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高考考前辅导二 2011-6-2 元素周期律与元素周期表 元素周期律：元素的性质随原子序数的递增呈周期性变化的规律 元素的性质----核外电子排布、原子半径、化合价、金属性、非金属性。 ①具体来说，同周期元素-----从左到右，最外层电子从1→8（第一周期除外） 原子半径从大→小（惰性气体除外）；最高正价从＋1→＋7（O、 F除外）； 最低负化合价从－4→－1； 金属性逐渐减弱、非金属性逐渐增强。 同主族元素-----最外层电子排布相同；最高正化合价、最低负化合价相同；原子半径从小→大；金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱。 ②金属性、非金属性的具体体现： 金属性-----与水反应的剧烈程度；与酸反应的剧烈程度；最高价碱的碱性；单质的还原性等。 非金属性-----与氢气化合的难易程度；氢化物的稳定性；最高价含氧酸的酸性；单质的氧化性等。 元素周期表：结构、应用。 周期-----短周期（1、2、3周期，共18种元素）；长周期（4、5、6含镧系、7含锕系） 族------16个族：7A 、7B 、1VIII 、O族。注意族的分布。区的划分：金属与非金属;s、p、d、ds、f 区。 原子结构、分子结构、晶体结构 ⑴原子结构-----原子结构示意图 核的组成（质子、中子）同位素的概念及核素的表示。AZX的含义？ 核外电子排布--- 电子排布式、电子排布图、价层电子排布式或排布图、某能层的电子排布式或排布图。电负性、电离能、的概念。 ⑵分子结构-----分子的形成： ①化学键：共价键----从键的极性来看分为：极性共价键和非极性共价键；从键的空间分布来看分为： ② 价层电子对互斥理论与杂化轨道理论 ③ 配合物理论 ⑶晶体结构----原子晶体、分子晶体、离子晶体、金属晶体 ① 组成粒子 ②粒子间的作用 ③ 粒子的排布规律 ④物理特性（熔、沸点高低、密度、硬度、溶解性等） 3.反应类型：无机反应-------- ①从有无电子转移来分：氧化还原反应与非氧化还原反应 ②电解质在溶液中的反应有为离子反应 有机反应---------①高分子化合物的生成：加聚反应和缩聚反应 ②取代反应 （ 卤代反应；硝化反应；水解反应；酯化反应等） ③加成反应 不饱和有机物与无机物（X2 HX H2O等）；有机物间的加成反应。 ④消去反应： 卤代烃的消去反应（条件？）；醇的消去反应（条件？） ⑤氧化反应：加氧或去氢的反应 酸性KMnO4 、O2 、银氨溶液、新制的Cu(OH)2碱性浊液共热 ⑥还原反应：加氢或去氧的反应（与H2的加成反应等） ⅰ）有机物的一元取代分子碳骨架结构： ①丙基 2种 ② 丁基 4种 ③戊基 8种 ⅱ）苯环上二元取代位置: 邻、间、对三种。 ⅲ）碳在有机物中的连接方式：化学键----单键、双键（碳碳、碳氧、碳氮等）、 三键（碳碳、碳氮等）；构形----链状、环状。 ⅳ）不饱和度预测有机物的结构： （例CXHYOZ ）===〔(2X+2)—Y〕/2 ⅴ）官能团异构现象： 醇 与 醚 ； 饱和一元羧酸酯与饱和一元羧酸、羟基醛、羟基酮。 炔与二烯烃；单烯烃与环烷烃等。 4.反应热 （△H 含义）与热化学方程式 5.平衡移动原理：如果改变影响平衡的一个条件（浓度、温度、压强），平衡就向着能够减弱这种改变的方向移动。 6.平衡体系： ⑴化学平衡: ⑵电离平衡 ：弱酸（多元弱酸分步电离）、弱碱、水(KW) ①升高温度，促使电离 ②改变浓度促使或抑制电离。 ⑶水解平衡: （弱碱阳离子、弱酸阴离子）①升高温度，促使电离 ②改变浓度促使或抑制水解。 ⑷沉淀溶解平衡：酸、碱、盐的离子会使沉淀溶解、生成、转化。 ⑸络合平衡：了解络合物的生成如Fe3＋与SCN－不能共存；银氨溶液的生成反应等。 ⑹溶解、结晶平衡：不规则的胆矾晶体在饱和硫酸铜溶液中的修复问题。溶解度的概念。 ⑺涉及的平衡常数有：仅与温度有关。 化学平衡常数K; 电离平衡常数Ka 、 Kb 、水的离子积常数KW ； 溶度积常数Ksp 7.化学反应速率 ：固体表面积；气、液体的浓度；温度；压强、催化剂等对反应速率的影响。 8.电化学： 原电池------一次电池；二次电池；燃料电池等 碱性电池锰电池的电极反应 锂电池、铅蓄电池等充、放电反应 H2 、CO、 CH3OH 、CH4 等在酸性、碱性、熔融盐或氧化物介质中的电极反应。 金属的吸氧腐蚀及牺牲阳极阴极保护法的电极反应原理。 9.电解原理应用: ⑴ 氯碱工业 ⑵ 冶炼金属 ⑶粗铜精炼 ⑷ 电镀 ⑸增加致密氧化铝膜的厚度； ⑹ 净化空气或处理污水等 10.溶解性表的记忆： 易溶物：钾、钠、铵盐、硝酸盐、酸式碳酸盐、醋酸盐；