《高中化學》(高中化學)

1.高中化學基礎知識

羧酸，如：CH3COOH+NaOH--->CH3COONa+H2O（中和反應）

酯，如：CH3COOC2H5+NaOH--->CH3COONa+C2H5OH（堿性水解反應）

酚，如：C6H5OH+NaOH--->C6H5ONa+H2O（類似于酸堿中和反應）

鹵代烴，

CH3Cl+NaOH--->CH3OH+NaCl（堿性水解，反應條件：與NaOH水溶液共熱）

CH3CH2Cl+NaOH--->CH2=CH2+NaCl+H2O（消去反應，反應條件：與NaOH醇溶液共熱）

2.高中化學基礎知識

雙水解：

當弱酸的酸根與弱堿的陽離子同時存在于水溶液中時，弱酸的酸根水解生成的氫氧根離子與弱堿的陽離子水解生成的氫離子反應生成水而使兩種離子的水解平衡向水解方向移動而互相促進水解，而水解完全。

例如：泡沫滅火器中的主要化學物質是碳酸氫鈉與硫酸鋁，互相促進水解生成二氧化碳氣體和氫氧化鋁沉淀，從而產(chǎn)生大量的泡沫。

3(HCO3-)+(Al3+)= 3CO2↑ +Al(OH)3↓

絡合物：（什么時候高中竟然要學絡合物呀？你是學奧化班了？）

絡合物通常指含有絡離子的化合物，例如絡鹽[Ag(NH3)2]Cl、絡酸H2[PtCl6]、絡堿[Cu(NH3)4](OH)2等；也指不帶電荷的絡合分子，例如[Fe(SCN)3]、[Co(NH3)3Cl3]等。配合物又稱絡合物。

絡離子是由一種離子跟一種分子，或由兩種不同離子所形成的一類復雜離子。

絡合物一般由內(nèi)界（絡離子）和外界兩部分組成。內(nèi)界由中心離子（如Fe2+、Fe3+、Cu2+、Ag+等）作核心跟配位體（如H2O、NH3、CN-SCN-、Cl-等）結合在一起構成。一個中心離子結合的配位體的總數(shù)稱為中心離子的配位數(shù)。

一元酸：

是一個酸分子只能電離出一個H+離子，如HCl

“元”指的是對應的官能團，幾“元”指的就是幾個相對應的官能團。因此判斷幾元就必須判斷有幾個對應的官能團。例如

對于無機無氧酸HCl,HF,H2S等就看氫原子個數(shù)；

對于無機含氧酸H2SO4,HNO3,HClO3,H3PO4,H2SiO3,H2CO3等則要看-OH的個數(shù)，光看氫原子的個數(shù)是不準確的。比如H3PO4是二元酸，H2SO4是二元酸

3.本人高分求高中化學基礎知識復習提綱.

一、幾個常見的熱點問題 1.阿伏加德羅常數(shù) （1）條件問題：常溫、常壓下氣體摩爾體積增大，不能使用22.4 L/mol。

(2)狀態(tài)問題：標準狀況時，H2O、N2O4、碳原子數(shù)大于4的烴為液態(tài)或固態(tài)；SO3、P2O5等為固態(tài)，不能使用22.4 L/mol。 (3)特殊物質的摩爾質量及微粒數(shù)目。

（4）某些特定組合物質分子中的原子個數(shù)。 （5）某些物質中的化學鍵數(shù)目。

（6）某些特殊反應中的電子轉移數(shù)目。 （7）電解質溶液中因微粒的電離或水解造成微粒數(shù)目的變化；弱電解質CH3COOH、HClO等因部分電離，而使溶液中CH3COOH、HClO濃度減小；Fe3+、Al3+、CO32–、CH3COO–等因發(fā)生水解使該種粒子數(shù)目減少；Fe3+、Al3+、CO32–等因發(fā)生水解反應而使溶液中陽離子或陰離子總數(shù)增多等。

（8）由于生成小分子的聚集體使溶液中的微粒數(shù)減少：如1 mol Fe3+形成Fe(OH)3膠體時，微粒數(shù)目少于1 mol。 (9)此外，還應注意由物質的量濃度計算微粒時，是否告知了溶液的體積；計算的是溶質所含分子數(shù)，還是溶液中的所有分子數(shù)；某些微粒的電子數(shù)計算時應區(qū)分是微粒所含的電子總數(shù)還是價電子數(shù)，并注意微粒的帶電情況。

