高考化学一轮复习笔记(详细)

第1页共25页高考化学一轮复习笔记（详细）必须掌握的化学思想与化学方法1、整体性原则：——学会从整体出发，全面考虑问题；2、守恒意识：——三大守恒内容：①质量守恒；②电荷守恒；③得失电子守恒3、平衡意识：——勒夏特列原理适用于一切平衡体系（化学平衡、电离平衡、水解平衡、溶解平衡等）4、合理性原则——要学会运用常识、常理解题，要学会识别社会常理。杜绝不合逻辑的常识性错误5、绿色化学思想——①原子经济性；②杜绝污染源6、组成分析——组合与拆分；反应物、生成物的分子组成变化7、特征反应（关注典型反应）——解决问题的突破口；题眼、关键字8、具体化——可使问题意外地简单第2页共25页化学知识体系网络第一部分基本概念与基本理论(一)物质的组成1、分子和由分子构成的物质⑴分子是构成物质的一种能独立存在的微粒，它保持着这种物质的化学性质分子有一定的大小和质量；分子间有一定距离；分子在不停地运动着（物理变化是分子运动状态改变的结果）；分子间有分子间作用（范德华力）。⑵由分子构成的物质（在固态时为分子晶体）。一些非金属单质（如H2、O2、Cl2、S、惰性气体等）；气态氢化物；酸酐（SiO2除外）；酸类和大多数有机物等。2、原子和由原子构成的物质⑴原子是参加化学变化的最小微粒。化学反应的实质是原子的拆分和化合，是原子运动形态的变化原子有一定的种类、大小和质量；由原子构成的物质中原子间也有一定间隔；原子不停地运动着；原子间有一定的作用力。⑵由原子构成的物质（固态时为原子晶体）。金刚石、晶体硅、二氧化硅、碳化硅（SiC）等。3、离子和由离子构成的物质⑴离子是带有电荷的原子或原子团。带正电荷的阳离子如Na＋、Fe3＋、H3O＋、NH4＋、[Ag(NH3)2]＋等；带负电荷的阴离子如Cl－、S2—、OH—、SO42—、[Fe(CN)6]3—等。⑵由离子构成的物质（固态时为离子晶体）。绝大多数盐类（AlCl3等除外）；强碱类和低价金属氧化物等是由阳离子和阴离子构成的化合物。【注意】离子和原子的区别和联系：离子和原子在结构（电子排布、电性、半径）和性质（颜色，对某物质的不同反应情况，氧化性或还原性等）上均不相同。阳离子原子阴离子（简单阳、阴离子）(二)物质的分类1、元素⑴元素是具有相同核电荷数（即质子数）的同一类原子的总称（元素的种类是由核电荷数或质子数决定的）。人们把具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子叫做核素，同一元素的不同核素之间互称为同位素。⑵元素存在状态①游离态——在单质中的元素由同种元素形成的不同单质——同素异形体，常有下列三种形成方式：组成分子的原子个数不同：如O2、O3；白磷（P4）和红磷等晶体晶格的原子排列方式不同：如金刚石和石墨晶体晶格的分子排列方式不同：如正交硫和单斜硫②化合态的元素——在化合物中的元素【注意】元素和原子的区别，可从概念、含义、应用范围等方面加以区别。(三)物质的性质和变化物理变化和化学变化的比较比较物理变化化学变化概念没有生成其他物质的变化生成了其他物质的变化实质只是分子（原子或离子）间距离变化（聚集状分子种类变化，原子重新组合，得ne－失ne－得ne－失ne－第3页共25页态），分子组成、性质不变——分子种类不变但原子种类、数目不变伴随现象物质形状、状态改变放热、发光、变色、放出气体、生成沉淀等范围蒸发、冷凝、熔化、液化、汽化、升华、变形等分解、化合、置换、复分解、燃烧、风化、脱水、氧化、还原等区别无新物质生成有新物质生成相互关系化学变化中同时发生物理变化、物理变化中不一定有化学变化与性质的关系物质的性质决定物质的变化，物质的变化反映物质的性质(四)氧化还原反应1、氧化还原反应的特征：元素化合价有无升降，这是判断是否是氧化还原反应的依据。