高中化學無機部分重點知識記憶
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、二氯甲烷、三氯甲烷（氯仿）、四氯化碳等大部分鹵代烴、含氧衍生物等為液態或固態；so3、p2o5等為固態，不能使用22.4 l/mol。
（3）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 g金剛石含2 mol c－c鍵）、晶體矽（1 mol si含2 mol si－si鍵）及晶體sio2（60 g二氧化矽晶體含4 mol si－o鍵）、cn（1 mol cn含n mol單鍵，n/2 mol 雙鍵）等。
（4）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）及與fe有關的反應（與非氧化性酸、鹽的置換變為fe2+、而與氯氣等反應而被氧化為fe3+等）。
（5）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。
（6）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。
（7）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（如1mol/l na2co3溶液中na+為2na是錯的）；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．氧化還原反應：（本質是電子發生轉移，特徵是化合價發生變化（有公升必有降））
還原劑公升失氧、氧化劑降得還
化合價公升高（失ne—）被氧化
氧化劑 ＋還原劑＝ 還原產物＋氧化產物
化合價降低（得ne—）被還原
（較強） （較強） （較弱） （較弱）
氧化性：氧化劑＞氧化產物
還原性：還原劑＞還原產物
常見的重要強氧化劑：f2、o2、 cl2、br2、fe3+、mno2、na2o2、h2o2、hclo(clo-)、濃或稀hno3、濃h2so4、kmno4等；
常見氧化劑反應時化合價變化： cl2→cl-、 br2→br-、 o2→負二價o、 mno2→mn2+、 mno4-（h+）→mn2+、 h2so4（濃）→so2、 hno3（濃）→ no2 hno3（稀）→ no clo3- →cl-、fe3+→fe2+、cr2o72-→cr3+ na2o2→負二價o、h2o2→h2o、hclo→cl-。
氧化性：mno4- >cl2 >br2 >fe3+ >i2
常見的重要強還原劑：活潑金屬單質na、mg等、fe2+、s2-、h2s、i -、so2、h2so3、na2so3（so32-）等。
常見還原劑反應時化合價變化：金屬→金屬陽離子-、c及co→co2、so2→so3或so42-（有水時）、 i-→i2、s2- →s、fe2+→fe3+、 so32-→so42-、 br-→br2、h2→h+、si→+4價si
還原性：s2- > so32- > i- > fe2+ > br- > cl-
通常情況下強氧化劑遇到強還原劑則發生氧化還原反應。
3．離子方程式判斷常見錯誤及原因分析：
離子方程式書寫的基本規律要求：（寫、拆、刪、查四個步驟來寫）
（1）合事實：離子反應要符合客觀事實，不可臆造產物及反應。
（2）式正確：化學式與離子符號使用正確合理。只能強酸、強鹼、可溶性鹽可以拆成離子形式，其它型別只能寫分子式或化學式。
（3）號實際等符號符合實際。
（4）兩守恆：兩邊原子數、電荷數必須守恆（氧化還原反應離子方程式中氧化劑得電子總數與還原劑失電子總數要相等）。
（5）明型別：分清型別，注意少量、過量等。
（6）細檢查：結合書寫離子方程式過程中易出現的錯誤，細心檢查。
例如：(1)違背反應客觀事實
常見要注意的有：fe與鹽酸等非氧化酸或cu2+、ag+等反應只生成fe2+，少量的鐵與硝酸反應生成fe3+，而過量的鐵與硝酸反應則生成fe2+；少量的co2（或so2）與鹼或鹽反應生成co32-（或so32-）-，過量的co2（或so2）與鹼或鹽反應則生成hco3-（或hso3-）；有強氧化性的物質與有強還原性的物質反應發生的是氧化還原反應不是復分解反應。
如：fe2o3與氫碘酸：fe2o3＋6h+＝2 fe3+＋3h2o錯因：忽視了fe3+與i-發生氧化一還原反應
(2)違反質量守恆或電荷守恆定律及電子得失平衡
如：fecl2溶液中通cl2 ：fe2+＋cl2＝fe3+＋2cl- 錯因：電子得失不相等，離子電荷不守恆
(3)混淆化學式（分子式）和離子書寫形式。
如：naoh溶液中通入hi：oh-＋hi＝h2o＋i-錯因：hi誤認為弱酸.
(4)反應條件或環境不分（強酸性下不能生成oh-，強鹼性下不能生成h+）
如：次氯酸鈉中加濃hcl：clo-＋h+＋cl-＝oh-＋cl2↑錯因：強酸制得強鹼
(5)忽視一種物質中陰、陽離子配比.
如：h2so4 溶液加入ba(oh)2溶液:ba2+＋oh-＋h+＋so42-＝baso4↓＋h2o
正確：ba2+＋2oh-＋2h+＋so42-＝baso4↓＋2h2o
(6符號運用不當；如s2- + 2 h2o = h2s ↑+ 2oh-是錯的。
注意：鹽的水解一般是可逆的，要用逆號，水解一般是微弱的，故不能 「↓」或「↑」，多元弱酸的陰離子的水解是分步水解的且第一步是主要的。如：
al3+＋3h2o＝al(oh)3↓＋3h+是錯誤的。應為如：al3+＋3h2oal(oh)3＋3h+；硫化鈉水解為s2- +h2o hs-+ oh-。
4．離子共存問題：通常將陰陽離子結合看（a）是否有沉澱生成、氣體放出；（b）是否有弱電解質生成；（c）是否發生氧化還原反應；（d）是否生成絡離子[fe(scn)2 、fe(scn)3 、ag(nh3)+ [cu(nh3)4]2+ 等]；（e）是否發生雙水解等進行判斷。具體如下所列。
（下面所列（3）中實質是陰離子oh-與弱酸的酸式陰離子中電離h+的作用；（6）中也有陰離子與陰離子作用）
（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（與oh–生成弱鹼）。
（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（與h+生成弱酸）。
（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–、fe2+等。
（7）因絡合反應或其它反應而不能大量共存：fe3+與scn–；al3+與f–等（alf63–）。
（8）此外，還有與al反應反應產生氫氣的溶液，說明溶液可能含h+；也可能含oh–（含h+時一定不含no3–）；常溫時水電離出的c(h+)＝10–13 mol/l（小於10–7）說明可能含h+或oh–；若溶液無色則不存在fe2+(淺綠色)、fe3+(黃色)、cu2+(藍色)、mno4–(紫紅色)。
5．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
（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電子層數相同的微粒，核電荷數越多則半徑越小．
如： h–＞li+＞be2+ 、na+＞mg2+＞al3+ 、同週期：原子半徑從左到右遞減。
③最外層電子數相同但電子層數不同的微粒，電子層數多半徑越大。如na+＞be2+、
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
高三化學複習知識點總結
高三化學總複習資料 基本概念 1 化學變化 生成了其它物質的變化 2 物理變化 沒有生成其它物質的變化 3 物理性質 不需要發生化學變化就表現出來的性質 如 顏色 狀態 密度 氣味 熔點 沸點 硬度 水溶性等 4 化學性質 物質在化學變化中表現出來的性質 如 可燃性 助燃性 氧化性 還原性 酸鹼性 ...
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高三總複習統計知識點總結
第二章統計 簡單隨機抽樣，也叫純隨機抽樣。就是從總體中不加任何分組 劃類 排隊等，完全隨 機地抽取調查單位。特點是 每個樣本單位被抽中的可能性相同 概率相等 樣本的每個單位完全獨立，彼此間無一定的關聯性和排斥性。簡單隨機抽樣是其它各種抽樣形式的基礎。通常只是在總體單位之間差異程度較小和數目較少時，才...