高考化学公式总结,高考化学公式总结图

1.高中化学

2.高考化学必考的知识点和公式

3.高考化学热化学方程式知识点

4.成人高考物理化学公式总结

5.求高中物理化学全部公式

1. 高中化学知识点归纳

高考化学知识点归纳Ⅰ、基本概念与基础理论：一、阿伏加德罗定律1.内容：在同温同压下，同体积的气体含有相同的分子数。

即“三同”定“一同”。2.推论（1）同温同压下，V1/V2=n1/n2 (2)同温同体积时，p1/p2=n1/n2=N1/N2(3)同温同压等质量时，V1/V2=M2/M1 (4)同温同压同体积时，M1/M2=ρ1/ρ2注意：①阿伏加德罗定律也适用于不反应的混合气体。

②使用气态方程PV=nRT有助于理解上述推论。3、阿伏加德罗常这类题的解法：①状况条件：考查气体时经常给非标准状况如常温常压下，1.01*105Pa、25℃时等。

②物质状态：考查气体摩尔体积时，常用在标准状况下非气态的物质来迷惑考生，如H2O、SO3、已烷、辛烷、CHCl3等。③物质结构和晶体结构：考查一定物质的量的物质中含有多少微粒（分子、原子、电子、质子、中子等）时常涉及希有气体He、Ne等为单原子组成和胶体粒子，Cl2、N2、O2、H2为双原子分子等。

晶体结构：P4、金刚石、石墨、二氧化硅等结构。二、离子共存1.由于发生复分解反应，离子不能大量共存。

（1）有气体产生。如CO32-、SO32-、S2-、HCO3-、HSO3-、HS-等易挥发的弱酸的酸根与H+不能大量共存。

（2）有沉淀生成。如Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能与SO42-、CO32-等大量共存；Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能与OH-大量共存；Pb2+与Cl-,Fe2+与S2-、Ca2+与PO43-、Ag+与I-不能大量共存。

（3）有弱电解质生成。如OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、CN-、C17H35COO-、等与H+不能大量共存；一些酸式弱酸根如HCO3-、HPO42-、HS-、H2PO4-、HSO3-不能与OH-大量共存；NH4+与OH-不能大量共存。

（4）一些容易发生水解的离子，在溶液中的存在是有条件的。如AlO2-、S2-、CO32-、C6H5O-等必须在碱性条件下才能在溶液中存在；如Fe3+、Al3+等必须在酸性条件下才能在溶液中存在。

这两类离子不能同时存在在同一溶液中，即离子间能发生“双水解”反应。如3AlO2-+3Al3++6H2O=4Al(OH)3↓等。

2.由于发生氧化还原反应，离子不能大量共存。（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-和Fe3+不能大量共存。（2）在酸性或碱性的介质中由于发生氧化还原反应而不能大量共存。

如MnO4-、Cr2O7-、NO3-、ClO-与S2-、HS-、SO32-、HSO3-、I-、Fe2+等不能大量共存；SO32-和S2-在碱性条件下可以共存，但在酸性条件下则由于发生2S2-+SO32-+6H+=3S↓+3H2O反应不能共在。H+与S2O32-不能大量共存。

3.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）。例：Al3+和HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-等；Fe3+与CO32-、HCO3-、AlO2-、ClO-等不能大量共存。

4.溶液中能发生络合反应的离子不能大量共存。如Fe2+、Fe3+与SCN-不能大量共存；Fe3+与 不能大量共存。

5、审题时应注意题中给出的附加条件。 ①酸性溶液（H+）、碱性溶液（OH-）、能在加入铝粉后放出可燃气体的溶液、由水电离出的H+或OH-=1*10-10mol/L的溶液等。

②有色离子MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe(SCN)2+。 ③MnO4-,NO3-等在酸性条件下具有强氧化性。

④S2O32-在酸性条件下发生氧化还原反应：S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O⑤注意题目要求“大量共存”还是“不能大量共存”。6、审题时还应特别注意以下几点：（1）注意溶液的酸性对离子间发生氧化还原反应的影响。

如：Fe2+与NO3-能共存，但在强酸性条件下（即Fe2+、NO3-、H+相遇）不能共存；MnO4-与Cl-在强酸性条件下也不能共存；S2-与SO32-在钠、钾盐时可共存，但在酸性条件下则不能共存。（2）酸式盐的含氢弱酸根离子不能与强碱（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、离子方程式书写的基本规律要求 （1）合事实：离子反应要符合客观事实，不可臆造产物及反应。 （2）式正确：化学式与离子符号使用正确合理。

（3）号实际：“=”“ ”“→”“↑”“↓”等符号符合实际。 （4）两守恒：两边原子数、电荷数必须守恒（氧化还原反应离子方程式中氧化剂得电子总数与还原剂失电子总数要相等）。

（5）明类型：分清类型，注意少量、过量等。（6）检查细：结合书写离子方程式过程中易出现的错误，细心检查。

四、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。

2. 化学常识题高中的

1.由于硅酸的溶解度很小，硅酸浓度较大时就形成软而透明的、胶冻状的硅酸凝胶，硅酸凝胶经干燥脱水就形成硅酸干胶，即通常所说的“硅胶”。硅胶是一种高活性吸附材料，属非晶态物质，其化学分子式为mSiO2?nH2O。不溶于水和任何溶剂，无毒无味，化学性质稳定，除强碱、氢氟酸外不与任何物质发生反应。硅胶与硅酸是完全不同的两种物质。

2、硅酸钠是无色固体，密度2.4g/cm3，熔点1321K(1088℃)。溶于水成粘稠溶液，俗称水玻璃、泡花碱。是一种无机粘合剂。水玻璃和玻璃是不同的。

3、金刚砂，SiC，又名碳化硅。纯的是无色晶体。密度3.06~3.20。硬度很大，大约是莫氏9.5度。一般的是无色粉状颗粒。磨碎以后，可以作研磨粉，可制擦光纸，又可制磨轮和砥石的摩擦表面。由砂和适量的碳放在电炉中加强热制得。 但不是多孔物质，故不能做吸附试剂。

综上原因，正确答案应该是第一个

3. 高中化学知识归纳整理

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高中化学口诀大全

1.化合价口诀：

(1)常见元素的主要化合价：

氟氯溴碘负一价；正一氢银与钾钠。氧的负二先记清；正二镁钙钡和锌。

正三是铝正四硅；下面再把变价归。全部金属是正价；一二铜来二三铁。

锰正二四与六七；碳的二四要牢记。非金属负主正不齐；氯的负一正一五七。

氮磷负三与正五；不同磷三氮二四。有负二正四六；边记边用就会熟。

一价氢氯钾钠银；二价氧钙钡镁锌，三铝四硅五氮磷；

二三铁二四碳，二四六硫都齐；全铜以二价最常见。

(2)常见根价的化合价

一价铵根硝酸根；氢卤酸根氢氧根。高锰酸根氯酸根；高氯酸根醋酸根。

二价硫酸碳酸根；氢硫酸根锰酸根。暂记铵根为正价；负三有个磷酸根。

2.燃烧实验现象口诀

氧气中燃烧的特点：

氧中余烬能复烯，磷燃白色烟子漫，铁烯火星四放射，硫蓝紫光真灿烂。

氯气中燃烧的特点：

磷燃氯中烟雾茫，铜燃有烟呈棕黄，氢燃火焰苍白色，钠燃剧烈产白霜。

3.氢气还原氧化铜实验口诀

口诀1：氢气早出晚归，酒精灯迟到早退。

口诀2：氢气检纯试管倾，先通氢气后点灯。黑色变红水珠出，熄灭灯后再停氢。

4.过滤操作实验口诀

斗架烧杯玻璃棒，滤纸漏斗角一样。过滤之前要静置，三靠两低不要忘。

5.托盘天平的使用操作顺序口诀

口诀1

先将游码拨到零，再调螺旋找平衡；

左盘物，右盘码，取用砝码用镊夹；

先放大，后放小，最后平衡游码找。

口诀2

螺丝游码刻度尺，指针标尺有托盘。调节螺丝达平衡，物码分居左右边。

取码需用镊子夹，先大后小记心间。**不能直接放，称量完毕要复原

6.酸碱中和滴定的操作步骤和注意事项口诀

酸管碱管莫混用，视线刻度要齐平。尖嘴充液无气泡，液面不要高于零。

莫忘添加指示剂，开始读数要记清。左手轻轻旋开关，右手摇动锥形瓶。

眼睛紧盯待测液，颜色一变立即停。数据记录要及时，重复滴定求平均。

误差判断看V（标），规范操作靠多练。

7.气体制备

气体制备首至尾，操作步骤各有位，发生装置位于头，洗涤装置紧随后，

除杂装置分干湿，干燥装置把水留；集气要分气和水，性质实验分先后，

有毒气体必除尽，吸气试剂选对头。

有时装置少几个，基本顺序不可丢，偶尔出现小变化，相对位置仔细求。

8.制氧气口诀

口诀1：二氧化锰氯酸钾；混和均匀把热加。制氧装置有特点；底高口低略倾斜。

口诀2：实验先查气密性，受热均匀试管倾。收集常用排水法，先撤导管后移灯。

9.集气口诀

与水作用用排气法；根据密度定上下。不溶微溶排水法； 所得气体纯度大。

10.电解水口诀

正氧体小能助燃；负氢体大能燃烧。

11.金属活动顺序表口诀

（初中）钾钙钠镁铝、锌铁锡铅氢、铜汞银铂金。

（高中）钾钙钠镁铝锰锌、铬铁镍、锡铅氢；铜汞银铂金。

12.盐类水解规律口诀

无“弱”不水解，谁“弱”谁水解；

愈“弱”愈水解，都“弱”双水解；

谁“强”显谁性，双“弱”由K定。

13.盐类溶解性表规律口诀

钾、钠铵盐都可溶，硝盐遇水影无踪；

硫（酸）盐不溶铅和钡，氯（化）物不溶银、亚汞。

14.化学反应基本类型口诀

化合多变一（A+B→C）， 分解正相逆（A→B+C）,

复分两交换（AB+CD→CB+AD），置换换单质（A+BC→AC+B）。

15.短周期元素化合价与原子序数的关系口诀

价奇序奇，价偶序偶。

16.化学计算

化学式子要配平，必须纯量代方程， 单位上下要统一，左右倍数要相等。

质量单位若用克，标况气体对应升， 遇到两个已知量，应照不足来进行。

含量损失与产量，乘除多少应分清。

4. 求高中化学知识重点

1。

的氢离子的氧化属于船体的酸，即，任何水溶性酸具有耐氧化性。 2。

不是所有的材料具有一个化学键。如：稀有气体。

3。并非所有的正四面体结构材料和键角为109.28，如：白磷。

5。电解质溶液的导电性，电解抛光，等的化学变化。

6。常见气体的溶解度大小：NH3> HCL> SO2,H2S> CL2 CO2 7。

类似的相对分子质量和数量的电子，分子的极性越强，较高的熔点沸点。如：CO> N2 8。

参与或由单一的质量产生的，该反应是不一定的氧化还原反应。如：氧和臭氧的转化率。

9。氟元素也有一个在两个耐氧化性和还原性。

FF元素失去电子具有还原性。 10。

HCL,SO 3,NH 3的水溶液可以是导电的，但非电解质。 11。

所有的物质组成的非金属元素，可以使离子化合物。如：NH4CL。

12。的ALCL3共价化合物熔体不导电。

13。常见阴离子在水溶液中失去电子的顺序如下： F-PO43-SO42-NO3-CO32-OH-CL- 14。

单质量位移从盐溶液中的金属，可以是单一的质量的金属，可以是非金属的。 ：铁+硫酸铜= FE + KHSO4 15。

所述金属氧化物是不一定的碱性氧化物，如氧化锰； 非金属氧化物不一定酸性氧化物如NO，等。16。

CL2,SO2，过氧化钠有漂白作用，但与石蕊反应现象： SO2溶液变成红色，CL2先红褪色，过氧化钠的第一个蓝色褪色。 17。

的氮分子的键能是双原子分子的键能。 18。

发烟硝酸，发烟硫酸“发烟”的原则是不一样的。 发烟硝酸发出的“烟硝酸与水蒸汽形成酸雾 发烟硫酸”硝烟弥漫“SO3 19的强酸，镁和铵盐溶液。

得到的氨和氢的反应。 20冰晶石作为一种溶剂中的铝金属的冶炼，继续添加碳块和氯化铝。

21氨，乙二醇，丙三醇可用于制冷剂的主要原料的纤维材料的二氧化硅。 22，房间温度，铁，铝，铬和其它金属成的浓硝酸，一种化学反应发生钝化。

23。钻石是最坚硬的物质C3N4硬度比钻石。

24。在相同条件下，同样的弱电解质，解决方案是更稀的，和离子化的程度越大，在溶液中的离子的浓度可能不增加，溶液的导电性可能不被增加。

25的稀硝酸的浓度具有氧化如：铁（过量）+铁（NO3）3 26。白磷是一种无色透明的水晶，逐渐变成**，当暴露在光线下。

白氧化性，但NO3-不一定。磷，也称为黄磷。

27，在正常情况下，反应物的浓度越大，反应速率增加； 但在室温下，浓硝酸铁箱子钝化，反应不如稀硝酸快。 28。

非金属氧化物不一定是酸酐，如：NO2 29，所产生的碱金属盐不一定是酸酐反应：CO + NaOH溶液（甲酸钠）（高温，高压） 30。少许盐是弱电解质，如：铅（AC）2，氯化汞 / a> 31。

