高中化学学习方法技巧及知识点重点分析.docx

高中化学学习方法技巧及知识点重点分析.docx

《高中化学学习方法技巧及知识点重点分析.docx》由会员分享，可在线阅读，更多相关《高中化学学习方法技巧及知识点重点分析.docx（34页珍藏版）》请在冰点文库上搜索。

高中化学学习方法技巧及知识点重点分析

 高中化学学习方法、技巧及知识点、重点分析

目录

高中化学学习方法………………………………………

（2）

高中化学必背知识点……………………………………（3）

高中化学重点……………………………………………（16）

化学计算………………………………………………（21）

解题技巧…………………………………………………（25）

高中化学学习方法

经过初中的学习，学生对化学这一学科有了基础的了解。

但针对高中有化学学习，在部分学生还

茫然无措。

现在就结合高中化学元素的特点，谈谈我对高中化学的认识和学方法的总结

初中化学来说，知识量更加庞大，内容更加繁杂。

但经过细细的摸索和分析，它仍有规律可循。

只要把握好这些规律，高中化学的学习将会变得比较简单。

首先，牢牢地把握好元素周期律这些规律，就为我们学习元素打下了艰实的基础，然后结合具体元素的特殊性，加以补充，这样对元素这部分的学习就显得相当容易。

    其次，紧紧抓住“结构决定性质，性质决定用途”这条原则，切实掌握物质的结构和性质，并与应用结合起来，这样就能够从识记的水平提高到运用的水平。

这也是高考考查的能力之一。

    还要学会活学活用，通过类比的方法，掌握一系列元素的性质，一类化学反应的实质。

这样就在很大程度上解决了记忆量大，内容繁多的问题。

    下面我谈谈高中化学的课堂学习方法：

    考虑到高中学生的素质，切实做好预习是不可能的，但这并不等于放弃课前预习。

要对老师的问题有些了解，为听课做好准备。

    课堂上务必要认真听课，跟着老师的点拨思路走，通过老老师的引导，最终解决问题。

在课堂上一定要慎防发做笔记代替听课，这样会大大降低听课质量。

笔记可以在课后根据自己的记忆和理解补记。

课堂上一定要勤，勤问，勤思，勤动手。

做到以上这些，就会使课堂学习变得充实而有效。

    课后复习也是非常重要的一个环节。

要对老师讲过的知识加以总结，再思考，最后成为自己的东西。

    希望同学们根据以上学习方法，结合自身学习状况，形成一套适合自已的学习方法，以此来提高学习成绩。

高中化学必背知识点归纳与总结

一、俗名

无机部分：

纯碱、苏打Ｎa2CO3、天然碱、口碱：

Ｎa2CO3   小苏打：

NaHCO3  大苏打：

Na2S2O3  石膏（生石膏）：

CaSO4.2H2O   熟石膏：

2CaSO4•.H2O     莹石：

CaF2  重晶石：

BaSO4（无毒）   碳铵：

NH4HCO3    石灰石、大理石：

CaCO3  生石灰：

CaO  食盐：

NaCl  熟石灰、消石灰：

Ca（OH）2  芒硝：

Na2SO4•7H2O（缓泻剂）  烧碱、火碱、苛性钠：

NaOH  绿矾：

FaSO4•7H2O   干冰：

CO2  明矾：

KAl（SO4）2•12H2O  漂白粉：

Ca（ClO）2、CaCl2（混和物）  泻盐：

MgSO4•7H2O   胆矾、蓝矾：

CuSO4•5H2O双氧水：

