化学知识点总结15篇　　总结是事后对某一阶段的学习、工作或其完成情况加以回顾和分析的一种书面材料，它可以提升我们发现问题的能力，我想我们需要写一份总结了吧。但是总结有什么要求呢？以下是小编帮大家整理的化学知识点总结，欢迎阅读，希望大家能够喜欢。化学知识点总结1　　1，有机物的分类(主要是特殊的官能团，如双键，三键，羟基(与烷基直接连的为醇羟基，与苯环直接连的是芬羟基)，醛基，羧基，脂基);　　2同分异构体的书写(不包括镜像异构)，一般指碳链异构，官能团异构;　　3特殊反应，指的是特殊官能团的特殊反应(烷烃，烯烃，醇的转化;以及纯的逐级氧化(条件)，酯化反应，以及脂的在酸性碱性条件下的水解产物等);　　4特征反应，用于物质的分离鉴别(如使溴水褪色的物质，银镜反应，醛与氯化铜的反应等，还有就是无机试剂的一些);　　5掌握乙烯，1,3--丁二烯，2-氯-1,3-丁二烯的聚合方程式的书写;　　6会使用质谱仪，核磁共振氢谱的相关数据确定物质的化学式;　　7会根据反应条件确定反应物的大致组成，会逆合成分析法分析有机题;　　8了解脂类，糖类，蛋白质的相关物理化学性质;　　9，物质的分离与鉴定，一般知道溴水，高锰酸钾，碳酸钠，四氯化碳等;　　10，有机实验制取，收集装置。甲烷，乙烯，乙酸乙酯，乙醇的制取以及注意事项。排水法，向下排空气法，向上排空气法收集气体适用的情况，分液法制取液体。还有就是分液，蒸馏，过滤的装置及注意事项化学知识点总结2　　Ⅰ、基本概念与基础理论：　　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，1.01×105Pa、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Fe2+、Fe3+与SCN-不能大量共存;Fe3+与不能大量共存。　　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+,Fe(SCN)2+。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”。化学知识点总结3　　铁　　1、单质铁的物理性质：铁片是银白色的，铁粉呈黑色，纯铁不易生锈，但生铁(含碳杂质的铁)在潮湿的空气中易生锈。(原因：形成了铁碳原电池。铁锈的主要成分是Fe2O3)。　　2、单质铁的化学性质：　　①铁与氧气反应：3Fe+2O2===Fe3O4(现象：剧烈燃烧，火星四射，生成黑色的固体)　　②与非氧化性酸反应：Fe+2HCl=FeCl2+H2↑(Fe+2H+=Fe2++H2↑)　　常温下铝、铁遇浓硫酸或浓硝酸钝化。加热能反应但无氢气放出。　　③与盐溶液反应：Fe+CuSO4=FeSO4+Cu(Fe+Cu2+=Fe2++Cu)　　④与水蒸气反应：3Fe+4H2O(g)==Fe3O4+4H2化学知识点总结4　　1。同种元素组成的物质不一定是单质，同种元素组成的物质也不一定是纯净物。因为可以是同种元素组成的几种单质的混合物。如由碳元素组成的金刚石、石墨等同素异形体的混合物。　　2。用同一化学式表示的物质不一定是纯净物。因为同分异构体的化学式相同，它们混合时则是混合物。如正丁烷与异丁烷的混合等。　　3。浓溶液不一定是饱和溶液，稀溶液不一定是不饱和溶液。因为溶质可能不同，如KNO3的浓溶液不一定是饱和溶液，因KNO3的溶解度较大。　　Ca(OH)2的饱和溶液浓度很小，因Ca(OH)2微溶于水。　　4。同一种物质的饱和溶液不一定比不饱和溶液浓。因为温度没确定。　　5。饱和溶液降温后不一定有晶体析出。如Ca(OH)2随着降温溶解度增大，其饱和溶液就变成不饱和溶液，故没有晶体析出。　　6。能电离出氢离子的物质不一定是酸。如NaHSO4、H2O、苯酚等。　　能电离出氢氧根离子的物质不一定是碱。如Mg(OH)Cl、H2O等。　　7。金属氧化物不一定是碱性氧化物。如Mn2O7是酸性氧化物，Al2O3是两性氧化物，Na2O2是过氧化物，Fe3O4是特殊氧化物。　　非金属氧化物不一定是酸性氧化物。如H2O、CO、NO等。　　酸性氧化物不一定是非金属氧化物。如Mn2O7CrO3等。　　8。酸酐不一定都是酸性氧化物。如有机酸的酸酐：乙酸酐等有三种元素组成，不是氧化物。酸酐不一定都是非金属氧化物。如Mn2O7、有机酸酐等。　　9。碱不一定都有对应的碱性氧化物。如NH3·H2O以及有些含氮元素的有机物碱就没有相应的碱性氧化物。　　10。酸分子中的氢原子个数不一定就是酸的“元数”。如CH3COOH不是四元酸，而属于一元酸。　　11。盐不一定都是离子化合物。活泼金属与活泼非金属组成的化合物不一定是离子化合物。如AlCl3是盐，不是离子化合物，属于共价子化合物。　　12。能透过滤纸的不一定是溶液。如胶体可透过滤纸。　　13。常温下收集的NO2气体不一定是纯净物。因为气体中存在化学平衡：2NO2N2O4，故所收集到的是混合气体。　　14。由不同原子组成的纯净物不一定是化合物。如HD、HT等则是单质。　　15。含碳元素的化合物不一定是有机物。如CO、CO2、H2CO3以及碳酸盐等均含有碳元素，属于无机物。　　离子共存的“四不能”　　有关溶液中离子能否共存问题是中学化学中的常见问题。近几年高考几乎每年都设置判断离子共存问题的试题。题不难，但这类题上能否得分差异较大。化学知识点总结5　　常见物质的分离、提纯和鉴别1.常用的物理方法——根据物质的物理性质上差异来分离。　　混合物的物理分离方法　　方法 适用范围 主要仪器 注意点 实例　　固+液 蒸发 易溶固体与液体分开 酒精灯、蒸发皿、玻璃棒 ①不断搅拌;②最后用余热加热;③液体不超过容积2/3 NaCl(H2O)　　固+固 结晶 溶解度差别大的溶质分开 NaCl(NaNO3)　　升华 能升华固体与不升华物分开 酒精灯 I2(NaCl)　　固+液 过滤 易溶物与难溶物分开 漏斗、烧杯 ①一角、二低、三碰;②沉淀要洗涤;③定量实验要“无损” NaCl(CaCO3)　　液+液 萃取 溶质在互不相溶的溶剂里，溶解度的不同，把溶质分离出来 分液漏斗 ①先查漏;②对萃取剂的要求;③使漏斗内外大气相通;④上层液体从上口倒出 从溴水中提取Br2　　分液 分离互不相溶液体 分液漏斗 乙酸乙酯与饱和Na2CO3溶液　　蒸馏 分离沸点不同混合溶液 蒸馏烧瓶、冷凝管、温度计、牛角管 ①温度计水银球位于支管处;②冷凝水从下口通入;③加碎瓷片 乙醇和水、I2和CCl4　　渗析 分离胶体与混在其中的分子、离子 半透膜 更换蒸馏水 淀粉与NaCl　　盐析 加入某些盐，使溶质的溶解度降低而析出 烧杯 用固体盐或浓溶液 蛋白质溶液、硬脂酸钠和甘油　　气+气 洗气 易溶气与难溶气分开 洗气瓶 长进短出 CO2(HCl)　　液化 沸点不同气分开 U形管 常用冰水 NO2(N2O4)　　i、蒸发和结晶 蒸发是将溶液浓缩、溶剂气化或溶质以晶体析出的方法。结晶是溶质从溶液中析出晶体的过程，可以用来分离和提纯几种可溶性固体的混合物。