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物质的分类及转化中的易错易混项
——高考化学考前30天速记清单
化学用语书写中的易错点
1．电子式的易错点
(1)漏写孤对电子；
(2)阴离子的电子式漏写最外层电子；
(3)离子化合物的电子式与共价化合物的电子式混淆；
(4)“基”和“根”的电子式混淆。
2．原子(离子)结构示意图的易错点
(1)最外层电子数写错，即原子的结构示意图与离子的结构示意图混淆；
(2)核电荷数与相对原子质量混淆，如氮元素的核电荷数错误的写成＋14等。
3．结构简式的易错点
(1)氢原子个数多写(或少些)；
(2)没有写出官能团或写错，如乙烯的结构简式写成CH2CH2，乙醛的结构简式写成CH3COH；如CH2=CH2，写成CH2CH2
(3)写成结构式或分子式；
(4)相对位置关系写错，
4．原子符号的易错点
(1)左上角写成中子数；
(2)左上角漏写质量数。
化学计量相关易错点
突破阿伏伽德罗常数的“五大陷阱”
陷阱1 常在气体摩尔体积的适用“对象及条件”设陷阱
一看气体是否处在“标准状况（0℃、101kPa）”（注意：常温常压下，气体摩尔体积大于22.4L·mol-1）;
二看标准状况下，物质是否为气体，例如SO3、Br2、苯、甲苯、水、CCl4、CHCl3、CH2Cl2、HF、乙醇等在标况下不是气体。
陷阱2 设置与计算无关的干扰条件
题目常给出非标准状况下气体的物质的量或质量，干扰学生的正确判断。需注意物质的量、摩尔质量、微粒个数不受温度、压强等外界条件的影响。
陷阱3 忽视物质的组成与结构
①熟记特殊物质中所含微粒的数目，例如Ne、D2O、18O2、—OH、OH-等。
②记住最简式相同的物质，例如NO2和N2O4、乙烯和丙烯等。
③记住摩尔质量相同的物质，例如N2、CO和C2H4，CO2、N2O、C3H8和C2H4O等。
④记住特殊物质中所含化学键的数目，例如1mol硅中Si—Si键的数目为2NA，1mol SiO2中Si—O键的数目为4NA。
陷阱4 从电解质溶液中微粒数目上设陷
①明确溶液中的溶质，一看是否存在弱电解质的电离平衡或盐类水解平衡。
②二看已知浓度，是否指明溶液的体积，只有给出溶液体积才可计算。
③三看所问对象，在判断溶液中微粒总数时，溶液中的H2O对数目是否有影响。
④四看所给条件中是否与电解质的化学式有关。
陷阱5 忽视“特殊条件”或“隐含反应”
①特殊反应：MnO2与浓盐酸反应；
Cu与浓硫酸反应；
常温下，Fe、Al遇浓硫酸、浓硝酸发生钝化。
②可逆反应：SO2与O2反应；
NO2与N2O4的相互转化；
N2与H2反应；
Cl2与水反应。
以上反应均不能完全反应。
离子反应中的相关易错点
一、离子方程式正误判断方法
看是否符合客观事实。
看化学式拆写是否正确。氧化物、弱电解质、沉淀、多元弱酸的酸式酸根离子等不能拆分。
看符号使用是否正确。尤其是“↑”“↓”。
看是否符合守恒关系。离子方程式要符合质量守恒、电荷守恒、得失电子守恒。
看是否漏掉部分离子之间的反应。
看反应物或产物配比是否正确。
看是否符合题设条件要求。要考虑“过量”“少量”“适量”“等物质的量”及滴加顺序对离子方程式的影响。
二、离子共存判断方法
条件类型 题目中的常见表述 误点点悟
常见的限制条件 “无色” 有色离子【、Cu2+(蓝)、Fe2+(浅绿)、Fe3+(黄)、、、Cr3+(绿)等】不能大量共存
“pH=1或pH=13” 溶液显酸性或碱性
“因发生氧化还原反应而不能大量共存” 只能是氧化性离子和还原性离子不能大量共存，不包括其他类型反应的离子
常见的易错点 “透明” “透明”也可“有色”
“不能大量共存” 易看成“大量共存”
常见的隐含条件 “与Al反应放出H2” 溶液既可能显酸性也可能显碱性
“水电离的c(H+)=1×10-12mol·L-1” 溶液既可能显酸性也可能显碱性
“通入足量的NH3” 与NH3·H2O反应的离子不能大量共存
“NO3—” 在酸性条件下具有强氧化性
常见题干要求 “一定大量共存” “可能大量共存” “不能大量共存”
氧化还原反应中的相关易错点
物质氧化性和还原性强弱比较
根据化学方程式判断
氧化剂+还原剂=还原产物+氧化产物，氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还原剂>还原产物。
根据元素活动性顺序判断
金属性越强的元素，金属单质的还原性越强，对应阳离子的氧化性越弱。
根据反应条件判断
当不同的氧化剂作用于同一还原剂时，如氧化产物价态相同，可根据反应条件难易来进行判断。如：，，则上述两种氧化剂的氧化性强弱顺序为KMnO4>MnO2。
根据氧化产物的价态高低判断
当变价的还原剂在相似条件下作用于不同的氧化剂时，可根据氧化产物价态的高低来判断氧化剂氧化性的强弱。如：，，则氧化性：Cl2>S。
根据原电池、电解池的电极比较
一般情况下，两种不同的金属构成原电池的两极，负极金属的还原性强。用惰性电极电解混合溶液时，在阴极先放电的阳离子的氧化性较强（阳离子浓度相同时），在阳极先放电的阴离子的还原性较强（阴离子浓度相同时）。
常见物质的制备
——高考化学考前30天速记清单
常见物质的制备
1.常见气体的制备和收集
①常见气体的制备
选择发生装置一般需从反应物的状态、溶解性和反应条件确定制气装置类型，具体如下表中所示：
装置类型 装置图 适用气体 操作注意事项
固、固 加热型 O2、 NH3等 ①试管要干燥 ②试管口略低于试管底 ③加热时先预热再固定加热 ④用KMnO4制取O2时，需在试管口处塞一小团棉花
固、液加 热型或 液、液 加热型 Cl2等 ①加热烧瓶时要垫石棉网 ②反应物均为液体时，烧瓶内要加碎瓷片
固、液不 加热型 O2、H2、 CO2、 SO2、 NO、NO2 等 ①使用长颈漏斗时，要使漏斗下端插入液面以下 ②启普发生器只适用于块状固体与液体反应，且气体不溶于水 ③使用分液漏斗既可以增强气密性，又可控制液体流速和用量
②常见气体的收集
收集方法 排水法 向上排空气法 向下排空气法
装置 示意图
收集 原理 收集的气体不与水反应且难溶于水 收集的气体密度比空气大 ，且与空气密度相差较大，不与空气中成分反应 收集的气体密度比空气小 ，且与空气密度相差较大，不与空气中成分反应
典型 气体 H2、O2、NO、CO、CH2==CH2、CH4、CH≡CH Cl2、HCl、CO2、SO2、H2S H2、NH3、CH4
2.气体的净化和尾气处理
①气体的净化
a装置为加热固态试剂以除去气体中杂质的装置，为防止固体“流动”，两端用石棉或玻璃棉堵住，但要使气流通畅。
b装置一般盛液体试剂，用于洗气。
c装置一般盛固体试剂，用于气体除杂和定量计算。
②常见干燥剂
a.浓H2SO4：具有强氧化性和酸性，不能干燥碱性气体（NH3）和还原性气体（HI、HBr、H2S等）。
b.碱石灰（CaO＋NaOH）：具有碱性，不能干燥酸性气体。如SO2、CO2、Cl2等。
c.中性干燥剂：如CaCl2，硅胶，Na2SO4，一般可干燥所有气体，但CaCl2不能干燥NH3。
③尾气处理
a.在水中溶解度较小的有毒气体，多数可通入烧杯中的溶液中，用某些试剂吸收除去（如图甲），如Cl2、NO2均可通入NaOH溶液中除去。
b.对于溶解度很大吸收速率很快的气体，吸收时应防止倒吸，典型装置如图乙。
④防倒吸装置的理解与应用
a.肚容式：对于 NH3、HCl 等易溶于水的气体吸收时，常用倒置的小漏斗、干燥管、双耳球等防倒吸装置图如下所示：
b.分液式：把导气管末端插入气体溶解度小的液体中，不会发生倒吸，气体进入上层液体被充分吸收。像 HCl、NH3 均可用如图所示装置吸收：
常用仪器的主要用途和使用方法
——高考化学考前30天速记清单
常用仪器的主要用途和使用方法
1.计量仪器
仪器 主要用途 注意事项
量筒 粗略量取一定体积的液体(精确度为0.1 mL) ①读数时眼睛要平视液体凹液面最低处 ②无“0”刻度，刻度由下而上逐渐增大 ③选取规格要遵循“大而近”原则，如量取5.6 mL NaOH溶液应选取10 mL量筒，而不能选用50 mL量筒 ④不可加热，不可作反应容器，不可用于溶液的稀释
温度计 测量温度 ①所测量的温度要在温度计量程范围内 ②测量液体温度时，温度计的水银球部位应浸在液体内；测量蒸气温度时，应使温度计的水银球置于蒸馏烧瓶支管口处 ③不能代替玻璃棒使用，温度计的水银球也不能接触容器壁
容量瓶 配制一定体积、一定物质的量浓度的溶液 ①使用前要检查是否漏水 ②加液体时要用玻璃棒引流，当液面距刻度线1~2 cm时改用胶头滴管滴加，加液体至凹液面最低处与刻度线相切 ③容量瓶没有“0”刻度，只有一条刻度线，液面达到刻度线时，溶液的体积即为容量瓶的容量值
托盘天平 称量物质的质量(精确度为0.1 g) ①称量前先要调零 ②左盘放物品，右盘放砝码 ③试剂不能直接放在托盘上，易潮解、腐蚀性试剂如NaOH等应放在小烧杯中称量
A为酸式滴定管 B为碱式滴定管 准确量取一定量的液体(精确度为0.01 mL) ①使用前要检查是否漏水 ②“0”刻度在上 ③A用于量取酸性溶液和强氧化性溶液，B用于量取碱性溶液 ④使用时，要先用待装液润洗再装溶液
2.分离仪器
仪器 主要用途 使用方法和注意事项
漏斗 ①向小口容器中转移液体 ②加滤纸后，可过滤液体 ①制作过滤器时，滤纸紧贴漏斗内壁，用水润湿，注意不得留有气泡 ②滤纸边缘低于漏斗边缘，液面低于滤纸边缘
分液漏斗 ①用于随时添加液体 ②萃取、分液 ①注意活塞不得渗漏 ②分离液体时，下层液体由下口放出，上层液体由上口倒出。 ③使用前先验漏
坩埚 蒸发或浓缩溶液 可直接加热，加热时液体体积不超过其容积的2/3，当有大量固体出现时停止加热。
球形冷凝管 直形冷凝管 蒸馏时，用于冷凝蒸气 ①直形冷凝管一般用于蒸馏或分馏时冷凝 ②球形冷凝管通常用于回流 ③冷却水下口进、上口出
洗气瓶 除去气体中的杂质，其中广口瓶可换作大试管或锥形瓶 ①一般选择能与杂质气体反应的试剂作吸收剂 ②装入液体量不宜超过容积的2/3 ③气体的流向为A进B出。
干燥管 用于干燥或吸收某些气体，干燥剂为粒状，常用CaCl2、碱石灰 ①注意干燥剂或吸收剂的选择 ②一般为大口进气，小口出气
化学试剂的存放及实验安全
1.试剂的保存方法
保存依据 保存方法 典型实例
防氧化 ①密封或用后立即盖好； ②加入还原剂； ③隔绝空气 ①Na2SO3固体，Na2S、KI溶液等用后立即盖好； ②FeSO4溶液中加少量铁屑； ③K、Na保存在煤油里，白磷保存在水中，Li保存在石蜡中
防潮解 密封保存 NaOH、CaCl2、CuSO4、CaC2、P2O5、Na2O2等固体，浓硫酸等密封保存
防与CO2反应 密封保存，减少露置时间 NaOH、Na2CO3溶液、石灰水、Na2O2固体等密封保存
防挥发 ①密封，置于阴凉处； ②液封 ①浓盐酸、浓氨水等置于阴凉处； ②液溴用水封
防燃烧 置于阴凉处，不与氧化剂混合贮存，严禁火种 苯、汽油、酒精等
防分解 保存在棕色瓶中，置于冷暗处 浓硝酸、AgNO3溶液、氯水等
防水解 加入酸(碱)抑制水解 FeCl3溶液中加盐酸
