高中化學重要的考點知識點總結

由於高中的化學內容比較複雜難掌握，所以部分學生在高中的化學考試中，經常會考不好，其實我們可以複習的時候多留意呢些重要的考點知識。下面是本站小編為大家整理的高中化學必備的知識，希望對大家有用!

　　高中化學基礎知識

硫及其化合物

1、硫元素的存在：硫元素最外層電子數為6個，化學性質較活潑，容易得到2個電子呈-2價或者與其他非金屬元素結合成呈+4價、+6價化合物。硫元素在自然界中既有遊離態又有化合態。(如火山口中的硫就以單質存在)

2、硫單質：

①物質性質：俗稱硫磺，淡黃色固體，不溶於水，熔點低。

②化學性質：S+O2 ===點燃 SO2(空氣中點燃淡藍色火焰，純氧中藍紫色)

3、二氧化硫(SO2)

(1)物理性質：無色、有刺激性氣味有毒的氣體，易溶於水，密度比空氣大，易液化。

(2)SO2的製備：S+O2 ===點燃 SO2或Na2SO3+H2SO4=Na2SO4+SO2↑+H2O

(3)化學性質：①SO2能與水反應SO2+H2OH2SO3(亞硫酸，中強酸)此反應為可逆反應。

可逆反應定義：在相同條件下，正逆方向同時進行的反應。(關鍵詞：相同條件下)

②SO2為酸性氧化物，是亞硫酸(H2SO3)的酸酐，可與鹼反應生成鹽和水。

a、與NaOH溶液反應：

SO2(少量)+2NaOH=Na2SO3+H2O (SO2+2OH-=SO32-+H2O)

SO2(過量)+NaOH=NaHSO3(SO2+OH-=HSO3-)

b、與Ca(OH)2溶液反應：

SO2(少量)+Ca(OH)2=CaSO3↓(白色)+H2O

2SO2(過量)+Ca(OH)2=Ca(HSO3) 2 (可溶)

對比CO2與鹼反應：

CO2(少量)+Ca(OH)2=CaCO3↓(白色)+H2O

2CO2(過量)+Ca(OH)2=Ca(HCO3) 2 (可溶)

將SO2逐漸通入Ca(OH)2溶液中先有白色沉澱生成，後沉澱消失，與CO2逐漸通入Ca(OH)2溶液實驗現象相同，所以不能用石灰水來鑑別SO2和CO2。能使石灰水變渾濁的無色無味的氣體一定是二氧化碳，這説法是對的，因為SO2是有刺激性氣味的氣體。

③SO2具有強還原性，能與強氧化劑(如酸性高錳酸鉀溶液、氯氣、氧氣等)反應。SO2能使酸性KMnO4溶液、新制氯水褪色，顯示了SO2的強還原性(不是SO2的漂白性)。

(催化劑：粉塵、五氧化二釩)

SO2+Cl2+2H2O=H2SO4+2HCl(將SO2氣體和Cl2氣體混合後作用於有色溶液，漂白效果將大大減弱。)

④SO2的弱氧化性：如2H2S+SO2=3S↓+2H2O(有黃色沉澱生成)

⑤SO2的漂白性：SO2能使品紅溶液褪色，加熱會恢復原來的顏色。用此可以檢驗SO2的存在。

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	SO2	Cl2
漂白的`物質	漂白某些有色物質	使濕潤有色物質褪色
原理	與有色物質化合生成不穩定的無色物質	與水生成HClO，HClO具有漂白性，將有色物質氧化成無色物質
加熱	能恢復原色（無色物質分解）	不能復原

⑥SO2的用途：漂白劑、殺菌消毒、生產硫酸等。

4、硫酸(H2SO4)

(1)濃硫酸的物理性質：純的硫酸為無色油狀粘稠液體，能與水以任意比互溶(稀釋濃硫酸要規範操作：注酸入水且不斷攪拌)。質量分數為98%(或18.4mol/l)的硫酸為濃硫酸。不揮發，沸點高，密度比水大。

(2)濃硫酸三大性質：吸水性、脱水性、強氧化性。

①吸水性：濃硫酸可吸收結晶水、濕存水和氣體中的水蒸氣，可作乾燥劑，可乾燥H2、O2、SO2、CO2等氣體，但不可以用來乾燥NH3、H2S、HBr、HI、C2H4五種氣體。

②脱水性：能將有機物(蔗糖、棉花等)以水分子中H和O原子個數比2︰1脱水，炭化變黑。

③強氧化性：濃硫酸在加熱條件下顯示強氧化性(+6價硫體現了強氧化性)，能與大多數金屬反應，也能與非金屬反應。

a. 與大多數金屬反應(如銅)：2H2SO4 (濃)+Cu===△CuSO4+2H2O+SO2 ↑

(此反應濃硫酸表現出酸性和強氧化性 )

b. 與非金屬反應(如C反應)：2H2SO4(濃)+C===△CO2 ↑+2H2O+SO2 ↑

(此反應濃硫酸表現出強氧化性 )

