高中化學必背的重要知識點【多篇】
高中化學必背的重要知識點 篇一
1、掌握一圖(原子結構示意圖)、五式(分子式、結構式、結構簡式、電子式、最簡式)、六方程(化學方程式、電離方程式、水解方程式、離子方程式、電極方程式、熱化學方程式)的正確書寫。
2、最簡式相同的有機物:①CH:C2H2和C6H6②CH2:烯烴和環烷烴③CH2O:甲醛、乙酸、甲酸甲酯④CnH2nO:飽和一元醛(或飽和一元酮)與二倍於其碳原子數和飽和一元羧酸或酯;舉一例:乙醛(C2H4O)與丁酸及其異構體(C4H8O2)
3、一般原子的原子核是由質子和中子構成,但氕原子(1H)中無中子。
4、元素週期表中的每個週期不一定從金屬元素開始,如第一週期是從氫元素開始。
5、ⅢB所含的元素種類最多。碳元素形成的化合物種類最多,且ⅣA族中元素組成的晶體常常屬於原子晶體,如金剛石、晶體硅、二氧化硅、碳化硅等。
6、質量數相同的原子,不一定屬於同種元素的原子,如18O與18F、40K與40Ca
7、ⅣA~ⅦA族中只有ⅦA族元素沒有同素異形體,且其單質不能與氧氣直接化合。
8、活潑金屬與活潑非金屬一般形成離子化合物,但AlCl3卻是共價化合物(熔沸點很低,易昇華,爲雙聚分子,所有原子都達到了最外層爲8個電子的穩定結構)。
9、一般元素性質越活潑,其單質的性質也活潑,但N和P相反,因爲N2形成叄鍵。
10、非金屬元素之間一般形成共價化合物,但NH4Cl、NH4NO3等銨鹽卻是離子化合物。
11、離子化合物在一般條件下不存在單個分子,但在氣態時卻是以單個分子存在。如NaCl。
12、含有非極性鍵的化合物不一定都是共價化合物,如Na2O2、FeS2、CaC2等是離子化合物。
13、單質分子不一定是非極性分子,如O3是極性分子。
14、一般氫化物中氫爲+1價,但在金屬氫化物中氫爲-1價,如NaH、CaH2等。
15、非金屬單質一般不導電,但石墨可以導電,硅是半導體。
16、非金屬氧化物一般爲酸性氧化物,但CO、NO等不是酸性氧化物,而屬於不成鹽氧化物。
17、酸性氧化物不一定與水反應:如SiO2。
18、金屬氧化物一般爲鹼性氧化物,但一些高價金屬的氧化物反而是酸性氧化物,如:Mn2O7、CrO3等反而屬於酸性氧物,2KOH+Mn2O7==2KMnO4+H2O。
19、非金屬元素的最高正價和它的負價絕對值之和等於8,但氟無正價,氧在OF2中爲+2價。
20、含有陽離子的晶體不一定都含有陰離子,如金屬晶體中有金屬陽離子而無陰離子。
21、離子晶體不一定只含有離子鍵,如NaOH、Na2O2、NH4Cl、CH3COONa等中還含有共價鍵。
22、稀有氣體原子的電子層結構一定是穩定結構,其餘原子的電子層結構一定不是穩定結構。
23、離子的電子層結構一定是穩定結構。
24、陽離子的半徑一定小於對應原子的半徑,陰離子的半徑一定大於對應原子的半徑。
25、一種原子形成的高價陽離子的半徑一定小於它的低價陽離子的`半徑。如Fe3+
26、同種原子間的共價鍵一定是非極性鍵,不同原子間的共價鍵一定是極性鍵。
27、分子內一定不含有離子鍵。題目中有“分子”一詞,該物質必爲分子晶體。
高中化學必背的重要知識點 篇二
一、物質的量
1、定義:表示物質所含微粒多少的物理量,也表示含有一定數目粒子的集合體。
2、物質的量是以微觀粒子爲計量的對象。
3、物質的量的符號爲“n”。
二、摩爾
1、物質的量的單位單位:克/摩符號:g/mol
數值:等於物質的原子量、分子量、原子團的式量。
