Un resumen completo de los puntos de conocimiento de química para el primer año de escuela secundaria.

La química está estrechamente relacionada con nuestras vidas. Nuestra enseñanza debe permitir a los estudiantes pasar de los libros a la vida. El aprendizaje del conocimiento de los libros y el aprendizaje en la práctica de la vida no son completamente opuestos. en el primer año de secundaria? ¿Sabes? Echemos un vistazo al resumen de los puntos de conocimiento de química del primer año de secundaria. ¡Bienvenido a verlo! > Resumen de los puntos de conocimiento de química del primer año de secundaria

Estructura química

1. Radio

① El radio atómico disminuye desde la parte inferior de izquierda a arriba a la derecha en la tabla periódica (excepto en el caso de los gases raros).

② El radio iónico aumenta de arriba a abajo, y tanto los iones metálicos como los no metálicos disminuyen de izquierda a derecha en el mismo período, pero el radio de los iones no metálicos es mayor que el radio de iones metálicos.

③ Para iones con la misma estructura de capa electrónica, cuanto mayor es el número de protones, menor es el radio.

2. Valencia

① Generalmente los elementos metálicos no tienen valencia negativa, pero sí existen aniones formados por los metales.

② Los elementos no metálicos, excepto O y F, tienen el precio positivo más alto. Y la suma de los valores absolutos del precio positivo más alto y del precio negativo más bajo es 8.

③ El metal que cambia el precio es generalmente el hierro, y el no metal que cambia el precio es generalmente C, Cl, S, N y O.

④ La suma de las álgebras de valencia de cada elemento de cualquier sustancia es cero. Capaz de escribir correctamente fórmulas químicas (fórmulas moleculares) basadas en la valencia química y poder juzgar la valencia química basándose en fórmulas químicas.

3. Método de representación de la estructura molecular

① Que se trate de una estructura estable de 8 electrones depende principalmente de si el número de enlaces de valencia *** formados por elementos no metálicos es correcto . Enlace simple de halógeno, doble enlace de oxígeno, triple enlace de nitrógeno, cuatro enlaces de carbono. Generalmente, los elementos anteriores al boro no pueden formar una estructura estable de 8 electrones.

② Domina la estructura espacial de las siguientes moléculas: CO2, H2O, NH3, CH4, C2H4, C2H2, C6H6, P4.

4. La polaridad de los enlaces y la polaridad de las moléculas

① Domina los enlaces químicos, los enlaces iónicos, los enlaces ***valentes, los enlaces ***valentes polares y los no polares* * *Los conceptos de enlaces de valencia, fuerzas intermoleculares y enlaces de hidrógeno.

② Domina la relación entre los cuatro tipos de cristales, los enlaces químicos y las fuerzas de van der Waals.

③ Domina la relación polar entre la polaridad molecular y los enlaces de valencia ***.

④ Una molécula compuesta por dos átomos diferentes debe ser una molécula polar.

⑤ Moléculas no polares comunes: CO2, SO3, PCl3, CH4, CCl4, C2H4, C2H2, C6H6 y la mayoría de elementos no metálicos.

Puntos de conocimiento de la química de la escuela secundaria

1. Clasificación de sustancias

1. Los métodos comunes de clasificación de sustancias son la clasificación en árbol y la clasificación cruzada.

2. La mezcla se divide en tres tipos: solución, coloide y líquido turbio según el tamaño del sistema de dispersión. El diámetro de la dispersión intermedia está entre 1 nm y 100 nm. estado, con partículas coloidales es la razón principal por la que esta dispersión es relativamente estable.

3. El líquido turbio se identifica primero mediante el método de observación de pie, y la solución y el coloide se identifican mediante el fenómeno Tyndall.

Cuando el haz de luz atraviesa el coloide, se puede ver un camino brillante en dirección vertical, que es causado por la dispersión de la luz por las partículas del coloide.

4. Las partículas coloidales pueden atravesar el papel de filtro pero no pueden atravesar la membrana semipermeable, por lo que el coloide se puede separar y purificar mediante una membrana semipermeable. Este método se llama diálisis.

5. Agregue 5-6 gotas de solución saturada de FeCl3 a 25 ml de agua hirviendo y hierva hasta que adquiera un color marrón rojizo para preparar una solución coloidal de Fe(OH)3.

Las partículas coloidales se cargan positivamente y se mueven hacia el cátodo bajo la acción de la fuerza del campo eléctrico, de modo que el color del electrodo se vuelve más oscuro y el color del otro electrodo se vuelve más claro. electroforesis.

