高中化学选择题知识点总结

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高中化学选择题知识点总结

　　对于高中化学的选择题，有的学生得分很高，有的学生得分却不尽人意，想要提高选择题的分数，我们可以多复习选择题会考查的知识点。下面是小编为大家整理的高中化学重要知识点，希望对大家有用!

高中化学选择题知识点总结

　　高中化学选择题知识

　　1、铝片与盐酸反应是放热的，Ba(OH)2与NH4Cl反应是吸热的;

　　2、Na与H2O(放有酚酞)反应，熔化、浮于水面、转动、有气体放出;

　　3、焰色反应：Na 黄色、K紫色(透过蓝色的钴玻璃) 、Cu 绿色、Ca砖红;

　　4、Cu丝在Cl2中燃烧产生棕色的烟;

　　5、H2在Cl2中燃烧是苍白色的火焰;

　　6、Na在Cl2中燃烧产生大量的白烟; 7、P在Cl2中燃烧产生大量的白色烟雾;

　　8、SO2通入品红溶液先褪色，加热后恢复原色;

　　9、NH3与HCl相遇产生大量的白烟;

　　10、铝箔在氧气中激烈燃烧产生刺眼的白光;

　　11、镁条在空气中燃烧产生刺眼白光，在CO2中燃烧生成白色粉末(MgO)，产生黑烟;

　　12、铁丝在Cl2中燃烧，产生棕色的烟;

　　13、HF腐蚀玻璃;

　　14、Fe(OH)2在空气中被氧化：由白色变为灰绿最后变为红褐色;

　　15、在常温下：Fe、Al 在浓H2SO4和浓HNO3中钝化;

　　16、向盛有苯酚溶液的试管中滴入FeCl3溶液，溶液呈紫色;苯酚遇空气呈粉红色。

　　17、蛋白质遇浓HNO3变黄，被灼烧时有烧焦羽毛气味;

　　18、在空气中燃烧：S——微弱的淡蓝色火焰 H2——淡蓝色火焰 CO——蓝色火焰 CH4————明亮并呈蓝色的火焰 S在O2中燃烧——明亮的蓝紫色火焰。

　　高一化学基础知识

　　一、硅及其化合物 Si

　　硅元素在地壳中的含量排第二，在自然界中没有游离态的硅，只有以化合态存在的硅，常见的是二氧化硅、硅酸盐等。

　　硅的原子结构示意图为，硅元素位于元素周期表第三周期第ⅣA族，硅原子最外层有4个电子，既不易失去电子又不易得到电子，主要形成四价的化合物。

　　1、单质硅(Si)：

　　(1)物理性质：有金属光泽的灰黑色固体，熔点高，硬度大。

　　(2)化学性质：

　　①常温下化学性质不活泼，只能跟F2、HF和NaOH溶液反应。

　　Si+2F2=SiF4

　　Si+4HF=SiF4↑+2H2↑

　　Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2↑

　　②在高温条件下，单质硅能与O2和Cl2等非金属单质反应。

　　(3)用途：太阳能电池、计算机芯片以及半导体材料等。

　　(4)硅的制备：工业上，用C在高温下还原SiO2可制得粗硅。

　　SiO2+2C=Si(粗)+2CO↑

　　Si(粗)+2Cl2=SiCl4

　　SiCl4+2H2=Si(纯)+4HCl

　　2、二氧化硅(SiO2)：

　　(1)SiO2的空间结构：立体网状结构，SiO2直接由原子构成，不存在单个SiO2分子。

　　(2)物理性质：熔点高，硬度大，不溶于水。

　　(3)化学性质：SiO2常温下化学性质很不活泼，不与水、酸反应(氢氟酸除外)，能与强碱溶液、氢氟酸反应，高温条件下可以与碱性氧化物反应：

　　①与强碱反应：SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O(生成的硅酸钠具有粘性，所以不能用带磨口玻璃塞试剂瓶存放NaOH溶液和Na2SiO3溶液，避免Na2SiO3将瓶塞和试剂瓶粘住，打不开，应用橡皮塞)。

　　②与氢氟酸反应[SiO2的特性]：SiO2+4HF=SiF4↑+2H2O(利用此反应，氢氟酸能雕刻玻璃;氢氟酸不能用玻璃试剂瓶存放，应用塑料瓶)。

　　③高温下与碱性氧化物反应：SiO2+CaOCaSiO3

　　(4)用途：光导纤维、玛瑙饰物、石英坩埚、水晶镜片、石英钟、仪器轴承、玻璃和建筑材料等。

　　3、硅酸(H2SiO3)：

　　(1)物理性质：不溶于水的白色胶状物，能形成硅胶，吸附水分能力强。

　　(2)化学性质：H2SiO3是一种弱酸，酸性比碳酸还要弱，其酸酐为SiO2，但SiO2不溶于水，故不能直接由SiO2溶于水制得，而用可溶性硅酸盐与酸反应制取：(强酸制弱酸原理)

