1、高中化學學業(yè)水平測試重點知識梳理知識點一、物質(zhì)的量1、物質(zhì)的量在化學反應方程式中的應用以 H2、Cl2 反應生成HCl為例:化學方程式: H2+Cl2 = 2HCl化學計量數(shù)之比: 1 1 2物質(zhì)微粒數(shù)之比: 1 1 2擴大NA(6.02×1023)倍: NA NA 2NA物質(zhì)的量之比: 1 mol 1 mol 2 mol標準狀況下體積之比: 22.4 L 22.4 L 44.8 L相同條件下體積之比: 1 1 2物質(zhì)的量定義：表示一定數(shù)目微粒的集合體 符號n 單位 摩爾 符號 mol阿伏加德羅常數(shù)：0.012kgC12中所含有的碳原子數(shù)。用NA表示。 約為6.02x1023微粒與物

2、質(zhì)的量 公式：n =摩爾質(zhì)量：單位物質(zhì)的量的物質(zhì)所具有的質(zhì)量 用M表示 單位：g/mol 數(shù)值上等于該物質(zhì)的分子量質(zhì)量與物質(zhì)的量公式：n = 物質(zhì)的體積決定：微粒的數(shù)目微粒的大小微粒間的距離微粒的數(shù)目一定 固體液體主要決定微粒的大小 氣體主要決定微粒間的距離體積與物質(zhì)的量公式：n= 標準狀況下 ，1mol任何氣體的體積都約為22.4L阿伏加德羅定律：同溫同壓下， 相同體積的任何氣體都含有相同的分子數(shù)物質(zhì)的量濃度：單位體積溶液中所含溶質(zhì)B的物質(zhì)的量。符號CB 單位：mol/l公式：CB= nB=CB×V V=溶液稀釋規(guī)律 C（濃）×V（濃）=C（稀）×V（稀） 知識

3、點二、溶液的配置 （l）配制溶質(zhì)質(zhì)量分數(shù)一定的溶液計算：算出所需溶質(zhì)和水的質(zhì)量。把水的質(zhì)量換算成體積。如溶質(zhì)是液體時，要算出液體的體積。稱量：用天平稱取固體溶質(zhì)的質(zhì)量；用量簡量取所需液體、水的體積。溶解：將固體或液體溶質(zhì)倒入燒杯里,加入所需的水,用玻璃棒攪拌使溶質(zhì)完全溶解.（2）配制一定物質(zhì)的量濃度的溶液 （配制前要檢查容量瓶是否漏水） 計算：算出固體溶質(zhì)的質(zhì)量或液體溶質(zhì)的體積。稱量：用托盤天平稱取固體溶質(zhì)質(zhì)量，用量簡量取所需液體溶質(zhì)的體積。溶解：將固體或液體溶質(zhì)倒入燒杯中，加入適量的蒸餾水（約為所配溶液體積的1/6），用玻璃棒攪拌使之溶解，冷卻到室溫后，將溶液引流注入容量瓶里。洗滌（轉(zhuǎn)移）：

4、用適量蒸餾水將燒杯及玻璃棒洗滌23次，將洗滌液注入容量瓶。振蕩，使溶液混合均勻。定容：繼續(xù)往容量瓶中小心地加水，直到液面接近刻度23mm處，改用膠頭滴管加水，使溶液凹面恰好與刻度相切。把容量瓶蓋緊，再振蕩搖勻。知識點三、氧化還原反應口訣：化合價升高，失電子，被氧化（氧化反應），還原劑； 化合價降低，得電子，被還原（還原反應），氧化劑；化合價口訣：一價氯氫鉀鈉銀；二價氧鈣鋇鎂鋅；二銅三鋁四七錳，二四六硫二四碳；三五價氮與磷；單質(zhì)為零要記好。 2.氧化還原反應與基本反應類型的關(guān)系和規(guī)律 知識點四、強、弱電解質(zhì)對比強電解質(zhì)弱電解質(zhì)物質(zhì)結(jié)構(gòu)離子化合物，某些共價化合物某些共價化合物電離程度完全部分溶液時

5、微粒水合離子分子、水合離子導電性強弱物質(zhì)類別實例大多數(shù)鹽類、強酸、強堿弱酸、弱堿、水強電解質(zhì)包括：強酸(如HCl、HN03、H2S04)、強堿(如NaOH、KOH、Ba(OH)2)和大多數(shù)鹽(如NaCl、 MgCl2、K2S04、NH4C1)及所有的離子化合物和少數(shù)的共價化合物。弱電解質(zhì)包括：弱酸(如CH3COOH)、弱堿(如NH3·H20)、中強酸 (如H3PO4 )，注意：水也是弱電解質(zhì)。知識點五、離子方程式的書寫與判斷正誤第一步：寫（基礎） 寫出正確的化學方程式 例如:CuSO4+BaCl2=BaSO4+CuCl2第二步：拆（關(guān)鍵） 把易溶、易電離的物質(zhì)拆成離子形式（難溶、難電

