高考化學必考點難點方法解題技巧知識點易背口訣

第一部分:高中化學學習方法第二部分:高中化學必考知識點第三部分:化學計算方法第四部分:解題技巧第一部分:高中化學學習方法第二部分:高中化學必背知識點一、俗名無機部分：純堿、蘇打Ｎa2CO3、天然堿、口堿：Ｎa2CO3小蘇打：NaHCO3大蘇打：Na2S2O3石膏（生石膏）：CaSO4.2H2O熟石膏：2CaSO4·.H2O瑩石：CaF2重晶石：BaSO4（無毒）碳銨：NH4HCO3石灰石、大理石：CaCO3生石灰：CaO食鹽：NaCl熟石灰、消石灰：Ca(OH)2芒硝：Na2SO4·7H2O(緩瀉劑)燒堿、火堿、苛性鈉：NaOH綠礬：FaSO4·7H2O干冰：CO2明礬：KAl(SO4)2·12H2O漂白粉：Ca(ClO)2、CaCl2（混和物）瀉鹽：MgSO4·7H2O膽礬、藍礬：CuSO4·5H2O雙氧水：H2O2皓礬：ZnSO4·7H2O硅石、石英：SiO2剛玉：Al2O3水玻璃、泡花堿、礦物膠：Na2SiO3鐵紅、鐵礦：Fe2O3磁鐵礦：Fe3O4黃鐵礦、硫鐵礦：FeS2銅綠、孔雀石：Cu2(OH)2CO3菱鐵礦：FeCO3赤銅礦：Cu2O波爾多液：Ca(OH)2和CuSO4石硫合劑：Ca(OH)2和S玻璃的主要成分：Na2SiO3、CaSiO3、SiO2過磷酸鈣（主要成分）：Ca(H2PO4)2和CaSO4重過磷酸鈣（主要成分）：Ca(H2PO4)2天然氣、沼氣、坑氣（主要成分）：CH4水煤氣：CO和H2硫酸亞鐵銨（淡藍綠色）：Fe(NH4)2(SO4)2溶于水后呈淡綠色光化學煙霧：NO2在光照下產(chǎn)生的一種有毒氣體王水：濃HNO3：濃HCl按體積比1：3混合而成。鋁熱劑：Al+Fe2O3或其它氧化物。尿素：CO（NH2)2有機部分：氯仿：CHCl3電石：CaC2電石氣：C2H2(乙炔)TNT：三硝基甲苯氟氯烴：是良好的制冷劑，有毒，但破壞O3層。酒精、乙醇：C2H5OH裂解氣成分（石油裂化）：烯烴、烷烴、炔烴、H2S、CO2、CO等。焦爐氣成分（煤干餾）：H2、CH4、乙烯、CO等。醋酸：冰醋酸、食醋CH3COOH甘油、丙三醇：C3H8O3石炭酸：苯酚蟻醛：甲醛HCHO二、顏色鐵：鐵粉是黑色的；一整塊的固體鐵是銀白色的。Fe2+——淺綠色Fe3O4——黑色晶體Fe(OH)2——白色沉淀Fe3+——黃色Fe(OH)3——紅褐色沉淀Fe(SCN)3——血紅色溶液FeO——黑色的粉末Fe(NH4)2(SO4)2——淡藍綠色Fe2O3——紅棕色粉末銅：單質是紫紅色Cu2+——藍色CuO——黑色Cu2O——紅色CuSO4（無水）—白色CuSO4·5H2O——藍色Cu2(OH)2CO3—綠色Cu(OH)2——藍色[Cu(NH3)4]SO4——深藍色溶液FeS——黑色固體BaSO4、BaCO3、Ag2CO3、CaCO3、AgCl、Mg(OH)2、三溴苯酚均是白色沉淀Al(OH)3白色絮狀沉淀H4SiO4（原硅酸）白色膠狀沉淀Cl2、氯水——黃綠色F2——淡黃綠色氣體Br2——深紅棕色液體I2——紫黑色固體HF、HCl、HBr、HI均為無色氣體，在空氣中均形成白霧CCl4——無色的液體，密度大于水，與水不互溶Na2O2—淡黃色固體Ag3PO4—黃色沉淀S—黃色固體AgBr—淺黃色沉淀AgI—黃色沉淀O3—淡藍色氣體SO2—無色，有剌激性氣味、有毒的氣體SO3—無色固體（沸點44.8度）品紅溶液——紅色氫氟酸：HF——腐蝕玻璃N2O4、NO——無色氣體NO2——紅棕色氣體NH3——無色、有剌激性氣味氣體KMnO4--——紫色MnO4-——紫色四、考試中經(jīng)常用到的規(guī)律：1、溶解性規(guī)律——見溶解性表；2、常用酸、堿指示劑的變色范圍：指示劑PH的變色范圍甲基橙＜3.1紅色3.1——4.4橙色>4.4黃色酚酞＜8.0無色8.0——10.0淺紅色>10.0紅色石蕊＜5.1紅色5.1——8.0紫色>8.0藍色3、在惰性電極上，各種離子的放電順序：陰極（奪電子的能力）：Au3+>Ag+>Hg2+>Cu2+>Pb2+>Fa2+>Zn2+>H+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+陽極（失電子的能力）：S2->I->Br–>Cl->OH->含氧酸根注意：若用金屬作陽極，電解時陽極本身發(fā)生氧化還原反應（Pt、Au除外）4、雙水解離子方程式的書寫：（1）左邊寫出水解的離子，右邊寫出水解產(chǎn)物；（2）配平：在左邊先配平電荷，再在右邊配平其它原子；（3）H、O不平則在那邊加水。例：當Na2CO3與AlCl3溶液混和時：3CO32-+2Al3++3H2O=2Al(OH)3↓+3CO2↑5、寫電解總反應方程式的方法：（1）分析：反應物、生成物是什么；（2）配平。例：電解KCl溶液：2KCl+2H2O==H2↑+Cl2↑+2KOH配平：2KCl+2H2O==H2↑+Cl2↑+2KOH6、將一個化學反應方程式分寫成二個電極反應的方法：（1）按電子得失寫出二個半反應式；（2）再考慮反應時的環(huán)境（酸性或堿性）；（3）使二邊的原子數(shù)、電荷數(shù)相等。例：蓄電池內的反應為：Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O試寫出作為原電池(放電)時的電極反應。寫出二個半反應：Pb–2e-→PbSO4PbO2+2e-→PbSO4分析：在酸性環(huán)境中，補滿其它原子：應為：負極：Pb+SO42--2e-=PbSO4正極：PbO2+4H++SO42-+2e-=PbSO4+2H2O注意：當是充電時則是電解，電極反應則為以上電極反應的倒轉：為：陰極：PbSO4+2e-=Pb+SO42-陽極：PbSO4+2H2O-2e-=PbO2+4H++SO42-7、在解計算題中常用到的恒等：原子恒等、離子恒等、電子恒等、電荷恒等、電量恒等，用到的方法有：質量守恒、差量法、歸一法、極限法、關系法、十字交法和估算法。（非氧化還原反應：原子守恒、電荷平衡、物料平衡用得多，氧化還原反應：電子守恒用得多）8、電子層結構相同的離子，核電荷數(shù)越多，離子半徑越小；9、晶體的熔點：原子晶體>離子晶體>分子晶體中學學到的原子晶體有：Si、SiC、SiO2=和金剛石。原子晶體的熔點的比較是以原子半徑為依據(jù)的：金剛石>SiC>Si（因為原子半徑：Si>C>O）.10、分子晶體的熔、沸點：組成和結構相似的物質，分子量越大熔、沸點越高。11、膠體的帶電：一般說來，金屬氫氧化物、金屬氧化物的膠體粒子帶正電，非金屬氧化物、金屬硫化物的膠體粒子帶負電。12、氧化性：MnO4->Cl2>Br2>Fe3+>I2>S=4(+4價的S)例：I2+SO2+H2O=H2SO4+2HI13、含有Fe3+的溶液一般呈酸性。14、能形成氫鍵的物質：H2O、NH3、HF、CH3CH2OH。15、氨水（乙醇溶液一樣）的密度小于1，濃度越大，密度越小，硫酸的密度大于1，濃度越大，密度越大，98%的濃硫酸的密度為：1.84g/cm3。16、離子是否共存：（1）是否有沉淀生成、氣體放出；（2）是否有弱電解質生成；（3）是否發(fā)生氧化還原反應；（4）是否生成絡離子[Fe(SCN)2、Fe(SCN)3、Ag(NH3)+、[Cu(NH3)4]2+等]；（5）是否發(fā)生雙水解。17、地殼中：含量最多的金屬元素是—Al含量最多的非金屬元素是—OHClO4(高氯酸)—是最強的酸18、熔點最低的金屬是Hg(-38.9C。),；熔點最高的是W（鎢3410c）；密度最小（常見）的是K；密度最大（常見）是Pt。19、雨水的PH值小于5.6時就成為了酸雨。