高中化學必背知識點歸納總結

高中化學

高中化學學習方法

經過初中的學習，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

初中化學來說，知識量更加龐大，內容更加繁雜。但經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

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“結構決定性質，性質決定用途”這條原則，切實掌握物質的結構和性

質，并與應用結合起來，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，一類化學反應的實質。這樣就

在很大程度上解決了記憶量大，內容繁多的問題。

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，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，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。

需中化學必皆知識點歸納與總結

一、俗名

無機部分：

純堿、蘇打Na2co3、天然堿、口堿：Na2co3小蘇打：NaHCOs大蘇打：Na2s2O3石膏(生

石膏)：CaSO4.2H2。熟石膏：2CaSC)4?任0瑩石：CaF?重晶石：BaSCU(無毒)碳錢：

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：Na2sO「7H2O(緩瀉劑)燒堿、火堿、苛性鈉：NaOH綠磯：FaSC)4?7叢0干冰：CCh明

磯：KAI(SO4)2-12H2O漂白粉：Ca(C10)2>CaCl2(混和物)瀉鹽：MgSO4-7H2O膽磯、

藍磯：CuSO4?5H2O雙氧水：H2O2皓磯：ZnSO4?7H2O硅石、石英：SiO2剛玉：A12O3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：FeCO3赤銅礦：Cu2O波爾多液：Ca(OH)2WCuSO4石硫

合劑：Ca(OH)2和S玻璃的主要成分：Na2SiO3>CaSiCh、SiO2過磷酸鈣(主要成分)：Ca(H2Po4)2

和CaSCU重過磷酸鈣(主要成分)：Ca(H2Po。2天然氣、沼氣、坑氣(主要成分)：CH4水煤氣：

CO和H2硫酸亞鐵鏤(淡藍綠色)：Fe(NH4)2(SO4)2溶于水后呈淡綠色

光化學煙霧：NO2在光照下產生的一種有毒氣體王水：濃HNO3：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：CHCh電石：CaC2電石氣：C2H2(乙快)TNT：三硝基甲苯

氟氯燒：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、烷煌、煥煌、H2S,CCh、CO等。

焦爐氣成分(煤干儲)：色、CH4>乙烯、CO等。醋酸：冰醋酸、食醋CH3COOH

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)3——血紅色溶液

FeO------黑色的粉末Fe(NH4)2(SO4)2-----淡藍綠色

FezOs-----紅棕色粉末

銅：單質是紫紅色

Cu2+------藍色CuO------黑色CBO----紅色

CuSO4（無水）一白色CuSO4-5H2O——藍色

Cll2（OH）2c。3—綠色

CU（OH）2----藍色[CU（NH3）4]SO4---深藍色溶液

FeS-----黑色固體

BaSO4、BaCCh、Ag2cO3、CaCO3、AgCl>Mg（OH）2>三澳苯酚均是白色沉淀

A1（OH）3白色絮狀沉淀H4SiO4（原硅酸）白色膠狀沉淀

C12、氯水——黃綠色F2——淡黃綠色氣體Br2——深紅棕色液體

12——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—淡黃色固體Ag3Po4—黃色沉淀S一黃色固體AgBr一淺黃色沉淀

Agl—黃色沉淀Ch—淡藍色氣體SCh一無色，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——腐蝕玻璃

N2O4>NO——無色氣體NO2——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

酚麟<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+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+

陽極（失電子的能力）：S2>r>Br>C1>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A1C13溶液混和時：

23+

3CO3+2A1+3H2O=2A1（OH）3l+3cCht

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+Cl2t+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：蓄電池內的反應為：Pb+PbC）2+2H2so4=2PbSO4+2H2。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--PbSO4

分析：在酸性環(huán)境中，補滿其它原子：

2

應為：負極：Pb+SO4--2e-=PbSO4

+

正極：PbO2+4H+S0<+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：

2

為：陰極：PbSO4+2e=Pb+SO4-

+2

陽極：PbSO4+2H2O-2e-=PbO2+4H+SO4-

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：質量守恒、差量法、歸一法、極限法、關系法、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、電子層結構相同的離子，核電荷數(shù)越多，離子半徑越??；

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>00）.