　　Na2SiO3+2HCl=2NaCl+H2SiO3↓

　　Na2SiO3+CO2+H2O=H2SiO3↓+Na2CO3(此方程式证明酸性：H2SiO3

　　(3)用途：硅胶作干燥剂、催化剂的载体。

　　4、硅酸盐

　　硅酸盐：硅酸盐是由硅、氧、金属元素组成的化合物的总称。硅酸盐种类很多，大多数难溶于水，最常见的可溶性硅酸盐是Na2SiO3，Na2SiO3的水溶液俗称水玻璃，又称泡花碱，是一种无色粘稠的液体，可以作黏胶剂和木材防火剂。硅酸钠水溶液久置在空气中容易变质：

　　Na2SiO3+CO2+H2O=Na2CO3+H2SiO3↓(有白色沉淀生成)

　　传统硅酸盐工业三大产品有：玻璃、陶瓷、水泥。

　　硅酸盐由于组成比较复杂，常用氧化物的形式表示：活泼金属氧化物→较活泼金属氧化物→二氧化硅→水。氧化物前系数配置原则：除氧元素外，其他元素按配置前后原子个数守恒原则配置系数。

　　硅酸钠：Na2SiO3 Na2O·SiO2

　　硅酸钙：CaSiO3 CaO·SiO2

　　高岭石：Al2(Si2O5)(OH)4 Al2O3·2SiO2·2H2O

　　正长石：KAlSiO3不能写成 K2O· Al2O3·3SiO2，应写成K2O·Al2O3·6SiO2

　　高中化学常考知识点

　　化学平衡

　　1、定义：

　　化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。

　　2、化学平衡的特征

　　逆(研究前提是可逆反应)

　　等(同一物质的正逆反应速率相等)

　　动(动态平衡)

　　定(各物质的浓度与质量分数恒定)

　　变(条件改变，平衡发生变化)

　　3、影响化学平衡移动的因素

　　(一)浓度对化学平衡移动的影响

　　(1)影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动;增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动

　　(2)增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动

　　(3)在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度减小，生成物浓度也减小， V正减小，V逆也减小，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和大的方向移动。

　　(二)温度对化学平衡移动的影响

　　影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着吸热反应方向移动，温度降低会使化学平衡向着放热反应方向移动。

　　(三)压强对化学平衡移动的影响

　　影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着体积缩小方向移动;减小压强，会使平衡向着体积增大方向移动。

　　注意：

　　(1)改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动

　　(2)气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似

　　(四)催化剂对化学平衡的影响：

　　由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡不移动。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的时间。

　　(五)勒夏特列原理(平衡移动原理)：

　　如果改变影响平衡的条件之一(如温度，压强，浓度)，平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。

　　4、化学平衡常数

　　(一)定义：

　　在一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数比值。符号：K

　　(二)使用化学平衡常数K应注意的问题：

　　1、表达式中各物质的浓度是变化的浓度，不是起始浓度也不是物质的量。

　　2、K只与温度(T)关，与反应物或生成物的浓度无关。

　　3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是“1”而不代入公式。

　　4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。

　　(三)化学平衡常数K的应用:

　　1、化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。K值越大，说明平衡时生成物的浓度越大，它的正向反应进行的程度越大，即该反应进行得越完全，反应物转化率越高。反之，则相反。

　　2、可以利用K值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡。(Q：浓度积)Q〈K：反应向正反应方向进行;Q=K：反应处于平衡状态 ;Q〉K：反应向逆反应方向进行。

　　3、利用K值可判断反应的热效应

　　若温度升高，K值增大，则正反应为吸热反应若温度升高，K值减小，则正反应为放热反应。

　　高中化学的知识点总结 1

　　氧化剂、还原剂之间反应规律：

　　(1)对于氧化剂来说，同族元素的非金属原子，它们的最外层电子数相同而电子层数不同时，电子层数越多，原子半径越大，就越难得电子。因此，它们单质的氧化性就越弱。

　　(2)金属单质的还原性强弱一般与金属活动顺序相一致。

　　(3)元素处于高价的物质具有氧化性，在一定条件下可与还原剂反应，在生成的新物质中该元素的化合价降低。

　　(4)元素处于低价的物质具有还原性，在一定条件下可与氧化剂反应，在生成的新物质中该元素的化合价升高。

　　(5)稀硫酸与活泼金属单质反应时，是氧化剂，起氧化作用的是氧化剂，被还原生成H2，浓硫酸是强氧化剂。

　　(6)不论浓硝酸还是稀硝酸都是氧化性极强的强氧化剂，几乎能与所有的金属或非金属发生氧化还原反应，反应时，主要是得到电子被还原成NO2，NO等。一般来说浓硝酸常被还原为NO2，稀硝酸常被还原为NO。

