52avavjizz亚洲精品,欧美精品一区二区三区四区在线,日日夜夜噜噜

高三化學教學總結推薦度：
會計學知識點要點總結推薦度：
初中化學知識點總結推薦度：
高中化學知識點總結推薦度：
高三物理知識點總結推薦度：
相關推薦

高三化學復習必備要點知識總結

　　高三的理科生即將進入總復習階段，化學作為理綜里面最好拿分的一門科目，很多學生都想考好，那么復習的時候需要掌握哪些化學知識呢?下面是百分網(wǎng)小編為大家整理的高中化學重要的知識，希望對大家有用!

高三化學復習必備要點知識總結

　　高中化學基礎知識

　　一、化學平衡常數(shù)

　　(一)定義：在一定溫度下，當一個反應達到化學平衡時，生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個常數(shù)比值。符號：K

　　(二)使用化學平衡常數(shù)K應注意的問題：

　　1、表達式中各物質的濃度是變化的濃度，不是起始濃度也不是物質的量。

　　2、K只與溫度(T)有關，與反應物或生成物的濃度無關。

　　3、反應物或生產(chǎn)物中有固體或純液體存在時，由于其濃度是固定不變的，可以看做是“1”而不代入公式。

　　4、稀溶液中進行的反應，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關系式中。

　　(三)化學平衡常數(shù)K的應用：

　　1、化學平衡常數(shù)值的大小是可逆反應進行程度的標志。K值越大，說明平衡時生成物的濃度越大，它的正向反應進行的程度越大，即該反應進行得越完全，反應物轉化率越高。反之，則相反。一般地，K>105時，該反應就進行得基本完全了。

　　2、可以利用K值做標準，判斷正在進行的可逆反應是否平衡及不平衡時向何方進行建立平衡。(Q：濃度積)

　　Q〈K:反應向正反應方向進行;

　　Q=K:反應處于平衡狀態(tài) ;

　　Q〉K:反應向逆反應方向進行

　　3、利用K值可判斷反應的熱效應

　　若溫度升高，K值增大，則正反應為吸熱反應

　　若溫度升高，K值減小，則正反應為放熱反應

　　二、等效平衡

　　1、概念：在一定條件下(定溫、定容或定溫、定壓)，只是起始加入情況不同的同一可逆反應達到平衡后，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學平衡互稱為等效平衡。

　　2、分類

　　(1)定溫，定容條件下的等效平衡

　　第一類：對于反應前后氣體分子數(shù)改變的可逆反應：必須要保證化學計量數(shù)之比與原來相同;同時必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質的量與原來相同。

　　第二類：對于反應前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應：只要反應物的物質的量的比例與原來相同即可視為二者等效。

　　(2)定溫，定壓的等效平衡

　　只要保證可逆反應化學計量數(shù)之比相同即可視為等效平衡。

　　三、化學反應進行的方向

　　1、反應熵變與反應方向：

　　(1)熵:物質的一個狀態(tài)函數(shù)，用來描述體系的混亂度，符號為S. 單位：J•mol-1•K-1

　　(2)體系趨向于有序轉變?yōu)闊o序，導致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應方向判斷的依據(jù)。

　　(3)同一物質，在氣態(tài)時熵值最大，液態(tài)時次之，固態(tài)時最小。即

　　S(g)〉S(l)〉S(s)

　　2、反應方向判斷依據(jù)

　　在溫度、壓強一定的條件下，化學反應的判讀依據(jù)為：

　　ΔH-TΔS〈0 反應能自發(fā)進行

　　ΔH-TΔS=0 反應達到平衡狀態(tài)

　　ΔH-TΔS〉0 反應不能自發(fā)進行

　　注意：

　　(1)ΔH為負，ΔS為正時，任何溫度反應都能自發(fā)進行

　　(2)ΔH為正，ΔS為負時，任何溫度反應都不能自發(fā)進行

　　高中化學考點知識

　　一、離子共存問題

　　離子在溶液中能否大量共存，涉及到離子的性質及溶液酸堿性等綜合知識。凡能使溶液中因反應發(fā)生使有關離子濃度顯著改變的均不能大量共存。如生成難溶、難電離、氣體物質或能轉變成其它種類的離子(包括氧化一還原反應)，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或堿性較強的溶液中均不能大量共存.它們遇強酸(H+)會生成弱酸分子;遇強堿(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，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.因絡合反應或其它反應而不能大量共存，如：Fe3+與F-、CN-、SCN-等; H2PO4-與PO43-會生成HPO42-，故兩者不共存.

　　二、離子方程式判斷常見錯誤及原因分析

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

　　(1)合事實：離子反應要符合客觀事實，不可臆造產(chǎn)物及反應。

　　(2)式正確：化學式與離子符號使用正確合理。

　　(3)號實際：“=”“”“→”“↑”“↓”等符號符合實際。

　　(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)細檢查：結合書寫離子方程式過程中易出現(xiàn)的錯誤，細心檢查。

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

　　(2)違反質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- 錯因：電子得失不相等，離子電荷不守恒

　　(3)混淆化學式(分子式)和離子書寫形式，如：NaOH溶液中通入HI：OH-+HI=H2O+I-錯因：HI誤認為弱酸.

　　(4)反應條件或環(huán)境不分：如：次氯酸鈉中加濃HCl：ClO-+H++Cl-=OH-+Cl2↑錯因：強酸制得強堿

　　(5)忽視一種物質中陰、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 ”“↑”“↓”符號運用不當，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，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氣體的溶液、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氧化性。

　　(3)S2O32-在酸性條件下發(fā)生氧化還原反應：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)看是否符合題設條件和要求，如“過量”、“少量”、“適量”、“等物質的量”、“任意量”以及滴加試劑的先后順序對反應的影響等。

　　高考化學必背知識

　　一、各種“水”匯集

　　1.純凈物：重水D2O;超重水T2O;蒸餾水H2O;雙氧水H2O2;水銀Hg; 水晶SiO2。

　　2.混合物：氨水(分子：NH3、H2O、NH3·H2O;離子：NH4+、OH‾、H+);氯水(分子：Cl2、H2O、HClO;離子：H+、Cl‾、ClO‾、OH‾);蘇打水(Na2CO3的溶液);生理鹽水(0.9%的NaCl溶液);水玻璃(Na2SiO3水溶液);水泥(2CaO·SiO2、3CaO·SiO2、3CaO·Al2O3);鹵水(MgCl2、NaCl及少量MgSO4);王水(由濃HNO3和濃鹽酸以1∶3的體積比配制成的混合物)

　　二、中學化學中與“0”有關的.實驗問題4例及小數(shù)點問題

　　1.滴定管最上面的刻度是0。小數(shù)點為兩位

　　2.量筒最下面的刻度是0。小數(shù)點為一位

　　3.溫度計中間刻度是0。小數(shù)點為一位

　　4.托盤天平的標尺中央數(shù)值是0。小數(shù)點為一位

　　三、能夠做噴泉實驗的氣體

　　1、NH3、HCl、HBr、HI等極易溶于水的氣體均可做噴泉實驗。

　　2、CO2、Cl2、SO2與氫氧化鈉溶液; 3、C2H2、C2H2與溴水反應

　　四、比較金屬性強弱的依據(jù)

　　金屬性：金屬氣態(tài)原子失去電子能力的性質;

　　金屬活動性：水溶液中，金屬原子失去電子能力的性質。

　　注：金屬性與金屬活動性并非同一概念，兩者有時表現(xiàn)為不一致，