20、有機酸酸性的強弱：乙二酸>甲酸>苯甲酸>乙酸>碳酸>苯酚>HCO3-21、有機鑒別時，注意用到水和溴水這二種物質。例：鑒別：乙酸乙酯（不溶于水，?。?、溴苯（不溶于水，沉）、乙醛（與水互溶），則可用水。22、取代反應包括：鹵代、硝化、磺化、鹵代烴水解、酯的水解、酯化反應等；23、最簡式相同的有機物，不論以何種比例混合，只要混和物總質量一定，完全燃燒生成的CO2、H2O及耗O2的量是不變的。恒等于單一成分該質量時產(chǎn)生的CO2、H2O和耗O2量。五、無機反應中的特征反應1．與堿反應產(chǎn)生氣體（1）（2）銨鹽：2．與酸反應產(chǎn)生氣體（1）（2）3．Na2S2O3與酸反應既產(chǎn)生沉淀又產(chǎn)生氣體：S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O4．與水反應產(chǎn)生氣體（1）單質（2）化合物5．強烈雙水解6．既能酸反應，又能與堿反應（1）單質：Al（2）化合物：Al2O3、Al(OH)3、弱酸弱堿鹽、弱酸的酸式鹽、氨基酸。7．與Na2O2反應8．2FeCl3+H2S=2FeCl2+S↓+2HCl9．電解10．鋁熱反應：Al+金屬氧化物金屬+Al2O311．Al3+Al(OH)3AlO2-12．歸中反應：2H2S+SO2=3S+2H2O4NH3+6NO4N2+6H2O13．置換反應：（1）金屬→金屬（2）金屬→非金屬（3）非金屬→非金屬（4）非金屬→金屬14、一些特殊的反應類型：⑴化合物+單質化合物+化合物如：Cl2+H2O、H2S+O2、、NH3+O2、CH4+O2、Cl2+FeBr2⑵化合物+化合物化合物+單質NH3+NO、H2S+SO2、Na2O2+H2O、NaH+H2O、Na2O2+CO2、CO+H2O⑶化合物+單質化合物PCl3+Cl2、Na2SO3+O2、FeCl3+Fe、FeCl2+Cl2、CO+O2、Na2O+O214．三角轉化：15．受熱分解產(chǎn)生2種或3種氣體的反應：（1）銨鹽（2）硝酸鹽16．特征網(wǎng)絡：（1）①②③④（2）A—A為弱酸的銨鹽：(NH4)2CO3或NH4HCO3；(NH4)2S或NH4HS；(NH4)2SO3或NH4HSO3（3）無機框圖中常用到催化劑的反應:六、既可作氧化劑又可作還原劑的有：S、SO32-、HSO3-、H2SO3、SO2、NO2-、Fe2+等，及含-CHO的有機物七、反應條件對氧化－還原反應的影響．1．濃度：可能導致反應能否進行或產(chǎn)物不同8HNO3(稀)＋3Cu==2NO↑＋2Cu(NO3)2＋4H2O4HNO3(濃)＋Cu==2NO2↑＋Cu(NO3)2＋2H2OS+6HNO3(濃)===H2SO4+6NO2↑+2H2O

3S+4HNO3(稀)===3SO2+4NO↑+2H2O2．溫度：可能導致反應能否進行或產(chǎn)物不同冷、稀冷、稀4高溫Cl2+2NaOH=====NaCl+NaClO+H2O

高溫3Cl2+6NaOH=====5NaCl+NaClO3+3H2O

3．溶液酸堿性.2S2-＋SO32-＋6H+＝3S↓＋3H2O5Cl-＋ClO3-＋6H+＝3Cl2↑＋3H2OS2-、SO32-，Cl-、ClO3-在酸性條件下均反應而在堿性條件下共存.Fe2+與NO3-共存,但當酸化后即可反應.3Fe2+＋NO3-＋4H+＝3Fe3+＋NO↑＋2H2O

一般含氧酸鹽作氧化劑時,在酸性條件下,氧化性比在中性及堿性環(huán)境中強.故酸性KMnO4溶液氧化性較強.4．條件不同，生成物則不同1、2P＋3Cl2eq\o(\s\up8(點燃),===)2PCl3(Cl2不足)；2P＋5Cl2eq\o(\s\up8(點燃),===)2PCl5(Cl2充足)2、2H2S＋3O2eq\o(\s\up8(點燃),===)2H2O＋2SO2(O2充足)；2H2S＋O2eq\o(\s\up8(點燃),===)2H2O＋2S(O2不充足)3、4Na＋O2eq\o(\s\up8(緩慢氧化),=====)2Na2O2Na＋O2eq\o(\s\up8(點燃),===)Na2O24、Ca(OH)2＋CO2eq\o(\s\up8(CO2適量),====)CaCO3↓＋H2O；Ca(OH)2＋2CO2(過量)==Ca(HCO3)25、C＋O2eq\o(\s\up8(點燃),===)CO2(O2充足)；2C＋O2eq\o(\s\up8(點燃),===)2CO(O2不充足)6、8HNO3(稀)＋3Cu==2NO↑＋2Cu(NO3)2＋4H2O4HNO3(濃)＋Cu==2NO2↑＋Cu(NO3)2＋2H2O7、AlCl3＋3NaOH==Al(OH)3↓＋3NaCl；AlCl3＋4NaOH(過量)==NaAlO2＋2H2O8、NaAlO2＋4HCl(過量)==NaCl＋2H2O＋AlCl3NaAlO2＋HCl＋H2O==NaCl＋Al(OH)3↓9、Fe＋6HNO3(熱、濃)==Fe(NO3)3＋3NO2↑＋3H2OFe＋HNO3(冷、濃)→(鈍化)10、Fe＋6HNO3(熱、濃)eq\o(\s\up8(Fe不足),====)Fe(NO3)3＋3NO2↑＋3H2OFe＋4HNO3(熱、濃)eq\o(\s\up8(Fe過量),====)Fe(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O濃H2SO4濃H2SO411、Fe＋4HNO3(稀)eq\o(\s\up8(Fe不足),====)Fe(NO3)3＋NO↑＋2H2O3Fe＋8HNO3(稀)eq\o(\s\up8(Fe過量),====)3Fe(NO3)3＋2NO↑＋4H2O濃H2SO4濃H2SO4140℃170℃12、C2H5OHCH2=CH2↑＋H2OC2H5－OH＋HO－C2H5C2H5－O－C2H5＋H214017013C2H5Cl＋NaOHeq\o(\s\up8(H2O),→)C2H5OH＋NaClC2H5Cl＋NaOHeq\o(\s\up8(醇),→)CH2＝CH2↑＋NaCl＋H2O14、6FeBr2＋3Cl2（不足）==4FeBr3＋2FeCl32FeBr2＋3Cl2（過量）==2Br2＋2FeCl3八、離子共存問題離子在溶液中能否大量共存，涉及到離子的性質及溶液酸堿性等綜合知識。凡能使溶液中因反應發(fā)生使有關離子濃度顯著改變的均不能大量共存。如生成難溶、難電離、氣體物質或能轉變成其它種類的離子（包括氧化一還原反應）.一般可從以下幾方面考慮1．弱堿陽離子只存在于酸性較強的溶液中.如Fe3+、Al3+、Zn2+、Cu2+、NH4+、Ag+等均與OH-不能大量共存.2．弱酸陰離子只存在于堿性溶液中。如CH3COO-、F-、CO32-、SO32-、S2-、PO43-、AlO2-均與H+不能大量共存.3．弱酸的酸式陰離子在酸性較強或堿性較強的溶液中均不能大量共存.它們遇強酸（H+）會生成弱酸分子；遇強堿（OH-）生成正鹽和水.如：HSO3-、HCO3-、HS-、H2PO4-、HPO42-等4．若陰、陽離子能相互結合生成難溶或微溶性的鹽，則不能大量共存.如：Ba2+、Ca2+與CO32-、SO32-、PO43-、SO42-等；Ag+與Cl-、Br-、I-等；Ca2+與F-，C2O42-等5．若陰、陽離子發(fā)生雙水解反應，則不能大量共存.如：Al3+與HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-、SiO32-等Fe3+與HCO3-、CO32-、AlO2-、ClO-、SiO32-、C6H5O-等；NH4+與AlO2-、SiO32-、ClO-、CO32-等6．若陰、陽離子能發(fā)生氧化一還原反應則不能大量共存.