高考怎麼考化學計量數

『壹』 高考化學必考的知識點和公式

高中化學也是個雜亂的科目，知識點多，概念多，很多東西又很抽象，難以理解，給復習帶來難度，下面為大家整理出高中化學知識點總結，希望能幫助正在復習的學生們，祝各位考生學習愉快，在高考中取得好成績！一、俗名
無機部分：
純鹼、蘇打、天然鹼 、口鹼：Na2CO3 小蘇打：NaHCO3 大蘇打：Na2S2O3 石膏（生石膏）：CaSO4.2H2O 熟石膏：2CaSO4•.H2O 瑩石：CaF2 重晶石：BaSO4（無毒） 碳銨：NH4HCO3 石灰石、大理石：CaCO3 生石灰：CaO 食鹽：NaCl 熟石灰、消石灰：Ca(OH)2 芒硝：Na2SO4•7H2O (緩瀉劑) 燒鹼、火鹼、苛性鈉：NaOH 綠礬：FaSO4•7H2O 乾冰：CO2二、 顏色 三、 現象：五、無機反應中的特徵反應
1．與鹼反應產生氣體

（1）

（2）銨鹽：

2．與酸反應產生氣體

（1）

（2）

3．Na2S2O3與酸反應既產生沉澱又產生氣體： S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O
4．與水反應產生氣體

（1）單質

（2）化合物

5．強烈雙水解

6．既能酸反應，又能與鹼反應
（1）單質：Al （2）化合物：Al2O3、Al(OH)3、弱酸弱鹼鹽、弱酸的酸式鹽、氨基酸。

7．與Na2O2反應

8．2FeCl3+H2S=2FeCl2+S↓+2HCl
9．電解

10．鋁熱反應：Al+金屬氧化物 金屬+Al2O3
11． Al3+ Al(OH)3 AlO2-
12．歸中反應：2H2S+SO2=3S+2H2O
4NH3+6NO 4N2+6H2O

13．置換反應：（1）金屬→金屬

（2）金屬→非金屬

（3）非金屬→非金屬

（4）非金屬→金屬

14、一些特殊的反應類型：
⑴ 化合物+單質 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+單質NH3+NO、H2S+SO2 、Na2O2+H2O、NaH+H2O、
Na2O2+CO2、CO+H2O
⑶ 化合物+單質 化合物PCl3+Cl2 、Na2SO3+O2 、FeCl3+Fe 、FeCl2+Cl2、CO+O2、Na2O+O2
14．三角轉化：

15．受熱分解產生2種或3種氣體的反應：

（1）銨鹽

（2）硝酸鹽
16．特徵網路：
（1）
①
②
③
④

（2）A—

A為弱酸的銨鹽：(NH4)2CO3或NH4HCO3； (NH4)2S或NH4HS；(NH4)2SO3或NH4HSO3
（3）無機框圖中常用到催化劑的反應:
反應條件對氧化－還原反應的影響．
1．濃度：可能導致反應能否進行或產物不同
8HNO3(稀)＋3Cu==2NO↑＋2Cu(NO3)2＋4H2O S+6HNO3(濃)===H2SO4+6NO2↑+2H2O
4HNO3(濃)＋Cu==2NO2↑＋Cu(NO3)2＋2H2O 3S+4 HNO3(稀)===3SO2+4NO↑+2H2O
2．溫度：可能導致反應能否進行或產物不同

