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【高三化学】暑期第一讲总结
一、化学计量
（1） 溶液中物质的量浓度与溶质质量分数的关系换算公式
c=
1000𝜌𝜔
𝑀
注意：ρ 为溶液密度，单位为g/cm3；ω 为溶质的质量分数；M 为溶质的摩尔质量，单位为g/mol
（2）溶液稀释、浓缩及同种溶质的溶液混合的计算
①在稀释、浓缩前后：溶质的物质的量保持不变：c 浓×V 浓 =c 稀×V 稀
②溶液混合前后：溶质的总量保持不变：c1V1＋c2V2＝c 混V 混
③易溶于水的气体，在溶于水后形成的溶液的物质的量浓度的计算
例如：气体的摩尔质量为M g• mol-1，体积为V0L（标准状况）该气体溶于1L 水中所得溶液的密度为ρg• ml-1
a.计算溶质的物质的量：n=
𝑉0
22.4 mol
b.溶液的体积：V=
m气+m水
ρ液
=
𝑀𝑉0+22400
22400𝜌
𝐿
c.物质的量浓度c =
𝑛
𝑉 =
1000𝜌𝑉0
𝑀𝑉0+22400 𝑚𝑜𝑙▪𝐿-1（ρ的单位为g/mL）
物质的量n（mol）
物质的微粒数N
气体的体积V（L）
物质的量浓度cB（mol/L）
物质的质量m（g）
×NA
÷NA
÷Vm
×Vm
×M
÷M
÷V
×V
×
溶质的摩尔质量
1000𝜌
×
1000ρ
溶质的摩尔质量
溶质的质量分数
2
（3）阿伏加德罗常数定律（“四同定律” “两同”另外“两同”一定成比例）
在同温同压下，相同体积的任何气体都含有相同数目的分子（不但适用于纯净气体，也适用于混合气体）
𝑉1
𝑉2=
𝑁1
𝑁2 =
𝑛1
𝑛2（T、p 相同）
（4）阿伏加德罗常数定律推论 ★
①理想气体方程：p V=nRT；其中p、V、n、T 指压强、体积、物质的量、温度；R 为气体常数
②理想气体方程巧用
序号
前提条件
比例关系
①
T、p 相同
𝑉1
𝑉2=
𝑁1
𝑁2 =
𝑛1
𝑛2（正比）
ρ1
ρ2=
𝑀1
𝑀2 （反比）
②
T、V 相同
𝑝1
𝑝2=
𝑛1
𝑛2 =
𝑁1
𝑁2（正比）
③
T、n 相同
𝑉1
𝑉2=
𝑝2
𝑝1（反比）
④
T、V、m 相同
𝑝1
𝑝2=
𝑀2
𝑀1（反比）
⑤
T、p、m 相同
𝑉1
𝑉2=
𝑀2
𝑀1（反比）
⑥
T、p、V 相同
m1
m2=
𝑀1
𝑀2（正比）
（5）气体（包括混合气体）的摩尔质量的计算方法：
①基本公式法：M=
𝑚
𝑛
②标况密度法：已知标况下气体密度ρ，则M=ρ▪22.4
③相对密度法：已知同温同压下气体A 和B 的相对密度D，则M（A）=D▪ M（B）
④混合气体的平均摩尔质量（M）的计算（十字交叉法）
M=M（A）▪φ（A）+ M（B）▪φ(B) φ(A)、 φ(B)为𝐴、𝐵的体积分数或者物质的量分数
（6）化学计量在方程式计算中的应用★
（1）差量法定义：化学反应前后往往伴随某些量的变化，这些变化的差值所谓的差量
（2）常用的量有：物质的量、质量、气体体积或者压强；此方法的关键在于寻求差量与产生差量的物质
之间的比例关系，列出正确的比例式作为解题的突破口
（7）一定物质的量浓度溶液的配置误差分析★
浓度影响
具体操作
偏大
①配置前使用一定浓度待配溶液润洗容量瓶；②未冷至室温就移液定容；
③定容时俯视读数
偏小
①称量物品时，物码倒置；
②向容量瓶注液时，有部分液体溅出；
③未洗涤烧杯和玻璃棒；