2.離子共存問題 （1）弱堿陽離子只存在于酸性較強的溶液中 （2）弱酸陰離子只存在于堿性溶液中。 （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。

它們遇強酸會生成弱酸分子；遇強堿會生成正鹽和水。 （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。

（5）若陰、陽離子發(fā)生雙水解反應，則不能大量共存。 （6）若陰、陽離子能發(fā)生氧化還原反應則不能大量共存。

（7）因絡合反應或其它反應而不能大量共存。 （8）此外，還有與Al反應反應產(chǎn)生氫氣的溶液；水電離出的c(H+)=10–13 mol/L等。

3.熱化學方程式 （1）△H=生成物總能量-反應物總能量 =反應物中的總鍵能-生成物中的總鍵能 注意：①同一熱化學方程式用不同計量系數(shù)表示時，△H值不同；②熱化學方程式中計量系數(shù)表示物質的量；③能量與物質的凝聚狀態(tài)有關，熱化學方程式中需標明物質的狀態(tài)；④△H中用“+”表示吸熱；用“-”表示放熱；⑤計算1 mol物質中所含化學鍵數(shù)目時，應首先區(qū)分晶體類型，分子晶體應看其分子結構，原子晶體應看其晶體結構，特別注意化學鍵的共用情況；⑥在表示可燃物燃燒熱的熱化學方程式中，可燃物前系數(shù)為1，并注意生成的水為液態(tài)。 （2）物質分子所含化學鍵的鍵能越大，則成鍵時放出的能量越多，物質本身的能量越低，分子越穩(wěn)定。

（3）蓋斯定律：一定條件下，某化學反應無論是一步完成還是分幾步完成，反應的熱效應相同。即反應熱只與反應的始態(tài)和終態(tài)有關，而與反應所經(jīng)歷的途徑無關。

4.元素周期率與元素周期表 （1）判斷金屬性或非金屬性的強弱 金屬性強弱 非金屬性強弱 ①最高價氧化物水化物堿性強弱 ①最高價氧化物水化物酸性強弱 ②與水或酸反應，置換出H2的易難 ②與H2化合的易難或生成氫化物穩(wěn)定性 ③活潑金屬能從鹽溶液中置換出不活潑金屬 ③活潑非金屬單質能置換出較不活潑非金屬單質 （2）比較微粒半徑的大小 ①核電荷數(shù)相同的微粒，電子數(shù)越多，則半徑越大：陽離子半徑Li+>Be2+ ② 與Ne電子層結構相同的微粒：O2–>F–>Na+>Mg2+>Al3+ ③ 與Ar電子層結構相同的微粒： S2–>Cl–>K+>Ca2+ ③電子數(shù)和核電荷數(shù)都不同的微粒 同主族：無論是金屬還是非金屬，無論是原子半徑還是離子半徑從上到下遞增。 同周期：原子半徑從左到右遞減。

同周期元素的離子半徑比較時要把陰陽離子分開。同周期非金屬元素形成的陰離子半徑大于金屬元素形成的陽離子半徑。

（3）元素周期結構 （4）位、構、性間關系。 二、無機框圖中的題眼 1.中學化學中的顏色 （1）焰色反應：Na+（黃色）、K+（紫色，透過藍色鈷玻璃） （2）有色溶液：Fe2+（淺綠色）、Fe3+（黃色）、Cu2+（藍色）、MnO4–（紫紅色）、Fe(SCN)3（血紅色） （3）有色固體：紅色：Cu、Cu2O、Fe2O3；紅褐色固體：Fe(OH)3；藍色固體：Cu(OH)2；黑色固體：CuO、FeO、FeS、CuS、PbS；淺黃色固體：S、Na2O2、AgBr；黃色固體：AgI、Ag3PO4（可溶于稀硝酸）；白色固體：Fe(OH)2等。

（4）反應中的顏色變化 ① Fe2+與OH–反應：產(chǎn)生白色絮狀沉淀，迅速轉變成灰綠色，最后變成紅褐色。 ② I2遇淀粉溶液：溶液呈藍色。

③ 苯酚中加過量濃溴水：產(chǎn)生白色沉淀。 ④ 苯酚中加FeCl3溶液：溶液呈紫色。

⑤ Fe3+與SCN–：溶液呈血紅色。 ⑥ 蛋白質溶液與濃硝酸：出現(xiàn)黃色渾濁。

2.中學化學中的氣體 （1）常見氣體單質：H2、N2、O2、Cl2 (2)有顏色的氣體：Cl2（黃綠色）、溴蒸氣（紅棕色）、NO2（紅棕色）。 （3）易液化的氣體：NH3、Cl2、SO2。

