2017年高考化學必考知識點
化學是高考的考察科目之一，那么化學有哪些必考的知識點呢?接下來學習啦小編為你整理了2017年高考化學必考知識點，一起來看看吧。
2017年高考化學必考知識點：氧化還原
氧化還原反應(yīng)的本質(zhì)
電子的轉(zhuǎn)移(得失或偏移)
氧化還原反應(yīng)的特征
化合價升降(某些元素化合價在反應(yīng)前后發(fā)生變化，是氧化還原反應(yīng)判別的依據(jù))
氧化還原反應(yīng)的發(fā)展史
對物質(zhì)的認識存在發(fā)展的過程，從最初的隔離開的氧化反應(yīng)、還原反應(yīng)，到從表面上看化合價變化的氧化還原反應(yīng)，把氧化與還原統(tǒng)一在一個概念下，再透過現(xiàn)象看本質(zhì)，化合價的變化是有電子得失或偏移引起的。
物質(zhì)與氧氣發(fā)生的反應(yīng)屬于氧化反應(yīng)，含氧化合物中氧被奪去的反應(yīng)屬于還原反應(yīng)。
有化合價升降的反應(yīng)屬于氧化還原反應(yīng)。
有電子得失或偏移的反應(yīng)屬于氧化還原反應(yīng)。
氧化還原反應(yīng)中應(yīng)注意的幾個問題
1、氧化劑氧化性的強弱，不是看得電子的多少，而是看得電子的難易;
還原劑還原性的強弱，不是看失電子的多少，而是看失電子的難易。
eg：氧化性：濃HNO3>稀HNO3還原性：Na>Al
2、有新單質(zhì)參加或生成的反應(yīng)不一定是氧化還原反應(yīng).
eg：C(金剛石)==C(石墨);3O2==2O3(放電);P4(白磷)==4P(紅磷)
3、任何元素在化學反應(yīng)中，從游離態(tài)變?yōu)榛蠎B(tài)，或由化合態(tài)變?yōu)橛坞x態(tài)，均發(fā)生氧化還原反應(yīng)(比如置換反應(yīng)，化合反應(yīng)，分解反應(yīng))
4、置換反應(yīng)一定是氧化還原反應(yīng)，復分解反應(yīng)一定不是氧化還原反應(yīng);有單質(zhì)參加的化合反應(yīng)和有單質(zhì)生成的分解反應(yīng)全部屬于氧化還原反應(yīng)。
5、元素具有最高價的化合物不一定具有強氧化性!
eg:H3PO4、H2SiO3(或H4SiO4)兩酸均無強氧化性但硝酸有強氧化性。
氧化還原的表示可用單線橋也可用雙線橋
一、雙線橋法：
此法不僅能表示出電子轉(zhuǎn)移的方向和總數(shù)，還能表示出元素化合價升降和氧化、還原關(guān)系。雙線橋的箭頭始于反應(yīng)物有關(guān)元素的原子或離子，箭頭指向發(fā)生化合價變化后生成物中對應(yīng)元素的原子或離子或原子團。
標變價:
明確標出所有發(fā)生氧化還原反應(yīng)的元素的化合價，不變價的元素不標化合價。
連雙線:
將標化合價的同一元素用直線加箭頭從反應(yīng)物指向生成物(注意：箭頭的起止一律對準各元素)
標得失:
1.標電子轉(zhuǎn)移或偏離數(shù) :
明確標出得失電子數(shù)，格式為“得/失發(fā)生氧化還原反應(yīng)原子個數(shù)×單位原子得失電子數(shù)”.
2.標化合價變化:
一律標出化合價的變化，只有“化合價升高”“化合價降低”這兩種寫法，不可寫為“升價”“降價”等 .
3.標出元素反應(yīng)類型:
一律標出元素所發(fā)生的反應(yīng)，“被氧化”或“被還原”，其余寫法均不正確.
4.檢查得失電子守恒 檢查得失電子數(shù)是否相等，如不相等則重新分析。
二、單線橋法：
在氧化還原反應(yīng)中，有電子發(fā)生轉(zhuǎn)移(得失或偏移)，也就是在反應(yīng)物中有元素電子發(fā)生得失或偏移，這時用一條帶箭頭的曲線從失去電子的元素指向得到電子的元素，并在“橋”上標出轉(zhuǎn)移的電子數(shù)，這種表示方法叫單線橋法。
(1)標價態(tài)明確標明發(fā)生氧化還原反應(yīng)的元素的化合價;
(2)連單線連接方程式左邊的氧化劑與還原劑，箭頭一律指向氧化劑;
(3)不注得失標出轉(zhuǎn)移的電子的總數(shù)，這里不用像雙線橋那樣，僅需直接標出電子總數(shù).
