高考化学知识规律总结 2.docx

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高考化学知识规律总结2

高中化学知识规律总结

一、中学化学中提及的“化”名目繁多．要判别它们分属何种变化，必须了解其过程.请你根据下列知识来指出每一种“化”发生的是物理变化还是化学变化．

1.风化——结晶水合物在室温和干燥的空气里失去部分或全部结晶水的过程．注意：

自然条件．

2.催化——能改变反应速度，本身一般参与反应但质量和化学性质不变．应了解中学里哪些反应需用催化剂．如

①4NH3+5O2=====4NO+6H2O（条件为加热、铂或三氧化二铬作催化剂）

②N2+3H2=====2NH3（条件为高温高压、铁作催化剂）

③2KCLO3=====2KCL+3O2（条件为加热、二氧化锰作催化剂）

④2H2O2=====2H2O+O2（条件为加热、二氧化锰作催化剂）

⑤2SO2+O2====2SO3（条件为加热、五氧化二矾作催化剂）

⑥CO+H2O====CO2+H2（条件为高温、三氧化二铁作催化剂）

⑦溴苯的制取（条件为铁作催化剂）⑧烯烃、炔烃、醛、酮等与氢气加成（条件为镍作催化剂）

⑨糖类的水解（条件为稀硫酸作催化剂）⑩酚醛树脂的制取（条件为沸水浴加热、盐酸或氯水作催化剂）

3．歧化：

同一种物质中同一种元素且为同一价态原子间发生的氧化-还原反应。

如：

氯气和碱液的反应。

4．酸化：

向某物质中加入稀酸使之呈酸性的过程。

注意思考：

高锰酸钾溶液为何用硫酸酸化而不用盐酸？

硝酸银溶液为何用硝酸酸化而不用盐酸？

5、钝化：

铁和铝在冷的浓硫酸和冷的浓硝酸中能生成致密的氧化物薄膜，从而阻止内层金属与酸继续反应的过程。

6、硬水软化：

通过物理、化学方法除去硬水中较多的钙离子和镁离子的过程。

7、水化：

烯烃、炔烃与水发生加成生成醇和醛的过程。

8.氢化（硬化）——液态油在一定条件下与H2发生加成反应生成固态脂肪的过程．

 作用：

植物油转变成硬化油后，性质稳定，不易变质，便于运输等．

9.皂化——油脂在碱性条件下发生水解反应的过程．产物——高级脂肪酸钠＋甘油

10.老化——橡胶、塑料等制品露置于空气中，因受空气氧化、日光照射而使之变硬发脆的过程．

11.硫化——向橡胶中加硫，以改变其结构（双键变单键）来改善橡胶的性能，减缓其老化速度的过程．

12.裂化——在一定条件下，分子量大、沸点高的烃断裂为分子量小、沸点低的烃的过程．

目的--提高汽油的质量和产量.

13.酯化——醇与酸生成酯和水的过程．

14.硝化（磺化）——苯环上的H被—NO2或—SO3Ｈ取代的过程．

二、基本反应中，有一些特别值得注意的反应或规律．现分述如下：

1.化合反应：

化合反应不一定是指单质间生成化合物的反应吗?

