江蘇高考化學要點知識小結
又一年高考備考開始，江蘇的朋友也開始了各個科目的復習，相對于其它學科來說，化學知識點比較瑣碎，需要花多點時間來梳理。下面是百分網小編為大家整理的高考化學基礎知識，希望對大家有用!
高考化學必背知識
1、溶解性規律——見溶解性表;
2、常用酸、堿指示劑的變色范圍：
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指示劑 |
PH的變色范圍 |
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甲基橙 |
＜3.1紅色 |
3.1——4.4橙色 |
>4.4黃色 |
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酚酞 |
＜8.0無色 |
8.0——10.0淺紅色 |
>10.0紅色 |
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石蕊 |
＜5.1紅色 |
5.1——8.0紫色 |
>8.0藍色 |
3、在惰性電極上，各種離子的放電順序：
陰極(奪電子的能力)：Au3+ >Ag+>Hg2+ >Cu2+ >Pb2+ >Fa2+ >Zn2+ >H+ >Al3+>Mg2+ >Na+ >Ca2+ >K+
陽極(失電子的能力)：S2- >I- >Br– >Cl- >OH- >含氧酸根
注意：若用金屬作陽極，電解時陽極本身發生氧化還原反應(Pt、Au除外)
4、雙水解離子方程式的書寫：
(1)左邊寫出水解的離子，右邊寫出水解產物;
(2)配平：在左邊先配平電荷，再在右邊配平其它原子;
(3)H、O不平則在那邊加水。
例：當Na2CO3與AlCl3溶液混和時：3CO32- + 2Al3+ + 3H2O = 2Al(OH)3↓ + 3CO2↑
5、寫電解總反應方程式的方法：
(1)分析：反應物、生成物是什么;
(2)配平。
6、將一個化學反應方程式分寫成二個電極反應的方法：
(1)按電子得失寫出二個半反應式;
(2)再考慮反應時的環境(酸性或堿性);
(3)使二邊的原子數、電荷數相等。
例：蓄電池內的反應為：Pb + PbO2 + 2H2SO4 = 2PbSO4 + 2H2O 試寫出作為原電池(放電)時的電極反應。
寫出二個半反應： Pb –2e- → PbSO4
PbO2 +2e- → PbSO4
分析：在酸性環境中，補滿其它原子，應為：
負極：Pb + SO42- -2e- = PbSO4
正極： PbO2 + 4H+ + SO42- +2e- = PbSO4 + 2H2O
注意：當是充電時則是電解，電極反應則為以上電極反應的倒轉：
陰極：PbSO4 +2e- = Pb + SO42-
陽極：PbSO4 + 2H2O -2e- = PbO2 + 4H+ + SO42-
7、在解計算題中常用到的恒等：原子恒等、離子恒等、電子恒等、電荷恒等、電量恒等，用到的方法有：質量守恒、差量法、歸一法、極限法、關系法、十字交法 和估算法。
(非氧化還原反應：原子守恒、電荷 平衡、物料平衡用得多，氧化還原反應：電子守恒用得多)
8、電子層結構相同的離子，核電荷數越多，離子半徑越小;
9、晶體的熔點：原子晶體 >離子晶體 >分子晶體 中學學到的原子晶體有：Si、SiC 、SiO2=和金剛石。 原子晶體的熔點的比較是以原子半徑為依據的：金剛石 > SiC > Si (因為原子半徑：Si> C> O).
10、分子晶體的熔、沸點：組成和結構相似的物質，分子量越大熔、沸點越高。
11、膠體的帶電：一般說來，金屬氫氧化物、金屬氧化物的膠體粒子帶正電，非金屬氧化物、金屬硫化物 的膠體粒子帶負電。
12、氧化性：MnO4- >Cl2 >Br2 >Fe3+ >I2 >S=4(+4價的S)
例：I2 +SO2 + H2O = H2SO4 + 2HI
13、含有Fe3+的溶液一般呈酸性。
14、能形成氫鍵的物質：H2O 、NH3 、HF、CH3CH2OH 。
15、氨水(乙醇溶液一樣)的密度小于1，濃度越大，密度越小，硫酸的密度大于1，濃度越大，密度越大，98%的濃硫酸的密度為：1.84g/cm3。
16、離子是否共存：
(1)是否有沉淀生成、氣體放出;
(2)是否有弱電解質生成;
(3)是否發生氧化還原反應;
(4)是否生成絡離子[Fe(SCN)2、Fe(SCN)3、Ag(NH3)+、[Cu(NH3)4]2+ 等];
(5)是否發生雙水解。
17、地殼中：
含量最多的金屬元素是— Al
含量最多的非金屬元素是—O
HClO4(高氯酸)—是最強的酸
高中必修二化學知識
化學能與電能
1、化學能轉化為電能的方式：
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電能 (電力) |
火電（火力發電） |
化學能→熱能→機械能→電能 |
缺點：環境污染、低效 |
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原電池 |
將化學能直接轉化為電能 |
優點：清潔、高效 |
2、原電池原理
(1)概念：把化學能直接轉化為電能的裝置叫做原電池。
