2024高考沖刺必記化學(xué)知識點大全

2024高考沖刺化學(xué)必記學(xué)問點大全

第一部分化學(xué)基本概念和基本理論

--物質(zhì)的組成、性質(zhì)和分類：

（-）駕馭基本概念

i.分子

分子是能夠獨立存在并保持物質(zhì)化學(xué)性質(zhì)的一種微粒。

（1）分子同原子、離子一樣是構(gòu)成物質(zhì)的基本微粒.

（2）按組成分子的原子個數(shù)可分為：

單原子分子如：He、Ne、Ar、Kr…

雙原子分子如：。2、叢、HCKN0-

多原子分子如：H20>Pa、C6Hl2。6…

2.原子

原子是化學(xué)變更中的最小微粒。準確地說，在化學(xué)反應(yīng)中原子核不變，只有核外電子發(fā)

生變更。

（1）原子是組成某些物質(zhì)（如金剛石、晶體硅、二氧化硅等原子晶體）和分子的基本微

粒。

（2）原子是由原子核（中子、質(zhì)子）和核外電子構(gòu)成的。

3.離子

離子是指帶電荷的原子或原子團。

（1）離子可分為：

陽離子：Li\Na*、H\NHj…

陰離子：Cl>02>OH>SO/-'"

（2）存在離子的物質(zhì)：

①離子化合物中:NaCl、CaClz、Na2s0&…

②電解質(zhì)溶液中：鹽酸、NaOH溶液…

③金屬晶體中：鈉、鐵、鉀、銅…

4.元素

元素是具有相同核電荷數(shù)（即質(zhì)子數(shù)）的同一類原子的總稱。

（1）元素與物質(zhì)、分子、原子的區(qū)分與聯(lián)系：物質(zhì)是由元素組成的（宏觀看）；物質(zhì)是

由分子、原子或離子構(gòu)成的（微觀看）。

（2）某些元素可以形成不同的單質(zhì)（性質(zhì)、結(jié)構(gòu)不同）一同素異形體。

（3）各種元素在地殼中的質(zhì)量分數(shù)各不相同，占前五位的依次是：0、Si、Al、Fe、Ca?

5.同位素

是指同一元素不同核素之間互稱同位素，即具有相同質(zhì)子數(shù)，不同中子數(shù)的同一類原子

互稱同位素。如H有三種同位素：2IH>3IH（笈、笊、旅）。

6.核素

核素是具有特定質(zhì)量數(shù)、原子序數(shù)和核能態(tài)，而且其壽命足以被視察的一類原子。

（1）同種元素、可以有若干種不同的核素一同位素。

（2）同一種元素的各種核素盡管中子數(shù)不同，但它們的質(zhì)子數(shù)和電子數(shù)相同。核外電子

排布相同，因而它們的化學(xué)性質(zhì)幾乎是相同的。

7.原子團

原子團是指多個原子結(jié)合成的集體，在很多反應(yīng)中，原子團作為一個集體參與反應(yīng)。原

子團有幾下幾種類型：根（如SO,、OH-、CHsCOO一等）、官能團（有機物分子中能反映物

質(zhì)特殊性質(zhì)的原子團，如一OH、一NO八一COOH等）、游離基（又稱自由基、具有不成價電

子的原子團，如甲基游離基?CH3）?

8.基

化合物中具有特殊性質(zhì)的一部分原子或原子團，或化合物分子中去掉某些原子或原子團

后剩下的原子團。

（1）有機物的官能團是確定物質(zhì)主要性質(zhì)的基，如醇的羥基（-0H）和竣酸的竣基（一

COOH）。

（2）甲烷（CHD分子去掉一個氫原子后剩余部分（?CH3）含有未成對的價電子，稱

甲基或甲基游離基，也包括單原子的游離基（?CDo

9.物理變更和化學(xué)變更

物理變更：沒有生成其他物質(zhì)的變更，僅是物質(zhì)形態(tài)的變更。

化學(xué)變更：變更時有其他物質(zhì)生成，又叫化學(xué)反應(yīng)。

化學(xué)變更的特征：有新物質(zhì)生成伴有放熱、發(fā)光、變色等現(xiàn)象

化學(xué)變更本質(zhì)：舊鍵斷裂、新鍵生成或轉(zhuǎn)移電子等。二者的區(qū)分是：前者無新物質(zhì)生成，

僅是物質(zhì)形態(tài)、狀態(tài)的變更。

10.溶解性

指物質(zhì)在某種溶劑中溶解的實力。例如氯化鈉易溶于水，卻難溶于無水乙醇、苯等有機

溶劑。單質(zhì)碘在水中溶解性較差，卻易溶于乙醇、苯等有機溶劑。苯酚在室溫時僅微溶于水，

當(dāng)溫度大于70℃時，卻能以隨意比與水互溶（苯酚熔點為43℃,70℃時苯酚為液態(tài)）。利

用物質(zhì)在不同溫度或不同溶劑中溶解性的差異，可以分別混合物或進行物質(zhì)的提純。

在上述物質(zhì)溶解過程中，溶質(zhì)與溶劑的化學(xué)組成沒有發(fā)生變更，利用簡潔的物理方法可

以把溶質(zhì)與溶劑分別開。還有一種完全不同意義的溶解。例如，石灰石溶于鹽酸，鐵溶于稀

硫酸，氫氧化銀溶于氨水等。這樣的溶解中，物質(zhì)的化學(xué)組成發(fā)生了變更，用簡潔的物理方

法不能把溶解的物質(zhì)提純出來。

11.液化

指氣態(tài)物質(zhì)在降低溫度或加大壓強的條件下轉(zhuǎn)變成液體的現(xiàn)象。在化學(xué)工業(yè)生產(chǎn)過程中，

為了便于貯存、運輸某些氣體物質(zhì)，常將氣體物質(zhì)液化。液化操作是在降溫的同時加壓，液

化運用的設(shè)備及容器必需能耐高壓，以確保平安。12.金屬性

元素的金屬性通常指元素的原子失去價電子的實力。元素的原子越易失去電子，該元素

的金屬性越強，它的單質(zhì)越簡潔置換出水或酸中的氫成為氫氣，它的最高價氧化物的水化物

的堿性亦越強。元素的原子半徑越大，價電子越少，越簡潔失去電子。在各種穩(wěn)定的同位素

中，葩元素的金屬性最強，氫氧化葩的堿性也最強。除了金屬元素表現(xiàn)出不同強弱的金屬性，

某些非金屬元素也表現(xiàn)出肯定的金屬性，如硼、硅、碑、碑等。

13.非金屬性

是指元素的原子在反應(yīng)中得到（汲取）電子的實力。元素的原子在反應(yīng)中越簡潔得到電

子。元素的非金屬性越強，該元素的單質(zhì)越簡潔與壓化合，生成的氫化物越穩(wěn)定，它的最

高價氧化物的水化物（含氧酸）的酸性越強（氧元素、氟元素除外）。

己知氟元素是最活潑的非金屬元素。它與氫氣在黑暗中就能發(fā)生猛烈的爆炸反應(yīng)，氟化

氫是最穩(wěn)定的氫化物。氧元素的非金屬性僅次于氟元素，除氟、氧元素外，氯元素的非金屬

性也很強，它的最高價氧化物（CI2O7）的水化物一高氯酸（HC10。是己知含氧酸中最強的

一種酸。

14.氧化性

物質(zhì)（單質(zhì)或化合物）在化學(xué)反應(yīng)中得到（吸引）電子的實力稱為物質(zhì)的氧化性。非金

屬單質(zhì)、金屬元素高價態(tài)的化合物、某些含氧酸及其鹽一般有較強的氧化性。

非金屬單質(zhì)的氧化性強弱與元素的非金屬性特別相像，元素的非金屬性越強，單質(zhì)的氧

化性也越強。氟是氧化性最強的非金屬單質(zhì)。氧化性規(guī)律有：①活潑金屬陽離子的氧化性弱

于不活潑金屬陽離子的氧化性，如Na+<Ag1②變價金屬中，高價態(tài)的氧化性強于低價態(tài)的

3+2+?6?12?6?1

氧化性,如Fe>Fe,Mn04>Mn04>Mn02；③同種元素含氧酸的氧化性往往是價態(tài)越高，

氧化性越強，如HNO3>HNO2,濃度越大,氧化性也越強,如濃HN03>稀HN03I濃HEO」〉稀H2s04。

然而,也有例外，如氯元素的含氧酸，它們的氧化性強弱依次是HC10>HC102>HC103>HC104O

15.還原性

物質(zhì)在化學(xué)反應(yīng)中失去電子的實力稱為該物質(zhì)的還原性。金屬單質(zhì)、大多數(shù)非金屬單質(zhì)

