高中化學(xué)選修四重要知識(shí)點(diǎn)總結(jié) (菁選2篇)
高中化學(xué)選修四重要知識(shí)點(diǎn)總結(jié)1
化學(xué)反應(yīng)的速率
1、化學(xué)反應(yīng)是怎樣進(jìn)行的
(1)基元反應(yīng)：能夠一步完成的反應(yīng)稱(chēng)為基元反應(yīng)，大多數(shù)化學(xué)反應(yīng)都是分幾步完成的。
(2)反應(yīng)歷程：*時(shí)寫(xiě)的化學(xué)方程式是由幾個(gè)基元反應(yīng)組成的總反應(yīng)�？偡磻�(yīng)中用基元反應(yīng)構(gòu)成的反應(yīng)序列稱(chēng)為反應(yīng)歷程，又稱(chēng)反應(yīng)機(jī)理。
(3)不同反應(yīng)的反應(yīng)歷程不同。同一反應(yīng)在不同條件下的反應(yīng)歷程也可能不同，反應(yīng)歷程的差別又造成了反應(yīng)速率的不同。
2、化學(xué)反應(yīng)速率
(1)概念：
單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物的減小量或生成物的增加量可以表示反應(yīng)的快慢，即反應(yīng)的速率，用符號(hào)v表示。
(2)表達(dá)式：v=△c/△t
(3)特點(diǎn)
對(duì)某一具體反應(yīng)，用不同物質(zhì)表示化學(xué)反應(yīng)速率時(shí)所得的數(shù)值可能不同，但各物質(zhì)表示的化學(xué)反應(yīng)速率之比等于化學(xué)方程式中各物質(zhì)的系數(shù)之比。
3、濃度對(duì)反應(yīng)速率的影響
(1)反應(yīng)速率常數(shù)(K)
反應(yīng)速率常數(shù)(K)表示單位濃度下的化學(xué)反應(yīng)速率，通常，反應(yīng)速率常數(shù)越大，反應(yīng)進(jìn)行得越快。反應(yīng)速率常數(shù)與濃度無(wú)關(guān)，受溫度、催化劑、固體表面性質(zhì)等因素的影響。
(2)濃度對(duì)反應(yīng)速率的影響
增大反應(yīng)物濃度，正反應(yīng)速率增大，減小反應(yīng)物濃度，正反應(yīng)速率減小。
增大生成物濃度，逆反應(yīng)速率增大，減小生成物濃度，逆反應(yīng)速率減小。
(3)壓強(qiáng)對(duì)反應(yīng)速率的影響
壓強(qiáng)只影響氣體，對(duì)只涉及固體、液體的反應(yīng)，壓強(qiáng)的改變對(duì)反應(yīng)速率幾乎無(wú)影響。
壓強(qiáng)對(duì)反應(yīng)速率的影響，實(shí)際上是濃度對(duì)反應(yīng)速率的影響，因?yàn)閴簭?qiáng)的改變是通過(guò)改變?nèi)萜魅莘e引起的。壓縮容器容積，氣體壓強(qiáng)增大，氣體物質(zhì)的濃度都增大，正、逆反應(yīng)速率都增加;增大容器容積，氣體壓強(qiáng)減小;氣體物質(zhì)的濃度都減小，正、逆反應(yīng)速率都減小。
4、溫度對(duì)化學(xué)反應(yīng)速率的影響
(1)經(jīng)驗(yàn)公式
阿倫尼烏斯總結(jié)出了反應(yīng)速率常數(shù)與溫度之間關(guān)系的經(jīng)驗(yàn)公式：
式中A為比例系數(shù)，e為自然對(duì)數(shù)的底，R為摩爾氣體常數(shù)量，Ea為活化能。
由公式知，當(dāng)Ea>0時(shí)，升高溫度，反應(yīng)速率常數(shù)增大，化學(xué)反應(yīng)速率也隨之增大。可知，溫度對(duì)化學(xué)反應(yīng)速率的影響與活化能有關(guān)。
(2)活化能Ea。
活化能Ea是活化分子的*均能量與反應(yīng)物分子*均能量之差。不同反應(yīng)的活化能不同，有的相差很大。活化能Ea值越大，改變溫度對(duì)反應(yīng)速率的影響越大。
5、催化劑對(duì)化學(xué)反應(yīng)速率的影響
(1)催化劑對(duì)化學(xué)反應(yīng)速率影響的規(guī)律：
催化劑大多能加快反應(yīng)速率，原因是催化劑能通過(guò)參加反應(yīng)，改變反應(yīng)歷程，降低反應(yīng)的活化能來(lái)有效提高反應(yīng)速率。
(2)催化劑的特點(diǎn)：
催化劑能加快反應(yīng)速率而在反應(yīng)前后本身的質(zhì)量和化學(xué)性質(zhì)不變。
催化劑具有選擇性。
催化劑不能改變化學(xué)反應(yīng)的*衡常數(shù)，不引起化學(xué)*衡的移動(dòng)，不能改變*衡轉(zhuǎn)化率。
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一、化學(xué)反應(yīng)的限度
1、化學(xué)*衡常數(shù)
(1)對(duì)達(dá)到*衡的可逆反應(yīng)，生成物濃度的系數(shù)次方的乘積與反應(yīng)物濃度的系數(shù)次方的乘積之比為一常數(shù)，該常數(shù)稱(chēng)為化學(xué)*衡常數(shù)，用符號(hào)K表示。
(2)*衡常數(shù)K的大小反映了化學(xué)反應(yīng)可能進(jìn)行的程度(即反應(yīng)限度)，*衡常數(shù)越大，說(shuō)明反應(yīng)可以進(jìn)行得越完全。
(3)*衡常數(shù)表達(dá)式與化學(xué)方程式的書(shū)寫(xiě)方式有關(guān)。對(duì)于給定的可逆反應(yīng)，正逆反應(yīng)的*衡常數(shù)互為倒數(shù)。
(4)借助*衡常數(shù)，可以判斷反應(yīng)是否到*衡狀態(tài)：當(dāng)反應(yīng)的濃度商Qc與*衡常數(shù)Kc相等時(shí)，說(shuō)明反應(yīng)達(dá)到*衡狀態(tài)。
2、反應(yīng)的*衡轉(zhuǎn)化率
(1)*衡轉(zhuǎn)化率是用轉(zhuǎn)化的反應(yīng)物的濃度與該反應(yīng)物初始濃度的比值來(lái)表示。如反應(yīng)物A的*衡轉(zhuǎn)化率的表達(dá)式為：
α(A)=
(2)*衡正向移動(dòng)不一定使反應(yīng)物的*衡轉(zhuǎn)化率提高。提高一種反應(yīng)物的濃度，可使另一反應(yīng)物的*衡轉(zhuǎn)化率提高。
(3)*衡常數(shù)與反應(yīng)物的*衡轉(zhuǎn)化率之間可以相互計(jì)算。
3、反應(yīng)條件對(duì)化學(xué)*衡的影響
(1)溫度的影響
升高溫度使化學(xué)*衡向吸熱方向移動(dòng);降低溫度使化學(xué)*衡向放熱方向移動(dòng)。溫度對(duì)化學(xué)*衡的影響是通過(guò)改變*衡常數(shù)實(shí)現(xiàn)的。
(2)濃度的影響
增大生成物濃度或減小反應(yīng)物濃度，*衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng);增大反應(yīng)物濃度或減小生成物濃度，*衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)。
溫度一定時(shí)，改變濃度能引起*衡移動(dòng)，但*衡常數(shù)不變�；どa(chǎn)中，常通過(guò)增加某一價(jià)廉易得的反應(yīng)物濃度，來(lái)提高另一昂貴的反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率。
(3)壓強(qiáng)的影響
ΔVg=0的反應(yīng)，改變壓強(qiáng)，化學(xué)*衡狀態(tài)不變。
ΔVg≠0的反應(yīng)，增大壓強(qiáng)，化學(xué)*衡向氣態(tài)物質(zhì)體積減小的'方向移動(dòng)。
(4)勒夏特列原理
由溫度、濃度、壓強(qiáng)對(duì)*衡移動(dòng)的影響可得出勒夏特列原理：如果改變影響*衡的一個(gè)條件(濃度、壓強(qiáng)、溫度等)*衡向能夠減弱這種改變的方向移動(dòng)。
二、化學(xué)反應(yīng)的方向
1、反應(yīng)焓變與反應(yīng)方向
放熱反應(yīng)多數(shù)能自發(fā)進(jìn)行，即ΔH<0的反應(yīng)大多能自發(fā)進(jìn)行。有些吸熱反應(yīng)也能自發(fā)進(jìn)行。如NH4HCO3與CH3COOH的反應(yīng)。有些吸熱反應(yīng)室溫下不能進(jìn)行，但在較高溫度下能自發(fā)進(jìn)行，如CaCO3高溫下分解生成CaO、CO2。
2、反應(yīng)熵變與反應(yīng)方向
熵是描述體系混亂度的概念，熵值越大，體系混亂度越大。反應(yīng)的熵變?chǔ)為反應(yīng)產(chǎn)物總熵與反應(yīng)物總熵之差。產(chǎn)生氣體的反應(yīng)為熵增加反應(yīng)，熵增加有利于反應(yīng)的自發(fā)進(jìn)行。
3、焓變與熵變對(duì)反應(yīng)方向的共同影響
ΔH-TΔS<0反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行。
ΔH-TΔS=0反應(yīng)達(dá)到*衡狀態(tài)。
ΔH-TΔS>0反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行。
在溫度、壓強(qiáng)一定的條件下，自發(fā)反應(yīng)總是向ΔH-TΔS<0的方向進(jìn)行，直至*衡狀態(tài)。
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(一)原子結(jié)構(gòu)
