高考化學知識點

時間：2022-10-23 05:17:44 高考化學我要投稿

高考化學知識點匯編15篇

　　漫長的學習生涯中，大家都沒少背知識點吧？知識點有時候特指教科書上或考試的知識。還在苦惱沒有知識點總結嗎？下面是小編為大家整理的高考化學知識點，僅供參考，希望能夠幫助到大家。

高考化學知識點匯編15篇

高考化學知識點1

　　羧酸和酯是重要的有機化合物，與生命活動密切相關。掌握這些知識是深化理解有機化合物知識的延伸。主要包含乙酸的分子結構、乙酸的化學性質、乙酸的制法、羧酸的分類、羧酸的命名通式和通性、幾種常見羧酸的結構和性質、甲酸的結構和性質、苯甲酸的結構和性質

　　乙二酸的結構和性質、乙酸乙酯的分子結構和化學性質、實驗室制取乙酸乙酯、酯類的概念、酯的分類、羧酸酯的通式、酯的'命名、酯的化學性質等知識。還是要依據官能團決定了有機化合物的性質，運用官能團理解有機物的性質。重點掌握羧酸與酯的結構與性質。

　　(羧基)，乙酸是無色液體，有強烈的刺激氣味。易溶于水和乙醇。熔點：16.6℃，沸點：117.9℃。無水乙酸又稱冰醋酸。在室溫較低時，無水乙酸就會凝結成像冰一樣的晶體。

　　乙酸含有的羧基官能團決定乙酸的主要化學性質：酸性、酯化反應。

　　2、羧酸：在分子里烴基跟羧基直接相連接的有機化合物叫做羧酸。一元羧酸的通式：R—COOH，飽和一元羧酸的通式：CnH2nO2。

　　3、羧酸的分類：按羧基的數目：一元羧酸、二元羧酸、多元羧酸;根據分子里的烴基是否飽和：飽和羧酸、不飽和羧酸;按烴基不同：脂肪酸、芳香酸;按C原子數目：低級脂肪酸、高級脂肪酸。

　　4、羧酸的同分異構現象：羧酸的同分異構現象較普遍，羧酸既存在同類的同分異構體，也存在羧酸與酯的同分異構體。

　　5、羧酸的化學性質：由于羧酸的分子里都含有羧基，羧基是羧酸的官能團，它決定著羧酸的主要化學特性，所以羧酸的主要化學性質有：酸的通性，酯化反應。

　　6、酯的結構特征：酯是羧酸分子羧基中的-OH被-OR取代后的產物。酯的特征結構是-COO-，羧酸酯的一般通式為RCOOR′由飽和一元醇和飽和一元酸酯化反應得到的酯，可以用通式CmH2m+1COOCnH2n+1(或CnH2nO2)表示。與飽和一元羧酸為同分異構體。

　　7、酯的物理性質：低級酯是有芳香氣味的液體，存在于各種水果和花草中，酯的密度一般比水小，難溶于水，易溶于乙醇和乙醚等有機溶劑。

　　8、酯的同分異構現象：酯的同分異構現象一般要比其他的烴的含氧衍生物的同分異構現象更復雜，除酯類產生同分異構體外，酯與羧酸等物質之間也能產生同分異構體。如C4H8O2的一部分同分異構體：CH3CH2CH2COOH、HCOOCH2CH2CH3、CH3COOCH2CH3、CH3CH2COOCH3

　　9、酯的化學性質：乙酸的酯化反應是一個可逆反應，因此酯類的重要化學性質之一就是可以發生水解反應。

高考化學知識點2

　　1、低價態的'還原性:

　　6feo+o2===2fe3o4

　　feo+4hno3===fe(no3)3+no2+2h2o

　　2、氧化性:

　　na2o2+2na===2na2o(此反應用于制備na2o)

　　mgo，al2o3幾乎沒有氧化性，很難被還原為mg，al.一般通過電解制mg和al.

　　fe2o3+3h2===2fe+3h2o (制還原鐵粉)

　　fe3o4+4h2===3fe+4h2o

　　3、與水的作用:

　　na2o+h2o===2naoh

　　2na2o2+2h2o===4naoh+o2

　　(此反應分兩步:na2o2+2h2o===2naoh+h2o2 ;2h2o2===2h2o+o2. h2o2的制備可利用類似的反應:bao2+h2so4(稀)===baso4+h2o2)

　　mgo+h2o===mg(oh)2 (緩慢反應)

　　4、與酸性物質的作用:

　　na2o+so3===na2so4

　　na2o+co2===na2co3

　　na2o+2hcl===2nacl+h2o

　　2na2o2+2co2===2na2co3+o2

　　na2o2+h2so4(冷,稀)===na2so4+h2o2

　　mgo+so3===mgso4

　　mgo+h2so4===mgso4+h2o

　　al2o3+3h2so4===al2(so4)3+3h2o (al2o3是兩性氧化物:al2o3+2naoh===2naalo2+h2o)

　　feo+2hcl===fecl2+3h2o

　　fe2o3+6hcl===2fecl3+3h2o

　　fe2o3+3h2s(g)===fe2s3+3h2o

　　fe3o4+8hcl===fecl2+2fecl3+4h2o

高考化學知識點3

　　一、化學實驗安全

　　1、(1)做有毒氣體的實驗時，應在通風廚中進行，并注意對尾氣進行適當處理(吸收或點燃等)。進行易燃易爆氣體的實驗時應注意驗純，尾氣應燃燒掉或作適當處理。

　　(2)燙傷宜找醫生處理。

　　(3)濃酸撒在實驗臺上，先用Na2CO3 (或NaHCO3)中和，后用水沖擦干凈。濃酸沾在皮膚上，宜先用干抹布拭去，再用水沖凈。濃酸濺在眼中應先用稀NaHCO3溶液淋洗，然后請醫生處理。

　　(4)濃堿撒在實驗臺上，先用稀醋酸中和，然后用水沖擦干凈。濃堿沾在皮膚上，宜先用大量水沖洗，再涂上硼酸溶液。濃堿濺在眼中，用水洗凈后再用硼酸溶液淋洗。

　　(5)鈉、磷等失火宜用沙土撲蓋。

　　(6)酒精及其他易燃有機物小面積失火，應迅速用濕抹布撲蓋。

　　二、混合物的分離和提純

　　分離和提純的方法

　　過濾用于固液混合的分離一貼、二低、三靠如粗鹽的提純

　　蒸餾提純或分離沸點不同的液體混合物防止液體暴沸，溫度計水銀球的位置，如石油的蒸餾中冷凝管中水的流向如石油的蒸餾

　　萃取利用溶質在互不相溶的溶劑里的溶解度不同，用一種溶劑把溶質從它與另一種溶劑所組成的溶液中提取出來的方法選擇的'萃取劑應符合下列要求：和原溶液中的溶劑互不相溶;對溶質的溶解度要遠大于原溶劑用四氯化碳萃取溴水里的溴、碘

　　分液分離互不相溶的液體打開上端活塞或使活塞上的凹槽與漏斗上的水孔，使漏斗內外空氣相通。打開活塞，使下層液體慢慢流出，及時關閉活塞，上層液體由上端倒出如用四氯化碳萃取溴水里的溴、碘后再分液

　　蒸發和結晶用來分離和提純幾種可溶性固體的混合物加熱蒸發皿使溶液蒸發時，要用玻璃棒不斷攪動溶液;當蒸發皿中出現較多的固體時，即停止加熱分離NaCl和KNO3混合物

　　三、離子檢驗

　　離子所加試劑現象離子方程式

　　Cl- AgNO3、稀HNO3產生白色沉淀Cl-+Ag+=AgCl↓

　　SO42-稀HCl、BaCl2白色沉淀SO42-+Ba2+=BaSO4↓

　　四、除雜

　　注意事項：為了使雜質除盡，加入的試劑不能是“適量”，而應是“過量”;但過量的試劑必須在后續操作中便于除去。

　　五、物質的量的單位摩爾

　　1.物質的量(n)是表示含有一定數目粒子的集體的物理量。

　　2.摩爾(mol):把含有6.02 ×1023個粒子的任何粒子集體計量為1摩爾。

　　3.阿伏加德羅常數：把6.02 X1023mol-1叫作阿伏加德羅常數。

　　4.物質的量=物質所含微粒數目/阿伏加德羅常數n =N/NA

　　5.摩爾質量(M)

　　(1)定義：單位物質的量的物質所具有的質量叫摩爾質量.

　　(2)單位：g/mol或g..mol-1

　　(3)數值：等于該粒子的相對原子質量或相對分子質量.

　　6.物質的量=物質的質量/摩爾質量( n = m/M )

　　六、氣體摩爾體積

　　1.氣體摩爾體積(Vm)

　　(1)定義：單位物質的量的氣體所占的體積叫做氣體摩爾體積.

　　(2)單位：L/mol

　　2.物質的量=氣體的體積/氣體摩爾體積n=V/Vm

　　3.標準狀況下, Vm = 22.4 L/mol

　　七、物質的量在化學實驗中的應用

　　1.物質的量濃度.

　　(1)定義：以單位體積溶液里所含溶質B的物質的量來表示溶液組成的物理量，叫做溶質B的物質的濃度。

　　(2)單位：mol/L(3)物質的量濃度=溶質的物質的量/溶液的體積CB = nB/V

　　2.一定物質的量濃度的配制

　　(1)基本原理:根據欲配制溶液的體積和溶質的物質的量濃度，用有關物質的量濃度計算的方法，求出所需溶質的質量或體積，在容器內將溶質用溶劑稀釋為規定的體積,就得欲配制得溶液.

　　(2)主要操作

　　a.檢驗是否漏水.

　　b.配制溶液

　　1計算.

　　2稱量.

　　3溶解.

　　4轉移.

　　5洗滌.

　　6定容.

　　7搖勻

　　8貯存溶液.

　　注意事項：

　　A選用與欲配制溶液體積相同的容量瓶.

　　B使用前必須檢查是否漏水.

　　C不能在容量瓶內直接溶解.

　　D溶解完的溶液等冷卻至室溫時再轉移.

　　E定容時，當液面離刻度線12cm時改用滴管，以平視法觀察加水至液面最低處與刻度相切為止.

　　3.溶液稀釋：C(濃溶液)V(濃溶液) =C(稀溶液)V(稀溶液)

高考化學知識點4

　　Ⅰ、基本概念與基礎理論：

　　一、阿伏加德羅定律

　　1.內容：在同溫同壓下，同體積的氣體含有相同的分子數。即“三同”定“一同”。

　　2.推論

　　(1)同溫同壓下，V1/V2=n1/n2 (2)同溫同體積時，p1/p2=n1/n2=N1/N2

　　(3)同溫同壓等質量時，V1/V2=M2/M1 (4)同溫同壓同體積時，M1/M2=ρ1/ρ2

　　注意：①阿伏加德羅定律也適用于不反應的混合氣體。②使用氣態方程PV=nRT有助于理解上述推論。

　　3、阿伏加德羅常這類題的解法：

　　①狀況條件：考查氣體時經常給非標準狀況如常溫常壓下，1.01×105Pa、25℃時等。

　　②物質狀態：考查氣體摩爾體積時，常用在標準狀況下非氣態的物質來迷惑考生，如H2O、SO3、已烷、辛烷、CHCl3等。

　　③物質結構和晶體結構：考查一定物質的`量的物質中含有多少微粒(分子、原子、電子、質子、中子等)時常涉及希有氣體He、Ne等為單原子組成和膠體粒子，Cl2、N2、O2、H2為雙原子分子等。晶體結構：P4、金剛石、石墨、二氧化硅等結構。

　　二、離子共存

　　1.由于發生復分解反應，離子不能大量共存。

　　(1)有氣體產生。如CO32-、SO32-、S2-、HCO3-、HSO3-、HS-等易揮發的弱酸的酸根與H+不能大量共存。

　　(2)有沉淀生成。如Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能與SO42-、CO32-等大量共存;Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能與OH-大量共存;Pb2+與Cl-，Fe2+與S2-、Ca2+與PO43-、Ag+與I-不能大量共存。

　　(3)有弱電解質生成。如OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、CN-、C17H35COO-、等與H+不能大量共存;一些酸式弱酸根如HCO3-、HPO42-、HS-、H2PO4-、HSO3-不能與OH-大量共存;NH4+與OH-不能大量共存。

　　(4)一些容易發生水解的離子，在溶液中的存在是有條件的。如AlO2-、S2-、CO32-、C6H5O-等必須在堿性條件下才能在溶液中存在;如Fe3+、Al3+等必須在酸性條件下才能在溶液中存在。這兩類離子不能同時存在在同一溶液中，即離子間能發生“雙水解”反應。如3AlO2-+3Al3++6H2O=4Al(OH)3↓等。

