高中化學(xué)重要的基礎(chǔ)知識(shí)歸納
我們學(xué)習(xí)高中的化學(xué)，關(guān)鍵是要學(xué)會(huì)自主梳理知識(shí)，自主構(gòu)建知識(shí)網(wǎng)絡(luò)，這樣才能進(jìn)一步加深對(duì)所學(xué)知識(shí)的印象，真正掌握好知識(shí)。下面是百分網(wǎng)小編為大家整理的高中化學(xué)必備的知識(shí)，希望對(duì)大家有用!
高中化學(xué)必修一知識(shí)重點(diǎn)
一、氧化物
1、Al2O3的性質(zhì)：氧化鋁是一種白色難溶物，其熔點(diǎn)很高，可用來(lái)制造耐火材料如坩鍋、耐火管、耐高溫的實(shí)驗(yàn)儀器等。
Al2O3是兩性氧化物：既能與強(qiáng)酸反應(yīng)，又能與強(qiáng)堿反應(yīng)：
Al2O3+ 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O (Al2O3+6H+=2Al3++3H2O )
Al2O3+ 2NaOH == 2NaAlO2 +H2O(Al2O3+2OH-=2AlO2-+H2O)
2、鐵的氧化物的性質(zhì)：FeO、Fe2O3都為堿性氧化物，能與強(qiáng)酸反應(yīng)生成鹽和水。
FeO+2HCl =FeCl2 +H2O
Fe2O3+6HCl=2FeCl3+3H2O
二、氫氧化物
1、氫氧化鋁 Al(OH)3
�、貯l(OH)3是兩性氫氧化物，在常溫下它既能與強(qiáng)酸，又能與強(qiáng)堿反應(yīng)：
Al(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2O(Al(OH)3+3H+=Al3++3H2O)
Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O(Al(OH)3+OH-=AlO2-+2H2O)
�、贏l(OH)3受熱易分解成Al2O3：2Al(OH)3==Al2O3+3H2O(規(guī)律：不溶性堿受熱均會(huì)分解)
�、跘l(OH)3的制備：實(shí)驗(yàn)室用可溶性鋁鹽和氨水反應(yīng)來(lái)制備Al(OH)3
Al2(SO4)3+6NH3·H2O=2 Al(OH)3↓+3(NH4)2SO4
(Al3++3NH3·H2O=Al(OH)3↓+3NH4+)
因?yàn)閺?qiáng)堿(如NaOH)易與Al(OH)3反應(yīng)，所以實(shí)驗(yàn)室不用強(qiáng)堿制備Al(OH)3，而用氨水。
2、鐵的氫氧化物：氫氧化亞鐵Fe(OH)2(白色)和氫氧化鐵Fe(OH)3(紅褐色)
①都能與酸反應(yīng)生成鹽和水：
Fe(OH)2+2HCl=FeCl2+2H2O(Fe(OH)2+2H+=Fe2++2H2O)
Fe(OH)3+3HCl=FeCl3+3H2O(Fe(OH)3 + 3H+ = Fe3+ + 3H2O)
�、贔e(OH)2可以被空氣中的氧氣氧化成Fe(OH)3
4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3(現(xiàn)象：白色沉淀→灰綠色→紅褐色)
�、跢e(OH)3受熱易分解生成Fe2O3：2Fe(OH)3==Fe2O3+3H2O
3、氫氧化鈉NaOH：俗稱燒堿、火堿、苛性鈉，易潮解，有強(qiáng)腐蝕性，具有堿的通性。
三、焰色反應(yīng)
1、定義：金屬或它們的化合物在灼燒時(shí)使火焰呈現(xiàn)特殊顏色的性質(zhì)。
2、操作步驟：鉑絲(或鐵絲)用鹽酸浸洗后灼燒至無(wú)色，沾取試樣(單質(zhì)、化合物、氣、液、固均可)在火焰上灼燒，觀察顏色。
3、 重要元素的焰色：鈉元素黃色、 鉀元素紫色(透過(guò)藍(lán)色的鈷玻璃觀察，以排除鈉的焰色的干擾)
焰色反應(yīng)屬物理變化。與元素存在狀態(tài)(單質(zhì)、化合物)、物質(zhì)的聚集狀態(tài)(氣、液、固)等無(wú)關(guān)，只有少數(shù)金屬元素有焰色反應(yīng)。
高中化學(xué)必背知識(shí)
1、金屬鍵的強(qiáng)弱和金屬晶體熔沸點(diǎn)的變化規(guī)律:陽(yáng)離子所帶電荷越多、半徑越小，金屬鍵越強(qiáng)，熔沸點(diǎn)越高，如熔點(diǎn)：NaNa>K>Rb>Cs。金屬鍵的強(qiáng)弱可以用金屬的原子
2、簡(jiǎn)單配合物的成鍵情況(配合物的空間構(gòu)型和中心原子的雜化類型不作要求)
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概念 |
表示 |
條件 |
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共用電子對(duì)由一個(gè)原子單方向提供給另一原子共用所形成的共價(jià)鍵。 |
A：電子對(duì)給予體 B：電子對(duì)接受體 |
其中一個(gè)原子必須提供孤對(duì)電子，另一原子必須能接受孤對(duì)電子的軌道。 |