如：Fe3+與I-、S2-；MnO4-（H+）與I-、Br-、Cl-、S2-、SO32-、Fe2+等；NO3-（H+）與上述陰離子；S2-、SO32-、H+7．因絡合反應或其它反應而不能大量共存如：Fe3+與F-、CN-、SCN-等；H2PO4-與PO43-會生成HPO42-，故兩者不共存.九、離子方程式判斷常見錯誤及原因分析1．離子方程式書寫的基本規(guī)律要求：（寫、拆、刪、查四個步驟來寫）（1）合事實：離子反應要符合客觀事實，不可臆造產(chǎn)物及反應。（2）式正確：化學式與離子符號使用正確合理。（3）號實際：“=”“”“→”“↑”“↓”等符號符合實際。（4）兩守恒：兩邊原子數(shù)、電荷數(shù)必須守恒（氧化還原反應離子方程式中氧化劑得電子總數(shù)與還原劑失電子總數(shù)要相等）。（5）明類型：分清類型，注意少量、過量等。（6）檢查細：結合書寫離子方程式過程中易出現(xiàn)的錯誤，細心檢查。例如：(1)違背反應客觀事實如：Fe2O3與氫碘酸：Fe2O3＋6H+＝2Fe3+＋3H2O錯因：忽視了Fe3+與I-發(fā)生氧化一還原反應(2)違反質量守恒或電荷守恒定律及電子得失平衡如：FeCl2溶液中通Cl2：Fe2+＋Cl2＝Fe3+＋2Cl-錯因：電子得失不相等，離子電荷不守恒(3)混淆化學式（分子式）和離子書寫形式如：NaOH溶液中通入HI：OH-＋HI＝H2O＋I-錯因：HI誤認為弱酸.(4)反應條件或環(huán)境不分：如：次氯酸鈉中加濃HCl：ClO-＋H+＋Cl-＝OH-＋Cl2↑錯因：強酸制得強堿(5)忽視一種物質中陰、陽離子配比.如：H2SO4溶液加入Ba(OH)2溶液:Ba2+＋OH-＋H+＋SO42-＝BaSO4↓＋H2O正確：Ba2+＋2OH-＋2H+＋SO42-＝BaSO4↓＋2H2O(6)“＝”“”“↑”“↓”符號運用不當如：Al3+＋3H2O＝Al(OH)3↓＋3H+注意：鹽的水解一般是可逆的，Al(OH)3量少，故不能打“↓”2.判斷離子共存時，審題一定要注意題中給出的附加條件。=1\*GB2⑴酸性溶液（H＋）、堿性溶液（OH-）、能在加入鋁粉后放出可燃氣體的溶液、由水電離出的H＋或OH-=1×10-amol/L(a>7或a<7)的溶液等。=2\*GB2⑵有色離子MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe(SCN)2+。=3\*GB2⑶MnO4-,NO3-等在酸性條件下具有強氧化性。=4\*GB2⑷S2O32-在酸性條件下發(fā)生氧化還原反應：S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O=5\*GB2⑸注意題目要求“一定大量共存”還是“可能大量共存”；“不能大量共存”還是“一定不能大量共存”。=6\*GB2⑹看是否符合題設條件和要求，如“過量”、“少量”、“適量”、“等物質的量”、“任意量”以及滴加試劑的先后順序對反應的影響等。十、能夠做噴泉實驗的氣體1、NH3、HCl、HBr、HI等極易溶于水的氣體均可做噴泉實驗。2、CO2、Cl2、SO2與氫氧化鈉溶液；3、C2H2、C2H4與溴水反應十一、較金屬性強弱的依據(jù)金屬性：金屬氣態(tài)原子失去電子能力的性質；金屬活動性：水溶液中，金屬原子失去電子能力的性質。注：金屬性與金屬活動性并非同一概念，兩者有時表現(xiàn)為不一致，1、同周期中，從左向右，隨著核電荷數(shù)的增加，金屬性減弱；同主族中，由上到下，隨著核電荷數(shù)的增加，金屬性增強；2、依據(jù)最高價氧化物的水化物堿性的強弱；堿性愈強，其元素的金屬性也愈強；3、依據(jù)金屬活動性順序表（極少數(shù)例外）；4、常溫下與酸反應劇烈程度；5、常溫下與水反應的劇烈程度；6、與鹽溶液之間的置換反應；7、高溫下與金屬氧化物間的置換反應。十二、較非金屬性強弱的依據(jù)1、同周期中，從左到右，隨核電荷數(shù)的增加，非金屬性增強；同主族中，由上到下，隨核電荷數(shù)的增加，非金屬性減弱；2、依據(jù)最高價氧化物的水化物酸性的強弱：酸性愈強，其元素的非金屬性也愈強；3、依據(jù)其氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性：穩(wěn)定性愈強，非金屬性愈強；4、與氫氣化合的條件；5、與鹽溶液之間的置換反應；6、其他，例：2Cu＋Seq\o(\s\up8(Δ),===)Cu2SCu＋Cl2eq\o(\s\up8(點燃),===)CuCl2所以，Cl的非金屬性強于S。十三，10電子”、“18電子”的微粒小結1．“10電子”的微粒：分子離子一核10電子的NeN3?、O2?、F?、Na+、Mg2+、Al3+二核10電子的HFOH?、三核10電子的H2ONH2?四核10電子的NH3H3O+五核10電子的CH4NH4+2．“18電子”的微粒分子離子一核18電子的ArK+、Ca2+、Cl￣、S2?二核18電子的F2、HClHS?三核18電子的H2S四核18電子的PH3、H2O2五核18電子的SiH4、CH3六核18電子的N2H4、CH3OH注：其它諸如C2H6、N2H5+、N2H62+等亦為18電子的微粒。十四‘粒半徑的比較：1．判斷的依據(jù)電子層數(shù)：相同條件下，電子層越多，半徑越大。核電荷數(shù)：相同條件下，核電荷數(shù)越多，半徑越小。最外層電子數(shù)相同條件下，最外層電子數(shù)越多，半徑越大。2．具體規(guī)律：1、同周期元素的原子半徑隨核電荷數(shù)的增大而減小（稀有氣體除外）如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.2、同主族元素的原子半徑隨核電荷數(shù)的增大而增大。如：Li<Na<K<Rb<Cs3、同主族元素的離子半徑隨核電荷數(shù)的增大而增大。如：F--<Cl--<Br--<I--4、電子層結構相同的離子半徑隨核電荷數(shù)的增大而減小。如：F->Na+>Mg2+>Al3+5、同一元素不同價態(tài)的微粒半徑，價態(tài)越高離子半徑越小。如Fe>Fe2+>Fe3+十五具有漂白作用的物質氧化作用化合作用吸附作用Cl2、O3、Na2O2、濃HNO3SO2活性炭化學變化物理變化不可逆可逆其中能氧化指示劑而使指示劑褪色的主要有Cl2(HClO)和濃HNO3及Na2O2十六滴加順序不同，現(xiàn)象不同1．AgNO3與NH3·H2O：AgNO3向NH3·H2O中滴加——開始無白色沉淀，后產(chǎn)生白色沉淀NH3·H2O向AgNO3中滴加——開始有白色沉淀，后白色沉淀消失2．NaOH與AlCl3：NaOH向AlCl3中滴加——開始有白色沉淀，后白色沉淀消失AlCl3向NaOH中滴加——開始無白色沉淀，后產(chǎn)生白色沉淀3．HCl與NaAlO2：HCl向NaAlO2中滴加——開始有白色沉淀，后白色沉淀消失NaAlO2向HCl中滴加——開始無白色沉淀，后產(chǎn)生白色沉淀4．Na2CO3與鹽酸：Na2CO3向鹽酸中滴加——開始有氣泡，后不產(chǎn)生氣泡鹽酸向Na2CO3中滴加——開始無氣泡，后產(chǎn)生氣泡十七能使酸性高錳酸鉀溶液褪色的物質（一）有機不飽和烴（烯烴、炔烴、二烯烴、苯乙烯等）；苯的同系物；不飽和烴的衍生物（烯醇、烯醛、烯酸、鹵代烴、油酸、油酸鹽、油酸酯等）；含醛基的有機物（醛、甲酸、甲酸鹽、甲酸某酯等）；石油產(chǎn)品（裂解氣、裂化氣、裂化汽油等）；天然橡膠（聚異戊二烯）。（二）無機－2價硫的化合物（H2S、氫硫酸、硫化物）；＋4價硫的化合物（SO2、H2SO3及亞硫酸鹽）；雙氧水（H2O2，其中氧為－1價）十八最簡式相同的有機物1．