高考化学第一轮复习知识点
篇1：高考化学第一轮复习知识点
高考是人生至关重要的一场考试，想在这场战役中取得漂亮的好成绩，扎实的复习是必不可少的，一起来复习高考化学第一轮复习必背知识点吧~
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：FeSO4·7H2O 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：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
氟氯烃：是良好的制冷剂，有毒，但破坏O3层。 酒精、乙醇：C2H5OH
裂解气成分(石油裂化)：烯烃、烷烃、炔烃、H2S、CO2、CO等。
焦炉气成分(煤干馏)：H2、CH4、乙烯、CO等。 醋酸：冰醋酸、食醋 CH3COOH
甘油、丙三醇 ：C3H8O3 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 (能使蓝墨水褪色，呈强酸性，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
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
FeS——黑色固体
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
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度) 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 KMnO4--——紫色 MnO4-——紫色
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]
蓝色[Cu(OH)2] 黑色(CuO、FeO、FeS、CuS、Ag2S、PbS)
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：
1、溶解性规律——见溶解性表; 2、常用酸、碱指示剂的变色范围：
指示剂 PH的变色范围
甲基橙4.4黄色
酚酞10.0红色
石蕊8.0蓝色
3、在惰性电极上，各种离子的放电顺序：
Ag+>Hg2+ >Cu2+ >Pb2+ >Fa2+ >Zn2+ >H+ >Al3+>Mg2+ >Na+ >Ca2+ >K+
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
注意：当是充电时则是电解，电极反应则为以上电极反应的倒转：
为： 阴极：PbSO4 +2e- = Pb + SO42-
阳极：PbSO4 + 2H2O -2e- = PbO2 + 4H+ + SO42-
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;
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：
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。
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。
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在空气中也形成白雾。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。
14、一些特殊的反应类型：
⑴ 化合物+单质 化合物+化合物 如：
Cl2+H2O、H2S+O2、、NH3+O2、CH4+O2、Cl2+FeBr2
⑵ 化合物+化合物 化合物+单质
NH3+NO、 H2S+SO2 、Na2O2+H2O、NaH+H2O、Na2O2+CO2、CO+H2O
⑶ 化合物+单质 化合物
PCl3+Cl2 、Na2SO3+O2 、FeCl3+Fe 、FeCl2+Cl2、CO+O2、Na2O+O2
六、常见的重要氧化剂、还原剂
氧化剂
活泼非金属单质：X2、O2、S 高价金属离子：Fe3+、Sn4+???
不活泼金属离子：Cu2+、Ag+?其它：[Ag(NH3)2]+、新制Cu(OH)2?
含氧化合物：NO2、N2O5、MnO2、Na2O2、H2O2?、HClO、
HNO3、浓H2SO4、NaClO、Ca(ClO)2、KClO3、
KMnO4、王水
还原剂 活泼金属单质：Na、Mg、Al、Zn、Fe?
某些非金属单质： C、H2、S? 低价金属离子：Fe2+、Sn2+???
非金属的阴离子及其化合物：
S2-、H2S、I -、HI、NH3、Cl-、HCl、Br-、HBr 低价含氧化合物：
CO、SO2、H2SO3、Na2SO3、Na2S2O3、NaNO2、
H2C2O4、含-CHO的有机物： ?醛、甲酸、甲酸盐、甲酸某酯、葡萄糖、麦芽糖等
既可作氧化剂又可作还原剂的有：S、SO32-、HSO3-、H2SO3、SO2、NO2-、Fe2+等，及含-CHO的有机物
反应条件对氧化-还原反应的影响.
1.浓度：可能导致反应能否进行或产物不同
8HNO3(稀)+3Cu==2NO↑+2Cu(NO3)2+4H2O 4HNO3(浓)+Cu==2NO2↑+Cu(NO3)2+2H2O
S+6HNO3(浓)===H2SO4+6NO2↑+2H2O 3S+4 HNO3(稀)===3SO2+4NO↑+2H2O
2.温度：可能导致反应能否进行或产物不同
Cl2+2NaOH=====NaCl+NaClO+H2O 3Cl2+6NaOH=====5NaCl+NaClO3+3H2O
cu+h2so4稀 不反应 cu+2h2so4(加热)---so2
3.溶液酸碱性.
2S2- +SO32-+6H+=3S↓+3H2O
5Cl-+ClO3-+6H+=3Cl2↑+3H2O
S2-、SO32-，Cl-、ClO3-在酸性条件下均反应而在碱性条件下共存.
