高中化学知识规律
高中化学知识点口诀记忆
高中化学知识记忆口诀完全版--经典必看帮助记忆化学实验基本操作固体需匙或纸槽,手贴标签再倾倒。
读数要与切面平,仰视偏低俯视高。
试纸测液先剪小,玻棒沾液测最好。
试纸测气先湿润,粘在棒上向气靠。
酒灯加热用外燃,三分之二为界限。
硫酸入水搅不停,慢慢注入防沸溅。
实验先查气密性,隔网加热杯和瓶。
排水集气完毕后,先撤导管后移灯。
解释:1、固体需匙或纸槽:意思是说在向试管里装固体时,为了避免药品沾在管口和试管壁上,可试试管倾斜,把盛有药品的药匙(或用小纸条折叠成的纸槽)小心地送入试管的底部,然后使试管直立起来,让药品全部滑落到底部。
2、手贴标签再倾倒:意思是说取液体药品时应将瓶上的标签贴着手心后再倾倒(以免倒完药品后,残留在瓶口的药液流下来腐蚀标签)。
3、读数要与切面平:仰视偏低俯视高:这句的意思是说取一定量的液体时,可用量筒或移液管(有时也可以用滴定管),在读数时,应该使视线刻度与液体凹面最低点的切线处于同一平面上。
否则,如果仰视则结果偏低,俯视则结果偏高。
4、试纸测液先剪小,玻棒沾液测最好:"玻棒"指玻璃棒。
意思是说在用试纸检验溶液的性质时,最好先将试纸剪下一小块放在表面皿或玻璃片上,用沾有待测液的玻璃棒点试纸的中部,试纸就会被湿润,观察是否改变颜色,由此就可以判断溶液的性质。
托盘天平的使用螺丝游码刻度尺,指针标尺有托盘。
调节螺丝达平衡,物码分居左右边。
取码需用镊子夹,先大后小记心间。
药品不能直接放,称量完毕要复原。
解释:1、螺丝游码刻度尺,指针标尺有托盘:这两句说了组成托盘天平的主要部件:(调节零点的)螺丝、游码、刻度尺、指针、托盘(分左右两个)。
2、调节螺丝达平衡:意思是说称量前应首先检查天平是否处于平衡状态。
若不平衡,应调节螺丝使之平衡。
3、物码分居左右边:"物"指被称量的物质;"码"指天平的砝码。
意思是说被称量物要放在左盘中,砝码要放在右盘中。
高中化学元素周期律知识点规律大全
高中化学元素周期律知识点规律大全1.原子结构[核电荷数、核内质子数及核外电子数的关系] 核电荷数=核内质子数=原子核外电子数注意:(1) 阴离子:核外电子数=质子数+所带的电荷数阳离子:核外电子数=质子数-所带的电荷数(2)“核电荷数”与“电荷数”是不同的,如Cl-的核电荷数为17,电荷数为1.[质量数] 用符号A表示.将某元素原子核内的所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加所得的整数值,叫做该原子的质量数.说明(1)质量数(A)、质子数(Z)、中子数(N)的关系:A=Z + N. (2)符号A Z X的意义:表示元素符号为X,质量Na中,Na原子的质量数为23、质子数为11、中子数为12.数为A,核电荷数(质子数)为Z的一个原子.例如,2311[原子核外电子运动的特征](1)当电子在原子核外很小的空间内作高速运动时,没有确定的轨道,不能同时准确地测定电子在某一时刻所处的位置和运动的速度,也不能描绘出它的运动轨迹.在描述核外电子的运动时,只能指出它在原子核外空间某处出现机会的多少.(2)描述电子在原子核外空间某处出现几率多少的图像,叫做电子云.电子云图中的小黑点不表示电子数,只表示电子在核外空间出现的几率.电子云密度的大小,表明了电子在核外空间单位体积内出现几率的多少.(3)在通常状况下,氢原子的电子云呈球形对称。
在离核越近的地方电子云密度越大,离核越远的地方电子云密度越小.[原子核外电子的排布规律](1)在多电子原子里,电子是分层排布的.(2)能量最低原理:电子总是尽先排布在能量最低的电子层里,而只有当能量最低的电子层排满后,才依次进入能量较高的电子层中.因此,电子在排布时的次序为:K→L→M……(3)各电子层容纳电子数规律:①每个电子层最多容纳2n2个电子(n=1、2……).②最外层容纳的电子数≤8个(K层为最外层时≤2个),次外层容纳的电子数≤18个,倒数第三层容纳的电子数≤32个.例如:当M层不是最外层时,最多排布的电子数为2×32=18个;而当它是最外层时,则最多只能排布8个电子.(4)原子最外层中有8个电子(最外层为K层时有2个电子)的结构是稳定的,这个规律叫“八隅律”.但如PCl5中的P原子、BeCl2中的Be原子、XeF4中的Xe原子,等等,均不满足“八隅律”,但这些分子也是稳定的.2.元素周期律[原子序数]按核电荷数由小到大的顺序给元素编的序号,叫做该元素的原子序数.原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数[元素原子的最外层电子排布、原子半径和元素化合价的变化规律]对于电子层数相同(同周期)的元素,随着原子序数的递增:(1)最外层电子数从1个递增至8个(K层为最外层时,从1个递增至2个)而呈现周期性变化.(2)元素原子半径从大至小而呈现周期性变化(注:稀有气体元素的原子半径因测定的依据不同,而在该周期中是最大的).(3)元素的化合价正价从+1价递增至+5价(或+7价),负价从-4价递增至-1价再至0价而呈周期性变化.[元素金属性、非金属性强弱的判断依据]元素金属性强弱的判断依据:①金属单质跟水(或酸)反应置换出氢的难易程度.金属单质跟水(或酸)反应置换出氢越容易,则元素的金属性越强,反之越弱.②最高价氧化物对应的水化物——氢氧化物的碱性强弱.氢氧化物的碱性越强,对应金属元素的金属性越强,反之越弱.③还原性越强的金属元素原子,对应的金属元素的金属性越强,反之越弱.(金属的相互置换)元素非金属性强弱的判断依据:①非金属单质跟氢气化合的难易程度(或生成的氢化物的稳定性),非金属单质跟氢气化合越容易(或生成的氢化物越稳定),元素的非金属性越强,反之越弱.②最高价氧化物对应的水化物(即最高价含氧酸)的酸性强弱.最高价含氧酸的酸性越强,对应的非金属元素的非金属性越强,反之越弱.③氧化性越强的非金属元素单质,对应的非金属元素的非金属性越强,反之越弱.(非金属相互置换)[两性氧化物] 既能跟酸反应生成盐和水,又能跟碱反应生成盐和水的氧化物,叫做两性氧化物.如A12O3与盐酸、NaOH溶液都能发生反应:A12O3+6H+=2A13++3H2O A12O3+2OH-=2A1O2-+H2O[两性氢氧化物] 既能跟酸反应又能跟碱反应的氢氧化物,叫做两性氢氧化物.如A1(OH)3与盐酸、NaOH溶液都能发生反应:Al(OH)3+3H+=2A13++3H2O A1(OH)3+OH-=A1O2-+2H2O[原子序数为11—17号主族元素的金属性、非金属性的递变规律][元素周期律] 元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化,这个规律叫做元素周期律.3.元素周期表[元素周期表]把电子层数相同的各种元素,按原子序数递增的顺序从左到右排成横行,再把不同横行中最外层电子数相同的元素,按电子层数递增的顺序由上至下排成纵行,这样得到的一个表叫做元素周期表.[周期]具有相同的电子层数的元素按原子序数递增的顺序排列而成的一个横行,叫做一个周期.(1)元素周期表中共有7个周期,其分类如下:短周期(3个):包括第一、二、三周期,分别含有2、8、8种元素周期(7个)长周期(3个):包括第四、五、六周期,分别含有18、18、32种元素不完全周期:第七周期,共26种元素(1999年又发现了114、116、118号三种元素)(2)某主族元素的电子层数=该元素所在的周期数.