高考化學知識點總結(jié)化學基本概念和基本理論一．物質(zhì)的組成、性質(zhì)和分類：（一）掌握基本概念分子分子是能夠獨立存在并保持物質(zhì)化學性質(zhì)的一種微粒。分子同原子、離子一樣是構(gòu)成物質(zhì)的基本微粒．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：O2、H2、HCl、NO…多原子分子如：H2O、P4、C6H12O6…原子原子是化學變化中的最小微粒。確切地說，在化學反應(yīng)中原子核不變，只有核外電子發(fā)生變化。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。原子是由原子核（中子、質(zhì)子）和核外電子構(gòu)成的。離子離子是指帶電荷的原子或原子團。離子可分為：+陽離子：Li+、Na+、H+、NH4

…2–陰離子：Cl–、O2–、OH–、SO4

…存在離子的物質(zhì)：①離子化合物中：NaCl、CaCl2、Na2SO4…②電解質(zhì)溶液中：鹽酸、NaOH

溶液…③金屬晶體中：鈉、鐵、鉀、銅…元素元素是具有相同核電荷數(shù)（即質(zhì)子數(shù)）的同—類原子的總稱。元素與物質(zhì)、分子、原子的區(qū)別與聯(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）。某些元素可以形成不同的單質(zhì)（性質(zhì)、結(jié)構(gòu)不同）—同素異形體。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：O、Si、Al、Fe、Ca。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：1

H、2

H、3

H（氕、氘、氚）。1 1 1核素核素是具有特定質(zhì)量數(shù)、原子序數(shù)和核能態(tài)，而且其壽命足以被觀察的一類原子。同種元素、可以有若干種不同的核素—同位素。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，因而它們的化學性質(zhì)幾乎是相同的。原子團原子團是指多個原子結(jié)合成的集體，在許多反應(yīng)中，原子團作為一個集體參加反應(yīng)。原子團有幾下幾種類型：根（如

SO42-、OHˉ、CH3COOˉ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—OH、—NO2、—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。有機物的官能團是決定物質(zhì)主要性質(zhì)的基，如醇的羥基（—OH）和羧酸的羧基（—COOH）。甲烷（CH4）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（·

Cl）?；u基）根（氫氧根）電子式電性電中性帶負電存在于不能獨立存在，必須和其他“基”或原子團相結(jié)合能獨立存在于溶液或離子化合物中9．物理性質(zhì)與化學性質(zhì)物理性質(zhì)化學性質(zhì)概念（宏觀）物質(zhì)不需要發(fā)生化學變化就能表現(xiàn)出來的性質(zhì)物質(zhì)在發(fā)生化學變化時表現(xiàn)出來的性質(zhì)實質(zhì)（微觀）物質(zhì)的分子組成和結(jié)構(gòu)沒有發(fā)生改變時呈現(xiàn)的性質(zhì)物質(zhì)的分子組成和結(jié)構(gòu)發(fā)生改變時呈現(xiàn)的性質(zhì)顏色、狀態(tài)、氣味、一般指跟氫氣、氧氣、性質(zhì)包味道、密度、熔點、金屬、非金屬、氧化物、括內(nèi)容沸點、溶解性、導電酸、堿、鹽能否發(fā)生反性、導熱性等應(yīng)及熱穩(wěn)定性等物理變化和化學變化物理變化：沒有生成其他物質(zhì)的變化，僅是物質(zhì)形態(tài)的變化?；瘜W變化：變化時有其他物質(zhì)生成，又叫化學反應(yīng)。化學變化的特征：有新物質(zhì)生成伴有放熱、發(fā)光、變色等現(xiàn)象化學變化本質(zhì)：舊鍵斷裂、新鍵生成或轉(zhuǎn)移電子等。二者的區(qū)別是：前者無新物質(zhì)生成，僅是物質(zhì)形態(tài)、狀態(tài)的變化。溶解性指物質(zhì)在某種溶劑中溶解的能力。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，當溫度大于

70℃時，卻能以任意比與水互溶（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，可以分離混合物或進行物質(zhì)的提純。在上述物質(zhì)溶解過程中，溶質(zhì)與溶劑的化學組成沒有發(fā)生變化，利用簡單的物理方法可以把溶質(zhì)與溶劑分離開。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)的化學組成發(fā)生了變化，用簡單的物理方法不能把溶解的物質(zhì)提純出來。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，液化使用的設(shè)備及容器必須能耐高壓，以確保安全。常用的幾種氣體液化后用途見下表。氣體名稱液化后名稱主要用途空氣液體空氣分離空氣制取氧氣、氮氣、稀有氣體氮氣液氮冷凍劑氯氣液氯自來水消毒劑，制氯化鐵、氯化烷等氨氣液氨制冷劑，用于氨制冷機中二氧化硫液體二氧化硫漂白劑石油氣液化石油氣燃料金屬性元素的金屬性通常指元素的原子失去價電子的能力。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)越容易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，越容易失去電子。在各種穩(wěn)定的同位素中，銫元素的金屬性最強，氫氧化銫的堿性也最強。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)出一定的金屬性，如硼、硅、砷、碲等。非金屬性是指元素的原子在反應(yīng)中得到（吸收）電子的能力。元素的原子在反應(yīng)中越容易得到電子。元素的非金屬性越強，該元素的單質(zhì)越容易與

H2

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）。已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)生劇烈的爆炸反應(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（Cl2O7）的水化物—高氯酸（HClO4）是已知含氧酸中最強的一種酸。金屬性強弱非金屬性強弱最高價氧化物水化物堿性強弱最高價氧化物水化物酸性強弱與水或酸反應(yīng)，

