高考考前化学回归课本知识精要.docx

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高考考前化学回归课本知识精要

2013年高考考前化学回归课本知识精要

第一章化学反应及其能量变化

一．氧化还原反应

氧化剂：

降得还

还原剂：

升失氧

1.氧化性、还原性强弱的判断依据

①金属活动性顺序

②根据非金属活动性顺序来判断：

一般来说，单质非金属性越强，越易得到电子，氧化性越强；其对应阴离子越难失电子，还原性越弱。

典型粒子氧化（或还原）性强弱：

氧化性：

Br2>Fe3+>I2>S还原性：

S２－＞I－＞Fe2+>Br－

氧化性：

Fe3+>Ag+>Cu2+>Fe2+>Zn2+>Al3+

依据元素周期律及周期表中元素性质变化规律来判断氧化性还原性的强弱

同周期，从左至右，核电荷数递增，非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱，氧化性逐渐增强，还原性逐渐减弱；

同主族，从上至下，核电荷数递增，非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强，氧化性逐渐减弱，还原性逐渐增强；

根据原电池的正负极来判断：

在原电池中，在负极反应的物质还原性一般比作正极物质的还原性强。

2.电子守恒规律：

化合价升高总数＝化合价降低总数=得电子总数＝失电子总数＝电子转移总数

二.离子反应

1.离子反应的条件

生成沉淀：

CaCO3、BaCO3、Ag2CO3、AgCl、AgBr、BaSO4、BaSO3、CaSO3、

Mg（OH）2、Cu（OH）2、Fe（OH）2、Fe（OH）3、Al（OH）3、H2SiO3

生成气体：

SO2、CO2、NH3、H2S、NO2、NO、O2、H2

生成弱电解质：

弱酸—HClO、HF、H2S、H2SO3、H3PO4、H2CO3、H2SiO3、H4SiO4、HNO2、CH3COOH

弱碱—NH3·H2O、Mg（OH）2、Cu（OH）2、Fe（OH）2、Fe（OH）3、Al（OH）3、AgOH

水—H2O

氧化还原反应：

反应前后离子中有元素化合价升降。

2.书写离子方程式书写规则

（1）用化学式或分子式表示的有：

单质、氧化物、难溶物、气体、弱电解质（如弱酸、弱碱、水等）。

（2）满足的守恒原则

①电荷守恒：

方程式左右两边离子的电荷总数相等。

②原子守恒：

反应前后各原子个数相等。

③电子守恒（价守恒）：

对于氧化还原反应，反应过程中元素化合价升高总数与降低总数相等。

（3）酸式弱酸根离子属于弱电解质部分，在离子方程式中不能拆写。

如NaHCO3溶液和稀硫酸反应：

HCO3－＋H+═CO2↑＋H2O

3.离子共存问题

1.同一溶液中若离子间符合下列任意一个条件就会发生离子反应，离子便不能大量共存.