和含有元素低價態(tài)的化合物都有較強的還原性。物質(zhì)還原性的強弱取決于該物質(zhì)在化學(xué)反應(yīng)

中失去電子實力的大小。

元素的金屬性越強，金屬單質(zhì)的還原性也越強，金屬單質(zhì)還原性依次和金屬活動性依次

基本一樣。元素的非金屬性越弱，非金屬單質(zhì)的還原性越強。元素若有多種價態(tài)的物質(zhì)，一

般說來，價態(tài)降低，還原性越強。如含硫元素不同價態(tài)的物質(zhì)的還原性：壓S>S>S0z；含磷

元素物質(zhì)的還原性PH3>P4>P(V項；鐵及其鹽的還原性：Fe>Fj等。

16.揮發(fā)性

液態(tài)物質(zhì)在低于沸點的溫度條件下轉(zhuǎn)變成氣態(tài)的實力，以及一些氣體溶質(zhì)從溶液中逸出

的實力。具有較強揮發(fā)性的物質(zhì)大多是一些低沸點的液體物質(zhì)，如乙醇、乙醛、丙酮、氯仿、

二硫化碳等。另外氨水、濃鹽酸、濃硝酸等都具有很強的揮發(fā)性。這些物質(zhì)貯存時，應(yīng)密閉

保存并遠離熱源，防止受熱加快揮發(fā)。

17.升華

在加熱的條件下，固態(tài)物質(zhì)不經(jīng)過液態(tài)干脆變?yōu)闅鈶B(tài)的變更。常見能升華的物質(zhì)有L、

干冰(固態(tài)C0?)、升華硫、紅磷、灰碑等。

18.穩(wěn)定性

是物質(zhì)的化學(xué)性質(zhì)的一種。它反映出物質(zhì)在肯定條件下發(fā)生化學(xué)反應(yīng)的難易程度。穩(wěn)定

性可分為熱穩(wěn)定性、光化學(xué)穩(wěn)定性和氧化還原穩(wěn)定性。

越不活潑的物質(zhì)，其化學(xué)穩(wěn)定性越好。例如：苯在一般狀況下，化學(xué)性質(zhì)比較穩(wěn)定，所

以，常用苯作萃取劑和有機反應(yīng)的介質(zhì)。很多反應(yīng)在水溶液中進行和水作溶劑，都是利用了

水的化學(xué)穩(wěn)定性。

19.混合物

由兩種或多種物質(zhì)混合而成的物質(zhì)叫混合物；

(1)混合物沒有固定的組成，一般沒有固定的熔沸點；

(2)常見特殊名稱的混合物：氨水、氯水、王水、自然水、硬水、軟水、鹽酸、濃硫酸、

福爾馬林、水玻璃；爆鳴氣、水煤氣、自然氣、焦?fàn)t氣、高爐煤氣、石油氣、裂解氣、空氣；

合金；過磷酸鈣、漂白粉、黑火藥、鋁熱劑、水泥、鐵觸媒、玻璃；煤、石油；石油、石油

的各種微分。

【留意】由同素異形體組成的物質(zhì)為混合物如紅磷和白磷。由同位素原子組成的物質(zhì)是

純凈物如壓0與D20混合為純凈物。

20.單質(zhì)

由同種元素組成的純凈物叫單質(zhì)。如。2、CL、MAr、金剛石、鐵(Fe)等。HD>160>180

也屬于單質(zhì)，單質(zhì)分為金屬單質(zhì)與非金屬單質(zhì)兩種。

21.化合物

由不同種元素組成的純凈物叫化合物。

從不同的分類角度化合物可分為多種類型，如離子化合物和共價化合物；電解質(zhì)和非電

解質(zhì)；無機化合物和有機化合物；酸、堿、鹽和氧化物等。

22.酸

電離理論認為：電解電離出的陽離子全部是H+的化合物叫做酸。

常見強酸：HCI04>H2s。4、HC1、HNO3-

常見弱酸:H2SO3>H3P0?、HF、HC10>H2cO3、H2SO3>CH3COOH-

23.堿

電離理論認為，電解質(zhì)電離時產(chǎn)生的陰離子全部是OH-的化合物叫堿。

常見強堿：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(0H)2-

常見弱堿:NH3-H20>Al(OH)3、Fe(0H)s—

24.鹽

電離時生成金屬陽離子(或NHJ)和酸根離子的化合物叫做鹽。

鹽的分類：①正鹽：如：(NH4)2SO4>Na2sO4…②酸式鹽：如NaHCOs、NaH2P0”、Na2HP04-

③堿式鹽：CU2(0H)2C03-④復(fù)鹽：KAI(SO4)2-I2H2O-

25.氧化物

由兩種元素組成，其中一種是氧的化合物叫氧化物。

(1)氧化物的分類方法按組成分：

金屬氧化物:Na?。、AI2O3、FesOa…

非金屬氧化物：NO?、CO、SO2、C02-

(2)按性質(zhì)分：

不成鹽氧化物：CO、NO

成鹽氧化物：酸性氧化物：CO?、S02-

堿性氧化物：Na202,CuO-

兩性氧化物：Al。、ZnO

過氧化物：Na202

超氧化物：K02

26.同素異形體

由同種元素所形成的不同的單質(zhì)為同素異形體。

(1)常見同素異形體：紅磷與白磷；與金剛石與石墨。

(2)同素異形體之間可以相互轉(zhuǎn)化，屬于化學(xué)變更但不屬于氧化還原反應(yīng)。

(二)正確運用化學(xué)用語

1.四種符號

(1)元素符號：①表示一種元素(宏觀上)。②表示一種元素的一個原子(微觀上)。

③表示該元素的相對原子質(zhì)量。

(2)離子符號：在元素符號右上角標(biāo)電荷數(shù)及電性符號(正負號)，“1”省略不寫如：

Ca2+>SO?-、Cl-、Na+???

