求高中化学中 常见的物质性质强弱排序 高中化学常见物质的性质
高氯酸，氢碘酸，硫酸，氢溴酸，盐酸，硝酸，碘酸（以上为强酸，了解即可，大学涉及强弱排序），草酸（乙二酸），亚硫酸，磷酸，丙酮酸，亚硝酸（以上五种为中强酸），柠檬酸，氢氟酸，苹果酸，葡萄糖酸，甲酸，乳酸，苯甲酸，丙烯酸，乙酸，丙酸，硬脂酸，碳酸，氢硫酸，次氯酸，硼酸，硅酸,苯酚（其余为弱酸或极弱酸）！
碱：氢氧化铯，氢氧化铷，氢氧化钾，氢氧化钡，氢氧化钠，氢氧化锂，氢氧化钙，氨水
还原性：
对于金属：K > Ba > Ca > Na > Mg > Al > Zn > Fe > Sn > Pb > H > Cu > Hg > Ag > Pt > Au
对于离子：S2- > SO3^2- > I- > Fe2+ > Br- > Cl-
氧化性：
对于金属离子：Ag+ > Hg2+ > Cu2+ > H+ > Pb2+ > Sn2+ > Fe2+ > Zn2+ > Al3+ > Mg2+ > Na+ > Ca2+ > Ba2+ > K+
Fe3+ > Cu2+ > Fe2+
对于氧化剂：F2 > KMnO4 > ClO2 > Cl2 > H2O2 > Br2 > I2 > S
溶解度表（都是难溶盐）
依次为：英文名，化学式，温度，溶解常数，最后的字母是资料来源。
Aluminium Hydroxide anhydrous Al(OH)3 20°C 1.9×10–33 L
Aluminium Hydroxide anhydrous Al(OH)3 25°C 3×10–34 w1
Aluminium Hydroxide trihydrate Al(OH)3 20°C 4×10–13 C
Aluminium Hydroxide trihydrate Al(OH)3 25°C 3.7×10–13 C
Aluminium Phosphate AlPO4 25°C 9.84×10–21 w1
Barium Bromate Ba(BrO3)2 25°C 2.43×10–4 w1
Barium Carbonate BaCO3 16°C 7×10–9 C, L
Barium Carbonate BaCO3 25°C 8.1×10–9 C, L
Barium Chromate BaCrO4 28°C 2.4×10–10 C, L
Barium Fluoride BaF2 25.8°C 1.73×10–6 C, L
Barium Iodate dihydrate Ba(IO3)2 25°C 6.5×10–10 C, L
Barium Oxalate dihydrate BaC2O4 18°C 1.2×10–7 C, L
Barium Sulfate BaSO4 18°C 0.87×10–10 C, L
Barium Sulfate BaSO4 25°C 1.08×10–10 C, L
Barium Sulfate BaSO4 50°C 1.98×10–10 C, L
Beryllium Hydroxide Be(OH)2 25°C 6.92×10–22 w1
Cadmium Carbonate CdCO3 25°C 1.0×10–12 w1
Cadmium Hydroxide Cd(OH)2 25°C 7.2×10–15 w1
Cadmium Oxalate trihydrate CdC2O4 18°C 1.53×10–8 C, L
Cadmium Phosphate Cd3(PO4)2 25°C 2.53×10–33 w1
Cadmium Sulfide CdS 18°C 3.6×10–29 C, L
Calcium Carbonate calcite CaCO3 15°C 0.99×10–8 C, L
Calcium Carbonate calcite CaCO3 25°C 0.87×10–8 C, L
Calcium Carbonate calcite CaCO3 18-25°C 4.8×10–9 P
Calcium Chromate CaCrO4 18°C 2.3×10–2 L
Calcium Fluoride CaF2 18°C 3.4×10–11 C, L
Calcium Fluoride CaF2 25°C 3.95×10–11 C, L
Calcium Hydroxide Ca(OH)2 18°C-25°C 8×10–6 P
Calcium Hydroxide Ca(OH)2 25°C 5.02×10–6 w1
Calcium Iodate hexahydrate Ca(IO3)2 18°C 6.44×10–7 L
Calcium Oxalate monohydrate CaC2O4 18°C 1.78×10–9 C, L
Calcium Oxalate monohydrate CaC2O4 25°C 2.57×10–9 C, L
Calcium Phosphate tribasic Ca3(PO4)2 25°C 2.07×10–33 w1
Calcium Sulfate CaSO4 10°C 6.1×10–5 C, L
Calcium Sulfate CaSO4 25°C 4.93×10–5 w1
Calcium Tartrate dihydrate CaC4H4O6 18°C 7.7×10–7 C, L
Chromium Hydroxide II Cr(OH)2 25°C 2×10–16 w2
Chromium Hydroxide III Cr(OH)3 25°C 6.3×10–31 w2
Cobalt Hydroxide II Co(OH)2 25°C 1.6×10–15 w2
Cobalt Sulfide (less soluble form) CoS 18°C 3×10–26 C, L
