第29頁共29頁高中化學必背知識點歸納與總結一、俗名無機部分：食鹽：NaCl純堿、蘇打Ｎa2CO3、天然堿、口堿：Ｎa2CO3燒堿、火堿、苛性鈉：NaOH小蘇打：NaHCO3大蘇打、海波：Na2S2O3芒硝、皮硝：Na2SO4·10H2O(緩瀉劑)石膏（生石膏）：CaSO4.2H2O熟石膏：2CaSO4·.H2O石灰石、大理石：CaCO3生石灰：CaO熟石灰、消石灰：Ca(OH)2堿石灰：NaOH+CaO草木灰：K2CO3碳銨、氣肥：NH4HCO3綠礬：FeSO4·7H2O明礬：KAl(SO4)2·12H2O膽礬、藍礬：CuSO4·5H2O皓礬：ZnSO4·7H2O莫爾鹽：(NH4)2Fe(SO4)2·6H2O重晶石、鋇餐：BaSO4（無毒）鹽鹵、光鹵石：KCl·MgCl2·6H2O瀉鹽：MgSO4·7H2O硫黃：S臭氧：O3白磷：P4笑氣：N2O干冰：CO2雙氧水、綠色氧化劑：H2O2水晶（純）、硅石、石英、硅藻土、光導纖維：SiO2金剛砂：SiC剛玉、礬土、寶石：Al2O3銅綠、孔雀石：Cu2(OH)2CO3冰晶石：Na3AlF6鐵紅、鐵礦：Fe2O3磁鐵礦：Fe3O4黃鐵礦、硫鐵礦：FeS2菱鐵礦：FeCO3菱鎂礦：MgCO3赤銅礦：Cu2O黃銅礦：FeCuS2漂白粉：Ca(ClO)2、CaCl284消毒液：NaClO（Cl2+NaOH）水玻璃、泡花堿、礦物膠：Na2SiO3玻璃的主要成分：Na2SiO3、CaSiO3、SiO2水泥：2CaO·SiO2、2CaO·Al2O3、3CaO·Al2O3波爾多液：Ca(OH)2和CuSO4石硫合劑：Ca(OH)2和S過磷酸鈣（主要成分）普鈣：Ca(H2PO4)2和CaSO4重過磷酸鈣（主要成分）、重鈣：Ca(H2PO4)2天然氣、沼氣、坑氣（主要成分）：CH4水煤氣：CO和H2光化學煙霧：NO2在光照下產生的一種有毒氣體王水：濃HNO3：濃HCl按體積比1：3混合而成。鋁熱劑：Al+Fe2O3或其它氧化物。有機部分：氯仿：CHCl3電石：CaC2電石氣：C2H2(乙炔)TNT：三硝基甲苯酒精、乙醇：C2H5OH質量分數99.5%以上為無水乙醇，質量分數96%以上為工業乙醇，體積分數75%為醫用乙醇。尿素：CO（NH2)2氟氯烴：是良好的制冷劑，有毒，但破壞O3層。裂解氣成分（石油裂化）：烯烴、烷烴、炔烴、H2S、CO2、CO等。焦爐氣成分（煤干餾）：H2、CH4、乙烯、CO等。蟻醛：甲醛HCHO福爾馬林：甲醇水溶液醋酸：冰醋酸（純）、食醋CH3COOH石炭酸：苯酚草酸：H2C2O4安息香酸：苯甲酸（C6H5COOH）硬脂酸：C17H35COOH軟脂酸（棕櫚酸）：C15H31COOH油酸：C17H33COOH亞油酸：C17H31COOH銀氨溶液：Ag(NH3)2OH甘油、丙三醇：C3H8O3植物油：不飽和高級脂肪酸甘油酯動物脂肪：飽和高級脂肪酸甘油酯硬肥皂：高級脂肪酸鈉軟肥皂：高級脂肪酸鉀二、顏色鐵：鐵粉是黑色的；一整塊的固體鐵是銀白色的。Fe2+——淺綠色Fe(OH)2——白色沉淀Fe(NH4)2(SO4)2——淡藍綠色，溶于水后呈淡綠色Fe3+——黃色Fe(OH)3——紅褐色沉淀Fe(SCN)3——血紅色溶液FeO——黑色的粉末Fe3O4——黑色晶體Fe2O3——紅棕色粉末銅：單質是紫紅色Cu2+——藍色CuO——黑色Cu2O——紅色CuSO4（無水）—白色CuSO4·5H2O——藍色Cu2(OH)2CO3—綠色Cu(OH)2——藍色[Cu(NH3)4]SO4——深藍色溶液FeS——黑色固體BaSO4、BaCO3、Ag2CO3、CaCO3、AgCl、Mg(OH)2、三溴苯酚均是白色沉淀Al(OH)3白色絮狀沉淀H4SiO4（原硅酸）白色膠狀沉淀Cl2、氯水——黃綠色F2——淡黃綠色氣體Br2——深紅棕色液體I2——紫黑色固體HF、HCl、HBr、HI均為無色氣體，在空氣中均形成白霧CCl4——無色的液體，密度大于水，與水不互溶Na2O2—淡黃色固體Ag3PO4—黃色沉淀S—黃色固體AgBr—淺黃色沉淀AgI—黃色沉淀O3—淡藍色氣體SO2—無色，有剌激性氣味、有毒的氣體SO3—無色固體（沸點44.8度）品紅溶液——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律：1、溶解性規律——見溶解性表；2、常用酸、堿指示劑的變色范圍：甲基橙＜3.1紅色3.1——4.4橙色>4.4黃色酚酞＜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