高中化學無機物知識點
在我們的學習時代，大家都背過不少知識點，肯定對知識點非常熟悉吧！知識點也不一定都是文字，數學的知識點除了定義，同樣重要的公式也可以理解為知識點。相信很多人都在為知識點發愁，以下是小編為大家整理的高中化學無機物知識點，歡迎大家分享。
高中化學無機物知識點1
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;
高中化學無機物知識點2
1.屬單質的制備
(1)原理：化合態的非金屬有正價或負價：
(2)方法：
①分解法：如，2KMnO4K2MnO4+MnO2+O2↑，2H2O22H2O+O2↑;
②置換法：如，Zn+H2SO4ZnSO4+H2↑，Cl2+2NaBr2NaCl+Br2;
③氧化法：如，MnO2+4HCl(濃)MnCl2+Cl2↑+2H2O;
④還原法：如，C+H2OCO+H2，SiO2+2CSi+2CO↑;
⑤電解法：2NaCl+2H2ONaOH+H2↑+Cl2↑;
2.屬氫化物
(1)非金屬氣態氫化物都為共價化合物，其典型的分子構型有HCl為直線型;H2O為折線型;NH3為三角錐形;CH4為正四面體型。
(2)常溫下除水為液體，其他均為氣體。
(3)氣態氫化物都為無色，大多有刺激性氣味(H2S具有臭雞蛋氣味、有劇毒)。
(4)非金屬性越強其氫化物越穩定。
(5)NH3易液化，極易溶于水，其水溶液顯堿性;HCl極易溶于水，其水溶液顯酸性。
3.屬氧化物
(1)除SiO2是原子晶體以外，其他非金屬氧化物固態時都是分子晶體。
(2)許多非金屬低價氧化物有毒，如CO、NO、NO2、SO2等，它們不能隨便排放到大氣中。
(3)非金屬最高價氧化物為酸性氧化物，若相應的酸易溶于水，則其氧化物易與水化合;反之亦然，如硅酸不溶于水，所以SiO2不與水反應。
(4)不成鹽氧化物(如CO、NO)不溶于水，不與酸、堿反應生成鹽和水。
高中化學無機物知識點3
1.非金屬元素在周期表中的位置
非金屬元素有16種。除H位于左上方的IA外，其余非金屬都位于周期表的右上方，都屬于主族元素。
非金屬元素大多有可變化合價，如C：-4、+2、+4;S：-2、+4、+6;N：-3、+1、+2、+3、+4、+5;Cl：-1、+1、+3、+5、+7。
2.化學性質
非金屬單質：強氧化性F2、O2、Cl2、Br2;氧化性為主N2、S;還原性為主H2、C、Si、P。
(1)與金屬反應(表現氧化性)
O2與金屬鈉反應常溫生成Na2O、燃燒生成Na2O2;O2與鐵反應點燃生成Fe3O4。
Cl2、Br2與變價金屬反應生成高價金屬鹵化物。
S與變價金屬反應生成低價金屬硫化物。
N2與金屬Mg反應生成Mg3N2。
(2)與水反應
氧化性：2F2+2H2O4HF+O2
還原性：C+H2OCO+H2
既顯氧化性又顯還原性：X2+H2OHX+HXO(X為Cl、l、Br)
(3)與鹽反應(表現氧化性)
Cl2+2KI2KCl+I2
3Cl2+2FeBr22FeCl3+2Br2 2Na2SO3+O22Na2SO4
(4)與堿反應
即顯氧化性又顯還原性：X2+2OH-X-+XO-+H2O(X為Cl、l、Br)
3S+6OH-2S2-++3H2O
(5)與酸反應
氧化性：Cl2+H2SO3+H2O2HCl+H2SO4
還原性：C+2H2SO4(濃)CO2↑+2SO2+2H2O
S+6HNO3H2SO4+6NO2↑+2H2O
(6)與氧化物反應
氧化性：2CO+O22CO2
還原性：2C+SiO2Si+2CO↑，H2+CuOCu+H2O
猜你喜歡：
1.高中化學必背的知識點匯總
2.高中化學重要的知識點框架
3.最全的高一化學知識要點歸納
4.高中化學必背知識點歸納與總結
5.高中化學選修5重要的知識點
6.高中化學必修一知識點歸納總結
高中化學無機物知識點4
1、化學能轉化為電能的方式：
電能
（電力）火電（火力發電）化學能→熱能→機械能→電能缺點：環境污染、低效
原電池將化學能直接轉化為電能優點：清潔、高效
2、原電池原理
（1）概念：把化學能直接轉化為電能的裝置叫做原電池。
（2）原電池的工作原理：通過氧化還原反應（有電子的轉移）把化學能轉變為電能。
（3）構成原電池的條件：
（1）有活潑性不同的兩個電極；
（2）電解質溶液
（3）閉合回路
（4）自發的氧化還原反應
（4）電極名稱及發生的反應：
負極：較活潑的金屬作負極，負極發生氧化反應，
電極反應式：較活潑金屬—ne—=金屬陽離子
負極現象：負極溶解，負極質量減少。
