高二會考總復(fù)習(xí)

1、高二化學(xué)專題復(fù)習(xí)學(xué)案1離子反應(yīng)和離子方程式一、要點分析：1.概念解讀離子反應(yīng)：在溶液中通過離子進行的反應(yīng)。離子反應(yīng)類型：（1）復(fù)分解的離子反應(yīng)（2）氧化還原的離子反應(yīng)離子方程式：用實際參加反應(yīng)的離子符號來表示離子反應(yīng)的式子。離子方程式的意義：離子方程式不僅表示某兩種物質(zhì)之間的某個反應(yīng)，而且表示多種物質(zhì)之間的同一類反應(yīng)。如：Ba2+SO42- BaSO4，它不僅表示Na2SO4與BaCl2這兩種物質(zhì)之間的反應(yīng)，而且表示可溶性鋇鹽與可溶性硫酸鹽或硫酸的同一類反應(yīng)。2.命題特點 考點內(nèi)容與要求：判斷離子方程式的書寫正誤是歷年學(xué)業(yè)考必出的試題，考查離子方程式的目的主要是了解考生使用化學(xué)用語的準(zhǔn)確程度和

2、熟練程度，具有一定的綜合性。從命題的內(nèi)容看，存在著三種特點：（1）所考查的化學(xué)反應(yīng)均為中學(xué)化學(xué)教材中的基本反應(yīng)，錯誤的原因大都屬于化學(xué)式能否拆分、電荷未配平、產(chǎn)物不合理和漏掉部分反應(yīng)等。（2）所涉及的化學(xué)反應(yīng)類型以置換反應(yīng)、復(fù)分解反應(yīng)為主，較少涉及溶液中的其它氧化還原反應(yīng)。 （3）一些重要的離子反應(yīng)方程式，在歷年考卷中多次重復(fù)。如碳酸鈣與鹽酸的反應(yīng)，在近幾年的試卷中一般都錯寫成CO32+2H+ CO2+H2O。又如酸堿中和反應(yīng)每年必考。審題時無非要注意酸堿的強弱及溶解性從而判斷化學(xué)式能否拆分等問題。再如氧化還原的離子反應(yīng)一般以置換反應(yīng)為主。基本上考的是金屬鐵與鹽酸或硫酸銅或硝酸銀的置換反應(yīng)及氯

3、氣與溴化鈉或碘化鉀的置換反應(yīng)。3.方法與技巧：離子方程式正誤判斷規(guī)律（六“看”） 看離子反應(yīng)是否符合客觀事實，不可主觀臆造產(chǎn)物及反應(yīng)。 如Fe粉與稀硫酸或硫酸銅反應(yīng)產(chǎn)物應(yīng)為FeSO4即Fe2+而非Fe3+；又如AlCl3溶液中加入過量氨水只能產(chǎn)生Al(OH)3沉淀而不能生成AlO2。 看化學(xué)符號表達是否正確?？扇艿膹婋娊赓|(zhì)必須拆成離子符號，弱電解質(zhì)和難溶的強電解質(zhì)、氣體用化學(xué)式表示。如CH3COOH、H2CO3、HClO、NH3·H2O、BaSO4、CaCO3等不能拆成離子符號。又如HCO3-不能寫成CO32-H+ 看“” “” “”“”等是否正確。如一般鹽類的水解方程式應(yīng)為可逆反應(yīng)

4、，需用“”，且因為水解是微弱的，故沉淀不寫“”，氣體沒有“”。 看是否漏掉離子。如稀H2SO4溶液和Ba(OH)2溶液混合反應(yīng)的離子方程式不可寫成： SO42-+Ba2+ -BaSO4或H+OHH2O，也不可寫成H+SO42-+Ba2+OH-BaSO4+H2O，要符合離子方程式的組成定律，所以應(yīng)為 2H+SO42-+Ba2+2OH-BaSO4+2H2O 看三守恒：兩邊原子數(shù)、離子電荷數(shù)必須守恒、氧化還原反應(yīng)離子方程式中氧化劑得電子總數(shù)與還原劑失電子總數(shù)要相等。如Fe2+ +Cl2 Fe3+2Cl-此離子方程式屬于兩邊原子數(shù)守恒但離子電荷數(shù)不守恒，所以正確的離子方程式應(yīng)為2Fe2+ +Cl2 2

