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2012高考冲刺必记知识点大全


高考冲刺必记知识点大全( 2012 高考冲刺必记知识点大全(一)
第一部分 化学基本概念和基本理论 物质的组成、性质和分类: 一.物质的组成、性质和分类: (一)掌握基本概念
1.分子 分子是能够独立存在并保持物质化学性质的一种微粒。 (1)分子同原子、离子一样是构成物质的基本微粒. (2)按组成分子的原子个数可分为: 单原子分子如:He、Ne、Ar、Kr… 双原子分子如:O2、H2、HCl、NO… 多原子分子如:H2O、P4、C6H12O6… 2.原子 原子是化学变化中的最小微粒。确切地说,在化学反应中原子核不变,只有核外电子发 生变化。 (1)原子是组成某些物质(如金刚石、晶体硅、二氧化硅等原子晶体)和分子的基本微 粒。 (2)原子是由原子核(中子、质子)和核外电子构成的。 3.离子 离子是指带电荷的原子或原子团。 (1)离子可分为: + + + + 阳离子:Li 、Na 、H 、NH4 … – 2– – 2– 阴离子:Cl 、O 、OH 、SO4 … (2)存在离子的物质: ①离子化合物中:NaCl、CaCl2、Na2SO4… ②电解质溶液中:盐酸、NaOH 溶液… ③金属晶体中:钠、铁、钾、铜… 4.元素 元素是具有相同核电荷数(即质子数)的同—类原子的总称。 (1)元素与物质、分子、原子的区别与联系:物质是由元素组成的(宏观看);物质是 由分子、原子或离子构成的(微观看)。 (2)某些元素可以形成不同的单质(性质、结构不同)—同素异形体。 (3)各种元素在地壳中的质量分数各不相同,占前五位的依次是:O、Si、Al、Fe、Ca。 5.同位素 是指同一元素不同核素之间互称同位素, 即具有相同质子数, 不同中子数的同一类原子 1 2 3 互称同位素。如 H 有三种同位素: 1H、 1H、 1H(氕、氘、氚)。 6.核素 核素是具有特定质量数、原子序数和核能态,而且其寿命足以被观察的一类原子。 (1)同种元素、可以有若干种不同的核素—同位素。 (2)同一种元素的各种核素尽管中子数不同,但它们的质子数和电子数相同。核外电子 排布相同,因而它们的化学性质几乎是相同的。 7.原子团

原子团是指多个原子结合成的集体,在许多反应中,原子团作为一个集体参加反应。原 2子团有几下几种类型:根(如 SO4 、OHˉ、CH3COOˉ等)、官能团(有机物分子中能反映物 质特殊性质的原子团,如—OH、—NO2、—COOH 等)、游离基(又称自由基、具有不成价电 子的原子团,如甲基游离基 · CH3)。 8.基 化合物中具有特殊性质的一部分原子或原子团,或化合物分子中去掉某些原子或原子团 后剩下的原子团。 (1)有机物的官能团是决定物质主要性质的基,如醇的羟基(—OH)和羧酸的羧基(— COOH)。 (2)甲烷(CH4)分子去掉一个氢原子后剩余部分(· CH3)含有未成对的价电子,称甲 · 基或甲基游离基,也包括单原子的游离基(· Cl)。 · 9.物理变化和化学变化 物理变化:没有生成其他物质的变化,仅是物质形态的变化。 化学变化:变化时有其他物质生成,又叫化学反应。 化学变化的特征:有新物质生成伴有放热、发光、变色等现象 化学变化本质: 旧键断裂、 新键生成或转移电子等。 二者的区别是: 前者无新物质生成, 仅是物质形态、状态的变化。 10.溶解性 指物质在某种溶剂中溶解的能力。例如氯化钠易溶于水,却难溶于无水乙醇、苯等有机 溶剂。 单质碘在水中溶解性较差, 却易溶于乙醇、 苯等有机溶剂。 苯酚在室温时仅微溶于水, 当温度大于 70℃时,却能以任意比与水互溶(苯酚熔点为 43℃,70℃时苯酚为液态)。利 用物质在不同温度或不同溶剂中溶解性的差异,可以分离混合物或进行物质的提纯。 在上述物质溶解过程中, 溶质与溶剂的化学组成没有发生变化, 利用简单的物理方法可 以把溶质与溶剂分离开。还有一种完全不同意义的溶解。