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高中化學(xué)必備的知識(shí)重點(diǎn)匯總

　　高中的學(xué)習(xí)無論是從知識(shí)的容量還是知識(shí)的難度都達(dá)到了一定強(qiáng)度，需要我們能在一定的時(shí)間內(nèi)保持高度專注才能將這門科目的知識(shí)點(diǎn)掌握好。下面是百分網(wǎng)小編為大家整理的高中化學(xué)重要的知識(shí)，希望對大家有用!

高中化學(xué)必備的知識(shí)重點(diǎn)匯總

　　高中化學(xué)考點(diǎn)知識(shí)

　　一、離子共存問題

　　離子在溶液中能否大量共存，涉及到離子的性質(zhì)及溶液酸堿性等綜合知識(shí)。凡能使溶液中因反應(yīng)發(fā)生使有關(guān)離子濃度顯著改變的均不能大量共存。如生成難溶、難電離、氣體物質(zhì)或能轉(zhuǎn)變成其它種類的離子(包括氧化一還原反應(yīng))，一般可從以下幾方面考慮：

　　1.弱堿陽離子只存在于酸性較強(qiáng)的溶液中，如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。如：

　　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(qiáng)或堿性較強(qiáng)的溶液中均不能大量共存.它們遇強(qiáng)酸(H+)會(huì)生成弱酸分子;遇強(qiáng)堿(OH-)生成正鹽和水。

　　如：HSO3-、HCO3-、HS-、H2PO4-、HPO42-等

　　4.若陰、陽離子能相互結(jié)合生成難溶或微溶性的鹽，則不能大量共存.

　　如：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(yīng)，則不能大量共存.如：Al3+與HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-、SiO32-等Fe3+與HCO3-、CO32-、AlO2-、ClO-、SiO32-、C6H5O-等;NH4+與AlO2-、SiO32-、ClO-、CO32-等

　　6.若陰、陽離子能發(fā)生氧化一還原反應(yīng)則不能大量共存.如：Fe3+與I-、S2-;MnO4-(H+)與I-、Br-、Cl-、S2-、SO32-、Fe2+等;NO3-(H+)與上述陰離子。S2-、SO32-、H+

　　7.因絡(luò)合反應(yīng)或其它反應(yīng)而不能大量共存，如：Fe3+與F-、CN-、SCN-等;H2PO4-與PO43-會(huì)生成HPO42-，故兩者不共存.

　　二、離子方程式判斷常見錯(cuò)誤及原因分析

　　1.離子方程式書寫的基本規(guī)律要求：(寫、拆、刪、查四個(gè)步驟來寫)

　　(1)合事實(shí)：離子反應(yīng)要符合客觀事實(shí)，不可臆造產(chǎn)物及反應(yīng)。

　　(2)式正確：化學(xué)式與離子符號(hào)使用正確合理。

　　(3)號(hào)實(shí)際：“=”“”“→”“↑”“↓”等符號(hào)符合實(shí)際。

　　(4)兩守恒：兩邊原子數(shù)、電荷數(shù)必須守恒(氧化還原反應(yīng)離子方程式中氧化劑得電子總數(shù)與還原劑失電子總數(shù)要相等)。

　　(5)明類型：分清類型，注意少量、過量等。

　　(6)細(xì)檢查：結(jié)合書寫離子方程式過程中易出現(xiàn)的錯(cuò)誤，細(xì)心檢查。

　　例如：(1)違背反應(yīng)客觀事實(shí)，如：Fe2O3與氫碘酸：Fe2O3+6H+=2 Fe3++3H2O錯(cuò)因：忽視了Fe3+與I-發(fā)生氧化一還原反應(yīng)

　　(2)違反質(zhì)量守恒或電荷守恒定律及電子得失平衡，如：FeCl2溶液中通Cl2 ：Fe2++Cl2=Fe3++2Cl- 錯(cuò)因：電子得失不相等，離子電荷不守恒

　　(3)混淆化學(xué)式(分子式)和離子書寫形式，如：NaOH溶液中通入HI：OH-+HI=H2O+I-錯(cuò)因：HI誤認(rèn)為弱酸.

　　(4)反應(yīng)條件或環(huán)境不分：如：次氯酸鈉中加濃HCl：ClO-+H++Cl-=OH-+Cl2↑錯(cuò)因：強(qiáng)酸制得強(qiáng)堿

　　(5)忽視一種物質(zhì)中陰、陽離子配比.如：H2SO4溶液加入Ba(OH)2溶液:Ba2++OH-+H++SO42-=BaSO4↓+H2O

　　正確：Ba2++2OH-+2H++SO42-=BaSO4↓+2H2O

　　(6)“=”“D ”“↑”“↓”符號(hào)運(yùn)用不當(dāng)，如：Al3++3H2O=Al(OH)3↓+3H+注意：鹽的水解一般是可逆的，Al(OH)3量少，故不能打“↓”

