资源简介

目录
第一章 化学科高考考试说明（高考的命题依据）……………………………………1
第二章 二轮复习策略和方法……………………………………………………………6
第三章 高考经常考查的知识点（35个） …………………………………………9
第四章 近两年的高考热点……………………………………………………………10
第五章 二轮复习复习备考的小专题40个……………………………………………11
第六章 高考第二轮复习的重点和技巧………………………………………………12
第七章 高考化学所有考点自我反馈表（用于检查一轮复习中遗漏问题）………14
第八章 二轮复习知识网快速浏览（知识网络化）…………………………………22
化学反应及能量变化………………………………………………………………22
物质的量……………………………………………………………………………25
物质结构元素周期律………………………………………………………………27
化学反应速率和化学平衡…………………………………………………………29
溶液中的离子平衡…………………………………………………………………32
电化学………………………………………………………………………………37
分散系——胶体……………………………………………………………………40
元素化合物转化关系………………………………………………………………42
有机化学……………………………………………………………………………44
第九章 轻松攻克高考化学推断题……………………………………………………45
（一）基于元素周期表的推断……………………………………………………45
（二）化学反应与化学方程式“扫荡”…………………………………………51
（三）多角度突破（各种归类）…………………………………………………64
（四）常见的框图结构探讨………………………………………………………67
（五）有机化学推断………………………………………………………………73
第十章 图表、图像题解法…………………………………………………………79
第十一章 高考的捷径…………………………………………………………………89
（一）化学高考答题常犯错误归纳…………………………………………………90
（二）各种类型题答法……………………………………………………………92
（三）应试心理调节和考试争分策略………………………………………………98
第一章 化学科高考考试说明（高考的命题依据）
根据普通高等学校对新生文化素质的要求，依据中华人民共和国教育部2003年颁布的《普通高中课程方案(实验)》和《普通高中化学课程标准(实验)》，确定高考理工类招生化学科考核目标与要求。
　　化学科考试，为了有利于选拔具有学习潜能和创新精神的考生，以能力测试为主导，将在测试考生进一步学习所必需的知识、技能和方法的基础上，全面检测考生的化学科学素养。　　
??? 化学科命题注重测量自主学习的能力，重视理论联系实际，关注与化学有关的科学技术、社会经济和生态环境的协调发展，以促进学生在知识和技能、过程和方法、情感、态度和价值观等方面的全面发展。　　
? ?(一)对化学学习能力的要求　　
?? 1.接受、吸收、整合化学信息的能力　　
? ?(1)能够对中学化学基础知识融会贯通，有正确复述、再现、辨认的能力。　　
? (2)能够通过对实际事物、实验现象、实物、模型、图形、图表的观察，以及对自然界、社会、生产、生活中的化学现象的观察，获取有关的感性知识和印象，并进行初步加工、吸收、有序存储的能力。　　
? (3)能够从试题提供的新信息中，准确地提取实质性内容，并经与已有知识块整合，重组为新知识块的能力。
?? 2.分析问题和解决(解答)化学问题的能力　　
? (1)能够将实际问题分解，通过运用相关知识，采用分析、综合的方法，解决简单化学问题的能力。　　
? (2)能够将分析解决问题的过程和成果，用正确的化学术语及文字、图表、模型、图形等表达，并做出解释的能力。　　
? ? 3.化学实验与探究能力　　
? (1)了解并初步实践化学实验研究的一般过程，掌握化学实验的基本方法和技能。　　
? (2)在解决简单化学问题的过程中，运用科学的方法，初步了解化学变化规律，并对化学现象提出科学合理的解释。　　
?? (二)对知识内容的要求层次　　
??? 为了便于考查，将高考化学命题对各部分知识内容要求的程度，由低到高分为了解、理解(掌握)、综合应用三个层次，高层次的要求包含低层次的要求。
??? 其含义分别为：　　
??? 了解：对化学化学知识有初步认识，能够正确复述、再现、辨认或直接使用。　　
??? 理解(掌握)：领会所学化学知识的含义及其适用条件，能够正确判断、解释和说明有关化学现象和问题，即不仅“知其然”，还能“知其所以然”。
　　综合应用：在理解所学各部分化学知识的本质区别与内在联系的基础上，运用所掌握的知识进行必要的分析、类推或计算，解释、论证一些具体化学问题。
必考部分
必考内容涵盖必修模块“化学1”、“化学2”和选修模块“化学反应原理”的内容。根据化学的学科体系和学科特点，必考部分的内容包括：化学科学特点和化学研究基本方法、化学基本概念和基本理论、常见无机物及其应用、常见有机物及其应用和化学实验基础五个方面。
　　(一)化学科学特点和化学研究基本方法
　　1.了解化学的主要特点是在原子、分子水平上认识物质。了解化学可以识别、改变和创造分子。
　　2.了解科学探究的基本过程，学习运用以实验和推理为基础的科学探究方法。认识化学是以实验为基础的一门科学。
　　3.了解物质的组成、结构和性质的关系。了解化学反应的本质、基本原理以及能量变化等规律。
　　4.了解定量研究的方法是化学发展为一门科学的重要标志。理解摩尔(mol)是物质的量的基本单位，可用于进行简单的化学计算。
　　5.了解科学、技术、社会的相互关系(如化学与生活、材料、能源、环境、生命过程、信息技术的关系等)。了解在化工生产中遵循“绿色化学”思想的重要性。
　　(二)化学基本概念和基本理论
　　1.物质的组成、性质和分类
　 　(1)了解分子、原子、离子等概念的含义。了解原子团的定义。
　 　(2)理解物理变化与化学变化的区别与联系。
　 　(3)理解混合物和纯净物、单质和化合物、金属和非金属的概念。
　 　(4)理解酸、碱、盐、氧化物的概念及其相互联系。
　　2.化学用语及常用计量
　 　(1)熟记并正确书写常见元素的名称、符号、离子符号。
　　(2)熟悉常见元素的化合价。能根据化合价正确书写化学式(分子式)，或根据化学式判断化合价。
　 　(3)了解原子结构示意图、分子式、结构式和结构简式的表示方法。
　 　(4)了解相对原子质量、相对分子质量的定义，并能进行有关计算。
　 　(5)理解质量守恒定律的含义。
　　 (6)能正确书写化学方程式和离子方程式，并能进行有关计算。
　 　(7)了解物质的量的单位--摩尔(mol)、摩尔质量、气体摩尔体积、物质的量浓度、阿伏加德罗常数的含义。
　　 (8)根据物质的量与微粒(原子、分子、离子等)数目、气体体积(标准状况下)之间的相互关系进行有关计算。
　　3.溶液
　 　(1)了解溶液的含义。
　 　(2)了解溶解度、饱和溶液的概念。
　 　(3)了解溶液的组成。理解溶液中溶质的质量分数的概念，并能进行有关计算。
　 　(4)了解配制一定溶质质量分数、物质的量浓度溶液的方法。
　 　(5)了解胶体是一种常见的分散系。
　　4.物质结构和元素周期律
　 　(1)了解元素、核素和同位素的含义。
　　 (2)了解原子构成。了解原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数以及它们之间的相互关系。
　　(3)了解原子核外电子排布。
　 　(4)掌握元素周期律的实质。了解元素周期表(长式)的结构(周期、族)及其应用。
　 　(5)以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。
　 　(6)以IA和VIIA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。　　(7)了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质递变的规律。
　 　(8)了解化学键的定义。了解离子键、共价键的形成。
　　5.化学反应与能量
　 　(1)了解氧化还原反应的本质是电子的转移。了解常见的氧化还原反应。
　 　(2)了解化学反应中能量转化的原因，能说出常见的能量转化形式。
　 　(3)了解化学能与热能的相互转化。了解吸热反应、放热反应、反应热等概念。
　 　(4)了解热化学方程式的含义，能用盖斯定律进行有关反应热的简单计算。
　 　(5)了解能源是人类生存和社会发展的重要基础。了解化学在解决能源危机中的重要作用。
　 　(6)了解原电池和电解池的工作原理，能写出电极反应和电池反应方程式。了解常见化学电源的种类及其工作原理。
　 　(7)理解金属发生电化学腐蚀的原因，金属腐蚀的危害，防止金属腐蚀的措施。
　　6.化学反应速率和化学平衡
　　 (1)了解化学反应速率的概念、反应速率的定量表示方法。
　　 (2)了解催化剂在生产、生活和科学研究领域中的重大作用。
　　 (3)了解化学反应的可逆性。
　　 (4)了解化学平衡建立的过程。理解化学平衡常数的含义，能够利用化学平衡常数进行简单的计算。
　 　(5)理解外界条件(浓度、温度、压强、催化剂等)对反应速率和化学平衡的影响，认识其一般规律。
　 　(6)了解化学反应速率和化学平衡的调控在生活、生产和科学研究领域中的重要作用。
　　7.电解质溶液
　　 (1)了解电解质的概念。了解强电解质和弱电解质的概念。
　 　(2)了解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导电性。
　 　(3)了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。
