資源簡介

高中化學學業水平測試重點知識梳理
知識點一、物質的量
1、物質的量在化學反應方程式中的應用
以 H2、Cl2 反應生成HCl為例:
化學方程式:　　　 　　H2　　+　Cl2 　==== 2HCl
化學計量數之比: 1 ∶ 1 ∶ 2
物質微粒數之比: 1 ∶ 1 ∶ 2
擴大NA(6.02×1023)倍: NA ∶ NA ∶ 2NA
物質的量之比: 1 mol ∶ 1 mol ∶ 2 mol
標準狀況下體積之比: 22.4 L∶ 22.4 L ∶ 44.8 L
相同條件下體積之比: 1 ∶ 1 ∶ 2
①物質的量
定義：表示一定數目微粒的集合體 符號n 單位 摩爾 符號 mol
阿伏加德羅常數：0.012kgC12中所含有的碳原子數。用NA表示。 約為6.02x1023
微粒與物質的量
公式：n =
②摩爾質量：單位物質的量的物質所具有的質量 用M表示 單位：g/mol 數值上等于該物質的分子量
質量與物質的量
公式：n =
③物質的體積決定：①微粒的數目②微粒的大?、畚⒘ｉg的距離
微粒的數目一定 固體液體主要決定②微粒的大小
氣體主要決定③微粒間的距離
體積與物質的量
公式：n=
標準狀況下 ，1mol任何氣體的體積都約為22.4L
④阿伏加德羅定律：同溫同壓下， 相同體積的任何氣體都含有相同的分子數
⑤物質的量濃度：單位體積溶液中所含溶質B的物質的量。符號CB 單位：mol/l
公式：CB= nB=CB×V V=
溶液稀釋規律 C（濃）×V（濃）=C（稀）×V（?。?br/>知識點二、溶液的配置
（l）配制溶質質量分數一定的溶液
計算：算出所需溶質和水的質量。把水的質量換算成體積。如溶質是液體時，要算出液體的體積。
稱量：用天平稱取固體溶質的質量；用量簡量取所需液體、水的體積。
溶解：將固體或液體溶質倒入燒杯里,加入所需的水,用玻璃棒攪拌使溶質完全溶解.
（2）配制一定物質的量濃度的溶液 （配制前要檢查容量瓶是否漏水）
5.定容 6。搖勻7 裝瓶貼簽
計算：算出固體溶質的質量或液體溶質的體積。
稱量：用托盤天平稱取固體溶質質量，用量簡量取所需液體溶質的體積。
溶解：將固體或液體溶質倒入燒杯中，加入適量的蒸餾水（約為所配溶液體積的1/6），用玻璃棒攪拌使之溶解，冷卻到室溫后，將溶液引流注入容量瓶里。
洗滌（轉移）：用適量蒸餾水將燒杯及玻璃棒洗滌2－3次，將洗滌液注入容量瓶。振蕩，使溶液混合均勻。
定容：繼續往容量瓶中小心地加水，直到液面接近刻度2－3mm處，改用膠頭滴管加水，使溶液凹面恰好與刻度相切。把容量瓶蓋緊，再振蕩搖勻。
知識點三、氧化還原反應
口訣：化合價升高，失電子，被氧化（氧化反應），還原劑；
化合價降低，得電子，被還原（還原反應），氧化劑；
化合價口訣：一價氯氫鉀鈉銀；二價氧鈣鋇鎂鋅；二銅三鋁四七錳，二四六硫二四碳；三五價氮與磷；單質為零要記好。
2.氧化還原反應與基本反應類型的關系和規律
知識點四、強、弱電解質對比
強電解質 弱電解質
物質結構 離子化合物，某些共價化合物 某些共價化合物
電離程度 完全 部分
溶液時微粒 水合離子 分子、水合離子
導電性 強 弱
物質類別實例 大多數鹽類、強酸、強堿 弱酸、弱堿、水
強電解質包括：強酸(如HCl、HN03、H2S04)、強堿(如NaOH、KOH、Ba(OH)2)和大多數鹽(如NaCl、 MgCl2、K2S04、NH4C1)及所有的離子化合物和少數的共價化合物。
弱電解質包括：弱酸(如CH3COOH)、弱堿(如NH3·H20)、中強酸 (如H3PO4 )，注意：水也是弱電解質。
