20xx届高中化学重要知识点详细总结js

20xx届高中化学重要知识点详细总结js内容摘要：

化物或氢氧化物一般具有两性，如 Be、 Al 等。 6． 主族元素的价电子是指其最外层电子；过渡元素的价电子是指其最外层电子和次外层的部分电子；镧系、锕系元素的价电子是指其最外层电子和 倒数第三层的部分电子。 7． 在目前的 112 种元素中，只有 22 种非金属元素（包括 6 种稀有气体元素），其余 90 种都是金属元素；过渡元素全部是金属元素。 8． 在元素周期表中，位置靠近的元素性质相近。 一般在周期表的右上部的元素用于合成新农药；金属与非金属分界处的元素用于制造半导体材料；过渡元素用于制造催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料等等。 9． 从原子序数为 104 号往后的元素，其原子序数的个位数与其所在的副族序数、Ⅷ族（包括 10 10 110三号元素）、主族序数分别相等。 第七周期若排满，最后 0 族元素的原子序数为 118 号。 10．同周期第Ⅱ A族和第Ⅲ A族元素的原子序数之差可能为 1（第二、三两周期）或 11（第四、五两周期）或25（第六周期）。 11．若主族元素 xA所在的第 n 周期有 a 种元素，同主族的 yB 元素所在的第 n + 1 周期有 b 种元素，当 xA、 yB位于第 IA 族、Ⅱ A族时，则有： y = x + a；当 xA、 yB 位于第Ⅲ A ~ Ⅶ A族时，则有： y = x + b。 十六、构、位、性的规律与例外 1． 一般原子的原子核是由质子和中子构成，但氕原子（ 1H）中无中子。 2． 元素周期表中的每个周期不一定从金属元素开始，如第一周期是从氢元素开始。 3． 大多数元素在自然界中有稳定的同位素，但 Na、 F、 P、 Al 等 20 种元素到目前为却未发现稳定的同位素。 4． 一般认为碳元素形成的化合物种类最多，且Ⅳ A族中元素组成的晶体常常属于原子晶体，如金刚石、晶体硅、二氧化硅、碳化硅等。 （据有些资料说，氢元素形成的化合物最多） 5． 元素的原子序数增大，元素的相对原子质量不一定增大，如 18Ar 的相对原子质量反而大于 19K 的相对原子质量。 6． 质量数相同的原子，不一定属于同种元素的原子，如 18O 与 18F、 40K 与 40Ca 重庆垫江师范进修学校 李昌德 2020 决战高考专题系列 第 8 页 共 33 页 7． Ⅳ A~Ⅶ A族中只有Ⅶ A族元素没有同素异形体，且其单质不能与氧气直接 化合。 8． 活泼金属与活泼非金属一般形成离子化合物，但 AlCl3 却是共价化合物（熔沸点很低，易升华，为双聚分子，结构式为 所有原子都达到了最外层为 8 个电子的稳定结构）。 9．一般元素性质越活泼，其单质的性质也活泼，但 N 和 P 相反。 10．非金属元素之间一般形成共价化合物，但 NH4Cl、 NH4NO3等却是离子化合物。 11．离子化合物在一般条件下不存在单个分子，但在气态时却是以单个分子存在。 12．含有非极性键的化合物不一定都是共价化合物，如 Na2O FeS CaC2 等是离子化合物。 13．单质分子不一定是非极 性分子，如 O3 是极性分子。 14．一般氢化物中氢为 +1 价，但在金属氢化物中氢为 1 价，如 NaH、 CaH2等。 15．非金属单质一般不导电，但石墨可以导电。 16．非金属氧化物一般为酸性氧化物，但 CO、 NO 等不是酸性氧化物，而属于不成盐氧化物。 17．金属氧化物一般为碱性氧化物，但一些高价金属的氧化物反而是酸性氧化物，如： Mn2O CrO3 等反而属于酸性氧物， 2KOH + Mn2O7 == 2KMnO4 + H2O 2KOH + CrO3 == K2CrO4 + H2O； Na2O MnO2 等也不属于碱性氧 化物，它们与酸反应时显出氧化性。 18．组成和结构相似的物质（分子晶体），一般分子量越大，熔沸点越高，但也有例外，如 HFHCl， H2OH2S，NH3PH3，因为液态及固态 HF、 H2O、 NH3分子间存在氢键，增大了分子间作用力。 19．