高考化学二轮复习专题复习回扣基础排查考点十化学基本理论知识归纳练习 5页

‎【2019最新】精选高考化学二轮复习专题复习回扣基础排查考点十化学基本理论知识归纳练习 ‎(一)物质结构与元素周期律常考点归纳 ‎1．核外电子总数为10的微粒 分子(5种)：Ne、HF、H2O、NH3、CH4‎ 阳离子(5种)：Na＋、Mg2＋、 Al3＋、NH、H3O＋‎ 阴离子(5种)：F－、O2－、N3－、OH－、NH ‎2．核外电子总数为18的微粒 分子：Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、H2O2、N2H4、C2H6‎ 阳离子：K＋、Ca2＋‎ 阴离子：Cl－、S2－、HS－、O ‎3．半径比较：先看电子层数后看质子数再看最外层电子数，电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。例如：r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)。‎ ‎4．周期序数＝核外电子层数(共有7个周期，要记住前六周期每个周期元素的种数分别为2、8、8、18、18、32)。‎ ‎5．Fe是26号元素，位于第四周期第Ⅷ族(第8纵行，第8、9、10三纵行称为第Ⅷ族)。‎ ‎6．超铀元素：指92号元素铀(U)以后的元素。‎ ‎7．过渡金属包括ⅢB族到ⅡB族10个纵行中的所有元素，全部都是金属元素，且最外层都是1～2个电子。‎ ‎8．镧系元素在第六周期、锕系元素在第七周期，它们都在第3纵行(即第ⅢB族)。‎ 5 / 5‎ ‎9．元素的非金属性越强，元素所对应的氢化物越稳定，元素最高价氧化物所对应的水化物的酸性越强。‎ ‎10．元素的金属性越强，它的单质与水或酸反应越剧烈，元素最高价氧化物所对应的水化物的碱性也越强。‎ ‎(二)化学反应速率与化学平衡常考点归纳 ‎1．计算化学反应速率时，代入的一定是浓度的变化量而不是物质的量的变化量；若是图像的话，要看清图像纵坐标的单位，是mol还是mol/L。‎ ‎2．化学反应中，各物质的浓度的变化量之比、化学反应速率之比都等于化学计量数之比。‎ ‎3．在用化学反应速率的定量关系作为化学平衡状态判断的标志时，要注意两个方面，一是异向，二是两种物质的反应速率之比等于物质的化学计量数之比。‎ ‎4．催化剂只能改变反应速率，不能影响化学平衡移动，故无法改变产率或物质的转化率；恒容容器中，充入稀有气体，虽然体系的压强增大，但不影响反应速率，故不影响化学平衡的移动，也不影响产率或转化率。‎ ‎5．化学平衡向正反应方向移动时，生成物的质量一定增加，正反应速率一定大于逆反应速率。但生成物的质量分数、反应物的转化率不一定提高，反应物的浓度也不一定降低。‎ ‎6．化学平衡常数及其计算 ‎(1)影响K的因素 K只受温度影响，与反应物或生成物的浓度变化无关。温度升高，吸热反应的K增大，放热反应的K减小；温度降低，吸热反应的K减小，放热反应的K增大。‎ 5 / 5‎ ‎(2)K的意义 温度一定时，K值越大，平衡体系中生成物占的比例越大，正反应进行的程度越大，反应物的转化率越大；反之，转化率越小。一般地说，K>105时，反应进行得就基本完全了。‎ ‎(3)K的表达式及相关计算 由于纯液体和固体的浓度是一个常数，所以在平衡常数的表达式中不表示出来，其实质是把该常数项归并入K，如反应“2CrO(aq)＋2H＋(aq)Cr2O(aq)＋H2O(l)”中K＝）,c2（CrO）·c2（H＋）)。