高考元素及其化合物,高考元素化合物化学方程式

1.高中化学基础知识大全_高中化学基础知识

1．元素周期律及其应用

(1)发生周期性变化的性质

原子半径、化合价、金属性和非金属性、气态氢化物的稳定性、最高价氧化物对应水化物的酸性或碱性。

(2)元素周期律的实质

元素性质随着原子序数递增呈现出周期性变化，是元素的原子核外电子排布周期性变化的必然结果。也就是说

，原子结构上的周期性变化必然引起元素性质上的周期性变化，充分体现了结构决定性质的规律。

2．比较金属性、非金属性强弱的依据

(1)金属性强弱的依据

1/单质跟水或酸置换出氢的难易程度(或反应的剧烈程度)。反应越易，说明其金属性就越强。

2/最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。碱性越强，说明其金属性也就越强，反之则弱。

3/金属间的置换反应。依据氧化还原反应的规律，金属甲能从金属乙的盐溶液中置换出乙，说明甲的金属性比

乙强。

4/金属阳离子氧化性的强弱。阳离子的氧化性越强，对应金属的金属性就越弱。

(2)非金属性强弱的依据

1/单质跟氢气化合的难易程度、条件及生成氢化物的稳定性。越易与 反应，生成的氢化物也就越稳定，氢化

物的还原性也就越弱，说明其非金属性也就越强。

2/最高价氧化物对应水化物酸性的强弱。酸性越强，说明其非金属性越强。

3/非金属单质问的置换反应。非金属甲把非金属乙对应的阴离子从其盐溶液中置换出来，说明甲的非金属性比

乙强。 如 Br2 + 2KI == 2KBr + I2

4/非金属元素的原子对应阴离子的还原性。还原性越强，元素的非金属性就越弱。

3．常见元素化合价的一些规律

(1)金属元素无负价。金属单质只有还原性。

(2)氟、氧一般无正价。

(3)若元素有最高正价和最低负价，元素的最高正价数等于最外层电子数；元素的最低负价与最高正价的关系

为：最高正价+|最低负价|＝8。

(4)除某些元素外(如N元素)，原子序数为奇数的元素，其化合价也常呈奇数价，原子序数为偶数的元素，其化

合价也常呈偶数价，即价奇序奇，价偶序偶。

若元素原子的最外层电子数为奇数，则元素的正常化合价为一系列连续的奇数，若有偶数则为非正常化合价，

其氧化物是不成盐氧化物，如NO；若原子最外层电子数为偶数，则正常化合价为一系列连续的偶数。

4．原子结构、元素性质及元素在周期表中位置的关系

1/原子半径越大，最外层电子数越少，失电子越易，还原性越强，金属性越强。

2/原子半径越小，最外层电子数越多，得电子越易，氧化性越强，非金属性越强。

3/在周期表中，左下方元素的金属性大于右上方元素；左下方元素的非金属性小于右上方元素。

5．解答元素推断题的一些规律和方法

(1)根据原子结构与元素在周期表中的位置关系的规律

电子层数＝周期数，主族序数＝最外层电子数

原子序数＝质子数，主族序数＝最高正价数

负价的绝对值=8-主族序数

(2)根据原子序数推断元素在周期表中的位置。

记住稀有气体元素的原子序数：2、10、18、36、54、86。用原子序数减去比它小而相近的稀有气体元素的原

子序数，即得该元素所在的纵行数。再运用纵行数与族序数的关系确定元素所在的族；这种元素的周期数比相

应的稀有气体元素的周期数大1。

(3)根据位置上的特殊性确定元素在周期表中的位置。

主族序数等于周期数的短周期元素：H、Be、Al。

主族序数等于周期数2倍的元素：C、S。

最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素：C、Si

短周期中最高正价是最低负价绝对值3倍的元素：S。

(4)根据元素性质、存在、用途的特殊性。

形成化合物种类最多的元素、或单质是自然界中硬度最大的物质的元素、或气态氢化物中氢的质量分数最大的

元素：C。

空气中含量最多的元素、或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素：N。

地壳中含量最多的元素、或气态氢化物的沸点最高的元素、或气态氢化物在通常情况下呈现液态的元素：O。

最活泼的非金属元素：F；最活泼的金属元素：Cs；最轻的单质的元素：H；最轻的金属元素：Li；单质的着火

点最低的非金属元素是：P。

6．确定元素性质的方法

(1)先确定元素在周期表中的位置。

(2)一般情况下，主族序数-2＝本主族中非金属元素的种数(IA除外)。

(3)若主族元素的族序数为m，周期数为n，则：m/n<1 时，为金属，m/n 值越小，金属性越强；m/n>1 时，为

非金属， m/n 值越大，非金属性越强；m/n=1 时是两性元素。

(二)原子结构

1．构成原子的粒子及其关系

(1)各粒子间关系

原子中：原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数

阳离子中：质子数＝核外电子数+电荷数

阴离子中：质子数＝核外电子数一电荷数

原子、离子中：质量数(A)＝质子数(Z)+中子数(N)

