高三化學哪些知識點是重要的

時間：2021-05-03 17:35:50 贊銳0由分享

一個人只有在早晨開始就努力學習，這一天才不會被浪費掉。我們每一個人都應該抓住每一分，每一秒，不讓他們偷跑掉。同學們，請記住：成功，屬于珍惜時間的人，珍惜自己的時間，對你自己是有益的。以下是小編給大家整理的高三化學知識點，希望能幫助到你!

高三化學重要知識點1

1、溶解性規律——見溶解性表;

2、常用酸、堿指示劑的變色范圍：

甲基橙<3.1紅色3.1——4.4橙色>4.4黃色

酚酞<8.0無色8.0——10.0淺紅色>10.0紅色

石蕊<5.1紅色5.1——8.0紫色>8.0藍色

3、在惰性電極上，各種離子的放電順序：

陰極(奪電子的能力)：

Au3+>Ag+>Hg2+>Cu2+>Pb2+>Fa2+>Zn2+>H+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+

陽極(失電子的能力)：

S2->I->Br–>Cl->OH->含氧酸根

注意：若用金屬作陽極，電解時陽極本身發生氧化還原反應(Pt、Au除外)

4、雙水解離子方程式的書寫：

(1)左邊寫出水解的離子，右邊寫出水解產物;

(2)配平：在左邊先配平電荷，再在右邊配平其它原子;(3)H、O不平則在那邊加水。

例：當Na2CO3與AlCl3溶液混和時：

3CO32-+2Al3++3H2O=2Al(OH)3↓+3CO2↑

5、寫電解總反應方程式的方法：

(1)分析：反應物、生成物是什么;

(2)配平。

例：電解KCl溶液：2KCl+2H2O==H2↑+Cl2↑+2KOH配平：2KCl+2H2O==H2↑+Cl2↑+2KOH

6、將一個化學反應方程式分寫成二個電極反應的方法：

(1)按電子得失寫出二個半反應式;

(2)再考慮反應時的環境(酸性或堿性);

(3)使二邊的原子數、電荷數相等。

例：蓄電池內的反應為：Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O試寫出作為原電池(放電)時的電極反應。

寫出二個半反應：

Pb–2e-→PbSO4PbO2+2e-→PbSO4

分析：在酸性環境中，補滿其它原子。應為：

負極：Pb+SO42--2e-=PbSO4

正極：PbO2+4H++SO42-+2e-=PbSO4+2H2O

注意：當是充電時則是電解，電極反應則為以上電極反應的倒轉，為：

陰極：PbSO4+2e-=Pb+SO42-

陽極：PbSO4+2H2O-2e-=PbO2+4H++SO42-

7、在解計算題中常用到的恒等：

原子恒等、離子恒等、電子恒等、電荷恒等、電量恒等，

用到的方法有：質量守恒、差量法、歸一法、極限法、關系法、十字交法和估算法。

(非氧化還原反應：原子守恒、電荷平衡、物料平衡用得多;氧化還原反應：電子守恒用得多)

8、電子層結構相同的離子，核電荷數越多，離子半徑越小。

9、晶體的熔點：

原子晶體>離子晶體>分子晶體中學學到的原子晶體有：Si、SiC、SiO2和金剛石。

原子晶體的熔點的比較是以原子半徑為依據的：金剛石>SiC>Si(因為原子半徑：Si>C>O)。

10、分子晶體的熔、沸點：組成和結構相似的物質，分子量越大熔、沸點越高。

11、膠體的帶電：

一般說來，金屬氫氧化物、金屬氧化物的膠體粒子帶正電，非金屬氧化物、金屬硫化物的膠體粒子帶負電。

12、氧化性：

MnO4->Cl2>Br2>Fe3+>I2>S=4(+4價的S)

例：I2+SO2+H2O=H2SO4+2HI

13、含有Fe3+的溶液一般呈酸性。

14、能形成氫鍵的物質：H2O、NH3、HF、CH3CH2OH。

15、氨水(乙醇溶液一樣)的密度小于1，濃度越大，密度越小，硫酸的密度大于1，濃度越大，密度越大，98%的濃硫酸的密度為：1.84g/cm3。

16、離子是否共存：

(1)是否有沉淀生成、氣體放出;

(2)是否有弱電解質生成;

(3)是否發生氧化還原反應;

(4)是否生成絡離子[Fe(SCN)2、Fe(SCN)3、Ag(NH3)+、[Cu(NH3)4]2+等];

(5)是否發生雙水解。

17、地殼中：含量最多的金屬元素是Al，含量最多的非金屬元素是O，HClO4(高氯酸)是的酸

18、熔點最低的金屬是Hg(-38.9℃),;熔點的是W(鎢3410℃);密度最小(常見)的是K;密度(常見)是Pt。

19、雨水的PH值小于5.6時就成為了酸雨。

20、有機酸酸性的強弱：乙二酸>甲酸>苯甲酸>乙酸>碳酸>苯酚>HCO3-

21、有機鑒別時，注意用到水和溴水這二種物質。

例：鑒別：乙酸乙酯(不溶于水，浮)、溴苯(不溶于水，沉)、乙醛(與水互溶)，則可用水。

22、取代反應包括：鹵代、硝化、磺化、鹵代烴水解、酯的水解、酯化反應等;