知識點五、離子方程式的書寫與判斷正誤
第一步：寫（基礎） 寫出正確的化學方程式
例如:CuSO4+BaCl2=BaSO4↓+CuCl2
第二步：拆（關鍵） 把易溶、易電離的物質拆成離子形式（難溶、難電離的以及氣體等仍用化學式表示）
Cu2＋＋SO42－＋Ba2＋＋2Cl－＝BaSO4↓＋Cu2＋＋2Cl－
第三步：刪（途徑） 刪去兩邊不參加反應的離子
Ba2+ + SO42－ = BaSO4↓
第四步：查（保證） 檢查（質量守恒、電荷守恒）
Ba2+ + SO42－ = BaSO4↓
知識點六、離子共存問題
凡是能發生反應的離子之間或在水溶液中水解相互促進的離子之間不能大量共存（注意不是完全不能共存，而是不能大量共存）一般規律是：
可溶性表：鉀鈉氨鹽皆可溶；氯鹽只有銀沉淀；硫酸沉淀鋇鈣銀；硝酸全溶無沉淀；碳酸可濃鉀鈉氨。
1、凡相互結合生成難溶或微溶性鹽的離子（熟記常見的難溶、微溶鹽）；
2、與H+不能大量共存的離子（生成水或弱）酸及酸式弱酸根離子：
氧族有：OH-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-
鹵族有：F-、ClO-
碳族有：CH3COO-、CO32-、HCO3-、SiO32-
3、與OH-不能大量共存的離子有：
NH42+和HS-、HSO3-、HCO3-等弱酸的酸式酸根離子以及弱堿的簡單陽離子（比如：Cu2+、Al3+、Fe3+、Fe2+、Mg2+等等）
4、能相互發生氧化還原反應的離子不能大量共存.
知識點七、物質的分類
2.酸、堿、鹽與金屬的通性
A.金屬通性
B.酸的通性：
1.酸與指示劑作用:酸使紫色石蕊試液變紅;不使無色酚酞變色。
⒉酸+金屬(金屬活動順序“氫”前的金屬)==氫氣＋鹽（置換反應)
3.酸+金屬氧化物==鹽+水（復分解反應)
4 .酸+堿==鹽+水（復分解)也叫中和反應）
5.酸+鹽==另一種酸+另一種鹽（復分解反應)
如果是碳酸鹽則有二氧化碳生成,其它鹽和酸反應要有沉淀生成.
C.堿的通性:
1.能使紫色石蕊試液變藍，使無色酚酞變紅。
2.堿＋非金屬氧化物(CO、SO2、SO3)=鹽+水 (堿必須是溶液)
3.堿＋酸==鹽＋水（復分解反應)
4.堿＋鹽==另一種堿＋另一種鹽（復分解反應)
(堿和鹽都必須是溶液,生成物一定至少要有一種是沉淀)
D鹽的通性:
1.鹽＋金屬==另一種金屬＋另一種鹽（置換)!鹽必須是溶液,金屬的活潑性要比另一種金屬大)
2鹽＋酸==另一種鹽＋另一種酸（復分解反應)
3.鹽＋堿==另一種鹽＋另一種堿（復分解反應)
4.鹽＋鹽==另一種鹽＋另一種鹽（復分解反應)兩種鹽都必須是溶液,生成物一定至少有一種是沉淀
知識點八、比較幾種分散系的不同：
分散系 溶　　液 膠　　體 濁　　液
分散質的直徑 ＜1nm（粒子直徑小于10-9m） 1nm－100nm（粒子直徑在10-9 ~ 10-7m） ＞100nm（粒子直徑大于10-7m）
實例 溶液酒精、氯化鈉等 氫氧化鋁、氫氧化鐵、淀粉、豆漿、雞蛋清 石灰乳、油水等
性質 外觀 均一、透明 均一、透明 不均一、不透明
穩定性 穩定 較穩定 不穩定
能否透過濾紙 能 能 不能
能否透過半透膜 能 不能 不能
鑒別 無丁達爾效應 有丁達爾效應 靜置分層
注意：三種分散系的本質區別：分散質粒子的大小不同。
知識點九、同位素、同分異構體，同素異形體
同系物：乙醇與丙醇為同系物,但乙二醇與丙三醇就不屬同系物。
同分異構體：正丁烷、異丁烷；
