2022屆新高考化學(xué)二輪復(fù)習(xí)增分策略一考前必記的26個(gè)規(guī)律和方法學(xué)案

增分策略一考前必記的26個(gè)規(guī)律和方法1.以物質(zhì)的量為中心的計(jì)算2.氧化還原反應(yīng)基本概念3.氧化還原反應(yīng)五大規(guī)律4.判斷氧化性、還原性強(qiáng)弱的五種方法5.“信息型”氧化還原反應(yīng)方程式書寫五步驟6.離子不能大量共存的幾種情況7.離子方程式的正誤判斷“八看”8.同周期、同主族元素性質(zhì)遞變規(guī)律9.粒子半徑比較的一般方法10.圖解化學(xué)反應(yīng)與能量變化11.根據(jù)蓋斯定律書寫熱化學(xué)方程式的五個(gè)步驟12.化學(xué)平衡狀態(tài)的判斷13.化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡常數(shù)計(jì)算中的常用公式及解題模式14.溶液中“粒子”濃度關(guān)系及常數(shù)轉(zhuǎn)化關(guān)系15.電極的判斷16.新情境下電極反應(yīng)式書寫的思維模板17.電解規(guī)律(用惰性電極電解)18.常見實(shí)驗(yàn)條件的控制或操作19.雜化類型、空間構(gòu)型和分子極性等的判斷20.等電子原理21.晶體熔、沸點(diǎn)比較四規(guī)律22.晶胞計(jì)算中的常用公式23.烴的含氧衍生物的性質(zhì)規(guī)律24.有機(jī)物的官能團(tuán)與反應(yīng)類型的關(guān)系25.同分異構(gòu)體的書寫與種類判斷“九法”26.有機(jī)合成與推斷1．以物質(zhì)的量為中心的計(jì)算(1)換算關(guān)系圖(2)萬能恒等式n＝eq\f(m,M)＝eq\f(V,Vm)＝eq\f(N,NA)＝eq\f(Q,ΔH)＝c·V。(3)氣體關(guān)系(根據(jù)氣體狀態(tài)方程pV＝nRT推導(dǎo))①T、p相同，eq\f(n1,n2)＝eq\f(V1,V2)。②T、V相同，eq\f(n1,n2)＝eq\f(p1,p2)。③T、p相同，eq\f(ρ1,ρ2)＝eq\f(M1,M2)＝D(相對(duì)密度)。2．氧化還原反應(yīng)基本概念[活學(xué)巧記]氧化還原反應(yīng)口訣：升失氧化還原劑，降得還原氧化劑。3．氧化還原反應(yīng)五大規(guī)律規(guī)律內(nèi)容及應(yīng)用價(jià)態(tài)規(guī)律同種元素最高價(jià)態(tài)只具有氧化性，最低價(jià)態(tài)只具有還原性，中間價(jià)態(tài)既具有氧化性，又具有還原性守恒規(guī)律內(nèi)容：氧化劑得電子總數(shù)等于還原劑失電子總數(shù)，即n(氧化劑)×變價(jià)原子數(shù)×化合價(jià)變化值＝n(還原劑)×變價(jià)原子數(shù)×化合價(jià)變化值。應(yīng)用：直接計(jì)算參與氧化還原反應(yīng)的物質(zhì)間的數(shù)量關(guān)系；配平氧化還原反應(yīng)方程式歸中不交叉規(guī)律(同種元素)(1)若價(jià)態(tài)相鄰，則不反應(yīng)。如C與CO、CO與CO2、SO2與SO3不反應(yīng)。(2)若價(jià)態(tài)相隔，可能發(fā)生反應(yīng)，生成中間價(jià)態(tài)，但二者的化合價(jià)不會(huì)發(fā)生交叉變化。如強(qiáng)弱規(guī)律內(nèi)容：氧化還原反應(yīng)總是向氧化性和還原性減弱的方向進(jìn)行。應(yīng)用：判斷兩物質(zhì)間能否發(fā)生氧化還原反應(yīng)；判斷氧化性、還原性強(qiáng)弱先后規(guī)律判斷物質(zhì)的穩(wěn)定性及反應(yīng)的先后順序：(1)同時(shí)含有多種還原劑eq\o(→,\s\up9(加入氧化劑))按還原性由強(qiáng)到弱的順序依次反應(yīng)(如向FeI2溶液中通入少量Cl2，I－優(yōu)先參與反應(yīng))；(2)同時(shí)含有多種氧化劑eq\o(→,\s\up9(加入還原劑))按氧化性由強(qiáng)到弱的順序依次反應(yīng)(如向含F(xiàn)e3＋、H＋的混合液中加入鐵，F(xiàn)e3＋優(yōu)先參與反應(yīng))[活學(xué)巧記]價(jià)態(tài)規(guī)律可簡記為高價(jià)氧，低價(jià)還，中價(jià)全。先后規(guī)律可簡記為強(qiáng)者先行。4．判斷氧化性、還原性強(qiáng)弱的五種方法判據(jù)判斷方法元素周期律金屬元素的最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物的堿性越強(qiáng)，其對(duì)應(yīng)單質(zhì)的還原性越強(qiáng)，相應(yīng)陽離子的氧化性越弱非金屬元素的最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物的酸性越強(qiáng)，其對(duì)應(yīng)單質(zhì)的氧化性越強(qiáng)，相應(yīng)陰離子的還原性越弱元素周期表從左到右金屬元素對(duì)應(yīng)單質(zhì)的還原性逐漸減弱，相應(yīng)陽離子的氧化性逐漸增強(qiáng)從上到下金屬元素對(duì)應(yīng)單質(zhì)的還原性逐漸增強(qiáng)，相應(yīng)陽離子的氧化性逐漸減弱氧化還原反應(yīng)方程式氧化性：氧化劑>氧化產(chǎn)物；還原性：還原劑>還原產(chǎn)物反應(yīng)條件的難易反應(yīng)條件要求越低、反應(yīng)越劇烈，對(duì)應(yīng)物質(zhì)的氧化性或還原性越強(qiáng)，如是否需要加熱、反應(yīng)溫度高低、有無催化劑和反應(yīng)物濃度大小等放電順序(1)原電池：以非氧化性酸或鹽溶液作電解質(zhì)溶液，兩種不同的金屬構(gòu)成原電池的兩極，一般情況下，還原性：負(fù)極金屬>正極金屬；(2)電解池：用惰性電極電解混合液時(shí)，在陰極先放電的陽離子的氧化性較強(qiáng)，在陽極先放電的陰離子的還原性較強(qiáng)[特別提醒]物質(zhì)氧化性、還原性的強(qiáng)弱主要由其得、失電子的難易程度決定，而與得、失電子數(shù)目的多少無關(guān)。