高中化學(xué)易漏易忘的知識(shí)

高中化學(xué)學(xué)習(xí)方法

經(jīng)過(guò)初中的學(xué)習(xí)，相信同學(xué)們對(duì)化學(xué)這一學(xué)科有了基礎(chǔ)的了解。但針對(duì)高中化學(xué)學(xué)習(xí)，在

部分學(xué)生還茫然無(wú)措?，F(xiàn)在就結(jié)合高中化學(xué)元素的特點(diǎn)，談?wù)勎覍?duì)高中化學(xué)的認(rèn)識(shí)和學(xué)方法

的總結(jié)。

初中化學(xué)來(lái)說(shuō)，知識(shí)量更加龐大，內(nèi)容更加繁雜。但經(jīng)過(guò)細(xì)細(xì)的摸索和分析，它仍有規(guī)律

可循。只要把握好這些規(guī)律，高中化學(xué)的學(xué)習(xí)將會(huì)變得比較簡(jiǎn)單。

首先，牢牢地把握好元素周期律這些規(guī)律，就為我們學(xué)習(xí)元素打下了艱實(shí)的基礎(chǔ)，然后結(jié)

合具體元素的特殊性，加以補(bǔ)充，這樣對(duì)元素這部分的學(xué)習(xí)就顯得相當(dāng)容易。

其次，緊緊抓住“結(jié)構(gòu)決定性質(zhì)，性質(zhì)決定用途”這條原則，切實(shí)掌握物質(zhì)的結(jié)構(gòu)和性

質(zhì)，并與應(yīng)用結(jié)合起來(lái)，這樣就能夠從識(shí)記的水平提高到運(yùn)用的水平。這也是高考考查的

能力之一。

還要學(xué)會(huì)活學(xué)活用，通過(guò)類比的方法，掌握一系列元素的性質(zhì)，一類化學(xué)反應(yīng)的實(shí)質(zhì)。

這樣就在很大程度上解決了記憶量大，內(nèi)容繁多的問(wèn)題。

下面我談?wù)劯咧谢瘜W(xué)的課堂學(xué)習(xí)方法：

考慮到高中學(xué)生的素質(zhì)，切實(shí)做好預(yù)習(xí)是不可能的，但這并不等于放棄課前預(yù)習(xí)。要對(duì)

老師的問(wèn)題有些了解，為聽課做好準(zhǔn)備。

課堂上務(wù)必要認(rèn)真聽課，跟著老師的點(diǎn)撥思路走，通過(guò)老師的引導(dǎo)，最終解決問(wèn)題。在

課堂上一定要慎防做筆記代替聽課，這樣會(huì)大大降低聽課質(zhì)量。筆記可以在課后根據(jù)自己的

記憶和理解補(bǔ)記。課堂上一定要勤，勤問(wèn)，勤思，勤動(dòng)手。做到以上這些，就會(huì)使課堂學(xué)習(xí)

變得充實(shí)而有效。

課后復(fù)習(xí)也是非常重要的一個(gè)環(huán)節(jié)。要對(duì)老師講過(guò)的知識(shí)加以總結(jié)，再思考，最后成為

自己的東西。

希望同學(xué)們根據(jù)以上學(xué)習(xí)方法，結(jié)合自身學(xué)習(xí)狀況，形成一套適合自己的學(xué)習(xí)方法，以

此來(lái)提高學(xué)習(xí)成績(jī)。

考試中經(jīng)常用到的規(guī)律：

1、溶解性規(guī)律一一見溶解性表；

2、常用酸、堿指示劑的變色范圍：

指示劑PH的變色范圍

甲基橙<3.1紅色3.1——4.4橙色>4.4黃色

酚醐<8.0無(wú)色8.0——10.0淺紅色>10.0紅色

石蕊<5」紅色5.1------8.0紫色>8.0藍(lán)色

3、在惰性電極上，各種離子的放電順序：

陰極(奪電子的能力)

Au3+>Ag+>Hg2+>Cu2+>Pb2+>Fa2+>Zn2+>H+>A13+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+

