高考化学一轮复习笔记（详细）
必须掌握的化学思想与化学方法
1、整体性原则：
——学会从整体出发，全面考虑问题；
2、守恒意识：
——三大守恒内容：①质量守恒；②电荷守恒；③得失电子守恒
3、平衡意识：
——勒夏特列原理适用于一切平衡体系（化学平衡、电离平衡、水解平衡、溶解平衡等）4、合理性原则
——要学会运用常识、常理解题，要学会识别社会常理。杜绝不合逻辑的常识性错误
5、绿色化学思想
——①原子经济性；②杜绝污染源
6、组成分析
——组合与拆分；反应物、生成物的分子组成变化
7、特征反应（关注典型反应）
——解决问题的突破口；题眼、关键字
8、具体化
——可使问题意外地简单
化学知识体系网络
第一部分 基本概念与基本理论
(一)物质的组成
1、 分子和由分子构成的物质
⑴分子是构成物质的一种能独立存在的微粒，它保持着这种物质的化学性质
分子有一定的大小和质量；分子间有一定距离；分子在不停地运动着（物理变化是分子运动状态改变的结果）；分子间有分子间作用（范德华力）。 ⑵由分子构成的物质（在固态时为分子晶体）。
一些非金属单质（如 H 2、O 2、Cl 2、S 、惰性气体等）；气态氢化物；酸酐（SiO 2 除外）；酸类和大多数有机物等。
2、 原子和由原子构成的物质
⑴原子是参加化学变化的最小微粒。化学反应的实质是原子的拆分和化合，是原子运动形态的变化 原子有一定的种类、大小和质量；由原子构成的物质中原子间也有一定间隔；原子不停地运动着；原子间有一定的作用力。
⑵由原子构成的物质（固态时为原子晶体）。 金刚石、晶体硅、二氧化硅、碳化硅（SiC ）等。 3、 离子和由离子构成的物质
⑴离子是带有电荷的原子或原子团。带正电荷的阳离子如 Na ＋、Fe 3＋、H 3O ＋、NH 4＋、 [Ag(NH 3)2]＋等；带负电荷的阴离子如 Cl －、S 2—、OH —、SO 42—、[Fe(CN)6]3— 等。 ⑵由离子构成的物质（固态时为离子晶体）。 绝大多数盐类（AlCl 3 等除外）；强碱类和低价金属氧化物等是由阳离子和阴离子构成的化合物。
【注意】离子和原子的区别和联系：离子和原子在结构（电子排布、电性、半径）和性质（颜色，对某 物质的不同反应情况，氧化性或还原性等）上均不相同。
阳离子
得 ne －
失 ne －
原子
得 ne －
失 ne －
阴离子（简单阳、阴离子）
(二)物质的分类 1、 元素
⑴元素是具有相同核电荷数（即质子数）的同一类原子的总称（元素的种类是由核电荷数或质子数决定的）。 人
们把具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子叫做核素，同一元素的不同核素之间互称为 同位素。
⑵元素存在状态
游离态——在单质中的元素
由同种元素形成的不同单质——同素异形体，常有下列三种形成方式： 组成分子的原子个数不同：如 O 2、O 3；白磷（P 4）和红磷等 晶体晶格的原子排列方式不同：如金刚石和石墨 晶体晶格的分子排列方式不同：如正交硫和单斜硫
化合态的元素——在化合物中的元素
【注意】元素和原子的区别，可从概念、含义、应用范围等方面加以区别。 (三)物质的性质和变化
物理变化和化学变化的比较 比较 物理变化
化学变化 概念 没有生成其他物质的变化
生成了其他物质的变化
实质
只是分子（原子或离子）间距离变化（聚集状 分子种类变化，原子重新组合，
1 2
1 态），分子组成、性质不变——分子种类不变但原子种类、数目不变
伴随现
象物质形状、状态改变
放热、发光、变色、放出气体、
生成沉淀等
范围蒸发、冷凝、熔化、液化、汽化、升华、变形
等
分解、化合、置换、复分解、燃
烧、风化、脱水、氧化、还原等
区别无新物质生成有新物质生成
相互关
系
化学变化中同时发生物理变化、物理变化中不一定有化学变化
与性质
的关系
物质的性质决定物质的变化，物质的变化反映物质的性质
(四)氧化还原反应
1、氧化还原反应的特征：元素化合价有无升降，这是判断是否是氧化还原反应的依据。
2、氧化还原反应各概念间的关系
可用以下两条线掌握概念
升???→失????→还????→还???→氧????→氧
元素化合原子失去物质是还原剂具元素被还原剂的产物
价升高电子还原剂有还原性氧化是氧化产物
降???→得????→氧????→氧???→还????→还
元素化合原子得到物质是氧化剂具元素被氧化剂的产物
价降低电子氧化剂有氧化性还原是还原产物
3、物质有无氧化性或还原性及其强弱的判断
⑴物质有无氧化性或还原性的判断
元素为最高价态时，只具有氧化性，如Fe3＋、H2SO4分子中＋6价硫元素；元素为最低价态只具有还原性，如Fe、S2—等；元素处于中间价态既有氧化性又具有还原性，如Fe2+、SO2、S等。
⑵物质氧化性或还原性相对强弱的判断
由元素的金属性或非金属性比较
金属阳离子的氧化性随单质还原性的增强而减弱，如下列四种阳离子的氧化性由强到弱的顺序是：Ag ＋＞Cu2＋＞Al3＋＞K＋。
非金属阴离子的还原性随单质氧化性的增强而减弱，如下列四种卤素离子还原性由强到弱的顺序是：I －＞Br－＞Cl－＞F－。
由反应条件的难易比较
不同氧化剂与同一还原剂反应，反应条件越易，氧化性越强。如F2和H2混合在暗处就能剧烈化合而爆炸，而I2与H2需在不断加热的情况下才能缓慢化合，因而F2的氧化性比I2强。
不同还原剂与同一氧化剂反应，反应条件越易，还原性越强，如有两种金属M 和N 均能与水反应，M 在常温下能与水反应产生氢气，而N 需在高温下才能与水蒸气反应，由此判断M 的还原性比N 强。
③由氧化还原反应方向比较
还原剂A＋氧化剂B????→氧化产物a＋还原产物b，则：
氧化性：B＞a 还原性：A＞b
如：由2Fe2＋＋Br2＝＝＝2Fe3＋＋2Br－
可知氧化性：Br2＞Fe3＋；还原性：Fe2＋＞Br－
④当不同的还原剂与同一氧化剂反应时，可根据氧化剂被还原的程度不同来判断还原剂还原性的强弱。
2
一般规律是氧化剂被还原的程度越大，还原剂的还原性越强。同理当不同氧化剂与同一还原剂反应时， 还原剂被氧化的程度越大，氧化剂的氧化性就越强。如氯气、硫两种氧化剂分别与同一还原剂铁起反应，氯气可把铁氧化为 FeCl 3，而硫只能把铁氧化为 FeS ，由此说明氯气的氧化性比硫强。
【注意】还原性的强弱是指物质失电子能力的强弱，与失电子数目无关。如 Na 的还原性强于 Al ，而
失e －
Na
Na ＋
，Al
失3e －
Al 3＋，Al 失电子数比 Na 多。
同理， 氧化性的强弱是指物质得电子能力的强弱， 与得电子数目无关。如氧化性 F 2 ＞ O 2 ， 则
得2e －
F 2
2F －
，O 2
得4e －
2O 2—，O 2 得电子数比 F 2 多。
4、 氧化还原方程式配平
原理：氧化剂所含元素的化合价降低（或得电子）的数值与还原剂所含元素的化合价升高（或失电子） 的数值相等。
步骤Ⅰ：写出反应物和生成物的分子式，并列出发生氧化还原反应元素的化合价（简称标价态） 步骤Ⅱ：分别列出元素化合价升高数值（或失电子数）与元素化合价降低数值（或得电子数）。（简称定得失）
步骤Ⅲ：求化合价升降值（或得失电子数目）的最小公倍数。配平氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的系数。
步骤Ⅳ：用观察法配平其他物质的系数。 (五)离子反应
1、离子反应发生条件
离子反应发生条件（即为离子在溶液中不能大量共存的原因）： ⑴离子间发生复分解反应
有沉淀生成。不溶于水的化合物可依据书后物质的溶解性表判断，还有以下物质不溶于水：CaF 2、CaC 2O 4 （草酸钙）等。 有气体生成。如 CO 32－＋2H ＋ ＝＝＝ CO 2↑＋H 2O 有弱电解质生成。如弱碱 NH 3·H 2O ；弱酸 HF 、HClO 、H 2S 、H 3PO 4 等；还有水、(CH 3COO)2Pb 、[Ag(NH 3)2] ＋、[Fe(SCN)]2＋
等难电离的物质生成。 ⑵离子间发生氧化还原反应： 如：Fe 3＋与 I －在溶液中不能共存，2 Fe 3＋＋2I － ＝＝＝ 2Fe 2＋＋I 2
S 2－、SO 32－、H ＋ 三种离子在溶液中不能共存，2 S 2－＋SO 32－＋6H ＋ ＝＝＝ 3S ↓＋3H 2O 等 2、 书写离子方程式应注意的问题
没有自由移动离子参加的反应，不能写离子方程式。
如：Cu ＋H 2SO 4(浓)；NH 4Cl （固）＋Ca(OH)2；C ＋H 2SO 4(浓)反应；NaCl （固）＋H 2SO 4(浓)，均因无自由移动离子参加反应，故不可写离子方程式。
②有离子生成的反应可以写离子方程式，如钠和水、铜和浓硫酸、SO 2 通入溴水里、碳酸钙溶于乙酸等。 ③单质、氧化物在离子方程式中一律写成化学式。 如：SO 2 和 NaOH 溶液反应：SO 2 ＋2OH － ＝＝＝ SO 32－＋H 2O 或 SO 2＋OH －＝＝＝ HSO 3－ ④酸式盐的酸根离子在离子方程式中不能拆开写。如 NaHCO 3 溶液和稀盐酸反应： HCO 3－＋H ＋ ＝＝＝ H 2O ＋CO 2↑
⑤操作顺序或反应物相对量不同时离子方程式不同。例如 Ca(OH)2 中通入少量 CO 2，离子方程式为：Ca 2＋ ＋2OH －＋CO 2＝＝＝ CaCO 3↓＋H 2O ；Ca(OH)2 中通入过量 CO 2，离子方程式为：OH －＋CO 2＝＝＝ HCO 3－。 ⑥对于生成物是易溶于水的气体，要特别注意反应条件。
如 NaOH 溶液和 NH 4Cl 溶液的反应，当浓度不大，又不加热时，离子方程式为：
1 2 3 1
4△
NH4＋＋OH－＝＝＝NH3·H2O；当为浓溶液，又加热时离子方程式为：NH＋＋OH－NH3↑＋H2O
⑦对微溶物（通常指CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4、MgCO3等）要根据实际情况来判断。
当反应里有微溶物处于溶液状态时，应写成离子，如盐酸加入澄清石灰水：H＋＋OH－
＝＝＝H2O；当反应里有微溶物处于浊液或固态时，应写化学式，如在石灰乳中加入Na2CO3溶液：Ca(OH)2＋CO32－＝＝＝CaCO3＋2OH－；在生成物中有微溶物析出时，微溶物用化学式表示，如Na2SO4溶液中加入AgNO3溶液：2Ag＋＋SO42－＝＝＝Ag2SO4↓。对于中强酸（H3PO4、H2SO3等）在离子方程式中写化学式。
⑧具有强氧化性的微粒与强还原性微粒相遇时，首先要考虑氧化——还原反应，不能只简单地考虑复分解反应。
3、离子在溶液中不能大量共存几种情况
⑴H＋与所有弱酸阴离子和OH—不能大量共存，因生成弱电解质（弱酸）和水。
⑵OH－与所有弱碱阳离子、H＋、弱酸的酸式酸根离子不能大量共存，因生成弱碱、弱酸盐和水。
⑶能发生复分解反应生成弱电解质、沉淀和气体者不能大量共存。
⑷能发生氧化还原反应的离子不能大量共存，如Fe3＋、与S2－，Fe2＋与NO3—（H＋），S2－与SO32－（H＋）等。
⑸某些弱酸根与弱碱根不能大量共存，如S2－、HCO3－、AlO2－、CO32－与Fe3＋、Al3＋等不共存。
