xx届高考化学第一轮复习专题资料014

1 / 9 XX 届高考化学第一轮复习专题资料 014 本资料为 WoRD 文档，请点击下载地址下载全文下载地址 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 /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 /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 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2 / 9 子或 1molS 反应转移 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。 （ 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 、 3 / 9 （ 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 、 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 、 S2 、 So32 、Fe2+等； No3 （ H+）与 I 、 S2 、 So32 、 Fe2+等； clo与 I 、 S2 、 So32 等。 （ 7）因络合反应或其它反应而不能大量共存： Fe3+与 ScN . （ 8）此外，还有与 Al 反应反应产生氢气的溶液（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 生成物总能量反应物总能量 反应物中的总键能生成物中的总键能 注意： 同一热化学方程式用不同计量系数表示时， H 值不同； 热化学方程式中计量系数表示物质的量； 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；H 中用 “ ” 表示吸热；用 “ ” 表示放热； 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4 / 9 应看其分子结构（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结构， 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）； 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，则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，某化学反应无论是一步完成还是分几步完成，反应的热效应相同。即反应热只与反应的始态和终态有关，而与反应所经历的途径无关（注意：进行相关计算时，热量应带 “ ” 、 “ ” 进行运算）。 例如：， H1 H2 H3 4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 最高价氧化物水化物碱性强弱 最高价氧化物水化物酸性强弱 与水或酸反应，置换出 H2 的易难 与 H2 化合的易难或生成氢化物稳定性 活泼金属能从盐溶液中置换出不活泼金属 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 5 / 9 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： Na+ Na； cl cl 电子数相同的微粒，核电荷数越多则半径越小 即具有相同电子层结构的微粒，核电荷数越大，则半径越小。 与 Ne 电子层结构相同的微粒： o2 F Na+ mg2+Al3+ 与 Ar 电子层结构相同的微粒： S2 cl k+ ca2+ 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）元素周期结构 （ 4）位、构、性间关系 5化学平衡 6 / 9 （ 1）化学反应速率： aA(g) bB(g)cc(g) dD(g) 反应任一时刻： 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）外界条件对化学反应速率的影响 固体物质的浓度可以视作常数，故其反应速率与固体的用量无关。 一般温度每升高 10 ，反应速率增大 2 4 倍。 压强只影响气体反应的速率。 充入 “ 惰性气体 ” ：恒温、恒容：不影响反应速率； 恒温、恒压：反应速率减小。 催化剂可同等程度的改变正、逆反应速率，影响反应到达平衡的时间，而不能改变反应物的平衡转化率。 （ 3）平衡标志 宏观：各组分的浓度相等。 微观：用同一种物质表示的正、逆反应速率相等。 其他：如气体颜色、反应物转化率、产物产率、组分百分含量、气体密度、气体相对分子质量等，若平衡移动时该量改变，则不再改变时即达平衡状态。 （ 4）平衡移动方向 7 / 9 v 正 v 逆，平衡正向移动 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应的过程有关，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。 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。 （ 3）溶液中微粒浓度的比较 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。 微粒浓度间的守恒关系： 8 / 9 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）电极反应式、总化学方程式的书写 原电池的负极和电解池的阳极发生氧化反应，还原剂参与，还原剂的还原性越强， 当电极产物与电解质溶液中微粒发生反应时，该反应应体现在电极反应式中；当两电极产物会发生反应时，应体现在总反应式中（此时两电极反应式之和并不等于总反应式）。 （ 5）对可充、放电化学电源的认识 放电的方向为原电池方向，是氧化还原反应自发的方向；充电的方向为电解池方向，是氧化还原反应非自发的方向。 充电时，原电池的负极 (发生氧