正極：較不活潑的金屬或石墨作正極，正極發生還原反應，
電極反應式：溶液中陽離子+ne—=單質
正極的現象：一般有氣體放出或正極質量增加。
（5）原電池正負極的判斷方法：
①依據原電池兩極的材料：
較活潑的金屬作負極（K、Ca、Na太活潑，不能作電極）；
較不活潑金屬或可導電非金屬（石墨）、氧化物（MnO2）等作正極。
②根據電流方向或電子流向：（外電路）的電流由正極流向負極；電子則由負極經外電路流向原電池的正極。
③根據內電路離子的遷移方向：陽離子流向原電池正極，陰離子流向原電池負極。
④根據原電池中的反應類型：
負極：失電子，發生氧化反應，現象通常是電極本身消耗，質量減小。
正極：得電子，發生還原反應，現象是常伴隨金屬的析出或H2的放出。
（6）原電池電極反應的書寫方法：
（i）原電池反應所依托的化學反應原理是氧化還原反應，負極反應是氧化反應，正極反應是還原反應。因此書寫電極反應的方法歸納如下：
①寫出總反應方程式。
②把總反應根據電子得失情況，分成氧化反應、還原反應。
③氧化反應在負極發生，還原反應在正極發生，反應物和生成物對號入座，注意酸堿介質和水等參與反應。
高中化學無機物知識點5
【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↑
高中化學無機物知識點6
知識點概述
本知識點包含了幾種比較重要的金屬化合物的性質對比和反應條件
知識點總結
知識點一：氧化鈉和過氧化鈉
要點詮釋：鈉的重要氧化物有兩種，其中氧化鈉是堿性氧化物，具有堿性氧化物的通性;過氧化鈉性質較為獨特。它們的性質對比如下：
化學式Na2O(氧化鈉)Na2O2(過氧化鈉)
顏色狀態白色固體淡黃色固體
生成條件鈉與氧氣不加熱時反應生成
4Na+O2==2Na2O
鈉與氧氣加熱時生成
2Na+O2Na2O2
與水反應
Na2O+H2O==2NaOH
2Na2O2+2H2O==4NaOH+O2↑
與CO2反應
Na2O+CO2==Na2CO3
2Na2O2+2CO2==2Na2CO3+O2
與鹽酸反應
Na2O+2HCl==2NaCl+H2O
2Na2O2+4HCl==4NaCl+2H2O+O2↑
實驗：把水滴入盛有少量的過氧化鈉固體的試管中，用帶火星的木條放在試管中，檢驗生成的氣體。
實驗現象：滴入水后有大量氣泡產生;產生的氣體使帶火星的木條復燃;試管外壁發熱;向溶液中滴入酚酞溶液，溶液發紅，振蕩試管溶液又褪為無色。
說明：過氧化鈉的水溶液具有強氧化性，可將酚酞氧化變質而使溶液褪為無色。
知識點二：碳酸鈉和碳酸氫鈉
要點詮釋：碳酸鈉是一種正鹽，碳酸氫鈉是一種酸式鹽，它們有許多相似的性質，也有許多不同的性質，它們的性質可對比如下：
化學式
Na2CO3碳酸鈉
NaHCO3 碳酸氫鈉
顏色狀態白色粉末白色細小晶體
溶解性易溶易溶(比碳酸鈉小)
熱穩定性穩定，受熱不分解
2NaHCO3Na2CO3+CO2↑+H2O
與鹽酸反應
Na2CO3+2HCl==2NaCl+H2O+CO2↑
NaHCO3+HCl==NaCl+H2O+CO2↑
與NaOH反應
不反應
NaHCO3+NaOH==Na2CO3+H2O
與BaCl2反應
Na2CO3+BaCl2==BaCO3↓+2NaCl
不反應
與CO2的反應
Na2CO3+CO2+H2O==2NaHCO3
不反應
與Ca(OH)2的反應
Na2CO3+Ca(OH)2==CaCO3↓+2NaOH
2NaHCO3+Ca(OH)2== Na2CO3+2H2O+CaCO3↓
相互轉化
說明：
1.碳酸鈉、碳酸氫鈉溶于水的探究
操作步驟 1 g Na2CO3 1 g NaHCO3
觀察外觀 白色粉末 細小白色晶體
加幾滴水 加水結塊變成晶體，放熱 加水部分溶解，感受不到熱量變化
加10 mL水，用力振蕩 溶解 仍有少量固體不溶解
加1～2滴酚酞溶液 溶液變紅(較深) 溶液變淺紅色
原因(可查資料) Na2CO3+H2ODNaHCO3+NaOH NaHCO3+H2ODH2CO3+NaOH
初步結論 加水先變成含結晶水的晶體，水溶液堿性比NaHCO3溶液強 加水部分溶解，水溶液堿性比Na2CO3溶液弱
2.Na2CO3、NaHCO3熱穩定性的探究
現象 發生反應的化學方程式結論
Na2CO3 澄清石灰水不變渾濁 ———— 受熱不分解
NaHCO3 澄清石灰水變渾濁 2NaHCO3Na2CO3+CO2↑+H2O
Ca(OH)2+CO2==CaCO3↓+H2O 受熱易分解