⑹发生络合反应的离子不能大量共存，如Fe3＋与SCN—、Ag＋与NH3·H2O。
⑺Al3＋与AlO2－、NH4+与AlO2－、NH4+与SiO32－不能大量共存。
⑻注意有色离子（有时作为试题附加条件）：Cu2＋（蓝色）、Fe3＋（棕黄色）、MnO4－（紫色）、Fe(SCN)2＋（红色）等。
(六)化学反应中的能量变化
1、热化学方程式
⑴概念：表明反应所放出或吸收热量的化学方程式，叫做热化学方程式。
⑵书写热化学方程式时注意事项。
①△H写在方程式右边或下边，两者之间用“；”隔开，放出热量△H为“－”，吸收热量△H为“＋”。
②要注明反应物和生成物的状态。固体用符号符号“s”表示、液体用符号“l”表示，气体用符号“g”表示。
③热化学方程各物质前的化学计量数表示物质的量的多少，因此，它可以是整数，也可以是分数。对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，△H 也不同。
2、反应热的有关计算
⑴反应热＝物质的量×1mol 物质反应吸收或放出的热
⑵反应热＝反应物的总键能－生成物的总键能
⑶根据盖斯定律：如果一个反应可以分几步进行，各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热相同。
⑷某种物质的状态或晶型不同会引起反应热的差异，根据盖斯定律，可将热化学方程式进行“加减”后，根据反应过程的反应热比较其大小。
⑸物质的量不同引起的反应热差异，可根据反应热的物质的量之间的正比例关系比较。
(七)物质的量
1、物质的量及其单位——摩尔（mol）
⑴物质的量是七个基本的物理量之一。它的物理意义是含一定数目粒子的集体，符号为n。
物质的量的单位为摩尔，简称摩，符号为mol。物质的量和摩尔的关系正如时间和秒、长度和米、电流和安培的关系，不能混用。
⑵使用物质的量及其单位时的注意事项
①“物质的量”四个字是一个整体，不能拆开，如“时间”拆开表明的意义也就变了。写成“物质的质量”、“物质量”、“物质的数量”也都不对。不能理解为物质的数量或质量。
1
2 ②摩尔是用来表示微观粒子（原子、分子、离子、质子、中子、电子等）或它们特定组合的物质的量的单位，它不能用来表示宏观物体，如不能说 1mol 苹果等。
③使用摩尔时，应注明粒子的化学式，而不能用该粒子的中文名称。目的是避免指代不清引起混淆。例如： 使用 1mol 氧就会含义不清，究竟是指 1mol O 还是 1mol O 2 呢？ 2、阿伏加德罗定律及其重要推论 ⑴决定物质体积大小的因素（1mol ）
1 摩固体、液体体积不同，因为固体、液体里分子、原子、离子间距离小，其体积主要决定于构成物质的这些微粒的直径大小，而不同的分子、原子、离子的直径大小不同，因而所占体积不同。
气体分子间距离较大，气体体积主要取决于分子间的平均距离，而这平均距离又主要取决于气体的压强与温度，因此当温度、压强相同时，气体分子间平均距离大致相同，其所占体积相同。 ⑵阿伏加德罗定律：在相同温度、压强下，同体积的气体中含有相同分子数定
义中的“四个同”，如有“三个同”成立，第四个“同”才能成立。 3、阿伏加德罗定律推论： 同温、同压： V 1
n 1 N 1 V
2
n 2
N 2
同温、同体积： P 1
n 1 N 1 P
2 n 2
N 2
V
ρ 同温、同压、等质量： V 2 M 1
1
m 1
M 1
ρ1
同温、同压、同体积：m 2
(八)溶液和胶体胶体
⑴定义
M 2
ρ2
分散质微粒的直径大小在 10－9～10－
7 m 之间的分散系叫胶体。 ⑵胶体的类型
气溶胶：烟、云、雾。
液溶胶：AgI 水溶胶、Fe(OH)3 等。固溶胶：烟水晶、有色玻璃等。 ⑶渗析
因胶体粒子不能透过半透膜，所以把混有离子或分子杂质的胶体装入半透膜的袋里，并把此袋放在溶剂中，从而使离子或分子从胶体溶液里分离的操作叫做渗析，常用于精制某些胶体。 ⑷胶体的制备方法
①物理分散法：把难溶于水的物质颗粒分散成 1nm ～100nm 的胶粒溶于水，如研磨分散法。 ②化学凝聚法：通过复分解反应使产物分子逐步凝聚为胶体。 如：AgNO 3 ＋KI ＝＝＝A g I (胶体)＋KNO 3 △
FeCl 3＋3H 2O
⑸胶体的性质
Ｆe(OH)3(胶体)＋3HCl 等等
①丁达尔效应：让光线透过胶体时由于胶体微粒对光线有散射作用，所以从入射光的垂直方向（或从侧面） 可以看到一道光的“通路”，此现象叫丁达尔现象。溶液无此现象，用此法可鉴别胶体和溶液。
②布朗运动：在胶体里由于分散剂分子从各个方向撞击胶体微粒而形成的不停的、无秩序的运动叫布朗运动。
③电泳：在外加电场的作用下胶体里的微粒在分散剂里向阴极或阳极做定向移动的现象叫做电泳。电泳证
4 2 明了胶粒带电荷，常用于分离胶粒或提纯胶体。
④聚沉：在一定条件下，使胶粒聚集成较大的颗粒形成沉淀，从分散剂里析出的过程叫胶体聚沉，其方法有：a 、加热；b 、加入强电解质溶液；c 、加入带相反电荷的另一种胶体。
⑹胶体微粒所带的电荷
胶体表面积大，具有很强的吸附作用，可吸附胶体中的阴离子或阳离子而带电。一般来说，金属氢氧化物、金属氧化物的胶粒吸附阳离子，胶体微粒带正电荷；非金属氧化物、金属硫化物的胶体微粒吸附阴离子，胶体微粒带负电荷。同一溶胶微粒带有同种电荷具有静电斥力，这是胶体稳定的主要原因，布朗运动是胶体较稳定的次要原因。
⑺几点说明
①胶体的电荷是指胶体中胶体微粒带有的电荷，而不是胶体带电荷，整个胶体是电中性的。 ②分子胶体微粒大都不带电，如淀粉溶液。
③书写胶体制备的反应方程式时生成的不溶物质不写“↓”符号，这是因为胶粒带同种电荷相互排斥，没有凝集成大颗粒而沉淀下来。
④制备 Fe(OH)3 胶体溶液是向沸水中滴加 FeCl 3 饱和溶液。其离子方程式为：
Fe 3＋＋3H 2O ＝＝＝ Fe(OH)3(胶体)＋3H ＋
制备 AgI 胶体是将 8～10 滴 0.01mol/L 的 AgNO 3 溶液滴入 10mL 0.01mol/L 的 KI 溶液中（浓度不能大， 否则要产生 AgI 沉淀）
⑸电解质溶液聚沉作用大小除和电解质溶液及电解质离子本性有关外，一般是：离子的电荷数越多，离子半径越小，聚沉能力越大。
如使带负电荷胶粒聚沉的阳离子 Al 3＋
＞Fe 3＋
。
使带正电荷胶粒聚沉的阴离子能力[Fe(CN)6]4－＞[Fe(CN)6]3－，但淀粉胶体微粒因不吸附离子而不带电荷，所以加入少量电解质不凝聚，也无电泳现象。 (九)原子组成与结构 1、常见等电子体
⑴核外电子总数为 2 个的粒子：He 、H －、Li ＋、Be 2＋
。 ⑵核外电子总数为 10 个的粒子：Ne 、HF 、H 2O 、NH 3、CH 4（分子类）；Na ＋、Mg 2＋、Al 3＋、NH ＋、H 3O ＋（阳离子类）；N 3－、O 2－、F －、OH －、NH －（阴离子类）。
⑶核外电子总数为 18 个电子的粒子：Ar 、HCl 、H 2S 、PH 3、F 2、H 2O 2、C 2H 6、CH 3OH 、N 2H 4、CH 3NH 2、 NH 2OH 、CH 3F （分子类），K +、Ca 2+、（阳离子类）；P 3－、S 2－、Cl －（阴离子类）。
(十一) 化学键与分子结构
1、非极性分子和极性分子
⑴非极性分子：分子中正负电荷中心重合，从整体来看电荷分布是均匀的，对称的。这样的分子为非极性分子。当分子中各键均为非极性键时，分子是非极性分子。当一个分子中各个键都相同，均为极性键，但该分子的构型是对称的，则分子内正负电荷中心可以重合。这样的分子是非极性分子，如CH4、CO2。总之，非极性分子中不一定只含非极性键。
⑵极性分子：分子中正负电荷中心不能重合，从整个分子来看，电荷的分布是不均匀的、不对称的。这样的分子为极性分子，以极性键结合的双原子分子，必为极性分子，以极性键结合的多原子分子，若分子的构型不完全对称，则分子内正负电荷必然不重合，则为极性分子。总之，极性分子中必定会有极性键。但含有极性键的分子不一定是极性分子。
⑶常见分子的构型及分子极性
⑷判断AB n型分子极性的经验规律
若中心原子A 的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数则为非极性分子，若不等则为极性分子。如BH3、BF3、CH4、CCl4、CO2、CS2、PCl5、SO3等均为非极性分子，NH3、PH3、PCl3、H2O、H2S、SO2 等均为极性分子。
AB n分子内中心原子A 若有孤对电子（未参与成键的电子对）则分子为极性分子，若无孤对电子则为非极性分子。
2、化学键与物质类别关系规律
⑴只含非极性共价键的物质：同种非金属元素构成的单质，如I2、H2、P4、金刚石、晶体硅等。
⑵只含有极性共价键的物质：一般是不同非金属元素构成的共价化合物。如CCl4、NH3、SiO2、CS2等。
⑶既有极性键又有非极性键的物质：如H2O2、C2H2、CH3CH3、C6H6（苯）等
⑷只含有离子键的物质：活泼非金属元素与活泼金属元素形成的化合物，如Na2S、CsCl、K2O、NaH 等
⑸既有离子键又有非极性键的物质，如 Na 2O 2、Na 2S x 、CaC 2 等 ⑹由离子键、共价键、配位键构成的物质，如 NH 4Cl 等 ⑺无化学键的物质：稀有气体（单原子分子）。 (十二) 化学平衡
1、影响化学反应速率的因素 ⑴内因（决定因素）
化学反应速率是由参加反应的物质的性质决定的。 ⑵外因（影响因素）
①浓度：当其他条件不变时，增大反应物的浓度，反应速率加快。
注意：增加固体物质或纯液体的量，因其浓度是个定值，故不影响反应速率（不考虑表面积的影响）。 ②压强：对于有气体参加的反应，当其他条件不变时，增大压强，气体的体积减小，浓度增大，反应速率加快。
注意：由于压强对固体、液体的体积几乎无影响，因此，对无气体参加的反应，压强对反应速率的影响可忽略不计。
③温度：当其他条件不变时，升高温度，反应速率加快。
一般来说，温度每升高 10℃，反应速率增大到原来的 2～4 倍。
④催化剂：催化剂有正负之分。使用正催化剂，反应速率显著增大；使用负催化剂，反应速率显著减慢。不特别指明时，指的是正催化剂。 2、外界条件同时对 V 正、V 逆的影响
⑴增大反应物浓度，V 正急剧增大，V 逆逐渐增大；减小反应物的浓度，V 正急剧减小，
V 逆逐渐减小
⑵加压对有气体参加或生成的可逆反应，V 正、V 逆均增大，气体分子数大的一侧增大的倍数大于气体分子 数小的一侧增大的倍数；降压 V 正、V 逆均减小，气体分子数大的一侧减小的倍数大于气体分子数小的一侧减小的倍数。
⑶升温，V 正、V 逆一般均加快，吸热反应增大的倍数大于放热反应增加的倍数；降温，V 正、V 逆一般均减 小，吸热反应减小的倍数大于放热反应减小的倍数。 ⑷加催化剂可同倍地改变 V 正、V 逆 3、可逆反应达到平衡状态的标志 ⑴V 正＝V 逆，如对反应 mA (g)＋nB (g)
pC (g)
生成 A 的速率与消耗 A 的速率相等。 生成 A 的速率与消耗 B 的速率之比为 m ：n 。生成 B 的速率与生成 C 的速率之比为 n ：p 。
⑵各组成成分的量保持不变