防腐蚀 ①能腐蚀橡胶的物质用玻璃塞； ②能腐蚀玻璃的用塑料容器 ①浓硝酸、KMnO4溶液、氯水、溴水等腐蚀橡胶，汽油、苯、CCl4等能使橡胶溶胀； ②氢氟酸保存在塑料瓶中
防黏结 碱性溶液用橡胶塞 NaOH、Na2CO3、Na2SiO3溶液等　
2.常见的意外事故
意外事故 处理方法
浓 NaOH 溶液洒在皮肤上 用大量水冲洗，最后涂上稀硼酸溶液
液溴洒在皮肤上 用酒精洗涤
水银洒在桌面上 用硫粉覆盖
酸液溅到眼中 用大量水冲洗，边洗边眨眼睛
酒精等有机物在实验台上着火 用湿抹布盖灭
浓硫酸溅到皮肤上 再用大量水冲洗，最后涂上 3%～5%的NaHCO3溶液
3.实验安全装置
①防倒吸装置
②防堵塞安全装置
③防污染安全装置
a.实验室制取Cl2时，尾气的处理可采用乙装置。
b.制取CO时，尾气处理可采用甲、丙装置。
c.制取H2时，尾气处理可采用甲、丙 装置。
分离、提纯
——高考化学考前30天速记清单
分离、提纯
1.分离、提纯的区别
①物质的分离：根据混合物中各物质通过物理变化或化学变化，将彼此分开的过程，分开后各自要恢复到原来的状态。
②物质的提纯：把混合物中杂质除去，以得到纯净物的过程，如果杂质发生了化学变化，不必恢复为原来的状态。
2.分离提纯混合物的常用物理方法
过滤 适用范围 分离难溶性固体和液体的混合物
注意事项 ①使用玻璃棒引流，作用是防止液体溅出或冲破滤纸； ②一贴：滤纸紧贴漏斗内壁； 二低：滤纸边缘低于漏斗边缘、液面低于滤纸边缘 三靠：烧杯尖嘴紧靠玻璃棒、玻璃棒底端紧靠三层滤纸、漏斗颈尖嘴紧靠烧杯内壁
蒸发 适用范围 分离可溶性固体和液体的混合物
注意事项 ①蒸发皿中的液体不能超过其容积的； ②蒸发过程中必须用玻璃棒不断搅拌，目的是防止局部温度过高而使液体飞溅； ③当出现大量固体时，应停止加热，用余热蒸干
升华 适用范围 分离其中一种组分易升华的固体混合物
注意事项 分离NaCl中的I2可用升华法，但分离NH4Cl中的I2不能用该法
萃取和分液 适用范围 ①萃取：利用物质在两种互不相溶的溶剂中溶解度不同，使该物质从溶解度较小的溶剂转移到溶解度较大的溶剂中 ②分液：分离两种液体不互相溶且易分层
注意事项 ①萃取剂的选择条件：溶质在萃取剂中的溶解度必须远大于在原溶剂中；萃取剂必须与原溶剂互不相溶，且有一定的密度差别；萃取剂与原溶剂和溶质不反应； ②分液时下层液体从下口放出，上层液体从上口倒出。
蒸馏 适用范围 ①分离沸点相差较大的液体混合物； ②除去水中或其他液体中的难挥发或不挥发物质
注意事项 ①使用前要检查装置气密性； ②蒸馏烧瓶需垫石棉网加热； ③蒸馏时液体体积应占蒸馏烧瓶容积的； ④温度计水银球应位于蒸馏烧瓶的支管口处； ⑤冷凝水方向为下口进上口出
渗析 适用范围 分离提纯胶体与小分子(或离子)组成的混合液。
注意事项 要不断更换烧杯中的蒸馏水(或用流动水)以提高渗析效果
盐析 适用范围 利用蛋白质在加某轻金属盐或铵盐[如Na2SO4、(NH4)2SO4等]时，其溶解度降低而析出的性质来分离的方法。
注意事项 盐析后过滤
【创新与探究】
过滤装置的创新——抽滤
由于水流的作用，使 装置 a、b 中气体的压强减小，故使过滤速率加快。
蒸馏、冷凝装置的创新应用
由于冷凝管竖立，使液体混合物能冷凝回流，若以此容器做反应容器，可使反应物循环利用，提高了反应物的转化率。
洗气装置的创新——双耳球吸收法
由于双耳球上端球形容器的容积较大，能有效地防止倒吸。故该装置既能除去气体中的气态杂质，又能防止倒吸。
3.物质分离、提纯常用的化学方法
方法 原理 杂质成分
①沉淀法 将杂质离子转化为沉淀 Cl－、SO、CO及能形成沉淀的阳离子
②气化法 将杂质离子转化为气体 CO、HCO、SO、HSO、S2－、NH
③酸碱溶解法 利用酸或碱将杂质溶解除去 用盐酸除去SiO2中的CaCO3
④洗气法 将气体混合物通过洗气装置而除去杂质气体 让混合物通过盛有饱和食盐水的洗气瓶除去Cl2中的少量HCl
⑤氧化还原法 用氧化剂(还原剂)除去具有还原性(氧化性)的杂质 如用酸性KMnO4除去CO2中的SO2，用热的铜粉除去N2中的O2
⑥热分解法 加热使不稳定的物质分解除去 如除去NaCl中的NH4Cl等
⑦电解法 利用电解原理除去杂质 含杂质的金属作阳极、纯金属(M)作阴极，含M的盐溶液作电解质溶液
⑧水解法 利用水解反应除去杂质 可用CuO、Cu(OH)2等除去CuCl2溶液中的FeCl3
【高考追踪】——高考常考物质的除杂方法
主要成分 所含杂质 除杂质试剂 主要操作方法
N2 O2 灼热的铜丝网
CO CO2 NaOH溶液 洗气
CO2 CO 灼热CuO
CO2 HCl 饱和的NaHCO3溶液 洗气
Cl2 HCl 饱和的食盐水 洗气
CO2 SO2 饱和的NaHCO3溶液 洗气
Al2O3 Fe2O3 NaOH溶液(过量)，CO2 过滤，加热
Fe2O3 Al2O3 NaOH溶液 过滤
Al2O3 SiO2 盐酸，氨水 过滤，加热
BaSO4 BaCO3 稀盐酸 过滤
NaHCO3溶液 Na2CO3 CO2
FeCl3溶液 FeCl2 Cl2
FeCl3溶液 CuCl2 Fe、Cl2 过滤
FeCl2溶液 FeCl3 Fe
I2晶体 NaCl 加热升华
NaCl晶体 NH4Cl 加热分解
乙烷 乙烯 溴水 洗气
乙醇 水 新制CaO 蒸馏
乙烯 SO2 NaOH溶液 洗气
溴苯 溴 NaOH溶液 分液
乙酸乙酯 乙酸 饱和的NaHCO3溶液 分液
化学反应热效应解题技巧
——高考化学考前30天速记清单
放热反应和吸热反应的判断方法
根据反应物和生成物的总能量大小判断
反应物的总能量大于生成物的总能量的反应为放热反应，反之为吸热反应。
一般为图像中分析
(2)根据化学键断裂和形成时能量变化大小的关系推断
断开反应物中化学键吸收的能量大于形成生成物中化学键放出的能量的反应为吸热反应，反之为放热反应。
(3)根据经验规律判断，用常见吸热和放热的反应类型来判断。（注意：浓硫酸稀释以及NaOH溶于水放热不属于化学反应，故不算放热反应）
(4)根据生成物和反应物的相对稳定性判断
由稳定的物质生成不稳定的物质的反应为吸热反应，反之为放热反应。
(5)根据反应条件判断
一般需要持续加热才能进行的反应是吸热反应。反之，一般为放热反应。
根据△H判断 △H<0 放热反应 △H>0 吸热反应
书写热化学方程式的“五步”
1写方程式——写出配平的化学方程式。
2标状态——用s、l、g、aq标明物质的聚集状态。
3标条件——标明反应的温度和压强(101 kPa、25 ℃时可不标注)。
4标ΔH——在方程式后写出ΔH,并根据信息注明ΔH的“+”或“-”。
5标数值——根据化学计量数计算并写出ΔH的值。注意燃烧热的热化学方程式中可燃物燃料系数是1，并且应生成指定产物。（详见课本P10）
例：C(s)＋O2(g)=CO2(g) ΔH2＝－393.5 kJ·mol－1
加合法利用盖斯定律
1找目标物：根据待求解的热化学方程式中的反应物和生成物找出可用的已知热化学方程式并确定反应物和生成物的位置
2调方向：根据目标热化学方程式调整可用的已知热化学方程式的方向，同时调整 H 的符号（反应物调到前生成物在后）
3调系数：根据目标热化学方程式将调整好方向的热化学方程式乘以某一个系数以便后续消去无关物质
4代数运算：将调整好的热化学方程式进行加合，以得到待求解的化学方程式的 H
反应热大小的比较类型
(1)根据ΔH的符号比较。比较ΔH的大小时需考虑正、负号，对于放热反应，放热越多，ΔH越小；对于吸热反应，吸热越多，ΔH越大。
CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g) 　ΔH7
CaO(s)+H2O(l)=Ca(OH)2(s) 　 ΔH8
而热量的比较：只比较大小，不管是吸热反应还是放热反应，│ΔH│越大，Q越大
根据物质状态比较。物质的气、液、固三态内能逐渐减小。
解题策略可以借助图示
例：S(g)+O2(g)=SO2(g)　 ΔH5 S(s)+O2(g)=SO2(g)　 ΔH6
(3)根据化学计量数不同比较。当反应物与生成物的状态相同时，化学计量数越大，放热反应的ΔH越小，吸热反应的ΔH越大。
例：H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l)　 ΔH3 2H2(g)+O2(g)=2H2O(l)　 ΔH4
(4)根据燃料是否完全燃烧比较。燃料是否完全燃烧比不完全燃烧放热多， ΔH小。
例：C(s)+O2(g)=CO2(g)　 ΔH1 C(s)+1/2O2(g)=CO(g)　 ΔH2
(5)根据因酸碱中和反应中溶液浓稀、酸碱强弱、产生沉淀而导致的反应热的不同比较
例：CH3COOH+NaOH=CH3COONa+H2O ΔH9
HCl+NaOH=NaCl+H2O ΔH10
（7）根据反应进行的程度比较
对于可逆反应,如3H2(g)+N2(g) ===2NH3(g)　ΔH=-92.4 kJ·mol-1,是指生成2 mol NH3(g)时放出92.4 kJ的热量,而不是指3 mol H2和1 mol N2在一定条件下混合反应就可放出92.4 kJ的热量,实际上3 mol H2和1 mol N2在一定条件下混合反应放出的热量小于92.4 kJ,因为该反应的反应物不能完全转化为生成物。
(8)根据反应物的性质比较
等物质的量的不同物质与同一种物质反应时,物质性质不同其反应热不同。如等物质的量的不同金属(或非金属)与同一种物质反应,金属(或非金属)越活泼反应越容易进行,放出的热量越多,对应的ΔH越小。
例：Mg(s)+2HCl(aq)=MgCl2(aq)+H2(g)　ΔH1,
Ca(s)+2HCl(aq)=CaCl2(aq)+H2(g)　 ΔH2, ΔH1>ΔH2。
化学反应原理中的易错易混项
——高考化学考前30天速记清单
化学能与热能
一、热化学方程式正误判断
一审“+”、“-”：放热反应ΔH为“-”。吸热反应ΔH为“+”
二审单位：单位一定是“kJ·mol-1”，易错写成“mol”或漏写
三审状态：物质的状态必须正确，特别是溶液中的反应易写错
四审数值对应性：反应热的数值必须与热化学方程式中的化学计量数相对应，即化学计量数与ΔH成
正比
五审是否符合概念：如表示燃烧热、中和热的热化学方程式
二、化学反应能量变化图像
第一步：明确两个意义
1.从反应物至最高点的能量数值表示正反应的活化能
2.从最高点至生成物的能量数值表示逆反应的活化能
第二步：关注一个影响
催化剂只影响正、逆反应的活化能，而不影响反应的焓变
第三步：把握一个关系
E1为正反应的活化能， E2为逆反应的活化能，ΔH=E1-E2
三、反应热的计算
1.利用盖斯定律计算反应热的“三步骤”
一对比：对比分析目标方程式和已知方程式，找出目标方程式中各物质在已知方程式中的位置，调整已知方程式的化学计量数与目标方程式的化学计量数一致。
二叠加：根据目标方程式中的反应物和生成物加减所调整的方程式，同侧相加、异侧相减。
三计算：按照“叠加”步骤中的调整方法，反应热也随之相加减，计算出反应热。
2.根据键能计算反应热
ΔH=反应物的总键能—生成物的总键能
化学能与电能
