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Ｎa 2CO 3、天然碱 、口碱：Ｎa 2CO 3 小苏打：NaHCO 3 大苏打：Na 2S 2O 3 石膏（生石膏）：CaSO 4.2H 2O 熟石膏：2CaSO 4·.H 2O 莹石：CaF 2 重晶石：BaSO 4（无毒） 碳铵：NH 4HCO 3 石灰石、大理石：CaCO 3 生石灰：CaO 食盐：NaCl 熟石灰、消石灰：Ca(OH)2 芒硝：Na 2SO 4·7H 2O (缓泻剂) 烧碱、火碱、苛性钠：NaOH 绿矾：FaSO 4·7H 2O 干冰：CO 2 明矾：KAl (SO4)2·12H 2O 漂白粉：Ca (ClO)2 、CaCl 2（混和物） 泻盐：MgSO 4·7H 2O 胆矾、蓝矾：CuSO 4·5H 2O 双氧水：H 2O 2 皓矾：ZnSO 4·7H 2O 硅石、石英：SiO 2 刚玉：Al 2O 3 水玻璃、泡花碱、矿物胶：Na 2SiO 3 铁红、铁矿：Fe 2O 3 磁铁矿：Fe 3O 4 黄铁矿、硫铁矿：FeS 2 铜绿、孔雀石：Cu 2 (OH)2CO 3 菱铁矿：FeCO 3 赤铜矿：Cu 2O 波尔多液：Ca (OH)2和CuSO 4 石硫合剂：Ca (OH)2和S 玻璃的主要成分：Na 2SiO 3、CaSiO 3、SiO 2 过磷酸钙（主要成分）：Ca (H2PO 4) 2和CaSO 4 重过磷酸钙（主要成分）：Ca (H2PO 4) 2 天然气、沼气、坑气（主要成分）：CH 4 水煤气：CO 和H 2 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：NO 2在光照下产生的一种有毒气体 王水：浓HNO 3：浓HCl 按体积比1：3混合而成。
铝热剂：Al + Fe2O 3或其它氧化物。 尿素：CO （NH 2) 2 有机部分：
氯仿：CHCl 3 电石：CaC 2 电石气：C 2H 2 (乙炔) TNT ：三硝基甲苯 氟氯烃：是良好的制冷剂，有毒，但破坏O 3层。 酒精、乙醇：C 2H 5OH 裂解气成分（石油裂化）：烯烃、烷烃、炔烃、H 2S 、CO 2、CO 等。 焦炉气成分（煤干馏）：H 2、CH 4、乙烯、CO 等。 醋酸：冰醋酸、食醋 CH 3COOH 甘油、丙三醇 ：C 3H 8O 3 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。
Fe 2+——浅绿色 Fe 3O 4——黑色晶体 Fe(OH)2——白色沉淀
Fe 3+——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 Fe 2O 3——红棕色粉末 铜：单质是紫红色
Cu 2+——蓝色 CuO ——黑色 Cu 2O ——红色 CuSO 4（无水）—白色 CuSO 4·5H 2O ——蓝色 Cu 2 (OH)2CO 3 —绿色
Cu(OH)2——蓝色 [Cu(NH3) 4]SO4——深蓝色溶液 FeS ——黑色固体
BaSO 4 、BaCO 3 、Ag 2CO 3 、CaCO 3 、AgCl 、 Mg (OH)2 、三溴苯酚均是白色沉淀 Al(OH)3 白色絮状沉淀 H 4SiO 4（原硅酸）白色胶状沉淀
Cl 2、氯水——黄绿色 F 2——淡黄绿色气体 Br 2——深红棕色液体
I 2——紫黑色固体 HF 、HCl 、HBr 、HI 均为无色气体，在空气中均形成白雾 CCl 4——无色的液体，密度大于水，与水不互溶
Na 2O 2—淡黄色固体 Ag 3PO 4—黄色沉淀 S —黄色固体 AgBr —浅黄色沉淀 AgI —黄色沉淀 O 3—淡蓝色气体 SO 2—无色，有剌激性气味、有毒的气体
SO 3—无色固体（沸点44.8度） 品红溶液——红色 氢氟酸：HF ——腐蚀玻璃 N 2O 4、NO ——无色气体 NO 2——红棕色气体
NH 3——无色、有剌激性气味气体 KMnO 4--——紫色 MnO 4-——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）：Au 3+ >Ag+>Hg2+ >Cu2+ >Pb2+ >Fa2+ >Zn2+ >H+ >Al3+>Mg2+ >Na+ >Ca2+ >K+
–
阳极（失电子的能力）：S 2- >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Na 2CO 3与AlCl 3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： 2KCl + 2H2O == H2↑ + Cl2↑ + 2KOH 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：蓄电池内的反应为：Pb + PbO2 + 2H2SO 4 = 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- → PbSO 4 PbO 2 +2e- → PbSO 4 分析：在酸性环境中，补满其它原子： 应为： 负极：Pb + SO42- -2e- = PbSO4
正极： PbO 2 + 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：PbSO 4 +2e- = Pb + SO42-
阳极：PbSO 4 + 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；
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 、SiO 2=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：MnO 4- >Cl2 >Br2 >Fe3+ >I2 >S=4(+4价的S) 例： I 2 +SO2 + H2O = H2SO 4 + 2HI
13、含有Fe 3+的溶液一般呈酸性。 14、能形成氢键的物质：H 2O 、NH 3 、HF 、CH 3CH 2OH 。 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 HClO 4(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 >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CO 2、H 2O 及耗O 2的量是不变的。恒等于单一成分该质量时产生的CO 2、H 2O 和耗O 2量。 五、无机反应中的特征反应
1．与碱反应产生气体 ⎧OH
Al 、Si −−−→H 2↑
⎪⎪
单质⎨2Al +2NaOH +2H 2O =2NaAlO 2+3H 2↑（1）
⎪
⎪Si +2NaOH +H 2O =Na 2SiO 3+2H 2↑
-
。
（2）铵盐：NH
2．与酸反应产生气体
⎩
+4
−−→NH
碱
3
↑+H 2O
HCl
⎧⎧−−→−H 2↑
⎪⎪浓H SO
24
金属−→SO 2↑⎪⎨−−−
⎪⎪HNO 3
−−−→NO 2↑、NO ↑⎪⎩
（1） ⎪浓H SO 4
⎧⎧单质⎨−−2−−→SO 2↑、CO 2↑⎪ ⎪C ⎨⎪浓HNO 3
−→NO 2↑、CO 2↑⎪⎪ ⎩−−−⎪
非金属⎨⎪浓H 2SO 4 ⎧−−−−→SO 2↑⎪⎪⎪
⎪S ⎨-浓HNO H +
⎪⎧2-3
⎪−−−−→↑、NO 2↑CO HCO −−→SO CO 22↑⎩⎩33⎩ ⎪+⎪H
（2）化合物⎨S 2-HS -−−→H 2S ↑
2-++⎪3．Na 2S 2O 3与酸反应既产生沉淀又产生气体：H 2-- S 2O 3+2H=S↓+SO2↑+H2O SO 3HSO 3−−→SO 2↑⎪⎩
()
()
4．与水反应产生气体
（1）单质
（2）化合物
()
⎧⎪2Na +2H 2O =2NaOH +H 2↑
⎨⎪⎩2F 2+2H 2O =4HF +O 2↑
5．强烈双水解
⎧2Na 2O 2+2H 2O =4NaOH +O 2↑⎪
⎪Mg 3N 2+3H 2O =3Mg (OH )2↓+2NH 3↑⎨
⎪Al 2S 3+6H 2O =2Al (OH )3↓+3H 2S ↑⎪
⎩CaC 2+2H 2O =Ca (OH )2+C 2H 2↑
2
⎧CO 3HCO 3−−−→CO 2↑+Al (OH )3↓⎪2-
H 2O 3+-
Al 与⎨S HS −−−→H 2S ↑+Al (OH )3↓
⎪H 2O -
AlO 2−−−→Al (OH )3↓⎩