2、氧化还原反应各概念间的关系可用以下两条线掌握概念升　　　　失　　　　　还　　　　　还　　　　氧　　　　　氧元素化合原子失去物质是还原剂具元素被还原剂的产物价升高电子还原剂有还原性氧化是氧化产物降　　　　得　　　　　氧　　　　　氧　　　　还　　　　　还元素化合原子得到物质是氧化剂具元素被氧化剂的产物价降低电子氧化剂有氧化性还原是还原产物3、物质有无氧化性或还原性及其强弱的判断⑴物质有无氧化性或还原性的判断元素为最高价态时，只具有氧化性，如Fe3＋、H2SO4分子中＋6价硫元素；元素为最低价态只具有还原性，如Fe、S2—等；元素处于中间价态既有氧化性又具有还原性，如Fe2+、SO2、S等。⑵物质氧化性或还原性相对强弱的判断①由元素的金属性或非金属性比较金属阳离子的氧化性随单质还原性的增强而减弱，如下列四种阳离子的氧化性由强到弱的顺序是：Ag＋＞Cu2＋＞Al3＋＞K＋。非金属阴离子的还原性随单质氧化性的增强而减弱，如下列四种卤素离子还原性由强到弱的顺序是：I－＞Br－＞Cl－＞F－。②由反应条件的难易比较不同氧化剂与同一还原剂反应，反应条件越易，氧化性越强。如F2和H2混合在暗处就能剧烈化合而爆炸，而I2与H2需在不断加热的情况下才能缓慢化合，因而F2的氧化性比I2强。不同还原剂与同一氧化剂反应，反应条件越易，还原性越强，如有两种金属M和N均能与水反应，M在常温下能与水反应产生氢气，而N需在高温下才能与水蒸气反应，由此判断M的还原性比N强。③由氧化还原反应方向比较还原剂A＋氧化剂B　　　　　氧化产物a＋还原产物b，则：氧化性：B＞a还原性：A＞b如：由2Fe2＋＋Br2＝＝＝2Fe3＋＋2Br－可知氧化性：Br2＞Fe3＋；还原性：Fe2＋＞Br－④当不同的还原剂与同一氧化剂反应时，可根据氧化剂被还原的程度不同来判断还原剂还原性的强弱。第4页共25页一般规律是氧化剂被还原的程度越大，还原剂的还原性越强。同理当不同氧化剂与同一还原剂反应时，还原剂被氧化的程度越大，氧化剂的氧化性就越强。如氯气、硫两种氧化剂分别与同一还原剂铁起反应，氯气可把铁氧化为FeCl3，而硫只能把铁氧化为FeS，由此说明氯气的氧化性比硫强。【注意】还原性的强弱是指物质失电子能力的强弱，与失电子数目无关。如Na的还原性强于Al，而NaNa＋，AlAl3＋，Al失电子数比Na多。同理，氧化性的强弱是指物质得电子能力的强弱，与得电子数目无关。如氧化性F2＞O2，则F22F－，O22O2—，O2得电子数比F2多。4、氧化还原方程式配平原理：氧化剂所含元素的化合价降低（或得电子）的数值与还原剂所含元素的化合价升高（或失电子）的数值相等。步骤Ⅰ：写出反应物和生成物的分子式，并列出发生氧化还原反应元素的化合价（简称标价态）步骤Ⅱ：分别列出元素化合价升高数值（或失电子数）与元素化合价降低数值（或得电子数）。（简称定得失）步骤Ⅲ：求化合价升降值（或得失电子数目）的最小公倍数。配平氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的系数。步骤Ⅳ：用观察法配平其他物质的系数。(五)离子反应1、离子反应发生条件离子反应发生条件（即为离子在溶液中不能大量共存的原因）：⑴离子间发生复分解反应①有沉淀生成。不溶于水的化合物可依据书后物质的溶解性表判断，还有以下物质不溶于水：CaF2、CaC2O4（草酸钙）等。②有气体生成。如CO32－＋2H＋＝＝＝CO2↑＋H2O③有弱电解质生成。如弱碱NH3·H2O；弱酸HF、HClO、H2S、H3PO4等；还有水、(CH3COO)2Pb、[Ag(NH3)2]＋、[Fe(SCN)]2＋等难电离的物质生成。⑵离子间发生氧化还原反应：如：Fe3＋与I－在溶液中不能共存，2Fe3＋＋2I－＝＝＝2Fe2＋＋I2S2－、SO32－、H＋三种离子在溶液中不能共存，2S2－＋SO32－＋6H＋＝＝＝3S↓＋3H2O等2、书写离子方程式应注意的问题①没有自由移动离子参加的反应，不能写离子方程式。如：Cu＋H2SO4(浓)；NH4Cl（固）＋Ca(OH)2；C＋H2SO4(浓)反应；NaCl（固）＋H2SO4(浓)，均因无自由移动离子参加反应，故不可写离子方程式。②有离子生成的反应可以写离子方程式，如钠和水、铜和浓硫酸、SO2通入溴水里、碳酸钙溶于乙酸等。