5．“信息型”氧化還原反應(yīng)方程式書寫五步驟步驟內(nèi)容舉例(氯氣通入氫氧化鉀溶液)定物質(zhì)根據(jù)題給信息及價(jià)態(tài)變化規(guī)律確定反應(yīng)物和生成物，寫出“氧化劑＋還原劑→還原產(chǎn)物＋氧化產(chǎn)物”，其他物質(zhì)可暫不寫出Cl2＋KOH→KCl＋KClO3標(biāo)價(jià)態(tài)正確標(biāo)出反應(yīng)前后化合價(jià)有變化的元素的化合價(jià)eq\o(Cl2,\s\up6(0))＋KOH→eq\o(KCl,\s\up6(－1))＋eq\o(KClO3,\s\up6(＋5))選邊配根據(jù)方程式中元素化合價(jià)的變化情況，確定從方程式哪一邊開始配平方程式左邊Cl2中Cl的化合價(jià)既有升高又有降低，故應(yīng)從右邊配列變化，求總數(shù)列出元素化合價(jià)升高和降低的數(shù)值，以選擇配平的一邊為基準(zhǔn)，根據(jù)得失電子守恒原則，確定化學(xué)計(jì)量數(shù)補(bǔ)項(xiàng)，配系根據(jù)原子守恒補(bǔ)充其他物質(zhì)，并配平其他各物質(zhì)的系數(shù)3Cl2＋6KOH=5KCl＋KClO3＋3H2O(1)配平方向的選擇配平方向類型從左邊配①歸中反應(yīng)；②三種元素化合價(jià)發(fā)生變化，其中兩種元素在同一種反應(yīng)物中且化合價(jià)同時(shí)升高或降低的反應(yīng)從右邊配①分解反應(yīng)；②歧化反應(yīng)；③一種反應(yīng)物中部分變價(jià)元素化合價(jià)發(fā)生變化的反應(yīng)；④三種元素化合價(jià)發(fā)生變化，其中兩種元素化合價(jià)同時(shí)升高或降低且在同一種生成物的反應(yīng)(2)補(bǔ)項(xiàng)類型條件補(bǔ)項(xiàng)原則酸性條件下缺H或多O補(bǔ)H＋，少O補(bǔ)H2O堿性條件下缺H或多O補(bǔ)H2O，少O補(bǔ)OH－(3)“信息型”氧化還原反應(yīng)方程式產(chǎn)物的推斷①常見氧化劑的還原產(chǎn)物(一般情況下)氧化劑MnOeq\o\al(－,4)(H＋)HNO3Cr2Oeq\o\al(2－,7)、CrOeq\o\al(2－,4)Cl2、ClO－、ClOeq\o\al(－,3)還原產(chǎn)物Mn2＋NO2、NOCr3＋Cl－②常見還原劑的氧化產(chǎn)物(一般情況下)還原劑Fe2＋Cl－S2－H2C2OSO2、SOeq\o\al(2－,3)Fe氧化產(chǎn)物Fe3＋Cl2SCO2SOeq\o\al(2－,4)Fe2＋、Fe3＋[臨考叮囑]H2O2是中等強(qiáng)度的氧化劑，當(dāng)H2O2遇到強(qiáng)還原劑(如Fe2＋、I－、SOeq\o\al(2－,3)等)時(shí)，表現(xiàn)出氧化性，還原產(chǎn)物通常為H2O；當(dāng)H2O2遇到強(qiáng)氧化劑(如MnOeq\o\al(－,4)、ClO－等)時(shí)，表現(xiàn)出還原性，氧化產(chǎn)物為O2；當(dāng)H2O2在加熱或有催化劑(如MnO2等)存在時(shí)，分解生成H2O和O2。6．離子不能大量共存的幾種情況反應(yīng)類型不能大量共存的離子復(fù)分解反應(yīng)生成沉淀Ba2＋與COeq\o\al(2－,3)、SOeq\o\al(2－,4)、SOeq\o\al(2－,3)；SiOeq\o\al(2－,3)與H＋；Ag＋與Cl－、Br－等；OH－與Mg2＋、Fe2＋等生成氣體H＋與COeq\o\al(2－,3)、HCOeq\o\al(－,3)、S2－、HS－、SOeq\o\al(2－,3)、HSOeq\o\al(－,3)等生成弱電解質(zhì)H＋與OH－、ClO－、F－、CH3COO－；OH－與NHeq\o\al(＋,4)等氧化還原反應(yīng)Fe3＋與S2－、I－、SOeq\o\al(2－,3)等，MnOeq\o\al(－,4)(H＋)、ClO－與Fe2＋、S2－、SOeq\o\al(2－,3)、I－等相互促進(jìn)的水解反應(yīng)Al3＋與AlOeq\o\al(－,2)、HCOeq\o\al(－,3)、COeq\o\al(2－,3)、S2－、HS－、SiOeq\o\al(2－,3)等，F(xiàn)e3＋與AlOeq\o\al(－,2)、HCOeq\o\al(－,3)、COeq\o\al(2－,3)、SiOeq\o\al(2－,3)等絡(luò)合反應(yīng)Fe3＋與SCN－，Ag＋與NH3·H2O等[臨考叮囑]熟記兩類特殊情況：(1)“NOeq\o\al(－,3)＋H＋”組合具有強(qiáng)氧化性，不能與Fe2＋、I－、SOeq\o\al(2－,3)等還原性離子共存；(2)NHeq\o\al(＋,4)與CH3COO－(或COeq\o\al(2－,3))、Mg2＋與HCOeq\o\al(－,3)等組合中，雖然兩組離子都能發(fā)生相互促進(jìn)的水解反應(yīng)，但總的水解程度很小，它們?cè)谌芤褐心艽罅看嬖凇ｊP(guān)注兩個(gè)隱含條件：(1)溶液的顏色(透明不代表溶液沒顏色)；(2)溶液的酸堿性(考慮水解、電離，可通過計(jì)算確定)。