高中化学核心知识点解读

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1、精选优质文档-倾情为你奉上备战2010高考化学必备资料：高中化学核心知识点解读 第一部分 化学基本概念和基本理论 一、物质的组成、性质和分类 （一）掌握基本概念 1.分子:分子是能够独立存在并保持物质化学性质的一种微粒。 （1）分子同原子、离子一样是构成物质的基本微粒。 （2）按组成分子的原子个数可分为:单原子分子如:He、Ne、Ar、Kr 双原子分子如:O 2 、H 2 、HCl、NO多原子分子如:H 2 O、P 4 、C 6 H 12 O 6 及高分子如:CH 2 CH 2 、CH 2 CH CHCH 2 2.原子:原子是化学变化中的最小微粒。确切地说，在化学反应中原子核不变，只有核外电子

2、发生变化。 （1）原子是组成某些物质（如金刚石、晶体硅、二氧化硅等原子晶体）和分子的基本微粒。 （2）原子是由原子核（中子、质子）和核外电子构成的。 3.离子:离子是指带电荷的原子或原子团。 （1）离子可分为阳离子:Li + 、Na + 、H + 、NH +4 阴离子:Cl - 、O 2- 、OH - 、SO 2- 4 （2）存在离子的物质:离子化合物中:NaCl、CaCl 2 、Na 2 SO 4 电解质溶液中:盐酸、NaOH溶液等金属晶体中:钠、铁、钾、铜等 4.元素:元素是具有相同核电荷数（即质子数）的同一类原子的总称。 （1）元素与物质、分子、原子的区别与联系:物质是由元素组成的（宏观

3、看）;物质是由分子、原子或离子构成的（微观看）。 （2）某些元素可以形成不同的单质（性质、结构不同）同素异形体。 5.同位素:是指同一元素不同核素之间互称同位素，即具有相同质子数，不同中子数的同一类原子互称同位素。如H有三种同位素: 11 H、 21 H、 31 H（氕、氘、氚）。 6.核素:核素是具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。（1）同种元素、可以有若干种不同的核素。（2）同一种元素的各种核素尽管中子数不同，但它们的质子数和电子数相同。核外电子排布相同，因而它们的化学性质几乎是相同的。 7.原子团:原子团是指多个原子结合成的集体，在许多反应中，原子团作为一个集体参加反应。原子团

4、包括复杂离子机基。如:SO 2- 4 、OH - 、CH 3 COO - 、OH、NO 2 、COOH等。 8.物理变化和化学变化 物理变化:没有生成其他物质的变化。仅是物质形态的变化。化学变化:变化时有其他物质生成，又叫化学反应。化学变化的特征有新物质生成 伴有放热、发光、变色等现象 变化本质:旧键断裂新键生成或转移电子等。二者的区别是:前者无新物质生成，仅是物质形态、状态的变化。 9.混合物:由两种或多种物质混合而成的物质叫混合物;（1）混合物没有固定的组成，一般没有固定的熔沸点;（2）典型混合物:溶液:溶剂+溶质 如:盐酸、碘酒等胶体:分散质+分散剂 空气:N 2 78%、O 2 21%

5、、稀有气体0.94%、CO 2 0.03%、其他0.03%（体积比） 10.纯净物:由一种物质组成的物质叫纯净物。它可以是单质、化合物，如果是由分子构成的物质，那纯净物就是指同种分子组成的物质。 【注意】由同素异形体组成的物质为混合物如红磷和白磷。由同位素原子组成的物质是纯净物如H 2 O与D 2 O混合为纯净物。 11.单质:由同种元素组成的纯净物叫单质。如O 2 、Cl 2 、N 2 、Ar、金刚石、铁（Fe）等。HD、 16 O 18 O也属于单质，单质分为金属单质与非金属单质两种。 12.化合物:由不同种元素组成的纯净物叫化合物。 从不同的分类角度化合物可分为多种类型，如离子化合物和共

6、价化合物;电解质和非电解质;无机化合物和有机化合物;酸、碱盐和氧化物等。 13.酸:电离理论认为:电解电离出的阳离子全部是H + 的化合物叫做酸。常见强酸如:HClO 4 、H 2 SO 4 、HCl、HNO 3 常见弱酸如:H 2 SO 3 、H 3 PO 4 、HF、HClO、H 2 CO 3 、H 2 CO 3 、H 2 SO 3 、CH 3 COOH 14.碱:电离理论认为，电解质电离时产生的阴离子全部是OH - 的化合物叫碱。常见强碱如:NaOH、KOH、Ba（OH） 2 常见弱碱如:NH 3 H 2 O、Al（OH） 3 、Fe（OH） 3 15.盐:电离时生成金属阳离子（或NH

7、+4 ）和酸根离子的化合物叫做盐。盐的分类正盐:如:（NH 4 ） 2 SO 4 、Na 2 SO 4 酸式盐:如NaHCO 3 、NaH 2 PO 4 、Na 2 HPO 4 碱式盐:Cu 2 （OH） 2 CO 3 复盐:KAl（SO 4 ） 2 12H 2 O 16.氧化物:由两种元素组成，其中一种是氧的化合物叫氧化物氧化物的分类方法按组成分金属氧化物:Na 2 O、Al 2 O 3 、Fe 3 O 4 非金属氧化物:NO 2 、CO、SO 2 、CO 2 按性质分不成盐氧化物:CO、NO 成盐氧化物酸性氧化物:CO 2 、SO 2 碱性氧化物:Na 2 O 2 、CuO两性氧化物:Al

8、 2 O 3 、ZnO 过氧化物:Na 2 O 2 超氧化物:KO 2 17.同素异形体:由同种元素所形成的不同的单质为同素异形体。（1）常见同素异形体:红磷与白磷;O 2 与O 3 ;金刚石与石墨。 （2）同素异形体之间可以相互转化，属于化学变化但不属于氧化还原反应。 （二）正确使用化学用语 化学用语是指化学学科中专门使用的符号，它包括以下几种: 元素符号 离子符号 电子式 原子结构示意图 分子式（化学式） 结构式和结构简式 化学方程式 热化学方程式 离子方程式 电离方程式 11电极方程式 1.四种符号 元素符号:表示一种元素。表示一种元素的一个原子。离子符号:在元素符号右上角标电符数及正负

