2020高中化学总复习 知识归纳(化学反应原理)
第三节电解池的工作原理及应用
一、电解原理
1、电解：在的作用下，在两电极上分别发生的过程。电解过程中能转化为能。P19
2、工作原理：
①阴极、阳极的正确判断：（由电源的正、负极判断：正－；负－）。
②正确判断电子、电流、离子的移动方向。
电子由极流向极；再由极流向极。
电流由极流向极。
阳离子向极移动；阴离子向极移动。
③与原电池对比：a、电解池有外加电源；
b、原电池负极发生－反应；电解池阳极发生－反应。
3、电解时参与电极反应的物质的判断
①阳极放电顺序：金属（铂、金除外）> S2- > I- > > >OH－>含氧酸根。
②阴极放电顺序： > Fe3+ > >H＋>…….Fe2+>Zn2+>(H+)>其它阳离子。
4、电解质溶液的电解规律----惰性电极电解电解质溶液的实例：
类型实例阳极反应式阴极反应式总反应方程式pH 复原H2SO4
NaOH
Na2SO4
HCl
CuCl2
NaCl
AlCl3
CuSO4
AgNO3
5、应用
（1）氯碱工业（观察课本20页图，了解各物质产生与去向，即箭头指向）
①阳离子交换膜的作用：
②阳极反应式：（反应)
阴极反应式：（反应）
总反应方程式：
离子反应方程式:
（2）电镀：铁上镀银
①材料：待镀金属铜作极，镀层金属作极。电解质溶液：
②电极反应：阳极：；阴极：。
③现象变化：阳极：；阴极：，溶液浓度。
（3）电解精炼铜
火法冶炼得到的铜中含有多种杂质如（Au， Ag ， Fe ，Zn等）。
电解时，用作阳极，用作阴极，用作电解液。
电解时阳极主要发生了的反应有：
、、、阴极反应是：。
电解后，形成阳极泥，溶液浓度。
（4）电解冶炼活泼金属（电解熔融NaCl、、制取金属Na、Mg、Al）
①制Na时电极反应：阳极：；阴极：。
总反应方程式：。
②制取金属Mg、Al总反应方程式：，。
6、活学活用
①正确区别原电池、电解池、电镀池
②注意多个电解池的串联时------阴、阳极的判断、通过电路电子相等用于计算，
③注意原电池与电解池混联时-----原电池、电解池的判别
○4二次电池：放电时充当池，充电时是池。
电极接法：原电池的负极接电源的极，正极接电源的极。
○5电化学中的相关计算-------解题方法：放电顺序与电子守恒。
求产物的量（析出固体的质量、产生气体的体积等）、溶液的pH、相对原子质量或某元素的化合价、化学式等。
第三单元金属的腐蚀与防护
一、金属的腐蚀
（1）定义：金属腐蚀是指与周围环境中的物质发生而损耗。
（2）本质：都是金属原子电子而被的过程
（3）分类：
化学腐蚀—金属和接触到的物质直接发生而引起的腐蚀。
电化学腐蚀—跟电解质溶液接触时，会发生反应。
使比较活泼的而被，这种腐蚀叫做电化学腐蚀。
根据环境的不同，电化学腐蚀又可以分为和。
二、钢铁的腐蚀：是造成钢铁腐蚀的主要原因
．．．．。
（1）吸氧腐蚀（中性、弱酸、弱碱环境：是钢铁腐蚀的主要形式
．．．．）
负极：正极：
总反应：
Fe(OH)2进一步被氧化成，方程式为：。
Fe(OH)3脱去一部分水就生成Fe2O3·x H2O（铁锈主要成分）
（2）析氢腐蚀（酸性环境）
负极：正极：
总反应：
规律总结：金属腐蚀快慢的规律：在同一电解质溶液中，金属腐蚀的快慢规律如下：
电解原理的腐蚀 > 原电池的腐蚀 > 化学腐蚀 > 有防腐措施的腐蚀
三、金属的防护
防止金属锈蚀最常用的方法：
（1）在金属表面覆盖；如：等方法。
（2）化学保护法：
①牺牲阳极的阴极保护法
该反应是将被保护的金属与比其更活泼的金属连接在一起，更活泼的金属作极（），而作为极的金属就能不被腐蚀而得到保护。
② 外加电流的保护法。将被保护的金属作为极。
（3）改变金属的组成和结构：把金属制成防腐的合金
规律总结：防腐措施由优、劣的顺序如下：
外接电源的阴极保护法 > 牺牲负极的正极保护法 > 无防腐条件的腐蚀
专题2 化学反应速率和化学平衡
第一单元化学反应速率
一、化学反应速率的（v）
1、定义：单位时间内。
2、计算公式：v= =
3、单位：、
4、同一反应中，用不同物质表示反应速率时，速率比=
5、同一反应在不同条件下反应时，比较速率大小的方法：
①化为同一物质②若，则。③单位一致。
6、速率计算模版-----列三行
二、影响化学反应速率的因素
（1）决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素）
（2）外因；
1、浓度：
结论：研究和实验表明，其他条件相同时，。
注意：；固体和纯液体没有浓度，因此增加固体用量，反应速率。
2、压强
结论：对于有气体参加的反应，在密闭容器中保持温度不变时，
增大压强，气体必然，相当于，反应速率；
减小压强，相当于减小，因而反应速率将。
由此可见，压强对反应速率的影响可以归结为对反应速率的影响。P37 注意：气体反应体系充入惰性气体（或无关气体）时，对反应速率的影响：
①恒容：充入“惰性气体”→总压强增大→物质浓度→反应速率。
②恒压：充入“惰性气体”→体积增大→物质浓度→反应速率。
3、温度：
结论：实验表明，其他条件相同时，。4、催化剂
结论：实验表明，。P38
催化剂是通过来增大反应速率的。
5、其他因素：如。（3）微观分析
第二单元化学反应的方向和限度
一、化学反应的方向
1、自发反应
在一定温度和压强下就能自发进行的反应，称为自发反应。
2、判断化学反应方向的依据
①焓变：ΔH 0，有利于反应的自发进行
②熵变：ΔS 0，有利于反应的自发进行
同一物质，即S(g)>S(l)>S(s)
③综合：口诀：
ΔH - TΔS 0 反应能自发进行
ΔH - TΔS 0 反应达到平衡状态
ΔH - TΔS 0 反应不能自发进行
二、化学平衡状态
1、可逆反应
条件下，既能向方向进行，同时又能向方向进行的化学反应。
2、化学平衡状态
一定条件下的可逆反应中，正反应速率与逆反应速率，反应体系中所有参加反应的物质的保持不变的状态。
3、化学平衡状态的标志
4、化学平衡状态的判断
①“等”同一物质的消耗速率=生成速率，如合成氨时，2v（H2）正=3v(NH3)逆
②“定”各组分的c、n、m、ω不再变化。（注：不是相等，也不是按比例）
③“变到不变”适用于对p总、m总、n总、M、ρ不再变化的解决（关键找变化否）
p总m总n总M ρN2(g) + 3H 2(g)2NH3(g)
H 2(g) + I2(g)2HI(g)
C(s) + H 2O(g)CO(g) + H2(g)