5、Fe3+2Cl- 看是否符合題設(shè)條件及要求。如檢驗銨根離子所涉及的離子方程式NH4+OH NH3·H2O是錯誤的，應(yīng)在反應(yīng)條件上注明加熱的符號，反應(yīng)產(chǎn)物也應(yīng)為氨氣而非一水合氨。高二化學(xué)專題復(fù)習(xí)學(xué)案2離子共存的判斷要點分析離子共存是離子檢驗中重要的知識點，也是高考和學(xué)業(yè)考中重要的考點。堿性溶液中仍有H，酸性溶液中仍有OH，離子共存不是指這種形式的共存，指離子之間以較大的離子濃度共存于同一溶液體系中，也就是離子大量共存。離子共存就是離子相互之間不反應(yīng)，離子不能共存就是相互之間會發(fā)生化學(xué)反應(yīng)。離子共存的判斷主要是通過判斷離子之間是否相互反應(yīng)確定離子之間能否共存的情況，再根據(jù)題目要求答題。一

6、、離子之間的反應(yīng)。1、復(fù)分解反應(yīng)。（1）生成沉淀：OH與Mg2+、Ca2+、Fe2+、Fe3+、Al3+生成不溶性堿；CO32與Ba2+、Mg2+、Ca2+、Fe2+、Fe3+、Al3+生成不溶性碳酸鹽；Ag+與OH、CO32、SO42、Br、I生成不溶性沉淀。H與AlO2 也會生成Al(OH)3沉淀。（2）生成氣體：H+與CO32、SO32、S2、HCO3、HSO3、HS會生成氣體。（3）生成難電離的物質(zhì)：OH與H+、OH與HCO3、HSO3、HS生成H2O。OH與NH4+生成NH3·H2O；H+與CO32、SO32、S2生成HCO3、HSO3、HS。H+與F、ClO、CH3COO

7、生成弱酸。Ag+與NH4+OH溶液生成Ag(NH3)2OH溶液，F(xiàn)e3+與SCN生成血紅色Fe (SCN)3溶液。2、氧化還原反應(yīng)具有較強氧化性的離子與具有較強還原性的離子會發(fā)生氧化還原反應(yīng)。如Fe3+和S2、I不能大量共存。NO3在酸性條件下能夠氧化Fe2+、S2、I。二、幾種離子的共存1、K、Na 可以和任何離子大量共存。2、兩組不溶于硝酸的沉淀不能共存。Cl生成AgCl，其它離子均可以與Cl共存；SO42生成BaSO4，其它離子均可以與SO42共存(有些微溶情況沒有考慮在內(nèi))。3、某些“離子對”只能存在于堿性條件SO32和S2、ClO和Cl在堿性條件下可以共存，在酸性條件下則發(fā)生氧化還原

8、反應(yīng)不能共存。2S2+SO32+6H+3S+3H2O，ClO+ Cl+2H+Cl2+H2O。4、水解呈酸性的離子只能存在于酸性溶液中。即弱堿所對應(yīng)的陽離子，如NH4+、Fe2+、Fe3+、Al3+等只能存在于酸性溶液中。水解呈堿性的離子只能存在于堿性溶液中。即弱酸根對應(yīng)的陰離子，如CH3COO、CO32、S2、HS、HCO3、F、ClO、AlO2等只能存在于堿性溶液中。5、無論強酸或強堿性溶液，酸式鹽的酸根如HCO3均不能共存。三、附加條件的判斷1、有色或無色：MnO4 紫色，F(xiàn)e2 淺綠色，F(xiàn)e3 黃色，Cu 2 藍色?！澳碂o色透明的溶液中”不能存在MnO4、Fe2、Fe3+和Cu2+等有色

