高考化學(xué)實驗題考點
高考化學(xué)實驗題考點
高考的理綜化學(xué)由實驗題占主導(dǎo)部分，考點多多要注意溫習(xí)。以下是學(xué)習(xí)啦小編今天所分享的高考化學(xué)實驗題考點，歡迎翻閱。
高考化學(xué)實驗題考點(一)
1.構(gòu)成原子和離子的各基本微粒間的關(guān)系的應(yīng)用。
通過該知識點，培養(yǎng)學(xué)生理解能力和歸納能力。
該知識點易于與氧化還原反應(yīng)及摩爾反應(yīng)熱結(jié)合起來進行綜合考查。
2.同位素的概念及其判斷
通過該知識點，培養(yǎng)學(xué)生理解能力，分析能力與判斷能力。
該知識點易于與物理上原子核物理如核裂變、核聚變反應(yīng)結(jié)合起來進行綜合考查。
3.相對原子質(zhì)量，相對分子質(zhì)量的計算方法。
通過該知識點，培養(yǎng)學(xué)生分析綜合能力，遷移轉(zhuǎn)換能力及抽象思維能力
該知識點易于與摩爾反應(yīng)熱及有機化合物化學(xué)式的推導(dǎo)等知識點結(jié)合起來綜合考查。
4.原子核外電子排布
通過該知識點，培養(yǎng)學(xué)生空間想象能力及分析推理能力。
該知識點易于與原子物理(如能級能量，電子躍遷所需能量的計算)結(jié)合起來綜合考查。
5.元素周期律的涵義及實質(zhì)
通過該知識點，培養(yǎng)學(xué)生歸納能力和推理能力及遷移應(yīng)用能力。
6.微粒半徑比較及元素金屬性非金屬性強弱的比較。
通過該知識點，培養(yǎng)學(xué)生分析綜合能力，推理能力。
該知識點易于與重要元素及其化合物的知識點結(jié)合起來進行綜合考查。
7.元素周期表的結(jié)構(gòu)與原子結(jié)構(gòu)的關(guān)系及相互推斷。
通過該知識點，培養(yǎng)學(xué)生分析綜合能力，歸納推理及演繹推理能力。
8.同周期、同主族元素性質(zhì)的遞變規(guī)律及位、構(gòu)、性三者的相互推斷。
通過該知識點，培養(yǎng)學(xué)生的理解能力，歸納推理能力及遷移運用能力。
該知識點易于與元素化合物知識結(jié)合起來綜合考查，也易出現(xiàn)推斷和預(yù)測未知新元素的位、 構(gòu)、性等信息考查題型。
9.元素周期表對科研及生產(chǎn)的指導(dǎo)作用
通過該知識點，培養(yǎng)學(xué)生分析推理能力，創(chuàng)造思維能力及自學(xué)能力。
該知識點易與工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)上有重要用途的一些重要元素化合物知識結(jié)合起來(如催化劑、農(nóng)藥等)進行綜合能力考查。
10.化學(xué)鍵、離子鍵、共價鍵的概念;極性鍵與非極性鍵、極性分子與非極性分子的概念與判定方法。
通過該知識點，培養(yǎng)學(xué)生分析比較能力，歸納推理能力和自學(xué)能力。
該知識點易于與電解質(zhì)溶液理論，元素化合物知識結(jié)合起來綜合考查。
11.化學(xué)鍵、分子結(jié)構(gòu)的確定與表示方法。
通過該知識點，培養(yǎng)學(xué)生空間想象能力、分析判斷能力。
12.晶體結(jié)構(gòu)及其對物質(zhì)性質(zhì)的影響。
通過該知識點，培養(yǎng)學(xué)生的空間想象能力及三維空間的思維能力。以及將晶體中的化學(xué)問題 抽象為數(shù)學(xué)問題并利用數(shù)學(xué)方法，計算推理解決化學(xué)問題的能力。
該知識點易于與數(shù)學(xué)中的立體幾何知識和物理中晶體的性質(zhì)等知識點結(jié)合起來綜合考查。