->I->Br–>Cl->OH->含氧酸根注意：若用金屬作陽極，電解時陽極本身發生氧化還原反應（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Na2CO3與AlCl3溶液混和時：3CO32-+2Al3++3H2O=2Al(OH)3↓+3CO2↑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KCl溶液：2KCl+2H2O==H2↑+Cl2↑+2KOH配平：2KCl+2H2O==H2↑+Cl2↑+2KOH6、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）再考慮反應時的環境（酸性或堿性）；（3）使二邊的原子數、電荷數相等。例：蓄電池內的反應為：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-→PbSO4分析：在酸性環境中，補滿其它原子：應為：負極：Pb+SO42--2e-=PbSO4正極：PbO2+4H++SO42-+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：為：陰極：PbSO4+2e-=Pb+SO42-陽極：PbSO4+2H2O-2e-=PbO2+4H++SO42-7、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，核電荷數越多，離子半徑越小；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的：金剛石>SiC>Si（因為原子半徑：Si>C>O）.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。12、氧化性：MnO4->Cl2>Br2>Fe3+>I2>S=4(+4價的S)例：I2+SO2+H2O=H2SO4+2HI13、含有Fe3+的溶液一般呈酸性。14、能形成氫鍵的物質：H2O、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）是否有弱電解質生成；（3）是否發生氧化還原反應；（4）是否生成絡離子[Fe(SCN)2、Fe(SCN)3、Ag(NH3)+、[Cu(NH3)4]2+等]；（5）是否發生雙水解。17、地殼中：含量最多的金屬元素是—Al含量最多的非金屬元素是—OHClO4(高氯酸)—是最強的酸18、熔點最低的金屬是Hg(-38.9C。),；熔點最高的是W（鎢3410c）；密度最小（常見）的是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，注意用到水和溴水這二種物質。例：鑒別：乙酸乙酯（不溶于水，浮）、溴苯（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、鹵代烴水解、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CO2、H2O及耗O2的量是不變的。恒等于單一成分該質量時產生的CO2、H2O和耗O2量。五、無機反應中的特征反應1．與堿反應產生氣體（1）（2）銨鹽：2．與酸反應產生氣體（1）（2）3．Na2S2O3與酸反應既產生沉淀又產生氣體：S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O4．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，又能與堿反應（1）單質：Al（2）化合物：Al2O3、Al(OH)3、弱酸弱堿鹽、弱酸的酸式鹽、氨基酸。7．與Na2O2反應8．2FeCl3+H2S=2FeCl2+S↓+2HCl9．電解10．鋁熱反應：Al+金屬氧化物金屬+Al2O311．Al3+Al(OH)3AlO2-12．歸中反應：2H2S+SO2=3S+2H2O4NH3+6NO4N2+6H2O13．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+FeBr2⑵化合物+化合物化合物+單質NH3+NO、H2S+SO2、Na2O2+H2O、NaH+H2O、Na2O2+CO2、CO+H2O⑶化合物+單質化合物PCl3+Cl2、Na2SO3+O2、FeCl3+Fe、FeCl2+Cl2、CO+O2、Na2O+O214．