理綜裡面化學是我最不用擔心的，為什麼呢，因為沒有生物那麼多需要背誦的，也沒有物理需要那麼大計算量。不過很多小夥伴私信問我化學怎麼學，為此準備了超長長長長長的幹貨，準備時間還蠻長的，需要你們的鼓勵QWQ

先獻上本篇的回答流程：

一、知識清單（超全，還整理出記憶理解内容以及易錯點）

二、方法論，從各方面告訴你如何學好化學這門科目

首先我們要清楚，高中化學學了什麼，究竟有多少知識點。當然不要怕，學姐我整理好了需要可以私信我哦

我們需要整理，總結（但建議你們自己要動筆，才記憶深刻）：

需要記憶、理解的内容：

（一）化學式

1、無機部分：

純堿、蘇打、天然堿 、口堿：Na2CO3

小蘇打：NaHCO3

大蘇打：Na2S2O3

石膏(生石膏)：CaSO4.2H2O

熟石膏：2CaSO4·.H2O

瑩石：CaF2

重晶石：BaSO4(無毒)

碳铵：NH4HCO3

石灰石、大理石：CaCO3

生石灰：CaO

熟石灰、消石灰：Ca(OH)2

食鹽：NaCl

芒硝：Na2SO4·7H2O(緩瀉劑)

燒堿、火堿、苛性鈉：NaOH

綠礬：FeSO4·7H2O

幹冰：CO2

明礬：KAl (SO4)2·12H2O

漂白粉：Ca (ClO)2、CaCl2(混和物)

瀉鹽：MgSO4·7H2O

膽礬、藍礬：CuSO4·5H2O

雙氧水：H2O2

皓礬：ZnSO4·7H2O

矽石、石英：SiO2

剛玉：Al2O3

水玻璃、泡花堿、礦物膠：Na2SiO3

鐵紅、鐵礦：Fe2O3

磁鐵礦：Fe3O4

黃鐵礦、硫鐵礦：FeS2

銅綠、孔雀石：Cu2(OH)2CO3

菱鐵礦：FeCO3

赤銅礦：Cu2O

波爾多液：Ca (OH)2和CuSO4

石硫合劑：Ca (OH)2和S

玻璃的主要成分：Na2SiO3、CaSiO3、SiO2

過磷酸鈣(主要成分)：Ca (H2PO4)2和CaSO4

重過磷酸鈣(主要成分)：Ca (H2PO4)2

天然氣、沼氣、坑氣(主要成分)：CH4

水煤氣：CO和H2

硫酸亞鐵铵(淡藍綠色)：Fe (NH4)2(SO4)2 溶于水後呈淡綠色

光化學煙霧：NO2在光照下産生的一種有毒氣體

王水：濃HNO3與濃HCl按體積比1：3混合而成。

鋁熱劑：Al Fe2O3或其它氧化物。

尿素：CO(NH2) 2

2、有機部分：

氯仿：CHCl3

電石：CaC2

電石氣：C2H2(乙炔)

