高三化学重要知识点回顾五大系列三基本概念基础理论

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1、指示剂遇酸碱发生颜色改变、同素异形体之间的相互转变、钝化、裂化、干馏、蛋白质的变性等是化学变化；蛋白质的盐析、蒸馏、萃取、升华、明矾净水等都是物理变化
2、导电性能力的强弱和电解质的强弱无关，强电解质导电性不一定强（和哪些因素有关？）
3、同体积同物质的量浓度的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液中，离子种类相同，数目不同。
4、挥发性酸不等于不稳定性酸(盐酸)；弱酸的氧化性也不一定弱(次氯酸)；二氧化氮不是酸性氧化物，
5、氧化性、还原性的强弱取决于物质得失电子的难易程度，而不是得失的多少。
6、物质由化合态变为游离态可能被氧化可能被还原。
7、金属阳离子被还原，不一定得到金属单质
8、标准状况下，22.4L以任意比例混合的CO与CO2中所含碳原子总数约为NA
9、同温同压下，两种气体体积之比等于它们的分子数之比
10、向HNO3中加入Fe粉Cu粉，最先被氧化的是Fe。向氯水中加入FeBr2、、FeI2，最先被氧化的是I-离子。（氧化性：Cl2＞Br2＞Fe3+＞I2＞H2SO4；还原性：Cl-＜Br-＜Fe2+＜I-＜SO2）
11、Ca(ClO)2溶液中通SO2， FeS+HNO3， Na2SO3+HNO3、 Fe(OH)2+HNO3、 Fe(OH)3+HI发生氧化还原反应。
12、温度越高，固体物质的一般溶解度越大，但氢氧化钙相反，氯化钠受温度的影响不大，气体是温度越高溶解度越小。
13、向足量的Na2CO3饱和溶液中加入mg无水Na2CO3则析出晶体的质量一定大于143m/53g
14、化学键的断裂与形成是化学反应中能量变化的根本原因。反应物的总能量高于生成物的总能量，则反应放热；反之吸热。
15、不是所有的放热反应都能自发进行，也不是所有的吸热反应都不能自发进行。
16、物质的能量越高越不稳定，能量越低越稳定。
17、燃料充分燃烧一要有适当过量的空气，二是燃料与空气要有足够大的接触面积。
18、常见的吸热过程有：氢氧化钡晶体和氯化铵反应；碳和水蒸气反应，碳和二氧化碳反应；弱电解质的电离，水解反应、熔化、气化、NH4NO3溶于水，HI分解。
19、常见的放热过程有：中和反应、燃烧反应、金属与酸反应、强酸、强碱溶于水、Na2O2+H2O。
20、一个化学反应不论是一步完成还是几步完成，总的热效应不变（盖斯定律）。
21、其它条件不变，增大一种反应物的浓度，可提高另一种反应物的转化率，但它本身的转化率反而降低。
22、N2+3H2 2NH3化学平衡状态的判断。依据：（1）对同一物质：v正==v逆；（2）对不同物质：一种物质的正反应速率与另一种物质的逆反应速率之比等于它们的化学计量数之比。（3）反应体系中各组分的百分含量、物质的量浓度保持不变。（4）对于同一物质而言，断裂化学键和形成化学键的物质的量相等。或者对于反应中的不同物质断裂化学键和形成化学键成一定比例。
【化学平衡状态的判断：①V正=V逆（不同物质成比例） ②变量定】
23、有两只密闭容器A和B，A容器有一个移动的活塞使容器内保持恒压，B容器保持恒容，起始时分别向这两只容器中充入等量的体积比为1:3的N2和H2的混合气体，并使A和B的容积相等。在相同的条件下，使之发生如下反应：N2+3H2 2NH3：
(1)A容器中N2的转化率比B容器中的低。
(2)达到(1)所述平衡后，若向两容器中通入数量不多的等量氩气，A容器中化学平衡向逆反应方向移动，B容器化学平衡不移动。
(3)达到(1)所述平衡后，若向两容器中分再通入2ml NH3达到新平衡后，A容器中NH3的体积分数与原平衡相等，B容器中由于压强增大，NH3的体积分数比原平衡大。
24、对于FeCl3+3NH4SCNFe(SCN)3+3NH4Cl达到平衡的混合液中，加入NH4Cl后，平衡不移动。只有增大FeCl3、NH4SCN的浓度，平衡才向正反应方向移动。
25、密闭容器中，反应aA(g) + bB(s) cC(g)达到平衡后，保持温度不变，将容器体积扩大到原来的2倍，当达到新平衡时，C的浓度为原来的70%，则c> a。
26、化学平衡常数，对于一般反应mA（g）+ nB（g） pC（g） + qD（g），K=cp（C）·cq（D）cm（A）·cn（B）
平衡常数表达式中，如果反应中有固体和纯液体参加，它们的浓度不应写在平衡关系式中。
27、平衡常数K与温度有关，与浓度无关，由K随温度的变化可推断正反应是吸热反应还是放热。 若正反应是吸热反应，升高温度，K增大；若正反应是放热反应，升高温度，K减小。
28、平衡常数K值的大小，可推断反应进行的程度。K值越大，表示反应进行的程度越大，反应物的转化率越大；K值越小，表示反应进行的程度越小，反应物的转化率越小。根据K值随温度变化的情况也可判断△H的正负。一般温度变，K才变，但K不变的情况下，改变其他条件也可使转化率改变。若告知某时刻各组分的浓度，又能知K，则通常用Qc与K的关系判断进行的反应的方向或v正、v逆的大小。
29、原电池的负极可从以下面方面判断：相对活泼的金属，电子流出的电极，元素化合价升高的电极，发生氧化反应的电极，溶解的电极，通燃料的电极。
