高考化學：高中化學備考寶典

高中化學備考寶典

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第一部分專題復習篇

專題1

化學基本概念

1物質的組成、分類及化學用語

［關鍵詞］1.標準與物質類別、氧化物、膠體。2變化與轉化關系、綠色化學、低碳。

3.表示方法一一化學用語。

1物質的組成、類別判斷

一混合物卜依據(jù)分散質

粒了-宜徑的大小HW]

J濁液（懸濁液、乳濁液）|

易錯警示

1.物質組成和分類易混概念辨析

⑴判斷物質是否屬于純凈物時，要看實質，不能只看表面字眼或名稱。

①冰水混合物是純凈物；鹽酸、漂白粉、堿石灰屬于混合物；淀粉溶液屬于膠體；

②由一種元素組成的單質不一定是純凈物，如。2、組成的混合氣體就是混合物；

③分子式（化學式）相同的物質不一定是純凈物，如C4H的結構有兩種：正丁烷和異丁烷，

二者組成混合物。10

⑵判斷電解質與非電解質，首先要看是不是化合物，其次看是否自身電離。

如：氯水是混合物，既不是電解質也不是非電解質；S02的水溶液能導電，但S02是非電解

質。

⑶判斷氧化物所屬類別時要明確以下幾點：

①酸性氧化物不一定是非金屬氧化物（如Mn2O7）,非金屬氧化物不一定是酸性氧化物（如CO、

NO）；

②堿性氧化物一定是金屬氧化物，但金屬氧化物不一定是堿性氧化物，如AI2O3屬于兩性氧

化物，Mn02是不成鹽氧化物；

③

是?！断沟氖⒂镊蔽锊灰欢ㄊ撬嵝匝趸铮ㄈ鏝O2）'與水反應生成堿的氧化物不一定

④部分酸性氧化物也可以和酸反應，如Si02+4HF===SiF4t+2H2O、S02+

2HN03（濃）=H2SO14+2NO2。

2.膠體的性質及應用中的幾個注意點

⑴膠體區(qū)別于其他分散系的本質特征是分散質粒子直徑的大小(1~100nm)。

⑵膠體粒子不能透過半透膜，但能透過濾紙。

⑶區(qū)別膠體與其他分散系的最簡便的方法是丁達爾效應。

⑷膠體的電泳現(xiàn)象反映了膠粒帶電，但不能說膠體帶電，膠體和溶液一樣呈電中性。

⑸在Fe(OH)3膠體中，F(xiàn)e(0H)3膠體粒子的數(shù)目遠小于Fe(0H)3的數(shù)目。

⑹制備Fe(0H)3膠體時，應向沸騰的蒸饋水中加入1~2mL飽和FeCb溶液，繼續(xù)煮沸至液

體呈紅褐色，停止加熱。

2物理變化、化學變化的判斷

1.物質性質與變化關系圖

顏色、狀態(tài)、

氣味、光澤、液化、汽化、

密度、熔點、我現(xiàn)物理一決定.物理熔化、溶解、

沸點、溶解性、性質.我現(xiàn)變化凝固、升華、

導電性、導熱變形等

生

性、硬度、比未發(fā)

變

化

學

熱容等

表

化沒有新物

就

現(xiàn)

出版生成

決

決定

物質結構物質性質物質變化

推斷表現(xiàn)

