树德中学高2011届高考化学基础知识复习总纲
一、复习关键----掌握25条必要知识点 1、 热 点（重 点）知 识 化学史、环境保护、石油及煤化工 物质的量、摩尔质量、微粒数、体积比、密度比 阿氏常数 热化学方程式 核外电子排布，推导化学式 氧化性、还原性、稳定性、活泼性的比较 氧化性还原方程式的书写及配平原子量，化合价 原子量、分子量，化合价 离子共存 离子的鉴别 判断离子方程式的正误 溶液浓度、离子浓度的比较及计算 pH值的计算 溶液的浓度、溶解度 化学反应速率、化学平衡 盐类的水解 电化学知识 化学键，晶体类型及性质 Cl、S、N、C、P、Na、Mg、Al、Fe等元素单质及化合物 完成有机反应的化学方程式 同分异构体 有机物的聚合及单体的推断 有机物的合成 有机物的燃烧规律 混合物的计算 重现次数 10 10 9 7 10 10 9 8 10 8 10 10 10 6 9 10 10 7 10 9 10 7 10 6 9 重现率 100% 100% 90% 70% 100% 100% 90% 80% 100% 80% 100% 100% 100% 60% 90% 100% 100% 70% 100% 90% 100% 70% 100% 60% 90% 2、 1．阿伏加德罗常数（物质的量、气体摩尔体积、阿伏加法罗定律及推论） 2．氧化还原反应概念及应用 3．离子反应、离子方程式 4．电解质溶液（溶液浓度、、中和滴定及PH计算、胶体的知识） 5．“位—构—性”（金属性、非金属性强弱判断原理及应用、同周期、同主族元素性质递变） 6．化学键与晶体及其特点 7．化学反应速率与化学平衡 8．等效平衡思想的应用
9．弱电解质电离平衡（溶液中微粒间的关系（物料平衡和电荷守恒）盐类的水解、弱电解离子浓度与大小比较）
11．离子的鉴定、共存与转化 12．、热化学方程式及反应热计算
1 13．原电池与电解池原理及应用
14．典型元素常见单质及其化合物的重要性质及相互转化关系 15．官能团、官能团的确定、同分异构和同系物 16．有机反应类型 17．有机合成推断
18．有机新信息题有机聚合体 19．阴阳离子的鉴别与鉴定
20．物质的除杂、净化、分离和鉴定 21．实验仪器使用与连接和基本操作 22．实验设计与评价 23．混合物的计算
24．化学史、环境保护、能源 25．信息和新情景题的模仿思想
3、复习备考的小专题40个
1．化学实验仪器及其使用 2．化学实验装置与基本操作 3．常见物质的分离、提纯和鉴别 4．常见气体的制备方法 5．常用的加热方法与操作 6．实验设计和实验评价 7．有机物燃烧的规律 8．有机反应与判断 9．有机代表物的相互衍变 10．有机物的鉴别 11．既能与强酸反应又能与强碱反应的物质的小结 12．分解产物为两种或三种的物质 13．碳酸与碳酸的盐的相互转化
14．铝三角 15．铁三角 16．中学里可以和水反应的物质 17．中学中的图像小结 18．离子反应与离子方程式
19．氧化还原反应 20．无机反应小结 21．阿伏加德罗常数 22．阿伏加德罗定律 23．原子结构
24．元素周期律和元素周期表 25．化学键、分子结构和晶体结构 26．化学反应速率
27．化学平衡的应用（化学平衡、溶解平衡、电离平衡） 28．盐类的水解
29．原电池 30．电解池 31．几个定量实验
32．离子共存、离子浓度大小的比较 33．溶液的酸碱性与pH计算 34．多步反应变一步计算
35．溶解度、溶液的浓度及相关计算 36．混合物的计算
37．化学计算中的巧妙方法小结
38．无机化工 39．有机合成 40．能源与环保
2 二、第一轮基础理论
化学反应及能量变化
实质：有电子转移（得失与偏移） 特征：反应前后元素的化合价有变化
还原性 化合价升高 弱氧化性 ↑ ↑ 还原剂 变化 氧化反应 氧化产物
反应物→ →产物 氧化剂 变化 还原反应 还原产物 ↓ ↓ 氧化性 化合价降低 弱还原性
氧化还原反应有元素化合价升降的化学反应是氧化还原反应。 有电子转移（得失或偏移）的反应都是氧化还原反应。
概念： 氧化剂：反应中得到电子（或电子对偏向）的物质（反应中所含元素
化合价降低物）
还原剂：反应中失去电子（或电子对偏离）的物质（反应中所含元素
化合价升高物）
氧化产物：还原剂被氧化所得生成物； 还原产物：氧化剂被还原所得生成物。
失电子，化合价升高，被氧化
双线桥：
氧化剂 + 还原剂 = 还原产物 + 氧化产物
概念及转化关系 氧化还原反应
得电子，化合价降低，被还原
电子转移表示方法 单线桥：电子
还原剂 + 氧化剂 = 还原产物 + 氧化产物
二者的主 表示意义、箭号起止 要区别： 电子数目等
依据原则：氧化剂化合价降低总数=还原剂化合价升高总数
找出价态变化，看两剂分子式，确定升降总数；
方法步骤：求最小公倍数，得出两剂系数，观察配平其它。
有关计算：关键是依据氧化剂得电子数与还原剂失电子数相等，列出守恒关系式
配平
