2020高考化學(xué)必考知識匯總

時間：2020-06-19 11:49:59 巧綿0由分享

高考即將來臨，化學(xué)想得高分，要講究方法技巧，不能盲目，下面就是小編給大家?guī)淼母呖蓟瘜W(xué)必考知識匯總，希望大家喜歡！

第一篇---有機化學(xué)部分

第一片：組成

1.概念：含碳化合物(非全部)

2.表示：

⑴分子式(化學(xué)式)：相同元素原子合起來寫，

⑵最簡式(實驗式)：約去分子式中各元素原子的公約數(shù)

⑶電子式：“點”或“叉”是最外層電子，會寫甲烷、乙烯、乙炔、甲基、羥基等電子式。

⑷結(jié)構(gòu)式：略去未成鍵電子，共用電子對用短橫線代替。

⑸結(jié)構(gòu)簡式：突出官能團，略去其他價鍵。

⑹鍵線式：略去所有原子，用線表示鍵，注意：頂點、轉(zhuǎn)折點、交叉點均為C原子。

⑺球棍模型：球代表原子，棍代表鍵

⑻比例模型：相關(guān)原子的相對大小空間結(jié)合

⑼通式：同類物質(zhì)相同表示，附：重要有機物的通式：

①烷烴：CnH2n+2

②單烯烴(環(huán)烷烴)：CnH2n

③單炔(二烯烴)：CnH2n-2

④苯的同系物：CnH2n-6

⑤飽和一元醇(醚)：CnH2n+2O

⑥飽和一元醛(酮)：CnH2nO

⑦飽和一元羧酸(酯)：CnH2nO2。

第二片：結(jié)構(gòu)

1.常見空間構(gòu)型

⑴飽和碳原子(甲烷)：四面體

⑵碳碳雙鍵(乙烯)：平面

⑶碳碳三鍵(乙炔)：直線

⑷苯環(huán)：平面

2.組成與結(jié)構(gòu)的“四同”

⑴同位素：同種元素的不同原子，即核素間的互稱，

⑵同系物：結(jié)構(gòu)相似(同類物質(zhì)：官能團種類、個數(shù)均相同--通式相同)，組成上相差若干個—CH2(或相當(dāng)于—CH2)原子團的一類物質(zhì)。

⑶同素異形體：同種元素組成的不同單質(zhì)，O2和O3(原子個數(shù)不同)，金剛石和石墨(原子結(jié)合方式不同)，白磷和紅磷(原子個數(shù)、結(jié)合方式均不同)。

⑷同分異構(gòu)體：組成相同，即分子式相同;結(jié)構(gòu)不同，即結(jié)構(gòu)式不同的化合物。大致有：碳鏈異構(gòu)(碳干不同)、官能團異構(gòu)(官能團不一樣，如醇和醚、醛和酮，羧酸和酯等)，位置異構(gòu)(官能團位置不相同)、順反異構(gòu)(必含碳碳雙鍵、兩個雙鍵C均連不同的原子或基團)、書寫時一般按此順序。

第三片：性質(zhì)

1.物理性質(zhì)：常見重要有機物的物理性質(zhì)

⑴烴都難溶于水，密度一般比水小，四個碳以下的烴，常溫下為無色氣體(超過四個碳只有新戊烷是氣體)。

⑵鹵代烴都難溶于水，CH3Cl、CH3CH2Cl常溫下是氣體，多鹵代物不是氣體。

⑶含氧衍生物中，甲醚、甲醛是氣體，低級醇、醛、酸易溶于水。

⑷苯酚是無色固體，空氣中氧化變質(zhì)為粉紅色。

2.重要化學(xué)反應(yīng)

⑴加成反應(yīng)：多種物質(zhì)生成一種物質(zhì)的反應(yīng)(類似無機的化合)，反應(yīng)物通常含有：碳碳雙鍵、碳碳三鍵、苯環(huán)、碳氧雙鍵(通常都是醛基)

⑵取代反應(yīng)：一種原子或原子團被其他原子或原子團取代的反應(yīng)有取而代之含義(類似于無機的復(fù)分解);鹵化、硝化、酯化、磺化、皂化、水解均屬于取代反應(yīng)。

⑶消去反應(yīng)：指有機物分子內(nèi)脫去小分子，形成不飽和鍵的反應(yīng)。一般有：

①醇的消去：濃硫酸作催化劑，加熱(乙醇是170°)

②鹵代烴的消去：氫氧化鈉醇溶液。

注意：結(jié)構(gòu)不對稱時，一般遵循馬氏規(guī)則。

⑷聚合反應(yīng)：生成高分子化合物。一般有加聚(無小分子產(chǎn)生)和縮聚(生成小分子)，注意結(jié)構(gòu)簡式和方程式的書寫差異。

⑸氧化還原反應(yīng)：加氧(醛→羧酸)或去氫(醇→醛)的反應(yīng)稱氧化，加氫(醛→醇、油脂的氫化、硬化)或去氧的反應(yīng)稱還原(—NO2→—NH2既去氧又加氫)。

⑹淀粉遇碘呈藍色、苯酚遇Fe3+顯紫色的顯色反應(yīng)，蛋白質(zhì)遇濃硝酸變黃色的顏色反應(yīng)。附：焰色反應(yīng)，金屬或其化合物在無色火焰上灼燒的火焰顏色，屬于元素性質(zhì)，物理變化(原子內(nèi)部能級改變→電子躍遷)。

第四片：有機物燃燒問題

1.烴的燃燒：

⑴甲烷燃燒：淡藍色火焰，乙烯燃燒：火焰明亮，有黑煙，乙炔燃燒：火焰明亮，有濃烈的黑煙，火焰溫度極高(生成水少，汽化耗熱少)。

⑵相同物質(zhì)的量的不同烴(物質(zhì)的量不變前提下烴的混合物)

①燃燒耗氧量取決于,

②若生成等量的CO2，說明含C相同;

③若生成等量的H2O，說明含H相同

④若生成的CO2等量，H2O也等量，說明它們互為同分異構(gòu)體

⑤耗氧量相同的甲、乙兩種烴，若甲比乙多n個C，則乙一定比甲多4n個H。

⑶相同質(zhì)量的不同烴(質(zhì)量不變前提下烴的混合物)

①不同類別的烴含H質(zhì)量百分含量愈高(或含C質(zhì)量分數(shù)愈低)耗氧量愈多，即烷烴耗氧量最高，所有烴中甲烷耗氧量最高。

②若生成等量的CO2，說明含C質(zhì)量分數(shù)相同;

③若生成等量的H2O，說明含H質(zhì)量分數(shù)相同

④若生成的CO2等量，H2O也等量，說明它們最簡式相同。

2.烴的含氧衍生物燃燒

一般是物質(zhì)的量關(guān)系，通常將氧折換成CO2或H2O。如等物質(zhì)的量的C2H4和C2H6O→C2H4·H2O，CH4和C2H4O2→CH4·CO2耗氧量相同。其他生成CO2或H2O的關(guān)系，參考前面烴中的②、③。

第五片：關(guān)于試劑的褪色

一般分物理褪色和化學(xué)褪色

1.物理褪色：活性炭等的吸附褪色和萃取褪色

2.化學(xué)褪色：因發(fā)生化學(xué)反應(yīng)而使有色物質(zhì)變成無色物質(zhì)。

⑴使溴水褪色：

①還原褪色：和SO2、SO32-、Fe2+、S2-、I-、HI、H2S、含醛基的物質(zhì)反應(yīng)。

②歧化褪色:和OH-、CO32-的反應(yīng)

③加成褪色：和含碳碳雙鍵、碳碳三鍵的物質(zhì)反應(yīng)

④取代褪色：和含酚羥基的物質(zhì)反應(yīng)

⑵使高錳酸鉀溶液褪色：都是還原褪色，即MnO4-被還原。常見的有：

①無機：SO2、SO32-、Fe2+、S2-、I-、HI、H2S、Cl-、Br-等

②有機：含碳碳雙鍵、含碳碳三鍵、醛基、酚羥基、醇羥基(季醇除外)、胺基、苯的同系物(與苯環(huán)相連的C無H的除外)。

第六片：幾個重要用量

1.氫氣用量：均為加成反應(yīng)，

⑴碳碳雙鍵：1:1;⑵碳碳三鍵：1:2;⑶苯環(huán)：1:3;⑷碳氧雙鍵：1:1(醛基、酮羰基可以加成，羧基、酯基、肽鍵不能加成)

2.氫氧化鈉的用量：酚羥基、羧基、水解后的鹵素原子，均為1:1;注意：水解不消耗氫氧化鈉。

3.Br2的用量(通常考溴水或溴的CCl4溶液，一般不考液溴、溴蒸汽)：⑴加成反應(yīng)：①碳碳雙鍵1:1, ②碳碳三鍵1:2,

⑵取代反應(yīng)：酚羥基的臨、對位的H，1:1。

第二篇---化學(xué)實驗部分

第一片：四個“0”

1.滴定管的“0”刻度線在其上部，不是最上端盛放液體可以在“0”刻度線，也可以在“0”刻度線以下。

2.溫度計的“0”刻度線在其中下部，

3.托盤天平“0”刻度線在標(biāo)尺的最左邊，

4.量筒、量杯、容量瓶沒有“0”刻度線。

第二片：五個標(biāo)志

1.儀器洗滌干凈的標(biāo)志：內(nèi)壁水不聚集成滴也不成股流下，而是均勻水膜.

