廣東大學聯考化學基礎知識總結

大學聯考化學複習需要大家學會總結，通過總結能夠讓化學複習變的輕鬆。廣東的學生在備考的時候，要學會自己總結歸納學過的重點知識。下面是本站小編為大家整理的大學聯考化學必備的知識，希望對大家有用!

　　大學聯考化學易混知識

1.鹵素單質一般不與稀有氣體反應，但F2卻能與Xe、Kr等稀有氣體反應生成對應的氟化物，如 KrF2、XeF2、XeF4、XeF6 等。

2. 常見的鹵素與水反應化學方程式一般為：X2 + H2O=HX + HXO 但F2與水反應化學方程式為：2F2 +2H2O=4HF+O2

3. 鹵素與強鹼溶液反應化學方程式一般為： X2+2OH-=X- + XO- + H2O;但 F2 與強鹼溶 液反應時先與水反應，生成的HF再與鹼反應。

4. Agx有感光性，見光一般分解;但AgF穩 定，見光也不分解。

5. AgX—般不溶於水也不溶於稀HNO3;但 AgF可溶於水。

6. CaX2 一般可溶於水;但CaF2難溶於水。

7. 鹵素在化合物中既可顯負價，又可顯正 價;但氟元素在化合物中只能顯負價。

8. 鹵素的無氧酸(氫鹵酸)一般是強酸;但氫 氟酸是一種弱酸。

9. 氫齒酸一般不與矽或二氧化矽反應;但氫 氟酸能與矽或二氧化矽反應。

10. 鹵素單質與鐵反應一般生成FeX3;但I2 單質與鐵反應生成物為FeI2。

11. 組成結構相似的物質的熔、沸點一般隨 著相對分子質量的增大而升髙;但NH3、H2O、HF 的熔、沸點反常升髙。

12. 鹼金屬單質的密度從上到下一般增大; 但鉀的密度卻反而比鈉小。

13. 鹼金屬與足量氧氣反應，一般都能生成 過氧化物或超氧化物;但Li與O2反應時，只能生 成 L i2。

14. 製取活潑金屬(如K、Ca、Na等)時，一般 是電解其熔融鹽;但鋁卻是將Al2O3熔化在冰晶石中進行電解。

15. 金屬硫化物中，硫元素的化合價一般為 -2價;但FeS2中硫元素的化合價為-1價。

16. 碳族元素的主要化合價一般呈+2、+4 價;但矽卻只有+4價。

17. PO43-離子的鑑定，一般可用試劑AgNO3 溶液，產生黃色沉澱，再加稀HNO3溶液沉澱消失的方法進行;但磷酸中的PO43-離子不能用上述方法鑑定。

18. 非金屬單質一般不導電;但石墨、碲卻能 導電。

19. 金屬在常溫下一般為固體;但Hg卻是液體。

20. 非金屬單質常溫下一般為固態;但溴為液態。

21. 非金屬單質與強鹼溶液反應一般不生成 氫氣;但矽卻不然。

22. 鋇鹽(如BaCO3、BaCl2等)一般都是極毒 的;但BaSO4卻無毒，因其不溶於水也不溶於胃酸 而作鋇餐。

23. 銅鹽溶液一般為藍色;但氣化銅濃溶液 常為綠色。

　　高中必修一化學知識

硫及其化合物

1、硫元素的存在：硫元素最外層電子數為6個，化學性質較活潑，容易得到2個電子呈-2價或者與其他非金屬元素結合成呈+4價、+6價化合物。硫元素在自然界中既有遊離態又有化合態。(如火山口中的硫就以單質存在)

2、硫單質：

①物質性質：俗稱硫磺，淡黃色固體，不溶於水，熔點低。

②化學性質：S+O2 ===點燃 SO2(空氣中點燃淡藍色火焰，純氧中藍紫色)

3、二氧化硫(SO2)

(1)物理性質：無色、有刺激性氣味有毒的氣體，易溶於水，密度比空氣大，易液化。

(2)SO2的製備：S+O2 ===點燃 SO2或Na2SO3+H2SO4=Na2SO4+SO2↑+H2O

(3)化學性質：①SO2能與水反應SO2+H2OH2SO3(亞硫酸，中強酸)此反應為可逆反應。

可逆反應定義：在相同條件下，正逆方向同時進行的反應。(關鍵詞：相同條件下)

②SO2為酸性氧化物，是亞硫酸(H2SO3)的酸酐，可與鹼反應生成鹽和水。

a、與NaOH溶液反應：

SO2(少量)+2NaOH=Na2SO3+H2O (SO2+2OH-=SO32-+H2O)

SO2(過量)+NaOH=NaHSO3(SO2+OH-=HSO3-)

b、與Ca(OH)2溶液反應：

SO2(少量)+Ca(OH)2=CaSO3↓(白色)+H2O

2SO2(過量)+Ca(OH)2=Ca(HSO3) 2 (可溶)

對比CO2與鹼反應：

CO2(少量)+Ca(OH)2=CaCO3↓(白色)+H2O

2CO2(過量)+Ca(OH)2=Ca(HCO3) 2 (可溶)

將SO2逐漸通入Ca(OH)2溶液中先有白色沉澱生成，後沉澱消失，與CO2逐漸通入Ca(OH)2溶液實驗現象相同，所以不能用石灰水來鑑別SO2和CO2。能使石灰水變渾濁的無色無味的氣體一定是二氧化碳，這說法是對的，因為SO2是有刺激性氣味的氣體。

③SO2具有強還原性，能與強氧化劑(如酸性高錳酸鉀溶液、氯氣、氧氣等)反應。SO2能使酸性KMnO4溶液、新制氯水褪色，顯示了SO2的強還原性(不是SO2的漂白性)。

