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2017高中化學競賽知識點歸納

　　化學競賽這一活動是我們在高中階段經常舉辦的，你想在比賽中一展風采嗎?那就趕緊抓緊時間，復習一些重要的化學知識吧。下面是百分網小編為大家整理的高中化學重要的知識點，希望對大家有用!

2017高中化學競賽知識點歸納

　　高中化學必背知識點

　　化學平衡

　　1、定義：

　　化學平衡狀態(tài)：一定條件下，當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時，更組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡”，這就是這個反應所能達到的限度即化學平衡狀態(tài)。

　　2、化學平衡的特征

　　逆(研究前提是可逆反應)

　　等(同一物質的正逆反應速率相等)

　　動(動態(tài)平衡)

　　定(各物質的濃度與質量分數(shù)恒定)

　　變(條件改變，平衡發(fā)生變化)

　　3、影響化學平衡移動的因素

　　(一)濃度對化學平衡移動的影響

　　(1)影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，增大反應物的濃度或減少生成物的濃度，都可以使平衡向正方向移動;增大生成物的濃度或減小反應物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動

　　(2)增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡不移動

　　(3)在溶液中進行的反應，如果稀釋溶液，反應物濃度減小，生成物濃度也減小， V正減小，V逆也減小，但是減小的程度不同，總的結果是化學平衡向反應方程式中化學計量數(shù)之和大的方向移動。

　　(二)溫度對化學平衡移動的影響

　　影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會使化學平衡向著吸熱反應方向移動，溫度降低會使化學平衡向著放熱反應方向移動。

　　(三)壓強對化學平衡移動的影響

　　影響規(guī)律：其他條件不變時，增大壓強，會使平衡向著體積縮小方向移動;減小壓強，會使平衡向著體積增大方向移動。

　　注意：

　　(1)改變壓強不能使無氣態(tài)物質存在的化學平衡發(fā)生移動

　　(2)氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學平衡移動規(guī)律相似

　　(四)催化劑對化學平衡的影響：

　　由于使用催化劑對正反應速率和逆反應速率影響的程度是等同的，所以平衡不移動。但是使用催化劑可以影響可逆反應達到平衡所需的_時間_。

　　(五)勒夏特列原理(平衡移動原理)：

　　如果改變影響平衡的條件之一(如溫度，壓強，濃度)，平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動。

　　4、化學平衡常數(shù)

　　(一)定義：

　　在一定溫度下，當一個反應達到化學平衡時，生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個常數(shù)比值。符號：K

　　(二)使用化學平衡常數(shù)K應注意的問題：

　　1、表達式中各物質的濃度是變化的濃度，不是起始濃度也不是物質的量。

　　2、K只與溫度(T)關，與反應物或生成物的濃度無關。

　　3、反應物或生產物中有固體或純液體存在時，由于其濃度是固定不變的，可以看做是“1”而不代入公式。

　　4、稀溶液中進行的反應，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關系式中。

　　(三)化學平衡常數(shù)K的應用:

　　1、化學平衡常數(shù)值的大小是可逆反應進行程度的標志。K值越大，說明平衡時生成物的濃度越大，它的正向反應進行的程度越大，即該反應進行得越完全，反應物轉化率越高。反之，則相反。

　　2、可以利用K值做標準，判斷正在進行的可逆反應是否平衡及不平衡時向何方進行建立平衡。(Q：濃度積)Q〈K：反應向正反應方向進行;Q=K：反應處于平衡狀態(tài) ;Q〉K：反應向逆反應方向進行。

　　3、利用K值可判斷反應的熱效應

　　若溫度升高，K值增大，則正反應為吸熱反應若溫度升高，K值減小，則正反應為放熱反應。

　　高中化學易錯知識點

　　常錯點1 錯誤地認為酸性氧化物一定是非金屬氧化物，非金屬氧化物一定是酸性氧化物，金屬氧化物一定是堿性氧化物。

　　辨析：酸性氧化物與非金屬氧化物是兩種不同的分類方式，酸性氧化物不一定是非金屬氧化物，如CrO3、Mn2O7是酸性氧化物;非金屬氧化物不一定是酸性氧化物，如CO、NO和NO2等。

