一、幾個常見的熱點問題
1．阿伏加德羅常數
（1）條件問題：常溫、常壓下氣體摩爾體積增大，不能使用22.4 l/mol。
（2）狀態問題：標準狀況時，h2o、n2o4、碳原子數大於4的烴為液態或固態；so3、p2o5等為固態，不能使用22.4 l/mol。
（3）特殊物質的摩爾質量及微粒數目：如d2o、18o2、h37cl等。
（4）某些特定組合物質分子中的原子個數：如ne、o3、p4等。
（5）某些物質中的化學鍵數目：如白磷（31 g白磷含1.5 mol p－p鍵）、金剛石（12年 g金剛石含2 mol c－c鍵）、晶體矽及晶體sio2（60 g二氧化矽晶體含4 mol si－o鍵）、**（1 mol **含n mol單鍵，n/2 mol 雙鍵）等。
（6）某些特殊反應中的電子轉移數目：如na2o2與h2o、co2的反應（1 mol na2o2轉移1 mol電子；cl2與h2o、naoh的反應（1 mol cl2轉移1 mol電子。若1 mol cl2作氧化劑，則轉移2 mol電子）；cu與硫的反應（1 mol cu反應轉移1 mol電子或1 mol s反應轉移2 mol電子）等。
（7）電解質溶液中因微粒的電離或水解造成微粒數目的變化：如強電解質hcl、hno3等因完全電離，不存在電解質分子；弱電解質ch3cooh、hclo等因部分電離，而使溶液中ch3cooh、hclo濃度減小；fe3+、al3+、co32–、ch3coo–等因發生水解使該種粒子數目減少；fe3+、al3+、co32–等因發生水解反應而使溶液中陽離子或陰離子總數增多等。
（8）由於生成小分子的聚集體(膠體)使溶液中的微粒數減少：如1 mol fe3+形成fe(oh)3膠體時，微粒數目少於1 mol。
（9）此外，還應注意由物質的量濃度計算微粒時，是否告知了溶液的體積；計算的是溶質所含分子數，還是溶液中的所有分子（應考慮溶劑水）數；某些微粒的電子數計算時應區分是微粒所含的電子總數還是價電子數，並注意微粒的帶電情況（加上所帶負電荷總數或減去所帶正電荷總數）。
2．離子共存問題
（1）弱鹼陽離子只存在於酸性較強的溶液中：fe3+、al3+、zn2+、cu2+、nh4+、ag+ 等均與oh–不能大量共存。
（2）弱酸陰離子只存在於鹼性溶液中：ch3coo–、f–、co32–、so32–、s2–、po43–、 alo2–均與h+不能大量共存。
（3）弱酸的酸式陰離子在酸性較強或鹼性較強的溶液中均不能大量共存。它們遇強酸（h+）會生成弱酸分子；遇強鹼（oh–）會生成正鹽和水：hso3–、hco3–、hs–、h2po4–、hpo42–等。
（4）若陰、陽離子能相互結合生成難溶或微溶性的鹽，則不能大量共存：ba2+、ca2+與co32–、so32–、po43–、so42–等；ag+與cl–、br–、i– 等；ca2+與f–，c2o42–等。
（5）若陰、陽離子發生雙水解反應，則不能大量共存：al3+與hco3–、co32–、hs–、s2–、alo2–等；fe3+與hco3–、co32–、alo2–等。
（6）若陰、陽離子能發生氧化還原反應則不能大量共存：fe3+與i–、s2–；mno4–（h+）與i–、br–、cl–、s2–、so32–、fe2+等；no3–（h+）與i–、s2–、so32–、fe2+等；clo–與i–、s2–、so32–等。
（7）因絡合反應或其它反應而不能大量共存：fe3+與s**–；al3+與f–等（alf63–）。
