高中化学重要的基础知识小结

　　化学是一门实用性很强的自然基础学科，很多高中生认为化学这门学科涉及的知识面广，很难在短时间内提高成绩，那么高中有哪些化学知识呢?下面是百分网小编为大家整理的高中化学必备的知识，希望对大家有用!

高中化学重要的基础知识小结

　　高中化学易错知识

　　一、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同的分子数。即“三同”定“一同”。

　　2.推论

　　(1)同温同压下，V1/V2=n1/n2

　　(2)同温同体积时，p1/p2=n1/n2=N1/N2

　　(3)同温同压等质量时，V1/V2=M2/M1

　　(4)同温同压同体积时，M1/M2=ρ1/ρ2

　　注意：

　　①阿伏加德罗定律也适用于不反应的混合气体。

　　②使用气态方程PV=nRT有助于理解上述推论。

　　3.阿伏加德罗常数这类题的解法

　　①状况条件：考查气体时经常给非标准状况如常温常压下，1.01×105Pa、25℃时等。

　　②物质状态：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)时常涉及希有气体He、Ne等为单原子组成和胶体粒子，Cl2、N2、O2、H2为双原子分子等。晶体结构：P4、金刚石、石墨、二氧化硅等结构。

　　二、离子共存

　　1.由于发生复分解反应，离子不能大量共存。

　　(1)有气体产生。

　　如CO32-、SO32-、S2-、HCO3-、HSO3-、HS-等易挥发的弱酸的酸根与H+不能大量共存。

　　(2)有沉淀生成。

　　如Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能与SO42-、CO32-等大量共存;Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能与OH-大量共存;Pb2+与Cl-，Fe2+与S2-、Ca2+与PO43-、Ag+与I-不能大量共存。

　　(3)有弱电解质生成。

　　如OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、CN-、C17H35COO-、等与H+不能大量共存;一些酸式弱酸根如HCO3-、HPO42-、HS-、H2PO4-、HSO3-不能与OH-大量共存;NH4+与OH-不能大量共存。

　　(4)一些容易发生水解的离子，在溶液中的存在是有条件的。

　　如AlO2-、S2-、CO32-、C6H5O-等必须在碱性条件下才能在溶液中存在;如Fe3+、Al3+等必须在酸性条件下才能在溶液中存在。这两类离子不能同时存在在同一溶液中，即离子间能发生“双水解”反应。如3AlO2-+3Al3++6H2O=4Al(OH)3↓等。

　　2.由于发生氧化还原反应，离子不能大量共存。

　　(1)具有较强还原性的离子不能与具有较强氧化性的离子大量共存。如S2-、HS-、SO32-、I-和Fe3+不能大量共存。

　　(2)在酸性或碱性的介质中由于发生氧化还原反应而不能大量共存。如MnO4-、Cr2O7-、NO3-、ClO-与S2-、HS-、SO32-、HSO3-、I-、Fe2+等不能大量共存;SO32-和S2-在碱性条件下可以共存，但在酸性条件下则由于发生2S2-+SO32-+6H+=3S↓+3H2O反应不能共在。H+与S2O32-不能大量共存。

　　3.能水解的阳离子跟能水解的阴离子在水溶液中不能大量共存(双水解)。

　　例：Al3+和HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-等;Fe3+与CO32-、HCO3-、AlO2-、ClO-等不能大量共存。

　　4.溶液中能发生络合反应的离子不能大量共存。

　　如Fe3+与SCN-不能大量共存;

　　5.审题时应注意题中给出的附加条件。

　　①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-=1×10-10mol/L的溶液等。

　　②有色离子MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+。

　　③MnO4-,NO3-等在酸性条件下具有强氧化性。

　　④S2O32-在酸性条件下发生氧化还原反应：S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O

　　⑤注意题目要求“大量共存”还是“不能大量共存”。

　　6.审题时还应特别注意以下几点：

　　(1)注意溶液的酸性对离子间发生氧化还原反应的影响。如：Fe2+与NO3-能共存，但在强酸性条件下(即Fe2+、NO3-、H+相遇)不能共存;MnO4-与Cl-在强酸性条件下也不能共存;S2-与SO32-在钠、钾盐时可共存，但在酸性条件下则不能共存。

　　(2)酸式盐的含氢弱酸根离子不能与强碱(OH-)、强酸(H+)共存。

　　如HCO3-+OH-=CO32-+H2O(HCO3-遇碱时进一步电离);HCO3-+H+=CO2↑+H2O

　　三、离子方程式书写的基本规律要求

　　(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。

　　高中化学选修四知识

　　盐类的水解(只有可溶于水的盐才水解)

　　1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的.离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。

　　2、水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离。

　　3、盐类水解规律：

　　①有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解;谁强显谁性，两弱都水解，同强显中性。

　　②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。(如:Na2CO3 >NaHCO3)

　　4、盐类水解的特点：

　　(1)可逆(与中和反应互逆)

　　(2)程度小

　　(3)吸热

　　5、影响盐类水解的外界因素：

　　①温度：温度越高水解程度越大(水解吸热，越热越水解)

　　②浓度：浓度越小，水解程度越大(越稀越水解)

　　③酸碱：促进或抑制盐的水解(H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解;OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解)

　　6、酸式盐溶液的酸碱性：

　　①只电离不水解：如HSO4-显酸性

　　②电离程度>水解程度，显酸性(如: HSO3- 、H2PO4-)

　　③水解程度>电离程度，显碱性(如：HCO3- 、HS- 、HPO42-)

　　7、双水解反应：

　　(1)构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。

　　(2)常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-);S2-与NH4+;CO32-(HCO3-)与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑

　　8、盐类水解的应用：

　　9、水解平衡常数(Kh)

　　对于强碱弱酸盐：Kh =Kw/Ka(Kw为该温度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数)

　　对于强酸弱碱盐：Kh =Kw/Kb(Kw为该温度下水的离子积，Kb为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数)

　　电离、水解方程式的书写原则

　　1、多元弱酸(多元弱酸盐)的电离(水解)的书写原则：分步书写。注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。

　　2、多元弱碱(多元弱碱盐)的电离(水解)书写原则：一步书写