(3)價標(biāo)符號：是在元素正上方標(biāo)正負化合價、正負寫在價數(shù)前?！?”不能省略。

(4)核素符號：如''Al、，S、嗯0左上角為質(zhì)量數(shù)，左下角為質(zhì)子數(shù)。

2.化合價

化合價是指一種元素肯定數(shù)目的原子跟其他元素肯定數(shù)目的原子化合的性質(zhì)。

①在離子化合物中，失去電子的為正價，失去n個電子即為正n價；得到電子為負價,

得到n個電子為負n價。

②在共價化合物中，元素化合價的數(shù)值就是這種元素的一個原子跟其他元素的原子形成

的共用電子對的數(shù)目、正負則由共用電子對的偏移來確定，電子對偏向哪種原子，哪種原子

就顯負價；偏離哪種原子、哪種原子就顯正價。

③單質(zhì)分子中元素的化合價為零。

3.化學(xué)式

用元素符號表示單質(zhì)或化合物的組成的式子成為化學(xué)式。依據(jù)物質(zhì)的組成以及結(jié)構(gòu)特點,

化學(xué)式可以是分子式、試驗式、結(jié)構(gòu)簡式等。不同的化學(xué)式所表示的意義有區(qū)分。

離子化合物的化學(xué)式表示離子化合物及其元素組成，還表示離子化合物中陰、陽離子最

簡潔的整數(shù)比，同時也表示離子化合物的化學(xué)式量。

某些固體非金屬單質(zhì)及全部的金屬單質(zhì)因組成、結(jié)構(gòu)比較困難，它們的化學(xué)式只用元素

符號表示。比如紅磷的化學(xué)式是P。

4.分子式

用元素符號表示物質(zhì)的分子組成的式子。

一般分子式是最簡式的整數(shù)倍，多數(shù)無機物二者是一樣的。但也有例外，如最簡式為

NO2的分子可能是NOz,也可能是N2O4。

有些單質(zhì)、原子晶體和離子晶體通常狀況下不存在簡潔分子，它的化學(xué)式則表示這種晶

體中各元素的原子或離子數(shù)目的最簡整數(shù)比，如C、Si02,CsCl,Na2C03>2CaS0「IM)等。

分子式的意義：

(1)表示物質(zhì)的元素組成；

(2)表示該物質(zhì)的一個分子；

(3)表示分子中各元素的原子個數(shù)；

(4)表示該物質(zhì)的相對分子質(zhì)量。

5.試驗式

也稱最簡式。僅表示化合物中各元素原子個數(shù)比的式子。

有機物往往出現(xiàn)不同的化合物具有相同的試驗式。如乙煥和苯的試驗式是CH,甲醛、

乙酸、乳酸和葡萄糖等的試驗式是CIM)。己知化合物的最簡式和相對分子質(zhì)量，就可求出它

的分子式，如乙酸最簡式CHzO,式量為60,(CH2O)n=60,n=2,所以乙酸分子式為C2H4O2。

6.電子式

在元素符號四周用“?”或“X”表示其最外層電子數(shù)的式子。

+

(1)用電子式表示陰離子時要用［］括起，電荷數(shù)寫在括號外面的右上角。NH4\HSO

等困難陽離子也應(yīng)如此寫。

(2)書寫簡潔離子構(gòu)成的離子化合物的電子式時可以遵循下面幾點：

①簡潔陽離子的電子式即是離子符號。

②簡潔陰離子的電子式即是元素符號四周有8個小圓點外加［］及電荷數(shù)。

③陰、陽離子交替排列。

(3)留意各原子的空間排序及孤對電子、單電子的存在。

(4)用電子式表示某物質(zhì)形成過程，要留意“左分右合箭頭連”的原則。

(5)另外，各電子式的書寫還應(yīng)留意力求勻稱、對稱、易識別。

7.結(jié)構(gòu)式

用短線將分子中各原子按排列數(shù)序和結(jié)合方式相互連接起來的式子。書寫規(guī)律：一共用

電子對畫一短線，沒有成鍵的電子不畫出。

8.結(jié)構(gòu)簡式

它是結(jié)構(gòu)式的簡寫，一般用于有機物，書寫時應(yīng)將分子中的官能團表示出來，它可以把

連接在相同原子的相同結(jié)構(gòu)累加書寫，也不需把全部的化學(xué)鍵都表示出來。

9.電離方程式

表示電解質(zhì)溶于水或受熱熔化時離解成自由移動離子過程的式子。

①強電解質(zhì)的電離方程式用。弱電解質(zhì)的電離方程式用”鏈接。

②弱酸的酸式酸根的電離用“—”。

HCOs--+H+

③強酸的酸式酸根的電離用“=”。

HS0J=SO產(chǎn)+H+

④多元弱酸的電離分步進行。

+

H3P04H2P04"+H

2-+

H2POJHPO4+H

HPO戶;>=iP043-+H+

⑤多元弱堿的電離認為一步完成。

3+

Fe（0H）3-Fe+301r

10.離子反應(yīng)方程式的書寫規(guī)則

用實際參與反應(yīng)的離子的符號表示離子反應(yīng)的式子叫做離子方程式。

離子方程式書寫原則如下：

①只能將易溶、易電離的物質(zhì)寫成離子式；如NaCI、Na2s0八NaNOs、CuS04-

②將難溶的（如BaSOa、BaCOasAgCl…），難電離的（如HC10,HF、CH3COOH,NH3?壓0、

H20）,易揮發(fā)的氣體（如SOz、COz、H2s…）用化學(xué)式表示。

③微溶物：若處于混濁態(tài)要寫成分子式，澄清態(tài)改寫成離子式。

-

④弱酸的酸式鹽酸根不行拆開。如HC03-、HSO3-、HS?

⑤堿性氧化物亦要保留分子式。

⑥離子方程式除了應(yīng)遵守質(zhì)量守恒定律外，離子方程式兩邊的離子電荷總數(shù)肯定相等

（離子電荷守恒）。

11.熱化學(xué)方程式

表明反應(yīng)所放出或汲取的熱量的方程式，叫做熱化學(xué)分方程

（1）要注明反應(yīng)的溫度和壓強，若反應(yīng)是在298K和1.013X105Pa條件下進行，可

不予注明。

（2）要注明反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)或晶型。常用s、1、g、aq分別表示固體、液體、

氣體、溶液。

（3）△〃與方程式計量系數(shù)有關(guān)，留意方程式與對應(yīng)A〃不要弄錯，計量系數(shù)以“mol”