三角轉化：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．特征網絡：（1）①②③④（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:六、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的有機物七、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＋4H2O4HNO3(濃)＋Cu==2NO2↑＋Cu(NO3)2＋2H2OS+6HNO3(濃)===H2SO4+6NO2↑+2H2O

3S+4HNO3(稀)===3SO2+4NO↑+2H2O2．溫度：可能導致反應能否進行或產物不同冷、稀冷、稀4高溫Cl2+2NaOH=====NaCl+NaClO+H2O

高溫3Cl2+6NaOH=====5NaCl+NaClO3+3H2O

3．溶液酸堿性.2S2-＋SO32-＋6H+＝3S↓＋3H2O5Cl-＋ClO3-＋6H+＝3Cl2↑＋3H2OS2-、SO32-，Cl-、ClO3-在酸性條件下均反應而在堿性條件下共存.Fe2+與NO3-共存,但當酸化后即可反應.3Fe2+＋NO3-＋4H+＝3Fe3+＋NO↑＋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＋3Cl2eq\o(\s\up8(點燃),===)2PCl3(Cl2不足)；2P＋5Cl2eq\o(\s\up8(點燃),===)2PCl5(Cl2充足)2、2H2S＋3O2eq\o(\s\up8(點燃),===)2H2O＋2SO2(O2充足)；2H2S＋O2eq\o(\s\up8(點燃),===)2H2O＋2S(O2不充足)3、4Na＋O2eq\o(\s\up8(緩慢氧化),=====)2Na2O2Na＋O2eq\o(\s\up8(點燃),===)Na2O24、Ca(OH)2＋CO2eq\o(\s\up8(CO2適量),====)CaCO3↓＋H2O；Ca(OH)2＋2CO2(過量)==Ca(HCO3)25、C＋O2eq\o(\s\up8(點燃),===)CO2(O2充足)；2C＋O2eq\o(\s\up8(點燃),===)2CO(O2不充足)6、8HNO3(稀)＋3Cu==2NO↑＋2Cu(NO3)2＋4H2O4HNO3(濃)＋Cu==2NO2↑＋Cu(NO3)2＋2H2O7、AlCl3＋3NaOH==Al(OH)3↓＋3NaCl；AlCl3＋4NaOH(過量)==NaAlO2＋2H2O8、NaAlO2＋4HCl(過量)==NaCl＋2H2O＋AlCl3NaAlO2＋HCl＋H2O==NaCl＋Al(OH)3↓9、Fe＋6HNO3(熱、濃)==Fe(NO3)3＋3NO2↑＋3H2OFe＋HNO3(冷、濃)→(鈍化)10、Fe＋6HNO3(熱、濃)eq\o(\s\up8(Fe不足),====)Fe(NO3)3＋3NO2↑＋3H2OFe＋4HNO3(熱、濃)eq\o(\s\up8(Fe過量),====)Fe(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O濃H2SO4濃H2SO411、Fe＋4HNO3(稀)eq\o(\s\up8(Fe不足),====)Fe(NO3)3＋NO↑＋2H2O3Fe＋8HNO3(稀)eq\o(\s\up8(Fe過量),====)3Fe(NO3)3＋2NO↑＋4H2O濃H2SO4濃H2SO4140℃170℃12、C2H5OHCH2=CH2↑＋H2OC2H5－OH＋HO－C2H5C2H5－O－C2H5＋H2O140℃170℃13C2H5Cl＋NaOHeq\o(\s\up8(H2O),→)C2H5OH＋NaClC2H5Cl＋NaOHeq\o(\s\up8(醇),→)CH2＝CH2↑＋NaCl＋H2O14、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1．弱堿陽離子只存在于酸性較強的溶液中.如Fe3+、Al3+、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-、AlO2-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（OH-）生成正鹽和水.