高考总复习高中化学专题知识清单

这是一份高考总复习高中化学专题知识清单，共125页。试卷主要包含了典型元素及其化合物的转化关系，典型非金属单质的化学性质，典型非金属氧化物性质，典型金属氧化物性质，典型金属氢氧化物性质，物质的特殊转化关系，特征反应，铝及其化合物的“盲点”等内容，欢迎下载使用。
高考化学专题知识点清单
专题1 常见元素及其化合物性质与转化 1
专题2 元素及其化合物考点辑录 8
专题3 物质结构 元素周期律 14
专题4 溶液中的离子反应 24
专题5 常见有机物结构和性质 28
专题6 中学化学实验基础知识 35
专题7 工业与化工工艺 48
专题8 结构和性质(选考) 53
专题9 无机物的性质与用途 62
专题10 学中的“量”、“化”、“剂” 68
专题11 特征性质、反应与用途 72
专题12 验表述要点与部分实验中的“细节” 76
专题13 学特征反应与常见气体性质 84
专题14 化学中的辩证关系 89
专题15 高中化学涉及到的科学家 96
专题16 高考题型突破策略 97
专题17 解题过程中常见认识误区 106
专题18 化学解题思维建模 111
专题19 化学实验操作答题模板 117
专题20阅卷原则要点 120

专题1 常见元素及其化合物性质与转化
一、典型元素及其化合物的转化关系
1．氯气及其化合物间的转化关系

2．硫及其化合物间的转化关系

3．氮气及其化合物间的转化关系

4．钠及其化合物间的转化关系

5．铝及其化合物间的转化关系

6．铁及其化合物间的转化关系

二、典型非金属单质的化学性质


强氧化性
以氧化性为主
以还原性为主
Cl2
O2
N2
S
C
Si
与O2反应
不反应

放电
加热或点燃
加热或点燃
与氢气反应
点燃或光照反应剧烈
点燃(爆炸)
加热或高温
高温难反应
不反应
与水反应
歧化反应既作氧化剂又作还原剂
不反应
不反应
不反应
高温下反应
不反应
与碱反应
卤素单质与碱反应；硫与热浓碱溶液反应；硅与强碱反应；其他不反应
与酸反应
S、C与强氧化性酸如浓硝酸、浓硫酸反应；Cl2、O2与还原性酸如H2S、H2SO3反应；Si与HF能发生反应



三、典型非金属氧化物性质

氧化物
SO2　SO3　NO　NO2　CO　CO2　SiO2等
物理性质
①SO2、NO2有刺激性气味；
②NO2是红棕色气体；
③除CO2、SiO2外均有毒；
④SO2易液化，SiO2是坚硬、难熔的固体
类型
SO2、SO3、CO2、SiO2是酸性氧化物，NO、CO是不成盐氧化物
化学性质
与水反应
SO2、SO3、NO2、CO2能与水反应
与碱反应
SO2、SO3、CO2、SiO2与OH－反应生成酸式盐或正盐
氧化性
SO2能氧化H2S，NO2能使KI­淀粉试纸变蓝，镁条能在CO2中燃烧，SiO2能被C还原
还原性
SO2具有较强还原性，能被MnO、Fe3＋、HNO3、Cl2、Br2、I2等氧化为SO，NO遇O2生成NO2，CO是重要的还原剂(能还原CuO、Fe2O3、H2O等)
特性
SO2具有漂白性，CO、NO与血红蛋白结合，SiO2与氢氟酸反应，NO2能自相结合生成N2O4
对环境质量的影响
SO2、NO、NO2、CO是大气污染物，SO2、NOx→酸雨，NO、NO2→光化学烟雾，CO2→温室效应

四、典型金属氧化物性质

化学式
Na2O
Na2O2
MgO
Al2O3
FeO
Fe2O3
Fe3O4
分 类
碱性氧化物
过氧化物
碱性氧化物
两性氧化物
碱性氧化物
碱性氧化物
——
颜色状态
白色固体
淡黄色固体
白色粉末
白色固体
黑色粉末
红棕色粉末
黑色晶体
与水作用
反应生成NaOH
反应生成NaOH和O2
与水缓慢反应生成Mg(OH)2
不溶于水，也不与水反应
与酸作用
反应生成钠盐和水
反应生成钠盐、水和氧气
反应生成
镁盐和水
反应生成
铝盐和水
反应生成
亚铁盐和水
反应生成
铁盐和水
——
氧 化 性
除Na2O2外氧化性很弱，通常不能用还原剂还原
可用C、CO、Al等还原生成单质铁
其它反应
与CO2反应生成Na2CO3
与CO2生成Na2CO3和O2
与NH4Cl溶液
与强碱生成偏铝酸盐
与氧化性酸生成铁盐
——
——

五、典型金属氢氧化物性质

化学式
NaOH
Mg(OH)2
Al(OH)3
Fe(OH)3
Fe(OH)2
Cu(OH)2
颜色状态
白色固体
白色固体
白色胶状沉淀
红褐色
沉淀
白色
沉淀
蓝色沉淀
稳定性
稳定加热不分解
较高温度分解成MgO和H2O
加热分解成Al2O3和H2O
加热分解成Fe2O3和H2O
不稳定易被氧化成Fe(OH)3
易分解成CuO和H2O
与酸反应
均易与酸反应生成对应的盐，若为氧化性酸则Fe(OH)2还要被氧化
其他
反应
与盐反应，
与Cl2、Al、
Si、Al(OH)3
反应
与NH4Cl
溶液反应