2、符號是mol。
3、使用摩爾表示物質的量時,應該用化學式指明粒子的種類。
例如:1molH表示mol氫原子,1molH2表示1mol氫分子(氫氣),1molH表示1mol氫離子,但如果說“1mol氫”就違反了使用標準,因爲氫是元素名稱,不是微粒名稱,也不是微粒的符號或化學式。
4、計算公式:n=N/NAn=m/M
高中化學必背的重要知識點 篇三
一、阿伏加德羅定律
1、內容
在同溫同壓下,同體積的氣體含有相同的分子數。即“三同”定“一同”。
2、推論
(1)同溫同壓下,V1/V2=n1/n2
(2)同溫同體積時,p1/p2=n1/n2=N1/N2
(3)同溫同壓等質量時,V1/V2=M2/M1
(4)同溫同壓同體積時,M1/M2=ρ1/ρ2
注意:
①阿伏加德羅定律也適用於不反應的混合氣體。
②使用氣態方程PV=nRT有助於理解上述推論。
3、阿伏加德羅常數這類題的解法
①狀況條件:考查氣體時經常給非標準狀況如常溫常壓下,1.01×105Pa、25℃時等。
②物質狀態:考查氣體摩爾體積時,常用在標準狀況下非氣態的物質來迷惑考生,如H2O、SO3、已烷、辛烷、CHCl3等。
③物質結構和晶體結構:考查一定物質的量的物質中含有多少微粒(分子、原子、電子、質子、中子等)時常涉及希有氣體He、Ne等爲單原子組成和膠體粒子,Cl2、N2、O2、H2爲雙原子分子等。晶體結構:P4、金剛石、石墨、二氧化硅等結構。
二、離子共存
1、由於發生複分解反應,離子不能大量共存。
(1)有氣體產生。
如CO32-、SO32-、S2-、HCO3-、HSO3-、HS-等易揮發的弱酸的酸根與H+不能大量共存。
(2)有沉澱生成。
如Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能與SO42-、CO32-等大量共存;Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能與OH-大量共存;Pb2+與Cl-,Fe2+與S2-、Ca2+與PO43-、Ag+與I-不能大量共存。
(3)有弱電解質生成。
如OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、CN-、C17H35COO-、等與H+不能大量共存;一些酸式弱酸根如HCO3-、HPO42-、HS-、H2PO4-、HSO3-不能與OH-大量共存;NH4+與OH-不能大量共存。
(4)一些容易發生水解的離子,在溶液中的存在是有條件的。
如AlO2-、S2-、CO32-、C6H5O-等必須在鹼性條件下才能在溶液中存在;如Fe3+、Al3+等必須在酸性條件下才能在溶液中存在。這兩類離子不能同時存在在同一溶液中,即離子間能發生“雙水解”反應。如3AlO2-+3Al3++6H2O=4Al(OH)3↓等。
2、由於發生氧化還原反應,離子不能大量共存。
(1)具有較強還原性的離子不能與具有較強氧化性的離子大量共存。如S2-、HS-、SO32-、I-和Fe3+不能大量共存。
(2)在酸性或鹼性的介質中由於發生氧化還原反應而不能大量共存。如MnO4-、Cr2O7-、NO3-、ClO-與S2-、HS-、SO32-、HSO3-、I-、Fe2+等不能大量共存;SO32-和S2-在鹼性條件下可以共存,但在酸性條件下則由於發生2S2-+SO32-+6H+=3S↓+3H2O反應不能共在。H+與S2O32-不能大量共存。
