高中化学物质结构一般规律
高中化学解密05 物质结构元素周期律(讲义)-【高频考点解密】2021年高考化学二轮复习讲义+分层
解密05 物质结构元素周期律【考纲导向】1．掌握元素周期律的实质。
了解元素周期表(长式)的结构(周期、族)及其应用。
2．以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。
3．以ⅠA族和ⅠA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。
4．了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。
5．了解元素周期表在科学研究、地质探矿等领域的广泛应用，从多角度、多层面了解元素及其化合物性质的分类与整合。
【命题分析】从近几高考试题看，元素周期律与元素周期表是中学化学的重要理论基础，是无机化学的核心知识，在近几年高考中出现频率达100%。
题型相对稳定，多为选择题。
高考中该类型题主要是通过重大科技成果(化学科学的新发展、新发明等)尤其是放射性元素、放射性同位素、农业、医疗、考古等方面的应用为题材，来考查粒子的个微粒的相互关系；元素“位”“构”“性”三者关系的题型会继续以元素及其化合物知识为载体，用物质结构理论，解释现象、定性推断、归纳总结相结合。
可集判断、实验、计算于一体,题型稳定。
要想在高考中化学取得高分，就必须掌握元素同期表命题特点和解题方法。
通过编排元素周期表考查的抽象思维能力和逻辑思维能力；通过对元素原子结构、位置间的关系的推导，培养学生的分析和推理能力。
核心考点一原子结构与核外电子排布1．原子结构(1)原子的构成A ZX ⎩⎪⎪⎨⎪⎪⎧原子核⎩⎨⎧质子：Z 个⎩⎪⎨⎪⎧ 每个质子带一个单位正电荷相对质量约为1中子：A －Z 个⎩⎪⎨⎪⎧ 中子不带电相对质量约为1核外电子：Z 个⎩⎪⎨⎪⎧围绕原子核做高速运动每个电子带一个单位负电荷相对质量为一个质子中子的11 836(2)核素(原子)的表示及其数量关系 ①表示：表示质子数为Z 、质量数为A 、中子数为A－Z的核素原子。
(3)阴、阳离子中的数量关系 ①质量数＝质子数＋中子数。
②阴离子：：核外电子数＝Z ＋n 。
阳离子：：核外电子数＝Z －n 。
高中化学物质结构与性质专题知识点总结
高中化学选修 3 知识点总结一、原子结构1、能层和能级（1）能层和能级的划分! 在同一个原子中，离核越近能层能量越低。
"同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级s 、p 、 d 、f ，能量由低到高依次为 s 、p 、d 、f 。
# 任一能层，能级数等于能层序数。
$ s 、p 、d 、f ⋯⋯可容纳的电子数依次是 1、3、5、7⋯⋯的两倍。
% 能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。
2、构造原理（1）构造原理是电子排入轨道的顺序，构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。
（2）构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子轨道表示式的主 要依据之一。
（3）不同能层的能级有交错现象，如 E （3d ）＞E （4s ）、E （4d ）＞ E （ 5s ）、 E （ 5d ）＞E （ 6s ）、 E （ 6d ）＞ E （ 7s ）、 E （ 4f ）＞ E （ 5p ）、 E （ 4f ）＞ E （ 6s ）等。
原子轨道的能 量关系是： ns ＜（ n-2）f ＜ （n-1 ）d ＜ np（4）能级组序数对应着元素周期表的周期序数，能级组原子轨道所容纳电子数目对应 着每个周期的元素数目。
根据构造原理，在多电子原子的电子排布中：各能层最多容纳的电子数为2n 2 ；最外层不超过 8 个电子；次外层不超过 18 个电子；倒数第三层不超过 32 个电子。
（ 5）基态和激发态 ①基态：最低能量状态。
处于 最低能量状态 的原子称为 基态原子 。
" 激发态：较高能量状态（相对基态而言）。
基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至 较高能级时的状态。
