化學大學聯考要點知識點總結歸納

對於化學大學聯考，考前應把注意力集中在眼下能做好的事情上，要將基礎的知識點鞏固好，進行反覆記憶。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總結，希望對大家有用!

　　化學大學聯考基礎知識點

1. 週期表中特殊位置的元素

①族序數等於週期數的元素：H、Be、Al、Ge

②族序數等於週期數2倍的元素：C、S

③族序數等於週期數3倍的元素：O

④週期數是族序數2倍的元素：Li、Ca

⑤週期數是族序數3倍的元素：Na、Ba

⑥最高正價與最低負價代數和為零的短週期元素：C

⑦最高正價是最低負價絕對值3倍的短週期元素：S

⑧除H外，原子半徑最小的元素：F

⑨短週期中離子半徑最大的元素：P

2.常見元素及其化合物的特性

①形成化合物種類最多的元素、單質是自然界中硬度最大的物質的元素或氣態氫化物中氫的質量分數最大的元素：C

②空氣中含量最多的元素或氣態氫化物的水溶液呈鹼性的元素：N

③地殼中含量最多的元素、氣態氫化物沸點最高的元素或氫化物在通常情況下呈液態的元素：O

④最輕的單質的元素：H ;最輕的金屬單質的元素：Li

⑤單質在常温下呈液態的非金屬元素：Br ;金屬元素：Hg

⑥最高價氧化物及其對應水化物既能與強酸反應，又能與強鹼反應的元素：Be、Al、Zn

⑦元素的氣態氫化物和它的最高價氧化物對應水化物能起化合反應的元素：N;能起氧化還原反應的元素：S

⑧元素的氣態氫化物能和它的氧化物在常温下反應生成該元素單質的元素：S

⑨元素的單質在常温下能與水反應放出氣體的短週期元素：Li、Na、F

⑩常見的能形成同素異形體的元素：C、P、O、S

　　化學高易錯知識點

常錯點1 錯誤地認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，金屬氧化物一定是鹼性氧化物。

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。

鹼性氧化物一定是金屬氧化物，而金屬氧化物不一定是鹼性氧化物，如Al2O3是兩性氧化物，CrO3是酸性氧化物。

常錯點2 錯誤地認為膠體帶有電荷。

辨析：膠體是電中性的，只有膠體粒子即膠粒帶有電荷，而且並不是所有膠體粒子都帶有電荷。如澱粉膠體粒子不帶電荷。

常錯點3 錯誤地認為有化學鍵被破壞的變化過程就是化學變化。

辨析：化學變化的特徵是有新物質生成，從微觀角度看就是有舊化學鍵的斷裂和新化學鍵的生成。只有化學鍵斷裂或只有化學鍵生成的過程不是化學變化，如氯化鈉固體溶於水時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程破壞了其中的化學鍵，從飽和溶液中析出固體的過程形成了化學鍵，這些均是物理變化。

常錯點4 錯誤地認為同種元素的單質間的轉化是物理變化。

辨析：同種元素的不同單質(如O2和O3、金剛石和石墨)是不同的物質，相互之間的轉化過程中有新物質生成，是化學變化。

常錯點5 錯誤地認為氣體摩爾體積就是22.4L·mol-1

辨析：兩者是不同的，氣體摩爾體積就是1 mol氣體在一定條件下佔有的`體積，在標準狀況下為22.4 L，在非標準狀況下可能是22.4 L，也可能不是22.4 L

常錯點6 在使用氣體摩爾體積或阿伏加德羅定律時忽視物質的狀態或使用條件。

辨析：氣體摩爾體積或阿伏加德羅定律只適用於氣體體系，既可以是純淨氣體，也可以是混合氣體。對於固體或液體不適用。氣體摩爾體積在應用於氣體計算時，要注意在標準狀況下才能用22.4 L·mol-1

常錯點7 在計算物質的量濃度時錯誤地應用溶劑的體積。

辨析：物質的量濃度是表示溶液組成的物理量，衡量標準是單位體積溶液裏所含溶質的物質的量的多少，因此在計算物質的量濃度時應用溶液的體積而不是溶劑的體積。

常錯點8 在進行溶液物質的量濃度和溶質質量分數的換算時，忽視溶液體積的單位。

辨析：溶液物質的量濃度和溶質質量分數的換算時，要用到溶液的密度，通常溶液物質的量濃度的單位是mol·L-1，溶液密度的單位是g·cm-3，在進行換算時，易忽視體積單位的不一致。

常錯點9 由於SO2、CO2、NH3、Cl2等溶於水時，所得溶液能夠導電，因此錯誤地認為SO2、CO2、NH3、Cl2等屬於電解質。

辨析：

(1)電解質和非電解質研究的範疇是化合物，單質和混合物既不是電解質也不是非電解質。

(2)電解質必須是化合物本身電離出陰、陽離子，否則不能用其水溶液的導電性作為判斷其是否是電解質的依據。如SO2、CO2、NH3等溶於水時之所以能夠導電，是因為它們與水發生了反應生成了電解質的緣故。

