江蘇大學聯考化學要點知識點歸納

現在高三學生已經着手開始今年大學聯考複習，理科生是需要複習化學這門科目的，江蘇的考生知道哪些知識點是要重點把握的嗎?下面是本站小編為大家整理的大學聯考化學基礎知識點，希望對大家有用!

　　大學聯考化學必背知識點

一、滴加順序不同，現象不同集

3與NH3·H2O：

AgNO3向NH3·H2O中滴加——開始無白色沉澱，後產生白色沉澱

NH3·H2O向AgNO3中滴加——開始有白色沉澱，後白色沉澱消失

與AlCl3：

NaOH向AlCl3中滴加——開始有白色沉澱，後白色沉澱消失

AlCl3向NaOH中滴加——開始無白色沉澱，後產生白色沉澱

與NaAlO2：

HCl向NaAlO2中滴加——開始有白色沉澱，後白色沉澱消失

NaAlO2向HCl中滴加——開始無白色沉澱，後產生白色沉澱

2CO3與鹽酸：

Na2CO3向鹽酸中滴加——開始有氣泡，後不產生氣泡

鹽酸向Na2CO3中滴加——開始無氣泡，後產生氣泡

二、中學化學中與“0”有關的實驗問題4例及小數點問題

1.滴定管最上面的刻度是0。小數點為兩位

2.量筒最下面的刻度是0。小數點為一位

3.温度計中間刻度是0。小數點為一位

4.托盤天平的標尺中央數值是0。小數點為一位

三、能夠做噴泉實驗的氣體

1、NH3、HCl、HBr、HI等極易溶於水的氣體均可做噴泉實驗

2、CO2、Cl2、SO2與氫氧化鈉溶液

3、C2H2、C2H4與溴水反應

四、比較金屬性強弱的依據

金屬性：金屬氣態原子失去電子能力的性質;金屬活動性：水溶液中，金屬原子失去電子能力的性質。

注：金屬性與金屬活動性並非同一概念，兩者有時表現為不一致。

1、同周期中，從左向右，隨着核電荷數的增加，金屬性減弱;同主族中，由上到下，隨着核電荷數的增加，金屬性增強。

2、依據最高價氧化物的水化物鹼性的強弱;鹼性愈強，其元素的金屬性也愈強。

3、依據金屬活動性順序表(極少數例外)。

4、常温下與酸反應劇烈程度。

5、常温下與水反應的劇烈程度。

6、與鹽溶液之間的置換反應。

7、高温下與金屬氧化物間的置換反應。

五、比較非金屬性強弱的依據

1、同週期中，從左到右，隨核電荷數的增加，非金屬性增強;同主族中，由上到下，隨核電荷數的增加，非金屬性減弱。

2、依據最高價氧化物的`水化物酸性的強弱：酸性愈強，其元素的非金屬性也愈強。

3、依據其氣態氫化物的穩定性：穩定性愈強，非金屬性愈強。

4、與氫氣化合的條件。

5、與鹽溶液之間的置換反應;

6、其他，例：2Cu+S===ΔCu2S Cu+Cl2===點燃CuCl2 所以，Cl的非金屬性強於S。

六、“10電子”、“18電子”的微粒小結

1.“10電子”的微粒：

	分子	離子
一核10電子的	Ne	N3−、O2−、F−、Na+、Mg2+、Al3+
二核10電子的	HF	OH−、
三核10電子的	H2O	NH2−
四核10電子的	NH3	H3O+
五核10電子的	CH4	NH4+

2.“18電子”的微粒：

	分子	離子
一核18電子的	Ar	K+、Ca2+、Cl‾、S2−
二核18電子的	F2、HCl	HS−
三核18電子的	H2S
四核18電子的	PH3、H2O2
五核18電子的	SiH4、CH3F
六核18電子的	N2H4、CH3OH

注：其它諸如C2H6、N2H5+、N2H62+等亦為18電子的微粒。

　　高一化學考點知識

離子反應

一、電解質和非電解質

電解質：在水溶液裏或熔融狀態下能導電的化合物。

1、化合物

非電解質：在水溶液中和熔融狀態下都不能導電的化合物。(如：酒精[乙醇]、蔗糖、SO2、SO3、NH3、CO2等是非電解質。)

(1)電解質和非電解質都是化合物，單質和混合物既不是電解質也不是非電解質。

(2)酸、鹼、鹽和水都是電解質(特殊：鹽酸(混合物)電解質溶液)。

(3)能導電的物質不一定是電解質。能導電的物質：電解質溶液、熔融的鹼和鹽、金屬單質和石墨。

電解質需在水溶液裏或熔融狀態下才能導電。固態電解質(如：NaCl晶體)不導電，液態酸(如：液態HCl)不導電。

2、溶液能夠導電的原因：有能夠自由移動的離子。

3、電離方程式：要注意配平，原子個數守恆，電荷數守恆。如：Al2(SO4)3=2Al3++3SO42-

二、離子反應：

1、離子反應發生的條件：生成沉澱、生成氣體、水。

2、離子方程式的書寫：(寫、拆、刪、查)

①寫：寫出正確的化學方程式。(要注意配平。)