6、離的以及氣體等仍用化學式表示） Cu2SO42Ba22ClBaSO4Cu22Cl 第三步：刪（途徑） 刪去兩邊不參加反應的離子Ba2+ + SO42 = BaSO4 第四步：查（保證） 檢查（質(zhì)量守恒、電荷守恒）Ba2+ + SO42 = BaSO4 知識點六、離子共存問題凡是能發(fā)生反應的離子之間或在水溶液中水解相互促進的離子之間不能大量共存（注意不是完全不能共存，而是不能大量共存）一般規(guī)律是：可溶性表：鉀鈉氨鹽皆可溶；氯鹽只有銀沉淀；硫酸沉淀鋇鈣銀；硝酸全溶無沉淀；碳酸可濃鉀鈉氨。1、凡相互結(jié)合生成難溶或微溶性鹽的離子（熟記常見的難溶、微溶鹽）；2、與H+不能大量共存的離子（生成水或弱）酸及

7、酸式弱酸根離子： 氧族有：OH-、S2-、HS-、SO32-、HSO3- 鹵族有：F-、ClO- 碳族有：CH3COO-、CO32-、HCO3-、SiO32- 3、與OH-不能大量共存的離子有： NH42+和HS-、HSO3-、HCO3-等弱酸的酸式酸根離子以及弱堿的簡單陽離子（比如：Cu2+、Al3+、Fe3+、Fe2+、Mg2+等等） 4、能相互發(fā)生氧化還原反應的離子不能大量共存. 知識點七、物質(zhì)的分類2.酸、堿、鹽與金屬的通性A.金屬通性B.酸的通性：1.酸與指示劑作用:酸使紫色石蕊試液變紅;不使無色酚酞變色。酸+金屬(金屬活動順序“氫”前的金屬)=氫氣鹽（置換反應)3.酸+金屬氧化物=

8、鹽+水（復分解反應)4 .酸+堿=鹽+水（復分解)也叫中和反應）5.酸+鹽=另一種酸+另一種鹽（復分解反應)如果是碳酸鹽則有二氧化碳生成,其它鹽和酸反應要有沉淀生成.C.堿的通性:1.能使紫色石蕊試液變藍，使無色酚酞變紅。2.堿非金屬氧化物(CO、SO2、SO3)=鹽+水 (堿必須是溶液)3.堿酸=鹽水（復分解反應)4.堿鹽=另一種堿另一種鹽（復分解反應)(堿和鹽都必須是溶液,生成物一定至少要有一種是沉淀)D鹽的通性:1.鹽金屬=另一種金屬另一種鹽（置換)!鹽必須是溶液,金屬的活潑性要比另一種金屬大)2鹽酸=另一種鹽另一種酸（復分解反應)3.鹽堿=另一種鹽另一種堿（復分解反應)4.鹽鹽=另一種

9、鹽另一種鹽（復分解反應)兩種鹽都必須是溶液,生成物一定至少有一種是沉淀知識點八、比較幾種分散系的不同：分散系溶液膠體濁液分散質(zhì)的直徑1nm（粒子直徑小于10-9m）1nm100nm（粒子直徑在10-9 10-7m）100nm（粒子直徑大于10-7m）實例溶液酒精、氯化鈉等氫氧化鋁、氫氧化鐵、淀粉、豆?jié){、雞蛋清石灰乳、油水等性質(zhì)外觀均一、透明均一、透明不均一、不透明穩(wěn)定性穩(wěn)定較穩(wěn)定不穩(wěn)定能否透過濾紙能能不能能否透過半透膜能不能不能鑒別無丁達爾效應有丁達爾效應靜置分層注意：三種分散系的本質(zhì)區(qū)別：分散質(zhì)粒子的大小不同。 知識點九、同位素、同分異構(gòu)體，同素異形體同系物：乙醇與丙醇為同系物,但乙二醇與丙

10、三醇就不屬同系物。同分異構(gòu)體：正丁烷、異丁烷；同素異形體：金剛石、石墨、C60；紅磷、白磷； O2、O3同位素：、；、；知識點十、原子結(jié)構(gòu)質(zhì)子（Z個）原子核 注意：中子（N個） 質(zhì)量數(shù)(A)質(zhì)子數(shù)(Z)中子數(shù)(N)Z1.原子（ A X ） 原子序數(shù)=核電荷數(shù)=質(zhì)子數(shù)=原子的核外電子數(shù)核外電子（Z個）熟背前20號元素，熟悉120號元素原子核外電子的排布：H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca知識點十一、化學鍵化學鍵是相鄰兩個或多個原子間強烈的相互作用。鍵型離子鍵共價鍵成鍵粒子陰、陽離子（陽離子為活潑金屬陽離子或銨根離子）原子成鍵元素活