Cl2+2NaOH=====NaCl+NaClO+H2O

3Cl2+6NaOH=====5NaCl+NaClO3+3H2O

3．溶液酸鹼性.
2S2- ＋SO32-＋6H+＝3S↓＋3H2O
5Cl-＋ClO3-＋6H+＝3Cl2↑＋3H2O
S2-、SO32-，Cl-、ClO3-在酸性條件下均反應而在鹼性條件下共存.
Fe2+與NO3-共存,但當酸化後即可反應.3Fe2+＋NO3-＋4H+＝3Fe3+＋NO↑＋2H2O
一般含氧酸鹽作氧化劑,在酸性條件下,氧化性比在中性及鹼性環境中強.故酸性KMnO4溶液氧化性較強.
4．條件不同，生成物則不同
1、2P＋3Cl2點燃===2PCl3(Cl2不足) ； 2P＋5Cl2點燃===2 PCl5(Cl2充足)
2、2H2S＋3O2點燃===2H2O＋2SO2(O2充足) ； 2H2S＋O2點燃===2H2O＋2S(O2不充足)
3、4Na＋O2緩慢氧化=====2Na2O 2Na＋O2點燃===Na2O2
4、Ca(OH)2＋CO2CO2適量====CaCO3↓＋H2O ； Ca(OH)2＋2CO2(過量)==Ca(HCO3)2
5、C＋O2點燃===CO2(O2充足) ； 2 C＋O2點燃===2CO (O2不充足)
6、8HNO3(稀)＋3Cu==2NO↑＋2Cu(NO3)2＋4H2O 4HNO3(濃)＋Cu==2NO2↑＋Cu(NO3)2＋2H2O
7、AlCl3＋3NaOH==Al(OH)3↓＋3NaCl ； AlCl3＋4NaOH(過量)==NaAlO2＋2H2O
8、NaAlO2＋4HCl(過量)==NaCl＋2H2O＋AlCl3 NaAlO2＋HCl＋H2O==NaCl＋Al(OH)3↓
9、Fe＋6HNO3(熱、濃)==Fe(NO3)3＋3NO2↑＋3H2O Fe＋HNO3(冷、濃)→(鈍化)
10、Fe＋6HNO3(熱、濃)Fe不足====Fe(NO3)3＋3NO2↑＋3H2O
Fe＋4HNO3(熱、濃)Fe過量====Fe(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O
11、Fe＋4HNO3(稀)Fe不足====Fe(NO3)3＋NO↑＋2H2O 3Fe＋8HNO3(稀) Fe過量====3Fe(NO3)3＋2NO↑＋4H2O
12、C2H5OH CH2=CH2↑＋H2O C2H5－OH＋HO－C2H5 C2H5－O－C2H5＋H2O

13、 ＋ Cl2 Fe→ ＋ HCl

＋3Cl2光→ （六氯環已烷）

14、C2H5Cl＋NaOHH2O→ C2H5OH＋NaCl C2H5Cl＋NaOH醇→CH2＝CH2↑＋NaCl＋H2O
15、6FeBr2＋3Cl2（不足）==4FeBr3＋2FeCl3 2FeBr2＋3Cl2（過量）==2Br2＋2FeCl3
離子共存問題比較金屬性強弱的依據
金屬性：金屬氣態原子失去電子能力的性質；
金屬活動性：水溶液中，金屬原子失去電子能力的性質。
註：金屬性與金屬活動性並非同一概念，兩者有時表現為不一致，
1、同周期中，從左向右，隨著核電荷數的增加，金屬性減弱；
同主族中，由上到下，隨著核電荷數的增加，金屬性增強；
2、依據最高價氧化物的水化物鹼性的強弱；鹼性愈強，其元素的金屬性也愈強；
3、依據金屬活動性順序表（極少數例外）；
4、常溫下與酸反應劇烈程度；5、常溫下與水反應的劇烈程度；
6、與鹽溶液之間的置換反應；7、高溫下與金屬氧化物間的置換反應。比較非金屬性強弱的依據
1、同周期中，從左到右，隨核電荷數的增加，非金屬性增強；
同主族中，由上到下，隨核電荷數的增加，非金屬性減弱；
2、依據最高價氧化物的水化物酸性的強弱：酸性愈強，其元素的非金屬性也愈強；
3、依據其氣態氫化物的穩定性：穩定性愈強，非金屬性愈強；
4、與氫氣化合的條件；
5、與鹽溶液之間的置換反應；
6、其他，例：2Cu＋SΔ===Cu2S Cu＋Cl2點燃===CuCl2 所以，Cl的非金屬性強於S。
「10電子」、「18電子」的微粒小結
1．「10電子」的微粒：
分子 離子
一核10電子的 Ne N3−、O2−、F−、Na+、Mg2+、Al3+
二核10電子的 HF OH−、
三核10電子的 H2O NH2−
四核10電子的 NH3 H3O+
五核10電子的 CH4 NH4+
2．「18電子」的微粒
分子 離子
一核18電子的 Ar K+、Ca2+、Cl‾、S2−
二核18電子的 F2、HCl HS−
三核18電子的 H2S
四核18電子的 PH3、H2O2
五核18電子的 SiH4、CH3F
六核18電子的 N2H4、CH3OH
註：其它諸如C2H6、N2H5+、N2H62+等亦為18電子的微粒。

