高二化学学业水平考前必背知识点总结Word格式文档下载.docx

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三、化学反应的类型

1、四种基本反应类型：

化合反应、分解反应、置换反应、复分解反应

2、四种基本反应类型与氧化还原反应的关系：

置换反应一定是氧化还原反应，复分解反应一定不是氧化还原反应，化合反应、分解反应可能是氧化还原反应。

有单质参加的化合反应和有单质生成的分解反应属于氧化还原反应。

3、氧化还原反应

本质：

电子的转移（得失或者偏移）

特征：

化合价的改变（判断氧化还原反应的依据）

口诀：

升（化合价）---失（电子）---氧（氧化反应、被氧化）------还（还原剂）

降（化合价）---得（电子）---还（还原反应、被还原）----氧（氧化剂）

四、电解质

1、电解质：

在水溶液中或者熔化状态下能导电的化合物。

如所有的酸、碱、盐都是电解质。

2、非电解质：

在水溶液中和熔化状态下不能导电的化合物。

蔗糖、酒精是非电解质。

3、单质既不是电解质也不是非电解质。

五、离子反应

1、发生的条件：

有气体、沉淀、或水生成。

2、书写步骤：

⑴.写--写出正确的方程式

⑵拆--强酸、强碱、可溶性盐可以拆、其他的统统不拆。

⑶.删---删除两边都有的离子

⑷.查（电荷守衡，原子个数守恒）

三大强酸有：

HCl、H2SO4、HNO3。

四大强碱有：

KOH、Ca（OH）2、NaOH、Ba（OH）2

不溶于水的盐有：

BaS04、AgCl、BaC03、CaC03

3、离子共存

凡是离子间反应能生成气体、沉淀、水，则离子间不能共存。

识记常见的不能共存的离子。

H++OH-==H20,2H++CO32-==CO2↑+H20,Ag++Cl—=AgCl↓Ca2++CO32-=CaCO3↓,

Fe3++3OH-=Fe（OH）3↓

专题二、化学实验、物质的量的计算

一、物质的分离与提纯

1、过滤法：

适用于沉淀和溶液的分离。

（如BaS04与NaCl溶液的分离）

2、蒸发结晶：

如从NaCl溶液中分离得NaCl固体

3、蒸馏法：

分离互溶的液态混合物（酒精与水的分离）

4、分液：

分离互不相溶的液态混合物。

（如油与水的分离）

5、萃取：

记住用CCl4萃取碘水中的碘，不用酒精萃取碘水中的碘。

二、离子、物质的检验

Fe3+的检验

加入KSCN溶液，溶液立即变为血红色

CO32-的检验

加入稀盐酸，生成无色无味、能使澄清石灰水变浑浊的气体（CO2）

I2的检验

遇淀粉溶液可使淀粉溶液变蓝

蛋白质的检验

灼烧，有烧焦的羽毛气味

Al3+的检验

加入NaOH溶液产生白色沉淀，继续加入NaOH溶液，沉淀消失

钠元素、钾元素的检验

焰色反应钠焰色：

黄色钾的焰色：

紫色（透过蓝色钴玻璃）

三、有关物质的量的计算：

物质的量====

摩尔质量的单位：

g/mol标况下的摩尔体积：

22.4L/mol

质量的单位：

g体积的单位：

L

浓度的单位：

mol/L

专题三、金属及其化合物

一、钠及其化合物

1、金属共同的物理特性：

不透明，有金属光泽，导电、导热性强，有延展性。

2、金属活动顺序表：

KCaNaMgAlZnFeSnPb（H）CuHgAgPtAu

金属活泼性依次减弱

3、镁、铝的氧化膜致密可以保护内层金属不能继续被氧化，铁表面的铁锈比较疏松，不能

保护内层金属。

4、金属钠的性质

①物理性质：

银白色金属光泽、硬度小（用小刀可以切割）、密度小（可以浮在水面）、熔点

低（稍受热即可熔化）

②主要的化学性质

a、钠和氧气不加热反应：

4Na+O2==2Na2O（白色）

b、钠在空气中点燃剧烈燃烧产生黄色火焰：

2Na+O2Na2O2（淡黄色）

C、2Na+2H2O==2NaOH+H2↑（现象：

浮、熔、游、响、红）

实验室把钠保存在石蜡或煤油中。

5、Na2O2常用作漂白剂、供氧剂。

6、Na2CO3、NaHCO3两固体热稳定性较强的是Na2CO3.除去Na2CO3、固体中混有的NaHCO3固体用热分解法2NaHCO3==Na2CO3+H2O+CO2↑

二、铝、铁及其化合物

1、既能与强酸又能与强碱反应的的物质有Al、Al2O3、Al（OH）3、NaHCO3

其中单质Al既能与强酸又能与强碱反应产生H2

2、要使Al3+完全沉淀下来，应该加入氨水

3、Al（OH）3是弱碱，可以用作胃酸中和剂。

明矾可以用作净水剂。

常用作耐火材料的是Al2O3

NaHCO3俗名小苏打，常用作糕点发酵粉、医疗上也用于治疗胃酸过多

4、铁的氧化物有FeO（黑色）、Fe2O3（红棕色）、Fe3O4（黑色）

常用作红色油漆材料的是Fe2O3常用作磁铁的是Fe3O4

5、铁的氢氧化物有:

Fe（OH）2（白色）Fe（OH）3（红褐色）

Fe（OH）2不稳定，容易被空气氧化为Fe（OH）3,现象（白色絮状沉淀迅速变成灰绿色，最终变为红褐色沉淀）

6、Fe3+的检验。

方法1：

加NaOH,Fe3++3OH-=Fe（OH）3↓（红褐色沉淀）

方法2：

加KSCN溶液显红色

专题四非金属及其化合物

一、硅及其化合物

1、硅用作良好的半导体材料，还可制成太阳能电池。

2、SiO2用于制造光导纤维。

SiO2性质稳定，氢弗酸（HF）是惟一可以与SiO2发生反应的酸：

3、SiO2+4HF====SiF4↑+2H2O（该反应的用途：

用来雕刻玻璃）

4、实验室盛装NaOH溶液等碱液的试剂瓶用橡皮塞，而不用玻璃塞

5、硅酸钠（Na2SiO3）是最简单的硅酸盐，其水溶液叫水玻璃，是制取硅胶和木材防火剂等的原料。

6、传统的硅酸盐材料包括陶瓷、玻璃、水泥等，是使用量很大的无机非金属材料。

二、氯

1．氯气在通常情况下呈黄绿色，是一种有强烈的刺激性气味的有毒气体

氯气是很活泼的非金属单质，具有强氧化性。

能与大多数金属化合

2Na+Cl22NaCl2Fe+3Cl22FeCl3Cu+Cl2CuCl2

H2+Cl22HCl（苍白色火焰，瓶口有白雾）原因：

HCl溶于空气中的水形成盐酸酸雾

2、氯气的水溶液称为氯水，Cl2与水的反应为：

Cl2+H2O===HCl+HClO

新制的氯水能用于自来水的杀菌、消毒。

其中起杀菌、消毒作用的是HClO

HClO不稳定，见光易分解。

2HClO====2HCl+O2↑

3、漂白粉的有效成分为Ca（ClO）2

三、硫及其化合物

1、单质S是一种黄色晶体，S在空气中燃烧生成二氧化硫：

S+O2SO2

2．SO2是无色，有刺激性气味的有毒气体，二氧化硫是形成酸雨的主要气体

二氧化硫有漂白性，二氧化硫气体可使品红溶液褪色，加热溶液又恢复红色。

3．硫酸

硫酸是一种强酸：

H2SO4==2H++SO42-

浓硫酸具三大特性：

吸水性，脱水性和强氧化性。

四、氮及其化合物

1.氮气的化学性质稳定，不活泼，但在一定条件下可以和氧气N2+O2====2NO

2、NO：

无色气体，很容易和空气中氧气化合：

2NO+O2=2NO2（现象：

无色变为红棕色）

3、NO2：

红棕色气体，有刺激性气味的有毒气体，密度比空气大，易溶于水，和水反

应：

3NO2+H2O=2HNO3+NO

4、NH3氨气是无色有刺激性气味的气体，极易溶于水，1体积水大约可溶解700体积氨气。

实验室可以用氨气做喷泉实验。

5、氨水呈碱性。

6、将蘸有浓氨水和蘸有浓盐酸的两根玻璃棒靠近，可看到产生大量的烟：

反应为NH3+HCl=NH4Cl

必修2高二化学学业水平考试必背知识点

专题5物质结构、元素周期律

一、原子结构

原子X

注:

质量数（A）＝质子数（Z）+中子数（N）

