目錄

高中化學學習措施................................（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）

完整的知識網絡構建，讓復習備考變得輕輕簡樸!

高中化學學習措施

通過初中的學習，學生對化學這一學科有了基礎的理解。

但針對高中有化學學習，在部分學生還

茫然無措。目前就結合高中化學元素的特點，談談我對高中

化學的認識和學措施的總結

初中化學來說，知識量愈加龐大，內容愈加繁雜。但通

過細細的探索和分析，它仍有規律可循。只要把握好這些規

律，高中化學的學習將會變得比較簡樸。

首先，牢牢地把握好元素周期律這些規律，就為我們

學習元素打下了艱實的基礎，然后結合詳細元素的特殊

性，加以補充，這樣對元素這部分的學習就顯得相稱輕易。

另一方面，緊緊抓住“構造決定性質，性質決定用途”

這條原則，切實掌握物質的構造和性質，并與應用結合

起來，這樣就可以從識記的水平提高到運用的水平。這

也是高考考察的能力之一。

還要學會活學活用，通過類比的措施，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處理了

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措施：

考慮到高中學生的素質，切實做好預習是不也許的，但

這并不等于放棄課前預習。要對老師的問題有些理解，為聽

課做好準備。

課堂上務必要認真聽課，跟著老師的點撥思緒走，通過

老老師的引導，最終處理問題。在課堂上一定要慎防發做筆

記替代聽課，這樣會大大減少聽課質量。筆記可以在課后根

據自己的記憶和理解補記。課堂上一定要勤，勤問，勤懇，

勤動手。做到以二這些，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種環節。要對老師講過的知

識加以總結，再思索，最終成為自己的東西。

但愿同學們根據以上學習措施，結合自身學習狀況，形

成一套適合自己的學習措施，以此來提高學習成績.

高中化學必背知識點歸納與總結

一、俗名

無機部分：

純堿、蘇打Na2c。3、天然堿、口堿：Na2c小蘇打：NaHCO3

大蘇打:Na2s2O3石膏（生石膏）:CaSO4.2H20熟石膏：

2CaS04?.H20瑩石：CaFz重晶石：BaSO,（無毒）碳

錢：NH^HCOa石灰石、大理石：CaC03生石灰：CaO食鹽:

NaCl熟石灰、消石灰：Ca（OH）2芒硝：Na2s0’?7HQ（緩瀉

劑）燒堿、火堿、苛性鈉：NaOH綠磯：FaSOi?7H20干

冰：C02明磯:KAI（S04）2?12H20漂白粉：Ca（C10）2>

CaCb（混和物）瀉鹽：MgSO4-7H20膽磯、藍根：CuSO4-5H2O

雙氧水：H202皓磯：ZnSO」-7H20硅石、石英：Si02剛玉：

A12O3水玻璃、泡花堿、礦物膠：Na2SiO3鐵紅、鐵礦：Fez。：,

磁鐵礦：Fe30.黃鐵礦、硫鐵礦：FeS2銅綠、孔雀石：Cu2

(OH)2c0s菱鐵礦：FeC03赤銅礦：Cu20波爾多液：Ca(OH)2

和CuSO」石硫合劑:Ca(OH)2和S玻璃的重要成分:NazSiOs、

CaSi。，、Si02過磷酸鈣(重要成分)：Ca(H2PoJ和CaS04重

過磷酸鈣(重要成分)：Ca(H2PoJ2天然氣、沼氣、坑氣(重

要成分)：CH」水煤氣：C0和乩硫酸亞鐵鏤(淡藍綠色)：

Fe(NH3(SO)2溶于水后呈淡綠色

光化學煙霧：NQ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+FezOs或其他氧化物。尿素：CO(NH2)2

有機部分：

氯彷：CHCL電石：CaC2電石氣：C2H2(乙快)TNT：

三硝基甲苯

氟氯崎：是良好的制冷劑，有毒，但破壞層。酒精、乙

醇:C2H50H

裂解氣成分(石油裂化)：烯燃、烷燃、快燒、H2S.CO2、CO

等。

焦爐氣成分(煤干儲)：上、CH八乙烯、CO等。醋酸：冰

醋酸、食醋CH3C00H

廿油、丙三醇：石炭酸：苯酚蟻醛：甲酹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FeaO.——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(NH.)2(SO.)2——淡藍綠色