11、潑金屬與活潑非金屬元素之間（特殊：NH4Cl、NH4NO3等銨鹽只由非金屬元素組成，但含有離子鍵）非金屬元素之間：HCl、CO2、SO21.離子鍵與共價鍵的比較離子化合物：由離子鍵構(gòu)成的化合物叫做離子化合物。（一定有離子鍵，可能有共價鍵）共價化合物：原子間通過共用電子對形成分子的化合物叫做共價化合物。（只有共價鍵）極性共價鍵（簡稱極性鍵）：由不同種原子形成，AB型，如，HCl。共價鍵非極性共價鍵（簡稱非極性鍵）：由同種原子形成，AA型，如，ClCl。 知識點十二、原電池構(gòu)成1.構(gòu)成原電池的條件：（1）兩種活潑性順序不同的電極；（2）兩個電極接觸（導線連接或直接接觸）；（3）兩個相互連接的電極插

12、入電解質(zhì)溶液構(gòu)成閉合回路。2.電極名稱及發(fā)生的反應：負極：較活潑的金屬作負極，負極發(fā)生氧化反應，升失氧化還原劑，寫出電極方程式。電極反應式：較活潑金屬ne金屬陽離子負極現(xiàn)象：負極溶解，負極質(zhì)量減少。金屬棒變細；電子流出；電流進入。正極：較不活潑的金屬或石墨作正極，正極發(fā)生還原反應，電極反應式：溶液中陽離子ne單質(zhì)正極的現(xiàn)象：一般有氣體放出或正極質(zhì)量增加。知識點十三、常見離子檢驗方法知識點十四、元素周期表遞變規(guī)律1.同周期元素性質(zhì)遞變規(guī)律第三周期元素11Na12Mg13Al14Si15P16S17Cl18Ar(1)電子排布電子層數(shù)相同，最外層電子數(shù)依次增加(2)原子半徑原子半徑依次減小(3)主要

13、化合價12344536271(4)金屬性、非金屬性金屬性減弱，非金屬性增加(5)單質(zhì)與水或酸置換難易冷水劇烈熱水與酸快與酸反應慢(6)氫化物的化學式SiH4PH3H2SHCl(7)與H2化合的難易由難到易(8)氫化物的穩(wěn)定性穩(wěn)定性增強(9)最高價氧化物的化學式Na2OMgOAl2O3SiO2P2O5SO3Cl2O7最高價氧化物對應水化物(10)化學式NaOHMg(OH)2Al(OH)3H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4(11)酸堿性強堿中強堿兩性氫氧化物弱酸中強酸強酸很強的酸(12)變化規(guī)律堿性減弱，酸性增強第A族堿金屬元素：Li Na K Rb Cs Fr （Fr是金屬性最強的元素，

14、位于周期表左下方）第A族鹵族元素：F Cl Br I At （F是非金屬性最強的元素，位于周期表右上方）判斷元素金屬性和非金屬性強弱的方法：（1）金屬性強（弱）單質(zhì)與水或酸反應生成氫氣容易（難）；氫氧化物堿性強（弱）；相互置換反應（強制弱）FeCuSO4FeSO4Cu。（2）非金屬性強（弱）單質(zhì)與氫氣易（難）反應；生成的氫化物穩(wěn)定（不穩(wěn)定）；最高價氧化物的水化物（含氧酸）酸性強（弱）；相互置換反應（強制弱）2NaBrCl22NaClBr2。常見考點類型：1.金屬性的判斷與非金屬性判斷：非金屬性最強的元素。規(guī)律是同一周期非金屬性從左到右逐漸增強，金屬性減弱，同一主族金屬性增強，非金屬性減弱。2.

15、比較原子半徑的大小或者是離子半徑大小：判斷規(guī)律，同一周期從左到右原子半徑逐漸減小，同一主族原子半徑逐漸增大。比較粒子(包括原子、離子)半徑的方法：（1）先比較電子層數(shù)，電子層數(shù)多的半徑大。（2）電子層數(shù)相同時，再比較核電荷數(shù)，核電荷數(shù)多的半徑反而小。3原子結(jié)構(gòu)示意圖:4.非金屬性的熱穩(wěn)定性:SiH4 <PH3<H2S<HCl5.最高價氧化物對應的水化物:同一周期堿性減弱,酸性增強。知識點十五、實驗室制取氣體（一）實驗室制取氨氣1.反應原理：2NH4Cl+Ca(OH)22NH3+2H2O+CaCl2，NH4Cl與Ca(OH)2為固體因此用固固加熱裝置；A為發(fā)生裝置；B干燥劑為堿

