高中化學會考必看知識點歸納

　　對于高中生來說，化學會考其實是很簡單的，因為試題考察的都是課本學過的基礎知識。下面是百分網小編為大家整理的高中化學會考重要知識點總結，希望對大家有用!

　　高中化學會考必看知識點歸納1

　　常見重要的化學方程式

　　1、向氫氧化鈉溶液中通入少量CO2 ： 2NaOH + CO2 = Na2CO3+ H2O

　　2、CO2+NaOH = NaHCO3

　　3、燒堿溶液中通入過量二氧化硫： NaOH +SO2==NaHSO3

　　4、在澄清石灰水中通入過量二氧化碳：Ca(OH)2+ 2CO2Ca = (HCO3)2

　　5、氨水中通入少量二氧化碳： 2NH3H2O+CO2= (NH4)2 CO3+ H2O

　　6、用碳酸鈉溶液吸收少量二氧化硫 ： Na2CO3+ SO2 = Na2SO3+ CO2↑

　　7、二氧化碳通入碳酸鈉溶液中：Na2CO3+CO2 +H2O2 NaHCO3

　　8、在醋酸鉛[Pb(Ac)2]溶液中通入H2S氣體：Pb(Ac)2=H2S=PbS↓+2HAc

　　9、苯酚鈉溶液中通入少量二氧化碳： CO2+H2O+C6H5ONa→C6H5OH+ NaHCO3

　　10、氯化鐵溶液中通入碘化氫氣體： 2FeCl3+2 HI =2Fe Cl2+ I2+2 H Cl

　　11、硫酸鐵的酸性溶液中通入足量硫化氫：Fe2(SO4)3+ H2S==2 FeSO4+ S↓+ H2SO4

　　12、少量SO2氣體通入NaClO溶液中：2NaClO +2SO2+ 2H2O=Na2 SO4+ 2HCl+H2SO4

　　13、氯氣通入水中：Cl2+H2O = HCl+HClO

　　14、氟氣通入水中：2F2+2H2O = 4HF+O2↑

　　15、氯氣通入冷的氫氧化鈉溶液中：Cl2+2 NaOH =NaClO+NaCl+ H2O

　　16、FeBr2溶液中通入過量Cl2： 2FeBr2+ 3Cl2 = 2FeCl3+2 Br2

　　17、FeBr2溶液與等物質的量Cl2反應：6FeBr2+ 6C12 = 4FeCl3+2FeBr3+ 3Br2

　　高中化學會考必看知識點歸納2

　　一、結構

　　1、原子結構：

　　2、結構的相似性和遞變性：

　　①相似性：最外層均為7個電子，易得1個電子形成帶一個單位負電荷的陰離子(X‐)②遞變性：隨電荷數增加，電子層數依次增多，原子半徑逐漸增大。

　　二、物理性質的遞變性：

　　1、顏色：由淺到深

　　2、溶解性：由大到小

　　3、熔沸點：由高到低

　　4、密度：由大到小

　　三、化學性質

　　1、單質氧化性：由強到弱。所有的單質中，氟單質的氧化性最強

　　2、與H2反應：非金屬與H2反應生成氣態氫化物(金屬不能發生次反應)。氣態氫化物是判斷非金屬性(元素性質)或氧化性(物質的性質)強弱的重要依據： ①非金屬性越強，氣態氫化物越容易生成

　　②非金屬性越強，氣態氫化物越穩定

　　③非金屬性越強，氣態氫化物的水溶液酸性越強

　　3、與水的反應：2F2+2H2O = 4HF+O2

　　Cl2、Br2、I2：X2+H2O = HX+HXO

　　與堿反應：X2 + 2OH‐ = X‐+ XO‐+ H2O

　　4、鹵素單質間的置換反應

　　氧化性強的單質+還原性強的鹵離子=氧化性弱的單質+還原性弱的單質

　　如：Cl2+2NaBr = 2NaCl+Br2

　　氟在溶液中不能發生置換反應。氟沒有正價，只有-1價。所有非金屬元素都有正價。

　　5、溴和碘的特性：

　　①溴：唯一呈液態的非金屬，極易揮發，有強烈的刺激性，常在液溴中加入少量水，以減小揮發，保存在密封的玻璃瓶中(水封)，不能用橡膠等作瓶塞或盛裝，應為溴有腐蝕性。

　　②碘：易升華，I2使淀粉變藍。

　　6、鹵化銀

　　AgF AgCl AgBr AgI

　　白色固體 淡黃色固體 黃色固體 既不溶于水，也不溶于酸，均有感光性(遇光分解) +H2O== HF+ AgOH↓(白色沉淀，不穩定)

