高中化学重要知识点梳理.docx

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高中化学重要知识点梳理

高中化学重要知识点梳理

一、几个常见的热点问题

1．阿伏加德罗常数

（1）条件问题：

常温、常压下气体摩尔体积增大，不能使用22.4L/mol。

（2）状态问题：

标准状况时，H2O、N2O4、碳原子数大于4的烃为液态或固态；SO3、P2O5等为固态，不能使用22.4L/mol。

（3）特殊物质的摩尔质量及微粒数目：

如D2O、18O2、H37Cl等。

（4）某些特定组合物质分子中的原子个数：

如Ne、O3、P4等。

（5）某些物质中的化学键数目：

如白磷（31g白磷含1.5molP－P键）、金刚石（12g金刚石含2molC－C键）、晶体硅及晶体SiO2（60g二氧化硅晶体含4molSi－O键）、Cn（1molCn含n mol单键，n/2mol双键）等。

（6）某些特殊反应中的电子转移数目：

如Na2O2与H2O、CO2的反应（1molNa2O2转移1mol电子；Cl2与H2O、NaOH的反应（1molCl2转移1mol电子。

若1molCl2作氧化剂，则转移2mol电子）；Cu与硫的反应（1molCu反应转移1mol电子或1molS反应转移2mol电子）等。

（7）电解质溶液中因微粒的电离或水解造成微粒数目的变化：

如强电解质HCl、HNO3等因完全电离，不存在电解质分子；弱电解质CH3COOH、HClO等因部分电离，而使溶液中CH3COOH、HClO浓度减小；Fe3+、Al3+、CO32–、CH3COO–等因发生水解使该种粒子数目减少；Fe3+、Al3+、CO32–等因发生水解反应而使溶液中阳离子或阴离子总数增多等。

（8）由于生成小分子的聚集体（胶体）使溶液中的微粒数减少：

如1molFe3+形成Fe（OH）3胶体时，微粒数目少于1mol。

（9）此外，还应注意由物质的量浓度计算微粒时，是否告知了溶液的体积；计算的是溶质所含分子数，还是溶液中的所有分子（应考虑溶剂水）数；某些微粒的电子数计算时应区分是微粒所含的电子总数还是价电子数，并注意微粒的带电情况（加上所带负电荷总数或减去所带正电荷总数）。

2．离子共存问题

（1）弱碱阳离子只存在于酸性较强的溶液中：

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：

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–）会生成正盐和水：

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：

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：

Al3+与HCO3–、CO32–、HS–、S2–、AlO2–等；Fe3+与HCO3–、CO32–、AlO2–等。

（6）若阴、阳离子能发生氧化还原反应则不能大量共存：

Fe3+与I–、S2–；MnO4–（H+）与I–、Br–、Cl–、S2–、SO32–、Fe2+等；NO3–（H+）与I–、S2–、SO32–、Fe2+等；ClO–与I–、S2–、SO32–等。

（7）因络合反应或其它反应而不能大量共存：

Fe3+与SCN–；Al3+与F–等（AlF63–）。

（8）此外，还有与Al反应反应产生氢气的溶液（可能H+；可能OH–，含H+时一定不含NO3–）；水电离出的c（H+）＝10–13mol/L（可能为酸溶液或碱溶液）等。

3．热化学方程式

Q＝反应物总能量－生成物总能量

Q>0,放热反应，Q<0，吸热反应；

注意：

①同一热化学方程式用不同计量系数表示时，Q值不同；②热化学方程式中计量系数表示物质的量；③能量与物质的凝聚状态有关，热化学方程式中需标明物质的状态；④Q用“－”表示吸热；用“＋”表示放热；⑤在表示可燃物燃烧热的热化学方程式中，可燃物前系数为1，并注意生成的水为液态。