一、燃料电池（以氢氧燃料电池为例）
介质 负极反应式 正极反应式
酸性 2H2－4e－===4H＋ O2＋4H＋＋4e－===2H2O
中性 2H2－4e－===4H＋ O2＋2H2O＋4e－===4OH－
碱性 2H2－4e－＋4OH－===4H2O O2＋2H2O＋4e－===4OH－
燃料电池电极反应书写的注意事项
（1）燃料电池的负极是可燃性气体，失去电子发生氧化反应；正极多为氧气或空气，得到电子发生还原反应，可根据电荷守恒来配平。
（2）燃料电池的电极不参与反应，有很强的催化活性，起导电作用。
（3）燃料电池的电极反应中，酸性溶液中不能生成OH ，碱性溶液中不能生成H+；水溶液中不能生成O2 ，而熔融电解质中O2被还原为O2 。
（4）正负两极的电极反应在得失电子守恒的前提下，相加后的电池反应必然是燃料燃烧反应和燃烧产物与电解质溶液反应的叠加反应。
二、电解池阴、阳两极的放电顺序
(1)阳极放电顺序
活性电极(Zn、Fe、Cu等)：电极材料失电子；
惰性阳极(Pt、Au、石墨等)：S2>I－>Br－>Cl－>OH－>含氧酸根。
(2)阴极放电顺序
Ag＋>Fe3＋>Cu2＋>H＋(酸中)>Fe2＋>Zn2＋。
【深化提高】以惰性电极电解电解质溶液的规律
三、电解原理的应用
1、电解饱和食盐水（氯碱工业）
阳极反应式：2Cl－－2e－===Cl2↑(氧化反应)
阴极反应式：2H＋＋2e－===H2↑(还原反应)
总反应方程式：2NaCl＋2H2O 2NaOH＋H2↑＋Cl2↑
2、电解精炼铜
(1)电极材料：阳极为粗铜；阴极为纯铜。
(2)电解质溶液：含Cu2＋的盐溶液。
(3)电极反应：
阳极：Zn－2e－===Zn2＋、Fe－2e－===Fe2＋、Ni－2e－===Ni2＋、Cu－2e－===Cu2＋；
阴极：Cu2＋＋2e－===Cu。
(4)阳极泥的形成：在电解过程中，活动性位于铜之后的银、金等杂质，难以在阳极失去电子变成阳离子而溶解，它们以金属单质的形式沉积在电解槽底部，形成阳极泥。
3、电镀
图为金属表面镀银的工作示意图，据此回答下列问题：
(1)镀件作阴极，镀层金属银作阳极。
(2)电解质溶液是AgNO3溶液等含镀层金属阳离子的盐溶液。
(3)电极反应：阳极：Ag－e－===Ag＋； 阴极：Ag＋＋e－===Ag。
(4)特点：阳极溶解，阴极沉积，电镀液的浓度不变。
化学反应速率与化学平衡
一、反应速率的计算及影响因素
化学反应速率计算的常用方法
（1）
（2）三段式法
2、影响化学反应速率的因素
（1）催化剂：能大大改变速率，且正逆反应速率的改变程度相同
（2）浓度：反应物浓度越大，速率越大
（3）温度：体系温度越高，速率越大
（4）压强：有气体参与的反应压强越大，速率越大
（5）固体表面积：块状固体反应速率小于粉末状固体反应速率。
（6）溶剂的性质、光、超声波、磁场等
二、化学平衡
1、化学平衡状态的判断
反应mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g) 是否已达 平衡状态
混合物体 系中各组 分的含量 各物质的物质的量或各物质的物质的量分数一定 平衡
各物质的质量或各物质的质量分数一定 平衡
各气体的体积或体积分数一定 平衡
总压强、总体积、总物质的量一定 不一定平衡
正、逆反 应速率的 关系　　 在单位时间内消耗n mol B，同时生成m mol A，即v正=v逆 平衡
在单位时间内消耗n mol B，同时生成p mol C，均指v正 不一定平衡
v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝m∶n∶p∶q，v正不一定等于v逆 不一定平衡
在单位时间内生成了n mol B，同时消耗q mol D，均指v逆 不一定平衡
压强 压强不再变化，当m＋n≠p＋q时 平衡
压强不再变化，当m＋n＝p＋q时 不一定平衡
混合气体 的平均相 对分子质 量Mr Mr一定，当m＋n≠p＋q时 平衡
Mr一定，当m＋n＝p＋q时 不一定平衡
温度 任何化学反应都伴随着能量变化，在其他条件不变的情况下，体系的温度一定时 平衡
颜色 反应体系内有色物质的颜色不变，即有色物质的浓度不变 平衡
体系的 密度ρ 若m＋n＝p＋q，且ρ一定 不一定平衡
若m＋n≠p＋q，恒温恒压且ρ一定 平衡
混合体系 中各组分 的浓度　 各组分的浓度一定 平衡
各组分的浓度相等 不一定平衡
c(A)∶c(B)∶c(C)∶c(D)＝m∶n∶p∶q 不一定平衡
2、平衡移动
条件变化 速率变化 平衡移动方向 结果
增大c(反应物)或减小c(生成物) v(正)增大或v(逆)减小,v(正)>v(逆) 正反应方向 c(反应物)、c(生成物)均增大或c(反应物)、c(生成物)均减小
减小c(反应物)或增大c(生成物) v(正)减小或v(逆)增大,v(正)增大压强 正、逆反应速率均增大,气体体积减小方向的反应速率增大的多 气体体积减小的方向 体系压强减小,但比原来大
减小压强 正、逆反应速率均减小,气体体积减小方向的反应速率减小的多 气体体积增大的方向 体系压强增大,但比原来小
升高温度 v(吸)、v(放)均增大,v(吸)>v(放) 吸热反 应方向 体系温度降低,但比原来高
降低温度 v(吸)、v(放)均减小,v(吸) 充入He(有气体参加的可逆反应) 体积不变时v(正)、v(逆)不变 不移动 各组分的浓度不变
压强不变时,v(正)、v(逆)均减小,相当于减小压强 气体体积增大的方向 与减小压强相同
三、化学平衡图像
1、解题步骤
2、化学平衡图像题的解答原则
(1)“定一议二”原则。
在化学平衡图像中，包括纵坐标、横坐标和曲线所表示的三个量，确定横坐标所表示的量后，讨论纵坐标与曲线的关系或确定纵坐标所表示的量，讨论横坐标与曲线的关系。
(2)“先拐先平，数值大”原则。
在化学平衡图像中，先出现拐点的反应则先达到平衡，先出现拐点的曲线表示的温度较高或表示的压强较大。
水溶液中的离子平衡
一、弱电解质的电离
1. 证明酸碱性实验设计（以证明HA是弱酸为例）
实验方法 结论
常温下，测0.01mol·L-1HA溶液的pH 若pH>2，则HA为弱酸
常温下，测NaA溶液的pH 若pH>7，则HA为弱酸
相同条件下，测相同浓度的HA和HCl溶液的导电能力 若HA溶液的导电能力比盐酸溶液的弱，则HA为弱酸
测pH相同的HA溶液与盐酸稀释相同倍数前后的pH变化 若HA溶液的pH变化小，则HA为弱酸
2.电离常数的应用
应用 结论
判断弱酸（或弱碱）的相对强弱 电离常数越大，酸性（或碱性）越强
判断盐溶液的酸性（或碱性）相对强弱 酸(或碱)的电离常数越大，对应的盐水解程度越小，盐溶液的碱性（或酸性）越弱
判断复分解反应能否发生或产物是否正确 一般符合“强酸制弱酸”规律
判断微粒浓度或浓度比值的变化 温度不变时电离常数不变，利用电离常数可判断溶液中微粒浓度或浓度比值的变化情况
二、水的电离
1、常温下不同溶液中水电离出的c(H+)水或c(OH-)水的相关计算
来源 关系式
中性溶液 c(H+)水=c(OH-)水=1×10-7 mol·L-1
酸溶液 OH-全部来自水的电离 c(H+)溶液=c(H+)水+c(H+)酸≈c(H+)酸， c(OH-)水=c(OH-)溶液
碱溶液 H+全部来自水的电离 c(OH-)溶液=c(OH-)水+c(OH-)碱≈c(OH-)碱， c(H+)溶液=c(H+)水
水解呈酸性的盐溶液 H+全部来自水的电离 c(H+)溶液=c(H+)水，c(OH-)溶液=KW/c(H+)溶液
水解呈碱性的盐溶液 OH-全部来自水的电离 c(OH-)溶液=c(OH-)水， c(H+)溶液=KW/c(OH-)溶液
2、水的电离平衡曲线解读方法
（1）曲线上的任意点的KW都相同，即c(H+)·c(OH-)相同，温度相同。
（2）曲线外的任意点与曲线上任意点的KW不同，温度不同。
（3）实现曲线上点之间的转化需保持温度不变，改变酸碱性；实现曲线上点与曲线外点之间的转化一定要改变温度。
三、酸碱中和滴定
1. 酸碱中和滴定曲线题突破方法
首先看纵坐标，搞清楚是酸加入碱中，还是碱加入酸中。抓住“5个点”作为解决问题的突破口
抓“起点”，看出酸性或碱性的强弱，有利于判断滴定终点时溶液酸碱性。
抓反应点“一半”点，判断是什么溶质的等量混合。
抓“恰好”反应点，生成什么溶质，溶液显什么性，是什么因素造成的。
抓溶液“中性”点，生成什么溶质，哪种反应物过量或不足。
抓反应“中性”点，溶质是什么；判断谁多、谁少。
滴定原理的迁移应用
（1）氧化还原反应滴定
原理：以氧化剂或还原剂为滴定剂，直接滴定一些具有还原性或氧化性的物质。
沉淀滴定
原理：沉淀滴定所用的指示剂本身就是一种沉淀剂，滴定剂与被滴定物反应的生成物的溶解度要比滴定剂与指示剂反应的生成物的溶解度小，否则不能用这种指示剂。
四、盐类水解
重要应用 实例 原理
比较盐溶液中离子浓度大小 NH4Cl 溶液中:c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH-)
判断离子能否大量共存 Fe3+与CO32-不能大量共存
制备胶体 制备Fe(OH)3胶体
净水 明矾净水 铝离子水解形成胶体
去油污 用热的纯碱溶液清洗油污 加热，碳酸根离子的水解程度加大，溶液碱性增强
试剂的配制 配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸 H+可抑制Fe3+的水解
制备无水盐 由MgCl2·6H2O制无水MgCl2时，在HCl气流中加热 加入HCl可抑制Mg2+的水解
泡沫灭火器 用Al(SO4)3溶液与NaHCO3溶液混合 发生相互促进的水解反应
五、溶液中微粒浓度的大小关系
阐释 举例
两大理论 电离理论 弱电解质的电离是微弱的，电离产生的微粒都非常少，同时还要考虑水的电离（多元弱酸分步电离，逐级减弱） H2CO3溶液中： c(H2CO3)>c(H+)>c(HCO3-)>c(CO32-)>c(OH-)
水解理论 弱电解质离子的水解是微弱的，水解生成的微粒浓度很小(多元弱酸酸根离子分步水解，逐级减弱) Na2CO3溶液中： c(Na+)>c(CO32-)>c(OH-)>c(HCO3-)>c(H2CO3)
三大守恒 电荷守恒 在电解质溶液中，阳离子的电荷总数与阴离子的电荷总数相等，即溶液呈电中性 NaHCO3溶液中： c(Na+)+c(H+)=2c(CO32-)+c(OH-)+c(HCO3-)
物料守恒 在电解质溶液中，由于某些离子能够水解，粒子种类增多，但这些粒子所含某些原子的总数始终不变，符合原子守恒 NaHCO3溶液中： n(Na+):n(C原子)=1:1， 则c(Na+)=c(CO32-)+c(H2CO3)+c(HCO3-)
质子守恒 电解质溶液中，电离、水解等过程中得到的质子数等于失去的质子数 NaHCO3溶液中：
六、沉淀溶解平衡
1、沉淀的生成
方法 实例 原理
调节pH法 用CuO除去CuCl2中的FeCl3
沉淀剂法 以Na2S作沉淀剂除去污水中的重金属离子Cu2+
2、沉淀的溶解
方法 实例 原理
酸溶解法 CaCO3可溶于盐酸
