高中化學要點知識
根據化學鍵理論，又可根據一個變化過程中是否有舊鍵的斷裂和新鍵的生成來判斷其是否為化學反應。下面是由小編整理的，希望對大家有所幫助。
一
1.離子方程式書寫的基本規律要求：寫、拆、刪、查四個步驟來寫
1合事實：離子反應要符合客觀事實，不可臆造產物及反應。
2式正確：化學式與離子符號使用正確合理。
3號實際：“=”“→”“↑”“↓”等符號符合實際。
4兩守恆：兩邊原子數、電荷數必須守恆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明型別：分清型別，注意少量、過量等。
6檢查細：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違反質量守恆或電荷守恆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，離子電荷不守恆
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：強酸製得強鹼
5忽視一種物質中陰、陽離子配比.
如：H2SO4 溶液加入BaOH2溶液:Ba2++OH-+H++SO42-=BaSO4↓+H2O
正確：Ba2++2OH-+2H++SO42-=BaSO4↓+2H2O
6“=”“ ”“↑”“↓”符號運用不當
如：Al3++3H2O=AlOH3↓+3H+注意：鹽的水解一般是可逆的，AlOH3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。
⑴酸性溶液H+、鹼性溶液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/La>7或a<7的溶液等。
⑵有色離子MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+,FeSCN2+。
⑶MnO4-,NO3-等在酸性條件下具有強氧化性。
⑷S2O32-在酸性條件下發生氧化還原反應：S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O
⑸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”。
⑹看是否符合題設條件和要求，如“過量”、“少量”、“適量”、“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。
二
1.弱鹼陽離子只存在於酸性較強的溶液中.如Fe3+、Al3+、Zn2+、Cu2+、NH4+、Ag+ 等均與OH-不能大量共存.
2.弱酸陰離子只存在於鹼性溶液中。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鹼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;遇強鹼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.
三
1.“10電子”的微粒：
| 分子 | 離子 | |
| 一核10電子的 | Ne | N3−、O2−、F−、Na+、Mg2+、Al3+ |
| 二核10電子的 | HF | OH−、 |
| 三核10電子的 | H2O | NH2− |
| 四核10電子的 | NH3 | H3O+ |
| 五核10電子的 | CH4 | NH4+ |
2.“18電子”的微粒：
| 分子 | 離子 | |
| 一核18電子的 | Ar | K+、Ca2+、Cl‾、S2− |
| 二核18電子的 | F2、HCl | HS− |
| 三核18電子的 | H2S | |
| 四核18電子的 | PH3、H2O2 | |
| 五核18電子的 | SiH4、CH3F | |
| 六核18電子的 | N2H4、CH3OH |