陽(yáng)極(失電子的能力)：S2->1->Br->C1->OH->含氧酸根

注意：若用金屬作陽(yáng)極，電解時(shí)陽(yáng)極本身發(fā)生氧化還原反應(yīng)(Pt、Au除外)

4、雙水解離子方程式的書寫

(1)左邊寫出水解的離子，右邊寫出水解產(chǎn)物；

(2)配平：在左邊先配平電荷，再在右邊配平其它原子；

(3)H、O不平則在那邊加水。

例：當(dāng)Na2c03與A1C13溶液混和時(shí)：

3CO32-+2A13++3H2O=2A1（OH）3I+3CO2t

5、寫電解總反應(yīng)方程式的方法：（1）分析：反應(yīng)物、生成物是什么；（2）配平。

例：電解KC1溶液：2KC1+2H2O==H2t+02t+2K0H

配平：2KC1+2H2O==H2t+C12t+2KOH

6、將一個(gè)化學(xué)反應(yīng)方程式分寫成二個(gè)電極反應(yīng)的方法

（1）按電子得失寫出二個(gè)半反應(yīng)式；

（2）再考慮反應(yīng)時(shí)的環(huán)境（酸性或堿性）；

（3）使二邊的原子數(shù)、電荷數(shù)相等。

例：蓄電池內(nèi)的反應(yīng)為：Pb+Pb02+2H2SO4=2PbSO4+2H2O試寫出作為原電池（放電）

時(shí)的電極反應(yīng)。

寫出二個(gè)半反應(yīng)：Pb-2e--PbS04Pb02+2e--PbS04

分析：在酸性環(huán)境中，補(bǔ)滿其它原子：

應(yīng)為：負(fù)極：Pb+SO42--2e-=PbSO4

正極：Pb02+4H++SO42-+2e-=PbS04+2H2O

注意：當(dāng)是充電時(shí)則是電解，電極反應(yīng)則為以上電極反應(yīng)的倒轉(zhuǎn)：

為：陰極：PbSO4+2e-=Pb+SO42-

陽(yáng)極：PbS04+2H2O-2e-=Pb02+4H++SO42-

7、在解計(jì)算題中常用到的恒等：原子恒等、離子恒等、電子恒等、電荷恒等、電量恒等，

用到的方法有：質(zhì)量守恒、差量法、歸一法、極限法、關(guān)系法、十字交法和估算法。（非氧

化還原反應(yīng)：原子守恒、電荷平衡、物料平衡用得多，氧化還原反應(yīng)：電子守恒用得多）

8、電子層結(jié)構(gòu)相同的離子，核電荷數(shù)越多，離子半徑越小；

9、晶體的熔點(diǎn)：原子晶體>離子晶體>分子晶體中學(xué)學(xué)到的原子晶體有：Si、SiC、SiO2=

和金剛石。原子晶體的熔點(diǎn)的比較是以原子半徑為依據(jù)的：

金剛石>SiC>Si（因?yàn)樵影霃剑篠i>C>O）.

10、分子晶體的熔、沸點(diǎn)：組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，分子量越大熔、沸點(diǎn)越高。

11、膠體的帶電：一般說(shuō)來(lái)，金屬氫氧化物、金屬氧化物的膠體粒子帶正電，非金屬氧化物、

金屬硫化物的膠體粒子帶負(fù)電。

12、氧化性：MnO4->C12>Br2>Fe3+>12>S=4（+4價(jià)的S）

例：12+S02+H20=H2SO4+2HI

13、含有Fe3+的溶液一般呈酸性。

14、能形成氫鍵的物質(zhì)：H20、NH3、HF、CH3CH2OH。

15、氨水（乙醇溶液一樣）的密度小于1,濃度越大，密度越小，硫酸的密度大于1,濃度

越大，密度越大，98%的濃硫酸的密度為：1.84g/cm3。

16、離子是否共存：

（1）是否有沉淀生成、氣體放出；

（2）是否有弱電解質(zhì)生成；

（3）是否發(fā)生氧化還原反應(yīng)；

（4）是否生成絡(luò)離子［Fe（SCN）2、Fe（SCN）3、Ag（NH3）+、［Cu（NH3）4］2+等］;

