高中化学学习方法Word下载.docx
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干冰：
CO2
明矾：
KAl（SO4）2·
12H2O
漂白粉：
Ca（ClO）2
、CaCl2（混和物）
泻盐：
MgSO4·
胆矾、蓝矾：
CuSO4·
5H2O
双氧水：
H2O2
皓矾：
ZnSO4·
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：
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
氟氯烃：
是良好的制冷剂，有毒，但破坏O3层。
酒精、乙醇：
C2H5OH
裂解气成分（石油裂化）：
烯烃、烷烃、炔烃、H2S、CO2、CO等。
焦炉气成分（煤干馏）：
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
蚁醛：
甲醛
HCHO
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
铜：
单质是紫红色
Cu2+——蓝色
CuO——黑色
Cu2O——红色
CuSO4（无水）—白色
5H2O——蓝色
—绿色
Cu（OH）2——蓝色
[Cu（NH3）4]SO4——深蓝色溶液
FeS——黑色固体
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
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度）
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
KMnO4--——紫色
MnO4-——紫色
四、
考试中经常用到的规律：
1、溶解性规律——见溶解性表；
2、常用酸、碱指示剂的变色范围：
指示剂
PH的变色范围
甲基橙
＜3.1红色
3.1——4.4橙色
>
4.4黄色
酚酞
＜8.0无色
8.0——10.0浅红色
10.0红色
石蕊
＜5.1红色
5.1——8.0紫色
8.0蓝色
3、在惰性电极上，各种离子的放电顺序：
阴极（夺电子的能力）：
Au3+
Ag+>
Hg2+
Cu2+
Pb2+
Fa2+
Zn2+
H+
Al3+>
Mg2+
Na+
Ca2+
K+
阳极（失电子的能力）：
S2-
I-
Br–
Cl-
OH-
含氧酸根
注意：
若用金属作阳极，电解时阳极本身发生氧化还原反应（Pt、Au除外）
4、双水解离子方程式的书写：
（1）左边写出水解的离子，右边写出水解产物；
（2）配平：
在左边先配平电荷，再在右边配平其它原子；
（3）H、O不平则在那边加水。
例：
当Na2CO3与AlCl3溶液混和时：
3CO32-
+2Al3+
+3H2O=2Al（OH）3↓
+3CO2↑
5、写电解总反应方程式的方法：
（1）分析：
反应物、生成物是什么；
（2）配平。
电解KCl溶液：
2KCl+2H2O==H2↑
+Cl2↑
+2KOH
配平：
6、将一个化学反应方程式分写成二个电极反应的方法：
（1）按电子得失写出二个半反应式；
（2）再考虑反应时的环境（酸性或碱性）；
（3）使二边的原子数、电荷数相等。
蓄电池内的反应为：
Pb+PbO2
+2H2SO4
=2PbSO4
+2H2O
试写出作为原电池（放电）时的电极反应。
写出二个半反应：
Pb
–2e-
→
PbSO4
PbO2
+2e-
PbSO4
分析：
在酸性环境中，补满其它原子：
应为：
负极：
Pb+SO42-
-2e-=PbSO4
正极：
+4H+
+SO42-
+2e-=PbSO4
当是充电时则是电解，电极反应则为以上电极反应的倒转：
为：
阴极：
=Pb+SO42-
阳极：
+2H2O-2e-=PbO2
+SO42-
7、在解计算题中常用到的恒等：
原子恒等、离子恒等、电子恒等、电荷恒等、电量恒等，用到的方法有：
质量守恒、差量法、归一法、极限法、关系法、十字交法
和估算法。
（非氧化还原反应：
原子守恒、电荷平衡、物料平衡用得多，氧化还原反应：
电子守恒用得多）
8、电子层结构相同的离子，核电荷数越多，离子半径越小；
9、晶体的熔点：
原子晶体
离子晶体
分子晶体
中学学到的原子晶体有：
Si、SiC
、SiO2=和金刚石。
原子晶体的熔点的比较是以原子半径为依据的：
金刚石
SiC>
Si
（因为原子半径：
Si>
C>
O）.
