高中化学必背基础知识

高中化学必背基础知识总结

一、俗名

1.无机部分

纯碱、打、天然碱 、口碱：Ｎa2CO3 小打：NaHCO3 大打：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、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：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 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 CuSO4·5H2O蓝色 Cu2(OH)2CO3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、

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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

三、 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、碱指示剂的变色围： 指示剂 PH的变色围

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+ >Fe2+ >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方法

（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：

3 CO32- + 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。

例：电解KCl溶液： KCl +H2O---- H2↑ + Cl2↑ + KOH 配平： 2KCl + 2H2O == H2↑ + Cl2↑ + 2KOH 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。

例：蓄电池的反应为：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： PbO2 + 4H+ + SO42- +2e- = PbSO4 + 2H2O

注意：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：PbSO4 +2e- = Pb + SO42-

阳极：PbSO4 + 2H2O -2e- = PbO2 + 4H+ + 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；

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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) 例： I2 +SO2 + 2H2O = 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.离子是否共存的条件：（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 (-38.9℃),；熔点最高的是W（钨3410℃）；密度最小（常见）的是K；密度最大（常见）是Pt。 19.雨水的PH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 >苯酚 >HCO3-- 。

21.有机鉴别时，注意用到水和溴水这二种物质。 [例]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的量。

四、无机反应中的特征反应

1．与碱反应产生气体

Al、SiOHH2 （1） 单质2Al2NaOH2H2O2NaAlO23H2Si2NaOHH2ONa2SiO32H2 碱（2）铵盐：NH4NH3H2O

2．与酸反应产生气体

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HClH2浓H2SO4SO2金属HNO3NO2、NO（1） 浓HSO4单质SO2、CO22C浓HNO 3NO2、CO2非金属浓HSO4SO22S浓HNO3SO2、NO2H+

—

CO32--（HCO3） CO2↑

H+

——

（2）化合物 S2（HS） H2S↑

H+

—

SO32(HSO3--) SO2↑

3.Na2S2O3与酸反应既产生沉淀又产生气体：

S2O3

2-+2H+=S↓+SO

2↑+H2O

4.与水反应产生气体 （1）单质

（2）化合物

2Na2H2O2NaOHH22F22H2O4HFO22Na2O22H2O4NaOHO2Mg3N23H2O3MgOH22NH3Al2S36H2O2AlOH33H2SCaC2HOCaOHCH222225．强烈双水解

22OCO3HCO3HCO2AlOH32OAl3与S2HSHH2SAlOH3H2OAlOH3AlO2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。 CO27．与Na2O2反应 O2Na2CO3H2O O2NaOH8．2FeCl3+H2S=2FeCl2+S↓+2HCl

H2O29．电解 H2O电解AlO2 Al2O3熔融电解NaOHCl2H2 NaCl溶液电解金属+Al2O31 10.铝热反应：Al+金属氧化物3OH Al(OH)3 AlO2- 3+11． Al3H高温12．归中反应：2H2S+SO2=3S+2H2O

催化剂4N2+6H2O 4NH3+6NO13．置换反应：

1.金属盐金属盐（1）金属→金属 2.铝热反应 或HOHH2活泼金属（Na、Mg、Fe）（2）金属→非金属 点燃2

2MgOC2MgCO22第F21页（共2H2O页）4HF15 O2高温Si2CO2CSiO2高温COH2CH2OCl(Br、I)HSS2HCl（HBr、HI）2222

（3）非金属→非金属

高温金属H2OH2金属氧化物（4）非金属→金属 高温金属CO2C金属氧化物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

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

NH4HCO3[(NH4)2CO3]NH3CO2H2ONH3SO2H2ONH4HSO3[(NH4)2SO3]NH3H2SNH4HS[(NH4)2S]（2）硝酸盐

2CuO4NO2O22Cu(NO3)22Ag2NO2O22AgNO317．特征网络：

OOO（1）ABCHD(酸或碱)

222O2O22O①NH（气体）NONO2HHNO3 3OOO②H2S（气体）SO2SO3HH2SO4

222OOO③C（固体）COCO2HH2CO3

OOO④Na（固体）Na2ONa2O2HNaOH

222222

强酸气体B（2）A—

强碱气体C 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:

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2，2KClO3MnO2KCl3O222H2O2MnO2H2OO22SO2O2催化剂，2SO34NH35O2催化剂，4NO6H2ON23H2催化剂，2NH3

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+4 HNO3(稀)===3SO2+4NO↑+2H2O

2．温度：可能导致反应能否进行或产物不同

冷、稀

Cl2+2NaOH=====NaCl+NaClO+H2O 3Cl2+6NaOH=====5NaCl+NaClO3+3H2O

高温

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

点燃点燃

（1）2P＋3Cl2(不足)===2PCl3 ；2P＋5Cl2(充足)===2 PCl5。

点燃

（2）2H2S＋3O2(充足) ===2H2O＋2SO2；

点燃

2H2S＋O2(不充足)===2H2O＋2S↓

缓慢氧化点燃

（3）4Na＋O2=====2Na2O 2Na＋O2===Na2O2 （4）Ca(OH)2＋CO2(适量)==CaCO3↓＋H2O ；

Ca(OH)2＋2CO2(过量)==Ca(HCO3)2。

点燃点燃

（5）C＋O2 (充足) ===CO2； 2 C＋O2 (不充足)===2CO。 （6）8HNO3(稀)＋3Cu==2NO↑＋2Cu(NO3)2＋4H2O

4HNO3(浓)＋Cu==2NO2↑＋Cu(NO3)2＋2H2O （7）AlCl3＋3NaOH==Al(OH)3↓＋3NaCl ；

AlCl3＋4NaOH(过量)==NaAlO2＋2H2O。

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（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（不足）＋6HNO3(热、浓)== Fe(NO3)3＋3NO2↑＋3H2O

Fe（过量）＋4HNO3(热、浓)== Fe(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O （11）Fe（不足）＋4HNO3(稀)== Fe(NO3)3＋NO↑＋2H2O

3Fe（过量）＋8HNO3(稀) ==3Fe(NO3)3＋2NO↑＋4H2O （12）C2H5OH CH2=CH2↑＋H2O

170℃ 浓H2SO4

浓H2SO4 140℃

C2H5－OH＋HO－C2H5 C2H5－O－C2H5＋H2O H2O

（13）C2H5Cl＋NaOH→ C2H5OH＋NaCl

醇

C2H5Cl＋NaOH→CH2＝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。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；S2-、SO32-、H+ 等。

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。 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（按写、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。

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（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。

如：Fe2O3与氢碘酸：Fe2O3＋6H+＝2 Fe3+＋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“↓”。

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： S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O 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、比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。

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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、比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:条件越易，非金属性愈强。

5.与盐溶液之间的置换反应：越易反应，非金属性愈强。

Δ点燃

6.其他。例：2Cu＋S===Cu2S，Cu＋Cl2===CuCl2，所以，Cl2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： 微粒 分子 离子 −−−一核10电子 Ne N3、O2、F、Na+、Mg2+、Al3+ −二核10电子 HF OH、 −三核10电子 H2O NH2 四核10电子 NH3 H3O+ 五核10电子 CH4 NH4+ 2．“18电子”的微粒 微粒 分子 离子 K+、Ca2+、Cl‾、S2一核18电子 Ar − −二核18电子 F2、HCl HS 三核18电子 H2S 四核18电子 PH3、H2O2 五核18电子 SiH4、CH3F 六核18电子 N2H4、CH3OH 注：其它诸如C2H6、N2H5+、N2H62+等亦为18电子的微粒。 十四、微粒半径的比较： 1.判断的依据

电子层数：相同族，电子层越多，半径越大。 核电荷数：同周期，核电荷数越多，半径越小。

最外层电子数：相同非金属元素，最外层电子数越多，半径越大。 2．具体规律：

（1）同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）。如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl。

（2）同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。

如：Li（3）同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。

————

如：F（4）电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。

—

如：F> Na+>Mg2+>Al3+。

（5）同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。

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如Fe>Fe2+>Fe3+。 十五、具有漂白作用的物质 氧化作用 化合作用 吸附作用 Cl2、O3、Na2O2、浓SO2 活性炭 HNO3 化学变化 物理变化 不可逆 可逆 其中能氧化指示剂而使指示剂褪色的主要有Cl2(HClO)和浓HNO3及Na2O2。

