高三化学知识点 高三化学知识点总结
一、化学实验安全
1、（1）做有毒气体的实验时，应在通风厨中进行，并注意对尾气进行适当处理（吸收或点燃等）。进行易燃易爆气体的实验时应注意验纯，尾气应燃烧掉或作适当处理。
（2）烫伤宜找医生处理。
（3）浓酸撒在实验台上，先用Na2CO3 （或NaHCO3）中和，后用水冲擦干净。浓酸沾在皮肤上，宜先用干抹布拭去，再用水冲净。浓酸溅在眼中应先用稀NaHCO3溶液淋洗，然后请医生处理。
（4）浓碱撒在实验台上，先用稀醋酸中和，然后用水冲擦干净。浓碱沾在皮肤上，宜先用大量水冲洗，再涂上硼酸溶液。浓碱溅在眼中，用水洗净后再用硼酸溶液淋洗。
（5）钠、磷等失火宜用沙土扑盖。
（6）酒精及其他易燃有机物小面积失火，应迅速用湿抹布扑盖。
二．混合物的分离和提纯
分离和提纯的方法 分离的物质 应注意的事项 应用举例
过滤 用于固液混合的分离 一贴、二低、三靠 如粗盐的提纯
蒸馏 提纯或分离沸点不同的液体混合物 防止液体暴沸，温度计水银球的位置，如石油的蒸馏中冷凝管中水的流向 如石油的蒸馏
萃取 利用溶质在互不相溶的溶剂里的溶解度不同，用一种溶剂把溶质从它与另一种溶剂所组成的溶液中提取出来的方法 选择的萃取剂应符合下列要求：和原溶液中的溶剂互不相溶；对溶质的溶解度要远大于原溶剂 用四氯化碳萃取溴水里的溴、碘
分液 分离互不相溶的液体 打开上端活塞或使活塞上的凹槽与漏斗上的水孔，使漏斗内外空气相通。打开活塞，使下层液体慢慢流出，及时关闭活塞，上层液体由上端倒出 如用四氯化碳萃取溴水里的溴、碘后再分液
蒸发和结晶 用来分离和提纯几种可溶性固体的混合物 加热蒸发皿使溶液蒸发时，要用玻璃棒不断搅动溶液；当蒸发皿中出现较多的固体时，即停止加热 分离NaCl和KNO3混合物
三、离子检验
离子 所加试剂 现象 离子方程式
Cl－ AgNO3、稀HNO3 产生白色沉淀 Cl－＋Ag＋＝AgCl↓
SO42- 稀HCl、BaCl2 白色沉淀 SO42-+Ba2＋=BaSO4↓
四.除杂
注意事项：为了使杂质除尽，加入的试剂不能是“适量”，而应是“过量”；但过量的试剂必须在后续操作中便于除去。
五、物质的量的单位――摩尔
1.物质的量（n）是表示含有一定数目粒子的集体的物理量。
2.摩尔（mol）: 把含有6.02 ×1023个粒子的任何粒子集体计量为1摩尔。
3.阿伏加德罗常数：把6.02 X1023mol-1叫作阿伏加德罗常数。
4.物质的量 ＝ 物质所含微粒数目/阿伏加德罗常数 n =N/NA
5.摩尔质量（M）(1) 定义：单位物质的量的物质所具有的质量叫摩尔质量.（2）单位：g/mol 或 g..mol-1(3) 数值：等于该粒子的相对原子质量或相对分子质量.
6.物质的量=物质的质量/摩尔质量 ( n = m/M )
六、气体摩尔体积
1.气体摩尔体积（Vm）（1）定义：单位物质的量的气体所占的体积叫做气体摩尔体积.（2）单位：L/mol
2.物质的量=气体的体积/气体摩尔体积n=V/Vm
3.标准状况下, Vm = 22.4 L/mol
七、物质的量在化学实验中的应用
1.物质的量浓度.
（1）定义：以单位体积溶液里所含溶质B的物质的量来表示溶液组成的物理量，叫做溶质B的物质的浓度。（2）单位：mol/L（3）物质的量浓度 ＝ 溶质的物质的量/溶液的体积 CB = nB/V
2.一定物质的量浓度的配制
（1）基本原理:根据欲配制溶液的体积和溶质的物质的量浓度，用有关物质的量浓度计算的方法，求出所需溶质的质量或体积，在容器内将溶质用溶剂稀释为规定的体积,就得欲配制得溶液.
（2）主要操作
a.检验是否漏水.b.配制溶液 1计算.2称量.3溶解.4转移.5洗涤.6定容.7摇匀8贮存溶液.
注意事项：A 选用与欲配制溶液体积相同的容量瓶. B 使用前必须检查是否漏水. C 不能在容量瓶内直接溶解. D 溶解完的溶液等冷却至室温时再转移. E 定容时，当液面离刻度线1―2cm时改用滴管，以平视法观察加水至液面最低处与刻度相切为止.
