高考化学冲刺阶段考点梳理

云南省腾冲八中2015届高考化学冲刺阶段考点梳理

一、实验基础知识

1、常见仪器的名称、规格、用途和操作要领的归纳（坩埚、蒸发皿、蒸馏烧瓶）

2、识别化学品安全使用标识，实验室一般事故的预防和处理方法。

3、物质的分离提纯：过滤、萃取、分液、蒸馏、蒸发结晶、重结晶、蒸发浓缩冷却结晶、升华、渗析、盐析

4、实验基本操作——规范的文字表达归纳（浓硫酸的稀释、pH试纸使用、用试纸检验气体如NH3、检查装置的气密性、洗涤沉淀、判断沉淀是否洗涤干净的操作、判断沉淀剂是否足量的操作、分液操作、量气操作、滴定终点判断、氢氧化铁胶体的制备、固体加热至恒重的标志、物质检验操作。）

5、重要微粒的检验：CO32－、HCO3－、SO32－、HSO3－、SO42－、AlO2－、Cl－、Br－、I－和Na+、K+、Ag+、NH4+、Ba2+、Fe2+、Al3+、Fe3+、Cu2+、NH3、Cl 2、SO2——操作、原理、现象。

6、重要物质的制备——NH3、Cl 2、SO2、CO2、H2、O2、C2 H4、CH3COOCH2CH3、Fe(OH) 2等。

7、实验方案评价（试剂、装置、操作的优缺点——现象明显、操作简便、原料易得、安全环保）

8、关注“假设型”探究试题

9、整合教材实验：必修一、必修二、选修四必考部分的实验分类汇总（性质实验、制备实验、定量实验、探究设计实验）。

10、常见有机物除杂问题

二、氧化还原反应

1、基本概念:升氧失还、降得还氧（电化学常考）

2、反应规律：守恒规律、强弱规律、转化规律、优先律

3、综合应用（配平、计算、写方程式）

①计算：得电子数=失电子数

②写方程式：先写四物质（氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物）

后用H+和OH－配电荷守恒，最后质量守恒。

三、离子反应

1、离子方程式书写和正误判定

2、离子共存问题

3、离子推断

四、化学常用计量：物质的量、N A、物质的量在化学计算中的综合应用

1、氧化还原反应中电子转移的数目：①抓住题目研究的对象是什么物质，它的量是多少，在反应中转化为何种价态的物质或由那种价态的物质生成，如铁在反应中的产物有+2价、+3价或者两种价态都有。②重视几个典型的反应(Na2O2与H2O、Cl2与NaOH、NO2与H2O等)的分析。③注意反应的可逆性。

2、溶液问题：CV是否齐全；酸碱（电离）盐（水解）；等于、大于还是小于；是问溶质还是溶液（是否包含溶剂水）；固体还是溶液。

3、标准状况、物质状态（在标准状况下，无机物中常见的SO3、H2O、Br2等为非气态；有机物中，碳原子在4以内的烃为气态，烃的衍生物常考有CH3Cl、HCHO为气态。）。

4、微粒数目：看清“什么微粒”、分子的构成（He、Cl2、O3）、相同最简式的物质原子数、特殊物质的摩尔质量(D2O)。

五、化学反应中的能量变化

1、化学反应吸热、放热本质

2、反应热、燃烧热与中和热等概念及其简单应用

3、热化学方程式的书写及正误判断、含义

4、有关反应热的计算

①∆H=H(生成)－H(反应物) = Q（吸）－Q（放）

②应用盖斯定律

③据热化学方程式计算

注：同种物质的能量高低：E(g)﹥E(l)﹥E(s)。物质所具有的能量越高越不稳定。

六、电化学：

电极极性和电极材料的判断；电极反应式的书写和正误判断；电极发生氧化反应、还原反应的判断；元素被氧化、被还原的判断；电极周围溶液的pH或电解质溶液pH的变化分析；离

1、可充电电池充电时电池的负极与电源的负极相连做阴极，电池的正极与电源的正极相连做阳极。

2、燃料电池电极反应式的书写方法

燃料电池的总反应实质上相当于可燃物的燃烧反应，只是应注意不同介质对产物的影响。书写电极反应式时一般先写正极反应式，正极反应的本质都是O2+4e = 2O2－，但O2－的存在与介质有关。若在酸性环境中（如硫酸），O2－不能单独存在，可供结合的微粒有H+和H2O，O2－优先结合H+生成H2O；若在碱性或中性环境中，O2－只能结合H2O生成O H－离子；若在熔融碳

阴极

C

稀CuCl2

)Zn Cu(+)

