高考化学重要的基础知识小结

　　高考备考已经开始，在复习化学的时候，首先我们就要将基础知识梳理清楚，力求弄懂每一个知识点，不遗漏任何一个重要知识点。下面是百分网小编为大家整理的高考化学必备的知识，希望对大家有用!

高考化学重要的基础知识小结

　　高考化学实验知识

　　一、化学实验操作中的七原则

　　1、“从下往上”原则

　　以Cl2实验室制法为例，装配发生装置顺序是：放好铁架台→摆好酒精灯→根据酒精灯位置固定好铁圈→石棉网→固定好圆底烧瓶。

　　2、“从左到右”原则

　　装配复杂装置遵循从左到右顺序。如上装置装配顺序为：发生装置→集气瓶→烧杯。

　　3、先“塞”后“定”原则

　　带导管的塞子在烧瓶固定前塞好，以免烧瓶固定后因不宜用力而塞不紧或因用力过猛而损坏仪器。

　　4、“固体先放”原则

　　上例中，烧瓶内试剂MnO2应在烧瓶固定前装入，以免固体放入时损坏烧瓶。总之固体试剂应在固定前加入相应容器中。

　　5、“液体后加”原则

　　液体药品在烧瓶固定后加入。如上例浓盐酸应在烧瓶固定后在分液漏斗中缓慢加入。

　　6、先验气密性(装入药口前进行)原则

　　7、后点酒精灯(所有装置装完后再点酒精灯)原则

　　二、化学实验中温度计的使用

　　1、测反应混合物的温度：这种类型的实验需要测出反应混合物的准确温度，因此，应将温度计插入混合物中间。

　　①测物质溶解度。②实验室制乙烯。

　　2、测蒸气的温度：这种类型的实验，多用于测量物质的沸点，由于液体在沸腾时，液体和蒸气的温度相同，所以只要测蒸气的温度。

　　①实验室蒸馏石油。②测定乙醇的沸点。

　　3、测水浴温度：这种类型的实验，往往只要使反应物的温度保持相对稳定，所以利用水浴加热，温度计则插入水浴中。

　　①温度对反应速率影响的反应。②苯的硝化反应。

　　三、常见的需要塞入棉花的实验

　　加热KMnO4制氧气制乙炔和收集NH3

　　其作用分别是：防止KMnO4粉末进入导管;防止实验中产生的泡沫涌入导管;防止氨气与空气对流，以缩短收集NH3的时间。

　　四、常见物质分离提纯的方法

　　1、结晶和重结晶：利用物质在溶液中溶解度随温度变化较大，如NaCl，KNO3。

　　2、蒸馏冷却法：在沸点上差值大。乙醇中(水)：加入新制的CaO吸收大部分水再蒸馏。

　　3、过滤法：溶与不溶。

　　4、升华法：SiO2(I2)。

　　5、萃取法：如用CCl4来萃取I2水中的I2。

　　6、溶解法：Fe粉(A1粉)：溶解在过量的NaOH溶液里过滤分离。

　　7、增加法：把杂质转化成所需要的物质：CO2(CO)：通过热的CuO;CO2(SO2)：通过NaHCO3溶液。

　　8、吸收法：除去混合气体中的气体杂质，气体杂质必须被药品吸收：N2(O2)：将混合气体通过铜网吸收O2。

　　9、转化法：两种物质难以直接分离，加药品变得容易分离，然后再还原回去：Al(OH)3，Fe(OH)3：先加NaOH溶液把Al(OH)3溶解，过滤，除去Fe(OH)3，再加酸让NaAlO2转化成A1(OH)3。