Fe 2O3(s) + 3CO(g)2Fe(s) + 3CO2(g)
5、化学平衡常数与转化率
①表达式：
②意义：化学平衡常数K的大小能说明反应进行的程度。
K值越大，表示反应进行得； P48
③化学平衡常数只与有关；与、无关。
固体、水溶液中水的浓度可视为，其浓度不列入平衡常数表达式中。
④化学平衡常数是指某一具体反应的平衡常数。
若反应方向改变，则平衡常数改变。
若方程式中各物质的系数等倍扩大或缩小，尽管是同一反应，平衡常数也会改变。
⑤应用：
A、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，它的___方向反应进行的程度越大，反应物转化率越_盘___。
一般地，K >_105__时，该反应就进行得基本完全了。
B、判断某时刻反应的方向。（Q：浓度积）
Q___K：向正方向；Q___K：平衡状态；Q___K：向逆方向行
C、利用K值可判断反应的热效应
若温度升高，K值增大，则正反应为反应，即ΔH 0
若温度升高，K值减小，则正反应为反应，即ΔH 0
⑥转化率：
某一反应物的转化率可表示为：
转化率与，有关。
⑦学会有关K和a的相关计算――“列三行”
第三单元化学平衡的移动
一、平衡移动方向与反应速率的关系
（1）v正v逆,平衡向正反应方向移动。
（2）v正v逆，平衡不移动。
（3）v正v逆,平衡向逆反应方向移动。
二、外界条件对化学平衡的影响
在一定条件下，aA(g)+bB(g) mC(g) ΔH
达到了平衡状态，若其他条件不变，改变下列条件对平衡的影响如下：（1）浓度
①增大A的浓度或减小C的浓度，平衡向方向移动；
②增大C的浓度或减小A的浓度，平衡向方向移动。
（2）压强
①若a+b≠m
增大压强，平衡向的方向移动；
减小压强，平衡向的方向移动；
②若a+b=m
改变压强，平衡移动。
“惰性”气体对化学平衡的影响
①恒温、恒容条件
充入“惰气”→体系总压增大→体系中各反应成分的浓度→平衡。
②恒温、恒压条件
充入“惰气”→容器容积→增大体系中各反应成分的浓度同倍数
（等效于）→平衡向移动。
（3）温度
升高温度，平衡向（ΔH 0）方向移动；
降低温度，平衡向（ΔH 0）方向移动。
（4）催化剂
使用催化剂，因其能同等程度地改变正、逆反应速率，平衡移动。
（5）、.勒夏特列原理（平衡移动原理）：
。
三、等效平衡
1、概念：在一定条件下，改变起始投料方式，同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。
2、规律：
（1）等温，等压，
（2）等温，等容，等系数，
等温，等容，不等系数，
3、方法：将投料换算成方程式同一边物质。
4、结果：
5、应用：详见练习
四、有关化学反应速率与化学平衡的图象：--详见考能特训
1、解题指导
（1）看图象：
一看轴，即纵、横坐标的意义；
二看点，即起点、拐点、交点、终点；
三看线，即线的走向和变化趋势；
四看辅助线，即等温线、等压线、平衡线等；
五看量的变化，如浓度变化、温度变化、转化率变化、物质的量的变化等。
（2）依据图象信息，利用平衡移动原理，分析可逆反应的特征：吸热还是放热，
气体计量数增大、减小还是不变，
有无固体或纯液体参加或生成等。
（3）先拐先平：
在化学平衡图象中，先出现拐点的反应先达到平衡，
可能是该反应的温度高、浓度大、压强大或使用了催化剂。
（4）定一议二：勒夏特列原理只适用于一个条件的改变，
所以图象中有三个变量时，先固定一个量，再讨论另外两个量的关系。
2、分类解析
（1）速率—时间图
（2）浓度—时间图
（3）含量—时间—温度（压强）图
（4）恒压（温）线
（5）全程速率—时间图
专题3 水溶液中的离子平衡 第一单元 弱电解质的电离平衡
一、弱电解质的电离
1、定义：电解质：在 下能导电的 。
非电解质：在水溶液中和熔融状态下 的化合物。 强电解质：在水溶液里 电离成离子的电解质。 弱电解质：在水溶液里 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：①电解质、非电解质都是化合物。Cl 2、盐酸既不是电解质，也不是非电解质。
②SO 2、NH 3、CO 2等的水溶液能导电，它们属于 。 金属、石墨能导电，它们 。 ○
3强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO 4难溶于水） ④电解质的强弱与溶解性、导电性无关。导电性与 有关。 3、电离平衡的电离平衡：
在一定的条件下，当电解质分子 和 相等时， 溶液中 ，达到 状态。 4、电离方程式的书写：强电解质用 ，弱电解质用 ，多元弱酸分布写。 5、电离常数：
①一般用 表示酸的电离平衡常数，用 表示碱的电离平衡常数。）
物质
单质
化合物
电解质
非电解质： 非金属氧化物，大部分有机物 。如SO 3、CO 2、NH 3、C 6H 12O 6
强电解质： 强酸，强碱，大多数盐 。如HCl 、NaOH 、NaCl 、BaSO 4
弱电解质： 弱酸，弱碱，水 。如HClO 、NH 3·H 2O 、Cu(OH)2、H 2O
混和物
纯净物
②表达式：AB A++B- Ka=[ A+][ B-]/[AB]
○3电离常数影响因素及意义：
a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。
b、电离常数受变化影响，不受浓度变化影响。
c、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度，酸性。
如：H2SO3>HF>CH 3COOH>H2CO3>HClO>HCO3->AlO2-
6、电离度；（符号：）弱电解质的电离度可表示为：。
电离度与温度、有关，一般弱电解质溶液的越大，电离度。
7、弱电解质电离平衡的影响因素：
①温度：电离一般热，升温，平衡向方向移动，K ，a 。
②浓度：浓度越大，电离程度；故加入弱电解质，平衡向方向移动，a 。
溶液加水稀释时，电离平衡向方向移动，a 。
○3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，
平衡向方向移动，a 。
④化学反应试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，
平衡向方向移动，a 。
根据电离平衡的影响因素填写以下表格：
实例NH3·H2O NH4+ +OH-