為單位，可以是小數(shù)或分數(shù)。

（4）在所寫化學(xué)反應(yīng)計量方程式后寫下AH的數(shù)值和單位，方程式與A〃應(yīng)用分號隔開。

（5）當(dāng)A〃為“一”或A*0時，為放熱反應(yīng)，當(dāng)△〃為“+”或AQ0時，為吸熱

反應(yīng)。

二.化學(xué)反應(yīng)與能量

（-）氧化還原反應(yīng)：氧化劑、還原劑

1.基本概念

①氧化反應(yīng)：物質(zhì)失去電子（化合價上升）的反應(yīng)。

還原反應(yīng)：物質(zhì)得到電子（化合價降低）的反應(yīng)。

②被氧化：物質(zhì)失去電子被氧化。（所含元素化合價上升）。

被還原：物質(zhì)得到電子被還原。（所含元素化合價降低）。

③氧化劑：得到電子的物質(zhì)。

還原劑：失去電子的物質(zhì)。

④氧化性：物質(zhì)得電子的實力。

還原性：物質(zhì)失電子的實力。

⑤氧化產(chǎn)物：氧化反應(yīng)得到的產(chǎn)物。

還原產(chǎn)物：還原反應(yīng)得到的產(chǎn)物。

⑥氧化還原反應(yīng)：有電子轉(zhuǎn)移（電子得失或共用電子對偏移）的反應(yīng)，實質(zhì)是電子的轉(zhuǎn)移,

特征是化合價的升降。

2.氧化還原反應(yīng)的一般規(guī)律

①表現(xiàn)性質(zhì)規(guī)律

同種元素具有多種價態(tài)時，一般處于最高價態(tài)時只具有氧化性、處于最低價態(tài)時只具有還原

性、處于中間可變價時既具有氧化性又具有還原性。

②性質(zhì)強弱規(guī)律

氧化劑+還原劑=還原產(chǎn)物+氧化產(chǎn)物

氧化劑得電子一還原產(chǎn)物

還原劑失電子一氧化產(chǎn)物

氧化性：氧化劑〉氧化產(chǎn)物；還原性：還原劑>還原產(chǎn)物

③反應(yīng)先后規(guī)律

在濃度相差不大的溶液中，同時含有幾種還原劑時，若加入氧化劑，則它首先與溶液中最強

的還原劑作用；同理，在濃度相差不大的溶液中，同時含有幾種氧化劑時，若加入還原劑,

則它首先與溶液中最強的氧化劑作用。例如，向含有FeBr2溶液中通入C12,首先被氧化的

是Fe2+

④價態(tài)歸中規(guī)律

含不同價態(tài)同種元素的物質(zhì)間發(fā)生氧化還原反應(yīng)時，該元素價態(tài)的變更肯定遵循“高價+低

價一中間價”的規(guī)律。

⑤電子守恒規(guī)律

在任何氧化一還原反應(yīng)中，氧化劑得電子（或共用電子對偏向）總數(shù)與還原劑失電子（或共

用電子對偏離）總數(shù)肯定相等。

3.氧化性、還原性大小的比較

（1）由元素的金屬性或非金屬性比較

a、金屬陽離子的氧化性隨其單質(zhì)還原性的增加而減弱

b、非金屬陰離子的還原性隨其單質(zhì)的氧化性增加而減弱

（2）由反應(yīng)條件的難易比較

不同的氧化劑與同一還原劑反應(yīng)時，反應(yīng)條件越易，其氧化劑的氧化性越強。如：

2KMnO4+16HC1-2KC1+2MnC12+5C12f+8H20（常溫）

MnO2+4HC1（濃）一MnC12+C12t+2H20（加熱）

前者比后者簡潔發(fā)生反應(yīng)，可推斷氧化性：KMnO4>MnO2?同理，不同的還原劑與同一氧化

劑反應(yīng)時，反應(yīng)條件越易，其還原劑的還原性越強。

（3）依據(jù)被氧化或被還原的程度不同進行比較

當(dāng)不同的氧化劑與同一還原劑反應(yīng)時，還原劑被氧化的程度越大，氧化劑的氧化性就越強。

依據(jù)鐵被氧化程度的不同（Fe3+、Fe2+）,可推斷氧化性：C12>So同理，當(dāng)不同的還原劑

與同一氧化劑反應(yīng)時，氧化劑被還原的程度越大，還原劑的還原性就越強。

（4）依據(jù)反應(yīng)方程式進行比較

氧化劑+還原劑=還原產(chǎn)物+氧化產(chǎn)物

氧化性：氧化劑〉氧化產(chǎn)物；還原性：還原劑＞還原產(chǎn)物

簡記：左〉右

(5)依據(jù)元素周期律進行比較

一般地，氧化性：上〉下，右〉左；還原性：下〉上，左〉右。

(6)某些氧化劑的氧化性或還原劑的還原性與下列因素有關(guān)：

溫度：如熱的濃硫酸的氧化性比冷的濃硫酸的氧化性強。

濃度：如濃硝酸的氧化性比稀硝酸的強。

酸堿性：如中性環(huán)境中N03—不顯氧化性，酸性環(huán)境中N03—顯氧化性；又如KMnO4溶液的氧化

性隨溶液的酸性增加而增加。

▲物質(zhì)的氧化性或還原性的強弱只確定于得到或失去電子的難易，與得失電子的多少無關(guān)。

(-)化學(xué)反應(yīng)中的能量變更

1.化學(xué)反應(yīng)中的能量變更，通常表現(xiàn)為熱量的變更：

(1)吸熱反應(yīng)：化學(xué)上把汲取熱量的化學(xué)反應(yīng)稱為吸熱反應(yīng)。(2)放熱反應(yīng)：化學(xué)上

把放出熱量的化學(xué)反應(yīng)稱為放熱反應(yīng)。

2.化學(xué)反應(yīng)中能量變更的本質(zhì)緣由

化學(xué)反應(yīng)中的能量變更與反應(yīng)物和生成物所具有的總能量有關(guān)。假如反應(yīng)物所具有的總

能量高于生成物所具有的總能量，在發(fā)生化學(xué)反應(yīng)時放出熱量；假如反應(yīng)物所具有的總能量

低于生成物所具有的總能量，在發(fā)生化學(xué)反應(yīng)時汲取熱量。

3.反應(yīng)熱、燃燒熱、中和熱、熱化學(xué)方程式

(1)反應(yīng)熟：在化學(xué)反應(yīng)中放出或汲取的熱量，通常叫反應(yīng)熱用表示。單位：kJ-mol

-1

(2)燃燒熱：在lOlkPa時Imol壓物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物時所放出的能量，

叫該物質(zhì)的燃燒熱。如：lOlkPa時Imol壓完全燃燒生成液態(tài)水，放出285.5kJ?mol"的

熱量，這就是壓的燃燒熱。

-1

H2(g)+l/202(g)=HzO(l)△H=-285.5kJ?mol

(3)中和熱：在稀溶液中，酸和堿發(fā)生中和反應(yīng)而生成Imol叢0,這時的反應(yīng)熱叫做中

+-1

和熱。H(aq)+0H(aq)=H20(l)AH=-57.3kJ?mol'

【留意】化學(xué)反應(yīng)的幾種分類方法：

1.依據(jù)反應(yīng)物和生成物的類別及反應(yīng)前后物質(zhì)種類的多少分為：化合反應(yīng)、分解反應(yīng)、置

換反應(yīng)、復(fù)分解反應(yīng)。

2.依據(jù)反應(yīng)中物質(zhì)是否有電子轉(zhuǎn)移分為：氧化還原反應(yīng)、非氧化還原反應(yīng)。

3.依據(jù)反應(yīng)是否有離子參與或生成分為：離子反應(yīng)、非離子反應(yīng)。

4.依據(jù)反應(yīng)的熱效應(yīng)分為：放熱反應(yīng)、吸熱反應(yīng)。

5.依據(jù)反應(yīng)進行的程度分為：可逆反應(yīng)、不行逆反應(yīng)。

三.化學(xué)中常用計量

1.同位素相對原子質(zhì)量

以12C的一個原子質(zhì)量的1/12作為標(biāo)準，其他元素的一種同位素原子的質(zhì)量和它相比較

所得的數(shù)值為該同位素相對原子質(zhì)量，單位是“一”，一般不寫。

2.元素相對原子質(zhì)量(即平均相對原子質(zhì)量)

由于同位素的存在，同一種元素有若干種原子，所以元素的相對原子質(zhì)量是按各種自然

同位素原子所占的肯定百分比計算出來的平均值，即按各同位素的相對原子質(zhì)量與各自然同

位素原子百分比乘積和計算平均相對原子質(zhì)量。

3.相對分子質(zhì)量

一個分子中各原子的相對原子質(zhì)量X原子個數(shù)的總和稱為相對分子質(zhì)量。

4.物質(zhì)的量的單位——摩爾

物質(zhì)的量是國際單位制（SI）的7個基本單位之一，符號是n。用來計量原子、分子或

離子等微觀粒子的多少。

摩爾是物質(zhì)的量的單位。簡稱摩，用mol表示

①運用摩爾時，必需指明粒子的種類：原子、分子、離子、電子或其他微觀粒子。

②Imol任何粒子的數(shù)目叫做阿伏加德羅常數(shù)。符號為限通常用6.02XK^mol-這

個近似值。

③物質(zhì)的量，阿伏加德羅常數(shù)，粒子數(shù)（N）有如下關(guān)系：n=N?N.