2.沉淀洗凈標(biāo)志：取最后一次洗滌液，滴加“___”，無“___現(xiàn)象。

3.滴定終點的標(biāo)志：滴下最后一滴“___”液，錐形瓶內(nèi)反應(yīng)液由“__”色變?yōu)椤癥Y”色，且半分鐘內(nèi)不復(fù)原。

4.容量瓶、分液漏斗、酸式滴定管不漏液標(biāo)志;容量瓶：加入一定量的水，用食指按住瓶塞，倒立觀察，立正容量瓶后，將瓶塞旋轉(zhuǎn)180°，再次倒立，均無液體滲出。分液漏斗、酸式滴定管：關(guān)閉活塞，加入一定量水，活塞處，無水珠滲出。

5.天平平衡標(biāo)志：指針在分度盤的中央或左右擺渡幅度相等。

第三片：六個原則

1.除雜:除雜不引雜原則

2.檢驗：一看(顏色、狀態(tài))、二聞(氣味)、三實驗(加試劑)原則

3.分離提純：不增不減易分離原則

4.儀器組裝：從下而上，由左至右;拆卸與此相反。

5.實驗藥品：不品嘗不手觸

6.安全、綠色、經(jīng)濟原則。

第四片：七個“上、下”

1.萃?。旱馑?、溴水萃取，苯、煤油做萃取劑時，油層在上，CCl4做萃取劑，油層在下。

2.冷凝管：下進上出

3.分液：下層液體下方放，上層液體上口倒

4.溫度計：測量液體溫度，水銀球在液面下(不觸及瓶底)，測量蒸汽溫度在液面上(蒸餾燒瓶支管口)

5.收集氣體：分子量大于29的，向上排空氣法，小于29的，用向下排空氣法

6.反應(yīng)加液：長頸漏斗下頸在液面下，分液漏斗下頸在液面上

7.鈉和水反應(yīng)，固體在上;鈉和乙醇反應(yīng)，固體在下。

第五片：八個“先、后”

1.氣體制?。合闰灻芎笱b藥

2.SO42- 鑒定：先加稀鹽酸(無明顯現(xiàn)象)，后加BaCl2溶液(生成白色沉淀)

3.點燃氣體：先驗純后點燃

4.濃硫酸沾到皮膚：先用大量水沖洗，后涂碳酸氫鈉溶液

5.配制溶液：先冷卻后轉(zhuǎn)移

6.容量瓶、分液漏斗、滴定管：先驗水密性后洗滌干凈

7.滴定管;先用標(biāo)準(zhǔn)液潤洗2～3次，后裝反應(yīng)標(biāo)準(zhǔn)液

8.檢驗多糖水解：先堿化后加銀氨溶液或新制氫氧化銅懸濁液

第六片：九個數(shù)據(jù)

1.托盤天平的精確度：0.1g;量筒的精確度：0.1ml;滴定管精確度：0.01ml。

2.固體灼燒的定量實驗：最后兩次稱量的質(zhì)量差不超過0.1g

3.配制溶液，燒杯、玻璃棒洗滌：2～3次

4.滴定時，指示劑用量：2～3滴

5.容量瓶內(nèi)液體加至距刻度線1～2cm,改用膠頭滴管定容

6.取用液體最少量:1～2ml

7.滴定終點:錐形瓶內(nèi)反應(yīng)液顏色，半分鐘(30秒)不復(fù)原

8.試管液體：不超過1/3, 蒸發(fā)皿：不超過2/3，燒杯、燒瓶液體：1/3～2/3,酒精燈：1/4～2/3.

9.加持試管：距管口1/3處，試管液體加熱：與桌面成45°角。

第七片：十個“不”

1.用PH試紙測溶液PH值：不能用水潤濕

2.定容搖勻后，液面降低，不能再補加蒸餾水

3.錐形瓶：不需要干燥，不能用待測液潤洗

4.酸、堿式滴定管不能混用(堿易玻璃塞粘結(jié)，酸易腐蝕橡膠管)，高錳酸鉀溶液等氧化性液體不能盛放在堿性滴定管(氧化腐蝕橡膠管)。

5.過濾不能攪拌，液體不能蒸干

6.硝酸、液溴不能用橡膠塞，氫氧化鈉堿性溶液不能用玻璃塞，

7.燒杯、燒瓶、錐形瓶不能直接加熱

8.膠頭滴管不能伸入容器，量筒、容量瓶不能配制溶液、不能加熱;滴管、瓶塞不能混用。

9.藥品不能用手拿，不能品嘗，不能直接放托盤上稱量，不能放回原瓶(Na、K等除外)、

10.U型管不能用液體干燥劑，洗氣瓶不能裝固體干燥劑，濃硫酸不能干燥H2S、NH3(可以干燥SO2、CO、H2還原性氣體)。

第三篇----電化學(xué)部分 (三判)

第一片判別：原電池和電解池

1.從能量轉(zhuǎn)化判：化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能的是原電池，電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能的是電解池

2.從反應(yīng)的自發(fā)判：不能自發(fā)進行氧化還原反應(yīng)的是電解池，可以自發(fā)進行的氧化還原反應(yīng)一般是原電池。

3.從電極名稱看判：正負極是原電池，陰陽極是電解池

4.從裝置圖判：有外加電源的是電解池，無外加電源(包括“隱形”原電池)的是原電池;有鹽橋的是原電池。

5.從電極反應(yīng)式判：放電過程是原電池，充電過程是電解池。

注意：整個裝置中電解池可以有多個(通常為串聯(lián))，而原電池只能有一個。

第二片(1) 判斷：電極

1.原電池:

⑴.負極：

①失去電子、化合價升高、被氧化、發(fā)生氧化反應(yīng)的電極

②外電路電子流出極、電流流入極

③內(nèi)電路陰離子移向、陽離子偏離極

④電極變細、質(zhì)量減輕的電極通常是負極(鉛蓄電池放電時兩個電極質(zhì)量均增加)

⑤與電解池陰極相連極

⑥待鍍金屬、精銅、被保護的金屬相連的電極

⑦電流計指針偏離的電極

⑧化學(xué)活動性相對活潑的金屬(還要看具體的反應(yīng)環(huán)境，如Mg/Al原電池，在非氧化性酸環(huán)境中，Mg是負極，而在氫氧化鈉溶液中，Al是負極;Fe/Cu 原電池在非氧化性酸環(huán)境中，F(xiàn)e是負極，在濃硝酸環(huán)境中，開始時Fe是負極，而后鐵被鈍化，Cu是負極。正極判斷有同樣問題，不重復(fù))。

⑵正極：

①得電子、化合價降低、被還原、發(fā)生還原反應(yīng)的電極

②外電路電子流入極、電流流出極

③內(nèi)電路陽離子移向、陰離子偏離極

④電極變粗、質(zhì)量增加、有氣體產(chǎn)生的往往是正極

⑤與電解池陽極相連極

⑥鍍層金屬，粗銅、被消耗的金屬相連的電極

⑦電流計指針偏向的電極

⑧化學(xué)活動性相對穩(wěn)定的金屬或非金屬

第二片(2) 判斷：電極

2.電解池：

⑴陽極：

①失去電子、化合價升高、被氧化、發(fā)生氧化反應(yīng)的電極

②外電路電子流出極、電流流入極

③內(nèi)電路陰離子移向、陽離子偏離極

④電極變細、質(zhì)量減輕的電極通常是陽極。(鉛蓄電池充電時，兩個電極質(zhì)量均減輕)

注意：以上和原電池的負極相同。

⑤與原電池正極相連極

⑥與其他電解池的陰極相連電極

⑦有氣體產(chǎn)生的電極，往往是陽極(電解酸、堿、活潑金屬的鹽時，陰極也放氫氣)

⑧鍍層金屬，粗銅、被消耗的金屬做陽極

⑵陰極

①得電子、化合價降低、被還原、發(fā)生還原反應(yīng)的電極

②外電路電子流入極、電流流出極

③內(nèi)電路陽離子移向、陰離子偏離極

④電極變粗、質(zhì)量增加的往往是陰極

注意：以上和原電池的正極相同。

⑤與原電池負極相連的電極

⑥與其他電解池的陽極相連的電極

⑦待鍍金屬、精銅、被保護的金屬做陰極

注意：犧牲陽極的陰極保護法，是原電池原理，不屬于電解池，是一種習(xí)慣性說法。

第三片(1) 判定：電極反應(yīng)式及產(chǎn)物

1.電極反應(yīng)

⑴反應(yīng)類型：負極、陽極發(fā)生氧化反應(yīng);正極、陰極發(fā)生還原反應(yīng)

⑵電極反應(yīng)式：

①看導(dǎo)電實質(zhì)是電解質(zhì)溶液還是熔融鹽，認清導(dǎo)電的陰陽離子介質(zhì)是否參加反應(yīng)，是否和電極產(chǎn)物反應(yīng)，若參與反應(yīng)要寫在相應(yīng)的電極反應(yīng)式中。

②看溶液酸性還是堿性環(huán)境，酸性環(huán)境不能出現(xiàn)OH-、堿性環(huán)境不能出現(xiàn)H+。

③書寫順序：反應(yīng)物、產(chǎn)物→得失電子→利用化合價變化，加上得失電子數(shù)→由反應(yīng)環(huán)境，利用導(dǎo)電的陰陽離子，補足電荷守恒→從反應(yīng)的總方程式加補質(zhì)量守恒。

例：A.Mg/Al原電池，在鹽酸環(huán)境中，負極：Mg-2e-=Mg2+;正極：2H++2e-=H2在氫氧化鈉溶液環(huán)境中，負極：2Al-6e-+4OH-=2AlO2-+4H2O,正極：6H2O+6e-=3H2+6OH-

B.在KOH溶液環(huán)境中的乙醇燃料電池.