影响因素加物质或措施移动方向电离程度c(OH-) c(NH4+ )
①温度加热
②浓度
通入NH3(g)
H2O
○3同离子效应NaOH NH4Cl
④化学反应试剂
HCl AlCl3
8、强、弱电解质的比较：
等浓度HCl与CH3COOH
a b 等pH HCl与CH3COOH
a b
pH或物质的量浓度pH：a
溶液导电性a>b a=b
水的电离程度ac(CH3COO-) c(Cl-)=c(CH3COO-)
等体积溶液中和NaOH的量a=b a 中和等量NaOH，消耗酸体积a=b a>b 开始时与金属反应的速率a>b 相同 等体积与过量金属产生H2量相同a 加水稀释相同倍数后pH（图）a>b 第二单元水的电离和溶液的酸碱性 一、水的电离与Kw 1、水是的电解质，能微弱的电离出和，电离方程式为： ，简写为：。 2、纯水在室温下的数据 ①在25℃时的纯水中，c(H+)=c(OH-)= mol/L ②pH＝ ③水的离子积常数Kw：此时水的离子积K W= 。 ④注意：任何物质的水溶液中，在常温时，K W= ， K W与溶液的酸碱性无关，只与有关。 如：在100℃时的纯水中，水的离子积K W= 1.0×10-12，c(H+)= mol/L，c(OH-)＝mol/L 二、水溶液酸碱性： 溶液的酸碱性取决于。 当，溶液呈中性 25℃ pH 当，溶液呈酸性 pH 当，溶液呈碱性 pH 三、水电离平衡的影响因素 实例H2O H+ + OH- 条件改变 平衡移 动方向 c （H + ） c （OH - ） 电离程度 促进、抑制 溶液 呈 性 升高温度 通HCl （滴浓HCl ） 加NaOH 固体 加CH 3COONa 固体 加NH 4Cl 固体 加入NaCl 固体 （1）温度：温度升高， 水的电离，c （H + ）水 1.0×10-7 。 （2）加酸、加碱： 水的电离，c （H + ）水 1.0×10-7 。 （3）加易水解的盐： 水的电离，c （H + ）水 1.0×10-7 。 四、溶液酸碱性表示方法（pH ）： 1．pH 计算表达式：pH= pH=0，c(H + )= ，pH=14，c （OH -）= 。 pH=7的溶液一定呈中性吗？ 2．适用范围： 即c(H + )≤1mol/L 、c(OH -)≤1mol/L 3．意义：表示溶液酸碱性的相对强弱， pH 越小，c(H + ) ，酸性 ； 反之，pH 越大，c(OH -) ，碱性 4．测定方法：① ② 。 注意：①事先不能用水湿润pH 试纸；②广泛pH 试纸只能读取 或范围 五、混合液的pH 值计算方法公式 1、强酸与强酸的混合： c(H +) = 2、强碱与强碱的混合：①c(OH -) = 不能直接算c(H +) （三步曲） ②c(H + ) = Kw/ c(OH -) ③pH= - lg c(H + ) 3、强酸与强碱的混合： 酸过量：c(H + )= 碱过量：c(OH -)= 六、稀释过程溶液pH 值的变化规律： 碱酸碱 碱酸酸V V V c V c +--+)OH ()H (碱 酸酸 酸碱碱V V V c V c +-+-)H ()OH (2 12 211)H ()H (V V V c V c ++++212 211)OH ()OH (V V V c V c ++-- 1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀 = pH原+ n 2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀 < pH原+n 3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀 = pH原 --- n 4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀 > pH原– n 5、稀释时，强酸、强碱变化得快；弱酸、弱碱和水解盐溶液的pH变化得慢，且越弱变化越慢。（图） 七、酸碱中和滴定： 酸碱中和滴定的误差分析： 第三单元盐类的水解 一、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解） 1、盐类水解：在水溶液中电离出来的离子跟水电离出来的-结合生成的反应。 2、水解的实质： 3、盐类水解规律： ①有弱才水解,无弱不水解；谁强显谁性，同强显中性；越弱越水解；都弱双水解 越弱越水解：如酸性HF>CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO3- 则相应盐溶液水解程度： 都弱双水解：（仅作了解） 常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-与NH4+；CO32-(HCO3-)与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡， 如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑ 试写出泡沫灭火器灭火原理：。 ②多元弱酸正盐溶液分步水解，如：Na2CO3， 。 ③多元弱酸酸式盐既水解、又电离，溶液显何性，取决于水解、电离程度的大小。 如：HSO3-显性，原因 HCO3-显性，原因 4、影响盐类水解的因素： （1）内因---越弱越水解 酸或碱越弱,其对应的弱酸阴离子或弱碱阳离子的水解程度 ,溶液的碱性或酸性。 （2）外因 因素移动方向水解程度水解产生离子的浓度温度升高 浓度加盐（s） 加水 外加酸碱酸弱酸根离子的水解程度，弱碱阳离子的水解程度。碱弱酸根离子的水解程度，弱碱阳离子的水解程度。 其它能发生 化学反应的试剂 消耗H+或OH-，使平衡向方向移动，水解程度。 5、盐类水解的应用： 水解的应用实例原理 1、净水明矾净水 2、去油污用热碱水冼油污物品 3、药品的保存①配制FeCl3溶液时常加入少 量 Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+ ②配制Na2CO3溶液时常加入少 量 CO32-+H2O HCO3-+OH- 4、制备无水盐MgCl2·6H2O制无水MgCl2在 加热 MgCl2·6H2O△MgCl2+6H2O 5、泡沫灭火器Al2(SO4)3与NaHCO3混合 6、比较盐溶液中离子浓度的大小比较NH4Cl溶液中离子浓度的 大小 NH4++H2O NH3·H2O+H+ > > > 7、溶液中离子数目计算（N A）1L 0.1mol/L Na2CO3 溶液中CO32-的数目 0.1mol ( < = > ) 6、盐溶液蒸干产物的判断 （1）强酸强碱盐，得本身。