在利用多个方程式归纳平衡常数(K)之间的关系时，要注意与焓变(ΔH)的区别：方程式相加减，焓变相加减，平衡常数相乘除。‎ ‎(三)电解质溶液常考点归纳 ‎1．判断电解质强弱的方法 ‎(1)在相同浓度、相同温度下，对强弱电解质做导电对比实验。‎ ‎(2)在相同浓度、相同温度下，比较反应速率的快慢。如将Zn粒投入到等浓度的盐酸和醋酸中，结果前者比后者反应快。‎ ‎(3)浓度与pH的关系。如常温下，0.1 mol·L－1的醋酸溶液，其pH>1，即可证明CH3COOH是弱电解质。‎ ‎(4)测定对应盐的酸碱性。如CH3COONa溶液呈碱性，则证明CH3COOH是弱酸。‎ ‎(5)稀释前后的pH与稀释倍数的变化关系。如将pH＝2的酸溶液稀释100倍，若pH<4，则证明该酸为弱酸，若pH＝4，则证明该酸为强酸。‎ ‎(6)利用实验证明存在电离平衡。如向醋酸溶液中滴入石蕊溶液变红，再加CH3COONH4，颜色变浅。‎ 5 / 5‎ ‎(7)利用较强酸制较弱酸来判断电解质强弱。如将CO2通入苯酚钠溶液中，出现浑浊，说明酸性：H2CO3>C6H5OH。‎ ‎2．关于盐溶液的蒸干、灼烧问题 盐溶液蒸干后并灼烧，有的能得到原溶质，有的不能得到原溶质而转化成其他物质，有的得不到任何物质，其规律如下：‎ ‎(1)易水解的金属阳离子的挥发性强酸盐(氯化物或硝酸盐)得到氧化物，如FeCl3、AlCl3等。‎ ‎(2)阴、阳离子均易水解，其水解产物易挥发的盐蒸干后得不到任何物质，如(NH4)2S等。‎ ‎(3)不稳定的化合物水溶液，加热时在溶液中就能分解，也得不到原溶质，如Ca(HCO3)2溶液蒸干后得到CaCO3；Mg(HCO3)2溶液蒸干后得到Mg(OH)2。‎ ‎(4)易被氧化的物质，蒸干后得不到原溶质，如FeSO4、Na2SO3溶液等，蒸干后得到其氧化产物。‎ ‎(5)其他盐溶液蒸干后并灼烧成分一般不变。‎ ‎(四)电化学原理常考点归纳 ‎1．原电池、电解池的区别 ‎(1)由化学方程式设计原电池、电解池要从能量的角度分析 原电池：化学能转变为电能的装置，我们把能自发进行的氧化还原反应设计成原电池。‎ 电解池：电能转变为化学能的装置，只要是氧化还原反应(不论吸热还是放热)理论上均可设计成电解池。‎ ‎(2)从装置图的角度分析 原电池：若无外接电源，可能是原电池，然后依据原电池的形成条件分析判定。‎ 5 / 5‎ 电解池：若有外接电源，两极插入电解质溶液中，则可能是电解池或电镀池。当阳极金属与电解池溶液中的金属阳离子相同时则为电镀池，其余情况为电解池。‎ ‎2．电极的判断 原电池和电解池电极的判断是解题的关键，为了方便记忆，我们可采取口诀的方法记忆：‎ 原电池，正负极；电解池，阴阳极；‎ 失去电子负(原电池)阳(电解池)极，发生氧化定无疑。‎ 还可以用谐音帮助记忆：‎ 阴得(阴德)阳失；阳氧(痒痒)阴还。‎ ‎3．原电池、电解池的工作原理 ‎4．电解原理的应用 ‎(1)电镀：待镀件作阴极、镀层金属作阳极、镀层金属阳离子溶液作电镀液。‎ ‎(2)电解精炼铜：纯铜作阴极、粗铜作阳极、硫酸铜溶液作电解质溶液。‎ ‎5．金属(以铁为例)电化学腐蚀与防护 ‎(1)吸氧腐蚀电极反应：负极：Fe－2e－===Fe2＋；正极：O2＋4e－＋2H2O===4OH－。‎ ‎(2)防护方法 ‎①原电池原理——牺牲阳极的阴极保护法：与较活泼的金属相连，较活泼的金属作负极被腐蚀，被保护的金属作正极；‎ ‎②电解池原理——外加电流的阴极保护法：被保护的金属与原电池负极相连，形成电解池，作阴极。‎ 5 / 5‎