2-
(
-
)
H O
()
6．既能酸反应，又能与碱反应
（1）单质：Al （2）化合物：Al 2O 3、Al(OH)3、弱酸弱碱盐、弱酸的酸式盐、氨基酸。 7．与Na 2O 2反应
2
⎧−O 2↑+Na 2CO 3⎪−−→⎨H 2O
8．2FeCl 3+H2S=2FeCl↓+2HCl ⎪−−→O 2↑+NaOH 2+S⎩−
CO
9．电解 ⎧H 2O −电解−→−H 2↑+O 2↑
⎪⎪ 电解
−Al +O 2↑⎨Al 2O 3(熔融)−−→⎪电解
NaCl 溶液−−→−NaOH +Cl 2↑+H 2↑⎪⎩
高温
−→金属+Al2O 3 10．铝热反应：Al+金属氧化物−−
11． Al 3+ Al(OH)3 AlO 2- 12．归中反应：2H 2S+SO2=3S+2H2O
4NH 3+6NO−−−→4N 2+6H2O 13．置换反应：（1）金属→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：
⑪ 化合物+
化合物+化合物 如：
Cl 2+H2O 、H 2S+O2、、NH 3+O2、CH 4+O2、Cl 2+FeBr2
⑫ 化合物+化合物+单质
NH 3+NO、 H 2S+SO2 、Na 2O 2+H2O 、NaH+H2O 、Na 2O 2+CO2、CO+H2O
⑬ 化合物+单质 化合物
PCl 3+Cl2 、Na 2SO 3+O2 、FeCl 3+Fe 、FeCl 2+Cl2、CO+O2、Na 2O+O2 14．三角转化：
15．受热分解产生2种或3种气体的反应：
⎧1. 金属+盐→金属+盐⎩2. 铝热反应
H 或H 2O
⎧−−−−→H 2↑⎪活泼金属（Na 、Mg 、Fe ）⎨点燃⎪−→2MgO +C ⎩2Mg +CO 2−−
+
催化剂
（2）金属→非金属
⎧2F 2+2H 2O =4HF +O 2↑⎪高温
−→Si +2CO ⎪2C +SiO 2−−
⎨高温
−→CO +H 2⎪C +H 2O −−
⎪
⎩Cl 2(Br 2、I 2) +H 2S =S +2HCl （HBr 、HI ）
高温
⎧−→金属+H 2O ⎪H 2+金属氧化物−−⎨高温⎪−→金属+CO 2⎩C +金属氧化物−−
（1）铵盐
⎧NH 4HCO 3[(NH 4) 2CO 3]−−→NH 3↑+CO 2↑+H 2O ⎪∆
−→NH 3↑+SO 2↑+H 2O ⎨NH 4HSO 3[(NH 4) 2SO 3]−
⎪∆NH 4HS [(NH 4) 2S ]−−→NH 3↑+H 2S ↑⎩
⎧−→2CuO +4NO 2↑+O 2↑⎪2Cu (NO 3) 2−⎨∆⎪2AgNO −−→2Ag +2NO 2↑+O 2↑3⎩
O 2
O 2
H 2O
∆
（2）硝酸盐
∆
16．特征网络：
−→D (酸或碱) （1）A −−→B −−→C −−
−−→NO −−→NO ①NH （气体）3
O 2
O 2
2
2
−−−→HNO
H O
3
②H 2S （气体）−−→SO
O 2
O 2
③C （固体）−−→CO −−→CO
O 2
O 2
2
O 2
2
−−→SO
O
3
2
−−−→H 2SO 4
H O
2
2
−−−→H 2CO
H O
3
−→NaOH ④Na （固体）−−→Na 2O −−→Na 2O 2−−
H 2O
−→气体B
（2）A — ⎪−−
⎧强酸⎨强碱⎪−→气体C ⎩−−
A 为弱酸的铵盐：(NH4) 2CO 3或NH 4HCO 3；(NH4) 2S 或NH 4HS ；(NH4) 2SO 3或NH 4HSO 3
（3）无机框图中常用到催化剂的反应:
2KClO
3
2
−−−−→2KCl +3O 2↑
MnO ，∆
2
2H 2O 2−−−→2H 2O +O 2↑
MnO
2SO 4NH N
2
2
+O 2−−−−→2SO
催化剂，
∆
3
催化剂，∆
3
+5O 2−−−−→4NO +6H 2O
2
+3H −−−−→2NH
催化剂，∆
3
六、既可作氧化剂又可作还原剂的有：
S 、SO 32-、HSO 3-、H 2SO 3、SO 2、NO 2-、Fe 2+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
8HNO 3(稀) ＋3Cu==2NO↑＋2Cu(NO3) 2＋4H 2O 4HNO 3(浓) ＋Cu==2NO2↑＋Cu(NO3) 2＋2H 2O S+6HNO3(浓)===H2SO 4+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4
Cl 2+2NaOH=====NaCl+NaClO+H2O
高温 3Cl 2+6NaOH=====5NaCl+NaClO3+3H2O
3．溶液酸碱性.
2S 2- ＋SO 32-＋6H+＝3S↓＋3H 2O 5Cl -＋ClO 3-＋6H +＝3Cl 2↑＋3H 2O
S 2-、SO 32-，Cl -、ClO 3-在酸性条件下均反应而在碱性条件下共存.
Fe 2+与NO 3-共存, 但当酸化后即可反应.3Fe 2+＋NO 3-＋4H +＝3Fe 3+＋NO↑＋2H 2O
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KMnO 4溶液氧化性较强.
4．条件不同，生成物则不同
点燃点燃
1、2P ＋3Cl 2===2PCl 3(Cl2不足) ； 2P ＋5Cl 2===2 PCl5(Cl2充足) 点燃点燃
2、2H 2S ＋3O 2===2H 2O ＋2SO 2(O2充足) ； 2H 2S ＋O 2===2H 2O ＋2S(O2不充足) 缓慢氧化点燃
3、4Na ＋O 2=====2Na 2O 2Na ＋O 2===Na 2O 2
CO 2适量
4、Ca(OH)2＋CO 2====CaCO 3↓＋H 2O ； Ca(OH)2＋2CO 2(过量)==Ca(HCO3) 2 点燃点燃
5、C ＋O 2===CO 2(O2充足) ； 2 C＋O 2===2CO (O2不充足)
6、8HNO 3(稀) ＋3Cu==2NO↑＋2Cu(NO3) 2＋4H 2O 4HNO 3(浓) ＋Cu==2NO2↑＋Cu(NO3) 2＋2H 2O
7、AlCl 3＋3NaOH==Al(OH)3↓＋3NaCl ； AlCl 3＋4NaOH(过量)==NaAlO2＋2H 2O
8、NaAlO 2＋4HCl(过量)==NaCl＋2H 2O ＋AlCl 3 NaAlO 2＋HCl ＋H 2O==NaCl＋Al(OH)3↓
9、Fe ＋6HNO 3(热、浓)==Fe(NO3) 3＋3NO 2↑＋3H 2O Fe ＋HNO 3(冷、浓)→(钝化)
Fe 不足
10、Fe ＋6HNO 3(热、浓) ====Fe(NO3) 3＋3NO 2↑＋3H 2O Fe 过量
Fe ＋4HNO 3(热、浓) ====Fe(NO3) 2＋2NO 2↑＋2H 2O
Fe 不足Fe 过量
11、Fe ＋4HNO 3(稀) ====Fe(NO3) 3＋NO↑＋2H 2O 3Fe ＋8HNO 3(稀) ====3Fe(NO3) 3
浓H 2SO 4
＋2NO↑＋4H 2O 浓H 2SO 4
12、C 2H 5OH
CH 2=CH2↑＋H 2O C 2H 5－OH ＋HO －C 2H 5 C 2H 5－O －
140℃
C 2H 5＋H 2O
H 2O 醇
13C 2H 5Cl ＋NaOH → C 2H 5OH ＋NaCl C 2H 5Cl ＋NaOH →CH 2＝CH 2↑＋NaCl ＋H 2O
14、6FeBr 2＋3Cl 2（不足）==4FeBr3＋2FeCl 3 2FeBr 2＋3Cl 2（过量）==2Br2＋2FeCl 3 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Fe 3+、Al 3+、Zn 2+、Cu 2+、NH 4+、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CH 3COO -、F -、CO 32-、SO 32-、S 2-、PO 43-、 AlO 2-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：HSO 3-、HCO 3-、HS -、H 2PO 4-、HPO 42-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：Ba 2+、Ca 2+与CO 32-、SO 32-、PO 43-、SO 42-等；Ag +与Cl -、Br -、I - 等；Ca 2+与F -，C 2O 42- 等
5．若阴、阳离子发生双水解反应，则不能大量共存.
