高中化學必背知識點歸納與總結(jié)1

目錄

高中化學學習方法............................（2）

高中化學必背知識點..........................（3）

高中化學重點................................（16）

化學計算....................................（21）

解題技巧....................................（25）

高中化學學習方法

經(jīng)過初中的學習，學生對化學這一學科有了基礎的了解。但針對高中有化學學習，在

部分學生還

茫然無措?，F(xiàn)在就結(jié)合高中化學元素的特點，談談我對高中化學的認識和學方法的總結(jié)

初中化學來說，知識量更加龐大，內(nèi)容更加繁雜。但經(jīng)過細細的摸索和分析，它仍有

規(guī)律可循。只要把握好這些規(guī)律，高中化學的學習將會變得比較簡單。

首先，牢牢地把握好元素周期律這些規(guī)律，就為我們學習元素打下了艱實的基礎，

然后結(jié)合具體元素的特殊性，加以補充，這樣對元素這部分的學習就顯得相當容易。

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，切實掌握物質(zhì)的結(jié)

構(gòu)和性質(zhì)，并與應用結(jié)合起來，這樣就能夠從識記的水平提高到運用的水平。這也是

高考考查的能力之一。

還要學會活學活用，通過類比的方法，掌握一系列元素的性質(zhì)，一類化學反應的實質(zhì)。

這樣就在很大程度上解決了記憶量大，內(nèi)容繁多的問題。

下面我談談高中化學的課堂學習方法：

考慮到高中學生的素質(zhì)，切實做好預習是不可能的，但這并不等于放棄課前預習。要對

老師的問題有些了解，為聽課做好準備。

課堂上務必要認真聽課，跟著老師的點撥思路走，通過老老師的引導，最終解決問題。

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

己的記憶和理解補記。課堂上一定要勤，勤問，勤思，勤動手。做到以上這些，就會使課堂

學習變得充實而有效。

課后復習也是非常重要的一個環(huán)節(jié)。要對老師講過的知識加以總結(jié)，再思考，最后成為

自己的東西。

希望同學們根據(jù)以上學習方法，結(jié)合自身學習狀況，形成一套適合自己的學習方法，以

此來提高學習成績。

離中化學必皆知快點歸納與總結(jié)

一、俗名

無機部分:

純堿、蘇打Na2co3、天然堿、口堿：Na2co3小蘇打：NaHC03大蘇打：Na2S2O3石

膏(生石膏)：CaSO4.2H2O熟石膏：2CaSO4?.H20瑩石：CaF2重晶石：BaSCU(無

毒)碳銹：NH4HCO3石灰石、大理石：CaCOa生石灰：CaO食鹽：NaCl熟石灰、

消石灰：Ca(OH)2芒硝：Na2s?7H2O(緩瀉劑)燒堿、火堿、苛性鈉：NaOH綠帆:

FaSO4-7H2O干冰：CO2明研：KAI(SO4)2-12H2O漂白粉：Ca(C10)2、CaCl2(混

和物)瀉鹽：MgSO4?7H2O膽帆、藍磯：CuSO4?SH^O雙氧水：H2O2皓帆：ZnSO4?7比0

硅石、石英：SiO2剛玉：AI2O3水玻璃、泡花堿、礦物膠：Na2SiO3鐵紅、鐵礦：Fe2O3

磁鐵礦：Fe3O4黃鐵礦、硫鐵礦：FeS2銅綠、孔雀石：Cu2(OH)2CO3菱鐵礦：FeCCh赤

銅礦：Cu2O波爾多液：Ca(OH”和CuS04石硫合劑：Ca(0H)2和S玻璃的主要成分：

Na2SiO3.CaSiCh、SiO2過磷酸鈣(主要成分)：Ca(H2Po6和CaSOa重過磷酸鈣(主要

成分)：Ca(H2Po天然氣、沼氣、坑氣(主要成分)：CH4水煤氣：CO和H2硫酸亞鐵

錢(淡藍綠色)：Fe(NH4)2(SO4)2溶于水后呈淡綠色

光化學煙霧：Nth在光照下產(chǎn)生的一種有毒氣體王水：濃HNCh：濃HC1按體積比1：3混

合而成。

鋁熱劑：Al+FezCh或其它氧化物。尿素：CO(NH2)2

有機部分：

氯仿：CHC13電石：CaC2電石氣：C2H2(乙煥)TNT：三硝基甲苯

氨氯崎：是良好的制冷劑，有毒，但破壞03層。酒精、乙醇：C2H50H

裂解氣成分(石油裂化)：烯燒、烷燒、煥煌、H?S、CO2、CO等。

焦爐氣成分(煤干錨)：Hz、CPU、乙烯、CO等。醋酸：冰醋酸、食醋CH3co0H

甘油、丙三醇：C3H8。3石炭酸：苯酚蟻醛：甲醛HCHO

二、顏色

鐵：鐵粉是黑色的；一整塊的固體鐵是銀白色的。

2+

Fe——淺綠色Fe3O4——黑色晶體Fe(OH)2——白色沉淀

3+

Fe——黃色Fe(0H)3——紅褐色沉淀Fe(SCN)j——血紅色溶液

FeO——黑色的粉末Fe(NH4)2(SO4)2——淡藍綠色

Fe2O3——紅棕色粉末

銅：單質(zhì)是紫紅色

Cu2+------藍色CuO------黑色C112O------紅色

CuSO4(無水)一白色CuSO4?5H2O——藍色

Cu2(OH)2CO3—綠色

CU(OH)2----藍色[CU(NHJ)4]SO4---深藍色溶液

FeS——黑色固體

BaS04、BaCCh、Ag2co3、CaCCh、AgCl>Mg(0H)2>三漠苯酚均是白色沉淀

A1(OH)3白色絮狀沉淀H4SiO4(原硅酸)白色膠狀沉淀

Ch、氯水一一黃綠色F2——淡黃綠色氣體Bn——深紅棕色液體

L——紫黑色固體HF、HC1、HBr、HI均為無色氣體，在空氣中均形成白霧

CC14——無色的液體，密度大于水，與水不互溶

NazCh一淡黃色固體Ag3Po4—黃色沉淀S一黃色固體AgBr—淺黃色沉淀

Agl—黃色沉淀Ch—淡藍色氣體S02—無色，有剌激性氣味、有毒的氣體

SO3一無色固體（沸點44.8度）品紅溶液一一紅色氫氟酸：HF一一腐蝕玻璃

N2O4>NO——無色氣體N02——紅棕色氣體

NH3——無色、有剌激性氣味氣體KMnO4-——紫色MnO4-——紫色

四、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

酚酰<8.0無色8.0——10.0淺紅色>10.0紅色

石蕊<5.1紅色5.1------8.0紫色>8.0藍色

3、在情性電極上，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+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+

陽極（失電子的能力）：S2>r>Br>Cr>OH>含氧酸根

注意：若用金屬作陽極，電解時陽極本身發(fā)生氧化還原反應（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Na2cCh與AlCh溶液混和時：

23+

3CO3-+2A1+3H2O=2A1（OH）3I+3CO2t

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

例：電解KC1溶液：2KC1+2H2。==H2t+Cl2t+2KOH

配平：2KC1+2H2O==H2t+C12t+2KOH

6、將一個化學反應方程式分寫成二個電極反應的方法：（1）按電子得失寫出二個半反應式;

（2）再考慮反應時的環(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)的反應為：Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O試寫出作為原電池（放電）時的

電極反應。

寫出二個半反應：Pb-2e--PbSO4PbO2+2e-fPbSO4

分析：在酸性環(huán)境中，補滿其它原子：

2

應為：負極：Pb+SO4--2e-=PbSO4

2

正極：PbO2+4H++SO4-+2e-=PbSO4+2H2O

注意：當是充電時則是電解，電極反應則為以上電極反應的倒轉(zhuǎn)：

2

為：陰極：PbSO4+2e-=Pb+SO4-

+

陽極：PbSO4+2H2。-2e-=PbO2+4H+SO?

7、在解計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：原子守恒、電荷平衡、物料平衡用得多，氧化還原反應：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?。?/p>

9、晶體的熔點：原子晶體>離子晶體>分子晶體中學學到的原子晶體有：Si、SiC、SiO2=

和金剛石。原子晶體的熔點的比較是以原子半徑為依據(jù)的：

金剛石>SiC>Si（因為原子半徑：Si>C>0）.

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

11、膠體的帶電：一般說來，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電。

43+

12、氧化性：MnO->C12>Br2>Fe>I2>S=4（+4S）

例：I2+SO2+H2O=H2SO4+2HI

13、含有Fe3+的溶液一般呈酸性。14、能形成氫鍵的物質(zhì):氏0、NH3、HF、CH3cH20H?

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

2+

發(fā)生氧化還原反應；（4）是否生成絡離子[Fe（SCN）2、Fe（SCN）3、Ag（NH3）\[Cu（NH3）4]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一0HCIOM高氯酸）

一是最強的酸

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

K；密度最大（常見）是Pt。

19、雨水的PH值小于5.6時就成為了酸雨。

20、有機酸酸性的強弱：乙二酸＞甲酸＞苯甲酸＞乙酸＞碳酸＞苯酚＞HCO3-

21、有機鑒別時: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，?。?、漠苯（不溶于水，沉）、乙醛（與水互溶），則可用水。

22、取代反應包括：鹵代、硝化、磺化、鹵代燒水解、酯的水解、酯化反應等；

23、最簡式相同的有機物，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、叢0及耗02的量是不變的。恒等于單一成分該質(zhì)量時產(chǎn)生的CO?、比0和耗02量。

