大學聯考化學考試重在考察大家對知識點的掌握程度，只有掌握好知識點才能輕鬆應對各種題型，廣東的小夥伴複習好化學知識了嗎?下面是本站小編為大家整理的大學聯考化學必背知識，希望對大家有用!
一、離子共存問題
離子在溶液中能否大量共存，涉及到離子的性質及溶液酸鹼性等綜合知識。凡能使溶液中因反應發生使有關離子濃度顯著改變的均不能大量共存。如生成難溶、難電離、氣體物質或能轉變成其它種類的離子(包括氧化一還原反應)，一般可從以下幾方面考慮：
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.
二、離子方程式判斷常見錯誤及原因分析
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)細檢查：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Ba(OH)2溶液:Ba2++OH-+H++SO42-=BaSO4↓+H2O
正確：Ba2++2OH-+2H++SO42-=BaSO4↓+2H2O
(6)“=”“ D ”“↑”“↓”符號運用不當，如：Al3++3H2O=Al(OH)3↓+3H+ 注意：鹽的水解一般是可逆的，Al(OH)3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。
(1)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/L(a>7或a<7)的溶液等。
(2)有色離子MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe(SCN)2+。 MnO4-,NO3-等在酸性條件下具有強氧化性。
(3)S2O32-在酸性條件下發生氧化還原反應：S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O
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”。
(4)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。
高中化學必修二知識化學反應的速率和限度
1、化學反應的速率
(1)概念：化學反應速率通常用單位時間內反應物濃度的減少量或生成物濃度的增加量(均取正值)來表示。
計算公式：
①單位：mol/(L·s)或mol/(L·min)
②B為溶液或氣體，若B為固體或純液體不計算速率。
③以上所表示的是平均速率，而不是瞬時速率。
④重要規律：
速率比=方程式係數比
變化量比=方程式係數比
(2)影響化學反應速率的因素：
內因：由參加反應的物質的結構和性質決定的(主要因素)。
外因：①溫度：升高溫度，增大速率
②催化劑：一般加快反應速率(正催化劑)
③濃度：增加C反應物的濃度，增大速率(溶液或氣體才有濃度可言)
④壓強：增大壓強，增大速率(適用於有氣體參加的反應)
⑤其它因素：如光(射線)、固體的表面積(顆粒大小)、反應物的狀態(溶劑)、原電池等也會改變化學反應速率。
2、化學反應的限度——化學平衡
(1)在一定條件下，當一個可逆反應進行到正向反應速率與逆向反應速率相等時，反應物和生成物的濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡狀態”，這就是這個反應所能達到的限度，即化學平衡狀態。
化學平衡的移動受到溫度、反應物濃度、壓強等因素的影響。催化劑只改變化學反應速率，對化學平衡無影響。
在相同的`條件下同時向正、逆兩個反應方向進行的反應叫做可逆反應。通常把由反應物向生成物進行的反應叫做正反應。而由生成物向反應物進行的反應叫做逆反應。
在任何可逆反應中，正方應進行的同時，逆反應也在進行。可逆反應不能進行到底，即是說可逆反應無論進行到何種程度，任何物質(反應物和生成物)的物質的量都不可能為0。
(2)化學平衡狀態的特徵：逆、動、等、定、變。
①逆：化學平衡研究的物件是可逆反應。
②動：動態平衡，達到平衡狀態時，正逆反應仍在不斷進行。
③等：達到平衡狀態時，正方應速率和逆反應速率相等，但不等於0。即v正=v逆≠0。
④定：達到平衡狀態時，各組分的濃度保持不變，各組成成分的含量保持一定。
⑤變：當條件變化時，原平衡被破壞，在新的條件下會重新建立新的平衡。
(3)判斷化學平衡狀態的標誌：
①VA(正方向)=VA(逆方向)或nA(消耗)=nA(生成)(不同方向同一物質比較)
②各組分濃度保持不變或百分含量不變
③藉助顏色不變判斷(有一種物質是有顏色的)
④總物質的量或總體積或總壓強或平均相對分子質量不變(前提：反應前後氣體的總物質的量不相等的反應適用，即如對於反應)
高中化學選修四知識電解池
一、電解原理
1、電解池：把電能轉化為化學能的裝置也叫電解槽
2、電解：電流(外加直流電)通過電解質溶液而在陰陽兩極引起氧化還原反應(被動的不是自發的)的過程
3、放電：當離子到達電極時，失去或獲得電子，發生氧化還原反應的過程
4、電子流向：
(電源)負極—(電解池)陰極—(離子定向運動)電解質溶液—(電解池)陽極—(電源)正極
5、電極名稱及反應：
陽極：與直流電源的正極相連的電極，發生氧化反應
陰極：與直流電源的負極相連的電極，發生還原反應
6、電解CuCl2溶液的電極反應：
陽極：2Cl- -2e-=Cl2 (氧化)
陰極：Cu2++2e-=Cu(還原)
總反應式：CuCl2=Cu+Cl2↑
7、電解本質：電解質溶液的導電過程，就是電解質溶液的電解過程
規律總結：金屬最怕做陽極，做了陽極就溶解，做了陰極被保護。
放電順序：
陽離子放電順序：
Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+(指酸電離的)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+
陰離子的放電順序：
是惰性電極時：S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-(等含氧酸根離子)>F-(SO32-/MnO4->OH-)
只要是水溶液H，OH以後的離子均作廢，永遠不放電。是活性電極時：電極本身溶解放電
注意先要看電極材料，是惰性電極還是活性電極，若陽極材料為活性電極(Fe、Cu)等金屬，則陽極反應為電極材料失去電子，變成離子進入溶液;若為惰性材料，則根據陰陽離子的放電順序，依據陽氧陰還的規律來書寫電極反應式。
電解質水溶液點解產物的規律：
型別 | 電極反應特點 | 例項 | 電解物件 | 電解質濃度 | pH | 電解質溶液復原 |
分解電解質型 | 電解質電離出的陰陽離子分別在兩極放電 | HCl | 電解質 | 減小 | 增大 | HCl |
CuCl2 | --- | CuCl2 | ||||
放H2生成鹼型 | 陰極：水放H2生鹼 陽極：電解質陰離子放電 | NaCl | 電解質和水 | 生成新電解質 | 增大 | HCl |
放氧生酸型 | 陰極：電解質陽離子放電 陽極：水放O2生酸 | CuSO4 | 電解質和水 | 生成新電解質 | 減小 | 氧化銅 |
電解水型 | 陰極： 4H++ 4e-== 2H2↑ 陽極： 4OH-- 4e-= O2↑+ 2H2O | NaOH | 水 | 增大 | 增大 | 水 |
H2SO4 | 減小 | |||||
Na2SO4 | 不變 |
上述四種類型電解質分類：
(1)電解水型：含氧酸，強鹼，活潑金屬含氧酸鹽
(2)電解電解質型：無氧酸，不活潑金屬的無氧酸鹽(氟化物除外)
(3)放氫生鹼型：活潑金屬的無氧酸鹽