3、能水解的陽離子跟能水解的陰離子在水溶液中不能大量共存(雙水解)。
例:Al3+和HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-等;Fe3+與CO32-、HCO3-、AlO2-、ClO-等不能大量共存。
4、溶液中能發生絡合反應的離子不能大量共存。
如Fe3+與SCN-不能大量共存;
5、審題時應注意題中給出的附加條件。
①酸性溶液(H+)、鹼性溶液(OH-)、能在加入鋁粉後放出可燃氣體的溶液、由水電離出的H+或OH-=1×10-10mol/L的溶液等。
②有色離子MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+。
③MnO4-,NO3-等在酸性條件下具有強氧化性。
④S2O32-在酸性條件下發生氧化還原反應:S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O
⑤注意題目要求“大量共存”還是“不能大量共存”。
6、審題時還應特別注意以下幾點:
(1)注意溶液的酸性對離子間發生氧化還原反應的影響。如:Fe2+與NO3-能共存,但在強酸性條件下(即Fe2+、NO3-、H+相遇)不能共存;MnO4-與Cl-在強酸性條件下也不能共存;S2-與SO32-在鈉、鉀鹽時可共存,但在酸性條件下則不能共存。
(2)酸式鹽的含氫弱酸根離子不能與強鹼(OH-)、強酸(H+)共存。
如HCO3-+OH-=CO32-+H2O(HCO3-遇鹼時進一步電離);HCO3-+H+=CO2↑+H2O
高中化學必背的重要知識點 篇四
1、羥基就是氫氧根
看上去都是OH組成的一個整體,其實,羥基是一個基團,它只是物質結構的一部分,不會電離出來。而氫氧根是一個原子團,是一個陰離子,它或強或弱都能電離出來。所以,羥基不等於氫氧根。
例如:C2H5OH中的OH是羥基,不會電離出來;硫酸中有兩個OH也是羥基,衆所周知,硫酸不可能電離出OH-的。而在NaOH、Mg(OH)2、Fe(OH)3、Cu2(OH)2CO3中的OH就是離子,能電離出來,因此這裏叫氫氧根。
2、Fe3+離子是黃色的
衆所周知,FeCl3溶液是黃色的,但是不是意味着Fe3+就是黃色的呢?不是。Fe3+對應的鹼Fe(OH)3是弱鹼,它和強酸根離子結合成的鹽類將會水解產生紅棕色的Fe(OH)3。因此濃的FeCl3溶液是紅棕色的,一般濃度就顯黃色,歸根結底就是水解生成的Fe(OH)3導致的。真正Fe3+離子是淡紫色的而不是黃色的。將Fe3+溶液加入過量的酸來抑制水解,黃色將褪去。
3、AgOH遇水分解
我發現不少同學都這麼說,其實看溶解性表中AgOH一格爲“—”就認爲是遇水分解,其實不是的。而是AgOH的熱穩定性極差,室溫就能分解,所以在複分解時得到AgOH後就馬上分解,因而AgOH常溫下不存在,和水是沒有關係的。如果在低溫下進行這個操作,是可以得到AgOH這個白色沉澱的。
4、多元含氧酸具體是幾元酸看酸中H的個數。
多元酸究竟能電離多少個H+,是要看它結構中有多少個羥基,非羥基的氫是不能電離出來的。如亞磷酸(H3PO3),看上去它有三個H,好像是三元酸,但是它的結構中,是有一個H和一個O分別和中心原子直接相連的,而不構成羥基。構成羥基的O和H只有兩個。因此H3PO3是二元酸。當然,有的還要考慮別的因素,如路易斯酸H3BO3就不能由此來解釋。
5、酸式鹽溶液呈酸性嗎?