常錯點10 錯誤地認為其溶液導電能力強的電解質為強電解質。

辨析：電解質的強弱與溶液的導電性強弱沒有必然的聯繫，導電性的強弱與溶液中的離子濃度大小及離子所帶的電荷數有關;而電解質的強弱與其電離程度的大小有關。

常錯點11 錯誤地認為氧化劑得到的電子數越多，氧化劑的氧化能力越強;還原劑失去的電子數越多，還原劑的還原能力越強。

辨析：氧化性的強弱是指得電子的難易程度，越容易得電子即氧化性越強，與得電子的數目無關。同樣還原劑的還原性強弱與失電子的難易程度有關，與失電子的數目無關。

常錯點12 錯誤認為同種元素的相鄰價態一定不發生反應。

辨析：同種元素的相鄰價態之間不發生氧化還原反應，但能發生複分解反應，如Na2SO3+H2SO4=Na2SO4+SO2↑+H2O，此反應中H2SO4表現強酸性。

常錯點13 錯誤地認為所有的原子都是由質子、電子和中子構成的。

辨析：所有的原子中都含有質子和電子，但是不一定含有中子。

　　化學大學聯考知識難點

化學平衡

1、定義

化學平衡狀態：一定條件下，當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時，更組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡”，這就是這個反應所能達到的限度即化學平衡狀態。

2、化學平衡的特徵

逆(研究前提是可逆反應)

等(同一物質的正逆反應速率相等)

動(動態平衡)

定(各物質的濃度與質量分數恆定)

變(條件改變，平衡發生變化)

3、判斷平衡的依據

判斷可逆反應mA(g)+nB(g)⇋ C(g)+qD(g)達到平衡狀態的方法和依據

混合物體系中各成分的含量

①各物質的物質的量或各物質的物質的量的分數一定⇒平衡

②各物質的質量或各物質質量分數一定⇒平衡

③各氣體的體積或體積分數一定⇒平衡

④總體積、總壓力、總物質的量一定⇒不一定平衡

正、逆反應速率的關係

①在單位時間內消耗了mmolA同時生成mmolA，V(正)=V(逆)⇒平衡

②在單位時間內消耗了nmolB同時消耗了pmolC，V(正)=V(逆)⇒平衡

③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定等於V(逆)⇒不一定平衡

④在單位時間內生成nmolB，同時消耗了qmolD，因均指V(逆)⇒不一定平衡

壓強

①m+n≠p+q時，總壓力一定(其他條件一定)⇒平衡

②m+n=p+q時，總壓力一定(其他條件一定)⇒不一定平衡

混合氣體平均相對分子質量Mr

①Mr一定時，只有當m+n≠p+q時⇒平衡

②Mr一定時，但m+n=p+q時⇒不一定平衡

温度

任何反應都伴隨着能量變化，當體系温度一定時(其他不變)⇒平衡

體系的密度

密度一定⇒不一定平衡

其他 如體系顏色不再變化等⇒平衡

4、影響化學平衡移動的因素

(一)濃度對化學平衡移動的影響

(1)影響規律：在其他條件不變的情況下，增大反應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;增大生成物的濃度或減小反應物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動

(2)增加固體或純液體的量，由於濃度不變，所以平衡不移動

(3)在溶液中進行的反應，如果稀釋溶液，反應物濃度減小，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，總的結果是化學平衡向反應方程式中化學計量數之和大的方向移動。

(二)温度對化學平衡移動的影響

影響規律：在其他條件不變的情況下，温度升高會使化學平衡向着吸熱反應方向移動，温度降低會使化學平衡向着放熱反應方向移動。

(三)壓強對化學平衡移動的影響

影響規律：其他條件不變時，增大壓強，會使平衡向着體積縮小方向移動;減小壓強，會使平衡向着體積增大方向移動。

注意：

(1)改變壓強不能使無氣態物質存在的化學平衡發生移動

(2)氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學平衡移動規律相似

(四)催化劑對化學平衡的影響：

由於使用催化劑對正反應速率和逆反應速率影響的程度是等同的，所以平衡不移動。但是使用催化劑可以影響可逆反應達到平衡所需的_時間_。

(五)勒夏特列原理(平衡移動原理)：

如果改變影響平衡的條件之一(如温度，壓強，濃度)，平衡向着能夠減弱這種改變的方向移動。

5、化學平衡常數

(一)定義：

在一定温度下，當一個反應達到化學平衡時，生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個常數比值。符號：K

(二)使用化學平衡常數K應注意的問題：

1、表達式中各物質的濃度是變化的濃度，不是起始濃度也不是物質的量。

2、K只與温度(T)關，與反應物或生成物的濃度無關。

3、反應物或生產物中有固體或純液體存在時，由於其濃度是固定不變的，可以看做是“1”而不代入公式。

4、稀溶液中進行的反應，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關係式中。

(三)化學平衡常數K的應用:

1、化學平衡常數值的大小是可逆反應進行程度的標誌。K值越大，説明平衡時生成物的濃度越大，它的正向反應進行的程度越大，即該反應進行得越完全，反應物轉化率越高。反之，則相反。

2、可以利用K值做標準，判斷正在進行的可逆反應是否平衡及不平衡時向何方進行建立平衡。(Q：濃度積)

Q〈K：反應向正反應方向進行;

Q=K：反應處於平衡狀態 ;

Q〉K：反應向逆反應方向進行。

3、利用K值可判斷反應的熱效應