这些量包括：各组成成分的物质的量、体积、浓度、体积分数、物质的量分数、反应的转化率等。 ⑶混合体系的某些总量保持不变
对于反应前后气体体积发生变化的可逆反应，混合气体的总压强、总体积、总物质的量及体系平均相
1 2 3
对分子质量、密度等不变。 (十三) 电离平衡
1、水的电离和溶液的 pH 计算 ⑴水的电离
水是极弱的电解质，纯水中存在着电离平衡，其电离方程式为：2H 2O
H 3O ＋＋OH －，通常简写成 H 2O H ＋＋OH c(H ＋)＝c(OH －)＝1×107mol ·L －１。 ⑵水的离子积常数 K w
K w ＝c(H ＋) ·c(OH －)，25℃时，K w ＝1×10－14。 ⑶K w 的意义
K w 是一个很重要的常数，它反映了一定温度下的水中 H ＋浓度和 OH －浓度之间的关系。 ⑷改变条件对水的电离平衡的影响
⑸有关 pH 计算的主要题型及计算方法
根据 pH ＝－lg c(H ＋)，因此计算溶液的 pH 的关键是计算溶液中 H ＋的浓度。常见的题型有：
①有关酸碱溶液稀释后 pH 的计算
a 、 酸稀释后， 先求稀释后 c ( H ＋ ) ， 再求 p H ； 碱稀释后， 先求稀释后 c ( O H － ) ， 根据 K w ＝ c(H ＋) ·c(OH －)，求出 c(H ＋)，最后再求 pH 。
b 、一定浓度的强酸或强碱溶液用水稀释 10a 倍体积，溶液中 c(H ＋) 或 c(OH －)也被稀释到同样倍数，浓度变为原来的 1/10a ，则溶液的 pH 将增大或减小 a 个单位。
c 、 一 定 浓 度 的 弱 酸 或 弱 碱 用 水 稀 释 1 0 a 倍 体 积 ， 由 于 电 离 程 度 增 大 ， 使 得 c ( H ＋ ) 或 c(OH －)减小的不到 1/10a ，因此 pH 增大或减小不到 a 个单位。
d 、稀酸、稀碱无限稀释后，因水的电离已是影响 pH 的主要因素，因此 pH 接近于 7。即稀酸无限稀释后， pH 不可能大于 7，弱碱无限稀释后 pH 不可能小于 7。 ②有关酸碱混合 pH 的计算 a 、 两种强酸混合，先计算混合后 c(H ＋)，再计算 pH 。混合后
c 1(H ＋)·V 1＋c 2(H ＋)·V 2
c (H ＋)＝
V 1＋V 2
b 、 两种强碱混合，先计算混合后 c(OH －)，然后计算 c(H ＋)，最后计算 pH 。混合后
c (OH －)＝
c 1(OH －)·V 1＋c 2(OH －)·V 2
V 1＋ V 2
c (H ＋)＝ K W
c (OH －)
pH ＝—lg c(H ＋)。
c 、 强酸、强碱混合后，要发生酸碱中和反应，因此需判断后再计算
3 3 3 3 2 3 3 3 2 3 3 2 2 3 2 若 n (H ＋)＝n(OH －
)，酸碱恰好完全反应，则 pH ＝7；
若 n (H ＋)＞n(OH －)，则酸过量，先求反应后溶液中 c(H ＋
)，再计算 pH ，此时 pH ＜7
若 n (H ＋)＜n(OH －)，则碱过量，先求反应后溶液中 c(OH －)，再求出 c(H ＋
)，然后计算 pH ，此时 pH ＞7 2、盐类水解方程式的书写方法
⑴由于盐类水解与酸碱中和互为可逆过程，所以盐类水解一般不彻底，书写离子反应方程式时，只能用“ ”，而不能用“ ”，生成的不溶物不记“↓”，生成的气态产物也不记“↑”符号，如 AlCl 3 水解的离子方程式为 Al 3＋＋3H 2O Al(OH)3＋3H ＋
⑵多元弱酸的电离是分步进行的，多元弱酸形成的盐水解时也是分步进行的，如
H 2CO 3 H +＋HCO －，而 Na 2CO 3 的水解，首先 CO 2－
＋H 2O HCO －＋OH －，生成的 HCO 3－ 再水解
HCO －＋H O CO 2－
＋ OH －。 ⑶较易水解的阳离子如 Al 3+、Fe 3+等，较易水解的阴离子如 CO 2－
（或 HCO －
）、AlO －
等，在溶液中双水解
十分强烈，可完全水解，此时应用“ ”并标明“↑”及“↓”符号。
Fe 3+＋3HCO － Fe(OH) ↓＋3CO ↑， 2Al 3＋＋3S 2－
＋6H O 2Al(OH) ↓＋3H S ↑ 3、守恒法在处理溶液问题的应用
在解答电解质溶液中微粒浓度之间的关系的有关问题，特别是等式关系时，经常用到守恒原理。 ⑴电荷守恒：溶液中阳离子所带的总正电荷数与阴离子所带的总负电荷数相等，整个溶液显电中性。如 Na 2S 溶液中：c(Na ＋)＋c(H ＋)＝2 c(S 2－)＋c(HS －)＋c(OH －)
⑵物料守恒：在电解质溶液中，某物质（或微粒）的总浓度等于该物质电离或水解所产生的各物质平衡浓度之和。
⑶质守恒：溶液中得质子的微粒得质子的总数与失质子的微粒失去质子的总数相等。 质子守恒式一般可由上述电荷守恒式、物料守恒式联立求得。 4、 中和滴定误差分析（以标准盐酸滴定 NaOH 溶液为例）
5、电解时，溶液中阴、阳两极离子的放电顺序
电解时两极的放电顺序，与电极材料（非惰性金属为阳极，阳极本身放电），电镀、电解质溶液中离子本身的氧化性、还原性（本性）、离子浓度[电镀锌时，因 c(Zn 2＋)比 c(H ＋)大得多，Zn 2＋放电而 H ＋未放电]等因素有关。若以惰性电极进行电解，其阴阳两极各离子放电顺序在不考虑浓度大小影响时，一般为： 阴 极 （ 阳 离 子 ） 放 电 顺 序 （ 氧 化 性 ） Au 3＋＞Ag ＋＞Hg 2＋＞Cu 2＋＞H ＋＞Pb 2＋＞Sn 2＋＞Ni 2＋＞Fe 2＋＞Zn 2＋＞Mn 2＋＞Al ３＋＞Mg 2＋＞Na ＋＞Ca 2＋＞K ＋阳极（阴离子）放电顺序（还原性） S 2－＞I －＞Br －＞OH －＞NO 3－＞SO 42－＞F － 6、以惰性电极电解的类型及 pH 变化规律 以惰性电极电解时，按其中 OH －、、H ＋放电情形的不同，电解可分如下几种类型：
⑴OH －、、H ＋均放电，相当于只电解水。凡含氧酸，可溶性强碱，活泼金属的含氧酸盐等电解均属于此种类
1 2 4
型，其电解方程式均为：2H 2O
电解
2H 2↑＋O 2↑。其电解后 pH 变化规律为：含氧酸，电解后 pH 变小；
强碱，电解后 pH 变大；盐，电解后 pH 基本不变。
⑵只有 H ＋放电，而 OH －、不放电，此类因 H ＋
放电消耗，会使电解后溶液的 pH 升高。凡活泼金属的无氧酸
盐（除氟化物外）均属此类，如电解 NaCl 溶液：2NaCl ＋2H 2O
电解
2NaOH ＋H 2↑＋Cl 2↑。电解盐酸：
电解
2HCl
H 2↑＋Cl 2↑等
⑶只有 OH －、
放电，而 H ＋
不放电。此类因 OH －、
放电而消耗，使电解溶液的 pH 下降，凡不活泼金属的含氧
电解
酸盐均如此。如电解 CuSO 4 溶液：2CuSO 4＋2H 2O
2Cu ＋O 2↑＋2H 2SO 4。
⑷OH －、
、H ＋
均未放电，相当只电解电解质，凡不活泼金属无氧酸盐（除氟化物外）均属此类，因该类大多水解呈酸性，电解时 pH 略增大或基本不变，如电解 CuCl 2 溶液：
电解
CuCl 2
Cu ＋Cl 2↑
第二部分 元素及其化合物
概述
1、 元素化合物知识包括金属和非金属两部分，是高中化学的基础知识之一。知识特点是作为化学基本概
念、原理、实验和计算的载体，其信息量大，反应复杂，常作为综合试题的知识背景或突破思维的解题题眼。
2、 注意处理好两个关系，必须先处理好元素化合物知识的内部关系，方法是：“抓重点，理关系，用规律，全考虑”。
抓重点：以每族典型元素为代表，以化学性质为抓手，依次学习其存在、制法、用途、检验等“一条龙”知识，做到牵一发而动全身
理关系：依据知识内在联系，按单质→氧化物→氧化物的水化物→盐的顺序，将零碎的知识编织成网络，建立起完整的知识结构，做到滴水不漏
用规律：用好化学反应特有的规律，如以强置弱等规律，弄清物质间相互反应。
全考虑：将元素化合物作为一个整体、一个系统理解，从而达到解综合试题时能将所需的元素化合物知识信手拈来。
另一方面是处理好元素化合物知识与本学科理论、计算或跨学科知识间的外部关系，采取的方法是“分 析与综合、抽象与具体”。
分析：将综合试题拆分思考。
综合：将分散的“点”衔接到已有的元素化合物知识“块”中。 抽象：在分析综合基础上，提取相关信息。
具体：将提取出的信息具体化，衔接到综合试题中，从而完整解题。 (一) 元素非金属性的强弱规律
⑴常见非金属元素的非金属性由强到弱的顺序如下：F 、O 、Cl 、N 、Br 、I 、S 、P 、C 、Si 、H 。 ⑵元素非金属性与非金属单质活泼性的区别：
元素的非金属性是元素的原子吸引电子的能力，影响其强弱的结构因素有：①原子半径：原子半径越小， 吸引电子能力越强；②核电荷数：核电荷数越大，吸引电子能力越强；③最外层电子数：同周期元素，最外层电子越多，吸引电子能力越强。但由于某些非金属单质是双原子分子，原子是以强列的共价键相结合 （如 N N 等），当参加化学反应时，必须消耗很大的能＝量才能形成原子，表现为单质的稳定性。这种现象不一定说明这种元素的非金属性弱。
3
1
2 3 4
⑶非金属性强弱的判断依据及其应用
元素的非金属性的本质是元素的原子吸引电子的能力。这种能力的大小取决于原子半径、 核电荷数、最外层电子数，题目常通过以下几方面比较元素的非金属性。 非金属单质与 H 2 化合的条件及难易程度； 氢化物的稳定性；
最高价氧化物对应水化物的酸性； 非金属间的置换反应；
非金属单质对应阴离子的还原性； 与变价金属反应时，金属所呈现的化合价；
元素在化合物中化合价的相对高低（如在 HClO 中，氯元素显正价，氧元素显负价，则说明氧的非金属
性比氯强）等。
(二) 卤族元素
1、卤族元素主要性质的递变性（从 F →I ）
⑴单质颜色逐渐变深，熔沸点升高，水中溶解性逐渐减小； ⑵元素非金属性减弱，单质氧化性减弱，卤离子还原性增强； ⑶与 H 2 化合，与 H 2O 反应由易到难；
⑷气态氢化物稳定性减弱，还原性增强，水溶液酸性增强； ⑸最高价氧化物的水化物酸性减弱；
⑹前面元素的单质能把后面元素从它们的化合物中置换出来。 2、卤化氢
均为无色有刺激性气味的气体，极易溶于水，在空气中形成酸雾。 ⑴氟化氢（HF ）：很稳定，高温极难分解，其水溶液是氢氟酸，弱酸，有剧毒，能腐蚀玻璃。 ⑵氯化氢（HCl ）：稳定，在 1000℃以上少量分解，其水溶液为氢氯酸，俗称盐酸，强酸
⑶溴化氢（HBr ）：较不稳定，加热时少量分解，其水溶液为氢溴酸，酸性比盐酸强，HBr 还原性比 HCl 强，遇浓硫酸被氧化为单质溴（Br 2）。 ⑷碘化氢（HI ）：很不稳定，受热分解，其水溶液为氢碘酸，酸性比氢溴酸强，HI 是强还原剂，遇浓硫酸易被氧化为单质硫。
3、卤素及其化合物主要特性 ⑴氟及其化合物的特殊性质
卤素单质 Cl 2、Br 2、I 2 与 H 2 化合都需要一定条件，惟独 F 2 在黑暗处就可与 H 2 化合爆炸。 卤素单质 Cl 2、Br 2、I 2 与水反应的通式为：X 2 ＋H 2O ＝＝＝HX ＋HXO （I 2 与水反应极弱），但 F 2 与 H 2O 反应却是：2F 2＋2H 2O ＝＝＝4HF ＋O 2 氟无正价，其他都有正价
