高三化学整理材料(基础部分)

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1、复习宗旨：扎实、细心、全面、认真复习宗旨：扎实、细心、全面、认真- 江 苏 省 如 东 高 级 中 学2005 届高三化学停课整理材料(基础知识部分基础知识部分)、基本概念与基础理论：、基本概念与基础理论：一、阿伏加德罗定律一、阿伏加德罗定律 1内容：在同温同压下，同体积的气体含有相同的分子数。即“三同”定“一同” 。 2推论 （1）同温同压下，V1/V2=n1/n2 （2）同温同体积时，p1/p2=n1/n2=N1/N2 （3）同温同压等质量时，V1/V2=M2/M1 （4）同温同压同体积时，M1/M2=1/2 注意：阿伏加德罗定律也适用于不反应的混合气体。使用气态方程使用气态方程 PV=n

2、RT 有有 助于理解上述推论。助于理解上述推论。 3、阿伏加德罗常这类题的解法： 状况条件：考查气体时经常给非标准状况如常温常压下，1.01105Pa、25时等。 物质状态：考查气体摩尔体积时，常用在标准状况下非气态的物质来迷惑考生，如 H2O、SO3、已烷、辛烷、CHCl3等。 物质结构和晶体结构：考查一定物质的量的物质中含有多少微粒（分子、原子、电 子、质子、中子等）时常涉及希有气体 He、Ne 等为单原子组成和胶体粒子， Cl2、N2、O2、H2为双原子分子等。晶体结构：P4、金刚石、石墨、二氧化硅等结构。 二、离子共存二、离子共存 1由于发生复分解反应，离子不能大量共存。由于发生复分解

3、反应，离子不能大量共存。 （1）有气体产生。如 CO32-、SO32-、S2-、HCO3-、HSO3-、HS-等易挥发的弱酸的酸根与 H+不能大量共存。 （2）有沉淀生成。如 Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能与 SO42-、CO32-等大量共存； Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能与 OH-大量共存；Pb2+与 Cl-，Fe2+与 S2- 、Ca2+与 PO43-、Ag+与 I-不能大量共存。 （3）有弱电解质生成。如 OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、CN-、C17H35C

4、OO-、等与 H+不能大量共存；一些酸式弱酸根如 HCO3-、HPO42-、HS-、H2PO4-、HSO3-不能与 OH-大量共存；NH4+与 OH-不能大量共存。 （4）一些容易发生水解的离子，在溶液中的存在是有条件的。如 AlO2-、S2-、CO32- 、C6H5O-等必须在碱性条件下才能在溶液中存在；如 Fe3+、Al3+等必须在酸性条件下才能 在溶液中存在。这两类离子不能同时存在在同一溶液中，即离子间能发生“双水解”反 应。如 3AlO2-+3Al3+6H2O=4Al(OH)3等。 2由于发生氧化还原反应，离子不能大量共存。由于发生氧化还原反应，离子不能大量共存。 （1）具有较强还原性

5、的离子不能与具有较强氧化性的离子大量共存。如 S2-、HS-复习宗旨：扎实、细心、全面、认真复习宗旨：扎实、细心、全面、认真- 、SO32-、I-和 Fe3+不能大量共存。 （2）在酸性或碱性的介质中由于发生氧化还原反应而不能大量共存。如 MnO4- 、Cr2O7-、NO3-、ClO-与 S2-、HS-、SO32-、HSO3-、I-、Fe2+等不能大量共存；SO32-和 S2-在 碱性条件下可以共存，但在酸性条件下则由于发生 2S2-+SO32-+6H+=3S+3H2O 反应不能 共在。H+与 S2O32-不能大量共存。 3能水解的阳离子跟能水解的阴离子在水溶液中不能大量共存（双水解）能水解的