(3)第六周期中的57号元素镧(La)到71号元素镥(Lu)共15种元素,因其原子的电子层结构和性质十分相似,总称镧系元素.(4)第七周期中的89号元素锕(Ac)到103号元素铹(Lr)共15种元素,因其原子的电子层结构和性质十分相似,总称锕系元素.在锕系元素中,92号元素铀(U)以后的各种元素,大多是人工进行核反应制得的,这些元素又叫做超铀元素.[ 族 ]在周期表中,将最外层电子数相同的元素按原子序数递增的顺序排成的纵行叫做一个族.(1)周期表中共有18个纵行、16个族.分类如下:①既含有短周期元素同时又含有长周期元素的族,叫做主族.用符号“A”表示.主族有7个,分别为I A、ⅡA、ⅢA、ⅣA、VA、ⅥA、ⅦA族(分别位于周期表中从左往右的第1、2、13、14、15、16、17纵行).②只含有短周期元素的族,叫做副族.用符号“B”表示.副族有7个,分别为I B、ⅡB、ⅢB、ⅣB、VB、ⅥB、ⅦB族(分别位于周期表中从左往右的第11、12、3、4、5、6、7纵行).③在周期表中,第8、9、10纵行共12种元素,叫做Ⅷ族.④稀有气体元素的化学性质很稳定,在通常情况下以单质的形式存在,化合价为0,称为0族(位于周期表中从左往右的第18纵行).(2)在元素周期表的中部,从ⅢB到ⅡB共10个纵列,包括第Ⅷ族和全部副族元素,统称为过渡元素.因为这些元素都是金属,故又叫做过渡金属.(3)某主族元素所在的族序数:该元素的最外层电子数=该元素的最高正价数[原子序数与化合价、原子的最外层电子数以及族序数的奇偶关系](1)原子序数为奇数的元素,其化合价通常为奇数,原子的最外层有奇数个电子,处于奇数族.如氯元素的原子序数为17,而其化合价有-1、+1、+3、+5、+7价,最外层有7个电子,氯元素位于第ⅦA族.(2)原子序数为偶数的元素,其化合价通常为偶数,原子的最外层有偶数个电子,处于偶数族.如硫元素的原子序数为16,而其化合价有-2、+4、+6价,最外层有6个电子,硫元素位于第ⅥA族.[元素性质与元素在周期表中位置的关系](1)元素在周期表中的位置与原子结构、元素性质三者之间的关系:(2)元素的金属性、非金属性与在周期表中位置的关系:①同一周期元素从左至右,随着核电荷数增多,原子半径减小,失电子能力减弱,得电子能力增强.a.金属性减弱、非金属性增强;b.金属单质与酸(或水)反应置换氢由易到难;c.非金属单质与氢气化合由难到易(气态氢化物的稳定性增强);d.最高价氧化物的水化物的酸性增强、碱性减弱.②同一主族元素从上往下,随着核电荷数增多,电子层数增多,原子半径增大,失电子能力增强,得电子能力减弱.a.金属性增强、非金属性减弱;b.金属单质与酸(或水)反应置换氢由难到易。
高中化学知识点—化学平衡
高中化学知识点规律大全——化学平衡1.化学反应速率[化学反应速率的概念及其计算公式](1)概念:化学反应速率是用来衡量化学反应进行的快慢程度,通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示.单位有mol ·L -1·min -1或mol ·L -1·s -1(2)计算公式:某物质X 的化学反应速率:))或时间变化量()的浓度变化量(min )(1s L mol X X -⋅=ν 注意 ①化学反应速率的单位是由浓度的单位(mol ·L -1)和时间的单位(s 、min 或h)决定的,可以是mol ·L -1·s -1、mol ·L -1·min -1或mol ·L -1·h -1,在计算时要注意保持时间单位的一致性.②对于某一具体的化学反应,可以用每一种反应物和每一种生成物的浓度变化来表示该反应的化学反应速率,虽然得到的数值大小可能不同,但用各物质表示的化学反应速率之比等于化学方程式中相应物质的化学计量数之比.如对于下列反应:mA + nB = pC + qD有:)(A ν∶)(B ν∶)(C ν∶)(D ν=m ∶n ∶p ∶q或:qD p C n B m A )()()()(νννν=== ③化学反应速率不取负值而只取正值.④在整个反应过程中,反应不是以同样的速率进行的,因此,化学反应速率是平均速率而不是瞬时速率.[有效碰撞] 化学反应发生的先决条件是反应物分子(或离子)之间要相互接触并发生碰撞,但并不是反应物分子(或离子)间的每一次碰撞都能发生化学反应.能够发生化学反应的一类碰撞叫做有效碰撞.[活化分子] 能量较高的、能够发生有效碰撞的分子叫做活化分子.说明 ①活化分子不一定能够发生有效碰撞,活化分子在碰撞时必须要有合适的取向才能发生有效碰撞.②活化分子在反应物分子中所占的百分数叫做活化分子百分数.当温度一定时,对某一反应而言,活化分子百分数是一定的.活化分子百分数越大,活化分子数越多,有效碰撞次数越多.2.化学平衡[化学平衡](1)化学平衡研究的对象:可逆反应的规律.①可逆反应的概念:在同一条件下,既能向正反应方向进行同时又能向逆反应方向进行的反应,叫做可逆反应.可逆反应用可逆符号“”表示.说明a.绝大多数化学反应都有一定程度的可逆性,但有的逆反应倾向较小,从整体看实际上是朝着同方向进行的,例如NaOH + HCl =NaCl + H2O.b.有气体参加或生成的反应,只有在密闭容器中进行时才可能是可逆反应.如CaCO3受热分解时,若在敞口容器中进行,则反应不可逆,其反应的化学方程式应写为:CaCO3CaO + CO2↑;若在密闭容器进行时,则反应是可逆的,其反应的化学方程式应写为:CaCO3CaO + CO2②可逆反应的特点:反应不能进行到底.可逆反应无论进行多长时间,反应物都不可能100%地全部转化为生成物.(2)化学平衡状态.①定义:一定条件(恒温、恒容或恒压)下的可逆反应里,正反应和逆反应的速率相等,反应混合物(包括反应物和生成物)中各组分的质量分数(或体积分数)保持不变的状态.②化学平衡状态的形成过程:在一定条件下的可逆反应里,若开始时只有反应物而无生成物,根据浓度对化学反应速率的影响可知,此时ν正最大而ν逆为0.随着反应的进行,反应物的浓度逐渐减小,生成物的浓度逐渐增大,则ν正越来越小而ν逆越来越大.当反应进行到某一时刻,ν正=ν逆,各物质的浓度不再发生改变,反应混合物中各组分的质量分数(或体积分数)也不再发生变化,这时就达到了化学平衡状态.(3)化学平衡的特征:①“动”:化学平衡是动态平衡,正反应和逆反应仍在继续进行,即ν正=ν逆≠0.②“等”:达平衡状态时,ν正=ν逆,这是一个可逆反应达平衡的本质.ν正=ν逆的具体含意包含两个方面:a.用同一种物质来表示反应速率时,该物质的生成速率与消耗速率相等,即单位时间内消耗与生成某反应物或生成物的量相等;b.用不同物质来表示时,某一反应物的消耗速率与某一生成物的生成速率之比等于化学方程式中相应物质的化学计量数之比.③“定”:达平衡时,混合物各组分的浓度一定;质量比(或物质的量之比、体积比)一定;各组分的质量分数(或摩尔分数、体积分数)一定;对于有颜色的物质参加或生成的可逆反应,颜色不改变.同时,反应物的转化率最大.对于反应前后气体分子数不相等的可逆反应,达平衡时:气体的总体积(或总压强)一定;气体的平均相对分子质量一定;恒压时气体的密度一定(注意:反应前后气体体积不变的可逆反应,不能用这个结论判断是否达到平衡).④“变”.一个可逆反应达平衡后,若外界条件(浓度、温度、压强)改变,使各组分的质量(体积、摩尔、压强)分数也发生变化,平衡发生移动,直至在新的条件下达到新的平衡(注意:若只是浓度或压强改变,而ν正仍等于ν逆,则平衡不移动).反之,平衡状态不同的同一个可逆反应,也可通过改变外界条件使其达到同一平衡状态.⑤化学平衡的建立与建立化学平衡的途径无关.对于一个可逆反应,在一定条件下,反应无论从正反应开始,还是从逆反应开始,或是正、逆反应同时开始,最终都能达到同一平衡状态.具体包括:a.当了T、V一定时,按化学方程式中各物质化学式前系数的相应量加入,并保持容器内的总质量不变,则不同起始状态最终可达到同一平衡状态.b.当T、P一定(即V可变)时,只要保持反应混合物中各组分的组成比不变(此时在各种情况下各组分的浓度仍然相等,2+ 3H22NH3,在下列起始量不同情况下达到的是同一平衡状态.N2H2NH3A 1 mol 3 mol 0B 0。
