2011届高考化学必记知识点和常考知识点总结 第一部分 化学反应和化学方程式
一、记住下列化学反应的转化关系(注意向前走得通，倒退能否行) 1、Na → Na2O → Na2O2 → NaOH → Na2CO3 → NaHCO3 → NaCl → Na Na → NaOH → CaCO3 → CaCl2 → CaCO3 → CaO → Ca(OH)2 → NaOH 2、Mg → MgO → MgCl2 → Mg(OH)2 → MgSO4 → MgCl2 → Mg
3、Al → Al2O3 → AlCl3 → Al(OH)3 → Al2(SO4)3 → Al(OH)3 → Al2O3 → Al → NaAlO2 → Al(OH)3 → AlCl3 → NaAlO2 铝热反应：见教材
4、Fe → Fe3O4 → FeCl3 → Fe(NO3)3 → Fe(OH)3 → Fe2(SO4)3 → FeSO4 → Fe(OH)2 → Fe(OH)3 → FeCl3 → Fe(SCN)3
5、Cu → CuO → CuSO4 → Cu(OH)2 → CuO → Cu → CuSO4→ [Cu(NH3)4]SO4 6、C→ CO→ CO2 → CO → CO2 → CaCO3 → Ca(HCO3)2 → CO2 → Al(OH)3
7、Si → SiO2 → Na2SiO3 → H2SiO3 → SiO2 → Si(粗硅) → SiCl4 → Si ( 纯硅)→ SiO2 → SiF4
8、NH3 → N2 → NO→ NO2 → HNO3 → NO2 → N2O4
NH3 → NH4Cl → NH3 → NH3•H2O → (NH4)2SO4 → NH3 → NO → HNO3 → Cu(NO3)2 → NO2 → HNO3 9、H2S → S → SO2 → SO3 → H2SO4 → SO2 → H2SO4 → BaSO4 10、Cl2 → HCl → Cl2 → NaClO → Cl2 → Ca(ClO)2 → HClO → O2 金属+Cl2、 卤素间的置换、 H2S+Cl2 二、记住下列有关气体 11、生成气体
H2：Mg + H+、Fe + H+、Na+H2O、Na+乙醇、Na+丙三醇、Al + H+ 、Al + OH—、Fe + H2O 、H2O+C 、*Si+ HF 、*Si+ NaOH、
O2： Na2O2+H2O、Na2O2+CO2；分解H2O2、KMnO4、、KClO3、HNO3。 Cl2：MnO2+HCl（浓）、KMnO4+HCl；电解熔融NaCl、电解饱和食盐水； NO：N2+O2、Cu+HNO3、NH3 + O2 NO2：NO+O2、Cu+HNO3(浓)
CO2：CO32- + H+ ；NaHCO3、NH4HCO3、(NH4)2CO3、CaCO3、MgCO3分解；浓H2SO4+C、浓HNO3+C；有机物燃烧CxHyOz + O2；
NH3：NH4Cl+Ca(OH)2、NH4+ +OH-、NH4HCO3分解、N2+H2 CO：C+O2、CO2+C、H2O+C、SiO2+C
C2H4：CH3CH2OH与浓硫酸加热、CH3CH2Cl与NaOH醇溶液 C2H2：CaC2 + H2O
三、化学反应与水有着密切的关系 12、生成水：（1）化合反应 ：H2+O2
（2）分解反应：Mg(OH)2、Al(OH)3 、 Fe(OH)2、Fe(OH)3、H2CO3、 H2SiO3、CuSO4•5H2O 、NH3•H2O、HNO3、 FeSO4•7H2O
（3）复分解反应： 酸与CuO 、Al2O3、Fe2O3、Fe3O4；碱与CO2、SiO2、SO2 （4）置换反应： 金属氧化物(Fe2O3+H2、CuO+H2)
（5）重要氧化还原反应：强氧化性酸（浓硫酸H2SO4、HNO3）与金属、非金属的反应（Cu、C）；KMnO4、MnO2与HCl（浓）反应；
（6）有机反应：乙醇脱水、醇+羧酸、HAc+NaOH、苯酚+NaOH、有机物燃烧CxHyOz + O2 13、与水反应：Na、K、Mg、Fe、Na2O、Na2O2、CaO、SO2、CO2、SO3、NO2、NH3； 水解反应：溴乙烷、乙酸乙酯、蔗糖、淀粉、蛋白质
四、物质的检验、除杂
14、检验物质的试剂：无机—紫色石蕊、无色酚酞、品红溶液、pH试纸、淀粉碘化钾试纸、KSCN溶液、
有机—银氨溶液、新制Cu(OH)2、FeCl3、KMnO4溶液、溴水、水、NaOH、碘水 15、气体实验室制法
12种气体：H2、O2、Cl2、NO、NO2、NH3、CO2、SO2、HCl、H2S、C2H4、C2H2
16、常见离子的检验：NH4+、Na+、K+、Al3+、Fe2+、Fe3+、Cu2+；Cl-、Br-、I-、SO42-、CO32-、SO32-.HCO3- 五、原电池、电解池反应
17、铜—锌（硫酸）电池、铅蓄电池、氢氧燃料电池（氢氧化钾）、甲醇燃料电池（氢氧化钾）、锌—氧化银（氢氧化钾）电池；金属的电化腐蚀。
18、电解氯化铜溶液、电解饱和食盐水、精炼铜、电解氯化镁、电解氧化铝、电解硫酸钠溶液、电解氢氧化钠溶液、电解硝酸银溶液。 七、物质的制备