1、能層和能級(jí)
(1)能層和能級(jí)的劃分
�、僭谕粋�(gè)原子中，離核越近能層能量越低。
�、谕粋�(gè)能層的電子，能量也可能不同，還可以把它們分成能級(jí)s、p、d、f，能量由低到高依次為s、p、d、f。
③任一能層，能級(jí)數(shù)等于能層序數(shù)。
�、躶、p、d、f……可容納的電子數(shù)依次是1、3、5、7……的兩倍。
⑤能層不同能級(jí)相同，所容納的最多電子數(shù)相同。
(2)能層、能級(jí)、原子軌道之間的關(guān)系
每能層所容納的最多電子數(shù)是：2n2(n：能層的序數(shù))。
2、構(gòu)造原理
(1)構(gòu)造原理是電子排入軌道的順序，構(gòu)造原理揭示了原子核外電子的能級(jí)分布。
(2)構(gòu)造原理是書(shū)寫(xiě)基態(tài)原子電子排布式的依據(jù)，也是繪制基態(tài)原子軌道表示式的主要依據(jù)之一。
(3)不同能層的能級(jí)有交錯(cuò)現(xiàn)象，如E(3d)>E(4s)、E(4d)>E(5s)、E(5d)>E(6s)、E(6d)>E(7s)、E(4f)>E(5p)、E(4f)>E(6s)等。原子軌道的能量關(guān)系是：ns<(n-2)f < (n-1)d
(4)能級(jí)組序數(shù)對(duì)應(yīng)著元素周期表的周期序數(shù)，能級(jí)組原子軌道所容納電子數(shù)目對(duì)應(yīng)著每個(gè)周期的元素?cái)?shù)目。
根據(jù)構(gòu)造原理，在多電子原子的電子排布中：各能層最多容納的電子數(shù)為2n2 ;最外層不超過(guò)8個(gè)電子;次外層不超過(guò)18個(gè)電子;倒數(shù)第三層不超過(guò)32個(gè)電子。
(5)基態(tài)和激發(fā)態(tài)
�、倩鶓B(tài)：最低能量狀態(tài)。處于 最低能量狀態(tài) 的原子稱(chēng)為 基態(tài)原子 。
�、诩ぐl(fā)態(tài)：較高能量狀態(tài)(相對(duì)基態(tài)而言)�；鶓B(tài)原子的電子吸收能量后，電子躍遷至較高能級(jí)時(shí)的狀態(tài)。處于激發(fā)態(tài)的原子稱(chēng)為激發(fā)態(tài)原子 。
�、墼庸庾V：不同元素的原子發(fā)生電子躍遷時(shí)會(huì)吸收(基態(tài)→激發(fā)態(tài))和放出(激發(fā)態(tài)→較低激發(fā)態(tài)或基態(tài))不同的能量(主要是光能)，產(chǎn)生不同的光譜——原子光譜(吸收光譜和發(fā)射光譜)。利用光譜分析可以發(fā)現(xiàn)新元素或利用特征譜線鑒定元素。
3、電子云與原子軌道
(1)電子云：電子在核外空間做高速運(yùn)動(dòng)，沒(méi)有確定的軌道。因此，人們用“電子云”模型來(lái)描述核外電子的運(yùn)動(dòng)。“電子云”描述了電子在原子核外出現(xiàn)的概率密度分布，是核外電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的形象化描述。
(2)原子軌道：不同能級(jí)上的電子出現(xiàn) 概率 約為90%的電子云空間輪廓圖 稱(chēng)為原子軌道。s電子的原子軌道呈 球形對(duì)稱(chēng)，ns能級(jí)各有1個(gè)原子軌道;p電子的原子軌道呈紡錘形，np能級(jí)各有3個(gè)原子軌道，相互垂直(用px、py、pz表示);nd能級(jí)各有5個(gè)原子軌道;nf能級(jí)各有7個(gè)原子軌道。
4、核外電子排布規(guī)律
(1)能量最低原理：在基態(tài)原子里，電子優(yōu)先排布在能量最低的能級(jí)里，然后排布在能量逐漸升高的能級(jí)里。
(2)泡利原理：1個(gè)原子軌道里最多只能容納2個(gè)電子，且自旋方向相反。
(3)洪特規(guī)則：電子排布在同一能級(jí)的各個(gè)軌道時(shí)，優(yōu)先占據(jù)不同的軌道，且自旋方向相同。
(4)洪特規(guī)則的特例：電子排布在p、d、f等能級(jí)時(shí)，當(dāng)其處于全空 、半充滿或全充滿時(shí)，即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14，整個(gè)原子的能量最低，最穩(wěn)定。
能量最低原理表述的是“整個(gè)原子處于能量最低狀態(tài)”，而不是說(shuō)電子填充到能量最低的軌道中去，泡利原理和洪特規(guī)則都使“整個(gè)原子處于能量最低狀態(tài)”。
電子數(shù)
(5)(n-1)d能級(jí)上電子數(shù)等于10時(shí)，副族元素的族序數(shù)=ns能級(jí)電子數(shù)
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氯及其化合物
氯原子結(jié)構(gòu)示意圖為，氯元素位于元素周期表中第三周期第ⅦA族，氯原子最外電子層上有7個(gè)電子，在化學(xué)反應(yīng)中很容易得到1個(gè)電子形成
Cl-，化學(xué)性質(zhì)活潑，在自然界中沒(méi)游離態(tài)的氯，氯只以化合態(tài)存在(主要以氯化物和氯酸鹽)。
1、氯氣(Cl2)：
(1)物理性質(zhì)：黃綠色有刺激性氣味有毒的氣體，密度比空氣大，易液化成液氯，易溶于水。(氯氣收集方法—向上排空氣法或者排飽和食鹽水;液氯為純凈物)
(2)化學(xué)性質(zhì)：氯氣化學(xué)性質(zhì)非常活潑，很容易得到電子，作強(qiáng)氧化劑，能與金屬、非金屬、水以及堿反應(yīng)。
�、倥c金屬反應(yīng)(將金屬氧化成最高正價(jià))
Na+Cl2===點(diǎn)燃2NaCl
Cu+Cl2===點(diǎn)燃CuCl2
2Fe+3Cl2===點(diǎn)燃2FeCl3(氯氣與金屬鐵反應(yīng)只生成FeCl3，而不生成FeCl2。)
(思考：怎樣制備FeCl2?Fe+2HCl=FeCl2+H2↑，鐵跟鹽酸反應(yīng)生成FeCl2，而鐵跟氯氣反應(yīng)生成FeCl3，這說(shuō)明Cl2的氧化性強(qiáng)于鹽酸，是強(qiáng)氧化劑。)
�、谂c非金屬反應(yīng)
Cl2+H2 ===點(diǎn)燃 2HCl(氫氣在氯氣中燃燒現(xiàn)象：安靜地燃燒，發(fā)出蒼白色火焰)
將H2和Cl2混合后在點(diǎn)燃或光照條件下發(fā)生爆炸。
燃燒：所有發(fā)光發(fā)熱的劇烈化學(xué)反應(yīng)都叫做燃燒，不一定要有氧氣參加。
③Cl2與水反應(yīng)
Cl2+H2O=HCl+HClO
離子方程式：Cl2+H2O=H++Cl—+HClO
將氯氣溶于水得到氯水(淺黃綠色)，氯水含多種微粒，***H2O、Cl2、HClO、Cl-、H+、OH-(極少量，水微弱電離出來(lái)的)。
氯水的性質(zhì)取決于其組成的微粒：
(1)強(qiáng)氧化性：Cl2是新制氯水的主要成分，實(shí)驗(yàn)室常用氯水代替氯氣，如氯水中的氯氣能與KI，KBr、FeCl2、SO2、Na2SO3等物質(zhì)反應(yīng)。
(2)漂白、消毒性：氯水中的Cl2和HClO均有強(qiáng)氧化性，一般在應(yīng)用其漂白和消毒時(shí)，應(yīng)考慮HClO，HClO的強(qiáng)氧化性將有色物質(zhì)氧化成無(wú)色物質(zhì)，不可逆。
(3)酸性：氯水中含有HCl和HClO，故可被NaOH中和，鹽酸還可與NaHCO3，CaCO3等反應(yīng)。
(4)不穩(wěn)定性：HClO不穩(wěn)定光照易分解。，因此久置氯水(淺黃綠色)會(huì)變成稀鹽酸(無(wú)色)失去漂白性。
(5)沉淀反應(yīng)：加入AgNO3溶液有白色沉淀生成(氯水中有Cl-)。自來(lái)水也用氯水殺菌消毒，所以用自來(lái)水配制以下溶液如KI、 KBr、FeCl2、Na2SO3、Na2CO3、NaHCO3、AgNO3、NaOH等溶液會(huì)變質(zhì)。
�、蹸l2與堿液反應(yīng)：
與NaOH反應(yīng)：Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O(Cl2+2OH-=Cl-+ClO-+H2O)
與Ca(OH)2溶液反應(yīng)：2Cl2+2Ca(OH)2=Ca(ClO)2+CaCl2+2H2O
此反應(yīng)用來(lái)制漂白粉，漂白粉的.主要成分為Ca(ClO)2和CaCl2，有效成分為Ca(ClO)2。
漂白粉之所以具有漂白性，原因是：Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO生成的HClO具有漂白性;同樣，氯水也具有漂白性，因?yàn)槁人琀ClO;NaClO同樣具有漂白性，發(fā)生反應(yīng)2NaClO+CO2+H2O==Na2CO3+2HClO;
干燥的氯氣不能使紅紙褪色，因?yàn)椴荒苌蒆ClO，濕的氯氣能使紅紙褪色，因?yàn)槁葰獍l(fā)生下列反應(yīng)Cl2+H2O=HCl+HClO。
漂白粉久置空氣會(huì)失效(涉及兩個(gè)反應(yīng))：Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO，，漂白粉變質(zhì)會(huì)有CaCO3存在，外觀上會(huì)結(jié)塊，久置空氣中的漂白粉加入濃鹽酸會(huì)有CO2氣體生成，含CO2和HCl雜質(zhì)氣體。
�、萋葰獾挠猛荆褐破追�、自來(lái)水殺菌消毒、農(nóng)藥和某些有機(jī)物的原料等。
2、Cl-的檢驗(yàn)：
原理：根據(jù)Cl-與Ag+反應(yīng)生成不溶于酸的AgCl沉淀來(lái)檢驗(yàn)Cl-存在。
