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高中化学学业水平测试重点知识梳理
知识点一、物质的量
1、物质的量在化学反应方程式中的应用
以 H2、Cl2 反应生成HCl为例:
化学方程式:　　　 　　H2　　+　Cl2 　==== 2HCl
化学计量数之比: 1 ∶ 1 ∶ 2
物质微粒数之比: 1 ∶ 1 ∶ 2
扩大NA(6.02×1023)倍: NA ∶ NA ∶ 2NA
物质的量之比: 1 mol ∶ 1 mol ∶ 2 mol
标准状况下体积之比: 22.4 L∶ 22.4 L ∶ 44.8 L
相同条件下体积之比: 1 ∶ 1 ∶ 2
①物质的量
定义：表示一定数目微粒的集合体 符号n 单位 摩尔 符号 mol
阿伏加德罗常数：0.012kgC12中所含有的碳原子数。用NA表示。 约为6.02x1023
微粒与物质的量
公式：n =
②摩尔质量：单位物质的量的物质所具有的质量 用M表示 单位：g/mol 数值上等于该物质的分子量
质量与物质的量
公式：n =
③物质的体积决定：①微粒的数目②微粒的大小③微粒间的距离
微粒的数目一定 固体液体主要决定②微粒的大小
气体主要决定③微粒间的距离
体积与物质的量
公式：n=
标准状况下 ，1mol任何气体的体积都约为22.4L
④阿伏加德罗定律：同温同压下， 相同体积的任何气体都含有相同的分子数
⑤物质的量浓度：单位体积溶液中所含溶质B的物质的量。符号CB 单位：mol/l
公式：CB= nB=CB×V V=
溶液稀释规律 C（浓）×V（浓）=C（稀）×V（稀）
知识点二、溶液的配置
（l）配制溶质质量分数一定的溶液
计算：算出所需溶质和水的质量。把水的质量换算成体积。如溶质是液体时，要算出液体的体积。
称量：用天平称取固体溶质的质量；用量简量取所需液体、水的体积。
溶解：将固体或液体溶质倒入烧杯里,加入所需的水,用玻璃棒搅拌使溶质完全溶解.
（2）配制一定物质的量浓度的溶液 （配制前要检查容量瓶是否漏水）
5.定容 6。摇匀7 装瓶贴签
计算：算出固体溶质的质量或液体溶质的体积。
称量：用托盘天平称取固体溶质质量，用量简量取所需液体溶质的体积。
溶解：将固体或液体溶质倒入烧杯中，加入适量的蒸馏水（约为所配溶液体积的1/6），用玻璃棒搅拌使之溶解，冷却到室温后，将溶液引流注入容量瓶里。
洗涤（转移）：用适量蒸馏水将烧杯及玻璃棒洗涤2－3次，将洗涤液注入容量瓶。振荡，使溶液混合均匀。
定容：继续往容量瓶中小心地加水，直到液面接近刻度2－3mm处，改用胶头滴管加水，使溶液凹面恰好与刻度相切。把容量瓶盖紧，再振荡摇匀。
知识点三、氧化还原反应
口诀：化合价升高，失电子，被氧化（氧化反应），还原剂；
化合价降低，得电子，被还原（还原反应），氧化剂；
化合价口诀：一价氯氢钾钠银；二价氧钙钡镁锌；二铜三铝四七锰，二四六硫二四碳；三五价氮与磷；单质为零要记好。
2.氧化还原反应与基本反应类型的关系和规律
知识点四、强、弱电解质对比
强电解质 弱电解质
物质结构 离子化合物，某些共价化合物 某些共价化合物
电离程度 完全 部分
溶液时微粒 水合离子 分子、水合离子
导电性 强 弱
物质类别实例 大多数盐类、强酸、强碱 弱酸、弱碱、水
强电解质包括：强酸(如HCl、HN03、H2S04)、强碱(如NaOH、KOH、Ba(OH)2)和大多数盐(如NaCl、 MgCl2、K2S04、NH4C1)及所有的离子化合物和少数的共价化合物。
弱电解质包括：弱酸(如CH3COOH)、弱碱(如NH3·H20)、中强酸 (如H3PO4 )，注意：水也是弱电解质。
知识点五、离子方程式的书写与判断正误
第一步：写（基础） 写出正确的化学方程式
例如:CuSO4+BaCl2=BaSO4↓+CuCl2
第二步：拆（关键） 把易溶、易电离的物质拆成离子形式（难溶、难电离的以及气体等仍用化学式表示）
Cu2＋＋SO42－＋Ba2＋＋2Cl－＝BaSO4↓＋Cu2＋＋2Cl－
第三步：删（途径） 删去两边不参加反应的离子
Ba2+ + SO42－ = BaSO4↓
第四步：查（保证） 检查（质量守恒、电荷守恒）
Ba2+ + SO42－ = BaSO4↓
知识点六、离子共存问题
凡是能发生反应的离子之间或在水溶液中水解相互促进的离子之间不能大量共存（注意不是完全不能共存，而是不能大量共存）一般规律是：
可溶性表：钾钠氨盐皆可溶；氯盐只有银沉淀；硫酸沉淀钡钙银；硝酸全溶无沉淀；碳酸可浓钾钠氨。
1、凡相互结合生成难溶或微溶性盐的离子（熟记常见的难溶、微溶盐）；
2、与H+不能大量共存的离子（生成水或弱）酸及酸式弱酸根离子：
氧族有：OH-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-
卤族有：F-、ClO-
碳族有：CH3COO-、CO32-、HCO3-、SiO32-
3、与OH-不能大量共存的离子有：
NH42+和HS-、HSO3-、HCO3-等弱酸的酸式酸根离子以及弱碱的简单阳离子（比如：Cu2+、Al3+、Fe3+、Fe2+、Mg2+等等）
4、能相互发生氧化还原反应的离子不能大量共存.