置換出

H2的易難與

H2

化合的易難及生成氫化物穩(wěn)定性活潑金屬能從鹽溶液中置換出不活潑金屬活潑非金屬單質(zhì)能置換出較不活潑非金屬單質(zhì)陽離子氧化性強的為不活潑金屬，氧化性弱的為活潑金屬陰離子還原性強的為非金屬性弱，還原性弱的為非金屬性強原電池中負極為活潑金屬，正極為不活潑金屬將金屬氧化成高價的為非金屬性強的單質(zhì)，氧化成低價的為非金屬性弱的單質(zhì)電解時，在陰極先析出的為不活潑金屬電解時，在陽極先產(chǎn)生的為非金屬性弱的單質(zhì)14．氧化性物質(zhì)（單質(zhì)或化合物）在化學反應(yīng)中得到（吸引）電子的能力稱為物質(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十分相似，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+＜Ag+；②變價金屬中，高價態(tài)的氧化性強于低價態(tài)的氧化性，如Fe3+＞Fe2+，MnO4

＞MnO4

＞? 2?MnO2；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

HNO3＞稀

HNO3,濃

H2SO4＞稀

H2SO4。然而，也有例外，如氯元素的含氧酸，它們的氧化性強弱順序是

HClO＞HClO2＞HClO3＞HClO4。15．還原性物質(zhì)在化學反應(yīng)中失去電子的能力稱為該物質(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)在化學反應(yīng)中失去電子能力的大小。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)還原性順序和金屬活動性順序基本一致。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：H2S＞S＞SO2；含磷元素物質(zhì)的還原性

PH3＞P4＞PO33?；鐵及其鹽的還原性：Fe＞Fe2+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)的能力，以及一些氣體溶質(zhì)從溶液中逸出的能力。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、乙醚、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)直接變?yōu)闅鈶B(tài)的變化。常見能升華的物質(zhì)有

I2、干冰（固態(tài)

CO2）、升華硫、紅磷、灰砷等。穩(wěn)定性是物質(zhì)的化學性質(zhì)的一種。它反映出物質(zhì)在一定條件下發(fā)生化學反應(yīng)的難易程度。穩(wěn)定性可分為熱穩(wěn)定性、光化學穩(wěn)定性和氧化還原穩(wěn)定性。越不活潑的物質(zhì)，其化學穩(wěn)定性越好。例如：苯在一般情況下，化學性質(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穩(wěn)定性?；旌衔镉蓛煞N或多種物質(zhì)混合而成的物質(zhì)叫混合物；混合物沒有固定的組成，一般沒有固定的熔沸點；常見特殊名稱的混合物：氨水、氯水、王水、天然水、硬水、軟水、鹽酸、濃硫酸、福爾馬林、水玻璃；爆鳴氣、水煤氣、天然氣、焦爐氣、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、石油的各種餾分?！咀⒁狻坑赏禺愋误w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

H2O與

D2O

混合為純凈物。單質(zhì)由同種元素組成的純凈物叫單質(zhì)。如

O2、Cl2、N2、Ar、金剛石、鐵(Fe)等。HD、16O、18O

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?；衔镉刹煌N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。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：HCIO4、H2SO4、HCl、HNO3…常見弱酸：H2SO3、H3PO4、HF、HClO、H2CO3、H2SO3、CH3COOH…堿電離理論認為，電解質(zhì)電離時產(chǎn)生的陰離子全部是

OHˉ的化合物叫堿。常見強堿：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2…常見弱堿：NH3·H2O、Al(OH)3、Fe(OH)3…24．鹽電離時生成金屬陽離子(或

NH4+)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

NaHCO3、NaH2PO4、Na2HPO4…③堿式鹽：Cu2(OH)2CO3…

④復鹽：KAl(SO4)2·12H2O…氧化物由兩種元素組成，其中一種是氧的化合物叫氧化物。氧化物的分類方法按組成分：金屬氧化物：Na2O、Al2O3、Fe3O4…非金屬氧化物：NO2、CO、SO2、CO2…按性質(zhì)分：不成鹽氧化物：CO、NO成鹽氧化物：酸性氧化物：CO2、SO2…堿性氧化物：Na2O2、CuO…兩性氧化物：Al2O3、ZnO過氧化物：Na2O2超氧化物：KO2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。常見同素異形體：紅磷與白磷；O2

與O3；金剛石與石墨。同素異形體之間可以相互轉(zhuǎn)化，屬于化學變化但不屬于氧化還原反應(yīng)。（二）正確使用化學用語四種符號元素符號：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。離子符號：在元素符號右上角標電荷數(shù)及電性符號（正負號），“l(fā)”省略不寫如：Ca2+、SO42ˉ、C1ˉ、Na+

…1

1

1價標符號：是在元素正上方標正負化合價、正負寫在價數(shù)前?！發(fā)”不能省略。如：

H

、Cl

、

Na

、6 2S

、O

…核素符號：如

27

Al、32

S、16

O

左上角為質(zhì)量數(shù)，左下角為質(zhì)子數(shù)。13 16 8化合價化合價是指一種元素一定數(shù)目的原子跟其他元素一定數(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決定，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式。根據(jù)物質(zhì)的組成以及結(jié)構(gòu)特點，化學式可以是分子式、實驗式、結(jié)構(gòu)簡式等。不同的化學式所表示的意義有區(qū)別。離子化合物的化學式表示離子化合物及其元素組成，還表示離子化合物中陰、陽離子最簡單的整數(shù)比，同時也表示離子化合物的化學式量。例如，氫氧化鋇這種物質(zhì)及其組成元素是鋇、氫、氧