Fe2O3——紅棕色粉末

銅：單質是紫紅色

2+

Cu——藍色CuO——黑色Cu20——紅色

CuSOi(無水)一白色CuS04?5Ha——藍色

Cu2(OH)2CO3—綠色

Cu(OH)2——藍色[Cu(NH3)/SO,——深藍色溶液

FeS——黑色固體

BaSOi>BaC03>Ag2C03>CaC03>AgCl、Mg(0H)2、三澳

苯酚均是白色沉淀

Al(OH)3白色絮狀沉淀HiSiO4(原硅酸)白色膠狀沉淀

Cl2-,氯水一一黃綠色F2——淡黃綠色氣體Br2——深紅棕

色液體

12——紫黑色固體HF、HCKHBr、HI均為無色氣體，在空氣

中均形成白霧

CC14----無色的液體，密度不小于水，與水不互溶

Na202—淡黃色固體Ag3PO,一黃色沉淀S—黃色固體

AgBr—淺黃色沉淀

Agl—黃色沉淀。3—淡藍色氣體SO?一無色，有剌激性氣

味、有毒的氣體

SO：，一無色固體(沸點44.8度)品紅溶液一一紅色氫氟酸:

HF一—腐蝕玻璃

NO、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MnOJ

——紫色

四、考試中常常用到的規律:

1、溶解性規律一一見溶解性表；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

酚獻V8.0無色8.0——10.0淺紅色>10.0紅色

石蕊V5.1紅色5.1——8.0紫色>8.0藍色

3、在惰性電極上，多種離子的放電次序：

陰極（奪電子的能力）：

+2+2+2+2+2+3+2++2++

AU3+>Ag>Hg>Cu>Pb>Fa>Zn>H'>Al>Mg>Na>Ca>K

陽極（失電子的能力）：S2->r>Bd>C「>0H>含氧酸根

注意：若用金屬作陽極，電解時陽極自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，再在右邊配平其他原子；（3）

H、0不平則在那邊加水。

例：當Na2c與A1CL溶液混和時：

2-3+

3C03+2A1+3H20=2Al（0H）3I+3co2t

5、寫電解總反應方程式的措施：（1）分析：反應物、生成物

是什么；（2）配平。

例：電解KC1溶液：2KC1+2H2。=H2t+Cl2f+2K0H

配平：2KC1+2H2。=H2t+Cl21+2K0H

6、將一種化學反應方程式分寫成二個電極反應的措施：（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+Pb02+2H2so尸2PbsO4+2H20

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-fPbS04Pb02+2e-->PbS04

分析：在酸性環境中，補滿其他原子：

應為：負極：Pb+SOZ-2e-二PbSO4

正極:PbO2+4H++SO產+2e-=PbSO4+2H20

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:PbSO,+2e-=Pb+SO產

+2-

陽極：PbSOj+2H2O-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，用到的措施有：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、電子層構造相似的離子，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、Si。?二和金剛石。原子晶體的熔點

的比較是以原子半徑為根據的：

金剛石〉SiC>Si（由于原子半徑：Si>C>0）.

10、分子晶體的熔、沸點：構成和構造相似的物質，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。

4-3+

12、氧化性:MnO>C12>Br2>Fe>I2>S=4（+4價的S）

例：I2+SO2+H20=H2S04+2HI

13、具有Fe3’的溶液一般呈酸性。14、能形成氫鍵的物

質：H20、NH3、HF、CH3cH20H。

15、氨水（乙醇溶液同樣）的密度不不小于1,濃度越大，密

度越小，硫酸的密度不小于1,濃度越大，密度越大，98%的

濃硫酸的密度為：1.84g/cm3。

16、離子與否共存：（1）與否有沉淀生成、氣體放出；（2）

與否有弱電解質生成；（3）與否發生氧化還原反應；（4）與

2+

否生成絡離子[Fe（SCN）2、Fe（SCN）3＞Ag（NH3）\[Cu（NH3）4]

