【高考快線】高中高考化學(xué)知識(shí)點(diǎn)整理歸納總復(fù)習(xí)高三化學(xué)考試.doc

【高考快線】高中高考化學(xué)知識(shí)點(diǎn)整理歸納總復(fù)習(xí)（高一、高二、高三知識(shí)點(diǎn)總復(fù)習(xí)）高三畢業(yè)班高考化學(xué)考試復(fù)習(xí)大全（一）高考化學(xué)考試要求注意事項(xiàng)（2-4）（二）高考化學(xué)考試常見的化學(xué)反應(yīng)（方程式）（5-7）（三）高考化學(xué)考試常用識(shí)記內(nèi)容（8-10）（四）高中高考化學(xué)知識(shí)點(diǎn)總復(fù)習(xí)資料（11-77）（一）高考化學(xué)考試要求注意事項(xiàng)1排列順序時(shí)，分清是“由大到小”還是“由小到大”，類似的，“由強(qiáng)到弱”，“由高到低”，等等。2書寫化學(xué)方程式時(shí)，分清是“=”還是“”，如一種鹽水解方程式一定用“”不能用“=”，其產(chǎn)物也不能標(biāo)“”或“”，弱酸、弱堿的電離一定要用“”不能用“=”。3別忽視題干中“混合物”、“化合物”、“單質(zhì)”等限制條件。 4有單位的要寫單位，沒有單位的就不要寫了。如“溶解度”單位是克，卻不寫出，“相對(duì)分子質(zhì)量”、“相對(duì)原子質(zhì)量”無單位，卻加上“g”或“gmol”。摩爾質(zhì)量有單位（gmo1-1）卻不寫單位，失分。5要求寫“名稱”卻寫分子式或其他化學(xué)式，要求寫分子式或結(jié)構(gòu)式卻寫名稱。電子式、原子或離子結(jié)構(gòu)示意圖、結(jié)構(gòu)筒式、結(jié)構(gòu)式不看清，張冠李戴。要求寫離子方程式而錯(cuò)寫成化學(xué)方程式。 6所有的稀有氣體都是單原子分子而誤認(rèn)為雙原子分子。7273與273K(不注意區(qū)分，是“標(biāo)況”還是“非標(biāo)況”，是“氣態(tài)”還是“液態(tài)”“固態(tài)”不分清楚。22.4Lmol-1的適用條件。注意三氧化硫、乙烷、己烷、水等物質(zhì)的狀態(tài)。區(qū)分液態(tài)氯化氫和鹽酸，液氨和氨水，液氯和氯水。8計(jì)算題中往往出現(xiàn)“將樣品分為兩等份”（或“從1000mL溶液中取出50mL”），最后求的是“原樣品中的有關(guān)的量”，你卻只求了每份中的有關(guān)量。9請(qǐng)注意選擇題“正確的是”，“錯(cuò)誤的是”兩種不同要求。請(qǐng)注意，做的正確，填卡時(shí)卻完全填反了，要十分警惕這種情況發(fā)生。 10求氣體的“體積分?jǐn)?shù)”與“質(zhì)量分?jǐn)?shù)”不看清楚，失分。11描述實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象要全面，陸海空全方位觀察。12表示物質(zhì)的量濃度不寫C(HCl)，失分。13氣體溶解度與圓體溶解度表示方法、計(jì)算方法混為一談。（標(biāo)況下，將20L，氨氣溶解在1L水中，）14表示離子電荷與元素化合價(jià)混為一談。15原電池正負(fù)極不清，電解池、電鍍池陰陽極不清，電極反應(yīng)式寫反了。16求“轉(zhuǎn)化率”、“百分含量”混淆不清。17兩種不同體積不同濃度同種溶液混和，總體積是否可以加和，要看題目情景和要求。18化學(xué)計(jì)算常犯錯(cuò)誤如下：分子式寫錯(cuò)化學(xué)方程式寫錯(cuò)或不配平或配平有錯(cuò)用關(guān)系式計(jì)算時(shí)，物質(zhì)的量關(guān)系式不對(duì)，以上情況發(fā)生，全扣分分子量算錯(cuò)討論題，缺討論過程，扣相當(dāng)多的分給出兩種反應(yīng)的量，不考慮一反應(yīng)物過量（要有判斷過程）要求寫出計(jì)算規(guī)范過程：解、設(shè)未知量、方程式或關(guān)系式，計(jì)算比例關(guān)系、比例式主要計(jì)算過程、答、單位、有的題目還要寫出推理過程，不要省略步驟，計(jì)算過程要帶單位。注意題中對(duì)有效數(shù)字的隱性要求。19推斷題。請(qǐng)注意根據(jù)題意，無機(jī)物、有機(jī)物均應(yīng)考慮（全面，綜合）。 20要注意試題中小括號(hào)內(nèi)的話，專門看。2l回答簡(jiǎn)答題，一定要避免“簡(jiǎn)單化”，要涉及原理，應(yīng)該有因有果，答到“根本”。22看準(zhǔn)相對(duì)原子質(zhì)量，cu是63.5還是64，應(yīng)按卷首提供的用。