3

種元素，化學式還表示了

Ba2+與OH?的個數(shù)比是

1：2，它的化學式量為

171。過氧化鈉的化學式是

Na2O2，但不能寫成

NaO，在過氧化鈉中實際存在的離子是

O22?離子，且

Na+：O22?為

2：1，所以，過氧化鈉的化學式只能用Na2O2

表示。某些固體非金屬單質(zhì)及所有的金屬單質(zhì)因組成、結(jié)構(gòu)比較復雜，它們的化學式只用元素符號表示。比如紅磷的化學式是

P。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)無機物二者是一致的。但也有例外，如最簡式為NO2

的分子可能是

NO2，也可能是

N2O4。有些單質(zhì)、原子晶體和離子晶體通常情況下不存在簡單分子，它的化學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、SiO2、CsCl、Na2CO3、2CaSO4·H2O

等。分子式的意義：表示物質(zhì)的元素組成；表示該物質(zhì)的一個分子；表示分子中各元素的原子個數(shù)；表示該物質(zhì)的相對分子質(zhì)量。例如，硫酸的分子式是

H2SO4，它表示硫酸這種物質(zhì)，也表示了硫酸的一個分子及分子是由

2

個氫原子、1

個硫原子、4

個氧原子組成。H2SO4

同時也表示它的相對分子質(zhì)量為1.008×2+32.07+16.00×4=98.086≈98實驗式也稱最簡式。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實驗式。如乙炔和苯的實驗式是

CH，甲醛、乙酸、乳酸和葡萄糖等的實驗式是

CH2O。已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

CH2O，式量為

60，(CH2O)n=60，n=2，所以乙酸分子式為C2H4O2。電子式在元素符號周圍用“

·

”或“

×”表示其最外層電子數(shù)的式子。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+、H3O+等復雜陽離子也應(yīng)如此寫。書寫簡單離子構(gòu)成的離子化合物的電子式時可以遵循下面幾點：①簡單陽離子的電子式即是離子符號。②簡單陰離子的電子式即是元素符號周圍有

8

個小圓點外加[

]及電荷數(shù)。③陰、陽離子交替排列。如：注意各原子的空間排序及孤對電子、單電子的存在。如：（

4

）

用

電

子

式

表

示

某

物

質(zhì)

形

成

過

程

，

要

注

意

“

左

分

右

合

箭

頭

連

”

的

原

則

。

如

：（5）另外，各電子式的書寫還應(yīng)注意力求均勻、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。氫氣（H2）氮氣（N2）H—HN≡N氨（NH3）次氯酸（HClO）H—O—Cl用結(jié)構(gòu)式表示有機物的分子結(jié)構(gòu)更具有實用性，并能明確表達同分異構(gòu)體，例如：乙酸（C2H4O2）甲酸甲酯（C2H4O2）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，也不需把所有的化學鍵都表示出來。例如：乙烷（C2H4O2）

CH3CH3新戊烷（C5H12）

C(CH3)4苯（C6H6） 或乙酸（C2H4O2）

CH3COOH原子結(jié)構(gòu)示意圖用以表示原子核電荷數(shù)和核外電子在各層上排布的簡圖，如鈉原子結(jié)構(gòu)簡圖為：表示鈉原子核內(nèi)有

11

個質(zhì)子，弧線表示電子層（3

個電子層），弧線上數(shù)字表示該層電子數(shù)（K

層

2個電子，M

層

1

個電子）。原子結(jié)構(gòu)示意圖也叫原子結(jié)構(gòu)簡圖，它比較直觀，易被初學者接受，但不能把弧線看作核外電子運行的固定軌道。10．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“ ”。－HCO3－CO3+

H+③強酸的酸式酸根的電離用“=”。－ 2－HSO4

=

SO4 +

H+④多元弱酸的電離分步進行。H3PO4－H2PO4－HPO42－H2PO4+

H+2－HPO4+

H+3－PO4+

H+⑤多元弱堿的電離認為一步完成。－Fe(OH)3 Fe3++

3OH11．離子反應(yīng)方程式的書寫規(guī)則用實際參加反應(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、Na2SO4、NaNO3、CuSO4…②將難溶的（如

BaSO4、BaCO3、AgCl…），難電離的（如

HClO、HF、CH3COOH、NH3·H2O、H2O），易揮發(fā)的氣體（如

SO2、CO2、H2S…）用化學式表示。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可拆開。如HCO3ˉ、HSO3ˉ、HSˉ。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)一定相等（離子電荷守恒）。熱化學方程式表明反應(yīng)所放出或吸收的熱量的方程式，叫做熱化學分方程要注明反應(yīng)的溫度和壓強，若反應(yīng)是在

298K

和

1.013×105

Pa

條件下進行，可不予注明。要注明反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)或晶型。常用

s、l、g、aq

分別表示固體、液體、氣體、溶液。ΔH

與方程式計量系數(shù)有關(guān)，注意方程式與對應(yīng)ΔH

不要弄錯，計量系數(shù)以“mol”為單位，可以是小數(shù)或分數(shù)。在所寫化學反應(yīng)計量方程式后寫下ΔH

的數(shù)值和單位，方程式與ΔH

應(yīng)用分號隔開。當ΔH

為“－”或ΔH＜0

時，為放熱反應(yīng)，當ΔH

為“＋”或ΔH＞0

時，為吸熱反應(yīng)。例如：－1C（石墨）＋O2(g)

