化学重点知识点高中第1篇俗名无机部分：纯碱、苏打、天然碱、碱：Na2CO3小苏打：NaHCO3大苏打：Na2S2O3石膏(生石膏)：熟石膏：2CaSO4·.H2O莹石：CaF2重晶石：BaSO4(无毒下面是小编为大家整理的化学重点知识点高中11篇,供大家参考。
化学重点知识点高中 第1篇
俗名
无机部分：
纯碱、苏打、天然碱 、碱：Na2CO3
小苏打：NaHCO3
大苏打：Na2S2O3
石膏(生石膏)：
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：C12H22O1
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。
化学重点知识点高中 第2篇
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 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
化学重点知识点高中 第3篇
一、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-、S2-、HS-、HSO3-、等弱酸的酸根或酸式酸根与H+不能大量共存：CO32-+2H+==CO2↑+H2O、HS-+H+==H2S↑。
2、有沉淀生成。
钾(K+)、钠(Na+)、硝(NO3-)、铵(NH4+) 溶，硫酸(SO42-)除钡(Ba2+)、铅(Pb2+)(不溶)，盐酸(Cl- )除银(Ag+)、亚汞(Hg22+)(不溶)，其他离子基本与碱同。
如：
Ba2+、Ca2+等不能与SO42-、CO32-等大量共存：
Ba2++CO32== CaCO3↓、
Ca2++ SO42-==CaSO4(微溶);
Cu2+、Fe3+等不能与OH-大量共存：
Cu2++2OH-==Cu(OH)2↓，Fe3++3OH-==Fe(OH)3↓等。
3、有弱电解质生成。
能生成弱酸的离子不能大量共存，
如OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO-等与H+不能大量共存，
一些酸式弱酸根不能与OH-大量共存：
HCO3-+OH-==CO32-+H2O、
HPO42-+OH-=PO43-+H2O、
NH4++OH-==NH3·H2O等。
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。
这两类离子因能发生“双水解”反应而不能同时存在于同一溶液中，
如3AlO2-+3Al3++6H2O==4Al(OH)3↓等。
二、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I- 和Fe 3+不能大量共存：2I-+2Fe3+==I2+2Fe2+。
2、在酸性或碱性介质中由于发生氧化还原反应而不能大量共存。
如NO3- 和I- 在中性或碱性溶液中可以共存，但在有大量H+ 存在情况下则不能共存;SO32- 和S2- 在碱性条件下也可以共存，但在酸性条件下不能共存：2S2-+SO32-+6H+=3S↓+3H2O。
三、由于形成络合离子，离子不能大量共存
中学化学中还应注意有少数离子可形成络合离子而不能大量共存的情况。如Fe3+ 和 SCN-，由于Fe3++3SCN- Fe(SCN)3(可逆反应)等络合反应而不能大量共存(该反应常用于Fe3+ 的检验)。
化学重点知识点高中 第4篇
化学用语
原子结构图、元素符号、结构式、电子式、分子式、结构简式。
化学方程式、热化学方程式、水解方程式、电解方程式、离子方程式。
电离式(强、弱电解质电离方程式，尤其多元弱酸分步电离和氢氧化铝两式电离)
电池(两极反应式、燃料电池式)
有机化学反应方程式
PS：必须做到正确书写(客观事实、符号正确、微粒守恒、条件完整等)
元素化合物(金属、非金属)
碱金属
(物理、化学性质;从原子结构分析相似和递变;氢氧化钠、碳酸钠、碳酸氢钠的性质、转化、关系，从氧化还原角度了解过氧化钠)
几种重要的金属
(铁、铜、铝、镁;活泼性;冶炼方法、合金应用、合金的应用和性质与原来金属的比较)
金属化合物的性质、检验
(铝、氧化铝、氢氧化铝的特殊性质;铁、二价铁、三价铁的相互转化、氧化性和还原性)应用、制备、检验
非金属
(无机非金属材料碳、硅的性质。它们的化合物的性质、碳族在周期表的位置;一氧化碳的污染;硅酸盐工业和无机非金属材料的特殊性;一般反应需要高温的条件)
海水—氯、溴、碘卤族元素
(氯及其化合物的性质和应用、对环境的污染;卤族的相似和递变性、工业提取溴、碘的方法;海水淡化的方法、海水综合利用---氯碱工业、制金属镁)
硫的氧化物、硫酸及其氧族元素
(单质及其化合物的性质及应用、过氧化氢的性质催化剂对它的反应速率的影响;二氧化硫的污染、三氧化硫的状态;它们之间的转化、硫酸的性质应用、硫酸盐的性质)
氮、氮的氧化物、硝酸、铵盐、氮族
(氮的稳定性和性质、氨气、铵盐的性质实验室制备氨气的原理和方法、检验;硝酸的性质和应用;氮的氧化物和含磷洗涤剂对环境的污染;氮族在周期表中的位置)
化学重点知识点高中 第5篇
一、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
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.