结晶的原理是根据混合物中各成分在某种溶剂里的溶解度的不同，通过蒸发减少溶剂或降低温度使溶解度变小，从而使晶体析出。加热蒸发皿使溶液蒸发时、要用玻璃棒不断搅动溶液，防止由于局部温度过高，造成液滴飞溅。当蒸发皿中出现较多的固体时，即停止加热，例如用结晶的方法分离NaCl和KNO3混合物。　　ii、蒸馏 蒸馏是提纯或分离沸点不同的液体混合物的方法。用蒸馏原理进行多种混合液体的分离，叫分馏。　　操作时要注意：　　①在蒸馏烧瓶中放少量碎瓷片，防止液体暴沸。　　②温度计水银球的位置应与支管底口下缘位于同一水平线上。　　③蒸馏烧瓶中所盛放液体不能超过其容积的2/3，也不能少于l/3。　　④冷凝管中冷却水从下口进，从上口出。　　⑤加热温度不能超过混合物中沸点最高物质的沸点，例如用分馏的方法进行石油的分馏。　　iii、分液和萃取 分液是把两种互不相溶、密度也不相同的液体分离开的.方法。萃取是利用溶质在互不相溶的溶剂里的溶解度不同，用一种溶剂把溶质从它与另一种溶剂所组成的溶液中提取出来的方法。选择的萃取剂应符合下列要求：和原溶液中的溶剂互不相溶;对溶质的溶解度要远大于原溶剂，并且溶剂易挥发。　　在萃取过程中要注意：　　①将要萃取的溶液和萃取溶剂依次从上口倒入分液漏斗，其量不能超过漏斗容积的2/3，塞好塞子进行振荡。　　②振荡时右手捏住漏斗上口的颈部，并用食指根部压紧塞子，以左手握住旋塞，同时用手指控制活塞，将漏斗倒转过来用力振荡。　　③然后将分液漏斗静置，待液体分层后进行分液，分液时下层液体从漏斗口放出，上层液体从上口倒出。例如用四氯化碳萃取溴水里的溴。　　iv、升华 升华是指固态物质吸热后不经过液态直接变成气态的过程。利用某些物质具有升华的特性，将这种物质和其它受热不升华的物质分离开来，例如加热使碘升华，来分离I2和SiO2的混合物。　　2、化学方法分离和提纯物质　　对物质的分离可一般先用化学方法对物质进行处理，然后再根据混合物的特点用恰当的分离方法(见化学基本操作)进行分离。　　用化学方法分离和提纯物质时要注意：　　①最好不引入新的杂质;　　②不能损耗或减少被提纯物质的质量　　③实验操作要简便，不能繁杂。用化学方法除去溶液中的杂质时，要使被分离的物质或离子尽可能除净，需要加入过量的分离试剂，在多步分离过程中，后加的试剂应能够把前面所加入的无关物质或离子除去。　　对于无机物溶液常用下列方法进行分离和提纯：　　(1)生成沉淀法 (2)生成气体法 (3)氧化还原法 (4)正盐和与酸式盐相互转化法 (5)利用物质的两性除去杂质 (6)离子交换法　　常见物质除杂方法　　序号 原物 所含杂质 除杂质试剂 主要操作方法　　1 N2 O2 灼热的铜丝网 用固体转化气体　　2 CO2 H2S CuSO4溶液 洗气　　3 CO CO2 NaOH溶液 洗气　　4 CO2 CO 灼热CuO 用固体转化气体　　5 CO2 HCI 饱和的NaHCO3 洗气　　6 H2S HCI 饱和的NaHS 洗气　　7 SO2 HCI 饱和的NaHSO3 洗气　　8 CI2 HCI 饱和的食盐水 洗气　　9 CO2 SO2 饱和的NaHCO3 洗气　　10 炭粉 MnO2 浓盐酸(需加热) 过滤　　11 MnO2 C -------- 加热灼烧　　12 炭粉 CuO 稀酸(如稀盐酸) 过滤　　13 AI2O3 Fe2O3 NaOH(过量)，CO2 过滤　　14 Fe2O3 AI2O3 NaOH溶液 过滤　　15 AI2O3 SiO2 盐酸`氨水 过滤　　16 SiO2 ZnO HCI溶液 过滤，　　17 BaSO4 BaCO3 HCI或稀H2SO4 过滤　　18 NaHCO3溶液 Na2CO3 CO2 加酸转化法　　19 NaCI溶液 NaHCO3 HCI 加酸转化法　　20 FeCI3溶液 FeCI2 CI2 加氧化剂转化法　　21 FeCI3溶液 CuCI2 Fe 、CI2 过滤　　22 FeCI2溶液 FeCI3 Fe 加还原剂转化法　　23 CuO Fe (磁铁) 吸附　　24 Fe(OH)3胶体 FeCI3 蒸馏水 渗析　　25 CuS FeS 稀盐酸 过滤　　26 I2晶体 NaCI -------- 加热升华　　27 NaCI晶体 NH4CL -------- 加热分解　　28 KNO3晶体 NaCI 蒸馏水 重结晶.　　3、物质的鉴别　　物质的检验通常有鉴定、鉴别和推断三类，它们的共同点是：依据物质的特殊性质和特征反应，选择适当的试剂和方法，准确观察反应中的明显现象，如颜色的变化、沉淀的生成和溶解、气体的产生和气味、火焰的颜色等，进行判断、推理。　　检验类型 鉴别 利用不同物质的性质差异，通过实验，将它们区别开来。　　鉴定 根据物质的特性，通过实验，检验出该物质的成分，确定它是否是这种物质。　　推断 根据已知实验及现象，分析判断，确定被检的是什么物质，并指出可能存在什么，不可能存在什么。　　检验方法 ① 若是固体，一般应先用蒸馏水溶解　　② 若同时检验多种物质，应将试管编号　　③ 要取少量溶液放在试管中进行实验，绝不能在原试剂瓶中进行检验　　④ 叙述顺序应是：实验(操作)→现象→结论→原理(写方程式)　　① 常见气体的检验　　常见气体 检验方法　　氢气 纯净的氢气在空气中燃烧呈淡蓝色火焰，混合空气点燃有爆鸣声，生成物只有水。不是只有氢气才产生爆鸣声;可点燃的气体不一定是氢气　　氧气 可使带火星的木条复燃　　氯气 黄绿色，能使湿润的碘化钾淀粉试纸变蓝(O3、NO2也能使湿润的碘化钾淀粉试纸变蓝)　　氯化氢 无色有刺激性气味的气体。在潮湿的空气中形成白雾，能使湿润的蓝色石蓝试纸变红;用蘸有浓氨水的玻璃棒靠近时冒白烟;将气体通入AgNO3溶液时有白色沉淀生成。　　二氧化硫 无色有刺激性气味的气体。能使品红溶液褪色，加热后又显红色。能使酸性高锰酸钾溶液褪色。　　硫化氢 无色有具鸡蛋气味的气体。能使Pb(NO3)2或CuSO4溶液产生黑色沉淀，或使湿润的醋酸铅试纸变黑。　　氨气 无色有刺激性气味，能使湿润的红色石蕊试纸变蓝，用蘸有浓盐酸的玻璃棒靠近时能生成白烟。　　二氧化氮 红棕色气体，通入水中生成无色的溶液并产生无色气体，水溶液显酸性。　　一氧化氮 无色气体，在空气中立即变成红棕色　　二氧化碳 能使澄清石灰水变浑浊;能使燃着的木条熄灭。SO2气体也能使澄清的石灰水变混浊，N2等气体也能使燃着的木条熄灭。　　一氧化碳 可燃烧，火焰呈淡蓝色，燃烧后只生成CO2;能使灼热的CuO由黑色变成红色。　　② 几种重要阳离子的检验　　(l)H+ 能使紫色石蕊试液或橙色的甲基橙试液变为红色。　　(2)Na+、K+ 用焰色反应来检验时，它们的火焰分别呈黄色、浅紫色(通过钴玻片)。　　(3)Ba2+ 能使稀硫酸或可溶性硫酸盐溶液产生白色BaSO4沉淀，且沉淀不溶于稀硝酸。　　(4)Mg2+ 能与NaOH溶液反应生成白色Mg(OH)2沉淀，该沉淀能溶于NH4Cl溶液。　　(5)Al3+ 能与适量的NaOH溶液反应生成白色Al(OH)3絮状沉淀，该沉淀能溶于盐酸或过量的NaOH溶液。　　(6)Ag+ 能与稀盐酸或可溶性盐酸盐反应，生成白色AgCl沉淀，不溶于稀 HNO3，但溶于氨水，生成〔Ag(NH3)2〕+。　　