5.摩爾質(zhì)量：單位物質(zhì)的量的物質(zhì)所具有的質(zhì)量叫做摩爾質(zhì)量。用M表示，單位：g?mol-

?或kg?mol-'o

①任何物質(zhì)的摩爾質(zhì)量以g?mol一為單位時，其數(shù)值上與該物質(zhì)的式量相等。

②物質(zhì)的量（n）、物質(zhì)的質(zhì)量（m）、摩爾質(zhì)量（M）之間的關(guān)系如下：M=m?n

6.氣體摩爾體積：單位物質(zhì)的量氣體所占的體積叫做氣體摩爾體積。

用％表示，Vm=V4-n?常用單位mol-

①標(biāo)準狀況下，氣體摩爾體積約為22.4L-mol-'o

阿伏加德羅定律：

定律：同溫同壓下，相同體積的任何氣體都會有相同數(shù)目的分子。

志向氣體狀態(tài)方程為：PWnRT（R為常數(shù)）

7.物質(zhì)的量濃度

以單位體積里所含溶質(zhì)B的物質(zhì)的量來表示溶液組成的物理量，叫做溶質(zhì)B的物質(zhì)的量

濃度。符號CB。CB=nB（mol）/V（L）是溶質(zhì)B的物質(zhì)的量，V是溶液體積）,單位

是mol,L'o

_loot）x0?w%

物質(zhì)的量濃度與質(zhì)量分數(shù)的換算公式：

四.物質(zhì)結(jié)構(gòu)、元素周期律

（-）原子結(jié)構(gòu)

1.原子（AzX）中有質(zhì)子（帶正電）：Z個，中子（不顯電性）：（A—Z）個，電子（帶負

電）：Z個。

2.原子中各微粒間的關(guān)系：

①A=N+Z（A：質(zhì)量數(shù)，N：中子數(shù)，Z：質(zhì)量數(shù)）

②2=核電荷數(shù)=核外電子數(shù)=原子序數(shù)

③Mz弋MN^1836Me（質(zhì)量關(guān)系）

3.原子中各微粒的作用

（1）原子核

幾乎集中源自的全部質(zhì)量，但其體積卻占整個體積的千億分之一。其中質(zhì)子、中子通過

猛烈的相互作用集合在一起，使原子核特別“堅實”，在化學(xué)反應(yīng)時不會發(fā)生變更。另外原

子核中蘊含著巨大的能量一一原子能（即核能）。

（2）質(zhì)子

帶一個單位正電荷。質(zhì)量為1.6726X10"kg,相對質(zhì)量1.007。質(zhì)子數(shù)確定元素的種類。

（3）中子

不帶電荷。質(zhì)量為1.6748X102kg,相對質(zhì)量1.008。中子數(shù)確定同位素的種類。

（4）電子

帶1個單位負電荷。質(zhì)量很小，約為11836X1.6726X10"kg。與原子的化學(xué)性質(zhì)親密

相關(guān)，特殊是最外層電數(shù)數(shù)及排布確定了原子的化學(xué)性質(zhì)。

4.原子核外電子排布規(guī)律

(1)能量最低原理：核外電子總是盡先排布在能量最低的電子層里，然后再由里往外排

布在能量逐步上升的電子層里，即依次：K-L-M-N-O-P-Q依次排列。

(2)各電子層最多容納電子數(shù)為2n2個，即K層2個，L層8個，M層18個，N層32個

等。

(3)最外層電子數(shù)不超過8個，次外層不超過18個，倒數(shù)第三層不超過32個

【留意】以上三條規(guī)律是相互聯(lián)系的，不能孤立理解其中某條。如M層不是最外層時，其電

子數(shù)最多為18個，當(dāng)其是最外層時，其中的電子數(shù)最多為8個。

(-)元素周期律、元素周期表

1.原子序數(shù)：人們按電荷數(shù)由小到大給元素編號，這種編號叫原子序數(shù)。(原子序數(shù)=質(zhì)

子數(shù)=核電荷數(shù))

2.元素周期律：元素的性質(zhì)隨著原子序數(shù)的遞增而呈周期性變更，這一規(guī)律叫做元素周期

律。

詳細內(nèi)容如下：

隨著原子序數(shù)的遞增，

①原子核外電子層排布的周期性變更：最外層電子數(shù)從1-8個的周期性變更。

②原子半徑的周期性變更：同周期元素、隨著原子序數(shù)遞增原子半徑漸漸減小的周期性

變更。

③元素主要化合價的周期性變更：正價+1-+7,負價一4一-1的周期性變更。

④元素的金屬性、非金屬性的周期性變更：金屬性漸漸減弱，非金屬性漸漸增加的周期

性變更。

【留意】元素性質(zhì)隨原子序數(shù)遞增呈周期性變更的本質(zhì)緣由是元素的原子核外電子排布周期

性變更的必定結(jié)果。

3.元素周期表

(1)元素周期表的結(jié)構(gòu)：橫七豎十八

第一周期2種元素

短周期其次周期8種元素

第三周期8種元素

周期第四周期18種元素

(橫向)長周期第五周期18種元素

第六周期32種元素

不完全周期第七周期26種元素

主族(A)：IA、IIA、IIIA,WA、VA、VIA、VHA

族副族(B)：IB、IIB、IIIB、WB、VB、VIB、VDB

(縱向)第VIII族：三個縱行，位于VDB族與IB族中間

零族：稀有氣體元素

【留意】表中各族的依次：IA、HA、IIIB、WB、VB、VIB、VHB、VIII、IB、HB、IIIA、

NA、VA、VIA、VHA、0

(2)原子結(jié)構(gòu)、元素性質(zhì)與元素周期表關(guān)系的規(guī)律：

①原子序數(shù)=核內(nèi)質(zhì)子數(shù)

②電子層數(shù)=周期數(shù)(電子層數(shù)確定周期數(shù))

③主族元素最外層電子數(shù)=主族序數(shù)=最高正價數(shù)

④負價肯定值=8一主族序數(shù)(限IVA?VHA)

⑤同一周期，從左到右：原子半徑漸漸減小，元素的金屬性漸漸減弱，非金屬漸漸增加，

則非金屬元素單質(zhì)的氧化性增加，形成的氣態(tài)氧化物越穩(wěn)定，形成的最高價氧化物對應(yīng)水化

物的酸性增加，其離子還原性減弱。

⑥同一主族，從上到下，原子半徑漸漸增大，元素的金屬性漸漸增加，非金屬性漸漸減

弱。則金屬元素單質(zhì)的還原性增加，形成的最高價氧化物對應(yīng)的水化物的堿性增加，其離子

的氧化性減弱。

（3）推斷微粒大小的方法

①同周期元素的原子或最高價離子半徑從左到右漸漸減小（稀有氣體元素除外）。

②同主族元素的原子半徑或離子半徑從上到下漸漸增大一。

③電子層數(shù)相同，核電荷數(shù)越大半徑越小。

④核電荷數(shù)相同，電子數(shù)越多半徑越大。

⑤電子數(shù)和核電荷數(shù)都不同的，一般通過一種參照物進行比較。

⑥具有相同電子層結(jié)構(gòu)的離子，一般是原子序數(shù)越大，離子半徑越小。

（4）電子數(shù)相同的微粒組

①核外有10個電子的微粒組：

原子：Ne；分子：CH4、NH3>H20,HF；

陽禺子：Na、Mg2>Al3、NH&、HaO；

3-

陰離子:N>er、F，onNH2-O

②核外有18個電子的微粒：

原子：Ar；分子：SiH&、P%、HzS、HC1、F?、H202；

陽離子：K*、Ca2+；陰離子:P3-、S?一、HS，Cl>0/一。

（三）化學(xué)鍵和晶體結(jié)構(gòu)