等];（5）與否發生雙水解。

17、地殼中：含量最多的金屬元素是一A1含量最多的非金

屬元素是一0HC10M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（鴿

3410c）；密度最小（常見）的是K；密度最大（常見）是Pt。

19、雨水的PH值不不小于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，注意用到水和淡水這二種物質。

例：鑒別：乙酸乙酯（不溶于水，浮）、澳苯（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、鹵代燃水解、酯的

水解、酯化反應等;

23、最簡式相似的有機物，不管以何種比例混合，只要混和

物總質量一定，完全燃燒生成的CO2、乩0及耗的量是不變

的。恒等于單一成分該質量時產生的CO?、乩0和耗。2量。

五、無機反應中的特性反應

1.與堿反應產生氣體

Al.Si也一從T

-2NaOH+2H2O=INaAlO,+3H2T

(1‘Si+ZNaOH+H2O=Na2SiO^2H2T

(2)鏤鹽：NH；_JN〃3f+H2O

2.與酸反應產生氣體

金屬，g-SaT

NOT

濃〃避火

單質，FSQT、COt

C2

濃HNO：

(1)》NO、T、caT

非金屬＜

濃->5OT

SI2

濃HNO

"O^T、NO,T

co}-(HCO；)->CO2T

(2)化合物s2-(as-)A/ST

u

so；(“so;)>so2T

2

3.Na2s2O3與酸反應既產生沉淀又產生氣體：S203+2H=SI

+S02t+壓0

4.與水反應產生氣體

J2N〃+2H0=2NaOH+/T

(1)單質匕5+2/0=4a+02T

2Na2O2+2H2O=ANaOH+。?T

Mg3M+3”2。=3Mg(OH}J+2NH3T

(2)化合物

Al.Sy+6Hg=2AI(OH\J+3H2sT

CaC2+2H2O=Ca(OH)2+C2H2T

5.強烈雙水解

CO}-(HC0；)^->CO,T+A/(0”)3J

43+與<§2-(附)>H2sT+Al[0H\J

AIO；

6.既能酸反應，又能與堿反應

(1)單質：Al(2)化合物:AL03>Al(OH)3、弱酸弱堿

鹽、弱酸的酸式鹽、氨基酸。

0>。2T+Na2c5

7.與Na2()2反應H(,

->O2T+NaOH

8.2FeCl3+H2S=2FeCL+SI+2HC1

9.電解H?0皿>〃2個+。2T

例。4熔融).>4+。2T

N〃C7溶液也>NaOH+C/2T+772T

10.鋁熱反應：A1+金屬氧化物」』金屬+AI2O3

301rou

「31rrU

11.Al3+Al(OH)3A1O；

12.歸中反應：2H2S+SO2=3S+2H2。

4NH3+6NO傕化劑>4N2+6H2OJL金屬+鹽-金屬+鹽

2.鋁熱反應

13.置換反應：（1）金屬一金屬

活潑金屬(Na、Mg、Fe)T

（2）金屬f非金屬2Mg+CO2*.>2MgO+C

2F2+2H2O=4HF+O2T

2C+SiO,幽>Si+2CO

<一

（3）非金屬一非金屬c十ng-濕〉co十〃2

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

H+金屬氧化物而溫>金屬+%0

（4）非金屬f金屬2

C+金屬氧化物」金屬+CO?

14、某些特殊的反應類型：

⑴化合物+甲J物化合物+化合物如：

CI2+H2O、H2S+O2、、NH3+O2、CHI+02ACl2+FeBr2

⑵化合物+化合物化合物+單質

NH3+NO、H2S+SO2、Na202+H20、NaH+H20、Na202+C02>

CO+H2O

⑶化合物怦質化合物

PCI3+CI2、Na2so3+O2、FeCb+Fe、FeC12+C12、C0+()2、

Na20+02

co

15.受熱分解產生2種或3種氣體的反應:

(1)鏤鹽

NH4HCO3[(NH4)2CO3]—^NH3T+co2T

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

NH4HS[(NH4)2S]—^NH3T+H2ST

(2)硝酸鹽

J2cM(N()3)22CuO+4N.T+O2T

12AgNQ2Ag+2NQT+O2T

16.特性網絡：

(1)A—^3—^C—^->0(酸或堿)