弱酸性，可以准备的酸，如：H2S +铜（NO4）2 32。铅稳定的化合价+2 +4其他碳族元素导致金属活性弱于锡（异常） 33。

无机材料也具有同分异构体的现象，如：一些配合物。 34。

Na3ALF6是不是双盐。 35。

经验公式来确定的酸性强度（有氧） M = A（主组）+ X（价）-N（周期数） 米的更大的酸性越强； m是更小的，更强碱性。米> 7的强酸（）中，m = 7在强酸中，米= 4?6的弱酸性 米=两性2至3,m = 1的弱酸，m = 0时，在碱，米 36。

的条件是相同的，该物质的沸点是不一定高于熔点，如：乙炔。 37。

有机物可能无法燃烧。如：PTFE。

BR /> 38。有机物可以是难溶于有机，易溶于水。

如：烷基苯磺酸。 39。

量筒零刻度线 40硅烷（SiH4）H -1价格H CH4是1价泗电气负比H小 41有机化合物称为“酸”是不一定的有机羧酸，如：石炭酸。 BR /> 42。

分子双键的有机物质并不一定的酸性高锰酸钾溶液褪色。：醋酸。

43。酸和碱中和反应可能会或可能不会发生。

如： HCOOH +的Cu(OH)2 ==（加热） 44。离子晶体不一定低于原子晶体的熔点。

：氧化镁>二氧化硅 45。歧化反应 非单质金属和非金属的负价元素的化合物 和最低的稳定的正价化合物的化合物的歧化反应。

/> 46胶头滴管以延伸到液体表面下制备的Fe(OH)2，温度计卡液面下用乙醇催化氧化的实验中，有一个基于乙醇使乙烯。不延伸下的液体的表面的油分馏。

47.C7H8O异构体，有5种3种酚类，醇类，醚类（请记住，这个结论是多项选择题） 48。一般情况下，酸和酸，碱，碱之间还没有反应过来 但是也有例外，如：氧化性酸和还原性酸（HNO4 + H2S）等； AgOH + NH4.OH如49的H后面的金属活动顺序表的一般要素不能发行氢酸反应； BR />但也有例外，如：铜的CuS（沉淀）+ H2S == + H2（气） 50在同等条件下，通常碳酸盐溶解度小于相应的碳酸氢盐的溶解度； 但也有例外，如：碳酸钠碳酸氢钠，另外，碳酸钠+盐酸放热反应；碳酸氢钠+的HCL吸热反应 51。

弱酸可以使强酸 法律中的复分解反应，一般只由强酸系统弱酸。盐酸滴加硫酸到该溶液中，可以通过以下来制备：该反应是一个常规的弱酸的箱子系统强酸反其原因是不溶于强酸。

同样的反应可以是困难的，因为在室温下反应。 52。

减少弱的物质，可以制备通过降低强烈材料 氧化还原氧化反应的基本规律，降低强度比较如下：氧化的弱为：降低强度的氧化剂氧化产物 ：还原剂的还原产物 产业制造反应：硅减少弱碳系统强还原性硅，因为上面的规则只适用于该溶液中，该反应是在高。

5. 求高中化学知识总结

高中化学复习知识点 化学反应及其能量变化 化学反应及其能量变化总结 核心知识 氧化还原反应 核心知识 一、几个基本概念 1.氧化还原反应：凡有电子转移的反应，就是氧化还原反应.表现为元素的化合价发生变化. 2.氧化反应和还原反应：物质失去电子的反应（体现为元素化合价有升高）是氧化反应；物质得电子的反应（体现为元素化合价降低）是还原反应. 3.氧化产物和还原产物：还原剂在反应中失去电子后被氧化形成的生成物为氧化产物.氧化剂在反应中得电子被还原形成的生成物为还原产物. 4.氧化性和还原性：物质在反应中得电子为氧化剂，氧化剂具有氧化性；物质在反应中失电子为还原剂，还原剂具有还原性. 各概念间的关系为： 二、氧化还原反应的分析表示方法 ①双线桥法： 例1 它表示反应中电子得失情况和结果. 线桥由反应物指向生成物的同一元素上. ②单线桥法 例（上例） 它表示反应中电子转移情况. 线桥由还原剂失电子元素指向氧化剂的得电子元素. 三、四种基本反应类型同氧化还原反应间的关系 1.置换反应全都是氧化还原反应. 2.化合反应和分解反应有一部分为氧化还原反应. 3.复分解反应全都不是氧化还原反应. 四、元素的价态与氧化性、还原性的关系 一般常见的处于最低价态的元素不能再得到电子，只具有还原性.例如一切金属单质为O价Cl-1、S-2、O-2等，处于最高价态的元素 等不能再失去电子，只可能得到电子而具有氧化性.处于中间价态的元素，如 等既有氧化性，又有还原性，但还常以某一方面为主.如S、O2、Cl2以氧化性为主. 五、氧化性、还原性强弱比较 （1）氧化性：氧化剂>氧化产物 还原性：还原剂>还原产物 注：氧化性还原性强弱的比较一般需依据氧化还原反应而定. （2）根据金属活动顺序表判断 K,Ca,Na,Mg,Al,Zn,Fe,Sn,Pb,(H),Cu,Hg,Ag,Pt,Au (3)根据非金属活动顺序进行判断 六、氧化还原反应基本类型 1.全部氧化还原型：变价元素的所有原子的价态物发生变化 如：2H2+O2 2H2O Zn+2HCl H2↑+ZnCl2等 2.部分氧化还原型：变价元素的原子只有部分价态发生变化 如：MnO2+4HCl（浓） MnCl2+Cl2↑+2H2O 3.自身氧化还原型，同一物质中不同元素发生价态改变 如：2KClO3 2KCl+3O2↑ 2H2O 2H2↑+O2↑ 4.歧化反应型：同一物质中同一元素发生价态的改变 如：Cl2+2NaOH NaCl+NaClO+H2O 七、氧化还原反应的基本规律 1.两个守恒关系： 质量守恒和得失电子总数守恒. 2.归中律：即同种元素的不同价态反应遵循“可靠拢不相交”. 离子反应 离子反应方程式 核心知识 一、电解质和非电解质 1.电解质：在水溶液或受热熔化状态下能导电的化合物. 非电解质：在水溶或受热熔化状态下不能导电的化合物. 例1 CaO、SO3溶于水能导电，Fe能够导电，它们是否是电解质？ 解析 CaO本是电解质，但不能说是因为它溶于水能导电才是电解质.溶于水有以下反应：CaO+H2O=Ca(OH)2，此时为Ca(OH)2的导电；SO3本身不是电解质，溶于水有以下反应：SO3+H2O=H2SO4，此时为H2SO4的导电.电解质实际上指的是不与水反应，通过本身电离出自由移离子而导电的一类化合物.Fe不是化合物故不属于电解质与非电解质之列. 2.强电解质和弱电解质 二、离子反应 1.有离子参加的反应叫离子反应. 离子互换型 （复分解反应型） 2.类型 氧化还原型 三、离子方程式 1.用实际参加反应的离子的符号来表示离子之间反应的式子叫离子方程式. 2.意义：离子方程式表示同一类型的所有的离子反应. 3.书写离子方程式的方法： （1）“写”：写出正确的化学方程式 （2）“拆”：把易溶且易电离的物质拆写成离子形式，凡是难溶、难电离，以及气体物质均写成化学式. （3）“删”：删去反应前后不参加反应的离子. （4）“查”：检查离子方程式两边的原子个数是否相等，电荷总数是否相等. 四、判断离子方程式书写是否正确的方法 必须考虑以下五条原则： （1）依据物质反应的客观事实. 释例1：铁与稀盐酸反应： 2Fe+6H+=2Fe3++3H2↑（错误），正确的是：Fe+2H+=Fe2++H2↑. （2）必须遵守质量守恒定律. 释例2:Cl2+I-=Cl-+I2（错误），正确的是：Cl2+2I-=2Cl-+I2. (3)必须遵守电荷平衡原理. 释例3：氯气通入FeCl2溶液中：Fe2++Cl2=Fe3++2Cl-（错误），正确的是：2Fe2++Cl2=2Fe3++2Cl-. (4)氧化还原反应还必须遵守得失电子守恒原理.应注意判断氧化剂和还原剂转移电子数是否配平. （5）必须遵循定组成原理（即物质中阴、阳离子组成固定）. 释例4:Ba(OH)2溶液和稀H2SO4混合：Ba+OH-+H++SO42-=BaSO4↓+H2O（错误），正确的是：Ba2++2OH-+SO42-+2H+=BaSO4↓+2H2O. 五、判断溶液中离子能否大量共存 所谓几种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.同一溶液中若离子间符合下列任意一个条件就会发生离子反应，离子之间便不能在溶液中大量共存. （1）生成难溶物或微溶物：如Ba2+与CO32-、Ag+与Br-、Ca2+与SO42-和OH-、OH-与Cu2+等不能大量共存. （2）生成气体或挥发性物质：如NH4+与OH-,H+与CO32-、HCO3-、S2-、HSO3-、SO32-等不能大量共存. 2.生成难电离的物质。

6. 高中化学的重要知识点有哪些（人教版）

Ⅰ、基本概念与基础理论： 一、阿伏加德罗定律 1.内容：在同温同压下，同体积的气体含有相同的分子数。

即“三同”定“一同”。 2.推论 （1）同温同压下，V1/V2=n1/n2 (2)同温同体积时，p1/p2=n1/n2=N1/N2 (3)同温同压等质量时，V1/V2=M2/M1 (4)同温同压同体积时，M1/M2=ρ1/ρ2 注意：①阿伏加德罗定律也适用于不反应的混合气体。

②使用气态方程PV=nRT有助于理解上述推论。 3、阿伏加德罗常这类题的解法： ①状况条件：考查气体时经常给非标准状况如常温常压下，1.01*105Pa、25℃时等。

②物质状态：考查气体摩尔体积时，常用在标准状况下非气态的物质来迷惑考生，如H2O、SO3、已烷、辛烷、CHCl3等。 ③物质结构和晶体结构：考查一定物质的量的物质中含有多少微粒（分子、原子、电子、质子、中子等）时常涉及希有气体He、Ne等为单原子组成和胶体粒子，Cl2、N2、O2、H2为双原子分子等。