H2O2  皓矾：

ZnSO4•7H2O  硅石、石英：

SiO2   刚玉：

Al2O3  水玻璃、泡花碱、矿物胶：

Na2SiO3  铁红、铁矿：

Fe2O3   磁铁矿：

Fe3O4  黄铁矿、硫铁矿：

FeS2  铜绿、孔雀石：

Cu2（OH）2CO3  菱铁矿：

FeCO3赤铜矿：

Cu2O  波尔多液：

Ca（OH）2和CuSO4  石硫合剂：

Ca（OH）2和S  玻璃的主要成分：

Na2SiO3、CaSiO3、SiO2  过磷酸钙（主要成分）：

Ca（H2PO4）2和CaSO4  重过磷酸钙（主要成分）：

Ca（H2PO4）2  天然气、沼气、坑气（主要成分）：

CH4水煤气：

CO和H2  硫酸亚铁铵（淡蓝绿色）：

Fe（NH4）2（SO4）2溶于水后呈淡绿色  

光化学烟雾：

NO2在光照下产生的一种有毒气体  王水：

浓HNO3：

浓HCl按体积比1：

3混合而成。

铝热剂：

Al+Fe2O3或其它氧化物。

尿素：

CO（NH2）2

二、颜色  

铁：

铁粉是黑色的；一整块的固体铁是银白色的。

Fe2+——浅绿色Fe3O4——黑色晶体     Fe（OH）2——白色沉淀  

Fe3+——黄色Fe（OH）3——红褐色沉淀    Fe（SCN）3——血红色溶液  

FeO——黑色的粉末    Fe（NH4）2（SO4）2——淡蓝绿色  

Fe2O3——红棕色粉末  

铜：

单质是紫红色  

Cu2+——蓝色    CuO——黑色    Cu2O——红色  

CuSO4（无水）—白色   CuSO4•5H2O——蓝色

Cu2（OH）2CO3—绿色  

Cu（OH）2——蓝色   [Cu（NH3）4]SO4——深蓝色溶液  

FeS——黑色固体  

BaSO4、BaCO3、Ag2CO3、CaCO3、AgCl、Mg（OH）2、三溴苯酚均是白色沉淀  

Al（OH）3白色絮状沉淀    H4SiO4（原硅酸）白色胶状沉淀  

Cl2、氯水——黄绿色  F2——淡黄绿色气体   Br2——深红棕色液体  

I2——紫黑色固体HF、HCl、HBr、HI均为无色气体，在空气中均形成白雾  

CCl4——无色的液体，密度大于水，与水不互溶  

Na2O2—淡黄色固体Ag3PO4—黄色沉淀   S—黄色固体   AgBr—浅黄色沉淀  

AgI—黄色沉淀   O3—淡蓝色气体   SO2—无色，有剌激性气味、有毒的气体  

SO3—无色固体（沸点44.8度）品红溶液——红色氢氟酸：

HF——腐蚀玻璃  

N2O4、NO——无色气体NO2——红棕色气体  

NH3——无色、有剌激性气味气体  KMnO4--——紫色   MnO4-——紫色

四、考试中经常用到的规律：

1、溶解性规律——见溶解性表；  2、常用酸、碱指示剂的变色范围：

指示剂PH的变色范围  

甲基橙＜3.1红色3.1——4.4橙色>4.4黄色  

酚酞＜8.0无色8.0——10.0浅红色>10.0红色  

石蕊＜5.1红色5.1——8.0紫色>8.0蓝色  

3、在惰性电极上，各种离子的放电顺序：

阴极（夺电子的能力）：

Au3+>Ag+>Hg2+>Cu2+>Pb2+>Fa2+>Zn2+>H+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+  

