海南高考化學(xué)重點(diǎn)知識(shí)總結(jié)
高考化學(xué)考試中更多的是考察學(xué)生的基礎(chǔ)知識(shí)以及對(duì)實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象的理解，海南的學(xué)生首先就要將基礎(chǔ)知識(shí)過(guò)關(guān)。下面是百分網(wǎng)小編為大家整理的高考化學(xué)必備的知識(shí)歸納，希望對(duì)大家有用!
高考化學(xué)易錯(cuò)知識(shí)
常錯(cuò)點(diǎn)1 錯(cuò)誤地認(rèn)為酸性氧化物一定是非金屬氧化物，非金屬氧化物一定是酸性氧化物，金屬氧化物一定是堿性氧化物。
辨析 酸性氧化物與非金屬氧化物是兩種不同的分類(lèi)方式，酸性氧化物不一定是非金屬氧化物，如CrO3、Mn2O7是酸性氧化物;非金屬氧化物不一定是酸性氧化物，如CO、NO和NO2等。
堿性氧化物一定是金屬氧化物，而金屬氧化物不一定是堿性氧化物，如Al2O3是兩性氧化物，CrO3是酸性氧化物。
常錯(cuò)點(diǎn)2 錯(cuò)誤地認(rèn)為膠體帶有電荷。
辨析 膠體是電中性的，只有膠體粒子即膠粒帶有電荷，而且并不是所有膠體粒子都帶有電荷。如淀粉膠體粒子不帶電荷。
常錯(cuò)點(diǎn)3 錯(cuò)誤地認(rèn)為有化學(xué)鍵被破壞的變化過(guò)程就是化學(xué)變化。
辨析 化學(xué)變化的特征是有新物質(zhì)生成，從微觀角度看就是有舊化學(xué)鍵的斷裂和新化學(xué)鍵的生成。只有化學(xué)鍵斷裂或只有化學(xué)鍵生成的過(guò)程不是化學(xué)變化，如氯化鈉固體溶于水時(shí)破壞了其中的離子鍵，離子晶體和金屬晶體的熔化或破碎過(guò)程破壞了其中的化學(xué)鍵，從飽和溶液中析出固體的過(guò)程形成了化學(xué)鍵，這些均是物理變化。
常錯(cuò)點(diǎn)4 錯(cuò)誤地認(rèn)為同種元素的單質(zhì)間的轉(zhuǎn)化是物理變化。
辨析 同種元素的不同單質(zhì)(如O2和O3、金剛石和石墨)是不同的物質(zhì)，相互之間的轉(zhuǎn)化過(guò)程中有新物質(zhì)生成，是化學(xué)變化。
常錯(cuò)點(diǎn)5 錯(cuò)誤地認(rèn)為氣體摩爾體積就是22.4 L·mol-1
辨析 兩者是不同的，氣體摩爾體積就是1 mol氣體在一定條件下占有的體積，在標(biāo)準(zhǔn)狀況下為22.4 L，在非標(biāo)準(zhǔn)狀況下可能是22.4 L，也可能不是22.4 L
常錯(cuò)點(diǎn)6 在使用氣體摩爾體積或阿伏加德羅定律時(shí)忽視物質(zhì)的狀態(tài)或使用條件。
辨析 氣體摩爾體積或阿伏加德羅定律只適用于氣體體系，既可以是純凈氣體，也可以是混合氣體。對(duì)于固體或液體不適用。氣體摩爾體積在應(yīng)用于氣體計(jì)算時(shí)，要注意在標(biāo)準(zhǔn)狀況下才能用22 4 L·mol-1
常錯(cuò)點(diǎn)7 在計(jì)算物質(zhì)的量濃度時(shí)錯(cuò)誤地應(yīng)用溶劑的體積。
辨析 物質(zhì)的量濃度是表示溶液組成的物理量，衡量標(biāo)準(zhǔn)是單位體積溶液里所含溶質(zhì)的物質(zhì)的量的多少，因此在計(jì)算物質(zhì)的量濃度時(shí)應(yīng)用溶液的體積而不是溶劑的體積。
常錯(cuò)點(diǎn)8 在進(jìn)行溶液物質(zhì)的量濃度和溶質(zhì)質(zhì)量分?jǐn)?shù)的換算時(shí)，忽視溶液體積的單位。
辨析 溶液物質(zhì)的量濃度和溶質(zhì)質(zhì)量分?jǐn)?shù)的換算時(shí)，要用到溶液的密度，通常溶液物質(zhì)的量濃度的單位是mol·L-1，溶液密度的單位是g·cm-3，在進(jìn)行換算時(shí)，易忽視體積單位的不一致。
常錯(cuò)點(diǎn)9 由于SO2、CO2、NH3、Cl2等溶于水時(shí)，所得溶液能夠?qū)щ姡虼隋e(cuò)誤地認(rèn)為SO2、CO2、NH3、Cl2等屬于電解質(zhì)。
辨析 (1)電解質(zhì)和非電解質(zhì)研究的范疇是化合物，單質(zhì)和混合物既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)。
(2)電解質(zhì)必須是化合物本身電離出陰、陽(yáng)離子，否則不能用其水溶液的導(dǎo)電性作為判斷其是否是電解質(zhì)的依據(jù)。如SO2、CO2、NH3等溶于水時(shí)之所以能夠?qū)щ姡且驗(yàn)樗鼈兣c水發(fā)生了反應(yīng)生成了電解質(zhì)的緣故。
常錯(cuò)點(diǎn)10 錯(cuò)誤地認(rèn)為其溶液導(dǎo)電能力強(qiáng)的電解質(zhì)為強(qiáng)電解質(zhì)。
辨析 電解質(zhì)的強(qiáng)弱與溶液的導(dǎo)電性強(qiáng)弱沒(méi)有必然的聯(lián)系，導(dǎo)電性的強(qiáng)弱與溶液中的'離子濃度大小及離子所帶的電荷數(shù)有關(guān);而電解質(zhì)的強(qiáng)弱與其電離程度的大小有關(guān)。
高中化學(xué)選修四知識(shí)
一、化學(xué)反應(yīng)速率
1.化學(xué)反應(yīng)速率(v)
