高中化学知识点归纳汇总(1) 31页

‎ ‎ ‎ 高考化学知识归纳总结 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：O2、H2、HCl、NO… ‎ 多原子分子如：H2O、P4、C6H12O6…‎ ‎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+、NH4+…‎ 阴离子：Cl–、O2–、OH–、SO42–… ‎ ‎（2）存在离子的物质：‎ ‎①离子化合物中：NaCl、CaCl2、Na2SO4…‎ 第 31 页 共 31 页 ‎ ‎ ‎②电解质溶液中：盐酸、NaOH溶液…‎ ‎③金属晶体中：钠、铁、钾、铜… ‎ ‎4．元素 元素是具有相同核电荷数（即质子数）的同—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。 ‎ ‎（3）各种元素在地壳中的质量分数各不相同，占前五位的依次是：O、Si、Al、Fe、Ca。‎ ‎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：11H、21H、31H（氕、氘、氚）。 ‎ ‎6．核素 核素是具有特定质量数、原子序数和核能态，而且其寿命足以被观察的一类原子。‎ ‎（1）同种元素、可以有若干种不同的核素—同位素。‎ ‎（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。原子团有几下几种类型：根（如SO42-、OHˉ、CH3COOˉ等）、官能团（有机物分子中能反映物质特殊性质的原子团，如 第 31 页 共 31 页 ‎ ‎ ‎—OH、—NO2、—COOH等）、游离基（又称自由基、具有不成价电子的原子团，如甲基游离基 · CH3）。‎ ‎ 8．基 化合物中具有特殊性质的一部分原子或原子团，或化合物分子中去掉某些原子或原子团后剩下的原子团。‎ ‎（1）有机物的官能团是决定物质主要性质的基，如醇的羟基（—OH）和羧酸的羧基（—COOH）。‎ ‎（2）甲烷（CH4）分子去掉一个氢原子后剩余部分（· CH3）含有未成对的价电子，称甲基或甲基游离基，也包括单原子的游离基（· Cl）。‎ 基（羟基）‎ 根（氢氧根）‎ 电子式 电性 电中性 带负电 存在于 不能独立存在，必须和其他“基”或原子团相结合 能独立存在于溶液或离子化合物中 ‎9．物理性质与化学性质 物理性质 化学性质 概念 ‎（宏观）‎ 物质不需要发生化学变化就能表现出来的性质 物质在发生化学变化时表现出来的性质 实质 ‎（微观）‎ 物质的分子组成和结构没有发生改变时呈现的性质 物质的分子组成和结构发生改变时呈现的性质 性质包 括内容 第 31 页 共 31 页 ‎ ‎ 颜色、状态、气味、味道、密度、熔点、沸点、溶解性、导电性、导热性等 一般指跟氢气、氧气、金属、非金属、氧化物、酸、碱、盐能否发生反应及热稳定性等 ‎ 9．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 化学变化本质：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。‎ ‎10．溶解性 指物质在某种溶剂中溶解的能力。例如氯化钠易溶于水，却难溶于无水乙醇、苯等有机溶剂。单质碘在水中溶解性较差，却易溶于乙醇、苯等有机溶剂。苯酚在室温时仅微溶于水，当温度大于70℃时，却能以任意比与水互溶（苯酚熔点为43℃，70℃时苯酚为液态）。利用物质在不同温度或不同溶剂中溶解性的差异，可以分离混合物或进行物质的提纯。‎ 在上述物质溶解过程中，溶质与溶剂的化学组成没有发生变化，利用简单的物理方法可以把溶质与溶剂分离开。还有一种完全不同意义的溶解。例如，石灰石溶于盐酸，铁溶于稀硫酸，氢氧化银溶于氨水等。这样的溶解中，物质的化学组成发生了变化，用简单的物理方法不能把溶解的物质提纯出来。‎ ‎11．液化 指气态物质在降低温度或加大压强的条件下转变成液体的现象。在化学工业生产过程中，为了便于贮存、运输某些气体物质，常将气体物质液化。液化操作是在降温的同时加压，液化使用的设备及容器必须能耐高压，以确保安全。常用的几种气体液化后用途见下表。‎ 第 31 页 共 31 页 ‎ ‎ 气体名称 液化后名称 主要用途 空气 液体空气 分离空气制取氧气、氮气、稀有气体 氮气 液氮 冷冻剂 氯气 液氯 自来水消毒剂，制氯化铁、氯化烷等 氨气 液氨 制冷剂，用于氨制冷机中 二氧化硫 液体二氧化硫 漂白剂 石油气 液化石油气 燃料 ‎12．金属性 元素的金属性通常指元素的原子失去价电子的能力。元素的原子越易失去电子，该元素的金属性越强，它的单质越容易置换出水或酸中的氢成为氢气，它的最高价氧化物的水化物的碱性亦越强。元素的原子半径越大，价电子越少，越容易失去电子。在各种稳定的同位素中，铯元素的金属性最强，氢氧化铯的碱性也最强。