如：K2SO4 NaCl （2）可水解的硫酸盐，得本身。如：CuSO4，Fe2(SO4)3 （3）可水解的氯化物，得氢氧化物。如FeCl3---Fe(OH)3 CuCl2----Cu(OH)2AlCl3---Al(OH)3，若是灼烧，则得氧化物。即得Fe2O3 CuO Al2O3 （4）碳酸盐、碳酸氢盐，得碳酸盐。如Na2CO3 NaHCO3-----Na2CO3 （5）综合考虑：特殊性的盐如：NaClO---NaCl 还原性盐得氧化产物如FeSO4--Fe2(SO4)3,FeCl2--Fe(OH)3 ,K2SO3 --K2SO4等 易分解的盐得分解产物如：KMnO4、Ca(HCO3)2、铵盐等 二、水溶液中微粒浓度的大小比较 （一）理论依据 电离理论、水解理论、电荷守恒、物料守恒、质子守恒 （二）方法规律总结 1、先分析溶液中电解质的种类 2、依据其电离、水解写全存在的离子、分子 3、注意三个守恒中的系数 电荷守恒式：系数与离子电荷数相同 物料守恒式：注意阴、阳离子组成比 4、分析微粒浓度大小的关系：（一般规律） 弱电解质：C（电离） > C（电离产物） 盐类：C（水解） > C（水解产物） 盐：C（不水解）> C（水解） > C（显性） > C（不显性） 盐：C（水解前）＝C（未水解）+ C（水解产物）――物料守恒式 5、等式－－三个守恒关系 （三）有关混合溶液的常见组合及解决方法-----酸、碱中和pH变化曲线图 1、0.1mol/L CH3COOH与0.1mol/LNaOH等体积混合 离子浓度大小。 2、0.1mol/L CH3COOH与0.1mol/LCH3COONa等体积混合后显酸性： 离子浓度大小。 3、往10mL 0.1mol/L CH3COOH中逐滴滴入0.1mol/LNaOH至中性： 离子浓度大小。 4、0.1mol/L CH3COONa与0.1mol/LNaOH等体积混合 离子浓度大小。 5、在只有CH3COO-、Na+、OH-、H+离子的溶液中，你还能列出哪种离子浓度大小关系式：。 练习： 已知某溶液中存在OH-、H+、NH4+、Cl-四种离子，某同学推测其 离子浓度大小顺序有如下五种关系： ①c(Cl-) > c(NH4+) > c(H+) > c(OH-) ②c(Cl-) > c(NH4+ ) > c(OH-) > c(H+) ③c(NH4+ ) > c(Cl-) > c(OH-) > c(H+) ④c(Cl-) > c(H+) > c (NH4+) > c(OH-) ○5c (NH4+)+c(H+)= c(Cl-) +c(OH-) 填写下列空白: （1）上述关系中一定错误的是。 （2）若溶液中只溶解了一种溶质，则该溶质是，上述四种离子浓度的大小顺序为 (填序号)。 （3）若上述关系中③是正确的，则溶液中的溶质为； 若上述关系中④是正确的，则溶液中的溶质为。 （4）若往10mL 0.1mol/L HCl中逐滴滴入0.1mol/L NH3·H2O至中性，则消耗NH3·H2O的体积V 10mL。（填“>”、“<”“=”下同）此时离子浓度大小关系式为：。 若NH3·H2O刚加了10mL，则溶液呈性。此时位于图中点(填序号)。 此时c(Cl-)= ，c(NH4+ ) + c(NH3·H2O) = 。 （5）若该溶液是由体积相等的稀盐酸和氨水混合而成，且恰好呈中性，则混合前c(HCl) c(NH3·H2O)，混合前酸中c(H+)和碱中c(OH-)的关系为c(H+) c(OH-)。 第四单元难溶电解质的沉淀溶解平衡 一、物质的溶解性与溶解度关系 20℃时，电解质在水中的溶解度与溶解性存在如下关系： 二、难溶电解质的沉淀溶解平衡 1、建立 固体溶质溶液中的溶质 2、表示方法与溶度积常数(Ksp) 试写出：AgCl、BaSO4、Mg(OH)2的沉淀溶解平衡方程式和Ksp表达式： ，Ksp= ，Ksp= ，Ksp= 3、沉淀溶解平衡的影响因素 （1）内因：:难溶物质本身性质，这是主要决定因素。 （2）外因： ①浓度：加水冲稀，平衡向方向移动，Ksp ，各离子浓度。 ②温度：绝大多数难溶盐的溶解是过程，升高温度，平衡向方向移动，Ksp 。 [除Ca(OH)2外] ③同离子效应：向平衡体系中加入电解质相同离子时，平衡向方向移动， Ksp ，溶解度。 ④化学反应：向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或更难电离或气体的离子时，平衡向方向移动，Ksp ，溶解度。 练习： 对于难溶盐MX，其饱和溶液中的M+和X-的物质的量浓度之间存在等式c(M+)·c(X-)=Ksp。现将足量的AgCl分别放入下列物质中，AgCl的溶解度由大到小的排列顺序是。 ①20 mL 0.01 mol/L KCl溶液②30 mL 0.02 mol/L CaCl2溶液 ③40 mL 0.03 mol/L HCl溶液④10 mL蒸馏水 ⑤50 mL 0.05 mol/L AgNO3溶液 三、沉淀溶解平衡的应用 （1）沉淀的生成即使Qc Ksp ①调节pH法；如除去MgCl2溶液中CuCl2、FeCl3杂质，可加入调节pH。 ②加沉淀剂法：如除去Mg(OH)2溶液中Ca(OH)2，可加入。 离子方程式为： （2）沉淀的溶解即使Qc Ksp ①酸溶解法：如除去SiO2中的CaCO3，可加入， 离子方程式为：。 ②碱溶解法：如除去Mg(OH)2中的Al(OH)3，可加入， 离子方程式为：。 ③盐溶液溶解法：如Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液， 离子方程式为：。 ④氧化还原溶解法：如不溶于盐酸的硫化物Ag2S溶于稀HNO3。 ⑤配位溶解法：如AgCl溶于氨水，离子方程式为：。 （3）沉淀的转化 ①一般说来,溶解能力相对较强的物质易转化为溶解能力相对较弱的物质。 ②沉淀的溶解能力差别越大，越容易转化。 例如：AgNO3→AgCl(白色) →AgBr(浅黄色) →AgI(黄色) →Ag2S (黑色)。 例如：重晶石(主要成分BaSO4)是制备钡化合物的重要原料，但BaSO4难溶于酸，可用溶液处理，使之转化为溶解度更大的沉淀， 再将此沉淀溶于，即可制得各种含钡化合物。 高中化学元素周期律知识点规律大全 1．