2017年高考化學必考知識點：pH值的計算
常用H+濃度來表示溶液的酸堿性，當[H+]小于1mol·L-1時，為了使用方便，常用氫離子濃度的負對數(shù)，即-lg[H+]來表示溶液的酸度，并稱為pH，即pH= -lg[H+]。
任何物質(zhì)的水溶液中[H+]·[OH-]=Kw，室溫時Kw=1×10-14。純水中[H+]=[OH-]=10-7mol·L-1，則pH= -lg[H+]=7。在其他中性溶液中[H+]=[OH-]=10-7mol·L-1，pH也為7;酸性溶液中[H+]>[OH-]，其pH<7;堿性溶液中[H+]<[OH-]，其pH>7。氫氧離子濃度的負對數(shù)也可表示為pOH，則溶液的pH + pOH = 14，pH=14 - pOH。計算溶液的pH關(guān)鍵在于正確求出各種溶液的[H+]，具體計算如下：
例1 計算0.01mol·L-1鹽酸溶液的pH。
解 鹽酸是強電解質(zhì)，在水中全部電離[H+]=0.01mol·L-1pH=-lg[H+]=-lg 0.01=2
答 該溶液的pH為2。
例2 計算c=0.1mol·L-1醋酸溶液(電離度α=1.34%)的pH。
解 醋酸是弱電解質(zhì)在水中部分電離
[H+]=α·C=1.34%×0.1
=1.34×10-3(mol·L-1)
pH= -lg[H+]=-lg 1.34×10-3=2.87
答 該溶液的pH為2.87。
例3 計算c(NaOH)=0.1mol·L-1氫氧化鈉溶液的pH。
解 NaOH為強電解質(zhì)在水中全部電離
[OH-]=0.1mol·L-1
pH= -lg[H+]=-lg10-13=13
另一算法：
pH=14-pOH=14-(-lg[OH-])=14-1=13
答 該氫氧化鈉溶液的pH為13。
例4 某溶液的pH=5求該溶液的H+和OH-的濃度。
解 pH=5=-lg[H+] [H+]=10-5(mol·L-1)
答 該溶液的H+濃度為10-5mol·L-1，OH-的濃度為10-9mol·L-1
pH的計算之二
1.簡單酸堿溶液的pH
由pH= -lg[H+]，只要求得[H+]即可。
(1)一元強酸：[H+]=C酸 二元強酸：[H+]=2C酸
弱酸：[H+]=Cα，再求pH。
(2)一元強堿[OH-]=C堿，二元強堿：[OH-]=2C堿，
2.強酸，強堿的稀釋
(1)強酸稀釋過程pH增大，可先求稀釋后溶液的[H+]，再求pH。
(2)強堿稀釋后pH減小，應(yīng)先求稀釋后，溶液中的[OH-]，再求[H+]，才能求得pH。
(3)極稀溶液應(yīng)考慮水的電離。
酸溶液pH不可能大于7，堿溶液pH不可能小于7。
3.強酸、強堿溶液的混合
等體積混合時：
若pH相差2個單位以上“pH混=pH小+0.3”
若pH相差1個單位“pH混=pH小+0.26”
(2)兩強堿混合：
等體積混合時：
若pH相差2個單位以上“pH混=pH大-0.3”
若pH相差1個單位“pH混=pH大-0.26”
(3)強酸、強堿溶液混合：
若恰好中和，溶液pH=7。
再求[H+]混，再求pH。
2017年高考化學必考知識點：鹽類的水解
鹽類水解，水被弱解;
有弱才水解，無弱不水解;
越弱越水解，都弱雙水解;
誰強呈誰性，同強呈中性。
電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系
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電解質(zhì)溶液中所有陽離子所帶有的正電荷數(shù)與所有的陰離子所帶的負電荷數(shù)相等。
如NaHCO3溶液中：n(Na+)+n(H+)=n(HCO3-)+2n(CO32-)+n(OH-)
推出：[Na+]+[H+]=[HCO3-]+2[CO32-]+[OH-]
⑵物料守恒
電解質(zhì)溶液中由于電離或水解因素，離子會發(fā)生變化變成其它離子或分子等，但離子或分子中某種特定元素的原子的總數(shù)是不會改變的。
如NaHCO3溶液中：n(Na+)：n(c)=1:1
推出：c(Na+)=c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)
?、琴|(zhì)子守恒
(不一定掌握)電解質(zhì)溶液中分子或離子得到或失去質(zhì)子(H+)的物質(zhì)的量應(yīng)相等。
例如：在NH4HCO3溶液中H3O+、H2CO3為得到質(zhì)子后的產(chǎn)物;NH3、OH-、CO32-為失去質(zhì)子后的產(chǎn)物，故有以下關(guān)系：c(H3O+)+c(H2CO3)=c(NH3)+c(OH-)+c(CO32-)。
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