(7)NH4+ 铵盐(或浓溶液)与NaOH浓溶液反应，并加热，放出使湿润的红色石蓝试纸变蓝的有刺激性气味NH3气体。　　(8)Fe2+ 能与少量NaOH溶液反应，先生成白色Fe(OH)2沉淀，迅速变成灰绿色，最后变成红褐色Fe(OH)3沉淀。或向亚铁盐的溶液里加入KSCN溶液，不显红色，加入少量新制的氯水后，立即显红色。2Fe2++Cl2=2Fe3++2Cl-　　(9) Fe3+ 能与 KSCN溶液反应，变成血红色 Fe(SCN)3溶液，能与 NaOH溶液反应，生成红褐色Fe(OH)3沉淀。　　(10)Cu2+ 蓝色水溶液(浓的CuCl2溶液显绿色)，能与NaOH溶液反应，生成蓝色的Cu(OH)2沉淀，加热后可转变为黑色的 CuO沉淀。含Cu2+溶液能与Fe、Zn片等反应，在金属片上有红色的铜生成。　　③ 几种重要的阴离子的检验　　(1)OH- 能使无色酚酞、紫色石蕊、橙色的甲基橙等指示剂分别变为红色、蓝色、黄色。　　(2)Cl- 能与硝酸银反应，生成白色的AgCl沉淀，沉淀不溶于稀硝酸，能溶于氨水，生成[Ag(NH3)2]+。　　(3)Br- 能与硝酸银反应，生成淡黄色AgBr沉淀，不溶于稀硝酸。　　(4)I- 能与硝酸银反应，生成黄色AgI沉淀，不溶于稀硝酸;也能与氯水反应，生成I2，使淀粉溶液变蓝。　　(5)SO42- 能与含Ba2+溶液反应，生成白色BaSO4沉淀，不溶于硝酸。　　(6)SO32- 浓溶液能与强酸反应，产生无色有刺激性气味的SO2气体，该气体能使品红溶液褪色。能与BaCl2溶液反应，生成白色BaSO3沉淀，该沉淀溶于盐酸，生成无色有刺激性气味的SO2气体。　　(7)S2- 能与Pb(NO3)2溶液反应，生成黑色的PbS沉淀。　　(8)CO32- 能与BaCl2溶液反应，生成白色的BaCO3沉淀，该沉淀溶于硝酸(或盐酸)，生成无色无味、能使澄清石灰水变浑浊的CO2气体。　　(9)HCO3- 取含HCO3-盐溶液煮沸，放出无色无味CO2气体，气体能使澄清石灰水变浑浊或向HCO3-盐酸溶液里加入稀MgSO4溶液，无现象，加热煮沸，有白色沉淀 MgCO3生成，同时放出 CO2气体。　　(10)PO43- 含磷酸根的中性溶液，能与AgNO3反应，生成黄色Ag3PO4沉淀，该沉淀溶于硝酸。　　(11)NO3- 浓溶液或晶体中加入铜片、浓硫酸加热，放出红棕色气体。化学知识点总结6　　一、化学反应的速率　　1、化学反应是怎样进行的　　（1）基元反应：能够一步完成的反应称为基元反应，大多数化学反应都是分几步完成的。　　（2）反应历程：平时写的化学方程式是由几个基元反应组成的总反应。总反应中用基元反应构成的反应序列称为反应历程，又称反应机理。　　（3）不同反应的反应历程不同。同一反应在不同条件下的反应历程也可能不同，反应历程的差别又造成了反应速率的不同。　　2、化学反应速率　　（1）概念：　　单位时间内反应物的减小量或生成物的增加量可以表示反应的快慢，即反应的速率，用符号v表示。　　（2）表达式：　　（3）特点　　对某一具体反应，用不同物质表示化学反应速率时所得的数值可能不同，但各物质表示的化学反应速率之比等于化学方程式中各物质的系数之比。　　3、浓度对反应速率的影响　　（1）反应速率常数（K）　　反应速率常数（K）表示单位浓度下的化学反应速率，通常，反应速率常数越大，反应进行得越快。反应速率常数与浓度无关，受温度、催化剂、固体表面性质等因素的影响。　　（2）浓度对反应速率的影响　　增大反应物浓度，正反应速率增大，减小反应物浓度，正反应速率减小。　　增大生成物浓度，逆反应速率增大，减小生成物浓度，逆反应速率减小。　　（3）压强对反应速率的影响　　压强只影响气体，对只涉及固体、液体的反应，压强的改变对反应速率几乎无影响。　　压强对反应速率的影响，实际上是浓度对反应速率的影响，因为压强的改变是通过改变容器容积引起的。压缩容器容积，气体压强增大，气体物质的浓度都增大，正、逆反应速率都增加；增大容器容积，气体压强减小；气体物质的浓度都减小，正、逆反应速率都减小。　　4、温度对化学反应速率的影响　　（1）经验公式　　阿伦尼乌斯总结出了反应速率常数与温度之间关系的经验公式：　　式中A为比例系数，e为自然对数的底，R为摩尔气体常数量，Ea为活化能。　　由公式知，当Ea>0时，升高温度，反应速率常数增大，化学反应速率也随之增大。可知，温度对化学反应速率的影响与活化能有关。　　（2）活化能Ea。　　活化能Ea是活化分子的平均能量与反应物分子平均能量之差。不同反应的活化能不同，有的相差很大。活化能Ea值越大，改变温度对反应速率的影响越大。　　5、催化剂对化学反应速率的影响　　（1）催化剂对化学反应速率影响的规律：　　催化剂大多能加快反应速率，原因是催化剂能通过参加反应，改变反应历程，降低反应的活化能来有效提高反应速率。　　（2）催化剂的特点：　　催化剂能加快反应速率而在反应前后本身的质量和化学性质不变。　　催化剂具有选择性。　　催化剂不能改变化学反应的平衡常数，不引起化学平衡的移动，不能改变平衡转化率。　　二、化学反应条件的优化——工业合成氨　　1、合成氨反应的限度　　合成氨反应是一个放热反应，同时也是气体物质的量减小的熵减反应，故降低温度、增大压强将有利于化学平衡向生成氨的方向移动。　　2、合成氨反应的速率　　（1）高压既有利于平衡向生成氨的方向移动，又使反应速率加快，但高压对设备的要求也高，故压强不能特别大。　　（2）反应过程中将氨从混合气中分离出去，能保持较高的反应速率。　　（3）温度越高，反应速率进行得越快，但温度过高，平衡向氨分解的方向移动，不利于氨的合成。　　（4）加入催化剂能大幅度加快反应速率。　　3、合成氨的适宜条件　　在合成氨生产中，达到高转化率与高反应速率所需要的条件有时是矛盾的，故应该寻找以较高反应速率并获得适当平衡转化率的反应条件：一般用铁做催化剂，控制反应温度在700K左右，压强范围大致在1×107Pa～1×108Pa之间，并采用N2与H2分压为1∶2、8的投料比。化学知识点总结7　　一、俗名　　无机部分：　　纯碱、苏打、天然碱 、口碱：Ｎa2CO3 小苏打：NaHCO3 大苏打：Na2S2O3 石膏（生石膏）：CaSO4.2H2O 熟石膏：2CaSO4·.H2O 莹石：CaF2 重晶石：BaSO4（无毒） 碳铵：NH4HCO3 石灰石、大理石：CaCO3 生石灰：CaO 食盐：NaCl 熟石灰、消石灰：Ca(OH)2 芒硝：Na2SO4·7H2O (缓泻剂) 烧碱、火碱、苛性钠：NaOH 绿矾：FaSO4·7H2O 干冰：CO2 明矾：KAl (SO4)2·12H2O ：Ca (ClO)2 、CaCl2（混和物） 泻盐：MgSO4·7H2O 胆矾、蓝矾：CuSO4·5H2O 双氧水：H2O2 皓矾：ZnSO4·7H2O 硅石、石英：SiO2 刚玉：Al2O3 水玻璃、泡花碱、矿物胶：Na2SiO3 铁红、铁矿：Fe2O3 磁铁矿：Fe3O4 黄铁矿、硫铁矿：FeS2 铜绿、孔雀石：Cu2 (OH)2CO3 菱铁矿：FeCO3 赤铜矿：Cu2O 波尔多液：Ca (OH)2和CuSO4 石硫合剂：Ca (OH)2和S 玻璃的主要成分：Na2SiO3、CaSiO3、SiO2 过磷酸钙（主要成分）：Ca (H2PO4)2和CaSO4 重过磷酸钙（主要成分）：Ca (H2PO4)2 天然气、沼气、坑气（主要成分）：CH4 水煤气：CO和H2 硫酸亚铁铵（淡蓝绿色）：Fe (NH4)2 (SO4)2 溶于水后呈淡绿色　　光化学烟雾：NO2在光照下产生的一种有毒气体 王水：浓HNO3与浓HCl按体积比1：3混合而成。 铝热剂：Al + Fe2O3或其它氧化物。 尿素：CO（NH2) 2　　有机部分：　　氯仿：CHCl3 电石：CaC2 电石气：C2H2 (乙炔)