催化劑：粉塵、五氧化二釩)

SO2+Cl2+2H2O=H2SO4+2HCl(將SO2氣體和Cl2氣體混合後作用於有色溶液，漂白效果將大大減弱。)

④SO2的弱氧化性：如2H2S+SO2=3S↓+2H2O(有黃色沉澱生成)

⑤SO2的漂白性：SO2能使品紅溶液褪色，加熱會恢復原來的顏色。用此可以檢驗SO2的存在。

	SO2	Cl2
漂白的物質	漂白某些有色物質	使溼潤有色物質褪色
原理	與有色物質化合生成不穩定的無色物質	與水生成HClO，HClO具有漂白性，將有色物質氧化成無色物質
加熱	能恢復原色（無色物質分解）	不能復原

⑥SO2的用途：漂白劑、殺菌消毒、生產硫酸等。

4、硫酸(H2SO4)

(1)濃硫酸的物理性質：純的硫酸為無色油狀粘稠液體，能與水以任意比互溶(稀釋濃硫酸要規範操作：注酸入水且不斷攪拌)。質量分數為98%(或18.4mol/l)的硫酸為濃硫酸。不揮發，沸點高，密度比水大。

(2)濃硫酸三大性質：吸水性、脫水性、強氧化性。

①吸水性：濃硫酸可吸收結晶水、溼存水和氣體中的水蒸氣，可作乾燥劑，可乾燥H2、O2、SO2、CO2等氣體，但不可以用來乾燥NH3、H2S、HBr、HI、C2H4五種氣體。

②脫水性：能將有機物(蔗糖、棉花等)以水分子中H和O原子個數比2︰1脫水，炭化變黑。

③強氧化性：濃硫酸在加熱條件下顯示強氧化性(+6價硫體現了強氧化性)，能與大多數金屬反應，也能與非金屬反應。

a. 與大多數金屬反應(如銅)：2H2SO4 (濃)+Cu===△CuSO4+2H2O+SO2 ↑

(此反應濃硫酸表現出酸性和強氧化性 )

b. 與非金屬反應(如C反應)：2H2SO4(濃)+C===△CO2 ↑+2H2O+SO2 ↑

(此反應濃硫酸表現出強氧化性 )

注意：常溫下，Fe、Al遇濃H2SO4或濃HNO3發生鈍化。

濃硫酸的強氧化性使許多金屬能與它反應，但在常溫下，鋁和鐵遇濃硫酸時，因表面被濃硫酸氧化成一層緻密氧化膜，這層氧化膜阻止了酸與內層金屬的進一步反應。這種現象叫金屬的`鈍化。鋁和鐵也能被濃硝酸鈍化，所以，常溫下可以用鐵製或鋁製容器盛放濃硫酸和濃硝酸。

(3)硫酸的用途：乾燥劑、化肥、炸藥、蓄電池、農藥、醫藥等。

　　高中化學選修三知識

1、共價鍵的分類和判斷：σ鍵(“頭碰頭”重疊)和π鍵(“肩碰肩”重疊)、極性鍵和非極性鍵，還有一類特殊的共價鍵-配位鍵。

共價鍵三引數：

	概念	對分子的影響
鍵能	拆開1mol共價鍵所吸收的能量（單位：kJ/mol）	鍵能越大，鍵越牢固，分子越穩定
鍵長	成鍵的兩個原子核間的平均距離（單位：10-10米）	鍵越短，鍵能越大，鍵越牢固，分子越穩定
鍵角	分子中相鄰鍵之間的夾角(單位：度）	鍵角決定了分子的空間構型

共價鍵的鍵能與化學反應熱的關係:反應熱=所有反應物鍵能總和-所有生成物鍵能總和

2、共價鍵:原子間通過共用電子對形成的化學鍵

3、鍵的極性：

極性鍵：不同種原子之間形成的共價鍵，成鍵原子吸引電子的能力不同，共用電子對發生偏移

非極性鍵：同種原子之間形成的共價鍵，成鍵原子吸引電子的能力相同，共用電子對不發生偏移

4、分子的極性：

(1)極性分子：正電荷中心和負電荷中心不相重合的分子

(2)非極性分子：正電荷中心和負電荷中心相重合的分子

分子極性的判斷：分子的極性由共價鍵的極性及分子的空間構型兩個方面共同決定

非極性分子和極性分子的比較：

	非極性分子	極性分子
形成原因	整個分子的電荷分佈均勻，對稱	整個分子的電荷分佈不均勻、不對稱
存在的共價鍵	非極性鍵或極性鍵	極性鍵
分子內原子排列	對稱	不對稱

5、分子的空間立體結構

常見分子的型別與形狀比較：

分子型別	分子形狀	鍵角	鍵的極性	分子極性	代表物
A	球形			非極性	He、Ne
A2	直線形		非極性	非極性	H2、O2
AB	直線形		極性	極性	HCl、NO
ABA	直線形	180°	極性	非極性	CO2、CS2
ABA	V形	≠180°	極性	極性	H2O、SO2
A4	正四面體形	60°	非極性	非極性	P4
AB3	平面三角形	120°	極性	非極性	BF3、SO3
AB3	三角錐形	≠120°	極性	極性	NH3、NCl3
AB4	正四面體形	109°28′	極性	非極性	CH4、CCl4
AB3C	四面體形	≠109°28′	極性	極性	CH3Cl、CHCl3
AB2C2	四面體形	≠109°28′	極性	極性	CH2Cl2

直 線	三角形	V形	四面體	三角錐	V形H2O

6、原子晶體：所有原子間通過共價鍵結合成的晶體或相鄰原子間以共價鍵相結合而形成空間立體網狀結構的晶體

7、典型的原子晶體有金剛石(C)、晶體矽(Si)、二氧化矽(SiO2)