高考化学一轮复习知识点总结
Ⅰ、基本概念与基础理论：
一、阿伏加德罗定律
1．内容：在同温同压下，同体积的气体含有相同的分子数。即“三同”定“一同”。 2．推论
（1）同温同压下，V1/V2=n1/n2 同温同压下，M1/M2=ρ1/ρ2
注意：①阿伏加德罗定律也适用于不反应的混合气体。②使用气态方程PV=nRT有助于理解上述推论。
3、阿伏加德罗常这类题的解法：
①状况条件：考查气体时经常给非标准状况如常温常压下，1.01×105Pa、25℃时等。 ②物质状态：考查气体摩尔体积时，常用在标准状况下非气态的物质来迷惑考生，如H2O、SO3、已烷、辛烷、CHCl3等。
③物质结构和晶体结构：考查一定物质的量的物质中含有多少微粒（分子、原子、电子、质子、中子等）时常涉及希有气体He、Ne等为单原子组成和胶体粒子，Cl2、N2、O2、H2为双原子分子等。晶体结构：P4、金刚石、石墨、二氧化硅等结构。
二、离子共存
1．由于发生复分解反应，离子不能大量共存。
（1）有气体产生。如CO32-、SO32-、S2-、HCO3-、HSO3-、HS-等易挥发的弱酸的酸根与H+不能大量共存。 （2）有沉淀生成。如Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能与SO42-、CO32-等大量共存；Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能与OH-大量共存；Fe2+与S2-、Ca2+与PO43-、Ag+与I-不能大量共存。
（3）有弱电解质生成。如OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、CN-、C17H35COO-、等与H+不能大量共存；一些酸式弱酸根如HCO3-、HPO42-、HS-、H2PO4-、HSO3-不能与OH-大量共存；NH4+与OH-不能大量共存。
（4）一些容易发生水解的离子，在溶液中的存在是有条件的。如AlO2-、S2-、CO32-、C6H5O-等必须在碱性条件下才能在溶液中存在；如Fe3+、Al3+等必须在酸性条件下才能在溶液中存在。这两类离子不能同时存在在同一溶液中，即离子间能发生“双水解”反应。如3AlO2-+Al3++6H2O=4Al(OH)3↓等。
2．由于发生氧化还原反应，离子不能大量共存。
（1）具有较强还原性的离子不能与具有较强氧化性的离子大量共存。如S2-、HS-、SO32-、I-和Fe3+不能大量共存。
（2）在酸性或碱性的介质中由于发生氧化还原反应而不能大量共存。如MnO4-、Cr2O7-、NO3-、ClO-与S2-、HS-、SO32-、HSO3-、I-、Fe2+等不能大量共存；SO32-和S2-在碱性条件下可以共存，但在酸性条件下则由于发生2S2-+SO32-+6H+=3S↓+3H2O反应不能共在。H+与S2O32-不能大量共存。
3．能水解的阳离子跟能水解的阴离子在水溶液中不能大量共存（双水解）。
例：Al3+和HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-等；Fe3+与CO32-、HCO3-、AlO2-、ClO-等不能大量共存。
4．溶液中能发生络合反应的离子不能大量共存。
如Fe2+、Fe3+与SCN-不能大量共存；Fe3+与不能大量共存。 5、审题时应注意题中给出的附加条件。
①酸性溶液（H+）、碱性溶液（OH-）、能在加入铝粉后放出可燃气体的溶液、由水电离出的H+或OH-=1×10-10mol/L的溶液等。
②有色离子MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe(SCN)2+。 ③MnO4-,NO3-等在酸性条件下具有强氧化性。
④S2O32-在酸性条件下发生氧化还原反应：S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O ⑤注意题目要求“大量共存”还是“不能大量共存”。 6、审题时还应特别注意以下几点：
（1）注意溶液的酸性对离子间发生氧化还原反应的影响。如：Fe2+与NO3-能共存，但在强酸性条件下（即Fe2+、NO3-、H+相遇）不能共存；MnO4-与Cl-在强酸性条件下也不能共存；S2-与SO32-在钠、钾盐时可共存，但在酸性条件下则不能共存。
（2）酸式盐的含氢弱酸根离子不能与强碱（OH-）、强酸（H+）共存。
如HCO3-+OH-=CO32-+H2O（HCO3-遇碱时进一步电离）；HCO3-+H+=CO2↑+H2O
三、氧化性、还原性强弱的判断
（1）根据元素的化合价
物质中元素具有最高价，该元素只有氧化性；物质中元素具有最低价，该元素只有还原性；物质中元素具有中间价，该元素既有氧化性又有还原性。对于同一种元素，价态越高，其氧化性就越强；价态越低，其还原性就越强。
（2）根据氧化还原反应方程式
在同一氧化还原反应中，氧化性：氧化剂>氧化产物 还原性：还原剂>还原产物
氧化剂的氧化性越强，则其对应的还原产物的还原性就越弱；还原剂的还原性越强，则其对应的氧化产物的氧化性就越弱。
（3）根据反应的难易程度
注意：①氧化还原性的强弱只与该原子得失电子的难易程度有关，而与得失电子数目的多少无关。得电子能力越强，其氧化性就越强；失电子能力越强，其还原性就越强。
②同一元素相邻价态间不发生氧化还原反应。
四、比较金属性强弱的依据
金属性：金属气态原子失去电子能力的性质；
金属活动性：水溶液中，金属原子失去电子能力的性质。
注：金属性与金属活动性并非同一概念，两者有时表现为不一致， 1、同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，金属性减弱； 同主族中，由上到下，随着核电荷数的增加，金属性增强；
2、依据最高价氧化物的水化物碱性的强弱；碱性愈强，其元素的金属性也愈强； 3、依据金属活动性顺序表（极少数例外）；
4、常温下与酸反应煌剧烈程度；5、常温下与水反应的剧烈程度； 6、与盐溶液之间的置换反应；7、高温下与金属氧化物间的置换反应。
五、比较非金属性强弱的依据
1、同周期中，从左到右，随核电荷数的增加，非金属性增强； 同主族中，由上到下，随核电荷数的增加，非金属性减弱；
