化學(xué)高考重要基礎(chǔ)知識(shí)點(diǎn)
面對(duì)化學(xué)高考，我們?cè)趶?fù)習(xí)中可以按高考要求及近年來(lái)高考命題的特點(diǎn)，有針對(duì)性的做好復(fù)習(xí)計(jì)劃，抓住考點(diǎn)知識(shí)。下面小編給大家整理了關(guān)于化學(xué)高考重要基礎(chǔ)知識(shí)點(diǎn)，希望對(duì)你有幫助！
化學(xué)元素周期律
第一片：概述
1.概念：元素的性質(zhì)隨原子序數(shù)的遞增，呈現(xiàn)周期性的變化。
2.決定因素：周期表中元素核外電子排布的周期性變化
3.內(nèi)容
同周期(左→右)
同主族(上→下)
核外電子排布
電子層數(shù)相同，最外層電子數(shù)從1逐漸增加至穩(wěn)定結(jié)構(gòu)
電子層數(shù)逐漸增加，最外層電子數(shù)相同
元素化合價(jià)
最高正價(jià)從+1逐漸增加到+7(一、二周期除外)從第ⅣA族出現(xiàn)-4逐漸增加至-1，最后以0價(jià)結(jié)束
最高正價(jià)及最低負(fù)價(jià)相同，最高正價(jià)等于其族序數(shù)
金屬性、非金屬性
金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強(qiáng)
金屬性逐漸增強(qiáng)，非金屬性逐漸減弱
第二片：中學(xué)階段需要知道的幾個(gè)相關(guān)問(wèn)題(1)
1.化合價(jià)知識(shí)：
⑴數(shù)值是化合物中原子得失電子(離子化合物)或形成共用電子對(duì)(形成共價(jià)化合物)的數(shù)目
⑵單質(zhì)化合價(jià)為0，但化合價(jià)為0的不一定是單質(zhì)，如HCHO、C2H4O2中的C的化合價(jià)等(也可能是分?jǐn)?shù)→氧化數(shù))
⑶金屬只有正價(jià)，有負(fù)價(jià)的一定的非金屬
⑷主族元素最高正價(jià)等于其族序數(shù)(F、O除外)
⑸F是唯一沒(méi)有正價(jià)的元素(O有+2價(jià)，OF2)
⑹化合物中各元素化合價(jià)代數(shù)和等于0
⑺通常元素的最高正價(jià)+∣最低負(fù)價(jià)∣=8
⑻共價(jià)化合物中，若最外層電子數(shù)+∣化合價(jià)∣=8的原子，為8電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。
2.粒子(包括原子和陰、陽(yáng)離子)半徑大小對(duì)比：通常情況是：先對(duì)比電子層數(shù)，電子層數(shù)愈多，其半徑愈大;電子層數(shù)相同時(shí)，再對(duì)比核電荷數(shù)，核電荷數(shù)愈大，其粒子半徑愈小。
第二片：中學(xué)階段需要知道的幾個(gè)相關(guān)問(wèn)題(2)3.元素金屬性、非金屬性的強(qiáng)弱對(duì)比
⑴金屬性強(qiáng)弱對(duì)比標(biāo)準(zhǔn)：
①利用金屬活動(dòng)性順序表判斷：靠前的金屬金屬性強(qiáng)
②利用元素周期表判斷：周期表中同周期靠前、同主族靠下的金屬，金屬性強(qiáng)
③和水或酸反應(yīng)產(chǎn)生氫氣劇烈的金屬性強(qiáng)
④置換反應(yīng)中，被置換的金屬，金屬性弱
⑤原電池中負(fù)極金屬的金屬性強(qiáng)
⑥電解池中陰極優(yōu)先放電(即氧化性強(qiáng))的金屬陽(yáng)離子的金屬性弱(Fe3+→Fe2+例外)
⑦最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)的水化物的堿性強(qiáng)的金屬，金屬性強(qiáng)。
⑧電負(fù)性小、第一電離能低的，金屬性強(qiáng)。
⑵非金屬性強(qiáng)弱對(duì)比
①非金屬單質(zhì)和氫氣化合的難易，越容易化合的，非金屬性強(qiáng)
②氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性強(qiáng)的，非金屬性強(qiáng)
③最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)的水化物的酸性強(qiáng)的，非金屬性強(qiáng)
④置換反應(yīng)中被置換出來(lái)的非極性，非金屬性弱
⑤周期表中，同周期靠后的，非金屬性強(qiáng);同主族靠上的，非金屬性強(qiáng)。
⑥電負(fù)性大、第一電離能高的，非金屬性強(qiáng)
⑦對(duì)應(yīng)簡(jiǎn)單陰離子還原性強(qiáng)的，非金屬性弱。
第二片：中學(xué)階段需要知道的幾個(gè)相關(guān)問(wèn)題(3)