①NT；/氣體)—NO—NO?心>HNO3

②H]S(KW)—SO2—SO3>H2SO4

③C(固體)—2cO3

④Na(固體)一

氣體B

（2）A匕及今氣體c

A為弱酸的鏤鹽：（NH3C03或NH4HCO3；（NHMS或NHiHS；

（NHD2SO3或NHNSO3

（3）無機框圖中常用到催化劑的反應：

2KCIO,綱">2KC7+3。2T

2%。2M，R>2"0+。2T

2sO?+02.生劑二">2S0R

4NH、+5Q催化劑》>4NO+6H2O

N?+3H2傳化劑：A>2NH、

六、既可作氧化劑又可作還原劑的有：

S、SO產、HSOJ、H2s。3、SO2、N02\Fe*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：也許導致反應能否進行或產物不一樣

?8IIN03（稀）+3Cu=2N0t+2Cu（N03）2+4H20

4HNO3（濃）+CU=2N02t+CU（NO3）2+2H2O

-S+6HNO3（濃）==H2S04+6N02t+2H20

3S+4HN()3(稀)=3S()2+4N0t+2H20

2.溫度：也許導致反應能否進行或產物不一樣

、，八XK

「C12+2NaOH====NaC1+NaC10+H20

3C12+6NaOH====5NaC1+NaC103+3H20

CU+H2904麻）不反應

<

.Cu+2Hzs04（濃）=A=Cu^+SO21H-HJO

3.溶液酸堿性.

2s2,+SQ「+6H+=3SI+3H20

-

5Cr+C103+6H-=3Cl2f+3H20

22

S\S03',Cl\C103在酸性條件下均反應而在堿性

條件下共存.

Fe?+與NO「共存，但當酸化后即可反應.3Fe2++N0：f+

3+

4H*=3Fe+N0t+2H20

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KMnO,溶液氧化性較強.

4.條件不一樣，生成物則不一樣

1、2P+3Ck直燃2PCk（C12局限性）；2P+

5c上第2PCk（C12充足）

2、2昧+302例2乩0+2502（02充足）；2H2S+02^2H,0

+2S（0z不充足）

3、4Na+02數鯉%Na2。2Na+02^

Na202

C

4>Ca（011）2+C02^^CaC03I+H20；Ca（OH）2+282（過

量）二二Ca（HCO3）2

5、C+（V第CO2S2充足）；2C+（V第

2C0（。2不充足）

6、8HNO3（稀）+3Cu==2N0t+2Cu（NO）2+4H20

4HN03（濃）+CU=2NO2f+Cu（N03）2+2H20

7、AlCl3+3NaOH^Al（OH）3I+3NaCl；A1C13

+4NaOH（過量）=NaA102+2H2（）

8、NaA102+4HCl（il?==NaCl+2H.0+A1CLNaAlO,

+HC1+H20==NaCl+Al（OH）3I

9、Fe+6HN03（熱、==Fe（N03）3+3N02t+3H20Fe+

HNtM冷、濃）一（鈍化）

10、Fe+6HN0：3(熱、濃)「e局眼性Fe(N0,3+3N()2t+3H2

Fe+4HN03（熱、濃）叱過量Fe（N（）3）2+2N（M+2H2O

n、Fe+4HN()3(稀)F遍圈性Fe(NO3)3+NOt+2H2。3Fe

>4T<CC

Fe過量

+8HNO3(稀)3Fe(NO3)3+2NOf+4H.0

12、C2H5aLCH2=CH2t+H20C2H5-OH+H0-

C2H§~C2H5—0—C2H5+H2O

13c2H5c1+NaOH1^C2H50H+NaC1C2H5c1+NaOH醒

CH2=CH2t+NaCl+H20

14、6FeBm+3C12（局限性）==4FeBr3+2FeCl32FeBr2

+3C12（過量）==2Br2+2FeCl3

八、離子共存問題

離子在溶液中能否大量共存，波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

子濃度明顯變化的均不能大量共存。如生成難溶、難電離、

氣體物質或能轉變成其他種類的離子（包括氧化一還原反

應）.

一般可從如下幾方面考慮

3

I.弱堿陽離子只存在于酸性較強的溶液中.如F￡、AI\

Zn2\Cu2\NH；、Ag(等均與OH不能大量共存.