根据反应物和生成物的种类，化合反应又可分为三种．

（1）单质＋单质→化合物

A．钠和氧气的反应。

（注意：

条件不同，会生成氧化钠和过氧化钠两种不同产物。

）

B．氧气和氮气在放电条件下生成一氧化氮；镁和氮气在点燃条件下生成氮化镁；氢气和氮气在高温高压，有催化剂条件下生成氨气。

这几个反应可说明氮气的稳定性是相对的。

C．铁和氧气在点燃条件下生成四氧化三铁；铁过量时和氧气在高温下生成氧化亚铁；铁不足量时和氧气在高温下生成氧化铁。

这几个反应可说明反应物间的量不同，产物种类不同。

D．铁和硫在加热条件下生成硫化亚铁；铁和碘在加热条件下生成碘化亚铁；铜和硫在加热条件下生成硫化亚铜。

这几个反应生成低价金属硫化物。

E．铁和氯气在点燃条件下生成三氯化铁；铜和氯气在点燃条件下生成氯化铜。

这几个反应生成高价金属氯化物。

（2）单质＋化合物1→化合物2

  2FeCl2＋Cl2＝2FeCl3

4Fe（OH）2＋O2＋2H2O＝４Fe（OH）3  

2Na2SO3＋O2＝2Na2SO4

（3）化合物1＋化合物2→化合物3

①酸性氧化物＋水→可溶性酸②碱性氧化物＋水→可溶性碱

氧化钙和水生成氢氧化钙；氧化镁和水缓慢生成氢氧化镁；氧化钠和水生成氢氧化钠。

③碱性氧化物　+酸性氧化物→含氧酸盐

氧化钠和二氧化碳生成碳酸钠，（可溶性—常温进行）；氧化钙和二氧化硅生成硅酸钙，（难溶性—高温进行）。

④氨气和酸的反应（常温进行）。

2、分解反应：

“一分多”

①难溶性碱受热生成金属氧化物和水。

如氢氧化铜、氢氧化铁、氢氧化镁等。

②不稳定性碱（氨水）受热分解；

③难溶性酸的分解，如硅酸的受热分解；硝酸在加热或光照下分解；氢碘酸、倾硫酸在常温时分解；

④碳酸盐、硝酸盐、铵盐、弱酸的酸式盐等加热分解。

稳定性：

碳酸正盐＞碳酸酸式盐＞碳酸

   分解条件：

（高温）（加热）

⑤卤化银见光分解。

3.置换反应

有单质参与或生成的反应不一定是置换反应。

反应物或生成物各两种且其中一种必定是单质的反应才称作置换反应．

注意：

下列置换反应特别值得重视．

①2Na＋2H2O＝2NaOH＋H2↑②3Fe＋4H2O

Fe3O4＋4H2↑③F2＋2H2O＝4HF＋O2④Cl2＋H2S＝S＋2HCl

⑤2H2S＋O2＝2S＋2H2O⑥2C＋SiO2

Si＋2CO

⑦2Mg＋CO2

2MgO＋C⑧2Al＋Fe2O3

2Fe＋Al2O3⑨C＋H2O

CO＋H2⑩3Cl2＋2NH3

N2＋6HCl

⑾Si＋4HF

SiF4＋2H2

 4.复分解反应

（1）本质：

通过两种化合物相互接触，交换成分，使溶液中离子浓度降低．

（2）离子浓度降低的形式有：

A、生成难溶性物质；B、生成气体或易挥发物质；C、生成弱电解质。

（3）基本类型：

①酸＋碱→盐＋水（中和反应）②酸＋盐→新酸＋新盐

③碱＋盐→新碱＋新盐④盐＋盐→两种新盐

⑤碱性氧化物＋酸→盐＋水

思考题：

（1）酸与碱一定能发生反应吗?

若能，一定是发生中和反应吗?

酸与碱不一定能发生中和反应．联系中和反应的逆反应是盐的水解知识．如：

酸与碱发生的反应也不一定是中和反应．如：

2Fe（OH）3＋6HI＝2FeI2＋I2＋6H2O

2Fe（OH）2＋10HNO3（稀）＝3Fe（NO3）3＋NO↑＋8H2O

故特别要注意氧化性酸（碱）与还原性碱（酸）很可能发生的是氧化—还原反应．

（2）复分解反应中的每一类反应物必须具备什么条件?

①盐＋盐、盐＋碱的反应物一般要可溶且在溶液中进行或加热时进行．

②盐1＋酸1→盐2＋酸2

一般只需满足以下两条中的各一条：

i）强酸制弱酸即酸性：

酸1＞酸2

ii）难挥发酸制易挥发酸，即挥发性：

酸1＜酸2

注意：

氢硫酸和硫酸铜可生成硫酸和硫化铜；氢硫酸和硝酸银可生成硝酸和硫化银；氢硫酸和醋酸铅可生成醋酸和硫化铅。

这几个反应是弱酸制强酸和较强酸。

原因：

上述三种金属硫化物溶解度特小，满足离子反应朝离子浓度降得更低的方向进行．

（3）盐与盐一定发生复分解反应吗?

盐与盐可能发生的反应有：

①复分解②双水解③氧化—还原④络合反应

现列表比较如下：

类型

条件

产物

实例

氧化还原反应

阴、阳离子具有强氧化性、强还原性

弱氧化性产物和弱还原性产物

三价铁离子和硫离子

双水解反应

阴、阳离子水解程度大且无其它反应

弱酸

弱碱

铝离子和硫离子

复分解反应

能生成难溶性盐

两种新盐

硝酸银和氯化钠

络合的反应

有中心体和强配体

稳定络合物

三价铁离子和硫氰根离子

（4）有盐和水生成的反应一定是中和反应吗?