2、依据最高价氧化物的水化物酸性的强弱：酸性愈强，其元素的非金属性也愈强； 3、依据其气态氢化物的稳定性：稳定性愈强，非金属性愈强； 4、与氢气化合的条件；5、与盐溶液之间的置换反应；
Δ点燃
6、其他，例：2Cu＋S===Cu2S Cu＋Cl2===CuCl2 所以，Cl的非金属性强于S。
六、“10电子”、“18电子”的微粒小结
(一)“10电子”的微粒： 一核10电子的 二核10电子的 三核10电子的 四核10电子的 五核10电子的 (二)“18电子”的微粒 一核18电子的 二核18电子的 三核18电子的 四核18电子的 五核18电子的 六核18电子的 分子 Ar F2、HCl H2S PH3、H2O2 SiH4、CH3F N2H4、CH3OH 离子 K+、Ca2+、Cl￣、S2? HS? 分子 Ne HF H2O NH3 CH4 离子 N3?、O2?、F?、Na+、Mg2+、Al3+ OH?、 NH2? H3O+ NH4+ 注：其它诸如C2H6、N2H5+、N2H62+等亦为18电子的微粒。
七、微粒半径的比较：
1、判断的依据 电子层数： 相同条件下，电子层越多，半径越大。
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。
2、具体规律：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：Li --------3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。如：F -+2+3+ 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>Mg>Al 2+3+ 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>Fe>Fe 八、物质溶沸点的比较 （1）不同类晶体：一般情况下，原子晶体>离子晶体>分子晶体 （2）同种类型晶体：构成晶体质点间的作用大，则熔沸点高，反之则小。 ①离子晶体：离子所带的电荷数越高，离子半径越小，则其熔沸点就越高。 ②分子晶体：对于同类分子晶体，式量越大，则熔沸点越高。HF、H2O、NH3等物质分子间存在氢键。 ③原子晶体：键长越小、键能越大，则熔沸点越高。 （3）常温常压下状态 ①熔点：固态物质>液态物质 ②沸点：液态物质>气态物质 九、分子间作用力及分子极性 定义：把分子聚集在一起的作用力 分子间作用力（范德瓦尔斯力）：影响因素：大小与相对分子质量有关。 作用：对物质的熔点、沸点等有影响。 ①、定义：分子之间的一种比较强的相互作用。 分子间相互作用 ②、形成条件：第二周期的吸引电子能力强的N、O、F与H之间（NH3、H2O） ③、对物质性质的影响：使物质熔沸点升高。 ④、氢键的形成及表示方式：F-—H···F-—H···F-—H···←代表氢键。 氢键 O O H H H H O H H ⑤、说明：氢键是一种分子间静电作用；它比化学键弱得多，但比分子间作用力稍强；是一种较强的分子间作用力。 定义：从整个分子看，分子里电荷分布是对称的（正负电荷中心能重合）的分子。 非极性分子 双原子分子：只含非极性键的双原子分子如：O2、H2、Cl2等。 举例： 只含非极性键的多原子分子如：O3、P4等 分子极性 多原子分子： 含极性键的多原子分子若几何结构对称则为非极性分子 如：CO2、CS2（直线型）、CH4、CCl4（正四面体型） 极性分子： 定义：从整个分子看，分子里电荷分布是不对称的（正负电荷中心不能重合）的。 举例 双原子分子：含极性键的双原子分子如：HCl、NO、CO等 多原子分子： 含极性键的多原子分子若几何结构不对称则为极性分子 如：NH3(三角锥型)、H2O（折线型或V型）、H2O2 十、化学反应的能量变化 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 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。 反应热： 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氧化物时所放出的热量。 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- 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化学总能量 反应定义：表明所放出或吸收热量的化学方程式。 的能意义：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。 量变热化学 ①、要注明反应的温度和压强，若反应是在298K，1atm可不注明； 化方程式 ②、要注明反应物和生成物的聚集状态或晶型； 书写方法 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。 -1 十一、影响化学反应速率的因素及其影响结果 内因:反应物的性质 外因 浓度↗ v↗ 压强↗ v↗(气体) 温度↗ v↗ 催化剂 v↗(正催化剂) 其它(光,超声波,激光,放射线,电磁波,反应物颗粒大小,扩散速率,溶剂等) 十二、影响化学平衡的的条件: (1)浓度:在其它条件不变的情况下,增大反应物的浓度或减小生成物的浓度,平衡向正反应方向移动;反之向逆反应方向移动; (2)压强:在其它条件不变的情况下,增大压强会使平衡向气体体积缩小的方向移动;减小压强平衡向气体体积增大的方向移动;注意:①对于气体体积相同的反应来说,增减压强平衡不移动; ②若平衡混合物都是固体或液体,增减压强平衡也不移动; ③压强变化必须改变了浓度．．．．．才有可能使平衡移动. ．．． (3)温度:在其它条件下,升高温度平衡向吸热方向移动;降低温度平衡向放热方向移动.(温度改变时,平衡一般都要移动)注意:催化剂同等倍数加快或减慢正逆反应的速率,故加入催化剂不影响平衡,但可缩短达到平衡的时间. 十三、勒沙特列原理(平衡移动原理) 如果改变影响平衡的一个条件(浓度,温度,压强等)平衡就向减弱这种改变的方向移动. ．．
2020届高中化学高考总复习必背知识点总结（全）
