高三化学总复习资料

专题一.氧化还原反应之配平方法学习氧化还原反应，除了了解其本质之外，更重要的是知道如何去运用。

其运用主要是氧化还原反应方程式的书写及其配平。

（1） 基本技法1.氧化还原反应方程式配平的依据：三守恒2.步骤：一标，二找，三定，四配，五查 。

（先配平氧化还原反应主干：氧化剂、还原剂与氧化产物、还原产物）3.课标例子：请配平 C + HNO 3（浓）- NO 2 + CO 2 + H 2O分析：一标：C 0 + H N +5O 3（浓）- N +4O 2 + C +4O 2 + H 2O二找： 始态 终态 变化的总价数 = 变化 × 系数 三定： 1 × 4 = 4四配：C 的系数为 1 HNO 3的系数为 4 ，用观察法将其他系数配平五查：经检查满足质量守恒定律。

配平后的化学方程式为：C + 4 HNO 3（浓）= 4 NO 2 + CO 2 + 2 H 2O（2） 特殊技法1.整体配平法: eg: Cu 2S + HNO 3 ---- Cu(NO 3) + NO 2↑ + H 2SO 4 + H 2O 2Cu ↑2 N ↓1 S ↑8接下来就是电子得失守恒，或者说化合价升降守恒，一下子就可以把它配出来了，如下 Cu 2S + 14 HNO 3 === 2 Cu(NO 3) + 10 NO 2↑+ H 2SO 4 + 6 H 2O 就ok 了！2.零价配平法：eg: Fe 3C + HNO 3 --- Fe(NO 3)3 + CO 2↑+ NO ↑ + H 2O 这个方程式按常规的化合价分析，复杂物质FeC 3无法确定Fe 和C 的具体价态，此时可以设组成该物质的各种元素价态都为0.这样问题就迎刃而解：用整体法可知Fe 3C 整体价态↑3x3+4，N ↓3，然后用最小公倍数法13x3以及3x13可知NO 要配上13，Fe(NO 3)3要配上1，最后根据原子守恒可配出得结果如下： Fe 3C + 22 HNO 3 === 3Fe(NO 3)3 + CO 2↑+ 13NO ↑ + 11H 2O小结：零价法较多适用于 ：①难确定化合价的化合物不是以离子形式出现；②难用常规方法确定化合价的物 质在反应物中，而不是在生成物中。

3.局部法：这种方法主要运用在有机化学方程式，这里顺便提一下。

如甲苯变成苯甲酸，只有甲基变成羧基，其余都不变，所以只需研究甲基C 的变化。

4.单质优先法：有单质参加或生成的反应，以单质为标准计算化合价。

Eg ：液氯可将氰酸盐(OCN- )氧化为 N2， (其中OCN- 中N 的化合价为：-3价 )，请配平下列化学方程式: KOCN + KOH + Cl2—CO2 + N2 + KCl + H2OCl:0→-1 ↑1x2N 2:-3→0 ↓3X2 所以可知在Cl 2配上3，接下来的略···5.万能配平法：这个名字看起来似乎很神圣，其实也叫待定系数法。

只是最后的退路，比较繁琐，也就是解方程。

（基本步骤：一设，二定，三列方程，四解，五验） Eg1： KMnO 4 + KI + H 2SO 4 --- MnSO 4 + I 2 + KIO 3 + K 2SO 4 + H 2O设aKMnO 4+H 2SO 4+bKI=cMnSO 4+dK 2SO 4+eI 2+H 2O+fKIO 3（假定H2SO4系数是1，这样H2O 也是1，由氢数目可知） 则根据各元素不变K：a+b=2d+fMn：a=cO：4a+4=4(c+d)+1+3fS：1=c+dI：b=2e+f解得b=(5-5a)/3，c=a，d=1-a，e=(4-9a)/6，f=(4a-1)/3可见要知道I2和KIO3的比例才可以配平，不然一个a对应一套系数，就有无数种了。

此法看上去无脑又费字，其实却是普遍适用，符合原子守恒本质，又可以保证再也没有配不出的方程式的方法。

（设系数为1的物质可以自便，随意挑一种，解出的一组系数只要同乘以一个数调为最简整数比即可。

）配套练习：1. KMnO4 + KI + H2SO4 --- MnSO4 + I2 + KIO3 + K2SO4 + H2O2. Fe3O4+ HNO3--- Fe(NO3)3+ NO+ H2O3. Fe3O4+ HNO3(浓）---- Fe(NO3)3+ NO2+ H2O4.Na2S3 + NaBrO 3+ NaOH --- NaBr + Na2SO4 + H2O补充：缺项配平，基本技法：缺什么补什么，介质条件要注意。

练习：H2O2+Cr2(SO4)3 + — K2SO4+ H2O+ K2CrO4 __KMnO4 +___K2C2O4 +________==__MnCl2 + __KCl +__CO2 + __H2OH2O2+ Cr2(SO4)3+＿＿——K2SO4+ K2CrO4+ H2ONO3-+ CH3OH─ N2↑+ CO2↑+ H2O+ □专题二化学反应原理专题这个专题的知识涵盖量很大，众所周知，最基本的就包括选修四，但这个版块几乎可以说是高中化学中最难啃下的硬骨头。

请大家做好准备耐心学习！基本知识点：（1）化学反应速率：高中所学习的反应速率（定量）是指在单位时间内某一种物质的浓度变化，基本单位有mol/（L·min）和mol/（L·s）。

同一反应的两种物质的化学反应速率没有可比性。

比较同一反应不同物质所代表的反应速率要注意把单位化统一。

（2）*燃烧热：1mol物质完全燃烧后生成稳定化合物所放出的热量。

（3）*中和热：酸碱中和生成一摩尔水后所放出的热量。

（注意中和热的测定实验，环形玻璃搅拌棒的操作，酸或碱中要有一方稍过量，中和热的计算以及其中涉及到的数据的取舍问题）（4）勒夏（沙）特列原理：减少变化但不可能抵消。