7．離子方程式的正誤判斷“八看”(1)看事實(shí)：反應(yīng)能否發(fā)生、產(chǎn)物是否正確。(2)看守恒：原子守恒、電荷守恒、得失電子守恒。(3)看拆分：反應(yīng)物或生成物是否可拆。①強(qiáng)酸、強(qiáng)堿和易溶于水的鹽要拆寫為離子；難溶物質(zhì)、單質(zhì)、氧化物、非電解質(zhì)等要寫化學(xué)式，多元弱酸的酸式酸根離子不能拆寫。②微溶強(qiáng)電解質(zhì)作為反應(yīng)物，若是澄清溶液拆寫為離子，若是懸濁液寫化學(xué)式；微溶物作為生成物，一般寫化學(xué)式，并標(biāo)“↓”符號(hào)。③強(qiáng)酸中，只有濃硫酸不能拆寫，其他酸都能拆寫。(4)看符號(hào)：弱電解質(zhì)的電離、可逆反應(yīng)、微弱的水解反應(yīng)應(yīng)用可逆號(hào)；復(fù)分解反應(yīng)、相互促進(jìn)的水解反應(yīng)中生成沉淀、氣體分別標(biāo)“↓”“↑”符號(hào)。(5)看條件：化學(xué)反應(yīng)的條件(如酸性、堿性、加熱、通電等)不同，產(chǎn)物也可能不同，故在判斷時(shí)要注意反應(yīng)的條件是否標(biāo)出，在該條件下的產(chǎn)物是否正確。(6)看遺漏：在化學(xué)反應(yīng)中，一種反應(yīng)物中可能有兩種或多種離子與另一種反應(yīng)物發(fā)生反應(yīng)，因此一定要注意是否遺漏了某些反應(yīng)。(7)看用量：物質(zhì)的用量不同，可能對(duì)化學(xué)反應(yīng)產(chǎn)生的影響不同，因此在判斷此反應(yīng)時(shí)一定要注意反應(yīng)物的用量。即注意“過量”“少量”“適量”“足量”等字眼。在分析這類試題時(shí)，需要掌握以下幾點(diǎn)：①若兩種物質(zhì)有一種不足量時(shí)，不足量的反應(yīng)物全部參加反應(yīng)；②物質(zhì)過量時(shí)，可以分步考慮，先少量后過量，最后將兩步反應(yīng)相加。(8)看順序：反應(yīng)中的滴加順序不同，反應(yīng)也可能不同；同一物質(zhì)中不同離子的反應(yīng)能力不同，與同一種離子反應(yīng)的順序也不同。[活學(xué)巧用]判斷電化學(xué)中電極反應(yīng)式的書寫正誤時(shí)，一般要考慮生成的離子是否與電解質(zhì)發(fā)生反應(yīng)，例如堿性環(huán)境中不能出現(xiàn)H＋，酸性環(huán)境中不能出現(xiàn)OH－。8．同周期、同主族元素性質(zhì)遞變規(guī)律內(nèi)容同周期元素(左→右)同主族元素(上→下)最外層電子數(shù)逐漸增多(1e－→8e－)相同原子半徑逐漸減小(0族除外)逐漸增大主要化合價(jià)最高正價(jià)逐漸增大(＋1→＋7，O、F除外)，最低負(fù)價(jià)＝－(8－主族序數(shù))最高正價(jià)、最低負(fù)價(jià)相同，最高正價(jià)＝主族序數(shù)(O、F除外)最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物的酸堿性堿性逐漸減弱，酸性逐漸增強(qiáng)酸性逐漸減弱，堿性逐漸增強(qiáng)非金屬元素的簡單氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性逐漸增強(qiáng)逐漸減弱元素的金屬性和非金屬性金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強(qiáng)非金屬性逐漸減弱，金屬性逐漸增強(qiáng)[臨考叮囑]失電子難的元素得電子能力不一定強(qiáng)，如稀有氣體元素和第ⅣA族元素。最高正化合價(jià)和最低負(fù)化合價(jià)的絕對(duì)值相等的元素不一定是第ⅣA族元素，如H。絕大多數(shù)非金屬元素的最高正化合價(jià)和最低負(fù)化合價(jià)的絕對(duì)值之和等于8，H、O、F除外。9．粒子半徑比較的一般方法方法內(nèi)容實(shí)例看電子層數(shù)電子層數(shù)不同時(shí)，電子層數(shù)越多，半徑越大r(O2－)＜r(S2－)，r(Na＋)＜r(Na)看核電荷數(shù)電子層數(shù)相同時(shí)，核電荷數(shù)越大，半徑越小r(Na)＞r(Mg)＞r(Al)，r(O2－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)看電子數(shù)電子層數(shù)和核電荷數(shù)均相同時(shí)，電子數(shù)越多，半徑越大r(Cl－)＞r(Cl)，r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)10.圖解化學(xué)反應(yīng)與能量變化圖示a、b、c表示的意義a表示斷裂舊化學(xué)鍵吸收的能量；b表示形成新化學(xué)鍵放出的能量；c表示反應(yīng)放出的能量a表示反應(yīng)物的活化能；b表示活化分子形成生成物釋放的能量；c表示反應(yīng)吸收的能量11.根據(jù)蓋斯定律書寫熱化學(xué)方程式的五個(gè)步驟第一步：寫，書寫待求的熱化學(xué)方程式。