(2)各种粒子决定的属性

元素的种类由质子数决定。

原子种类由质子数和中子数决定。

核素的质量数或核素的相对原子质量由质子数和中子数决定。

元素中是否有同位素由中子数决定。

质子数与核外电子数决定是原子还是离子。

原子半径由电子层数、最外层电子数和质子数决定。

元素的性质主要由原子半径和最外层电子数决定。

(3)短周期元素中具有特殊性排布的原子

最外层有一个电子的非金属元素：H。

最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Ar。

最外层电子数是次外层电子数2、3、4倍的元素：依次是C、O、Ne。

电子总数是最外层电子数2倍的元素：Be。

最外层电子数是电子层数2倍的元素：He、C、S。

最外层电子数是电子层数3倍的元素：O。

次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、Si 。

内层电子总数是最外层电子数2倍的元素：Li、P。

电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、Al。

2．原子、离子半径的比较

(1)原子的半径大于相应阳离子的半径。

(2)原子的半径小于相应阴离子的半径。

(3)同种元素不同价态的离子，价态越高，离子半径越小。

(4)电子层数相同的原子，原子序数越大，原子半径越小(稀有气体元素除外)。

(5)最外层电子数相同的同族元素的原子，电子层数越多原子半径越大；其同价态的离子半径也如此。

(6)电子层结构相同的阴、阳离子，核电荷数越多，离子半径越小。

3．核素、同位素

(1)核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。

(2)同位素：同一元素的不同核素之间的互称。

(3)区别与联系：不同的核素不一定是同位素；同位素一定是不同的核素。

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1. 元素的基本知识

我们将1~20号元素抽出，可以看到，几乎所有的基于元素周期表的推断题，都是从这个简单的二十个元素中中衍生出来的。因此，我们首先要对它们的每一个细节都能烂熟于心，包括元素的符号、名称、具体的位置（周期、族）、原子的基本信息（原子序数、最外层电子数、电子层数、原子结构示意图等）、常见的价态、能形成的离子等等。