晶体结构：P4、金刚石、石墨、二氧化硅等结构。 二、离子共存 1.由于发生复分解反应，离子不能大量共存。

（1）有气体产生。如CO32-、SO32-、S2-、HCO3-、HSO3-、HS-等易挥发的弱酸的酸根与H+不能大量共存。

（2）有沉淀生成。如Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能与SO42-、CO32-等大量共存；Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能与OH-大量共存；Pb2+与Cl-,Fe2+与S2-、Ca2+与PO43-、Ag+与I-不能大量共存。

（3）有弱电解质生成。如OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、CN-、C17H35COO-、等与H+不能大量共存；一些酸式弱酸根如HCO3-、HPO42-、HS-、H2PO4-、HSO3-不能与OH-大量共存；NH4+与OH-不能大量共存。

（4）一些容易发生水解的离子，在溶液中的存在是有条件的。如AlO2-、S2-、CO32-、C6H5O-等必须在碱性条件下才能在溶液中存在；如Fe3+、Al3+等必须在酸性条件下才能在溶液中存在。

这两类离子不能同时存在在同一溶液中，即离子间能发生“双水解”反应。如3AlO2-+3Al3++6H2O=4Al(OH)3↓等。

2.由于发生氧化还原反应，离子不能大量共存。 （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-和Fe3+不能大量共存。 （2）在酸性或碱性的介质中由于发生氧化还原反应而不能大量共存。

如MnO4-、Cr2O7-、NO3-、ClO-与S2-、HS-、SO32-、HSO3-、I-、Fe2+等不能大量共存；SO32-和S2-在碱性条件下可以共存，但在酸性条件下则由于发生2S2-+SO32-+6H+=3S↓+3H2O反应不能共在。H+与S2O32-不能大量共存。

3.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）。 例：Al3+和HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-等；Fe3+与CO32-、HCO3-、AlO2-、ClO-等不能大量共存。

4.溶液中能发生络合反应的离子不能大量共存。 如Fe2+、Fe3+与SCN-不能大量共存；Fe3+与 不能大量共存。

5、审题时应注意题中给出的附加条件。 ①酸性溶液（H+）、碱性溶液（OH-）、能在加入铝粉后放出可燃气体的溶液、由水电离出的H+或OH-=1*10-10mol/L的溶液等。

②有色离子MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe(SCN)2+。 ③MnO4-,NO3-等在酸性条件下具有强氧化性。

④S2O32-在酸性条件下发生氧化还原反应：S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O ⑤注意题目要求“大量共存”还是“不能大量共存”。 6、审题时还应特别注意以下几点： （1）注意溶液的酸性对离子间发生氧化还原反应的影响。

如：Fe2+与NO3-能共存，但在强酸性条件下（即Fe2+、NO3-、H+相遇）不能共存；MnO4-与Cl-在强酸性条件下也不能共存；S2-与SO32-在钠、钾盐时可共存，但在酸性条件下则不能共存。 （2）酸式盐的含氢弱酸根离子不能与强碱（OH-）、强酸（H+）共存。

如HCO3-+OH-=CO32-+H2O(HCO3-遇碱时进一步电离)；HCO3-+H+=CO2↑+H2O。

高中化学

“物质的量”的复习指导

一、理清物质的量、摩尔、阿伏加德罗常数三者的关系

物质的量在国际单位制(SI)中是七个最基本的物理量之一，用于表示微观粒子(或这些粒子的特定组合)的数量，我们在计量物质的多少时通常就是用质量、体积、物质的量；摩尔(mol)是物质的量的SI单位；而阿伏加德罗常数NA则是mol这个计量单位的计量标准，此计量标准（注意：它不是单位）等于0.012Kg12C中所含碳原子的数量，根据定义，阿伏加德罗常数本身是一个实验值，其最新实验数据NA=6.0220943×1023mol—1。如氧气分子的数量为此数的两倍，就可以记为2molO2。

二、识记两种物质的量浓度溶液的配制

1．由固体配制溶液

步骤：①计算②称量③溶解④转移⑤洗涤⑥定容、摇匀

仪器：容量瓶、托盘天平、烧杯、玻璃棒、胶头滴管

2．由浓溶液配制稀溶液

步骤：①计算②量取③稀释④转移⑤洗涤⑥定容、摇匀

仪器：容量瓶、量筒、烧杯、玻璃棒、胶头滴管

三、理解三个公式

1．物质的量计算的万能公式：n=m/M=V(g)/Vm=N/NA=c*V=xs/[m*(100+s)]

式中n为物质的量，单位为mol；m为物质质量，单位为g；M为摩尔质量，单位为g?6?1mol－1；V(g)为气体体积，单位为L；Vm为气体摩尔体积，单位为L?6?1mol－1；N为粒子个数，NA为阿伏加德罗常数6.02×1023mol－1； c为物质的量浓度，单位为mol?6?1L－1；V(aq)为溶液体积，单位为L；x为饱和溶液的质量，单位为g；S为溶解度，单位为g。

解答阿伏加德罗常数(NA)问题的试题时，必须注意下列一些细微的知识点：

①标准状况下非气体物质：水、溴、SO3、CCl4、苯、辛烷、CHCl3等不能用Vm=22．4L/mol将体积转化为物质的量。

②分子中原子个数问题：氧气、氮气、氟气等是双原子的分子，稀有气体(单原子分子)、白磷(P4)、臭氧(O3)。

③较复杂的氧化还原反应中转移的电子数：Na2O2与H2O、Cl2与NaOH、KClO3与盐酸、铜与硫、电解AgNO3等。

2．一定质量分数溶液的稀释

ω1?6?1m1=ω2?6?1m2(稀释前后溶质的质量守恒)

ω1为稀释前溶液的质量分数，m1为稀释前溶液的质量；ω2为稀释后溶液的质量分数，m2为稀释后溶液的质量。

3．一定物质的量浓度溶液的稀释

c1稀释前浓溶液的物质的量浓度，c2为稀释后溶液的物质的量浓度；V1为稀释前溶液的体积，V2为稀释后溶液的体积。

四、掌握阿伏加德罗定律的四条推论

阿伏加德罗定律(四同定律)：同温、同压、同体积的任何气体所含分子数相同或气体物质的量相同。气体摩尔体积是阿伏加德罗定律的一个特例。

1．推论一：同温同压下，气体的体积比等于物质的量之比，等于分子数之比(V1:V2=n1:n2=N1:N2)

2．推论二：同温同压下，气体的密度比等于其相对分子质量之比(ρ1:ρ2=M1:M2)

3．推论三：同温同压下，同质量气体的体积比与相对分子质量成反比(V1:V2=M2:M1)

4．推论四：同温同容下，气体的压强比等于物质的量比(P1:P2=n1:n2)

以上阿伏加德罗定律及推论必须理解记忆，学会由理想气体状态方程(PV=nRT=m/M *RT)自己推导。

五、辨别五个概念

1．摩尔：如果在一定量的粒子的集体中所含有的粒子数目与0.012Kg12C中所含的原子数目相同，则该集体的量值为1mol。

2．物质的量：这个物理量表示的意义，实质上就是含有一定数目粒子的集体。

3．摩尔质量：单位物质的量的物质所具有的质量叫做摩尔质量。

4．气体摩尔体积：单位物质的量的气体所占的体积叫做摩尔质量。

5．物质的量浓度：以单位体积溶液里所含溶质B的物质的量来表示的溶液的组成的物理量，叫做溶质B的物质的量浓度。

巧解溶液的浓度计算

考点动向：溶液的浓度计算是高考的必考题。主要考查：①溶液物质的量的浓度、溶质的物质的量(或质量或气体标准状况下的)的之间的换算；②物质的量浓度、溶质的质量分数和溶解度之间的换算；③两种溶液混合(包括反应和不反应两种情况)后，溶液浓度的计算；④溶解度的综合计算。物质的量浓度计算的题型有选择题、填空题、计算题，溶解度的计算以选择题为主。

方法范例：

例1．(2005?6?1天津)根据侯德榜制碱法原理并参考下表的数据，实验室制备纯碱Na2CO3的主要步骤是：将配制好的饱和NaCl溶液倒入烧杯中加热，控制温度在30～35℃，搅拌下分批加入研细的NH4HCO3固体，加料完毕后，继续保温30分钟，静置、过滤得NaHCO3晶体。用少量蒸馏水洗涤除去杂质，抽干后，转入蒸发皿中，灼烧2小时，制得Na2CO3固体。

四种盐在不同温度下的溶解度（g/100）表

0℃ 10℃ 20℃ 30℃ 40℃ 50℃ 60℃ 100℃

NaCl 35.7 35.8 36.0 36.3 36.6 37.0 37.3 39.8

NH4HCO3 11.9 15.8 21.0 27.0 －① － － －

NaHCO3 6.9 8.1 9.6 11.1 12.7 14.5 16.4 －

NH4Cl 29.4 33.3 37.2 41.4 45.8 50.4 55.3 77.3

①＞35℃NH4HCO3会有分解

请回答：（1）反应温度控制在30～35℃，是因为若高于35℃，则 ，若低于30℃，则 ；为控制此温度范围，采取的加热方法为 。

（2）加料完毕后，继续保温30分钟，目的是 。静置后只析出NaHCO3晶体的原因是 。用蒸馏水洗涤NaHCO3晶体的目的是除去 杂质（以化学式表示）。

（3）过滤所得的母液中含有 （以化学式表示），需加入 ，并作进一步处理，使NaCl溶液循环使用，同时可回收NH4Cl。

（4）测试纯碱产品中NaHCO3含量的方法是：准确称取纯碱样品W g，放入锥形瓶中加蒸馏水溶解，加1～2滴酚酞指示剂，用物质的量浓度为c(mol/L)的HCl溶液滴定至溶液由红色到无色（指示CO32－＋H＋＝HCO3－反应的终点），所用HCl溶液体积为V1mL，再加1～2滴甲基橙指示剂，继续用HCl溶液滴定至溶液由黄变橙，所用HCl溶液总体积为V2mL。写出纯碱样品中NaHCO3质量分数的计算式：NaHCO3(％)＝

解析：侯德榜制碱法利用一定条件下NaHCO3溶解度相对较小的特点，在饱和食盐水先后通入NH3、CO2，获得NaHCO3后灼烧生成Na2CO3。

根据表格，40℃以上NH4HCO3溶解度不再给出，因为35℃以上NH4HCO3开始分解。在35℃以下尽量提高温度可以让反应速率加快，有利于提高单位时间产率。反应液中存在NH4+、Na+、HCO3—、Cl—，参照30℃时各物质溶解度可知，此时溶解度最小的NaHCO3最先析出。30℃时，NaHCO3的溶解度为11.1g，说明Na+、HCO3—不可能完全沉淀。最终得到的母液中同时存在NH4+、Na+、HCO3—、Cl—，向其中加入HCl，可使NaCl溶液循环使用，并能回收NH4Cl。