=CO2(g)；ΔH=－393.6kJ·mol表示體系在

298K、1.013×105

Pa

下，反應(yīng)發(fā)生了

1mol

的變化（即

1mol

的

C

與

1mol

的

O2

生成

1mol－1的

CO2）時，相應(yīng)的熱效應(yīng)為－393.6kJ·mol

，即放出

393.6

kJ

的熱。－12C（石墨）＋2O2(g)=

2CO2(g)；ΔH=－787.2kJ·mol表示體系中各物質(zhì)在

298

K，1.013×105

Pa

下，反應(yīng)發(fā)生了

1

mol

的變化（即

1mol

的

2C

與

1mol

的

2O2－1完全反應(yīng)生成

1mol

的

2CO2）時的熱效應(yīng)為－787.2kJ·mol

，即放出

787.2

kJ

的熱。（二）氧化還原反應(yīng)：氧化劑、還原劑注意：物質(zhì)的氧化性或還原性的強弱只決定于得到或失去電子的難易，與得失電子的多少無關(guān)。【注意】：中學化學中提及的“化”名目繁多．要判別它們分屬何種變化，必須了解其過程.請你根據(jù)下列知識來指出每一種“化”發(fā)生的是物理變化還是化學變化。風化結(jié)晶水合物在室溫和干燥的空氣里失去部分或全部結(jié)晶水的過程。催化能改變反應(yīng)速度，本身一般參與反應(yīng)但質(zhì)量和化學性質(zhì)不變。應(yīng)了解中學里哪些反應(yīng)需用催化劑。岐化同一種物質(zhì)中同一元素且為同一價態(tài)原子間發(fā)生的氧化還原反應(yīng)。如：2Cl2

+

2Ca(OH)2

=CaCl2+Ca(ClO)2+

H2O酸化向某物質(zhì)中加入稀酸使之呈酸性的過程。比如

KMnO4

溶液用

H2SO4

酸化，AgNO3

溶液用

HNO3

酸化。鈍化塊狀的鋁、鐵單質(zhì)表面在冷的濃硫酸或濃硝酸中被氧化成一層致密的氧化物保護膜，阻止內(nèi)層金屬與酸繼續(xù)反應(yīng)。硬水軟化通過物理、化學方法除去硬水中較多的

Ca2+、Mg2+的過程。水化烯、炔與水發(fā)生加成反應(yīng)生成新的有機物。加熱、加壓如：乙烯水化法：CH2＝CH2

+

H2O

催化劑

CH3CH2OH加熱、加壓乙炔水化法：CH≡CH

+

H2O

催化劑

CH3CHO8．氫化（硬化）液態(tài)油在一定條件下與

H2

發(fā)生加成反應(yīng)生成固態(tài)脂肪的過程。植物油轉(zhuǎn)變成硬化油后，性質(zhì)穩(wěn)定，不易變質(zhì)，便于運輸?shù)取Ｔ砘椭趬A性條件下發(fā)生水解反應(yīng)的過程。產(chǎn)物：高級脂肪酸鈉

+

甘油老化橡膠、塑料等制品露置于空氣中，因受空氣氧化、日光照射而使之變硬發(fā)脆的過程。硫化向橡膠中加硫，以改變其結(jié)構(gòu)（雙鍵變單鍵）來改善橡膠的性能，減緩其老化速度的過程。裂化在一定條件下，分子量大、沸點高的烴斷裂為分子量小、沸點低的烴的過程。目的：提高汽油的質(zhì)量和產(chǎn)量。比如石油裂化。酯化醇與酸生成酯和水的過程。硝化（磺化）苯環(huán)上的

H

被—NO2

或—SO3H

取代的過程。（三）化學反應(yīng)中的能量變化1．化學反應(yīng)中的能量變化，通常表現(xiàn)為熱量的變化：2CO為吸熱反應(yīng)。2H2O

為放熱反應(yīng)。吸熱反應(yīng)：化學上把吸收熱量的化學反應(yīng)稱為吸熱反應(yīng)。如

C+CO2放熱反應(yīng)：化學上把放出熱量的化學反應(yīng)稱為放熱反應(yīng)。如

2H2+O22．化學反應(yīng)中能量變化的本質(zhì)原因化學反應(yīng)中的能量變化與反應(yīng)物和生成物所具有的總能量有關(guān)。如果反應(yīng)物所具有的總能量高于生成物所具有的總能量，在發(fā)生化學反應(yīng)時放出熱量；如果反應(yīng)物所具有的總能量低于生成物所具有的總能量，在發(fā)生化學反應(yīng)時吸收熱量。反應(yīng)熱、燃燒熱、中和熱、熱化學方程式反應(yīng)熟：在化學反應(yīng)中放出或吸收的熱量，通常叫反應(yīng)熱用△H

表示。單位：kJ·mol–1燃燒熱：在

101kPa

時

1mol

H2

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：101kPa

時

lmol

H2

完全燃燒生成液態(tài)水，放出

285.5kJ·mol–1

的熱量，這就是

H2

的燃燒熱。H2(g)+12O2(g)

=H2O(l)；△H=–285．5kJ·mol–1中和熱：在稀溶液中，酸和堿發(fā)生中和反應(yīng)而生成

1mol

H2O，這時的反應(yīng)熱叫做中和熱。H+(aq)+OH–(aq)=H2O(1)；△H=–57.3kJ·mol–1【注意】：化學反應(yīng)的幾種分類方法：根據(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)、復分解反應(yīng)。根據(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)。根據(jù)反應(yīng)是否有離子參加或生成分為：離子反應(yīng)、非離子反應(yīng)。根據(jù)反應(yīng)的熱效應(yīng)分為：放熱反應(yīng)、吸熱反應(yīng)。根據(jù)反應(yīng)進行的程度分為：可逆反應(yīng)、不可逆反應(yīng)。三．化學中常用計量同位素相對原子質(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。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)量是按各種天然同位素原子所占的一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)量與各天然同位素原子百分比乘積和計算平均相對原子質(zhì)量。相對分子質(zhì)量一個分子中各原子的相對原子質(zhì)量×原子個數(shù)的總和稱為相對分子質(zhì)量。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使用摩爾時，必須指明粒子的種類：原子、分子、離子、電子或其他微觀粒子。②1mol任何粒子的粒子數(shù)叫做阿伏加德羅常數(shù)。阿伏加德羅常數(shù)符號

