高三化学旧人教版第一轮复习资料高中化学重点知识记忆doc高中化学

近十年高考化学热点知识统计高中化学重点知识记忆一、几个常见的热点问题1．阿伏加德罗常数（1）条件问题：常温、常压下气体摩尔体积增大，不能使用22.4L/mol。（2）状态问题：标准状况时，H2O、N2O4、碳原子数大于4的烃为液态或固态；SO3、P2O5等为固态，不能使用22.4L/mol。（3）特殊物质的摩尔质量及微粒数目：如D2O、18O2、H37Cl等。（4）某些特定组合物质分子中的原子个数：如Ne、O3、P4等。（5）某些物质中的化学键数目：如白磷（31g白磷含1.5molP－P键）、金刚石（12g金刚石含2molC－C键）、晶体硅及晶体SiO2（60g二氧化硅晶体含4molSi－O键）、Cn（1molCn含nmol单键，n/2mol双键）等。（6）某些特殊反响中的电子转移数目：如Na2O2与H2O、CO2的反响（1molNa2O2转移1mol电子；Cl2与H2O、NaOH的反响（1molCl2转移1mol电子。假设1molCl2作氧化剂，那么转移2mol电子）；Cu与硫的反响（1molCu反响转移1mol电子或1molS反响转移2mol电子）等。（7）电解质溶液中因微粒的电离或水解造成微粒数目的变化：如强电解质HCl、HNO3等因完全电离，不存在电解质分子；弱电解质CH3COOH、HClO等因局部电离，而使溶液中CH3COOH、HClO浓度减小；Fe3+、Al3+、CO32–、CH3COO–等因发生水解使该种粒子数目减少；Fe3+、Al3+、CO32–等因发生水解反响而使溶液中阳离子或阴离子总数增多等。7/7\n（8）由于生成小分子的聚集体(胶体)使溶液中的微粒数减少：如1molFe3+形成Fe(OH)3胶体时，微粒数目少于1mol。（9）此外，还应注意由物质的量浓度计算微粒时，是否告知了溶液的体积；计算的是溶质所含分子数，还是溶液中的所有分子（应考虑溶剂水）数；某些微粒的电子数计算时应区分是微粒所含的电子总数还是价电子数，并注意微粒的带电情况（加上所带负电荷总数或减去所带正电荷总数）。2．离子共存问题（1）弱碱阳离子只存在于酸性较强的溶液中：Fe3+、Al3+、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：CH3COO–、F–、CO32–、SO32–、S2–、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–）会生成正盐和水：HSO3–、HCO3–、HS–、（4）假设阴、阳离子能相互结合生成难溶或微溶性的盐，那么不能大量共存：Ba2+、Ca2+与CO32–、SO32–、SO42–等；Ag+与Cl–、Br–、I–等；Ca2+与F–，C2O42–等。（5）假设阴、阳离子发生双水解反响，那么不能大量共存：Al3+与HCO3–、CO32–、HS–、S2–、AlO2–等；Fe3+与HCO3–、CO32–、AlO2–等。（6）假设阴、阳离子能发生氧化复原反响那么不能大量共存：Fe3+与I–、S2–；MnO4–（H+）与I–、Br–、S2–、SO32–、Fe2+等；NO3–（H+）与I–、S2–、SO32–、Fe2+等；ClO–与I–、S2–、SO32–等。（7）因络合反响或其它反响而不能大量共存：Fe3+与SCN–.（8）此外，还有与Al反响反响产生氢气的溶液（可能H+；可能OH–，含H+时一定不含NO3–）；水电离出的c(H+)＝10–13mol/L（可能为酸溶液或碱溶液）等。3．热化学方程式（1）△H＝生成物总能量－反响物总能量7/7\n＝反响物中的总键能－生成物中的总键能注意：①同一热化学方程式用不同计量系数表示时，△H值不同；②热化学方程式中计量系数表示物质的量；③能量与物质的凝聚状态有关，热化学方程式中需标明物质的状态；④△H中用“＋”表示吸热；用“－”表示放热；⑤计算1mol物质中所含化学键数目时，应首先区分晶体类型，分子晶体应看其分子构造（如P4中含6个P－P键，C60中含30个C＝C键和60个C－C键），原子晶体应看其晶体构造，特别注意化学键的共用情况（如1molSiO2中含4molSi－O键，1mol晶体Si中含2molSi－Si键）；⑥在表示可燃物燃烧热的热化学方程式中，可燃物前系数为1，并注意生成的水为液态。（2）物质分子所含化学键的键能越大，那么成键时放出的能量越多，物质本身的能量越低，分子越稳定。（3）盖斯定律：一定条件下，某化学反响无论是一步完成还是分几步完成，反响的热效应相同。