（1）生成难溶物或微溶物：

Ba2+分别与CO32-、SO32-、SO42-反应生成沉淀；

Ca2+分别与CO32-、SO32-、SO42-反应生成沉淀；

Ag+分别与Cl-、Br-、I-CO32-、OH-反应生成沉淀；

OH-分别与Mg2+、Cu2+、Fe2+、Fe3+、Al3+、Ag+反应生成沉淀；

CO32-分别与Cu2+、Ca2+、Fe2+、Ba2+、Ag+反应生成沉淀；

（2）生成气体或挥发性物质：

NH4+与OH-生成氨气；

H+分别与CO32-、HCO3-、S2-、HS-、HSO3-、SO32-反应生成气体；

　（3）生成难电离物质（弱电解质）：

H+分别与CH3COO-、F-、CO32-、HCO3-、S2-、HS-、HSO3-、SO32-、C6H6O-生成弱酸；

OH-分别与NH4+、Mg2+、Cu2+、Fe2+、Fe3+、Al3+、Ag+反应生成弱碱；

H+与OH-反应生成水。

（4）发生双水解：

Al3+分别与AlO2－、CO32-、HCO3-、S2-、HS-发生双水解

Fe3+分别与CO32-、HCO3-、S2-、HS-发生双水解

（5）发生氧化还原反应：

Fe3+分别与S2-、I-发生氧化还原反应；

NO3-分别与S2-、I-、Fe2+、SO3-在酸性溶液中发生氧化还原反应；

MnO4-分别与S2-、I-、Fe2+、SO3-在酸性溶液中发生氧化还原反应；

ClO-分别与S2-、I-、Fe2+、SO3-在酸性溶液中发生氧化还原反应；

（6）形成配合物：

如Fe3+与SCN-反应生成配合物而不能大量共存。

2.审题时应注意题中给出的附加条件，如：

（1）暗示酸（或碱）性溶液的条件：

①酸性溶液—H＋,使紫色石蕊试液变红；

②碱性溶液—OH－使紫色石蕊试液变蓝；使酚酞试液变红；

③加入铝粉后放出可燃性气体的溶液——可能是酸，也可能是强碱

④由水电离出的H+或OH-浓度为1×10-amol/L（a>7）的溶液——可能是酸，也可能是碱。

（2）有色离子：

MnO4－—紫色，Fe3＋—黄色，Fe2+—浅绿色，Cu２＋—蓝色。

（3）MnO4－、NO3－、Cr2O72－等在酸性条件下具有强氧化性。

（4）注意题目要求“一定大量共存”、“可能大量共存”还是“不能大量共存”等要求。

三.化学反应中的能量变化

热化学方程式

1.反应热——在化学反应过程中放出或吸收的热量、通常叫做反应热。

符号：

△H；单位：

kJ/mol。

1.热化学方程式的书写规则：

（1）需注明反应的温度和压强，若不注明条件，一般指常温常压下。

（2）要注明反应物和生成物的状态。

（3）放热反应：

△H<0，即△H为“-”；

（4）吸热反应：

△H>0，即△H为“+”；

（5）热化学方程式各物质前的化学计量数表示物质的量，它可以是整数也可以是分数。

对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其△H也不同。

2.燃烧热——在101KPa时，1mol物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，为该物质的燃烧热。