除了金属元素表现出不同强弱的金属性，某些非金属元素也表现出一定的金属性，如硼、硅、砷、碲等。‎ 金属活动性：水溶液中，金属原子失去电子能力的性质。‎ 注：金属性与金属活动性并非同一概念，两者有时表现为不一致，‎ ‎1、同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，金属性减弱；‎ 同主族中，由上到下，随着核电荷数的增加，金属性增强；‎ ‎2、依据最高价氧化物的水化物碱性的强弱；碱性愈强，其元素的金属性也愈强；‎ ‎3、依据金属活动性顺序表（极少数例外）；‎ ‎4、常温下与酸反应剧烈程度；‎ ‎5、常温下与水反应的剧烈程度；‎ ‎6、与盐溶液之间的置换反应；‎ ‎7、高温下与金属氧化物间的置换反应。‎ ‎13．非金属性 是指元素的原子在反应中得到（吸收）电子的能力 第 31 页 共 31 页 ‎ ‎ ‎。元素的原子在反应中越容易得到电子。元素的非金属性越强，该元素的单质越容易与H2化合，生成的氢化物越稳定，它的最高价氧化物的水化物（含氧酸）的酸性越强（氧元素、氟元素除外）。‎ 已知氟元素是最活泼的非金属元素。它与氢气在黑暗中就能发生剧烈的爆炸反应，氟化氢是最稳定的氢化物。氧元素的非金属性仅次于氟元素，除氟、氧元素外，氯元素的非金属性也很强，它的最高价氧化物（Cl2O7）的水化物—高氯酸（HClO4）是已知含氧酸中最强的一种酸。‎ ‎1、同周期中，从左到右，随核电荷数的增加，非金属性增强；‎ 同主族中，由上到下，随核电荷数的增加，非金属性减弱；‎ ‎2、依据最高价氧化物的水化物酸性的强弱：酸性愈强，其元素的非金属性也愈强；‎ ‎3、依据其气态氢化物的稳定性：稳定性愈强，非金属性愈强；‎ ‎4、与氢气化合的条件；‎ ‎5、与盐溶液之间的置换反应；‎ ‎6、其他，例：2Cu＋SCu2S Cu＋Cl2CuCl2 所以，Cl的非金属性强于S。‎ 金属性强弱 非金属性强弱 最高价氧化物水化物碱性强弱 ‎ 最高价氧化物水化物酸性强弱 ‎ 与水或酸反应，置换出H2的易难 ‎ 与H2化合的易难及生成氢化物稳定性 ‎ 活泼金属能从盐溶液中置换出不活泼金属 ‎ 活泼非金属单质能置换出较不活泼非金属单质 ‎ 阳离子氧化性强的为不活泼金属，氧化性弱的为活泼金属 阴离子还原性强的为非金属性弱，还原性弱的为非金属性强 原电池中负极为活泼金属，正极为不活泼金属 将金属氧化成高价的为非金属性强的单质，氧化成低价的为非金属性弱的单质 第 31 页 共 31 页 ‎ ‎ 电解时，在阴极先析出的为不活泼金属 电解时，在阳极先产生的为非金属性弱的单质 ‎14．氧化性 物质（单质或化合物）在化学反应中得到（吸引）电子的能力称为物质的氧化性。非金属单质、金属元素高价态的化合物、某些含氧酸及其盐一般有较强的氧化性。‎ 非金属单质的氧化性强弱与元素的非金属性十分相似，元素的非金属性越强，单质的氧化性也越强。氟是氧化性最强的非金属单质。氧化性规律有：①活泼金属阳离子的氧化性弱于不活泼金属阳离子的氧化性，如Na+＜Ag+；②变价金属中，高价态的氧化性强于低价态的氧化性，如Fe3+＞Fe2+，MnO4−＞MnO42−＞MnO2；③同种元素含氧酸的氧化性往往是价态越高，氧化性越强，如HNO3＞HNO2，浓度越大，氧化性也越强，如浓HNO3＞稀HNO3,浓H2SO4＞稀H2SO4。然而，也有例外，如氯元素的含氧酸，它们的氧化性强弱顺序是HClO＞HClO2＞HClO3＞HClO4。‎ ‎15．还原性 物质在化学反应中失去电子的能力称为该物质的还原性。金属单质、大多数非金属单质和含有元素低价态的化合物都有较强的还原性。物质还原性的强弱取决于该物质在化学反应中失去电子能力的大小。‎ 元素的金属性越强，金属单质的还原性也越强，金属单质还原性顺序和金属活动性顺序基本一致。元素的非金属性越弱，非金属单质的还原性越强。元素若有多种价态的物质，一般说来，价态降低，还原性越强。如含硫元素不同价态的物质的还原性：H2S＞S＞SO2；含磷元素物质的还原性PH3＞P4＞PO33−；铁及其盐的还原性：Fe＞Fe2+等。‎ 第 31 页 共 31 页 ‎ ‎ ‎16．挥发性 液态物质在低于沸点的温度条件下转变成气态的能力，以及一些气体溶质从溶液中逸出的能力。具有较强挥发性的物质大多是一些低沸点的液体物质，如乙醇、乙醚、丙酮、氯仿、二硫化碳等。另外氨水、浓盐酸、浓硝酸等都具有很强的挥发性。这些物质贮存时，应密闭保存并远离热源，防止受热加快挥发。‎ ‎17．升华 在加热的条件下，固态物质不经过液态直接变为气态的变化。常见能升华的物质有I2、干冰（固态CO2）、升华硫、红磷、灰砷等。‎ ‎18．稳定性 是物质的化学性质的一种。它反映出物质在一定条件下发生化学反应的难易程度。稳定性可分为热稳定性、光化学稳定性和氧化还原稳定性。‎ 越不活泼的物质，其化学稳定性越好。例如：苯在一般情况下，化学性质比较稳定，所以，常用苯作萃取剂和有机反应的介质。很多反应在水溶液中进行和水作溶剂，都是利用了水的化学稳定性。