　　2.判斷離子共存時(shí)，審題一定要注意題中給出的附加條件。

　　(1)酸性溶液(H+)、堿性溶液(OH-)、能在加入鋁粉后放出可燃?xì)怏w的溶液、由水電離出的H+或OH-=1×10-amol/L(a>7或a<7)的溶液等。

　　(2)有色離子MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe(SCN)2+。 MnO4-,NO3-等在酸性條件下具有強(qiáng)氧化性。

　　(3)S2O32-在酸性條件下發(fā)生氧化還原反應(yīng)：S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O

　　注意題目要求“一定大量共存”還是“可能大量共存”;“不能大量共存”還是“一定不能大量共存”。

　　(4)看是否符合題設(shè)條件和要求，如“過量”、“少量”、“適量”、“等物質(zhì)的量”、“任意量”以及滴加試劑的先后順序?qū)Ψ磻?yīng)的影響等。

　　高中化學(xué)基礎(chǔ)知識(shí)

　　化學(xué)反應(yīng)中的能量變化

　　[放熱反應(yīng)] 放出熱量的化學(xué)反應(yīng).在放熱反應(yīng)中，反應(yīng)物的總能量大于生成物的總能量：

　　反應(yīng)物的總能量=生成物的總能量 + 熱量+ 其他形式的能量

　　放熱反應(yīng)可以看成是“貯存”在反應(yīng)物內(nèi)部的能量轉(zhuǎn)化并釋放為熱能及其他形式的能量的反應(yīng)過程.

　　[吸熱反應(yīng)] 吸收熱量的化學(xué)反應(yīng).在吸熱反應(yīng)中，反應(yīng)物的總能量小于生成物的總能量：

　　生成物的總能量=反應(yīng)物的總能量 + 熱量+ 其他形式的能量

　　吸熱反應(yīng)也可以看成是熱能及其他形式的能量轉(zhuǎn)化并“貯存”為生成物內(nèi)部能量的反應(yīng)過程.

　　[反應(yīng)熱]

　　(1)反應(yīng)熱的概念：在化學(xué)反應(yīng)過程中，放出或吸收的熱量，統(tǒng)稱為反應(yīng)熱.反應(yīng)熱用符號(hào)△H表示，單位一般采用kJ·mol-1.

　　(2)反應(yīng)熱與反應(yīng)物、生成物的鍵能關(guān)系：△H=生成物鍵能的總和 -反應(yīng)物鍵能的.總和

　　(3)放熱反應(yīng)與吸熱反應(yīng)的比較.

反應(yīng)熱	放熱反應(yīng)	吸熱反應(yīng)
含義	反應(yīng)物所具有的總能量大于生成物所具有的總能量，反應(yīng)物轉(zhuǎn)化為生成物時(shí)放出熱量	反應(yīng)物所具有的總能量小于生成物所具有的總能量，反應(yīng)物轉(zhuǎn)化為生成物時(shí)吸收熱量
反應(yīng)本身的能量變化	反應(yīng)放出熱量后使反應(yīng)本身的能量降低	反應(yīng)吸收熱量后使反應(yīng)本身的能量升高
表示符號(hào)或ΔH值	“－” ΔH＜0	“+” ΔH＞0

　　說明：放熱反應(yīng)和吸熱反應(yīng)過程中的能量變化示意圖如圖3—1—2所示.

　　[熱化學(xué)方程式]

　　(1)熱化學(xué)方程式的概念：表明反應(yīng)所放出或吸收熱量的化學(xué)方程式，叫做熱化學(xué)方程式.

　　(2)書寫熱化學(xué)方程式時(shí)應(yīng)注意的問題：

　�、傩枳⒚鞣磻�(yīng)的溫度和壓強(qiáng).因?yàn)榉磻?yīng)的溫度和壓強(qiáng)不同時(shí)，其△H也不同.若不注明時(shí)，則是指在101kPa和25℃時(shí)的數(shù)據(jù).

　　②反應(yīng)物、生成物的聚集狀態(tài)要注明.同一化學(xué)反應(yīng)，若物質(zhì)的聚集狀態(tài)不同，則反應(yīng)熱就不同.例如：

　　H2(g) +1/2O2(g)=H2O(g) △H=-241.8kJ·mol—1

　　H2(g) +1/2O2(g)=H2O(l) △H=-285.8kJ·mol—1

　　比較上述兩個(gè)反應(yīng)可知，由H2與O2反應(yīng)生成1 mol H2O(l)比生成1 mol H2O(g)多放出44 kJ·mol—1的熱量.

　�、鄯磻�(yīng)熱寫在化學(xué)方程式的右邊.放熱時(shí)△H用“-”，吸熱時(shí)△H用“+”.

　　例如： H2(g) + 1/2O2(g)=H2O(g)-241.8kJ·mol—1

　�、軣峄瘜W(xué)方程式中各物質(zhì)前的化學(xué)計(jì)量數(shù)不表示分子個(gè)數(shù)，而只表示物質(zhì)的量(mol)，因此，它可用分?jǐn)?shù)表示.對于相同物質(zhì)的反應(yīng)，當(dāng)化學(xué)計(jì)量數(shù)不同時(shí)，其△H也不同.例如：

　　2H2(g) + O2(g)=2H2O(g) △Hl=-483.6 kJ·mol—1

　　H2(g) +1/2O2(g)=H2O(g) △H2=-241.8kJ·mol—1

　　顯然，△Hl=2△H2.