化學變化有新物

金屬性、非中表現(xiàn)出灰生成常伴隨物理

金屈性、穩(wěn)變化和能量

經化學性質=化學變化-

定性、氧化變化,實質

----------表現(xiàn)------------

性、還原性是舊鍵的斷

酸堿性等裂和新鏈的

形成

2.不同物質類別之間物質的轉化的一般規(guī)律

⑴金屬及其化合物的衍變關系一般為金屬單質一金屬氧化物(堿性氧化物)一堿一鹽；

⑵非金屬及其化合物的衍變關系一般為非金屬單質f非金屬氧化物(酸性氧化物)f含氧酸

f鹽。

注意：在掌握各類物質化學通性的基礎上，還要掌握某種物質的特性。如強堿對應的堿性氧

化物與水反應可生成對應的堿，而弱堿對應的堿性氧化物與水則不反應。

3.綠色化學的特點

研究對環(huán)境沒有任何副作用的化學試劑、化學制品和化學工藝。它包括：①開發(fā)綠色反應,

將原子利用率提高到100%；②使用無毒無害的原料；③選用無毒無害的催化劑；④使用無

毒無害的溶劑；⑤發(fā)展“綠色工藝”；⑥開發(fā)和生產綠色產品。

得分技巧

1.物理變化和化學變化的判斷方法

化學變化

2.熟記常見的物理變化和化學變化

⑴常見的物理變化：①物質三態(tài)變化；②金屬導電；③蒸僧和分餛；④揮發(fā)、升華；⑤吸

附、鹽析、滲析；⑥溶解、潮解；⑦焰色反應。

⑵常見的化學變化：①風化、老化、裂化、鈍化、皂化、炭化、酯化、同素異形體的相互

轉化；②脫水、變性；③干僧；④分解、水解、裂解、電解、電鍍、電化學腐蝕、電解質溶

液導電；⑤顯色反應、顏色反應、指示劑變色反應。

3化學用語的正確使用

1.化學用語中?？嫉摹耙粓D”“六式”

結構示意圖S2-：G⑹288;A產：。1@28

電子式

Na2O2：Na」：？；比0：H："

結構式

co2：o===c===o；ncio：H—0—ci

結構簡式

乙烯：CH2===CH2；乙酸：CH3C00H

分子式、化學式

臭氧：03；明帆：KA1（SO4）2-12H2O

離子方程式NH

N"水解：NHI+H2O3,H20+H*

2.緘常見物質的俗名及主要成分

物質俗名主要成分及化學式物質俗名主要成分及化學式

鎖餐、重晶石高爐煤氣

BaS04CO、CO2等混合氣體

綠磯水煤氣

FeSOr7H20co、H2

天然氣（沼氣）

明磯KA1(SO4)2<2H2OCI14

生石膏液化石油氣

CaS0r2H20C3H8、C4co為主

NOx、煌類在光照下

膽帆、藍砒CUS0*5H0光化學煙霧

42產生的有毒氣體

磁性氧化鐵Fe3（）4純堿、蘇打Na2c。3

小蘇打

剛玉（藍寶石、紅寶石）天然產A1203晶體NaHCO3

大理石（方解石、石灰

CaCOs燒堿、苛性鈉NaOH

石）

孔雀石（銅綠）CU(OH)CO熟石灰、消石灰Ca(0H)

2232

NaOH與CaO的混合

水晶、石英SiO堿石灰

2物

鋁粉+某些金屬氧化

鋁熱劑雙氧水HO

物22

35%~40%的甲醛的

福爾馬林干冰co

水溶液2

得分技巧

化學用語正誤的判斷方法

------X［符號表達意義與要求是否匹配|

判/

斷/

臥符號書寫是否規(guī)范

\模型是否符合事實1

2物質的量及其簡單計算

關鍵詞］1.物質的量、阿伏加德羅常數(shù)、摩爾質量。2適用范圍、氣體摩爾體積、阿伏加

德羅定律。3溶液組成、物質的量濃度、溶液配制、誤差。4.轉化關系、計量數(shù)與反應中粒

子的數(shù)量關系。

1阿伏加德羅常數(shù)的廣泛應用

規(guī)律方法

考試常涉及到的關于M的命題角度總結

考查方向涉及問題

在標準狀況下非氣態(tài)物質，如比0、苯、己烷、CHC13、CC14、酒精、S03、

物質狀態(tài)