即反响热只与反响的始态和终态有关，而与反响所经历的途径无关（注意：进展相关计算时，热量应带“＋”、“－”进展运算）。例如：，△H1＝△H2＋△H34．元素周期率与元素周期表（1）判断金属性或非金属性的强弱金属性强弱非金属性强弱①最高价氧化物水化物碱性强弱①最高价氧化物水化物酸性强弱②与水或酸反响，置换出H2的易难②与H2化合的易难或生成氢化物稳定性③活泼金属能从盐溶液中置换出不活泼金属③活泼非金属单质能置换出较不活泼非金属单质（2）比较微粒半径的大小7/7\n①核电荷数相同的微粒，电子数越多，那么半径越大：阳离子半径＜原子半径＜阴离子半径如：Na+＜Na；Cl＜Cl–②电子数相同的微粒，核电荷数越多那么半径越小．即具有相同电子层构造的微粒，核电荷数越大，那么半径越小。②与Ne电子层构造相同的微粒：O2–＞F–＞Na+＞Mg2+＞Al3+③与Ar电子层构造相同的微粒：S2–＞Cl–＞K+＞Ca2+③电子数和核电荷数都不同的微粒同主族：无论是金属还是非金属，无论是原子半径还是离子半径从上到下递增。同周期：原子半径从左到右递减。同周期元素的离子半径比较时要把阴阳离子分开。同周期非金属元素形成的阴离子半径大于金属元素形成的阳离子半径。例如：Na+＜Cl–；第三周期，原子半径最小的是Cl，离子半径最小的是Al3+（3）元素周期构造（4）位、构、性间关系5．化学平衡（1）化学反响速率：aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)7/7\n反响任一时刻：v(A)正∶v(B)正∶v(C)正∶v(D)正＝a∶b∶c∶dv(A)逆∶v(B)逆∶v(C)逆∶v(D)逆＝a∶b∶c∶d平衡时：v(A)正＝v(A)逆，v(B)正＝v(B)逆，v(C)正＝v(C)逆，v(D)正＝v(D)逆（2）外界条件对化学反响速率的影响①固体物质的浓度可以视作常数，故其反响速率与固体的用量无关。②一般温度每升高10℃，反响速率增大2～4倍。③压强只影响气体反响的速率。④充入“惰性气体”：恒温、恒容：不影响反响速率；恒温、恒压：反响速率减小。⑤催化剂可同等程度的改变正、逆反响速率，影响反响到达平衡的时间，而不能改变反响物的平衡转化率。（3）平衡标志①宏观：各组分的浓度相等。③微观：用同一种物质表示的正、逆反响速率相等。③其他：如气体颜色、反响物转化率、产物产率、组分百分含量、气体密度、气体相对分子质量等，假设平衡移动时该量改变，那么不再改变时即达平衡状态。（4）平衡移动方向v正＞v逆，平衡正向移动①改变条件的瞬间：v正＝v逆，平衡不移动v正＜v逆，平衡逆向移动因此，化学平衡的移动与反响的过程有关，是过程函数，化学平衡移动的方向取决于改变条件瞬间的v正、v逆之间的关系。7/7\n6．电解质溶液（1）溶液的导电性：溶液的导电性取决于溶液中自由移动的离子的浓度及离子所带的电荷数。强电解质溶液的导电性不一定强，相反，弱电解质溶液的导电性不一定弱。（2）弱电解质的电离程度、能水解盐的水解程度与电解质浓度间的关系：弱酸或弱碱的浓度越大，那么其酸性或碱性越强，但其电离程度越小；强酸弱碱盐或弱酸强碱盐的浓度越大，那么其酸性或碱性越强，但其水解程度越小。（3）溶液中微粒浓度的比较①微粒浓度的大小比较首先判断溶液中的溶质；然后根据溶质组成初步确定溶液中微粒浓度间的关系；接着判断溶液的酸、碱性（或题中给出）；最后根据溶质是否因电离或水解而造成微粒浓度的变化，根据溶液的酸碱性确定其电离和水解程度的大小，写出微粒浓度间最终的大小关系。②微粒浓度间的守恒关系：电荷守恒：借助于离子浓度（或物质的量）表达溶液呈电中性的式子。物料守恒：溶液中溶质微粒符合溶质组成的式子。（4）电极反响式、总化学方程式的书写①原电池的负极和电解池的阳极发生氧化反响，复原剂参与，复原剂的复原性越强，②当电极产物与电解质溶液中微粒发生反响时，该反响应表达在电极反响式中；当两电极产物会发生反响时，应表达在总反响式中（此时两电极反响式之和并不等于总反响式）。（5）对可充、放电化学电源的认识7/7\n①放电的方向为原电池方向，是氧化复原反响自发的方向；充电的方向为电解池方向，是氧化复原反响非自发的方向。②充电时，原电池的负极(发生氧化反响)接外接电源的负极(作电解池的阴极，发生复原反响)；原电池的正极(发生复原反响)接外接电源的正极(作电解池的阳极，发生氧化反响)。（6）对电解精炼的认识①电极材料：阴极为精品，阳极为粗品，电解质溶液为含精炼金属离子的可溶性盐溶液。②电极反响式：阳极为精炼金属及活动性位于精炼金属之前的金属失电子而溶解，阴极为精炼金属离子得电子而析出，活动性位于精炼金属之后的金属那么掉落而成为阳极泥。7/7