　　2O+ Ag2O↓(黑色沉淀)

　　高中化學會考知識要點

　　原子結構

　　一、原子結構

　　1、原子的定義：原子是化學變化中最小的微粒

　　2、 質子(1個質子帶1個單位正電荷)

　　中子(不帶電)

　　1個電子帶1個單位負電荷)

　　原子質量主要集中在原子核上，電子的質量忽略不計，因此原子質量約等于離子的質量。

　　3、原子的表示方法：

　　A Z(R表示元素符號，表示質量數，表示質子數) 用AZR表示一個原子

　　4、兩個關系式：質量數(A)= 質子數(Z)+ 中子數(N)

　　核電荷數=質子數=核外電子數=原子序數

　　5、同位素：一種元素形成的不同的原子互稱為同位素(或質子數相同，種子數不同的原子的互稱)。

　　同素異形體：同一元素形成的不同的單質。

　　二、電子排布

　　1、核外電子的分層排布

　　①一個原子中沒有能量完全相同的電子，能量低，離核近，根據能量不同形成以原子核為球心，電子與核之間距離為半徑的同心體。

　　②核外電子分層排布，由里往外，依次為1 2 7層，表示為：K、L、M、N、O、P、Q層。

　　③排布規律：

　　a、各電子層最多能排2n2個(n為1、2 7)

　　b、最外層不能超過8個，次外層不能超過18個，倒數第三層不超過32個 c、電子總是由里往外排

　　高中化學會考必看知識點歸納3

　　化學式無機部分：

　　純堿、蘇打、天然堿 、口堿：Na2CO3

　　小蘇打：NaHCO3

　　大蘇打：Na2S2O3

　　石膏(生石膏)：CaSO4、2H2O

　　熟石膏：2CaSO4·、H2O

　　瑩石：CaF2

　　重晶石：BaSO4(無毒)

　　碳銨：NH4HCO3

　　石灰石、大理石：CaCO3

　　生石灰：CaO

　　熟石灰、消石灰：Ca(OH)2

　　食鹽：NaCl

　　芒硝：Na2SO4·7H2O(緩瀉劑)

　　燒堿、火堿、苛性鈉：NaOH

　　綠礬：FaSO4·7H2O

　　干冰：CO2

　　明礬：KAl (SO4)2·12H2O

　　漂白粉：Ca (ClO)2、CaCl2(混和物)

　　瀉鹽：MgSO4·7H2O

　　膽礬、藍礬：CuSO4·5H2O

　　雙氧水：H2O2

　　皓礬：ZnSO4·7H2O

　　硅石、石英：SiO2

　　剛玉：Al2O3

　　水玻璃、泡花堿、礦物膠：Na2SiO3

　　鐵紅、鐵礦：Fe2O3

　　磁鐵礦：Fe3O4

　　黃鐵礦、硫鐵礦：FeS2

　　銅綠、孔雀石：Cu2(OH)2CO3

　　菱鐵礦：FeCO3

　　赤銅礦：Cu2O

　　波爾多液：Ca (OH)2和CuSO4

　　石硫合劑：Ca (OH)2和S

　　玻璃的主要成分：Na2SiO3、CaSiO3、SiO2

　　過磷酸鈣(主要成分)：Ca (H2PO4)2和CaSO4

　　重過磷酸鈣(主要成分)：Ca (H2PO4)2

　　天然氣、沼氣、坑氣(主要成分)：CH4

　　水煤氣：CO和H2

　　硫酸亞鐵銨(淡藍綠色)：Fe (NH4)2(SO4)2 溶于水后呈淡綠色

　　光化學煙霧：NO2在光照下產生的一種有毒氣體

　　王水：濃HNO3與濃HCl按體積比1：3混合而成。

　　鋁熱劑：Al + Fe2O3或其它氧化物。

　　尿素：CO(NH2) 2

　　有機部分：

　　氯仿：CHCl3

　　電石：CaC2

　　電石氣：C2H2(乙炔)

