高考化学知识点总结超级详细.docx
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高考化学知识点总结超级详细
高考化学
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同温同压下,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CO3、SO3、S、HCO3、HSO3、HS等易挥发的弱酸的酸根与H不能大量共存。
2-2-2----+
2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能与SO2-、CO2-等大量共存;Mg2+、Fe2+、Ag+、Al
(2)有沉淀生成。
如Ba
43
3+、Zn2+、Cu2+、
3+等不能与OH-大量共存;Fe2+与S2-、Ca2+与PO3-、Ag+与I
Fe
4
-不能大量共存。
-、CH-、PO3-、HPO2-、H-、F-、ClO-、AlO-、SiO2-、CN-、C-、
4423
等与H
+不能大量共存;一些酸式弱酸根如HCO-、HPO2-、HS-、H-、HSO-不能与OH-大量共存;NH+与OH-不能
2PO4
3434
大量共存。
-、S2-、CO2-、C-等必须在碱性条件下才
3
3+、Al
能在溶液中存在;如Fe
3+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-+Al
-+Al
3++6H
2O=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S
2-、HS-、SO2-、I
3
-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MnO42O7
-、Cr-、NO-、ClO-与S2-、HS-、
3
SO3
2-、HSO-、I
3
-、Fe2+等不能大量共存;SO2-和S
3
2-在碱性条件下可以共存,但在酸性条件下则由于发生
2-+SO2-+6H+=3S↓+3H+与S2-不能大量共存。
3
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:
Al
3+和HCO-、CO2-、HS-、S2-、AlO-、ClO-等;Fe3+与CO2-、HCO-、AlO-、ClO-等不能大量共存。
332332
4.溶液中能发生络合反应的离子不能大量共存。
2+、Fe3+与SCN-不能大量共存;Fe3+与不能大量共存。
如Fe
5、审题时应注意题中给出的附加条件。
+)、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
①酸性溶液(H
的溶液等。
②有色离子MnO4-,Fe
-,Fe
3+,Fe2+,Cu2+,Fe(SCN)2+。
③MnO4
3
④S2O32O32↑+H2O
2-在酸性条件下发生氧化还原反应:
S2-+2H+=S↓+SO
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:
2+与NO-能共存,但在强酸性条件下(即Fe2+、
(1)注意溶液的酸性对离子间发生氧化还原反应的影响。
如:
Fe
3
NO3
-、H+相遇)不能共存;MnO-与Cl
4
-在强酸性条件下也不能共存;S2-与SO2-在钠、钾盐时可共存,但在酸性条
3
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
-+OH-=CO2-+H-遇碱时进一步电离);HCO-+H+=CO
33
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;失电子能力越强,其还原性就越强。
②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,非金属性愈强;
4、与氢气化合的条件;5、与盐溶液之间的置换反应;
Δ点燃
6、其他,例:
2Cu+S===Cu2SCu+Cl2===CuCl2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:
分离
一核10
子
子
N3-、O2-、F-、Na+、
3-、O2-、F-、Na+、
、
电子
Ne
2+
Mg
3+
Al
二核10
HFOH-
电子
、
三核10
电子
H2ONH-
2
四核10
电子
+
NH3HO
3
五核10
电子
+
CH4NH
4
(二)“18电子”的微粒
分子离
一核18
电子
Ar
子
+、Ca2+、Cl ̄
K
、
2-
S
二核18
F2、HClHS-电子
三核18
电子
H2S
四核18
电子
PH3、H2O2
五核18
SiH4、
电子
CH3F
六核18
电子
N2H4、
CH3OH
注:
其它诸如C2H6、N2H5、N2H6等亦为18电子的微粒。
+2+
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:
Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.
