高考化学必备知识点大全,,高考化学解题技巧汇总.docx

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1、模块一 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Cl2O2N2SCSi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

2、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SO2SO3NONO2COCO2SiO2等物理性质SO2、NO2有刺激性气味；NO2是红棕色气体；除CO2、SiO2外均有毒；SO2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、F

3、e3、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Na2ONa2O2MgOAl2O3FeOFe2O3Fe3O4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

4、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NaOHMg(OH)2Al(OH)3Fe(OH)3Fe(OH)2Cu(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

5、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。

6、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 2H2OO2 2KClO3 2KCl3O2MnO24HCl(浓) MnCl22H2OCl2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+2H2O4NH3+5O24NO+6H2O 3Cl2+2FeBr2=2Br2+2FeCl3化合物+单质 化合物 2Na2SO3+O2=2Na

7、2SO4 2FeCl3+Fe=3FeCl2 2NO+O2=2NO22FeCl2+Cl2=2FeCl3 2CO+O22CO2 C+CO22CO2Na2O+O22Na2O2 2SO2O22SO3 一种物质反应生成三种物质的反应。即：2KMnO4 K2MnO4MnO2O22NaHCO3 Na2CO3H2OCO2Ca(HCO3)2 CaCO3H2OCO2NH4HCO3 NH3H2OCO2(NH4)2CO3 2NH3H2OCO24HNO32H2O4NO2O2两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)2Cu、C等与浓H2SO4或硝酸的反应Na2CO3、NaHCO3、Na2

8、SO3、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NaOHCa(OH)2反应电解生成三种物质的反应2NaCl +2H2O2NaOH+Cl2+H22CuSO4 +2H2O2CuO2+2H2SO44AgNO3 +2H2O4AgO2+4HNO3 型的反应： 模块二 元素及其化合物考点荟萃一、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Cl22NaOH=NaClNaClOH2O,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

9、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Ca23ClOSO2H2O=CaSO4Cl2HClO(少量SO2)；Ca22ClO2SO22H2O=CaSO42ClSO4H(过量SO2)。(2)ClO体现水解性，因HClO酸性很弱，ClO水解显碱性，如Fe33ClO3H2O=Fe

10、(OH)33HClO，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

11、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Z

12、n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使含有酚酞的NaOH溶液褪色酸性氧化物使品红溶液褪色，加热后又复原漂白性使溴水、酸性KMnO4溶液褪色还原性与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

13、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4NO3O22H2O=4HNO3、4NO2O22H2O=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，

14、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Na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。无论Na与O2反应生成Na2O

15、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Na2O2的电子式为Na 2Na，阴阳离子个数比为12。1 mol Na2O2与足量水或二氧化碳的反应中转移的电子数为e。Na2O2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。Na2O2与SO2反应的化学方程式为Na2O2SO2=Na2SO4。七、镁及其化合物(1)镁在空气中燃烧主要发生反应：2MgO22MgO，此外还发生反应：3MgN2Mg3N2、2MgCO22MgOC。(2)Mg3N2与水反应：Mg3N26H2O=3Mg(OH)22NH3。(3)加热Mg(HCO3)2溶

16、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)22CO2。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

17、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。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。Al(OH)3的制备：a可溶性铝盐和氨水反应：Al33NH3H2O=

18、Al(OH)33NH。b可溶性铝盐和偏铝酸盐反应：Al33AlO6H2O=4Al(OH)3。c偏铝酸盐和弱酸反应：AlOCO22H2O=Al(OH)3HCO。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：Fe2Fe3=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

19、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pH7时，Fe3几乎完全水解生成Fe(OH)3沉淀。因此配制FeCl3溶

20、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CuCO3Cu(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

21、。自然界中也存在少量的单质铜。(2)熟记六种颜色CuCuOCu2SCuSCu2O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

22、顺序表有密切的关系：K Ca Na Mg AlZn Fe Sn Pb(H) CuHg AgPt 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Cu