4.物質(zhì)熔沸點(diǎn)高低對(duì)比
⑴不同晶體類型間的對(duì)比:一般原子晶體>離子晶體>分子晶體，金屬晶體間差別較大，很少對(duì)比，通常高于分子晶體。
⑵同類晶體之間的對(duì)比
①原子晶體間：原子半徑小的，共價(jià)鍵長(zhǎng)短，鍵能大，熔沸點(diǎn)高
②離子晶體間：離子半徑越小，帶電荷越多，離子鍵能越強(qiáng)，熔沸點(diǎn)越高
③分子晶體間：
A.看有無(wú)氫鍵，有氫鍵的熔沸點(diǎn)高。無(wú)機(jī)物有HF、H2O、NH3，有機(jī)物有低級(jí)的醇和酸。
B.組成和結(jié)構(gòu)相似的，分子量越大，分子間引力越大，熔沸點(diǎn)越高
C.組成和結(jié)構(gòu)不相似的，分子量接近的，分子極性越大，熔沸點(diǎn)越高。
D.同分異構(gòu)體間:鏈烴及其衍生物，支鏈越多，熔沸點(diǎn)越低;芳香烴的兩個(gè)取代基時(shí)，鄰、間、對(duì)位熔沸點(diǎn)降低。
④金屬晶體：差別較大，通常是價(jià)電子越多，原子半徑越小，金屬鍵越強(qiáng)，熔沸點(diǎn)越高。
⑤合金的熔沸點(diǎn)一般是比任一組分的熔沸點(diǎn)都低。
⑥固>液>氣，脂>油，石墨>金剛石，AlCl3是分子晶體，熔沸點(diǎn)較低。
第二片：中學(xué)階段需要知道的幾個(gè)相關(guān)問(wèn)題(4)
5.常見(jiàn)的10電子和18電子粒子
⑴10電子粒子
①原子：Ne,
②分子：CH4、NH3、H2O、HF，
③離子：
A.陽(yáng)離子：Al3+、Mg2+、Na+、H3O+、NH4+;
B.陰離子：N3-、O2-、F-、OH-、NH2-。
⑵18電子粒子
①原子：Ar，
②分子：F2、HCl、H2S、PH3、H2O2、SiH4、CH3F、N2H4、CH3OH、C2H6，
③離子：
A.陽(yáng)離子：K+、Ca2+，
B.陰離子：Cl-、S2-、HS-、O22-
化學(xué)高考熱化學(xué)方程式
1.定義：用來(lái)表示反應(yīng)熱的化學(xué)方程式
2.書(shū)寫(即和普通化學(xué)方程式的區(qū)別)
⑴方程式中各物質(zhì)的化學(xué)式后面用括號(hào)注明物質(zhì)的聚集狀態(tài)(固→S、氣→g、液→l)
⑵生成物不標(biāo)明↑或↓符號(hào)
⑶除非特殊條件，反應(yīng)條件一般不寫
⑷方程式中物質(zhì)的系數(shù)只表示其物質(zhì)的量，不表示分子個(gè)數(shù)，故可以是分?jǐn)?shù)(一般不寫成小數(shù))。
⑸方程式后面寫出反應(yīng)的焓變△H，△H的大小隨方程式系數(shù)的改變而改變。
⑹反應(yīng)環(huán)境在常溫、常壓下不需要標(biāo)明，其他溫度或壓強(qiáng)需要標(biāo)明。
⑺△H=生成物總內(nèi)能-反應(yīng)物總內(nèi)能=反應(yīng)物總鍵能-生成物總鍵能;△H>0吸熱反應(yīng)、△H<0放熱反應(yīng)。
⑻對(duì)比焓變、△H大小時(shí)帶正負(fù)號(hào)，對(duì)比反應(yīng)熱、吸收或放出的熱量時(shí)，不帶正負(fù)號(hào)。
3.燃燒熱和中和熱
⑴燃燒熱：101KP時(shí)，1mol的純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物所放出的熱量，單位是KJ/mol。
注意①可燃物只能是1mol
②必須是生成穩(wěn)定的氧化物，常考的是H→液態(tài)水、C→氣態(tài)CO2
③看清楚題意要求的是燃燒的熱化學(xué)方程式，還是燃燒熱的熱化學(xué)方程式，前者方程式系數(shù)不必刻意，如果是后者，可燃物系數(shù)只能是1。
⑵中和熱：酸堿中和生成1mol的水放出的熱量
注意：
①只能是生成1mol的水
②實(shí)驗(yàn)測(cè)定中防熱量損失的措施
4.蓋斯定律
⑴含義：對(duì)于一個(gè)化學(xué)反應(yīng)，無(wú)論是一步完成還是分幾步完成，其反應(yīng)熱是相同的。即化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)只與起始和終了狀態(tài)有關(guān)，而與變化途徑無(wú)關(guān)。
⑵應(yīng)用：間接計(jì)算某些反應(yīng)的反應(yīng)熱，適應(yīng)等溫、等壓或等溫、等容條件下的反應(yīng)。具體體現(xiàn)在：,則：△H1=-a△H2或
則: 。即：方程式按照一定的系數(shù)比加減時(shí)，其焓變也必須按同樣的系數(shù)比進(jìn)行帶正負(fù)號(hào)加減。：：
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