TNT：三硝基甲苯

酒精、乙醇：C2H5OH

氟氯烴：是良好的制冷劑，有毒，但破壞O3層。

醋酸：冰醋酸、食醋 CH3COOH

裂解氣成分(石油裂化)：烯烴、烷烴、炔烴、H2S、CO2、CO等。

甘油、丙三醇 ：C3H8O3

焦爐氣成分(煤幹餾)：H2、CH4、乙烯、CO等。

石炭酸：苯酚

蟻醛：甲醛HCHO

福爾馬林：35%—40%的甲醛水溶液

蟻酸：甲酸 HCOOH

葡萄糖：C6H12O6

果糖：C6H12O6

蔗糖：C12H22O11

麥芽糖：C12H22O11

澱粉：(C6H10O5)n

硬脂酸：C17H35COOH

油酸：C17H33COOH

軟脂酸：C15H31COOH

草酸：乙二酸 HOOC—COOH 使藍墨水褪色，強酸性，受熱分解成CO2和水，使KMnO4酸性溶液褪色。

（二）化學鍵和分子結構

1、正四面體構型的分子一般鍵角是109°28‘，但是白磷（P4）不是，因為它是空心四面體，鍵角應為60°。

2、一般的物質中都含化學鍵，但是稀有氣體中卻不含任何化學鍵，隻存在範德華力。

3、一般非金屬元素之間形成的化合物是共價化合物，但是铵鹽卻是離子化合物；一般含氧酸根的中心原子屬于非金屬，但是AlO2－、MnO4－等卻是金屬元素。

4、含有離子鍵的化合物一定是離子化合物，但含共價鍵的化合物則不一定是共價化合物，還可以是離子化合物，也可以是非金屬單質。

5、活潑金屬與活潑非金屬形成的化合物不一定是離子化合物，如AlCl3是共價化合物。

6、離子化合物中一定含有離子鍵，可能含有極性鍵（如NaOH），也可能含有非極性鍵（如Na2O2）；共價化合物中不可能含有離子鍵，一定含有極性鍵，還可能含有非極性鍵（如H2O2）。

7、極性分子一定含有極性鍵，可能還含有非極性鍵（如H2O2）；非極性分子中可能隻含極性鍵（如甲烷），也可能隻含非極性鍵（如氧氣），也可能兩者都有（如乙烯）。

8、含金屬元素的離子不一定都是陽離子。如AlO2－、MnO4－等都是陰離子。

9、單質分子不一定是非極性分子，如O3就是極性分子。

（三）晶體結構

1、同主族非金屬元素的氫化物的熔沸點由上而下逐漸增大，但NH3、H2O、HF卻例外，其熔沸點比下面的PH3、H2S、HCl大，原因是氫鍵的存在。

2、一般非金屬氫化物常溫下是氣體（所以又叫氣态氫化物），但水例外，常溫下為液體。

3、金屬晶體的熔點不一定都比分子晶體的高，例如水銀和硫。

4、堿金屬單質的密度随原子序數的增大而增大，但鉀的密度卻小于鈉的密度。

5、含有陽離子的晶體不一定是離子晶體，，也可能是金屬晶體；但含有陰離子的晶體一定是離子晶體。

6、一般原子晶體的熔沸點高于離子晶體，但也有例外，如氧化鎂是離子晶體，但其熔點卻高于原子晶體二氧化矽。

7、離子化合物一定屬于離子晶體，而共價化合物卻不一定是分子晶體。（如二氧化矽是原子晶體）。

8、含有分子的晶體不一定是分子晶體。如硫酸銅晶體（CuSO4•5H2O）是離子晶體，但卻含有水分子。

（四）化學現象

1、鋁片與鹽酸反應是放熱的，Ba(OH)2與NH4Cl反應是吸熱的

2、Na與H2O(放有酚酞)反應，熔化、浮于水面、轉動、有氣體放出(熔、浮、遊、嘶、紅)

3、焰色反應：Na 黃色、K紫色(透過藍色的钴玻璃)、Cu 綠色、Ca磚紅、Na (黃色)、K (紫色)