阳极（失电子的能力）：

S2->I->Br–>Cl->OH->含氧酸根

注意：

若用金属作阳极，电解时阳极本身发生氧化还原反应（Pt、Au除外）  

4、双水解离子方程式的书写：

（1）左边写出水解的离子，右边写出水解产物；  

（2）配平：

在左边先配平电荷，再在右边配平其它原子；（3）H、O不平则在那边加水。

例：

当Na2CO3与AlCl3溶液混和时：

3CO32-+2Al3++3H2O=2Al（OH）3↓+3CO2↑  

5、写电解总反应方程式的方法：

（1）分析：

反应物、生成物是什么；

（2）配平。

例：

电解KCl溶液：

2KCl+2H2O==H2↑+Cl2↑+2KOH  

配平：

2KCl+2H2O==H2↑+Cl2↑+2KOH  

6、将一个化学反应方程式分写成二个电极反应的方法：

（1）按电子得失写出二个半反应式；

（2）再考虑反应时的环境（酸性或碱性）；（3）使二边的原子数、电荷数相等。

例：

蓄电池内的反应为：

Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O试写出作为原电池（放电）时的电极反应。

写出二个半反应：

Pb–2e-→PbSO4     PbO2+2e-→PbSO4

分析：

在酸性环境中，补满其它原子：

应为：

负极：

Pb+SO42--2e-=PbSO4  

正极：

PbO2+4H++SO42-+2e-=PbSO4+2H2O  

注意：

当是充电时则是电解，电极反应则为以上电极反应的倒转：

为：

阴极：

PbSO4+2e-=Pb+SO42-  

阳极：

PbSO4+2H2O-2e-=PbO2+4H++SO42-

7、在解计算题中常用到的恒等：

原子恒等、离子恒等、电子恒等、电荷恒等、电量恒等，用到的方法有：

质量守恒、差量法、归一法、极限法、关系法、十字交法和估算法。

（非氧化还原反应：

原子守恒、电荷平衡、物料平衡用得多，氧化还原反应：

电子守恒用得多）  

8、电子层结构相同的离子，核电荷数越多，离子半径越小；  

9、晶体的熔点：

原子晶体>离子晶体>分子晶体中学学到的原子晶体有：

Si、SiC、SiO2=和金刚石。

原子晶体的熔点的比较是以原子半径为依据的：

金刚石>SiC>Si（因为原子半径：

Si>C>O）.  

10、分子晶体的熔、沸点：

组成和结构相似的物质，分子量越大熔、沸点越高。

11、胶体的带电：

一般说来，金属氢氧化物、金属氧化物的胶体粒子带正电，非金属氧化物、金属硫化物的胶体粒子带负电。

12、氧化性：

MnO4->Cl2>Br2>Fe3+>I2>S=4（+4价的S）  

例：

I2+SO2+H2O=H2SO4+2HI  

13、含有Fe3+的溶液一般呈酸性。

      14、能形成氢键的物质：

H2O、NH3、HF、CH3CH2OH。

15、氨水（乙醇溶液一样）的密度小于1，浓度越大，密度越小，硫酸的密度大于1，浓度越大，密度越大，98%的浓硫酸的密度为：

1.84g/cm3。

16、离子是否共存：

（1）是否有沉淀生成、气体放出；

（2）是否有弱电解质生成；（3）是否发生氧化还原反应；（4）是否生成络离子[Fe（SCN）2、Fe（SCN）3、Ag（NH3）+、[Cu（NH3）4]2+等]；（5）是否发生双水解。