CH：C2H2和C6H62．CH2：烯烴和環(huán)烷烴3．CH2O：甲醛、乙酸、甲酸甲酯、葡萄糖4．CnH2nO：飽和一元醛（或飽和一元酮）與二倍于其碳原子數(shù)和飽和一元羧酸或酯；舉一例：乙醛（C2H4O）與丁酸及其異構體（C4H8O2）十九實驗中水的妙用1．水封：在中學化學實驗中，液溴需要水封，少量白磷放入盛有冷水的廣口瓶中保存，通過水的覆蓋，既可隔絕空氣防止白磷蒸氣逸出，又可使其保持在燃點之下；液溴極易揮發(fā)有劇毒，它在水中溶解度較小，比水重，所以亦可進行水封減少其揮發(fā)。2．水?。悍尤渲闹苽?沸水浴)；硝基苯的制備(50—60℃)、乙酸乙酯的水解(70～80℃)、蔗糖的水解(70～80℃)、硝酸鉀溶解度的測定(室溫～3．水集：排水集氣法可以收集難溶或不溶于水的氣體，中學階段有02，H2，C2H4，C2H2，CH4，NO。有些氣體在水中有一定溶解度，但可以在水中加入某物質降低其溶解度，如：可用排飽和食鹽水法收集氯氣。4．水洗：用水洗的方法可除去某些難溶氣體中的易溶雜質，如除去NO氣體中的N02雜質。5．鑒別：可利用一些物質在水中溶解度或密度的不同進行物質鑒別，如：苯、乙醇溴乙烷三瓶未有標簽的無色液體，用水鑒別時浮在水上的是苯，溶在水中的是乙醇，沉于水下的是溴乙烷。利用溶解性溶解熱鑒別，如：氫氧化鈉、硝酸銨、氯化鈉、碳酸鈣，僅用水可資鑒別。6．檢漏：氣體發(fā)生裝置連好后，應用熱脹冷縮原理，可用水檢查其是否漏氣。二十、阿伏加德羅定律1．內容：在同溫同壓下，同體積的氣體含有相等的分子數(shù)。即“三同”定“一等”。2．推論（1）同溫同壓下，V1/V2=n1/n2（2）同溫同體積時，p1/p2=n1/n2=N1/N2（3）同溫同壓等質量時，V1/V2=M2/M1（4）同溫同壓同體積時，M1/M2=ρ1/ρ2注意：（1）阿伏加德羅定律也適用于混合氣體。（2）考查氣體摩爾體積時，常用在標準狀況下非氣態(tài)的物質來迷惑考生，如H2O、SO3、已烷、辛烷、CHCl3、乙醇等。（3）物質結構和晶體結構：考查一定物質的量的物質中含有多少微粒（分子、原子、電子、質子、中子等）時常涉及稀有氣體He、Ne等單原子分子，Cl2、N2、O2、H2雙原子分子。膠體粒子及晶體結構：P4、金剛石、石墨、二氧化硅等結構。（4）要用到22.4L·mol－1時，必須注意氣體是否處于標準狀況下，否則不能用此概念；（5）某些原子或原子團在水溶液中能發(fā)生水解反應，使其數(shù)目減少；（6）注意常見的的可逆反應：如NO2中存在著NO2與N2O4的平衡；（7）不要把原子序數(shù)當成相對原子質量，也不能把相對原子質量當相對分子質量。（8）較復雜的化學反應中，電子轉移數(shù)的求算一定要細心。如Na2O2+H2O；Cl2+NaOH；電解AgNO3溶液等。二十一、氧化還原反應升失氧還還、降得還氧氧（氧化劑/還原劑，氧化產(chǎn)物/還原產(chǎn)物，氧化反應/還原反應）化合價升高（失ne—）被氧化氧化劑＋還原劑＝還原產(chǎn)物＋氧化產(chǎn)物化合價降低（得ne—）被還原（較強）（較強）（較弱）（較弱）氧化性：氧化劑＞氧化產(chǎn)物還原性：還原劑＞還原產(chǎn)物二十二化還原反應配平標價態(tài)、列變化、求總數(shù)、定系數(shù)、后檢查一標出有變的元素化合價；二列出化合價升降變化三找出化合價升降的最小公倍數(shù)，使化合價升高和降低的數(shù)目相等；四定出氧化劑、還原劑、氧化產(chǎn)物、還原產(chǎn)物的系數(shù)；五平：觀察配平其它物質的系數(shù)；六查：檢查是否原子守恒、電荷守恒（通常通過檢查氧元素的原子數(shù)），畫上等號。二十三、鹽類水解鹽類水解，水被弱解；有弱才水解，無弱不水解；越弱越水解，都弱雙水解；誰強呈誰性，同強呈中性。電解質溶液中的守恒關系=1\*GB2⑴電荷守恒：電解質溶液中所有陽離子所帶有的正電荷數(shù)與所有的陰離子所帶的負電荷數(shù)相等。如NaHCO3溶液中：n(Na＋)＋n(H+)＝n(HCO3-)＋2n(CO32-)＋n(OH-)推出：[Na＋]＋[H＋]＝[HCO3-]＋2[CO32-]＋[OH-]=2\*GB2⑵物料守恒：電解質溶液中由于電離或水解因素，離子會發(fā)生變化變成其它離子或分子等，但離子或分子中某種特定元素的原子的總數(shù)是不會改變的。如NaHCO3溶液中：n(Na＋)：n(c)＝1:1，推出：c(Na＋)＝c(HCO3-)＋c(CO32-)＋c(H2CO3)=3\*GB2⑶質子守恒：(不一定掌握)電解質溶液中分子或離子得到或失去質子（H＋）的物質的量應相等。例如：在NH4HCO3溶液中H3O+、H2CO3為得到質子后的產(chǎn)物；NH3、OH-、CO32-為失去質子后的產(chǎn)物，故有以下關系：c(H3O+)+c(H2CO3)=c(NH3)+c(OH-)+c(CO32-)。二十四、熱化學方程式正誤判斷——“三查”1．檢查是否標明聚集狀態(tài)：固（s）、液（l）、氣（g）2．檢查△H的“+”“－”是否與吸熱、放熱一致。(注意△H的“+”與“－”，放熱反應為“－”，吸熱反應為“+”)3．檢查△H的數(shù)值是否與反應物或生成物的物質的量相匹配（成比例）注意：=1\*GB2⑴要注明反應溫度和壓強，若反應在298K和1.013×105Pa條件下進行，可不予注明；=2\*GB2⑵要注明反應物和生成物的聚集狀態(tài)，常用s、l、g分別表示固體、液體和氣體；=3\*GB2⑶△H與化學計量系數(shù)有關，注意不要弄錯。方程式與△H應用分號隔開，一定要寫明“+”、“-”數(shù)值和單位。計量系數(shù)以“mol”為單位，可以是小數(shù)或分數(shù)。=4\*GB2⑷一定要區(qū)別比較“反應熱”、“中和熱”、“燃燒熱”等概念的異同。二十五、濃硫酸“五性”酸性、強氧化性、吸水性、脫水性、難揮發(fā)性化合價不變只顯酸性化合價半變既顯酸性又顯強氧化性化合價全變只顯強氧化性二十六、濃硝酸“四性”酸性、強氧化性、不穩(wěn)定性、揮發(fā)性化合價不變只顯酸性化合價半變既顯酸性又顯強氧化性化合價全變只顯強氧化性二十七、烷烴系統(tǒng)命名法的步驟①選主鏈，稱某烷②編號位，定支鏈③取代基，寫在前，注位置，短線連④不同基，簡到繁，相同基，合并算烷烴的系統(tǒng)命名法使用時應遵循兩個基本原則：①最簡化原則，②明確化原則，主要表現(xiàn)在一長一近一多一小，即“一長”是主鏈要長，“一近”是編號起點離支鏈要近，“一多”是支鏈數(shù)目要多，“一小”是支鏈位置號碼之和要小，這些原則在命名時或判斷命名的正誤時均有重要的指導意義。二十八、"五同的區(qū)別"同位素(相同的中子數(shù)，不同的質子數(shù)，是微觀微粒)同素異形體（同一種元素不同的單質，是宏觀物質）同分異構體（相同的分子式，不同的結構）同系物（組成的元素相同，同一類的有機物，相差一個或若干個的CH2）同一種的物質（氯仿和三氯甲烷，異丁烷和2-甲基丙烷等）二十九、化學平衡圖象題的解題步驟一般是：看圖像：一看面（即橫縱坐標的意義）；二看線（即看線的走向和變化趨勢）；三看點（即曲線的起點、折點、交點、終點），先出現(xiàn)拐點的則先達到平衡，說明該曲線表示的溫度較高或壓強較大，“先拐先平”。四看輔助線（如等溫線、等壓線、平衡線等）；五看量的變化（如溫度變化、濃度變化等），“定一議二”。三十、中學常見物質電子式分類書寫Cl1．Cl-的電子式為：ClOOHOH2．-OH：OH-電子式：ClMg2+ClSClMg2+ClS2–Na+Na+CaC2、Na2O2NaNa+Na+OO2–2–Ca2+CC4．