10、分子晶体的熔、沸点：
组成和结构相似的物质，分子量越大熔、沸点越高。
11、胶体的带电：
一般说来，金属氢氧化物、金属氧化物的胶体粒子带正电，非金属氧化物、金属硫化物的胶体粒子带负电。
12、氧化性：
MnO4-
Cl2
Br2
Fe3+
I2
S=4（+4价的S）
+SO2
+H2O=H2SO4
+2HI
13、含有Fe3+的溶液一般呈酸性。
14、能形成氢键的物质：
H2O
、NH3
、HF、CH3CH2OH
。
15、氨水（乙醇溶液一样）的密度小于1，浓度越大，密度越小，硫酸的密度大于1，浓度越大，密度越大，98%的浓硫酸的密度为：
1.84g/cm3。
16、离子是否共存：
（1）是否有沉淀生成、气体放出；
（2）是否有弱电解质生成；
（3）是否发生氧化还原反应；
（4）是否生成络离子[Fe（SCN）2、Fe（SCN）3、Ag（NH3）+、[Cu（NH3）4]2+
等]；
（5）是否发生双水解。
17、地壳中：
含量最多的金属元素是—
Al
含量最多的非金属元素是—O
HClO4（高氯酸）—是最强的酸
18、熔点最低的金属是Hg（-38.9C。
）,；
熔点最高的是W（钨3410c）；
密度最小（常见）的是K；
密度最大（常见）是Pt。
19、雨水的PH值小于5.6时就成为了酸雨。
20、有机酸酸性的强弱：
乙二酸
甲酸
苯甲酸
乙酸
碳酸
HCO3-
21、有机鉴别时，注意用到水和溴水这二种物质。
鉴别：
乙酸乙酯（不溶于水，浮）、溴苯（不溶于水，沉）、乙醛（与水互溶），则可用水。
22、取代反应包括：
卤代、硝化、磺化、卤代烃水解、酯的水解、酯化反应等；
23、最简式相同的有机物，不论以何种比例混合，只要混和物总质量一定，完全燃烧生成的CO2、H2O及耗O2的量是不变的。
恒等于单一成分该质量时产生的CO2、H2O和耗O2量。
五、无机反应中的特征反应
1．与碱反应产生气体
（1）
（2）铵盐：
2．与酸反应产生气体
（2）
3．Na2S2O3与酸反应既产生沉淀又产生气体：
S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O
4．与水反应产生气体
（1）单质
（2）化合物
5．强烈双水解
6．既能酸反应，又能与碱反应
（1）单质：
（2）化合物：
Al2O3、Al（OH）3、弱酸弱碱盐、弱酸的酸式盐、氨基酸。
7．与Na2O2反应
8．2FeCl3+H2S=2FeCl2+S↓+2HCl
9．电解
10．铝热反应：
Al+金属氧化物
金属+Al2O3
11．
Al3+
AlO2-
12．归中反应：
2H2S+SO2=3S+2H2O
4NH3+6NO
4N2+6H2O
13．置换反应：
（1）金属→金属
（2）金属→非金属
（3）非金属→非金属
（4）非金属→金属
14、一些特殊的反应类型：
⑴
化合物+单质
化合物+化合物
如：
Cl2+H2O、H2S+O2、、NH3+O2、CH4+O2、Cl2+FeBr2
⑵
化合物+单质
NH3+NO、
H2S+SO2
、Na2O2+H2O、NaH+H2O、Na2O2+CO2、CO+H2O
⑶
化合物
PCl3+Cl2
、Na2SO3+O2
、FeCl3+Fe
、FeCl2+Cl2、CO+O2、Na2O+O2
14．三角转化：
15．受热分解产生2种或3种气体的反应：
（1）铵盐
（2）硝酸盐
16．特征网络：
①
②
③
④
（2）A—
A为弱酸的铵盐：
（NH4）2CO3或NH4HCO3；
（NH4）2S或NH4HS；
（NH4）2SO3或NH4HSO3
（3）无机框图中常用到催化剂的反应:
六、既可作氧化剂又可作还原剂的有：
S、SO32-、HSO3-、H2SO3、SO2、NO2-、Fe2+等，及含-CHO的有机物
七、反应条件对氧化－还原反应的影响．
1．浓度：
可能导致反应能否进行或产物不同
8HNO3（稀）＋3Cu==2NO↑＋2Cu（NO3）2＋4H2O
4HNO3（浓）＋Cu==2NO2↑＋Cu（NO3）2＋2H2O
S+6HNO3（浓）===H2SO4+6NO2↑+2H2O
3S+4HNO3（稀）===3SO2+4NO↑+2H2O
2．温度：
冷、稀4
高温
Cl2+2NaOH=====NaCl+NaClO+H2O
3Cl2+6NaOH=====5NaCl+NaClO3+3H2O
3．溶液酸碱性.
2S2-
＋SO32-＋6H+＝3S↓＋3H2O
5Cl-＋ClO3-＋6H+＝3Cl2↑＋3H2O
S2-、SO32-，Cl-、ClO3-在酸性条件下均反应而在碱性条件下共存.