3.碳酸鈉晶體在干燥空氣里容易逐漸失去結晶水變成碳酸鈉粉末，此種現象稱為風化。
4.Na2CO3溶液中逐滴滴加稀鹽酸，開始時無氣體放出，化學方程式為：
Na2CO3+HCl==NaHCO3+NaCl;繼續滴加會產生氣體，化學方程式為：NaHCO3+HCl==NaCl+CO2↑+H2O。
總的化學方程式為：2HCl+Na2CO3== 2NaCl+CO2↑+H2O。
如果鹽酸中逐滴滴加Na2CO3溶液，則一開始就會產生氣體，
化學方程式為：Na2CO3+2HCl==2NaCl+CO2↑+H2O。
由此可知，我們可利用兩個過程現象的不同區別Na2CO3溶液和鹽酸。
5.Na2CO3溶液與CaCl2、BaCl2、Ca(NO3)2、Ba(NO3)2等反應產生白色沉淀，而NaHCO3溶液與它們則不會產生白色沉淀。利用此現象可區別Na2CO3溶液和NaHCO3溶液。
6.利用Na2CO3溶液與Ca(OH)2溶液的反應可制取NaOH溶液。
7.CO2在飽和NaHCO3溶液中溶解度會大大減小，所以可利用排飽和NaHCO3溶液的方法收集CO2，也可利用飽和NaHCO3洗滌CO2中的酸性氣體雜質。
8.在飽和的Na2CO3溶液中通入足量的CO2，會析出白色晶體NaHCO3。其原因有三個：①Na2CO3轉變為NaHCO3后，溶質質量增加了;②反應過程中有水消耗;③NaHCO3溶解度比碳酸鈉的溶解度小。
9.NaHCO3溶液與Ca(OH)2或Ba(OH)2溶液混合時，會因相對量的大小不同，其產物也不同。例如少量的NaHCO3與大量的Ca(OH)2的反應為：NaHCO3+Ca(OH)2==CaCO3↓+NaOH+H2O;大量NaHCO3與少量Ca(OH)2的反應為：2NaHCO3+Ca(OH)2==CaCO3↓+Na2CO3+2H2O。書寫化學方程式或離子方程式時應特別注意。
知識點三：焰色反應
要點詮釋：很多金屬或它們的化合物在灼燒時，其火焰會呈現特殊的顏色，在化學上叫做焰色反應。它表現的是某種金屬元素的性質，借此可檢驗某些金屬元素。
操作步驟：
(1)干燒：把焊在玻璃棒上的鉑絲(或用光潔無銹的鐵絲)放在酒精燈外焰里灼燒，至與原來的火焰顏色相同為止。
(2)蘸燒：用鉑絲(或鐵絲)蘸取Na2CO3溶液，在外焰上灼燒，觀察火焰的顏色。
(3)洗燒：將鉑絲(或鐵絲)用鹽酸洗凈后，在外焰上灼燒至沒有顏色。
(4)蘸燒：用鉑絲(或鐵絲)蘸取K2CO3溶液，在外焰上灼燒，觀察火焰的顏色。
說明：
①火源最好用噴燈、煤氣燈，因其火焰焰色更淺。而酒精燈火焰往往略帶黃色。
②焰色反應前，應將鉑絲(或鐵絲)灼燒到無色。也可先用鹽酸清洗，再灼燒到無色。
③做鉀的焰色反應時，要透過藍色鈷玻璃片進行觀察，以吸收黃色，排除鈉鹽的干擾。
實驗現象(焰色反應的焰色)：鈉——黃色;鉀——紫色;鈣——磚紅色;鍶——洋紅色;銅——綠色;鋰——紅色;鋇——黃綠色。
知識點四：氧化鋁和氫氧化鋁
要點詮釋：氧化鋁是典型的兩性氧化物，氫氧化鋁是典型的兩性氫氧化物。
1.氧化鋁：白色難溶，熔點很高的物質。
(1)由于鋁表面有一層致密的氧化鋁薄膜，能夠有效地保護內層金屬鋁。
(2)氧化鋁是工業冶煉金屬鋁的原料。
(3)氧化鋁是一種比較好的耐火材料，它可以用來制造耐火坩堝、耐火管和耐高溫的實驗儀器等。
(4)氧化鋁能溶于強酸和強堿溶液中。
Al2O3+6H+==2Al3++3H2O Al2O3+2OH-==2AlO2-+H2O
這種既能與強酸反應，又能與強堿反應生成鹽和水的氧化物叫做兩性氧化物。
(5)實驗室中可用加熱氫氧化鋁使其分解得到氧化鋁：2Al(OH)3Al2O3+3H2O
工業上可通過分離提純自然界中存在的鋁土礦得到氧化鋁。
2.氫氧化鋁：白色難溶的物質。
實驗：
(1)在試管里加入10 mL 0.5 mol·L-1 Al2(SO4)3溶液，滴加氨水，振蕩，觀察沉淀的生成。
現象：溶液中產生白色膠狀難溶物質，繼續滴加氨水至過量，白色沉淀不溶解。
實驗室中常用此種方法制取氫氧化鋁，反應方程式為：Al2(SO4)3+6NH3·H2O==2Al(OH)3↓+3(NH4)2SO4;離子方程式為：Al3++3NH3·H2O==Al(OH)3↓+3NH4+。
(2)將(1)得到的混合物分成三份，其中一份中滴加一滴墨水，觀察現象。
現象：膠狀Al(OH)3能吸附色素，一段時間后溶液又變澄清。它還能凝聚水中的懸浮物。
(3)在剩余的兩份中，分別滴加2 mol·L-1鹽酸、2 mol·L-1 NaOH溶液，邊滴邊振蕩。
現象：兩支試管都由渾濁變澄清。