N

A，通常用

6.02

×1023

molˉ1

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·NA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·molˉ1

或

kg·molˉ1。①任何物質(zhì)的摩爾質(zhì)量以

g·molˉ1

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

·

n6．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

Vm

表示，Vm=V÷n。常用單位

L·molˉ1①標準狀況下，氣體摩爾體積約為

22.4

L·molˉ1。阿伏加德羅定律及推論：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。理想氣體狀態(tài)方程為：

PV=nRT（R

為常數(shù)）由理想氣體狀態(tài)方程可得下列結(jié)論：①同溫同壓下，V1：V2=n1：n2②同溫同壓下，P1：P2=Ml：M2③同溫同體積時，nl：n2=Pl：P2……

…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)

（nB

是溶質(zhì)B

的物質(zhì)的量，V

是溶液體積），單位是

mol·Lˉ1。M1000%物質(zhì)的量濃度與質(zhì)量分數(shù)的換算公式：

c

四．物質(zhì)結(jié)構(gòu)、元素周期律（一）原子結(jié)構(gòu)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。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)）②Z=核電荷數(shù)=核外電子數(shù)=原子序數(shù)③MZ

≈

MN≈1836

Meˉ（質(zhì)量關(guān)系）3．原子中各微粒的作用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、中子通過強烈的相互作用集合在一起，使原子核十分“堅固”，在化學反應(yīng)時不會發(fā)生變化。另外原子核中蘊含著巨大的能量——原子能（即核能）。質(zhì)子帶一個單位正電荷。質(zhì)量為

1.6726×10-27kg，相對質(zhì)量

1.007。質(zhì)子數(shù)決定元素的種類。中子不帶電荷。質(zhì)量為

1.6748×10-27kg，相對質(zhì)量

1.008。中子數(shù)決定同位素的種類。（4）電子帶

1

個單位負電荷。質(zhì)量很小，約為

11836×1.6726×10-27kg。與原子的化學性質(zhì)密切相關(guān)，特別是最外層電數(shù)數(shù)及排布決定了原子的化學性質(zhì)。原子核外電子排布規(guī)律能量最低原理：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升高的電子層里，即依次：K→L→M→N→O→P→Q

順序排列。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。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【注意】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，當其是最外層時，其中的電子數(shù)最多為

8

個。（二）元素周期律、元素周期表原子序數(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)）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化，這一規(guī)律叫做元素周期律。具體內(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化：最外層電子數(shù)從

1→8

個的周期性變化。②原子半徑的周期性變化：同周期元素、隨著原子序數(shù)遞增原子半徑逐漸減小的周期性變化。③元素主要化合價的周期性變化：正價+1→+7，負價－4→－1

的周期性變化。④元素的金屬性、非金屬性的周期性變化：金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強的周期性變化?！咀⒁狻吭匦再|(zhì)隨原子序數(shù)遞增呈周期性變化的本質(zhì)原因是元素的原子核外電子排布周期性變化的必然結(jié)果。元素周期表（1）元素周期表的結(jié)構(gòu)：橫七豎十八短周期周期（橫向） 長周期第一周期第二周期第三周期第四周期第五周期第六周期2

種元素8

種元素8

種元素18

種元素18

種元素32

種元素不完全周期：第七周期26

種元素主族(A)：ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA族 副族(B)：ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB（縱向） 第

VIII

族：三個縱行，位于ⅦB

族與ⅠB

族中間零族：稀有氣體元素【注意】表中各族的順序：ⅠA、ⅡA、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、VIII、ⅠB、ⅡB、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、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)決定周期數(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負價絕對值=8－主族序數(shù)（限ⅣA～ⅦA）⑤同一周期，從左到右：原子半徑逐漸減小，元素的金屬性逐漸減弱，非金屬逐漸增強，則非金屬元素單質(zhì)的氧化性增強，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)水化物的酸性增強，其離子還原性減弱。⑥同一主族，從上到下，原子半徑逐漸增大，元素的金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱。則金屬元素單質(zhì)的還原性增強，形成的最高價氧化物對應(yīng)的水化物的堿性增強，其離子的氧化性減弱。（3）元素周期表中“位、構(gòu)、性”的三角關(guān)系判斷微粒大小的方法①同周期元素的原子或最高價離子半徑從左到右逐漸減小（稀有氣體元素除外），如：Na＞Mg＞Al；Na+＞Mg2+＞Al3+。②同主族元素的原子半徑或離子半徑從上到下逐漸增大，如：O＜S＜Se，F(xiàn)－＜Cl－＜Br-。③電子層數(shù)相同，核電荷數(shù)越大半徑越小，如：K+＞Ca

2+。④核電荷數(shù)相同，電子數(shù)越多半徑越大，如：Fe2+＞Fe3+。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，如：比較

Al3+與

S2-的半徑大小，可找出與

Al3+電子數(shù)相同，與

S2－同一主族元素的

O2-比較，Al3+＜O2－、O2－＜S2－、故

Al3+＜S2－。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，如：rS2－＞rCl－＞rK+＞rCa2+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、H2O、HF；陽離子：Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+；陰離子：N3－、O2－、F－、OH－、NH