『貳』 化學計量數是什麼怎麼算舉個例子謝謝

化學方程式中各物質化學式前面的「系數」(即化學計量數)

化學的計量數，實際上在這里就是方程式的配平，如果把方程式用待定系數法配平以後，得到的數字就是它的系數，也就是計量數
化學計量數的概念應包括其內涵與外延，即化學計量數之比與粒子數之比、物質的量之比、氣體體積比、反應速率之比等的關系。但它本身缺不具備聯系微觀與宏觀、統一初中與高中的功能。
就是一個化學反應每種物質前面的數字
比如:C+C2=CO2,化學計量數分別是1，1，1
這個反應也可以寫成
2C+202=2CO2，這樣的話，化學計量數就分別是2，2，2

『叄』 什麼叫「化學計量數」

化學計量數：化學反應方程式中,參與反應的物質前的系數,稱化學計量數，用η表示。實際上在運用中就是方程式的配平，如果把方程式用待定系數法配平以後，得到的數字就是它的系數，也就是計量數。

關於化學方程式中各物質化學式前面的「系數」(即化學計量數)，不宜簡單看作是原子或分子的個數，事實上我們能夠觀察到的反應現象，決不是幾個原子和分子間反應的結果，而是大量質點聚集所顯示的宏觀現象。化學方程式還具有「表示反應物、生成物各物質彼此之間的物質的量之比」。

(3)高考怎麼考化學計量數擴展閱讀：

化學計量數作用

以整數來揭示化學反應各組分之間的關系，計量數可以不僅是是原子反應個數之間的比，還可以擴展到宏觀的物質的量質量 還可以是體積之間的關系。再者計量數可以突出化合價電子轉移的數量關系。

