1、2012 高考化学知识规律归纳一、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 H2 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
2、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 3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 22FeCl2Cl 2 2F
3、eCl3 4Fe(OH) 2 O2 2H2O Fe(OH) 32Na2SO3 O2 2Na2SO4(3)化合物 1 化合物 2 化合物 3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2Na 2H2O 2NaOH H2 3Fe 4H 2O F
4、e3O4 4H2F2 2H2O 4HF O2 Cl2 H2S S 2HCl2H2S O2 2S 2H2O 2C SiO 2 Si 2CO2Mg CO 2 2MgO C 2Al Fe2O3 2Fe Al2O3C H 2O CO H2 3Cl2 2NH 3 N2 6HClSi 4HF SiF4 2H24.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： 酸 碱 盐 水( 中和反应)酸 盐 新酸 新盐碱 盐 新碱 新盐盐 盐 两种新盐碱性氧化物酸 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
5、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 2FeI2 I2 6H2O2Fe(OH)2 10HNO3（稀) 3Fe(NO3)3 NO 8H2O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：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 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 i
6、i)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：复分解 双水解 氧化还原 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、还原剂氧化剂 还原剂活泼非金属单质：X 2、O 2、S 活泼金属单质：Na、Mg 、Al 、Zn、Fe某些非金属单质： C、H2、S高价金属离子：Fe 3+、Sn 4+不活泼金属离子：Cu 2+、Ag + 其它：Ag(NH 3)2 +、新制 Cu(OH)2低价金属离子：Fe 2+、Sn 2+非金属的阴离子及其化合物：S2-、H 2S、I -、H
7、I、NH 3、Cl -、HCl 、Br -、HBr含氧化合物：NO2、N 2O5、MnO 2、Na 2O2、H 2O2 、HClO、HNO3、浓 H2SO4、NaClO、Ca(ClO)2、KClO 3、KMnO4、王水低价含氧化合物：CO、SO 2、H 2SO3、Na 2SO3、 Na2S2O3、NaNO2、H2C2O4、含-CHO 的有机物： 醛、甲酸、甲酸盐、甲酸某酯、葡萄糖、麦芽糖等既可作氧化剂又可作还原剂的有：S、SO 32-、HSO 3-、H 2SO3、SO 2、NO 2-、Fe 2+等，及含-CHO 的有机物四、总结 在酸性介质中的反应，生成物中可以有 H+、H 2O，但不能有 O
8、H -；在碱性介质中的反应，生成物中无 H+；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 现把 H+、OH -、H 2O 在不同条件下的相互关系列于下表：条 件 反应物中余 O 反应物中缺 O酸性溶液 O + 2H+ H 2O H2O O + 2H +近中性溶液 O + H2O 2OH - H2O O + 2H +碱性溶液 O + H2O 2OH - 2OH - O + H 2O五、物质内发生的氧化还原反应反应类型 实 例同一物质不同元素的原子间光 2 2 2 或 热光 l l 加 热n 2n n g g l l 同一物质同一元素不同价态
9、原子间 a 2 a 2 2同一物质同一元素同一价态原子间（歧化反应）l 2a NaClal a 2 a a a a(电炉) Ca i i 浓硫酸 六、反应条件对氧化还原反应的影响. 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 3H 2O5Cl-ClO 3-6H +3Cl 23H 2OS2-、SO 32-，Cl -、ClO 3-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.3Fe 2+NO 3-4H +3Fe 3+ NO2H 2O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
10、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+、Al 3+、Zn 2+、Cu 2+、NH 4+、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-、SO 32-、S 2-、PO 43-、 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
11、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：HSO 3-、HCO 3-、HS -、H 2PO4-、HPO 42-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：Ba 2+、Ca 2+与 CO32-、 SO32-、PO 43-、SO 42-等；Ag +与 Cl-、Br -、I - 等；Ca 2+与 F-，C 2O42- 等5若阴、阳离子发生双水解反应，则不能大量共存.如：Al 3+与 HCO3-、CO 32-、HS -、S 2-、AlO 2-、ClO -、SiO 32-等Fe3+与 HCO3-、CO 32-、AlO 2-、ClO -、SiO
