摘要：高三就是到了沖刺的階段，大家在大量練習習題的時候，也不要忘記鞏固知識點，只有很好的掌握知識點，才能運用到解題中。接下來是小編為大家總結的高三化學知識點歸類，希望大家喜歡。也希望大家好好利用高三化學知識點歸類。
離子反應
1、離子反應發(fā)生條件
離子反應發(fā)生條件(即為離子在溶液中不能大量共存的原因)：
⑴離子間發(fā)生復分解反應
①有沉淀生成。不溶于水的化合物可依據(jù)書后物質的溶解性表判斷，還有以下物質不溶于水：CaF2、CaC2O4(草酸鈣)等。
②有氣體生成。如CO32-+2H+ === CO2↑+H2O
③有弱電解質生成。如弱堿 NH3•H2O;弱酸 HF、HClO、H2S、H3PO4等;還有水、(CH3COO)2Pb、[Ag(NH3)2]+、[Fe(SCN)]2+等難電離的物質生成。
⑵離子間發(fā)生氧化還原反應：
如：Fe3+與I-在溶液中不能共存，2 Fe3++2I- === 2Fe2++I2
S2-、SO32-、H+ 三種離子在溶液中不能共存，2 S2-+SO32-+6H+ === 3S↓+3H2O等
2、 書寫離子方程式應注意的問題
①沒有自由移動離子參加的反應，不能寫離子方程式。
如：Cu+H2SO4(濃);NH4Cl(固)+Ca(OH)2;C+H2SO4(濃)反應;NaCl(固)+H2SO4(濃)，均因無自由移動離子參加反應，故不可寫離子方程式。
②有離子生成的反應可以寫離子方程式，如鈉和水、銅和濃硫酸、SO2通入溴水里、碳酸鈣溶于乙酸等。
③單質、氧化物在離子方程式中一律寫成化學式。
如：SO2和NaOH溶液反應：SO2 +2OH- === SO32-+H2O或 SO2+OH-=== HSO3-
④酸式鹽的酸根離子在離子方程式中不能拆開寫。如NaHCO3溶液和稀鹽酸反應：
HCO3-+H+ === H2O+CO2↑
⑤操作順序或反應物相對量不同時離子方程式不同。例如 Ca(OH)2中通入少量CO2，離子方程式為：Ca2++2OH-+CO2=== CaCO3↓+H2O;Ca(OH)2中通入過量CO2，離子方程式為：OH-+CO2=== HCO3-。
⑥對于生成物是易溶于水的氣體，要特別注意反應條件。
如NaOH溶液和NH4Cl溶液的反應，當濃度不大，又不加熱時，離子方程式為：
NH4++OH-=== NH3• H2O;當為濃溶液，又加熱時離子方程式為：NH4++OH- NH3↑+H2O
⑦對微溶物(通常指CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4、MgCO3等)要根據(jù)實際情況來判斷。
當反應里有微溶物處于溶液狀態(tài)時，應寫成離子，如鹽酸加入澄清石灰水：H++OH-
=== H2O;當反應里有微溶物處于濁液或固態(tài)時，應寫化學式，如在石灰乳中加入Na2CO3溶液：Ca(OH)2+CO32- === CaCO3+2OH-;在生成物中有微溶物析出時，微溶物用化學式表示，如Na2SO4溶液中加入AgNO3溶液：2Ag++SO42-=== Ag2SO4↓。對于中強酸(H3PO4、H2SO3等)在離子方程式中寫化學式。
⑧具有強氧化性的微粒與強還原性微粒相遇時，首先要考慮氧化——還原反應，不能只簡單地考慮復分解反應。
3、離子在溶液中不能大量共存幾種情況
⑴H+與所有弱酸陰離子和OH—不能大量共存，因生成弱電解質(弱酸)和水。
⑵OH-與所有弱堿陽離子、H+、弱酸的酸式酸根離子不能大量共存，因生成弱堿、弱酸鹽和水。
⑶能發(fā)生復分解反應生成弱電解質、沉淀和氣體者不能大量共存。
⑷能發(fā)生氧化還原反應的離子不能大量共存，如Fe3+、與S2-，F(xiàn)e2+與NO3—(H+)，S2-與SO32-(H+)等。
⑸某些弱酸根與弱堿根不能大量共存，如S2-、HCO3-、AlO2-、CO32-與Fe3+、Al3+等不共存。
⑹發(fā)生絡合反應的離子不能大量共存，如 Fe3+與SCN—、Ag+與NH3• H2O。
⑺Al3+與AlO2-、NH4+與AlO2-、NH4+與SiO32-不能大量共存。
⑻注意有色離子(有時作為試題附加條件)：Cu2+(藍色)、Fe3+(棕黃色)、MnO4-(紫色)、Fe(SCN)2+(紅色)等。
化學反應中的能量變化
1、熱化學方程式
⑴概念：表明反應所放出或吸收熱量的化學方程式，叫做熱化學方程式。
⑵書寫熱化學方程式時注意事項。
①△H寫在方程式右邊或下邊，兩者之間用“;”隔開，放出熱量△H為“-”，吸收熱量△H為“+”。
②要注明反應物和生成物的狀態(tài)。固體用符號符號“s”表示、液體用符號“l(fā)”表示，氣體用符號“g”表示。
③熱化學方程各物質前的化學計量數(shù)表示物質的量的多少，因此，它可以是整數(shù)，也可以是分數(shù)。對于相同物質的反應，當化學計量數(shù)不同時，△H也不同。
2、反應熱的有關計算
⑴反應熱=物質的量×1mol物質反應吸收或放出的熱
⑵反應熱=反應物的總鍵能-生成物的總鍵能
⑶根據(jù)蓋斯定律：如果一個反應可以分幾步進行，各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成時的反應熱相同。
⑷某種物質的狀態(tài)或晶型不同會引起反應熱的差異，根據(jù)蓋斯定律，可將熱化學方程式進行“加減”后，根據(jù)反應過程的反應熱比較其大小。
⑸物質的量不同引起的反應熱差異，可根據(jù)反應熱的物質的量之間的正比例關系比較。
總結：在高中最后的階段，大家一定不可以松懈，好好復習，備戰(zhàn)高考。希望小編整理的高三化學知識點歸類對大家有幫助。
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