高考化學(xué)實驗題考點(二)
1、常用容器受熱時所盛液體的最大用量(V是容器的容量)
(1)試管：V(液體)≤1/3V
(2)蒸發(fā)皿：V(液體)≤2/3V
(3)燒杯：V(液體)≤1/2V
(4)燒瓶：V(液體)≤2/3V
2、使用前要洗凈，并檢查瓶口處是否漏水的儀器：容量瓶、滴定管、分液漏斗。
3、標(biāo)有具體使用溫度的儀器是：量筒、容量瓶、滴定管。
4、現(xiàn)行課本上使用溫度計的實驗以及溫度計水銀球的位置
(1)實驗室制取乙烯：溫度計的水銀球插入混合液液面以下，但不觸及瓶底。
(2)石油的分餾：溫度計的水銀球位于蒸餾燒瓶的支管處。
(3)中和熱的測定：溫度計的水銀球插入酸堿混合液液面以下。
注意：不能用溫度計來攪拌液體，防止水銀球被打破。
5、錐形瓶的實驗用途：
(1)用于滴定實驗的反應(yīng)器。
(2)用于裝配氣體發(fā)生裝置。
(3)用于蒸餾實驗中蒸餾液的接收器，可以減少揮發(fā)。
6、蒸發(fā)皿用于蒸發(fā)液體，坩堝用于灼燒固體。
注意：熔融NaOH、Na2CO3等堿性物質(zhì)時要在鐵坩堝中進行，不能用瓷坩堝。
7、玻璃棒的作用：
(1)攪拌：攪拌的目的可以是加速溶解或散熱或混合均勻等。
(2)引流：過濾或向小口容器中加液體或配制一定物質(zhì)的量濃度的溶液時都要用玻璃棒引流。
(3)蘸取少量溶液：如測定溶液的PH，用濃鹽酸檢驗氨氣。
(4)粘貼試紙：如用試紙檢驗氣體的性質(zhì)需要將試紙粘在玻璃棒的一端。
(5)轉(zhuǎn)移少量固體。
注意：
(1)過濾時不能用玻璃棒攪拌溶液，易搗破濾紙導(dǎo)致過濾失敗。
(2)制取氫氧化鐵膠體時不能用玻璃棒攪拌，易導(dǎo)致膠體聚沉。
(3)向容量瓶中注入溶液時要用玻璃棒引流，且玻璃棒下端要靠在容量瓶刻度線以下的瓶頸內(nèi)壁上。
8、容量瓶、滴定管、分液漏斗等儀器使用完畢后的處理方法：洗凈、晾干后，應(yīng)在瓶塞或活塞上纏一層白紙再放回原位，以防止粘結(jié)。
9、常用計量儀器的精確度：
(1)量筒：0.1mL， 量筒無0刻度，且越往上數(shù)值越大。
(2)滴定管：0.01mL 0刻度在上方，越往下數(shù)值越大。
(3)托盤天平：0.1g
(4)pH試紙：整數(shù)，用于測定溶液的pH，且精確度最高的是pH計。
10、冷卻加熱后的固體要放在干燥器中，洗滌過濾后的沉淀要在過濾器中進行。
高考化學(xué)實驗題考點(三)
1. 原子結(jié)構(gòu)及離子結(jié)構(gòu)中各種基本微粒間的關(guān)系
| 原子種類 | 微粒之間的關(guān)系 | ||
| 中性原子 | A Z | 原子序數(shù)=核電荷數(shù)=核內(nèi)質(zhì)子數(shù)= 核外電子數(shù) | 質(zhì)量數(shù)=質(zhì)子數(shù)+中子數(shù) |
| 陽離子 | A n+ Z | 原子序數(shù)=核電荷數(shù)=核內(nèi)質(zhì)子數(shù)=核外電子數(shù)+n | |
| 陰離子 | A m- Z | 原子序數(shù)=核電荷數(shù)=核內(nèi)質(zhì)子數(shù)=核外電子數(shù)-m | |
2.同位素及相對原子質(zhì)量
| 同 位 素 | 定義 | 具有相同質(zhì)子數(shù)和不同中子數(shù)的同一元素的原子互稱同位素 |
| 特性 | 1. 同一元素的各種同位素化學(xué)性質(zhì)幾乎完全相同. 2. 天然存在的某種元素里,不論是游離態(tài)還是化合態(tài),各種同位素的原子含量一般是不變的. | |