　　TNT：

　　酒精、乙醇：C2H5OH

　　氟氯烴：是良好的制冷劑，有毒，但破壞O3層。

　　醋酸：冰醋酸、食醋 CH3COOH

　　裂解氣成分(石油裂化)：烯烴、烷烴、炔烴、H2S、CO2、CO等。

　　甘油、丙三醇 ：C3H8O3

　　焦爐氣成分(煤干餾)：H2、CH4、乙烯、CO等。

　　石炭酸：苯酚

　　蟻醛：甲醛HCHO

　　蟻酸：甲酸 HCOOH

　　葡萄糖：C6H12O6

　　果糖：C6H12O6

　　蔗糖：C12H22O11

　　麥芽糖：C12H22O11

　　淀粉：(C6H10O5)n

　　硬脂酸：C17H35COOH

　　油酸：C17H33COOH

　　軟脂酸：C15H31COOH

　　草酸：乙二酸 HOOC—COOH 使藍墨水褪色，強酸性，受熱分解成CO2和水，使KMnO4酸性溶液褪色。

　　化學現象

　　1、鋁片與鹽酸反應是放熱的，Ba(OH)2與NH4Cl反應是吸熱的

　　2、Na與H2O(放有酚酞)反應，熔化、浮于水面、轉動、有氣體放出(熔、浮、游、嘶、紅)

　　3、焰色反應：Na 黃色、K紫色(透過藍色的鈷玻璃)、Cu 綠色、Ca磚紅、Na+(黃色)、K+(紫色)

　　4、Cu絲在Cl2中燃燒產生棕色的煙

　　5、H2在Cl2中燃燒是蒼白色的火焰

　　6、Na在Cl2中燃燒產生大量的白煙

　　7、P在Cl2中燃燒產生大量的白色煙霧

　　8、SO2通入品紅溶液先褪色，加熱后恢復原色

　　9、NH3與HCl相遇產生大量的白煙

　　10、鋁箔在氧氣中激烈燃燒產生刺眼的白光

　　11、鎂條在空氣中燃燒產生刺眼白光，在CO2中燃燒生成白色粉末(MgO)，產生黑煙

　　12、鐵絲在Cl2中燃燒，產生棕色的煙

　　13、HF腐蝕玻璃：4HF + SiO2 =SiF4 + 2H2O

　　14、Fe(OH)2在空氣中被氧化：由白色變為灰綠最后變為紅褐色

　　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、蛋白質遇濃HNO3變黃，被灼燒時有燒焦羽毛氣味

　　18、在空氣中燃燒：

　　S——微弱的淡藍色火焰

　　H2——淡藍色火焰

　　H2S——淡藍色火焰

　　CO——藍色火焰

　　CH4——明亮并呈藍色的火焰

　　S在O2中燃燒——明亮的藍紫色火焰。

　　19、特征反應現象：

　　20、淺黃色固體：S或Na2O2或AgBr

　　21、使品紅溶液褪色的氣體：SO2(加熱后又恢復紅色)、Cl2(加熱后不恢復紅色)

　　22、有色溶液：

　　Fe2+(淺綠色)

　　Fe3+(黃色)

　　Cu2+(藍色)

　　MnO4-(紫色)

　　有色固體：

　　紅色(Cu、Cu2O、Fe2O3)

　　紅褐色[Fe(OH)3]

　　黑色(CuO、FeO、FeS、CuS、Ag2S、PbS)

　　藍色[Cu(OH)2]

　　黃色(AgI、Ag3PO4)

　　白色[Fe(0H)2、CaCO3、BaSO4、AgCl、BaSO3]

　　有色氣體：

　　Cl2(黃綠色)

　　NO2(紅棕色)