方法：先加稀硝酸酸化溶液(排除CO32-干擾)再滴加AgNO3溶液，如有白色沉淀生成，則說(shuō)明有Cl-存在。
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混合液的pH值計(jì)算方法公式
1、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸的混合：(先求[H+]混：將兩種酸中的H+離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它)
[H+]混 =([H+]1V1+[H+]2V2)/(V1+V2)
2、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合：(先求[OH-]混：將兩種酸中的OH離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它)
[OH-]混=([OH-]1V1+[OH-]2V2)/(V1+V2)
(注意 :不能直接計(jì)算[H+]混)
3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合：(先據(jù)H+ + OH- ==H2O計(jì)算余下的H+或OH-，①H+有余，則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求[H+]混;OH-有余，則用余下的OH-數(shù)除以溶液總體積求[OH-]混，再求其它)
四、稀釋過(guò)程溶液pH值的變化規(guī)律：
1、強(qiáng)酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀=pH原+ n(但始終不能大于或等于7)
2、弱酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀〈pH原+n(但始終不能大于或等于7)
3、強(qiáng)堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀= pH原-n (但始終不能小于或等于7)
4、弱堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀〉pH原-n (但始終不能小于或等于7)
5、不論任何溶液，稀釋時(shí)pH均是向7靠近(即向中性靠近);任何溶液無(wú)限稀釋后pH均接近7
6、稀釋時(shí)，弱酸、弱堿和水解的'鹽溶液的pH變化得慢，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿變化得快。
五、強(qiáng)酸(pH1)強(qiáng)堿(pH2)混和計(jì)算規(guī)律
1、若等體積混合
pH1+pH2=14，則溶液顯中性pH=7
pH1+pH2≥15，則溶液顯堿性pH=pH2-0.3
pH1+pH2≤13，則溶液顯酸性pH=pH1+0.3
2、若混合后顯中性
pH1+pH2=14，V酸：V堿=1：1
pH1+pH2≠14，V酸：V堿=1：10〔14-(pH1+pH2)〕
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(1)N及其化合物的反應(yīng)方程式
a) 氮?dú)馀c氧氣在放電下反應(yīng)：N2 + O2 放電 2NO
b) 一氧化氮與氧氣反應(yīng)：2NO + O2 = 2NO2
c) 二氧化氮與水反應(yīng)：3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO
d) 二氧化硫與氧氣在催化劑的作用下反應(yīng)：2SO2 + O2 催化劑 2SO3
e) 三氧化硫與水反應(yīng)：SO3 + H2O = H2SO4
(2)氨及其反應(yīng)方程式
a) 氨水受熱分解：NH3·H2O △ NH3↑ + H2O
b) 氨氣與氯化氫反應(yīng)：NH3 + HCl = NH4Cl
c) 氯化銨受熱分解：NH4Cl △ NH3↑ + HCl↑
d) 碳酸氫氨受熱分解：NH4HCO3 △ NH3↑ + H2O↑ + CO2↑
e) 硝酸銨與氫氧化鈉反應(yīng)：NH4NO3 + NaOH △ NH3↑ + NaNO3 + H2O
f) 氨氣的實(shí)驗(yàn)室制�。�2NH4Cl + Ca(OH)2 △ CaCl2 + 2H2O + 2NH3↑
g) 氯氣與氫氣反應(yīng)：Cl2 + H2 點(diǎn)燃2HCl
h) 硫酸銨與氫氧化鈉反應(yīng)：(NH4)2SO4 + 2NaOH △ 2NH3↑ + Na2SO4 + 2H2O
(3)S及其化合物的化學(xué)反應(yīng)方程式
a) SO2 +CaO = CaSO3
b) SO2 +2NaOH = Na2SO3 + H2O
c) SO2 +Ca(OH)2 = CaSO3↓ + H2O
d) SO2 +Cl2 + 2H2O = 2HCl + H2SO4
e) SO2 +2H2S = 3S + 2H2O
f) 二氧化硫與水反應(yīng)：SO2 + H2O ≈ H2SO3
g) 濃硫酸與銅反應(yīng)：Cu + 2H2SO4(濃) △ CuSO4 + 2H2O + SO2↑
h) 濃硫酸與木炭反應(yīng)：C + 2H2SO4(濃) △ CO2 ↑+ 2SO2↑ + 2H2O
i) 硫酸銨與氫氧化鈉反應(yīng)：(NH4)2SO4 + 2NaOH △ 2NH3↑ + Na2SO4 + 2H2O
(4)N及其化合物的反應(yīng)方程式
a) NO、NO2的回收：NO2 + NO + 2NaOH = 2NaNO2 + H2O
b) 濃硝酸與銅反應(yīng)：Cu + 4HNO3(濃) = Cu(NO3)2 + 2H2O + 2NO2↑
c) 稀硝酸與銅反應(yīng)：3Cu + 8HNO3(稀) △ 3Cu(NO3)2 + 4H2O + 2NO↑
(5)硅Si的反應(yīng)方程式冶煉純硅
a) Si +2F 2 = SiF4
b ) Si+ 2NaOH + H2O = NaSiO3 +2H2↑
c) 硅單質(zhì)的實(shí)驗(yàn)室制法：
粗硅的制�。篠iO2 + 2C 高溫電爐 Si +2CO (石英沙)(焦碳)(粗硅)
粗硅轉(zhuǎn)變?yōu)榧児瑁篠i(粗) + 2Cl2 △ SiCl4 SiCl4 + 2H2 高溫== Si(純)+ 4HCl
(6)Cl及其化合物的反應(yīng)方程式
a) 氯氣與金屬鐵反應(yīng)：2Fe + 3Cl2 點(diǎn)燃 2FeCl3
b) 氯氣與金屬銅反應(yīng)：Cu + Cl2 點(diǎn)燃 CuCl2
c) 氯氣與金屬鈉反應(yīng)：2Na + Cl2 點(diǎn)燃 2NaCl
d) 氯氣與水反應(yīng)：Cl2 + H2O = HCl + HClO
e) 次氯酸光照分解：2HClO 光照 2HCl + O2↑
f) 氯氣與氫氧化鈉溶液反應(yīng)：Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O
g) 氯氣與消石灰反應(yīng)：2Cl2 + 2Ca(OH)2 = CaCl2 + Ca(ClO)2 + 2H2O
h) 鹽酸與硝酸銀溶液反應(yīng)：HCl + AgNO3 = AgCl↓ + HNO3
i) 漂白粉長(zhǎng)期置露在空氣中：Ca(ClO)2 + H2O + CO2 = CaCO3↓ + 2HClO
(7) Na的化學(xué)反應(yīng)方程式
a) 鈉在空氣中燃燒：4Na + O2 = 2Na2O
b) 鈉與氧氣反應(yīng)： 2Na + O2 △ Na2O2 過(guò)氧化鈉
c) 過(guò)氧化鈉與水反應(yīng)：2Na2O2 + 2H2O = 4NaOH + O2↑
d) 過(guò)氧化鈉與二氧化碳反應(yīng)：2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2
e) 鈉與水反應(yīng)：2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑
(8) Fe及化合物的化學(xué)反應(yīng)方程式
a) 鐵與水蒸氣反應(yīng)：3Fe + 4H2O(g) = 高溫=F3O4 + 4H2↑
b) 鐵片與硫酸銅溶液反應(yīng): Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu
c) 氧化鐵與鹽酸反應(yīng)：Fe2O3 + 6HCl = 2FeCl3 + 3H2O
d) 氯化鐵與氫氧化鈉溶液反應(yīng)：FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3↓+ 3NaCl
e) 硫酸亞鐵與氫氧化鈉溶液反應(yīng)：FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2↓+ Na2SO4
f) 氫氧化亞鐵被氧化成氫氧化鐵：4Fe(OH)2 + 2H2O + O2 = 4Fe(OH)3
g) 氫氧化鐵加熱分解：2Fe(OH)3 △ Fe2O3 + 3H2O↑
h) 三氯化鐵溶液與鐵粉反應(yīng)：2FeCl3 + Fe = 3FeCl2
i) 氯化亞鐵中通入氯氣：2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3
高中化學(xué)選修四重要知識(shí)點(diǎn)總結(jié) (菁選2篇)（擴(kuò)展3）
——高中化學(xué)選修4重要的知識(shí)點(diǎn)總結(jié) (菁選2篇)
高中化學(xué)選修4重要的知識(shí)點(diǎn)總結(jié)1
一、焓變、反應(yīng)熱
1.反應(yīng)熱：一定條件下，一定物質(zhì)的量的反應(yīng)物之間完全反應(yīng)所放出或吸收的熱量