辛烷等

一定物質的量的物質中含有的微粒（分子、原子、電子、質子等數(shù)如N&02；

物質結構

或一些物質中的化學鍵數(shù)目，如CH4、％等

電子轉移（得失）數(shù)目和方向，如NaO,NO2、CI2與H2O反應；電解AgNO

氧化還原反應22

溶液；Cu與S反應；Fe失去電子數(shù)（可能是2e,也可能是3e）

弱電解質的電離，可水解的鹽中的離子數(shù)目多少的判斷。如1L1mol-L1

電離、水解

Na2cO3溶液中CO彳數(shù)目小于NA,因為CO專會部分水解

隱含的可逆反

常見的可逆反應（如2N02N2OM弱電解質的電離平衡等

應

摩爾質量特殊物質的摩爾質量，如D2。、"。2、H37cl

單質的組成除常見的雙原子分子（如H2、C12、N》外還有單原子分子（惰性氣

單質的組成

體，如He、Ne等）、三原子分子，如。3,甚至有4原子分子，如Pi

2以物質的量為核心的簡單計算

1.物質的量與各物理量之間的關系

M

2.阿伏加德羅定律及應用

重點解決非標準狀況氣體體積、壓強與物質的量的轉化。

⑴定律

同溫同壓同體積的任何氣體所含分子數(shù)目相同（簡記為四同）O

⑵重要推論

相同條件T、PT、VT、P

VlnLpl=ni

結論=JL=MI

V2D2P2n2P2M2

⑶標準狀況下氣體的密度

M=Mg,mol1

j-VT224L?mol」

3.物質的量在化學方程式計算中的應用

物質的量在化學方程式計算中的應用，要注意以下幾點：

⑴化學計量數(shù)之比=反應中各物質的粒子數(shù)之比=反應中各物質的物質的量之比=反應中

各氣態(tài)物質的體積之比（同溫同壓）O

⑵物質的量在化學方程式計算中的應用，關鍵是找出已知量和未知量（可以是物質的量、質

量、體積等），把已知量和未知量分別寫在化學方程式中有關化學式的下面。

⑶若在同一題目中的兩個量單位不一致，要做到兩個量及其單位“上下一致、左右對應”。

3一定物質的量濃度溶液的配制

溶液配制中的易錯點

⑴容易遺忘的實驗儀器：托盤天平、量筒、玻璃棒、容量瓶、膠頭滴管、燒杯、藥匙。

⑵容易遺忘的實驗步驟：計算一稱量（量取）一溶解（稀釋）一轉移一洗滌一定容一搖勻一倒出

裝瓶。

⑶容易忘記的容量瓶使用方法

①容量瓶使用的第一步操作是檢查是否漏水（簡稱“查漏”）?！安槁钡姆椒ǎ合蛉萘科恐?/p>

加入適量水，蓋好瓶塞，左手食指頂住瓶塞，右手托住瓶底，將容量瓶倒轉過來看瓶口處是

否有水滲出，若沒有，將容量瓶正立，將瓶塞旋轉180度，重復上述操作，如果瓶口處仍無

水滲出，則此容量瓶不漏水。若漏水，可以在瓶塞處涂點凡士林。

②要選擇規(guī)格合適的容量瓶。

a常見容量瓶的規(guī)格有50mL、100mL、250mL、500mL、1000mL幾種。如配制溶液時

明確知道所需容量瓶規(guī)格，則需將容量瓶規(guī)格一并答上。

h根據(jù)所配制溶液的體積，選擇合適的容量瓶，如配置480mL某濃度溶液，則需選用500mL

容量瓶。

C不能用容量瓶直接溶解固體溶質，也不能用于稀釋溶液。

d容量瓶不能用作反應容器，也不能用于長期貯存溶液。

⑷容易忘記的注意事項玻璃［廣）

①如圖所示：用玻璃棒引流時，玻璃棒末端應插入到刻度線以下，徑不一

且玻璃棒靠近容量瓶口處且不能接觸瓶口。

②在使用容量瓶過程中，如需要移動容量瓶，手應握在瓶頸刻度能俄觸自p

線以上，以免瓶內液體因受熱而發(fā)生體積變化，導致溶液濃度不

準確。

③定容搖勻后，液面低于刻度線，不能再滴加蒸鐳水。

--------------------------------------第一?部分專題復習篇

專題2

兩類重要的無機反應

3氧化還原反應

關鍵詞］1.概念：氧化反應和還原反應，氧化劑和還原劑，氧化產物和還原產物。2.規(guī)律：

反應的先后順序，氧化性還原性的強弱，電子得失守恒。3轉移電子數(shù)。4氧化還原反應方

程式的書寫與配平。

1基于“雙線橋'，辨析概念

方法規(guī)律

解答氧化還原反應有關概念的試題并不難，只需堅持一種思想，用好一個關系，循著正確的

思維程序，所有問題都可迎刃而解。

⑴核心思想一一對立統(tǒng)一思想

在一個氧化還原反應中，化合價有升就有降、電子有得就有失；氧化劑與還原劑、氧化產物

與還原產物、氧化反應與還原反應共存于同一反應中。

⑵關系式

得電子，化合價降低,被還原（發(fā)生還原反應）

II

氧化劑（氧化性）+還原劑（還原性）——還原產物I氧化產物

IJ

失電子?化合價升高?被氧化（發(fā)生氧化反應）

⑶解答氧化還原反應有關概念題的“三個步驟”