④定容时多加水，用滴管吸出；
⑤定容摇匀时液面下降再加水；⑥定容时仰视读数
无影响
①称量前烧杯内有水；
②定容后经振荡、摇匀、静置液面下降；
③配置好的溶液转移干净的试剂瓶前，不慎溅出部分液体
二、氧化还原
（1）相互关系
3
（2）基本规律
①价态高低规律：“高氧低还中兼有”；即元素处于高价态时只有氧化性，处于低价态时只有还原性，处于
中间价态时既具有氧化性又具有还原性如：Fe2+
②价态转化规律—“归中与歧化”：a.同种元素不同价态发生氧化还原反应时，化合价的变化是只靠拢不相交
b.同种元素同种价态发生氧化还原反应时，化合价遵循中间价态分别向高
价态和低价态变化即发生歧化反应
③强弱规律——“正易逆难”：越容易失电子的物质，失去后就越难得到电子；越容易得电子的物质，得到后就
越难失电子。换句话说就是在氧化还原反应中氧化剂的氧化性强于氧化产物的氧
化性，还原剂的还原性强于还原产物的还原性。强弱规律的主要应用是在适宜条
件下，用氧化性较强的物质制备氧化性较弱的物质，或用还原性强较的物质制备
还原性较弱的物质。亦可用于比较物质之间氧化性或还原性的强弱，或是判断氧
化还原反应是否可以进行。
④反应先后规律——“强先弱后”：当有多种氧化剂或多种还原剂时，氧化性越强的氧化剂或还原性越强的还原
剂优先反应，即“强者先行”。该规律是用于判断反应的先后顺序以及物质稳定性的规律之一
⑤守恒规律——“三大守恒”：氧化还原反应中，氧化剂得到的电子总数与还原剂失去的电子总数相等，化合价
升降总数相等，同时也必须满足质量守恒和电荷守恒。有关得失电子守恒的规律
有如下应用：求某一反应中被氧化与被还原的原子数之比，或氧化剂与还原剂分
子数之比及氧化产物分子数之比。配平氧化还原反应方程式。
（3）氧化性、还原性强弱规律
①氧化剂的氧化性强于氧化产物；还原剂的还原性强于还原产物
②多种氧化剂（或还原剂）参加反应时，氧化性（或还原性）强 的优先反应
③同主族元素（从上之下）金属单质还原性逐渐增强、非金属单质氧化性逐渐减弱
④同周期主族元素（从左至右）单质还原性逐渐减弱、氧化性逐渐增强
⑤根据“高氧低还”的规律来判断
一般来说，同种元素化合价越高则氧化性越强，化合价越低则还原性越强。
⑥根据氧化（还原）的程度来判断
a.相同条件下，同一还原剂还原不同的氧化剂时，可根据还原剂被氧化的程度（氧化产物的价态）来判断氧化
剂氧化性的强弱。
b.相同条件下，同一氧化剂氧化不同的还原剂，可根据氧化剂被还原的程度来判断还原剂还原性的大小。
⑦根据反应条件来判断
当不同的氧化剂作用于同一还原剂时，如果氧化产物价态相同，条件越苛刻(反应越难发生)，其氧化性便越弱。
（4）配平技巧：①归中反应—正向配平法
②歧化反应—逆向配平法
③整体标价法：化合物中元素化合价代数和为0 为原则
④零价法：设该分子中各元素的化合价都为0 或者在满足化合物内各元素化合价代数和为0 的前
提下设为其他数值
⑤设“1”配平：在关键的化学式前设定其化学计量数为1，根据关键化学式去配平其他化学式，
若存在分数，在将各计量数同乘以同一整数，化分数为整数
⑥缺项配平法：在氧化还原反应中缺少反应物或者生成物，观察缺哪种元素，若增加的元素是除H、
O 以为的非金属一般未知物为相应的酸；若增加的元素是金属一般未知物为相应的
碱；若反应前后经部分配平之后发现两边的H、O 元素不平衡，一般未知物是水。