23、最簡式相同的有機物，不論以何種比例混合，只要混和物總質量一定，完全燃燒生成的CO2、H2O及耗O2的量是不變的。恒等于單一成分該質量時產生的CO2、H2O和耗O2量。

24、可使溴水褪色的物質如下，但褪色的原因各自不同：烯、炔等不飽和烴是加成褪色、苯酚是取代褪色、乙醇、醛、甲酸、草酸、葡萄糖等發生氧化褪色、有機溶劑[CCl4、氯仿、溴苯、CS2(密度大于水)，烴、苯、苯的同系物、酯(密度小于水)]發生了萃取而褪色。

25、能發生銀鏡反應的有：

醛、甲酸、甲酸鹽、甲酰銨(HCNH2O)、葡萄溏、果糖、麥芽糖，均可發生銀鏡反應。(也可同Cu(OH)2反應)計算時的關系式一般為：-CHO——2Ag

注意：當銀氨溶液足量時，甲醛的氧化特殊：HCHO——4Ag↓+H2CO3

反應式為：HCHO+4[Ag(NH3)2]OH=(NH4)2CO3+4Ag↓+6NH3↑+2H2O

26、膠體的聚沉方法：(1)加入電解質;(2)加入電性相反的膠體;(3)加熱。

常見的膠體：

液溶膠：Fe(OH)3、AgI、牛奶、豆漿、粥等;氣溶膠：霧、云、煙等;固溶膠：有色玻璃、煙水晶等。

27、污染大氣氣體：SO2、CO、NO2、NO，其中SO2、NO2形成酸雨。

28、環境污染：大氣污染、水污染、土壤污染、食品污染、固體廢棄物污染、噪聲污染。工業三廢：廢渣、廢水、廢氣。

29、在室溫(20℃)時溶解度在10克以上——易溶;大于1克的——可溶;小于1克的——微溶;小于0.01克的——難溶。

30、人體含水約占人體質量的2/3。地面淡水總量不到總水量的1%。當今世界三大礦物燃料是：煤、石油、天然氣。石油主要含C、H地元素。

31、生鐵的含C量在：2%~4.3%鋼的含C量在：0.03%~2%。粗鹽：是NaCl中含有MgCl2和CaCl2，因為MgCl2吸水，所以粗鹽易潮解。濃HNO3在空氣中形成白霧。固體NaOH在空氣中易吸水形成溶液。

32、氣體溶解度：在一定的壓強和溫度下，1體積水里達到飽和狀態時氣體的體積。

高三化學重要知識點2

1.摩爾是物質的量的單位

2.摩爾質量的單位g/mol或g.mol3.22.4mol/L的使用條件：①標準狀況下(0℃101KPa);②氣體。注：水在標準狀況下為液體。

4.n=m/M;n=V/22.4;n=cmol/L·V(aq)L

5.c(濃溶液)·V(濃溶液)=c(稀溶液)·V(稀溶液)

6.配制一定物質的量濃度溶液必需的儀器：__mL容量瓶、燒杯、玻璃棒、膠頭滴管。

7.常見的電解質有：酸、堿、鹽等，其在水溶液中能發生電離。

8.電離方程式如H2SO4=2H++SO42-、Ba(OH)2=Ba2++2OH-、Na2CO3=2Na++CO39.在離子反應中可以拆開的物質：強酸(HCl、H2SO4、HNO3)、強堿[KOH、NaOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2]、可溶性鹽(鉀鹽、鈉鹽、銨鹽、硝酸鹽、除AgCl外的氯化物，除BaSO4外的硫酸鹽。

10.離子方程式典型錯誤：

1)電荷、原子不守恒，如：Fe+Fe3+=2Fe2+、

2)拆分錯誤，

如：碳酸鈣與稀鹽酸反應不能寫成：CO32-+2H+=CO2↑+H2O，應寫成：CaCO3+2H+=Ca2++CO2↑+H2O

3)化學原理錯誤，

如：Fe和HCl反應不能寫成2Fe+6H+=2Fe3++3H2↑，應寫成Fe+2H+=Fe2++H2↑;

