高三化学知识框架和知识点总结文档格式.docx
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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
二、第一轮基础理论
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
概念及转化关系
还原性化合价升高弱氧化性
变化
↑↑
反应物→
→产物
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；
氧化还原反应
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
电子转移表示方法单线桥：
电子
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
配平
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
强弱比较
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；
氧化剂、还原剂
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。
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。
表示方法写：
写出反应的化学方程式；
离子反应：
拆：
把易溶于水、易电离的物质拆写成离子形式；
离子方程式：
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↓
发生条件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。
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。
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）;
化学反应的能量变化
△H=-57.3KJ·
mol-
弱酸弱碱电离要消耗能量，中和热|△H|<
57.3KJ·
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
表明所放出或吸收热量的化学方程式。
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。
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；
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。
按物质类别
和种数分类
化合反应A+B=AB
分解反应AB=A+B
置换反应A+BC=C+AB
按化合价有无变化分类
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
按实际反应的微粒分类
化学反应：
非氧化还原反应
离子反应本质、特点、分类、发生的条件
按反应中的
能量变化分
分子反应反应热与物质能量的关系
放热反应热化学反应方程式
吸热反应燃烧热
中和热
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
④、1mol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。
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
单位物质的量气体所占的体积叫~
基本概念气体摩尔体积：
Vm
2、单位：
L·
单位物质的量物质所具有的质量叫~
摩尔质量：
M③、单位：
g·
mol-1或kg·
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。
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：
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：
阿伏加德
罗定律及
其推论：
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：
③、运用：
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
÷
M
化合价
×
NA÷
NA
物质的量n
电解质电离出离子的“物质的量”物质的质量（m）
96500C·
Vm（22.4L/mol）
电量（C）气体的体积（标准状况）
物质的量的相关计算关系及其它
V气体体积（非标准状况）反应中放出或吸收的热量（KJ）
V（溶液）÷
V（溶液）
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）：
PV=nRT或
（R=8.314J/mol·
K）
④
决定于
、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）
⑤、溶液浓度换算式：
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：
⑥、一定物质的量浓度主要仪器：
量筒、托盘天平（砝码）、烧杯、玻璃棒、胶头滴管、容量瓶
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
决定原子种类
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
决定原子呈电中性
电子数（Z个）：
化学性质及最高正价和族序数
体积小，运动速率高（近光速），无固定轨道
核外电子运动特征
决定
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
具体表现形式
①、按原子序数递增的顺序从左到右排列；
编排依据
元素周期律和排列原则②、将电子层数相同的元素排成一个横行；
元素周期表③、把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）
七主七副零和八
三长三短一不全
周期（7个横行）②、长周期（四、五、六周期）
周期表结构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）
③、Ⅷ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。
微粒半径的比较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<
Na<
K<
Rb<
Cs
具体规律：
3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。
F--<
Cl--<
Br--<
I--
4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。
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
金属性强弱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
①、同周期元素的金属性，随荷电荷数的增加而减小，如：
Al;
非金属性，随荷电荷数的增加而增大，如：
Si<
P<
S<
Cl。
规律：
②、同主族元素的金属性，随荷电荷数的增加而增大，如：
Cs;
非金属性，随荷电荷数的增加而减小，如：
F>
Cl>
Br>
I。
③、金属活动性顺序表：
K>
Ca>
Zn>
Fe>
Sn>
Pb>
（H）>
Cu>
Hg>
Ag>
Pt>
Au
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）
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。
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。
相对原子质量比较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。
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。
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。
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）
同位素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。
离子键
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。
原子间通过共用电子对所形成的化学键。
共价化合物，非金属单质、离子化合物中（如：
NaOH、Na2O2）；
不同原子间
共价键分子、原子、离子晶体。
分子的极性
共用电子对是否偏移
存在
2、分类极性键共价化合物
化学键非极性键非金属单质
相同原子间
③、分类：
（孤对电子）
双方提供：
共价键
共用电子对的来源
单方提供：
配位键如：
NH4+、H3O+
金属键：
金属阳离子与自由电子之间的相互作用。
存在于金属单质、金属晶体中。
分子的空间构型
分子的稳定性
键能
3、键参数键长
键角
4、表示方式：
电子式、结构式、结构简式（后两者适用于共价键）
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。
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·
←代表氢键。
氢键OO
HHHH
O
HH
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。
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
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
NH3（三角锥型）、H2O（折线型或V型）、H2O2
非晶体离子晶体
①构成晶体粒子种类
②粒子之间的相互作用
固体物质分子晶体
晶体：
原子晶体
金属晶体
①构成微粒：
离子
②微粒之间的相互作用：
③举例：
CaF2、KNO3、CsCl、NaCl、Na2O等
NaCl型晶体：
每个Na+同时吸引6个Cl-离子，每个Cl-同
结构特点时吸引6个Na+；
Na+与Cl-以离子键结合，个数比为1：
1。
④微粒空间排列特点：
CsCl型晶体：
每个Cs+同时吸引8个Cl-离子，每个Cl-同时吸引8个Cs+；
Cs+与Cl-以离子键结合，个数比为1：
离子晶体⑤说明：
离子晶体中不存在单个分子，化学式表示离子个数比的式子。
①、硬度大，难于压缩，具有较高熔点和沸点；
性质特点②、离子晶体固态时一般不导电，但在受热熔化或溶于水时可以导电；
3、溶解性：
（参见溶解性表）
4、
晶体晶胞中微粒个数的计算：
顶点，占1/8；
棱上，占1/4；
面心，占1/2；
体心，占1
①、构成微粒：
分子
结构特点②、微粒之间的相互作用：
分子间作用力
③、空间排列：
（CO2如右图）
分子晶体：
④、举例：
SO2、S、CO2、Cl2等
①、硬度小，熔点和沸点低，分子间作用力越大，熔沸点越高；
性质特点②、固态及熔化状态时均不导电；
③、溶解性：
遵守“相似相溶原理”：
即非极性物质一般易溶于非极性分子溶剂，极性分子易溶于极性分子溶剂。
原子
SiC、Si、SiO2、C（金刚石）等
Ⅰ、金刚石：
（最小的环为非平面6元环）
结构特点每个C被相邻4个碳包围，处于4个C原子的中心
原子晶体：
Ⅱ、SiO2相当于金刚石晶体中C换成Si，Si与Si间间插O
⑤说明：
原子晶体中不存在单个分子，化学式表示原子个数比的式子。
性质特点②、一般不导电；
难溶于一般的溶剂。
金属阳离子，自由电子；
金属键
金属晶体：
Cu、Au、Na等
①、良好的导电性；
性质特点②、良好的导热性；
③、良好的延展性和具有金属光泽。
①、层状结构
结构：
②、层内C——C之间为共价键；
层与层之间为分子间作用力；
过渡型晶体（石墨）：
③、空间排列：
（如图）
性质：
熔沸点高；
容易滑动；
硬度小；
能导电。
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。
表示方法：
①、单位：
mol/（L·
min）或mol/（L·
s）
说明：
化学
反应速率
②、同一反应，速率用
升级会员 