与强碱溶液反应

具有
还原性
新制Cu(OH)2悬浊液被醛基还原

六、物质的特殊转化关系
1．交叉型转化


2．三角型转化

七、特征反应

既能与强酸溶液反应又能与强碱溶液反应的物质

Al、Al2O3、Al(OH)3、氨基酸等。
弱酸弱碱盐：如(NH4)2CO3、NH4HCO3、(NH4)2SO3、NH4HSO3等。注意：此时B、C均为气体，A可能是正盐、也可能是酸式盐。
弱酸的酸式盐：如NaHCO3、Ca(HCO3)2、NaHSO3等
固体加热后不留残渣的物质
I2、NH4Cl、(NH4)2CO3、NH4HCO3
常温与水反应产生气体的物质
Na、K、Na2O2
能同碱反应的单质
硫、硅、铝、卤素单质
有MnO2参与的化学反应
2H2O2 2H2O＋O2↑
2KClO3 2KCl＋3O2↑
MnO2＋4HCl(浓) MnCl2＋2H2O＋Cl2↑
化合物+化合物→单质+化合物


化合物+单质→化合物+化合物
Cl2+H2O=HCl+HClO 2H2S+3O2=2SO2+2H2O
4NH3+5O24NO+6H2O 3Cl2+2FeBr2=2Br2+2FeCl3
化合物+单质→ 化合物

2Na2SO3+O2=2Na2SO4 2FeCl3+Fe=3FeCl2 2NO+O2=2NO2
2FeCl2+Cl2=2FeCl3 2CO+O22CO2
C+CO22CO
2Na2O+O22Na2O2 2SO2＋O22SO3
一种物质反应生成三种物质的反应。即：

2KMnO4 K2MnO4＋MnO2＋O2↑
2NaHCO3 Na2CO3＋H2O＋CO2↑
Ca(HCO3)2 CaCO3＋H2O＋CO2↑
NH4HCO3 NH3↑＋H2O↑＋CO2↑
(NH4)2CO3 2NH3↑＋H2O↑＋CO2↑
4HNO32H2O↑＋4NO2↑＋O2↑
两种物质反应生成三种物质
的反应。即：

铵盐与碱反应：如NH4Cl与Ca(OH)2
Cu、C等与浓H2SO4或硝酸的反应
Na2CO3、NaHCO3、Na2SO3、NaHSO3等与强酸反应。
电解饱和NaCl溶液、CuSO4溶液、AgNO3溶液等。
实验室制取氯气；Cl2 与NaOH[Ca(OH)2]反应
电解生成三种物质的反应

2NaCl +2H2O2NaOH+Cl2↑+H2↑
2CuSO4 +2H2O2Cu＋O2↑+2H2SO4
4AgNO3 +2H2O4Ag＋O2↑+4HNO3


型的反应：




专题2 元素及其化合物考点辑录
一、氯气的三大常考点
(1)1 mol Cl2参加反应，转移电子数不一定为2NA。如反应Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O,1 mol Cl2参加反应，转移电子数目为NA。
(2)氯气作为氧化剂使用，如将Fe2＋氧化为Fe3＋。
(3)实验室制Cl2，除了用MnO2和浓盐酸反应外，还可以用KMnO4、KClO3、NaClO与浓盐酸反应且都不需要加热，因此酸性KMnO4溶液用的是H2SO4酸化而不是盐酸。
二、次氯酸盐的两大性质及应用
(1)ClO－不论在酸性环境中还是在碱性环境中均能体现强氧化性，如ClO－与SO、I－、Fe2＋均不能大量共存；向Ca(ClO)2溶液中通入SO2气体生成CaSO4而不是CaSO3，其离子方程式为Ca2＋＋3ClO－＋SO2＋H2O===CaSO4↓＋Cl－＋2HClO(少量SO2)；Ca2＋＋2ClO－＋2SO2＋2H2O===CaSO4↓＋2Cl－＋SO＋4H＋(过量SO2)。
(2)ClO－体现水解性，因HClO酸性很弱，ClO－水解显碱性，如Fe3＋＋3ClO－＋3H2O===Fe(OH)3↓＋3HClO，所以ClO－与Fe3＋、Al3＋均不能大量共存。
三、硅及其化合物的五大特性与用途
(1)工业上制备粗硅，是用过量的C和SiO2高温下反应，由于C过量，生成的是CO而不是CO2。
(2)SiO2不导电，是制作光导纤维的材料；Si是半导体，是制作光电池的材料。
(3)SiO2是酸性氧化物，酸性氧化物一般能与水反应生成酸，但SiO2不溶于水；酸性氧化物一般不与酸作用，但SiO2能与HF反应，不过SiO2不属于两性氧化物，因为该反应生成的不是盐和水。
(4)硅酸盐大多难溶于水，但硅酸钠水溶液称为泡花碱或水玻璃，却是盐溶液且属于一种矿物胶。NaOH溶液或纯碱溶液能用玻璃试剂瓶(其内壁光滑)，但不能用玻璃塞，因为玻璃塞中裸露的二氧化硅与碱性溶液反应生成硅酸钠将瓶塞与瓶口粘在一起。
四、硫及其重要化合物的特殊之处
(1)除去附着在试管内壁上的硫，可用热的NaOH溶液或CS2，但不能用酒精。
(2)SO2和Cl2等体积混合通入溶液中，氯气的漂白性不但不增强，反而消失。
(3)把SO2气体通入BaCl2溶液中，没有沉淀生成，但若通入NH3或加入NaOH溶液，或把BaCl2改成Ba(NO3)2均有白色沉淀生成，前两者生成BaSO3沉淀，后者生成BaSO4沉淀。
(4)浓盐酸和MnO2(足量)、浓H2SO4和Cu(足量)、浓HNO3和Cu(足量)在反应时，随反应进行，产物会发生变化或反应停止。
(5)足量Zn和浓H2SO4反应，随着硫酸变稀，会继续产生氢气。
(6)C与浓硫酸反应产物的确定应按以下流程进行：无水CuSO4确定水→品红溶液确定SO2→酸性KMnO4溶液除去SO2→品红溶液检验SO2是否除净→澄清石灰水检验CO2。
(7)浓硫酸具有氧化性，二氧化硫具有还原性，但二氧化硫可以用浓硫酸干燥，因为S元素在＋4价和＋6价之间没有中间价态，SO2与浓H2SO4不反应。
(8)SO2的“四大性质体现”
序号
实验现象
性质体现
①
使含有酚酞的NaOH溶液褪色
酸性氧化物
②
使品红溶液褪色，加热后又复原
漂白性
③
使溴水、酸性KMnO4溶液褪色
还原性
④
与H2S反应变浑浊
氧化性
五、氮及其化合物的“八大思维盲点”
(1)NO只能用排水法或气囊法收集，NO2不能用排水法，可用排苯法收集。
(2)工业上制备的盐酸显黄色是因为溶有Fe3＋，而浓HNO3显黄色是因为溶有NO2。
(3)NO2能被NaOH溶液吸收，NO单独不能被强碱溶液吸收，NO与NO2混合能被NaOH溶液吸收。
(4)NO2或NO与O2通入水的计算中常用到4NO＋3O2＋2H2O===4HNO3、4NO2＋O2＋2H2O===4HNO3两个方程式，也可以利用N元素化合价的变化，根据电子守恒进行计算。
(5)强氧化性酸(如HNO3、浓H2SO4)与金属反应不生成H2；金属和浓HNO3反应一般生成NO2，而金属和稀HNO3反应一般生成NO。
(6)实验室制备NH3，除了用Ca(OH)2和NH4Cl反应外，还可用浓氨水的分解(加NaOH固体或CaO)制取，而检验NH须用浓NaOH溶液并加热，用湿润的红色石蕊试纸检验生成的气体，以确定NH的存在。
(7)收集NH3时，把一团干燥的棉花放在试管口，以防止与空气对流；收集完毕，尾气处理时，应放一团用稀硫酸浸湿的棉花在试管口，以吸收NH3。
(8)浓盐酸和浓氨水反应有白烟生成，常用于HCl和NH3的相互检验。
六、钠及其化合物的注意防范
(1)金属钠与可溶性盐溶液反应的一种思维模式