4．元素周期率与元素周期表

（1）判断金属性或非金属性的强弱

金属性强弱

非金属性强弱

①最高价氧化物水化物碱性强弱

①最高价氧化物水化物酸性强弱

②与水或酸反应，置换出H2的易难

②与H2化合的易难或生成氢化物稳定性

③活泼金属能从盐溶液中置换出不活泼金属

③活泼非金属单质能置换出较不活泼非金属单质

（2）比较微粒半径的大小

①核电荷数相同的微粒，电子数越多，则半径越大：

阳离子半径＜原子半径＜阴离子半径

如：

H+＜H＜H–；Fe＞Fe2+＞Fe3+；Na+＜Na；Cl＜Cl–

②电子数相同的微粒，核电荷数越多则半径越小．即具有相同电子层结构的微粒，核电荷数越大，则半径越小。

如：

①与He电子层结构相同的微粒：

H–＞Li+＞Be2+

②与Ne电子层结构相同的微粒：

O2–＞F–＞Na+＞Mg2+＞Al3+

③与Ar电子层结构相同的微粒：

S2–＞Cl–＞K+＞Ca2+

③电子数和核电荷数都不同的微粒

同主族：

无论是金属还是非金属，无论是原子半径还是离子半径从上到下递增。

同周期：

原子半径从左到右递减。

同周期元素的离子半径比较时要把阴阳离子分开。

同周期非金属元素形成的阴离子半径大于金属元素形成的阳离子半径。

例如：

Na+＜Cl–；第三周期，原子半径最小的是Cl，离子半径最小的是Al3+

（3）元素周期结构

（4）位、构、性间关系

5．化学平衡

（1）化学反应速率：

aA（g）＋bB（g） cC（g）＋dD（g）

反应任一时刻：

v（A）正∶v（B）正∶v（C）正∶v（D）正＝a∶b∶c∶d

v（A）逆∶v（B）逆∶v（C）逆∶v（D）逆＝a∶b∶c∶d

平衡时：

v（A）正＝v（A）逆，v（B）正＝v（B）逆，v（C）正＝v（C）逆，v（D）正＝v（D）逆

（2）外界条件对化学反应速率的影响

①固体物质的浓度可以视作常数，故其反应速率与固体的用量无关。

②一般温度每升高10℃，反应速率增大2～4倍。

③压强只影响气体反应的速率。

④充入“惰性气体”：

恒温、恒容：

不影响反应速率；

恒温、恒压：

反应速率减小。

⑤催化剂可同等程度的改变正、逆反应速率，影响反应到达平衡的时间，而不能改变反应物的平衡转化率。

（2）平衡常数（K）：

只与温度有关，温度一定，K为定值。

常用于判断平衡移动的方向和平衡时组分浓度、反应物平衡转化率等的计算（计算时特别注意平衡常数表达式中使用的是组分的平衡浓度）。

（3）平衡标志

①宏观：

各组分的浓度相等。

③微观：

用同一种物质表示的正、逆反应速率相等。

③其他：

如气体颜色、反应物转化率、产物产率、组分百分含量、气体密度、气体相对分子质量等，若平衡移动时该量改变，则不再改变时即达平衡状态。

（4）平衡移动方向

v正＞v逆，平衡正向移动

①改变条件的瞬间：

  v正＝v逆，平衡不移动

v正＜v逆，平衡逆向移动

因此，化学平衡的移动与反应的过程有关，是过程函数，化学平衡移动的方向取决于改变条件瞬间的v正、v逆之间的关系。

②浓度熵（Q）法：

按平衡常数计算式算出改变条件的瞬间值，然后与平衡常数进行比较。

Q＜K，平衡正向移动

改变条件的瞬间：

 Q＝K，平衡不移动

Q＞K，平衡逆向移动

6．电解质溶液

（1）溶液的导电性：

溶液的导电性取决于溶液中自由移动的离子的浓度及离子所带的电荷数。

强电解质溶液的导电性不一定强，相反，弱电解质溶液的导电性不一定弱。

（2）弱电解质的电离程度、能水解盐的水解程度与电解质浓度间的关系：

弱酸或弱碱的浓度越大，则其酸性或碱性越强，但其电离程度越小；强酸弱碱盐或弱酸强碱盐的浓度越大，则其酸性或碱性越强，但其水解程度越小。

（3）溶液中微粒浓度的比较

①微粒浓度的大小比较

首先判断溶液中的溶质；然后根据溶质组成初步确定溶液中微粒浓度间的关系；接着判断溶液的酸、碱性（或题中给出）；最后根据溶质是否因电离或水解而造成微粒浓度的变化，根据溶液的酸碱性确定其电离和水解程度的大小，写出微粒浓度间最终的大小关系。