同素異形體：金剛石、石墨、C60；紅磷、白磷； O2、O3
同位素：：、、；、；
知識點十、原子結構
質子（Z個）
原子核 注意：
中子（N個） 質量數(A)＝質子數(Z)＋中子數(N)
1.原子（ A X ） 原子序數=核電荷數=質子數=原子的核外電子數
核外電子（Z個）
★熟背前20號元素，熟悉1～20號元素原子核外電子的排布：
H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca
知識點十一、化學鍵
化學鍵是相鄰兩個或多個原子間強烈的相互作用。
鍵型 離子鍵 共價鍵
成鍵粒子 陰、陽離子（陽離子為活潑金屬陽離子或銨根離子） 原子
成鍵元素 活潑金屬與活潑非金屬元素之間（特殊：NH4Cl、NH4NO3等銨鹽只由非金屬元素組成，但含有離子鍵） 非金屬元素之間：HCl、CO2、SO2
1.離子鍵與共價鍵的比較
離子化合物：由離子鍵構成的化合物叫做離子化合物。（一定有離子鍵，可能有共價鍵）
共價化合物：原子間通過共用電子對形成分子的化合物叫做共價化合物。（只有共價鍵）
極性共價鍵（簡稱極性鍵）：由不同種原子形成，A－B型，如，H－Cl。
共價鍵
非極性共價鍵（簡稱非極性鍵）：由同種原子形成，A－A型，如，Cl－Cl。
知識點十二、原電池構成
1.構成原電池的條件：（1）兩種活潑性順序不同的電極；（2）兩個電極接觸（導線連接或直接接觸）；（3）兩個相互連接的電極插入電解質溶液構成閉合回路。
2.電極名稱及發生的反應：
負極：較活潑的金屬作負極，負極發生氧化反應，升失氧化還原劑，寫出電極方程式。
電極反應式：較活潑金屬－ne－＝金屬陽離子
負極現象：負極溶解，負極質量減少。金屬棒變細；電子流出；電流進入。
正極：較不活潑的金屬或石墨作正極，正極發生還原反應，
電極反應式：溶液中陽離子＋ne－＝單質
正極的現象：一般有氣體放出或正極質量增加。
知識點十三、常見離子檢驗方法
知識點十四、元素周期表遞變規律
1.同周期元素性質遞變規律
第三周期元素 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar
(1)電子排布 電子層數相同，最外層電子數依次增加
(2)原子半徑 原子半徑依次減小 —
(3)主要化合價 ＋1 ＋2 ＋3 ＋4－4 ＋5－3 ＋6－2 ＋7－1 —
(4)金屬性、非金屬性 金屬性減弱，非金屬性增加 —
(5)單質與水或酸置換難易 冷水劇烈 熱水與酸快 與酸反應慢 —— —
(6)氫化物的化學式 —— SiH4 PH3 H2S HCl —
(7)與H2化合的難易 —— 由難到易 —
(8)氫化物的穩定性 —— 穩定性增強 —
(9)最高價氧化物的化學式 Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 —
最高價氧化物對應水化物 (10)化學式 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4 —
(11)酸堿性 強堿 中強堿 兩性氫氧化物 弱酸 中強酸 強酸 很強的酸 —
(12)變化規律 堿性減弱，酸性增強 —
第ⅠA族堿金屬元素：Li Na K Rb Cs Fr （Fr是金屬性最強的元素，位于周期表左下方）
第ⅦA族鹵族元素：F Cl Br I At （F是非金屬性最強的元素，位于周期表右上方）
★判斷元素金屬性和非金屬性強弱的方法：