1.化學(xué)鍵：相鄰原子間猛烈的相互作用叫作化學(xué)鍵。包括離子鍵和共價鍵（金屬鍵）。

2.離子建

（1）定義：使陰陽離子結(jié)合成化合物的靜電作用叫離子鍵。

（2）成鍵元素：活潑金屬（或NH；）與活潑的非金屬（或酸根，0IT）

（3）靜電作用：指靜電吸引和靜電排斥的平衡。

3.共價鍵

（1）定義：原子間通過共用電子對所形成的相互作用叫作共價鍵。

（2）成鍵元素：一般來說同種非金屬元素的原子或不同種非金屬元素的原子間形成共用

電子對達到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。

（3）共價鍵分類：

①非極性鍵：由同種元素的原子間的原子間形成的共價鍵（共用電子對不偏移）。

②極性鍵：由不同元素的原子間形成的共價鍵（共用電子對偏向吸引電子實力強的一方）。

4.非極性分子和極性分子

（1）非極性分子中整個分子電荷分布是勻稱的、對稱的。極性分子中整個分子的電荷分

布不勻稱，不對稱。

（2）推斷依據(jù)：鍵的極性和分子的空間構(gòu)型兩方面因素確定。雙原子分子極性鍵一極性

分子。

非極性鍵一非極性分子20

多原子分子，都是非極性鍵一非極性分子。

有極性鍵幾何結(jié)構(gòu)對稱一非極性分子。

幾何結(jié)構(gòu)不對稱一極性分子。

5.分之間作用力和氫鍵

（1）分子間作用力

把分子聚集在一起的作用力叫作分子間作用力。又稱范德華力。

①分子間作用力比化學(xué)鍵弱得多，它對物質(zhì)的熔點、沸點等有影響。

②一般的對于組成和結(jié)構(gòu)相像的物質(zhì)，相對分子質(zhì)量越大，分子間作用力越大，物質(zhì)的

熔點、沸點也越高。

（2）氫鍵

某些物質(zhì)的分子間H核與非金屬強的原子的靜電吸引作用。氫鍵不是化學(xué)鍵，它比化學(xué)

鍵弱得多，但比范德華力稍強。氫鍵主要存在于HF、壓0、Nit、CH3cH20H分子間。故HF、壓0、

N&的沸點分別與同族氫化物沸點相比反常的高。

6.晶體

①分子晶體

分子間的分子間作用力相結(jié)合的晶體叫作分子晶體。

②原子晶體

相鄰原子間以共價鍵相結(jié)合而形成空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)的晶體叫原子晶體。

③離子晶體

離子間通過離子鍵結(jié)合而成的晶體叫作離子晶體。

④金屬晶體

通過金屬離子與自由電子間的較強作用（金屬鍵）形成的單質(zhì)晶體叫作金屬晶體。

7.物質(zhì)熔點、沸點凹凸的比較

（1）不同晶體類型的物質(zhì)：原子晶體〉離子晶體〉分子晶體

（2）同種晶體類型的物質(zhì)：晶體內(nèi)微粒間的作用力越大，溶、沸點越高。

①原子晶體要比較共價鍵的強弱（比較鍵能和空建長），一般地說原子半徑越小，鍵能越

大，至建長越短，共價鍵越堅固，晶體的溶沸點越高。如：

熔點：金剛石〉水晶〉金剛砂〉晶體硅

②離子晶體要比較離子鍵的強弱，一般地說陰陽離子電荷數(shù)越多，離子半徑越小，則離

子間作用力越大，離子鍵越強，溶沸點越高。

③分子晶體：

a.組成和結(jié)構(gòu)相像的物質(zhì)，相對分子質(zhì)量越大，熔沸點越高。

b.組成和結(jié)構(gòu)不相像的物質(zhì)，極性大則熔沸點高。

c.有些還與分子的形態(tài)有關(guān)。如有機同分異構(gòu)體中，一般線性分子的熔沸點比帶支鏈

的高，如正戊烷〉異戊烷＞新戊烷。

d.有些與分子中含有的碳碳雙鍵的多少有關(guān)。組成結(jié)構(gòu)相像的有機物，一般含碳碳雙

鍵多的熔沸點低，如油酸甘油酯（油）的熔點比硬脂酸甘油酯（脂肪）的低。

五.溶液

（一）分散系

化學(xué)上把一種或幾種物質(zhì)分散成很小的微粒分布在另一種物質(zhì)中所組成的體系。分散成

粒子的物質(zhì)叫分散質(zhì)，另一種物質(zhì)叫分散劑。分散質(zhì)、分散劑均可以是氣態(tài)、液態(tài)或固態(tài)。

（-）溶液

1.溶液：一種或幾種物質(zhì)分散到另一種物質(zhì)里所形成的均一穩(wěn)定的混合物叫作溶液。特征

是均一、穩(wěn)定、透亮。

2.飽和溶液、溶解度

（1）飽和溶液和不飽和溶液：在肯定溫度下，在肯定量的溶劑里，不能再溶解某種溶質(zhì)

的溶液，叫作這種溶質(zhì)的飽和溶液；還能接著溶解某種溶質(zhì)的溶液，叫作不飽和溶液。

(2)溶解度:在肯定溫度下,某固體物質(zhì)在100克溶劑里達到飽和狀態(tài)時所溶解的質(zhì)量，

叫作這種物質(zhì)在這種物質(zhì)在這種溶劑里的溶解度。常用s表示。質(zhì)量分數(shù)a=S(100+s)X100%

(3)溫度對溶解度的影響

固體物質(zhì)的溶解度，一般隨溫度上升而增大(食鹽溶解度變更不大；Ca(0H)2溶解度隨溫度

上升而減小)。氣體物質(zhì)溶解度，隨溫度上升而減小，隨壓強增大而增大。

(4)溶解度曲線：用縱坐標(biāo)表示溶解度。橫坐標(biāo)表示溫度。依據(jù)某溶質(zhì)在不同溫度時溶

解度，可以畫出該物質(zhì)溶解度隨溫度變更曲線，稱之為溶解度曲線。

3.了解幾個概念：結(jié)晶、結(jié)晶水、結(jié)晶水合物、風(fēng)化、潮解

(1)結(jié)晶：從溶液中析出晶體的過程。

(2)結(jié)晶水：以分子形式結(jié)合在晶體中的水，叫結(jié)晶水，它較簡潔分解出來。

(3)結(jié)晶水合物：含有結(jié)晶水的化合物叫結(jié)晶水合物。結(jié)晶水合物簡潔失去結(jié)晶水。常

見的結(jié)晶水合物有：Na2CO3-IOH2O(純堿)，CuS04-5H20(膽帆、藍砒)，F(xiàn)eS04?7壓0(綠

磯),KA1(SOJ?12H2或K2s0」?Ak(S04)3?24叢0(明磯)，H2G204?H20(草酸)。

(4)風(fēng)化：結(jié)晶水在常溫柔較干燥的空氣里失去部分或全部結(jié)晶水的現(xiàn)象叫風(fēng)干。

(5)風(fēng)化本質(zhì)：結(jié)晶水合物分解Na2c?10比0(無色晶體)=Na2C03-H20(白色粉末)

+9壓0

(6)風(fēng)化現(xiàn)象：由晶體狀漸漸變成粉末。因此凡具有此現(xiàn)象的自然過程過程都可稱為風(fēng)

化，如巖石的風(fēng)化，它明顯不屬于結(jié)晶水合物失去結(jié)晶水的過程。

(7)潮解：某些易溶于水的物質(zhì)汲取空氣中的水蒸汽，在晶體表面漸漸形成溶液或全部

溶解的現(xiàn)象叫潮解。

(8)易潮解的物質(zhì)有：CaCl2>MgCk、NaOH等。

(9)粗鹽易潮解，而精鹽不易潮解。這是因為粗鹽中含有少量MgCL雜質(zhì)的原因。

4.膠體

(1)定義：分散質(zhì)的微粒在Inm?100nm之間分散系，叫作膠體。

(2)分類：按分散劑的狀態(tài)分為液溶膠：Fe(0H)3膠體、淀粉溶液、固溶膠、有色玻璃、

氣溶膠：煙、云、霧。

(3)性質(zhì)：①丁達爾現(xiàn)象(可用來鑒別膠體和溶液)②布朗運動③電泳現(xiàn)象④膠

體聚沉(加入電解質(zhì)、加入帶異種電荷的膠體、加熱，均可使膠體聚沉)。

5.膠體的應(yīng)用(說明問題)

