2019北京高三二�？荚嚮瘜W復習

2019-04-06 17:04:46 　來源：網絡整理

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　　2019北京高三二模診斷化學復習(一)

　　(1)原子構造原理是電子排入軌道的順序，構造原理揭示了原子核外電子的能級分布。

　　(2)原子構造原理是書寫基態(tài)原子電子排布式的依據(jù)，也是繪制基態(tài)原子軌道表示式的主要依據(jù)之一。

　　(3)不同能層的能級有交錯現(xiàn)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。原子軌道的能量關系是：ns<(n-2)f<(n-1)d 　　(4)能級組序數(shù)對應著元素周期表的周期序數(shù)，能級組原子軌道所容納電子數(shù)目對應著每個周期的元素數(shù)目。

　　根據(jù)構造原理，在多電子原子的電子排布中：各能層較多容納的電子數(shù)為2n2;較外層不超過8個電子;次外層不超過18個電子;倒數(shù)第三層不超過32個電子。

　　(5)基態(tài)和激發(fā)態(tài)

　�、倩鶓B(tài)：較低能量狀態(tài)。處于較低能量狀態(tài)的原子稱為基態(tài)原子。

　�、诩ぐl(fā)態(tài)：較高能量狀態(tài)(相對基態(tài)而言)。基態(tài)原子的電子吸收能量后，電子躍遷至較高能級時的狀態(tài)。處于激發(fā)態(tài)的原子稱為激發(fā)態(tài)原子。

　�、墼庸庾V：不同元素的原子發(fā)生電子躍遷時會吸收(基態(tài)→激發(fā)態(tài))和放出(激發(fā)態(tài)→較低激發(fā)態(tài)或基態(tài))不同的能量(主要是光能)，產生不同的光譜——原子光譜(吸收光譜和發(fā)射光譜)。利用光譜分析可以發(fā)現(xiàn)新元素或利用特征譜線鑒定元素。

　　2019北京高三二模診斷化學復習(二)

　　重要的氧化劑和還原劑：

　　(1)所含元素的化合價處在較高價的物質只能得到電子，只具有氧化性，只能作氧化劑(注：不一定是強氧化劑)。重要的氧化劑有：

　�、� 活潑非金屬單質，如 X2(鹵素單質)、O2、O3等。

　�、� 所含元素處于高價或較高價時的氧化物，如 MnO2、NO2、PbO2等。

　�、� 所含元素處于高價時的含氧酸，如濃H2SO4、HNO3等。

　　④ 所含元素處于高價時的鹽，如 KMnO4、KClO3、K2Cr2O7等。

　　⑤ 金屬陽離子等，如 Fe3+、Cu2+、Ag+、H+等。

　�、� 過氧化物，如 Na2O2、H2O2等。

　�、咛厥馕镔|，如 HClO也具有強氧化性。

　　(2)所含元素的化合價處在較低價的物質只能失去電子，只具有還原性，只能作還原劑(注：不一定是強還原劑)。重要的還原劑有：

　�、� 活潑金屬單質，如 Na、K、Ca、Mg、Al、Fe等。

　�、� 某些非金屬單質，如 C、H2、Si等。

　�、� 所含元素處于低價或較低價時的氧化物，如 CO、SO2等。　　④ 所含元素處于低價或較低價時的化合物，如含有的化合物H2S、Na2S、H2SO3、Na2SO3、HI、HBr、FeSO4、NH3等。

　　(3)當所含元素處于中間價態(tài)時的物質，既有氧化性又有還原性，如H2O2、SO2、Fe2+等。

　　(4)當一種物質中既含有高價態(tài)元素又含有低價態(tài)元素時，該物質既有氧化性又有還原性;例如，鹽酸(HCl)與 Zn 反應時作氧化劑，而濃鹽酸與 MnO2 共熱反應時，則作還原劑。

　　[氧化還原反應的分類]