例如,石灰石溶于盐酸,铁溶于稀 硫酸,氢氧化银溶于氨水等。这样的溶解中,物质的化学组成发生了变化,用简单的物理方 法不能把溶解的物质提纯出来。 11.液化 指气态物质在降低温度或加大压强的条件下转变成液体的现象。在化学工业生产过程中, 为了便于贮存、运输某些气体物质,常将气体物质液化。液化操作是在降温的同时加压,液 化使用的设备及容器必须能耐高压,以确保安全。12.金属性 元素的金属性通常指元素的原子失去价电子的能力。 元素的原子越易失去电子, 该元素 的金属性越强, 它的单质越容易置换出水或酸中的氢成为氢气, 它的最高价氧化物的水化物 的碱性亦越强。元素的原子半径越大,价电子越少,越容易失去电子。在各种稳定的同位素 中, 铯元素的金属性最强, 氢氧化铯的碱性也最强。 除了金属元素表现出不同强弱的金属性, 某些非金属元素也表现出一定的金属性,如硼、硅、砷、碲等。 13.非金属性 是指元素的原子在反应中得到(吸收)电子的能力。元素的原子在反应中越容易得到电 子。元素的非金属性越强,该元素的单质越容易与 H2 化合,生成的氢化物越稳定,它的最 高价氧化物的水化物(含氧酸)的酸性越强(氧元素、氟元素除外)。 已知氟元素是最活泼的非金属元素。 它与氢气在黑暗中就能发生剧烈的爆炸反应, 氟化 氢是最稳定的氢化物。氧元素的非金属性仅次于氟元素,除氟、氧元素外,氯元素的非金属 性也很强,它的最高价氧化物(Cl2O7)的水化物—高氯酸(HClO4)是已知含氧酸中最强的 一种酸。 14.氧化性

物质(单质或化合物)在化学反应中得到(吸引)电子的能力称为物质的氧化性。非金 属单质、金属元素高价态的化合物、某些含氧酸及其盐一般有较强的氧化性。 非金属单质的氧化性强弱与元素的非金属性十分相似, 元素的非金属性越强, 单质的氧 化性也越强。氟是氧化性最强的非金属单质。氧化性规律有:①活泼金属阳离子的氧化性弱 + + 于不活泼金属阳离子的氧化性,如 Na <Ag ;②变价金属中,高价态的氧化性强于低价态的 3+ 2+ 2 氧化性,如 Fe >Fe ,MnO4?6?1>MnO4 ?6?1>MnO2;③同种元素含氧酸的氧化性往往是价态越 高,氧化性越强,如 HNO3>HNO2,浓度越大,氧化性也越强,如浓 HNO3>稀 HNO3,浓 H2SO4> 稀 H2SO4。 然而, 也有例外, 如氯元素的含氧酸, 它们的氧化性强弱顺序是 HClO>HClO2>HClO3 >HClO4。 15.还原性 物质在化学反应中失去电子的能力称为该物质的还原性。 金属单质、 大多数非金属单质 和含有元素低价态的化合物都有较强的还原性。 物质还原性的强弱取决于该物质在化学反应 中失去电子能力的大小。 元素的金属性越强, 金属单质的还原性也越强, 金属单质还原性顺序和金属活动性顺序 基本一致。元素的非金属性越弱,非金属单质的还原性越强。元素若有多种价态的物质,一 般说来,价态降低,还原性越强。如含硫元素不同价态的物质的还原性:H2S>S>SO2;含磷 2+ 3 元素物质的还原性 PH3>P4>PO3 ?6?1;铁及其盐的还原性:Fe>Fe 等。 16.挥发性 液态物质在低于沸点的温度条件下转变成气态的能力, 以及一些气体溶质从溶液中逸出 的能力。具有较强挥发性的物质大多是一些低沸点的液体物质,如乙醇、 乙醚、丙酮、 氯仿、 二硫化碳等。另外氨水、浓盐酸、浓硝酸等都具有很强的挥发性。这些物质贮存时,应密闭 保存并远离热源,防止受热加快挥发。 17.升华 在加热的条件下,固态物质不经过液态直接变为气态的变化。常见能升华的物质有 I2、 干冰(固态 CO2)、升华硫、红磷、灰砷等。 18.稳定性 是物质的化学性质的一种。 它反映出物质在一定条件下发生化学反应的难易程度。 稳定 性可分为热稳定性、光化学稳定性和氧化还原稳定性。 越不活泼的物质,其化学稳定性越好。例如:苯在一般情况下,化学性质比较稳定,所 以,常用苯作萃取剂和有机反应的介质。很多反应在水溶液中进行和水作溶剂,都是利用了 水的化学稳定性。 19.