处于激发态的原子称为激发态原子 。
# 原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收（基态→激发态） 和放出（激发态 →&'()*(+*,-./0123456()7892:;<-=>?5&@&A5@?()2B ='C5较低激发态或基态）不同的能量（主要是光能），产生不同的光谱——原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。
人教版高中化学必修一《元素周期律》物质结构元素周期律PPT(第1课时)
(4)Al(OH)3与强酸、强碱反应的离子方程式分别为 Al(OH)3+3H+=Al3++3H2O、Al(OH)3+OH-O=2-Al +2H2O。
【方法规律】周期表片段型元素推断技巧 在实际考查中只呈现元素周期表的某一片段,根据呈现的片段结构中提供的信息推断元素,推出元 素在周期表中的位置,就可以快速确定元素的名称、原子结构及相关性质。
(1)结构与位置的互推
①电子层数=周期数。 ②质子数=原子序数。 ③主族元素原子最外层电子数=主族序数。 ④主族元素的最高正价=族序数(氧、氟除外),最低负价 =主族序数-8。
(2)性质与位置的互推：
①根据元素的性质可以推知元素在周期表中的位置:若同周 期元素A、B、C的金属性逐渐增强,则A、B、C在同周期中按照 C、B、A的顺序从左到右排列。
到右，元素的 性
逐
金属性和非金 渐 增
属性存在着一 强
定的递变规律。 Cs
非金属性逐渐增强
B
A
S
l
i
G
A
e
s
金属
S b
非金属
T e
P
A
o
t
金属性逐渐增强
F
非 金稀 属有 性气 逐体 渐元 增素 强
元素周期表的分区 (1)元素周期表中以B、Al、Si、Ge、As、Sb、Te、 Po、At为分界线。 (2)非金属元素在分界线右面，金属元素在分界线左 面，最右一个纵行是稀有气体元素。 (3)位于分界线附近的元素既能表现出一定的金属性， 又能表现出一定的非金属性
解析(1)不一定,如氢元素最高正价为+1价,最低负 价为-1价,绝对值之和等于2。
高中化学物质结构与性质知识点归纳
高中化学物质结构的分析与判断的解题方法与技巧
高中化学物质结构的分析与判断的解题方法与技巧一、原子结构示与性质1、能层、能级与原子轨道（1）能层(n)：在多电子原子中，核外电子的能量是不同的，按照电子的能量差异将其分成不同能层。
通常用K、L、M、N、O、P、Q……表示相应的第一、二、三、四、五、六、七……能层，能量依次升高（2）能级：同一能层里的电子的能量也可能不同，又将其分成不同的能级，通常用s、p、d、f等表示，同一能层里，各能级的能量按s、p、d、f的顺序升高，即E(s)<E(p)<E(d)<E(f)。
（3）原子轨道：表示电子在原子核外的一个空间运动状态。
电子云轮廓图给出了电子在核外经常出现的区域，这种电子云轮廓图也就是原子轨道的形象化描述。
2、基态原子的核外电子排布的三原理（1）能量最低原理：原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态。
（2）泡利原理：在一个原子轨道中，最多只能容纳2个电子，并且这两个电子的自旋方向相反。
（3）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据1个轨道，并且自旋方向相同。
洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低，如：24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1。
3、构造原理：绝大多数元素的原子核外电子的排布将遵循如下图所示的排布顺序，人们把它称为构造原理。
4、电离能和电负性（1）电离能含义：第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量，符号I，单位kJ/mol。
变化规律：①同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，总体呈现从左至右逐渐增大的变化趋势。
