高中化學常見題型的一般處理方法介紹
1、有關NA的計算
（1）涉及22.4的換算應注意“標況”“氣體”兩個條件，不涉及22.4的氣體問題的可在任意條件下進行換算，標況下有些物質不是氣態（水，溴，SO3，碳4以上的有機物等）；
（2）關于原子數、質子數、中子數、電子數、共價鍵數（共用電子對數）的求算注意對象的轉化要正確，出現18O、13C之類的同位素對質量數和中子數均有影響， NaHSO4晶體中陰陽離子為1：1 ，NaHSO4溶液，Na2O2中陰陽離子為1：2，；氧化還原反應轉移電子數的求算注意與涉及物質的系數對應；
（3）涉及存在可逆反應、弱電解質電離、水解、膠體微粒物質的量的計算，其數值無法求算，要比算得值小；
（4）混合物的問題，可將其作為單一物質算兩次，若數值相同，則可求；若兩次數值不同，則無法求算。
2、離子方程式常見錯誤
（1）原子不守恒或電荷不守恒；
（2）該拆的沒拆（例HI、濃硝酸、濃鹽酸）或相反；
（3）忽略氧化還原反應的發生（氧化性離子：MnO4、NO3、ClO、Fe3等，還原性－－－＋離子：S2、SO32、I、Fe2等）或漏掉多個反應中的一個（NH4HCO3與NaOH等）； －－－＋
（4）少量、過量問題（一定涉及兩個離子反應。若同步進行，注意少量物質定為1；若又先后順序，注意強者優先）。
3、離子共存問題
（1）注意題干的說法，如：無色溶液、由水電離出的H為10—＋—12、與Al反應放氫氣（若為酸性不能存在NO3）、酸性（堿性）溶液、一定（可能）共存的是；
（2）離子不共存的條件：離子間反應生產沉淀、氣體、弱電解質或發生氧化還原、絡合反應（Fe3與SCN）及雙水解（Al3、Fe3與CO32、HCO3、S2、[Al(OH)4]）； ＋—＋＋————
（3）多數陽離子在酸性條件下共存，多數陰離子在堿性條件下共存，即離子反應多發生于陰陽離子間，同電性離子一般共存。
4、化學平衡問題
（1）三段式的求算：為避免體積變化的影響，列三段式最好用物質的量。反應速率用反
（2）平衡移動問題：條件改變→平衡移動→條件改變（原因）（方向） （結果）
要弄清題中的條件改變是平衡移動的原因還是結果，從而正確判斷平衡移動方向。 用平衡移動原理解釋現象的論述題也從“原因”“方向”“結果”三方面作答。
密閉容器中，平衡移動的方向只與物質的量的變化互為充要條件，c、p、V、w％、ρ、等物理量的改變都需要與換算成物質的量變化后才能確定平衡移動方向。
（3）平衡常數的含義及應用：溫度不變，同一方程式的K值不變；K值越大，正向進行越徹底；Qc>Kc時，反應向逆向移動，Qc<Kc時，反應向正向移動。
（4）平衡圖像題要注意速率和平衡分別受外界條件的影響情況是有差別的。坐標中出現時間軸的，要注意速率和條件的關系；無時間軸的，一般只考慮平衡。
（5）等效平衡問題：先看條件是等容還是等壓，后看氣態物質前后的系數和關系。
5、粒子濃度大小問題
（1）先考慮混合液之間的反應，確定最后的物質組成；然后寫出所有電離、水解反應，以確定溶液中粒子的種類；
（2）根據粒子來源分出大量粒子（由強電解質電離得到的離子、弱電解質分子）和少量粒子（由弱電解質電離或水解得到）；
（3）根據水解、電離程度（大于號連接類選項），電荷、物料守恒（等式類選項）等依據作精細比較。
（4）關于微粒濃度等式關系的判斷主要依據三大守恒，將電荷守恒和物料守恒消去不水解離子，即得到質子守恒式。電荷守恒式中不含分子，質子守恒式中不含不水解離子。
6、強弱酸問題
（1）強弱酸的差別就是電離程度不同，從這個意義上講，較強弱酸相對于較弱弱酸，較稀弱酸相對于較濃弱酸，前者都可作強酸對待，可化簡思維過程。
（2）明確c酸與[H+]的差別，[H+]通常影響速率的快慢，c酸通常影響反應物的用量。
7、沉淀溶解平衡問題
（1）平衡表達式要注明狀態；
（2）沉淀轉化的離子方程式中沉淀均不能拆；
（3）“Ksp越大，該沉淀溶解度越大。”這個結論只對化學式形式相同的沉淀適用。
8、蓋斯定律及熱化學方程式問題
關系的變化；熱化學方程式的系數最好化為最簡整數比。熱化學方程式應注意表明狀態和焓變的單位。
9、氧化還原方程式的書寫：
（1）按照“氧化劑＋還原劑＝氧化產物＋還原產物”的`形式書寫方程式。注意“價態有升有降”，“反應由強制弱”兩個原則；
（2）依據升降價數相等配平氧化還原部分的系數；
（3）根據原子守恒或電荷守恒（離方）補全剩余部分，剩余部分主要是添加“H，H2O”或“OH，H2O”。
10、電化學題目處理步驟
（1）首先確定電解池還是原電池，總反應一定是氧化還原反應；
