高中化学知识及典型题型解题方法记忆与示例Word格式.docx

高中化学知识及典型题型解题方法记忆与示例Word格式.docx

《高中化学知识及典型题型解题方法记忆与示例Word格式.docx》由会员分享，可在线阅读，更多相关《高中化学知识及典型题型解题方法记忆与示例Word格式.docx（47页珍藏版）》请在冰点文库上搜索。

、↑、↓、胶体等）及对应产物是否正确；

二看拆分是否对：

可溶（且当前已完全溶解的）强电解质方可拆为离子；

三看电荷是否平：

方程式左右各离子所带电荷之代数和是否相等；

四看电子是否平：

得失电子数是否相等；

五看元素是否平：

左右各元素原子总数是否对应相等。

5、粒子结构示意图、电子式、结构式的书写

A、粒子结构示意图：

粒子的核电荷数“+Z”加圈“○”，然后分层写出电子数。

如：

B、电子式：

原子——（一般是先单后双）。

简单阳离子——写出元素符号，然后在其右上角标出电荷“n+”。

Na+，Mg2+，Al3+。

简单阴离子——写出元素符号，然后在其上下左右用标出最外层（包括得到的）电子数，并加“[]”围起来，然后在其右上角标出电荷。

根离子——按原子间连接顺序将各原子的元素符号写出，然后将它们的最外层电子（包括得到和失去的一并分析）的共用和单独占有（孤对电子）情况在各元素符号周围标出，并加“[]”围起来，最后在其右上角标出电荷。

共价分子——按原子间连接顺序将各原子的元素符号写出，然后将它们的最外层电子（包括得到和失去的一并分析）的共用和单独占有（孤对电子）情况在各元素符号周围标出。

离子化合物——将化学式中离子的电子式按连接顺序写在一起即可。

用电子式表示物质的形成过程：

A、共价分子——左写原子的电子式（相同原子可合并），右写分子的电子式，中间用“→”连接即可。

B、离子化合物——左写原子的电子式（相同原子不可合并，因为要标出电子转移情况），用弯箭号标出电子转移情况，右写离子化合物的电子式，中间用“→”连接即可。

C、结构式：

按原子团（分子或自由基）中各原子间的连接顺序书写各原子的元素符号，并将共用电子对用“－”表示（多对多杠），自由基中的单电子，每一个也画一杠。

D、结构简式：

一般将结构式中连在同一个C原子上的多个氢原子合并写在其右（或左）边，横着相连的代表单键的“－”可以省略，横着以单键相连的多个相同的原子团可以合并，官能团按规定简写，即为该有机物的结构简式。

