化學大學聯考重要的知識點總結歸納
離大學聯考越來越近,高三的學子正緊張的備考,化學科目的複習也是比較重要的,你知道考前應該着重複習哪些化學知識嗎?下面是本站小編為大家整理的化學大學聯考必備的知識點,希望對大家有用!
大學聯考化學必背知識點1、溶解性規律——見溶解性表;
2、常用酸、鹼指示劑的變色範圍:
指示劑 PH的變色範圍
甲基橙 <3.1紅色 3.1——4.4橙色 >4.4黃色
酚酞 <8.0無色 8.0——10.0淺紅色 >10.0紅色
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、電荷平衡:溶液中陰陽離子所帶的正負電荷總數應相等。
例:C mol / L的NaHCO3溶液中:
C(Na+) +C(H+) = C(HCO3-) +2C(CO32-) + C(OH-)
5、物料平衡:某組分的原始濃度C應等於它在溶液中各種存在形式的濃度之和。
例:C mol / L NaHCO3溶液中: C = C(Na+) = C(HCO3-) + C(CO32-) + C(H2CO3)
C mol / L Na2S溶液中: C(Na+) = 2C = 2[ C(S2-) + C(HS-) + C(H2S)
注意:此二平衡經常相互代換,衍變出不同的變式。
6、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NaCO3與AlCl3溶液混和時:
3 CO32- + 2Al3+ + 3H2O = 2Al(OH)3↓ + 3CO2↑
7、寫電解總反應方程式的方法:(1)分析:反應物、生成物是什麼;(2)配平。
例:電解KCl溶液: KCl + H2O → H2 + Cl2 + KOH 配平: 2KCl + 2H2O = H2 ↑+ Cl2 ↑+2 KOH
8、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(酸性或鹼性);(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: 為: 陰極:PbSO4 +2e- = Pb + SO42- 陽極:PbSO4 + 2H2 -2e- = PbO2 + 4H+ + SO42-
9、在解計算題中常用到的恆等:原子恆等、離子恆等、電子恆等、電荷恆等、電量恆等,用到的方法有:質量守恆、差量法、歸一法、極限法、關係法、十字交叉法和估算法。(非氧化還原反應:原子守恆、電荷平衡、物料平衡用得多,氧化還原反應:電子守恆用得多)
10、電子層結構相同的離子,核電荷數越多,離子半徑越小;
11、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)。
12、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。
13、膠體的帶電:一般説來,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。
14、氧化性:MnO4- >Cl2 >Br2 >Fe3+ >I2 >S=4(+4價的S)
例: I2 +SO2 + H2O = H2SO4 + 2HI
15、含有Fe3+的`溶液一般呈酸性。
16、能形成氫鍵的物質:H2O 、NH3 、HF、CH3CH2OH 。
17、含有10個電子的物質:
CH4、NH3、NH4+、H2O、O2-、H3O+、OH-、HF、F-、Ne、Na+、Mg2+、Al3+ 。
18、離子是否共存:(1)是否有沉澱生成、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。
大學聯考化學常考知識點一、氧化還原相關概念和應用
(1)借用熟悉的H2還原CuO來認識5對相應概念
(2)氧化性、還原性的相互比較
(3)氧化還原方程式的書寫及配平
(4)同種元素變價的氧化還原反應(歧化、歸中反應)
(5)一些特殊價態的微粒如H、Cu、Cl、Fe、S2O32–的氧化還原反應
(6)電化學中的氧化還原反應
二、物質結構、元素週期表的認識
(1)主族元素的陰離子、陽離子、核外電子排布
(2)同週期、同主族原子的半徑大小比較
(3)電子式的正確書寫、化學鍵的形成過程、化學鍵、分子結構和晶體結構
(4)能畫出短週期元素週期表的草表,理解“位—構—性”。
三、熟悉阿伏加德羅常數NA常考查的微粒數止中固體、得失電子、中子數等內容。
四、熱化學方程式的正確表達(狀態、計量數、能量關係)
五、離子的鑑別、離子共存