4、Cu絲在Cl2中燃燒産生棕色的煙

5、H2在Cl2中燃燒是蒼白色的火焰

6、Na在Cl2中燃燒産生大量的白煙

7、P在Cl2中燃燒産生大量的白色煙霧

8、SO2通入品紅溶液先褪色，加熱後恢複原色

9、NH3與HCl相遇産生大量的白煙

10、鋁箔在氧氣中激烈燃燒産生刺眼的白光

11、鎂條在空氣中燃燒産生刺眼白光，在CO2中燃燒生成白色粉末(MgO)，産生黑煙

12、鐵絲在Cl2中燃燒，産生棕色的煙

13、HF腐蝕玻璃：4HF SiO2 =SiF4 2H2O

14、Fe(OH)2在空氣中被氧化：由白色變為灰綠最後變為紅褐色

15、在常溫下：Fe、Al 在濃H2SO4和濃HNO3中鈍化

16、向盛有苯酚溶液的試管中滴入FeCl3溶液，溶液呈紫色;苯酚遇空氣呈粉紅色

17、蛋白質遇濃HNO3變黃，被灼燒時有燒焦羽毛氣味

18、在空氣中燃燒：

S——微弱的淡藍色火焰

H2——淡藍色火焰

H2S——淡藍色火焰

CO——藍色火焰

CH4——明亮并呈藍色的火焰

S在O2中燃燒——明亮的藍紫色火焰。

19.特征反應現象：

①焰色反應顯黃色Na顯紫色（透過钴玻璃）的元素是K

② 有臭雞蛋氣味或能使濕Pb(Ac)2 試紙變黑的氣體是H2S

③ 在空氣中由無色迅速變為紅棕色NO

④ 使品紅溶液褪色SO2

⑤ 能使澱粉變藍I2

⑥ 與堿溶液反應生成白色沉澱在空氣中迅速變灰綠色最終變紅褐色的離子___Fe2

⑦ 滴入KSCN溶液顯血紅色以及遇苯酚顯紫色的離子__Fe3

⑧ 投入水中生成氣體和難溶物(或微溶物) CaC2 Al2S3 Mg3N2

⑨ 既能跟酸反應又能跟堿反應且生成氣體Al NH4HCO3 (NH4)2CO3 (NH4)2S

⑩ 能使濕潤的紅色石蕊試紙變藍的氣體NH3

20.淺黃色固體：S或Na2O2或AgBr

21.使品紅溶液褪色的氣體：SO2(加熱後又恢複紅色)、Cl2(加熱後不恢複紅色)

22.有色溶液：

Fe2 (淺綠色)

Fe3 (黃色)

Cu2 (藍色)

MnO4-(紫色)

有色固體：

紅色(Cu、Cu2O、Fe2O3)

紅褐色[Fe(OH)3]

黑色(CuO、FeO、FeS、CuS、Ag2S、PbS)

藍色[Cu(OH)2]

黃色(AgI、Ag3PO4)

白色[Fe(0H)2、CaCO3、BaSO4、AgCl、BaSO3]

有色氣體：

Cl2(黃綠色)

NO2(紅棕色)

（五）元素中一些特殊性質

1. 周期表中特殊位置的元素

①族序數等于周期數的元素：H、Be、Al、Ge。

②族序數等于周期數2倍的元素：C、S。

③族序數等于周期數3倍的元素：O。

④周期數是族序數2倍的元素：Li、Ca。

⑤周期數是族序數3倍的元素：Na、Ba。

⑥最高正價與最低負價代數和為零的短周期元素：C。

⑦最高正價是最低負價絕對值3倍的短周期元素：S。

⑧除H外，原子半徑最小的元素：F。

⑨短周期中離子半徑最大的元素：P。

2.常見元素及其化合物的特性

①形成化合物種類最多的元素、單質是自然界中硬度最大的物質的元素或氣态氫化物中氫的質量分數最大的元素：C。

②空氣中含量最多的元素或氣态氫化物的水溶液呈堿性的元素：N。

③地殼中含量最多的元素、氣态氫化物沸點最高的元素或氫化物在通常情況下呈液态的元素：O。

④最輕的單質的元素：H ;最輕的金屬單質的元素：Li 。

⑤單質在常溫下呈液态的非金屬元素：Br ;金屬元素：Hg 。

⑥最高價氧化物及其對應水化物既能與強酸反應，又能與強堿反應的元素：Be、Al、Zn。

⑦元素的氣态氫化物和它的最高價氧化物對應水化物能起化合反應的元素：N;能起氧化還原反應的元素：S。

⑧元素的氣态氫化物能和它的氧化物在常溫下反應生成該元素單質的元素：S。

⑨元素的單質在常溫下能與水反應放出氣體的短周期元素：Li、Na、F。

⑩常見的能形成同素異形體的元素：C、P、O、S。

（六）氧化還原（很重要！！）

升失氧還還、降得還氧氧(氧化劑/還原劑，氧化産物/還原産物，氧化反應/還原反應)