在测定过程中，Na2CO3发生两步反应：

Na2CO3 + HCl = NaHCO3+ NaCl

cV1/1000 cV1/1000

NaHCO3 + HCl= NaCl+H2O+CO2↑

cV1/1000 cV1/1000

Na2CO3消耗的HCl共2cV1/1000，则NaHCO3消耗的HC l为：

(cV2/1000—2cV1/1000)mol，

样品中NaHCO3的纯度为： 。

答案：（1）NH4HCO3分解 反应速率降低 水浴加热

（2）使反应充分进行 NaHCO3的溶解度最小 NaCl NH4Cl NH4HCO3

（3）NaHCO3 NaCl NH4Cl NH4HCO3 HCl

（4）

规律小结：有关溶解度的计算除注重概念的理解外，还要加强分析推理：

①一种物质的饱和溶液不影响另一物质的溶解；

②对混合溶液降温或蒸发溶剂时，率先达到饱和的是溶解度最小的，该物质的析出使得与该物质有相同离子的物质不再满足析出条件。

例2．(2005?6?1上海)硝酸工业生产中的尾气可用纯碱溶液吸收，有关的化学反应为：

2NO2＋Na2CO3→NaNO3＋NaNO3＋CO2↑ ①

NO＋NO2＋Na2CO3→2NaNO2＋CO2↑ ②

⑴根据反应①，每产生22.4L（标准状况下）CO2，吸收液质量将增加 g。

⑵配制1000g质量分数为21.2%的纯碱吸收液，需Na2CO3?6?110H2O多少克？

⑶现有1000g质量分数为21.2%的纯碱吸收液，吸收硝酸工业尾气，每产生22.4L（标准状况）CO2时，吸收液质量就增加44g。

①计算吸收液中NaNO2和NaNO3物质的量之比。

②1000g质量分数为21.2%的纯碱在20℃经充分吸收硝酸工业尾气后，蒸发掉688，冷却到0℃，最多可析出NaNO2多少克？（0℃时，NaNO2的溶解度为71.2g/100）

解析：本题综合考查了有关化学方程式、物质的量及溶解度的计算等知识，检查学生的综合应用能力。

⑴2NO2＋Na2CO3→NaNO2＋NaNO3＋CO2↑ △m

106g 69g 85g 22.4L 48g

22.4L m

m=48g

⑵根据Na2CO3质量守恒有：100g×21.2%=m(Na2CO3?6?110H2O)?6?1

m(Na2CO3?6?110H2O)=572g

⑶①2NO2＋Na2CO3→NaNO2＋NaNO3＋CO2↑△m＝48g

②NO＋NO2＋Na2CO3→2NaNO2＋CO2↑△m＝32g

设由NO2与纯碱反应产生的CO2为amol，由NO和NO2与纯碱反应产生的CO2为bmol

n(NaNO2):n(NaNO3)＝5:3

②设生成的n(NaNO2)为5xmol，n(NaNO3)为3xmol

据Na＋守恒：5x＋3x＝8x＝0.5

m(NaNO2)＝2.5mol×69g/mol=172.5g，

m(H2O)余＝1000g×(1—21.2%)—688g＝100g

析出：m(NaNO2)(最大)＝172.5g－71.2g＝101.3g

答案：⑴48

⑵m(Na2CO3?6?110H2O)＝572g

⑶①n(NaNO2):n(NaNO3)＝5:3

②m(NaNO2)(最大)＝101.3g

规律小结：化学计算中的常用技巧：

1．差量法：根据化学反应前后的有关物理量发生的变化，找出所需“理论差量”，如反应前后的质量、物质的量、气体体积、气体压强、反应过程中的热量变化等，该差量的大小与反应物质的有关量成正比。差量法就是借助这种比例关系，解决一定量变的计算题。解题方法思路的关键是根据题意确定“理论差量”，再依题目提供的“实际差量”，列出比例式，求出答案。

2．守恒法：有关溶液的计算，守恒定律运用越来越平常。解题关键是找出“守恒量”：

①稀释前后溶质的守恒：c1V1=c2V2(稀释前后溶质的物质的量守恒)；ω1?6?1m1=ω2?6?1m2(稀释前后溶质的质量守恒)

②溶液中粒子之间电荷守恒：溶液呈电中性，即溶液中阳离子所带正电荷总数与阴离子所带负电荷总数相等

③物料守恒：反应前后元素原子的物质的量不变

④得失电子守恒：氧化还原反应中，氧化剂得到电子数等于还原剂失去电子数

考点误区分析：

①溶质问题：溶质可以是非电解质，电解质(离子或特定组合)，分析溶质时要注意有关的化学变化(如SO3、Na2O等溶于水后溶质是H2SO4、NaOH；氨水、氯水的成分复杂，溶质为NH3、Cl2；溶解带有结晶水的物质时，溶质是无水物，在确定溶质物质的量时，用结晶水合物质量除以结晶水合物的摩尔质量)。

②溶液的体积问题：计算气体溶质对应溶液的物质的量浓度时，不能把水的体积当成溶液的体积，只能用溶液质量和密度计算溶液体积，且要注意换算为L做单位。

③溶解度的计算：抓住“一定温度”和“饱和溶液”两个关键条件，有时需理想化地分割出饱和溶液，根据溶解度定量比例，确立定量关系，列式计算，同时注意单位的统一。计算析出含有结晶水的晶体时可用守恒法：原溶液中溶质质量=析晶后饱和溶液中溶质质量+晶体中的溶质质量

同步训练：

1、(2003?6?1江苏)若以ω1和ω2分别表示浓度为amol/L和bmol/L氨水的质量分数，且已知b=2a，则下列推断正确的是（氨水的密度比纯水的小）（ ）

A、2ω1=ω2 B、ω1=2ω2 C、ω2＞2ω1 D、ω1＜ω2＜2ω1

2、在标准状况下，盛满HCl和N2混合气体的烧瓶，用喷泉实验的方法充水至喷泉结束，所得烧瓶内盐酸的物质的量浓度为

A、0.045mol/L B、0.45mol/L C、0.5mol/L D、无法计算

3、(2003?6?1江苏)在一定温度下，某无水盐R在水中溶解度为23g，向R的饱和溶液中加入Bg该无水盐，保持温度不变，析出R的结晶水合物Wg，从原饱和溶液中析出溶质R的质量为（ ）

A、(W—B) g B、(W—B) g C、(W—B) g D、(W— B)g

4、有某硫酸和硝酸的混合溶液20mL，其中含有硫酸的浓度为2mol?6?1L-1，含硝酸的浓度为1mol?6?1L－1，现向其中加入0.96g铜粉，充分反应后(假设只生成NO气体)，最多可收集到标况下的气体的体积为（ D ）

A、89.6mL B、112mL C、168mL D、224mL

5、t℃时，在V mL密度为dg?6?1cm-3的FeCl3（相对分子质量为M）饱和溶液中，加入足量的NaOH溶液，充分反应后过滤（假设滤液无损失），在滤液中加入适量硝酸使溶液呈中性后，再加入4 mL1.0 mol?6?1L-1的AgNO3溶液恰好完全反应，则t℃时FeCl3的溶解度为

A、 B、 C、 D、

6、20℃时食盐的溶解度为36g，取一定量该温度下的饱和食盐水用惰性电极进行电解，当阳极析出11.2L（标准状况）气体时，食盐完全电解，所得溶液密度为1.20g/mL，试计算

（1）电解前，饱和食盐水的质量是多少？

（2）电解后溶液中NaOH的物质的量浓度是多少？

（3）要使溶液恢复原状态，需加入多少克什么物质？

7、(2006?6?1江苏)氯化亚铜(CuCl)是重要的化工原料。国家标准规定合格的CuCl产品的主要质量指标为CuCl的质量分数大于96.50%。工业上常通过下列反应制备CuCl

2CuSO4＋Na2SO3＋2NaCl＋Na2CO3===2CuCl↓＋3Na2SO4＋CO2↑

⑴CuCl制备过程中需要配置质量分数为20.0%的CuSO4溶液，试计算配置该溶液所需的CuSO4?6?15H2O与H2O的质量之比。

⑵准确称取所配置的0.2500gCuCl样品置于一定量的0.5mol?6?1L－1FeCl3溶液中，待样品完全溶解后，加水20mL，用0.1000mol?6?1L－1的Ce(SO4)2溶液滴定到终点，消耗24.60mLCe(SO4)2溶液。有关反化学反应为

Fe3+＋CuCl===Fe2+＋Cu2+＋Cl— Ce4+＋Fe2+===Fe3+＋Ce3+

通过计算说明上述样品中CuCl的质量分数是否符合标准。

8．(2005?6?1广东)某研究性学习小组欲用化学方法测量一个不规则容器的体积。把35.1gNaCl放入500mL烧杯中，加入150mL蒸馏水。待NaCl完全溶解后，将溶液全部转移到容器中，用蒸馏水稀释至完全充满容器。从中取出溶液100mL，该溶液恰好与20mL0.100mol?6?1L—1AgNO3溶液完全反应。试计算该容器的体积。

参考答案：

1、C．[提示]设两种氨水溶液的密度分别为ρ1、ρ2，则依物质的量浓度与质量分数的关系有， ， ，且b=2a，所以有2ρ1ω1=ρ2ω2，又由于氨水的密度比纯水小，且浓度越大，密度越小即ρ1＞ρ2，代入上式得：ω2＞2ω1。

2、A．[提示]N2不溶于水，所以盐酸的体积就是原HCl气体的体积，设为VL，有： 。

3、A．[提示]析出R的结晶水合物的质量为Wg，加入无水盐R的质量为Bg，从原溶液被带出(析出)的饱和溶液的质量为(W-B)g，析出的溶液的质量乘以该溶液中R的质量分数即得析出溶质R的质量。

4、D．[提示]铜与硝酸与硫酸的混酸溶液反应时，因为NO3—在酸性条件下还有强氧化性，所以只能用离子方程式计算，不能用化学方程式计算。

n(Cu)=0.96g/64g?6?1mol—1=0.015mol，n(NO3—)=0.02L×1 mol?6?1L-1=0.02mol

n(H+)=0.02L×1 mol?6?1L-1×1+0.02L×2 mol?6?1L-1×2=0.10mol

3Cu + 2NO3— + 8H+=3Cu2++2NO+4H2O

3mol 2mol 8mol 44.8L

0.015mol 0.02mol 0.1mol VL

讨论知H+、NO3—有过剩，以Cu的物质的量代入计算有V=224mL。

5、D．[提示]VmL密度为dg?6?1cm–3的FeCl3中氯化铁的质量为：

m(FeCl3)=n(FeCl3)×M= ×M= ，

溶解度为S有：

解得：S= 。

6、解析：（1）设饱和溶液中NaCl的质量为x，溶液的质量为w

2NaCl+2H2O 2NaOH+H2↑+Cl2↑

2×58.5g 22.4L

xg 11.2L．

x=58.5g ∵溶液的溶解度为36g

W=221g

（2）根据方程式，电解后生成NaOH的物质的量为1mol，同时得到氢气11.2L。

据质量守恒定律，电解后溶液的质量为：W—m(H2)—m(O2)

=221g—(0.5mol×2g/mol+0.5mol×71g/mol)=184.5g

∴NaOH的物质的量浓度为

（3）要使溶液恢复原状态，需加入的物质就是从溶液中出去的物质,生成的氢气和氯气能合成1mol的盐酸，所以要加入含36.5g氯化氢的盐酸。

答案：（1）221g，（2）6.5mol/L，（3）加入含36.5g氯化氢的盐酸

7、解析：（1）设需要CuSO4?6?15H2O的质量为x， 的质量为y

CuSO4?6?15H2O的相对分子质量为250， 的相对分子质量为160

解得：x∶y=5∶11

（2）设样品中 的质量为

由化学反应方程式可知：CuCl~Fe2+~Ce4+

解得：x=0.2448g

97.92%＞96.50%

答案：⑴5∶11，⑵样品中 的质量分数符合标准。

8、解析：AgNO3+NaCl=AgCl↓+NaNO3

n(AgNO3)=0.100mol?6?1L—1×0.02L=0.002mol

m (NaCl)=0.002mol×58.5g?6?1mol—1=0.117g

V(容器)=

答案：30L

高考化学必考的知识点和公式

阴极和正极中氧气都的电子发生还原反应降价，但是此题中氧气降到-1价，

阴极得电子，题中说最终得到过氧化氢，阳极OH-失电子多出H+,所以阴极氧气会生成HO2-和H+结合形成过氧化氢。在碱性条件下用OH-和H2O使左右电荷原子守恒

高考化学热化学方程式知识点

高考化学必考知识点的总结归纳

作为基础学科知识内容考查的依据,以下所列的知识点在近10年来的化学高考命题中呈现率达90%以上希望同学们在临考的复习中能一一对照来巩固相应的基础,如果某些点的认识不够,建议重温相应的教材和教辅资料,确保该内容的高得分率。