23、Cl2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：ClSPCSi，则最高价氧化物对应水化物的酸性：HClO4H2SO4H3PO4H2CO3H2SiO3。(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：Na2SiO3CO2H2O=Na2CO3H2SiO3，则酸性H2CO3H2SiO3；NaClOCO2H2O=NaHCO3HClO，则酸性H2CO3HClO。(3)酸的氧化性与还原性：氧化性酸：HNO3、浓H2SO

24、4、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：HNO3NO2或NO(N2、N2O、NH等)、H2SO4(浓)SO2、HClOCl(或Cl2)。还原性酸：H2SO3、H2S、HI、HBr、HCl等。 模块三 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核电荷数质子数(Z)核外电子数原子序数质量数(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

25、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

26、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2.6571026 kgO的相对原子质量约为16MrMr1a%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(118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在金属活动性顺序中位置越靠前，金属性越强单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强单质还原性越强或离子氧化性越弱，金

27、属性越强最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强若XnYXYm，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与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性越强最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强AnBBmA，则B非金属性比A强【温馨提醒】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。所含元素种类最多的族是B族，形成化合物种类最多的元素在第A族。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。并非所有非金属元素的氢化物分

28、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。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PbSn，而金属活动性SnPb。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AlMgNaOH溶液构成原电池时，Al为负极，Mg为正极；FeCuHNO3(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1234567元素种数288181832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210

29、18365486(2)族主族：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121314151617主族序数AAAAAAA副族：仅由长周期元素组成的族(第8、9、10列除外)列序345671112族序数BBBBBBB族：包括8、9、10三个纵列。0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)。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。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

30、渡元素：元素周期表中部从B族到B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B族，共有32种元素。(2)过渡元素包括7个副族和第族，全部都是金属元素，原子最外层电子数不超过2个(12个)。(3)最外层电子数为37个的原子一定属于主族元素，且最外层电

31、子数即为主族的族序数。(4)同一周期A族与A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B到B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

32、原子可以是A族、A族或副族元素的原子；最外层电子数是37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)序数差规律同周期相邻主族元素原子的“序数差”规律a除第A族和第A族外，其余同周期相邻元素序数差为1。b同周期第A族和第A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。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A族、A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

33、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

34、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

35、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、NH3H2O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HClCl2H2ONH3CH4电子式结构式HClClClHOH球棍模

36、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模块四 溶液中的离子反应一、溶液酸、碱性的判断(1)表示酸性溶液。pHc(OH)或c(OH)10(814) molL1

37、(25 )；能使pH试纸显红色的溶液；能使甲基橙显红色或橙色的溶液；能使紫色石蕊溶液显红色的溶液。(2)表示碱性溶液。pH7或c(H)c(OH)或c(H)10(814) molL1(25 )；能使酚酞溶液显红色的溶液；能使紫色石蕊溶液显蓝色的溶液；能使pH试纸显蓝色的溶液。(3)既表示可能为酸性溶液又表示可能为碱性溶液。与Al反应放出H2的溶液(注：不能是相当于HNO3形成的酸性溶液)；由水电离出的c(H)110n molL1或由水电离出的c(OH)110n molL1的溶液(常温下n7)(说明：n7加酸或加碱抑制水的电离)；与NH4HCO3或(NH4)2CO3等反应放出气体的溶液。二、离子方

38、程式书写的基本规律(1)合事实：离子反应要符合客观事实，不可臆造产物及反应。(2)式正确：化学式与离子符号使用正确合理。(3)号实际：“=”、“”、“”、“”、“”等符号符合实际。(4)三守恒：两边原子数、电荷数必须守恒、氧化还原反应离子方程式中氧化剂得电子总数与还原剂失电子总数要相等。(5)明类型：依据离子反应原理，分清类型，总结方法技巧。(6)检查细：结合书写离子方程式过程中易出现的错误，细心检查。三、判断离子反应顺序的方法(1)氧化还原型离子反应。同一氧化剂(或还原剂)可能与多种还原剂(或氧化剂)反应，解此类题应抓住三点：确定氧化剂或还原剂强弱顺序。如还原性IFe2BrCl，氧化性AgF