正極：O2+4e-+2H2O=4OH-,

負極：CH2CH2OH=2CO32→CH2CH2OH-12e-=2CO32-→

CH2CH2OH+16HO--12e-=2CO32-→CH2CH2OH+16HO—-12e-=2CO32-+11H2O

C.熔融碳酸鈉環(huán)境中CO的燃料電池

正極：O2=CO32-→O2+4e-=CO32-→O2+4e-=2CO32-→O2+4e-+2CO2=2CO32-

負極：CO=CO2→CO-2e-=CO2→CO-2e-+CO32-=CO2→CO-2e-+CO32-=2CO2

④一些較復(fù)雜的電極反應(yīng)式，可利用總電極反應(yīng)式=正極+負極、總電極反應(yīng)式=陰極+陽極及進行對應(yīng)換算寫出。

第三片(2) 判定：電極反應(yīng)式及產(chǎn)物

2.電極產(chǎn)物

⑴.定性：電解產(chǎn)物：

①陰極：通常都是依據(jù)陽離子的氧化性強弱(和金屬活動順序表相反，但Fe3+>Cu2+, 且Fe3+放電只能得Fe2+，不生成Fe)，依次得電子被還原(特殊情況例外)。水溶液中最后是H+放電得氫氣，故金屬活動順序表中，排在H前面的金屬陽離子一般不會被還原。

②陽極：決定電極材料。若是非惰性電極(C、Pt除外的電極)，一定的電極本身失電子，被氧化，若是惰性電極，通常是還原性強的陰離子優(yōu)先放電被氧化;常用的有：S2->I->Br->Cl->OH->含氧酸根離子。因此，溶液中含氧酸根離子不會放電被氧化。

③加入什么可恢復(fù)原狀：整個電解過程中，溶液中出來什么，就加入什么。如：電解飽和食鹽水，要通入HCl,不能加入鹽酸;電解硫酸銅溶液時，先前要加CuO不能加Cu(OH)2，可能后來要加Cu(OH)2才能恢復(fù)原狀(因后來水也被電解了)。

⑵.定量：轉(zhuǎn)移電子的物質(zhì)的量、固體質(zhì)量、氣體體積、溶液的PH值等等，所有涉及量的計算，都遵循電子守恒。

第四篇---反應(yīng)速率與平衡的關(guān)鍵詞

第一片：外因?qū)λ俾实挠绊?/p>

加加減減，同增同減

速率是用單位時間內(nèi)相關(guān)物質(zhì)的濃度改變表示，其決定因素是反應(yīng)物本身的性質(zhì);?？嫉挠绊懸蛩赜校簼舛?、溫度、壓強、催化劑。具體影響可概括為：加加減減，同增同減。其含義是：四個因素中有一個增加，速率加快(增大壓強時，需有氣體參加反應(yīng)，且引起濃度的增加)、減小一個，則速率減慢;對可逆反應(yīng)說，正反應(yīng)、逆反應(yīng)速率，一定是同時增加或同時減慢，不可能出現(xiàn)相反的情況。只能因為增加或減慢的程度不一樣，導(dǎo)致平衡的移動。

第二片：平衡標(biāo)志

同邊比異，異邊比同

1.平衡的根本原因，也是平衡標(biāo)志的實質(zhì)是V正=V逆。同一物質(zhì)的生成速率等于其消耗速率，或不同物質(zhì)間速率比等于化學(xué)計量數(shù)比。注意：反應(yīng)物間或生成物間一個是V正，另一個必須為V逆;反應(yīng)物和生成物對比時，必須同為V正或V逆，即：同邊比異，異邊比同。延伸對比還包括：物質(zhì)的量、濃度、斷鍵及成鍵、熱量等等。

2.絕對量為不變的定值，一定的平衡狀態(tài)，如：反應(yīng)體系的溫度、顏色(顏色改變平衡不一定移動)，各物質(zhì)的分子數(shù)、質(zhì)量、體積、物質(zhì)的量及它們的百分含量，濃度，分壓，轉(zhuǎn)化率、產(chǎn)率不變時。

3.相對量不變時要看具體情況：對都是氣體且前后不相等的反應(yīng)，氣體的總的物質(zhì)的量、分子總數(shù)不變，混合氣體的平均分子量不變，恒容條件下的壓強不變，恒壓條件下的密度不變，一定是平衡狀態(tài)。若有固體或液體的參與要視具體情況而定。如：若反應(yīng)C(s)+H2O(g) CO(g)+H2(g)的平均分子量不再變化，就是平衡狀態(tài),但是對反應(yīng)CaCO3(s) CaO(s)+CO2(g)就不是平衡狀態(tài)。

第三片：相關(guān)計算

三段式

該部分的計算，通常都要寫出反應(yīng)的方程式，在相關(guān)物質(zhì)的下面列出其對應(yīng)的三個濃度(切勿用物質(zhì)的量，以免忽略了反應(yīng)體系的體積，往往是2L)，這三個濃度依次是起始、轉(zhuǎn)化、平衡，即通常說的三段式;寫出這些后，速率、轉(zhuǎn)化率、百分含量、平衡常數(shù)的求算一目了然。(氣體的平均密度及平均分子量很少定量求算)。

第四片：圖像綜合

面→線→點、先拐先平數(shù)值大

圖像問題是該部分的重點，通常考識圖、用圖、繪圖三種情況，現(xiàn)重點討論識圖：一定要注意“三看”：

1.看面：首先看題給圖像的象限，一般情況下只給在第一象限，如果是在第四或其他象限，一定是解題的突破點;認清縱、橫坐標(biāo)的表示量。

2.看線：這是做題的重點，要先看清楚所給圖線的物理含義，再看相關(guān)圖線的變化趨勢及幅度，有時還要借助輔助線(等溫線、等壓線、平衡線)進行判定。

3.看點：這是做題的關(guān)鍵，要確認涉及圖線上的關(guān)鍵點說明的問題，包括起點、終點、最高點、最低點、交叉點、轉(zhuǎn)折點(拐點)等等。如通常情況下，誰先出現(xiàn)拐點，誰先達到平衡，其所代表的物理量就最大，即：先拐先平數(shù)值大。

第五片：平衡移動規(guī)律

勒夏特列原理

即平衡移動原理原理，適用所有平衡問題，其實質(zhì)是：改變影響平衡的一個條件，平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動。如升高溫度，平衡就向溫度降低的方向(即吸熱方向)移動，增加反應(yīng)物濃度，平衡就向正向(減小反應(yīng)物濃度)移動，我們可以形象的稱其為：劫富濟貧;其他條件(催化劑不影響平衡移動)的改變引起的平衡移動均如此。

第六片：等效平衡

一邊倒

等效平衡是該部分的難點，其含義是：相同條件下的同一個化學(xué)反應(yīng)，無論反應(yīng)是從正向或逆向開始，最終都達到相同的平衡狀態(tài)。基于此，在處理該類問題時，可以將不同情況下的投料情況，按照方程式中的計量關(guān)系進行換算，即一邊倒，然后和第一次投料對比即可。如：

將zmol的氨氣完全倒過去，在恒溫、恒壓下只要,就是等效平衡;在恒溫、恒容下只有，同時時，才是等效平衡。

若是反應(yīng)

則無論恒溫、恒壓下或恒溫、恒容下，

，都是等效平衡狀態(tài)。至于此類問題的轉(zhuǎn)化率、平衡常數(shù)、壓強關(guān)系、熱量、移動方向等等的判定和計算，都不是太困難。

第六篇 ---膠體

1.概念：分散質(zhì)直徑在1至100nm的分散系。(注意：不是半徑;不一定是液態(tài))

2.鑒別：丁達爾現(xiàn)象(和溶液的鑒別，不能用于和濁液)

3.分離：溶液、膠體和濁液的分離是過濾;溶液和膠體的分離是滲析(用品：半透膜)