1、 氧化还原相关概念和应用

（1） 借用熟悉的H2还原CuO来认识5对相应概念

（2） 氧化性、还原性的相互比较

（3） 氧化还原方程式的书写及配平

（4） 同种元素变价的氧化还原反应（歧化、归中反应）

（5） 一些特殊价态的微粒如H、Cu、Cl、Fe、S2O32-的氧化还原反应

（6） 电化学中的氧化还原反应

2、 物质结构、元素周期表的认识

（1） 主族元素的阴离子、阳离子、核外电子排布

（2） 同周期、同主族原子的半径大小比较

（3） 电子式的正确书写、化学键的形成过程、化学键、分子结构和晶体结构

（4）能画出短周期元素周期表的草表 ，理解“位—构—性”

3、 熟悉阿伏加德罗常数NA常考查的微粒数目中固体、得失电子、中子数等内容。

4、 热化学方程式的正确表达（状态、计量数、能量关系）

5、 离子的鉴别、离子共存

（1） 离子因结合生成沉淀、气体、难电离的弱电解质而不能大量共存

（2） 因相互发生氧化还原而不能大量共存

（3） 因双水解、生成络合物而不能大量共存

（4） 弱酸的酸式酸根离子不能与强酸、强碱大量共存

（5） 题设中的其他条件“酸碱性、颜色”等

6、 溶液浓度、离子浓度的比较及计算

（1） 善用微粒的守恒判断 （电荷守衡、物料守衡、质子守衡）

（2） 电荷守恒中的多价态离子处理

7、 pH值的计算

（1） 遵循定义（公式）规范自己的计算过程

（2） 理清题设所问的是“离子”还是“溶液”的浓度

（3） 酸过量或碱过量时pH的计算（酸时以H浓度计算，碱时以OH计算再换算）。

8、 化学反应速度、化学平衡

（1） 能计算反应速率、理解各物质计量数与反应速率的关系

（2） 理顺“反应速率”的“改变”与“平衡移动”的“辩证关系”

（3） 遵循反应方程式规范自己的“化学平衡”相关计算过程

（4） 利用“等效平衡”观点来解题

9、 电化学

（1） 能正确表明“原电池、电解池、电镀池”及变形装置的电极位置

（2） 能写出各电极的电极反应方程式

（3） 了解常见离子的电化学放电顺序

（4） 能准确利用“得失电子守恒”原则计算电化学中的定量关系

10、 盐类的水解

（1） 盐类能发生水解的原因

（2） 不同类型之盐类发生水解的后果（酸碱性、浓度大小等）

（3） 盐类水解的应用或防止（胶体、水净化、溶液制备）

（4） 对能发生水解的盐类溶液加热蒸干、灼烧的后果

（5） 能发生完全双水解的离子反应方程式

11、 C、 N、O、S、Cl、P、Na、Mg、Al、Fe等元素的单质及化合物

（1） 容易在无机推断题中出现，注意上述元素的特征反应

（2） 注意N中的硝酸与物质的反应，其体现的酸性、氧化性“两作为”是考查的的重点

（3） 有关Al的化合物中则熟悉其两性反应（定性、定量关系）

（4） 有关Fe的化合物则理解Fe2+和Fe3+之间的转化、Fe3+的强氧化性

（5） 物质间三角转化关系

12、有机物的聚合及单体的推断

（1）根据高分子的链节特点准确判断加聚反应或缩聚反应归属

（2）熟悉含C=C双键物质的加聚反应或缩聚反应归属

（3）熟悉含（-COOH、-OH）、（-COOH、-NH2）之间的缩聚反应

13、同分异构体的书写

（1）请按官能团的位置异构、类别异构和条件限制异构顺序一个不漏的找齐

（2）本内容最应该做的是作答后，能主动进行一定的检验

14、有机物的燃烧

（1）能写出有机物燃烧的通式

（2）燃烧最可能获得的是C和H关系

15、完成有机反应的化学方程式

（1）有机代表物的相互衍变，往往要求完成相互转化的方程式

（2）注意方程式中要求表示物质的结构简式、表明反应条件、配平方程式

16、有机物化学推断的解答 （“乙烯辐射一大片，醇醛酸酯一条线”）

（1）一般出现以醇为中心，酯为结尾的推断关系，所以复习时就熟悉有关“醇”和“酯”的性质反应（包括一些含其他官能团的醇类和酯）

（2）反应条件体现了有机化学的特点，请同学们回顾有机化学的一般条件，从中归纳相应信息，可作为推断有机反应的有利证据

（3）从物质发生反应前后的官能团差别，推导相关物质的结构

17．化学实验装置与基本操作

（1）常见物质的分离、提纯和鉴别

（2）常见气体的制备方法

（3）实验设计和实验评价

18、化学计算

（1）近年来，混合物的计算所占的比例很大（90%），务必熟悉有关混合物计算的一般方式（含讨论的切入点），注意单位与计算的规范

（2）回顾近几次的综合考试，感受“守恒法“在计算题中的暗示和具体计算时的优势

化学计算中的巧妙方法小结：

得失电子守恒法、元素守恒法、电荷守恒法、最终溶质法、极值法、假设验证法等

成人高考物理化学公式总结

　对于一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的。即化学反应的热效应只与起始和终了状态有关，而与变化途径无关。下面是我为大家整理的关于高考化学热化学方程式知识点，希望对您有所帮助。欢迎大家阅读参考学习!

高考化学热化学方程式知识点

　1.定义：用来表示反应热的化学方程式

　2.书写(即和普通化学方程式的区别)

　⑴方程式中各物质的化学式后面用括号注明物质的聚集状态(固→S、气→g、液→l)

　⑵生成物不标明↑或↓符号

　⑶除非特殊条件，反应条件一般不写

　⑷方程式中物质的系数只表示其物质的量，不表示分子个数，故可以是分数(一般不写成小数)。

　⑸方程式后面写出反应的焓变△H，△H的大小随方程式系数的改变而改变。

　⑹反应环境在常温、常压下不需要标明，其他温度或压强需要标明。

　⑺△H=生成物总内能-反应物总内能=反应物总键能-生成物总键能;△H>0吸热反应、△H<0放热反应。

　⑻对比焓变、△H大小时带正负号，对比反应热、吸收或放出的热量时，不带正负号。

　3.燃烧热和中和热

　⑴燃烧热：101KP时，1mol的纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物所放出的热量，单位是KJ/mol。

　注意①可燃物只能是1mol

　②必须是生成稳定的氧化物，常考的是H→液态水、C→气态CO2

　③看清楚题意要求的是燃烧的热化学方程式，还是燃烧热的热化学方程式，前者方程式系数不必刻意，如果是后者，可燃物系数只能是1。

　⑵中和热：酸碱中和生成1mol的水放出的热量

　注意：

　①只能是生成1mol的水

　②实验测定中防热量损失的 措施

　4.盖斯定律

　⑴含义：对于一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的。即化学反应的热效应只与起始和终了状态有关，而与变化途径无关。

　⑵应用：间接计算某些反应的反应热，适应等温、等压或等温、等容条件下的反应。具体体现在：,则：△H1=-a△H2或

　则: 。即：方程式按照一定的系数比加减时，其焓变也必须按同样的系数比进行带正负号加减。

　阿伏伽德罗常数

　该类问题是以阿伏伽德罗常数(NA)为介质，对以物质的量为中心的质量、体积、微粒数目、物质的量浓度等多角度定量的考查物质的组成、结构、性质。是高考中常见题型，通常以选择题判断正误的形式出现，难度不大，但题干中可能是陷阱重重，一不小心很容易掉进去。

　正确解决此类问题，需要注意一下方面：

　1.外部环境：通常提出是常温(25°C或298K)、常压(1标准大气压或101KP)，对气体不适用22.4L/mol，但不涉及气体体积的如质量、浓度无影响。

　2.物质的状态：使用气体摩尔体积22.4 L/mol时，应是标准状况下(0°C或273K、1标准大气压或101KP),并看清楚相关物质是否是气体，如常考的H2O、SO3、苯、CCl4、氯仿、乙醇标况下不是气体，不适用。

　3.物质及晶体结构(求算原子的量或化学键)：稀有气体的单原子分子、白磷的正四面体结构、石墨的平面六边形、Si和SiO2的空间正四面体结构、所有单烯烃及NO2与N2O4的最简式相同、O2和O3混合气体求原子的量。

　4.特殊的摩尔质量：H218O、D2O、14C16O等

　5.特殊的氧化还原反应转移的电子数：Na2O2+H2O、少量Na和O2生成两种氧化物混合物、Cl2和NaOH溶液等

　6.溶液中某些离子的水解，如Fe3+、Cu2+、NH4+、CO32-等

　7.离子晶体、原子晶体中无分子存在

　8.注意隐含体积，如NO+O2相互反应的混合体系、NO2和N2O4相互转化，求分子数。

　9.题干条件是否全，如有时候给浓度而无溶液体积，求离子数。

　10.弱电解质的部分电离，求算相关离子或分子数量

　11.注意“离子”和“基”的区别，如OH-为10电子，而-OH则是9个电子。

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求高中物理化学全部公式

　成人高考物理化学的公式一直是大部分考试的难题，它的公式有哪些呢。以下是由我为大家整理的“成人高考物理化学公式总结”，仅供参考，欢迎大家阅读。

成人高考物理化学公式总结

　直流电路

　1、电流的定义：I = (微观表示：I=nesv，n为单位体积内的电荷数)

　2、电阻定律：R=ρ (电阻率ρ只与导体材料性质和温度有关，与导体横截面积和长度无关)

　3、电阻串联、并联：

　串联：R=R1+R2+R3 +……+Rn

　并联： 两个电阻并联：R=

　4、欧姆定律：

　(1)部分电路欧姆定律：U=IR

　(2)闭合电路欧姆定律：I =

　路端电压：U = e -I r= IR

　电源输出功率： = Iε-I r =

　电源热功率：

　电源效率： = =RR+r

　(3)电功和电功率：

　电功：W=IUt 电热：Q= 电功率 ：P=IU

　对于纯电阻电路：W=IUt= P=IU =

　对于非纯电阻电路：W=Iut > P=IU>

　(4)电池组的串联：每节电池电动势为 `内阻为 ，n节电池串联时：

　电动势：ε=n 内阻：r=n

热学

　1、热力学第一定律：DU = Q + W

　符号法则：外界对物体做功，W为“+”。物体对外做功，W为“-”;

　物体从外界吸热，Q为“+”;物体对外界放热，Q为“-”。

　物体内能增量DU是取“+”;物体内能减少，DU取“-”。

　2 、热力学第二定律：

　表述一：不可能使热量由低温物体传递到高温物体，而不引起其他变化。

　表述二：不可能从单一的热源吸收热量并把它全部用来对外做功，而不引起其他变化。

　表述三：第二类永动机是不可能制成的。

　3、理想气体状态方程：

　(1)适用条件：一定质量的理想气体，三个状态参量同时发生变化。

　(2) 公式： 恒量

　4、热力学温度：T = t + 273 单位：开(K)(绝对零度是低温的极限，不可能达到)

　成人高考复习资料——物理公式及规律(四)

　库仑力：F=K(适用条件：真空中，两点电荷之间的作用力)

　电场力：F=Eq(F 与电场强度的方向可以相同，也可以相反)

　磁场力：

　(1) 洛仑兹力：磁场对运动电荷的作用力。公式：f=qVB (B^V) 方向——左手定则

　(2) 安培力 ： 磁场对电流的作用力。公式：F= BIL (B^I) 方向——左手定则

力学

　1、 胡克定律：F = kx (x为伸长量或压缩量;k为劲度系数，只与弹簧的原长、粗细和材料有关)