　　2.由于發生氧化還原反應，離子不能大量共存。

　　(1)具有較強還原性的離子不能與具有較強氧化性的離子大量共存。如S2-、HS-、SO32-、I-和Fe3+不能大量共存。

　　(2)在酸性或堿性的介質中由于發生氧化還原反應而不能大量共存。如MnO4-、Cr2O7-、NO3-、ClO-與S2-、HS-、SO32-、HSO3-、I-、Fe2+等不能大量共存;SO32-和S2-在堿性條件下可以共存，但在酸性條件下則由于發生2S2-+SO32-+6H+=3S↓+3H2O反應不能共在。H+與S2O32-不能大量共存。

　　3.能水解的陽離子跟能水解的陰離子在水溶液中不能大量共存(雙水解)。

　　例：Al3+和HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-等;Fe3+與CO32-、HCO3-、AlO2-、ClO-等不能大量共存。

　　4.溶液中能發生絡合反應的離子不能大量共存。

　　如Fe2+、Fe3+與SCN-不能大量共存;Fe3+與不能大量共存。

　　5、審題時應注意題中給出的附加條件。

　　①酸性溶液(H+)、堿性溶液(OH-)、能在加入鋁粉后放出可燃氣體的溶液、由水電離出的H+或OH-=1×10-10mol/L的溶液等。

　　②有色離子MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe(SCN)2+。③MnO4-,NO3-等在酸性條件下具有強氧化性。

　　④S2O32-在酸性條件下發生氧化還原反應：S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O

　　⑤注意題目要求“大量共存”還是“不能大量共存”。

高考化學知識點5

　　一、氯氣的化學性質

　　氯的原子結構示意圖為：，最外層有7個電子，故氯原子容易得到一個電子而達

　　到8電子飽和結構，因此Cl2突出表現的化學性質是得電子的性質，即表現強氧化性，如

　　Cl2能氧化：

　　①金屬(Na、Al、Fe、Cu等);

　　②非金屬(H2、P等);

　　③某些化合物(Br-、I-、SO2、Fe2+、SO32-等)。

　　(1)跟金屬反應

　　2Na+Cl2點然2NaCl(產生白煙);Cu+Cl2點然CuCl2(產生棕黃色的煙)

　　2Fe+3Cl2點然2FeCl3(產生棕色的煙，溶于水呈黃色)

　　(2)跟非金屬反應

　　H2+Cl2點燃或光照2HCl

　　點燃：發出蒼白火焰，瓶口有白霧;光照：會發生爆炸

　　2P+3Cl2點燃2PCl3(霧，Cl2不足);2P+5Cl2點燃2PCl5(煙，Cl2充足)

　　(3)與水反應：Cl2+H2O=HCl+HClO(HClO是一種不穩定的弱酸，但具有強氧化性。)

　　【說明】a.氯水通常密封保存于棕色試劑瓶中(見光或受熱易分解的物質均保存在棕色試劑

　　瓶中)。

　　b.Cl2能使濕潤的藍色石蕊試紙先變紅，后褪為白色。

　　(4)與堿反應：Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O;

　　2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O

　　漂粉精、漂白粉的漂白原理：Ca(ClO)2+2HCl=CaCl2+2HClO;

　　Ca(ClO)2+H2O+CO2=CaCO3↓+2HClO

　　(5)與某些還原性物質的反應：

　　Cl2+2KI=2KCl+I2(用濕潤的淀粉KI試紙檢驗Cl2)

　　2FeCl2+Cl2=2FeCl3

　　Cl2+Na2SO3+H2O=Na2SO4+2HCl

　　二、氯氣的實驗室制法

　　1、反應原理：用強氧化性物質(如MnO2、KMnO4等)和濃鹽酸反應。

　　4HCl(濃)+MnO2△MnCl2+2H2O+Cl2↑

　　2、實驗裝置：根據反應原理和氣體凈化、收集、尾氣處理等實驗步驟及常見儀器的性能，制備干燥、純凈的'Cl2。

　　必修三化學學習方法

　　1.基本概念“塊”。這一塊包括物質組成和分類線，性質變化線，化學用語線，分散系統線，化學量線等五條知識線(或小系統)。

　　2.基礎理論“塊”。這塊包括結構理論(原子結構，分子即化學鍵理論，晶體結構理論)和元素周期律，同期表線，電解質溶液(含氧化-還原理論)線，化學反應速度和化學平衡理論線。理論塊是化學的靈魂。

　　3.元素及其化合物知識“塊”。這一塊是化學的基石，可劃分為金屬線和非金屬線，統一在周期系中。

　　4.有機物“塊”。這一塊的核心是烴及其衍生物線，重點是結構和化學性質，而結構又是官能團和與官能團直接相關的化學鍵。

　　5.計算“塊”。這一塊縱貫化學各部分，要掌握基本類型、解題規律和解題技巧。

　　6.基本實驗“塊”。這一塊充分體現了化學學科的特點。含儀器、基本操作、制備、鑒別(定)、提純、定量實

　　必修三化學學習技巧

　　1、最重要的還是要上課聽講。聽課的重要性不用多介紹，道理大家都懂，只不過學霸做到了，而學渣只看到了，聽講的時候除了要集中精力，而且一定要多積極思考，隨時準備向老師提問。

　　2、有問題要獨立思考。一直提倡不懂就問，在學習的時候，肯定會遇到很多問題，但千萬不要一遇到問題馬上就請教別人，先獨立思考一下，真正解決不了再去問，養成獨立思考的好習慣。

　　3、課前預習和課后復習。又是老生常談的學習方法，其實最簡單的方法反而是最有效的，前提是你能不能做到。也要承認，高中的學業任務很重，課前預習時間可能不是太多，哪怕粗略看一下課本也是很有必要，預習目的就是找到自己沒有理解的問題，然后上課的時候重點聽講。課后一定要復習，對于化學這個科目復習的建議是：學習結束二十四小時、一周后、一月后、以及考前二十四小時效果最好。

高考化學知識點6

　　一、整合教材、科學安排

　　復習時要以化學知識塊、教材章節、方法與技能相結合的方式整合教材。并按概念和理論(一)——無機元素化合物——概念和理論(二)——有機化學——方法與技能的主線形成單元，進行復習。并將計算和實驗融合、穿插到各單元中。在整合教材組成單元的過程中，注意感受知識的內在聯系和規律，形成完整的知識結構和網絡，促進能力的培養和提高。

　　二、注重基礎、落實細節

　　高考要求的化學主干知識有25條：

　　1、原子結構

　　2、元素周期律、周期表

　　3、分子結構、晶體類型

　　4、化學反應與能量(熱化學方程式)

　　5、反應速率與化學平衡

　　6、電解質溶液(PH、離子方程式、水解、電解等)

　　7、氧化還原原理的應用

　　8、典型的'非金屬鹵素

　　9、氧族元素

　　10、氮族元素

　　11、碳族元素

　　12、堿金屬

　　13、鎂鋁鐵

　　14、同分異構

　　15、烴及其衍生物

　　16、糖類、蛋白質、油酯

　　17、有機合成材料

　　18、物質的量及計算

　　19、化學式和結構式計算

　　20、方程式計算

　　22、化學實驗常用儀器及操作

　　23、實驗室制法

　　24、物質的檢驗、分離、推斷

　　25、化學實驗設計

　　因為化學內容比較簡單，所以對細節的要求非常嚴格，書寫和表達的正確、規范往往決定高考的成敗。為此，充分利用課堂教學和作業練習，強化化學方程式、離子方程式書寫的配平;有機化學方程式書寫的小分子不掉;有機結構式、結構簡式書寫中C-C鍵、C-H鍵、C=O鍵、苯環的到位;強化官能團位于左邊的正確書寫等等。要訓練和培養盡量用化學語言進行準確、完整、簡潔地表述。并嚴格化學計算的步驟，運算準確，表達規范。

　　三、訓練思維，注重能力的培養

　　第一輪復習應在通讀、精讀教材的基礎上梳理、歸納知識，按教材中每章小結的知識網絡圖形成本章的知識結構。將教材章與章之間的知識網絡按知識的內在聯系和規律形成知識體系，以便應用時能快速、準確地提取相關知識，解決化學問題。要用“結構——位置——性質”、“原理——裝置——操作——現象——結論——分析——評價”、“類比和邏輯推理”、“實驗探究”、“建模思想”等化學學習方法，復習掌握化學知識，提升學科能力。

　　復習中可以精心選擇近幾年的高考試題作為典型題進行分析、訓練，加強審題方法、解題思路、解題技巧的指導和總結，加大練習力度，嚴格按照要求答題，及時反饋、矯正，使解題能力的培養、提高落實到位。

　　第一輪復習應根據掌握知識的情況，多穿插一些小專題，側重訓練、提高某種單項能力，如：離子方程式書寫、離子共存、離子濃度大小判斷、熱化學方程式書寫、無機元素化合物性質推導、化學計算基本方法(一、二、三、四)、化學實驗中的實驗原理設計、儀器設計、操作方法設計、有機同分異構體推導(限制條件與不限制條件)、有機分子式確定、有機官能團推導等等。對于多種能力的綜合訓練，第一輪復習不可涉及過多，以免要求太高，一時達不到，會挫傷學習積極性。

高考化學知識點7

　　1.氧族元素概述

　　(1)包括：氧(8O)、硫(16 S)、硒(34 Se)、碲(52 Te)、釙(84 Po)等幾種元素。

　　(2)周期表中位置：VIA族;2-6周期。

　　(3)最外層電子數：6e。

　　(4)化合價：-2，0，+4，+6(O一般無正價)。

　　(5)原子半徑：隨核電荷數增大而增大，即rO< Se

　　(6)元素非金屬性：從O→Te由強→弱。

　　2.氧族元素性質的相似性及遞變性

　　(1)相似性

　　①最外層電子都有6個電子，均能獲得2個電子，而達到穩定結構。

　　②在氣態氫化物中均顯2價，分子式為H2R。

　　③在最高價氧化物中均+6價，分子式為RO3。

　　④最高價氧化物對應水化物的`分子式為H2 RO4。

　　(2)遞變性(O 、S、 Se、 Te)

　　①單質的溶沸點升高，氧化性減弱。

　　②氣態氫化物熱穩定性減小，還原性增強。

　　③最高價氧化物的水化物酸性減弱。

高考化學知識點8

　　1、固體不一定都是晶體，如玻璃是非晶態物質，再如塑料、橡膠等。

　　2、最簡式相同的有機物：①CH：C2H2和C6H6②CH2：烯烴和環烷烴③CH2O：甲醛、乙酸、甲酸甲酯④CnH2nO：飽和一元醛(或飽和一元酮)與二倍于其碳原子數和飽和一元羧酸或酯;舉一例：乙醛(C2H4O)與丁酸及其異構體(C4H8O2)

　　3、一般原子的原子核是由質子和中子構成，但氕原子(1H)中無中子。

　　4、元素周期表中的每個周期不一定從金屬元素開始，如第一周期是從氫元素開始。

　　5、ⅢB所含的元素種類最多。碳元素形成的化合物種類最多，且ⅣA族中元素組成的晶體常常屬于原子晶體，如金剛石、晶體硅、二氧化硅、碳化硅等。

　　6、質量數相同的原子，不一定屬于同種元素的原子，如18O與18F、40K與40Ca

　　7.ⅣA~ⅦA族中只有ⅦA族元素沒有同素異形體，且其單質不能與氧氣直接化合。

　　8、活潑金屬與活潑非金屬一般形成離子化合物，但AlCl3卻是共價化合物(熔沸點很低，易升華，為雙聚分子，所有原子都達到了最外層為8個電子的穩定結構)。

　　9、一般元素性質越活潑，其單質的性質也活潑，但N和P相反，因為N2形成叁鍵。

　　10、非金屬元素之間一般形成共價化合物，但NH4Cl、NH4NO3等銨鹽卻是離子化合物。

　　11、離子化合物在一般條件下不存在單個分子，但在氣態時卻是以單個分子存在。如NaCl。

　　12、含有非極性鍵的化合物不一定都是共價化合物，如Na2O2、FeS2、CaC2等是離子化合物。

　　13、單質分子不一定是非極性分子，如O3是極性分子。

　　14、一般氫化物中氫為+1價，但在金屬氫化物中氫為-1價，如NaH、CaH2等。

　　15、非金屬單質一般不導電，但石墨可以導電，硅是半導體。

　　16、非金屬氧化物一般為酸性氧化物，但CO、NO等不是酸性氧化物，而屬于不成鹽氧化物。

　　17、酸性氧化物不一定與水反應：如SiO2。

　　18、金屬氧化物一般為堿性氧化物，但一些高價金屬的氧化物反而是酸性氧化物，如：Mn2O7、CrO3等反而屬于酸性氧物，2KOH+Mn2O7==2KMnO4+H2O。