第一步：依據(jù)題意分析概念

“升失氧，降得還；劑性一致，其他相反?！薄皠┬砸恢隆奔囱趸瘎┚哂醒趸?，還原劑具

有還原性?！捌渌喾础奔囱趸瘎┍贿€原，發(fā)生還原反應，生成還原產物；還原劑被氧化，

發(fā)生氧化反應，生成氧化產物。

第二步：依據(jù)規(guī)律判斷反應的合理性

氧化還原反應遵循化合價互不交叉規(guī)律、強弱規(guī)律等。同學們應掌握化合價與氧化性的關系，

“高價氧，低價還，中間價態(tài)兩面轉”。

第三步：利用電子守恒進行定量判斷

有關氧化還原反應的定量問題，利用得、失電子守恒法可以簡化計算過程。對于生疏的或多

步氧化還原反應，可直接找出起始的氧化劑、還原劑和最終的還原產物、氧化產物，利用原

子守恒和電子守恒，建立已知量與未知量的關系，快速列等式求解。

如：一定量的Cu與HN03完全反應產生NOx,該NO,又被氧化為HNO3,則Cu與。2

的關系為n（Cu）X2=n（02）X4o

2氧化性、還原性的強弱

1.氧化性還原性比較的六種方法

判據(jù)判斷方法

一般來說，金屬活動性越強，對應單質的還原性越強，對應陽

金屬活動順序

離子的氧化性越弱

一般來說，非金屬活動性越強，對應單質的氧化性越強，對應

非金屬活動順序

陰離子的還原性越弱

氧化性：氧化劑＞氧化產物；

化學方程式

還原性：還原劑＞還原產物

從左至右

元素周期表從右至左

金屬單質的還原性增強

非金屈單質的輒化性增強

相應陽離子的輒化性減弱

相應陰離子的還原性減期

反應條件要求越低，反應越劇烈，對應物質的氧化性或還原性

反應條件越強，如是否加熱、反應溫度高低、有無催化劑和反應物濃度

大小等

⑴原電池：一般情況下，兩種不同的金屬構成原電池的兩極，

其還原性：負極〉正極

電極放電順序

⑵電解池：用惰性電極電解混合溶液時，在陰極先放電的陽離

子的氧化性較強，在陽極先放電的陰離子的還原性較強

2.強弱規(guī)律的常見應用

⑴在適宜條件下，用氧化性強的物質制備還原性弱的物質，用還原性強的物質制備氧化性

弱的物質。

⑵比較物質間氧化性（或還原性）的強弱。

⑶判斷氧化劑和還原劑在一定條件下是否發(fā)生反應。

在濃度相差不大的溶液中：

①同時含有幾種還原劑時包△血幽還原性強的先被氧化；

②同時含有幾種氧化劑時一包△舉屋也一氧化性強的先被還原。

得分技巧獲取信息的常見途徑

⑴題干或問題中的實驗現(xiàn)象；⑵圖像中的物質轉折點的物質種類的變化；⑶流程圖中進出

的物質的類別。

3氧化還原反應方程式的書寫與配平

1.熟記常見的氧化劑及對應的還原產物、還原劑及對應的氧化產4的

濃KMn04(H0xKC1O3、

氧化劑?20HNO3Fe3*H2O2

2H2s。4M11O2CIO-

還原NO或

C102-S02Mn2*Fe2*crH0

產物2

N02

S2SO2、\

還原劑rdii)CO、CFe2*NHHO

3SOi-22

(H2S)