原子结构 [核电荷数、核内质子数及核外电子数的关系] 核电荷数＝核内质子数＝原子核外电子数 注意：(1) 阴离子：核外电子数＝质子数＋所带的电荷数 阳离子：核外电子数＝质子数－所带的电荷数 (2)“核电荷数”与“电荷数”是不同的，如Cl－的核电荷数为17，电荷数为1． [质量数] 用符号A表示．将某元素原子核内的所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加所得的整数值，叫做该原子的质量数． 说明(1)质量数(A)、质子数(Z)、中子数(N)的关系：A＝Z + N． (2)符号A Z X的意义：表示元素符号为X，质量数为A，核电荷数(质子数)为Z的一个原子．例如，23 Na中，Na原子的质量数为23、质子数为11、中子数为12． 11 [原子核外电子运动的特征] (1)当电子在原子核外很小的空间内作高速运动时，没有确定的轨道，不能同时准确地测定电子在某一时刻所处的位置和运动的速度，也不能描绘出它的运动轨迹．在描述核外电子的运动时，只能指出它在原子核外空间某处出现机会的多少． (2)描述电子在原子核外空间某处出现几率多少的图像，叫做电子云．电子云图中的小黑点不表示电子数，只表示电子在核外空间出现的几率．电子云密度的大小，表明了电子在核外空间单位体积内出现几率的多少． (3)在通常状况下，氢原子的电子云呈球形对称。在离核越近的地方电子云密度越大，离核越远的地方电子云密度越小． [原子核外电子的排布规律] (1)在多电子原子里，电子是分层排布的． (2)能量最低原理：电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，而只有当能量最低的电子层排满后，才依次进入能量较高的电子层中．因此，电子在排布时的次序为：K→L→M…… (3)各电子层容纳电子数规律：①每个电子层最多容纳2n2个电子(n＝1、2……)．②最外层容纳的电子数≤8个(K层为最外层时≤2个)，次外层容纳的电子数≤18个，倒数第三层容纳的电子数≤32个．例如：当M层不是最外 高中化学基础知识整理 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 同温同压下，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；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-+Al3++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。 高中化学重要知识点详细总结一、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 漂白粉：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) TNT：三硝基甲苯酒精、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 福尔马林：35%—40%的甲醛水溶液蚁酸：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 铜：单质是紫红色Cu2+——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 0C）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 高 中 化 学 重 要 知 识 点 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 漂白粉：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) TNT：三硝基甲苯酒精、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 福尔马林：35%—40%的甲醛水溶液蚁酸：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 铜：单质是紫红色Cu2+——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 0C）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。 19．特征反应现象： 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） 四、考试中经常用到的规律： 高中化学重要知识点判断溶液中离子能否大量 共存的规律 多种离子能否大量共存于同一溶液中，归纳起来就是： 一色，二性，三特殊，四反应。 1.一色--溶液颜色 若限定无色溶液，则Cu2+,Fe2+,Fe3+,MnO4-等有色离子不能存在。 2.二性--溶液的酸，碱性 ⑴在强酸性溶液中，OH-及弱酸根阴离子(如 CO32-,SO32-,S2-,CH3COO-等)不能大量存在。 ⑵在强碱性溶液中，弱碱阳离子(如NH4+,Al3+,Mg2+,Fe3+等)不能大量存在。 ⑶酸式弱酸根离子(如HCO3-,HSO3-,HS-)在强酸性或强碱性溶液中均不能大量存在。 3.三特殊--三种特殊情况 ⑴AlO2-与HCO3-不能大量共存： AlO2-+HCO3-+H2O=Al(OH)3+CO32- ⑵NO3-+H+组合具有强氧化性，能与S2-,Fe2+,I-,SO32-等因发生氧化还原反应而不能大量共存 ⑶NH4+与CH3COO-，CO32-，Mg2+与HCO3-等组合中，虽然两种离子都能水解且水解相互促进，但总的水解程度很小，它 们在溶液中能大量共存(加热就不同了)。 4.四反应--四种反应类型 指离子间通常能发生的四种类型的反应，能相互反应的离子显然不能大量共存。 ⑴复分解反应 如Ba2+与SO42-，NH4+与OH-，H+与CH3COO-等 ⑵氧化还原反应 如Fe3+与I-,NO3-(H+)与Fe2+,MnO4-(H+)与Br-等 ⑶相互促进的水解反应 如Al3+与HCO3-,Al3+与AlO2-等 ⑷络合反应 如Fe3+与SCN-等。 查字典化学网的编辑为大家带来的高中化学重要知识点：判断溶液中离子能否大量共存的规律，希望能为大家提供帮助。 