如：Al 3+与HCO 3-、CO 32-、HS -、S 2-、AlO 2-、ClO -、SiO 32-等
Fe 3+与HCO 3-、CO 32-、AlO 2-、ClO -、SiO 32-、C 6H 5O -等；NH 4+与AlO 2-、SiO 32-、ClO -、CO 32-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：Fe 3+与I -、S 2-；MnO 4-（H +）与I -、Br -、Cl -、S 2-、SO 32-、Fe 2+等；NO 3-（H +）与上述阴离子；
S 2-、SO 32-、H +
7．因络合反应或其它反应而不能大量共存
如：Fe 3+与F -、CN -、SCN -等； H 2PO 4-与PO 43-会生成HPO 42-，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
如：Fe 2O 3与氢碘酸：Fe 2O 3＋6H +＝2 Fe 3+＋3H 2O 错因：忽视了Fe 3+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：FeCl 2溶液中通Cl 2 ：Fe 2+＋Cl 2＝Fe 3+＋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 ＝H 2O ＋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 -＋Cl 2↑错因：强酸制得强碱 (5)忽视一种物质中阴、阳离子配比.
如：H 2SO 4 溶液加入Ba(OH)2溶液:Ba2+＋OH -＋H +＋SO 42-＝BaSO 4↓＋H 2O 正确：Ba 2+＋2OH -＋2H +＋SO 42-＝BaSO 4↓＋2H 2O (6)“＝”“ ”“↑”“↓”符号运用不当
如：Al 3+＋3H 2O ＝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。
＋- ⑪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 =1×10mol/L(a>7或a
-3+2+2+2+
⑫有色离子MnO 4,Fe ,Fe ,Cu ,Fe(SCN)。
--⑬MnO 4,NO 3等在酸性条件下具有强氧化性。
2-2-+
⑭S 2O 3在酸性条件下发生氧化还原反应：S 2O 3+2H=S↓+SO2↑+H2O ⑮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”。
⑯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、NH 3、HCl 、HBr 、HI 等极易溶于水的气体均可做喷泉实验。 2、CO 2、Cl 2、SO 2与氢氧化钠溶液； 3、C 2H 2、C 2H 4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；
Δ点燃
6、其他，例：2Cu ＋S ===Cu2S Cu ＋Cl 2===CuCl 2 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．
2．
＋--a
注：其它诸如C 2H 6、N 2H 5+、N 2H 62+等亦为18电子的微粒。 十四‘粒半径的比较：
1．判断的依据 电子层数： 相同条件下，电子层越多，半径越大。
核电荷数： 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。
最外层电子数 相同条件下，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 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。如Fe>Fe2+>Fe3+
十五具有漂白作用的物质
2322十六滴加顺序不同，现象不同 1．AgNO 3与NH 3·H 2O ： AgNO 3向NH 3·H 2O 中滴加——开始无白色沉淀，后产生白色沉淀 NH 3·H 2O 向AgNO 3中滴加——开始有白色沉淀，后白色沉淀消失 2．NaOH 与AlCl 3：
NaOH 向AlCl 3中滴加——开始有白色沉淀，后白色沉淀消失 AlCl 3向NaOH 中滴加——开始无白色沉淀，后产生白色沉淀 3．HCl 与NaAlO 2：
HCl 向NaAlO 2中滴加——开始有白色沉淀，后白色沉淀消失 NaAlO 2向HCl 中滴加——开始无白色沉淀，后产生白色沉淀 4．Na 2CO 3与盐酸：
Na 2CO 3向盐酸中滴加——开始有气泡，后不产生气泡
盐酸向Na 2CO 3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
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
1． －2价硫的化合物（H 2S 、氢硫酸、硫化物）； 2． ＋4价硫的化合物（SO 2、H 2SO 3及亚硫酸盐）； 3． 双氧水（H 2O 2，其中氧为－1价）
十八最简式相同的有机物
1．CH ：C 2H 2和C 6H 6
2．CH 2：烯烃和环烷烃
3．CH 2O ：甲醛、乙酸、甲酸甲酯、葡萄糖
4．C n H 2n O ：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（C 2H 4O ）与丁酸及其异构体（C 4H 8O 2） 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，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；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。 2．水浴：酚醛树脂的制备(沸水浴) ；硝基苯的制备(50—60℃) 、乙酸乙酯的水解(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， H 2，C 2H 4，C 2H 2，CH 4，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．内容：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
（1）同温同压下，V 1/V2=n1/n2 （2）同温同体积时，p 1/p2=n1/n2=N1/N2 （3）同温同压等质量时，V 1/V2=M2/M1 （4）同温同压同体积时，M 1/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H 2O 、SO 3、已烷、辛烷、CHCl 3、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，Cl 2、N 2、O 2、H 2双原子分子。胶体粒子及晶体结构：P 4、金刚石、石墨、二氧化硅等结构。
－
（4）要用到22.4L·mol 1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NO 2中存在着NO 2与N 2O 4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Na 2O 2+H2O ；Cl 2+NaOH；电解AgNO 3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）
（较强）（较强） （较弱） （较弱）
—
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、定系数、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、还原产物的系数；
五平：观察配平其它物质的系数；
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
⑪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NaHCO 3溶液中：n(Na) ＋n(H+) ＝n(HCO3-) ＋2n(CO32-) ＋n(OH-) 推出：[Na]＋[H]＝[HCO3-]＋2[CO32-]＋[OH-]
⑫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NaHCO 3溶液中：n(Na) ：n(c)
＋
＝1:1，推出：c(Na) ＝c(HCO3-) ＋c(CO32-) ＋c(H2CO 3)
＋
⑬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NH 4HCO 3溶液中H 3O +、H 2CO 3为得到质子后的产物；NH 3、OH -、CO 32-为失去质子后的产物，故有以下关系：c(H3O +)+c(H2CO 3)=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：⑪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；