| 判定 方法 | 它反映的是同種元素的不同原子間的關(guān)系.故單質(zhì)、化合物間不可能是同位素。如H2和D2及H2O和D2O之間不存在同位素關(guān)系。只有質(zhì)子數(shù)相同而中子數(shù)不同的原子才是同位素；如168O和188O是同位素，而且146C和147N不是同位素。 | |
| 注意 | 天然存在的元素中，許多都有同位素（但并非所有元素都有同位素）。因而發(fā)現(xiàn)的原子種數(shù)多于元素的種數(shù)。 | |
| 相對原子質(zhì)量和近似相對原子質(zhì)量 | 同位素的相對原子質(zhì)量和近似相對原子質(zhì)量 | 按初中所學(xué)的相對原子質(zhì)量的求算方式是：一個原子的質(zhì)量與一個12C原子質(zhì)量的 的比值。顯然，所用原子質(zhì)量是哪種同位素原子的質(zhì)量，其結(jié)果只能是該同位素的相對原子質(zhì)量。故該定義嚴(yán)格說應(yīng)是同位素的相對原子質(zhì)量。該比值的近似整值即為該同位素的近似相對原子質(zhì)量，其數(shù)值等于該同位素的質(zhì)量數(shù)。 |
| 元素的相對原子質(zhì)量和近似相對原子質(zhì)量 | 因天然元素往往不只一種原子，因而用上述方法定義元素的相對原子質(zhì)量就不合適了。元素的相對原子質(zhì)量是用天然元素的各種同位素的相對原子質(zhì)量及其原子含量算出來的平均值。數(shù)字表達(dá)式為 =M1×a1%+M2×a2%+……。若用同位素的質(zhì)量數(shù)替代其相對原子量進行計算，其結(jié)果就是元素的近似相對原子質(zhì)量（計算結(jié)果通常取整數(shù)）。我們通常采用元素的近似相對原子質(zhì)量進行計算。 |
3. 原子核外電子排布規(guī)律
| 核 外電 子 排 布 規(guī) 律 | 1 | 各電子層最多能容納2n2個電子 即：電子層序號 1 2 3 4 5 6 7 代表符號 K L M N O P Q 最多電子數(shù) 2 8 18 32 50 72 98 | |
| 2 | 最外層電子數(shù)目不超過8個（K層為最外層時不超過2個）。 | ||
| 3 | 次外層電子數(shù)最多不超過18個，倒數(shù)第三層不超過32個。 | ||
| 4 | 核外電子總是盡先排滿能量最低、離核最近的電子層，然后才由里往外，依次排在能量較高，離核較遠(yuǎn)的電子層。 | ||
| 注 意 事 項 | 1． 以上幾點是相互聯(lián)系的，不能孤立地理解，必須同時滿足各項要求。 2． 上述乃核外電子排布的初步知識，只能解釋1～18號元素的結(jié)構(gòu)問題，若要解釋更多問題，有待進一步學(xué)習(xí)核外電子排布所遵循的其它規(guī)律。 | ||
| 原 子 結(jié) 構(gòu) 的 表 示 方 法 | 原子結(jié)構(gòu)示意圖和離子結(jié)構(gòu)示意圖 | 要理解圖中各符號的含義。例：氯原子， 圓圈內(nèi)表示原子的質(zhì)子數(shù)，要注意正號；弧線表示電子層， 弧線內(nèi)數(shù)字表示該層中的電子數(shù)。 離子結(jié)構(gòu)示意圖中各符號含意一樣，但注意原子結(jié)構(gòu)示意圖中質(zhì)子數(shù)等于核外電子數(shù)，而離子結(jié)構(gòu)示意圖中質(zhì)子數(shù)與核外電子數(shù)不相等。如Cl-： | |
| 電子式 | 電子式是在元素符號周圍用小黑點或電子式是在元素符號周圍用小黑點或“×”的數(shù)目表 示該元素原子的 最外層電子數(shù)的式子。小黑點或“×”的數(shù)目即為該原子的最外層電子數(shù)。如 a、 、. l. 、 、. . ,: . 、: : | ||