氧化性：氧化劑>氧化産物

還原性：還原劑>還原産物

既作氧化劑又作還原劑的有：S、SO32-、HSO3-、H2SO3、SO2、NO2-、Fe2 及含-CHO的有機物

1、難失電子的物質，得電子不一定就容易。比如：稀有氣體原子既不容易失電子也不容易得電子。

2、氧化劑和還原劑的強弱是指其得失電子的難易而不是多少（如Na能失一個電子，Al能失三個電子，但Na比Al還原性強）。

3、某元素從化合态變為遊離态時，該元素可能被氧化，也可能被還原。

4、金屬陽離子被還原不一定變成金屬單質（如Fe3 被還原可生成Fe2 ）。

5、有單質參加或生成的反應不一定是氧化還原反應，例如O2與O3的相互轉化。

6、一般物質中元素的化合價越高，其氧化性越強，但是有些物質卻不一定，如HClO4中氯為＋7價，高于HClO中的＋1 價，但HClO4的氧化性卻弱于HClO。因為物質的氧化性強弱不僅與化合價高低有關，而且與物質本身的穩定性有關。HClO4中氯元素化合價雖高，但其分子結構穩定，所以氧化性較弱。

反應條件對氧化－還原反應的影響：

（七）鹽類水解

鹽類水解，水被弱解;有弱才水解，無弱不水解;越弱越水解，都弱雙水解;誰強呈誰性，同強呈中性。

電解質溶液中的守恒關系：

電荷守恒：電解質溶液中所有陽離子所帶有的正電荷數與所有的陰離子所帶的負電荷數相等。如NaHCO3溶液中：n(Na ) n(H )=n(HCO3-) 2n(CO32-) n(OH-)推出：[Na ] [H ]=[HCO3-] 2[CO32-] [OH-]

物料守恒：電解質溶液中由于電離或水解因素，離子會發生變化變成其它離子或分子等，但離子或分子中某種特定元素的原子的總數是不會改變的。如NaHCO3溶液中：n(Na )：n(c)=1:1，推出：C(Na )=c(HCO3-) c(CO32-) c(H2CO3)

質子守恒：電解質溶液中分子或離子得到或失去質子(H )的物質的量應相等。例如：在NH4HCO3溶液中H3O 、H2CO3為得到質子後的産物;NH3、OH-、CO32-為失去質子後的産物，故有以下關系：c(H3O ) c(H2CO3)=c(NH3) c(OH-) c(CO32-)。

（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.弱堿陽離子隻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.弱酸陰離子隻存在于堿性溶液中。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：HSO3-、HCO3-、HS-、H2PO4-、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CO32-、SO32-、 PO43-、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-、S2-、SO32-、Fe2 等;NO3-(H )與上述陰離子。S2-、SO32-、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、删、查四個步驟來寫）

（1）合事實：離子反應要符合客觀事實，不可臆造産物及反應。

（2）式正确：化學式與離子符号使用正确合理。

（3）号實際：“=”“”“→”“↑”“↓”等符号符合實際。

（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 ＝2 Fe3 ＋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

正确：Ba2 ＋2OH-＋2H ＋SO42-＝BaSO4↓＋2H2O

⑥“＝”“D ”“↑”“↓”符号運用不當，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。

(1)酸性溶液（H＋）、堿性溶液（OH-）、能在加入鋁粉後放出可燃氣體的溶液、由水電離出的H＋或OH-=1×10-amol/L(a>7或a<7)的溶液等。

(2)有色離子MnO4-,Fe3 ,Fe2 ,Cu2 ,Fe(SCN)2 。 MnO4-,NO3-等在酸性條件下具有強氧化性。

(3)S2O32-在酸性條件下發生氧化還原反應：S2O32- 2H =S↓ SO2↑ H2O

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”。

(4)看是否符合題設條件和要求，如“過量”、“少量”、“适量”、“等物質的量”、“任意量”以及滴加試劑的先後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”後“定”原則

4．“固體先放”原則，“液體後加”原則

5．先驗氣密性(裝入藥口前進行)原則

6．後點酒精燈(所有裝置裝完後再點酒精燈)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(或液态烷烴中)，(Li用石蠟密封保存)。用鑷子取，玻片上切，濾紙吸煤油，剩餘部分随即放人煤油中。

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，濾紙吸幹水分。

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，應用易于密封的幹燥大口瓶保存。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.C6H6、、C6H5—CH3、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、氫硫酸及其鹽溶液：因易被空氣氧化，不宜長期放置，應現用現配。