①沙洲的形成

②鹵水點豆腐

③明磯(或FeCL)凈水

④工業(yè)制皂的鹽析

⑤冶金工業(yè)電泳除塵

六.化學(xué)反應(yīng)速率、化學(xué)平衡

(一)化學(xué)反應(yīng)速率

1.定義：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，通常用單位時間內(nèi)反應(yīng)物

濃度的削減或生成物濃度的增加來表示。單位：mol/(L?min)或mol/(L?s)v=Ac,△

t

2.規(guī)律：同一反應(yīng)里用不同物質(zhì)來表示的反應(yīng)速率數(shù)值可以是不同的，但這些數(shù)值，都

表示同一反應(yīng)速率。且不同物質(zhì)的速率比值等于其化學(xué)方程式中的化學(xué)計量數(shù)之比。

3.影響反應(yīng)速率的因素

內(nèi)因：參與反應(yīng)的物質(zhì)的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)是影響化學(xué)反應(yīng)速率的確定性因素。例如上、F?混合

后，黑暗處都發(fā)生爆炸反應(yīng)，化學(xué)反應(yīng)速率極快，是不行逆反應(yīng)。而上、N?在高溫、高壓和

催化劑存在下才能發(fā)生反應(yīng)，化學(xué)反應(yīng)速率較慢，由于是可逆反應(yīng)，反應(yīng)不能進行究竟。

外因：

①濃度：當(dāng)其他條件不變時，增大反應(yīng)物的濃度，單位體積發(fā)生反應(yīng)的分子數(shù)增加，反

應(yīng)速率加快。

②壓強：對于有氣體參與的反應(yīng)，當(dāng)其他條件不變時，增加壓強，氣體體積縮小，濃度

增大，反應(yīng)速率加快。

③溫度：上升溫度時，分子運動速率加快，有效碰撞次數(shù)增加，反應(yīng)速率加快，一般來

說，溫度每上升10℃反應(yīng)速率增大到原來的2?4倍。

④催化劑：可以同等程度增大逆反應(yīng)速率。

⑤其他因素：增大固體表面積（粉碎），光照也可增大某些反應(yīng)的速率，止匕外，超聲波、

電磁波、溶劑也對反應(yīng)速率有影響。

【留意】①變更外界條件時，若正反應(yīng)速率增大，逆反應(yīng)速率也肯定增大，增大的倍數(shù)

可能不同，但不行能正反應(yīng)速率增大，逆反應(yīng)速率減小。

②固體、純液體濃度視為常數(shù)，不能用其表示反應(yīng)速率，它們的量的變更不會引起反應(yīng)

速率的變更，但其顆粒的大小可影響反應(yīng)速率。

③增大壓強或濃度，是增大了分子之間的碰撞幾率，因此增大了化學(xué)反應(yīng)速率；上升溫

度或運用催化劑，提高了活化分子百分數(shù)，增大了有效碰撞次數(shù)，使反應(yīng)速率增大。

（-）化學(xué)平衡

1.化學(xué)平衡狀態(tài)：指在肯定條件下的可逆反應(yīng)里，正反應(yīng)和逆反應(yīng)的速率相等，反應(yīng)混合

物中各組分的濃度不變的狀態(tài)。

2.化學(xué)平衡狀態(tài)的標(biāo)記

化學(xué)平衡狀態(tài)的推斷（以mA+nBxC+yD為例），可從以下幾方面分析：

①v（B耗）=v（B生）

②v（C耗）：v（D生）=x:y

③c（C）、C%、n（C）%等不變

④若A、B、C、D為氣體，且m+n=x+y,壓強恒定

⑤體系顏色不變

⑥單位時間內(nèi)某物質(zhì)內(nèi)化學(xué)鍵的斷裂量等于形成量

⑦體系平均式量恒定（m+n￥x+y）等

3.影響化學(xué)平衡的條件

（1）可逆反應(yīng)中舊化學(xué)鍵的破壞，新化學(xué)鍵的建立過程叫作化學(xué)平衡移動。

（2）化學(xué)平衡移動規(guī)律一一勒沙特列原理

假如變更影響平衡的一個條件（如濃度、壓強或溫度），平衡就向能夠減弱這種變更的

方向移動。

①濃度：增大反應(yīng)物（或減小生成物）濃度，平衡向正反應(yīng)方向移動。

②壓強：增大壓強平衡向氣體體積減小的方向移動。減小壓強平衡向氣體體積增大的方

向移動。

③溫度：上升溫度，平衡向吸熱反應(yīng)方向移動。降低溫度，平衡向放熱反應(yīng)方向移動。

④催化劑：不能影響平衡移動。

4.等效平衡

在條件不變時，可逆反應(yīng)不論實行何種途徑，即由正反應(yīng)起先或由逆反應(yīng)起先，最終所

處的平衡狀態(tài)是相同；一次投料或分步投料，最終所處平衡狀態(tài)是相同的。某一可逆反應(yīng)的

平衡狀態(tài)只與反應(yīng)條件(物質(zhì)的量濃度、溫度、壓強或體積)有關(guān)，而與反應(yīng)途徑(正向或

逆向)無關(guān)。

(1)等溫等容條件下等效平衡。對于某一可逆反應(yīng)，在肯定T、V條件下，只要反應(yīng)物

和生成物的量相當(dāng)(即依據(jù)系數(shù)比換算成生成物或換算成反應(yīng)物時與原起始量相同)，則無

論從反應(yīng)物起先，還是從生成物起先，二者平衡等效。

(2)等溫、等壓條件下的等效平衡。反應(yīng)前后分子數(shù)不變或有變更同一可逆反應(yīng)，由

極端假設(shè)法確定出兩初始狀態(tài)的物質(zhì)的量比相同，則達到平衡后兩平衡等效。

(3)在定溫、定容狀況下，對于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應(yīng)，只要反應(yīng)物(或

生成物)的物質(zhì)的量的比值與原平衡相同，兩平衡等效。

5.化學(xué)平衡計算時常用的2個率

(1)反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率=轉(zhuǎn)化濃度+起始濃度X100%=轉(zhuǎn)化物質(zhì)的量七起始物質(zhì)的量X100隊

(2)產(chǎn)品的產(chǎn)率=實際生成產(chǎn)物的物質(zhì)的量小理論上可得到產(chǎn)物的物質(zhì)的量X100%。

七.電解質(zhì)溶液

(一)電解質(zhì)和非電解質(zhì)、強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)

1.電解質(zhì)

凡是水溶液里或熔融狀態(tài)時能電離進而能導(dǎo)電的化合物叫做電解質(zhì)。電解質(zhì)溶于水或熔融

時能電離出自由移動的陰、陽離子，在外電場作用下，自由移動的陰、陽離子分別向兩極運

動，并在兩極發(fā)生氧化還原反應(yīng)。所以說，電解質(zhì)溶液或熔融狀態(tài)時導(dǎo)電是化學(xué)變更。

2.分類

(1)強電解質(zhì)：是指在水溶液里幾乎能完全電離的電解質(zhì)。

(2)弱電解質(zhì)：是指在水溶液中只能部分電離的電解質(zhì)。

3.非電解質(zhì)

凡是在水溶液里或熔融狀態(tài)都不能電離也不能導(dǎo)電的化合物。

常見的非電解質(zhì)