－。2②核外有

18

個電子的微粒：原子：Ar；分子：SiH4、PH3、H2S、HCl、F2、H2O2；陽離子：K+、Ca2+；陰離子：P3－、S2－、HS－、Cl－、O

2－。2（三）化學鍵和晶體結(jié)構(gòu)化學鍵：相鄰原子間強烈的相互作用叫作化學鍵。包括離子鍵和共價鍵（金屬鍵）。離子建定義：使陰陽離子結(jié)合成化合物的靜電作用叫離子鍵。+ －成鍵元素：活潑金屬（或

NH4

）與活潑的非金屬（或酸根，OH

）靜電作用：指靜電吸引和靜電排斥的平衡。共價鍵定義：原子間通過共用電子對所形成的相互作用叫作共價鍵。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）。如在某些非金屬單質(zhì)（H2、Cl2、O2、P4…）共價化合物（H2O2、多碳化合物）、離子化合物（Na2O2、CaC2）中存在。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能力強的一方）。如在共價化合物（HCl、H2O、CO2、NH3、H2SO4、SiO2）某些離子化合物（NaOH、Na2SO4、NH4Cl）中存在。非極性分子和極性分子非極性分子中整個分子電荷分布是均勻的、對稱的。極性分子中整個分子的電荷分布不均勻，不對稱。判斷依據(jù)：鍵的極性和分子的空間構(gòu)型兩方面因素決定。雙原子分子極性鍵→極性分子，如：HCl、NO、CO。非極性鍵→非極性分子，如：H2、Cl2、N2、O2。多原子分子，都是非極性鍵→非極性分子，如

P4、S8

。有極性鍵幾何結(jié)構(gòu)對稱→非極性分子，如：CO2、CS2、CH4、Cl4。幾何結(jié)構(gòu)不對稱→極性分子，如

H2O2、NH3、H2O。分之間作用力和氫鍵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)相似的物質(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。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。氫鍵不是化學鍵，它比化學鍵弱得多，但比范德華力稍強。氫鍵主要存在于

HF、H2O、NH3、CH3CH2OH

分子間。如

HF

分子間氫鍵如下：故

HF、H2O、NH3

的沸點分別與同族氫化物沸點相比反常的高。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。四種晶體類型與性質(zhì)比較晶體類型離子晶體原子晶體分子晶體金屬晶體組成晶體的粒子陽離子和陰離子原子分子金屬陽離子和自由電子組成晶體粒子間的相互作用離子鍵共價鍵范德華力（有的還有氫鍵）金屬鍵典型實例NaCl金剛石、晶體硅、SiO2、SiC冰、干冰金屬單質(zhì)熔點沸熔點較高、沸點熔、沸點高熔、沸點低熔沸點高點高晶體導熱性不良不良不良良的物固態(tài)不導電，熔理特導電性化或溶于水能差差導電性導電延展性不良不良不良良硬度略硬而脆高硬度較小較大物質(zhì)熔點、沸點高低的比較不同晶體類型的物質(zhì)：原子晶體>離子晶體>分子晶體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（比較鍵能和鍵長），一般地說原子半徑越小，鍵能越大，鍵長越短，共價鍵越牢固，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。如：熔點：MgO>MgCl2>NaCl>CsCl③分子晶體：a．組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，相對分子質(zhì)量越大，熔沸點越高。b．組成和結(jié)構(gòu)不相似的物質(zhì)，極性大則熔沸點高（如

CO>N2）。有些還與分子的形狀有關(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。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)相似的有機物，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）分散系分散系化學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)。四種分散系比較溶液膠體濁液微粒直徑<10-9

m10-9~10-7

m>10-7

m微粒組成分子或離子分子的集合體或高分子小液滴或固體小顆粒特點均一、穩(wěn)定、透明均一、穩(wěn)定、透明不均一、不穩(wěn)定、不透明能否通過濾紙能能不能能否通過半透膜能不能不能是否具有丁達爾現(xiàn)象無有無實例蔗糖水食鹽水蛋白溶液淀粉溶液石灰乳、油水（二）溶液溶液：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、透明。飽和溶液、溶解度飽和溶液和不飽和溶液：在一定溫度下，在一定量的溶劑里，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；還能繼續(xù)溶解某種溶質(zhì)的溶液，叫作不飽和溶液。溶解度：在一定溫度下，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)ω=S(100+s)×100%溫度對溶解度的影響固體物質(zhì)的溶解度，一般隨溫度升高而增大（食鹽溶解度變化不大；Ca(OH)2

溶解度隨溫度升高而減小）。氣體物質(zhì)溶解度，隨溫度升高而減小，隨壓強增大而增大。溶解度曲線：用縱坐標表示溶解度。橫坐標表示溫度。根據(jù)某溶質(zhì)在不同溫度時溶解度，可以畫出該物質(zhì)溶解度隨溫度變化曲線，稱之為溶解度曲線。了解幾個概念：結(jié)晶、結(jié)晶水、結(jié)晶水合物、風化、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，

它較容易分解出來，

如：Na2CO3·10H2O=Na2CO3+10H2O，CuSO4·5H2O=CuSO4+5H2O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)晶水合物容易失去結(jié)晶水。常見的結(jié)晶水合物有：Na2CO3·10H2O（純堿），CuSO4·5H2O（膽礬、藍礬），F(xiàn)eSO4·7H2O（綠礬），ZnSO4·7H2O（皓礬），MgCl2·KCl·6H2O（光鹵石），KAl(SO4)2·12H2O