　 　(4)了解水的电离，离子积常数。
　 　(5)了解溶液pH的定义。了解测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。
　 　(6)了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐类水解的应用。
　　 (7)了解离子反应的概念、离子反应发生的条件。了解常见离子的检验方法。
　　 (8)了解难溶电解质的溶解平衡及沉淀转化的本质。
　　8.以上各部分知识的综合应用。
　　(三)常见无机物及其应用
　　1.常见金属元素(如Na、Al、Fe、Cu等)
　　 (1)了解常见金属的活动顺序。
　　 (2)了解常见金属及其重要化合物的主要性质及其应用。
　　 (3)了解合金的概念及其重要应用。
　　2.常见非金属元素(如H、C、N、O、Si、S、Cl等)
　　 (1)了解常见非金属单质及其重要化合物的主要性质及应用。
　　 (2)了解常见非金属单质及其重要化合物对环境质量的影响。
　　3.以上各部分知识的综合应用。
　　(四)常见有机物及其应用
　　1.了解有机化合物中碳的成键特征。了解有机化合物的同分异构现象。
　　2.了解甲烷、乙烯、苯等有机化合物的主要性质。
　　3.了解乙烯、氯乙烯、苯的衍生物等在化工生产中的重要作用。
　　4.了解乙醇、乙酸的组成和主要性质及重要应用。
　　5.了解上述有机化合物发生反应的类型。
　　6.了解糖类、油脂、蛋白质的组成和主要性质及重要应用。
　　7.了解常见高分子材料的合成反应及重要应用。
　　8.以上各部分知识的综合运用
　　(五)化学实验基础
　　1.了解化学实验是科学探究过程中的一种重要方法。
　　2.了解化学实验室常用仪器的主要用途和使用方法。
　　3.掌握化学实验的基本操作。能识别化学品安全使用标识，了解实验室一般事故的预防和处理方法。
　　4.掌握常见气体的实验室制法(包括所用试剂、仪器，反应原理和收集方法)。
　　5.能对常见的物质进行检验、分离和提纯，能根据要求配制溶液。
　　6.能根据实验试题要求，做到：
　　 (1)设计、评价或改进实验方案；
　　 (2)了解控制实验条件的方法；
　　 (3)分析或处理实验数据，得出合理结论；
　 　(4)绘制和识别典型的实验仪器装置图。
　　7.以上各部分知识与技能的综合应用。
选考内容部分
　　选考内容涵盖选修模块 “化学与技术”、“物质结构与性质”、“有机化学基础’的内容，考生从中任选一个模块考试。
　　化学与技术
　　(一)化学与资源开发利用
　　1.了解煤、石油和天然气等综合利用的意义。
　　2.了解我国无机化工的生产资源和产品的主要种类。
　　3.了解海水的综合利用。了解化学科学发展对自然资源利用的作用。
　　4.了解化学对废旧物资再生与综合利用的作用。
　　(二)化学与材料的制造和应用
　　1.了解社会发展和科技进步对材料的要求。了解化学对材料科学发展的促进作用。
　　2.了解金属材料、无机非金属材料、高分子合成材料、复合材料和其他新材料的特点，了解有关的生产原理。
　　3.了解用化学方法进行金属材料表面处理的原理。
　　4.了解我国现代材料研究和材料工业的发展情况。了解新材料的发展方向。
　　(三)化学与工农业生产
　　1.了解化学在水处理中的应用。
　　2.了解合成氨的主要原理、原料、重要设备、流程和意义，认识催化剂的研制对促进化学工业发展的重大意义。
　　3.了解精细化工产品的生产特点、精细化工在社会发展中的作用。
　　4.了解化学肥料、农药等在农业生产中的作用。
　　物质结构与性质
　　(一)原子结构与元素的性质
　　1.了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素(1~36号)原子核外电子的排布。了解原子核外电子的运动状态。
　　2.了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。
　　3.了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。
　　4.了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。
　　(二)化学键与物质的性质
　　1.理解离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质。
　　2.了解共价键的主要类型σ键和π键，能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质。
　　3.了解简单配合物的成键情况。
　　4.了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系。
　　5.理解金属键的含义，能用金属键理论解释金属的一些物理性质。
　　6.了解杂化轨道理论及常见的杂化轨道类型(sp,sp2,sp3)，能用价层电子对互斥理论或者杂化轨道理论推测常见的简单分子或者离子的空间结构。
　　(三)分子间作用力与物质的性质
　　1.了解化学键和分子间作用力的区别。
　　2.了解氢键的存在对物质性质的影响，能列举含有氢键的物质。
　　3.了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒、微粒间作用力的区别。
　　有机化学基础
　　(一)有机化合物的组成与结构
　　1.能根据有机化合物的元素含量、相对分子质量确定有机化合物的分子式。
　　2.了解常见有机化合物的结构。了解有机物分子中的官能团，能正确地表示它们的结构。
　　3.了解确定有机化合物结构的化学方法和某些物理方法。
　　4.了解有机化合物存在异构现象，能判断简单有机化合物的同分异构体(不包括手性异构体)。
　　5.能根据有机化合物命名规则命名简单的有机化合物。
　　6.能列举事实说明有机分子中基团之间存在相互影响。
　　(二)烃及其衍生物的性质与应用
　　1.以烷、烯、炔和芳香烃的代表物为例，比较它们在组成、结构、性质上的差异。
　　2.了解天然气、石油液化气和汽油的主要成分及其应用。
　　3.举例说明烃类物质在有机合成和有机化工中的重要作用。
　　4.了解卤代烃、醇、酚、醛、羧酸、酯的典型代表物的组成和结构特点以及它们的相互联系。
　　5.了解加成反应、取代反应和消去反应。
　　6.结合实际了解某些有机化合物对环境和健康可能产生影响，关注有机化合物的安全使用问题。
　　(三)糖类、氨基酸和蛋白质
　　1.了解糖类的组成和性质特点，能举例说明糖类在食品加工和生物质能源开发上的应用。
　　2.了解氨基酸的组成、结构特点和主要化学性质，氨基酸与人体健康的关系。
　　3.了解蛋白质的组成、结构和性质。
　　4.了解化学科学在生命科学发展中所起的重要作用。
　　(四)合成高分子化合物
　　1.了解合成高分子的组成与结构特点，能依据简单合成高分子的结构分析其链节和单体。
　　2.了解加聚反应和缩聚反应的特点。
　　3.了解新型高分子材料的性能及其在高新技术领域中的应用。
　　4.了解合成高分子化合物在发展经济、提高生活质量方面的贡献。
第二章 二轮复习策略和方法
纵观几年高考理科综合中化学试题，可以发现化学试题重视基础知识的考查，强调理论联系实际，体现了学科知识与社会、科学发展的联系，注重能力考查，特别重视实验分析和探究能力及思维能力的考查。试题比较注重双基的测试，把握了中学化学的主干知识，涉及的知识点比较多，覆盖了中学化学中的基本概念、基本理论、元素化合物、有机化学、化学实验、化学计算几方面。 “3+理科综合”形式下的高考题，对细节要求多了，语言表达要求更准确，知识面更广，有很多知识来源于课本又高于课本，从课本上延伸出来的更多了。因此必须以课本为准，夯实基础。二轮复习的备考也应在此指导思想下进行。
　　 (一)明确二轮复习的任务
　　把二轮复习与一轮复习明显地区分别开来。我们在第二轮复习的主要任务有：查漏补缺；构建各章节的知识网络，使知识系统化、条理化；具体任务如下：
　　第一项任务：形成知识网络系统并强化记忆。与一轮复习的区别：
　　①一轮复习是逐个知识点的记忆，初步掌握知识结构；
　　 二轮复习是系统的知识网络的记忆，熟练掌握知识结构。
　　②一轮复习的记忆倾向于展开；侧重于点。
　　 二轮复习的记忆倾向于浓缩；侧重于网。
　　③一轮复习是会——记；二轮复习是记——熟。
第二项任务：在系统把握整体知识的基础上，培养学生综合灵活运用知识的学科能力。与一轮复习的区别：一轮复习的特点是“知识单项”、“跨度小”、“解题思路较为单一”。能力要求：低----中。
　　二轮复习的特点是“知识多项”，“跨度大”、“解题思路多变”。能力要求：中----高。
　　第三项任务：提高考生解题的速度及准确性。
　　与一轮复习的区别：一轮复习侧重于做“对”。
二轮复习既要“对”，又要“快”。
　　(二)二轮复习中的几点做法
　　二轮复习：综合训练与专题训练相结合，如有机、无机推断专题总结，阿伏加德罗常数，离子反应等内容。并整理一部分题目当堂完成，训练答题的准确性、规范性和速度，加强易错点、失分点的练习。而化学实验的复习则应注重思考方式、基本模型的建立，信息题则要学会如何去粗取精、去伪存真。具体如下：
　　1、立足基础? 重视教材
　　现在的高考强调以“能力立意”命题，更加注重能力和素质的考查，不过分强调知识的覆盖面，因为综合卷容量有限，无法追求考查知识的覆盖面。综合测试考查的知识点随机性增大，今年的“热点”，不一定是明年的“热点”。这就意味着课本上的知识，任何一处都将会是“热点”，无主次之分。为此，高考复习备考一定要降低复习重心，淡化“热点”，立足基础，回归教材、大纲，踏踏实实地完成教学任务，全面落实教学大纲的要求，帮助学生形成完整的知识体系。
　　（1）要引导学生注重知识点之间的联系，建一个较为牢固的知识网络体系