　　(7)变价金属元素，一般处于最高价时的氧化性最强，随着化合价降低，其氧化性减弱，还原性增强。

　　氧化剂与还原剂在一定条件下反应时，一般是生成相对弱的还原剂和相对弱的氧化剂，即在适宜的条件下，可用氧化性强的物质制取氧化性弱的物质，也可用还原性强的物质制取还原性弱的物质。

　　高中化学的知识点总结 2

　　一、阿伏加德罗定律

　　1、内容

　　在同温同压下，同体积的气体含有相同的分子数。即“三同”定“一同”。

　　2、推论

　　（1）同温同压下，V1/V2=n1/n2

　　（2）同温同体积时，p1/p2=n1/n2=N1/N2

　　（3）同温同压等质量时，V1/V2=M2/M1

　　（4）同温同压同体积时，M1/M2=ρ1/ρ2

　　注意：

　　①阿伏加德罗定律也适用于不反应的混合气体。

　　②使用气态方程PV=nRT有助于理解上述推论。

　　3、阿伏加德罗常数这类题的解法

　　①状况条件：考查气体时经常给非标准状况如常温常压下，01×105Pa、25℃时等。

　　②物质状态：考查气体摩尔体积时，常用在标准状况下非气态的物质来迷惑考生，如H2O、SO3、已烷、辛烷、CHCl3等。

　　③物质结构和晶体结构：考查一定物质的量的物质中含有多少微粒（分子、原子、电子、质子、中子等）时常涉及希有气体He、Ne等为单原子组成和胶体粒子，Cl2、N2、O2、H2为双原子分子等。晶体结构：P4、金刚石、石墨、二氧化硅等结构。

　　二、离子共存

　　1、由于发生复分解反应，离子不能大量共存。

　　（1）有气体产生。

　　如CO32-、SO32-、S2-、HCO3-、HSO3-、HS-等易挥发的弱酸的酸根与H+不能大量共存。

　　（2）有沉淀生成。

　　如Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能与SO42-、CO32-等大量共存；Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能与OH-大量共存；Pb2+与Cl-，Fe2+与S2-、Ca2+与PO43-、Ag+与I-不能大量共存。

　　（3）有弱电解质生成。

　　如OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、CN-、C17H35COO-、等与H+不能大量共存；一些酸式弱酸根如HCO3-、HPO42-、HS-、H2PO4-、HSO3-不能与OH-大量共存；NH4+与OH-不能大量共存。

　　（4）一些容易发生水解的离子，在溶液中的存在是有条件的。

　　如AlO2-、S2-、CO32-、C6H5O-等必须在碱性条件下才能在溶液中存在；如Fe3+、Al3+等必须在酸性条件下才能在溶液中存在。这两类离子不能同时存在在同一溶液中，即离子间能发生“双水解”反应。如3AlO2-+3Al3++6H2O=4Al（OH）3↓等。

　　2、由于发生氧化还原反应，离子不能大量共存。

　　（1）具有较强还原性的离子不能与具有较强氧化性的离子大量共存。如S2-、HS-、SO32-、I-和Fe3+不能大量共存。

　　（2）在酸性或碱性的介质中由于发生氧化还原反应而不能大量共存。如MnO4-、Cr2O7-、NO3-、ClO-与S2-、HS-、SO32-、HSO3-、I-、Fe2+等不能大量共存；SO32-和S2-在碱性条件下可以共存，但在酸性条件下则由于发生2S2-+SO32-+6H+=3S↓+3H2O反应不能共在。H+与S2O32-不能大量共存。

　　3、能水解的阳离子跟能水解的阴离子在水溶液中不能大量共存（双水解）。

　　例：Al3+和HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-等；Fe3+与CO32-、HCO3-、AlO2-、ClO-等不能大量共存。

　　4、溶液中能发生络合反应的离子不能大量共存。

　　如Fe3+与SCN-不能大量共存；

　　5、审题时应注意题中给出的附加条件。

　　①酸性溶液（H+）、碱性溶液（OH-）、能在加入铝粉后放出可燃气体的溶液、由水电离出的H+或OH-=1×10-10mol/L的溶液等。

　　②有色离子MnO4-，Fe3+，Fe2+，Cu2+。

　　③MnO4-，NO3-等在酸性条件下具有强氧化性。

　　④S2O32-在酸性条件下发生氧化还原反应：S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O

　　⑤注意题目要求“大量共存”还是“不能大量共存”。

　　6、审题时还应特别注意以下几点：

　　（1）注意溶液的酸性对离子间发生氧化还原反应的影响。如：Fe2+与NO3-能共存，但在强酸性条件下（即Fe2+、NO3-、H+相遇）不能共存；MnO4-与Cl-在强酸性条件下也不能共存；S2-与SO32-在钠、钾盐时可共存，但在酸性条件下则不能共存。