高中化学物质结构知识中的一般规律与特例
高中化学物质结构知识中的一般规律与特例一、原子结构和元素性质方面1. 稀有气体元素原子的最外层一般为8个电子的稳定结构。
但He的最外层为2个电子的稳定结构。
2. 原子一般由质子、中子和核外电子构成。
但图片却只由质子和电子构成。
3. 金属元素原子的最外层电子数一般小于4,而非金属元素原子的最外层电子数一般大于或等于4。
但H、He、B的最外层电子数均小于4,其中H、B 为非金属元素,而He为稀有气体元素;虽然Ge、Sn、Pb、Bi的最外层电子数均大于或等于4,但它们却为金属元素。
4. 只含非金属元素的离子一般为阴离子。
但也存在某些阳离子,如图片等。
5. 一种非金属元素一般形成一种阴离子。
但氧元素形成的离子除图片,还有图片。
6. 主族元素的原子得失电子所形成的阴阳离子最外层一般具有8个电子的稳定结构。
但对核外只有一个电子层的离子来说,最外层却只有2个电子,如图片;而图片则是一个氢原子核。
7. 含金属元素的离子一般为阳离子。
但也存在某些阴离子,如图片等。
8. 主族元素的最高化合价一般等于原子的最外层电子数。
但氟元素和氧元素的最高化合价却都不等于原子的最外层电子数,其中氟元素的最高化合价为0价(氟无正价),而氧的最高价为+2价(在OF2中)。
9. 氢元素在化合物中一般为+1价。
但在金属氢化物中却为-1价。
10. 氧元素在化合物中一般为-2价。
但在过氧化物(如图片等)中为-1价;在OF2中为+2价。
11. 元素的金属性强弱顺序一般与金属活动性顺序一致。
但Sn和Pb的金属性:Sn<Pb,而金属活动性却是Sn>Pb。
12. 对于对应阴阳离子具有相同的电子层结构的金属元素和非金属元素而言,金属元素的最高化合价一般低于非金属元素的最高化合价。
而图片和图片虽然电子层结构相同。
但钠、镁、铝的最高价(分别为+1、+2、+3价)却高于氟的最高价(0价)。
13. 原子的相对原子质量一般为保留一定位数的小数有效数字。
但12C 的相对原子质量却为整数,并且是精确值。
化学高中知识点总结
化学高中知识点总结一、基本概念与原理1. 物质的组成- 原子与分子- 元素与化合物- 同位素与同素异形体2. 化学反应- 化学反应的类型(合成、分解、置换、还原-氧化等) - 化学方程式- 摩尔概念与物质的量3. 化学计量- 化学方程式的平衡- 浓度的计算- 气体定律(波义耳、查理、盖-吕萨克定律)4. 能量变化- 能量守恒- 反应热与焓变- 热化学方程式二、无机化学1. 元素周期表- 周期与族- 元素的电子排布- 元素的性质趋势2. 重要元素及其化合物- 碱金属与卤素- 氧族元素- 过渡金属3. 酸碱与盐- 酸碱理论(阿伦尼乌斯、布朗斯特-劳里)- pH值与溶液的酸碱性- 常见酸碱与盐的性质三、有机化学1. 有机化合物的基础知识- 碳的杂化- 有机反应类型(取代、加成、消除、重排等) - 有机官能团2. 烃类- 烷烃、烯烃、炔烃- 芳香烃3. 官能团化合物- 醇、酚、醚- 醛、酮- 羧酸、酯、酰胺四、物理化学1. 化学平衡- 反应动力学- 勒夏特列原理- 平衡常数与反应自发性2. 溶液与胶体- 溶液的性质- 溶解度与沉淀平衡- 胶体与表面活性剂3. 电化学- 氧化还原反应- 伏打电堆与电解- 电化学系列五、实验技能与安全1. 基本实验操作- 实验器材的使用- 常见化学试剂的保存与处理- 实验数据的记录与分析2. 化学实验安全- 实验室安全规则- 个人防护装备的使用- 紧急情况的处理请注意,这个总结是为了提供一个结构化的概览,并不包含每个部分的详细解释。
每个部分都可以进一步扩展,包含更多的细节和具体的化学知识点。
如果需要一个完整的、详细的文档,您可以提供更具体的指导。
高中化学知识点难点总结
高中化学知识点难点总结一、原子结构与元素周期律1. 原子的组成:原子由原子核和核外电子组成。
原子核包含质子和中子,而电子在核外以云状分布。
2. 电子排布规律:电子按照能量层次排布,遵循泡利不相容原理、洪特规则以及最低能量原理。
3. 元素周期表:元素按照原子序数递增排列,形成周期表。
周期表中的元素按照周期和族分类,具有相似的化学性质。
4. 元素周期律:元素的性质随着原子序数的变化呈现周期性变化。
例如,同一族的元素具有相似的化学性质。
二、化学键与分子结构1. 化学键的形成:化学键包括离子键、共价键和金属键。
离子键由正负离子间的静电吸引形成,共价键由原子间共享电子对形成,金属键则是金属原子间的电子共有。
2. 分子的几何结构:分子的结构和性质受到化学键角度和键长的影响。
例如,水分子呈V形结构,二氧化碳分子呈直线形。
3. 分子间力:分子间的作用力包括范德华力、氢键等,影响物质的物理性质,如沸点和溶解性。
三、化学反应原理1. 化学反应的类型:包括合成反应、分解反应、置换反应和还原-氧化反应等。
2. 化学反应速率:反应速率受反应物浓度、温度、催化剂等因素的影响。
速率常数和反应级数可以用来描述反应速率。
3. 化学平衡:可逆反应达到平衡时,正逆反应速率相等。
平衡常数K 是描述平衡状态的重要参数。
4. 酸碱理论:包括布朗斯特-劳里酸碱理论,酸是质子的供体,碱是质子的受体。
四、溶液与化学平衡1. 溶液的浓度:溶液的浓度可以通过质量百分比、摩尔浓度等方法表示。
2. 溶解度与沉淀平衡:溶解度积Ksp是描述难溶盐在水中溶解程度的参数。
沉淀平衡和溶解度之间存在密切关系。
3. 缓冲溶液:缓冲溶液能够抵抗pH变化。
由弱酸及其盐或弱碱及其盐组成,通过质子的生成和消耗维持pH稳定。
五、氧化还原反应1. 氧化还原反应的特征:氧化还原反应中,电子从一个物质转移到另一个物质。
氧化是失去电子,还原是获得电子。
2. 电化学:电化学研究化学反应与电能之间的转换。
高中化学知识点归纳总结
高中化学知识点归纳总结一、元素与化合物1. 元素是由相同类型的原子组成的物质,化合物是由不同类型的原子组成的物质。
2. 元素可以通过化学反应进行组合,形成化合物。
3. 元素和化合物都有特定的化学符号表示,如H表示氢气,CO2表示二氧化碳。
二、化学反应1. 化学反应是物质间发生变化并伴随着能量的转化的过程。
2. 化学反应有各种类型,包括合成反应、分解反应、置换反应和氧化还原反应。
3. 化学反应可以通过化学式、反应方程式和能量变化来描述。
三、酸碱中和1. 酸和碱是化学中常见的物质,酸呈酸性,碱呈碱性。
2. 酸和碱可以发生中和反应,生成盐和水。
3. 酸碱中和反应可以通过反应方程式来表示。