②同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。
③同种原子：逐级电离能越来越大(即I1≤I2≤I3…)。
（2）电负性含义：不同元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。
高中化学人教版必修第一册课件：4.1原子结构与元素周期表
3.卤素单质的化学性质
(1)与氢气反应
①卤素单质与氢气反应的条件及生成物的稳定性
卤素单质 与H₂反应条件 氢化物稳定性
F₂ 暗处 很稳定
Cl加热
较稳定 不如HCl稳定 不稳定、易分解
②随原子序数的递增 ，卤 素 单质与H₂化合越来越_难，生成的氢化物 的 稳定性逐渐减弱，元素的非金属性逐渐减 弱。
二、卤族元素
(2)卤素单质间的置换反应
实验①中：试管内液体静置后分层，上层为无色，下层为橙红色，反应
的化学方程式：Cl₂+2NaBr===2NaCl+Br₂ _;
实验②中：试管内液体静置分层，上
层为无色，下层为紫红色，反应的化
学方程式：2 KI+Br₂===2KBr+I₂ ;
氯水 CCl₄
0 振荡
二、卤族元素(2)卤族元素原子结构和性质的递变性：
结构及性质
规律
原子半径 单质的氧化性
F Cl Br I 原子半径逐渐增天
F₂Cl₂Br₂I₂ 氧化性逐渐减弱
阴离子的还原性
F CI Br I 还原性逐渐增强
与H₂化合的难易程度 氢化物的稳定性
F₂Cl₂Br₂I₂ 与H₂ 化合越来越难
HF HCl HBr HI 稳定性逐渐减弱
同主族 元素 (自上 而下)
电子层数 逐渐增多
原子半径 逐渐增大
失电子能力 逐渐增强
金属性逐 渐增强
得电子能力 逐渐减弱
非金属性 逐渐减弱
【课堂回眸】
最外层电子数 电子层数 原子半径
类似性 递变性
与氧气反应 与水反应
碱金属元 素的原子 结构
碱金属单 质的物理 性质
碱金属单 质的化学 性质
物质结构知识点总结高中必修
物质结构知识点总结高中必修一、原子结构。
1. 原子的构成。
- 原子由原子核和核外电子构成，原子核由质子和中子构成（^1_1H原子例外，其原子核内没有中子）。
- 原子中：质子数（Z）=核电荷数 = 核外电子数。
2. 质量数（A）- 定义：将原子核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加，所得的数值叫做质量数。
- 关系：质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）。
3. 核素与同位素。
- 核素：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子叫做核素，如^1_1H、^2_1H（D）、^3_1H（T）是氢元素的三种核素。
- 同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素，如^1_1H、^2_1H、^3_1H互为同位素。
同位素的化学性质几乎完全相同，物理性质有所不同。
二、元素周期表。
1. 元素周期表的结构。
- 周期：元素周期表有7个横行，也就是7个周期。
短周期（第1、2、3周期），长周期（第4、5、6周期），第7周期为不完全周期。
- 族：元素周期表有18个纵行，除了8、9、10三个纵行叫做第Ⅷ族外，其余15个纵行，每个纵行称作一族。
主族（用A表示，共7个主族），副族（用B表示，共7个副族），0族（稀有气体元素）。
2. 原子结构与元素周期表的关系。
- 周期序数 = 电子层数。
- 主族序数 = 最外层电子数。
三、元素周期律。
1. 原子半径的周期性变化。
- 同周期元素，从左到右原子半径逐渐减小（稀有气体元素除外）；同主族元素，从上到下原子半径逐渐增大。
2. 元素主要化合价的周期性变化。
- 最高正化合价 = 主族序数（O、F除外）；最低负化合价=- (8 - 主族序数)。
3. 元素金属性和非金属性的周期性变化。
- 金属性强弱的判断依据。
- 单质与水或酸反应置换出氢的难易程度，越易置换出氢，金属性越强。
- 最高价氧化物对应水化物的碱性强弱，碱性越强，金属性越强。
- 非金属性强弱的判断依据。
- 单质与氢气化合的难易程度及气态氢化物的稳定性，越易化合、气态氢化物越稳定，非金属性越强。