(2)钠的性质的2点注意
①Na及其化合物发生焰色反应时火焰颜色均为黄色，且该变化为物理变化。鉴别Na、K利用焰色反应，二者混合时鉴别K元素要隔着蓝色钴玻璃。
②无论Na与O2反应生成Na2O还是Na2O2，只要参与反应的Na的质量相等，则转移电子的物质的量一定相等。
(3)过氧化钠结构与性质的4点防范
①Na2O2的电子式为Na＋[ ]2－Na＋，阴阳离子个数比为1∶2。
②1 mol Na2O2与足量水或二氧化碳的反应中转移的电子数为e－。
③Na2O2具有强氧化性，能氧化破坏有机色素的分子结构，具有漂白性。
④Na2O2与SO2反应的化学方程式为Na2O2＋SO2===Na2SO4。
七、镁及其化合物
(1)镁在空气中燃烧主要发生反应：2Mg＋O22MgO，此外还发生反应：3Mg＋N2Mg3N2、2Mg＋CO22MgO＋C。
(2)Mg3N2与水反应：Mg3N2＋6H2O===3Mg(OH)2＋2NH3↑。
(3)加热Mg(HCO3)2溶液生成的是Mg(OH)2沉淀，而不是MgCO3沉淀，因为Mg(OH)2比MgCO3更难溶于水。反应方程式为Mg(HCO3)2Mg(OH)2↓＋2CO2↑。
八、铝及其化合物的“盲点”
(1)钝化的一个误区
很多考生误认为Fe、Al在常温下遇到浓硫酸、浓硝酸不反应，其实发生了氧化还原反应，只是在金属表面生成了一层致密的氧化物薄膜，阻止了反应的进一步发生，这就是钝化。所以虽然铝是活泼金属，但是抗腐蚀性相当强。如果加热，反应继续进行。
(2)铝热反应的三个要点
(1)中学化学中唯一一类金属单质与金属氧化物在高温条件下的置换反应。
(2)铝热剂是单质铝与难熔金属氧化物的反应，并不是Al与所有金属氧化物均能组成铝热剂，该金属氧化物对应的金属活泼性应比铝弱。
(3)引发铝热反应的操作是高考实验考查的热点，具体操作是先铺一层KClO3，然后插上镁条，最后点燃镁条引发反应进行。
(3)铝三角转化的应用
①判断离子共存：Al3＋与OH－、S2－、HS－、AlO、CO、HCO因为相互促进水解或生成沉淀而不能大量共存，AlO与H＋、NH、Al3＋、Fe3＋等不能大量共存。
②物质的鉴别(利用滴加顺序不同，现象不同)：AlCl3溶液中滴加NaOH溶液现象为：先生成白色沉淀，后沉淀溶解；NaOH溶液中滴加AlCl3溶液现象为：开始生成沉淀立即溶解，后产生白色沉淀，继续滴加沉淀不溶解。
③Al(OH)3的制备：
a．可溶性铝盐和氨水反应：Al3＋＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH。
b．可溶性铝盐和偏铝酸盐反应：Al3＋＋3AlO＋6H2O===4Al(OH)3↓。
c．偏铝酸盐和弱酸反应：AlO＋CO2＋2H2O===Al(OH)3↓＋HCO。
九、铁及其化合物的“特殊性”
(1)Fe与Cl2反应只能生成FeCl3，与I2反应生成FeI2，与反应物的用量无关。
(2)Fe与水蒸气在高温下反应生成H2和Fe3O4，而不是Fe2O3。
(3)过量的Fe与硝酸作用，或在Fe和Fe2O3的混合物中加入盐酸，均生成Fe2＋。要注意产生的Fe3＋还可以氧化单质Fe这一隐含反应：Fe＋2Fe3＋===3Fe2＋。
(4)NO与Fe2＋在酸性条件下不能共存。
(5)Fe2O3、Fe(OH)3与氢碘酸反应时，涉及Fe3＋与I－的氧化还原反应，产物为Fe2＋、I2和H2O。
(6)FeCl3溶液加热浓缩时，因Fe3＋水解和HCl的挥发，得到的固体为Fe(OH)3，灼烧后得到红棕色Fe2O3固体；而Fe2(SO4)3溶液蒸干时，因硫酸是难挥发性的酸，将得不到Fe(OH)3固体，最后得到的固体仍为Fe2(SO4)3。
(7)注意亚铁盐及Fe(OH)2易被空气中氧气氧化成三价铁的化合物。如某溶液中加入碱溶液后，最终得到红褐色沉淀，并不能断定该溶液中一定含有Fe3＋，也可能含有Fe2＋。
十、铁盐、亚铁盐水解原理的四大应用
(1)Fe3＋必须在酸性条件下才能大量存在，当pH＝7时，Fe3＋几乎完全水解生成Fe(OH)3沉淀。因此配制FeCl3溶液要加入浓盐酸防止水解。
(2)除去酸性溶液ZnCl2中的FeCl2，应先通入Cl2或加入H2O2，使Fe2＋转化为Fe3＋再加入ZnO，使Fe3＋水解生成沉淀过滤除去。
(3)配制FeCl2溶液既要防氧化(加入Fe粉)，又要防水解(加入盐酸)。
(4)高铁酸钠(Na2FeO4)可以净水的原因有两点：一是Fe处于最高价，高铁酸钠具有强氧化性，可以杀菌消毒，二是高铁酸钠被还原为Fe3＋，水解后生成的氢氧化铁胶体可以吸附水中的悬浮物而净水。
十一、铜及其化合物常考点
(1)铜的存在。常见的铜矿有黄铜矿(主要成分为CuFeS2)、孔雀石[主要成分为CuCO3·Cu(OH)2]等。此外铁在自然界中还以游离态的形式存在于陨铁中。自然界中也存在少量的单质铜。
(2)熟记六种颜色
Cu
CuO
Cu2S
CuS
Cu2O
铜的焰色反应
紫红色
黑色
黑色
黑色
砖红色
绿色
(3)制备与精炼。工业上主要采用高温冶炼黄铜矿(主要成分是CuFeS2)的方法获得铜。用这种方法冶炼得到的铜，含铜量为99.5%～99.7%，还含有Ag、Au、Fe、Zn等杂质。要达到电气工业生产用铜的要求，这种由黄铜矿高温冶炼得到的铜还必须经过电解精炼，电解精炼得到的铜，含铜量高达99.95%～99.98%。
(4)Cu和一定量的浓HNO3反应，产生的是NO2和NO的混合气体，当Cu有剩余，再加入稀H2SO4，Cu继续溶解。
十二、金属冶炼的方法与四点注意
金属冶炼的方法与金属活动性顺序表有密切的关系：
K Ca Na Mg Al
Zn Fe Sn Pb(H) Cu
Hg Ag
Pt Au
电解法
热还原法
加热分解法
物理方法
(1)热还原法中使用的还原剂通常为碳、一氧化碳和氢气等，在高炉炼铁中，加入的还原剂是焦炭，但真正作还原剂的是CO。
(2)电解法冶炼活泼金属使用的是熔融的金属盐或金属氧化物，不是盐溶液。钠、镁、铝的冶炼是电解熔融的NaCl、MgCl2、Al2O3；不用氧化镁是因为其熔点高，不用氯化铝是因为AlCl3是共价化合物，熔融态不导电。
(3)在金属活动性顺序表中，虽然前面的金属能够将后面的金属从其化合物中置换出来，但不一定是从其盐溶液中置换，例如Na由于活泼性太强，不能从CuCl2溶液中置换出Cu，但是可以在熔融状态下置换出铜。
(4)冶炼铜的三种方法：热还原法；湿法炼铜；电解精炼铜。
十三、非金属化合物的“三大酸性规律”
(1)最高价氧化物对应水化物的酸性强弱取决于元素非金属性的强弱。如非金属性：Cl>S>P>C>Si，则最高价氧化物对应水化物的酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4>H2CO3>H2SiO3。
(2)利用复分解反应中“强酸制弱酸”的规律判断酸性强弱顺序，如：
Na2SiO3＋CO2＋H2O===Na2CO3＋H2SiO3↓，则酸性H2CO3>H2SiO3；
NaClO＋CO2＋H2O===NaHCO3＋HClO，则酸性H2CO3＞HClO。
(3)酸的氧化性与还原性：
①氧化性酸：HNO3、浓H2SO4、HClO等，其发生氧化还原反应时，中心原子被还原，其还原产物为：HNO3→NO2或NO(N2、N2O、NH等)、H2SO4(浓)→SO2、HClO→Cl－(或Cl2)。
②还原性酸：H2SO3、H2S、HI、HBr、HCl等。