⑴ 定義：用來(lái)衡量化學(xué)反應(yīng)的快慢，單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物或生成物的物質(zhì)的量的變化
⑵ 表示方法：?jiǎn)挝粫r(shí)間內(nèi)反應(yīng)濃度的減少或生成物濃度的增加來(lái)表示
⑶ 計(jì)算公式：v=Δc/Δt(υ：平均速率，Δc：濃度變化，Δt：時(shí)間)單位：mol/(L·s)
⑷ 影響因素：
① 決定因素(內(nèi)因)：反應(yīng)物的性質(zhì)(決定因素)
② 條件因素(外因)：反應(yīng)所處的條件
2.
注意：
(1)參加反應(yīng)的物質(zhì)為固體和液體，由于壓強(qiáng)的變化對(duì)濃度幾乎無(wú)影響，可以認(rèn)為反應(yīng)速率不變。
(2)惰性氣體對(duì)于速率的影響
①恒溫恒容時(shí)：充入惰性氣體→總壓增大，但是各分壓不變，各物質(zhì)濃度不變→反應(yīng)速率不變
②恒溫恒體時(shí)：充入惰性氣體→體積增大→各反應(yīng)物濃度減小→反應(yīng)速率減慢
二、化學(xué)平衡
(一)1.定義：
化學(xué)平衡狀態(tài)：一定條件下，當(dāng)一個(gè)可逆反應(yīng)進(jìn)行到正逆反應(yīng)速率相等時(shí)，更組成成分濃度不再改變，達(dá)到表面上靜止的一種“平衡”，這就是這個(gè)反應(yīng)所能達(dá)到的限度即化學(xué)平衡狀態(tài)。
2、化學(xué)平衡的特征
逆(研究前提是可逆反應(yīng))
等(同一物質(zhì)的正逆反應(yīng)速率相等)
動(dòng)(動(dòng)態(tài)平衡)
定(各物質(zhì)的濃度與質(zhì)量分?jǐn)?shù)恒定)
變(條件改變，平衡發(fā)生變化)
3、判斷平衡的依據(jù)
判斷可逆反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)的方法和依據(jù):
(二)影響化學(xué)平衡移動(dòng)的因素
1. 濃度對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響
(1)影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，增大反應(yīng)物的濃度或減少生成物的濃度，都可以使平衡向正方向移動(dòng);增大生成物的濃度或減小反應(yīng)物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動(dòng)
(2)增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡不移動(dòng)
(3)在溶液中進(jìn)行的反應(yīng)，如果稀釋溶液，反應(yīng)物濃度減小，生成物濃度也減小， V正減小，V逆也減小，但是減小的程度不同，總的結(jié)果是化學(xué)平衡向反應(yīng)方程式中化學(xué)計(jì)量數(shù)之和大的方向移動(dòng)。
2、溫度對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響
影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會(huì)使化學(xué)平衡向著吸熱反應(yīng)方向移動(dòng)，溫度降低會(huì)使化學(xué)平衡向著放熱反應(yīng)方向移動(dòng)。
3、壓強(qiáng)對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響
影響規(guī)律：其他條件不變時(shí)，增大壓強(qiáng)，會(huì)使平衡向著體積縮小方向移動(dòng);減小壓強(qiáng)，會(huì)使平衡向著體積增大方向移動(dòng)。
注意：
(1)改變壓強(qiáng)不能使無(wú)氣態(tài)物質(zhì)存在的化學(xué)平衡發(fā)生移動(dòng)
(2)氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學(xué)平衡移動(dòng)規(guī)律相似
4.催化劑對(duì)化學(xué)平衡的影響：由于使用催化劑對(duì)正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)速率影響的程度是等同的，所以平衡不移動(dòng)。但是使用催化劑可以影響可逆反應(yīng)達(dá)到平衡所需的時(shí)間。
5.勒夏特列原理(平衡移動(dòng)原理)：如果改變影響平衡的條件之一(如溫度，壓強(qiáng)，濃度)，平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動(dòng)。
高中化學(xué)選修三知識(shí)
1、共價(jià)鍵的分類(lèi)和判斷：σ鍵(“頭碰頭”重疊)和π鍵(“肩碰肩”重疊)、極性鍵和非極性鍵，還有一類(lèi)特殊的共價(jià)鍵-配位鍵。
共價(jià)鍵三參數(shù)：
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概念 |
對(duì)分子的影響 |
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鍵能 |
拆開(kāi)1mol共價(jià)鍵所吸收的能量（單位：kJ/mol） |