NH4Cl(NH4)2SHHHNHHS2–HHNHHClHHNHHCOCO2OOC寫結構式補孤電子對共用電子對代共價鍵OOOCOOOC5．結構式電子式ClClClCl6．MgCl2形成過程：+Mg+Mg2+ClClClCl三十一、等效平衡問題及解題思路1、等效平衡的含義在一定條件（定溫、定容或定溫、定壓）下，只是起始加入情況不同的同一可逆反應達到平衡后，任何相同組分的分數(shù)（體積、物質的量）均相同，這樣的化學平衡互稱等效平衡。2、等效平衡的分類（1）定溫（T）、定容（V）條件下的等效平衡Ⅰ類：對于一般可逆反應，在定T、V條件下，只改變起始加入情況，只要通過可逆反應的化學計量數(shù)比換算成平衡式左右兩邊同一邊物質的物質的量與原平衡相同，則二平衡等效。Ⅱ類：在定T、V情況下，對于反應前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應，只要反應物（或生成物）的物質的量的比例與原平衡相同，則二平衡等效。①2402a②00.510.5a③mg（g≥2m）2（g-2m）（g-m）?a（2）定T、P下的等效平衡（例4：與例3的相似。如將反應換成合成氨反應）Ⅲ類：在T、P相同的條件下，改變起始加入情況，只要按化學計量數(shù)換算成平衡式左右兩邊同一邊物質的物質的量之比與原平衡相同，則達到平衡后與原平衡等效。三十二、元素的一些特殊性質1．周期表中特殊位置的元素①族序數(shù)等于周期數(shù)的元素：H、Be、Al、Ge。②族序數(shù)等于周期數(shù)2倍的元素：C、S。③族序數(shù)等于周期數(shù)3倍的元素：O。④周期數(shù)是族序數(shù)2倍的元素：Li、Ca。⑤周期數(shù)是族序數(shù)3倍的元素：Na、Ba。⑥最高正價與最低負價代數(shù)和為零的短周期元素：C。⑦最高正價是最低負價絕對值3倍的短周期元素：S。⑧除H外，原子半徑最小的元素：F。⑨短周期中離子半徑最大的元素：P。2．常見元素及其化合物的特性①形成化合物種類最多的元素、單質是自然界中硬度最大的物質的元素或氣態(tài)氫化物中氫的質量分數(shù)最大的元素：C。②空氣中含量最多的元素或氣態(tài)氫化物的水溶液呈堿性的元素：N。③地殼中含量最多的元素、氣態(tài)氫化物沸點最高的元素或氫化物在通常情況下呈液態(tài)的元素：O。④最輕的單質的元素：H；最輕的金屬單質的元素：Li。⑤單質在常溫下呈液態(tài)的非金屬元素：Br；金屬元素：Hg。⑥最高價氧化物及其對應水化物既能與強酸反應，又能與強堿反應的元素：Be、Al、Zn。⑦元素的氣態(tài)氫化物和它的最高價氧化物對應水化物能起化合反應的元素：N；能起氧化還原反應的元素：S。⑧元素的氣態(tài)氫化物能和它的氧化物在常溫下反應生成該元素單質的元素：S。⑨元素的單質在常溫下能與水反應放出氣體的短周期元素：Li、Na、F。⑩常見的能形成同素異形體的元素：C、P、O、S。重點氧化還原反應常見的重要氧化劑、還原劑實質：有電子轉移（得失與偏移）特征：反應前后元素的化合價有變化概念及轉化關系還原性化合價升高弱氧化性概念及轉化關系變化↑↑變化反應物→→產(chǎn)物還原劑氧化反應氧化產(chǎn)物反應物→→產(chǎn)物變化氧化劑還原反應還原產(chǎn)物變化↓↓氧化性化合價降低弱還原性氧化還原反應有元素化合價升降的化學反應是氧化還原反應。有電子轉移（得失或偏移）的反應都是氧化還原反應。概念：氧化劑：反應中得到電子（或電子對偏向）的物質（反應中所含元素化合價降低物）還原劑：反應中失去電子（或電子對偏離）的物質（反應中所含元素化合價升高物）氧化產(chǎn)物：還原劑被氧化所得生成物；氧化還原反應氧化還原反應失電子，化合價升高，被氧化雙線橋：氧化劑+還原劑=還原產(chǎn)物+氧化產(chǎn)物得電子，化合價降低，被還原電子轉移表示方法單線橋：電子還原劑+氧化劑=還原產(chǎn)物+氧化產(chǎn)物二者的主表示意義、箭號起止要區(qū)別：電子數(shù)目等依據(jù)原則：氧化劑化合價降低總數(shù)=還原劑化合價升高總數(shù)配平找出價態(tài)變化，看兩劑分子式，確定升降總數(shù)；配平方法步驟：求最小公倍數(shù)，得出兩劑系數(shù)，觀察配平其它。有關計算：關鍵是依據(jù)氧化劑得電子數(shù)與還原劑失電子數(shù)相等，列出守恒關系式強弱比較①、由元素的金屬性或非金屬性比較；（金屬活動性順序表，元素周期律）強弱比較②、由反應條件的難易比較；氧化劑、還原劑③、由氧化還原反應方向比較；（氧化性：氧化劑>氧化產(chǎn)物；還原性：還原劑>還原產(chǎn)物）氧化劑、還原劑④、根據(jù)（氧化劑、還原劑）元素的價態(tài)與氧化還原性關系比較。元素處于最高價只有氧化性，最低價只有還原性，處于中間價態(tài)既有氧化又有還原性。活潑的非金屬，如Cl2、Br2、O2等②、元素（如Mn等）處于高化合價的氧化物，如MnO2、KMnO4等氧化劑：③、元素（如S、N等）處于高化合價時的含氧酸，如濃H2SO4、HNO3等④、元素（如Mn、Cl、Fe等）處于高化合價時的鹽，如KMnO4、KClO3、FeCl3、K2Cr2O7⑤、過氧化物，如Na2O2、H2O2等。①、活潑的金屬，如Na、Al、Zn、Fe等；②、元素（如C、S等）處于低化合價的氧化物，如CO、SO2等還原劑：③、元素（如Cl、S等）處于低化合價時的酸，如濃HCl、H2S等④、元素（如S、Fe等）處于低化合價時的鹽，如Na2SO3、FeSO4等⑤、某些非金屬單質，如H2、C、Si等。氧化劑還原劑活潑非金屬單質：X2、O2、S活潑金屬單質：Na、Mg、Al、Zn、Fe某些非金屬單質：C、H2、S高價金屬離子：Fe3+、Sn4+不活潑金屬離子：Cu2+、Ag+其它：［Ag(NH3)2］+、新制Cu(OH)2低價金屬離子：Fe2+、Sn2+非金屬的陰離子及其化合物：S2-、H2S、I-、HI、NH3、Cl-、HCl、Br-、HBr含氧化合物：NO2、N2O5、MnO2、Na2O2、H2O2、HClO、HNO3、濃H2SO4、NaClO、Ca(ClO)2、KClO3、KMnO4、王水低價含氧化合物：CO、SO2、H2SO3、Na2SO3、Na2S2O3、NaNO2、H2C2O4離子反應離子非氧化還原反應堿性氧化物與酸的反應類型：酸性氧化物與堿的反應離子型氧化還原反應置換反應一般離子氧化還原反應化學方程式：用參加反應的有關物質的化學式表示化學反應的式子。用實際參加反應的離子符號表示化學反應的式子。表示方法寫：寫出反應的化學方程式；離子反應：拆：把易溶于水、易電離的物質拆寫成離子形式；離子方程式：書寫方法：刪：將不參加反應的離子從方程式兩端刪去；查：檢查方程式兩端各元素原子種類、個數(shù)、電荷數(shù)是否相等。意義：不僅表示一定物質間的某個反應；還能表示同一類型的反應。本質：反應物的某些離子濃度的減小。金屬、非金屬、氧化物（Al2O3、SiO2）中學常見的難溶物堿：Mg(OH)2、Al(OH)3、Cu(OH)2、Fe(OH)3生成難溶的物質：Cu2++OH-=Cu(OH)2↓鹽：AgCl、AgBr、AgI、CaCO3、BaCO3生成微溶物的離子反應：2Ag++SO42-=Ag2SO4↓發(fā)生條件由微溶物生成難溶物：Ca(OH)2+CO32-=CaCO3↓+2OH-生成難電離的物質：常見的難電離的物質有H2O、CH3COOH、H2CO3、NH3·H2O生成揮發(fā)性的物質：常見易揮發(fā)性物質有CO2、SO2、NH3等發(fā)生氧化還原反應：遵循氧化還原反應發(fā)生的條件?；瘜W反應速率、化學平衡意義：表示化學反應進行快慢的量。