高考化学知识归纳总结（打印版） 第一部分化学基本概念和基本理论 一．物质的组成、性质和分类： （一）掌握基本概念 1．分子 分子是能够独立存在并保持物质化学性质的一种微粒。 （1）分子同原子、离子一样是构成物质的基本微粒． （2）按组成分子的原子个数可分为： 单原子分子如：He、Ne、Ar、Kr… 双原子分子如：O2、H2、HCl、NO… 多原子分子如：H2O、P4、C6H12O6… 2．原子 原子是化学变化中的最小微粒。确切地说，在化学反应中原子核不变，只有核外电子发生变化。 （1）原子是组成某些物质（如金刚石、晶体硅、二氧化硅等原子晶体）和分子的基本微粒。 （2）原子是由原子核（中子、质子）和核外电子构成的。 3．离子 离子是指带电荷的原子或原子团。 （1）离子可分为： 阳离子：Li+、Na+、H+、NH4+… 阴离子：Cl–、O2–、OH–、SO42–… （2）存在离子的物质： ①离子化合物中：NaCl、CaCl2、Na2SO4… ②电解质溶液中：盐酸、NaOH溶液… ③金属晶体中：钠、铁、钾、铜… 4．元素 元素是具有相同核电荷数（即质子数）的同—类原子的总称。 （1）元素与物质、分子、原子的区别与联系：物质是由元素组成的（宏观看）；物质是由分子、原子或离子构成的（微观看）。 （2）某些元素可以形成不同的单质（性质、结构不同）—同素异形体。 （3）各种元素在地壳中的质量分数各不相同，占前五位的依次是：O、Si、Al、Fe、Ca。 5．同位素 是指同一元素不同核素之间互称同位素，即具有相同质子数，不同中子数的同一类原子互称同位素。如H有三种同位素：11H、21H、31H（氕、氘、氚）。 6．核素 核素是具有特定质量数、原子序数和核能态，而且其寿命足以被观察的一类原子。 （1）同种元素、可以有若干种不同的核素—同位素。 （2）同一种元素的各种核素尽管中子数不同，但它们的质子数和电子数相同。核外电子排布相同，因而它们的化学性质几乎是相同的。 7．原子团 原子团是指多个原子结合成的集体，在许多反应中，原子团作为一个集体参加反应。原子团有几下几种类型：根（如SO42-、OHˉ、CH3COOˉ等）、官能团（有机物分子中能反映物质特殊性质的原子团，如—OH、—NO2、—COOH等）、游离基（又称自由基、具有不成价电子的原子团，如甲基游离基·CH3）。 8．基 化合物中具有特殊性质的一部分原子或原子团，或化合物分子中去掉某些原子或原子团后剩下的原子团。 （1）有机物的官能团是决定物质主要性质的基，如醇的羟基（—OH）和羧酸的羧基（—COOH）。 （2）甲烷（CH4）分子去掉一个氢原子后剩余部分（·CH3）含有未成对的价电子，称甲基或甲基游离基，也包括单原子的游离基（·Cl）。 高中化学重要知识点详细总结 高中化学重要知识点详细总结(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 漂白粉：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) TNT：三硝基甲苯酒精、乙醇：C2H5OH 氟氯烃：是 高中化学知识点规律大全（高中复习资料） ——化学反应及其能量变化 1．氧化还原反应 [氧化还原反应]有电子转移(包括电子的得失和共用电子对的偏移)或有元素化合价升降的反应．如2Na+ C12＝2NaCl(有电子得失)、H2+ C12＝2HCl(有电子对偏移)等反应均属氧化还原反应。氧化还原反应的本质是电子转移(电子得失或电子对偏移)。 [氧化还原反应的特征]在反应前后有元素的化合价发生变化．根据氧化还原反应的反应特征可判断一个反应是否为氧化还原反应．某一化学反应中有元素的化合价发生变化，则该反应为氧化还原反应，否则为非氧化还原反应。 重要的氧化剂和还原剂： (1)所含元素的化合价处在最高价的物质只能得到电子，只具有氧化性，只能作氧化剂(注：不一定是强氧化剂)。重要的氧化剂有： ①活泼非金属单质，如X2(卤素单质)、O2、O3等。②所含元素处于高价或较高价时的氧化物，如MnO2、NO2、PbO2等。③所含元素处于高价时的含氧酸，如浓H2SO4、HNO3等．④所含元素处于高价时的盐，如KMnO4、KClO3、K2Cr2O7等．⑤金属阳离子等，如Fe3＋、Cu2＋、Ag＋、H ＋等．⑥过氧化物，如Na 2 O2、H2O2等．⑦特殊物质，如HClO也具有强氧化性． (2)所含元素的化合价处在最低价的物质只能失去电子，只具有还原性，只能作还原剂(注：不一定是强还原剂)．重要的还原剂有： ①活泼金属单质，如Na、K、Ca、Mg、Al、Fe等．②某些非金属单质，如C、H2、Si等．③所含元素处于低价或较低价时的氧化物，如CO、SO2等．④所含元素处于低价或较低价时的化 合物，如含有 2 - S、 4 + S、 1 - I、 1 - Br、 2 + Fe的化合物H2S、Na2S、H2SO3、Na2SO3、HI、HBr、FeSO4、 NH3等． (3)当所含元素处于中间价态时的物质，既有氧化性又有还原性，如H2O2、SO2、Fe2＋等． (4)当一种物质中既含有高价态元素又含有低价态元素时，该物质既有氧化性又有还原性．例如，盐酸(HCl)与Zn反应时作氧化剂，而浓盐酸与MnO2共热反应时，则作还原剂． 高中化学知识点规律大全 ——化学反应及其能量变化 1．氧化还原反应 [氧化还原反应]有电子转移(包括电子的得失和共用电子对的偏移)或有元素化合价升降的反应．如2Na+ C12＝2NaCl(有电子得失)、H2+ C12＝2HCl(有电子对偏移)等反应均属氧化还原反应。氧化还原反应的本质是电子转移(电子得失或电子对偏移)。 [氧化还原反应的特征]在反应前后有元素的化合价发生变化．根据氧化还原反应的反应特征可判断一个反应是否为氧化还原反应．某一化学反应中有元素的化合价发生变化，则该反应为氧化还原反应，否则为非氧化还原反应。 概念含义概念含义 氧化剂反应后所含元素化合价降低的 反应物 还原剂 反应后所含元素化合价升高的 反应物 被氧化还原剂在反应时化合价升高的 过程 被还原 氧化剂在反应时化合价降低的 过程 氧化性氧化剂具有的夺电子的能力还原性还原剂具有的失电子的能力 氧化反应元素在反应过程中化合价升高 的反应 还原反 应 元素在反应过程中化合价降低 的反应 氧化产物还原剂在反应时化合价升高后 得到的产物 还原产 物 氧化剂在反应时化合价降低后 得到的产物 重要的氧化剂和还原剂： (1)所含元素的化合价处在最高价的物质只能得到电子，只具有氧化性，只能作氧化剂(注：不一定是强氧化剂)。