2. Reacciones iónicas

1. Los electrolitos comunes se refieren a ácidos, álcalis, sales, agua y óxidos metálicos, que pueden ionizarse y moverse libremente cuando se disuelven en agua o iones fundidos, que puede conducir electricidad.

2. Los no electrolitos se refieren a compuestos distintos de los electrolitos (como óxidos no metálicos, nitruros, materia orgánica, etc.

Los elementos y soluciones no son electrolitos ni no); -electrolitos.

3. Las reacciones que involucran electrolitos en solución acuosa o en estado fundido se denominan reacciones iónicas.

4. Los ácidos fuertes (HCl, H2SO4, HNO3), las bases fuertes (NaOH, KOH, Ba(OH)2) y la mayoría de las sales (NaCl, BaSO4, Na2CO3, NaHSO4) se ionizan completamente cuando se disuelven en agua. , así que use "==" en el medio de la ecuación de ionización.

5. La fórmula que utiliza los símbolos de los iones que realmente participan en la reacción para expresar la reacción se llama ecuación iónica.

Sobre la base de escribir correctamente ecuaciones químicas, los ácidos fuertes, las bases fuertes y las sales solubles se pueden escribir como ecuaciones iónicas. Otras no se pueden escribir en forma iónica.

6. Las condiciones para que se produzca la reacción de metátesis son que se genere al menos uno de entre precipitación, gas y agua.

7. El juicio correcto o incorrecto de ecuaciones iónicas incluye principalmente

①Conforme a los hechos

②Satisfacer la conservación (conservación de masa, conservación de carga, ganancia y pérdida de electrones)

③División correcta (se pueden separar ácidos fuertes, álcalis fuertes y sales solubles)

④Proporción correcta (diferentes cantidades y proporciones).

8. Iones comunes que no pueden existir en grandes cantidades:

① Se produce una reacción de metátesis (generación de precipitación, gas, agua o ácido o álcali difícil de ionizar)

② Se produce una reacción de oxidación-reducción (MnO4-, ClO-, H NO3-, Fe3 y S2-, HS-, SO32-, Fe2, I-)

③ Reacción de complejación (Fe3, Fe2 y SCN-)

④ Prestar atención a las limitaciones de las condiciones implícitas (color, acidez y alcalinidad, etc.).

3. Reacción redox

1. La esencia de la reacción redox es la transferencia de electrones, y la característica de la reacción redox es el aumento o disminución de la valencia.

2. Perder electrones (desviar electrones) → aumentar la valencia → oxidarse → convertirse en un agente reductor

Después del aumento de precio, se genera un producto de oxidación. Los agentes reductores tienen propiedades reductoras.

Obtener electrones (electrones polarizados) → reducir la valencia → reducirse → convertirse en oxidante después de reducir el precio, generar un producto de reducción y el oxidante tiene propiedades oxidantes.

3. Los oxidantes comunes incluyen: Cl2, O2, H2SO4 concentrado, HNO3, KMnO4(H), H2O2, ClO-, FeCl3, etc.

Los agentes reductores comunes incluyen: Al, Zn, Fe; C, H2, CO, SO2, H2S; SO32-, S2-, I-, Fe2, etc.

4. Método para juzgar la fuerza redox

①Conozca la dirección de la reacción Solo conozca "un conjunto de fortalezas y debilidades"

② Cuanto más activo es el elemento metálico o no metálico, menos activo es el ion correspondiente (es decir, más débil es la propiedad oxidante del ion metálico y más débil es la propiedad reductora del ion no metálico)

③ También se puede juzgar la concentración, temperatura, grado de oxidación o reducción, etc. (cuanto más fácil es oxidar o reducir, más fuerte será la habilidad correspondiente).

Conocimientos imprescindibles para los estudiantes de química de primer año de secundaria

1. Propiedades físicas

1. Gases de colores: F2 (amarillo-verde claro), Cl2 (amarillo -verde), Br2 (g) (marrón rojizo), I2 (g) (rojo violeta), NO2 (marrón rojizo), O3 (azul claro), y el resto son gases incoloros. Para los colores de otras sustancias, consulte la tabla de colores en el manual del examen.