4.元素周期律
| 涵 義 | 元素性質(zhì)隨著元素原子序數(shù)的遞增而呈周期性變化。 |
| 實 質(zhì) | 元素性質(zhì)的周期性遞變是核外電子排布周期性變化的必然結(jié)果。 |
| 核外電 子排布 | 最外層電子數(shù)由1遞增至8(若K層為最外層則由1遞增至2)而呈現(xiàn)周期性變化。 |
| 原子半徑 | 原子半徑由大到小(稀有氣體元素除外)呈周期性變化。原子半徑由電子層數(shù)和核電荷數(shù)多少決定，它是反映結(jié)構(gòu)的一個參考數(shù)據(jù)。 |
| 主 要 化 合 價 | 最高正價由+1遞變到+7，從中部開始有負(fù)價，從-4遞變至-1。(稀有氣體元素化合價為零)， 呈周期性變化。元素主要化合價由元素原子的最外層電子數(shù)決定，一般存在下列關(guān)系： 最高正價數(shù)＝最外層電子數(shù) |
| 元素及化合物的性質(zhì) | 金屬性漸弱，非金屬性漸強，最高氧化物的水化 物的堿性漸弱，酸性 漸強，呈周期性變化。這是由于在一個周期內(nèi)的元素，電子層數(shù)相同，最外層電子數(shù)逐漸增多，核對外層電子引力漸強，使元素原子失電子漸難，得電子漸易，故有此變化規(guī)律。 |
5.簡單微粒半徑的比較方法
| 原 子 半 徑 | 1.電子層數(shù)相同時，隨原子序數(shù)遞增，原子半徑減小 例：rNa＞rMg＞rAl＞rSi＞rp＞rs＞rCl 2.最外層電子數(shù)相同時，隨電子層數(shù)遞增原子半徑增大。 例：rLi＜rNa＜rk＜rRb＜rCs |
| 離 子 半 徑 | 1.同種元素的離子半徑:陰離子大于原子,原子大于陽離子,低價陽離子大于高價陽離子. 例：rCl-＞rCl，rFe＞rFe2+＞rFe3+ 2. 電子層結(jié)構(gòu)相同的離子,核電荷數(shù)越大,半徑越小. 例：rO2-＞rF-＞rNa+＞rMg2+＞rAl3+ 3. 帶相同電荷的離子,電子層越多,半徑越大. 例：rLi+＜rNa+＜rK+＜rRb+＜rcs+；rO2-＜rs2-＜rse2-＜rTe2- 4. 帶電荷、電子層均不同的離子可選一種離子參照比較。 例：比較rk+與rMg2+可選rNa+為參照可知rk+＞rNa+＞rMg2+ |
6.元素金屬性和非金屬性強弱的判斷方法
| 金 屬 性 比 較 | 本質(zhì) | 原子越易失電子，金屬性越強。 |
| 判 斷 依 據(jù) | 1．在金屬活動順序表中越靠前，金屬性越強。 | |
| 2．單質(zhì)與水或非氧化性酸反應(yīng)越劇烈，金屬性越強。 | ||
| 3．單質(zhì)還原性越強或離子氧化性越弱，金屬性越強。 | ||
| 4．最高價氧化物對應(yīng)水化物的堿性越強，金屬性越強。 | ||
| 5．若xn++y x+ym+ 則y比x金屬性強。 | ||
| 非 金 屬 性 比 較 | 本質(zhì) | 原子越易得電子，非金屬性越強。 |
| 判 斷 方 法 | 1．與H2化合越易，氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定，非金屬性越強。 | |
| 2．單質(zhì)氧化性越強，陰離子還原性越弱，非金屬性越強。 | ||
| 3．最高價氧化物的水化物酸性越強，非金屬性越強。 | ||
| 4．An-+B Bm-+A 則B比A非金屬性強。 |
7.元素周期表的結(jié)構(gòu)
| 元素周期表的結(jié)構(gòu) | 位置與結(jié)構(gòu)的關(guān)系 | |||