2.焓變(ΔH)的意義：在恒壓條件下進(jìn)行的化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)
(1)符號(hào)：△H
(2)單位：kJ/mol
3.產(chǎn)生原因：
化學(xué)鍵斷裂——吸熱
化學(xué)鍵形成——放熱
放出熱量的化學(xué)反應(yīng)。(放熱>吸熱) △H 為“-”或△H <0
吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)。(吸熱>放熱)△H 為“+”或△H >0
常見(jiàn)的放熱反應(yīng)：
�、偎械娜紵磻�(yīng)
�、谒釅A中和反應(yīng)
�、鄞蠖鄶�(shù)的化合反應(yīng)
④金屬與酸的反應(yīng)
�、萆液退磻�(yīng)
�、逎饬蛩嵯♂�、氫氧化鈉固體溶解等
常見(jiàn)的吸熱反應(yīng)：
�、� 晶體Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl
�、� 大多數(shù)的分解反應(yīng)
�、� 以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應(yīng)
�、茕@鹽溶解等
二、熱化學(xué)方程式
書(shū)寫(xiě)化學(xué)方程式注意要點(diǎn):
①熱化學(xué)方程式必須標(biāo)出能量變化。
�、跓峄瘜W(xué)方程式中必須標(biāo)明反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)(g,l,s分別表示固態(tài)，液態(tài)，氣態(tài)，水溶液中溶質(zhì)用aq表示)
�、蹮峄瘜W(xué)反應(yīng)方程式要指明反應(yīng)時(shí)的溫度和壓強(qiáng)。
�、軣峄瘜W(xué)方程式中的化學(xué)計(jì)量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分?jǐn)?shù)
�、莞魑镔|(zhì)系數(shù)加倍，△H加倍;反應(yīng)逆向進(jìn)行，△H改變符號(hào)，數(shù)值不變
三、燃燒熱
1.概念：25 ℃，101 kPa時(shí)，1 mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物時(shí)所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。
注意以下幾點(diǎn)：
�、傺芯織l件：101 kPa
�、诜磻�(yīng)程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物
�、廴紵锏�'物質(zhì)的量：1 mol
④研究?jī)?nèi)容：放出的熱量。(ΔH<0，單位kJ/mol)
四、中和熱
1.概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應(yīng)而生成1mol H2O，這時(shí)的反應(yīng)熱叫中和熱。
2.強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的中和反應(yīng)其實(shí)質(zhì)是H+和OH-反應(yīng)，其熱化學(xué)方程式為：
H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l)
ΔH=-57.3kJ/mol
3.弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應(yīng)時(shí)的中和熱小于57.3kJ/mol。
4.中和熱的測(cè)定實(shí)驗(yàn)
高中化學(xué)選修4重要的知識(shí)點(diǎn)總結(jié)2
1.化學(xué)反應(yīng)熱概念
化學(xué)反應(yīng)伴能變，成鍵放出斷需要。
左能高常是放熱，置氫中和和燃燒。
炭水銨堿分解類(lèi)，吸熱自然右能高。
2.燃料燃燒知識(shí)理解
能源緊張，不久用光。
接觸充分，空氣足量。
節(jié)能減排，新能跟上。
高效清潔，****。
3.化學(xué)反應(yīng)速率概念理解
化學(xué)反應(yīng)有快慢，摩爾每升比時(shí)間。
*均速率標(biāo)物質(zhì)，比例與系數(shù)有關(guān)。
濃度增大我加快，溫度升高我翻番。
若能出現(xiàn)催化劑，改變大小更不難。
4.化學(xué)*衡概念理解
可逆反應(yīng)有限度，所有轉(zhuǎn)化不完全。
正逆速率若相等，化學(xué)*衡狀態(tài)現(xiàn)。
此時(shí)反應(yīng)并未停，特征就是動(dòng)定變。
(或：相反相成，可逆*衡;強(qiáng)弱互爭(zhēng)，“逃逸”完成;外表內(nèi)因，宏微相應(yīng);量變質(zhì)變，運(yùn)動(dòng)永恒。)
5. 化學(xué)*衡
逆等動(dòng)定變*衡，一等二最六一定, 正逆反應(yīng)速相等，轉(zhuǎn)產(chǎn)二率最值衡,
質(zhì)量體積 n分?jǐn)?shù), 濃度溫度色一定， 參數(shù)可變變不變(變量不變)， 定達(dá)*衡要記清， 參數(shù)一直不變化， 不可用與斷*衡。
解釋?zhuān)?/p>
“逆等動(dòng)定變*衡”,是指*衡狀態(tài)有逆、等、動(dòng)、定、變五個(gè)特征。
“一等”是指反應(yīng)體系中同一反應(yīng)物(或生成物)的正、逆反應(yīng)速率相等即達(dá)*衡狀態(tài)�！�
二最”是指轉(zhuǎn)化率、產(chǎn)率達(dá)最大值即達(dá)*衡狀態(tài)。
“六一定”是指體系中各組分的質(zhì)量分?jǐn)?shù)、體積分?jǐn)?shù)、物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)、濃度不再變化，或體系的溫度及顏色不再變化即達(dá)*衡狀態(tài)。
“參數(shù)可變到不變，定達(dá)*衡要記清”是指參數(shù)(濃度、溫度、質(zhì)量、壓強(qiáng)、體積、密度等)原為變量，后變?yōu)楹懔浚藭r(shí)可逆反應(yīng)達(dá)*衡狀態(tài)。
“參數(shù)一直不變化，不可用與斷*衡”是指若反應(yīng)過(guò)程中參數(shù)始終沒(méi)有變化，此參數(shù)不可用于判斷可逆反應(yīng)是否達(dá)*衡狀態(tài)
6.化學(xué)*衡圖像題
先拐先折，溫度高，壓強(qiáng)大!
7.等效*衡
“等效*衡”是指在相同條件下的同一可逆反應(yīng)里，建立的兩個(gè)或多個(gè)化學(xué)*衡中，各同種物質(zhì)的百分?jǐn)?shù)相同，這些化學(xué)*衡均屬等效*衡，其核心是“各同種物質(zhì)的百分?jǐn)?shù)相同”。
“等效*衡”常見(jiàn)的有恒溫恒壓和恒溫恒容兩種情形，其口訣可概括為：等壓比相等;等容量相等，但若系(氣體系數(shù))不變，可為比相等【三種情況前提：等T】。
高中化學(xué)選修四重要知識(shí)點(diǎn)總結(jié) (菁選2篇)（擴(kuò)展4）
——高中化學(xué)必修2重點(diǎn)知識(shí)點(diǎn)歸納 (菁選3篇)
高中化學(xué)必修2重點(diǎn)知識(shí)點(diǎn)歸納1
化學(xué)能與電能
1、化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能的方式：
(1)概念：把化學(xué)能直接轉(zhuǎn)化為電能的裝置叫做原電池。
2、原電池原理
(2)原電池的工作原理：通過(guò)氧化還原反應(yīng)(有電子的轉(zhuǎn)移)把化學(xué)能轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔堋?/p>
(3)構(gòu)成原電池的條件：
�、匐姌O為導(dǎo)體且活潑性不同；
�、趦蓚�(gè)電極接觸(導(dǎo)線連接或直接接觸)；
③兩個(gè)相互連接的電極插入電解質(zhì)溶液構(gòu)成閉合回路。
(4)電極名稱(chēng)及發(fā)生的反應(yīng)：
負(fù)極：
較活潑的金屬作負(fù)極，負(fù)極發(fā)生氧化反應(yīng)
電極反應(yīng)式：較活潑金屬-ne-=金屬陽(yáng)離子
負(fù)極現(xiàn)象：負(fù)極溶解，負(fù)極質(zhì)量減少
正極：
較不活潑的金屬或石墨作正極，正極發(fā)生還原反應(yīng)
電極反應(yīng)式：溶液中陽(yáng)離子+ne-=單質(zhì)
正極的現(xiàn)象：一般有氣體放出或正極質(zhì)量增加
(5)原電池**極的判斷方法：
�、僖罁�(jù)原電池兩極的材料：
較活潑的金屬作負(fù)極(K、Ca、Na太活潑，不能作電極)；
較不活潑金屬或可導(dǎo)電非金屬(石墨)、氧化物(MnO2)等作正極。
�、诟鶕�(jù)電流方向或電子流向：(外電路)的電流由正極流向負(fù)極；電子則由負(fù)極經(jīng)外電路流向原電池的正極。
�、鄹鶕�(jù)內(nèi)電路離子的遷移方向：陽(yáng)離子流向原電池正極，陰離子流向原電池負(fù)極。
�、芨鶕�(jù)原電池中的反應(yīng)類(lèi)型：
負(fù)極：失電子，發(fā)生氧化反應(yīng)，現(xiàn)象通常是電極本身消耗，質(zhì)量減小。
正極：得電子，發(fā)生還原反應(yīng)，現(xiàn)象是常伴隨金屬的析出或H2的放出。
(6)原電池電極反應(yīng)的書(shū)寫(xiě)方法：