生成盐和水的反应有：

①盐的结晶水合物受热分解；②酸和碱的中和反应；③酸式盐和碱的反应；

④酸性氧化物和碱的反应；⑤碱性氧化物和酸的反应。

三、常见的重要氧化剂、还原剂

氧化剂

还原剂

活泼非金属单质：

X2、O2、S

活泼金属单质：

Na、Mg、Al、Zn、Fe

某些非金属单质：

C、H2、S

高价金属离子：

Fe3+、Sn4+

不活泼金属离子：

Cu2+、Ag+

其它：

［Ag（NH3）2］+、新制Cu（OH）2

低价金属离子：

Fe2+、Sn2+

非金属的阴离子及其化合物：

S2-、H2S、I-、HI、NH3、Cl-、HCl、Br-、HBr

含氧化合物：

NO2、N2O5、MnO2、Na2O2、H2O2、HClO、HNO3、浓H2SO4、NaClO、Ca（ClO）2、KClO3、KMnO4、王水

低价含氧化合物：

CO、SO2、H2SO3、Na2SO3、Na2S2O3、NaNO2、H2C2O4、含-CHO的有机物：

醛、甲酸、甲酸盐、甲酸某酯、葡萄糖、麦芽糖等

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

四、反应中的几个注意

①在酸性介质中的反应，生成物中可以有H+、H2O，但不能有OH-；

②在碱性介质中的反应，生成物中无H+；

③在近中性条件，反应物中只能出现H2O，而不能有H+或OH-，生成物方面可以有H+或OH–

五、物质内发生的氧化－还原反应

反应类型

实例

同一物质不同

元素的原子间

光

４ＨＮＯ３

４ＮＯ2↑＋Ｏ2↑＋２Ｈ2Ｏ

光

２ＨＣlＯ

２ＨＣl＋Ｏ２↑

　　　　　加 热

２ＫＭnＯ４

Ｋ2ＭnＯ４＋ＭnＯ２＋Ｏ２↑

２ＡgＮＯ３

２Ａg＋２ＮＯ２↑＋Ｏ２↑

２ＫＣlＯ３

２ＫＣl＋３Ｏ２↑　　　　　

同一物质同一元素不同价态原子间

　５ＮＨ４ＮＯ３＝４Ｎ２↑＋２ＨＮＯ３＋９Ｈ２Ｏ

Ｎa2Ｓ２Ｏ３＋Ｈ２ＳＯ４＝Ｎa2ＳＯ４＋Ｈ２Ｏ＋ＳＯ2↑＋Ｓ↓

　同一物质同一元素同一价态原子间

（歧化反应）

Ｃl2＋２ＮaＯＨ＝NaCl＋ＮaＣlＯ＋Ｈ２Ｏ

３ＮＯ２＋Ｈ２Ｏ

２ＨＮＯ３＋ＮＯ

２Ｎa2Ｏ２＋２Ｈ２Ｏ

４ＮaＯＨ＋Ｏ２↑

２Ｎa２Ｏ２＋２ＣＯ２＝２Ｎa２ＣＯ３＋Ｏ２↑

２Ｈ２Ｏ２

２Ｈ２Ｏ＋Ｏ２↑

 ＣaＯ＋３Ｃ（电炉）

CaＣ２＋ＣＯ↑

ＳiＯ２＋３ＳＳiＣ＋２ＣＯ↑

浓硫酸

Ｈ２Ｃ２Ｏ４　

　Ｈ２Ｏ＋ＣＯ２↑＋ＣＯ↑　　　

六、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

3.溶液酸碱性.

2S2-＋SO32-＋6H+＝3S↓＋3H2O5Cl-＋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.

七、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.如：

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.

如：

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.

如：

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.

如：

Fe3+与I-、S2-；MnO4-（H+）与I-、Br-、Cl-、S2-、SO32-、Fe2+等；NO3-（H+）与上述阴离子；

7．因络合反应或其它反应而不能大量共存

如：

Fe3+与F-、CN-、SCN-等；H2PO4-与PO43-会生成HPO42-，故两者不共存.