②拆：把易溶的強電解質(易容的鹽、強酸、強鹼)寫成離子形式。

常見易溶的強電解質有：

三大強酸(H2SO4、HCl、HNO3)，四大強鹼[NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2 (澄清石灰水拆，石灰乳不拆)]，可溶性鹽，這些物質拆成離子形式，其他物質一律保留化學式。

③刪：刪除不參加反應的離子(價態不變和存在形式不變的離子)。

④查：檢查書寫離子方程式等式兩邊是否原子個數守恆、電荷數守恆。

3、離子方程式正誤判斷：(看幾看)

①看是否符合反應事實(能不能發生反應，反應物、生成物對不對)。

②看是否可拆。

③看是否配平(原子個數守恆，電荷數守恆)。

④看“=”“ ”“↑”“↓”是否應用恰當。

4、離子共存問題

(1)由於發生複分解反應(生成沉澱或氣體或水)的離子不能大量共存。

生成沉澱：AgCl、BaSO4、BaSO3、BaCO3、CaCO3、Mg(OH)2、Cu(OH)2等。

生成氣體：CO32-、HCO3-等易揮發的弱酸的酸根與H+不能大量共存。

生成H2O：①H+和OH-生成H2O。②酸式酸根離子如：HCO3-既不能和H+共存，也不能和OH-共存。如：HCO3-+H+=H2O+CO2↑， HCO3-+OH-=H2O+CO32-

(2)審題時應注意題中給出的附加條件。

①無色溶液中不存在有色離子：Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO4-(常見這四種有色離子)。

②注意挖掘某些隱含離子：酸性溶液(或pH<7)中隱含有H+，鹼性溶液(或pH>7)中隱含有OH-。

③注意題目要求“大量共存”還是“不能大量共存”。

　　高中化學常考知識點

1、有色氣體：

F2(淡黃綠色)、Cl2(黃綠色)、Br2(g)(紅棕色)、I2(g)(紫紅色)、NO2(紅棕色)、O3(淡藍色)，其餘均為無色氣體。其它物質的顏色見會考手冊的顏色表。

2、有刺激性氣味的氣體：

HF、HCl、HBr、HI、NH3、SO2、NO2、F2、Cl2、Br2(g);有臭雞蛋氣味的氣體：H2S。

3、熔沸點、狀態：

① 同族金屬從上到下熔沸點減小，同族非金屬從上到下熔沸點增大。

② 同族非金屬元素的氫化物熔沸點從上到下增大，含氫鍵的NH3、H2O、HF反常。

③ 常温下呈氣態的有機物：碳原子數小於等於4的烴、一氯甲烷、甲醛。

④ 熔沸點比較規律：原子晶體>離子晶體>分子晶體，金屬晶體不一定。

⑤ 原子晶體熔化只破壞共價鍵，離子晶體熔化只破壞離子鍵，分子晶體熔化只破壞分子間作用力。

⑥ 常温下呈液態的單質有Br2、Hg;呈氣態的單質有H2、O2、O3、N2、F2、Cl2;常温呈液態的無機化合物主要有H2O、H2O2、硫酸、硝酸。

⑦ 同類有機物一般碳原子數越大，熔沸點越高，支鏈越多，熔沸點越低。

同分異構體之間：正>異>新，鄰>間>對。

⑧ 比較熔沸點注意常温下狀態，固態>液態>氣態。如：白磷>二硫化碳>乾冰。

⑨ 易昇華的物質：碘的單質、乾冰，還有紅磷也能昇華(隔絕空氣情況下)，但冷卻後變成白磷，氯化鋁也可;三氯化鐵在100度左右即可昇華。

⑩ 易液化的氣體：NH3、Cl2 ，NH3可用作致冷劑。

4、溶解性

① 常見氣體溶解性由大到小：NH3、HCl、SO2、H2S、Cl2、CO2。極易溶於水在空氣中易形成白霧的氣體，能做噴泉實驗的氣體：NH3、HF、HCl、HBr、HI;能溶於水的氣體：CO2、SO2、Cl2、Br2(g)、H2S、NO2。極易溶於水的氣體尾氣吸收時要用防倒吸裝置。

② 溶於水的有機物：低級醇、醛、酸、葡萄糖、果糖、蔗糖、澱粉、氨基酸。苯酚微溶。

③ 鹵素單質在有機溶劑中比水中溶解度大。

④ 硫與白磷皆易溶於二硫化碳。

⑤ 苯酚微溶於水(大於65℃易溶)，易溶於酒精等有機溶劑。

⑥ 硫酸鹽三種不溶(鈣銀鋇)，氯化物一種不溶(銀)，碳酸鹽只溶鉀鈉銨。

⑦ 固體溶解度大多數隨温度升高而增大，少數受温度影響不大(如NaCl)，極少數隨温度升高而變小[如Ca(OH)2]。 氣體溶解度隨温度升高而變小，隨壓強增大而變大。

5、密度

① 同族元素單質一般密度從上到下增大。

② 氣體密度大小由相對分子質量大小決定。

③ 含C、H、O的有機物一般密度小於水(苯酚大於水)，含溴、碘、硝基、多個氯的有機物密度大於水。