（8）此外，還有與al反應反應產生氫氣的溶液（可能h+；可能oh–，含h+時一定不含no3–）；水電離出的c(h+)＝10–13 mol/l（可能為酸溶液或鹼溶液）等。
3．熱化學方程式
（1）△h＝生成物總能量－反應物總能量
＝反應物中的總鍵能－生成物中的總鍵能
注意：①同一熱化學方程式用不同計量係數表示時，△h值不同；②熱化學方程式中計量係數表示物質的量；③能量與物質的凝聚狀態有關，熱化學方程式中需標明物質的狀態；④△h中用「＋」表示吸熱；用「－」表示放熱；⑤計算1 mol物質中所含化學鍵數目時，應首先區分晶體型別，分子晶體應看其分子結構（如p4中含6個p－p鍵，c60中含30個c＝c鍵和60個c－c鍵），原子晶體應看其晶體結構，特別注意化學鍵的共用情況（如1 mol sio2中含4 mol si－o鍵，1 mol 晶體si中含2 mol si－si鍵）；⑥在表示可燃物燃燒熱的熱化學方程式中，可燃物前係數為1，並注意生成的水為液態。
（2）物質分子所含化學鍵的鍵能越大，則成鍵時放出的能量越多，物質本身的能量越低，分子越穩定。
（3）蓋斯定律：一定條件下，某化學反應無論是一步完成還是分幾步完成，反應的熱效應相同。即反應熱只與反應的始態和終態有關，而與反應所經歷的途徑無關（注意：
進行相關計算時，熱量應帶「＋」、「－」進行運算）。
例如： ，△h1＝△h2＋△h3
4．元素週期率與元素週期表
（1）判斷金屬性或非金屬性的強弱
金屬性強弱非金屬性強弱
①最**氧化物水化物鹼性強弱 ①最**氧化物水化物酸性強弱
②與水或酸反應，置換出h2的易難 ②與h2化合的易難或生成氫化物穩定性
③活潑金屬能從鹽溶液中置換出不活潑金屬 ③活潑非金屬單質能置換出較不活潑非金屬單質
（2）比較微粒半徑的大小
①核電荷數相同的微粒，電子數越多，則半徑越大：陽離子半徑＜原子半徑＜陰離子半徑
如：h+＜h＜h–；fe＞fe2+＞fe3+；na+＜na；cl＜cl–
②電子數相同的微粒，核電荷數越多則半徑越小．即具有相同電子層結構的微粒，核電荷數越大，則半徑越小。
如：① 與he電子層結構相同的微粒：h–＞li+＞be2+
② 與ne電子層結構相同的微粒：o2–＞f–＞na+＞mg2+＞al3+
③ 與ar電子層結構相同的微粒： s2–＞cl–＞k+＞ca2+
③電子數和核電荷數都不同的微粒
同主族：無論是金屬還是非金屬，無論是原子半徑還是離子半徑從上到下遞增。
同週期：原子半徑從左到右遞減。
同週期元素的離子半徑比較時要把陰陽離子分開。同週期非金屬元素形成的陰離子半徑大於金屬元素形成的陽離子半徑。
例如：na+＜cl–；第三週期，原子半徑最小的是cl，離子半徑最小的是al3+
（3）元素週期結構
（4）位、構、性間關係
5．化學平衡
（1）化學反應速率：aa(g)＋bb(g) cc(g)＋dd(g)
反應任一時刻：v(a)正∶v(b)正∶v(c)正∶v(d)正＝a∶b∶c∶d
v(a)逆∶v(b)逆∶v(c)逆∶v(d)逆＝a∶b∶c∶d
平衡時：v(a)正＝v(a)逆，v(b)正＝v(b)逆，v(c)正＝v(c)逆，v(d)正＝v(d)逆
（2）外界條件對化學反應速率的影響
① 固體物質的濃度可以視作常數，故其反應速率與固體的用量無關。
② 一般溫度每公升高10℃，反應速率增大2～4倍。
③ 壓強只影響氣體反應的速率。
④ 充入「惰性氣體」：恆溫、恆容：不影響反應速率；
恆溫、恆壓：反應速率減小。
⑤ 催化劑可同等程度的改變正、逆反應速率，影響反應到達平衡的時間，而不能改變反應物的平衡轉化率。