　　教材在编写时是把某些同一知识分散到不同的章节中，或者先给出一个浅显易懂但不全面的知识（如燃烧概念），以后再去完善，这就决定了某一章节的知识（或初始知识）是不全面的。因此，在高三这一轮中，要把这些分散的、不全面的知识变成集中的、全面的知识，使之较为完善。例如，复习苯酚的化学性质，在“苯酚”的有关内容中显性的有3条，隐性的有1 条，再通过对苯酚的结构进行分析，又可知苯酚应具有苯和醇的某些化学性质。因此，在复习苯酚的化学性质时至少完善为：①酸性；②取代反应；③显色反应；④氧化反应；⑤还原性；⑥与Na的反应；⑦酯化反应。高三复习阶段的重要任务就是在教师的指导下，把各部分相应的知识按其内在的联系进行归纳整理，将散、乱和杂的知识串成线，结成网，纳入自己的知识结构之中，从而形成一个系统完整的知识体系。将元素化合物知识、有机物、基本概念、基本理论、实验等知识通过点、线、面连成知识网络，进行联想记忆、理解、应用，做到融会贯通，使学生构建一个较为牢固的知识网络体系。例如：可以元素周期律为中心形成元素化合物(包括有机物)网络，以化学平衡和电解质溶液等形成基本理论体系，以物质的量为中心形成化学定量简单计算网络，以药品选用和仪器装配形成实验技能体系。要突出学科主干知识，强调学科知识结构中的核心内容。
　　（2）力求改变按照复习资料线索组织教学复习
　　任何参考资料都不能完全代替课本。基础都出自课本，来自课本。无论是简单题、还是难题它的“根”都离不开课本，而且都能从课本上找出解题依据。在复习中要增强对课本的使用意识，以课本为复习过程的支撑点，按化学科《考试说明》要求的知识内容，逐条逐项的对照过关，使课本的概念与理论知识系统化、条理化、网络化。即将零碎分散而繁杂的知识点串联成知识线，再将各知识线并联成知识网，从而形成知识面。使概念理论浓缩与凸现，便于“系统记忆”。近年全国高考理综试题的化学II卷版块结构淡化，走向双基的综合，学生往往因为一个知识点的模糊不清而导致整个题思维困难，只有扎实双基，才能提高学生的知识迁移能力，提高学生解决化学问题的能力。防止出现“以考代学”、“以练代本”的错误做法。
　　（3）活化基础
　　重视基础并不是简单地将概念、理论知识重复一遍，而是要在复习过程中，对各种相关知识进行重组和整合。首先要将相关概念、理论知识进行并合和串联，如四大平衡即“化学平衡”、“电离平衡”、“水解平衡”、“溶解平衡”都可以用化学平衡来进行统领或从化学平衡来归纳和发散。其次是要将基本概念、理论知识之于化学学科的大环境中，注意基本理论、基本概念与元素化合物、化学实验和化学计算的交叉融合。化学概念零碎分散，而且不少概念相似难辨，这是化学学科的特点与难点。因此，我们有必要借助表格与图形来区别相关概念。注意在复习中挖掘不同概念的相互关系，着力找出它们的相似点，相异点及联系。进行科学分类，精心对比。
　　2、跳出题海、突出方法
　　由于复习时间紧任务重，要使学生在有限的时间内复习掌握大量知识并形成知识网络，就必须跳出题海，突出方法，提高复习效率。若仍然用“时间加汗水”，一味追求大运动量的训练，追求新题、难题、偏题，让学生整天埋头于题海，那只能是对学生身心的摧残。作为教师，我们的目标应是让学生愉快地学习、创造性地学习。因此在复习教学中，我们注重的是帮助学生建立认知结构，注重对学生思维能力的训练，注重对学生学习方法的指导，尤其重视要求、指导学生通读课本，并留给学生思考和通读课本的时间。
　　（1）解题时引导学生有意识地进行思维能力训练
　　找出该题所涉及的知识点(审题)→回忆、联想相关的知识(构思)→应用知识点解决问题(解答)。要注意无论专题训练还是综合训练，都必须目的明确，落到实处，重在效果，达到训练几道题通晓一类题的目的，切忌贪多求全，题海战术，疲于奔命。
例如，训练中要培养学生逐步养成反思的习惯：这样解答是否简单明了，正确率如何?开始解答错的原因何在?还有没有其他解题方法?该题能否改动一下变成新题?改动后的题目是变容易了还是变难了?等等。这样对一个题目进行多角度思考、总结，举一反三，就可达到做一题通10题、事半功倍的效果。要注意精讲精练，讲练到位，讲评应该讲出试题的立意、命题的角度、干扰项的设置，讲出误区与典型思路，讲出扩展(同类型变角度)等，达到讲一题复习一块的目的。切忌只讲不练或只练不讲、讲练脱节、讲不到位。通过讲评应该能够帮助学生进一步完善知识、方法、思维的立体网络。
（2）进行专题强化训练
专题训练就是将具有某项属性的分散知识，集中到一起，构成“集成块”。如把具有漂白性的物质、常见气体的制取、能发生银镜反应的物质等进行“集成”。专题训练还有一个功能就是构建知识主线，比如，掌握金属单质的化学性质，从下列几点方面进行把握，与非金属单质、与水、与酸、与碱、与某些化合物的反应，其活泼性如何等。在选取专题时, 要难度适宜，重点突出，学生易错题，高考热点题等，忌面面俱到。比如，专题一物质的组成、性质和分类；专题二化常用语；专题三化学中的常用计量……在这里我 还要补充一点，就是我们可以做一些能力型专题，比如化学方程式的书写，反应先后顺序的判断，气体流程题的解题思路等等。采用专题的形式对学生进行训练时,根据第一轮复习的情况，从专题中精选出“常错题”、“经典题”等。上课的时候，学生细心研读题目，认真分析题目，引导学生如何将题目要求与题目给出的信息、有关的化学知识联系起来，恰当运用有关的化学理论知识来解题。因此，我们要以内容、解题方法来选择专题，专题要小型而综合。
（3）应试能力的强化训练
选择题限时训练。选择题7道，14分钟。一定要给学生足够的时间（平均一道选择题2分钟）。让学生养成习惯，做选择题快、准，以免失分，因为每道题为6分，失分太不合算。 题目可以从近几年的高考题、各省市的模拟题中去挑选，难度不宜太大，以容易题为主，顶多出现一道中难题。可以当堂对答案，个别题讲评，由于难度不大，花时间不会太多。目的在于提高选择题的得分率，同时学生也会从考试中体验到快乐，增强自信心。
每周进行一次学科内综合。7道选择题，4道Ⅱ卷题，Ⅱ卷题每题中可以设置几个有一定梯度的小问题。时间45分钟，45分钟时间是不够的，但不能给太多。此用意在于：①提高解题速度； ②提高学生的阅读、审题能力；③及时纠正学生化学用语书写不规范、化学术语出现错别字等问题；④学生通过研究评分标准，使得自己的答案组织得尽可能正确而又简洁；⑤让学生学会合理舍弃，同时调整考试心理，提高考试技巧。
3、讲究方法，归纳技巧，把握高考的脉搏
纵观近几年化学高考试题，一个明显的特征是考题不偏、不怪、不超纲，命题风格基本保持稳定，没有出现大起大落的变化。很明显，命题者在向我们传输一个信号：要重视研究历年高考题！高考试题有关基本概念的考查内容大致分为八个方面：物质的组成和变化；相对原子质量和相对分子质量；离子共存问题；氧化还原反应；离子方程式；物质的量；阿佛加德罗常数；化学反应中的能量变化等等。
基本技能的考查为元素化合物知识的横向联系及与生产、生活实际相结合。因此，对高考试题“陈”题新做，将做过的试题进行创造性的重组，推陈出新，不失是一个好办法。高考命题与新课程改革是相互促进、相辅相成 的，复习时可将近几年的高考试题科学归类，联系教材，通过梳理相关知识点，讲究方法，归纳技巧，勇于号脉高考；因此在选做习题时，要听　从老师的安排， 注重做后反思，如一题多解或多题一解；善于分析和仔细把握题中的隐含信息，灵活应用简单方法，如氧化还原反应及电化学习题中的电子守恒等。再如已知有机物的分子式确定各种同分异构体的结构简式，采用顺口溜：“主链从长渐缩短，支链由整到分散，位置由中移到边，写毕命名来检验”，这样就避免了遗漏或重复，十分快捷，非常实用。
第三章 高考经常考查的知识点（35个）
(一)化学基本概念和基本理论（10个）
①阿伏加德罗常数及气体摩尔体积和物质的量浓度计算。
②氧化还原反应（电子转移方向、数目及运用）。
③化学用语：化学式书写、化学方程式书写、离子反应，离子方程式、热化学方程式。
④溶液、离子共存、非水解离子浓度大小比较及其转变（守恒原理的运用），中和滴定。
⑤元素周期律“位—构—性”，即元素在周期表中的位置、原子结构和性质。
⑥化学键、电子式。
⑦化学反应速率、化学平衡、平衡移动（重点是等效平衡）——要求巧解,近几年都是等效平衡的解决。
⑧盐类水解——离子浓度关系（包括大小比较，溶液PH值及酸碱性）
⑨电化学、原电池和电解池（现象、电极反应式，总反应式等）
⑩质量守恒定律的涵义和应用
(二)常见元素的单质及其重要化合物（以考查出现的概率大小为序）
①金属元素：铁、铝、钠、镁、铜。
②金属元素的化合物：Al(OH)3? Fe(OH)3、Fe(OH)2、Mg(OH)2、NaOH、Cu(OH)2、Na2O2、Na2O、Al2O3、Fe2O3、CuO 、NaHCO3、Na2CO3
③非金属元素：氯、氮、硫、碳、氧
④非金属元素的化合物：NO、NO2、SO2、CO2、HNO3、H2SO4、H2SO3、H2S、HCl、NaCl、Na2SO4、Na2SO3 、Na2S2O3
⑤结构与元素性质之间的关系
(三)有机化学基础（6个）
①官能团的性质和转化（主线）
②同分异构体?
③化学式、电子式、结构式、结构简式，化学反应方方程式?
④几个典型反应（特征反应）?
⑤有机反应类型?
⑥信息迁移
(四)化学实验（7个）
①常用仪器的主要用途和使用方法（主要是原理）
②实验的基本操作（主要是原理）
③常见气体的实验室制法（包括所用试剂、仪器、反应原理 、收集方法）
④实验室一般事故的预防和处理方法（安全意识培养）
⑤常见的物质（包括气体物质、无机离子）进行分离、提纯和鉴别
⑥运用化学知识设计一些基本实验或评价实验方案。（这一类型题迟早会考）
⑦根据实验现象、观察、记录、分析或处理数据，得出正确结论。（分析处理数据这几年没考，但要关注这个问题）
?(五)化学计算（7个）
①有关物质的量的计算
②有关溶液浓度的计算
③气体摩尔体积的计算?
④利用化学反应方程式的计算
⑤确定分子式的计算
⑥有关溶液pH与氢离子浓度、氢氧根离子浓度的计算
⑦混合物的计算
第四章 近两年的高考热点
1、阿伏加德罗常数的描述和应用。
