高考化学知识点总结超级详细Word文档格式.docx
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即离子间能发生“双水解”反应。
如3AlO2-+Al
-+Al
3++6H
2O=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S
2-、HS-、SO2-、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MnO42O7
-、Cr-、NO-、ClO-与S2-、HS-、
SO3
2-、HSO-、I
-、Fe2+等不能大量共存;
SO2-和S
2-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S2-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:
Al
3+和HCO-、CO2-、HS-、S2-、AlO-、ClO-等;
Fe3+与CO2-、HCO-、AlO-、ClO-等不能大量共存。
332332
4.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。
5、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OH-=1×
10-10mol/L
①酸性溶液(H
的溶液等。
②有色离子MnO4-,Fe
-,Fe
3+,Fe2+,Cu2+,Fe(SCN)2+。
③MnO4
④S2O32O32↑+H2O
2-在酸性条件下发生氧化还原反应:
S2-+2H+=S↓+SO
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:
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:
Fe
NO3
-、H+相遇)不能共存;
MnO-与Cl
-在强酸性条件下也不能共存;
S2-与SO2-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
-+OH-=CO2-+H-遇碱时进一步电离);
HCO-+H+=CO
33
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:
分离
一核10
子
N3-、O2-、F-、Na+、
3-、O2-、F-、Na+、
、
电子
Ne
2+
Mg
3+
二核10
HFOH-
、
三核10
H2ONH-
2
四核10
+
NH3HO
五核10
CH4NH
(二)“18电子”的微粒
分子离
一核18
Ar
+、Ca2+、Cl ̄
K
2-
S
二核18
F2、HClHS-电子
三核18
H2S
四核18
PH3、H2O2
五核18
SiH4、
CH3F
六核18
N2H4、
CH3OH
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,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+>
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Fe>
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·
·
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
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
-1单位:
一般采用KJ·
mol
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。
在稀溶液中,酸跟碱发生反应生成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·
-1弱酸弱碱电离要消耗能量,中和热|△H|<
57.3KJ·
原理:
断键吸热,成键放热。
化
学
反
应
的
能
量
变
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·
-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IIIIII
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
“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
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
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)。
3+的颜色变化5、Fe
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
2+==Zn2++CuCu+2Ag+=2Ag如:
Zn+Cu
2、活泼非金属单质与不活泼非金属阴离子间置换
Cl2+2Br ̄==2Cl ̄+Br2I2+S==2I ̄+S2F2+2H2O==4HF+O2
+置换3、活泼金属与弱氧化性酸中H
+==2Al
2Al+6H
3-+3H↑Zn+2CHCOOH==Z2+n+2CHCOO ̄+H↑
2332
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(OH2)+H2↑3Fe+4H2O(气)===Fe3O4+4H2↑
5、非金属单质与其它化合物间置换
++2X ̄2HS+O(不足)点燃2S+2HO
HS+X==S↓+2H
===22222
高温Δ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+AlCl3
NaAlO2+HCl+H2O==NaC+lAl(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
Fe不足
14、Fe+4HNO3(稀)
====Fe(NO3)3+NO↑+2H2O
Fe过量
3Fe+8HNO3(稀)====3Fe(NO3)3+2NO↑+4H2O
浓H2SO4
15、C2H5OH170℃CH2=CH2↑+H2O
C2H5-OH+HO-C124H05℃C2H5-O-C2H5+H2O
16、
+ClFe
2→
+HCl
ClCl
光
→
(六氯环已烷)
+3Cl2
H2O
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
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