高中化學基本理論部分知識點歸納

⒈ 常溫常壓下,22.4LCO2氣體中所含分子數大于NA。

熱脹冷縮，20℃氣體體積比它在0℃時候大，所以0℃時其體積一定小于22.4L，所含分子數應該小于NA。（錯誤）

⒉ 常溫常壓下，22.4L的NO氣體分子數小于NA。

22.4說的是標況，常溫高于標況的0℃，氣體熱脹冷縮，等體積內的分子數不就少。（正確）

⒊ 標準狀態下22.4L三氧化硫所含分子數目大于NA。

只要記住22.4L必須是標況氣體就可以認真審題（正確）。

⒋ 22.4L，一定是標況下，氣體。四氯化碳、苯、水、酒精、三氧化硫、碳原子數大于4的烴（新戊烷在標況下是氣體）都不是氣體，且記得注意混合時是否反應，比如NO和O2。

44.標準狀況下，33.6L氟化氫中含有氟原子的數目為1.5NA

（錯誤，標況時氟化氫為液體）

⒌ 常見共價鍵數目（特殊物質）：

白磷：31g白磷所含共價鍵為1.5NA。

白磷的分子式是P4，其中含有6個共價鍵；（正四面體結構）所以共價鍵數量＝31÷(31×4）×6＝1.5；

石墨：1摩爾石墨含有1.5摩爾共價鍵。

石墨,1個C原子提供3個電子成鍵，形成1.5個共價鍵，1摩爾石墨有1.5mol；

金剛石：1摩爾金剛石含有2摩爾共價鍵。

金剛石是原子晶體，關于原子晶體中原子和鍵的關系必須使用均攤法，因為一個碳上連了四個鍵，而每個鍵被2個碳平分，所以碳和鍵的比是1：2

二氧化硅：1molSiO2有4mol鍵。

Si原子有4個價電子，與4個氧原子形成4個Si-O單鍵，O原子用2個價電子與2個Si原子形成2個Si-O單鍵。每mol二氧化硅有1molSi原子和2mol O原子，共拿出8mol價電子，2個價電子成一個單鍵，共4molSi-O 鍵。

⒍ 白磷分子式為P4、分子晶體，故12.4g白磷含有磷原子數目為0.4NA。

⒎ 晶體溶沸點判斷：

⑴ 一般情況下，熔沸點：原子晶體＞離子晶體＞分子晶體。

⑵ 離子晶體、原子晶體、金屬晶體，熔點與構成微粒的半徑大小成反比，即半徑越小，熔點越高。

⑶ 分子晶體的熔點與其相對原子質量成正比。相對原子質量大，熔點越高。

⒏ 熱化學方程式一般不寫反應條件。即不必注明點燃、催化劑等反應條件；不必標注氣體、沉淀物物質的箭號。

⒐ 注意漏寫或錯寫物質的狀態，正負號與方程式的計量數不對應是書寫熱化學方程式最易出現的錯誤。

⒑ 反應熱的計算：△H＝生成物總能量－反應物的總能量

△H＝E1(反應物的鍵能總和)－E2(生成物的鍵能總和)

例題分析：（2011重慶高考）SF6是一種優良的絕緣氣體，分子結構中只存在S—F鍵，已知1molS(s)轉化為氣態硫原子吸收能量280kJ，斷裂1molF—F、S—F鍵需要吸收的能量分別為160kJ、330kJ，則S(s)＋3F2(g)＝SF6(g)的反應熱△H為

A．—1780kJ/mol B．—1220kJ/mol C．—450kJ/mol D．＋430kJ/mol

分析：△H＝反應物斷鍵吸收的總熱量－生成物成鍵釋放的總能量

＝（280＋160×3）－330×6kJ/mol

＝－1220KJ/mol

⒒ PH相同的 ① CH3COONa、② NaHCO3、③ NaClO三種溶液的c(Na+)：①＞②＞③（2014全國課標二卷）

分析：（正確）首先我們知道，醋酸酸性大于碳酸大于次氯酸，酸越弱對應的堿性越強，由于PH值相同，故次氯酸鈉濃度小于碳酸氫鈉小于醋酸鈉，即①＞②＞③，這個經常考。

⒓ 燃燒熱：在101kPa時，1mol純物質完全燃燒生成穩定的氧化物時所放出的熱量，叫做該物質的燃燒熱。

⑴ 可燃物物質的量為1mol，因此在計算燃燒熱時，熱化學方程式里其他物質的化學計量數常出現分數：如H2(g)＋1/2O2(g)＝H2O(l)；ΔH＝－285．8kJ/mol(注意熱量和系數是有比例關系的，同時除以2，熱量也要除以2）