9、号“1”省略不写如:Ca 2+ 、SO 2- 4 、Cl - 、Na + 价标符号:是在元素正上方标正负化合价、正负写在价数前。“1”不能省略。如:H +1 Cl -1 Na 2 +1 S +6 O 4 -2 核素符号:如 27 13 Al、 32 16 S、 16 8 O左上角为质量数，左下角为质子数。 2.化合价的概念。 化合价是指一种元素一定数目的原子跟其他元素一定数目的原子化合的性质。在离子化合物中，失去电子的为正价，失去n个电子即为正n价;得到电子为负价，得到n个电子为负n价。在共价化合物中，元素化合价的数值就是这种元素的一个原子跟其他元素的原子形成的共用电子对的数目、正负则由共用电

10、子对的偏移来决定，电子对偏向那种原子，哪种原子就显负价;偏离哪种原子、哪种原子就显正价。单质分子中元素的化合价为零。 3.电子式的书写: 电子式是元素符号用小黑点（或）来表示原子的最外层电子排布的式子。用电子式可以表示以下内容: 原子的电子式:H N Cl Na 离子的电子式:H + Na + S 2- Cl - H N H H H + 阴离子、复杂阳离子要用中括号。 共价化合物的电子式:H Cl O C O H O H 离子化合物的电子式:Na + Cl - H N H H H + Cl - 表示离子化合物的形成过程:如:Na+Cl Na + Cl - 表示共价化合物的形成过程如:H+ F

11、HF 4.原子结构示意图的书写 原子结构示意图是表示原子的电子层结构的图示。 如硫原子结构: 其中圆圈表示原子核内有16个质子。“+”号代表原子核带正电荷。弧线表示电子层，数字为该层的电子数。要求熟练掌握118号元素的原子结构示意图。 5.分子式（化学式）结构式，结构简式。 用元素符号表示单质分子或化合物分子组成的式子是分子式（分子晶体）在离子晶体和原子晶体中，用元素符号表示其物质组成的式子称为化学式，不表示分子组成，有时亦称分子式。用短线表示一对共用电子对的图示，用以表示分子中所含原子的结合方程和排列顺序（不表示空间结构）。叫作结构式，一般用来表示有机物如: H C H H C H H O

12、H、H C H H C O O H结构简式是简化碳氢键和碳碳单键突出官能团的式子。如:CH 3 CH 2 OH CH 3 COOH CH 3 CHO CH 2 =CH 2 CHCH 6.质量守恒定律。 在化学反应中，参加反应的各物质的质量总和，等于反应后生成的各物质的质量总和，这个规律叫质量守恒定律。 一切化学反应都遵循质量守恒，原子个数守恒。 氧化还原反应还遵循得失电子守恒，化合价升降总数相等。 电解质溶液中阳离子所带正电荷总数等于阴离子所带负电荷总数，即离子电荷守恒。 7.离子反应方程式的书写规则 用实际参加反应的离子的符号表示离子反应的式子叫作离子方程式离子方程式书写原则如下: 只能将易

13、溶、易电离的物质写成离子式;如NaCl、Na 2 SO 4 、NaNO 3 、CuSO 4 将难溶的（如BaSO 4 、BaCO 3 、AgCl），难电离的（如HClO、HF、CH 3 COOH、NH 3 H 2 O、H 2 O），易挥发的气体（如SO 2 、CO 2 、H 2 S）所用化学式表示。微溶物:若处于混浊态要写成分子式，澄清态改写成离子式。弱酸的酸式盐酸根不可拆开。如HCO -3 、HSO -3 、HS - 。碱性氧化物亦要保留分子式。 8.热化学方程式 表明反应所放出或吸收的热量的方程式，叫作热化学分方程。书写热化学方程式应注意以下几点: 注明反应物和生成物的状态。 用H来表示反

14、应热、放热H为负，吸热H为正。 热化学方程式的计量数不表示分子个数，故可以是分数。对于相同的反应，当化学计量数不同时，其H也不同。如:H 2 （g）+Cl 2 （g） 2HCl（g）;H=-184.6kJmol -1 12 H 2 （g）+12 Cl 2 （g） HCl（g）;H=-92.3kJmol -1 其他如电极反应式内容将在电解质溶液中有叙述。水解方程式。【注意】化学用语的正确使用是学好化学科的基本要求，考生应特别注意。 二、化学反应与能量 （一）掌握化学反应的四种基本类型 1.化合反应:两种或两种以上的物质相互作用，生成一种物质的反应。即A+B+C=E 如:CaO+H 2 O Ca（

15、OH） 2 4NO 2 +O 2 +2H 2 O=4HNO 3 2.分解反应:一种物质经过反应后生成两种或两种以上物质的反应。即A B+C+D 如:CaCO 3 高温 CaO+CO 2 2KMnO 4 K 2 MnO 4 +MnO 2 +O 2 3.置换反应:一种单质与一种化合物反应，生成另一种单质和另一种化合物的反应。 如:2Mg+CO 2 2MgO+C 4.复分解反应:两种化合物相互交换成分，生成另外两种化合物的反应。如:AgNO 3 +HCl=AgCl+HNO 3 （二）氧化还原反应:氧化剂、还原剂 1.基本概念 氧化反应:物质失去电子（化合价升高）的反应。还原反应:物质得到电子（化合价

16、降低）的反应。 被氧化:物质失去电子被氧化。（所含元素化合价升高）被还原:物质得到电子被还原。（所含元素化合价降低） 氧化剂:得到电子的物质。还原剂:失去电子的物质。 氧化性:物质得电子的能力。还原性:物质失电子的能力。 氧化产物:氧化反应得到的产物。还原产物:还原反应得到的产物。 氧化还原反应:有电子转移（电子得失或共用电子对偏移）的反应，实质是电子的转移，特征是化合价的升降。 2.概念间的关系 3.“双线桥”法表示氧化还原反应中的电子转移。 （1）连接反应前后不同价态的同种元素。 （2）线桥跨跃等等。 （3）得失电子总数相等。 （三）化学反应中的能量变化 1.化学反应中的能量变化，通常表现