定性：根據(jù)反應物消耗，生成物產(chǎn)生的快慢（用氣體、沉淀等可見現(xiàn)象）來粗略比較定量：用單位時間內反應物濃度的減少或生成物濃度的增大來表示。表示方法：①、單位：mol/(L·min)或mol/(L·s)說明：化學反應速率②說明：化學反應速率③、一般不能用固體和純液體物質表示濃度（因為ρ不變）④、對于沒有達到化學平衡狀態(tài)的可逆反應：v正≠v逆內因（主要因素）：參加反應物質的性質。①、結論：在其它條件不變時，增大濃度，反應速率加快，反之濃度：則慢。②、說明：只對氣體參加的反應或溶液中發(fā)生反應速率產(chǎn)生影響；與反應物總量無關。影響因素①、結論：對于有氣體參加的反應，增大壓強，反應速率加快，壓強：反之則慢②、說明：當改變容器內壓強而有關反應的氣體濃度無變化時，則反應速率不變；如：向密閉容器中通入惰性氣體。①、結論：其它條件不變時，升高溫度反應速率加快，反之則慢。溫度：a、對任何反應都產(chǎn)生影響，無論是放熱還是吸熱反應；外因：②說明b、對于可逆反應能同時改變正逆反應速率但程度不同；c、一般溫度每升高10℃，反應速率增大2～4倍,有些反應只有在一定溫度范圍內升溫才能加快①、結論：使用催化劑能改變化學反應速率。催化劑a、具有選擇性；②、說明：b、對于可逆反應，使用催化劑可同等程度地改變正、逆反應速率；c、使用正催化劑，反應速率加快，使用負催化劑，反應速率減慢。原因：碰撞理論（有效碰撞、碰撞的取向及活化分子等）其它因素：光、電磁波、超聲波、反應物顆粒的大小、溶劑的性質等化學平衡狀態(tài)：指在一定條件下的可逆反應里，正反應速率和逆反應速率相等，反應混合中各組分的百分含量保持不變的狀態(tài)。逆：研究的對象是可逆反應動：是指動態(tài)平衡，反應達到平衡狀態(tài)時，反應沒有停止。平衡狀態(tài)特征：等：平衡時正反應速率等于逆反應速率，但不等于零。定：反應混合物中各組分的百分含量保持一個定值。變：外界條件改變，原平衡破壞，建立新的平衡。①、定義：mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)②、意義：表示可逆反應的反應進行的程度。③、影響因素：溫度（正反應吸熱時，溫度升高，K增大；正反應放熱時，化學平衡常數(shù)：溫度升高，K減?。?，而與反應物或生成物濃度無關。用化學平衡常數(shù)判斷化學平衡狀態(tài)。④、用途：a、Q=K時，處于平衡狀態(tài)，v正=v逆；b、Q>K時，處于未達平衡狀態(tài)；v正<v逆向逆向進行；c、Q<K時，處于未達平衡狀態(tài)；v正>v逆向正向進行。原因：反應條件改變引起：v正≠v逆化學平衡：結果：速率、各組分百分含量與原平衡比較均發(fā)生變化?；瘜W平衡移動：v(正)>v(逆)向右（正向）移方向：v(正)=v(逆)平衡不移動v(正)<v(逆)向左（逆向）移注意：其它條件不變，只改變影響平衡的一個條件才能使用。①、濃度：增大反應物濃度或減少生成物濃度，平衡向正反應方向移動；反之向逆反應方向移動結論：增大壓強，平衡向縮小體積方向移動；減小壓強，平衡向擴大體積的方向移動。②、壓強：Ⅰ、反應前后氣態(tài)物質總體積沒有變化的反應，壓強改變不能改變化學平衡狀態(tài)；影響化學平衡移動的因素：說明：Ⅱ、壓強的改變對濃度無影響時，不能改變化學平衡狀態(tài)，如向密閉容器中充入惰性氣體。Ⅲ、對沒有氣體參加的反應無影響。③、溫度：升高溫度，平衡向吸熱反應方向移動；降低溫度，平衡向放熱反應方向移動。勒沙特列原理：如果改變影響平衡的一個條件（如濃度、壓強、溫度等）平衡就向能減弱這種改變的方向移動。概念：在一定條件下（定溫、定容或定溫、定壓），對同一可逆反應，只要起始時加入物質的物質的量不同，而達到化學平衡時，同種物質的含量相同，這樣的平衡稱為等效平衡。平衡等效：（1）、定溫、定容：對于一般的可逆反應只改變起始時加入物質的物質的量，如通過可逆反應的化學計量數(shù)比換算成同一半邊的物質的物質的量與原平衡相同，則兩平衡等效。規(guī)律：②、對于反應前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應，只要反應物（或生成物）的物質的量的比例與原平衡相同，兩平衡等效。（2）、定溫、定壓：改變起始時加入物質的物質的量，只要按化學計量數(shù)換算成同一半邊的物質的物質的量之比與原平衡相同，則達平衡后與原平衡等效。有機反應方程式HYPERLINK(一)烷烴CH4+2O2CO2+2H2OCH4+2Cl2CH2Cl2+2HClCH4+3Cl2CHCl3+3HClCH4+4Cl2CCl4+4HClCH4C+2HHYPERLINK(二)烯烴C2H4+3O22CO2+2H2OCH2＝CH2+Br2CH2BrCH2BrCH2＝CH2+H2OCH3CH2OHCH2＝CH2+H2CH3CH3化學計算（一）有關化學式的計算1．通過化學式，根據(jù)組成物質的各元素的原子量，直接計算分子量。2．已知標準狀況下氣體的密度，求氣體的式量：M=22.4ρ。3．根據(jù)相對密度求式量：M=MˊD。 4．混合物的平均分子量： 5．相對原子質量原子的相對原子質量=A1、A2表示同位素相對原子質量，a1%、a2%表示原子的摩爾分數(shù)元素近似相對原子質量：(二)溶液計算1、2、稀釋過程中溶質不變：C1V1=C2V2。3、同溶質的稀溶液相互混合：C混=(忽略混合時溶液體積變化不計)4、溶質的質量分數(shù)。 ①②（飽和溶液，S代表溶質該條件下的溶解度）③混合：m1a1%+m2a2%=(m1+m2④稀釋：m1a1%=m2a5、有關pH值的計算：酸算H+，堿算OH—Ⅰ.pH=—lg[H+]C(H+)=10-pHⅡ.KW=[H+][OH—]=10-14（25℃×M×NA質量物質的量微粒m÷Mn÷NAN

×÷22.4L/mol22.4L/mol氣體的體積（標準狀況下）6、圖中的公式：1．2．3．4．解題技巧策略1化學基本概念的分析與判斷１金點子：化學基本概念較多，許多相近相似的概念容易混淆，且考查時試題的靈活性較大。如何把握其實質，認識其規(guī)律及應用？主要在于要抓住問題的實質，掌握其分類方法及金屬、非金屬、酸、堿、鹽、氧化物的相互關系和轉化規(guī)律，是解決這類問題的基礎。經(jīng)典題：例題1：（2001年全國高考）下列過程中，不涉及化學變化的是（）A．甘油加水作護膚劑B．用明礬凈化水C．烹魚時加入少量的料酒和食醋可減少腥味，增加香味D．燒菜用過的鐵鍋，經(jīng)放置常出現(xiàn)紅棕色斑跡方法：從有無新物質生成，對題中選項分別進行分析。捷徑：充分利用物質的物理性質和化學性質，對四種物質的應用及現(xiàn)象進行剖析知：甘油用作護膚劑是利用了甘油的吸水性，不涉及化學變化。明礬凈化水，是利用了Al3+水解產(chǎn)生的Al(OH)3膠體的吸附作用；烹魚時加入少量的料酒和食醋可減少腥味，增加香味，是兩者部分發(fā)生了酯化反應之故；燒菜用過的鐵鍋，經(jīng)放置出現(xiàn)紅棕色斑跡，屬鐵的吸氧腐蝕。此三者均為化學變化。故選A。總結：對物質性質進行分析，從而找出有無新物質生成，是解答此類試題的關鍵。例題2：（1996年上海高考）下列電子式書寫錯誤的是().方法：從化合物(離子化合物、共價化合物)—→原子的電子式—→得失電子—→化合物或原子團電子式，對題中選項逐一分析的。捷徑：根據(jù)上述方法，分析CO2分子中電子總數(shù)少于原子中的電子總數(shù)，故A選項錯。B項中N與N之間為三鍵，且等于原子的電子總數(shù)，故B正確。C有一個負電荷，為從外界得到一個電子，正確。