混合物 由两种或多种物质混合而成的物质叫混合物; (1)混合物没有固定的组成,一般没有固定的熔沸点; (2)常见特殊名称的混合物:氨水、氯水、王水、天然水、硬水、软水、盐酸、浓硫酸、 福尔马林、水玻璃;爆鸣气、水煤气、天然气、焦炉气、高炉煤气、石油气、裂解气、空气; 合金;过磷酸钙、漂白粉、黑火药、铝热剂、水泥、铁触媒、玻璃;煤、石油;石油、石油 的各种馏分。 【注意】由同素异形体组成的物质为混合物如红磷和白磷。由同位素原子组成的物质是 纯净物如 H2O 与 D2O 混合为纯净物。 20.单质 16 18 由同种元素组成的纯净物叫单质。如 O2、Cl2、N2、Ar、金刚石、铁(Fe)等。HD、 O、 O 也属于单质,单质分为金属单质与非金属单质两种。 21.化合物

由不同种元素组成的纯净物叫化合物。 从不同的分类角度化合物可分为多种类型, 如离子化合物和共价化合物; 电解质和非电 解质;无机化合物和有机化合物;酸、碱、盐和氧化物等。 22.酸 + 电离理论认为:电解电离出的阳离子全部是 H 的化合物叫做酸。 常见强酸:HCIO4、H2SO4、HCl、HNO3… 常见弱酸:H2SO3、H3PO4、HF、HClO、H2CO3、H2SO3、CH3COOH… 23.碱 电离理论认为,电解质电离时产生的阴离子全部是 OHˉ的化合物叫碱。 常见强碱:NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2… 常见弱碱:NH3·H2O、Al(OH)3、Fe(OH)3… 24.盐 + 电离时生成金属阳离子(或 NH4 )和酸根离子的化合物叫做盐。 盐的分类:①正盐:如:(NH4)2SO4、Na2SO4… ②酸式盐:如 NaHCO3、NaH2PO4、Na2HPO4… ③碱式盐:Cu2(OH)2CO3… ④复盐:KAl(SO4)2·12H2O… 25.氧化物 由两种元素组成,其中一种是氧的化合物叫氧化物。 (1)氧化物的分类方法按组成分: 金属氧化物:Na2O、Al2O3、Fe3O4… 非金属氧化物:NO2、CO、SO2、CO2… (2)按性质分: 不成盐氧化物:CO、NO 成盐氧化物:酸性氧化物:CO2、SO2… 碱性氧化物:Na2O2、CuO… 两性氧化物:Al2O3、ZnO 过氧化物:Na2O2 超氧化物:KO2 26.同素异形体 由同种元素所形成的不同的单质为同素异形体。 (1)常见同素异形体:红磷与白磷;O2 与 O3;金刚石与石墨。 (2)同素异形体之间可以相互转化,属于化学变化但不属于氧化还原反应。 (二)正确使用化学用语 1.四种符号 (1)元素符号:①表示一种元素(宏观上)。②表示一种元素的一个原子(微观上)。 ③表示该元素的相对原子质量。 (2)离子符号:在元素符号右上角标电荷数及电性符号(正负号), “l”省略不写如: 2+ 2 + Ca 、SO4 ˉ、C1ˉ、Na … (3)价标符号:是在元素正上方标正负化合价、正负写在价数前。“l”不能省略。 如: 、 、 、 、 … 27 32 16 (4)核素符号:如 13Al、 16S、 8O 左上角为质量数,左下角为质子数。 2.化合价 化合价是指一种元素一定数目的原子跟其他元素一定数目的原子化合的性质。 ①在离子化合物中,失去电子的为正价,失去 n 个电子即为正 n 价;得到电子为负价, 得到 n 个电子为负 n 价。

②在共价化合物中, 元素化合价的数值就是这种元素的一个原子跟其他元素的原子形成 的共用电子对的数目、正负则由共用电子对的偏移来决定,电子对偏向哪种原子,哪种原子 就显负价;偏离哪种原子、哪种原子就显正价。 ③单质分子中元素的化合价为零。 3.化学式 用元素符号表示单质或化合物的组成的式子成为化学式。根据物质的组成以及结构特 点,化学式可以是分子式、实验式、结构简式等。不同的化学式所表示的意义有区别。 离子化合物的化学式表示离子化合物及其元素组成, 还表示离子化合物中阴、 阳离子最 简单的整数比,同时也表示离子化合物的化学式量。 