⑵ 單質或化合物必須是完全燃燒，如反應物中碳要生成二氧化碳非一氧化碳，水的狀態是液態非氣態。

⑶ 書寫熱化學方程式、要記住狀態必須標明，看好題中是寫燃燒熱還是中和熱，記清楚中和熱和燃燒熱的區別，ΔH＝－，表示正向是放熱反應，ΔH＝＋表示正向是吸熱反應（＋，—號必須標明，不可省略），記住單位不要忘記，也不要寫錯。

⒔ 在稀溶液中，酸跟堿發生中和反應生成1mol水時的反應熱叫做中和熱。

⑴ 必須是酸和堿的稀溶液，經常出題會出濃硫酸與氫氧化鈉反應生成一摩爾水，不是中和熱，因為濃硫酸溶于水，會放出大量的熱，一定要記住。因為濃酸溶液和濃堿溶液在相互稀釋時會放熱。

⑵ 弱酸或弱堿在中和反應中由于電離吸收熱量，其中和熱小于57．3kJ/mol；

⑶ 以生成1摩爾水為基準，因此書寫它們的熱化學方程式時，水的系數必為1

⒕ 各種常數：

化學平衡常數：就是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。

電離常數：弱電解質的電離達到平衡時溶液中所生成的各種離子濃度的乘積跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數。

水的離子積常數：在一定溫度下，氫離子濃度與氫氧根離子濃度乘積是一個常數。

溶度積：在一定條件下，難溶物質的飽和溶液中，存在沉淀溶解平衡，這個平衡常數就叫做溶度積。

只用電解的陰陽離子乘積，就可以，如果電離出2個陰離子，記得是陰離子整體的平方。以上均與溫度有關。

⒖ 稀釋某種溶液并不是所有離子的濃度都減少。如稀釋酸性溶液時，氫氧根離子濃度增大；稀釋堿性溶液時氫離子濃度增大。（考試重點）

⒗ 弱電解質越稀越電離。

⒘ 化學反應：aA＋bB＝cC＋dD

平衡常數為：K＝[C]c[D]d/[A]a[B]b

⑴ 化學平衡常數只與溫度有關，與濃度無關。

⑵ 反應物或生成物中有固體或者是純液體存在時，由于其濃度可以看做是1而不代入公式。

⑶ 若升高溫度，平衡常數K增大，則正反應為吸熱反應；值減小，則正反應為放熱反應。

⒙ 對于恒容容器，通入稀有氣體，由于容器的體積不變，各組分的濃度保持不變，故反應速率保持不變，平衡也不移動。

若為恒壓容器，通入稀有氣體，容器的體積膨脹，對于反應則相當于減壓。（經常考）

⒚ c(H+)·c(OH-)＝K(W),其中K(W)稱作水的離子積常數,簡稱水的離子積；

c(H+)和c(OH-)分別是指整個溶液中氫離子和氫氧根離子的總物質的量濃度。

⒛ 酸、堿抑制水的電離，能水解的鹽促進水的電離。（消耗水電離的氫離子或氫氧根，所以是促進水的電離）

21.氫離子濃度大于氫氧根離子濃度是酸性溶液的必要條件，用pH判斷需要有前提條件為25℃。

22.酸越弱，對應鹽的堿性越強。醋酸大于碳酸大于苯酚大于碳酸氫根（記住碳酸對應的鹽是碳酸氫鈉，碳酸氫根對應的鹽是碳酸鈉，因為：碳酸一級電離生成碳酸氫根離子和氫離子）（全國高考原題的知識點）