D為離子化合物，存在一個非極性共價鍵，正確。以此得正確選項為A?？偨Y：電子式的書寫是中學化學用語中的重點內容。此類試題要求考生從原子的電子式及形成化合物時電子的得失與偏移進行分析而獲解。例題3：（1996年上海高考）下列物質有固定元素組成的是()A．空氣 B．石蠟 C．氨水 D．二氧化氮氣體方法：從純凈物與混合物進行分析。捷徑：因純凈物都有固定的組成，而混合物大部分沒有固定的組成。分析選項可得D?？偨Y：值得注意的是：有機高分子化合物(如聚乙烯、聚丙烯等)及有機同分異構體(如二甲苯)混在一起，它們雖是混合物，但卻有固定的元素組成。此類試題與純凈物和混合物的設問，既有共同之處，也有不同之處策略2物質的量方面試題的求解技巧２金點子：“物質的量”是中學化學計算的核心。從微觀到宏觀，從固體到氣體，從純凈物到混合物中的各類計算，均要用到物質的量。在溶液方面，還要涉及到溶解度、溶質的質量分數(shù)的求算及溶液中各種守恒關系的分析。對氣體來說，在解題時要特別注意氣體所處的外界條件，因溫度、壓強不同，等物質的量的氣體所占的體積不同。對于NO2方面的試題，還要考慮后續(xù)反應，即NO2與N2O4的平衡轉換。對混合物中各物質的物質的量的分析，既要考慮反應，還要考慮反應進行的程度及過量問題。經(jīng)典題：例題1：（2001年全國高考）在100mL0.10mol·L－1的AgNO3溶液中加入100mL溶有2.08gBaCl2的溶液，再加入100mL溶有0.010molCuSO4·5H2O的溶液，充分反應。下列說法中正確的是（）A.最終得到白色沉淀和無色溶液B.最終得到的白色沉淀是等物質的量的兩種化合物的混合物C.在最終得到的溶液中，Cl-的物質的最為0.02molD.在最終得到的溶液中，Cu2+的物質的量濃度為0.01mol·L－1方法：通過溶液中的離子進行整體分析。捷徑：題中n（Ag+）=0.1L×0.1mol·L—1=0.01mol，n（Ba2+）=2.08g/208g·mol—1=0.01mol，n（Cl—）=0.02mol，n（Cu2+）=0.01mol，n（SO42—）=0.01mol，所以生成n（AgCl）=0.01mol，n（BaSO4）=0.01mol。生成AgCl、BaSO4兩種白色沉淀，它們物質的量相等。在生成的溶液中n（Cl—）=0.02mol—0.01mol=0.01mol，Cu2+未參加反應，所以溶液顯藍色，反應后溶液的體積大約為200mL，所以C（Cu2+）=0.05mol·L—1。以此正確的是B?？偨Y：這是集化學計算，實驗現(xiàn)象描述為一體的學科內綜合試題。盡管難度不大，但很有新意。例題2：（2001年上海高考）設NA為阿佛加德羅常數(shù)，下列說法不正確的是（）A.標準狀況下的22.4L辛烷完全燃燒，生成二氧化碳分子數(shù)為8NAB.18g水中含有的電子數(shù)為10NAC.46g二氧化氮和46g四氧化二氮含有的原子數(shù)均為3NAD.在1L2mol·L—1方法：根據(jù)題意對選項逐一化解。捷徑：A.在標準狀況下，辛烷是液體，22.4L液態(tài)辛烷物質的量要比1mol大得多，所以A選項錯誤。B.18g水為1mol水，其中含有的電子數(shù)為10mol。C.NO2和N2O4具有相同的最簡式，相同質量的NO2和N2O4必然含有相同數(shù)目的原子。46gNO2即為1molNO2共含有3mol原子。D.n（NO3—）=1L×2mol/L×2=4總結：此類試題是高考試卷中的熱點題型，在解答此類試題時，一要注意物質所處的狀態(tài)，二要理清微粒間的聯(lián)系。例題3：（1997年全國高考）分別取等質量80℃的甲、乙兩種化合物的飽和溶液,降溫至20℃后,所析出的甲的質量比乙的大(甲和乙均無結晶水A．20℃時，乙的溶解度比甲的大 B．80C．溫度對乙的溶解度影響較大 D．溫度對甲的溶解度影響較大方法：從溫度對溶解度的影響分析。捷徑：溶解度是在一定溫度下，在100g溶劑中制成飽和溶液時，所溶解溶質的質量。由于取等質量甲、乙兩種溶液，其中含水的質量不知道，無法推斷其溶解度的大小。但降低相同的溫度，甲析出的質量大于乙，所以溫度對甲的溶解度影響較大。故選D?？偨Y：有關溶解度方面的試題，在解題時既要考慮某一溫度下溶解度的大小，又要考慮溫度變化時溶解度的改變量。值得注意的是，如果溶液不是飽和溶液，則不能利用溶解度進行有關計算。策略3元素周期律、周期表試題的分析技巧金點子：元素周期律、周期表部分的試題，主要表現(xiàn)在四個方面。一是根據(jù)概念判斷一些說法的正確性；二是比較粒子中電子數(shù)及電荷數(shù)的多少；三是原子及離子半徑的大小比較；四是周期表中元素的推斷。此類試題的解法技巧主要有，逐項分析法、電子守恒法、比較分析法、分類歸納法、推理驗證法等經(jīng)典題：例題1：（2001年全國高考）下列說法中錯誤的是（）A．原子及其離子的核外電子層數(shù)等于該元素所在的周期數(shù)B．元素周期表中從IIIB族到IIB族10個縱行的元素都是金屬元素C．除氦外的稀有氣體原子的最外層電子數(shù)都是8D．同一元素的各種同位素的物理性質、化學性質均相同方法：依靠概念逐一分析。捷徑：原子的核外電子層數(shù)等于該元素所在的周期數(shù)，而離子由于有電子的得失，當失去電子時，其離子的電子層數(shù)不一定等于該元素所在的周期數(shù)，如Na+等。A選項錯。元素周期表中從IIIB族到IIB族10個縱行的元素都是過渡元素，均為金屬元素正確。氦的最外層為第一層，僅有2個電子，除氦外的稀有氣體原子的最外層電子數(shù)都是8正確。同一元素的各種同位素的化學性質幾乎完全相同，而物理性質不同，D選項錯。以此得答案為AD?？偨Y：此題要求考生對元素及元素周期表有一個正確的認識，雖不難，但容易出錯。例題2：（2001年上海高考）已知短周期元素的離子：aA2＋、bB＋、cC3－、dD－都具有相同的電子層結構，則下列敘述正確的是（）A．原子半徑A＞B＞D＞CB．原子序數(shù)d＞c＞b＞aC．離子半徑C＞D＞B＞AD．單質的還原性A＞B＞D＞C方法：采用分類歸納法。捷徑：首先將四種離子分成陽離子與陰離子兩類，分析其原子序數(shù)及離子半徑。陽離子為aA2＋、bB＋，因具有相同的電子層結構，故原子序數(shù)a>b，離子半徑A<B；陰離子為cC3－、dD－，因具有相同的電子層結構，故原子序數(shù)c<d，離子半徑C>D。再將其綜合分析，因四種離子具有相同的電子層結構，故A、B位于C、D的下一周期，其原子序數(shù)為a>b>d>c，離子半徑A<B<D<C。故正確答案為C?？偨Y：對于電子層結構相同的單核離子，其核電荷越大，半徑越小。例題3：（1998年全國高考）X和Y屬短周期元素，X原子的最外層電子數(shù)是次外層電子數(shù)的一半，Y位于X的前一周期，且最外層只有一個電子，則X和Y形成的化合物的化學式可表示為（）