八、离子方程式判断常见错误及原因分析

（1）违背反应客观事实

如：

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

如：

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

如：

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：

如：

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.

如：

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

如：

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“↓”

九、判断金属性或非金属性的强弱

金属性强弱

非金属性强弱

最高价氧化物水化物碱性强弱

最高价氧化物水化物酸性强弱

与水或酸反应，置换出H2的易难

与H2化合的易难及生成氢化物稳定性

活泼金属能从盐溶液中置换出不活泼金属

活泼非金属单质能置换出较不活泼非金属单质

阳离子氧化性强的为不活泼金属，氧化性弱的为活泼金属

阴离子还原性强的为非金属性弱，还原性弱的为非金属性强

原电池中负极为活泼金属，正极为不活泼金属

将金属氧化成高价的为非金属性强的单质，氧化成低价的为非金属性弱的单质

电解时，在阴极先析出的为不活泼金属

电解时，在阳极先产生的为非金属性弱的单质

十、比较微粒半径的大小

无论是原子还是离子（简单）半径，一般由原子核对核外电子的吸引力及电子间的排斥力的相对大小来决定.故比较微粒半径大小时只需考虑核电荷数、核外电子排斥情况.具体规律小结如下：

1.核电荷数相同的微粒，电子数越多，则半径越大.即同种元素：

阳离子半径＜原子半径＜阴离子半径如:

H+＜H＜H-;Fe＞Fe2+＞Fe3+；Na+＜Na；Cl＜Cl-

2.电子数相同的微粒，核电荷数越多则半径越小．即具有相同电子层结构的微粒，

核电荷数越大，则半径越小．如：

（1）与He电子层结构相同的微粒:

H-＞Li+＞Be2+

（2）与Ne电子层结构相同的微粒：

O2-＞F-＞Na+＞Mg2+＞Al3+

（3）与Ar电子层结构相同的微粒:

S2-＞Cl-＞K+＞Ca2+

3.电子数和核电荷数都不同的微粒：

（1）同主族的元素,无论是金属还是非金属,无论是原子半径还是离子半径从上到下递增.

（2）同周期:

原子半径从左到右递减.如Na＞Cl

（3）同周期元素的离子半径比较时要把阴阳离子分开.同周期非金属元素形成的阴离子半径大于金属元素形成的阳离子半径.如Na+＜Cl-如：

第三周期,原子半径最小的是Cl,离子半径最小的是Al3+

（4）如既不是同周期,又不是同主族,比较原子半径时,要寻找到合适的中间者.

如Ge、P、O的半径大小比较，可找出它们在周期表中的位置，（）中元素为中间者.

（N）O（Si）P因为Ge＞Si＞P＞N＞O,故Ge＞P＞O

十一、如何比较物质的熔、沸点

1.由晶体结构来确定.首先分析物质所属的晶体类型,其次抓住决定同一类晶体熔、沸点高低的决定因素.

①一般规律:

原子晶体＞离子晶体＞分子晶体如:

SiO2＞NaCl＞CO2（干冰）

②同属原子晶体，一般键长越短，键能越大，共价键越牢固，晶体的熔、沸点越高.

如:

金刚石＞金刚砂＞晶体硅

③同类型的离子晶体,离子电荷数越大,阴、阳离子核间距越小,则离子键越牢固,晶体的熔、沸点一般越高.如:

MgO＞NaCl

④分子组成和结构相似的分子晶体,一般分子量越大,分子间作用力越强,晶体熔、沸点越高.

如:

F2＜Cl2＜Br2＜I2

⑤金属晶体:

金属原子的价电子数越多,原子半径越小,金属键越强,熔、沸点越高.如:

Na＜Mg＜Al

2.根据物质在同条件下的状态不同.一般熔、沸点:

固＞液＞气.

如果常温下即为气态或液态的物质,其晶体应属分子晶体（Hg除外）.如惰性气体,虽然构成物质的微粒为原子,但应看作为单原子分子.因为相互间的作用为范德华力,而并非共价键.

