高三複習總綱.
一、複習關鍵----掌握25條必要知識點
1、2、
1．阿伏加德羅常數（物質的量、氣體摩爾體積、阿伏加法羅定律及推論）
2．氧化還原反應概念及應用
3．離子反應、離子方程式
4．電解質溶液（溶液濃度、、中和滴定及ph計算、膠體的知識）
5．「位—構—性」（金屬性、非金屬性強弱判斷原理及應用、同週期、同主族元素性質的遞變）
6．化學鍵與晶體及其特點
7．化學反應速率與化學平衡
8．等效平衡思想的應用
9．弱電解質電離平衡（溶液中微粒間的關係（物料平衡和電荷守恆）鹽類的水解、弱電解離子濃度與大小比較）
10．11．離子的鑑定、共存與轉化
12．、熱化學方程式及反應熱計算
13．原電池與電解池原理及應用
14．典型元素常見單質及其化合物的重要性質及相互轉化關係
15．官能團、官能團的確定、同分異構和同系物
16．有機反應型別
17．有機合成推斷
18．有機新資訊題有機聚合體
19．陰陽離子的鑑別與鑑定
20．物質的除雜、淨化、分離和鑑定
21．實驗儀器使用與連線和基本操作
22．實驗設計與評價
23．混合物的計算
24．化學史、環境保護、能源
25．資訊和新情景題的模仿思想
3、複習備考的小專題40個
1．化學實驗儀器及其使用
2．化學實驗裝置與基本操作
3．常見物質的分離、提純和鑑別
4．常見氣體的製備方法
5．常用的加熱方法與操作
6．實驗設計和實驗評價
7．有機物燃燒的規律
8．有機反應與判斷
9．有機代表物的相互衍變
10．有機物的鑑別
11．既能與強酸反應又能與強鹼反應的物質的小結
12．分解產物為兩種或三種的物質
13．碳酸與碳酸的鹽的相互轉化
14．鋁三角
15．鐵三角
16．中學裡可以和水反應的物質
17．中學中的影象小結
18．離子反應與離子方程式
19．氧化還原反應
20．無機反應小結
21．阿伏加德羅常數
22．阿伏加德羅定律
23．原子結構
24．元素週期律和元素週期表
25．化學鍵、分子結構和晶體結構
26．化學反應速率
27．化學平衡的應用（化學平衡、溶解平衡、電離平衡）
28．鹽類的水解
29．原電池
30．電解池
31．幾個定量實驗
32．離子共存、離子濃度大小的比較
33．溶液的酸鹼性與ph計算
34．多步反應變一步計算
35．溶解度、溶液的濃度及相關計算
36．混合物的計算
37．化學計算中的巧妙方法小結
38．無機化工
39．有機合成
40．能源與環保
二、第一輪基礎理論
實質：有電子轉移（得失與偏移）
特徵：反應前後元素的化合價有變化
還原性化合價公升高弱氧化性
還原劑氧化反應氧化產物
氧化劑還原反應還原產物
氧化性化合價降低弱還原性
氧化還原反應有元素化合價公升降的化學反應是氧化還原反應。
有電子轉移（得失或偏移）的反應都是氧化還原反應。
概念：氧化劑：反應中得到電子（或電子對偏向）的物質（反應中所含元素化合價降低物）
還原劑：反應中失去電子（或電子對偏離）的物質（反應中所含元素化合價公升高物）
氧化產物：還原劑被氧化所得生成物；
還原產物：氧化劑被還原所得生成物。
失電子，化合價公升高，被氧化
雙線橋：
氧化劑 + 還原劑 = 還原產物 + 氧化產物
得電子，化合價降低，被還原
電子轉移表示方法單線橋：電子
還原劑 + 氧化劑 = 還原產物 + 氧化產物
二者的主表示意義、箭號起止
要區別： 電子數目等
依據原則：氧化劑化合價降低總數=還原劑化合價公升高總數
找出價態變化，看兩劑分子式，確定公升降總數；
方法步驟：求最小公倍數，得出兩劑係數，觀察配平其它。
有關計算：關鍵是依據氧化劑得電子數與還原劑失電子數相等，列出守恆關係式
①、由元素的金屬性或非金屬性比較；（金屬活動性順序表，元素週期律）
②、由反應條件的難易比較；
③、由氧化還原反應方向比較；（氧化性：氧化劑》氧化產物；還原性：還原劑》還原產物）
④、根據（氧化劑、還原劑）元素的價態與氧化還原性關係比較。
元素處於最**只有氧化性，最低價只有還原性，處於中間價態既有氧化又有還原性。
1、 活潑的非金屬，如cl2、br2、o2 等
②、元素（如mn等）處於高化合價的氧化物，如mno2、kmno4等
氧化劑： ③、元素（如s、n等）處於高化合價時的含氧酸，如濃h2so4、hno3 等
