2008届高三化学停课整理材料.doc

2008届高三化学停课整理材料Ⅰ、基本概念与基础理论：一、关于气体的一些知识1、同温同压下，V1/V2=n1/n22、PV=nRT3、ρ=M/22.44、气体的相对分子质量（分子量）=ρ×22.45、混合气体的平均相对分子质量=m总/n总二、离子共存离子间结合成气体或沉淀或弱电解质生成(包括水)或发生氧化还原反应或能水解的阳离子跟能水解的阴离子在水溶液中不能大量共存（双水解）或发生络合反应等就不能共存。特别注意：1、具有较强还原性的离子不能与具有较强氧化性的离子大量共存。如S2-、HS-、SO32-、I-、Fe2+和MnO4－、Fe3+、ClO—、H++NO3—等不能大量共存。2、Al3+和HCO3—、CO32—、S—、S2—、AlO2—、ClO—等；Fe3+与CO32—、HCO3—、AlO2—、ClO—等因为发生双水解不能大量共存。3、Fe3+与SCN—、Fe2+与SCN—、Fe3+与苯酚根离子不能大量共存。4、H++Cl—、H++Br—能大量共存。5、Fe2+与NO3—能共存，但在强酸性条件下（即Fe2+、NO3—、H+相遇）不能共存；6、MnO4—与Cl—在强酸性条件下也不能共存；7、S2—与SO32—在钠、钾盐时可共存，但在酸性条件下则不能共存；8、弱酸盐的酸式根离子不能与强碱（OH-）、强酸（H+）共存。如HCO3—+OH—=CO32—+H2O（HCO3－遇碱时进一步电离）；HCO3－+H+=CO2↑+H2O；三、氧化还原反应（一）氧化性、还原性强弱的判断1、根据元素的化合价物质中元素具有最高价，该元素只有氧化性；物质中元素具有最低价，该元素只有还原性；物质中元素具有中间价，该元素既有氧化性又有还原性。对于同一种元素，价态越高，其氧化性就越强；价态越低，其还原性就越强。2、根据氧化还原反应方程式在同一氧化还原反应中：氧化性：氧化剂>氧化产物还原性：还原剂>还原产物氧化剂的氧化性越强，则其对应的还原产物的还原性就越弱；还原剂的还原性越强，则其对应的氧化产物的氧化性就越弱。3、根据反应的难易程度注意：①氧化还原性的强弱只与该原子得失电子的难易程度有关，而与得失电子数目的多少无关。得电子能力越强，其氧化性就越强；失电子能力越强，其还原性就越强。②同一元素相邻价态间不发生氧化还原反应。③难得电子得物质不一定难失电子，难失电子的也不一定难得电子（如He、Ne等既难得电子也难失电子）（二）常见的氧化剂和还原剂常见氧化剂：Cl2、Br2、O2、浓H2SO4、HNO3、KMnO4、KClO3、FeCl3、K2Cr2O7、Na2O2、H2O2等。常见还原剂：Na、Mg、Al、Zn、Fe、CO、SO2、浓HCl、H2S、Na2SO3、KI、FeSO4等（三）元素氧化性,还原性变化规律表(一)常见金属活动性顺序表（联系放电顺序）K,Ca,Na,Mg,Al,Zn,Fe,Sn,Pb(H),Cu,Hg,Ag,Pt,Au(还原能力、失电子能力减弱)K+,Ca2+,Na+,Mg2+,Al3+,Zn2+,Fe2+,Sn2+,Pb2+(H+),Cu2+,Hg2+,Ag+(氧化能力、得电子能力增强)(2)非金属活动顺序表FOClBrIS(氧化能力减弱)F-Cl-Br—I-S2-(还原能力增强)四、物质结构和元素周期表、律（一）短周期元素IAIIAIIIAIVAVAVIAVIIA01H2He3Li4Be5B6C7N8O9F10Ne11Na12Mg13Al14Si15P16S17Cl18Ar（二）“10电子”、“18电子”的微粒小结1、“10电子”的微粒分子离子一核10电子的NeN3−、O2−、F−、Na+、Mg2+、Al3+二核10电子的HFOH−、三核10电子的H2ONH2−四核10电子的NH3H3O+五核10电子的CH4NH4+2、“18电子”的微粒分子离子一核18电子的ArK+、Ca2+、Cl‾、S2−二核18电子的F2、HClHS−三核18电子的H2S四核18电子的PH3、H2O2五核18电子的SiH4、CH3F六核18电子的N2H4、CH3OH注：其它诸如C2H6、N2H5+、N2H62+等亦为18电子的微粒。（三）微粒半径的比较：1、判断的依据：（1）电子层数：相同条件下，电子层越多，半径越大。（2）核电荷数：相同条件下，核电荷数越多，半径越小。（3）最外层电子数：相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。2、具体规律：（1）同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.（2）同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：Li<Na<K<Rb<Cs（3）同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。如：F—<Cl—<Br—<I—（4）电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。如：F->N