四、氧化还原反应1. 氧化还原反应是指物质的氧化态和还原态发生变化的反应。
2. 氧化剂使其他物质被氧化,还原剂使其他物质被还原。
3. 氧化还原反应可以通过半反应和全反应来描述。
五、化学平衡1. 化学反应中,当反应速度相等时,达到化学平衡。
2. 平衡常数描述了反应物浓度和生成物浓度之间的关系。
3. 平衡反应可以通过平衡表达式和平衡常数来表示。
六、物质的性质和分类1. 物质有各种性质,包括颜色、形状、密度、熔点、沸点等。
2. 物质可以根据性质进行分类,如固体、液体和气体。
3. 物质的性质和分类对于了解物质的特性和用途具有重要意义。
七、化学能和化学反应速率1. 化学反应伴随着能量的转化,包括释放能量的放热反应和吸收能量的吸热反应。
2. 化学反应速度受到温度、浓度、催化剂、表面积等因素的影响。
3. 化学能和化学反应速率的理解有助于理解化学反应的动力学过程。
八、有机化学基础1. 有机化学研究碳元素和它的化合物。
2. 有机化合物有多样的结构和功能,包括烃、醇、酮、醛、酸等。
3. 有机化学是现代化学的重要组成部分,应用广泛于生物学、医学、药学等领域。
以上是高中化学的基本知识点归纳总结,希望对您的学习有所帮助。
高中化学基础知识记忆口诀整理
高中化学基础知识记忆口诀整理于化学的高考复习,其实很简单,我们要善于用联系法,把学过的知识点串联起来,理出主线,在逐项、逐个知识点进行具体详细拓展分析记忆。
下面小编给大家整理了关于高中化学基础知识记忆口诀,欢迎大家阅读!高中化学基础知识记忆口诀制氧气口诀:二氧化锰氯酸钾;混和均匀把热加。
制氧装置有特点;底高口低略倾斜。
集气口诀:与水作用用排气法;根据密度定上下。
不溶微溶排水法;所得气体纯度大。
电解水口诀:正氧体小能助燃;负氢体大能燃烧。
化合价口诀:常见元素的主要化合价:氟氯溴碘负一价;正一氢银与钾钠。
氧的负二先记清;正二镁钙钡和锌。
正三是铝正四硅;下面再把变价归。
全部金属是正价;一二铜来二三铁。
锰正二四与六七;碳的二四要牢记。
非金属负主正不齐;氯的负一正一五七。
氮磷负三与正五;不同磷三氮二四。
有负二正四六;边记边用就会熟。
常见根价口诀一价铵根硝酸根;氢卤酸根氢氧根。
高锰酸根氯酸根;高氯酸根醋酸根。
二价硫酸碳酸根;氢硫酸根锰酸根。
暂记铵根为正价;负三有个磷酸根。
金属活动性顺序表:(初中)钾钙钠镁铝、锌铁锡铅氢、铜汞银铂金。
(高中)钾钙钠镁铝锰锌、铬铁镍、锡铅氢;铜汞银铂金。
化合价口诀二:一价氢氯钾钠银;二价氧钙钡镁锌,三铝四硅五氮磷;二三铁二四碳,二四六硫都齐;全铜以二价最常见。
盐的溶解性:钾钠铵硝皆可溶、盐酸盐不溶银亚汞;硫酸盐不溶钡和铅、碳磷酸盐多不溶。
多数酸溶碱少溶、只有钾钠铵钡溶高考化学答题技巧技巧一、选择题在高考理综试卷中有8个化学单选题。
解答时在认真审题的基础上仔细考虑各个选项,合理采用排除法、比较法、代入法、猜测法等方法,找到选项与题干,选项与选项之间区别联系,迅速的找到所要选项。
选择题的答题方法是多样化的,最合理的方法可以把时间尽可能的压缩到最短,为解决后面的大题腾出更多时间。
技巧二、填空题按照近几年情况看,在高考理综试卷中化学题是四道填空题。
一般来讲实验题、无机推断、有机推断、其他题目各一个。
高中化学必备的基础知识点归纳
高中化学必备的基础知识点归纳一、化学基本概念1.化学元素:由一种原子构成的简单物质,不能通过化学方法分解为其他物质。
2.化合物:由两种或两种以上元素按一定的化学比例结合而成的物质。
3.化学式:用化学符号和数字表示化合物中元素的种类和数量的简明符号。
4.化学反应:化学物质相互作用,原子结构的改变,形成新的物质的过程。
5.摩尔:相当于物质中包含的量,即单位物质的数量。
二、化学元素的基本性质1.原子序数:元素在元素周期表中的排列顺序。
2.电子结构:原子中带电子的电子云的组合方式。
3.物理性质:包括密度、熔点、沸点、硬度等。
4.化学性质:包括与其他元素的化学反应,如氧化、还原等。
5.元素周期表:由元素原子序数排列而成的表格,按周期性规律排列元素。
三、化学键和分子结构1.离子键:由正、负离子之间的静电作用形成的化学键。
2.共价键:由两个非金属原子间共享一定数量的电子而形成的化学键。
3.分子:由化学键结合而成的离子或分子的微粒。
4.分子式:由元素符号和下标表示化合物中分子的构成。
5.分子构象:分子中原子的空间排列方式。
四、化学反应基本规律1.化学反应的能量变化:化学反应过程中放出或吸收的能量。
2.化学反应速率:反应物转化速度的比率。
3.化学平衡:化学反应中反应物和产物浓度达到常数值的状态。
4.平衡常数:化学反应达到平衡状态时反应物和产物的浓度之比。
5.化学平衡的影响因素:温度、压力、浓度、催化剂等。
五、酸碱反应1.酸性物质表示:在水中能够释放出氢离子(H+)的化合物。
2.碱性物质表示:在水中能够释放出氢氧根离子(OH-)的物质。
3.盐的定义:由酸和碱反应而生成的化合物。
4.酸、碱、盐的性质与用途:如酸和碱的腐蚀性,盐的脱硝功能等。
5.酸碱中和反应:酸和碱的化学反应产生中性溶液。
六、氧化还原反应1.氧化作用定义:物质失去电子的化学反应。
2.还原作用定义:物质获得电子的化学反应。
3.氧化还原反应单元:包括氧化剂、还原剂、氧化还原电位等。
高中化学知识点归纳整理
高中化学知识点归纳整理一、基本概念与原理1. 物质的组成- 元素:物质的基本组成单位,具有相同的原子序数。
- 分子:由两个或多个原子通过化学键结合而成的稳定粒子。
- 化合物:由不同元素的原子以固定比例结合而成的纯净物质。
2. 物质的分类- 纯净物:由单一种类的分子或原子组成。
- 混合物:由两种或两种以上的物质混合而成,各组成部分保持其原有性质。
3. 化学反应- 化学方程式:用化学符号表示化学反应的过程。
- 反应物与生成物:化学反应中消耗的物质称为反应物,生成的物质称为生成物。
- 守恒定律:质量守恒、电荷守恒、能量守恒等。
4. 化学式与化学方程式- 化学式:表示物质组成的符号表达式。
- 化学方程式:表示化学反应的式子,包括反应物、生成物和反应条件。
5. 摩尔概念- 摩尔:物质的量单位,1摩尔物质含有阿伏伽德罗常数(6.022×10^23)个基本单位。
- 浓度:溶液中溶质的物质的量与溶液体积的比值。
二、无机化学1. 元素周期表- 周期:元素周期表中的水平排列,表示电子层数。
- 主族元素:周期表中的第1-2和第13-18族元素。
- 过渡元素:周期表中的第3-12族元素。
2. 酸碱理论- 布朗斯特-劳里酸碱理论:酸是质子(H+)的供体,碱是质子的受体。
- 水的离子积:常温下水的离子积Kw = [H+][OH-] = 1×10^-14。
3. 氧化还原反应- 氧化:物质失去电子的过程。
- 还原:物质获得电子的过程。
- 氧化剂与还原剂:使其他物质氧化的物质是还原剂,使其他物质还原的物质是氧化剂。
4. 配位化学- 配体:能与中心离子或原子形成配位键的分子或离子。
- 配位键:一种特殊的共价键,由配体的孤对电子与中心原子的空轨道形成。
三、有机化学1. 有机化合物- 烃:仅由碳和氢原子组成的化合物。
- 官能团:决定有机化合物化学性质的原子团。
2. 有机反应- 取代反应:一个原子或基团被另一个原子或基团取代。
高中化学全部知识点总结
高中化学全部知识点总结一、基本概念与原理1. 物质的组成与分类- 物质由原子、分子或离子组成。