12、32-、C 6H5O-等；NH 4+与 AlO2-、SiO 32-、ClO -、CO 32-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：Fe 3+与 I-、S 2-；MnO 4-（H +）与 I-、Br -、Cl -、S 2-、SO 32-、Fe 2+等；NO 3-（H +）与上述阴离子；S2-、SO 32-、H + 7因络合反应或其它反应而不能大量共存如：Fe 3+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：Fe 2O3 与氢碘酸：Fe 2O36H +2 Fe3+3
13、H 2O 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：FeCl 2 溶液中通 Cl2 ：Fe 2+Cl 2Fe 3+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 -HIH 2OI -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 -Cl 2错因：强酸制得强碱(5)忽视一种物质中阴、阳离子配比.如：H 2SO4 溶液加入 Ba(OH)2 溶液:Ba 2+OH -H +SO 42-BaSO 4H 2O正确
14、：Ba 2+2OH - 2H+SO 42-BaSO 42H 2O(6)“” “ ”“” “”符号运用不当如：Al 3+3H 2OAl(OH) 33H +注意：盐的水解一般是可逆的， Al(OH)3 量少，故不能打“”九、判断金属性或非金属性的强弱 金属性强弱 非金属性强弱最高价氧化物水化物碱性强弱 最高价氧化物水化物酸性强弱 与水或酸反应，置换出 H2 的易难 与 H2 化合的易难及生成氢化物稳定性 活泼金属能从盐溶液中置换出不活泼金属 活泼非金属单质能置换出较不活泼非金属单质 阳离子氧化性强的为不活泼金属，氧化性弱的为活泼金属阴离子还原性强的为非金属性弱，还原性弱的为非金属性强原电池中负极为
15、活泼金属，正极为不活泼金属将金属氧化成高价的为非金属性强的单质，氧化成低价的为非金属性弱的单质电解时，在阴极先析出的为不活泼金属 电解时，在阳极先产生的为非金属性弱的单质十、比较微粒半径的大小 无论是原子还是离子（简单）半径，一般由原子核对核外电子的吸引力及电子间的排斥力的相对大小来决定.故比较微粒半径大小时只需考虑核电荷数、核外电子排斥情况.具体规律小结如下： 1. 核电荷数相同的微粒，电子数越多，则半径越大.即同种元素： 阳离子半径原子半径阴离子半径 如:H +H H -; FeFe 2+ Fe 3+ ；Na + Na；Cl Cl - 2. 电子数相同的微粒，核电荷数越多则半径越小即具有相
16、同电子层结构的微粒， 核电荷数越大，则半径越小如： (1)与 He 电子层结构相同的微粒: H-Li +Be 2+ (2)与 Ne 电子层结构相同的微粒： O2-F -Na +Mg 2+Al 3+ (3)与 Ar 电子层结构相同的微粒 : S2-Cl -K +Ca 2+ 3. 电子数和核电荷数都不同的微粒： (1)同主族的元素,无论是金属还是非金属,无论是原子半径还是离子半径从上到下递增 . (2)同周期: 原子半径从左到右递减.如 NaCl (3)同周期元素的离子半径比较时要把阴阳离子分开. 同周期非金属元素形成的阴离子半径大于金属元素形成的阳离子半径.如 Na+Cl - 如：第三周期 ,原
17、子半径最小的是 Cl, 离子半径最小的是 Al3+ (4)如既不是同周期,又不是同主族,比较原子半径时,要寻找到合适的中间者 . 如 Ge、P、O 的半径大小比较， 可找出它们在周期表中的位置 ，（ ）中元素为中间者. （N ） O 十一、物质结构： （Si） P 因为 GeSiP N O,故 GePOGe 分子的空间构型与键的极性和分子的极性4、价电子对、键角与分子的构型：(二)如何比较物质的熔、沸点 1.由晶体结构来确定.首先分析物质所属的晶体类型,其次抓住决定同一类晶体熔、沸点高 低的决定因素. 一般规律:原子晶体离子晶体分子晶体 如:SiO 2NaClCO 2(干冰) 同属原子晶体，一
18、般键长越短，键能越大，共价键越牢固，晶体的熔、沸点越高. 如:金刚石金刚砂晶体硅 同类型的离子晶体,离子电荷数越大,阴、阳离子核间距越小,则离子键越牢固,晶体的 熔、沸点一般越高. 如:MgONaCl 分子组成和结构相似的分子晶体,一般分子量越大,分子间作用力越强,晶体熔、沸点越高. 如:F 2Cl 2Br 2I 2 金属晶体:金属原子的价电子数越多,原子半径越小,金属键越强,熔、沸点越高. 如:NaMg Al 2.根据物质在同条件下的状态不同. 一般熔、沸点:固液气. 如果常温下即为气态或液态的物质,其晶体应属分子晶体(Hg 除外). 如惰性气体,虽然构成物质的微粒为原子,但应看作为单原子分
19、子.因为相互间的作用为范德华力,而并非共价键. 十二、化学平衡的概念 一定条件下的可逆反应里，正反应速率和逆反应速率相等，反应混合物中各组成成分的百分含量保持不变，这一状态称作化学平衡状态. 若有 1mol NN 键断裂,则有 6mol N-H 键断裂(其它与上述相似 ) 注意 对象 词性 同种(侧)物质 相反 异侧物质 相同 2百分含量不变标志 正因为 v 正 v 逆 0，所以同一瞬间同一物质的生成量等于消耗量.总的结果是混合体系中各组成成分的物质的量、质量、物质的量浓度、各成分的百分含量、转化率等不随时间变化而改变. 3对于有气体参与的可逆反应 十三、无机反应中的特征反应1与碱反应产生气体（1）（2）铵盐： OHNH234 碱2与酸反应产生气体（1）（2） 23232323SOHSOCC化 合 物3Na 2S2O3 与酸反应既产生沉淀又产生气体： S2O32-+2H+=S+SO 2+H 2O4与水反应产生气体（1）单质 2322SiaaSi AlAliOH、单 质 2224234342 NSNOHHNOSCl 、 、非 金 属 、金 属单 质 浓浓浓浓浓224FFaNa222332 3226HCOaHCaSAlSAl NMgg