人教版高中化学必修一《化学键》物质结构元素周期律PPT(第1课时)
（2）请用电子式表示过氧化钠
Na + [··O · ·]2- Na+ *含有共价键的化合物不一定是共价化合物
·O ·
：：
思考与交流 电子对偏向 ？
·· ··
··
HH
H C····l
电子对不
电子对
8.共价键的分类
非极性键：同种原子形成的共价键，共用电子
对不偏移，成键原子不显电性。 极性键：不同种元素原子形成的共价键共用电子
______________；
MgS__
___________________；
K2O__________
__________。
归纳总结
书写电子式的注意事项 (1)一个“·”或“×”代表一个电子，原子的电子式中“·”(或“×”) 的个数即原子的最外层电子数。 (2)同一原子的电子式不能既用“×”又用“·”表示。 (3)“[ ]”在所有的阴离子、复杂的阳离子中出现。
第四章 物质结构 元素周期律 第三节 化学键 第2课时
➢离子键的定义？
使阴、阳离子结合成化合物的静电作用。
➢哪些元素化合时可形成离子键？
一般是活泼金属和活泼非金属离子间能形成
➢用电子式表示出K、S、K+、S2-、K2S？
··
❖H· 和 C·l··原子形成HCl过程中，能否形成离子键？ ··
为什么？ 不能，因非金属元素的原子均有获得电子的倾向。
如：H－H、H－Cl、O＝C＝O等
练习2.写出下列物质的电子式与结构上
HCl H2 N2
H2S CO2
电子式
结构式
H—Cl H—H NN H—S—H
练习作业：
2024年高中化学《物质的结构与性质》知识汇总
2024年高中化学《物质的结构与性质》知识汇总原子核外电子排布原理1．能层、能级与原子轨道(1)能层(n)：在多电子原子中，核外电子的能量是不同的，按照电子的能量差异将其分成不同能层。
通常用K、L、M、N……表示，能量依次升高。
(2)能级：同一能层里电子的能量也可能不同，又将其分成不同的能级，通常用s、p、d、f等表示，同一能层里，各能级的能量按s、p、d、f的顺序依次升高，即：E(s)<E(p)<E(d)<E(f)。
(3)原子轨道：电子云轮廓图给出了电子在核外经常出现的区域。
这种电子云轮廓图称为原子轨道。
【特别提示】(1)任一能层的能级总是从s能级开始，而且能级数等于该能层序数。
(2)以s、p、d、f……排序的各能级可容纳的最多电子数依次为1、3、5、7……的二倍。
(3)构造原理中存在着能级交错现象。
由于能级交错，3d轨道的能量比4s轨道的能量高，排电子时先排4s轨道再排3d轨道，而失电子时，却先失4s轨道上的电子。
(4)前四周期的能级排布(1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p)。
第一能层(K)，只有s能级；第二能层(L)，有s、p两种能级，p能级上有三个原子轨道p x、p y、p z，它们具有相同的能量；第三能层(M)，有s、p、d三种能级。
(5)当出现d轨道时，虽然电子按ns，(n－1)d，np顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把(n－1)d放在ns前。
(6)在书写简化的电子排布式时，并不是所有的都是[X]＋价电子排布式(注：X代表上一周期稀有气体元素符号)。
2．基态原子的核外电子排布（1）能量最低原理电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。
如图为构造原理示意图，即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图。
注意：所有电子排布规则都需要满足能量最低原理。
（2）泡利原理每个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋状态相反。
（3）洪特规则当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。
高中化学：第一章物质结构 元素周期律 精品教、学案新人教版