　2、 重力：G = mg (g随离地面高度、纬度、地质结构而变化;重力约等于地面上物体受到的地球引力)

　3 、求F 、 的合力：利用平行四边形定则。

　 注意：

　(1) 力的合成和分解都均遵从平行四边行法则。

　(2) 两个力的合力范围： ú F1-F2 ú ￡ F￡ F1 + F2

　(3) 合力大小可以大于分力、也可以小于分力、也可以等于分力。

　4、两个平衡条件：

　(1) 共点力作用下物体的平衡条件：静止或匀速直线运动的物体，所受合外力为零。

　F合=0 或 ：Fx合=0 Fy合=0

　推论：[1]非平行的三个力作用于物体而平衡，则这三个力一定共点。

　[2]三个共点力作用于物体而平衡，其中任意两个力的合力与第三个力一定等值反向

　(2 )有固定转动轴物体的平衡条件：力矩代数和为零。(只要求了解)

　力矩：M=FL (L为力臂，是转动轴到力的作用线的垂直距离)

牛顿第二定律

　F合 = ma 或者 Fx = m ax Fy = m ay

　适用范围：宏观、低速物体

　理解：(1)矢量性 (2)瞬时性 (3)独立性(4) 同体性 (5)同系性 (6)同单位制

　匀变速直线运动

　基本规律：Vt = V0 + a t S = vo t + a t2

几个重要推论：

　(1) Vt2 - V02 = 2as (匀加速直线运动：a为正值 匀减速直线运动：a为正值)

　(2) A B段中间时刻的瞬时速度：

　Vt/ 2 = = (3) AB段位移中点的即时速度：

　Vs/2 =

　匀速：Vt/2 =Vs/2 ; 匀加速或匀减速直线运动：Vt/2

　(4) 初速为零的匀加速直线运动，在1s 、2s、3s……ns内的位移之比为12：22：32……n2; 在第1s 内、第 2s内、第3s内……第ns内的位移之比为1：3：5…… (2n-1); 在第1米内、第2米内、第3米内……第n米内的时间之比为1： ： ……(

　(5) 初速无论是否为零，匀变速直线运动的质点，在连续相邻的相等的时间间隔内的位移之差为一常数：Ds = aT2 (a——匀变速直线运动的加速度 T——每个时间间隔的时间)

竖直上抛运动

　上升过程是匀减速直线运动，下落过程是匀加速直线运动。全过程是初速度为VO、加速度为-g的匀减速直线运动。

　(1) 上升高度：H =

　(2) 上升的时间：t=

　(3) 上升、下落经过同一位置时的加速度相同，而速度等值反向

　(4) 上升、下落经过同一段位移的时间相等。 从抛出到落回原位置的时间：t =

　(5)适用全过程的公式：S = Vo t —— g t2 Vt = Vo-g t

　Vt2 -Vo2 = - 2 gS ( S、Vt的正、负号的理解)

　 匀速圆周运动公式

　线速度：V= Rw =2 f R=

　角速度：w=

　向心加速度：a = 2 f2 R

　向心力：F= ma = m 2 R= m m4 n2 R

注意：

　(1)匀速圆周运动的物体的向心力就是物体所受的合外力，总是指向圆心。

　(2)卫星绕地球、行星绕太阳作匀速圆周运动的向心力由万有引力提供。

　(3) 氢原子核外电子绕原子核作匀速圆周运动的向心力由原子核对核外电子的库仑力提供。

　 拓展阅读：考试注意事项

　1、考前准备:身份证、准考证、2B铅笔、黑色签字笔、橡皮擦、垫板、小刀(或铅笔刨)、直尺、草稿纸;

　2、考前一月记背物理化学常考公式，记背元素周期表前20号元素;

　3、试卷发下来后的第一件事就是写上自已的姓名及准考证号;

　4、考试答案请写在答题卡上;

　5、联系电话如有变更，请及时告知报考老师。

高中物理公式总结

物理定理、定律、公式表

一、质点的运动（1）------直线运动

1）匀变速直线运动

1.平均速度V平＝s/t（定义式） 2.有用推论Vt2-Vo2＝2as

3.中间时刻速度Vt/2＝V平＝(Vt+Vo)/2 4.末速度Vt＝Vo+at

5.中间位置速度Vs/2＝[(Vo2+Vt2)/2]1/2 6.位移s＝V平t＝Vot+at2/2＝Vt/2t

7.加速度a＝(Vt-Vo)/t ｛以Vo为正方向，a与Vo同向(加速)a>0；反向则a<0｝

8.实验用推论Δs＝aT2 ｛Δs为连续相邻相等时间(T)内位移之差｝

9.主要物理量及单位:初速度(Vo):m/s；加速度(a):m/s2；末速度(Vt):m/s；时间(t)秒(s)；位移(s):米（m）；路程:米；速度单位换算：1m/s=3.6km/h。

注：

(1)平均速度是矢量;

(2)物体速度大,加速度不一定大;

(3)a=(Vt-Vo)/t只是量度式，不是决定式;

(4)其它相关内容：质点、位移和路程、参考系、时间与时刻〔见第一册P19〕/s--t图、v--t图/速度与速率、瞬时速度〔见第一册P24〕。

2)自由落体运动

1.初速度Vo＝0 2.末速度Vt＝gt

3.下落高度h＝gt2/2（从Vo位置向下计算） 4.推论Vt2＝2gh

注:

(1)自由落体运动是初速度为零的匀加速直线运动，遵循匀变速直线运动规律；

(2)a＝g＝9.8m/s2≈10m/s2（重力加速度在赤道附近较小,在高山处比平地小，方向竖直向下）。

（3)竖直上抛运动

1.位移s＝Vot-gt2/2 2.末速度Vt＝Vo-gt （g=9.8m/s2≈10m/s2）

3.有用推论Vt2-Vo2＝-2gs 4.上升最大高度Hm＝Vo2/2g(抛出点算起）

5.往返时间t＝2Vo/g （从抛出落回原位置的时间）

注:

(1)全过程处理:是匀减速直线运动，以向上为正方向，加速度取负值；

(2)分段处理：向上为匀减速直线运动，向下为自由落体运动，具有对称性；

(3)上升与下落过程具有对称性,如在同点速度等值反向等。

二、质点的运动（2）----曲线运动、万有引力

1)平抛运动

1.水平方向速度：Vx＝Vo 2.竖直方向速度：Vy＝gt

3.水平方向位移：x＝Vot 4.竖直方向位移：y＝gt2/2

5.运动时间t＝(2y/g）1/2(通常又表示为(2h/g)1/2)

6.合速度Vt＝(Vx2+Vy2)1/2＝[Vo2+(gt)2]1/2

合速度方向与水平夹角β:tgβ＝Vy/Vx＝gt/V0

7.合位移：s＝(x2+y2)1/2,

位移方向与水平夹角α:tgα＝y/x＝gt/2Vo

8.水平方向加速度：ax=0；竖直方向加速度：ay＝g

注：

(1)平抛运动是匀变速曲线运动，加速度为g，通常可看作是水平方向的匀速直线运与竖直方向的自由落体运动的合成；

(2)运动时间由下落高度h(y)决定与水平抛出速度无关；

（3）θ与β的关系为tgβ＝2tgα；

（4）在平抛运动中时间t是解题关键；(5)做曲线运动的物体必有加速度，当速度方向与所受合力(加速度)方向不在同一直线上时，物体做曲线运动。

2）匀速圆周运动

1.线速度V＝s/t＝2πr/T 2.角速度ω＝Φ/t＝2π/T＝2πf

3.向心加速度a＝V2/r＝ω2r＝(2π/T)2r 4.向心力F心＝mV2/r＝mω2r＝mr(2π/T)2＝mωv=F合

5.周期与频率：T＝1/f 6.角速度与线速度的关系：V＝ωr

7.角速度与转速的关系ω＝2πn(此处频率与转速意义相同)

8.主要物理量及单位：弧长(s):米(m)；角度(Φ)：弧度（rad）；频率（f）：赫（Hz）；周期（T）：秒（s）；转速（n）：r/s；半径(r):米（m）；线速度（V）：m/s；角速度（ω）：rad/s；向心加速度：m/s2。

注：

（1）向心力可以由某个具体力提供，也可以由合力提供，还可以由分力提供，方向始终与速度方向垂直，指向圆心；

（2）做匀速圆周运动的物体，其向心力等于合力，并且向心力只改变速度的方向，不改变速度的大小，因此物体的动能保持不变，向心力不做功，但动量不断改变。

3)万有引力

1.开普勒第三定律：T2/R3＝K(＝4π2/GM)｛R:轨道半径，T:周期，K:常量(与行星质量无关，取决于中心天体的质量)｝

2.万有引力定律：F＝Gm1m2/r2 （G＝6.67×10-11N?m2/kg2，方向在它们的连线上）

3.天体上的重力和重力加速度：GMm/R2＝mg；g＝GM/R2 ｛R:天体半径(m)，M：天体质量（kg）｝

4.卫星绕行速度、角速度、周期：V＝(GM/r)1/2；ω＝(GM/r3)1/2；T＝2π(r3/GM)1/2｛M：中心天体质量｝

5.第一(二、三)宇宙速度V1＝(g地r地)1/2＝(GM/r地)1/2＝7.9km/s；V2＝11.2km/s；V3＝16.7km/s

6.地球同步卫星GMm/(r地+h)2＝m4π2(r地+h)/T2｛h≈36000km，h:距地球表面的高度，r地:地球的半径｝

注:

(1)天体运动所需的向心力由万有引力提供,F向＝F万；

(2)应用万有引力定律可估算天体的质量密度等；

(3)地球同步卫星只能运行于赤道上空，运行周期和地球自转周期相同；

(4)卫星轨道半径变小时,势能变小、动能变大、速度变大、周期变小（一同三反）；

(5)地球卫星的最大环绕速度和最小发射速度均为7.9km/s。

三、力（常见的力、力的合成与分解）

1）常见的力

1.重力G＝mg （方向竖直向下，g＝9.8m/s2≈10m/s2，作用点在重心，适用于地球表面附近）

2.胡克定律F＝kx ｛方向沿恢复形变方向，k：劲度系数(N/m)，x：形变量(m)｝

3.滑动摩擦力F＝μFN ｛与物体相对运动方向相反，μ：摩擦因数，FN：正压力(N)｝

4.静摩擦力0≤f静≤fm （与物体相对运动趋势方向相反，fm为最大静摩擦力）

5.万有引力F＝Gm1m2/r2 （G＝6.67×10-11N?m2/kg2,方向在它们的连线上）

6.静电力F＝kQ1Q2/r2 （k＝9.0×109N?m2/C2,方向在它们的连线上）

7.电场力F＝Eq （E：场强N/C，q：电量C，正电荷受的电场力与场强方向相同）

8.安培力F＝BILsinθ （θ为B与L的夹角，当L⊥B时:F＝BIL，B//L时:F＝0）

9.洛仑兹力f＝qVBsinθ （θ为B与V的夹角，当V⊥B时：f＝qVB，V//B时:f＝0）

注:

(1)劲度系数k由弹簧自身决定;

(2)摩擦因数μ与压力大小及接触面积大小无关，由接触面材料特性与表面状况等决定;

(3)fm略大于μFN，一般视为fm≈μFN;

(4)其它相关内容：静摩擦力（大小、方向）〔见第一册P8〕；

(5)物理量符号及单位B：磁感强度(T)，L：有效长度(m)，I:电流强度(A)，V：带电粒子速度(m/s),q:带电粒子（带电体）电量(C);

(6)安培力与洛仑兹力方向均用左手定则判定。

2）力的合成与分解

1.同一直线上力的合成同向:F＝F1+F2， 反向：F＝F1-F2 (F1>F2)