23.Ksp的數值越大，電解質在水中的溶解能力越強。

24.沉淀的轉化是由一種難溶物質轉化為另一種難溶物質的過程。

25.水解反應是微弱的、可逆的、吸熱反應。（勒夏特列原理就可以應用了，必須記住，準確，升高溫度平衡會向著的吸熱方向進行）

26.完全雙水解：（記住幾個常用的，也是判斷離子共存問題要考慮的）

Al3+與HCO3–、CO32–、HS-、S2-、ClO-、AlO2-；

Fe3+與HCO3–、CO32–、ClO-、AlO2-；

Fe2+與AlO2-；

NH4+與SiO32-等。

考試中經常出的是鋁離子和硫離子，記住雙水解，就是一個奪取水中的氫離子，一個奪取水中的氫氧根離子。

27.鹽類水解的應用：

⑴ 配制氯化鐵溶液，加入一定量的鹽酸防止水解（方程式會寫嗎，就是鐵離子奪取水中的氫氧根離子，生成氫氧化鐵膠體（非沉淀），或直接溶解在濃鹽酸中再加水稀釋。

⑵ 鎂條放入氯化銨、氯化銅、氯化鐵溶液中產生氫氣。為什么？因為銨根離子，銅離子，鐵離子，水解奪取水中的氫氧根離子，有氫離子產生，溶液顯酸性。

⑶ 制備氫氧化鐵膠體：沸水中滴加飽和氯化鐵溶液（并繼續煮沸，就是水解是吸熱反應，升高溫度平衡會向著吸熱反應方向進行，也就是生成氫氧化鐵膠體方向）

⑷ 明礬、三氯化鐵凈水，鋁離子和鐵離子水解生成氫氧化鋁膠體和氫氧化鐵膠體。

⑸ 蘇打可以洗滌去油污：蘇打是碳酸鈉，碳酸根水解生成碳酸氫根和氫氧根離子，加熱，促進水解，堿性增強，去油污能力增強。

⑹ 泡沫滅火器的原理：硫酸鋁和碳酸氫鈉，雙水解的應用。

⑺ 某些揮發性酸的鹽溶液加熱蒸干的產物：氯化鐵、氯化鋁、氯化銅，加熱蒸干得不到原物質。氯化鐵蒸干灼燒得到三氧化二鐵。氯化鋁得到三氧化二鋁，氯化銅得到氧化銅。不揮發的鹽溶液：硫酸鋁、碳酸鈉，加熱得到原物質，因為硫酸、氫氧化鈉不揮發，不可能得到氫氧化鋁和氫氧化鈉。

28.蒸干鹽溶液所得物質的判斷：

⑴ 先考慮分解：碳酸氫鈉、碳酸氫鈣。蒸干得到碳酸鈉和碳酸鈣。

⑵ 考慮氧化還原反應：加熱蒸干亞硫酸鈉溶液得到硫酸鈉，硫酸亞鐵得到硫酸鐵。

⑶ 鹽溶液水解生成難揮發性酸時，一般得到原物質。如硫酸銅。

鹽類水解生成易揮發性酸時，蒸干一般得到對應氧化物，如氯化亞鐵得到三氧化二鐵。

⑷ 氯化銨、硫化銨溶液蒸干、灼燒無殘留物。（鹽類水解選擇題會出，大題也會，讓你寫出水解方程式，記住常見的水解離子，反應方程式有水參與，生成氫離子或氫氧根離子，雙水解無氫離子和氫氧根離子生成）

29.酸式鹽的溶解度一般比相應的正鹽大，但是碳酸鈉比碳酸氫鈉的溶解度大。

30.堿性氧化物一定是金屬氧化物，金屬氧化物不一定是堿性氧化物。Mn2O7是金屬氧化物，但它是酸氧化物，其對應的酸是高錳酸，即HMnO4。比如四氧化三鐵。它是一種特殊的氧化物。

31.酸性氧化物不一定是非金屬氧化物（如Mn2O7），非金屬氧化物也不一定是酸性氧化物（如H2O、CO、NO）。

32.酸性氧化物大多數能溶于水并與水反應生成對應的酸，記住二氧化硅（SiO2）不溶于水。堿性氧化物的概念：能跟酸起反應，生成鹽和水，且生成物只能有鹽和水。

33.硫酸氫鈉。這是強酸的酸式鹽，只電離，不水解。

NaHSO4的電離：NaHSO4＝Na+＋H+＋SO42-（溶液中）

NaHSO4＝Na＋HSO4-（熔融）

高考題出過選擇題，要知道硫酸氫鈉水溶液顯酸性。

34.正鹽定義：既不含能電離的氫離子，又不含氫氧根離子的鹽。正鹽是酸和堿完全中和的產物，但正鹽的水溶液不一定顯中性，如Na2CO3（碳酸鈉）溶液顯堿性，(NH4)2SO4（ 硫酸銨）溶液顯酸性。（電化學考試也用到過這個知識點）