Cobalt Sulfide (more soluble form) CoS 18°C-25°C 10–21 P
Cupric Carbonate CuCO3 25°C 1×10–10 P
Cupric Hydroxide Cu(OH)2 18°C-25°C 6×10–20 P
Cupric Hydroxide Cu(OH)2 25°C 4.8×10–20 w1
Cupric Iodate Cu(IO3)2 25°C 1.4×10–7 C, L
Cupric Oxalate CuC2O4 25°C 2.87×10–8 C, L
Cupric Sulfide CuS 18°C 8.5×10–45 C, L
Cuprous Bromide CuBr 18°C-20°C 4.15×10–8 C
Cuprous Chloride CuCl 18°C-20°C 1.02×10–6 C
Cuprous Hydroxide
(in equilib. with Cu2O + H2O) Cu(OH) 25°C 2×10–15 w1
Cuprous Iodide CuI 18°C-20°C 5.06×10–12 C
Cuprous Sulfide Cu2S 16°C-18°C 2×10–47 C, L
Cuprous Thiocyanate CuSCN 18°C 1.64×10–11 C, L
Ferric Hydroxide Fe(OH)3 18°C 1.1×10–36 C, L
Ferrous Carbonate FeCO3 18°C-25°C 2×10–11 P
Ferrous Hydroxide Fe(OH)2 18°C 1.64×10–14 C, L
Ferrous Hydroxide Fe(OH)2 25°C 1×10–15; 8.0×10–16 P; w2
Ferrous Oxalate FeC2O4 25°C 2.1×10–7 C, L
Ferrous Sulfide FeS 18°C 3.7×10–19 C, L
Lead Bromide PbBr2 25°C 6.3×10–6; 6.60×10–6 P; w1
Lead Carbonate PbCO3 18°C 3.3×10–14 C, L
Lead Chromate PbCrO4 18°C 1.77×10–14 C, L
Lead Chloride PbCl2 25.2°C 1.0×10–4 L
Lead Chloride PbCl2 18°C-25°C 1.7×10–5 P
Lead Fluoride PbF2 18°C 3.2×10–8 C, L
Lead Fluoride PbF2 26.6°C 3.7×10–8 C, L
Lead Hydroxide Pb(OH)2 25°C 1×10–16; 1.43×10–20 P; w1
Lead Iodate Pb(IO3)2 18°C 1.2×10–13 C, L
Lead Iodate Pb(IO3)2 25.8°C 2.6×10–13 C, L
Lead Iodide PbI2 15°C 7.47×10–9 C
Lead Iodide PbI2 25°C 1.39×10–8 C
Lead Oxalate PbC2O4 18°C 2.74×10–11 C, L
Lead Sulfate PbSO4 18°C 1.06×10–8 C, L
Lead Sulfide PbS 18°C 3.4×10–28 C, L
Lithium Carbonate Li2CO3 25°C 1.7×10–3 C, L
Lithium Fluoride LiF 25°C 1.84×10–3 w1
Lithium Phosphate tribasic Li3PO4 25° 2.37×10–4 w1
Magnesium Ammonium Phosphate MgNH4PO4 25°C 2.5×10–13 C, L
Magnesium Carbonate MgCO3 12°C 2.6×10–5 C, L
Magnesium Fluoride MgF2 18°C 7.1×10–9 C, L
Magnesium Fluoride MgF2 25°C 6.4×10–9 C, L
Magnesium Hydroxide Mg(OH)2 18°C 1.2×10–11 C, L
Magnesium Oxalate MgC2O4 18°C 8.57×10–5 C, L
Manganese Carbonate MnCO3 18°C-25°C 9×10–11 P
Manganese Hydroxide Mn(OH)2 18°C 4×10–14 C, L
Manganese Sulfide (pink) MnS 18°C 1.4×10–15 C, L
Manganese Sulfide (green) MnS 25°C 10–22 P
Mercuric Bromide HgBr2 25°C 8×10–20 L
Mercuric Chloride HgCl2 25°C 2.6×10–15 L
Mercuric Hydroxide
(equilib. with HgO + H2O) Hg(OH)2 25°C 3.6×10–26 w1
Mercuric Iodide HgI2 25°C 3.2×10–29 L
Mercuric Sulfide HgS 18°C 4×10–53 to 2×10–49 C, L
Mercurous Bromide HgBr 25°C 1.3×10–21 C, L
Mercurous Chloride Hg2Cl2 25°C 2×10–18 C, L
