高中化學四大主題70個重要知識點

　　01

　　元素化合物

　　1.漂白粉可用于生活用水的消毒。

　　2．氫氧化鋁可用于中和過多胃酸。

　　3．鉀、鈉、鎂等活潑金屬著火時，不能用泡沫滅火器滅火。

　　4．鈉與O2的反應產物與反應條件有關，即使鈉在少量O2中燃燒也生成Na2O2。

　　5．常溫下鐵、鋁遇濃HNO3、濃H2SO4發(fā)生鈍化。鈍化并不是不反應，而是屬于化學變化，鈍化體現(xiàn)了濃HNO3和濃H2SO4的強氧化性。

　　6．1molNa2O2固體中含離子總數(shù)為3NA。

　　7．1molNa2O2參與反應轉移電子的物質的量不一定為1mol。

　　8．鈉與鹽溶液反應，不能置換出鹽的金屬。

　　9．往盛有足量NH3的飽和NaCl溶液中通入足量的CO2，反應方程式是：NaCl(飽和)＋NH3＋CO2＋H2O=NaHCO3↓＋NH4Cl。

　　10．往BaCl2、CaCl2、Ba(NO3)2等溶液中通入CO2氣體不發(fā)生反應，而往Ca(ClO)2、NaAlO2、Na2SiO3溶液中通入CO2發(fā)生反應。

　　11．往Ca(ClO)2、Ba(NO3)2溶液中通入SO2氣體發(fā)生反應生成白色沉淀。

　　12．Al2O3、Al(OH)3既能與鹽酸，又能與氫氧化鈉溶液反應。

　　13．Al2O3、MgO可用作耐高溫材料。

　　14．并不是鋁與所有金屬氧化物均能組成鋁熱劑。

　　15．鐵與氯氣反應只能生成FeCl3，氮氣與氧氣反應只能生成NO，硫在氧氣中燃燒只生成二氧化硫，鐵與足量稀HNO3反應只生成硝酸鐵。

　　16．Fe與O2點燃Fe與H2O(g)(高溫)反應的固體產物都是Fe3O4而不是Fe2O3。

　　17．銅在潮濕的空氣中最終不是生成CuO，而是生成銅綠[Cu2(OH)2CO3]。

　　18．SiO2可用于制光導纖維，硅可制光電池。

　　19．酸性氧化物一般能與水反應生成相應的酸，但SiO2不溶于水；酸性氧化物一般不與酸作用，但SiO2能與氫氟酸反應。

　　20．SO2使含有酚酞的NaOH溶液褪色，表現(xiàn)SO2酸性氧化物的性質；使品紅溶液褪色，表現(xiàn)SO2的漂白性；使溴水、酸性KMnO4溶液褪色，表現(xiàn)SO2的還原性；SO2與H2S反應，表現(xiàn)SO2的氧化性；SO2和Cl2等體積混合通入溶液中，漂白性不但不增強，反而消失。

　　21．把SO2氣體通入BaCl2溶液中，沒有沉淀生成，但若通入NH3或加入NaOH溶液，或把BaCl2改成Ba(NO3)2均有白色沉淀生成，前兩者生成BaSO3沉淀，后者生成BaSO4沉淀。

　　22．濃硝酸和Cu(足量)、濃硫酸和Cu(足量)、濃鹽酸和MnO2(足量)在反應時，隨反應的進行，產物會發(fā)生變化或反應停止。

　　23．強氧化性酸(如HNO3、濃硫酸)與金屬反應不生成H2；金屬與濃硝酸反應一般生成NO2，而金屬與稀硝酸反應一般生成NO。

　　24．實驗室制備NH3，除了用Ca(OH)2和NH4Cl反應外，還可用濃氨水的分解(加NaOH固體或加CaO或加熱)制取。而檢驗NH4+需用NaOH溶液并加熱，用濕潤的紅色石蕊試紙檢驗生成的氣體，以確定NH4+的存在。

　　25．Cu和一定量的濃硝酸反應，產生的是NO2和NO的混合氣體，當Cu有剩余時，再加入稀硫酸，Cu可繼續(xù)溶解。

　　02

　　基本理論、基本概念

　　1.堿性氧化物一定是金屬氧化物，金屬氧化物不一定是堿性氧化物。

　　2．酸性氧化物不一定是非金屬氧化物，非金屬氧化物也不一定是酸性氧化物。

　　3．含有離子鍵的化合物一定是離子化合物，共價化合物一定不含離子鍵。

　　4．同種元素組成的物質可能是純凈物，也可能是混合物。

　　圖片

　　6．比例模型：如甲烷的比例模型：圖片

　　7．球棍模型：如甲烷的球棍模型：圖片

　　8．Cl、Br、I的＋1價含氧酸的結構式都可用“圖片”表示。

　　9．熔融狀態(tài)下能導電的化合物是離子化合物，熔融狀態(tài)下不能導電的化合物是共價化合物。

　　10．ClO－不論在酸性環(huán)境中還是在堿性環(huán)境中均能體現(xiàn)強氧化性，如ClO－與SO32-、I－、Fe2＋均不能大量共存；ClO－能水解，因HClO酸性很弱，ClO－水解使溶液顯堿性，如Fe3＋＋3ClO－＋3H2O=Fe(OH)3↓＋3HClO，所以ClO－與Fe3＋、Al3＋均不能大量共存。