⑫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； ⑬△H 与化学计量系数有关，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。 ⑭一定要区别比较“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
酸性、强氧化性、不稳定性、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”是支链位置号码之和要小，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CH 2） 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、化学平衡图象题的解题步骤一般是：
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 Cl
O H 2．-OH
： O
H
OH -电子式：
2+ 3．Na 2S +
2– +
MgCl 2
Cl Mg Cl Na S Na
CaC
2、
Na 2
O 2
Ca
2+
C C
2–
Na +
O O
2–
Na +
4．
NH 4
Cl
(NH4) 2S
H
2–
H H N H S H N H Cl H H H H N H
H
写结构式 共用电子对代共价键 补孤电子对 5
．
CO 2 O O C O
O C O
结构式
电子式
6．MgCl 2形成过程： + Mg +
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
Cl Mg 2+ Cl
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。
（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 。
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 。
重点
氧化还原反应
常见的重要氧化剂、还原剂
概念及转化关系
氧化还原反应
实质：有电子转移（得失与偏移） 特征：反应前后元素的化合价有变化
还原性 化合价升高 弱氧化性 ↑↑
还原剂氧化反应
氧化产物
反应物→→产物
氧化剂还原反应还原产物
↓ 氧化性 化合价降低 弱还原性
氧化还原反应有元素化合价升降的化学反应是氧化还原反应。
有电子转移（得失或偏移）的反应都是氧化还原反应。
含元素化合价降低物）
还原剂：反应中失去电子（或电子对偏离）的物质（反应中所
含元素化合价升高物）
氧化产物：还原剂被氧化所得生成物； 还原产物：氧化剂被还原所得生成物。
失电子，化合价升高，被氧化
双线桥：
氧化剂 + 还原剂 = 还原产物 + 氧化产物
得电子，化合价降低，被还原
电子转移表示方法单线桥：电子
还原剂 + 氧化剂 = 还原产物 + 氧化产物
表示意义、箭号起止 电子数目等
依据原则：氧化剂化合价降低总数=还原剂化合价升高总数
配找出价态变化，看两剂分子式，确定升降总数； 平
有关计算：关键是依据氧化剂得电子数与还原剂失电子数相等，列出守恒关系式
①、由元素的金属性或非金属性比较；（金属活动性顺序表，元素周期律） ②、由反应条件的难易比较； ③、由氧化还原反应方向比较；（氧化性：氧化剂>氧化产物；还原
性：还原剂>还原产物）
氧
④、根据（氧化剂、还原剂）元素的价态与氧化还原性关系比较。 化
剂
元素处于最高价只有氧化性，最低价只有还原性，处于中间价态、
还既有氧化又有还原性。 原剂
①、活泼的非金属，如Cl 2、Br 2、O 2 等
②、元素（如Mn 等）处于高化合价的氧化物，如MnO 2、KMnO 4等
③、元素（如S 、N 等）处于高化合价时的含氧酸，如浓H 2SO 4、HNO 3 等
④、元素（如Mn 、Cl 、Fe 等）处于高化合价时的盐，如KMnO 4、KClO 3、
FeCl 3、K 2Cr 2O 7
⑤、过氧化物，如Na 2O 2、H 2O 2等。
①、活泼的金属，如Na 、Al 、Zn 、Fe 等；
②、元素（如C 、S 等）处于低化合价的氧化物，如CO 、SO 2等
③、元素（如Cl 、S 等）处于低化合价时的酸，如浓HCl 、H 2S 等
④、元素（如S 、Fe 等）处于低化合价时的盐，如Na 2SO 3、FeSO 4等 ⑤、某些非金属单质，如H 2 、C 、Si 等。
离子反应
碱性氧化物与酸的反应
酸性氧化物与碱的反应
置换反应
一般离子氧化还原反应
用实际参加反应的离子符号表示化学反应的式子。
表示方法写：写出反应的化学方程式；
离子反应：拆：易电离的物质拆写成离子形式；
离子方程式： 书写方法：删：将不参加反应的离子从方程式两端删去；
查：检查方程式两端各元素原子种类、个数、
电荷数是否相等。
意义：不仅表示一定物质间的某个反应；还能表示同一类型的反应。 本质：反应物的某些离子浓度的减小。
金属、非金属、氧化物（Al 2O 3、SiO 2）
中学常见的难溶物碱：Mg(OH)2、Al(OH)3、
Cu(OH)2、Fe(OH)3
2+-Cu +OH=Cu(OH)2↓ 盐：AgCl 、AgBr 、AgI 、
CaCO 3、BaCO 3
生成微溶物的离子反应：2Ag ++SO42-=Ag2SO 4↓
2--
发生条件由微溶物生成难溶物：Ca(OH)2+CO3=CaCO3↓+2OH
生成难电离的物质：常见的难电离的物质有H 2O 、CH 3COOH 、H 2CO 3、
NH 3·H 2O
生成挥发性的物质：常见易挥发性物质有CO 2、SO 2、NH 3等 发生氧化还原反应：遵循氧化还原反应发生的条件。 意义：表示化学反应进行快慢的量。
等可见现象）来粗略比较
定量：用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增大
来表示。
①、单位：mol/(L·min) 或mol/(L·s )
②、同一反应，速率用不同物质浓度变化表示时，数
值可能不同，但数值之比等于方程式中各物质的 说明：
化学 反应速率
对于方程式：
aA +bB cC +d D 则有
=a :b :c :d
1d v(D)
v(A):v(B):v(c):v(D)1a v(A)
=1b v(B)=
1c
v(C)=
③、一般不能用固体和纯液体物质表示浓度（因为ρ不变）
④、对于没有达到化学平衡状态的可逆反应：v 正≠v 逆
：参加反应物质的性质。
①、结论：在其它条件不变时，增大浓度，反应速
率加快，反之浓度： 则慢。
速率产生影响；与反应物总量无关。
影响因素应速率加快，压强： 反之则慢
度无变化时，则反应速率不变；如：向
密闭容器中通入惰性气体。
快，反之则慢。
、对任何反应都产生影响，无论是放热还
是吸热反应；
外因：、对于可逆反应能同时改变正逆反应速率
但程度不同； c 、一般温度每升高10℃，反应速率增大2～4倍, 有些反应只有在一定温度范围内升温才能加快。
、具有选择性；
、对于可逆反应，使用催化剂可同等
程度地改变正、逆反应速率； c 、使用正催化剂，反应速率加快，使用负催化剂，反应速率减慢。
原因：碰撞理论（有效碰撞、碰撞的取向及活化分子等）
学平衡状态： 指在一定条件下的可逆反应里，正反应速率和逆反应速率相等，反应混合中各组分的百分含量保持不变的状态。 逆：研究的对象是可逆反应
动：是指动态平衡，反应达到平衡状态时，反应没有停
定：反应混合物中各组分的百分含量保持一个定值。 变：外界条件改变，原平衡破坏，建立新的平衡。
{c(C)}{c(D)}K =①、定义：{c(A)}{c(B)}
②、意义：表示可逆反应的反应进行的程度。
③、影响因素：温度（正反应吸热时，温度升高，K 增大；正反应放热时，化学平衡常数：温度升高，K 减小），而与反应物或生成物浓度无关。
用化学平衡常数判断化学平衡状态。
a、Q=K时，处于平衡状态，v 正=v逆；
b 、Q>K时，处于未达平衡状态；v 正
逆向进行；
c 、Qv逆 向正向进行。 v 正≠v 逆
结果：速率、各组分百分含量与原平衡比较均发生变化。
正)>v(逆) 向右（正向）移
v(正)=v(逆) 平衡不移动
v(正)
p
q
•
m n
•
平衡向正反应方向移动；反之向逆反应方向移动
增大压强，平衡向缩小体积方向移
动；减小压强，平衡向扩大体积的方向移动。
变化的反应，压强改变不能改变化学平衡状态；
影响化学平衡移动的因素： Ⅱ、压强的改变对浓度无影响时，
不能改变化学平衡状态，如向密闭容器中充入惰性气体。
Ⅲ、对没有气体参加的反应无影响。
③、温度：升高温度，平衡向吸热反应方向移动；
降低温度，平衡向放热反应方向移动。
勒沙特列原理：如果改变影响平衡的一个条件（如
浓度、压强、温度等）平衡就向能减弱这种改变的方向移动。
概念：在一定条件下（定温、定容或定温、定压），对同一可逆反应，只
要起始时加入物质的物质的量不同，而达到化学平衡时，同种物质的含量相同，这样的平衡称为等效平衡。
（1）、定温、定容：
①、对于一般的可逆反应只改变起始时加入物质的物质的量， 如通过可逆反应的化学计量数比换算成同一半边的物质的物质的量与原平衡相同，则两平衡等效。
规律：②、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，两平衡等效。 （2）、定温、定压： 改变起始时加入物质的物质的量，只要 按化学计量数换算成同一半边的物质的物质的量之比与原平衡 相同，则达平衡后与原平衡等效。
有机反应方程式
CH 4 +2O2 CH 4 + 2Cl2 CH 4 + 3Cl2 CH 4 + 4Cl2 CH 4
CO 2 + 2H2O CH 2Cl 2 + 2HCl CHCl 3+ 3HCl CCl 4 + 4HCl C + 2H2