17、为热量的变化: （1）吸热反应:化学上把吸收热量的化学反应称为吸热反应。如C+CO 2 2CO为吸热反应。 （2）放热反应:化学上把放出热量的化学反应称为放热反应。如2H 2 +O 2 点燃 2H 2 O为放热反应。 2.化学反应中能量变化的本质原因 化学反应中的能量变化与反应物和生成物所具有的总能量有关。如果反应物所具有的总能量高于生成物所具有的总能量，在发生化学反应时放出热量;如果反应物所具有的总能量低于生成物所具有的总能量，在发生化学反应时吸收热量。 3.反应热、燃烧热、中和热、热化学方程式 （1）反应热:在化学反应中放出或吸收的热量，通常叫反应热用H表示。单位:kJmol -1 。 （

18、2）燃烧热:在101kPa时1mol物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的能量，叫该物质的燃烧热。 如:101kPa时1mol H 2 完全燃烧生成液态水，放出285.5kJmol -1 的热量，这就是H 2 的燃烧热。 H 2 （g）+12 O 2 （g） H 2 o（l）;H=-285.5kJmol -1 （3）中和热:在稀溶液中、酸和碱发生中和反应而生成1mol H 2 O，这时的反应热叫做中和热。 H + （aq）+OH - （aq） H 2 O（l）;H=-57.3kJmol -1 附:化学反应的几种分类方法: 1.根据反应物和生成物的类别及反应前后物质种类的多少分为:化合反应、分解

19、反应、置换反应、复分解反应。 2.根据反应中物质是否有电子转移分为:氧化还原反应、非氧化还原反应。 3.根据反应是否有离子参加或生成分为:离子反应、非离子反应。 4.根据反应的热效应分为:放热反应、吸热反应。 5.根据反应进行的程度分为:可逆反应、不可逆反应。 三、化学中常用计量 （一）掌握基本概念 1.同位素相对原子质量:以 12 C的一个原子质量的112 作为标准，其他元素的一种同位素原子的质量和它相比较所得的数值为该同位素相对原子质量，单位是“一”，一般不写。 2.平均相对原子质量（即元素相对原子质量）。 由于同位素的存在，同一种元素有若干种原子，所以元素的相对原子质量是按各种天然同位素

20、原子所占的一定百分比计算出来的平均值，即按各同位素的相对原子质量与各天然同位素原子百分比乘积和计算平均相对原子质量。 3.相对分子质量 一个分子中各原子的相对原子质量原子个数的总和称为相对分子质量。 4.物质的量的单位摩尔 物质的量是国际单位制（SI）的7个基本单位之一，符号是n。用来计量原子、分子或离子等微观粒子的多少。 摩尔是物质的量的单位。简称摩，用mol表示。 使用摩尔时，必须指明粒子的种类:原子、分子、离子、电子或其他微观粒子。1mol任何粒子的粒子数叫做阿伏加德罗常数。 阿伏加德罗常数符号N A ，通常用6.0210 23 mol -1 这个近似值。物质的量，阿伏加德罗常数，粒子数

21、（N）有如下关系:n=N N A 5.摩尔质量:单位物质的量的物质所具有的质量叫作摩尔质量。用M表示，单位:gmol -1 或kgmol -1 。 任何物质的摩尔质量以gmol -1 为单位时，其数值上与该物质的式量相等。物质的量（n）、物质的质量（m）、摩尔质量（M）之间的关系如下:M=m n 6.气体摩尔体积:单位物质的量气体所占的体积叫作气体摩尔体积。用V m 表示，V m =V n 。常用单位 Lmol -1 。 标准状况下，气体摩尔体积约为22.4Lmol -1 。阿伏加德罗定律及推论 定律:同温同压下，相同体积的任何气体都会有相同数目的分子。推论如下:同温同压下:V 1 V 2 =

22、n 1 n 2 同温同压下:P 1 P 2 =M 1 M 2 同温同体积时:n 1 n 2 =P 1 P 2 7.物质的量浓度 （1）定义:以单位体积里所含溶质B的物质的量来表示溶液组成的物理量，叫做溶质B的物质的量浓度，符号C B 。（2）C B =n B （mol） V（L） （n B 是溶质B的物质的量，V是溶液体积）单位是molL -1 。（3）溶质的质量分数w，溶液密度（gcm -3 ）。溶质的物质的量浓度C B 关系如下:C B =1000mL/Lg/mLw Mg/mol （M是溶质的摩尔质量） （二）掌握各物理量之间的关系，熟练应用于计算。 四、物质结构、元素周期律 （一）原子结

23、构 1.原子（ AZ X）原子核（Z个正电荷）质子（带正电）:Z个 中子（不显电性）:（A-Z）个电子（带负电）:Z个 2.原子中各微粒间的关系 A=N+Z（A:质量数，N:中子数，Z:质量数）Z=核电荷数=核外电子数=原子序数M Z M N 1836Me - （质量关系） 3.原子中各微粒的作用 （1）原子核:几乎集中原子的全部质量，但其体积却只占整个体积的千亿分之一。其中的质子、中子通过强相互作用集合在一起，使原子核十分“坚固”，在化学反应时不会发生变化。另外原子核中蕴含着巨大的能量原子能（即核能）。 （2）质子:带一个单位正电荷。质量为1.672610 -27 kg，相对质量1.007。

24、质子数决定元素的种类。 （3）中子:不带电荷。质量为1.674810 -27 kg，相对质量1.008。中子数决定同位素的种类。 （4）电子:带1个单位的负电荷。质量很小，约为11836 1.672610 -27 kg。与原子的化学性质密切相关，特别是最外层电子数及排布决定了原子的化学性质。 4.原子核外电子排布规律 （1）能量最低原理:核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，然后再由里往外排布在能量逐步升高的电子层里，即依次KLMN顺序排列。 （2）各电子层最多容纳电子数为2n 2 个，即K层2个，L层8个，M层18个，N层32个等。 （3）最外层电子数不超过8个，次外层不超过18个，倒数