2

2.弱酸陰離子只存在于堿性溶液中。如CMCOO,F，C03\

SO產、S2\P0A1OJ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：HS03\HCO3\HS\H2Po八

HPO「等

4.若陰、陽離子能互相結合生成難溶或微溶性的鹽，則

不能大量共存.

22

如：Ba\Ca?+與CCV，S03\P0?\S0『等；Ag+與C「、

Br\「等；C/+與C2(V「等

5.若陰、陽離子發生雙水解反應，則不能大量共存.

222-

如：A13+與HCO3\C03\HS\S\A102\C10\Si03

等

22

Fe?+與HCOJ、C03\A102\C10\Si03\C6H5O-等;NH；

與sio2\cio、c(V-等

AIO2\3

6.若陰、陽離子能發生氧化一還原反應則不能大量共存.

2-+22

如：Fe?+與「、S；MnOf（H）與I\Br\Cl\S\S03\

Fe*等；NOf（H）與上述陰離子；

22+

s\SO3\H

7.因絡合反應或其他反應而不能大量共存

如：Fe*與F\CN\SCN■等;H2Po「與P0：會生成HPO?',

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規定：（寫、拆、刪、查四個

環節來寫）

（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）式對的：化學式與離子符號使用對的合理。

（3）號實際：“二”“一”“一”“??”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，注意少許、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）違反反應客觀事實

如：Fe。，與氫碘酸：Fea+6H'=2F/+3H4錯因：忽視

了Fe'”與「發生氧化一還原反應

⑵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Cl2：Fe"+C12=Fe"+2C「錯因：電

子得失不相等，離子電荷不守恒

⑶混淆化學式（分子式）和離子書寫形式

如：NaOH溶液中通入HL0H+HI=H2（）+「錯因:HI誤認

為弱酸.

⑷反應條件或環境不分：

如：次氯酸鈉中加濃HC1：C1O+H++C「=OH+C12t錯因:

強酸制得強堿

⑸忽視一種物質中陰、陽離子配比.

如:H2soi溶液加入Ba（0H）2溶液:Ba2++0H+H++S0F=

BaSO4I+H20

2+

對的：Ba+20H+2H++S0j-=BaS0"+2H20

(6)"="t”“I”符號運用不妥

如：A/+3H2()=Al(0H)3l+3H'注意：鹽的水解一般是可

逆的，Al(0H)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。

⑴酸性溶液(仁)、堿性溶液(0斤)、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=1X

I0-amol/L(a>7或a<7)的溶液等。

⑵有色離子MnO；,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe(SCN)2\

(3)MnO；,NO「等在酸性條件下具有強氧化性。

2

(4)S203-在酸性條件下發生氧化還原反應：S2(V-+2H'=SI

+S02t+H2O

⑸注意題目規定“一?定?大量共存”還是“也?許?大量共存”;

“不能大量共存”還是“一?定?不能大量共存”。

⑹看與否符合題設條件和規定，如“過量”、“少許”、“適

量”、”等物質的量”、“任意量”以及滴加試劑的先后次序

對反應的影響等。

十、可以做噴泉試驗的氣體

1、NL、HC1、HBr、HI等極易溶于水的氣體均可做噴泉試

驗。

2、C02>Ck、SO2與氫氧化鈉溶液；

3、C2H2、C2H4與濱水反應

十一、比較金屬性強弱的根據

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，兩者有時體現為

不一致，

1、同周期中，從左向右，伴隨核電荷數的增長，金屬性

減弱；

同主族中，由上到下，伴隨核電荷數的增長，金屬性

增強；

2、根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、根據金屬活動性次序表（很少數例外）；

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、比較非金屬性強弱的根據

1、同周期中，從左到右，隨核電荷數的增長，非金屬性

增強；

同主族中，由上到下，隨核電荷數的增長，非金屬性減

弱；

2、根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、根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+S==CU2SCu+Cb點燃CuCk因此,

C1的非金屬性強于So

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N3\02\F\Na\Mg2\

Ne

子的Al3+

二核10電

HF0H\

子的

三核10電

H20NH2-

子的

四核10電

+

NHH3O

子的3

五核10電

CH4NH/

子的

2.“18電子”的微粒

分子離子

一核18電K\Ca2\Cl\

Ar

子的S2'

