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
咼考化学
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,UN2=njn2同温同压下,M/M?
=p1P2
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、25C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WOSQ、已烷、辛烷、
CHC3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HeNe等为单原子组成和胶体粒子,Cl2、N2、Q、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CQ2-、SQ2-、S2-、HCQ、HSQ、HS等易挥发的弱酸的酸根与H+不能大量共存。
(2)有沉淀生成。
如Ba2+、CaT'Mg+、Ag+等不能与SQ2-、CQ2-等大量共存;Mg+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、
Fe3+等不能与QH大量共存;Fe2+与S2-、Car与PQ:
-、Ag+与I-不能大量共存。
(3)有弱电解质生成。
如QH、CHCQQPQ3-、HPO-、H2PQ-、F-、ClQ-、AlQ2-、SiQ32-、CN、C17H35CQO'_一门
等与H+不能大量共存;一些酸式弱酸根如HCQ、HP©-、HS、H2PQ-、HSQ不能与QH大量共存;NH+与QH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AIQJ、S2-、CQ2-、C5H5O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3AlQ2-+Al3++6H2Q=4Al(QH)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、SQ2-、丨-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MnQ、CqQ-、NQ-、ClQ-与S2-、HS、
SQ2-、HSQ、I-、Fe2+等不能大量共存;SQ2-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-+SQ2-+6Hf=3SJ+3H2O反应不能共在。
H+与S2Q2-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HCO、CQ2-、HS、S2-、AIO;、ClQ-等;Fe3+与CQ2-、HCQ、AIOJ、ClQ-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“—一门不能大量共存。
5、审题时应注意题中给出的附加条件。
①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Fr或OH=I×1O-10mol∕L
的溶液等。
2有色离子MnQ,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe(SCN)2+。
3MnQ,NQ-等在酸性条件下具有强氧化性。
4SQ2-在酸性条件下发生氧化还原反应:
S2Q2-+2H=SJ+SQ↑+H2Q
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:
(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NQ能共存,但在强酸性条件下(即Fe2+、
NQ、HH相遇)不能共存;MnQ与Cl-在强酸性条件下也不能共存;S2-与SQ:
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(QH)、强酸(H)共存。
如
HCQ+QH=CQ2-+HD(HCQ遇碱时进一步电离);HCQ+Hh=CQ↑+HQ
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,该元素有还原性;物质中元素具有中间价,价态越高,其氧化性就越强;价态
(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===CuSCu+C∣2===CuCb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
电子
子
Ne
N3-、&、子、Na+、、
Mg+AI3+
二核10
电子
HF
OH
、
三核10
申子
H2O
NH-
2
四核10
电子
NH
HCf
3
五核10
电子
CH
NH+
4
(二)“18电子”的微粒
分子
离
^子
一核18
电子
Ar
£、C子、Cl
、L
二核18
电子
F2、HCI
HS
三核18
电子
H2S
四核18
电子
PH、H2Q
五核18
电子
SiH4、
CHF
六核18
电子
IW
CHOH
注:
其它诸如CH、N2H5+N2HH2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:
Na>Mg>AI>Si>P>S>CI.
2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。
如:
LiVNaVKVRbVCS
3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。
如:
F--VCl--VBr--Vl--
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+>Md+>AI3+
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>F∈Γ>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。
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、H2ONH等物质分子间存在氢键。
3原子晶体:
键长越小、键能越大,贝y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。
T
(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、OF与H之间(NH、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∙∙∙J代表氢键。
氢键00
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。
I非极性分子双原子分子:
只含非极性键的双原子分子如:
Q、H2、C∣2等。
举例:
[只含非极性键的多原子分子如:
Q、P4等
分子极性1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
女口:
CQ、CS(直线型)、CH、CC∣4(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。
i举例双原子分子:
含极性键的双原子分子如:
HCl、NQCQ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
女口:
NH(三角锥型)、H2Q(折线型或V型)、H2Q
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KJ∙mol-1
J
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;吸热反应厶H>0,用“+”表示。
燃
烧热:
在101KPa下,Imol物质完全燃烧生成稳定氧化物时所放出的热量。
J定义:
在稀溶液中,酸跟碱发生反应生成lmolH2Q时的反应热。
】中和热:
强酸和强碱反应的中和热:
H+(aq)+QH-(aq)=H2。
(1);△H=-57.3KJ∙mol
\弱酸弱碱电离要消耗能量,中和热I△H∣<57∙3KJ∙mol-1
化学反应的能量变化
”原理:
断键吸热,成键放热。
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。
V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,Iatm可不注明;
方程式V②、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,注意方程式与厶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。
、影响化学反应速率的因素及其影响结果
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