高考化学考纲必背知识点归纳与总结

高考化学考纲必背知识点归纳与总结

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、CH3CH2OH。 ‎ ‎12、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。 ‎ ‎13、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+3H2O Fe(OH)3(胶体)+3HCl ‎　　8.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Fe2O3。‎ ‎　　(4)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能大量共存.‎ 如：Fe3+与I-、S2-；MnO4-（H+）与I-、Br-、Cl-、S2-、SO32-、Fe2+等；NO3-（H+）与上述阴离子； ‎ ‎7．因络合反应或其它反应而不能大量共存 ‎ 如：Fe3+与F-、CN-、SCN-等； H2PO4-与PO43-会生成HPO42-，故两者不共存.‎ 六、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：Fe2O3与氢碘酸：Fe2O3＋6H+＝2Fe3+＋3H2O（忽视了Fe3+与I-发生氧化还原反应）‎ ‎(2)违反质量守恒或电荷守恒定律及电子得失平衡 如：FeCl2溶液中通Cl2 ：Fe2+＋Cl2＝Fe3+＋2Cl- （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：NaOH溶液中通入HI：OH-＋HI＝H2O＋I- （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-＋Cl2↑（强酸制得强碱）‎ ‎(5)忽视一种物质中阴、阳离子配比。‎ ‎ 如：H2SO4 溶液加入Ba(OH)2溶液:Ba2+＋OH-＋H+＋SO42-＝BaSO4↓＋H2O ‎ 正确：Ba2+＋2OH-＋2H+＋SO42-＝BaSO4↓＋2H2O ‎(6)“＝”“ ”“↑”“↓”符号运用不当 ‎ 如：Al3+＋3H2O＝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。‎ ⑴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-=1×10-amol/L(a>7或a<7)的溶液等。‎ ⑵有色离子MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe(SCN)2+。 ⑶MnO4-,NO3-等在酸性条件下具有强氧化性。‎ ⑷S2O32-在酸性条件下发生氧化还原反应：S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O ⑸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”。‎ ⑹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。‎ 七、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。‎ 八、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；‎ ‎6、其他，例：2Cu＋SCu2S Cu＋Cl2CuCl2 所以，Cl的非金属性强于S。‎ 九、10电子”、“18电子”的微粒小结 ‎1．“10电子”的微粒：‎ 分子 离子 一核10电子的 Ne N3−、O2−、F−、Na+、Mg2+、Al3+‎ 二核10电子的 HF OH−、‎ 三核10电子的 H2O NH2−‎ 四核10电子的 NH3‎ H3O+‎ 五核10电子的 CH4‎ NH4+‎ ‎2．“18电子”的微粒 分子 离子 一核18电子的 Ar K+、Ca2+、Cl‾、S2−‎ 二核18电子的 F2、HCl HS−‎ 三核18电子的 H2S 四核18电子的 PH3、H2O2‎ 五核18电子的 SiH4、CH‎3F 六核18电子的 N2H4、CH3OH 注：其它诸如C2H6、N2H5+、N2H62+等亦为18电子的微粒。‎ 十、‘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。序大径小 最外层电子数 相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。价高径小 ‎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+‎ 十一、具有漂白作用的物质 氧化作用 化合作用 吸附作用 Cl2、O3、Na2O2、浓HNO3‎ SO2‎ 活性炭 化学变化 物理变化 不可逆 可逆 其中能氧化指示剂而使指示剂褪色的主要有Cl2(HClO)和浓HNO3及Na2O2‎ 十二、滴加顺序不同，现象不同 ‎1．AgNO3与NH3·H2O：‎ ‎ AgNO3向NH3·H2O中滴加——开始无白色沉淀，后产生白色沉淀 ‎　　NH3·H2O向AgNO3中滴加——开始有白色沉淀，后白色沉淀消失 ‎2．NaOH与AlCl3：‎ ‎ NaOH向AlCl3中滴加——开始有白色沉淀，后白色沉淀消失 ‎ AlCl3向NaOH中滴加——开始无白色沉淀，后产生白色沉淀 ‎3．HCl与Na[Al(OH)4]：‎ ‎ HCl向Na[Al(OH)4]中滴加——开始有白色沉淀，后白色沉淀消失 ‎ Na[Al(OH)4]向HCl中滴加——开始无白色沉淀，后产生白色沉淀 ‎4．