高考化學(xué)重要的基礎(chǔ)知識(shí)小結(jié)
高考備考已經(jīng)開始，在復(fù)習(xí)化學(xué)的時(shí)候，首先我們就要將基礎(chǔ)知識(shí)梳理清楚，力求弄懂每一個(gè)知識(shí)點(diǎn)，不遺漏任何一個(gè)重要知識(shí)點(diǎn)。下面是百分網(wǎng)小編為大家整理的高考化學(xué)必備的知識(shí)，希望對(duì)大家有用!
高考化學(xué)實(shí)驗(yàn)知識(shí)
一、化學(xué)實(shí)驗(yàn)操作中的七原則
1、“從下往上”原則
以Cl2實(shí)驗(yàn)室制法為例，裝配發(fā)生裝置順序是：放好鐵架臺(tái)→擺好酒精燈→根據(jù)酒精燈位置固定好鐵圈→石棉網(wǎng)→固定好圓底燒瓶。
2、“從左到右”原則
裝配復(fù)雜裝置遵循從左到右順序。如上裝置裝配順序?yàn)椋喊l(fā)生裝置→集氣瓶→燒杯。
3、先“塞”后“定”原則
帶導(dǎo)管的塞子在燒瓶固定前塞好，以免燒瓶固定后因不宜用力而塞不緊或因用力過猛而損壞儀器。
4、“固體先放”原則
上例中，燒瓶?jī)?nèi)試劑MnO2應(yīng)在燒瓶固定前裝入，以免固體放入時(shí)損壞燒瓶�？傊腆w試劑應(yīng)在固定前加入相應(yīng)容器中。
5、“液體后加”原則
液體藥品在燒瓶固定后加入。如上例濃鹽酸應(yīng)在燒瓶固定后在分液漏斗中緩慢加入。
6、先驗(yàn)氣密性(裝入藥口前進(jìn)行)原則
7、后點(diǎn)酒精燈(所有裝置裝完后再點(diǎn)酒精燈)原則
二、化學(xué)實(shí)驗(yàn)中溫度計(jì)的使用
1、測(cè)反應(yīng)混合物的溫度：這種類型的實(shí)驗(yàn)需要測(cè)出反應(yīng)混合物的準(zhǔn)確溫度，因此，應(yīng)將溫度計(jì)插入混合物中間。
�、贉y(cè)物質(zhì)溶解度。②實(shí)驗(yàn)室制乙烯。
2、測(cè)蒸氣的溫度：這種類型的實(shí)驗(yàn)，多用于測(cè)量物質(zhì)的沸點(diǎn)，由于液體在沸騰時(shí)，液體和蒸氣的溫度相同，所以只要測(cè)蒸氣的溫度。
�、賹�(shí)驗(yàn)室蒸餾石油。②測(cè)定乙醇的沸點(diǎn)。
3、測(cè)水浴溫度：這種類型的實(shí)驗(yàn)，往往只要使反應(yīng)物的溫度保持相對(duì)穩(wěn)定，所以利用水浴加熱，溫度計(jì)則插入水浴中。
①溫度對(duì)反應(yīng)速率影響的反應(yīng)。②苯的硝化反應(yīng)。
三、常見的需要塞入棉花的實(shí)驗(yàn)
加熱KMnO4制氧氣 制乙炔和收集NH3
其作用分別是：防止KMnO4粉末進(jìn)入導(dǎo)管;防止實(shí)驗(yàn)中產(chǎn)生的泡沫涌入導(dǎo)管;防止氨氣與空氣對(duì)流，以縮短收集NH3的時(shí)間。
四、常見物質(zhì)分離提純的方法
1、結(jié)晶和重結(jié)晶：利用物質(zhì)在溶液中溶解度隨溫度變化較大，如NaCl，KNO3。
2、蒸餾冷卻法：在沸點(diǎn)上差值大。乙醇中(水)：加入新制的CaO吸收大部分水再蒸餾。
3、過濾法：溶與不溶。
4、升華法：SiO2(I2)。
5、萃取法：如用CCl4來萃取I2水中的I2。
6、溶解法：Fe粉(A1粉)：溶解在過量的NaOH溶液里過濾分離。
7、增加法：把雜質(zhì)轉(zhuǎn)化成所需要的物質(zhì)：CO2(CO)：通過熱的CuO;CO2(SO2)：通過NaHCO3溶液。
8、吸收法：除去混合氣體中的氣體雜質(zhì)，氣體雜質(zhì)必須被藥品吸收：N2(O2)：將混合氣體通過銅網(wǎng)吸收O2。