盐溶解法 Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液
配位溶解法 AgCl溶于氨水
氧化还原溶解法 不溶于盐酸的硫化物Ag2S溶于HNO3
3、沉淀的转化
锅炉除垢：将CaSO4转化为CaCO3，离子方程式为
矿物转化：ZnS遇CuSO4溶液转化为CuS，离子方程式为
化学平衡常数计算答题模板
——高考化学考前30天速记清单
一、化学平衡常数的计算
1. 理清三个关系
（1）对于同一反应物，起始量－转化量＝平衡量。
（2）对于同一生成物，起始量＋转化量＝平衡量。
（3）各转化量之比等于各物质的化学计量数之比。
2. 掌握计算模式——三段式
（1）书写方程式
（2）标价始、转、平
起始量/mol a b 0 0
转化量/mol mx nx px qx
平衡量/mol a-mx b-nx px qx
（3）找关系计算
物理量 公式 备注
反应物的转化率 ①平衡量可以是物质的量、气体的体积； ②某组分的体积分数，也可以是物质的量分数
生成物的产率
平衡时混合物组分的百分含量
某组分的体积分数
3.注意事项
（1）化学平衡常数表达式中各物质的浓度必须是平衡时的浓度
（2）对于有纯固体或纯液体参与的反应，纯固体或纯液体不列入化学平衡常数的表达式中
（3）对于某一化学反应，K的表达式不是唯一的，取决于化学方程式的系数。
二、平衡常数及应用
1．高考常考的4种化学平衡常数
以为例
（1）浓度平衡常数（Kc）：。
（2）压强平衡常数（Kp）：
（3）物质的量分数平衡常数（Kx）：
（4）标准平衡常数（Kθ）
，其中pθ＝100 kPa，为各组分的平衡分压。
2．平衡常数的应用
（1）判断、比较可逆反应进行的程度
一般来说，一定温度下的一个具体的可逆反应：
K值 正反应进行的程度 平衡时生成物浓度 平衡时反应物浓度 反应物转化率
越大 越大 越大 越小 越高
越小 越小 越小 越大 越低
（2）判断正在进行的可逆反应的方向以及反应是否达到平衡
Qc＝K体系处于平衡状态，v正＝v逆
Qc＜K反应正向进行，v正＞v逆
Qc＞K反应逆向进行，v正＜v逆
（3）判断可逆反应的反应热
升高温度，K值增大正反应为吸热反应；K值减小正反应为放热反应
降低温度，K值增大正反应为放热反应；K值减小正反应为吸热反应
化学实验操作答题模板
——高考化学考前30天速记清单
一、仪器使用与检查
1. 容量瓶查漏
容量瓶用于精确配制溶液，使用前必须进行查漏。向容量瓶中注入约至容量瓶容积三分之一的水。用食指紧紧顶住瓶塞，另一只手托住容量瓶底部，将其缓慢倒立。观察瓶塞周围是否有水渗出，若有，则表明容量瓶存在漏水问题；若未发现渗水，把瓶塞旋转180°后再次塞紧，重复倒立操作，再次检查。只有两次检查均无渗水现象，容量瓶才能用于后续实验。
关键点：①装水；②倒立；③检查是否漏水；④旋转180°；⑤重复操作。
分液漏斗检漏
分液漏斗常用于液体分离，其检漏步骤较为细致。先向分液漏斗中加入适量水，观察活塞处是否有水渗漏。接着，盖上上口瓶塞，将分液漏斗倒置，查看瓶塞处是否漏水。随后，将活塞旋转180°，再次倒置检查活塞处。完成活塞检查后，正放分液漏斗，旋转上口旋塞180°，再次倒置检查上口旋塞处。只有所有检查均无漏水情况，分液漏斗才能正常使用。
滴定管检漏与润洗
（1）酸式滴定管：关闭活塞，加入适量水，用滴定管夹将其固定。观察2分钟，若活塞处无漏水现象，将活塞旋转180°，再次观察。若两次检查都不漏水，酸式滴定管才可使用。滴定前需润洗2-3次。
（2）碱式滴定管：向碱式滴定管中加入适量水，固定在铁架台上，观察2分钟，查看是否漏水。若不漏水，轻轻挤压玻璃球，放出少量液体，再次观察。若两次检查均无漏水问题，即可使用。滴定前需润洗2-3次。
关键点：①固定；②观察；③旋转活塞或挤压玻璃球。
4. 滴定管排气泡
（1）酸式滴定管：右手握住滴定管上部，将滴定管倾斜约30°，左手迅速打开活塞，使溶液快速流出，从而排出尖嘴处的气泡，让溶液充满尖嘴。
关键点：①倾斜30°；②使溶液迅速流出。
（2）碱式滴定管：把碱式滴定管的胶管弯曲，使玻璃尖嘴向上倾斜，用拇指和食指捏住胶管，轻轻挤压玻璃球，使溶液从尖嘴流出，排出气泡。
关键点：①胶管弯曲向上；②挤压玻璃球。
二、物质分离与检验
1. 萃取分液
萃取分液是利用溶质在互不相溶溶剂中溶解度的差异来分离物质。将待萃取溶液和萃取剂按一定比例加入分液漏斗。右手压住玻璃塞，左手握住活塞部分，将分液漏斗倒置，轻轻振荡，打开活塞放气。振荡结束，静置在铁架台上，待溶液分层。分层后，打开玻璃塞或使塞上凹槽对准漏斗小孔，再打开活塞，让下层液体沿烧杯壁缓慢流下，当下层液体流尽，迅速关闭活塞。最后，将上层液体从分液漏斗上口倒出。
关键点：①液面上方与大气相通；②沿烧杯内壁；③上上下下（上层液体从上口倒出；下层液体从下口放出）。
焰色反应
焰色反应用于检验金属元素。取一根铂丝或光洁无锈的铁丝，放在酒精灯火焰上灼烧至火焰呈无色，以去除杂质。然后用灼烧后的铂丝蘸取待测物，若待测物为固体，可先将其溶解。将蘸有待测物的铂丝放在火焰上灼烧，观察火焰颜色。每次实验后，都要用盐酸洗净铂丝，并灼烧至无色，再进行下一次实验。
关键点：①烧、蘸、烧、洗、烧；②观察钾元素焰色反应时，应透过蓝色钴玻璃观察。
物质检验与鉴别
（1）固体检验：取少量试样于试管中，若为块状固体，先研碎。加入适量蒸馏水溶解，若溶解性差，可选择合适溶剂。根据可能成分加入检验试剂，观察是否有沉淀、气体产生或颜色变化等现象，得出结论。
（2）气体检验：根据气体性质选择检验方法和试剂。
（3）固体鉴别：可采用加热或加入特定试剂的方法。如分别取少量固体加热，观察是否分解产生气体；或分别取固体溶于水形成溶液，加入试剂观察反应现象。
（4）溶液鉴别：分别取两溶液于试管中，加入特定试剂，观察现象；也可逐步加入试剂，根据不同阶段的现象进行鉴别。
模板：分别取两溶液分置于两支试管中，分别加入……试剂，现象是……的是……物质。
（5）气体鉴别：取适量特定溶液于两支洁净试管中，分别通入两种气体，根据气体与试剂反应的现象进行鉴别。
模板：取适量……溶液于两支洁净试管中，分别通入两种气体，能使……（试剂）……（现象）的是……气体，不能使……（试剂）……（现象）的是……气体。
三、实验现象描述与理论
1. 化学平衡理论模板
分析化学平衡问题时，先明确体系中的化学平衡。
(1)……存在……平衡，……（条件）使平衡向……（方向）移动，……（结论）
（2）对于……（反应特点），……（条件）使平衡向……（方向）移动
2.实验现象描述模板
（1）溶液现象
a. 颜色由……变为……
b. ……出现液面上升或下降，形成液面差
c. 可能变浑浊或生成沉淀
d. 可能发生倒吸
e. 可能产生大量气泡
（2）固体现象：
a. 固体表面可能产生大量气泡
b. 可能逐渐溶解
c. 体积可能逐渐变小或变细
d. 颜色可能发生改变。
（2）气体现象：
a. 可能生成有颜色或气味的气体
b. 气体颜色可能发生变化
c. 气体颜色可能先变化后又改变。
四、装置相关操作
1. 装置气密性检查
（1）微热法：先封闭装置，将导管末端插入盛水的烧杯中。然后用双手焐热或用酒精灯微热装置，观察导管口是否有气泡冒出。移开双手或停止加热冷却后，若导管中水上升形成一段稳定的水柱，则装置气密性良好。
（2）液差法：关闭活塞或用止水夹夹住橡皮管封闭装置，向特定容器中加水，使装置内形成液面差。停止加水，放置一段时间，若液面差保持不变，则装置气密性良好。
仪器连接
（1）装置顺序：一般为制气装置→净化装置→干燥装置→反应或收集装置→除尾气装置。
（2）组装顺序：遵循由下向上，由左及右，先塞后定的原则。
（3）操作顺序：先装配仪器，然后检查气密性，最后加入药品，且先加固体药品，后加液体药品。
化学实验基本操作
——高考化学考前30天速记清单
化学实验的基本操作
1.药品的取用
2.物质的溶解和稀释
(1)固体的溶解
①常用仪器：试管、烧杯、玻璃棒等。
②加速溶解的方法：加热、研磨固体、搅拌或振荡等。
(2)液体的溶解(稀释)
一般把密度较大的液体加入密度较小的液体中，如稀释浓硫酸、制王水。
(3)气体的溶解或吸收
①溶解度不大的气体，如CO2、Cl2、H2S等，常用如图a装置吸收。
②极易溶于水的气体，如NH3、HCl等，常用如图b装置防倒吸。
3.仪器的洗涤
①常用的方法：使用毛刷，用特殊试剂或蒸馏水冲洗。
②洗净的标准：玻璃仪器内壁附着均匀的水膜，既不聚成水滴，也不成股流下。
③常见残留物的洗涤。
待清洗仪器 污物 清洗试剂
做过KMnO4分解实验的试管 MnO2 热的浓盐酸
做过碘升华的烧杯 碘 酒精
长期存放FeCl3溶液的试剂瓶 Fe(OH)3 稀盐酸
长期存放澄清石灰水的试剂瓶 CaCO3 稀盐酸
做过银镜实验的试管 银 稀硝酸
做过油脂实验的试管 油污 热的纯碱溶液
通入H2S后的盛有H2SO3溶液的试管 硫 热的NaOH溶液
4.试纸的使用
(1)类型及作用
(2)使用方法
检验液体：取一小块试纸放在表面皿或玻璃片上，用蘸有待测液的玻璃棒点在试纸中部，观察试纸颜色的变化；
检验气体：一般先将试纸润湿，粘在玻璃棒的一端，并使其接近出气口，观察试纸颜色的变化。
5.物质的加热方式
加热方式 适应范围
直接加热 瓷质、金属质或小而薄的玻璃仪器(如试管)等
隔石棉网加热 较大的玻璃反应器(如烧杯、烧瓶等)
浴热(水浴、油浴、沙浴等) 需严格控制温度(如硝基苯的制备) (2)需反应混合液静置(如银镜反应) (3)蒸馏沸点差较小的混合液
6.沉淀的洗涤
①沉淀的洗涤方法：沿玻璃棒向漏斗中加少量蒸馏水(或其他洗涤液)至没过沉淀，滤干后重复操作2～3次。
②检验沉淀是否洗净的方法：取样→滴加试剂→描述现象→得出结论。
取最后一次洗涤液滴加合理试剂(如沉淀表面残留Cl－，用硝酸银溶液)，根据所发生现象(如无浑浊产生)，则表明沉淀洗涤干净。
化学与STSE、传统文化中的易错易混项
——高考化学考前30天速记清单
几种常见化学材料的误判
1、SiO2：硅石、玻璃、石英、玛瑙、光纤的主要成分；
2、硅酸盐：水泥、陶器、瓷器、琉璃的主要成分；
3、新型无机非金属材料：氧化铝陶瓷、氮化硅陶瓷、碳化硼陶瓷、光纤等； 具有耐高温、强度大的特性，还具有电学特性、光学特性、生物功能；
4、传统无机非金属材料：水泥、玻璃、陶瓷；
5、新型高分子材料：高分子膜、尿不湿、隐形眼镜、人造关节、心脏补片、液晶材料等；
6、金属材料：合金是由两种或两种以上的金属(或金属和非金属)熔合而成的具有具有金属特性的物质，如铝合金、不锈钢 。
7、普通玻璃成分是 Na2SiO3、Ca2SiO3、SiO2熔化在一起得到的物质，是混合物，主。
8、有机高分子材料：
a.天然材料：棉花、羊毛、蚕丝、天然橡胶
b.合成材料（三大合成材料）：塑料、合成纤维、合成橡胶
①塑料的主要成分是合成树脂
热塑性指的是塑料冷却后又变成固体，加热后又熔化，是线型高分子材料，常见的热塑性塑料有聚乙烯、聚氯乙烯。聚氯乙烯薄膜不能用来包装食品，应该用聚乙烯。
热固性指的是在制造过程中受热能变软，但加工成型后受热不能再软化，具有体型网状结构结构，如酚醛树脂。
②常见纤维有天然纤维和合成纤维。