3.中和热——在稀溶液中，强酸和强碱发生中和反应生成1mol液态H2O时，所表现的反应热。

第二章碱金属

一、钠和钠的化合物

1.钠在空气中与氧气反应生成白色的氧化钠（Na2O）：

4Na+O2===2Na2O

钠在空气中燃烧，生成淡黄色的过氧化钠（Na2O2）：

2.钠与水反应生成氢氧化钠和氢气，其反应的化学方程式为：

2Na+2H2O==2NaOH+H2↑。

3.过氧化与水反应生成氢氧化钠和氧气：

2Na2O2+2H2O==4NaOH+O2↑。

4.过氧化钠可用在呼吸面具中和潜水艇里作为氧气的来源：

2Na2O2+2CO2==2Na2CO3+O2↑。

5.碳酸钠的化学式为：

Na2CO3，俗名纯碱或苏打；与盐酸反应：

Na2CO3+2HCl==2NaCl+CO2↑+H2O

6.碳酸氢钠的化学式为：

NaHCO3，俗名小苏打；与盐酸反应：

NaHCO3+HCl==NaCl+CO2↑+H2O

NaHCO3与盐酸的反应比Na2CO3与盐酸反应剧烈。

△

7.氢氧化钠的化学式为：

NaOH，俗名烧碱、火碱或苛性钠。

8.NaHCO3受热分解，其反应的化学方程式为：

2NaHCO3==Na2CO3+CO2↑+H2O。

二、碱金属

1.金属性：

Li＜Na＜K＜Rb＜Cs氧化性（得电子能力）：

Li＋＞Na＋＞K＋＞Rb＋＞Cs＋

还原性（失电子能力）：

Li＜Na＜K＜Rb＜Cs碱性：

LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH

与水反应转换出氢：

从难→易

2M+2H2O===2MOH+H2↑

2.与氧气反应：

4、钠或钠的化合物灼烧时火焰呈现黄色，钾或钾的化合物灼烧时火焰呈现紫色。

第三章物质的量

=

=

气体摩尔体积：

=

=

标准状况下，

=22.4L/mol

同温同压下，

同温同压下，

=D（D为

对

的相对密度）

同温同容积下，

物质的量浓度：

※溶液稀释定律：

对于已知物质的量的浓度的稀释，溶质的物质的量稀释前后不变，即

=

第四章卤素

【氯和氯的化合物】

Cu+Cl2==CuCl2H2+Cl2===2HCl2Fe＋3Cl2

2FeCl3

Cl2+H2O==HCl+HClOCl2+2NaOH==NaCl+NaClO+H2O

漂白粉的制取反应：

2Ca（OH）2+2Cl2==CaCl2+Ca（ClO）2+2H2O

漂白粉的主要成分：

CaCl2、Ca（ClO）2，有效成分：

Ca（ClO）2

△

漂白粉的漂白原理：

Ca（ClO）2+CO2+H2O==2HClO+CaCO3↓

实验室制取氯气反应原理：

MnO2+4HCl（浓）==MnCl2+Cl2↑+2H2O。

【卤族元素】

（1）位置：

第

A族。

包括氟（F）、氯（Cl）、溴（Br）、碘（I）、砹（At）五种非金属元素

（2）原子结构特点：

最外层电子数为7

（3）主要性质

①相似性：

最高价态为+7，最低负价为-1，F无正价；最高价氧化物水化物HRO4，均呈强酸性。

②递变性：

同主族，从上到下，原子半径由小到大；

最高价含氧酸的酸性：

HClO4＞HBrO4＞HIO4；氢化物稳定性：

HF＞HCl＞HBr＞HI

非金属性：

F＞Cl＞Br＞I氧化性：

F2＞Cl2＞Br2＞I2

还原性：

F－＜Cl－＜Br－＜I－

氟气与水反应：

：

2F2+2H2O==4HF+O2；氯气与溴化钠溶液反应：

Cl2+2NaBr==Br2+2NaCl

氯气与KI溶液反应：

