高考化学知识点总结超级详细.docx

1、高考化学知识点总结超级详细高考化学 、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/V 2=n1/n 2 同温同压下， M1/M2=1/ 2注意：阿伏加德罗定律也适用于不反应的混合气体。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：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。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。物质结构和晶体结构：考查一定物质的量

2、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 C O3 、SO3 、S 、HCO3 、HSO3 、HS等易挥发的弱酸的酸根与 H不能大量共存。2- 2- 2- - - - +2+、Ca2+、Mg2+、A g+等不能与 SO2- 、CO2-等大量共存； Mg2+、Fe2+、A g+、Al（2）有沉淀生成。如 Ba4 33+、Zn2+、Cu2+、3+等不能与 OH- 大量共

3、存； Fe2+与 S2- 、Ca2+与 PO3- 、A g+与 IFe4- 不能大量共存。- 、CH - 、P O3- 、HPO2-、H -、F- 、ClO- 、AlO - 、SiO 2-、CN- 、C - 、4 4 2 3等与 H+不能大量共存；一些酸式弱酸根如 HCO- 、HPO2- 、H S- 、H - 、HSO- 不能与 O H- 大量共存； N H+与 O H- 不能2PO43 4 3 4大量共存。- 、S2- 、CO2- 、C - 等必须在碱性条件下才33+、Al能在溶液中存在；如 Fe3+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

4、解”反应。如 3AlO2 - +Al- +Al3+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- 、H S- 、S O2- 、I3- 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 2O7- 、Cr - 、NO- 、ClO- 与 S2- 、H S- 、3SO32- 、HSO- 、 I3- 、Fe2+ 等不能大量共存； SO2- 和 S32- 在碱性条件下可以共存， 但在酸性条件下则由于发生2- +SO2- +6H+=3S+3H +与 S 2-

5、不能大量共存。33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- 、CO2- 、HS- 、S2- 、AlO - 、ClO- 等；Fe3+与 CO2-、HCO- 、AlO - 、ClO- 等不能大量共存。3 3 2 3 3 24溶液中能发生络合反应的离子不能大量共存。 2+、Fe3+与 SCN- 不能大量共存； Fe3+与 不能大量共存。如 Fe5、审题时应注意题中给出的附加条件。 +）、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 O H- =110-10mol/L酸性溶液（H的溶液等。有色离子 MnO4 - ,Fe-

6、 ,Fe3+,Fe 2+,Cu2+,Fe(SCN) 2+。MnO43S2O3 2O3 2+H2O2- 在酸性条件下发生氧化还原反应： S 2- +2H+=S+SO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：2+与 NO- 能共存，但在强酸性条件下（即 Fe2+、 （1）注意溶液的酸性对离子间发生氧化还原反应的影响。如： Fe3NO3- 、H+相遇）不能共存； MnO- 与 Cl4- 在强酸性条件下也不能共存； S2- 与 SO 2- 在钠、钾盐时可共存，但在酸性条3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-

7、+OH- =CO2- +H - 遇碱时进一步电离）； HCO- +H+=CO3 3三、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注意：氧化还原性的强弱只与该原子得

8、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。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

9、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； 点燃6、其他，例： 2CuS=Cu2S CuCl2 = 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 离一核 10子子N 3-

10、 、O2- 、F- 、Na+、3- 、O2- 、F- 、Na+、电子Ne2+Mg3+Al二核 10HF OH-电子 、三核 10电子H2O NH-2四核 10电子+NH3 HO3五核 10电子+CH4 NH4( 二) “18 电子”的微粒分子 离一核 18电子Ar子+、Ca2+、ClK、2-S二核 18F2、HCl H S- 电子三核 18电子H2S四核 18电子PH3、H2O2五核 18 SiH4、电子CH3F六核 18电子N2H4、CH3OH注：其它诸如 C2H6、N2H5 、N2H6 等亦为 18 电子的微粒。+ 2+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

11、，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： NaMgAlSiPSCl.2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如： LiNaKRbCs3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。如： F - Cl- Cl- Br- Na- Na+Mg2+Al3+2+Fe3+ 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 FeFe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

12、间的作用大，则熔沸点高，反之则小。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。分子晶体：对于同类分子晶体，式量越大，则熔沸点越高。 HF、H2O、N H3等物质分子间存在氢键。原子晶体：键长越小、键能越大，则熔沸点越高。（3）常温常压下状态熔点：固态物质 液态物质沸点：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。、定义：分子之间的一种比较强的相互作用。分子间相互作用 、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）

13、、对物质性质的影响：使物质熔沸点升高。、氢键的形成及表示方式： F- H F- H F- H代表氢键。氢键 O OH H H HOH H、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、C S2（直线型）、 C H4、CCl4（正四面体型）极性分子： 定义：从整个

14、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定义：在化学反应过程中放出或吸收的热量；符号： H-1 单位：一般采用 KJmol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 H0，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

15、反应生成 1molH2O时的反应热。+(aq)+OH- (aq)=H中和热：强酸和强碱反应的中和热： H-2O(l); H=-57.3KJ mol-1 弱酸弱碱电离要消耗能量，中和热 | H|57.3KJ mol原理：断键吸热，成键放热。化学反应的能量变化反应热的微观解释：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。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 、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 、要注明反应物和生成物的聚集状态或晶型；书写方法 、 H与方程式

16、计量数有关，注意方程式与 H对应， H以 K Jmol-1 单位，化学计量数可以是整数或分数。、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

17、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: 对于气体体积相同的反应来说 , 增减压强平衡不移动 ; 若平衡混合物都是固 体或液 体, 增减压强平衡也不移动 ; 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