Fe2+与NO3-共存,但当酸化后即可反应.3Fe2++NO3-+4H+=3Fe3++NO↑+2H2O
??? 一般含氧酸盐作氧化剂时,在酸性条件下,氧化性比在中性及碱性环境中强.故酸性KMnO4溶液氧化性较强.
4.条件不同，生成物则不同
1、2P+3Cl22PCl3(Cl2不足) ; 2P+5Cl22 PCl5(Cl2充足)
2、2H2S+3O22H2O+2SO2(O2充足) ; 2H2S+O22H2O+2S(O2不充足)
3、4Na+O22Na2O 2Na+O2Na2O2
4、Ca(OH)2+CO2CaCO3↓+H2O ; Ca(OH)2+2CO2(过量)==Ca(HCO3)2
5、C+O2CO2(O2充足) ; 2 C+O22CO (O2不充足)
6、8HNO3(稀)+3Cu==2NO↑+2Cu(NO3)2+4H2O 4HNO3(浓)+Cu==2NO2↑+Cu(NO3)2+2H2O
7、AlCl3+3NaOH==Al(OH)3↓+3NaCl ; AlCl3+4NaOH(过量)==NaAlO2+2H2O
8、NaAlO2+4HCl(过量)==NaCl+2H2O+AlCl3 NaAlO2+HCl+H2O==NaCl+Al(OH)3↓
9、Fe+6HNO3(热、浓)==Fe(NO3)3+3NO2↑+3H2O Fe+HNO3(冷、浓)→(钝化)
10、Fe+6HNO3(热、浓)Fe(NO3)3+3NO2↑+3H2O
Fe+4HNO3(热、浓)Fe(NO3)2+2NO2↑+2H2O
11、Fe+4HNO3(稀)Fe(NO3)3+NO↑+2H2O 3Fe+8HNO3(稀) 3Fe(NO3)3+2NO↑+4H2O
14、C2H5Cl+NaOH h2o C2H5OH+NaCl C2H5Cl+NaOHCH2=醇CH2↑+NaCl+H2O
15、6FeBr2+3Cl2(不足)==4FeBr3+2FeCl3 2FeBr2+3Cl2(过量)==2Br2+2FeCl3
八、离子共存问题
离子在溶液中能否大量共存，涉及到离子的性质及溶液酸碱性等综合知识。凡能使溶液中因反应发生使有关离子浓度显著改变的均不能大量共存。如生成难溶、难电离、气体物质或能转变成其它种类的离子(包括氧化一还原反应).
一般可从以下几方面考虑
1.弱碱阳离子只存在于酸性较强的溶液中.如Fe3+、Al3+、Zn2+、Cu2+、NH4+、Ag+ 等均与OH-不能大量共存.
2.弱酸阴离子只存在于碱性溶液中。如CH3COO-、F-、CO32-、SO32-、S2-、PO43-、 AlO2-均与H+不能大量共存.
3.弱酸的酸式阴离子在酸性较强或碱性较强的溶液中均不能大量共存.它们遇强酸(H+)会生成弱酸分子;遇强碱(OH-)生成正盐和水. 如：HSO3-、HCO3-、HS-、H2PO4-、HPO42-等
4.若阴、阳离子能相互结合生成难溶或微溶性的盐，则不能大量共存.
如：Ba2+、Ca2+与CO32-、SO32-、PO43-、SO42-等;Ag+与Cl-、Br-、I- 等;Ca2+与F-，C2O42- 等
5.若阴、阳离子发生双水解反应，则不能大量共存.
如：Al3+与HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-、SiO32-等
Fe3+与HCO3-、CO32-、AlO2-、ClO-、SiO32-、C6H5O-等;NH4+与AlO2-、SiO32-、ClO-、CO32-等
6.若阴、阳离子能发生氧化一还原反应则不能大量共存.
如：Fe3+与I-、S2-;MnO4-(H+)与I-、Br-、Cl-、S2-、SO32-、Fe2+等;NO3-(H+)与上述阴离子;
S2-、SO32-、H+
7.因络合反应或其它反应而不能大量共存
如：Fe3+与F-、CN-、SCN-等; H2PO4-与PO43-会生成HPO42-，故两者不共存.