（5）是否發(fā)生雙水解。

17、地殼中：含量最多的金屬元素是一A1含量最多的非金屬元素是一0HC104（高氯

酸）一是最強(qiáng)的酸

18、熔點(diǎn)最低的金屬是Hg（-38.9C。）,；熔點(diǎn)最高的是W（鴇3410c）；密度最?。ǔＲ姡┑?/p>

是K；密度最大（常見）是Pt。

19、雨水的PH值小于5.6時(shí)就成為了酸雨。

20、有機(jī)酸酸性的強(qiáng)弱：乙二酸＞甲酸＞苯甲酸＞乙酸＞碳酸＞苯酚＞HCO3-

21、有機(jī)鑒別時(shí)，注意用到水和濱水這二種物質(zhì)。

例：鑒別：乙酸乙酯（不溶于水，?。?、澳苯（不溶于水，沉）、乙醛（與水互溶），則可用

水。

22、取代反應(yīng)包括：鹵代、硝化、磺化、鹵代燃水解、酯的水解、酯化反應(yīng)等；

23、最簡(jiǎn)式相同的有機(jī)物，不論以何種比例混合，只要混和物總質(zhì)量一定，完全燃燒生成的

CO2、H2O及耗02的量是不變的。恒等于單一成分該質(zhì)量時(shí)產(chǎn)生的CO2、H2O和耗02量。

既可作氧化劑又可作還原劑的有：

S、SO32-、HSO3-、H2SO3、SO2、NO2-、Fe2+等，及含-CHO的有機(jī)物

離子共存問(wèn)題

離子在溶液中能否大量共存，涉及到離子的性質(zhì)及溶液酸堿性等綜合知識(shí)。凡能使溶液

中因反應(yīng)發(fā)生使有關(guān)離子濃度顯著改變的均不能大量共存。如生成難溶、難電離、氣體物質(zhì)

或能轉(zhuǎn)變成其它種類的離子（包括氧化一還原反應(yīng)）.

一般可從以下幾方面考慮

1.弱堿陽(yáng)離子只存在于酸性較強(qiáng)的溶液中.如Fe3+、A13+、Zn2+、Cu2+、NH4+、Ag+等

均與OH-不能大量共存.

2.弱酸陰離子只存在于堿性溶液中。如CH3coO-、F-、CO32-、SO32-、S2-、PO43-、A1O2-

均與H+不能大量共存.

3.弱酸的酸式陰離子在酸性較強(qiáng)或堿性較強(qiáng)的溶液中均不能大量共存.它們遇強(qiáng)酸（H+）會(huì)

生成弱酸分子；遇強(qiáng)堿（OH-）生成正鹽和水.如：HSO3-、HCO3-、HS-、H2PO4-,HPO42-

等

4.若陰、陽(yáng)離子能相互結(jié)合生成難溶或微溶性的鹽，則不能大量共存.

如：Ba2+、Ca2+與CO32-、SO32-、PO43-、SO42-等；

Ag+與Cl-、Br-、I-等；

Ca2+與F-,C2O42-等

5.若陰、陽(yáng)離子發(fā)生雙水解反應(yīng)，則不能大量共存.

如：A13+與HC03-、CO32-、HS-、S2-、A1O2-、CIO-、SiO32-等；

Fe3+與HC03-、CO32-、A102-、CIO-、SiO32-、C6H5O-等；

NH4+與A1O2-、SiO32-、CIO-、CO32-等

6.若陰、陽(yáng)離子能發(fā)生氧化一還原反應(yīng)則不能大量共存.

如：Fe3+與I-、S2-；Mn04-（H+）與I-、Br-、Cl-、S2-、SO32-、Fe2+等；N03-（H+）與

上述陰離子；

S2-、SO32-、H+

7.因絡(luò)合反應(yīng)或其它反應(yīng)而不能大量共存

如：Fe3+與F-、CN-、SCN-等；H2Po4-與PO43-會(huì)生成HPO42-,故兩者不共存.