�、僭姵胤磻�(yīng)所依托的化學(xué)反應(yīng)原理是氧化還原反應(yīng)，負(fù)極反應(yīng)是氧化反應(yīng)，正極反應(yīng)是還原反應(yīng)。因此書(shū)寫(xiě)電極反應(yīng)的方法歸納如下：
寫(xiě)出總反應(yīng)方程式；
把總反應(yīng)根據(jù)電子得失情況，分成氧化反應(yīng)、還原反應(yīng)；
氧化反應(yīng)在負(fù)極發(fā)生，還原反應(yīng)在正極發(fā)生，反應(yīng)物和生成物對(duì)號(hào)入座，注意酸堿介質(zhì)和水等參與反應(yīng)。
�、谠姵氐目偡磻�(yīng)式一般把正極和負(fù)極反應(yīng)式相加而得。
高中化學(xué)必修2重點(diǎn)知識(shí)點(diǎn)歸納2
一、元素周期表
熟記等式：原子序數(shù)=核電荷數(shù)=質(zhì)子數(shù)=核外電子數(shù)
1、元素周期表的編排原則：
①按照原子序數(shù)遞增的順序從左到右排列；
②將電子層數(shù)相同的元素排成一個(gè)橫行——周期；
�、郯炎钔鈱与娮訑�(shù)相同的元素按電子層數(shù)遞增的順序從上到下排成縱行——族
2、如何精確表示元素在周期表中的`位置：
周期序數(shù)=電子層數(shù)；主族序數(shù)=最外層電子數(shù)
口訣：三短三長(zhǎng)一不全；七主七副零八族
熟記：三個(gè)短周期，第一和第七主族和零族的元素符號(hào)和名稱(chēng)
3、元素金屬性和非金屬性判斷依據(jù)：
�、僭亟饘傩詮�(qiáng)弱的判斷依據(jù)：
單質(zhì)跟水或酸起反應(yīng)置換出氫的難易；
元素最高價(jià)氧化物的水化物——?dú)溲趸锏膲A性強(qiáng)弱；置換反應(yīng)。
�、谠胤墙饘傩詮�(qiáng)弱的判斷依據(jù)：
單質(zhì)與氫氣生成氣態(tài)氫化物的難易及氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性；
最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)的水化物的酸性強(qiáng)弱；置換反應(yīng)。
4、核素：具有一定數(shù)目的質(zhì)子和一定數(shù)目的中子的一種原子。
�、儋|(zhì)量數(shù)==質(zhì)子數(shù)+中子數(shù)：A==Z+N
�、谕凰兀嘿|(zhì)子數(shù)相同而中子數(shù)不同的同一元素的不同原子，互稱(chēng)同位素。(同一元素的各種同位素物理性質(zhì)不同，化學(xué)性質(zhì)相同)
二、元素周期律
1、影響原子半徑大小的因素：
�、匐娮訉訑�(shù)：電子層數(shù)越多，原子半徑越大(最主要因素)
�、诤穗姾蓴�(shù)：核電荷數(shù)增多，吸引力增大，使原子半徑有減小的趨向(次要因素)
�、酆送怆娮訑�(shù)：電子數(shù)增多，增加了相互排斥，使原子半徑有增大的傾向
2、元素的化合價(jià)與最外層電子數(shù)的關(guān)系：最高正價(jià)等于最外層電子數(shù)(氟氧元素?zé)o正價(jià))
負(fù)化合價(jià)數(shù)=8—最外層電子數(shù)(金屬元素?zé)o負(fù)化合價(jià))
3、同主族、同周期元素的結(jié)構(gòu)、性質(zhì)遞變規(guī)律：
同主族：從上到下，隨電子層數(shù)的遞增，原子半徑增大，核對(duì)外層電子吸引能力減弱，失電子能力增強(qiáng)，還原性(金屬性)逐漸增強(qiáng)，其離子的氧化性減弱。
同周期：左→右，核電荷數(shù)——→逐漸增多，最外層電子數(shù)——→逐漸增多
原子半徑——→逐漸減小，得電子能力——→逐漸增強(qiáng)，失電子能力——→逐漸減弱
氧化性——→逐漸增強(qiáng)，還原性——→逐漸減弱，氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性——→逐漸增強(qiáng)
最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物酸性——→逐漸增強(qiáng)，堿性——→逐漸減弱
高中化學(xué)必修2重點(diǎn)知識(shí)點(diǎn)歸納3
1、掌握一圖(原子結(jié)構(gòu)示意圖)、五式(分子式、結(jié)構(gòu)式、結(jié)構(gòu)簡(jiǎn)式、電子式、最簡(jiǎn)式)、六方程(化學(xué)方程式、電離方程式、水解方程式、離子方程式、電極方程式、熱化學(xué)方程式)的正確書(shū)寫(xiě)。
2、最簡(jiǎn)式相同的有機(jī)物：
�、貱H：C2H2和C6H6
�、贑H2：烯烴和環(huán)烷烴
�、跜H2O：甲醛、乙酸、甲酸甲酯
�、蹸nH2nO：飽和一元醛(或飽和一元酮)與二倍于其碳原子數(shù)和飽和一元羧酸或酯；
舉一例：乙醛(C2H4O)與丁酸及其異構(gòu)體(C4H8O2)
3、一般原子的原子核是由質(zhì)子和中子構(gòu)成，但氕原子(1H)中無(wú)中子。
4、元素周期表中的每個(gè)周期不一定從金屬元素開(kāi)始，如第一周期是從氫元素開(kāi)始。
5、ⅢB所含的元素種類(lèi)最多。碳元素形成的化合物種類(lèi)最多，且ⅣA族中元素組成的晶體常常屬于原子晶體，如金剛石、晶體硅、二氧化硅、碳化硅等。
6、質(zhì)量數(shù)相同的原子，不一定屬于同種元素的原子，如18O與18F、40K與40Ca
7、ⅣA~ⅦA族中只有ⅦA族元素沒(méi)有同素異形體，且其單質(zhì)不能與氧氣直接化合。
8、活潑金屬與活潑非金屬一般形成離子化合物，但AlCl3卻是共價(jià)化合物(熔沸點(diǎn)很低，易升華，為雙聚分子，所有原子都達(dá)到了最外層為8個(gè)電子的穩(wěn)定結(jié)構(gòu))。
9、一般元素性質(zhì)越活潑，其單質(zhì)的性質(zhì)也活潑，但N和P相反，因?yàn)镹2形成叁鍵。
10、非金屬元素之間一般形成共價(jià)化合物，但NH4Cl、NH4NO3等銨鹽卻是離子化合物。
11、離子化合物在一般條件下不存在單個(gè)分子，但在氣態(tài)時(shí)卻是以單個(gè)分子存在。如NaCl。
12、含有非極性鍵的化合物不一定都是共價(jià)化合物，如Na2O2、FeS2、CaC2等是離子化合物。
13、單質(zhì)分子不一定是非極性分子，如O3是極性分子。
14、一般氫化物中氫為+1價(jià)，但在金屬氫化物中氫為-1價(jià)，如NaH、CaH2等。
15、非金屬單質(zhì)一般不導(dǎo)電，但石墨可以導(dǎo)電，硅是半導(dǎo)體。
16、非金屬氧化物一般為酸性氧化物，但CO、NO等不是酸性氧化物，而屬于不成鹽氧化物。
17、酸性氧化物不一定與水反應(yīng)：如SiO2。
18、金屬氧化物一般為堿性氧化物，但一些高價(jià)金屬的氧化物反而是酸性氧化物，如：Mn2O7、CrO3等反而屬于酸性氧物，2KOH+Mn2O7==2KMnO4+H2O。
19、非金屬元素的最高正價(jià)和它的負(fù)價(jià)絕對(duì)值之和等于8，但氟無(wú)正價(jià)，氧在OF2中為+2價(jià)。
20、含有陽(yáng)離子的晶體不一定都含有陰離子，如金屬晶體中有金屬陽(yáng)離子而無(wú)陰離子。
21、離子晶體不一定只含有離子鍵，如NaOH、Na2O2、NH4Cl、CH3COONa等中還含有共價(jià)鍵。
22、稀有氣體原子的電子層結(jié)構(gòu)一定是穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，其余原子的電子層結(jié)構(gòu)一定不是穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。
23、離子的電子層結(jié)構(gòu)一定是穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。
24、陽(yáng)離子的半徑一定小于對(duì)應(yīng)原子的半徑，陰離子的半徑一定大于對(duì)應(yīng)原子的半徑。
25、一種原子形成的高價(jià)陽(yáng)離子的半徑一定小于它的低價(jià)陽(yáng)離子的半徑。如Fe3+<>
26、同種原子間的共價(jià)鍵一定是非極性鍵，不同原子間的共價(jià)鍵一定是極性鍵。
27、分子內(nèi)一定不含有離子鍵。題目中有“分子”一詞，該物質(zhì)必為分子晶體。
高中化學(xué)選修四重要知識(shí)點(diǎn)總結(jié) (菁選2篇)（擴(kuò)展5）
——高中化學(xué)選修3重要知識(shí)總結(jié) (菁選2篇)
高中化學(xué)選修3重要知識(shí)總結(jié)1
一.原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)
電子層(能層)：根據(jù)電子的能量差異和主要運(yùn)動(dòng)區(qū)域的不同，核外電子分別處于不同的電子層.原子由里向外對(duì)應(yīng)的電子層符號(hào)分別為K、L、M、N、O、P、Q.
原子軌道(能級(jí)即亞層)：處于同一電子層的原子核外電子，也可以在不同類(lèi)型的原子軌道上運(yùn)動(dòng)，分別用s、p、d、f表示不同形狀的軌道，s軌道呈球形、p軌道呈紡錘形，d軌道和f軌道較復(fù)雜.各軌道的伸展方向個(gè)數(shù)依次為1、3、5、7.
1. 能級(jí)與能層
電子云：用小黑點(diǎn)的疏密來(lái)描述電子在原子核外空間出現(xiàn)的機(jī)會(huì)大小所得的圖形叫電子云圖.離核越近，電子出現(xiàn)的機(jī)會(huì)大，電子云密度越大;離核越遠(yuǎn)，電子出現(xiàn)的機(jī)會(huì)小，電子云密度越小.