2、氧化还原反应的概念和应用。氧化还原方程式的书写及配平，同种元素变价的氧化还原反应(歧化、归中)，一些特殊价态的微粒如H、Cu、Cl、Fe的氧化还原反应。氧化性、还原性、稳定性、活泼性的比较。
3、物质结构、元素周期表。主族元素的阴离子、阳离子、核外电子排布，同周期、同主族原子的半径大小比较；电子式的书写。
4、化学变化中的能量变化关系。热化学方程式的表达(状态、计量数、能量关系) 及反应热的计算。
5、离子的鉴别；离子共存；判断离子方程式的正误和离子方程式的书写；离子间因反应生成沉淀、气体、弱电解质而不能大量共存；因相互发生氧化还原反应而不能大量共存；弱酸的酸式酸根离子不能与强酸、强碱大量共存。题设中的附加条件如“酸碱性、颜色”等的影响。
6、溶液浓度、离子浓度的比较。微粒守恒、电荷守恒、物料守恒中离子及水解产物的综合考查。
7、pH的计算。按定义(公式)规范计算，特别是酸过量或碱过量时pH的计算。
8、化学反应速率、化学平衡。反应速率计算、各物质计量数与反应速率的关系、应用“平衡三步曲”。特别是平衡移动中的“等效平衡”的分析与运用(难点)。
9、电化学。判断“原电池”及变形装置的电极位置。书写极反应方程式。了解常见离子的放电顺序。利用“电子守恒”原则计算电化学中的定量关系。
10、盐类的水解。盐类水解的应用(胶体、水净化、溶液制备、离子共存问题等)。对能发生水解的盐类溶液加热蒸干、灼烧的后果。完全双水解的离子反应方程式书写。
11、元素的特征反应。C、N、O、H、Si、P、S、Cl、Na、Mg、Al、Fe、Cu、Zn等十四种元素的单质及其化合物的特征反应；有关Al的化合物及其两性反应(定性、定量关系)；有关Fe的化合物，Fe2+和Fe3+之间的转化，Fe3+的强氧化性等。
12、有机物的聚合及单体的推断。根据高分子的链节特点判断加聚反应或缩聚反应。含碳碳双键物质的加聚反应或缩聚反应。有机反应类型。
13、按官能团的位置异构、类别异构和条件限制异构顺序，一个不漏的写出同分异构体。
14、有机反应的化学方程式的书写、有机物的燃烧通式，并进行有关计算。
15、有机化学推断题中，要求完成相互转化的方程式，注意方程式中要表示物质的结构简式、 表明反应条件并配平化学方程式。推断题中常出现以醇为中心，酯为结尾的推断关系。
16、化学计算。近年来，混合物的计算所占的比例很大，注意有关混合物计算的一般方式(含讨论的切入点)；注意“守恒法”在计算题干中的暗示和具体计算时的应用。
17、化学实验。物质的制备或阴阳离子的鉴别与鉴定，物质的除杂、净化、分离，性质实验、制备实验、实验仪器使用与连接和基本操作、综合实验设计，创新实验的操作等。
18、化学史、环境保护、石油及煤化工、能源、信息和新情景题的模仿思想。
第五章 二轮复习备考的小专题40个
1．化学实验仪器及其使用
2．化学实验装置与基本操作
3．常见物质的分离、提纯和鉴别
4．常见气体的制备方法
5．常用的加热方法与操作
6．实验设计和实验评价
7．有机物燃烧的规律
8．有机反应与判断
9．有机代表物的相互衍变
10．有机物的鉴别
11．既能与强酸反应又能与强碱反应的物质的小结
12．分解产物为两种或三种的物质
13．碳酸与碳酸的盐的相互转化
14．铝三角
15．铁三角
16．中学里可以和水反应的物质
17．中学中的图像小结
18．离子反应与离子方程式
19．氧化还原反应
20．无机反应小结
21．阿伏加德罗常数
22．阿伏加德罗定律
23．原子结构
24．元素周期律和元素周期表
25．化学键、分子结构和晶体结构
26．化学反应速率
27．化学平衡的应用（化学平衡、溶解平衡、电离平衡）
28．盐类的水解
29．原电池
30．电解池
31．几个定量实验
32．离子共存、离子浓度大小的比较
33．溶液的酸碱性与pH计算
34．多步反应变一步计算
35．溶解度、溶液的浓度及相关计算
36．混合物的计算
37．化学计算中的巧妙方法小结
38．无机化工
39．有机合成
40．能源与环保
第六章 高考第二轮复习的重点和技巧
一、读好课本、用好课本，正确处理好课本与练习题的关系
??? 课本是我们复习的依据，也是高考命题的依据，更是教师编、选一切练习题、测试题的依据。因此在高三二轮复习阶段，仍然要继续读好课本，用好课本，还要正确处理好课本与练习题的关系。因为任何练习题，任何参考资料都不能完全代替课本。化学教材的特点是：概念多，理论多，反应多，物质多，实验多，现象多，针对教材存在的这些特点，我们可以用两种方法读好课本。其一是：粗读、细读、精读、深读；其二是：通读、精读、反复读，带着问题读。两种读书方法的基本原理相同，都是利用少量多次的原则。即一次少花一点时间，多读几次，重复多次，多次反复，印象加深，效果良好。对课本上的重点知识应引导我们可以边读，边批，边画，边记，边思考，这样你就会觉得每读一次都与前一次的效果不一样，坚持的时间长了，我们的自学能力自然就培养起来了。
??? 课本和练习题的关系，我们应牢牢抓住课本、重视课本，无论是练题还是解答问题都不离开课本。有的同学在平时的复习中，只顾练题，不重视课本，结果盲目地练了大量的练习题，但课本上的知识还存在不少问题，这只能是抓住了“芝麻”丢了“西瓜”。为了避免这种不良现象，建议同学们每做完一道题后，都要认真想一想，思考一下这些练习题跟课本上的哪些知识有关，思考分析、查找根据。特别是每一道题涉及的知识点、“双基”知识，在课本上找准找对。有时外表看似很难的综合题，通过分解剖析，从课本上找原理，摸规律，就会变得很简单，一看就明白，结果该题所涉及的知识点，我们很容易从课本上找到。明确了课本与练习题的关系，我们练题时遇到问题就有从课本上查找依据的能力，又强化了思维，明确地认识到了试题的“源头”、基础都出自课本，来自课本。无论是简单题、难题的“根”都离不开课本，而且都能从课本上找出依据，同时也培养了分析问题和解决问题的能力及其他能力。
???? 二、善于联想总结，使知识网络化
??? 经过第一阶段化学的复习，有些同学觉得个别知识点已学会。其实，高考考场得分，学会仅是一方面，还应总结归纳、经常联想，找出同类题解法的规律，才能更有把握不失分。也就是说，化学学习，重在掌握规律。有人说，化学难学，要记的东西太多了，这话不全对。实际上，关键在于怎样记。例如对无机化学来说，我们学习元素及其化合物这部分内容时，可以以“元素→单质→氧化物→氧化物的水化物（酸或碱）→盐”为线索；学习具体的单质、化合物时既可以“结构→性质→用途→制法”为思路，又可从该单质到各类化合物之间的横向联系进行复习，同时结合元素周期律，将元素化合物知识形成一个完整的知识网络。
???? 有机化学的规律性更强，“乙烯辐射一大片，醇醛酸酯一条线”，熟悉了官能团的性质就把握了各类有机物间的衍变关系及相互转化；理解了同分异构体，就会感觉到有机物的种类繁多实在是微不足道。这样，通过多种途径、循环往复的联想，不仅可以加深对所学知识的记忆，而且有助于思维发散能力的培养。实践证明，只有许多零碎的知识而没有形成整体的知识结构，就犹如没有组装成整机的一堆零部件而难以发挥其各自功能。所以在高考第二轮复习阶段的重要任务之一就是要在老师的指导下，把各部分相应的知识按其内在的联系进行归纳整理，将散、乱的知识串成线，结成网，纳入自己的知识结构之中，从而形成一个系统完整的知识体系。
三、讲究方法，归纳技巧，提高解题速度
??? 纵观近几年化学高考试题，一个明显的特征是考题不偏、不怪、不超纲，命题风格基本保持稳定，没有出现大起大落的变化。很明显，命题者在向我们传输一个信号：要重视研究历年高考题！例如高考试题有关基本概念的考查内容大致分为八个方面：物质的组成和变化；相对原子质量和相对分子质量；离子共存问题；氧化还原反应；离子方程式；物质的量；阿佛加德罗常数；化学反应中的能量变化等等。
???? 基本技能的考查为元素化合物知识的横向联系及与生产、生活实际相结合。因此，对高考试题“陈”题新做，将做过的试题进行创造性的重组，推陈出新，不失是一个好办法。高考命题与新课程改革是相互促进、相辅相成的，复习时可将近几年的高考试题科学归类，联系教材，通过梳理相关知识点，讲究方法，归纳技巧，勇于号脉高考；因此在选做习题时，要听从老师的安排，注重做后反思，如一题多解或多题一解；善于分析和仔细把握题中的隐含信息，灵活应用简单方法，如氧化还原反应及电化学习题中的电子守恒等。再如已知有机物的分子式确定各种同分异构体的结构简式，采用顺口溜：“主链从长渐缩短，支链由整到分散，位置由中移到边，名称由简在到繁”，这样就避免了遗漏或重复，十分快捷，非常实用。
??? 四、把握重点，消除盲点，切实做好纠错
??? 分析近几年的高考化学试题，重点其实就是可拉开距离的重要知识点，即疑点和盲点；要走出“越基础的东西越易出差错”的怪圈，除了思想上要给予高度重视外，还要对作业、考试中出现的差错，及时反思，及时纠正；对“事故易发地带”有意识地加以强化训练是一条有效的途径。每一次练习或考试后，要对差错做出详尽的分析，找出错误根源，到底是概念不清原理不明造成的，还是非知识性的失误。对出现的差错要作记载，每隔一段时间都要进行一次成果总结，看看哪些毛病已“痊愈”，哪些“顽症”尚未根除，哪些是新犯的“毛病”，从而不断消除化学复习中的疑点、盲点；然后因人而异的采取强化的纠错方式加以解决。介绍几种常见纠错方法有：摘抄法：将纠错内容分类摘抄，在其题下或旁边加以注释，这种方法比较费时间，但是印象会很深；剪贴法：将纠错题目从试卷上剪裁下来，按照时间、科目、类别分别贴在不同的纠错本上，并在题目下部或旁边加上注释，在临考试前复习时比较方便、高效；在资料及试卷上纠错：有序整理资料及试卷，或按时间段、或按类别、或按科目地分门别类，加以注释，这是同学们最常用的方法之一；将纠错还原到课本：将纠错点还原到课本上，在课本知识点相应处，用不同字符标记纠错点，同时在其下部或旁边或附一纸片，标出该点纠错题目位置、出处，错误原由及简易分析等内容。
???? 总之，高三二轮化学复习要讲究方法。针对化学各类知识的特点，将所学知识进行浓缩、收敛、精炼、放大、升华、迁移，利用联系、比较、归纳、推理等多种方法进行复习，以良好的心态正视高考，我相信今年的6月，一定是同学们大获丰收的季节！
?