Mercurous Iodide HgI 25°C 1.2×10–28 C, L
Mercurous Sulfate Hg2SO4 25°C 6×10–7; 6.5×10–7 P; w1
Nickel Hydroxide Ni(OH)2 25°C 5.48×10–16 w1
Nickel Sulfide NiS 18°C 1.4×10–24 C, L
Nickel Sulfide (less soluble form) NiS 18°C-25°C 10–27 P
Nickel Sulfide (more soluble form) NiS 18°C-25°C 10–21 P
Potassium Acid Tartrate KHC4H4O6 18°C 3.8×10–4 C, L
Potassium Perchlorate KClO4 25°C 1.05×10–2 w1
Potassium Periodate KIO4 25° 3.71×10–4 w1
Silver Acetate AgC2H3O2 16°C 1.82×10–3 L
Silver Bromate AgBrO3 20°C 3.97×10–5 C, L
Silver Bromate AgBrO3 25°C 5.77×10–5 C, L
Silver Bromide AgBr 18°C 4.1×10–13 C, L
Silver Bromide AgBr 25°C 7.7×10–13 C, L
Silver Carbonate Ag2CO3 25°C 6.15×10–12 C, L
Silver Chloride AgCl 4.7°C 0.21×10–10 C, L
Silver Chloride AgCl 9.7°C 0.37×10–10 L
Silver Chloride AgCl 25°C 1.56×10–10 C, L
Silver Chloride AgCl 50°C 13.2×10–10 C, L
Silver Chloride AgCl 100°C 21.5×10–10 C, L
Silver Chromate Ag2CrO4 14.8°C 1.2×10–12 C, L
Silver Chromate Ag2CrO4 25°C 9×10–12 C, L
Silver Cyanide Ag2(CN)2 20°C 2.2×10–12 C, L
Silver Dichromate Ag2Cr2O7 25°C 2×10–7 L
Silver Hydroxide AgOH 20°C 1.52×10–8 C, L
Silver Iodate AgIO3 9.4°C 0.92×10–8 C, L
Silver Iodide AgI 13°C 0.32×10–16 C, L
Silver Iodide AgI 25°C 1.5×10–16 C, L
Silver Nitrite AgNO2 25°C 5.86×10–4 L
Silver Oxalate Ag2C2O4 25°C 1.3×10–11 L
Silver Sulfate Ag2SO4 18°C-25°C 1.2×10–5 P
Silver Sulfide Ag2S 18°C 1.6×10–49 C, L
Silver Thiocyanate AgSCN 18°C 0.49×10–12 C, L
Silver Thiocyanate AgSCN 25°C 1.16×10–12 C, L
Strontium Carbonate SrCO3 25°C 1.6×10–9 C, L
Strontium Chromate SrCrO4 18°C-25°C 3.6×10–5 P
Strontium Fluoride SrF2 18°C 2.8×10–9 C, L
Strontium Oxalate SrC2O4 18°C 5.61×10–8 C, L
Strontium Sulfate SrSO4 2.9°C 2.77×10–7 C, L
Strontium Sulfate SrSO4 17.4°C 2.81×10–7 C, L
Thallous Bromide TlBr 25°C 4×10–6 L
Thallous Chloride TlCl 25°C 2.65×10–4 L
Thallous Sulfate Tl2SO4 25°C 3.6×10–4 L
Thallous Thiocyanate TlSCN 25°C; 2.25×10–4 L
Tin Hydroxide Sn(OH)2 18°C-25°C 1×10–26 P
Tin Hydroxide Sn(OH)2 25°C 5.45×10–27; 1.4×10–28 w1; w2
Tin(II) Sulfide SnS 25°C 10–28 P
Zinc Hydroxide Zn(OH)2 18°C-20°C 1.8×10–14 C, L
Zinc Oxalate dihydrate ZnC2O4 18°C 1.35×10–9 C, L
Zinc Sulfide ZnS 18°C 1.2×10–23 C, L
酸的强弱是指酸电离生成H＋的能力强弱，而酸性的强弱与溶液中H＋的浓度大小成正比。H＋浓度越大，酸性越强！