　　元素的一些特殊性質

　　1、 周期表中特殊位置的元素

　　①族序數等于周期數的元素：H、Be、Al、Ge。

　　②族序數等于周期數2倍的元素：C、S。

　　③族序數等于周期數3倍的元素：O。

　　④周期數是族序數2倍的元素：Li、Ca。

　　⑤周期數是族序數3倍的元素：Na、Ba。

　　⑥最高正價與最低負價代數和為零的短周期元素：C。

　　⑦最高正價是最低負價絕對值3倍的短周期元素：S。

　　⑧除H外，原子半徑最小的元素：F。

　　⑨短周期中離子半徑最大的元素：P。

　　2、常見元素及其化合物的特性

　　①形成化合物種類最多的元素、單質是自然界中硬度最大的物質的元素或氣態氫化物中氫的質量分數最大的元素：C。

　　②空氣中含量最多的元素或氣態氫化物的水溶液呈堿性的元素：N。

　　③地殼中含量最多的元素、氣態氫化物沸點最高的元素或氫化物在通常情況下呈液態的元素：O。

　　④最輕的單質的元素：H ；最輕的金屬單質的元素：Li 。

　　⑤單質在常溫下呈液態的非金屬元素：Br ；金屬元素：Hg 。

　　⑥最高價氧化物及其對應水化物既能與強酸反應，又能與強堿反應的元素：Be、Al、Zn。

　　⑦元素的氣態氫化物和它的最高價氧化物對應水化物能起化合反應的元素：N；能起氧化還原反應的元素：S。

　　⑧元素的氣態氫化物能和它的氧化物在常溫下反應生成該元素單質的元素：S。

　　⑨元素的單質在常溫下能與水反應放出氣體的短周期元素：Li、Na、F。

　　⑩常見的能形成同素異形體的元素：C、P、O、S。

　　化學考試常用規律

　　1、溶解性規律——見溶解性表；

　　2、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+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+

　　陽極(失電子的能力)：S2- >I->Br–>Cl->OH- >含氧酸根

　　注意：若用金屬作陽極，電解時陽極本身發生氧化還原反應(Pt、Au除外)

　　3、雙水解離子方程式的書寫：

　　(1)左邊寫出水解的離子，右邊寫出水解產物；

　　(2)配平：在左邊先配平電荷，再在右邊配平其它原子；

　　(3)H、O不平則在那邊加水。

　　例：當Na2CO3與AlCl3溶液混和時：3CO32- + 2Al3+ + 3H2O = 2Al(OH)3↓ + 3CO2↑

　　4、寫電解總反應方程式的方法：

　　(1)分析：反應物、生成物是什么；

　　(2)配平。

　　5、將一個化學反應方程式分寫成二個電極反應的方法：

　　(1)按電子得失寫出二個半反應式；

　　(2)再考慮反應時的環境(酸性或堿性)；

　　(3)使二邊的原子數、電荷數相等。

　　例：蓄電池內的反應為：Pb + PbO2+ 2H2SO4 = 2PbSO4 + 2H2O 試寫出作為原電池(放電)時的電極反應。

　　寫出二個半反應： Pb –2e- → PbSO4

　　PbO2+2e- → PbSO4

　　分析：在酸性環境中，補滿其它原子，應為：

　　負極：Pb + SO42--2e- = PbSO4

　　正極： PbO2 + 4H++ SO42-+2e- = PbSO4+ 2H2O

　　注意：當是充電時則是電解，電極反應則為以上電極反應的倒轉：

　　陰極：PbSO4+2e-= Pb + SO42-

　　陽極：PbSO4+ 2H2O -2e- = PbO2 + 4H++ SO42-

　　6、在解計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：質量守恒、差量法、歸一法、極限法、關系法、十字交法

　　和估算法。

　　(非氧化還原反應：原子守恒、電荷 平衡、物料平衡用得多，氧化還原反應：電子守恒用得多)

　　7、電子層結構相同的離子，核電荷數越多，離子半徑越小；

　　8、晶體的熔點：原子晶體 >離子晶體 >分子晶體 中學學到的原子晶體有：Si、SiC 、SiO2=和金剛石。

　　原子晶體的熔點的比較是以原子半徑為依據的：金剛石 > SiC > Si (因為原子半徑：Si> C> O)、

　　9、分子晶體的熔、沸點：組成和結構相似的物質，分子量越大熔、沸點越高。

　　10、膠體的帶電：一般說來，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 的膠體粒子帶負電。

　　11、氧化性：MnO4->Cl2>Br2>Fe3+>I2>S=4(+4價的S)