3.溶液稀释：C(浓溶液)?V(浓溶液) =C(稀溶液)?V(稀溶液)
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一、物质的分类
把一种（或多种）物质分散在另一种（或多种）物质中所得到的体系，叫分散系。被分散的物质称作分散质（可以是气体、液体、固体），起容纳分散质作用的物质称作分散剂（可以是气体、液体、固体）。溶液、胶体、浊液三种分散系的比较
分散质粒子大小/nm 外观特征 能否通过滤纸 有否丁达尔效应 实例
溶液 小于1 均匀、透明、稳定 能 没有 NaCl、蔗糖溶液
胶体 在1—100之间 均匀、有的透明、较稳定 能 有 Fe(OH)3胶体
浊液 大于100 不均匀、不透明、不稳定 不能 没有 泥水
二、物质的化学变化
1、物质之间可以发生各种各样的化学变化，依据一定的标准可以对化学变化进行分类。
（1）根据反应物和生成物的类别以及反应前后物质种类的多少可以分为：
A、化合反应（A+B=AB）B、分解反应（AB=A+B）
C、置换反应（A+BC=AC+B）
D、复分解反应（AB+CD=AD+CB）
（2）根据反应中是否有离子参加可将反应分为：
A、离子反应：有离子参加的一类反应。主要包括复分解反应和有离子参加的氧化还原反应。
B、分子反应（非离子反应）
（3）根据反应中是否有电子转移可将反应分为：
A、氧化还原反应：反应中有电子转移（得失或偏移）的反应
实质：有电子转移（得失或偏移）
特征：反应前后元素的化合价有变化
B、非氧化还原反应
2、离子反应
（1）、电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。酸、碱、盐都是电解质。在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物，叫非电解质。
注意：①电解质、非电解质都是化合物，不同之处是在水溶液中或融化状态下能否导电。②电解质的导电是有条件的：电解质必须在水溶液中或熔化状态下才能导电。③能导电的物质并不全部是电解质：如铜、铝、石墨等。④非金属氧化物（SO2、SO3、CO2）、大部分的有机物为非电解质。
（2）、离子方程式：用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。它不仅表示一个具体的化学反应，而且表示同一类型的离子反应。
复分解反应这类离子反应发生的条件是：生成沉淀、气体或水。书写方法：
写：写出反应的化学方程式
拆：把易溶于水、易电离的物质拆写成离子形式
删：将不参加反应的离子从方程式两端删去
查：查方程式两端原子个数和电荷数是否相等
（3）、离子共存问题
所谓离子在同一溶液中能大量共存，就是指离子之间不发生任何反应；若离子之间能发生反应，则不能大量共存。
A、结合生成难溶物质的离子不能大量共存:如Ba2＋和SO42-、Ag＋和Cl-、Ca2＋和CO32-、Mg2＋和OH-等
B、结合生成气体或易挥发性物质的离子不能大量共存：如H＋和C O 32-,HCO3-,SO32-，OH-和NH4＋等
C、结合生成难电离物质（水）的离子不能大量共存：如H＋和OH-、CH3COO-，OH-和HCO3-等。
D、发生氧化还原反应、水解反应的离子不能大量共存（待学）
注意：题干中的条件：如无色溶液应排除有色离子：Fe2＋、Fe3＋、Cu2＋、MnO4-等离子，酸性（或碱性）则应考虑所给离子组外，还有大量的H＋（或OH-）。（4）离子方程式正误判断（六看）
一、看反应是否符合事实：主要看反应能否进行或反应产物是否正确
二、看能否写出离子方程式：纯固体之间的反应不能写离子方程式
三、看化学用语是否正确：化学式、离子符号、沉淀、气体符号、等号等的书写是否符合事实
四、看离子配比是否正确
五、看原子个数、电荷数是否守恒
六、看与量有关的反应表达式是否正确（过量、适量）
3、氧化还原反应中概念及其相互关系如下：
失去电子——化合价升高——被氧化（发生氧化反应）——是还原剂（有还原性）
得到电子——化合价降低——被还原（发生还原反应）——是氧化剂（有氧化性）
金属及其化合物
一、 金属活动性Na＞Mg＞Al＞Fe。
二、金属一般比较活泼，容易与O2反应而生成氧化物，可以与酸溶液反应而生成H2，特别活泼的如Na等可以与H2O发生反应置换出H2，特殊金属如Al可以与碱溶液反应而得到H2。
三、
A12O3为两性氧化物，Al（OH）3为两性氢氧化物，都既可以与强酸反应生成盐和水，也可以与强碱反应生成盐和水。
四、
五、Na2CO3和NaHCO3比较
碳酸钠 碳酸氢钠
俗名 纯碱或苏打 小苏打
色态 白色晶体 细小白色晶体
水溶性 易溶于水，溶液呈碱性使酚酞变红 易溶于水（但比Na2CO3溶解度小）溶液呈碱性（酚酞变浅红）