十六、滴加顺序不同，现象不同 1．AgNO3与NH3·H2O： AgNO3向NH3·H2O中滴加，开始无白色沉淀，后产生白色沉淀；NH3·H2O向AgNO3中滴加，开始有白色沉淀，后白色沉淀消失。 2．NaOH与AlCl3：

NaOH向AlCl3中滴加，开始有白色沉淀，后白色沉淀消失； AlCl3向NaOH中滴加，开始无白色沉淀，后产生白色沉淀。 3．HCl与NaAlO2：

HCl向NaAlO2中滴加，开始有白色沉淀，后白色沉淀消失； NaAlO2向HCl中滴加，开始无白色沉淀，后产生白色沉淀。 4．Na2CO3与盐酸：

Na2CO3向盐酸中滴加，开始有气泡，后不产生气泡；盐酸向Na2CO3中滴加，开始无气泡，后产生气泡。 十七、能使酸性高锰酸钾溶液褪色的物质 （一）有机物

1.不饱和烃（烯烃、炔烃、二烯烃、苯乙烯等）； 2.苯的同系物；

3.不饱和烃的衍生物（烯醇、烯醛、烯酸、卤代烃、油酸、油酸盐、油酸酯等）；

4.含醛基的有机物（醛、甲酸、甲酸盐、甲酸某酯等）； 5.石油产品（裂解气、裂化气、裂化汽油等）； 6.天然橡胶（聚异戊二烯）。 （二）无机物

1.－2价硫的化合物（H2S、氢硫酸、硫化物）； 2.＋4价硫的化合物（SO2、H2SO3及亚硫酸盐）； 3.双氧水（H2O2，其中氧为－1价） 十八、最简式相同的有机物

1．CH：C2H2和C6H6； 2．CH2：烯烃和环烷烃； 3．CH2O：甲醛、乙酸、甲酸甲酯、葡萄糖；

4．CnH2nO：饱和一元醛（或饱和一元酮）与二倍于其碳原子数和饱和一元羧酸或酯；举一例：乙醛（C2H4O）与丁酸及其异构体（C4H8O2）。

十九、实验中水的妙用 1．水封：在中学化学实验中，液溴需要水封。液溴极易挥发有剧毒，它在水中溶解度较小，比水重，所以亦可进行水封减少其挥发。少量白磷放入盛有冷水的广口瓶中保存，通过水的覆盖，既可隔绝空气防止白磷蒸气逸出，又可使其保持在燃点之下。

2．水浴：酚醛树脂的制备(沸水浴)；硝基苯的制备(50—60℃)、乙

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酸乙酯的水解(70～80℃)、蔗糖的水解(70～80℃)、硝酸钾溶解度的测定(室温～100℃)需用温度计来控制温度；银镜反应需用温水浴加热即可。

3．水集：排水集气法可以收集难溶或不溶于水的气体。中学阶段有02，H2，C2H4，C2H2，CH4，NO。有些气体在水中有一定溶解度，但可以在水中加入某物质降低其溶解度，如：可用排饱和食盐水法收集氯气。

4．水洗：用水洗的方法可除去某些难溶气体中的易溶杂质，如除去NO气体中的N02杂质。 5．鉴别：可利用一些物质在水中溶解度或密度的不同进行物质鉴别，如：苯、乙醇、溴乙烷三瓶未有标签的无色液体，用水鉴别时浮在水上的是苯，溶在水中的是乙醇，沉于水下的是溴乙烷。利用溶解性溶解热鉴别，如：氢氧化钠、硝酸铵、氯化钠、碳酸钙，仅用水可资鉴别。

6．检漏：气体发生装置连好后，应用热胀冷缩原理，可用水检查其是否漏气。

二十、阿伏加德罗定律

1．容：在同温同压下，同体积的气体含有相等的分子数。即“三同”定“一等”。

2．推论（pV==nRT）：（1）同温同压下，V1/V2=n1/n2； （2）同温同体积时，p1/p2=n1/n2=N1/N2； （3）同温同压等质量时，V1/V2=M2/M1 ； （4）同温同压同体积时，M1/M2=ρ1/ρ2。 注意：（1）阿伏加德罗定律也适用于混合气体。