- 分类:纯净物(单质、化合物)和混合物(均匀混合物、非均匀混合物)。
2. 原子结构- 原子由原子核(质子、中子)和电子云组成。
- 原子序数=质子数=核外电子数。
3. 元素周期律与周期表- 元素按照原子序数递增排列。
- 周期表分为s、p、d、f区,元素性质呈现周期性变化。
4. 化学键- 离子键:正负离子间的静电吸引力。
- 共价键:原子间通过共享电子对形成的键。
- 金属键:金属原子间的电子共享。
5. 化学反应- 反应物转化为产物的过程。
- 反应速率受多种因素影响,如温度、浓度、催化剂等。
6. 化学计量- 质量守恒定律:化学反应前后物质的总质量不变。
- 摩尔概念:物质的量的单位,1摩尔=6.022×10^23个粒子。
7. 溶液与浓度- 溶液是由溶质和溶剂组成的均匀混合物。
- 浓度表示溶质在溶剂中的含量,常用单位有mol/L、g/L等。
8. 酸碱与盐- 酸:能够提供质子(H+)的物质。
- 碱:能够接受质子的物质。
- 盐:由阳离子和阴离子构成的化合物。
9. 氧化还原反应- 氧化:物质失去电子的过程。
- 还原:物质获得电子的过程。
- 氧化剂:使其他物质氧化的物质。
- 还原剂:使其他物质还原的物质。
二、无机化学1. 非金属元素及其化合物- 非金属元素如氢、氧、氮、硫、磷等。
- 常见非金属化合物包括水、氨、硫酸、硝酸等。
2. 金属元素及其化合物- 金属元素如钠、钾、钙、镁、铝、铁、铜等。
- 金属氧化物、金属硫化物、金属卤化物等。
3. 配位化合物- 中心金属离子与配体通过配位键结合形成的化合物。
- 常见的配体有水、氨、乙二胺等。
4. 酸碱理论- 阿伦尼乌斯理论:酸是电离产生H+的物质,碱是电离产生OH-的物质。
- 布朗斯特-劳里理论:酸是质子给予者,碱是质子接受者。
5. 沉淀反应- 两种溶液混合时,生成不溶于水的固体(沉淀)。
高中化学知识点大全
高中化学知识点大全在高中学习化学是学生必修的科目之一,涉及到的知识点相当丰富。
下面将为大家详细介绍高中化学的知识点大全,希望能帮助大家更好地理解和掌握这门学科。
1. 原子结构原子是构成物质的基本单位,由电子、质子和中子组成。
电子带负电荷,绕原子核中心运动;质子带正电荷,位于原子核中心;中子是中性粒子,也位于原子核中心。
原子的核外层的电子数目决定了元素的化学性质。
2. 元素周期表元素周期表是根据元素的原子序数、原子量等规律排列的表格。
元素周期表中元素按照周期性定律进行了排列,能够清晰地展示元素的性质和规律。
3. 化学键化学键是将原子结合成分子的力量,常见的包括离子键、共价键、金属键等。
化学键的性质和种类决定了分子的结构和性质。
4. 化学反应化学反应是指物质发生化学变化从而生成新的物质。
化学反应可以分为合成反应、分解反应、置换反应、氧化还原反应等,不同类型的反应有不同的特征和变化规律。
5. 化学平衡化学平衡是指反应物和生成物在反应过程中达到动态平衡状态的情况。
在化学平衡中,反应速度、生成物浓度等会达到一个稳定的状态,通过平衡常数等参数可以描述平衡的性质。
6. 酸碱反应酸碱反应是指在酸性或碱性条件下发生的化学反应。
酸碱反应具有中和、产气、生成沉淀等特点,根据PH值的不同可以判断溶液的酸碱性质。
7. 氧化还原反应氧化还原反应是指电子的转移导致物质发生的化学反应,其中氧化剂接受电子而被还原,还原剂失去电子而被氧化。
氧化还原反应在化学实验和工业生产中具有广泛的应用。
8. 离子反应离子反应是指以离子为参与者的化学反应。
离子反应能够产生沉淀、产生气体等特点,常见的有双位交换反应、单位交换反应等。
以上是高中化学的一些基础知识点,通过学习这些知识可以更好地理解化学的基本概念和规律。
希望本文对大家有所帮助,为学习化学提供一定的参考。
祝大家学习进步!。
高中化学必背知识点大全
高中化学必背知识点大全引言高中化学是高考理科综合中的重要科目,其知识点广泛且具有一定深度。
为了帮助学生系统掌握化学知识,提高学习效率,以下是高中化学必背知识点的大全。
一、基本概念与原理物质的组成:原子、分子、离子。
化学反应:反应类型、化学方程式的书写。
二、元素周期律元素周期表:结构、族与周期。
元素性质:金属性、非金属性、原子半径。
三、化学键与分子结构化学键:共价键、离子键、金属键。
分子间作用力:氢键、范德华力。
四、化学计量摩尔概念:摩尔质量、物质的量。
气体定律:波义耳定律、查理定律、阿伏伽德罗定律。
五、溶液与胶体溶液浓度:摩尔浓度、质量浓度。
胶体性质:分散系、胶体的稳定性。
六、氧化还原反应氧化数:氧化数的计算与应用。
氧化还原反应:基本概念、电子转移。
七、酸碱理论酸碱定义:阿伦尼乌斯理论、布朗斯特德-劳里理论。
pH计算:酸度、碱度的测量和计算。
八、化学平衡平衡概念:动态平衡、平衡常数。
影响因素:浓度、温度、压力对平衡的影响。
九、热化学反应热:焓变、燃烧热。
热化学方程式:书写规则。
十、电化学电化学电池:伏打电池、电解池。
电极反应:阳极与阴极反应。
十一、有机化学基础有机分子结构:碳原子的杂化、有机分子的命名。
有机反应类型:加成、取代、消除、重排等。
十二、化学实验实验操作:基本操作技能、实验安全。
实验设计:实验目的、原理、步骤和结果分析。
十三、化学计算化学方程式计算:质量守恒、能量守恒。
溶液浓度计算:稀释、混合、中和等。
十四、化学与生活化学与健康:营养素、药物、毒物。
化学与环境:污染、保护、可持续发展。
十五、高考化学复习策略知识点梳理:系统复习,查漏补缺。
题型训练:针对高考题型进行专项训练。
总结高中化学知识点繁多,但通过系统地学习和复习,学生可以掌握这些知识,并在高考中取得优异的成绩。
本大全旨在提供一个全面的复习框架,帮助学生构建化学知识体系,提高学习效率。
化学高中知识点归纳总结(实用)
化学高中知识点归纳总结(实用)化学高中知识点归纳总结1——原子半径(1)除第1周期外,其他周期元素(惰性气体元素除外)的原子半径随原子序数的递增而减小;(2)同一族的元素从上到下,随电子层数增多,原子半径增大.2——元素化合价(1)除第1周期外,同周期从左到右,元素最高正价由碱金属+1递增到+7,非金属元素负价由碳族-4递增到-1(氟无正价,氧无+6价,除外);(2)同一主族的元素的最高正价、负价均相同(3) 所有单质都显零价3——单质的熔点(1)同一周期元素随原子序数的递增,元素组成的金属单质的熔点递增,非金属单质的熔点递减;(2)同一族元素从上到下,元素组成的金属单质的熔点递减,非金属单质的熔点递增4——元素的金属性与非金属性 (及其判断)(1)同一周期的元素电子层数相同.因此随着核电荷数的增加,原子越容易得电子,从左到右金属性递减,非金属性递增;(2)同一主族元素最外层电子数相同,因此随着电子层数的增加,原子越容易失电子,从上到下金属性递增,非金属性递减.判断金属性强弱金属性(还原性) 1,单质从水或酸中置换出氢气越容易越强2,最高价氧化物的水化物的碱性越强(1—20号,K最强;总体Cs最强最非金属性(氧化性)1,单质越容易与氢气反应形成气态氢化物2,氢化物越稳定3,最高价氧化物的水化物的酸性越强(1—20号,F最强;最体一样)5——单质的氧化性、还原性一般元素的金属性越强,其单质的还原性越强,其氧化物的阳离子氧化性越弱;元素的非金属性越强,其单质的氧化性越强,其简单阴离子的还原性越弱.