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.
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
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
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
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+
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.
二、离子方程式判断常见错误及原因分析
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“↓”
判断离子共存时，审题一定要注意题中给出的附加条件。
⑴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-amol/L(a>7或a<7)的溶液等。
⑵有色离子MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe(SCN)2+。
⑶MnO4-,NO3-等在酸性条件下具有强氧化性。
⑷S2O32-在酸性条件下发生氧化还原反应：S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O
⑸注意题目要求“一定大量共存”还是“可能大量共存”;“不能大量共存”还是“一定不能大量共存”。
⑹看是否符合题设条件和要求，如“过量”、“少量”、“适量”、“等物质的量”、“任意量”以及滴加试剂的先后顺序对反应的影响等。
化学重点知识点高中 第6篇
一、化学实验操作中的七原则
“从下往上”原则。
“从左到右”原则。
先“塞”后“定”原则。
“固体先放”原则，“液体后加”原则。
先验气密性(装入药口前进行)原则。
后点酒精灯(所有装置装完后再点酒精灯)原则。
连接导管通气是长进短出原则。
二、特殊试剂的存放和取用
、K：隔绝空气;防氧化，保存在煤油中(或液态烷烃中)，(Li用石蜡密封保存)。用镊子取，玻片上切，滤纸吸煤油，剩余部分随即放人煤油中。
白磷：保存在水中，防氧化，放冷暗处。镊子取，立即放入水中用长柄小刀切取，滤纸吸干水分。
液Br2：有毒易挥发，盛于磨口的细口瓶中，并用水封。瓶盖严密。
：易升华，且具有强烈刺激性气味，应保存在用蜡封好的瓶中，放置低温处。
浓HNO3，AgNO3：见光易分解，应保存在棕色瓶中，放在低温避光处。
固体烧碱：易潮解，应用易于密封的干燥大口瓶保存。瓶口用橡胶塞塞严或用塑料盖盖紧。
·H2O：易挥发，应密封放低温处。
、、C6H5—CH3、CH3CH2OH、CH3CH2OCH2CH3：易挥发、易燃，应密封存放低温处，并远离火源。
+盐溶液、H2SO3及其盐溶液、氢硫酸及其盐溶液：因易被空气氧化，不宜长期放置，应现用现配。
卤水、石灰水、银氨溶液、Cu(OH)2悬浊液等，都要随配随用，不能长时间放置。
化学重点知识点高中 第7篇
氧化还原反应
1、氧化还原反应的特征：元素化合价有无升降，这是判断是否是氧化还原反应的依据。
2、氧化还原反应各概念间的关系
可用以下两条线掌握概念
3、物质有无氧化性或还原性及其强弱的判断
⑴物质有无氧化性或还原性的判断
元素为最高价态时，只具有氧化性，如Fe3+、H2SO4分子中+6价硫元素;元素为最低价态只具有还原性，如Fe、S2—等;元素处于中间价态既有氧化性又具有还原性，如Fe2+、SO2、S等。
⑵物质氧化性或还原性相对强弱的判断
① 由元素的金属性或非金属性比较
金属阳离子的氧化性随单质还原性的增强而减弱，如下列四种阳离子的氧化性由强到弱的顺序是：Ag+>Cu2+>Al3+>K+。
非金属阴离子的还原性随单质氧化性的增强而减弱，如下列四种卤素离子还原性由强到弱的顺序是：I->Br->Cl->F-。
② 由反应条件的难易比较
不同氧化剂与同一还原剂反应，反应条件越易，氧化性越强。如F2和H2混合在暗处就能剧烈化合而爆炸，而I2与H2需在不断加热的情况下才能缓慢化合，因而F2的氧化性比I2强。
不同还原剂与同一氧化剂反应，反应条件越易，还原性越强，如有两种金属M和N均能与水反应，M在常温下能与水反应产生氢气，而N需在高温下才能与水蒸气反应，由此判断M的还原性比N强。
③由氧化还原反应方向比较
还原剂A+氧化剂B氧化产物a+还原产物b，
则：
氧化性：B>a 还原性：A>b
如：由2Fe2++Br2=== 2Fe3++2Br-
可知氧化性：Br2>Fe3+;还原性：Fe2+>Br-
④当不同的还原剂与同一氧化剂反应时，可根据氧化剂被还原的程度不同来判断还原剂还原性的强弱。一般规律是氧化剂被还原的程度越大，还原剂的还原性越强。同理当不同氧化剂与同一还原剂反应时，还原剂被氧化的程度越大，氧化剂的氧化性就越强。如氯气、硫两种氧化剂分别与同一还原剂铁起反应，氯气可把铁氧化为FeCl3，而硫只能把铁氧化为FeS，由此说明氯气的氧化性比硫强。
【注意】还原性的强弱是指物质失电子能力的强弱，与失电子数目无关。如Na的还原性强于Al，而Na
Na+，Al
Al3+，Al失电子数比Na多。同理，氧化性的强弱是指物质得电子能力的强弱，与得电子数目无关。如氧化性F2>O2，则F2
2F-，O2
2O2—，O2得电子数比F2多。
4、氧化还原方程式配平
