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高中化学期中复习(4)

2019-10-09 17:12:20  来源:本站原创

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  未洗涤烧杯、玻璃棒或未将洗液转移至容量瓶,偏低
 
  未冷却至室温就移液,偏高
 
  定容时,水加多后用滴管吸出,偏低
 
  定容摇匀时液面下降再加水,偏低
 
  定容时俯视读数,偏高
 
  定容时仰视读数,偏低
 
  (4)溶液加水稀释的几个规律:
 
  密度大于1的溶液:加等体积水后。溶液溶质质量分数大于原溶液溶质质量分数的一半。
 
  加等质量水后。溶液物质的量浓度小于原溶液物质的量浓度的一半。
 
  密度小于1的溶液:加等体积水后。溶液溶质质量分数小于原溶液溶质质量分数的一半。
 
  加等质量水后。溶液物质的量浓度大于原溶液物质的量浓度的一半。
 
  二、离子反应
 
  物质分类
 
  电解质与非电解质
 
  (1)电解质:在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物叫电解质。酸、碱、盐都是电解质。
 
  在水溶液中或熔化状态都不能导电的化合物,叫非电解质。
 
  注意:①电解质、非电解质都是化合物,不同之处是在水溶液中或融化状态下能否导电。②电解质的导电是有条件的:电解质必须在水溶液中或熔化状态下才能导电。③能导电的物质并不全部是电解质:如铜、铝、石墨等。④非金属氧化物(SO2、SO3、CO2)、大部分的有机物酒精和蔗糖(化学式)为非电解质。
 
  (2)离子方程式:用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。它不仅表示一个具体的化学反应,而且表示同一类型的离子反应。
 
  复分解反应这类离子反应发生的条件是:生成沉淀、气体或水。
 
  离子方程式书写方法:
 
  写:写出反应的化学方程式
 
  拆:把易溶于水、易电离的物质拆写成离子形式(只有强酸、强碱、可溶性盐可拆)
 
  删:将不参加反应的离子从方程式两端删去
 
  查:查方程式两端原子个数和电荷数是否相等
 
  (3)离子共存问题
 
  所谓离子在同一-溶液中能大量共存,就是指离子之间不发生任何反应:若离子之间能发生反应,则不能大量共存。
 
  1、溶液的颜色如无色溶液应排除有色离子:Fe?+、Fe?+、Cu?+、MnO4?-
 
  2、结合生成难溶物质的离子不能大量共存:如Ba?+和SO4?-、Ag+和Cl-、Ca?+和CO3?-、Mg?+和OH-等
 
  3、结合生成气体或易挥发性物质的离子不能大量共存,如H和CO3?-、HCO3-、SO3?-、OH-和NH4+等
 
  4。结合生成难电离物质的离子不能大量共存:如H+和OH-、OH-和HCO3-等。
 
  5。发生氧化还原反应:如Fe?+与s?-、Fe?+与NO3-(H+)等
 
  6、发生络合反应:如Fe3+与SCN-
 
  (4)离子方程式正误判断(六看)
 
  :1、看反应是否符合事实:主要看反应能否进行或反应产物是香正确
 
  2。看能否写出离子方程式:纯固体之间的反应不能写离子方程式
 
  3、看化学用语是否正确:化学式、离子符号、沉淀、气体符号、等号等书写是否符合事实
 
  4、看离子配比是否正确
 
  5、看原子个数、电荷数是否守恒
 
  6。看与量有关的反应表达式是否正确(过量、适量)
 
  三、氧化还原反应
 
  1。氧化还原反应:有元素化合价发生变化的化学反应(判断依据)
 
  2。氧化还原反应实质:电子发生转移
 
  氧化还原反应中概念及其相互关系
 
  还原剂:失去电子,化合价升高,一般氧化(发生氧化反应),氧化产物
 
  氧化剂:得到电子,化合价降低,一般还原(发生还原反应),还原产物
 
  氧化还原反应中电子转移的表示方法:双线桥法表示电子转移的方向和数目,双线桥法表示时箭头从反应物指向生成物,箭头起止为同一种元素,应标出”得“与”失“及得失电子的总数。
 