(二) 烯烃 C 2H 4 + 3O2
CH 2＝CH 2 + Br2 CH 2＝CH 2 + H2O CH 2＝CH 2 +H2
2CO 2 + 2H2O
CH 2BrCH 2Br CH 3CH 2OH CH 3CH 3
化学计算
（一）有关化学式的计算
1．通过化学式，根据组成物质的各元素的原子量，直接计算分子量。 2．已知标准状况下气体的密度，求气体的式量：M=22.4ρ。
3．根据相对密度求式量：M=MˊD 。
⎛
ρ⎫
D =
ρ'⎪⎪ ⎝⎭
4．混合物的平均分子量：
M =
物质的总质量
(克)
=M %+M
混合物物质的量总数
A ⋅a Bb %+
5．相对原子质量 ①原子的相对原子质量=
一个原子的质量
一个
126
C 原子的质量⨯
112
A 1、A 2表示同位素相对原子质量，a 1%、a 2%表示原子的摩尔分数 ②元素近似相对原子质量：A =A 1a 1%+A 2a 2%+ (二) 溶液计算
1、c =
n N V =
m MV
=
N C =
1000ρω
A V
M
2、稀释过程中溶质不变：C 1V 1=C2V 2。
3、同溶质的稀溶液相互混合：C 混=CV 1+C 2V 2V (忽略混合时溶液体积变化不计)
1+V 2
4、溶质的质量分数。
①m m a %=质⨯100%=
质⨯100%
m 液
m
质+m 剂
②a %
=
S ⨯100%
100+S
（饱和溶液，S 代表溶质该条件下的溶解度）
③混合：m 1a 1%+m2a 2%=(m1+m2)a%混
④稀释：m 1a 1%=m2a 2%
5、有关pH 值的计算：酸算H +，碱算OH —
Ⅰ. pH= —lg[H+] C(H+)=10-pH Ⅱ. KW =[H+][OH—]=10-14（25℃时）
6、图中的公式：1．
n =
N N
2． n =
m A
M
3． n =
V V m
4． n =
n V
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Ｎa 2CO 3、天然碱 、口碱：Ｎa 2CO 3 小苏打：NaHCO 3 大苏打：Na 2S 2O 3 石膏（生石膏）：CaSO 4.2H 2O 熟石膏：2CaSO 4·.H 2O 莹石：CaF 2 重晶石：BaSO 4（无毒） 碳铵：NH 4HCO 3 石灰石、大理石：CaCO 3 生石灰：CaO 食盐：NaCl 熟石灰、消石灰：Ca(OH)2 芒硝：Na 2SO 4·7H 2O (缓泻剂) 烧碱、火碱、苛性钠：NaOH 绿矾：FaSO 4·7H 2O 干冰：CO 2 明矾：KAl (SO4)2·12H 2O 漂白粉：Ca (ClO)2 、CaCl 2（混和物） 泻盐：MgSO 4·7H 2O 胆矾、蓝矾：CuSO 4·5H 2O 双氧水：H 2O 2 皓矾：ZnSO 4·7H 2O 硅石、石英：SiO 2 刚玉：Al 2O 3 水玻璃、泡花碱、矿物胶：Na 2SiO 3 铁红、铁矿：Fe 2O 3 磁铁矿：Fe 3O 4 黄铁矿、硫铁矿：FeS 2 铜绿、孔雀石：Cu 2 (OH)2CO 3 菱铁矿：FeCO 3 赤铜矿：Cu 2O 波尔多液：Ca (OH)2和CuSO 4 石硫合剂：Ca (OH)2和S 玻璃的主要成分：Na 2SiO 3、CaSiO 3、SiO 2 过磷酸钙（主要成分）：Ca (H2PO 4) 2和CaSO 4 重过磷酸钙（主要成分）：Ca (H2PO 4) 2 天然气、沼气、坑气（主要成分）：CH 4 水煤气：CO 和H 2 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：NO 2在光照下产生的一种有毒气体 王水：浓HNO 3：浓HCl 按体积比1：3混合而成。
铝热剂：Al + Fe2O 3或其它氧化物。 尿素：CO （NH 2) 2 有机部分：
氯仿：CHCl 3 电石：CaC 2 电石气：C 2H 2 (乙炔) TNT ：三硝基甲苯 氟氯烃：是良好的制冷剂，有毒，但破坏O 3层。 酒精、乙醇：C 2H 5OH 裂解气成分（石油裂化）：烯烃、烷烃、炔烃、H 2S 、CO 2、CO 等。 焦炉气成分（煤干馏）：H 2、CH 4、乙烯、CO 等。 醋酸：冰醋酸、食醋 CH 3COOH 甘油、丙三醇 ：C 3H 8O 3 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。
Fe 2+——浅绿色 Fe 3O 4——黑色晶体 Fe(OH)2——白色沉淀
Fe 3+——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 Fe 2O 3——红棕色粉末 铜：单质是紫红色
Cu 2+——蓝色 CuO ——黑色 Cu 2O ——红色 CuSO 4（无水）—白色 CuSO 4·5H 2O ——蓝色 Cu 2 (OH)2CO 3 —绿色
Cu(OH)2——蓝色 [Cu(NH3) 4]SO4——深蓝色溶液 FeS ——黑色固体
BaSO 4 、BaCO 3 、Ag 2CO 3 、CaCO 3 、AgCl 、 Mg (OH)2 、三溴苯酚均是白色沉淀 Al(OH)3 白色絮状沉淀 H 4SiO 4（原硅酸）白色胶状沉淀
Cl 2、氯水——黄绿色 F 2——淡黄绿色气体 Br 2——深红棕色液体
I 2——紫黑色固体 HF 、HCl 、HBr 、HI 均为无色气体，在空气中均形成白雾 CCl 4——无色的液体，密度大于水，与水不互溶
Na 2O 2—淡黄色固体 Ag 3PO 4—黄色沉淀 S —黄色固体 AgBr —浅黄色沉淀 AgI —黄色沉淀 O 3—淡蓝色气体 SO 2—无色，有剌激性气味、有毒的气体
SO 3—无色固体（沸点44.8度） 品红溶液——红色 氢氟酸：HF ——腐蚀玻璃 N 2O 4、NO ——无色气体 NO 2——红棕色气体
NH 3——无色、有剌激性气味气体 KMnO 4--——紫色 MnO 4-——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）：Au 3+ >Ag+>Hg2+ >Cu2+ >Pb2+ >Fa2+ >Zn2+ >H+ >Al3+>Mg2+ >Na+ >Ca2+ >K+
–
阳极（失电子的能力）：S 2- >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Na 2CO 3与AlCl 3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： 2KCl + 2H2O == H2↑ + Cl2↑ + 2KOH 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：蓄电池内的反应为：Pb + PbO2 + 2H2SO 4 = 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- → PbSO 4 PbO 2 +2e- → PbSO 4 分析：在酸性环境中，补满其它原子： 应为： 负极：Pb + SO42- -2e- = PbSO4
正极： PbO 2 + 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：PbSO 4 +2e- = Pb + SO42-
阳极：PbSO 4 + 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；
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 、SiO 2=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：MnO 4- >Cl2 >Br2 >Fe3+ >I2 >S=4(+4价的S) 例： I 2 +SO2 + H2O = H2SO 4 + 2HI
13、含有Fe 3+的溶液一般呈酸性。 14、能形成氢键的物质：H 2O 、NH 3 、HF 、CH 3CH 2OH 。 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 HClO 4(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 >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CO 2、H 2O 及耗O 2的量是不变的。恒等于单一成分该质量时产生的CO 2、H 2O 和耗O 2量。 五、无机反应中的特征反应
1．与碱反应产生气体 ⎧OH
Al 、Si −−−→H 2↑
⎪⎪
单质⎨2Al +2NaOH +2H 2O =2NaAlO 2+3H 2↑（1）
⎪
⎪Si +2NaOH +H 2O =Na 2SiO 3+2H 2↑
-
。
（2）铵盐：NH
2．与酸反应产生气体
⎩
+4
−−→NH
碱
3
↑+H 2O
HCl
⎧⎧−−→−H 2↑
⎪⎪浓H SO
24
金属−→SO 2↑⎪⎨−−−
⎪⎪HNO 3
−−−→NO 2↑、NO ↑⎪⎩
（1） ⎪浓H SO 4
⎧⎧单质⎨−−2−−→SO 2↑、CO 2↑⎪ ⎪C ⎨⎪浓HNO 3
−→NO 2↑、CO 2↑⎪⎪ ⎩−−−⎪
非金属⎨⎪浓H 2SO 4 ⎧−−−−→SO 2↑⎪⎪⎪
⎪S ⎨-浓HNO H +
⎪⎧2-3
⎪−−−−→↑、NO 2↑CO HCO −−→SO CO 22↑⎩⎩33⎩ ⎪+⎪H
（2）化合物⎨S 2-HS -−−→H 2S ↑
