高中化学专题总结大全

高中化学专题总结大全内容摘要：

V逆逐渐增大；减小反应物的浓度， V正急剧减小， V 逆逐渐减小 ⑫加压对有气体参加或生成的可逆反应， V 正、 V 逆均增大，气体分子数大的一侧增大的倍数大于气体分子数小的一侧增大的倍数；降压 V 正、 V逆均减小，气体分子数大的一侧减小的倍数大于气体分子数小的一侧减小的倍数。 找 家教 ，到 阳光 阳光家教网 全国最大 家教 平台 家教网 找 家教 上 阳光家教网 ⑬升温， V正、 V 逆一般均加快，吸热反应增大的倍数大于放热反应增加的倍数；降温，V 正、 V 逆一般均减小，吸热反应减小的倍数大于放 热反应减小的倍数。 ⑭加催化剂可同倍地改变 V正、 V逆 可逆反应达到平衡状态的标志 ⑪ V正＝ V逆，如对反应 mA(g)＋ nB(g) pC(g) ① 生成 A 的速率与消耗 A 的速率相等。 ② 生成 A 的速率与消耗 B 的速率之比为 m： n。 ③ 生成 B 的速率与生成 C 的速率之比为 n： p。 ⑫各组成成分的量保持不变 这些量包括：各组成成分的物质的量、体积、浓度、体积分数、物质的量分数、反应的转化率等。 ⑬混合体系的某些总量保持不变 对于反应前后气体体积发生变化的可逆反应，混合气体的总压强、总体积、总物质的 量 及体系平均相 对分子质量、密度等不变。 (十三 )电离平衡 水的电离和溶液的 pH 计算 ⑪水的电离 水是极弱的电解质，纯水中存在着电离平衡，其电离方程式为： 2H2O H3O＋＋ OH－ ，通常简写成 H2O H＋ ＋ OH－ ， 25℃时， c(H＋ )＝ c(OH－ )＝ 1 107mol L－１。 ⑫水的离子积常数 Kw Kw＝ c(H＋ ) c(OH－ )， 25℃时， Kw＝ 1 10－ 14。 ⑬ Kw的意义 Kw 是一个很重要的常数，它反映了一定温度下的水中 H＋ 浓度和 OH－ 浓度之间的关系。 ⑭改变条件对水的电离平衡的影 响 平衡移动方向 c(H＋ )的变化 c(OH－ )的变化 c(H＋ ) 与 c(OH－ )的关系 Kw 溶液的性质 升高温度 向右 增大 增大 c(H＋ ) ＝ c(OH－ ) 增大 中性 加入少量H2SO4 向左 增大 减小 c(H＋ ) ＞ c(OH－ ) 不变 酸性 变 化 改 变 找 家教 ，到 阳光 阳光家教网 全国最大 家教 平台 家教网 找 家教 上 阳光家教网 加入少量NaOH 向左 减小 增大 c(H＋ ) ＜ c(OH－ ) 不变 碱性 ⑮有关 pH 计算的主要题型及计算方法 根据 pH＝－ lg c(H＋ )，因此计算溶液的 pH 的关键是计算溶液中 H＋ 的浓度。 常见的题型有： ①有关酸碱溶液稀释后 pH 的计算 a、 酸稀释后，先求稀释后 c(H＋ )，再求 pH；碱稀释后，先求稀释后 c(OH－ )， 根据 Kw＝ c(H＋ ) c(OH－ )，求出 c(H＋ )，最后再求 pH。 b、一定浓度的强酸或强碱溶液用水稀释 10a 倍体积，溶液中 c(H＋ ) 或 c(OH－ )也被稀释到同样倍数，浓度变为原来的 1/10a，则溶液的 pH 将增大或减小 a 个单位。 c、一定浓度的弱酸或弱碱用水稀释 10a 倍体积，由于电离程度增大，使得 c(H) 或 c(OH－ )减小的不到 1/10a，因此 pH 增大或减小不到 a 个单位。 d、稀酸、稀碱无限稀释后，因水的电离已是影响 pH 的主要因素，因此 pH 接近于 7。 即稀酸无限稀释后， pH 不可能大于 7，弱碱无限稀释后 pH 不可能小于 7。 ②有关酸碱混合 pH 的计算 a、 两种强酸混合，先计算混合后 c(H＋ )，再计算 pH。 混合后 c (H ＋ )＝ c 1 (H ＋ ) V 1 ＋ c 2 (H ＋ ) V 2V 1 ＋ V 2 b、 两种强碱混合，先计算混合后 c(OH－ )，然后计算 c(H＋ )，最后计算 pH。 混合后 c ( O H － )＝ c 1 ( O H － ) V 1 ＋ c 2 ( O H － ) V 2V 1 ＋ V 2 pH＝ — lg c(H＋ )。 