25、第三层不超过32个。【注意】以上三条规律是相互联系的，不能孤立理解其中某条。如M层不是最外层时，其电子数最多为18个，当其是最外层时，其中的电子数最多为8个。 （二）元素周期律、元素周期表 1.原子序数:人们按核电荷数由小到大给元素编号，这种编号叫原子序数。（原子序数=质子数=核电荷数） 2.元素周期律:元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化，这一规律叫做元素周期律。 具体内容如下:随着原子序数的递增: 原子核外电子排布的周期性变化:最外层电子数从18个的周期性变化。原子半径的周期性变化:同周期元素、随原子序数递增原子半径逐渐减小的周期性变化。元素主要化合价的周期性变化:正价+1+7，负

26、价-4-1的周期性变化。 元素的金属性、非金属性的周期性变化:金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强的周期性变化。 【注意】元素性质随原子序数递增呈周期性变化的本质原因是元素的原子核外电子排布周期性变化的必然结果。 3.元素周期表 （1）元素周期表的构成周期表 结 构周期（共7横行）短周期（一、二、三周期）长周期（四、五、六周期）不完全周期（七周期） 族（共18纵行，16个族）主族（AA）（7个） 副族（BB，BB）（7个）族（8、9、10纵行）（1个）零族（稀有气体元素）（1个） （2）原子结构、元素性质与元素周期表关系的规律原子序数=核内质子数 电子层数=周期数（电子层数决定周期数） 主族元素最

27、外层电子数=主族序数=最高正价数负价绝对值=8-主族序数（限AA） 同一周期，从左到右，原子半径逐渐减小，元素的金属性逐渐减弱，非金属逐渐增强，则非金属元素单质的氧化性增强，形成的气态氧化物越稳定，形成的最高价氧化物对应水化物的酸性增强，其离子还原性减弱。 同一主族，从上到下，原子半径逐渐增大，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。则金属元素单质的还原性增强，形成的最高价氧化物对应水化物的碱性增强，其离子的氧化性减弱。（3）“位”“构”“性”之间的关系（4）判断微粒大小的方法 同周期元素的原子或最高价离子半径从左到右渐小（稀有气体元素除外），如:NaMgAl;Na + Mg 2+ Al 3+

28、 。 同主族元素的原子半径或离子半径从上到下渐大，如OSSe，F - Cl - Ca 2+ 。核电荷数相同，电子数越多半径越大，如:Fe 2+ Fe 3+ 。 电子数和核电荷数都不同的，一般可通过一种参照物进行比较，如:比较Al 3+ 与S 2- 的半径大小，可找出与Al 3+ 电子数相同，与S 2- 同一主族元素的O 2- 比较，Al 3+ O 2- ，且O 2- S 2- ，故Al 3+ r Cl - r k + r Ca 2+ （5）电子数相同的微粒组 核外有10个电子的微粒组: 原子:Ne;分子:CH 4 、NH 3 、H 2 O、HF;阳离子:Na + 、Mg 2+ 、Al 3+ 、

29、NH +4 、H 3 O + ;阴离子:N 3- 、O 2- 、F - 、OH - 、NH -2 。核外有18个电子的微粒子: 分子:SiH 4 、PH 3 、H 2 S、HCl、F 2 、H 2 O 2 ;阳离子:K + 、Ca 2+ ;阴离子:P 3- 、S 2- 、HS - 、Cl - 、O 2- 2 。 （三）化学键和晶体结构 1.化学键:相邻原子间强烈的相互作用叫作化学键。包括离子键和共价键（金属键）。 2.离子键:（1）定义:使阴阳离子结合成化合物的静电作用叫离子键。（2）成键元素:活泼金属（或NH +4 ）与活泼的非金属（或酸根，OH - ）。（3）静电作用:指静电吸引和静电排斥

30、的平衡。3.共价键 （1）定义:原子间通过共用电子对所形成的相互作用叫作共价键。 （2）成键元素:一般来说同种非金属元素的原子或不同非金属元素的原子之间形成共用电子对达到稳定结构。 （3）共价键分类:非极性键:由同种元素的原子间形成的共价键（共用电子对不偏移）如在某些非金属单质（H 2 、Cl 2 、O 2 、P 4 ）共价化合物（H 2 O 2 、多碳化合物）、离子化合物（Na 2 O 2 、Cal 2 ）中存在。 极性键:由不同元素的原子间形成的共价键（共用电子对偏向吸引电子能力强的一方）如在共价化合物（HCl、H 2 O、CO 2 、NH 3 、H 2 SO 4 、SiO 2 ）某些离子

31、化合物（NaOH、Na 2 SO 4 、NH 4 Cl）中存在。 4.非极性分子和极性分子 （1）非极性分子中整个分子电荷分布是均匀的、对称的。极性分子中整个分子的电荷分布不均匀，不对称。 （2）判断依据:键的极性和分子的空间构型两方面因素决定。双原子分子极性键极性分子。如HCl，NO，CO 非极性键非极性分子。如H 2 ，Cl 2 ，N 2 ，O 2 多原子 分 子都是非极性键非极性分子。如P 4 、S 8 有极性键几何结构对称非极性分子。如CO 2 、CS 2 、CH 4 、Cl 4 几何结构不对称极性分子。如H 2 O 2 ，NH 3 ，H 2 O 5.分子间作用力和氢键 （1）分子间作

32、用力:把分子聚集在一起的作用力叫作分子间作用力。又称范德华力。 分子间作用力比化学键弱得多，它对物质的熔点、沸点等有影响。一般的对于组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，物质的熔点、沸点也越高。 （2）氢键:是指存在于HF、H 2 O、NH 3 分子之间一种比范德化力稍强的相互作用。如HF、分子间的氢键如下: 故HF、H 2 O、NH 3 的沸点分别与同族氢化物沸点相比反常的高。 【注意】氢键不是化学键，仍属分子间作用力范围。 6.化学键与晶体结构的相互关系 化学键金属离子与自由电子间较强相互作用金属晶体共用电 子 对共价键网状结构原子晶体 非极性键非极性分子极性键极性分子