(1)配位鍵：一個(gè)原子提供一對(duì)電子與另一個(gè)接受電子的原子形成的共價(jià)鍵，即成鍵的兩個(gè)原子一方提供孤對(duì)電子，一方提供空軌道而形成的共價(jià)鍵。
(2)①配合物：由提供孤電子對(duì)的配位體與接受孤電子對(duì)的.中心原子(或離子)以配位鍵形成的化合物稱配合物,又稱絡(luò)合物
②形成條件：
a.中心原子(或離子)必須存在空軌道
b.配位體具有提供孤電子對(duì)的原子
�、叟浜衔锏慕M成
�、芘浜衔锏男再|(zhì)：配合物具有一定的穩(wěn)定性。配合物中配位鍵越強(qiáng)，配合物越穩(wěn)定。當(dāng)作為中心原子的金屬離子相同時(shí)，配合物的穩(wěn)定性與配體的性質(zhì)有關(guān)。
3、分子間作用力：把分子聚集在一起的作用力。分子間作用力是一種靜電作用，比化學(xué)鍵弱得多，包括范德華力和氫鍵。
范德華力一般沒(méi)有飽和性和方向性，而氫鍵則有飽和性和方向性。
4、分子晶體:分子間以分子間作用力(范德華力、氫鍵)相結(jié)合的晶體.典型的有冰、干冰。
5、分子間作用力強(qiáng)弱和分子晶體熔沸點(diǎn)大小的判斷：組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，相對(duì)分子質(zhì)量越大，分子間作用力越大，克服分子間引力使物質(zhì)熔化和氣化就需要更多的能量，熔、沸點(diǎn)越高，但存在氫鍵時(shí)分子晶體的熔沸點(diǎn)往往反常地高。
6、NH3、H2O、HF中由于存在氫鍵，使得它們的沸點(diǎn)比同族其它元素氫化物的沸點(diǎn)反常地高。
影響物質(zhì)的性質(zhì)方面：增大溶沸點(diǎn)，增大溶解性
表示方法：X—H……Y(N O F) 一般都是氫化物中存在。
7、幾種比較：
(1)離子鍵、共價(jià)鍵和金屬鍵的比較
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化學(xué)鍵類型 |
離子鍵 |
共價(jià)鍵 |
金屬鍵 |
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概念 |
陰、陽(yáng)離子間通過(guò)靜電作用所形成的化學(xué)鍵 |
原子間通過(guò)共用電子對(duì)所形成的化學(xué)鍵 |
金屬陽(yáng)離子與自由電子通過(guò)相互作用而形成的化學(xué)鍵 |
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成鍵微粒 |
陰陽(yáng)離子 |
原子 |
金屬陽(yáng)離子和自由電子 |
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成鍵性質(zhì) |
靜電作用 |
共用電子對(duì) |
電性作用 |
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形成條件 |
活潑金屬與活潑的非金屬元素 |
非金屬與非金屬元素 |
金屬內(nèi)部 |
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實(shí)例 |
NaCl、MgO |
HCl、H2SO4 |
Fe、Mg |
(2)非極性鍵和極性鍵的比較
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非極性鍵 |
極性鍵 |
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概念 |
同種元素原子形成的共價(jià)鍵 |
不同種元素原子形成的共價(jià)鍵，共用電子對(duì)發(fā)生偏移 |
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原子吸引電子能力 |
相同 |
不同 |
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共用電子對(duì) |
不偏向任何一方 |
偏向吸引電子能力強(qiáng)的原子 |
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成鍵原子電性 |
電中性 |
顯電性 |
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形成條件 |
由同種非金屬元素組成 |
由不同種非金屬元素組成 |
(3)物質(zhì)溶沸點(diǎn)的比較
①不同類晶體：一般情況下，原子晶體>離子晶體>分子晶體
②同種類型晶體：構(gòu)成晶體質(zhì)點(diǎn)間的作用大，則熔沸點(diǎn)高，反之則小。
a.離子晶體：離子所帶的電荷數(shù)越高，離子半徑越小，則其熔沸點(diǎn)就越高。
b.分子晶體：對(duì)于同類分子晶體，式量越大，則熔沸點(diǎn)越高。
c.原子晶體：鍵長(zhǎng)越小、鍵能越大，則熔沸點(diǎn)越高。