化學計量數與反應級數

反應級數:在化學反應的速率方程中,各反應物的濃度項的指數之和稱該反應的反應級數。

反應級數與化學計量數的關系：對於基元反應反應物的分級數與該反應物的化學計量數的絕對值相等；對於非基元反應則不一定相等。

化學方程式的書寫步驟

1、寫：根據事實寫出反應物和生成物的化學式（左反、右生），並在反應物和生成物之間畫一條短線。

2、配：配平化學方程式的目的是使等號兩邊的原子種類與數目相等，遵守質量守恆定律，配平後要加以檢查。

3、註：註明化學反應發生的條件（點燃、加熱等），標出生成物狀態（氣體，沉澱等），把短線改成等號。

4、查：檢查化學方程式是否正確。

『肆』 如何做化學計算題

關於化學方程式計算的解題要領可以歸納為：

化學方程式要配平，需將純量代方程；

量的單位可直接用，上下單位應相同；

遇到有兩個已知量，應找不足來進行；

遇到多步的反應時，關系式法有捷徑。
有關溶液的計算

溶液是一種或幾種物質分散到另一種物質里形成均一、穩定的混合物，在有關溶液的計算中，要准確分析溶質、溶劑、溶液的質量，它們的最基本的質量關系是：

溶質質量+溶劑質量=溶液質量

應注意此關系中，溶質質量不包括在溶液中未溶解的溶質的質量。

1.溶解度的計算

固體物質溶解度的概念是：在一定溫度下，某固態物質在100克溶劑里達到飽和狀態時所溶解的質量，叫做這種物質在這種溶劑里的溶解度。

根據溶解度的概念和溶液中溶質、溶劑和溶液的量的關系，可進行如下的有關計算。

(1)根據在一定溫度下，某物質飽和溶液里的溶質和溶劑的量，求這種物質的溶解度。

(2)根據某物質在某溫度下的溶解度，求該溫度下一定量的飽和溶液里含溶質和溶劑的質量。

(3)根據某物質在某溫度下的溶解度，求如果溶劑質量減少(蒸發溶劑)時，能從飽和溶液里析出晶體的質量。

(4)根據某物質在某溫度下的溶解度，求如果溫度變化(降溫或升溫)時，能從飽和溶液里析出或需加入晶體的質量。

2.溶液中溶質質量分數的計算

溶質的質量分數是溶質質量與溶液質量之比。初中化學中常用百分數來表示。溶液中溶質質量分數的計算式如下：

溶質的質量分數=×100%

溶質質量分數的計算題可以有：

(1)已知溶質和溶劑的質量，求溶液的質量分數。

(2)已知溶液的質量和它的質量分數，求溶液里所含溶質和溶劑的質量。

(3)將一已知濃度的溶液加入一定量的水進行稀釋，或加入固體溶質，求稀釋後或加入固體後的溶液的質量分數。

3.溶液度與溶液質量分數之間的換算

在一定溫度下，飽和溶液里溶質質量、溶劑質量、溶液質量之比，是一個固定的值，也就是說飽和溶液里溶質質量分數是恆定的。在計算中首先要明確溶液度與溶液質量分數兩個概念的本質區別。其次是要注意條件，必須是在一定溫度下的飽和溶液，才能進行換算。