　　19、非金屬元素的最高正價和它的負價絕對值之和等于8，但氟無正價，氧在OF2中為+2價。

　　20、含有陽離子的晶體不一定都含有陰離子，如金屬晶體中有金屬陽離子而無陰離子。

　　21、離子晶體不一定只含有離子鍵，如NaOH、Na2O2、NH4Cl、CH3COONa等中還含有共價鍵。

　　22.稀有氣體原子的電子層結構一定是穩定結構，其余原子的電子層結構一定不是穩定結構。

　　23.離子的電子層結構一定是穩定結構。

　　24.陽離子的半徑一定小于對應原子的半徑，陰離子的半徑一定大于對應原子的半徑。

　　25.一種原子形成的高價陽離子的半徑一定小于它的低價陽離子的半徑。如Fe3+

　　26.同種原子間的共價鍵一定是非極性鍵，不同原子間的共價鍵一定是極性鍵。

　　27.分子內一定不含有離子鍵。題目中有“分子”一詞，該物質必為分子晶體。

　　28單質分子中一定不含有極性鍵。

　　29共價化合物中一定不含有離子鍵。

　　30含有離子鍵的化合物一定是離子化合物，形成的晶體一定是離子晶體。

　　31.含有分子的晶體一定是分子晶體，其余晶體中一定無分子。

　　32.單質晶體一定不會是離子晶體。

　　33.化合物形成的晶體一定不是金屬晶體。

　　34.分子間力一定含在分子晶體內，其余晶體一定不存在分子間力(除石墨外)。

　　35.對于雙原子分子，鍵有極性，分子一定有極性(極性分子);鍵無極性，分子一定無極性(非極性分子)。

　　36、氫鍵也屬于分子間的一種相互作用，它只影響分子晶體的熔沸點，對分子穩定性無影響。

　　37.微粒不一定都指原子，它還可能是分子，陰、陽離子、基團(如羥基、硝基等)。例如，具有10e-的微粒：Ne;O2-、F-、Na+、Mg2+、Al3+;OH-H3O+、CH4、NH3、H2O、HF。

　　38.失電子難的`原子獲得電子的能力不一定都強，如碳，稀有氣體等。

　　39.原子的最外電子層有2個電子的元素不一定是ⅡA族元素，如He、副族元素等。

　　40.原子的最外電子層有1個電子的元素不一定是ⅠA族元素，如Cr、ⅠB族元素等。

　　41.ⅠA族元素不一定是堿金屬元素，還有氫元素。

　　42.由長、短周期元素組成的族不一定是主族，還有0族。

　　43.分子內不一定都有化學鍵，如稀有氣體為單原子分子，無化學鍵。

　　44.共價化合物中可能含非極性鍵，如過氧化氫、乙炔等。

　　45.含有非極性鍵的化合物不一定是共價化合物，如過氧化鈉、二硫化亞鐵、乙酸鈉、CaC2等是離子化合物。

　　46.對于多原子分子，鍵有極性，分子不一定有極性，如二氧化碳、甲烷等是非極性分子。

　　47.含有陽離子的晶體不一定是離子晶體，如金屬晶體。

　　48.離子化合物不一定都是鹽，如Mg3N2、金屬碳化物(CaC2)等是離子化合物，但不是鹽。

　　49.鹽不一定都是離子化合物，如氯化鋁、溴化鋁等是共價化合物。

高考化學知識點9

　　吳xx老師發現，隨著高考越來越近，有的考生出現了焦慮的情況，成績好的學生擔心成績下滑，成績不好的學生缺乏自信。吳老師表示，高考的結果雖然無法預測，但復習備考的過程卻是考生可以自己把握的，因此在剩下的時間內，考生一定要調整好自己的心態，積極備考，把注意力放在如何提高復習效率上。化學的復習既需要像數學、物理那樣拿出整塊的時間來進行答題訓練，又需要像英語那樣利用好一切瑣碎的時間來進行閱讀、記憶，吳老師提醒考生，如果每天都能利用好零碎的時間背背方程式等內容，經過一定時間的積累肯定會有不小的提高。

　　備考找規律抓核心巧記知識點

　　吳xx老師介紹，今年化學的考綱與去年相比基本相同，沒有大的變化，考題依然以低、中、高三個難度區分檔次。在復習時，吳老師建議考生要重點掌握基礎題和中檔題，這一部分的題目如果能答好，分數是十分可觀的。她說。目前，第一輪的復習已經基本結束，在接下來的第二輪復習中，考生需要對知識點進行再梳理，通過專題訓練查漏補缺。化學需要記很多的方程式、物質性狀等，對于一些不愛背書的理科生來說，這也是一大難題。對此，吳老師強調，不論是在復習還是答題當中，關鍵是要抓住核心，比如結構決定性質，在記憶物質的性狀時，可以從該物質的結構出發，看它的分子結構、原子結構等，又比如在做有關化學方程式的題時，只要抓住得失電子總數相等或元素守恒等規律，就能梳理出一條比較明確的解題思路。

　　習題做習題時要動手寫寫算算

　　吳老師在平時的教學過程中，雖然不希望學生搞題海戰術，但是她也認為在復習化學時，有一定量的訓練是十分必要的。考生在復習時必須通過一定量的練習來發現自己存在的問題，如果考生能經常做一些限時的答題訓練，將會有助于提高解題速度，同時也是對知識的再鞏固。比如化學反應方程式，平時寫的多了，練的多了，考試的時候不用太多思考，也可以順手寫出來。

　　吳老師在平時的教學中發現，一些考生在學習化學時，喜歡拿著書看，卻很少動手，對于這種方式，她并不贊同。她建議考生還是要多動手寫一寫，算一算，在動手寫的時候，往往注意力會更加集中，而且能讓手腦更協調。考生最好能夠進行一些狀態訓練，每周可以按照考試的狀態做1到2套習題。

　　難題答題的關鍵是尋找突破口

　　吳老師在近幾年的考試當中發現，考生反映在有機化學的題目中找不到基本的解題思路，對此，吳老師認為，這類題往往會給考生提供一些信息量，考查考生對這些信息現學現用的能力。在解答這類題型時，應主要注意有機反應物和反應物相應結構上的差異。此外，物質推斷題也有很多考生做不出來，吳老師分析，在答題時，關鍵要尋找突破口，題目往往會給出一些物質性狀，而這些性狀通常為某一種物質所獨有，只要考生能根據平時所學判斷出這種物質，就可以順藤摸瓜了。此外，考生反映比較難的題目還有設計實驗題，吳老師說，在拿到題目時，首先要考慮該試驗的目的是什么，是要合成某種物質？還是通過實驗證明這個物質是什么？其次就要判斷要用那個反應原理來進行實驗，目的有了，原理有了，就可以設計實驗了。

　　失分答題不規范及粗心是主因

　　吳老師在往年的評卷過程中發現，答題不規范、粗心往往是造成考生丟分的原因。此外，吳老師發現對于第二卷的簡答題，考生往往容易答題不完整，她建議考生在審題過后，要認真組織答題，歸納出自己的`幾個論點，這些論點就是該題目的得分點。還有就是考生在答題中對實驗現象描述不準確也會造成失分。吳老師說，如果對自己的判斷很有把握，在描述現象的時候就一定要具體、準確，但如果自己實在不會的話，可以寫得模棱兩可一點，可能會爭取一點分數，這也算是個答題技巧。

　　技巧第一卷盡量40分鐘內答完

　　吳老師表示，做選考題的時候，有些考生拿到題就做，直到做不下去了，就換一道做，這種做法要不得，在試卷剛發下來填寫完名字、學號之后，有幾分鐘的時間是不能答題的，在這個時候就可以先翻到后面的選考題，把幾道題都看一下，提前確認好自己要做哪道，做到心里有數，盡量避免做不下去再換題。在答題時間上，吳老師建議第一卷的12道題要盡量在30到40分鐘內答完，如果前面花的時間太多，會影響到后面的答題，答題卡最好做一道涂一道，如果不確定的可以在試卷上做個記號，有時間了可以返過頭再看。吳老師建議考生在做第一道題的時候，盡量放慢一點解題速度，第一題往往是讓考生建立信心的題目，一般情況下不會太難，考生最好能有完全的把握做對這道題，這樣對于自信心的樹立是有幫助的，如果第一題做得太草率，做下一題的時候很可能還惦記著前一道題，從而影響當前題目的發揮，進而形成惡性循環。

高考化學知識點10

　　1. 區分元素、同位素、原子(化學變化中的最小微粒)、分子(保持物質化學性質的一種微粒)、離子、原子團、取代基的概念。正確書寫常見元素的名稱、符號、離子符號，包括IA、IVA、VA、VIA、VIIA族、稀有氣體元素、1～20號元素及Zn、Fe、Cu、Hg、Ag、Pt、Au等。

　　2.物理變化中分子不變;化學變化中原子不變，分子要改變。常見的物理變化：蒸餾、分餾、焰色反應、(膠體不要求)、吸附、紙上層析、蛋白質的鹽析、蒸發、分離、萃取分液、溶解除雜(酒精溶解碘)等。

　　常見的化學變化：化合、分解、電解質溶液導電、蛋白質變性、干餾、電解、金屬的'腐蝕、風化、硫化、鈍化、裂化、裂解、顯色反應、同素異形體相互轉化、堿去油污、明礬凈水、結晶水合物失水、濃硫酸脫水等。(注：濃硫酸使膽礬失水是化學變化，干燥氣體為物理變化)

　　3. 理解原子量(相對原子量)、分子量(相對分子量)、摩爾質量、質量數的涵義及關系。 4. 純凈物有固定熔沸點，冰水混和、H2與D2混和、水與重水混和、結晶水合物為純凈物。混合物沒有固定熔沸點，如玻璃、石油、鋁熱劑、溶液、懸濁液、乳濁液、(膠體)、高分子化合物、漂粉、漂粉精、(天然油脂是混合物)、堿石灰、王水、同素異形體組成的物質(O2與O3) 、同分異構體組成的物質C5H12等。

　　5. 掌握化學反應分類的特征及常見反應：

　　a.從物質的組成形式：化合反應、分解反應、置換反應、復分解反應。

　　b.從有無電子轉移：氧化還原反應或非氧化還原反應 c.從反應的微粒：離子反應或分子反應 d.從反應進行程度和方向：可逆反應或不可逆反應 e.從反應的熱效應：吸熱反應或放熱反應

　　6.同素異形體一定是單質，同素異形體之間的物理性質不同、化學性質相差不多，但不能說相同。紅磷和白磷、O2和O3、金剛石和石墨及C60等為同素異形體，H2和D2不是同素異形體，H2O和D2O也不是同素異形體。同素異形體相互轉化為化學變化，但不屬于氧化還原反應。

　　7. 同位素一定是同種元素，不同種原子，同位素之間物理性質不同、化學性質基本相同。

　　8. 同系物、同分異構是指由分子構成的化合物之間的關系。

　　9. 強氧化性酸(濃H2SO4、濃HNO3、稀HNO3、HClO)、還原性酸(H2S、H2SO3)、兩性氧化物(Al2O3)、兩性氫氧化物[Al(OH)3]、過氧化物(Na2O2、H2O2)、酸式鹽(NaHCO3、NaHSO4)

高考化學知識點11

　　復習課編號：時間：

　　主備人：三年級化學備課組

　　第周第課時總第課時

　　備課組長簽字：段長簽字：

　　一、學習目標（考點）

　　1.了解的概念。

　　2.了解電解質在水溶液中的電離，以及電解質溶液的導電性。

　　3.了解離子反應的概念、離子反應發生的條件。

　　4.能正確書寫離子方程式。

　　二、學習重點、難點

　　1、電解質及強電解質和弱電解質

　　2、正確書寫離子方程式

　　3、離子反應發生的條件

　　三、使用說明及方法指導

　　1、自學資料《走向高考》P8—P14，用紅筆畫出疑難點，獨立完成自主學習內容和合作探究。

　　2、通過自學及合作探究還不能解決的問題，課堂上小組討論。

　　3、課堂練習必須獨立完成。

　　四、自主學習

　　1、離子方程式的正誤判斷

　　1. 看物質能否被拆成離子。

　　2. 在溶液中不能被拆成離子的有：

　　單質，氣體；氧化物；難溶物（如：BaSO4、BaCO3、CaCO3、AgCl、Mg(OH)2、Al(OH)3 、Fe(OH) 3 、Fe(OH)2 、Cu(OH) 2 等）；

　　弱電解質其包括弱酸（如：CH3COOH、H2CO3、H2SiO3、H2S、H2SO3、H3PO4、HClO、HF等），弱堿（如：NH3H2O、 Fe(OH) 3 、Cu(OH) 2 等）和其它物質：（如：Pb(CH3COO)2、HgCI2、H2O等）；

