本人高分求高中化学基础知识复习提纲.

一、 几个常见的热点问题1．阿伏加德罗常数（1）条件问题：常温、常压下气体摩尔体积增大，不能使用22.4L/mol。（2）状态问题：标准状况时，H2O、N2O4、碳原子数大于4的烃为液态或固态；SO3、P2O5等为固态，不能使用22.4L/mol。（3）特殊物质的摩尔质量及微粒数目。（4）某些特定组合物质分子中的原子个数。（5）某些物质中的化学键数目。（6）某些特殊反应中的电子转移数目。（7）电解质溶液中因微粒的电离或水解造成微粒数目的变化；弱电解质CH3COOH、HClO等因部分电离，而使溶液中CH3COOH、HClO浓度减小；Fe3+、Al3+、CO32–、CH3COO–等因发生水解使该种粒子数目减少；Fe3+、Al3+、CO32–等因发生水解反应而使溶液中阳离子或阴离子总数增多等。（8）由于生成小分子的聚集体使溶液中的微粒数减少：如1molFe3+形成Fe(OH)3胶体时，微粒数目少于1mol。（9）另外还应注意由物质的量浓度计算微粒时，是否告知了溶液的体积；计算的是溶质所含分子数，还是溶液中的所有分子数；某些微粒的电子数计算时应区分是微粒所含的电子总数还是价电子数，并注意微粒的带电情况。2．离子共存问题（1）弱碱阳离子只存在于酸性较强的溶液中（2）弱酸阴离子只存在于碱性溶液中。（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。它们遇强酸会生成弱酸分子；遇强碱会生成正盐和水。（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。（5）若阴、阳离子发生双水解反应，则不能大量共存。（6）若阴、阳离子能发生氧化还原反应则不能大量共存。（7）因络合反应或其它反应而不能大量共存。（8）另外还有与Al反应反应产生氢气的溶液；水电离出的c(H+)＝10–13mol/L等。3．热化学方程式（1）△H＝生成物总能量－反应物总能量＝反应物中的总键能－生成物中的总键能注意：①同一热化学方程式用不同计量系数表示时，△H值不同；②热化学方程式中计量系数表示物质的量；③能量与物质的凝聚状态有关，热化学方程式中需标明物质的状态；④△H中用“＋”表示吸热；用“－”表示放热；⑤计算1mol物质中所含化学键数目时，应首先区分晶体类型，分子晶体应看其分子结构，原子晶体应看其晶体结构，特别注意化学键的共用情况；⑥在表示可燃物燃烧热的热化学方程式中，可燃物前系数为1，并注意生成的水为液态。（2）物质分子所含化学键的键能越大，则成键时放出的能量越多，物质本身的能量越低，分子越稳定。（3）盖斯定律：一定条件下，某化学反应无论是一步完成还是分几步完成，反应的热效应相同。即反应热只与反应的始态和终态有关，而与反应所经历的途径无关。4．元素周期率与元素周期表（1）判断金属性或非金属性的强弱金属性强弱非金属性强弱①最高价氧化物水化物碱性强弱①最高价氧化物水化物酸性强弱②与水或酸反应，置换出H2的易难②与H2化合的易难或生成氢化物稳定性③活泼金属能从盐溶液中置换出不活泼金属③活泼非金属单质能置换出较不活泼非金属单质（2）比较微粒半径的大小①核电荷数相同的微粒，电子数越多，则半径越大：阳离子半径＜原子半径＜阴离子半径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同主族：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。同周期：原子半径从左到右递减。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。（3）元素周期结构（4）位、构、性间关系。

二、 无机框图中的题眼1．中学化学中的颜色（1）焰色反应：Na+(黄色)、K+(紫色，透过蓝色钴玻璃)（2）有色溶液：Fe2+(浅绿色)、Fe3+(黄色)、Cu2+(蓝色)、MnO4–(紫红色)、Fe(SCN)3(血红色)（3）有色固体：红色：Cu、Cu2O、Fe2O3；红褐色固体：Fe(OH)3；蓝色固体：Cu(OH)2；黑色固体：CuO、FeO、FeS、CuS、PbS；浅黄色固体：S、Na2O2、AgBr；黄色固体：AgI、Ag3PO4(可溶于稀硝酸)；白色固体：Fe(OH)2等。（4）反应中的颜色变化①Fe2+与OH–反应：产生白色絮状沉淀，迅速转变成灰绿色，最后变成红褐色。②I2遇淀粉溶液：溶液呈蓝色。③苯酚中加过量浓溴水：产生白色沉淀。④苯酚中加FeCl3溶液：溶液呈紫色。⑤Fe3+与SCN–：溶液呈血红色。⑥蛋白质溶液与浓硝酸：出现黄色浑浊。