4.性質(zhì)：

⑴具有丁達爾現(xiàn)象(膠粒較大，對光有散射作用→濁液也有)

⑵布朗運動(膠粒不停的作無規(guī)則的運動→膠體穩(wěn)定存在的原因之一)

⑶電泳現(xiàn)象[膠粒具有較大的表面積吸附帶電粒子而帶電荷(注意：是膠粒帶電荷，不是膠體帶電荷)→膠體穩(wěn)定存在的根本原因，在電場作用下，定向移動]

⑷聚沉→當(dāng)受熱、遇相反電荷膠?；蚣尤腚娊赓|(zhì)等時，膠粒結(jié)合成更大顆粒，而沉降下來。

5.制備：通常只需要掌握氫氧化鐵膠體的制備。

⑴操作：將氯化鐵飽和溶液，滴加到沸水中，繼續(xù)加熱至紅褐色。

⑵方程式：

⑶注意：①H2O后面注明“沸水”，②方程式用“=”而不是通常水解的“ ”，③Fe(OH)3后面注明“膠體”，不用“↓”，④HCl后面不用“↑”，⑤ 反應(yīng)條件是“△”。

6.應(yīng)用：

⑴分散系的鑒別，⑵血液透析，⑶靜電除塵，⑷明礬、鐵鹽凈水，⑸三角洲的形成，⑹鹽鹵點豆腐等等。

第七篇---電解質(zhì)問題

第一片：電解質(zhì)和非電解質(zhì)

1.電解質(zhì)：在水溶液里或熔融狀態(tài)下，能導(dǎo)電的化合物。

2.非電解質(zhì)：在水溶液里和熔融狀態(tài)下，均不能導(dǎo)電的化合物。析疑：

⑴二者均必須是化合物，混合物、單質(zhì)，既不是電解質(zhì)，也不是非電解質(zhì)(非非此即彼)，

⑵二者的區(qū)別是其導(dǎo)電性，和溶解性無關(guān)，

⑶是有的條件下的導(dǎo)電性(非自然的)，

⑷注意電解質(zhì)的“和”與非電解質(zhì)的“或”，

⑸必須是物質(zhì)的本身導(dǎo)電性，不是發(fā)生化學(xué)反應(yīng)后，生成物質(zhì)的導(dǎo)電。

⑹酸、堿、鹽的電解質(zhì)，有機物一般是非電解質(zhì)，

⑺二氧化硫、二氧化碳、氨氣是非電解質(zhì)。

3.附：物質(zhì)的導(dǎo)電性

⑴導(dǎo)電原因是帶電粒子的定向移動，

⑵有導(dǎo)體、半導(dǎo)體的導(dǎo)電(電子的定向移動→屬物理變化)和電解質(zhì)的導(dǎo)電(離子的定向移動→屬化學(xué)變化)兩種情況。

⑶電解質(zhì)的導(dǎo)電分兩種情況，水溶液里和熔融狀態(tài)，

⑷熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的一定是離子化合物→離子化合物和供價化合物的鑒別，

⑸導(dǎo)電能力的大小，兩方面決定，離子所帶電荷的多少及離子濃度的大小。

第二片：強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)

1.強電解質(zhì)：在水溶液里，可以完全電離的電解質(zhì)。

2.弱電解質(zhì)：在水溶液里，部分電離的電解質(zhì)。析疑：

⑴二者的區(qū)分標(biāo)準(zhǔn)是電離程度，

⑵電離的環(huán)境只能是水溶液(熔融狀態(tài)下要么不電離，要么是全部電離)，

⑶體系中是否存在電解質(zhì)的電離平衡(一定存在水的電離平衡的)，

⑷體系中是否存在電解質(zhì)分子(分子一定有H2O)

⑸與電解質(zhì)的溶解性無關(guān)。

⑹強酸、強堿、絕大部分鹽是強電解質(zhì)，弱酸、弱堿、極少數(shù)鹽(醋酸鉛等)是弱電解質(zhì)。

第三片：電離

1.電離：電解質(zhì)在水溶液或熔融狀態(tài)下離解成自由移動離子的過程。

2.電離方程式：用來表示電解質(zhì)電離的方程式。

3.電離平衡：一定溫度下，弱電解質(zhì)在水溶液中，分子化速率和離子化速率相等，溶液中各組分保持不變。

4.電離度：弱電解質(zhì)水溶液中，達到電離平衡時，已電離的電解質(zhì)分子數(shù)占原來總分子數(shù)(包括已電離的和未電離的)的百分數(shù)。

5.電離平衡常數(shù)：弱電解質(zhì)在一定條件下電離達到平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度以其在化學(xué)方程式中的計量為冪的乘積，跟溶液中未電離分子的濃度以其在化學(xué)方程式中的計量為冪的乘積的比值。

析疑：

⑴電離的條件是溶于水或加熱，不是外加電源，

⑵電離結(jié)果是生成自由移動的離子(可能是原來沒有離子的共價化合物，也有可能是有離子不能自由移動的離子化合物)，

⑶電離平衡只有弱電解質(zhì)，

⑷電離方程式的書寫注意事項，

⑸電離平衡遵循平衡移動原理

第八篇---水解大全

1.概述：

水解是高中化學(xué)較常見、也是較重要的一類化學(xué)反應(yīng)，說到底就是和水發(fā)生的復(fù)分解或取代反應(yīng)。均為吸熱反應(yīng)，升高溫度，水解程度增大。溶液越稀，水解程度越大。

2.實質(zhì)：被水解是物質(zhì)，在水分子作用下斷鍵后，其陽性基團結(jié)合水分子中的陰性基團OH，陰性基團結(jié)合水分子中的陽性基團H，可表示為：

3.分類：

⑴鹵代烴(鹵素原子)的水解：氫氧化鈉水溶液(NaOH作催化劑)生成醇。

⑵酯的水解：酯化反應(yīng)的逆反應(yīng)，生成醇和酸;酸做催化劑可逆，堿作催化劑不可逆，(油脂堿性條件下的水解為皂化反應(yīng))。

⑶蛋白質(zhì)的水解：生成氨基酸，酸或堿均可作催化劑，且均不可逆。

⑷多糖的水解：蔗糖水解得一分子葡萄糖一分子果糖，麥芽糖水解得兩分子葡萄糖，淀粉、纖維素水解的最終產(chǎn)物都是葡萄糖。纖維素水解用濃硫酸作催化劑，其他三個水解用稀硫酸作催化劑。

⑸一些特殊金屬化合物水解：

①碳化物：CaC2+2H2O=Ca(OH)2+C2H2↑，Al4C3+12H2O=4Al(OH)3+3CH4↑,

②氮化物：Mg3N2+6H2O=3Mg(OH)2+2NH3↑,

③硫化物：Al2S3+6H2O= 2Al(OH)3+3H2S↑,

④非金屬鹵化物：PCl5+4H2O=5HCl+H3PO4,ICl+H2O=HCl+HIO,

⑤氫化物：NaH+H2O=NaOH+H2↑

⑹鹽類的水解：中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，生成酸和堿。除少數(shù)強烈雙水解外，通常都十分微弱。處理該部分問題需要牢記：

有弱才水解，無弱不水解;誰弱誰水解，越弱越水解;誰強呈誰性，同強呈中性。

4.延伸

⑴醇解，⑵氨解，⑶酯交換等

第九篇---鹽類的水解

第一片：概述

1.概念：在水溶液中，鹽電離出來的離子結(jié)合水電離的H+或OH_生成弱電解質(zhì)的過程。

2.條件：⑴鹽應(yīng)是可溶性的，⑵能電離出弱酸根離子或弱堿的陽離子

3.實質(zhì)：生成弱電解質(zhì)，破壞了水的電離平衡，促進了水的電離。

4.規(guī)律：有弱才水解，無弱不水解;誰弱誰水解，都弱都水解;越弱越水解，越稀越水解，越熱越水解。誰強顯誰性(適用于正鹽)，同強顯中性。

第二片：注意

⑴鹽類的水解是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，通常情況下非常微弱(強烈雙水解除外)，因此離子方程式中，用可逆符號，不用等號，產(chǎn)物不標(biāo)“↓”和“↑”。

⑵水解為吸熱反應(yīng)

⑶多元弱酸根的水解分步進行,難度逐漸增大,通常以第一步為。多元弱堿的金屬陽離子水解，一步完成。

⑷雙水解：由弱酸根和弱堿的陽離子組成的鹽，因分別結(jié)合H+和OH-而相互促進，使水解程度變大，甚至完全進行的反應(yīng)。具體有：

①強烈雙水解的反應(yīng)完全，離子方程式用等號表示，標(biāo)明↑↓，離子間不能大量共存。如：Al3+與CO32- 、HCO3- 、S2-、HS-、HSO3-、AlO2-,Fe3+與CO32-、 HCO3-

②不完全反應(yīng)的雙水解，離子方程式用可逆符號，產(chǎn)物不標(biāo)明↑↓，離子間可以大量共存。如：NH4+與CO32- HCO3- S2-，HS-,CH3COO-等。

