高三復習化學與生活知識點總結

　　高考復習階段，相比較于生物和物理的復習，化學知識記憶性較強，難度系數相對較小。下面是百分網小編為大家整理的高三化學知識點總結，希望對大家有用!

　　高三復習化學與生活知識點總結1

　　一、鋁及其化合物的性質

　　1.鋁與鹽酸的反應：2Al+6HCl=2AlCl3+3H2↑

　　2.鋁與強堿的反應：2Al+2NaOH+6H2O=2Na[Al(OH)4]+3H2↑

　　3.鋁在空氣中氧化：4Al+3O2==2Al2O3

　　4.氧化鋁與酸反應：Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O

　　5.氧化鋁與強堿反應：Al2O3+2NaOH+3H2O=2Na[Al(OH)4]

　　6.氫氧化鋁與強酸反應：Al(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2O

　　7.氫氧化鋁與強堿反應：Al(OH)3+NaOH=Na[Al(OH)4]

　　8.實驗室制取氫氧化鋁沉淀：Al3++3NH3 H2O=Al(OH)3↓+3NH4+

　　二、硫及其化合物的性質

　　1.鐵與硫蒸氣反應：Fe+S△==FeS

　　2.銅與硫蒸氣反應：2Cu+S△==Cu2S

　　3.硫與濃硫酸反應：S+2H2SO4(濃)△==3SO2↑+2H2O

　　4.二氧化硫與硫化氫反應：SO2+2H2S=3S↓+2H2O

　　5.銅與濃硫酸反應：Cu+2H2SO4△==CuSO4+SO2↑+2H2O

　　6.二氧化硫的催化氧化：2SO2+O2 2SO3

　　7.二氧化硫與氯水的反應：SO2+Cl2+2H2O=H2SO4+2HCl

　　8.二氧化硫與氫氧化鈉反應：SO2+2NaOH=Na2SO3+H2O

　　9.硫化氫在充足的氧氣中燃燒：2H2S+3O2點燃===2SO2+2H2O

　　10.硫化氫在不充足的氧氣中燃燒：2H2S+O2點燃===2S+2H2O

　　高三復習化學與生活知識點總結2

　　物質結構、元素周期律

　　1、常見的10電子、18電子粒子。如有多種微粒具有相同的電子數時，一般先考慮10電子的微粒;一種元素可分別與多種元素形成相同電子數的分子時，該元素一般為氫元素，所形成的分子一般為CH4、NH3、H2O、HF。

　　2、關于8電子穩定結構的判斷方法：化合價的數值加該原子的最外層電子數是否等于8

　　3、周期表的結構：各主族的分布，元素名稱，符號;同主族元素原子序數的差值規律(分左、右)

　　4、同族金增非遞減，同周金減非遞增的含義 5、元素金屬性、非金屬性強弱的判別方法

　　6、元素正常化合價的奇偶性與該其所在的主族序數、原子的最外層電子數及原子序數的奇偶性一致。

　　7、同主族元素形成的物質，組成和性質具有相似性，但常見的CO2和SiO2除外。

　　8、注意離子的“陰前陽下，徑小序大”意義

　　9、電子排布式(簡化的電子排布式、價層電子排布式)的書寫，尤其注意Cr、Mn、Fe、Cu。電子排布圖的書寫

　　10、泡利原理、洪特規則的含義 11、s電子云、p電子云的形狀

　　12、同周期、同主族元素的第一電離能和電負性變化規律(注意第一電離能的反常)

　　13、σ鍵比π鍵牢固，一個共價鍵中必然存在一個σ鍵，剩余的是π鍵

　　14、鍵的極性與分子的極性

　　15、判斷離子化合物中有無共價鍵的方法;判斷化合物中有無非極性鍵的方法。電子式的書寫(注意類鹽)

　　高三復習化學與生活知識點總結3

　　物質的溶解性

　　1、鹽的溶解性

　　含有鉀、鈉、硝酸根、銨根的物質都溶于水

　　含Cl的化合物只有AgCl和HgCl不溶于水，其他都溶于水;

　　含SO42- 的化合物只有BaSO4 ，PbSO4不溶于水，AgSO4微溶于水，其他都溶于水。

　　含CO32- 的物質只有K2CO3、Na2CO3、(NH4)2CO3溶于水，其他都不溶于水

　　2、堿的溶解性

　　溶于水的堿有：氫氧化鋇、氫氧化鉀、氫氧化鈣、氫氧化鈉和氨水，其他堿不溶于水。難溶性堿中Fe(OH)3是紅褐色沉淀，Cu(OH)2是藍色沉淀，其他難溶性堿為白色。(包括Fe(OH)2)

