高三化学总复习必备知识点

上杭县第一中学高三化学备课组高三化学重点知识归纳1高中化学无机部分重点知识记忆一、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、二氯甲烷、三氯甲烷（氯仿）、四氯化碳等大部分卤代烃、含氧衍生物等为液态或固态；SO3、P2O5等为固态，不能使用22.4L/mol。（3）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（1molSi含2molSi－Si键）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。（4）某些特殊反应中的电子转移数目：如Na2O2与H2O、CO2的反应（1molNa2O2转移1mol电子；Cl2与H2O、NaOH的反应（1molCl2转移1mol电子。若1molCl2作氧化剂，则转移2mol电子）；Cu与硫的反应（1molCu反应转移1mol电子或1molS反应转移2mol电子）及与Fe有关的反应（与非氧化性酸、盐的置换变为Fe2+、而与氯气等反应而被氧化为Fe3+等）。（5）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等因部分电离，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–等因发生水解反应而使溶液中阳离子或阴离子总数增多等。（6）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。（7）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（如1mol/LNa2CO3溶液中Na+为2NA是错的）；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．氧化还原反应：（本质是电子发生转移，特征是化合价发生变化（有升必有降））还原剂升失氧、氧化剂降得还化合价升高（失ne—）被氧化氧化剂＋还原剂＝还原产物＋氧化产物化合价降低（得ne—）被还原（较强）（较强）（较弱）（较弱）氧化性：氧化剂＞氧化产物还原性：还原剂＞还原产物常见的重要强氧化剂：F2、O2、Cl2、Br2、Fe3+、MnO2、Na2O2、H2O2、HClO(ClO-)、浓或稀HNO3、浓H2SO4、KMnO4等；常见氧化剂反应时化合价变化：Cl2→Cl-、Br2→Br-、O2→负二价O、MnO2→Mn2+、MnO4-（H+）→Mn2+、H2SO4（浓）→SO2、HNO3（浓）→NO2HNO3（稀）→NOClO3-→Cl-、Fe3+→Fe2+、Cr2O72-→Cr3+Na2O2→负二价O、H2O2→H2O、HClO→Cl-。氧化性：MnO4-Cl2Br2Fe3+I2常见的重要强还原剂：活泼金属单质Na、Mg等、Fe2+、S2-、H2S、I-、SO2、H2SO3、Na2SO3（SO32-）等。常见还原剂反应时化合价变化：金属→金属阳离子-、C及CO→CO2、SO2→SO3或SO42-（有水时）、I-→I2、S2-→S、Fe2+→Fe3+、SO32-→SO42-、Br-→Br2、H2→H+、Si→+4价Si还原性：S2-SO32-I-Fe2+Br-Cl-通常情况下强氧化剂遇到强还原剂则发生氧化还原反应。3．离子方程式判断常见错误及原因分析：离子方程式书写的基本规律要求：（写、拆、删、查四个步骤来写）（1）合事实：离子反应要符合客观事实，不可臆造产物及反应。上杭县第一中学高三化学备课组高三化学重点知识归纳2（2）式正确：化学式与离子符号使用正确合理。只能强酸、强碱、可溶性盐可以拆成离子形式，其它类型只能写分子式或化学式。（3）号实际：“=”“”“→”“↑”“↓”等符号符合实际。（4）两守恒：两边原子数、电荷数必须守恒（氧化还原反应离子方程式中氧化剂得电子总数与还原剂失电子总数要相等）。（5）明类型：分清类型，注意少量、过量等。（6）细检查：结合书写离子方程式过程中易出现的错误，细心检查。例如：(1)违背反应客观事实常见要注意的有：Fe与盐酸等非氧化酸或Cu2+、Ag+等反应只生成Fe2+，少量的铁与硝酸反应生成Fe3+，而过量的铁与硝酸反应则生成Fe2+；少量的CO2（或SO2）与碱或盐反应生成CO32-（或SO32-）-，过量的CO2（或SO2）与碱或盐反应则生成HCO3-（或HSO3-）；有强氧化性的物质与有强还原性的物质反应发生的是氧化还原反应不是复分解反应。如：Fe2O3与氢碘酸：Fe2O3＋6H+＝2Fe3+＋3H2O错因：忽视了Fe3+与I-发生氧化一还原反应(2)违反质量守恒或电荷守恒定律及电子得失平衡如：FeCl2溶液中通Cl2：Fe2+＋Cl2＝Fe3+＋2Cl-错因：电子得失不相等，离子电荷不守恒(3)混淆化学式（分子式）和离子书写形式。如：NaOH溶液中通入HI：OH-＋HI＝H2O＋I-错因：HI误认为弱酸.(4)反应条件或环境不分（强酸性下不能生成OH-，强碱性下不能生成H+）如：次氯酸钠中加浓HCl：ClO-＋H+＋Cl-＝OH-＋Cl2↑错因：强酸制得强碱(5)忽视一种物质中阴、阳离子配比.如：H2SO4溶液加入Ba(OH)2溶液:Ba2+＋OH-＋H+＋SO42-＝BaSO4↓＋H2O正确：Ba2+＋2OH-＋2H+＋SO42-＝BaSO4↓＋2H2O(6)“＝”“”“↑”“↓”符号运用不当；如S2-+2H2O=H2S↑+2OH-是错的。