高中化学必考易错知识点
1、化合价(常见元素的化合价)：
碱金属元素、Ag、H：+1 F：-1
Ca、Mg、Ba、Zn：+2 Cl：-1，+1，+5，+7 Cu：+1，+2 O：-2
Fe：+2，+3 S：-2，+4，+6 Al：+3 P：-3，+3，+5
Mn：+2，+4，+6，+7 N：-3，+2，+4，+5
2、氧化还原反应
定义：有电子转移(或者化合价升降)的反应本质：电子转移(包括电子的得失和偏移) 特征：化合价的升降
氧化剂(具有氧化性)——得电子——化合价下降——被还原——还原产物还原剂(具有还原性)——失电子——化合价上升——被氧化——氧化产物口诀：得——降——(被)还原——氧化剂失——升——(被)氧化——还原剂四种基本反应类型和氧化还原反应关系
3、金属活动性顺序表
K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au
还原性逐渐减弱
4、离子反应
定义：有离子参加的反应
电解质：在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物
非电解质：在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物
离子方程式的书写：
第一步：写。写出化学方程式
第二步：拆。易溶于水、易电离的物质拆成离子形式；难溶(如CaCO3、BaCO3、BaSO4、AgCl、AgBr、AgI、Mg(OH)2、Al(OH)3、Fe(OH)2、Fe(OH)3、Cu(OH)2等)，难电离(H2CO3、H2S、CH3COOH、HClO、H2SO3、NH3·H2O、H2O等)，气体(CO2、SO2、NH3、Cl2、O2、H2等)，氧化物(Na2O、MgO、Al2O3等)不拆
第三步：删。删去前后都有的离子
第四步：查。检查前后原子个数，电荷是否守恒离子共存问题判断：
①是否产生沉淀(如：Ba2+和SO42-，Fe2+和OH-)；
②是否生成弱电解质(如：NH4+和
OH-，H+和CH3COO
-) ③是否生成气体(如：H+和CO32-，H+和SO3
2-)
④是否发生氧化还原反应(如：H+、NO3
-和Fe2+/ I-,Fe3+和I-)
5、放热反应和吸热反应
化学反应一定伴随着能量变化。
放热反应：反应物总能量大于生成物总能量的反应
常见的放热反应：燃烧，酸碱中和，活泼金属与酸发生的置换反应吸热反应：反应物总能量小于生成物总能量的反应常见的吸热反应：Ba(OH)2·8H2O和NH4Cl的反应，灼热的碳和二氧化碳的反应 C、CO、H2还原CuO 6、各物理量之间的转化公式和推论
⑴微粒数目和物质的量：n==N / NA，N==nNA NA——阿伏加德罗常数。规定0.012kg12C 所含的碳原子数目为一摩尔，约为6.02×1023个，该数目称为阿伏加德罗常数
⑵物质的量和质量：n==m / M，m==nM ⑶对于气体，有如下重要公式
a、气体摩尔体积和物质的量：n==V / Vm，V==nVm 标准状况下：Vm=22.4L/mol
b、阿伏加德罗定律：同温同压下V(A) / V(B) == n(A) / n(B) == N(A) / N(B)
c、气体密度公式：ρ==M / Vm，ρ1/ρ2==M1 / M2 ⑷物质的量浓度与物质的量关系
(对于溶液)a、物质的量浓度与物质的量 C==n / V，n==CV
b、物质的量浓度与质量分数 C==(1000ρω) / M
7、配置一定物质的量浓度的溶液
①计算：固体的质量或稀溶液的体积
②称量：天平称量固体，量筒或滴定管量取液体(准确量取) ③溶解：在烧杯中用玻璃棒搅拌④检漏：检验容量瓶是否漏水(两次)
⑤移液：冷却到室温，用玻璃棒将烧杯中的溶液转移至选定容积的容量瓶中⑥洗涤：将烧杯、玻璃棒洗涤2—3次，将洗液全部转移至容量瓶中(少量多次)
⑦定容：加水至叶面接近容量瓶刻度线1cm—2cm处时，改用胶头滴管加蒸馏水至溶
液的凹液面最低点刚好与刻度线相切
⑧摇匀：反复上下颠倒，摇匀，使得容量瓶中溶液浓度均匀
⑨装瓶、贴标签
必须仪器：天平(称固体质量)，量筒或滴定管(量液体体积)，烧杯，玻璃棒，容量瓶(规格)，胶头滴管
8、钠的原子结构及性质结构钠原子最外层只有一个电子，化学反应中易失去电子而表现出强还原性物理性质质软，银白色，有金属光泽的，有良好导电导热性，密度比水小，比煤油大，熔点较低
化学性质
与非金属单质钠在常温下切开后表面变暗：4Na+O2==2Na2O(灰白色) 钠在氯气中燃烧，黄色火焰，白烟：2Na+Cl2===2NaCl
与化合物
与水反应，现象：浮，游，声，球，红2Na+2H2O==2NaOH+H2↑与酸反应，现象与水反应相似，更剧烈，钠先与酸反应，再与水反应
与盐溶液反应：钠先与水反应，生成NaOH和H2，再考虑NaOH与溶液中的盐反应。如：钠投入CuSO4溶液中，有气体放出，生成蓝色沉淀。 2Na+2H2O+CuSO4==Cu(OH)2+Na2SO4+H2↑
存在自然界中只能以化合态存在保存煤油，使之隔绝空气和水
用途
制备钠的化合物，作强还原剂，作电光源
9、钠的氧化物比较
氧化钠过氧化钠化学式 Na2O Na2O2 氧元素的化合价
—2 —1 色、态白色，固态淡黄色，固态
稳定性不稳定稳定
与水反应方程式 Na2O+H2O==2NaOH 2Na2O2+2H2O==4NaOH+O2↑与二氧化碳反应方程式 Na2O+CO2==Na2CO3
2Na2O2+2CO2==2Na2CO3+O2
氧化性、漂白性
无有
用途
制备NaOH
供氧剂，氧化剂，漂白剂等
10、碳酸钠和碳酸氢钠的比校
Na2CO3
NaHCO3 俗名纯碱，苏打，面碱小苏打色、态白色，固态，粉末
白色，固态，晶体
水溶性＞
碱性碱性(同浓度时，碳酸钠碱性比碳酸氢
钠碱性强，pH值大)
碱性
热稳定性
不易分解
2NaHCO3==Na2CO3+H2O+CO2↑
与盐酸反应 Na2CO3+2HCl==2NaCl+H2O+CO2↑
NaHCO3+HCl==NaCl+H2O+CO2↑与氢氧化钠溶液不反应
NaHCO3+NaOH==Na2CO3+H2O
与澄清石灰水 Na2CO3+Ca(OH)2=CaCO3↓+2NaOH NaHCO3+Ca(OH)2=CaCO3↓+H2O+NaO
与二氧化碳 Na2CO3+H2O+CO2=2NaHCO3 不反应与氯化钙溶液
Na2CO3+CaCl2=CaCO3↓+2NaCl 不反应
用途
重要化工原料，可制玻璃，造纸等
治疗胃酸过多，制作发酵粉等
11、金属的通性：导电、导热性，具有金属光泽，延展性，一般情况下除Hg外都是固态 12、金属冶炼的一般原理：
①热分解法：适用于不活泼金属，如Hg、Ag
②热还原法：适用于较活泼金属，如Fe、Sn、Pb等
③电解法：适用于活泼金属，如K、Na、Al等(K、Ca、Na、Mg都是电解氯化物，Al是电解Al2O3
13、铝及其化合物Ⅰ、铝
①物理性质：银白色，较软的固体，导电、导热，延展性
②化学性质：Al—3e-==Al3+
a、与非金属：4Al+3O2==2Al2O3，2Al+3S==Al2S3，2Al+3Cl2==2AlCl3
b、与酸：2Al+6HCl==2AlCl3+3H2↑，2Al+3H2SO4==Al2(SO4)3+3H2↑
常温常压下，铝遇浓硫酸或浓硝酸会发生钝化，所以可用铝制容器盛装浓硫酸或浓硝酸
c、与强碱：2Al+2NaOH+2H2O==2NaAlO2(偏铝酸钠)+3H2↑
(2Al+2OH-+2H2O==2AlO2-+3H2↑)
大多数金属不与碱反应，但铝却可以
d、铝热反应：2Al+Fe2O3===2Fe+Al2O3，铝具有较强的还原性，可以还原一些金属氧化物Ⅱ、铝的化合物
①Al2O3(典型的两性氧化物)
a、与酸：Al2O3+6H+==2Al3++3H2O
b、与碱：Al2O3+2OH-==2AlO2-+H2O ②Al(OH)3(典型的两性氢氧化物)：白色不溶于水的胶状物质，具有吸附作用 a、实验室制备：AlCl3+3NH3·H2O==Al(OH)3↓+3NH4Cl，Al3++3NH3·H2O==Al(OH)3
↓+3NH4+
b、与酸、碱反应：与酸 Al(OH)3+3H+==Al3++3H2O
与碱 Al(OH)3+OH-==AlO2-+2H2O ③KAl(SO4)2(硫酸铝钾) KAl(SO4)2·12H2O，十二水和硫酸铝钾，俗名：明矾
KAl(SO4)2==K++Al3++2SO42-，Al3+会水解：Al3++3H2O Al(OH)3+3H+ 因为Al(OH)3具有很强的吸附型，所以明矾可以做净水剂