判断酸性的唯一标准就是判断其中的氢原子再水中是否易电离成氢离子。一种酸越易电离，它的酸性越强。例如盐酸，它在水中的电离度是百分之一百，也就是说盐酸的氢原子全部电离成氢离子，因此盐酸是强酸。对于无氧酸来说，在元素周期表中，卤素的无氧酸是同周期中最强的，例如盐酸强过氢硫酸。而对于同族元素来说，非氢元素的非金属性越弱，无氧酸的酸性越强。例如在卤族元素中，盐酸的酸性强于氢氟酸的酸性,而且氢溴酸强于盐酸。对于氢硫酸酸性弱于盐酸这个问题，其实是这样的。在氢硫酸溶液里，硫化氢分子内存在着氢键，这个氢键使硫化氢的结构更加稳定，所以氢在水中更加不容易电离出来，所以硫化氢的酸性弱于盐酸的酸性。其实氢键的存在是很广的，在水中就有氢键的存在。水的熔沸点之所以比硫化氢高的多，就是由于分子键存在氢键。对于有氧酸来说，酸性是比较好判断的。判断无氧酸的酸性只要看酸根中的主元素的非金属性。非金属性越强的酸性越强。这是普遍规律。在有氧酸根中，主元素的非金属性越强，与氧的结合能力就越强，于是与氢之间的键的键能就越小，氢就越容易游离出来。但是，有很多非金属都有不同的正价态，也就能形成很多种有氧酸，分别叫高某酸，某酸，亚某酸，次某酸。对同种元素形成的有氧酸之间的比较规律就是高价态的酸酸性强于底价态的酸的酸性，也就是，高某酸强于某酸强于亚某酸强于次某酸。原因与以上相同。 有些高价酸在通常情况下氧化性强于酸性，就是说通常这些酸都显氧化性而不显酸性，比如高锰酸和高氯酸。在书写方程式的时候要注意不要忽略了酸的强氧化性。有机酸的酸性更好判断。一般来说，分子量越大的酸酸性越弱。因为在有机酸中，酸显酸性是因为有羧基的存在。如果酸的原子量很大，与羧几相连的碳与羧基中的氧的碳氧键就越弱，相应的氧氢键就越强，所以氢就越不容易游离出来。
酸性：HClO3,H2SO4,H3PO4,H2CO3,HClO
碱性：KOH,NaOH,Ca(OH)2,Mg(OH)2,Al(OH)3
还原性：K,Na,Li,Cu,Ag
氧化性：F2,O2,Cl2,S,Br2
溶解度：KNO3，Na2SO4,NaCl,Ca(OH)2,MgCO3
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酸性：HClO3,H2SO4,H3PO4,H2CO3,HClO,H
碱性：KOH,NaOH,Ca(OH)2,Mg(OH)2,Al(OH)3
还原性：K,Na,Li,Cu,Ag
氧化性：F2,O2,Cl2,S,Br2
溶解度：KNO3，Na2SO4,NaCl,Ca(OH)2,MgCO3
常见的氧化剂有：1活泼的金属单质，如X2（卤素）、O2、O3、S等
2高价金属阳离子，如Cu²+，Fe3+等或H+
3高价过较高价含氧化合物，如MnO2、KMnO4、K2Cr2O7、HNO3、H2SO4(浓）、KClO3、HClO等
4过氧化物，如Na2O2、H2O2等
常见的还原剂有
1活泼或较活泼的的金属，如K,Na,Mg,Al,Zn,Fe等
2低价金属阳离子，如Fe3+,Sn2+等
3非金属阳离子，如Cl-，B-，I-，S2-等
4某些非金属单质，如H2,C,Si
在含可变化合价的化合物中，具有中间价态元素的物质（单质或化合物）即可作氧化剂，又可做还原剂，例如Cl2,H2O2,Fe2+,H2SO3等既具有氧化性，又具有还原性。
（1）根据化学方程式判断氧化性、还原性的强弱
氧化性：氧化剂>氧化产物
还原性：还原剂>还原产物
（2）根据物质活动顺序判断氧化性、还原性的强弱
1金属活动顺序
K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au
原子还原性逐渐减弱，对应阳离子氧化性逐渐增强。
（金属还原性与溶液有关，如在稀盐酸，稀硫酸中Al比Cu活泼，但在浓硝酸中Cu比Al活泼
2非金属活动顺序
F Cl Br I S
原子（或单质）氧化性逐渐减弱，对应阳离子还原性逐渐增强。
（3）根据反应条件判断氧化性和还原性的强弱
当不同的氧化剂作用于同一还原剂时，若氧化剂价态相同，可根据反应条件的高、低来进行判断，例如：
16HCl+2KMnO4=2KCl+2MnCl2+8H2O+5Cl2（1）
4HCl+MnO2=(加热）MnCl2+2H2O+Cl2（2）
4HCl+O2=（CuCl2，500摄氏度）2H2O+2Cl2（3）
上述三个反应中，还原剂都是浓盐酸，氧化产物都是Cl2，而氧化剂分别是KMnO4，MnO2，O2，（1）式中KMnO4常温下就可以把浓盐酸中的氯离子氧化成氯原子，（2）式中MnO2需要在加热条件下才能完成，（3）式中O2不仅需要加热，而且还需要CuCl2做催化剂才能完成，由此可以得出氧化性KMnO4>MnO2>O2
（4）根据氧化产物的价态高低判断
当变价的还原剂在相似的条件下作用于不同的氧化剂时，可根据氧化产物价态的高低来判断氧化剂氧化性的强弱，如：
2Fe+3Cl=（加热）2FeCl3
Fe+S=(加热）FS
可以判断氧化性：Cl2>S.
（5）根据元素周期表判断氧化性，还原性的强弱
1同主族元素（从上到下）
F Cl Br I
非金属原子（或单质）氧化性逐渐减弱，对应阴离子还原性逐渐增强。
Li Na K Rb Cs
金属原子还原性逐渐增强，对应阳离子氧化性逐渐减弱。
2同周期主族元素（从左到右）
Na Mg Al Si P S Cl
单质还原性逐渐减弱，氧化性逐渐增强
阳离子氧化性逐渐增强，阴离子还原性逐渐减弱
（6）根据元素最高价氧化物对应水化物酸碱性的强弱判断氧化性，还原性的强弱
例如，酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4>H2CO3
可判断氧化性：Cl>S>P>C
（7）根据原电池、电解池的电极反应判断氧化性、还原性的强弱
1两中不同的金属构成原电池的两极。负极金属是电子流出的极，正极金属是电子流入的极，其还原性：负极>正极。
2用惰性电极电解混合溶液时，在阴极先放电的阳离子的氧化性较强，在阳极先放电的阴离子的还原性较强。
（8）根据物质浓度的大小判断氧化性、还原性的强弱。
具有氧化性（或还原性）的物质的浓度越大，其氧化性（或还原性）越强，反之，其氧化性（或还原性）越弱。如氧化性：HNO3（浓）>HNO3（稀）,还原性：HCl（浓）>HCl（稀）