知识点七、物质的分类
2.酸、碱、盐与金属的通性
A.金属通性
B.酸的通性：
1.酸与指示剂作用:酸使紫色石蕊试液变红;不使无色酚酞变色。
⒉酸+金属(金属活动顺序“氢”前的金属)==氢气＋盐（置换反应)
3.酸+金属氧化物==盐+水（复分解反应)
4 .酸+碱==盐+水（复分解)也叫中和反应）
5.酸+盐==另一种酸+另一种盐（复分解反应)
如果是碳酸盐则有二氧化碳生成,其它盐和酸反应要有沉淀生成.
C.碱的通性:
1.能使紫色石蕊试液变蓝，使无色酚酞变红。
2.碱＋非金属氧化物(CO、SO2、SO3)=盐+水 (碱必须是溶液)
3.碱＋酸==盐＋水（复分解反应)
4.碱＋盐==另一种碱＋另一种盐（复分解反应)
(碱和盐都必须是溶液,生成物一定至少要有一种是沉淀)
D盐的通性:
1.盐＋金属==另一种金属＋另一种盐（置换)!盐必须是溶液,金属的活泼性要比另一种金属大)
2盐＋酸==另一种盐＋另一种酸（复分解反应)
3.盐＋碱==另一种盐＋另一种碱（复分解反应)
4.盐＋盐==另一种盐＋另一种盐（复分解反应)两种盐都必须是溶液,生成物一定至少有一种是沉淀
知识点八、比较几种分散系的不同：
分散系 溶　　液 胶　　体 浊　　液
分散质的直径 ＜1nm（粒子直径小于10-9m） 1nm－100nm（粒子直径在10-9 ~ 10-7m） ＞100nm（粒子直径大于10-7m）
实例 溶液酒精、氯化钠等 氢氧化铝、氢氧化铁、淀粉、豆浆、鸡蛋清 石灰乳、油水等
性质 外观 均一、透明 均一、透明 不均一、不透明
稳定性 稳定 较稳定 不稳定
能否透过滤纸 能 能 不能
能否透过半透膜 能 不能 不能
鉴别 无丁达尔效应 有丁达尔效应 静置分层
注意：三种分散系的本质区别：分散质粒子的大小不同。
知识点九、同位素、同分异构体，同素异形体
同系物：乙醇与丙醇为同系物,但乙二醇与丙三醇就不属同系物。
同分异构体：正丁烷、异丁烷；
同素异形体：金刚石、石墨、C60；红磷、白磷； O2、O3
同位素：：、、；、；
知识点十、原子结构
质子（Z个）
原子核 注意：
中子（N个） 质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)
1.原子（ A X ） 原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数
核外电子（Z个）
★熟背前20号元素，熟悉1～20号元素原子核外电子的排布：
H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca
知识点十一、化学键
化学键是相邻两个或多个原子间强烈的相互作用。
键型 离子键 共价键
成键粒子 阴、阳离子（阳离子为活泼金属阳离子或铵根离子） 原子
成键元素 活泼金属与活泼非金属元素之间（特殊：NH4Cl、NH4NO3等铵盐只由非金属元素组成，但含有离子键） 非金属元素之间：HCl、CO2、SO2
1.离子键与共价键的比较
离子化合物：由离子键构成的化合物叫做离子化合物。（一定有离子键，可能有共价键）
共价化合物：原子间通过共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。（只有共价键）
极性共价键（简称极性键）：由不同种原子形成，A－B型，如，H－Cl。
共价键
非极性共价键（简称非极性键）：由同种原子形成，A－A型，如，Cl－Cl。
知识点十二、原电池构成
1.构成原电池的条件：（1）两种活泼性顺序不同的电极；（2）两个电极接触（导线连接或直接接触）；（3）两个相互连接的电极插入电解质溶液构成闭合回路。
2.电极名称及发生的反应：
负极：较活泼的金属作负极，负极发生氧化反应，升失氧化还原剂，写出电极方程式。
电极反应式：较活泼金属－ne－＝金属阳离子
负极现象：负极溶解，负极质量减少。金属棒变细；电子流出；电流进入。
正极：较不活泼的金属或石墨作正极，正极发生还原反应，
电极反应式：溶液中阳离子＋ne－＝单质
正极的现象：一般有气体放出或正极质量增加。
知识点十三、常见离子检验方法
知识点十四、元素周期表递变规律
1.同周期元素性质递变规律
第三周期元素 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar
(1)电子排布 电子层数相同，最外层电子数依次增加
(2)原子半径 原子半径依次减小 —
(3)主要化合价 ＋1 ＋2 ＋3 ＋4－4 ＋5－3 ＋6－2 ＋7－1 —
(4)金属性、非金属性 金属性减弱，非金属性增加 —
(5)单质与水或酸置换难易 冷水剧烈 热水与酸快 与酸反应慢 —— —
(6)氢化物的化学式 —— SiH4 PH3 H2S HCl —
(7)与H2化合的难易 —— 由难到易 —
(8)氢化物的稳定性 —— 稳定性增强 —
(9)最高价氧化物的化学式 Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 —
最高价氧化物对应水化物 (10)化学式 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4 —
(11)酸碱性 强碱 中强碱 两性氢氧化物 弱酸 中强酸 强酸 很强的酸 —
(12)变化规律 碱性减弱，酸性增强 —
第ⅠA族碱金属元素：Li Na K Rb Cs Fr （Fr是金属性最强的元素，位于周期表左下方）
第ⅦA族卤族元素：F Cl Br I At （F是非金属性最强的元素，位于周期表右上方）
★判断元素金属性和非金属性强弱的方法：
（1）金属性强（弱）——①单质与水或酸反应生成氢气容易（难）；②氢氧化物碱性强（弱）；③相互置换反应（强制弱）Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu。
（2）非金属性强（弱）——①单质与氢气易（难）反应；②生成的氢化物稳定（不稳定）；③最高价氧化物的水化物（含氧酸）酸性强（弱）；④相互置换反应（强制弱）2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2。
常见考点类型：
1.金属性的判断与非金属性判断：非金属性最强的元素。规律是同一周期非金属性从左到右逐渐增强，金属性减弱，同一主族金属性增强，非金属性减弱。
2.比较原子半径的大小或者是离子半径大小：判断规律，同一周期从左到右原子半径逐渐减小，同一主族原子半径逐渐增大。比较粒子(包括原子、离子)半径的方法：（1）先比较电子层数，电子层数多的半径大。（2）电子层数相同时，再比较核电荷数，核电荷数多的半径反而小。
3原子结构示意图:
4.非金属性的热稳定性:SiH4 5.最高价氧化物对应的水化物:同一周期碱性减弱,酸性增强。
知识点十五、实验室制取气体
（一）实验室制取氨气
1.反应原理：2NH4Cl+Ca(OH)22NH3↑+2H2O+CaCl2，NH4Cl与Ca(OH)2为固体因此用固固加热装置；
A为发生装置；
B干燥剂为碱石灰;根据反应原理可得出有水产生，需要干燥水蒸气，但因氨气为碱性气体，固不能用浓硫酸。
C与D该装置为定性实验，检测氨气的酸碱性与验满法；用湿润的红色石蕊试纸接近试管口，试纸变蓝；另一种是用沾有浓盐酸的玻璃棒接近试管口，白烟产生；NH3+HCl=NH4Cl。
氨气的实验室尾气处理方法为F装置。需要防止倒吸，因为氨气极易溶于水。
收集方法向下排气法。
（二）实验室制氯气
（1）反应原理：MnO2＋4HCl(浓)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O
①盐酸是浓盐酸，稀溶液中的HCl不能被MnO2氧化；HCl是还原剂，但还表现出酸性。
②必须加热，在常温下，MnO2与浓盐酸是不反应的。
（2）实验装置图：
图中：A是分液漏斗，加浓盐酸；B是圆底烧瓶，用于反应，液体不超过容积的2/3，加热时必须垫石棉网；
C是洗气瓶，瓶中装饱和食盐水，除去Cl2中混有的HCl(氯气在饱和食盐水中比在水中溶解度小，可减少氯气的损耗)；
D是洗气瓶，瓶中装浓H2SO4，干燥Cl2；
E为收集装置，用向上排空气法收集Cl2，进气管伸入集气瓶的底部；
F是尾气吸收装置，因氯气有毒，多余氯气要用NaOH溶液将其吸收(用水和石灰水吸收效果都不好。)注：问到作用写“吸收多余的氯气”
改进方法：尾气处理装置的导管末端接一个倒置的漏斗
（3）氯气的检验：