氧化I

2SC0Fe3NOsol-0

產物2+2

2.一般氧化還原反應的配平步驟

（標價態(tài)）—正確標出反應前后化合價有變化的元素的化合價

g

（列變化）—列出元素化合價升高和降低的數(shù)值

心春初_求元素化合價升高和降低的總數(shù)，確定氧化劑、

亡亍巴1還原劑、氧化產物、還原產物的化學計量數(shù)

（配系數(shù)）—用觀察法配平其他各物質的化學計量數(shù)

利用“守恒”三原則（即質量守恒、得失電子守恒、

巴巴—電荷守恒），逐項檢查配平的方程式是否正確

氧化還原反應的配平技巧

0

I.全變從左邊配。氧化劑、還原劑中某元素化合價全變的，一般從反應物著手配平。如C+

+5‘4"40’5

HN03（濃）一fNO2t+C02t+H20,要使得失電子數(shù)守恒，必為1C+4HNO3（濃），再配平

右邊物質的化學計量數(shù)。

o

2.自變從右邊配。自身氧化還原反應（包括分解、歧化）一般從右邊著手配平。如S+KOH（熱、

-2"42’4

濃）-f^S+K2sO3+H2O,要使得失電子守恒，必有2K2S+1K2s。3,再配平其他物質的

化學計量數(shù)。

3.缺項配平法。首先明白缺項物質所含元素化合價反應前后未變。否則無法配平。所以先配

平含變價元素物質的化學計量數(shù)，再根據(jù)質量守恒定律確定缺項物質的化學式和化學計量數(shù)。

缺項物質一般為酸、堿、水，常見的有H2s。4、HC1、KOH、NaOH、H2O等。

得分技巧

條件補項原則

酸性條件下缺H（氫）或多0（氧）補H*,少0（氧補比0（水）

堿性條件下缺H（氫）或多0（氧）補出0（水）,少0（氧）補0H

書寫信息型氧化還原反應方程式的步驟（三步法）

第1步：根據(jù)氧化還原順序規(guī)律確定氧化性最強的為氧化劑，還原性最強的為還原劑；根據(jù)

