高中化学知识规律总结

高中化学知识规律总结

一、中学化学中提及的“化”名目繁多．要判别它们分属何种变化，必须了解其过程.请你根据下列知识来指出每一种“化”发生的是物理变化还是化学变化．

1.风化——结晶水合物在室温和干燥的空气里失去部分或全部结晶水的过程． 注意：自然条件．

2.催化——能改变反应速度，本身一般参与反应但质量和化学性质不变．应了解中学里哪些反应需用催化剂．如

8.氢化(硬化)——液态油在一定条件下与H 2发生加成反应生成固态脂肪的过程． 作用：植物油转变成硬化油后，性质稳定，不易变质，便于运输等．

9.皂化——油脂在碱性条件下发生水解反应的过程．产物——高级脂肪酸钠＋甘油

10.老化——橡胶、塑料等制品露置于空气中，因受空气氧化、日光照射而使之变硬发脆的过程． 11.硫化——向橡胶中加硫，以改变其结构(双键变单键)来改善橡胶的性能，减缓其老化速度的过程． 12.裂化——在一定条件下，分子量大、沸点高的烃断裂为分子量小、沸点低的烃的过程． 目的--提高汽油的质量和产量.

13.酯化——醇与酸生成酯和水的过程．

14.硝化(磺化)——苯环上的H 被—NO 2或—SO 3Ｈ取代的过程． 二、基本反应中，有一些特别值得注意的反应或规律．现分述如下：

1.化合反应：思考：化合反应是指单质间生成化合物的反应吗?

结论：不一定!化合反应即“多合一”的反应，根据反应物和生成物的种类，化合反应又可分为三种．

(1)单质＋单质→化合物

(2)单质 ＋ 化合物1 → 化合物2

2FeCl 2＋Cl 2 ＝ 2FeCl 3 4Fe(OH) 2 ＋ O 2 ＋ 2H 2O ＝ ４Fe(OH)3 2Na 2SO 3 ＋ O 2 ＝ 2Na 2SO 4

(3)化合物1 ＋ 化合物2 → 化合物3

①酸性氧化物 ＋ 水 → 可溶性酸 碱性氧化物 ＋ 水 → 可溶性碱

稳定性：碳酸正盐＞碳酸酸式盐＞碳酸

分解条件：(高温) (加热) (常温

)

3.置换反应

判断：有单质参与或生成的反应一定是置换反应吗?

结论：反应物或生成物各两种且其中一种必定是单质的反应才称作置换反应．

分类：可有多种分类方法，如根据两种单质是金属或非金属来分；也可根据反应物状态来分；还可以根据两单质的组成元素在周期表中的位置来分． 注意：下列置换反应特别值得重视．

①2Na ＋ 2H 2O ＝ 2NaOH ＋ H 2↑ ②3Fe ＋4H 2O Fe 3O 4 ＋ 4H 2↑ ③F 2 ＋ 2H 2O ＝ 4HF ＋ O 2 ④Cl 2 ＋ H 2S ＝ S ＋ 2HCl

⑤2H 2S ＋ O 2 ＝ 2S ＋ 2H 2O ⑥2C ＋SiO 2 Si ＋ 2CO

⑦2Mg ＋CO 2

2MgO ＋ C ⑧2Al ＋Fe 2O 3 2Fe ＋ Al 2O 3

⑨C ＋H 2O

CO ＋ H 2 ⑩3Cl 2 ＋2NH 3

N 2 ＋ 6HCl

⑾Si ＋4HF SiF 4＋ 2H 2 4.复分解反应

(1)本质：通过两种化合物相互接触，交换成份，使溶液中离子浓度降低．

(3)基本类型：

①酸 ＋ 碱 → 盐 ＋ 水(中和反应) ②酸 ＋ 盐 → 新酸 ＋ 新盐 ③碱 ＋ 盐 → 新碱 ＋ 新盐 ④盐 ＋ 盐 → 两种新盐 ⑤碱性氧化物＋酸 → 盐＋水 思考题：

(1)酸与碱一定能发生反应吗?若能，一定是发生中和反应吗? (2)复分解反应中的每一类反应物必须具备什么条件? (3)盐与盐一定发生复分解反应吗?

(4)有盐和水生成的反应一定是中和反应吗? 提示：

(1)酸与碱不一定能发生中和反应．联系中和反应的逆反应是盐的水解知识．如：

酸与碱发生的反应也不一定是中和反应．如：

2Fe(OH) 3 ＋ 6HI ＝ 2FeI 2 ＋ I 2 ＋ 6H 2O

2Fe(OH)2 ＋ 10HNO 3（稀) ＝ 3Fe(NO 3)3 ＋ NO ↑＋ 8H 2O

故特别要注意氧化性酸(碱)与还原性碱(酸)很可能发生的是氧化—还原反应． (2)复分解反应中反应物的条件：

①盐 ＋ 盐、盐 ＋ 碱的反应物一般要可溶且在溶液中进行或加热时进行．如 ②盐1 ＋ 酸1 → 盐2 ＋ 酸2

一般只需满足以下两条中的各一条：i)强酸制弱酸即酸性：酸1＞酸2

ii)难挥发酸制易挥发酸，即挥发性：酸1＜酸2

原因：上述三种金属硫化物溶解度特小，满足离子反应朝离子浓度降得更低的方向进行． (3)盐与盐可能发生的反应有：

①复分解 ②双水解 ③氧化—还原 ④络合反应 现列表比较如下：

(4)生成盐和水的反应有：

三、常见的重要氧化剂、还原剂

既可作氧化剂又可作还原剂的有：

S、SO32-、HSO3-、H2SO3、SO2、NO2-、Fe2+等，及含-CHO的有机物

四、总结①在酸性介质中的反应，生成物中可以有H+、H2O，但不能有OH -；

②在碱性介质中的反应，生成物中无H+；

③在近中性条件，反应物中只能出现H2O，而不能有H+或OH -，生成物方面可以有H+或OH –

+ -

五、物质内发生的氧化－还原反应

光

２Ｈ

六、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

3.溶液酸碱性.

2S2-＋SO32-＋6H+＝3S↓＋3H2O

5Cl-＋ClO3-＋6H+＝3Cl2↑＋3H2O

S2-、SO32-，Cl-、ClO3-在酸性条件下均反应而在碱性条件下共存.

Fe2+与NO3-共存,但当酸化后即可反应.3Fe2+＋NO3-＋4H+＝3Fe3+＋NO↑＋2H2O 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KMnO4溶液氧化性较强.

七、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；

S2-、SO32-、H+

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.

八、离子方程式判断常见错误及原因分析

(1)违背反应客观事实

如：Fe2O3与氢碘酸：Fe2O3＋6H+＝2 Fe3+＋3H2O错因：忽视了Fe3+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：FeCl2溶液中通Cl2 ：Fe2+＋Cl2＝Fe3+＋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＝H2O＋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-＋Cl2↑错因：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