9、離子。2、酸堿性條件：“某溶液跟甲基橙作用呈紅色”即在每個選項后再加H+然后進行判斷，“在pH=13的某溶液中”即在每個選項后再加OH然后進行判斷。四、解題程序與審題離子大量共存試題屬中等偏易題型，但區(qū)分度比較高。要提高答題的準(zhǔn)確性可強化解題程序和審題。會考要求難度較低，對于有四種離子的離子組(設(shè)六種離子分別為A、B、C、D)，最多需要組合六次進行判斷。AB、AC、AD、BC、BD、CD，防止遺漏。五、認(rèn)真審題1、審清關(guān)鍵字?！澳芄泊妗?、“不能共存”、“可能能共存”、“一定能共存”、“一定不能大量共存”，一定要審請。2、注意溶液酸堿性的表達方式。溶液酸堿性可以用c(H+)、c(OH)、pH來表

10、示，也可以用酸堿指示劑變色情況、水電離產(chǎn)生c(H+)等表示。酸堿指示劑變色情況存在模糊性，甲基橙顯黃色不一定是堿性溶液，酚酞顯無色不一定是酸性溶液。題干給出c(H+)數(shù)值時，要注意辨清是溶液的氫離子濃度，還是溶液中由水電離的氫離子濃度。高二化學(xué)專題復(fù)習(xí)學(xué)案3氧化還原反應(yīng)要點解析：一 氧化還原的本質(zhì)和特征本質(zhì)：電子轉(zhuǎn)移特征：化合價升降二氧化還原反應(yīng)與四種基本反應(yīng)類型的關(guān)系三氧化還原反應(yīng)的有關(guān)概念兩條主線：升失氧（指被氧化）氧化反應(yīng)氧化產(chǎn)物 降得還（指被還原）還原反應(yīng)還原產(chǎn)物兩個守恒：得失電子守恒，原子個數(shù)守恒四表示電子轉(zhuǎn)移的方向和數(shù)目五常見氧化劑和還原劑：氧化劑：1.活潑的非金屬單質(zhì)：O2 Cl

11、2 Br2 2.含高價態(tài)元素的化合物：濃H2SO4 HNO3 KMnO4 FeCl3等 3.特殊的物質(zhì)：HClO Ca(ClO)2 H2O2 Na2O2還原劑：1.活潑的金屬：K Ca Na Mg Al 2.含低價態(tài)元素的化合物：HI H2S NH3等 3.特殊的物質(zhì)：C H2 CO*六氧化性和還原性強弱比較氧化性：氧化劑氧化產(chǎn)物還原性：還原劑還原產(chǎn)物七氧化還原反應(yīng)的應(yīng)用1.原電池概念：將化學(xué)能轉(zhuǎn)化成電能的裝置形成條件：大前提：能自發(fā)進行的氧化還原反應(yīng)（1）兩個電極（活潑性不同）負極：一般是較活潑的金屬正極：較不活潑的金屬、石墨等（2）電解質(zhì)溶液（3）導(dǎo)線連接形成閉合回路總反應(yīng)式：Zn + 2

12、H+ = Zn2+ + H2電極反應(yīng)式：鋅片：Zn 2e = Zn2+銅片：2H+ + 2e = H22.電解池電解: 使電流通過電解質(zhì)溶液而在陰陽兩極引起氧化還原反應(yīng)的過程。電解池：把電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能的裝置.電解飽和食鹽水(1)現(xiàn)象：陽極：有氣泡產(chǎn)生，使?jié)駶櫟牡矸跭I試紙變藍陰極：有氣泡產(chǎn)生，滴加酚酞溶液變紅(2)電極反應(yīng)式和總反應(yīng)式陰極：2H+2e=H2（還原反應(yīng)）陽極：2Cl-2e=Cl2（氧化反應(yīng)）總反應(yīng)：2NaCl+2H2O2NaOH+H2+Cl2電解氯化銅溶液(1)現(xiàn)象：陽極：有氣泡產(chǎn)生，使?jié)駶櫟牡矸跭I試紙變藍陰極：有紅色物質(zhì)銅析出(2)電極反應(yīng)式和總反應(yīng)式陰極：Cu2+2e、=