10.鹵水、石灰水、銀氨溶液、Cu(OH)2懸濁液等，都要随配随用，不能長時間放置。

（十二）中學化學中與“0”有關的實驗問題4例及小數點問題

1.滴定管最上面的刻度是0。小數點為兩位

2.量筒最下面的刻度是0。小數點為一位

3.溫度計中間刻度是0。小數點為一位

4.托盤天平的标尺中央數值是0。小數點為一位

（十三）能夠做噴泉實驗的氣體

1、NH3、HCl、HBr、HI等極易溶于水的氣體均可做噴泉實驗

2、CO2、Cl2、SO2與氫氧化鈉溶液

3、C2H2、C2H4與溴水反應

（十四）化學考試常用規律

1、溶解性規律——見溶解性表;

2、常用酸、堿指示劑的變色範圍：

指示劑

PH的變色範圍

甲基橙

＜3.1紅色

3.1——4.4橙色

>4.4黃色

酚酞

＜8.0無色

8.0——10.0淺紅色

>10.0紅色

石蕊

＜5.1紅色

5.1——8.0紫色

>8.0藍色

3、在惰性電極上，各種離子的放電順序：

陰極(奪電子的能力)：Au3 >Ag >Hg2 >Cu2 >Pb2 >Fa2 >Zn2 >H >Al3 >Mg2 >Na >Ca2 >K

陽極(失電子的能力)：S2- >I->Br–>Cl->OH- >含氧酸根

注意：若用金屬作陽極，電解時陽極本身發生氧化還原反應(Pt、Au除外)

4、雙水解離子方程式的書寫：

(1)左邊寫出水解的離子，右邊寫出水解産物;

(2)配平：在左邊先配平電荷，再在右邊配平其它原子;

(3)H、O不平則在那邊加水。

例：當Na2CO3與AlCl3溶液混和時：3CO32- 2Al3 3H2O = 2Al(OH)3↓ 3CO2↑

5、寫電解總反應方程式的方法：

(1)分析：反應物、生成物是什麼;

(2)配平。

6、将一個化學反應方程式分寫成二個電極反應的方法：

(1)按電子得失寫出二個半反應式;

(2)再考慮反應時的環境(酸性或堿性);

(3)使二邊的原子數、電荷數相等。

例：蓄電池内的反應為：Pb PbO2 2H2SO4 = 2PbSO4 2H2O 試寫出作為原電池(放電)時的電極反應。

寫出二個半反應： Pb –2e- → PbSO4

PbO2 2e- → PbSO4

分析：在酸性環境中，補滿其它原子，應為：

負極：Pb SO42--2e- = PbSO4

正極： PbO2 4H SO42- 2e- = PbSO4 2H2O

注意：當是充電時則是電解，電極反應則為以上電極反應的倒轉：

陰極：PbSO4 2e-= Pb SO42-

陽極：PbSO4 2H2O -2e- = PbO2 4H SO42-

7、在解計算題中常用到的恒等：原子恒等、離子恒等、電子恒等、電荷恒等、電量恒等，用到的方法有：質量守恒、差量法、歸一法、極限法、關系法、十字交法

和估算法。

(非氧化還原反應：原子守恒、電荷 平衡、物料平衡用得多，氧化還原反應：電子守恒用得多)

8、電子層結構相同的離子，核電荷數越多，離子半徑越小;

9、晶體的熔點：原子晶體 >離子晶體 >分子晶體 中學學到的原子晶體有：Si、SiC 、SiO2=和金剛石。

原子晶體的熔點的比較是以原子半徑為依據的：金剛石 > SiC > Si (因為原子半徑：Si> C> O).

