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20XX年高考化学重要知识点详尽总结一
1、固体不必定都是晶体,如玻璃是非晶态物质,再如塑料、橡胶
等。
2、最简式相同的有机物:①CH:C2H2和C6H6②CH2:烯烃和环烷
烃③CH2O:甲醛、乙酸、甲酸甲酯④CnH2nO:饱和一元醛(或饱和一元
***)与二倍于其碳原子数和饱和一元羧酸或酯;举一例:乙醛(C2H4O)与丁酸及其异构体(C4H8O2)
3、一般原子的原子核是由质子和中子构成,但氕原子(1H)中无中
子。
4、元素周期表中的每个周期不必定从金属元素开始,如第一周期是从氢元素开始。
5、ⅢB所含的元素种类最多。碳元素形成的化合物种类最多,且ⅣA族中元素构成的晶体经常属于原子晶体,如金刚石、晶体硅、二氧化硅、碳化硅等。
6、质量数相同的原子,不必定属于同种元素的原子,如
18O与
18F、40K与40Ca
ⅣA~ⅦA族中只有ⅦA族元素没有同素异形体,且其单质不可以与氧气直接化合。
8、开朗金属与开朗非金属一般形成离子化合物,但
AlCl3倒是共价
化合物(熔沸点很低,易升华,为双聚分子,所有原子都达到了最外层为
8
个电子的稳固结构)。
9、一般元生性质越开朗,其单质的性质也开朗,但
N和P相反,因
为N2形成叁键。
10、非金属元素之间一般形成共价化合物,但NH4Cl、NH4NO3等
铵盐倒是离子化合物。
11、离子化合物在一般条件下不存在单个分子,但在气态时倒是以单
个分子存在。如NaCl。
12、含有非极性键的化合物不必定都是共价化合物,如Na2O2、
FeS2、CaC2等是离子化合物。
13
、单质分子不必定是非极性分子,如
O3是极性分子。
14
、一般氢化物中氢为+1价,但在金属氢化物中氢为-1
价,如
NaH、CaH2等。
15、非金属单质一般不导电,但石墨能够导电,硅是半导体。
16、非金属氧化物一般为酸性氧化物,但CO、NO等不是酸性氧化
物,而属于不可盐氧化物。
17、酸性氧化物不必定与水反响:如SiO2。
18、金属氧化物一般为碱性氧化物,但一些高价金属的氧化物反而是
酸性氧化物,如:Mn2O7、CrO3等反而属于酸性氧物,
2KOH+Mn2O7==2KMnO4+H2O。
20XX年高考化学重要知识点详尽总结二
19、非金属元素的最高正价和它的负价绝对值之和等于8,但***无正
价,氧在OF2中为+2价。
20、含有阳离子的晶体不必定都含有阴离子,如金属晶体中有金属阳
离子而无阴离子。
21、离子晶体不必定只含有离子键,如NaOH、Na2O2、NH4Cl、
*****a等中还含有共价键。
,其他原子的电子层
结构必定不是稳固结构。
。
,阴离子的半径必定大于
对应原子的半径。
径。如Fe3+
,不一样原子间的共价键必定
是极性键。
。题目中有“分子”一词,该物质必为分子
晶体。
单质分子中必定不含有极性键。
共价化合物中必定不含有离子键。
含有离子键的化合物必定是离子化合物,形成的晶体必定是离子
晶体。
,其他晶体中必定无分子。
。
。
,其他晶体必定不存在分子间力(除
石墨外)。
,键有极性,分子必定有极性(极性分子);键无极
性,分子必定无极性(非极性分子)。
36、氢键也属于分子间的一种互相作用,它只影响分子晶体的熔沸
点,对分子稳固性无影响。
20XX年高考化学重要知识点详尽总结三
,它还可能是分子,阴、阳离子、基团(如羟
基、硝基等)。比如,拥有10e-的微粒:Ne;O2-、F-、Na+、Mg2+、
Al3+;OH-H3O+、CH4、NH3、H2O、HF。
,如碳,罕有气体
等。
ⅡA族元素,如
He、副族元素等。
ⅠA族元素,如
Cr、ⅠB族元素等。
ⅠA族元素不必定是碱金属元素,还有氢元素。
、短周期元素构成的族不必定是主族,还有0族。
,如罕有气体为单原子分子,无化学
键。
,如过氧化氢、乙炔等。
,如过氧化钠、二硫化亚铁、乙酸钠、CaC2等是离子化合物。
,键有极性,分子不必定有极性,如二氧化碳、
甲烷等是非极性分子。
,如金属晶体。
,如Mg3N2、金属碳化物(CaC2)等是离
子化合物,但不是盐。
,如***化铝、溴化铝等是共价化合物。
20XX年高考化学知识点总结一
(1)原子结构原理是电子排入轨道的次序,结构原理揭露了原子核外电
子的能级散布。
(2)原子结构原理是书写基态原子电子排布式的依照,也是绘制基态原
子轨道表示式的主要依照之一。
(3)不一样能层的能级有交织现象,如E(3d)E(4s)、E(4d)E(5s)、