(4)有毒的氣體：F2、O3、HF、Cl2、H2S。 (5)極易溶于水的氣體：NH3、HCl、HBr；易溶于水的氣體：NO2、SO2；能溶于水的氣體：CO2、Cl2。

(6)具有漂白性的氣體：Cl2、O3、SO2。 注意：Cl2（潮濕）、O3因強氧化性而漂白；SO2因與有色物質化合生成不穩(wěn)定無色物質而漂白；焦碳因多孔結構，吸附有色物質而漂白。

（7）能使石蕊試液先變紅后褪色的氣體為：Cl2。 (8)能使品紅溶液褪色的氣。

4.高中化學基礎知識提綱

非常重要的一些：物質的量（n）是表示含有一定數(shù)目粒子的集體的物理量。

摩爾質量（M） ：單位物質的量的物質所具有的質量叫摩爾質量氣體摩爾體積（Vm）：單位物質的量的氣體所占的體積叫做氣體摩爾體積物質的量濃度. ：以單位體積溶液里所含溶質B的物質的量來表示溶液組成的物理量，叫做溶質B的物質的濃度氧化還原反應：反應中有電子轉移（得失或偏移）的反應 電解質：在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導電的化合物，叫電解質。 選修4：化學反應速率 定義：化學反應速率是用來衡量化學反應進行的快慢程度的，通常用單位時間內(nèi)反應物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示。

化學平衡定義：在一定條件下，可逆反應中正反應速率與逆反應速率相等，反應混合物中各組成成分的含量保持不變的狀態(tài)，叫做化學平衡狀態(tài)。 活化分子：具有的能量比反應所需能量高的反應物分子活化能：反應所需能量與反應物分子所具有的平均能量的差值有效碰撞：活化分子所發(fā)生的能夠引起化學反應的碰撞燃燒熱 定義：在101kPa時，1mol物質完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物時所放出的熱量，叫做該物質的燃燒熱。

中和熱：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應而生成1molH2O，這時的反應熱叫做中和熱 選修5有機化合物定義：有機化合物就是含碳化合物烴：僅含碳和氫兩種元素的有機物 烴的衍生物：除碳和氫兩種元素外，還含有其它元素的有機物取代反應：有機物分子里的某些原子或原子團被其他原子或原子團所代替的反應同系物 結構相似，在分子組成上相差一個或若干個CH2原子團的物質互相稱為同系物 同分異構：化合物具有相同的分子式，但具有不同的結構式的現(xiàn)象，叫做同分異構現(xiàn)象。具有同分異構現(xiàn)象的化合物互稱為同分異構體。

其他：電子層 定義：根據(jù)電子的能量差異和通常運動區(qū)域離核遠近的不同，將核外電子分成不同的電子層。核素 具有一定數(shù)目質子和一定數(shù)目中子的一種原子。

同位素 同一元素的不同核素之間互稱為同位素。電解：使電流通過電解質溶液而在陰、陽兩極上引起氧化還原反應的過程叫做電解。

電解池：電能轉變?yōu)榛瘜W能的裝置叫做電解池或電解槽 。 高中化學基本概念一、幾個常見的熱點問題 1.阿伏加德羅常數(shù) （1）條件問題：常溫、常壓下氣體摩爾體積增大，不能使用22.4 L/mol。

(2)狀態(tài)問題：標準狀況時，H2O、N2O4、碳原子數(shù)大于4的烴為液態(tài)或固態(tài)；SO3、P2O5等為固態(tài)，不能使用22.4 L/mol。 (3)特殊物質的摩爾質量及微粒數(shù)目：如D2O、18O2、H37Cl等。

（4）某些特定組合物質分子中的原子個數(shù)：如Ne、O3、P4等。 （5）某些物質中的化學鍵數(shù)目：如白磷（31 g白磷含1.5 mol P-P鍵）、金剛石（12 g金剛石含2 mol C-C鍵）、晶體硅及晶體SiO2(60 g二氧化硅晶體含4 mol Si-O鍵)、Cn(1 mol Cn含n mol單鍵，n/2 mol 雙鍵)等。