九、离子方程式判断常见错误及原因分析
1.离子方程式书写的基本规律要求：(写、拆、删、查四个步骤来写)
(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。
例如：(1)违背反应客观事实
如：Fe2O3与氢碘酸：Fe2O3+6H+=2 Fe3++3H2O错因：忽视了Fe3+与I-发生氧化一还原反应
(2)违反质量守恒或电荷守恒定律及电子得失平衡
如：FeCl2溶液中通Cl2 ：Fe2++Cl2=Fe3++2Cl- 错因：电子得失不相等，离子电荷不守恒
(3)混淆化学式(分子式)和离子书写形式
如：NaOH溶液中通入HI：OH-+HI=H2O+I-错因：HI误认为弱酸.
(4)反应条件或环境不分：
如：次氯酸钠中加浓HCl：ClO-+H++Cl-=OH-+Cl2↑错因：强酸制得强碱
(5)忽视一种物质中阴、阳离子配比.
如：H2SO4 溶液加入Ba(OH)2溶液:Ba2++OH-+H++SO42-=BaSO4↓+H2O
正确：Ba2++2OH-+2H++SO42-=BaSO4↓+2H2O
(6)“=”“ ”“↑”“↓”符号运用不当
如：Al3++3H2O=Al(OH)3↓+3H+注意：盐的水解一般是可逆的，Al(OH)3量少，故不能打“↓”
2.判断离子共存时，审题一定要注意题中给出的附加条件。
7或aMg>Al>Si>P>S>Cl.
2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：Li
3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。如：F--
Na+>Mg2+>Al3+
Fe2+>Fe3+
十八、各种“水”汇集
1.纯净物：重水D2O;超重水T2O;蒸馏水H2O;双氧水H2O2;水银Hg; 水晶SiO2。
2.混合物：氨水(分子：NH3、H2O、NH3·H2O;离子：NH4+、OH￣、H+)
氯水(分子：Cl2、H2O、HClO;离子：H+、Cl￣、ClO￣、OH￣)
苏打水(Na2CO3的溶液) 生理盐水(0.9%的NaCl溶液)
水玻璃(Na2SiO3水溶液) 卤水(MgCl2、NaCl及少量MgSO4)
水泥(2CaO·SiO2、3CaO·SiO2、3CaO·Al2O3)
王水(由浓HNO3和浓盐酸以1∶3的体积比配制成的混合物)
十九、具有漂白作用的物质
氧化作用 化合作用 吸附作用
Cl2、O3、Na2O2、浓HNO3 SO2 活性炭
化学变化 物理变化
不可逆 可逆
其中能氧化指示剂而使指示剂褪色的主要有Cl2(HClO)和浓HNO3及Na2O2
二十四、实验中水的妙用
1.水封：在中学化学实验中，液溴需要水封，少量白磷放入盛有冷水的广口瓶中保存，通过水的覆盖，既可隔绝空气防止白磷蒸气逸出，又可使其保持在燃点之下;液溴极易 挥发有剧毒，它在水中溶解度较小，比水重，所以亦可进行水封减少其挥发。
2.水浴：酚醛树脂的制备(沸水浴);硝基苯的制备(50—60℃)、乙酸乙酯的水解(70～80℃)、蔗糖的水解(70～80℃)、硝酸钾溶解度的测定(室温～100℃)需用温度计来控制温度;银镜反应需用温水浴加热即可。
3.水集：排水集气法可以收集难溶或不溶于水的气体，中学阶段有02， H2，C2H4，C2H2，CH4，NO。有些气体在水中有一定溶解度，但可以在水中加入某物质降低其溶解度，如：可用排饱和食盐水法收集氯气。
4.水洗：用水洗的方法可除去某些难溶气体中的易溶杂质，如除去NO气体中的N02杂质。
5.鉴别：可利用一些物质在水中溶解度或密度的不同进行物质鉴别，如：苯、乙醇 溴乙烷三瓶未有标签的无色液体，用水鉴别时浮在水上的是苯，溶在水中的是乙醇，沉于水下的是溴乙烷。利用溶解性溶解热鉴别，如：氢氧化钠、硝酸铵、氯化钠、碳酸钙，仅用水可资鉴别。
6.检漏：气体发生装置连好后，应用热胀冷缩原理，可用水检查其是否漏气。
二十六、各类有机物的通式、及主要化学性质
烷烃CnH2n+2 仅含C—C键 与卤素等发生取代反应、热分解 、不与高锰酸钾、溴水、强酸强碱反应
烯烃CnH2n 含C==C键 与卤素等发生加成反应、与高锰酸钾发生氧化反应、聚合反应、加聚反应
炔烃CnH2n-2 含C≡C键 与卤素等发生加成反应、与高锰酸钾发生氧化反应、聚合反应
