高三化學舊人教版第一輪復習資料：高中化學重點知識記憶

1、 近十年高考化學熱點知識統(tǒng)計高中化學重點知識記憶一、幾個常見的熱點問題1阿伏加德羅常數(shù)（1）條件問題：常溫、常壓下氣體摩爾體積增大，不能使用22.4 l/mol。（2）狀態(tài)問題：標準狀況時，h2o、n2o4、碳原子數(shù)大于4的烴為液態(tài)或固態(tài)；so3、p2o5等為固態(tài)，不能使用22.4 l/mol。（3）特殊物質的摩爾質量及微粒數(shù)目：如d2o、18o2、h37cl等。（4）某些特定組合物質分子中的原子個數(shù)：如ne、o3、p4等。（5）某些物質中的化學鍵數(shù)目：如白磷（31 g白磷含1.5 mol pp鍵）、金剛石（12 g金剛石含2 mol cc鍵）、晶體硅及晶體sio2（60 g二氧化硅晶體含4

2、mol sio鍵）、cn（1 mol cn含n mol單鍵，n/2 mol 雙鍵）等。（6）某些特殊反應中的電子轉移數(shù)目：如na2o2與h2o、co2的反應（1 mol na2o2轉移1 mol電子；cl2與h2o、naoh的反應（1 mol cl2轉移1 mol電子。若1 mol cl2作氧化劑，則轉移2 mol電子）；cu與硫的反應（1 mol cu反應轉移1 mol電子或1 mol s反應轉移2 mol電子）等。（7）電解質溶液中因微粒的電離或水解造成微粒數(shù)目的變化：如強電解質hcl、hno3等因完全電離，不存在電解質分子；弱電解質ch3cooh、hclo等因部分電離，而使溶液中ch3c

3、ooh、hclo濃度減小；fe3+、al3+、co32、ch3coo等因發(fā)生水解使該種粒子數(shù)目減少；fe3+、al3+、co32等因發(fā)生水解反應而使溶液中陽離子或陰離子總數(shù)增多等。（8）由于生成小分子的聚集體(膠體)使溶液中的微粒數(shù)減少：如1 mol fe3+形成fe(oh)3膠體時，微粒數(shù)目少于1 mol。（9）此外，還應注意由物質的量濃度計算微粒時，是否告知了溶液的體積；計算的是溶質所含分子數(shù)，還是溶液中的所有分子（應考慮溶劑水）數(shù)；某些微粒的電子數(shù)計算時應區(qū)分是微粒所含的電子總數(shù)還是價電子數(shù)，并注意微粒的帶電情況（加上所帶負電荷總數(shù)或減去所帶正電荷總數(shù)）。2離子共存問題（1）弱堿陽離子只

4、存在于酸性較強的溶液中：fe3+、al3+、cu2+、nh4+、ag+ 等均與oh不能大量共存。（2）弱酸陰離子只存在于堿性溶液中：ch3coo、f、co32、so32、s2、 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堿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；遇強堿（oh）會生成正鹽和水：hso3、hco3、hs、 （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：ba2+、ca2+與co32、so32、so42等；ag+與cl、br、i 等；ca2+與f，c2o42等。（5）若陰、陽離子發(fā)生雙水解反應，則不能大量共存：al3+與

5、hco3、co32、hs、s2、alo2等；fe3+與hco3、co32、alo2等。（6）若陰、陽離子能發(fā)生氧化還原反應則不能大量共存：fe3+與i、s2；mno4（h+）與i、br、s2、so32、fe2+等；no3（h+）與i、s2、so32、fe2+等；clo與i、s2、so32等。（7）因絡合反應或其它反應而不能大量共存：fe3+與scn.（8）此外，還有與al反應反應產(chǎn)生氫氣的溶液（可能h+；可能oh，含h+時一定不含no3）；水電離出的c(h+)1013 mol/l（可能為酸溶液或堿溶液）等。3熱化學方程式（1）h生成物總能量反應物總能量反應物中的總鍵能生成物中的總鍵能注意：同一

6、熱化學方程式用不同計量系數(shù)表示時，h值不同；熱化學方程式中計量系數(shù)表示物質的量；能量與物質的凝聚狀態(tài)有關，熱化學方程式中需標明物質的狀態(tài)；h中用“”表示吸熱；用“”表示放熱；計算1 mol物質中所含化學鍵數(shù)目時，應首先區(qū)分晶體類型，分子晶體應看其分子結構（如p4中含6個pp鍵，c60中含30個cc鍵和60個cc鍵），原子晶體應看其晶體結構，特別注意化學鍵的共用情況（如1 mol sio2中含4 mol sio鍵，1 mol 晶體si中含2 mol sisi鍵）；在表示可燃物燃燒熱的熱化學方程式中，可燃物前系數(shù)為1，并注意生成的水為液態(tài)。（2）物質分子所含化學鍵的鍵能越大，則成鍵時放出的能量越多