某些固体非金属单质及所有的金属单质因组成、 结构比较复杂, 它们的化学式只用元素 符号表示。比如红磷的化学式是 P。 4.分子式 用元素符号表示物质的分子组成的式子。 一般分子式是最简式的整数倍,多数无机物二者是一致的。但也有例外,如最简式为 NO2 的分子可能是 NO2,也可能是 N2O4。 有些单质、 原子晶体和离子晶体通常情况下不存在简单分子, 它的化学式则表示这种晶 体中各元素的原子或离子数目的最简整数比,如 C、SiO2、CsCl、Na2CO3、2CaSO4·H2O 等。 分子式的意义: (1)表示物质的元素组成; (2)表示该物质的一个分子; (3)表示分子中各元素的原子个数; (4)表示该物质的相对分子质量。 5.实验式 也称最简式。仅表示化合物中各元素原子个数比的式子。 有机物往往出现不同的化合物具有相同的实验式。如乙炔和苯的实验式是 CH,甲醛、 乙酸、乳酸和葡萄糖等的实验式是 CH2O。已知化合物的最简式和相对分子质量,就可求出它 的分子式,如乙酸最简式 CH2O,式量为 60,(CH2O)n=60,n=2,所以乙酸分子式为 C2H4O2。 6.电子式 在元素符号周围用“ · ”或“ × ”表示其最外层电子数的式子。 + + (1)用电子式表示阴离子时要用[ ]括起,电荷数写在括号外面的右上角。NH4 、H3O 等复杂阳离子也应如此写。 (2)书写简单离子构成的离子化合物的电子式时可以遵循下面几点: ①简单阳离子的电子式即是离子符号。 ②简单阴离子的电子式即是元素符号周围有 8 个小圆点外加[ ]及电荷数。 ③阴、阳离子交替排列。如: (3)注意各原子的空间排序及孤对电子、单电子的存在。如: (4)用电子式表示某物质形成过程,要注意“左分右合箭头连”的原则。如: (5)另外,各电子式的书写还应注意力求均匀、对称、易识别。 7.结构式 用短线将分子中各原子按排列数序和结合方式相互连接起来的式子。 书写规律: 一共用 电子对画一短线,没有成键的电子不画出。 8.结构简式

它是结构式的简写,一般用于有机物,书写时应将分子中的官能团表示出来,它可以把 连接在相同原子的相同结构累加书写,也不需把所有的化学键都表示出来。 9.电离方程式 表示电解质溶于水或受热熔化时离解成自由移动离子过程的式子。 ①强电解质的电离方程式用“=”。弱电解质的电离方程式用“ ”链接。 ②弱酸的酸式酸根的电离用“ ”。 - - + HCO3 CO3 + H ③强酸的酸式酸根的电离用“=”。 - 2- + HSO4 = SO4 + H ④多元弱酸的电离分步进行。 - + H3PO4 H2PO4 + H - 2- + H2PO4 HPO4 + H 2- 3- + HPO4 PO4 + H ⑤多元弱碱的电离认为一步完成。 3+ - Fe(OH)3 Fe + 3OH 10.离子反应方程式的书写规则 用实际参加反应的离子的符号表示离子反应的式子叫做离子方程式。 离子方程式书写原则如下: ①只能将易溶、易电离的物质写成离子式;如 NaCI、Na2SO4、NaNO3、CuSO4… ②将难溶的(如 BaSO4、BaCO3、AgCl…),难电离的(如 HClO、HF、CH3COOH、NH3·H2O、 H2O),易挥发的气体(如 SO2、CO2、H2S…)用化学式表示。 ③微溶物:若处于混浊态要写成分子式,澄清态改写成离子式。 ④弱酸的酸式盐酸根不可拆开。如 HCO3ˉ、HSO3ˉ、HSˉ。 ⑤碱性氧化物亦要保留分子式。 ⑥离子方程式除了应遵守质量守恒定律外,离子方程式两边的离子电荷总数一定相等 (离子电荷守恒)。 11.热化学方程式 表明反应所放出或吸收的热量的方程式,叫做热化学分方程 5 (1)要注明反应的温度和压强,若反应是在 298 K 和 1.013×10 Pa 条件下进行,可不 予注明。 (2)要注明反应物和生成物的聚集状态或晶型。常用 s、l、g、aq 分别表示固体、液体、 气体、溶液。 (3)ΔH 与方程式计量系数有关,注意方程式与对应ΔH 不要弄错,计量系数以“mol” 为单位,可以是小数或分数。 (4) 在所写化学反应计量方程式后写下ΔH 的数值和单位, 方程式与ΔH 应用分号隔开。 (5)当ΔH 为“-”或ΔH<0 时,为放热反应,当ΔH 为“+”或ΔH>0 时,为吸热 反应。 二.化学反应与能量 氧化还原反应:氧化剂、 (一)氧化还原反应:氧化剂、还原剂 1.基本概念 ①氧化反应:物质失去电子(化合价升高)的反应。 还原反应:物质得到电子(化合价降低)的反应。 ②被氧化:物质失去电子被氧化。(所含元素化合价升高)。 被还原:物质得到电子被还原。(所含元素化合价降低)。

