面對即將到來的高考，化學(xué)科目的復(fù)習(xí)已經(jīng)進(jìn)入一輪復(fù)習(xí)階段，在這個階段，我們的考生要注重基礎(chǔ)知識點(diǎn)的鞏固，要突出教材的重要知識內(nèi)容。下面是小編為大家整理的高考化學(xué)重要基礎(chǔ)知識，希望對大家有用!

　　高考化學(xué)知識重點(diǎn)

　　一、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(zhì)及溶液酸堿性等綜合知識。凡能使溶液中因反應(yīng)發(fā)生使有關(guān)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(zhì)或能轉(zhuǎn)變成其它種類的離子(包括氧化一還原反應(yīng)).

　　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(qiáng)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(qiáng)或堿性較強(qiáng)的溶液中均不能大量共存.它們遇強(qiáng)酸(H+)會生成弱酸分子;遇強(qiáng)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(jié)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(yīng)，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(yīng)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(luò)合反應(yīng)或其它反應(yīng)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.

　　二、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(shí)：離子反應(yīng)要符合客觀事實(shí)，不可臆造產(chǎn)物及反應(yīng)。

　　(2)式正確：化學(xué)式與離子符號使用正確合理。

　　(3)號實(shí)際：“=”“”“→”“↑”“↓”等符號符合實(shí)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(yīng)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(xì)：結(jié)合書寫離子方程式過程中易出現(xiàn)的錯誤，細(xì)心檢查。

　　例如：(1)違背反應(yīng)客觀事實(shí)

　　如：Fe2O3與氫碘酸：Fe2O3+6H+=2 Fe3++3H2O錯因：忽視了Fe3+與I-發(fā)生氧化一還原反應(yīng)

　　(2)違反質(zhì)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(xué)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(rèn)為弱酸.

　　(4)反應(yīng)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(qiáng)酸制得強(qiáng)堿

　　(5)忽視一種物質(zhì)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(yùn)用不當(dāng)

　　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。

　?、潘嵝匀芤?H+)、堿性溶液(OH-)、能在加入鋁粉后放出可燃?xì)怏w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。

　?、朴猩x子MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe(SCN)2+。

　?、荕nO4-,NO3-等在酸性條件下具有強(qiáng)氧化性。

　?、萐2O32-在酸性條件下發(fā)生氧化還原反應(yīng)：S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O

　?、勺⒁忸}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”。

　?、士词欠穹项}設(shè)條件和要求，如“過量”、“少量”、“適量”、“等物質(zhì)的量”、“任意量”以及滴加試劑的先后順序?qū)Ψ磻?yīng)的影響等。

　　高中化學(xué)必背知識

　　常見的重要氧化劑、還原劑

　　氧化劑

　　活潑非金屬單質(zhì)：X2、O2、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?

　　含氧化合物：NO2、N2O5、MnO2、Na2O2、H2O2?、HClO、

　　HNO3、濃H2SO4、NaClO、Ca(ClO)2、KClO3、

　　KMnO4、王水

　　還原劑 活潑金屬單質(zhì)：Na、Mg、Al、Zn、Fe?

　　某些非金屬單質(zhì)： C、H2、S? 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 低價含氧化合物：

　　CO、SO2、H2SO3、Na2SO3、Na2S2O3、NaNO2、

　　H2C2O4、含-CHO的有機(jī)物： ?醛、甲酸、甲酸鹽、甲酸某酯、葡萄糖、麥芽糖等

　　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(jī)物

　　反應(yīng)條件對氧化-還原反應(yīng)的影響.

　　1.濃度：可能導(dǎo)致反應(yīng)能否進(jìn)行或產(chǎn)物不同

　　8HNO3(稀)+3Cu==2NO↑+2Cu(NO3)2+4H2O 4HNO3(濃)+Cu==2NO2↑+Cu(NO3)2+2H2O

　　S+6HNO3(濃)===H2SO4+6NO2↑+2H2O 3S+4 HNO3(稀)===3SO2+4NO↑+2H2O

　　2.溫度：可能導(dǎo)致反應(yīng)能否進(jìn)行或產(chǎn)物不同

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

　　cu+h2so4稀 不反應(yīng) cu+2h2so4(加熱)---so2

　　3.溶液酸堿性.