第一节元素周期表（第一课时）【学习目标】1、了解原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数以及它们之间的相互关系2、初步掌握元素周期表的结构，能根据提供的原子序数判断其在周期表中的位置3、知道元素、核素的含义，了解同位素的概念及相关知识4、通过化学史的学习，养成勇于创新的的品质【重点难点】1、元素周期表的结构2、原子结构与元素周期表的位置相互推断；元素、核素、同位素之间的关系【课前预习】1、1869年，俄国化学家将已知的元素通过分类、归纳，制出了第一张元素周期表，成为化学发展史上的重要里程碑之一。
在周期表中，把相同的元素，按的顺序从左到右排成横行，叫做；把相同的元素，按的顺序排成纵行，称为。
2、原子序数= = = 原子。
3、在周期表中，有些族还有一些特别的名称。
如：第ⅠA族（除氢），又称；第ⅦA族，又称；0族，又称。
X代表一个原子。
4、原子符号Az【思考】元素、核素、同位素的不同和联系。
在周期表中收入了112种元素，是不是就只有112种原子呢？【学习探究】一、元素周期表【阅读思考】请同学们阅读教材P4—P5页，思考回答下面的问题：1、现行的元素周期表编排的依据是什么？如何进行编排的？2、周期表中周期和族划分的依据是什么？【小结】原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数周期：电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，称为周期；族：最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上到下排成纵行，称为族。
【思考】观察元素周期表，回答下列问题：1、周期表中有多少周期？每周期有多少种元素？2、在周期表中共有多少列？分为哪些族？3、在所有族中，元素最多的族是哪一族？共有多少种元素？4、在周期表中的第18列（稀有气体元素）为何称为0族？【小结】横行叫周期，共有七周期；一～三短周期，其余长周期；竖行称作族，总共十六族；Ⅷ族最特殊，三行是一族；一、八依次现，一、零再一遍；二、三分主副；先主后副族；镧、锕各十五，均属ⅢB族。
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高中化学物质结构一般规律+特例与化学实验易错总结一、原子结构和元素性质方面1. 稀有气体元素原子的最外层一般为8个电子的稳定结构。
但He的最外层为2个电子的稳定结构。
2. 原子一般由质子、中子和核外电子构成。
但却只由质子和电子构成。
3. 金属元素原子的最外层电子数一般小于4，而非金属元素原子的最外层电子数一般大于或等于4。
但H、He、B的最外层电子数均小于4，其中H、B为非金属元素，而He为稀有气体元素；虽然Ge、Sn、Pb、Bi的最外层电子数均大于或等于4，但它们却为金属元素。
4. 只含非金属元素的离子一般为阴离子。
但也存在某些阳离子，如等。
5. 一种非金属元素一般形成一种阴离子。
但氧元素形成的离子除，还有。
6. 主族元素的原子得失电子所形成的阴阳离子最外层一般具有8个电子的稳定结构。
但对核外只有一个电子层的离子来说，最外层却只有2个电子，如；而则是一个氢原子核。
7. 含金属元素的离子一般为阳离子。
但也存在某些阴离子，如等。
8. 主族元素的最高化合价一般等于原子的最外层电子数。
但氟元素和氧元素的最高化合价却都不等于原子的最外层电子数，其中氟元素的最高化合价为0价（氟无正价），而氧的最高价为＋2价（在OF2中）。
9. 氢元素在化合物中一般为＋1价。
但在金属氢化物中却为－1价。
10. 氧元素在化合物中一般为－2价。
但在过氧化物（如等）中为－1价；在OF2中为＋2价。
11. 元素的金属性强弱顺序一般与金属活动性顺序一致。
但Sn和Pb的金属性：Sn＜Pb，而金属活动性却是Sn＞Pb。
12. 对于对应阴阳离子具有相同的电子层结构的金属元素和非金属元素而言，金属元素的最高化合价一般低于非金属元素的最高化合价。
而和虽然电子层结构相同。
但钠、镁、铝的最高价（分别为＋1、＋2、＋3价）却高于氟的最高价（0价）。
13. 原子的相对原子质量一般为保留一定位数的小数有效数字。
但12C的相对原子质量却为整数，并且是精确值。
14. 随着元素原子序数的递增，元素的相对原子质量一般依次增大。