第二步：看，看待求的熱化學(xué)方程式中的反應(yīng)物和生成物在已知熱化學(xué)方程式中的位置，如果位置相同，即都是反應(yīng)物或都是生成物，則用加法；如果位置相反，則用減法，即“同加異減”。第三步：調(diào)，根據(jù)待求熱化學(xué)方程式中的反應(yīng)物和生成物的化學(xué)計(jì)量數(shù)，觀察同一物質(zhì)前的化學(xué)計(jì)量數(shù)是否一致，若不一致，則在相應(yīng)熱化學(xué)方程式的各物質(zhì)前乘以或除以某一個(gè)數(shù)，使其與待求的熱化學(xué)方程式中的反應(yīng)物和生成物的化學(xué)計(jì)量數(shù)一致。第四步：查，按照書寫步驟檢查上述分析是否正確，排除可能存在干擾的熱化學(xué)方程式。第五步：和，將變形后的已知熱化學(xué)方程式的ΔH相加減，計(jì)算得出新的ΔH，寫出新的熱化學(xué)方程式。[臨考叮囑]對(duì)于表示燃燒熱和中和熱的熱化學(xué)方程式的書寫和判斷要注意“三看”：步驟表示燃燒熱的熱化學(xué)方程式表示中和熱的熱化學(xué)方程式一看反應(yīng)物可燃物的物質(zhì)的量必須為1mol酸和堿必須是稀溶液，因?yàn)闈馊芤喝苡谒畷?huì)放熱，如濃硫酸溶于水二看生成物必須為穩(wěn)定氧化物，如H的穩(wěn)定氧化物為液態(tài)H2O、C的穩(wěn)定氧化物為CO2水的物質(zhì)的量必須為1mol三看ΔH一定小于0一定小于012.化學(xué)平衡狀態(tài)的判斷[以反應(yīng)mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)為例]可能的情況舉例是否已達(dá)平衡混合體系中各成分的含量各物質(zhì)的物質(zhì)的量或各物質(zhì)的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)一定是各物質(zhì)的質(zhì)量或各物質(zhì)的質(zhì)量分?jǐn)?shù)一定是各氣體的體積或體積分?jǐn)?shù)一定是正、逆反應(yīng)速率的關(guān)系單位時(shí)間內(nèi)消耗了mmolA，同時(shí)生成了mmolA是單位時(shí)間內(nèi)消耗了nmolB，同時(shí)消耗了pmolC是v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝m∶n∶p∶q不一定單位時(shí)間內(nèi)生成了nmolB，同時(shí)消耗了qmolD不一定壓強(qiáng)m＋n≠p＋q時(shí)，總壓強(qiáng)不變(其他條件一定)是m＋n＝p＋q時(shí)，總壓強(qiáng)不變(其他條件一定)不一定混合氣體的平均相對(duì)分子質(zhì)量當(dāng)m＋n≠p＋q時(shí)，eq\x\to(Mr)不變是當(dāng)m＋n＝p＋q時(shí)，eq\x\to(Mr)不變不一定氣體的密度密度不變不一定顏色反應(yīng)體系內(nèi)有色物質(zhì)顏色保持不變是[方法巧用]直接特征(同種物質(zhì)的v正＝v逆，各組分的含量、濃度保持不變)和間接特征(反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率、產(chǎn)物的產(chǎn)率、平衡體系的顏色、絕熱恒容反應(yīng)體系中的溫度等保持不變)一定可以判斷反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)；特殊特征(壓強(qiáng)、密度、混合氣體的平均相對(duì)分子質(zhì)量)一定要看反應(yīng)前后這些量是否由變化到不變化，如是，則可判斷反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)，如不是，則不能判斷反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)。13．化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡常數(shù)計(jì)算中的常用公式及解題模式(1)兩個(gè)方法求解化學(xué)反應(yīng)速率①公式法：v(B)＝eq\f(ΔcB,Δt)＝eq\f(\f(ΔnB,V),Δt)；②比值法：同一化學(xué)反應(yīng)，各物質(zhì)的反應(yīng)速率與其對(duì)應(yīng)的化學(xué)方程式中的化學(xué)計(jì)量數(shù)的比值相等。對(duì)于反應(yīng)mA(g)＋nB(g)=pC(g)＋qD(g)來說，則有eq\f(vA,m)＝eq\f(vB,n)＝eq\f(vC,p)＝eq\f(vD,q)。(2)平衡常數(shù)的計(jì)算①對(duì)于可逆反應(yīng)aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)在一定溫度下達(dá)到平衡狀態(tài)時(shí)，其平衡常數(shù)的表達(dá)式為K＝eq\f(ccC·cdD,caA·cbB)(表達(dá)式中的濃度是指平衡時(shí)的濃度)；Kp＝eq\f(pcC·pdD,paA·pbB)，其中分壓指反應(yīng)達(dá)到平衡時(shí)物質(zhì)的分壓，氣體的分壓＝氣體總壓×氣體體積分?jǐn)?shù)。②平衡常數(shù)的關(guān)系a．反應(yīng)1(平衡常數(shù)為K1)＋反應(yīng)2(平衡常數(shù)為K2)＝反應(yīng)3(平衡常數(shù)為K3)，則K3＝K1·K2。b．