苯(芳香烃)CnH2n-6与卤素等发生取代反应、与氢气等发生加成反应
(甲苯、乙苯等苯的同系物可以与高锰酸钾发生氧化反应)
卤代烃：CnH2n+1X 醇：CnH2n+1OH或CnH2n+2O 苯酚：遇到FeCl3溶液显紫色 醛：CnH2nO 羧酸：CnH2nO2 酯：CnH2nO2
二十七、有机反应类型：
取代反应：有机物分子里的某些原子或原子团被其他原子或原子团所代替的反应。
加成反应：有机物分子里不饱和的碳原子跟其他原子或原子团直接结合的反应。
聚合反应：一种单体通过不饱和键相互加成而形成高分子化合物的反应。
加聚反应：一种或多种单体通过不饱和键相互加成而形成高分子化合物的反应。
消去反应：从一个分子脱去一个小分子(如水.卤化氢),因而生成不饱和化合物的反应。 氧化反应：有机物得氧或去氢的反应。
还原反应：有机物加氢或去氧的反应。
酯化反应：醇和酸起作用生成酯和水的反应。
水解反应：化合物和水反应生成两种或多种物质的反应(有卤代烃、酯、糖等)
三十、化学计算
(一)有关化学式的计算
1.通过化学式，根据组成物质的各元素的原子量，直接计算分子量。
2.已知标准状况下气体的密度，求气体的式量：M=22.4ρ。
3.根据相对密度求式量：M=MˊD。
4.混合物的平均分子量：
5.相对原子质量
原子的相对原子质量=
A1、A2表示同位素相对原子质量，a1%、a2%表示原子的摩尔分数
元素近似相对原子质量：
(二) 溶液计算
1、
2、稀释过程中溶质不变：C1V1=C2V2。
3、同溶质的稀溶液相互混合：C混= (忽略混合时溶液体积变化不计)
4、溶质的质量分数。
①
②(饱和溶液，S代表溶质该条件下的溶解度)
③混合：m1a1%+m2a2%=(m1+m2)a%混
④稀释：m1a1%=m2a2%
5、有关pH值的计算：酸算H+，碱算OH—
Ⅰ. pH= —lg[H+] C(H+)=10-pH
Ⅱ. KW=[H+][OH—]=10-14(25℃时)
×M ×NA
质 量 物质的量 微 粒
m ÷M n ÷NA N
?
× ÷
22.4 L/ mol 22.4 L/ mol
气体的体积
(标准状况下)
6、图中的公式：1. 2. 3. 4.
]
三十一、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等的分子数。即“三同”定“一等”。
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混合气体。
(2)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、乙醇等。
(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)时常涉及稀有气体He、Ne等单原子分子，Cl2、N2、O2、H2双原子分子。胶体粒子及晶体结构：P4、金刚石、石墨、二氧化硅等结构。
(4)要用到22.4L·mol-1时，必须注意气体是否处于标准状况下，否则不能用此概念;
(5)某些原子或原子团在水溶液中能发生水解反应，使其数目减少;
(6)注意常见的的可逆反应：如NO2中存在着NO2与N2O4的平衡;
(7)不要把原子序数当成相对原子质量，也不能把相对原子质量当相对分子质量。
(8)较复杂的化学反应中，电子转移数的求算一定要细心。如Na2O2+H2O;Cl2+NaOH;电解AgNO3溶液等。
例题：下列说法正确的是(NA表示阿伏加德罗常数) ( )
⑴常温常压下，1mol氮气含有NA个氮分子
⑵标准状况下，以任意比例混合的甲烷和丙烷混合气体22.4L，所含的气体的分子数约为NA个
⑶标准状况下，22.4LNO和11.2L氧气混合，气体的分子总数约为1.5NA个
⑷将NO2和N2O4分子共NA个降温至标准状况下，其体积为22.4L
⑸常温下，18g重水所含中子数为10NA个
⑹常温常压下，1mol氦气含有的核外电子数为4NA
⑺常温常压下，任何金属和酸反应，若生成2g 氢气，则有2NA电子发生转移
⑻标准状况下，1L辛烷完全燃烧后，所生成气态产物的分子数为
⑼31g白磷分子中，含有的共价单键数目是NA个
⑽1L1 mol?L-1的氯化铁溶液中铁离子的数目为NA
【点拨】⑴正确，1mol氮气的分子数与是否标准状况无关。