重要的氧化剂有： ①活泼非金属单质，如X2(卤素单质)、O2、O3等。②所含元素处于高价或较高价时的氧化物，如MnO2、NO2、PbO2等。③所含元素处于高价时的含氧酸，如浓H2SO4、HNO3等．④所含元素处于高价时的盐，如KMnO4、KClO3、K2Cr2O7等．⑤金属阳离子等，如Fe3＋、Cu2＋、Ag＋、H ＋等．⑥过氧化物，如Na2O2、H2O2等．⑦特殊物质，如HClO也具有强氧化性． (2)所含元素的化合价处在最低价的物质只能失去电子，只具有还原性，只能作还原剂(注：不一定是强还原剂)．重要的还原剂有： ①活泼金属单质，如Na、K、Ca、Mg、Al、Fe等．②某些非金属单质，如C、H2、Si等．③所含元素处于低价或较低价时的氧化物，如CO、SO2等．④所含元素处于低价或较低价时的化 合物，如含有 2- S、 4+ S、 1- I、 1- Br、2+Fe的化合物H2S、Na2S、H2SO3、Na2SO3、HI、HBr、FeSO4、 NH3等． (3)当所含元素处于中间价态时的物质，既有氧化性又有还原性，如H2O2、SO2、Fe2＋等． (4)当一种物质中既含有高价态元素又含有低价态元素时，该物质既有氧化性又有还原性．例如，盐酸(HCl)与Zn反应时作氧化剂，而浓盐酸与MnO2共热反应时，则作还原剂． 高二化学知识点归纳大全 相信大家在高一的时候已经选好文科和理科，而理科的化学是理科生最烦恼的。以下是我整理高二化学知识点归纳，希望可以帮助大家把知识点归纳好。 1、化学反应的反应热 (1)反应热的概念： 当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。用符号Q表示。 (2)反应热与吸热反应、放热反应的关系。 Q>0时，反应为吸热反应;Q<0时，反应为放热反应。 (3)反应热的测定 测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，根据体系的热容可计算出反应热，计算公式如下： Q=-C(T2-T1)式中C表示体系的热容，T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。实验室经常测定中和反应的反应热。 2、化学反应的焓变 (1)反应焓变 物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为“焓”的物理量来描述，符号为H，单位为kJ·mol-1。 反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用ΔH表示。 (2)反应焓变ΔH与反应热Q的关系。 对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热 能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：Qp=ΔH=H(反应产物)-H(反应物)。 (3)反应焓变与吸热反应，放热反应的关系： ΔH>0，反应吸收能量，为吸热反应。 ΔH<0，反应释放能量，为放热反应。 (4)反应焓变与热化学方程式： 把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式，如：H2(g)+ O2(g)=H2O(l);ΔH(298K)=-285.8kJ·mol-1 书写热化学方程式应注意以下几点： ①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。 ②化学方程式后面写上反应焓变ΔH，ΔH的单位是J·mol-1或kJ·mol-1，且ΔH后注明反应温度。 ③热化学方程式中物质的系数加倍，ΔH的数值也相应加倍。 3、反应焓变的计算 (1)盖斯定律 对于一个化学反应，无论是一步完成，还是分几步完成，其反应焓变一样，这一规律称为盖斯定律。 (2)利用盖斯定律进行反应焓变的计算。 常见题型是给出几个热化学方程式，合并出题目所求的热化学方程式，根据盖斯定律可知，该方程式的ΔH为上述各热化学方程式的ΔH的代数和。 高中化学重要知识点详细总结 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 漂白粉：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) TNT：三硝基甲苯酒精、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 福尔马林：35%—40%的甲醛水溶液蚁酸：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——黑色固体铜：单质是紫红色Cu2+——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 0C）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： 第一章从实验学化学-1- 化学实验基本方法 过滤一帖、二低、三靠分离固体和液体的混合体时，除去液体中不溶性固体。（漏斗、滤纸、玻璃棒、烧杯） 蒸发不断搅拌，有大量晶体时就应熄灯，余热蒸发至干，可防过热而迸溅把稀溶液浓缩或把含固态溶质的溶液干，在蒸发皿进行蒸发 蒸馏①液体体积②加热方式③温度计水银球位置④冷却的水流方向⑤防液体暴沸利用沸点不同除去液体混合物中难挥发或不挥发的杂质（蒸馏烧瓶、酒精灯、温度计、冷凝管、接液管、锥形瓶） 萃取萃取剂：原溶液中的溶剂互不相溶；②对溶质的溶解度要远大于原溶剂；③要易于挥发。利用溶质在互不相溶的溶剂里溶解度的不同，用一种溶剂把溶质从它与另一溶剂所组成的溶液里提取出来的操作，主要仪器：分液漏斗 分液下层的液体从下端放出，上层从上口倒出把互不相溶的两种液体分开的操作，与萃取配合使用的 过滤器上洗涤沉淀的操作向漏斗里注入蒸馏水，使水面没过沉淀物，等水流完后，重复操作数次 配制一定物质的量浓度的溶液需用的仪器托盘天平（或量筒）、烧杯、玻璃棒、容量瓶、胶头滴管 主要步骤：⑴计算⑵称量（如是液体就用滴定管量取）⑶溶解（少量水，搅拌，注意冷却）⑷转液（容量瓶要先检漏，玻璃棒引流）⑸洗涤（洗涤液一并转移到容量瓶中）⑹振摇⑺定容⑻摇匀 容量瓶①容量瓶上注明温度和量程。②容量瓶上只有刻线而无刻度。