第七章 高考化学所有考点自我反馈表（用于检查一轮复习中遗漏问题）
专题
知识要点
掌握情况
优
良
中
差
物质
的量
有关物质的量的基本概念
以物质的量为中心的各物理量间的相互关系
阿伏加德罗定律及其推论
物质的量浓度
物质的量浓度溶液的配制及其误差分析
溶液浓度的表示方法—溶质质量分数和物质的量浓度的相互关系
有关NA选择题
分散系
分散系的分类和分散质粒子直径大小的关系
胶体的性质，胶体与溶液的鉴别方法，胶体的应用
氢氧化铁胶体的制备
了解溶解度的概念，不要求计算
氧化还原反应
氧化还原反应的判断与四个基本反应的关系
氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物及其相互关系
氧化还原反应电子转移的表示方法
氧化性、还原性强弱的判断方法
常见的氧化剂和还原剂归纳和应用
氧化还原反应方程式的配平
应用守恒法进行氧化还原反应的计算
水溶液中的离子平衡
电解质、强电解质与弱电解质的判断
书写离子方程式、离子方程式正误判断
溶液中离子大量共存问题的判断
酸碱性强弱的比较和判断
影响弱电解质电离平衡的因素
水的电离平衡及其影响因素
溶液的pH及其酸碱性
酸碱溶液稀释pH的变化
关于溶液pH的计算
盐类水解的概念及其实质
盐类水解的规律和类型
影响盐类水解的因素
盐类水解的应用
溶液中离子浓度大小比较的规律
电荷守恒和物料守恒（元素守恒）规律
难溶电解质的溶解平衡及其影响因素
沉淀的生成、溶解和转化
中和滴定的概念及其原理
中和滴定的仪器及其试剂
中和滴定过程中溶液pH的变化曲线
基本概念基本理论部分
专题
知识要点
掌握情况
优
良
中
差
电化学
原电池及其工作原理
常见电池的类型及其电极反应书写规律
燃料电池及其电极反应书写规律
金属的腐蚀及其防护
原电池原理的应用
电解原理的及其应用
电解电极反应的书写及电解前后溶液pH变化
与电化学有关的计算——电子得失守恒
化学
平衡
化学速率的概念及其表示方法
化学反应速率大小的比较
影响化学反应速率的因素
化学反应速率的图像曲线
有关化学反应速率的计算
化学平衡状态的涵义
化学平衡状态标志的判断
等效平衡原理及其规律（只要求掌握基本题）
化学平衡常数的含义
有关化学平衡常数和转化率的计算——三段式的方法
化学平衡的图像和曲线
改变反应物用量对转化率（α）的影响
影响化学平衡的因素
用图像表示外界条件对反应速率和化学平衡的影响
分析化学平衡的方法与技巧
（一边倒的极限法和画容器分析的模型法）
物质
结构
元素、核素、同位素的含义
核电荷数、质子数、中子数、核外电子数之间的关系
元素的原子半径、离子半径大小比较的规律
原子结构示意图的画法
化学键与物质类别关系规律
元素周期律和元素周期表
元素周期表中的位置、结构、性质规律
元素的金属性、非金属性相对强弱的判断
根据原子序数推断元素在周期表中的位置
从化学键的角度认识化学反应的本质
化学
反应与能量
化学反应中能量转化的原因
化学变化中常见的能量转化形式
吸热反应、放热反应和反应热的概念
正确书写热化学反应方程式
用盖斯定律进行有关反应热的简单计算
专题
知识要点
掌握情况
优
良
中
差
碱金属
钠及其重要化合物的转化关系；钠在空气中的变化及产物
Na、Na2O、Na2O2、NaH与水反应的异同及计算
Na2O2（H2O2）的强氧化性、漂白性
Na2O、Na2O2混合物中Na2O2含量测定的可能方法及依据
Na2O2分别与H2O和CO2反应电子转移、反应前后气体体积变化和固体质量变化特征及规律应用
Na2CO3和NaHCO3的溶解性、热稳定性、与酸碱反应等差异性
一定量Na2CO3与酸滴加顺序有关计算、判断
Na2CO3和NaHCO3相互转变的可能途径及其推广
NaHCO3和NaOH 或Na2O2混合物共热判断
碱金属物理性质、化学性质及保存的相似性、递变性、
Na、K及其合金、烧碱、纯碱、小苏打用途
镁铝
镁铝及其重要化合物间的转化关系
镁分别与O2 、N2、CO2反应的现象、产物
铝热反应的现象、特点、用途
铝与NaOH溶液反应的电子转移表示方法
关于铝与酸、碱反应放出H2的定量分析
氢氧化铝的两种电离方式及两性问题
有关明矾的净水原理
铝盐与强弱碱、偏铝酸盐与强弱酸反应程度
有关“铝三角”及氢氧化铝沉淀图像分析及计算问题
海水或“卤水”中MgCl2的提纯问题
铝土矿中Al2O3的提纯问题；金属铝的电解冶炼
铝盐、镁盐的溶液加热的最终产物问题
铁铜
合金的概念、性质、用途
铁铜及其重要化合物间的转化关系
Fe与氧化性酸反应特点及规律
Fe3+、Fe2+、Fe的相互转化（铁三角）
铁、铜与Fe3+、Cu2+ 、Fe2+反应后固、液成分的判断
铁的常见三种氧化物的性质、制备比较
Fe(OH)3、Fe(OH)2的性质比较
Fe(OH)2制备的有效措施
Fe2+和Fe3+的检验
有关铁、铜与硝酸反应图像分析及计算问题
元素化合物部分
专题
知识要点
掌握情况
优
良
中
差
卤族
元素
氯及其重要化合物间的转化关系
氯水的成分及实验事实
HClO/ClO－的性质
常见漂白剂种类、原理、范围及效果
氯气的实验室制法（装置、原理、除杂、验满、收集、尾气处理等）
Cl2与Fe2+、Br－、I－反应的顺序及产物的判断
卤素单质及在不同溶剂中呈现的颜色
溴水褪色方法（有机、无机）
卤素单质性质的递变性、相似性、特殊性
X2与H2O反应的特点
HX酸性、还原性、不稳定性的变化规律
淀粉-KI、淀粉-I2的颜色变化
卤化银的颜色、溶解性、感光性及用途
氧族
元素
硫及其重要化合物间的转化关系
O3的重要性质、用途
能实现S2－→S转化的试剂及反应
SO2气体的两种重要的实验室制法
（装置、原理、除杂、验满、收集、尾气处理等）
SO2、H2SO3、SO32－的重要性质
SO2参与反应的颜色变化及特点
浓硫酸的四大重要性质
SO42－、SO32－的鉴定、鉴别
Cu、Fe、Zn与一定量浓H2SO4反应产物分析
氮族
元素
氮及其重要化合物间的转化关系
N2的分子结构、稳定性原因与反应特点
氮的主要氧化物性质比较及吸收
NO、NO2与O2、H2O反应计算
NO、NO2的实验室制法装置、原理、除杂、收集、尾气处理
氨的分子结构、性质及用途（氢键、配位键、还原性等）
氨气制法（装置、原理、除杂、验满、收集、尾气处理等）
铵盐的性质、检验
浓硝酸的重要性质及保存
碳族
元素
碳、硅及其重要化合物间的转化关系
C、CO的重要性质（还原性、可燃性）；CO2的化学性质（跟金属单质，非金属单质，氧化物，碱、盐等的反应）
Si 、SiO2 、Na2SiO3的重要化学性质、用途
H4SiO4、H2SiO3的性质（难溶性、不稳定性、弱酸性）
重要的硅酸盐产品
新型无机非金属材料的特点及用途
化学实验部分
专题
知识要点
掌握情况
优
良
中
差
化学实验常用仪器的主要用途和使用方法
容器与反应器（加热与不能加热）
（试管、坩埚、蒸发皿、烧杯、烧瓶、锥形瓶、集气瓶、试剂瓶、启普发生器、滴瓶）
热源仪器（酒精灯、酒精喷灯、煤气灯、电炉）
测量器（量筒、容量瓶、滴定管）
计量器（托盘天平、温度计）
漏斗（普通漏斗、长颈漏斗、分液漏斗）
干燥仪器（洗气瓶、干燥管、干燥器）
支撑器（铁架台、铁夹、铁圈、三角架、试管夹、滴定管夹）
取物质仪器（药匙、镊子、坩埚钳、胶头滴管）
其他（玻璃棒、橡胶塞、弹簧夹、毛玻璃片、表面皿、铂丝、蓝色玻璃片）
常　见
试　剂
的存放
可与空气或水蒸气作用（锂、钠、钾、白磷、过氧化钠、电石、氢氧化钠、浓硫酸）
易挥发（溴、浓盐酸、浓氨水）
见光受热易分解（浓硝酸、硝酸银、溴化银、碘化银、铵盐、硝酸盐）
强腐蚀性（氢氧化钠、氢氟酸、浓硫酸、浓硝酸、稀硝酸、液溴、溴水）
化学实验的基本操作
玻璃仪器的洗涤
药品的称量（腐蚀性药品的称量）
试剂的取用（固、液、气）
试剂的溶解（固、液、气）
物质的加热（仪器、药品<固、液、气>）
试纸的使用（pH试纸、蓝色石蕊试纸、红色石蕊试纸、淀粉碘化钾试纸）
密封性检验（检查装置气密性方法、容器的口及玻璃活塞是否漏液）
焰色反应（操作步骤、操作方法、观察火焰的附加措施、适应对象）
闻气体的气味（规范操作）
实验室制　取气　体
典型反应类型（根据反应物的状态和反应条件划分共六种）
典型反应装置（对应上述典型反应类型共六套）
收集方法（排液法、排气法、软气袋收集法）
气体的净化方法（干燥、除杂）
专题
知识要点
掌握情况
优
良
中
差
实验室制　取
气　体
常见气体的制取
（O2、NH3、Cl2、NO、CH2=CH2、CH≡CH、H2、CO2、SO2、NO2）
物质的检　验
常见气体的检验（O2、H2、CO2、H2O、CO、Cl2、HCl、SO2、NO、NO2、NH3、CH4、C2H4、C2H2）
常见阳离子检验
（H+、Na+、K+、Ca2+、NH4+、Fe3+、Fe2+、Mg2+、Al3+、Cu2+、Ag+、Ba2+）
常见阴离子检验
（OH－、Cl－、Br－、I－、SO42－、SO32－、CO32－、HCO3－、NO3－、SiO32－）
常见有机物的重要特征
（碳碳双键、碳碳叁键、苯、甲苯、乙醇、苯酚、乙醛、葡萄糖、淀粉、蛋白质、溴乙烷）
物质的分离与提　纯
物质分离与提纯常用的基本方法
（过滤法、结晶法、蒸馏<分馏>法、萃取法、分液法、渗析法、洗气法、加热分解法、加酸转化法、加碱转化法、加沉淀剂转化法、氧化还原法、加热升华法）
定　量
实　验（实验原理、实验步骤、误差分析）
配制溶质质量分数一定的溶液
配制一定物质的量浓度的溶液
酸碱中和滴定
中和热测定
化学探究实验方案的设计
设计实验方案的基本思路
（实验目的→实验原理→选择仪器和药品→设计实验装置→设计操作步骤和观察重点、分析实验中注意事项→写出实验报告）
设计化学实验方案的基本要求
（科学性、安全性、可行性、简约性）
化学实验方案的评价
（科学性评价、安全性评价、可行性评价、简约性评价）
有机化学部分（包括必考部分和选考部分）
专题
知识要点
掌握情况
优
良
中
差
有机物组成、分类、命名
判断物质是否属于有机物
常见有机物的分类方法与标准
能根据官能团的不同判别有机物的类型
各类有机物的结构特征、组成通式
常见有机物的系统命名方法
研究有机化合物的一般步骤和方法（有机化学P17——21）
根据质谱图确定有机物的相对分子质量，元素分析法确定有机物的元素组成及分子式
根据红外光谱和核磁共振氢普确定有机物的结构简式
有机物的结构
同系物、同系列、同分异构体概念及判断
烯烃的顺反异构及手性碳的判断
能根据给定要求寻找相应同分异构体或确定同分异构体的数目
常见烃基的结构（甲基、乙基、丙基、丁基、戊基、苯基）
分析有机物分子中原子的共线共面问题
烃
甲烷的及烷烃的结构、物性、化性、用途
乙烯及烯烃的结构、物性、化性、制法、用途
乙炔及炔烃的结构、物性、化性、制法、用途
1，3——丁二烯等二烯烃的结构、化性
苯及其同系物结构、物性、化性、用途
石油、煤的加工方法和综合利用
天然气、液化石油气和汽油的主要成分及其应用
烃的衍生 物
溴乙烷、二溴乙烷及卤代烃的物性、化性、用途
乙醇、乙二醇、丙三醇及醇类的结构物性化性用途
苯酚及酚类的结构、物性、化性、用途
乙醛、甲醛及醛类的结构、物性、化性、用途
甲酸、乙酸及饱和一元羧酸结构、物性、化性、用途
丙烯酸、乙二酸的结构、化性
乙酸乙酯及酯类的结构、物性、化性、制法、用途
糖、
油脂、
蛋白质
油脂及高级脂肪酸的结构、物性、化性、制法、用途