33、 非极性分子 范德华力 分子晶体配位键（特殊） 阴阳离子间静电作用离子键离子化合物离子晶体 定义:分子晶体:分子间的分子间作用力相结合的晶体叫作分子晶体。原子晶体:相邻原子间以共价键相结合而形成空间网状结构的晶体叫作原子晶体。 离子晶体:离子间通过离子键结合而成的晶体叫作离子晶体。金属晶体:通过金属离子与自由电子之间的较强作用（金属键）形成的单质晶体叫作金属晶体。 7.四种晶体类型与性质比较 五、溶液 （一）分散系 1.分散系:定义:化学上把由一种物质（或几种物质）的粒子形成分散到另一种物质里所形成的混合物统称为分散系。分散成粒子的物质叫分散质，另一种物质叫分散剂。 2.四种分散系比较分散系

34、（二）溶液 1.溶液:一种或几种物质分散到另一种物质里所形成的均一稳定的混合物叫作溶液。特点是均一、稳定、透明。2.饱和溶液、溶解度 （1）饱和溶液和不饱和溶液:在一定温度下，在一定量的溶剂里，不能再溶解某种溶质的溶液，叫作这种溶质的饱和溶液;还能继续溶解某种溶质的溶液，叫作不饱和溶液。 （2）溶解度:在一定温度下，某固体物质在100克溶剂里达到饱和状态时所溶解的质量，叫作这种物质在这种溶剂里的溶解度。常用s表示。质量分数=S100+s 100% （3）温度对溶解度的影响 固体物质的溶解度，一般随温度升高而增大（食盐溶解度变化不大;Ca（OH） 2 溶解度随温度升高而减小）。 气体物质溶解度，

35、随温度升高而减小，随压强增大而增大。 （4）溶解度曲线:用纵坐标表示溶解度。横坐标表示温度。根据某溶质在不同温度时溶解度，可以画出该物质的溶解度随温度的变化曲线，称之为溶解度曲线。 3.了解几个概念:结晶、结晶水、结晶水合物、风化、潮解 （1）结晶:从溶液中析出晶体的过程。 （2）结晶水:以分子形式结合在晶体中的水，叫结晶水，它较容易分解出来，如:Na 2 CO 3 10H 2 O Na 2 CO 3 +10H 2 O，CuSO 4 5H 2 O CuSO 4 +5H 2 O （3）结晶水合物:含有结晶水的化合物叫结晶水合物。结晶水合物容易失去结晶水。常见的结晶水合物有:Na 2 CO 3 1

36、0H 2 O（纯碱），CuSO 4 5H 2 O（胆矾、蓝矾），FeSO 4 7H 2 O（绿矾），ZnSO 4 7H 2 O（皓矾），MgCl 2 KCl6H 2 O（光卤石），KAl（SO 4 ） 2 12H 2 O或K 2 SO 4 Al 2 （SO 4 ） 3 24H 2 O（明矾），CaSO 4 2H 2 O（石膏），H 2 C 2 O 4 2H 2 O（草酸）。 （4）风化:结晶水合物在常温和较干燥的空气里失去部分或全部结晶水的现象叫风化。 （5）风化本质:结晶水合物分解。Na 2 CO 3 10H 2 O （无色晶体） Na 2 CO 3 H 2 O （白色粉末）+9H 2 O

37、（6）风化现象:由晶体状逐渐变成粉末状。因此凡具有此现象的自然过程都可称为风化，如岩石的风化，它显然不属于结晶水合物失去结晶水的过程。 （7）潮解:某些易溶于水的物质吸收空气中的水蒸汽，在晶体表面逐渐形成溶液或全部溶解的现象叫潮解。 （8）易潮解的物质有:CaCl 2 ，MgCl 2 ，NaOH等。 （9）粗盐易潮解，而精盐不易潮解。这是因为粗盐中含有少量MgCl 2 杂质的缘故。 4.胶体 （1）定义:分散质的微粒在1nm100nm之间分散系，叫作胶体。 （2）分类:按分散剂的状态分为液溶胶:Fe（OH） 3 胶体、淀粉溶液固溶胶:有色玻璃气溶胶:烟、云、雾 （3）性质:丁达尔现象（可用来鉴

38、别胶体和溶液） 布朗运动 电脉现象 胶体聚沉（加入电解质、加入带异种电荷的胶体、加热，均可使胶体聚沉）。 5.胶体的应用（解释问题） 沙洲的形成 卤水点豆腐 明矾（或FeCl 3 ）净水 工业制皂的盐析 冶金工业电泳除尘等等。 六、化学反应速率、化学平衡 （一）化学反应速率 1.化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢程度的，通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。单位:mol/（Lmin）或mol/（Ls） v=ct 2.同一反应里用不同物质来表示的反应速率数值可以是不同的，但这些数值，都表示同一反应速率。且不同物质的速率比值等于其化学方程式中的化学计量数之比。如反应mA+n

39、B=pC+qD的v （A） v （B） v （C） v （D） =mnpq 3.影响反应速率的因素 决定因素:参加反应的物质本身的性质影响因素: 浓度:当其他条件不变时，增大反应物浓度，单位体积发生反应的分子数增加，反应速率加快。 压强:对于有气体参加的反应，当其他条件不变时增加压强，气体体积缩小，深度增大，反应速率加快。 温度:升高温度时，分子运动速率加快，有效碰撞次数增多，反应速率加快。一般来说，温度每升高10反应速率增大到原来的24倍。 催化剂:可以同等程度增大正逆反应速率。 其他因素:增大固体表面积（粉碎），光照也可增大某些反应的速率，此外，超声波、电磁波、溶剂也对反应速率有影响。 【

40、注意】改变外界条件时，若正反应速率增大，逆反应速率也一定增大，增大的倍数可能不同，但不可能正反应速率增大，逆反应速率减小。 固体纯液体浓度视为常数，不能用其表示反应速率，它们的量的变化不会引起反应速率的变化，但其颗粒的大小可影响反应速率。 （二）化学平衡 1.化学平衡状态:指在一定条件下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物中各组分的浓度不变的状态。 2.化学平衡状态的特征 （1）“等”即v 正 =v 逆 。 （2）“动”即是动态平衡，平衡时反应仍在进行。 （3）“定”即反应混合物中各组分浓度保持一定。 （4）“变”即条件改变、平衡移动。 （5）与途径无关，外界条件不变，可逆反应无

