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高三化學(xué)必考知識點(diǎn)總結
高三化學(xué)必考知識點(diǎn)總結(一)
常見(jiàn)物質(zhì)俗稱(chēng)
1、氯化鈉 (NaCl) ： 食鹽
2、碳酸鈉(Na2CO3) ： 純堿，蘇打，口堿
3、氫氧化鈉(NaOH)：火堿，燒堿，苛性鈉
4、氧化鈣(CaO)：生石灰
5、氫氧化鈣(Ca(OH)2)：熟石灰，消石灰
6、二氧化碳固體(CO2)：干冰
7、氫氯酸(HCl)：鹽酸
8、堿式碳酸銅(Cu2(OH)2CO3)：銅綠
9、硫酸銅晶體(CuSO4 ,高一.5H2O)：藍礬，膽礬
10、甲烷 (CH4)：沼氣
11、乙醇(C2H5OH)：酒精
12、乙酸(CH3COOH)：醋酸
13、過(guò)氧化氫(H2O2)：雙氧水
14、汞(Hg)：水銀
15、碳酸氫鈉(NaHCO3)：小蘇打
16、十水合碳酸鈉(Na2CO3·10H2O )：碳酸鈉晶體，純堿
高三化學(xué)必考知識點(diǎn)總結(二)
阿伏加德羅常數
(1)條件問(wèn)題：常溫、常壓下氣體摩爾體積增大，不能使用22.4 L/mol。
(2)狀態(tài)問(wèn)題：標準狀況時(shí)，H2O、N2O4、碳原子數大于4的烴為液態(tài)或固態(tài);SO3、P2O5等為固態(tài)，不能使用22.4 L/mol。
(3)特殊物質(zhì)的摩爾質(zhì)量及微粒數目：如D2O、18O2、H37Cl等。 (4)某些特定組合物質(zhì)分子中的原子個(gè)數：如Ne、O3、P4等。
(5)某些物質(zhì)中的化學(xué)鍵數目：如白磷(31 g白磷含1.5 mol P-P鍵)、金剛石(12 g金剛石含2 mol C-C鍵)、晶體硅及晶體SiO2(60 g二氧化硅晶體含4 mol Si-O鍵)、Cn(1 mol Cn含n mol單鍵，n/2 mol 雙鍵)等。
(6)某些特殊反應中的電子轉移數目：如Na2O2與H2O、CO2的反應(1 mol Na2O2轉移1 mol電子;Cl2與H2O、NaOH的反應(1 mol Cl2轉移1 mol電子。若1 mol Cl2作氧化劑，則轉移2 mol電子);Cu與硫的反應(1 mol Cu反應轉移1 mol電子或1 mol S反應轉移2 mol電子)等。
(7)電解質(zhì)溶液中因微粒的電離或水解造成微粒數目的變化：如強電解質(zhì)HCl、HNO3等因完全電離，不存在電解質(zhì)分子;弱電解質(zhì)CH3COOH、HClO等因部分電離，而使溶液中CH3COOH、HClO濃度減小;Fe3+、Al3+、CO32–、CH3COO–等因發(fā)生水解使該種粒子數目減少;Fe3+、Al3+、CO32–等因發(fā)生水解反應而使溶液中陽(yáng)離子或陰離子總數增多等。
(8)由于生成小分子的聚集體(膠體)使溶液中的微粒數減少：如1 mol Fe3+形成Fe(OH)3膠體時(shí)，微粒數目少于1 mol。
(9)此外，還應注意由物質(zhì)的量濃度計算微粒時(shí)，是否告知了溶液的體積;計算的是溶質(zhì)所含分子數，還是溶液中的所有分子(應考慮溶劑水)數;某些微粒的電子數計算時(shí)應區分是微粒所含的電子總數還是價(jià)電子數，并注意微粒的帶電情況(加上所帶負電荷總數或減去所帶正電荷總數)。
高三化學(xué)必考知識點(diǎn)總結(三)
熱化學(xué)方程式
(1)△H=生成物總能量-反應物總能量 =反應物中的總鍵能-生成物中的總鍵能
注意：
①同一熱化學(xué)方程式用不同計量系數表示時(shí)，△H值不同;
②熱化學(xué)方程式中計量系數表示物質(zhì)的量;
③能量與物質(zhì)的凝聚狀態(tài)有關(guān)，熱化學(xué)方程式中需標明物質(zhì)的狀態(tài);
④△H中用“+”表示吸熱;用“-”表示放熱;