14、铁
5
①物理性质：银白色光泽，密度大，熔沸点高，延展性，导电导热性较好，能被磁铁吸引。铁在地壳中的含量仅次于氧、硅、铝，排第四。②化学性质：
a、与非金属：Fe+S==FeS，3Fe+2O2===Fe3O4，2Fe+3Cl2===2FeCl3
b、与水：3Fe+4H2O(g)===Fe3O4+4H2
c、与酸(非氧化性酸)：Fe+2H+==Fe2++H2↑
与氧化性酸，如硝酸、浓硫酸，会被氧化成三价铁 d、与盐：如CuCl2、CuSO4等，Fe+Cu2+==Fe2++Cu Fe2+和Fe3+离子的检验：①溶液是浅绿色的
Fe2+ ②与KSCN溶液作用不显红色，再滴氯水则变红
③加NaOH溶液现象：白色灰绿色红褐色①与无色KSCN溶液作用显红色
Fe3+ ②溶液显黄色或棕黄色
③加入NaOH溶液产生红褐色沉淀
15、硅及其化合物Ⅰ、硅
硅是一种亲氧元素，自然界中总是与氧结合，以熔点很高的氧化物及硅酸盐的形式
存在。硅有晶体和无定型两种。晶体硅是带有金属光泽的灰黑色固体，熔点高、硬度大、有脆性，常温下不活泼。晶体硅的导电性介于导体和绝缘体之间，是良好的半导体材料，可制成光电池等能源。Ⅱ、硅的化合物①二氧化硅
a、物理性质：二氧化硅具有晶体和无定形两种。熔点高，硬度大。
b、化学性质：酸性氧化物，是H2SiO3的酸酐，但不溶于水
SiO2+CaO===CaSiO3，SiO2+2NaOH==Na2SiO3+H2O，SiO2+4HF==SiF4↑+2H2O c、用途：是制造光导纤维德主要原料；石英制作石英玻璃、石英电子表、石英钟
等；水晶常用来制造电子工业的重要部件、光学仪器、工艺品等；石英砂常用作制玻璃和建筑材料。
②硅酸钠：硅酸钠固体俗称泡花碱，水溶液俗称水玻璃，是无色粘稠的液体，常作
粘合剂、防腐剂、耐火材料。放置在空气中会变质：Na2SiO3+CO2+H2O==H2SiO3↓+Na2CO3。实验室可以用可溶性硅酸盐与盐酸反应制备硅酸：Na2SiO3+2HCl==2NaCl+H2SiO3↓
③硅酸盐：
a、是构成地壳岩石的主要成分，种类多，结构复杂，常用氧化物的形式来表示组成。其表示方式
活泼金属氧化物·较活泼金属氧化物·二氧化硅·水。如：滑石Mg3(Si4O10)(OH)2可表示为3MgO·4SiO2·H2O
b、硅酸盐工业简介：以含硅物质为原料，经加工制得硅酸盐产品的工业成硅酸盐
工业，主要包括陶瓷工业、水泥工业和玻璃工业，其反应包含复杂的物理变化和化学变化。
水泥的原料是黏土和石灰石；玻璃的原料是纯碱、石灰石和石英，成份是
Na2SiO3·CaSiO3·4SiO2；陶瓷的原料是黏土。注意：三大传统硅酸盐产品的制备原料中，只有陶瓷没有用到石灰石。
16、氯及其化合物
①物理性质：通常是黄绿色、密度比空气大、有刺激性气味气体，能溶于水，有毒。②化学性质：氯原子易得电子，使活泼的非金属元素。氯气与金属、非金属等发生
氧化还原反应，一般作氧化剂。与水、碱溶液则发生自身氧化还原反应，既作氧化剂又作还原剂。
拓展1、氯水：氯水为黄绿色，所含Cl2有少量与水反应(Cl2+H2O==HCl+HClO)，
大部分仍以分子形
式存在，其主要溶质是Cl2。新制氯水含Cl2、H2O、HClO、H+、Cl-、
ClO-、OH-等微粒
拓展2、次氯酸：次氯酸(HClO)是比H2CO3还弱的酸，溶液中主要以HClO分子形
式存在。是一种具有强氧化性(能杀菌、消毒、漂白)的易分解(分解变成HCl和O2)的弱酸。
拓展3、漂白粉：次氯酸盐比次氯酸稳定，容易保存，工业上以Cl2和石灰乳为原
料制取漂白粉，其主要成分是CaCl2和Ca(ClO)2，有效成分是Ca(ClO)2，须和酸(或空气中CO2)作用产生次氯酸，才能发挥漂白作用。
17、溴、碘的性质和用途
溴
碘
物理性质深红棕色，密度比水大，液体，强烈刺激性气味，易挥发，强腐蚀性紫黑色固体，易升华。气态碘在空气中显深紫红色，有刺激性气味
在水中溶解度很小，易溶于酒精、四氯化碳等有机溶剂
化学性质
能与氯气反应的金属、非金属一般也能与溴、碘反应，只是反应活性不如氯气。氯、溴、碘的氧化性强弱：Cl2＞Br2＞I2
18、二氧化硫
①物理性质：无色，刺激性气味，气体，有毒，易液化，易溶于水(1：40)，密度比
空气大②化学性质：
a、酸性氧化物：可与水反应生成相应的酸——亚硫酸(中强酸)：SO2+H2O
H2SO3
可与碱反应生成盐和水：SO2+2NaOH==Na2SO3+H2O，
SO2+Na2SO3+H2O==2NaHSO3
b、具有漂白性：可使品红溶液褪色，但是是一种暂时性的漂白
c、具有还原性：SO2+Cl2+2H2O==H2SO4+2HCl
18、硫酸
①物理性质：无色、油状液体，沸点高，密度大，能与水以任意比互溶，溶解时放出大量的热
②化学性质：酸酐是SO3，其在标准状况下是固态
物质组成性质
浓硫酸稀硫酸电离情况 H2SO4==2H++SO42-
主要微粒 H2SO4 H+、SO42-
、(H2O)
颜色、状态
无色粘稠油状液体
无色液体性质
四大特性
酸的通性
浓硫酸的三大特性
a、吸水性：将物质中含有的水分子夺去(可用作气体的干燥剂)
b、脱水性：将别的物质中的H、O按原子个数比2：1脱出生成水
c、强氧化性：
ⅰ、冷的浓硫酸使Fe、Al等金属表面生成一层致密的氧化物薄膜而钝化
ⅱ、活泼性在H以后的金属也能与之反应(Pt、Au除外)：
Cu+2H2SO4(浓)===CuSO4+SO2↑+2H2O ⅲ、与非金属反应：C+2H2SO4(浓硫酸)===CO2↑+2SO2↑+2H2O ⅳ、与较活泼金属反应，但不产生H2
d、不挥发性：浓硫酸不挥发，可制备挥发性酸，如HCl：
NaCl+H2SO4(浓)==NaHSO4+HCl
三大强酸中，盐酸和硝酸是挥发性酸，硫酸是不挥发性酸③酸雨的形成与防治
pH小于5.6的雨水称为酸雨，包括雨、雪、雾等降水过程，是由大量硫和氮的氧
化物被雨水吸收而
形成。硫酸型酸雨的形成原因是化石燃料及其产品的燃烧、含硫金属矿石的冶炼
和硫酸的生产等产
生的废气中含有二氧化硫：SO2 H2SO3 H2SO4。在防治时可以开发新能源，对含硫燃
料进行脱硫处理，提高环境保护意识
19、氮及其化合物
Ⅰ、氮气(N2)
a、物理性质：无色、无味、难溶于水、密度略小于空气，在空气中体积分数约为
78% b、分子结构：分子式——N2，电子式——，结构式——N≡N
c、化学性质：结构决定性质，氮氮三键结合非常牢固，难以破坏，所以但其性质
非常稳定。①与H2反应：N2+3H2 2NH3
②与氧气反应：N2+O2========2NO(无色、不溶于水的气体，有毒)
2NO+O2===2NO2(红棕色、刺激性气味、溶于水气体，有毒
3NO2+H2O===2HNO3+NO，所以可以用水除去NO中的NO2 两条关系式：4NO+3O2+2H2O==4HNO3，4NO2+O2+2H2O==4HNO3 Ⅱ、氨气(NH3)
a、物理性质：无色、刺激性气味，密度小于空气，极易溶于水(1︰700)，易液化，
汽化时吸收大量的热，所以常用作制冷剂 H
b、分子结构：分子式——NH3，电子式——，结构式——H—N—H
c、化学性质：
①与水反应：NH3+H2O NH3·
H2O(一水合氨) NH4++OH-，所以氨水溶液显碱性
②与氯化氢反应：NH3+HCl==NH4Cl，现象：产生白烟 d、氨气制备：原理：铵盐和碱共热产生氨气
方程式：2NH4Cl+Ca(OH)2===2NH3↑+2H2O+CaCl2
装置：和氧气的制备装置一样
收集：向下排空气法(不能用排水法，因为氨气极易溶于水)
(注意：收集试管口有一团棉花，防止空气对流，减缓排气速度，收
集较纯净氨气)
验证氨气是否收集满：用湿润的红色石蕊试纸靠近试管口，若试纸
变蓝说明收集满
干燥：碱石灰(CaO和NaOH的混合物) Ⅲ、铵盐
a、定义：铵根离子(NH4+)和酸根离子(如Cl-、SO42-、CO32-)形成的化合物，如NH4Cl，NH4HCO3等
b、物理性质：都是晶体，都易溶于水
c、化学性质：
①加热分解：NH4Cl===NH3↑+HCl↑，NH4HCO3===NH3↑+CO2↑+H2O
②与碱反应：铵盐与碱共热可产生刺激性气味并能使湿润红色石蕊试纸变蓝的
气体即氨气，故可以用来检验铵根离子的存
在，如：NH4NO3+NaOH===NH3↑+H2
O+NaCl,，离子方程式为：NH4+
+OH-===NH3↑+H2O，是实验室检验铵根离子的原理。
d、NH4+的检验：NH4++OH-===NH3↑+H2O。操作方法是向溶液中加入氢氧化钠溶
液并加热，用湿润的红色石蕊试纸靠近试管口，观察是否变蓝，如若变蓝则说明有铵根离子的存在