（1）金屬性強（弱）——①單質與水或酸反應生成氫氣容易（難）；②氫氧化物堿性強（弱）；③相互置換反應（強制弱）Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu。
（2）非金屬性強（弱）——①單質與氫氣易（難）反應；②生成的氫化物穩定（不穩定）；③最高價氧化物的水化物（含氧酸）酸性強（弱）；④相互置換反應（強制弱）2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2。
常見考點類型：
1.金屬性的判斷與非金屬性判斷：非金屬性最強的元素。規律是同一周期非金屬性從左到右逐漸增強，金屬性減弱，同一主族金屬性增強，非金屬性減弱。
2.比較原子半徑的大小或者是離子半徑大?。号袛嘁幝?，同一周期從左到右原子半徑逐漸減小，同一主族原子半徑逐漸增大。比較粒子(包括原子、離子)半徑的方法：（1）先比較電子層數，電子層數多的半徑大。（2）電子層數相同時，再比較核電荷數，核電荷數多的半徑反而小。
3原子結構示意圖:
4.非金屬性的熱穩定性:SiH4 5.最高價氧化物對應的水化物:同一周期堿性減弱,酸性增強。
知識點十五、實驗室制取氣體
（一）實驗室制取氨氣
1.反應原理：2NH4Cl+Ca(OH)22NH3↑+2H2O+CaCl2，NH4Cl與Ca(OH)2為固體因此用固固加熱裝置；
A為發生裝置；
B干燥劑為堿石灰;根據反應原理可得出有水產生，需要干燥水蒸氣，但因氨氣為堿性氣體，固不能用濃硫酸。
C與D該裝置為定性實驗，檢測氨氣的酸堿性與驗滿法；用濕潤的紅色石蕊試紙接近試管口，試紙變藍；另一種是用沾有濃鹽酸的玻璃棒接近試管口，白煙產生；NH3+HCl=NH4Cl。
氨氣的實驗室尾氣處理方法為F裝置。需要防止倒吸，因為氨氣極易溶于水。
收集方法向下排氣法。
（二）實驗室制氯氣
（1）反應原理：MnO2＋4HCl(濃)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O
①鹽酸是濃鹽酸，稀溶液中的HCl不能被MnO2氧化；HCl是還原劑，但還表現出酸性。
②必須加熱，在常溫下，MnO2與濃鹽酸是不反應的。
（2）實驗裝置圖：
圖中：A是分液漏斗，加濃鹽酸；B是圓底燒瓶，用于反應，液體不超過容積的2/3，加熱時必須墊石棉網；
C是洗氣瓶，瓶中裝飽和食鹽水，除去Cl2中混有的HCl(氯氣在飽和食鹽水中比在水中溶解度小，可減少氯氣的損耗)；
D是洗氣瓶，瓶中裝濃H2SO4，干燥Cl2；
E為收集裝置，用向上排空氣法收集Cl2，進氣管伸入集氣瓶的底部；
F是尾氣吸收裝置，因氯氣有毒，多余氯氣要用NaOH溶液將其吸收(用水和石灰水吸收效果都不好。)注：問到作用寫“吸收多余的氯氣”
改進方法：尾氣處理裝置的導管末端接一個倒置的漏斗
（3）氯氣的檢驗：
氯氣可用濕潤的KI淀粉試紙檢驗，試紙變藍，其原理是：Cl2＋2KI=2KCl＋I2，置換出的碘與淀粉反應生成藍色物質。
（三）實驗室制取二氧化硫
1.反應原理：(1)反應原理:Na2SO3+ H2SO4(濃)==Na2SO4+SO2↑＋H2O
(2)B裝置驗證SO2:具有還原性,溶液的紫紅色褪色或顏色變淺。
(3)裝置驗證SO2的氧化性,溶液中產生黃色渾濁
(4)用NaOH溶液吸收尾氣,以防污染環境
知識點十六、化學反應速率
一、反應熱
1.常見的放熱反應：①燃燒反應；②中和反應；③物質的緩慢氧化反應；④活潑金屬與水或酸的反應；⑤大多數化合反應；⑥大多數置換反應。