热稳定性 较稳定，受热难分解 受热易分解
2NaHCO3 Na2CO3＋CO2↑＋H2O
与酸反应 CO32—＋H＋ H CO3—
H CO3—＋H＋ CO2↑＋H2O
H CO3—＋H＋ CO2↑＋H2O
相同条件下放出CO2的速度NaHCO3比Na2CO3快
与碱反应 Na2CO3＋Ca（OH）2 CaCO3↓＋2NaOH
反应实质：CO32—与金属阳离子的复分解反应 NaHCO3＋NaOH Na2CO3＋H2O
反应实质：H CO3—＋OH－ H2O＋CO32—
与H2O和CO2的反应 Na2CO3＋CO2＋H2O 2NaHCO3
CO32—＋H2O＋CO2 H CO3—
不反应
与盐反应 CaCl2＋Na2CO3 CaCO3↓＋2NaCl
Ca2＋＋CO32— CaCO3↓
不反应
主要用途 玻璃、造纸、制皂、洗涤 发酵、医药、灭火器
转化关系
六、．合金：两种或两种以上的金属（或金属与非金属）熔合在一起而形成的具有金属特性的物质。
合金的特点；硬度一般比成分金属大而熔点比成分金属低，用途比纯金属要广泛。
非金属及其化合物
一、硅元素：无机非金属材料中的主角，在地壳中含量26.3％，次于氧。是一种亲氧元
素，以熔点很高的氧化物及硅酸盐形式存在于岩石、沙子和土壤中，占地壳质量90％以上。位于第3周期，第ⅣA族碳的下方。
Si 对比 C
最外层有4个电子，主要形成四价的化合物。
二、二氧化硅（SiO2）
天然存在的二氧化硅称为硅石，包括结晶形和无定形。石英是常见的结晶形二氧化硅，其中无色透明的就是水晶，具有彩色环带状或层状的是玛瑙。二氧化硅晶体为立体网状结构，基本单元是[SiO4]，因此有良好的物理和化学性质被广泛应用。（玛瑙饰物，石英坩埚，光导纤维）
物理：熔点高、硬度大、不溶于水、洁净的SiO2无色透光性好
化学：化学稳定性好、除HF外一般不与其他酸反应，可以与强碱（NaOH）反应，是酸性氧化物，在一定的条件下能与碱性氧化物反应
SiO2＋4HF == SiF4 ↑＋2H2O
SiO2＋CaO ===(高温) CaSiO3
SiO2＋2NaOH == Na2SiO3＋H2O
不能用玻璃瓶装HF，装碱性溶液的试剂瓶应用木塞或胶塞。
三、硅酸（H2SiO3）
酸性很弱（弱于碳酸）溶解度很小，由于SiO2不溶于水，硅酸应用可溶性硅酸盐和其他酸性比硅酸强的酸反应制得。
Na2SiO3＋2HCl == H2SiO3↓＋2NaCl
硅胶多孔疏松，可作干燥剂，催化剂的载体。
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四、硅酸盐
硅酸盐是由硅、氧、金属元素组成的化合物的总称，分布广，结构复杂化学性质稳定。一般不溶于水。（Na2SiO3 、K2SiO3除外）最典型的代表是硅酸钠Na2SiO3 ：可溶，其水溶液称作水玻璃和泡花碱，可作肥皂填料、木材防火剂和黏胶剂。 常用硅酸盐产品：玻璃、陶瓷、水泥
四、硅单质
与碳相似，有晶体和无定形两种。晶体硅结构类似于金刚石，有金属光泽的灰黑色固体，熔点高（1410℃），硬度大，较脆，常温下化学性质不活泼。是良好的半导体，应用：半导体晶体管及芯片、光电池、
五、氯元素：位于第三周期第ⅦA族，原子结构： 容易得到一个电子形成
氯离子Cl－,为典型的非金属元素，在自然界中以化合态存在。
六、氯气
物理性质：黄绿色气体，有刺激性气味、可溶于水、加压和降温条件下可变为液态(液氯)和固态。
制法:MnO2＋4HCl (浓) MnCl2＋2H2O＋Cl2
闻法:用手在瓶口轻轻扇动,使少量氯气进入鼻孔。
化学性质：很活泼，有毒，有氧化性， 能与大多数金属化合生成金属氯化物（盐）。也能与非金属反应：
2Na＋Cl2 ===(点燃) 2NaCl 2Fe＋3Cl2===(点燃) 2FeCl3 Cu＋Cl2===(点燃) CuCl2
Cl2＋H2 ===(点燃) 2HCl 现象：发出苍白色火焰，生成大量白雾。
燃烧不一定有氧气参加，物质并不是只有在氧气中才可以燃烧。燃烧的本质是剧烈的氧化还原反应，所有发光放热的剧烈化学反应都称为燃烧。
Cl2的用途：
①自来水杀菌消毒Cl2＋H2O == HCl＋HClO 2HClO ===(光照) 2HCl＋O2 ↑
1体积的水溶解2体积的氯气形成的溶液为氯水，为浅黄绿色。其中次氯酸HClO有强氧化性和漂泊性，起主要的消毒漂白作用。次氯酸有弱酸性，不稳定，光照或加热分解，因此久置氯水会失效。
②制漂白液、漂白粉和漂粉精
制漂白液 Cl2＋2NaOH=NaCl＋NaClO＋H2O ，其有效成分NaClO比HClO稳定多,可长期存放制漂白粉(有效氯35％)和漂粉精(充分反应有效氯70％) 2Cl2＋2Ca(OH)2=CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O