13、Cu（還原反應(yīng)）陽極：2Cl-2e、=Cl2（氧化反應(yīng)）總反應(yīng)：CuCl2CuCl2原電池和電解池比較原電池電解池定義將化學(xué)能轉(zhuǎn)變成電能的裝置將電能轉(zhuǎn)變成化學(xué)能的裝置裝置舉例形成條件 活潑性不同的兩電極電解質(zhì)溶液(電極插入其中，并與電極自發(fā)發(fā)生氧化還原反應(yīng)) 形成閉合電路兩電極接直流電源兩電極插入電解質(zhì)溶液形成閉合電路 電極名稱負極：氧化反應(yīng)， 正極：還原反應(yīng)， 陽極：氧化反應(yīng)陰極：還原反應(yīng)電子流向負極正極電源負極陰極電源正極陽極高二化學(xué)專題復(fù)習(xí)學(xué)案4化學(xué)反應(yīng)速率、化學(xué)平衡【要點解析】一、化學(xué)反應(yīng)速率1.概念：化學(xué)反應(yīng)速率是用來衡量化學(xué)反應(yīng)進行快慢程度的，人們通常用單位時間內(nèi)反應(yīng)物濃度的減少或

14、生成物濃度的增加來表示。由此概念可得：（1）化學(xué)反應(yīng)速率計算公式：=c/t。（2）化學(xué)反應(yīng)速率單位：mol/L·s或mol/L·min等。2.特點（1）化學(xué)反應(yīng)速率是某段時間內(nèi)的平均值而不是瞬時速率。（2）化學(xué)反應(yīng)速率無正負之分。（3）表示化學(xué)反應(yīng)速率時要指明具體物質(zhì)（固體或純液體(不是溶液)的濃度可視為不變的常數(shù)，故一般不用固體或純液體表示化學(xué)反應(yīng)速率）。（4）同一反應(yīng)中，用不同物質(zhì)的濃度的變化來表示反應(yīng)速率時，所得的數(shù)值可能不同(因此，必須指明具體物質(zhì))，但意義完全相同。（5）對于反應(yīng)a A + b Bc C + d D, ABCD=abcd。3.影響因素（1）內(nèi)因即決

15、定性因素：反應(yīng)物本身性質(zhì)。（2）外因即外界條件：濃度、壓強、溫度、催化劑及固體物質(zhì)的表面積等等。4.外界條件的改變對化學(xué)反應(yīng)速率的影響規(guī)律（1）濃度：其它條件不變時，增加反應(yīng)物的濃度，反應(yīng)速率增大。反之，減小反應(yīng)物的濃度，反應(yīng)速率降低。（注意：固體和純液體量的改變不會引起濃度的變化，故不會引起反應(yīng)速率的改變）（2）壓強：其它條件不變時，對有氣體參加的化學(xué)反應(yīng)來說，增大壓強（減小容器的體積）反應(yīng)速率加快。反之，減小壓強（增大容器的體積），反應(yīng)速率變慢。（3）溫度：其它條件不變時，升高溫度，化學(xué)反應(yīng)速率加快。（注：實驗測得，其他條件不變時，溫度每升高10，化學(xué)反應(yīng)速率通常增加到原來的24倍）（4）

16、催化劑：其它條件不變時，使用催化劑，同等程度的增大正逆反應(yīng)速率。（5）固體表面積：其它條件不變時，增大固體反應(yīng)物的表面積，增大反應(yīng)速率。二、可逆反應(yīng)及化學(xué)平衡狀態(tài)（一）可逆反應(yīng)1.概念：在同一條件下，既能向正方向進行，同時又能向逆反應(yīng)方向進行的反應(yīng)，叫可逆反應(yīng)。其中，從左向右進行的反應(yīng)稱為正反應(yīng)；從右向左進行的反應(yīng)稱為逆反應(yīng)（或負反應(yīng)）。2.說明：（1）可逆反應(yīng)方程式中反應(yīng)物與生成物之間通常用“”而不用“”隔開。（2）在任一可逆反應(yīng)中，正反應(yīng)、逆反應(yīng)必然同時存在，不可分離。（3）任一可逆反應(yīng)，無論反應(yīng)進行多長時間，反應(yīng)物不可能100%全部轉(zhuǎn)化為生成物，同樣生成物也不可能100%全部轉(zhuǎn)化為反應(yīng)物