五、無機反應中的特征反應

1.與堿反應產(chǎn)生氣隼u、T

單質(zhì)（2Al+2NaOH+2Hg=2NaAlO2+3H2T

（1）Si+2NaOH+H2O=Na2SiOy+2H2T

（2）鉉鹽：NH；T+H2O

2.與酸反應產(chǎn)生氣本Ha、HT

金屬——＞SO]T

M＞NQT、WOT

單網(wǎng)[CO,T

(l)Cj孝通T,coA

'>非金屬\

]”,>so,T

Sj.m>sqT、NQT

H，

CO}-(HCO；)>co2T

(2)化合物<s2-(”s-)/r>/sT

3.Na2s2O3與酸反應既j釉混般聲午氣林:)興今"+2H+=SI+S02t+H20

4.與水反應產(chǎn)生氣體13'3)2

J2Na+2HO=2NaOH+HT

⑴單質(zhì)12仆2%2。=4小。t2

2Na2O2+2H2O=ANaOH+02T

Mg3N2+3H2O=3Mg(()H)2J+2NH^T

（2）化合物Al2S3+6H2O=2AI(OH)3J+3”2sT

CaC2+2Hg=Ca(OH)2+C2H2T

5.強烈雙水解

CO；(HCO、)>C02T+Al(OH\1

A產(chǎn)與?S"(HS】陲一H2sT+AI(OH\i

AIO2呸.>4/(0H)3J

6.既能酸反應，又能與堿反應

(1)單質(zhì)：Al(2)化合物：AI2O3、A1(OH)3、弱酸弱堿鹽、弱酸的酸式鹽、氨基酸。

7.與NazOz反應|-^。"+岫《。3

］一T+NaOH

8.2FeCb+H2s=2FeCb+SI+2HC1

9.電解

■A/03(熔融)電解>人融。2T

N“C7溶液也”>NaOH+Cl2T+W,T

10.鋁熱反應：A1+金屬氧化物高溫>金屬+AI2O3

301ro?.

11.Al3+3h，AI(0H)3~AIO<

12.歸中反應：2H2S+SO2=3S+2H2O

4NH3+6NO?-迪L-?4N,+6H,O

口.金庸+前7金屬+鹽

13.置換反應：(1)金屬—金屬|(zhì)2.錯熱反應

人良非人信1活潑金屬"Mg、Fe)-?4T

(2)幣.屬一非奇.屬［2Mg+CO?'逑>2MgO+C

2F2+2H2O=4HF+O21

2C+SiO2碼：>Si+2CO

C+HO>CO+H

(3)非金屬一非金屬22

Cl2(Br2.I2)+H2S=S+2HCI(HBr.HI)

_1凡+金屬氧化物二^—金屬十%。

(4)非金屬f金屬1c+金屬氧化物一塑t金屬+co?

14、一些特殊的反應類型：

⑴化合物+單質(zhì)——A化合物+化合物如：

CI2+H2O、H2S+O2、、NH3+O2、CH4+O2、Cl2+FeBr2

⑵化合物+化合物———化合物+單質(zhì)

NH3+NO、H2S+SO2、Na2O2+H2O^NaH+H2O>Na2O2+CO2>CO+H2O

⑶化合物+單質(zhì)——化合物

PCI3+CI2、Na2so3+O2、FeCh+Fe、FeCl2+Cl2>CO+O2、Na2O+O2

14.三角轉(zhuǎn)化：

二…/^…AQC常占,.

15.受熱分解產(chǎn)生2種或3種氣體的反應:

(1)錢鹽

NH4HCO3［（NH4）2CO3］-^-^NH3T+CO2T+H2O

<NH4HSO3［（NH4）2SO3］NH3T+SO2T+H2O

一^

NH4Hsi（NHAS］NH3T+H2ST

(2)硝酸鹽

2CU（NO）—^2CUO+4NOT+OT

V3222

2AgNO.2Ag+INO,T+0,T

16.轉(zhuǎn)征網(wǎng)絡：

（1）A烏->Bq_.C必e>D（酸或堿）

氣體）---

①N%（>NO-->NO2--->HNO3

②H2s（氣體2sq

③C（固體一^CO—口2-*4。。？

④Na（固體）一

⑵A—氣體5

.陋一)氣體C

A為弱酸的錢鹽：(NH4)2CCh或NH4HCO3;(NH5S或NFUHS；(NH4)2SO3ggNH4HSO3

(3)無機框圖中常用到催化劑的反應：

2KCIO3.則如3->2KCl+30T

Mn2

2H2O20>2H2O+O2T

催化劑’△>。3

2SO2+O225

4N“3+50,催化劑.△>4N0+6H2。

N2+34-儂3>2N%

六、既可作氧化劑又可作還原劑的有：

2

S、SO3>HSO3.、H2so3、SO2、N02\Fe2+等,及含-CHO的有機物

七、反應條件對氧化一還原反應的影響.