9
消除黄色
c、强氧化性：ⅰ、与金属反应：3Cu+8HNO3(稀)===3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O
Cu+4HNO3(浓)===Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O
常温下Al、Fe遇浓硝酸会发生钝化，所以可以用铝制或铁制的
容器储存浓硝酸
ⅱ、与非金属反应：
C+4HNO3(浓)===CO2↑+4NO2↑+2H2O
d、王水：浓盐酸和浓硝酸按照体积比3：1混合而成，可以溶解一些
不能溶解在硝酸中的金属如Pt、Au等
21、元素周期表和元素周期律
①原子组成：
原子核中子原子不带电：中子不带电，质子带正电荷，电子带负电荷
原子组成质子质子数==原子序数==核电荷数==核外电子数核外电子相对原子质量==质量数②原子表示方法：
A：质量数 Z：质子数 N：中子数 A=Z+N
决定元素种类的因素是质子数多少，确定了质子数就可以确定它是什么元素③同位素：质子数相同而中子数不同的原子互称为同位素，如：16O和18O，12C和
14
C，35Cl和37Cl
④电子数和质子数关系：不带电微粒：电子数==质子数
带正电微粒：电子数==质子数—电荷数带负电微粒：电子数==质子数+电荷数
⑤1—18号元素(请按下图表示记忆)
H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar
⑥元素周期表结构
短周期(第1、2、3周期，元素种类分别为2、8、8) 元周期(7个横行) 长周期(第4、5、6周期，元素种类分别为18、18、32) 素不完全周期(第7周期，元素种类为26，若排满为32) 周主族(7个)(ⅠA—ⅦA) 期族(18个纵行，16个族) 副族(7个)(ⅠB—ⅦB)
表 0族(稀有气体族：He、Ne、Ar、Kr、Xe、Rn) Ⅷ族(3列) ⑦元素在周期表中的位置：周期数==电子层数，主族族序数==最外层电子数==最高
正化合价
⑧元素周期律：
从左到右：原子序数逐渐增加，原子半径逐渐减小，得电子能力逐渐增强(失电子
能力逐渐减弱)，非金属性逐渐增强(金属性逐渐减弱)
从上到下：原子序数逐渐增加，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强(得电子
能力逐渐减弱)，金属性逐渐增强(非金属性逐渐减弱)
所以在周期表中，非金属性最强的是F，金属性最强的是Fr (自然界中是Cs，因为
Fr是放射性元素)
判断金属性强弱的四条依据：
a、与酸或水反应的剧烈程度以及释放出氢气的难易程度，越剧烈则越容易释放出
H2，金属性越强
b、最高价氧化物对应水化物的碱性强弱，碱性越强，金属性越强
c、金属单质间的相互置换(如：Fe+CuSO4==FeSO4+Cu)
d、原电池的正负极（负极活泼性﹥正极）判断非金属性强弱的三条依据：
a、与H2结合的难易程度以及生成气态氢化物的稳定性，越易结合则越稳定，非金属性越强
b、最高价氧化物对应水化物的酸性强弱，酸性越强，非金属性越强
c、非金属单质间的相互置换(如：Cl2+H2S==2HCl+S↓) 注意：“相互证明”——由依据可以证明强弱，由强弱可以推出依据
⑨化学键：原子之间强烈的相互作用共价键极性键化学键非极性键离子键
共价键：原子之间通过共用电子对的形式形成的化学键，一般由非金属元素与非
金属元素间形成。
非极性键：相同的非金属原子之间，A—A型，如：H2，Cl2，O2，N2中存在非极
性键
极性键：不同的非金属原子之间，A—B型，如：NH3，HCl，H2O，CO2中存在极
性键
离子键：原子之间通过得失电子形成的化学键，一般由活泼的金属(ⅠA、ⅡA)与
活泼的非金属元素(ⅥA、ⅦA)间形成，如：NaCl，MgO，KOH，Na2O2，NaNO3中存在离子键
注：有NH4+离子的一定是形成了离子键；AlCl3中没有离子键，是典型
的共价键
共价化合物：仅仅由共价键形成的化合物，如：HCl，H2SO4，CO2，H2O等
离子化合物：存在离子键的化合物，如：NaCl，Mg(NO3)2，KBr，NaOH，NH4Cl
22、化学反应速率
①定义：单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量，v==△C/△t
②影响化学反应速率的因素：
浓度：浓度增大，速率增大温度：温度升高，速率增大压强：压强增大，速率增大(仅对气体参加的反应有影响)
催化剂：改变化学反应速率其他：反应物颗粒大小，溶剂的性质 23、原电池
负极(Zn)：Zn—2e-==Zn2+
正极(Cu)：2H++2e-==H2↑
①定义：将化学能转化为电能的装置
②构成原电池的条件： a、有活泼性不同的金属(或者其中一个为碳棒)做电极，其中较活泼金属
做负极，较不活泼金属做正极 b、有电解质溶液 c、形成闭合回路
高中化学学业水平考试必背知识点
20XX 年高中毕业会考 高中化学学业水平测试必修1、2必背考试点 1、化合价(常见元素的化合价)： Na 、K 、Ag 、H ：+1 F ：—1 Ca 、Mg 、Ba 、Zn ：+2 Cl ：—1，+1，+5，+7 Cu ：+1，+2 O ：—2 Fe ：+2，+3 S ：—2，+4，+6 Al ：+3 Mn ：+2，+4，+7 N ：—3，+2，+4，+5 2、氧化还原反应 定义：有电子转移(或者化合价升降)的反应 本质：电子转移(包括电子的得失和偏移) 特征：化合价的升降 氧化剂(具有氧化性)——得电子——化合价下降——被还原——还原产物 还原剂(具有还原性)——失电子——化合价上升——被氧化——氧化产物 口诀：得——降——(被)还原——氧化剂 失——升——(被)氧化——还原剂 四种基本反应类型和氧化还原反应关系： 3、金属活动性顺序表 K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au 还 原 性 逐 渐 减 弱 4、离子反应 定义：有离子参加的反应 电解质：在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物 非电解质：在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物 离子方程式的书写步骤： 第一步：写。写出化学方程式 第二步：拆。易溶于水、易电离的物质拆成离子形式；难溶(如CaCO 3、BaCO 3、BaSO 4、AgCl 、AgBr 、 AgI 、Mg(OH)2、Al(OH)3、Fe(OH)2、Fe(OH)3、Cu(OH)2等)，难电离(H 2CO 3、H 2S 、CH 3COOH 、HClO 、H 2SO 3、NH 3·H 2O 、H 2O 等)，气体(CO 2、SO 2、NH 3、Cl 2、O 2、H 2等)，氧化物(Na 2O 、MgO 、Al 2O 3等)不拆 第三步：删。删去方程式两边都有的离子 第四步：查。检查前后原子守恒，电荷是否守恒。 离子共存问题判断： ①是否产生沉淀(如：Ba 2+和SO 42-，Fe 2+和OH -)； ②是否生成弱电解质(如：NH 4+和OH -，H +和CH 3COO -)
最新整理高中化学学考知识点资料讲解
高中化学学业水平测试复习纲要——必修1 1．托盘天平精确到0.1g，量筒精确到0.1mL。 2．可直接加热的仪器：试管﹑蒸发皿、坩埚。 3．点燃可燃气体（氢气等）前要验纯。 4．酒精着火应迅速用湿抹布盖灭，钠、钾着火用细沙盖灭。 5．分离提纯的装置： 依次为：过滤、蒸发、蒸馏、萃取（分液）。 6．过滤用于分离固体和液体的混合物，主要仪器：漏斗。 7．蒸馏用于分离液体混合物，（主要仪器包括蒸馏烧瓶，冷凝管）如：乙醇和水的混合物。 冷凝水“下进上出”。 8．萃取可用于提取碘水中的碘单质。主要仪器：分液漏斗；萃取剂不能溶于水，如四氯化碳，不可使用酒精。 9．分液用于分离互不相溶的液体，如：乙酸乙酯和饱和Na2CO3溶液，植物油和水。主要仪器：分液漏斗。使用时注意“下层放、上层倒”。 10．蒸发的主要仪器：蒸发皿。当蒸发皿中出现较多的固体时，停止加热。不可加热至蒸干。 11．精盐含（硫酸钠，氯化镁，氯化钙）的提纯的方法： 加氯化钡目的： 除去Na2SO4，加入氢氧化钠目的是除去MgCl2， 加入碳酸钠的目的是除去CaCl2和BaCl2， 加入盐酸的目的是除去NaOH和Na2CO3。 12．摩尔（mol)是物质的量的单位 13．摩尔质量的单位g/mol或g．mo l－1数值与该物质的相对分子（原子）量相同（如氯化氢相对分子量为：36.5，摩尔质量为：36.5g/mol） 14．22.4L/ mol的使用条件： ①标准状况下（0℃ 101KPa）；②气体。（注：水在标准状况下为液体） 15．物质的量的计算的四个公式：n= 16．溶液稀释的公式：c(浓)·V(浓) = c(稀）·V(稀) 17．两个浓度的转化公式：c=1000ρω/M 18．配制一定物质的量浓度溶液必需 ．．的仪器：××mL容量瓶、烧杯、玻璃棒、胶头滴管。19．有关物质的量在化学方程式计算中的应用做题步骤： （1），将已经m，V气,c、V液计算成n， （2）列化学方程式将已知与待求的物质建立联系，求出待出物质的n （3）将求出的n转化为最终要求的m，V气,c、V液