反應的離子方程式為：Al(OH)3+3H+==Al3++3H2O Al(OH)3+OH-==AlO2-+2H2O
象這種既能跟強酸反應，又能跟強堿反應的氫氧化物，稱為兩性氫氧化物。
說明：
(1)在溶液中得到的白色膠狀氫氧化鋁具有凝聚水中懸浮物，吸附色素的能力。利用明礬凈水就是利用溶液中Al3+與水反應生成的氫氧化鋁，吸附水中的懸浮雜質形成沉淀。
(2)由于氫氧化鋁能溶于強堿，不能溶于弱堿，所以實驗室中利用鋁鹽與堿反應制取氫氧化鋁時，使用氨水比使用NaOH溶液更好。
(3)Al(OH)3是醫用胃藥中的一種，它的堿性不強，可以中和過多的胃酸而不至于對胃壁產生強烈的刺激或腐蝕作用。
(4)向AlCl3的溶液中逐滴滴加氫氧化鈉溶液，其現象為：產生白色膠狀沉淀，沉淀量不斷增多至最大，而后逐漸溶解至完全消失。具體分析可表示如下：
當時，發生反應：Al3++3OH-==Al(OH)3↓;
當時，有部分Al(OH)3被堿溶解，即Al(OH)3+OH-==AlO2-+2H2O;
當時，沉淀全部溶解，全過程方程式可表示為：Al3++4OH-==AlO2-+2H2O。
此過程用圖象表示為
知識點五：鐵的氧化物
要點詮釋：鐵的氧化物有3種：氧化亞鐵、氧化鐵、四氧化三鐵，其性質可對比如下：
化學式
FeO氧化亞鐵
Fe2O3氧化鐵
Fe3O4四氧化三鐵
鐵的化合價
+2+3+2 +3
顏色狀態
黑色粉末紅色粉末黑色晶體
溶解性不溶不溶不溶
穩定性
空氣中加熱變成Fe3O4
穩定穩定
與鹽酸反應
FeO+2H+==Fe2++H2O
Fe2O3+6H+==2Fe3++3H2O
Fe3O4+8H+== 2Fe3++Fe2++4H2O
高溫還原
FeO+COFe+CO2
Fe2O3+2AlAl2O3+2Fe
3Fe3O4+8Al9Fe+4Al2O3
用途
煉鐵原料
煉鐵原料、紅色油漆和涂料
煉鐵原料
工業上冶煉金屬鐵時，往往在高溫下用CO還原鐵的氧化物，可表示如下：
Fe2O3+3CO2Fe+3CO2
高中化學無機物知識點7
中學化學實驗操作中的七原則
掌握下列七個有關操作順序的原則，就可以正確解答“實驗程序判斷題”
1.“從下往上”原則。以Cl2實驗室制法為例，裝配發生裝置順序是：放好鐵架臺→擺好酒精燈→根據酒精燈位置固定好鐵圈→石棉網→固定好圓底燒瓶。
2.“從左到右”原則。裝配復雜裝置應遵循從左到右順序。如上裝置裝配順序為：發生裝置→集氣瓶→燒杯。
3.先“塞”后“定”原則。帶導管的塞子在燒瓶固定前塞好，以免燒瓶固定后因不宜用力而塞不緊或因用力過猛而損壞儀器。
4.“固體先放”原則。上例中，燒瓶內試劑MnO2應在燒瓶固定前裝入，以免固體放入時損壞燒瓶。總之固體試劑應在固定前加入相應容器中。
5.“液體后加”原則。液體藥品在燒瓶固定后加入。如上例中濃鹽酸應在燒瓶固定后在分液漏斗中緩慢加入。
6.先驗氣密性(裝入藥口前進行)原則。
7.后點酒精燈(所有裝置裝完后再點酒精燈)原則。
中學化學實驗中溫度計的使用分哪三種情況以及哪些實驗需要溫度計
1.測反應混合物的溫度：這種類型的實驗需要測出反應混合物的準確溫度，因此，應將溫度計插入混合物中間。
①測物質溶解度
②實驗室制乙烯
2.測蒸氣的溫度：這種類型實驗，多用于測量物質的沸點，由于液體在沸騰時，液體和蒸氣的溫度相同所以只要測蒸氣的溫度。
①實驗室蒸餾石油
②測定乙醇的沸點
3.測水浴溫度：這種類型的實驗，往往只要使反應物的溫度保持相對穩定，所以利用水浴加熱，溫度計則插入水浴中。
①溫度對反應速率影響的反應
②苯的硝化反應
常見的需要塞入棉花的實驗有哪些
熱KMnO4制氧氣
制乙炔和收集NH3
其作用分別是：防止KMnO4粉末進入導管;防止實驗中產生的泡沫涌入導管;防止氨氣與空氣對流，以縮短收集NH3的時間。
常見物質分離提純的10種方法
1.結晶和重結晶：利用物質在溶液中溶解度隨溫度變化較大，如NaCl，KNO3。
2.蒸餾冷卻法：在沸點上差值大。乙醇中(水)：加入新制的CaO吸收大部分水再蒸餾
3.過濾法：溶與不溶。
4.升華法：SiO2(I2)。
5.萃取法：如用CCl4來萃取I2水中的I2。
6.溶解法：Fe粉(A1粉)：溶解在過量的NaOH溶液里過濾分離。
7.增加法：把雜質轉化成所需要的物質：CO2(CO)：通過熱的CuO;CO2(SO2)：通過NaHCO3溶液。
8.吸收法：用做除去混合氣體中的氣體雜質，氣體雜質必須被藥品吸收：N2(O2)：將混合氣體通過銅網吸收O2。