常见高级脂肪酸（硬脂酸、软脂酸、油酸和亚油酸）
糖类的结构、物性、化性、用途
常见氨基酸的结构、化性、用途
蛋白质的结构及重要性质（有机化学P88）
有机反应类型
取代反应（类别：卤代反应；硝化反应；磺化反应；酯化反应，部分有机物的水解反应等。条件）
加成反应（类别、条件）
消去反应（类别、条件）
聚合反应（类别：加聚反应；缩聚反应等。条件）
氧化反应、还原反应（判断依据、类别、条件）
酯化反应（有时候也可以答成取代反应）（类别：形成链状酯；聚酯；环酯等。条件）
有机合成
根据所给信息完成简单的有机合成
有机框图推断题
逆合成分析法（有机化学P64—67）
重要官能团的常见引入和脱去的方法
溴在有机物反应的使用
酸性高锰酸钾在有机化学中的应用
高分子化合物
形成高分子化合物的反应：加聚反应；缩聚反应
单体，链节，聚合度
由单体结构和由高分子化合物的结构的相互推导
三大合成材料（有机化学P104-110）
乙烯型分子加聚反应，二元酸和二元醇型缩聚反应，羟基酸的自身缩聚反应，酚醛树脂形成，以上的所有化学方程式书写。
第八章 二轮复习知识网快速浏览
化学反应及能量变化
实质：有电子转移（得失与偏移）
特征：反应前后元素的化合价有变化
还原性 化合价升高 弱氧化性
↑ ↑
还原剂 氧化反应 氧化产物
氧化剂 还原反应 还原产物
↓ ↓
氧化性 化合价降低 弱还原性
氧化还原反应有元素化合价升降的化学反应是氧化还原反应。
有电子转移（得失或偏移）的反应都是氧化还原反应。
概念： 氧化剂：反应中得到电子（或电子对偏向）的物质（反应中所含
元素化合价降低物）
还原剂：反应中失去电子（或电子对偏离）的物质（反应中所含
元素化合价升高物）
氧化产物：还原剂被氧化所得生成物；
还原产物：氧化剂被还原所得生成物。
失电子，化合价升高，被氧化
双线桥：
氧化剂 + 还原剂 = 还原产物 + 氧化产物
得电子，化合价降低，被还原
电子转移 单线桥：电子
表示方法
还原剂 + 氧化剂 = 还原产物 + 氧化产物
二者的主 表示意义、箭号起止
要区别： 电子数目等
依据原则：氧化剂化合价降低总数=还原剂化合价升高总数
找出价态变化，看两剂分子式，确定升降总数；
方法步骤：求最小公倍数，得出两剂系数，观察配平其它。
有关计算：关键是依据氧化剂得电子数与还原剂失电子数相等，
列出守恒关系式
①由元素的金属性或非金属性比较；（金属活动性顺序表，元素周期律）
②由反应条件的难易比较；
③由氧化还原反应方向比较；（氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：
还原剂>还原产物）
④根据（氧化剂、还原剂）元素的价态与氧化还原性关系比较。元素处
于最高价只有氧化性，最低价只有还原性，处于中间价态既有氧化又
有还原性。
①活泼的非金属，如Cl2、Br2、O2 等
②元素（如Mn等）处于高化合价的氧化物，如MnO2、KMnO4等
③元素（如S、N等）处于高化合价时的含氧酸，如浓H2SO4、HNO3 等
④元素（如Mn、Cl、Fe等）处于高化合价时的盐，如KMnO4、KClO3、FeCl3、K2Cr2O7
⑤过氧化物，如Na2O2、H2O2等。
①活泼的金属，如Na、Al、Zn、Fe 等；
②元素（如C、S等）处于低化合价的氧化物，如CO、SO2等
③元素（如Cl、S等）处于低化合价时的酸，如浓HCl、H2S等
④元素（如S、Fe等）处于低化合价时的盐，如Na2SO3、FeSO4等
⑤某些非金属单质，如H2 、C、Si等。
概念：在溶液中（或熔化状态下）有离子参加或生成的反应。
离子互换反应
离子非氧化还原反应 碱性氧化物与酸的反应
类型 酸性氧化物与碱的反应
离子型氧化还原反应：置换反应；一般离子氧化还原反应
化学方程式：用参加反应的有关物质的化学式表示化学反应的式子。
用实际参加反应的离子符号表示化学反应的式子。
写：写出反应的化学方程式；
拆：把易溶于水、易电离的物质拆写成离子形式；
书写方法 删：将不参加反应的离子从方程式两端删去；
查：检查方程式两端各元素原子种类、个数、电荷数是否相等。
意义：不仅表示一定物质间的某个反应；还能表示同一类型的反应。
本质：反应物的某些离子浓度的减小。
金属、非金属氧化物（Al2O3、SiO2）
中学常见的难溶物 碱：Mg(OH)2、Al(OH)3、Cu(OH)2、Fe(OH)3
生成难溶的物质 Cu2++OH-=Cu(OH)2↓ 盐：AgCl、AgBr、AgI、CaCO3、BaCO3
生成微溶物的离子反应：2Ag++SO42-=Ag2SO4↓
由微溶物生成难溶物：Ca(OH)2+CO32-=CaCO3↓+2OH-
生成难电离的物质：常见的难电离的物质有H2O、CH3COOH、H2CO3、NH3·H2O
生成挥发性的物质：常见易挥发性物质有CO2、SO2、NH3等
发生氧化还原反应：遵循氧化还原反应发生的条件。
定义：在化学反应过程中放出或吸收的热量；
符号：△H
单位：一般采用kJ·mol-1
测量：可用量热计测量
研究对象：一定压强下在敞开容器中发生的反应所放出或吸收的热量。
表示方法：放热反应△H<0，用“-”表示；吸热反应△H>0，用“+”表示。
燃烧热：在101KPa下，1mol物质完全燃烧生成稳定化合物时所放出的热量。
定义：在稀溶液中，酸跟碱发生反应生成1molH2O时的反应热。
中和热 强酸和强碱反应的中和热：H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l);△H=-57.3KJ·mol-1
弱酸弱碱电离要消耗能量，中和热 |△H|<57.3KJ·mol-1
原理：断键吸热，成键放热。
反应热的微观 解释：反应热=生成物分子形成时释放的总能量-反应物分子断裂时所吸收的总能量
定义：表明所放出或吸收热量的化学方程式。
意义：既表明化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。
①要注明反应的温度和压强，若反应是在298K，1atm可不注明；
②要注明反应物和生成物的聚集状态或晶型；
③△H与方程式计量数有关，注意方程式与△H对应，△H以KJ·mol-1单位，化学计量数可以是整数或分数。
④在所写化学反应方程式后写下△H的“+”或“-”数值和单位，方程式与△H之间用“；”分开。
盖斯定律：一定条件下，某化学反应无论是一步完成还是分几步完成，反应的总热效应相同。
化合反应 A+B=AB
分解反应 AB=A+B
置换反应 A+BC=C+AB
复分解反 AB+CD=AC+BD
氧化还原反应： 概念、特征、本质、分析表示方法、应用
非氧化还原反应
离子反应本质、特点、分类、发生的条件
分子反应
放热反应 热化学反应方程式；燃烧热；中和热
吸热反应 反应热与物质能量的关系
可逆反应 有其独特的规律，在化学平衡中学习
不可逆反应 完全进行到底的反应
物质的量
①定义：表示含有一定数目粒子的集体。
②符号：n
物质的量 ③单位：摩尔、摩、符号mol
④1mol任何粒子（分、原、离、电、质、中子）数与0.012kg12C中所含碳原子数相同。
⑤架起微观粒子与宏观物质之间联系的桥梁。
①定义：1mol任何粒子的粒子数叫阿伏加德罗常数。
阿伏加德罗常数：②符号NA
③近似值：6.02×1023
①定义：单位物质的量气体所占的体积叫~
气体摩尔体积： ②符号：Vm
③单位：L·mol-1
①定义：单位物质的量物质所具有的质量叫~
摩尔质量： ②符号：M
③单位：g·mol-1或kg·mol-1
④若以g·mol-1为单位，数值上与该物质相对原子质量或相对分子质量相等。
①定义：单位体积溶液中所含溶质B的物质的量来表示溶液组成的物理量叫溶质B的物质的量浓度。
物质的量浓度 ②符号：c(B)
③单位：mol·L-1
①定律：在相同温度和压强下，相同体积的作何气体都含有相同数目的分子。
同温同压下：
②推论： 同温同压下：
同温同体积下：
Ⅰ、气体休的密度和相对密度：
标况下：
A气体对B气体的相对密度：
Ⅱ、摩尔质量M（或平均摩尔质量）
M=22.4L·mol-1×ρ，
=M(A)ф(A)+M(B)ф(B)+··· ф为体积分数。

①以物质的量为中心的有关物理量的换算关系：
物质所含粒子数N

电解质电离出离子的“物质的量” 物质的质量（m）
电量（C） 气体的体积（标准状况）
V气体体积（非标准状况） 反应中放出或吸收的热量（KJ）
溶液的物质的量浓度CA）
②物质的量与其它量之间的换算恒等式：
③理想气体状态方程（克拉伯龙方程）：（一般不用）
PV=nRT 或 （R=8.314J/mol·K）
④影响物质体积大小的因素：
微粒的大小 1mol固、液体的体积
物质体积 微粒的个数
1mol物质的体积
微粒之间距离 1mol气体的体积
①溶液稀释定律：溶质的量不变，m(浓)·w(浓)= m(稀)·w(稀)；c(浓)·V(浓)=c(稀)·V(稀)
②溶解度与溶质质量分数w换算式：
③溶解度与物质的量浓度的换算：
④质量分数与物质的量浓度的换算：
主要仪器：量筒、托盘天平（砝码）、烧杯、玻璃棒、胶头滴管、容量瓶
⑥一定物质的量浓度 溶液的配配制：方法步骤：计算→称量→溶解→转移→洗涤→振荡→定容→摇匀→装瓶
识差分析：关键看溶质或溶液体积的量的变化。依据来判断。
物质结构 元素周期律
中子N（不带电荷） 同位素（核素）
原子核 → 质量数（A=N+Z） 近似相对原子质量
质子Z（带正电荷） → 核电荷数 元素 → 元素符号
原子结构 最外层电子数决定主族元素的族序数
电子数（Z个） 电子排布决定化学性质及最高正价和负价
体积小，运动速率高（近光速），无固定轨道
核外电子 运动特征
电子云（比喻）小黑点的意义、小黑点密度的意义。
排布规律 → 电子层数 周期序数及原子半径
表示方法 → 原子（离子）的电子式、原子结构示意图
随着原子序数（核电荷数）的递增：元素的性质呈现周期性变化：
①原子最外层电子数呈周期性变化
元素周期律 ②原子半径呈周期性变化
③元素主要化合价呈周期性变化
④元素的金属性与非金属性呈周期性变化
①按原子序数递增的顺序从左到右排列；
排列原则 ②将电子层数相同的元素排成一个横行；
③最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。
①短周期（一、二、三周期）
周期(7个横行) ②长周期（四、五、六周期）
③不完全周期（第七周期）
①主族（ⅠA～ⅦA共7个）
元素周期表 族(18个纵行) ②副族（ⅠB～ⅦB共7个）
③Ⅷ族（8、9、10纵行）
④零族（稀有气体）
同周期同主族元素性质的递变规律
①核电荷数，电子层结构，最外层电子数
②原子半径
性质递变 ③主要化合价
④金属性与非金属性
⑤气态氢化物的稳定性
⑥最高价氧化物的水化物酸碱性

电子层数： 相同条件下，电子层越多，半径越大。
判断的依据 核电荷数 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。
最外层电子数 相同条件下最外层电子数越多，半径越大。
1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小
（稀有气体除外）如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.