41、论是从正反应开始，还是从逆反应开始，都可建立同一平衡状态。 3.影响化学平衡的条件 （1）可逆反应中旧化学平衡的破坏，新化学平衡的建立过程叫作化学平衡移动。 （2）化学平衡移动规律勒沙特列原理 如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强或温度），平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。 浓度:增大反应物（或减小生成物）浓度，平衡向正反应方向移动。 压强:增大压强平衡向气体体积减小的方向移动。减小压强平衡向气体体积增大的方向移动。 温度:升高温度，平衡向吸热反应方向移动。降低温度，平衡向放热反应方向移动。 催化剂:不影响平衡移动。 4.分析化学平衡移动的一般思路改变条件速率不变:如容积不变时充入惰性气

42、体 速率改变程度相同（v 正 =v 逆 ）使用催化剂或对气体体积无变化 的反应改变压强平衡不移动程度不同（v 正 v 逆 ）浓度压强温度平衡移动 5.化学平衡计算时常用的2个率:（1）反应物转化率=转化浓度 起始浓度100%=转化物质的量 起始物质的量100%（2）产品的产率= 实际生成产物的物质的量 理论上可得到产物的物质的量100% 七、电解质溶液 （一）电解质和非电解质、强电解质和弱电解质 1.电解质和非电解质。 （二）弱电解质的电离平衡 1.弱电解质的电离特点 （1）微弱:弱电解质在水溶液中的电离是部分电离、电离程度都比较小，分子、离子共同存在。 （2）可逆:弱电解质在水分子作用下电离

43、出离子、离子又可重新结合成分子。因此，弱电解质的电离是可逆的。 （3）能量变化:弱电解质的电离过程是吸热的。 （4）平衡:在一定条件下最终达到电离平衡。 2.电离平衡:当弱电解质分子离解成离子的速率等于结合成分子的速率时，弱电解质的电离就处于3电离平衡状态。电离平衡是化学平衡的一种。同样具有化学平衡的特征。条件改变时平衡移动的规律符合勒沙特列原理。 3.电离平衡常数:对一元弱酸或一元弱碱来说，达到平衡后的溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液未电离的分子浓度之比是一个常数，这一常数叫电离平衡常数，简称电离常数，用k表示。如:CH 3 COOH CH 3 COO - +H + K a =c

44、（H + ）c（CH 3 COO - ） c（CH 3 COOH） （25 K a =1.810 -5 ）NH 3 H 2 O NH +4 +OH - K b =c（NH +4 ）c（OH - ） c（NH 3 H 2 O） （25 K b =1.810 -5 ） k值的大小，表达了一定温度下弱电解质的难易程度。k值越大该弱电解质越易电离;k值越小，该弱电解质越难电离，故可根据k值大小判断弱电解的相对强度。 （三）水的电离和溶液的pH值 1.水的电离和水的离子积常数。 H 2 O是一种极弱电解质:2H 2 O H 3 O + +OH - 25 c（H + ）=c（CH - ）=10 -7 mo

45、lL -1 水的离子积 kw=c（H + ）c（OH - ）=10 -14 （25） kw只与温度有关，温度升高，kw增大。如:100 kw=10 -12 kw适于:纯水、稀酸、稀碱、稀盐水溶液中。2.溶液的pH （1）pH:pH=-lgc（H + ）。在溶液的c（H + ）很小时，用pH来表示溶液的酸碱度。 （2）含义:pH越大，c（H + ）越小，c（OH - ）越大，酸性越弱，碱性越强。pH越小，c（H + ）越大，c（OH - ）越小，酸性越强，碱性越弱。 （3）范围:014 （4）溶液的酸碱性与pH （四）盐类水解 1.盐类水解定义:在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H + 或

46、OH - 结合生成弱电解质的反应叫作盐类的水解。酸+碱 中和水解 盐+水 2.盐类水解规律 （1）谁弱谁水解，谁强显谁性，越弱越水解，都弱都水解，两强不水解。 （2）多元弱酸根、正酸根离子比酸式酸根离子水解程度大得多，故可只考虑第一步水解。 （3）水解是吸热反应，升温水解程度增大。 （4）单离子水解程度都很小，故书写水解离子方程式时要用“”，不能用“”或“”符号。 （5）完全双水解的特例，Al 3+ 与AlO - 3 、CO 2- 3 、S 2- 、HS - 、AlO - 2 ，Fe 3+ 与HCO - 3 、CO 2- 3 、AlO - 2 ，NH +4 与SiO 2- 3 等。 （五）电化

47、学 1.原电池 （1）概念:将化学能转化为电能的装置。 （2）实质:化学能转化为电能。 （3）构成前提:能自发地发生氧化还原反应。 （4）构成条件:两个电极电解质溶液“两极”“一液”联成回路能自发地发生氧化还原反应。 （5）电极构成:负极:还原性相对较强的材料。正极:还原性相对较弱的材料。电极反应:负极:失去电子，氧化反应。正极:得到电子，还原反应。 2.金属的腐蚀与防护 （1）定义:金属单质被空气中的成分或其他氧化剂氧化而变质的现象叫做金属腐蚀。 （2）金属腐蚀的种类化学腐蚀电化学腐蚀 （3）金属防护 涂保护层。如涂油、电镀、表面处理等。保持干燥。 改变金属的内部结构，使其稳定，如不锈钢。

48、牺牲阳极的阴极保护法。即用一种更为活泼的金属与要保护的金属构成原电池。 外加电源法。将被保护的金属与电源负极相连，电源向该金属提供电子，该金属就不失电子而得以保护。 3.电解原理及其应用 （1）电解定义:使电流通过电解质溶液而在阴、阳两极引起氧化还原反应过程叫电解。 （2）装置:电解池 （或电解槽） 特点:把电能转化为化学能 形成条件与电源相连的两个电极电解质溶液或熔化电解质形成闭合回路 （3）电解原理: 电子流向:电源负极阴极 阴极电源正极 电解质由离子定向移动:阳离子阴极 阴离子阳极 电极反应阳极:金属电极或电解质溶液中的阴离子失去电子发生氧 化反应 阴极:电解质溶液中的阳离子得到电子发生