(2)原電池的工作原理：通過氧化還原反應(有電子的轉移)把化學能轉變為電能。
(3)構成原電池的條件：
①電極為導體且活潑性不同;
②兩個電極接觸(導線連接或直接接觸);
③兩個相互連接的電極插入電解質溶液構成閉合回路。
(4)電極名稱及發生的反應：
負極：
較活潑的金屬作負極，負極發生氧化反應
電極反應式：較活潑金屬-ne-=金屬陽離子
負極現象：負極溶解，負極質量減少
正極：
較不活潑的金屬或石墨作正極，正極發生還原反應
電極反應式：溶液中陽離子+ne-=單質
正極的現象：一般有氣體放出或正極質量增加
(5)原電池正負極的判斷方法：
①依據原電池兩極的材料：
較活潑的金屬作負極(K、Ca、Na太活潑，不能作電極);
較不活潑金屬或可導電非金屬(石墨)、氧化物(MnO2)等作正極。
②根據電流方向或電子流向：(外電路)的電流由正極流向負極;電子則由負極經外電路流向原電池的正極。
③根據內電路離子的遷移方向：陽離子流向原電池正極，陰離子流向原電池負極。
④根據原電池中的反應類型：
負極：失電子，發生氧化反應，現象通常是電極本身消耗，質量減小。
正極：得電子，發生還原反應，現象是常伴隨金屬的析出或H2的放出。
(6)原電池電極反應的書寫方法：
①原電池反應所依托的化學反應原理是氧化還原反應，負極反應是氧化反應，正極反應是還原反應。因此書寫電極反應的方法歸納如下：
寫出總反應方程式;
把總反應根據電子得失情況，分成氧化反應、還原反應;
氧化反應在負極發生，還原反應在正極發生，反應物和生成物對號入座，注意酸堿介質和水等參與反應。
②原電池的總反應式一般把正極和負極反應式相加而得。
(7)原電池的應用：
①加快化學反應速率，如粗鋅制氫氣速率比純鋅制氫氣快。
②比較金屬活動性強弱。
③設計原電池。
④金屬的腐蝕。
高中化學選修四知識
一、弱電解質的電離
1、定義：
電解質：在水溶液中或熔化狀態下能導電的化合物,叫電解質。
非電解質：在水溶液中或熔化狀態下都不能導電的化合物。
強電解質：在水溶液里全部電離成離子的電解質。
弱電解質：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質。
2、電解質與非電解質本質區別：
電解質——離子化合物或共價化合物
非電解質——共價化合物
注意：①電解質、非電解質都是化合物
②SO2、NH3、CO2等屬于非電解質
③強電解質不等于易溶于水的化合物(如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強電解質)——電解質的`強弱與導電性、溶解性無關。
3、電離平衡：在一定的條件下，當電解質分子電離成離子的速率和離子結合成時，電離過程就達到了平衡狀態，這叫電離平衡。
4、影響電離平衡的因素：
A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。
B、濃度：濃度越大，電離程度越小;溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向移動。
C、同離子效應：在弱電解質溶液里加入與弱電解質具有相同離子的電解質，會減弱電離。
D、其他外加試劑：加入能與弱電解質的電離產生的某種離子反應的物質時，有利于電離。
5、電離方程式的書寫：用可逆符號弱酸的電離要分布寫(第一步為主)
6、電離常數：在一定條件下，弱電解質在達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數。叫做電離平衡常數，(一般用Ka表示酸，Kb表示堿。)
7、影響因素：
a.電離常數的大小主要由物質的本性決定。
b.電離常數受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。
C.同一溫度下，不同弱酸，電離常數越大，其電離程度越大，酸性越強。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO
二、水的電離和溶液的酸堿性
1、水電離平衡：
水的離子積：KW=c[H+]·c[OH-]
25℃時, [H+]=[OH-] =10-7mol/L;
KW=[H+]·[OH-]=1*10-14
注意：KW只與溫度有關，溫度一定，則KW值一定。KW不僅適用于純水，適用于任何溶液(酸、堿、鹽)
2、水電離特點：
(1)可逆
(2)吸熱
(3)極弱
3、影響水電離平衡的外界因素：
①酸、堿：抑制水的電離
②溫度：促進水的電離(水的電離是吸熱的)
③易水解的鹽：促進水的電離
4、溶液的酸堿性和pH：
(1)pH=-lgc[H+]
(2)pH的測定方法：
酸堿指示劑——甲基橙、石蕊、酚酞。
變色范圍：
甲基橙 3.1~4.4(橙色)
石蕊5.0~8.0(紫色)
酚酞8.2~10.0(淺紅色)
pH試紙—操作玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標準比色卡對比即可。
注意：
①事先不能用水濕潤PH試紙;
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