HF 有毒，其水溶液为弱酸，其他氢卤酸为强酸，HF 能腐蚀玻璃； CaF 2 不溶于水，AgF 易溶于水，氟可与某些稀有气体元素形成化合物。
⑵溴的特性
溴在常温下为红棕色液体（惟一的液态非金属单质），极易挥发产生红棕色有毒的溴蒸气，因而实验室通常将溴密闭保存在阴冷处，并在盛有液溴的试剂瓶内常加适量水。盛装溴的试剂瓶不能用橡皮塞（腐蚀橡胶）。 ⑶碘是紫黑色固体，具有金属光泽，易升华（常用于分离提纯碘），遇淀粉变蓝色（常用来检验碘的存在），碘的氧化性较其他卤素弱，与变价金属铁反应生成 FeI 2 而不是 FeI 3。 (三) 氧族元素
1、氧族元素的相似性和递变性
最外层均为 6 个电子，电子层数依次增加，次外层 O 为 2 个，S 为 8 个，Se 、Te 均为 18 个电子。氧通
1 2 3 4 5 6 7 1 2 3 4 5
常显－2 价，硫、硒、碲常见的化合物为：－2 价、＋4 价、＋6 价，都能与多数金属反应。氧化物有两种RO 2 和 RO 3，其对应水化物 H 2RO 3、H 2RO 4 均为含氧酸，具有酸的通性。它们的氢化物除 H 2O 外，其余的H 2S 、H 2Se 、H 2Te 均为气体，有恶臭、有毒，溶于水形成无氧酸，都具有还原性。
核电荷数增加，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子得电子能力逐渐减弱，而失电子的能力逐渐增强。单质的状态由气态到固态，熔沸点也依次升高，非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强，氧化性依次减弱。含氧酸的酸性依次减弱，气态氢化物的稳定性逐渐减弱，还原性逐渐增强。
2、硫酸根离子的检验 值得注意的是，检验 SO 42－时会受到许多离子的干扰。 ⑴Ag ＋干扰：用 BaCl 2 溶液或盐酸酸化时防止 Ag ＋干扰，因为 Ag ＋＋Cl －＝＝＝AgCl ↓。
⑵CO 32－、SO 32－、PO 43－
干扰：因为 BaCO 3、BaSO 3、Ba 3(PO 4)2 也是白色沉淀。与 BaSO 4 白色沉淀所不同的是，这些沉淀溶于强酸中。因此检验 SO 42—时，必须用酸酸化。 如：BaCO 3＋2H ＋＝＝＝H 2O ＋CO 2↑＋Ba 2＋ 但不能用硝酸酸化，同理所用钡盐也不能是 Ba(NO 3)2 溶液，因为在酸性条件下 SO 32－、HSO 3—、SO 2 等会被溶液中的 NO 3—氧化为 SO 42－，从而可使检验得出错误的结论。 为此，检验 SO 42－离子的正确操作为： 被检液
加足量的盐酸酸化
取清液
滴加BaCl 2溶液
有无白色沉淀（有无 SO 42－）
由此可见，浓硫酸和稀硫酸都具有氧化性，但产生氧化性的原因是不同的，因此其氧化能力也有强与弱的差别，被还原产物也不相同。
(四) 氮族元素
1、一氧化氮和二氧化氮
⑴一氧化氮：无色气体，难溶于水，有很大毒性，在常温下极易被氧化成二氧化氮。2NO ＋O 2＝＝＝2NO 2 ⑵二氧化氮：有刺激性气味的红棕色气体，溶于水生成硝酸和一氧化氮。 3NO 2＋H 2O ＝＝＝2HNO 3＋NO 4NO 2 N 2O 4（无色） 注意：关于氮的氧化物溶于水的几种情况的计算方法。
NO 2 或 NO 2 与 N 2（或非 O 2）的混合气体溶于水时可依据：3NO 2＋H 2O ＝＝＝2HNO 3＋NO 利用气体体积变化差值进行计算。
NO 2 和 O 2 的混合气体溶于水时，由 4NO 2＋2H 2O ＋O 2＝＝＝4HNO 3 可知，当体积比为
＝4：1，恰好完全反应 V(NO 2)：V(O 2) ＞4：1，NO 2 过量，剩余气体为 NO
＜4：1，O 2 过量，乘余气体为 O 2
NO 和 O 2 同时通入水中时，其反应是：2NO ＋O 2＝＝＝2NO 2 ，3NO 2＋H 2O ＝＝＝2HNO 3＋NO ，总反应式为：4NO ＋2H 2O ＋3O 2＝＝＝4HNO 3 当体积比为
＝4：3，恰好完全反应 V(NO)：V(O 2) ＞4：3，NO 过量，剩余气体为 NO
＜4：3，O 2 过量，乘余气体为 O 2
④NO 、NO 2、O 2 三种混合气体通入水中，可先按①求出 NO 2 与 H 2O 反应生成的 NO 的体积，再加上原混合气体中的 NO 的体积即为 NO 的总体积，再按③方法进行计算。 2、硝酸的化学性质
①HNO 3 具有酸的通性。
HNO 3 具有强氧化性，表现在能与多数金属、非金属、某些还原性化合物起反应。要注意，由于硝酸氧化性很强，任何金属与硝酸反应都不能放出氢气，在与不活泼金属如 Cu 、Ag 等反应时，浓硝酸还原产物为 NO 2，稀硝酸还原产物为 NO ，（但不能认为稀硝酸的氧化性比浓硝酸强）； 在溶液中 NO 3—几乎与所有离子能大量共存，但注意，当溶液的酸性较强可形成硝酸溶液，具有还原性
1 2 3 2 3
3 4 3 3 的某些离子则不能与其大量共存，如 NO 3—、H ＋、Fe 2＋ 中任意两者能大量共存，但三者则不能大量共存。即：
NO —
在中性或碱性溶液中不表现氧化性，而在酸性溶液中表现强氧化性。
3、氨气的实验室制法
△
反应原理：2NH 4Cl ＋Ca(OH)2
CaCl 2＋2NH 3↑＋2H 2O 不能用 NaOH 代替 Ca(OH)2，因为 NaOH 吸
湿后容易结块，产生的气体不易逸出，并且 NaOH 对玻璃有强烈的腐蚀作用。
装置：制 NH 3 的气体发生装置与制 O 2、CH 4 的相同。干燥氨气不能选用浓 H 2SO 4、P 2O 5，也不能选用无水 CaCl 2，应选用碱石灰。收集 NH 3 应采用向下排空气法。容器口塞一团棉花（防止空气进入试管，以保证收集的 NH 3 比较纯净）。检验：a 、用湿润的红色石蕊试纸（变蓝）；b 、蘸有浓盐酸的玻璃棒接近瓶口（白烟）。实验室还常根据浓氨水的强挥发性，向浓氨水中加入 NaOH 或 CaO 得到氨气。NaOH 或 CaO 的作用是吸水和吸水后使溶液温度显著升高，二者都能减少氨气的溶解。
(五) 碳族元素
1、碳族元素性质的相似性和递变性
2、碳酸正盐与酸式盐性质比较
①在水中溶解性：正盐除 K ＋、Na ＋、NH ＋
等易溶于水外，其余都难溶于水；而只要存在的酸式盐都易溶于水。
一般来说，在相同温度下酸式盐的溶解度比正盐大，如 CaCO 3 难溶于水，Ca(HCO 3)2 易溶于水，但也有例外，如 NaHCO 3 溶解度比 Na 2CO 3 小。
②热稳定性：正盐中除 K ＋、Na ＋
等受热难分解外，其余受热易分解；酸式盐在水溶液或固态时加热都 △
易分解。如 Ca(HCO 3)2
CaCO 3↓＋CO 2↑＋H 2O
一般来说，热稳定性大小顺序为：正盐＞酸式盐＞多元盐（盐的阳离子相同，成盐的酸相同）。
③可溶性正盐、酸式盐都能发生水解，但相同阳离子的相同浓度时溶液中 CO 2－
的水解程度比 HCO －
大
④都能与酸作用，但相同条件放出 CO 2 的速率酸式盐比正盐快。 (六) 碱金属
1、碱金属性质递变规律
结构决定性质，由于碱金属的原子结构具有相似性和递变性，所以其化学性质也具有相似性和递变性。 ①相似性：
a 、都能与氧气等非金属反应
b 、都能与水反应生成氢氧化物和氢气
c 、均为强还原剂。
②递变规律（锂→铯）
a 、 与氧气反应越来越剧烈，产物结构越来越复杂
b 、 与水反应剧烈程度依次增强
c 、 还原性依次增强，金属性依次增强
2、NaOH 的性质
①物理性质：俗名苛性钠、火碱、烧碱，是一种白色固体，极易潮解；有强烈的腐蚀性，能腐蚀磨口玻璃瓶，使瓶口与瓶塞粘结。
②化学性质
a 、 与酸碱指示剂作用，使紫色的石蕊溶液变蓝，无色的酚酞变红。
b 、 与酸性氧化物作用，生成盐和水
c 、 与酸作用，生成盐和水
d 、 与盐作用，生成新碱和新盐。（要满足复分解反应发生的条件，同时参加反应的碱和盐一般是易溶解的
NaOH NaOH NaOH 2 2 2 3 碱和盐）
e 、 与一些单质的反应2Al ＋2NaOH ＋2H 2O ＝＝
＝2NaAlO 2＋3H 2↑ Cl 2＋2NaOH ＝＝＝NaClO ＋NaCl ＋H 2O Si ＋2NaOH ＋H 2O ＝＝＝Na 2SiO 3＋2H 2↑ ③制法： 电解
2NaCl ＋2H 2O
2NaOH ＋H 2↑＋Cl 2↑
Na 2CO 3＋Ca(OH)2＝＝＝CaCO 3↓＋2NaOH (七) 几种重要的金属
1、铝及其化合物间的相互转化关系、反应现象及图象分析
NaAlO 2
NaOH
CO 2＋H 2O
或HCl
O 2或Fe 2O 3 Al
电解，冰晶石
Al 2O 3
△
Al(OH)3
向 AlCl 3 溶液中滴加 NaOH 溶液直至过量，如图所示。现象：白色沉淀逐渐增多达最大值，继续加 NaOH 溶 液沉淀逐渐溶解，直至完全消失。Al 3＋＋3OH －＝＝＝Al(OH)3 Al(OH)3＋OH ―＝＝＝AlO ―＋2H 2O
②向 NaOH 溶液中滴加 AlCl 3 溶液直至过量，如下图所示。现象：开始时无沉淀，接着产生沉淀。达最大值后 不增减。 Al 3＋＋4OH －
＝＝＝AlO ―＋2H O
AlCl 3
Al(OH)3 (mol) 4n
Al(OH)3 (mol) 2 2
3AlO ―＋Al 3＋
＋6H O ＝＝＝4Al(OH) ↓
n
2
2
3
3n 4n
AlCl
3
(mol)
③向 NaAlO 2 溶液中滴加盐酸直到过量， 如图所示。现象：先有白色沉淀后完全消失。AlO 2―＋H ＋＋H 2O ＝＝＝ Al(OH)3↓ Al(OH)3↓＋3H ＋＝＝＝Al 3＋＋3H 2O
Al(OH)3 (mol) n
3n 4n NaOH(mol)
④向盐酸溶液中滴加 NaAlO 2 溶液，直至过量， 如图所示。现象：开始无沉淀，接着产生白色沉淀。
AlO 2―＋4H ＋＝＝＝ Al 3＋＋2H 2O
3AlO ―＋Al 3＋
＋6H O ＝＝＝4Al(OH) ↓
3n
4n
Al(OH)3 (mol) 4n
HCl
(mol)
2、镁及其化合物间的相互转化关系
3、镁和铝的氧化物比较
3n 4n NaAlO 2
(mol)
MgO
Al 2O 3 物质类型
碱性氧化物
两性氧化物
1 2
23
⑴Fe2＋的还原性：
2Fe2＋＋Cl2＝＝＝2Fe3＋＋2Cl－
4Fe(OH)2＋O2＋2H2O＝＝＝4Fe(OH)2
12Fe2＋＋3O2＋6H2O＝＝＝4Fe(OH)3↓＋8Fe3＋（Fe2＋露置空气中，易被氧化）
酸性条件下：
4Fe2＋＋O2＋4H＋＝＝＝4Fe3＋＋2H2O
4Fe2＋＋H2O2＋2H＋＝＝＝2Fe3＋＋2H2O
5Fe2＋＋MnO4－＋8H＋＝＝＝5Fe3＋＋4H2O＋Mn2＋
⑵Fe3＋强氧化性
一般氧化性：Cu2＋＜Fe3＋＜Ag＋Cl2＞Br2＞Fe3＋＞I2＞SO2＞S
2Fe3＋＋Cu＝＝＝2Fe2＋＋Cu2＋
2Fe3＋＋Fe＝＝＝3Fe2＋
2Fe3＋＋2I－＝＝＝2Fe2＋＋I2
2Fe3＋＋H2S－＝＝＝2Fe2＋＋S↓＋2H＋
Fe3＋水解显酸性：
2Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋
所以配制FeSO4溶液时常加入少量铁粉（或铁钉）防止氧化，配制Fe2(SO4)3时常加少量H2SO4，抑制水解。
5、金属冶炼的反应原理及方法
绝大部分金属在自然界中以化合态存在，金属冶炼的实质是用还原的方法使金属化合中的金属离子得到电子变成金属单质。
由于金属的化学活泼性不同，金属离子得到电子还原成金属的能力也就不同，按金属活泼顺序对应金属阳离子氧化性K＋→Ag＋逐渐增强，金属冶炼也由难变易。一般有三种冶炼方法：
⑴热分解法：适合于冶炼金属活泼性较差的金属。如：
△ 2HgO △
2Hg＋O2↑2Ag2O4Ag＋O2↑
⑵热还原法，用还原剂（CO、C、H2、Al 等）还原金属氧化物，适合于金属活泼性介于Zn～Cu 之间的大多数金属的冶炼。如
高温
Fe2O3＋3CO 2Fe＋3CO2
高温
2Al＋Cr2O32Cr＋Al2O3
高温
WO3＋3H2W＋3H2O
⑶电解法：适合冶炼金属活泼性很强的金属（一般是在金属活泼顺序表中排在铝前边的金属）。如：
电解
2Al2O32Al＋3O2↑
MgCl2(熔融)电解
Mg＋Cl2↑
(一) 同系物和同分异构体
第三部分有机化学基础
(二) 同分异构体的类型及其判定
类型：⑴碳链异构是指分子中碳原子之间的连接次序不同而产生的异构现象。
⑵位置异构是指官能团或取代基在碳链或碳环上位置不同而产生的异构现象。
⑶官能团异构是指具有相同的化学式，但所含官能团不同的异构现象。包括以下几种：①环烷烃和烯烃；
②二烯烃和炔烃；③醇和醚；④醛和酮；⑤羧酸和酯；⑥氨基酸与硝基化合物等。
判定：①分子式相同；②主碳链结构或官能团位置不同；③可以同类，也可以不同类；④联想空间结构
(三) 有机物的化学性质及推断
1、有机反应的重要条件
有机反应的条件往往是有机推断的突破口。
⑴能与NaOH 反应的有：①卤代烃水解；②酯水解；③卤代烃醇溶液消去；④酸；⑤酚；⑥乙酸钠与NaOH 制甲烷
⑵浓H2SO4条件：①醇消去；②醇成醚；③苯硝化；④酯化反应
⑶稀H2SO4条件：①酯水解；②糖类水解；③蛋白质水解
⑷Ni，加热：适用于所有加氢的加成反应
⑸Fe：苯环的卤代
⑹光照：烷烃光卤代
⑺醇、卤代烃消去的结构条件：β－C 上有氢
⑻醇氧化的结构条件：α－C 上有氢
3、有机物结构的推断
有机物结构的推断主要依赖于：①实验现象；②有机物的性质；③计算等事实，更多的是由性质去推断。现列出一些性质与有机物结构的关系如下表：
(四) 烃及其衍生物的燃烧规律
1、烃C x H y完全燃烧的通式：C x H y＋(x+y/4) O2→xCO2＋y/2H2O
2、有机物每增加1 个CH2多耗O2 1.5mol
3、若烃分子组成为C n H2n（或衍生物C n H2n O、C n H2n O2），完全燃烧时生成CO2和H2O的物质的量之比为1：1
4、若有机物在足量的氧气里完全燃烧、其燃烧所耗氧气物质的量（或体积）与生成CO2的物质的量（或体积）相等，则有机物分子组成中H、O 原子个数比为2：1
5、烃燃烧时，决定消耗O2量的因素有：在等物质的量时，分子中碳原子数越多，O2消耗越多（芳烃有例外）。在等质量时，分子中每个碳原子分配的氢原子越多，O2消耗越多。
6、最简式相同的有机物，不论以任何比例混合，只要混合物的质量一定，它们完全燃烧后生成的CO2总量为常数。
7、不同的有机物完全燃烧时，若生成的CO2和H2O 的质量比相同，则它们的分子中C、H 原子个数比相同。
8、气态烃C x H y与O2混合后燃烧或爆炸，恢复原状态（100℃以上），1mol气态烃反应前后总体积变化情况是：
y＝4 总体积不变，△V＝0
y＜4 总体积减小，△V＝1－y/4
y＞4 总体积增加，△V＝y/4－1
(五) 有机物分子组成通式的应用规律
1、最简式相同的有机物，无论多少种，以何种比例混合，混合物中元素质量比值相同。可用于质量比、质量分数的求算。提示：①含n 个碳原子的饱和一元醛与含有2n 个碳原子的饱和一元羧酸、酯具有相同的最简式。②含有n 个碳原子的炔烃与含有3n 个碳原子苯及其同系物具有相同的最简式。
2、具有相同的相对分子质量的有机物为：①含有n 个碳原子的饱和一元醇或醚与含有(n－1)个碳原子的饱和一元羧酸或酯。②含有n 个碳原子的烷烃与（n—1）个碳原子的饱和一元醛。
以上规律可用于有机物的推断。
3、由相对分子质量求有机物的分子式
设烃的相对分子质量为M。
M
⑴得整数商和余数，商为可能的最大碳数，余数为最小的氢原子数。
12
42 例如某烃相对分子质量为42，则其分子式为：
12 M ＝3……6，即：C3H6。
⑵的余数为0 或碳原子数≥6 时，将碳原子数依次减少一个，每减少一个碳原子，就增加12 个氢原
12
子，直到饱和为止。
例：求相对分子质量为128 的烃的分子式(六) 葡萄糖（C6H12O6）128
12
＝10……8 分子式为C10H8或C9H20。
⑴结构简式：CH2OH(CHOH)4CHO，特点：多羟基醛。
⑵物理性质：白色晶体，有甜味，能溶于水
⑶化学性质：
①还原性：能发生银镜反应和与新制的Cu(OH)2反应CH2OH(CHOH)4CHO＋2[Ag(NH3)2]＋＋2OH－→CH2OH(CHOH)4COOH＋2Ag↓＋H2O＋4NH3CH2OH(CHOH)4CHO＋
2Cu(OH)2→CH2OH(CHOH)4COOH＋Cu2O↓＋2H2O
②加成反应：与H2加成生成已六醇
③酯化反应：与酸发生酯化反应。
④发酵反应：（制酒精）
高三化学一轮复习计划 高三化学一轮复习计划 高三化学备课组 一、高三化学复习思路与原则 1.熟悉《考试大纲》:《考试大纲》是命题的依据,是化学复习的”总纲”,不仅要读,而且要深入研究,以便明确高考的命题指导思想、考查内容、试题类型、深难度和比例以及考查能力的层次要求等。不仅如此,在以后的复习中要进一步阅读,不断地增强目的性,随时调整复习的方向。 2.认真研究近年高考试卷,了解试卷的变化:纵观每年的高考化学试题,可以发现其突出的特点之一是它的连续性和稳定性,始终保持稳中有变的原则。重点研究一下近几年全国、上海、广东等地的高考试题,就能发现它们的一些共同特点,如试卷的结构、试题类型、考查的方式和能力要求等,从而理清复习的思路,调整相应的复习计划。近几年试卷愈来愈坚持遵循《考试说明》规定的测试内容和要求,考查内容覆盖各模块的主干知识,注重考查化学”四基”和应用能力,体现了高中化学新课程的基本理念和要求。 3.合理筛选复习资料:除了高考试题、考纲、教材、大纲外,获得信息的途径有很多,如各种专业杂志、名校试题、络信息等。宜以广泛收集信息为主要目的,以免干扰复习、浪费时间。教师应认真收集高考信息资料、试题,分析筛选。 4.处理好几对关系,加强复习教学的实效: 1)回归教本、处理好教本与资料的关系。教材是化学总复习的根本,它的作用是任何资料都无法替代的。在化学总复习中的抓纲务本就是指复习以考试说明作指导,以教材为主体,通过复习,使中学化学知识系统化、结构化、络化,并在教材基础上进行拓宽和加深,而复习资料的作用则是为这种目的服务,决不能本末倒置,以复习资料代替教材。复习资料只能供整理知识、练习使用,在复习的过程中应随时回归教材,找到知识在教材中的落脚点和延伸点,不断完善和深化中学化学知识。 2)重视方法,处理好基础和能力的关系。基础和能力是相辅相成的,没有基础,能力就缺少了扎根的土壤。化学基本知识、基本技能是每年化学高考试题的基本出发点,但试题的呈现往往灵活多变。如果学生的化学双基知识是浮于表必须做到两点:①透彻,那一定是经不起考验的。学好化学双基,面的”死”知识． 理解基础知识与技能。②通过适当的化学问题与练习,检验、修正对双基的理解。在这个过程中,经过不断的自我反思,自我发展,做到”会”,这才是理解,这样才能灵活应用双基去分析解决化学问题。高考是选拔性的考试,化学高考在关注双基的同时,更注重对学生化学科学素养、思维品质、学习策略、创新能力等全方位的考核。教师在教学中只有善于启发、引导学生去感悟有关科学原理、定律及其在实际问题中的应用规律,才能实现知识向能力的转化。教师在备考中要注重方法、改进教法,从而解决如下问题:①如何准确、全面、快捷审透试题;②如何
高 中 化 学 重 要 知 识 点 一、俗名 无机部分： 纯碱、苏打、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与浓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 有机部分： 氯仿：CHCl3电石：CaC2电石气：C2H2 (乙炔) TNT：三硝基甲苯酒精、乙醇：C2H5OH 氟氯烃：是良好的制冷剂，有毒，但破坏O3层。醋酸：冰醋酸、食醋CH3COOH 裂解气成分（石油裂化）：烯烃、烷烃、炔烃、H2S、CO2、CO等。甘油、丙三醇：C3H8O3 焦炉气成分（煤干馏）：H2、CH4、乙烯、CO等。石炭酸：苯酚蚁醛：甲醛HCHO 福尔马林：35%—40%的甲醛水溶液蚁酸：甲酸HCOOH 葡萄糖：C6H12O6果糖：C6H12O6蔗糖：C12H22O11麦芽糖：C12H22O11淀粉：（C6H10O5）n 硬脂酸：C17H35COOH 油酸：C17H33COOH 软脂酸：C15H31COOH 草酸：乙二酸HOOC—COOH 使蓝墨水褪色，强酸性，受热分解成CO2和水，使KMnO4酸性溶液褪色。 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FeS——黑色固体 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 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KMnO4--——紫色MnO4-——紫色 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 0C）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 三、现象： 1、铝片与盐酸反应是放热的，Ba(OH)2与NH4Cl反应是吸热的； 2、Na与H2O（放有酚酞）反应，熔化、浮于水面、转动、有气体放出；(熔、浮、游、嘶、红) 3、焰色反应：Na 黄色、K紫色（透过蓝色的钴玻璃）、Cu 绿色、Ca砖红、Na+（黄色）、K+（紫色）。 4、Cu丝在Cl2中燃烧产生棕色的烟； 5、H2在Cl2中燃烧是苍白色的火焰； 6、Na在Cl2中燃烧产生大量的白烟； 7、P在Cl2中燃烧产生大量的白色烟雾； 8、SO2通入品红溶液先褪色，加热后恢复原色； 9、NH3与HCl相遇产生大量的白烟；10、铝箔在氧气中激烈燃烧产生刺眼的白光； 11、镁条在空气中燃烧产生刺眼白光，在CO2中燃烧生成白色粉末（MgO），产生黑烟； 12、铁丝在Cl2中燃烧，产生棕色的烟；13、HF腐蚀玻璃：4HF + SiO2 ＝SiF4 + 2H2O 14、Fe(OH)2在空气中被氧化：由白色变为灰绿最后变为红褐色； 15、在常温下：Fe、Al 在浓H2SO4和浓HNO3中钝化； 16、向盛有苯酚溶液的试管中滴入FeCl3溶液，溶液呈紫色；苯酚遇空气呈粉红色。 17、蛋白质遇浓HNO3变黄，被灼烧时有烧焦羽毛气味； 18、在空气中燃烧：S——微弱的淡蓝色火焰H2——淡蓝色火焰H2S——淡蓝色火焰 CO——蓝色火焰CH4——明亮并呈蓝色的火焰S在O2中燃烧——明亮的蓝紫色火焰。 19．特征反应现象： 20．浅黄色固体：S或Na2O2或AgBr 21．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） 22．有色溶液：Fe2+（浅绿色）、Fe3+（黄色）、Cu2+（蓝色）、MnO4-（紫色） 有色固体：红色（Cu、Cu2O、Fe2O3）、红褐色[Fe(OH)3] 黑色（CuO、FeO、FeS、CuS、Ag2S、PbS）蓝色[Cu(OH)2] 黄色（AgI、Ag3PO4）白色[Fe(0H)2、CaCO3、BaSO4、AgCl、BaSO3] 有色气体：Cl2（黄绿色）、NO2（红棕色） 四、考试中经常用到的规律：