专题3 物质结构 元素周期律
一、原子结构
1．原子结构模型的演变

2．原子的构成
(1)原子的构成
原子(X)
(2)原子中两个数量关系
①核电荷数＝质子数(Z)＝核外电子数＝原子序数
②质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)
(3)构成原子的粒子及粒子间的关系

二、元素、同位素、核素的比较


元素
同位素
核素
概念
具有相同核电荷数的一类原子的总称
质子数相同而中子数不同的同一元素的不同核素互称为同位素
具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子
对象
宏观概念，对同类原子而言；既有游离态，又有化合态
微观概念，对某种元素的原子而言，因为有同位素，所以原子种类多于元素种类
微观概念，指元素的具体的某种原子
特征
以单质或化合物形式存在，性质通过形成单质或化合物来体现
同位素化学性质几乎相同，因为质量数不同，物理性质有差异，天然存在的各种同位素所占的原子个数百分比一般不变
具有真实的质量，不同核素的质量不相同
决定
因素
质子数
质子数和中子数
质子数和中子数

三、四种“量”的比较


原子质量
原子的相对
原子质量
元素的相对
原子质量
质量数
定义
指某元素某种核素的一个原子的真实质量
一个原子的真实质量与一个C原子质量的的比值
该元素各种核素原子的相对原子质量与其在自然界中所占原子个数百分比的乘积之和
一个原子核内质子数与中子数之和
实例
一个O原子的质量是2.657×10－26 kg
O的相对原子质量约为16
Mr＝Mr1a%＋Mr2 b%＋…(其中a%＋b%＋…＝1)
O的质量数为18