6、溶解度（S）与质量分数（ω）

（1）溶解度定义式：

ST＝100×

m（溶质）/（溶剂）g

注意：

A、只适用于一定温度的饱和溶液；

B、多溶质混合液，一般认为互不影响。

（2）质量分数定义式：

ω（A）＝100%×

m（溶质）/m（溶液）

7、物质的量（n）——表示物质多少的一个基本物理量，其单位为“mol”。

（1）有关定义：

1mol微粒为12g12C所含的碳原子数，此数称为阿伏加德罗常数（NA），通常取值是6.02×

1023。

（2）适用范围：

微观粒子及其特定组合体（原子、分子、质子、中子、电子……等等）。

微粒须用化学符号表示。

（3）气体摩尔体积（Vm）——单位物质的量（1mol）气体的体积，单位L/mol。

一定量的气体体积与温度和压强有关，故P、T不同，则Vm不同。

标准状况（0℃，1atm或273K，1.01×

105Pa）下，气体摩尔体积约为22.4L/mol。

（4）阿伏伽德罗定律及拓展

定律：

同温、同压、同分子数（气体）、同体积。

拓展：

A、同T、V时：

P1：

P2＝n1：

n2

B、同T、P时：

V1：

V2＝n1：

8、有关计算、换算及稀释公式——溶质质量或物质的量相等

9、利用化学方程式计算

基本关系：

nA：

nB＝νA：

νB＝VA（气）：

VB（气）

推论与技巧：

mA：

mB＝νAMA：

νBMA

νAMA/mA＝△m（方程）/△m（实际）

νA/nA＝e－（方程）/e－（实际）＝Q（方程中的△H）：

Q（实际）

＝△ν（方程中的气态物）/△V（实际对应气态物）

四个守恒关系——质量、元素、电荷、电子。

混合物：

结合以上物理量的关系，列方程组解答。

四、物质结构和元素周期律

1、原子结构

（1）核电荷数=质子数=原子序数

（2）电子数=质子数+微粒电荷（带正负号）

（3）核外电子排布规律：

A、由内向外依次填充，每一层最多填充2n2个电子；

B、最外层最多充填8个电子；

C、次外层最多充填18个电子。

（4）常见的几类电子结构：

常见中心原子非8电子结构的微粒：

BF3、PCl5、CH3+、H2C：

、

常见10电子结构的微粒：

CH4、CH3－、NH3、NH4+、NH2－、H2O、H3O+、OH－、HF、F－、Na+、Mg2+、Al3+、Ne。

常见14电子结构的微粒：

Si、CO、N2、C22-、C2H2、HCN、CN－、N2H2。

常见18电子结构的微粒：

C2H6、N2H4、N2H5+、N2H62+、H2O2、HO2－、O2-、F2、SiH4、PH3、PH4+、H2S、HS－、S2-、HCl、K+、Ca2+、Ar。

（5）一种原子相对原子质量的计算式：

Ar（X）=12m（Ｘ）/m（12C）

（6）一种元素相对原子质量的计算式：

Ar（X）＝Ar（X1）n1+Ar（X2）n2+…+Ar（Xn）nn

2、元素周期律和元素周期表

（1）元素周期律：

随原子序数的增大，元素性质出现周期性变化的规律，叫~。

（2）周期表的结构：

七个横排（周期）——三短（2、8、8）、三长（18、18、32）、一不完全（26）；

18纵行（16个族）——七主（A）、七副（B）、一Ⅷ（8、9、10三行）、一零。

其顺序为：

ⅠA、ⅡA、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、Ⅷ、ⅠB、ⅡB、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、0。

（3）位置——结构——性质的关系：

A、原子序数=核电荷数=质子数

B、周期序数=电子层数

C、主族序数=最外层电子数=最高正化合价（O、F及稀有气体除外）=8－

D、同周期从左往右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强（稀有气体除外）；

同主族从上往下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

元素的金属性强，则与水或酸反应置换氢的能力增强，单质的还原性强（Sn与Pb相反），离子的氧化性减弱；

元素的非金属性强，则与H2化合更容易，其形成的氢化物的稳定性强，单质的氧化性强（N2例外），离子的还原性减弱。

3、化学键、分子结构与晶体结构

（1）键型判断方法：

A、典型金属元素与典型非金属元素之间形成离子键（强碱、常见盐、类盐如NaH、CaC2、Mg3N2、Na2O2、乙醇钠、苯酚钠等及活泼金属氧化物如Li2O、Na2O、MgO、Al2O3、CaO等）