制金属：电解法—Na、Mg、Al ；热还原法；热分解法；见教材
粗盐提纯：粗盐—溶解—过量NaOH—过量BaCl2—过量Na2CO3—过滤—适量盐酸—蒸发结晶。
制胆矾(CuSO4•5H2O)：粗铜粉—O2 +稀硫酸—过滤—蒸发制热饱和溶液—冷却结晶。 八、盐类水解
19、NH4Cl、CuSO4、FeCl3、AlCl3、Na2CO3、NaHCO3、醋酸钠、苯酚钠 九、有机反应类型和物质的转化 20、有机反应类型
取代反应：CH4+Cl2 、CH3CH2Br与NaOH水溶液、CH3CH2OH与HBr、苯与液溴、苯酚与浓溴水、乙醇与醋酸
水解反应：溴乙烷、乙酸乙酯、庶糖、淀粉、蛋白质与水的反应
加成反应：乙烯与溴水、乙烯与氢气、乙烯与水、乙炔与溴水、丁二烯与溴水、乙醛与氢气、苯与氢气
消去反应： 乙醇与浓硫酸并加热、溴乙烷与氢氧化钠的醇溶液并加热 酯化反应：醇与酸反应生成酯和水 加聚反应：乙烯聚合、异戊二烯聚合
缩聚反应：乳酸（CH3CHOHCOOH）聚合、已二酸与乙二醇聚合、制酚醛树脂 氧化反应：CH3CH2OH → CH3CHO → CH3COOH
银镜反应：乙醛、葡萄糖；有机物燃烧
还原反应(有机反应又将加氢反应叫还原反应)：不饱和键（双键、三键、苯环、-CHO）加氢 第二部分 常见物质的颜色、物质的俗名和化学式 一、颜色
1、红：Fe(SCN)3、品红、Fe2O3（红棕）、Fe(OH)3（红褐）、Cu2O[酚酞遇碱变红、石蕊遇酸变红、二氧化硫品红溶液加热变红] 2、淡黄：硫、Na2O2、AgBr、 黄： AgI、Fe3+(aq)、K2CrO4； [钠的焰色反应、蛋白质遇浓硝酸变黄]
3、蓝：Cu2+
(aq)、CuSO4•5H2O、[Cu(NH2+
3)4](aq)（深蓝色） [石蕊遇碱变蓝、氨气遇湿红色石蕊试纸变蓝、淀粉遇碘变蓝] 4、绿：FeSO4•7H2O、Fe2+(aq（浅绿)、氯气（黄绿） 5、紫：KMnO4溶液、紫色石蕊溶液、碘的CCl4溶液； [苯酚遇FeCl3溶液显紫色]
6、黑：Fe3O4、MnO2、CuO、C、CuS、PbS
（砖红）、液溴（深红棕）
7、橙：K2Cr2O7、浓溴水、溴的CCl4溶液 8、红棕：NO2、
二、物质的俗名和化学式 9、单质：水银：Hg
10、氧化物：铁红(Fe2O3)（是赤铁矿的主要成分）、磁性氧化铁(Fe3O4)（是磁铁矿的主要成分）、干冰（固体CO2）、石英和水晶（SiO2）
11、酸：醋酸（CH3COOH）、草酸（H2C2O4）、蚁酸（HCOOH）、王水（1体积浓硝酸和3体积浓盐酸的混合物）
12、碱：烧碱（NaOH）、熟石灰（Ca(OH)2）、碱石灰（NaOH与CaO的混合物）
13、盐：纯碱（Na2CO3）、大理石（CaCO3）、胆矾（CuSO4•5H2O）、明矾[KAl(SO4)2•12H2O] 、漂白粉[Ca(ClO)2与CaCl2 的混合物] 、小苏打（NaHCO3） 水玻璃－Na2SiO3 水溶液
14、有机物：电木（酚醛塑料）、电石（CaC2）、电石气（乙炔）、氟里昂（氟氯烃）、福尔马林（HCHO水溶液）、甘油（丙三醇）、天然橡胶（聚异戊二烯）、甘氨酸（NH2－CH2－COOH）、氯仿（CHCl3）、硬脂酸（C17H35COOH ） 软脂酸（C15H31COOH）、 油酸（C17H33COOH） 三.20个重要的数据
（1）10电子粒子和18电子粒子 （2）指示剂的变色范围
甲基橙：3.1～4.4（红 橙 黄） 酚酞：8.2～10（无 浅红 红） （3）1molSi晶体中有2molSi-Si键、1mol金刚石晶体中有2molC-C键 1mol SiO2晶体中有4molSi-O键 1molP4中6molP-P （4）胶体粒子直径：1nm～100nm即10～10m （5）王水：浓盐酸与浓硝酸体积比3：1
（6）制乙烯：酒精与浓硫酸体积比1：3，温度170℃
（7）干冰晶胞中每个CO2分子距离最近且等距离CO2分子为12个 （9）同一周期ⅡA与ⅢA元素原子序数之差为1、11、25 （10）每一周期元素种类
第一周期：2 第二周期：8 第三周期：8 第四周期：18
第五周期：18 第六周期：32 第七周期（未排满）（最后一种元素质子数118） （11）非金属元素种类：共23种（已发现22种，未发现元素在第七周期0族） 每一周期（m）非金属：8－m（m≠1）
-9
-7
每一主族（n）非金属：n－2（n≠1）
（12）共价键数：C－4 N－3 O－2 H或X－1 （13）正四面体键角109°28′ P4键角60° （14）离子或原子个数比
Na2O2中阴阳离子个数比为1：2 CaC2中阴阳离子个数比为1：1
NaCl中Na+周围的Cl为6，Cl-周围的Na+也为6；CsCl中相应离子则为8 （15）通式：
烷烃CnH2n+2 烯烃CnH2n 炔烃CnH2n-2 苯的同系物CnH2n-6 饱和一元醇CnH2n+2O 饱和一元醛CnH2nO 饱和一元酸或酯（CnH2nO2） （16）各种烃基种类
甲基—1 乙基－1 丙基－2 丁基－4