2.常見的吸熱反應：①多數分解反應；②以H2、CO、C等為還原劑的氧化還原反應；③氯化銨固體與氫氧化鋇晶體等固態銨鹽與堿的反應；④高溫下進行的反應。
3.判斷反應熱：ΔH＞0，吸熱反應；ΔH＜0，放熱反應。
4.書寫熱化學方程式時注意的問題
（1）．寫出正確化學方程式，必須注明物質的聚集狀態(“s”“l”或“g”)才能完整地體現出熱化學方程式的意義。
（2）.ΔH若為放熱反應，ΔH為“－”；若為吸熱反應，ΔH為“＋”。ΔH的單位一般為kJ·mol－1。
（3）．注意反應熱ΔH與測定條件(溫度、壓強等)有關，因此書寫熱化學方程式時應注明ΔH的測定條件。絕大多數ΔH是在25 ℃、101 325 Pa下測定的，此時可不注明溫度和壓強。
（4）．注意熱化學方程式中各物質化學式前面的系數僅表示該物質的物質的量，各物質的系數可以是整數，也可以是分數。
（5）由于ΔH與反應完成物質的量有關，所以方程式中化學式前面的系數必須與ΔH相對應。如果系數加倍，則ΔH也要加倍。當反應逆向進行時，其反應熱與正反應的反應熱數值相等，符號相反。
5.蓋斯定律求反應熱方法：
二、化學反應速率
1、 單位 mol·L-1·s-1或mol·L-1·min-1?
（1）計算方式：化學平衡計算的基本模式：平衡“三步曲”
例: mA + nB pC + qD
起始量: a b 0 0
變化量 :mx nx px qx
平衡量: a-mx b-nx px qx
2、不同物質的速率的比值等于化學方程式中相應的 計量系數 比。
如對：mA + nB pC + qD 有：υ(A)∶υ(B)∶υ(C)∶υ(D)＝ m:n:p:q
3、影響反應速率因素：
濃度越大，反應速率越 大（不能改變其濃度）；
溫度越高，反應速率越 大 （注意：正、逆反應速率同時 增大 ）；
增大壓強（減小體積），反應速率 減小 ；
催化劑 加快 反應速率（正逆反應速率同時同倍數 增大 ）。
知識點十七、常見工業流程題
考點一：鋁土礦工業流程題
做這類題目首先要記住鋁元素的有關方程式
（1）鋁土礦制備鋁單質的基本流程
方程式：Ⅰ、Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O
Fe2O3+6HCl=2FeCl3+3H2O
SiO2+HCl不反應
Ⅱ、 AlCl3+4NaOH=3NaCl+Na[Al(OH)4]
FeCl3+3NaOH=3NaCl+Fe(OH)3
Ⅲ、2Na[Al(OH)4]+CO2=Na2CO3+2Al(OH)3↓+2H2O
Ⅳ、2Al(OH)3Al2O3+3H2O
Ⅴ、Al2O3 2Al+3O2
方程式：Ⅰ、Al2O3+2NaOH+3H2O=2Na[Al(OH)4]
SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O
Fe2O3+NaOH不反應
Ⅱ、 Na[Al(OH)4]+4HCl=NaCl+AlCl3+4H2O
Na2SiO3+2HCl=2NaCl+H2SiO3↓
Ⅲ、AlCl3+3NH3·H2O=3Al(OH)3↓+NH4Cl
HCl+NH3·H2O=H2O+NH4Cl
Ⅳ、2Al(OH)3Al2O3+3H2O
Ⅴ、Al2O3 2Al+3O2
解題思路：1.除去鋁土礦中的Fe2O3（堿性）、SiO2（酸性）雜質（利用Al2O3的兩性，將其轉化為可溶物）
2.恢復為Al2O3后再將在熔融狀態下其電
Z
通電
通電

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