Fe2+与NO3-共存,但当酸化后即可反应.3Fe2+＋NO3-＋4H+＝3Fe3+＋NO↑＋2H2O
一般含氧酸盐作氧化剂时,在酸性条件下,氧化性比在中性及碱性环境中强.故酸性KMnO4溶液氧化性较强.
4．条件不同，生成物则不同
1、2P＋3Cl22PCl3（Cl2不足）
；
2P＋5Cl22PCl5（Cl2充足）
2、2H2S＋3O22H2O＋2SO2（O2充足）
2H2S＋O22H2O＋2S（O2不充足）
3、4Na＋O22Na2O
2Na＋O2Na2O2
4、Ca（OH）2＋CO2CaCO3↓＋H2O
Ca（OH）2＋2CO2（过量）==Ca（HCO3）2
5、C＋O2CO2（O2充足）
2C＋O22CO（O2不充足）
6、8HNO3（稀）＋3Cu==2NO↑＋2Cu（NO3）2＋4H2O
7、AlCl3＋3NaOH==Al（OH）3↓＋3NaCl
AlCl3＋4NaOH（过量）==NaAlO2＋2H2O
8、NaAlO2＋4HCl（过量）==NaCl＋2H2O＋AlCl3
NaAlO2＋HCl＋H2O==NaCl＋Al（OH）3↓
9、Fe＋6HNO3（热、浓）==Fe（NO3）3＋3NO2↑＋3H2O
Fe＋HNO3（冷、浓）→（钝化）
10、Fe＋6HNO3（热、浓）Fe（NO3）3＋3NO2↑＋3H2O
Fe＋4HNO3（热、浓）Fe（NO3）2＋2NO2↑＋2H2O
浓H2SO4
11、Fe＋4HNO3（稀）Fe（NO3）3＋NO↑＋2H2O
3Fe＋8HNO3（稀）
3Fe（NO3）3＋2NO↑＋4H2O
140℃
170℃
12、C2H5OH
CH2=CH2↑＋H2O
C2H5－OH＋HO－C2H5 C2H5－O－C2H5＋H2O
13C2H5Cl＋NaOH
C2H5OH＋NaCl
C2H5Cl＋NaOHCH2＝CH2↑＋NaCl＋H2O
14、6FeBr2＋3Cl2（不足）==4FeBr3＋2FeCl3
2FeBr2＋3Cl2（过量）==2Br2＋2FeCl3
八、离子共存问题
离子在溶液中能否大量共存，涉及到离子的性质及溶液酸碱性等综合知识。
凡能使溶液中因反应发生使有关离子浓度显著改变的均不能大量共存。
如生成难溶、难电离、气体物质或能转变成其它种类的离子（包括氧化一还原反应）.
一般可从以下几方面考虑
1．弱碱阳离子只存在于酸性较强的溶液中.如Fe3+、Al3+、Zn2+、Cu2+、NH4+、Ag+
等均与OH-不能大量共存.
2．弱酸阴离子只存在于碱性溶液中。
如CH3COO-、F-、CO32-、SO32-、S2-、PO43-、
AlO2-均与H+不能大量共存.
3．弱酸的酸式阴离子在酸性较强或碱性较强的溶液中均不能大量共存.它们遇强酸（H+）会生成弱酸分子；
遇强碱（OH-）生成正盐和水.
HSO3-、HCO3-、HS-、H2PO4-、HPO42-等
4．若阴、阳离子能相互结合生成难溶或微溶性的盐，则不能大量共存.
Ba2+、Ca2+与CO32-、SO32-、PO43-、SO42-等；
Ag+与Cl-、Br-、I-
等；
Ca2+与F-，C2O42-
等
5．若阴、阳离子发生双水解反应，则不能大量共存.
Al3+与HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-、SiO32-等
Fe3+与HCO3-、CO32-、AlO2-、ClO-、SiO32-、C6H5O-等；
NH4+与AlO2-、SiO32-、ClO-、CO32-等
6．若阴、阳离子能发生氧化一还原反应则不能大量共存.
Fe3+与I-、S2-；
MnO4-（H+）与I-、Br-、Cl-、S2-、SO32-、Fe2+等；
NO3-（H+）与上述阴离子；
S2-、SO32-、H+
7．因络合反应或其它反应而不能大量共存
Fe3+与F-、CN-、SCN-等；
H2PO4-与PO43-会生成HPO42-，故两者不共存.