2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。
如:
Li 3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。 如: F-- -- -- -- 4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。 如: F->Na ->Na +>Mg2+>Al 3+ 2+>Fe3+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Fe>Fe 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。 ①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。 ②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。 ③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 ①熔点: 固态物质>液态物质 ②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。 ①、定义: 分子之间的一种比较强的相互作用。 分子间相互作用②、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) ③、对物质性质的影响: 使物质熔沸点升高。 ④、氢键的形成及表示方式: F -—H···F-—H···F-—H···←代表氢键。 氢键OO HHHH O HH ⑤、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 -1单位: 一般采用KJ·mol 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△H<0,用“-”表示;吸热反应△H>0,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。 +(aq)+OH-(aq)=H 中和热: 强酸和强碱反应的中和热: H - 2O(l);△H=-57.3KJ·mol -1弱酸弱碱电离要消耗能量,中和热|△H|<57.3KJ·mol 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①、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②、要注明反应物和生成物的聚集状态或晶型; 书写方法③、△H与方程式计量数有关,注意方程式与△H对应,△H以KJ·mol -1单位,化学计量数 可以是整数或分数。 ④、在所写化学反应方程式后写下△H的“+”或“-”数值和单位,方程式与△H之间用“; ”分开。 盖斯定律: 一定条件下,某化学反应无论是一步完成还是分几步完成,反应的总热效应相同。 十一、影响化学反应速率的因素及其影响结果 内因: 反应物的性质 外因浓度↗v↗压强↗v↗(气体) 温度↗v↗催化剂v↗(正催化剂 ) 其它(光,超声波,激光,放射线,电磁波,反应物颗粒大小,扩散速率,溶剂等) 十二、影响化学平衡的的条件: (1)浓度: 在其它条件不变的情况下,增大反应物的浓度或减小生成物的浓度,平衡向正反应方向移动;反之向逆 反应方向移动; (2)压强: 在其它条件不变的情况下,增大压强会使平衡向气体体积缩小的方向移动;减小压强平衡向气体体积 增大的方向移动;注意: ①对于气体体积相同的反应来说,增减压强平衡不移动;②若平衡混合物都是固.体.或.液.体 .,增减压强平衡也不移动;③压强变化必须改变了浓度才有.可.能.使平衡移动. (3)温度: 在其它条件下,升高温度平衡向吸热方向移动;降低温度平衡向放热方向移动.(温度改变时,平衡一般 都要移动)注意: 催化剂同等倍数加快或减慢正逆反应的速率,故加入催化剂不影响平衡,但可缩短达到平衡的时 间. 十三、勒沙特列原理(平衡移动原理) 如果改变影响平衡的一个条件(浓度,温度,压强等)平衡就向减.弱.这种改变的方向移动. 十四、充入稀有气体对化学平衡的影响: (1)恒压下通稀有气体,平衡移动方向相当于直接减压(也同于稀释对溶液中反应的影响); (2)恒容下通稀有气体,平衡不移动.注意: 只要与平衡混合物的物质不反应的气体都可称”稀有”气体 等效类型IIIIII 条恒温、恒恒温、恒恒温、恒压 件容容 换算为方程式换算为方 换算为方程 同一边物质程式同一边物超始投料式同一边物质, ,其质,其其 “量”符合同“量”符合“量”相同 反应前、后气 对反应的要求任何可逆反任何可逆反应 体体积相等 应 质量分数 相同相同相同w/% 平 浓度c相同成比例相同(气体衡 ) 物质的量相同成比例成比例特 n 质量m相同成比例成比例 点分子数相同成比例成比例 N 等效情况完全等效不完全等 效 不完全等效 Ⅱ、元素及其化合物 1、各种“水”汇集 (一)纯净物: 重水D2O;超重水T2O;蒸馏水H2O;双氧水H2O2;水银Hg;水晶SiO2。 (二)混合物: 氨水(分子: NH3、H2O、NH3·H2O;离子: NH4、OH ̄、H ++ )氯水(分子: Cl2、H2O、HClO;离子: H、Cl ̄、ClO ̄、OH ̄) + 苏打水(Na2CO3的溶液)生理盐水(0.9%的NaCl溶液) 水玻璃(Na2SiO3水溶液)卤水(MgCl2、NaCl及少量MgSO4) 水泥(2CaO·SiO2、3CaO·SiO2、3CaO·Al2O3)王水(由浓HNO3和浓盐酸以1∶3的体积比配制成的混合物) 2、各种“气”汇集 (一)无机的: 爆鸣气(H2与O2);水煤气或煤气(CO与H2);碳酸气(CO2) (二)有机的: 天然气(又叫沼气、坑气,主要成分为CH4) 液化石油气(以丙烷、丁烷为主)裂解气(以CH2=CH2为主)焦炉气(H2、CH4等 )电石气(CH≡CH,常含有H2S、PH3等) 3、具有漂白作用的物质 氧化作化合作吸附作 用 Cl2、O3、Na2O2、 浓HNO3 用用 SO2活性炭 化学变 化物理变化 不可逆可逆 ※其中能氧化指示剂而使指示剂褪色的主要有Cl2(HClO)和浓HNO3及Na2O2 4、能升华的物质 I2、干冰(固态CO2)、升华硫、红磷,萘。 (蒽和苯甲酸作一般了解)。 3+的颜色变化5、Fe 1、向FeCl3溶液中加几滴KSCN溶液呈红.色; 2、FeCl3溶液与NaOH溶液反应,生成红.褐.色沉淀; 3、向FeCl3溶液溶液中通入H2S气体,生成淡.黄.色沉淀; 4、向FeCl3溶液中加入几滴Na2S溶液,生成淡黄色沉淀 ;当加入的Na2S溶液过量时,又生成黑色沉淀; 5、向FeCl3溶液中加入过量Fe粉时,溶液变浅绿色; 6、向FeCl3溶液中加入过量Cu粉,溶液变蓝绿色; 7、将FeCl3溶液滴入淀粉KI溶液中,溶液变蓝色; 8、向FeCl3溶液中滴入苯酚溶液,溶液变紫色 6、“置换反应”有哪些? 1、较活泼金属单质与不活泼金属阳离子间置换 2+==Zn2++CuCu+2Ag+=2Ag如: Zn+Cu 2、活泼非金属单质与不活泼非金属阴离子间置换 Cl2+2Br ̄==2Cl ̄+Br2I2+S==2I ̄+S2F2+2H2O==4HF+O2 2- +置换3、活泼金属与弱氧化性酸中H +==2Al 2Al+6H 3-+3H↑Zn+2CHCOOH==Z2+n+2CHCOO ̄+H↑ 2332 4、金属单质与其它化合物间置换 点燃点燃 2Mg+CO2===2MgO+C2Mg+SO2===2MgO+S 2Na+2H2O==2Na++2OH ̄+H2↑ 2Na+2C6H5OH(熔融)→2C6H5ONa+H2↑ 2Na+2C2H5OH→2C2H5ONa+H2↑ 高温高温 10Al+3V2O5===5Al2O3+6V8Al+3Fe3O4===4Al2O3+9Fe 2FeBr2+3Cl2==2FeCl3+2Br22FeI2+3Br2==2FeBr3+2I2 Δ高温 Mg+2H2O===Mg(OH2)+H2↑3Fe+4H2O(气)===Fe3O4+4H2↑ 5、非金属单质与其它化合物间置换 ++2X ̄2HS+O(不足)点燃2S+2HO HS+X==S↓+2H ===22222 高温Δ高温 CuO+C===Cu+CO↑CuO+H2===Cu+H2OSiO2+2C===Si+2CO↑ 3Cl2+8NH3==6NH4Cl+N2 3Cl2+2NH3==6HCl+N2 7、条件不同,生成物则不同 点燃点燃 1、2P+3Cl2===2PCl3(Cl2不足);2P+5Cl2===2PCl5(Cl2充足) 点燃点燃 2、2H2S+3O2===2H2O+2SO2(O2充足);2H2S+O2===2H2O+2S(O2不充足) 缓慢氧化点燃 3、4Na+O2=====2Na2O2Na+O2===Na2O2 CO2适量 4、Ca(OH)2+CO2====CaCO3↓+H2O;Ca(OH)2+2CO2(过量)==Ca(HCO3)2↓ 5、2Cl2+2Ca(OH)2==Ca(ClO)2+CaCl2+2H2O Δ 6Cl2+6Ca(OH)2===Ca(ClO3)2+5CaCl2+6H2O 点燃点燃 6、C+O2===CO2(O2充足);2C+O2===2CO(O2不充足) 7、8HNO3(稀)+3Cu==2NO↑+2Cu(NO3)2+4H2O 4HNO3(浓)+Cu==2NO2↑+Cu(NO3)2+2H2O 10、AlCl3+3NaOH==Al(OH)3↓+3NaCl; AlCl3+4NaOH(过量)==NaAlO2+2H2O 11、NaAlO2+4HCl(过量)==NaCl+2H2O+AlCl3 NaAlO2+HCl+H2O==NaC+lAl(OH)3↓ 12、Fe+6HNO3(热、浓)==Fe(NO3)3+3NO2↑+3H2O Fe+HNO3(冷、浓)→(钝化) Fe不足 13、Fe+6HNO3(热、浓)====Fe(NO3)3+3NO2↑+3H2O Fe过量 Fe+4HNO3(热、浓)====Fe(NO3)2+2NO2↑+2H2O Fe不足 14、Fe+4HNO3(稀) ====Fe(NO3)3+NO↑+2H2O Fe过量 3Fe+8HNO3(稀)====3Fe(NO3)3+2NO↑+4H2O 浓H2SO4 15、C2H5OH170℃CH2=CH2↑+H2O 浓H2SO4 C2H5-OH+HO-C124H05℃C2H5-O-C2H5+H2O 16、 +ClFe 2→ Cl +HCl ClCl ClCl 光 → (六氯环已烷) +3Cl2 ClCl H2O 醇 17、C2H5Cl+NaOH→C2H5OH+NaClC2H5Cl+NaOH→CH2=CH2↑+NaCl+H2O 18、6FeBr2+3Cl2(不足)==4FeBr3+2FeCl32FeBr2+3Cl2(过量)==2Br2+2FeCl3 8、滴加顺序不同,现象不同 1、AgNO3与NH3·H2O: AgNO3向NH3·H2O中滴加——开始无白色沉淀,后产生白色沉淀 NH3·H2O向AgNO3中滴加——开始有白色沉淀,后白色沉淀消失 2、Ca(OH)2与H3PO4(多元弱酸与强碱反应均有此情况): Ca(OH)2向H3PO4中滴加——开始无白色沉淀,后产生白色沉淀 H3PO4向Ca(OH)2中滴加——开始有白色沉淀,后白色沉淀消失 3、NaOH与AlCl3: NaOH向AlCl3中滴加——开始有白色沉淀,后白色沉淀消失
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