②微粒浓度间的守恒关系：

电荷守恒：

借助于离子浓度（或物质的量）表达溶液呈电中性的式子。

物料守恒：

溶液中溶质微粒符合溶质组成的式子。

（4）原电极及电解（铜锌原电池、电解饱和食盐水、氯化铜溶液）

原电池的负极发生氧化反应，正级发生还原反应；电解过程中阳极发生氧化反应，阴极发生还原反应。

二、无机物的特征性质与反应

1．常见物质的颜色

（1）焰色反应：

Na+（黄色）、K+（紫色，透过蓝色钴玻璃）

（2）有色溶液：

Fe2+（浅绿色）、Fe3+（黄色）、Cu2+（蓝色）、MnO4–（紫红色）、Fe（SCN）3（血红色）

（3）有色固体：

红色：

Cu、Cu2O、Fe2O3；红褐色固体：

Fe（OH）3；蓝色固体：

Cu（OH）2；黑色固体：

CuO、FeO、FeS、CuS、Cu2S、Ag2S、PbS；浅黄色固体：

S、Na2O2、AgBr；黄色固体：

AgI、Ag3PO4（可溶于稀硝酸）；白色固体：

Fe（OH）2、CaCO3、BaSO4、AgCl、BaSO3等。

（4）反应中的颜色变化

①Fe2+与OH–反应：

产生白色絮状沉淀，迅速转变成灰绿色，最后变成红褐色。

②I2遇淀粉溶液：

溶液呈蓝色。

③苯酚中加过量浓溴水：

产生白色沉淀（三溴苯酚能溶于苯酚、苯等有机物）。

④苯酚中加FeCl3溶液：

溶液呈紫色。

⑤Fe3+与SCN–：

溶液呈血红色。

⑥蛋白质溶液与浓硝酸：

出现黄色浑浊（蛋白质的变性）。

2．常见的气体

（1）常见气体单质：

H2、N2、O2、Cl2

（2）有颜色的气体：

Cl2（黄绿色）、溴蒸气（红棕色）、NO2（红棕色）。

（3）易液化的气体：

NH3、Cl2、SO2。

（4）有毒的气体：

F2、O3、HF、Cl2、H2S、SO2、CO、NO（NO、CO均能与血红蛋白失去携氧能力）、NO2（制备时需在通风橱内进行）。

（5）极易溶于水的气体：

NH3、HCl、HBr；易溶于水的气体：

NO2、SO2；能溶于水的气体：

CO2、Cl2。

（6）具有漂白性的气体：

Cl2（潮湿）、O3、SO2。

注意：

Cl2（潮湿）、O3因强氧化性而漂白（潮湿Cl2中存在HClO）；SO2因与有色物质化合生成不稳定无色物质而漂白；焦碳因多孔结构，吸附有色物质而漂白。

（7）能使石蕊试液先变红后褪色的气体为：

Cl2（SO2使石蕊试液显红色）。

（8）能使品红溶液褪色的气体：

SO2（加热时又恢复红色）、Cl2（加入AgNO3溶液出现白色沉淀）。

（9）能使无水硫酸铜变蓝的气体：

水蒸气。

（10）能使湿润的碘化钾淀粉试纸变蓝的气体：

Cl2、Br2、NO2、O3。

（11）不能用浓硫酸干燥的气体：

NH3、H2S、HBr、HI。

（12）不能用无水CaCl2干燥的气体：

NH3（原因：

生成：

CaCl2·8NH3）。

3．有一些特别值得注意的反应

（1）单质＋化合物1化合物2

2FeCl2＋Cl22FeCl3         4Fe（OH）2＋O2＋2H2O4Fe（OH）3

2Na2SO3＋O22Na2SO4      2FeCl3＋Fe3FeCl2

（2）难溶性酸、碱的分解

H2SiO3SiO2＋H2O      Mg（OH）2MgO＋H2O

2Fe（OH）3Fe2O3＋3H2O  2Al（OH）3Al2O3＋3H2O

（3）不稳定性酸、碱的分解

2HClO2HCl＋O2↑      4HNO34NO2↑＋O2↑＋2H2O

NH3·H2ONH3↑＋H2O    H2SO3SO2↑＋H2O

（4）不稳定性盐的分解

NH4ClNH3↑＋HCl↑     2AgBr2Ag＋Br2