　　11．比較元素非金屬性強弱時，應是該元素最高價氧化物對應水化物酸性的強弱，而不是非金屬元素對應氫化物酸性的強弱。

　　12．化學鍵影響物質的化學性質，如穩(wěn)定性等；分子間作用力和氫鍵影響物質的物理性質，如熔、沸點等。

　　13．常見吸熱反應：所有鹽的水解和電離過程、大多數(shù)的分解反應。

　　常見放熱反應：燃燒、爆炸反應、金屬與酸的置換、酸堿中和反應、2NO2=N2O4、大多數(shù)的化合反應是放熱的。

　　14．原電池放電時，電解質溶液中的離子是陽離子向正極移動，陰離子向負極移動。

　　15．原電池充電時，電解質溶液中的離子是陽離子向負極移動，陰離子向正極移動。

　　16．原電池放電時，鹽橋中的離子是陽離子向正極移動、陰離子向負極移動。

　　17．電解池里電解質溶液中離子的移動方向為：陽離子向陰極移動，陰離子向陽極移動。

　　18．鋼鐵的析氫腐蝕或吸氧腐蝕的負極反應均為Fe－2e－=Fe2＋。

　　19．金屬腐蝕快慢與兩極材料的活潑性有關，活潑性相差越大，金屬腐蝕越快。

　　20．金屬腐蝕快慢與接觸介質有關，一般在非電解質溶液中的腐蝕較慢。

　　21．升高溫度，不論吸熱還是放熱反應，也不論正反應速率還是逆反應速率都增大。

　　22．向恒溫恒容已達平衡的反應體系中，充入“惰性氣體”(不參加反應的氣體)，對平衡無影響。

　　23．增大壓強(縮小體積)，化學平衡向氣體物質的量減小的方向移動，但v正、v逆均增大。

　　24．平衡常數(shù)K只受溫度影響，既與任何一種反應物或生成物的濃度變化無關，也與壓強的改變無關。

　　25．對于一個可逆反應，若升高溫度，K值增大，則正反應為吸熱反應。

　　26．鹽水解規(guī)律：有弱才水解，越弱越水解，誰強顯誰性，同強顯中性，越熱越水解，越稀越水解。

　　27．除去酸性溶液ZnCl2溶液中的FeCl2，應先通入Cl2或加入H2O2，再加入ZnO，使Fe3＋水解生成沉淀過濾除去。

　　28．FeCl3、Fe2(SO4)3的水溶液蒸干所得固體不同：FeCl3溶液加熱蒸干得Fe(OH)3，灼燒Fe(OH)3可得Fe2O3；Fe2(SO4)3溶液蒸干仍為Fe2(SO4)3。

　　29．弱酸酸式鹽水溶液酸堿性，取決于酸式酸根離子電離程度和水解程度的相對大小。

　　30．碳酸鈣與稀鹽酸反應，實質是H＋與沉淀溶解平衡中CO32-反應，促進平衡向生成離子的方向移動。

　　31．鹽溶液蒸干后并灼燒，有的能得到原溶質，有的不能得到原溶質而轉化成其他物質，有的得不到任何物質。

　　03

　　化學實驗

　　1.使用容量瓶、滴定管、分液漏斗第一步操作是“檢漏”。

　　2．配制Fe2＋、Sn2＋等易水解、易被氧化的鹽溶液，先把蒸餾水煮沸，再溶解，并加少量相應金屬粉末和相應酸。

　　3．酸式滴定管不能裝堿性溶液，堿式滴定管不能裝酸性及氧化性溶液。

　　4．容量瓶不能長期存放溶液，更不能作為反應容器，也不可加熱，瓶塞不可互用。

　　5．燒瓶、燒杯、錐形瓶不可直接加熱。

　　6．能與鹽酸反應產生有刺激性氣味的無色氣體，且產生的氣體能使品紅溶液褪色，加熱又恢復原色的，只有SO32-、HSO3-。

　　7．點燃可燃性氣體(如H2、CO、CH4、C2H4)或用CO、H2還原Fe2O3、CuO之前，要檢驗氣體的純度。

　　8．制取有毒氣體(如Cl2、CO、SO2、H2S、NO2、NO)時，應在通風櫥中進行，且進行尾氣處理。

　　9．加熱法制取并用排水法收集氣體或吸收溶解度較大的氣體(如NH3、HCl)時，要注意熄燈順序或加裝安全瓶。

　　04

　　有機化學

　　1.淀粉、纖維素、蛋白質都是天然高分子化合物，它們都是混合物。

　　2．能與Na2CO3或NaHCO3溶液反應放出CO2或使石蕊試液變紅的有機物中必含有—COOH。

　　3．能發(fā)生消去反應的有機物為醇或鹵代烴。遇濃硝酸變黃，可推知該物質是含有苯環(huán)結構的蛋白質。遇碘水變藍，可推知該物質為淀粉。加入過量濃溴水，出現(xiàn)白色沉淀，可推知該物質為苯酚或其衍生物。

　　4．能發(fā)生水解反應的有機物為鹵代烴、酯、二糖、多糖、蛋白質或含有肽鍵的物質。

　　5．檢驗鹵代烴中的鹵元素時，在水解后的溶液中先加稀HNO3再加AgNO3溶液。

　　6．檢驗蔗糖、淀粉等是否水解時，先在水解后溶液中加NaOH溶液中和，后加銀氨溶液或Cu(OH)2懸濁液。