　　(1)不同反應物間的氧化還原反應。

　　① 不同元素間的氧化還原反應。

　　例如：MnO2+ 4HCl(濃)

　　MnCl2+C12↑+ 2H2O 絕大多數(shù)氧化還原反應屬于這一類。

　�、� 同種元素間的氧化還原反應。

　　例如：2H2S+ SO2=3S+ 2H2O KClO3+ 6HCl(濃)=KCl+3C12↑+ 3H2O

　　在這類反應中，所得氧化產物和還原產物是同一物質，這類氧化還原反應又叫歸中反應。

　　(2)同一反應物的氧化還原反應。

　�、� 同一反應物中，不同元素間的氧化還原反應。

　　例如：2KClO3

　　2KCl+ 3O2↑

　�、� 同一反應物中，同種元素不同價態(tài)間的氧化還原反應。

　　例如：NH4NO3

　　N2O↑+2H2O

　�、� 同一反應物中，同種元素同一價態(tài)間的氧化還原反應。

　　例如：C12+ 2NaOH=NaCl+ NaClO+ H2O 3NO2+ H2O=2HNO3+NO

　　在這類反應中，某一元素的化合價有一部分升高了，另一部分則降低了.這類氧化還原反應又叫歧化反應。

　　[氧化還原反應與四種基本反應類型的關系] 如下圖所示。由圖可知：置換反應都是氧化還原反應;復分解反應都不是氧化還原反應，化合反應、分解反應不一定是氧化還原反應。

　　[氧化還原反應中電子轉移的方向、數(shù)目的表示方法]

　　(1)單線橋法;表示在反應過程中反應物里元素原子間電子轉移的數(shù)目和方向.用帶箭頭的連線從化合價升高的元素開始，指向化合價降低的元素，再在連線上方標出電子轉移的數(shù)目。

　　在單線橋法中，箭頭的指向已經表明了電子轉移的方向，因此不能再在線橋上寫“得”、“失”字樣。

　　(2)雙線橋法;表示在反應物與生成物里，同一元素原子在反應前后電子轉移的數(shù)目和方向.在氧化劑與還原產物、還原劑與氧化產物之間分別用帶箭頭的連線從反應前的有關元素指向反應后的該種元素，并在兩條線的上、下方分別寫出“得”、“失”電子及數(shù)目。

　　2019北京高三二模診斷化學復習(三)

　　1、元素周期表的結構

　　元素在周期表中的位置由原子結構決定：原子核外的能層數(shù)決定元素所在的周期，原子的價電子總數(shù)決定元素所在的族。

　　(1)原子的電子層構型和周期的劃分

　　周期是指能層(電子層)相同，按照較高能級組電子數(shù)依次增多的順序排列的一行元素。即元素周期表中的一個橫行為一個周期，周期表共有七個周期。同周期元素從左到右(除稀有氣體外)，元素的金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。

　　(2)原子的電子構型和族的劃分

　　族是指價電子數(shù)相同(外圍電子排布相同)，按照電子層數(shù)依次增加的順序排列的一列元素。即元素周期表中的一個列為一個族(第Ⅷ族除外)。共有十八個列，十六個族。同主族周期元素從上到下，元素的金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱。

　　(3)原子的電子構型和元素的分區(qū)

　　按電子排布可把周期表里的元素劃分成5個區(qū)，分別為s區(qū)、p區(qū)、d區(qū)、f區(qū)和ds區(qū)，除ds區(qū)外，區(qū)的名稱來自按構造原理較后填入電子的能級的符號。

　　2、元素周期律

　　元素的性質隨著核電荷數(shù)的遞增發(fā)生周期性的遞變，叫做元素周期律。元素周期律主要體現(xiàn)在核外電子排布、原子半徑、主要化合價、金屬性、非金屬性、先進電離能、電負性等的周期性變化。元素性質的周期性來源于原子外電子層構型的周期性。

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