9、轉(zhuǎn)化法：兩種物質(zhì)難以直接分離，加藥品變得容易分離，然后再還原回去：Al(OH)3，F(xiàn)e(OH)3：先加NaOH溶液把Al(OH)3溶解，過濾，除去Fe(OH)3，再加酸讓NaAlO2轉(zhuǎn)化成A1(OH)3。
高考化學(xué)考點(diǎn)知識(shí)
重要的氧化劑和還原劑：
(1)所含元素的化合價(jià)處在最高價(jià)的物質(zhì)只能得到電子，只具有氧化性，只能作氧化劑(注：不一定是強(qiáng)氧化劑)。重要的氧化劑有：
�、� 活潑非金屬單質(zhì)，如 X2(鹵素單質(zhì))、O2、O3等。
�、� 所含元素處于高價(jià)或較高價(jià)時(shí)的氧化物，如 MnO2、NO2、PbO2等。
③ 所含元素處于高價(jià)時(shí)的含氧酸，如濃H2SO4、HNO3等。
�、� 所含元素處于高價(jià)時(shí)的鹽，如 KMnO4、KClO3、K2Cr2O7等。
�、� 金屬陽離子等，如 Fe3+、Cu2+、Ag+、H+等。
⑥ 過氧化物，如 Na2O2、H2O2等。
�、咛厥馕镔|(zhì)，如 HClO也具有強(qiáng)氧化性。
(2)所含元素的化合價(jià)處在最低價(jià)的物質(zhì)只能失去電子，只具有還原性，只能作還原劑(注：不一定是強(qiáng)還原劑)。重要的還原劑有：
① 活潑金屬單質(zhì)，如 Na、K、Ca、Mg、Al、Fe等。
�、� 某些非金屬單質(zhì)，如 C、H2、Si等。
�、� 所含元素處于低價(jià)或較低價(jià)時(shí)的氧化物，如 CO、SO2等。
④ 所含元素處于低價(jià)或較低價(jià)時(shí)的化合物，如含有的化合物H2S、Na2S、H2SO3、Na2SO3、HI、HBr、FeSO4、NH3等。
(3)當(dāng)所含元素處于中間價(jià)態(tài)時(shí)的物質(zhì)，既有氧化性又有還原性，如H2O2、SO2、Fe2+等。
(4)當(dāng)一種物質(zhì)中既含有高價(jià)態(tài)元素又含有低價(jià)態(tài)元素時(shí)，該物質(zhì)既有氧化性又有還原性;例如，鹽酸(HCl)與 Zn 反應(yīng)時(shí)作氧化劑，而濃鹽酸與 MnO2 共熱反應(yīng)時(shí)，則作還原劑。
[氧化還原反應(yīng)的分類]
(1)不同反應(yīng)物間的氧化還原反應(yīng)。
① 不同元素間的氧化還原反應(yīng)。
例如：MnO2+ 4HCl(濃)
MnCl2+C12↑+ 2H2O 絕大多數(shù)氧化還原反應(yīng)屬于這一類。
�、� 同種元素間的氧化還原反應(yīng)。
例如：2H2S+ SO2=3S+ 2H2O KClO3+ 6HCl(濃)=KCl+3C12↑+ 3H2O
在這類反應(yīng)中，所得氧化產(chǎn)物和還原產(chǎn)物是同一物質(zhì)，這類氧化還原反應(yīng)又叫歸中反應(yīng)。
(2)同一反應(yīng)物的氧化還原反應(yīng)。
�、� 同一反應(yīng)物中，不同元素間的氧化還原反應(yīng)。
例如：2KClO3
2KCl+ 3O2↑
② 同一反應(yīng)物中，同種元素不同價(jià)態(tài)間的氧化還原反應(yīng)。
例如：NH4NO3
N2O↑+2H2O
③ 同一反應(yīng)物中，同種元素同一價(jià)態(tài)間的氧化還原反應(yīng)。
例如：C12+ 2NaOH=NaCl+ NaClO+ H2O 3NO2+ H2O=2HNO3+NO
在這類反應(yīng)中，某一元素的化合價(jià)有一部分升高了，另一部分則降低了.這類氧化還原反應(yīng)又叫歧化反應(yīng)。