如：HSO3-、HCO3-、HS-、H2PO4-、HPO42-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.如：Ba2+、Ca2+與CO32-、SO32-、PO43-、SO42-等；Ag+與Cl-、Br-、I-等；Ca2+與F-，C2O42-5．若陰、陽離子發生雙水解反應，則不能大量共存.如：Al3+與HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-、SiO32-等Fe3+與HCO3-、CO32-、AlO2-、ClO-、SiO32-、C6H5O-等；NH4+與AlO2-、SiO32-、ClO-、CO32-等6．若陰、陽離子能發生氧化一還原反應則不能大量共存.如：Fe3+與I-、S2-；MnO4-（H+）與I-、Br-、Cl-、S2-、SO32-、Fe2+等；NO3-（H+）與上述陰離子；S2-、SO32-、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PO43-會生成HPO42-，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：“=”“”“→”“↑”“↓”等符號符合實際。（4）兩守恒：兩邊原子數、電荷數必須守恒（氧化還原反應離子方程式中氧化劑得電子總數與還原劑失電子總數要相等）。（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+＋3H2O錯因：忽視了Fe3+與I-發生氧化一還原反應(2)違反質量守恒或電荷守恒定律及電子得失平衡如：FeCl2溶液中通Cl2：Fe2+＋Cl2＝Fe3+＋2Cl-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：OH-＋HI＝H2O＋I-錯因：HI誤認為弱酸.(4)反應條件或環境不分：如：次氯酸鈉中加濃HCl：ClO-＋H+＋Cl-＝OH-＋Cl2↑錯因：強酸制得強堿(5)忽視一種物質中陰、陽離子配比.如：H2SO4溶液加入Ba(OH)2溶液:Ba2+＋OH-＋H+＋SO42-＝BaSO4↓＋H2O正確：Ba2+＋2OH-＋2H+＋SO42-＝BaSO4↓＋2H2O(6)“＝”“”“↑”“↓”符號運用不當如：Al3+＋3H2O＝Al(OH)3↓＋3H+注意：鹽的水解一般是可逆的，Al(OH)3量少，故不能打“↓”2.判斷離子共存時，審題一定要注意題中給出的附加條件。=1\*GB2⑴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-=1×10-amol/L(a>7或a<7)的溶液等。=2\*GB2⑵有色離子MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe(SCN)2+。=3\*GB2⑶MnO4-,NO3-等在酸性條件下具有強氧化性。=4\*GB2⑷S2O32-在酸性條件下發生氧化還原反應：S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O=5\*GB2⑸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”。=6\*GB2⑹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、HCl、HBr、HI等極易溶于水的氣體均可做噴泉實驗。2、CO2、Cl2、SO2與氫氧化鈉溶液；3、C2H2、C2H4與溴水反應十一、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。注：金屬性與金屬活動性并非同一概念，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堿性的強弱；堿性愈強，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。十二、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＋Seq\o(\s\up8(Δ),===)Cu2SCu＋Cl2eq\o(\s\up8(點燃),===)CuCl2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NeN3?、O2?