2.原子軌道：
3.原子核外電子排布規(guī)律
�、艠�(gòu)造原理：隨著核電荷數(shù)遞增，大多數(shù)元素的電中性基態(tài)原子的電子按右圖順序填入核外電子運(yùn)動(dòng)軌道(能級(jí))，叫做構(gòu)造原理。
能級(jí)交錯(cuò)：由構(gòu)造原理可知，電子先進(jìn)入4s軌道，后進(jìn)入3d軌道，這種現(xiàn)象叫能級(jí)交錯(cuò)。
說(shuō)明：構(gòu)造原理并不是說(shuō)4s能級(jí)比3d能級(jí)能量低(實(shí)際上4s能級(jí)比3d能級(jí)能量高)，而是指這樣順序填充電子可以使整個(gè)原子的能量最低。也就是說(shuō)，整個(gè)原子的能量不能機(jī)械地看做是各電子所處軌道的能量之和。
(2)能量最低原理
現(xiàn)代物質(zhì)結(jié)構(gòu)理論證實(shí)，原子的電子排布遵循構(gòu)造原理能使整個(gè)原子的能量處于最低狀態(tài)，簡(jiǎn)稱(chēng)能量最低原理。
構(gòu)造原理和能量最低原理是從整體角度考慮原子的能量高低，而不局限于某個(gè)能級(jí)。
(3)泡利(不相容)原理：基態(tài)多電子原子中，不可能同時(shí)存在4個(gè)量子數(shù)完全相同的電子。換言之，一個(gè)軌道里最多只能容納兩個(gè)電子，且電旋方向相反(用“↑↓”表示)，這個(gè)原理稱(chēng)為泡利(Pauli)原理。
(4)洪特規(guī)則：當(dāng)電子排布在同一能級(jí)的不同軌道(能量相同)時(shí)，總是優(yōu)先單獨(dú)占據(jù)一個(gè)軌道，而且自旋方向相同，這個(gè)規(guī)則叫洪特(Hund)規(guī)則。比如，p3的軌道式為或，而不是。
洪特規(guī)則特例：當(dāng)p、d、f軌道填充的電子數(shù)為全空、半充滿或全充滿時(shí)，原子處于較穩(wěn)定的狀態(tài)。即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14時(shí)，是較穩(wěn)定狀態(tài)。
前36號(hào)元素中，全空狀態(tài)的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0;半充滿狀態(tài)的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3;全充滿狀態(tài)的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。
高中化學(xué)選修3重要知識(shí)總結(jié)2
一、
1.鹵代烴中鹵素的檢驗(yàn)
取樣，滴入NaOH溶液，加熱至分層現(xiàn)象消失，冷卻后加入稀硝酸酸化，再滴入AgNO3溶液，觀察沉淀的顏色，確定是何種鹵素。
2.二糖或多糖水解產(chǎn)物的檢驗(yàn) 若二糖或多糖是在稀硫酸作用下水解的，則先向冷卻后的水解液中加入足量的.NaOH溶液，中和稀硫酸，然后再加入銀氨溶液或新制的氫氧化銅懸濁液，(水浴)加熱，觀察現(xiàn)象，作出判斷。
3.如何檢驗(yàn)溶解在苯中的苯酚? 取樣，向試樣中加入NaOH溶液，振蕩后靜置、分液，向水溶液中加入鹽酸酸化，
再滴入幾滴FeCl3溶液(或過(guò)量飽和溴水)，若溶液呈紫色(或有白色沉淀生成)，則說(shuō)明有苯酚。
若向樣品中直接滴入FeCl3溶液，則由于苯酚仍溶解在苯中，不得進(jìn)入水溶液中與Fe3+進(jìn)行離子反應(yīng);若向樣品中直接加入飽和溴水，則生成的三溴苯酚會(huì)溶解在苯中而看不到白色沉淀。
若所用溴水太稀，則一方面可能由于生成溶解度相對(duì)較大的一溴苯酚或二溴苯酚，另一方面可能生成的三溴苯酚溶解在過(guò)量的苯酚之中而看不到沉淀。
二、
1.烯醛中碳碳雙鍵的檢驗(yàn)
(1)若是純凈的液態(tài)樣品，則可向所取試樣中加入溴的四氯化碳溶液，若褪色，則證明含有碳碳雙鍵。
(2)若樣品為水溶液，則先向樣品中加入足量的新制Cu(OH)2懸濁液，加熱煮沸，充分反
應(yīng)后冷卻過(guò)濾，向?yàn)V液中加入稀硝酸酸化，再加入溴水，若褪色，則證明含有碳碳雙鍵。
若直接向樣品水溶液中滴加溴水，則會(huì)有反應(yīng)：—CHO + Br2 + H2O → —COOH + 2HBr而使溴水褪色。
高中化學(xué)選修四重要知識(shí)點(diǎn)總結(jié) (菁選2篇)（擴(kuò)展6）
——高中化學(xué)選修5知識(shí)點(diǎn)總結(jié) (菁選2篇)
高中化學(xué)選修5知識(shí)點(diǎn)總結(jié)1
一、鹵代烴中鹵素的檢驗(yàn)
取樣，滴入NaOH溶液，加熱至分層現(xiàn)象消失，冷卻后加入稀硝酸酸化，再滴入AgNO3溶液，觀察沉淀的顏色，確定是何種鹵素。
二、.烯醛中碳碳雙鍵的檢驗(yàn)
(1)若是純凈的液態(tài)樣品，則可向所取試樣中加入溴的四氯化碳溶液，若褪色，則證明含有碳碳雙鍵。
(2)若樣品為水溶液，則先向樣品中加入足量的新制Cu(OH)2懸濁液，加熱煮沸，充分反應(yīng)后冷卻過(guò)濾，向?yàn)V液中加入稀硝酸酸化，再加入溴水，若褪色，則證明含有碳碳雙鍵。
若直接向樣品水溶液中滴加溴水，則會(huì)有反應(yīng)：—CHO + Br2 + H2O → —COOH + 2HBr而使溴水褪色。
三、二糖或多糖水解產(chǎn)物的檢驗(yàn)
若二糖或多糖是在稀硫酸作用下水解的，則先向冷卻后的水解液中加入足量的NaOH溶液，中和稀硫酸，然后再加入銀氨溶液或新制的氫氧化銅懸濁液，(水浴)加熱，觀察現(xiàn)象，作出判斷。
四、如何檢驗(yàn)溶解在苯中的苯酚?
取樣，向試樣中加入NaOH溶液，振蕩后靜置、分液，向水溶液中加入鹽酸酸化，再滴入幾滴FeCl3溶液(或過(guò)量飽和溴水)，若溶液呈紫色(或有白色沉淀生成)，則說(shuō)明有苯酚。
若向樣品中直接滴入FeCl3溶液，則由于苯酚仍溶解在苯中，不得進(jìn)入水溶液中與Fe3+進(jìn)行離子反應(yīng);若向樣品中直接加入飽和溴水，則生成的三溴苯酚會(huì)溶解在苯中而看不到白色沉淀。
若所用溴水太稀，則一方面可能由于生成溶解度相對(duì)較大的一溴苯酚或二溴苯酚，另一方面可能生成的三溴苯酚溶解在過(guò)量的苯酚之中而看不到沉淀。
五、如何檢驗(yàn)實(shí)驗(yàn)室制得的乙烯氣體中含有CH2=CH2、SO2、CO2、H2O
將氣體依次通過(guò)無(wú)水硫酸銅、品紅溶液、飽和Fe2(SO4)3溶液、品紅溶液、澄清石灰水
(檢驗(yàn)水) (檢驗(yàn)SO2) (除去SO2) (確認(rèn)SO2已除盡)(檢驗(yàn)CO2)
溴水或溴的四氯化碳溶液或酸性高錳酸鉀溶液(檢驗(yàn)CH2=CH2)。
高中化學(xué)選修5知識(shí)點(diǎn)總結(jié)2
一、同分異構(gòu)體的書(shū)寫(xiě)規(guī)律
書(shū)寫(xiě)時(shí)，要盡量把主鏈寫(xiě)直，不要寫(xiě)得扭七歪八的，以免干擾自己的視覺(jué);思維一定要有序，可按下列順序考慮：
1.主鏈由長(zhǎng)到短，支鏈由整到散，位置由心到邊，排列鄰、間、對(duì)。
2.按照碳鏈異構(gòu)→位置異構(gòu)→順?lè)串悩?gòu)→官能團(tuán)異構(gòu)的順序書(shū)寫(xiě)，也可按官能團(tuán)異構(gòu)→碳鏈異構(gòu)→位置異構(gòu)→順?lè)串悩?gòu)的順序書(shū)寫(xiě)，不管按哪種方法書(shū)寫(xiě)都必須防止漏寫(xiě)和重寫(xiě)。
3.若遇到苯環(huán)上有三個(gè)取代基時(shí)，可先定兩個(gè)的位置關(guān)系是鄰或間或?qū)�，然后再�?duì)第三個(gè)取代基依次進(jìn)行定位，同時(shí)要注意哪些是與前面重復(fù)的。
二、同分異構(gòu)體數(shù)目的'判斷方法
1.記憶法 記住已掌握的常見(jiàn)的異構(gòu)體數(shù)。例如：
(1)凡只含一個(gè)碳原子的分子均無(wú)異構(gòu);
(2)丁烷、丁炔、丙基、丙醇有2種;
(3)戊烷、戊炔有3種;
(4)丁基、丁烯(包括順?lè)串悩?gòu))、C8H10(芳烴)有4種;
(5)己烷、C7H8O(含苯環(huán))有5種;
(6)C8H8O2的芳香酯有6種;
(7)戊基、C9H12(芳烴)有8種。
2.基元法 例如：丁基有4種，丁醇、戊醛、戊酸都有4種
3.替代法 例如：二氯苯C6H4Cl2有3種，四氯苯也為3種(將H替代Cl);又如：CH4的一氯代物只有一種，新戊烷C(CH3)4的一氯代物也只有一種。
4.對(duì)稱(chēng)法(又稱(chēng)等效氫法) 等效氫法的判斷可按下列三點(diǎn)進(jìn)行：
(1)同一碳原子上的氫原子是等效的;
(2)同一碳原子所連甲基上的氫原子是等效的;
(3)處于鏡面對(duì)稱(chēng)位置上的氫原子是等效的(相當(dāng)于*面成像時(shí)，物與像的關(guān)系)。
(三)、不飽和度的計(jì)算方法
1.烴及其含氧衍生物的不飽和度
2.鹵代烴的不飽和度
3.含N有機(jī)物的不飽和度
(1)若是氨基—NH2，則
(2)若是硝基—NO2，則
(3)若是銨離子NH4+，則