17、地壳中：

含量最多的金属元素是—Al  含量最多的非金属元素是—O  HClO4（高氯酸）—是最强的酸  

18、熔点最低的金属是Hg（-38.9C。

）,；熔点最高的是W（钨3410c）；密度最小（常见）的是K；密度最大（常见）是Pt。

19、雨水的PH值小于5.6时就成为了酸雨。

20、有机酸酸性的强弱：

乙二酸>甲酸>苯甲酸>乙酸>碳酸>苯酚>HCO3-  

21、有机鉴别时，注意用到水和溴水这二种物质。

例：

鉴别：

乙酸乙酯（不溶于水，浮）、溴苯（不溶于水，沉）、乙醛（与水互溶），则可用水。

22、取代反应包括：

卤代、硝化、磺化、卤代烃水解、酯的水解、酯化反应等；  

23、最简式相同的有机物，不论以何种比例混合，只要混和物总质量一定，完全燃烧生成的CO2、H2O及耗O2的量是不变的。

恒等于单一成分该质量时产生的CO2、H2O和耗O2量。

六、既可作氧化剂又可作还原剂的有：

S、SO32-、HSO3-、H2SO3、SO2、NO2-、Fe2+等，及含-CHO的有机物

七、反应条件对氧化－还原反应的影响．

1．浓度：

可能导致反应能否进行或产物不同

8HNO3（稀）＋3Cu==2NO↑＋2Cu（NO3）2＋4H2O    

4HNO3（浓）＋Cu==2NO2↑＋Cu（NO3）2＋2H2O

S+6HNO3（浓）===H2SO4+6NO2↑+2H2O

3S+4HNO3（稀）===3SO2+4NO↑+2H2O

2．温度：

可能导致反应能否进行或产物不同

Cl2+2NaOH=====NaCl+NaClO+H2O

3Cl2+6NaOH=====5NaCl+NaClO3+3H2O

3．溶液酸碱性.

2S2-＋SO32-＋6H+＝3S↓＋3H2O

5Cl-＋ClO3-＋6H+＝3Cl2↑＋3H2O

S2-、SO32-，Cl-、ClO3-在酸性条件下均反应而在碱性条件下共存.

Fe2+与NO3-共存,但当酸化后即可反应.3Fe2+＋NO3-＋4H+＝3Fe3+＋NO↑＋2H2O

    一般含氧酸盐作氧化剂时,在酸性条件下,氧化性比在中性及碱性环境中强.故酸性KMnO4溶液氧化性较强.

4．条件不同，生成物则不同

1、2P＋3Cl2点燃===2PCl3（Cl2不足）；        2P＋5Cl2点燃===2PCl5（Cl2充足）

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

3、4Na＋O2缓慢氧化=====2Na2O               2Na＋O2点燃===Na2O2

4、Ca（OH）2＋CO2CO2适量====CaCO3↓＋H2O；Ca（OH）2＋2CO2（过量）==Ca（HCO3）2

5、C＋O2点燃===CO2（O2充足）；             2C＋O2点燃===2CO（O2不充足）

6、8HNO3（稀）＋3Cu==2NO↑＋2Cu（NO3）2＋4H2O    4HNO3（浓）＋Cu==2NO2↑＋Cu（NO3）2＋2H2O

7、AlCl3＋3NaOH==Al（OH）3↓＋3NaCl；          AlCl3＋4NaOH（过量）==NaAlO2＋2H2O

8、NaAlO2＋4HCl（过量）==NaCl＋2H2O＋AlCl3      NaAlO2＋HCl＋H2O==NaCl＋Al（OH）3↓

9、Fe＋6HNO3（热、浓）==Fe（NO3）3＋3NO2↑＋3H2O  Fe＋HNO3（冷、浓）→（钝化）

10、Fe＋6HNO3（热、浓）Fe不足====Fe（NO3）3＋3NO2↑＋3H2O

      Fe＋4HNO3（热、浓）Fe过量====Fe（NO3）2＋2NO2↑＋2H2O

11、Fe＋4HNO3（稀）Fe不足====Fe（NO3）3＋NO↑＋2H2O  3Fe＋8HNO3（稀）Fe过量====3Fe（NO3）3＋2NO↑＋4H2O

12、C2H5OH           CH2=CH2↑＋H2O  C2H5－OH＋HO－C2H5                C2H5－O－C2H5＋H2O

13C2H5Cl＋NaOHH2O→C2H5OH＋NaCl        C2H5Cl＋NaOH醇→CH2＝CH2↑＋NaCl＋H2O

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

八、离子共存问题

  离子在溶液中能否大量共存，涉及到离子的性质及溶液酸碱性等综合知识。

凡能使溶液中因反应发生使有关离子浓度显著改变的均不能大量共存。

如生成难溶、难电离、气体物质或能转变成其它种类的离子（包括氧化一还原反应）.

    一般可从以下几方面考虑

1．弱碱阳离子只存在于酸性较强的溶液中.如Fe3+、Al3+、Zn2+、Cu2+、NH4+、Ag+等均与OH-不能大量共存.

2．弱酸阴离子只存在于碱性溶液中。

如CH3COO-、F-、CO32-、SO32-、S2-、PO43-、AlO2-均与H+不能大量共存.