1.濃度：可能導致反應能否進行或產(chǎn)物不同

r8HNO3(稀)+3CU=2NOT+2CU(NO3)2+4H2。

[4HNC>3(濃)+CU==2NO2T+CU(NO3)2+2H2。

[S+6HNO3(濃)===H2so4+6NO2t+2H2O

3S+4HNCh(稀)===3SO2+4NOt+2H2O

2.溫度：可能導致反應能否進行或產(chǎn)物不同

冷、稀4

cCl2+2NaOH=====NaCl+NaClO+H2O

3C12+6NaOH=?=5NaCl+NaClO3+3H2O

，如+%電㈱）不反應

.Cu+2HjS04（濃）=A=Cu304+S02t+m0

3.溶液酸堿性.

2

2s2-+SO3+6H+=3S；+3H2O

+

5Cr+ClO3-+6H=3C12T+3H2O

2

S巴SO3-,Cl-、CIO3-在酸性條件下均反應而在堿性條件下共存.

Fe?+與NC>3洪存,但當酸化后即可反應.3Fe2++NO3-+4H+=3Fe3++NOT+

2H2O

一般含氧酸鹽作氧化劑時,在酸性條件下,氧化性比在中性及堿性環(huán)境中

強.故酸性KMnOi溶液氧化性較強.

4.條件不同，生成物則不同

占燃占燃

2P+3cd'2PCl3（Cb不足）；

1、2P+5C12===2PCl5（Ch充足）

占燃占燃

2、2H2S+3O2±=H2H2O+2SO2（O2充足）；2H2S+O2===2H2O+2S（O2不充足）

緩慢氧化占燃

3、4Na+O22Na2O2Na+O2===Na2O2

,CO2適量

4、Ca（OH）2+CO2====CaCOal+HzO；Ca（OH）2+2CO2（ilS）==Ca（HCO3）2

占燃占燃

5、C+02'士絲’82（02充足）；2c+02要絲2co（Ch不充足）

6、8HNO3（稀）+3Cu==2NO?+2Cu（NO3）2+4H2O4HNO3（濃）+Cu==2N02T+

CU（NO3）2+2H2O

7、AlCb+3NaOH==Al（OH）31+3NaCl；AlCh+4NaOH（過量）==NaA102+

2H2O

8、NaAlO2+4HC1（過量）==NaCl+2H2O+AlChNaA102+HC1+H2O==NaCl+

AI（OH）3;

9、Fe+6HNCh（熱、濃）==Fe（NC）3）3+3NO2T+3H2。Fe+HNCh（冷、濃）T（鈍化）

Fe不足

10、Fe+6HNO3（熱、濃）====Fe（NO3）3+3NO2T+3H2O

Fe過量

Fe+4HNC>3（熱、濃）====Fe（NO3）2+2NO2t+2H2O

Fe不足Fe過量

11、Fe+4HNCh（稀）====Fe（NO3）3+NOT+2H2。3Fe+8HNC）3（?。?===3Fe（NO3）3

濃H2sO』濃H2so4

+2N0T+4H2。

12、C2H5OH------>-CH2=CH2T+H2OC2H5-OH+HO—C2H5------?C2H5—0—

C2H5+H2O170℃140℃

H，O醇

13C2H5Cl+NaOH->C2H5OH+NaClC2H5cl+NaOH->CH2=CH2T+NaCl+

H2O

14、6FeBr2+3Cl2（不足）==4FeBr3+2FeCl32FeBr2+3Cl2（過量）==2Br2+2FeCl3

八、離子共存問題

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。凡能使

溶液中因反應發(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）.

一般可從以下幾方面考慮

1.弱堿陽離子只存在于酸性較強的溶液中.如Fe3+、Al3\Zn2\Cu2\NHJ、Ag+等均

與OH不能大量共存.

222

2.弱酸陰離子只存在于堿性溶液中。如CH3co0-、F、CO3\SO3\S\P0?\A1O<

均與H+不能大量共存.

3.弱酸的酸式陰離子在酸性較強或堿性較強的溶液中均不能大量共存.它們遇強酸(HD

會生成弱酸分子；遇強堿(OH)生成正鹽和水.如：HSO3\HCO3\HS\H2P01、

HPCV-等

4.若陰、陽離子能相互結(jié)合生成難溶或微溶性的鹽，則不能大量共存.

2232

如：Ba\Ca2+與CO./、SO3\PO4\SCU?-等；Ag+與C「、Br\I'等；Ca2+與F,C2O4-

等

5.若陰、陽離子發(fā)生雙水解反應，則不能大量共存.

22

如：AF+與HCO3-、CO3>HS-、S\A1O2\C1O\SQ2-等

222

Fe3+與HCO。CO3\A102\C10\SiO3\C6H5O-等；NR+與AKV、SiO3>C10>

CO32一等

6.若陰、陽離子能發(fā)生氧化一還原反應則不能大量共存.