‎ ‎19．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）常见特殊名称的混合物：氨水、氯水、王水、天然水、硬水、软水、盐酸、浓硫酸、福尔马林、水玻璃；爆鸣气、水煤气、天然气、焦炉气、高炉煤气、石油气、裂解气、空气；合金；过磷酸钙、漂白粉、黑火药、铝热剂、水泥、铁触媒、玻璃；煤、石油；石油、石油的各种馏分。‎ 第 31 页 共 31 页 ‎ ‎ ‎【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H2O与D2O混合为纯净物。‎ ‎20．单质 由同种元素组成的纯净物叫单质。如O2、Cl2、N2、Ar、金刚石、铁(Fe)等。HD、16O、18O也属于单质，单质分为金属单质与非金属单质两种。‎ ‎21．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。 ‎ ‎22．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：HCIO4、H2SO4、HCl、HNO3… ‎ ‎ 常见弱酸：H2SO3、H3PO4、HF、HClO、H2CO3、H2SO3、CH3COOH…‎ ‎★浓硫酸“五性”‎ 酸性、强氧化性、吸水性、脱水性、难挥发性 化合价不变只显酸性 化合价半变既显酸性又显强氧化性 化合价全变只显强氧化性 ‎★浓硝酸“四性”‎ 酸性、强氧化性、不稳定性、挥发性 ‎ 化合价不变只显酸性 化合价半变既显酸性又显强氧化性 化合价全变只显强氧化性 ‎23．碱 电离理论认为，电解质电离时产生的阴离子全部是OHˉ的化合物叫碱。‎ 常见强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2… ‎ 第 31 页 共 31 页 ‎ ‎ ‎ 常见弱碱：NH3·H2O、Al(OH)3、Fe(OH)3… ‎ ‎24．盐 电离时生成金属阳离子(或NH4+)和酸根离子的化合物叫做盐。‎ 盐的分类：①正盐：如：(NH4)2SO4、Na2SO4… ②酸式盐：如NaHCO3、NaH2PO4、Na2HPO4…③碱式盐：Cu2(OH)2CO3… ④复盐：KAl(SO4)2·12H2O… ‎ ‎25．氧化物 由两种元素组成，其中一种是氧的化合物叫氧化物。‎ ‎（1）氧化物的分类方法按组成分：‎ 金属氧化物：Na2O、Al2O3、Fe3O4… ‎ 非金属氧化物：NO2、CO、SO2、CO2…‎ ‎（2）按性质分：‎ 不成盐氧化物：CO、NO ‎ 成盐氧化物：酸性氧化物：CO2、SO2…‎ 碱性氧化物：Na2O2、CuO…‎ 两性氧化物：Al2O3、ZnO ‎ 过氧化物：Na2O2‎ 超氧化物：KO2‎ ‎26．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；O2与O3；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。‎ ‎★"五同的区别"‎ ‎ 同位素(相同的中子数，不同的质子数，是微观微粒)‎ 同素异形体（同一种元素不同的单质，是宏观物质）‎ 第 31 页 共 31 页 ‎ ‎ 同分异构体（相同的分子式，不同的结构）‎ 同系物（组成的元素相同，同一类的有机物，相差一个或若干个的CH2）‎ 同一种的物质（氯仿和三氯甲烷，异丁烷和2-甲基丙烷等）‎ ‎（二）正确使用化学用语 ‎ ‎1．‎ ‎（5）电子数相同的微粒组 ‎①核外有10个电子的微粒组：‎ 原子：Ne；‎ 分子：CH4、NH3、H2O、HF；‎ 阳离子：Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+；‎ 阴离子：N3－、O2－、F－、OH－、NH2－。‎ ‎②核外有18个电子的微粒：‎ 原子：Ar；‎ 分子：SiH4、PH3、H2S、HCl、F2、H2O2；‎ 阳离子：K+、Ca2+；‎ 阴离子：P3－、S2－、HS－、Cl－、O22－。‎ ‎★“10电子”、“18电子”的微粒小结 ‎ 1．“10电子”的微粒：‎ 分子 离子 一核10电子的 Ne N3−、O2−、F−、Na+、Mg2+、Al3+‎ 二核10电子的 HF OH−、‎ 三核10电子的 H2O NH2−‎ 四核10电子的 NH3‎ H3O+‎ 五核10电子的 CH4‎ NH4+‎ ‎2．“18电子”的微粒 分子 离子 第 31 页 共 31 页 ‎ ‎ 一核18电子的 Ar K+、Ca2+、Cl‾、S2−‎ 二核18电子的 F2、HCl HS−‎ 三核18电子的 H2S 四核18电子的 PH3、H2O2‎ 五核18电子的 SiH4、CH3F 六核18电子的 N2H4、CH3OH 注：其它诸如C2H6、N2H5+、N2H62+等亦为18电子的微粒。