高中化學(xué)選修四重要知識(shí)點(diǎn)總結(jié) (菁選2篇)（擴(kuò)展7）
——高中化學(xué)必修1重點(diǎn)知識(shí)點(diǎn)歸納 (菁選2篇)
高中化學(xué)必修1重點(diǎn)知識(shí)點(diǎn)歸納1
一、以物質(zhì)的量為中心的物理量關(guān)系
1. 物質(zhì)的量n(mol)= N/N(A)
2. 物質(zhì)的量n(mol)= m/M
3. 標(biāo)準(zhǔn)狀況下氣體物質(zhì)的量n(mol)= V/V(m)
4. 溶液中溶質(zhì)的物質(zhì)的量n(mol)=cV
二、 膠體：
1. 定義：分散質(zhì)粒子直徑介于1~100nm之間的分散系。
2. 膠體性質(zhì)：
�、� 丁達(dá)爾現(xiàn)象
�、� 聚沉
�、� 電泳
�、� 布朗運(yùn)動(dòng)
3. 膠體提純：滲析
三、 電解質(zhì)和非電解質(zhì)
1. 定義：①條件：水溶液或熔融狀態(tài);②性質(zhì)：能否導(dǎo)電;③物質(zhì)類(lèi)別：化合物。
2. 強(qiáng)電解質(zhì)：強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、大多數(shù)鹽;弱電解質(zhì)：弱酸、弱堿、水等。
3. 離子方程式的書(shū)寫(xiě)：
�、� 寫(xiě)：寫(xiě)出化學(xué)方程式
�、� 拆：將易溶、易電離的物質(zhì)改寫(xiě)成離子形式，其它以化學(xué)式形式出現(xiàn)。
下列情況不拆：難溶物質(zhì)、難電離物質(zhì)(弱酸、弱堿、水等)、氧化物、HCO3-等。
�、� 刪：將反應(yīng)前后沒(méi)有變化的離子符號(hào)刪去。
�、� 查：檢查元素是否守恒、電荷是否守恒。
4. 離子反應(yīng)、離子共存問(wèn)題：下列離子不能共存在同一溶液中：
�、� 生成難溶物質(zhì)的離子：如Ba2+與SO42-;Ag+與Cl-等
② 生成氣體或易揮發(fā)物質(zhì)：如H+與CO32-、HCO3-、SO32-、S2-等;OH-與NH4+等。
③ 生成難電離的物質(zhì)(弱電解質(zhì))
�、� 發(fā)生氧化還原反應(yīng)：如：MnO4-與I-;H+、NO3-與Fe2+等
四、 氧化還原反應(yīng)
1. (某元素)降價(jià)——得到電子——被還原——作氧化劑——產(chǎn)物為還原產(chǎn)物
2. (某元素)升價(jià)——失去電子——被氧化——作還原劑——產(chǎn)物為氧化產(chǎn)物
3. 氧化性：氧化劑>氧化產(chǎn)物
還原性：還原劑>還原產(chǎn)物
高中化學(xué)必修1重點(diǎn)知識(shí)點(diǎn)歸納2
1.由于發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)，離子不能大量共存。
(1)有氣體產(chǎn)生。
如CO32-、SO32-、S2-、HCO3-、HSO3-、HS-等易揮發(fā)的弱酸的酸根與H+不能大量共存。
(2)有沉淀生成。
如Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能與SO42-、CO32-等大量共存;Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能與OH-大量共存;Pb2+與Cl-，F(xiàn)e2+與S2-、Ca2+與PO43-、Ag+與I-不能大量共存。
(3)有弱電解質(zhì)生成。
如OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、CN-、C17H35COO-、等與H+不能大量共存;一些酸式弱酸根如HCO3-、HPO42-、HS-、H2PO4-、HSO3-不能與OH-大量共存;NH4+與OH-不能大量共存。
(4)一些容易發(fā)生水解的`離子，在溶液中的存在是有條件的。
如AlO2-、S2-、CO32-、C6H5O-等必須在堿性條件下才能在溶液中存在;如Fe3+、Al3+等必須在酸性條件下才能在溶液中存在。這兩類(lèi)離子不能同時(shí)存在在同一溶液中，即離子間能發(fā)生“雙水解”反應(yīng)。如3AlO2-+3Al3++6H2O=4Al(OH)3↓等。
2.由于發(fā)生氧化還原反應(yīng)，離子不能大量共存。
(1)具有較強(qiáng)還原性的離子不能與具有較強(qiáng)氧化性的離子大量共存。如S2-、HS-、SO32-、I-和Fe3+不能大量共存。
(2)在酸性或堿性的介質(zhì)中由于發(fā)生氧化還原反應(yīng)而不能大量共存。如MnO4-、Cr2O7-、NO3-、ClO-與S2-、HS-、SO32-、HSO3-、I-、Fe2+等不能大量共存;SO32-和S2-在堿性條件下可以共存，但在酸性條件下則由于發(fā)生2S2-+SO32-+6H+=3S↓+3H2O反應(yīng)不能共在。H+與S2O32-不能大量共存。
3.能水解的陽(yáng)離子跟能水解的陰離子在水溶液中不能大量共存(雙水解)。
例：Al3+和HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-等;Fe3+與CO32-、HCO3-、AlO2-、ClO-等不能大量共存。
高中化學(xué)選修四重要知識(shí)點(diǎn)總結(jié) (菁選2篇)（擴(kuò)展8）
——高中化學(xué)重要的知識(shí)點(diǎn)梳理歸納 (菁選2篇)
高中化學(xué)重要的知識(shí)點(diǎn)梳理歸納1
一、顏色
鐵：鐵粉是黑色的;一整塊的固體鐵是銀白色的。
Fe2+——淺綠色 Fe3O4——黑色晶體 Fe(OH)2——白色沉淀
Fe3+——黃色 Fe (OH)3——紅褐色沉淀 Fe (SCN)3——血紅色溶液
FeO——黑色的粉末 Fe (NH4)2(SO4)2——淡藍(lán)綠色
Fe2O3——紅棕色粉末
銅：?jiǎn)钨|(zhì)是紫紅色
Cu2+——藍(lán)色 CuO——黑色 Cu2O——紅色 CuSO4(無(wú)水)—白色 CuSO4·5H2O——藍(lán)色 Cu2(OH)2CO3 —綠色
Cu (OH)2——藍(lán)色 [Cu(NH3)4]SO4——深藍(lán)色溶液
FeS——黑色固體
BaSO4 、BaCO3 、Ag2CO3 、CaCO3 、AgCl 、 Mg (OH)2 、三溴苯酚均是白色沉淀
Al(OH)3 白色絮狀沉淀 H4SiO4(原硅酸)白色膠狀沉淀
Cl2、氯水——黃綠色 F2——淡黃綠色氣體 Br2——深紅棕色液體
I2——紫黑色固體 HF、HCl、HBr、HI均為無(wú)色氣體，在空氣中均形成白霧
CCl4——無(wú)色的液體，密度大于水，與水不互溶
Na2O2—淡黃色固體 Ag3PO4—黃色沉淀 S—黃色固體 AgBr—淺黃色沉淀
AgI—黃色沉淀 O3—淡藍(lán)色氣體 SO2—無(wú)色，有剌激性氣味、有毒的氣體
SO3—無(wú)色固體(沸點(diǎn)44.8度) 品紅溶液——紅色 ***：HF——腐蝕玻璃
N2O4、NO——無(wú)色氣體 NO2——紅棕色氣體
NH3——無(wú)色、有剌激性氣味氣體
二、 現(xiàn)象：
1、鋁片與鹽酸反應(yīng)是放熱的，Ba(OH)2與NH4Cl反應(yīng)是吸熱的;
2、Na與H2O(放有酚酞)反應(yīng)，熔化、浮于水面、轉(zhuǎn)動(dòng)、有氣體放出;
3、焰色反應(yīng)：Na 黃色 、K紫色(透過(guò)藍(lán)色的鈷玻璃) 、Cu 綠色、Ca磚紅;
4、Cu絲在Cl2中燃燒產(chǎn)生棕色的煙;
5、H2在Cl2中燃燒是蒼白色的火焰;
6、Na在Cl2中燃燒產(chǎn)生大量的白煙; 7、P在Cl2中燃燒產(chǎn)生大量的白色煙霧;
8、SO2通入品紅溶液先褪色，加熱后恢復(fù)原色;
9、NH3與HCl相遇產(chǎn)生大量的白煙;
10、鋁箔在氧氣中激烈燃燒產(chǎn)生刺眼的白光;
11、鎂條在空氣中燃燒產(chǎn)生刺眼白光，在CO2中燃燒生成白色粉末(MgO)，產(chǎn)生黑煙;
12、鐵絲在Cl2中燃燒，產(chǎn)生棕色的煙;
13、HF腐蝕玻璃;
14、Fe(OH)2在空氣中被氧化：由白色變?yōu)榛揖G最后變?yōu)榧t褐色;
15、在常溫下：Fe、Al 在濃H2SO4和濃HNO3中鈍化;
16、向盛有苯酚溶液的試管中滴入FeCl3溶液，溶液呈紫色;苯酚遇空氣呈粉紅色。
17、蛋白質(zhì)遇濃HNO3變黃，被灼燒時(shí)有燒焦羽毛氣味;
18、在空氣中燃燒：S——微弱的.淡藍(lán)色火焰 H2——淡藍(lán)色火焰 CO——藍(lán)色火焰 CH4————明亮并呈藍(lán)色的火焰 S在O2中燃燒——明亮的藍(lán)紫色火焰。
高中化學(xué)重要的知識(shí)點(diǎn)梳理歸納2
1、溶解性規(guī)律——見(jiàn)溶解性表;
2、常用酸、堿指示劑的變色范圍：
指示劑 PH的變色范圍
甲基橙 <3.1紅色 3.1——4.4橙色 >4.4黃色
酚酞 <8.0無(wú)色 8.0——10.0淺紅色 >10.0紅色
石蕊 <5.1紅色 5.1——8.0紫色 >8.0藍(lán)色
3、在惰性電極上，各種離子的放電順序：
