高考化學重要的基礎知識小結
高考備考已經開始，在復習化學的時候，首先我們就要將基礎知識梳理清楚，力求弄懂每一個知識點，不遺漏任何一個重要知識點。下面是百分網小編為大家整理的高考化學必備的知識，希望對大家有用!
高考化學實驗知識
一、化學實驗操作中的七原則
1、“從下往上”原則
以Cl2實驗室制法為例，裝配發生裝置順序是：放好鐵架臺→擺好酒精燈→根據酒精燈位置固定好鐵圈→石棉網→固定好圓底燒瓶。
2、“從左到右”原則
裝配復雜裝置遵循從左到右順序。如上裝置裝配順序為：發生裝置→集氣瓶→燒杯。
3、先“塞”后“定”原則
帶導管的塞子在燒瓶固定前塞好，以免燒瓶固定后因不宜用力而塞不緊或因用力過猛而損壞儀器。
4、“固體先放”原則
上例中，燒瓶內試劑MnO2應在燒瓶固定前裝入，以免固體放入時損壞燒瓶。總之固體試劑應在固定前加入相應容器中。
5、“液體后加”原則
液體藥品在燒瓶固定后加入。如上例濃鹽酸應在燒瓶固定后在分液漏斗中緩慢加入。
6、先驗氣密性(裝入藥口前進行)原則
7、后點酒精燈(所有裝置裝完后再點酒精燈)原則
二、化學實驗中溫度計的使用
1、測反應混合物的溫度：這種類型的實驗需要測出反應混合物的準確溫度，因此，應將溫度計插入混合物中間。
①測物質溶解度。②實驗室制乙烯。
2、測蒸氣的溫度：這種類型的實驗，多用于測量物質的沸點，由于液體在沸騰時，液體和蒸氣的溫度相同，所以只要測蒸氣的溫度。
①實驗室蒸餾石油。②測定乙醇的沸點。
3、測水浴溫度：這種類型的實驗，往往只要使反應物的溫度保持相對穩定，所以利用水浴加熱，溫度計則插入水浴中。
①溫度對反應速率影響的反應。②苯的硝化反應。
三、常見的需要塞入棉花的實驗
加熱KMnO4制氧氣 制乙炔和收集NH3
其作用分別是：防止KMnO4粉末進入導管;防止實驗中產生的泡沫涌入導管;防止氨氣與空氣對流，以縮短收集NH3的時間。
四、常見物質分離提純的方法
1、結晶和重結晶：利用物質在溶液中溶解度隨溫度變化較大，如NaCl，KNO3。
2、蒸餾冷卻法：在沸點上差值大。乙醇中(水)：加入新制的CaO吸收大部分水再蒸餾。
3、過濾法：溶與不溶。
4、升華法：SiO2(I2)。
5、萃取法：如用CCl4來萃取I2水中的I2。
6、溶解法：Fe粉(A1粉)：溶解在過量的NaOH溶液里過濾分離。
7、增加法：把雜質轉化成所需要的物質：CO2(CO)：通過熱的CuO;CO2(SO2)：通過NaHCO3溶液。
8、吸收法：除去混合氣體中的氣體雜質，氣體雜質必須被藥品吸收：N2(O2)：將混合氣體通過銅網吸收O2。
9、轉化法：兩種物質難以直接分離，加藥品變得容易分離，然后再還原回去：Al(OH)3，Fe(OH)3：先加NaOH溶液把Al(OH)3溶解，過濾，除去Fe(OH)3，再加酸讓NaAlO2轉化成A1(OH)3。
高考化學考點知識
重要的氧化劑和還原劑：
(1)所含元素的化合價處在最高價的物質只能得到電子，只具有氧化性，只能作氧化劑(注：不一定是強氧化劑)。重要的氧化劑有：
① 活潑非金屬單質，如 X2(鹵素單質)、O2、O3等。
② 所含元素處于高價或較高價時的氧化物，如 MnO2、NO2、PbO2等。