10、分子晶體的熔、沸點：組成和結構相似的物質，分子量越大熔、沸點越高。

11、膠體的帶電：一般說來，金屬氫氧化物、金屬氧化物的膠體粒子帶正電，非金屬氧化物、金屬硫化物 的膠體粒子帶負電。

12、氧化性：MnO4->Cl2>Br2>Fe3 >I2>S=4( 4價的S)

例：I2 SO2 H2O = H2SO4 2HI

13、含有Fe3 的溶液一般呈酸性。

14、能形成氫鍵的物質：H2O 、NH3 、HF、CH3CH2OH 。

15、氨水(乙醇溶液一樣)的密度小于1，濃度越大，密度越小，硫酸的密度大于1，濃度越大，密度越大，98%的濃硫酸的密度為：1.84g/cm3。

16、離子是否共存：

(1)是否有沉澱生成、氣體放出;

(2)是否有弱電解質生成;

(3)是否發生氧化還原反應;

(4)是否生成絡離子[Fe(SCN)2、Fe(SCN)3、Ag(NH3) 、[Cu(NH3)4]2 等];

(5)是否發生雙水解。

17、地殼中：

含量最多的金屬元素是— Al

含量最多的非金屬元素是—O

HClO4(高氯酸)—是最強的酸

18、熔點最低的金屬是Hg (-38.9C。),;

熔點最高的是W(鎢3410c);

密度最小(常見)的是K;

密度最大(常見)是Pt。

19、雨水的PH值小于5.6時就成為了酸雨。

20、有機酸酸性的強弱：乙二酸 >甲酸 >苯甲酸 >乙酸 >碳酸 >苯酚 >HCO3-

21、有機鑒别時，注意用到水和溴水這二種物質。例：鑒别：乙酸乙酯(不溶于水，浮)、溴苯(不溶于水，沉)、乙醛(與水互溶)，則可用水。

22、取代反應包括：鹵代、硝化、磺化、鹵代烴水解、酯的水解、酯化反應等;

23、最簡式相同的有機物，不論以何種比例混合，隻要混和物總質量一定，完全燃燒生成的CO2、H2O及耗O2的量是不變的。恒等于單一成分該質量時産生的CO2、H2O和耗O2量。

24、可使溴水褪色的物質如下，但褪色的原因各自不同：烯、炔等不飽和烴(加成褪色)、苯酚(取代褪色)、乙醇、醛、甲酸、草酸、葡萄糖等(發生氧化褪色)、有機溶劑[CCl4、氯仿、溴苯、CS2(密度大于水)，烴、苯、苯的同系物、酯(密度小于水)]發生了萃取而褪色。

25、能發生銀鏡反應的有：醛、甲酸、甲酸鹽、甲酰铵(HCNH2O)、葡萄溏、果糖、麥芽糖，均可發生銀鏡反應。(也可同Cu(OH)2反應)

計算時的關系式一般為：—CHO —— 2Ag

注意：當銀氨溶液足量時，甲醛的氧化特殊： HCHO —— 4Ag ↓ H2CO3

反應式為：HCHO 4[Ag(NH3)2]OH = (NH4)2CO3 4Ag↓ 6NH3↑ 2H2O

26、膠體的聚沉方法：

(1)加入電解質;

(2)加入電性相反的膠體;