Cl2+2KI==I2+2KCl；溴水与KI溶液反应：

Br2+2KI==Br2+2KCl

（碘单质遇淀粉变蓝）

第五章物质结构元素周期律晶体类型

1、原子是由居于原子中心的带正电荷的原子核和核外带负电荷的电子构成的。

2、原子序数＝核电荷数（Z）＝核内质子数＝核外电子数。

3、原子

中，A代表质量数，z代表质子数，则中子数（N）＝A－Z

4、质量数（A）＝质子数（Z）+中子数（N）

在阳离子（

）中：

核外电子数=Z－n

在阴离子（

）中：

核外电子数=Z+m

5、原子结构和离子结构示意图的认识

离子与原子示意图的区别：

若质子数=电子数，则为原子结构示意图

若质子数≠电子数，则为离子结构示意图

例：

钠原子（Na）镁离子（Mg2+）氟离子（F－）

原子：

质子数=电子数；不显电性

阳离子：

质子数>电子数；显正电性

阴离子：

质子数<电子数；显负电性

6.氧化铝（Al2O3）既能与酸反应，又能与碱反应，它是典型的两性氧化物。

如：

Al2O3+6HCl==2AlCl3+3H2O；Al2O3+2NaOH==2NaAlO2+H2O。

7.氢氧化铝〔Al（OH）3〕既能与酸反应，又能与碱反应，它是典型的两性氢氧化物。

如：

Al（OH）3+3HCl==AlCl3+3H2O；Al（OH）3+NaOH==NaAlO2+2H2O。

8.元素周期律和周期表

（1）元素周期律

（1）元素周期律内容：

元素的性质（最外层电子数、原子半径、主要化合价、金属性及非金属性等）随着元素原子序数递增而呈周期性变化的规律。

（2）元素性质周期性变化的实质是元素原子核外电子排布呈周期性变化。

（2）元素、同位素

（1）元素：

具有相同的质子数（即核电荷数）的同一类原子的总称叫元素。

（2）同位素：

将原子里具有相同的质子数（即核电荷数）和不同中子数的一类原子互称为同位素

（3）元素周期表

（2）元素周期表与原子结构的关系

原子序数

核电荷数

核内质子数=核外电子数，

周期序数

电子层数

主族族序数

最外层电子数=元素最高正价数

最低负价数=8－最高正价数

8－最外层电子数

或最低负价=最高正价－8

（1）周期表结构

4.元素在周期表中的位置与原子结构、元素性质三者之间的关系：

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

18

19

20

31

32

33

34

35

36

（3）元素性质在周期表中的递变规律

①同一周期元素从左至右，随着核电荷数增多，原子半径减小；

失电子能力：

Na＞Mg＞Al金属性：

Na＞Mg＞Al置换氢：

Na＞Mg＞Al

最高价氧化物的水化物碱性：

NaOH＞Mg（OH）2＞Al（OH）3

得电子能力：

Si＜P＜S＜Cl非金属性：

Si＜P＜S＜Cl与氢化合：

Si＜P＜S＜Cl

氢化物的稳定性：

SiH4＜PH3＜H2S＜HCl最高价氧化物的水化物酸性：

H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4

②同一主族元素从上往下，随着核电荷数增多，电子层数增多，原子半径增大；

失电子能力：

Li＜Na＜K＜Rb＜Cs金属性：

Li＜Na＜K＜Rb＜Cs置换氢：

Li＜Na＜K＜Rb＜Cs

最高价氧化物的水化物碱性：

LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH

得电子能力：

F＞Cl＞Br＞I非金属性：

F＞Cl＞Br＞I与氢化合：

F＞Cl＞Br＞I