③与有机物反应，是重要的化学工业物质。
④用于提纯Si、Ge、Ti等半导体和钛
⑤有机化工：合成塑料、橡胶、人造纤维、农药、染料和药品
七、氯离子的检验
使用硝酸银溶液，并用稀硝酸排除干扰离子（CO32－、SO32－）
HCl＋AgNO3 == AgCl ↓＋HNO3
NaCl＋AgNO3 == AgCl ↓＋NaNO3
Na2CO3＋2AgNO3 ==Ag2CO?3 ↓＋2NaNO3
Ag2CO?3＋2HNO3 == 2AgNO3＋CO2 ↑＋H2O
Cl－＋Ag＋ == AgCl ↓
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八、二氧化硫
制法（形成）：硫黄或含硫的燃料燃烧得到（硫俗称硫磺，是黄色粉末）
S＋O2 ===(点燃) SO2
物理性质：无色、刺激性气味、容易液化，易溶于水（1：40体积比）
化学性质：有毒，溶于水与水反应生成亚硫酸H2SO3，形成的溶液酸性，有漂白作用，遇热会变回原来颜色。这是因为H2SO3不稳定，会分解回水和SO2
SO2＋H2O H2SO3 因此这个化合和分解的过程可以同时进行，为可逆反应。
可逆反应——在同一条件下，既可以往正反应方向发生，又可以向逆反应方向发生的化学反应称作可逆反应，用可逆箭头符号 连接。
九、一氧化氮和二氧化氮
一氧化氮在自然界形成条件为高温或放电：N2＋O2 ========(高温或放电) 2NO，生成的一氧化氮很不稳定，在常温下遇氧气即化合生成二氧化氮： 2NO＋O2 == 2NO2
一氧化氮的介绍：无色气体，是空气中的污染物，少量NO可以治疗心血管疾病。
二氧化氮的介绍：红棕色气体、刺激性气味、有毒、易液化、易溶于水，并与水反应：
3 NO2＋H2O == 2HNO3＋NO 这是工业制硝酸的方法。
十、大气污染
SO2 、NO2溶于雨水形成酸雨。防治措施：
① 从燃料燃烧入手。
② 从立法管理入手。
③从能源利用和开发入手。
④从废气回收利用，化害为利入手。
(2SO2＋O2 2SO3 SO3＋H2O= H2SO4)
十一、硫酸
物理性质：无色粘稠油状液体，不挥发，沸点高，密度比水大。
化学性质：具有酸的通性，浓硫酸具有脱水性、吸水性和强氧化性。是强氧化剂。
C12H22O11 ======(浓H2SO4) 12C＋11H2O放热
2 H2SO4 (浓)＋C CO2 ↑＋2H2O＋SO2 ↑
还能氧化排在氢后面的金属，但不放出氢气。
2 H2SO4 (浓)＋Cu CuSO4＋2H2O＋SO2 ↑
稀硫酸：与活泼金属反应放出H2 ，使酸碱指示剂紫色石蕊变红，与某些盐反应，与碱性氧化物反应，与碱中和
十二、硝酸
物理性质：无色液体，易挥发，沸点较低，密度比水大。
化学性质：具有一般酸的通性，浓硝酸和稀硝酸都是强氧化剂。还能氧化排在氢后面的金属，但不放出氢气。
4HNO3(浓)＋Cu == Cu(NO3)2＋2NO2 ↑＋4H2O
8HNO3(稀)＋3Cu 3Cu(NO3)2＋2NO ↑＋4H2O
反应条件不同，硝酸被还原得到的产物不同，可以有以下产物:N(+4)O2,HN(+3)O2,N(+2)O,N(+1)2O,N(0)2, N(-3)H3△硫酸和硝酸：浓硫酸和浓硝酸都能钝化某些金属（如铁和铝）使表面生成一层致密的氧化保护膜，隔绝内层金属与酸，阻止反应进一步发生。因此，铁铝容器可以盛装冷的浓硫酸和浓硝酸。硝酸和硫酸都是重要的化工原料和实验室必备的重要试剂。可用于制化肥、农药、炸药、染料、盐类等。硫酸还用于精炼石油、金属加工前的酸洗及制取各种挥发性酸。
十三、氨气及铵盐
氨气的性质：无色气体，刺激性气味、密度小于空气、极易溶于水（且快）1：700体积比。溶于水发生以下反应使水溶液呈碱性：NH3＋H2O NH3?H2O NH4＋＋OH－ 可作红色喷泉实验。生成的一水合氨NH3?H2O是一种弱碱，很不稳定，会分解，受热更不稳定：NH3.H2O ===(△) NH3 ↑＋H2O
浓氨水易挥发除氨气，有刺激难闻的气味。
氨气能跟酸反应生成铵盐：NH3＋HCl == NH4Cl (晶体)
氨是重要的化工产品，氮肥工业、有机合成工业及制造硝酸、铵盐和纯碱都离不开它。氨气容易液化为液氨，液氨气化时吸收大量的热，因此还可以用作制冷剂。
铵盐的性质：易溶于水（很多化肥都是铵盐），受热易分解，放出氨气：
NH4Cl NH3 ↑＋HCl ↑
NH4HCO3 NH3 ↑＋H2O ↑＋CO2 ↑
可以用于实验室制取氨气：（干燥铵盐与和碱固体混合加热）
NH4NO3＋NaOH Na NO3＋H2O＋NH3 ↑
2NH4Cl＋Ca(OH)2 CaCl2＋2H2O＋2NH3 ↑
用向下排空气法收集，红色石蕊试纸检验是否收集满。
化学基本概念和基本理论