阳极

C

e－

e－

e－

e－

e－

e－

2H++2e－= H2↑

阴极

酸盐环境中，O 2－离子可结合CO 2生成CO 32－；若在某些因高温可允许O 2－离子在期间自由通过的固体介质中，O 2－

离子可单独存在。即：

法1

负极（在电子守恒的基础上）：总反应式－正极反应式（删去O 2）

法2：电荷守恒法（考虑反应环境） 3、电解解题思路

（1）.找电源，确定阴、阳极；

（2）.找电极，确定电极是否参加反应；

（3）.找阳离子，确定放电顺序：阳离子向阴极运动，在阴极得到电子 （4）.找阴离子，确定放电顺序：阴离子向阳极运动，在阳极失去电子 4、运用：

①金属的腐蚀与防护：牺牲阳极的阴极保护法、电源负极相连的保护法。 ②氯碱工业、金属的精炼（如铜的精炼）、电镀、活泼金属Na 、Mg 、Al 的冶炼

七、原子结构 周期律

1、原子组成的各微粒的关系:

2、10e 、18e 微粒:

3、微粒半径大小比较: ①层数越多，半径越大 ②层数相同，序小径大

4、元素金属性、非金属性强弱比较: (1) 金属性强弱的比较方法

①单质与水或酸置换出H2的难易程度 ②最高价氧化物的水化物的碱性强弱 ③单质的还原性

④元素周期表和金属活动性顺序表 ⑤盐溶液中金属间的置换反应

⑥阳离子的氧化性（阴极放电性顺序） ⑦原电池的正负极

(2) 非金属性强弱的比较方法 ①单质与氢气反应的难易程度 ②气态氢化物的稳定性

③最高价氧化物的水化物的酸性强弱 ④单质的氧化性强弱

⑤阴离子或氢化物的还原性强弱 ⑥非金属间的置换反应 ⑦元素周期表

5、元素周期表结构及“四同”

6、化学用语：电子式、结构式、分子式、结构简式、原子（离子）结构示意图、电子式

7、8e 稳定结构的判断:

8、化合价与周期表的关系

9、化学键的判断：

注：①原子核中无中子的元素是H

② 最外层电子数是次外层电子数2倍的元素是C ，是次外层电子数3倍的元素是O

③ 最外层电子数是电子层数的2倍的元素是C 、S ④ 自然界元素含量：O 、Si 、Al 、Fe 、Ca ⑤同主族常考：H 与Na 、O 与S 、C 与Si

⑥物质组成1:1与1:2爱考：H 2O 与H 2O 2、Na 2O 与Na 2O 2

八、化学反应速率和化学平衡

1、化学反应速率计算及大小比较（据公式、化学计量数、图表）：

2、外界条件对反应速率和化学平衡的影响（浓度、温度、压强、催化剂）：

3、判断可逆反应达平衡的标志：

4、速率与平衡移动的关系（v---t 图）：

5、化学平衡的计算（三段式）：

6、图像问题分析【三看（横纵坐标、起点、拐点）两原则（先拐先平、定一议二）】

7、转化率问题：（1）、当不改变反应物的用量，平衡受温度或压强影响向正反应方向移动时，各反应物的转化率增大；反之则减小。（2）、由增大反应物的浓度引起平衡正向移动有以下几种情况：

a 、对于反应物不只一种（不考虑固体反应物）的可逆反应，增加一种反应物的量，其它反应物的转化率增大，而自身转化率减小。

b 、对于反应物只有一种的可逆反应如aA(g)bB(g) + cC(g)；增加A 的量，平衡向正反应方向移动，但A 的转化率的变化与气体的计量数有关：若a=b+

c ，则A 的转化率不变；若a ﹥b+c ，则A 的转化率增大；a ﹤b+c ，则A 的转化率减小。<分析模型> 8、判断等效平衡：

9.化学平衡常数：K 的计算、 k 与Q 的判断(化学平衡与反应热的交叉)、K 与反应热 10、反应的自发性：△G=△H －T △S （△S>0反应后气体增多）

九、水液中的离子平衡

（一）规律：

1、酸碱混合恰好反应，谁强显谁性（水解）。

2、pH 之和等于14[或C(H +)与C(OH －)相等]的一强一弱等体积混合，谁弱水过量显谁性。如pH=3的HCl 与pH=11的氨水等体积混合后，离子浓度关系为：

C(NH 4+)>C(Cl －)>C(OH －)>C(H +)。

3、一强一弱混合呈中性，弱者应稍过量。如在10mL0.1mol/LNaOH 溶液中加入

0.1mol/LCH 3COOH 溶液，当V(CH 3COOH)=10mL 时溶液呈碱性，要使溶液呈中性，V(CH 3COOH)应稍大于10mL 。

4、同种弱电解质溶液，越稀电离程度越大，但溶液的C(H +)或C(OH －)反而减小（浓溶液稀释可能增大）。

5、盐类水解规律：越弱越水解，越稀越水解。

①盐水解对应的酸或碱越弱，这种盐的水解程度越大，碱（酸）性越强。如等浓度的Na 2CO 3、

正极：O 2+4e －= 2O 2－

酸性环境：O 2+4e －+4 H += 2H 2O

碱性环境：O 2+4e －+2H 2O= 4O H － 在熔融碳酸盐环境中：O 2+4e －+2CO 2= 2CO 32－

在某些允许O 2－通过其间的介质中：O 2+4e －= 2O 2－