離子方程式判斷常見錯(cuò)誤及原因分析

1.離子方程式書寫的基本規(guī)律要求：（寫、拆、冊(cè)h查四個(gè)步驟來(lái)寫）

(1)合事實(shí)：離子反應(yīng)要符合客觀事實(shí)，不可臆造產(chǎn)物及反應(yīng)。

(2)式正確：化學(xué)式與離子符號(hào)使用正確合理。

(3)號(hào)實(shí)際：”“一”“fJ”等符號(hào)符合實(shí)際。

(4)兩守恒：兩邊原子數(shù)、電荷數(shù)必須守恒(氧化還原反應(yīng)離子方程式中氧化劑得電

子總數(shù)與還原劑失電子總數(shù)要相等)。

(5)明類型：分清類型，注意少量、過(guò)量等。

(6)檢查細(xì)：結(jié)合書寫離子方程式過(guò)程中易出現(xiàn)的錯(cuò)誤，細(xì)心檢查。

例如：(1)違背反應(yīng)客觀事實(shí)

如：Fe2O3與氫碘酸：Fe2O3+6H+=2Fe3++3H2O錯(cuò)因：忽視了Fe3+與I-發(fā)生氧化

一還原反應(yīng)

(2)違反質(zhì)量守恒或電荷守恒定律及電子得失平衡

如：FeC12溶液中通02：Fe2++C12=Fe3++2Cl-錯(cuò)因：電子得失不相等，離子電荷

不守恒

(3)混淆化學(xué)式(分子式)和離子書寫形式

如：NaOH溶液中通入HI：OH-+HI=：H2O+I-錯(cuò)因：HI誤認(rèn)為弱酸.

(4)反應(yīng)條件或環(huán)境不分：

如：次氯酸鈉中加濃HC1：C1O-+H++C1-=OH-+C12t錯(cuò)因：強(qiáng)酸制得強(qiáng)堿

(5)忽視一種物質(zhì)中陰、陽(yáng)離子配比.

如：H2SO4溶液加入82(0同2溶液:：622++01{-+11++5042-=：625043+30

正確：Ba2++2OH-+2H++SO42-=BaSO4I+2H2O

⑹“="，,“t?”符號(hào)運(yùn)用不當(dāng)

如：A13++3H2O=A1(OH)33+3H+注意：鹽的水解一般是可逆的，A1(OH)3量少，故

不能打“

2.判斷離子共存時(shí)，審題一定要注意題中給出的附加條件。

⑴酸性溶液(H+)、堿性溶液(OH-)、能在加入鋁粉后放出可燃?xì)怏w的溶液、由水電離出

的H+或OH-=1X10-amoVL(a>7或a<7)的溶液等。

⑵有色離子MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe(SCN)2+。

⑶MnO4-,NO3-等在酸性條件下具有強(qiáng)氧化性。

⑷S2O32-在酸性條件下發(fā)生氧化還原反應(yīng)：S2O32-+2H+=SJ+SO2t+H2O

⑸注意題目要求“一定大量共存”還是“可能大量共存”；“不能大量共存”還是“一定不能

大量共存”。

⑹看是否符合題設(shè)條件和要求，如“過(guò)量”、“少量”、“適量”、”等物質(zhì)的量”、“任意量”以

及滴加試劑的先后順序?qū)Ψ磻?yīng)的影響等。

能夠做噴泉實(shí)驗(yàn)的氣體

1、NH3、HC1、HBr、H［等極易溶于水的氣體均可做噴泉實(shí)驗(yàn)。

2、82、02、S02與氫氧化鈉溶液；

3、C2H2、C2H4與澳水反應(yīng)

較金屬性強(qiáng)弱的依據(jù)

金屬性：金屬氣態(tài)原子失去電子能力的性質(zhì)；

金屬活動(dòng)性：水溶液中，金屬原子失去電子能力的性質(zhì)。

注：金屬性與金屬活動(dòng)性并非同一概念，兩者有時(shí)表現(xiàn)為不一致，

1、同周期中，從左向右，隨著核電荷數(shù)的增加，金屬性減弱；

同主族中，由上到下，隨著核電荷數(shù)的增加，金屬性增強(qiáng)；

2、依據(jù)最高價(jià)氧化物的水化物堿性的強(qiáng)弱；堿性愈強(qiáng)，其元素的金屬性也愈強(qiáng);