c、 强酸、强碱混合后，要发生酸碱中和反应，因此需判断后再计算 若 n (H＋ )＝ n(OH－ )，酸碱恰好完全反应，则 pH＝ 7； 若 n (H＋ )＞ n(OH－ )，则酸过量，先求反应后溶液中 c(H＋ )，再计算 pH，此时 pH＜ 7 若 n (H＋ )＜ n(OH－ )，则碱过量，先求反应后溶液中 c(OH－ )，再求出 c(H＋ )，然后计算 pH，此时 pH＞ 7 盐类水解方程式的书写方法 ⑪由于盐类水解与酸碱中和互为可逆过程，所以盐类水解一般不彻底，书写离 子反应方程式 时，只能用“ ”，而不能用“ ”，生成的不溶物不记“↓”，生成的气态产物也不记“↑”符号，如 AlCl3水解的离子方程式为 Al3＋ ＋ 3H2O Al(OH)3＋ 3H＋ ⑫多元弱酸的电离是分步进行的 ，多元弱酸形成的盐水解时也是分步进行的，如 H2CO3 H+＋ HCO3－ ，而 Na2CO3的水解，首先 CO32－ ＋ H2O HCO3－ ＋ OH－ ，生 成的 HCO3－ 再水解 HCO3－ ＋ H2O CO32－ ＋ OH－。 ⑬较易水解的阳离子如 Al3+、 Fe3+等，较易水解的阴离子如 CO32－ （或 HCO3－ ）、 AlO2－c(H ＋ )＝ K Wc(OH － )找 家教 ，到 阳光 阳光家教网 全国最大 家教 平台 家教网 找 家教 上 阳光家教网 等，在溶液中双水解十分强烈，可完全水解，此时应用“ ”并标明“↑”及“↓”符号。 Fe3+＋ 3HCO3－ Fe(OH)3↓＋ 3CO2↑ ， 2Al3＋ ＋ 3S2－ ＋ 6H2O 2Al(OH)3↓＋ 3H2S↑ 守恒法在处理溶液问题的应用 在解答电解质溶液中微粒浓度之间的关系的有关问题，特别是等式关系时，经常用到守恒原理。 ⑪电荷守恒：溶液中阳离子所带的总正电荷数与阴离子所带的总负电荷数相等，整个溶液显电中性。 如 Na2S 溶液中： c(Na＋ )＋ c(H＋ )＝ 2 c(S2－ )＋ c(HS－ )＋ c(OH－ ) ⑫物料守恒：在电解质溶液中，某物质（或微粒）的总浓度等于该物质电离或水解所产生的各物质平衡浓度之和。 ⑬质守恒：溶液中得质子的微粒得质子的总 数 与失质 子 的微粒失去质子的总数相等。 质子守恒式一般可由上述电荷守 恒式、物料守恒式联立求得。 中和滴定误差分析（以标准盐酸滴定 NaOH 溶液为例） 编号 操作错误 待测值 理由 V2－ V1＝ V（酸） 1 未用标准盐酸洗滴定管 偏高 V（酸）变大 2 滴定速度过快，未摇匀，指示剂已变色 偏高 V（酸）变大 3 滴定管尖嘴部分有气泡，滴定后消失 偏高 V（酸）读数变大 4 滴定前读数正确，滴定后俯视读数 偏低 V（酸）读数变小 5 滴定前读数正确，滴定后仰视读数 偏高 V（酸）读数变大 6 未用待测碱液洗移液管 偏低 V（酸）量减小 7 滴定前，用待测碱液润洗锥 形瓶 偏高 V（酸）量增大 8 快 速 滴定后，立即读数 偏高 V（酸）量增大 电解时，溶液中阴、阳两极离子的放电顺序 电解时两极的放电顺序，与电极材料（非惰性金属为阳极，阳极本身放电），电镀、电解质溶液中离子本身的氧化性、还原性（本性）、离子浓度 [电镀锌时， 因 c(Zn2＋ )比 c(H＋ )大得多， Zn2＋ 放电而 H＋ 未放电 ]等因素有关。 若以惰性电极进行电解，其阴阳两极各离子放电顺序在不考虑浓度大小影响时，一般为： 阴极（阳离子）放电顺序（氧化性） Au3＋ ＞ Ag＋ ＞ Hg2＋ ＞ Cu2＋ ＞ H＋ ＞ Pb2＋ ＞ Sn2＋ ＞ Ni2＋ ＞ Fe2＋ ＞ Zn2＋ ＞ Mn2＋ ＞ Al３＋ ＞ Mg2＋ ＞ Na＋ ＞ Ca2＋ ＞ K＋ 阳极（阴离子）放电顺序（还原性） S2－ ＞ I－ ＞ Br－ ＞ OH－ ＞ NO3－ ＞ SO42－ ＞ F－ 以惰性电极电解的类型及 pH 变化规律 以惰性电极电解时，按其中 OH－、 、 H＋ 放电情形的不同，电解可分如下几种类型： ⑪ OH－、 、 H＋ 均放电，相当于只电解水。 凡含氧酸，可溶性强碱，活泼金属的含氧酸盐等找 家教 ，到 阳光 阳光家教网 全国最大 家教 平台 家教网 找 家教 上 阳光家教网 电解均属于此种类型，其电解方程式均为： 2H2O 电解 2H2↑＋ O2↑。 