H2SO4與Ba(OH)2溶液反應不能寫成H++OH-+SO42-+Ba2+=BaSO4↓+H2O，

應寫成2H++2OH-+SO42-+Ba2+=BaSO4↓+2H2O

11.液氯、液氨、冰醋酸屬于純凈物。

12.常見的混合物有煤，石油，漂白粉，硬鋁、黃銅、鋼等合金，氯水，氨水等溶液，膠體。

13.鑒別溶液和膠體的方法：丁達爾效應

14.反應前后元素化合價發生變化的反應時氧化還原反應。一般而言，反應物或生成物中有單質的一定是氧化還原反應。

15.升失氧還原劑：化合價升高，失去電子，被氧化，是還原劑

高三化學重要知識點3

1、硫酸(化學式：H?SO?)，硫的最重要的含氧酸。無水硫酸為無色油狀液體，10.36℃時結晶，通常使用的是它的各種不同濃度的水溶液，用塔式法和接觸法制取。前者所得為粗制稀硫酸，質量分數一般在75%左右;后者可得質量分數98.3%的純濃硫酸，沸點338℃，相對密度1.84。

硫酸是一種最活潑的二元無機強酸，能和許多金屬發生反應。高濃度的硫酸有強烈吸水性，可用作脫水劑，碳化木材、紙張、棉麻織物及生物皮肉等含碳水化合物的物質。與水混合時，亦會放出大量熱能。其具有強烈的腐蝕性和氧化性，故需謹慎使用。是一種重要的工業原料，可用于制造肥料、藥物、炸藥、顏料、洗滌劑、蓄電池等，也廣泛應用于凈化石油、金屬冶煉以及染料等工業中。常用作化學試劑，在有機合成中可用作脫水劑和磺化劑。

2、化學性質腐蝕性

純硫酸加熱至290℃分解放出部分三氧化硫，直至酸的濃度降到98.3%為止，這時硫酸為恒沸溶液，沸點為338°C。無水硫酸體現酸性是給出質子的能力，純硫酸仍然具有很強的酸性，98%硫酸與純硫酸的酸性基本上沒有差別，而溶解三氧化硫的發煙硫酸是一種超酸體系，酸性強于純硫酸，但是廣泛存在一種誤區，即稀硫酸的酸性強于濃硫酸，這種想法是錯誤的。的確，稀硫酸第一步電離完全，產生大量的水合氫離子H3O+;但是濃硫酸和水一樣，自身自偶電離會產生一部分硫酸合氫離子H3SO4+，正是這一部分硫酸合質子，導致純硫酸具有非常強的酸性，雖然少，但是酸性卻要比水合質子強得多，所以純硫酸的哈米特酸度函數高達-12.0。

在硫酸溶劑體系中，H3SO4+經常起酸的作用，能質子化很多物質產生離子型化合物：

NaCl+H2SO4==NaHSO4+HCl(不加熱都能很快反應)

KNO3+H2SO4→K++HSO4-+HNO3

HNO3+H2SO4→NO2++H3O++2HSO4-

CH3COOH+H2SO4→CH3C(OH)2++HSO4-

HSO3F+H2SO4→H3SO4++SO3F-(氟磺酸酸性更強)

上述與HNO3的反應所產生的NO2+，有助于芳香烴的硝化反應。

3、接觸法制硫酸

反應原理：①造氣：4FeS2+11O2(g)=2Fe2O3+8SO2

②氧化：2SO2+O2=2SO3

③吸收：SO3+H2O=H2SO4

分別對應的設備：①沸騰爐②接觸室③吸收塔

具體措施：粉碎礦石、過量空氣、熱交換、催化氧化、逆流、循環、濃H2SO4吸收SO3(防止形成酸霧)、尾氣處理(用氨水吸收SO2，生成(NH4)2SO3，再用H2SO4處理，便又可生成SO2)。

4、濃硫酸(98.3%)的特性

①吸水性：H2SO4易與H2O結合，并放出大量熱，所以濃硫酸常做酸性氣體的干燥劑(不可干燥H2S)。

②脫水性：濃H2SO4遇見某些有機化合物，可將其中氫、氧原子個數按2:1比例脫去，即為脫水性，C12H22O1112C+11H2O(濃H2SO4脫水性)

③強氧化性：濃H2SO4與金屬、與非金屬、與具有還原性物質發生氧化-還原反應，如：

Cu+2H2SO4(濃)=CuSO4+SO2↑+2H2O

C+2H2SO4(濃)=CO2↑+2SO2↑+2H2O

H2S+H2SO4(濃)=S+SO2↑+2H2O

2NaI+2H2SO4(濃)=Na2SO4+SO2↑+I2+2H2O

與還原劑反應濃H2SO4的還原產物都為SO2。

常溫下，濃H2SO4使Fe、Al表面發生鈍化(生成致密氧化膜)，而不發生產生氣體的反應。

5、儲存方法

儲存于陰涼、通風的庫房。庫溫不超過35℃，相對濕度不超過85%。保持容器密封。遠離火種、熱源，工作場所嚴禁吸煙。遠離易燃、可燃物。防止蒸氣泄漏到工作場所空氣中。避免與還原劑、堿類、堿金屬接觸。搬運時要輕裝輕卸，防止包裝及容器損壞。配備相應品種和數量的消防器材及泄漏應急處理設備。倒空的容器可能殘留有害物。稀釋或制備溶液時，應把酸加入水中，避免沸騰和飛濺傷及人員。

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