　　高考化学考点知识

　　重要的氧化剂和还原剂：

　　(1)所含元素的化合价处在最高价的物质只能得到电子，只具有氧化性，只能作氧化剂(注：不一定是强氧化剂)。重要的氧化剂有：

　　① 活泼非金属单质，如 X2(卤素单质)、O2、O3等。

　　② 所含元素处于高价或较高价时的氧化物，如 MnO2、NO2、PbO2等。

　　③ 所含元素处于高价时的含氧酸，如浓H2SO4、HNO3等。

　　④ 所含元素处于高价时的盐，如 KMnO4、KClO3、K2Cr2O7等。

　　⑤ 金属阳离子等，如 Fe3+、Cu2+、Ag+、H+等。

　　⑥ 过氧化物，如 Na2O2、H2O2等。

　　⑦特殊物质，如 HClO也具有强氧化性。

　　(2)所含元素的化合价处在最低价的物质只能失去电子，只具有还原性，只能作还原剂(注：不一定是强还原剂)。重要的还原剂有：

　　① 活泼金属单质，如 Na、K、Ca、Mg、Al、Fe等。

　　② 某些非金属单质，如 C、H2、Si等。

　　③ 所含元素处于低价或较低价时的氧化物，如 CO、SO2等。

　　④ 所含元素处于低价或较低价时的化合物，如含有的化合物H2S、Na2S、H2SO3、Na2SO3、HI、HBr、FeSO4、NH3等。

　　(3)当所含元素处于中间价态时的物质，既有氧化性又有还原性，如H2O2、SO2、Fe2+等。

　　(4)当一种物质中既含有高价态元素又含有低价态元素时，该物质既有氧化性又有还原性;例如，盐酸(HCl)与 Zn 反应时作氧化剂，而浓盐酸与 MnO2 共热反应时，则作还原剂。

　　[氧化还原反应的分类]

　　(1)不同反应物间的氧化还原反应。

　　① 不同元素间的氧化还原反应。

　　例如：MnO2+ 4HCl(浓)

　　MnCl2+C12↑+ 2H2O 绝大多数氧化还原反应属于这一类。

　　② 同种元素间的氧化还原反应。

　　例如：2H2S+ SO2=3S+ 2H2O KClO3+ 6HCl(浓)=KCl+3C12↑+ 3H2O

　　在这类反应中，所得氧化产物和还原产物是同一物质，这类氧化还原反应又叫归中反应。

　　(2)同一反应物的氧化还原反应。

　　① 同一反应物中，不同元素间的氧化还原反应。

　　例如：2KClO3

　　2KCl+ 3O2↑

　　② 同一反应物中，同种元素不同价态间的氧化还原反应。

　　例如：NH4NO3

　　N2O↑+2H2O

　　③ 同一反应物中，同种元素同一价态间的氧化还原反应。

　　例如：C12+ 2NaOH=NaCl+ NaClO+ H2O 3NO2+ H2O=2HNO3+NO

　　在这类反应中，某一元素的化合价有一部分升高了，另一部分则降低了.这类氧化还原反应又叫歧化反应。

　　[氧化还原反应与四种基本反应类型的关系] 如下图所示。由图可知：置换反应都是氧化还原反应;复分解反应都不是氧化还原反应，化合反应、分解反应不一定是氧化还原反应。

　　[氧化还原反应中电子转移的方向、数目的表示方法]

　　(1)单线桥法;表示在反应过程中反应物里元素原子间电子转移的数目和方向.用带箭头的连线从化合价升高的元素开始，指向化合价降低的元素，再在连线上方标出电子转移的数目。

　　在单线桥法中，箭头的指向已经表明了电子转移的方向，因此不能再在线桥上写“得”、“失”字样。

　　(2)双线桥法;表示在反应物与生成物里，同一元素原子在反应前后电子转移的数目和方向.在氧化剂与还原产物、还原剂与氧化产物之间分别用带箭头的连线从反应前的有关元素指向反应后的该种元素，并在两条线的上、下方分别写出“得”、“失”电子及数目。

　　高中化学知识难点

　　离子反应

　　[离子反应] 有离子参加或有离子生成的反应，都称为离子反应。

　　离子反应的`本质、类型和发生的条件：

　　(1)离子反应的本质：反应物中某种离子的浓度减小.