或

K2SO4·Al2(SO4)3·24H2O（明礬），CaSO4·2H2O（石灰膏），H2C2O4·H2O（草酸）。風化：結(jié)晶水在常溫和較干燥的空氣里失去部分或全部結(jié)晶水的現(xiàn)象叫風干。風化本質(zhì)：結(jié)晶水合物分解

Na2CO3·10H2O（無色晶體）=Na2CO3·H2O（白色粉末）+9H2O風化現(xiàn)象：由晶體狀逐漸變成粉末。因此凡具有此現(xiàn)象的自然過程過程都可稱為風化，如巖石的風化，它顯然不屬于結(jié)晶水合物失去結(jié)晶水的過程。潮解：某些易溶于水的物質(zhì)吸收空氣中的水蒸汽，在晶體表面逐漸形成溶液或全部溶解的現(xiàn)象叫潮解。易潮解的物質(zhì)有：CaCl2、MgCl2、NaOH

等。粗鹽易潮解，而精鹽不易潮解。這是因為粗鹽中含有少量

MgCl2

雜質(zhì)的緣故。膠體定義：分散質(zhì)的微粒在

1nm～100nm

之間分散系，叫作膠體。分類：按分散劑的狀態(tài)分為液溶膠：Fe(OH)3

膠體、淀粉溶液、固溶膠、有色玻璃、氣溶膠：煙、云、霧。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）。膠體的應(yīng)用（解釋問題）①沙洲的形成②鹵水點豆腐③明礬（或FeCl3）凈水④工業(yè)制皂的鹽析⑤冶金工業(yè)電泳除塵六．化學反應(yīng)速率、化學平衡（一）化學反應(yīng)速率1．定義：化學反應(yīng)速率是用來衡量化學反應(yīng)進行快慢程度的，通常用單位時間內(nèi)反應(yīng)物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示。單位：mol/(L·min)或

mol/(L·s)

v=△c·△t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方程式中的化學計量數(shù)之比。如反應(yīng)

mA+nB=pC+qD

的

v(A)：v(B)：v(C)：v(D)=m：n：p：q影響反應(yīng)速率的因素內(nèi)因：參加反應(yīng)的物質(zhì)的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)是影響化學反應(yīng)速率的決定性因素。例如

H2、F2

混合后，黑暗處都發(fā)生爆炸反應(yīng)，化學反應(yīng)速率極快，是不可逆反應(yīng)。而

H2、N2

在高溫、高壓和催化劑存在下才能發(fā)生反應(yīng)，化學反應(yīng)速率較慢，由于是可逆反應(yīng)，反應(yīng)不能進行到底。外因：①濃度：當其他條件不變時，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：對于有氣體參加的反應(yīng)，當其他條件不變時，增加壓強，氣體體積縮小，濃度增大，反應(yīng)速率加快。③溫度：升高溫度時，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，溫度每升高

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，此外，超聲波、電磁波、溶劑也對反應(yīng)速率有影響?！咀⒁狻浚孩俑淖兺饨鐥l件時，若正反應(yīng)速率增大，逆反應(yīng)速率也一定增大，增大的倍數(shù)可能不同，但不可能正反應(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，它們的量的變化不會引起反應(yīng)速率的變化，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，因此增大了化學反應(yīng)速率；升高溫度或使用催化劑，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。（二）化學平衡化學平衡狀態(tài)：指在一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)?；瘜W平衡狀態(tài)的特征“等”即V

正=V

逆>0?！皠印奔词莿討B(tài)平衡，平衡時反應(yīng)仍在進行?！岸ā奔捶磻?yīng)混合物中各組分百分含量不變?！白儭奔礂l件改變，平衡被打破，并在新的條件下建立新的化學平衡。與途徑無關(guān)，外界條件不變，可逆反應(yīng)無論是從正反應(yīng)開始，還是從逆反應(yīng)開始，都可建立同一平衡狀態(tài)（等效）。化學平衡狀態(tài)的標志xC+yD

為例），可從以下幾方面分析：化學平衡狀態(tài)的判斷（以

mA+nB①v(B

耗)=v(B

生)②v(C

耗):v(D

生)=x:

y③c(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)化學鍵的斷裂量等于形成量⑦體系平均式量恒定（m+n

≠

x+y）等4．影響化學平衡的條件（1）可逆反應(yīng)中舊化學鍵的破壞，新化學鍵的建立過程叫作化學平衡移動?；瘜W平衡移動規(guī)律——勒沙特列原理如果改變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改變的方向移動。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：升高溫度，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。5．等效平衡在條件不變時，可逆反應(yīng)不論采取何種途徑，即由正反應(yīng)開始或由逆反應(yīng)開始，最后所處的平衡狀態(tài)是相同；一次投料或分步投料，最后所處平衡狀態(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)。等溫等容條件下等效平衡。對于某一可逆反應(yīng)，在一定

T、V

條件下，只要反應(yīng)物和生成物的量相當（即根據(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)物開始，還是從生成物開始，二者平衡等效。等溫、等壓條件下的等效平衡。反應(yīng)前后分子數(shù)不變或有改變同一可逆反應(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。在定溫、定容情況下，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?；瘜W平衡計算時常用的