B、非金属元素的原子间形成共价键，同种非金属原子间形成非极性键，不同非金属原子间形成极性键；

C、金属单质由金属键形成。

（2）分子类型判断方法：

A、非金属单质一般是非极性分子（O3除外；

原子晶体、过渡型晶体除外）；

B、含极性键的分子，若结构对称（如C2H2、C2H4、C2H6、C6H6、CS2、CH4、CCl4等有机物以及中心原子处于最高价态的二元素无机物如：

BF3、CO2、SiH4、N2O5、P4O10、PCl5、SO3、SF6等）为非极性分子，若结构不对称（如：

C3H8、NH3、N2H4、NO2、PH3、PCl3、H2O、H2O2、H2S、SO2、SCl2、S2Cl2、Cl2O、C2H2Cl2等），为极性分子。

（3）几种典型的分子结构：

A、直线形——典型代表物（C为中心原子）：

CO2、CS2、HCN、C2H2；

B、角形——典型代表物（O、S为中心原子）：

H2O、H2S、SO2、SCl2、HClO；

C、平面正三角形——典型代表物：

SO3、BF3；

C2H4、C6H6、HCHO等有机分子属于平面形分子。

D、三角锥形——典型代表物（N、P为中心原子）：

NH3、PH3、PCl3；

E、正四面体形——典型代表物：

CH4、CCl4、SiH4、SiCl4、P4。

（4）化学键与分子间力的强弱判断方法：

A、共价键：

一般两原子半径之和越小、共用电子对越多，键越强；

B、离子键：

一般阴阳离子半径之和越小、阴阳离子电荷之积越大，键越强；

以上化学键，既影响物质的物理性质，也影响物质的化学性质。

C、氢键：

比化学键弱，一般比范德华力强；

D、范德华力：

一般相对分子质量越大，范德华力越强。

上述两种力统称为分子间力，一般只影响物质的物理性质，不影响物质化学性质。

（5）晶体结构

晶体类型

构成微粒

作用力

强弱

熔沸点

硬度

分子晶体

单原子或多原子分子

分子间力

弱

低

小

原子晶体

同种或不同种原子

共价键

强

很高

大、脆

离子晶体

阴、阳离子

离子键

一般较高

一般大、脆

金属晶体

阳离子、自由电子

金属键

一般较大

（6）相似相溶原理——分子极性相似的物质一般易于相互溶解。

HCl等极性分子和NH4Cl等离子化合物易溶于极性溶剂水中，而难溶于非极性分子苯或CCl4中；

反之，I2、P4等非极性分子和极性很弱的有机物分子，则易溶于苯、CCl4等非极性溶剂中，而在水中的溶解度很小。

（7）晶体结构的计算方法：

一般方法：

如果每个X与n个Y相邻（或相连），同时每个Y与m个X相邻（或相连），则该晶体中X：

Y＝m：

n

立方体中的微粒数：

顶角计1/8；

棱上计1/4；

面上计1/2；

体心计1；

六棱柱中的微粒数：

顶角计1/6；

六边形网状结构中：

交点的一个微粒属于每个面的计1/3，每个共价键（边）属于每个面的计1/2，每个共价键（边）属于每个原子计1/2。

NaCl晶体中，每个Na+周围有6个Cl－（构成正八面体），且每个Cl－周围有6个Na+（构成正八面体）；

每个Na+周围最近的Na+有12个，每个Cl－周围最近的Cl－有12个；

CO2晶体中，每个CO2周围最近的CO2有12个；

五、化学反应速率和化学平衡

1、化学反应速率

A、概念：

单位时间——浓度变化。

反应物或产物状态为液体或固体时，其浓度为常量，不改变，故不能表示速率。

其它状态的任一反应物或产物均可表示反应速率。

B、定义式：

v（X）=△C（X）/△tmol/L·

s（或min、或h）

C、特点：

a、是平均速率，均取正值；

b、不同反应物或产物均表示反应速率时，其数值比等于计量数比；

c、一般反应是前快后慢，故中间时刻的速率比整段时间的平均速率2倍要大。

D、影响因素：

a、内因——不同反应，速率不同。

b、外因：

任一反应物浓度增（减），反应速率会增（减）；

（有气体参与反应时）压强增（减）→体积减（增），反应速率会增（减）；

[可逆反应中气体分子数多的反应增（减）更大]

温度增（减），反应速率会增（减）；

[可逆反应中吸热反应增（减）更大]

选用合适的催（阻）化剂，反应速率会增（减）；

[可逆反应中正逆反应增减倍数相同]