化合價規(guī)律及題給信息和已知元素化合物性質確定相應的還原產物、氧化產物；根據(jù)氧化還

原反應的守恒規(guī)律確定氧化劑、還原劑、還原產物、氧化產物的相應化學計量數(shù)。

第2步：根據(jù)溶液的酸堿性，通過在反應方程式的兩端添加H，或0H的形式使方程式兩端

的電荷守恒。

第3步：根據(jù)原子守恒，通過在反應方程式兩端添加H20（或其他小分子）使方程式兩端的原

子守恒。

4離子反應

法鍵詞］1.離子反應的條件、離子共存。2.離子方程式的書寫、正誤判斷。3.離子的檢驗與

推斷。

1離子反應的條件一一離子共存的判斷

溶液中離子能否大量共存的判斷準則：看離子在所給條件下能否反應。其判斷步驟：先看條

件，后看反應。

1.先看條件一一題給條件

一看準題干要求，需辨別的離子組是“大量共存”還是“不能大量共存”，是“可能”還是

“一定”。

32

二看準附加條件，如①溶液的顏色，若為無色溶液則MnO4,Fe\Cu\Fe?.等有色離子

不能大量存在；②溶液的酸、堿性；③特定離子或分子的存在等。

2.后看反應一一所給離子之間能否發(fā)生反應

熟記發(fā)生離子反應不能大量共存的幾種情況

反應類型不能大量共存的離子

復生成沉淀Ba??與C01\SO*、SOi-；SiO?與H?不能大量共存

分生成氣體H*與CO/HCO§、S2\SOf等不能大量共存

解

生成弱電

反H?與OH，C10\F\CH3COO不能大量共存

解質

應

Fe3?能氧化S2、I等；Mn04,CIO在酸性、堿性、中性條件下

氧化還原反應

都有強氧化性，能將「、Fe2\SO3等氧化

23

Al,與AIO2、HCO3、COtsS\HS等水解徹底，F(xiàn)e-^A102^

鹽的雙水解

HCO3、cog等水解徹底，不能大量共存

絡合反應Fe31?與SCN-；Ag*與NH3HP

特別提醒

⑴Fe3?只能存在于酸性溶液并具有強氧化性（如第2題A項、第7題A項）。

⑵NILi、HCO3雖能發(fā)生雙水解反應，但能大量共存（如第1題A項）。

⑶S2-、SOM在酸性條件下不能大量共存，但堿性條件下能大量共存（如第6題B項）。

⑷S2與SO*不發(fā)生歸中反應（如第6題D項）。

⑸澄清透明溶液不代表無色（如第5題I）項）。

2離子方程式的書寫及正誤判斷

1.離子方程式書寫的基本要求

⑴符合事實：離子反應要符合客觀事實，不可臆造產物及反應。

⑵符號正確：化學式與離子符號使用正確合理，易溶且易電離的物質（易溶的強電解質包括

強酸、強堿、大多數(shù)易溶性鹽）以實際參加反應的離子符號表示，其他物質用化學式表示。

⑶遵循守恒：離子方程式兩邊各元素的原子個數(shù)、電荷總數(shù)相等，屬于氧化還原反應的，

氧化劑得電子總數(shù)與還原劑失電子總數(shù)要相等。

2.與量有關的常見離子反應歸納

⑴堿與多元酸（或酸性氧化物或酸式鹽）反應：若酸過量，生成酸式鹽；若堿過量，則生成正

士卜

nno

⑵鋁鹽與強堿（或酸）反應：若堿過量，生成A102；若堿不足，則生成Al（0U）3；A102與酸

3t

反應：若酸過量，生成Al；若酸不足，貝性成A1（OH）3O

32

⑶變價金屬Fe與硝酸反應：一般生成Fe'；若Fe過量，生成Fe-0

3.與量有關的離子方程式書寫技巧一一“少定多變”法

所謂的“少定”，即將量少的反應物的計量數(shù)確定為1,而“多變”即過量的反應物的計量

數(shù)根據(jù)反應的需要確定，不受化學式中比例制約，是可變的。量少物質產生的離子數(shù)之比符

合化學式。

如碳酸氫鈉溶液與少量澄清石灰水反應，可設1molCa（0H）2完全反應，則需要2mol

NaHCO3,生成ImolCaCCh、1molNa2C0:i^2molH20o反應的離子方程式為2HCO3+

22

Ca'+2OH===CaCO3l+C0^+2H20o

特別提醒

離子方程式正誤判斷特別關注三點

⑴產物對不對

①變價元素的產物（高價還是低價）。（如第4題B、C項，第6題B項）

②量不同時的產物（某反應物過量是否會與產物再反應）。（如第4題A項，第6題D項）

③反應物滴加順序不同時的產物。逐滴加入試劑時，不同時段的產物。

⑵方程式平不平

①原子是否守恒。

②電荷是否守恒。（如第3題B項）

③氧化還原反應中電子得失是否守恒。（如第5題D項）

⑶拆分準不準

①強拆弱不拆；②易溶拆不溶不拆；③微溶物“清拆濁不拆”；④單質、氧化物不拆；⑤濃

硫酸不拆，濃鹽酸、濃硝酸拆。（如第1題D項、第2題B項、第3題D項）

3離子檢驗及推斷

離子推斷的四項原則

⑴肯定性原則：根據(jù)實驗現(xiàn)象推出溶液中肯定存在或肯定不存在的離子（記住幾種常見的有

32

色離子：Fe2。、Fe\Cu\Mn04sCrO孑、Cr夢）。

⑵互斥性原則：在肯定某些離子的同時，結合離子共存規(guī)律，否定一些離子的存在（要注意

題目中的隱含條件，如：酸性、堿性、指示劑的變化、與鋁反應產生比、水的電離情況等）。

⑶電中性原則：溶液呈電中性，一定既有陽離子，又有陰離子，且溶液中正電荷總數(shù)與負

電荷總數(shù)相等（這一原則可幫助確定一些隱含的離子）。

⑷進出性原則：通常是在實驗過程中使用，是指在實驗過程中反應生成的離子或弓I入的離

子對后續(xù)實驗的干擾。

第一部分專題復習篇

專題3

化學基本理論

5元素周期律與周期表

關鍵詞］1.原子的表示法、同位素。2.周期表的信息（四個關系式）。3.金屬性、非金屬性、

最高價氧化物的水化物、氣體氫化物的穩(wěn)定性、半徑比較。4元素推斷一一依據(jù)原子核外電

子排布、依據(jù)周期表中的位置、依據(jù)性質。

1微粒結構與化學鍵

1.原子（離子）中基本微粒的關系

⑴質子數(shù)=核電荷數(shù)=核外電子數(shù)=原子序數(shù)