若兩反應(yīng)互為可逆反應(yīng)，其平衡常數(shù)互為倒數(shù)。c．若反應(yīng)中各物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)擴(kuò)大2倍，其平衡常數(shù)為原平衡常數(shù)的2次方。(3)三個(gè)有關(guān)百分?jǐn)?shù)的計(jì)算公式①轉(zhuǎn)化率(α)＝eq\f(反應(yīng)物轉(zhuǎn)化的物質(zhì)的量或質(zhì)量、濃度,反應(yīng)物起始的物質(zhì)的量或質(zhì)量、濃度)×100%。②生成物的產(chǎn)率＝eq\f(實(shí)際產(chǎn)量,理論產(chǎn)量)×100%。一般來講，轉(zhuǎn)化率越高，原料利用率越高，產(chǎn)率越高。③混合物中各物質(zhì)的百分含量＝eq\f(物質(zhì)的平衡量,平衡時(shí)各物質(zhì)的總量)×100%。(4)化學(xué)平衡計(jì)算題的兩種解題模式①化學(xué)平衡計(jì)算的基本模式——平衡“三步曲”根據(jù)反應(yīng)進(jìn)行(或移動(dòng))的方向，設(shè)定某反應(yīng)物消耗的量，然后列式求解。例：mA＋nBpC＋qD起始量：ab00變化量：mxnxpxqx平衡量：a－mxb－nxpxqx[臨考叮囑](1)變化量與化學(xué)方程式中各物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)成比例；(2)這里a、b可指物質(zhì)的量、濃度等；(3)弄清起始濃度(或物質(zhì)的量)、平衡濃度(或物質(zhì)的量)、平衡轉(zhuǎn)化率三者之間的關(guān)系；(4)在使用平衡常數(shù)時(shí)，要注意反應(yīng)物或生成物的狀態(tài)。②極限思維模式——“一邊倒”思想極限思維有如下口訣：始轉(zhuǎn)平、平轉(zhuǎn)始，欲求范圍找極值。例：mA＋nBpC起始：abc轉(zhuǎn)化極限：aeq\f(n,m)aeq\f(p,m)a平衡極限：0b－eq\f(n,m)ac＋eq\f(p,m)a14．溶液中“粒子”濃度關(guān)系及常數(shù)轉(zhuǎn)化關(guān)系(1)“粒子”濃度大小比較類型情況及分析實(shí)例單一溶質(zhì)型正鹽：分步水解，程度逐漸減弱Na2CO3溶液：c(Na＋)＞c(COeq\o\al(2－,3))＞c(OH－)＞c(HCOeq\o\al(－,3))＞c(H＋)酸式鹽：既電離又水解NaHCO3溶液：c(Na＋)＞c(HCOeq\o\al(－,3))＞c(OH－)＞c(H＋)混合溶質(zhì)型同時(shí)考慮電離和水解等濃度的NH4Cl和NH3·H2O的混合溶液：c(NHeq\o\al(＋,4))＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)酸堿中和型不過量：生成鹽，先考慮電離，再考慮水解等濃度等體積的NaOH溶液和CH3COOH溶液混合：c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋)過量：根據(jù)過量程度考慮電離或水解0.1mol·L－1NaOH溶液和0.2mol·L－1CH3COOH溶液等體積混合：c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)不同溶液型看溶液中其他離子對(duì)該離子水解的影響同濃度的溶液中：①NH4NO3溶液，②CH3COONH4溶液，③NH4HSO4溶液，④(NH4)2SO4溶液。c(NHeq\o\al(＋,4))由大到小的順序是④>③>①>②[臨考叮囑](1)在進(jìn)行“粒子”濃度大小比較時(shí)，若溶質(zhì)為兩種時(shí)，首先考慮兩者間的反應(yīng)，然后根據(jù)反應(yīng)后的溶質(zhì)進(jìn)行判斷。(2)強(qiáng)堿弱酸酸式鹽中，HSOeq\o\al(－,3)、H2POeq\o\al(－,4)等電離程度大于其水解程度，呈酸性；HS－、HCOeq\o\al(－,3)、HPOeq\o\al(2－,4)等電離程度小于其水解程度，呈堿性。(2)“粒子”濃度三個(gè)等式關(guān)系內(nèi)容描述實(shí)例(NaHCO3溶液)電荷守恒電解質(zhì)溶液中陽離子所帶的正電荷總數(shù)等于陰離子所帶的負(fù)電荷總數(shù)c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(COeq\o\al(2－,3))＋c(OH－)＋c(HCOeq\o\al(－,3))物料守恒物質(zhì)發(fā)生變化前后，有關(guān)元素的存在形式不同，但元素的種類和原子數(shù)目在變化前后保持不變c(Na＋)＝c(COeq\o\al(2－,3))＋c(HCOeq\o\al(－,3))＋c(H2CO3)質(zhì)子守恒在電離或水解過程中，會(huì)發(fā)生質(zhì)子轉(zhuǎn)移，但質(zhì)子轉(zhuǎn)移過程中其數(shù)量保持不變c(H＋)＋c(H2CO3)＝c(OH－)＋c(COeq\o\al(2－,3))(3)常數(shù)轉(zhuǎn)化關(guān)系①對(duì)于一元弱酸HA，Kh＝eq\f(Kw,Ka)。②對(duì)于二元弱酸H2B，Kh(HB－)＝Kh2＝eq\f(Kw,Ka1)，Kh(B2－)＝Kh1＝eq\f(Kw,Ka2)。③對(duì)于一元弱酸HA，電離常數(shù)與電離度(α)的關(guān)系：Ka＝eq\f(c初始HAα2,1－α)。