（2）平衡常數（k）：只與溫度有關，溫度一定，k為定值。常用於判斷平衡移動的方向和平衡時組分濃度、反應物平衡轉化率等的計算（計算時特別注意平衡常數表示式中使用的是組分的平衡濃度）。
（3）平衡標誌
① 巨集觀：各組分的濃度相等。
③ 微觀：用同一種物質表示的正、逆反應速率相等。
③ 其他：如氣體顏色、反應物轉化率、產物產率、組分百分含量、氣體密度、氣體相對分子質量等，若平衡移動時該量改變，則不再改變時即達平衡狀態。
（4）平衡移動方向
v正＞v逆，平衡正向移動
① 改變條件的瞬間： v正＝v逆，平衡不移動
v正＜v逆，平衡逆向移動
因此，化學平衡的移動與反應的過程有關，是過程函式，化學平衡移動的方向取決於改變條件瞬間的v正、v逆之間的關係。
② 濃度熵（q）法：按平衡常數計算式算出改變條件的瞬間值，然後與平衡常數進行比較。
q＜k，平衡正向移動
改變條件的瞬間： q＝k，平衡不移動
q＞k，平衡逆向移動
（5）等效平衡
① 恆溫恆容條件下，當把反應物和生成物換算成一邊物質後，若物質的量相等，達平衡時的狀態與原平衡等效，此時各組分濃度和百分含量均相等；若反應前後氣體體積不變，當把反應物和生成物換算成一邊物質後，物質的量與原平衡等比例，達平衡時狀態與原平衡等效，此時各組分濃度不等，百分含量相等。
② 恆溫恆壓條件下，當把反應物和生成物換算成一邊物質後，物質的量與原平衡等比例，達平衡時狀態與原平衡等效，此時各組分濃度和百分含量均相等。
③ 等效平衡的構建：當增加恆容容器中氣體組分的物質的量時，該組分的物質的量濃度瞬間增大，同時由於容器中氣體物質的量的增加，使容器內壓強增大，兩個因素同時影響化學平衡，需構建等效平衡來比較轉化率、產率、氣體相對分子質量等狀態量。
一般思路為：先構建恆溫恆壓下等效平衡（即反應容器與氣體物質的量作同等程度的改變），然後改變容器內壓強使容器體積與原平衡時相同，通過壓強改變時平衡的移動情況對轉化率、產率、氣體相對分子質量等狀態量的影響作出判斷。
注意：構建的等效平衡只能判斷氣體轉化率、產率、相對分子質量等狀態量，而不能判斷平衡移動的方向。平衡移動是過程函式，應通過改變條件瞬間正、逆反應速率間關係或濃度熵與平衡常數間關係來判斷平衡移動的方向。
6．電解質溶液
（1）溶液的導電性：溶液的導電性取決於溶液中自由移動的離子的濃度及離子所帶的電荷數。強電解質溶液的導電性不一定強，相反，弱電解質溶液的導電性不一定弱。
（2）弱電解質的電離程度、能水解鹽的水解程度與電解質濃度間的關係：弱酸或弱鹼的濃度越大，則其酸性或鹼性越強，但其電離程度越小；強酸弱鹼鹽或弱酸強鹼鹽的濃度越大，則其酸性或鹼性越強，但其水解程度越小。
（3）溶液中微粒濃度的比較
① 微粒濃度的大小比較
首先判斷溶液中的溶質；然後根據溶質組成初步確定溶液中微粒濃度間的關係；接著判斷溶液的酸、鹼性（或題中給出）；最後根據溶質是否因電離或水解而造成微粒濃度的變化，根據溶液的酸鹼性確定其電離和水解程度的大小，寫出微粒濃度間最終的大小關係。
② 微粒濃度間的守恆關係：
電荷守恆：借助於離子濃度（或物質的量）表達溶液呈電中性的式子。
物料守恆：溶液中溶質微粒符合溶質組成的式子。
（4）電極反應式、總化學方程式的書寫
① 原電池的負極和電解池的陽極發生氧化反應，還原劑參與，還原劑的還原性越強，
② 當電極產物與電解質溶液中微粒發生反應時，該反應應體現在電極反應式中；當兩電極產物會發生反應時，應體現在總反應式中（此時兩電極反應式之和並不等於總反應式）。
新課標高中化學重點知識記憶
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