9.轉化法：兩種物質難以直接分離，加藥品變得容易分離，然后再還原回去：Al(OH)3，Fe(OH)3：先加NaOH溶液把Al(OH)3溶解，過濾，除去Fe(OH)3，再加酸讓NaAlO2轉化成A1(OH)3。
常用的去除雜質的方法10種
1.雜質轉化法:欲除去苯中的苯酚，可加入氫氧化鈉，使苯酚轉化為酚鈉，利用酚鈉易溶于水，使之與苯分開。欲除去Na2CO3中的NaHCO3可用加熱的方法。
2.吸收洗滌法:欲除去二氧化碳中混有的少量氯化氫和水，可使混合氣體先通過飽和碳酸氫鈉的溶液后，再通過濃硫酸。
3.沉淀過濾法:欲除去硫酸亞鐵溶液中混有的少量硫酸銅，加入過量鐵粉，待充分反應后，過濾除去不溶物，達到目的。
4.加熱升華法:欲除去碘中的沙子，可采用此法。
5.溶劑萃取法:欲除去水中含有的少量溴，可采用此法。
6.溶液結晶法(結晶和重結晶):欲除去硝酸鈉溶液中少量的氯化鈉，可利用二者的溶解度不同，降低溶液溫度，使硝酸鈉結晶析出，得到硝酸鈉純晶。
7.分餾蒸餾法:欲除去乙醚中少量的酒精，可采用多次蒸餾的方法
8.分液法:欲將密度不同且又互不相溶的液體混合物分離，可采用此法，如將苯和水分離。
9.滲析法:欲除去膠體中的離子，可采用此法。如除去氫氧化鐵膠體中的氯離子。
化學實驗基本操作中的“不”15例
1.實驗室里的藥品，不能用手接觸;不要鼻子湊到容器口去聞氣體的'氣味，更不能嘗結晶的味道。
2.做完實驗，用剩的藥品不得拋棄，也不要放回原瓶(活潑金屬鈉、鉀等例外)。
3.取用液體藥品時，把瓶塞打開不要正放在桌面上;瓶上的標簽應向著手心，不應向下;放回原處時標簽不應向里。
4.如果皮膚上不慎灑上濃H2SO4，不得先用水洗，應根據情況迅速用布擦去，再用水沖洗;若眼睛里濺進了酸或堿，切不可用手揉眼，應及時想辦法處理。
5.稱量藥品時，不能把稱量物直接放在托盤上;也不能把稱量物放在右盤上;加法碼時不要用手去拿。
6.用滴管添加液體時，不要把滴管伸入量筒(試管)或接觸筒壁(試管壁)。
7.向酒精燈里添加酒精時，不得超過酒精燈容積的2/3，也不得少于容積的1/3。
8.不得用燃著的酒精燈去對點另一只酒精燈;熄滅時不得用嘴去吹
9.給物質加熱時不得用酒精燈的內焰和焰心。
10.給試管加熱時，不要把拇指按在短柄上;切不可使試管口對著自己或旁人;液體的體積一般不要超過試管容積的1/3。
11.給燒瓶加熱時不要忘了墊上石棉網。
12.用坩堝或蒸發皿加熱完后，不要直接用手拿回，應用坩堝鉗夾取。
13.使用玻璃容器加熱時，不要使玻璃容器的底部跟燈芯接觸，以免容器破裂。燒得很熱的玻璃容器，不要用冷水沖洗或放在桌面上，以免破裂。
14.過濾液體時，漏斗里的液體的液面不要高于濾紙的邊緣，以免雜質進入濾液。
15.在燒瓶口塞橡皮塞時，切不可把燒瓶放在桌上再使勁塞進塞子，以免壓破燒瓶。
化學實驗中的先與后22例
1.加熱試管時，應先均勻加熱后局部加熱。
2.用排水法收集氣體時，先拿出導管后撤酒精燈。
3.制取氣體時，先檢驗氣密性后裝藥品。
4.收集氣體時，先排凈裝置中的空氣后再收集。
5.稀釋濃硫酸時，燒杯中先裝一定量蒸餾水后再沿器壁緩慢注入濃硫酸。
6.點燃H2、CH4、C2H4、C2H2等可燃氣體時，先檢驗純度再點燃。
7.檢驗鹵化烴分子的鹵元素時，在水解后的溶液中先加稀HNO3再加AgNO3溶液。
8.檢驗NH3(用紅色石蕊試紙)、Cl2(用淀粉KI試紙)、H2S[用Pb(Ac)2試紙]等氣體時，先用蒸餾水潤濕試紙后再與氣體接觸。
9.做固體藥品之間的反應實驗時，先單獨研碎后再混合。
10.配制FeCl3，SnCl2等易水解的鹽溶液時，先溶于少量濃鹽酸中，再稀釋。
11.中和滴定實驗時，用蒸餾水洗過的滴定管先用標準液潤洗后再裝標準掖;先用待測液潤洗后再移取液體;滴定管讀數時先等一二分鐘后再讀數;觀察錐形瓶中溶液顏色的改變時，先等半分鐘顏色不變后即為滴定終點。
12.焰色反應實驗時，每做一次，鉑絲應先沾上稀鹽酸放在火焰上灼燒到無色時，再做下一次實驗。
13.用H2還原CuO時，先通H2流，后加熱CuO，反應完畢后先撤酒精燈，冷卻后再停止通H2。
14.配制物質的量濃度溶液時，先用燒杯加蒸餾水至容量瓶刻度線1cm～2cm后，再改用膠頭滴管加水至刻度線。
15.安裝發生裝置時，遵循的原則是：自下而上，先左后右或先下后上，先左后右。
16.濃H2SO4不慎灑到皮膚上，先迅速用布擦干，再用水沖洗，最后再涂上3%一5%的 NaHCO3溶液。沾上其他酸時，先水洗，后涂 NaHCO3溶液。
17.堿液沾到皮膚上，先水洗后涂硼酸溶液。