2.互成角度力的合成：

F＝(F12+F22+2F1F2cosα)1/2（余弦定理） F1⊥F2时:F＝(F12+F22)1/2

3.合力大小范围：|F1-F2|≤F≤|F1+F2|

4.力的正交分解：Fx＝Fcosβ，Fy＝Fsinβ（β为合力与x轴之间的夹角tgβ＝Fy/Fx）

注：

(1)力(矢量)的合成与分解遵循平行四边形定则;

（2）合力与分力的关系是等效替代关系,可用合力替代分力的共同作用,反之也成立;

(3)除公式法外，也可用作图法求解,此时要选择标度,严格作图;

(4)F1与F2的值一定时,F1与F2的夹角(α角)越大，合力越小;

（5）同一直线上力的合成，可沿直线取正方向，用正负号表示力的方向，化简为代数运算。

四、动力学（运动和力）

1.牛顿第一运动定律(惯性定律）：物体具有惯性，总保持匀速直线运动状态或静止状态,直到有外力迫使它改变这种状态为止

2.牛顿第二运动定律：F合＝ma或a＝F合/ma{由合外力决定,与合外力方向一致}

3.牛顿第三运动定律：F＝-F?{负号表示方向相反,F、F?各自作用在对方，平衡力与作用力反作用力区别，实际应用：反冲运动}

4.共点力的平衡F合＝0，推广 ｛正交分解法、三力汇交原理｝

5.超重：FN>G，失重：FN<G {加速度方向向下，均失重，加速度方向向上，均超重}

6.牛顿运动定律的适用条件：适用于解决低速运动问题，适用于宏观物体，不适用于处理高速问题，不适用于微观粒子〔见第一册P67〕

注:平衡状态是指物体处于静止或匀速直线状态,或者是匀速转动。

五、振动和波（机械振动与机械振动的传播）

1.简谐振动F＝-kx {F:回复力，k:比例系数，x:位移，负号表示F的方向与x始终反向}

2.单摆周期T＝2π(l/g)1/2 ｛l:摆长(m)，g:当地重力加速度值，成立条件:摆角θ<100;l>>r｝

3.受迫振动频率特点：f＝f驱动力

4.发生共振条件:f驱动力＝f固，A＝max，共振的防止和应用〔见第一册P175〕

5.机械波、横波、纵波〔见第二册P2〕

6.波速v＝s/t＝λf＝λ/T{波传播过程中，一个周期向前传播一个波长；波速大小由介质本身所决定}

7.声波的波速(在空气中）0℃：332m/s；20℃:344m/s；30℃:349m/s；(声波是纵波)

8.波发生明显衍射（波绕过障碍物或孔继续传播）条件：障碍物或孔的尺寸比波长小，或者相差不大

9.波的干涉条件：两列波频率相同(相差恒定、振幅相近、振动方向相同)

10.多普勒效应:由于波源与观测者间的相互运动，导致波源发射频率与接收频率不同｛相互接近，接收频率增大，反之，减小〔见第二册P21〕｝

注：

（1）物体的固有频率与振幅、驱动力频率无关，取决于振动系统本身；

（2）加强区是波峰与波峰或波谷与波谷相遇处，减弱区则是波峰与波谷相遇处；

（3）波只是传播了振动，介质本身不随波发生迁移,是传递能量的一种方式；

（4）干涉与衍射是波特有的；

(5)振动图象与波动图象；

(6)其它相关内容：超声波及其应用〔见第二册P22〕/振动中的能量转化〔见第一册P173〕。

六、冲量与动量(物体的受力与动量的变化）

1.动量：p＝mv ｛p:动量(kg/s)，m:质量(kg)，v:速度(m/s)，方向与速度方向相同｝

3.冲量：I＝Ft ｛I:冲量(N?s)，F:恒力(N)，t:力的作用时间(s)，方向由F决定｝

4.动量定理：I＝Δp或Ft＝mvt–mvo {Δp:动量变化Δp＝mvt–mvo，是矢量式}

5.动量守恒定律：p前总＝p后总或p＝p’?也可以是m1v1+m2v2＝m1v1?+m2v2?

6.弹性碰撞：Δp＝0；ΔEk＝0 {即系统的动量和动能均守恒}

7.非弹性碰撞Δp＝0；0<ΔEK<ΔEKm {ΔEK：损失的动能，EKm：损失的最大动能}

8.完全非弹性碰撞Δp＝0；ΔEK＝ΔEKm {碰后连在一起成一整体}

9.物体m1以v1初速度与静止的物体m2发生弹性正碰:

v1?＝(m1-m2)v1/(m1+m2) v2?＝2m1v1/(m1+m2)

10.由9得的推论-----等质量弹性正碰时二者交换速度(动能守恒、动量守恒)

11.子弹m水平速度vo射入静止置于水平光滑地面的长木块M，并嵌入其中一起运动时的机械能损失

E损=mvo2/2-(M+m)vt2/2＝fs相对 {vt:共同速度，f:阻力，s相对子弹相对长木块的位移}

注：

(1)正碰又叫对心碰撞，速度方向在它们“中心”的连线上;

(2)以上表达式除动能外均为矢量运算,在一维情况下可取正方向化为代数运算;

（3）系统动量守恒的条件:合外力为零或系统不受外力，则系统动量守恒（碰撞问题、爆炸问题、反冲问题等）;

(4)碰撞过程(时间极短，发生碰撞的物体构成的系统)视为动量守恒,原子核衰变时动量守恒;

(5)爆炸过程视为动量守恒，这时化学能转化为动能，动能增加；(6)其它相关内容：反冲运动、火箭、航天技术的发展和宇宙航行〔见第一册P128〕。

七、功和能（功是能量转化的量度）

1.功：W＝Fscosα（定义式）｛W:功(J)，F:恒力(N)，s:位移(m)，α:F、s间的夹角｝

2.重力做功：Wab＝mghab {m:物体的质量，g＝9.8m/s2≈10m/s2，hab：a与b高度差(hab＝ha-hb)}

3.电场力做功：Wab＝qUab ｛q:电量（C），Uab:a与b之间电势差(V)即Uab＝φa－φb｝

4.电功：W＝UIt（普适式） ｛U：电压（V），I:电流(A)，t:通电时间(s)｝

5.功率：P＝W/t(定义式) ｛P:功率[瓦(W)]，W:t时间内所做的功(J)，t:做功所用时间(s)｝

6.汽车牵引力的功率：P＝Fv；P平＝Fv平 {P:瞬时功率，P平:平均功率}

7.汽车以恒定功率启动、以恒定加速度启动、汽车最大行驶速度(vmax＝P额/f)

8.电功率：P＝UI(普适式) ｛U：电路电压(V)，I：电路电流(A)｝

9.焦耳定律：Q＝I2Rt ｛Q:电热(J)，I:电流强度(A)，R:电阻值(Ω)，t:通电时间(s)｝

10.纯电阻电路中I＝U/R；P＝UI＝U2/R＝I2R；Q＝W＝UIt＝U2t/R＝I2Rt

11.动能：Ek＝mv2/2 ｛Ek:动能(J)，m：物体质量(kg)，v:物体瞬时速度(m/s)｝

12.重力势能：EP＝mgh ｛EP :重力势能(J)，g:重力加速度，h:竖直高度(m)(从零势能面起)｝

13.电势能：EA＝qφA ｛EA:带电体在A点的电势能(J)，q:电量(C)，φA:A点的电势(V)(从零势能面起)｝

14.动能定理(对物体做正功,物体的动能增加)：

W合＝mvt2/2-mvo2/2或W合＝ΔEK

｛W合:外力对物体做的总功，ΔEK:动能变化ΔEK＝(mvt2/2-mvo2/2)｝

15.机械能守恒定律：ΔE＝0或EK1+EP1＝EK2+EP2也可以是mv12/2+mgh1＝mv22/2+mgh2

16.重力做功与重力势能的变化(重力做功等于物体重力势能增量的负值)WG＝-ΔEP

注:

(1)功率大小表示做功快慢,做功多少表示能量转化多少；

（2）O0≤α<90O 做正功；90O<α≤180O做负功；α＝90o不做功(力的方向与位移（速度）方向垂直时该力不做功)；

（3）重力（弹力、电场力、分子力）做正功，则重力（弹性、电、分子）势能减少

（4）重力做功和电场力做功均与路径无关（见2、3两式）；（5）机械能守恒成立条件：除重力（弹力）外其它力不做功，只是动能和势能之间的转化；(6)能的其它单位换算:1kWh(度)＝3.6×106J，1eV＝1.60×10-19J；*（7）弹簧弹性势能E＝kx2/2，与劲度系数和形变量有关。

八、分子动理论、能量守恒定律

1.阿伏加德罗常数NA＝6.02×1023/mol；分子直径数量级10-10米

2.油膜法测分子直径d＝V/s ｛V:单分子油膜的体积(m3)，S:油膜表面积(m)2｝

3.分子动理论内容：物质是由大量分子组成的；大量分子做无规则的热运动；分子间存在相互作用力。

4.分子间的引力和斥力(1)r<r0，f引<f斥，F分子力表现为斥力

(2)r＝r0，f引＝f斥，F分子力＝0，E分子势能＝Emin(最小值)

(3)r>r0，f引>f斥，F分子力表现为引力

(4)r>10r0，f引＝f斥≈0，F分子力≈0，E分子势能≈0

5.热力学第一定律W+Q＝ΔU｛(做功和热传递，这两种改变物体内能的方式，在效果上是等效的)，

W:外界对物体做的正功(J)，Q:物体吸收的热量(J)，ΔU:增加的内能(J)，涉及到第一类永动机不可造出〔见第二册P40〕｝

6.热力学第二定律

克氏表述：不可能使热量由低温物体传递到高温物体，而不引起其它变化（热传导的方向性）；

开氏表述：不可能从单一热源吸收热量并把它全部用来做功，而不引起其它变化（机械能与内能转化的方向性）｛涉及到第二类永动机不可造出〔见第二册P44〕｝

7.热力学第三定律：热力学零度不可达到｛宇宙温度下限：－273.15摄氏度（热力学零度）｝

注:

(1)布朗粒子不是分子,布朗颗粒越小，布朗运动越明显,温度越高越剧烈；

(2)温度是分子平均动能的标志；

3)分子间的引力和斥力同时存在,随分子间距离的增大而减小,但斥力减小得比引力快；

(4)分子力做正功，分子势能减小,在r0处F引＝F斥且分子势能最小；

(5)气体膨胀,外界对气体做负功W<0；温度升高，内能增大ΔU>0；吸收热量，Q>0

(6)物体的内能是指物体所有的分子动能和分子势能的总和，对于理想气体分子间作用力为零，分子势能为零；

(7)r0为分子处于平衡状态时，分子间的距离；

(8)其它相关内容：能的转化和定恒定律〔见第二册P41〕/能源的开发与利用、环保〔见第二册P47〕/物体的内能、分子的动能、分子势能〔见第二册P47〕。

九、气体的性质

1.气体的状态参量：

温度：宏观上，物体的冷热程度；微观上，物体内部分子无规则运动的剧烈程度的标志，

热力学温度与摄氏温度关系：T＝t+273 ｛T:热力学温度(K)，t:摄氏温度(℃)｝

体积V：气体分子所能占据的空间，单位换算：1m3＝103L＝106mL

压强p：单位面积上，大量气体分子频繁撞击器壁而产生持续、均匀的压力，标准大气压：1atm＝1.013×105Pa＝76cmHg(1Pa＝1N/m2)

2.气体分子运动的特点：分子间空隙大；除了碰撞的瞬间外，相互作用力微弱；分子运动速率很大

3.理想气体的状态方程：p1V1/T1＝p2V2/T2 ｛PV/T＝恒量，T为热力学温度(K)｝

注:

(1)理想气体的内能与理想气体的体积无关,与温度和物质的量有关；

(2)公式3成立条件均为一定质量的理想气体，使用公式时要注意温度的单位，t为摄氏温度(℃)，而T为热力学温度(K)。

十、电场

1.两种电荷、电荷守恒定律、元电荷：(e＝1.60×10-19C）；带电体电荷量等于元电荷的整数倍

2.库仑定律：F＝kQ1Q2/r2（在真空中）｛F:点电荷间的作用力(N)，k:静电力常量k＝9.0×109N?m2/C2，Q1、Q2:两点电荷的电量(C)，r:两点电荷间的距离(m)，方向在它们的连线上，作用力与反作用力，同种电荷互相排斥，异种电荷互相吸引｝

3.电场强度：E＝F/q（定义式、计算式)｛E:电场强度(N/C)，是矢量（电场的叠加原理），q：检验电荷的电量(C)｝

4.真空点（源）电荷形成的电场E＝kQ/r2 ｛r：源电荷到该位置的距离（m），Q：源电荷的电量｝

5.匀强电场的场强E＝UAB/d ｛UAB:AB两点间的电压(V)，d:AB两点在场强方向的距离(m)｝

6.电场力：F＝qE ｛F:电场力(N)，q:受到电场力的电荷的电量(C)，E:电场强度(N/C)｝

7.电势与电势差：UAB＝φA-φB，UAB＝WAB/q＝-ΔEAB/q

8.电场力做功：WAB＝qUAB＝Eqd｛WAB:带电体由A到B时电场力所做的功(J)，q:带电量(C)，UAB:电场中A、B两点间的电势差(V)(电场力做功与路径无关),E:匀强电场强度,d:两点沿场强方向的距离(m)｝

9.电势能：EA＝qφA ｛EA:带电体在A点的电势能(J)，q:电量(C)，φA:A点的电势(V)｝

10.电势能的变化ΔEAB＝EB-EA ｛带电体在电场中从A位置到B位置时电势能的差值｝

11.电场力做功与电势能变化ΔEAB＝-WAB＝-qUAB (电势能的增量等于电场力做功的负值)

12.电容C＝Q/U(定义式,计算式) ｛C:电容(F)，Q:电量(C)，U:电压(两极板电势差)(V)｝

13.平行板电容器的电容C＝εS/4πkd（S:两极板正对面积，d:两极板间的垂直距离，ω：介电常数）

常见电容器〔见第二册P111〕

14.带电粒子在电场中的加速(Vo＝0)：W＝ΔEK或qU＝mVt2/2，Vt＝(2qU/m)1/2

15.带电粒子沿垂直电场方向以速度Vo进入匀强电场时的偏转(不考虑重力作用的情况下)

类平 垂直电场方向:匀速直线运动L＝Vot(在带等量异种电荷的平行极板中：E＝U/d)

抛运动 平行电场方向:初速度为零的匀加速直线运动d＝at2/2，a＝F/m＝qE/m

注:

(1)两个完全相同的带电金属小球接触时,电量分配规律:原带异种电荷的先中和后平分,原带同种电荷的总量平分；

(2)电场线从正电荷出发终止于负电荷,电场线不相交,切线方向为场强方向,电场线密处场强大,顺着电场线电势越来越低,电场线与等势线垂直；

（3）常见电场的电场线分布要求熟记〔见图[第二册P98]；

(4)电场强度（矢量）与电势（标量）均由电场本身决定,而电场力与电势能还与带电体带的电量多少和电荷正负有关；

(5)处于静电平衡导体是个等势体,表面是个等势面,导体外表面附近的电场线垂直于导体表面，导体内部合场强为零,导体内部没有净电荷,净电荷只分布于导体外表面；

(6)电容单位换算：1F＝106μF＝1012PF；

(7）电子伏(eV)是能量的单位,1eV＝1.60×10-19J；

(8)其它相关内容：静电屏蔽〔见第二册P101〕/示波管、示波器及其应用〔见第二册P114〕等势面〔见第二册P105〕。

十一、恒定电流

1.电流强度：I＝q/t｛I:电流强度(A），q:在时间t内通过导体横载面的电量(C），t:时间(s）｝

2.欧姆定律：I＝U/R ｛I:导体电流强度(A)，U:导体两端电压(V)，R:导体阻值(Ω)｝

3.电阻、电阻定律：R＝ρL/S｛ρ:电阻率(Ω?m)，L:导体的长度(m)，S:导体横截面积(m2)｝

4.闭合电路欧姆定律：I＝E/(r+R)或E＝Ir+IR也可以是E＝U内+U外

｛I:电路中的总电流(A)，E:电源电动势(V)，R:外电路电阻(Ω)，r:电源内阻(Ω)｝

5.电功与电功率：W＝UIt，P＝UI｛W:电功(J)，U:电压(V)，I:电流(A)，t:时间(s)，P:电功率(W)｝

6.焦耳定律：Q＝I2Rt｛Q:电热(J)，I:通过导体的电流(A)，R:导体的电阻值(Ω)，t:通电时间(s)｝

7.纯电阻电路中:由于I＝U/R,W＝Q，因此W＝Q＝UIt＝I2Rt＝U2t/R

8.电源总动率、电源输出功率、电源效率：P总＝IE，P出＝IU，η＝P出/P总｛I:电路总电流(A)，E:电源电动势(V)，U:路端电压(V)，η：电源效率｝

9.电路的串/并联 串联电路(P、U与R成正比) 并联电路(P、I与R成反比)

电阻关系(串同并反) R串＝R1+R2+R3+ 1/R并＝1/R1+1/R2+1/R3+

电流关系 I总＝I1＝I2＝I3 I并＝I1+I2+I3+

电压关系 U总＝U1+U2+U3+ U总＝U1＝U2＝U3

功率分配 P总＝P1+P2+P3+ P总＝P1+P2+P3+

10.欧姆表测电阻

(1)电路组成 (2)测量原理

两表笔短接后,调节Ro使电表指针满偏，得

Ig＝E/(r+Rg+Ro)

接入被测电阻Rx后通过电表的电流为

Ix＝E/(r+Rg+Ro+Rx)＝E/(R中+Rx)

由于Ix与Rx对应，因此可指示被测电阻大小

(3)使用方法:机械调零、选择量程、欧姆调零、测量读数｛注意挡位(倍率)｝、拨off挡。

(4)注意:测量电阻时，要与原电路断开,选择量程使指针在中央附近,每次换挡要重新短接欧姆调零。

11.伏安法测电阻

电流表内接法：

电压表示数：U＝UR+UA

电流表外接法：

电流表示数：I＝IR+IV

Rx的测量值＝U/I＝(UA+UR)/IR＝RA+Rx>R真

Rx的测量值＝U/I＝UR/(IR+IV)＝RVRx/(RV+R)<R真

选用电路条件Rx>>RA [或Rx>(RARV)1/2]

选用电路条件Rx<<RV [或Rx<(RARV)1/2]

12.滑动变阻器在电路中的限流接法与分压接法

限流接法

电压调节范围小,电路简单,功耗小

便于调节电压的选择条件Rp>Rx

电压调节范围大,电路复杂,功耗较大

便于调节电压的选择条件Rp<Rx

注1)单位换算：1A＝103mA＝106μA；1kV＝103V＝106mA；1MΩ＝103kΩ＝106Ω

(2)各种材料的电阻率都随温度的变化而变化,金属电阻率随温度升高而增大；

(3)串联总电阻大于任何一个分电阻,并联总电阻小于任何一个分电阻；

(4)当电源有内阻时,外电路电阻增大时,总电流减小,路端电压增大；

(5)当外电路电阻等于电源电阻时,电源输出功率最大,此时的输出功率为E2/(2r)；

(6)其它相关内容：电阻率与温度的关系半导体及其应用超导及其应用〔见第二册P127〕。

十二、磁场

1.磁感应强度是用来表示磁场的强弱和方向的物理量,是矢量，单位T),1T＝1N/A?m

2.安培力F＝BIL；(注：L⊥B) {B:磁感应强度(T),F:安培力(F),I:电流强度(A),L:导线长度(m)}

3.洛仑兹力f＝qVB(注V⊥B);质谱仪〔见第二册P155〕 ｛f:洛仑兹力(N)，q:带电粒子电量(C)，V:带电粒子速度(m/s)｝

4.在重力忽略不计(不考虑重力)的情况下,带电粒子进入磁场的运动情况(掌握两种)：

（1）带电粒子沿平行磁场方向进入磁场:不受洛仑兹力的作用,做匀速直线运动V＝V0

(2)带电粒子沿垂直磁场方向进入磁场:做匀速圆周运动,规律如下a)F向＝f洛＝mV2/r＝mω2r＝mr(2π/T)2＝qVB；r＝mV/qB；T＝2πm/qB；(b)运动周期与圆周运动的半径和线速度无关,洛仑兹力对带电粒子不做功(任何情况下)；(c)解题关键:画轨迹、找圆心、定半径、圆心角（＝二倍弦切角）。

注：

(1)安培力和洛仑兹力的方向均可由左手定则判定，只是洛仑兹力要注意带电粒子的正负；

(2)磁感线的特点及其常见磁场的磁感线分布要掌握〔见图及第二册P144〕；(3)其它相关内容：地磁场/磁电式电表原理〔见第二册P150〕/回旋加速器〔见第二册P156〕/磁性材料

十三、电磁感应

1.[感应电动势的大小计算公式]

1)E＝nΔΦ/Δt（普适公式）｛法拉第电磁感应定律，E：感应电动势(V)，n：感应线圈匝数，ΔΦ/Δt:磁通量的变化率｝

2)E＝BLV垂(切割磁感线运动) ｛L:有效长度(m)｝

3)Em＝nBSω（交流发电机最大的感应电动势） ｛Em:感应电动势峰值｝

4)E＝BL2ω/2（导体一端固定以ω旋转切割） ｛ω:角速度(rad/s)，V:速度(m/s)｝

2.磁通量Φ＝BS {Φ:磁通量(Wb),B:匀强磁场的磁感应强度(T),S:正对面积(m2)}

3.感应电动势的正负极可利用感应电流方向判定｛电源内部的电流方向：由负极流向正极｝

*4.自感电动势E自＝nΔΦ/Δt＝LΔI/Δt｛L:自感系数(H)(线圈L有铁芯比无铁芯时要大)，ΔI:变化电流，?t:所用时间，ΔI/Δt:自感电流变化率(变化的快慢)｝

注：(1)感应电流的方向可用楞次定律或右手定则判定，楞次定律应用要点〔见第二册P173〕；(2)自感电流总是阻碍引起自感电动势的电流的变化；(3)单位换算：1H＝103mH＝106μH。(4)其它相关内容：自感〔见第二册P178〕/日光灯〔见第二册P180〕。

十四、交变电流（正弦式交变电流）

1.电压瞬时值e＝Emsinωt 电流瞬时值i＝Imsinωt；(ω＝2πf)

2.电动势峰值Em＝nBSω＝2BLv 电流峰值(纯电阻电路中)Im＝Em/R总

3.正(余)弦式交变电流有效值：E＝Em/(2)1/2；U＝Um/(2)1/2 ；I＝Im/(2)1/2

4.理想变压器原副线圈中的电压与电流及功率关系

U1/U2＝n1/n2； I1/I2＝n2/n2； P入＝P出

5.在远距离输电中,采用高压输送电能可以减少电能在输电线上的损失损?＝(P/U)2R；（P损?:输电线上损失的功率，P:输送电能的总功率，U:输送电压，R:输电线电阻）〔见第二册P198〕；

6.公式1、2、3、4中物理量及单位：ω:角频率(rad/s)；t:时间(s)；n:线圈匝数；B:磁感强度(T)；

S:线圈的面积(m2)；U输出)电压(V)；I:电流强度(A)；P:功率(W)。