| 周 期 | 周期序數(shù) | 元素的種數(shù) | 1.周期序數(shù)＝原子核外電子層數(shù) 2.對同主族(nA族)元素 若n≤2，則該主族某一元素的原子序數(shù)與上一周期元素的原子序數(shù)的差值為上一周期的元素種數(shù)。 若n≥3，則該主族某一元素的原子序數(shù)與上一周期元素的原子序數(shù)的差值為該周期的元素種數(shù)。 | |
| 短 周 期 | 第一周期 | 2 | ||
| 第二周期 | 8 | |||
| 第三周期 | 8 | |||
| 長 周 期 | 第四周期 | 18 | ||
| 第五周期 | 18 | |||
| 第六周期 | 32 | |||
| 第七周期 | 不完全周期 | |||
| 族 | 主 族 | ⅠA族 ⅡA族 ⅢA族 ⅣA族 ⅤA族 ⅥA族 ⅦA族 | 由長周期元素和短周期元素共同構(gòu)成的族。 | 最外層電子數(shù) 主族序數(shù) 價電子數(shù) |
| 零 族 | 最外層電子數(shù)均為8個（He為2個除外） | |||
| 副 族 | ⅠB族 ⅡB族 ⅢB族 ⅣB族 ⅤB族 ⅥB族 ⅦB族 | 只由長周期元素構(gòu)成的族 | 最外層電子數(shù)一般不等于族序數(shù)（第ⅠB族、ⅡB族除外） 最外層電子數(shù)只有1～7個。 | |
| 第Ⅷ族 | 有三列元素 | |||
8.同周期、同主族元素性質(zhì)的遞變規(guī)律
| 同周期（左 右） | 同主族（上 下） | ||
| 原子結(jié)構(gòu) | 核電荷數(shù) | 逐漸增大 | 增大 |
| 電子層數(shù) | 相同 | 增多 | |
| 原子半徑 | 逐漸減小 | 逐漸增大 | |
| 化合價 | 最高正價由+1 +7負(fù)價數(shù)=8-族序數(shù) | 最高正價和負(fù)價數(shù)均相同，最高正價數(shù)=族序數(shù) | |
| 元素的金屬性和非金屬性 | 金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。 | 金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱。 | |
| 單質(zhì)的氧化性和還原性 | 氧化性逐漸增強，還原性逐漸減弱。 | 氧化性逐漸減弱，還原性逐漸增強。 | |
| 最高價氧化物的水化物的酸堿性 | 酸性逐漸增強，堿性逐漸減弱。 | 酸性逐漸減弱，堿性逐漸增強。 | |
| 氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性、還原性，水溶液的酸性。 | 穩(wěn)定性逐漸增強，還原性逐漸減弱，酸性逐漸增強。 | 穩(wěn)定性逐漸減弱，還原性逐漸增強，酸性逐漸減弱。 |
9.元素的原子結(jié)構(gòu)，在周期表中的位置及元素性質(zhì)之間的關(guān)系。
10.化學(xué)鍵、離子鍵的概念
| 化 學(xué) 鍵 | 定義 | 晶體或分子內(nèi)直接相鄰的兩個或多個原子之間的強烈相互作用，通常叫做化學(xué)鍵。 |
| 強烈的體現(xiàn)形式 | 使原子間形成一個整體，彼此不能發(fā)生相對移動，只能在一定平衡位置 振動。破壞這種作用需消耗較大能量。 | |
| 離 子 鍵 | 定義 | 陰、陽離子間通過靜電作用所形成的化學(xué)鍵叫做離子鍵。 |
| 本質(zhì) | 陰陽離子間的靜電作用 | |
| 形成條件和原因 | 穩(wěn)定的陽離子 活潑金屬 M Mn+ 活潑非金屬 Xm- 離子鍵 穩(wěn)定的陰離子 | |
| 形成過程表示方法 | mM+nX→ | |