注意：常温下，Fe、Al遇濃H2SO4或濃HNO3發生鈍化。

濃硫酸的強氧化性使許多金屬能與它反應，但在常温下，鋁和鐵遇濃硫酸時，因表面被濃硫酸氧化成一層緻密氧化膜，這層氧化膜阻止了酸與內層金屬的進一步反應。這種現象叫金屬的鈍化。鋁和鐵也能被濃硝酸鈍化，所以，常温下可以用鐵製或鋁製容器盛放濃硫酸和濃硝酸。

(3)硫酸的用途：乾燥劑、化肥、炸藥、蓄電池、農藥、醫藥等。

　　高中化學必修二知識

化學能與熱能

1、在任何的化學反應中總伴有能量的變化。

原因：當物質發生化學反應時，斷開反應物中的化學鍵要吸收能量，而形成生成物中的化學鍵要放出能量。化學鍵的斷裂和形成是化學反應中能量變化的主要原因。

一個確定的化學反應在發生過程中是吸收能量還是放出能量，取決於反應物的總能量與生成物的總能量的相對大小。E反應物總能量>E生成物總能量，為放熱反應。E反應物總能量

2、常見的放熱反應和吸熱反應

常見的放熱反應：

①所有的燃燒與緩慢氧化。

②酸鹼中和反應。

③金屬與酸反應制取氫氣。

④大多數化合反應(特殊：是吸熱反應)。

常見的吸熱反應：

①以C、H2、CO為還原劑的氧化還原反應如：

②銨鹽和鹼的反應如Ba(OH)2·8H2O+NH4Cl=BaCl2+2NH3↑+10H2O

③大多數分解反應如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。

3、能源的分類：

形成條件	利用歷史	性質
一次能源	常規能源	可再生資源	水能、風能、生物質能
		不可再生資源	煤、石油、天然氣等化石能源
	新能源	可再生資源	太陽能、風能、地熱能、潮汐能、氫能、沼氣
		不可再生資源	核能
二次能源	（一次能源經過加工、轉化得到的能源稱為二次能源） 電能（水電、火電、核電）、蒸汽、工業餘熱、酒精、汽油、焦炭等

【思考】一般説來，大多數化合反應是放熱反應，大多數分解反應是吸熱反應，放熱反應都不需要加熱，吸熱反應都需要加熱，這種説法對嗎?試舉例説明。

點拔：這種説法不對。如C+O2=CO2的反應是放熱反應，但需要加熱，只是反應開始後不再需要加熱，反應放出的熱量可以使反應繼續下去。Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl的反應是吸熱反應，但反應並不需要加熱。

　　高中化學必考知識

1.摩爾是物質的量的單位

2.摩爾質量的單位g/mol或3.22.4mol/L的使用條件：①標準狀況下(0℃ 101KPa);②氣體。注：水在標準狀況下為液體。

4.n=m/M;n=V/22.4;n=cmol/L·V(aq)L

5.c(濃溶液)·V(濃溶液) = c(稀溶液)·V(稀溶液)

6.配製一定物質的量濃度溶液必需的儀器：XX mL容量瓶、燒杯、玻璃棒、膠頭滴管。

7.常見的電解質有：酸、鹼、鹽等，其在水溶液中能發生電離。

8.電離方程式如H2SO4=2H++SO42- 、Ba(OH)2 =Ba2+ +2OH- 、 Na2CO3 = 2Na++ CO39.在離子反應中可以拆開的物質：強酸(HCl、H2SO4、HNO3)、強鹼[KOH、NaOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2]、可溶性鹽(鉀鹽、鈉鹽、銨鹽、硝酸鹽、除AgCl外的氯化物，除BaSO4外的硫酸鹽。

10.離子方程式典型錯誤：

1)電荷、原子不守恆，如：Fe+Fe3+=2Fe2+、

2)拆分錯誤，

如：碳酸鈣與稀鹽酸反應不能寫成：CO32-+2H+ =CO2↑+H2O，應寫成：CaCO3+2H+=Ca2++ CO2↑+H2O

3)化學原理錯誤，

如：Fe和HCl反應不能寫成2Fe+6H+=2Fe3++3H2↑，應寫成Fe+2H+=Fe2++H2↑;

H2SO4與Ba(OH)2溶液反應不能寫成H++OH-+SO42-+Ba2+=BaSO4↓+H2O，

應寫成2H++2OH-+SO42-+Ba2+=BaSO4↓+2H2O

11.液氯、液氨、冰醋酸屬於純淨物。

12.常見的混合物有煤，石油，漂白粉，硬鋁、黃銅、鋼等合金，氯水，氨水等溶液，膠體。

13.鑑別溶液和膠體的方法：丁達爾效應

14.反應前後元素化合價發生變化的反應時氧化還原反應。一般而言，反應物或生成物中有單質的一定是氧化還原反應。