四、原子核外电子的排布
1．电子层的表示方法及能量变化

2．原子核外电子排布规律

3．原子核外电子排布的表示方法——原子或离子结构示意图(1～18号元素原子结构)
如(1)Na的原子结构示意图：

(2)Na＋的离子结构示意图：
五、元素金属性、非金属性强弱比较

金属性比较
本质
原子越易失电子，金属性越强
判断
依据
①在金属活动性顺序中位置越靠前，金属性越强
②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强
③单质还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强
④最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强
⑤若Xn＋＋Y―→X＋Ym＋，则Y金属性比X强
非金属性比较
本质
原子越易得电子，非金属性越强
判断
依据
①与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强
②单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性越强
③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强
④An－＋B―→Bm－＋A，则B非金属性比A强
【温馨提醒】
⑴比较物质非金属性强弱时，应是最高价氧化物对应水化物酸性的强弱，而不是非金属元素对应氢化物酸性的强弱。
⑵所含元素种类最多的族是ⅢB族，形成化合物种类最多的元素在第ⅣA族。
⑶化学键影响物质的化学性质，如稳定性等；分子间作用力和氢键影响物质的物理性质，如熔、沸点等。
⑷并非所有非金属元素的氢化物分子间都存在氢键，常见的只有非金属性较强的元素如N、O、F的氢化物分子间可形成氢键。
⑸金属性是指金属气态原子失电子能力的性质，金属活动性是指在水溶液中，金属原子失去电子能力的性质，二者顺序基本一致，仅极少数例外。如金属性Pb>Sn，而金属活动性Sn>Pb。
⑹利用原电池原理比较元素金属性时，不要忽视介质对电极反应的影响。如Al—Mg—NaOH溶液构成原电池时，Al为负极，Mg为正极；Fe—Cu—HNO3(浓)构成原电池时，Cu为负极，Fe为正极。
六、元素周期表
1．元素周期表的结构
(1)周期


短周期
长周期
序号
1
2
3
4
5
6
7
元素种数
2
8
8
18
18
32
不完全周期，最多容纳32种元素，目前排了26种元素
0族元素
原子序数
2
10
18
36
54
86

(2)族
①主族：由短周期元素和长周期元素共同组成的族(第18列除外)

列序
1
2
13
14
15
16
17
主族
序数
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA

②副族：仅由长周期元素组成的族(第8、9、10列除外)

列序
3
4
5
6
7
11
12
族序数
ⅢB
ⅣB
ⅤB
ⅥB
ⅦB
ⅠB
ⅡB

③Ⅷ族：包括8、9、10三个纵列。
④0族：第18纵列，该族元素又称为稀有气体元素。
2．元素周期表中的特殊位置
(1)分区
①分界线：沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋与硼、硅、砷、碲、砹的交界处画一条斜线，即为金属元素区和非金属元素区分界线(氢元素除外)。
②各区位置：分界线左面为金属元素区，分界线右面为非金属元素区。
③分界线附近元素的性质：既表现金属元素的性质，又表现非金属元素的性质。

(2)过渡元素：元素周期表中部从ⅢB族到ⅡB族10个纵列共六十多种元素，这些元素都是金属元素。
(3)镧系：元素周期表第6周期中，57号元素镧到71号元素镥共15种元素。
(4)锕系：元素周期表第7周期中，89号元素锕到103号元素铹共15种元素。
(5)超铀元素：在锕系元素中92号元素铀(U)以后的各种元素。
3．“位、构、性”三者之间的关系

4．元素周期表中的几个特殊“数字”
(1)含元素种数最多的周期是第6周期，有32种元素；含元素种类最多的族是ⅢB族，共有32种元素。
(2)过渡元素包括7个副族和第Ⅷ族，全部都是金属元素，原子最外层电子数不超过2个(1～2个)。
(3)最外层电子数为3～7个的原子一定属于主族元素，且最外层电子数即为主族的族序数。
(4)同一周期ⅡA族与ⅢA族的原子序数可能相差1(2、3周期)或11(4、5周期)或25(6、7周期)。
(5)主族的族序数＝最外层电子数＝最高正价＝8－|最低负价|
5．元素周期表的应用
预测新元素，探索新材料，合成新物质
(1)在金属元素和非金属元素的交界处寻找半导体材料。
(2)在过渡金属元素中寻找催化剂，并通过加入少量稀土元素改善性能。
(3)在ⅣB到ⅥB族的过渡金属元素中寻找耐高温、耐腐蚀的材料，用以制造火箭、导弹、宇宙飞船等。
(4)利用元素周期表，还可以寻找合适的超导材料、磁性材料等。
(5)研究元素周期表右上角的元素，合成新农药。
6．元素周期表中的规律
(1)电子排布规律
最外层电子数为1或2的原子可以是ⅠA族、ⅡA族或副族元素的原子；最外层电子数是3～7的原子一定是主族元素的原子，且最外层电子数等于主族的族序数。
(2)序数差规律
①同周期相邻主族元素原子的“序数差”规律
a．除第ⅡA族和第ⅢA族外，其余同周期相邻元素序数差为1。
b．同周期第ⅡA族和第ⅢA族为相邻元素，其原子序数差为第二、三周期时相差1，第四、五周期时相差11，第六、七周期时相差25。
②同主族相邻元素的“序数差”规律
a．第二、三周期的同族元素原子序数相差8。
b．第三、四周期的同族元素原子序数相差有两种情况：第ⅠA族、ⅡA族相差8，其他族相差18。
c．第四、五周期的同族元素原子序数相差18。
d．第五、六周期的同族元素原子序数镧系之前的相差18，镧系之后的相差32。
e．第六、七周期的同族元素原子序数相差32。
(3)奇偶差规律
元素的原子序数与该元素在周期表中的族序数和该元素的主要化合价的奇偶性一致。若原子序数为奇数时，主族族序数、元素的主要化合价均为奇数，反之则均为偶数(N、Cl元素除外，N元素有多种价态，Cl元素也有ClO2)。0族元素的原子序数为偶数，其化合价看作0。
七、化学键与分子间作用力