二核18電

F2、HC1HS-

子的

三核18電

H2s

子的

四核18電

PH3、H2O]

子的

五核18電SiHi、CH3F

子的

六核18電

N2H4、CH3OH

子的

注：其他諸如C2H6、N2H5\N2H6?+等亦為18電子的微粒。

十四’微粒半徑的比較：

1.判斷的根據一電子層數：相似條件下，電子層越多，半徑

越大。

核電荷數：相似條件下，核電荷數越多，半徑越小。

最外層電子數相似條件下，最外層電子數越多，半徑越大。

2.詳細規律：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<Cs

3、同主族元素的離子半徑隨核電荷數的增大而增大。如：

F-<C1-<Br-<1―

4、電子層構造相似的離子半徑隨核電荷數的增大而減小。如:

F'>Na+>Mg2+>Al3+

5、同一元素不一樣價態的微粒半徑，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、Na202>濃

活性炭

so2

HNO3

化學變化

物理變化

不口J逆可逆

其中能氧化指示劑而使指示劑褪色的重要有Cb(HCl())和

濃HN03及Na202

十六滴加次序不一樣，現象不一樣

1.AgNO3^NH3?H20：

AgN。,向NH3-II2O中滴加——開始無白色沉淀，后產生白

色沉淀

NH3-H20向AgN()3中滴加一一開始有白色沉淀，后白色沉

淀消失

2.NaOH與A1CL：

NaOH向A1C13中滴加—開始有白色沉淀，后白色沉淀

消失

AlCh向NaOH中滴加一一開始無白色沉淀，后產生白色

沉淀

3.HC1與NaAK）2：

HC1向NaAlO2中滴加一一開始有白色沉淀，后白色沉淀

消失

NaAlOz向HC1中滴加——開始無白色沉淀，后產生白色

沉淀

4.Na2c。3與鹽酸:

Na2c向鹽酸中滴加——開始有氣泡，后不產生氣泡

鹽酸向Na2c中滴加一一開始無氣泡，后產生氣泡

十七能使酸性高鎰酸鉀溶液褪色的物質

（-）有機

1.不飽和燒（烯燒、快燒、二烯烽、苯乙烯等）；

2.苯的同系物；

3.不飽和燃的衍生物（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.天石油產品（裂解氣、裂化氣、裂化汽油等）；

6.然橡膠（聚異戊二烯）。

（二）無機

1.—2價硫的化合物（RS、氫硫酸、硫化物）；

2.+4價硫的化合物（SO?、H2s及亞硫酸鹽）；

3.雙氧水（山。2,其中氧為一1價）

十八最簡式相似的有機物

1.CH：C2H2和C6H6

2.CH2：烯燃和環烷燃

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

子數和飽和一元竣酸或酯；舉一例：乙醛（GH.O）與丁酸

及其異構體（C4H8。2）

十九試驗中水的妙用

1.水封：在中學化學試驗中，液澳需要水封，少許白磷放

入盛有冷水的廣口瓶中保留，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

發有劇毒，它在水中溶解度較小，比水重，因此亦可進行水

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：排水集氣法可以搜集難溶或不溶于水的氣體，中

學階段有H2,C2H4,C2H2,學4,NOo有些氣體在水中有一

定溶解度，但可以在水中加入某物質減少其溶解度，如：可

用排飽和食鹽水法搜集氯氣。

4.水洗：用水洗的措施可除去某些難溶氣體中的易溶雜質,

如除去N0氣體中的NO2雜質。

5.鑒別：可運用某些物質在水中溶解度或密度的不一樣進

行物質鑒別，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。運用溶解性溶解熱鑒別，如：氫氧化鈉、

硝酸錢、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

水檢查其與否漏氣。

二十、阿伏加德羅定律

1.內容：在同溫同壓下，同體積的氣體具有相等的分子數。

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/ri2—N1/N2

(3)同溫同壓等質量時，=M2/Ml(4)同溫同壓同體積

時，M1/M2—P1/P2

注意：(1)阿伏加德羅定律也合用于混合氣體。

(2)考察氣體摩爾體積時，常用在原則狀況下非氣態的物質

來困惑考生，如比0、SQ，、己烷、辛烷、CHS、乙醇等。

(3)物質構造和晶體構造：考察一定物質的量的物質中具有

多少微粒(分子、原子、電子、質子、中子等)時常波及稀

有氣體He、Ne等單原子分子，Cl2>N2>O2、乩雙原子分子。

膠體粒子及晶體構造：P八金剛石、石墨、二氧化硅等構造。

(4)要用到22.4L?mol-時，必須注意氣體與否處在原則狀

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NO?中存在著NO?與岫0［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。