③弱酸根和弱堿的陽離子在溶液中，也不一定都是雙水解，有時候可能是復(fù)分解，如：Na2S+CuSO4;有時候可能是氧化還原，如：FeCl3+Na2S。

第三片：應(yīng)用

⑴判斷溶液的酸堿性。

依據(jù)水解規(guī)律：誰強呈誰性，同強呈中性。但，常見的NaHSO3溶液呈酸性。

⑵對比酸或堿的相對強弱。

越水解約弱，不水解為強。如：若Na_、NaY、NaZ溶液的PH值分別是7、9、11，則只有H_為強酸，HY、HZ均為弱酸，且酸性為HY>HZ。

⑶判斷溶液中相關(guān)粒子濃度的關(guān)系

一般考查的有大小關(guān)系、電荷守恒、質(zhì)子守恒、物料守恒、綜合應(yīng)用。

①以Na2CO3溶液為例：溶液中存在

Na2CO3=2Na++CO32-、CO32-+H2O HCO3-+OH-、HCO3-+H2O H2CO3+OH-及H2O H++OH-

A.大小關(guān)系：c(Na+)>c(CO32-)>c(OH-)>c(HCO3-)>c(H+)，

B.電荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+2c(CO32-)+c(HCO3-)

C.質(zhì)子守恒：c(OH-)=c(HCO3-)+2c(H2CO3)+c(H+)

D.物料守恒：c(Na+)= 2[c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3) ]

E.其他關(guān)系往往是利用前面的三個守恒，以某種離子為媒介的組合，或以不水解的Na+的量進行換算。視具體情況而定，不過這類考題出現(xiàn)幾率非常大。

②若NaHY的溶液呈堿性，說明HY-的水解大于其電離，則：c(Na+)>c(HY-)>c(OH-)>c(H2Y)>c(H+)> c(Y2-)，?？嫉氖莄(Na+)> c(H2Y)> c(Y2-)。若NaHY的溶液呈酸性，說明HY-的電離大于其水解(NaHSO4不水解)，則;c(Na+)>c(HY-)>c(H+)> c(Y2-)>c(H2Y)>c(OH-)，?？嫉氖莄(Na+)> c(Y2-)>c(H2Y)。

③等物質(zhì)的量的NaY和HY混合液，若呈堿性，說明Y-的水解大于HY的電離，則：c(HY)>c(Na+)>c(Y-)>c(OH-)> c(H+)，若呈酸性，說明Y-的水解小于HY的電離，則：c(Y-)>c(Na+)>c(HY)>c(H+)> c(OH-)。

⑷判斷鹽溶液蒸干、灼燒后的產(chǎn)物

①若生成的是不揮發(fā)性的酸，則是原物質(zhì)，如Al2(SO4)3、CuSO4。

②若是揮發(fā)性的酸，蒸發(fā)得其氫氧化物，灼燒的其氧化物，如AlCl3→Al(OH)3→Al2O3,FeCl3→Fe(OH)3→Fe2O3

③還原性物質(zhì)，得其氧化物，如Na2SO3溶液蒸干后得到Na2SO4固體，F(xiàn)eSO4溶液蒸干灼燒后得Fe2(SO4)3。

④受熱易分解的物質(zhì)，蒸干灼燒后得到其分解產(chǎn)物，如NaHCO3溶液蒸干灼燒后得到Na2CO3固體、Ca(HCO3)2溶液先分解成CaCO3再灼燒，最后得CaO、 Mg(HCO3)2先變成MgCO3再變成了溶解度更小的Mg(OH)2最后灼燒后得MgO。

⑤陰、陽離子均易水解、易揮發(fā)或易分解的鹽，溶液蒸干后無固體物質(zhì)殘余。

如NH4HCO3、(NH4)2CO3、(NH4)2S等(NH4Cl、NH4I亦如此，又不完全一樣)。

⑸生產(chǎn)，生活中的應(yīng)用

明礬做凈水劑、純堿做洗滌劑(熱的更好)、泡沫滅火劑、配FeCl3溶液加鹽酸、銨態(tài)氮肥不能和草木灰混用等等。

第十篇---離子反應(yīng)

第一片：概述

1.概念：有離子參加或生成的反應(yīng)

2.環(huán)境：水溶液或熔融狀態(tài)下(中學(xué)很少涉及)。

3.分類：①復(fù)分解反應(yīng)，②氧化還原反應(yīng)，③雙水解反應(yīng)，④絡(luò)合反應(yīng)

4.實質(zhì)：有離子的濃度發(fā)生改變(具體到最常見的復(fù)分解反應(yīng)體現(xiàn)為：生成難溶、難電離、易揮發(fā)性物質(zhì))

5.應(yīng)用：

第一片：離子共存

通常指的是大量共存，發(fā)生離子反應(yīng)就不能共存，不能發(fā)生離子反應(yīng)就可以共存。其考查方式一般有判斷和推斷。解決該問題需注意：

⑴首先看清楚題第一要求：

是“能”還是“不能”、是“一定”還是“可能”。

⑵顏色要求：

通常是要求無色，有色離子MnO4-、Cu2+、Fe3+及Fe2+不能大量存在(I-、Br-無色)。

⑶反應(yīng)類型要求：

如要求是因氧化還原反應(yīng)、雙水解反應(yīng)、生成沉淀、生成氣體等等。一般以要求氧化還原反應(yīng)為多。

⑷酸堿性要求

①酸性環(huán)境含有大量H+，能與H+反應(yīng)的所有弱酸的酸根離子和酸式酸根離子(生成弱酸)、OH-離子(中和)、S2O32-(歧化)均不能大量存在。

②堿性環(huán)境中含有大量OH-，凡能與之反應(yīng)生成弱堿的金屬陽離子、NH4+及所有酸式酸根離子、H+(中和)，都不能大量存在。

③加入鋁產(chǎn)生氫氣及由水電離的H+或OH-非常小(水的電離被強烈抑制)，可能是強酸性環(huán)境，也可能是強堿性環(huán)境。

④附：常見題給提示的溶液酸堿性情況

A.直接點明、

B.溶液的PH值、

C.H+或OH-的濃度、

D.使酸堿指示劑變色情況、

E.Kw與H+或OH-比值大小、

F.H+與OH-比值大小、

G.由水電離的H+或OH-的大小。

⑸其他題意要求：加入某粒子的反應(yīng)情況、已經(jīng)含有某離子的情況等。

⑹常見的：

A.因氧化還原反應(yīng)不能大量共存的氧化性的：MnO4-、ClO-、Fe3+、NO3-(H+)與還原性的I-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-、Fe2+等;

B.因雙水解不能大量共存的：Al3+與CO32- 、HCO3-、S2-、HS-、HSO3-、AlO2-,Fe3+與CO32-、 HCO3-;

C.因絡(luò)合反應(yīng)不能大量共存的：Fe3+和SCN-、苯酚，NH3和Ag+、Cu2+、Ca2+等。

第二片：離子方程式

用來表示離子反應(yīng)的方程式。遵循電子守恒、電荷守恒、質(zhì)量守恒，三大守恒。考查方式通常有判斷正誤和書寫兩種方式，是化學(xué)考試的重點和熱點。

⑴必須符合反應(yīng)的客觀事實：如Fe和稀硫酸或稀鹽酸只能生成Fe2+而不會生成Fe3+、稀硝酸和活潑金屬反應(yīng)不會生成氫氣、Al3+和過量的氨水不會生成 AlO2-等等(相同的反應(yīng)物因相對量的不同，產(chǎn)物不相同的書寫。這個問題我們后面單獨討論)。

⑵電子守恒：若是發(fā)生的氧化還原反應(yīng)，氧化劑得電子總數(shù)一定等于還原劑失電子總數(shù)。

⑶電荷守恒：反應(yīng)物所帶正負電荷代數(shù)和總數(shù)等于生成物所帶正負電荷代數(shù)和總數(shù)。

⑷質(zhì)量守恒：參加反應(yīng)的各元素原子總數(shù)前后相等。

⑸相關(guān)物質(zhì)的書寫要正確，即通常所說的“拆”與“不拆”的問題。為了方便應(yīng)用，記住一句話就行：只有可溶性強電解質(zhì)在水溶液中才能拆開寫。即：單質(zhì)、氧化物、非電解質(zhì)、弱電解質(zhì)、難溶、易揮發(fā)均不能拆開。

注意：①微溶物最常考的是Ca(OH)2，通常都是以澄清石灰水的形式出現(xiàn)，此時，要拆為Ca2+和OH-，若說是石灰乳或石灰粉則不能拆開。

②常見的酸式酸根，只有硫酸氫根在水溶液中拆開寫。

第十一篇---量不同離子方程式不同的反應(yīng)

通常情況下，會指明那個是少量，那個是過量(將A加入B中，通常是A少量，B過量，-----當(dāng)然特殊說明加到什么程度例外),也有指明相互間的數(shù)量或比例，此時需要先判斷過量、少量及程度)。

第一片：連續(xù)反應(yīng)情況

生成的產(chǎn)物可與過量的物質(zhì)繼續(xù)反應(yīng)的離子反應(yīng)

1.CO2、SO2、H2S等通入氫氧化鈉溶液

⑴氣體少量：生成CO32-、SO32-、S2-(若是氫氧化鋇或澄清石灰水，生成對應(yīng)沉淀)

⑵氣體過量：生成HCO3-、HSO3-、HS-

2.Na2CO3、Na2SO3、Na2S等和鹽酸的反應(yīng)(NaH2PO4和Na3PO4類似，不?？?