天然纤维：植物纤维（如棉花，成分为纤维素，属于糖类），动物纤维（如羊毛、蚕丝，成分为蛋白质）。
合成纤维：属于化学纤维。锦纶(尼龙)、涤纶、腈纶等都是常见的合成纤维。
③橡胶分为天然橡胶和合成橡胶。
合成橡胶：如丁苯橡胶、顺丁橡胶、氯丁橡胶
要成分是 SiO2。石英玻璃是SiO2，与普通玻璃不同。制造陶瓷的主要原料是黏土
部分常见的物质的性质与用途及俗称混淆
常见无机物的俗称：
纯碱、苏打：Ｎa2CO3 小苏打：NaHCO3
大苏打：Na2S2O3 钡餐：BaSO4（无毒）
石灰石、大理石：CaCO3 生石灰：CaO
食盐：NaCl 熟石灰、消石灰：Ca(OH)2
芒硝：Na2SO4·10H2O (缓泻剂) 烧碱、火碱、苛性钠：NaOH
绿矾：FeSO4·7H2O 干冰：CO2
明矾：KAl (SO4)2·12H2O 漂白粉：Ca (ClO)2 、CaCl2（混和物）
胆矾、蓝矾：CuSO4·5H2O 双氧水：H2O2
刚玉：Al2O3 水玻璃、泡花碱、矿物胶：Na2SiO3
铁红：Fe2O3 铜绿、孔雀石：Cu2 (OH)2CO3
天然气、沼气、坑气（主要成分）：CH4
水煤气：CO和H2 尿素：CO（NH2) 2
常见有机物俗称：
氯仿：CHCl3 电石：CaC2
电石气：C2H2 (乙炔)
TNT：三硝基甲苯————
酒精、乙醇：C2H5OH
醋酸：冰醋酸、食醋：CH3COOH
甘油、丙三醇 ：C3H8O3
石炭酸：苯酚 ———
蚁酸：甲酸 HCOOH
草酸：乙二酸HOOC—COOH
胶体的性质与应用概念混淆
(1) 胶体与其他分散系的本质区别是分散质粒子的直径的大小(1～100 nm)，胶体的特性是丁达尔效应；利用丁达尔效应可以区分胶体和溶液。分离胶体和溶液采用的方法是渗析。
(2) 胶体不带有电荷，但胶体粒子常带有电荷。
(3) Fe(OH)3 胶体粒子为 Fe(OH)3 的集合体，因此 1 mol Fe3＋完全水解得到的 Fe(OH)3 胶体粒子少于 1 mol。
(4)纳米材料不是胶体，其粒子分散到分散剂中才形成胶体。
(5) PM2.5 分散在空气中形成的不是气溶胶。
物理变化 化学变化
三馏 ①蒸馏②分馏 干馏
四色 焰色反应 ①显色反应 ②颜色反应 ③指示剂变色反应
五解 潮解 ①分解②电解③水解④裂解
十四化 ①熔化②汽化 ③液化④升华 ①氧化②风化③钝化④催化⑤皂化⑥歧化 ⑦硝化⑧酯化⑨裂化⑩油脂的硬化
化学变化与物理变化的误判
【特别提醒】①化学变化：同素异形体之间的相互转化、CuSO4·5H2O 的脱水、蛋白质变性、电解质溶液导电、浓硫酸脱水、煤的气化和液化。
②物理变化：金属导电、盐析、活性炭吸附。③爆炸有的是化学变化引起的，有的是物理变化引起的。
物质组成和分类概念混淆
(1)判断物质是否属于纯净物时，要看实质不能只看表面字眼或名称
①冰水混合物是纯净物;盐酸、漂白粉、碱石灰属于混合物;淀粉溶液属于胶体;
②由一种元素组成的单质不一定是纯净物，如O2、O3,组成的混合气体就是混合物;
③分子式(化学式)相同的物质不一定是纯净物，如C4H10的结构有两种:正丁烷和异丁烷，二者组成混合物。
(2)判断电解质与非电解质，首先要看是不是化合物，其次看是否自身电离。
如:氯水是混合物，既不是电解质也不是非电解质;SO2,的水溶液能导电但SO2是非电解质。
(3)判断氧化物所属类别时要明确以下几点:
①酸性氧化物不一定是非金属氧化物(如 Mn2O7)，非金属氧化物不定是酸性氧化物(如 CO、NO);
②碱性氧化物一定是金属氧化物，但金属氧化物不一定是碱性氧化物，如Al2O3属于两性氧化物，MnO2是不成盐氧化物;
③与水反应生成酸的氧化物不一定是酸性氧化物(如NO2)，与水反应生成碱的氧化物不一定是碱性氧化物(如 Na2O2);
4，部分酸性氧化物也可以和酸反应
SiO2+4HF=SiF+2H2O SO2+2HNO3(浓)=H2SO4+2NO2
金属的腐蚀与防护答题模板
——高考化学考前30天速记清单
一、化学腐蚀与电化学腐蚀
1. 化学腐蚀与电化学腐蚀的区别
类型 化学腐蚀 电化学腐蚀
条件 金属跟非金属单质直接接触 不纯金属或合金跟电解质溶液接触
现象 无电流产生 有微弱电流产生
本质 金属被氧化 较活泼金属被氧化
联系 两者往往同时发生，电化学腐蚀更普遍
答题思路与模板
（1）化学腐蚀
a. 答题思路：判断金属是否直接与非电解质等物质发生化学反应。
b. 答题模板：该金属发生的是化学腐蚀。因为金属直接与[具体物质，如氯气、浓硫酸等]发生化学反应，反应过程中没有形成原电池，是金属原子直接失去电子被氧化，生成相应的化合物 [写出具体的反应方程式]。
（2）电化学腐蚀
①吸氧腐蚀
a. 答题思路：分析金属所处环境为弱酸性、中性或碱性，且有氧气参与反应。
b. 答题模板：该金属发生的是吸氧腐蚀。金属处于 [弱酸性、中性或碱性] 环境中，金属与其中的杂质（或其他导电物质）形成原电池。正极反应为O2＋2H2O＋4e－==4OH－，负极反应为 [金属失电子的反应式，如Fe－2e－==Fe2＋]，总反应为 [写出总反应方程式，如2Fe＋O2＋2H2O==2Fe(OH)2]。由于空气中氧气不断溶解在水膜中，使得腐蚀不断进行。
②析氢腐蚀
a. 答题思路：明确金属所处环境为酸性较强的溶液，有氢气生成。
b. 答题模板：该金属发生的是析氢腐蚀。金属处于酸性较强的环境中，金属与溶液中的H＋发生反应。原电池的正极反应为2H＋＋2e－==H2↑，负极反应为 [金属失电子的反应式，如Fe－2e－==Fe2＋]，总反应为 [写出总反应方程式，如Fe＋2H＋==Fe2＋＋H2↑]。
二、析氢腐蚀与吸氧腐蚀（以钢铁的腐蚀为例进行分析）
类型 析氢腐蚀 吸氧腐蚀
条件 水膜酸性较强（pH≤4.3） 水膜酸性很弱或呈中性
电极 反应 负极 Fe－2e－==Fe2＋ Fe－2e－==Fe2＋
正极 2H＋＋2e－==H2↑ O2＋2H2O＋4e－==4OH－
总反应式 Fe＋2H＋==Fe2＋＋H2↑ 2Fe＋O2＋2H2O==2Fe(OH)2
联系 吸氧腐蚀更普遍
三、金属腐蚀快慢的判断
①电解原理引起的腐蚀＞原电池原理引起的腐蚀＞化学腐蚀＞有防腐蚀措施的腐蚀
②同一种金属的腐蚀：强电解质＞弱电解质＞非电解质
四、金属的防护
（1）电化学防护
①牺牲阳极的阴极保护法—原电池原理
a. 负极：比被保护金属活泼的金属；
b. 正极：被保护的金属设备。
②外加电流的阴极保护法—电解原理
a. 阴极：被保护的金属设备；
b. 阳极：惰性金属或石墨。
（2）改变金属的内部结构，如制成合金、不锈钢等。
（3）加防护层，如在金属表面喷油漆、涂油脂、电镀、喷镀或表面钝化等方法。
晶体结构的分析与计算解题技巧
——高考化学考前30天速记清单
一、判断晶胞结构
1. 离子晶体晶胞
晶体类型 NaCl型 CsCl型 ZnS型 CaF2型
晶胞
配位数 6 8 4 F-：8 Ca2+：4
粒子数目 晶胞中含有4个Na+和4个Cl- 晶胞中含有1个Cs+和1个Cl- 晶胞内含有4个S2-和4个Zn2+ 晶胞中含有4个Ca2+和8个F-
金属晶体堆积模型
堆积模型 晶胞模型 配位数 晶胞中粒子个数 晶胞棱长与半径关系
简单立方堆积 6 1
体心立方堆积 8 2
面心立方堆积 12 4
六方最密堆积 12 2
原子晶体晶胞
晶体类型 金刚石型 石英（SiO2）型 SiC、BN、AlN等
晶胞
结构分析 每个碳原子与周围4个碳原子形成正四面体结构，最小碳环由6个碳原子组成，不在同一平面内，每个碳原子被12个六元环共用，每个晶胞含8个C原子，C原子个数与C-C键个数比为 1∶2。 每个Si原子与4个O原子形成共价键，每个O原子被2个硅氧正四面体共用，晶体中Si与O 原子个数比为1∶2，最小环上有12个原子（6个 O原子和6个Si原子），每个晶胞含有8个Si原子和 16个O原子。 每个原子与另外 4个不同原子形成正四面体结构，每个晶胞中含有各4个不同原子，1mol晶体中含有的共价键数目为4NA
分子晶体结构模型（以干冰为例）
CO2分子位于立方体晶胞的顶点和面心，分子间只存在范德华力，不存在氢键。每个晶胞有4个CO2分子，共12个原子，每个CO2分子周围有12个紧邻分子。
二、均摊法计算微粒数
1. 晶胞任意位置上的一个粒子如果是被n个晶胞所共有，那么，每个晶胞对这个粒子分得的份额就是。
2. 方法
①长方体(包括立方体)晶胞中不同位置的粒子数的计算：
②非长方体晶胞中粒子视具体情况而定，如石墨晶胞每一层内碳原子排成六边形，其顶点(1个碳原子)被三个六边形共有，每个六边形占。
晶胞为六棱柱时，顶点、侧棱、底面上的棱、面心的微粒依次被6、3、4、2个六棱柱所共有，即顶点、侧棱、底面上的棱、面心的微粒分别有、、、属于该六棱柱。
审题时一定要注意是“分子结构”还是“晶胞结构”，若是分子结构，其化学式由图中所有实际存在的原子个数决定，且原子个数可以不互质(即原子个数比可以不约简)。
三、进行晶体相关计算
1. 微粒间距离的计算方法
晶胞密度的有关计算
（1）晶胞参数与晶胞密度的关系
（2）晶胞中的几组几何公式(设棱长为a)
①面对角线长＝a。
②体对角线长＝a。
③4r＝a(r为原子半径)。
④4r＝a(r为原子半径)。
（3）空间利用率的计算方法
①空间利用率：指构成晶体的原子、离子或分子在整个晶体空间中所占有的体积百分比。空间利用率＝×100%。
②空间利用率的计算步骤：首先计算晶胞中的粒子数；再计算晶胞的体积。
（4）原子坐标与投影图
①确定晶胞中原子坐标的方法
晶胞中的任意一个原子的中心位置均可用3个分别≤1的数在立体坐标系中表示出来，如下图所示。
②投影问题解题技巧
晶体投影问题本质上是把三维空间晶体结构中的微粒投影到二维平面上。解此类题的关键：
a. 要弄清是沿着什么方向进行投影。
b. 投影的时候，是否存在着不同层微粒的相互重叠。
c. 明确不同位置的投影和三维空间中的微粒如何一一对应。
d. 求微粒间距离时要注意投影在同一平面，微粒不一定在同一平面。
离子共存问题解题技巧
——高考化学考前30天速记清单
离子能否大量共存判断
判断离子能否大量共存的“四个要点”，关键是看“一色、二性、三特殊、四反应”。
（1）一色——溶液颜色，无色溶液中不存在有色离子。
（2）二性——溶液的酸碱性：
①在强酸性溶液中，OH－及弱酸根离子（如CO3－、SO3－、S2－、CH3COO－等）均不能大量存在；
②在强碱性溶液中，H＋及弱碱阳离子（如NH4+、Al3＋、Mg2＋、Fe3＋等）均不能大量存在；
③弱酸的酸式酸根离子（如HCO3－、HSO3－、HS－等）在强酸性和强碱性溶液中均不能大量存在。
（3）三特殊——三种特殊情况：
①[Al(OH)4]－与HCO3－不能大量共存
②“NO3－＋H＋”组合具有强氧化性，能与S2－、Fe2＋、I－、SO32－等具有还原性的离子发生氧化还原反应而不能大量共存。
③NH4+与CH3COO－、CO32－，Mg2＋与HCO3－等组合中，虽然两种离子都能水解且水解相互促进，但总的水解程度仍很小，它们在溶液中能大量共存。
（4）四反应——离子不能大量共存的四种反应类型：
①发生复分解反应
a. 离子间因发生反应生成沉淀而不能大量共存。
