摘要：高三就是到了沖刺的階段，大家在大量練習(xí)習(xí)題的時(shí)候，也不要忘記鞏固知識(shí)點(diǎn)，只有很好的掌握知識(shí)點(diǎn)，才能運(yùn)用到解題中。接下來(lái)是小編為大家總結(jié)的高三化學(xué)知識(shí)點(diǎn)歸類(lèi)，希望大家喜歡。也希望大家好好利用高三化學(xué)知識(shí)點(diǎn)歸類(lèi)。

離子反應(yīng)

1、離子反應(yīng)發(fā)生條件

離子反應(yīng)發(fā)生條件(即為離子在溶液中不能大量共存的原因)：

⑴離子間發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)

①有沉淀生成。不溶于水的化合物可依據(jù)書(shū)后物質(zhì)的溶解性表判斷，還有以下物質(zhì)不溶于水：CaF2、CaC2O4(草酸鈣)等。

②有氣體生成。如CO32-+2H+ === CO2↑+H2O

③有弱電解質(zhì)生成。如弱堿 NH3•H2O;弱酸 HF、HClO、H2S、H3PO4等;還有水、(CH3COO)2Pb、[Ag(NH3)2]+、[Fe(SCN)]2+等難電離的物質(zhì)生成。

⑵離子間發(fā)生氧化還原反應(yīng)：

如：Fe3+與I-在溶液中不能共存，2 Fe3++2I- === 2Fe2++I2

S2-、SO32-、H+ 三種離子在溶液中不能共存，2 S2-+SO32-+6H+ === 3S↓+3H2O等

2、 書(shū)寫(xiě)離子方程式應(yīng)注意的問(wèn)題

①?zèng)]有自由移動(dòng)離子參加的反應(yīng)，不能寫(xiě)離子方程式。

如：Cu+H2SO4(濃);NH4Cl(固)+Ca(OH)2;C+H2SO4(濃)反應(yīng);NaCl(固)+H2SO4(濃)，均因無(wú)自由移動(dòng)離子參加反應(yīng)，故不可寫(xiě)離子方程式。

②有離子生成的反應(yīng)可以寫(xiě)離子方程式，如鈉和水、銅和濃硫酸、SO2通入溴水里、碳酸鈣溶于乙酸等。

③單質(zhì)、氧化物在離子方程式中一律寫(xiě)成化學(xué)式。

如：SO2和NaOH溶液反應(yīng)：SO2 +2OH- === SO32-+H2O或 SO2+OH-=== HSO3-

④酸式鹽的酸根離子在離子方程式中不能拆開(kāi)寫(xiě)。如NaHCO3溶液和稀鹽酸反應(yīng)：

HCO3-+H+ === H2O+CO2↑

⑤操作順序或反應(yīng)物相對(duì)量不同時(shí)離子方程式不同。例如 Ca(OH)2中通入少量CO2，離子方程式為：Ca2++2OH-+CO2=== CaCO3↓+H2O;Ca(OH)2中通入過(guò)量CO2，離子方程式為：OH-+CO2=== HCO3-。

⑥對(duì)于生成物是易溶于水的氣體，要特別注意反應(yīng)條件。

如NaOH溶液和NH4Cl溶液的反應(yīng)，當(dāng)濃度不大，又不加熱時(shí)，離子方程式為：

NH4++OH-=== NH3• H2O;當(dāng)為濃溶液，又加熱時(shí)離子方程式為：NH4++OH- NH3↑+H2O

⑦對(duì)微溶物(通常指CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4、MgCO3等)要根據(jù)實(shí)際情況來(lái)判斷。

當(dāng)反應(yīng)里有微溶物處于溶液狀態(tài)時(shí)，應(yīng)寫(xiě)成離子，如鹽酸加入澄清石灰水：H++OH-

=== H2O;當(dāng)反應(yīng)里有微溶物處于濁液或固態(tài)時(shí)，應(yīng)寫(xiě)化學(xué)式，如在石灰乳中加入Na2CO3溶液：Ca(OH)2+CO32- === CaCO3+2OH-;在生成物中有微溶物析出時(shí)，微溶物用化學(xué)式表示，如Na2SO4溶液中加入AgNO3溶液：2Ag++SO42-=== Ag2SO4↓。對(duì)于中強(qiáng)酸(H3PO4、H2SO3等)在離子方程式中寫(xiě)化學(xué)式。