物质的组成和分类
1.物质的组成、性质和分类
化学用语及常用计量
2.化学用语的使用
3.阿伏加德罗常数
4.常见计算小规律（一）
5.常见计算小规律（二）
6.常见计算小规律（三）
7.无数据计算题
8.电子守恒法解题
9.气体密度、压强与体积
10.气体体积有关计算
溶液
11.配制物质的量浓度的溶液
12.物质的量浓度”“溶解度”
13.溶液浓度与密度的关系
14.有关胶体的知识
物质结构和元素周期律
15.元素原子的结构特征
16.微粒半径的比较
17.“10电子”微粒小结
18.“18电子”微粒小结
19.比较金属性强弱的依据
20.比较非金属性强弱的依据
21.元素推断题的“题眼”（一）
22.元素推断题的“题眼”（二）
23.推断元素化合物的规律（一）
24.推断元素化合物的规律（二）
26.推断元素化合物的规律（三）
26.推断元素化合物的规律（四）
27.根据元素周期律推断（一）
28.根据元素周期律推断（二）
29.根据元素周期律推断（三）
30.根据元素周期律推断（四）
31.根据元素周期律推断（五）
32.书写粒子的电子式
33.化学键与物质类别关系规律
34.晶体熔沸点高低的判断：
化学反应与能量
35.氧化还原反应的本质和规律
36.氧化（还原）性强弱判断（一）
37.氧化（还原）性强弱判断（二）
38.歧化（归中）反应规律
39.氧化还原反应方程式配平
40.放热反应小结
41.吸热反应小结
42.热化学方程式的书写
43.熵变和焓变
44.盖斯定律
45.原电池与电解池的比较
46.电极不同，电解各异
47.用原电池电解
48.电解的原理
49.铅蓄电池
50.燃料电池
51.反接电源问题
52.串联电路电解溶液
53.氯碱工业
化学反应速率 化学反应平衡
54.化学反应速率
55.化学平衡状态的标志
56.化学反应平衡常数
57.等效平衡（一）
58.等效平衡（二）
59.等效平衡（三）
60.等效平衡总结
61.化学平衡中的转化率问题
62.转化率和百分含量
电解质溶液
63.离子共存（一）
64.离子共存（二）
65.离子方程式的书写（一）
66.离子方程式的书写（二）
67.离子方程式的书写（三）
68.离子方程式的书写（四）
69.离子方程式的书写（五）
70.离子方程式的书写（六）
71.根据酸性顺序书写方程式
72.弱电解质的电离平衡
73.酸碱质子理论
74.根据酸碱pH，求体积比
75.弱电解质发生的反应
76.水的电离平衡
77.盐类水解
78.离子浓度大小比较（一）
79.离子浓度大小比较（二）
80.沉淀溶解平衡
常见无机物及其应用
常见金属元素
81.Na2O、Na2O2性质比较
82.CO2、H2O与Na2O2的反应（一）
83.CO2、H2O与Na2O2的反应（二）
84.CO2与NaOH溶液的反应规律
85.酸式盐规律总结（一）
86.酸式盐规律总结（二）
87.有关Al(OH)3的计算（一）
88.有关Al(OH)3的计算（二）
89.由Al制备Al(OH)3实验方案
90.根据图象求溶液的浓度
91.与Fe有关的易错方程式
92.鉴别Fe2+和Fe3+方法小结
93.“铁三角”关系
94.铁中话“特殊”
95.铜的性质
96.金属与酸的反应的几种情况
97.金属或非金属置换H2的规律
98.金属的冶炼
99.置换反应知多少
100.置换反应的应用
101.氧化物的分类
常见非金属元素
102.氢气的13种生成途径
103.氧气的10种生成途径
104.C与O2的反应规律
105.硅及其化合物性质的“反常”
106.硅酸盐工业—水泥
107.硅酸盐工业—玻璃
108.N元素的氧化性和还原性
109.鉴别溴蒸汽和NO2的方法
110.CO2和NO的混合与Na2O2反应
111.NO、NO2的实验室制法
112.氮的氧化物
113.NH3的性质
114.氨气的实验室制法
115.HNO3的性质
116.HNO3浓度与还原产物的关系
117.常见非金属单质的制取
118.H2O2的性质
119.有水参加的化学变化
120.浓H2SO4的性质
121.浓溶液变稀，反应停止
122.SO42－的检验
123.氯水的成分
124.Cl2的实验室制法
125.FeBr2与Cl2的反应
126.六类化合物的失水反应归纳
127.中学化学中密度的七点应用
常见有机物及其应用
128.烃中含碳量规律
129.据烃的通式判断键数目
130.生成羟基的几种方法
131.乙烯的实验室制法
132.乙炔的实验室制法
133.烃燃烧后体积变化的规律
134.烷烃（基）烯烃异构体的书写
135.苯的同系物异构体的书写
136.官能团的性质
137.有机物的耗氧量（一）
138.有机物的耗氧量（二）
139.石油和煤
140.酚的性质
141.酯化反应