常见的离子组有：H＋与 SiO32－； OH－与Mg2＋、Al3＋、Cu2＋、Fe2＋、Fe3＋等；Ag＋与 Cl－、Br－、I－等； SO42－（或CO32－）与Ba2＋、Ca2＋、Ag＋等。
b. 离子间因发生反应生成弱电解质而不能大量共存。
常见的离子组有： H＋与OH－、CH3COO－、F－、ClO－等。
c. 离子间因发生反应生成气体而不能大量共存。
常见的离子组有：H＋与CO32－、HCO3－、SO32－等；加热条件下，OH－与 NH4+。
②发生氧化还原反应
离子间因发生氧化还原反应而不能大量共存。
常见的离子组有：在酸性条件下，MnO4－或 NO3－与Fe2＋、I－等。
③发生相互促进的水解反应
离子间因发生相互促进的水解反应而不能大量共存的有：Al3＋或Fe3＋与[Al(OH)4]－、HCO3－等。
④发生络合反应
离子间因发生络合反应而不能大量共存的一般指Fe3＋与 SCN－，该反应通常还可以作为检验Fe3＋的实验依据。
题目中常见的条件类型
条件类型 题目中的常见表述 误点点悟
常见的限制条件 无色 有色离子如MnO4－（紫红）、Cu2+（蓝）、Fe2+（浅绿）、Fe3+（黄）Cr3+（绿）等不能大量共存
pH=1或pH=13 溶液显酸性或碱性
“因发生氧化还原反应而不能大量共存” 只能是氧化性离子和还原性离子不能大量共存，不包括其他类型反应的离子
常见的易错点 透明 “透明”也可“有色”
不能大量共存 易看成“大量共存”
常见的隐含条件 与Al反应放出H2 溶液既可能显酸性也可能显碱性
水电离的 c(H+)=1×10－12mol·L－1 溶液既可能显酸性也可能显碱性
“通入足量的NH3” 与NH3·H2O反应的离子不能大量共存
NO3－ 在酸性条件下具有强氧化性
3.离子方程式正误判断
（1）离子方程式正误判断的思维流程
把握离子方程式正误判断的四个关键
分析反应体系 ①考虑反应环境（溶液的酸碱性、氧化性、还原性等） ②考虑试剂加入的顺序 ③考虑反应物之间的量的关系（如少量、过量、等量）
分析物质表示 ①易溶于水的强电解质（强酸、强碱和部分盐）拆分成离子形式 ②弱电解质、难溶物、单质、氧化物用化学式表示 ③微溶物的处理：“清拆分”“浊不拆”
分析反应产物 ①考虑是否漏掉部分离子反应 ②考虑反应物的量不同对产物的影响 ③考虑物质的氧化性（或还原性）对产物的影响
分析守恒规律 ①考虑是否符合质量守恒（前后元素种类及对应原子个数） ②考虑是否符合电荷守恒（电性种类相同、电荷数目相等） ③考虑氧化还原型离子方程式是否符合得失电子守恒
难溶电解质的沉淀溶解平衡及其应用答题模板
——高考化学考前30天速记清单
一、沉淀溶解平衡
1. 沉淀溶解平衡的建立
难溶电解质溶液中的离子
2.沉淀溶解平衡的特点
逆、等、动、定、变（适用平衡移动原理）。
二、影响沉淀溶解平衡的因素
1. 内因：难溶电解质本身的性质。
2. 外因：以AgCl(sAg＋(aq)＋Cl－(aq)　ΔH＞0为例。
外界条件 平衡移动方向 平衡后c(Ag＋) 平衡后c(Cl－) Ksp
升高温度 正向　 增大　 增大　 增大　
加水稀释 正向　 不变　 不变　 不变　
加入少量 AgNO3(s) 逆向　 增大　 减小　 不变　
通入HCl 逆向　 减小　 增大　 不变　
通入H2S 正向　 减小　 增大　 不变　
三、溶度积
1. 溶度积和离子积（或浓度商）
以MmAn(s)mMn＋(aq)＋nAm－(aq)为例：
溶度积 离子积（或浓度商）
概念 沉淀溶解平衡的平衡常数 溶液中有关离子浓度幂的乘积
符号 Ksp Qc（或Q）
表达式 Ksp＝cm(Mn＋)·cn(Am－)（浓度都是平衡浓度） Qc＝cm(Mn＋)·cn(Am－)（浓度是任意浓度）
应用 判断一定条件下沉淀能否生成或溶解 ①Qc＞Ksp：溶液过饱和，有沉淀析出； ②Qc＝Ksp：溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态； ③Qc＜Ksp：溶液未饱和，无沉淀析出
Ksp的意义
注意：阴、阳离子个数比不相同时，Ksp大的难溶电解质的溶解度不一定大。
Ksp的影响因素
Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关，而与沉淀的量、离子浓度无关。
Ksp大小的比较
（1）根据沉淀的先后顺序判断Ksp大小。
难溶物的类型相同时，用含等浓度的不同阳离子（或阴离子）的溶液滴定某溶液时，先沉淀者Ksp小。如：
①向c(Cl－)＝c(Br－)的混合溶液中滴加少量AgNO3溶液，先出现淡黄色沉淀，则AgBr的Ksp比AgCl的小。
②向c(Fe3＋)＝c(Al3＋)的混合溶液中滴加少量氨水，先出现红褐色沉淀，则Fe(OH)3的Ksp比Al(OH)3的小。
③向c(Zn2＋)＝c(Cu2＋)的混合溶液中滴加少量Na2S溶液，先出现黑色沉淀，则CuS的Ksp比ZnS的小。
（2）根据沉淀转化判断Ksp大小。
难溶物的类型相同时，向难溶物A的悬浊液中滴加少量某溶液，A沉淀转化为B沉淀，则B的Ksp比A的小。
如向ZnS的悬浊液中加入CuSO4溶液，白色沉淀逐渐转化为黑色沉淀，则CuS的Ksp比ZnS的小。
（3）根据温度判断。
一般温度升高，Ksp增大[Ca(OH)2的Ksp例外]。
沉淀溶解平衡的应用
沉淀的生成
调节pH法。通过控制溶液的酸碱性，可以使某些金属阳离子转化为氢氧化物沉淀。
加沉淀剂法。加入适当沉淀剂，使某些金属阳离子转化为沉淀。
氧化还原法。改变某离子的存在形式，促使其转化为溶解度更小的难溶电解质，便于分离出来。
沉淀的溶解
酸、碱溶解法（2）盐溶解法（3）配位溶解法（4）氧化还原溶解法
沉淀的转化
锅炉除水垢（2）矿物转化
五、解题步骤与模板
有关Ksp的计算
常考题型 解题策略
根据定义式或数形结合求Ksp，或者判断沉淀金属离子所需pH 直接根据Ksp定义式解答。如果已知溶解度，则需先转化为物质的量浓度再代入计算
沉淀先后的计算与判断 难溶电解质类型相同时，Ksp小的化合物先沉淀；难溶电解质类型不同时，需根据Ksp计算出开始沉淀时所需离子的浓度，所需离子浓度小的先沉淀
根据两种含同种离子的化合物的Ksp，①求溶液中不同离子的浓度的比值；②计算“恰好沉淀时”溶液中离子的浓度；③计算或判断调节溶液的pH的范围 一般是在所求表达式分子、分母中同乘以某离子的浓度，将分子、分母转化为不同物质的Ksp的表达式
沉淀的生成与溶解
比较Qc与Ksp，用勒夏特列原理解释平衡移动。例如：向Mg (OH) 悬浊液中加入 NH Cl 溶液，NH 与OH 结合生成NH H O，c(OH-)降低，平衡向溶解方向移动，沉淀溶解。
沉淀的转化
两种沉淀的Ksp差异较大，一般Ksp小的沉淀可转化为更小的。若Ksp相近，需通过调节离子浓度实现转化。例如：向AgCl悬浊液中加入NaBr溶液，AgCl转化为 AgBr，因Ksp(AgBr) < Ksp(AgCl)，反应正向进行。
溶度积的计算答题模板
——高考化学考前30天速记清单
一、已知溶度积求离子浓度
1. 题型特点
已知难溶电解质的溶度积常数Ksp，求溶液中某离子的浓度。
答题模板
（1）写出溶解平衡方程式：如AmBn(s)mAn+(aq)+nBm (aq)。
（2）列出Ksp表达式：Ksp=c(An+)mc(Bm )n。
（3）根据已知条件设未知数：设c(An+)=xmol/L，则c(Bm )=xmol/L（根据溶解平衡方程式中离子的化学计量数关系）。
（4）代入Ksp表达式求解：将所设未知数代入Ksp表达式，结合已知的Ksp值，解方程求出离子浓度。
例如，已知Ksp(AgCl)=1.8×10 10，求AgCl饱和溶液中c(Ag+)。设c(Ag+)=xmol/L，c(Cl )=xmol/L，Ksp(AgCl)=c(Ag+)c(Cl )=x2=1.8×10 10，解得x=1.34×10 5mol/L。
二、已知离子浓度求溶度积
题型特点
已知难溶电解质饱和溶液中离子的浓度，求该难溶电解质的溶度积Ksp。
2. 答题模板
（1）写出溶解平衡方程式：同上述第一步。
（2）确定离子浓度：根据题目所给信息，确定溶液中各离子的物质的量浓度。
（3）计算Ksp：将离子浓度代入Ksp表达式进行计算。
例如，已知25℃时，Mg(OH)2饱和溶液中c(Mg2+)=1.1×10 4mol/L
c(OH )=2.2×10 4mol/L，求Ksp[Mg(OH)2]。Ksp[Mg(OH)2]=c(Mg2+)c(OH )2=1.1×10 4×(2.2×10 4)2=5.324×10 12。
三、判断沉淀的生成或是否完全
1. 题型特点
给出溶液中离子的浓度和难溶电解质的Ksp，判断是否会生成沉淀或判断某离子是否沉淀完全。
2. 答题模板
（1）计算离子积Qc：根据题目所给离子浓度，计算Qc，Qc的计算方法与Ksp 表达式相同，即Qc=c(An+)mc(Bm )n。
（2）比较Qc与Ksp的大小：若Qc>Ksp，则有沉淀生成；若Qc=Ksp，溶液达到饱和状态；若Qc例如，将5mL0.002mol/LBaCl2与等体积的0.02mol/LNa2SO4混合，判断是否有沉淀产生。混合后c(Ba2+)==0.001mol/L，c(SO42 )==0.01mol/L，Qc=c(Ba2+)c(SO42 )=0.001×0.01=1×10 5>Ksp(BaSO4)=1.1×10 10
所以有沉淀生成。
四、沉淀转化相关计算
1. 题型特点
涉及两种难溶电解质之间的转化，计算转化反应的平衡常数或判断转化的程度等。
2. 答题模板
（1）写出沉淀转化的离子方程式：如A(s)+Bn+(aq)C(s)+Dm+(aq)。
（2）写出该反应的平衡常数K表达式：K=。
（3）根据Ksp关系进行转化：利用两种难溶物的Ksp表达式，将c(Dm+)和c(Bn+)用Ksp表示出来，代入平衡常数K表达式进行计算。
（4）判断转化程度：根据计算出的K值判断，若K>105，则认为沉淀完全转化；若10 5例如，已知常温下Ksp(ZnS)=1.6×10 24，Ksp(CuS)=6.4×10 36，判断反应ZnS(s)+Cu2+(aq)CuS(s)+Zn2+(aq)能否进行。K====2.5×1011>105，故反应能完全转化。
溶液中粒子浓度大小比较答题模板
——高考化学考前30天速记清单
单一溶液中粒子浓度关系
（1）NH4Cl溶液中的“四式”
电离方程式：NH4Cl＝NH4+＋Cl－，H2OH＋＋OH－；
水解方程式：NH4+＋H2ONH3·H2O＋H＋。
①电荷守恒式：c(H＋)＋c(NH4+)＝c(Cl－)＋c(OH－) 。
②物料守恒式：c(Cl－)＝c(NH4+)＋c(NH3·H2O) 。
③质子守恒式：联立①②两式可得c(H＋)＝c(NH3·H2O)＋c(OH－)。
④离子浓度大小关系式：由电荷守恒式及NH4Cl溶液显酸性可得
c(Cl－)＞c(NH4+)＞c(H＋)＞c(OH－)。