化学键
分子间作用力
概念
物质中直接相邻原子或离子之间存在的强烈的相互作用
分子间存在着将分子聚集在一起的作用力
存在
原子与原子间或阴、阳离子间
分子与分子间
强弱
强
弱
影响
物理性质或化学性质
物理性质(如熔点、沸点、溶解度等)
类型
常见有离子键、共价键


八、离子键、共价键的概念和成因


离子键
共价键
概念
阴、阳离子间强烈的相互作用
原子间通过共用电子对所形成强烈的相互作用
成键微粒
阴、阳离子
原子
形成条件
活泼的金属与活泼的非金属之间
非金属元素原子之间
存在
只存在于离子化合物中，如NaCl、NaOH、NH4Cl、Na2O2中
(1)共价化合物如H2O、SiO2、NH3、HClO，(2)大部分有机化合物中(除羧酸盐外)，(3)离子化合物中如NaOH、NH4Cl、Na2O2，(4)共价单质中

九、离子化合物、共价化合物

化合物类型
定义
与物质分类的关系
举例
离子化合物
含有离子键的化合物
包括强碱、绝大多数盐及活泼金属的氧化物和过氧化物
NaCl、Na2O2、NaOH、Na2O、NH4Cl等
共价化合物
只含有共价键的化合物
包括酸、弱碱、极少数盐、气态氢化物、非金属氧化物、大多数有机物等
H2S、SO2、CH3COOH、H2SO4、NH3·H2O等

十、常见化合物的电子式

十一、巧记10e－、18e－微粒
10电子体和18电子体是元素推断题的重要突破口。
以Ne为中心记忆10电子体：

以Ar为中心记忆18电子体：

此外，由10电子体中的CH4、NH3、H2O、HF失去一个H剩余部分—CH3、—NH2、—OH、—F为9电子体，两两组合得到的物质如CH3CH3、CH3OH、H2O2、N2H4、F2等也为18电子体。
十二、简单共价化合物的结构模型、结构式

物质
HCl
Cl2
H2O
NH3
CH4
电子式





结构式
H—Cl
Cl—Cl
H—O—H


球棍模型





比例模型






十三、离子晶体、分子晶体、原子晶体、金属晶体的形成方式

晶体类型
离子晶体
分子晶体
原子晶体
金属晶体
构成微粒
阴、阳离子
分子
原子
金属阳离子和自由电子
微粒间作用力
离子键
分子间作用力
共价键
金属键
形成方式
阴、阳离子通过离子键按一定的方式有规则排列
分子间依靠分子间作用力按一定规则排列
原子通过共价键结合成空间网状结构
金属阳离子和自由电子通过金属键紧密堆积而成
实例
NaCl、CaO、NaOH
冰、干冰、HCl(固体)
金刚石、SiO2、硅
镁、铝、铁

十四、常见晶体中微粒的空间排列方式及相互作用力





专题4 溶液中的离子反应
一、溶液酸、碱性的判断
(1)表示酸性溶液。
①pHc(OH－)或c(OH－)＝10－(8～14) mol·L－1(25 ℃)；
②能使pH试纸显红色的溶液；
③能使甲基橙显红色或橙色的溶液；④能使紫色石蕊溶液显红色的溶液。
(2)表示碱性溶液。
①pH>7或c(H＋)c(H＋)>c(OH－)。
【突破策略】

八、新型化学电源的工作原理
高考通常以新型燃料电池、比能量高的新型电池为载体，考查原电池的工作原理，或将原电池、电解原理与物质的制备、金属的提纯、金属的防护结合起来考查，考查的角度主要有电极反应方程式的书写或正误判断，离子移动的方向，电极产物种类的判断与量的计算等。可充电电池中粒子移动方向的判断方法：对于可充电电池，放电时为原电池，充电时为电解池。原电池中电子从负极经外电路流向正极，内电路中阳离子向正极移动，阴离子向负极移动。电解池中电子由负极流出，由正极流入，阴离子向阳极移动，阳离子向阴极移动。
【突破策略】
1．解答新型化学电源题目的有关步骤
(1)判断电池类型→确认电池原理→核实电子、离子移动方向。
(2)确定电池两极→判断电子、离子移动方向→书写电极反应和电池反应。
(3)充电电池→放电时为原电池→失去电子的为负极反应。
2．新型化学电源的考查
(1)新型电池“放电”时正、负极判断。
新型电池中
(2)新型电池“放电”时电极反应式。
分析物质得失电子情况，再考虑电极反应生成的物质是否跟电解质溶液中的离子发生反应。对于复杂的电极反应，可利用总反应式减去较简单一极的电极反应式，得较复杂一极电极反应式。
(3)新型电池“充电”(即电解)时阴极、阳极的判断。