酸性：HClO3,H2SO4,H3PO4,H2CO3,HClO
碱性：KOH,NaOH,Ca(OH)2,Mg(OH)2,Al(OH)3
还原性：K,Na,Li,Cu,Ag
氧化性：F2,O2,Cl2,S,Br2
溶解度：KNO3，Na2SO4,NaCl,Ca(OH)2,MgCO3
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回答者： 窗边的小枕头
添：
碱性：Na2CO3>NaHCO3
磷酸n氢盐连高考都不会考，不用管……
高中化学常见物质的性质特征~
一、物理性质
1、有色气体：F2（淡黄绿色）、Cl2（黄绿色）、Br2（g）（红棕色）、I2（g）（紫红色）、NO2（红棕色）、O3（淡蓝色），其余均为无色气体。其它物质的颜色见会考手册的颜色表。
2、有刺激性气味的气体：HF、HCl、HBr、HI、NH3、SO2、NO2、F2、Cl2、Br2（g）；有臭鸡蛋气味的气体：H2S。
3、熔沸点、状态：
① 同族金属从上到下熔沸点减小，同族非金属从上到下熔沸点增大。
② 同族非金属元素的氢化物熔沸点从上到下增大，含氢键的NH3、H2O、HF反常。
③ 常温下呈气态的有机物：碳原子数小于等于4的烃、一氯甲烷、甲醛。
④ 熔沸点比较规律：原子晶体>离子晶体>分子晶体，金属晶体不一定。
⑤ 原子晶体熔化只破坏共价键，离子晶体熔化只破坏离子键，分子晶体熔化只破坏分子间作用力。
⑥ 常温下呈液态的单质有Br2、Hg；呈气态的单质有H2、O2、O3、N2、F2、Cl2；常温呈液态的无机化合物主要有H2O、H2O2、硫酸、硝酸。
⑦ 同类有机物一般碳原子数越大，熔沸点越高，支链越多，熔沸点越低。
同分异构体之间：正>异>新，邻>间>对。
⑧ 比较熔沸点注意常温下状态，固态>液态>气态。如：白磷>二硫化碳>干冰。
⑨ 易升华的物质：碘的单质、干冰，还有红磷也能升华(隔绝空气情况下)，但冷却后变成白磷，氯化铝也可；三氯化铁在100度左右即可升华。
⑩ 易液化的气体：NH3、Cl2 ，NH3可用作致冷剂。
4、溶解性
① 常见气体溶解性由大到小：NH3、HCl、SO2、H2S、Cl2、CO2。极易溶于水在空气中易形成白雾的气体，能做喷泉实验的气体：NH3、HF、HCl、HBr、HI；能溶于水的气体：CO2、SO2、Cl2、Br2（g）、H2S、NO2。极易溶于水的气体尾气吸收时要用防倒吸装置。
② 溶于水的有机物：低级醇、醛、酸、葡萄糖、果糖、蔗糖、淀粉、氨基酸。苯酚微溶。
③ 卤素单质在有机溶剂中比水中溶解度大。
④ 硫与白磷皆易溶于二硫化碳。
⑤ 苯酚微溶于水(大于65℃易溶)，易溶于酒精等有机溶剂。
⑥ 硫酸盐三种不溶(钙银钡)，氯化物一种不溶(银)，碳酸盐只溶钾钠铵。
⑦ 固体溶解度大多数随温度升高而增大，少数受温度影响不大（如NaCl），极少数随温度升高而变小[如Ca(OH)2]。 气体溶解度随温度升高而变小，随压强增大而变大。
5、密度
① 同族元素单质一般密度从上到下增大。
② 气体密度大小由相对分子质量大小决定。
③ 含C、H、O的有机物一般密度小于水(苯酚大于水)，含溴、碘、硝基、多个氯的有机物密度大于水。
④ 钠的密度小于水，大于酒精、苯。
6、一般，具有金属光泽并能导电的单质一定都是金属 ?不一定:石墨有此性质,但它却是非金属?
二、结构
1、半径
① 周期表中原子半径从左下方到右上方减小(稀有气体除外)。
② 离子半径从上到下增大，同周期从左到右金属离子及非金属离子均减小，但非金属离子半径大于金属离子半径。
③ 电子层结构相同的离子，质子数越大，半径越小。
2、化合价
① 一般金属元素无负价，但存在金属形成的阴离子。
② 非金属元素除O、F外均有最高正价。且最高正价与最低负价绝对值之和为8。
③ 变价金属一般是铁，变价非金属一般是C、Cl、S、N、O。
④ 任一物质各元素化合价代数和为零。能根据化合价正确书写化学式（分子式），并能根据化学式判断化合价。
3、分子结构表示方法
① 是否是8电子稳定结构，主要看非金属元素形成的共价键数目对不对。卤素单键、氧族双键、氮族叁键、碳族四键。一般硼以前的元素不能形成8电子稳定结构。
② 掌握以下分子的空间结构：CO2、H2O、NH3、CH4、C2H4、C2H2、C6H6、P4。
4、键的极性与分子的极性
① 掌握化学键、离子键、共价键、极性共价键、非极性共价键、分子间作用力、氢键的概念。
② 掌握四种晶体与化学键、范德华力的关系。
③ 掌握分子极性与共价键的极性关系。
④ 两个不同原子组成的分子一定是极性分子。
⑤ 常见的非极性分子：CO2、SO3、PCl3、CH4、CCl4、C2H4、C2H2、C6H6及大多数非金属单质。
三、基本概念
1． 区分元素、同位素、原子、分子、离子、原子团、取代基的概念。正确书写常见元素的名称、符号、离子符号，包括IA、IVA、VA、VIA、VIIA族、稀有气体元素、1～20号元素及Zn、Fe、Cu、Hg、Ag、Pt、Au等。
2．物理变化中分子不变，化学变化中原子不变，分子要改变。常见的物理变化：蒸馏、分馏、焰色反应、胶体的性质（丁达尔现象、电泳、胶体的凝聚、渗析、布朗运动）、吸附、蛋白质的盐析、蒸发、分离、萃取分液、溶解除杂(酒精溶解碘)等。
常见的化学变化：化合、分解、电解质溶液导电、蛋白质变性、干馏、电解、金属的腐蚀、风化、硫化、钝化、裂化、裂解、显色反应、同素异形体相互转化、碱去油污、明矾净水、结晶水合物失水、浓硫酸脱水等。(注：浓硫酸使胆矾失水是化学变化，干燥气体为物理变化)
3． 理解原子量（相对原子量）、分子量（相对分子量）、摩尔质量、质量数的涵义及关系。
4． 纯净物有固定熔沸点，冰水混和、H2与D2混和、水与重水混和、结晶水合物为纯净物。
