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高中化学知识点总结[汇编]

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  • 卖家[上传人]:x****育
  • 文档编号:152921080
  • 上传时间:2020-11-25
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    • 1、20XXKnowledge Points知识点汇编知识点总结学习高中化学基础知识整理、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 同温同压下,M1/M2=1/2注意:阿伏加德罗定律也适用于不反应的混合气体。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:状况条件:考查气体时经常给非标准状况如常温常压下,1.01105Pa、25时等。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。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

      2、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;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-+Al3+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-

      3、、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。 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-=110-10mol/L的溶液等。有色离子MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe(SCN)2+。 MnO4-,NO3-等在酸性条件下具有强氧化性。S2O32-在酸性条件下

      4、发生氧化还原反应:S2O32-+2H+=S+SO2+H2O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、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

      5、化性就越弱。(3)根据反应的难易程度 注意: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;失电子能力越强,其还原性就越强。同一元素相邻价态间不发生氧化还原反应。四、比较金属性强弱的依据金属性:金属气态原子失去电子能力的性质;金属活动性:水溶液中,金属原子失去电子能力的性质。注:金属性与金属活动性并非同一概念,两者有时表现为不一致,1、同周期中,从左向右,随着核电荷数的增加,金属性减弱;同主族中,由上到下,随着核电荷数的增加,金属性增强;2、依据最高价氧化物的水化物碱性的强弱;碱性愈强,其元素的金属性也愈强;3、依据金属活动性顺序表(极少数例外);4、常温下与酸反应煌剧烈程度;5、常温下与水反应的剧烈程度;6、与盐溶液之间的置换反应;7、高温下与金属氧化物间的置换反应。五、比较非金属性强弱的依据1、同周期中,从左到右,随核电荷数的增加,非金属性增强; 同主族中,由上到下,随核电荷数的增加,非金属性减弱;2、依据最高价氧化物的水化物酸性的强弱:酸性愈强,其元素的非金属性也愈强;3、依据其气态氢化物的稳定性:稳定性愈强,非金属性

      6、愈强;4、与氢气化合的条件;5、与盐溶液之间的置换反应;6、其他,例:2CuSCu2S CuCl2CuCl2 所以,Cl的非金属性强于S。六、“10电子”、“18电子”的微粒小结(一)“10电子”的微粒:分子离子一核10电子的NeN3、O2、F、Na+、Mg2+、Al3+二核10电子的HFOH、三核10电子的H2ONH2四核10电子的NH3H3O+五核10电子的CH4NH4+(二)“18电子”的微粒分子离子一核18电子的ArK+、Ca2+、Cl、S2二核18电子的F2、HClHS三核18电子的H2S四核18电子的PH3、H2O2五核18电子的SiH4、CH3F六核18电子的N2H4、CH3OH注:其它诸如C2H6、N2H5+、N2H62+等亦为18电子的微粒。七、微粒半径的比较:1、判断的依据 电子层数: 相同条件下,电子层越多,半径越大。 核电荷数 相同条件下,核电荷数越多,半径越小。最外层电子数 相同条件下,最外层电子数越多,半径越大。2、具体规律:1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小(稀有气体除外)如:NaMgAlSiPSCl.2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而

      7、增大。如:LiNaKRbCs3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。如:F-Cl-Br- Na+Mg2+Al3+5、同一元素不同价态的微粒半径,价态越高离子半径越小。如FeFe2+Fe3+八、物质溶沸点的比较(1)不同类晶体:一般情况下,原子晶体离子晶体分子晶体(2)同种类型晶体:构成晶体质点间的作用大,则熔沸点高,反之则小。离子晶体:离子所带的电荷数越高,离子半径越小,则其熔沸点就越高。分子晶体:对于同类分子晶体,式量越大,则熔沸点越高。HF、H2O、NH3等物质分子间存在氢键。原子晶体:键长越小、键能越大,则熔沸点越高。(3)常温常压下状态熔点:固态物质液态物质沸点:液态物质气态物质九、分子间作用力及分子极性定义:把分子聚集在一起的作用力分子间作用力(范德瓦尔斯力):影响因素:大小与相对分子质量有关。作用:对物质的熔点、沸点等有影响。、定义:分子之间的一种比较强的相互作用。分子间相互作用 、形成条件:第二周期的吸引电子能力强的N、O、F与H之间(NH3、H2O)、对物质性质的影响:使物质熔沸点升高。、氢键的形成及表示方式:F-HF-HF-H代表氢键。氢键 O OH H H

      8、H O H H、说明:氢键是一种分子间静电作用;它比化学键弱得多,但比分子间作用力稍强;是一种较强的分子间作用力。定义:从整个分子看,分子里电荷分布是对称的(正负电荷中心能重合)的分子。非极性分子 双原子分子:只含非极性键的双原子分子如:O2、H2、Cl2等。举例: 只含非极性键的多原子分子如:O3、P4等分子极性 多原子分子: 含极性键的多原子分子若几何结构对称则为非极性分子如:CO2、CS2(直线型)、CH4、CCl4(正四面体型)极性分子: 定义:从整个分子看,分子里电荷分布是不对称的(正负电荷中心不能重合)的。举例 双原子分子:含极性键的双原子分子如:HCl、NO、CO等多原子分子: 含极性键的多原子分子若几何结构不对称则为极性分子如:NH3(三角锥型)、H2O(折线型或V型)、H2O2十、化学反应的能量变化定义:在化学反应过程中放出或吸收的热量;符号:H单位:一般采用KJmol-1测量:可用量热计测量研究对象:一定压强下在敞开容器中发生的反应所放出或吸收的热量。反应热: 表示方法:放热反应H0,用“+”表示。燃烧热:在101KPa下,1mol物质完全燃烧生成稳定氧化物时所放出的热量。定义:在稀溶液中,酸跟碱发生反应生成1molH2O时的反应热。中和热:强酸和强碱反应的中和热:H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l); H=-57.3KJmol-弱酸弱碱电离要消耗能量,中和热 |H|57.3KJmol-1原理:断键吸热,成键放热。化学反应的能量变化反应热的微观解释:反应热=生成物分子形成时释放的总能量-反应物分子断裂时所吸收的总能量定义:表明所放出或吸收热量的化学方程式。意义:既表明化学反应中的物质变化,也表明了化学反应中的能量变化。热化学 、要注明反应的温度和压强,若反应是在298K,1atm可不注明;方程式 、要注明反应物和生成物的聚集状态或晶型;书写方法 、H与方程式计量数有关,注意方程式与H对应,H以KJmol-1单位,化学计量数可以是整数或分

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