高中化学知识点总结材料
高中化学基础知识整理 Ⅰ、基本概念与基础理论： 一、阿伏加德罗定律 1．内容：在同温同压下，同体积的气体含有相同的分子数。即“三同”定“一同”。2．推论 （1）同温同压下，V1/V2=n1/n2 同温同压下，M1/M2=ρ1/ρ2 注意：①阿伏加德罗定律也适用于不反应的混合气体。②使用气态方程PV=nRT有助于理解上述推论。 3、阿伏加德罗常这类题的解法： ①状况条件：考查气体时经常给非标准状况如常温常压下，1.01×105Pa、25℃时等。 ②物质状态：考查气体摩尔体积时，常用在标准状况下非气态的物质来迷惑考生，如H2O、SO3、已烷、辛烷、CHCl3等。 ③物质结构和晶体结构：考查一定物质的量的物质中含有多少微粒（分子、原子、电子、质子、中子等）时常涉及希有气体He、Ne等为单原子组成和胶体粒子，Cl2、N2、O2、H2为双原子分子等。晶体结构：P4、金刚石、石墨、二氧化硅等结构。 二、离子共存 1．由于发生复分解反应，离子不能大量共存。 （1）有气体产生。如CO32-、SO32-、S2-、HCO3-、HSO3-、HS-等易挥发的弱酸的酸根与H+不能大量共存。 （2）有沉淀生成。如Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能与SO42-、CO32-等大量共存；Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能与OH-大量共存；Fe2+与S2-、Ca2+与PO43-、Ag+与I-不能大量共存。 （3）有弱电解质生成。如OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、 CN-、C17H35COO-、等与H+不能大量共存；一些酸式弱酸根如HCO3-、HPO42-、HS-、H2PO4-、HSO3-不能与OH-大量共存；NH4+与OH-不能大量共存。 （4）一些容易发生水解的离子，在溶液中的存在是有条件的。如AlO2-、S2-、CO32-、C6H5O-等必须在碱性条件下才能在溶液中存在；如Fe3+、Al3+等必须在酸性条件下才能在溶液中存在。这两类离子不能同时存在在同一溶液中，即离子间能发生“双水解”反应。如3AlO2-+Al3++6H2O=4Al(OH)3↓等。 2．由于发生氧化还原反应，离子不能大量共存。 （1）具有较强还原性的离子不能与具有较强氧化性的离子大量共存。如S2-、HS-、SO32-、I-和Fe3+不能大量共存。 （2）在酸性或碱性的介质中由于发生氧化还原反应而不能大量共存。如MnO4-、Cr2O7-、NO3-、ClO-与S2-、HS-、SO32-、HSO3-、I-、Fe2+等不能大量共存；SO32-和S2-在碱性条件下可以共存，但在酸性条件下则由于发生2S2-+SO32-+6H+=3S↓+3H2O反应不能共在。H+与S2O32-不能大量共存。 3．能水解的阳离子跟能水解的阴离子在水溶液中不能大量共存（双水解）。 例：Al3+和HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-等；Fe3+与CO32-、HCO3-、AlO2-、ClO-等不能大量共存。 4．溶液中能发生络合反应的离子不能大量共存。
人教版高中化学知识点详细总结(很全面)
高中化学重要知识点详细总结一、俗名 无机部分： 纯碱、苏打、天然碱、口碱：Ｎa2CO3小苏打：NaHCO3大苏打：Na2S2O3石膏（生石膏）：CaSO4.2H2O 熟石膏：2CaSO4·.H2O 莹石：CaF2重晶石：BaSO4（无毒）碳铵：NH4HCO3 石灰石、大理石：CaCO3生石灰：CaO 食盐：NaCl 熟石灰、消石灰：Ca(OH)2芒硝：Na2SO4·7H2O (缓泻剂) 烧碱、火碱、苛性钠：NaOH 绿矾：FaSO4·7H2O 干冰：CO2明矾：KAl (SO4)2·12H2O 漂白粉：Ca (ClO)2、CaCl2（混和物）泻盐：MgSO4·7H2O 胆矾、蓝矾：CuSO4·5H2O 双氧水：H2O2皓矾：ZnSO4·7H2O 硅石、石英：SiO2刚玉：Al2O3 水玻璃、泡花碱、矿物胶：Na2SiO3铁红、铁矿：Fe2O3磁铁矿：Fe3O4黄铁矿、硫铁矿：FeS2铜绿、孔雀石：Cu2 (OH)2CO3菱铁矿：FeCO3赤铜矿：Cu2O 波尔多液：Ca (OH)2和CuSO4石硫合剂：Ca (OH)2和S 玻璃的主要成分：Na2SiO3、CaSiO3、SiO2过磷酸钙（主要成分）：Ca (H2PO4)2和CaSO4重过磷酸钙（主要成分）：Ca (H2PO4)2天然气、沼气、坑气（主要成分）：CH4水煤气：CO和H2硫酸亚铁铵（淡蓝绿色）：Fe (NH4)2 (SO4)2溶于水后呈淡绿色 光化学烟雾：NO2在光照下产生的一种有毒气体王水：浓HNO3与浓HCl按体积比1：3混合而成。 铝热剂：Al + Fe2O3或其它氧化物。尿素：CO（NH2) 2 有机部分： 氯仿：CHCl3电石：CaC2电石气：C2H2 (乙炔) TNT：三硝基甲苯酒精、乙醇：C2H5OH 氟氯烃：是良好的制冷剂，有毒，但破坏O3层。醋酸：冰醋酸、食醋CH3COOH 裂解气成分（石油裂化）：烯烃、烷烃、炔烃、H2S、CO2、CO等。甘油、丙三醇：C3H8O3 焦炉气成分（煤干馏）：H2、CH4、乙烯、CO等。石炭酸：苯酚蚁醛：甲醛HCHO 福尔马林：35%—40%的甲醛水溶液蚁酸：甲酸HCOOH 葡萄糖：C6H12O6果糖：C6H12O6蔗糖：C12H22O11麦芽糖：C12H22O11淀粉：（C6H10O5）n 硬脂酸：C17H35COOH 油酸：C17H33COOH 软脂酸：C15H31COOH 草酸：乙二酸HOOC—COOH 使蓝墨水褪色，强酸性，受热分解成CO2和水，使KMnO4酸性溶液褪色。二、颜色 铁：铁粉是黑色的；一整块的固体铁是银白色的。Fe2+——浅绿色Fe3O4——黑色晶体 Fe(OH)2——白色沉淀Fe3+——黄色Fe (OH)3——红褐色沉淀Fe (SCN)3——血红色溶液FeO——黑色的粉末Fe (NH4)2(SO4)2——淡蓝绿色Fe2O3——红棕色粉末FeS——黑色固体 铜：单质是紫红色Cu2+——蓝色CuO——黑色Cu2O——红色CuSO4（无水）—白色CuSO4·5H2O——蓝色Cu2(OH)2CO3—绿色Cu(OH)2——蓝色[Cu(NH3)4]SO4——深蓝色溶液 BaSO4、BaCO3、Ag2CO3、CaCO3、AgCl 、Mg (OH)2、三溴苯酚均是白色沉淀 Al(OH)3白色絮状沉淀H4SiO4（原硅酸）白色胶状沉淀 Cl2、氯水——黄绿色F2——淡黄绿色气体Br2——深红棕色液体I2——紫黑色固体 HF、HCl、HBr、HI均为无色气体，在空气中均形成白雾 CCl4——无色的液体，密度大于水，与水不互溶KMnO4--——紫色MnO4-——紫色 Na2O2—淡黄色固体Ag3PO4—黄色沉淀S—黄色固体AgBr—浅黄色沉淀 AgI—黄色沉淀O3—淡蓝色气体SO2—无色，有剌激性气味、有毒的气体 SO3—无色固体（沸点44.8 0C）品红溶液——红色氢氟酸：HF——腐蚀玻璃 N2O4、NO——无色气体NO2——红棕色气体NH3——无色、有剌激性气味气体 三、现象： 1、铝片与盐酸反应是放热的，Ba(OH)2与NH4Cl反应是吸热的； 2、Na与H2O（放有酚酞）反应，熔化、浮于水面、转动、有气体放出；(熔、浮、游、嘶、红) 3、焰色反应：Na 黄色、K紫色（透过蓝色的钴玻璃）、Cu 绿色、Ca砖红、Na+（黄色）、K+（紫色）。 4、Cu丝在Cl2中燃烧产生棕色的烟； 5、H2在Cl2中燃烧是苍白色的火焰； 6、Na在Cl2中燃烧产生大量的白烟； 7、P在Cl2中燃烧产生大量的白色烟雾； 8、SO2通入品红溶液先褪色，加热后恢复原色； 9、NH3与HCl相遇产生大量的白烟；10、铝箔在氧气中激烈燃烧产生刺眼的白光； 11、镁条在空气中燃烧产生刺眼白光，在CO2中燃烧