CaCO3CaO＋CO2↑     2NaHCO3Na2CO3＋CO2↑＋H2O；

（5）金属置换金属：

Fe＋Cu2+Cu＋Fe2+、2Al＋Fe2O32Fe＋Al2O3

（6）金属置换非金属：

2Na＋2H2O2NaOH＋H2↑  Zn＋2H+Zn2+＋H2↑

2Mg＋CO22MgO＋C    3Fe＋4H2OFe3O4＋4H2↑

（7）非金属置换非金属：

2F2＋2H2O4HF＋O2 Cl2＋H2S（HBr、HI）2HCl＋S（Br2、I2）

2C＋SiO2Si＋2CO↑ C＋H2OCO＋H2

3Cl2＋2NH3N2＋6HCl Si＋4HFSiF4＋2H2

（8）非金属置换金属：

H2＋CuOCu＋H2O     C＋2CuO2Cu＋CO2↑

4．一些特殊类型的反应

（1）化合物＋单质化合物＋化合物

Cl2＋H2OHCl＋HClO       2H2S＋3O22SO2＋2H2O

4NH3＋5O24NO＋6H2O  CH4＋2O2CO2＋2H2O

（2）化合物＋化合物化合物＋单质

4NH3＋6NO5N2＋6H2O      2H2S＋SO23S＋2H2O

2Na2O2＋2H2O4NaOH＋O2↑  NaH＋H2ONaOH＋H2↑

2Na2O2＋2CO22Na2CO3＋O2   CO＋H2OCO2＋H2

（3）一些特殊化合物与水的反应

①金属过氧化物：

2Na2O2＋2H2O4NaOH＋O2↑

②金属氮化物：

Mg3N2＋3H2O3Mg（OH）2＋2NH3↑

③金属硫化物：

Al2S3＋6H2O2Al（OH）3＋3H2S↑

CaS＋2H2OCa（OH）2＋H2S↑

④金属碳化物：

CaC2＋2H2OCa（OH）2＋C2H2↑

Al4C3＋12H2O4Al（OH）3＋3CH4↑

⑤金属氢化物：

NaH＋H2ONaOH＋H2↑

⑥金属磷化物：

Ca3P2＋6H2O3Ca（OH）2＋2PH3↑

⑦非金属的卤化物：

NCl3＋3H2ONH3＋3HClO   PCl3＋3H2OH3PO3＋3HCl

SiCl4＋3H2OH2SiO3＋4HCl  SOCl2＋H2O2HCl＋SO2↑

（4）双水解反应

①Al3+（或Fe3+）与HCO3–、CO32–：

Al3+＋3HCO3–Al（OH）3↓＋3CO2↑

2Al3+＋3CO32–＋3H2O2Al（OH）3↓＋3CO2↑

②Al3+与HS–、S2–：

Al3+＋3HS–＋3H2OAl（OH）3↓＋3H2S↑

2Al3+＋3S2–＋6H2O2Al（OH）3↓＋3H2S↑

③Al3+与AlO2–：

Al3+＋3AlO2–＋6H2O4Al（OH）3↓

（5）一些高温下的反应

3Fe＋4H2OFe3O4＋4H2↑      2Al＋Fe2O32Fe＋Al2O3

C＋H2OCO＋H2              CaCO3CaO＋CO2↑

CaCO3＋SiO2CaSiO3＋CO2↑   Na2CO3＋SiO2Na2SiO3＋CO2↑

（6）能连续被氧化的物质

①单质：

NaNa2ONa2O2       CCOCO2

N2NONO2     PP2O3P2O5     SSO2SO3

②化合物：

CH4COCO2  NH3NONO2

H2SS（或SO2）SO2SO3  CH3CH2OCH3CHOCH3COOH

CH3OHHCHOHCOOHCO2

三、有机化学

1．三类物质中氢的活泼性比较

Na（置换）

NaOH（中和）

Na2CO3

NaHCO3

C2H5－OH

H2↑

——

——

——

C6H5－OH

H2↑

C6H5ONa

NaHCO3

——

CH3COOH

H2↑

CH3COONa

CO2↑