2．中学化学中的气体（1）常见气体单质：H2、N2、O2、Cl2（2）有颜色的气体：Cl2(黄绿色)、溴蒸气(红棕色)、NO2(红棕色)。（3）易液化的气体：NH3、Cl2、SO2。（4）有毒的气体：F2、O3、HF、Cl2、H2S。（5）极易溶于水的气体：NH3、HCl、HBr；易溶于水的气体：NO2、SO2；能溶于水的气体：CO2、Cl2。（6）具有漂白性的气体：Cl2、O3、SO2。注意：Cl2(潮湿)、O3因强氧化性而漂白；SO2因与有色物质化合生成不稳定无色物质而漂白；焦碳因多孔结构，吸附有色物质而漂白。（7）能使石蕊试液先变红后褪色的气体为：Cl2。（8）能使品红溶液褪色的气体：SO2、Cl2。（9）能使无水硫酸铜变蓝的气体：水蒸气。（10）能使湿润的碘化钾淀粉试纸变蓝的气体：Cl2、Br2、NO2、O3。（11）不能用浓硫酸干燥的气体：NH3、H2S、HBr、HI。（12）不能用无水CaCl2干燥的气体：NH3。3．有一些特别值得注意的反应（1）单质＋化合物1化合物22FeCl2＋Cl22FeCl3（2）难溶性酸、碱的分解H2SiO3SiO2＋H2O（3）不稳定性酸、碱的分解2HClO2HCl＋O2↑（4）不稳定性盐的分解NH4ClNH3↑＋HCl↑2AgBr2Ag＋Br2（5）金属置换金属：Fe＋Cu2+Cu＋Fe2+、2Al＋Fe?2O32Fe＋Al2O3（6）金属置换非金属：2Na＋2H2O2NaOH＋H2↑Zn＋2H+Zn2+＋H2↑2Mg＋CO22MgO＋C3Fe＋4H2OFe3O4＋4H2↑（7）非金属置换非金属：2F2＋2H2O4HF＋O2Cl2＋H2S(HBr、HI)2HCl＋S(Br2、I2)（8）非金属置换金属：H2＋CuOCu＋H2OC＋2CuO2Cu＋CO2↑4．一些特殊类型的反应（1）化合物＋单质化合物＋化合物Cl2＋H2OHCl＋HClO2H2S＋3O22SO2＋2H2O（2）化合物＋化合物化合物＋单质4NH3＋6NO5N2＋6H2O2H2S＋SO23S＋2H2O（3）一些特殊化合物与水的反应金属过氧化物：2Na2O2＋2H2O4NaOH＋O2↑（4）双水解反应Al3+(或Fe3+)与HCO3–、CO32–：Al3+＋3HCO3–Al(OH)3↓＋3CO2↑（5）一些高温下的反应3Fe＋4H2OFe3O4＋4H2↑2Al＋Fe?2O32Fe＋Al2O3（6）能连续被氧化的物质单质：NaNa2ONa2O2CCOCO25．有机中常见的分离和提纯（1）除杂）①C2H6（C2H4、C2H2）：溴水，洗气②C6H6（C6H5－CH3）：酸性高锰酸钾溶液、NaOH溶液，分液③C2H5－Br（Br2）：Na2CO3溶液，分液④C6H5－Br（Br2）：NaOH溶液，分液⑤C2H5－OH（H2O）：加新制生石灰，蒸馏⑥C6H6（C6H5－OH）：NaOH溶液，分液⑦CH3COOC2H5（CH3COOH、C2H5OH）：饱和碳酸钠溶液，分液⑧C2H5OH（CH3COOH）：NaOH，蒸馏（2）分离①C6H6、C6H5OH：NaOH溶液，分液，上层液体为苯；然后在下层液体中通过量的CO2，分液，下层液体为苯酚②C2H5OH、CH3COOH：NaOH，蒸馏收集C2H5OH；然后在残留物中加硫酸，蒸馏得CH3COOH。

四、 物质结构与性质1．原子结构与性质原子核：同位素、原子量——物理性质（1）原子核外电子——化学性质（2）元素的化学性质主要由原子最外层电子数和原子半径决定。例如：最外层电子数相等，半径不等，性质出现递变性；Li和Mg、Be和Al的最外层电子数不等，半径相近，性质相似。（3）原子核外电子排布①能量最低原理：电子先排能量低的能层和能级，然后由里往外排能量高的。②泡里不相容原理：每个原子轨道上最多排2个自旋相反的电子，即原子核外没有2个电子的运动状态完全相同。③洪特规则：电子在能量相同的各个轨道上排布时，电子尽可能分占不同的原子轨道；当轨道上电子呈半满、全满或全空时，体系能量最低。（4）电离能比较：首先应写出微粒的外围电子排布式，再根据使体系能量最低去比较；根据用原子的电离能数据也可推测原子的最外层电子数。（5）电负性：元素的原子吸引电子的能力。元素的电负性越大，则元素的非金属性越强；元素的电负性越小，则元素的金属性越强。电负性相差越大的元素形成化合物时，化合物的离子性越强。2．分子结构与性质（1）化学键——化学性质离子键共价键金属键成键微粒阴、阳离子原子金属离子和自由电子微粒间相互作用静电作用共用电子对静电作用成键原因活泼金属(如ⅠA、ⅡA)和活泼非金属成键原子具有未成对电子金属（2）化学键理论①共价键理论（VB）：共价键的形成实则是电子的配对。