1号元素 氢：原子半径最小，同位素没有中子，密度最小的气体。

6号元素 碳：形成化合物最多的元素，单质有三种常见的同素异形体（金刚石、石墨、富勒烯）。

7号元素 氮：空气中含量最多的气体（78%），单质有惰性，化合时价态很多，化肥中的重要元素。

8号元素氧：地壳中含量最多的元素，空气中含量第二多的气体（21%）。生物体中含量最多的元素，与生命活动关系密切的元素，有两种气态的同素异形体。

9号元素 氟：除H外原子半径最小，无正价，不存在含氧酸，氧化性最强的单质。

11号元素 钠：短周期元素中原子半径最大，焰色反应为**。

12号元素 镁：烟火、照明弹中的成分，植物叶绿素中的元素。

13号元素铝：地壳中含量第三多的元素、含量最多的金属，两性的单质（既能与酸又能与碱反应），常温下遇强酸会钝化。

14号元素 硅：地壳中含量第二多的元素，半导体工业的支柱。

15号元素磷：有两种常见的同素异形体（白磷、红磷），制造火柴的原料（红磷）、化肥中的重要元素。

16号元素 硫：单质为淡**固体，能在火山口发现，制造黑火药的原料。

17号元素 氯：单质为黄绿色气体，海水中含量最多的元素，氯碱工业的产物之一。

19号元素 钾：焰色反应呈紫色（透过蓝色钴玻璃观察），化肥中的重要元素。

20号元素 钙：人体内含量最多的矿质元素，骨骼和牙齿中的主要矿质元素。

2. 由基本元素的基本延伸——基本元素间形成的化合物

（1）等电子情况 请熟记下面的两类特殊的等电子粒子

①常见的10电子粒子

简单原子或离子：Na+ 、Mg2+ 、Al3+、F- 分子：CH4、NH3、H2O、HF、Ne

复杂离子：NH2- NH4+ H3O+ OH-

②常见的18电子粒子

简单原子或离子：Ar、K+、Ca2+、Cl-、S2- 分子（氢化物）：HCl、H2S、PH3、SH4

分子（9+9型）：F2、H2O2、N2H4、C2H6、CH3OH、CH3NH2、CH3F、NH2OH

复杂离子：HS-

注：所谓“9+9型”分子，实际上都是几个9电子的官能团（—OH、—NH2、—CH3、—F）的两两的组合。

（2）二元化合物的数据特征 在元素推断题中，元素构成化合物时的一些“数据特征”也是命题人十分青睐的命题信息。下面对一些常见的二元化合物的“数据特征”作一些总结

①多种比例的情况：最常见的是两种原子以1：1和1：2（或2：1）的组成形成化合物的情况，此时首先应考虑H2O2和H2O或Na2O2和Na2O，此外还应注意CO和CO2、NO和NO2，再延伸到过渡金属可想到FeS和FeS2、CuO和Cu2O，甚至有机物中的C2H2和C2H4。

②XY2型化合物的可能情况：IIA族与VIIA族化合物：BeF2、BeCl2、MgF2、MgCl2、CaF2、CaCl2等 氧化物与硫化物：CO2、NO2、SO2、SiO2、CS2等

③XY3型化合物的可能情况：氢化物和卤化物：BF3、BCl3、AlF3、AlCl3、PCl3、NH3、PH3 氧化物：SO3 氮化物：LiN3、NaN3

④其它情况：由于篇幅有限，X2Y、X3Y型化合物的情况就留给读者自己归纳了。此外，一定要注意题目的要求是“XY2”还是“X与Y以1：2组成”，如是后者，除了考虑到2：4的组成外，往往要还要考虑有机物（如1：2组成的烯烃）。

（3）常考到的多元化合物 元素推断题中，常会对三种以上的基本元素组成的化合物的性质进行考察。下面对1~20号元素间可形成的化合物进行一些总结

①离子化合物 几种常考到的酸根离子（NO3-、CO32-、HCO3-、SO32-、HSO3-、SO42-、HSO4-、HS-、PO43-、H2PO42-、HPO4-、SiO32、AlO2-）与Na+、K+、Mg2+、Ca2+、Al3+等形成的多元离子化合物是常见的考察内容。其中常见的命题内容有：NO3-在酸性条件下的氧化性，CO32-和HCO3-、SO32-和HSO3-、Al3+、AlO2-和Al(OH)3的相互转化，SO32-、HSO3-、HS-的还原性，弱酸根的水解方程式的书写（尤其是负二价弱酸根的分步水解）。

上述的这些阴离子中，有一个极易被忽略但又极容易考到的离子——HSO4-，当题目问到上面这些离子之间的相互反应时，我们应马上想到它。HSO4-最大的特性是它是唯一有强酸性的阴离子，它的性质是H+和SO42-的共同性质，上面的CO32-、HCO3-、SO32-、HSO3-、HS-、AlO2-等离子与HSO4-的反应都曾在题目中出现。

②共价化合物 元素推断题中对多元共价化合物的考察主要是对氧化物的水化物的考察，高中阶段常见的有H2CO3、HNO3、NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3、H2SiO3、H3PO4、H2SO3、H2SO4、HClO4、KOH、Ca(OH)2，，应熟悉他们之间酸性、碱性、氧化性、还原性的基本比较。

（08全国II）Q、R、X、Y、Z 为前 20 号元素中的五种， Q 的低价氧化物与X 单质分子的电子总数相等， R 与 Q 同族， Y 和 Z 的离子与 Ar 原子的电子结构相同， Q 能分别与 Y、Z 形成的共价化合物，且原子序数Y<Z。

答案： Q=C ，R=Si ， X=N ，Y=S ，Z=Cl

　很多学生提起化学就头疼，感觉无从下手，其实学好化学并不难，重要的是在于个人是否用心去掌握 学习 方法 了。接下来是我为大家整理的高中化学基础 知识大全 ，希望大家喜欢!