2+2+

如：Fe3+與r、S-；MnO4-(H)與「、Br\CWS\SO3,Fe?+等；NO?'(H)與

上述陰離子；

22+

S\SO3\H

7.因絡合反應或其它反應而不能大量共存

如：Fe3+與F\CN\SCN噂；HzPCV與PC^-會生成HPCV、故兩者不共存.

九、離子方程式判斷常見錯誤及原因分析

1.離子方程式書寫的基本規(guī)律要求：(寫、拆、刪、查四個步驟來寫)

(1)合事實：離子反應要符合客觀事實，不可臆造產(chǎn)物及反應。

(2)式正確：化學式與離子符號使用正確合理。

(3)號實際：“=”"一”“一等符號符合實際。

(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、過量等。

(6)檢查細：結(jié)合書寫離子方程式過程中易出現(xiàn)的錯誤，細心檢查。

例如：(1)違背反應客觀事實

如：Fe2O3與氫碘酸：Fe2O3+6H*=2Fe3++3HzO錯因：忽視了Fe3+與「發(fā)生氧化一還原

反應

(2)違反質(zhì)量守恒或電荷守恒定律及電子得失平衡

如：FeCb溶液中通CL：Fe2++CL=Fe3++2C「錯因：電子得失不相等，離子電荷不守

恒

(3)混淆化學式(分子式)和離子書寫形式

如：NaOH溶液中通入HI：0田+印=10+1一錯因：HI誤認為弱酸.

(4)反應條件或環(huán)境不分：

如：次氯酸鈉中加濃HC1：C10-+H++Cr=0H+Cl2t錯因：強酸制得強堿

(5)忽視一種物質(zhì)中陰、陽離子配比.

如：H2s04溶液加入1^(0田2溶液不22++0田+11++S042-=825041+1120

2++2

正確：Ba+20H+2H+SO4'=BaSO4I+2H2O

(6)“=”"”"t”“I”符號運用不當

如：A13++3H?O=A1(OH)3I+3H+注意：鹽的水解一般是可逆的，A1(OH)3量少，故不能

打“I”

2.判斷離子共存時，審題一定要注意題中給出的附加條件。

⑴酸性溶液(射)、堿性溶液(0H)、能在加入鋁粉后放出可燃氣體的溶液、由水電離出

的H+或0H-=lXl（Hnol/L（a>7或a<7）的溶液等。

⑵有色離子MnO；,Fe",Fe",Cu2t,Fe（SCN）2\

⑶MnOJ,NO;等在酸性條件下具有強氧化性。

⑷SQ產(chǎn)在酸性條件下發(fā)生氧化還原反應：SQr+2ksI+SO2t+H20

⑸注意題目要求“下軍大量共存”還是“可能大量共存”；“不能大量共存”還是“：定

不能大量共存”。

⑹看是否符合題設條件和要求，如“過量”、“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挠绊懙取?/p>

十、能夠做噴泉實驗的氣體

1、NH3、HC1、HBr、HI等極易溶于水的氣體均可做噴泉實驗。

2、CO2、CL、SO2與氫氧化鈉溶液；

3、C2H2、C2H4與澳水反應

十一、較金屬性強弱的依據(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：金屬性與金屬活動性并非同一概念，兩者有時表現(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；

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

3、依據(jù)金屬活動性順序表（極少數(shù)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。

十二、較非金屬性強弱的依據(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；

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(jù)其氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性：穩(wěn)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；

A點燃

6、其他，例：2Cu+S===Cu2sCu+C12===CuC12所以，。的非金屬性強于S。

十三，10電子”、“18電子”的微粒小結(jié)

1.“10電子''的微粒：

分子離子

一核10電子的NeMl。2-、-、Na+、Mg2\Al3+

二核10電子的HFOH、

三核10電子的HO-

2NH2

四核10電子的NH3H3O+

五核10電子的CH+

4NH4

2.“18電子”的微粒

分子離子

一核18電子的ArK+、Ca2+>cr>s2-

-

二核18電子的F2>HC1HS

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

注：其它諸如C2H6、N2H5+、N2H6z+等亦為18電子的微粒。

十四'粒半徑的比較：

1.判斷的依據(jù)電子層數(shù)：相同條件下，電子層越多，半徑越大。

核電荷數(shù)：相同條件下，核電荷數(shù)越多，半徑越小。

最外層電子數(shù)相同條件下，最外層電子數(shù)越多，半徑越大。

2.具體規(guī)律：1、同周期元素的原子半徑隨核電荷數(shù)的增大而減?。ㄏ∮袣怏w除外）如：

Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.

