化学高考考前必备的知识整合

对于高三的学生来讲， 越临近高考越紧张，那么化学这门考试我们应该怎么准备呢?化学这门科目包含的知识点比较多，复习的时候要肯花时间和精力。下面是本站小编为大家整理的化学高考重要的的知识，希望对大家有用!

　　化学高考基础知识

一、化学反应的方向

1、反应焓变与反应方向

放热反应多数能自发进行，即ΔH<0的反应大多能自发进行。有些吸热反应也能自发进行。如NH4HCO3与CH3COOH的反应。有些吸热反应室温下不能进行，但在较高温度下能自发进行，如CaCO3高温下分解生成CaO、CO2。

2、反应熵变与反应方向

熵是描述体系混乱度的概念，熵值越大，体系混乱度越大。反应的熵变ΔS为反应产物总熵与反应物总熵之差。产生气体的反应为熵增加反应，熵增加有利于反应的自发进行。

3、焓变与熵变对反应方向的共同影响

ΔH-TΔS<0反应能自发进行。

ΔH-TΔS=0反应达到平衡状态。

ΔH-TΔS>0反应不能自发进行。

在温度、压强一定的条件下，自发反应总是向ΔH-TΔS<0的方向进行，直至平衡状态。

二、化学反应的限度

1、化学平衡常数

(1)对达到平衡的可逆反应，生成物浓度的系数次方的乘积与反应物浓度的系数次方的乘积之比为一常数，该常数称为化学平衡常数，用符号K表示 。

(2)平衡常数K的大小反映了化学反应可能进行的程度(即反应限度)，平衡常数越大，说明反应可以进行得越完全。

(3)平衡常数表达式与化学方程式的书写方式有关。对于给定的可逆反应，正逆反应的平衡常数互为倒数。

(4)借助平衡常数，可以判断反应是否到平衡状态：当反应的浓度商Qc与平衡常数Kc相等时，说明反应达到平衡状态。

2、反应的平衡转化率

(1)平衡转化率是用转化的反应物的浓度与该反应物初始浓度的比值来表示。如反应物A的平衡转化率的表达式为：

α(A)=

(2)平衡正向移动不一定使反应物的平衡转化率提高。提高一种反应物的浓度，可使另一反应物的平衡转化率提高。

(3)平衡常数与反应物的平衡转化率之间可以相互计算。

3、反应条件对化学平衡的影响

(1)温度的影响

升高温度使化学平衡向吸热方向移动;降低温度使化学平衡向放热方向移动。温度对化学平衡的影响是通过改变平衡常数实现的。

(2)浓度的影响

增大生成物浓度或减小反应物浓度，平衡向逆反应方向移动;增大反应物浓度或减小生成物浓度，平衡向正反应方向移动。

温度一定时，改变浓度能引起平衡移动，但平衡常数不变。化工生产中，常通过增加某一价廉易得的反应物浓度，来提高另一昂贵的反应物的转化率。

(3)压强的影响

ΔVg=0的反应，改变压强，化学平衡状态不变。

ΔVg≠0的反应，增大压强，化学平衡向气态物质体积减小的方向移动。

(4)勒夏特列原理

由温度、浓度、压强对平衡移动的影响可得出勒夏特列原理：如果改变影响平衡的一个条件(浓度、压强、温度等)平衡向能够减弱这种改变的方向移动。

　　高中化学考点知识

电解池

一、电解原理

1、电解池：把电能转化为化学能的装置也叫电解槽

2、电解：电流(外加直流电)通过电解质溶液而在阴阳两极引起氧化还原反应(被动的不是自发的)的过程

3、放电：当离子到达电极时，失去或获得电子，发生氧化还原反应的过程

4、电子流向：

(电源)负极—(电解池)阴极—(离子定向运动)电解质溶液—(电解池)阳极—(电源)正极

5、电极名称及反应：

阳极：与直流电源的正极相连的电极，发生氧化反应

阴极：与直流电源的负极相连的电极，发生还原反应

6、电解CuCl2溶液的电极反应：

阳极：2Cl- -2e-=Cl2 (氧化)

阴极：Cu2++2e-=Cu(还原)

总反应式：CuCl2=Cu+Cl2↑

7、电解本质：电解质溶液的导电过程，就是电解质溶液的电解过程

规律总结：金属最怕做阳极，做了阳极就溶解，做了阴极被保护。

放电顺序：

阳离子放电顺序：

Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+(指酸电离的)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+

阴离子的放电顺序：

是惰性电极时：S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-(等含氧酸根离子)>F-(SO32-/MnO4->OH-)

只要是水溶液H，OH以后的离子均作废，永远不放电。是活性电极时：电极本身溶解放电

注意先要看电极材料，是惰性电极还是活性电极，若阳极材料为活性电极(Fe、Cu)等金属，则阳极反应为电极材料失去电子，变成离子进入溶液;若为惰性材料，则根据阴阳离子的放电顺序，依据阳氧阴还的规律来书写电极反应式。

