2011高中化学总复习练习 知识归纳（必修1理论未完）.doc

知识点2物质的量及其计算考点1物质的量、摩尔质量考点2气体摩尔体积考点3阿伏加德罗定律及推论物质的量及气体摩尔体积的计算(1)n=n=n=n=(标准状况)n=c·Vn=(2)M=m=M·nV=Vm=cB=c1V1=c2V2(浓溶液稀释)c=知识点9离子反应考点1电解质与电离及溶液导电性考点2离子方程式书写及正误判断考点3离子共存考点4离子检验与离子推断知识点10氧化还原反应考点1氧化还原反应的概念、特征、本质考点2常见氧化剂、还原剂考点3氧化性、还原性强弱的判断考点4氧化还原反应的规律考点5氧化还原反应方程式的配平考点6氧化还原反应的计算1.氧化还原反应（1）概念：有元素的化学反应。（2）特征：反应前后元素的发生了改变。（3）实质：反应过程中有或。（4）表示：双线桥、单线桥类别实例活泼非金属单质F2、Cl2、O2、O3元素处于高价态的氧化物MnO2、Pb3O4元素处于高价态的含氧酸浓H2SO4、HNO3元素处于高价态的盐KClO4、KMnO4、K2Cr2O7、Fe3+盐过氧化物Na2O2、H2O2类别实例活泼的金属单质Na、Mg、Al、Fe等某些非金属单质H2、C、Si元素处于低价态的氧化物CO、SO2元素处于低价态的酸H2S、H2SO3元素处于低价态的盐Fe2+盐3.氧化性和还原性（1）氧化性是指；还原性是指。（2）氧化性、还原性的强弱取决于得、失电子的难易程度，与得、失电子数目的多少无关。氧化性、还原性强弱的比较1.根据方程式判断氧化剂+还原剂还原产物+氧化产物氧化性：氧化剂＞氧化产物还原性：还原剂＞还原产物2.根据物质活动性顺序(常见元素)金属性越强的元素，金属单质的还原性越强，对应阳离子的氧化性越弱；非金属性越强的元素，单质的氧化性越强，而对应的阴离子的还原性就越弱。1.守恒规律化合价有升必有降，电子有得必有失。对于一个完整的氧化还原反应,化合价升降总数相等,得失电子总数相等。2.强弱规律氧化性较强的氧化剂跟还原性较强的还原剂反应，生成还原性较弱的还原产物和氧化性较弱的氧化产物。3.价态规律元素处于最高价态，只有氧化性；元素处于最低价态，只有还原性;元素处于中间价态,既有氧化性又有还原性，但主要表现其中一种性质。4.转化规律5.优先规律（强强规律）越易失电子的物质，失电子后就越难得电子，越易得电子的物质，得电子后就越难失电子；一种氧化剂同时和几种还原剂相遇时,优先与还原性最强的还原剂发生反应；同理,一种还原剂遇到多种氧化剂时，氧化性最强的氧化剂优先反应。n（氧化剂）×变价原子个数×化合价变化值（高价-低价）=n（还原剂）×变价原子个数×化合价变化值（高价-低价）。1.主要类型（1）求氧化剂与还原剂或氧化产物与还原产物的物质的量之比或质量之比。（2）通过计算确定元素的化合价或氧化产物、还原产物的组成。（3）根据氧化还原反应的先后次序进行计算。2.方法技巧得失电子守恒是指在发生氧化还原反应时，氧化剂得到的电子数一定等于还原剂失去的电子数。得失电子守恒法常用于氧化还原反应中氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的有关计算及电解过程中电极产物的有关计算等。得失电子守恒法解题的步骤是：首先找出氧化剂、还原剂及其物质的量以及每摩尔氧化剂、还原剂得失电子的物质的量，然后根据得失电子守恒列出等式：氧化剂的物质的量×每摩尔氧化剂得电子数=还原剂的物质的量×每摩尔还原剂失电子数,利用这一等式，解氧化还原反应计算题，可化难为易，化繁为简。判断溶液中离子能否大量共存的规律多种离子能否大量共存于同一溶液中，归纳起来就是：一色、二性、三特殊、四反应。1.一色——溶液颜色若限定无色溶液，则Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO等有色离子不能存在。2.二性——溶液的酸、碱性(1)在强酸性溶液中，OH-及弱酸根离子(如CO、SO、S2-、CH3COO-等）均不能大量存在；（2）在强碱性溶液中，H+及弱碱阳离子(如NH、Al3+、Mg2+、Fe3+等)均不能大量存在；（3）酸式弱酸根离子(如HCO、HSO、HS-等)在强酸性或强碱性溶液中均不能大量存在。3.三特殊指三种特殊情况：（1）AlO与HCO不能大量共存：AlO+HCO+H2OAl（OH）3↓+CO;（2）“NO+H+”组合具有强氧化性，能与S2-、Fe2+、SO、I-等发生氧化还原反应,这一种组合常常较为隐蔽，做题时要特别注意；（3）NH与CH3COO-、CO，Mg2+与HCO等组合中，虽然两种离子都能水解且水解相互促进，但总的水解程度仍很小，它们在溶液中能大量共存（加热就不同了）。4.四反应指离子间通常能发生的四种类型的反应，能相互反应的离子显然不能大量共存。（1）复分解反应，如Ca2+与CO、NH与OH-、H+与CH3COO-等；（2）氧