2、同主族元素的原子半徑隨核電荷數(shù)的增大而增大。如：Li<Na<K<Rb<Cs

3、同主族元素的離子半徑隨核電荷數(shù)的增大而增大。如：F-<Cl-<Br-<I-

4、電子層結(jié)構(gòu)相同的離子半徑隨核電荷數(shù)的增大而減小。如：F>

Na+>Mg2+>Al3+

5、同一元素不同價態(tài)的微粒半徑，價態(tài)越高離子半徑越小。如Fe>Fe2+>Fe3+

十五具有漂白作用的物質(zhì)

氧化作用化合作用吸附作用

Cb、。3、Na2O2>濃HNO3S02活性炭

化學變化

物理變化

不可逆可逆

其中能氧化指示劑而使指示劑褪色的主要有Cb（HClO）和濃HNCh及Na2O2

十六滴加順序不同，現(xiàn)象不同

1.AgNCh與NH3HO：

AgNCh向NH3-H2O中滴加開始無白色沉淀，后產(chǎn)生白色沉淀

NH3H2O向AgNCh中滴力R開始有白色沉淀，后白色沉淀消失

2.NaOH與AlCh：

NaOH向AlCh中滴力口——開始有白色沉淀,后白色沉淀消失

AlCh向NaOH中滴加一?開始無白色沉淀,后產(chǎn)生白色沉淀

3.HC1與NaAQ：

HCI向NaAlCh中滴加——開始有白色沉淀,后白色沉淀消失

NaA102向HC1中滴加—開始無白色沉淀,后產(chǎn)生白色沉淀

4.Na2c03與鹽酸：

Na2cCh向鹽酸中滴加——開始有氣泡，后不產(chǎn)生氣泡

鹽酸向Na2cCh中滴加——開始無氣泡，后產(chǎn)生氣泡

十七能使酸性高鎰酸鉀溶液褪色的物質(zhì)

（一）有機

1.不飽和燒（烯燒、煥燒、二烯燒、苯乙烯等）：

2.苯的同系物；

3.不飽和燼的衍生物（烯醇、烯醛、烯酸、鹵代燒、油酸、油酸鹽、油酸酯等）;