⑵正确，任意比例混合的甲烷和丙烷混合气体 22.4L，气体的总物质的量为1mol，因此含有NA个分子。
⑶不正确，因为NO和氧气一接触就会立即反应生成二氧化氮。
⑷不正确，因为存在以下平衡：2NO2 N2O4(放热)，降温，平衡正向移动，分子数
少于1mol，标准状况下，其体积小于22.4L
⑸不正确，重水分子(D2O)中含有10个中子，相对分子质量为 20，18g重水所含中子数为：10×18g/20g· mol-1=9mol。
⑹正确，1个氦原子核外有4个电子，氦气是单原子分子，所以1mol氦气含有4mol
电子，这与外界温度和压强无关。
⑺正确，不论在任何条件下，2g氢气都是1mol，无论什么金属生成氢气的反应均可表示为：2H++2e=H2↑，因此，生成1mol氢气一定转移 2mol电子。
⑻不正确，标准状况下，辛烷是液体，不能使用标准状况下气体的摩尔体积22.4L/mol这一量，所以1L辛烷的物质的量不是1/22.4mol。
⑼不正确，白磷分子的分子式为P4,其摩尔质量为124g/mol，31g白磷相当于0.25mol，
白磷的分子结构为正四面体，一个白磷分子中含有6个P-P共价键，所以，0.25mol白磷中含有1.5NA个P-P共价键。
⑽不正确，Fe3+在溶液中水解。
本题答案为⑴⑵⑹⑺
三十二、氧化还原反应
升失氧还还、降得还氧氧
(氧化剂/还原剂，氧化产物/还原产物，氧化反应/还原反应)
化合价升高(失ne—)被氧化
氧化剂 +还原剂= 还原产物+氧化产物
化合价降低(得ne—)被还原
(较强)(较强) (较弱) (较弱)
氧化产物
还原产物
三十三、盐类水解
盐类水解，水被弱解;有弱才水解，无弱不水解;越弱越水解，都弱双水解;谁强呈谁性，同强呈中性。
电解质溶液中的守恒关系
⑴电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。如NaHCO3溶液中：n(Na+)+n(H+)=n(HCO3-)+2n(CO32-)+n(OH-)推出：[Na+]+[H+]=[HCO3-]+2[CO32-]+[OH-]
⑵物料守恒：电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。如NaHCO3溶液中：n(Na+)：n(c)=1:1，推出：c(Na+)=c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)
⑶质子守恒：(不一定掌握)电解质溶液中分子或离子得到或失去质子(H+)的物质的量应相等。例如：在NH4HCO3溶液中H3O+、H2CO3为得到质子后的产物;NH3、OH-、CO32-为失去质子后的产物，故有以下关系：c(H3O+)+c(H2CO3)=c(NH3)+c(OH-)+c(CO32-)。
三十四、热化学方程式正误判断——“三查”
1.检查是否标明聚集状态：固(s)、液(l)、气(g)
2.检查△H的“+”“-”是否与吸热、放热一致。(注意△H的“+”与“-”，放热反应为“-”，吸热反应为“+”)
3.检查△H的数值是否与反应物或生成物的物质的量相匹配(成比例)
注意：⑴要注明反应温度和压强，若反应在298K和1.013×105Pa条件下进行，可不予注明;
⑵要注明反应物和生成物的聚集状态，常用s、l、g分别表示固体、液体和气体;
⑶△H与化学计量系数有关，注意不要弄错。方程式与△H应用分号隔开，一定要写明“+”、“-”数值和单位。计量系数以“mol”为单位，可以是小数或分数。
⑷一定要区别比较“反应热”、“中和热”、“燃烧热”等概念的异同。
三十五、浓硫酸“五性”
酸性、强氧化性、吸水性、脱水性、难挥发性
化合价不变只显酸性
化合价半变既显酸性又显强氧化性
化合价全变只显强氧化性
三十六、浓硝酸“四性”
酸性、强氧化性、不稳定性、挥发性
化合价不变只显酸性
化合价半变既显酸性又显强氧化性
化合价全变只显强氧化性
三十七、烷烃系统命名法的步骤
①选主链，称某烷
②编号位，定支链
③取代基，写在前，注位置，短线连
④不同基，简到繁，相同基，合并算
烷烃的系统命名法使用时应遵循两个基本原则：①最简化原则，②明确化原则，主要表现在一长一近一多一小，即“一长”是主链要长，“一近”是编号起点离支链要近，“一多”是支链数目要多，“一小”是支链位置号码之和要小，这些原则在命名时或判断命名的正误时均有重要的指导意义。