推断元素位置的规律判断元素在周期表中位置应牢记的规律:(1)元素周期数等于核外电子层数;(2)主族元素的序数等于最外层电子数.阴阳离子的半径大小辨别规律由于阴离子是电子最外层得到了电子而阳离子是失去了电子6——周期与主族周期:短周期(1—3);长周期(4—6,6周期中存在镧系);不完全周期(7).主族:ⅠA—ⅦA为主族元素;ⅠB—ⅦB为副族元素(中间包括Ⅷ);0族(即惰性气体)所以, 总的说来(1) 阳离子半径原子半径(3) 阴离子半径阳离子半径(4 对于具有相同核外电子排布的离子,原子序数越大,其离子半径越小.以上不适合用于稀有气体!专题一:第二单元一、化学键:1,含义:分子或晶体内相邻原子(或离子)间强烈的相互作用.2,类型 ,即离子键、共价键和金属键.离子键是由异性电荷产生的吸引作用,例如氯和钠以离子键结合成NaCl.1,使阴、阳离子结合的静电作用2,成键微粒:阴、阳离子3,形成离子键:a活泼金属和活泼非金属b部分盐(Nacl、NH4cl、BaCo3等)c强碱(NaOH、KOH)d活泼金属氧化物、过氧化物4,证明离子化合物:熔融状态下能导电共价键是两个或几个原子通过共用电子(1,共用电子对对数=元素化合价的绝对值2,有共价键的化合物不一定是共价化合物)对产生的吸引作用,典型的共价键是两个原子借吸引一对成键电子而形成的.例如,两个氢核同时吸引一对电子,形成稳定的氢分子.1,共价分子电子式的表示,P132,共价分子结构式的表示3,共价分子球棍模型(H2O—折现型、NH3—三角锥形、CH4—正四面体)4,共价分子比例模型补充:碳原子通常与其他原子以共价键结合乙烷(C—C单键)乙烯(C—C双键)乙炔(C—C三键)金属键则是使金属原子结合在一起的相互作用,可以看成是高度离域的共价键.学好高中化学的学习方法背诵课本知识化学可以说是文科性质非常浓的理科,所以化学是有很多需要背的地方的,我们要想学好化学第一步要做的就是背诵课本,如果你连课本都没有背下来的话,你是没有可能去学好高中的化学的。
高中化学元素周期律知识点规律大全
高中化学元素周期律知识点规律大全1.元素周期律:元素周期律是按照原子核中质子数的大小和电子排布的规律,将所有元素按照一定的顺序排列成周期表。
2.元素周期表的结构:周期表由周期和组成两个维度组成。
周期是指原子核中质子数的递增顺序,组是指元素化学性质相似的元素在竖列方向上排列。
3.周期表分区:周期表分为s区(1-2组),p区(3-8组),d区(3-12组)和f区(内过渡金属区)。
4.元素周期表中的元素符号:元素周期表中的元素符号是代表元素的化学符号,比如氧元素的符号是O,碳元素的符号是C。
5.元素的周期和原子序数:元素周期表中的周期数表示元素的电子层数,原子序数表示元素的质子数或核电荷数。
6.主、副、次副周期:周期表中的s区是用户主周期,p区作为副周期,d区和f区则是次副周期。
7.元素周期表的横向周期规律:周期表横向周期数增加,元素的原子半径、电负性、电子亲和能等性质呈周期性变化。
8.元素周期表的纵向周期规律:周期表纵向组数增加元素以周期性地重复出现,一个新的主能级开始填入电子。
9.原子半径的周期性变化:原子半径在周期表中从左到右递减,从上到下递增。
10.电离能的周期性变化:第一电离能在周期表中从左到右增加,从上到下减小。
11.电子亲和能的周期性变化:电子亲和能在周期表中从左到右增加,从上到下减小。
12.电负性的周期性变化:电负性在周期表中从左到右增加,从上到下减小。
13.元素周期表的强氧化剂和强还原剂:在周期表中,元素越往上和越往右,越容易成为氧化剂;而越往下和越往左,越容易成为还原剂。
14.元素周期表的金属性和非金属性:在周期表中,金属性元素主要位于周期表左下角,非金属性元素主要位于周期表右上角。
15.主族元素和过渡元素:周期表中的s区和p区的元素称为主族元素,d区的元素称为过渡元素。
16.键合:通过元素周期表,我们可以预测元素之间的化学键合方式,如金属与非金属之间通常是离子键,非金属与非金属之间通常是共价键。
高中化学要点知识口诀
新编高中化学要点知识口诀第一部分化学基本概念氧化还原反应概念特征——价态高又低,实质——电子有转移;氧化剂,得电子,发生还原价变低。
氧化还原反应规律多价变同价,同价变多价,反应叫歧化③。
得失电子和,一定等数额;多种反应物,优先④是原则。
[注释]①归中: H2S+SO2=3S+2H2O②不交叉:H2S+H2SO4(浓)=S+SO2+2H2O反应中,H2S→S,H2SO4→SO2。
③歧化: Cl2+H2O=HCl+HClO④优先: Cl2与FeBr2反应,先考虑Cl2氧化Fe2+,再考虑Cl2氧化Br-。
氧化性、还原性强弱高价氧,低价还;中间价态两头转。
反应中,比一比,弱者产物强者剂①。
①弱者产物强者剂:例如 CO+ H2O=CO2+H2反应中, 氧化性: H2O> CO2,即氧化剂>氧化产物;还原性: CO >H2, 即还原剂>还原产物。
离子方程式的书写一写二拆三删去,四查原子、电荷数;可溶强酸与强碱,会同溶盐都排除。
电解质与非电解质电解质,是与非,化合物,来分析;混合物,与单质,它们不是电解质。
溶于水,或熔融,电解质,导电能;溶于水,能反应,判断谁在电离中。
酸碱盐,溶多少,电解质,无疑了(liǎo)。
强电解质与弱电解质电解质,有强弱,电离程度来把握;酸碱判断分强弱①,盐类都强没有弱。
[注释]①酸碱判断看强弱:酸和碱判断电解质的强弱看酸、碱性的强弱,即强酸、强碱为强电解质,弱酸、弱碱为弱电解质。
物质的量物质的量符号n,它的单位是摩尔;十二克12C为标准,含碳原子数N A;mol紧跟化学式,只适用于微粒子。
摩尔质量 ( M )每摩质量是含义,m 比n ,要牢记;g·mol-1是单位,相对质量为数值。
气体摩尔体积( Vm )每摩气体的体积,状况相同是等值;标准状况零摄氏,摩尔体积为定值。
同温同压的气体,等数分子等体积。
第二部分化学基本理论原子及其结构构成物质一粒子,原来是个“空球体”;核居中心体积微,却是质量集中地。
高中化学知识点口诀
实验安全与事故处理可燃气体点燃前,必先检纯要记清。
取用易燃易爆品,远离明火记心中。
毒燃尾气要处理,通风措施必保证。
意外事故发生后,迅速处理要冷静。
过滤操作实验斗架烧杯玻璃棒,滤纸紧贴漏斗上。
过滤之前要静置,三靠两低不要忘。
蒸馏操作实验隔网加热蒸馏瓶,水银支管口相平。
需加碎瓷防暴沸,热气冷水逆向行。
瓶中液限掌握好,先撤酒灯水再停。
萃取操作实验萃取之前先验密,溶液加入萃取剂。
右手压口左握塞,倒转振荡还放气。
静置片刻待分层,调整玻塞通空气。
液体分为上下层,上上下下要仔细。
可溶于水的物质钾钠铵盐硝酸盐,磷酸盐中二氢盐。
碳酸氢盐都溶解,硫酸盐中除钡铅。
盐酸盐除银铔汞,其他盐只有钾钠铵微溶于水的物质微溶物质有六种,二镁二钙一银铅。
物质的量微观粒子不易数,物质的量应世出。
计量单位是摩尔,N A联系把名著。
容量瓶平底细颈鸭梨形,温度容积都标明。
瓶颈之上有标线,磨口玻塞容量瓶。
一定物质的量浓度溶液的配制配制溶液先验密,计算称量要仔细。
溶解稀释用烧杯,冷却之后再转移。
玻棒引流容量瓶,洗涤烧杯二三次。
振荡之后再加水,距离标线一二厘。
胶头滴管来定容,翻转摇匀装瓶里。
或:算称量取步骤清,溶解转移再定容。
室温洗涤莫忘记,摇匀贴签移瓶中。
或; 算称容,移洗定。
复分解型离子反应发生的条件离子反应条件三,一为气体二沉淀。