| 影響強度的因素及對物質(zhì)性質(zhì)的影響 | 1.離子半徑：離子半徑越小，作用越強。含有該鍵的離子化合物的熔沸點就越高。 2.離子電荷：離子電荷越多，作用越強。含有該鍵的離子化合物的熔沸點就越高。 |
11.共價鍵
| 定義 | 原子間通過共用電子對所形成的化學(xué)鍵,叫共價鍵 | ||
| 形成條件 | 一般是非金屬元素之間形成共價鍵,成鍵原子具有未成對電子 | ||
| 本質(zhì) | 成鍵的兩原子核與共用電子對的靜電作用. | ||
| 表示方法 | 1.電子式:H H H | ||
| 2.結(jié)構(gòu)式 H—Cl H H—N—H | |||
| 形成過程 | H×+. H | ||
| 分 類 | 分類依據(jù)：共用電子對是否發(fā)生偏移 | ||
| 非極性鍵 | 定義：共用電子對不偏于任何一方 特定：存在于同種原子之間 A—A單質(zhì)、共價化合物、離子化合物、離子化合物中都可能含有此鍵。 例：Cl2、H2O2、Na2O2 | ||
| 極性鍵 | 定義：共用電子對偏向成鍵原子的一方 特點：存在于不同種原子之間 B—A 共價化合物、離子化合物中都可能含有此鍵 | ||
| 鍵 參 數(shù) | 鍵能 | 折開1mol共價鍵所吸收的能量或形成1mol共價鍵所放出的能量，這個鍵能就 叫鍵能。 鍵能越大，鍵越牢固，分子越穩(wěn)定。 | |
| 鍵長 | 兩成鍵原子核之間的平均距離叫鍵長。 鍵越短、鍵能較大，鍵越牢固，分子越穩(wěn)定。 | ||
| 鍵角 | 分子中相鄰的鍵和鍵之間的夾角叫鍵角。它決定分子的空間構(gòu)型和分子的極性 | ||
12.極性分子和非極性分子
| 類別 | 結(jié)構(gòu)特點 | 電荷分布特點 | 分子中的鍵 | 判斷要點 | 實例 |
| 非極性分子 | 空間結(jié)構(gòu)特點 | 正負(fù)電荷重心重疊，電子分布均勻 | 非極性鍵極性鍵 | 空間結(jié)構(gòu)特點 | H2、CO2、BF3、CCl4、C2H2、C2H4 |
| 極性分子 | 空間結(jié)構(gòu)不對稱 | 正負(fù)電荷重心不重疊，由于分布不均勻。 | 極性鍵（可能還含有非極性鍵） | 空間結(jié)構(gòu)不對稱。 | HCl、H2O、NH3、CH3Cl |
13.晶體的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)
| 類型 | 離子晶體 | 原子晶體 | 分子晶體 | |
| 結(jié)構(gòu) | 構(gòu)成微粒 | 陰離子、陽離子 | 原子 | 分子 |
| 作用力 | 離子鍵 | 共價鍵 | 分子間作用力 | |
| 性 質(zhì) | 硬度 | 較大 | 很大 | 很小 |
| 熔沸點 | 較高 | 很高 | 很低 | |
| 傳導(dǎo) | 固體不導(dǎo)電，溶化或熔于水后導(dǎo)電 | 一般不導(dǎo)電，有些是半導(dǎo)體。 | 固體不導(dǎo)電，有些溶于水后導(dǎo)電 | |
| 溶解性 | 易溶于極性溶劑 | 難溶 | 相似相溶 | |
| 實例 | 鹽、強堿等 | Si、SiO2、SiC | 干冰、純凈磷酸 | |
14.化學(xué)鍵與分子間力的比較
| 概念 | 存在范圍 | 強弱比較 | 性質(zhì)影響 | |
| 化學(xué)鍵 | 相鄰的兩個或多個原子間強烈的相互作用 | 分子內(nèi)或晶體內(nèi) | 鍵能一般120-800KL/mol | 主要影響分子的化學(xué)性質(zhì)。 |
| 分子間力 | 物質(zhì)的分子間存在的微弱的相互作用 | 分子間 | 約幾個或數(shù)十KJ/mol | 主要影響物質(zhì)的物理性質(zhì) |