系列高考化学临阵磨枪

高考化学临阵磨枪系列Ⅰ、基本概念与基础理论：一、与阿伏加德罗常数有关的计算1．基本公式：①n（B）=N（B）/N A②n（B）=m（B）/M ③n（B）=C（B）V n=V/Vm(任何气体，当Vm是22.4L/mol时一定要是标况)注意使用公式的时候所求微粒一定要一一对应！2．推论（1）同温同压下，V1/V2=n1/n2 （2）同温同体积时，p1/p2=n1/n2=N1/N2（3）同温同压等质量时，V1/V2=M2/M1 （4）同温同压同体积时，M1/M2=ρ1/ρ23、阿伏加德罗常数这类题的解法：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。

注：有机物中常见气体有：n≤4的烃、CH3Cl、CH3 CH2Cl 、HCHO③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、弱酸酸根离子、弱碱阳离子、H2O、T2O、D2O、CH3+……。

④、微粒的电子总数=原子序数-电荷数；质子数=原子序数=核电荷数；中子数=质量数-质子数⑤、熟悉以下晶体结构及1mol含有的共价键数：甲烷、乙烯、P4、金刚石、晶体硅、石墨、二氧化硅等。

⑥、会计算其中的共价键数，CnH2n中含有共用电子对数为3n,CnH2n+2中含有共用电子对数为3n+1CnH2n-2中含有共用电子对数为3n-1⑦、注意氧化还原反应中转移的电子数，如1molNa2O2转移电子数为，1molCl2与NaOH反应转移的电子数，二、离子共存1．由于发生复分解反应，离子不能大量共存。

（1）H+只能与所有及强酸的酸根共存，即与不反应，H+与CO32-、SO32-、S2-、HCO3-、HSO3-、HS-、OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、CN-、C17H35COO-、等弱酸的酸根与H+不能大量共存。

（2）OH-只能与及强碱的阳离子共存，即与不反应，生成弱碱的离子不能共存：OH-与NH4+、Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能与大量共存；一些酸式弱酸根如HCO3-、HPO42-、HS-、H2PO4-、HSO3-不能与OH-大量共存；（3）生成难溶性盐的离子不能共存：（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-、HCO3-等必须在条件下才能在溶液中存在；如Fe3+、Al3+等必须在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-+3Al3++6H2O=4Al(OH)3↓、3 HCO3- +3Al3+=4Al(OH)3↓+ 3CO2↑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Fe2+、S2-、HS-、HSO3-、SO32-、I--和Fe3+、ClO-、H++NO3-、MnO4-不能大量共存。

（2）在酸性的介质中由于发生氧化还原反应而不能大量共存。

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。

3．溶液中能发生络合反应的离子不能大量共存。

如Fe3+与SCN-不能大量共存；Fe3+与不能大量共存；Ag+、Cu2+、Zn2+与过量的氨水可以形成配离子。

4、审题时应注意题中给出的附加条件。

①酸性溶液（H+）、使PH试纸显红色的溶液（H+）、碱性溶液（OH-）、使PH试纸显蓝色的溶液（OH-）、能在加入铝粉后放出氢气的溶液、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。

酸性高锰酸钾指KMnO4+H2SO4，KMnO4与HCl反应产生Cl2④S2O32-在酸性条件下发生氧化还原反应：S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O⑤注意题目要求“一定能大量共存”还是“可能大量共存”“不能大量共存”。

三、离子方程式书写的基本规律要求（1）合事实：离子反应要符合客观事实，不可臆造产物及反应。

Fe+HCl=（2）式正确：化学式与离子符号使用正确合理。

能拆的：不能拆的：（3）号实际：“=”“”“→”“↑”“↓”等符号符合实际。

注意水解平衡、电离平衡、溶解平衡用“”（4）两守恒：两边原子数、电荷数必须守恒（氧化还原反应离子方程式中氧化剂得电子总数与还原剂失电子总数要相等）。

（5）明类型：分清类型，注意少量、过量等。

（6）检查细：结合书写离子方程式过程中易出现的错误，细心检查。

四、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。

（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。

如：常见氧化剂：Cl2、Br2、O2、MnO2、浓H2SO4、HNO3（浓、稀）、KMnO4、KClO3、FeCl3、Na2O2、H2O2、次氯酸及其盐等；常见还原剂金属单质Na、Al、Zn、Fe 、Cu、含—2价、+4价S元素的微粒、Fe2+、H2、C、Si 、CO、等；五、元素氧化性,还原性变化规律表(1)常见金属活动性顺序表（联系放电顺序）K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb(H) Cu Hg Ag Pt Au(还原能力-失电子能力减弱) K+ Ca2+ Na+ Mg2+Al3+Zn2+Fe2+Sn2+Pb2+ (H+) Cu2+ Hg2+ Ag+(氧化能力-得电子能力增强)(2)非金属活动顺序表F O Cl Br I S(氧化能力减弱)F-Cl-Br-I-S2- OH—(还原能力增强)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；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、常温下与酸反应的剧烈程度；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。

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；6、其他，例：2Cu＋SΔ===Cu2S Cu＋Cl2点燃===CuCl2所以，Cl的非金属性强于S。

“10电子”、“18电子”的微粒小结(一)“10(二)“18262526结合质子（H+）能力：阴离子结合一个质子形成的酸的酸性越弱，结合质子的能力越强酸性比较:HCl＞CH3COOH＞H2CO3＞＞HCO3-微粒半径的比较：1、判断的依据: 一看电子层数：相同条件下，电子层越多，半径越大；当电子层数相同时，二看核电荷数，相同条件下，核电荷数越多，半径越小。

（稀有气体除外）物质熔沸点的比较（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，离子键越强，晶格能越大，则其熔沸点就越高。

OH②分子晶体：对于同类分子晶体，式量越大，范德华力越大，则熔沸点越高。

特别强调：HF 、H 2O 、NH 3、甲醇等物质分子间存在氢键。

使物质的熔沸点有所升高！ ③原子晶体：共价键键长越小、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（NH 3、H 2O ）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 OH H HO H H⑤、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：O 2、H 2、Cl 2等。

举例：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： CO 2、CS 2（直线型）、CH 4、CCl 4（正四面体型）、P 4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：NH 3(三角锥型)、H 2O （折线型或V 型）、H 2O 2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。

定义：在稀溶液中，酸跟碱发生反应生成1molH 2O 时的反应热。