Na2CO3与盐酸：‎ ‎ Na2CO3向盐酸中滴加——开始有气泡，后不产生气泡 盐酸向Na2CO3中滴加——开始无气泡，后产生气泡 十三、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、炔烃等）；2.苯的同系物；3.不饱和烃的衍生物（油酸、油酸酯等）；4.含醛基的有机物（醛、甲酸等）；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（H2S、氢硫酸、硫化物）；2.＋4价硫的化合物（SO2、H2SO3及亚硫酸盐）；3.双氧水（H2O2，其中氧为－1价）‎ 十四、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”。‎ 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H2O、SO3、已烷、辛烷、CHCl3、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，Cl2、N2、O2、H2双原子分子。胶体粒子及晶体结构：P4、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NO2中存在着NO2与N2O4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Na2O2+H2O；Cl2+NaOH；电解AgNO3溶液等。‎ 十五、常见的重要氧化剂、还原剂 ‎1．氧化剂 ‎(1)活泼非金属单质：X2、O2、S；(2)高价金属离子：Fe3+、Sn4+，不活泼金属离子：Cu2+、Ag+，其它：[Ag(NH3)2]+、新制Cu(OH)2；(3) 含氧化合物：NO2、N2O5、MnO2、Na2O2、H2O2、HClO、HNO3、浓H2SO4、NaClO、Ca(ClO)2、KClO3、KMnO4、王水 ‎2．还原剂 ‎(1)活泼金属单质：Na、Mg、Al、Zn、Fe，某些非金属单质： C、H2、S；(2)低价金属离子：Fe2+、Sn2+ ,非金属的阴离子及其化合物：S2-、H2S、I -、HI、NH3、Cl-、HCl、Br-、HBr；(3) 低价含氧化合物：CO、SO2、H2SO3、Na2SO3、Na2S2O3、NaNO2、H‎2C2O4、含-CHO的有机物：醛、甲酸、甲酸盐、甲酸某酯、葡萄糖、麦芽糖等 十六、氧化还原反应 还还升失氧氧氧、氧氧降得还还还 ‎（氧化剂/还原剂，氧化产物/还原产物，氧化反应/还原反应）‎ 化合价升高（失ne—）被氧化 氧化剂 ＋还原剂＝ 还原产物＋氧化产物 化合价降低（得ne—）被还原 ‎（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 十七、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：⑴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；‎ ⑵要注明反应物和生成物的聚集状态，常用s、l、g、aq分别表示固体、液体、气体和溶液中溶质；‎ ⑶△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。‎ ⑷一定要区别比较“反应热”、“中和热”、“燃烧热”等概念的异同。‎ 十八、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 十九、浓硝酸“四性”‎ 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、"五同的区别"‎ ‎1.同位素具有相同质子数和不同中子数的同一元素的不同原子。如氢有3种同位素：H、D、T。‎ ‎2.同素异形体(又称同素异性体)由同种元素组成性质不同的单质，互称同素异形体.如金刚石与石墨、C60，白磷与红磷，O2与O3，正交硫与单斜硫。‎ ‎3.同分异构体具有相同的分子组成而结构不同的一系列化合物互称同分异构体。同分异构体的种类通常有碳链异构、位置异构、跨类异构(又称官能团异构)、几何异构(又称顺反异构)。‎ ‎4.同系物结构相似分子组成上相差一个或若干个CH2原子团的一系列化合物互称同系物。‎ ‎5.同一种的物质（氯仿和三氯甲烷，异丁烷和2-甲基丙烷等）‎ 二十一、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”。‎ O H 二十二、中学常见物质电子式分类书写 O H Cl ‎1．Cl-的电子式为： 2．-OH： OH-电子式：‎ Cl Mg2+‎ Cl S ‎ 2–‎ Na+‎ Na+‎ ‎3．Na2S MgCl2‎ Na+‎ Na+‎ O O ‎ 2–‎ ‎ 2–‎ Ca2+‎ C C ‎ ‎ ‎4． CaC2 Na2O2‎ H H N H H S ‎ 2–‎ H H N H H Cl H H N H H ‎ NH4Cl (NH4)2S CO2‎ 补孤电子对 O O C 写结构式 共用电子对代共价键 O OO C ‎5．‎ ‎ 结构式 电子式 Cl Cl ‎ Cl ‎ Cl ‎6．MgCl2形成过程： + Mg + Mg2+ ‎ 二十三、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 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。‎ 二十四、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。‎