非金属元素的最高正价和它的负价绝对值之和等于 8，但氟无正价，氧在 OF2 中为 +2价。 20．含有阳离子的晶体不一定都含有阴离子，如金属晶体中有金属阳离子而无阴离子。 21．一般元素的化合价越高，其氧化性越强，但 HClO HClO HClO HClO 的氧化性逐渐增强。 22．离子晶体不一定只含有离子键，如 NaOH、 Na2O NH4Cl、 CH3COONa 等中还含有共价键。 十七、离子方程式的书写 １ . 离子符号的正确书写 电解质只有在完全电离时才能写成离子，如： 酸中，硫酸、硝酸、盐酸、氢溴酸、氢碘酸、高氯酸等强酸在水溶液中 碱中，氢氧化钡、 NaOH、 KOH 等强碱在水溶液或熔融状态时 盐中，绝大多数盐在水溶液或熔融状态时 ☆注意： ①酸式盐的电离情况： NaHSO4（ 水溶液 ） ==Na+ + H+ + SO42— NaHSO4（ 熔融 ） ==Na+ + HSO4— NaHCO3==Na+ + HCO3— NH4HSO3==NH4+ + HSO3— NaH2PO4==Na+ + H2PO4— ② 对微溶物的处理 ： 在澄清的溶液中能写成离子 ， 在浑浊时不能写成离子。 如 Ca(OH) CaSO Ag2SOMgCO3 等。 ③ 对浓强酸的处理 ： 浓 H2SO4参加的反应 ， 对 H2SO4 一般不写成离子 ， 例如 ， 浓 H2SO4 与 Cu 的反应 ， 起强氧化性作用的是 H2SO4分子 ， 而不是 SO42— ， 且浓 H2SO4 中水很少 （ 硫酸能与水以任意比例互溶 ），绝大多数是 H2SO4 分子 ， 未发生电离。 浓盐酸、 浓硝酸参加的反应，一般都写成离子，因为它们受其溶解度的限制，溶质质量分数不是很大，其中水的量足以使它们完全电离。 ④是离子反应的不一定都能写成离子方程式。 例如实验室制取氨气的反应是 NH4Cl 与 Ca(OH)2 之间的离子交换反应，但它们是固体之间的反应。 ２ . 反应要符合实际 ① 符合离子反应发生的条件（生成溶解度更小的物质或生成更加难电离的物质或生成更易挥发性的物质）； ② 符合氧化还原反应发生的规律（强氧化剂与强还原剂优先发生反应）； ③ H+优先跟碱性强的微粒（易电离出 OH— 或易结合 H+的微粒）反应； ④ OH— 优先跟酸 性强的微粒（易电离出 H+或易结合 OH— 的微粒）反应。 ３ . 配平要符合三个“守恒” —— 质量守恒和电荷守恒以及氧化还原反应中的得失电子守恒 ４ . 注意离子间 量 ． 的比例关系：不足物质中参加反应的阴、阳离子的个数比一定符合其化学式中阴、阳离子的个数比。 重庆垫江师范进修学校 李昌德 2020 决战高考专题系列 第 9 页 共 33 页 十八、离子共存问题 1．分析是否能发生复分解反应。 一般条件是有难溶、难电离、挥发性物质生成。 2．分析能否发生氧化还原反应 还原性离子（ Fe2+、 I— 、 S2— 、 SO32— 等）与氧化性离子（ NO3— /H+、 Fe3+、 ClO— 、 MnO4— 等）因发生氧化还原反应而不能共存。 例如 ： 2Fe3+ + S2— == 2Fe2+ + S↓ 2Fe3+ + 2I— == 2Fe2+ + I2 2Fe3+ + SO32— + H2O == 2Fe2+ + SO42— + 2H+ 3Fe2+ + NO3— + 4H+ == 3Fe3+ + NO↑ + 2H2O 6Fe2+ + 3ClO— + 3H2O == 2Fe(OH)3↓ + 3Cl— + 4Fe3+ 5Fe2+ + MnO4— + 8H+ == 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O 3SO32— + 2NO3— + 2H+ == 3SO42— + 2NO↑ + H2O SO32— + ClO— == SO42— + Cl— 5SO32— + 2MnO4— + 6H+ == 5SO42— + 2Mn2++ 3H2O S2O32— + 2H+ == S↓ + SO2↑ + H2O 2S2＋ SO32＋ 6H+＝ 3S↓＋ 3H2O „„ 3．