注意：（1）电荷守恒：电解质溶液都是呈电中性的，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。（2）物料守恒：变化前后某种元素的原子总物质的量守恒。（3）质子守恒：电解质溶液中分子或离子得到或失去质子H＋的总物质的量相等。可以通过联立电荷守恒式和物料守恒式得出，也可以直接写出，如以Na2S溶液为例按如图所示的方法进行分析，可得质子守恒式c(H＋)＋c(HS－)＋2c(H2S)＝c(OH－)。
（2）Na2CO3溶液中的“四式”
①电荷守恒式：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO3－)＋2c(CO32－)　。
②物料守恒式：c(Na＋)＝2[c(CO32－)＋c(HCO3－)＋c(H2CO3)]　。
③质子守恒式：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO3－)＋2c(H2CO3)　。
④离子浓度大小关系式：c(Na＋)＞c(CO32－)＞c(OH－)＞c(HCO3－)＞c(H＋)。
类似的还有Na2SO3、Na2S、Na2C2O4等盐溶液。
混合溶液中粒子浓度关系
（1）常温下，等浓度、等体积的NH3·H2O、NH4Cl混合溶液（pH＞7）中的“四式”
①电荷守恒式：c(H＋)＋c(NH4+)＝c(Cl－)＋c(OH－)　。
②物料守恒式：c(NH4+)＋c(NH3·H2O)＝2c(Cl－)　。
③质子守恒式：2c(OH－)＋c(NH3·H2O)＝2c(H＋)＋c(NH4+)　。
④粒子浓度大小关系式：c(NH4+)＞c(Cl－)＞c(NH3·H2O)＞c(OH－)＞c(H＋)　。
（2）常温下，等浓度、等体积的CH3COOH、CH3COONa混合溶液（pH＜7）中的“四式”
①电荷守恒式：c(H＋)＋c(Na＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)　。
②物料守恒式：c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝2c(Na＋)　。
③质子守恒式：2c(H＋)＋c(CH3COOH)＝2c(OH－)＋c(CH3COO－)　。
④粒子浓度大小关系式：c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(CH3COOH)＞c(H＋)＞c(OH－)　。
不同盐溶液中粒子浓度关系[难点]
（1）同温度、同浓度的NaA与NaB（均为强碱弱酸盐）溶液中，盐水解能力弱的溶液中离子总浓度大。已知Ka(HA)＞Ka(HB)，等浓度的NaA与NaB溶液中，离子总浓度较大的是NaA溶液。
NaA溶液中，离子总浓度较大
（2）等浓度的NaA与NaB（均为强碱弱酸盐）混合溶液中，c(HA)＋c(HB)＝c(OH－)－c(H＋)。
c(HA)＋c(HB)＝c(OH－)－c(H＋)
答题步骤与模板
答题步骤
a. 确定溶液中的溶质成分及浓度
b. 判断溶液中粒子的种类
c. 根据电离和水解程度确定主次关系
d. 运用三大守恒关系
e. 综合分析比较粒子浓度大小
（2）答题模板
对于XX溶液，溶质为XX和XX（若为单一溶质则只写一种），浓度分别为XX和XX（若未给出具体浓度可不写）。溶液中存在XX、XX、XX等粒子。
由于XX（溶质）的电离程度大于 / 小于水解程度（说明电离或水解的主次关系），所以溶液显酸性 / 碱性。
根据电荷守恒：c(XX+) + c(XX+)+······= c(XX-) + c(XX-)+······；
物料守恒：c(XX) = c(XX)+ c(XX)+······；
质子守恒：c(XX) = c(XX) + c(XX)+······（写出具体的守恒表达式）。
综合以上分析，粒子浓度大小关系为：c(XX)>c(XX)>c(XX)>······（按照从大到小的顺序排列粒子浓度）。
需要注意的是，具体题目要具体分析，根据溶液的具体组成和条件灵活运用上述方法和模板，同时要注意书写规范和准确性。
同分异构体的书写及数目判断解题技巧
——高考化学考前30天速记清单
一、同分异构体的书写步骤
1．烷烃只存在碳链异构，一般可采用“降碳对称法”进行书写，具体步骤如下（以C6H14为例）：
（1）确定碳链：主链由长到短，支链由整到散，位置由心到边
①先写直链：C—C—C—C—C—C。
②减少一个碳原子，将其作为支链，由中间向一端移动：
、。
③减少2个碳原子，将其作为一个或两个支链并移动位置；2个支链时，可先连在同一个碳上，再连在相邻、相间的碳原子上。
、。
从主链上取下来的碳原子数，不能多于主链所剩部分的碳原子数。
（2）补写氢原子
2. 烃的含氧衍生物同分异构体的书写
书写方法：一般按碳链异构→位置异构→官能团异构的顺序来书写。
（1）碳链异构
a. 写出最长碳链
b. 依次减少主链碳原子，作为支链
c. 支链位置从中间到两端，避免重复
（2）位置异构：对于醇类，在碳链各碳原子上连接羟基，用“↓”表示连接的不同位置。
a. 固定碳链结构
b. 移动官能团位置（如羟基、双键）
c. 利用对称性排除重复
（3）官能团异构：通式为CnH2n＋2O的有机物在中学阶段只能是醇或醚，对于醚类，位置异构是因氧元素的位置不同而导致的。
分析知分子式为C5H12O的有机物共有8种醇和6种醚，总共14种同分异构体。
a. 计算不饱和度（Ω）
b. 根据 Ω 推测可能的官能团（如 Ω=1 可能为烯烃或环烷烃）
c. 分别书写不同类别的异构体
二、同分异构体数目的判断方法
1．等效氢法
单官能团有机物分子可以看作烃分子中一个氢原子被其他的原子或官能团取代的产物，确定其同分异构体数目时，实质上是看处于不同位置的氢原子的数目，可用“等效氢法”判断。判断“等效氢”的三原则是：
（1）同一碳原子上的氢原子是等效的，如CH4中的4个氢原子等效。
（2）同一碳原子上所连的甲基上的氢原子是等效的，如C(CH3)4中的4个甲基上的12个氢原子等效。
（3）处于对称位置上的氢原子是等效的，如CH3CH3中的6个氢原子等效，乙烯分子中的4个氢原子等效，苯分子中的6个氢原子等效，CH3C(CH3)2C(CH3)2CH3上的18个氢原子等效。
2．烃基取代法
（1）记住常见烃基的结构：丙基有2种结构，丁基有4种结构，戊基有8种结构。
（2）将有机物分子拆分为烃基和官能团两部分，根据烃基同分异构体的数目，确定目标分子的数目，如C4H10O属于醇的可改写为C4H9—OH，共有4种结构，C5H10O属于醛的可改写为C4H9—CHO，共有4种结构。
3．定一移一法
对于二元取代物的同分异构体的判断，可先固定一个取代基的位置，再移动另一个取代基，以确定同分异构体的数目，如CH3CH2CH3的二氯代物数目：第1步固定1个Cl原子有2种：①，②。第2步固定第2个氯原子：①有3种，②有2种，其中①b和②d重复，故CH3CH2CH3的二氯代物有4种。
4．换元法
若烃中含有a个氢原子，则其n元取代物和（a－n）元取代物的同分异构体数目相同。
如：二氯苯C6H4Cl2有3种同分异构体：、、，用H代替Cl，用Cl代替H，则四氯苯也有3种同分异构体。
无机工业流程综合题解题技巧
——高考化学考前30天速记清单
1.原料预处理及条件控制分析
（1）将固体原料粉碎、研磨成细小颗粒，或者把液体原料雾化成小液滴，气体通过多孔分散器分散————增大接触面积，提升反应效率
（2）焙烧、煅烧以除去原料中的硫、碳单质以及有机物，且在高温下原料与空气中的氧气反应以及除去热不稳定的杂质————焙烧煅烧，改变物质性质
（3）升温加快反应速率，对于吸热反应，升温能促进平衡向生成产物的方向移动。降温防止某物质在高温时溶解或分解，使化学平衡向着放热反应方向移动————控制温度，精准调控反应
（4）调节溶液的pH，可以使金属离子形成氢氧化物沉淀，从而达到除去杂质的目的。调节 pH 还可以抑制或促进盐类水解。————控制 pH
2. 分离、提纯方法运用
（1）过滤
a. 常压过滤：分清楚需要的物质在滤液中还是在滤渣中，准确判断是留下滤液还是滤渣。
b. 减压过滤（抽滤）：优点是快速过滤，有时候还可以过滤掉气体，并能达到快速干燥产品的作用。
c. 趁热过滤：将温度较高的固液混合物直接使用常规过滤操作进行过滤。
（2）蒸发结晶
提取溶解度随温度变化不大的溶质，当有大量晶体出现时，停止加热，利用余热蒸干。
（3）冷却结晶
提取溶解度随温度变化较大的物质、易水解的物质或结晶水化合物。
（4）重结晶
结晶得到的晶体溶于溶剂制得饱和溶液，又重新从溶液结晶的过程。
（5）萃取与分液
选用合适的萃取剂萃取，下层液体从下口放出，上层液体从上口倒出。
（6）蒸馏或分馏
利用液体混合物中各组分的沸点不同，给液体混合物加热，使其中的某一组分变 蒸馏或分馏成蒸气再冷凝成液体，跟其他组分分离。
（7）减压蒸馏
减小压强，使液体沸点降低，防止受热分解、氧化等。
物质确定及方程式书写
（1）物质成分判断
结合流程图中箭头的指向，明确物料的转化关系，根据物质的性质和反应规律，写出相关的化学反应方程式。考虑原料中各物质的反应情况，以及在流程中加入的物质和后续反应的生成物以确定滤液成分并注意循环物质和副产品的判断。
（2）方程式书写
根据氧化还原反应的规律，判断氧化剂和还原剂，确定它们的还原产物和氧化产物，然后依据质量守恒定律和电荷守恒定律进行配平。
（3）明确特殊物质中元素的化合价
：C为+3 ：C为+2，N为-3 ：Fe为+3 ：Cu为+1，H为-1 ：S为+2 ：B为+3，H为-1 LiNH2、AlN：N为-3 N2H4：N为-2
相关计算
（1）溶度积计算类型
a. 已知溶度积，求溶液中的某种离子的浓度
b. 已知溶度积、溶液中某离子的浓度，求溶液中另一种离子的浓度
c. 计算反应的平衡常数
d. 求解开始沉淀和沉淀完全时的pH
e. 分步沉淀问题计算
（2）物质含量计算
a. 物质的质量分数（或纯度）：该物质的质量混合物的总质量×100%
b. 产品产率：产品实际产量产品理论产量×100%
c. 物质的转化率：参加反应的原料量加入原料的总量×100%
d. Ksp计算：
（3）“碘量法” 计算
化学计量点稍后，溶液中有过量的碘，碘与淀粉结合显蓝色而指示终点到达。可适用于氧化态物质：等。
物质的检验、鉴别
——高考化学考前30天速记清单
检验、鉴别
一、常见离子的检验
1.常见阳离子的检验
试剂与方法 现　象 检验离子
加入NaOH溶液 产生红褐色沉淀 Fe3+
产生白色沉淀→变为灰绿色→最后变为红褐色 Fe2+
开始生成白色沉淀→加至过量沉淀溶解 Al3+
生成蓝色沉淀 Cu2+
加入NaOH溶液并加热 生成可使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体
加入KSCN溶液 溶液呈红色 Fe3+
加入KSCN溶液→再加入氯水 开始无明显现象,再加入氯水时溶液呈红色 Fe2+
加入盐酸→再加入硝酸 生成沉淀,且不溶于稀硝酸 Ag+
加入石蕊试液 溶液呈红色 H+
焰色反应 火焰为黄色 Na+
火焰呈浅紫色(透过蓝色钴玻璃) K+
2.常见阴离子的检验
(1)利用酸碱指示剂检验
OH－―→滴入酚酞试液，溶液变红色；滴入紫色石蕊试液，溶液变蓝色。