酒精、乙醇：C2H5OH 氟氯烃：是良好的制冷剂，有毒，但破坏O3层。 醋酸：冰醋酸、食醋 CH3COOH 裂解气成分（石油裂化）：烯烃、烷烃、炔烃、H2S、CO2、CO等。 甘油、丙三醇 ：C3H8O3 焦炉气成分（煤干馏）：H2、CH4、乙烯、CO等。 石炭酸：苯酚 蚁醛：甲醛 HCHO 蚁酸：甲酸 HCOOH　　葡萄糖：C6H12O6 果糖：C6H12O6 蔗糖：C12H22O11 麦芽糖：C12H22O11 淀粉：（C6H10O5）n 硬脂酸：C17H35COOH 油酸：C17H33COOH 软脂酸：C15H31COOH　　草酸：乙二酸 HOOC—COOH 使蓝墨水褪色，强酸性，受热分解成CO2和水，使KMnO4酸性溶液褪色。　　二、 颜色　　铁：铁粉是黑色的；一整块的固体铁是银白色的。 Fe2+——浅绿色 Fe3O4——黑色晶体　　Fe(OH)2——白色沉淀 Fe3+——黄色 Fe (OH)3——红褐色沉淀 Fe (SCN)3——血红色溶液 FeO——黑色的粉末 Fe (NH4)2(SO4)2——淡蓝绿色 Fe2O3——红棕色粉末 FeS——黑色固体　　2+　　铜：单质是紫红色 Cu——蓝色 CuO——黑色 Cu2O——红色 CuSO4（无水）—白色　　CuSO4·5H2O——蓝色 Cu2 (OH)2CO3 —绿色 Cu(OH)2——蓝色 [Cu(NH3)4]SO4——深蓝色溶液　　BaSO4 、BaCO3 、Ag2CO3 、CaCO3 、AgCl 、 Mg (OH)2 、三溴苯酚均是白色沉淀 Al(OH)3 白色絮状沉淀 H4SiO4（原硅酸）白色胶状沉淀　　Cl2、氯水——黄绿色 F2——淡黄绿色气体 Br2——深红棕色液体 I2——紫黑色固体 HF、HCl、HBr、HI均为无色气体，在空气中均形成白雾　　CCl4——无色的液体，密度大于水，与水不互溶 KMnO4--——紫色 MnO4-——紫色 Na2O2—淡黄色固体 Ag3PO4—黄色沉淀 S—黄色固体 AgBr—浅黄色沉淀 AgI—黄色沉淀 O3—淡蓝色气体 SO2—无色，有剌激性气味、有毒的气体 SO3—无色固体（沸点44.8 C） 品红溶液——红色 氢氟酸：HF——腐蚀玻璃 N2O4、NO——无色气体 NO2——红棕色气体 NH3——无色、有剌激性气味气体　　三、 现象：　　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；(熔、浮、游、嘶、红)　　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、Na（黄色）、K（紫色）。　　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：4HF + SiO2 ＝ SiF4 + 2H2O　　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 H2S——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。红褐色[Fe(OH)3]　　19．特征反应现象：白色沉淀[Fe(OH)2]　　20．浅黄色固体：S或Na2O2或AgBr　　21．使品红溶液褪色的气体：SO2（加热后又恢复红色）、Cl2（加热后不恢复红色）　　22．有色溶液：Fe2+（浅绿色）、Fe3+（黄色）、Cu2+（蓝色）、MnO4-（紫色） 有色固体：红色（Cu、Cu2O、Fe2O3）、红褐色[Fe(OH)3] 黑色（CuO、FeO、FeS、CuS、Ag2S、PbS）
蓝色[Cu(OH)2] 黄色（AgI、Ag3PO4） 白色[Fe(0H)2、CaCO3、BaSO4、AgCl、BaSO3] 有色气体：Cl2（黄绿色）、NO2（红棕色）空气　　四、 考试中经常用到的规律：　　1、溶解性规律——见溶解性表；　　2、常用酸、碱指示剂的变色范围：　　3、阴极（夺电子的能力）：Au3+ >Ag+>Hg2+ >Cu2+ >Pb2+ >Fa2+ >Zn2+ >H+ >Al3+>Mg2+ >Na+ >Ca2+ >K+ 阳极（失电子的能力）：S2- >I- >Br– >Cl- >OH- >含氧酸根　　注意：若用金属作阳极，电解时阳极本身发生氧化还原反应（Pt、Au除外）　　4、双水解离子方程式的书写：（1）左边写出水解的离子，右边写出水解产物； （2）配平：在左边先配平电荷，再在右边配平其它原子；（3）H、O不平则在那边加水。　　例：当Na2CO3与AlCl3溶液混和时： 3 CO32- + 2Al3+ + 3H2O = 2Al(OH)3↓ + 3CO2↑　　5、写电解总反应方程式的方法：（1）分析：反应物、生成物是什么；（2）配平。　　例：电解KCl溶液：2KCl + 2H2O == H2↑+ Cl2↑+ 2KOH 配平：2KCl + 2H2O == H2↑+ Cl2↑+ 2KOH　　6、将一个化学反应方程式分写成二个电极反应的方法：（1）按电子得失写出二个半反应式；（2）再考虑反应时的环境（酸性或碱性）；（3）使二边的原子数、电荷数相等。 例：蓄电池内的反应为：Pb + PbO2 + 2H2SO4 = 2PbSO4 + 2H2O 试写出作为原电池(放电)时的电极反应。 写出二个半反应： Pb –2e- → PbSO4 PbO2 +2e- → PbSO4　　分析：在酸性环境中，补满其它原子： 应为： 负极：Pb + SO42- -2e- = PbSO4 正极： PbO2 + 4H+ + SO42- +2e- = PbSO4 + 2H2O　　7、在解计算题中常用到的恒等：原子恒等、离子恒等、电子恒等、电荷恒等、电量恒等，用到的方法有：质量守恒、差量法、归一法、极限法、关系法、十字交法 和估算法。（非氧化还原反应：原子守恒、电荷 平衡、物料平衡用得多，氧化还原反应：电子守恒用得多）　　8、电子层结构相同的离子，核电荷数越多，离子半径越小；　　9、晶体的熔点：原子晶体 >离子晶体 >分子晶体 中学学到的原子晶体有： Si、SiC 、SiO2=和金刚石。 原子晶体的熔点的比较是以原子半径为依据的： 金刚石 > SiC > Si （因为原子半径：Si> C> O）. 10、分子晶体的熔、沸点：组成和结构相似的物质，分子量越大熔、沸点越高。　　11、胶体的带电：一般说来，金属氢氧化物、金属氧化物的胶体粒子带正电，非金属氧化物、金属硫化物 的胶体粒子带负电。　　12、氧化性：MnO4- >Cl2 >Br2 >Fe3+ >I2 >S=4(+4价的S) 例： I2 +SO2 + H2O = H2SO4 + 2HI　　13、含有Fe3+的溶液一般呈酸性。