(4)新型电池充、放电时，电解质溶液中离子移动方向的判断：应先分清电池是放电还是充电，再判断出正、负极或阴、阳极，进而确定离子的移动方向。
九、同分异构体的数目及判断
同分异构体主要考查限定条件的同分异构体数目的判断，近年来有将同分异构体数目的确定与物质的性质结合起来考查，难度有所增加。判断常见烃基的同分异构体的数目的方法：同分异构体的判断要牢牢抓住“等效氢”的概念进行判断。判断方法是同一个碳原子上的氢原子被取代是等效的，判断烃基的同分异构体时可利用对应烃的等效氢进行判断，如丙烷有两种类型的氢原子，所以丙基有两种结构，同理丁基有4种，苯环上的氢原子被两个取代基取代时有三种结构，被相同的三个取代基取代时有三种结构。
【突破策略】
第一步：判断有无类别异构
根据分子式判断该有机物是否有类别异构，如含相同碳原子数的醇和醚、酸和酯是同分异构体。
第二步：同一类物质，写出官能团的位置异构体
(1)碳链异构体按“主链由长到短，支链由简到繁，位置由心到边”的规律书写。
(2)分合思维法——书写醇或酸的同分异构体，如书写C5H11OH的同分异构体，先写出C5H12的同分异构体；再写出上述同分异构体分子中的一个氢原子被—OH取代得出的C5H11OH的同分异构体。
(3)顺序思维法——书写多官能团的有机物的同分异构体，如丙烷上三个氢原子分别被一个—NH2、一个—OH、一个苯基取代，先写出被—NH2取代的同分异构体，接着写出被—OH取代的同分异构体，最后写出被苯基取代的同分异构体(顺序可以颠倒)。
十、化学反应原理综合应用
该类题主要把热化电化化学反应速率及三大平衡知识融合在一起命题，有时有图像或图表形式，重点考查热化学(或离子、电极)方程式的书写、离子浓度大小比较、反应速率大小、平衡常数及转化率的计算、电化学装置、平衡曲线的识别与绘制等。设问较多，考查的内容也就较多，导致思维转换角度较大。试题的难度较大，对思维能力的要求较高。
【突破策略】
该类题尽管设问较多，考查内容较多，但都是《考试大纲》要求的内容，不会出现偏、怪、难的问题，因此要充满信心，分析时要冷静，不能急于求成。
这类试题考查的内容很基础，陌生度也不大，所以复习时一定要重视盖斯定律的应用与热化学方程式的书写技巧及注意事项;有关各类平衡移动的判断、常数的表达式、影响因素及相关计算;影响速率的因素及有关计算的关系式;电化学中两极的判断、离子移动方向、离子放电先后顺序、电极反应式的书写及有关利用电子守恒的计算;电离程度、水解程度的强弱判断及离子浓度大小比较技巧等基础知识，都是平时复习时应特别注意的重点。
在理解这些原理或实质时，也可以借用图表来直观理解，同时也有利于提高自己分析图表的能力与技巧。总结思维的技巧和方法，答题时注意规范细致。再者是该类题的问题设计一般没有递进性，故答题时可跳跃式解答，千万不能放弃。
十一、元素化合物知识的综合应用
无机综合应用题集元素化合物知识、基本概念、基本理论和化学计算等知识于一体，且试题结构紧凑、文字表述少、包含信息多。具有考查面广、综合性强、思维容量大的特点。这种题型能较好地考查考生的综合分析能力和逻辑推理能力。该类型试题层次分明，区分度高，其中无机推断题是一种重要形式，浓缩了元素及其化合物知识，此类试题具有极强的特色，题材广、可考查内容多和容易控制卷面难度的题型特点，因而成了高考命题中一种十分重要的命题形式。
【突破策略】
解答无机综合应用题，首先要认真审题，迅速浏览题干、设问、图表、把题目信息挖掘出来，明确题目要求，根据信息及所学知识，找准切入点，通过纵向及横向等思维方式，进行综合分析、推理。答题时要细心看清要求，规范、严谨。
十二、化学工艺流程综合应用
工艺流程题是近几年高考的热考题型，工艺流程题的结构分题头、题干和题尾三部分。题头一般是简单介绍该工艺生产的原材料和工艺生产的目的(包括副产品)；题干主要用流程图形式将原料到产品的主要生产工艺流程表示出来；题尾主要是根据生产过程中涉及的化学知识设计成一系列问题，构成一道完整的化学试题。此类试题集综合性、真实性、开放性于一体，包含必要的操作名称、化工术语或文字说明，考查知识面广、综合性强、思维容量大。题干的呈现形式多为流程图、表格和图像；设问角度一般为操作措施、物质成分、化学反应、条件控制的原因和产率计算等，能力考查侧重于获取信息的能力、分析问题的能力、语言表达能力和计算能力；涉及到的化学知识有基本理论、元素化合物和实验基础知识等。
【突破策略】
1．读流程图
(1)箭头：箭头进入的是投料(反应物)、出去的是主产物或副产物(生成物)。
(2)三线：出线和进线均表示物料流向或操作流程，可逆线表示物质循环。
2．解题要点
(1)审题要点：①了解生产目的、原料及产品，②了解题目提供的信息，③分析各步的反应条件、原理及物质成分，④理解物质分离、提纯、条件控制等操作的目的及要点。
(2)答题切入点：①原料及产品的分离提纯，②生产目的及反应原理，③生产要求及反应条件，④有关产率、产量及组成的计算，⑤绿色化
十三、化学实验综合设计与评价
该类题主要以化工流程或实验装置图为载体，以考查实验设计、探究与实验分析能力为主，同时涉及基本操作、基本实验方法、装置与仪器选择、误差分析等知识。命题的内容主要是气体制备、溶液净化与除杂、溶液配制、影响速率因素探究、元素金属性或非金属性强弱(物质氧化性或还原性强弱)、物质成分或性质探究、中和滴定等基本实验的重组或延伸。
【突破策略】
首先要搞清楚实验目的，明确实验的一系列操作或提供的装置都是围绕实验目的展开的。要把实验目的与装置和操作相联系，找出涉及的化学原理、化学反应或物质的性质等，然后根据问题依次解答即可。
实验目的→联想→反应原理→反应物药品选择与评价→仪器的选择与评价→仪器组装→操作步骤→记录现象、数据→结论→作用、意义→联想。其中药品的选择和仪器的选择相互影响、相互制约，尤其是药品、仪器的规格和价格因素不能忽略。实验现象的观察与记录：自下而上、自左至右从固体、液体、气体、能量、压强的变化全面观察。
一道综合实验方案设计题目，可以把它化解成几个相互独立又相互关联的小实验、小操作来解答。由各个小实验确定各步操作方法，又由各个小实验之间的关联确定操作的先后顺序。基本思路：综合实验小实验。
十四、有机合成与推断
命题常以有机新材料、医药新产品、生活调料品为题材，以框图或语言描述为形式，主要考查有机物的性质与转化关系、同分异构、化学用语及推理能力。设计问题常涉及官能团名称或符号、结构简式、同分异构体判断、化学方程式书写、反应条件、反应类型、空间结构、计算、检验及有关合成路线等。
【突破策略】
有机推断题所提供的条件有两类：
一类是有机物的性质及相互关系(也可能有数据)，这类题往往直接从官能团、前后有机物的结构差异、特殊反应条件、特殊转化关系、不饱和度等角度推断。
另一类则通过化学计算(也告诉一些物质性质)进行推断，一般是先求出相对分子质量，再求分子式，根据性质确定物质。
至于出现情境信息时，一般采用模仿迁移的方法与所学知识融合在一起使用。推理思路可采用顺推、逆推、中间向两边推、多法结合推断。