⑵質量數(shù)=質子數(shù)+中子數(shù)

⑶質子數(shù)=陽離子的核外電子數(shù)+陽離子所帶電荷數(shù)

⑷質子數(shù)=陰離子的核外電子數(shù)一陰離子所帶電荷數(shù)

2.澄清化學鍵與化合物的關系

化

物

（X-Y）合物

說明：⑴從圖中可以看出，離子化合物一定含有離子鍵，離子鍵只能存在于離子化合物中。

⑵共價鍵可存在于離子化合物、共價化合物和共價單質分子中。

⑶熔融狀態(tài)下能導電的化合物是離子化合物，如NaCl；熔融狀態(tài)下不能導電的化合物是共

價化合物，如HC1。

3.巧記10e、18e微粒

10電子體和18電子體是元素推斷題的重要突破口。

以Ne為中心記憶10電子體：

CE、NH3、H2（）、HF___________

N3-,Q2-、F-、NH「、H：；O+、NH7、OH-

Na〔、Mg2i'AW

Ne------------------------*?

以Ar為中心記憶18電子體:

一一包!二堅二"!___

p3、S2、HS、Cl、022

此外，由10電子體中的CH4、NH3、比0、HF失去一個H剩余部分一CH3、—NH2、—OH、

—F為9電子體，兩兩組合得到的物質如CH3cH3、CH3OH、H2O2、N2H1、F2等也為18電

子體。

方法指導

“四同”的判斷方法

判斷的關鍵是抓住描述的對象。

⑴同位素—原子，如出、鈿、汨。

⑵同素異形體一一單質，如。2、。3。

（3）同系物——有機化合物,如CH3cH3、CH3cH2cH3。

⑷同分異構體一一有機化合物，如正戊烷、新戊烷。

2元素周期律的應用

1.元素金屬性、非金屬性強弱的比較方法

金屬性非金屬性

原子越易得到電子，非金屬性

本質原子越易失去電子，金屬性越強

越強

根據(jù)金屬

活動性順從左到右，元素的金屬性逐漸減弱

序表

⑴同周期非金屬元素，位置

⑴同周期金屬元素，位置越靠前（原子序越靠后（原子序數(shù)越大），非金

根據(jù)元素數(shù)越小），金屬性越強；屬性越強；

在元素周⑵同主族金屬元素，位置越靠下（原子序⑵同主族非金屬元素，位置

期表中的數(shù)越大），金屬性越強；越靠上（原子序數(shù)越?。?，非金

位置⑶飾是金屬性最強的金屬元素（放射性屬性越強；

元素除外）⑶氟是非金屬性最強的非金

屬元素

其他因素相同時，金屬單質從水或酸中其他因素相同時，非金屬單質

根據(jù)氧化

置換出氫氣需要的條件越低、反應速率與氫氣化合需要的條件越低、

還原反應

越快，金屬性越強反應速率越快，非金屬性越強

氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性HxM>HyN

時，非金屬性：M>N,氣態(tài)

氫化物越穩(wěn)定，非金屬性越強

最高價氧化物對應水化物的堿性

最高價氧化物對應水化物的

根據(jù)化合M（OH）x>N（OH）y時,金屬性M>N,堿

酸性H'MOx>HyNO,.時，非

物的性質性M（0H）x>N（0H）y的程度越大,金屬性

金屬性M>N,酸性

M>N的程度越大

HxMOx>HyNO,的程度越

大，非金屬性M>N的程度越

大

2.粒子半徑比較方法（一般規(guī)律）

⑴電子層數(shù)不同時，電子層數(shù)越多，半徑越大。⑵電子層數(shù)相同時，核電荷數(shù)越多，半徑

越小。⑶電子層結構相同（核外電子排布相同）的離子半徑（包括陰、陽離子）隨核電荷數(shù)的增

加而戒小。⑷同種元素原子形成的微粒半徑，隨核外電子數(shù)的增多而增大。⑸電子數(shù)和核

電荷數(shù)都不同時，可通過一種參照物進行比較。如比較A13,與$2.的半徑大小，可找出與

32

A13,電子數(shù)相同、與S2-同族的元素。2比較，r(Al-)<r(O-),且r(02)<r(S2)故r(AP

+2

)<r(S)0

關于元素周期律、元素周期表的認識誤區(qū)