初中学科之化学知识点记忆口诀大全 初中化学 2011-04-28 21:14 初中化学基础知识记忆口诀 一、化学计算歌诀 化学式子要配平，必须纯量代方程，单位上下要统一，左右相当倍数等。 质量单位若用克，标况气体对应升，遇到两个已知量，应照不足来进行。 含量损失与产量，乘除多少应分清。 题目给定各数值，个个使用才放心。 二、气体制备一般装置歌诀 气体制备首至尾，六大部分各有位发生装置位于头，洗涤装置紧相随，除杂装置分干湿，干燥装置为去水； 性质实验可多个，集气要分气和水，有毒气体必除尽，吸气试剂要选对。 有时装置少几个，基本顺序不可违，偶尔出现小变化，相对位置仔细推。 三、氢气还原氧化铜实验 夹紧试管向下倾，防水回流生裂痕，实验开始先通氢，空气排尽再点灯。 先点灯，会爆炸，顺序颠倒生祸根，由黑变红即反应，用灯加热要均匀。 继续通氢至室温，撤灯停氢顺序分，先停氢，会氧化，以免功败于垂成。 四、化学方程式配平歌诀 首先写出方程式，然后标价找得失； 划出双桥求系数，确定双剂用诀语高失氧，低得还，得失之间双线连； 求出最小公倍数，除以变价写在前，另寻不变有多少，水调氢氧平两边。 五、三十二种元素化合价歌诀 钾钠银氢一价整，正二钡钙镁和锌，一二铜汞二三铁，二四六七把锰寻； 氯有一一五七价，负三正五氮和磷，氟氯溴碘负一价，碳硅锡铅四负正； 二氧三铝二四钛，从二到六硫在心，一锂二铍三镓硼，同硫合磷是硒砷。
初中化学学习记忆口诀01 说变化 物理变化不难辨，没有新物质出现；化学变化则不然，物质本身已改变；两种变化有区别， 有无新物作判断；两种变化有关联，化变中间有物变；变化都由性质定，物性化性是关键。 干燥气体 酸干酸，碱干碱，氧化不能干还原， 中性干燥剂，使用较普遍， 只有不反应，干燥就能成。 空气组成 空气组成别忘记，主要成分氮氧气，氮七八氧二一，零点九四是稀气；还有两个零点三， 二氧化碳和杂气；体积分数要记清，莫要当成质量比，还要注意防污染，环保意识要树立。 碳硫磷铁在氧气中燃烧的现象 红热木炭剧烈燃烧，发出白光温度很高；燃硫入氧燃烧变旺，火焰紫色美丽漂亮，生成气体气味够“呛”； 燃磷入氧现象难忘，浓厚白烟冷却粉状；铁丝燃烧火星四射，生成熔物固态黑色。 氧中燃烧的特点 氧中余烬能复烯，磷燃白色烟子漫，
高考化学如何做好一轮复习 纵观近几年高考理综考试的化学试题，可发现其难度并不大，体现了源于课本，覆盖全面的特点。而第一轮复习阶段是对学科基础知识的复习和整理，使之系统化和深化，把握学科基本知识的内在联系，建立学科知识网络，复习内容要细致全面。 一、整合教材、科学安排 复习时要以化学知识块、教材章节、方法与技能相结合的方式整合教材。并按概念和理论(一)——无机元素化合物——概念和理论(二)——有机化学——方法与技能的主线形成单元，进行复习。并将计算和实验融合、穿插到各单元中。在整合教材组成单元的过程中，注意感受知识的内在联系和规律，形成完整的知识结构和网络，促进能力的培养和提高。 二、注重基础、落实细节 高考要求的化学主干知识有25条：(1)原子结构(2)元素周期律、周期表(3)分子结构、晶体类型(4)化学反应与能量(热化学方程式)(5)反应速率与化学平衡(6)电解质溶液(PH、离子方程式、水解、电解等)(7)氧化还原原理的应用(8)典型的非金属卤素(9)氧族元素(10)氮族元素(11)碳族元素(12)碱金属(13)镁铝铁(14)同分异构(15)烃及其衍生物(16)糖类、蛋白
质、油酯(17)有机合成材料(18)物质的量页 1 第 及计算(19)化学式和结构式计算(20)方程式计算(22)化学实验常用仪器及操作(23)实验室制法(24)物质的检验、分离、推断(25)化学实验设计 因为化学内容比较简单，所以对细节的要求非常严格，书写和表达的正确、规范往往决定高考的成败。为此，充分利用课堂教学和作业练习，强化化学方程式、离子方程式书写的配平;有机化学方程式书写的小分子不掉;有机结构式、结构简式书写中C-C键、C-H键、C=O键、苯环的到位;强化官能团位于左边的正确书写等等。要训练和培养尽量用化学语言进行准确、完整、简洁地表述。并严格化学计算的步骤，运算准确，表达规范。 三、训练思维，注重能力的培养 第一轮复习应在通读、精读教材的基础上梳理、归纳知识，按教材中每章小结的知识网络图形成本章的知识结构。将教材章与章之间的知识网络按知识的内在联系和规律形成知识体系，以便应用时能快速、准确地提取相关知识，解决化学问题。要用“结构——位置——性质”、“原理——装置——操作——现象——结论——分析——评价”、“类比和逻辑推理”、“实验探究”、“建模思想”等化学学习方法，复习掌握化学知识，提升学科能力。 复习中可以精心选择近几年的高考试题作为典型题进行
- 高中化学总复习
高考化学第一轮复习 实质：有电子转移（得失与偏移） 特征：反应前后元素的化合价有变化 还原性 化合价升高 弱氧化性 还原剂 氧化反应 氧化产物 氧化剂 还原反应 还原产物 氧化性 化合价降低 弱还原性 氧化还原反应：有元素化合价升降的化学反应是氧化还原反应。 有电子转移（得失或偏移）的反应都是氧化还原反应。 概念： 氧化剂：反应中得到电子（或电子对偏向）的物质（反应中所含元素化合价降低物） 还原剂：反应中失去电子（或电子对偏离）的物质（反应中所含元素化合价升高物） 氧化产物：还原剂被氧化所得生成物； 还原产物：氧化剂被还原所得生成物。 失电子，化合价升高，被氧化 双线桥： 氧化剂 + 还原剂 = 还原产物 + 氧化产物 得电子，化合价降低，被还原 电子转移表示方法 单线桥： 电子 还原剂 + 氧化剂 = 还原产物 + 氧化产物 二者的主 表示意义、箭号起止 要区别： 电子数目等 依据原则：氧化剂化合价降低总数=还原剂化合价升高总数 找出价态变化，看两剂分子式，确定升降总数； 方法步骤：求最小公倍数，得出两剂系数，观察配平其它。 有关计算：关键是依据氧化剂得电子数与还原剂失电子数相等，列出守恒关系式求解。 变化 反应物→ 概念及转化关系 配平 氧 化还原反应 →产物
①、由元素的金属性或非金属性比较；（金属活动性顺序表，元素周期律） ②、由反应条件的难易比较； ③、由氧化还原反应方向比较；（氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还原剂>还原产物） ④、根据（氧化剂、还原剂）元素的价态与氧化还原性关系比较。 元素处于最高价只有氧化性，最低价只有还原性，处于中间价态既有氧化又有还原性。 ①、活泼的非金属，如Cl 2、Br 2、O 2 等； ②、元素（如Mn 等）处于高化合价的氧化物，如MnO 2、KMnO 4等 氧化剂： ③、元素（如S 、N 等）处于高化合价时的含氧酸，如浓H 2SO 4、HNO 3 等 ④、元素（如Mn 、Cl 、Fe 等）处于高化合价时的盐，如KMnO 4、KClO 3、FeCl 3、K 2Cr 2O 7 ⑤、过氧化物，如Na 2O 2、H 2O 2等。 ①、活泼的金属，如Na 、Al 、Zn 、Fe 等； ②、元素（如C 、S 等）处于低化合价的氧化物，如CO 、SO 2等 还原剂： ③、元素（如Cl 、S 等）处于低化合价时的酸，如浓HCl 、H 2S 等 ④、元素（如S 、Fe 等）处于低化合价时的盐，如Na 2SO 3、FeSO 4等 ⑤、某些非金属单质，如H 2 、C 、Si 等。 概念：在溶液中（或熔化状态下）有离子参加或生成的反应。 离子互换反应 离子非氧化还原反应 碱性氧化物与酸的反应 类型： 酸性氧化物与碱的反应 离子型氧化还原反应 置换反应 一般离子氧化还原反应 化学方程式：用参加反应的有关物质的化学式表示化学反应的式子。 用实际参加反应的离子符号表示化学反应的式子。 表示方法 写：写出反应的化学方程式； 离子反应： 拆：把易溶于水、易电离的物质拆写成离子形式； 离子方程式： 书写方法：删：将不参加反应的离子从方程式两端删去； 查：检查方程式两端各元素原子种类、个数、电荷数是否 相等。 意义：不仅表示一定物质间的某个反应；还能表示同一类型的反应。 本质：反应物的某些离子浓度的减小。 金属、非金属、氧化物（Al 2O 3、SiO 2） 中学常见的难溶物 碱：Mg(OH)2、Al(OH)3、Cu(OH)2、Fe(OH)3 生成难溶的物质：Cu 2++OH -=Cu(OH)2↓ 盐：AgCl 、AgBr 、AgI 、CaCO 3、BaCO 3 生成微溶物的离子反应：2Ag ++SO 42-=Ag 2SO 4↓ 发生条件 由微溶物生成难溶物：Ca(OH)2+CO 32-=CaCO 3↓+2OH - 生成难电离的物质：常见的难电离的物质有H 2O 、CH 3COOH 、H 2CO 3、NH 3·H 2O 生成挥发性的物质：常见易挥发性物质有CO 2、SO 2、NH 3等 发生氧化还原反应：遵循氧化还原反应发生的条件。 强弱比较 氧 化剂、还原剂
初中化学推断题“题眼”归纳及例题 初中化学 2011-05-15 12:18 初中化学推断题“题眼”归纳 固体颜色黑色C、Fe 3O 4 、CuO、MnO 2 、铁粉。 红色；Cu、Fe 2O 3 （赤铁矿，铁锈）、P(红 磷)。 黄色S （硫磺） 绿色Cu 2(OH) 2 CO 3 （铜绿） 蓝色CuSO 4·5H 2 O 沉淀的颜色（均不溶于水）白色沉淀不溶稀硝酸BaSO 4 、AgCl 白色沉淀溶于酸有气泡产 生 CaCO 3 、BaCO 3 白色沉淀溶于酸无气泡产 生 Mg(OH) 2 、Al(OH) 3 蓝色沉淀Cu(OH) 2 红褐色沉淀Fe(OH) 3 。 溶液的颜色蓝色溶液含Cu2+的盐溶液。如CuCl 2溶液、CuSO 4 溶液。 黄色溶液含Fe3+的盐溶液。如FeCl 3 溶液、 Fe 2(SO 4 ) 3 溶液。 浅绿色溶液含Fe2+的盐溶液。如FeCl 2溶液、FeSO 4 溶液。 紫红色溶液KMnO4溶液 火焰的颜色蓝紫色S (氧气中) 淡蓝色S、H 2、CO、CH 4 、C 2 H 5 OH (空气中) 蓝色CO 、CH 4 (空气中) 常见气体特性无色无味H 2、H 2 、O 2 、CO、CO 2、 CH 4 有刺激性气味SO2、HCI、NH3 常见气体特性O2 使带火星的木条复燃 CO2 能使澄清石灰水变浑浊 HN3 溶于水呈碱性，且能使湿润的红色石蕊 试纸变蓝 H2 在空气中燃烧产物仅为水 CO 使人煤气中毒 SO2 具有刺激性气味的大气污染物