　　注意：沉淀物中AgCl和BaSO4 不溶于稀硝酸， 其他沉淀物能溶于酸。如：Mg(OH)2 CaCO3 BaCO3.等。

　　3、大部分酸及酸性氧化物能溶于水，(酸性氧化物+水→酸)大部分堿性氧化物不溶于水，能溶的有：氧化鋇、氧化鉀、氧化鈣、氧化鈉(堿性氧化物+水→堿)。有一句口訣可幫助同學們記憶這些東西：鉀鈉銨硝皆可溶、鹽酸鹽不溶銀亞汞;硫酸鹽不溶鋇和鉛、碳磷酸鹽多不溶;多數酸溶堿少溶、只有鉀鈉銨鋇溶。

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　　高三復習化學與生活知識點總結4

　　一、物理性質

　　1、有色氣體：F2(淡黃綠色)、Cl2(黃綠色)、Br2(g)(紅棕色)、I2(g)(紫紅色)、NO2(紅棕色)、O3(淡藍色)，其余均為無色氣體。其它物質的顏色見會考手冊的顏色表。

　　2、有刺激性氣味的氣體：HF、HCl、HBr、HI、NH3、SO2、NO2、F2、Cl2、Br2(g);有臭雞蛋氣味的氣體：H2S。

　　3、熔沸點、狀態：

　　① 同族金屬從上到下熔沸點減小，同族非金屬從上到下熔沸點增大。

　　② 同族非金屬元素的氫化物熔沸點從上到下增大，含氫鍵的NH3、H2O、HF反常。

　　③ 常溫下呈氣態的有機物：碳原子數小于等于4的烴、一氯甲烷、甲醛。

　　④ 熔沸點比較規律：原子晶體>離子晶體>分子晶體，金屬晶體不一定。

　　⑤ 原子晶體熔化只破壞共價鍵，離子晶體熔化只破壞離子鍵，分子晶體熔化只破壞分子間作用力。

　　⑥ 常溫下呈液態的單質有Br2、Hg;呈氣態的單質有H2、O2、O3、N2、F2、Cl2;常溫呈液態的無機化合物主要有H2O、H2O2、硫酸、硝酸。

　　⑦ 同類有機物一般碳原子數越大，熔沸點越高，支鏈越多，熔沸點越低。

　　同分異構體之間：正>異>新，鄰>間>對。

　　⑧ 比較熔沸點注意常溫下狀態，固態>液態>氣態。如：白磷>二硫化碳>干冰。

　　⑨ 易升華的物質：碘的單質、干冰，還有紅磷也能升華(隔絕空氣情況下)，但冷卻后變成白磷，氯化鋁也可;三氯化鐵在100度左右即可升華。

　　⑩ 易液化的氣體：NH3、Cl2 ，NH3可用作致冷劑。

　　4、溶解性

　　① 常見氣體溶解性由大到小：NH3、HCl、SO2、H2S、Cl2、CO2。極易溶于水在空氣中易形成白霧的氣體，能做噴泉實驗的氣體：NH3、HF、HCl、HBr、HI;能溶于水的氣體：CO2、SO2、Cl2、Br2(g)、H2S、NO2。極易溶于水的氣體尾氣吸收時要用防倒吸裝置。

　　② 溶于水的有機物：低級醇、醛、酸、葡萄糖、果糖、蔗糖、淀粉、氨基酸。苯酚微溶。

　　③ 鹵素單質在有機溶劑中比水中溶解度大。

　　④ 硫與白磷皆易溶于二硫化碳。

　　⑤ 苯酚微溶于水(大于65℃易溶)，易溶于酒精等有機溶劑。

　　⑥ 硫酸鹽三種不溶(鈣銀鋇)，氯化物一種不溶(銀)，碳酸鹽只溶鉀鈉銨。

　　⑦ 固體溶解度大多數隨溫度升高而增大，少數受溫度影響不大(如NaCl)，極少數隨溫度升高而變小[如。 氣體溶解度隨溫度升高而變小，隨壓強增大而變大。

　　5、密度

　　① 同族元素單質一般密度從上到下增大。

　　② 氣體密度大小由相對分子質量大小決定。

　　③ 含C、H、O的有機物一般密度小于水(苯酚大于水)，含溴、碘、硝基、多個氯的有機物密度大于水。

　　④ 鈉的密度小于水，大于酒精、苯。

　　6、一般，具有金屬光澤并能導電的單質一定都是金屬 ?不一定:石墨有此性質,但它卻是非金屬?