17、。（4）科學(xué)研究表明，幾乎所有的化學(xué)反應(yīng)都具有可逆性，只是可逆的程度不同而已。對于一些正、逆反應(yīng)程度差異很大的反應(yīng)，如強酸強堿中和反應(yīng)等通常意義上不把它們稱為可逆反應(yīng)。（二）化學(xué)平衡狀態(tài)1.概念：一定條件下進行的可逆反應(yīng)，當(dāng)正反應(yīng)速率與逆反應(yīng)速率相等時，反應(yīng)體系中，反應(yīng)物和生成物的含量不再改變時的狀態(tài)稱為化學(xué)平衡狀態(tài)。（注：“一定條件下”通常是指一定的濃度、溫度、壓強等外界條件，它是建立起化學(xué)平衡狀態(tài)的前題。這里的“可逆反應(yīng)”還應(yīng)包括弱電解質(zhì)的電離，某些鹽的水解等，它是化學(xué)平衡研究的對象?！罢磻?yīng)速率與逆反應(yīng)速率相等”是指反應(yīng)中同一反應(yīng)物或同一生成物的生成速率等于其消耗速率，它是建立起化學(xué)平衡

18、狀態(tài)的根本?！胺磻?yīng)物和生成物的含量不再改變”是建立起化學(xué)平衡狀態(tài)的結(jié)果。）2.特征（1）“動”即化學(xué)平衡狀態(tài)建立時，“正=逆0”，它是一個“動態(tài)”平衡。（2）“定”即化學(xué)平衡狀態(tài)建立時，反應(yīng)體系中各組分的濃度保持不變，各組分的含量保持不變。（3）“變”即當(dāng)外界條件發(fā)生改變時，已建立起的化學(xué)平衡狀態(tài)就會發(fā)生變化或被破壞。（但一段時間后它又會在新的條件下，建立起新的平衡狀態(tài)）3.判斷化學(xué)平衡狀態(tài)是否建立起來的幾種常見標(biāo)志（1）根本標(biāo)志：正=逆， 即只要能確定反應(yīng)中同一反應(yīng)物或同一生成物的生成速率等于其消耗速率，則該可逆反應(yīng)一定達到了化學(xué)平衡狀態(tài)。（2）等價標(biāo)志：通常反應(yīng)體系中某一反應(yīng)物或生成物的濃

19、度、質(zhì)量分?jǐn)?shù)、體積分?jǐn)?shù)（對氣體而言）、轉(zhuǎn)化率（對反應(yīng)物而言）、產(chǎn)率（對生成物而言）等保持不變時，則該可逆反應(yīng)達到了化學(xué)平衡狀態(tài)。（3）其它主要標(biāo)志：對于方程式中氣體分子化學(xué)式前系數(shù)之代數(shù)和“前”“后”不相等的反應(yīng)來說：a、體系中氣體的總物質(zhì)的量始終保持不變，則說明反應(yīng)達到了化學(xué)平衡狀態(tài)；b、恒溫、恒容時體系內(nèi)的總壓強始終保持不變，則說明反應(yīng)達到了化學(xué)平衡狀態(tài)；c、恒溫、恒壓時體系內(nèi)氣體的總體積始終保持不變，則說明反應(yīng)達到了化學(xué)平衡狀態(tài)。對于方程式中氣體分子化學(xué)式前系數(shù)之代數(shù)和“前”“后”相等的反應(yīng)來說，無論反應(yīng)是否達到平衡狀態(tài)，體系中氣體的總物質(zhì)的量、總壓強、總體積等都會始終保持不變，故以上幾

20、方面不能判斷反應(yīng)是否達到了化學(xué)平衡。4.化學(xué)平衡移動（1）概念：對于已經(jīng)在一定條件下建立起的化學(xué)平衡狀態(tài)（此時正=逆0）來說，若改變某一條件（如濃度、壓強、溫度等）則化學(xué)平衡狀態(tài)會被破壞（此時正逆），過一段時間后該可逆反應(yīng)又在新的條件下建立起新化學(xué)平衡狀態(tài)（此時正=逆0），這就是化學(xué)平衡移動。（2）移動的方向：若正逆，則平衡向正反應(yīng)方向或向右移動；若正逆，則平衡向逆反應(yīng)方向或向左移動。（3）影響化學(xué)平衡移動的因素（平衡移動規(guī)律）濃度：a、增大反應(yīng)物的濃度或減小生成物濃度時，平衡向正反應(yīng)方向或向右移動。 b、減小反應(yīng)物的濃度或增大生成物濃度時，平衡向逆反應(yīng)方向或向左移動。（注意：固體和純液體其物