　　微溶物（如：CaSO4 、AgSO4 、Ca(OH)2 等）作為反應物若是渾濁的和作為生成物；

　　還有特殊的物質如：濃硫酸。

　　2.看離子反應是否符合客觀事實，不可主觀臆造產物及反應。

　　3.看“＝＝”“ ” “↑”“↓”等運用是否正確。

　　4.看質量、電荷是否守恒，若是氧化還原反應還要看電子是否守恒。

　　5.看反應物和產物的配比是否正確。

　　6.看反應物用量的要求。它包括過量、少量、等物質的量、適量、任意量以及滴加順序等對離子方程式的影響。如往NaOH溶液中滴入幾滴AlCl3溶液的離子方程式為： Al3+ + 3 OH—＝＝Al(OH)3↓(錯誤)正確的離子方程式為： Al3+ + 4 OH—＝＝AlO2— + 2H2O(正確)

　　練習1、下列離子方程式書寫不正確的是（）

　　A．AlCl3溶液與燒堿溶液反應，當n(OH-):n(Al3+)=7:2時，

　　2Al3+ + 7OH- = Al(OH)3↓+ AlO2- + 2H2O

　　B．Cl2與FeBr2溶液反應，當n(Cl2):n(FeBr2)=1:1時，

　　2Fe2+ + 4Br- +3Cl2 = 2 Fe3+ + 2Br2 + 6Cl-

　　C．CuCl2溶液與NaHS溶液反應，當n(CuCl2):n(NaHS)=1:2時

　　Cu2＋+2HS－= CuS↓+2H2S↑

　　D．Fe與稀硝酸反應，當n(Fe):n(HNO3)=1:2時，

　　3 Fe +2NO3- +8H+ = 3 Fe2+ +2NO↑+4H2O

　　復備區

　　復備人

　　復備內容

　　練習2、下列離子方程式書寫不正確的是（）

　　A．Cl2通入FeCl2溶液中：Cl2+Fe2+=Fe3++2Cl－

　　B．Na2CO3溶液顯堿性CO + H2O HCO +OH－

　　C．Al和NaOH溶液反應：2Al+2OH－+2H2O=2AlO +3H2↑

　　D．少量SO2通入氨水中：SO2+2NH3H2O=2NH +SO +H2O

　　二、離子不能大量共存的規律

　　1.離子共存條件：

　　同一溶液中若離子間符合下列任意一個條件就會發生離子反應，它們之間便不能在溶液中大量共存。

　　⑴生成難溶物或微溶物：如：Ba2+與CO32-，Ag+與Br-，Ca2+與SO42-等不能大量共存。

　　⑵生成氣體或揮發性物質：如：NH4+與OH-，H+與CO32-、HCO3-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-等不能大量共存。

　　⑶生成難電離物質：如：H+與CH3COO-、CO32-、S2-、SO32-等因生成弱酸不能大量共存；OH-與NH4+因生成的弱堿不能大量共存；H+與OH-生成水不能大量共存。

　　⑷發生氧化還原反應：氧化性離子(如Fe3+、NO3-、ClO-、MnO4-(H+)等)與還原性離子(如S2-、I-、Fe2+、SO32-等)不能大量共存。

　　（5）弱酸酸式酸根離子不能與H+、OH-大量共存

　　如HCO3-與H+、OH-，H2PO4-與H+、OH-等。

　　（6）離子之間相互促進水解時不能大量共存

　　2.附加隱含條件的應用規律：

　　⑴溶液無色透明時，則溶液中一定沒有有色離子，

　　如Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO4-

　　⑵強堿性溶液中肯定不存在與OH-反應的離子，

　　如Fe3+、 Fe2+、HCO3-、NH4+、Al3+

　　⑶強酸性溶液中肯定不存在與H+反應的離子,

　　如HCO3-、CO32-、S2-、CH3COO-、AlO2-

　　練習3、下列離子能大量共存的是（）

　　A、在pH=1的溶液中：Fe2+、、Cl-、

　　B.在pH=13的溶液中：Na+、K+、S2-、Cl-

　　C.在無色透明的溶液中：K+、Cl-、、Al3+

　　D.在無色溶液中：Fe3+、、Na+、SCN-

　　練習4、下列各組離子在指定溶液中能大量共存的是（）

　　①無色溶液中：K+、Na+、MnO4－、SO42－

　　②pH=1 1的溶液中：CO32－、Na+、AlO2－、NO3－

　　③加入Al能放出H2的溶液中：Cl－、HCO3－、SO42－、NH4+

　　④由水電離出的c(OH－)=10－13molL－1的溶液中：Na+、Ba2+、Cl－、Br－

　　⑤有較多Fe3+的溶液中：Na+、NH4+、SCN－、HCO3－

　　⑥酸性溶液中：Fe2+、Al3+、NO3－、I－、Cl－

　　A．①② B．③⑥ C．②④ D．⑤⑥

　　復備區

　　復備內容

　　五、教學流程

　　（一）、展示教學目標

　　（二）合作探究展示

　　展示練習答案 1、B 2、A 3、B 4、C

　　（三）、教師點撥

　　1、離子方程式書寫

　　例題1、下列離子方程式表達正確的是

　　A．用惰性電極電解熔融氯化鈉：2Cl—+ 2H2O Cl2↑+ H2↑+2OH—

　　B．用氫氧化鈉溶液出去鋁表面的氧化膜：Al2O3+2OH—=2AlO—2+ H2O

　　C．用稀氫氧化鈉吸收二氧化氮：2OH—+2NO2= NO—3+NO↑+H2O

　　D．用食醋除去水瓶中的水垢：CO2—3+2CH3COOH=2CH3COO-+CO2↑+ H2O

　　解析：A項，電解熔融氯化鈉，沒有水，A項錯；B項，鋁表面的氧化膜為氧化鋁，氧化鋁與氫氧化鈉溶液反應，B項正確；C項，反應方程式為：2NO2+2NaOH=NaNO2+ NaNO3+H2O,離子方程式為：2NO2+2OH-—= NO—3+NO— 2+H2O，C項錯；D項，水垢的主要成分為碳酸鈣和氫氧化鎂，碳酸鈣不能改寫成離子形式。答案選B。

　　點撥1、離子方程式正誤判斷中的常見錯誤：

　　（1）看離子反應是否符合客觀事實，不可主觀臆造產物及反應，如2Fe+6H+==Fe3+ +3H2↑，就不符合客觀事實。

　　（2）看表示各物質的化學式是否正確，如多元弱酸酸式酸根離子在離子方程式中不能拆開寫，而HSO4-在水溶液中通常應寫成H++SO42-。

　　（3）看是否漏掉離子反應，如Ba(OH)2溶液與CuSO4溶液反應，既要寫Ba2+與SO42-的離子反應，又要寫Cu2+與OH-的離子反應。

　　（4）看原子及電荷是否守恒，如FeCI2溶液與C12反應，不能寫成Fe2++ C12=Fe3++ 2C1-，而應寫成2Fe2++C12=2Fe3+ +2Cl-。

　　（5）看反應物或產物的.配比是否正確，如稀H2SO4與Ba(OH)2。溶液反應不能寫成Ba2+ +OH-+ H++ SO42-=BaSO4↓+H2O，應寫成Ba2+ +2OH-+ 2H++ SO42-=BaSO4↓+2H2O。

　　2、離子共存

　　例題2、在pH 1的溶液中，能大量共存的一組離子或分子是

　　A.Mg2+、Na+、ClO-、NO3- B.Al3+、、、C1-

　　C.K+、Cr2O72-、CH3CHO、 D.Na+、K+、、C1-

　　解析：pH 1說明溶液中含有大量的H+，A項，在酸性條件下，ClO-和H+生成弱酸HClO，C項，Cr2O72-能氧化CH3CHO（具有還原性）生成CH3COOH，D項，H+與生成硅酸沉淀。答案選B。

　　點撥2、所謂幾種離子在同一溶液中能大量共存，就是指離子之間不發生任何反應；若離子之間能發生反應，則不能大量共存。

　　1．同一溶液中若離子間符合下列任意一個條件就會發生離子反應，離子之間便不能在溶液中大量共存。

　　(1)生成難溶物或微溶物：Ba2+與CO32－、Ag+與Br－、Ca2+與SO42－等不能大量共存。

　　(2)生成氣體或揮發性物質：如NH4＋與OH－，H＋與CO32－、HCO3－、S2－、

　　HS－、HSO3－、SO32－等不能大量共存。

　　(3)生成難電離的物質：如H＋與Ac－（即醋酸根離子）、CO32－、S2-、SO32－等生成弱酸；OH－與NH4＋、Cu2+、Fe3＋等生成弱堿；H＋與OH－生成水，這些離子不能大量共存。

　　(4)發生氧化還原反應：氧化性離子(如Fe3+、NO3－、ClO－、MnO4－等)與還原性離子(如S2－、I－、Fe2+ 、SO32－等)不能大量共存。注意Fe2+與Fe3+

　　可以共存。

　　（5）形成配合物：如Fe3+與SCN-反應生成配合物而不能大量共存。

　　復備區

　　復備內容

　　2．附加隱含條件的應用規律：

　　（1）溶液無色透明時，則溶液中肯定沒有有色離子。常見的有色離子是Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO4－等。

　　（2）強堿性溶液中肯定不存在與OH－起反應的離子!

　　（3）強酸性溶液中肯定不存在與H+起反應的離子!

　　（4）離子能夠大量共存，包括離子相互間不會發生化學反應，不會生成沉淀，不會生成氣體揮發

　　限制酸性溶液的條件

　　1. PH=1的溶液。 2.使紫色石蕊溶液呈紅色。

　　3.使甲基橙呈紅色。 4.加鎂粉放氫氣。

　　5.c(OH-)為10-14mol/l。隱含有H+。

　　限制堿性的條件

　　1.PH=14的溶液。 2.使紅色石蕊變藍。

　　3.酚酞呈紅色。 4.甲基橙呈黃色。

　　5.c(H+）為10-14。

　　可酸可堿的條件

　　1.水電離c(OH-)或者c(H+)濃度。

　　2.加入鋁粉有氫氣產生。

　　3.HCO3-離子不能穩定存在的溶液。

　　【方法技巧】審題時應注意題目中隱含條件：

　　1.無色透明：不能存在Cu2+ 或 Fe2+或 Fe3+ 或MnO4— 離子

　　2.酸性溶液、PH＜7（或＝1、2等），說明含有大量的H+

　　3.堿性溶液、PH＞7（或＝13、14等），說明含有大量的OH—

　　4.注意題目要求是“大量共存”還是“不能大量共存”。

　　（四）、當堂檢測

　　1、.下列實驗設計及其對應的離子方程式均正確的是

　　A．用FeCl3溶液腐蝕銅線路板：Cu + 2Fe3+ ＝ Cu2+ + 2Fe2+

　　B．Na2O2與H2O反應制備O2 ：Na2O2 + H2O ＝ 2Na+ + 2OH－ + O2↑

　　C．將氯氣溶于水制備次氯酸：Cl2 + H2O ＝ 2H+ + Cl－ + ClO－

　　D．用濃鹽酸酸化的KMnO4溶液與H2O2反應，證明H2O2具有還原性：

　　2MnO + 6H+ + 5H2O2 ＝ 2Mn2+ + 5O2↑ + 8H2O

　　2、.下列各組離子在指定條件下一定不能大量共存的是

　　A．能使紅色石蕊試紙變藍的溶液中：Na＋、K＋、CO32－、NO3－、AlO2－

　　B．c(H＋)＝0.1 mol/L的溶液中：Cu2＋、Al3＋、SO42—、NO3－

　　C．在加入鋁粉后能產生氫氣的溶液中：NH4＋、Fe2＋、SO42－、NO3－

　　D．含大量OH－的溶液中：CO32－、Cl－、F－、K＋

　　3、能正確表示下列反應的離子方程式是

　　A．金屬鋁溶于稀硫酸中：Al + 2H+ = A13+ + H2↑

　　B．碳酸鋅溶于稀硝酸中：CO2- 3 + 2H+ =H2O + CO2↑

　　C．醋酸鈉水溶液中通入足量CO2：2CH3COO- + CO2 + H2O = 2CH3COOH + CO2- 3

　　D．少量Cl2通入KI溶液中：Cl2+ 2I— =2C1— + I2

　　4、在加人鋁粉能放出H2的無色溶液，可能大量共存的離子組是（）

　　A．NH 、Na+、NO 、S2－ B．Na+、K+、CH3COO一、HCO

　　C．K+、NO 、SO 、Cl— D．K+、Al3+、MnO 、NO

　　展示答案：1、A 2、C 3、D 4、C

　　（五）總結反思

　　（六）、作業布置

　　《走向高考》課后強化作業三

　　六、課后反思

高考化學知識點12

　　易錯點1忽視相似概念之間的區別與聯系

　　易錯分析：在復習原子結構的有關概念時，一定要區別相對原子質量、質量數等概念，如易忽視相對原子質量是根據同位素的質量數計算得出，相對原子質量與質量數不同，不能用相對原子質量代替質量數計算質子數或中子數。還有要區分同位素、同素異形體等概念。在討論質子數與電子數的關系時，要分清對象是原子、還是陽離子還是陰離子，避免因不看對象而出現錯誤。

