高考化學復習知識點

時間：2015-11-21 10:05:12 淑航658由分享

　　在高考化學的復習過程中，我們要快速的提高自己的學習效率。下面是學習啦小編為大家收集整理的高考化學復習知識點，相信這些文字對你會有所幫助的。

　　高考化學復習知識點(一)

　　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22.4L/mol。

　　(3)特殊物質(zhì)的摩爾質(zhì)量及微粒數(shù)目：如D2O、18O2、H37Cl等。

　　(4)某些特定組合物質(zhì)分子中的原子個數(shù)：如Ne、O3、P4等。

　　(5)某些物質(zhì)中的化學鍵數(shù)目：如白磷(31 g白磷含1.5 mol P-P鍵)、金剛石(12 g金剛石含2 mol C-C鍵)、晶體硅及晶體SiO2(60 g二氧化硅晶體含4 mol Si-O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(zhì)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(zhì)HCl、HNO3等因完全電離，不存在電解質(zhì)分子;弱電解質(zhì)CH3COOH、HClO等因部分電離，而使溶液中CH3COOH、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(zhì)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(zhì)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))。

　　離子共存問題：

　　(1)弱堿陽離子只存在于酸性較強的溶液中：Fe3+、Al3+、Zn2+、Cu2+、NH4+、Ag+ 等均與OH–不能大量共存。

　　(2)弱酸陰離子只存在于堿性溶液中：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–、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：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(fā)生雙水解反應，則不能大量共存：Al3+與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–、Cl–、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–;Al3+與F–等(AlF63–)。

　　(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+)=10–13 mol/L(可能為酸溶液或堿溶液)等。

　　高考化學復習知識點(二)

　　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：①同一熱化學方程式用不同計量系數(shù)表示時，△H值不同;②熱化學方程式中計量系數(shù)表示物質(zhì)的量;③能量與物質(zhì)的凝聚狀態(tài)有關，熱化學方程式中需標明物質(zhì)的狀態(tài);④△H中用“+”表示吸熱;用“-”表示放熱;⑤計算1 mol物質(zhì)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P-P鍵，C60中含30個C=C鍵和60個C-C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 Si-O鍵，1 mol 晶體Si中含2 mol Si-Si鍵);⑥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(zhì)分子所含化學鍵的鍵能越大，則成鍵時放出的能量越多，物質(zhì)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)。

　　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

　　(2)比較微粒半徑的大小 ①核電荷數(shù)相同的微粒，電子數(shù)越多，則半徑越大：陽離子半徑<原子半徑<陰離子半徑如：H+Fe2+>Fe3+;Na+

　?、陔娮訑?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。

　　如：① 與He電子層結構相同的微粒：H–>Li+>Be2+

　　② 與Ne電子層結構相同的微粒：O2–>F–>Na+>Mg2+>Al3+

　?、?與Ar電子層結構相同的微粒： S2–>Cl–>K+>Ca2+

　?、垭娮訑?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。