化学高考重要基础知识点

面对化学高考,我们在复习中可以按高考要求及近年来高考命题的特点,有针对性的做好复习计划,抓住考点知识。下面小编给大家整理了关于化学高考重要基础知识点,希望对你有帮助!

化学元素周期律

第一片:概述

1.概念:元素的性质随原子序数的递增,呈现周期性的变化。

2.决定因素:周期表中元素核外电子排布的周期性变化

3.内容

同周期(左→右)

同主族(上→下)

核外电子排布

电子层数相同,最外层电子数从1逐渐增加至稳定结构

电子层数逐渐增加,最外层电子数相同

元素化合价

最高正价从+1逐渐增加到+7(一、二周期除外)从第ⅣA族出现-4逐渐增加至-1,最后以0价结束

最高正价及最低负价相同,最高正价等于其族序数

金属性、非金属性

金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强

金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱

第二片:中学阶段需要知道的几个相关问题(1)

1.化合价知识:

⑴数值是化合物中原子得失电子(离子化合物)或形成共用电子对(形成共价化合物)的数目

⑵单质化合价为0,但化合价为0的不一定是单质,如HCHO、C2H4O2中的C的化合价等(也可能是分数→氧化数)

⑶金属只有正价,有负价的一定的非金属

⑷主族元素最高正价等于其族序数(F、O除外)

⑸F是唯一没有正价的元素(O有+2价,OF2)

⑹化合物中各元素化合价代数和等于0

⑺通常元素的最高正价+∣最低负价∣=8

⑻共价化合物中,若最外层电子数+∣化合价∣=8的原子,为8电子稳定结构。

2.粒子(包括原子和阴、阳离子)半径大小对比:通常情况是:先对比电子层数,电子层数愈多,其半径愈大;电子层数相同时,再对比核电荷数,核电荷数愈大,其粒子半径愈小。

第二片:中学阶段需要知道的几个相关问题(2)3.元素金属性、非金属性的强弱对比

⑴金属性强弱对比标准:

①利用金属活动性顺序表判断:靠前的金属金属性强

②利用元素周期表判断:周期表中同周期靠前、同主族靠下的金属,金属性强

③和水或酸反应产生氢气剧烈的金属性强

④置换反应中,被置换的金属,金属性弱

⑤原电池中负极金属的金属性强

⑥电解池中阴极优先放电(即氧化性强)的金属阳离子的金属性弱(Fe3+→Fe2+例外)

⑦最高价氧化物对应的水化物的碱性强的金属,金属性强。

⑧电负性小、第一电离能低的,金属性强。

⑵非金属性强弱对比

①非金属单质和氢气化合的难易,越容易化合的,非金属性强

②气态氢化物的稳定性强的,非金属性强

③最高价氧化物对应的水化物的酸性强的,非金属性强

④置换反应中被置换出来的非极性,非金属性弱

⑤周期表中,同周期靠后的,非金属性强;同主族靠上的,非金属性强。

⑥电负性大、第一电离能高的,非金属性强

⑦对应简单阴离子还原性强的,非金属性弱。

第二片:中学阶段需要知道的几个相关问题(3)

4.物质熔沸点高低对比

⑴不同晶体类型间的对比:一般原子晶体>离子晶体>分子晶体,金属晶体间差别较大,很少对比,通常高于分子晶体。

⑵同类晶体之间的对比

①原子晶体间:原子半径小的,共价键长短,键能大,熔沸点高

②离子晶体间:离子半径越小,带电荷越多,离子键能越强,熔沸点越高

③分子晶体间:

A.看有无氢键,有氢键的熔沸点高。无机物有HF、H2O、NH3,有机物有低级的醇和酸。

B.组成和结构相似的,分子量越大,分子间引力越大,熔沸点越高

C.组成和结构不相似的,分子量接近的,分子极性越大,熔沸点越高。

D.同分异构体间:链烃及其衍生物,支链越多,熔沸点越低;芳香烃的两个取代基时,邻、间、对位熔沸点降低。

④金属晶体:差别较大,通常是价电子越多,原子半径越小,金属键越强,熔沸点越高。

⑤合金的熔沸点一般是比任一组分的熔沸点都低。

⑥固>液>气,脂>油,石墨>金刚石,AlCl3是分子晶体,熔沸点较低。

第二片:中学阶段需要知道的几个相关问题(4)

5.常见的10电子和18电子粒子

⑴10电子粒子

①原子:Ne,

②分子:CH4、NH3、H2O、HF,

③离子:

A.阳离子:Al3+、Mg2+、Na+、H3O+、NH4+;

B.阴离子:N3-、O2-、F-、OH-、NH2-。

⑵18电子粒子

①原子:Ar,

②分子:F2、HCl、H2S、PH3、H2O2、SiH4、CH3F、N2H4、CH3OH、C2H6,

③离子:

A.阳离子:K+、Ca2+,

B.阴离子:Cl-、S2-、HS-、O22-

化学高考热化学方程式

1.定义:用来表示反应热的化学方程式

2.书写(即和普通化学方程式的区别)

⑴方程式中各物质的化学式后面用括号注明物质的聚集状态(固→S、气→g、液→l)

⑵生成物不标明↑或↓符号

⑶除非特殊条件,反应条件一般不写

⑷方程式中物质的系数只表示其物质的量,不表示分子个数,故可以是分数(一般不写成小数)。

⑸方程式后面写出反应的焓变△H,△H的大小随方程式系数的改变而改变。

⑹反应环境在常温、常压下不需要标明,其他温度或压强需要标明。

⑺△H=生成物总内能-反应物总内能=反应物总键能-生成物总键能;△H>0吸热反应、△H<0放热反应。

⑻对比焓变、△H大小时带正负号,对比反应热、吸收或放出的热量时,不带正负号。

3.燃烧热和中和热

⑴燃烧热:101KP时,1mol的纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物所放出的热量,单位是KJ/mol。

注意①可燃物只能是1mol

②必须是生成稳定的氧化物,常考的是H→液态水、C→气态CO2

③看清楚题意要求的是燃烧的热化学方程式,还是燃烧热的热化学方程式,前者方程式系数不必刻意,如果是后者,可燃物系数只能是1。

⑵中和热:酸碱中和生成1mol的水放出的热量

注意:

①只能是生成1mol的水

②实验测定中防热量损失的措施

4.盖斯定律

⑴含义:对于一个化学反应,无论是一步完成还是分几步完成,其反应热是相同的。即化学反应的热效应只与起始和终了状态有关,而与变化途径无关。

⑵应用:间接计算某些反应的反应热,适应等温、等压或等温、等容条件下的反应。具体体现在:,则:△H1=-a△H2或

则: 。即:方程式按照一定的系数比加减时,其焓变也必须按同样的系数比进行带正负号加减。::





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