18.酸(或堿)流到桌子上，先加 NaHCO3溶液(或醋酸)中和，再水洗，最后用布擦。
19.檢驗蔗糖、淀粉、纖維素是否水解時，先在水解后的溶液中加NaOH溶液中和H2SO4，再加銀氨溶液或Cu(OH)2懸濁液。
20.用pH試紙時，先用玻璃棒沾取待測溶液涂到試紙上，再把試紙顯示的顏色跟標準比色卡對比，定出pH。
21.配制和保存Fe2+，Sn2+等易水解、易被空氣氧化的鹽溶液時;先把蒸餾水煮沸趕走O2，再溶解，并加入少量的相應金屬粉末和相應酸。
22.稱量藥品時，先在盤上各放二張大小，重量相等的紙(腐蝕藥品放在燒杯等玻璃器皿)，再放藥品。加熱后的藥品，先冷卻，后稱量。
高中化學無機物知識點8
一、鈉單質
1、Na與水反應的離子方程式：命題角度為是否違反電荷守恒定律。
2、Na的保存：放于煤油中而不能放于水中，也不能放于汽油中；實驗完畢后，要放回原瓶，不要放到指定的容器內。
3、Na失火的處理：不能用水滅火，必須用干燥的沙土滅火。
4、Na的焰色反應：顏色為黃色，易作為推斷題的推破口。注意做鉀的焰色反應實驗時，要透過藍色的鈷玻璃，避免鈉黃光的干擾。
5、Na與熔融氯化鉀反應的原理：因鉀的沸點比鈉低，鉀蒸氣從體系中脫離出來，導致平衡能向正反應移動。【Na+KCl（熔融）=NaCl+K】
二、氫氧化鈉
1、俗名：火堿、燒堿、苛性鈉
2、溶解時放熱：涉及到實驗室制取氨氣時，將濃氨水滴加到氫氧化鈉固體上，其反應原理為：一是NaOH溶解放出大量的熱，促進了氨水的分解，二是提供的大量的OH—，使平衡朝著生成NH3的方向移動。與之相似的還有：將濃氨水或銨鹽滴加到生石灰上。涉及到的方程式為NH4++OH— NH3？H2O NH3↑H2O。
3、與CO2的反應：主要是離子方程式的書寫（CO2少量和過量時，產物不同）。
4、潮解：與之相同的還有CaCl2、MgCl2、
三、過氧化鈉
1、非堿性氧化物：金屬氧化物不一定是堿性氧化物，因其與酸反應除了生成鹽和水外，還有氧氣生成，化學方程式為：2Na2O2+4HCl=4NaCl+2H2O+O2↑。
2、過氧化鈉中微粒的組成：1mol過氧化鈉中所含有離子的數目為3NA，或說它們的微粒個數之比為2：1，命題角度為阿伏加德羅常數。
3、過氧化鈉與水、CO2的反應：一是過氧化鈉既是氧化劑也是還原劑，水既不是氧化劑也不是還原劑；二是考查電子轉移的數目（以氧氣的量為依據）。
4、強氧化性：加入過氧化鈉后溶液離子共存的問題；過氧化鈉與SO2反應產物實驗探究。
高中化學無機物知識點9
高考中經常用到的化學規律
1、溶解性規律——見溶解性表;
2、常用酸、堿指示劑的變色范圍：
甲基橙<3.1紅色>4.4黃色
酚酞<8.0無色>10.0紅色
石蕊<5.1紅色>8.0藍色
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+ >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)
4、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↑
5、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。
例：電解kcl溶液：2kcl +2h2o == h2↑+ cl2↑+ 2koh 配平：2kcl + 2h2o == h2↑+ cl2↑+ 2koh
6、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，為：
陰極：pbso4 +2e- =pb + so42-
陽極：pbso4 + 2h2o -2e- = pbo2+ 4h+ + so42-
7、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)
8、電子層結構相同的離子，核電荷數越多，離子半徑越小。
9、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)。
10、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。
11、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。
12、氧化性：
mno4- >cl2 >br2>fe3+ >i2 >s=4(+4價的s)
例：i2 +so2 + h2o= h2so4 + 2hi
