-、S2-、HS-、Cl-; 分子：Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、C2H6、CH3OH、N2H4。 3、常見物質的構型： AB2型的化合物(化合價一般為+2、-1或+4、-2)：CO2、NO2、SO2、SiO2、CS2、ClO2、CaC2、MgX2、CaX2、BeCl2、BaX2、KO2等 A2B2型的化合物：H2O2、Na2O2、C2H2等 A2B型的化合物：H2O、H2S、Na2O、Na2S、Li2O等 AB型的化合物：CO、NO、HX、NaX、MgO、CaO、MgS、CaS、SiC等 能形成A2B和A2B2型化合物的元素：H、Na與O，其中屬于共價化合物(液體)的是H和O[H2O和H2O2];屬于離子化合物(固體)的是Na和O[Na2O和Na2O2]。 4、常見分子的極性： 常見的非極性分子：CO2、CS2、BF3、CH4、CCl4、、SF6、C2H4、C2H2、C6H6等 常見的極性分子：雙原子化合物分子、H2O、H2S、NH3、H2O2、CH3Cl、CH2Cl2、CHCl3等 5、一些物質的組成特征： (1)不含金屬元素的離子化合物：銨鹽 (2)含有金屬元素的陰離子：MnO4-、AlO2-、Cr2O72- (3)只含陽離子不含陰離子的物質：金屬晶體 二、物質的溶解性規律 1、常見酸、堿、鹽的溶解性規律：(限于中學常見范圍內，不全面) ①酸：只有硅酸(H2SiO3或原硅酸H4SiO4)難溶，其他均可溶; ②堿：只有NaOH、KOH、Ba(OH)2可溶，Ca(OH)2微溶，其它均難溶。 ③鹽：鈉鹽、鉀鹽、銨鹽、硝酸鹽均可溶; 硫酸鹽：僅硫酸鋇、硫酸鉛難溶、硫酸鈣、硫酸銀微溶，其它均可溶; 氯化物：僅氯化銀難溶，其它均可溶; 碳酸鹽、亞硫酸鹽、硫化物：僅它們的鉀、鈉、銨鹽可溶。 ④磷酸二氫鹽幾乎都可溶，磷酸氫鹽和磷酸的正鹽則僅有鉀、鈉、銨可溶。 ⑤碳酸鹽的溶解性規律：正鹽若易溶，則其碳酸氫鹽的溶解度小于正鹽(如碳酸氫鈉溶解度小于碳酸鈉);正鹽若難溶，則其碳酸氫鹽的溶解度大于正鹽(如碳酸氫鈣的溶解度大于碳酸鈣)。 2、氣體的溶解性： ①極易溶于水的氣體：HX、NH3 ②能溶于水，但溶解度不大的氣體：O2(微溶)、CO2(1：1)、Cl2(1：2)、 H2S(1：2.6)、SO2(1：40) ③常見的難溶于水的氣體：H2、N2、NO、CO、CH4、C2H4、C2H2 ④氯氣難溶于飽和NaCl溶液，因此可用排飽和NaCl溶液收集氯氣，也可用飽和NaCl溶液吸收氯氣中的氯化氫雜質。 3、硫和白磷(P4)不溶于水，微溶于酒精，易溶于二硫化碳。 4、鹵素單質(Cl2、Br2、I2)在水中溶解度不大，但易溶于酒精、汽油、苯、四氯化碳等有機溶劑，故常用有機溶劑來萃取水溶液中的鹵素單質(注意萃取劑的選用原則：不互溶、不反應，從難溶向易溶;酒精和裂化汽油不可做萃取劑)。 5、有機化合物中多數不易溶于水，而易溶于有機溶劑。在水中的溶解性不大：烴、鹵代烴、酯、多糖不溶于水;醇、醛、羧酸、低聚糖可溶于水(乙醇、乙醛、乙酸等和水以任意比例互溶)，但隨著分子中烴基的增大，其溶解度減小(憎水基和親水基的作用);苯酚低溫下在水中不易溶解，但隨溫度高，溶解度增大，高于70℃時與水以任意比例互溶。 6、相似相溶原理：極性溶質易溶于極性溶劑，非極性溶質易溶于非極性溶劑。