③ 所含元素處于高價時的含氧酸，如濃H2SO4、HNO3等。
④ 所含元素處于高價時的鹽，如 KMnO4、KClO3、K2Cr2O7等。
⑤ 金屬陽離子等，如 Fe3+、Cu2+、Ag+、H+等。
⑥ 過氧化物，如 Na2O2、H2O2等。
⑦特殊物質，如 HClO也具有強氧化性。
(2)所含元素的化合價處在最低價的物質只能失去電子，只具有還原性，只能作還原劑(注：不一定是強還原劑)。重要的還原劑有：
① 活潑金屬單質，如 Na、K、Ca、Mg、Al、Fe等。
② 某些非金屬單質，如 C、H2、Si等。
③ 所含元素處于低價或較低價時的氧化物，如 CO、SO2等。
④ 所含元素處于低價或較低價時的化合物，如含有的化合物H2S、Na2S、H2SO3、Na2SO3、HI、HBr、FeSO4、NH3等。
(3)當所含元素處于中間價態時的物質，既有氧化性又有還原性，如H2O2、SO2、Fe2+等。
(4)當一種物質中既含有高價態元素又含有低價態元素時，該物質既有氧化性又有還原性;例如，鹽酸(HCl)與 Zn 反應時作氧化劑，而濃鹽酸與 MnO2 共熱反應時，則作還原劑。
[氧化還原反應的分類]
(1)不同反應物間的氧化還原反應。
① 不同元素間的氧化還原反應。
例如：MnO2+ 4HCl(濃)
MnCl2+C12↑+ 2H2O 絕大多數氧化還原反應屬于這一類。
② 同種元素間的氧化還原反應。
例如：2H2S+ SO2=3S+ 2H2O KClO3+ 6HCl(濃)=KCl+3C12↑+ 3H2O
在這類反應中，所得氧化產物和還原產物是同一物質，這類氧化還原反應又叫歸中反應。
(2)同一反應物的氧化還原反應。
① 同一反應物中，不同元素間的氧化還原反應。
例如：2KClO3
2KCl+ 3O2↑
② 同一反應物中，同種元素不同價態間的氧化還原反應。
例如：NH4NO3
N2O↑+2H2O
③ 同一反應物中，同種元素同一價態間的氧化還原反應。
例如：C12+ 2NaOH=NaCl+ NaClO+ H2O 3NO2+ H2O=2HNO3+NO
在這類反應中，某一元素的化合價有一部分升高了，另一部分則降低了.這類氧化還原反應又叫歧化反應。
[氧化還原反應與四種基本反應類型的關系] 如下圖所示。由圖可知：置換反應都是氧化還原反應;復分解反應都不是氧化還原反應，化合反應、分解反應不一定是氧化還原反應。
[氧化還原反應中電子轉移的方向、數目的表示方法]
(1)單線橋法;表示在反應過程中反應物里元素原子間電子轉移的數目和方向.用帶箭頭的連線從化合價升高的元素開始，指向化合價降低的元素，再在連線上方標出電子轉移的數目。
在單線橋法中，箭頭的指向已經表明了電子轉移的方向，因此不能再在線橋上寫“得”、“失”字樣。
(2)雙線橋法;表示在反應物與生成物里，同一元素原子在反應前后電子轉移的數目和方向.在氧化劑與還原產物、還原劑與氧化產物之間分別用帶箭頭的連線從反應前的有關元素指向反應后的該種元素，并在兩條線的上、下方分別寫出“得”、“失”電子及數目。
高中化學知識難點
離子反應
[離子反應] 有離子參加或有離子生成的反應，都稱為離子反應。
離子反應的`本質、類型和發生的條件：
(1)離子反應的本質：反應物中某種離子的濃度減小.