氢化物的稳定性：

HF＞HCl＞HBr＞HI最高价氧化物的水化物酸性：

HClO4＞HBrO4＞HIO4

③在元素周期表中，左下方的元素铯（Cs）是金属性最强的元素；右上方的元素氟（F）是非金属性最强的元素；

9.使阴、阳离子结合成化合物的静电作用，叫做离子键。

一般，活泼金属与活泼的非金属化合时，形成离子键；如，NaCl、KCl、CaCl2、MgCl2、NaBr、MgBr2。

NaCl的电子式为：

Na+［∶Cl∶］-；MgBr2的电子式为：

［∶Br∶］-Mg2+［∶Br∶］-。

10.原子之间通过共用电子对所形成的相互作用，叫做共价键。

一般，同种或不同种非金属元素化合时，形成的是共价键。

例如，H2、Cl2、O2、N2、HCl、HBr、HI、H2O、CO2、CH4等。

H2的电子式为：

_H∶H；HCl的电子式为：

H∶Cl∶；

H2O的电子式为：

H∶O∶H；CO2的电子式为：

O∶∶C∶∶O。

11.一些物质中既有共价键，又有离子键。

例如，NaOH、KOH、Ca（OH）2、NH4Cl等。

其中，NaOH的电子式为：

Na+［∶O∶H］。

（1）极性键形成的一般条件：

不同种原子间形成的共价键。

（2）非极性键形成的一般条件：

同种原子间形成的共价键。

12.离子晶体、分子晶体和原子晶体性质比较

类型

离子晶体

原子晶体

分子晶体

金属晶体

结构

构成晶体的微粒

阴离子、阳离子

原子

分子

阳离子、自由电子

相互作用

离子键

共价键

分子间作用力（氢键）

金属键

性质

硬度

较大且脆

很大

很小

差距较大

熔沸点

较高

很高

很低

差距较大

导电传热

固体不导电，融化或溶于水导电

一般不导电（Si半导体）

一般不导电，

良好导电性

溶解性

易溶于极性溶剂

难溶

相似相溶

难溶

实例

盐、强碱等

金刚石、二氧化硅、

晶体硅、碳化硅

非金属单质、氢化物、氧化物和酸等晶体。

金属单质、合金

13．晶体溶沸点高低的比较

（1）不同类型晶体

原子晶体>离子晶体>分子晶体

（2）分子晶体：

①组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，一般分子间作用力越大，熔沸点越高。

如：

HI＞HBr＞HCl。

②在同分异构体中，一般说，支链越多，熔沸点越低，如正戊烷＞异戊烷＞新戊烷。

③若分子间存在氢键，则物质的熔沸点较高。

如：

HF＞HCl，H2O＞H2S，NH3＞PH3

第六章氧族元素环境保护

【氧族元素】

（1）位置：

第

A族。

包括氧（O）、硫（S）、硒（Se）、碲（Te）、钋（Po）五种非金属元素

（2）原子结构特点：

最外层电子数为6

（3）主要性质

①相似性：

最高价态为+6，最低负价为-2，O无正价；最高价氧化物水化物H2RO4，均呈酸性。

②递变性：

同主族，从上到下，原子半径由小到大；

最高价含氧酸的酸性：

H2SO4＞H2SeO4＞H2TeO4；氢化物稳定性：

H2O＞H2S＞H2Se＞H2Te

非金属性:

O＞S＞Se＞Te氧化性：

O2＞S＞Se＞Te

还原性：

O2－＜S2－＜Se2－＜Te2－

2H2O2

2H2O+O2↑

【硫和硫的化合物】

1.铁与硫反应时生成FeS（硫化亚铁）：

Fe+S==FeS；

2.铁在氯气中燃烧时生成FeCl3（氯化铁）：

2Fe+3Cl2==2FeCl3。

3.SO2与水反应生成亚硫酸（H2SO3）：

SO2+H2O==H2SO3

4.SO2具有漂白性:

与有色物质化合成无色物质（非氧化还原反应）

5.SO2+X2+2H2O=H2SO4+2HX（X为Cl、Br、I）

6.浓硫酸具有吸水性、脱水性、强氧化性

7.浓硫酸可以与铜反应：

Cu+2H2SO4（浓）==CuSO4+SO2↑+2H2O

8.2H2SO4（浓）+C

2SO2↑+CO2↑+2H2O

9.SO42-的检验：

在检验溶液中是否含有SO42-时，常常先用盐酸把溶液酸化，以排除CO32-等可能造成的干扰。

再加入BaCl2溶液，如果有白色沉淀出现，则说明原溶液中有SO42-存在。

第七章碳族元素无机非金属材料

【碳族元素】

（1）位置：

第

A族。

包括碳（C）、硅（Si）、锗（Ge）、锡（Sn）、铅（Pb）

（2）原子结构特点：

最外层电子数为4

（3）主要性质

①相似性：

最高价态为+4，最低负价为-4；最高价氧化物水化物H2RO3。

②递变性：

同主族，从上到下，原子半径由小到大；

最高价含氧酸的酸性：

H2CO3＞H2SiO3＞Ge（OH）4；氢化物稳定性：

CH4＞SiH4＞GeH4

1.硅的性质：

化学

性质

与非金属反应

Si+O2

SiO2

与氢氟酸反应

Si+4HF=SiF4↑+2H2↑

与强碱溶液反应

Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2↑

粗硅工业制取

SiO2+2C

Si+2CO↑

2.二氧化硅（SiO2）性质：

化学

性质

与氢氟酸反应

SiO2+4HF=SiF4↑+2H2O

与强碱溶液反应

SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O

3.硅酸（H2SiO3）性质

化学

性质

与强碱溶液反应

H2SiO3+2NaOH=Na2SiO3+2H2O

加热

H2SiO3

H2O+SiO2

实验室制取原理

Na2SiO3+2HCl=H2SiO3↓+2NaCl

Na2SiO3+CO2+H2O=H2SiO3↓+Na2CO3

第八章氮族元素

【氮族元素】

（1）位置：

第

A族。

包括氮（N）、磷（P）、砷（As）、锑（Sb）、铋（Bi）

（2）原子结构特点：

最外层电子数为5

（3）主要性质

①相似性：

最高价态为+5，最低负价为-3；最高价氧化物的水化物H3RO4（氮的最高价含氧酸：

HNO3）。

②递变性：

同主族，从上到下，原子半径由小到大；

最高价含氧酸的酸性：

HNO3＞H3PO4＞H3AsO4；氢化物稳定性：

NH3＞PH3＞AsH3

【氮和氮的化合物】

1.在放电条件下，N2与O2直接化合生成一氧化氮（NO）气体：

N2+O2

2NO

2.常温下，NO很容易与空气中的O2化合，生成红棕色二氧化氮（NO2）：

2NO+O2==2NO2

3.NO2易溶于水，它与水反应：

3NO2+H2O==2HNO3+NO。

4.常温常压下，氨水显弱碱性，它能使酚酞试液变红色，原因是：

NH3+H2O==NH3·H2O==NH4++OH-。

△

5.用两根玻璃棒分别在浓氨水和浓盐酸里蘸一下，然后将两根玻璃棒接近，其现象为产生大量的白烟，其反应的化学方程式为：

HCl+NH3==NH4Cl。

△

6.铵盐与碱共热都能产生NH3：

Ca（OH）2+2NH4Cl==CaCl2+2NH3↑+2H2O

7.NH4HCO3受热分解：

NH4HCO3==NH3↑+CO2↑+H2O↑，

8.铵盐的检验方法是：

加氢氧化钠溶液，加热，将湿润的红色石蕊试纸放在试管口，若试纸变蓝色，说明是铵盐。

9.3Cu+8HNO3（稀）

3Cu（NO3）2+2NO↑+4H2OCu+4HNO3（浓）

Cu（NO3）2+2NO2↑+2H2O

10.C+4HNO3（浓）

CO2↑+4NO2↑+2H2O

第九章化学平衡

1.化学反应速率：

v（B）=

2.影响化学反应速率的条件：

增加反应物的浓度，化学反应速率增大，反之减小。

增大压强，化学反应速率增大，反之减小。

升高温度，化学反应速率增大，反之减小。

使用催化剂可以增大化学反应速率。

反应物颗粒越小，化学反应速率越大。

3.化学平衡主要特征：

正反应和逆反应的速率相等

反应混合物中各组分的浓度（或体积分数或百分含量等）保持不变的状态。

4.影响化学平衡的条件：

增大反应物的浓度或减小生成物的浓度，化学平衡向正反应方向（或向右）移动

对于反应前后气体总体积发生变化的反应，增大压强，会使化学平衡向着气体体积缩小的方向移动；减小压强，会使化学平衡向着气体体积增大的方向移动。

反应前后气态物质的总体积相等，增大或减小压强，化学平衡不移动。

例如，对于反应：

2HI（g）==H2（g）+I2（g），若增大或减小压强，上述平衡不移动。

温度升高，化学平衡向吸热反应方向移动；温度降低，化学平衡向放热反应方向移动。

例如，对于反应：

2NO2（g）==N2O4（g）（正反应为放热反应），若升高温度，上述平衡向逆反应方向（或向左）移动，混合气体的颜色变深；若降低温度，上述平衡向正反应方向（或向右）移动，混合气体的颜色变浅。

使用催化剂，化学平衡不移动。

5.化学平衡的计算一般模型：

假如反应向正方向进行，则：

对于反应：

起始浓度：

c（A）c（B）c（C）c（D）

变化浓度：

△c（A）△c（B）△c（C）△c（D）

平衡浓度：

（1）△c（A）：

△c（B）：

△c（C）：

△c（D）=m:

n:

p:

q

（2）△c（A）=c（A）-

；△c（B）=c（B）-

；

△c（C）=

-c（C）；△c（D）=

-c（D）

（3）反应