  注。失去电子的反应物是还原剂,得到电子的反应物是氧化剂
 
  被氧化得到的产物是氧化产物,被还原得到的产物是还原产物
 
  氧化性、还原性强弱的判断
 
  (1)通过氧化还原反应比较:氧化剂+还原剂→氧化产物+还原产物,氧化性:氧化剂>氧化产物,还原性:还原剂>还原产物
 
  (2)从元素化合价考虑:
 
  最高价态一只有氧化性,如Fex、H2SO4、KMnO4等:
 
  中间价态一既具有氧化性又有还原性,如Fe?+。S。Cl2等:
 
  最低价态一只有还原性,如金属单质、CI-、s?-等。
 
  (3)根据其活泼性判断:
 
  ①根据金属活泼性:对应单质的还原性逐渐减弱:KCaNaMgAlZnFeSnPb(H)CuHgAgPIAu对应的阳离子氧化性逐渐增强
 
  ②根据非金属活泼性:对应单质的氧化性逐渐减弱:Cl2Br2I2S对应的阴离子还原性逐渐增强
 
  (4)根据反应条件进行判断:不同氧化剂氧化同一还原剂,所需反应条件越低,表明氧化剂的氧化剂越强:不同还原剂还原同一氧化剂,所需反应条件越低,表明还原剂的还原性越强。
 
  四、化学平衡,此时结合弱电解质电离和盐类水解
 
  (一)定义
 
  1、化学平衡状态:一定条件下,当-一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时,更组成成分浓度
 
  不再改变,达到表面上静止的一种”平衡“,这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。
 
  2、化学平衡的特征
 
  逆(研究前提是可逆反应)
 
  等(同一物质的正逆反应速率相等)
 
  动(动态平衡)
 
  定(各物质的浓度与质量分数恒定)
 
  变(条件改变,平衡发生变化)
 
  3、判断平衡的依据,从各物质成分,反应速率,n总,压强,体积,平均摩尔质量,密度,温度这几个方面掌握。
 
  (二)影响化学平衡移动的因素
 
  1、浓度对化学平衡移动的影响
 
  (1)影响规律:在其他条件不变的情况下,增大反应物的浓度或减少生成物的浓度,都可以使平衡向正方向移动;增大生成物的浓度或减小反应物的浓度,都可以使平衡向逆方向移动
 
  (2)增加固体或纯液体的量,由于浓度不变,所以平衡,不移动
 
  (3)在溶液中进行的反应,如果稀释溶液,反应物浓度减小,生成物浓度也减小,v正减小,V逆也减小,但是减小的程度不同,总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和大的方向移动。
 
  2、温度对化学平衡移动的影响
 
  影响规律:在其他条件不变的情况下,温度升高会使化学平衡向着吸热反应方向移动,温度降低会使化学平衡向着放热反应方向移动。
 
  3、压强对化学平衡移动的影响
 
  影响规律:其他条件不变时,增大压强,会使平衡向着体积缩小方向移动,减小压强,会使平衡向着体积增大方向移动。
 
  注意:(1)改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动
 
  (2)气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似
 
  4。催化剂对化学平衡的影响:由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同
 
  的,所以平衡不移动。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的时间。
 
  5。勒夏特列原理(平衡移动原理):如果改变影响平衡的条件之一(如温度,压强,浓度),平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。
 
  五、化学反应速率
 
  1。化学反应速率v
 
  (1)定义:用水衡量化学反应的快慢,单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化
 
  (2)表示方法:单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示
 
  (3)计算公式:v=△c/△t(△c:浓度变化,△t:时间)单位:mol/(L*s)
 
  (4)影响因素:
 
  ①决定因素(内因):反应物的性质(决定因素)
 
  ②条件因素(外因):反应所处的条件,外因对化学反应速率影响的变化规律与活化能和单位体积活化分子数有关
 
  注意:参加反应的物质为固体和液体,由于压强的变化对浓度几乎无影响,可以认为反应速率不变。惰性气体对于速率的影响:①恒温恒容时:充入惰性气体,总压增大,但是各分压不变,各物质浓度不变,反应速率不变②恒温恒体时:充入惰性气体,体积增大,各反应物浓度减小,反应速率减慢。
 