　　易錯點2忽視概念形成過程導致理解概念錯誤

　　易錯分析：在復習過程中有些同學易混淆膠體與膠粒概念，誤認為所有的膠體都能吸附離子，形成帶電荷的膠粒。實際上，蛋白質、淀粉等有機大分子溶于水后形成的膠體不能形成帶電荷的微粒，也不能發生電泳現象，原因是溶液中沒有陽離子或陰離子(除水電離的微量氫離子和氫氧根離子外)。再者蛋白質膠體在重金屬鹽溶液中發生變性，在一些金屬鹽溶液中由于其溶解度的降低發生鹽析。

　　易錯點3忽視物質成分與概念的關系

　　易錯分析：如純凈物的原始概念是“由一種物質組成的”。發展概念是“組成固定”的物質，擴展了純凈物的范圍，如結晶水合物的組成固定。從同分異構體角度考慮，分子式相同的物質，不一定是純凈物，因此學習概念時要理解基本概念的發展過程，用發展的觀點看概念的內涵。中學常見的“水”有重水、鹽水、鹵水、王水(濃鹽酸、濃硝酸以體積之比為3：1混合，濃度不確定，組成不確定)溴水、氨水和氯水等。

　　易錯點4混合物質組成的幾種表達方法

　　易錯分析：復習物質組成的表達式，如分子式、化學式、結構式、結構簡式、電子式等，一要采用比較法找差異，如有機物結構式與無機物結構式差異，如無機物氮分子的結構式不是結構簡式。二要掌握一些特殊例子，如書寫次氯酸的結構式或電子式時氧原子應該在中間，而不是氯原子在中間。

　　易錯點5熱化學基本概念與熱化學方程式不能融合

　　易錯分析：書寫熱化學方程式時要注意以下四點：

　　(1)看是否為表示“燃燒熱、中和熱等概念”的熱化學方程式，表示燃燒熱的熱化學方程式限制可燃物為

　　1mol,產物為穩定氧化物，也就是燃燒熱對產物狀態的限制。

　　(2)化學計量數與燃燒熱成正比例關系。

　　(3)一般省略化學反應條件。

　　(4)化學計量數特指“物質的量”,可以時分數。

　　易錯點6書寫離子方程式時不考慮產物之間的反應

　　易錯分析：從解題速度角度考慮，判斷離子方程式的書寫正誤時，可以“四看”:一看產物是否正確;二看電荷是否守恒;三看拆分是否合理;四看是否符合題目限制的條件。從解題思維的深度考慮，用聯系氧化還原反應、復分解反應等化學原理來綜合判斷產物的成分。中學典型反應：低價態鐵的化合物(氧化物、氫氧化物和鹽)與硝酸反應;鐵單質與硝酸反應;+3鐵的化合物與還原性酸如碘化氫溶液的反應等。

　　易錯點7忽視混合物分離時對反應順序的限制

　　易錯分析：混合物的分離和提純對化學反應原理提出的具體要求是：反應要快、加入的過量試劑確保把雜質除盡、選擇的試劑既不能引入新雜質又要易除去。

　　易錯點8計算反應熱時忽視晶體的結構

　　易錯分析：計算反應熱時容易忽視晶體的結構，中學常計算共價鍵的原子晶體：1mol金剛石含2mol碳碳鍵，1mol二氧化硅含4mol硅氧鍵。分子晶體：1mol分子所含共價鍵，如1mol乙烷分子含有6mol碳氫鍵和1mol碳碳鍵。

　　易錯點9對物質的溶解度規律把握不準

　　易錯分析：物質的溶解度變化規律分三類：第一類，溫度升高，溶解度增大，如氯化鉀、硝酸鉀等;第二類，溫度升高，溶解度增大，但是增加的程度小，如氯化鈉;第三類，溫度升高，溶解度減小，如氣體、氫氧化鈉等，有些學生對氣體的溶解度與溫度的關系理解不清。

　　易錯點10物質溶液中的電荷守恒

　　易錯分析：“電荷守恒“在定性實驗與定量推斷結合類試題中的主要應用有：

　　(1)確定未知離子：已知部分離子的物質的物質的量或物質的量濃度之比，確認其中一種未知;離子是什么。解題時，先寫出離子電荷守恒關系式，再根據所缺的電荷確定離子種類(陰離子或陽離子)。

　　(2)確定已知離子存在：給出n種離子可能存在，能確定(n-1)中離子一定存在，且能求出其物質的量，判斷最后一種離子是否存在。要列出電荷守恒式，代入數據判斷，若已知離子已滿足電荷守恒關系式，則最后一種離子不存在;若已知離子不滿足電荷守恒關系式，則最后一種離子一定存在。審題時要注意多個實驗之間的有關聯系，在連續實驗中，上一步的試劑可能對下一步的實驗有干擾。

　　(3)任何溶液中的陰離子和陽離子同時存在，否則溶液不能呈電中性。

　　易錯點11圖像與題目脫離

　　易錯分析：解圖像與題目結合類題目的關鍵是識圖像(圖像中的點、線、標量等)，聯反應(寫出先后發生的化學反應方程式)，會整合(根據化學反應計量數，結合圖像判斷)。

　　易錯點12不清楚膠體與其他分散系的區別

　　易錯分析：膠體與溶液的本質區別是分散質粒子直徑的'大小不同，膠體的本質特征：分散質粒子直徑大小在1nm和100nm之間。利用膠體性質和膠體的凝聚，可區別溶液和膠體。①膠體有丁達爾現象，而溶液則無這種現象。

　　②加入與分散質不發生化學反應的電解質，溶液無明顯現象，而膠體會產生凝聚。

　　易錯點13忽視晶體結構計算方法和電中性原理

　　易錯分析：晶體結構的分析方法：對于分子晶體，直接計算一個分子中所含各原子的個數，求得的化學式叫分子式;對于離子晶體(如氯化鈉型晶體)、原子晶體(如二氧化硅晶體)。一般采用分攤法：即先取一個最小的重復單元，然后分析最小的重復單元中原子、化學鍵的共用情況，即每個原子被幾個原子分攤，每個共價鍵被幾個單元分攤，最后計算一個單元凈含原子個數。確定化學式(不能稱分子式)。如氯化鈉型晶體：頂點分攤八分之一，棱點分攤四分之一，面點分攤二分之一，體點占一。如果能根據晶體結構確定每個原子形成的共價鍵，正確判斷元素的化合價，也可以根據各元素的化合價寫化學式。

　　易錯點14機械類比元素性質

　　易錯分析：在運用元素周期律時，推斷元素性質既要關注元素的共性，又要關注元素的個性，不能機械類比元素性質。同主族元素中族首元素的性質與其他元素的性質差別較大。例如氟的性質與氯、溴、碘的性質差別較大。鋰的一些性質不同于鈉、鉀的性質。同主族元素，相鄰元素性質相似程度大些，例如氮、磷、砷，砷的性質與磷的相似程度大些。

　　易錯點15推斷元素缺乏整體思維能力，以偏概全

　　易錯分析：元素周期表的知識熱點只要集中在以下幾個方面：一是根據原子結構的一些數量關系以及元素及其化合物的性質確定元素在周期表中的位置，從而可以確定該元素的其他性質或元素的名稱等。二是從元素在周期中的位置推斷元素性質或進行幾種元素的性質或結構特點的比較。三是確定“指定的幾種元素形成的化合物的化學式。解根據元素周期表推斷化合物的方法思路：定位置，推價態，想可能，比性質。

　　易錯點16不熟悉元素化合物的典型物理性質和實驗想象導致推斷元素錯誤

　　易錯分析：導致這類題推斷錯誤的原因可能有以下幾種：

　　(1)對一下典型化合物的結構、性質不熟悉。

　　(2)物質性質與物質結構不能聯系取來推斷，缺乏綜合思維能力。

　　做好元素推斷題要重點要掌握以下內容：

　　(1)短周期元素原子結構特點、在周期表中的位置;

　　(2)短周期元素單質及其化合物的結構，如晶體類型，特別是形成多晶體結構，典型實驗現象。如硫在空氣中、氧氣中氧氣中燃燒的想象不同;

　　(3)學會運用整體思維方法，將題目中的信息與問題中的信息結合起來推斷;

　　(4)積累一些教材中不常見的化學反應。

　　易錯點17機械運用平衡移動原理，忽視多條件變化

　　易錯分析：對于可逆反應中多因素的變化，可以采用假設法分析平衡移動的結果。以改變體系的壓強為例，先假設平衡不移動，只考慮壓強變化所引起的容器體積的變化，是否使物質的濃度發生變化，若物質的濃度發生變化，則化學平衡會發生移動。若物質的濃度不發生變化，則化學平衡不發生移動。

　　易錯點18化學反應基礎不牢，不會辨析離子能否大量共存

　　易錯分析：解答離子共存問題要抓住以下幾個要點：

　　(1)顏色問題，要記住一些典型離子的顏色。

　　(2)離子不能大量共存的幾個主要原因，特別是溶液的酸堿性問題和氧化還原性問題是很容易出錯的。

　　易錯點19不會熟練運用守恒原理分析離子濃度關系

　　易錯分析：任何電解質溶液都存在三個守恒關系：

　　(1)電荷守恒，即陽離子所帶正電荷總數等于陰離子所帶負電荷總數;

　　(2)物料守恒，根據物質組成寫出物料守恒式;

　　(3)質子守恒(即得到的氫離子總數等于電離的氫離子總數)。

　　質子守恒可以由電荷守恒和物料守恒關系式推導。

　　易錯點20不清楚電解原理，導致產物成分判斷錯誤

　　易錯分析：理解電解原理并熟悉掌握陰、陽離子的放電順序是解答此類易錯點的關鍵。在電解時，如果氫離子和氫氧根離子在電極上的放電往往會導致電極附近的溶液中氫離子和氫氧根離子的濃度關系，導致產物的不同，進而會引起電極附近的溶液的pH發生變化。

高考化學知識點13

　　在高三復習的各個階段，課堂內容與高一、高二課堂內容似同實異。學生不認真聽會認為這些內容已經講過，會聽課的同學知道，老師在必要的鋪墊之后會導出新的內容，或者在似曾相識的知識當中已包含了新的要求。高一、高二老師會關心學生“懂不懂”，高三老師會問學生“會不會”。況且“會”是不夠的，要“掌握”、“熟練掌握”和“綜合運用”。高三學生的任何不踏實行為都是自己的損失，要集中注意力聽課，在新舊聯系、吐故納新中提高自己的能力。

　　有關化學式的計算是我們第四單元遇到的難點之一，要想在解題過程中迅速準確，必須針對題目的特點選擇最有效的解題方法，甚至是多種方法的綜合運用，以達到減少運算量、增強運算準確率的效果。下面為同學們介紹幾種化學計算中常用到的解題方法和技巧，把它們運用到解題過程中可以達到事半功倍的效果。

　　例1：下列鐵的氧化物中，含鐵量由高到低排列正確的是( )

　　(A)FeO Fe2O3 Fe3O4

　　(B)Fe2O3 Fe3O4 FeO

　　(C)Fe3O4 Fe2O3 FeO

　　(D)FeO Fe3O4 Fe2O3

　　解析：本題可以利用元素質量分數的公式(某元素的質量分數=化合物中某元素的相對原子質量×原子個數/化合物的相對分子質量×100%)分別求出三種物質中鐵元素的質量分數，然后比較大小，但運算麻煩。也可以將三種物質中鐵元素的原子個數配成相等的關系，使公式中的分子相同，然后比較分母的大小判斷。

　　先把化學式變形為：FeO FeO3/2 FeO4/3

　　比較氧原子的個數：1 3/2 4/3

　　鐵原子的個數相同，氧原子的個數越少則鐵元素的質量分數越大。

　　答案：(D)

　　例2：已知碳酸鈣和另一物質組成的混合物含碳量大于12%，則另一物質可能是( )

　　(A)Na2CO3 (B)MgCO3

　　(C)KHCO3 (D) K2CO3

　　解析：本題可以利用平均值法，首先計算出純凈的碳酸鈣中的含碳量等于12%，根據題意混合物中的含碳量應大于12%，則所含的另一物質含碳量必大于12%。在選項中物質含碳量為Na2CO3小于12%，MgCO3大于12%，KHCO3等于12%，K2CO3小于12%。

　　答案：(B)

　　例3：36g水通電分解可以產生氧氣的質量為。

　　解析：本題可以采用元素守恒的思想。水通電分解中產生氫氣和氧氣，氧氣由氧元素組成，而這些氧元素全部來自水，那么氧氣的質量等于水中氧元素的質量。所以m(O2)=m(H2O)×O%=36g×(O/H2O)=36g×(16/18)=32g。