14、能形成氢键的物质：H2O 、NH3 、HF、CH3CH2OH 。 15、氨水（乙醇溶液一样）的密度小于1，浓度越大，密度越小，硫酸的密度大于1，浓度越大，密度越　　大，98%的浓硫酸的密度为：1.84g/cm3。　　16、离子是否共存：（1）是否有沉淀生成、气体放出；（2）是否有弱电解质生成；（3）是否发生氧化还原　　反应；（4）是否生成络离子[Fe(SCN)2、Fe(SCN)3、Ag(NH3)+、[Cu(NH3)4]2+ 等]；（5）是否发生双水解。 17、地壳中：含量最多的金属元素是— Al 含量最多的非金属元素是—O HClO4(高氯酸)—是最强的酸。　　18、熔点最低的金属是Hg (-38.9C),；熔点最高的是W（钨3410c）；密度最小（常见）的是K；密度最大（常见）是Pt。　　19、雨水的PH值小于5.6时就成为了酸雨。　　20、有机酸酸性的强弱：乙二酸 >甲酸 >苯甲酸 >乙酸 >碳酸 >苯酚 >HCO3　　21、有机鉴别时，注意用到水和溴水这二种物质。　　例：鉴别：乙酸乙酯（不溶于水，浮）、溴苯（不溶于水，沉）、乙醛（与水互溶），则可用水。 22、取代反应包括：卤代、硝化、磺化、卤代烃水解、酯的水解、酯化反应等；　　23、最简式相同的有机物，不论以何种比例混合，只要混和物总质量一定，完全燃烧生成的CO2、H2O及耗O2的量是不变的。恒等于单一成分该质量时产生的CO2、H2O和耗O2量。　　24、可使溴水褪色的物质如下，但褪色的原因各自不同：烯、炔等不饱和烃（加成褪色）、苯酚（取代褪色）、乙醇、醛、甲酸、草酸、葡萄糖等（发生氧化褪色）、有机溶剂[CCl4、氯仿、溴苯、CS2（密度大于水），烃、苯、苯的同系物、酯（密度小于水）]发生了萃取而褪色。 25、能发生银镜反应的有：醛、甲酸、甲酸盐、甲酰铵（HCNH2O）、葡萄溏、果糖、麦芽糖，均可发生银镜反应。（也可同Cu(OH)2反应） 计算时的关系式一般为：—CHO —— 2Ag 注意：当银氨溶液足量时，甲醛的氧化特殊： HCHO —— 4Ag ↓ + H2CO3 反应式为：HCHO +4[Ag(NH3)2]OH = (NH4)2CO3 + 4Ag↓ + 6NH3 ↑+ 2H2O 26、胶体的聚沉方法：（1）加入电解质；（2）加入电性相反的胶体；（3）加热。　　常见的胶体：液溶胶：Fe(OH)3、AgI、牛奶、豆浆、粥等；气溶胶：雾、云、烟等；固溶胶：有色玻璃、烟水晶等。　　27、污染大气气体：SO2、CO、NO2、NO，其中SO2、NO2形成酸雨。　　28、环境污染：大气污染、水污染、土壤污染、食品污染、固体废弃物污染、噪声污染。工业三废：废渣、废水、废气。　　29、在室温（20C）时溶解度在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——难溶。　　30、人体含水约占人体质量的2/3。地面淡水总量不到总水量的1%。当今世界三大矿物燃料是：煤、石油、天然气。石油主要含C、H地元素。　　31、生铁的含C量在：2%——4.3% 钢的含C量在：0.03%——2% 。粗盐：是NaCl中含有MgCl2和 CaCl2，因为MgCl2吸水，所以粗盐易潮解。浓HNO3在空气中形成白雾。固体NaOH在空气中易吸水形成溶液。　　32、气体溶解度：在一定的压强和温度下，1体积水里达到饱和状态时气体的体积。化学知识点总结8　　基本概念　　1.纯净物有固定的组成，有固定组成的物质是纯净物;同种元素组成的物质是纯净物　　2.与水反应可生成酸的氧化物都是酸性氧化物　　3.既能与酸反应又能与碱反应的物质是两性氧化物或两性氢氧化物　　4.盐和碱反应一定生成新盐和新碱;酸和碱反应一定只生成盐和水　　5.得电子能力强的物质失电子能力一定弱　　6.非金属元素原子氧化性较弱，其阴离子的还原性则较强　　7.金属活动性顺序表中排在氢前面的金属都能从酸溶液中置换出氢　　8.标准状况下，22.4L以任意比例混合的CO与CO2中所含碳原子总数约为NA　　9.碳-12的相对原子质量为12，碳-12的摩尔质量为12g/mol　　10.将NA个NO2气体分子处于标准状况下，其体积约为22.4L　　11.25℃时，pH=13的1.0LBa(OH)2溶液中含有的OH-数目为0.2NA　　12.常温常压下，32g氧气中含有NA氧分子　　13.同温同压，同质量的两种气体体积之比等于两种气体密度的反比　　14.反应热ΔH的大小与反应物和生成物的状态、反应物的物质的量的多少、方程式的化学计量数、反应的快慢有关　　15.需要加热才能发生的反应一定是吸热反应，反应物和生成物所具有的总能量决定了反应是放热还是吸热　　16.胶体能产生电泳现象，说明胶体带有电荷　　17.向一定温度下足量饱和硫酸铜溶液中加入wg硫酸铜粉末，搅拌后静置，溶液的浓度和质量分数不变，硫酸铜变为CuSO4·5H2O，其质量大于W×250/160g化学知识点总结9　　一、物质与氧气的反应：　　(1)单质与氧气的反应：　　1.镁在空气中燃烧：2Mg + O2点燃2MgO　　2.铁在氧气中燃烧：3Fe + 2O2点燃Fe3O4　　3.铜在空气中受热：2Cu + O2加热2CuO　　4.铝在空气中燃烧：4Al + 3O2点燃2Al2O3　　5.氢气中空气中燃烧：2H2 + O2点燃2H2O　　6.红磷在空气中燃烧：4P + 5O2点燃2P2O5　　7.硫粉在空气中燃烧：S + O2点燃SO2　　8.碳在氧气中充分燃烧：C + O2点燃CO2　　9.碳在氧气中不充分燃烧：2C + O2点燃2CO　　(2)化合物与氧气的反应：　　10.一氧化碳在氧气中燃烧：2CO + O2点燃2CO2　　11.甲烷在空气中燃烧：CH4 + 2O2点燃CO2 + 2H2O　　12.酒精在空气中燃烧：C2H4OH + 3O2点燃2CO2 + 3H2O　　二、几个分解反应：　　13.水在直流电的作用下分解：2H2O通电2H2↑+ O2 ↑　　14.加热碱式碳酸铜：Cu2(OH)2CO3加热2CuO + H2O + CO2↑　　15.加热氯酸钾(有少量的二氧化锰)：2KClO3 ==== 2KCl + 3O2 ↑　　16.加热高锰酸钾：2KMnO4加热K2MnO4 + MnO2 + O2↑　　17.碳酸不稳定而分解：H2CO3 === H2O + CO2↑　　18.高温煅烧石灰石：CaCO3高温CaO + CO2↑　　三、几个氧化还原反应：　　19.氢气还原氧化铜：H2 + CuO加热Cu + H2O　　20.木炭还原氧化铜：C+ 2CuO高温2Cu + CO2↑　　21.