三十八、酯化反应的反应机理(酸提供羟基，醇提供氢原子)
所以羧酸分子里的羟基与醇分子中羟基上的氢原了结合成水，其余部分互相结合成酯。
浓硫酸
CH3COOH+H18OC2H5 CH3CO18OC2H5+H2O
三十九、氧化还原反应配平
标价态、列变化、求总数、定系数、后检查
一标出有变的元素化合价;
二列出化合价升降变化
三找出化合价升降的最小公倍数，使化合价升高和降低的数目相等;
四定出氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的系数;
五平：观察配平其它物质的系数;
六查：检查是否原子守恒、电荷守恒(通常通过检查氧元素的原子数)，画上等号。
四十、"五同的区别"
同位素(相同的中子数，不同的质子数，是微观微粒)
同素异形体(同一种元素不同的单质，是宏观物质)
同分异构体(相同的分子式，不同的结构)
同系物(组成的元素相同，同一类的有机物，相差一个或若干个的CH2)
同一种的物质(氯仿和三氯甲烷，异丁烷和2-甲基丙烷等)
四十一、化学平衡图象题的解题步骤一般是：
看图像：一看面(即横纵坐标的意义); 二看线(即看线的走向和变化趋势);
三看点(即曲线的起点、折点、交点、终点)，先出现拐点的则先达到平衡，说明该曲线表示的温度较高或压强较大，“先拐先平”。 四看辅助线(如等温线、等压线、平衡线等);五看量的变化(如温度变化、浓度变化等)，“定一议二”
四十三、原电池：
1.原电池形成三条件： “三看”。
先看电极：两极为导体且活泼性不同;
再看溶液：两极插入电解质溶液中;
三看回路：形成闭合回路或两极接触。
2.原理三要点：
(1)?相对活泼金属作负极，失去电子，发生氧化反应.
(2) 相对不活泼金属(或碳)作正极，得到电子，发生还原反应.
(3)?导线中(接触)有电流通过，使化学能转变为电能
3.原电池：把化学能转变为电能的装置
4.原电池与电解池的比较
原电池 电解池
(1)定义 化学能转变成电能的装置 ;电能转变成化学能的装置
(2)形成条件 合适的电极、合适的电解质溶液、形成回路 ;电极、电解质溶液(或熔融的电解质)、外接电源、形成回路
(3)电极名称 负极 正极 ;阳极 阴极
(4)反应类型 氧化 还原 ;氧化 还原
(5)外电路电子流向 负极流出、正极流入 ;阳极流出、阴极流入
四十四、等效平衡问题及解题思路
1、等效平衡的含义
在一定条件(定温、定容或定温、定压)下，只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的分数(体积、物质的量)均相同，这样的化学平衡互称等效平衡。
2、等效平衡的分类
(1)定温(T)、定容(V)条件下的等效平衡
Ⅰ类：对于一般可逆反应，在定T、V条件下，只改变起始加入情况，只要通过可逆反应的化学计量数比换算成平衡式左右两边同一边物质的物质的量与原平衡相同，则二平衡等效。
例1：在一定温度下，把2molSO2和1molO2通入一个一定容积的密闭容器里，发生如反应：2SO2+O2 ==2SO3(g)，当此反应进行到一定程度时，反应混合物处于化学平衡状态。维持该容器中温度不变，令a、b、c分别代表初始加入的SO2、O2和SO3的物质的量(mol)。如a、b、c取不同的数值，它们必须满足一定的相互关系，才能保证达到平衡时，反应混合物中三种气体的体积分数仍跟上述平衡时完全相同，请填写下列空白：
①若a=0，b=0，则c= 。
②若a=0.5，则b= 和c= 。
③a、b、c必须满足的一般条件是(请用两个方程式表示，其中一个只含a和c，另一个只含b和c)： 、
答案：① 2 ② 0.25 、 1.5 ③a+c=2 b+=1
例2：在一个容积固定的密闭容器中，加入m molA、n molB，发生反应：
mA(g)+nB(g)==pC( g),平衡时C的浓度为w mol?L-1。若容器体积和温度不变，起始时放入a molA，b molB，c molC，要使平衡后C的浓度仍为w mol?L-1，则a、b、c必须满足的关系是：(C)
A、a:b:c=m:n:p B、a:b=m:n ，ap/m +b=p
C、mc/p +a=m ，nc/p +b=n D、a=m/3 b=m/3 c=2p/3