18、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 恒温、 恒 恒温、 恒 恒温、 恒压件 容 容 换 算为 方 程式 换 算 为 方换 算 为 方 程同一 边 物 质 程 式同一边物 超始投料 式同一边物质， 其 质 ，其 其

19、“ 量” 符合同 “ 量 ”符 合 “量” 相同反应前、 后气对反应的要求 任何可逆反 任何可逆反应 体体积相等应质量分数相同 相同 相同 w /%平浓度 c 相同 成比例 相同（ 气体 衡）物质的量 相同 成比例 成比例 特n质量 m 相同 成比例 成比例点 分子数 相同 成比例 成比例N等效情况 完全等效 不完全等效不完全等效、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、N H3H2O；离子： N H4 、OH、H+ +) 氯水( 分子：

20、Cl 2、H2O、HClO；离子： H、Cl、ClO、OH)+苏打水 (Na2C O3 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(2CaOSiO2、3CaOSiO2、3CaOAl2O3) 王水（由浓 HNO3 和浓盐酸以 13 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 C H4)液化石油气 ( 以丙烷、丁烷为主 ) 裂解气 ( 以 C

21、H2=CH2 为主) 焦炉气 (H2、CH4 等) 电石气 (CHCH，常含有 H2S、PH3 等)3、具有漂白作用的物质氧化作 化合作 吸附作用Cl2、O3、Na2O2、浓 HNO3用 用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 Na2O24、能升华的物质I 2、干冰 ( 固态 C O2) 、升华硫、红磷，萘。 ( 蒽和苯甲酸作一般了解 ) 。3+的颜色变化 5、Fe1、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

22、液中通入 H2S气体，生成 淡黄色沉淀；4、向 FeCl 3 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2+=Zn2+Cu Cu2Ag+=2Ag 如：ZnCu2、活泼非金属单质与不活泼非金属阴离子间置换Cl 22Br=2ClBr2 I 2S =2I S

23、 2F22H2O=4HFO22-+置换 3、活泼金属与弱氧化性酸中 H+=2Al2Al 6H3- 3H Zn2CHCOOH=Z2+n2CHCOOH2 3 3 24、金属单质与其它化合物间置换点燃 点燃2MgC O2 = 2MgOC 2MgSO2 = 2 MgOS2Na2H2O=2Na+2OHH22Na2C6H5OH(熔融) 2C6H5ONaH22Na2C2H5OH2C2H5ONaH2高温 高温10Al 3V2O5 = 5Al 2O36V 8Al 3Fe3O4 = 4 Al 2O39Fe2FeBr23Cl 2=2FeCl32Br2 2 FeI 23Br2=2FeBr32I 2 高温Mg2H2O=

24、Mg(OH2)H2 3Fe4 H2O(气) = Fe3O44 H25、非金属单质与其它化合物间置换 +2X 2H SO( 不足) 点燃2 S2HOHSX =S2H= 2 2 2 2 2高温 高温CuOC = CuC O CuOH2=CuH2O SiO22C = Si 2CO3Cl 28NH3=6NH4Cl N23Cl 22NH3=6HClN27、条件不同，生成物则不同点燃 点燃1、2P3Cl 2 = 2PCl3(Cl 2 不足) ；2 P5Cl2 = 2 PCl 5(Cl 2 充足)点燃 点燃2、2H2S3 O2 = 2H2O2SO2(O2 充足) ；2 H2SO2 = 2 H2O2S(O2

25、不充足 )缓慢氧化 点燃3、4NaO2 = 2Na2O 2NaO2 = Na2O2 C O2 适量4、Ca(OH)2C O2 = CaCO3H2O ；Ca(OH)22CO2( 过量)=Ca(HCO3) 25、2Cl 22 Ca(OH) 2=Ca(ClO) 2CaCl22 H2O6Cl 26 Ca(OH) 2=Ca(ClO3) 25CaCl26 H2O点燃 点燃6、CO2 = C O2(O2 充足) ；2 CO2 = 2CO ( O2 不充足 )7、8HNO3( 稀) 3Cu=2NO2Cu(NO3) 24 H2O4HNO3( 浓) Cu=2NO2Cu(NO3) 22 H2O10、AlCl 33N

26、aOH=Al(OH)33NaCl ；AlCl 34NaOH(过量)=NaAlO22 H2O11、NaAlO24HCl( 过量)=NaCl 2 H2OAlCl 3NaAlO2HClH2O=NaCl Al(OH) 312、Fe6HNO3( 热、浓 )=Fe(NO3) 33NO23 H2OFeHNO3( 冷、浓 ) ( 钝化)Fe 不足13、Fe6HNO3( 热、浓 ) = Fe(NO3) 33NO23 H2O Fe 过量Fe4HNO3( 热、浓 ) = Fe(NO3) 22NO22 H2O Fe 不足14、Fe4HNO3(稀)= Fe(NO3) 3NO2 H2OFe 过量3Fe8HNO3( 稀)

27、= 3Fe(NO3) 32NO4H2O浓H2SO415、C2H5OH 170 C H2=CH2H2O浓H2SO4C2H5OHH OC124H05 C2H5OC2H5H2O16、Cl Fe2ClHClCl ClCl Cl 光（六氯环已烷）3Cl2Cl ClH2O醇17、C2H5Cl NaOH C2H5OHNaCl C2H5ClNaOHC H2C H2NaClH2O18、6FeBr23Cl 2（不足） =4FeBr32FeCl3 2FeBr23Cl 2（过量） =2Br22FeCl38、滴加顺序不同，现象不同1、AgNO3 与NH3H2O：AgNO3 向 NH3H2O中滴加开始无白色沉淀，后产生白色沉淀N H3H2O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 AlCl 3：NaOH向 AlCl 3 中滴加开始有白色沉淀，后白色沉淀消失