　　二、結構

　　1、半徑

　　① 周期表中原子半徑從左下方到右上方減小(稀有氣體除外)。

　　② 離子半徑從上到下增大，同周期從左到右金屬離子及非金屬離子均減小，但非金屬離子半徑大于金屬離子半徑。

　　③ 電子層結構相同的離子，質子數越大，半徑越小。

　　2、化合價

　　① 一般金屬元素無負價，但存在金屬形成的陰離子。

　　② 非金屬元素除O、F外均有最高正價。且最高正價與最低負價絕對值之和為8。

　　③ 變價金屬一般是鐵，變價非金屬一般是C、Cl、S、N、O。

　　④ 任一物質各元素化合價代數和為零。能根據化合價正確書寫化學式(分子式)，并能根據化學式判斷化合價。

　　3、分子結構表示方法

　　① 是否是8電子穩定結構，主要看非金屬元素形成的共價鍵數目對不對。鹵素單鍵、氧族雙鍵、氮族叁鍵、碳族四鍵。一般硼以前的元素不能形成8電子穩定結構。

　　② 掌握以下分子的空間結構：CO2、H2O、NH3、CH4、C2H4、C2H2、C6H6、P4。

　　4、鍵的極性與分子的極性

　　① 掌握化學鍵、離子鍵、共價鍵、極性共價鍵、非極性共價鍵、分子間作用力、氫鍵的概念。

　　② 掌握四種晶體與化學鍵、范德華力的關系。

　　③ 掌握分子極性與共價鍵的極性關系。

　　④ 兩個不同原子組成的分子一定是極性分子。

　　⑤ 常見的非極性分子：CO2、SO3、PCl3、CH4、CCl4、C2H4、C2H2、C6H6及大多數非金屬單質。

　　三、基本概念

　　1.區分元素、同位素、原子、分子、離子、原子團、取代基的概念。正確書寫常見元素的名稱、符號、離子符號，包括IA、IVA、VA、VIA、VIIA族、稀有氣體元素、1～20號元素及Zn、Fe、Cu、Hg、Ag、Pt、Au等。

　　2.物理變化中分子不變，化學變化中原子不變，分子要改變。常見的物理變化：蒸餾、分餾、焰色反應、膠體的性質(丁達爾現象、電泳、膠體的凝聚、滲析、布朗運動)、吸附、蛋白質的鹽析、蒸發、分離、萃取分液、溶解除雜(酒精溶解碘)等。

　　常見的化學變化：化合、分解、電解質溶液導電、蛋白質變性、干餾、電解、金屬的腐蝕、風化、硫化、鈍化、裂化、裂解、顯色反應、同素異形體相互轉化、堿去油污、明礬凈水、結晶水合物失水、濃硫酸脫水等。(注：濃硫酸使膽礬失水是化學變化，干燥氣體為物理變化)

　　3.理解原子量(相對原子量)、分子量(相對分子量)、摩爾質量、質量數的涵義及關系。

　　4.純凈物有固定熔沸點，冰水混和、H2與D2混和、水與重水混和、結晶水合物為純凈物。

　　混合物沒有固定熔沸點，如玻璃、石油、鋁熱劑、溶液、懸濁液、乳濁液、膠體、高分子化合物、漂白粉、漂粉精、天然油脂、堿石灰、王水、同素異形體組成的物質(O2與O3) 、同分異構體組成的物質C5H12等。

　　5.掌握化學反應分類的特征及常見反應：

　　a.從物質的組成形式：化合反應、分解反應、置換反應、復分解反應。

　　b.從有無電子轉移：氧化還原反應或非氧化還原反應c.從反應的微粒：離子反應或分子反應

　　d.從反應進行程度和方向：可逆反應或不可逆反應e.從反應的熱效應：吸熱反應或放熱反應

　　6.同素異形體一定是單質，同素異形體之間的物理性質不同、化學性質基本相同。紅磷和白磷、O2和O3、金剛石和石墨及C60等為同素異形體，H2和D2不是同素異形體，H2O和D2O也不是同素異形體。同素異形體相互轉化為化學變化，但不屬于氧化還原反應。

　　7.同位素一定是同種元素，不同種原子，同位素之間物理性質不同、化學性質基本相同。

　　8.同系物、同分異構是指由分子構成的化合物之間的關系。

　　9.強氧化性酸(濃H2SO4、濃HNO3、稀HNO3、HClO)、還原性酸(H2S、H2SO3)、兩性氧化物(Al2O3)、兩性氫氧化物[Al(OH)3]、過氧化物(Na2O2)、酸式鹽(NaHCO3、NaHSO4)

　　10.酸的強弱關系：(強)HClO4 、 HCl(HBr、HI)、H2SO4、HNO3>(中強)：H2SO3、 H3PO4>(弱)： CH3COOH > H2CO3 > H2S > HClO > C6H5OH > H2SiO3