(1)離子因結合生成沉澱、氣體、難電離的弱電解質面不能大量共存
(2)因相互發生氧化還原而不能大量共存
(3)因雙水解、生成絡合物而不能大量共存
(4)弱酸的酸式酸根離子不能與強酸、強鹼大量共存
(5)題設中的其它條件:“酸鹼性、顏色”等
六、溶液濃度、離子濃度的比較及計算
(1)善用微粒的守恆判斷(電荷守衡、物料守衡、質子守衡)
(2)電荷守恆中的多價態離子處理
七、pH值的計算
(1)遵循定義(公式)規範自己的計算過程
(2)理清題設所問的是“離子”還是“溶液”的濃度
(3)酸過量或鹼過量時pH的計算(酸時以H+濃度計算,鹼時以OH–計算再換算)
八、化學反應速率、化學平衡
(1)能計算反應速率、理解各物質計量數與反應速率的關係
(2)理順“反應速率”的“改變”與“平衡移動”的“辯證關係”
(3)遵循反應方程式規範自己的“化學平衡”相關計算過程
(4)利用等效平衡”觀點來解題
九、電化學
(1)能正確表明“原電池、電解池、電鍍池”及變形裝置的電極位置
(2)能寫出各電極的電極反應方程式。
(3)瞭解常見離子的電化學放電順序。
(4)能準確利用“得失電子守恆”原則計算電化學中的定量關係
十、鹽類的水解
(1)鹽類能發生水解的原因。
(2)不同類型之鹽類發生水解的後果(酸鹼性、濃度大小等)。
(3)鹽類水解的應用或防止(膠體、水淨化、溶液製備)。
(4)對能發生水解的鹽類溶液加熱蒸乾、灼燒的後果。
(5)能發生完全雙水解的離子反應方程式。
化學大學聯考方程式知識點(1) 硫酸根離子的檢驗: BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4↓+ 2NaCl
(2) 碳酸根離子的檢驗: CaCl2 + Na2CO3 = CaCO3↓ + 2NaCl
(3) 碳酸鈉與鹽酸反應: Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2↑
(4) 木炭還原氧化銅: 2CuO + C(高温) 2Cu + CO2↑
(5) 氯化鈣與碳酸鈉溶液反應:CaCl2 + Na2CO3 = CaCO3↓+ 2NaCl
(6) 氧化物的反應
a) 氧化鐵與鹽酸反應:Fe2O3 + 6HCl = 2FeCl3 + 3H2O
b) 氧化鈣與水反應:CaO + H2O = Ca(OH)2
c) 氧化鋁與鹽酸反應:Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O
d) 氧化鋁與氫氧化鈉溶液反應:Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O
e) 氯化鐵與氫氧化鈉溶液反應:FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3↓+ 3NaCl
(7) Na的化學反應方程式
a) 鈉在空氣中燃燒:4Na + O2 = 2Na2O
b) 鈉與氧氣反應: 2Na + O2 △ Na2O2 過氧化鈉
c) 過氧化鈉與水反應:2Na2O2 + 2H2O = 4NaOH + O2↑
d) 過氧化鈉與二氧化碳反應:2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2
e) 鈉與水反應:2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑
(8) Fe及化合物的化學反應方程式
a) 鐵與水蒸氣反應:3Fe + 4H2O(g) = 高温=F3O4 + 4H2↑
b) 鐵片與硫酸銅溶液反應: Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu
c) 氧化鐵與鹽酸反應:Fe2O3 + 6HCl = 2FeCl3 + 3H2O
d) 氯化鐵與氫氧化鈉溶液反應:FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3↓+ 3NaCl
e) 硫酸亞鐵與氫氧化鈉溶液反應:FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2↓+ Na2SO4
f) 氫氧化亞鐵被氧化成氫氧化鐵:4Fe(OH)2 + 2H2O + O2 = 4Fe(OH)3
g) 氫氧化鐵加熱分解:2Fe(OH)3 △ Fe2O3 + 3H2O↑
h) 三氯化鐵溶液與鐵粉反應:2FeCl3 + Fe = 3FeCl2
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