‎ ‎（三）化学键和晶体结构（没有选修的学生晶体部分不用看）‎ ‎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．离子建 ‎（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NH4+）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种非金属元素的原子间形成共用电子对达到稳定结构。‎ ‎（3）共价键分类：‎ ‎①非极性键：由同种元素的原子间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（H2、Cl2、O2、P4…）共价化合物（H2O2、多碳化合物）、离子化合物（Na2O2、CaC2）中存在。‎ 第 31 页 共 31 页 ‎ ‎ ‎②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、H2O、CO2、NH3、H2SO4、SiO2）某些离子化合物（NaOH、Na2SO4、NH4Cl）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：H2、Cl2、N2、O2。‎ 多原子分子，都是非极性键→非极性分子，如P4、S8 。‎ 有极性键几何结构对称→非极性分子，如：CO2、CS2、CH4、Cl4。‎ 几何结构不对称→极性分子，如H2O2、NH3、H2O。‎ ‎5．分之间作用力和氢键 ‎（1）分子间作用力 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。‎ ‎①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。‎ ‎②一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 某些物质的分子间H核与非金属强的原子的静电吸引作用。氢键不是化学键，它比化学键弱得多，但比范德华力稍强。‎ 氢键主要存在于HF、H2O、NH3、CH3CH2OH分子间。如HF分子间氢键如下：‎ 第 31 页 共 31 页 ‎ ‎ 故HF、H2O、NH3的沸点分别与同族氢化物沸点相比反常的高。‎ ‎6．晶体 ‎①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。‎ ‎②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原子晶体。‎ ‎③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。‎ ‎④金属晶体 通过金属离子与自由电子间的较强作用（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 晶体类型 离子晶体 原子晶体 分子晶体 金属晶体 组成晶体的粒子 阳离子和阴离子 原子 分子 金属阳离子和自由电子 组成晶体粒子间的相互作用 离子键 共价键 范德华力（有的还有氢键）‎ 金属键 典型实例 NaCl 金刚石、‎ 晶体硅、SiO2、SiC 冰、干冰 金属单质 熔点沸点 熔点较高、沸点高 熔、沸点高 熔、沸点低 熔沸点高 第 31 页 共 31 页 ‎ ‎ 晶体的物理特性 导热性 不良 不良 不良 良 导电性 固态不导电，熔化或溶于水能导电 差 差 导电 延展性 不良 不良 不良 良 硬度 略硬而脆 高硬度 较小 较大 ‎ 8．物质熔点、沸点高低的比较 ‎ （1）不同晶体类型的物质：原子晶体>离子晶体>分子晶体 ‎ （2）同种晶体类型的物质：晶体内微粒间的作用力越大，溶、沸点越高。‎ ‎①原子晶体要比较共价键的强弱（比较键能和鍵长），一般地说原子半径越小，键能越大，鍵长越短，共价键越牢固，晶体的溶沸点越高。如：‎ 熔点：金刚石>水晶>金刚砂>晶体硅 ‎②离子晶体要比较离子键的强弱，一般地说阴阳离子电荷数越多，离子半径越小，则离子间作用力越大，离子键越强，溶沸点越高。如：‎ 熔点：MgO>MgCl2>NaCl>CsCl ‎③分子晶体：‎ a．组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，熔沸点越高。‎ b．组成和结构不相似的物质，极性大则熔沸点高（如CO>N2）。‎ c．有些还与分子的形状有关。如有机同分异构体中，一般线性分子的熔沸点比带支链的高，如正戊烷>异戊烷>新戊烷。‎ d．有些与分子中含有的碳碳双键的多少有关。组成结构相似的有机物，一般含碳碳双键多的熔沸点低，如 第 31 页 共 31 页 ‎ ‎ 油酸甘油酯（油）的熔点比硬脂酸甘油酯（脂肪）的低。‎ 五．溶液 ‎（一）分散系 ‎1．分散系 化学上把一种或几种物质分散成很小的微粒分布在另一种物质中所组成的体系。分散成粒子的物质叫分散质，另一种物质叫分散剂。分散质、分散剂均可以是气态、液态或固态。‎ ‎2．