10、分子晶體的熔、沸點：組成和結構相似的物質，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（+4價的S）

例：b+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：H2O、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：L84g/cm3。

16、離子是否共存：（1）是否有沉淀生成、氣體放出；（2）是否有弱電解質生成；（3）是否發(fā)生氧

+2+

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OHC1C）4（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┑氖荎；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>HCC）3-

21、有機鑒別時，注意用到水和澳水這二種物質。

例：鑒別：乙酸乙酯（不溶于水，?。谋剑ú蝗苡谒?，沉）、乙醛（與水互溶），則可用水。

22、取代反應包括：鹵代、硝化、磺化、鹵代燃水解、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，只要混和物總質量一定，完全燃燒生成的CCh、

H2。及耗。2的量是不變的。恒等于單一成分該質量時產生的C02、壓0和耗。2量。

五、無機反應中的特征反應

1.與堿反應產生氣體bOH-?個

、DZ-＜ri2I

單質＜2AI+INaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2T

（1）Si+INaOH+H.O=Na2SiO3+2H2T

(2)錢鹽：NH^-^^NH3+H2O

2.

coj(HCO3co2T

（2）化合物＜SYHS)以>4sT

SO；(”S。；)一t

2+

3.Na2s2O3與酸反應既產生沉淀又產生氣體：S2O3+2H=S!+SO2t+H2O

4.與水反應產生氣體

'2Na+2H2。=2NaOH+HT

2

(1)單質[2F2+2H2O=4HF+O2r

INa^O,+2H2O=4NaOH+QT

Mg3N2+3H.O=3Mg(OH\J+2NH3T

（2）化合物’

Al2s3+6H2。=2AI(OH\J+3H2sT

CaC2+2H2。=Ca[OH\+C2H2T

5.強烈雙水解

(；

COj-HCO)-->co2T+A/(OH)3J

2

A產與<s(HS)>H2ST+AI(OH\J

AIO-^^AI(OH\J

6.既能酸反應，又能與堿反應

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

5

7.與Na?C）2反應—"~個+Na2CO3

8.2FeCb+H2s觸$+NaOH

9.電解甩4T+o2T

<Al2O3（熔融）電解>4+QT

NaCl溶液一^NaOH+Cl2T+H2T

10.鋁熱反應：A1+金屬氧化物」今金屬+AI2O3

30H-?！?/p>

3+rr

11.Al3H-A1(OH)3A1O2-

12.歸中反應：2H2S+SC)2=3S+2H2。

4NH3+6NO坪/WW或金屬+鹽

（1）金屬-金屬i"鋁熱反應

13.置換反應:

活潑金屬(Na、Mg、Fe)3或也”>H2T

(2)金屬f非金屬<

2Mg+CO2點燃>2MgO+C

’2工+2H2。=4HF+O2T

2C+SiO2高溫>Si+ICO

（3）非金屬一非金屬C+H.O>CO+H2

Cl2(Br2.I2)+H2S=S+2HCl(HBr、HI)

H,+金屬氧化物迪>金屬+凡。

（4）非金屬-*金屬

C+金屬氧化物邈->金屬+。。2

14、一些特殊的反應類型：

⑴化合物+單質-------化合物+化合物如：

CI2+H2O、H2S+O2、、NH3+O2、CH4+O2、Cb+FeB"

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

PCI3+CI2、Na2SO3+O2、FeCh+Fe、FeCb+Cb、CO+O2>Na2O+O2

15.受熱分解產生2種或3種氣體的反應：

(1)鏤鹽

NH4HCO3[(NH4)2C(?3]NH3T+CO2T+H2O

<NH4HSO3[(NH4)2SO3]NH3T+SO2T+H2O

NH4Hs[(NH4)2S13~^NH3T+H2sT

(2)硝酸鹽

'2CU(NO3)2—^2CUO+4NO2T+O2T

lAgNO,2Ag+1NO2T+02T

16.特征網絡：

⑴A°，>B/。>￡)(酸或堿)

①A?3(氣體)NONO2%。>nN。?