6、阳离子跟能水解的阴离子在水溶液中不能大量共存（双水解） 。 例：Al3+和 HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-等；Fe3+与 CO32-、HCO3-、AlO2-、ClO- 等不能大量共存。 4溶液中能发生络合反应的离子不能大量共存。溶液中能发生络合反应的离子不能大量共存。如 Fe2+、Fe3+与 SCN-不能大量共存；Fe3+与不能大量共存。 5、审题时应注意题中给出的附加条件。、审题时应注意题中给出的附加条件。酸性溶液（H+） 、碱性溶液（OH-） 、能在加入铝粉后放出可燃气体的溶液、由水电 离出的 H+或 OH-=110-10mol/L 的溶液等。 有色离子 Mn

7、O4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe(SCN)2+。 MnO4-,NO3-等在酸性条件下具有强 氧化性。S2O32-在酸性条件下发生氧化还原反应：S2O32-+2H+=S+SO2+H2O 注意题目要求“大量共存”还是“不能大量共存” 。 6、审题时还应特别注意以下几点：、审题时还应特别注意以下几点： （1）注意溶液的酸性对离子间发生氧化还原反应的影响。如：Fe2+与 NO3-能共存，但在 强酸性条件下（即 Fe2+、NO3-、H+相遇）不能共存；MnO4-与 Cl-在强酸性条件下也不能 共存；S2-与 SO32-在钠、钾盐时可共存，但在酸性条件下则不能共存。 （2）酸式盐的含氢弱酸根离子

8、不能与强碱（OH-） 、强酸（H+）共存。如 HCO3-+OH-=CO32-+H2O（HCO3-遇碱时进一步电离） ；HCO3-+H+=CO2+H2O 三、离子方程式书写的基本规律要求三、离子方程式书写的基本规律要求（1）合事实：离子反应要符合客观事实，不可臆造产物及反应。（2）式正确：化学式与离子符号使用正确合理。（3）号实际：“=” “” “” “” “”等符号符合实际。（4）两守恒：两边原子数、电荷数必须守恒（氧化还原反应离子方程式中氧化剂得 电子总数与还原剂失电子总数要相等） 。（5）明类型：分清类型，注意少量、过量等。 （6）检查细：结合书写离子方程式过程中易出现的错误，细心检查。

9、四、氧化性、还原性强弱的判断四、氧化性、还原性强弱的判断 （1）根据元素的化合价 物质中元素具有最高价，该元素只有氧化性；物 质中元素具有最低价，该元素只有还原性；物质中元 素具有中间价，该元素既有氧化性又有还原性。对于 同一种元素，价态越高，其氧化性就越强；价态越低， 其还原性就越强。复习宗旨：扎实、细心、全面、认真复习宗旨：扎实、细心、全面、认真- （2）根据氧化还原反应方程式 在同一氧化还原反应中，氧化性：氧化剂氧化产物 还原性：还原剂还原产物 氧化剂的氧化性越强，则其对应的还原产物的还原性就越弱；还原剂的还原性越强， 则其对应的氧化产物的氧化性就越弱。 （3）根据反应的难易程度 注意：

10、氧化还原性的强弱只与该原子得失电子的难易程度有关，而与得失电子数目 的多少无关。得电子能力越强，其氧化性就越强；失电子能力越强，其还原性就越强。 同一元素相邻价态间不发生氧化还原反应。 常见氧化剂：常见氧化剂： 、活泼的非金属，如 Cl2、Br2、O2 等； 、元素（如 Mn 等）处于高化合价的氧化物，如 MnO2、KMnO4等 、元素（如 S、N 等）处于高化合价时的含氧酸，如浓 H2SO4、HNO3 等 、元素（如 Mn、Cl、Fe 等）处于高化合价时的盐，如 KMnO4、KClO3、FeCl3、K2Cr2O7 、过氧化物，如 Na2O2、H2O2等。 常见还原剂常见还原剂 、活泼的金属，

11、如 Na、Al、Zn、Fe 等； 、元素（如 C、S 等）处于低化合价的氧化物，如 CO、SO2等 、元素（如 Cl、S 等）处于低化合价时的酸，如浓 HCl、H2S 等 、元素（如 S、Fe 等）处于低化合价时的盐，如 Na2SO3、FeSO4等 、某些非金属单质，如 H2 、C、Si 等。 五、元素氧化性五、元素氧化性,还原性变化规律表还原性变化规律表 (1)常见金属活动性顺序表（联系放电顺序） K,Ca,Na,Mg,Al,Zn,Fe,Sn,Pb(H),Cu,Hg,Ag,Pt,Au(还原能力-失电子能力减弱)K+,Ca2+,Na+,Mg2+,Al3+,Zn2+,Fe2+,Sn2+,Pb2+