(3)加熱。

常見的膠體：液溶膠：Fe(OH)3、AgI、牛奶、豆漿、粥等;氣溶膠：霧、雲、煙等;固溶膠：有色玻璃、煙水晶等。

27、污染大氣氣體：SO2、CO、NO2、NO，其中SO2、NO2形成酸雨。

28、環境污染：大氣污染、水污染、土壤污染、食品污染、固體廢棄物污染、噪聲污染。工業三廢：廢渣、廢水、廢氣。

29、在室溫(20C。)時溶解度在10克以上——易溶;大于1克的——可溶;小于1克的——微溶;小于0.01克的——難溶。

30、人體含水約占人體質量的2/3。地面淡水總量不到總水量的1%。當今世界三大礦物燃料是：煤、石油、天然氣。石油主要含C、H地元素。

31、生鐵的含C量在：2%——4.3% 鋼的含C量在：0.03%——2% 。粗鹽：是NaCl中含有MgCl2和

CaCl2，因為MgCl2吸水，所以粗鹽易潮解。濃HNO3在空氣中形成白霧。固體NaOH在空氣中易吸水形成溶液。

32、氣體溶解度：在一定的壓強和溫度下，1體積水裡達到飽和狀态時氣體的體積。

33、常見的重要氧化劑、還原劑：

既作氧化劑又作還原劑的有：S、SO32-、HSO3-、H2SO3、SO2、NO2-、Fe2 及含-CHO的有機物

這裡還重點提下幾個化學易錯的知識點：

1、幾元含氧酸，傻傻分不清

多元酸究竟能電離多少個H ，是要看它結構中有多少個羟基，非羟基的氫是不能電離出來的。如亞磷酸(H3PO3)，看上去它有三個H，好像是三元酸，但是它的結構中，是有一個H和一個O分别和中心原子直接相連的，而不構成羟基。構成羟基的O和H隻有兩個。因此H3PO3是二元酸。當然，有的還要考慮别的因素，如路易斯酸H3BO3就不能由此來解釋。

2、酸式鹽溶液呈酸性

表面上看，“酸”式鹽溶液當然呈酸性啦，其實不然。到底酸式鹽呈什麼性，要分情況讨論。如果這是強酸的酸式鹽，因為它電離出了大量的H ，而且陰離子不水解，所以強酸的酸式鹽溶液一定呈酸性。而弱酸的酸式鹽，則要比較它電離出H 的能力和陰離子水解的程度了。如果陰離子的水解程度較大(如NaHCO3)，則溶液呈堿性；反過來，如果陰離子電離出H 的能力較強(如NaH2PO4)，則溶液呈酸性。

3、H2SO4有強氧化性

就這麼說就不對，隻要在前邊加一個“濃”字就對了。濃H2SO4以分子形式存在，它的氧化性體現在整體的分子上，H2SO4中的S 6易得到電子，所以它有強氧化性。而稀H2SO4(或SO42-)的氧化性幾乎沒有(連H2S也氧化不了)，比H2SO3(或SO32-)的氧化性還弱得多。這也體現了低價态非金屬的含氧酸根的氧化性比高價态的強，和HClO與HClO4的酸性強弱比較一樣。所以說H2SO4有強氧化性時必須嚴謹，前面加上“濃”字。

4、寫離子方程式，不考慮反應物之間的反應

從解題速度角度考慮，判斷離子方程式的書寫正誤時，可以“四看”：一看産物是否正确；二看電荷是否守恒；三看拆分是否合理；四看是否符合題目限制的條件。從解題思維的深度考慮，用聯系氧化還原反應、複分解反應等化學原理來綜合判斷産物的成分。中學典型反應：低價态鐵的化合物（氧化物、氫氧化物和鹽）與硝酸反應；鐵單質與硝酸反應； 3鐵的化合物與還原性酸如碘化氫溶液的反應等。

5、忽視混合物分離時對反應順序的限制

混合物的分離和提純對化學反應原理提出的具體要求是：反應要快、加入的過量試劑确保把雜質除盡、選擇的試劑既不能引入新雜質又要易除去。

6、計算反應熱時忽視晶體的結構

計算反應熱時容易忽視晶體的結構，中學常計算共價鍵的原子晶體：1 mol金剛石含2 mol 碳碳鍵，1 mol二氧化矽含4 mol矽氧鍵。分子晶體：1 mol分子所含共價鍵，如1 mol乙烷分子含有6 mol碳氫鍵和1 mol碳碳鍵。

7、對物質的溶解度規律把握不準

物質的溶解度變化規律分三類：第一類，溫度升高，溶解度增大，如氯化鉀、硝酸鉀等；第二類，溫度升高，溶解度增大，但是增加的程度小，如氯化鈉；第三類，溫度升高，溶解度減小，如氣體、氫氧化鈉等，有些學生對氣體的溶解度與溫度的關系理解不清。

（一）教科書

關于教科書，強調所有的教科書，所有的，所有的，所有的（重要的話說三遍）。把書本徹徹底底重新學一遍。這裡包括，記得每個知識點（隻要是出現的包括但不限于實驗的一系列知識，爛熟于心），課後習題以及知識框架。以課本為主線，認真吃透課本，這是學好化學的根本。

