高中化学知识规律总结.docx

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高中化学知识规律总结

高中化学知识规律总结

一、基本反应

注意：

下列置换反应特别值得重视。

①F2＋2H2O＝4HF＋O2②3Fe＋4H2O

Fe3O4＋4H2

③2Al＋Fe2O3

2Fe＋Al2O3④C＋H2O

CO＋H2

⑤3Cl2＋2NH3

N2＋6HCl⑥2C＋SiO2

Si＋2CO↑

⑦2Mg＋CO2

2MgO＋C

二、离子共存问题

1．弱碱阳离子只存在于酸性溶液中，如Al3+、Cu2+、NH4+、Ag+等与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-、SO32-、AlO2-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。

如：

HSO3-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。

5．若阴、阳离子发生完全双水解反应，则不能大量共存。

如：

Al3+与HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-等；Fe3+与HCO3-、CO32-、AlO2-等。

NH4+与AlO2-。

6．若阴、阳离子能发生氧化—还原反应则不能大量共存。

如：

Fe3+与I-、S2-等；

MnO4-（H+）与I-、Br-、Cl-、S2-、SO32-、Fe2+等；NO3-（H+）与I-、Br-、S2-、SO32-、Fe2+等。

7．因络合反应或其它反应而不能大量共存：

如：

Fe3+与SCN-等。

三、总结

1．在酸性介质中的反应，生成物中可以有H+、H2O，但不能有OH-；

 2．在碱性介质中的反应，生成物中无H+；

 3．在近中性条件下，反应物中只能出现H2O，而不能有H+或OH-，生成物中可以有H+或OH–

四、离子方程式判断常见错误及原因分析

1．违背反应客观事实。

2．违反质量守恒或电荷守恒定律及电子得失平衡。

3．化学式拆写不正确。

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错

6．“＝”“”“↑”“↓”符号运用不当：

如：

Al3+＋3H2O＝Al（OH）3↓＋3H+错

7．未能注意物质的状态：

如Cu与浓H2SO4的反应错误地写成了离子反应。

8．未能注意题给的限制性条件：

如“多量或少量”

9．未能注意隐含的信息：

如Fe3O4与HI溶液的反应。

五、判断金属性或非金属性的强弱

金属性强弱

非金属性强弱

最高价氧化物水化物碱性强弱

最高价氧化物水化物酸性强弱

与水或酸反应，置换出H2的易难

与H2化合的易难及生成氢化物稳定性

活泼金属能从盐溶液中置换出不活泼金属

活泼非金属单质能置换出较不活泼非金属单质

阳离子氧化性强的为不活泼金属，氧化性弱的为活泼金属

阴离子还原性强的为非金属性弱，还原性弱的为非金属性强

原电池中负极为活泼金属，正极为不活泼金属

将金属氧化成高价的为非金属性强的单质，氧化成低价的为非金属性弱的单质

电解时，在阴极先析出的为活泼性最弱的金属

电解时，在阳极先产生的为非金属性弱的单质

六、比较微粒半径的大小

1．核电荷数相同的微粒，电子数越多，则半径越大。

即同种元素：

阳离子半径＜原子半径＜阴离子半径如：

H+＜H＜H-，Fe＞Fe2+＞Fe3+

2．电子数相同的微粒，核电荷数越多则半径越小．即具有相同电子层结构的微粒，核电荷数越大，则半径越小．如：

（1）与He电子层结构相同的微粒:

H-＞Li+＞Be2+

（2）与Ne电子层结构相同的微粒：

O2-＞F-＞Na+＞Mg2+＞Al3+

（3）与Ar电子层结构相同的微粒:

S2-＞Cl-＞K+＞Ca2+

3．电子数和核电荷数都不同的微粒：

（1）同主族元素,无论是金属还是非金属,无论是原子半径还是离子半径从上到下递增.