  六、、化字平衡常数
 
  1、定义,在定温度下,当个反应达到化学平衡时,生成物浓度幂之积与反应物浓度幕之积的比值是一个常数比值,符号K
 
  使用化学平衡常数K应注意的问题:不是起始浓度也不是物质的量,表达式中各物质的浓度是变化的浓度。K只与温度(T)有关,与反应物或生成物的浓度无关。反应物或生产物中有固体或纯液体存在时,由于其浓度是固定不变的,可以看做是一而不代入公式。稀溶液中进行的反应,如有水参加,水的浓度不必写在平衡关系式中。
 
  2、化学平衡常数K的应用:
 
  ①化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。K值越大,说明平衡时生成物的浓度越大,它的正向反应进行的程度越大,即该反应进行得越完全,反应物转化率越高。反之,则相反。一般地,K>10时,该反应就进行得基本完全了。
 
  ②可以利用K值做标准,判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平
 
  衡。(Q:浓度积)
 
  Q<K:反应向正反应方向进行
 
  Q=K:反应处于平衡状态
 
  Q>K:反应向逆反应方向进行
 
  ③利用K值可判断反应的热效应
 
  若温度升高,K值增大,则正反应为吸热反应
 
  若温度升高,K值减小,则正反应为放热反应
 
  七、等效平衡
 
  1、概念:在一定条件下(定温、定容或定温、定压),只是起始加入情况不同的同一可逆反
 
  应达到平衡后,任何相同组分的百分含量均相同,这样的化学平衡互称为等效平衡。
 
  2、分类
 
  (1)定温,定容条件下的等效平衡
 
  第一类:对于反应前后气体分子数改变的可逆反应:必须要保证化学计量数之比与原来相同:同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。
 
  第二类:对于反应前后气体分子数不变的可逆反应:只要反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等效。
 
  (2)定温,定压的等效平衡
 
  只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。
 
  【复习计划】
 
  第一轮复习时要回归课本,夯实基础课本是根本,课本知识是学习的精髓,我们只有把基础知识打牢了,才能升华拔高。所以我们在第一轮的复习时应该按照课本编的顺序进行复习,理清知识的脉络,逐渐夯实基础。在复习后面的知识要不断的回顾前面的知识,可以采取层层递进,逐步扩大考试知识面的方法进行复习。
 
  在第二轮复习中要善于总结,把知识系统化。分类总结、专题复习,掌握解题方法,突破难点、追随热点,通过对这几年新课标考题的总结,主要从以下几个方面进行考察:物质的量及其有关计算、离子方程式和离子共存、化学平衡、电离平衡和水解平衡、原电池和电解池、氧化还原反应方程式的书写及有关计算,热化学盖斯定律的应用、元素及化合物、有机化学、化学实验。在专题复习时,注意解题方法的讲解,比如:1。氧化还原反应方程式配平方法(1)标价态,调系数;(2)电子转移守恒;(3)质量守恒。2。有关化学平衡的”始、变、平“解题法计算化学平衡常数;3。差量法、守恒法;4。盖斯定律计算反应热,目标化学方程式与已知化学方程式比较,通过加减消除中间量;5。电化学解题方法,解电解题的四步骤,(1)分析溶液中的阴阳离子;(2)阴阳离子移动方向和放电顺序;(3)书写电极反应(注意电极材料是否放电,仍然按电子转移守恒、电荷守恒、质量守恒写电极反应);(4)合并电极反应,书写电解总反应。6。化学平衡图像题解题方法,一~看面、二看线、三看点、四作辅助线。先拐先平,先平速率大等,需要我们不断的总结,找出规律。
 
  三轮复习时,薄弱点攻克,清楚的知道自己容易出错的地方,每周集中训练,打牢和提升基础。进行全真模拟训练,归类答题策略。
 
  其实不仅仅是高三如此,每次考前复习都可以指定一个复习范围,按此模式进行,先抓基础,再抓板块,最后进行针对性训练,然后再是集中练题。
 
 
 
 
 
   高中化学期中复习小编就介绍到这里,希望对有需要的同学提供帮助,暑假愉快的时光过去了,新的学习即将开启,希望同学们在新的学习生活里发光发热,更上一层楼,更多试题辅导,可以添加Q群:651207579(高中资料分享群)或请拨打免费咨询电话:4000-121-121!
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