　　蓋斯定律] 對于任何一個(gè)化學(xué)反應(yīng)，不管是一步完成還是分幾步完成，其反應(yīng)熱是相同的.也就是說，化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài)(各反應(yīng)物)和終態(tài)(各生成物)有關(guān)，而與具體反應(yīng)進(jìn)行的途徑無關(guān).如果一個(gè)反應(yīng)可以分幾步進(jìn)行，則各步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和與該反應(yīng)一步完成時(shí)的反應(yīng)熱是相同的.

　　高中化學(xué)必考知識(shí)

　　物理性質(zhì)

　　1、有色氣體：F2(淡黃綠色)、Cl2(黃綠色)、Br2(g)(紅棕色)、I2(g)(紫紅色)、NO2(紅棕色)、O3(淡藍(lán)色)，其余均為無色氣體。其它物質(zhì)的顏色見會(huì)考手冊的顏色表。

　　2、有刺激性氣味的氣體：HF、HCl、HBr、HI、NH3、SO2、NO2、F2、Cl2、Br2(g);有臭雞蛋氣味的氣體：H2S。

　　3、熔沸點(diǎn)、狀態(tài)：

　�、� 同族金屬從上到下熔沸點(diǎn)減小，同族非金屬從上到下熔沸點(diǎn)增大。

　�、� 同族非金屬元素的氫化物熔沸點(diǎn)從上到下增大，含氫鍵的NH3、H2O、HF反常。

　�、� 常溫下呈氣態(tài)的有機(jī)物：碳原子數(shù)小于等于4的烴、一氯甲烷、甲醛。

　�、� 熔沸點(diǎn)比較規(guī)律：原子晶體>離子晶體>分子晶體，金屬晶體不一定。

　�、� 原子晶體熔化只破壞共價(jià)鍵，離子晶體熔化只破壞離子鍵，分子晶體熔化只破壞分子間作用力。

　�、� 常溫下呈液態(tài)的單質(zhì)有Br2、Hg;呈氣態(tài)的單質(zhì)有H2、O2、O3、N2、F2、Cl2;常溫呈液態(tài)的無機(jī)化合物主要有H2O、H2O2、硫酸、硝酸。

　�、� 同類有機(jī)物一般碳原子數(shù)越大，熔沸點(diǎn)越高，支鏈越多，熔沸點(diǎn)越低。

　　同分異構(gòu)體之間：正>異>新，鄰>間>對。

　�、� 比較熔沸點(diǎn)注意常溫下狀態(tài)，固態(tài)>液態(tài)>氣態(tài)。如：白磷>二硫化碳>干冰。

　�、� 易升華的物質(zhì)：碘的單質(zhì)、干冰，還有紅磷也能升華(隔絕空氣情況下)，但冷卻后變成白磷，氯化鋁也可;三氯化鐵在100度左右即可升華。

　�、� 易液化的氣體：NH3、Cl2 ，NH3可用作致冷劑。

　　4、溶解性

　　① 常見氣體溶解性由大到�。篘H3、HCl、SO2、H2S、Cl2、CO2。極易溶于水在空氣中易形成白霧的氣體，能做噴泉實(shí)驗(yàn)的氣體：NH3、HF、HCl、HBr、HI;能溶于水的氣體：CO2、SO2、Cl2、Br2(g)、H2S、NO2。極易溶于水的氣體尾氣吸收時(shí)要用防倒吸裝置。

　�、� 溶于水的有機(jī)物：低級醇、醛、酸、葡萄糖、果糖、蔗糖、淀粉、氨基酸。苯酚微溶。

　　③ 鹵素單質(zhì)在有機(jī)溶劑中比水中溶解度大。

　�、� 硫與白磷皆易溶于二硫化碳。

　　⑤ 苯酚微溶于水(大于65℃易溶)，易溶于酒精等有機(jī)溶劑。

　　⑥ 硫酸鹽三種不溶(鈣銀鋇)，氯化物一種不溶(銀)，碳酸鹽只溶鉀鈉銨。

　�、� 固體溶解度大多數(shù)隨溫度升高而增大，少數(shù)受溫度影響不大(如NaCl)，極少數(shù)隨溫度升高而變小[如Ca(OH)2]。氣體溶解度隨溫度升高而變小，隨壓強(qiáng)增大而變大。

　　5、密度

　�、� 同族元素單質(zhì)一般密度從上到下增大。

　　② 氣體密度大小由相對分子質(zhì)量大小決定。

　�、� 含C、H、O的有機(jī)物一般密度小于水(苯酚大于水)，含溴、碘、硝基、多個(gè)氯的有機(jī)物密度大于水。

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