⑴鹽酸少量：生成HCO3-、HSO3-、HS-

⑵鹽酸過量：放出CO2、SO2、H2S氣體

3.AlCl3和NaOH的反應(yīng)，

⑴加入少量NaOH溶液：Al3++3OH-==Al(OH)3↓

⑵加入過量NaOH溶液: Al3++4OH-==AlO2-+2H2O

(通入氨氣或滴加氨水，只生成Al(OH)3沉淀)，

4.NaAlO2鹽酸的反應(yīng)

⑴加入少量的鹽酸：AlO2-+H++H2O==Al(OH)3↓

⑵加入過量的鹽酸：AlO2-+4H+==Al3++2H2O

(NaAlO2溶液中通入少量CO2氣體，2AlO2-+CO2+3H2O==2Al(OH)3↓+CO32-，通入過量CO2氣體，AlO2-+CO2+2H2O==Al(OH)3↓+HCO3-，漂白粉溶液中通入CO2氣體類似，但是，若通入SO2就是氧化了，苯酚鈉溶液中通入CO2，總是生成HCO3-)。

5.硝酸銀溶液和氨水的反應(yīng)

⑴少量氨水：Ag++NH3·H2O=AgOH↓+NH4+

⑵過量氨水：Ag++2NH3·H2O=Ag(NH3 )2++2H2O

6.Fe和稀硝酸的反應(yīng)，

⑴少量Fe：Fe+NO3-+4H+=Fe3++NO↑+2H2O

⑵過量Fe：3Fe+2NO3-+8H+=3Fe2++2NO↑+4H2O

⑶Fe過量部分，生成_ Fe3+mol的和Ymol的Fe2+

3(_+Y)Fe+(3_+2Y)NO3-+4(3_+2Y)H+=3_Fe3++3YFe2++(3_+2Y)NO↑+2(3_+2Y)H2O

(前面五種情況的部分過量，參照該反應(yīng)，進行電荷守恒和質(zhì)量守恒即可)

7.⑴NaHCO3溶液和澄清石灰水、⑵Ca(HCO3)2和NaOH、

⑶Ca(HCO3)2和澄清石灰水的反應(yīng)。這幾個反應(yīng)，都是先寫少量的反應(yīng)物，設(shè)其為1mol,在離子方程式中反應(yīng)各離子的系數(shù)比，一定等于其原來組成的計量比。

①澄清石灰水少量：Ca2++2OH-+HCO3-=CaCO3↓+CO32-+2H2O

②NaHCO3少量：HCO3-+OH-+Ca2+= CaCO3↓+ H2O

(第三組巧合，無論誰少量都是Ca2++OH-+HCO3-=CaCO3↓+H2O)

第二片：先后反應(yīng)的情況

即：幾種離子均和同種微粒反應(yīng)，但有先后情況，結(jié)合能力最強的最先反應(yīng);前面反應(yīng)進行完畢后，后面的反應(yīng)才能進行。(同樣可先設(shè)少量反應(yīng)物為1mol,認清反應(yīng)順序)。

1.Mg(HCO3)2和NaOH的反應(yīng)(澄清石灰水、Ba(OH)2反應(yīng)相似)

⑴少量NaOH溶液：

⑵過量NaOH溶液：

2.NH4HCO3和NaOH的濃或加熱反應(yīng)(稀溶液、不加熱寫成NH3·H2O形式)

⑴少量NaOH溶液：

⑵過量NaOH溶液：

3.FeI2溶液中通入Cl2或滴加氯水( 注意還原性:I->Fe2+>Br-)

⑴少量Cl2：2I-+ Cl2=I2+2Cl-

⑵過量Cl2：2Fe2++4I-+ 3Cl2=2Fe3+2I2+6Cl-

⑶FeI2溶液和Cl2以3:4反應(yīng)，首先判斷3mol的.FeI2完全氧化失9mol的電子，4mol的Cl2全部還原得8mol電子，9>8說明氯氣是部分過量的少量，氯氣全部被還原，有電子守恒，離子方程式是：4 Cl2+6I-+2Fe2+=2Fe3++3I2+8Cl-(若是FeBr2溶液，離子方程式為：8Cl2+6Fe2++10 Br-=6Fe3++5Br2+16Cl-).

第三片：互不干涉的獨立反應(yīng)

(這類反應(yīng)的書寫原則和第一類的第7種情況相同)

1.NaHSO4和Ba(OH)2的反應(yīng)，

⑴NaHSO4少量(只說將NaHSO4滴加到Ba(OH)2溶液中、將NaHSO4滴加到Ba(OH)2溶液中至沉淀完全、將Ba(OH)2滴加到NaHSO4溶液中至沉淀完全)：

H++SO42-+OH-+Ba2+=BaSO4↓+H2O

⑵Ba(OH)2少量(只說將Ba(OH)2滴加到NaHSO4溶液中、將Ba(OH)2滴加到NaHSO4溶液中至溶液呈中性、將NaHSO4滴加到Ba(OH)2溶液中至溶液呈中性)：Ba2++2OH-+SO42-+2 H+=BaSO4↓+2H2O

⑶沉淀完全后繼續(xù)滴加：H++OH-= +H2O，溶液呈中性后繼續(xù)滴加：SO42-+ Ba2+=BaSO4

2.明礬和Ba(OH)2的反應(yīng)

⑴向明礬溶液中逐漸滴入Ba(OH)2溶液使SO42-恰好完全沉淀(沉淀的質(zhì)量最大、只有一種沉淀、氫氧化鋁全部溶解，1:2這幾種說法都是該種情況)：

Al3++2SO42-+2Ba2++4OH-==2BaSO4↓+AlO2-+2H2O

⑵向明礬溶液中逐漸滴入Ba(OH)2溶液使Al3+恰好完全沉淀(沉淀的物質(zhì)的量最大，2：3)：2Al3++3SO42-+3Ba2++6OH-==3BaSO4↓+2Al(OH)3↓

⑶明礬和Ba(OH)2以5：9反應(yīng)，此時，Al(OH)3部分溶解，而BaSO4沒有沉淀完全：5Al3++9SO42-+9Ba2++18OH-==9BaSO4↓+2Al(OH)3↓+3AlO2-+6H2O

(注意：配平時，先配電荷守恒，再配質(zhì)量守恒)

第四片：原理不同，產(chǎn)物不同

1.銅和濃硝酸的反應(yīng)

⑴少量的Cu：Cu+4H++2NO3_=Cu2++2NO2↑+2H2O

⑵過量的Cu(此時變?yōu)橄∠跛?3Cu+8H++2NO3_=3Cu2++2NO↑+4H2O

(鋅和濃硫酸反應(yīng)，少量Zn放SO2、過量Zn放H2，原因一樣)

2.FeCl3和Na2S的反應(yīng)

⑴FeCl3溶液過量：2Fe3++S2-=2Fe2++S↓

⑵FeCl3溶液少量：2Fe3++3S2-=S↓+2FeS↓

⑶FeCl3溶液極少量：Fe3++3S2-+3H2O=Fe(OH)3+3HS-

(也有學(xué)者寫成Fe(OH)3↓+H2S↑或Fe2S3，視題給信息而定)。

第十二篇---氧化還原反應(yīng)

第一片：概述

1.概念：一種物質(zhì)被氧化，一種物質(zhì)被還原的反應(yīng)。(注意：該處的“一種”是廣義的“一種”，非就是一種，可能是多種。有被氧化、還原的物質(zhì)即可)

2.特征:有化合價的改變。

3.實質(zhì):有電子的轉(zhuǎn)移。(電子的得失→形成離子鍵，共用電子對的偏移→形成極性共價鍵，統(tǒng)稱電子轉(zhuǎn)移)

4.關(guān)系:

⑴氧化和還原的關(guān)系：

是一個反應(yīng)的不同對象，相互對立，相互依存，不是兩個孤立的反應(yīng)。像“買和賣”一樣。

⑵和四類基本反應(yīng)類型的關(guān)系：

置換反應(yīng)一定是氧化還原反應(yīng)，復(fù)分解反應(yīng)一定是非氧化還原反應(yīng)，化合反應(yīng)和分解反應(yīng)不一定。(注意：有單質(zhì)參加或有單質(zhì)生成的化學(xué)反應(yīng)，不一定是氧化還原反應(yīng)，如：同素異形體的轉(zhuǎn)變等)

