高中化學知識點總結歸納(編輯修改稿)

　

【文章內容簡介】 ＋ 3H2O S SO32， Cl、 ClO3在酸性條件下均反應而在堿性條件下共存。 Fe2+與 NO3共存，但當酸化后即可反應。 3Fe2+＋ NO3＋ 4H+＝ 3Fe3+＋ NO↑＋ 2H2O 一般含氧酸鹽作 氧化劑，在酸性條件下，氧化性比在中性及堿性環境中強。故酸性KMnO4 溶液氧化性較強。 4．條件不同，生成物則不同 2P＋ 3Cl2 點燃 ===2PCl3（ Cl2 不足）； 2P＋ 5Cl2 點燃 ===2PCl5（ Cl2 充足） 2H2S＋ 3O2 點燃 ===2H2O＋ 2SO2（ O2 充足）； 2H2S＋ O2 點燃 ===2H2O＋ 2S（ O2不充足） 4Na＋ O2 緩慢氧化 =====2Na2O2Na＋ O2 點燃 ===Na2O2 Ca（ OH） 2＋ CO2CO2 適量 ====CaCO3↓＋ H2O； Ca（ OH） 2＋ 2CO2（過量） ==Ca（ HCO3） 2 C＋ O2 點燃 ===CO2（ O2 充足）； 2C＋ O2 點燃 ===2CO（ O2 不充足） 8HNO3（?。?3Cu==2NO↑＋ 2Cu（ NO3） 2＋ 4H2O4HNO3（濃）＋ Cu==2NO2↑＋ Cu（ NO3） 2＋ 2H2O AlCl3＋ 3NaOH==Al（ OH） 3↓＋ 3NaCl； AlCl3＋ 4NaOH（過量） ==NaAlO2＋ 2H2O NaAlO2＋ 4HCl（過量） ==NaCl＋ 2H2O＋ AlCl3NaAlO2＋ HCl＋ H2O==NaCl＋ Al（ OH）3↓ Fe＋ 6HNO3（熱、濃） ==Fe（ NO3） 3＋ 3NO2↑＋ 3H2OFe＋ HNO3（冷、濃）→（鈍化） Fe＋ 6HNO3（熱、濃） Fe 不足 ====Fe（ NO3） 3＋ 3NO2↑＋ 3H2O Fe＋ 4HNO3（熱、濃） Fe 過量 ====Fe（ NO3） 2＋ 2NO2↑＋ 2H2O 1 Fe＋ 4HNO3（?。?Fe 不足 ====Fe（ NO3） 3＋ NO↑＋ 2H2O3Fe＋ 8HNO3（稀） Fe過量 ====3Fe（ NO3） 3＋ 2NO↑＋ 4H2O 1 C2H5OHCH2=CH2↑＋ H2OC2H5－ OH＋ HO－ C2H5C2H5－ O－ C2H5＋ H2O 1＋ Cl2Fe→＋ HCl ＋ 3Cl2 光→（六氯環已烷） 1 C2H5Cl＋ NaOHH2O→ C2H5OH＋ NaClC2H5Cl＋ NaOH 醇→ CH2＝ CH2↑＋ NaCl＋ H2O 1 6FeBr2＋ 3Cl2（不足） ==4FeBr3＋ 2FeCl32FeBr2＋ 3Cl2（過量） ==2Br2＋ 2FeCl3 八、離子共存問 題 離子在溶液中能否大量共存，涉及到離子的性質及溶液酸堿性等綜合知識。凡能使溶液中因反應發生使有關離子濃度顯著改變的均不能大量共存。如生成難溶、難電離、氣體物質或能轉變成其它種類的離子（包括氧化一還原反應）。 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、 CO3 SO3 S PO4AlO2均與 H+ 不能大量共存。 3．弱酸的酸式陰離子在酸性較強或堿性較強的溶液中均不能大量共存。它們遇強酸（ H+）會生成弱 酸分子；遇強堿（ OH）生成正鹽和水。如： HSO HCO HS、 H2PO HPO42等 4．若陰、陽離子能相互結合生成難溶或微溶性的鹽，則不能大量共存。如： Ba2+、 Ca2+與 CO3 SO3 PO4 SO42等； Ag+與 Cl、 Br、 I等； Ca2+與 F， C2O42等 5．若陰、陽離 子發生雙水解反應，則不能大量共存。如： Al3+與 HCO CO3 HS、S AlO ClO、 SiO32等 Fe3+與 HCO CO3 AlO ClO、 SiO3 C6H5O等； NH4+與 AlOSiO3 ClO、 CO32等 6．若陰、陽離子能發生氧化一還原反應則不能大量共存。