（17）单烯烃中碳的质量分数为85.7％，有机化合物中H的质量分数最大为25％ （18）重要的相对分子质量 100 Mg3N2 CaCO3 KHCO3 C7H16 98 H2SO4 H3PO4
-
78 Na2O2 Al(OH)3
化学选修4复习提纲 第一章
一、焓变 反应热
1．反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量 2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应. （1）符号： △H （2）单位：kJ/mol
3.产生原因：化学键断裂——吸热 化学键形成——放热 放出热量的化学反应。(放热>吸热) △H 为“-”或△H <0 吸收热量的化学反应。（吸热>放热）△H 为“+”或△H >0
☆ 常见的放热反应：① 所有的燃烧反应 ② 酸碱中和反应 ③ 大多数的化合反应 ④ 金属与酸的反应
⑤ 生石灰和水反应
☆ 常见的吸热反应：① 晶体Ba(OH)2•8H2O与NH4Cl ② 大多数的分解反应 ③ 以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应 二、热化学方程式 书写化学方程式注意要点:
①热化学方程式必须标出能量变化。
②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）
③热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数
④各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变 三、燃烧热
1．概念：25 ℃，101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。 ※注意以下几点： ①研究条件：101 kPa
②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。 ③燃烧物的物质的量：1 mol
④研究内容：放出的热量。（ΔH<0，单位kJ/mol） 四、中和热
1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热叫中和热。 2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为： H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=－57.3kJ/mol
3．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。 4．中和热的测定实验 五、盖斯定律
1．内容：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。 第二章
一、化学反应速率
1. 化学反应速率（v）
⑴ 定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化 ⑵ 表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示
⑶ 计算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间）单位：mol/（L•s） ⑷ 影响因素：
① 决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素） ② 条件因素（外因）：反应所处的条件
2.※注意：（1）、参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。
（2）、惰性气体对于速率的影响
①恒温恒容时：充入惰性气体→总压增大但各物质浓度不变→反应速率不变 ②恒温恒压时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢 二、化学平衡 （一）1.定义：
化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。 2、化学平衡的特征 逆（研究前提是可逆反应）
等（同一物质的正逆反应速率相等） 动（动态平衡）
定（各物质的浓度与质量分数恒定） 变（条件改变，平衡发生变化） 3、判断平衡的依据
判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据 例举反应 mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g) 混合物体系中
各成分的含量 ①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定 平衡 ②各物质的质量或各物质质量分数一定 平衡 ③各气体的体积或体积分数一定 平衡
④总体积、总压力、总物质的量一定 不一定平衡