49、还原反应。放电顺序阳极:M（金属）Cl - OH - 含氧酸根离子阴极:Ag + Cn 2+ Fe 2+ Zn 2+ H + （4）电解应用: 铜的粗炼阳极（粗铜）:Cu-2e - =Cu 2+ 阴极（纯铜）:Cu 2+ +2e - =Cu电解质溶液:CuSO 4 （含H 2 SO 4 ） 氯碱工业阳极（钛网）2Cl - -2e - =Cl 2 阴极（碳钢网）2H -1 +2e - =H 2 电解质溶液:饱和食盐水 总反应:2NaCl+2H 2 O 电解 2NaOH+H 2 +Cl 2 镀铜阳极（铜）:Cu-2e - =Cu 2+ 阴极（铁或其他镀件）:Cu 2+ +2e - =Cu电镀液:C

50、uSO 4 溶液。 第二部分 常见元素的单质及其重要化合物 一、非金属元素及其化合物 （一）非金属元素概论 1.非金属元素在周期表中的位置 在目前已知的112种元素中，非金属元素有22种，除H外非金属元素都位于周期表的右上方（H在左上方）。F是非金属性最强的元素。 2.非金属元素的原子结构特征及化合价 （1）与同周期的金属原子相比，最外层电子数较多，次外层都是饱和结构（2、8或18电子结构）。 （2）与同周期的金属原子相比较，非金属元素原子核电荷数多，原子半径小，化学反应中易得到电子，表现氧化性。 （3）最高正价等于主族序数（O、F无+6、+7价）对应负价以绝对值等于8-主族序数。如S、N、C

51、1等还呈现变价。 3.非金属单质 （1）组成与同素异形体 非金属单质中，有单原子分子的He、Ne、Ar等稀有气体;双原子分子的H 2 、O 2 、Cl 2 、H 2 、Br 2 等，多原子分子的P 4 、S 8 、C 60 、O 3 等。原子晶体的金刚石，晶体硅等。同一元素形成的不同单质常见的有O 2 、O 3 ;红磷、白磷;金刚石、石墨等。 （2）聚集状态及晶体类型 常温下有气态（H 2 、O 2 、Cl 2 、N 2 ），液态（Br 2 ）、固态（I 2 、磷、碳、硅）。常温下是气体，液态的非金属单质及部分固体单质，固态时是分子晶体，少量的像硅、金刚石为原子晶体，石墨“混合型”晶体。 4.

52、非金属的氢化物 （1）非金属氢化物的结构特点 A-RH 4 正四面体结构，非极性分子;A-RH 3 三角锥形，极性分子;A-H 2 R为“V”型，极性分子;A-HR直线型，极性分子。 固态时均为分子晶体，熔沸点较低，常温下H 2 O是液体，其余都是气体。（2）非金属气态氢化物的稳定性 一般的，非金属元素的非金属性越强，生成的气态氢化物越稳定。因此，气态氢化物的稳定性是非金属性强弱的重要标志之一。（3）非金属氢化物具有一定的还原性 如:NH 3 、H 2 S可被O 2 氧化 HBr、HI可被Cl 2 、浓H 2 SO 4 氧化等等。5.最高价氧化物对应水化物（含氧酸）的组成和酸性。 元素的非金属

53、性越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性越强，故非金属元素的最高价含氧酸的酸性也是非金属性强弱的重要标志之一。 （二）卤族元素 1.氯气 （1）分子式Cl 2 电子式Cl Cl 结构式 Cl-Cl （2）物理性质:黄绿色有刺激性气味、有毒、易液化能溶于水（12）。 （3）化学性质:与金属反应将金属氧化成高价态Cu+Cl 2 点燃 CuCl 2 （棕黄色烟）与非金属的反应 H 2 +Cl 2 点燃 2HCl（苍白色火焰，工业上制HCl） H 2 +Cl 2 光照 2HCl（爆炸）与水反应 Cl 2 +H 2 O HCl+HClO HClO是一种弱酸（HClO H + +ClO - ），具有强氧化性

54、，可进行漂白、消毒杀菌等，在光照下易分解:2HClO 光照 2HCl+O 2 与碱反应 Cl 2 +2NaOH NaCl+NaClO+H 2 O（用于吸收多余Cl 2 ） 2Cl 2 +2Ca（OH） 2 CaCl 2 +Ca（ClO） 2 漂白粉（混合物）+2H 2 O 漂白粉的有效成分为Ca（ClO） 2 ，在空气中易失效变质:Ca（ClO） 2 +CO 2 +H 2 O CaCO 3 +2HClO与还原性物质反应 Cl 2 +2Br - 2Cl - +Br 2 Cl 2 +H 2 S 2HCl+S （4）制法: 实验室制法 MnO 2 +4HCl（浓） MnCl 2 +Cl 2 +2H

55、2 O工业制法 2NaCl+2H 2 O 电解 2NaOH+H 2 +Cl 2 2NaCl（熔融） 电解 2Na+Cl 2 2.卤族元素 （1）卤族元素性质的通性及递变性元素周期表中的位置:第A族 原子结构相同点:最外层电子数均为7不同点:电子层数不同 主要性质的相似性:单质均为双原子非极性分子;主要化合价为-1价，最高正价为+7价（F除外）;单质具有强氧化性。主要性质的递变性。（从F到I）原子半径和离子半径逐渐增大; 非金属性及单质氧化性逐渐减弱，即氧化性F 2 Cl 2 Br 2 I 2 ;与H 2 化合生成HX的反应由易到难，且氢化物的稳定性由强到弱，即稳定性HFHClHBrHI;最高价

56、氧化物的水化物的酸性逐渐减弱;卤离的还原性增强，前面元素的单质能把后面的元素置换出来。单质的颜色变深，熔沸点升高。 （2）卤素及其化合物特性归纳 Cl 2 、Br 2 、I 2 与水反应类型相同，可用通式X 2 +H 2 O=HX+HXO，而F 2 特殊F 2 +2H 2 O=4HF+O 2 ，由此得出它们与碱反应Cl 2 、Br 2 、I 2 相同，F 2 不同。F 2 、Cl 2 、Br 2 与Fe作用得+3价铁，而I 2 +Fe Fel 2 。 Cl - 、Br - 、I - 跟AgNO 3 分别产生白色沉淀、浅黄色沉淀、黄色沉淀;而AgF可溶于水，无色溶液。 氯水具有漂白性，但溴水、碘