4.含醛基的有機物（醛、甲酸、甲酸鹽、甲酸某酯等）；

5.石油產(chǎn)品（裂解氣、裂化氣、裂化汽油等）；

6.天然橡膠（聚異戊二烯）。

（-）無機

1.一2價硫的化合物（H2S、氫硫酸、硫化物）；

2.+4價硫的化合物（S02、H2SO3及亞硫酸鹽）；

3.雙氧水（H2O2，其中氧為一1價）

十八最簡式相同的有機物

1.CH：C2H2和C6H6

2.CH2：烯煌和環(huán)烷燃

3.CH2O：甲醛、乙酸、甲酸甲酯、葡萄糖

4.CnH211O：飽和一元醛（或飽和一元酮）與二倍于其碳原子數(shù)和飽和一元竣酸或酯；

舉一例：乙醛（C2H4。）與丁酸及其異構(gòu)體（C4H8。2）

十九實驗中水的妙用

1.水封：在中學化學實驗中，液浪需要水封，少量白磷放入盛有冷水的廣口瓶中保存，通

過水的覆蓋，既可隔絕空氣防止白磷蒸氣逸出，又可使其保持在燃點之下；液漠極易揮發(fā)有

劇毒，它在水中溶解度較小，比水重，所以亦可進行水封減少其揮發(fā)。

2.水?。悍尤渲闹苽洌ǚ兴。?；硝基苯的制備（50—60℃）、乙酸乙酯的水解（70?80℃）、

蔗糖的水解（70?80℃）、硝酸鉀溶解度的測定（室溫?100℃）需用溫度計來控制溫度；銀鏡反

應需用溫水浴加熱即可。

3.水集：排水集氣法可以收集難溶或不溶于水的氣體，中學階段有。2，氏，C2H4,C2H2,

CH4,NO。有些氣體在水中有一定溶解度，但可以在水中加入某物質(zhì)降低其溶解度，如：可

用排飽和食鹽水法收集氯氣。

4.水洗：用水洗的方法可除去某些難溶氣體中的易溶雜質(zhì)，如除去NO氣體中的N（h雜質(zhì)。

5.鑒別：可利用一些物質(zhì)在水中溶解度或密度的不同進行物質(zhì)鑒別，如：苯、乙醇溟乙

烷三瓶未有標簽的無色液體，用水鑒別時浮在水上的是苯，溶在水中的是乙醇，沉于水下的

是漠乙烷。利用溶解性溶解熱鑒別，如：氫氧化鈉、硝酸筱、氯化鈉、碳酸鈣，僅用水可資

鑒別。

6.檢漏：氣體發(fā)生裝置連好后，應用熱脹冷縮原理，可用水檢查其是否漏氣。

二十、阿伏加德羅定律

1.內(nèi)容：在同溫同壓下，同體積的氣體含有相等的分子數(shù)。即“三同”定“一等”。

2.推論

（1）同溫同壓下，Vi/V2=m/n2（2）同溫同體積時，pi/p2=m/n2=Ni/N2

（3）同溫同壓等質(zhì)量時，V|/V2=M?/MI（4）同溫同壓同體積時，Mi/M2=pi/p2

注意：（1）阿伏加德羅定律也適用于混合氣體。

（2）考查氣體摩爾體積時，常用在標準狀況下非氣態(tài)的物質(zhì)來迷惑考生，如H2O、SO3、已

烷、辛烷、CHCL、乙醇等。

（3）物質(zhì)結(jié)構(gòu)和晶體結(jié)構(gòu)：考查一定物質(zhì)的量的物質(zhì)中含有多少微粒（分子、原子、電子、

質(zhì)子、中子等）時常涉及稀有氣體He、Ne等單原子分子，Cl2,N?、。2、%雙原子分子。膠

體粒子及晶體結(jié)構(gòu)：P4、金剛石、石墨、二氧化硅等結(jié)構(gòu)。

（4）要用到22.4L.mori時，必須注意氣體是否處于標準狀況下，否則不能用此概念；

（5）某些原子或原子團在水溶液中能發(fā)生水解反應，使其數(shù)目減少；

（6）注意常見的的可逆反應：如Nth中存在著NO?與N2O4的平衡；

（7）不要把原子序數(shù)當成相對原子質(zhì)量，也不能把相對原子質(zhì)量當相對分子質(zhì)量。

（8）較復雜的化學反應中，電子轉(zhuǎn)移數(shù)的求算一定要細心。如NazCh+HzO；Ch+NaOH；電

解AgNC>3溶液等。

二十一、氧化還原反應

升失氧還還、降得還氧氧

（氧化劑/還原劑，氧化產(chǎn)物/還原產(chǎn)物，氧化反應/還原反應）

化合價升高（失ne）被氧化

I

氧化劑+還原劑=還原產(chǎn)物+氧化產(chǎn)物

I_______

化合價降低（得nb）被還原

（較強）（較強）（較弱）（較弱）

氧化性：氧化劑＞氧化產(chǎn)物

還原性：還原劑＞還原產(chǎn)物

二十二化還原反應配平

標價態(tài)、列變化、求總數(shù)、定系數(shù)、后檢查

一標出有變的元素化合價；

二列出化合價升降變化

三找出化合價升降的最小公倍數(shù)，使化合價升高和降低的數(shù)目相等；

四定出氧化劑、還原劑、氧化產(chǎn)物、還原產(chǎn)物的系數(shù)；

五平：觀察配平其它物質(zhì)的系數(shù)；

六查：檢查是否原子守恒、電荷守恒(通常通過檢查氧元素的原子數(shù))，畫上等號。

二十三、鹽類水解

鹽類水解，水被弱解；有弱才水解，無弱不水解；越弱越水解，都弱雙水解；誰強呈誰性，

同強呈中性。

電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系

⑴電荷守恒：電解質(zhì)溶液中所有陽離子所帶有的正電荷數(shù)與所有的陰離子所帶的負電荷數(shù)相

等。如NaHCCh溶液中：n(Na+)+n(H+)=n(HCO3)+2n(CO32-)+n(OH)推出：[Na，]+[H+]=

2

[HCOf]+2[CO3]+[OH]

⑵物料守恒：電解質(zhì)溶液中由于電離或水解因素，離子會發(fā)生變化變成其它離子或分子等，

但離子或分子中某種特定元素的原子的總數(shù)是不會改變的。如NaHCOs溶液中：n(Na+)：n(c)

+2

=1:1,推出：c(Na)=C(HCO3)+C(CO3-)+C(H2CO3)

⑶質(zhì)子守恒：(不一定掌握)電解質(zhì)溶液中分子或離子得到或失去質(zhì)子(H')的物質(zhì)的量應相

等。例如:在NH4HCO3溶液中H3O\H2cO3為得到質(zhì)子后的產(chǎn)物；NH3、OH\CO32-為失

去質(zhì)子后的產(chǎn)物，故有以下關(guān)系：c(H.Q+)+c(H2co3)=C(NH3)+C(OH)+C(CO32-)。

二十四、熱化學方程式正誤判斷——“三查”

1.檢查是否標明聚集狀態(tài)：固(S)、液(1)、氣(g)

2.檢查AH的“+”“一”是否與吸熱、放熱一致。(注意的“+”與“一”，放熱反

應為“一”,吸熱反應為“+”)

3.檢查的數(shù)值是否與反應物或生成物的物質(zhì)的量相匹配(成比例)

注意：⑴要注明反應溫度和壓強，若反應在298K和1.013x1()5pa條件下進行，可不予注明；

⑵要注明反應物和生成物的聚集狀態(tài)，常用s、1、g分別表示固體、液體和氣體；

⑶AH與化學計量系數(shù)有關(guān)，注意不要弄錯。方程式與aH應用分號隔開，一定要寫

明數(shù)值和單位。計量系數(shù)以“mol”為單位，可以是小數(shù)或分數(shù)。

⑷一定要區(qū)別比較“反應熱”、“中和熱”、“燃燒熱”等概念的異同。

二十五、濃硫酸“五性”