①只能配制容量瓶中规定容积的溶液；②不能用容量瓶溶解、稀释或久贮溶液；③容量瓶不能加热，转入瓶中的溶液温度20℃左右 第一章从实验学化学-2- 化学计量在实验中的应用 1 物质的量物质的量实际上表示含有一定数目粒子的集体 2 摩尔物质的量的单位 3 标准状况 STP 0℃和1标准大气压下 4 阿伏加德罗常数NA 1mol任何物质含的微粒数目都是6．02×1023个 5 摩尔质量 M 1mol任何物质质量是在数值上相对质量相等 6 气体摩尔体积 Vm 1mol任何气体的标准状况下的体积都约为 7 阿伏加德罗定律（由PV=nRT推导出) 同温同压下同体积的任何气体有同分子数 n1 N1 V1 n2 N2 V2 8 物质的量浓度CB 1L溶液中所含溶质B的物质的量所表示的浓度 CB=nB/V nB=CB×V V=nB/CB 9 物质的质量m m=M×n n=m/M M=m/n 10 标准状况气体体积V V=n×Vm n=V/Vm Vm=V/n 11 物质的粒子数N N=NA×n n =N/NA NA=N/n 12 物质的量浓度CB与溶质的质量分数ω 1000×ρ×ω M 13 溶液稀释规律 C（浓）×V（浓）=C（稀）×V（稀） 以物质的量为中心 高中化学有机知识点总结 1．需水浴加热的反应有： （1）、银镜反应（2）、乙酸乙酯的水解（3）苯的硝化（ 4 ）糖的水解 凡是在不高于100℃的条件下反应，均可用水浴加热，其优点：温度变化平稳，不会大起大 落，有利于反应的进行。 2．需用温度计的实验有： （1）、实验室制乙烯 170℃）（2）、蒸馏（ 3 ）、乙酸乙酯的水解（70－80℃）（4）（制硝基苯（50－ 〔说明〕：（1）凡需要准确控制温度者均需用温度计。（2）注意温度计水银球的位置。3．能与Na反应的有机物有：醇、酚、羧酸等——凡含羟基的化合物。 4．能发生银镜反应的物质有： 醛、甲酸、甲酸盐、甲酸酯、葡萄糖、麦芽糖——凡含醛基的物质。 5．能使高锰酸钾酸性溶液褪色的物质有： （1）含有碳碳双键、碳碳叁键的烃和烃的衍生物、苯的同系物 （2）含有羟基的化合物如醇和酚类物质 （3）含有醛基的化合物 （4）具有还原性的无机物（如SO2 、FeSO4 、KI 、HCl、H2O2、HI 、H2S、H2 SO3 等）不能使酸性高锰酸钾褪色的物质有：烷烃、环烷烃、苯、乙酸等 6．能使溴水褪色的物质有： 含有碳碳双键和碳碳三键的烃和烃的衍生物（加成） 含醛基物质（氧化） 【1】遇溴水褪色苯酚等酚类物质（取代） 碱性物质（如NaOH、Na2 CO3）（氧化还原――歧化反应） 较强的无机还原剂（如SO2、KI 、FeSO4、H2S、H2SO3 等） 【2】只萃取不褪色：液态烷烃、环烷烃、苯、甲苯、二甲苯、乙苯、卤代烃、酯类（有 机溶剂） 7．密度比水大的液体有机物有：溴乙烷、溴苯、硝基苯、四氯化碳等。 8、密度比水小的液体有机物有：烃、大多数酯、一氯烷烃。 9．能发生水解反应的物质有：卤代烃、酯（油脂）、二糖、多糖、蛋白质（肽）、盐。 10．不溶于水的有机物有：烃、卤代烃、酯、淀粉、纤维素。 11．常温下为气体的有机物有： 分子中含有碳原子数小于或等于 4 的烃（新戊烷例外）、一氯甲烷、甲醛。 12．浓硫酸（H2SO4）、加热条件下发生的反应有： 苯及苯的同系物的硝化、磺化、醇的脱水反应、酯化反应、水解反应。 13．能被氧化的物质有： 含有碳碳双键或碳碳叁键的不饱和化合物（KMnO）4、苯的同系物、酚 大多数有机物都可以燃烧，燃烧都是被氧气氧化。 醇（还原）（氧化）醛（氧化）羧酸。 14．显酸性的有机物有：含有酚羟基和羧基的化合物。 重点中学高考资源整理 高中化学 易忽略知识点整理 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 漂白粉：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) TNT：三硝基甲苯酒精、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 福尔马林：35%—40%的甲醛水溶液蚁酸：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。 高中化学重要知识点 一、化学史 （1）分析空气成分的第一位科学家——拉瓦锡； （2）近代原子学说的创立者——道尔顿（英国）； （3）提出分子概念——何伏加德罗（意大利）； （4）候氏制碱法——候德榜的“红三角”牌纯碱获1926年美国费城万国博览会金奖； （5）金属钾的发现者——戴维（英国）； （6）人类使用和制造第一种材料是——陶 （7）镭的发现人——居里夫人。 （8）德国化学家——凯库勒定为单双健相间的六边形结构； （9）在元素相对原子量的测定上作出了卓越贡献的我国化学家——张青莲；（10）元素周期律的发现——门捷列夫（俄国）； （12） 1828年首次用无机物氰酸铵合成了有机物尿素的化学家——维勒（德国）； 二、物质的用途 1．干冰、AgI晶体——人工降雨剂2．AgBr——照相感光剂3．K、Na合金（l）——原子反应堆导热剂4．铷、铯——光电效应5．钠——很强的还原剂，制高压钠灯 6．NaHCO3、Al(OH)3——治疗胃酸过多，NaHCO3还是发酵粉的主要成分之一7．Na2CO3——广泛用于玻璃、制皂造纸、纺织等工业，也可以用来制造其他钠的化合物 8．皓矾——防腐剂、收敛剂、媒染剂9．明矾——净水剂 10．重晶石——“钡餐”11．波尔多液——农药、消毒杀菌剂 12．SO2——漂白剂、防腐剂、制H2SO4 13．白磷——制高纯度磷酸、燃烧弹14．红磷——制安全火柴、农药等 15．氯气——漂白（HClO）、消毒杀菌等16．Na2O2——漂白剂供氧剂氧化剂等 17．H2O2——氧化剂、漂白剂、消毒剂、脱氯剂、火箭燃料等 18．O3——漂白剂（脱色剂）、消毒杀菌剂、吸收紫外线（地球保护伞）19．石膏——制模型、水泥硬化调节剂、做豆腐中用它使蛋白质凝聚（盐析）；20．苯酚——环境、医疗器械的消毒剂、重要化工原料 21．乙烯——果实催熟剂、有机合成基础原料 22．甲醛——重要的有机合成原料；农业上用作农药，用于制缓效肥料；杀菌、防腐，35%~40%的甲醛溶液用于浸制生物标本等 23．苯甲酸及其钠盐、丙酸钙等——防腐剂24．维生素C、E等——抗氧高中化学元素周期律知识点规律大全
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