30、电解池的阳极可从以下方面判断，与电池的正极相连，失电子发生氧化反应的极，溶解的极，有O2、Cl2等生成的极。
31、用惰性电极分别电解CuCl2、NaCl、CuSO4、Na2SO4溶液，一段时间为使溶液复原可分别加入适量CuCl2、HCl、CuO、H2O
32、用Cu作电极电解饱和Na2SO4溶液，每放出1ml氢气气体，则电解2ml H2O，而用惰性电极电解饱和Na2SO4溶液，每放出1ml氢气气体，则电解1ml H2O。
33、原电池工作时电解质溶液中离子的移动方向是：阳离子向正极移动，阴离子向负极移动。外电路电子的流向是由负极流向正极。电子不会经过电解质溶液。
34、电解池工作时阳离子向阴极移动，阴离子向阳极移动。电流由电源的正极流向阳极，电子的流向是电源的负极流向阴极，再由阳极流回电源的正极。电子不会经过电解质溶液。
35、沉淀反应都是向着溶解度减小的方向转化容易，AgCl(s)→AgBr→AgI→Ag2S；CaSO4→CaCO3，向着溶解度增大的方向转化较难，但溶解度相差不大时，也能实现，如BaSO4 →BaCO3 (向BaSO4悬浊液中加入饱和Na2CO3溶液)
36、所有的弱酸根离子CH3COO-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、CO32-、HCO3-与H+都不能大量共存；
酸式弱酸根离子如HCO3-、HS-、HSO3-既不能与OH-大量共存，又不能与H+大量共存。
37、能发生氧化还原反应的离子不能大量共存。如S2-、HS-、SO32-、I-和Fe3+不能大量共存；
MnO4-、（NO3-、H+）、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，在酸性条件下则发生2S2-+SO32-+6H+=3S↓+3H2O不能共存。H+与S2O32-不能大量共存。ClO-与Cl-在酸性条件下不共存。
38、溶液中能发生络合反应的离子不能大量共存。如Fe3+与SCN-不能大量共存；Fe3+与不能大量共存。
39、能完全双水解的离子不能大量共存：Al3 +与HCO3–、CO32–、HS-、S2-、ClO-、AlO2-、苯酚根;Fe3+与HCO3–、CO32–、ClO-、AlO2-、苯酚根；Fe2+与AlO2-;NH4+与SiO32-等。
40、限定条件：①加入铝粉后放出可燃气体的溶液、由水电离出的H+或OH-=1×10-10ml/L的溶液都有两种可能：酸溶液或碱溶液。
②无色溶液则没有MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+、Cr2O72-、Cr O42-。澄清溶液即没有沉淀。
③遇淀粉碘化钾试纸变蓝色的溶液具有较强的氧化性。遇pH试纸变蓝色的溶液显碱性。
41、在温度、压强一定的条件下，放热的熵增加的反应一定能自发进行；吸热的熵减少的反应一定不能自发进行；吸热的自发过程应为熵增加的过程，如冰的融化、硝酸铵溶于水等。
42、同体积同物质的量浓度的HCl、H2SO4、CH3COOH溶液中，c（H+）的大小关系为，H2SO4>HCl>CH3COOH
43、同体积同pH值的HCl、H2SO4、CH3COOH，与相同的锌粒反应的起始速率大小H2SO4＝HCl＝CH3COOH；完全反应放出H2的量 CH3COOH>H2SO4＝HCl；稀释相同倍数后pH值的大小关系H2SO4＝HCl>CH3COOH。
44、向水中加酸碱，水的电离一般受到抑制，酸或碱溶液中水电离出的c（H+）10-7 ml/L
46、常温下，pH=4的HCl中水电离出的c（H+）=10-10ml/L ，pH= 4的NH4Cl溶液中水电离出的c（H+）=10-4ml/L。某溶液中由水电离产生的c（H+）=10-12ml/L该溶液的pH值为2或12。
47、100mLPH=10的KOH 溶液与pH=4的CH3COOH溶液混合后PH=7，则混合后总体积c(H+)>c(HS—)>c(S2—) >c(OH-)
c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H2S)> c(H+)
大小比较原理：溶质为大，水解弱电离排后； 弱电离和水解 产物靠后，再比较大小
电荷守恒式
c(H+)= c(HS-)+2c(S2-)+ c(OH-)
c(Na+)+ c(H+)= c(HS-)+2c(S2-)+ c(OH-)
物料守恒式
c(H2S)+c(HS—)+c(S2—)=0.1ml/L
c(H2S)+c(HS—)+c(S2—)=0.1ml/L= c(Na+)/2
质子守恒式
c(H+)= c(OH-)+ c(HS-)+2c(S2-)
c(H+) +c(HS—) +2c(H2S) = c(OH-)
影 响 因 素
温 度
升温促进电离（极少数例外）
升温促进水解
浓 度
稀 释
促进电离，但浓度减小，酸性减弱
促进水解，但浓度减小，碱性减弱
通H2S
电离平衡向右移动，酸性增强，
但电离程度减小，电离常数不变。
S2—+H2O HS—+ OH—
H2S + OH— HS—+ H2O 促使上述平衡右移，合并为：H2S + S2— 2HS—
加Na2S
H2S H+ + HS—
S2—+ H+ HS—促使上述平衡右移
合并为：H2S + S2— 2HS—
水解平衡向右移动，碱性增强，但水解程度减小。