　　11.與水反應可生成酸的氧化物不一定是酸性氧化物，只生成酸的氧化物"才能定義為酸性氧化物

　　12.既能與酸反應又能與堿反應的物質是兩性氧化物或兩性氫氧化物，如SiO2能同時與HF/NaOH反應,但它是酸性氧化物

　　13.甲酸根離子應為HCOO- 而不是COOH-

　　14.離子晶體都是離子化合物，分子晶體不一定都是共價化合物，分子晶體許多是單質

　　15.同溫同壓，同質量的兩種氣體體積之比等于兩種氣體密度的反比

　　16.納米材料中超細粉末粒子的直徑與膠體微粒的直徑在同一數量級，均為10-100nm

　　17.油脂、淀粉、蛋白質、苯酚鈉、明礬、Al2S3、Mg3N2、CaC2等一定條件下皆能發生水解反應

　　18.過氧化鈉中存在Na+與O-為2:1;石英中只存在Si、O原子，不存在分子。

　　19.溶液的pH值越小，則其中所含的氫離子濃度就越大，數目不一定越多。

　　20.單質如Cu、Cl2既不是電解質也不是非電解質

　　21.氯化鈉晶體中，每個鈉離子周圍距離最近且相等的氯離子有6個

　　22.失電子多的金屬元素，不一定比失電子少的金屬元素活潑性強，如Na和Al。

　　23.在室溫(20C)時溶解度在10克以上——易溶;大于1克的——可溶;小于1克的——微溶;小于0.01克的——難溶。

　　24.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。

　　25.氧化性：MnO4- >Cl2 >Br2 >Fe3+ >I2 >S

　　26.能形成氫鍵的物質：H2O 、NH3 、HF、CH3CH2OH 。

　　27.雨水的PH值小于5.6時就成為了酸雨。

　　28.取代反應包括：鹵代、硝化、鹵代烴水解、酯的水解、酯化反應等

　　29.膠體的聚沉方法：(1)加入電解質;(2)加入電性相反的膠體;(3)加熱。

　　30.常見的膠體：液溶膠：Fe(OH)3、AgI、牛奶、豆漿、粥等;氣溶膠：霧、云、煙等;固溶膠：有色玻璃、煙水晶等。

　　31.氨水的密度小于1，硫酸的密度大于1，98%的濃硫酸的密度為：1.84g/cm3，

　　濃度為18.4mol/L。

　　32.碳水化合物不一定是糖類，如甲醛。

　　高三復習化學與生活知識點總結5

　　1.純凈物有固定的組成，有固定組成的物質是純凈物;同種元素組成的物質是純凈物

　　2.與水反應可生成酸的氧化物都是酸性氧化物

　　3.既能與酸反應又能與堿反應的物質是兩性氧化物或兩性氫氧化物

　　4.鹽和堿反應一定生成新鹽和新堿;酸和堿反應一定只生成鹽和水

　　5.得電子能力強的物質失電子能力一定弱

　　6.非金屬元素原子氧化性較弱，其陰離子的還原性則較強

　　7.金屬活動性順序表中排在氫前面的金屬都能從酸溶液中置換出氫

　　8.標準狀況下，22.4L以任意比例混合的CO與CO2中所含碳原子總數約為NA

　　9.碳-12的相對原子質量為12，碳-12的摩爾質量為12g/mol

　　10.將NA個NO2氣體分子處于標準狀況下，其體積約為22.4L

　　11.25℃時，pH=13的1.0LBa(OH)2溶液中含有的OH-數目為0.2NA

　　12.常溫常壓下，32g氧氣中含有NA氧分子

　　13.同溫同壓，同質量的兩種氣體體積之比等于兩種氣體密度的反比

　　14.反應熱ΔH的大小與反應物和生成物的狀態、反應物的物質的量的多少、方程式的化學計量數、反應的快慢有關

　　15.需要加熱才能發生的反應一定是吸熱反應，反應物和生成物所具有的總能量決定了反應是放熱還是吸熱

　　16.膠體能產生電泳現象，說明膠體帶有電荷

　　17.向一定溫度下足量飽和硫酸銅溶液中加入wg硫酸銅粉末，攪拌后靜置，溶液的濃度和質量分數不變，硫酸銅變為CuSO4·5H2O，其質量大于W×250/160g

　　高三復習化學與生活知識點總結6

　　一、有機物的不飽和度

　　不飽和度又稱缺氫指數（Degreeofunsaturation），是有機物分子不飽和程度的量化標志，用希臘字母Ω表示。規定烷烴的不飽和度是0（所有的原子均已飽和）。不飽和度是計算有機物的分子式和推導有機物的結構式的相當有用的工具。