39、e3Cu2HFe2Zn2等。根据强弱规律，判断反应顺序。同一氧化剂与多种还原剂反应，还原性强的还原剂优先发生反应；同一还原剂与多种氧化剂反应，氧化性强的氧化剂优先发生反应。分步计算。先判断过量，后计算。(2)复分解型离子反应。判断反应产物与其他成分是否能大量共存。例如，某溶液中含有Al3、NH、H，向溶液中逐滴加入氢氧化钠溶液，若先发生反应：NHOH=NH3H2O，则生成的NH3H2O与H、Al3都不能共存，会发生反应：NH3H2OH=NHH2O，Al33NH3H2O=Al(OH)33NH。因此，OH应先与H反应，再与Al3反应，最后与NH反应。判断离子反应先后顺序的总规则是先发生反应的反应产

40、物与其他物质能大量共存。四、离子共存问题的分析(1)先看条件题给条件一看准题干要求，需辨别的离子组是“大量共存”还是“不能大量共存”，是“可能”还是“一定”。二看准附加条件，如：溶液的颜色，若为无色溶液则MnO、Fe3、Cu2、Fe2等有色离子不能存在；溶液的酸、碱性；特定离子或分子的存在等。(2)后看反应所给离子之间能否发生反应常见发生离子反应不能大量共存的几种情况反应类型不能大量共存的离子复分解反应生成沉淀如Ba2与CO、SO、SO；SiO与H不能大量共存生成气体H与CO、HCO、S2、SO等不能大量共存生成弱电解质H与OH、ClO、F、CH3COO不能大量共存氧化还原反应Fe3能氧化S2

41、、I等；MnO、ClO在酸性、碱性、中性条件下都有强氧化性，能将I、Fe2、SO等氧化盐的双水解Al3与AlO、HCO、CO、S2、HS等水解彻底，Fe3与AlO、HCO、CO等水解彻底，不能大量共存络合反应Fe3与SCN；Ag与NH3H2O(3)熟记常考离子的性质颜色MnO(紫)、Cu2(蓝)、Fe2(浅绿)、Fe3(黄)氧化性ClO、MnO、NO(H)、Fe3、Cr2O还原性S2(HS)、SO(HSO)、I、Br、Cl、Fe2水解显酸性NH、Mg2、Al3、Cu2、Fe2、Fe3水解显碱性AlO、S2、SO、CO、SiO、ClO、CH3COO两性离子HCO、HS、HSO、HPO、H2PO注

42、意：“两性离子”指既能与酸反应又能与碱反应的离子，一般为多元弱酸的酸式酸根离子。五、离子推断(1)肯定性原则：根据实验现象推出溶液中肯定存在或肯定不存在的离子(记住几种常见的有色离子：Fe2、Fe3、Cu2、MnO、CrO、Cr2O)。(2)互斥性原则：在肯定某些离子的同时，结合离子共存规律，否定一些离子的存在(要注意题目中的隐含条件，如：酸性、碱性、指示剂的变化、与铝反应产生H2、水的电离情况等)。(3)电中性原则：溶液呈电中性，一定既有阳离子，又有阴离子，且溶液中正电荷总数与负电荷总数相等(这一原则可帮助我们确定一些隐含的离子)。(4)进出性原则：通常是在实验过程中使用，是指在实验过程中反应生成的离子或引入的离子对后续实验的干扰。六、理解“三大守恒”， 比较离子浓度大小(1)电荷守恒规律：电解质溶液中，不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数，如NaHCO3溶液中存在着Na、H、HCO、CO、OH，必存在如下关系：c(Na)c(H)c(HCO)c(OH)2c(CO)。(2)物料守恒规律：电解质溶液中，由于某些离子能够水解，离子种类增多，但原子总数是守恒的，如K2S溶液中S2、HS都能水解，