2-++⎪3．Na 2S 2O 3与酸反应既产生沉淀又产生气体：H 2-- S 2O 3+2H=S↓+SO2↑+H2O SO 3HSO 3−−→SO 2↑⎪⎩
()
()
4．与水反应产生气体
（1）单质
（2）化合物
()
⎧⎪2Na +2H 2O =2NaOH +H 2↑
⎨⎪⎩2F 2+2H 2O =4HF +O 2↑
5．强烈双水解
⎧2Na 2O 2+2H 2O =4NaOH +O 2↑⎪
⎪Mg 3N 2+3H 2O =3Mg (OH )2↓+2NH 3↑⎨
⎪Al 2S 3+6H 2O =2Al (OH )3↓+3H 2S ↑⎪
⎩CaC 2+2H 2O =Ca (OH )2+C 2H 2↑
2
⎧CO 3HCO 3−−−→CO 2↑+Al (OH )3↓⎪2-
H 2O 3+-
Al 与⎨S HS −−−→H 2S ↑+Al (OH )3↓
⎪H 2O -
AlO 2−−−→Al (OH )3↓⎩
2-
(
-
)
H O
()
6．既能酸反应，又能与碱反应
（1）单质：Al （2）化合物：Al 2O 3、Al(OH)3、弱酸弱碱盐、弱酸的酸式盐、氨基酸。 7．与Na 2O 2反应
2
⎧−O 2↑+Na 2CO 3⎪−−→⎨H 2O
8．2FeCl 3+H2S=2FeCl↓+2HCl ⎪−−→O 2↑+NaOH 2+S⎩−
CO
9．电解 ⎧H 2O −电解−→−H 2↑+O 2↑
⎪⎪ 电解
−Al +O 2↑⎨Al 2O 3(熔融)−−→⎪电解
NaCl 溶液−−→−NaOH +Cl 2↑+H 2↑⎪⎩
高温
−→金属+Al2O 3 10．铝热反应：Al+金属氧化物−−
11． Al 3+ Al(OH)3 AlO 2- 12．归中反应：2H 2S+SO2=3S+2H2O
4NH 3+6NO−−−→4N 2+6H2O 13．置换反应：（1）金属→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：
⑪ 化合物+
化合物+化合物 如：
Cl 2+H2O 、H 2S+O2、、NH 3+O2、CH 4+O2、Cl 2+FeBr2
⑫ 化合物+化合物+单质
NH 3+NO、 H 2S+SO2 、Na 2O 2+H2O 、NaH+H2O 、Na 2O 2+CO2、CO+H2O
⑬ 化合物+单质 化合物
PCl 3+Cl2 、Na 2SO 3+O2 、FeCl 3+Fe 、FeCl 2+Cl2、CO+O2、Na 2O+O2 14．三角转化：
15．受热分解产生2种或3种气体的反应：
⎧1. 金属+盐→金属+盐⎩2. 铝热反应
H 或H 2O
⎧−−−−→H 2↑⎪活泼金属（Na 、Mg 、Fe ）⎨点燃⎪−→2MgO +C ⎩2Mg +CO 2−−
+
催化剂
（2）金属→非金属
⎧2F 2+2H 2O =4HF +O 2↑⎪高温
−→Si +2CO ⎪2C +SiO 2−−
⎨高温
−→CO +H 2⎪C +H 2O −−
⎪
⎩Cl 2(Br 2、I 2) +H 2S =S +2HCl （HBr 、HI ）
高温
⎧−→金属+H 2O ⎪H 2+金属氧化物−−⎨高温⎪−→金属+CO 2⎩C +金属氧化物−−
（1）铵盐
⎧NH 4HCO 3[(NH 4) 2CO 3]−−→NH 3↑+CO 2↑+H 2O ⎪∆
−→NH 3↑+SO 2↑+H 2O ⎨NH 4HSO 3[(NH 4) 2SO 3]−
⎪∆NH 4HS [(NH 4) 2S ]−−→NH 3↑+H 2S ↑⎩
⎧−→2CuO +4NO 2↑+O 2↑⎪2Cu (NO 3) 2−⎨∆⎪2AgNO −−→2Ag +2NO 2↑+O 2↑3⎩
O 2
O 2
H 2O
∆
（2）硝酸盐
∆
16．特征网络：
−→D (酸或碱) （1）A −−→B −−→C −−
−−→NO −−→NO ①NH （气体）3
O 2
O 2
2
2
−−−→HNO
H O
3
②H 2S （气体）−−→SO
O 2
O 2
③C （固体）−−→CO −−→CO
O 2
O 2
2
O 2
2
−−→SO
O
3
2
−−−→H 2SO 4
H O
2
2
−−−→H 2CO
H O
3
−→NaOH ④Na （固体）−−→Na 2O −−→Na 2O 2−−
H 2O
−→气体B
（2）A — ⎪−−
⎧强酸⎨强碱⎪−→气体C ⎩−−
A 为弱酸的铵盐：(NH4) 2CO 3或NH 4HCO 3；(NH4) 2S 或NH 4HS ；(NH4) 2SO 3或NH 4HSO 3
（3）无机框图中常用到催化剂的反应:
2KClO
3
2
−−−−→2KCl +3O 2↑
MnO ，∆
2
2H 2O 2−−−→2H 2O +O 2↑
MnO
2SO 4NH N
2
2
+O 2−−−−→2SO
催化剂，
∆
3
催化剂，∆
3
+5O 2−−−−→4NO +6H 2O
2
+3H −−−−→2NH
催化剂，∆
3
六、既可作氧化剂又可作还原剂的有：
S 、SO 32-、HSO 3-、H 2SO 3、SO 2、NO 2-、Fe 2+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
8HNO 3(稀) ＋3Cu==2NO↑＋2Cu(NO3) 2＋4H 2O 4HNO 3(浓) ＋Cu==2NO2↑＋Cu(NO3) 2＋2H 2O S+6HNO3(浓)===H2SO 4+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4
Cl 2+2NaOH=====NaCl+NaClO+H2O
高温 3Cl 2+6NaOH=====5NaCl+NaClO3+3H2O
3．溶液酸碱性.
2S 2- ＋SO 32-＋6H+＝3S↓＋3H 2O 5Cl -＋ClO 3-＋6H +＝3Cl 2↑＋3H 2O
S 2-、SO 32-，Cl -、ClO 3-在酸性条件下均反应而在碱性条件下共存.
Fe 2+与NO 3-共存, 但当酸化后即可反应.3Fe 2+＋NO 3-＋4H +＝3Fe 3+＋NO↑＋2H 2O
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KMnO 4溶液氧化性较强.
4．条件不同，生成物则不同
点燃点燃
1、2P ＋3Cl 2===2PCl 3(Cl2不足) ； 2P ＋5Cl 2===2 PCl5(Cl2充足) 点燃点燃
2、2H 2S ＋3O 2===2H 2O ＋2SO 2(O2充足) ； 2H 2S ＋O 2===2H 2O ＋2S(O2不充足) 缓慢氧化点燃
3、4Na ＋O 2=====2Na 2O 2Na ＋O 2===Na 2O 2
CO 2适量
4、Ca(OH)2＋CO 2====CaCO 3↓＋H 2O ； Ca(OH)2＋2CO 2(过量)==Ca(HCO3) 2 点燃点燃
5、C ＋O 2===CO 2(O2充足) ； 2 C＋O 2===2CO (O2不充足)
6、8HNO 3(稀) ＋3Cu==2NO↑＋2Cu(NO3) 2＋4H 2O 4HNO 3(浓) ＋Cu==2NO2↑＋Cu(NO3) 2＋2H 2O
7、AlCl 3＋3NaOH==Al(OH)3↓＋3NaCl ； AlCl 3＋4NaOH(过量)==NaAlO2＋2H 2O
8、NaAlO 2＋4HCl(过量)==NaCl＋2H 2O ＋AlCl 3 NaAlO 2＋HCl ＋H 2O==NaCl＋Al(OH)3↓
9、Fe ＋6HNO 3(热、浓)==Fe(NO3) 3＋3NO 2↑＋3H 2O Fe ＋HNO 3(冷、浓)→(钝化)
Fe 不足
10、Fe ＋6HNO 3(热、浓) ====Fe(NO3) 3＋3NO 2↑＋3H 2O Fe 过量
Fe ＋4HNO 3(热、浓) ====Fe(NO3) 2＋2NO 2↑＋2H 2O
Fe 不足Fe 过量
11、Fe ＋4HNO 3(稀) ====Fe(NO3) 3＋NO↑＋2H 2O 3Fe ＋8HNO 3(稀) ====3Fe(NO3) 3
浓H 2SO 4
＋2NO↑＋4H 2O 浓H 2SO 4
12、C 2H 5OH
CH 2=CH2↑＋H 2O C 2H 5－OH ＋HO －C 2H 5 C 2H 5－O －
140℃
C 2H 5＋H 2O
H 2O 醇
13C 2H 5Cl ＋NaOH → C 2H 5OH ＋NaCl C 2H 5Cl ＋NaOH →CH 2＝CH 2↑＋NaCl ＋H 2O
14、6FeBr 2＋3Cl 2（不足）==4FeBr3＋2FeCl 3 2FeBr 2＋3Cl 2（过量）==2Br2＋2FeCl 3 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Fe 3+、Al 3+、Zn 2+、Cu 2+、NH 4+、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CH 3COO -、F -、CO 32-、SO 32-、S 2-、PO 43-、 AlO 2-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：HSO 3-、HCO 3-、HS -、H 2PO 4-、HPO 42-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：Ba 2+、Ca 2+与CO 32-、SO 32-、PO 43-、SO 42-等；Ag +与Cl -、Br -、I - 等；Ca 2+与F -，C 2O 42- 等
5．若阴、阳离子发生双水解反应，则不能大量共存.