、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+、Cl￣、S2?二核18電子的F2、HClHS?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+、N2H62+等亦為18電子的微粒。十四‘粒半徑的比較：1．判斷的依據電子層數：相同條件下，電子層越多，半徑越大。核電荷數：相同條件下，核電荷數越多，半徑越小。最外層電子數相同條件下，最外層電子數越多，半徑越大。2．具體規律：1、同周期元素的原子半徑隨核電荷數的增大而減小（稀有氣體除外）如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.2、同主族元素的原子半徑隨核電荷數的增大而增大。如：Li<Na<K<Rb<Cs3、同主族元素的離子半徑隨核電荷數的增大而增大。如：F--<Cl--<Br--<I--4、電子層結構相同的離子半徑隨核電荷數的增大而減小。如：F->Na+>Mg2+>Al3+5、同一元素不同價態的微粒半徑，價態越高離子半徑越小。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Cl2、O3、Na2O2、濃HNO3SO2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Cl2(HClO)和濃HNO3及Na2O2十六滴加順序不同，現象不同1．AgNO3與NH3·H2O：AgNO3向NH3·H2O中滴加——開始無白色沉淀，后產生白色沉淀NH3·H2O向AgNO3中滴加——開始有白色沉淀，后白色沉淀消失2．NaOH與AlCl3：NaOH向AlCl3中滴加——開始有白色沉淀，后白色沉淀消失AlCl3向NaOH中滴加——開始無白色沉淀，后產生白色沉淀3．HCl與NaAlO2：HCl向NaAlO2中滴加——開始有白色沉淀，后白色沉淀消失NaAlO2向HCl中滴加——開始無白色沉淀，后產生白色沉淀4．Na2CO3與鹽酸：Na2CO3向鹽酸中滴加——開始有氣泡，后不產生氣泡鹽酸向Na2CO3中滴加——開始無氣泡，后產生氣泡十七能使酸性高錳酸鉀溶液褪色的物質（一）有機不飽和烴（烯烴、炔烴、二烯烴、苯乙烯等）；苯的同系物；不飽和烴的衍生物（烯醇、烯醛、烯酸、鹵代烴、油酸、油酸鹽、油酸酯等）；含醛基的有機物（醛、甲酸、甲酸鹽、甲酸某酯等）；石油產品（裂解氣、裂化氣、裂化汽油等）；天然橡膠（聚異戊二烯）。（二）無機－2價硫的化合物（H2S、氫硫酸、硫化物）；＋4價硫的化合物（SO2、H2SO3及亞硫酸鹽）；雙氧水（H2O2，其中氧為－1價）十八最簡式相同的有機物1．CH：C2H2和C6H62．CH2：烯烴和環烷烴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和飽和一元羧酸或酯；舉一例：乙醛（C2H4O）與丁酸及其異構體（C4H8O2）十九實驗中水的妙用1．水封：在中學化學實驗中，液溴需要水封，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；液溴極易揮發有劇毒，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。2．水浴：酚醛樹脂的制備(沸水浴)；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02，H2，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N02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、乙醇溴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，沉于水下的是溴乙烷。利用溶解性溶解熱鑒別，如：氫氧化鈉、硝酸銨、氯化鈉、碳酸鈣，僅用水可資鑒別。6．檢漏：氣體發生裝置連好后，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。即“三同”定“一等”。2．