十二、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

（1）

（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：

Al

（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+Al（OH）3AlO2-

12．归中反应：

2H2S+SO2=3S+2H2O4NH3+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+化合物化合物+单质如：

NH3+NO、H2S+SO2、Na2O2+H2O、NaH+H2O、Na2O2+CO2、CO+H2O

⑶化合物+单质化合物如：

PCl3+Cl2、Na2SO3+O2、FeCl3+Fe、FeCl2+Cl2、CO+O2、Na2O+O2

15．三角转化：

16．受热分解产生2种或3种气体的反应：

（1）铵盐

（2）硝酸盐

17．特征网络：

（1）

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:

十三、特征现象

1．焰色反应：

Na+（黄色）、K+（紫色）

2．浅黄色固体：

S或Na2O2或AgBr

3．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）

4．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]

蓝色[Cu（OH）2]黑色（CuO、FeO、FeS、CuS、Ag2S、PbS）

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）

5．特征反应现象：

十四、中学化学实验操作中的七原则

掌握下列七个有关操作顺序的原则，就可以正确解答“实验程序判断题”。

1.“从下往上”原则。

以C12实验室制法为例，装配发生装置顺序是：

放好铁架台→摆好酒精灯→根据酒精灯位置固定好铁圈→石棉网→固定好圆底烧瓶。

2.“从左到右”原则。

装配复杂装置应遵循从左到右顺序。

如上装置装配顺序为：

发生装置→集气瓶→烧杯。

3.先“塞”后“定”原则。

带导管的塞子在烧瓶固定前塞好，以免烧瓶固定后因不宜用力而塞不紧或因用力过猛而损坏仪器。

4.“固体先放”原则。

上例中，烧瓶内试剂MnO2应在烧瓶固定前装入，以免固体放入时损坏烧瓶。

总之固体试剂应在固定前加入相应容器中。

5.“液体后加”原则。

液体药品在烧瓶固定后加入。

如上例中浓盐酸应在烧瓶固定后在分液漏斗中缓慢加入。

6.先验气密性（装入药口前进行）原则。

7.后点酒精灯（所有装置装完后再点酒精灯）原则。

十五、中学化学实验中温度计的使用分哪三种情况以及哪些实验需要温度计

1.测反应混合物的温度

这种类型的实验需要测出反应混合物的准确温度，因此，应将温度计插入混合物中间。

①测物质溶解度。

②实验室制乙烯。

2.测蒸气的温度

这种类型的实验，多用于测量物质的沸点，由于液体在沸腾时，液体和蒸气的温度相同，所以只要测蒸气的温度。

①实验室蒸馏石油。

②测定乙醇的沸点。

3.测水浴温度

这种类型的实验，往往只要使反应物的温度保持相对稳定，所以利用水浴加热，温度计则插入水浴中，①温度对反应速率影响的反应。

②苯的硝化反应。

十六、常见的需要塞入棉花的实验有哪些

需要塞人少量棉花的实验，它们是①加热KMnO4制氧气②制乙炔③收集NH3。

其作用分别是：

防止KMnO4粉末进入导管；防止实验中产生的泡沫涌入导管；防止氨气与空气对流，以缩短收集NH3的时间。

十七、常见物质分离提纯的9种方法

1.结晶和重结晶：

利用物质在溶液中溶解度随温度变化较大，如NaCl，KNO3。

2.蒸馏冷却法：

在沸点上差值大。

乙醇中（水）：

加入新制的CaO吸收大部分水再蒸馏。

3.过滤法：

溶与不溶。

4.升华法：

SiO2（I2）。

5.萃取：

如用CCl4来萃取I2水中的I2。

6.溶解法：

Fe粉（A1粉）：

溶解在过量的NaOH溶液里过滤分离。

7.增加法：

把杂质转化成所需要的物质，如CO2（CO）：

通过热的CuO；CO2（SO2）：

通过饱和的NaHCO3溶液。

8.吸收法：

用做除去混合气体中的气体杂质，气体杂质必须被药品吸收：

N2（O2）：

将混合气体通过铜网吸收O2。

9.转化法：

两种物质难以直接分离，加药品变得容易分离，然后再还原回去：

Al（OH）3，Fe（OH）3：

先加NaOH溶液把Al（OH）3溶解，过滤，除去Fe（OH）3，，再加酸让NaAlO2转化成A1（OH）3。

十八、常用的去除杂质的方法10种

1.杂质转化法：

欲除去苯中的苯酚，可加入氢氧化钠，使苯酚转化为苯酚钠，利用酚钠易溶于水，使之与苯分开。

欲除去Na2CO3中的NaHCO3可用加热的方法。