常见离子的特性Cl－与硝酸银溶液反应产生既不溶于水也不 溶于酸的白色沉淀。 SO 4 2－先加过量的稀盐酸无现象，再加氯化钡 溶液产生既不溶于水也不溶于酸的白色 沉淀 CO 3 2－与酸溶液反应，能产生使澄清石灰水变 浑浊的无色无味的气体 NH 4 ＋与可溶性碱反应，产生有刺激性气味且 能使湿润的红色石蕊试纸变蓝色的气体OH－能使无色的酚酞试液变红色，或与可溶 性铜盐反应产生蓝色沉淀，或与可溶性 铁盐反应产生红褐色沉淀 元素之最Al: 地壳中含量最多的金属元素是铝 O2: 地壳(人体)中含量最多的非金属元素 Ca: 人体中含量最多的金属元素 N2: 空气中含量最多的物质 H2: 相同条件下密度最小的气体 C: 组成化合物种类最多的元素是碳 CH4: 最简单的有机物 初中化学推断题例题 1.（2010镇江）28．（6分）现有一包固体粉末，可能是CaCO 3、Na 2 CO 3 、 Na 2SO 4 、CuSO 4 、NaCl中的一种或几种，为确定其组成，取适量试样进行下列实 验。请根据实验现象判断 （1）取试样溶于水，得到无色澄清溶液，则此固体粉末中一定没 有▲、▲。 （2）取上述溶液适量，滴加过量的BaCl 2 溶液，出现白色沉淀，再加入过量的稀硝酸，沉淀部分消失并产生气泡。则此固体粉末中一定 有▲、▲。 （3）取步骤（2）实验后的上层清液，加入稀硝酸、硝酸银溶液，出现白色沉淀，由此该同学得出此固体粉末中一定含有NaCl，你认为此结论是否正 确▲（填“是”或“否”）。 （4）对于是否含有NaCl，你认为应对步骤（2）作如何改 进▲ （若步骤（3）填“是”，此空不作答）。
高中化学重要知识点详细总结全套笔记 高中化学复习笔记： 一、俗名 无机部分： 纯碱、苏打、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与浓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 有机部分： 氯仿：CHCl3 电石：CaC2 电石气：C2H2 (乙炔) TNT：三硝基甲苯酒精、乙醇：C2H5OH 氟氯烃：是良好的制冷剂，有毒，但破坏O3层。醋酸：冰醋酸、食醋 CH3COOH 裂解气成分（石油裂化）：烯烃、烷烃、炔烃、H2S、CO2、CO等。甘油、丙三醇：C3H8O3 焦炉气成分（煤干馏）：H2、CH4、乙烯、CO等。石炭酸：苯酚蚁醛：甲醛 HCHO 福尔马林：35%—40%的甲醛水溶液蚁酸：甲酸 HCOOH 葡萄糖：C6H12O6 果糖：C6H12O6 蔗糖：C12H22O11 麦芽糖：C12H22O11 淀粉：（C6H10O5）n 硬脂酸：C17H35COOH 油酸：C17H33COOH 软脂酸：C15H31COOH 草酸：乙二酸 HOOC—COOH 使蓝墨水褪色，强酸性，受热分解成CO2和水，使KMnO4酸性溶液褪色。
最新高考化学知识点汇总 高考化学知识点：实验中导管和漏斗的位置的放置方法 1.气体发生装置中的导管;在容器内的部分都只能露出橡皮塞少许或与其平行，不然将不利于排气。 2.用排空气法(包括向上和向下)收集气体时，导管都必领伸到集气瓶或试管的底部附近。这样利于排尽集气瓶或试管内的空气，而收集到较纯净的气体。 3.用排水法收集气体时，导管只需要伸到集气瓶或试管的口部。原因是"导管伸入集气瓶和试管的多少都不影响气体的收集"，但两者比较，前者操作方便。 4.进行气体与溶液反应的实验时，导管应伸到所盛溶液容器的中下部。这样利于两者接触，充分发生反应。 5.点燃H2、CH4等并证明有水生成时，不仅要用大而冷的烧杯，而且导管以伸入烧杯的1/3为宜。若导管伸入烧杯过多，产生的雾滴则会很快气化，结果观察不到水滴。
6.进行一种气体在另一种气体中燃烧的实验时，被点燃的气体的导管应放在盛有另一种气体的集气瓶的中央。不然，若与瓶壁相碰或离得太近，燃烧产生的高温会使集气瓶炸裂。 7.用加热方法制得的物质蒸气，在试管中冷凝并收集时，导管口都必须与试管中液体的液面始终保持一定的距离，以防止液体经导管倒吸到反应器中。 8.若需将HCl、NH3等易溶于水的气体直接通入水中溶解，都必须在导管上倒接一漏斗并使漏斗边沿稍许浸入水面，以避免水被吸入反应器而导致实验失败。 9.洗气瓶中供进气的导管务必插到所盛溶液的中下部，以利杂质气体与溶液充分反应而除尽。供出气的导管则又务必与塞子齐平或稍长一点，以利排气。 11.制H2、CO2、H2S和C2H2等气体时，为方便添加酸液或水，可在容器的塞子上装一长颈漏斗，且务必使漏斗颈插到液面以下，以免漏气。 12.制Cl2、HCl、C2H4气体时，为方便添加酸液，也可以在反应器的塞子上装一漏斗。但由于这些反应都需要加热，所以漏斗颈都
中考状元笔记 化学
初中学霸提升成绩的 16 个习惯 1、记忆习惯。一分钟记忆，把记忆和时间联系起来，这里还含有注意的习惯。一分钟写多少字，读多少字，记多少字，时间明确的时候，注意力一定好。把学习任务和时间联系起来，通过一分钟注意、记忆来培养学习习惯。 2、演讲习惯。让自己会整理、表达自己的思想，演讲是现代人应该具有的能力。 3、读的习惯。读中外名著或伟人传记，与高层次的思想对话，每天读一、两分钟，与大师为伍，很多教育尽在不言中，一旦形成习惯，自己会终生受益。 4、写的习惯。写日记，有话则长，无话则短，通过日记可以看出一个人有没有能力，有没有思想，有没有一以贯之的品质。 5、定计划的习惯。凡事预则利、不预则废。后进生毛病都出在计划性不强，让人家推着走，而优秀的自己长处就在于明白自己想要干什么。 6、预习习惯。让自己学进去，感受学习、探索、增长能力的快乐。所以请各位同学一定要培养自己预习的习惯。 7、适应老师的习惯。自己同时面对各学科教师，长短不齐、在所难免。自己要适应老师，与老师共同进步，不要稍不如意就埋怨环境。 8、大事做不来，小事赶快做的习惯。这也是非常要紧的一个习惯。尖子自己做尖子的事，后进自己别盲目攀比。大的目标够不到，赶快定小的目标。难题做不了，挑适合你的容易做的题去做。人生最可怕的就是大事做不来，小事不肯做，高不能成，低不肯就，上得去、下不来。所以要让我们的自己永不言败。 9、自己留作业的习惯。老师留的作业不一定同时适应所有同学。同学们要让自己做到脚踏实地、学有所得，从自己的实际出发，为自己布置作业。 10、错题集的习惯。每次考试之后，90 多分的、50 多分的、30 多分的同学，如何整理错题？扔掉的分数就不要了，这次30 分，下次40 分，这就是伟大的成绩。找到可以接受的类型题、同等程度的知识点研究一下提高的办法。整理错题集是很多同学公认的好习惯。 11、出考试题的习惯。自己应该觉得考试不神秘。高中自己应该会出高考试题，初中自己会出中考试题。 12、筛选资料、总结的习惯。自己要会根据自己实际，选择学习资料。 十二个习惯，不要求齐头并进，每个同学要有自己的特点，让老师以教书为乐，让自己以学习为快乐。这快乐要建立在养成这些良好习惯的基础上。祝大家更多地享受到学习的快乐！
高中化学：基础知识记忆口诀 1．化合价口诀： （1）常见元素的主要化合价： 氟氯溴碘负一价；正一氢银与钾钠。氧的负二先记清；正二镁钙钡和锌。 正三是铝正四硅；下面再把变价归。全部金属是正价；一二铜来二三铁。 锰正二四与六七；碳的二四要牢记。非金属负主正不齐；氯的负一正一五七。 氮磷负三与正五；不同磷三氮二四。有负二正四六；边记边用就会熟。 一价氢氯钾钠银；二价氧钙钡镁锌，三铝四硅五氮磷； 二三铁二四碳，二四六硫都齐；全铜以二价最常见。 （2）常见根价的化合价 一价铵根硝酸根；氢卤酸根氢氧根。高锰酸根氯酸根；高氯酸根醋酸根。 二价硫酸碳酸根；氢硫酸根锰酸根。暂记铵根为正价；负三有个磷酸根。 2．燃烧实验现象口诀 氧气中燃烧的特点： 氧中余烬能复烯，磷燃白色烟子漫，铁烯火星四放射，硫蓝紫光真灿烂。 氯气中燃烧的特点： 磷燃氯中烟雾茫，铜燃有烟呈棕黄，氢燃火焰苍白色，钠燃剧烈产白霜。 3．氢气还原氧化铜实验口诀 口诀1：氢气早出晚归，酒精灯迟到早退。 口诀2：氢气检纯试管倾，先通氢气后点灯。黑色变红水珠出，熄灭灯后再停氢。 4．过滤操作实验口诀 斗架烧杯玻璃棒，滤纸漏斗角一样。过滤之前要静置，三靠两低不要忘。 5．托盘天平的使用操作顺序口诀 口诀1 先将游码拨到零,再调螺旋找平衡； 左盘物,右盘码,取用砝码用镊夹； 先放大,后放小,最后平衡游码找。 口诀2 螺丝游码刻度尺，指针标尺有托盘。调节螺丝达平衡，物码分居左右边。 取码需用镊子夹，先大后小记心间。药品不能直接放，称量完毕要复原。 6．酸碱中和滴定的操作步骤和注意事项口诀 酸管碱管莫混用，视线刻度要齐平。尖嘴充液无气泡，液面不要高于零。 莫忘添加指示剂，开始读数要记清。左手轻轻旋开关，右手摇动锥形瓶。 眼睛紧盯待测液，颜色一变立即停。数据记录要及时，重复滴定求平均。 误差判断看V(标)，规范操作靠多练。 7．气体制备 气体制备首至尾，操作步骤各有位，发生装置位于头，洗涤装置紧随后， 除杂装置分干湿，干燥装置把水留；集气要分气和水，性质实验分先后， 有毒气体必除尽，吸气试剂选对头。 有时装置少几个，基本顺序不可丢，偶尔出现小变化，相对位置仔细求。 8．制氧气口诀 口诀1：二氧化锰氯酸钾；混和均匀把热加。制氧装置有特点；底高口低略倾斜。 口诀2：实验先查气密性，受热均匀试管倾。收集常用排水法，先撤导管后移灯。
2020高三化学考试必背知识点总结归纳五篇 高三化学知识点1 1.加热试管时，应先均匀加热后局部加热。 2.用排水法收集气体时，先拿出导管后撤酒精灯。 3.制取气体时，先检验气密性后装药品。 4.收集气体时，先排净装置中的空气后再收集。 5.稀释浓硫酸时，烧杯中先装一定量蒸馏水后再沿器壁缓慢注入浓硫酸。 6.点燃H2、CH4、C2H4、C2H2等可燃气体时，先检验纯度再点燃。 7.检验卤化烃分子的卤元素时，在水解后的溶液中先加稀HNO3 再加AgNO3溶液。 8.检验NH3(用红色石蕊试纸)、Cl2(用淀粉KI试纸)、H2S[用 Pb(Ac)2试纸]等气体时，先用蒸馏水润湿试纸后再与气体接触。 9.做固体药品之间的反应实验时，先单独研碎后再混合。 10.配制FeCl3，SnCl2等易水解的盐溶液时，先溶于少量浓盐酸中，再稀释。 11.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。 12.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，再做下一次实验。