推論（1）同溫同壓下，V1/V2=n1/n2（2）同溫同體積時，p1/p2=n1/n2=N1/N2（3）同溫同壓等質量時，V1/V2=M2/M1（4）同溫同壓同體積時，M1/M2=ρ1/ρ2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的物質來迷惑考生，如H2O、SO3、已烷、辛烷、CHCl3、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，Cl2、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·mol－1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生水解反應，使其數目減少；（6）注意常見的的可逆反應：如NO2中存在著NO2與N2O4的平衡；（7）不要把原子序數當成相對原子質量，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，電子轉移數的求算一定要細心。如Na2O2+H2O；Cl2+NaOH；電解AgNO3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＋氧化產物化合價降低（得ne—）被還原（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、列變化、求總數、定系數、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，使化合價升高和降低的數目相等；四定出氧化劑、還原劑、氧化產物、還原產物的系數；五平：觀察配平其它物質的系數；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），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=1\*GB2⑴電荷守恒：電解質溶液中所有陽離子所帶有的正電荷數與所有的陰離子所帶的負電荷數相等。如NaHCO3溶液中：n(Na＋)＋n(H+)＝n(HCO3-)＋2n(CO32-)＋n(OH-)推出：[Na＋]＋[H＋]＝[HCO3-]＋2[CO32-]＋[OH-]=2\*GB2⑵物料守恒：電解質溶液中由于電離或水解因素，離子會發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是不會改變的。如NaHCO3溶液中：n(Na＋)：n(c)＝1:1，推出：c(Na＋)＝c(HCO3-)＋c(CO32-)＋c(H2CO3)=3\*GB2⑶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H3O+、H2CO3為得到質子后的產物；NH3、OH-、CO32-為失去質子后的產物，故有以下關系：c(H3O+)+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：固（s）、液（l）、氣（g）2．檢查△H的“+”“－”是否與吸熱、放熱一致。(注意△H的“+”與“－”，放熱反應為“－”，吸熱反應為“+”)3．檢查△H的數值是否與反應物或生成物的物質的量相匹配（成比例）注意：=1\*GB2⑴要注明反應溫度和壓強，若反應在298K和1.013×105Pa條件下進行，可不予注明；=2\*GB2⑵要注明反應物和生成物的聚集狀態，常用s、l、g分別表示固體、液體和氣體；=3\*GB2⑶△H與化學計量系數有關，注意不要弄錯。方程式與△H應用分號隔開，一定要寫明“+”、“-”數值和單位。計量系數以“mol”為單位，可以是小數或分數。=4\*GB2⑷一定要區別比較“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、不穩定性、揮發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、烷烴系統命名法的步驟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，合并算烷烴的系統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、"五同的區別"同位素(相同的中子數，不同的質子數，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）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）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Cl1．Cl-的電子式為：ClOOHOH2．