专题17 解题过程中常见认识误区
一、氧化物种类的判断误区
1．碱性氧化物一定是金属氧化物，但金属氧化物不一定是碱性氧化物(如Mn2O7为酸性氧化物，Al2O3为两性氧化物，Na2O2为过氧化物)。
2．酸性氧化物不一定是非金属氧化物(如Mn2O7)；非金属氧化物也不一定是酸性氧化物(如CO、NO)。
3．酸性氧化物、碱性氧化物不一定都能与水反应生成相应的酸、碱(如SiO2、CuO)。
4．酸酐不一定都是酸性氧化物(如乙酸酐)。
5．碱不一定都有对应的碱性氧化物(如NH3·H2O无对应的碱性氧化物)。
二、物质类别的判断误区
1．不能准确判断物质的分类，原因是对物质分类的标准和物质的组成或结构不熟悉，如把酸性氧化物与非金属氧化物混淆，误把CO、NO当作酸性氧化物；又如判断物质是否是电解质时，没有注意到前提必须为化合物(化合物一定为纯净物)，而误将NaCl、CO2、NH3等物质的水溶液看作电解质。
2．误认为由相同元素组成的物质一定是纯净物。
(1)若某物质是由一种元素的单质混合而成，如O2、O3组成的混合气体就是混合物。
(2)分子式相同的化合物可能存在同分异构体，如C4H10的结构有正丁烷和异丁烷，二者组成混合物。
3．不能联系物质与应用，不能准确把握化学变化和物理变化的区别及联系，如石油的综合利用中分馏属于物理变化，裂化与裂解属于化学变化。
(1)误认为有新物质生成、有化学键断裂的变化就是化学变化，如16O转化为18O、NaCl溶于水都不属于化学变化。
(2)不能根据取代反应的本质，拓展延伸出酯化反应的本质以及酯类物质的水解反应也属于取代反应。
4．不能结合化学工艺流程、综合实验中应用胶体的性质进行除杂，如明矾净水，漂白粉消毒原理是不同的。
三、氧化还原反应概念认识误区”
1．误认为有单质参与或生成的反应一定是氧化还原反应。如O2与O3的转化为非氧化还原反应。
2．误认为元素由化合态变为游离态一定被还原，其实不一定。如HCl→Cl2，氯元素被氧化，CuO→Cu，铜元素被还原。
3．误认为氧化还原反应中有一种元素被氧化，则一定有另一种元素被还原，其实不一定。如Cl2＋H2OHCl＋HClO中，被氧化和被还原的都是氯元素。
4．误认为具有氧化性的物质和具有还原性的物质一定都能发生化学反应，其实不一定。如SO2具有还原性，浓H2SO4具有氧化性，但二者不发生氧化还原反应。
5．误认为同种元素的高价态的物质一定比低价态物质的氧化性强，其实不一定。如HClO的氧化性高于HClO4。
四、元素周期律、元素周期表认识误区”
1．误认为主族元素的最高正价一定等于族序数。但是F无正价。
2．误认为元素的非金属性越强，其氧化物对应水化物的酸性就越强。但是HClO、H2SO3是弱酸，忽略了关键词“最高价”。
3．误认为同周期相邻两主族元素原子序数之差等于1。忽视了相差11、25。
4．误认为失电子难的原子得电子的能力一定强。但是碳原子、稀有气体元素的原子失电子难，得电子也难。
5．误认为得失电子多的原子，得失电子的能力一定强。其实不然，不能把得失电子数的多少与得失电子的能力混淆。
6．误认为最高正价和最低负价绝对值相等的元素只有第ⅣA族的某些元素。忽视了第ⅠA族的H的最高正价为＋1价，最低负价为－1价。
五、离子共存中的题设“陷阱”
条件类型
常见表述
误点点拨
常见的限制条件
“无色”
Cu2＋、Fe2＋、Fe3＋、MnO等有色离子不能大量存在
“pH＝1”或“pH＝13”
溶液显酸性或碱性
“因发生氧化还原反应而不能共存”
只能是氧化性离子和还原性离子不共存，并不是其他离子反应，同时要注意溶液酸碱性的影响
常见的易错点
“透明”
“透明”也可“有色”
“不能共存”
易错看成“能共存”
常见的隐含条件
“与Al反应放出H2”
溶液既可能显酸性也可能显碱性
“由水电离出c(H＋)＝1×10－12mol·L－1”的溶液
溶液既可能显酸性也可能显碱性
“通入足量的NH3”
与NH3·H2O反应的离子不能存在
常见题干要求
(1)“一定大量共存”
(2)“可能大量共存”
(3)“不能大量共存”
审清关键字词
六、溶液中离子误区警示
1．警惕“颜色”陷阱
若限定溶液无色，则Cu2＋、Fe3＋、Fe2＋、MnO等有色离子不能大量存在。
2．警惕溶液酸碱性的几种表示方法
酸性溶液
a.室温下，pHc(OH－)或c(OH－)＝10－(8～14)mol·L－1(25 ℃)。
b.能使pH试纸显红色的溶液。
c.能使甲基橙显红色或橙色的溶液。
d.能使紫色石蕊试液或甲基橙显红色的溶液。
碱性溶液
a.室温下，pH>7或c(H＋)7表示加酸或碱抑制水的电离，n