　 高中化学基础知识大全一

　硫及其化合物的性质

　1.铁与硫蒸气反应：Fe+S△==FeS

　2.铜与硫蒸气反应：2Cu+S△==Cu2S

　3.硫与浓硫酸反应：S+2H2SO4(浓)△==3SO2↑+2H2O

　4.二氧化硫与硫化氢反应：SO2+2H2S=3S↓+2H2O

　5.铜与浓硫酸反应：Cu+2H2SO4△==CuSO4+SO2↑+2H2O

　6.二氧化硫的催化氧化：2SO2+O22SO3

　7.二氧化硫与氯水的反应：SO2+Cl2+2H2O=H2SO4+2HCl

　8.二氧化硫与氢氧化钠反应：SO2+2NaOH=Na2SO3+H2O

　9.硫化氢在充足的氧气中燃烧：2H2S+3O2点燃===2SO2+2H2O

　10.硫化氢在不充足的氧气中燃烧：2H2S+O2点燃===2S+2H2O

　 高中化学基础知识大全二

　一、基本概念

　1.纯净物有固定的组成，有固定组成的物质是纯净物;同种元素组成的物质是纯净物

　2.与水反应可生成酸的氧化物都是酸性氧化物

　3.既能与酸反应又能与碱反应的物质是两性氧化物或两性氢氧化物

　4.盐和碱反应一定生成新盐和新碱;酸和碱反应一定只生成盐和水

　5.得电子能力强的物质失电子能力一定弱

　6.非金属元素原子氧化性较弱，其阴离子的还原性则较强

　7.金属活动性顺序表中排在氢前面的金属都能从酸溶液中置换出氢

　8.标准状况下，22.4L以任意比例混合的CO与CO2中所含碳原子总数约为NA

　9.碳-12的相对原子质量为12，碳-12的摩尔质量为12g/mol

　10.将NA个NO2气体分子处于标准状况下，其体积约为22.4L

　11.25℃时，pH=13的1.0LBa(OH)2溶液中含有的OH-数目为0.2NA

　12.常温常压下，32g氧气中含有NA氧分子

　13.同温同压，同质量的两种气体体积之比等于两种气体密度的反比

　14.反应热ΔH的大小与反应物和生成物的状态、反应物的物质的量的多少、方程式的化学计量数、反应的快慢有关

　15.需要加热才能发生的反应一定是吸热反应，反应物和生成物所具有的总能量决定了反应是放热还是吸热

　16.胶体能产生电泳现象，说明胶体带有电荷

　17.向一定温度下足量饱和硫酸铜溶液中加入wg硫酸铜粉末，搅拌后静置，溶液的浓度和质量分数不变，硫酸铜变为CuSO4·5H2O，其质量大于W×250/160g

　二、基本理论

　1.原子量是原子质量的简称

　2.由同种元素形成的简单离子，阳离子半径<原子半径、阴离子半径>原子半径

　3.核外电子层结构相同的离子，核电荷数越大半径越大

　4.在HF、PCl3、CO2、SF6等分子中，所有原子都满足最外层8e-结构

　5.同一主族元素的单质的熔沸点从上到下不一定升高，但其氢化物的熔沸点一定升高

　6.核电荷总数相同、核外电子总数也相同的两种粒子可以是：

　(1)原子和原子;

　(2)原子和分子;

　(3)分子和分子;

　(4)原子和离子;

　(5)分子和离子;

　(6)阴离子和阳离子;

高中化学基础知识大全三

　1.由于发生复分解反应，离子不能大量共存。

　(1)有气体产生。如CO32-、SO32-、S2-、HCO3-、HSO3-、HS-等易挥发的弱酸的酸根与H+不能大量共存。

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

　(3)有弱电解质生成。如OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、CN-、C17H35COO-、等与H+不能大量共存;一些酸式弱酸根如HCO3-、HPO42-、HS-、H2PO4-、HSO3-不能与OH-大量共存;NH4+与OH-不能大量共存。

　(4)一些容易发生水解的离子，在溶液中的存在是有条件的。如AlO2-、S2-、CO32-、C6H5O-等必须在碱性条件下才能在溶液中存在;如Fe3+、Al3+等必须在酸性条件下才能在溶液中存在。这两类离子不能同时存在在同一溶液中，即离子间能发生“双水解”反应。如3AlO2-+3Al3++6H2O=4Al(OH)3↓等。

　2.由于发生氧化还原反应，离子不能大量共存。

　(1)具有较强还原性的离子不能与具有较强氧化性的离子大量共存。如S2-、HS-、SO32-、I-和Fe3+不能大量共存。

　(2)在酸性或碱性的介质中由于发生氧化还原反应而不能大量共存。如MnO4-、Cr2O7-、NO3-、ClO-与S2-、HS-、SO32-、HSO3-、I-、Fe2+等不能大量共存;SO32-和S2-在碱性条件下可以共存，但在酸性条件下则由于发生2S2-+SO32-+6H+=3S↓+3H2O反应不能共在。H+与S2O32-不能大量共存。