13、含有fe3+的溶液一般呈酸性。
14、能形成氫鍵的物質：h2o、nh3 、hf、ch3ch2oh。
15、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。
16、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。
17、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
18、熔點最低的金屬是hg (-38.9℃),;熔點最高的是w(鎢3410℃);密度最小(常見)的是k;密度最大(常見)是pt。
19、雨水的ph值小于5.6時就成為了酸雨。
20、有機酸酸性的強弱：乙二酸>甲酸>苯甲酸>乙酸>碳酸>苯酚>hco3-
21、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。
22、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;
23、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。
24、可使溴水褪色的物質如下，但褪色的原因各自不同：烯、炔等不飽和烴是加成褪色、苯酚是取代褪色、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。
25、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
26、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。
27、污染大氣氣體：so2、co、no2、no，其中so2、no2形成酸雨。
28、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。
29、在室溫(20℃)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。
30、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。
31、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。
32、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。
高中化學無機物知識點10
1、羥基就是氫氧根
看上去都是OH組成的一個整體，其實，羥基是一個基團，它只是物質結構的一部分，不會電離出來。而氫氧根是一個原子團，是一個陰離子，它或強或弱都能電離出來。所以，羥基不等于氫氧根。
例如：C2H5OH中的OH是羥基，不會電離出來;硫酸中有兩個OH也是羥基，眾所周知，硫酸不可能電離出OH-的。而在NaOH、Mg(OH)2、Fe(OH)3、Cu2(OH)2CO3中的OH就是離子，能電離出來，因此這里叫氫氧根。
2、Fe3+離子是黃色的
眾所周知，FeCl3溶液是黃色的，但是不是意味著Fe3+就是黃色的呢?不是。Fe3+對應的堿Fe(OH)3是弱堿，它和強酸根離子結合成的鹽類將會水解產生紅棕色的Fe(OH)3。因此濃的FeCl3溶液是紅棕色的，一般濃度就顯黃色，歸根結底就是水解生成的Fe(OH)3導致的。真正Fe3+離子是淡紫色的而不是黃色的。將Fe3+溶液加入過量的酸來抑制水解，黃色將褪去。
3、AgOH遇水分解
我發現不少人都這么說，其實看溶解性表中AgOH一格為“—”就認為是遇水分解，其實不是的。而是AgOH的熱穩定性極差，室溫就能分解，所以在復分解時得到AgOH后就馬上分解，因而AgOH常溫下不存在。和水是沒有關系的。如果在低溫下進行這個操作，是可以得到AgOH這個白色沉淀的。2005-10-39:57:00西部化雪
4、多元含氧酸具體是幾元酸看酸中H的個數。
多元酸究竟能電離多少個H+，是要看它結構中有多少個羥基，非羥基的氫是不能電離出來的。如亞磷酸(H3PO3)，看上去它有三個H，好像是三元酸，但是它的結構中，是有一個H和一個O分別和中心原子直接相連的，而不構成羥基。構成羥基的O和H只有兩個。因此H3PO3是二元酸。當然，有的還要考慮別的因素，如路易斯酸H3BO3就不能由此來解釋。2005-10-39:57:00西部化雪
5、酸式鹽溶液呈酸性嗎?