Ⅱ类：在定T、V情况下，对于反应前后气体分子数不变的可逆反应，只要反应物(或生成物)的物质的量的比例与原平衡相同，则二平衡等效。
例3：在一个固定体积的密闭容器中，保持一定温度进行以下反应：
H2(g)+Br2(g)==2HBr(g)，已知加入1mol H2和2molBr2时，达到平衡后生成a molHBr(见下表已知项)在相同条件下，且保持平衡时各组分的体积分数不变，对下列编号①～③的状态，填写表中的空白。
已知
编号 起始状态物质的量(mol) 平衡时HBr的物质的量(mol)
H2 Br2 HBr
1 2 0 a
① 2 4 0
② 1 0.5a
③ m g(g≥2m)
答 案：
已知
编号 起始状态物质的量(mol) 平衡时HBr的物质的量(mol)
H2 Br2 HBr
1 2 0 a
① 2 4 0 2a
② 0 0.5 1 0.5a
③ m g(g≥2m) 2(g-2m) (g-m)?a
(2)定T、P下的等效平衡(例4： 与例3的相似。如将反应换成合成氨反应)
Ⅲ类：在T、P相同的条件下，改变起始加入情况，只要按化学计量数换算成平衡式左右两边同一边物质的物质的量之比与原平衡相同，则达到平衡后与原平衡等效。
四十五、元素的一些特殊性质
1.周期表中特殊位置的元素
①族序数等于周期数的元素：H、Be、Al、Ge。
②族序数等于周期数2倍的元素：C、S。
③族序数等于周期数3倍的元素：O。
④周期数是族序数2倍的元素：Li、Ca。
⑤周期数是族序数3倍的元素：Na、Ba。
⑥最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素：C。
⑦最高正价是最低负价绝对值3倍的短周期元素：S。
⑧除H外，原子半径最小的元素：F。
⑨短周期中离子半径最大的元素：P。
2.常见元素及其化合物的特性
①形成化合物种类最多的元素、单质是自然界中硬度最大的物质的元素或气态氢化物中氢的质量分数最大的元素：C。
②空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素：N。
③地壳中含量最多的元素、气态氢化物沸点最高的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素：O。
④最轻的单质的元素：H ;最轻的金属单质的元素：Li 。
⑤单质在常温下呈液态的非金属元素：Br ;金属元素：Hg 。
⑥最高价氧化物及其对应水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素：Be、Al、Zn。
⑦元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应水化物能起化合反应的元素：N;能起氧化还原反应的元素：S。
⑧元素的气态氢化物能和它的氧化物在常温下反应生成该元素单质的元素：S。
⑨元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：Li、Na、F。
⑩常见的能形成同素异形体的元素：C、P、O、S。
篇2：高考化学第一轮复习知识点
电解质是溶于水溶液中或在熔融状态下就能够导电(自身电离成阳离子与阴离子)的化合物，下面是电解质知识点，希望对考生复习有帮助。
高中化学电解质知识点：酸、碱、盐是电解质
(1)电解质与非电解质
在水溶液或熔化状态下能导电的化合物称为电解质;在水溶液和熔化状态下都不能导电的化合物称为非电解质。
说明：
①电解质和非电解质都是化合物，单质既不属于电解质，也不属于非电解质。
②电离是电解质溶液导电的前提。
③能导电的物质不一定是电解质，如石墨等;电解质本身不一定能导电，如食盐晶体。 ④有些化合物的水溶液能导电，但因为这些化合物在水中或熔化状态下本身不能电离，故也不是电解质.如SO2、SO3、NH3、CO2等，它们的水溶液都能导电，是因为跟水反应生成了电解质，它们本身都不是电解质。
⑤电解质溶液中，阳离子所带正电荷总数与阴离子所带负电荷总数是相等的，故显电中性，称电荷守恒。
高中化学电解质知识点：酸式盐的电离
①强酸的酸式盐在熔化和溶解条件下的电离方程式不同
熔化：NaHSO4 === Na+ + HSO4—
溶解：NaHSO4 === Na+ + H+ + SO42—
②弱酸的酸式盐受热易分解，一般没有熔化状态，在溶解中电离时强中有弱