如：Al 3+与HCO 3-、CO 32-、HS -、S 2-、AlO 2-、ClO -、SiO 32-等
Fe 3+与HCO 3-、CO 32-、AlO 2-、ClO -、SiO 32-、C 6H 5O -等；NH 4+与AlO 2-、SiO 32-、ClO -、CO 32-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：Fe 3+与I -、S 2-；MnO 4-（H +）与I -、Br -、Cl -、S 2-、SO 32-、Fe 2+等；NO 3-（H +）与上述阴离子；
S 2-、SO 32-、H +
7．因络合反应或其它反应而不能大量共存
如：Fe 3+与F -、CN -、SCN -等； H 2PO 4-与PO 43-会生成HPO 42-，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
如：Fe 2O 3与氢碘酸：Fe 2O 3＋6H +＝2 Fe 3+＋3H 2O 错因：忽视了Fe 3+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：FeCl 2溶液中通Cl 2 ：Fe 2+＋Cl 2＝Fe 3+＋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 ＝H 2O ＋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 -＋Cl 2↑错因：强酸制得强碱 (5)忽视一种物质中阴、阳离子配比.
如：H 2SO 4 溶液加入Ba(OH)2溶液:Ba2+＋OH -＋H +＋SO 42-＝BaSO 4↓＋H 2O 正确：Ba 2+＋2OH -＋2H +＋SO 42-＝BaSO 4↓＋2H 2O (6)“＝”“ ”“↑”“↓”符号运用不当
如：Al 3+＋3H 2O ＝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。
＋- ⑪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 =1×10mol/L(a>7或a
-3+2+2+2+
⑫有色离子MnO 4,Fe ,Fe ,Cu ,Fe(SCN)。
--⑬MnO 4,NO 3等在酸性条件下具有强氧化性。
2-2-+
⑭S 2O 3在酸性条件下发生氧化还原反应：S 2O 3+2H=S↓+SO2↑+H2O ⑮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”。
⑯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、NH 3、HCl 、HBr 、HI 等极易溶于水的气体均可做喷泉实验。 2、CO 2、Cl 2、SO 2与氢氧化钠溶液； 3、C 2H 2、C 2H 4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；
Δ点燃
6、其他，例：2Cu ＋S ===Cu2S Cu ＋Cl 2===CuCl 2 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．
2．
＋--a
注：其它诸如C 2H 6、N 2H 5+、N 2H 62+等亦为18电子的微粒。 十四‘粒半径的比较：
1．判断的依据 电子层数： 相同条件下，电子层越多，半径越大。
核电荷数： 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。
最外层电子数 相同条件下，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 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。如Fe>Fe2+>Fe3+
十五具有漂白作用的物质
2322十六滴加顺序不同，现象不同 1．AgNO 3与NH 3·H 2O ： AgNO 3向NH 3·H 2O 中滴加——开始无白色沉淀，后产生白色沉淀 NH 3·H 2O 向AgNO 3中滴加——开始有白色沉淀，后白色沉淀消失 2．NaOH 与AlCl 3：
NaOH 向AlCl 3中滴加——开始有白色沉淀，后白色沉淀消失 AlCl 3向NaOH 中滴加——开始无白色沉淀，后产生白色沉淀 3．HCl 与NaAlO 2：
HCl 向NaAlO 2中滴加——开始有白色沉淀，后白色沉淀消失 NaAlO 2向HCl 中滴加——开始无白色沉淀，后产生白色沉淀 4．Na 2CO 3与盐酸：
Na 2CO 3向盐酸中滴加——开始有气泡，后不产生气泡
盐酸向Na 2CO 3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
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
1． －2价硫的化合物（H 2S 、氢硫酸、硫化物）； 2． ＋4价硫的化合物（SO 2、H 2SO 3及亚硫酸盐）； 3． 双氧水（H 2O 2，其中氧为－1价）
十八最简式相同的有机物
1．CH ：C 2H 2和C 6H 6
2．CH 2：烯烃和环烷烃
3．CH 2O ：甲醛、乙酸、甲酸甲酯、葡萄糖
4．C n H 2n O ：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（C 2H 4O ）与丁酸及其异构体（C 4H 8O 2） 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，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；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。 2．水浴：酚醛树脂的制备(沸水浴) ；硝基苯的制备(50—60℃) 、乙酸乙酯的水解(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， H 2，C 2H 4，C 2H 2，CH 4，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．内容：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
（1）同温同压下，V 1/V2=n1/n2 （2）同温同体积时，p 1/p2=n1/n2=N1/N2 （3）同温同压等质量时，V 1/V2=M2/M1 （4）同温同压同体积时，M 1/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H 2O 、SO 3、已烷、辛烷、CHCl 3、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，Cl 2、N 2、O 2、H 2双原子分子。胶体粒子及晶体结构：P 4、金刚石、石墨、二氧化硅等结构。
－
（4）要用到22.4L·mol 1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NO 2中存在着NO 2与N 2O 4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Na 2O 2+H2O ；Cl 2+NaOH；电解AgNO 3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）
（较强）（较强） （较弱） （较弱）
—
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、定系数、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、还原产物的系数；
五平：观察配平其它物质的系数；
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
⑪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NaHCO 3溶液中：n(Na) ＋n(H+) ＝n(HCO3-) ＋2n(CO32-) ＋n(OH-) 推出：[Na]＋[H]＝[HCO3-]＋2[CO32-]＋[OH-]
⑫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NaHCO 3溶液中：n(Na) ：n(c)
＋
＝1:1，推出：c(Na) ＝c(HCO3-) ＋c(CO32-) ＋c(H2CO 3)
＋
⑬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NH 4HCO 3溶液中H 3O +、H 2CO 3为得到质子后的产物；NH 3、OH -、CO 32-为失去质子后的产物，故有以下关系：c(H3O +)+c(H2CO 3)=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：⑪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；
⑫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； ⑬△H 与化学计量系数有关，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。 ⑭一定要区别比较“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
酸性、强氧化性、不稳定性、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”是支链位置号码之和要小，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CH 2） 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、化学平衡图象题的解题步骤一般是：
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 Cl
O H 2．-OH
： O
H
OH -电子式：