　　不飽和度的計算方法

　　1、已知有機物的分子式時

　　（1），對于一般的只含C、H、O的有機物，可利用公式Ω=（碳原子數×2+2—氫原子數）/2，式子的意義為相同碳原子數的烷烴或醇的氫原子數與該有機物中氫原子數之差的一半，即將該1mol有機物完全加氫還原成烷烴或醇所要消耗的H2的物質的量；

　　（2）對于含有N、P等三價原子的有機物（不包括硝基化合物或磷酰基化合物），可將其補成（NH）或（PH），然后便可應用公式；

　　（3）對于有鹵原子取代的有機物，可先將鹵原子化為氫原子再應用公式；

　　（4）對于碳的同素異形體（如C60），可將氫原子數視為0，然后應用公式。

　　2、已知有機物的結構時

　　（1）Ω=雙鍵數+叁鍵數×2+環數，即一個雙鍵和一個環都缺一個氫，一個三鍵缺兩個氫。苯環可看作一個雙鍵加上一個環，其不飽和度為4；求出不飽和度后，利用公式的`變形氫原子數=碳原子數×2+2—不飽和度×2可算出氫原子數；

　　（2）結構中含有N、P等三價原子（不包括硝基或磷酰基），計算出不飽和度后，應在得到的氫原子數后再加上N、P原子的數目；結構中含鹵原子，得到的氫原子數應減去鹵原子的數目。

　　二、有機物同分異構體的推導

　　推導有機物的同分異構體的一般步驟為：

　　1、確定有機物的碳原子數并求出有機物的不飽和度。根據所得到的不飽和度作出大致判斷。

　　2、分析已知的條件，確定有機物的基本類型。一般來說，一個不飽和度能對應一個碳碳雙鍵、一個羰基（醛基）或一個環；而當有機物的不飽和度大于4時，首先考慮苯環；然后再分析題目中給出的條件，如“能發生銀鏡反應”、“能與NaHCO3溶液反應”、“消耗的NaOH的量等”，確定有機物中的官能團。

　　3、確定碳鏈的結構和取代基的位置。尤其要注意分子中的對稱因素，如題目中給出的“有幾種一鹵代物”“有幾種不同環境的C、N原子”等，從而確定異構體的結構。

　　4、對得到的異構體進行檢驗，確認其分子式與原有機物相同且滿足題目中的條件。

　　三、基本有機反應類型

　　1、取代反應（substitutionreaction）

　　定義：有機化合物物受到某類試劑的進攻，使分子中一個基（或原子）被這個試劑所取代的反應。

　　說明：一個取代反應的必然滿足A（+B）=C+D的形式，即反應物不一定有多種，但生成物至少有兩種；高中階段所學的鹵化、硝化、磺化、酯化、各種水解、氨基酸成肽鍵、醇的分子內脫水等反應都是取代反應。

　　2、加成反應（additionreaction）

　　定義：有機化合物中的重鍵被打開，兩端的原子各連接上一個新的基團的反應。

　　說明：加成反應中有機物不飽和度一般會減少（雙鍵異構化成環的反應除外），常見的加成反應有：加氫、加鹵素（注意二烯烴的1，2加成與1，4加成）、加HX、加水等。

　　3、消去反應（eliminationreaction）

　　定義：使反應物分子失去兩個基團或原子，從而提高其不飽和度的反應。

　　說明：消去反應的生成物必然多于兩種，其中的一種往往是小分子（H2O、HX）等。高中階段里所學的兩種消除反應（醇、鹵代烴）都屬于β—消除反應，發生反應的有機物必然存在β—H原子，即官能團鄰位C上的H原子。注意不對稱化合物發生消去反應時往往會有多種反應的取向，生成的化合物是混合物。

　　4、氧化—還原反應（oxidation&reductionreaction）

　　定義：有機反應中，得氫或失氧的反應稱為還原反應，失氫或得氧的反應成為氧化反應。

　　說明：與無機化學中的氧化還原反應不同，有機物的氧化還原一般只針對參與反應的有機物，而不討論所用的無機試劑，因而在有機反應類型中二者是分開的。常見的氧化反應有：加氧氣催化氧化（催化劑為Cu、Ag等）、烯烴、苯的同系物與高錳酸鉀溶液的反應、烯烴的臭氧化和環氧化、醛的銀鏡反應、醛與新制Cu（OH）2的反應等。高中階段所學的還原反應有醛、_的催化加氫反應、硝基還原成氨基的反應。