（2）同周期：

原子半径从左到右递减.如Na＞Cl

（3）同周期：

非金属元素形成的阴离子半径大于金属元素形成的阳离子半径，

如Na+＜Cl-。

又如：

第三周期，原子半径最小的是Cl,离子半径最小的是Al3+。

七、特征现象

1．焰色反应：

Na+（黄色）、K+（紫色）

2．使品红溶液褪色的气体：

SO2（加热后又恢复红色）、Cl2（加热后不恢复红色）

3．有色溶液：

Fe2+（浅绿色）、Fe3+（黄色）、Cu2+（蓝色）、MnO4-（紫色）

有色固体：

红褐色[Fe（OH）3]红色（Cu、Cu2O、Fe2O3）蓝色[Cu（OH）2]

浅黄色（S、Na2O2、AgBr）黑色（CuO、FeO、FeS、CuS）黄色（AgI）

白色[Fe（0H）2、CaCO3、BaSO4、AgCl、BaSO3]

有色气体：

Cl2（黄绿色）、NO2（红棕色）

4．特征反应现象：

八、电化学

1．电极种类：

（1）惰性电极：

Au、Pt、石墨电极

（2）活性电极：

除Au、Pt外的金属电极

2．放电顺序：

（1）阳极：

活性电极＞S2—＞I—＞Br—＞Cl—＞OH—＞含氧酸根＞惰性电极

（2）阴极：

Ag+＞Hg2+＞Fe3+＞Cu2+＞H+（酸）＞Pb2+＞Sn2+＞Fe2+＞Zn2+＞H2O＞

Al3+＞Mg2+＞Na+＞Ca2+＞K+

九、化学平衡

1．百分含量不变标志

正因为v正＝v逆≠0，所以同一瞬间同一物质的生成量等于消耗量。

总的结果是混合体系中各组成成分的物质的量、质量、物质的量浓度、各成分的百分含量、转化率等不随时间变化而改变。

2．等效平衡：

（1）等体积反应：

不论是恒温恒容还是恒温恒压只要成比例，就是等效平衡。

（2）非等体积反应：

①恒温恒容：

与起始的量必须相等，才能成为等效平衡。

②恒温恒压：

只要成比例，就可以成为等效平衡。

十、化学中的常数

阿伏加德罗常数（NA）、化学平衡常数（K）、水的离子积常数（Kw）、溶度积常数（Ksp）、电离常数。

十一、化学反应方向的判断

△G＝△H-T△S

（1）当△H＜0，△S＞0时，△G＞0，即反应能自发进行。

（2）当△H＞0，△S＜0时，△G＜0，即反应不能自发进行。

（3）当△H＞0，△S＞0，或△H＜0，△S＜0时，反应能否自发进行取决于T。

十二、无机反应中的特征反应

1．与碱反应产生气体：

铵盐等

2．与酸反应产生气体：

3．与水反应产生气体：

（1）单质

（2）化合物

4．强烈双水解

5．既能酸反应，又能与碱反应

（1）单质：

Al

（2）化合物：

Al2O3、Al（OH）3、弱酸弱碱盐、弱酸的酸式盐、氨基酸。

6．与Na2O2反应

8．电解

9．铝热反应：

Al+金属氧化物

金属+Al2O3

10．Al3+Al（OH）3AlO2-

11．归中反应：

2H2S+SO2=3S+2H2O4NH3+6NO

4N2+6H2O

12．置换反应：

（1）金属→金属

（2）金属→非金属

（3）非金属→非金属

（4）非金属→金属

13、一些特殊的反应类型：

⑴化合物+单质化合物+化合物

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

⑵化合物+化合物化合物+单质

NH3+NO/NO2、H2S+SO2、Na2O2+H2O/CO2、CO+H2O

⑶化合物+单质化合物

Na2SO3+O2、FeCl3+Fe、FeCl2+Cl2、CO+O2、Na2O+O2

14．三角转化：

15．受热分解产生2种或3种气体的反应：

（1）铵盐

14．特征网络

（1）

①

②

③

④

（2）A——

A为弱酸的铵盐：

（NH4）2CO3或NH4HCO3；（NH4）2S或NH4HS；（NH4）2SO3或NH4HSO3

（3）无机框图中常用到催化剂的反应:

十四、常见物质分离提纯的9种方法

1.结晶和重结晶：

利用物质在溶液中溶解度随温度变化较大，如NaCl，KNO3。

2.分馏/蒸馏法：

在沸点上差值大液体混合物。

3.过滤法：

溶与不溶。

4.加热/升华法：

SiO2（I2）。

5.分液法：

欲将密度不同且又互不相溶的液体混合物分离，可采用此法

6.萃取法：

如用CCl4来萃取I2水中的I2。

7.溶解法：

如Fe粉（A1粉），溶解在过量的NaOH溶液里过滤分离。

8.增加法：

把杂质转化成所需要的物质，如CO2（CO）：

通过热的CuO；CO2（SO2）：

通过饱和的NaHCO3溶液。

9.吸收法（或：

吸收洗涤法或洗气）：

用做除去混合气体中的气体杂质，气体杂质必须被药品吸收：

N2（O2）：

将混合气体通过铜网吸收O2。

10.转化法：

两种物质难以直接分离，加药品变得容易分离，然后再还原回去，如Al（OH）3与Fe（OH）3：

先加NaOH溶液把Al（OH）3溶解，过滤，除去Fe（OH）3，再加酸让NaAlO2转化成A1（OH）3。

11.渗析法：

欲除去胶体中的离子，可采用此法。

12.综合法：

可采用以上各种方法或多种方法综合运用。

十五、化学实验中的先与后14例

1．制取气体时，先检验气密性后装药品。

2．点燃或使用H2、CH4、C2H4、C2H2等可燃气体时，先检验纯度再点燃或再反应。

3．检验卤化烃分子的卤族元素时，在水解后的溶液中先加稀HNO3中和碱液再加

AgNO3溶液。

4．检验NH3（用红色石蕊试纸）、Cl2（用淀粉KI试纸）等气体时，先用蒸馏水润湿试纸后再与气体接触。

5．配制FeCl3等易水解的盐溶液时，先溶于少量浓盐酸中，再稀释。

6．中和滴定实验时，用蒸馏水洗过的滴定管先用标准液润洗后再装标准掖；先用待测液润洗后再移取液体；滴定管读数时先等一二分钟后再读数；观察锥形瓶中溶液颜色的改变时，先等半分钟颜色不变后即为滴定终点。