　　答案：32g

　　例4：已知NaHSO4、MgS、MgSO4組成的混合物中，硫元素的質量分數為48%，則混合物中氧元素的質量分數為。

　　解析：本題可以采用等量變換的方法，從相對原子質量的等量關系入手“Na+H=Mg”。則原混合物中的.NaHSO4可以變形為MgSO4。可以建立如下的關系式：

　　原混合物中 Mg～S

　　質量關系 24～32

　　根據硫元素的質量分數為48%，利用質量關系求出鎂元素的質量分數為36%。

　　則O%=100%-S%-Mg%=100%-48%-36%=16%

　　答案：16%

　　例5：在X2Y中Y的質量分數為40%，在YZ2中Y的質量分數為50%,則在X2YZ3中Y的質量分數為( )

　　(A)20% (B)25% (C)30% (D)35%

　　解析：本題可以采用為元素賦值的方法，假設某元素的相對原子質量為一定值，再由已知條件計算其他元素的相對原子質量來求解。

　　本題根據X2Y中Y的質量分數為40%這一條件，假設Y的相對原子質量為40，則X的相對原子質量為30;根據YZ2中Y的質量分數為50%，求出Z的相對原子質量為20。再將X、Y、Z的相對原子質量帶入X2YZ3中，可求出Y的質量分數為25%。

　　答案：(B)

　　盤點高考化學易錯知識點

　　1.羥基就是氫氧根

　　看上去都是OH組成的一個整體高中英語，其實，羥基是一個基團，它只是物質結構的一部分，不會電離出來。而氫氧根是一個原子團，是一個陰離子，它或強或弱都能電離出來。所以，羥基不等于氫氧根。

　　例如：C2H5OH中的OH是羥基，不會電離出來;硫酸中有兩個OH也是羥基，眾所周知，硫酸不可能電離出OH-的。而在NaOH、Mg(OH)2、Fe(OH)3、Cu2(OH)2CO3中的OH就是離子，能電離出來，因此這里叫氫氧根。

　　2.Fe3+離子是黃色的

　　眾所周知，FeCl3溶液是黃色的，但是不是意味著Fe3+就是黃色的呢?不是。Fe3+對應的堿Fe(OH)3是弱堿，它和強酸根離子結合成的鹽類將會水解產生紅棕色的Fe(OH)3。因此濃的FeCl3溶液是紅棕色的，一般濃度就顯黃色，歸根結底就是水解生成的Fe(OH)3導致的。真正Fe3+離子是淡紫色的而不是黃色的。將Fe3+溶液加入過量的酸來抑制水解，黃色將褪去。

　　3.AgOH遇水分解

　　我發現不少人都這么說，其實看溶解性表中AgOH一格為“—”就認為是遇水分解，其實不是的。而是AgOH的熱穩定性極差，室溫就能分解，所以在復分解時得到AgOH后就馬上分解，因而AgOH常溫下不存在。和水是沒有關系的。如果在低溫下進行這個操作，是可以得到AgOH這個白色沉淀的。1 2 3 4 下一頁尾頁

　　高三化學教案化學反應中的能量變化

　　教案反應中的能量變化

　　目標

　　1. 了解反應熱、熱化學方程式等概念，了解吸熱反應和放熱反應的原理;

　　2. 掌握熱化學方程式的書寫及其注意事項。

　　學習過程

　　一、自學探究

　　1. 請回憶學過的化學反應中，哪些是放熱反應，哪些是吸熱反應?

　　2.從微觀(化學鍵的斷裂和形成)的角度討論：為什么有些反應是放熱的，而有些反應是吸熱的?

　　3. 叫反應熱;反應熱用符號表示，單位一般采用。

　　在化學中，一般研究的是在下，在中發生的反應所放出或吸收的熱量。

　　4.對放熱反應，△H為數，即△H 0;對吸熱反應，△H為數，

　　即△H 0 。

　　5.什么叫熱化學方程式?為什么書寫熱化學方程式時要注明反應物和生成物的聚集狀態?

　　6.舉例說明熱化學方程式與一般的化學方程式有什么區別?我們在書寫熱化學方程式時要注意什么問題?

　　二、總結與評價

　　【總結】

　　在化學反應中放出或吸收的熱量，通常叫做反應熱。反應熱用符號△H表示，單位一般為kJ/mol。當△H<0 h="">0 時，為吸熱反應。表明反應所放出或吸收的熱量的化學方程式，叫做熱化學方程式。書寫熱化學方程式時，應注意：

　　(1)注意△H的“+”與“-”，放熱反應為“-”，吸熱反應為“+”; (2)要注明反應物和生成物的聚集狀態高考。 (3)方程式要配平，熱化學方程式各物質前的化學計量數可以是整數，也可以是分數，通常以燃燒1mol 物質或生成1mol H2O(l)為標準。

　　(4)注明反應的溫度和壓強(無注明通常指101kPa和25℃)

　　【評價】

　　1.如果反應物所具有的總能量大于生成物所具有的總能量，反應物轉化為生成物時熱量，△H 0;反之，如果反應物所具有的總能量生成物所具有的總能量，反應物轉化為生成物時熱量，△H 0。

　　1. 4克硫粉完全燃燒時放出37kJ熱量，該反應的熱化學方程式是：

　　3.在同溫同壓下，下列各組熱化學方程式中，△H2>△H1的是( ). A.2H2(g) + O2(g)= 2H2O(g);△H1 2H2(g) + O2(g) = 2H2O(l);△H2 B.S(g) + O2(g) =SO2(g); △H1 S(s) + O2(g) = SO2(g);△H2 C.CO(g) + 1/2 O2(g) = CO2(g);△H1 2CO(g) + O2(g) = 2CO2(g);△H2 D.H2(g) +Cl2(g)=2HCl(g);△H1 1/2 H2(g) + 1/2 Cl2(g) = HCl(g);△H2

　　4.在一定條件下，CO和CH4燃燒的熱化學方程式分別為：

　　2CO(g) + O2(g) = 2CO2(g);△H =-566kJ

　　CH4(g) + 2O2(g) = CO2(g) + 2H2O(l);△H =-890kJ

　　由1molCO和3molCH4組成的混和氣在上述條件下完全燃燒時，釋放的熱量為( )。

　　A.2912kJ B.2953kJ C.3236kJ D.3867kJ

　　理科生如何賺取化學高分

　　1、重視課本，多思多問。

　　許多對課本不屑一顧，說課本內容簡單，喜歡狂買參考書，甚至也跟風似地買競賽書、課本高中歷史，實際我們課本中未明代指出但需要思考的問題就不少。

　　比如必修2，甲烷和氯氣的取代反應，學生覺得簡單，可是有幾個學生會去想：溴、碘單質會不會與之發生取代反應呢？反應的條件是什么？

　　再比如說，學生都知道乙醇與鈉反應可以產生氫氣，可有幾個學生想過：這能不能叫置換反應？為什么用無水乙醇不用酒精？反應后還生成乙醇鈉，它有什么性質（實際上不用酒精的另一個原因就是乙醇鈉引起的）？乙醇和鈉反應類似酸、水與鈉的反應，這對我們有什么啟示呢（參加競賽的學生應該去研究一下這個問題：乙醇電離，是廣義的酸）？

　　乙烯能使紫色的酸性高錳酸鉀褪色，那產物什么（這個明白了，也就知道為什么乙烯中混有乙烷只能用溴水不能用酸性高錳酸鉀了）？乙烯的同系物與之反應產物也一樣嗎？為什么用酸性高錳酸鉀，而不是中性、堿性？

　　2、重視基本的原理和規律。

　　先說句題外話，、化學都是自然科學，它們一定是遵從自然規律的，而規律前人早已總結，比如道家學說。表象千變萬化，但規律是一般性地、相對簡單和易于掌握的。舉個最典型的也是讓學生最頭痛的例子——化學平衡，平衡影響因素、平衡移動原理等方面的單一、綜合考察是化學一大難點，再加上學化學反應原理，還有水的電離平衡、鹽類水解平衡及計算等，幾者綜合起來，許多學生望而生畏。實際上所有知識點、問題的關鍵因素就是老子的一句話“損有余而補不足”。如果不學著積極深入地思考，只能是舍本逐末，成為各種表象和海量題目的奴隸。

　　3、注重實驗。

　　從原理到操作再到改進，要逐漸發揮自己的創造力。不論明年新課改怎么考，這幾年的主旨思想一定不會變——由知識立意向立意轉變！你會背書我也會，思考創造才可貴！

　　4、重視反應過程和實質。

　　在此分為兩點（但不是說二者相互獨立）：

　　一是反應過程，涉及到一些半定量的反應，比如鋁離子與NaOH的反應，包括北大自主招生考的大蘇打的相關反應，均是量變引起質變，量的關系可能就是解決問題的關鍵，因此找出臨界點就至關重要。

　　再一個是反應實質，結構決定性質。在見到一個反應方程式時，不要急著去背誦，而是觀察產物和反應物，在自己的知識范圍內（各元素原子結構、金屬或非金屬性、化合價、化學鍵等總是會的）去思考。我特別傾向于在學生氧化還原、周期律及電化學時寫出反應物，讓學生自己應用已知概念、規律去推產物，不會不對不要緊，關鍵是自己要思考。PS：比較遺憾的是北京高中化學選修沒選《物質結構與性質》這本書，學生與本質擦肩而過。

　　5、重視自學和總結。

　　到了高二，優秀學生往往能在知識層次甚至方式上超過，的教學對于學生來說更多的是經驗性的引導。所以，學生自己要學會上網、到圖書館查，在平時學習過程中，通過題目主動一些反應、現象、科普等，這比專門買本書背要簡單得多。

　　從應試層面來說，平時做題，一定要注重自己總結“母題”，把題目“模型化、公式化”，也即行話里的“培養學生的化學意識”。各科均適用，包括、語代，均有規律可循。就得原來聽一位老說，其實就是不到二十個母題，把這若干個母題掌握了，剩下的只是靈活應對它們的變式與綜合。

　　6、學會調整心態。

　　給自己合理定位，切忌好高騖遠和妄自菲薄。頂尖的學生都是在夯實基礎之后拓展拔高的，而學習中上的學生往往心儀一題多解、難題、怪題和偏題，喜歡技巧性強的題目，認為自己可以通過做難題來居高臨下，彌補基礎的不足，同時也能在中勝過頂尖的學生，結果總是大錯不犯小錯不斷，總比人家差點兒。

　　7、學會交流。

　　暑期這半個多月以來，我發現不論是準高一的學生還是已經歷了一年高習生活的學生，仍然有相當數量的學生不主動發問，不與人交流，就喜歡自己或和關系好的同學低頭思考，這是的學習方式，在高中乃至以后都是致命的隱患！我在這兒希望看到這里的、教師們一定要鼓勵孩子們多交流討論，過于強調競爭而不重視合作，會讓孩子們很容易以自我為中心地思考和處理事情。多交流，你會發現自己的思維更加開闊，也會發現原來身邊的同學也很有才。

高考化學知識點14

　　常考考點：選擇題（主要是單選題）

　　基本反應，包括離子反應、離子共存，氧化還原反應。

　　元素化合物，包括金屬（Na、Al、Cu、Mg、Fe）與非金屬（Cl、S、P、N）的單質及其化合物的性質與用途。

　　化學計算，包括阿伏加德羅常數、阿伏加德羅定律及其推論、物質的量的計算。其中阿伏加德羅常數經常與物質結構部分聯系。

　　物質結構，包括元素的“位—構—性”關系、同位素的原子結構、常見分子的空間結構、晶體的類型與性質。

　　化學反應原理，包括熱化學方程式、原電池原理、電解原理、化學反應速率、化學平衡、鹽類水解、pH及與溶液酸堿性、弱電解質的電離平衡及移動、沉淀溶解平衡。

　　有機化學基礎，包括官能團的結構及性質、同分異構體、同系物。

　　化學實驗，離子鑒別、實驗方案設計及評價。

　　高頻考點：推斷題（無機推斷和有機推斷）

　　無機部分

　　框圖題，突破口（特征反應、特殊現象、特殊顏色、重復出現的物質、特殊反應條件、特殊量的關系）；

　　推斷題：物質結構（核外電子排布、晶體性質）、典型物質的化學性質等；

　　方程式的書寫：審題（離子方程式或化學方程式）、充分利用信息寫出并配平（先氧化還原，再電荷守恒，后質量守恒）。

　　有機部分

　　反應類型，加成，取代（硝化、酯化、磺化、水解），氧化（加氧、去氫），還原（加氫、去氧），消去（醇、鹵代烴）、加聚，縮聚等（從結構改變判斷）；

　　化學式與化學方程式書寫，注意題目要求（結構式、結構簡式，化學式），生成有機物時別漏無機物，注意配平；

　　有機合成：信息的使用；框圖分析、官能團的改變特別要注意等。

　　高頻考點：實驗題

　　試劑存放，廣口瓶、細口瓶、棕色瓶、密封等；藥品的取用；溫度計的使用：液面下、支管口處、水浴中、溶液中等。

　　實驗步驟，排序（氣密性檢查在裝藥品前）、操作書寫（定量實驗注意平行實驗二次以上）；失敗原因分析：漏氣、條件控制不好、氣體通入速度過快、冷卻時吸水、干擾等。

　　實驗注意事項，醛的二個典型反應（反應環境問題）、酯化反應（飽和Na2CO3溶液的作用）、苯酚與濃溴水（沉淀存在）、實驗室制乙烯的溫度、Fe（OH）2的生成操作（滴管在液面下）、幾種儀器的讀數（天平、量筒、滴定管等）、氣密性檢查：①常用方法、②特殊方法；噴泉實驗原理；尾氣吸收的方法（導管、倒置漏斗、球形干燥管、燃燒）。