⑶和有機氧化還原的關(guān)系

有機的氧化是除氫或加氧，還原是除氧或加氫，若從化合價(氧化數(shù))的改變看，和無機的氧化還原反應(yīng)是一致的。

⑷幾個重要概念間的關(guān)系

化合價升高→失電子→做還原劑→表現(xiàn)還原性→被氧化→發(fā)生氧化反應(yīng)→得氧化產(chǎn)物;

化合價降低→得電子→做氧化劑→表現(xiàn)氧化性→被還原→發(fā)生還原反應(yīng)→得還原產(chǎn)物

5.表示：

⑴單線橋法　例：

⑵雙線橋法　例：

第二片：規(guī)律

1.守恒規(guī)律

參加氧化還原反應(yīng)的各元素，化合價升降總數(shù)相等，即：氧化劑得電子總數(shù)等于還原劑失電子總數(shù)，即電子守恒。

2.先后規(guī)律

氧化、還原性強的氧化、還原劑，優(yōu)先被還原或氧化，如在FeBr2和FeI2的混合液中滴入氯水，因還原性I->Fe2+>Br-，所以，I-最先被氧化，當(dāng)Fe2+部分被氧化時，溶液中肯定沒有I-，Br-一定還沒有被氧化。

3.價態(tài)規(guī)律：

⑴某元素處于最高價時，只有氧化性;最低價時，只有還原性;中間價態(tài)時，既有氧化性又有還原性。(注意：非價態(tài)愈高氧化性愈強，價態(tài)愈低還原性愈強)。

⑵不同物質(zhì)的同種元素，處于不同價態(tài)時，生成物往中間價態(tài)靠攏(注意只靠近，不交叉。也有叫歸中規(guī)律的)如：H2S+H2SO4(濃)=S+SO2+H2O，氧化產(chǎn)物是S，還原產(chǎn)物是SO2。另：濃硫酸可以干燥SO2(二者硫元素?zé)o中間價態(tài)，不反應(yīng))。

⑶元素處于中間價態(tài)時，一般可以向相鄰價態(tài)歧化(也有叫歧化規(guī)律的)，如：Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O.條件不同時，也有可能其他歧化方式。

第三片：對比

即氧化、還原性強弱的對比，其常見標(biāo)準(zhǔn)有：

1.依據(jù)化學(xué)方程式。方程式所有物質(zhì)中，氧化劑氧化性最強，還原劑還原性最強。

2.依據(jù)反應(yīng)條件。和同一氧化劑(或還原劑)反應(yīng)的不同還原劑(或氧化劑)，反應(yīng)條件要求愈高，如：濃度、溫度、壓強等(不包括催化劑)，其還原性(或氧化性)就愈弱。反之，愈強。

3.依據(jù)金屬活動順序表。愈靠前，還原性愈強(對應(yīng)陽離子氧化性愈弱，F(xiàn)e3+氧化性強于Cu2+，是正常價態(tài)的對應(yīng)離子)。

4..依據(jù)元素周期表。金屬的還原性：同周期原子序數(shù)愈小(靠左)、同主族原子序數(shù)愈大(靠下)，還原性愈強，。非金屬的氧化性：同周期原子序數(shù)愈大(靠右)、同主族原子序數(shù)愈小(靠上)，氧化性愈強(對應(yīng)陰離子氧化性愈弱)。

5.根據(jù)電化學(xué)判斷。

⑴原電池中：

①負極還原性強于正極，

②正極優(yōu)先放電的陽離子氧化性強。

⑵電解池中：

①陽極優(yōu)先放電的陰離子還原性強，

②陰極優(yōu)先放電的陽離子氧化性強。

第四片：配平(1)

1.原則：遵循三大守恒。

2.步驟：電子守恒→電荷守恒→質(zhì)量守恒。

3.方法：十字交叉法。

附：例題：NH3+O2=NO+H2O,

⑴先正確標(biāo)出變價元素的化合價及1mol的該物質(zhì)得失電子總數(shù)：

⑵交叉電子得失總數(shù)目為對方系數(shù)：→4NH3+5O2=NO+H2O，

⑶調(diào)整氧化還原產(chǎn)物系數(shù)：4NH3+5O2=4NO+6H2O，

⑷最后調(diào)整非氧化還原元素系數(shù)，該反應(yīng)已平，無需調(diào)整。

①若得失電子有公約數(shù)，要約掉再交叉，例：2H2S+SO2=3S+2H2O

②若系數(shù)出現(xiàn)分數(shù)，要擴大相應(yīng)倍數(shù)，例：8NH3+6NO2=7N2+12H2O

③化合反應(yīng)和歸中反應(yīng)要從前往后配，而分解反應(yīng)及歧化反應(yīng)要從后往前配，具體方法和前面一樣。例：3S+6NaOH=2Na2S+Na2SO3+3H2O

④部分氧化還原的反應(yīng)，應(yīng)先配平氧化還原部分后，再加上未被氧化還原的。例：過量的鐵粉和稀硝酸的反應(yīng)， 3Fe+8HNO3(稀)=3Fe(NO3)2+2NO↑+4H2O

⑤多種元素變價的反應(yīng)，一定注意是1mol的該物質(zhì)得失電子總數(shù)。

例:

如果是生成多個價態(tài)物質(zhì)，按照要求，按一種物質(zhì)處理。例：一定量的鐵和稀硝酸反應(yīng)，生成的Fe2+和Fe3+之比是2∶3，其方程式的配平如下：15Fe+52HNO3(稀)=6Fe(NO3)2+9Fe(NO3)3+13NO↑+26H2O

第四片：配平(2)

⑦化還原的離子反應(yīng)，先配電子守恒、再配電荷守恒(有時根據(jù)反應(yīng)環(huán)境補充H+或OH-等相關(guān)離子)、最后配質(zhì)量守恒。

例：SO2使酸性KMnO4溶液褪色， 5SO2+2MnO4-+2H2O=5SO42-+2Mn2++4H+

⑧復(fù)雜的離子反應(yīng)，亦如此。例：Cu2S使酸性K2Cr2O7溶液褪色3Cu2S+5Cr2O72-+46H+=6Cu2++3SO42-+10Cr3++23H2O

⑨有機物參加的反應(yīng)，關(guān)鍵標(biāo)對C元素的化合價(氧化數(shù))，方法完全一致。例：堿性條件下乙烯和高錳酸鉀溶液反應(yīng)，生成黑色沉淀MnO2，同時被氧化為乙二醇的離子方程式。

3CH2=CH2+2MnO4-+4H2O=2MnO2+3HOCH2CH2OH+2OH-

很明顯，標(biāo)對化合價是解決配平的根本出發(fā)點，至關(guān)重要，通常的標(biāo)價通常是：先標(biāo)金屬后標(biāo)非金屬(因金屬只有正價，有負價的一定是非金屬)，非金屬內(nèi)部的標(biāo)價順序及標(biāo)價為：，后標(biāo)的非金屬都是以化合價代數(shù)和等于O進行計算而得(計算得的數(shù)值0、分數(shù)、帶_的都無所謂)

⑸計算：均利用的電子守恒，即氧化劑得電子總數(shù)等于還原劑失電子總數(shù)。

第十三篇---元素周期律

第一片：概述

1.概念：元素的性質(zhì)隨原子序數(shù)的遞增，呈現(xiàn)周期性的變化。

2.決定因素：周期表中元素核外電子排布的周期性變化

3.內(nèi)容

同周期(左→右)

同主族(上→下)

核外電子排布

電子層數(shù)相同，最外層電子數(shù)從1逐漸增加至穩(wěn)定結(jié)構(gòu)

電子層數(shù)逐漸增加，最外層電子數(shù)相同

元素化合價

最高正價從+1逐漸增加到+7(一、二周期除外)從第ⅣA族出現(xiàn)-4逐漸增加至-1，最后以0價結(jié)束

最高正價及最低負價相同，最高正價等于其族序數(shù)

原子半徑

逐漸減小

逐漸增大

金屬性、非金屬性

金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強

金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱

電負性

逐漸變大

逐漸變小

電離能

逐漸增大

逐漸減小

第二片：中學(xué)階段需要知道的幾個相關(guān)問題(1)

1.化合價知識：

⑴數(shù)值是化合物中原子得失電子(離子化合物)或形成共用電子對(形成共價化合物)的數(shù)目

⑵單質(zhì)化合價為0，但化合價為0的不一定是單質(zhì)，如HCHO、C2H4O2中的C的化合價等(也可能是分數(shù)→氧化數(shù))

⑶金屬只有正價，有負價的一定的非金屬

⑷主族元素最高正價等于其族序數(shù)(F、O除外)

⑸F是唯一沒有正價的元素(O有+2價，OF2)

⑹化合物中各元素化合價代數(shù)和等于0

⑺通常元素的最高正價+∣最低負價∣=8

⑻共價化合物中，若最外層電子數(shù)+∣化合價∣=8的原子，為8電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。

2.粒子(包括原子和陰、陽離子)半徑大小對比：通常情況是：先對比電子層數(shù)，電子層數(shù)愈多，其半徑愈大;電子層數(shù)相同時，再對比核電荷數(shù)，核電荷數(shù)愈大，其粒子半徑愈小。

