高中化學總複習知識點歸納

高中化學所學的很多的概念，理論都是很重要的，在總複習階段，理科的學生要將學過的知識點都弄明白，理清楚。下面是本站小編為大家整理的高中化學必備的知識點，希望對大家有用!

　　高中化學考點知識

化學實驗

1. 精密測量儀器刻度一般不是在上(如滴定 管)就是在下(如量筒);但温度計的刻度在中間偏下。

2. 啟普發生器適宜於塊狀固體、液體、不加 熱製取氣體(如H2、H2S、CO2等);但制C2H2不能 用啟普發生器。

3. 製取Cl2、HCl、NO等氣體時，一般採用固 —固、固一液、液一液發生裝置製取;但制溴和硝 酸時，應採用曲頸甑。

4. 固體的切割一般應放在桌面上進行;但白 磷的切割要在水中進行。

5. 試劑瓶中藥品取出後，一般不允許放回試 劑瓶;但取用剩餘的鉀、鈉、白磷等應放回原瓶。

6. 實驗過程中的各種廢液及廢物均應放人指定的廢液缸或集中處理;但實驗中不小心 灑落的汞儘可能收集起來或撒上硫粉，消除其毒性。

7.膠頭滴管一般不能伸入試管中接觸試管 或有關容器內壁;但制Fe(0H)2白色沉澱時， 滴管伸入試管內。

8. 用水吸收易溶於水的氣體時，應將導管靠 近液麪或接一倒扣漏斗，難溶氣態物質的吸收，可把將導管插人水中;但在制乙酸乙酯時，導管在 靠近飽和Na2CO3溶液的液麪，而不能插人其中。

9. 在電化腐蝕時，活動性較強的金屬一般先 腐蝕;但鋁鐵合金，因鋁表面有氧化膜的保護作用 而鐵先腐蝕。

10. 中性乾燥劑一般都可以用來乾燥酸性、 鹼性、中性等各種氣體;但乾燥氨氣不能選用無水 CaCl2。

　　高中化學必修二知識

化學反應的速率和限度

1、化學反應的速率

(1)概念：化學反應速率通常用單位時間內反應物濃度的減少量或生成物濃度的增加量(均取正值)來表示。

計算公式：

①單位：mol/(L·s)或mol/(L·min)

②B為溶液或氣體，若B為固體或純液體不計算速率。

③以上所表示的是平均速率，而不是瞬時速率。

④重要規律：

速率比=方程式係數比

變化量比=方程式係數比

(2)影響化學反應速率的因素：

內因：由參加反應的物質的結構和性質決定的(主要因素)。

外因：①温度：升高温度，增大速率

②催化劑：一般加快反應速率(正催化劑)

③濃度：增加C反應物的濃度，增大速率(溶液或氣體才有濃度可言)

④壓強：增大壓強，增大速率(適用於有氣體參加的反應)

⑤其它因素：如光(射線)、固體的表面積(顆粒大小)、反應物的狀態(溶劑)、原電池等也會改變化學反應速率。

2、化學反應的限度——化學平衡

(1)在一定條件下，當一個可逆反應進行到正向反應速率與逆向反應速率相等時，反應物和生成物的濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡狀態”，這就是這個反應所能達到的限度，即化學平衡狀態。

化學平衡的移動受到温度、反應物濃度、壓強等因素的影響。催化劑只改變化學反應速率，對化學平衡無影響。

在相同的條件下同時向正、逆兩個反應方向進行的反應叫做可逆反應。通常把由反應物向生成物進行的反應叫做正反應。而由生成物向反應物進行的反應叫做逆反應。

在任何可逆反應中，正方應進行的同時，逆反應也在進行。可逆反應不能進行到底，即是説可逆反應無論進行到何種程度，任何物質(反應物和生成物)的物質的量都不可能為0。

(2)化學平衡狀態的特徵：逆、動、等、定、變。

①逆：化學平衡研究的對象是可逆反應。

②動：動態平衡，達到平衡狀態時，正逆反應仍在不斷進行。

③等：達到平衡狀態時，正方應速率和逆反應速率相等，但不等於0。即v正=v逆≠0。

④定：達到平衡狀態時，各組分的濃度保持不變，各組成成分的含量保持一定。

⑤變：當條件變化時，原平衡被破壞，在新的條件下會重新建立新的平衡。

(3)判斷化學平衡狀態的標誌：

①VA(正方向)=VA(逆方向)或nA(消耗)=nA(生成)(不同方向同一物質比較)

②各組分濃度保持不變或百分含量不變

③藉助顏色不變判斷(有一種物質是有顏色的)

④總物質的量或總體積或總壓強或平均相對分子質量不變(前提：反應前後氣體的總物質的量不相等的'反應適用，即如對於反應)

　　高中必修一化學知識

離子反應

一、電解質和非電解質

電解質：在水溶液裏或熔融狀態下能導電的化合物。

1、化合物

非電解質：在水溶液中和熔融狀態下都不能導電的化合物。(如：酒精[乙醇]、蔗糖、SO2、SO3、NH3、CO2等是非電解質。)

(1)電解質和非電解質都是化合物，單質和混合物既不是電解質也不是非電解質。

(2)酸、鹼、鹽和水都是電解質(特殊：鹽酸(混合物)電解質溶液)。

(3)能導電的物質不一定是電解質。能導電的物質：電解質溶液、熔融的鹼和鹽、金屬單質和石墨。

電解質需在水溶液裏或熔融狀態下才能導電。固態電解質(如：NaCl晶體)不導電，液態酸(如：液態HCl)不導電。

2、溶液能夠導電的原因：有能夠自由移動的離子。

3、電離方程式：要注意配平，原子個數守恆，電荷數守恆。如：Al2(SO4)3=2Al3++3SO42-

二、離子反應：

1、離子反應發生的條件：生成沉澱、生成氣體、水。

2、離子方程式的書寫：(寫、拆、刪、查)

①寫：寫出正確的化學方程式。(要注意配平。)

②拆：把易溶的強電解質(易容的鹽、強酸、強鹼)寫成離子形式。

常見易溶的強電解質有：

三大強酸(H2SO4、HCl、HNO3)，四大強鹼[NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2 (澄清石灰水拆，石灰乳不拆)]，可溶性鹽，這些物質拆成離子形式，其他物質一律保留化學式。

③刪：刪除不參加反應的離子(價態不變和存在形式不變的離子)。

④查：檢查書寫離子方程式等式兩邊是否原子個數守恆、電荷數守恆。

3、離子方程式正誤判斷：(看幾看)

①看是否符合反應事實(能不能發生反應，反應物、生成物對不對)。

②看是否可拆。

③看是否配平(原子個數守恆，電荷數守恆)。

④看“=”“ ”“↑”“↓”是否應用恰當。

4、離子共存問題

(1)由於發生複分解反應(生成沉澱或氣體或水)的離子不能大量共存。

生成沉澱：AgCl、BaSO4、BaSO3、BaCO3、CaCO3、Mg(OH)2、Cu(OH)2等。

生成氣體：CO32-、HCO3-等易揮發的弱酸的酸根與H+不能大量共存。

生成H2O：①H+和OH-生成H2O。②酸式酸根離子如：HCO3-既不能和H+共存，也不能和OH-共存。如：HCO3-+H+=H2O+CO2↑， HCO3-+OH-=H2O+CO32-

(2)審題時應注意題中給出的附加條件。

①無色溶液中不存在有色離子：Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO4-(常見這四種有色離子)。

②注意挖掘某些隱含離子：酸性溶液(或pH<7)中隱含有H+，鹼性溶液(或pH>7)中隱含有OH-。