表面上看,“酸”式鹽溶液當然呈酸性啦,其實不然。到底酸式鹽呈什麼性,要分情況討論。當其電離程度大於水解程度時,呈酸性;當電離程度小於水解程度時,則成鹼性。如果這是強酸的酸式鹽,因爲它電離出了大量的H+,而且陰離子不水解,所以強酸的酸式鹽溶液一定呈酸性。而弱酸的酸式鹽,則要比較它電離出H+的能力和陰離子水解的程度了。如果陰離子的水解程度較大(如NaHCO3,NaHS,Na2HPO4),則溶液呈鹼性;反過來,如果陰離子電離出H+的能力較強(如NaH2PO4,NaHSO3),則溶液呈酸性。
6、H2SO4有強氧化性
這麼說就不對,只要在前邊加一個“濃”字就對了。濃H2SO4以分子形式存在,它的氧化性體現在整體的分子上,而稀H2SO4(或SO42-)的氧化性幾乎沒有(連H2S也氧化不了),比H2SO3(或SO32-)的氧化性還弱得多。這也體現了低價態非金屬的含氧酸根的氧化性比高價態的強,和HClO與HClO4的酸性強弱比較一樣。所以說H2SO4有強氧化性時必須嚴謹,前面加上“濃”字。
7、鹽酸是氯化氫的俗稱
看上去,兩者的化學式都相同,可能會產生誤會,鹽酸就是氯化氫的俗稱。其實鹽酸是混合物,是氯化氫和水的混合物;而氯化氫是純淨物,兩者根本不同的。氯化氫溶於水叫做氫氯酸,氫氯酸的俗稱就是鹽酸了。
8、易溶於水的鹼都是強鹼,難溶於水的鹼都是弱鹼
從常見的強鹼NaOH、KOH、Ca(OH)2和常見的弱鹼Fe(OH)3、Cu(OH)2來看,似乎易溶於水的鹼都是強鹼,難溶於水的鹼都是弱鹼。其實鹼的鹼性強弱和溶解度無關,其中,易溶於水的鹼可別忘了氨水,氨水也是一弱鹼。難溶於水的也不一定是弱鹼,學過高一元素週期率這一節的都知道,鎂和熱水反應後滴酚酞變紅的,證明Mg(OH)2不是弱鹼,而是中強鹼,但Mg(OH)2是難溶的。還有AgOH,看Ag的金屬活動性這麼弱,想必AgOH一定爲很弱的鹼。其實不然,通過測定AgNO3溶液的pH值近中性,也可得知AgOH也是一中強鹼。
9、寫離子方程式時,“易溶強電解質一定拆”,弱電解質一定不拆
在水溶液中,的確,強電解質(難溶的除外)在水中完全電離,所以肯定拆;而弱電解質不能完全電離,因此不拆。但是在非水溶液中進行時,或反應體系中水很少時,那就要看情況了。在固相反應時,無論是強電解質還是弱電解質,無論這反應的實質是否離子交換實現的,都不能拆。有的方程式要看具體的反應實質,如濃H2SO4和Cu反應,儘管濃H2SO4的濃度爲98%,還有少量水,有部分分子還可以完全電離成H+和SO42-,但是這條反應主要利用了濃H2SO4的強氧化性,能體現強氧化性的是H2SO4分子,所以實質上參加反應的是H2SO4分子,所以這條反應中H2SO4不能拆。同樣,生成的CuSO4因水很少,也主要以分子形式存在,所以也不能拆。(弱電解質也有拆的時候,因爲弱電解質只是相對於水是弱而以,在其他某些溶劑中,也許它就變成了強電解質。如CH3COOH在水中爲弱電解質,但在液氨中卻爲強電解質。在液氨做溶劑時,CH3COOH參加的離子反應,CH3COOH就可以拆。這點中學不作要求。)
10、王水能溶解金是因爲王水比濃硝酸氧化性更強
舊的說法就是,濃硝酸和濃鹽酸反應生成了NOCl和Cl2能氧化金。現在研究表明,王水之所以溶解金,是因爲濃鹽酸中存在高濃度的Cl-,能與Au配位生成[AuCl4]-從而降低了Au的電極電勢,提高了Au的還原性,使得Au能被濃硝酸所氧化。所以,王水能溶解金不是因爲王水的氧化性強,而是它能提高金的還原性。
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