溶解度與溶液中溶質質量分數的比較如下：

溶解度 質量分數

量的關系 表示溶質質量與溶劑質量之間的關系 表示溶質質量與溶液質量之間的關系

條件 ①與溫度有關(氣體還跟壓強有關)②一定是飽和溶液 ①與溫度、壓強無關②不一定是飽和溶液，但溶解溶質的質量不能超過溶解度

表示方法 用克表示，即單位是克 用%表示，即是個比值，沒有單位

運算公式 溶解度=×100 %=×100%

換算公式 飽和溶液中溶質質量分數=×100%

『伍』 有誰可以給我講一下高一化學第一塊知識物質的量里的知識化學計量計算的基本方法

在全國的高考化學試卷和近幾年來的高考理綜化學試題中，選擇型計算題都占很大的分量。盡管選擇型計算題形式各不相同，但是筆者發現很多是「形變神不變」。如何巧解計算型選擇題，本文就這一問題談談自己的看法，供同學們學習參考。一、巧用「雙基」，回歸教材例1.已知t℃時，某物質的不飽和溶液a克，若蒸發b克水並恢復到t℃析出溶質m1克之；若該溶液蒸發c克水，並恢復到t℃時則析出溶質m2克，為了表示該物質在t℃時的溶解度，下列式子正確的是 A.S=100m1/m1-m2 B.S=100m2/C C.S=100(m1-m2)/(b-c) D.S=100(m1-m2)/(a-b) 解析：此題考查初中化學溶解度，起點低，但對能力要求並不低。若從溶解度的概念出發，其關鍵詞為一定溫度、100溶劑、飽和溶液、單位為克很快可以發現溶解度應該為：在飽和溶液中，100×溶液質量改變數/溶劑質量改變數。而應該選C。點評：武術上有一句名言：步不穩則拳亂。巧解的基石是「雙基」，前提是觀察、核心是思維；離開了「雙基」，思維會從頭腦中自動「刪除」。二、巧設數據，化繁為簡例2.將適量鐵粉放入三氯化鐵溶液中，完全反應後，溶液中Fe3＋與Fe2＋濃度的量相等，則反應的Fe3＋與未反應的Fe3＋物質的量之比為 A.2:3 B.3:2 C.1:2 D.1:1 解析：根據離子方程式Fe+2Fe3＋=3Fe2＋巧設未反應的Fe3＋為3mol從離子方程式可以看出：2Fe3＋ ~3Fe2＋因此，反應的Fe3＋與未反應的Fe3＋之比為2:3，所以選A。點評：對於表面上無任何數據，可根據化學方程式或離子方程式中的計量數巧設數據而化繁為簡、無需計算，大大縮短了時間。引伸：此種解法適用於隱數據計算題。三、巧用極限，化難為易例3.若1mol某氣態烴完全燃燒時需要3mol氧氣，則 A.X=3 Y=2 B.X=2 Y=4 C.X=3 Y=6 D.X=3 Y=8 解析：此題可用烴完全燃燒的化學方程式求解，也可以用極限法求解。從整個選項可以看出若X＝3，則3mol氧氣完全變成3mol CO2，則烴中的氫原子無氧原子與其結合成水，因此X只能等於2：生成了2mol CO2則消耗了2mol氧氣，餘下的1mol氧分子恰好跟4mol的氫原子結合成水，所以Y＝4選B。點評：對於每一道題，既要熟悉一般解法，又要有自己的獨創性；從普遍中發現特殊性，既能加快解題速度，又能培養自己的思維能力。引伸：一般用於化學平衡計算題。四、巧用整體觀察，化零為整例4.一定條件下，硝酸銨受熱分解的未配平的化學方程式如下：NH4NO3HNO3+N2+H2O，反應中被氧化的與未被氧化的氮原子物質的量之比為 A.5:3 B.5:4 C.1:1 D.3:5 解析：此題若先配平再找被氧化與被還原的氮原子數之比是不可取的，也是命題者不希望的。若採用對硝酸銨的整體觀察，N有以下三個化合價：-3、0、＋5.根據價態歸中，-3到0上升了3，＋5到0下降了5，再根據電子得失守恆的原則，就是5與3，答案為A。點評：在練習中或考試中一定要克服先動手後動腦的不良習慣，因為動腦比動手更快。延伸：一般適用於氧化還原方程式的有關計算題。五、巧用估演算法，快速求解例5.X、Y、Z三種氣體，把amolX和bmolY放入到一密閉容器中，發生如下反應：X+Y=2Z。達到平衡時，若它們的物質的量滿足於n(X)+n(Y)=n(Z)，則Y的轉化率為 A.(a+b)/5×100% B.2(a+b)/5b×100% C..2(a+b)/5×100% D.(a+b)/5a×100% 解析：本題可用平衡模式的方法，即找出起始量、轉化量、平衡量再列式計算。但若跳出「模式」巧用估演算法則更為神奇；轉化率＝某物質的轉化量/某物質的起始量再乘以100％，由於Y的起始量為bmol，所以求Y的轉化量在分母上必然有b，再對這幾個選項進行整體觀察，進行估算，很快就能確定選B。點評：在學習中「要有創造性，不要總是別人在前面走，你在後面跟。」（李政道語）。一定要把自己由單純的復制型轉變成為創造型。延伸：估演算法適用於幾個小項中有一項或二項在局部有微小的不同，再根據「雙基」迅速進行估算。六、巧找差量，求同存異例6.10mL某氣態烴在50mL氧氣中充分燃燒，得到液態水和35mL混合氣體（所有氣體體積都是在同溫同壓下測定）則該氣態烴可能是 A.甲烷 B.乙烷 C.丙烷 D.丙烯解析：設某氣態烴的化學式為CxHy CxHy(g)+(x+y/4)O2(g)xCO2(g)+y/2H2O(液) △V 1 x+y/4 x 1+y/4 10mL 25mL 1:10=(1+y/4):25 y=6選BD 點評：差量法是解題的常用方法，解此類題常用的思維方法為聚斂思維，學習時要求同存異，找出規律，多題一解，有利於跳出茫茫的題海。延伸：一般用於氣體體積在反應之後發生變化或固體質量發生變體的一類計算題。七、巧用守恆，同性合並例7.某溫度時，將Cl2通入NaOH溶液中，得到NaCl,NaClO,NaClO3混合液，經測定ClO3―與ClO―濃度之比為1:3，則Cl2與NaOH反應時被還原的氯原子與被氧化的氯原子的物質的量之比為 A.21:5 B.11:3 C.3:1 D.4:1 解析：化學中「四大守恆」即：質量守恆、電子守恆、電荷守恆、能量守恆（其中包括原子守恆、物料守恆）是解化學題的基礎。此題用的是電子守恆。氯原子失電子數是：4mol氯原子失去電子數為16mol，得到的電子為1mol氯原子得到1mol電子，必須有16mol氯原子才能得到16mol電子，所以16:4=4:1故選B。點評：氧化還原反應是中學階段最重要的反應之一，是高考的重點和熱點，平時練習時應該多加思考，爭取整體優化，局部細化，總體升華。八、巧換信息，避實就虛例8.物質的量相等的戊烷、苯、苯酚完全燃燒需要O2物質的量分別為X、Y、Zmol，則X、Y、Z的關系是 A.X>Y>Z B.Y>Z>X C.Z>Y>X D.Y>X>Z 解析：戊烷、苯、苯酚的分子式分別為C5H12、C6H6、C6H6O，將信息轉換C5H12C5H4·H8，C6H6C5H4·CH2，C6H6OC5H4·H2O，進行了這樣的轉換不用動筆，就能看出X>Y>Z，故選A。點評：此題若按照烴、烴的衍生物燃燒的化學方程式求解，雖能求出，但「殲敵三千，自損八百」。將信息進行合理轉換，「避實就虛」，找出共同點和不同點，無需計算，輕松解題。引伸：一些看起來比較復雜的計算，如高二化學中的氮族元素中的NO、NO2、O2跟水相互間的有關計算，應該先考慮是否可以進行信息轉換。

