高中化学重要知识点梳理.docx

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高中化学重要知识点梳理

一、几个常见的热点问题

阿伏加德罗常数

条件问题：常温、常压下气体摩尔体积增大，不能使用22.4L/mol。

状态问题：标准状况时，HO、NO、碳原子数大于4的烃为液态或固态；SO、PO

2 24 3 25

等为固态，不能使用22.4L/mol。

特殊物质的摩尔质量及微粒数目：如DO、18O、H37Cl等。

2 2

某些特定组合物质分子中的原子个数：如Ne、O、P等。

3 4

某些物质中的化学键数目：如白磷（31g白磷含1.5molP－P键）、金刚石（12g

金刚石含2molC－C键）、晶体硅及晶体SiO（60g二氧化硅晶体含4molSi－O键）、C

2 n

（1molC含nmol单键，n/2mol双键）等。

n

某些特殊反应中的电子转移数目：如NaO与HO、CO的反应（1molNaO转移1mol

22 2 2 22

电子；Cl

与HO、NaOH的反应（1molCl转移1mol电子。若1molCl

作氧化剂，则转

2 2 2 2

移2mol电子）；Cu与硫的反应（1molCu反应转移1mol电子或1molS反应转移2mol

电子）等。

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。

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。

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）。

离子共存问题

弱碱阳离子只存在于酸性较强的溶液中：Fe3+、Al3+、Zn2+、Cu2+、NH4+、Ag+等均与

OH–不能大量共存。

弱酸阴离子只存在于碱性溶液中：CH3COO–、F–、CO32–、SO32–、S2–、PO43–、AlO2–

均与H+不能大量共存。

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–、H2PO4–、HPO42–等。

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–、PO43–、SO42–等；Ag+与Cl–、Br–、I–等；Ca2+与F–，C2O42–等。

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。

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–、Cl–、S2–、SO32–、Fe2+等；NO3–（H+）与I–、S2–、SO32–、Fe2+等；ClO–与I–、S2–、SO32–等。

因络合反应或其它反应而不能大量共存：Fe3+与SCN–；Al3+与F–等（AlF63–）。

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。

热化学方程式Q＝反应物总能量－生成物总能量

Q0,放热反应，Q0，吸热反应；

注意：①同一热化学方程式用不同计量系数表示时，Q值不同；②热化学方程式中计量系数表示物质的量；③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；④Q用“－”表示吸热；用“＋”表示放热；⑤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。

元素周期率与元素周期表

金属性强弱①最高价氧化物水化物碱性强弱

金属性强弱

①最高价氧化物水化物碱性强弱

②与水或酸反应，置换出H的易难

2

③活泼金属能从盐溶液中置换出不活泼金属

非金属性强弱

①最高价氧化物水化物酸性强弱

②与H化合的易难或生成氢化物稳定性

2

③活泼非金属单质能置换出较