3、依據(jù)金屬活動(dòng)性順序表（極少數(shù)例外）；

4、常溫下與酸反應(yīng)劇烈程度；5、常溫下與水反應(yīng)的劇烈程度；

6、與鹽溶液之間的置換反應(yīng)；7、高溫下與金屬氧化物間的置換反應(yīng)。

較非金屬性強(qiáng)弱的依據(jù)

1、同周期中，從左到右，隨核電荷數(shù)的增加，非金屬性增強(qiáng)；

同主族中，由上到下，隨核電荷數(shù)的增加，非金屬性減弱；

2、依據(jù)最高價(jià)氧化物的水化物酸性的強(qiáng)弱：酸性愈強(qiáng)，其元素的非金屬性也愈強(qiáng)；

3、依據(jù)其氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性：穩(wěn)定性愈強(qiáng)，非金屬性愈強(qiáng)；

4、與氫氣化合的條件；

5、與鹽溶液之間的置換反應(yīng)；

6、其他，例：2Cu+SA===Cu2SCu+C12點(diǎn)燃===CuC12所以，Cl的非金屬性強(qiáng)于

So

濃硫酸“五性”

酸性、強(qiáng)氧化性、吸水性、脫水性、難揮發(fā)性

化合價(jià)不變只顯酸性

化合價(jià)半變既顯酸性又顯強(qiáng)氧化性

化合價(jià)全變只顯強(qiáng)氧化性

濃硝酸“四性”

酸性、強(qiáng)氧化性、不穩(wěn)定性、揮發(fā)性

化合價(jià)不變只顯酸性

化合價(jià)半變既顯酸性又顯強(qiáng)氧化性

化合價(jià)全變只顯強(qiáng)氧化性

烷嫌系統(tǒng)命名法的步驟

①選主鏈，稱某烷

②編號(hào)位，定支鏈

③取代基，寫在前，注位置，短線連

④不同基，簡(jiǎn)到繁，相同基，合并算

烷煌的系統(tǒng)命名法使用時(shí)應(yīng)遵循兩個(gè)基本原則：①最簡(jiǎn)化原則，②明確化原則，主要表現(xiàn)在

一長(zhǎng)一近一多一小，即“一長(zhǎng)”是主鏈要長(zhǎng)，“一近”是編號(hào)起點(diǎn)離支鏈要近，“一多”是支

鏈數(shù)目要多，“一小”是支鏈位置號(hào)碼之和要小，這些原則在命名時(shí)或判斷命名的正誤時(shí)均

有重要的指導(dǎo)意義。

"五同的區(qū)別"

同位素（相同的中子數(shù)，不同的質(zhì)子數(shù)，是微觀微粒）

同素異形體（同一種元素不同的單質(zhì)，是宏觀物質(zhì)）

同分異構(gòu)體（相同的分子式，不同的結(jié)構(gòu)）

同系物（組成的元素相同，同一類的有機(jī)物，相差一個(gè)或若干個(gè)的CH2）

同一種的物質(zhì)（氯仿和三氯甲烷，異丁烷和2-甲基丙烷等）

化學(xué)平衡圖象題的解題步驟一般是：

看圖像：一看面（即橫縱坐標(biāo)的意義）；二看線（即看線的走向和變化趨勢(shì)）；

三看點(diǎn)（即曲線的起點(diǎn)、折點(diǎn)、交點(diǎn)、終點(diǎn)），先出現(xiàn)拐點(diǎn)的則先達(dá)到平衡，說(shuō)明該曲線表

示的溫度較高或壓強(qiáng)較大，“先拐先平”；四看輔助線（如等溫線、等壓線、平衡線等）；五

看量的變化（如溫度變化、濃度變化等），“定一議二”。

元素的一些特殊性質(zhì)

1.周期表中