弱电解质难电离,三有其一始有缘。
离子反应及方程式离子反应水中发,离子方程要稳拿。
先写化学方程式,接着就是拆删查。
双易物质全都拆,其他物质保留下。
删去两边相同物,方方面面都检查。
离子方程式的书写规律书写离子方程式,记住步骤共有四。
物质易溶易电离,离子形式来表示。
气体难溶难电离,表示则以化学式。
微溶反应写离子,生成却写化学式。
写完左右查守恒,原子电荷要看清。
氧化还原反应氧化还原难度大,首先看准化合价。
还原剂要升价,失去电子被氧化。
氧化剂要降价,得到电子还原啦。
电子有得必有失,得失相等莫弄差。
单线桥法单线桥法最好画,等号左边把桥架。
超全的高中化学知识口诀
超全的化学知识口诀基础篇1.硝基苯的制备硝酸硫酸冷滴苯,黄色油物杏仁味。
温计悬浴加冷管,硫酸催化又脱水。
解释:(1)硝酸硫酸冷滴苯:意思是说浓硝酸和浓硫酸混合后,必须冷却后再滴入苯(否则,一方面两酸混合产生大量的热,使混合酸的温度升高,那么一部分浓硝酸将分解了;另一方面,苯的沸点比较低,大量的苯将蒸发掉,影响硝基苯的产率),然后在50 -60℃的水浴中反应。
(2)黄色油物杏仁味:意思是说反应完毕把试管里的混合物倒入盛着水的烧杯中,则过量的硝酸和硫酸就溶解在水里,而聚集在烧杯底的具有浓烈的苦杏仁气味的黄色油状液体就是硝基苯,硝基苯是无色的液体,由于溶解了一些杂质,所以常显黄色。
(3)温计悬浴加冷管:温计悬浴的意思是说温度计必须悬吊在水浴中,切不可与烧杯底接触;加冷管的意思是说为了防止苯的蒸发,需在试管口塞上一个起冷凝管作用的长玻璃导管。
(4)硫酸催化又脱水:意思是说硫酸在这里既做催化剂又做脱水剂。
2.线键式有机物对应分子式求算算碳找拐点,求氢四里减。
解释:(1)算碳找拐点:有一个拐角的地方算一个碳。
意思是说:一根直线两端算两个碳,如果存在一个拐角,那么另外加上一个碳,共三个碳。
因为碳链一般不画成直线型的,这样便于识别。
画成直线的可能有两种情况:链烃上的双键-=―,碳碳三键―≡-,这样画出来的结构也一目了然。
所以,数碳的个数只要数几个拐角,再加上末端的就是总的碳个数了。
(2)求氢四里减:计算该碳上的氢原子只需要用4减去该碳上的线,如丙烷是一条折线,中间的碳有2条线,4-2=2,该碳有2个氢。
比如环丙烷,它的结构简式可以画成一个三角形,它的一个拐点上连接着两条线,就用4-2;若是连接着三条就4-3;双键算两条(碳氧双键也一样),就像乙烯的碳上就有两个氢。
3.观察法配平化学方程式有氢以氢作标准,无氢以氧为准绳。
氢氧全无找一价,变单成双求配平。
调整只能改系数,原子个等就配平。
配平系数现分数,必乘最小公倍数。
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高中化学知识规律总结一、中学化学中提及的“化”名目繁多.要判别它们分属何种变化,必须了解其过程.请你根据下列知识来指出每一种“化”发生的是物理变化还是化学变化.1.风化——结晶水合物在室温和干燥的空气里失去部分或全部结晶水的过程. 注意:自然条件.2.催化——能改变反应速度,本身一般参与反应但质量和化学性质不变.应了解中学里哪些反应需用催化剂.如8.氢化(硬化)——液态油在一定条件下与H 2发生加成反应生成固态脂肪的过程.作用:植物油转变成硬化油后,性质稳定,不易变质,便于运输等.9.皂化——油脂在碱性条件下发生水解反应的过程.产物——高级脂肪酸钠+甘油10.老化——橡胶、塑料等制品露置于空气中,因受空气氧化、日光照射而使之变硬发脆的过程. 11.硫化——向橡胶中加硫,以改变其结构(双键变单键)来改善橡胶的性能,减缓其老化速度的过程. 12.裂化——在一定条件下,分子量大、沸点高的烃断裂为分子量小、沸点低的烃的过程. 目的--提高汽油的质量和产量.13.酯化——醇与酸生成酯和水的过程.14.硝化(磺化)——苯环上的H 被—NO 2或—SO 3H取代的过程. 二、基本反应中,有一些特别值得注意的反应或规律.现分述如下:1.化合反应:思考:化合反应是指单质间生成化合物的反应吗?结论:不一定!化合反应即“多合一”的反应,根据反应物和生成物的种类,化合反应又可分为三种.(1)单质+单质→化合物(2)单质 + 化合物1 → 化合物22FeCl 2+Cl 2 = 2FeCl 3 4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2O = 4Fe(OH)3 2Na 2SO 3 + O 2 = 2Na 2SO 4(3)化合物1 + 化合物2 → 化合物3①酸性氧化物 + 水 → 可溶性酸 碱性氧化物 + 水 → 可溶性碱稳定性:碳酸正盐>碳酸酸式盐>碳酸分解条件:(高温) (加热) (常温)3.置换反应判断:有单质参与或生成的反应一定是置换反应吗?结论:反应物或生成物各两种且其中一种必定是单质的反应才称作置换反应.分类:可有多种分类方法,如根据两种单质是金属或非金属来分;也可根据反应物状态来分;还可以根据两单质的组成元素在周期表中的位置来分. 注意:下列置换反应特别值得重视.①2Na + 2H 2O = 2NaOH + H 2↑ ②3Fe +4H 2O Fe 3O 4 + 4H 2↑ ③F 2 + 2H 2O = 4HF + O 2 ④Cl 2 + H 2S = S + 2HCl⑤2H 2S + O 2 = 2S + 2H 2O ⑥2C +SiO 2Si + 2CO ⑦2Mg +CO 22MgO + C ⑧2Al +Fe 2O 32Fe + Al 2O 3 ⑨C +H 2O CO + H 2 ⑩3Cl 2 +2NH 3 N 2 + 6HCl⑾Si +4HFSiF 4+ 2H 24.复分解反应(1)本质:通过两种化合物相互接触,交换成份,使溶液中离子浓度降低.(3)基本类型:①酸 + 碱 → 盐 + 水(中和反应) ②酸 + 盐 → 新酸 + 新盐 ③碱 + 盐 → 新碱 + 新盐 ④盐 + 盐 → 两种新盐 ⑤碱性氧化物+酸 → 盐+水 思考题:(1)酸与碱一定能发生反应吗?若能,一定是发生中和反应吗? (2)复分解反应中的每一类反应物必须具备什么条件? (3)盐与盐一定发生复分解反应吗? (4)有盐和水生成的反应一定是中和反应吗? 提示:(1)酸与碱不一定能发生中和反应.联系中和反应的逆反应是盐的水解知识.如:酸与碱发生的反应也不一定是中和反应.如: 2Fe(OH) 3 + 6HI = 2FeI 2 + I 2 + 6H 2O2Fe(OH)2 + 10HNO 3(稀) = 3Fe(NO 3)3 + NO ↑+ 8H 2O故特别要注意氧化性酸(碱)与还原性碱(酸)很可能发生的是氧化—还原反应. (2)复分解反应中反应物的条件:①盐 + 盐、盐 + 碱的反应物一般要可溶且在溶液中进行或加热时进行.如 ②盐1 + 酸1 → 盐2 + 酸2一般只需满足以下两条中的各一条:i)强酸制弱酸即酸性:酸1>酸2ii)难挥发酸制易挥发酸,即挥发性:酸1<酸2原因:上述三种金属硫化物溶解度特小,满足离子反应朝离子浓度降得更低的方向进行. (3)盐与盐可能发生的反应有:①复分解 ②双水解 ③氧化—还原 ④络合反应 现列表比较如下:(4)生成盐和水的反应有:三、常见的重要氧化剂、还原剂既可作氧化剂又可作还原剂的有:S、SO32-、HSO3-、H2SO3、SO2、NO2-、Fe2+等,及含-CHO的有机物四、总结①在酸性介质中的反应,生成物中可以有H+、H2O,但不能有OH -;②在碱性介质中的反应,生成物中无H+;③在近中性条件,反应物中只能出现H2O,而不能有H+或OH -,生成物方面可以有H+或OH –+ -五、物质内发生的氧化-还原反应光34332HNOO六、反应条件对氧化-还原反应的影响.1.浓度:可能导致反应能否进行或产物不同3.溶液酸碱性.2S2-+SO32-+6H+=3S↓+3H2O5Cl-+ClO3-+6H+=3Cl2↑+3H2OS2-、SO32-,Cl-、ClO3-在酸性条件下均反应而在碱性条件下共存.Fe2+与NO3-共存,但当酸化后即可反应.3Fe2++NO3-+4H+=3Fe3++NO↑+2H2O 一般含氧酸盐作氧化剂时,在酸性条件下,氧化性比在中性及碱性环境中强.故酸性KMnO4溶液氧化性较强.七、离子共存问题离子在溶液中能否大量共存,涉及到离子的性质及溶液酸碱性等综合知识。