焦炭还原氧化铁：3C+ 2Fe2O3高温4Fe + 3CO2↑　　22.焦炭还原四氧化三铁：2C+ Fe3O4高温3Fe + 2CO2↑　　23.一氧化碳还原氧化铜：CO+ CuO加热Cu + CO2　　24.一氧化碳还原氧化铁：3CO+ Fe2O3高温2Fe + 3CO2　　25.一氧化碳还原四氧化三铁：4CO+ Fe3O4高温3Fe + 4CO2　　碳和碳的氧化物　　1、碳的几种单质　　(1)金刚石(C)是自然界中最硬的物质，可用于制钻石、刻划玻璃、钻探机的钻头等。　　(2)石墨(C)是最软的矿物之一，有优良的导电性，润滑性。可用于制铅笔芯、干电池的电极、电车的滑块等。　　金刚石和石墨的物理性质有很大差异的原因是：碳原子的排列不同。　　CO和CO2的化学性质有很大差异的原因是：分子的构成不同。　　(3)无定形碳：由石墨的微小晶体和少量杂质构成.主要有:焦炭,木炭,活性炭,炭黑等。　　2、单质碳的化学性质：　　单质碳的物理性质各异,而各种单质碳的化学性质却相同!　　(1)常温下的稳定性。　　(2)可燃性：　　完全燃烧(氧气充足)，生成CO2;　　不完全燃烧(氧气不充足)，生成CO。　　(3)还原性：C+2CuO ═ 2Cu+CO2↑(置换反应)　　应用：冶金工业　　现象：黑色粉末逐渐变成光亮红色，石灰水变浑浊。　　2Fe2O3+3C ═ 4Fe+3CO2↑　　3、二氧化碳的制法　　(1)二氧化碳的实验室制法　　①原理：用石灰石和稀盐酸反应：　　CaCO3+2HCl ═ CaCl2+H2O+CO2↑　　②选用固液不加热装置　　③气体收集方法：向上排空气法　　④验证方法：将制得的气体通入澄清的石灰水，如能变浑浊，则是二氧化碳。　　验满方法：用点燃的木条，放在集气瓶口，木条熄灭。则已集满二氧化碳　　(2)二氧化碳的工业制法：　　煅烧石灰石：CaCO3 ═ CaO+CO2↑　　生石灰和水反应可得熟石灰：CaO+H2O═Ca(OH)2　　4、二氧化碳的性质　　(1)物理性质：无色,无味的气体，密度比空气大，能溶于水，高压低温下可得固体：干冰。　　(2)化学性质：　　①一般情况下不能燃烧,也不支持燃烧，不能供给呼吸　　②与水反应生成碳酸：CO2+H2O═H2CO3。生成的碳酸能使紫色的石蕊试液变红，　　H2CO3 ═H2O+ CO2↑。碳酸不稳定，易分解。　　③能使澄清的石灰水变浑浊：　　CO2+Ca(OH)2 ═ CaCO3↓+H2O 。用于检验二氧化碳。　　④与灼热的碳反应：　　C+CO2 ═ 2CO(吸热反应)　　(3)用途：灭火　　原理：Na2CO3+2HCl ═ 2NaCl+H2O+CO2↑　　既利用其物理性质，又利用其化学性质　　干冰用于人工降雨、制冷　　初中化学知识重点　　化合反应　　1、镁在空气中燃烧：2Mg + O2点燃2MgO　　2、铁在氧气中燃烧：3Fe + 2O2点燃Fe3O4　　3、铝在空气中燃烧：4Al + 3O2点燃2Al2O3　　4、氢气在空气中燃烧：2H2 + O2点燃2H2O　　5、红磷在空气中燃烧：4P + 5O2点燃2P2O5　　6、硫粉在空气中燃烧：S + O2点燃SO2　　7、碳在氧气中充分燃烧：C + O2点燃CO2　　8、碳在氧气中不充分燃烧：2C + O2点燃2CO　　9、二氧化碳通过灼热碳层：C + CO2高温2CO　　10、一氧化碳在氧气中燃烧：2CO + O2点燃2CO2　　11、二氧化碳和水反应(二氧化碳通入紫色石蕊试液)：CO2 + H2O === H2CO3　　12、生石灰溶于水：CaO + H2O === Ca(OH)2　　13、无水硫酸铜作干燥剂：CuSO4 + 5H2O ==== CuSO4·5H2O　　14、钠在氯气中燃烧：2Na + Cl2点燃2NaCl　　分解反应　　15、实验室用双氧水制氧气：2H2O2 MnO2 2H2O+ O2↑　　16、加热高锰酸钾：2KMnO4加热K2MnO4 + MnO2 + O2↑　　17、水在直流电的作用下分解：2H2O通电2H2↑+ O2 ↑　　18、碳酸不稳定而分解：H2CO3 === H2O + CO2↑　　19、高温煅烧石灰石(二氧化碳工业制法)：CaCO3高温CaO + CO2↑　　置换反应　　20、铁和硫酸铜溶液反应：Fe + CuSO4 == FeSO4 + Cu　　21、锌和稀硫酸反应(实验室制氢气)：Zn + H2SO4 == ZnSO4 + H2↑　　22、镁和稀盐酸反应：Mg+ 2HCl === MgCl2 + H2↑　　23、氢气还原氧化铜：H2 + CuO加热Cu + H2O　　24、木炭还原氧化铜：C+ 2CuO高温2Cu + CO2↑　　25、甲烷在空气中燃烧：CH4 + 2O2点燃CO2 + 2H2O　　26、水蒸气通过灼热碳层：H2O + C高温H2 + CO　　27、焦炭还原氧化铁：3C+ 2Fe2O3高温4Fe + 3CO2↑化学知识点总结10　　加热蒸发和浓缩盐溶液时,对最后残留物的判断应考虑盐类的水解　　(1)加热浓缩不水解的盐溶液时一般得原物质.　　(2)加热浓缩Na2CO3型的盐溶液一般得原物质.　　(3)加热浓缩FeCl3 型的盐溶液.最后得到FeCl3和Fe(OH)3 的混合物,灼烧得Fe2O3 。　　(4)加热蒸干(NH4)2CO3或NH4HCO3 型的盐溶液时,得不到固体.　　(5)加热蒸干Ca(HCO3)2型的盐溶液时,最后得相应的正盐.　　(6)加热Mg(HCO3)2、MgCO3 溶液最后得到Mg(OH)2 固体.　　(9净水剂的选择:如Al3+ ,FeCl3等均可作净水剂,应从水解的角度解释。　　(10)的使用时应考虑水解。如草木灰不能与铵态氮肥混合使用。　　(11)打片可治疗胃酸过多。　　(12)液可洗涤油污。　　(13)试剂瓶不能盛放Na2SiO3,Na2CO3等试剂.化学知识点总结11　　二氧化硫　　(1)物理性质：无色有刺激性气味，有毒，密度比空气大，易液化、易溶于水(与H2O化合生成H2 SO3，SO2+H2O =H2SO3)　　(2)化学性质：　　①具有酸性氧化物通性　　②还原性：SO2+Cl2+2H2O=H2SO4+2HCl 2SO2+O2=2SO3　　③弱氧化性：SO2+2H2S=3S+2H2O　　④漂白性：SO3可使品红褪色(可逆，加热又恢复红色)　　(3)二氧化硫的污染　　①SO2是污染大气的主要有害物质之一，直接危害是引起呼吸道疾病。　　②形成酸雨pH　　③含SO2的工业废气必须经过净化处理才能排放到空气中。化学知识点总结12　　1、定义：　　电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。　　非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。　　强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。　　弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。　　