其它条件改变，如：

光照（HNO3、AgNO3、HClO、AgX等见光易分解的）、颗粒变小（固体表面积增大）亦会使反应速率加快。

E、计算：

a、根据定义式计算；

b、根据反应式计算：

VA：

VB＝νA：

νB

c、温度影响计算式：

v末＝v始·

（2~4）△T/10；

2、化学平衡

（1）平衡状态判断

A、V正＝Ｖ逆；

两点注意：

一是要有正有逆，二是要注意换算。

Ｂ、各（气态或溶质）反应物和生成物的物质的量不再改变。

、P总、ρ、V总等不再改变均不一定属于平衡状态。

（2）影响平衡的因素——改变条件瞬间，导致V正≠V逆，则平衡向V大的方向移动

A、三条分述：

a、增大任一反应物的浓度或减小任一生成物的浓度，平衡向生成物方向移动；

反之亦然；

b、增大压强（即减小体积），平衡向气体体积缩小（气体分子数减小）的方向移动；

反之，减小压强，平衡向气体体积扩大的方向移动；

c、升高（降低）温度，平衡向吸（放）热反应方向移动。

催化剂只可加快反应速率，对非平衡体系，缩短到达平衡所需时间，但不影响平衡。

B、勒夏特列原理：

改变一个影响平衡的条件，平衡向减弱（一般不能抵消）这种改变的方向移动。

（3）等效平衡——两平衡体系中各物质的百分含量均对应相等，则此两体系为等效平衡体系。

（若物质的量均对应相等，则两体系等同，是特殊的等效平衡。

）

A、一般分析方法：

条件是等温、等压或等温等容；

投料必须（经换算）等量或等比、且有气体物质参与或生成；

除等温、等容、等比、△n≠0，这一种情况不等效外，其它情况皆等效（或等同）。

两等效平衡体系内各对应物质的物质的量之比等于初始（经换算）的投料比。

B、应用技巧：

虚拟等效——还原条件——分析平移——判断%改变

a、等比投料，条件不同时：

等容换等压，构成等效平衡；

推（拉）活塞[相当于增（减）压强），还原到等容条件，分析此时的平衡移动方向——左移则n产%减小，右移则n产%增大。

b、条件相同，投料不等比时：

增（减）某种物质的物质的量，构成等比，即构成等效平衡；

还原到题给物质的量，即减（增）该种物质的物质的量，分析此时的平衡移动方向——左移则n产%减小，右移则n产%增大。

上述对平衡移动方向的分析是虚拟条件下的，只能帮助判断n产%的改变，不能判断投料后平衡移动方向。

c、判断某些反应平衡时，反应物、生成物的浓度均改变时，平衡移动方向：

等倍数改变，按等比投料分析n产%增减；

等量改变，按上述“b”的技巧分析n产%的增减。

——n产%增则平衡右移，n产%减则平衡左移。

六、电解质溶液

1、电离平衡

A、弱酸、弱碱在水溶液中存在电离平衡，且一般电离程度较小（一般小于10%）。

其电离方程式用“

”，不用“＝”。

B、多元弱碱的电离方程式一步写完，如：

Cu（OH）2

Cu2+＋2OH－；

C、多元弱酸的电离方程式须分步书写，如H2S

H+＋HS－，HS－

H+＋S2-。

D、电离平衡的移动：

a、加水冲稀，平衡右移，离子浓度一般减小；

反之亦然。

b、升温，平衡一般右移，离子浓度增大；

c、加入酸碱盐等物质，改变相关微粒浓度的，参照化学平衡影响因素分析。

2、水解平衡

A、含弱酸的阴离子或弱碱的阳离子的盐在水溶液中存在水解平衡，且一般水解程度较小（一般小于10%）。

其水解方程式“

”，一般不用“＝、↑、↓”。

B、多价阳离子水解一步写完，如：

Cu2+＋2H2O

Cu（OH）2＋2H+；

C、多价阴离子水解须分步书写，如：

S2-＋H2O

HS－＋OH－，HS－＋H2O

H2S＋OH—。

D、完全水解时，用“＝、↑、↓”等符号，如：

Al3+＋3HCO3－＝Al（OH）3↓＋3CO2↑。

常见完全水解的物质或离子对有：

Al2S3，Mg3N2，CaC2，C2H5ONa，AlO2－与Al3+、Fe3+、Cu2+、NH4+，Al3+与S2-、HS－、CO32-、HCO3－SO32-，Fe3+与CO32-、HCO3－等。