同种原子：

核电荷数＝核内质子数＝核外电子数

同位素：

质子数相同而中子数不同的原子互称为同位素。

如：

1H、2H、3H之间互称为同位素。

二、元素周期表

1．元素周期表的结构

七横行——每一横行称为周期，包括三个短周期，四个长周期

十八个纵行——每一纵行称为族，包括七主族（A），七副族（B），一个Ⅷ族和一个零族。

注：

周期序数=电子层数、主族序数=最外层电子数

三、元素周期律

1．元素周期律：

元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化。

⑴同一周期，从左到右，原子半径减小；

元素的金属性减弱，非金属性增强。

⑵同一主族，从上到下，原子半径增大；

元素的金属性增强，非金属性减弱。

2、元素的非金属性越强，氢化物越稳定。

元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物酸性越强

元素的金属性越强，最高价氧化物的水化物的碱性越强

四、化学键

离子键：

阴阳离子间通过静电作用所形成的化学键。

1、化学键非极性键（A—A型）其中A，B都是非金属

共价键

极性键（A—B型）

2、离子化合物：

化合物（离子化合物一定含离子键，可能含共价键）

属于离子化合物有：

金属化合物+铵盐

3、共价化合物：

只含共价键的化合物

属于共价化合物有：

非金属化合物（铵盐除外）

专题六、化学反应与能量

一、化学能与热能

1．化学反应中能量变化的本质

化学键的断裂和形成。

其中断键吸收能量，成键放出能量。

2．化学反应中能量变化与反应物、生成物能量的关系

反应物的总能量＞生成物的总能量，反应放出能量（放热反应）。

反应物的总能量＜生成物的总能量，反应吸收能量（吸热反应）。

3．反应中化学能与热能的相互转化

常见的放热反应有：

①燃烧反应②活泼金属与酸反应③中和反应等等。

CaO+H2O==Ca（OH）2

常见的吸热反应有：

①C+H2OCO+H2

②Ba（OH）2·

8H2O与NH4Cl的反应等。

③C+CO2==2CO

二、原电池

1.原电池概念：

将化学能转变为电能的装置。

2．

（1）工作原理（以铜、锌、稀硫酸组成的原电池为例）：

活泼性强的作---

负极（Zn）:

Zn－2e-=Zn2+（发生氧化反应）

活泼性弱的作---

正极（Cu）：

2H++2e-=H2（发生还原反应）

（2）形成条件：

①两个活动性不同的电极

②电解质溶液（蔗糖溶液、酒精溶液不是电解质）

③形成闭合回路

3．发展中的化学电源有

⑴干电池（一次电池）：

⑵充电电池（二次电池）：

⑶燃料电池（最为环保）

三、化学反应的速率与限度

1．化学反应速率的计算公式：

υ=Δc/Δt

同一化学反应中，各物质的反应速率之比等于该反应方程