　　例：I2+SO2 + H2O = H2SO4+ 2HI

　　12、含有Fe3+的溶液一般呈酸性。

　　13、能形成氫鍵的物質：H2O 、NH3 、HF、CH3CH2OH 。

　　14、氨水(乙醇溶液一樣)的密度小于1，濃度越大，密度越小，硫酸的密度大于1，濃度越大，密度越大，98%的濃硫酸的密度為：1.84g/cm3。

　　15、離子是否共存：

　　(1)是否有沉淀生成、氣體放出；

　　(2)是否有弱電解質生成；

　　(3)是否發生氧化還原反應；

　　(4)是否生成絡離子[Fe(SCN)2、Fe(SCN)3、Ag(NH3)+、[Cu(NH3)4]2+等]；

　　(5)是否發生雙水解。

　　16、地殼中：

　　含量最多的金屬元素是— Al

　　含量最多的非金屬元素是—O

　　HClO4(高氯酸)—是最強的酸

　　17、熔點最低的金屬是Hg (-38.9C。),；

　　熔點最高的是W(鎢3410c)；

　　密度最小(常見)的是K；

　　密度最大(常見)是Pt。

　　18、雨水的PH值小于5、6時就成為了酸雨。

　　19、有機酸酸性的強弱：乙二酸 >甲酸 >苯甲酸 >乙酸 >碳酸 >苯酚 >HCO3-

　　20、有機鑒別時，注意用到水和溴水這二種物質。例：鑒別：乙酸乙酯(不溶于水，浮)、溴苯(不溶于水，沉)、乙醛(與水互溶)，則可用水。

　　21、取代反應包括：鹵代、硝化、磺化、鹵代烴水解、酯的水解、酯化反應等；

　　22、最簡式相同的有機物，不論以何種比例混合，只要混和物總質量一定，完全燃燒生成的CO2、H2O及耗O2的量是不變的。恒等于單一成分該質量時產生的CO2、H2O和耗O2量。

　　23、可使溴水褪色的物質如下，但褪色的原因各自不同：烯、炔等不飽和烴(加成褪色)、苯酚(取代褪色)、乙醇、醛、甲酸、草酸、葡萄糖等(發生氧化褪色)、有機溶劑[CCl4、氯仿、溴苯、CS2(密度大于水)，烴、苯、苯的同系物、酯(密度小于水)]發生了萃取而褪色。

　　24、能發生銀鏡反應的有：醛、甲酸、甲酸鹽、甲酰銨(HCNH2O)、葡萄溏、果糖、麥芽糖，均可發生銀鏡反應。(也可同Cu(OH)2反應)

　　計算時的關系式一般為：—CHO —— 2Ag

　　注意：當銀氨溶液足量時，甲醛的氧化特殊： HCHO —— 4Ag ↓ + H2CO3

　　反應式為：HCHO +4[Ag(NH3)2]OH = (NH4)2CO3+ 4Ag↓ + 6NH3↑+ 2H2O

　　25、膠體的聚沉方法：

　　(1)加入電解質；

　　(2)加入電性相反的膠體；

　　(3)加熱。

　　常見的膠體：液溶膠：Fe(OH)3、AgI、牛奶、豆漿、粥等；氣溶膠：霧、云、煙等；固溶膠：有色玻璃、煙水晶等。

　　26、污染大氣氣體：SO2、CO、NO2、NO，其中SO2、NO2形成酸雨。

　　27、環境污染：大氣污染、水污染、土壤污染、食品污染、固體廢棄物污染、噪聲污染。工業三廢：廢渣、廢水、廢氣。

　　28、在室溫(20C。)時溶解度在10克以上——易溶；大于1克的——可溶；小于1克的——微溶；小于0.01克的——難溶。

　　29、人體含水約占人體質量的2/3。地面淡水總量不到總水量的1%。當今世界三大礦物燃料是：煤、石油、天然氣。石油主要含C、H地元素。

　　30、生鐵的含C量在：2%——4.3% 鋼的含C量在：0.03%——2% 。粗鹽：是NaCl中含有MgCl2和CaCl2，因為MgCl2吸水，所以粗鹽易潮解。濃HNO3在空氣中形成白霧。固體NaOH在空氣中易吸水形成溶液。

　　31、氣體溶解度：在一定的.壓強和溫度下，1體積水里達到飽和狀態時氣體的體積。

　　常見的重要氧化劑、還原劑

　　1、氧化還原反應

　　升失氧還還、降得還氧氧(氧化劑/還原劑，氧化產物/還原產物，氧化反應/還原反應)

　　氧化性：氧化劑>氧化產物

　　還原性：還原劑>還原產物

　　既作氧化劑又作還原劑的有：S、SO32-、HSO3-、H2SO3、SO2、NO2-、Fe2+及含-CHO的有機物

　　2、鹽類水解

　　鹽類水解，水被弱解；有弱才水解，無弱不水解；越弱越水解，都弱雙水解；誰強呈誰性，同強呈中性。

　　電解質溶液中的守恒關系：

　　電荷守恒：電解質溶液中所有陽離子所帶有的正電荷數與所有的陰離子所帶的負電荷數相等。如NaHCO3溶液中：n(Na+)+n(H+)=n(HCO3-)+2n(CO32-)+n(OH-)推出：[Na+]+[H+]=[HCO3-]+2[CO32-]+[OH-]