电解质水溶液点解产物的规律：

类型	电极反应特点	实例	电解对象	电解质浓度	pH	电解质溶液复原
分解电解质型	电解质电离出的阴阳离子分别在两极放电	HCl	电解质	减小	增大	HCl
		CuCl2			---	CuCl2
放H2生成碱型	阴极：水放H2生碱 阳极：电解质阴离子放电	NaCl	电解质和水	生成新电解质	增大	HCl
放氧生酸型	阴极：电解质阳离子放电 阳极：水放O2生酸	CuSO4	电解质和水	生成新电解质	减小	氧化铜
电解水型	阴极： 4H++ 4e-== 2H2↑ 阳极： 4OH-- 4e-= O2↑+ 2H2O	NaOH	水	增大	增大	水
		H2SO4			减小
		Na2SO4			不变

上述四种类型电解质分类：

(1)电解水型：含氧酸，强碱，活泼金属含氧酸盐

(2)电解电解质型：无氧酸，不活泼金属的无氧酸盐(氟化物除外)

(3)放氢生碱型：活泼金属的无氧酸盐

(4)放氧生酸型：不活泼金属的含氧酸盐

　　化学高考必背知识

一、化学实验安全

(1)做有毒气体的实验时，应在通风厨中进行，并注意对尾气进行适当处理(吸收或点燃等)。进行易燃易爆气体的实验时应注意验纯，尾气应燃烧掉或作适当处理。

(2)烫伤宜找医生处理。

(3)浓酸撒在实验台上，先用Na2CO3 (或NaHCO3)中和，后用水冲擦干净。浓酸沾在皮肤上，宜先用干抹布拭去，再用水冲净。浓酸溅在眼中应先用稀NaHCO3溶液淋洗，然后请医生处理。

(4)浓碱撒在实验台上，先用稀醋酸中和，然后用水冲擦干净。浓碱沾在皮肤上，宜先用大量水冲洗，再涂上硼酸溶液。浓碱溅在眼中，用水洗净后再用硼酸溶液淋洗。

(5)钠、磷等失火宜用沙土扑盖。

(6)酒精及其他易燃有机物小面积失火，应迅速用湿抹布扑盖。

二.混合物的分离和提纯

分离和提纯的'方法;分离的物质;应注意的事项;应用举例

(1)过滤：用于固液混合的分离;一贴、二低、三靠;如粗盐的提纯。

(2)蒸馏：提纯或分离沸点不同的液体混合物;防止液体暴沸，温度计水银球的位置;如石油的蒸馏中冷凝管中水的流向;如石油的蒸馏。

(3)萃取：利用溶质在互不相溶的溶剂里的溶解度不同，用一种溶剂把溶质从它与另一种溶剂所组成的溶液中提取出来的方法;选择的萃取剂应符合下列要求：和原溶液中的溶剂互不相溶;对溶质的溶解度要远大于原溶剂;用四氯化碳萃取溴水里的溴、碘。

(4)分液：分离互不相溶的液体;打开上端活塞或使活塞上的凹槽与漏斗上的水孔，使漏斗内外空气相通;打开活塞，使下层液体慢慢流出，及时关闭活塞，上层液体由上端倒出;如用四氯化碳萃取溴水里的溴、碘后再分液;

(5)蒸发和结晶：用来分离和提纯几种可溶性固体的混合物;加热蒸发皿使溶液蒸发时，要用玻璃棒不断搅动溶液;当蒸发皿中出现较多的固体时，即停止加热;分离NaCl和KNO3混合物。

三、离子检验

离子;所加试剂;现象;离子方程式

Cl-;AgNO3、稀HNO3;产生白色沉淀;Cl-+Ag+=AgCl↓

SO42-;稀HCl、BaCl2;白色沉淀;SO42-+Ba2+=BaSO4↓

四、除杂

注意事项：为了使杂质除尽，加入的试剂不能是“适量”，而应是“过量”;但过量的试剂必须在后续操作中便于除去。

五、物质的量的单位――摩尔

1.物质的量(n)是表示含有一定数目粒子的集体的物理量。

2.摩尔(mol): 把含有6.02 ×1023个粒子的任何粒子集体计量为1摩尔。

3.阿伏加德罗常数：把6.02 X1023mol-1叫作阿伏加德罗常数。

4.物质的量 = 物质所含微粒数目/阿伏加德罗常数 n =N/NA

5.摩尔质量(M)

(1)定义：单位物质的量的物质所具有的质量叫摩尔质量.

(2)单位：g/mol 或 -1

(3)数值：等于该粒子的相对原子质量或相对分子质量.

6.物质的量=物质的质量/摩尔质量 ( n = m/M )

六、气体摩尔体积

1.气体摩尔体积(Vm)

(1)定义：单位物质的量的气体所占的体积叫做气体摩尔体积.

(2)单位：L/mol

2.物质的量=气体的体积/气体摩尔体积n=V/Vm