（2）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H2O、SO3、已烷、辛烷、CHCl3、乙醇等。

（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）时常涉及稀有气体He、Ne等单原子分子，Cl2、N2、O2、H2双原子分子。胶体粒子及晶体结构：P4、金刚石、石墨、二氧化硅等结构。

－

（4）要用到22.4L·mol1时，必须注意气体是否处于标准状况下，否则不能用此概念； （5）某些原子或原子团在水溶液中能发生水解反应，使其数目减少； （6）注意常见的的可逆反应：如NO2中存在着NO2与N2O4的平衡； （7）不要把原子序数当成相对原子质量，也不能把相对原子质量当相对分子质量。

（8）较复杂的化学反应中，电子转移数的求算一定要细心。如Na2O2+H2O；Cl2+NaOH；电解AgNO3溶液等。 二十一、氧化还原反应

升失氧还还、降得还氧氧

（氧化剂/还原剂，氧化产物/还原产物，氧化反应/还原反应）

化合价升高（失ne）被氧化 氧化剂 ＋还原剂＝ 还原产物＋氧化产物 化合价降低（得ne）被还原

（较强） （较强） （较弱） （较弱）

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——

氧化性：氧化剂＞氧化产物 还原性：还原剂＞还原产物

二十二、化还原反应配平

标价态、列变化、求总数、定化学计量数、后检查。

一标出有变的元素化合价；二列出化合价升降变化；

三找出化合价升降的最小公倍数，使化合价升高和降低的数目相等；

四定出氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的化学计量数； 五平：观察配平其它物质的化学计量数；

六查：检查是否原子守恒、电荷守恒（通常通过检查氧元素的原子数），画上等号。 二十三、盐类水解

盐类水解，水被弱解；有弱才水解，无弱不水解；越弱越水解，都弱双水解；谁强呈谁性，同强呈中性。

电解质溶液中的守恒关系

⑴电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的

＋

阴离子所带的负电荷数相等。如NaHCO3溶液中：n(Na)＋n(H+)＝

＋＋

n(HCO3-)＋2n(CO32-)＋n(OH-)推出：[Na]＋[H]＝[HCO3-]＋2[CO32-]＋[OH-]。

⑵物料守恒：电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化，变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总

＋

数是不会改变的。如NaHCO3溶液中：n(Na)：n(C)＝1:1，推出：

＋

c(Na)＝c(HCO3-)＋c(CO32-)＋c(H2CO3)。

⑶质子守恒：(不一定掌握)电解质溶液中分子或离子得到或失去质

＋

子（H）的物质的量应相等。例如：在NH4HCO3溶液中H3O+、H2CO3为得到质子后的产物；NH3、OH-、CO32-为失去质子后的产物，故有以下关系：c(H3O+)+c(H2CO3)=c(NH3)+c(OH-)+c(CO32-)。 二十四、热化学方程式正误判断——“三查” 1．检查是否标明聚集状态：固（s）、液（l）、气（g）； 2．检查△H的“+”“－”是否与吸热、放热一致 (注意△H的“+”与“－”，放热反应为“－”，吸热反应为“+”)；

3．检查△H的数值是否与反应物或生成物的物质的量相匹配（成比例）。

注意：⑴要注明反应温度和压强，若反应在298K和1.013×105Pa条件下进行，可不予注明。

⑵要注明反应物和生成物的聚集状态，常用s、l、g分别表示固体、液体和气体。

⑶△H与化学计量数有关，注意不要弄错。方程式与△H应 用分号隔开，一定要写明“+”、“-”数值和单位。计量系数以“mol”为单位，可以是小数或分数。

⑷一定要区别比较“反应热”、“中和热”、“燃烧热”等概念的异同。

二十五、浓硫酸“五性”

酸性、强氧化性、吸水性、脱水性、难挥发性。

化合价不变只显酸性

化合价半变既显酸性又显强氧化性 化合价全变只显强氧化性

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二十六、浓硝酸“四性”

酸性、强氧化性、不稳定性、易挥发性。 化合价不变只显酸性

化合价半变既显酸性又显强氧化性 化合价全变只显强氧化性

二十七、烷烃系统命名法的步骤

①选主链，称某烷 ②编号位，定支链

③取代基，写在前，注位置，短线连 ④不同基，简到繁，相同基，合并算

烷烃的系统命名法使用时应遵循两个基本原则：①最简化原则；②明确化原则，主要表现在一长一近一多一小，即“一长”是主链要长，“一近”是编号起点离支链要近，“一多”是支链数目要多，“一小”是支链位置之和要小，这些原则在命名时或判断命名的正误时均有重要的指导意义。 二十八、\"五同的区别\"