注意：盐的水解一般是可逆的，要用逆号，水解一般是微弱的，故不能“↓”或“↑”，多元弱酸的阴离子的水解是分步水解的且第一步是主要的。如：Al3+＋3H2O＝Al(OH)3↓＋3H+是错误的。应为如：Al3+＋3H2OAl(OH)3＋3H+；硫化钠水解为S2-+H2OHS-+OH-。4．离子共存问题：通常将阴阳离子结合看（a）是否有沉淀生成、气体放出；（b）是否有弱电解质生成；（c）是否发生氧化还原反应；（d）是否生成络离子[Fe(SCN)2、Fe(SCN)3、Ag(NH3)+[Cu(NH3)4]2+等]；（e）是否发生双水解等进行判断。具体如下所列。（下面所列（3）中实质是阴离子OH-与弱酸的酸式阴离子中电离H+的作用；（6）中也有阴离子与阴离子作用）（1）弱碱阳离子只存在于酸性较强的溶液中：Fe3+、Al3+、Zn2+、Cu2+、NH4+、Ag+等均与OH–不能大量共存（与OH–生成弱碱）。（2）弱酸阴离子只存在于碱性溶液中：CH3COO–、F–、CO32–、SO32–、S2–、PO43–、AlO2–均与H+不能大量共存（与H+生成弱酸）。（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–、H2PO4–、HPO42–等。（4）若阴、阳离子能相互结合生成难溶或微溶性的盐，则不能大量共存：Ba2+、Ca2+与CO32–、SO32–、PO43–、SO42–等；Ag+与Cl–、Br–、I–等；Ca2+与F–，C2O42–等。（5）若阴、阳离子发生双水解反应，则不能大量共存：Al3+与HCO3–、CO32–、HS–、S2–、AlO2–等；Fe3+与HCO3–、CO32–、AlO2–等。（6）若阴、阳离子能发生氧化还原反应则不能大量共存：Fe3+与I–、S2–；MnO4–（H+）与I–、Br–、Cl–、S2–、SO32–、Fe2+等；NO3–（H+）与I–、S2–、SO32–、Fe2+等；ClO–与I–、S2–、SO32–、Fe2+等。（7）因络合反应或其它反应而不能大量共存：Fe3+与SCN–；Al3+与F–等（AlF63–）。（8）此外，还有与Al反应反应产生氢气．．的溶液，说明溶液可能含H+；也可能含OH–（含H+时一定不含NO3–）；常温时水电离出的c(H+)＝10–13mol/L（小于10–7）说明可能含H+或OH–；若溶液无色则不存在Fe2+(浅绿色)、Fe3+(黄色)、Cu2+(蓝色)、MnO4–(紫红色)。5．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上杭县第一中学高三化学备课组高三化学重点知识归纳3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与水或酸反应，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①核电荷数相同的微粒，电子数越多，则半径越大：阳离子半径＜原子半径＜阴离子半径如：H+＜H＜H–；Fe＞Fe2+＞Fe3+；Na+＜Na；Cl＜Cl–②电子层数相同的微粒，核电荷数越多则半径越小．如：H–＞Li+＞Be2+、Na+＞Mg2+＞Al3+、同周期：原子半径从左到右递减。③最外层电子数相同但电子层数不同的微粒，电子层数多半径越大。如Na+＞Be2+、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）元素周期结构元素周期表18个纵列周期短周期长周期不完全1个第Ⅷ族7个主族周期第1、2、3周期4、5、6第周期7第元素种类分别为：元素种类分别为：元素种类若排满，为：列纵16个族（）周期7个（）稀有气体为7个横行7个副族1个0族2、8、818、18、3232ⅠA～ⅦAⅠB～ⅦB第8、9、10个纵列，第18（4）位、构、性间关系最外层电子数主族序数质子数位同化学性质同位近化学性质近变性递相似性同主族变性递性质位置结构＝＝8主族＝、原子半径＝周期序数电子层数＝核电荷数原子序数＝同周期、负价对值绝主族数最外层电子数最高正价（除O、F外）最外层电子数决定元素的化学性质6．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，则其酸性或碱性越强，但其电离程度越小；强酸弱碱盐或弱酸强碱盐的浓度越大，则其酸性或碱性越强，但其水解程度越小。稀释会促进弱电解质的电离，稀释也会促进盐的水解。（加水稀释会促进弱电解质的电离，但弱电解质稀溶液加水稀释时，由电解质电离出的离子物质的量增大了，但浓度却变小了；升温会促进弱电解质的电离或盐的水解）。加酸碱会抑制水的电离，常温下会使由水电离出的H+或OH-浓度小于1×10-7mol/L，加会水解的盐会促进水的电离，常温下会使由水电离出的H+或OH-浓度大于1×10-7mol/L。（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．．，记住弱电解质的电离是微弱的，盐的水解也是微弱的，若只有一种溶质直接判断，如CH3COOH溶液：c（CH3COOH）c（CH3COO-）c（H+）c（OH-）。CH3COONa溶液：c（Na+）c（CH3COO-）c（H+）c（CH3COOH）c（OH-）。若有两种溶质，看能否反应，若不能直接判断；若能反应（酸与碱可反应，上杭县第一中学高三化学备课组高三化学重点知识归纳4强酸与弱酸盐可反应，强碱与弱碱盐可反应），先认为它们完全反应，然后就用生成的物质与剩下的物质进行考虑，注意混合后体积的变化造成浓度的变化。常常根据溶液的酸碱性及电荷守恒判断离子浓度的大小。