四种分散系比较 溶液 胶体 浊液 微粒直径 ‎<10-9 m ‎10-9~10-7 m ‎>10-7 m 微粒组成 分子或离子 分子的集合体或高分子 小液滴或固体小颗粒 特点 均一、稳定、透明 均一、稳定、透明 不均一、不稳定、不透明 能否通过滤纸 能 能 不能 能否通过半透膜 能 不能 不能 是否具有丁达尔现象 无 有 无 实例 蔗糖水 食盐水 蛋白溶液 淀粉溶液 石灰乳、油水 ‎（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。特征是均一、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。‎ 第 31 页 共 31 页 ‎ ‎ ‎（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物质在这种溶剂里的溶解度。常用s表示。质量分数ω=S(100+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，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，可以画出该物质溶解度随温度变化曲线，称之为溶解度曲线。‎ ‎★（一）有关化学式的计算 ‎ 1．通过化学式，根据组成物质的各元素的原子量，直接计算分子量。‎ ‎ 2．已知标准状况下气体的密度，求气体的式量：M=22.4ρ。‎ ‎3．根据相对密度求式量：M=MˊD。 ‎ ‎ 4．混合物的平均分子量： ‎ ‎5．相对原子质量 ① 原子的相对原子质量=‎ A1、A2表示同位素相对原子质量，a1%、a2%表示原子的摩尔分数 ② 元素近似相对原子质量：‎ ‎ (二) 溶液计算 ‎1、 ‎ 第 31 页 共 31 页 ‎ ‎ ‎2、稀释过程中溶质不变：C1V1=C2V2。‎ ‎3、同溶质的稀溶液相互混合：C混= (忽略混合时溶液体积变化不计)‎ ‎4、溶质的质量分数。 ①‎ ‎②（饱和溶液，S代表溶质该条件下的溶解度）‎ ‎③混合：m1a1%+m2a2%=(m1+m2)a%混 ④稀释：m1a1%=m2a2%‎ ‎5、有关pH值的计算：酸算H+，碱算OH—‎ Ⅰ. pH= —lg[H+] C(H+)=10-pH Ⅱ. KW=[H+][OH—]=10-14（25℃时）‎ ‎ ×M ×NA ‎ 质 量 物质的量 微 粒 ‎ m ÷M n ÷NA N ‎ ‎ ‎ × ÷‎ ‎ 22.4 L/ mol 22.4 L/ mol ‎ ‎ ‎ ‎ ‎ 气体的体积 ‎ （标准状况下）‎ ‎6、图中的公式：1． 2． 3． 4． ‎ ‎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：Na2CO3·10H2O=Na2CO3+10H2O，‎ CuSO4·5H2O=CuSO4+5H2O 第 31 页 共 31 页 ‎ ‎ ‎（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：Na2CO3·10H2O（纯碱），CuSO4·5H2O（胆矾、蓝矾），FeSO4·7H2O（绿矾），ZnSO4·7H2O（皓矾），MgCl2·KCl·6H2O（光卤石），KAl(SO4)2·12H2O或K2SO4·Al2(SO4)3·24H2O（明矾），CaSO4·2H2O（石灰膏），H2C2O4·H2O（草酸）。‎ ‎（4）风化：结晶水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干。‎ ‎（5）风化本质：结晶水合物分解Na2CO3·10H2O（无色晶体）=Na2CO3·H2O（白色粉末）+9H2O ‎（6）风化现象：由晶体状逐渐变成粉末。因此凡具有此现象的自然过程过程都可称为风化，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：CaCl2、MgCl2、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MgCl2杂质的缘故。‎ ‎4．胶体 ‎（1）定义：分散质的微粒在1nm～100nm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：①丁达尔现象（可用来鉴别胶体和溶液） ②布朗运动 ③电泳现象 第 31 页 共 31 页 ‎ ‎ ‎ ④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）‎ ‎①沙洲的形成 ‎ ‎②卤水点豆腐 ‎ ‎③明矾（或FeCl3） 净水 ‎④工业制皂的盐析 ‎ ‎⑤冶金工业电泳除尘 六．化学反应速率、化学平衡 ‎（一）化学反应速率 ‎1．定义：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/(L·min)或mol/(L·s) v=△c·△t ‎2．