2、电解质与非电解质本质区别：　　电解质——离子化合物或共价化合物　　非电解质——共价化合物　　注意：　　①电解质、非电解质都是化合物　　②SO2、NH3、CO2等属于非电解质　　③强电解质不等于易溶于水的化合物(如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质)——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。　　3、电离平衡：　　在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成分子时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。　　4、影响电离平衡的因素：　　A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。　　B、浓度：浓度越大，电离程度越小;溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。　　C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。　　D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。　　5、电离方程式的书写：　　用可逆符号弱酸的电离要分布写(第一步为主)　　6、电离常数：　　在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，(一般用Ka表示酸，Kb表示碱。)　　表示方法：ABA++B-　　Ki=[A+][B-]/[AB]　　7、影响因素：　　a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。　　b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。　　C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO化学知识点总结13　　1两种气体相遇产生白烟NH3遇HCl　　2某溶液加入NaOH溶液产生气体气体一定是NH3;溶液一定含NH　　3检验某白色固体是铵盐的方法加入浓NaOH溶液并加热，产生刺激气味能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体，则固体为铵盐。　　4某溶液加入H2SO4的同时加入Cu.铜溶解溶液变蓝,该溶液中含有:NO3-　　5浓_特性不稳定易分解、强氧化性、易挥发　　6王水的成分及特性浓_浓盐酸1：3体积比混合具有极强的氧化性(溶解金、铂)　　7能使蛋白质变黄的物质浓　　火柴盒侧面的涂料红磷化学知识点总结14　　（一）钠的反应　　1.钠跟氧气常温下一般认为生成氧化钠，加热（或点燃）生成过氧化钠。（钠的保存）　　2.钠跟硫研磨能剧烈反应，甚至爆炸　　3.钠跟水反应（现象）　　4.钠跟硫酸铜溶液反应（现象）　　5.钠跟乙醇反应（与跟水的反应比较）　　（有机物中的醇羟基、酚羟基、羧基都跟钠反应生成氢气，但剧烈程度不同。）　　（二）氧化钠和过氧化钠　　1.都是固态物，颜色不同。氧化钠是白色，过氧化钠是淡黄色；　　2.氧化钠是典型的碱性氧化物，跟酸、酸性氧化物、水反应都符合碱性氧化物的通性；　　3.过氧化钠不属于碱性氧化物。（电子式，阴阳离子个数比）　　过氧化钠与水反应：过氧化钠与二氧化碳反应（用作供氧剂）：※作呼吸面具上述两个反应均存在过氧化钠有漂白作用（强氧化性）　　（三）氢氧化钠的性质　　1.白色固体，易潮解，溶解放热，强腐蚀性（使用中注意安全、称量时应注意哪些）　　2.强碱，具有碱的通性：跟酸中和；跟酸性氧化物反应；跟某些盐反应生成沉淀；跟铵盐反应生成氨气（实验中制取氨气用消石灰）　　3.氢氧化钠跟两性氧化物（Al2O3）反应；跟两性氢氧化物[Al（OH）3]反应　　4.氢氧化钠与金属铝反应生成氢气和偏铝酸钠。　　5.腐蚀玻璃、陶瓷等硅酸盐制品，特别是熔融态的氢氧化钠强腐蚀性。（保存中注意避免在有玻璃塞、玻璃活塞的容器中时间过长；熔化氢氧化钠的容器选择等）　　7.氢氧化钠跟氯气等非金属单质反应（用NaOH溶液吸收残余氯气）；实验室制得的溴苯有红褐色（溶有溴单质），可用氢氧化钠除去。　　8.氢氧化钠跟苯酚（酚羟基）反应（用于苯酚与苯等有机物的分离）（醇羟基没有酸性，不与氢氧化钠反应）　　9.酯的碱性水解；油脂的皂化反应（制肥皂）　　根据生成沉淀的现象作判断几例：　　①、加氢氧化钠生成白色沉淀，继续加氢氧化钠沉淀不消失—可能是镁盐　　②、加氢氧化钠生成白色沉淀，继续加，白色沉淀逐渐消失—常见为铝盐　　③、加氢氧化钠生成白色沉淀，沉淀迅速变灰绿色，最后变成红褐色—亚铁盐　　④、加盐酸（或硫酸）生成白色沉淀，继续加，沉淀逐渐消失—偏铝酸钠　　⑤、加盐酸，生成白色沉淀，继续加，沉淀不消失—可能是硝酸银或硅酸钠或苯酚钠　　⑥、加氨水生成白色沉淀氢氧化银（或黑褐色沉淀—氧化银）继续加，沉淀消失—硝酸银（制银氨溶液）　　⑦、加氢氧化钠生成红褐色沉淀—铁盐；生成蓝色沉淀—铜盐　　⑧、石灰水中通入气体，能生成沉淀，继续通时沉淀逐渐消失，气体可能是二氧化碳或二氧化硫。　　⑨、通二氧化碳能生成白色沉淀，继续通，沉淀能逐渐消失的溶液：石灰水，漂白粉溶液，氢氧化钡溶液；继续通二氧化碳时沉淀不消失的有硅酸钠溶液，苯酚钠溶液，饱和碳酸钠溶液。　　（四）、既跟酸反应又跟碱反应的物质小结　　1.金属铝　　2.两性氧化物（氧化铝）　　3.两性氢氧化物（氢氧化铝）　　4.弱酸的酸式盐（如NaHCO3）　　5.弱酸弱碱盐（如（NH4）2S；NH4HCO3等）　　6.氨基酸、蛋白质化学知识点总结15　　中学化学实验操作中的七原则　　掌握下列七个有关操作顺序的原则，就可以正确解答“实验程序判断题”　　1.“从下往上”原则。以Cl2实验室制法为例，装配发生装置顺序是：放好铁架台→摆好酒精灯→根据酒精灯位置固定好铁圈→石棉网→固定好圆底烧瓶。　　2.“从左到右”原则。装配复杂装置应遵循从左到右顺序。如上装置装配顺序为：发生装置→集气瓶→烧杯。　　3.先“塞”后“定”原则。带导管的塞子在烧瓶固定前塞好，以免烧瓶固定后因不宜用力而塞不紧或因用力过猛而损坏仪器。　　4.“固体先放”原则。上例中，烧瓶内试剂MnO2应在烧瓶固定前装入，以免固体放入时损坏烧瓶。总之固体试剂应在固定前加入相应容器中。　　5.“液体后加”原则。液体药品在烧瓶固定后加入。如上例中浓盐酸应在烧瓶固定后在分液漏斗中缓慢加入。　　6.先验气密性(装入药口前进行)原则。　　7.后点酒精灯(所有装置装完后再点酒精灯)原则。　　中学化学实验中温度计的使用分哪三种情况以及哪些实验需要温度计　　1.测反应混合物的温度：这种类型的实验需要测出反应混合物的准确温度，因此，应将温度计插入混合物中间。　　①测物质溶解度　　②实验室制乙烯　　2.