高考化学常考知识点

高考化学常考知识点框图题，突破口；推断题：物质结构、典型物质的化学性质等；方程式的书写：审题、充分利用信息写出并配平。反应类型，加成，取代，氧化，还原，消去、加聚，缩聚等；化学式与化学方程式书写，注意题目要求，生成有机物时别漏无机物，注意配平；有机合成：信息的使用；框图分析、官能团的改变特别要注意等。能级公式：半径公式：氢光谱在氢光谱中，n=2,3,4,5,向 n=1 跃迁发光形成赖曼线系；n=3,4,5,6 向 n=2 跃进迁发光形成马尔末线系；n=4,5,6,7向 n=3 跃迁发光形成帕邢线系;n=5,6,7,8向 n=4 跃迁发光形成布喇开线系；其中只有马尔末线生活费的前 4 条谱线落在可见光区域内。天然放射现象中三种身线及其物质微粒的有关特性的比较。在核的天然衰变中，核变化的最基本的规律是质量数守恒和电荷数守恒。a 衰变：随着 a 衰变，新核在元素周期表中位置向后移 2 位，即 衰变：随着 衰变，新核在元素周期表中位置向前移 1 位，即 衰变：随着 衰变，变化的不是核的种类，而是核的能量状态。但一般情况下， 衰变总是伴随 a 衰变或衰变进行的。关于半衰期的几个问题定义：放射性元素的原子核有半数发生衰变所需要的时间。意义：反映了核衰变过程的统计快慢程度。特征：只由核本身的因素所决定，而与原子所处的物理状态或化学状态无关。理解：搞清了对半衰期的如下错误认识，也就正确地理解了半衰期的真正含义。第一种错误认识是：N0 个放射性元素的核，经过一个半衰期 T，衰变了一半，再经过一个半衰期 T，全部衰变完。第二种错误认识是：若有 4 个放射性元素的核，经过一个半衰期 T，将衰变 2 个。事实上，N0个某种放射性元素的核，经过时间 t 后剩下的这种核的个数为而对于少量的核，是无法确定其衰变所需要的时间的。这实质上就是“半衰期反映了核衰变过程的统计快慢程度”的含义。原子核的人工转变和原子核的组成用高速运动的粒子去轰击原子核，是揭开原子核内部奥秘的要本方法。轰击结果产生了另一种新核，其核反应方程的一般形式为其中 X 是靶核的符号，x 为入射粒子的符号，Y 是新生核的符号，y 是放射出的粒子的符号。1919 年卢瑟福首先做了用 a 粒子轰击氮原子核的实验。在了解卢瑟福的实验装置、进行情况和得到的实验结果后，应该记住反应方程式这是人类第一次发现质子的核反应方程。另外，对1930 年查德威克发现中子的实验装置、过程和结果也应有个基本的了解。值得指出的是，查德威克在对不可见粒子的判断中，运用了能量和动量守恒定律，科学地分析了实验结果，排除了 射线的可能性，确定了是一种粒子中子，发现中子的核反应方程对这部分内容，应该注意以下几点：已经确定核力的主要特性有：是一种很强的力，是一种短程力。一定的质量 m 总是跟一定的能量 mc2 对应。核子在结合成原子核时的总质量减少了，相应的总能量也要减少，根据能量守恒定律，减少的这部分能量不会凭空消失，它要在核子结合过程中释放出去。反过来，把原子核分裂成核子，总质量要增加，总能量也要增加，增加的这部分能量也不会凭空产生，要由外部来供给。能量总是守恒的，在原子核反应伴随有巨大的放能和吸能现象。核反应中释放或吸收的能量，可以根据反应物和生成物间的质量差用质能关系方程来计算。核反应中能量的吸、放，跟核力的作用有关。当核子结合成原子核时，核力要做功，所以放出能量。把原子核分裂成核子时，要克服核力做功，所以要由外界提供能量。a 粒子散射与原子结构a 粒子散射实验的目的、设计及设计思想。目的：通过 a 粒子散射的情况获取关于原子结构方面的信息。设计：在真空的环境中，使放射性元素钋放射出的a 粒子轰击金箔，然后透过显微镜观察用荧光屏接收到的 a粒子，通过轰击前后 a 粒子运动情况的对比，来了解金原子的结构情况。设计思想：与某一个金原子发生作用前后的 a 粒子运动情况的差异，必然带有该金原子结构特征的烙印。搞清这一设计思想，就不难理解卢瑟福为什么选择了金箔做靶子。a 粒子散射现象绝大多数 a 粒子几乎不发生偏转。少数 a 粒子则发生了较大的偏转。极少数 a 粒子发生了大角度偏转(偏转角度超过 90有的甚至几乎达到 180)。a 粒子散射的简单解释。首先，由于质量的悬殊便可判定，a 粒子的偏转不会是因为电子的影响，而只能是因为原子中除电子外的带正电的物质的作用而引起的;其次，原子中除电子外的带正电的物质不应是均匀分布的，而“绝大多数” “少数”和“极少数”a 粒子的行为的差异，充分地说明这部分带正电的物质只能高度地集中在在一个很小的区域内;再次，从这三部分行为不同的 a 粒子数量的差别的统计，不难理解卢瑟福为什么能估算出这个区域的直径约为 10-14m。核式结构的具体内容原子的中心有一个很小的核。原子的全部正电荷和几乎全部质量集中在核内。带负电的电子在核外空间绕核旋转。核式结构的实验基础核式结构的提出，是建立在 a 粒子散射实验的基础之上的。或者说：卢瑟福为了解释 a 粒子散射实验的现象，不得不对原子的结构问题得出核式结构的理论。