凡能使溶液中因反应发生使有关离子浓度显著改变的均不能大量共存。
如生成难溶、难电离、气体物质或能转变成其它种类的离子(包括氧化一还原反应).一般可从以下几方面考虑1.弱碱阳离子只存在于酸性较强的溶液中.如Fe3+、Al3+、Zn2+、Cu2+、NH4+、Ag+ 等均与OH-不能大量共存.2.弱酸阴离子只存在于碱性溶液中。
如CH3COO-、F-、CO32-、SO32-、S2-、PO43-、AlO2-均与H+不能大量共存.3.弱酸的酸式阴离子在酸性较强或碱性较强的溶液中均不能大量共存.它们遇强酸(H+)会生成弱酸分子;遇强碱(OH-)生成正盐和水. 如:HSO3-、HCO3-、HS-、H2PO4-、HPO42-等4.若阴、阳离子能相互结合生成难溶或微溶性的盐,则不能大量共存.如:Ba2+、Ca2+与CO32-、SO32-、PO43-、SO42-等;Ag+与Cl-、Br-、I- 等;Ca2+与F-,C2O42- 等5.若阴、阳离子发生双水解反应,则不能大量共存.如:Al3+与HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-、SiO32-等Fe3+与HCO3-、CO32-、AlO2-、ClO-、SiO32-、C6H5O-等;NH4+与AlO2-、SiO32-、ClO-、CO32-等6.若阴、阳离子能发生氧化一还原反应则不能大量共存.如:Fe3+与I-、S2-;MnO4-(H+)与I-、Br-、Cl-、S2-、SO32-、Fe2+等;NO3-(H+)与上述阴离子;S2-、SO32-、H+7.因络合反应或其它反应而不能大量共存如:Fe3+与F-、CN-、SCN-等;H2PO4-与PO43-会生成HPO42-,故两者不共存.八、离子方程式判断常见错误及原因分析(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(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“↓”无论是原子还是离子(简单)半径,一般由原子核对核外电子的吸引力及电子间的排斥力的相对大小来决定.故比较微粒半径大小时只需考虑核电荷数、核外电子排斥情况.具体规律小结如下:1. 核电荷数相同的微粒,电子数越多,则半径越大.即同种元素:阳离子半径<原子半径<阴离子半径如:H+<H<H-; Fe>Fe2+>Fe3+ ;Na+<Na;Cl<Cl-2. 电子数相同的微粒,核电荷数越多则半径越小.即具有相同电子层结构的微粒,核电荷数越大,则半径越小.如:(1)与He电子层结构相同的微粒: H->Li+>Be2+(2)与Ne电子层结构相同的微粒:O2->F->Na+>Mg2+>Al3+(3)与Ar电子层结构相同的微粒: S2->Cl->K+>Ca2+3. 电子数和核电荷数都不同的微粒:(1)同主族的元素,无论是金属还是非金属,无论是原子半径还是离子半径从上到下递增.(2)同周期:原子半径从左到右递减.如Na>Cl(3)同周期元素的离子半径比较时要把阴阳离子分开.同周期非金属元素形成的阴离子半径大于金属元素形成的阳离子半径.如Na+<Cl-如:第三周期,原子半径最小的是Cl, 离子半径最小的是Al3+(4)如既不是同周期,又不是同主族,比较原子半径时,要寻找到合适的中间者.如Ge、P、O的半径大小比较,可找出它们在周期表中的位置,()中元素为中间者.(N)O十一、物质结构:(Si)P 因为Ge>Si>P>N>O,故Ge>P>OGe分子的空间构型与键的极性和分子的极性4、价电子对、键角与分子的构型:(二)如何比较物质的熔、沸点1.由晶体结构来确定.首先分析物质所属的晶体类型,其次抓住决定同一类晶体熔、沸点高低的决定因素.①一般规律:原子晶体>离子晶体>分子晶体如:SiO2>NaCl>CO2(干冰)②同属原子晶体,一般键长越短,键能越大,共价键越牢固,晶体的熔、沸点越高.如:金刚石>金刚砂>晶体硅③同类型的离子晶体,离子电荷数越大,阴、阳离子核间距越小,则离子键越牢固,晶体的熔、沸点一般越高. 如:MgO>NaCl④分子组成和结构相似的分子晶体,一般分子量越大,分子间作用力越强,晶体熔、沸点越高.如:F2<Cl2<Br2<I2⑤金属晶体:金属原子的价电子数越多,原子半径越小,金属键越强,熔、沸点越高. 如:Na<Mg<Al2.根据物质在同条件下的状态不同. 一般熔、沸点:固>液>气.如果常温下即为气态或液态的物质,其晶体应属分子晶体(Hg除外).如惰性气体,虽然构成物质的微粒为原子,但应看作为单原子分子.因为相互间的作用为范德华力,而并非共价键.十二、化学平衡的概念一定条件下的可逆反应里,正反应速率和逆反应速率相等,反应混合物中各组成成分的百分含量保持不变,这一状态称作化学平衡状态.④若有1mol N≡N键断裂,则有6mol N-H键断裂(其它与上述相似)注意对象词性同种(侧)物质相反异侧物质相同2.百分含量不变标志正因为v正=v逆≠0,所以同一瞬间同一物质的生成量等于消耗量.总的结果是混合体系中各组成成分的物质的量、质量、物质的量浓度、各成分的百分含量、转化率等不随时间变化而改变.3.对于有气体参与的可逆反应十三、无机反应中的特征反应1.与碱反应产生气体(1)(2)铵盐:OHNHNH234+↑−→−+碱2.与酸反应产生气体(1)⎪⎪⎩⎪⎪⎨⎧↑+=++↑+=++↑−−→−-232222222232222HSiONaOHNaOHSiHNaAlOOHNaOHAlHSiAl OH、单质⎪⎪⎪⎪⎪⎩⎪⎪⎪⎪⎪⎨⎧⎪⎪⎩⎪⎪⎨⎧⎪⎩⎪⎨⎧↑↑−−→−↑−−−→−⎪⎩⎪⎨⎧↑↑−−→−↑↑−−−→−⎪⎩⎪⎨⎧↑↑−−→−↑−−−→−↑−−→−2222222222342342342NOSOSOSCONOCOSOCNONOSOHHNOSOHHNOSOHHNOSOHHCl、、、非金属、金属单质浓浓浓浓浓(2)()()()⎪⎪⎩⎪⎪⎨⎧↑−→−↑−→−↑−→−+++------2323222323SO HSO SO S H HS S CO HCO CO H H H 化合物3.Na 2S 2O 3与酸反应既产生沉淀又产生气体: S 2O 32-+2H +=S ↓+SO 2↑+H 2O 4.与水反应产生气体(1)单质(2)化合物5.强烈双水解6.既能酸反应,又能与碱反应 (1)单质:Al(2)化合物:Al 2O 3、Al(OH)3、弱酸弱碱盐、弱酸的酸式盐、氨基酸。