-OH：OH-電子式：ClMg2+ClSClMg2+ClS2–Na+Na+CaC2、Na2O2NaNa+Na+OO2–2–Ca2+CC4．NH4Cl(NH4)2SHHHNHHS2–HHNHHClHHNHHCOCO2OOC寫結構式補孤電子對共用電子對代共價鍵OOOCOOOC5．結構式電子式ClClClCl6．MgCl2形成過程：+Mg+Mg2+ClClClCl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（體積、物質的量）均相同，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。①2402a②00.510.5a③mg（g≥2m）2（g-2m）（g-m）?a（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）Ⅲ類：在T、P相同的條件下，改變起始加入情況，只要按化學計量數換算成平衡式左右兩邊同一邊物質的物質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1．周期表中特殊位置的元素①族序數等于周期數的元素：H、Be、Al、Ge。②族序數等于周期數2倍的元素：C、S。③族序數等于周期數3倍的元素：O。④周期數是族序數2倍的元素：Li、Ca。⑤周期數是族序數3倍的元素：Na、Ba。⑥最高正價與最低負價代數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：F。⑨短周期中離子半徑最大的元素：P。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、單質是自然界中硬度最大的物質的元素或氣態氫化物中氫的質量分數最大的元素：C。②空氣中含量最多的元素或氣態氫化物的水溶液呈堿性的元素：N。③地殼中含量最多的元素、氣態氫化物沸點最高的元素或氫化物在通常情況下呈液態的元素：O。④最輕的單質的元素：H；最輕的金屬單質的元素：Li。⑤單質在常溫下呈液態的非金屬元素：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：Be、Al、Zn。⑦元素的氣態氫化物和它的最高價氧化物對應水化物能起化合反應的元素：N；能起氧化還原反應的元素：S。⑧元素的氣態氫化物能和它的氧化物在常溫下反應生成該元素單質的元素：S。⑨元素的單質在常溫下能與水反應放出氣體的短周期元素：Li、Na、F。⑩常見的能形成同素異形體的元素：C、P、O、S。重點氧化還原反應常見的重要氧化劑、還原劑實質：有電子轉移（得失與偏移）特征：反應前后元素的化合價有變化概念及轉化關系還原性化合價升高弱氧化性概念及轉化關系變化↑↑變化反應物→→產物還原劑氧化反應氧化產物反應物→→產物變化氧化劑還原反應還原產物變化↓↓氧化性化合價降低弱還原性氧化還原反應有元素化合價升降的化學反應是氧化還原反應。有電子轉移（得失或偏移）的反應都是氧化還原反應。概念：氧化劑：反應中得到電子（或電子對偏向）的物質（反應中所含元素化合價降低物）還原劑：反應中失去電子（或電子對偏離）的物質（反應中所含元素化合價升高物）氧化產物：還原劑被氧化所得生成物；氧化還原反應還原產物：氧化劑被還原所得生成物。氧化還原反應失電子，化合價升高，被氧化雙線橋：氧化劑+還原劑=還原產物+氧化產物得電子，化合價降低，被還原電子轉移表示方法單線橋：電子還原劑+氧化劑=還原產物+氧化產物二者的主表示意義、箭號起止要區別：電子數目等依據原則：氧化劑化合價降低總數=還原劑化合價升高總數配平找出價態變化，看兩劑分子式，確定升降總數；配平方法步驟：求最小公倍數，得出兩劑系數，觀察配平其它。有關計算：關鍵是依據氧化劑得電子數與還原劑失電子數相等，列出守恒關系式強弱比較①、由元素的金屬性或非金屬性比較；（金屬活動性順序表，元素周期律）強弱比較②、由反應條件的難易比較；氧化劑、還原劑③、由氧化還原反應方向比較；（氧化性：氧化劑>氧化產物；還原性：還原劑>還原產物）氧化劑、還原劑④、根據（氧化劑、還原劑）元素的價態與氧化還原性關系比較。元素處于最高價只有氧化性，最低價只有還原性，處于中間價態既有氧化又有還原性。活潑的非金屬，如Cl2、Br2、O2等②、元素（如Mn等）處于高化合價的氧化物，如MnO2、KMnO4等氧化劑：③、元素（如S、N等）處于高化合價時的含氧酸，如濃H2SO4、HNO3等④、元素（如Mn、Cl、Fe等）處于高化合價時的鹽，如KMnO4、KClO3、FeCl3、K2Cr2O7⑤、過氧化物，如Na2O2、H2O2等。