高三化學必考知識點總結

高三化學必考知識點總結

高三化學必考知識點總結(一)

常見物質俗稱

1、氯化鈉 (NaCl) ： 食鹽

2、碳酸鈉(Na2CO3) ： 純堿，蘇打，口堿

3、氫氧化鈉(NaOH)：火堿，燒堿，苛性鈉

4、氧化鈣(CaO)：生石灰

5、氫氧化鈣(Ca(OH)2)：熟石灰，消石灰

6、二氧化碳固體(CO2)：干冰

7、氫氯酸(HCl)：鹽酸

8、堿式碳酸銅(Cu2(OH)2CO3)：銅綠

9、硫酸銅晶體(CuSO4 ,高一.5H2O)：藍礬，膽礬

10、甲烷 (CH4)：沼氣

11、乙醇(C2H5OH)：酒精

12、乙酸(CH3COOH)：醋酸

13、過氧化氫(H2O2)：雙氧水

14、汞(Hg)：水銀

15、碳酸氫鈉(NaHCO3)：小蘇打

16、十水合碳酸鈉(Na2CO3·10H2O )：碳酸鈉晶體，純堿

高三化學必考知識點總結(二)

阿伏加德羅常數

(1)條件問題：常溫、常壓下氣體摩爾體積增大，不能使用22.4 L/mol。

(2)狀態問題：標準狀況時，H2O、N2O4、碳原子數大于4的烴為液態或固態;SO3、P2O5等為固態，不能使用22.4 L/mol。

(3)特殊物質的摩爾質量及微粒數目：如D2O、18O2、H37Cl等。 (4)某些特定組合物質分子中的原子個數：如Ne、O3、P4等。

(5)某些物質中的化學鍵數目：如白磷(31 g白磷含1.5 mol P-P鍵)、金剛石(12 g金剛石含2 mol C-C鍵)、晶體硅及晶體SiO2(60 g二氧化硅晶體含4 mol Si-O鍵)、Cn(1 mol Cn含n mol單鍵，n/2 mol 雙鍵)等。

(6)某些特殊反應中的電子轉移數目：如Na2O2與H2O、CO2的反應(1 mol Na2O2轉移1 mol電子;Cl2與H2O、NaOH的反應(1 mol Cl2轉移1 mol電子。若1 mol Cl2作氧化劑，則轉移2 mol電子);Cu與硫的反應(1 mol Cu反應轉移1 mol電子或1 mol S反應轉移2 mol電子)等。

(7)電解質溶液中因微粒的電離或水解造成微粒數目的變化：如強電解質HCl、HNO3等因完全電離，不存在電解質分子;弱電解質CH3COOH、HClO等因部分電離，而使溶液中CH3COOH、HClO濃度減小;Fe3+、Al3+、CO32–、CH3COO–等因發生水解使該種粒子數目減少;Fe3+、Al3+、CO32–等因發生水解反應而使溶液中陽離子或陰離子總數增多等。

(8)由于生成小分子的聚集體(膠體)使溶液中的微粒數減少：如1 mol Fe3+形成Fe(OH)3膠體時，微粒數目少于1 mol。

(9)此外，還應注意由物質的量濃度計算微粒時，是否告知了溶液的體積;計算的是溶質所含分子數，還是溶液中的所有分子(應考慮溶劑水)數;某些微粒的電子數計算時應區分是微粒所含的電子總數還是價電子數，并注意微粒的帶電情況(加上所帶負電荷總數或減去所帶正電荷總數)。

高三化學必考知識點總結(三)

熱化學方程式

(1)△H=生成物總能量-反應物總能量 =反應物中的總鍵能-生成物中的總鍵能

注意：

①同一熱化學方程式用不同計量系數表示時，△H值不同;

②熱化學方程式中計量系數表示物質的量;

③能量與物質的凝聚狀態有關，熱化學方程式中需標明物質的狀態;

④△H中用“+”表示吸熱;用“-”表示放熱;

⑤計算1 mol物質中所含化學鍵數目時，應首先區分晶體類型，分子晶體應看其分子結構(如P4中含6個P-P鍵，C60中含30個C=C鍵和60個C-C鍵)，原子晶體應看其晶體結構，特別注意化學鍵的共用情況(如1 mol SiO2中含4 mol Si-O鍵，1 mol 晶體Si中含2 mol Si-Si鍵);

⑥在表示可燃物燃燒熱的熱化學方程式中，可燃物前系數為1，并注意生成的水為液態。

(2)物質分子所含化學鍵的鍵能越大，則成鍵時放出的能量越多，物質本身的能量越低，分子越穩定。

(3)蓋斯定律：一定條件下，某化學反應無論是一步完成還是分幾步完成，反應的熱效應相同。即反應熱只與反應的始態和終態有關，而與反應所經歷的途徑無關(注意：進行相關計算時，熱量應帶“+”、“-”進行運算)。

高三化學必考知識點總結(四)

離子共存問題高中化學知識點(1)弱堿陽離子只存在于酸性較強的溶液中：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：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–)會生成正鹽和水：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：Ba2+、Ca2+與CO32–、SO32–、PO43–、SO42–等;Ag+與Cl–、Br–、I– 等;Ca2+與F–，C2O42–等。

(5)若陰、陽離子發生雙水解反應，則不能大量共存：Al3+與HCO3–、CO32–、HS–、S2–、AlO2–等;Fe3+與HCO3–、CO32–、AlO2–等。

(6)若陰、陽離子能發生氧化還原反應則不能大量共存：Fe3+與I–、S2–;MnO4–(H+)與I–、Br–、Cl–、S2–、SO32–、Fe2+等;NO3–(H+)與I–、S2–、SO32–、Fe2+等;ClO–與I–、S2–、SO32–等。

(7)因絡合反應或其它反應而不能大量共存：Fe3+與SCN–;Al3+與F–等(AlF63–)。

(8)此外，還有與Al反應反應產生氫氣的溶液(可能H+;可能OH–，含H+時一定不含NO3–);水電離出的c(H+)=10–13 mol/L(可能為酸溶液或堿溶液)等。

高三化學必考知識點總結(五)

元素周期率與元素周期表

(1)判斷金屬性或非金屬性的強弱

(2)比較微粒半徑的大小

①核電荷數相同的微粒，電子數越多，則半徑越大：陽離子半徑<原子半徑<陰離子半徑 如：H+Fe2+>Fe3+;Na+

②電子數相同的微粒，核電荷數越多則半徑越小.即具有相同電子層結構的微粒，核電荷數越大，則半徑越小。

如：

① 與He電子層結構相同的微粒：H–>Li+>Be2+

② 與Ne電子層結構相同的微粒：O2–>F–>Na+>Mg2+>Al3+

③ 與Ar電子層結構相同的微粒： S2–>Cl–>K+>Ca2+

③電子數和核電荷數都不同的微粒

同主族：無論是金屬還是非金屬，無論是原子半徑還是離子半徑從上到下遞增。 同周期：原子半徑從左到右遞減。

同周期元素的離子半徑比較時要把陰陽離子分開。同周期非金屬元素形成的陰離子半徑大于金屬元素形成的陽離子半徑。

例如：Na+

(3)元素周期結構

(4)位、構、性間關系

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