高考化学考纲必背知识点归纳与总结.docx

高中化学必背知识点归纳与总结一、俗名无机部分：纯碱、苏打、天然碱：Ｎa2CO3；小苏打：NaHCO3；大苏打：Na2S2O3；石膏（生石膏）：CaSO4·2H2O；熟石膏：2CaSO4·H2O；莹石：CaF2；重晶石，钡餐：BaSO4（无毒）；碳铵：NH4HCO3；石灰石、大理石：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：FeSO4·7H2O；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；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与浓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，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黑色金属有：铁、钴、镍；其他金属都是有色金属Fe2+—浅绿色；Fe3+—黄色；Fe2O3—红棕色粉末；Fe3O4—黑色晶体；FeO—黑色粉末；FeS—黑色固体；Fe(OH)2—白色沉淀；Fe (OH)3—红褐色沉淀；Fe (SCN)3—血红色溶液；Fe (NH4)2(SO4)2—淡蓝绿色；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与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（得电子的能力）：Au3+>Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+ >Pb2+>Fe2+>Zn2+>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、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→ PbSO4 + 2e- PbO2 +2e- → PbSO4分析：在酸性环境中，补满其它原子：应为：负极：Pb + SO42-→ PbSO4+2e- 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 → PbO2 + 4H+ + SO42-+2e-5、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）6、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（原子半径：Si>C>O）7、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。

8、离子晶体的熔、沸点：离子半径越小，所带电荷数越多，晶格能越大（或离子键更强），熔、沸点越高9、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10、含有Fe3+的溶液一般呈酸性11、能形成氢键的物质：H2O、NH3、HF、CH3CH2OH12、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/cm313、雨水的pH值小于5.6时就成为了酸雨四、盐类水解的应用规律盐的离子跟水电离出来的氢离子或氢氧根离子生成弱电解质的反应，称为盐类的水解有弱才水解，无弱不水解；越弱越水解，都弱双水解；谁强显谁性，强强显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Na2CO3溶液中有以下关系：c(H+)+2c(H2CO3)+c(HCO3-)=c(OH-)　　以下情况考虑盐的水解：1.分析判断盐溶液酸碱性时要考虑水解2.确定盐溶液中的离子种类和浓度时要考虑盐的水解　　如Na2S溶液中含有哪些离子，按浓度由大到小的顺序排列：c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H+)　　或：c(Na+)+c(H+)=2c(S2-)+c(HS-)+c(OH-)3.配制某些盐溶液时要考虑盐的水解　　如配制FeCl3，SnCl4，Na2SiO3等盐溶液时应分别将其溶解在相应的酸或碱溶液中4.制备某些盐时要考虑水解Al2S3，MgS，Mg3N2等物质极易与水作用，它们在溶液中不能稳定存在，所以制取这些物质时，不能用复分解反应的方法在溶液中制取，而只能用干法制备5.某些活泼金属与强酸弱碱溶液反应，要考虑水解　　如Mg，Al，Zn等活泼金属与NH4Cl，CuSO4，AlCl3等溶液反应。

3Mg+2AlCl3+6H2O=3MgCl2+2Al(OH)3↓+3H2↑6.判断中和滴定终点时溶液酸碱性，选择指示剂以及当pH=7时酸或碱过量的判断等问题时，应考虑到盐的水解　　如CH3COOH与NaOH刚好反应时pH>7，若二者反应后溶液pH=7，则CH3COOH过量　　指示剂选择的总原则是，所选择指示剂的变色范围应该与滴定后所得盐溶液的pH值范围相一致即强酸与弱碱互滴时应选择甲基橙；弱酸与强碱互滴时应选择酚酞7.制备氢氧化铁胶体时要考虑水解：FeCl3+3H2OFe(OH)3(胶体)+3HCl8.分析盐与盐反应时要考虑水解：两种盐溶液反应时应分三个步骤分析考虑：(1)能否发生氧化还原反应；(2)能否发生双水解互促反应；(3)以上两反应均不发生，则考虑能否发生复分解反应.9.加热蒸发和浓缩盐溶液时，对最后残留物的判断应考虑盐类的水解(1)加热浓缩不水解的盐溶液时一般得原物质.(2)加热浓缩Na2CO3型的盐溶液一般得原物质.(3)加热浓缩FeCl3型的盐溶液.最后得到FeCl3和Fe(OH)3的混合物，灼烧得Fe2O34)加热蒸干(NH4)2CO3或NH4HCO3型的盐溶液时，得不到固体.(5)加热蒸干Ca(HCO3)2型的盐溶液时，最后得相应的正盐.(6)加热Mg(HCO3)2、MgCO3溶液最后得到Mg(OH)2固体.10.其它方面(1)净水剂的选择：如Al3+，FeCl3等均可作净水剂，应从水解的角度解释。

2)化肥的使用时应考虑水解如草木灰不能与铵态氮肥混合使用3)小苏打片可治疗胃酸过多(4)纯碱液可洗涤油污5)磨口试剂瓶不能盛放Na2SiO3，Na2CO3等试剂五、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。