　3.能水解的阳离子跟能水解的阴离子在水溶液中不能大量共存(双水解)。

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

　4.溶液中能发生络合反应的离子不能大量共存。

　如Fe2+、Fe3+与SCN-不能大量共存;Fe3+与不能大量共存。

　5、审题时应注意题中给出的附加条件。

　①酸性溶液(H+)、碱性溶液(OH-)、能在加入铝粉后放出可燃气体的溶液、由水电离出的H+或OH-=1×10-10mol/L的溶液等。

　②有色离子MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe(SCN)2+。③MnO4-,NO3-等在酸性条件下具有强氧化性。

　④S2O32-在酸性条件下发生氧化还原反应：S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O

　⑤注意题目要求“大量共存”还是“不能大量共存”。

　6、审题时还应特别注意以下几点：

　(1)注意溶液的酸性对离子间发生氧化还原反应的影响。如：Fe2+与NO3-能共存，但在强酸性条件下(即Fe2+、NO3-、H+相遇)不能共存;MnO4-与Cl-在强酸性条件下也不能共存;S2-与SO32-在钠、钾盐时可共存，但在酸性条件下则不能共存。

　(2)酸式盐的含氢弱酸根离子不能与强碱(OH-)、强酸(H+)共存。

　如HCO3-+OH-=CO32-+H2O(HCO3-遇碱时进一步电离);HCO3-+H+=CO2↑+H2O

高中化学基础知识大全四

　(一)化学基本概念和基本理论(10个)

　①阿伏加德罗常数及气体摩尔体积和物质的量浓度计算。

　②氧化还原反应(电子转移方向、数目及运用)。

　③化学用语：化学式书写、化学方程式书写、离子反应，离子方程式、热化学方程式。

　④溶液、离子共存、非水解离子浓度大小比较及其转变(守恒原理的运用)，中和滴定。

　⑤元素周期律“位—构—性”，即元素在周期表中的位置、原子结构和性质。

　⑥化学键、电子式。

　⑦化学反应速率、化学平衡、平衡移动(重点是等效平衡)——要求巧解,近几年都是等效平衡的解决。

　⑧盐类水解——离子浓度关系(包括大小比较，溶液PH值及酸碱性)

　⑨电化学、原电池和电解池(现象、电极反应式，总反应式等)

　⑩质量守恒定律的涵义和应用

　(二)常见元素的单质及其重要化合物(以考查出现的概率大小为序)

　①金属元素：铁、铝、钠、镁、铜。

　②金属元素的化合物：Al(OH)3Fe(OH)3、Fe(OH)2、Mg(OH)2、NaOH、Cu(OH)2、Na2O2、Na2O、Al2O3、Fe2O3、CuO、NaHCO3、Na2CO3

　③非金属元素：氯、氮、硫、碳、氧

　④非金属元素的化合物：NO、NO2、SO2、CO2、HNO3、H2SO4、H2SO3、H2S、HCl、NaCl、Na2SO4、Na2SO3、Na2S2O3

　⑤结构与元素性质之间的关系

　(三)有机化学基础(6个)

　①官能团的性质和转化(主线)

　②同分异构体

　③化学式、电子[转载]2014年高考化学复习指导:高考经常考查的知识点式、结构式、结构简式，化学反应方方程式

　④几个典型反应(特征反应)

　⑤有机反应类型

　⑥信息迁移

　(四)化学实验(7个)

　①常用仪器的主要用途和使用方法(主要是原理)

　②实验的基本操作(主要是原理)

　③常见气体的实验室制法(包括所用试剂、仪器、反应原理、收集方法)

　④实验室一般事故的预防和处理方法(安全意识培养)

　⑤常见的物质(包括气体物质、无机离子)进行分离、提纯和鉴别

　⑥运用化学知识设计一些基本实验或评价实验方案。(这一类型题迟早会考)

　⑦根据实验现象、观察、记录、分析或处理数据，得出正确结论。(分析处理数据这几年没考，但要关注这个问题)

　(五)化学计算(7个)

　①有关物质的量的计算

　②有关溶液浓度的计算

　③气体摩尔体积的计算

　④利用化学反应方程式的计算

　⑤确定分子式的计算

　⑥有关溶液pH与氢离子浓度、氢氧根离子浓度的计算

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