②“2S(氣體)SO2SO3/。>H2s。4

③C(固體)^^COQ>CQ/。>H2cO3

@Na(固體)」^N的。"^n的.%。>NaOH

氣體5

(2)A——<

-1gg_>氣體C

A為弱酸的鏤鹽：(NH4)2CC>3或NH4HCO3;(NH4)2SNH4HS；(NH4)2SC>3或NH4Hse)3

(3)無機框圖中常用到催化劑的反應：

S，A>

2KCIO32KCI+3Q1

24。2?返->240+。2個

6A

2s(J2+Q-0-->2SO3

AN%+50,催化劑',>4N0+6H2。

N2+3H2>2NH3

六、既可作氧化劑又可作還原劑的有：

2

S、SO3\HS03、H2so3、SO2、NO-、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物不同

f8HNC）3（?。?3Cu==2NOf+2Cu（NO3）2+4H2O

14HNC>3（濃）+Cu==2N02T+CU（NO3）2+2H2O

{S+6HNC）3（濃）===H2SO4+6NC）2t+2H2O

3S+4HNC）3（稀尸==3SO2+4NOf+2H2O

2.溫度：可能導致反應能否進行或產物不同

冷、稀4

-C12+2NaOH=====NaCl+NaClO+H2O

V

'IH1溫

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

3.溶液酸堿性.

2

2s2-+SO3'+6H+=3S；+3H2O

+

5Cr+ClO3+6H=3Cbt+3H2O

2

S\SO3-,Cl\CIO3一在酸性條件下均反應而在堿性條件下共存.

+3+

Fe2+與N03-共存，但當酸化后即可反應.3Fe2++NO3-+4H=3Fe+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

KMnO4溶液氧化性較強.

4.條件不同，生成物則不同

點燃盧燃

1、2P+3C12M2PCb（CL不足）；2P+5cbM2PC15（Cb充足）

占燃點燃

2、2H2S+3O2二=±2H2O+2SO2（O2充足）；2H2S+O2=總、2氏0+25（02不充足）

,緩慢氧化,點燃

3、4Na+O2=====2Na2。2Na+O2===Na2O2

CO2適量

4、Ca（OH）2+CO2====CaCO3；+H2O；Ca（OH）2+2CC）2（過量）==Ca（HCC）3）2

占燃占燃

5、C+O2'MCC）2（O2充足）；2C+02V2co（Ch不充足）

6、8HNC)3(稀)+3Cu==2NOf+2Cu(NO3)2+4H2O4HNC>3(濃)+Cu==2NO2T+Cu(NO3)2+

2H2O

7、AlCl3+3NaOH==Al(OH)3i+3NaCl；A1C13+4Na0H(iiil：)==NaA102+2H2O

8、NaA102+4HC1(過量)==NaCl+2H2O+AICI3NaA102+HC1+H2O==NaCl+A1(OH)3；

9、Fe+6HNCh(熱、濃)==Fe(NC?3)3+3NO2T+3H2OFe+HNC)3(冷、濃)一(鈍化)

Fe不

10、Fe+6HNO3(熱、濃)====Fe(NO3)3+3NO2t+3H2O

Fe+4HNCh(熱、濃)====Fe(NO3)2+2NO2?+2H2O

Fe不足Fe過量

11、Fe+4HNO3(稀)====Fe(NC)3)3+NOT+2H2。3Fe+8HNC)3(稀)====3Fe(NO3)3+2NOT

濃H2so4濃H2s04

+4H2O

12、C2H5OH-----------ACH2=CH2f+HQC2H5—OH+HO—C汨5-------?CH5—O—CH+

170℃140℃

H20

13C2H5Cl+NaOH-C2H5OH+NaClC2H5CI+NaOH^CH2=CH2T+NaCl+H20

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、氣體物質或能

轉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

322

1.弱堿陽離子只存在于酸性較強的溶液中.如Fe3+、Al\Zn\Cu\NH4\Ag+等均與0日

不能大量共存.

2223

2.弱酸陰離子只存在于堿性溶液中。如CH3coeT、F、CO3\SO3\S\PO4\AlCh一均與

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（H+）會生

成弱酸分子；遇強堿（0H）生成正鹽和水.如：HSO3>HCXX、HS\H2PCV、HPCV一等

4.若陰、陽離子能相互結合生成難溶或微溶性的鹽，則不能大量共存.