非金屬氧化物：CO2、SOz、S03、NO2、P2O5

某些非金屬氫化物：CH4、NH3

大多數(shù)有機物：苯、甘油、葡萄糖

(二)弱電解質(zhì)的電離平衡

1.弱電解質(zhì)的電離特點

(1)微弱：弱電解質(zhì)在水溶液中的電離是部分電離、電離程度都比較小，分子、離子

共同存在。

(2)可逆：弱電解質(zhì)在水分子作用下電離出離子、離子又可重新結(jié)合成分子。因此，

弱電解質(zhì)的電離是可逆的。

(3)能量變更：弱電解質(zhì)的電離過程是吸熱的。

(4)平衡：在肯定條件下最終達到電離平衡。

2.電離平衡：當(dāng)弱電解質(zhì)分子離解成離子的速率等于結(jié)合成分子的速率時，弱電解質(zhì)的電

離就處于電離平衡狀態(tài)。電離平衡是化學(xué)平衡的一種，同樣具有化學(xué)平衡的特征。條件變更

時平衡移動的規(guī)律符合勒沙特列原理。

(三)水的電離和溶液的pH值

1.水的電離和水的離子積常數(shù)

壓0是一種極弱電解質(zhì)，能夠發(fā)生微弱電離上0+01

25℃時c(H+)=c(0H-)=10-7mol-L-1

水的離子積1=c(H*)?c(0H一)=10—(25℃)

-12

①K-只與溫度有關(guān)，溫度上升，K,增大。如：100℃Kw=10

②K.適用于純水或稀酸、稀堿、稀鹽水溶液中。

2.溶液的pH

+

(1)pH：pH=-lg[c(H)]o在溶液的c(H')很小時,用pH來表示溶液的酸堿度。

(2)含義：pH越大，c?)越小，c(01)越大,酸性越弱，堿性越強。pH越小c?)。

c(0H「)越小，酸性越強，堿性越弱。

(3)范圍：0?14

(四)鹽類水解

1.鹽類水解定義：在溶液中鹽電離出來的離子跟水所電離出來的或0丁結(jié)合生成弱電解

質(zhì)的反應(yīng)叫作鹽類的水解。

2.鹽類水解規(guī)律

(1)誰弱誰水解，誰強顯誰性，越弱越水解，都弱都水解，兩強不水解。

(2)多元弱酸根、正酸根離子比酸式酸根離子水解程度大得多，故可只考慮第一步水

解。

(3)水解是吸熱反應(yīng)，升溫水解程度增大。

(4)單離子水解程度都很小，故書寫水解離子方程式時要用“”，不能用“t”或

“I”符號。

3.鹽類水解的類型

(1)單向水解：強酸和弱堿生成的鹽，溶液呈酸性；強堿和弱酸生成的鹽，溶液顯

堿性。如NH￡1溶于水：

+

NH；+H20NH3?H=0+H

-

CLCOONa溶于水：CHsCOO+H20CHsCOOH+

(2)相互促進水解：弱酸和弱堿生成的鹽溶于水，電離產(chǎn)生弱酸的陰離子和弱堿的陽

離子，二者分別結(jié)合水電離產(chǎn)生的和0H一發(fā)生水解，而水溶液的離子積不變，因此促進水

的電離使反應(yīng)進行的程度較大。溶液的酸堿性取決于生成的弱電解質(zhì)的相對強弱。如

CLCOONHa溶于水：

-

CH3C00+NHjCH3COOH+NH3?H=0

(3)相互抑制水解：能電離產(chǎn)生兩種以上的弱酸陰離子或弱堿陽離子的鹽溶于水，弱

酸的陰離子或弱堿的陽離子均發(fā)生水解，但是相互抑制，所以這一類的水解程度較小。如

(NHjFeGOjz溶于水：

+

NHZ+H2ONH3?H2O+H

Fe2++2壓0Fe(OH)2+H+

NHj水解產(chǎn)生的對Fe?+的水解起到抑制作用，反之也成立。

(五)電化學(xué)

1.原電池

(1)概念：將化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能的裝置。

(2)實質(zhì)：化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能。

(3)構(gòu)成前提：能自發(fā)地發(fā)生氧化還原反應(yīng)。

(4)構(gòu)成條件：①兩個電極②電解質(zhì)溶液③“兩極“一液”聯(lián)成回路④能自發(fā)地發(fā)

生氧化還原反應(yīng)。

(5)電極構(gòu)成：

負極：還原性相對較強的材料。

正極：還原性相對較弱的材料。

(6)電極反應(yīng)：

負極：失去電子，氧化反應(yīng)。

正極：得到電子，還原反應(yīng)。

2.化學(xué)電源

電池名稱負極正極電解質(zhì)溶液電極反應(yīng)

干電池ZnC(NH4+)NH4cl和淀粉糊負極：Zn-2e-=Zn2+

正極：2NH4++2e-=2NH3+H2t

銀鋅電池ZnAg20KOH負極：Zn-20H—2e-=Zn0+H20

正極：Ag20+H20+2e-=2Ag+0H-

鉛蓄電池(放電)PbPbO2H2SO4負極：Pb+S042—2e-=PbS04

正極：Pb02+4H++S042-

氫氧燃料電池Pt

(H2)Pt(02)KOH負極：2H2+40H—4e-=4H20

正極：02+2H20+4e-=40H-

3.金屬的腐蝕與防護

(1)定義：金屬單質(zhì)被空氣中的成分或其他氧化劑氧化而變質(zhì)的現(xiàn)象叫做金屬腐蝕。

(2)金屬腐蝕的種類分為化學(xué)腐蝕、電化學(xué)腐蝕兩種。

(3)金屬防護

①涂愛護層。如涂油、電鍍、表面處理等。

②保持干燥。

③變更金屬的內(nèi)部結(jié)構(gòu)，使其穩(wěn)定，如不銹鋼。

④犧牲陽極的陰極愛護法即用一種更為活潑的金屬與要愛護的金屬構(gòu)成原電池。

⑤外加電源法。將被愛護的金屬與電源負極相連，電源向該金屬供應(yīng)電子，該金屬就不失

電子而得以愛護。

4.電解原理及其應(yīng)用

(1)電解定義：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)過程明電解。

(2)裝置：電解池(或電解槽)

特點：把電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能。形成條件①與電源相連的兩個電極②電解質(zhì)溶液或熔化電解

質(zhì)⑨形成閉合回路。

(3)電解原理：

與電源正極相連陰離子移向一陽極一發(fā)生氧化反應(yīng)

與電源負極相連陽離子移向一陰極一發(fā)生還原反應(yīng)

(4)電解時電極產(chǎn)物的推斷

①陽極產(chǎn)物的推斷

首先看電極，假如是活性電極(金屬活動依次表Ag以前)，則電極材料失電子，電極溶解。

假如是惰性電極(Pt、Au、石墨)，則要再看溶液中的離子的失電子實力。陰離子放電依次

如下：

S2->I->Br->Cl->0H->S042->N03->F-

②陰極產(chǎn)物的推斷

干脆依據(jù)陽離子放電依次進行推斷，陽離子放電依次：

Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>(H+)>A13+>Mg2+>Na+>Ca+

>K+

(5)電解應(yīng)用：

①銅的粗煉

陽極(粗銅)：Cu-2e-=Cu2+

陰極(純銅)：Cu2++2e-=Cu

電解質(zhì)溶液：CuS04（含H2s04）

②氯堿工業(yè)

陽極（鈦網(wǎng)）：2C1--2e-=C12t

陰極（碳鋼網(wǎng)）：2H++2e-=H2t

電解質(zhì)溶液：飽和食鹽水

總反應(yīng)：2NaCl+H2O=2NaOH+H2f+C12t

③鍍銅

陽極（銅）：Cu-2e-=Cu2+

陰極（鐵或其他鍍件）：Cu2++2e-=Cu

電鍍液：CuS04溶液

其次部分常見元素的單質(zhì)及其重要化合物

非金屬元素及其化合物

（-）非金屬元素概論

1.非金屬元素在周期表中的位置

在目前已知的112種元素中，非金屬元