规律：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+nB=pC+qD 的v(A)：v(B)：v(C)：v(D)=m：n：p：q ‎3．影响反应速率的因素 ‎ 内因：参加反应的物质的结构和性质是影响化学反应速率的决定性因素。例如H2、F2混合后，黑暗处都发生爆炸反应，化学反应速率极快，是不可逆反应。而H2、N2在高温、高压和催化剂存在下才能发生反应，化学反应速率较慢，由于是可逆反应，反应不能进行到底。‎ 外因：‎ ‎①浓度：当其他条件不变时，增大反应物的浓度，单位体积发生反应的分子数增加，反应速率加快。‎ 第 31 页 共 31 页 ‎ ‎ ‎②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，浓度增大，反应速率加快。‎ ‎③温度：升高温度时，分子运动速率加快，有效碰撞次数增加，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2～4倍。‎ ‎④催化剂：可以同等程度增大逆反应速率。‎ ‎⑤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。‎ ‎【注意】：①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。‎ ‎②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。‎ ‎③增大压强或浓度，是增大了分子之间的碰撞几率，因此增大了化学反应速率；升高温度或使用催化剂，提高了活化分子百分数，增大了有效碰撞次数，使反应速率增大。‎ ‎（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>0。‎ ‎（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百分含量不变。‎ 第 31 页 共 31 页 ‎ ‎ ‎（4）“变”即条件改变，平衡被打破，并在新的条件下建立新的化学平衡。‎ ‎（5）与途径无关，外界条件不变，可逆反应无论是从正反应开始，还是从逆反应开始，都可建立同一平衡状态（等效）。‎ ‎3．化学平衡状态的标志 化学平衡状态的判断（以mA+nBxC+yD为例），可从以下几方面分析：‎ ‎①v(B耗)=v(B生)‎ ‎②v(C耗):v(D生)=x : y ‎③c(C)、C%、n(C)%等不变 ‎④若A、B、C、D为气体，且m+n≠x+y，压强恒定 ‎⑤体系颜色不变 ‎⑥单位时间内某物质内化学键的断裂量等于形成量 ‎⑦体系平均式量恒定（m+n ≠ x+y）等 ‎4．影响化学平衡的条件 ‎（1）可逆反应中旧化学键的破坏，新化学键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。‎ ‎①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。‎ ‎②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。‎ 第 31 页 共 31 页 ‎ ‎ ‎③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。‎ ‎④催化剂：不能影响平衡移动。‎ ‎ 5．等效平衡 在条件不变时，可逆反应不论采取何种途径，即由正反应开始或由逆反应开始，最后所处的平衡状态是相同；一次投料或分步投料，最后所处平衡状态是相同的。某一可逆反应的平衡状态只与反应条件（物质的量浓度、温度、压强或体积）有关，而与反应途径（正向或逆向）无关。‎ ‎（1）等温等容条件下等效平衡。对于某一可逆反应，在一定T、V条件下，只要反应物和生成物的量相当（即根据系数比换算成生成物或换算成反应物时与原起始量相同），则无论从反应物开始，还是从生成物开始，二者平衡等效。‎ ‎（2）等温、等压条件下的等效平衡。反应前后分子数不变或有改变同一可逆反应，由极端假设法确定出两初始状态的物质的量比相同，则达到平衡后两平衡等效。‎ ‎（3）在定温、定容情况下，对于反应前后气体分子数不变的可逆反应，只要反应物（或生成物）的物质的量的比值与原平衡相同，两平衡等效。 ‎ ‎6．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%。‎ ‎7．催化剂 第 31 页 共 31 页 ‎ ‎ ‎ 能改变其他物质的化学反应速率，本身在反应前后质量和性质都不变的物质。通常说的催化剂是指能加快化学反应速率的正催化剂，也有减慢化学反应速率的负催化剂或阻催化剂。在反应中加负催化剂能大大延缓反应速率，使人们不需要的化学反应如金属的锈蚀，食物的腐烂，塑料的老化尽可能慢地发生。