鍵能越大，鍵越牢固，分子越穩(wěn)定 |
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鍵長(zhǎng) |
成鍵的兩個(gè)原子核間的平均距離（單位：10-10米） |
鍵越短，鍵能越大，鍵越牢固，分子越穩(wěn)定 |
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鍵角 |
分子中相鄰鍵之間的夾角(單位：度） |
鍵角決定了分子的空間構(gòu)型 |
共價(jià)鍵的鍵能與化學(xué)反應(yīng)熱的關(guān)系:反應(yīng)熱=所有反應(yīng)物鍵能總和-所有生成物鍵能總和
2、共價(jià)鍵:原子間通過(guò)共用電子對(duì)形成的化學(xué)鍵
3、鍵的極性：
極性鍵：不同種原子之間形成的共價(jià)鍵，成鍵原子吸引電子的能力不同，共用電子對(duì)發(fā)生偏移
非極性鍵：同種原子之間形成的共價(jià)鍵，成鍵原子吸引電子的能力相同，共用電子對(duì)不發(fā)生偏移
4、分子的極性：
(1)極性分子：正電荷中心和負(fù)電荷中心不相重合的分子
(2)非極性分子：正電荷中心和負(fù)電荷中心相重合的分子
分子極性的判斷：分子的極性由共價(jià)鍵的極性及分子的空間構(gòu)型兩個(gè)方面共同決定
非極性分子和極性分子的比較：
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非極性分子 |
極性分子 |
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形成原因 |
整個(gè)分子的電荷分布均勻，對(duì)稱(chēng) |
整個(gè)分子的電荷分布不均勻、不對(duì)稱(chēng) |
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存在的共價(jià)鍵 |
非極性鍵或極性鍵 |
極性鍵 |
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分子內(nèi)原子排列 |
對(duì)稱(chēng) |
不對(duì)稱(chēng) |
5、分子的空間立體結(jié)構(gòu)
常見(jiàn)分子的類(lèi)型與形狀比較：
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分子類(lèi)型 |
分子形狀 |
鍵角 |
鍵的極性 |
分子極性 |
代表物 |
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A |
球形 |
非極性 |
He、Ne |
||
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A2 |
直線(xiàn)形 |
非極性 |
非極性 |
H2、O2 |
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AB |
直線(xiàn)形 |
極性 |
極性 |
HCl、NO |
|
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ABA |
直線(xiàn)形 |
180° |
極性 |
非極性 |
CO2、CS2 |
|
ABA |
V形 |
≠180° |
極性 |
極性 |
H2O、SO2 |
|
A4 |
正四面體形 |
60° |
非極性 |
非極性 |
P4 |
|
AB3 |
平面三角形 |
120° |
極性 |
非極性 |
BF3、SO3 |
|
AB3 |
三角錐形 |
≠120° |
極性 |
極性 |
NH3、NCl3 |
|
AB4 |
正四面體形 |
109°28′ |
極性 |
非極性 |
CH4、CCl4 |
|
AB3C |
四面體形 |
≠109°28′ |
極性 |
極性 |
CH3Cl、CHCl3 |
|
AB2C2 |
四面體形 |
≠109°28′ |
極性 |
極性 |
CH2Cl2 |
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直 線(xiàn) |
三角形 |
V形 |
四面體 |
三角錐 |
V形 H2O |
6、原子晶體：所有原子間通過(guò)共價(jià)鍵結(jié)合成的晶體或相鄰原子間以共價(jià)鍵相結(jié)合而形成空間立體網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)的晶體
7、典型的原子晶體有金剛石(C)、晶體硅(Si)、二氧化硅(SiO2)
金剛石是正四面體的空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)，最小的碳環(huán)中有6個(gè)碳原子，每個(gè)碳原子與周?chē)膫�(gè)碳原子形成四個(gè)共價(jià)鍵;晶體硅的結(jié)構(gòu)與金剛石相似;二氧化硅晶體是空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)，最小的環(huán)中有6個(gè)硅原子和6個(gè)氧原子，每個(gè)硅原子與4個(gè)氧原子成鍵，每個(gè)氧原子與2個(gè)硅原子成鍵。
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