142.连续氧化的反应规律
143.酯的水解
144.分子量相等规律
145.按要求书写同分异构体
146.有机化学中的无机试剂
147.氨基酸的性质
148.有机化学问题释疑
化学实验基础及其他
149.气体的收集
150.玻璃仪器内污迹的洗涤
151.除杂问题
152.STS选择题易错点辨析
153.阿伏伽德罗常数易错点辨析
154.离子共存与离子反应方程式正误判断易错点辨析
155.有机物官能团的性质易错点辨析
156.实验基本操作易错点辨析
我把它分11块:1、氧化还原反应；2、离子反应；3、速率平衡；4、电离平衡；5、金属元素；6、非金属元素；7、化学计算；8、化学实验；9、物质的量；10、物质结构；11、有机化学
具体知识点的要求相信很多资料书上都有
高三化学一轮复习知识点~
氧化性、还原性强弱的判断
（1）根据元素的化合价
物质中元素具有最高价，该元素只有氧化性；物质中元素具有最低价，该元素只有还原性；物质中元素具有中间价，该元素既有氧化性又有还原性。对于同一种元素，价态越高，其氧化性就越强；价态越低，其还原性就越强。
（2）根据氧化还原反应方程式
在同一氧化还原反应中，氧化性：氧化剂>氧化产物
还原性：还原剂>还原产物
氧化剂的氧化性越强，则其对应的还原产物的还原性就越弱；还原剂的还原性越强，则其对应的氧化产物的氧化性就越弱。
（3）根据反应的难易程度
注意：（1）氧化还原性的强弱只与该原子得失电子的难易程度有关，而与得失电子数目的多少无关。得电子能力越强，其氧化性就越强；失电子能力越强，其还原性就越强。
（2）同一元素相邻价态间不发生氧化还原反应。
（4）常见氧化剂
①、活泼的非金属，如Cl 常见氧化剂： 2、Br2、O2 等；
②、元素（如Mn等）处于高化合价的氧化物，如MnO2、KMnO4等
③、元素（如S、N等）处于高化合价时的含氧酸，如浓H2SO4、HNO3 等
④、元素（如Mn、Cl、Fe等）处于高化合价时的盐，如KMnO4、KClO3、FeCl3、K2Cr2O7
⑤、过氧化物，如Na2O2、H2O2等
（5）化合价口诀
一价氢氯钾钠银；二价氧钙钡镁锌，
三铝四硅五氮磷；二三铁二四碳，
二四六硫都齐；铜汞二价最常见。
高一化学第一学期知识点梳理
复习：初高衔接
1．理解分子、原子、离子、元素；
理解物质分类：混合物和纯净物、单质和化合物、金属和非金属等概念；
理解同素异形体和原子团的概念；
理解酸、碱、盐、氧化物的概念及其相互联系；（见高中第一节课笔记）
2．掌握有关溶液的基本计算；有关化学方程式的基本计算；根据化学式计算等；（用物质的量进行计算）
3．常见气体（氧气、氢气、二氧化碳）的发生、干燥、收集装置；（见盐酸补充提纲）
常见物质酸（盐酸、硫酸）、碱（氢氧化钠、氢氧化钙）、盐（碳酸钠、氯化钠）检验与鉴别；
过滤、蒸发等基本操作。（见2.1提纲中粗盐提纯）
第一章 打开原子世界的大门
1．1从葡萄干面包模型到原子结构的行星模型
1．2原子结构和相对原子质量
1．3揭开原子核外电子运动的面纱
1．对原子结构认识的历程：
古典原子论：惠施、墨子、德谟克利特；
近代原子论：道尔顿；
葡萄干面包模型：汤姆孙；
原子结构行星模型：卢瑟福；
电子云模型：波尔。——了解
2．重要人物及成就：
道尔顿（原子论）、汤姆孙（发现电子及葡萄干面包模型）、伦琴（X射线）、贝克勒尔（元素的放射放射性现象）、卢瑟福（α粒子的散射实验及原子结构行星模型）。
3．原子的构成；（看第一章例题）
原子核的组成：质子数、中子数、质量数三者关系；原子、离子中质子数和电子数的关系；
①原子 原子核 质子（每个质子带一个单位正电荷）——质子数决定元数种类
AZ X （+） 中子（不带电） 质子与中子数共同决定原子种类
核外电子（-）（带一个单位负电荷）
对中性原子：核电荷数 = 质子数 = 核外电子数 = 原子序数
对阳离子： 核电荷数 = 质子数＞核外电子数，
∴电子数=质子数-阳离子所带电荷数
如：ZAn+ e=Z-n， Z=e+n
对阴离子： 核电荷数 = 质子数＜核外电子数，
∴电子数=质子数+阴离子所带电荷数
如：ZBm+ e=Z+m， Z=e-m
②质量数（A）= 质子数（Z）+ 中子数（N）。即 A = Z + N
质量数（A） （原子核的相对质量取整数值被称为质量数）。
——将原子核内所有的质子和中子相对质量取近似整数值，加起来所得的数值叫质量数。
4．知道同位素的概念和判断；同素异形体；（看第一章例题）
同位素——质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。
①同位素讨论对象是原子。②同位素原子的化学性质几乎完全相同。
③在天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，也不论其来源如何不同，各种同位素所占的原子个数百分比保持不变。（即丰度不变）