原理：氧化剂所含元素的化合价降低(或得电子)的数值与还原剂所含元素的化合价升高(或失电子)的数值相等。
步骤Ⅰ：写出反应物和生成物的分子式，并列出发生氧化还原反应元素的化合价(简称标价态)
步骤Ⅱ：分别列出元素化合价升高数值(或失电子数)与元素化合价降低数值(或得电子数)。(简称定得失)
步骤Ⅲ：求化合价升降值(或得失电子数目)的最小公倍数。配平氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的系数。
步骤Ⅳ：用观察法配平其他物质的系数。
化学重点知识点高中 第8篇
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、在惰性电极上，各种离子的放电顺序：
阴极(夺电子的能力)：Ag+>Hg2+ >Cu2+ >Pb2+ >Fe2+ >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)
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;
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。
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：。
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 (。),;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、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%——% 钢的含C量在：%——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。
化学重点知识点高中 第9篇
必须掌握的化学思想与化学方法
1、 整体性原则：
——学会从整体出发，全面考虑问题;
2、 守恒意识：
——三大守恒内容：①质量守恒;②电荷守恒;③得失电子守恒
3、平衡意识：
——勒夏特列原理适用于一切平衡体系(化学平衡、电离平衡、水解平衡、溶解平衡等)
4、合理性原则
——要学会运用常识、常理解题，要学会识别社会常理。杜绝不合逻辑的常识性错误
5、绿色化学思想
——①原子经济性;②杜绝污染源
6、组成分析
——组合与拆分;反应物、生成物的分子组成变化
7、特征反应(关注典型反应)
——解决问题的突破口;题眼、关键字
8、具体化
——可使问题意外地简单
化学重点知识点高中 第10篇
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。
特征反应现象：
浅黄色固体：S或Na2O2或AgBr
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)
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、) 白色[Fe(0H)2、CaCO3、BaSO4、AgCl、BaSO3]
有色气体：Cl2(黄绿色)、NO2(红棕色)
化学重点知识点高中 第11篇
化学知识体系网络
(一) 物质的组成
1、分子和由分子构成的物质
⑴分子是构成物质的一种能独立存在的微粒，它保持着这种物质的化学性质
分子有一定的大小和质量;分子间有一定距离;分子在不停地运动着(物理变化是分子运动状态改变的结果);分子间有分子间作用(范德华力)。
⑵由分子构成的物质(在固态时为分子晶体)。
一些非金属单质(如H2、O2、Cl2、S、惰性气体等);气态氢化物;酸酐(SiO2除外);酸类和大多数有机物等。
2、原子和由原子构成的物质
⑴原子是参加化学变化的最小微粒。化学反应的实质是原子的拆分和化合，是原子运动形态的变化
原子有一定的种类、大小和质量;由原子构成的物质中原子间也有一定间隔;原子不停地运动着;原子间有一定的作用力。
⑵由原子构成的物质(固态时为原子晶体)。
金刚石、晶体硅、二氧化硅、碳化硅(SiC)等。
3、离子和由离子构成的物质
⑴离子是带有电荷的原子或原子团。带正电荷的阳离子如Na+、Fe3+、H3O+、NH4+、[Ag(NH3)2]+等;带负电荷的阴离子如Cl-、S2—、OH—、SO42—、[Fe(CN)6]3—等。
⑵由离子构成的物质(固态时为离子晶体)。
绝大多数盐类(AlCl3等除外);强碱类和低价金属氧化物等是由阳离子和阴离子构成的化合物。
【注意】离子和原子的区别和联系：离子和原子在结构(电子排布、电性、半径)和性质(颜色，对某物质的不同反应情况，氧化性或还原性等)上均不相同。
阳离子原子阴离子(简单阳、阴离子)
(二) 物质的分类
1、 元素
⑴元素是具有相同核电荷数(即质子数)的同一类原子的总称(元素的种类是由核电荷数或质子数决定的)。
人们把具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子叫做核素，同一元素的不同核素之间互称为同位素。
⑵元素存在状态
① 游离态——在单质中的元素
由同种元素形成的不同单质——同素异形体，常有下列三种形成方式：
组成分子的原子个数不同：如O2、O3;白磷(P4)和红磷等
晶体晶格的原子排列方式不同：如金刚石和石墨
晶体晶格的分子排列方式不同：如正交硫和单斜硫
② 化合态的元素——在化合物中的元素
【注意】元素和原子的区别，可从概念、含义、应用范围等方面加以区别。