3．弱酸的酸式阴离子在酸性较强或碱性较强的溶液中均不能大量共存.它们遇强酸（H+）会生成弱酸分子；遇强碱（OH-）生成正盐和水.  如：

HSO3-、HCO3-、HS-、H2PO4-、HPO42-等

4．若阴、阳离子能相互结合生成难溶或微溶性的盐，则不能大量共存.

     如：

Ba2+、Ca2+与CO32-、SO32-、PO43-、SO42-等；Ag+与Cl-、Br-、I-等；Ca2+与F-，C2O42-等

5．若阴、阳离子发生双水解反应，则不能大量共存.

      如：

Al3+与HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-、SiO32-等

Fe3+与HCO3-、CO32-、AlO2-、ClO-、SiO32-、C6H5O-等；NH4+与AlO2-、SiO32-、ClO-、CO32-等

6．若阴、阳离子能发生氧化一还原反应则不能大量共存.

      如：

Fe3+与I-、S2-；MnO4-（H+）与I-、Br-、Cl-、S2-、SO32-、Fe2+等；NO3-（H+）与上述阴离子；

      S2-、SO32-、H+

7．因络合反应或其它反应而不能大量共存

      如：

Fe3+与F-、CN-、SCN-等；H2PO4-与PO43-会生成HPO42-，故两者不共存.

九、离子方程式判断常见错误及原因分析

1．离子方程式书写的基本规律要求：

（写、拆、删、查四个步骤来写）

（1）合事实：

离子反应要符合客观事实，不可臆造产物及反应。

（2）式正确：

化学式与离子符号使用正确合理。

    （3）号实际：

“=”“”“→”“↑”“↓”等符号符合实际。

    （4）两守恒：

两边原子数、电荷数必须守恒（氧化还原反应离子方程式中氧化剂得电子总数与还原剂失电子总数要相等）。

    （5）明类型：

分清类型，注意少量、过量等。

（6）检查细：

结合书写离子方程式过程中易出现的错误，细心检查。

例如：

（1）违背反应客观事实

   如：

Fe2O3与氢碘酸：

Fe2O3＋6H+＝2Fe3+＋3H2O错因：

忽视了Fe3+与I-发生氧化一还原反应

（2）违反质量守恒或电荷守恒定律及电子得失平衡

   如：

FeCl2溶液中通Cl2：

Fe2+＋Cl2＝Fe3+＋2Cl-错因：

电子得失不相等，离子电荷不守恒

（3）混淆化学式（分子式）和离子书写形式

   如：

NaOH溶液中通入HI：

OH-＋HI＝H2O＋I-错因：

HI误认为弱酸.

（4）反应条件或环境不分：

  如：

次氯酸钠中加浓HCl：

ClO-＋H+＋Cl-＝OH-＋Cl2↑错因：

强酸制得强碱

（5）忽视一种物质中阴、阳离子配比.

   如：

H2SO4  溶液加入Ba（OH）2溶液:

Ba2+＋OH-＋H+＋SO42-＝BaSO4↓＋H2O

       正确：

Ba2+＋2OH-＋2H+＋SO42-＝BaSO4↓＋2H2O

（6）“＝”“  ”“↑”“↓”符号运用不当

   如：

Al3+＋3H2O＝Al（OH）3↓＋3H+注意：

盐的水解一般是可逆的，Al（OH）3量少，故不能打“↓”