溶液中：NaHCO3 === Na+ + HCO3— HCO3— H+ + CO32— Al3+ + 3OH— H+ + HCO3— HCO3— H+ + HSO3— HSO3—H+ + H2PO4— H2PO42— H+ + CO32— H+ + SO32— H+ +HPO42— HPO42—
高中化学电解质知识点：酸、碱、盐的电离
(1)电离的概念：物质溶解于水或熔化时，离解成自由移动的离子的过程称为电离。
注意：电离的条件是在水的作用下或受热熔化，绝不能认为是通电。
(2)酸、碱、盐
+电离时生成的阳离子全部是H的化合物称为酸;
-电离时生成的阴离子全部是OH的化合物称为碱;
电离时生成的阳离子是金属阳离子(或NH4+离子)、阴离子全部是酸根离子的化合物称为盐。
(3)电离方程式：用离子符号和化学式来表示电解质电离的式子。如：
---H2SO4=2H++SO42;NaOH=Na++OH;NaHCO3=Na++HCO3
电离的条件是在水溶液中或融化状态下，并不是在通电的条件下。
篇3：高考化学第一轮复习知识点
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”。
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
篇4：高考化学第一轮复习知识点
离子的检验知识点，希望对考生复习有帮助。
离子
所用试剂
现 象
化学方程式
H＋
紫色石蕊试液
变红
OH－
紫色石蕊试液或无色酚酞试液
紫色石蕊变蓝；无色酚酞变红
Cl－
硝酸银溶液和稀硝酸
有白色沉淀生成且不溶于稀硝酸
HCl＋AgNO3===AgCl↓＋HNO3
NaCl＋AgNO3===AgCl↓＋NaNO3
SO
氯化钡溶液和稀硝酸
有白色沉淀生成且不溶于稀硝酸
H2SO4＋BaCl2===BaSO4↓＋2HCl
Na2SO4＋BaCl2===BaSO4↓
＋2NaCl
CONH3↑＋H2O＋
NaCl
篇5：高考化学第一轮复习知识点
一、离子反应常见类型：
1、复分解型离子反应：例：Ag++Cl-=AgCl↓2H++CO32- =CO2↑+H2O
2、置换反应型：例：Zn+2H+=Zn2++H2 ↑ Cl2+2I-=2Cl-+I2
3、盐类水解型：例：NH4++H2O==NH3·H2O+H+ CH3COO-+H2O ==CH3COOH+0H-
4、复杂的氧化还原型：例：MnO4-+5Fe2++8H+=5Fe3++Mn2++4H2O 另外还有生成物中有络合物时的离子反应等。
二、离子方程式书写规则：
1、只能将强电解质(指溶于水中的强电解质)写出离子形式，其它(包括难溶强电解质)一律写成分子形式。如碳酸钙与盐酸的反应：CaCO3+2H+=Ca2++CO2↑+H2O 因此熟记哪些物质是强电解质、哪些强电解质能溶于水是写好离子方程式的基础和关键。
2、不在水溶液中反应的离子反应，不能书写离子方程式。如铜与浓H2SO4的反应，浓H2SO4与相应固体物质取HCI、HF、HNO3的反应，以及Ca(OH)2与NH4Cl制取NH3的反应。
3、碱性氧化物虽然是强电解质，但它只能用化学方程式写在离子方程式中。如CuO与盐酸的反应：CuO+2H+=Cu2++H2O
4、有酸式盐参加的离子反应，对于弱酸酸式根离子不能拆成H+和酸根阴离子(HSO4-除外)。 如NaHCO3溶液和NaOH溶液混合：HCO3-+OH-=CO32-+H2O不能写成：H++OH-=H2O
5、书写氧化还原反应的离子方程式时，首先写好参加反应的离子，然后确定氧化产物和还原产物，再用观察配平并补齐其它物质即可;书写盐类水解的离子方程式时，先写好发生水解的离子，然后确定产物，再配平并补足水分子即可。
6、必须遵守质量守恒和电荷守恒定律，即离子方程式不仅要配平原子个数，还要配平离子电荷数和得失电子数。如在FeCl2溶液中通入Cl2，其离子方程式不能写成： Fe2++Cl2=Fe3++2Cl-，因反应前后电荷不守恒，应写成：2Fe2++Cl2=Fe3++2Cl-。
7、不能因约简离子方程式中局部系数而破坏整体的关系量。如稀H2SO4和Ba(OH)2溶液的反应，若写出为：Ba2++OH-+H++SO42-=BaSO4+H2O就是错误的，正确应为Ba2++2OH-+2H++SO42-=BaSO4↓+2H2O。