　　5、聚合反應（polymerization）

　　定義：將一種或幾種具有簡單小分子的物質，合并成具有大分子量的物質的反應。

　　說明：高中階段所學的聚合反應包括加聚反應和縮聚反應，前者指不飽和化合物通過相互加成形成聚合物的反應；后者指多官能團單體之間發生多次縮合，同時放出低分子副產物的反應，二者的區別在于是否有小分子副產物生成。

　　高三復習化學與生活知識點總結7

　　1、ⅠA族元素不一定是堿金屬元素，還有氫元素。

　　2、由長、短周期元素組成的族不一定是主族，還有0族。

　　3、分子內不一定都有化學鍵，如稀有氣體為單原子分子，無化學鍵。

　　4、共價化合物中可能含非極性鍵，如過氧化氫、乙炔等。

　　5、含有非極性鍵的化合物不一定是共價化合物，如過氧化鈉、二硫化亞鐵、乙酸鈉、CaC2等是離子化合物。

　　6、對于多原子分子，鍵有極性，分子不一定有極性，如二氧化碳、甲烷等是非極性分子。

　　7、含有陽離子的晶體不一定是離子晶體，如金屬晶體。

　　8、離子化合物不一定都是鹽，如Mg3N2、金屬碳化物（CaC2）等是離子化合物，但不是鹽。

　　9、鹽不一定都是離子化合物，如氯化鋁、溴化鋁等是共價化合物。

　　10、固體不一定都是晶體，如玻璃是非晶態物質，再如塑料、橡膠等。

　　11、原子核外最外層電子數小于或等于2的一定是金屬原子？不一定：氫原子核外只有一個電子？

　　12、原子核內一般是中子數≥質子數，但普通氫原子核內是質子數≥中子數。

　　13、金屬元素原子最外層電子數較少，一般≤3，但ⅣA、ⅤA族的金屬元素原子最外層有4個、5個電子。

　　14、非金屬元素原子最外層電子數較多，一般≥4，但H原子只有1個電子，B原子只有3個電子。

　　15、稀有氣體原子的最外層一般都是8個電子，但He原子為2個電子。

　　16、一般離子的電子層結構為8電子的穩定結構，但也有2電子，18電子，8─18電子，18+2電子等穩定結構。”10電子“、”18電子“的微粒查閱筆記。

　　17、主族元素的正價一般等于族序數，但F、O例外。

　　18、同周期元素中，從左到右，元素氣態氫化物的穩定性一般是逐漸增強，但第二周期中CH4很穩定，1000℃以上才分解。

　　19、非金屬元素的氫化物一般為氣態，但水是液態；ⅥA、ⅦA族元素的氫化物的水溶液顯酸性，但水卻是中性的。

　　20、同周期的主族元素從左到右金屬性一定減弱，非金屬性一定增強？不一定：第一周期不存在上述變化規律？

　　21、第五？六？七主族的非金屬元素氣態氫化物的水溶液都一定顯酸性？不一定：H2O呈中性，NH3的水溶液顯堿性？ⅥA、ⅦA族元素的氫化物化學式氫寫左邊，其它的氫寫右邊。

　　22、甲烷、四氯化碳均為5原子構成的正四面體，但白磷為4個原子構成分子。

　　23、書寫熱化學方程式三查：①檢查是否標明聚集狀態：固（s）、液（l）、氣（g）②檢查△H的”+“”—“是否與吸熱、放熱一致。（注意△H的”+“與”—“，放熱反應為”—“，吸熱反應為”+“）③檢查△H的數值是否與反應物或生成物的物質的量相匹配（成比例）

　　24、”燃燒熱“指1mol可燃物燃燒，C生成CO2，H生成液態水時放出的熱量；”中和熱“是指生成1mol水放出的熱量。

　　25、升高溫度、增大壓強無論正逆反應速率均增大。

　　26、優先放電原理電解電解質水溶液時，陽極放電順序為：活潑金屬陽極（Au、Pt除外）>S2—>I—>Br—>Cl—>OH—>含氧酸根離子>F—。陰極：Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+>b2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+。

　　27、電解熔融態離子化合物冶煉金屬的：NaCl、MgCl2、Al2O3；熱還原法冶煉的金屬：Zn至Cu；熱分解法冶煉金屬：Hg和Ag。

　　28、電解精煉銅時，粗銅作陽極，精銅作陰極，硫酸銅溶液作電解液。

　　29、工業上利用電解飽和食鹽水制取氯氣，同時得到氫氣、氫氧化鈉。電解時陽極為石墨，陰極為鐵。

　　30、原子的最外電子層有1個電子的元素不一定是ⅠA族元素，如Cr、ⅠB族元素等。

　　31、含有分子的晶體一定是分子晶體，其余晶體中一定無分子。

　　32、單質晶體一定不會是離子晶體。

　　33、化合物形成的晶體一定不是金屬晶體。

　　34、分子間力一定含在分子晶體內，其余晶體一定不存在分子間力（除石墨外）。

　　35、對于雙原子分子，鍵有極性，分子一定有極性（極性分子）；鍵無極性，分子一定無極性（非極性分子）。

　　36、氫鍵也屬于分子間的一種相互作用，它只影響分子晶體的熔沸點，對分子穩定性無影響。

　　37、微粒不一定都指原子，它還可能是分子，陰、陽離子、基團（如羥基、硝基等）。例如，具有10e—的微粒：Ne；O2—、F—、Na+、Mg2+、Al3+；OH—H3O+、CH4、NH3、H2O、HF。