（见1.2提纲）
5．相对原子质量：原子的相对原子质量、元素的相对原子质量（简单计算）；
a （设某原子质量为a g）
①同位素原子的相对原子质量 m12c×1/2 此相对质量不能代替元素的相对质量。
②元素的相对原子质量 （即元素的平均相对原子质量）
——是某元素各种天然同位素的相对原子质量与该同位素原子所占的原子个数百分比（丰度）的乘积之和。
即：M = Ma×a% + Mb×b% + Mc×c% +
③元素的近似相对原子质量——用质量数代替同位素的相对原子质量计算，所得结果为该元素的近似相对原子质量。
（看第一章例题）
6．核外电子排布规律：能量高低；理解电子层（K、L、M、N、O、P、Q）表示的意义；
①电子按能量由低到高分层排布。②每个电子层上最多填2n2个电子。
③最外层不超过8个电子，次外层不超过18个电子，依次类推，（第一层不超过2个）
④最外层电子数为8或第一层为2的原子为稳定结构的稀有气体元素。
7．理解原子结构示意图（1~18号元素）、电子式的含义；
原子、离子的结构示意图；
原子、离子、分子、化合物的电子式。（见1~20号元素和第三章提纲）
第一章 拓展知识点 P173
常用的稀型离子有氖型微粒（电子层结构相同微粒的含义）：
氖型离子：原子核外为10电子，包括N3、O2－ 、F－、Na+、Mg2+、Al3+。NH4+；
常见10电子微粒：分子（CH4、NH3、H2O、HF）；原子（Ne）；离子（N3、O2－ 、F－、OH-、Na+、Mg2+、Al3+、NH4+ 、H3O+）
第二章 开发海水中的化学资源
2．1以食盐为原料的化工产品
2．2海水中的氯
2．3从海水中提取溴和碘
1．海水利用：
海水晒盐：原理、方法、提纯；（见2.1提纲）
海水提溴：主要原理和步骤，三个步骤——浓缩、氧化、提取；（见2.3提纲）
海带提碘：简单流程步骤、仪器操作、原理；（见2.3提纲）
2．以食盐为原料的化工产品（氯碱工业）：
电解饱和食盐水：化学方程式、现象，氯气的检验；氢氧化钠用途
制HCl和盐酸：氯化氢的物理性质、化学性质；盐酸的用途；（见2.1提纲）
漂粉精：主要成分、制法和漂白原理；制“84”消毒液（见2.2提纲）
漂粉精漂白、杀菌消毒原理：Ca（ClO）2+2CO2+2H2O—→Ca（HCO3）2 +2HClO
2HClO—→2HCl+O2↑
3．氯气的性质：（见2.2提纲及卤素中的有关方程式）
物理性质：颜色、状态、水溶性和毒性；
化学性质：①与金属反应、②与非金属反应、③与水反应、④与碱反应、⑤置换反应
4．溴、碘卤素单质的性质；（见2.3提纲）
溴的特性：易挥发
碘的特性：升华、淀粉显色、碘与人体健康
5．结构、性质变化规律：（见2.3提纲中几个递变规律）
Cl2、Br2、I2单质的物理性质、化学性质递变规律；
Cl—、Br—、I—离子及其化合物的化学性质递变规律；
6．氧化还原反应：概念；根据化合价升降和电子转移判断反应中的氧化剂与还原剂；氧化还原反应方程式配平（基本）（见2.1提纲）
氧化还原反应——凡有电子转移（电子得失或电子对偏移）的反应叫化还原反应。
反应特征：有元素化合价升降的反应。
氧化剂： 降 得 还 还原剂：失 高 氧
具有 化合价 得到 本身被还原 具有 失去 化合价 本身被氧化
氧化性： 降低 电子 发生还原反应 还原性：电子 升高 发生氧化反应
（特征）（实质） （实质）（特征）
（注意：最高价只有氧化性，只能被还原；最低价只有还原性，只能被氧化）（中间价：既有氧化性，又有还原性；既能被还原，又能被氧化）
氧化性强弱：氧化剂＞氧化产物（还原剂被氧化后的产物）
还原剂强弱：还原剂＞还原产物（氧化剂被还原后的产物）
7．电离方程式：
①电解质——在水溶液中或者熔化状态下能够导电的化合物叫做电解质；反之不能导电的（化合物） 化合物称为非电解质。
②电离——电解质在水分子作用下，离解成自由移动的离子过程叫做电离。
③强电解质——在水溶液中全部电离成离子的电解质。（强酸6个、强碱4个、大部分盐）
弱电解质——在水溶液中部分电离成离子的电解质。（弱酸、弱碱）
④电离方程式——是表示电解质如酸、碱、盐在溶液中或受热熔化时离电成自由移动离子的式子。强电解质电离用“→”表示，弱电解质电离用“ ”表示
H2SO4 → 2H++SO42- H2SO4 H++HSO3- HSO3- H++SO32-
（多元弱酸电离时要写分步电离方程式，几元酸写几步电离方程式。）
⑤电荷守恒——在溶液中或电离方程式，阳离子带的电荷总数等于阴离子带的电荷总数。
⑥离子方程式——用实际参加反应的离子符号来表示离子反应的式子叫做离子方程式。
离子方程式：置换反应与复分解反应的离子方程式书写
