高考化学的要点知识整理1 一、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、气下面是小编为大家整理的2023年度高考化学要点知识整理,菁选2篇（精选文档）,供大家参考。
高考化学的要点知识整理1
一、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+、Al3+、Zn2+、Cu2+、NH4+、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-、SO32-、S2-、PO43-、 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：HSO3-、HCO3-、HS-、H2PO4-、HPO42-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：Ba2+、Ca2+与CO32-、SO32-、 PO43-、SO42-等;Ag+与Cl-、Br-、I- 等;Ca2+与F-，C2O42- 等
5.若阴、阳离子发生双水解反应，则不能大量共存.如：Al3+与HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-、SiO32- 等Fe3+与HCO3-、CO32-、AlO2-、ClO-、SiO32-、C6H5O-等;NH4+与AlO2-、SiO32-、ClO-、CO32-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：Fe3+与I-、S2-;MnO4-(H+)与I-、Br-、Cl-、S2-、SO32-、Fe2+等;NO3-(H+)与上述阴离子。S2-、SO32-、H+
7.因络合反应或其它反应而不能大量共存，如：Fe3+与F-、CN-、SCN-等; H2PO4-与PO43-会生成HPO42-，故两者不共存.
二、离子方程式判断常见错误及原因分析
1.离子方程式书写的基本规律要求：(写、拆、删、查四个步骤来写)
(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)细检查：结合书写离子方程式过程中易出现的错误，细心检查。
例如：(1)违背反应客观事实，如：Fe2O3与氢碘酸：Fe2O3+6H+=2 Fe3++3H2O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*衡，如：FeCl2溶液中通Cl2 ：Fe2++Cl2=Fe3++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-+HI=H2O+I-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-+Cl2↑错因：强酸制得强碱
(5)忽视一种物质中阴、阳离子配比.如：H2SO4 溶液加入Ba(OH)2溶液:Ba2++OH-+H++SO42-=BaSO4↓+H2O
正确：Ba2++2OH-+2H++SO42-=BaSO4↓+2H2O
(6)“=”“ D ”“↑”“↓”符号运用不当，如：Al3++3H2O=Al(OH)3↓+3H+ 注意：盐的水解一般是可逆的，Al(OH)3量少，故不能打“↓”
2.判断离子共存时，审题一定要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-amol/L(a>7或a<7)的溶液等。
(2)有色离子MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe(SCN)2+。 MnO4-,NO3-等在酸性条件下具有强氧化性。
(3)S2O32-在酸性条件下发生氧化还原反应：S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O
注意题目要求“一定大量共存”还是“可能大量共存”;“不能大量共存”还是“一定不能大量共存”。
(4)看是否符合题设条件和要求，如“过量”、“少量”、“适量”、“等物质的量”、“任意量”以及滴加试剂的先后顺序对反应的影响等。
高考化学的要点知识整理2
混合液的pH值计算方法公式
1、强酸与强酸的混合：(先求[H+]混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积，再求其它)
[H+]混 =([H+]1V1+[H+]2V2)/(V1+V2)
2、强碱与强碱的混合：(先求[OH-]混：将两种酸中的OH离子物质的量相加除以总体积，再求其它)
[OH-]混=([OH-]1V1+[OH-]2V2)/(V1+V2)
(注意 :不能直接计算[H+]混)
3、强酸与强碱的混合：(先据H+ + OH- ==H2O计算余下的H+或OH-，①H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混;OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混，再求其它)
稀释过程溶液pH值的变化规律：
1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原+ n(但始终不能大于或等于7)
2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀〈pH原+n(但始终不能大于或等于7)
3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀= pH原-n (但始终不能小于或等于7)
4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀〉pH原-n (但始终不能小于或等于7)
5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近(即向中性靠近);任何溶液无限稀释后pH均接近7
6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。
强酸(pH1)强碱(pH2)混和计算规律
1、若等体积混合
pH1+pH2=14，则溶液显中性pH=7
pH1+pH2≥15，则溶液显碱性pH=pH2-0.3
pH1+pH2≤13，则溶液显酸性pH=pH1+0.3
2、若混合后显中性
pH1+pH2=14，V酸：V碱=1：1
pH1+pH2≠14，V酸：V碱=1：10〔14-(pH1+pH2)〕
酸碱中和滴定：
1、中和滴定的原理
实质：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等。
2、中和滴定的操作过程：
(1)①滴定管的刻度，O刻度在上，往下刻度标数越来越大，全部容积大于它的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴定管酸(或碱)，也不得中途向滴定管中添加。
②滴定管可以读到小数点后一位。
(2)药品：标准液;待测液;指示剂。
(3)准备过程：
准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。(洗涤：用洗液洗→检漏：滴定管是否漏水→用水洗→用标准液洗(或待测液洗)→装溶液→排气泡→调液面→记数据V(始)
(4)试验过程
3、酸碱中和滴定的.误差分析
误差分析：利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析
式中：n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数;
c——酸或碱的物质的量浓度;
V——酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则：
c碱=
上述公式在求算浓度时很方便，而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化，因为在滴定过程中c酸为标准酸，其数值在理论上是不变的，若稀释了虽实际值变小，但体现的却是V酸的增大，导致c酸偏高;
V碱同样也是一个定值，它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的，当在实际操作中碱液外溅，其实际值减小，但引起变化的却是标准酸用量的减少，即V酸减小，则c碱降低了;对于观察中出现的误差亦同样如此。
综上所述，当用标准酸来测定碱的浓度时，c碱的误差与V酸的变化成正比，即当V酸的实测值大于理论值时，c碱偏高，反之偏低。
同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。
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