正、逆反应速率的关系 ①在单位时间内消耗了m molA同时生成m molA，即V(正)=V(逆) 平衡 ②在单位时间内消耗了n molB同时消耗了p molC，则V(正)=V(逆) 平衡 ③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定等于V(逆) 不一定平衡 ④在单位时间内生成n molB，同时消耗了q molD，因均指V(逆) 不一定平衡 压强 ①m+n≠p+q时，总压力一定（其他条件一定） 平衡 ②m+n=p+q时，总压力一定（其他条件一定） 不一定平衡
混合气体平均相对分子质量Mr ①Mr一定时，只有当m+n≠p+q时 平衡 ②Mr一定时，但m+n=p+q时 不一定平衡
温度 任何反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他不变） 平衡 体系的密度 密度一定 不一定平衡 其他 如体系颜色不再变化等 平衡 （二）影响化学平衡移动的因素
1、浓度对化学平衡移动的影响（1）影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动
（2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动
（3）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度减小，生成物浓度也减小， V正减小，V逆也减小，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和大的方向移动。
2、温度对化学平衡移动的影响
影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着吸热反应方向移动，温度降低会使化学平衡向着放热反应方向移动。 3、压强对化学平衡移动的影响
影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着体积缩小方向移动；减小压强，会使平衡向着体积增大方向移动。
注意：（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动 （2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似
4.催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡不移动。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的时间。
5.勒夏特列原理（平衡移动原理）：如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，浓度），平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。 三、化学平衡常数
（一）定义：在一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数比值。 符号：K （二）使用化学平衡常数K应注意的问题： 1、表达式中各物质的浓度是平衡时浓度。
2、K只与温度（T）有关，与反应物或生成物的浓度无关。
3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是“1”而不代入公式。
4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。 （三）化学平衡常数K的应用:
1、化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。K值越大，说明平衡时生成物的浓度越大，它的正向反应进行的程度越大，即该反应进行得越完全，反应物转化率越高。反之，则相反。 一般地，K>10时，该反应就进行得基本完全了。
2、可以利用K值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡。（Q：浓度积）
Q〈K:反应向正反应方向进行; Q=K:反应处于平衡状态 ; Q〉K:反应向逆反应方向进行 3、利用K值可判断反应的热效应
若温度升高，K值增大，则正反应为吸热反应 若温度升高，K值减小，则正反应为放热反应 四、等效平衡
1、概念：在一定条件下（定温、定容或定温、定压），只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。 2、分类
5
（1）定温，定容条件下的等效平衡
第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。
第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等效。
（2）定温，定压的等效平衡
只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。
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