　　堿性氧化物一定是金屬氧化物，而金屬氧化物不一定是堿性氧化物，如Al2O3是兩性氧化物，CrO3是酸性氧化物。

　　常錯點2 錯誤地認為膠體帶有電荷。

　　辨析：膠體是電中性的，只有膠體粒子即膠粒帶有電荷，而且并不是所有膠體粒子都帶有電荷。如淀粉膠體粒子不帶電荷。

　　常錯點3 錯誤地認為有化學鍵被破壞的變化過程就是化學變化。

　　辨析：化學變化的特征是有新物質生成，從微觀角度看就是有舊化學鍵的斷裂和新化學鍵的生成。只有化學鍵斷裂或只有化學鍵生成的過程不是化學變化，如氯化鈉固體溶于水時破壞了其中的離子鍵，離子晶體和金屬晶體的熔化或破碎過程破壞了其中的化學鍵，從飽和溶液中析出固體的過程形成了化學鍵，這些均是物理變化。

　　常錯點4 錯誤地認為同種元素的單質間的轉化是物理變化。

　　辨析：同種元素的不同單質(如O2和O3、金剛石和石墨)是不同的物質，相互之間的轉化過程中有新物質生成，是化學變化。

　　常錯點5 錯誤地認為氣體摩爾體積就是22.4L·mol-1

　　辨析：兩者是不同的，氣體摩爾體積就是1 mol氣體在一定條件下占有的體積，在標準狀況下為22.4 L，在非標準狀況下可能是22.4 L，也可能不是22.4 L

　　常錯點6 在使用氣體摩爾體積或阿伏加德羅定律時忽視物質的狀態(tài)或使用條件。

　　辨析：氣體摩爾體積或阿伏加德羅定律只適用于氣體體系，既可以是純凈氣體，也可以是混合氣體。對于固體或液體不適用。氣體摩爾體積在應用于氣體計算時，要注意在標準狀況下才能用22.4 L·mol-1

　　常錯點7 在計算物質的量濃度時錯誤地應用溶劑的體積。

　　辨析：物質的量濃度是表示溶液組成的物理量，衡量標準是單位體積溶液里所含溶質的物質的量的多少，因此在計算物質的量濃度時應用溶液的體積而不是溶劑的體積。

　　常錯點8 在進行溶液物質的量濃度和溶質質量分數(shù)的換算時，忽視溶液體積的單位。

　　辨析：溶液物質的量濃度和溶質質量分數(shù)的換算時，要用到溶液的密度，通常溶液物質的量濃度的單位是mol·L-1，溶液密度的單位是g·cm-3，在進行換算時，易忽視體積單位的不一致。

　　常錯點9 由于SO2、CO2、NH3、Cl2等溶于水時，所得溶液能夠導電，因此錯誤地認為SO2、CO2、NH3、Cl2等屬于電解質。

　　辨析：

　　(1)電解質和非電解質研究的范疇是化合物，單質和混合物既不是電解質也不是非電解質。

　　(2)電解質必須是化合物本身電離出陰、陽離子，否則不能用其水溶液的導電性作為判斷其是否是電解質的依據(jù)。如SO2、CO2、NH3等溶于水時之所以能夠導電，是因為它們與水發(fā)生了反應生成了電解質的緣故。

　　常錯點10 錯誤地認為其溶液導電能力強的電解質為強電解質。

　　辨析：電解質的強弱與溶液的導電性強弱沒有必然的聯(lián)系，導電性的強弱與溶液中的離子濃度大小及離子所帶的電荷數(shù)有關;而電解質的強弱與其電離程度的大小有關。

　　常錯點11 錯誤地認為氧化劑得到的電子數(shù)越多，氧化劑的氧化能力越強;還原劑失去的電子數(shù)越多，還原劑的還原能力越強。

　　辨析：氧化性的強弱是指得電子的難易程度，越容易得電子即氧化性越強，與得電子的'數(shù)目無關。同樣還原劑的還原性強弱與失電子的難易程度有關，與失電子的數(shù)目無關。

　　常錯點12 錯誤認為同種元素的相鄰價態(tài)一定不發(fā)生反應。

　　辨析：同種元素的相鄰價態(tài)之間不發(fā)生氧化還原反應，但能發(fā)生復分解反應，如Na2SO3+H2SO4=Na2SO4+SO2↑+H2O，此反應中H2SO4表現(xiàn)強酸性。