氯气可用湿润的KI淀粉试纸检验，试纸变蓝，其原理是：Cl2＋2KI=2KCl＋I2，置换出的碘与淀粉反应生成蓝色物质。
（三）实验室制取二氧化硫
1.反应原理：(1)反应原理:Na2SO3+ H2SO4(浓)==Na2SO4+SO2↑＋H2O
(2)B装置验证SO2:具有还原性,溶液的紫红色褪色或颜色变浅。
(3)装置验证SO2的氧化性,溶液中产生黄色浑浊
(4)用NaOH溶液吸收尾气,以防污染环境
知识点十六、化学反应速率
一、反应热
1.常见的放热反应：①燃烧反应；②中和反应；③物质的缓慢氧化反应；④活泼金属与水或酸的反应；⑤大多数化合反应；⑥大多数置换反应。
2.常见的吸热反应：①多数分解反应；②以H2、CO、C等为还原剂的氧化还原反应；③氯化铵固体与氢氧化钡晶体等固态铵盐与碱的反应；④高温下进行的反应。
3.判断反应热：ΔH＞0，吸热反应；ΔH＜0，放热反应。
4.书写热化学方程式时注意的问题
（1）．写出正确化学方程式，必须注明物质的聚集状态(“s”“l”或“g”)才能完整地体现出热化学方程式的意义。
（2）.ΔH若为放热反应，ΔH为“－”；若为吸热反应，ΔH为“＋”。ΔH的单位一般为kJ·mol－1。
（3）．注意反应热ΔH与测定条件(温度、压强等)有关，因此书写热化学方程式时应注明ΔH的测定条件。绝大多数ΔH是在25 ℃、101 325 Pa下测定的，此时可不注明温度和压强。
（4）．注意热化学方程式中各物质化学式前面的系数仅表示该物质的物质的量，各物质的系数可以是整数，也可以是分数。
（5）由于ΔH与反应完成物质的量有关，所以方程式中化学式前面的系数必须与ΔH相对应。如果系数加倍，则ΔH也要加倍。当反应逆向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反。
5.盖斯定律求反应热方法：
二、化学反应速率
1、 单位 mol·L-1·s-1或mol·L-1·min-1?
（1）计算方式：化学平衡计算的基本模式：平衡“三步曲”
例: mA + nB pC + qD
起始量: a b 0 0
变化量 :mx nx px qx
平衡量: a-mx b-nx px qx
2、不同物质的速率的比值等于化学方程式中相应的 计量系数 比。
如对：mA + nB pC + qD 有：υ(A)∶υ(B)∶υ(C)∶υ(D)＝ m:n:p:q
3、影响反应速率因素：
浓度越大，反应速率越 大（不能改变其浓度）；
温度越高，反应速率越 大 （注意：正、逆反应速率同时 增大 ）；
增大压强（减小体积），反应速率 减小 ；
催化剂 加快 反应速率（正逆反应速率同时同倍数 增大 ）。
知识点十七、常见工业流程题
考点一：铝土矿工业流程题
做这类题目首先要记住铝元素的有关方程式
（1）铝土矿制备铝单质的基本流程
方程式：Ⅰ、Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O
Fe2O3+6HCl=2FeCl3+3H2O
SiO2+HCl不反应
Ⅱ、 AlCl3+4NaOH=3NaCl+Na[Al(OH)4]
FeCl3+3NaOH=3NaCl+Fe(OH)3
Ⅲ、2Na[Al(OH)4]+CO2=Na2CO3+2Al(OH)3↓+2H2O
Ⅳ、2Al(OH)3Al2O3+3H2O
Ⅴ、Al2O3 2Al+3O2
方程式：Ⅰ、Al2O3+2NaOH+3H2O=2Na[Al(OH)4]
SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O
Fe2O3+NaOH不反应
Ⅱ、 Na[Al(OH)4]+4HCl=NaCl+AlCl3+4H2O
Na2SiO3+2HCl=2NaCl+H2SiO3↓
Ⅲ、AlCl3+3NH3·H2O=3Al(OH)3↓+NH4Cl
HCl+NH3·H2O=H2O+NH4Cl
Ⅳ、2Al(OH)3Al2O3+3H2O
Ⅴ、Al2O3 2Al+3O2
解题思路：1.除去铝土矿中的Fe2O3（碱性）、SiO2（酸性）杂质（利用Al2O3的两性，将其转化为可溶物）
2.恢复为Al2O3后再将在熔融状态下其电
Z
通电
通电

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