其电解后 pH 变化规律为：含氧酸，电解后 pH 变小；强碱 ，电解后 pH 变大；盐，电解后 pH 基本不变。 ⑫只有 H＋ 放电，而 OH－、 不放电，此类因 H＋ 放电消耗，会使电解后溶液的 pH 升高。 凡活泼金属的无氧酸盐（除氟化物外）均属此类，如电解 NaCl 溶液： 2NaCl＋ 2H2O 电解 2NaOH＋ H2↑＋ Cl2↑。 电解盐酸： 2HCl 电解 H2↑＋ Cl2↑等 ⑬只有 OH－、 放电，而 H＋ 不放电。 此类因 OH－、 放电而消耗，使电解溶液的 pH 下降，凡不活泼金属的含氧酸盐均如此。 如电解 CuSO4 溶液： 2CuSO4＋ 2H2O 电解 2Cu＋ O2↑＋2H2SO4。 ⑭ OH－、 、 H＋ 均未放电，相当只电解电 解质，凡不活泼金属无氧酸盐（除氟化物外）均属此类，因该类大多水解呈酸性，电解时 pH 略增大或基本不变，如电解 CuCl2溶液： CuCl2 电解 Cu＋ Cl2↑ 第二部分 元素及其化合物 元素化合物知识包括金属和非金属两部分，是高中化学的基础知识之一。 知识特点是作为化学基本概念、原理、实验和计算的载体，其信息量大，反应复杂，常作为综合试题的知识背景或突破思维的解题题眼。 注意处理好两个关系，必须先处理好元素化合物知识的内部关系，方法是：“抓重点，理关系，用规律，全考虑”。 ① 抓重点：以每族典型元素为代表，以化学性 质为抓手，依次学习其存在、制法、用途、检验等“一条龙”知识，做到牵一发而动全身 ② 理关系：依据知识内在联系，按单质→氧化物→氧化物的水化物→盐的顺序，将零碎的知识编织成网络，建立起完整的知识结构，做到滴水不漏 ③ 用规律：用好化学反应特有的规律，如以强置弱等规律，弄清物质间相互反应。 ④ 全考虑：将元素化合物作为一个整体、一个系统理解，从而达到解综合试题时能将所需的元素化合物知识信手拈来。 另一方面是处理好元素化合物 知识与本学科理论、计算或跨学科知识间的外部关系，采取的方法是“分析与综合、抽象与具体”。 ① 分析：将综合 试题拆分思考。 ② 综合：将分散的“点”衔接到已有的元素化合物知识“块”中。 ③ 抽象：在分析综合基础上，提取相关信息。 ④ 具体：将提取出的信息具体化，衔接到综合试题中，从而完整解题。 (一 ) 元素非金属性的强弱规律 找 家教 ，到 阳光 阳光家教网 全国最大 家教 平台 家教网 找 家教 上 阳光家教网 ⑪常见非金属元素的非金属性由强到弱的顺序如下： F、 O、 Cl、 N、 Br、 I、 S、 P、 C、Si、 H。 ⑫元素非金属性与非金属单质活泼性的区别： 元素的非金属性是元素的原子吸引电子的能力，影响其强弱的结构因素有：①原子半径：原子半径越小，吸引电子能力越强；②核电荷数：核电荷数越大，吸引电子能力越强；③最外层电子数： 同周期元素，最外层电子越 多，吸引电子能力越强。 但由于某些非金属单质是双原子分子，原子是以强列的共价键相结合（如 N N 等），当参加化学反应时，必须消耗很大的能量才能形成原子，表现为单质的稳定性。 这种现象不一定说明这种元素的非金属性弱。 ⑬非金属性强弱的判断依据及其应用 元素的非金属性的本质是元素的原子吸引电子的能力。 这种能力的大小取决于原子半径、 核电荷数、最外层电子数，题目常通过以下几方面比较元素的非金属性。 ① 非金属单质与 H2化合的条件及难易程度； ② 氢化物的稳定性； ③ 最高价氧化物对应水化物的酸性； ④ 非金 属间的置换反应； ⑤ 非金属单质对 应 阴离子的还原性； ⑥ 与变价金属反应时，金属所呈现的化合价； ⑦ 元素在化合物中化合价的相对高低（如在 HClO 中，氯元素显正价，氧元素显负价，则说明氧的非金属性比氯强）等。 (二 )卤族元素 卤族元素主要性质的递变性（从 F→ I） ⑪单质颜色逐渐变深，熔沸点升高，水中溶解性逐渐减小； ⑫元素非金属性减 弱 ，单质氧化性减弱，卤离子还原性增强； ⑬与 H2化合，与 H2O 反应由易到难； ⑭气态氢化物稳定性减弱，还原性增强，水溶液酸性增强；。