16、石灰;根據(jù)反應原理可得出有水產(chǎn)生，需要干燥水蒸氣，但因氨氣為堿性氣體，固不能用濃硫酸。C與D該裝置為定性實驗，檢測氨氣的酸堿性與驗滿法；用濕潤的紅色石蕊試紙接近試管口，試紙變藍；另一種是用沾有濃鹽酸的玻璃棒接近試管口，白煙產(chǎn)生；NH3+HCl=NH4Cl。氨氣的實驗室尾氣處理方法為F裝置。需要防止倒吸，因為氨氣極易溶于水。收集方法向下排氣法。（二）實驗室制氯氣（1）反應原理：MnO24HCl(濃)MnCl2Cl22H2O鹽酸是濃鹽酸，稀溶液中的HCl不能被MnO2氧化；HCl是還原劑，但還表現(xiàn)出酸性。必須加熱，在常溫下，MnO2與濃鹽酸是不反應的。（2）實驗裝置圖：圖中：A是分液漏斗，加濃鹽酸

17、；B是圓底燒瓶，用于反應，液體不超過容積的2/3，加熱時必須墊石棉網(wǎng)；C是洗氣瓶，瓶中裝飽和食鹽水，除去Cl2中混有的HCl(氯氣在飽和食鹽水中比在水中溶解度小，可減少氯氣的損耗)；D是洗氣瓶，瓶中裝濃H2SO4，干燥Cl2；E為收集裝置，用向上排空氣法收集Cl2，進氣管伸入集氣瓶的底部；F是尾氣吸收裝置，因氯氣有毒，多余氯氣要用NaOH溶液將其吸收(用水和石灰水吸收效果都不好。)注：問到作用寫“吸收多余的氯氣”改進方法：尾氣處理裝置的導管末端接一個倒置的漏斗（3）氯氣的檢驗：氯氣可用濕潤的KI淀粉試紙檢驗，試紙變藍，其原理是：Cl22KI=2KClI2，置換出的碘與淀粉反應生成藍色物質(zhì)。（三

18、）實驗室制取二氧化硫1.反應原理：(1)反應原理:Na2SO3+ H2SO4(濃)=Na2SO4+SO2H2O(2)B裝置驗證SO2:具有還原性,溶液的紫紅色褪色或顏色變淺。(3)裝置驗證SO2的氧化性,溶液中產(chǎn)生黃色渾濁(4)用NaOH溶液吸收尾氣,以防污染環(huán)境知識點十六、化學反應速率一、反應熱1.常見的放熱反應：燃燒反應；中和反應；物質(zhì)的緩慢氧化反應；活潑金屬與水或酸的反應；大多數(shù)化合反應；大多數(shù)置換反應。2.常見的吸熱反應：多數(shù)分解反應；以H2、CO、C等為還原劑的氧化還原反應；氯化銨固體與氫氧化鋇晶體等固態(tài)銨鹽與堿的反應；高溫下進行的反應。3.判斷反應熱：H0，吸熱反應；H0，放熱反應

19、。4.書寫熱化學方程式時注意的問題（1）寫出正確化學方程式，必須注明物質(zhì)的聚集狀態(tài)(“s”“l(fā)”或“g”)才能完整地體現(xiàn)出熱化學方程式的意義。（2）.H若為放熱反應，H為“”；若為吸熱反應，H為“”。H的單位一般為kJ·mol1。（3）注意反應熱H與測定條件(溫度、壓強等)有關(guān)，因此書寫熱化學方程式時應注明H的測定條件。絕大多數(shù)H是在25 、101 325 Pa下測定的，此時可不注明溫度和壓強。（4）注意熱化學方程式中各物質(zhì)化學式前面的系數(shù)僅表示該物質(zhì)的物質(zhì)的量，各物質(zhì)的系數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分數(shù)。（5）由于H與反應完成物質(zhì)的量有關(guān)，所以方程式中化學式前面的系數(shù)必須與H相對應。如果系數(shù)加倍，則H也要加倍。當反應逆向進行時，其反應熱與正反應的反應熱數(shù)值相等，符號相反。5.蓋斯定律求反應熱方法：二、化學反應速率1、 單位 mol·L-1·s-1或mol·L-1·min-1（1）計算方式：化學平衡計算的基本模式：平衡“三步曲”例: mA + nB pC + qD 起始量: a b 0 0 變化量 :mx nx px qx 平衡量: a-mx b-nx px qx2、不同物質(zhì)的速率的比值等于化學方程式中相應的 計量系數(shù) 比。如對：mA + nB pC + qD 有：(A)(B)(C)(D) m:n:p:q