　　38、失電子難的原子獲得電子的能力不一定都強，如碳，稀有氣體等。

　　39、原子的最外電子層有2個電子的元素不一定是ⅡA族元素，如He、副族元素等。

　　高三復習化學與生活知識點總結8

　　（1）條件問題：常溫、常壓下氣體摩爾體積增大，不能使用22、4L/mol。

　　（2）狀態問題：標準狀況時，H2O、N2O4、碳原子數大于4的烴、二氯甲烷、三氯甲烷（氯仿）、四氯化碳等大部分鹵代烴、含氧衍生物等為液態或固態；SO3、P2O5等為固態，不能使用22、4L/mol。

　　（3）某些物質中的化學鍵數目：如白磷（31g白磷含1、5molP—P鍵）、金剛石（12g金剛石含2molC—C鍵）、晶體硅（1molSi含2molSi—Si鍵）及晶體SiO2（60g二氧化硅晶體含4molSi—O鍵）、Cn（1molCn含nmol單鍵，n/2mol雙鍵）等。

　　（4）某些特殊反應中的電子轉移數目：如Na2O2與H2O、CO2的反應（1molNa2O2轉移1mol電子；Cl2與H2O、NaOH的反應（1molCl2轉移1mol電子。若1molCl2作氧化劑，則轉移2mol電子）；Cu與硫的反應（1molCu反應轉移1mol電子或1molS反應轉移2mol電子）及與Fe有關的反應（與非氧化性酸、鹽的置換變為Fe2+、而與氯氣等反應而被氧化為Fe3+等）。

　　（5）電解質溶液中因微粒的電離或水解造成微粒數目的變化：如強電解質HCl、HNO3等因完全電離，不存在電解質分子；弱電解質CH3COOH、HClO等因部分電離，而使溶液中CH3COOH、HClO濃度減小；Fe3+、Al3+、CO32–、CH3COO–等因發生水解使該種粒子數目減少；Fe3+、Al3+、CO32–等因發生水解反應而使溶液中陽離子或陰離子總數增多等。

　　（6）由于生成小分子的聚集體（膠體）使溶液中的微粒數減少：如1molFe3+形成Fe（OH）3膠體時，微粒數目少于1mol。

　　（7）此外，還應注意由物質的量濃度計算微粒時，是否告知了溶液的體積（如1mol/LNa2CO3溶液中Na+為2NA是錯的）；計算的是溶質所含分子數，還是溶液中的所有分子（應考慮溶劑水）數；某些微粒的電子數計算時應區分是微粒所含的電子總數還是價電子數，并注意微粒的帶電情況（加上所帶負電荷總數或減去所帶正電荷總數）。