　　物料守恒：電解質溶液中由于電離或水解因素，離子會發生變化變成其它離子或分子等，但離子或分子中某種特定元素的原子的總數是不會改變的。如NaHCO3溶液中：n(Na+)：n(c)=1:1，推出：C(Na+)=c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)

　　質子守恒：電解質溶液中分子或離子得到或失去質子(H+)的物質的量應相等。例如：在NH4HCO3溶液中H3O+、H2CO3為得到質子后的產物；NH3、OH-、CO32-為失去質子后的產物，故有以下關系：c(H3O+)+c(H2CO3)=c(NH3)+c(OH-)+c(CO32-)。

　　離子共存問題

　　離子在溶液中能否大量共存，涉及到離子的性質及溶液酸堿性等綜合知識。凡能使溶液中因反應發生使有關離子濃度顯著改變的均不能大量共存。如生成難溶、難電離、氣體物質或能轉變成其它種類的離子(包括氧化一還原反應)，一般可從以下幾方面考慮：

　　1、弱堿陽離子只存在于酸性較強的溶液中，如Fe3+、Al3+、Zn2+、Cu2+、NH4+、Ag+等均與OH-不能大量共存。

　　2、弱酸陰離子只存在于堿性溶液中。如：CH3COO-、F-、CO32-、SO32-、S2-、PO43-、AlO2-均與H+不能大量共存。

　　3、弱酸的酸式陰離子在酸性較強或堿性較強的溶液中均不能大量共存。它們遇強酸(H+)會生成弱酸分子；遇強堿(OH-)生成正鹽和水。

　　如：HSO3-、HCO3-、HS-、H2PO4-、HPO42-等。

　　4、若陰、陽離子能相互結合生成難溶或微溶性的鹽，則不能大量共存。

　　如：Ba2+、Ca2+與CO32-、SO32-、 PO43-、SO42-等；Ag+與Cl-、Br-、I-等；Ca2+與F-，C2O42- 等

　　5、若陰、陽離子發生雙水解反應，則不能大量共存。如：Al3+與HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-、SiO32-等Fe3+與HCO3-、CO32-、AlO2-、ClO-、SiO32-、C6H5O-等；NH4+與AlO2-、SiO32-、ClO-、CO32-等

　　6、若陰、陽離子能發生氧化一還原反應則不能大量共存。如：Fe3+與I-、S2-；MnO4-(H+)與I-、Br-、Cl-、S2-、SO32-、Fe2+等；NO3-(H+)與上述陰離子。S2-、SO32-、H+

　　7、因絡合反應或其它反應而不能大量共存，如：Fe3+與F-、CN-、SCN-等；H2PO4-與PO43-會生成HPO42-，故兩者不共存。

　　特殊試劑的存放和取用10例

　　1、Na、K：隔絕空氣；防氧化，保存在煤油中(或液態烷烴中)，(Li用石蠟密封保存)。用鑷子取，玻片上切，濾紙吸煤油，剩余部分隨即放人煤油中。

　　2、白磷：保存在水中，防氧化，放冷暗處。鑷子取，立即放入水中用長柄小刀切取，濾紙吸干水分。

　　3、液Br2：有毒易揮發，盛于磨口的細口瓶中，并用水封。瓶蓋嚴密。

　　4、I2：易升華，且具有強烈刺激性氣味，應保存在用蠟封好的瓶中，放置低溫處。

　　5、濃HNO3，AgNO3：見光易分解，應保存在棕色瓶中，放在低溫避光處。

　　6、固體燒堿：易潮解，應用易于密封的干燥大口瓶保存。瓶口用橡膠塞塞嚴或用塑料蓋蓋緊。

　　7、NH3·H2O：易揮發，應密封放低溫處。

　　8、C6H6、C6H5—CH3、CH3CH2OH、CH3CH2OCH2CH3：易揮發、易燃，密封存放低溫處，并遠離火源。

　　9、Fe2+鹽溶液、H2SO3及其鹽溶液、氫硫酸及其鹽溶液：因易被空氣氧化，不宜長期放置，應現用現配。

　　10、鹵水、石灰水、銀氨溶液、Cu(OH)2懸濁液等，都要隨配隨用，不能長時間放置。

　　高中化學會考必看知識點歸納4

　　pH溶液的酸、堿性可用氫離子濃度（記作[H+]）表示，但稀溶液中[H+]少，計算不便。因此，化學上采用氫離子濃度（[H+]）的負對數來表示，叫做pH，即pH=-lg[H+]。pH的范圍通常在0―14 之間。