③氧化剂:得到电子的物质。 还原剂:失去电子的物质。 ④氧化性:物质得电子的能力。 还原性:物质失电子的能力。 ⑤氧化产物:氧化反应得到的产物。 还原产物:还原反应得到的产物。 ⑥氧化还原反应:有电子转移(电子得失或共用电子对偏移)的反应,实质是电子的转移, 特征是化合价的升降。 2.氧化还原反应的一般规律 ①表现性质规律 同种元素具有多种价态时, 一般处于最高价态时只具有氧化性、 处于最低价态时只具有还原 性、处于中间可变价时既具有氧化性又具有还原性。 ②性质强弱规律 氧化剂 + 还原剂 = 还原产物 + 氧化产物 氧化剂得电子 → 还原产物 还原剂失电子 → 氧化产物 氧化性:氧化剂>氧化产物;还原性:还原剂>还原产物 ③反应先后规律 在浓度相差不大的溶液中,同时含有几种还原剂时,若加入氧化剂,则它首先与溶液中最强 的还原剂作用;同理,在浓度相差不大的溶液中,同时含有几种氧化剂时,若加入还原剂, 则它首先与溶液中最强的氧化剂作用。例如,向含有 FeBr2 溶液中通入 Cl2,首先被氧化的 是 Fe2+ ④价态归中规律 含不同价态同种元素的物质间发生氧化还原反应时,该元素价态的变化一定遵循“高价+低 价→中间价”的规律。 ⑤电子守恒规律 在任何氧化—还原反应中,氧化剂得电子(或共用电子对偏向)总数与还原剂失电子(或共 用电子对偏离)总数一定相等。 3.氧化性、还原性大小的比较 (1)由元素的金属性或非金属性比较 a、金属阳离子的氧化性随其单质还原性的增强而减弱 b、非金属阴离子的还原性随其单质的氧化性增强而减弱 (2)由反应条件的难易比较 不同的氧化剂与同一还原剂反应时,反应条件越易,其氧化剂的氧化性越强。如: 2KMnO4+ 16HCl = 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2↑ + 8H2O(常温) MnO2 + 4HCl(浓)= MnCl2 + Cl2↑ +2H2O (加热) 前者比后者容易发生反应,可判断氧化性:KMnO4>MnO2。同理,不同的还原剂与同一氧 化剂反应时,反应条件越易,其还原剂的还原性越强。 (3)根据被氧化或被还原的程度不同进行比较 当不同的氧化剂与同一还原剂反应时,还原剂被氧化的程度越大,氧化剂的氧化性就越强。 根据铁被氧化程度的不同(Fe3+、Fe2+),可判断氧化性:Cl2>S。同理,当不同的还原剂 与同一氧化剂反应时,氧化剂被还原的程度越大,还原剂的还原性就越强。 (4)根据反应方程式进行比较 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 简记:左>右 (5)根据元素周期律进行比较 一般地,氧化性:上>下,右>左;还原性:下>上,左>右。 (6)某些氧化剂的氧化性或还原剂的还原性与下列因素有关: 温度:如热的浓硫酸的氧化性比冷的浓硫酸的氧化性强。 浓度:如浓硝酸的氧化性比稀硝酸的强。 酸碱性: 如中性环境中 NO3-不显氧化性,酸性环境中 NO3-显氧化性; 又如 KMnO4 溶液的 氧化性随溶液的酸性增强而增强。 ▲物质的氧化性或还原性的强弱只决定于得到或失去电子的难易, 与得失电子的多少无关。 (二)化学反应中的能量变化 1.化学反应中的能量变化,通常表现为热量的变化: (1)吸热反应:化学上把吸收热量的化学反应称为吸热反应。(2)放热反应:化学上 把放出热量的化学反应称为放热反应。 2.化学反应中能量变化的本质原因 化学反应中的能量变化与反应物和生成物所具有的总能量有关。 如果反应物所具有的总 能量高于生成物所具有的总能量, 在发生化学反应时放出热量; 如果反应物所具有的总能量 低于生成物所具有的总能量,在发生化学反应时吸收热量。 3.反应热、燃烧热、中和热、热化学方程式 单位: mol kJ· (1) 反应熟: 在化学反应中放出或吸收的热量, 通常叫反应热用△H 表示。