當(dāng)電離度很小時(shí)，1－α≈1，則Ka＝c初始α2。15．電極的判斷內(nèi)容原電池電解池負(fù)極正極陰極陽極構(gòu)造方面較活潑金屬較不活潑金屬或非金屬與電源負(fù)極相連與電源正極相連電極反應(yīng)氧化反應(yīng)還原反應(yīng)還原反應(yīng)氧化反應(yīng)電子流向電子流出電子流入電子流入電子流出離子流向陰離子移向陽離子移向陽離子移向陰離子移向反應(yīng)現(xiàn)象不斷溶解電極增重或有氣體產(chǎn)生電極增重或有氣體產(chǎn)生電極不斷溶解(活性電極材料)[臨考叮囑](1)負(fù)極不一定都是相對(duì)活潑的金屬，在分析時(shí)要考慮電解質(zhì)的影響，如Mg、Al、NaOH溶液組成的原電池中Al作負(fù)極。(2)原電池兩極的活潑性不一定不同，如在燃料電池中正、負(fù)極都可以用石墨，石墨起導(dǎo)電作用，并不參與反應(yīng)。(3)能設(shè)計(jì)成原電池的反應(yīng)不一定是氧化還原反應(yīng)，如濃差電池。(4)兩池串聯(lián)時(shí)，如有外接電源，則兩池都為電解池；如無外接電源，則其中兩電極活潑性相差較大的一池為原電池，另一池為電解池。16．新情境下電極反應(yīng)式書寫的思維模板原電池電解池題目給出的是圖示裝置：(1)分析原電池的正負(fù)極；(2)根據(jù)正、負(fù)極反應(yīng)規(guī)律寫電極反應(yīng)式陰極：陽離子放電，順序?yàn)锳g＋＞Cu2＋＞H＋(酸電離出的)＞Pb2＋＞Sn2＋＞Fe2＋＞Zn2＋＞H＋(水電離出的)＞Al3＋＞Mg2＋＞Na＋＞Ca2＋＞K＋題目給出總反應(yīng)式：(1)根據(jù)化合價(jià)的變化確定正、負(fù)極；(2)寫出其中較簡單的電極反應(yīng)式，然后用總反應(yīng)式減去此電極反應(yīng)式，即得另一電極反應(yīng)式陽極：先看材料。(1)若陽極是活潑金屬作電極，則應(yīng)是陽極金屬失電子，溶液中的陰離子不能失電子；(2)若陽極是惰性電極(Pt、Au、石墨)，則應(yīng)是電解質(zhì)溶液中的陰離子放電，順序?yàn)镾2－＞I－＞Br－＞Cl－＞OH－＞含氧酸根離子[臨考叮囑](1)二次電池中，放電時(shí)的負(fù)極、正極的電極反應(yīng)分別是充電時(shí)的陰極、陽極的電極反應(yīng)的“逆反應(yīng)”。(2)在水溶液中，Al3＋、Mg2＋、Na＋、Ca2＋、K＋不能被還原，故這些活潑金屬的冶煉往往采用電解其熔融態(tài)鹽或氧化物而制得。(3)書寫電極反應(yīng)式時(shí)，還要注意介質(zhì)的影響，如對(duì)于燃料電池，酸性介質(zhì)中正極反應(yīng)為O2＋4H＋＋4e－=2H2O，堿性介質(zhì)中正極反應(yīng)為O2＋2H2O＋4e－=4OH－，固體電解質(zhì)(高溫下能傳導(dǎo)O2－)中正極反應(yīng)為O2＋4e－=2O2－，熔融碳酸鹽中正極反應(yīng)為O2＋2CO2＋4e－=2COeq\o\al(2－,3)。17．電解規(guī)律(用惰性電極電解)類型電解質(zhì)(水溶液)實(shí)例被電解的物質(zhì)溶液pH溶液復(fù)原的方法電解水型含氧酸H2SO4水減小加H2O強(qiáng)堿KOH增大活潑金屬的含氧酸鹽KNO3不變電解溶質(zhì)型無氧酸HClHCl增大通HCl(g)不活潑金屬的無氧酸鹽CuCl2CuCl2基本不變加CuCl2放H2生堿型活潑金屬的無氧酸鹽NaClH＋(水)和Cl－增大通HCl(g)放O2生酸型不活潑金屬的含氧酸鹽CuSO4OH－(水)和Cu2＋減小加CuO或CuCO318.常見實(shí)驗(yàn)條件的控制或操作常見實(shí)驗(yàn)條件的控制或操作思考方向加過量試劑使其他物質(zhì)完全反應(yīng)或增大產(chǎn)率、增大其他物質(zhì)的轉(zhuǎn)化率加氧化劑(如H2O2)氧化具有還原性的物質(zhì)，生成目標(biāo)產(chǎn)物或轉(zhuǎn)化某種離子以便除去通入N2或其他惰性氣體除去裝置中的空氣，排除空氣中某些成分的干擾末端放置干燥管防止空氣中的水蒸氣干擾實(shí)驗(yàn)調(diào)節(jié)溶液的pH(1)調(diào)節(jié)溶液的酸堿性，抑制水解或使其中某些金屬離子形成氫氧化物沉淀以便除去；(2)“酸作用”可除去氧化物(膜)；(3)“堿作用”可除去油污，除去鋁片表面的氧化膜，溶解鋁、二氧化硅等；(4)為某些氧化還原反應(yīng)提供需要的酸性條件(或堿性條件)調(diào)控溫度(1)防止副反應(yīng)的發(fā)生；(2)使化學(xué)平衡移動(dòng)，從而控制化學(xué)反應(yīng)的方向；(3)控制固體的溶解與結(jié)晶(如趁熱過濾能防止某物質(zhì)降溫時(shí)析出)；(4)控制反應(yīng)速率或使催化劑達(dá)到最大活性；(5)升溫：促進(jìn)溶液中的氣體逸出或使某物質(zhì)達(dá)到沸點(diǎn)揮發(fā)；(6)加熱煮沸：促進(jìn)水解，聚沉后利于過濾分離；(7)降溫：防止物質(zhì)高溫分解或揮發(fā)，也可以降低能源成本和對(duì)設(shè)備的要求洗滌晶體(1)水洗：通常是為了除去晶體表面的水溶性雜質(zhì)；(2)冰水洗滌：能洗去晶體表面的雜質(zhì)離子，且防止晶體在洗滌過程中溶解；(3)用特定有機(jī)試劑清洗晶體：洗去晶體表面的雜質(zhì)，降低晶體的溶解度，減少損耗分離、提純從溶液中得到晶體的方法：蒸發(fā)濃縮→冷卻結(jié)晶→過濾→洗滌→干燥；蒸發(fā)濃縮→趁熱過濾→洗滌→干燥19.