21、質(zhì)的量變化時平衡不移動。）壓強：a、增大壓強（縮小反應(yīng)體系的總體積）時，平衡向氣體體積減小的方向移動。 b、減小壓強（擴大反應(yīng)體系的總體積）時，平衡向氣體體積增大的方向移動。 c、反應(yīng)前后氣體的總體積相等或沒有氣體參加的可逆反應(yīng)來說，改變壓強，化學(xué)平衡不移動。（注意：增大壓強時，正、逆均增大，但正、逆增大的倍數(shù)不相等。同樣減小壓強時，正、逆均減小，但正、逆減小的倍數(shù)也不相等。）溫度：a、升高溫度時，平衡向吸熱方向移動。 b、降低溫度時，平衡向放熱方向移動。（注意：升高溫度時，正、逆均增大，但正、逆增大的倍數(shù)不相等。同樣降低溫度時，正、逆均減小，但正、逆減小的倍數(shù)也不相等。）催化劑：由于其同等程

22、度地增大正、逆，故使用催化劑不會導(dǎo)致化學(xué)平衡的移動，但可縮短達到平衡的時間。5.勒夏特列原理（平衡移動原理）：如果改變影響平衡的一個條件（如濃度、溫度、壓強等），平衡就向能減弱這種改變的方向移動。（注意：此原理適用已達平衡狀態(tài)的體系；“平衡向能減弱這種改變的方向移動”是指平衡向改變條件相反的方向移動，如增大反應(yīng)物濃度，則平衡向減小反應(yīng)物濃度的方向即正方向移動）6.合成氨 N2+3H22NH3+Q(Q0)生產(chǎn)條件的選擇（1）由上述方程式可知合成氨反應(yīng)有如下二個特點：正反應(yīng)是放熱反應(yīng)；正反應(yīng)方向是氣體總體積縮小的反應(yīng)。（2）基于以上兩個特點從化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡兩個方面來選擇合成氨的反應(yīng)條件 條

23、件“快”（化學(xué)反應(yīng)速率）“多”（化學(xué)平衡）濃度增大降低壓強增大增大溫度升高降低催化劑使用無影響（3）實際條件的選擇時要綜合考慮各方面因素濃度:實際在反應(yīng)過程中向循環(huán)氣體不斷補充N2和H2（即增大反應(yīng)物濃度）并及時從體系中分離出氨（即減小生成物的濃度）。溫度：實際生產(chǎn)時選擇500左右。選擇這樣的高溫，從化學(xué)平衡的角度看是不利的，但此溫度下催化劑的活性最大，即從反應(yīng)速率的角度看是非常有利的。兩者相權(quán)衡，這個溫度下合成氨的效率最高。壓強：實際生產(chǎn)時選擇2×1075×107Pa。顯然無論從反應(yīng)速率角度看還是從平衡移動角度看，壓強應(yīng)該越大越好，但由于設(shè)備材料承受能力是有限度的，故不應(yīng)

24、選擇更高的壓強。高二化學(xué)專題復(fù)習(xí)學(xué)案5物質(zhì)結(jié)構(gòu)和元素周期表一、要點分析：1.原子的結(jié)構(gòu)原子核原子核外電子 質(zhì)子 質(zhì)子數(shù)=原子序數(shù)=核外電子數(shù)（一個質(zhì)子帶一個單位正電荷） 中子與質(zhì)子數(shù)共同決定原子種類（不帶電，但并非所有的原子核內(nèi)均有中子,如） 核外電子總數(shù) 最外層電子數(shù)決定元素的主要化學(xué)性質(zhì)（如金屬性、非金屬性、單質(zhì)的氧化和還原性）2.同位素 （1）人類至今共發(fā)現(xiàn)一百多種元素，但人們發(fā)現(xiàn)的原子的種類數(shù)遠遠大于元素的種類（2）同位素屬于同一類原子，即同一種元素（3）同位素的化學(xué)性質(zhì)相同，但某些物理性質(zhì)有所不同（4）同種元素的同位素?zé)o論以游離態(tài)還是化合態(tài)存在，該同位素原子在自然界中占該元素所對應(yīng)的