E、盐类的水解反应是酸碱中和反应的逆反应，故为吸热反应：

a、加水冲稀，平衡右移，水解程度增大，水解产物的物质的量增多，但水解产物浓度减小；

b、升温，平衡右移，产物物质的量与浓度均增大，反之亦然。

3、溶液的酸碱性与pH

A、酸碱盐的稀溶液及纯水中的c（H+）与c（OH－）的乘积为常数（Kw），其数值与温度有关，常温（25℃）为1×

10―14，0℃为1×

10―15，100℃为1×

10―12。

B、溶液中：

c（H+）＝c（OH－）时，呈中性；

c（H+）＞c（OH－）时，呈酸性；

c（H+）＜c（OH－）时，呈碱性。

C、pH＝－lgc（H+）。

pH直接对应的是溶液中的H+浓度，与溶液的酸碱性及溶液中的OH－浓度物直接关系，必须通过与相应温度时的Kw的计算与推断得出。

例如pH＝6的溶液中，c（H+）＝10－6mol/L，c（OH－）不一定等于10－8mol/L，溶液不一定显酸性。

D、两强酸溶液混合后，溶液的pH可先将两溶液的H+及体积相加，求出c（H+），在算出pH；

两强碱溶液混合的pH须先分别计算两溶液的OH－，在将OH－及体积相加，求出c（OH－），再通过Kw算出c（H+），最后算出溶液的pH；

强酸强碱溶液混合，先反应，然后将溶液体积相加，计算出c（H+）或c（OH－），最后算出溶液的pH。

4、溶液中离子浓度大小比较

A、不同盐溶液中同浓度的离子对应的酸碱越弱，离子水解的程度越大，则该离子的浓度越小，一般水解产物的浓度越大；

B、混合溶液：

a、强电解质（包括强酸强碱）完全电离，算出相关离子浓度的大小并排序；

b、微调浓度相等的离子的排序：

某离子发生水解，则其浓度会小一点；

弱电解质电离出某离子，则其浓度稍大一点；

弱酸的酸式阴离子、弱酸与该弱酸盐混合、弱碱与该弱碱盐混合三种情况，均须根据溶液的酸碱性分析电离与水解程度的大小，然后看大略小分析一头。

c、水解或弱电解质电离的两种产物是相等的，若产物是离子，则须按“b”步骤再微调。

d、最后对无强酸强碱的溶液中的c（H+）和c（OH－）排序：

一般在最后，排序看溶液酸碱性。

5、电化学

（1）有关概念与规律

A、原电池——自发的氧化还原反应——放出电能；

（注意分析溶液中的O2作氧化剂）负极比普通氧化还原反应氧化速度快，正极则被保护，氧化大大减缓。

B、电解池——氧化还原反应——消耗（吸收）电能。

阳极氧化比原电池负极还快，阴极比原电池正极保护更有效，氧化更缓慢。

C、串连的一个闭合回路中的所有电极上通过等量的电子。

D、电极名称、反应类型及带电粒子的迁移

原电池

电解池

电极名称

负极（有时本身反应）

阳极（有时本身反应）

反应类型

氧化反应

电子流向

流出

阴离子迁移方向

移向

（2）电极反应式书写方法

A、原电池

负极：

还原剂－ne－＋介质＝氧化产物＋其它产物；

正极：

氧化剂＋me－＋介质＝还原产物＋其它产物。

总反应：

正、负电极反应式（得失电子相等）相加即得。

B、电解池

阳极放电次序：

非惰性金属电极、S2-、I―、Br―、Cl―、OH―、含盐酸根离子、F―；

阴极放电次序：

Ag+、Fe3+、Cu2+、H+、Fe2+、Zn2+、（H+）、Al3+、Mg2+、Na+。

合金作阳极，一般按组成不断氧化溶解；

精炼铜时，Fe、Zn、Cu按组成溶解，而Ag、Au、Pt不氧化只是散落在阳极，形成阳极泥。

第二单元无机化学与化工

1、常见物质的物理性质

色：

黑色：

C、Fe粉、Ag粉、FeS、FeO、Fe3O4、MnO2、CuO、PbS、CuS、Cu2S；

黄色：

S、Na2O2、工业盐酸（Fe3+）、久置的浓硝酸（NO2）、Cl2、新制氯水、溴水、AgBr、AgI、FeCl3（aq）、浓硝酸与蛋白质的产物；

紫色：

I2、I2（CCl4）、MnO4－、Fe3+与苯酚溶液的产物；

红色：

Cu、Cu2O、Fe2O3、Fe（OH）3、Fe（SCN）3、NO2、液溴、品红、久置的苯酚（被氧化）；

蓝色：

Cu2+、Cu（OH）2、I2—淀粉；

绿色：

Fe2+、CuCl2浓溶液、K2MnO4；

态：

气态：

H2、N2、O2、F2、Cl2、CH4、C2H4、C2H2、4C以下烃、SiH4、NH3、PH3、H2S、HF、HCl、HBr、HI、CO、CO2、N2O、NO、NO2、CH3Cl、HCHO；

液态：

Hg、Br2、H2O、H2O2、PCl3、5C以上烃、常见卤代烃、低级醇醛酸酯；

味：

刺激性气味：

HCl、HBr、HI、Cl2、Br2（g）、H2S、SO2、NH3、NO2、乙酸、苯酚；

芳香气味：

酯、乙醇；

特殊气味：

苯、H2S（腐蛋臭味）、O3（鱼腥味）；

溶：

极易溶：

NH3（700；

生成NH3·

H2O）、HCl（500）、HBr；

（F2、NO2与水完全反应。

易溶：

SO2（40；

部分水化）、HCHO、钾钠铵盐、硝酸盐、醋酸盐、硫酸盐（除Pb、Ba）、氯化物（除Ag、Pb）；

可溶：

H2S（2.6）、Cl2（2；

部分歧化）、Br2（部分歧化）CO2（1；

部分水化）、NaHCO3；

微溶：

Ca（OH）2、CaSO4、Ag2SO4、苯酚（常温）；

溶解热效应：

浓硫酸、NaOH等溶解明显放热；

NH4NO3溶解明显吸热；

NaCl溶解无明显热效应。

2、常见物质的化学性质

A、常见氧化剂及还原产物：

MnO4－（H+）/Mn2+、Cr2O72－/Cr3+、浓H2SO4/SO2、浓HNO3/NO2、稀HNO3/NO、Fe3+/Fe2+、Cu2+/Cu、ClO―（H+）/Cl－、ClO3―（H+）/Cl―、H+/H2、H2O2/H2O或OH－、Na2O2/NaOH或Na+、Cl2/Cl－、Br2/Br－、O3/O－2＋O2、O2/O2-或OH－或H2O、

B、常见还原剂及氧化产物：

C/CO或CO2、CO/CO2、H2/H2O或H+1、S2-或H2S/S、S/SO2、SO2/SO3、H2SO4或SO42-、SO32-/SO42-、Fe2+或