同位素(相同的中子数，不同的质子数，是微观微粒) 同素异形体（同一种元素不同的单质，是宏观物质） 同分异构体（相同的分子式，不同的结构）

同系物（组成的元素相同，同一类的有机物，相差一个或若

干个的CH2）

同一种的物质（氯仿和三氯甲烷，异丁烷和2-甲基丙烷等） 二十九、化学平衡图象题的一般解题步骤

看图像：一看面（即横纵坐标的意义）； 二看线（即看线的走向和变化趋势）；

三看点（即曲线的起点、折点、交点、终点），先出现拐点的则先达到平衡，说明该曲线表示的温度较高或压强较大，“先拐先平”；

四看辅助线（如等温线、等压线、平衡线等）； 五看量的变化（如温度变化、浓度变化等），“定一议二”。

三十、中学常见物质电子式分类书写 1．Cl-的电子式为： Cl

2．-OH： O H OH-电子式： 3．Na2S + 2 – MgCl2

Cl NaS Na+

O H Mg2+ Cl

CaC2、 Na2O2

2– 2– + C C Na+ O O Ca2+ Na

4． NH4Cl (NH4)2S H

2–

H H N H S H N H Cl H H H H N H

H

写结构共用电子对补孤电5．C O C O O C OO C O

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结构式 电子式 6．MgCl2形成过程：

+ Mg + Cl Mg2+ Cl Cl Cl

三十一、等效平衡问题及解题思路 1.等效平衡的含义

在一定条件（定温、定容或定温、定压）下，只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的分数．．（体积、物质的量）均相同，这样的化学平衡互称等效平衡。 ．．2.等效平衡的分类 （1）定温（T）、定容（V）条件下的等效平衡

Ⅰ类：对于一般可逆反应，在定T、V条件下，只改变起始加入情况，只要通过可逆反应的化学计量数比换算成平衡式左右两边同一边物质的物质的量与原平衡相同，则二平衡等效。

Ⅱ类：在定T、V情况下，对于反应前后气体分子数不变的可逆反应，只要反应物（或生成物）的物质的量的比例与原平衡相同，则二平衡等效。 ① ② ③ 2 0 m 4 0.5 g（g≥2m） 0 1 2（g-2m） 2a 0.5a （g-m）•a （2）定T、P下的等效平衡（例4：与例3的相似。如将反应

换成合成氨反应）

Ⅲ类：在T、P相同的条件下，改变起始加入情况，只要按化学计量数换算成平衡式左右两边同一边物质的物质的量之比与原平衡相同，则达到平衡后与原平衡等效。 三十二、元素的一些特殊性质

1．周期表中特殊位置的元素

①族序数等于周期数的元素：H、Be、Al、Ge。 ②族序数等于周期数2倍的元素：C、S。 ③族序数等于周期数3倍的元素：O。 ④周期数是族序数2倍的元素：Li、Ca。 ⑤周期数是族序数3倍的元素：Na、Ba。

⑥最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素：C。 ⑦最高正价是最低负价绝对值3倍的短周期元素：S。 ⑧除H外，原子半径最小的元素：F。 ⑨短周期中离子半径最大的元素：P。 2．常见元素及其化合物的特性

①形成化合物种类最多的元素、单质是自然界中硬度最大的物质的元素或气态氢化物中氢的质量分数最大的元素：C。

②空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素：N。

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③地壳中含量最多的元素、气态氢化物沸点最高的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素：O。

④最轻的单质的元素：H ；最轻的金属单质的元素：Li 。 ⑤单质在常温下呈液态的非金属元素：Br ；金属元素：Hg 。 ⑥最高价氧化物及其对应水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素：Be、Al、Zn。

⑦元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应水化物能起化合反应的元素：N；能起氧化还原反应的元素：S。

⑧元素的气态氢化物能和它的氧化物在常温下反应生成该元素单质的元素：S。

⑨元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：Li、Na、F。

⑩常见的能形成同素异形体的元素：C、P、O、S。

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