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高中化學(xué)要點(diǎn)知識(shí)

時(shí)間: 陳哲凡673 分享

高中化學(xué)要點(diǎn)知識(shí)

  根據(jù)化學(xué)鍵理論,又可根據(jù)一個(gè)變化過程中是否有舊鍵的斷裂和新鍵的生成來判斷其是否為化學(xué)反應(yīng)。下面是由學(xué)習(xí)啦小編整理的高中化學(xué)要點(diǎn)知識(shí),希望對(duì)大家有所幫助。

  高中化學(xué)要點(diǎn)知識(shí)(一)

  1.離子方程式書寫的基本規(guī)律要求:(寫、拆、刪、查四個(gè)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(hào)使用正確合理。

  (3)號(hào)實(shí)際:“=”“→”“↑”“↓”等符號(hào)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(cuò)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(cuò)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(cuò)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(cuò)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(cuò)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(hào)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(shí),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。

  ⑵有色離子MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe(SCN)2+。

  ⑶MnO4-,NO3-等在酸性條件下具有強(qiáng)氧化性。

  ⑷S2O32-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)要點(diǎn)知識(shí)(二)

  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(huì)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(huì)生成HPO42-,故兩者不共存.

  高中化學(xué)要點(diǎn)知識(shí)(三)

  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

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