③单质、氧化物在离子方程式中一律写成化学式。如：SO2和NaOH溶液反应：SO2＋2OH－＝＝＝SO32－＋H2O或SO2＋OH－＝＝＝HSO3－④酸式盐的酸根离子在离子方程式中不能拆开写。如NaHCO3溶液和稀盐酸反应：HCO3－＋H＋＝＝＝H2O＋CO2↑⑤操作顺序或反应物相对量不同时离子方程式不同。例如Ca(OH)2中通入少量CO2，离子方程式为：Ca2＋＋2OH－＋CO2＝＝＝CaCO3↓＋H2O；Ca(OH)2中通入过量CO2，离子方程式为：OH－＋CO2＝＝＝HCO3－。⑥对于生成物是易溶于水的气体，要特别注意反应条件。如NaOH溶液和NH4Cl溶液的反应，当浓度不大，又不加热时，离子方程式为：失e－失3e－得2e－得4e－第5页共25页NH4＋＋OH－＝＝＝NH3·H2O；当为浓溶液，又加热时离子方程式为：NH4＋＋OH－NH3↑＋H2O⑦对微溶物（通常指CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4、MgCO3等）要根据实际情况来判断。当反应里有微溶物处于溶液状态时，应写成离子，如盐酸加入澄清石灰水：H＋＋OH－＝＝＝H2O；当反应里有微溶物处于浊液或固态时，应写化学式，如在石灰乳中加入Na2CO3溶液：Ca(OH)2＋CO32－＝＝＝CaCO3＋2OH－；在生成物中有微溶物析出时，微溶物用化学式表示，如Na2SO4溶液中加入AgNO3溶液：2Ag＋＋SO42－＝＝＝Ag2SO4↓。对于中强酸（H3PO4、H2SO3等）在离子方程式中写化学式。⑧具有强氧化性的微粒与强还原性微粒相遇时，首先要考虑氧化——还原反应，不能只简单地考虑复分解反应。3、离子在溶液中不能大量共存几种情况⑴H＋与所有弱酸阴离子和OH—不能大量共存，因生成弱电解质（弱酸）和水。⑵OH－与所有弱碱阳离子、H＋、弱酸的酸式酸根离子不能大量共存，因生成弱碱、弱酸盐和水。⑶能发生复分解反应生成弱电解质、沉淀和气体者不能大量共存。⑷能发生氧化还原反应的离子不能大量共存，如Fe3＋、与S2－，Fe2＋与NO3—（H＋），S2－与SO32－（H＋）等。⑸某些弱酸根与弱碱根不能大量共存，如S2－、HCO3－、AlO2－、CO32－与Fe3＋、Al3＋等不共存。⑹发生络合反应的离子不能大量共存，如Fe3＋与SCN—、Ag＋与NH3·H2O。⑺Al3＋与AlO2－、NH4+与AlO2－、NH4+与SiO32－不能大量共存。⑻注意有色离子（有时作为试题附加条件）：Cu2＋（蓝色）、Fe3＋（棕黄色）、MnO4－（紫色）、Fe(SCN)2＋（红色）等。(六)化学反应中的能量变化1、热化学方程式⑴概念：表明反应所放出或吸收热量的化学方程式，叫做热化学方程式。⑵书写热化学方程式时注意事项。①△H写在方程式右边或下边，两者之间用“；”隔开，放出热量△H为“－”，吸收热量△H为“＋”。②要注明反应物和生成物的状态。固体用符号符号“s”表示、液体用符号“l”表示，气体用符号“g”表示。③热化学方程各物质前的化学计量数表示物质的量的多少，因此，它可以是整数，也可以是分数。对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，△H也不同。2、反应热的有关计算⑴反应热＝物质的量×1mol物质反应吸收或放出的热⑵反应热＝反应物的总键能－生成物的总键能⑶根据盖斯定律：如果一个反应可以分几步进行，各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热相同。⑷某种物质的状态或晶型不同会引起反应热的差异，根据盖斯定律，可将热化学方程式进行“加减”后，根据反应过程的反应热比较其大小。⑸物质的量不同引起的反应热差异，可根据反应热的物质的量之间的正比例关系比较。(七)物质的量1、物质的量及其单位——摩尔（mol）⑴物质的量是七个基本的物理量之一。它的物理意义是含一定数目粒子的集体，符号为n。物质的量的单位为摩尔，简称摩，符号为mol。物质的量和摩尔的关系正如时间