（6）某些特殊反應中的電子轉移數(shù)目：如Na2O2與H2O、CO2的反應（1 mol Na2O2轉移1 mol電子；Cl2與H2O、NaOH的反應（1 mol Cl2轉移1 mol電子。若1 mol Cl2作氧化劑，則轉移2 mol電子）；Cu與硫的反應（1 mol Cu反應轉移1 mol電子或1 mol S反應轉移2 mol電子）等。

（7）電解質溶液中因微粒的電離或水解造成微粒數(shù)目的變化：如強電解質HCl、HNO3等因完全電離，不存在電解質分子；弱電解質CH3COOH、HClO等因部分電離，而使溶液中CH3COOH、HClO濃度減小；Fe3+、Al3+、CO32–、CH3COO–等因發(fā)生水解使該種粒子數(shù)目減少；Fe3+、Al3+、CO32–等因發(fā)生水解反應而使溶液中陽離子或陰離子總數(shù)增多等。 （8）由于生成小分子的聚集體（膠體）使溶液中的微粒數(shù)減少：如1 mol Fe3+形成Fe(OH)3膠體時，微粒數(shù)目少于1 mol。

(9)此外，還應注意由物質的量濃度計算微粒時，是否告知了溶液的體積；計算的是溶質所含分子數(shù)，還是溶液中的所有分子（應考慮溶劑水）數(shù)；某些微粒的電子數(shù)計算時應區(qū)分是微粒所含的電子總數(shù)還是價電子數(shù)，并注意微粒的帶電情況（加上所帶負電荷總數(shù)或減去所帶正電荷總數(shù)）。 2.離子共存問題 （1）弱堿陽離子只存在于酸性較強的溶液中：Fe3+、Al3+、Zn2+、Cu2+、NH4+、Ag+ 等均與OH–不能大量共存。

（2）弱酸陰離子只存在于堿性溶液中：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–）會生成正鹽和水：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：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(fā)生雙水解反應，則不能大量共存：Al3+與HCO3–、CO32–、HS–、S2–、AlO2–等；Fe3+與HCO3–、CO32–、AlO2–等。 （6）若陰、陽離子能發(fā)生氧化還原反應則不能大量共存：Fe3+與I–、S2–；MnO4–（H+）與I–、Br–、Cl–、S2–、SO32–、Fe2+等；NO3–（H+）與I–、S2–、SO32–、Fe2+等；ClO–與I–、S2–、SO32–等。

（7）因絡合反應或其它反應而不能大量共存：Fe3+與。

5.高中化學基礎知識總結

必修一1、蛋白質的基本單位_氨基酸，其基本組成元素是C、H、O、N2、氨基酸的結構通式：R 肽鍵：—NH—CO—︳ NH2—C—COOH ︱ H3、肽鍵數(shù)=脫去的水分子數(shù)=_氨基酸數(shù)—肽鏈數(shù)4、多肽分子量=氨基酸分子量x氨基酸數(shù)—x水分子數(shù)185、核酸種類DNA：和RNA；基本組成元素：C、H、O、N、P6、DNA的基本組成單位：脫氧核苷酸；RNA的基本組成單位：核糖核苷酸7、核苷酸的組成包括：1分子磷酸、1分子五碳糖、1分子含氮堿基。

8、DNA主要存在于中細胞核，含有的堿基為A、G、C、T;RNA主要存在于中細胞質，含有的堿基為A、G、C、U;9、細胞的主要能源物質是糖類，直接能源物質是ATP。10、葡萄糖、果糖、核糖屬于單糖； 蔗糖、麥芽糖、乳糖屬于二糖； 淀粉、纖維素、糖原屬于多糖。

11、脂質包括：脂肪、磷脂和固醇。12、大量元素：C、H、O、N、P、S、K、Ca、Mg(9種) 微量元素：Fe、Mn、B、Zn、Cu、Mo(6種) 基本元素：C、H、O、N(4種) 最基本元素：C(1種) 主要元素：C、H、O、N、P、S(6種)13、水在細胞中存在形式：自由水、結合水。

14、細胞中含有最多的化合物：水。15、血紅蛋白中的無機鹽是：Fe2+，葉綠素中的無機鹽是：Mg2+16、被多數(shù)學者接受的細胞膜模型叫流動鑲嵌模型17、細胞膜的成分：蛋白質、脂質和少量糖類。