雜化類型、空間構(gòu)型和分子極性等的判斷價(jià)層電子對(duì)數(shù)雜化類型價(jià)層電子對(duì)空間構(gòu)型σ鍵電子對(duì)數(shù)孤電子對(duì)數(shù)分子類型分子(或離子)空間構(gòu)型分子極性實(shí)例2sp直線形20AB2直線形非極性BeCl2、CO2、HgCl23sp2平面三角形30AB3平面三角形非極性BF3、SO321AB2V形極性SO2、SnCl24sp3正四面體形40AB4正四面體形非極性CH4、CCl4、SOeq\o\al(2－,4)、NHeq\o\al(＋,4)31AB3三角錐形極性NH3、NF3、PH322AB2V形極性H2O、H2S、SCl2[考前必記](1)分子中的價(jià)層電子對(duì)[包括成鍵電子對(duì)(BP)和孤電子對(duì)(LP)]由于相互排斥，盡可能趨向彼此遠(yuǎn)離，以使彼此之間斥力最??；不同電子對(duì)之間的斥力不同：LP—LP>LP—BP>BP—BP，電子對(duì)之間的斥力越大，形成共價(jià)鍵的鍵角越小。(2)價(jià)層電子對(duì)數(shù)的計(jì)算：價(jià)層電子對(duì)數(shù)＝σ鍵電子對(duì)數(shù)＋中心原子上的孤電子對(duì)數(shù)＝σ鍵電子對(duì)數(shù)＋eq\f(a－xb,2)(a為中心原子的價(jià)電子數(shù)，b為與中心原子結(jié)合的原子最多能接受的電子數(shù)，x為與中心原子結(jié)合的原子數(shù))。20．等電子原理(1)基本觀點(diǎn)原子總數(shù)相等、價(jià)電子總數(shù)相等的分子或離子(即等電子體)具有相似的化學(xué)鍵特征，具有許多相似的性質(zhì)，如SOeq\o\al(2－,4)、POeq\o\al(3－,4)互為等電子體，其中心原子均采用sp3雜化，離子構(gòu)型均為正四面體形。(2)常見等電子體及判斷方法類型10電子微粒18電子微粒分子離子分子離子一核NeN3－、O2－、F－、Na＋、Mg2＋、Al3＋ArS2－、Cl－、K＋、Ca2＋二核HFOH－HCl、F2HS－、Oeq\o\al(2－,2)三核H2ONHeq\o\al(－,2)H2S四核NH3H3O＋PH3、H2O2五核CH4NHeq\o\al(＋,4)SiH4、CH3F、NH2其他N2H4、CH3OH、C2H6、CH3NH2N2Heq\o\al(＋,5)、N2Heq\o\al(2＋,6)[活學(xué)巧記]10電子微粒中的HF、H2O、NH3、CH4分別失去1個(gè)H原子剩余的—F、—OH、—NH2、—CH3為9電子微粒，兩兩組合可得到多種18電子微粒，如CH3—CH3、H2N—NH2、HO—OH、F—F、F—CH3、CH3—OH等。[方法技巧]判斷某微粒的等電子體時(shí)，可將該微粒中的某一類原子的價(jià)層電子減少x個(gè)，推出新的原子，然后將這x個(gè)電子及該微粒所帶電荷數(shù)平均分配給其他原子，推出另一種新的原子，將這兩種新的原子組合即可得到等電子體，如SOeq\o\al(2－,4)，將S原子的價(jià)層電子減少2個(gè)，可以寫出C、Si、Ge等第ⅣA族元素，減少的2個(gè)電子和2個(gè)負(fù)電荷平分給4個(gè)氧原子，相當(dāng)于每個(gè)氧原子增加1個(gè)電子，可以得到F、Cl、Br、I等，C、Si、Ge可分別與F、Cl、Br、I組成12種分子，如CCl4、SiF4、SiBr4等，它們均互為等電子體。21．晶體熔、沸點(diǎn)比較四規(guī)律晶體類型比較依據(jù)熔、沸點(diǎn)離子晶體離子鍵離子所帶的電荷數(shù)越多，離子半徑越小，則離子間的作用力越強(qiáng)，晶體的熔、沸點(diǎn)越高，如熔點(diǎn)：MgO＞NaCl＞CsCl一般規(guī)律：原子晶體＞離子晶體＞分子晶體。如熔、沸點(diǎn)SiO2＞NaCl＞干冰原子晶體共價(jià)鍵(鍵能和鍵長)原子半徑越小，鍵長越短，鍵能越大，則晶體的熔、沸點(diǎn)越高，如熔點(diǎn)：金剛石＞碳化硅＞硅分子晶體分子間作用力(1)組成和結(jié)構(gòu)相似的分子晶體，相對(duì)分子質(zhì)量越大，分子間作用力越大，則熔、沸點(diǎn)越高。若分子間能形成氫鍵，則熔、沸點(diǎn)反常的高，如熔、沸點(diǎn)：H2O＞H2Se＞H2S。(2)一般地，同分異構(gòu)體中，支鏈越多，熔、沸點(diǎn)越低。芳香烴及其衍生物的同分異構(gòu)體中，沸點(diǎn)：鄰位＞間位＞對(duì)位金屬晶體金屬鍵金屬的離子半徑越小，離子所帶電荷數(shù)越多，其金屬鍵越強(qiáng)，則熔、沸點(diǎn)越高，如熔、沸點(diǎn)：Na＜Mg＜Al[臨考叮囑]特例：(1)離子晶體MgO的熔點(diǎn)高于原子晶體SiO2的。(2)金屬晶體W的熔點(diǎn)高于原子晶體SiO2的。(3)金屬晶體Hg常溫下呈液態(tài)，而分子晶體碘、硫等常溫下為固態(tài)。22．晶胞計(jì)算中的常用公式(1)晶胞的貢獻(xiàn)立方體晶胞中粒子對(duì)晶胞的貢獻(xiàn)：位于頂點(diǎn)的粒子貢獻(xiàn)eq\f(1,8)；位于面上的粒子貢獻(xiàn)eq\f(1,2)；位于棱上的粒子貢獻(xiàn)eq\f(1,4)；位于內(nèi)部的粒子都屬于該晶胞。(2)晶胞密度ρ＝eq\f(nM,a3NA)(n表示晶胞中化學(xué)組成數(shù)目)。(3)金屬晶體空間利用率＝eq\f(原子總體積,晶胞體積)×100%。[考前必記]金屬晶體體心立方堆積、面心立方堆積中的幾個(gè)關(guān)系(設(shè)棱長為a)：(1)面對(duì)角線長為eq\r(2)a；(2)體對(duì)角線長為eq\r(3)a；(3)體心立方堆積中4r＝eq\r(3)a(r為原子半徑)；(4)面心立方堆積中4r＝eq\r(2)a(r為原子半徑)。