（5）化学平衡：很多反应都有限度，这就涉及到平衡问题，平衡即正逆反应速率相等。

（6）化学反应进行的方向：熵变，焓变及吉布斯自由能（7）电解质：化合物（范畴），注意强弱（强弱只与物质内部的结构有关）之分；电解质溶液一定可以导电（X）。

（8）水的离子积常数：K w=1.0x10-14,，（K W=K a/b·K h），记住水的电离是微弱的。

*（9）溶液的酸碱度：牢记pH的定义，计算方式；氢离子浓度的负对数；还有pH+pOH=14；pH和外界条件温度的关系；酸碱滴定过程中pH存在突变区间；滴定管的相关问题。

*（10）水解：所谓水解，就是形成弱电解质促进水的电离，跟水的电离一样，水解一般也是微弱的过程。

水解是中和的逆反应。

*（11）难溶电解质的溶解平衡：再难溶的电解质在水中都会有相应的离子存在；K sp引出的沉淀转化问题；K sp与Q c的关系（①Q C大于K sp溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡；②Q c=K sp,溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态；③Q c小于K sp溶液未饱和，无沉淀析出，可再继续溶解直至饱和）;Q c和溶度积的关系还广泛运用于平衡移动的定量解释。

（12）简单电化学知识：A.构成原电池的条件：原电池的构成条件：①活泼性不同的两电极；②电解质溶液；③形成闭合回路；④自发地氧化还原反应（本质条件）B.盐桥用一段时间后需要更换；C电子的流动方向和电流方向的关系（电子从原电池负极流出，在电解质溶液中以溶质离子为电荷载体以形成闭合回路；D.熟读锌银电池，二次电池铅蓄电池的充放电的电极方程式；E.电解原理：用外接电源强力拉动电子的运动。

F.电解原理的应用→氯碱工业（电解饱和食盐水），电镀（以精炼铜为例，粗铜作为阳极，纯铜作为阴极，**在阳极区会形成阳极泥），电冶金（活泼金属的冶炼常用电解法，如钠镁铝）。

建议研究电解熔融氯化钠的设备!G.金属的电化学腐蚀与防护：电化学腐蚀类型：例证，放氧生酸型和放轻生碱性；防护：外加电流的阴极保护法和牺牲阳极的阴极保护法。

化学腐蚀：直接发生化学反应。

H.3Fe2++2[Fe(CN)]3-===Fe3[Fe(CN)6]2(带有特征蓝色的铁氰化亚铁沉淀)一.画能量变化图像（更正教材中的图像）二.热化学方程式的书写；主要主要在理综化学板块非选择题的第二题出现，并与盖斯定律结合运用，盖斯定律，简单地说就是方程式的加减，这个简单。

但是，记得只要方程式的系数翻倍或缩小，焓变就要随之变化，说到焓变，就要涉及规范问题，数字前的正负号不要漏，数据加减勿大意，单位一定记得写。

例题①C(s)＋O2(g)＝CO2(g)∆H＝-393.5 kJ·mol-1②2CO(g)＋O2(g)＝2CO2(g)∆H＝-566 kJ·mol-1③TiO2(s)＋2Cl2(g)＝TiCl4(s)＋O2(g)∆H＝+141 kJ·mol-1则TiO2(s)＋2Cl2(g)＋2C(s)＝TiCl4(s)＋2CO(g)的∆H＝。

三.化学反应速率：还是强调一下计算时的体积时间的单位问题例题N2+3H2=2NH3,,已知在一个体积恒定为2升的密闭容器中，H2的物质的量在5分钟内由3摩尔变化为1.2摩尔，问v(NH3)= .思考感悟1．在反应m A＋n B===p C＋q D中，若v(A)＝2 mol·L－1·min－1，而v(B)＝1.5 mol·L－1·min －1,能否说明A表示的反应速率比B表示的反应速率快？【提示】不一定，因为化学反应速率与其化学计量数成正比，m、n数值不知道，故无法判断。

2.固体物质对化学反应速率没有影响吗？提示：固体反应物的浓度可视为常数，若增加其用量，对化学反应速率无影响；但固体物质的颗粒大小会影响化学反应速率，如粉末状的固体反应物比块状的接触面积大，与同样物质反应，化学反应速率较大。

四.离子共存有关离子共存问题注意事项1．不发生下列四类离子反应（1）不发生复分解反应，既不生成沉淀、气体和难电离的物质。

①常见难溶物及微溶物在离子方程式中的写法：常见的难溶物[一些金属、非金属：Fe、Cu、S、Si等；某些氧化物Al2O3、CuO、SiO2等；难溶的酸：H2SiO3；难溶的碱：Mg(OH)2、Al(OH)3、Cu(OH)2、Fe(OH)3等；难溶的盐：AgCl、AgBr、AgI、CaCO3、BaCO3、BaSO4等。

]；当有关离子浓度足够大时，生成微溶物的反应也能发生。

常见的微溶物有：CaSO4、Ag2SO4、MgCO3、Ca(OH)2等。

例如：Ca2++SO42ˉ= CaSO4↓；由微溶物生成难溶物的反应也能发生。

例如：Ca(OH)2+ CO32ˉ= CaCO3↓+2 OHˉ，CaSO4+ CO32ˉ= CaCO3↓+ SO42ˉ。

②生成难电离的物质常见的难电离的物质（弱酸：HF、H2CO3、CH3COOH等；弱碱：NH3·H2O；其他：H 2O、C6H5OH等。