人教版高中化学会考必考必备知识点复习
高中化学会考复习 必修1、2必背考试点 1、化合价(常见元素的化合价)： 碱金属元素、Ag 、H ：+1 F ：—1 Ca 、Mg 、Ba 、Zn ：+2 Cl ：—1，+1，+5，+7 Cu ：+1，+2 O ：—2 Fe ：+2，+3 S ：—2，+4，+6 Al ：+3 P ：—3，+3，+5 Mn ：+2，+4，+6，+7 N ：—3，+2，+4，+5 2、氧化还原反应 定义：有电子转移(或者化合价升降)的反应 本质：电子转移(包括电子的得失和偏移) 特征：化合价的升降 氧化剂(具有氧化性)——得电子——化合价下降——被还原——还原产物 还原剂(具有还原性)——失电子——化合价上升——被氧化——氧化产物 口诀：得——降——(被)还原——氧化剂 失——升——(被)氧化——还原剂 四种基本反应类型和氧化还原反应关系： 3、金属活动性顺序表 K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au 还 原 性 逐 渐 减 弱 4、离子反应 定义：有离子参加的反应 离子方程式的书写： 第一步：写。写出化学方程式 第二步：拆。易溶于水、易电离的物质拆成离子形式；难溶(如CaCO 3、BaCO 3、BaSO 4、AgCl 、 AgBr 、AgI 、Mg(OH)2、Al(OH)3、Fe(OH)2、Fe(OH)3、Cu(OH)2等)，难电离(H 2CO 3、H 2S 、CH 3COOH 、HClO 、H 2SO 3、NH 3·H2O 、H 2O 等)，气体(CO 2、SO 2、NH 3、Cl 2、O 2、H 2等)，氧化物(Na 2O 、MgO 、Al 2O 3等)不拆 第三步：删。删去前后都有的离子 第四步：查。检查前后原子个数，电荷是否守恒 离子共存问题判断： ①是否产生沉淀(如：Ba 2+和SO 42-，Fe 2+和OH -) ②是否生成弱电解质(如：NH 4+和OH -，H +和CH 3COO -) ③是否生成气体(如：H +和CO 32-，H +和SO 32-) ④是否发生氧化还原反应(如：H +、NO 3-和Fe 2+/I -，Fe 3+和I -) 氧化还原反应 置换 化合 分解 复分解
高中化学学业水平考试知识点。。。
化学必修1知识点 主题1 认识化学科学 一化学科学发展史 1 分析空气成分的第一位科学家——拉瓦锡； 2 近代原子学说的创立者——道尔顿（英国）； 3 提出分子概念——何伏加德罗（意大利）； 4 候氏制碱法——候德榜（1926年所制的“红三角”牌纯碱获美国费城万国博览会金奖）； 5 金属钾的发现者——戴维（英国）； 6 Cl2的发现者——舍勒（瑞典）； 7 在元素相对原子量的测定上作出了卓越贡献的我国化学家——张青莲；8 元素周期表的创立者——门捷列夫（俄国）； 9 1828年首次用无机物氰酸铵合成了有机物尿素的化学家——维勒（德国）；11 镭的发现人——居里夫人。12 人类使用和制造第一种材料是——陶瓷 10 苯是在1825年由英国科学家——法拉第首先发现，德国化学家——凯库勒定为单双键相间的六边形结构，简称凯库勒式； 二化学基本概念 1.分子:分子是能够独立存在并保持物质化学性质的一种微粒。 2.原子:原子是化学变化中的最小微粒。确切地说，在化学反应中原子核不变，只有核外电子发生变化。 （1）原子是组成某些物质（如金刚石、晶体硅、二氧化硅等）和分子的基本微粒。（2）原子是由原子核（中子、质子）和核外电子构成的。 3.离子:离子是指带电荷的原子或原子团。 （1）离子可分为阳离子:Li +、Na + 阴离子:Cl-、OH - （2）存在离子的物质:①离子化合物中:NaCl、CaCl2 、Na2SO 4…②电解质溶液中:盐酸、NaOH溶液等 4.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。 （1）元素与物质、分子、原子的区别与联系:从宏观看物质是由元素组成的; 从微观看物质是由分子、原子或离子构成的。 （2）某些元素可以形成不同的单质（性质、结构不同）———同素异形体。 5.同位素:是指同一元素不同核素之间互称同位素，即具有相同质子数，不同中子数的同一类原子互称同位素。如H有三种同位素: 11H、21H、31H（氕、氘、氚）。 6.核素:核素是具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。 （1）同种元素可以有若干种不同的核素。 （2）同一种元素的各种核素尽管中子数不同，但它们的质子数和电子数相同。核外电子排布相同，因而它们的化学性质几乎是相同的 7.原子团:原子团是指由多个原子结合成的集体，在许多反应中，原子团作为一个集体参加反应。原子团包括：复杂离子如：酸根离子，有机基团。 8.物理变化和化学变化 物理变化:没有生成其他物质的变化，仅是物质形态的变化。化学变化:变化时有其他物质生成。又叫化学反应。化学变化的特征有新物质生成，伴有放热、发光、变色等现象 变化本质:旧键断裂和新键生成或转移电子等。二者的区别是:前者无新物质生成，仅是物质形态、状态的变化。 9.混合物:由两种或多种物质混合而成的物质叫混合物，一般没有固定的熔沸点; 10.纯净物:由一种物质组成的物质叫纯净物。它可以是单质或化合物。由同素异形体组成的物质为混合物，如红磷和白磷。由不同的同位素原子组成同一分子的物质是纯净物，如H2O与D2O混合为纯净物。 11.单质:由同种元素组成的纯净物叫单质。单质分为金属单质与非金属单质两种。 12.化合物:由不同种元素组成的纯净物叫化合物。 从不同的分类角度,化合物可分为多种类型，如：离子化合物和共价化合物; 电解质和非电解质;无机化合物和有机化合物; 酸、碱、盐和氧化物等。 13.酸:电离理论认为:电解质电离出的阳离子全部是H +的化合物叫做酸。 常见强酸如:HClO4、H 2SO 4、HCl、HBr、HI、HNO3… 常见弱酸如:H2SO3、H 3PO4、HF、HNO2、CH3COOH、HClO、H2CO3、H2SiO3、HAlO2… 14.碱:电离理论认为，电解质电离时产生的阴离子全部是OH-的化合物叫碱。 常见强碱如:NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2… 常见弱碱如:NH3.H2O、Mg(OH)2、Al(OH)3、Fe(OH)3… 15.盐:电离时生成金属阳离子（或NH4+）和酸根离子的化合物叫做盐。盐的分类①正盐 ②酸式盐③碱式盐④复盐（电离后生成两种或两种以上的金属阳离子或铵根的盐） 16.氧化物:由两种元素组成，其中一种是氧元素的化合物叫氧化物，氧化物的分类方法，按组成分：金属氧化物、非金属氧化物，按性质分：不成盐氧化物、成盐氧化物、酸性氧化物、碱性氧化物、两性氧化物、过氧化物等 17.同素异形体:由同种元素所形成的不同的单质为同素异形体。（1）常见同素异形体:红磷与白磷;O2与O3；金刚石与石墨。
(超详)高中化学知识点归纳汇总
高考化学知识归纳总结（打印版） 第一部分化学基本概念和基本理论 一．物质的组成、性质和分类： （一）掌握基本概念 1．分子 分子是能够独立存在并保持物质化学性质的一种微粒。 （1）分子同原子、离子一样是构成物质的基本微粒． （2）按组成分子的原子个数可分为： 单原子分子如：He、Ne、Ar、Kr… 双原子分子如：O2、H2、HCl、NO… 多原子分子如：H2O、P4、C6H12O6… 2．原子 原子是化学变化中的最小微粒。确切地说，在化学反应中原子核不变，只有核外电子发生变化。 （1）原子是组成某些物质（如金刚石、晶体硅、二氧化硅等原子晶体）和分子的基本微粒。 （2）原子是由原子核（中子、质子）和核外电子构成的。 3．离子 离子是指带电荷的原子或原子团。 （1）离子可分为： 阳离子：Li+、Na+、H+、NH4+… 阴离子：Cl–、O2–、OH–、SO42–… （2）存在离子的物质： ①离子化合物中：NaCl、CaCl2、Na2SO4… ②电解质溶液中：盐酸、NaOH溶液… ③金属晶体中：钠、铁、钾、铜… 4．元素 元素是具有相同核电荷数（即质子数）的同—类原子的总称。 （1）元素与物质、分子、原子的区别与联系：物质是由元素组成的（宏观看）；物质是由分子、原子或离子构成的（微观看）。 （2）某些元素可以形成不同的单质（性质、结构不同）—同素异形体。 （3）各种元素在地壳中的质量分数各不相同，占前五位的依次是：O、Si、Al、Fe、Ca。 5．同位素 是指同一元素不同核素之间互称同位素，即具有相同质子数，不同中子数的同一类原子互称同位素。如H有三种同位素：11H、21H、31H（氕、氘、氚）。 6．核素 核素是具有特定质量数、原子序数和核能态，而且其寿命足以被观察的一类原子。 （1）同种元素、可以有若干种不同的核素—同位素。 （2）同一种元素的各种核素尽管中子数不同，但它们的质子数和电子数相同。核外电子排布相同，因而它们的化学性质几乎是相同的。 7．原子团 原子团是指多个原子结合成的集体，在许多反应中，原子团作为一个集体参加反应。原子团有几下几种类型：根（如SO42-、OHˉ、CH3COOˉ等）、官能团（有机物分子中能反映物质特殊性质的原子团，如—OH、—NO2、—COOH等）、游离基（又称自由基、具有不成价电子的原子团，如甲基游离基·CH3）。 8．基 化合物中具有特殊性质的一部分原子或原子团，或化合物分子中去掉某些原子或原子团后剩下的原子团。 （1）有机物的官能团是决定物质主要性质的基，如醇的羟基（—OH）和羧酸的羧基（—COOH）。 （2）甲烷（CH4）分子去掉一个氢原子后剩余部分（·CH3）含有未成对的价电子，称甲基或甲基游离基，也包括单原子的游离基（·Cl）。
高中化学高考必考知识点大全
1. 原子的原子核一般是由质子和中子构成 的；但氕的原子核中无中子。 2. 原子最外层电子数小于或等于 2的一般是金属原子；但氢、氦原子的最外层电子数分别 为1、2，都不是金属元素。 3. 质子总数与核外电子总数相同的微粒一 般是同种微粒；但 Ne 与HF 例外。 4. 离子核外一般都有电子；但氢离子 (H + )的核外没有电子。 5. 气体单质一般是由双原子组成的；但稀有气体为单原子，臭氧为三原子组成。 6. 由同种元素组成的物质一般是单质， 是纯 净物；但02与03,白磷与红磷它们是混合物。 7. 由两种或两种以上物质生成一种物质的 反应一般是化合反应；但反应物仅一种参加，却 属于化合反应。如：3O2=2O3, 2NO2?N2O4 8. 原子活泼性强，对应单质性质一般较活 泼；但氮原子活泼，可氮气很稳定。 9. 金属氧化物一般是碱性氧化物；但 Mn2O7是酸性氧化物，AI2O3、ZnO 是两性氧化物。 10. 非金属氧化物一般是酸性氧化物；但 CO 、NO 不是酸性氧化物。 11. 酸酐一般是非金属氧化物；但 HMnO 的 酸酐Mn2O7是金属氧化物。 12. 酸酐一般是氧化物；但乙酸酐 [(CH3CO)2O]等例外。 13. 溶于水成酸的氧化物一般是酸酐；但 NO2溶于水生成了硝酸，可硝酸的酸酐为 N2O5 14. 一种酸酐对应的酸一般是一种酸； 但P2O5既是偏磷酸(HPO3)的酸酐，又是磷酸(H3PO4) 的酸酐。 次氯酸(HClO)的氧化性比髙氣酸(HClO4)的氧化性强。 要 为 Al2O3、Fe2O3 25. 酸式盐溶液一般显酸性；但 NaHCO 水解程度较大，其溶液呈碱性。 26. 强酸一般制弱酸，弱酸一般不能制强酸； 但H2S 气体通人CuSO4溶液中，反应为：H2S + CuSO4 =CuS + H2SO4 27. 强氧化性酸(浓H2SO4浓HNO3—般能氧化活泼金属；但铁、铝在冷的浓 H2SO4或浓 HNO 沖钝化。 28. 酸与酸一般不发生反应；但浓 H2SO4 H2SO3能把H2S 氧化：H2头H2SO4浓)=SO2 + S| + 2H2O 2H2S + H2SO3=3S + 3H2O 29. 碱与碱一般不发生反应； 但两性Al(OH)3能与NaOH 反应，氨水能与Cu(OH)2发生反应。 30. 酸性氧化物一般不能与酸发生反应；但 下列反应能发生： SiO2 + 4HF=SiF4个+ 15. 无氧酸一般都是非金属元素的氢化物； 16. 酸的 元数”一般等于酸分子中的氢原子 次磷酸(H3PO2)不是三元酸而是一元酸，硼酸 17. 在某非金属元素形成的含氧酸中，该元 但氢氰酸(HCN)例外。 数；但亚磷酸(H3PO3)不是三元酸而是二元酸, (H3BO3)不是三元酸而是一元酸等。 素化合价越高，对应酸的氧化性一般越强；但 18. 具有金属光泽并能导电的单质一般是金 19. 饱和溶液升髙温度后一般变成不饱和溶 饱和溶液。 20. 混合物的沸点一般有一定范围，而不是 在 78.1 C 21. 电解质电离时所生成的阳离子全部是氢 部是氢离子，可水既非酸也不是碱。 22. 通常溶液浓度越大，密度一般也越大；但 23. 蒸发溶剂，一般溶液的质量分数会增大; 24. 加热蒸发盐溶液一般可得到该盐的晶 属；但非金属石墨有金属光泽也能导电。 液；但Ca(OH)2的饱和溶液升高温度后仍然为 在某一温度；但 95.5%的酒精溶液其沸点固定 离子的化合物是酸；但水电离产生的阳离子全 氨水、乙醇等溶液浓度越大密度反而减小。 但加热盐酸、氨水时，其质量分数却会降低。
化学学考知识点整理1
元素化合物知识点 【一、特殊的颜色：】 1.气体： ①黄绿色气体——氯气 ②红棕色气体——NO2 2.固体： ①红棕色粉末——Fe2O3 ②红褐色沉淀——Fe(OH)3 ③黄色晶体——S ④淡黄色固体——Na2O2 ⑤有金属光泽的灰黑色固体——Si ⑥蓝色沉淀——Cu(OH)2 ⑦常见的白色沉淀——AgCl、BaSO4、Al(OH)3、Mg(OH)2、Fe(OH)2、CaCO3、BaCO3 ⑧常见的黑色固体——Fe3O4、CuO、C 3.溶液： ①I2的CCl4溶液——紫红色 ②溶液含Cu2+（如CuSO4溶液）——蓝色 ③溶液含Fe2+（如FeCl2）——浅绿色 ④溶液含Fe3+（如FeCl3溶液）——黄色 4.焰色反应： ①黄色——Na的焰色 ②紫色——K的焰色 【二、特殊现象：】 1.漂白性： ①使湿润的红色布条褪色（颜色不可恢复）——氯气（起作用的是HClO） ②能使品红褪色的气体(颜色可恢复)——SO2 2.气体： ①能使带火星的木条复燃的气体——O2 ②能使澄清的石灰水变浑浊的气体——CO2、 ③产生苍白色的火焰——H2在Cl2中燃烧 ④在放电情况下才发生反应的两种气体——N2与O2 ⑤遇到空气立刻变红棕色的气体——NO ⑥能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体——NH3 ⑦两种气体相遇产生白烟——NH3遇HCl ⑧在空气中产生白雾的气体——HCl 3.现象的特殊变化 ①使紫色石蕊试液变红的物质——酸（H+） ②使紫色石蕊试液变蓝色物质——碱（OH—） ③使酚酞变红的物质——碱（OH—） ④遇淀粉变蓝的物质——I2 ⑤加入KSCN变红的溶液——含Fe3+ ⑥Fe2+溶液中滴加NaOH——白色沉淀变成灰绿色沉淀，变成红褐色沉淀 ⑦Fe3+溶液中滴加NaOH——红褐色沉淀 ⑧Al3+溶液中滴加NaOH至过量——先产生白色沉淀，后沉淀溶解 ⑨能使蛋白质变黄的物质——浓硝酸
高中化学高考必考知识点大全
膆一,基本概念与基本原理 1. 原子的原子核一般是由质子和中子构成的；但氕的原子核中无中子。 2. 原子最外层电子数小于或等于2的一般是金属原子；但氢、氦原子的最外层电子数分别为1、2，都不是金属元素。 3. 质子总数与核外电子总数相同的微粒一般是同种微粒；但Ne与HF例外。 4. 离子核外一般都有电子；但氢离子(H＋)的核外没有电子。 5. 气体单质一般是由双原子组成的；但稀有气体为单原子，臭氧为三原子组成。 6. 由同种元素组成的物质一般是单质，是纯净物；但O2与O3，白磷与红磷它们是混合物。 7. 由两种或两种以上物质生成一种物质的反应一般是化合反应；但反应物仅一种参加，却属于化合反应。如:3O2=2O3，2NO2?N2O4。 8. 原子活泼性强，对应单质性质一般较活泼；但氮原子活泼，可氮气很稳定。 9. 金属氧化物一般是碱性氧化物；但Mn2O7 是酸性氧化物，Al2O3、ZnO是两性氧化物。 10. 非金属氧化物一般是酸性氧化物；但CO、NO不是酸性氧化物。 11. 酸酐一般是非金属氧化物；但HMnO4的酸酐Mn2O7是金属氧化物。 12.酸酐一般是氧化物；但乙酸酐[(CH3CO)2O]等例外。 13. 溶于水成酸的氧化物一般是酸酐；但NO2溶于水生成了硝酸，可硝酸的酸酐为N2O5。 14. 一种酸酐对应的酸一般是一种酸；但P2O5既是偏磷酸(HPO3)的酸酐，又是磷酸(H3PO4)的酸酐。 15. 无氧酸一般都是非金属元素的氢化物；但氢氰酸(HCN)例外。 16. 酸的“元数”一般等于酸分子中的氢原子数；但亚磷酸(H3PO3)不是三元酸而是二元酸，次磷酸(H3PO2)不是三元酸而是一元酸，硼酸(H3BO3)不是三元酸而是一元酸等。 17. 在某非金属元素形成的含氧酸中，该元素化合价越高，对应酸的氧化性一般越强；但次氯酸(HClO)的氧化性比髙气酸(HClO4)的氧化性强。 18. 具有金属光泽并能导电的单质一般是金属；但非金属石墨有金属光泽也能导电。 19. 饱和溶液升髙温度后一般变成不饱和溶液；但Ca(OH)2的饱和溶液升高温度后仍然为饱和溶液。 20. 混合物的沸点一般有一定范围，而不是在某一温度；但95.5%的酒精溶液其沸点固定在78.1℃