12、 (H+),Cu2+,Hg2+,Ag+(氧化能力-得电子能力增强)(2)非金属活动顺序表 F O Cl Br I S(氧化能力减弱)F- Cl- Br- I- S2-(还原能力增强) 比较金属性强弱的依据比较金属性强弱的依据 金属性：金属气态原子失去电子能力的性质； 金属活动性：水溶液中，金属原子失去电子能力的性质。 注：金属性与金属活动性并非同一概念，两者有时表现为不一致， 1、同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，金属性减弱； 同主族中，由上到下，随着核电荷数的增加，金属性增强； 2、依据最高价氧化物的水化物碱性的强弱；碱性愈强，其元素的金属性也愈强；复习宗旨：扎实、细心、全面、认真复习

13、宗旨：扎实、细心、全面、认真- 3、依据金属活动性顺序表（极少数例外） ； 4、常温下与酸反应煌剧烈程度；5、常温下与水反应的剧烈程度； 6、与盐溶液之间的置换反应；7、高温下与金属氧化物间的置换反应。 比较非金属性强弱的依据比较非金属性强弱的依据 1、同周期中，从左到右，随核电荷数的增加，非金属性增强；同主族中，由上到下，随核电荷数的增加，非金属性减弱； 2、依据最高价氧化物的水化物酸性的强弱：酸性愈强，其元素的非金属性也愈强； 3、依据其气态氢化物的稳定性：稳定性愈强，非金属性愈强； 4、与氢气化合的条件；5、与盐溶液之间的置换反应；6、其他，例：2CuSCu2S CuCl2CuCl2 所

14、以，Cl 的非金属性强于= = =点燃= = =S。“10 电子电子” 、 “18 电子电子”的微粒小结的微粒小结 (一)“10 电子”的微粒：分子离子一核 10 电子的NeN3、O2、F、Na+、Mg2+、Al3+二核 10 电子的HFOH、三核 10 电子的H2ONH2四核 10 电子的NH3H3O+五核 10 电子的CH4NH4+(二)“18 电子”的微粒分子离子一核 18 电子的ArK+、Ca2+、Cl、S2二核 18 电子的F2、HClHS三核 18 电子的H2S四核 18 电子的PH3、H2O2五核 18 电子的SiH4、CH3F六核 18 电子的N2H4、CH3OH注：其它诸如

15、C2H6、N2H5+、N2H62+等亦为 18 电子的微粒。 微粒半径的比较：微粒半径的比较： 1、判断的依据 电子层数： 相同条件下，电子层越多，半径越大。核电荷数 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。 最外层电子数 相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。 2、具体规律：1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如：NaMgAlSiPSCl. 2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如： Li Na+Mg2+Al3+ 5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如FeFe2+Fe3+ 物质溶沸点的比较物质溶沸点的比较 （1）不同类晶体：一般情况下，原子

16、晶体离子晶体分子晶体 （2）同种类型晶体：构成晶体质点间的作用大，则熔沸点高，反之则小。 离子晶体：离子所带的电荷数越高，离子半径越小，则其熔沸点就越高。 分子晶体：对于同类分子晶体，式量越大，则熔沸点越高。HF、H2O、NH3等物 质分子间存在氢键。 原子晶体：键长越小、键能越大，则熔沸点越高。 （3）常温常压下状态 熔点：固态物质液态物质 沸点：液态物质气态物质定义：把分子聚集在一起的作用力分子间作用力（范德瓦尔斯力）：影响因素：大小与相对分子质量有关。作用：对物质的熔点、沸点等有影响。、定义：分子之间的一种比较强的相互作用。分子间相互作用 、形成条件：第二周期的吸引电子能力强的 N、O、F 与 H 之间（NH3、H2O）、对物质性质的影响：使物质熔沸点