高考化学知识点总结超级详细Word文档格式.docx
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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。
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H+或OH-=1×
10-10mol/L的溶液等。
②有色离子MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe（SCN）2+。
③MnO4-,NO3-等在酸性条件下具有强氧化性。
④S2O32-在酸性条件下发生氧化还原反应：
S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O
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化性就越弱。
（3）根据反应的难易程度
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：
分子
离子
一核10电子的
Ne
N3−、O2−、F−、Na+、Mg2+Al3+
二核10电子的
HF
OH−、
三核10电子的
H2O
NH−
2
四核10电子的
NH3
HO+
3
五核10电子的
CH4
NH+
、
（二）“18电子”的微粒
一核18电子的
Ar
K+、Ca2+、Cl‾、S2−
二核18电子的
F2、HCl
HS−
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
+2+
其它诸如C2H6、N2H5、N2H6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>
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。
Li<
Na<
K<
Rb<
Cs
3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。
F--<
Cl--<
Br--<
I--
4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。
F->
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Fe>
Fe2+>
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、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·
·
←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。
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
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
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。
中和热：
强酸和强碱反应的中和热：
H+（aq）+OH-（aq）=H2O（l）;
△H=-57.3KJ·
mol-
弱酸弱碱电离要消耗能量，中和热|△H|<
57.3KJ·
mol-1
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
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
I
II
III
条件
恒温、恒容
恒温、恒压
超始投料
换算为方程式同一边物质，其
“量”相同
换算为方程式同一边物质，其
“量”符合同一比例
换算为方程式同一边物质，其
“量”符合同一比例
对反应的要求
任何可逆反应
反应前、后气体体积相等
平衡特点
质量分数
w/%
相同
浓度c
成比例
相同（气体）
物质的量n
质量m
分子数N
等效情况
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；
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·
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
氧化作用
化合作用
吸附作用
Cl2、O3、Na2O2、浓HNO3
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）。
5、Fe3+的颜色变化
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如：
Zn＋Cu2+==Zn2+＋CuCu＋2Ag+=2Ag
2、活泼非金属单质与不活泼非金属阴离子间置换
2−
Cl2＋2Br‾==2Cl‾＋Br2I2＋S==2I‾＋S2F2＋2H2O==4HF＋O2
3、活泼金属与弱氧化性酸中H+置换
2332
2Al＋6H+==2Al3−＋3H↑Zn＋2CHCOOH==Zn2+＋2CHCOO‾＋H↑
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（OH）2＋H2↑3Fe＋4H2O（气）===Fe3O4＋4H2↑
5、非金属单质与其它化合物间置换
HS＋X==S↓＋2H+＋2X‾2HS＋O（不足）点燃2S＋2HO
2222
高温Δ
===2
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
1、2P＋3Cl2===2PCl3（Cl2不足）；
2P＋5Cl2===2PCl5（Cl2充足）
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
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＋AlCl3NaAlO2＋HCl＋H2O==NaCl＋Al（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
14、Fe＋4HNO3（稀）
====Fe（NO3）3＋NO↑＋2H2O
3Fe＋8HNO3（稀）
浓H2SO4
====3Fe（NO3）3＋2NO↑＋4H2O
15、C2H5OH
170℃
CH2=CH2↑＋H2O
C2H5－OH＋HO－C124H05℃C2H5－O－C2H5＋H2O
16、
ClClCl
＋HCl
ClCl
光
＋3Cl2C→lCl
（六氯环已烷）
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
AlCl3向NaOH中滴加——开始无白色沉淀，后产生白色沉淀
4、HCl与NaAlO2：
HCl向NaAlO2中滴加——开始有白色沉淀，后白色沉淀消失
NaAlO2向HCl中滴加——开始无白色沉淀，后产生白色沉淀
5、Na2CO3与盐酸：
Na2CO3向盐酸中滴加——开始有气泡，后不产生气泡
盐酸向Na2CO3中滴加——开始无气泡，后产生气泡
9、常用反应
Al3++4OH-=AlO-+2HO
3AlO2+Al+6H2O=4Al（OH）3
2CO2+2Na2O2=2Na2CO3+O2△m=56g
--
2H2O+2Na2O2=4NaOH+O2△m=4gAlO2+CO2+2△H2O=Al（OH）3↓+HCO3
2NaCl+MnO2+3H2SO42NaHSO4+MnSO4+Cl2↑+2H2O
10、特殊反应
2F2+2H2O=4HF+O2
Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2↑2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2↑
B
二、AC
D
（A：
NaHCO3、（NH4）2CO3、NH4HCO3、NaCl（aq））
H2O
A↓（白）+↑（无色）（A：
CaC2、Al2S3、Mg3N2）
AO2BO2C
ANaOH↑
A浓H2SO4
常温
CHClANaOHB
S、H2S、N2、Na、醇）
铵盐、Al、Si、CH3COONa）
氯化物）
Al、（NH4）2CO3、NH4HCO3、NaHCO3、NaHS、（NH4）2S、NH4HS、氨基酸）
中学化学常见气体单质：
H2、O2、N2、Cl2、（F2）
固体单质：
S、Na、Mg、Al、Fe、Cu液体单质：
Br2
中学化学常见化合物
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