⑧具有強(qiáng)氧化性的微粒與強(qiáng)還原性微粒相遇時(shí)，首先要考慮氧化——還原反應(yīng)，不能只簡(jiǎn)單地考慮復(fù)分解反應(yīng)。

3、離子在溶液中不能大量共存幾種情況

⑴H+與所有弱酸陰離子和OH—不能大量共存，因生成弱電解質(zhì)(弱酸)和水。

⑵OH-與所有弱堿陽(yáng)離子、H+、弱酸的酸式酸根離子不能大量共存，因生成弱堿、弱酸鹽和水。

⑶能發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)生成弱電解質(zhì)、沉淀和氣體者不能大量共存。

⑷能發(fā)生氧化還原反應(yīng)的離子不能大量共存，如Fe3+、與S2-，F(xiàn)e2+與NO3—(H+)，S2-與SO32-(H+)等。

⑸某些弱酸根與弱堿根不能大量共存，如S2-、HCO3-、AlO2-、CO32-與Fe3+、Al3+等不共存。

⑹發(fā)生絡(luò)合反應(yīng)的離子不能大量共存，如 Fe3+與SCN—、Ag+與NH3• H2O。

⑺Al3+與AlO2-、NH4+與AlO2-、NH4+與SiO32-不能大量共存。

⑻注意有色離子(有時(shí)作為試題附加條件)：Cu2+(藍(lán)色)、Fe3+(棕黃色)、MnO4-(紫色)、Fe(SCN)2+(紅色)等。

化學(xué)反應(yīng)中的能量變化

1、熱化學(xué)方程式

⑴概念：表明反應(yīng)所放出或吸收熱量的化學(xué)方程式，叫做熱化學(xué)方程式。

⑵書(shū)寫(xiě)熱化學(xué)方程式時(shí)注意事項(xiàng)。

①△H寫(xiě)在方程式右邊或下邊，兩者之間用“;”隔開(kāi)，放出熱量△H為“-”，吸收熱量△H為“+”。

②要注明反應(yīng)物和生成物的狀態(tài)。固體用符號(hào)符號(hào)“s”表示、液體用符號(hào)“l(fā)”表示，氣體用符號(hào)“g”表示。

③熱化學(xué)方程各物質(zhì)前的化學(xué)計(jì)量數(shù)表示物質(zhì)的量的多少，因此，它可以是整數(shù)，也可以是分?jǐn)?shù)。對(duì)于相同物質(zhì)的反應(yīng)，當(dāng)化學(xué)計(jì)量數(shù)不同時(shí)，△H也不同。

2、反應(yīng)熱的有關(guān)計(jì)算

⑴反應(yīng)熱=物質(zhì)的量×1mol物質(zhì)反應(yīng)吸收或放出的熱

⑵反應(yīng)熱=反應(yīng)物的總鍵能-生成物的總鍵能

⑶根據(jù)蓋斯定律：如果一個(gè)反應(yīng)可以分幾步進(jìn)行，各分步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和與該反應(yīng)一步完成時(shí)的反應(yīng)熱相同。

⑷某種物質(zhì)的狀態(tài)或晶型不同會(huì)引起反應(yīng)熱的差異，根據(jù)蓋斯定律，可將熱化學(xué)方程式進(jìn)行“加減”后，根據(jù)反應(yīng)過(guò)程的反應(yīng)熱比較其大小。

⑸物質(zhì)的量不同引起的反應(yīng)熱差異，可根據(jù)反應(yīng)熱的物質(zhì)的量之間的正比例關(guān)系比較。

總結(jié)：在高中最后的階段，大家一定不可以松懈，好好復(fù)習(xí)，備戰(zhàn)高考。希望小編整理的高三化學(xué)知識(shí)點(diǎn)歸類(lèi)對(duì)大家有幫助。

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