高中化學知識點總結.doc

此文檔收集于網(wǎng)絡，如有侵權，請 聯(lián)系網(wǎng)站刪除高中化學基礎知識整理、基本概念與基礎理論：一、阿伏加德羅定律1內容：在同溫同壓下，同體積的氣體含有相同的分子數(shù)。即“三同”定“一同”。2推論（1）同溫同壓下，V1/V2=n1/n2 同溫同壓下，M1/M2=1/2注意：阿伏加德羅定律也適用于不反應的混合氣體。使用氣態(tài)方程PV=nRT有助于理解上述推論。3、阿伏加德羅常這類題的解法：狀況條件：考查氣體時經(jīng)常給非標準狀況如常溫常壓下，1.01105Pa、25時等。物質狀態(tài)：考查氣體摩爾體積時，常用在標準狀況下非氣態(tài)的物質來迷惑考生，如H2O、SO3、已烷、辛烷、CHCl3等。物質結構和晶體結構：考查一定物質的量的物質中含有多少微粒（分子、原子、電子、質子、中子等）時常涉及希有氣體He、Ne等為單原子組成和膠體粒子，Cl2、N2、O2、H2為雙原子分子等。晶體結構：P4、金剛石、石墨、二氧化硅等結構。二、離子共存1由于發(fā)生復分解反應，離子不能大量共存。（1）有氣體產(chǎn)生。如CO32-、SO32-、S2-、HCO3-、HSO3-、HS-等易揮發(fā)的弱酸的酸根與H+不能大量共存。（2）有沉淀生成。如Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能與SO42-、CO32-等大量共存；Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能與OH-大量共存；Fe2+與S2-、Ca2+與PO43-、Ag+與I-不能大量共存。（3）有弱電解質生成。如OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、CN-、C17H35COO-、等與H+不能大量共存；一些酸式弱酸根如HCO3-、HPO42-、HS-、H2PO4-、HSO3-不能與OH-大量共存；NH4+與OH-不能大量共存。（4）一些容易發(fā)生水解的離子，在溶液中的存在是有條件的。如AlO2-、S2-、CO32-、C6H5O-等必須在堿性條件下才能在溶液中存在；如Fe3+、Al3+等必須在酸性條件下才能在溶液中存在。這兩類離子不能同時存在在同一溶液中，即離子間能發(fā)生“雙水解”反應。如3AlO2-+Al3+6H2O=4Al(OH)3等。2由于發(fā)生氧化還原反應，離子不能大量共存。（1）具有較強還原性的離子不能與具有較強氧化性的離子大量共存。如S2-、HS-、SO32-、I-和Fe3+不能大量共存。（2）在酸性或堿性的介質中由于發(fā)生氧化還原反應而不能大量共存。如MnO4-、Cr2O7-、NO3-、ClO-與S2-、HS-、SO32-、HSO3-、I-、Fe2+等不能大量共存；SO32-和S2-在堿性條件下可以共存，但在酸性條件下則由于發(fā)生2S2-+SO32-+6H+=3S+3H2O反應不能共在。H+與S2O32-不能大量共存。3能水解的陽離子跟能水解的陰離子在水溶液中不能大量共存（雙水解）。例：Al3+和HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-等；Fe3+與CO32-、HCO3-、AlO2-、ClO-等不能大量共存。4溶液中能發(fā)生絡合反應的離子不能大量共存。如Fe2+、Fe3+與SCN-不能大量共存；Fe3+與不能大量共存。5、審題時應注意題中給出的附加條件。 酸性溶液（H+）、堿性溶液（OH-）、能在加入鋁粉后放出可燃氣體的溶液、由水電離出的H+或OH-=110-10mol/L的溶液等。有色離子MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe(SCN)2+。 MnO4-,NO3-等在酸性條件下具有強氧化性。S2O32-在酸性條件下發(fā)生氧化還原反應：S2O32-+2H+=S+SO2+H2O注意題目要求“大量共存”還是“不能大量共存”。6、審題時還應特別注意以下幾點：（1）注意溶液的酸性對離子間發(fā)生氧化還原反應的影響。如：Fe2+與NO3-能共存，但在強酸性條件下（即Fe2+、NO3-、H+相遇）不能共存；MnO4-與Cl-在強酸性條件下也不能共存；S2-與SO32-在鈉、鉀鹽時可共存，但在酸性條件下則不能共存。（2）酸式鹽的含氫弱酸根離子不能與強堿（OH-）、強酸（H+）共存。 如HCO3-+OH-=CO32-+H2O（HCO3-遇堿時進一步電離）；HCO3-+H+=CO2+H2O三、氧化性、還原性強弱的判斷（1）根據(jù)元素的化合價物質中元素具有最高價，該元素只有氧化性；物質中元素具有最低價，該元素只有還原性；物質中元素具有中間價，該元素既有氧化性又有還原性。對于同一種元素，價態(tài)越高，其氧化性就越強；價態(tài)越低，其還原性就越強。（2）根據(jù)氧化還原反應方程式在同一氧化還原反應中，氧化性：氧化劑氧化產(chǎn)物 還原性：還原劑還原產(chǎn)物氧化劑的氧化性越強，則其對應的還原產(chǎn)物的還原性就越弱；還原劑的還原性越強，則其對應的氧化產(chǎn)物的氧化性就越弱。（3）根據(jù)反應的難易程度 注意：氧化還原性的強弱只與該原子得失電子的難易程度有關，而與得失電子數(shù)目的多少無關。