　　高三復習化學與生活知識點總結9

　　（一）鈉的反應

　　1.鈉跟氧氣常溫下一般認為生成氧化鈉，加熱（或點燃）生成過氧化鈉。（鈉的保存）

　　2.鈉跟硫研磨能劇烈反應，甚至爆炸

　　3.鈉跟水反應（現象）

　　4.鈉跟硫酸銅溶液反應（現象）

　　5.鈉跟乙醇反應（與跟水的反應比較）

　　（有機物中的醇羥基、酚羥基、羧基都跟鈉反應生成氫氣，但劇烈程度不同。）

　　（二）氧化鈉和過氧化鈉

　　1.都是固態物，顏色不同。氧化鈉是白色，過氧化鈉是淡黃色；

　　2.氧化鈉是典型的堿性氧化物，跟酸、酸性氧化物、水反應都符合堿性氧化物的通性；

　　3.過氧化鈉不屬于堿性氧化物。（電子式，陰陽離子個數比）

　　過氧化鈉與水反應：過氧化鈉與二氧化碳反應（用作供氧劑）：※作呼吸面具上述兩個反應均存在過氧化鈉有漂白作用（強氧化性）

　　（三）氫氧化鈉的性質

　　1.白色固體，易潮解，溶解放熱，強腐蝕性（使用中注意安全、稱量時應注意哪些）

　　2.強堿，具有堿的通性：跟酸中和；跟酸性氧化物反應；跟某些鹽反應生成沉淀；跟銨鹽反應生成氨氣（實驗中制取氨氣用消石灰）

　　3.氫氧化鈉跟兩性氧化物（Al2O3）反應；跟兩性氫氧化物[Al（OH）3]反應

　　4.氫氧化鈉與金屬鋁反應生成氫氣和偏鋁酸鈉。

　　5.腐蝕玻璃、陶瓷等硅酸鹽制品，特別是熔融態的氫氧化鈉強腐蝕性。（保存中注意避免在有玻璃塞、玻璃活塞的容器中時間過長；熔化氫氧化鈉的容器選擇等）

　　7.氫氧化鈉跟氯氣等非金屬單質反應（用NaOH溶液吸收殘余氯氣）；實驗室制得的溴苯有紅褐色（溶有溴單質），可用氫氧化鈉除去。

　　8.氫氧化鈉跟苯酚（酚羥基）反應（用于苯酚與苯等有機物的分離）（醇羥基沒有酸性，不與氫氧化鈉反應）

　　9.酯的堿性水解；油脂的皂化反應（制肥皂）

　　根據生成沉淀的現象作判斷幾例：

　　①、加氫氧化鈉生成白色沉淀，繼續加氫氧化鈉沉淀不消失—可能是鎂鹽

　　②、加氫氧化鈉生成白色沉淀，繼續加，白色沉淀逐漸消失—常見為鋁鹽

　　③、加氫氧化鈉生成白色沉淀，沉淀迅速變灰綠色，最后變成紅褐色—亞鐵鹽

　　④、加鹽酸（或硫酸）生成白色沉淀，繼續加，沉淀逐漸消失—偏鋁酸鈉

　　⑤、加鹽酸，生成白色沉淀，繼續加，沉淀不消失—可能是硝酸銀或硅酸鈉或苯酚鈉

　　⑥、加氨水生成白色沉淀氫氧化銀（或黑褐色沉淀—氧化銀）繼續加，沉淀消失—硝酸銀（制銀氨溶液）

　　⑦、加氫氧化鈉生成紅褐色沉淀—鐵鹽；生成藍色沉淀—銅鹽

　　⑧、石灰水中通入氣體，能生成沉淀，繼續通時沉淀逐漸消失，氣體可能是二氧化碳或二氧化硫。

　　⑨、通二氧化碳能生成白色沉淀，繼續通，沉淀能逐漸消失的溶液：石灰水，漂白粉溶液，氫氧化鋇溶液；繼續通二氧化碳時沉淀不消失的有硅酸鈉溶液，苯酚鈉溶液，飽和碳酸鈉溶液。

　　（四）、既跟酸反應又跟堿反應的物質小結

　　1.金屬鋁

　　2.兩性氧化物（氧化鋁）

　　3.兩性氫氧化物（氫氧化鋁）

　　4.弱酸的酸式鹽（如NaHCO3）

　　5.弱酸弱堿鹽（如（NH4）2S；NH4HCO3等）

　　6.氨基酸、蛋白質

　　高三復習化學與生活知識點總結10

　　1.紅色：銅、Cu2O、品紅溶液、酚酞在堿性溶液中、石蕊在酸性溶液中、液溴(深棕紅)、紅磷(暗紅)、苯酚被空氣氧化、Fe2O3、(FeSCN)2+(血紅)

　　2.橙色：溴水及溴的有機溶液(視溶液濃度不同，顏色由黃——橙)

　　3.黃色(1)淡黃色：硫單質、過氧化鈉、溴化銀、TNT、實驗制得的不純硝基苯

　　(2)黃色：碘化銀、黃鐵礦(FeS2)、工業鹽酸(含Fe3+)、久置的濃硝酸(含NO2)

　　(3)棕黃：FeCl3溶液、碘水(黃棕→褐色)

　　4.棕色：固體FeCl3、CuCl2(銅與氯氣生成棕色煙)、NO2氣(紅棕)、溴蒸氣(紅棕)

　　5.褐色：碘酒、氫氧化鐵(紅褐色)、剛制得的溴苯(溶有Br2)

　　6.綠色：氯化銅溶液(藍綠色)、堿式碳酸銅(俗稱銅綠)、硫酸亞鐵溶液或綠礬晶體(淺綠)、氯氣或氯水(黃綠色)

　　7.藍色：膽礬、氫氧化銅沉淀、淀粉遇碘、石蕊遇堿性溶液、硫酸銅溶液

　　8.紫色：高錳酸鉀溶液(紫紅)、碘(紫黑)、碘的四氯化碳溶液(紫紅)、碘蒸氣

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