混合物没有固定熔沸点，如玻璃、石油、铝热剂、溶液、悬浊液、乳浊液、胶体、高分子化合物、漂白粉、漂粉精、天然油脂、碱石灰、王水、同素异形体组成的物质(O2与O3) 、同分异构体组成的物质C5H12等。
高中化学物质的化学性质
1、SO2能作漂白剂。SO2虽然能漂白一般的有机物,但不能漂白指示剂如石蕊试液。SO2使品红褪色是因为漂白作用，SO2使溴水、高锰酸钾褪色是因为还原性，SO2使含酚酞的NaOH溶液褪色是因为溶于不生成酸。
2、SO2与Cl2通入水中虽然都有漂白性,但将二者以等物质的量混合后再通入水中则会失去漂白性，
3、 往某溶液中逐滴加入稀盐酸，出现浑浊的物质：
第一种可能为与Cl- 生成难溶物。包括：①AgNO3
第二种可能为与H+反应生成难溶物。包括：
① 可溶性硅酸盐（SiO32-），离子方程式为：SiO32-＋2H+＝H2SiO3↓
② 苯酚钠溶液加盐酸生成苯酚浑浊液。
③ S2O32- 离子方程式：S2O32- ＋2H+＝S↓＋SO2↑＋H2O
④ 一些胶体如Fe(OH)3（先是由于Fe(OH)3的胶粒带负电荷与加入的H+发生电荷中和使胶体凝聚，当然，若继续滴加盐酸至过量，该沉淀则会溶解。）若加HI溶液，最终会氧化得到I2。
⑤ AlO2- 离子方程式：AlO2- ＋H+ ＋H2O==Al(OH)3当然，若继续滴加盐酸至过量，该沉淀则会溶解。
4、浓硫酸的作用:
①浓硫酸与Cu反应——强氧化性、酸性 ②实验室制取乙烯——催化性、脱水性
③实验室制取硝基苯——催化剂、吸水剂 ④酯化反应——催化剂、吸水剂
⑤蔗糖中倒入浓硫酸——脱水性、强氧化性、吸水性
⑥胆矾中加浓硫酸—— 吸水性
5、能发生银镜反应的有机物不一定是醛.可能是：
①醛；②甲酸；③甲酸盐；④甲酸酯；⑤葡萄糖；⑥麦芽糖(均在碱性环境下进行)
6、既能与酸又能与碱反应的物质 ：① 显两性的物质：Al、Al2O3、Al(OH)3
② 弱酸的铵盐：(NH4)2CO3、(NH4)2SO3、(NH4)2S 等。
③ 弱酸的酸式盐：NaHS、NaHCO3、NaHSO3等。 ④ 氨基酸。
⑤ 若题目不指定强碱是NaOH，则用Ba(OH)2， Na2CO3、Na2SO3也可以。
7、有毒的气体：F2、HF、Cl2、H2S、SO2、CO、NO2、NO、Br2（g）、HCN。
8、常温下不能共存的气体：H2S和SO2、H2S和Cl2、HI和Cl2、NH3和HCl、NO和O2、F2和H2。
9、其水溶液呈酸性的气体：HF、HCl、HBr、HI、H2S、SO2、CO2、NO2、Br2（g）。
10、可使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体：NH3。有漂白作用的气体：Cl2（有水时）和SO2，但两者同时使用时漂白效果减弱。检验Cl2常用淀粉碘化钾试纸，Cl2能使湿润的紫色石蕊试纸先变红后褪色。
11、能使澄清石灰水变浑浊的气体：CO2和SO2，但通入过量气体时沉淀又消失，鉴别用品红。
12、具有强氧化性的气体：F2、Cl2、Br2（g）、NO2、O2、O3；具有强或较强还原性的气体：H2S、H2、CO、NH3、HI、HBr、HCl、NO，但其中H2、CO、HCl、NO、SO2能用浓硫酸干燥；SO2和N2既具有氧化性又具有还原性，。
13、与水可反应的气体：Cl2、F2、NO2、Br2（g）、CO2、SO2、NH3；其中Cl2、NO2、Br2（g）与水的反应属于氧化还原反应（而且都是歧化反应），只有F2与水剧烈反应产生O2。
14、能使湿润的淀粉碘化钾试纸变蓝的气体：Cl2、NO2、Br2（g）、O3。
15、能使溴水和酸性高锰酸钾溶液褪色的气体：H2S、SO2、C2H4、C2H2、其它不饱和有机气体。
16、可导致酸雨的主要气体：SO2；NO2。导致光化学烟雾的主要气体：NO2等氮氧化物和烃类；
导致臭氧空洞的主要气体：氟氯烃（俗称氟利昂）和NO等氮氧化物；
导致温室效应的主要气体：CO2和CH4等烃；
能与血红蛋白结合导致人体缺氧的气体是：CO和NO。
17、可用作致冷剂或冷冻剂的气体：CO2、NH3、N2。 18、用作大棚植物气肥的气体：CO2。
19、被称做地球保护伞的气体：O3。 20、用做自来水消毒的气体：Cl2
21、不能用CaCO3与稀硫酸反应制取CO2，应用稀盐酸。
22、实验室制氯气用浓盐酸，稀盐酸不反应；Cu与浓硫酸反应，与稀硫酸不反应；苯酚与浓溴水反应，稀溴水不反应。
23、有单质参与或生成的反应不一定是氧化还原反应。比如同素异形体之间的转变。
24、能与酸反应的金属氧化物不一定是碱性氧化物。如Al2O3、Na2O2。
25、单质的还原性越弱，则其阳离子的氧化性不一定越强 ，如Cu的还原性弱于铁的,而Cu2+的氧化性同样弱于Fe3+ 。
26、中学常见的卤族元素与水反应 不一定符合:X2+H2O＝HX+HXO类型?
F2与水反应方程式应是: 2F2+2H2O＝4HF+O2↑
27、AgF,AgCl,AgBr,AgI见光一定分解,有感光性?不一定:AgF稳定,见光不分解?
28、卤族元素在化合物中一定既能是负价也能显正价?不一定,F在化合物中只能显负价,不显正价?
29、卤素的无氧酸一定都是强酸?不一定,氢氟酸却为弱酸?
30、卤素单质和铁反应的生成物一定都是FeX3?不一定:I2与铁反应只生成FeI2?
31、酸式盐的水溶液一定显酸性?不一定:NaHS、NaHCO3是酸式盐，但它的水溶液显碱性，NaH2PO4、NaHSO4溶液显酸性?
32、一般地说,排在金属活动性顺序表氢前面的金属一定能从酸中置换出氢?不一定:这是指稀酸和非氧化性的酸,否则不能置换出氢,如Mg与HNO3或浓H2SO4反应都不放出氢气,因为氢很快被氧化成水?另外,冷的浓硫酸或浓HNO3能使铁?铝钝化?