7、，物質本身的能量越低，分子越穩(wěn)定。（3）蓋斯定律：一定條件下，某化學反應無論是一步完成還是分幾步完成，反應的熱效應相同。即反應熱只與反應的始態(tài)和終態(tài)有關，而與反應所經(jīng)歷的途徑無關（注意：進行相關計算時，熱量應帶“”、“”進行運算）。例如：，h1h2h3 4元素周期率與元素周期表（1）判斷金屬性或非金屬性的強弱 金屬性強弱非金屬性強弱最高價氧化物水化物堿性強弱最高價氧化物水化物酸性強弱與水或酸反應，置換出h2的易難與h2化合的易難或生成氫化物穩(wěn)定性活潑金屬能從鹽溶液中置換出不活潑金屬 活潑非金屬單質能置換出較不活潑非金屬單質（2）比較微粒半徑的大小 核電荷數(shù)相同的微粒，電子數(shù)越多，則半徑越大：陽

8、離子半徑原子半徑陰離子半徑如：na+na；clcl 電子數(shù)相同的微粒，核電荷數(shù)越多則半徑越小即具有相同電子層結構的微粒，核電荷數(shù)越大，則半徑越小。 與ne電子層結構相同的微粒：o2fna+mg2+al3+ 與ar電子層結構相同的微粒： s2clk+ca2+ 電子數(shù)和核電荷數(shù)都不同的微粒同主族：無論是金屬還是非金屬，無論是原子半徑還是離子半徑從上到下遞增。同周期：原子半徑從左到右遞減。同周期元素的離子半徑比較時要把陰陽離子分開。同周期非金屬元素形成的陰離子半徑大于金屬元素形成的陽離子半徑。例如：na+cl；第三周期，原子半徑最小的是cl，離子半徑最小的是al3+ （3）元素周期結構（4）位、構、

9、性間關系5化學平衡（1）化學反應速率：aa(g)bb(g)cc(g)dd(g)反應任一時刻：v(a)正v(b)正v(c)正v(d)正abcd v(a)逆v(b)逆v(c)逆v(d)逆abcd 平衡時：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）外界條件對化學反應速率的影響 固體物質的濃度可以視作常數(shù)，故其反應速率與固體的用量無關。 一般溫度每升高10，反應速率增大24倍。 壓強只影響氣體反應的速率。 充入“惰性氣體”：恒溫、恒容：不影響反應速率；恒溫、恒壓：反應速率減小。 催化劑可同等程度的改變正、逆反應速率，影響反應到達平衡的時間，而不能改變

10、反應物的平衡轉化率。（3）平衡標志 宏觀：各組分的濃度相等。 微觀：用同一種物質表示的正、逆反應速率相等。 其他：如氣體顏色、反應物轉化率、產(chǎn)物產(chǎn)率、組分百分含量、氣體密度、氣體相對分子質量等，若平衡移動時該量改變，則不再改變時即達平衡狀態(tài)。（4）平衡移動方向v正v逆，平衡正向移動 改變條件的瞬間： v正v逆，平衡不移動v正v逆，平衡逆向移動因此，化學平衡的移動與反應的過程有關，是過程函數(shù)，化學平衡移動的方向取決于改變條件瞬間的v正、v逆之間的關系。6電解質溶液（1）溶液的導電性：溶液的導電性取決于溶液中自由移動的離子的濃度及離子所帶的電荷數(shù)。強電解質溶液的導電性不一定強，相反，弱電解質溶液的

11、導電性不一定弱。（2）弱電解質的電離程度、能水解鹽的水解程度與電解質濃度間的關系：弱酸或弱堿的濃度越大，則其酸性或堿性越強，但其電離程度越??；強酸弱堿鹽或弱酸強堿鹽的濃度越大，則其酸性或堿性越強，但其水解程度越小。（3）溶液中微粒濃度的比較 微粒濃度的大小比較首先判斷溶液中的溶質；然后根據(jù)溶質組成初步確定溶液中微粒濃度間的關系；接著判斷溶液的酸、堿性（或題中給出）；最后根據(jù)溶質是否因電離或水解而造成微粒濃度的變化，根據(jù)溶液的酸堿性確定其電離和水解程度的大小，寫出微粒濃度間最終的大小關系。 微粒濃度間的守恒關系：電荷守恒：借助于離子濃度（或物質的量）表達溶液呈電中性的式子。物料守恒：溶液中溶質微粒符合溶質組成的式子。（4）電極反應式、總化學方程式的書寫 原電池的負極和電解池的陽極發(fā)生氧化反應，還原劑參與，還原劑的還原性越強， 當電極產(chǎn)物與電解質溶液中微粒發(fā)生反應時，該反應應體現(xiàn)在電極反應式中；當兩電極產(chǎn)物會發(fā)生反應時，應體現(xiàn)在總反應式中（此時兩電極反應式之和并不等于總反應式）。（5）對可充、放電化學電源的認識 放電的方向為原電池方向，是氧化還原反應自發(fā)的方向；充電的方向為電解池方向，是氧化還原反應非自發(fā)的方向。 充電時，原電池的負極(發(fā)生氧化反應)接外接電