　　pH=0 表示酸度較強

　　pH=7 表示溶液呈中性

　　pH＜7 表示溶液呈酸性

　　pH＞7 表示溶液呈堿性

　　pH 與[H+]的關系是：

　　pH越小，[H+]越大，酸的強度也越高；

　　pH越大，[H+]越小，酸的強度也越低。

　　pH減小一個單位，相當于[H+]增大10 倍；pH增大一個單位，相當于[H+]減小至原來的1/10。

　　測定pH最簡便的方法是使用pH試紙。即把待測溶液滴在pH試紙上，然后把試紙顯示的顏色跟標準比色卡對照。這樣便可知道溶液的pH。如果要精確地測定溶液的pH，可以采用測量pH的儀器（參看酸堿指示劑、pH試紙的使用）。

　　相對原子質量以一個碳-12原子質量的1/12作為標準，任何一個原子的真實質量跟一個碳-12原子質量的1/12的比值，稱為該原子的相對原子質量。

　　由于原子的實際質量很小，如果人們用它們的實際質量來計算的話那就非常的麻煩，因此國際上規定采用相對原子質量和相對分子質量來表示原子、分子的質量關系。

　　一個碳-12原子的質量為1.993x10-26千克，則(1、993x10-26)/12=1、667x10-27千克。然后再把其它某種原子的實際質量與這個數相比后所得的結果，這個結果的數值就叫做這種原子的相對原子質量。 如氧原子的相對原子質量求法為：(2、657x10-26)/(1、667x10-27)≈16，即氧原子的相對原子質量約為16，其他原子的相對原子質量也是按相同的方法計算的。

　　原子的相對原子質量一般為其中子數與質子數之和，相對原子質量是有單位的，其單位為“1”，通常省略不寫。

　　元素的相對原子質量是它的各種同位素的相對原子質量,根據其所占的原子百分率計算而得的平均值，計算方法為，A=A1·a1%+A2·a2%+An·an%，(A是相對原子質量,A1,A2是該元素各種同位素的相對原子質量,a1%,a2%是各種同位素所占的原子百分率)。例如，氯元素有2種同位素，為氯-35和氯-37，含量分別為75%和25%，則氯元素的相對原子質量為35x75%+37x25%=35.5

　　化合物由不同種元素組成的純凈物。如水H2O，高錳酸鉀KClO3、五水硫酸銅CuSO4? 5H2O 等都是化合物。

　　化合物是元素以化合態存在的具體形式。它具有固定的組成，即組成該化合物的元素種類、質量比和各元素的原子個數比均是固定不變的。由于化合物的組成固定，所以可以用元素符號和數字表示它的組成，這就是化學式（或分子式）。就水來說，從宏觀上看，純凈的水是由氫、氧兩種元素組成的，氫元素和氧元素的質量比為1∶8；從微觀看，水是由同一種分子――水分子構成的，每個水分子由2個氫原子和1個氧原子構成。由于水的組成固定不變，所以可以用分子式H2O來表示水的組成。

　　化合物種類繁多，有的化合物由陰；陽離子構成，如氯化鈉 NaCl、硫酸銨（NH4）2SO4 等；有的化合物由分子構成，如氨氣NH3、甲烷CH4、五氧化二磷P2O5、二硫化碳CS2等；有的化合物由原子構成，如二氧化硅SiO2、碳化硅SiC等。化合物可以分為無機化合物（不含碳的化合物）和有機化合物（含碳的化合物，除 CO、CO2、H2CO3和碳酸鹽等）兩大類。按化學性質的不同，可以把化合物分為氧化物、酸類、堿類和鹽類（參看單質、離子化合物、共價化合物、有機化合物等）。

　　化學式量化學式中各原子的相對原子質量的總和。

　　根據已知化學式和相對原子質量，可計算出化學式量，例如，氯酸鉀的化學式為KClO3，K的相對原子質量是39、098、Cl 的相對原子質量是35、453、O的相對原子質量是15、999，KClO3的式量：39、098×1＋35、453×1＋15、999×3=122、548。CuSO4?5H2O 的式量應該是CuSO4與5H2O的式量的和，不要把式中的“?”誤為“×”而錯算為CuSO4與5H2O的式量的乘積，CuSO4?5H2O的式量=63、546×1+32、066×1+15、999×4+5（1、008×2＋15、999×1）=249、683。和相對原子質量一樣，化學式量也是相對比值，沒有單位。