（2）正確書寫電極反應式，記清每個電極的反應類型。
電解池陽極：還原劑→e+氧化產物，陰極：氧化劑+e→還原產物；
原電池正極：氧化劑+e→還原產物，負極：還原劑→e+氧化產物。
原電池（燃料電池）：先總式，再正極（O2得電子），最后可相減得負極；一定注意電解液的成分；注意金屬吸氧腐蝕的情況；
電解池：先兩極，后相加得總式；注意陽極是金屬還是惰性；水參與的電解在總式中不能寫離子形式。
（3）依據電極反應式或總反應式進行現象的分析或計算，計算的依據是電子守恒，多步電解中每一階段的得失電子數均守恒。
11、元素推斷綜合題
（1）一般在前18號，尤其是H、C、N、O、Na、Al、Cl出現幾率較大，要注意限定條件（如：原子序數由大到小順序為、原子半徑由大到小順序為）
（2）熟悉常見說法：可形成1：1型化合物（H2O2、Na2O2），氫化物與最高價氧化物水化物能反應（N），三元素的最高價氧化物的水化物兩兩反應（Al），10電子微粒，18電子微粒（H2O2、F2、C2H6、N2H4等），分子量相等（C2H4、CO、N2；NO、C2H6；O2、N2H4、S）
（3）粒子半徑比較：a.電子層數越大，半徑越大；b.核電核數越大，半徑越小；c.電子數越大，半徑越大。
12、無機推斷題
（1）熟悉常見物質間的轉化關系：鐵三角、鋁三角、碳三角（CO2、HCO3、CO32）、——C（CH4、NH3、H2S、C、N2、S、醇）
（2）各種特殊顏色要記清，特定反應情況：A＋B→C＋D＋E（CO32、SO32、S2與H———＋O2O2 ；金屬與HNO3、濃硫酸；電解NaCl、CuSO4等；氨鹽與堿的反應；MnO2與HCl；—Cl2＋OH等）；A→C＋D＋E（NH4HCO3，KMnO4，NaHCO3，Cu2(OH)2CO3）；同時有氣體和沉淀生成（雙水解反應，Ba(OH)2與(NH4)2SO4之類）；
（3）置換反應中，“金屬置換非金屬”或“非金屬置換金屬”反應中的“非金屬單質”通常只有C和H2。如Mg+CO2，Fe+HCl等。
（4）具體物質難以推斷時，先推斷其類別（酸性氧化物、鹽等），縮小推斷范圍。
13、實驗題首要是確定實驗目的。
（1）基本操作：a.除雜、分離：s,s分離法一般是溶解、過濾，l,l分離法一般是分液或蒸餾，g,g分離通常是洗氣。為避免新雜質的引入，最好選擇不同狀態的除雜劑。b.檢驗：
包括氣密性檢驗和物
質檢驗，答題思路都是：“操作——現象——結論”三步。氣密性檢驗的原則是保留一個出口并液封，然后用氣泡法或液面差法檢驗。物質檢驗要取少量，現象描述不指名。
（2）框圖類實驗：要注意準確分析每一步結束后的物質成分，尤其注意過量的物質和在常溫時能發生的反應（NO＋O2，Fe(OH)2＋O2等），考慮實驗過程中的實際情況。
（3）裝置類實驗：大部分為氣體類。氣體發生裝置（O2：KClO3與MnO2，H2O2與MnO2，Na2O2與H2O、CO2；H2：金屬與酸、電解NaCl等；Cl2：MnO2與濃鹽酸；NH3：NH4Cl與Ca(OH)2，濃氨水與固體NaOH；SO2：Na2SO3與較濃硫酸；CO2：碳酸鹽與酸；NO：Cu與稀硝酸、NH3與O2；NO2：Cu與濃硝酸、NO與O2）；洗氣裝置（濃硫酸：除水，堿石灰：除水、CO2、HCl等，無水CaCl2：除水，飽和食鹽水：除Cl2中的HCl，飽和NaHCO3：除CO2中的HCl）；收集或量氣裝置（不能用排水法：NH3、HCl、SO2、N2、Cl2(可排飽和食鹽水)、CO2(可排飽和NaHCO3)）；
（4）實驗計算類：測定混合物中某組分的百分含量題設計思路
根據沉淀、氣體的量求算一組分的量（如：測Mg、Al合金中Mg的含量加NaOH處理） 根據沉淀、氣體的總量可列方程組來求算各組分的量（如：測Mg、Al合金中Mg的含量加鹽酸處理）
（5）實驗評價問題，常見的不足之處：未進行氣密性檢驗，缺少防倒吸或尾氣處理，原子利用率低，制備的物質中含雜質多，污染空氣。
（6）畫裝置圖主要是標明儀器和試劑，通常是除雜裝置、尾氣處理裝置和防倒吸裝置。
14、有機推斷題
（1）有機反應中的重要條件：
濃硫酸：酯化、苯硝化、醇消去；NaOH水溶液：鹵代烴水解、酯的堿性水解；NaOH醇溶液：鹵代烴消去；稀H：酯的酸性水解、羧酸鈉得羧酸、酚鈉得酚；
（2）對有機物結構的推斷可分為碳骨架的推斷和官能團的推斷兩方面進行。
碳骨架的推斷可在已知分子式的前提下求不飽和度，進而推測骨架情況，多數有機反應＋
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