　　2S2- +SO32-+6H+=3S↓+3H2O

　　5Cl-+ClO3-+6H+=3Cl2↑+3H2O

　　S2-、SO32-，Cl-、ClO3-在酸性條件下均反應(yīng)而在堿性條件下共存.

　　Fe2+與NO3-共存,但當(dāng)酸化后即可反應(yīng).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(qiáng).故酸性KMnO4溶液氧化性較強(qiáng).

　　4.條件不同，生成物則不同

　　1、2P+3Cl22PCl3(Cl2不足) ; 2P+5Cl22 PCl5(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(過量)==Ca(HCO3)2

　　5、C+O2CO2(O2充足) ; 2 C+O22CO (O2不充足)

　　6、8HNO3(稀)+3Cu==2NO↑+2Cu(NO3)2+4H2O 4HNO3(濃)+Cu==2NO2↑+Cu(NO3)2+2H2O

　　7、AlCl3+3NaOH==Al(OH)3↓+3NaCl ; AlCl3+4NaOH(過量)==NaAlO2+2H2O

　　8、NaAlO2+4HCl(過量)==NaCl+2H2O+AlCl3 NaAlO2+HCl+H2O==NaCl+Al(OH)3↓

　　9、Fe+6HNO3(熱、濃)==Fe(NO3)3+3NO2↑+3H2O Fe+HNO3(冷、濃)→(鈍化)

　　10、Fe+6HNO3(熱、濃)Fe(NO3)3+3NO2↑+3H2O

　　Fe+4HNO3(熱、濃)Fe(NO3)2+2NO2↑+2H2O

　　11、Fe+4HNO3(稀)Fe(NO3)3+NO↑+2H2O 3Fe+8HNO3(稀) 3Fe(NO3)3+2NO↑+4H2O

　　14、C2H5Cl+NaOH h2o C2H5OH+NaCl 　 　C2H5Cl+NaOHCH2=醇CH2↑+NaCl+H2O

　　15、6FeBr2+3Cl2(不足)==4FeBr3+2FeCl3 2FeBr2+3Cl2(過量)==2Br2+2FeCl3

　　高中化學(xué)知識要點(diǎn)

　　一、比較金屬性強(qiáng)弱的依據(jù)

　　金屬性：金屬氣態(tài)原子失去電子能力的性質(zhì);

　　金屬活動性：水溶液中，金屬原子失去電子能力的性質(zhì)。

　　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(qiáng);

　　2、依據(jù)最高價氧化物的水化物堿性的強(qiáng)弱;堿性愈強(qiáng)，其元素的金屬性也愈強(qiáng);

　　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(yīng)劇烈程度;5、常溫下與水反應(yīng)的劇烈程度;

　　6、與鹽溶液之間的置換反應(yīng);7、高溫下與金屬氧化物間的置換反應(yīng)。

　　二、比較非金屬性強(qiáng)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(qiáng);

　　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(qiáng)弱：酸性愈強(qiáng)，其元素的非金屬性也愈強(qiáng);

　　3、依據(jù)其氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性：穩(wěn)定性愈強(qiáng)，非金屬性愈強(qiáng);

　　4、與氫氣化合的條件;

　　5、與鹽溶液之間的置換反應(yīng);

　　6、其他，例：2Cu+SCu2S Cu+Cl2CuCl2 所以，Cl的非金屬性強(qiáng)于S。

　　三“10電子”、“18電子”的微粒小結(jié)

　　1.“10電子”的微粒：

　　分子 離子

　　一核10電子的 Ne N3?、O2?、F?、Na+、Mg2+、Al3+

　　二核10電子的 HF OH?、

　　三核10電子的 H2O NH2?

　　四核10電子的 NH3 H3O+

　　五核10電子的 CH4 NH4+

　　2.“18電子”的微粒

　　分子 離子

　　一核18電子的 Ar K+、Ca2+、Cl￣、S2?

　　二核18電子的 F2、HCl HS?

　　三核18電子的 H2S

　　四核18電子的 PH3、H2O2

　　五核18電子的 SiH4、CH3F

　　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。

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