2

個率反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率=轉(zhuǎn)化濃度÷起始濃度×100%=轉(zhuǎn)化物質(zhì)的量÷起始物質(zhì)的量×100%。產(chǎn)品的產(chǎn)率=實際生成產(chǎn)物的物質(zhì)的量÷理論上可得到產(chǎn)物的物質(zhì)的量×100%。催化劑能改變其他物質(zhì)的化學反應(yīng)速率，本身在反應(yīng)前后質(zhì)量和性質(zhì)都不變的物質(zhì)。通常說的催化劑是指能加快化學反應(yīng)速率的正催化劑，也有減慢化學反應(yīng)速率的負催化劑或阻催化劑。在反應(yīng)中加負催化劑能大大延緩反應(yīng)速率，使人們不需要的化學反應(yīng)如金屬的銹蝕，食物的腐爛，塑料的老化盡可能慢地發(fā)生。催化劑的催化作用具有很強的選擇性，某種催化劑往往只能催化某一種反應(yīng)或某一類反應(yīng)。使用生物酶制劑時的選擇性更為突出。常用的催化劑及催化反應(yīng)二氧化錳

氯酸鉀分解制氧氣；過氧化氫分解成水和氧氣。五氧化二釩

二氧化硫催化氧化成三氧化硫。鐵觸媒

合成氨。鉑或鉑銠合金

氨的催化氧化。硫酸汞

乙炔水化制乙醛。醋酸錳

乙醛氧化制乙酸。鎳

不飽和烴及其他不飽和有機物與氫氣的加成反應(yīng)。三溴化鐵

笨的溴化制溴苯。使用催化劑進行催化反應(yīng)時，要注意對反應(yīng)物的凈化，避免帶入的某些雜質(zhì)使催化劑喪失催化功能，這種作用稱作催化劑中毒。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)電解質(zhì)凡是水溶液里或熔融狀態(tài)時能電離進而能導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)時導電是化學變化。分類強電解質(zhì)：是指在水溶液里幾乎能完全電離的電解質(zhì)。弱電解質(zhì)：是指在水溶液中只能部分電離的電解質(zhì)。3．強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的比較強電解質(zhì)弱電解質(zhì)定義水溶液里完全電離的電解質(zhì)水溶液里部分電離的電解質(zhì)化學鍵種類離子鍵、強極性鍵極性鍵電離過程完全電離部分電離表示方法用等號“=”用可逆號“”強酸：

HCl

、

H2SO4

、弱酸：H2S、H2CO3、H3PO4、HNO3、HIHF、CH3COOH代表物強堿：

NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2弱堿：NH3·H2O個別鹽：HgCl2、絕大多數(shù)鹽：

NaCl

、Pb(CH3COO)2BaSO44．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電的化合物。常見的非電解質(zhì)非金屬氧化物：CO2、SO2、SO3、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)的電離平衡弱電解質(zhì)的電離特點微弱：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?？赡妫喝蹼娊赓|(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。能量變化：弱電解質(zhì)的電離過程是吸熱的。平衡：在一定條件下最終達到電離平衡。電離平衡：當弱電解質(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)。電離平衡是化學平衡的一種，同樣具有化學平衡的特征。條件改變時平衡移動的規(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)H++

OH–H2O

是一種極弱電解質(zhì)，能夠發(fā)生微弱電離H2O25℃時

c(H+)=c(OH–)=10–7

mol·L–1水的離子積

Kw=c(H+)·c(OH–)=10–14（25℃）①Kw

只與溫度有關(guān)，溫度升高，Kw

增大。如：100℃

Kw=10–12②Kw

適用于純水或稀酸、稀堿、稀鹽水溶液中。溶液的

pHpH：pH=–lg[c(H+)]。在溶液的

c(H+)很小時，用

pH

來表示溶液的酸堿度。含義：pH

越大，c(H+)越小，c(OH–)越大，酸性越弱，堿性越強。pH

越小

c(H+)。c(OH–)越小，酸性越強，堿性越弱。（3）范圍：0～14（四）鹽類水解鹽類水解定義：在溶液中鹽電離出來的離子跟水所電離出來的

H+或

OH–結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)叫作鹽類的水解。鹽類水解規(guī)律誰弱誰水解，誰強顯誰性，越弱越水解，都弱都水解，兩強不水解。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。水解是吸熱反應(yīng)，升溫水解程度增大。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“↑”或“↓”符號。3．鹽類水解的類型單向水解：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

NH4Cl

溶于水：NH4+

+

H2O NH3·H2O+

H+CH3COONa

溶于水：CH3COO-

+H2O CH3COOH+OH-互相促進水解：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

H+和OH-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

CH3COONH4

溶于水：CH3COO-

+NH4+ CH3COOH+

NH3·H2O互相抑制水解：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，但是互相抑制，所以這一類的水解程度較小。如(NH4)2Fe(SO4)2

溶于水：NH4++H2OFe2++

2H2ONH3·H2O+

H+Fe(OH)2+

H+NH4+水解產(chǎn)生的

H+對

Fe2+的水解起到抑制作用，反之也成立。第二部分 常見元素的單質(zhì)及其重要化合物一．非金屬元素及其化合物（一）非金屬元素概論非金屬元素在周期表中的位置在目前已知的

112

種元素中，非金屬元素有

22

種，除

H

外非金屬元素都位于周期表的右上方（H在左上方）。F

是非金屬性最強的元素。非金屬元素的原子結(jié)構(gòu)特征及化合價與同周期的金屬原子相比，最外層電子數(shù)較多，次外層都是飽和結(jié)構(gòu)（2、8

或

18

電子結(jié)構(gòu)）。與同周期的金屬原子相比較，非金屬元素原子核電荷數(shù)多，原子半徑小，化學反應(yīng)中易得到電子，表現(xiàn)氧化性。最高正價等于主族序數(shù)（O、F

無+6、+7

價）‘對應(yīng)負價以絕對值等于

8–主族序數(shù)。如