①、活潑的金屬，如Na、Al、Zn、Fe等；②、元素（如C、S等）處于低化合價的氧化物，如CO、SO2等還原劑：③、元素（如Cl、S等）處于低化合價時的酸，如濃HCl、H2S等④、元素（如S、Fe等）處于低化合價時的鹽，如Na2SO3、FeSO4等⑤、某些非金屬單質，如H2、C、Si等。氧化劑還原劑活潑非金屬單質：X2、O2、S活潑金屬單質：Na、Mg、Al、Zn、Fe某些非金屬單質：C、H2、S高價金屬離子：Fe3+、Sn4+不活潑金屬離子：Cu2+、Ag+其它：［Ag(NH3)2］+、新制Cu(OH)2低價金屬離子：Fe2+、Sn2+非金屬的陰離子及其化合物：S2-、H2S、I-、HI、NH3、Cl-、HCl、Br-、HBr含氧化合物：NO2、N2O5、MnO2、Na2O2、H2O2、HClO、HNO3、濃H2SO4、NaClO、Ca(ClO)2、KClO3、KMnO4、王水低價含氧化合物：CO、SO2、H2SO3、Na2SO3、Na2S2O3、NaNO2、H2C2O4、含-CHO的有機物：醛、甲酸、甲酸鹽、甲酸某酯、葡萄糖、麥芽糖等離子反應離子非氧化還原反應堿性氧化物與酸的反應類型：酸性氧化物與堿的反應離子型氧化還原反應置換反應一般離子氧化還原反應化學方程式：用參加反應的有關物質的化學式表示化學反應的式子。用實際參加反應的離子符號表示化學反應的式子。表示方法寫：寫出反應的化學方程式；離子反應：拆：把易溶于水、易電離的物質拆寫成離子形式；離子方程式：書寫方法：刪：將不參加反應的離子從方程式兩端刪去；查：檢查方程式兩端各元素原子種類、個數、電荷數是否相等。意義：不僅表示一定物質間的某個反應；還能表示同一類型的反應。本質：反應物的某些離子濃度的減小。金屬、非金屬、氧化物（Al2O3、SiO2）中學常見的難溶物堿：Mg(OH)2、Al(OH)3、Cu(OH)2、Fe(OH)3生成難溶的物質：Cu2++OH-=Cu(OH)2↓鹽：AgCl、AgBr、AgI、CaCO3、BaCO3生成微溶物的離子反應：2Ag++SO42-=Ag2SO4↓發生條件由微溶物生成難溶物：Ca(OH)2+CO32-=CaCO3↓+2OH-生成難電離的物質：常見的難電離的物質有H2O、CH3COOH、H2CO3、NH3·H2O生成揮發性的物質：常見易揮發性物質有CO2、SO2、NH3等發生氧化還原反應：遵循氧化還原反應發生的條件。化學反應速率、化學平衡意義：表示化學反應進行快慢的量。定性：根據反應物消耗，生成物產生的快慢（用氣體、沉淀等可見現象）來粗略比較定量：用單位時間內反應物濃度的減少或生成物濃度的增大來表示。表示方法：①、單位：mol/(L·min)或mol/(L·s)說明：化學反應速率②、同一反應，速率用不同物質濃度變化表示時，數值可能不同，但數值之比等于方程式中各物質的化學計量數比。如：說明：化學反應速率③、一般不能用固體和純液體物質表示濃度（因為ρ不變）④、對于沒有達到化學平衡狀態的可逆反應：v正≠v逆內因（主要因素）：參加反應物質的性質。①、結論：在其它條件不變時，增大濃度，反應速率加快，反之濃度：則慢。②、說明：只對氣體參加的反應或溶液中發生反應速率產生影響；與反應物總量無關。影響因素①、結論：對于有氣體參加的反應，增大壓強，反應速率加快，壓強：反之則慢②、說明：當改變容器內壓強而有關反應的氣體濃度無變化時，則反應速率不變；如：向密閉容器中通入惰性氣體。①、結論：其它條件不變時，升高溫度反應速率加快，反之則慢。溫度：a、對任何反應都產生影響，無論是放熱還是吸熱反應；外因：②說明b、對于可逆反應能同時改變正逆反應速率但程度不同；c、一般溫度每升高10℃，反應速率增大2～4倍,有些反應只有在一定溫度范圍內升溫才能加快。①、結論：使用催化劑能改變化學反應速率。催化劑a、具有選擇性；②、說明：b、對于可逆反應，使用催化劑可同等程度地改變正、逆反應速率；c、使用正催化劑，反應速率加快，使用負催化劑，反應速率減慢。原因：碰撞理論（有效碰撞、碰撞的取向及活化分子等）其它因素：光、電磁波、超聲波、反應物顆粒的大小、溶劑的性質等化學平衡狀態：指在一定條件下的可逆反應里，正反應速率和逆反應速率相等，反應混合中各組分的百分含量保持不變的狀態。逆：研究的對象是可逆反應動：是指動態平衡，反應達到平衡狀態時，反應沒有停止。平衡狀態特征：等：平衡時正反應速率等于逆反應速率，但不等于零。定：反應混合物中各組分的百分含量保持一個定值。變：外界條件改變，原平衡