�、鄢爻合�?tīng)顟B(tài)
a.熔點(diǎn)：固態(tài)物質(zhì)>液態(tài)物質(zhì)
b.沸點(diǎn)：液態(tài)物質(zhì)>氣態(tài)物質(zhì)
高中化學(xué)考點(diǎn)知識(shí)
氧化性與還原性的強(qiáng)弱判斷規(guī)律
1、根據(jù)氧化還原反應(yīng)方程式的判斷
氧化性：氧化劑>氧化產(chǎn)物
還原性：還原劑>還原產(chǎn)物
可總結(jié)為：比什么性，找什么劑，產(chǎn)物之性弱于劑。
2、根據(jù)金屬活動(dòng)性順序判斷
K Ca Na Mg AlZn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au
從左向右還原性逐漸減弱，對(duì)應(yīng)離子的氧化性逐漸增強(qiáng)
3、根據(jù)反應(yīng)條件和反應(yīng)的劇烈程度
反應(yīng)條件要求越低，反應(yīng)越劇烈，對(duì)應(yīng)物質(zhì)的氧化性或還原性越強(qiáng)。
4、根據(jù)氧化性還原反應(yīng)的程度
相同條件下：
(1)不同氧化劑作用于同一種還原劑，氧化產(chǎn)物價(jià)態(tài)高的氧化性強(qiáng)。
(2)不同還原劑作用于同一種氧化劑，還原產(chǎn)物價(jià)態(tài)低的還原性強(qiáng)。
氧化還原反應(yīng)方程式的配平
1、三個(gè)原則：得失電子守恒原則，原子守恒原則，電荷守恒原則
2、一般方法：化合價(jià)升降法聯(lián)合最小公倍數(shù)法
3、配平技巧：
(1)正向配平法：先從氧化劑和還原劑開(kāi)始配平。
適用范圍：分子間的氧化還原反應(yīng)，所有元素參與的氧化還原反應(yīng)，生成物中物質(zhì)即是氧化物又是還原產(chǎn)物。
(2)逆向配平法：先從氧化還原產(chǎn)物開(kāi)始配平。
適用范圍：自身氧化還原反應(yīng)，反應(yīng)物中某一部分被氧化或被還原
(3)整體配平發(fā)：當(dāng)某一元素的原子或原子團(tuán)(多見(jiàn)于有機(jī)反應(yīng)配平)在某化合物中有數(shù)個(gè)時(shí)，可將它作為一個(gè)整體對(duì)待，根據(jù)化合物中元素化合價(jià)代數(shù)和為零的原則予以整體標(biāo)價(jià)。
(4)缺項(xiàng)配平法
如果所給的化學(xué)方程式中有反應(yīng)物或生成物沒(méi)有寫出來(lái)，在配平時(shí)，如果所空缺的物質(zhì)不發(fā)生電子的得失，僅僅是提供一種發(fā)生反應(yīng)的酸、堿、中性的環(huán)境，可先把有化合價(jià)升降的元素配平，最后根據(jù)電荷守恒和原子守恒確定缺項(xiàng)物質(zhì)，配平。
(5)其他配平法
�、倨媾寂淦椒�
這種方法適用于化學(xué)方程式兩邊某一元素多次出現(xiàn)，并且兩邊的該元素原子總數(shù)有一奇一偶，例如：C2H2+O2→CO2+H2O。
此方程式配平從先出現(xiàn)次數(shù)最多的氧原子配起。
O2內(nèi)有2個(gè)氧原子，無(wú)論化學(xué)式前系數(shù)為幾，氧原子總數(shù)應(yīng)為偶數(shù)。故右邊H2O的系數(shù)應(yīng)配2(若推出其它的分子系數(shù)出現(xiàn)分?jǐn)?shù)則可配4)，由此推知C2H2前2，式子變?yōu)椋?C2H2+O2→CO2+2H2O，由此可知CO2前系數(shù)應(yīng)為4，最后配單質(zhì)O2為5，把短線改為等號(hào)，寫明條件即可：2C2H2+5O2==4CO2+2H2O。
�、谟^察法配平
有時(shí)方程式中會(huì)出現(xiàn)一種化學(xué)式比較復(fù)雜的物質(zhì)，我們可通過(guò)這個(gè)復(fù)雜的分子去推其他化學(xué)式的系數(shù)，例如：Fe+H2O——Fe3O4+H2。
Fe3O4化學(xué)式較復(fù)雜，顯然，F(xiàn)e3O4中Fe來(lái)源于單質(zhì)Fe，O來(lái)自于H2O，則Fe前配3，H2O前配4，則式子為：3Fe+4H2O=Fe3O4+H2，由此推出H2系數(shù)為4，寫明條件，短線改為等號(hào)即可：3Fe+4H2O==Fe3O4+4H2。
�、蹥w一法
找到化學(xué)方程式中關(guān)鍵的化學(xué)式，定其化學(xué)式前計(jì)量數(shù)為1，然后根據(jù)關(guān)鍵化學(xué)式去配平其他化學(xué)式前的化學(xué)計(jì)量數(shù)。若出現(xiàn)計(jì)量數(shù)為分?jǐn)?shù)，再將各計(jì)量數(shù)同乘以同一整數(shù)，化分?jǐn)?shù)為整數(shù)，這種先定關(guān)鍵化學(xué)式計(jì)量數(shù)為1的配平方法，稱為歸一法。
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