④、元素（如mn、cl、fe等）處於高化合價時的鹽，如kmno4、kclo3、fecl3、k2cr2o7
⑤、過氧化物，如na2o2、h2o2等。
①、活潑的金屬，如na、al、zn、fe 等；
②、元素（如c、s等）處於低化合價的氧化物，如co、so2等
還原劑： ③、元素（如cl、s等）處於低化合價時的酸，如濃hcl、h2s等
④、元素（如s、fe等）處於低化合價時的鹽，如na2so3、feso4等
⑤、某些非金屬單質，如h2 、c、si等。
概念：在溶液中（或熔化狀態下）有離子參加或生成的反應。
離子互換反應
離子非氧化還原反應鹼性氧化物與酸的反應
型別酸性氧化物與鹼的反應
離子型氧化還原反應置換反應
一般離子氧化還原反應
化學方程式：用參加反應的有關物質的化學式表示化學反應的式子。
用實際參加反應的離子符號表示化學反應的式子。
表示方法寫：寫出反應的化學方程式；
離子反應拆：把易溶於水、易電離的物質拆寫成離子形式；
離子方程式： 書寫方法：刪：將不參加反應的離子從方程式兩端刪去；
查：檢查方程式兩端各元素原子種類、個數、電荷數是否相等。
意義：不僅表示一定物質間的某個反應；還能表示同一型別的反應。
本質：反應物的某些離子濃度的減小。
金屬、非金屬、氧化物（al2o3、sio2）
中學常見的難溶物鹼：mg(oh)2、al(oh)3、cu(oh)2、fe(oh)3
生成難溶的物質：cu2++oh-=cu(oh)2↓ 鹽：agcl、agbr、agi、caco3、baco3
生成微溶物的離子反應：2ag++so42-=ag2so4↓
發生條件由微溶物生成難溶物：ca(oh)2+co32-=caco3↓+2oh-
生成難電離的物質：常見的難電離的物質有h2o、ch3cooh、h2co3、nh3·h2o
生成揮發性的物質：常見易揮發性物質有co2、so2、nh3等
發生氧化還原反應：遵循氧化還原反應發生的條件。
定義：在化學反應過程中放出或吸收的熱量；
符號：△h
單位：一般採用kj·mol-1
測量：可用量熱計測量
研究物件：一定壓強下在敞開容器中發生的反應所放出或吸收的熱量。
反應熱： 表示方法：放熱反應△h<0，用「-」表示；吸熱反應△h>0，用「+」表示。
燃燒熱：在101kpa下，1mol物質完全燃燒生成穩定氧化物時所放出的熱量。
定義：在稀溶液中，酸跟鹼發生反應生成1molh2o時的反應熱。
中和熱：強酸和強鹼反應的中和熱：h+(aq)+oh-(aq)=h2o(l);
△h=-57.3kj·mol-
弱酸弱鹼電離要消耗能量，中和熱 |△h|<57.3kj·mol-1
原理：斷鍵吸熱，成鍵放熱。
反應熱的微觀解釋：反應熱=生成物分子形成時釋放的總能量-反應物分子斷裂時所吸收的總能量
定義：表明所放出或吸收熱量的化學方程式。
意義：既表明化學反應中的物質變化，也表明了化學反應中的能量變化。
熱化學要註明反應的溫度和壓強，若反應是在298k，1atm可不註明；
方程式要註明反應物和生成物的聚集狀態或晶型；
書寫方法 ③、△h與方程式計量數有關，注意方程式與△h對應，△h以kj·mol-1單位，化學計量數可以是整數或分數。
④、在所寫化學反應方程式後寫下△h的「+」或「-」數值和單位，方程式與△h之間用「；」分開。
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，反應的總熱效應相同。
化合反應 a+b=ab
分解反應 ab=a+b
置換反應 a+bc=c+ab
復分解反 ab+cd=ac+bd
氧化還原反應概念、特徵、本質、分析表示方法、應用
化學反應非氧化還原反應
離子反應本質、特點、分類、發生的條件
分子反應反應熱與物質能量的關係
高中化學基礎知識總結
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高中化學基礎知識總結III
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高中化學基礎知識整理
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