13.用H2还原CuO时，先通H2流，后加热CuO，反应完毕后先 撤酒精灯，冷却后再停止通H2。 14.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。 15.安装发生装置时，遵循的原则是：自下而上，先左后右或先下后上，先左后右。 16.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。 17.碱液沾到皮肤上，先水洗后涂硼酸溶液。 18.酸(或碱)流到桌子上，先加NaHCO3溶液(或醋酸)中和，再水洗，最后用布擦。 19.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。 20.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，定出pH。 21.配制和保存Fe2+，Sn2+等易水解、易被空气氧化的盐溶液时;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。 22.称量药品时，先在盘上各放二张大小，重量相等的纸(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。 高三化学知识点2 1、最简式相同的有机物 1.CH：C2H2和C6H6 2.CH2：烯烃和环烷烃
初中化学方程式大全2 初中化学 2011-03-21 20:30 2Mg+O2 2MgO剧烈燃烧.耀眼白光.生成白色固体.放热.产生大量白烟白色信号弹 2Hg+O2 2HgO银白液体、生成红色固体拉瓦锡实验 2Cu+O2 2CuO红色金属变为黑色固体 4Al+3O2 2Al2O3银白金属变为白色固体 3Fe+2O2 Fe3O4剧烈燃烧、火星四射、生成黑色固体、放热 C+O2 CO2剧烈燃烧、白光、放热、使石灰水变浑浊 S+O2 SO2剧烈燃烧、放热、刺激味气体、空气中淡蓝色火焰.氧气中蓝紫色火焰 2H2+O2 2H2O淡蓝火焰、放热、生成使无水CuSO4变蓝的液体（水）高能燃料 4P+5O2 2P2O5剧烈燃烧、大量白烟、放热、生成白色固体证明空气中氧气含量 CH4+2O2 2H2O+CO2蓝色火焰、放热、生成使石灰水变浑浊气体和使无水CuSO4变蓝的液体（水）甲烷和天然气的燃烧 2C2H2+5O2 2H2O+4CO2蓝色火焰、放热、黑烟、生成使石灰水变浑浊气体和使无水CuSO4变蓝的液体（水）氧炔焰、焊接切割金属 2KClO3 2KCl+3O2↑ 生成使带火星的木条复燃的气体实验室制备氧气 2KMnO4 K2MnO4+MnO2+O2↑ 紫色变为黑色、生成使带火星木条复燃的气体实验室制备氧气 2HgO 2Hg+O2↑ 红色变为银白、生成使带火星木条复燃的气体拉瓦锡实验 2H2O 2H2↑+O2↑ 水通电分解为氢气和氧气电解水 Cu2(OH)2CO3 2CuO+H2O+CO2↑绿色变黑色、试管壁有液体、使石灰水变浑浊气体铜绿加热 NH4HCO3 NH3↑+H2O+CO2↑白色固体消失、管壁有液体、使石灰水变浑浊气体碳酸氢铵长期暴露空气中会消失
高考化学一轮复习知识点总结 Ⅰ、基本概念与基础理论： 一、阿伏加德罗定律 1．内容： 在同温同压下，同体积的气体含有相同的分子数。即“三同”定“一同”。 2．推论 （1）同温同压下， V 1/V 2=n 1/n 2 同温同压下， M 1/M 2=ρ 1/ρ2 注意：①阿伏加德罗定律也适用于不反应的混合气体。②使用气态方程 PV=nRT 有助于 理解上述推论。 3、阿伏加德罗常这类题的解法： ①状况条件：考查气体时经常给非标准状况如常温常压下， 1.01 ×105Pa 、 25℃时等。 ②物质状态： 考查气体摩尔体积时， 常用在标准状况下非气态的物质来迷惑考生， 如 H 2O 、 SO 3、已烷、辛烷、 CHCl 3 等。 ③物质结构和晶体结构：考查一定物质的量的物质中含有多少微粒（分子、原子、电子、 质子、中子等）时常涉及希有气体 He 、Ne 等为单原子组成和胶体粒子， Cl 2 、N 2、 O 2、 H 2 为双原子分子等。晶体结构： P 4、金刚石、石墨、二氧化硅等结构。 二、离子共存 1．由于发生复分解反应，离子不能大量共存。 （1）有气体产生。如 CO 3 2-、 SO 32-、 S 2-、HCO 3-、 HSO 3- 、HS -等易挥发的弱酸的酸根与H + 不能大量共存。 （2）有沉淀生成。 如 Ba 2+、Ca 2+、Mg 2+、Ag +等不能与 SO 42- 、CO 32-等大量共存； Mg 2+、Fe 2+、 Ag +、 Al 3+、 Zn 2+、 Cu 2+、 Fe 3+等不能与 OH -大量共存； Fe 2+与 S 2-、Ca 2+与 PO 4 3-、 Ag +与 I - 不 能大量共存。 （ 3）有弱电解质生成。 如 OH -、CH 3COO -、PO 4 3-、HPO 42- 、H 2PO 4-、F -、ClO -、AlO 2-、SiO 32- 、 CN -、C 17H 35COO -、 等与 H + 不能大量共存； 一些酸式弱酸根如 HCO 3 -、HPO 42- 、 HS -、 H 2PO 4-、 HSO 3-不能与 OH -大量共存； NH 4+与 OH - 不能大量共存。 （4）一些容易发生水解的离子， 在溶液中的存在是有条件的。 如 AlO 2-、S 2- 、CO 3 2-、C 6H 5O - 等必须在碱性条件下才能在溶液中存在；如 Fe 3+、Al 3+ 等必须在酸性条件下才能在溶液中存 在。这两类离子不能同时存在在同一溶液中，即离子间能发生“双水解”反应。如 3AlO 2-+Al 3++6H 2 O=4Al(OH) 3↓等。 2．由于发生氧化还原反应，离子不能大量共存。 （ 1）具有较强还原性的离子不能与具有较强氧化性的离子大量共存。 如 S 2-、HS -、SO 32- 、 I -和 Fe 3+不能大量共存。 （ 2）在酸性或碱性的介质中由于发生氧化还原反应而不能大量共存。 如 MnO 4-、Cr 2O 7-、 NO 3 -、 ClO -与 S 2- 、 HS -、 SO 3 2-、 HSO 3-、 I -、 Fe 2+等不能大量共存； SO 32- 和 S 2- 在碱性条件下 可以共存，但在酸性条件下则由于发生 2S 2-+SO 32-+6H +=3S ↓ +3H 2 O 反应不能共在。 H + 与 2 32-不能大量共存。 S O 3．能水解的阳离子跟能水解的阴离子在水溶液中不能大量共存（双水解）。 例： Al 3+ 和 HCO 3-、 CO 32-、 HS -、 S 2- 、 AlO 2-、 ClO - 等； Fe 3+ 与 CO 32-、 HCO 3- 、 AlO 2-、 ClO - 等不能大量共存。
中考状元笔记 物理
初中学霸提升成绩的 16 个习惯 1、记忆习惯。一分钟记忆，把记忆和时间联系起来，这里还含有注意的习惯。一分钟写多少字，读多少字，记多少字，时间明确的时候，注意力一定好。把学习任务和时间联系起来，通过一分钟注意、记忆来培养学习习惯。 2、演讲习惯。让自己会整理、表达自己的思想，演讲是现代人应该具有的能力。 3、读的习惯。读中外名著或伟人传记，与高层次的思想对话，每天读一、两分钟，与大师为伍，很多教育尽在不言中，一旦形成习惯，自己会终生受益。 4、写的习惯。写日记，有话则长，无话则短，通过日记可以看出一个人有没有能力，有没有思想，有没有一以贯之的品质。 5、定计划的习惯。凡事预则利、不预则废。后进生毛病都出在计划性不强，让人家推着走，而优秀的自己长处就在于明白自己想要干什么。 6、预习习惯。让自己学进去，感受学习、探索、增长能力的快乐。所以请各位同学一定要培养自己预习的习惯。 7、适应老师的习惯。自己同时面对各学科教师，长短不齐、在所难免。自己要适应老师，与老师共同进步，不要稍不如意就埋怨环境。 8、大事做不来，小事赶快做的习惯。这也是非常要紧的一个习惯。尖子自己做尖子的事，后进自己别盲目攀比。大的目标够不到，赶快定小的目标。难题做不了，挑适合你的容易做的题去做。人生最可怕的就是大事做不来，小事不肯做，高不能成，低不肯就，上得去、下不来。所以要让我们的自己永不言败。 9、自己留作业的习惯。老师留的作业不一定同时适应所有同学。同学们要让自己做到脚踏实地、学有所得，从自己的实际出发，为自己布置作业。 10、错题集的习惯。每次考试之后，90 多分的、50 多分的、30 多分的同学，如何整理错题？扔掉的分数就不要了，这次30 分，下次40 分，这就是伟大的成绩。找到可以接受的类型题、同等程度的知识点研究一下提高的办法。整理错题集是很多同学公认的好习惯。 11、出考试题的习惯。自己应该觉得考试不神秘。高中自己应该会出高考试题，初中自己会出中考试题。 12、筛选资料、总结的习惯。自己要会根据自己实际，选择学习资料。 十二个习惯，不要求齐头并进，每个同学要有自己的特点，让老师以教书为乐，让自己以学习为快乐。这快乐要建立在养成这些良好习惯的基础上。祝大家更多地享受到学习的快乐！
高考化学一轮知识点 每一轮的复习都有着重要的意义。下面是我收集整理的以供大家学习。 (一) 1、乙烯的制法： 工业制法：石油的裂解气(乙烯的产量是一个国家石油化工发展水平的标志之一) 2、物理性质：无色、稍有气味的气体，比空气略轻，难溶于水。 3、结构：不饱和烃，分子中含碳碳双键，6个原子共平面，键角为120 4、化学性质： (1)氧化反应：C2H4+3O2 = 2CO2+2H2O(火焰明亮并伴有黑烟) 可以使酸性KMnO4溶液褪色，说明乙烯能被KMnO4氧化，化学性质比烷烃活泼。 (2)加成反应：乙烯可以使溴水褪色，利用此反应除乙烯 乙烯还可以和氢气、氯化氢、水等发生加成反应。 CH2=CH2 + H2CH3CH3 CH2=CH2+HClCH3CH2Cl(一氯乙烷) CH2=CH2+H2OCH3CH2OH(乙醇) (二) 1、物理性质：常温下为无色有强烈刺激性气味的液体，易结成冰一样的晶体，所以纯净的乙酸又叫冰醋酸，与水、酒精以任意比互溶。 2、结构：CH3COOH(含羧基，可以看作由羰基和羟基组成) 3、乙酸的重要化学性质
(1)乙酸的酸性：弱酸性，但酸性比碳酸强，具有酸的通性。 ①乙酸能使紫色石蕊试液变红 ②乙酸能与碳酸盐反应，生成二氧化碳气体 利用乙酸的酸性，可以用乙酸来除去水垢(主要成分是CaCO3)： 2CH3COOH+CaCO3=(CH3COO)2Ca+H2O+CO2 乙酸还可以与碳酸钠反应，也能生成二氧化碳气体： 2CH3COOH+Na2CO3=2CH3COONa+H2O+CO2 上述两个反应都可以证明乙酸的酸性比碳酸的酸性强。 (2)乙酸的酯化反应 (酸脱羟基，醇脱氢，酯化反应属于取代反应) 乙酸与乙醇反应的主要产物乙酸乙酯是一种无色、有香味、密度比水的小、不溶于水的油状液体。在实验时用饱和碳酸钠吸收，目的是为了吸收挥发出的乙醇和乙酸，降低乙酸乙酯的溶解度;反应时要用冰醋酸和无水乙醇，浓硫酸做催化剂和吸水剂。 (三) 稀硫酸 稀硫酸为高中阶段常见的强酸之一，具有酸的通性。 浓硫酸的特性 浓硫酸除去稀硫酸所具备的酸的通性之外，还具备以下特性： 首先，浓硫酸具有难挥发性(沸点高)，这一物理性质常被用来在实验室中制取诸如氯化氢、硝酸等物质。 其次，吸水性。浓硫酸中的硫酸分子有着强烈的与水结合形成水合分子