（凡是①难溶性物质②挥发性物质③水及其弱电解质④单质⑤氧化物⑥非电解质⑦浓H2SO4均写化学式）离子共存问题，出现①沉淀②气体③弱电解质④氧化还原反应不能共存。
第二章 拓展知识点 P181
1．Cl2与还原性物质反应：H2S、SO2（H2SO3）、HBr、 HI
2．氧还反应有关规律：
①电子守恒规律； ②性质强弱规律；③价态转化规律；④反应先后规律；
3．氧化性或还原性强弱比较：
①相同条件下，不同的氧化剂与同一种还原剂反应，使还原剂氧化程度大的(价态高的)氧化性强。
例如：2Fe+3Br2△2FeBr3 , Fe+S△FeS，由于相同条件下，Br2将Fe氧化为Fe3+�，而S将Fe氧化为Fe2+，说明Br2的氧化性大于S的氧化性。
②依据反应式中的反应物和生成物之间的关系（一般的规律）：
氧化剂的氧化性〉氧化产物的氧化性；还原剂的还原性〉还原产物的还原
③依据反应条件，条件要求越高说明氧化剂或还原剂的氧化性或还原性越弱。
第三章 探索原子构建物质的奥秘（见1~20号元素和第三章提纲）
3．1原子间的相互作用
3．2离子键
3．3共价键
1．常见物质的硬度：
自然界最硬的物质——金刚石；
2．化学键的概念、分类（离子键、共价键、金属键）、分子间作用力；
离子键、共价键、金属键概念；
化学键——相邻两个或多个原子（或离子）之间存在的较强的相互作用叫化学键。
离子键——阴阳离子间强烈的相互作用。
共价键——原子间通过共用电子对而形成的化学键。（化学反应的过程，本质上就是旧化学键断裂新化学键形成的过程）
离子键、共价键的形成原理；（看提纲）
判断存在离子键、共价键、金属键的代表物质；
3．知道四大晶体：
分类：离子晶体、原子晶体、分子晶体、金属晶体；
构成：离子晶体（离子）、原子晶体（原子）、分子晶体（分子）；
典型：离子晶体（氯化钠）、原子晶体（金刚石、水晶）、分子晶体（干冰）、金属晶体（铜、铁）；
晶体——通过结晶形成的具有规则几何外形的固体，有固定的熔点。（看提纲：晶体的分类）（金属晶体很难放在一起比较）（离子晶体：熔沸点较高，硬度较大；原子晶体：熔沸点高，硬度大；分子晶体：熔沸点低，硬度小）
离子晶体中阴阳离子数之比（氯化钠，教材P63）；
典型代表物；构成晶体的微粒、作用力；硬度、熔沸点高低，物理特性等。
4．离子化合物与共价化合物的判断和区别。
5．电子式书写分子（HCl、H2O）、化合物（NaCl、CaCl2）的形成过程。
第四章 剖析物质变化中的能量变化
4．1物质在溶解过程中有能量变化吗（见4.1提纲）
能量守恒定律和转化：溶解过程中能量的转化；溶解平衡、结晶过程；
晶体、结晶、结晶水合物；风化与潮解。
化学实验
重要的化学实验：
1．常见物质分离提纯：过滤、蒸馏、萃取、蒸发结晶、冷却结晶；
重要常见仪器的使用：漏斗、分液漏斗、玻璃棒等；
2．常见气体（H2、O2、CO2、HCl、Cl2）实验室制法：反应原理、发生装置、操作原理；
除杂干燥（净化）原理和装置选择；尾气吸收原理和装置；气体的检验；
3．海水提溴、海带提碘实验步骤、流程、操作；
4．物质检验：
Cl—、Br—、I—离子的检验；Cl2、Br2、I2单质的检验；
5．关于装置：
仪器的排列连接；仪器气密性检查；吸收气体防倒吸；实验结果的评价；实验方案的分析、设计。
化学计算
1．有关物质的量计算（以物质的量为中心的基本计算是具有中学化学学科特点的计算）
物质的量与微粒数、阿伏加德罗常数之间的换算；
物质的量与摩尔质量、物质质量之间的换算；
物质的量与气体摩尔体积、气体体积之间的换算；
化学中的计算问题——有关物质的量的计算等
公式 n = m n = 微粒数 S.T.P下 n = V（S） n = CV（aq）
M NA 22.4
有关化学反应的计算（根据化学方程式计算，有关过量计算，教材P50）。
掌握有关相对原子质量、相对分子质量及确定分子式的计算（式量的计算）；
* 化学计算中要注意“单位”的化学含义，要重视单位的规范使用。
常见的有颜色物质：
1．红色：铜、品红溶液、酚酞在碱性溶液中、石蕊在酸性溶液中、液溴（深棕红）；
2．橙色：溴水及溴的有机溶液（视浓度，黄—橙）
3．黄色（1）淡黄色：溴化银；
（2）黄色：碘化银；
（3）棕黄：碘水（黄棕→褐色）；
4．棕色：固体FeCl3、CuCl2（铜与氯气生成棕色烟）、溴蒸气（红棕色）；
5．褐色：碘酒；
6．绿色：氯化铜溶液、氯气或氯水（黄绿色） 、氟气（淡黄绿色）；
7．蓝色：胆矾、氢氧化铜沉淀（淡蓝）、淀粉遇碘、石蕊遇碱性溶液、硫酸铜溶液；
8．紫色：高锰酸钾溶液（紫红）、碘（紫黑）、碘的四氯化碳溶液（紫红）、碘蒸气；
9．黑色固体——CuO、MnO2、Fe3O4；
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