(2)利用盐酸和其他试剂检验
①CO―→加入BaCl2溶液后生成白色沉淀，再加稀盐酸沉淀溶解，并产生能使澄清石灰水变浑浊的无色无味气体。
②SO―→加入稀盐酸，无沉淀、气体产生，再加入BaCl2溶液产生白色沉淀。
③SO―→加入BaCl2溶液，产生白色沉淀，再加稀盐酸，产生无色有刺激性气味且能使品红溶液褪色的气体。
(3)利用AgNO3(HNO3酸化)溶液检验
④利用某些特征反应检验
I－―→滴入淀粉溶液和新制氯水，溶液变蓝色。
特别提醒　常见的溶液中有颜色的离子有:Mn——紫色,Cu2+——蓝色,Fe2+——浅绿色,Fe3+——黄色。
二、常见气体的检验
(1)可燃性气体的检验
(2)碱性气体的检验
(3)酸性气体的检验
(4)强氧化性气体的检验
(5)NO气体的检验
无色气体，与空气接触后立即变为红棕色。
氧化还原反应的规律及应用答题模板
——高考化学考前30天速记清单
1．氧化还原反应的基本规律
(1)守恒规律
化合价有升必有降，电子有得必有失。对于一个完整的氧化还原反应，化合价升降总数相等，得失电子总数相等。
应用：计算和配平氧化还原反应方程式。
(2)强弱规律
相对较强氧化性的氧化剂跟较强还原性的还原剂反应，生成弱还原性的还原产物和弱氧化性的氧化产物。
应用：在适宜条件下，用氧化性较强的物质制备氧化性较弱的物质，或用还原性较强的物质制备还原性较弱的物质，亦可用于比较物质间氧化性或还原性的强弱。
(3)价态规律
元素处于最高价态，只有氧化性；元素处于最低价态，只有还原性；元素处于中间价态，既有氧化性又有还原性，但主要表现其中一种性质。
应用：判断物质氧化性、还原性及反应的可能性。
(4)转化规律
氧化还原反应中，以元素相邻价态间的转化最易；同种元素不同价态之间若发生反应，元素的化合价只靠近而不交叉；同种元素相邻价态间不发生氧化还原反应。
应用：分析判断氧化还原反应能否发生，元素化合价如何变化。
(5)难易规律
越易失电子的物质，失电子后就越难得电子，越易得电子的物质，得电子后就越难失去电子；一种氧化剂同时和几种还原剂相遇时，优先与还原性最强的还原剂发生反应；同理，一种还原剂遇到多种氧化剂时，与氧化性最强的氧化剂优先反应。
氧化还原反应的简单计算
(1)计算依据：电子守恒，即得电子总数与失电子总数相等或化合价升降总数相等。
(2)计算公式：氧化剂物质的量×变价元素原子数×化合价变化值＝还原剂物质的量×变价元素原子数×化合价变化值
(3)计算步骤：明确反应关系；找出守恒关系；列等式求解
例如：用 0.1mol/L 的 KMnO4溶液滴定 20 mL 0.2 mol/L 的FeSO4溶液，求消耗KMnO4 溶液的体积。
电子转移：Mn7+→ Mn2+（得5e ），Fe2+→Fe3+（失1e ）。
等式：0.1×V×5 = 0.2×0.02×1，解得 V=8mL。
氧化还原反应方程式的配平步骤
(1)标价态：准确标注反应前后变价元素的化合价。
(2)列变化：列出变价元素化合价的变化值。
(3)求总数：根据电子得失守恒，求出化合价升高总数与降低总数的最小公倍数，确定氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的化学计量数。
(4)配系数：根据质量守恒和电荷守恒，配平其他物质的化学计量数。若为离子反应，还需检查电荷是否守恒。
(5)查守恒：检查方程式两边原子种类、数目以及电荷是否守恒。
例如：配平 MnO4－+Fe2++H+→Mn2++ Fe3++H2O
标价态：Mn7＋→Mn2＋（降5），Fe2+→Fe3+（升1）。
求总数：MnO4－系数1，Fe2+ 系数5。
配系数：MnO4－+5Fe2+ +8H+ = Mn2++5Fe3++4H2O
有机合成与推断解题技巧
——高考化学考前30天速记清单
1.“寻找突破口”
(1)反应现象
(2)反应试剂
(3)反应条件
(4)分子式前后差异
(5)由已知信息推断
2.确定有机物的结构
a．根据特征反应确定官能团种类
反应条件 可能的官能团及反应
浓硫酸/△ ①醇的消去(含有醇羟基) ②酯化反应(含有羟基或羧基)
稀硫酸/△ ①酯的水解(含有酯基) ②二糖、多糖的水解
NaOH溶液/△ ①卤代烃的水解(含有—X) ②酯的水解(含有酯基)
NaOH醇溶液/△ 卤代烃的消去(含有—X)
H2/催化剂 加成或还原含有碳碳双键、碳碳三键、醛基、羰基
O2/Cu、加热 醇羟基氧化[含有—CH(OH)—、—CH2OH]　
Cl2(Br2)/Fe 苯环上的取代反应
Cl2(Br2)/光照 烷烃或苯环上烷烃基的取代反应
b. 根据反应物性质确定可能的官能团或物质
反应物性质 可能的官能团或物质
与NaHCO3溶液反应 —COOH
与Na2CO3溶液反应 —COOH、酚羟基
与Na反应 —COOH、—OH
与银氨溶液反应产生银镜 —CHO
与新制Cu(OH)2悬浊液反应产生红色沉淀 —CHO
使溴水褪色 、—C≡C—、—CHO
加溴水产生白色沉淀、遇Fe3＋发生显色反应 酚羟基
使酸性KMnO4溶液褪色 、—C≡C—、—OH、—CHO、苯的同系物(侧链上与苯环相连的碳原子上有氢原子)
ABC A是醇(含有—CH2OH)或乙烯
c. 以特征产物为突破口推断官能团的位置
(1)由消去反应的产物可确定“—OH”或“—X”的位置。
(2)由取代产物的种类或氢原子环境可确定碳骨架。有机物取代产物越少或相同环境的氢原子数越多，说明该有机物结构的对称性越高，因此可由取代产物的种类或氢原子环境联想到该有机物碳骨架的对称性而快速解题。
(3)由加氢后的碳骨架可确定碳碳双键或碳碳三键的位置。
(4)由有机物发生酯化反应能生成环酯或高聚酯，可确定该有机物中含羟基和羧基；根据酯的结构，可确定—OH与—COOH的相对位置。
d．根据关键数据推断官能团的数目和分子式
(1)
(2)2—OH(醇、酚、羧酸)H2
(3)2—COOHCO2，—COOHCO2
(4)
元素综合推断解题技巧
——高考化学考前30天速记清单
一、根据原子结构、位置关系进行推断
1．根据核外电子的排布三大规律推断元素
（1）最外层电子规律
最外层电子数（N） 3≤N<8 N＝1或2 N＞次外层电子数
元素在周期表中的位置 ⅢA族～ⅦA族 第ⅠA族、第ⅡA族、第Ⅷ族、副族、0族元素氦 第二周期（Li、Be）除外
（2）“阴三、阳四”规律：某元素阴离子最外层电子数与次外层电子数相等，该元素位于第三周期；若为阳离子，则位于第四周期。如S2－、K＋最外层电子数与次外层电子数相等，则S位于第三周期，K位于第四周期。
（3）“阴上、阳下”规律：电子层结构相同的离子，若电性相同，则位于同周期，若电性不同，则阳离子位于阴离子的下一周期。如O2－、F－、Na＋、Mg2＋、Al3＋电子层结构相同，则Na、Mg、Al位于O、F的下一周期。
2．根据元素在周期表中位置，确定其化合物的化学式（用R代表元素）
ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
氢化物 RH4 RH3 H2R HR
最高价氧化物 RO2 R2O5 RO3 R2O7
最高价含氧酸 H4RO4或H2RO3 H3RO4或HRO3 H2RO4 HRO4
二、利用元素周期表的片段进行推断
1. 元素周期表中短周期特殊结构的应用
（1）元素周期表中第一周期只有两种元素H和He，H元素所在的第ⅠA族为元素周期表的左侧边界，第ⅠA族左侧无元素分布。
（2） He为0族元素，0族元素为元素周期表的右侧边界，0族元素右侧没有元素分布。
利用这个关系可以确定元素所在的周期和族。
熟悉主族元素在周期表中的特殊位置
族序数等于周期数的元素 H、Be、Al、Ge、Sb、Po
族序数等于周期数2倍的元素 C、S
族序数等于周期数3倍的元素 O
周期数是族序数2倍的元素 Li、Ca、Tl
周期数是族序数3倍的元素 Na、Ba
最高正化合价与最低负化合价代数和为零的短周期元素 H、C、Si
最高正化合价是最低负化合价绝对值3倍的短周期元素 S
除H外，原子半径最小的元素 F
三、根据元素及其化合物的特性推断
（1）形成化合物种类最多的元素或单质是自然界中硬度最大的物质的元素或气态氢化物中氢的质量分数最大的元素：C
（2）空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素：N
（3）地壳中含量最多的元素或简单氢化物在通常情况下呈液态的元素：O
（4）地壳中含量最多的金属元素或最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素：Al
（5）最活泼的非金属元素或无正化合价的元素或无含氧酸的非金属元素或无氧酸可腐蚀玻璃的元素或气态氢化物最稳定的元素或阴离子的还原性最弱的元素：F
（6）最活泼的金属元素或最高价氧化物对应水化物的碱性最强的元素或阳离子的氧化性最弱的元素：Cs
（7）焰色反应呈黄色的元素：Na；焰色反应呈紫色（透过蓝色钴玻璃观察）的元素：K
（8）单质密度最小的元素：H；单质密度最小的金属元素：Li
（9）常温下单质呈液态的非金属元素：Br。常温下单质呈液态的金属元素：Hg
（10）元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能发生化合反应的元素：N
（11）元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能发生氧化还原反应的元素：S
（12）短周期元素W的简单氢化物（常温下为气体）可用作制冷剂，则W是氮（N）
（13）短周期元素T的一种单质在空气中能够自燃，则T是磷（P）
（14）单质为常见的半导体材料：Si、Ge
（15）元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：Li、Na、F
原电池和电解池比较与判断
——高考化学考前30天速记清单
一、原电池、电解池的比较
类型 原电池 电解池
能量转化 化学能→电能 电能→化学能
形成条件 ①两个活泼性不同的电极 ②电极插入电解质溶液 ③形成闭合回路 ④能自发地发生氧化还原反应 ①两电极接直流电源 ②电极插入电解质溶液（或熔融的电解质） ③形成闭合回路
电极名称 负极：较活泼金属 正极：较不活泼金属或非金属导体 阴极：接电源负极 阳极：接电源正极
电极反应 负极：氧化反应 正极：还原反应 阴极：还原反应 阳极：氧化反应
装置判断 无外加电源 有外加电源
电子流向 负极→导线→正极 电源负极→导线→阴极 阳极→导线→电源正极
电流方向 正极→导线→负极 电源正极→导线→阳极 阴极→导线→电源负极
应用 化学电源、金属的防护等 电镀、精炼铜、电冶金等
解题技巧
1、池型的判断
有外加电源一定为电解池，无外加电源一定为原电池；
多池组合时，一般含活泼金属的池为原电池，其余都是在原电池带动下的电解池。
2、电极的判断
原电池，看电极材料，电解池看电源的正负极。
3、电解池放电顺序的判断
（1）阳极放电
a. 惰性电极：则溶液中阴

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