但18号元素氩的相对原子质量却大于19号元素钾。
15. 非金属元素的氢化物在常温下一般呈气态，故称气态氢化物，但氧的氢化物H2O却为液态。
16. 某原子的相对原子质量一般并不等同于对应元素的相对原子质量。
但对于某些只有一种核素的元素而言，原子的相对原子质量就是元素的相对原子质量，如：钠元素就只有一种核素，因此，Na原子的相对原子质量就是钠元素的相对原子质量。
二、分子结构方面1. 原子间形成的共用电子对一般由成键原子共同提供电子。
但在中却各有一个共用电子对分别是由N原子和O原子单方面提供，而与其中一个氢原子共用形成的。
2. 在物质分子中，各原子最外层一般达到8个电子的稳定结构。
但有些物质例外，如：在气态氢化物中，氢原子最外层达到2个电子的稳定结构；在PCl5中，P原子的最外层有10个电子。
3. 物质中一般存在化学键。
但稀有气体中却不存在化学键，只存在分子间作用力。
4. 多数气体单质由双原子分子构成。
但稀有气体却由单原子分子构成，臭氧由3原子分子构成。
5. 由非金属元素组成的化合物一般属于共价化合物。
但有些却是离子化合物，如NH4NO3等铵盐。
6. 由金属元素和非金属元素组成的化合物一般为离子化合物，但有些却是共价化合物，如：含金属元素的酸分子（如HMnO4、HAlO2）、AlCl3等。
7. 阴阳离子作用一般形成离子化合物。
但某些阴阳离子作用却形成分子或新的离子，如：。
8. 极性分子中一定含极性键，还可能含非极性键，如：H—O—O—H等。
9. 非极性分子中不一定只有非极性键，有些只含极性键，而有些既含极性键，又含非极性键。
如CH4、CHCH等。
10. 离子化合物中一般不存在分子，但在气态时却存在离子型分子。
如：气态NaCl中存在由一个和一个构成的NaCl分子。
11. 离子化合物中一定含有离子键，还可能含有极性或非极性共价键，如：NH4Cl、Na2O2等。
12. 单质分子一般是非极性分子，但O3是极性分子。
高考理综化学易错知识点：“化学实验”部分1. 银氨溶液、氢氧化铜悬浊液、氢硫酸等试剂不宜长期存放，应现配现用正确，银氨溶液久制易生成Ag3N极为易爆2. 实验室制取氧气完毕后，应先取出集气瓶，再取出导管，后停止加热正确3. 品红试纸、醋酸铅试纸、pH试纸、石蕊试纸在使用前必须先用蒸馏水润湿错误，PH试纸不润湿4. 用标准盐酸滴定未知NaOH溶液时，所用锥形瓶不能用未知NaOH溶液润洗正确5. 为防止挥发，浓氨水、氢氟酸、漂白粉、液溴、汽油、乙酸乙酯等均需密封保存错误，漂白粉不易挥发但易变质，所以需要密封保存6. 浓H2SO4沾到皮肤上，应立即用水冲洗，再用干燥布擦净，最后涂上NaHCO3溶液错误，先用干燥布擦净，再用水冲洗，最后涂上NaHCO3溶液7. 一支25mL的滴定管中，液面所在刻度为12.00，则其中所盛液体体积大于13.00mL正确8. 准确量取25.00mL的KMnO4溶液，可用50mL碱式滴定管错误，应用酸式滴定管9. 分液时，分液漏斗中下层液体从下口放出，上层液体从上口倒出正确10. 蒸馏时，应使温度计水银球靠近蒸馏烧瓶支管口。
分析下列实验温度计水银球位置。
(测定溶解度、制乙烯、硝基苯、苯磺酸、酚醛树脂、乙酸乙酯制备与水解、糖水解) 测定溶解度(试管水)、制乙烯(反应液)、硝基苯(水浴)、苯磺酸(水浴)、酚醛树脂(沸水浴)、乙酸乙酯制备(直接加热)、水解(水浴)、糖水解(水浴)11. 滴定时，左手控制滴定管活塞，右手握持锥形瓶，边滴边振荡，眼睛注视滴定管中的液面下降的速度错误，眼睛注视锥形瓶中指示剂颜色变化12. 称量时，称量物放在称量纸上，置于托盘天平的右盘，砝码放在托盘天平的左盘中错误，左物右码13. 试管中注入某无色溶液密封，加热试管，溶液变红色，冷却后又变无色。
确定溶液成分应为SO2+品红溶液14. 只用一种试剂可以鉴别甲苯、氯仿、己烯、酒精、苯酚水溶液、纯碱溶液正确，浓溴水15. 氢氧化钠溶液滴定醋酸时，通常选择甲基橙作指示剂，终点颜色由橙变黄错误，通常选择酚酞作指示剂16. 除去蛋白质溶液中的可溶性盐可通过盐析的方法错误，应该使用渗析17. 配制硫酸亚铁溶液所用的蒸馏水应预先煮沸，以除去溶解在水中的氧气正确18. 试管、蒸发皿、坩埚、锥形瓶等仪器均可直接在酒精灯火焰上加热错误，锥形瓶应当隔石棉网微热19. 所谓硅胶，即硅酸胶体。