测蒸气的温度：这种类型实验，多用于测量物质的沸点，由于液体在沸腾时，液体和蒸气的温度相同所以只要测蒸气的温度。　　①实验室蒸馏石油　　②测定乙醇的沸点　　3.测水浴温度：这种类型的实验，往往只要使反应物的温度保持相对稳定，所以利用水浴加热，温度计则插入水浴中。　　①温度对反应速率影响的反应　　②苯的硝化反应　　常见的需要塞入棉花的实验有哪些　　热KMnO4制氧气　　制乙炔和收集NH3　　其作用分别是：防止KMnO4粉末进入导管;防止实验中产生的泡沫涌入导管;防止氨气与空气对流，以缩短收集NH3的时间。　　常见物质分离提纯的10种方法　　1.结晶和重结晶：利用物质在溶液中溶解度随温度变化较大，如NaCl，KNO3。　　2.蒸馏冷却法：在沸点上差值大。乙醇中(水)：加入新制的CaO吸收大部分水再蒸馏　　3.过滤法：溶与不溶。　　4.升华法：SiO2(I2)。　　5.萃取法：如用CCl4来萃取I2水中的I2。　　6.溶解法：Fe粉(A1粉)：溶解在过量的NaOH溶液里过滤分离。　　7.增加法：把杂质转化成所需要的物质：CO2(CO)：通过热的CuO;CO2(SO2)：通过NaHCO3溶液。　　8.吸收法：用做除去混合气体中的气体杂质，气体杂质必须被药品吸收：N2(O2)：将混合气体通过铜网吸收O2。　　9.转化法：两种物质难以直接分离，加药品变得容易分离，然后再还原回去：Al(OH)3，Fe(OH)3：先加NaOH溶液把Al(OH)3溶解，过滤，除去Fe(OH)3，再加酸让NaAlO2转化成A1(OH)3。　　常用的去除杂质的方法10种　　1.杂质转化法:欲除去苯中的苯酚，可加入氢氧化钠，使苯酚转化为酚钠，利用酚钠易溶于水，使之与苯分开。欲除去Na2CO3中的NaHCO3可用加热的方法。　　2.吸收洗涤法:欲除去二氧化碳中混有的少量氯化氢和水，可使混合气体先通过饱和碳酸氢钠的溶液后，再通过浓硫酸。　　3.沉淀过滤法:欲除去硫酸亚铁溶液中混有的少量硫酸铜，加入过量铁粉，待充分反应后，过滤除去不溶物，达到目的。　　4.加热升华法:欲除去碘中的沙子，可采用此法。　　5.溶剂萃取法:欲除去水中含有的少量溴，可采用此法。　　6.溶液结晶法(结晶和重结晶):欲除去硝酸钠溶液中少量的氯化钠，可利用二者的溶解度不同，降低溶液温度，使硝酸钠结晶析出，得到硝酸钠纯晶。　　7.分馏蒸馏法:欲除去乙醚中少量的酒精，可采用多次蒸馏的方法　　8.分液法:欲将密度不同且又互不相溶的液体混合物分离，可采用此法，如将苯和水分离。　　9.渗析法:欲除去胶体中的离子，可采用此法。如除去氢氧化铁胶体中的氯离子。　　化学实验基本操作中的“不”15例　　1.实验室里的药品，不能用手接触;不要鼻子凑到容器口去闻气体的气味，更不能尝结晶的味道。　　2.做完实验，用剩的药品不得抛弃，也不要放回原瓶(活泼金属钠、钾等例外)。　　3.取用液体药品时，把瓶塞打开不要正放在桌面上;瓶上的标签应向着手心，不应向下;放回原处时标签不应向里。　　4.如果皮肤上不慎洒上浓H2SO4，不得先用水洗，应根据情况迅速用布擦去，再用水冲洗;若眼睛里溅进了酸或碱，切不可用手揉眼，应及时想办法处理。　　5.称量药品时，不能把称量物直接放在托盘上;也不能把称量物放在右盘上;加法码时不要用手去拿。　　6.用滴管添加液体时，不要把滴管伸入量筒(试管)或接触筒壁(试管壁)。　　7.向酒精灯里添加酒精时，不得超过酒精灯容积的2/3，也不得少于容积的1/3。　　8.不得用燃着的酒精灯去对点另一只酒精灯;熄灭时不得用嘴去吹　　9.给物质加热时不得用酒精灯的内焰和焰心。　　10.给试管加热时，不要把拇指按在短柄上;切不可使试管口对着自己或旁人;液体的体积一般不要超过试管容积的1/3。　　11.给烧瓶加热时不要忘了垫上石棉网。　　12.用坩埚或蒸发皿加热完后，不要直接用手拿回，应用坩埚钳夹取。　　13.使用玻璃容器加热时，不要使玻璃容器的底部跟灯芯接触，以免容器破裂。烧得很热的玻璃容器，不要用冷水冲洗或放在桌面上，以免破裂。　　14.过滤液体时，漏斗里的液体的液面不要高于滤纸的边缘，以免杂质进入滤液。　　15.在烧瓶口塞橡皮塞时，切不可把烧瓶放在桌上再使劲塞进塞子，以免压破烧瓶。　　化学实验中的先与后22例　　1.加热试管时，应先均匀加热后局部加热。　　2.用排水法收集气体时，先拿出导管后撤酒精灯。　　3.制取气体时，先检验气密性后装药品。　　4.收集气体时，先排净装置中的空气后再收集。　　5.稀释浓硫酸时，烧杯中先装一定量蒸馏水后再沿器壁缓慢注入浓硫酸。　　6.点燃H2、CH4、C2H4、C2H2等可燃气体时，先检验纯度再点燃。　　7.检验卤化烃分子的卤元素时，在水解后的溶液中先加稀HNO3再加AgNO3溶液。　　8.检验NH3(用红色石蕊试纸)、Cl2(用淀粉KI试纸)、H2S[用Pb(Ac)2试纸]等气体时，先用蒸馏水润湿试纸后再与气体接触。　　9.做固体药品之间的反应实验时，先单独研碎后再混合。　　10.配制FeCl3，SnCl2等易水解的盐溶液时，先溶于少量浓盐酸中，再稀释。　　11.中和滴定实验时，用蒸馏水洗过的滴定管先用标准液润洗后再装标准掖;先用待测液润洗后再移取液体;滴定管读数时先等一二分钟后再读数;观察锥形瓶中溶液颜色的改变时，先等半分钟颜色不变后即为滴定终点。　　12.焰色反应实验时，每做一次，铂丝应先沾上稀盐酸放在火焰上灼烧到无色时，再做下一次实验。　　13.用H2还原CuO时，先通H2流，后加热CuO，反应完毕后先撤酒精灯，冷却后再停止通H2。　　14.配制物质的量浓度溶液时，先用烧杯加蒸馏水至容量瓶刻度线1cm～2cm后，再改用胶头滴管加水至刻度线。　　15.安装发生装置时，遵循的原则是：自下而上，先左后右或先下后上，先左后右。　　16.浓H2SO4不慎洒到皮肤上，先迅速用布擦干，再用水冲洗，最后再涂上3%一5%的 NaHCO3溶液。沾上其他酸时，先水洗，后涂 NaHCO3溶液。　　17.碱液沾到皮肤上，先水洗后涂硼酸溶液。　　18.酸(或碱)流到桌子上，先加 NaHCO3溶液(或醋酸)中和，再水洗，最后用布擦。　　19.检验蔗糖、淀粉、纤维素是否水解时，先在水解后的溶液中加NaOH溶液中和H2SO4，再加银氨溶液或Cu(OH)2悬浊液。　　20.用pH试纸时，先用玻璃棒沾取待测溶液涂到试纸上，再把试纸显示的颜色跟标准比色卡对比，定出pH。　　21.配制和保存Fe2+，Sn2+等易水解、易被空气氧化的盐溶液时;先把蒸馏水煮沸赶走O2，再溶解，并加入少量的相应金属粉末和相应酸。　　22.称量药品时，先在盘上各放二张大小，重量相等的纸(腐蚀药品放在烧杯等玻璃器皿)，再放药品。加热后的药品，先冷却，后称量。【化学知识点总结】相关文章：化学选修4知识点总结01-17必修五化学知识点总结03-31高三化学的知识点总结10-20初中化学知识点总结01-12必修一化学知识点总结01-23初中化学知识点总结归纳03-30高中化学必考知识点总结08-11高中化学知识点详细总结01-12高一化学知识点总结01-10高中化学必备知识点归纳总结12-01