細胞膜的基本骨架是磷脂雙分子層。18、細胞膜的結構特點是：具有流動性；功能特點是：具有選擇透過性。

19、具有雙層膜的細胞器：線粒體、葉綠體； 不具膜結構的細胞器：核糖體、中心體； 有“動力車間”之稱的細胞器是線粒體； 有“養(yǎng)料制造車間”和“能量轉換站”之稱的是葉綠體； 有“生產(chǎn)蛋白質的機器”之稱的是核糖體； 有“消化車間”之稱的是溶酶體； 存在于動物和某些低等植物體內(nèi)、與動物細胞有絲分裂有關的細胞器是中心體。 與植物細胞細胞壁形成有關、與動物細胞分泌蛋白質有關的細胞器是高爾基體。

20、細胞核的結構包括：核膜、染色質和核仁。 細胞核的功能：是遺傳物質貯存和復制的場所，是細胞代謝和遺傳的控制中心。

21、原核細胞和真核細胞最主要的區(qū)別：有無以核膜為界限的、細胞核22、物質從高濃度到低濃度的跨膜運輸方式是：自由擴散和協(xié)助擴散；需要載體的運輸方式是：協(xié)助擴散和主動運輸；需要消耗能量的運輸方式是：主動運輸23、酶的化學本質：多數(shù)是蛋白質，少數(shù)是RNA。24、酶的特性：高效性、專一性、作用條件溫和。

25、ATP的名稱是三磷酸腺苷，結構式是：A—P~P~P。ATP是各項生命活動的直接能源，被稱為能量“通貨”。

26、ATP與ADP相互轉化的反應式：ATP 酶 ADP+ Pi +能量27、動物細胞合成ATP，所需能量來自于作用呼吸； 植物細胞合成ATP，所需能量來自于光合作用和呼吸作用28、葉片中的色素包括兩類：葉綠素和類胡蘿卜素。前者又包括葉綠素a和葉綠素b，后者包括胡蘿卜素和葉黃素。

以上四種色素分布在葉綠體的類囊體薄膜上。29、葉綠素主要吸收藍紫光和紅光，類胡蘿卜素主要吸收藍紫光。

因此藍紫光和紅光的光合效率較高。30、光合作用的反應式：見必修一P 10331、光合作用釋放出的氧氣，其氧原子來自于水。

32、在綠葉色素的提取和分離實驗中，無水乙醇作用是溶解色素，二氧化硅作用是使研磨充分，碳酸鈣作用是防止色素受到破壞。33、層析液不能沒及濾液細線，是為了防止濾液細線上的色素溶解到層析液中，導致實驗失敗。

34、色素分離后的濾紙條上，色素帶從上到下的順序是：胡蘿卜素、葉黃素、葉綠素a、葉綠素b。35、光合作用包括兩個階段：光反應和暗反應。

前者的場所是類囊體薄膜，后者的場所是葉綠體基質。36、光反應為暗反應提供[ H ]和ATP。

37、有氧呼吸反應式：見必修一P 9338、無氧呼吸的兩個反應式：見必修一P 95,39、有絲分裂的主要特征：染色體和紡錘體的出現(xiàn)，然后染色體平均分配到兩個子細胞中。40、細胞分化的原因：基因的選擇性表達41、檢測還原糖用斐林試劑，其由0.1g/ml的NaOH溶液和0.05g/ml的CuSO4溶液組成，與還原糖發(fā)生反應生成磚紅色沉淀。

使用時注意現(xiàn)配現(xiàn)用。42、鑒定生物組織中的脂肪可用蘇丹Ⅲ染液和蘇丹Ⅳ染液。

前者將脂肪染成橘黃色，后者染成紅色。43、鑒定生物組織中的蛋白質可用雙縮脲試劑。

使用時先加NaOH溶液，后加2~3滴CuSO4溶液。反應生成紫色絡合物。

44、給染色體染色常用的染色劑是龍膽紫或醋酸洋紅溶液。45、“觀察DNA和RNA在細胞中的分布”中，用甲基綠和吡羅紅兩種染色劑染色，DNA被染成綠色，RNA被染成紅色。