　　氣體制備，裝置連接順序：（制備－除雜－干燥－驗純－檢驗－收集－性質實驗－尾氣處理）；接口處理（強氧化劑存在時橡膠管的處理）。

　　定量實驗，原理、計算依據、稱量（往往儀器與藥品一起稱）、氣體收集（排液體法）、誤差分析（根據表達式）。

　　物質的檢驗、分離和提純，物理方法、化學方法分離和提純物質，物質的檢驗通常有鑒定、鑒別和推斷三類，它們的共同點是：依據物質的特殊性質和特征反應，選擇適當的試劑和方法，準確觀察反應中的明顯現象，如顏色的變化、沉淀的生成和溶解、氣體的產生和氣味、火焰的顏色等，進行判斷、推理；化學實驗方案設計與評價。

　　當然，高考化學題都是非常綜合的，不可能通過單一知識點解決問題，在復習中要主要知識點之間的聯系，做到融會貫通，才能考出好成績。

　　氫原子能級與衰變原理

　　文章摘要：氫原子光譜以及衰變這部分內容主要是記憶性知識，首先對于氫原子光譜要能夠看懂其光譜圖，懂得其中物理意義。其次，要牢記三種衰變反應式，知道每一種衰變所產生的粒子。最后，是對于衰變周期有一定了解。…

　　【編者按】微觀物理世界極其復雜，在高中階段接觸比較少。主要以原子結構和氫原子能級、衰變和核能等方面介紹性內容，高考主要會考察氫原子能級結構，放射性原子的衰變。高考中經常會考察對a射線、射線、射線的理解，同時會結合在原子衰變中同時考察。

　　氫原子能級

　　①能級公式：

　　②半徑公式：

　　氫光譜

　　在氫光譜中，n=2,3,4,5,……向n=1躍遷發光形成賴曼線系；n=3,4,5,6向n=2躍進遷發光形成馬爾末線系；n=4,5,6,7……向n=3躍遷發光形成帕邢線系;n=5,6,7,8……向n=4躍遷發光形成布喇開線系；其中只有馬爾末線生活費的前4條譜線落在可見光區域內。

　　天然放射現象

　　天然放射現象中三種身線及其物質微粒的有關特性的比較。

　　天然衰變中核的變化規律

　　在核的天然衰變中，核變化的最基本的規律是質量數守恒和電荷數守恒。

　　①a衰變：隨著a衰變，新核在元素周期表中位置向后移2位，即

　　② 衰變：隨著衰變，新核在元素周期表中位置向前移1位，即

　　③ 衰變：隨著衰變，變化的不是核的種類，而是核的能量狀態。但一般情況下，衰變總是伴隨a衰變或衰變進行的。

　　關于半衰期的幾個問題

　　（1）定義：放射性元素的原子核有半數發生衰變所需要的時間。

　　（2）意義：反映了核衰變過程的統計快慢程度。

　　（3）特征：只由核本身的因素所決定，而與原子所處的物理狀態或化學狀態無關。

　　（4）理解：搞清了對半衰期的如下錯誤認識，也就正確地理解了半衰期的真正含義。第一種錯誤認識是：N0個放射性元素的核，經過一個半衰期T，衰變了一半，再經過一個半衰期T，全部衰變完。第二種錯誤認識是：若有4個放射性元素的核，經過一個半衰期T，將衰變2個。事實上，N0個某種放射性元素的核，經過時間t后剩下的這種核的個數為

　　而對于少量的核（如4個），是無法確定其衰變所需要的時間的。這實質上就是“半衰期反映了核衰變過程的統計快慢程度”的含義。

　　原子核的人工轉變和原子核的組成

　　用高速運動的粒子去轟擊原子核，是揭開原子核內部奧秘的要本方法。轟擊結果產生了另一種新核，其核反應方程的一般形式為

　　其中X是靶核的符號，x為入射粒子的符號，Y是新生核的符號，y是放射出的粒子的符號。

　　1919年盧瑟福首先做了用a粒子轟擊氮原子核的實驗。在了解盧瑟福的實驗裝置、進行情況和得到的實驗結果后，應該記住反應方程式

　　這是人類第一次發現質子的核反應方程。另外，對1930年查德威克發現中子的實驗裝置、過程和結果也應有個基本的了解。值得指出的是，查德威克在對不可見粒子的判斷中，運用了能量和動量守恒定律，科學地分析了實驗結果，排除了射線的可能性，確定了是一種粒子——中子，發現中子的核反應方程

　　核能

　　對這部分內容，應該注意以下幾點：

　　（1）已經確定核力的主要特性有：是一種很強的力（相比于其他的力），是一種短程力。

　　（2）一定的質量m總是跟一定的能量mc2對應。核子在結合成原子核時的總質量減少了，相應的總能量也要減少，根據能量守恒定律，減少的這部分能量不會憑空消失，它要在核子結合過程中釋放出去。反過來，把原子核分裂成核子，總質量要增加，總能量也要增加，增加的這部分能量也不會憑空產生，要由外部來供給。能量總是守恒的，在原子核反應伴隨有巨大的放能和吸能現象。

　　（3）核反應中釋放或吸收的能量，可以根據反應物和生成物間的質量差用質能關系方程來計算。

　　（4）核反應中能量的吸、放，跟核力的作用有關。當核子結合成原子核時，核力要做功，所以放出能量。把原子核分裂成核子時，要克服核力做功，所以要由外界提供能量。

　　a粒子散射與原子結構

　　文章摘要：a粒子散射實驗是高中物理接觸到關于原理物理的一個重要實驗，在很多考試中都會考察這一內容，由此可見其地位之重要。必須將a粒子散射實驗的結論熟記在心，一般考試中也就是考察有關概念而已。

　　【編者按】人類對于原子結構的認識已經有很長歷史，從湯姆生到道爾頓再到盧瑟福等等，科學家從來沒有停止過對原子內部的研究。歷史上最為有名的實驗就是盧瑟福的a粒子散射實驗，這個實驗第一次真正揭開了原子內部真是情況。在高考物理試題中對于這個實驗也是百考不厭，經常從不同角度進行考察。

　　a粒子散射實驗主要考察內容在于其揭示的現象，以及從現象中可以推斷出來的結論。在考試中尤其要對描述的話語仔細品讀，不能掉進出題人所設置的文字陷阱中。

　　a粒子散射

　　關于a粒子散射實驗：

　　（1）a粒子散射實驗的目的、設計及設計思想。

　　①目的：通過a粒子散射的情況獲取關于原子結構方面的信息。

　　②設計：在真空的環境中，使放射性元素釙放射出的a粒子轟擊金箔，然后透過顯微鏡觀察用熒光屏接收到的a粒子，通過轟擊前后a粒子運動情況的對比，來了解金原子的結構情況。

　　③設計思想：與某一個金原子發生作用前后的a粒子運動情況的差異，必然帶有該金原子結構特征的烙印。搞清這一設計思想，就不難理解盧瑟福為什么選擇了金箔做靶子（利用金的良好的延展性，使每個a粒子在穿過金箔過程中盡可能只與某一個金原子發生作用)和為什么實驗要在真空環境中進行(避免氣體分子對a粒子的運動產生影響）。

　　（2）a粒子散射現象

　　①絕大多數a粒子幾乎不發生偏轉。

　　②少數a粒子則發生了較大的偏轉。

　　③極少數a粒子發生了大角度偏轉(偏轉角度超過90°有的甚至幾乎達到180°)。

　　（3）a粒子散射的簡單解釋。

　　首先，由于質量的懸殊便可判定，a粒子的偏轉不會是因為電子的影響，而只能是因為原子中除電子外的帶正電的物質的作用而引起的;其次，原子中除電子外的帶正電的物質不應是均勻分布的（否則對所有的a粒子來說散射情況應該是一樣的），而“絕大多數”“少數”和“極少數”a粒子的行為的差異，充分地說明這部分帶正電的物質只能高度地集中在在一個很小的區域內;再次，從這三部分行為不同的a粒子數量的差別的統計，不難理解盧瑟福為什么能估算出這個區域的直徑約為10-14m。

　　原子的核式結構：

　　（1）核式結構的具體內容

　　①原子的中心有一個很小的核。

　　②原子的全部正電荷和幾乎全部質量集中在核內。

　　③帶負電的電子在核外空間繞核旋轉。

　　（2）核式結構的實驗基礎

　　核式結構的提出，是建立在a粒子散射實驗的基礎之上的。或者說：盧瑟福為了解釋a粒子散射實驗的現象，不得不對原子的結構問題得出核式結構的理論。

　　【人教版】高中化學選修3知識點總結：第一章原子結構與性質

　　文章摘要：原子在化學反應中是最小的微粒無法再變化，原子是由原子核和核外電子構成。對原子結構的認識是理解元素周期律和元素周期性的理論基礎。

　　課標要求

　　1.了解原子核外電子的能級分布，能用電子排布式表示常見元素的（1~36號）原子核外電子的排布。了解原子核外電子的運動狀態。

　　2.了解元素電離能的含義，并能用以說明元素的某種性質

　　3.了解原子核外電子在一定條件下會發生躍遷，了解其簡單應用。

　　4.了解電負性的概念，知道元素的性質與電負性的關系。

　　要點精講

　　一.原子結構

　　1.能級與能層

　　2.原子軌道

　　3.原子核外電子排布規律

　　（1）構造原理：隨著核電荷數遞增，大多數元素的電中性基態原子的電子按右圖順序填入核外電子運動軌道（能級），叫做構造原理。

　　能級交錯：由構造原理可知，電子先進入4s軌道，后進入3d軌道，這種現象叫能級交錯。

　　說明：構造原理并不是說4s能級比3d能級能量低（實際上4s能級比3d能級能量高），而是指這樣順序填充電子可以使整個原子的能量最低。也就是說，整個原子的能量不能機械地看做是各電子所處軌道的能量之和。

　　（2）能量最低原理

　　現代物質結構理論證實，原子的電子排布遵循構造原理能使整個原子的能量處于最低狀態，簡稱能量最低原理。

　　構造原理和能量最低原理是從整體角度考慮原子的能量高低，而不局限于某個能級。

　　（3）泡利（不相容）原理：基態多電子原子中，不可能同時存在4個量子數完全相同的電子。換言之，一個軌道里最多只能容納兩個電子，且電旋方向相反（用“↑↓”表示），這個原理稱為泡利（Pauli）原理。

　　（4）洪特規則：當電子排布在同一能級的不同軌道（能量相同）時，總是優先單獨占據一個軌道，而且自旋方向相同，這個規則叫洪特（Hund）規則。洪特規則特例：當p、d、f軌道填充的電子數為全空、半充滿或全充滿時，原子處于較穩定的狀態。即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14時，是較穩定狀態。

　　4.基態原子核外電子排布的表示方法

　　（1）電子排布式

　　①用數字在能級符號的右上角表明該能級上排布的電子數，這就是電子排布式。

　　②為了避免電子排布式書寫過于繁瑣，把內層電子達到稀有氣體元素原子結構的部分以相應稀有氣體的元素符號外加方括號表示，例如K：[Ar]4s1。

　　（2）電子排布圖（軌道表示式）

　　每個方框或圓圈代表一個原子軌道，每個箭頭代表一個電子。

　　二、原子結構與元素周期表

　　1.原子的電子構型與周期的關系

　　（1）每周期第一種元素的最外層電子的排布式為ns1。每周期結尾元素的最外層電子排布式除He為1s2外，其余為ns2np6。He核外只有2個電子，只有1個s軌道，還未出現p軌道，所以第一周期結尾元素的電子排布跟其他周期不同。

　　（2）一個能級組最多所容納的電子數等于一個周期所包含的元素種類。但一個能級組不一定全部是能量相同的能級，而是能量相近的能級。

　　2、元素周期表的分區

　　（1）根據核外電子排布

　　①分區

　　②各區元素化學性質及原子最外層電子排布特點

　　③若已知元素的外圍電子排布，可直接判斷該元素在周期表中的位置。即最大能層為其周期數，最外層電子數為其族序數，但應注意過渡元素（副族與第Ⅷ族）的最大能層為其周期數，外圍電子數應為其縱列數而不是其族序數（鑭系、錒系除外）。