　　（2）酸式盐的含氢弱酸根离子不能与强碱（OH-）、强酸（H+）共存。

　　如HCO3-+OH-=CO32-+H2O（HCO3-遇碱时进一步电离）；HCO3-+H+=CO2↑+H2O

　　三、离子方程式书写的基本规律要求

　　（1）合事实：离子反应要符合客观事实，不可臆造产物及反应。

　　（2）式正确：化学式与离子符号使用正确合理。

　　（3）号实际：“=”“ ”“→”“↑”“↓”等符号符合实际。

　　（4）两守恒：两边原子数、电荷数必须守恒（氧化还原反应离子方程式中氧化剂得电子总数与还原剂失电子总数要相等）。

　　（5）明类型：分清类型，注意少量、过量等。

　　（6）检查细：结合书写离子方程式过程中易出现的错误，细心检查。

　　四、氧化性、还原性强弱的判断

　　（1）根据元素的化合价

　　物质中元素具有最高价，该元素只有氧化性；物质中元素具有最低价，该元素只有还原性；物质中元素具有中间价，该元素既有氧化性又有还原性。对于同一种元素，价态越高，其氧化性就越强；价态越低，其还原性就越强。

　　（2）根据氧化还原反应方程式

　　在同一氧化还原反应中，氧化性：氧化剂>氧化产物

　　还原性：还原剂>还原产物

　　氧化剂的氧化性越强，则其对应的还原产物的还原性就越弱；还原剂的还原性越强，则其对应的氧化产物的氧化性就越弱。

　　（3）根据反应的难易程度

　　注意：

　　①氧化还原性的强弱只与该原子得失电子的难易程度有关，而与得失电子数目的多少无关。得电子能力越强，其氧化性就越强；失电子能力越强，其还原性就越强。

　　②同一元素相邻价态间不发生氧化还原反应。

　　常见氧化剂：

　　①活泼的非金属，如Cl2、Br2、O2等；

　　②元素（如Mn等）处于高化合价的氧化物，如MnO2、KMnO4等；

　　③元素（如S、N等）处于高化合价时的含氧酸，如浓H2SO4、HNO3等；

　　④元素（如Mn、Cl、Fe等）处于高化合价时的盐，如KMnO4、KClO3、FeCl3、K2Cr2O7；

　　⑤过氧化物，如Na2O2、H2O2等。

　　高中化学的知识点总结 3

　　反应热焓变

　　1、定义：化学反应过程中放出或吸收的热量叫做化学反应的反应热.在恒温、恒压的条件下，化学反应过程中所吸收或释放的热量称为反应的焓变。

　　2、符号：△H

　　3、单位：kJ·mol-1

　　4、规定：吸热反应:△H

　　>0或者值为“+”，放热反应:△H<0或者值为“-”

　　常见的放热反应和吸热反应

　　放热反应

　　吸热反应

　　燃料的燃烧C+CO2，H2+CuO

　　酸碱中和反应C+H2O

　　金属与酸Ba(OH)2.8H2O+NH4Cl

　　大多数化合反应CaCO3高温分解

　　大多数分解反应

　　小结：

　　1、化学键断裂，吸收能量；

　　化学键生成，放出能量

　　2、反应物总能量大于生成物总能量，放热反应，体系能量降低，△H为“-”或小于0

　　反应物总能量小于生成物总能量，吸热反应，体系能量升高，△H为“+”或大于0

　　3、反应热

　　数值上等于生成物分子形成时所释放的总能量与反应物分子断裂时所吸收的总能量之差。

　　1、概念:表示化学反应中放出或吸收的热量的化学方程式.

　　2、意义:既能表示化学反应中的物质变化，又能表示化学反应中的能量变化.

　　[总结]书写热化学方程式注意事项:

　　(1)反应物和生成物要标明其聚集状态，用g、l、s分别代表气态、液态、固态。

　　(2)方程式右端用△H标明恒压条件下反应放出或吸收的热量，放热为负，吸热为正。

　　(3)热化学方程式中各物质前的化学计量数不表示分子个数，只表示物质的量，因此可以是整数或分数。

　　(4)对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其△H也不同，即△H的值与计量数成正比，当化学反应逆向进行时，数值不变，符号相反。

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