【人教版】高中化学选修 3 知识点总结：第一章原子结构与性质1.了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素的原子核外电子的排布。了解原子核外电子的运动状态。2.了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某种性质3.了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。4.了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道，叫做构造原理。能级交错：由构造原理可知，电子先进入 4s 轨道，后进入 3d 轨道，这种现象叫能级交错。说明：构造原理并不是说 4s 能级比 3d 能级能量低，而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。能量最低原理现代物质结构理论证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。泡利原理：基态多电子原子中，不可能同时存在 4 个量子数完全相同的电子。换言之，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反，这个原理称为泡利原理。洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特规则。洪特规则特例：当 p、d、f 轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。即 p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14 时，是较稳定状态。电子排布式用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式。为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如 K：4s1。电子排布图每个方框或圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。每周期第一种元素的最外层电子的排布式为 ns1。每周期结尾元素的最外层电子排布式除 He 为 1s2 外，其余为ns2np6。He 核外只有 2 个电子，只有 1 个 s 轨道，还未出现 p 轨道，所以第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同。一个能级组最多所容纳的电子数等于一个周期所包含的元素种类。但一个能级组不一定全部是能量相同的能级，而是能量相近的能级。根据核外电子排布分区各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点若已知元素的外围电子排布，可直接判断该元素在周期表中的位置。即最大能层为其周期数，最外层电子数为其族序数，但应注意过渡元素的最大能层为其周期数，外围电子数应为其纵列数而不是其族序数。1.电离能、电负性电离能是指气态原子或离子失去 1 个电子时所需要的最低能量，第一电离能是指电中性基态原子失去 1 个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。第一电离能数值越小，原子越容易失去 1 个电子。在同一周期的元素中，碱金属第一电离能最小，稀有气体第一电离能最大，从左到右总体呈现增大趋势。同主族元素，从上到下，第一电离能逐渐减小。同一原子的第二电离能比第一电离能要大元素的电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。以氟的电负性为，锂的电负性为作为相对标准,得出了各元素的电负性。电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度，金属的电负性一般小于，非金属的电负性一般大于，而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性在左右。它们既有金属性，又有非金属性。电负性的应用判断元素的金属性和非金属性及其强弱金属的电负性一般小于，非金属的电负性一般大于，而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性则在左右，它们既有金属性，又有非金属性。金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。同周期自左到右，电负性逐渐增大，同主族自上而下，电负性逐渐减小。2.原子结构与元素性质的递变规律3.对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的。