[氧化還原反應(yīng)與四種基本反應(yīng)類型的關(guān)系] 如下圖所示。由圖可知：置換反應(yīng)都是氧化還原反應(yīng);復(fù)分解反應(yīng)都不是氧化還原反應(yīng)，化合反應(yīng)、分解反應(yīng)不一定是氧化還原反應(yīng)。
[氧化還原反應(yīng)中電子轉(zhuǎn)移的方向、數(shù)目的表示方法]
(1)單線橋法;表示在反應(yīng)過程中反應(yīng)物里元素原子間電子轉(zhuǎn)移的數(shù)目和方向.用帶箭頭的連線從化合價(jià)升高的元素開始，指向化合價(jià)降低的元素，再在連線上方標(biāo)出電子轉(zhuǎn)移的數(shù)目。
在單線橋法中，箭頭的指向已經(jīng)表明了電子轉(zhuǎn)移的方向，因此不能再在線橋上寫“得”、“失”字樣。
(2)雙線橋法;表示在反應(yīng)物與生成物里，同一元素原子在反應(yīng)前后電子轉(zhuǎn)移的數(shù)目和方向.在氧化劑與還原產(chǎn)物、還原劑與氧化產(chǎn)物之間分別用帶箭頭的連線從反應(yīng)前的有關(guān)元素指向反應(yīng)后的該種元素，并在兩條線的上、下方分別寫出“得”、“失”電子及數(shù)目。
高中化學(xué)知識(shí)難點(diǎn)
離子反應(yīng)
[離子反應(yīng)] 有離子參加或有離子生成的反應(yīng)，都稱為離子反應(yīng)。
離子反應(yīng)的`本質(zhì)、類型和發(fā)生的條件：
(1)離子反應(yīng)的本質(zhì)：反應(yīng)物中某種離子的濃度減小.
(2)離子反應(yīng)的主要類型及其發(fā)生的條件：
① 離子互換(復(fù)分解)反應(yīng)，具備下列條件之一就可以使反應(yīng)朝著離子濃度減小的方向進(jìn)行，即離子反應(yīng)就會(huì)發(fā)生。
a.生成難溶于水的物質(zhì).如：Cu2++ 2OH-=Cu(OH)2↓
注意：當(dāng)有關(guān)離子濃度足夠大時(shí)，生成微溶物的離子反應(yīng)也能發(fā)生.如：
2Ag++ SO42—=Ag2SO4↓ Ca2++ 2OH-=Ca(OH)2↓
或者由微溶物生成難溶物的反應(yīng)也能生成.如當(dāng)石灰乳與Na2CO3溶液混合時(shí)，發(fā)生反應(yīng)：Ca(OH)2+ CO32—=CaCO3↓+ 2OH-
b.生成難電離的物質(zhì)(即弱電解質(zhì))。如：
H++ OH-=H2O
H++ CH3COO-=CH3COOH
c.生成揮發(fā)性物質(zhì)(即氣體)。如：
CO32-+ 2H+=CO2↑+ H2O
NH4++ OH-
NH3↑+H2O
② 離子間的氧化還原反應(yīng)。由強(qiáng)氧化劑與強(qiáng)還原劑反應(yīng)，生成弱氧化劑和弱還原劑，即反應(yīng)朝著氧化性、還原性減弱的方向進(jìn)行。例如：
Fe + Cu2+=Fe2++ Cu
Cl2 + 2Br-=2C1-+ Br2
2MnO4-+ 16H++ 10C1-=2Mn2++ 5C12↑+ 8H2O
書寫離子方程式時(shí)應(yīng)注意的問題：
(1)電解質(zhì)在非電離條件下(不是在水溶液中或熔融狀態(tài))，雖然也有離子參加反應(yīng)，但不能寫成離子方程式，因?yàn)榇藭r(shí)這些離子并沒有發(fā)生電離.如NH4Cl固體與Ca(OH)2固體混合加熱制取氨氣的反應(yīng)、濃H2SO4與固體(如NaCl、Cu等)的反應(yīng)等，都不能寫成離子方程式.相反，在某些化學(xué)方程式中，雖然其反應(yīng)物不是電解質(zhì)或強(qiáng)電解質(zhì)，沒有大量離子參加反應(yīng)，但反應(yīng)后產(chǎn)生了大量離子，因此，仍可寫成離子方程式.如Na、Na2O、Na2O2、SO3、Cl2等與H2O的反應(yīng).