⑴誤認為主族元素的最高正價一定等于族序數(shù)(F無正價，0無最高正價)。

⑵誤認為元素的非金屬性越強，其氧化物對應水化物的酸性就越強(HC10、H2sCh是弱酸，

忽略了關鍵詞“最高價”)。

⑶誤認為失電子難的原子得電子的能力一定強。但是碳原子、稀有氣體元素的原子失電子

難，得電子也難。

⑷誤認為得失電子數(shù)多的原子，得失電子的能力一定強。其實不然，不能把得失電子數(shù)的

多少與得失電子的能力混淆。

⑸誤認為最高正價和最低負價絕對值相等的元素只有第IVA族的某些元素(第IA族的H的

最高正價為+1價，最低負價為-1價)。

3”位、構、性'關系的應用

1.元素周期表中的“位"''構”“性”關系

?~??-?

質子數(shù)=原子序數(shù)坡外層電子數(shù)=主族最高正價(O、FI除外)

電子層數(shù)=周期序數(shù)電子層結構、原子半徑決定

最外層電干數(shù)=主族序數(shù)得失電子難易和氧化性、還原性

,「I,,II,

|周期表中位置=#五~~^元索性質I

1可位同化性、左右遞變性、

上下相似遞變性

2.元素推斷的基本思路

⑴已知元素原子或離子的核外電子排布

推舞電子層數(shù)、最推舞周期序數(shù)、

外層電子數(shù)族序數(shù)

H推對單質及化合物

■的性質

⑵已知元素單質或化合物的性質(特性)

元素單質

推為1元素名稱推制原子推智在元素周期

及化合物一或符號一結構一

表中位置

的特性

得分技巧

熟記典型元素的特殊結構與性質

⑴原子結構的特殊性

①氫：只有1個電子，原子半徑最小。

②鈉：最外層只有1個電子，短周期中原子半徑最大(惰性氣體除外)。

③鎂：有三個電子層，最外層電子數(shù)與最內層電子數(shù)相同。

④碳：最外層電子數(shù)是次外層電子數(shù)的2倍。

⑤氧：最外層電子數(shù)是次外層電子數(shù)的3倍。

⑵常見元素的性質

①地殼中含量最多的元素或氨化物呈液態(tài)的元素為0；地殼中含量第二的元素為Si；地殼

中含量最多的金屬元素為A1。

②空氣中含量最多的元素或氣態(tài)氫化物的水溶液顯堿性的元素為N；氣態(tài)氫化物與最高價氧

化物的水化物能反應生成鹽的元素為N。

③單質硬度最大，熔沸點最高，形成化合物種類最多，正負化合價代數(shù)和為0且氣態(tài)氫化物

中含氫質量分數(shù)最高的元素是co

④最高價氧化物及其水化物既能與強酸反應，又能與強堿反應的元素在中學階段為Alo

⑤兩短周期金屬元素的最高價氧化物對應水化物相互反應，這兩種元素分別為Na和Al0

6反應熱與蓋斯定律應用

關鍵詞］1.反應熱、能量、放熱、吸熱、能源、燃燒。2.熱化學方程式的書寫與正誤判斷。

3.蓋斯定律，熔變（AH）的計算、比較。

能量轉化及反應熱的含義

1.化學反應中能量變化的主要原因

發(fā)生化學反應時舊化學鍵斷裂所吸收的能量與新化學鍵形成所放出的能量不相同，其關系可

用下圖表不■

舊化學鍵斷裂

新化學鍵形成

（總能量E生）

放出能量

E/E生或EDE2,反應吸收能量；EQE生或EKE2,反應放出能量。

2.從反應過程中能量變化圖認識反應熱

反應物生成物

的總能量的總能量

生成物L____t反應物

的總能量［——的總能量

放熱反應過程吸熱反應過程