　　三.元素周期律

　　1.電離能、電負性

　　（1）電離能是指氣態原子或離子失去1個電子時所需要的最低能量，第一電離能是指電中性基態原子失去1個電子轉化為氣態基態正離子所需要的最低能量。第一電離能數值越小，原子越容易失去1個電子。在同一周期的元素中，堿金屬（或第ⅠA族）第一電離能最小，稀有氣體（或0族）第一電離能最大，從左到右總體呈現增大趨勢。同主族元素，從上到下，第一電離能逐漸減小。同一原子的第二電離能比第一電離能要大

　　（2）元素的電負性用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。以氟的電負性為4.0，鋰的電負性為1.0作為相對標準,得出了各元素的電負性。電負性的大小也可以作為判斷金屬性和非金屬性強弱的尺度，金屬的電負性一般小于1.8，非金屬的電負性一般大于1.8，而位于非金屬三角區邊界的“類金屬”的電負性在1.8左右。它們既有金屬性，又有非金屬性。

　　（3）電負性的應用

　　①判斷元素的金屬性和非金屬性及其強弱

　　②金屬的電負性一般小于1.8，非金屬的電負性一般大于1.8，而位于非金屬三角區邊界的“類金屬”（如鍺、銻等）的電負性則在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。

　　③金屬元素的電負性越小，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負性越大，非金屬元素越活潑。

　　④同周期自左到右，電負性逐漸增大，同主族自上而下，電負性逐漸減小。

　　2.原子結構與元素性質的遞變規律

　　3.對角線規則

　　在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的`有些性質是相似的。

　　高一化學必修二知識總結（人教版）：第一章物質結構、元素周期律[1]

　　文章摘要：人教版高一化學必修二知識總結，第一章物質結構、元素周期律，本章考點包括：元素、核素和同位素的含義；原子構成；原子核外電子排布；元素周期律；元素性質與原子結構的關系；金屬性和非金屬性；化學鍵。…

　　人教版高一化學必修二知識總結，第一章物質結構、元素周期律，元素的性質是由原子結構決定，尤其是最外層電子數，由元素在元素周期表中的位置可以推斷其性質。下面根據考綱，總結知識點。

　　第一節元素周期表

　　第二節元素周期律第三節化學鍵考綱要求

　　（1）了解元素、核素和同位素的含義。

　　（2）了解原子構成。了解原子序數、核電荷數、質子數、中子數、核外電子數以及它們之間的相互關系。

　　（3）了解原子核外電子排布。

　　（4）掌握元素周期律的實質。了解元素周期表（長式）的結構（周期、族）及其應用。

　　（5）以第3周期為例，掌握同一周期內元素性質的遞變規律與原子結構的關系。

　　（6）以IA和VIIA族為例，掌握同一主族內元素性質遞變規律與原子結構的關系。

　　（7）了解金屬、非金屬在元素周期表中的位置及其性質遞變的規律。

　　（8）了解化學鍵的定義。了解離子鍵、共價鍵的形成。

　　第一節元素周期表

　　一、原子結構

　　1、原子是由原子核和核外電子組成，原子核有帶正電的質子和不帶電的中子構成，核外電子繞核運動。

　　2、原子中的等量關系

　　質量數（A）=質子數（Z）+中子數（N）；

　　原子序數=核電荷數=質子數=原子的核外電子數。

　　3、熟悉1～20號元素及原子核外電子的排布：

　　H、He、Li、Be、B、C、N、O、F、Ne、Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl、Ar、K、Ca。

　　4、原子核外電子的排布規律

　　（1）電子總是盡先排布在能量最低的電子層里；

　　（2）各電子層最多容納的電子數是2n2；

　　（3）最外層電子數不超過8個（K層為最外層不超過2個），次外層不超過18個，倒數第三層電子數不超過32個。

　　5、元素、核素、同位素

　　元素：具有相同核電荷數的同一類原子的總稱。

　　核素：具有一定數目的質子和一定數目的中子的一種原子。

　　同位素：質子數相同而中子數不同的同一元素的不同原子互稱為同位素。

　　二、元素周期表

　　1、編排原則

　　①按原子序數遞增的順序從左到右排列；

　　②將電子層數相同的各元素從左到右排成一橫行（周期序數=原子的電子層數）；

　　③把最外層電子數相同的元素按電子層數遞增的順序從上到下排成一縱行（主族序數=原子最外層電子數）。

　　2、結構特點

　　第二節元素周期律

　　1、元素周期律

　　元素的性質（核外電子排布、原子半徑、主要化合價、金屬性、非金屬性）隨著核電荷數的遞增而呈周期性變化的規律。元素性質的周期性變化實質是元素原子核外電子排布的周期性變化的必然結果。

　　2、同周期元素性質遞變規律

　　3、堿金屬與鹵族元素

　　第ⅠA族堿金屬元素：Li、Na、K、Rb、Cs、Fr（Fr是金屬性最強的元素，位于周期表左下方）；

　　第ⅦA族鹵族元素：F、Cl、Br、I、At （F是非金屬性最強的元素，位于周期表右上方）。

　　4、元素金屬性和非金屬性

　　（1）金屬性強（弱）——①單質與水或酸反應生成氫氣容易（難）；②氫氧化物堿性強（弱）；③相互置換反應（強制弱）Fe+CuSO4=FeSO4+Cu。

　　（2）非金屬性強（弱）——①單質與氫氣易（難）反應；②生成的氫化物穩定（不穩定）；③最高價氧化物的水化物（含氧酸）酸性強（弱）；④相互置換反應（強制弱）2NaBr+Cl2=2NaCl+Br2。

　　（Ⅰ）同周期比較

　　（Ⅱ）同主族比較

　　（Ⅲ）

　　比較粒子（包括原子、離子）半徑的方法：（1）先比較電子層數，電子層數多的半徑大。

　　（2）電子層數相同時，再比較核電荷數，核電荷數多的半徑反而小。

　　第三節化學鍵

　　1、化學鍵

　　化學鍵是相鄰兩個或多個原子間強烈的相互作用。

　　2、離子鍵與共價鍵的比較

　　3、其他概念

　　離子化合物：由離子鍵構成的化合物叫做離子化合物。離子化合物一定有離子鍵，可能有共價鍵。

　　共價化合物：原子間通過共用電子對形成分子的化合物叫做共價化合物。共價化合物中只有共價鍵。

　　共價鍵分為極性共價鍵和非極性共價鍵：

　　極性共價鍵（簡稱極性鍵）：由不同種原子形成，A-B型，如，H-Cl。

　　非極性共價鍵（簡稱非極性鍵）：由同種原子形成，A-A型，如，Cl-Cl。

　　2.電子式

　　用“?”或“×”表示原子最外層電子的式子叫做電子式。

　　用電子式表示離子鍵形成的物質的結構與表示共價鍵形成的物質的結構的不同點：

　　（1）電荷：用電子式表示離子鍵形成的物質的結構需標出陽離子和陰離子的電荷；而表示共價鍵形成的物質的結構不能標電荷。

　　（2）[ ]（方括號）：離子鍵形成的物質中的陰離子需用方括號括起來，而共價鍵形成的物質中不能用方括號。

　　以過氧化氫與過氧化鈉為例，

　　。

　　氨氣的物理性質

　　文章摘要：氨氣，中學化學唯一的一種堿性氣體。化學式為NH3，是一種無色有刺激性氣味的氣體。易液化，能夠發生自偶電離。

　　氨氣，化學式為NH3，是一種無色有刺激性氣味的氣體。相對分子質量約為17，密度0.771克/升（標準狀況）。熔點-77.7℃；沸點-33.5℃，是一種穩定的化合物。

　　氨氣極易溶于水，一體積水可以溶解700體積氨氣。是噴泉實驗的極好原料。用水吸收NH3時要用“倒放漏斗”裝置以防倒吸。氨氣溶于水后，氨分子跟水分子通過氫鍵結合成一水合氨（NH3·H2O），一水合氨能小部分電離成銨離子和氫氧根離子，所以氨水顯弱堿性，能使酚酞溶液變紅色。

　　氮原子有5個價電子，其中有3個未成對，當它與氫原子化合時，每個氮原子可以和3個氫原子形成三個極性共價鍵。氨分子里的氮原子還有一個孤對電子。所以其空間結構是三角錐形，三個氫原子處于錐底，氮原子處在錐頂。每兩個N—H鍵之間夾角為107°18’，因此，氨分子屬于極性分子，生成氨根后結構為正四面體。

　　氨氣的電子式式與氨根的結構式如下：

　　氨氣，易液化，液氨是極性分子，似水，可發生電離：2NH3NH2-+NH4+也能溶解一些無機鹽如 NH4NO3、AgI。

　　1962年11月18日科學家玻爾去世

　　尼爾斯·亨利克·大衛·玻爾尼爾斯·亨利克·大衛·玻爾，1885年10月7日生于丹麥哥本哈根，是20世紀第一流的科學家之一。他首先應用量子理論，即將某一系統的能量限制在某些離散值來研究原子結構和分子結構問題。在量子物理學的發展過程中，他曾是主導人物，也做出了主要貢獻。1930年起，玻爾繼續從事于由量子理論引起的認識論問題，同時還對核物理學這個新領域做出了貢獻。他把原子核比作一個液滴，他的液滴概念是理解許多核過程的關鍵手段，特別是1939年在理解核裂變（一個重核分裂為兩個幾乎等質量的兩部分，并釋放巨大的能量）的實質中起了重要作用。1940年丹麥被德國人蹂躪和占領，面對納粹的權勢，玻爾盡力維護其研究所的工作和保持丹麥文化的完整性。1943年，由于他的猶太血統和從不隱蔽的反納粹觀點，他受到立即逮捕的威脅。玻爾和妻子、家人，由丹麥地下抵抗運動（組織）深夜用漁船送到瑞典。幾天后，英國政府派一架沒有武裝的蚊式轟作機到瑞典，玻爾就這樣通過戲劇性的飛行飛到英國，在飛行中他差一點喪命。在以后兩年中，玻爾和他的一個兒子奧格一起參加了裂變核彈的工程。奧格以后繼承父業，是一位理論物理學家，主持了理論物理研究所，獲得了諾貝爾物理學獎。他們在英國工作了幾個月，就和英國的研究組一起搬到了美國新墨西哥州的洛斯阿拉莫斯研究中心。玻爾特別關心原子武器對人類的可怕威脅。早在1944年，他就試圖說服英國首相丘吉爾和美國總統羅斯福必須通過國際合作來解決這些問題。雖然這種呼吁并未成功，玻爾在1950年致聯合國的一封公開信中繼續努力提出一個“開放世界和合理的和平政策”。玻爾相信為了控制核武器，人民及其思想都必須自由交流。他領銜推動了1955年在日內瓦召開的第一屆國際和平利用原子能會議，并協助建立了歐洲核研究委員會（CERN）。在他獲得的眾多獎譽中，玻爾曾于1957年獲得第一屆“美國和平利用原子能獎”。在他的晚年，玻爾曾試圖指出，在人類生活和思想的許多方面，互補的思想可能說明一些問題。他對幾代物理學家都會有重大影響，對他們的科學思想和生活觀點都起著啟蒙引導作用。玻爾自己不斷向各方面學習，甚至對最年輕的共事者也抱著傾聽學習的態度。他和同事們、妻子、兒子和兄弟的關系都很好，他從他們那里獲得了力量。他的精神富有國際性，但他也是十足的丹麥人，他深深扎根于他的丹麥文化之中。這一點可以從他負責的許多公共事務中看出來，特別是他從1939年起就是丹麥皇家科學院院長，一直負責到生命結束。

高考化學知識點15

　　1. 常用化學儀器

　　(1)應用要點：熟悉常用儀器結構特點、用途和應用注意事項，主要有加熱容器、分離儀器、計量儀器等。

　　(2)注意事項：加熱容器要區分是直接加熱還是隔石棉網加熱;分離儀器要區分是用于分液、過濾還是蒸餾;計量儀器要特別注意零刻度的位置及讀數的精度要求。

　　2. 常用試劑的使用與貯存

　　(1)應用要點：著重了解露置在空氣中易變質的試劑、見光或受熱易分解的試劑、易揮發的試劑、易燃試劑、不宜用玻璃試劑瓶盛放的試劑等。

　　(2)注意事項：試劑的使用和貯存方法是由試劑的物理性質和化學性質所決定的。易與空氣中氧氣、水蒸氣和二氧化碳反應的試劑不能長時露置在空氣中;見光易分解的試劑應存放在棕色瓶中，置于冷暗處;受熱易分解的試劑和易揮發的試劑應存放在冷暗處;能與玻璃中的二氧化硅反應生成硅酸鈉的試劑，如NaOH、Na2CO3等不宜放在磨口玻璃試劑瓶中。

　　3. 氣體制備與凈化

　　(1)應用要點：掌握常見氣體的制備反應、制備裝置、收集方法、尾氣吸收等。

　　(2)注意事項：氣體的`制備裝置的選擇主要根據反應物的狀態和是否需要加熱;收集方法的選擇主要看氣體的水溶性和密度，以及是否與空氣中的氧氣反應;尾氣吸收時要注意防止倒吸。

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