CO2↑

2．常见试剂的常见反应

（1）溴单质

①只能是液溴：

与饱和碳原子上氢的取代反应（光照或加热）

与苯环上氢的取代反应（催化剂）

②可以是溴水（或溴的四氯化碳溶液）：

不饱和烃（烯烃或炔烃）的加成反应

酚类物质中苯环上的取代反应

含醛基物质的氧化反应

（2）NaOH

①NaOH水溶液：

卤代烃的取代反应（1mol与苯环直接相连的卤原子水解需2molNaOH）

酯的水解反应（1mol酚酯消耗2molNaOH）

与羧酸或酚羟基的中和反应

蛋白质或多肽的水解

②NaOH醇溶液：

卤代烃的消去反应

（3）新制Cu（OH）2悬浊液：

 与羧酸的反应

含醛基物质的氧化反应

（4）银氨溶液：

含醛基物质的氧化反应

（5）H2SO4：

作催化剂：

苯的硝化或醇的消去反应；酯或蛋白质的水解反应

反应物：

苯的磺化反应；与醇的酯化反应

强酸性：

与CH3COONa加热蒸馏制CH3COOH

（6）酸性高锰酸钾：

 烯烃、炔烃等不饱和烃的氧化反应

苯环侧链（与苯环相连的第一个碳上有氢）的氧化反应

醇的氧化反应

含醛基物质的氧化反应

（7）FeCl3：

含酚羟基物质的显色反应

（8）HNO3：

苯的硝化反应（苯与浓硫酸、浓硝酸的混酸反应）

遇蛋白质显黄色（蛋白质分子中含苯环

与甘油、纤维素等的酯化反应

3．反应条件和反应试剂对有机反应的影响

（1）反应条件

（催化剂时苯环上取代）

（光照或加热时饱和碳上取代）

CH2＝CH－CH3＋Cl2CH2＝CH－CH2－Cl＋HCl

CH2＝CH－CH3＋HBr （氢加在含氢较多碳原子上，符合马氏规则）

CH2＝CH－CH3＋HBrCH3－CH2－CH2－Br（反马氏加成）

（2）温度不同

2CH3CH2OHCH3CH2OCH2CH3＋H2O   

（2）溶剂影响

CH3CH2Br＋NaOHCH3CH2OH  CH3CH2Br＋NaOHCH2＝CH2↑＋NaBr＋H2O

（3）试剂浓度影响

CH3COOH＋CH3CH2OHCH3COOCH2CH3＋H2O

CH3COOCH2CH3＋H2OCH3COOH＋CH3CH2OH

（3）溶液酸碱性影响

R－OH＋HXR－X＋H2O       R－X＋H2OR－OH＋HX

CH3COOCH2CH3＋H2OCH3COOH＋CH3CH2OH

CH3COOCH2CH3＋NaOHCH3COONa＋CH3CH2OH

4．官能团间的演变

5．有机中常见的分离和提纯

（1）除杂（括号内为杂质）

①C2H6（C2H4、C2H2）：

溴水，洗气（或依次通过酸性高锰酸钾溶液、NaOH溶液，洗气）

②C6H6（C6H5－CH3）：

酸性高锰酸钾溶液、NaOH溶液，分液

③C2H5－Br（Br2）：

Na2CO3溶液，分液（主要考虑C2H5Br在NaOH条件下能水解）

④C6H5－Br（Br2）：

NaOH溶液，分液

⑤C2H5－OH（H2O）：

加新制生石灰，蒸馏

⑥C6H6（C6H5－OH）：

NaOH溶液，分液（或直接蒸馏）

⑦CH3COOC2H5（CH3COOH、C2H5OH）：

饱和碳酸钠溶液，分液

⑧C2H5OH（CH3COOH）：

NaOH，蒸馏

（2）分离

①C6H6、C6H5OH：

NaOH溶液，分液，上层液体为苯；然后在下层液体中通过量的CO2，分液，下层液体为苯酚（或蒸馏收集不同温度下的馏分）

②C2H5OH、CH3COOH：

NaOH，蒸馏收集C2H5OH；然后在残留物中加硫酸，蒸馏得CH3COOH。

四、化学实验

1．化学实验中的先与后

（1）加热试管时，应先均匀加热后局部加热。

（2）用排水法收集气体结束时，先移出导管后撤酒精灯。