33、酸与酸一定不发生反应?不一定:强氧化性的酸(如浓H2SO4)与强还原性的酸(如氢硫酸)可以发生氧化还原反应: H2S+H2SO4(浓)＝SO2↑+S↓+2H2O
34、碱与碱一定不发生反应?不一定:具有两性的Al(OH)3与NaOH溶液可以发生反应?
35、 H++OH-＝H2O能表示强酸强碱中和反应的离子方程式:。不一定:氢氧化钡和硫酸的反应的离子方程式应写为: Ba2++2OH-+2H++SO42-＝BaSO4↓+2H2O，酸式盐和强碱反应的离子方程式也可以写成以上离子反应方程式，例NaHSO4+NaOH＝Na2SO4+H2O的反应。
36、按金属活动性顺序，排在前面的金属一定能将排在后面的金属从其盐溶液中置换出来?不一定:如钠与硫酸铜溶液反应,是钠先跟溶液中的水反应生成氢氧化钠,然后氢氧化钠再和硫酸铜反应。
37、阴离子一定只具有还原性?不一定:Na2O2中的过氧根离子、ClO- 既有氧化性又有还原性：NO3-,MnO4-,ClO4-等阴离子在酸性条件下都具有氧化性?
38、阳离子不一定只具有氧化性?Fe2+就具有还原性。含有最高价元素的化合物不一定具有强氧化性 ，如较稀的H2SO4。
39、盐与碱一般发生复分解反应,一定生成新盐和新碱?不一定:酸式盐与碱反应一般生成正盐和水?如:NaHCO3+NaOH＝Na2CO3↓+H2O
40、质子总数相同,核外电子总数也相同的分子不一定是同一种分子?Ne与HF符合上述要求,但它们并不是同一种分子?
41、金属与盐溶液的反应一定发生的是置换反应?不一定:铁跟三氯化铁溶液,铜跟三氯化铁溶液的反应为: 2FeCl3+Fe＝3FeCl2 Cu+2FeCl3＝CuCl2+2FeCl2
42、强电解质在离子方程式中都一定要写成离子的形式?不一定:CaCO3，BaSO3为难溶强电解质,但在离子方程式中仍写成分子的形式
43、强电解质溶液的导电性一定比弱电解质溶液的导电性强?不一定：要看离子浓度大小?
44、N2(气)+3H2(气)＝2NH3(气)为可逆反应,达到平衡后向密闭容器中充入稀有气体(此气体不参加反应),密闭容器内的压强必然增大,平衡一定向正反应方向进行?不一定:体积不变时，平衡不移动，体积可变时，平衡向气体系数和大的方向（逆）移动?
45、单质气体一定都是由双原子组成的分子?不一定:稀有气体为单原子分子,臭氧(O3)为三原子分子?
46、醇类经缓慢氧化一定生成醛?不一定:醛还可以继续被氧化成酸?
47、醇一定能氧化成醛?不一定:羟基不在碳链端点的醇，则不能氧化成醛，更不能氧化成酸?
48、化学性质相似的物质不一定是同系物?乙烯?乙炔都可以使酸性高锰酸钾溶液退色,但不是同系物?
49、凡是叫“酸”的都一定是酸类物质?不一定:石炭酸叫“酸”,但它不属于有机酸类,而属于酚类?
50、一般弱酸盐,除它们的钾?钠?铵盐外都一定不溶于水?不一定:有机物醋酸盐一般都溶于水?
51、如果烃中各元素的质量分数相同,则一定是同一种烃?不一定:乙炔和苯不是同一种烃?
53、电离时只能电离出唯一的阳离子H+的化合物一定能使指示剂变色?不一定:水?苯酚都符合上述要求,但它们都不能使指示剂变色?
54、离子的核外都一定有电子?不一定:H+的核外没有电子?
55、在电化腐蚀时,活动性较强的金属一定先遭受到腐蚀?不一定:也有例外,如铝铁合金,往往是铁先遭受腐蚀,这是因为铝表面有Al2O3簿膜起了保护作用的结果。
56、 二氧化硅是酸性氧化物，它不溶于水与一般酸溶液(SiO2能溶于氢氟酸)，但能与碱反应。
57、 用1molAl与足量NaOH溶液或足量盐酸反应，均有3mol电子发生转移 。
58、 与氢气加成的：苯环结构(1：3)、碳碳双键、碳碳叁键 、醛基。酸、酯中的碳氧双键不与氢气加成。
59、 能与NaOH反应的：—COOH、 、 、-X。
60、 能与NaHCO3反应的：—COOH
61、 能与Na反应的：—COOH、 、－OH
62、 能发生加聚反应的物质：烯烃、二烯烃、乙炔、苯乙烯、烯烃和二烯烃的衍生物。
63、 能发生银镜反应的物质：凡是分子中有醛基（－CHO）的物质均能发生银镜反应。
（1） 所有的醛（R－CHO）；
（2） 甲酸、甲酸盐、甲酸某酯；
注：能和新制Cu(OH)2反应的——除以上物质外，还有酸性较强的酸（如甲酸、乙酸、丙酸、盐酸、硫酸、氢氟酸等），发生中和反应。
64、 能与溴水反应而使溴水褪色或变色的物质
（一）有机：①．不饱和烃（烯烃、炔烃、二烯烃、苯乙烯等）；
②．不饱和烃的衍生物（烯醇、烯醛、油酸、油酸盐、油酸某酯、油等）
③．石油产品（裂化气、裂解气、裂化汽油等）；
④．苯酚及其同系物（因为能与溴水取代而生成三溴酚类沉淀）