⑤計算1 mol物質(zhì)中所含化學(xué)鍵數目時(shí)，應首先區分晶體類(lèi)型，分子晶體應看其分子結構(如P4中含6個(gè)P-P鍵，C60中含30個(gè)C=C鍵和60個(gè)C-C鍵)，原子晶體應看其晶體結構，特別注意化學(xué)鍵的共用情況(如1 mol SiO2中含4 mol Si-O鍵，1 mol 晶體Si中含2 mol Si-Si鍵);
⑥在表示可燃物燃燒熱的熱化學(xué)方程式中，可燃物前系數為1，并注意生成的水為液態(tài)。
(2)物質(zhì)分子所含化學(xué)鍵的鍵能越大，則成鍵時(shí)放出的能量越多，物質(zhì)本身的能量越低，分子越穩定。
(3)蓋斯定律：一定條件下，某化學(xué)反應無(wú)論是一步完成還是分幾步完成，反應的熱效應相同。即反應熱只與反應的始態(tài)和終態(tài)有關(guān)，而與反應所經(jīng)歷的途徑無(wú)關(guān)(注意：進(jìn)行相關(guān)計算時(shí)，熱量應帶“+”、“-”進(jìn)行運算)。
高三化學(xué)必考知識點(diǎn)總結(四)
離子共存問(wèn)題高中化學(xué)知識點(diǎn)(1)弱堿陽(yáng)離子只存在于酸性較強的溶液中：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：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或堿性較強的溶液中均不能大量共存。它們遇強酸(H+)會(huì )生成弱酸分子;遇強堿(OH–)會(huì )生成正鹽和水：HSO3–、HCO3–、HS–、H2PO4–、HPO42–等。
(4)若陰、陽(yáng)離子能相互結合生成難溶或微溶性的鹽，則不能大量共存：Ba2+、Ca2+與CO32–、SO32–、PO43–、SO42–等;Ag+與Cl–、Br–、I– 等;Ca2+與F–，C2O42–等。
(5)若陰、陽(yáng)離子發(fā)生雙水解反應，則不能大量共存：Al3+與HCO3–、CO32–、HS–、S2–、AlO2–等;Fe3+與HCO3–、CO32–、AlO2–等。
(6)若陰、陽(yáng)離子能發(fā)生氧化還原反應則不能大量共存：Fe3+與I–、S2–;MnO4–(H+)與I–、Br–、Cl–、S2–、SO32–、Fe2+等;NO3–(H+)與I–、S2–、SO32–、Fe2+等;ClO–與I–、S2–、SO32–等。
(7)因絡(luò )合反應或其它反應而不能大量共存：Fe3+與SCN–;Al3+與F–等(AlF63–)。
(8)此外，還有與Al反應反應產(chǎn)生氫氣的溶液(可能H+;可能OH–，含H+時(shí)一定不含NO3–);水電離出的c(H+)=10–13 mol/L(可能為酸溶液或堿溶液)等。
高三化學(xué)必考知識點(diǎn)總結(五)
元素周期率與元素周期表
(1)判斷金屬性或非金屬性的強弱
(2)比較微粒半徑的大小
①核電荷數相同的微粒，電子數越多，則半徑越大：陽(yáng)離子半徑<原子半徑<陰離子半徑 如：H+Fe2+>Fe3+;Na+
②電子數相同的微粒，核電荷數越多則半徑越小.即具有相同電子層結構的微粒，核電荷數越大，則半徑越小。
如：
① 與He電子層結構相同的微粒：H–>Li+>Be2+
② 與Ne電子層結構相同的微粒：O2–>F–>Na+>Mg2+>Al3+
③ 與Ar電子層結構相同的微粒： S2–>Cl–>K+>Ca2+
③電子數和核電荷數都不同的微粒
同主族：無(wú)論是金屬還是非金屬，無(wú)論是原子半徑還是離子半徑從上到下遞增。 同周期：原子半徑從左到右遞減。
同周期元素的離子半徑比較時(shí)要把陰陽(yáng)離子分開(kāi)。同周期非金屬元素形成的陰離子半徑大于金屬元素形成的陽(yáng)離子半徑。
例如：Na+
(3)元素周期結構
(4)位、構、性間關(guān)系
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