2+ 3．Na 2S +
2– +
MgCl 2
Cl Mg Cl Na S Na
CaC
2、
Na 2
O 2
Ca
2+
C C
2–
Na +
O O
2–
Na +
4．
NH 4
Cl
(NH4) 2S
H
2–
H H N H S H N H Cl H H H H N H
H
写结构式 共用电子对代共价键 补孤电子对 5
．
CO 2 O O C O
O C O
结构式
电子式
6．MgCl 2形成过程： + Mg +
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
Cl Mg 2+ Cl
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。
（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 。
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 。
重点
氧化还原反应
常见的重要氧化剂、还原剂
概念及转化关系
氧化还原反应
实质：有电子转移（得失与偏移） 特征：反应前后元素的化合价有变化
还原性 化合价升高 弱氧化性 ↑↑
还原剂氧化反应
氧化产物
反应物→→产物
氧化剂还原反应还原产物
↓ 氧化性 化合价降低 弱还原性
氧化还原反应有元素化合价升降的化学反应是氧化还原反应。
有电子转移（得失或偏移）的反应都是氧化还原反应。
含元素化合价降低物）
还原剂：反应中失去电子（或电子对偏离）的物质（反应中所
含元素化合价升高物）
氧化产物：还原剂被氧化所得生成物； 还原产物：氧化剂被还原所得生成物。
失电子，化合价升高，被氧化
双线桥：
氧化剂 + 还原剂 = 还原产物 + 氧化产物
得电子，化合价降低，被还原
电子转移表示方法单线桥：电子
还原剂 + 氧化剂 = 还原产物 + 氧化产物
表示意义、箭号起止 电子数目等
依据原则：氧化剂化合价降低总数=还原剂化合价升高总数
配找出价态变化，看两剂分子式，确定升降总数； 平
有关计算：关键是依据氧化剂得电子数与还原剂失电子数相等，列出守恒关系式
①、由元素的金属性或非金属性比较；（金属活动性顺序表，元素周期律） ②、由反应条件的难易比较； ③、由氧化还原反应方向比较；（氧化性：氧化剂>氧化产物；还原
性：还原剂>还原产物）
氧
④、根据（氧化剂、还原剂）元素的价态与氧化还原性关系比较。 化
剂
元素处于最高价只有氧化性，最低价只有还原性，处于中间价态、
还既有氧化又有还原性。 原剂
①、活泼的非金属，如Cl 2、Br 2、O 2 等
②、元素（如Mn 等）处于高化合价的氧化物，如MnO 2、KMnO 4等
③、元素（如S 、N 等）处于高化合价时的含氧酸，如浓H 2SO 4、HNO 3 等
④、元素（如Mn 、Cl 、Fe 等）处于高化合价时的盐，如KMnO 4、KClO 3、
FeCl 3、K 2Cr 2O 7
⑤、过氧化物，如Na 2O 2、H 2O 2等。
①、活泼的金属，如Na 、Al 、Zn 、Fe 等；
②、元素（如C 、S 等）处于低化合价的氧化物，如CO 、SO 2等
③、元素（如Cl 、S 等）处于低化合价时的酸，如浓HCl 、H 2S 等
④、元素（如S 、Fe 等）处于低化合价时的盐，如Na 2SO 3、FeSO 4等 ⑤、某些非金属单质，如H 2 、C 、Si 等。
离子反应
碱性氧化物与酸的反应
酸性氧化物与碱的反应
置换反应
一般离子氧化还原反应
用实际参加反应的离子符号表示化学反应的式子。
表示方法写：写出反应的化学方程式；
离子反应：拆：易电离的物质拆写成离子形式；
离子方程式： 书写方法：删：将不参加反应的离子从方程式两端删去；
查：检查方程式两端各元素原子种类、个数、
电荷数是否相等。
意义：不仅表示一定物质间的某个反应；还能表示同一类型的反应。 本质：反应物的某些离子浓度的减小。
金属、非金属、氧化物（Al 2O 3、SiO 2）
中学常见的难溶物碱：Mg(OH)2、Al(OH)3、
Cu(OH)2、Fe(OH)3
2+-Cu +OH=Cu(OH)2↓ 盐：AgCl 、AgBr 、AgI 、
CaCO 3、BaCO 3
生成微溶物的离子反应：2Ag ++SO42-=Ag2SO 4↓
2--
发生条件由微溶物生成难溶物：Ca(OH)2+CO3=CaCO3↓+2OH
生成难电离的物质：常见的难电离的物质有H 2O 、CH 3COOH 、H 2CO 3、
NH 3·H 2O
生成挥发性的物质：常见易挥发性物质有CO 2、SO 2、NH 3等 发生氧化还原反应：遵循氧化还原反应发生的条件。 意义：表示化学反应进行快慢的量。
等可见现象）来粗略比较
定量：用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增大
来表示。
①、单位：mol/(L·min) 或mol/(L·s )
②、同一反应，速率用不同物质浓度变化表示时，数
值可能不同，但数值之比等于方程式中各物质的 说明：
化学 反应速率
对于方程式：
aA +bB cC +d D 则有
=a :b :c :d
1d v(D)
v(A):v(B):v(c):v(D)1a v(A)
=1b v(B)=
1c
v(C)=
③、一般不能用固体和纯液体物质表示浓度（因为ρ不变）
④、对于没有达到化学平衡状态的可逆反应：v 正≠v 逆
：参加反应物质的性质。
①、结论：在其它条件不变时，增大浓度，反应速
率加快，反之浓度： 则慢。
速率产生影响；与反应物总量无关。
影响因素应速率加快，压强： 反之则慢
度无变化时，则反应速率不变；如：向
密闭容器中通入惰性气体。
快，反之则慢。
、对任何反应都产生影响，无论是放热还
是吸热反应；
外因：、对于可逆反应能同时改变正逆反应速率
但程度不同； c 、一般温度每升高10℃，反应速率增大2～4倍, 有些反应只有在一定温度范围内升温才能加快。
、具有选择性；
、对于可逆反应，使用催化剂可同等
程度地改变正、逆反应速率； c 、使用正催化剂，反应速率加快，使用负催化剂，反应速率减慢。
原因：碰撞理论（有效碰撞、碰撞的取向及活化分子等）
学平衡状态： 指在一定条件下的可逆反应里，正反应速率和逆反应速率相等，反应混合中各组分的百分含量保持不变的状态。 逆：研究的对象是可逆反应
动：是指动态平衡，反应达到平衡状态时，反应没有停
定：反应混合物中各组分的百分含量保持一个定值。 变：外界条件改变，原平衡破坏，建立新的平衡。
{c(C)}{c(D)}K =①、定义：{c(A)}{c(B)}
②、意义：表示可逆反应的反应进行的程度。
③、影响因素：温度（正反应吸热时，温度升高，K 增大；正反应放热时，化学平衡常数：温度升高，K 减小），而与反应物或生成物浓度无关。
用化学平衡常数判断化学平衡状态。
a、Q=K时，处于平衡状态，v 正=v逆；
b 、Q>K时，处于未达平衡状态；v 正
逆向进行；
c 、Qv逆 向正向进行。 v 正≠v 逆
结果：速率、各组分百分含量与原平衡比较均发生变化。
正)>v(逆) 向右（正向）移
v(正)=v(逆) 平衡不移动
v(正)
p
q
•
m n
•
平衡向正反应方向移动；反之向逆反应方向移动
增大压强，平衡向缩小体积方向移
动；减小压强，平衡向扩大体积的方向移动。
变化的反应，压强改变不能改变化学平衡状态；
影响化学平衡移动的因素： Ⅱ、压强的改变对浓度无影响时，
不能改变化学平衡状态，如向密闭容器中充入惰性气体。
Ⅲ、对没有气体参加的反应无影响。
③、温度：升高温度，平衡向吸热反应方向移动；
降低温度，平衡向放热反应方向移动。
勒沙特列原理：如果改变影响平衡的一个条件（如
浓度、压强、温度等）平衡就向能减弱这种改变的方向移动。
概念：在一定条件下（定温、定容或定温、定压），对同一可逆反应，只
要起始时加入物质的物质的量不同，而达到化学平衡时，同种物质的含量相同，这样的平衡称为等效平衡。
（1）、定温、定容：
①、对于一般的可逆反应只改变起始时加入物质的物质的量， 如通过可逆反应的化学计量数比换算成同一半边的物质的物质的量与原平衡相同，则两平衡等效。
规律：②、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，两平衡等效。 （2）、定温、定压： 改变起始时加入物质的物质的量，只要 按化学计量数换算成同一半边的物质的物质的量之比与原平衡 相同，则达平衡后与原平衡等效。
有机反应方程式
CH 4 +2O2 CH 4 + 2Cl2 CH 4 + 3Cl2 CH 4 + 4Cl2 CH 4
CO 2 + 2H2O CH 2Cl 2 + 2HCl CHCl 3+ 3HCl CCl 4 + 4HCl C + 2H2
(二) 烯烃 C 2H 4 + 3O2
CH 2＝CH 2 + Br2 CH 2＝CH 2 + H2O CH 2＝CH 2 +H2
2CO 2 + 2H2O
CH 2BrCH 2Br CH 3CH 2OH CH 3CH 3
化学计算
（一）有关化学式的计算
1．通过化学式，根据组成物质的各元素的原子量，直接计算分子量。 2．已知标准状况下气体的密度，求气体的式量：M=22.4ρ。
3．根据相对密度求式量：M=MˊD 。
⎛
ρ⎫
D =
ρ'⎪⎪ ⎝⎭
4．混合物的平均分子量：
M =
物质的总质量
(克)
=M %+M
混合物物质的量总数
A ⋅a Bb %+
5．相对原子质量 ①原子的相对原子质量=
一个原子的质量
一个
126
C 原子的质量⨯
112
A 1、A 2表示同位素相对原子质量，a 1%、a 2%表示原子的摩尔分数 ②元素近似相对原子质量：A =A 1a 1%+A 2a 2%+ (二) 溶液计算
1、c =
n N V =
m MV
=
N C =
1000ρω
A V
M
2、稀释过程中溶质不变：C 1V 1=C2V 2。
3、同溶质的稀溶液相互混合：C 混=CV 1+C 2V 2V (忽略混合时溶液体积变化不计)
1+V 2
4、溶质的质量分数。
①m m a %=质⨯100%=
质⨯100%
m 液
m
质+m 剂
②a %
=
S ⨯100%
100+S
（饱和溶液，S 代表溶质该条件下的溶解度）
③混合：m 1a 1%+m2a 2%=(m1+m2)a%混
④稀释：m 1a 1%=m2a 2%
5、有关pH 值的计算：酸算H +，碱算OH —
Ⅰ. pH= —lg[H+] C(H+)=10-pH Ⅱ. KW =[H+][OH—]=10-14（25℃时）
6、图中的公式：1．
n =
N N
2． n =
m A
M
3． n =
V V m
4． n =
n V