　　(2)离子反应的主要类型及其发生的条件：

　　① 离子互换(复分解)反应，具备下列条件之一就可以使反应朝着离子浓度减小的方向进行，即离子反应就会发生。

　　a.生成难溶于水的物质.如：Cu2++ 2OH-=Cu(OH)2↓

　　注意：当有关离子浓度足够大时，生成微溶物的离子反应也能发生.如：

　　2Ag++ SO42—=Ag2SO4↓ Ca2++ 2OH-=Ca(OH)2↓

　　或者由微溶物生成难溶物的反应也能生成.如当石灰乳与Na2CO3溶液混合时，发生反应：Ca(OH)2+ CO32—=CaCO3↓+ 2OH-

　　b.生成难电离的物质(即弱电解质)。如：

　　H++ OH-=H2O

　　H++ CH3COO-=CH3COOH

　　c.生成挥发性物质(即气体)。如：

　　CO32-+ 2H+=CO2↑+ H2O

　　NH4++ OH-

　　NH3↑+H2O

　　② 离子间的氧化还原反应。由强氧化剂与强还原剂反应，生成弱氧化剂和弱还原剂，即反应朝着氧化性、还原性减弱的方向进行。例如：

　　Fe + Cu2+=Fe2++ Cu

　　Cl2 + 2Br-=2C1-+ Br2

　　2MnO4-+ 16H++ 10C1-=2Mn2++ 5C12↑+ 8H2O

　　书写离子方程式时应注意的问题：

　　(1)电解质在非电离条件下(不是在水溶液中或熔融状态)，虽然也有离子参加反应，但不能写成离子方程式，因为此时这些离子并没有发生电离.如NH4Cl固体与Ca(OH)2固体混合加热制取氨气的反应、浓H2SO4与固体(如NaCl、Cu等)的反应等，都不能写成离子方程式.相反，在某些化学方程式中，虽然其反应物不是电解质或强电解质，没有大量离子参加反应，但反应后产生了大量离子，因此，仍可写成离子方程式.如Na、Na2O、Na2O2、SO3、Cl2等与H2O的反应.

　　(2)多元弱酸的酸式盐，若易溶于水，则成盐的阳离子和酸根离子可拆开写成离子的形式，而酸根中的H+与正盐阴离子不能拆开写。如：NaHS、Ca(HCO3)2等，只能分别写成Na+、HS-和Ca2+、HCO3-等酸式酸根的形式。

　　(3)对于微溶于水的物质，要分为两种情况来处理：

　　① 当作反应物时，微溶物要保留化学式的形式，不能拆开。

　　② 当作反应物时，若为澄清的稀溶液，应改写为离子形式，如澄清石灰水等;若为浊液或固体，要保留化学式的形式而不能拆开，如石灰乳、熟石灰等。

　　(4)若反应物之间由于物质的量之比不同而发生不同的反应，即反应物之间可发生不止一个反应时，要考虑反应物之间物质的量之比不同，相应的离子方程式也不同。例如，向NaOH溶液中不断通入CO2气体至过量，有关反应的离子方程式依次为： CO2+ 2OH—=CO32—+ H2O(CO2适量)

　　CO2+ OH—=HCO3—(CO2足量)

　　在溶液中离子能否大量共存的判断方法：

　　几种离子在溶液中能否大量共存，实质上就是看它们之间是否发生反应.若离子间不发生反应，就能大量共存;否则就不能大量共存.离子间若发生下列反应之一，就不能大量共存。

　　(1)生成难溶物或微溶物.

　　如Ca2+与CO32-、SO42-、OH-;

　　Ag+与C1-、Br-、I-、SO32-，等等.

　　(2)生成气体.

　　如NH4+与OH-;

　　H+与HCO3-、CO32-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-等.

　　(3)生成难电离物质(弱酸、弱碱、水).如：H+与C1O-、F-、CH3COO-生成弱酸;OH-与NH4+、A13+、Fe3+、Fe2+、Cu2+等生成弱碱;H+与OH-生成H2O。

　　(4)发生氧化还原反应.具有氧化性的离子(如MnO4-、ClO-、Fe3+等)与具有还原性的离子( 如S2-、I-、SO32-、Fe2+等)不能共存.应注意的是，有些离子在碱性或中性溶液中可大量共存，但在酸性条件下则不能大量共存，如：SO32-与S2-，NO3-与I-、S2-、SO32-、Fe2+等。

　　5)形成配合物.如Fe3+与SCN-因反应生成Fe(SCN)3而不能大量共存。

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