‎ ‎ 催化剂的催化作用具有很强的选择性，某种催化剂往往只能催化某一种反应或某一类反应。使用生物酶制剂时的选择性更为突出。‎ ‎ 常用的催化剂及催化反应 ‎ 二氧化锰 氯酸钾分解制氧气；过氧化氢分解成水和氧气。‎ ‎ 五氧化二钒 二氧化硫催化氧化成三氧化硫。‎ ‎ 铁触媒 合成氨。‎ ‎ 铂或铂铑合金 氨的催化氧化。‎ ‎ 硫酸汞 乙炔水化制乙醛。‎ ‎ 醋酸锰 乙醛氧化制乙酸。‎ ‎ 镍 不饱和烃及其他不饱和有机物与氢气的加成反应。‎ ‎ 三溴化铁 笨的溴化制溴苯。‎ ‎ 使用催化剂进行催化反应时，要注意对反应物的净化，避免带入的某些杂质使催化剂丧失催化功能，这种作用称作催化剂中毒。‎ ‎★化学平衡图象题的解题步骤一般是：‎ 看图像：一看面（即横纵坐标的意义）； 二看线（即看线的走向和变化趋势）；‎ 三看点（即曲线的起点、折点、交点、终点），先出现拐点的则先达到平衡，说明该曲线表示的温度较高或压强较大，“先拐先平”。 四看辅助线（如等温线、等压线、平衡线等）；五看量的变化（如温度变化、浓度变化等），“定一议二”。‎ 第 31 页 共 31 页 ‎ ‎ ‎★等效平衡问题及解题思路 ‎1、等效平衡的含义在一定条件（定温、定容或定温、定压）下，只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的分数（体积、物质的量）均相同，这样的化学平衡互称等效平衡。‎ ‎2、等效平衡的分类 ‎（1）定温（T）、定容（V）条件下的等效平衡 Ⅰ类：对于一般可逆反应，在定T、V条件下，只改变起始加入情况，只要通过可逆反应的化学计量数比换算成平衡式左右两边同一边物质的物质的量与原平衡相同，则二平衡等效。‎ Ⅱ类：在定T、V情况下，对于反应前后气体分子数不变的可逆反应，只要反应物（或生成物）的物质的量的比例与原平衡相同，则二平衡等效。‎ ‎（2）定T、P下的等效平衡（例4： 与例3的相似。如将反应换成合成氨反应）‎ Ⅲ类：在T、P相同的条件下，改变起始加入情况，只要按化学计量数换算成平衡式左右两边同一边物质的物质的量之比与原平衡相同，则达到平衡后与原平衡等效。‎ 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 ‎ ‎ 第 31 页 共 31 页 ‎ ‎ ‎ 凡是水溶液里或熔融状态时能电离进而能导电的化合物叫做电解质。电解质溶于水或熔融时能电离出自由移动的阴、阳离子，在外电场作用下，自由移动的阴、阳离子分别向两极运动，并在两极发生氧化还原反应。所以说，电解质溶液或熔融状态时导电是化学变化。‎ ‎ 2．分类 ‎ （1）强电解质：是指在水溶液里几乎能完全电离的电解质。‎ ‎ （2）弱电解质：是指在水溶液中只能部分电离的电解质。‎ ‎ 3．强电解质和弱电解质的比较 强电解质 弱电解质 定义 水溶液里完全电离的电解质 水溶液里部分电离的电解质 化学键种类 离子键、强极性键 极性键 电离过程 完全电离 部分电离 表示方法 用等号“=”‎ 用可逆号“”‎ 代表物 强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HI 强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2‎ 绝大多数盐：NaCl、BaSO4‎ 弱酸：H2S、H2CO3、H3PO4、HF、CH3COOH 弱碱：NH3·H2O 个别盐：HgCl2、‎ Pb(CH3COO)2‎ ‎ 4．非电解质 凡是在水溶液里或熔融状态都不能电离也不能导电的化合物。‎ 常见的非电解质 非金属氧化物：CO2、SO2、SO3、NO2、P2O5‎ 某些非金属氢化物：CH4、NH3‎ 大多数有机物：苯、甘油、葡萄糖 ‎（二）弱电解质的电离平衡 第 31 页 共 31 页 ‎ ‎ ‎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。 ‎ ‎（三）水的电离和溶液的pH值 ‎ ‎1．水的电离和水的离子积常数 H2O是一种极弱电解质，能够发生微弱电离H2OH+ + OH–‎ ‎25℃时 c(H+)=c(OH–)=10–7 mol·L–1‎ 水的离子积Kw=c(H+)·c(OH–)=10–14（25℃）‎ ‎①Kw只与温度有关，温度升高，Kw增大。如：100℃ Kw=10–12‎ ‎②Kw适用于纯水或稀酸、稀碱、稀盐水溶液中。 ‎ ‎2．溶液的pH ‎（1）pH：pH=–lg[c(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+)。c(OH–)越小，酸性越强，碱性越弱。‎ ‎（3）范围：0～14 ‎ 第 31 页 共 31 页 ‎ ‎ ‎（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OH–结合生成弱电解质的反应叫作盐类的水解。‎ ‎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。