第二片：中學(xué)階段需要知道的幾個相關(guān)問題(2)3.元素金屬性、非金屬性的強弱對比

⑴金屬性強弱對比標(biāo)準(zhǔn)：

①利用金屬活動性順序表判斷：靠前的金屬金屬性強

②利用元素周期表判斷：周期表中同周期靠前、同主族靠下的金屬，金屬性強

③和水或酸反應(yīng)產(chǎn)生氫氣劇烈的金屬性強

④置換反應(yīng)中，被置換的金屬，金屬性弱

⑤原電池中負極金屬的金屬性強

⑥電解池中陰極優(yōu)先放電(即氧化性強)的金屬陽離子的金屬性弱(Fe3+→Fe2+例外)

⑦最高價氧化物對應(yīng)的水化物的堿性強的金屬，金屬性強。

⑧電負性小、第一電離能低的，金屬性強。

⑵非金屬性強弱對比

①非金屬單質(zhì)和氫氣化合的難易，越容易化合的，非金屬性強

②氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性強的，非金屬性強

③最高價氧化物對應(yīng)的水化物的酸性強的，非金屬性強

④置換反應(yīng)中被置換出來的非極性，非金屬性弱

⑤周期表中，同周期靠后的，非金屬性強;同主族靠上的，非金屬性強。

⑥電負性大、第一電離能高的，非金屬性強

⑦對應(yīng)簡單陰離子還原性強的，非金屬性弱。

第二片：中學(xué)階段需要知道的幾個相關(guān)問題(3)

4.物質(zhì)熔沸點高低對比

⑴不同晶體類型間的對比:一般原子晶體>離子晶體>分子晶體，金屬晶體間差別較大，很少對比，通常高于分子晶體。

⑵同類晶體之間的對比

①原子晶體間：原子半徑小的，共價鍵長短，鍵能大，熔沸點高

②離子晶體間：離子半徑越小，帶電荷越多，離子鍵能越強，熔沸點越高

③分子晶體間：

A.看有無氫鍵，有氫鍵的熔沸點高。無機物有HF、H2O、NH3，有機物有低級的醇和酸。

B.組成和結(jié)構(gòu)相似的，分子量越大，分子間引力越大，熔沸點越高

C.組成和結(jié)構(gòu)不相似的，分子量接近的，分子極性越大，熔沸點越高。

D.同分異構(gòu)體間:鏈烴及其衍生物，支鏈越多，熔沸點越低;芳香烴的兩個取代基時，鄰、間、對位熔沸點降低。

④金屬晶體：差別較大，通常是價電子越多，原子半徑越小，金屬鍵越強，熔沸點越高。

⑤合金的熔沸點一般是比任一組分的熔沸點都低。

⑥固>液>氣，脂>油，石墨>金剛石，AlCl3是分子晶體，熔沸點較低。

第二片：中學(xué)階段需要知道的幾個相關(guān)問題(4)

5.常見的10電子和18電子粒子

⑴10電子粒子

①原子：Ne,

②分子：CH4、NH3、H2O、HF，

③離子：

A.陽離子：Al3+、Mg2+、Na+、H3O+、NH4+;

B.陰離子：N3-、O2-、F-、OH-、NH2-。

⑵18電子粒子

①原子：Ar，

②分子：F2、HCl、H2S、PH3、H2O2、SiH4、CH3F、N2H4、CH3OH、C2H6，

③離子：

A.陽離子：K+、Ca2+，

B.陰離子：Cl-、S2-、HS-、O22-

第十四篇---熱化學(xué)方程式

1.定義：用來表示反應(yīng)熱的化學(xué)方程式

2.書寫(即和普通化學(xué)方程式的區(qū)別)

⑴方程式中各物質(zhì)的化學(xué)式后面用括號注明物質(zhì)的聚集狀態(tài)(固→S、氣→g、液→l)

⑵生成物不標(biāo)明↑或↓符號

⑶除非特殊條件，反應(yīng)條件一般不寫

⑷方程式中物質(zhì)的系數(shù)只表示其物質(zhì)的量，不表示分子個數(shù)，故可以是分數(shù)(一般不寫成小數(shù))。

⑸方程式后面寫出反應(yīng)的焓變△H，△H的大小隨方程式系數(shù)的改變而改變。

⑹反應(yīng)環(huán)境在常溫、常壓下不需要標(biāo)明，其他溫度或壓強需要標(biāo)明。

⑺△H=生成物總內(nèi)能-反應(yīng)物總內(nèi)能=反應(yīng)物總鍵能-生成物總鍵能;△H>0吸熱反應(yīng)、△H<0放熱反應(yīng)。

⑻對比焓變、△H大小時帶正負號，對比反應(yīng)熱、吸收或放出的熱量時，不帶正負號。

3.燃燒熱和中和熱

⑴燃燒熱：101KP時，1mol的純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物所放出的熱量，單位是KJ/mol。

注意①可燃物只能是1mol

②必須是生成穩(wěn)定的氧化物，?？嫉氖荋→液態(tài)水、C→氣態(tài)CO2

③看清楚題意要求的是燃燒的熱化學(xué)方程式，還是燃燒熱的熱化學(xué)方程式，前者方程式系數(shù)不必刻意，如果是后者，可燃物系數(shù)只能是1。

⑵中和熱：酸堿中和生成1mol的水放出的熱量

注意：

①只能是生成1mol的水

②實驗測定中防熱量損失的措施

4.蓋斯定律

⑴含義：對于一個化學(xué)反應(yīng)，無論是一步完成還是分幾步完成，其反應(yīng)熱是相同的。即化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)只與起始和終了狀態(tài)有關(guān)，而與變化途徑無關(guān)。

⑵應(yīng)用：間接計算某些反應(yīng)的反應(yīng)熱，適應(yīng)等溫、等壓或等溫、等容條件下的反應(yīng)。具體體現(xiàn)在：,則：△H1=-a△H2或

則: 。即：方程式按照一定的系數(shù)比加減時，其焓變也必須按同樣的系數(shù)比進行帶正負號加減。：：

第十五篇---關(guān)于阿伏伽德羅常數(shù)

該類問題是以阿伏伽德羅常數(shù)(NA)為介質(zhì)，對以物質(zhì)的量為中心的質(zhì)量、體積、微粒數(shù)目、物質(zhì)的量濃度等多角度定量的考查物質(zhì)的組成、結(jié)構(gòu)、性質(zhì)。是高考中常見題型，通常以選擇題判斷正誤的形式出現(xiàn)，難度不大，但題干中可能是陷阱重重，一不小心很容易掉進去。

正確解決此類問題，需要注意一下方面：

1.外部環(huán)境：通常提出是常溫(25°C或298K)、常壓(1標(biāo)準(zhǔn)大氣壓或101KP)，對氣體不適用22.4L/mol，但不涉及氣體體積的如質(zhì)量、濃度無影響。

2.物質(zhì)的狀態(tài)：使用氣體摩爾體積22.4 L/mol時，應(yīng)是標(biāo)準(zhǔn)狀況下(0°C或273K、1標(biāo)準(zhǔn)大氣壓或101KP),并看清楚相關(guān)物質(zhì)是否是氣體，如?？嫉腍2O、SO3、苯、CCl4、氯仿、乙醇標(biāo)況下不是氣體，不適用。

3.物質(zhì)及晶體結(jié)構(gòu)(求算原子的量或化學(xué)鍵)：稀有氣體的單原子分子、白磷的正四面體結(jié)構(gòu)、石墨的平面六邊形、Si和SiO2的空間正四面體結(jié)構(gòu)、所有單烯烴及NO2與N2O4的最簡式相同、O2和O3混合氣體求原子的量。

4.特殊的摩爾質(zhì)量：H218O、D2O、14C16O等

5.特殊的氧化還原反應(yīng)轉(zhuǎn)移的電子數(shù)：Na2O2+H2O、少量Na和O2生成兩種氧化物混合物、Cl2和NaOH溶液等

6.溶液中某些離子的水解，如Fe3+、Cu2+、NH4+、CO32-等

7.離子晶體、原子晶體中無分子存在

8.注意隱含體積，如NO+O2相互反應(yīng)的混合體系、NO2和N2O4相互轉(zhuǎn)化，求分子數(shù)。

9.題干條件是否全，如有時候給濃度而無溶液體積，求離子數(shù)。

10.弱電解質(zhì)的部分電離，求算相關(guān)離子或分子數(shù)量

11.注意“離子”和“基”的區(qū)別，如OH-為10電子，而-OH則是9個電子。

第十六篇---關(guān)于簡答題(學(xué)會表達)

簡答題主要考查學(xué)生對所學(xué)知識理解的準(zhǔn)確性，思維的完整性，推理的嚴(yán)密性和表述的條理性，尤其適合于高層次能力的考試，為歷年高考題中的重要角色。

1.化學(xué)用語規(guī)范，關(guān)鍵字、詞不能有錯別字。