　　常錯點13 錯誤地認為所有的原子都是由質子、電子和中子構成的。

　　辨析：所有的原子中都含有質子和電子，但是不一定含有中子。

　　常錯點14 錯誤地認為元素的種類數(shù)與原子的種類數(shù)相等。

　　辨析：

　　(1)同一種元素可能由于質量數(shù)的不同會有不同的核素(原子)，因此原子的種類數(shù)要大于元素的種類數(shù)。

　　(2)但是也有的元素只有一種核素，如Na、F等。

　　常錯點15 錯誤地認為最外層電子數(shù)少于2的原子一定是金屬原子。

　　辨析：最外層電子數(shù)少于2的主族元素有H，屬于非金屬元素。

　　常錯點16 錯誤地認為離子鍵的實質是陰陽離子的靜電吸引作用。

　　辨析：離子鍵的實質是陰陽離子的靜電作用，包括靜電吸引和靜電排斥兩種作用，離子鍵是這兩種作用綜合的(平衡)結果。

　　常錯點17 錯誤地認為含有共價鍵的化合物一定是共價化合物。

　　辨析：

　　(1)只含有共價鍵的化合物才能稱為共價化合物;

　　(2)離子化合物中也可以含有共價鍵，如Na2O2中含有非極性共價鍵，NaOH中含有極性共價鍵。

　　常錯點18 錯誤地認為增大壓強一定能增大化學反應速率。

　　辨析：

　　(1)對于只有固體或純液體參加的反應體系，增大壓強反應速率不變。

　　(2)對于恒溫恒容條件的氣態(tài)物質之間的反應，若向體系中充入惰性氣體，體系的壓強增大，但是由于各物質的濃度沒有改變，故反應速率不變。

　　(3)壓強對反應速率的影響必須是引起氣態(tài)物質的濃度的改變才能影響反應速率。

　　高中化學基礎知識點

　　1、共價鍵的分類和判斷：σ鍵(“頭碰頭”重疊)和π鍵(“肩碰肩”重疊)、極性鍵和非極性鍵，還有一類特殊的共價鍵-配位鍵。

　　共價鍵三參數(shù)：

	概念	對分子的影響
鍵能	拆開1mol共價鍵所吸收的能量（單位：kJ/mol）	鍵能越大，鍵越牢固，分子越穩(wěn)定
鍵長	成鍵的兩個原子核間的平均距離（單位：10^-10米）	鍵越短，鍵能越大，鍵越牢固，分子越穩(wěn)定
鍵角	分子中相鄰鍵之間的夾角(單位：度）	鍵角決定了分子的空間構型

　　共價鍵的鍵能與化學反應熱的關系:反應熱=所有反應物鍵能總和-所有生成物鍵能總和

　　2、共價鍵:原子間通過共用電子對形成的化學鍵

　　3、鍵的極性：

　　極性鍵：不同種原子之間形成的共價鍵，成鍵原子吸引電子的能力不同，共用電子對發(fā)生偏移

　　非極性鍵：同種原子之間形成的共價鍵，成鍵原子吸引電子的能力相同，共用電子對不發(fā)生偏移

　　4、分子的極性：

　　(1)極性分子：正電荷中心和負電荷中心不相重合的分子

　　(2)非極性分子：正電荷中心和負電荷中心相重合的分子

　　分子極性的判斷：分子的極性由共價鍵的極性及分子的空間構型兩個方面共同決定

　　非極性分子和極性分子的比較：

	非極性分子	極性分子
形成原因	整個分子的電荷分布均勻，對稱	整個分子的電荷分布不均勻、不對稱
存在的共價鍵	非極性鍵或極性鍵	極性鍵
分子內原子排列	對稱	不對稱

　　5、分子的空間立體結構

　　常見分子的類型與形狀比較：

分子類型	分子形狀	鍵角	鍵的極性	分子極性	代表物
A	球形			非極性	He、Ne
A₂	直線形		非極性	非極性	H₂、O₂
AB	直線形		極性	極性	HCl、NO
ABA	直線形	180°	極性	非極性	CO₂、CS₂
ABA	V形	≠180°	極性	極性	H₂O、SO₂
A₄	正四面體形	60°	非極性	非極性	P₄
AB₃	平面三角形	120°	極性	非極性	BF₃、SO₃
AB₃	三角錐形	≠120°	極性	極性	NH₃、NCl₃
AB₄	正四面體形	109°28′	極性	非極性	CH₄、CCl₄
AB₃C	四面體形	≠109°28′	極性	極性	CH₃Cl、CHCl₃
AB₂C₂	四面體形	≠109°28′	極性	極性	CH₂Cl₂