得電子能力越強，其氧化性就越強；失電子能力越強，其還原性就越強。同一元素相鄰價態(tài)間不發(fā)生氧化還原反應。四、比較金屬性強弱的依據(jù)金屬性：金屬氣態(tài)原子失去電子能力的性質；金屬活動性：水溶液中，金屬原子失去電子能力的性質。注：金屬性與金屬活動性并非同一概念，兩者有時表現(xiàn)為不一致，1、同周期中，從左向右，隨著核電荷數(shù)的增加，金屬性減弱；同主族中，由上到下，隨著核電荷數(shù)的增加，金屬性增強；2、依據(jù)最高價氧化物的水化物堿性的強弱；堿性愈強，其元素的金屬性也愈強；3、依據(jù)金屬活動性順序表（極少數(shù)例外）；4、常溫下與酸反應煌劇烈程度；5、常溫下與水反應的劇烈程度；6、與鹽溶液之間的置換反應；7、高溫下與金屬氧化物間的置換反應。五、比較非金屬性強弱的依據(jù)1、同周期中，從左到右，隨核電荷數(shù)的增加，非金屬性增強； 同主族中，由上到下，隨核電荷數(shù)的增加，非金屬性減弱；2、依據(jù)最高價氧化物的水化物酸性的強弱：酸性愈強，其元素的非金屬性也愈強；3、依據(jù)其氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性：穩(wěn)定性愈強，非金屬性愈強；4、與氫氣化合的條件；5、與鹽溶液之間的置換反應；6、其他，例：2CuSCu2S CuCl2CuCl2 所以，Cl的非金屬性強于S。六、“10電子”、“18電子”的微粒小結(一)“10電子”的微粒：分子離子一核10電子的NeN3、O2、F、Na+、Mg2+、Al3+二核10電子的HFOH、三核10電子的H2ONH2四核10電子的NH3H3O+五核10電子的CH4NH4+(二)“18電子”的微粒分子離子一核18電子的ArK+、Ca2+、Cl、S2二核18電子的F2、HClHS三核18電子的H2S四核18電子的PH3、H2O2五核18電子的SiH4、CH3F六核18電子的N2H4、CH3OH注：其它諸如C2H6、N2H5+、N2H62+等亦為18電子的微粒。七、微粒半徑的比較：1、判斷的依據(jù) 電子層數(shù)： 相同條件下，電子層越多，半徑越大。 核電荷數(shù) 相同條件下，核電荷數(shù)越多，半徑越小。最外層電子數(shù) 相同條件下，最外層電子數(shù)越多，半徑越大。2、具體規(guī)律：1、同周期元素的原子半徑隨核電荷數(shù)的增大而減?。ㄏ∮袣怏w除外）如：NaMgAlSiPSCl.2、同主族元素的原子半徑隨核電荷數(shù)的增大而增大。如：LiNaKRbCs3、同主族元素的離子半徑隨核電荷數(shù)的增大而增大。如：F-Cl-Br- Na+Mg2+Al3+5、同一元素不同價態(tài)的微粒半徑，價態(tài)越高離子半徑越小。如FeFe2+Fe3+八、物質溶沸點的比較（1）不同類晶體：一般情況下，原子晶體離子晶體分子晶體（2）同種類型晶體：構成晶體質點間的作用大，則熔沸點高，反之則小。離子晶體：離子所帶的電荷數(shù)越高，離子半徑越小，則其熔沸點就越高。分子晶體：對于同類分子晶體，式量越大，則熔沸點越高。HF、H2O、NH3等物質分子間存在氫鍵。原子晶體：鍵長越小、鍵能越大，則熔沸點越高。（3）常溫常壓下狀態(tài)熔點：固態(tài)物質液態(tài)物質沸點：液態(tài)物質氣態(tài)物質九、分子間作用力及分子極性定義：把分子聚集在一起的作用力分子間作用力（范德瓦爾斯力）：影響因素：大小與相對分子質量有關。作用：對物質的熔點、沸點等有影響。、定義：分子之間的一種比較強的相互作用。分子間相互作用 、形成條件：第二周期的吸引電子能力強的N、O、F與H之間（NH3、H2O）、對物質性質的影響：使物質熔沸點升高。、氫鍵的形成及表示方式：F-HF-HF-H代表氫鍵。氫鍵 O OH H H H O H H、說明：氫鍵是一種分子間靜電作用；它比化學鍵弱得多，但比分子間作用力稍強；是一種較強的分子間作用力。定義：從整個分子看，分子里電荷分布是對稱的（正負電荷中心能重合）的分子。非極性分子 雙原子分子：只含非極性鍵的雙原子分子如：O2、H2、Cl2等。舉例： 只含非極性鍵的多原子分子如：O3、P4等分子極性 多原子分子： 含極性鍵的多原子分子若幾何結構對稱則為非極性分子如：CO2、CS2（直線型）、CH4、CCl4（正四面體型）極性分子： 定義：從整個分子看，分子里電荷分布是不對稱的（正負電荷中心不能重合）的。舉例 雙原子分子：含極性鍵的雙原子分子如：HCl、NO、CO等多原子分子： 含極性鍵的多原子分子若幾何結構不對稱則為極性分子如：NH3(三角錐型)、H2O（折線型或V型）、H2O2十、化學反應的能量變化定義：在化學反應過程中放出或吸收的熱量；符號：H單位：一般采用KJmol-1測量：可用量熱計測量研究對象：一定壓強下在敞開容器中發(fā)生的反應所放出或吸收的熱量。反應熱： 表示方法：放熱反應H0，用“+”表示。燃燒熱：在101KPa下，1mol物質完全燃燒生成穩(wěn)定氧化物時所放出的熱量。定義：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生反應生成1molH2O時的反應熱。中和熱：強酸和強堿反應的中和熱：H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l); H=-57.3KJmol-弱酸弱堿電離要消耗能量，中和熱 |H|1）：