(2)多元弱酸的酸式鹽，若易溶于水，則成鹽的陽離子和酸根離子可拆開寫成離子的形式，而酸根中的H+與正鹽陰離子不能拆開寫。如：NaHS、Ca(HCO3)2等，只能分別寫成Na+、HS-和Ca2+、HCO3-等酸式酸根的形式。
(3)對(duì)于微溶于水的物質(zhì)，要分為兩種情況來處理：
�、� 當(dāng)作反應(yīng)物時(shí)，微溶物要保留化學(xué)式的形式，不能拆開。
�、� 當(dāng)作反應(yīng)物時(shí)，若為澄清的稀溶液，應(yīng)改寫為離子形式，如澄清石灰水等;若為濁液或固體，要保留化學(xué)式的形式而不能拆開，如石灰乳、熟石灰等。
(4)若反應(yīng)物之間由于物質(zhì)的量之比不同而發(fā)生不同的反應(yīng)，即反應(yīng)物之間可發(fā)生不止一個(gè)反應(yīng)時(shí)，要考慮反應(yīng)物之間物質(zhì)的量之比不同，相應(yīng)的離子方程式也不同。例如，向NaOH溶液中不斷通入CO2氣體至過量，有關(guān)反應(yīng)的離子方程式依次為： CO2+ 2OH—=CO32—+ H2O(CO2適量)
CO2+ OH—=HCO3—(CO2足量)
在溶液中離子能否大量共存的判斷方法：
幾種離子在溶液中能否大量共存，實(shí)質(zhì)上就是看它們之間是否發(fā)生反應(yīng).若離子間不發(fā)生反應(yīng)，就能大量共存;否則就不能大量共存.離子間若發(fā)生下列反應(yīng)之一，就不能大量共存。
(1)生成難溶物或微溶物.
如Ca2+與CO32-、SO42-、OH-;
Ag+與C1-、Br-、I-、SO32-，等等.
(2)生成氣體.
如NH4+與OH-;
H+與HCO3-、CO32-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-等.
(3)生成難電離物質(zhì)(弱酸、弱堿、水).如：H+與C1O-、F-、CH3COO-生成弱酸;OH-與NH4+、A13+、Fe3+、Fe2+、Cu2+等生成弱堿;H+與OH-生成H2O。
(4)發(fā)生氧化還原反應(yīng).具有氧化性的離子(如MnO4-、ClO-、Fe3+等)與具有還原性的離子( 如S2-、I-、SO32-、Fe2+等)不能共存.應(yīng)注意的是，有些離子在堿性或中性溶液中可大量共存，但在酸性條件下則不能大量共存，如：SO32-與S2-，NO3-與I-、S2-、SO32-、Fe2+等。
5)形成配合物.如Fe3+與SCN-因反應(yīng)生成Fe(SCN)3而不能大量共存。
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