高二化学必考知识点梳理五篇最新
高二化学必考知识点梳理五篇最新 高中学习容量大，不但要掌握目前的知识，还要把高中的知识与初中的知识溶为一体才能学好。在读书、听课、研习、总结这四个环节都比初中的学习有更高的要求。下面就是我给大家带来的高二化学知识点总结，希望能帮助到大家！ 高二化学知识点总结1 1——原子半径 (1)除第1周期外，其他周期元素(惰性气体元素除外)的原子半径随原子序数的递增而减小; (2)同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。 2——元素化合价 (1)除第1周期外，同周期从左到右，元素正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价由碳族-4递增到-1(氟无正价，氧无+6价，除外); (2)同一主族的元素的正价、负价均相同 (3)所有单质都显零价 3——单质的熔点 (1)同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减; (2)同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增 4——元素的金属性与非金属性(及其判断) (1)同一周期的元素电子层数相同。因此随着核电荷数的增加，原子越容易
得电子，从左到右金属性递减，非金属性递增; (2)同一主族元素最外层电子数相同，因此随着电子层数的增加，原子越容易失电子，从上到下金属性递增，非金属性递减。 判断金属性强弱 金属性(还原性)1，单质从水或酸中置换出氢气越容易越强 2，价氧化物的水化物的碱性越强(1—20号，K;总体Cs最 非金属性(氧化性)1，单质越容易与氢气反应形成气态氢化物 2，氢化物越稳定 3，价氧化物的水化物的酸性越强(1—20号，F;最体一样) 5——单质的氧化性、还原性 一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的阳离子氧化性越弱; 元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原性越弱。 推断元素位置的规律 判断元素在周期表中位置应牢记的规律： (1)元素周期数等于核外电子层数; (2)主族元素的序数等于最外层电子数。 阴阳离子的半径大小辨别规律 由于阴离子是电子最外层得到了电子而阳离子是失去了电子 6——周期与主族 周期：短周期(1—3);长周期(4—6，6周期中存在镧系);不完全周期(7)。 主族：ⅠA—ⅦA为主族元素;ⅠB—ⅦB为副族元素(中间包括Ⅷ);0族(即惰
高二化学知识点归纳大全
高二化学知识点归纳大全 相信大家在高一的时候已经选好文科和理科，而理科的化学是理科生最烦恼的。以下是我整理高二化学知识点归纳，希望可以帮助大家把知识点归纳好。 1、化学反应的反应热 (1)反应热的概念： 当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。用符号Q表示。 (2)反应热与吸热反应、放热反应的关系。 Q>0时，反应为吸热反应;Q<0时，反应为放热反应。 (3)反应热的测定 测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，根据体系的热容可计算出反应热，计算公式如下： Q=-C(T2-T1)式中C表示体系的热容，T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。实验室经常测定中和反应的反应热。 2、化学反应的焓变 (1)反应焓变 物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为“焓”的物理量来描述，符号为H，单位为kJ·mol-1。 反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用ΔH表示。 (2)反应焓变ΔH与反应热Q的关系。 对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热
能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：Qp=ΔH=H(反应产物)-H(反应物)。 (3)反应焓变与吸热反应，放热反应的关系： ΔH>0，反应吸收能量，为吸热反应。 ΔH<0，反应释放能量，为放热反应。 (4)反应焓变与热化学方程式： 把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式，如：H2(g)+ O2(g)=H2O(l);ΔH(298K)=-285.8kJ·mol-1 书写热化学方程式应注意以下几点： ①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。 ②化学方程式后面写上反应焓变ΔH，ΔH的单位是J·mol-1或kJ·mol-1，且ΔH后注明反应温度。 ③热化学方程式中物质的系数加倍，ΔH的数值也相应加倍。 3、反应焓变的计算 (1)盖斯定律 对于一个化学反应，无论是一步完成，还是分几步完成，其反应焓变一样，这一规律称为盖斯定律。 (2)利用盖斯定律进行反应焓变的计算。 常见题型是给出几个热化学方程式，合并出题目所求的热化学方程式，根据盖斯定律可知，该方程式的ΔH为上述各热化学方程式的ΔH的代数和。
(完整版)高考化学必考知识点大全
高考化学必考知识点大全：化学实验篇 化学实验： 1.中学阶段使用温度计的实验：①溶解度的测定；②实验室制乙烯；③石油分馏。前二者要浸入溶液内。 2.中学阶段使用水浴加热的实验：①溶解度的测定(要用温度计)；②银镜反应.③酯的水解。 3.玻璃棒的用途：①搅拌；②引流；③引发反应：Fe浴S粉的混合物放在石棉网上，用在酒精灯上烧至红热的玻璃棒引发二者反应；④转移固体；⑤醼取溶液；⑥粘取试纸。 4.由于空气中CO2的作用而变质的物质：生石灰、NaOH、Ca(OH)2溶液、Ba(OH)2溶液、NaAlO2溶液、水玻璃、碱石灰、漂白粉、苯酚钠溶液、Na2O、Na2O2； 5.由于空气中H2O的作用而变质的物质：浓H2SO4、P2O5、硅胶、CaCl2、碱石灰等干燥剂、浓H3PO4、无水硫酸铜、CaC2、面碱、NaOH固体、生石灰； 6.由于空气中O2的氧化作用而变质的物质：钠、钾、白磷和红磷、NO、天然橡胶、苯酚、－2价硫（氢硫酸或硫化物水溶液）、＋4价硫（SO2水溶液或亚硫酸盐）、亚铁盐溶液、Fe(OH)2。 7.由于挥发或自身分解作用而变质的：AgNO3、浓HNO3、H¬；2O2、液溴、浓氨水、浓HCl、Cu(OH)2。 8.加热试管时，应先均匀加热后局部加热。 9.用排水法收集气体时，先拿出导管后撤酒精灯。 10.制取气体时，先检验气密性后装药品。 11.收集气体时，先排净装置中的空气后再收集。 12.稀释浓硫酸时，烧杯中先装一定量蒸馏水后再沿器壁缓慢注入浓硫酸。
13.点燃H2、CH4、C2H4、C2H2等可燃气体时，先检验纯度再点燃。 14.检验卤化烃分子的卤元素时，在水解后的溶液中先加稀HNO3再加AgNO3溶液。 15.检验NH3(用红色石蕊试纸)、Cl2(用淀粉KI试纸)先用蒸馏水润湿试纸后再与气体接触。 16.配制FeCl3，SnCl2等易水解的盐溶液时，先溶于少量浓盐酸中，再稀释。 17..焰色反应实验，每做一次，铂丝应先沾上稀盐酸放在火焰上灼烧到无色时，再做下一次实验。 18.用H2还原CuO时，先通H2流，后加热CuO，反应完毕后先撤酒精灯，冷却后再停止通H2。 19.配制物质的量浓度溶液时，先用烧杯加蒸馏水至容量瓶刻度线1cm～2cm后，再改用胶头滴管加水至刻度线。 20.安装发生装置时，遵循的原则是：自下而上，先左后右或先下后上，先左后右。 21.浓H2SO4不慎洒到皮肤上，先用水冲洗，最后再涂上3％一5%的NaHCO3溶液。沾上其他酸时，先水洗，后涂NaHCO3溶液。 高考化学必考知识点大全：化学性质篇 化学性质： 1、SO2能作漂白剂。SO2虽然能漂白一般的有机物，但不能漂白指示剂如石蕊试液。SO2使品红褪色是因为漂白作用，SO2使溴水、高锰酸钾褪色是因为还原性，SO2使含酚酞的NaOH 溶液褪色是因为溶于不生成酸。 2、SO2与Cl2通入水中虽然都有漂白性，但将二者以等物质的量混合后再通入水中则会失去漂白性。 3、往某溶液中逐滴加入稀盐酸，出现浑浊的物质：第一种可能为与Cl-生成难溶物。包括：①AgNO3第二种可能为与H+反应生成难溶物。包括：①可溶性硅酸盐（SiO32-），离子方程式为：SiO32-＋2H+＝H2SiO3↓②苯酚钠溶液加盐酸生成苯酚浑浊液。③S2O32-离子