⑤．含醛基的化合物
（二）无机：①．－2价硫（H2S及硫化物）；
②．＋4价硫（SO2、H2SO3及亚硫酸盐）；
③．＋2价铁：
6FeSO4＋3Br2＝2Fe2(SO4)3＋2FeBr3
6FeCl2＋3Br2＝4FeCl3＋2FeBr3 变色
2FeI2＋3Br2＝2FeBr3＋2I2
④．Zn、Mg等单质 如Mg＋Br2H2O===MgBr2 (此外，其中亦有Mg与H+、Mg与HBrO的反应)
⑤．－1价的碘（氢碘酸及碘化物） 变色 ⑥．NaOH等强碱：Br2＋2OH￣==Br￣＋BrO￣＋H2O
⑦．AgNO3
65、 能使酸性高锰酸钾溶液褪色的物质
（一）有机：①不饱和烃（烯烃、炔烃、二烯烃、苯乙烯等）；
②苯的同系物；
③不饱和烃的衍生物（烯醇、烯醛、烯酸、卤代烃、油酸、油酸盐、油酸酯等）；
④含醛基的有机物（醛、甲酸、甲酸盐、甲酸某酯等）；
⑤石油产品（裂解气、裂化气、裂化汽油等）；
⑥煤产品（煤焦油）；
⑦天然橡胶（聚异戊二烯）。
（二）无机：①－2价硫的化合物（H2S、氢硫酸、硫化物）；②＋4价硫的化合物（SO2、H2SO3及亚硫酸盐）；
③双氧水（H2O2，其中氧为－1价）
66、 最简式相同的有机物
①．CH：C2H2和C6H6 ②．CH2：烯烃和环烷烃
③．CH2O：甲醛、乙酸、甲酸甲酯、葡萄糖
④．CnH2nO：饱和一元醛（或饱和一元酮）与二倍于其碳原子数和饱和一元羧酸或酯；举一例：乙醛（C2H4O）与丁酸及其异构体（C4H8O2）
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。
67、 n+1个碳原子的一元醇与n个碳原子的一元酸相对分子量相同。
68、 有机推断题中常用的反应条件：①光照，烷烃卤代，产物可能有多种；②浓硝酸浓硫酸加热，芳烃硝化；③NaOH水溶液加热，卤代烃或酯水解；④NaOH醇溶液，卤代烃消去成烯；⑤NaHCO3有气体，一定含羧基；⑥新制Cu(OH)2或银氨溶液，醛氧化成酸；⑦铜或银/O2加热，一定是醇氧化；⑧浓硫酸加热，可能是醇消去成烯或酸醇酯化反应；⑨稀硫酸，可能是强酸制弱酸或酯水解反应；⑩浓溴水，可能含有酚羟基。
69、 羟基官能团可能发生反应类型：取代、消去、酯化、氧化、缩聚、中和反应
70、 分子式为C5H12O2的二元醇，主链碳原子有3个的结构有2种
71、 常温下，pH=11的溶液中水电离产生的c(H+)是纯水电离产生的c(H+)的10-4倍
72、 甲烷与氯气在紫外线照射下的反应产物有5种
73、 棉花和人造丝的主要成分都是纤维素
74、 酯的水解产物只可能是酸和醇；酯的水解产物也可能是酸和酚
75、 裂化汽油、裂解气、活性炭、粗氨水、石炭酸、CCl4、焦炉气等都能使溴水褪色
76、 有机物不一定易燃烧。如四氯化碳不易燃烧，而且是高效灭火剂。
77、 误认为二氯甲烷有两种结构。因为甲烷不是平面结构而是正四面体结构，故二氯甲烷只有一种结构。
78、 误认为碳原子数超过4的烃在常温常压下都是液体或固体。新戊烷是例外，沸点 9.5℃，气体。
79、 误认为聚乙烯是纯净物。聚乙烯是混合物，因为它们的相对分子质量不定。
80、 误认为苯和溴水不反应，故两者混合后无明显现象。虽然二者不反应，但苯能萃取水中的溴，故看到水层颜色变浅或褪去，而苯层变为橙红色。
81、 误认为用酸性高锰酸钾溶液可以除去苯中的甲苯。 甲苯被氧化成苯甲酸，而苯甲酸易溶于苯，仍难分离。应再用氢氧化钠溶液使苯甲酸转化为易溶于水的苯甲酸钠，然后分液。
82、 误认为卤代烃一定能发生消去反应。误认为醇一定能发生消去反应。 甲醇和邻碳无氢的醇不能发生消去反应。
83、 误认为烃基和羟基相连的有机物一定是醇类。苯酚是酚类。
84、 误认为欲除去苯中的苯酚可在其中加入足量浓溴水，再把生成的沉淀过滤除去。苯酚与溴水反应后，多余的溴易被萃取到苯中，而且生成的三溴苯酚虽不溶于水，却易溶于苯，所以不能达到目的。
85、 误认为只有醇能形成酯，而酚不能形成酯。酚类也能形成对应的酯，如阿司匹林就是酚酯。但相对于醇而言，酚成酯较困难，通常是与羧酸酐或酰氯反应生成酯。
86、 误认为饱和一元醇被氧化一定生成醛。 当羟基与叔碳连接时被氧化成酮，如2－丙醇。
87、 误认为相对分子质量相同但分子结构不同的有机物一定是同分异构体。乙烷与甲醛、丙醇与乙酸相对分子质量相同且结构不同，却不是同分异构体。
88、 误认为相对分子质量相同，组成元素也相同，分子结构不同，这样的有机物一定是同分异构体。乙醇和甲酸。
89、 误认为分子组成相差一个或几个CH2原子团的物质一定是同系物。
乙烯与环丙烷。