酸性、強氧化性、吸水性、脫水性、難揮發(fā)性

「化合價不變只顯酸性

化合價半變既顯酸性又顯強氧化性

化合價全變只顯強氧化性

二十六、、濃硝酸“四性”

酸性、強氧化性、不穩(wěn)定性、揮發(fā)性

[化合價不變只顯酸性

.化合價半變既顯酸性又顯強氧化性

化合價全變只顯強氧化性

二十七、烷煌系蘸命名法的步驟

①選主鏈，稱某烷

,②編號位，定支鏈

③取代基，寫在前，注位置，短線連

④不同基，簡到繁，相同基，合并算

烷燒的系統(tǒng)命名法使用時應遵循兩個基本原則：①最簡化原則，②明確化原則，主要表

現(xiàn)在一長一近一多一小，即“一長”是主鏈要長，“一近”是編號起點離支鏈要近，“一多”是支

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

重要的指導意義。

二十八、”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，同一類的有機物，相差一個或若干個的CH2）

i同一種的物質(zhì)（氯仿和三氯甲烷，異丁烷和2.甲基丙烷等）

二十九、化學平衡圖象題的解題步驟一般是：

看圖像：一看面（即橫縱坐標的意義）；二看線（即看線的走向和變化趨勢）；

三看點（即曲線的起點、折點、交點、終點），先出現(xiàn)拐點的則先達到平衡，說明該曲線

表示的溫度較高或壓強較大，“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

三十、中學常見物質(zhì)電子式分類書寫

1.C1-的電子式為：［?:「

2.-OH：,2：HOH電子式：

3,2sNa+［：S：］Na+MgCh［：ci：］-Mg2+［：ci：］-

CaC2、Na2O2

Ca2+[：C：：C：]2-:??：12—

Na+20：JNa+

4.NH4C1(NH4)2S

H

H

寫結(jié)構(gòu)式cc共用電子對代共價鍵補孤電子對公..八.

5,CO2---------?o=c=o------------------*o：：c：：o-----------?：o：：c：

結(jié)構(gòu)式

電子式

6.MgC12形成過程:忘.+.Mg.+:g.一〔：期一Mg2+［:雨-

三十一、等效平衡問題及解題思路

1、等效平衡的含義

在一定條件（定溫、定容或定溫、定壓）下，只是起始加入情況不同的同一可

逆反應達到平衡后，任何相同組分的分數(shù)（體積、物質(zhì)的量）均季回，這樣的化學平

衡互稱等效平衡。

2、等效平衡的分類

（1）定溫（T）、定容（V）條件下的等效平衡

I類：對于一般可逆反應，在定T、V條件下，只改變起始加入情況，只要通過

可逆反應的化學計量數(shù)比換算成平衡式左右兩邊同一邊物質(zhì)的物質(zhì)的量與原平衡相

同，則二平衡等效。

II類：在定T、V情況下，對于反應前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應，只要反應

物（或生成物）的物質(zhì)的量的比例與原平衡相同，則二平衡等效。

①2402a

②00.510.5a

③mg(g>2m)2(g2n)(g?m)

（2）定T、P下的等效平衡（例4：與例3的相似。如將反應換成合成氨反應）

IH類：在T、P相同的條件下，改變起始加入情況，只要按化學計量數(shù)換算成平衡式

左右兩邊同一邊物質(zhì)的物質(zhì)的量之比與原平衡相同，則達到平衡后與原平衡等效。

三十二、元素的一些特殊性質(zhì)

1.周期表中特殊位置的元素

①族序數(shù)等于周期數(shù)的元素：H、Be、Al、Ge。

②族序數(shù)等于周期數(shù)2倍的元素：C、S。

③族序數(shù)等于周期數(shù)3倍的元素：0。

④周期數(shù)是族序數(shù)2倍的元素：Li、Ca。

⑤周期數(shù)是族序數(shù)3倍的元素：Na、Ba。

⑥最高正價與最低負價代數(shù)和為零的短周期元素：C?

⑦最高正價是最低負價絕對值3倍的短周期元素：S。

⑧除H外，原子半徑最小的元素：Fo

⑨短周期中離子半徑最大的元素：Po

2.常見元素及其化合物的特性

①形成化合物種類最多的元素、單質(zhì)是自然界中硬度最大的物質(zhì)的元素或氣態(tài)氫化物中

氫的質(zhì)量分數(shù)最大的元素：Co

②空氣中含量最多的元素或氣態(tài)氫化物的水溶液呈堿性的元素：No

③地殼中含量最多的元素、氣態(tài)氧化物沸點最高的元素或氫化物在通常情況下呈液態(tài)的

元素：0。

④最輕的單質(zhì)的元素：H；最輕的金屬單質(zhì)的元素：Li。

⑤單質(zhì)在常溫下呈液態(tài)的非金屬元素：Br；金屬元素：Hg。

⑥最高價氧化物及其對應水化物既能與強酸反應，又能與強堿反應的元素