‎ 盐类水解，水被弱解；有弱才水解，无弱不水解；越弱越水解，都弱双水解；谁强呈谁性，同强呈中性。‎ ‎3．盐类水解的类型 ‎ （1）单向水解：强酸和弱碱生成的盐，溶液呈酸性；强碱和弱酸生成的盐，溶液显碱性。如NH4Cl溶于水：‎ NH4+ + H2O NH3·H2O + H+‎ ‎ CH3COONa溶于水：CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-‎ ‎（2）互相促进水解：弱酸和弱碱生成的盐溶于水，电离产生弱酸的阴离子和弱碱的阳离子，二者分别结合水电离产生的H+和OH-发生水解，而水溶液的离子积不变，因此促进水的电离使反应进行的程度较大。溶液的酸碱性取决于生成的弱电解质的相对强弱。如CH3COONH4溶于水：‎ ‎ CH3COO- + NH4+ CH3COOH + NH3·H2O 第 31 页 共 31 页 ‎ ‎ ‎（3）互相抑制水解：能电离产生两种以上的弱酸阴离子或弱碱阳离子的盐溶于水，弱酸的阴离子或弱碱的阳离子均发生水解，但是互相抑制，所以这一类的水解程度较小。如(NH4)2Fe(SO4)2溶于水：‎ NH4+ + H2O NH3·H2O + H+‎ Fe2+ + 2H2O Fe(OH)2 + H+‎ NH4+水解产生的H+对Fe2+的水解起到抑制作用，反之也成立。‎ ‎★电解质溶液中的守恒关系 ‎1、电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。如NaHCO3溶液中：n(Na＋)＋n(H+)＝n(HCO3-)＋2n(CO32-)＋n(OH-)推出：[Na＋]＋[H＋]＝[HCO3-]＋2[CO32-]＋[OH-]‎ ‎2、物料守恒：电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。如NaHCO3溶液中：n(Na＋)：n(c)＝1:1，推出：‎ ‎ C (Na＋)＝c (HCO3-)＋c (CO32-)＋c (H2CO3)‎ ‎3、质子守恒：(不一定掌握)电解质溶液中分子或离子得到或失去质子（H＋）的物质的量应相等。例如：在NH4HCO3溶液中H3O+、H2CO3为得到质子后的产物；NH3、OH-、CO32-为失去质子后的产物，故有以下关系：c (H3O+)+c (H2CO3)=c (NH3)+c (OH-)+c (CO32-)。‎ ‎（五）电化学 ‎ 第 31 页 共 31 页 ‎ ‎ ‎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：①两个电极 ②电解质溶液 ③“两极“一液”联成回路 ④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。 （6）电极反应： ‎ 第 31 页 共 31 页 ‎ ‎ 负极：失去电子，氧化反应。 正极：得到电子，还原反应。 2．化学电源 电池名称 负极 正极 电解质溶液 电极反应 干电池 Zn C(NH4+) NH4Cl和淀粉糊 负极：Zn-2e-= Zn2+ 正极：2NH4++2e-=2NH3+H2↑ 银锌电池 Zn Ag2O KOH 负极：Zn-2OH--2e-= ZnO+H2O 正极：Ag2O+H2O+2e-=2Ag+OH- 铅蓄电池（放电） Pb PbO2 H2SO4 负极：Pb +SO42--2e-= PbSO4 正极：PbO2+4H++SO42- +2e-= PbO4+2H2O 氢氧燃料电池 Pt (H2) Pt(O2) KOH 负极：2H2+4OH--4e-=4H2O 正极：O2+ 2H2O+4e- =4OH- ‎ ‎ ‎ 第 31 页 共 31 页 ‎ ‎ ‎★原电池与电解池的 原电池形成三条件： “三看”。先看电极：两极为导体且活泼性不同；‎ ‎ 再看溶液：两极插入电解质溶液中；三看回路：形成闭合回路或两极接触。‎ 1． 原理三要点：（1） 相对活泼金属作负极，失去电子，发生氧化反应.（2） 相对不活泼金属（或碳）作正极，得到电子，发生还原反应（3） 导线中（接触）有电流通过，使化学能转变为电能 2． 原电池：把化学能转变为电能的装置 ‎4．原电池与电解池的比较 原电池 电解池 ‎（1）定义 化学能转变成电能的装置 电能转变成化学能的装置 ‎（2）形成条件 合适的电极、合适的电解质溶液、形成回路 电极、电解质溶液（或熔融的电解质）、外接电源、形成回路 第 31 页 共 31 页 ‎ ‎ ‎（3）电极名称 负极 正极 阳极 阴极 ‎（4）反应类型 氧化 还原 氧化 还原 ‎（5）外电路电子流向 负极流出、正极流入 阳极流出、阴极流入 ‎3．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）金属腐蚀的种类分为化学腐蚀、电化学腐蚀两种。 （3）金属防护 ‎ 第 31 页 共 31 页