如： Fe3+與 I、 S2； MnO4（ H+）與 I、 Br、 Cl、 S SO3 Fe2+等； NO3（ H+）與上述陰離子； S SO3 H+ 7．因絡合反應或其它反應而不能大量共存 如： Fe3+與 F、 CN、 SCN等； H2PO4與 PO43會生成 HPO42，故兩者不共存。 九、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律要求：（寫、拆、刪、查四個步驟來寫） （ 1）合事實：離子反應要符合客觀事實，不可臆造產物及反應。 （ 2）式正確：化學式與離子符號使用正確合理。 （ 3）號實際：“ =”“”“→”“↑”“↓”等符號符合實際。 （ 4）兩守恒：兩邊原 子數、電荷數必須守恒（氧化還原反應離子方程式中氧化劑得電子總數與還原劑失電子總數要相等）。 （ 5）明類型：分清類型，注意少量、過量等。 （ 6）細檢查：結合書寫離子方程式過程中易出現的錯誤，細心檢查。 例如：（ 1）違背反應客觀事實 如： Fe2O3 與氫碘酸： Fe2O3＋ 6H+＝ 2Fe3+＋ 3H2O錯因：忽視了 Fe3+與 I發生氧化一還原反應 （ 2）違反質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 誤認為弱酸。 （ 4）反應條件或環境不分： 如：次氯酸鈉中加濃 HCl： ClO＋ H+＋ Cl＝ OH＋ Cl2↑錯因：強酸制得強堿 （ 5）忽視一種物質中陰、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）“＝”“ D”“↑”“↓”符號運用不當 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。 錯誤！未找到引用源。酸性溶液（ H＋）、堿性溶液（ OH）、能在加入鋁粉后放出可燃氣體的溶液、由水電離出的 H＋或 OH= 1 10amol/L（ a7 或 a7）的溶液等。 錯誤！未找到引用源。有色離子 MnO4， Fe3+， Fe2+， Cu2+， Fe（ SCN） 2+。錯誤！未找到引用源。 MnO4， NO3等在酸性條件下具有強氧化性。 錯誤！未找到引用源。 S2O32在酸性條件下發生氧化還原反應： S2O32+2H+=S↓ +SO2↑ +H2O 錯誤！未找到引用源。注意題目要求“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”。 錯誤！未找到引用源?？词欠穹项}設條件和要求，如“過量”、“少量”、“適量”、“等物質的量”、“任意量”以及滴加試劑的先后順序對 反應的影響等。 十、中學化學實驗操作中的七原則 1．“從下往上”原則。 2．“從左到右”原則。 3．先“塞”后“定”原則。 4．“固體先放”原則，“液體后加”原則。 5．先驗氣密性（裝入藥口前進行）原則。 6．后點酒精燈（所有裝置裝完后再點酒精燈）原則。 7．連接導管通氣是長進短出原則。 十一、特殊試劑的存放和取用 10 例 1。 Na、 K：隔絕空氣；防氧化，保存在煤油中（或液態烷烴中），（ Li用石蠟密封保存 )。用鑷子取，玻片上切，濾紙吸煤油，剩余部分隨即放人煤油中。 2。白 磷：保存在水中，防氧化，放冷暗處。鑷子取，立即放入水中用長柄小刀切取，濾紙吸干水分。 3。液 Br2：有毒易揮發，盛于磨口的細口瓶中，并用水封。瓶蓋嚴密。 4。 I2：易升華，且具有強烈刺激性氣味，應保存在用蠟封好的瓶中，放置低溫處。 5。濃 HNO3， AgNO3：見光易分解，應保存在棕色瓶中，放在低溫避光處。 6。固體燒堿：易潮解，應用易于密封的干燥大口瓶保存。瓶口用橡膠塞塞嚴或用塑料蓋蓋緊。 7。 NH3?H2O：易揮發，應密封放低溫處。 8。 C6H C6H5— CH CH3CH2OH、 CH3CH2OCH2CH3：易揮發、易燃，密封存放低溫處，并遠離火源。 9。 Fe2+鹽溶液、 H2SO3 及其鹽溶液、氫硫