该理论不能解释碳形成甲烷分子。②杂化轨道理论：能量相近的轨道可以兼并成能量相同的几个等价轨道。用以解释碳能形成甲烷分子。杂化后原子的成键能力增强。③价层电子对互斥模型a．分子中的价电子对由于相互排斥，尽可能远离，电子对之间夹角越小，排斥力越大。b．由于孤电子对只受一个原子核的吸引，电子云比较“肥大”，故电子对之间排斥力大小顺序为：孤电子对与孤电子对大于孤电子对与成键电子对大于成键电子对与成键电子对。c．微粒中价电子对数为：n＝(中心原子的价电子数＋每个配位原子提供的价电子数±微粒所带的电荷数)／2。主族元素的价电子数等于最外层电子数，氢和卤素作为配位原子时，提供一个电子，当ⅥA族元素作为配位原子时，认为不提供电子。d．当配位原子不是氢、ⅥA、ⅦA族元素时，可运用等电子原理，寻找其熟悉的等电子体来判断其构型。④等电子原理a．具有相同原子数目和相同电子总数的分子或离子具有相同的结构特征。b．常见等电子体：N2、CO、CN–、C22–；BCl3、CO32–、SiO32–、NO3–；NCl3、PCl3、NF3、PF3、SO32–；SiCl4、CCl4、SiO44–、SO42–、PO43–。（3）分子极性：分子中正、负电荷重心是否重合①与键的极性有关；②与分子的空间构型有关。类型实例键角键的极性空间构型分子的极性A2H2、N2、Cl2等―非极性键直线形非极性分子ABHCl、NO、CO等?―极性键直线形极性分子AB2CO2、CS2等180°极性键直线形非极性分子H2O、H2S等＜180°极性键“V”形极性分子SO2分子120°极性键三角形极性分子ABCCOS180°极性键直线形极性分子AB3BF3分子120°极性键三角形非极性分子NH3、PCl3等分子＜109.5°极性键三角锥形极性分子AB4CH4、CCl4等分子109.5°极性键正四面体形非极性分子（4）相似相溶原理：极性相似，相互溶解，极性相差越大，则溶解度越小。如：水为强极性分子，强极性的HX、NH3等易溶于水；有机物均为弱极性或非极性分子，有机物间可相互溶解。（5）共价键的类型①电子对是否偏移：极性键和非极性键。②成键方式：头碰头——δ键；肩并肩——π键。头碰头时电子云重叠最大，故δ键较π键稳定。当两原子间形成多个共价键时，首先形成一个δ键，其余则只能形成π键。（6）分子间作用力及氢键——物理性质①分子间作用力——范德华力对于分子组成和结构相似的物质，其相对分子质量越大，范德华力越大，熔、沸点越高。②氢键a．形成氢键的因素：含N、O、F，且含有与N、O、F直接相连的H。b．氢键对物质性质的影响：分子间氢键的形成，使物质在熔化或汽化的过程中，还需克服分子间的氢键，使物质的熔、沸点升高；分子间氢键的形成，可促进能形成氢键的物质之间的相互溶解。3．晶体结构与性质——物理性质（1）晶体类型及其性质离子晶体分子晶体原子晶体金属晶体组成微粒阴、阳离子分子原子金属离子和自由电子微粒间的相互作用离子键分子间作用力共价键金属键是否存在单个分子不存在存在不存在不存在熔、沸点较高低很高高低悬殊硬度较大小很大大小悬殊导电情况晶体不导电，溶于水或熔融状态下导电晶体或熔融状态下不导电，溶于水时部分晶体能导电晶体为半导体或绝缘体晶体导电（2）晶体熔、沸点高低的比较一般规律：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体。①离子晶体：离子晶体的晶格能越大，则离子键越强，晶体熔、沸点越高。晶格能比较：阴、阳离子所带电荷越多，半径越小，则晶格能越大。②分子晶体：组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，分子间作用力越强，晶体的熔、沸点越高。另外当分子形成分子间氢键时，分子晶体的熔、沸点升高。③原子晶体：原子半径越小，键长越短，键能越大，键越牢固，晶体的熔、沸点越高。④金属晶体：金属离子所带电荷越多，半径越小，金属键越强，晶体的熔、沸点越高。（3）晶体化学式的确定①分子结构：分子结构中每一个微粒均属于该分子，按结构中的微粒数书写的式子即为其化学式。②晶体结构分摊法：按晶体结构中各微粒对结构单元的贡献计算出的微粒数目的最简整数比书写的式子即为其化学式。紧邻法：按晶体结构中各微粒周围与之距离最近且相等的另一微粒数目的最简整数比书写的式子即为其化学式。（4）金属晶体①金属的导电性、导热性和延展性均与自由电子有关。②金属晶体的堆积方式六方堆积：配位数为12；面心立方堆积：配位数为12；体心立方堆积：配位数为8。4．配合物Na3AlF6：存在离子键、配位键。Ag(NH3)2OH：存在离子键、配位键。