2+23

如：Ba>Ca?+與CO3%、SO3>PO4>SCU?-等；Ag+與C「、Br\r等；Ca?+與F,C2O42-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HCO展、CO3>HS\S\A1O2\C1O\SiO3T

2222

Fe3+與HCO3\CO3\A102\C10\SiO3\C6H5O等；NH4+與A102\SiO3\CIO>CO3-

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I、S-；MnO4'(H)與「、Br>Cl\S”SO3\Fe?+等;NO3-(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-等；H2Po4-與PtV-會生成HPCU%，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：“=”“1”“一”“廣飛”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：FezCh與氫碘酸：Fe2O3+6H+=2Fe3++3H2。錯因：忽視了Fe3+與r發(fā)生氧化一還原反應

(2)違反質量守恒或電荷守恒定律及電子得失平衡

如：FeCb溶液中通Cb：Fe2++Cb=Fe3++2Cr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：0H-+HI=H20+r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HCI：CIO-+H++C「=OH-+CI2t錯因：強酸制得強堿

(5)忽視一種物質中陰、陽離子配比.

如：H2s。4溶液力口入Ba(0H)2溶液:Ba2++OH-+H++SO42-=BaSO4J+H2O

2++2

正確：Ba+2OH-+2H+SO4'=BaSO4I+2H2O

⑹“=”"，，"[”"(”符號運用不當

3+

如：A1+3H2O=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(H+)、堿性溶液(OH。、能在加入鋁粉后放出可燃氣體的溶液、由水電離出的H+

或OH-=lxlO-amol/L(a>7或a<7)的溶液等。

3+2+2+2+

⑵有色離子MnO4；Fe,Fe,Cu,Fe(SCN)□

⑶MnO4-,NO3-等在酸性條件下具有強氧化性。

2+

⑷S2O32-在酸性條件下發(fā)生氧化還原反應：S2O3+2H=S(+SO2t+H20

⑸注意題目要求“下足大量共存”還是“可熊大量共存”；“不能大量共存”還是軍不能大

量共存”。

⑹看是否符合題設條件和要求，如“過量”、“少量”、“適量”、”等物質的量”、“任意量”以及

滴加試劑的先后順序對反應的影響等。

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、CCh、Cb、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；

金屬活動性：水溶液中，金屬原子失去電子能力的性質。

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+Ch===CuCh所以，Cl的非金屬性強于S。

十三，10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產、CP-、F，Na\Mg2+、Al3+

二核10電子的HFOH、

三核10電子的H2ONH2-

四核10電子的NH3H3O+

+

五核10電子的CH4NH4

2.“18電子”的微粒

分子離子

一核18電子的ArK+、Ca2+>C「、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、電子層結構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

氧化作用化合作用吸附作用

、。、濃活性炭

Cb3Na2O2>HNO3so2

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CMHCIO）和濃HNO3及NazCh

十六滴加順序不同，現(xiàn)象不同

1.AgNCh與NH3H2O：

AgNO3向NH3H2O中滴加——開始無白色沉淀，后產生白色沉淀

NH3H2O向AgNO3中滴加——開始有白色沉淀，后白色沉淀消失

2.NaOH與A1CA：

NaOH向AlCh中滴加—開始有白色沉淀，后白色沉淀消失

A1C13向NaOH中滴加——開始無白色沉淀，后產生白色沉淀

3.HC1與NaAKh：

HC1向NaAlO,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，后產生白色沉淀

4.Na2cCh與鹽酸：

Na2cCh向鹽酸中滴加——開始有氣泡，后不產生氣泡

鹽酸向Na2cCh中滴加——開始無氣泡，后產生氣泡

十七能使酸性高鎰酸鉀溶液褪色的物質

（一）有機

1.不飽和燒（烯煌、快燒、二烯燒、苯乙烯等）；

2.苯的同系物；

3.不飽和燒的衍生物（烯醇、烯醛、烯酸、鹵代燃、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.石油產品（裂解氣、裂化氣、裂化汽油等）；