表面上看，“酸”式鹽溶液當然呈酸性啦，其實不然。到底酸式鹽呈什么性，要分情況討論,當其電離程度大于水解程度時,呈酸性,當電離程度小于水解程度時,則成堿性。如果這是強酸的酸式鹽，因為它電離出了大量的H+，而且陰離子不水解，所以強酸的酸式鹽溶液一定呈酸性。而弱酸的酸式鹽，則要比較它電離出H+的能力和陰離子水解的程度了。如果陰離子的水解程度較大(如NaHCO3,NaHS,Na2HPO4)，則溶液呈堿性;反過來，如果陰離子電離出H+的能力較強(如NaH2PO4,NaHSO3)，則溶液呈酸性。
6、H2SO4有強氧化性
就這么說就不對，只要在前邊加一個“濃”字就對了。濃H2SO4以分子形式存在，它的氧化性體現在整體的分子上，H2SO4中的S+6易得到電子，所以它有強氧化性。而稀H2SO4(或SO42-)的氧化性幾乎沒有(連H2S也氧化不了)，比H2SO3(或SO32-)的氧化性還弱得多。這也體現了低價態非金屬的含氧酸根的氧化性比高價態的強，和HClO與HClO4的酸性強弱比較一樣。所以說H2SO4有強氧化性時必須嚴謹，前面加上“濃”字。2005-10-39:57:00西部化雪
7、鹽酸是氯化氫的俗稱
看上去，兩者的化學式都相同，可能會產生誤會，鹽酸就是氯化氫的俗稱。其實鹽酸是混合物，是氯化氫和水的混合物;而氯化氫是純凈物，兩者根本不同的。氯化氫溶于水叫做氫氯酸，氫氯酸的俗稱就是鹽酸了。
8、易溶于水的堿都是強堿，難溶于水的堿都是弱堿
從常見的強堿NaOH、KOH、Ca(OH)2和常見的弱堿Fe(OH)3、Cu(OH)2來看，似乎易溶于水的堿都是強堿，難溶于水的堿都是弱堿。其實堿的堿性強弱和溶解度無關，其中，易溶于水的堿可別忘了氨水，氨水也是一弱堿。難溶于水的也不一定是弱堿，學過高一元素周期率這一節的都知道，鎂和熱水反應后滴酚酞變紅的，證明Mg(OH)2不是弱堿，而是中強堿，但Mg(OH)2是難溶的。還有AgOH，看Ag的金屬活動性這么弱，想必AgOH一定為很弱的堿。其實不然，通過測定AgNO3溶液的pH值近中性，也可得知AgOH也是一中強堿。2005-10-39:58:00西部化雪
9、寫離子方程式時，"易溶強電解質一定拆"，弱電解質一定不拆
在水溶液中，的確，強電解質(難溶的除外)在水中完全電離，所以肯定拆;而弱電解質不能完全電離，因此不拆。但是在非水溶液中進行時，或反應體系中水很少時，那就要看情況了。在固相反應時，無論是強電解質還是弱電解質，無論這反應的實質是否離子交換實現的，都不能拆。如：2NH4Cl+Ca(OH)2=△=CaCl2+2NH3↑+2H2O，這條方程式全部都不能拆，因此不能寫成離子方程式。有的方程式要看具體的反應實質，如濃H2SO4和Cu反應，盡管濃H2SO4的濃度為98%，還有少量水，有部分分子還可以完全電離成H+和SO42-，但是這條反應主要利用了濃H2SO4的強氧化性，能體現強氧化性的是H2SO4分子，所以實質上參加反應的是H2SO4分子，所以這條反應中H2SO4不能拆。同樣，生成的CuSO4因水很少，也主要以分子形式存在，所以也不能拆。(弱電解質也有拆的時候，因為弱電解質只是相對于水是弱而以，在其他某些溶劑中，也許它就變成了強電解質。如CH3COOH在水中為弱電解質，但在液氨中卻為強電解質。在液氨做溶劑時，CH3COOH參加的離子反應，CH3COOH就可以拆。這點中學不作要求.)
10、王水能溶解金是因為有比濃硝酸更強的氧化性
舊的說法就是，濃硝酸和濃鹽酸反應生成了NOCl和Cl2能氧化金。現在研究表明，王水之所以溶解金，是因為濃鹽酸中存在高濃度的Cl-，能Au配位生成[AuCl4]-從而降低了Au的電極電勢，提高了Au的還原性，使得Au能被濃硝酸所氧化。所以，王水能溶解金不是因為王水的氧化性強，而是它能提高金的還原性。
【高中化學無機物知識點】相關文章：
中考生物知識點無機物11-21
高中化學知識點積累11-27
高中化學復習知識點11-25
高中化學知識點復習11-18
高中化學知識點歸納01-20
高中化學知識點匯總11-11
新編高中化學知識點匯總11-26
高中化學知識點之蒸餾11-21
高中化學知識點規律大全11-18
高中化學選知識點總結11-10