23．烴的含氧衍生物的性質(zhì)規(guī)律(1)反應(yīng)規(guī)律①消去規(guī)律醇發(fā)生消去反應(yīng)時(shí)，與連有羥基(—OH)的α碳原子相鄰的β碳原子上必須存在氫原子，即“鄰碳有氫”。a．若β碳原子上不存在氫原子，則不能發(fā)生消去反應(yīng)，如(CH3)3CCH2OH等。b．若有多個(gè)β碳原子，且β碳原子上都存在氫原子，則可能有多種消去產(chǎn)物。②氧化規(guī)律醇中羥基發(fā)生催化氧化反應(yīng)是脫去羥基(—OH)所連碳原子上的氫原子和羥基上的氫原子，因此羥基所連碳原子上必須存在氫原子，即“本碳有氫”。a．若碳原子上有兩個(gè)氫原子(甲醇碳原子上有三個(gè)氫原子)，則被催化氧化生成醛。b．若碳原子上只有一個(gè)氫原子，則被催化氧化生成酮。c．若碳原子上沒有氫原子，則不能被催化氧化。③酯化規(guī)律羧酸與醇發(fā)生酯化反應(yīng)時(shí)，羧酸提供的羥基與醇提供的氫結(jié)合成水分子，余下部分結(jié)合生成酯，故酯化規(guī)律是“酸去羥基醇去氫”。(2)數(shù)量規(guī)律①醇與鈉反應(yīng)：由2ROH＋2Na→2RONa＋H2↑可知1mol羥基與足量的鈉反應(yīng)生成eq\f(1,2)molH2，因此物質(zhì)的量相同的有機(jī)物中羥基越多，與足量的鈉反應(yīng)放出的氫氣越多，故放出氫氣的量的關(guān)系為丙三醇>乙二醇>乙醇。即x(—OH)～eq\f(x,2)H2。②醛的氧化：由RCHO＋2Ag(NH3)2OHeq\o(→,\s\up9(水浴),\s\do9(加熱))2Ag↓＋RCOONH4＋3NH3＋H2O可知，1mol醛基與足量的銀氨溶液反應(yīng)生成2molAg，即—CHO～2Ag。由RCHO＋2Cu(OH)2＋NaOHeq\o(→,\s\up9(△))RCOONa＋Cu2O↓＋3H2O可知，1mol醛基與足量的新制Cu(OH)2懸濁液反應(yīng)生成1molCu2O，即—CHO～Cu2O。HCHO分子中含有2個(gè)—CHO，故1mol甲醛與銀氨溶液反應(yīng)最多可生成4molAg，即HCHO～4Ag；1mol甲醛與新制Cu(OH)2懸濁液反應(yīng)最多可生成2molCu2O，即HCHO～2Cu2O。③羧酸與碳酸氫鈉反應(yīng)：由RCOOH＋NaHCO3→RCOONa＋CO2↑＋H2O可知，1mol—COOH與足量碳酸氫鈉溶液反應(yīng)放出1molCO2，即—COOH～CO2。④酯的水解：由RCOOR′＋NaOHeq\o(→,\s\up9(△))RCOONa＋R′OH可知，1mol酯基水解時(shí)通常需要消耗1molNaOH，即—COO—～NaOH。由RCOOC6H5＋2NaOHeq\o(→,\s\up9(△))RCOONa＋C6H5ONa＋H2O可知，1molRCOOC6H5水解時(shí)通常需要消耗2molNaOH，即RCOOC6H5～2NaOH。[方法巧用]分析解答題目時(shí)還需注意以下幾點(diǎn)：(1)鹵代烴也能發(fā)生消去反應(yīng)，需滿足的結(jié)構(gòu)條件與醇相同，只是反應(yīng)條件不同，鹵代烴必須在強(qiáng)堿的醇溶液、加熱條件下發(fā)生消去反應(yīng)，二者不能混淆；(2)在催化氧化時(shí)，醇分子中的多個(gè)醇羥基都可以被氧化；酸性KMnO4溶液具有強(qiáng)氧化性，可將乙醇氧化為乙酸，故乙醇可使酸性KMnO4溶液褪色；(3)醛類物質(zhì)一定含有醛基，但含有醛基的不一定是醛，如甲酸、甲酸酯中都含有醛基，只要含有醛基，就能被銀氨溶液和新制Cu(OH)2懸濁液氧化；(4)酯在酸性條件下的水解反應(yīng)可看作是酯化反應(yīng)的逆反應(yīng)。24．有機(jī)物的官能團(tuán)與反應(yīng)類型的關(guān)系官能團(tuán)對(duì)應(yīng)有機(jī)物通式(R、R′代表烴基)主要反應(yīng)類型名稱結(jié)構(gòu)簡式碳碳雙鍵CnH2n(n≥2)加成反應(yīng)，加聚反應(yīng)，氧化反應(yīng)(包括燃燒、催化氧化等)碳碳三鍵—C≡C—CnH2n－2(n≥2)加成反應(yīng)、加聚反應(yīng)、氧化反應(yīng)鹵素原子—X(X表示鹵素原子)RX取代反應(yīng)(水解反應(yīng))、消去反應(yīng)羥基(醇)羥基—OHROH取代反應(yīng)(酯化反應(yīng))，消去反應(yīng)，氧化反應(yīng)(包括燃燒、催化氧化等)(酚)羥基—OH—OH與苯環(huán)直接相連取代反應(yīng)、氧化反應(yīng)(燃燒)、顯色反應(yīng)、加成反應(yīng)、與強(qiáng)堿反應(yīng)醚鍵—O—ROR′氧化反應(yīng)(燃燒)羰基RCOR′加成反應(yīng)(還原反應(yīng))、氧化反應(yīng)(燃燒)醛基—CHORCHO加成反應(yīng)(還原反應(yīng))、氧化反應(yīng)羧基—COOHRCOOH取代反應(yīng)(酯化反應(yīng))、中和反應(yīng)酯基—COO—RCOOR′取代反應(yīng)(水解反應(yīng))硝基—NO2RNO2還原反應(yīng)肽鍵—CONH—RCONHR′取代反應(yīng)(水解反應(yīng))[臨考叮囑]注意鹵代烴水解后生成的HX也需消耗NaOH、由酚形成的酯水解后生成的酚羥基也需消耗NaOH。25．同分異構(gòu)體的書寫與種類判斷“九法”方法步驟減碳