57、水中HBrO和HIO很少，漂白性很差。碘与淀粉变蓝，但淀粉碘化钾试纸投入氯水中不变蓝，因为氯水过量，发生下列反应I 2 +5Cl 2 +6H 2 O=2HIO 3 +10HCl。 氢氟酸为弱酸，余者为强酸，且酸性逐渐增强。氢氟酸腐蚀玻璃，其他氢卤酸没有此性质。 （3）卤离子（x - ）的检验 （x=Cl、Br、I） 在含有卤离子（x - ）的溶液中，加入HNO 3 酸化的AgNO 3 溶液。Cl - +Ag + AgCl（白） Br - +Ag + AgBr（淡黄色）I - +Ag + AgI（黄色） （三）氧族元素 1.氧族元素 （1）包括:氧（ 8 O）、硫（ 16 S）、硒（ 34 Se

58、）、碲（ 52 Te）、钋（ 84 Po）等几种元素 （2）周期表中位置:A族;2-6周期。 （3）最外层电子数:6e - （4）化合价:-2，0，+4，+6（O一般无正价） （5）原子半径:随核电荷数增大而增大，即r 0 r S r Se r Te （6）元素非金属性:从OTe由强弱 2.氧族元素性质的相似性及递变性 （1）相似性 最外层电子都有6个电子，均能获得2个电子，而达到稳定结构在气态氢化物中均显-2价，分子式为H 2 R在最高价氧化物中均显+6价，分子式为RO 3 最高价氧化物对应水化物的分子式为H 2 RO 4 （2）递变性 （ C O S Se Te ） 单质的溶沸点升高，氧化

59、性减弱气态氢化物热稳定性减小，还原性增强最高价氧化物的水化物酸性减弱。 3.二氧化硫 （1）二氧化硫的物理性质:无色有刺激性气味，有毒，密度比空气大，易液化、易溶于水（与H 2 O化合生成H 2 SO 3 ，SO 2 +H 2 O H 2 SO 3 ） （2）二氧化硫的化学性质:具有酸性氧化物通性还原性:SO 2 +Cl 2 +2H 2 O H 2 SO 4 +2HCl2SO 2 +O 2 催化剂 2SO 3 弱氧化性:SO 2 +2H 2 S 3S+2H 2 O 漂白性:SO 3 可使品红褪色（可逆，加热又恢复红色） （3）二氧化硫的污染 SO 2 是污染大气的主要有害物质之一，直接危害是引

60、起呼吸道疾病。形成酸雨pH5、6，破坏农作物、森林、草原、使土壤酸性增强等等。含SO 2 的工业废气必须经过净化处理才能排放到空气中。 4.硫酸工业和硫酸（1）接触法制硫酸 反应原理:造气:4FeS 2 +11O 2 （g） 高温 2Fe 2 O 3 +8SO 2 氧化:2SO 2 +O 2 催化剂 400-500 2SO 3 吸收:SO 3 +H 2 O H 2 SO 4 分别对应的设备:沸腾炉接触室吸收塔 具体措施:粉碎矿石、过量空气、热交换、催化氧化、逆流、循环、浓H 2 SO 4 吸收SO 3 （防止形成酸雾）、尾气处理（用氨水吸收SO 2 ，生成（NH 4 ） 2 SO 3 ，再用H

61、 2 SO 4 处理，便又可生成SO 2 ）。（2）浓硫酸（98.3%）的特性吸水性和脱水性 强氧化性，在加热条件下，大多数金属（Au、Pt除外）能被浓H 2 SO 4 氧化，生成SO 2 ，无H 2 ;浓H 2 SO 4 在加热时可与C、S、P等非金属反应。 浓H 2 SO 4 稀释时，放出大量热，所以在操作时，应将浓H 2 SO 4 沿器壁缓缓注入水中，并不断搅拌及时散热。 SO 2- 4 的检验，在被检溶液中先加盐酸，无白色沉淀，然后再加BaCl 2 溶液有白色沉淀生成，Ba 2+ +SO 2- 4 BaSO 4 （四）碳族元素 1.碳及其重要化合物（1）一氧化碳和二氧化碳 （3）活性炭

62、的吸附作用及其应用 木材干馏所得的固态产物是木炭，木炭由于它的孔隙被干馏时产生的油脂等物质所覆盖，吸附能力较弱，经活化处理增加表面积后就有高的吸附能力。这种具有高吸附能力的碳，称为活性炭。活性炭的孔隙多，内表面积大，一般为500m 2 /g1000m 2 /g。活性炭属于非极性吸附剂，因此易吸附非极性或弱极性物质。常见的易被活性炭吸附的物质及应用如下: 有毒的气体（或蒸汽）:NO、NO 2 、Cl 2 、Br 2 、C 6 H 6 （苯）。活性炭用于去毒、防毒。 色素。活性炭用于溶液脱色（漂白），如制造白糖工业中可用活性炭做脱色剂。 水中有臭味的物质。活性炭用于水的除臭净化。 2.硅及其重要化

63、合物 （1）硅的存在:自然界中以化合态存在，含量仅次于氧，排第二位，是构成矿物和岩石的主要成分。 （2）硅的单质:有晶体硅和无定形硅两种同素异形体，晶体硅是原子晶体，类似于金刚石，熔沸点高、硬度大，是良好的半导体。 （3）硅的性质:性质稳定不易与其他物质发生化学反应 Si+O 2 SiO 2 Si+2NaOH+H 2 O Na 2 SiO 3 +2H 2 （4）硅的制备及提纯:SiO 2 +2C 高温 Si+COSi+Cl 2 高温 SiCl 4 SiCl 4 +2H 2 高温 Si+4HCl （5）硅的氧化物SiO 2 :原子晶体，熔点高、硬度大酸性氧化物:（但不溶于水，也不与水反应）SiO 2 +CaO 高温 CaSiO 3 SiO 2 +2NaOH Na 2 SiO 3 +H 2 O 与氢氟酸反应:SiO 2 +4HF SiF 4