（二）課前預習和課後複習

又是老生常談的學習方法，其實最簡單的方法反而是最有效的，前提是你能不能做到。也要承認，高中的學業任務很重，課前預習時間可能不是太多，哪怕粗略看一下課本也是很有必要，預習目的就是找到自己沒有理解的問題，然後上課的時候重點聽講。課後一定要複習，對于化學這個科目複習的建議是：學習結束二十四小時、一周後、一月後、以及考前二十四小時效果最好。

（三）關于問題

1、學會提出問題

學習過程是一個不斷發現問題并在此基礎上不斷解決問題的循環往複的過程。因此，不會提出（發現）問題也就不能主動學習，從而導緻學習水平低下。

發現問題或提出問題是在對事物進行全面觀察的基礎上，通過分析、比較、正向和逆向思維活動來實現的，它具有一定的方法和途徑。下面介紹中學化學學習中常用的一些方法，供大家學習時參考。

方法一：逆向思考，提出問題

這種方法的具體做法是對某些化學事實從反向進行思考，改變某一或某些化學事實的叙述方式，變正向叙述為逆向叙述，從逆向提出問題。例如，在化學變化中常伴随放熱、發光、變色、放出氣體等現象的發生。在學習過程中，我們可以從逆向的角度提出“伴随放熱、發光、變色、放出氣體等現象的發生的反應是否一定為化學變化？”問題。

方法二：覺察異常，發現問題

該方法通過觀察某一事物或某一過程中的“異常點”，從而有針對地提出問題。由于“異常點”中往往隐含許多問題，所以，學習過程中要善于抓住異常之處發現問題。例如，在日常生活中，用容器盛裝固體物質，容器的口總是向上的，而在實驗室制取氨氣時，發生裝置中的試管管口卻是要略微向下傾斜，這是為什麼？

方法三：善于對比，發現問題

化學事實往往既存在着相同之處也存在不同之處，學習過程中要善于對不同的事物或化學事實進行對比，通過比較事物間的不同提出有關問題。氧氣和臭氧均為隻有氧元素組成的單質，那麼，“它們是否屬于同種物質？其性質是否一樣？”同位素和同素異形體之間的聯系與區别是什麼？

方法四：窮追不舍，刨根問底

具有某種屬性的物質往往有多種，而且某種物質通常具有多種屬性（如用途）。課本限于篇幅或其他原因，不可能對有關事物的屬性全部羅列。學習過程中，應學會窮追不舍，發現問題。如，課本中有談到“分子是保持物質化學性質的一種微粒”，這裡說分子僅是保持物質化學性質的一種微粒。那麼，“除了分子之外，還有那些微粒可以保持物質的化學性質呢？”哪些物質是由分子組成的嗎？哪些物質是有原子組成的？哪些物質是有離子組成的？金屬中含有自由電子，那麼金屬是有那些微粒組成的呢？

方法五：聯系實際，發現問題

實際生産生活中存在許多化學現象，其中隐含許多化學知識，學習時，要善于聯系實際，發現問題。如“油庫為何要嚴禁煙火？”“幹燥的夏天為何常見鬼火現象？”等等。

上面介紹五種常見的發現問題或提出問題的途徑，掌握這些途徑，将有助于發現問題。希望大家在學習過程中善于利用以上途徑，經常問一問、想一想，提高學習效率。

2、學會獨立思考

我們一直提倡不懂就問，在學習的時候，肯定會遇到很多問題，但千萬不要一遇到問題馬上就請教别人，先獨立思考一下，真正解決不了再去問，養成獨立思考的好習慣。

3、實在不會再請教老師或同學

（四）筆記和錯題本

我一般上課的時候就先記到課本裡，課後複習整理到活頁本。起到二次記憶。

我國慶回家的時候翻找了我的筆記拍下的：

（不過我還是建議準備活頁本比較好）

錯題本的話，我化學沒有整理。更多精力會把錯題補充到知識點框架裡。

（五）刷題

無論什麼科目都需要刷題，對，沒錯，你說語文？我告訴你語文也需要！

但刷題你要明白，你要的是質而不是量。刷題，要把每道題都消化，要弄懂，才算真的刷題。

最後，不管什麼時候情況，請要相信你能學好化學。它真的不難，隻是知識瑣碎，你隻要理清，比生物，物理都還要簡單。

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