7．焰色反应实验时，每做一次，铂丝应先沾上稀盐酸放在火焰上灼烧到无色时，再做下次实验。

8．配制物质的量浓度溶液时，先用烧杯加蒸馏水至容量瓶刻度线1cm～2cm后，再改用胶头滴管加水至刻度线。

9．浓H2SO4不慎洒到皮肤上，先迅速用布擦干，再用水冲洗，最后再涂上

3％一5%的NaHCO3溶液。

沾上其他酸时，先水洗，后涂NaHCO3溶液。

10．碱液沾到皮肤上，先水洗后涂硼酸溶液。

11．检验蔗糖、淀粉、纤维素是否水解时，先在水解后的溶液中加NaOH溶液中和H2SO4，再加银氨溶液或Cu（OH）2悬浊液。

12．用pH试纸时，先用玻璃棒沾取待测溶液涂到试纸上，再把试纸显示的颜色跟标准比色卡对比。

13．配制和保存Fe2+等易水解、易被空气氧化的盐溶掖时；先把蒸馏水煮沸（赶走O2，再溶解，并加入少量的相应金属粉末和相应酸。

14．称量药品时，先在盘上各放二张大小；质量相等的纸（腐蚀药品放在烧杯等玻璃器皿），再放药品。

加热后的药品，先冷却，后称量。

十六、中学化学中与“0”有关的实验问题4例

1.滴定管最上面的刻度是0

2.量筒最下面的刻度是0

3.温度计中间刻度是0

4.托盘天平的标尺中央数值是0

十七、主要实验操作和实验现象

1．S在O2中燃烧：

发出明亮的蓝紫色火焰，放出热量，生成有刺激性气味的气体。

2．铁丝在O2中燃烧：

剧烈燃烧，火星四射，放出热量，生成黑色物质。

3．H2在Cl2中燃烧：

发出苍白色火焰，产生大量的热。

4．CO在空气中燃烧：

发出蓝色的火焰，放出热量。

5．加热试管中的硫酸铜晶体：

蓝色晶体变为白色粉末，管口有液滴生成。

6．Na在Cl2中燃烧：

剧烈燃烧，发出黄色火焰，生成白色固体。

7．点燃纯净的H2，用干冷烧杯罩在火焰上：

发出淡蓝色火焰，烧杯内壁有液滴生成。

8．在CuSO4溶液中滴加NaOH溶液：

有蓝色絮状沉淀生成。

9．将Cl2通入无色KI溶液中，溶液变成黄色—棕褐色。

10．细铜丝在Cl2中燃烧：

有棕黄色的烟生成，加水后生成绿色的溶液。

11．Cl2遇到干燥布条不褪色，遇到湿的有色布条：

有色布条的颜色退去。

12．蛋白质遇到浓HNO3溶液：

变成黄色。

13．SO2气体通入品红溶液后再加热：

红色退去，加热后又恢复红色。

14．Na在空气中燃烧：

火焰呈黄色，生成淡黄色物质。

15．Na投入水中：

反应激烈，钠浮于水面，放出大量的热使钠溶成闪亮的小球，在水面上四处游动，发出“嗤嗤”声。

16．NH3与HCl、HNO3等相遇：

有大量的白烟产生。

17.加热盛有固体NH4Cl的试管：

在试管口有白色晶体产生。

18．铜片与浓HNO3反应：

反应激烈，有红棕色气体产生。

19．铜片与稀HNO3反应：

试管下端产生无色气体，气体上升逐渐变成红棕色。

20.在硅酸钠溶液中加入稀盐酸，有白色胶状沉淀产生。

21．在Fe（OH）3胶体中加硫酸镁溶液等：

胶体变浑浊。

22．加热氢氧化铁胶体：

胶体变浑浊。

23．向FeSO4溶液中滴加NaOH溶液：

有白色絮状沉淀生成，立即转变为灰绿色，一会儿又转变为红褐色沉淀。

24．向含Fe3+的溶液中滴入KSCN溶液：

溶液呈血红色。

25．在空气中点燃CH4：

火焰呈淡蓝色。

26．在空气中点燃C2H4：

火焰明亮，有黑烟产生，放出热量。

27．在空气中点燃C2H2：

火焰明亮，有浓烟产生，放出热量。

28．苯在空气中燃烧：

火焰明亮，并带有黑烟。

29．将少量甲苯倒入适量的KMnO4溶液中，振荡：

紫色褪色。

30．在盛有少量苯酚的试管中滴入过量的浓溴水：

有白色沉淀生成。

31．在盛有苯酚的试管中滴入几滴FeCl3溶液，振荡：

溶液显紫色。

32．CH3CHO与银氨溶液的反应：

洁净的试管内壁附着一层光亮如镜的物质。

33．在加热至沸的情况下乙醛与新制的Cu（OH）2反应：

有红色沉淀生成

十八、气体的制取

1．制气原理

（1）教科书上原理的考查

加热

与HCl共热

固体共热

NO——Cu与稀

——乙醇、浓

170℃

——电石与水或饱和食盐水

（2）制气的替代方法

反应制取．

：

＋16HCl（浓）==2KCl＋

HCl：

浓HCl与浓

混合

：

浓氨水与NaOH或CaO

2．制气装置：

①三套基本装置制

②装置的替代或改进

3．其它实验仪器和装置

高考对高中出现的新仪器，新装置都很重视。

例如：

分液漏斗、容量瓶、蒸馏装置、液体吸收尾气装置、温度计的位置、洗气装置……