分析是否发生双水解反应常见的双水解反应有以下几组： AlO2— CO32— Fe3+ AlO2— SiO32— AlO2— HCO3— Fe3+与 CO32— Al3+与 HCO3— AlO2— 与 Al3+ NH4+与 HCO3— SO32— NH4+ SiO32— SO32— S2— HSO3— 6． 分析是否发生络合反应 如： Fe3+ + 3SCN— = Fe(SCN)3（血红色溶液） Fe3+ + 6C6H5OH = Fe(C6H5O)63— (紫色溶液 ) +6H+ ☆ 注意 :（ 1） 弱酸的酸式根离 子既不能与 H+离子大量共存 ， 又不能与 OH— 大量共存 ， 如 ： HCO3— + H+ = CO2↑ + H2O HCO3— + OH— = CO32— + H2O HSO3— + H+ = SO2↑ + H2O HSO3— + OH— = SO32— + H2O HS— + H+ = H2S↑ HS— + OH— = S2— + H2O H2PO4— + H+ = H3PO4 H2PO4— + OH— = HPO42— + H2O „„ （ 2） 能生成微溶物质的两种离子也不能大量共存 ， 如 Ca2+和 SO42— 、 Ag+和 SO42— 、 Mg2+和 CO32— 、 Ca2+和 OH— 等。 （ 3） PO43— 与 H2PO4— 不能大量共存 ， 因为前者水解呈碱性 ， 后者电离为主显酸性 ， 两者相遇要反应 PO43— + H2PO4— == 2HPO42— （ 4） Al3+、 Fe3+因其在水溶液中当 pH 为 3~4 左右时即能完全水解成 Al(OH) Fe(OH)3沉淀 ， 所以 Al3+、 Fe3+几乎与所有的弱酸根离子都不能大量共存。 （ 5） [Ag(NH3)2]+与 H+不能大量共存 ， 因为在酸性溶液中 ， NH3与 H+以配位键结合成 NH4+的趋 势很强 ， 导致[Ag(NH3)2]+ + 2H+ == Ag+ + 2NH4+发生。 （ 6）解答此类问题还要抓住题干的附加条件，如溶液的酸性、碱性还是中性；是否有颜色；可能大量共存还是一定能大量共存；能与铝粉反应放出 H2（可能是非氧化性酸溶液，也可能是强碱溶液）；由水电离出的 H+浓度为 10— 10mol L— 1（可能是酸溶液，也可能是碱溶液） 十九、离子方程式判断常见错误及原因分析 1．离子方程式书写的基本规律要求：（写、拆、删、查四个步骤来写） （ 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）细检查：结合书写离子方程式过程中易出现的错误，细心检查。 例如： (1)违背反应客观事实 如： Fe2O3 与氢碘酸： Fe2O3＋ 6H+＝ 2 Fe3+＋ 3H2O 错因：忽视了 Fe3+与 I发生氧化一还原反应 重庆垫江师范进修学校 李昌德 2020 决战高考专题系列 第 10 页 共 33 页 (2)违反质量守恒或电荷守恒定律及电子得失平衡 如： FeCl2 溶液中通 Cl2 ： Fe2+＋ Cl2＝ Fe3+＋ 2Cl 错因：电子得失不相等，离子电荷不守恒 (3)混淆化学式（分子式）和离子书写形式 如： NaOH 溶液中通入 HI： OH＋ HI＝ H2O＋ I错因： HI 误认为弱酸 . (4)反应条件或环境不分： 如：次氯酸钠中加浓 HCl： ClO＋ H+＋ Cl＝ OH＋ Cl2↑错因：强酸制得强碱 (5)忽视一种物质中阴、阳离子配比 . 如： H2SO4 溶液加入 Ba(OH)2 溶液 :Ba2+＋ OH＋ H+＋ SO42＝ BaSO4↓＋ H2O 正确 ： Ba2+＋ 2OH＋ 2H+＋ SO42＝ BaSO4↓＋ 2H2O (6)“＝”“  ”“↑”“↓”符号运用不当 如： Al3+＋ 3H2O＝ Al(OH)3↓＋ 3H+ 注意：盐的水解一般是可逆的， Al(OH)3量少，故不能打“↓” ，审题一定要注意题中给出的附加条件。 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=110amol/L(a7或 a7)的溶液等。 有色离。