九、离子方程式判断常见错误及原因分析
1．离子方程式书写的基本规律要求：
（写、拆、删、查四个步骤来写）
（1）合事实：
离子反应要符合客观事实，不可臆造产物及反应。
（2）式正确：
化学式与离子符号使用正确合理。
（3）号实际：
“=”“
”“→”“↑”“↓”等符号符合实际。
（4）两守恒：
两边原子数、电荷数必须守恒（氧化还原反应离子方程式中氧化剂得电子总数与还原剂失电子总数要相等）。
（5）明类型：
分清类型，注意少量、过量等。
（6）检查细：
结合书写离子方程式过程中易出现的错误，细心检查。
例如：
（1）违背反应客观事实
Fe2O3与氢碘酸：
Fe2O3＋6H+＝2Fe3+＋3H2O错因：
忽视了Fe3+与I-发生氧化一还原反应
（2）违反质量守恒或电荷守恒定律及电子得失平衡
FeCl2溶液中通Cl2
Fe2+＋Cl2＝Fe3+＋2Cl-
错因：
电子得失不相等，离子电荷不守恒
（3）混淆化学式（分子式）和离子书写形式
NaOH溶液中通入HI：
OH-＋HI＝H2O＋I-错因：
HI误认为弱酸.
（4）反应条件或环境不分：
次氯酸钠中加浓HCl：
ClO-＋H+＋Cl-＝OH-＋Cl2↑错因：
强酸制得强碱
（5）忽视一种物质中阴、阳离子配比.
H2SO4
溶液加入Ba（OH）2溶液:
Ba2+＋OH-＋H+＋SO42-＝BaSO4↓＋H2O
正确：
Ba2+＋2OH-＋2H+＋SO42-＝BaSO4↓＋2H2O
（6）“＝”“
”“↑”“↓”符号运用不当
Al3+＋3H2O＝Al（OH）3↓＋3H+注意：
盐的水解一般是可逆的，Al（OH）3量少，故不能打“↓”
2.判断离子共存时，审题一定要注意题中给出的附加条件。
⑴酸性溶液（H＋）、碱性溶液（OH-）、能在加入铝粉后放出可燃气体的溶液、由水电离出的H＋或OH-=1×
10-amol/L（a>
7或a<
7）的溶液等。
⑵有色离子MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe（SCN）2+。
⑶MnO4-,NO3-等在酸性条件下具有强氧化性。
⑷S2O32-在酸性条件下发生氧化还原反应：
⑸注意题目要求“一定大量共存”还是“可能大量共存”；
“不能大量共存”还是“一定不能大量共存”。
⑹看是否符合题设条件和要求，如“过量”、“少量”、“适量”、“等物质的量”、“任意量”以及滴加试剂的先后顺序对反应的影响等。
十、能够做喷泉实验的气体
1、NH3、HCl、HBr、HI等极易溶于水的气体均可做喷泉实验。
2、CO2、Cl2、SO2与氢氧化钠溶液；
3、C2H2、C2H4与溴水反应
十一、较金属性强弱的依据
金属性：
金属气态原子失去电子能力的性质；
金属活动性：
水溶液中，金属原子失去电子能力的性质。
注：
金属性与金属活动性并非同一概念，两者有时表现为不一致，
1、同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，金属性减弱；
同主族中，由上到下，随着核电荷数的增加，金属性增强；
2、依据最高价氧化物的水化物碱性的强弱；
碱性愈强，其元素的金属性也愈强；
3、依据金属活动性顺序表（极少数例外）；
4、常温下与酸反应剧烈程度；
5、常温下与水反应的剧烈程度；
6、与盐溶液之间的置换反应；
7、高温下与金属氧化物间的置换反应。
十二、较非金属性强弱的依据
1、同周期中，从左到右，随核电荷数的增加，非金属性增强；
同主族中，由上到下，随核电荷数的增加，非金属性减弱；
2、依据最高价氧化物的水化物酸性的强弱：
酸性愈强，其元素的非金属性也愈强；
3、依据其气态氢化物的稳定性：
稳定性愈强，非金属性愈强；
4、与氢气化合的条件；
5、与盐溶液之间的置换反应；
6、其他，例：
2Cu＋SCu2S
Cu＋Cl2CuCl2
所以，Cl的非金属性强于S。
十三，10电子”、“18电子”的微粒小结
1．“10电子”的微粒：
分子
离子
一核10电子的
Ne
N3−、O2−、F−、Na+、Mg2+、Al3+
二核10电子的
HF
OH−、
三核10电子的
H2O
NH2−
四核10电子的
NH3
H3O+
五核10电子的
CH4
NH4+
2．“18电子”的微粒
一核18电子的
Ar
K+、Ca2+、Cl‾、S2−
二核18电子的
F2、HCl
HS−
三核18电子的
H2S
四核18电子的
PH3、H2O2
五核18电子的
Si
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