46、原生質層包括：細胞膜、液泡膜以及這兩層膜之間的細胞質。47、健那綠染液是專一性染線粒體的活細胞染料，可以使活細胞中線粒體呈現(xiàn)藍綠色。

48、在分泌蛋白的合成、加工、運輸和分泌過程中，有關的細胞器包括：核糖體、內(nèi)質網(wǎng)、高爾基體、線粒體。49、氨基酸形成肽鏈，要通過脫水縮合的方式。

50、當外界溶液濃度大于細胞液濃度時，植物細胞發(fā)生質壁分離現(xiàn)象；當外界溶液濃度小于細胞液濃度時，植物細胞發(fā)生質壁分離后的復原現(xiàn)象。51、細胞膜和其他生物膜都是選擇透過性。

6.誰有歸納高中化學基礎知識

Ⅰ、基本概念與基礎理論： 一、阿伏加德羅定律 1.內(nèi)容：在同溫同壓下，同體積的氣體含有相同的分子數(shù)。

即“三同”定“一同”。 2.推論 （1）同溫同壓下，V1/V2=n1/n2 同溫同壓下，M1/M2=ρ1/ρ2 注意：①阿伏加德羅定律也適用于不反應的混合氣體。

②使用氣態(tài)方程PV=nRT有助于理解上述推論。 3、阿伏加德羅常這類題的解法： ①狀況條件：考查氣體時經(jīng)常給非標準狀況如常溫常壓下，1.01*105Pa、25℃時等。

②物質狀態(tài)：考查氣體摩爾體積時，常用在標準狀況下非氣態(tài)的物質來迷惑考生，如H2O、SO3、已烷、辛烷、CHCl3等。 ③物質結構和晶體結構：考查一定物質的量的物質中含有多少微粒（分子、原子、電子、質子、中子等）時常涉及希有氣體He、Ne等為單原子組成和膠體粒子，Cl2、N2、O2、H2為雙原子分子等。

晶體結構：P4、金剛石、石墨、二氧化硅等結構。 二、離子共存 1.由于發(fā)生復分解反應，離子不能大量共存。

（1）有氣體產(chǎn)生。如CO32-、SO32-、S2-、HCO3-、HSO3-、HS-等易揮發(fā)的弱酸的酸根與H+不能大量共存。

（2）有沉淀生成。如Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能與SO42-、CO32-等大量共存；Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能與OH-大量共存；Fe2+與S2-、Ca2+與PO43-、Ag+與I-不能大量共存。

（3）有弱電解質生成。如OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、CN-、C17H35COO-、等與H+不能大量共存；一些酸式弱酸根如HCO3-、HPO42-、HS-、H2PO4-、HSO3-不能與OH-大量共存；NH4+與OH-不能大量共存。

（4）一些容易發(fā)生水解的離子，在溶液中的存在是有條件的。如AlO2-、S2-、CO32-、C6H5O-等必須在堿性條件下才能在溶液中存在；如Fe3+、Al3+等必須在酸性條件下才能在溶液中存在。

這兩類離子不能同時存在在同一溶液中，即離子間能發(fā)生“雙水解”反應。如3AlO2-+Al3++6H2O=4Al(OH)3↓等。

2.由于發(fā)生氧化還原反應，離子不能大量共存。 （1）具有較強還原性的離子不能與具有較強氧化性的離子大量共存。

如S2-、HS-、SO32-、I-和Fe3+不能大量共存。 （2）在酸性或堿性的介質中由于發(fā)生氧化還原反應而不能大量共存。

如MnO4-、Cr2O7-、NO3-、ClO-與S2-、HS-、SO32-、HSO3-、I-、Fe2+等不能大量共存；SO32-和S2-在堿性條件下可以共存，但在酸性條件下則由于發(fā)生2S2-+SO32-+6H+=3S↓+3H2O反應不能共在。H+與S2O32-不能大量共存。

3.能水解的陽離子跟能水解的陰離子在水溶液中不能大量共存（雙水解）。 例：Al3+和HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-等；Fe3+與CO32-、HCO3-、AlO2-、ClO-等不能大量共存。

4.溶液中能發(fā)生絡合反應的離子不能大量共存。 如Fe2+、Fe3+與SCN-不能大量共存；Fe3+與 不能大量共存。

5、審題時應注意題中給出的附加條件。 ①酸性溶液（H+）、堿性溶液（OH-）、能在加入鋁粉后放出可燃氣體的溶液、由水電離出的H+或OH-=1*10-10mol/L的溶液等。

②有色離子MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe(SCN)2+。 ③MnO4-,NO3-等在酸性條件下具有強氧化性。