硅胶变色为物理变化错误，硅胶为nSiO2mH2O硅胶变色是化学变化，由于其中CoCl2的水合分子量不同而颜色不同[CoCl2H2O(蓝色)CoCl26H2O(红色)]20. 饱和纯碱溶液可除去乙酸乙酯中的乙酸;渗析法分离油脂皂化所得的混合液错误，应当盐析高考化学知识点“一般”与“特殊”基本概念与基本原理1.原子的原子核一般是由质子和中子构成的；但氕的原子核中无中子。
2. 原子最外层电子数小于或等于2的一般是金属原子；但氢、氦原子的最外层电子数分别为1、2，都不是金属元素。
3. 质子总数与核外电子总数相同的微粒一般是同种微粒；但Ne与HF例外。
4. 离子核外一般都有电子；但氢离子(H＋)的核外没有电子。
5. 气体单质一般是由双原子组成的；但稀有气体为单原子，臭氧为三原子组成。
6. 由同种元素组成的物质一般是单质，是纯净物；但O2与O3，白磷与红磷它们是混合物。
7. 由两种或两种以上物质生成一种物质的反应一般是化合反应；但反应物仅一种参加，却属于化合反应。
如:3O2=2O3，2NO2N2O4。
8. 原子活泼性强，对应单质性质一般较活泼；但氮原子活泼，可氮气很稳定。
9. 金属氧化物一般是碱性氧化物；但Mn2O7 是酸性氧化物，Al2O3、ZnO是两性氧化物。
10. 非金属氧化物一般是酸性氧化物；但 CO、NO不是酸性氧化物。
11. 酸酐一般是非金属氧化物；但HMnO4的酸酐Mn2O7是金属氧化物。
12.酸酐一般是氧化物；但乙酸酐 [(CH3CO)2O]等例外。
13. 溶于水成酸的氧化物一般是酸酐；但 NO2溶于水生成了硝酸，可硝酸的酸酐为N2O5。
14. 一种酸酐对应的酸一般是一种酸；但 P2O5既是偏磷酸(HPO3)的酸酐，又是磷酸 (H3PO4)的酸酐。
15. 无氧酸一般都是非金属元素的氢化物；但氢氰酸(HCN)例外。
16. 酸的“元数”一般等于酸分子中的氢原子数；但亚磷酸(H3PO3)不是三元酸而是二元酸，次磷酸(H3PO2)不是三元酸而是一元酸，硼酸 (H3BO3)不是三元酸而是一元酸等。
17. 在某非金属元素形成的含氧酸中，该元素化合价越高，对应酸的氧化性一般越强；但次氯酸(HClO)的氧化性比髙氣酸(HClO4)的氧化性强。
18. 具有金属光泽并能导电的单质一般是金属；但非金属石墨有金属光泽也能导电。
19. 饱和溶液升髙温度后一般变成不饱和溶液；但Ca(OH)2的饱和溶液升高温度后仍然为饱和溶液。
20. 混合物的沸点一般有一定范围，而不是在某一温度；但95.5%的酒精溶液其沸点固定在 78.1℃21. 电解质电离时所生成的阳离子全部是氢离子的化合物是酸；但水电离产生的阳离子全部是氢离子，可水既非酸也不是碱。
22. 通常溶液浓度越大，密度一般也越大；但氨水、乙醇等溶液浓度越大密度反而减小。
23. 蒸发溶剂，一般溶液的质量分数会增大；但加热盐酸、氨水时，其质量分数却会降低。
24. 加热蒸发盐溶液一般可得到该盐的晶体；但加热蒸发AlCl3、FeCl3溶液得到的固体主要为 Al2O3、Fe2O3。
25. 酸式盐溶液一般显酸性；但NaHCO3水解程度较大，其溶液呈碱性。
26. 强酸一般制弱酸，弱酸一般不能制强酸；但H2S气体通人CuSO4溶液中，反应为：H2S ＋ CuSO4 =CuS ＋ H2SO4。
27. 强氧化性酸(浓H2SO4、浓HNO3)—般能氧化活泼金属；但铁、铝在冷的浓H2SO4或浓HNO3中钝化。
28. 酸与酸一般不发生反应；但浓H2SO4、 H2SO3能把H2S氧化：H2S＋H2SO4(浓)=SO2 ＋S| ＋2H2O， 2H2S＋H2SO3=3S ＋3H2O。
29. 碱与碱一般不发生反应；但两性Al(OH)3 能与NaOH反应，氨水能与Cu(OH)2发生反应。
30. 酸性氧化物一般不能与酸发生反应；但下列反应能发生：SiO2 ＋ 4HF=SiF4 个＋2H2O ，2H2S＋SO2=3S＋2H2O。
31. 酸与碱一般发生中和反应生成盐和水；但下列例外：3H2S ＋ 2Fe( OH)3 =2FeS ＋S ＋6H2O ，3Fe(OH)2 ＋ 10HNO3=3Fe(NO3 )3 ＋ NO 个＋ 8H2O。
32. 按金属活动性顺序表，排在前面的金属单质一般可把排在后面的金属从其盐中置换出来；但Na、K等先与水反应，后与盐反应。