35.式量為28的物質有：一氧化碳、乙烯、氮氣。

36.常形成氫鍵的元素是N、O、F。

37.氨：分子構性：三角錐形，二氧化碳：直線型。

38.稀有氣體是單原子分子，分子中沒有化學鍵。

39.核素是指具有一定數目質子和一定數目中子的一種原子。

40.二氧化碳、過氧化鈉、碳化鈣，一定要會書寫電子式。

41.非金屬性越弱的氫化物穩定性越差。

42.二價鐵離子、氫離子、硝酸根離子不能共存，因為二價鐵離子會被氧化成三價鐵離子。

43.SO32－與MnO4－無論酸堿性如何，都不能大量共存（SO2與SO32－中S的化合價相同，還原性也相似）。

⑴ 酸性：2MnO4-＋5SO32-＋6H+＝2Mn2+＋5SO42-＋3H2O

⑵ 近中性：2MnO4-＋3SO32-＋H2O＝2MnO2＋3SO42-＋2OH-

⑶ 堿性：2MnO4-＋SO32-＋2OH-＝2MnO42-＋SO42-＋H2O

44.高錳酸鉀與二氧化硫反應：

2KMnO4＋5SO2＋2H2O＝2MnSO4＋2H2SO4＋K2SO4

45.沸水中滴加適量飽和FeCl3溶液，形成帶電的膠體，導電能力增強。

（錯誤，膠體粒子可以帶電荷，但整個膠體呈電中性）

46.血液是一種膠體，血液透析利用膠體性質，透析利用半透膜原理，膠體不能透過半透膜，溶液可以透過。

47.氧化還原反應：不僅要會判斷化合價的變化，還要會判斷還原產物和氧化產物、氧化劑和還原劑。

技巧：升失氧化還原劑對應氧化產物；降得還原氧化劑對應還原產物。

或者記住：還原劑對應氧化產物，氧化劑對應還原產物。（氧化劑、還原劑說的是反應物，還原產物和氧化產物只的是生成物。）

48.氧化性：Cl2＞Br2＞Fe3+＞I2＞S；還原性：碘離子＞亞鐵離子＞溴離子＞氯離子

49.元素金屬性強弱的判斷方法：

⑴ 與水或酸反應置換氫的難易；

⑵ 最高價氧化物對應水化物的堿性強弱；

（一定是最高價哦，選擇題中會出，陷阱是去掉最高價）

⑶ 單質的還原性或離子的氧化性；

⑷ 單質間的置換反應；

⑸ 電化學原理；

⑹ 元素在周期表中的位置。

50.元素氣態氫化物能和它的氧化物在常溫下反應生成該元素單質的是S。這是高中很重要的化學反應，也是唯一體現二氧化硫具有氧化性的反應。

2H2S＋SO2＝2H2O＋3S

51.元素的氣態氫化物和它的最高價氧化物對應的水化物能反應生成鹽的元素為N。

52.比較半徑大小：

⑴ 層數相同，核大半徑小；

⑵ 層異，層大半徑大；

⑶ 核同，價高半徑小，例如鐵大于二價鐵大于三價鐵；

⑷ 電子層結構相同，核電荷數越大，半徑越小。

53.有陰離子必有陽離子，有陽離子未必有陰離子，如金屬中只有自由電子。

54.堿金屬元素的熔沸點是原子半徑越大熔沸點越低；

堿金屬元素是金屬晶體，結合鍵是金屬鍵，原子半徑越小原子核間的引力越強，越難破壞，熔沸點越高。隨著核電荷數的遞增，熔沸點逐漸降低（與鹵素、氧族相反）

55.鹵素單質是分子晶體，靠范德華力結合，范德華力大小與分子量有關，分子量越大范德華力越大，熔沸點也就越高。