–1

(2)燃烧热:在 101kPa 时 1mol H2 物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的能量, –1 叫该物质的燃烧热。如:101kPa 时 lmol H2 完全燃烧生成液态水,放出 285.5 kJ·mol 的 热量,这就是 H2 的燃烧热。 –1 H2(g)+12 O2 (g) =H2O(l);△H=–285.5kJ·mol (3)中和热:在稀溶液中,酸和碱发生中和反应而生成 1mol H2O,这时的反应热叫做中 + – –1 和热。 H (aq)+OH (aq)=H2O(1);△H=–57.3kJ·mol 【注意】化学反应的几种分类方法: 1.根据反应物和生成物的类别及反应前后物质种类的多少分为:化合反应、分解反应、置 换反应、复分解反应。 2.根据反应中物质是否有电子转移分为:氧化还原反应、非氧化还原反应。 3.根据反应是否有离子参加或生成分为:离子反应、非离子反应。 4.根据反应的热效应分为:放热反应、吸热反应。 5.根据反应进行的程度分为:可逆反应、不可逆反应。 三.化学中常用计量 1.同位素相对原子质量 12 以 C 的一个原子质量的 1/12 作为标准, 其他元素的一种同位素原子的质量和它相比较 所得的数值为该同位素相对原子质量,单位是“一”,一般不写。 2.元素相对原子质量(即平均相对原子质量) 由于同位素的存在, 同一种元素有若干种原子, 所以元素的相对原子质量是按各种天然 同位素原子所占的一定百分比计算出来的平均值, 即按各同位素的相对原子质量与各天然同 位素原子百分比乘积和计算平均相对原子质量。 3.相对分子质量 一个分子中各原子的相对原子质量×原子个数的总和称为相对分子质量。

4.物质的量的单位——摩尔 物质的量是国际单位制(SI)的 7 个基本单位之一,符号是 n。用来计量原子、分子或 离子等微观粒子的多少。 摩尔是物质的量的单位。简称摩,用 mol 表示 ①使用摩尔时,必须指明粒子的种类:原子、分子、离子、电子或其他微观粒子。 23 1 ②1mol 任何粒子的数目叫做阿伏加德罗常数。符号为 N A,通常用 6.02 ×10 molˉ 这个近似值。 ③物质的量,阿伏加德罗常数,粒子数(N)有如下关系:n=N·NA 5. 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。 M 表示, 用 单位: molˉ g· 1 1 或 kg·molˉ 。 1 ①任何物质的摩尔质量以 g·molˉ 为单位时,其数值上与该物质的式量相等。 ②物质的量(n)、物质的质量(m)、摩尔质量(M)之间的关系如下:M=m · n 6.气体摩尔体积:单位物质的量气体所占的体积叫做气体摩尔体积。 1 用 Vm 表示,Vm=V÷n。常用单位 L·molˉ 1 ①标准状况下,气体摩尔体积约为 22.4 L·molˉ 。 阿伏加德罗定律: 阿伏加德罗定律: 定律:同温同压下,相同体积的任何气体都会有相同数目的分子。 理想气体状态方程为: PV=nRT(R 为常数) 7.物质的量浓度 以单位体积里所含溶质 B 的物质的量来表示溶液组成的物理量, 叫做溶质 B 的物质的量 浓度。 符号 CB。CB=nB(mol)/V(L) (nB 是溶质 B 的物质的量, 是溶液体积) 单位是 mol· V , Lˉ 1 。 物质的量浓度与质量分数的换算公式:


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