2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：Li3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。如：F--4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。
如：F-> Na+>Mg2+>Al3+
5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如Fe>Fe2+>Fe3+
①与水反应置换氢的难易
②最高价氧化物的水化物碱性强弱
③单质的还原性或离子的氧化性（电解中在阴极上得电子的先后）
④互相置换反应
依据： ⑤原电池反应中正负极
①与H2化合的难易及氢化物的稳定性
元素的 非金属性强弱 ②最高价氧化物的水化物酸性强弱
金属性或非金属 ③单质的氧化性或离子的还原性
性强弱的判断 ④互相置换反应
同周期元素的金属性，随荷电荷数的增加而减小，如：Na>Mg>Al;
非金属性，随荷电荷数的增加而增大，如：Si同主族元素的金属性，随荷电荷数的增加而增大，如：LiCl>Br>I。
③金属活动性顺序表
K>Ca>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>Pt>Au
定义：以12C原子质量的1/12（约1.66×10-27kg）作为标准，其它原子的质量跟它比较所得的值。其国际单位制（SI）单位为一，符号为1（单位1一般不写）
相对原子质量：指原子的真实质量，也称绝对质量，是通过精密的实验测得的。如：一个Cl2分子的m(Cl2)=2.657×10-26kg。
核素的相对原子质量：各核素的质量与12C的质量的1/12的比值。一种元素有几种同位素，就应有几种不同的核素的相对原子质量，如35Cl为34.969,37Cl为36.966。
核素的近似相对原子质量：是对核素的相对原子质量取近似整数值，数值上与该核素的质量数相等。如：35Cl为35,37Cl为37。
元素的相对原子质量：是按该元素各种天然同位素原子所占的原子百分比算出的平均值。如：Ar(Cl)=Ar(35Cl)×a% + Ar(37Cl)×b%
元素的近似相对原子质量：用元素同位素的质量数代替同位素相对原子质量与其丰度的乘积之和。
注意：①核素相对原子质量不是元素的相对原子质量。
②通常可以用元素近似相对原子质量代替元素相对原子质量进行必要的计算。
定义：核电荷数相同，中子数不同的核素，互称为同位素。（即：同种元素的不同原子或核素）
①结构上，质子数相同而中子数不同；
特点：②性质上，化学性质几乎完全相同只是某些物理性质略有不同；
③存在上，在天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，同位素的原子（个数不是质量）百分含量一般是不变的（即丰度一定）。
1、定义：相邻的两个或多个原子之间强烈的相互作用。
①定义：阴阳离子间通过静电作用所形成的化学键
②存在：离子化合物（NaCl、NaOH、Na2O2等）；离子晶体。
2、分类 ①定义：原子间通过共用电子对所形成的化学键。
②存在：共价化合物，非金属单质、离子化合物中（如：NaOH、Na2O2）；分子、原子、离子化合物。
③分类：极性共价键；非极性共价键
化学反应速率和化学平衡
意义：表示化学反应进行快慢的量。
定性：根据反应物消耗，生成物产生的快慢（用气体、沉淀等可见现象）来粗略比较
定量：用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增大来表示。
①单位：mol/(L·min)或mol/(L·s )
②同一反应，速率用不同物质浓度变化表示时，数值可能不同，但数值之比等于方程式中各物质的化学计量数比。
③一般不能用固体和纯液体物质表示浓度（因为ρ不变）
④对于没有达到化学平衡状态的可逆反应：v正≠v逆
内因（主要因素）：参加反应物质的性质。
①结论：在其它条件不变时，增大浓度，反应速率加快，反之浓度： 则慢。
②说明：只对气体参加的反应或溶液中发生反应速率产生影响；与反应物总量无关。
①结论：对于有气体参加的反应，增大压强，反应速率加快，压强： 反之则慢
②说明：当改变容器内压强而有关反应的气体浓度无变化时，则反应速率不变；如：向密闭容器中通入惰性气体。
①结论：其它条件不变时，升高温度反应速率加快，反之则慢。
a、对任何反应都产生影响，无论是放热还是吸热反应；
②说明 b、对于可逆反应能同时改变正逆反应速率但程度不同；
c、一般温度每升高10℃，反应速率增大2～4倍,有些反应只有在一定温度范围内升温才能加快。
①、结论：使用催化剂能改变化学反应速率。
催化剂 a、具有选择性；
②、说明： b、对于可逆反应，使用催化剂可同等程度地改变正、逆反应速率；
c、使用正催化剂，反应速率加快，使用负催化剂，反应速率减慢。
原因：碰撞理论（有效碰撞、碰撞的取向及活化分子等）
其它因素：光、电磁波、超声波、反应物颗粒的大小、溶剂的性质等。
化学平衡状态：　指在一定条件下的可逆反应里，正反应速率和逆反应速率相等，反应混合中各组分的百分含量保持不变的状态。
逆：研究的对象是可逆反应
动：是指动态平衡，反应达到平衡状态时，反应没有停止。
平衡状态特征： 等：平衡时正反应速率等于逆反应速率，但不等于零。
定：反应混合物中各组分的百分含量保持一个定值。
变：外界条件改变，原平衡破坏，建立新的平衡。
①定义：mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)
②意义：表示可逆反应的反应进行的程度。
③影响因素：温度（正反应吸热时，温度升高，K增大；正反应放热时，化学平衡常数：温度升高，K减小），而与反应物或生成物浓度无关。
用化学平衡常数判断化学平衡状态。
④用途： a、Q=K时，处于平衡状态，v正=v逆；
b、Q>K时，处于未达平衡状态；v正c、Qv逆 向正向进行。
原因：反应条件改变引起：v正≠v逆
结果：速率、各组分百分含量与原平衡比较均发生变化。
化学平衡移动： v(正)>v(逆)　　向右（正向）移
方向 v(正)=v(逆)　　平衡不移动
v(正)注意：其它条件不变，只改变影响平衡的一个条件才能使用。
①浓度：增大反应物浓度或减少生成物浓度，平衡向正反应方向移动；反之向逆反应方向移动
结论：增大压强，平衡向缩小体积方向移动；减小压强，平衡向扩大体积的方向移动。
②压强 Ⅰ、反应前后气态物质总体积没有变化的反应，压强改变不能改变化学平衡状态；
说明： Ⅱ、压强的改变对浓度无影响时，不能改变化学平衡状态，如向密闭容器中充入惰性气体。
Ⅲ、对没有气体参加的反应无影响。
③温度：升高温度，平衡向吸热反应方向移动；降低温度，平衡向放热反应方向移动。勒沙特列原理：如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强、温度等）平衡就向能减弱这种改变的方向移动。
概念：在一定条件下（定温、定容或定温、定压），对同一可逆反应，只要起始时加入物质的物质的量不同，而达到化学平衡时，同种物质的含量相同，这样的平衡称为等效平衡。
（1）定温、定容：
①对于一般的可逆反应只改变起始时加入物质的物质的量，如通过可逆反应的化学计量数比换算成同一半边的物质的物质的量与原平衡相同，则两平衡等效。
②对于反应前后气体分子数不变的可逆反应，只要反应物（或生成物）的物质的量的比例与原平衡相同，两平衡等效。
(2)定温、定压：改变起始时加入物质的物质的量，只要按化学计量数换算成同一半边的物质的物质的量之比与原平衡相同，则达平衡后与原平衡等效。
溶液中的离子平衡
非电解质：无论在水溶液或熔融状态都不导电的化合物
定义：凡是在水溶液或熔融状态能够导电的化合物
化合物 强碱
强电解质水溶液中全部电离的电解质 大多数盐离子化合物
金属氧化物
分类 强酸 →强极性化合物
弱酸
电解质 弱电解质→水溶液中部分电离的电解质 弱碱 弱极性化合物
水

①（强）一步电离与（弱）分步电离
表示：电离方程式 ②（强）完全电离与（弱）可逆电离
③质量守恒与电荷守恒
能否导电：有自由移动离子，溶液能导电；
导电能力：相同条件下，离子浓度越大，则导电能力越强。
意义：一定条件下，弱电解质离子化速率与分子化速率相等时，则建立平衡。
动：动态平衡，v(电离)=v（结合）≠0
弱电解质的 特征： 定：条件一定，分子、离子浓度一定
电离平衡 变：条件改变，平衡被破坏，发生移动 如：H2CO3
H2CO3 HCO3-+H+
表示：电离方程式，可逆符号， 多元弱酸分步书写；
HCO3- CO32-+H+
而多元弱碱不需分步写，如：Cu(OH)2
Cu(OH)2 Cu2++2OH-
影响因素： 温度越高，电离程度越大；
浓度越小，电离程度越大
水是极弱电解质：H2O H+ + OH-
①c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol-1
纯水常温下数据： ②Kw=c(H+)·c(OH-)=1×10-14
③pH=-lgc(H+)=7
c(H+)>c(OH-) 酸性 PH<7
水溶液的酸碱性： c(H+)=c(OH-) 中性 PH=7
c(H+)7
抑制电离：加入酸或碱
影响水电离的因素 加入活泼金属，如Na、K等；
促进电离 加入易水解的盐，如NaAc、NH4Cl等；升高温度

表示方法：pH=—lg(H+)
适用范围：浓度小于1mol·L-的稀酸或稀碱溶液。
pH试纸：用干净的玻璃棒分别蘸取少量的待测溶液点在试纸上，观察试纸颜色变化并跟比色卡比较，确定该溶液的PH值。
石蕊： （红） 5.0 （紫） 8.0 （蓝）
酸碱指示剂 酚酞：（无） 8.2 （粉红） 10.0 （红）
及其变色范围 甲基橙： （红） 3.1 （橙） 4.4 （黄）
甲基红： （红） 4.4 （橙） 6.2 （黄）
pH计：精确测定

换算关系：
两强酸混合：
混合： 两强碱混合： c(OH-)混=
c(H+)混=Kw/c(OH-)混 →pH
强酸强碱混合：
强酸 HnA c(H+)=n·c(HnA)
强碱 B（OH）n c(OH-)=n·c{B(OH-)n}
弱酸 HnA c(H+)=c(HnA)·α（HnA）
弱碱 B（OH）n c(OH-)= c{B(OH-)n}·α{B(OH-)n}
混合前 混合后 条件
pH1>pH2 两强等体积 pH1+pH2≥15 pH1-0.3
混合（近似） pH1+pH2=14 pH= 7
pH1+pH2≤13 pH2+0.3 pH1>pH2