2. Gases con olor acre: HF, HCl, HBr, HI, NH3, SO2, NO2, F2, Cl2, Br2(g); gases con olor a huevo podrido: H2S.

3. Puntos y estados de fusión y ebullición:

① Los puntos de fusión y ebullición de los metales de una misma familia disminuyen de arriba a abajo, mientras que los puntos de fusión y ebullición de los metales no Los metales de la misma familia aumentan de arriba a abajo.

② Los puntos de fusión y ebullición de los hidruros de elementos no metálicos de la misma familia aumentan de arriba a abajo, y los enlaces de hidrógeno que contienen NH3, H2O y HF son anormales.

③ Sustancias orgánicas en estado gaseoso a temperatura ambiente: hidrocarburos con átomos de carbono menores o iguales a 4, cloruro de metilo, formaldehído.

④ Reglas comparativas de puntos de fusión y ebullición: cristal atómico gt; cristal iónico gt; cristal molecular, no necesariamente cristal metálico.

⑤ La fusión de cristales atómicos sólo destruye los enlaces de valencia, la fusión de cristales iónicos sólo destruye los enlaces iónicos y la fusión de cristales moleculares sólo destruye las fuerzas intermoleculares.

⑥ Las sustancias elementales que son líquidas a temperatura ambiente incluyen Br2 y Hg; las sustancias elementales que están en estado gaseoso incluyen H2, O2, O3, N2, F2, Cl2, compuestos inorgánicos que son líquidos a temperatura ambiente principalmente; incluyen H2O, H2O2, ácido sulfúrico, ácido nítrico.

⑦ Generalmente, cuanto mayor es el número de átomos de carbono de sustancias orgánicas similares, mayor es el punto de fusión y ebullición, cuanto más ramificadas son las cadenas, menor es el punto de fusión y ebullición.

Entre isómeros: gt normal; iso-gt; nuevo, orto-gt;

⑧ Al comparar los puntos de fusión y ebullición, preste atención al estado a temperatura ambiente, estado líquido en estado sólido; Tales como: fósforo blanco gt; disulfuro de carbono gt;

⑨ Sustancias que son fáciles de sublimar: el yodo elemental, el hielo seco y el fósforo rojo también pueden sublimar (cuando se aíslan del aire), pero se convierten en fósforo blanco después de enfriarse, también se puede usar cloruro de aluminio; Cloruro férrico Se puede sublimar a unos 100 grados.

⑩ Gases fácilmente licuables: NH3, Cl2, NH3 se pueden utilizar como refrigerante.

4. Solubilidad

① Solubilidad de los gases comunes en orden descendente: NH3, HCl, SO2, H2S, Cl2, CO2. Gases que son fácilmente solubles en agua y forman fácilmente niebla blanca en el aire. Gases que pueden usarse para experimentos con fuentes: NH3, HF, HCl, HBr, HI gases que son solubles en agua: CO2, SO2, Cl2, Br2 (. g), H2S, NO2. Al absorber gases de escape que son fácilmente solubles en agua, se debe utilizar un dispositivo antirretorno.

② Materia orgánica soluble en agua: alcoholes inferiores, aldehídos, ácidos, glucosa, fructosa, sacarosa, almidón y aminoácidos. El fenol es ligeramente soluble.

③ Los elementos halógenos son más solubles en disolventes orgánicos que en agua.

④ Tanto el azufre como el fósforo blanco son fácilmente solubles en disulfuro de carbono.

⑤ El fenol es ligeramente soluble en agua (fácilmente soluble por encima de 65°C) y soluble en disolventes orgánicos como el alcohol.

⑥ Tres tipos de sulfatos son insolubles (calcio, plata y bario), un tipo de cloruro es insoluble (plata) y los carbonatos solo son solubles en potasio, sodio y amonio.

⑦ La mayoría de las solubilidades de los sólidos aumentan con la temperatura, algunas no se ven muy afectadas por la temperatura (como el NaCl) y muy pocas se vuelven más pequeñas con la temperatura (como el Ca(OH)2]. La solubilidad del gas disminuye a medida que aumenta la temperatura y aumenta a medida que aumenta la presión.

5. Densidad

① La densidad de elementos de una misma familia generalmente aumenta de arriba a abajo.

② La densidad del gas está determinada por la masa molecular relativa.

③ Las sustancias orgánicas que contienen C, H y O son generalmente menos densas que el agua (el fenol es mayor que el agua), y las sustancias orgánicas que contienen bromo, yodo, nitro y cloros múltiples son más densas que el agua.

④ La densidad del sodio es menor que la del agua y mayor que la del alcohol y el benceno.

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