6.天然橡膠（聚異戊二烯）。

（二）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（SO?、H2s。3及亞硫酸鹽）；

3.雙氧水（氏。2,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：烯燃和環(huán)烷燃

3.CH2O：甲醛、乙酸、甲酸甲酯、葡萄糖

4.CnH2nO：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。）與丁酸及其異構體（C4H8。2）

十九實驗中水的妙用

1.水封：在中學化學實驗中，液澳需要水封，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；液澳極易揮發(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。幌趸降闹苽洌?0—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，玲，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，如除去NO氣體中的Nth雜質。

5.鑒別：可利用一些物質在水中溶解度或密度的不同進行物質鑒別，如：苯、乙醇澳乙烷三瓶

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，沉于水下的是澳乙烷。利

用溶解性溶解熱鑒別，如：氫氧化鈉、硝酸鏤、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=ni/n2（2）同溫同體積時，pi/p2=ni/n2=Ni/N2

（3）同溫同壓等質量時，VI/V2=M2/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)的物質來迷惑考生，如H20>SO3、己烷、辛

烷、CHCb、乙醇等。

（3）物質結構和晶體結構：考查一定物質的量的物質中含有多少微粒（分子、原子、電子、質子、

中子等）時常涉及稀有氣體He、Ne等單原子分子，Cb、N2>O2、H2雙原子分子。膠體粒子及晶體

結構：P4、金剛石、石墨、二氧化硅等結構。

（4）要用到22.4L-mo「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NCh中存在著NCh與N2O4的平衡；

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

（8）較復雜的化學反應中，電子轉移數(shù)的求算一定要細心。如NazCh+H?。；Cb+NaOH；電解AgNCh

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，氧化產物/還原產物，氧化反應/還原反應）

化合價升高（失ne—）被氧化

氧化劑:還原劑=還原產物謁化產物

化］價降低（得ne）%還原

（較強）（較強）（較弱）（較弱）

氧化性：氧化劑>氧化產物

還原性：還原劑>還原產物

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、氧化產物、還原產物的系數(shù)；

五平：觀察配平其它物質的系數(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。

電解質溶液中的守恒關系

⑴電荷守恒：電解質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

++2++2

NaHCO3溶液中:n(Na)+n(H)=n(HCO3)+2n(CO3)+n(OH)推出：[Na]+[H]=[HCO3]+2[CO3]

+[OH]

⑵物料守恒：電解質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NaHCCh溶液中：n(Na+)：n(c)=l:l,推出：

+2

c(Na)=C(HCO3)+C(CO3-)+c(H2co3)

⑶質子守恒：(不一定掌握)電解質溶液中分子或離子得到或失去質子(H+)的物質的量應相等。例

如：在NH4HCO3溶液中H30\H2cO3為得到質子后的產物；NH3、0H\C03?一為失去質子后的產

+2

物,故有以下關系：C(H3O)+C(H2CO3)=C(NH3)+C(OH-)+C(CO3)?

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AH的數(shù)值是否與反應物或生成物的物質的量相匹配(成比例)

注意：⑴要注明反應溫度和壓強，若反應在298K和1.013xl05pa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；

⑶△!!與化學計量系數(shù)有關，注意不要弄錯。方程式與△!!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

f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、烷燒系統(tǒng)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

烷煌的系統(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”

r同位素（相同的中子數(shù)，不同的質子數(shù)，是微觀微粒）

.同素異形體（同一種元素不同的單質，是宏觀物質）

,同分異構體（相同的分子式，不同的結構）

1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CH?）

同一種的物質（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、中學常見物質電子式分類書寫

1.cr的電子式為：［：@：「

?0：H

2.-OH：*,OH電子式:

3.Na2sMgCb［：cj:］-Mg^［：ci：］"

CaC2、Na2O2

2+r??n2-

Ca卜C:：C：］之一Na+|_-0：0：JNa+

4.NH4C1(NH4)2S

H.

2

H,［H：R：H］［：S：］-

國出汨］［?丁

HH,

H［H：N：H］

H

寫結構式A0=C=0共用電子對代共價鍵A補孤電子對????

5.CO2o：：c：：o------------＞：o：：c：：o：

結構式電

子式

6.MgC12形成過程：：FF+,Mg*+:d—4[:前Mg2+E：]

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、物質的量）均加回，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的物質的量與原平衡相同，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）的物質的量的比例與原平衡相同，則二平衡等效。

①2402a

②00.510.5a