25、原子的個數(shù)百分比（豐度）為定值（5）元素為宏觀的一類原子，包括游離態(tài)和化合態(tài)；同位素為微觀概念，僅表示微觀的原子（6）同位素 、同系物、同分異構(gòu)體、同素異形體的區(qū)別3. 有關(guān)相對原子質(zhì)量的計算（1）同位素的相對原子質(zhì)量：就是某個原子質(zhì)量與12C原子質(zhì)量的1/12的比值。同位素的近似相對原子質(zhì)量就是相應(yīng)原子的質(zhì)量數(shù)。（2）元素的相對原子質(zhì)量，是其所含的所有天然、穩(wěn)定同位素的相對原子質(zhì)量的平均值。其中a%是指同位素在元素里所占的原子數(shù)目百分比。也稱為自然界中的豐度。元素的相對原子質(zhì)量=M1 ×a%+M 2×b%+.元素的近似相對原子質(zhì)量也稱元素的近似平均原子量。它是用某元素各種

26、天然同位素的質(zhì)量數(shù)代替同位素相對原子質(zhì)量來和其在自然界的豐度的乘積之和。 元素的近似相對原子質(zhì)量4.幾組重要的關(guān)系式核電荷數(shù)(Z) = 核內(nèi)質(zhì)子數(shù) = 核外電子數(shù) = 原子序數(shù)質(zhì)量數(shù)（A）= 質(zhì)子數(shù)（Z）+ 中子數(shù)（N）=近似原子量離子電荷=質(zhì)子數(shù)-核外電子數(shù).陽離子：質(zhì)子數(shù)=核電荷數(shù)>核外電子數(shù)；陰離子：質(zhì)子數(shù)=核電荷數(shù)<核外電子數(shù)5.核外電子排布的一般規(guī)律:在多電子原子中，電子分層排布，總是盡先排布在能量最低的電子層里。 10電子微粒： 不帶電：Ne、HF、H2O、NH3、CH4 帶正電：Na、Mg2、Al3、NH4、H3O+ 帶負電：F、O2、N3-、OH、6.化學(xué)鍵:(1)

27、定義:分子或晶體中直接相鄰的兩個或多個原子之間強烈的相互作用(2)離子鍵:陰陽離子之間通過靜電作用所形成的強烈相互作用.這種靜電作用包括原子核和原子核之間,電子和電子間排斥力.以及原子核和電子的吸引力等等 形成離子鍵的離子半徑越小、離子所帶電荷越多，離子鍵越強，其對應(yīng)的化合物的熔點、硬度較大（3）離子化合物：含有離子鍵的化合物。 離子化合物中除了一定含有離子鍵之外，還可能含有共價鍵：如NaOH,NH4Cl等等特征：離子化合物在氣化成氣態(tài)時，以分子形式存在，但在常溫下，離子化合物以固態(tài)形式存在，所以離子化合物在固態(tài)時無“分子式”，只有“化學(xué)式”；一般來說，離子化合物在水溶液中和熔化狀態(tài)下（受熱易

28、分解的離子化合物除外）均能產(chǎn)生自由移動的離子，所以能導(dǎo)電；但在固態(tài)時，盡管有陰陽離子，但不存在自由移動的離子，所以離子化合物在固態(tài)時不導(dǎo)電（4）共價鍵： 定義：原子之間通過共用電子對所形成的相互作用，叫做共價鍵。形成條件：形成共價鍵的兩原子間必須具有共用電子對；一般非金屬元素之間或不太活潑的金屬和非金屬之間共價化合物：原子間通過共價鍵所形成的化合物注意：含有共價鍵的化合物不一定是共價化合物，如NaOH等共價化合物一般只能在水溶液中發(fā)生電離，產(chǎn)生自由移動的離子，而在氣態(tài)、固態(tài)、熔化（純液態(tài)）時不能電離出自由移動的離子，只存在原子或分子 確定共用電子對數(shù)目：一般是距離穩(wěn)定結(jié)構(gòu)差幾個電子就是幾對共用電子對，如氮原子最外是5個電子，那么氮原子一共有三對共用電子對