pH之和为14的一强一弱等体积相混 结果：谁强显谁的性质。

实质：盐中弱（弱酸根或弱碱阳离子）离子与水电离出的H+或OH-结合生成难电离的分子或离子，破坏水的电离平衡。
条件：①盐中必有弱离子 ②盐必须能溶于水
①谁弱谁水解、谁强显谁性；都弱均水解、不弱不水解。
规律 ②弱的程度越大，水解的能力越强。
③盐的浓度越小，水解程度越大。
④温度越高，水解程度越大。
①属可逆反应，其逆反应为酸碱中和（符合化学平衡规律）；
②水解程度一般微弱，且吸热。
内因：盐类本身的性质 相同条件下，同浓度Na2CO3>NaHCO3 (碱性) Na2CO3 >NaAc (碱性)
影响因素： ①温度的影响：升高温度，水解程度变大；
外因 ②浓度的影响：稀释可促进盐类的水解，浓度越低水解程度越大；
③pH的影响：NH4++H2O NH3·H2O +H+ 加酸抑制，加碱促进。
NaAc Ac-+H2O HAc + OH-
强碱弱酸盐：Na2SO3 (分步) SO32-+H2O HSO3-+OH-
单水解： HSO3-+H2O H2SO3 +OH-
强酸弱碱盐：NH4Cl NH4Cl +H2O HCl +NH3·H2O
AlCl3 (应分步但简为一步) Al3++3H2O Al(OH)3+3H+
分类 ①、常见易双水解的离子组合：
Al3+与CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AlO2-
Fe3+与CO32-、HCO3-、AlO2-、(S2-、HS-主要发生氧化还原)
双水解： NH4+与AlO2-、SO32-
能进行到底不用可逆号，用等号，沉淀、气体一般要标出：
表示： 如：2Al3++2CO32-+3H2O =2Al(OH)3↓+3CO2↑
②、表示：Al3++3AlO2-+6H2O= 4Al(OH)3↓
一般不用“=”，用“ ”的如：
NH4++Ac-+H2O NH3·H2O +HAc
NH4++CO32-+H2O NH3·H2O +HCO3-
①、首先指出弱酸阴离子或弱碱阳离子，再决定如何水解；
说明： ②、某种盐溶液只有一种离子水解，水解程度小，一般用可逆号，不用↑或↓；
③、多无弱酸阴离子分步水解，多元弱碱阳离子只看作一步水解。
正盐：弱酸强碱盐（碱性）、弱碱强酸盐（酸性）、
弱酸弱碱盐（视相对强弱）
盐溶液的 强酸的酸式盐，不水解如NaHSO4显酸性；
酸碱性： 酸式盐 弱酸的酸式盐，既水解又能电离，酸碱性视电离和水解的相对强弱
应用： 酸性：NaH2PO4、NaHSO3 ；碱性：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4。
判断弱电解质的相对强弱： 碱性 Na2CO3>NaAc → 酸性HAc>H2CO3
酸性 NH4Cl Al(OH)3
解释在生活中的应用：①、明矾净水②、纯碱去污③、泡沫灭火器④、FeCl3溶液配制。
电荷守恒 正负电荷相等c(H+)+c(Na+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-)
相等关系： 物料守恒 c(Na+)=2c(CO32-)+2c(HCO3-)+2c(H2CO3)
C原子守恒
（以Na2CO3）质子守恒 c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3) H+离子守恒
离子浓度比较： ①多元弱酸 H3PO4 c(H+)>c(H2PO4-)>c(HPO42-)>c(PO43-)
②多元弱酸形成的正盐 Na2CO3 c(Na+)>c(CO32-)>c(OH-)>c(HCO3-)>c(H+)
大小关系：③不同溶液中同一离子浓度 浓度0.1mol/L的①NH4Cl
②CH3COONH4③NH4HSO4 则c(NH4+)：③>①>②
④混合溶液中各离子浓度 0.1mol/LNH4Cl与0.1mol/LNH3混合 则：c(NH4+)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+)
①、用于精确地放出一定体积溶液的容器；
②、内径均匀，带有刻度的细长玻璃管，下部有控制液体流量的玻璃活塞（或由橡皮管、玻璃球组成的阀）
概述：③、规格有25ml、50ml，估读到0.01ml；
④、分为酸式滴定管（不能盛碱液，HF以及Na2SiO3、Na2CO3等碱性溶液）
碱式滴定管（不能盛放酸性和强氧化性溶液）
使用方法：①检漏→②润洗→③注液→④排气→⑤调零→⑥放液→⑦读数→⑧记录
①、滴定管在装入酸或碱溶液后，要排净滴定管尖嘴内空气使尖嘴内充满液体而无气泡。
方法： 酸式滴定管 碱式滴定管
注意：②、调整刻度时，应使液面在“0”或“0”以下，但不能太往下以免液体不足。
③、控制滴液速度，使得液体逐滴流出。
④、读数时等液面稳定后，视线与凹液面相切的刻度水平，并估读到0.01ml的精确度。
定义：用已制浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的实验方法
中和实质：H++OH-=H2O
原理：酸碱中和反应的物质的量之比等于它们的化学计量数之比：
关键：①准确测定参加反应的两种溶液的体积；②准确判断中和反应是否恰好完全。
仪器：滴定管、锥形瓶、铁架台、滴定管夹、烧杯等。
作用：通过指示剂颜色的变化来确定终点；
指示剂： 选择：变色要灵敏、明显（终点尽可能与变色范围一致）
①中和滴定，一般不用石蕊作指示剂，颜色变化不明显；
说明： ②酸滴碱，一般选甲基橙 终点由黄色 → 橙色；
③碱滴酸，一般选酚酞 终点由无色 → 红色；
准备：滴定管（锥形瓶）洗涤→滴定管查漏→滴定管的润洗→注液→排气→调零→读数→记录
操作： 移取待测液，加入指示剂2~3滴，然后滴定，判断终点，读数。
滴定：左手操管、右手旋瓶、目视瓶中、滴滴入瓶、突变暂停、半分定终、重复两次、求均值。
计算：取两次或多次消耗标准溶液体积平均值然后求c待
①滴定管的“0”刻度在上端，刻度值由上往下增大；
②读数时视线与凹液面相切；
体积： ③滴定管测量液体，有两次读数
（初、末）两数值之差为液体体积；
④中和滴定体积测量，有待测液和标准液两方面。
原理： 误差分析方法是分别判断C标、V标和V测的误差变化而对
C测的影响。
①装标准液的滴定管在尖嘴内有气泡，滴定后气泡消失；
②装标准液的滴定管在水洗后没润洗，就装标准液；
偏 ③锥形瓶用待测液润洗；
高 ④滴定后滴定管尖嘴处挂有液滴；
⑤滴定后仰视读数（前正常）；
举例 ⑥滴定前俯视读数（后正常）；
①用滴定管取待测液时，没有润洗就取待测液；
偏 ②滴定时待测液溅出；
低 ③滴定后俯视读数；
④滴定前仰视
说明：由于指示剂的变色范围引起的误差，一般可忽略不计
电化学
装置特点：化学能转化为电能。
①两个活泼性不同的电极；
形成条件： ②电解质溶液（一般与活泼性强的电极发生氧化还原反应）；
③形成闭合回路（或在溶液中接触）
负极：用还原性较强的物质作负极，向外电路提供电子；发生氧化反应。
基本概念：正极：用氧化性较强的物质正极，正极从外电路得到电子，发生还原反应。
电极反应方程式：电极反应、总反应。

氧化反应 负极 铜锌原电池 正极 还原反应
反应原理：Zn-2e-=Zn2+ 2H++2e-=H2↑

电解质溶液
负极（锌筒）Zn-2e-=Zn2+
正极（石墨）2NH4++2e-=2NH3+H2↑
①普通锌——锰干电池 总反应：Zn+2NH4+=Zn2++2NH3+H2↑
干电池： 电解质溶液：糊状的NH4Cl
特点：电量小，放电过程易发生气涨和溶液
②碱性锌—— 锰干电池 电极：负极由锌改锌粉（反应面积增大，放电流增加）；
电解液：由中性变为碱性（离子导电性好）。
正极（PbO2） PbO2+SO42-+4H++2e-=PbSO4+2H2O
负极（Pb） Pb+SO42--2e-=PbSO4
铅蓄电池 ：总反应：PbO2+Pb+2H2SO4 2PbSO4+2H2O
电解液：1.25g/cm3~1.28g/cm3的H2SO4 溶液，特点：电压稳定。
蓄电池
Ⅰ、镍——镉（Ni——Cd）可充电电池；
其它蓄电池 Cd+2NiO(OH)+2H2O Cd(OH)2+2Ni(OH)2
Ⅱ、银锌蓄电池
①燃料电池与普通电池的区别：不是把还原剂、氧化剂物质全部贮藏在电池内，而是工作时不断从外界输入，同时电极反应产物不断排出电池。
②原料：除氢气和氧气外，也可以是CH4、煤气、燃料、空气、氯气等氧化剂。负极：2H2+2OH--4e-=4H2O ；正极：O2+2H2O+4e-=4OH-
③氢氧燃料电池：总反应：O2 +2H2 =2H2O
特点：转化率高，持续使用，无污染。
废旧电池的危害：旧电池中含有重金属（Hg2+）酸碱等物质回收金属，防止污染。
腐蚀概念：金属或合金与周围接触到的气体或液体进行化学反应而腐蚀损耗的过程。
概述： 腐蚀危害：
腐蚀的本质：M-ne-→Mn+(氧化反应)
分类： 化学腐蚀（金属与接触到的物质直接发生化学反应而引起的腐蚀）、电化腐蚀
定义：因发生原电池反应，而使金属腐蚀的形式。
负极（Fe）：Fe-2e-=Fe2+；正极（C）：O2+2H2O+4e-=4OH-
电化 吸氧腐蚀： 总反应：2Fe+O2+2H2O=Fe(OH)2
腐蚀 后继反应：4Fe(OH)2 +O2 +2H2O =4Fe(OH)3
钢铁的腐蚀： 2Fe(OH)3 Fe2O3 +3H2O
负极（Fe）：Fe-2e-=Fe2+；
析氢腐蚀： 正极（C）：2H++2e-=H2↑
总反应：Fe+2H+=Fe2++H2↑
影响腐蚀的因素：金属本性、介质。
金属的防护： ①、改变金属的内部组织结构；
保护方法：②、在金属表面覆盖保护层；
③、电化学保护法（牺牲阳极的阴极保护法）
定义：使电流通过电解质溶液而在阴阳两极引起氧化还原反应的过程。
装置特点：电能转化为化学能。
①、与电源本连的两个电极；
形成条件 ②、电解质溶液（或熔化的电解质）
③、形成闭合回路。
电极 阳极：与直流电源正极相连的叫阳极。
概念 阴极：与直流电源负极相连的叫阴极。
电极反应：
原理：谁还原性或氧化性强谁先放电（发生氧化还原反应）
离子放电顺序阳极：阴离子还原性 S2->I->Br->Cl->OH->SO42-（含氧酸根）>F-
阴极：阳离子氧化性 Ag+>Fe3+>Cu2+>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2

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