④S2O32-在酸性條件下發(fā)生氧化還原反應：S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O ⑤注意題目要求“大量共存”還是“不能大量共存”。 6、審題時還應特別注意以下幾點： （1）注意溶液的酸性對離子間發(fā)生氧化還原反應的影響。

如：Fe2+與NO3-能共存，但在強酸性條件下（即Fe2+、NO3-、H+相遇）不能共存；MnO4-與Cl-在強酸性條件下也不能共存；S2-與SO32-在鈉、鉀鹽時可共存，但在酸性條件下則不能共存。 （2）酸式鹽的含氫弱酸根離子不能與強堿（OH-）、強酸（H+）共存。

如HCO3-+OH-=CO32-+H2O(HCO3-遇堿時進一步電離)；HCO3-+H+=CO2↑+H2O 三、氧化性、還原性強弱的判斷 （1）根據(jù)元素的化合價 物質中元素具有最高價，該元素只有氧化性；物質中元素具有最低價，該元素只有還原性；物質中元素具有中間價，該元素既有氧化性又有還原性。對于同一種元素，價態(tài)越高，其氧化性就越強；價態(tài)越低，其還原性就越強 還有的在這里 你去看看吧吧 希望有幫助 /f?kz=417271740。

7.高中化學基礎知識的目錄

第1單元 化學基本概念

1-1 物質的組成

1-2 物質的分類

1-3 物質的性質、變化和能量

1-4 氧化還原反應

1-5 化學用語

1-6 化學常用計量

1-7 物質的分散系

第2單元 化學基礎理論

2-1 物質結構和元素周期律

2-1-1 物質結構

2-1-2 元素周期律和元素周期表

2-2 化學反應速率和化學平衡

2-2-1 化學反應速率

2-2-2 化學平衡

2-3 電解質溶解

2-3-1 電離平衡

2-3-2 水的電離和溶液的pH值

2-3-3 鹽類的水解

2-3-4 酸堿中和滴定

2-3-5 電化學

第3單元 元素化合物

3-1 非金屬元素及其化合物

3-1-1 空氣、氫氣和水

3-1-2 鹵族元素

3-1-3 氧族元素

3-1-4 氮族元素

3-1-5 碳族元素

3-1-6 非金屬元素小結

3-2 金屬元素及其化合物

3-2-1 堿金屬

3-2-2 鎂和鋁

3-2-3 鐵和鐵的化合物

3-2-4 金屬元素小結

第4單元 有機化學

4-1 烴

4-2 烴的衍生物

4-3 糖類蛋白質

4-4 合在材料

4-5 有機物歸類小結

第5單元 化學實驗

5-1 常見儀器的用途和使用方法

5-2 化學實驗基本操作

5-3 物質的分離、提純和檢驗

5-4 常見氣體的實驗室制備

5-5 化學實驗安全和意外事故的處理

5-6 化學實驗方案的設計

5-6-1 制備實驗方案的設計

5-6-2 性質實驗方案的設計

5-6-3 物質檢驗實驗方案的設計

第6單元 化學計算

6-1 有關化學常用量的計算

6-2 有關化學式的計算

6-3 有關溶液的計算

6-4 有關化學方程式的計算

8.高中化學入門基礎

一些基本知識就好，以后學得深了，再慢慢理解一些反應、定理等。

化學的學習方法其實是不難的，只是理論性較強，不要害怕化學，更不要太緊張.只要把分數(shù)看開點就可以了，否則太過于緊張的心情，是無法進行復習的.一緊張，就害怕，化學并不難的，所以不要緊張。每個人的基礎不同，學習態(tài)度也不同，所以要采用的方法也就不同。

要把學習學好就得找到適合自己的學習方法，要根據(jù)自己的特點選擇適合的方法。就可以取得進步。

學習的方法應該是“百家爭鳴”“百花齊放”。從基礎開始——熟悉技能——應用。

一定是經(jīng)過無數(shù)次的練習。了解學科的特點，熟記公式，多思考，多挖掘多做題，學習永遠都沒有捷徑，只有練習，練習，再練習。

要做好四輪學習：1.全面復習的基礎知識（看課本）。2.詳細分析存在的問題，做好查缺補漏的復習3.分版塊復習。

做到同中有異，異中有同。4.專題復習。

綜合能力的培養(yǎng)，拓展自己的應用能力。