E(5d)E(6s)、E(6d)E(7s)、E(4f)E(5p)、E(4f)E(6s)等。原子轨道的能量关系
是:ns(n-2)f(n-1)d
(4)能级组序数对应着元素周期表的周期序数,能级组原子轨道所容纳
电子数量对应着每个周期的元素数量。
依据结构原理,在多电子原子的电子排布中:各能层最多容纳的电子
数为2n2;最外层不超出8个电子;次外层不超出18个电子;倒数第三层不超
过32个电子。
(5)基态和激发态
①基态:最低能量状态。处于最低能量状态的原子称为基态原子。
②激发态:较高能量状态(相对基态而言)。基态原子的电子汲取能量后,电子跃迁至较高能级时的状态。处于激发态的原子称为激发态原子。
③原子光谱:不一样元素的原子发生电子跃迁时会汲取(基态→激发态)和放出(激发态→较低激发态或基态)不一样的能量(主假如光能),产生不一样的光谱——原子光谱(汲取光谱和发射光谱)。利用光谱剖析能够发现新元素或利用特点谱线判定元素。
20XX年高考化学知识点总结二
1、元素周期表的结构
元素在周期表中的地点由原子结构决定:原子核外的能层数决定元素
所在的周期,原子的价电子总数决定元素所在的族。
(1)原子的电子层构型和周期的区分
周期是指能层(电子层)相同,依照最高能级组电子数挨次增加的次序
摆列的一行元素。即元素周期表中的一个横行为一个周期,周期表共有七
个周期。同周期元素从左到右(除罕有气体外),元素的金属性渐渐减弱,
非金属性渐渐加强。
(2)原子的电子构型和族的区分
族是指价电子数相同(外头电子排布相同),依照电子层数挨次增添的
次序摆列的一列元素。即元素周期表中的一个列为一个族(第Ⅷ族除外)。
共有十八个列,十六个族。同主族周期元素从上到下,元素的金属性渐渐
加强,非金属性渐渐减弱。
(3)原子的电子构型和元素的分区
按电子排布可把周期表里的元素区分红5个区,分别为s区、p
区、
d区、f区和ds区,除ds区外,区的名称来自按结构原理最后填入电子
的能级的符号。
2、元素周期律
元素的性质跟着核电荷数的递加发生周期性的递变,叫做元素周期
律。元素周期律主要表此刻核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属
性、非金属性、第一电离能、电负性等的周期性变化。元生性质的周期性
根源于原子外电子层构型的周期性。
20XX年高考化学知识点总结三
(1)极性分子和非极性分子
1非极性分子:从整个分子看,分子里电荷的散布是对称的。如:①
只由非极性键构成的同种元素的双原子分子:H2、Cl2、N2等;②只由极
性键构成,空间构型对称的多原子分子:CO2、CS2、BF3、CH4、CCl4
等;③极性键非极性键都有的:
CH2=CH2、CH≡CH
。
2极性分子:整个分子电荷散布不对称。如:
①不一样元素的双原子分
子如:HCl,HF等。②折线型分子,如H2O、H2S等。③三角锥形分子
如NH3等。
(2)共价键的极性和分子极性的关系:
二者研究对象不一样,键的极性研究的是原子,而分子的极性研究的是
分子自己;二者研究的方向不一样,键的极性研究的是共用电子对的偏离与倾向,而分子的极性研究的是分子中电荷散布能否平均。非极性分子中,可能含有极性键,也可能含有非极性键,如二氧化碳、甲烷、四***化碳、
三***化硼等只含有极性键,非金属单质F2、N2、P4、S8等只含有非极性键,C2H6、C2H4、C2H2等既含有极性键又含有非极性键;极性分子中,必定含有极性键,可能含有非极性键,如HCl、H2S、H2O2等。(3)分子极性的判断方法
①单原子分子:分子中不存在化学键,故没有极性分子或非极性分子
之说,如He、Ne等。
②双原子分子:若含极性键,就是极性分子,如HCl、HBr等;若含非
极性键,就是非极性分子,如O2、I2等。
③以极性键联合的多原子分子,主要由分子中各键在空间的摆列地点决定分子的极性。若分子中的电荷散布平均,即摆列地点对称,则为非极性分子,如BF3、CH4等。若分子中的电荷散布不平均,即摆列地点不对称,则为极性分子,如NH3、SO2等。
④依据ABn的中心原子A的最外层价电子能否所有参加形成了相同的共价键。(或A能否达最高价)
(4)相像相溶原理
①相像相溶原理:极性分子易溶于极性溶剂,非极性分子易溶于非极性溶剂。
②相像相溶原理的合用范围:“相像相溶”中“相像”指的是分子的极性相像。
③假如存在氢键,则溶剂和溶质之间的氢键作使劲越大,溶解性越
好。相反,无氢键互相作用的溶质在有氢键的水中的溶解度就比较小。