　　化學性質物質在發生化學變化時才表現出來的性質叫做化學性質。

　　如可燃性、不穩定性、酸性、堿性、氧化性、還原性、跟某些物質起反應等。用使物質發生化學反應的方法可以得知物質的化學性質。例如，加熱KClO3，可以生成使帶火星的木條復燃的氣體，表明KClO3受熱達較高溫度時，能夠放出O2。因此KClO3具有受熱分解產生O2的化學性質。

　　應該注意化學變化和化學性質的區別，如蠟燭燃燒是化學變化；蠟燭能夠燃燒是它的化學性質。物質的化學性質由它的結構決定，而物質的結構又可以通過它的化學性質反映出來。物質的用途由它的性質決定。

　　化學方程式用化學式或分子式表示化學反應的式子。又叫化學反應式，簡稱反應式。

　　化學方程式表示客觀存在著的化學反應，所以不能任意編造，并且化學方程式一定符合質量守恒定律，即等號兩邊各種原子的數目必須相等，不符合以上兩點的化學方程式就是錯誤的，例如：

　　2Na+CuSO4=Na2SO4+Cu

　　此反應客觀上不存在

　　Mg+O2=MgO2

　　化學式MgO2不正確

　　Fe2O3+CO=2Fe+2CO2↑

　　等號兩邊各種原子的數目不相等（配平有錯誤），反應物中有氣體CO，生成物的CO2氣體不應標“↑”。

　　欲正確書寫化學方程式，必須切實理解化學方程式表示的意義，例如：

　　表示：

　　①水在通電的條件下，分解生成氧氣和氫氣。

　　②每2個水分子分解生成2個氫分子和1個氧分子。

　　③反應中各物質之間的質量比

　　2×18：2×2 ：32

　　即每36份質量的水，分解生成4份質量的氫氣和32份質量的氧氣。

　　化學方程式的配平在化學方程式各化學式的前面配上適當的系數，使式子左、右兩邊每一種元素的原子總數相等。這個過程叫做化學方程式配平。

　　配平的化學方程式要遵循質量守恒定律，正確表現反應物和生成物各物質之間的質量比，為化學計算提供準確的關系式、關系量。配平方法有多種：

　　（1）觀察法。觀察反應物及生成物的化學式，找出比較復雜的一種，推求其它化學式的系數。如：

　　Fe2(SO4)3+NaOH―Fe(OH)3+Na2SO4

　　Fe2(SO4)3所含原子數最多、最復雜，其中三個SO4進入Na2SO4，每個Na2SO4含有一個SO4，所以Na2SO4 系數為3；2 個鐵原子Fe 需進入2 個Fe(OH)3，所以Fe(OH)3系數為2，這樣就得到：

　　Fe2(SO4)3+NaOH―2Fe(OH)3+3Na2SO4

　　接下去確定NaOH 的系數，2Fe(OH)3中有6個OH，3Na2SO4中有6 個Na，所以在NaOH 前填上系數6，得到：

　　Fe2(SO4)3+6NaOH―2Fe(OH)3+3Na2SO4

　　最后把“―”改成“=”，標明Fe(OH)3↓。

　　（2）單數變雙數法。如：

　　C2H2+O2―CO2+H2O

　　首先找出左、右兩邊出現次數較多，并且一邊為單數，另一邊為雙數的原子（氧原子）。由于氧分子是雙原子分子O2，生成物里氧原子總數必然是雙數，所以H2O的系數應該是2（系數應該是最簡正整數比），如下式中①所示：

　　由于2H2O中氫原子個數是C2H2的2倍，所以C2H2系數為2，如下式中②所示：

　　又由于2C2H2中碳原子個數為CO2的4倍，所以CO2系數為4，如下式中③所示：

　　最后配單質O2的系數，由于生成物里所含氧原子總數為10，所以反應物O2的系數是5，如下式中④所示：

　　核算式子兩邊，每一種元素的原子總數已經相等，把反應條件，等號、狀態符號↑填齊，化學方程式已配平。

　　（3）求最小公倍數法例如：

　　KClO3―KCl+O2

　　式中K、Cl、O 各出現一次，只有氧原子數兩邊不等，左邊3個，右邊2個，所以應從氧原子入手來開始配平。由于3 和2 的最小公倍數是6，6 與KClO3中氧原子個數3 之比為2，所以KClO3系數應為2。又由于6 跟O2的氧原子個數2 之比為3，所以O2系數應為3。配平后的化學方程式為：

　　2KClO3 =2KCl+3O2↑

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