高中化学学业水平考试知识点整理
目录 【一、物质的分类】 (2) 【二、物质的量的相关概念】 (2) 【三、电解质】 (2) 【四、离子反应】 (2) 【五、氧化还原反应】 (3) 【六、元素周期表和元素周期律】 (3) 【七、元素周期律】 (4) 【八、化学键】 (4) 【九、化学反应与能量】 (4) 【十、化学反应速率和限度】 (5) 【十一、常见的无机物】 (5) 【十二、有机部分】 (6) 【十三、干馏、气化、分馏】 (7)
必修一、二知识点 【一、物质的分类】 溶液 混合物 胶体 浊液 酸 物质 碱 化合物 盐 纯净物 氧化物 非金属 单质 金属 【二、物质的量的相关概念】 1．物质的量：表示一定数目微粒的集合体。符号：n ；单位：mol （摩尔）。 2．阿伏加德罗常数： 0.012kg 12C 中所含有的碳原子数。用N A 表示，约为6.02×1023。 3．微粒与物质的量的关系：n= 。 4．摩尔质量：单位物质的量的物质所具有的质量。用M 表示；单位：g/mol ；以g/mol 为单位 时数值上等于该物质的式量（相对分子或相对原子质量）。 5．质量与物质的量的关系： n= 。 6．体积与物质的量的关系：公式：n= 。标准状况下 ，1mol 任何气体的体积都约为22.4L 。 7．阿伏加德罗定律：同温同压下， 相同体积的任何气体都含有相同的分子数。 8．物质的量浓度：单位体积溶液中所含溶质B 的物质的量。符号C(B) 单位：mol/L 。 9．物质的量浓度与物质的量的关系：公式：） （）（）（aq V B n B C 。 【三、电解质】 1.在溶液中或熔融状态可以导电的化合物叫电解质。酸、碱、盐都是电解质。 电解质溶液能够导电，是由于它们在溶液中发生了电离，产生了可以自由移动的阴阳离子。 2.酸、碱、盐定义： 电离时生成的阳离子全部是H +的化合物叫做酸； 电离时生成的阴离子全部是OH -的化合物叫做碱； 生成金属阳离子（包括铵根离子）和酸根离子的化合物叫做盐。 【四、离子反应】 1.离子反应：电解质在水溶液中的反应实质上是离子之间的反应，这种反应称作离子反应。 2.离子反应发生的条件：生成气体，沉淀（难溶）或水（难电离）。 3.离子共存问题： ①有难溶物生成。如Ba 2+与SO 42-、CO 32—大量共存；Ag +与Cl -不能大量共存。 ②有气体生成。如CO 32-、HCO 3-、SO 32-、等离子与H +不能大量共存。 ③有难电离物质生成。如NH 4+与OH -不能大量共存；OH -、CH 3COO -、ClO -与H +不能大量共存。 1.丁达尔效应：一束光通过该胶体时，可以观察到一条光 亮的通路，这种现象叫丁达尔效应。利用这个效应可以区分胶体和溶液。 2.胶体区别于溶液和浊液的本质特征：分散质粒子的直径。 M m A N N m V V
高一化学知识点总结
第一章从实验学化学-1- 化学实验基本方法 过滤一帖、二低、三靠分离固体和液体的混合体时，除去液体中不溶性固体。（漏斗、滤纸、玻璃棒、烧杯） 蒸发不断搅拌，有大量晶体时就应熄灯，余热蒸发至干，可防过热而迸溅把稀溶液浓缩或把含固态溶质的溶液干，在蒸发皿进行蒸发 蒸馏①液体体积②加热方式③温度计水银球位置④冷却的水流方向⑤防液体暴沸利用沸点不同除去液体混合物中难挥发或不挥发的杂质（蒸馏烧瓶、酒精灯、温度计、冷凝管、接液管、锥形瓶） 萃取萃取剂：原溶液中的溶剂互不相溶；②对溶质的溶解度要远大于原溶剂；③要易于挥发。利用溶质在互不相溶的溶剂里溶解度的不同，用一种溶剂把溶质从它与另一溶剂所组成的溶液里提取出来的操作，主要仪器：分液漏斗 分液下层的液体从下端放出，上层从上口倒出把互不相溶的两种液体分开的操作，与萃取配合使用的 过滤器上洗涤沉淀的操作向漏斗里注入蒸馏水，使水面没过沉淀物，等水流完后，重复操作数次 配制一定物质的量浓度的溶液需用的仪器托盘天平（或量筒）、烧杯、玻璃棒、容量瓶、胶头滴管 主要步骤：⑴计算⑵称量（如是液体就用滴定管量取）⑶溶解（少量水，搅拌，注意冷却）⑷转液（容量瓶要先检漏，玻璃棒引流）⑸洗涤（洗涤液一并转移到容量瓶中）⑹振摇⑺定容⑻摇匀 容量瓶①容量瓶上注明温度和量程。②容量瓶上只有刻线而无刻度。①只能配制容量瓶中规定容积的溶液；②不能用容量瓶溶解、稀释或久贮溶液；③容量瓶不能加热，转入瓶中的溶液温度20℃左右 第一章从实验学化学-2- 化学计量在实验中的应用 1 物质的量物质的量实际上表示含有一定数目粒子的集体 2 摩尔物质的量的单位 3 标准状况 STP 0℃和1标准大气压下 4 阿伏加德罗常数NA 1mol任何物质含的微粒数目都是6．02×1023个 5 摩尔质量 M 1mol任何物质质量是在数值上相对质量相等 6 气体摩尔体积 Vm 1mol任何气体的标准状况下的体积都约为 7 阿伏加德罗定律（由PV=nRT推导出) 同温同压下同体积的任何气体有同分子数 n1 N1 V1 n2 N2 V2 8 物质的量浓度CB 1L溶液中所含溶质B的物质的量所表示的浓度 CB=nB/V nB=CB×V V=nB/CB 9 物质的质量m m=M×n n=m/M M=m/n 10 标准状况气体体积V V=n×Vm n=V/Vm Vm=V/n 11 物质的粒子数N N=NA×n n =N/NA NA=N/n 12 物质的量浓度CB与溶质的质量分数ω 1000×ρ×ω M 13 溶液稀释规律 C（浓）×V（浓）=C（稀）×V（稀） 以物质的量为中心
最完整高中化学有机知识点总结(20210101204422)(精华版)
高中化学有机知识点总结 1．需水浴加热的反应有： （1）、银镜反应（2）、乙酸乙酯的水解（3）苯的硝化（ 4 ）糖的水解 凡是在不高于100℃的条件下反应，均可用水浴加热，其优点：温度变化平稳，不会大起大 落，有利于反应的进行。 2．需用温度计的实验有： （1）、实验室制乙烯 170℃）（2）、蒸馏（ 3 ）、乙酸乙酯的水解（70－80℃）（4）（制硝基苯（50－ 〔说明〕：（1）凡需要准确控制温度者均需用温度计。（2）注意温度计水银球的位置。3．能与Na反应的有机物有：醇、酚、羧酸等——凡含羟基的化合物。 4．能发生银镜反应的物质有： 醛、甲酸、甲酸盐、甲酸酯、葡萄糖、麦芽糖——凡含醛基的物质。 5．能使高锰酸钾酸性溶液褪色的物质有： （1）含有碳碳双键、碳碳叁键的烃和烃的衍生物、苯的同系物 （2）含有羟基的化合物如醇和酚类物质 （3）含有醛基的化合物 （4）具有还原性的无机物（如SO2 、FeSO4 、KI 、HCl、H2O2、HI 、H2S、H2 SO3 等）不能使酸性高锰酸钾褪色的物质有：烷烃、环烷烃、苯、乙酸等 6．能使溴水褪色的物质有： 含有碳碳双键和碳碳三键的烃和烃的衍生物（加成） 含醛基物质（氧化） 【1】遇溴水褪色苯酚等酚类物质（取代） 碱性物质（如NaOH、Na2 CO3）（氧化还原――歧化反应） 较强的无机还原剂（如SO2、KI 、FeSO4、H2S、H2SO3 等） 【2】只萃取不褪色：液态烷烃、环烷烃、苯、甲苯、二甲苯、乙苯、卤代烃、酯类（有 机溶剂） 7．密度比水大的液体有机物有：溴乙烷、溴苯、硝基苯、四氯化碳等。 8、密度比水小的液体有机物有：烃、大多数酯、一氯烷烃。 9．能发生水解反应的物质有：卤代烃、酯（油脂）、二糖、多糖、蛋白质（肽）、盐。 10．不溶于水的有机物有：烃、卤代烃、酯、淀粉、纤维素。 11．常温下为气体的有机物有： 分子中含有碳原子数小于或等于 4 的烃（新戊烷例外）、一氯甲烷、甲醛。 12．浓硫酸（H2SO4）、加热条件下发生的反应有： 苯及苯的同系物的硝化、磺化、醇的脱水反应、酯化反应、水解反应。 13．能被氧化的物质有： 含有碳碳双键或碳碳叁键的不饱和化合物（KMnO）4、苯的同系物、酚 大多数有机物都可以燃烧，燃烧都是被氧气氧化。 醇（还原）（氧化）醛（氧化）羧酸。 14．显酸性的有机物有：含有酚羟基和羧基的化合物。