(2)離子反應的主要類型及其發生的條件：
① 離子互換(復分解)反應，具備下列條件之一就可以使反應朝著離子濃度減小的方向進行，即離子反應就會發生。
a.生成難溶于水的物質.如：Cu2++ 2OH-=Cu(OH)2↓
注意：當有關離子濃度足夠大時，生成微溶物的離子反應也能發生.如：
2Ag++ SO42—=Ag2SO4↓ Ca2++ 2OH-=Ca(OH)2↓
或者由微溶物生成難溶物的反應也能生成.如當石灰乳與Na2CO3溶液混合時，發生反應：Ca(OH)2+ CO32—=CaCO3↓+ 2OH-
b.生成難電離的物質(即弱電解質)。如：
H++ OH-=H2O
H++ CH3COO-=CH3COOH
c.生成揮發性物質(即氣體)。如：
CO32-+ 2H+=CO2↑+ H2O
NH4++ OH-
NH3↑+H2O
② 離子間的氧化還原反應。由強氧化劑與強還原劑反應，生成弱氧化劑和弱還原劑，即反應朝著氧化性、還原性減弱的方向進行。例如：
Fe + Cu2+=Fe2++ Cu
Cl2 + 2Br-=2C1-+ Br2
2MnO4-+ 16H++ 10C1-=2Mn2++ 5C12↑+ 8H2O
書寫離子方程式時應注意的問題：
(1)電解質在非電離條件下(不是在水溶液中或熔融狀態)，雖然也有離子參加反應，但不能寫成離子方程式，因為此時這些離子并沒有發生電離.如NH4Cl固體與Ca(OH)2固體混合加熱制取氨氣的反應、濃H2SO4與固體(如NaCl、Cu等)的反應等，都不能寫成離子方程式.相反，在某些化學方程式中，雖然其反應物不是電解質或強電解質，沒有大量離子參加反應，但反應后產生了大量離子，因此，仍可寫成離子方程式.如Na、Na2O、Na2O2、SO3、Cl2等與H2O的反應.
(2)多元弱酸的酸式鹽，若易溶于水，則成鹽的陽離子和酸根離子可拆開寫成離子的形式，而酸根中的H+與正鹽陰離子不能拆開寫。如：NaHS、Ca(HCO3)2等，只能分別寫成Na+、HS-和Ca2+、HCO3-等酸式酸根的形式。
(3)對于微溶于水的物質，要分為兩種情況來處理：
① 當作反應物時，微溶物要保留化學式的形式，不能拆開。
② 當作反應物時，若為澄清的稀溶液，應改寫為離子形式，如澄清石灰水等;若為濁液或固體，要保留化學式的形式而不能拆開，如石灰乳、熟石灰等。
(4)若反應物之間由于物質的量之比不同而發生不同的反應，即反應物之間可發生不止一個反應時，要考慮反應物之間物質的量之比不同，相應的離子方程式也不同。例如，向NaOH溶液中不斷通入CO2氣體至過量，有關反應的離子方程式依次為： CO2+ 2OH—=CO32—+ H2O(CO2適量)
CO2+ OH—=HCO3—(CO2足量)
在溶液中離子能否大量共存的判斷方法：
幾種離子在溶液中能否大量共存，實質上就是看它們之間是否發生反應.若離子間不發生反應，就能大量共存;否則就不能大量共存.離子間若發生下列反應之一，就不能大量共存。
(1)生成難溶物或微溶物.
如Ca2+與CO32-、SO42-、OH-;
Ag+與C1-、Br-、I-、SO32-，等等.
(2)生成氣體.
如NH4+與OH-;
H+與HCO3-、CO32-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-等.
(3)生成難電離物質(弱酸、弱堿、水).如：H+與C1O-、F-、CH3COO-生成弱酸;OH-與NH4+、A13+、Fe3+、Fe2+、Cu2+等生成弱堿;H+與OH-生成H2O。
(4)發生氧化還原反應.具有氧化性的離子(如MnO4-、ClO-、Fe3+等)與具有還原性的離子( 如S2-、I-、SO32-、Fe2+等)不能共存.應注意的是，有些離子在堿性或中性溶液中可大量共存，但在酸性條件下則不能大量共存，如：SO32-與S2-，NO3-與I-、S2-、SO32-、Fe2+等。
5)形成配合物.如Fe3+與SCN-因反應生成Fe(SCN)3而不能大量共存。
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