Na2O2+H2O;Cb+NaOH；電解AgNO?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）

|----化合傷為高（失加一）被氧化

|氧化劑+冷原劑=還原產物+氧化產物

化合價減少（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，使化合價升高和減少

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：觀測配平其他物質的系數；

六查：檢查與否原子守恒、電荷守恒(一般通過檢

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

⑴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NaHC03溶液中：n(Na

+2-++

+)+n(H)=n(HC03')+2n(C03)+n(OFT)推出：[Na]+[H]

=[HC0.；]+2[C0Z]+[0H-]

⑵物料守恒：電解質溶液中由于電離或水解原因，離子會發

生變化變成其他離子或分子等，但離子或分子中某種特定元

素的原子的總數是不會變化的。如NaHC()3溶液中：n(Na+)：

+2-

n(c)=l:l,推出：c(Na)=c(HCO；)+c(C03)+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(仁)的物質的量應相等。例如：在NHHCO3溶液中

H。、H2cos為得到質子后的產物;Nh、0H\CO產為失去質子

后的產物，故有如下關系：

2-

c(RO)+c(H2CO3)=C(NH3)+C(OH)+c(C03)o

二十四、熱化學方程式正誤判斷一一“三查”

1.檢查與否標明匯集狀態：固(s)、液(1)、氣(g)

2.檢查4H的“+”“一”與否與吸熱、放熱一致。(注意

的，，+，，與，，一，，，放熱反應為“一"，吸熱反應為“+”)

3.檢查的數值與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L013X

10'Pa條件下進行，可不予注明；

⑵要注明反應物和生成物的匯集狀態，常用s、1、g

分別表達固體、液體和氣體；

⑶4H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。

⑷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

,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、烷燃系統命名法的環節

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不一樣基，簡到繁，相似基，合并算

烷燒的系統命名法使用時應遵照兩個基本原則：①最簡

化原則，②明確化原則，重要表目前一長一近一多一小，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耍小，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〃

同卜素（相似的中子數，不一樣的質子數，是微觀微粒）

同泉異形體（同一種元素不一樣的單質，是宏觀物質）

同分異構體（相似的分子式，不一樣的構造）

同系物（構成的元素相似，同一類的有機物，相差一種或若

干個的CIO

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環節一般是：

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

點的則先到達平衡，闡明該曲線表達的溫度較高或壓強較大,

“先拐先平二四看輔助線（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

—”

三十、中學常見物質電子式分類書寫

1.c「的電子式為：［:；

2.-0H：OH電子式：

■??-1—r

3.Na2sMgCl2L\/J

::::

CaC2>_.Na202.，.?：..

4.NH.C1(NH)2S

5.--

構造式

電子式

6.MgCk形成連程：**"?［：??：］Mg+v**―?

Mg"

三十一、等效平衡問題及解題思緒

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

始加入狀況不?一?樣?的同一可逆反應到達平衡后，任何相似

組分的分數（體積、物質的量）均相?似?，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，只變化

起始加入狀況，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似，則

二平衡等效。

II類：在定T、V狀況下，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

例與原平衡相似，則二平衡等效。

①2402a

②00.510.5a

③mg(g22m)2(g-2m)(g-m)9a

(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相似的條件下，變化起始加入狀況，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似，則到達平衡后與原平衡等效。

三十二、元素的某些特殊性質

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、Geo

②族序數等于周期數2倍的元素：C、So

③族序數等于周期數3倍的元素：Oo

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、Bao

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：So

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：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：