陰極(奪電子的能力)：Au3+ >Ag +>Hg2+ >Cu2+ >Pb2+ >Fa2+ >Zn2+ >H+ >Al 3+>Mg2+ >Na+ >Ca2+ >K+
陽(yáng)極(失電子的能力)：S2- >I- >Br – >Cl- >OH- >含氧酸根
注意：若用金屬作陽(yáng)極，電解時(shí)陽(yáng)極本身發(fā)生氧化還原反應(yīng)(Pt、Au除外)
4、電荷*衡：溶液中陰陽(yáng)離子所帶的**電荷總數(shù)應(yīng)相等。
例：C mol / L的NaHCO3溶液中：
C(Na+) +C(H+) = C(HCO3-) +2C(CO32-) + C(OH-)
5、物料*衡：某組分的原始濃度C應(yīng)等于它在溶液中各種存在形式的濃度之和。
例：C mol / L NaHCO3溶液中： C = C(Na+) = C(HCO3-) + C(CO32-) + C(H2CO3)
C mol / L Na2S溶液中： C(Na+) = 2C = 2[ C(S2-) + C(HS-) + C(H2S)
注意：此二*衡經(jīng)常相互代換，衍變出不同的變式。
6、雙水解離子方程式的書(shū)寫(xiě)：(1)左邊寫(xiě)出水解的離子，右邊寫(xiě)出水解產(chǎn)物; (2)配*：在左邊先配*電荷，再在右邊配*其它原子;(3)H、O不*則在那邊加水。
例：當(dāng)NaCO3與AlCl3溶液混和時(shí)：
3 CO32- + 2Al3+ + 3H2O = 2Al(OH)3↓ + 3CO2↑
7、寫(xiě)電解總反應(yīng)方程式的方法：(1)分析：反應(yīng)物、生成物是什么;(2)配*。
例：電解KCl溶液： KCl + H2O → H2 + Cl2 + KOH 配*： 2KCl + 2H2O = H2 ↑+ Cl2 ↑+2 KOH
8、將一個(gè)化學(xué)反應(yīng)方程式分寫(xiě)成二個(gè)電極反應(yīng)的方法：(1)按電子得失寫(xiě)出二個(gè)半反應(yīng)式;(2)再考慮反應(yīng)時(shí)的環(huán)境(酸性或堿性);(3)使二邊的原子數(shù)、電荷數(shù)相等。
例：蓄電池內(nèi)的反應(yīng)為：Pb + PbO2 + 2H2SO4 = 2PbSO4 + 2H2O 試寫(xiě)出作為原電池(放電)時(shí)的電極反應(yīng)。
寫(xiě)出二個(gè)半反應(yīng)： Pb – 2e- → PbSO4 PbO2 +2e- → PbSO4
分析：在酸性環(huán)境中，補(bǔ)滿其它原子：
應(yīng)為： 負(fù)極：Pb + SO42- -2e- = PbSO4
正極： PbO2 + 4H+ + SO42- +2e- = PbSO4 + 2H2O
注意：當(dāng)是充電時(shí)則是電解，電極反應(yīng)則為以上電極反應(yīng)的倒轉(zhuǎn)： 為： 陰極：PbSO4 +2e- = Pb + SO42- 陽(yáng)極：PbSO4 + 2H2 -2e- = PbO2 + 4H+ + SO42-
9、在解計(jì)算題中常用到的恒等：原子恒等、離子恒等、電子恒等、電荷恒等、電量恒等，用到的方法有：質(zhì)量守恒、差量法、歸一法、極限法、關(guān)系法、十字交*法 和估算法。(非氧化還原反應(yīng)：原子守恒、電荷*衡、物料*衡用得多，氧化還原反應(yīng)：電子守恒用得多)
10、電子層結(jié)構(gòu)相同的離子，核電荷數(shù)越多，離子半徑越小;
11、晶體的熔點(diǎn)：原子晶體 >離子晶體 >分子晶體 中學(xué)學(xué)到的原子晶體有： Si、SiC 、SiO2和金剛石。原子晶體的熔點(diǎn)的比較是以原子半徑為依據(jù)的：
金剛石 > SiC > Si (因?yàn)樵影霃剑篠i> C> O)。
12、分子晶體的熔、沸點(diǎn)：組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，分子量越大熔、沸點(diǎn)越高。
13、膠體的帶電：一般說(shuō)來(lái)，金屬氫氧化物、金屬氧化物的膠體粒子帶正電，非金屬氧化物、金屬硫化物的膠體粒子帶負(fù)電。
14、氧化性：MnO4- >Cl2 >Br2 >Fe3+ >I2 >S=4(+4價(jià)的S)
例： I2 +SO2 + H2O = H2SO4 + 2HI
15、含有Fe3+的溶液一般呈酸性。
16、能形成氫鍵的物質(zhì)：H2O 、NH3 、HF、CH3CH2OH 。
高中化學(xué)選修四重要知識(shí)點(diǎn)總結(jié) (菁選2篇)（擴(kuò)展9）
——高中化學(xué)重要知識(shí)點(diǎn)總結(jié) (菁選2篇)
高中化學(xué)重要知識(shí)點(diǎn)總結(jié)1
鋁 Al
1、單質(zhì)鋁的物理性質(zhì)：銀白色金屬、密度小(屬輕金屬)、硬度小、熔沸點(diǎn)低。
2、單質(zhì)鋁的化學(xué)性質(zhì)
�、黉X與O2反應(yīng)：常溫下鋁能與O2反應(yīng)生成致密氧化膜，保護(hù)內(nèi)層金屬。加熱條件下鋁能與O2反應(yīng)生成氧化鋁：4Al+3O2==2Al2O3
②常溫下Al既能與強(qiáng)酸反應(yīng)，又能與強(qiáng)堿溶液反應(yīng)，均有H2生成，也能與不活潑的金屬鹽溶液反應(yīng)：
2Al+6HCl=2AlCl3+3H2↑
( 2Al+6H+=2Al3++3H2↑ )
2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2↑
( 2Al+2OH-+2H2O=2AlO2-+3H2↑ )
2Al+3Cu(NO3)2=2Al(NO3) 3+3Cu
( 2Al+3Cu2+=2Al3++3Cu )
注意：鋁制餐具不能用來(lái)長(zhǎng)時(shí)間存放酸性、堿性和咸的食品。
�、垆X與某些金屬氧化物的反應(yīng)(如V、Cr、Mn、Fe的氧化物)叫做鋁熱反應(yīng)
Fe2O3+2Al == 2Fe+Al2O3，Al 和 Fe2O3的混合物叫做鋁熱劑。利用鋁熱反應(yīng)焊接鋼軌。
高中化學(xué)重要知識(shí)點(diǎn)總結(jié)2
(一)物質(zhì)的變化和性質(zhì)
1.物質(zhì)的變化：
物理變化：沒(méi)有生成其他物質(zhì)的變化。化學(xué)變化：生成了其他物質(zhì)的變化。
化學(xué)變化和物理變化常常同時(shí)發(fā)生。物質(zhì)發(fā)生化學(xué)變化時(shí)一定伴隨物理變化;而發(fā)生物理變化，不一定同時(shí)發(fā)生化學(xué)變化。物質(zhì)的三態(tài)變化(固、液、氣)是物理變化。物質(zhì)發(fā)生物理變化時(shí)，只是分子間的間隔發(fā)生變化，而分子本身沒(méi)有發(fā)生變化;發(fā)生化學(xué)變化時(shí)，分子被破壞，分子本身發(fā)生變化�；瘜W(xué)變化的特征：生成了其他物質(zhì)的變化。
2.物質(zhì)的性質(zhì)(描述性質(zhì)的語(yǔ)句中常有“能……”“可以……”等字)
物理性質(zhì):顏色、狀態(tài)、氣味、熔點(diǎn)、沸點(diǎn)、硬度、密度、溶解性。
化學(xué)性質(zhì):通過(guò)化學(xué)變化表現(xiàn)出的性質(zhì)。如還原性、氧化性、酸性、堿性、可燃性、熱穩(wěn)定性。
元素的化學(xué)性質(zhì)跟原子的最外層電子數(shù)關(guān)系最密切。原子的最外層電子數(shù)決定元素的化學(xué)性質(zhì)。
(二)物質(zhì)的'分類(lèi)
3.混合物：是由兩種或兩種以上的物質(zhì)混合而成(或由不同種物質(zhì)組成)例如，空氣，溶液(鹽酸、澄清的石灰水、碘酒、礦泉水)礦物(煤、石油、天然氣、鐵礦石、石灰石)，合金(生鐵、鋼)
注意：氧氣和臭氧混合而成的物質(zhì)是混合物，紅磷和**混合也是混合物。
純凈物、混合物與組成元素的種類(lèi)無(wú)關(guān)。即一種元素組成的物質(zhì)可能是純凈物也可能是混合物，多種元素組成的物質(zhì)可能是純凈或混合物。
4.純凈物：由一種物質(zhì)組成的。例如：水、水銀、藍(lán)礬(CuSO4?5H2O)都是純凈物，冰與水混合是純凈物。名稱(chēng)中有“某化某”“某酸某”的都是純凈物，是化合物。
5.單質(zhì)：由同種(或一種)元素組成的純凈物。例如:鐵氧氣(液氧)、氫氣、水銀。
6.化合物：由不同種(兩種或兩種以上)元素組成的純凈物。名稱(chēng)中有“某化某”“某酸某”的是化合物。
7.有機(jī)物(有機(jī)化合物)：含碳元素外的化合物(除CO、CO2和含碳酸根化合物外)，無(wú)機(jī)物(無(wú)機(jī)化合物)：不含碳元素的化合物以及CO、CO2和含碳酸根的化合物
8.氧化物：由兩種元素組成，其中一種是氧元素的化合物。
a.酸性氧化物：跟堿反應(yīng)生成鹽和水的氧化物CO2，SO2，SO3
大部分非金屬氧化物都是酸性氧化物，跟水反應(yīng)生成同價(jià)的含氧酸。
CO2+H2O=H2CO3SO2+H2O=H2SO3SO3+H2O=H2SO4
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