『陸』 化學高考考哪些內容具體點的

化學基本概念和基本理論
物質的組成和分類
1.物質的組成、性質和分類
化學用語及常用計量
2.化學用語的使用
3.阿伏加德羅常數
4.常見計算小規律（一）
5.常見計算小規律（二）
6.常見計算小規律（三）
7.無數據計算題
8.電子守恆法解題
9.氣體密度、壓強與體積
10.氣體體積有關計算
溶液
11.配製物質的量濃度的溶液
12.物質的量濃度」「溶解度」
13.溶液濃度與密度的關系
14.有關膠體的知識
物質結構和元素周期律
15.元素原子的結構特徵
16.微粒半徑的比較
17.「10電子」微粒小結
18.「18電子」微粒小結
19.比較金屬性強弱的依據
20.比較非金屬性強弱的依據
21.元素推斷題的「題眼」（一）
22.元素推斷題的「題眼」（二）
23.推斷元素化合物的規律（一）
24.推斷元素化合物的規律（二）
26.推斷元素化合物的規律（三）
26.推斷元素化合物的規律（四）
27.根據元素周期律推斷（一）
28.根據元素周期律推斷（二）
29.根據元素周期律推斷（三）
30.根據元素周期律推斷（四）
31.根據元素周期律推斷（五）
32.書寫粒子的電子式
33.化學鍵與物質類別關系規律
34.晶體熔沸點高低的判斷：
化學反應與能量
35.氧化還原反應的本質和規律
36.氧化（還原）性強弱判斷（一）
37.氧化（還原）性強弱判斷（二）
38.歧化（歸中）反應規律
39.氧化還原反應方程式配平
40.放熱反應小結
41.吸熱反應小結
42.熱化學方程式的書寫
43.熵變和焓變
44.蓋斯定律
45.原電池與電解池的比較
46.電極不同，電解各異
47.用原電池電解
48.電解的原理
49.鉛蓄電池
50.燃料電池
51.反接電源問題
52.串聯電路電解溶液
53.氯鹼工業
化學反應速率 化學反應平衡
54.化學反應速率
55.化學平衡狀態的標志
56.化學反應平衡常數
57.等效平衡（一）
58.等效平衡（二）
59.等效平衡（三）
60.等效平衡總結
61.化學平衡中的轉化率問題
62.轉化率和百分含量
電解質溶液
63.離子共存（一）
64.離子共存（二）
65.離子方程式的書寫（一）
66.離子方程式的書寫（二）
67.離子方程式的書寫（三）
68.離子方程式的書寫（四）
69.離子方程式的書寫（五）
70.離子方程式的書寫（六）
71.根據酸性順序書寫方程式
72.弱電解質的電離平衡
73.酸鹼質子理論
74.根據酸鹼pH，求體積比
75.弱電解質發生的反應
76.水的電離平衡
77.鹽類水解
78.離子濃度大小比較（一）
79.離子濃度大小比較（二）
80.沉澱溶解平衡