3 ①、由元素的金属性或非金属性比较；（金属活动性顺序表，元素周期律）
②、由反应条件的难易比较； 强弱③、由氧化还原反应方向比较；（氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还比原剂>还原产物） 较氧④、根据（氧化剂、还原剂）元素的价态与氧化还原性关系比较。 化剂元素处于最高价只有氧化性，最低价只有还原性，处于中间价态既有氧化、又有还原性。 还原 剂 ① 活泼的非金属，如Cl2、Br2、O2 等
氧②、元素（如Mn等）处于高化合价的氧化物，如MnO2、KMnO4等 化 剂 ③、元素（如S、N等）处于高化合价时的含氧酸，如浓H2SO4、HNO3 等
④、元素（如Mn、Cl、Fe等）处于高化合价时的盐，如KMnO4、KClO3、FeCl3、K2Cr2O7 ⑤、过氧化物，如Na2O2、H2O2等。
①、活泼的金属，如Na、Al、Zn、Fe 等；
还②、元素（如C、S等）处于低化合价的氧化物，如CO、SO2等
原 ③、元素（如Cl、S等）处于低化合价时的酸，如浓HCl、H2S等
剂④、元素（如S、Fe等）处于低化合价时的盐，如Na2SO3、FeSO4等 ⑤、某些非金属单质，如H2 、C、Si等。
概念：在溶液中（或熔化状态下）有离子参加或生成的反应。
离子互换反应
离子非氧化还原反应 碱性氧化物与酸的反应 类型 酸性氧化物与碱的反应
离子型氧化还原反应 置换反应
一般离子氧化还原反应
化学方程式：用参加反应的有关物质的化学式表示化学反应的式子。 表用实际参加反应的离子符号表示化学反应的式子。 示 方 写：写出反应的化学方程式；
离离子反应 法 子 拆：把易溶于水、易电离的物质拆写成离子形式； 方程 书写方法 删：将不参加反应的离子从方程式两端删去； 式查：检查方程式两端各元素原子种类、个数、电荷数是否相等。
意义：不仅表示一定物质间的某个反应；还能表示同一类型的反应。 本质：反应物的某些离子浓度的减小。
金属、非金属氧化物（Al2O3、SiO2）
中学常见的难溶物 碱：Mg(OH)2、Al(OH)3、
Cu(OH)2、Fe(OH)3
生成难溶的物质： Cu2++OH-=Cu(OH)2↓ 盐：AgCl、AgBr、AgI、
CaCO3、BaCO3 发生生成微溶物的离子反应：2Ag++SO42-=Ag2SO4↓ 条 由微溶物生成难溶物：Ca(OH)2+CO32-=CaCO3↓+2OH- 件生成难电离的物质：常见的难电离的物质有H2O、CH3COOH、H2CO3、
4 NH3·H2O
生成挥发性的物质：常见易挥发性物质有CO2、SO2、NH3等
发生氧化还原反应：遵循氧化还原反应发生的条件。 定义：在化学反应过程中放出或吸收的热量； 符号：△H
单位：一般采用kJ·mol-1 测量：可用量热计测量
研究对象：一定压强下在敞开容器中发生的反应所放出或吸收的热量。
反应热： 表示方法：放热反应△H<0，用“-”表示；吸热反应△H>0，用“+”表示。
燃烧热：在101KPa下，1mol物质完全燃烧生成稳定氧化物时所放出的热
量。
中和热 定义：在稀溶液中，酸跟碱发生反应生成1molH2O时的反应热。 强酸和强碱反应的中和热：H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l); △H=-57.3KJ·mol- 弱酸弱碱电离要消耗能量，中和热 |△H|<57.3KJ·mol-1
原理：断键吸热，成键放热。
反应热的微观 解释：反应热=生成物分子形成时释放的总能量-反应物分子
断裂时所吸收的总能量
定义：表明所放出或吸收热量的化学方程式。
意义：既表明化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。
热化学 ①、要注明反应的温度和压强，若反应是在298K，1atm可不注明；
书方程式 写 ②、要注明反应物和生成物的聚集状态或晶型；
方③、△H与方程式计量数有关，注意方程式与△H对应，△H以法KJ·mol-1单位，化学计量数可以是整数或分数。
④、在所写化学反应方程式后写下△H的“+”或“-”数值和单位，方程式与△H之间用“；”分开。
盖斯定律：一定条件下，某化学反应无论是一步完成还是分几步完成，反应的总热效
应相同。
化合反应 A+B=AB
按物质类别 分解反应 AB=A+B 和种数分类 置换反应 A+BC=C+AB
复分解反 AB+CD=AC+BD
按化合价有氧化还原反应 概念、特征、本质、分析表示方法、应用
化学反应： 无变化分类 非氧化还原反应
按实际反应离子反应本质、特点、分类、发生的条件 的微粒分类 分子反应 反应热与物质能量的关系 按反应中的 放热反应 热化学反应方程式 能量变化分 吸热反应 燃烧热 中和热
化学反应的能量变化
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