高考化学知识点归纳.docx

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高考化学知识点归纳

高考化学知识点归纳

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

（2）同温同体积时，p1/p2=n1/n2=N1/N2

（3）同温同压等质量时，V1/V2=M2/M1（4）同温同压同体积时，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；Pb2+与Cl-，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-+3Al3++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-、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。

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、离子方程式书写的基本规律要求

（1）合事实：

离子反应要符合客观事实，不可臆造产物及反应。

（2）式正确：

化学式与离子符号使用正确合理。

（3）号实际：

“=”“_”“→”“↑”“↓”等符号符合实际。

（4）两守恒：

两边原子数、电荷数必须守恒（氧化还原反应离子方程式中氧化剂得电子总数与还原剂失电子总数要相等）。

（5）明类型：

分清类型，注意少量、过量等。

（6）检查细：

结合书写离子方程式过程中易出现的错误，细心检查。

四、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。

常见氧化剂：

①、活泼的非金属，如Cl2、Br2、O2等；

②、元素（如Mn等）处于高化合价的氧化物，如MnO2、KMnO4等

③、元素（如S、N等）处于高化合价时的含氧酸，如浓H2SO4、HNO3等

④、元素（如Mn、Cl、Fe等）处于高化合价时的盐，如KMnO4、KClO3、FeCl3、K2Cr2O7

⑤、过氧化物，如Na2O2、H2O2等。

常见还原剂

①、活泼的金属，如Na、Al、Zn、Fe等；

②、元素（如C、S等）处于低化合价的氧化物，如CO、SO2等

③、元素（如Cl、S等）处于低化合价时的酸，如浓HCl、H2S等

④、元素（如S、Fe等）处于低化合价时的盐，如Na2SO3、FeSO4等

⑤、某些非金属单质，如H2、C、Si等。

五、元素氧化性,还原性变化规律表

（1）常见金属活动性顺序表（联系放电顺序）

K,Ca,Na,Mg,Al,Zn,Fe,Sn,Pb（H）,Cu,Hg,Ag,Pt,Au（还原能力-失电子能力减弱）

K+,Ca2+,Na+,Mg2+,Al3+,Zn2+,Fe2+,Sn2+,Pb2+（H+）,Cu2+,Hg2+,Ag+（氧化能力-得电子能力增强）

（2）非金属活动顺序表

FOClBrIS（氧化能力减弱）

F-Cl-Br-I-S2-（还原能力增强）

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。

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；

6、其他，例：

2Cu＋S_Cu2SCu＋Cl2_CuCl2所以，Cl的非金属性强于S。

“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

NH2−

四核10电子的

NH3

H3O+

五核10电子的

CH4

NH4+

（二）“18电子”的微粒

分子、离子

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

注：

其它诸如C2H6、N2H5+、N2H62+等亦为18电子的微粒。

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+>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+

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

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