Co

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:No

③地殼中含量最多的元素、氣態氫化物沸點最高的元素

或氫化物在一般狀況下呈液態的元素：Oo

④最輕的單質的元素：H；最輕的金屬單質的元素：Lio

⑤單質在常溫下呈液態的非金屬元素：Br；金屬元素：

Hgo

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：So

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：So

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>Fo

⑩常見的能形成同素異形體的元素：C、P、0、So

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）

特性：反應前后元素的化合價有變化

；還原性化合價升

高i弱氧化性

*I

I0

f

I

t

｛一畫有｝氧化反應

氧化產物

一氧化齊『還原反應

還原產物

氧化性化合價減少

弱還原性

I氧化還原反應有元素化合價升降的化學反

應是氧化還,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減少

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;

還原產物：氧化劑被還原所得生成物。

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，化合價減少，被還原

電子轉移表達措施單線橋：電子

還原劑+氧化劑二還原產物+氧化產物

兩者的主表達意義、｛箭號起止

要區別：電子數目等

根據原則:氧化劑化合價減少總數二之原劑化合價升高總數

找出神態變化,｛看兩劑分子式，確定升降總數；

措施環節：求最小公倍數，得出兩劑系數，觀測配平其他。

有關計算：關鍵是根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

iI①、由元素的金屬性或非金屬性比較；（金屬活動

i

:性次序表，元素周期律）

'②、由反應條件的難易比較；

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）

④、根據（氧化劑、還原劑）元素的價態與氧

化還原性關系比較。

元素處在最高價只有氧化性，最低價只有還原性,

處在中間價態既有氧化又有還原性。

①、活潑的非金屬，如Ch、Bn、02等

<

②、元素（如Mn等）處在高化合價的氧化物，如

MrA、KMnOi等

氧化劑：③、元素（如S、N等）處在高化合價時的含氧酸,

如濃H2SO」、HNO3等

④、元素（如Mn、Cl、Fe等）處在高化合價時的鹽,

如KMnO」、KCIO3、FeCh、K2Cr2O7

⑤、過氧化物，如—02、乩。2等。

'①、活潑的金屬，如Na、Al、Zn、Fe等；

<

②、元素（如C、S等）處在低化合價的氧化物，

如CO、SO2等

還原劑：③、元素（如Cl、S等）處在低化合價時的酸，

如濃HC1、112s等

④、元素(如s、Fe等)處在低化合價時的鹽,

如Na2sO3、FeSOi等

⑤、某些非金屬單質，如也、C、Si等。

氧化劑還原刑

活潑非金屬串灰：%、。2、S滬潑金屬早放：Na、Mg、Al、

奠辿非金屬單質：c、H2>S

高價金屬昌于：Fe，Sn11低價金屬禺子:Fe\Sn'

不獴:金朦孤儀、輸非金屬的陰離子及其化合物：

S二吟I\HKNL、Cl\

Cu(0H)2HCKBr\HBr

較氧化合物：低價含氧化合物：

N0>N2O5、MnO>Na0>H0CO、SO2、H2so3、Na2so3、Na2s2O3、

2、HC1O、22222laNo八

HNO3、濃H2s0八NaClO、靠解麥儲幫敏酯、

Ca(C10),sKCIO：^

KMnO4>王水

離子反應

離子非氧化兩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疾反應

一般離子氧化還原反應

化學方程式用參與反應的有關物質的化學式表達化學反應

的式子。

用實際參與反應的離子符號表達化學反應的式子。

表達措施寫：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：書寫措施：冊將不參與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、電荷數與否相等。

意義：不僅表達一定物質間的某個反應；還能表達同一類型

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(AU)3、SiO2)

中學常見的難溶物堿:Mg(0H)2、

Al(0H)3>CU(0H)2、Fe(OH)3

生成難溶的物質：CU2++0H=CU(OH)2I鹽：AgCl、

AgBr>Agl>CaC03>BaC03

，2

生成微溶物的離子反應：2Ag+SO4=Ag2SO4!

2

發生條件由微溶物生成難溶物：Ca(OH)2+C03=CaC031

+20田

生成難電離的物質：常見的難電離的物質有

乩0、CH3COOH>H2c。3、NH3?H20

生成揮發性的物質：常見易揮發性物質有段、S02.NH：,等

發生氧化還原反應：遵照氧化還原反應發生的條件。

化學反應速率、碑平衡