（3）制取气体时，先检查装置气密性后装药品。

（4）稀释浓硫酸时，应将浓硫酸慢慢注入水中，边加边搅拌。

（5）点燃H2、CH4、C2H4、C2H2等可燃气体时，先检验气体的纯度。

（6）检验卤化烃分子的卤元素时，在水解后的溶液中先加稀HNO3中和碱液再加AgNO3溶液。

（7）检验NH3（用红色石蕊试纸）、Cl2（用淀粉KI试纸）等气体时，先用蒸馏水润湿试纸后再与气体接触。

（8）中和滴定实验时，用蒸馏水洗过的滴定管、移液管先用待装液润洗。

（9）焰色反应实验时，每做一次，铂丝应先沾上稀盐酸放在火焰上灼烧到无色时，再做下一次实验。

（10）H2还原CuO时，先通H2后加热，反应完毕后先撤酒精灯，冷却后再停止通H2。

（11）检验蔗糖、淀粉水解产物时，先加NaOH中和催化作用的硫酸，再加新制Cu（OH）2悬浊液或银氨溶液。

2．中学化学实验中的温度计

（1）测液体的温度：

如测物质溶解度；实验室制乙烯等。

（2）测蒸气的温度：

如实验室蒸馏石油；测定乙醇的沸点等。

（3）测水浴温度：

如温度对反应速率影响的反应；苯的硝化反应；苯的磺化反应；制酚醛树脂；银镜反应；酯的水解等。

3．常见实验装置

（1）气体发生装置：

固、固加热型；固、液不加热型；固（液）、液加热型。

固－固加热型

固－液不加热型

固（液）－液加热型

（2）各种防倒吸装置——用于防止液体的倒吸。

（3）常见的净化装置和尾气吸收装置

①常见的净化装置——用于除去气体中的杂质气体。

②常见的尾气吸收装置——用于吸收尾气。

（4）常见的量气装置——通过排液法测量气体的体积。

（5）过滤、蒸馏、分液装置

4．物质的分离和提纯

（1）物质分离提纯的常用方法

方法

适用范围

举例

过滤

分离不溶性固体和液体混合物

粗盐提纯时，将粗盐溶于水，过滤除去不溶性杂质

结晶

分离溶解度随温度变化差别大的固体混合物

分离KNO3和NaCl的混合物

蒸发

除去溶液中的挥发性溶剂

从食盐水中提取食盐

蒸馏

分离沸点差别大的液体混合物

由普通酒精制取无水酒精

萃取

提取易溶于某种溶剂的物质

用CCl4提取I2水中的I2

分液

分离互不相溶的液体混合物

分离水和苯的混合物

（2）物质分离提纯的常用化学方法

①溶解法：

利用特殊的溶剂（或试剂）把杂质溶解而除去，或提取出被提纯物质的一种方法。

②沉淀法：

利用沉淀反应将杂质转化为沉淀而除去，或将被提纯物质转化为沉淀而分离出来。

③转化法：

将杂质转化为被提纯物质而除去的一种方法。

④加热分解法：

通过加热将杂质转化成气体而除去的一种方法。

⑤酸碱法：

通过加酸、碱调节溶液的pH，从而使杂质转化为沉淀而除去。

⑥氧化还原法：

通过加氧化剂或还原剂，将杂质转化为气体、沉淀或其它物质而除去。

⑦离子交换法：

通过离子交换树脂除去溶液中的特定离子。

5．常见离子的检验方法

离子

检验方法

主要现象

H+

酸碱指示剂；活泼金属Zn；碳酸盐等

变色，产生氢气，产生CO2气体

Na+、K+

焰色反应

钠“黄”钾“紫”

Al3+

OH–

先生成白色沉淀，后白色沉淀溶解形成无色溶液

Fe3+

KSCN溶液，NaOH溶液

溶液变红色，生成红褐色沉淀

NH4+

NaOH溶液、加热

生成能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体

OH–

酚酞溶液

溶液变红色

Cl–

AgNO3、稀硝酸

生成不溶于稀硝酸的白色沉淀

SO42–

稀HCl、BaCl2溶液

生成不溶于HCl的白色沉淀

CO32–

盐酸、澄清石灰水

生成使澄清石灰水变浑浊的无色无味气体