A．XY B．XY2 C．XY3 D．X2Y3方法：先找出所屬元素，再分析反應情況。捷徑：根據(jù)題意X可能是Li或Si。若X為Li，則Y為H，可組成化合物LiH即XY，若X為Si則Y為Li，Li和Si不能形成化合物。因此得答案為A?？偨Y：部分考生因未分析出X可能為Li，而造成無法解答策略4速率與平衡方面試題的解題方法與技巧４金點子：在化學反應中物質的變化必經(jīng)過三態(tài)，即起始態(tài)、變化態(tài)和最終態(tài)。對于化學反應速率、化學平衡及其它化學反應方面的計算，如能根據(jù)反應方程式，對應地列出三態(tài)的變化，哪么便可使分析、解題變得一目了然。此方面的試題的題型及方法與技巧主要有：1．化學平衡狀態(tài)的判斷化學反應是否達到平衡狀態(tài)，關鍵是要看正反應速率和逆反應速率是否相等及反應混合物中各組分百分含量是否還隨時間發(fā)生變化。2．化學反應速率的計算與分析要充分利用速率之比等于化學方程式中的計量數(shù)之比。3．化學平衡移動的分析影響因素主要有：濃度、壓強、溫度，其移動可通過勒沙特列原理進行分析?；瘜W平衡移動的實質是濃度、溫度、壓強等客觀因素對正、逆反應速率變化產(chǎn)生不同的影響，使V正≠V逆，原平衡狀態(tài)發(fā)生移動。4．等效平衡的分析主要有等溫等容和等溫等壓兩種情況。5．速率與平衡的圖象分析主要要抓住三點，即起點、拐點和終點。經(jīng)典題：例題1：（2001年全國高考）在一定溫度下，容器內某一反應中M、N的物質的量隨反應時間變化的曲線如圖，下列表述中正確的是（）A．反應的化學方程式為：2MNB．t2時，正逆反應速率相等，達到平衡C．t3時，正反應速率大于逆反應速率D．t1時，N的濃度是M濃度的2倍方法：圖象分析法。捷徑：從圖中得到N為反應物，M為生成物。從0→t2min，M增加2mol，N消耗4mol，且到達t3min，M、N的濃度保持不變，即反應為可逆反應，反應式為2NM。t2時反應物和生成物物質的量相等，此時不是正、逆反應速率相等。當t3時正逆反應的速率相等。t1時n（N）=6mol，n（M）=3mol，由于在同一容器中，所以c（N）=2c（M）。因此此題正確答案為D?？偨Y：選項B最容易被誤認為正確說法。造成錯判的原因有三：①沒有看清縱坐標的物理量；②概念錯誤，認為物質的量相等時，化學反應速率就相等；③沒有讀懂圖。例題2：（1998年全國高考）體積相同的甲、乙兩個容器中，分別都充有等物質的量的SO2和O2，在相同溫度下發(fā)生反應：2SO2+O22SO3，并達到平衡。在這過程中，甲容器保持體積不變，乙容器保持壓強不變，若甲容器中SO2的轉化率為p%，則乙容器中SO2的轉化率（）A．等于p% B．大于p% C．小于p% D．無法判斷方法：平衡中的等效轉化分析法。捷徑：設乙容器壓強保持1.01×105Pa，因甲容器中體積保持不變，2SO2+O22SO3的正反應是個氣體體積縮小的反應，達到平衡時，混合氣體的總壓強小于1.01×105Pa。又減小壓強，平衡向逆反應方向移動，則甲容器中SO2轉化率低，乙容器中（定壓）SO2的轉化率高。以此得答案為B?？偨Y：將兩平衡態(tài)先相聯(lián)系，再依據(jù)平衡移動原理相互轉化，便能快速方便獲得結果。例題3：（2002年全國高考）在一定溫度下，向aL密閉容器中加入1molX氣體和2molY氣體，發(fā)生如下反應：X(g)+2Y(g)2Z(g)。此反應達到平衡的標志是()A．容器內壓強不隨時間變化B．容器內各物質的濃度不隨時間變化C．容器內X、Y、Z的濃度之比為l:2:2D．單位時間消耗0.1molX的同時生成0.2molZ方法：從平衡狀態(tài)下正逆反應速率相等分析。捷徑：此反應為一氣體分子數(shù)減小的反應，故容器內壓強不隨時間變化，說明巳達平衡。各物質的濃度不隨時間變化而變化，說明正逆反應速率相等，巳達平衡狀態(tài)。濃度為一固定比值不能說明巳達平衡。D項中的所述均為正反應，未提到逆反應，故不能判斷。以此得答案為AB?？偨Y：平衡狀態(tài)的判斷，是高考中的重點內容，也是平衡中的重點。此類試題只要抓住平衡狀態(tài)下速率相等，各成分的百分含量保持不變，即可求解。25℃時，pH+p3．鹽類水解的應用策略5電解質溶液方面試題的解題方法與技巧金點子：本策略內容主要包括：弱電解質的電離平衡、水的電離和溶液的pH、鹽類的水解三部分。從近十年的高考試卷來看，水的電離與溶液pH的求算、溶液中離子濃度大小的比較、離子共存，是高考中?？疾凰サ臒狳c內容。隨著人們對環(huán)境保護意識的增強，有關與溶液有關的廢水分析與處理問題，將會與離子共存、pH求算及中和滴定一起融入未來的高考試題中。1．弱電解質的電離平衡可通過平衡狀態(tài)分析法進行比較分析。2．溶液的pH計算酸可直接計算，堿可通過pOH轉換成pH。pH=-lg｛c（H+）｝，pOH=-lg｛c（OH－）｝，pKｗ=-lg｛Kｗ｝。25℃例題1：（1992年全國高考題）相同溫度、相同物質的量濃度的四種溶液：①CH3COONa②NaHSO4③NaCl④C6H5—ONa，按pH由大到小的順序排列，正確的是（）A．④>①>③>② B．①>④>③>②C．①>②>③>④ D．④>③>①>②方法：溶液pH的大小由兩種情況決定，一是電解質本身的電離，二是水的電離，而水的電離程度的大小又決定于鹽類水解程度的大小。此類試題要求準確把握酸堿的相對強弱，充分依靠水解規(guī)律判析。捷徑：四種溶液可分成三組，②NaHSO4，電離顯酸性，pH<7；③NaCl為強酸強堿的正鹽，不水解，溶液呈中性，pH=7；①④是強堿弱酸鹽，水溶液均呈堿性，因CH3COOH的酸性較C6H5OH強，故pH值應為④>①，以此得答案A?？偨Y：此類試題解答的一般步驟為：先分組，然后再對組內物質根據(jù)電離與水解程度進行判析。題中溶液除為鹽溶液外，還可能為酸或堿。如等濃度的八種稀溶液：①Na2SO4②H2SO4③NaHSO4④NH4Cl⑤NaHCO3⑥NaCO3⑦NaOH⑧Ba（OH）2，其pH由小到大的順序為②③④①⑤⑥⑦⑧。例題2：（1991年全國高考題）已知一種c(H+)=1×10-3mol·L－1的酸和一種c(OH—)=1×10-3mol·L－1堿溶液等體積混合后，溶液呈酸性。其原因可能是（）A．濃的強酸和稀的強堿溶液反應B．濃的弱酸和稀的強堿溶液反應C．等濃度的強酸和弱堿溶液反應D．生成了一種強酸弱堿鹽方法：酸堿中和后所得溶液的酸堿性主要有兩方面因素制約，①鹽的水解，②酸堿用量。解題時既要考慮酸堿的強弱，又要考慮酸堿用量的多少，兩者缺一不可。捷徑：題中兩溶液中的c(H+)=c(OH—)，采用中和假想法，若是強酸強堿等體積混合，溶液一定呈中性。現(xiàn)溶液呈酸性，說明酸過量，且必須是弱酸。以此得答案B?？偨Y：中和反應后溶液的酸堿性由兩方面決定。該題給出c(H+)=c(OH—)，故應從酸堿用量考慮。如未理解題意，極易從鹽的水解進行分析，故易錯選C、D。策略6碳族方面試題的解題方法與技巧金點子：碳族元素，作為元素化合物部分的重點內容，在近幾年的高考試卷中，巳波及到新型無機非金屬材料及鍺、錫、鉛三種元素的內容。此類試題中的常規(guī)題，其解法有過量分析、守恒分析、方程式的合并分析等。此類試題中的信息題，其解法有遷移類比、現(xiàn)象剖析、效用比較等。經(jīng)典題：例題1：（1996年上海高考）某二價金屬碳酸鹽和碳酸氫鹽的混合物跟足量鹽酸反應,消耗H+和產(chǎn)生CO2的物質的量之比為6:5,該混合物中碳酸鹽和碳酸氫鹽的物質的量之比為()A．1:1 B．1:2 C．1:3 D．1:4方法：利用假想法。將消耗H+和產(chǎn)生CO2的物質的量之比為6:5假想成消耗6molH+和產(chǎn)生5molCO2，然后再行分析求算。捷徑：設二價金屬碳酸鹽為RCO3，碳酸氫鹽為R(HCO3)2，其物質的量分別為x和y。根據(jù)題意有：2x+2y=6mol，x+2y=5mol。解得x=1mol，y=2mol。混合物中碳酸鹽和碳酸氫鹽的物質的量之比為1：2，選B?？偨Y：部分考生在解題時，將混合物中碳酸鹽和碳酸氫鹽的物質的量之比理解成CO32-和HCO3－，而出現(xiàn)錯選D選項的較多。例題2：（1996年全國高考）將1體積選項中的一種氣體與10體積O2混和后,依次通過盛有足量濃NaOH溶液的洗氣瓶和盛有足量灼熱銅屑的管子(假設反應都進行完全，最后得到的尾氣可以是()A．Cl2B．CO C．CO2 D．N2方法