常見無機物及其應用
常見金屬元素
81.Na2O、Na2O2性質比較
82.CO2、H2O與Na2O2的反應（一）
83.CO2、H2O與Na2O2的反應（二）
84.CO2與NaOH溶液的反應規律
85.酸式鹽規律總結（一）
86.酸式鹽規律總結（二）
87.有關Al(OH)3的計算（一）
88.有關Al(OH)3的計算（二）
89.由Al制備Al(OH)3實驗方案
90.根據圖象求溶液的濃度
91.與Fe有關的易錯方程式
92.鑒別Fe2+和Fe3+方法小結
93.「鐵三角」關系
94.鐵中話「特殊」
95.銅的性質
96.金屬與酸的反應的幾種情況
97.金屬或非金屬置換H2的規律
98.金屬的冶煉
99.置換反應知多少
100.置換反應的應用
101.氧化物的分類
常見非金屬元素
102.氫氣的13種生成途徑
103.氧氣的10種生成途徑
104.C與O2的反應規律
105.硅及其化合物性質的「反常」
106.硅酸鹽工業—水泥
107.硅酸鹽工業—玻璃
108.N元素的氧化性和還原性
109.鑒別溴蒸汽和NO2的方法
110.CO2和NO的混合與Na2O2反應
111.NO、NO2的實驗室製法
112.氮的氧化物
113.NH3的性質
114.氨氣的實驗室製法
115.HNO3的性質
116.HNO3濃度與還原產物的關系
117.常見非金屬單質的製取
118.H2O2的性質
119.有水參加的化學變化
120.濃H2SO4的性質
121.濃溶液變稀，反應停止
122.SO42－的檢驗
123.氯水的成分
124.Cl2的實驗室製法
125.FeBr2與Cl2的反應
126.六類化合物的失水反應歸納
127.中學化學中密度的七點應用

常見有機物及其應用
128.烴中含碳量規律
129.據烴的通式判斷鍵數目
130.生成羥基的幾種方法
131.乙烯的實驗室製法
132.乙炔的實驗室製法
133.烴燃燒後體積變化的規律
134.烷烴（基）烯烴異構體的書寫
135.苯的同系物異構體的書寫
136.官能團的性質
137.有機物的耗氧量（一）
138.有機物的耗氧量（二）
139.石油和煤
140.酚的性質
141.酯化反應
142.連續氧化的反應規律
143.酯的水解
144.分子量相等規律
145.按要求書寫同分異構體
146.有機化學中的無機試劑
147.氨基酸的性質
148.有機化學問題釋疑

化學實驗基礎及其他
149.氣體的收集
150.玻璃儀器內污跡的洗滌
151.除雜問題
152.STS選擇題易錯點辨析
153.阿伏伽德羅常數易錯點辨析
154.離子共存與離子反應方程式正誤判斷易錯點辨析
155.有機物官能團的性質易錯點辨析
156.實驗基本操作易錯點辨析

『柒』 高中化學化學計量數

摩爾質量與氣體密度成正比（阿伏加德羅定理的重要推論(僅適用於氣體):同溫、同壓下,氣體的密度與其摩爾質量(或是相對分子質量)成正比.數學表達式:p1/p2=M1/M2(T、P相同).），又已知氫氣的摩爾質量是:2 g/mol，相對密度為11.43，則有混合氣體摩爾質量=2 g/mol×11.43=22.86g/mol，希望有用

『捌』 高中化學.什麼是化學計量數

化學計量數就是化學方程式中化學式前面的數字.
如Fe+2FeCl3=3FeCl2
Fe、FeCl3、FeCl2的化學計量數分別是1、2、3.

『玖』 高中化學計算題到底該怎麼做啊

遇到計算題，你首先吧有關的方程式都寫出來，目的就是弄清各物質的等量關系。
如果是電解，原電池的題目，最好照清楚各物質之間的數量關系，這樣再結合題中給的條件以及要求的東西，就容易多了。
遇到反應平衡，就按照書上的三步法，把方程式寫出來，在各個物質下面標注反應前，反應後，以及變化的物質的量，再根據系數就求出來了
做計算題，我們老師說要把題中給的條件，重點是各個數據用筆畫出來，這樣你來回找條件要方便得多。
我們老師說在正規的高考中，化學是不考計算題的，計算題一般只會在選擇填空中出現，這樣可以不必注重步驟，用各種方法，選對了就行。