高一化学必修二知识总结：第一章物质结构、元素周期律1、原子是由原子核和核外电子组成，原子核有带正电的质子和不带电的中子构成，核外电子绕核运动。2、原子中的等量关系质量数=质子数+中子数；原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数。3、熟悉 120 号元素及原子核外电子的排布：H、He、Li、Be、B、C、N、O、F、Ne、Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl、Ar、K、Ca。4、原子核外电子的排布规律电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；各电子层最多容纳的电子数是 2n2；最外层电子数不超过 8 个，次外层不超过 18 个，倒数第三层电子数不超过 32 个。5、元素、核素、同位素元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。1、编排原则按原子序数递增的顺序从左到右排列；将电子层数相同的各元素从左到右排成一横行；把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行。2、结构特点元素的性质随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果。第A 族碱金属元素：Li、Na、K、Rb、Cs、Fr；第A 族卤族元素：F、Cl、Br、I、At 。金属性强单质与水或酸反应生成氢气容易；氢氧化物碱性强；相互置换反应 Fe+CuSO4=FeSO4+Cu。非金属性强单质与氢气易反应；生成的氢化物稳定；最高价氧化物的水化物酸性强；相互置换反应 2NaBr+Cl2=2NaCl+Br2。同周期比较同主族比较比较粒子半径的方法：先比较电子层数，电子层数多的半径大。电子层数相同时，再比较核电荷数，核电荷数多的半径反而小。化学键是相邻两个或多个原子间强烈的相互作用。离子化合物：由离子键构成的化合物叫做离子化合物。离子化合物一定有离子键，可能有共价键。共价化合物：原子间通过共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。共价化合物中只有共价键。共价键分为极性共价键和非极性共价键：极性共价键：由不同种原子形成，A-B 型，如，H-Cl。非极性共价键：由同种原子形成，A-A 型，如，Cl-Cl。用“?”或“”表示原子最外层电子的式子叫做电子式。用电子式表示离子键形成的物质的结构与表示共价键形成的物质的结构的不同点：电荷：用电子式表示离子键形成的物质的结构需标出阳离子和阴离子的电荷；而表示共价键形成的物质的结构不能标电荷。：离子键形成的物质中的阴离子需用方括号括起来，而共价键形成的物质中不能用方括号。以过氧化氢与过氧化钠为例，。氨气的物理性质文章摘要：氨气，中学化学唯一的一种碱性气体。化学式为 NH3，是一种无色有刺激性气味的气体。易液化，能够发生自偶电离。氨气，化学式为 NH3，是一种无色有刺激性气味的气体。相对分子质量约为 17，密度克/升。熔点-；沸点-，是一种稳定的化合物。氨气极易溶于水，一体积水可以溶解 700 体积氨气。是喷泉实验的极好原料。用水吸收 NH3 时要用“倒放漏斗”装置以防倒吸。氨气溶于水后，氨分子跟水分子通过氢键结合成一水合氨，一水合氨能小部分电离成铵离子和氢氧根离子，所以氨水显弱碱性，能使酚酞溶液变红色。氮原子有 5 个价电子，其中有 3 个未成对，当它与氢原子化合时，每个氮原子可以和 3 个氢原子形成三个极性共价键。氨分子里的氮原子还有一个孤对电子。所以其空间结构是三角锥形，三个氢原子处于锥底，氮原子处在锥顶。每两个 NH 键之间夹角为 10718，因此，氨分子属于极性分子，生成氨根后结构为正四面体。氨气的电子式式与氨根的结构式如下：氨气，易液化，液氨是极性分子，似水，可发生电离：2NH3NH2-+NH4+也能溶解一些无机盐如 NH4NO3、AgI。1962 年 11 月 18 日 科学家玻尔去世尼尔斯亨利克大卫玻尔尼尔斯亨利克大卫玻尔，1885 年 10 月 7 日生于丹麦哥本哈根，是 20 世纪第一流的科学家之一。他首先应用量子理论，即将某一系统的能量限制在某些离散值来研究原子结构和分子结构问题。在量子物理学的发展过程中，他曾是主导人物，也做出了主要贡献。1930 年起，玻尔继续从事于由量子理论引起的认识论问题，同时还对核物理学这个新领域做出了贡献。他把原子核比作一个液滴，他的液滴概念是理解许多核过程的关键手段，特别是 1939 年在理解核裂变的实质中起了重要作用。1940 年丹麦被德国人蹂躏和占领，面对纳粹的权势，玻尔尽力维护其研究所的工作和保持丹麦文化的完整性。1943 年，由于他的犹太血统和从不隐蔽的反纳粹观点，他受到立即逮捕的威胁。玻尔和妻子、家人，由丹麦地下抵抗运动深夜用渔船送到瑞典。几天后，英国政府派一架没有