2.判断离子共存时，审题一定要注意题中给出的附加条件。

    ⑴酸性溶液（H＋）、碱性溶液（OH-）、能在加入铝粉后放出可燃气体的溶液、由水电离出

的H＋或OH-=1×10-amol/L（a>7或a<7）的溶液等。

⑵有色离子MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe（SCN）2+。

⑶MnO4-,NO3-等在酸性条件下具有强氧化性。

⑷S2O32-在酸性条件下发生氧化还原反应：

S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O

⑸注意题目要求“一定大量共存”还是“可能大量共存”；“不能大量共存”还是“一定不能大量共存”。

    ⑹看是否符合题设条件和要求，如“过量”、“少量”、“适量”、“等物质的量”、“任意量”以及滴加试剂的先后顺序对反应的影响等。

十、能够做喷泉实验的气体

1、NH3、HCl、HBr、HI等极易溶于水的气体均可做喷泉实验。

2、CO2、Cl2、SO2与氢氧化钠溶液；

3、C2H2、C2H4与溴水反应

十一、较金属性强弱的依据

金属性：

金属气态原子失去电子能力的性质；

金属活动性：

水溶液中，金属原子失去电子能力的性质。

注：

金属性与金属活动性并非同一概念，两者有时表现为不一致，

1、同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，金属性减弱；

同主族中，由上到下，随着核电荷数的增加，金属性增强；

2、依据最高价氧化物的水化物碱性的强弱；碱性愈强，其元素的金属性也愈强；

3、依据金属活动性顺序表（极少数例外）；

4、常温下与酸反应剧烈程度；5、常温下与水反应的剧烈程度；

6、与盐溶液之间的置换反应；7、高温下与金属氧化物间的置换反应。

十二、较非金属性强弱的依据

1、同周期中，从左到右，随核电荷数的增加，非金属性增强；

   同主族中，由上到下，随核电荷数的增加，非金属性减弱；

2、依据最高价氧化物的水化物酸性的强弱：

酸性愈强，其元素的非金属性也愈强；

3、依据其气态氢化物的稳定性：

稳定性愈强，非金属性愈强；

4、与氢气化合的条件；

5、与盐溶液之间的置换反应；

6、其他，例：

2Cu＋SΔ===Cu2S   Cu＋Cl2点燃===CuCl2  所以，Cl的非金属性强于S。

十三，10电子”、“18电子”的微粒小结

1．“10电子”的微粒：

    分子    离子

一核10电子的    Ne    N3−、O2−、F−、Na+、Mg2+、Al3+

二核10电子的    HF    OH−、

三核10电子的    H2O    NH2−

四核10电子的    NH3    H3O+

五核10电子的    CH4    NH4+

2．“18电子”的微粒

    分子    离子

一核18电子的    Ar    K+、Ca2+、Cl‾、S2−

二核18电子的    F2、HCl    HS−

三核18电子的    H2S    

四核18电子的    PH3、H2O2    

五核18电子的    SiH4、CH3F    

六核18电子的    N2H4、CH3OH    

注：

其它诸如C2H6、N2H5+、N2H62+等亦为18电子的微粒。

十四‘粒半径的比较：

1．判断的依据   电子层数：

     相同条件下，电子层越多，半径越大。

     核电荷数：

     相同条件下，核电荷数越多，半径越小。

最外层电子数   相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。

2．具体规律：

1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如：

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

2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。

如：

Li

3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。

如：

F--

4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。

如：

F->Na+>Mg2+>Al3+

5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。

如Fe>Fe2+>Fe3+

十五具有漂白作用的物质

氧化作用    化合作用    吸附作用

Cl2、O3、Na2O2、浓HNO3    SO2    活性炭

化学变化    物理变化

不可逆    可逆    

其中能氧化指示剂而使指示剂褪色的主要有Cl2（HClO）和浓HNO3及Na2O2

十六滴加顺序不同，现象不同

1．AgNO3与NH3•H2O：

    AgNO3向NH3•H2O中滴加——开始无白色沉淀，后产生白色沉淀

    NH3•H2O向AgNO3中滴加——开始有白色沉淀，后白色沉淀消失

2．NaOH与AlCl3：

    NaOH向AlCl3中滴加——开始有白色沉淀，后白色沉淀消失

    AlCl3向NaOH中滴加——开始无白色沉淀，后产生白色沉淀

3．HCl与NaAlO2：

    HCl向NaAlO2中滴加——开始有白色沉淀，后白色沉淀消失

    NaAlO2