23mA(s)+n B(g)pC(1)+qD(g)這種可逆反應(yīng)，加壓或減壓，平衡移動(dòng)只考慮其中的氣態(tài)物質(zhì)(g)的化學(xué)計(jì)量數(shù)。24配平任何方程式，最后都要進(jìn)行“系數(shù)化簡(jiǎn)”。書寫化學(xué)反應(yīng)方程式，反應(yīng)條件必須寫，而且寫正確。氧化還原反應(yīng)配平后，得失電子要相等，離子反應(yīng)電荷要守恒，不搞假配平。有機(jī)化學(xué)方程式未用“”熱化學(xué)反應(yīng)方程式不漏寫物質(zhì)的聚集狀態(tài)，不漏寫反應(yīng)熱的“+”或“”，反應(yīng)熱的單位是kJmol-1。 25有機(jī)結(jié)構(gòu)簡(jiǎn)式中原子間的連結(jié)方式表達(dá)正確，不要寫錯(cuò)位。結(jié)構(gòu)簡(jiǎn)式有多種，但是碳碳鍵、官能團(tuán)不要簡(jiǎn)化，酯基、羧基的各原子順序不要亂寫，硝基、氨基寫時(shí)注意碳要連接在N原子上。如，COOHCH2CH2OH（羧基連接錯(cuò)），CH2CHCOOH（少雙鍵）等（強(qiáng)調(diào)：在復(fù)雜化合物中酯基、羧基最好不要簡(jiǎn)化）?；瘜W(xué)用語中文名稱不能寫錯(cuò)別字。如，“酯化”不能寫成“脂化”，“羧基”不能寫成“酸基”。酯化反應(yīng)的生成物不漏寫“水”、縮聚反應(yīng)的生成物不漏寫“小分子”。 26遇到做過的類似題，一定不要得意忘形，結(jié)果反而出錯(cuò)，一樣要鎮(zhèn)靜、認(rèn)真解答，不要思維定勢(shì)；碰到難題決不能一下子“蒙”了，要知道，機(jī)會(huì)是均等的，要難大家都難。應(yīng)注意的是，難度大的試題中也有易得分的小題你應(yīng)該得到這分。27化學(xué)考題難易結(jié)合，波浪型發(fā)展。決不能認(rèn)為前面的難，后面的更難!有難有易，難題或較難題中一定有不少可以得分的地方，不可放棄。28、解題時(shí)，切莫在某一個(gè)“較難”或“難”的考題上花去大量的寶貴時(shí)間，一個(gè)10分左右的難題，用了30多分鐘甚至更多時(shí)間去考慮，非常不合算，不合理。如果你覺得考慮了幾分鐘后還是無多少頭緒，請(qǐng)不要緊張、心慌，暫把它放在一邊，控制好心態(tài)，去解答其他能夠得分的考題，先把能解決的考題先解決。再回過頭來解決它，找到了感覺，思維活躍了，很可能一下子就想通了，解決了。29解推斷題，實(shí)驗(yàn)題。思維一定要開闊、活躍，聯(lián)想性強(qiáng)。切不可看了后面的文字，把前面的話給忘了，不能老是只從一個(gè)方面，一個(gè)角度去考慮，應(yīng)該是多方位、全方位進(jìn)行考慮。積極地從考題中字字、句句中尋找出“突破口”。30考試時(shí)切忌“反?！保匀皇窍纫缀箅y，先做一卷，后做二卷。（二）高考化學(xué)考試常見的化學(xué)反應(yīng)（方程式）化學(xué)反應(yīng)是化學(xué)科學(xué)的主要研究對(duì)象，同時(shí)又是是化學(xué)學(xué)科或理科綜合高考的一個(gè)重要考點(diǎn)。如何深入地理解和掌握這一知識(shí)點(diǎn)是本文所要解決的主要問題。以往對(duì)化學(xué)反應(yīng)的分類小結(jié)大多集中在對(duì)基礎(chǔ)知識(shí)的整理方面。對(duì)高考沒有太大的指導(dǎo)意義。要把化學(xué)反應(yīng)的研究上升到指導(dǎo)高考的層面上，除了做到對(duì)化學(xué)反應(yīng)縱向的擴(kuò)展之外，還必須深入研究化學(xué)反應(yīng)在橫向?qū)用嫔系囊恍┮?guī)律。1無機(jī)中的化合反應(yīng)金屬+非金屬無氧酸鹽等：3Mg+N2Mg3N2金屬+氧氣金屬氧化物：2Mg+O22MgO非金屬+氧氣非金屬氧化物：4P+5O22P2O5非金屬+氫氣非金屬氫化物：N2+3H22NH3非金屬+其他非金屬：2P+3Cl22PCl3；2P+5Cl22PCl5氧化物+氧氣：2SO2+O22SO3還原性酸或鹽+氧氣：2Na2SO3+O2=2Na2SO4堿性氧化物+水堿：CaO+H2O=Ca(OH)2酸性氧化物+水酸：P2O5+3H2O(熱)=2H3PO4氨氣+水：NH3+H2O=NH3H2O鹽+水：CuSO4+5H2O=CuSO45H2O酸性氧化物+堿性氧化物含氧酸鹽：CaO+SiO2=CaSiO3氨+酸銨鹽：NH3+HCl=NH4Cl酸性氧化物+堿酸式鹽：CO2+NaOH=NaHCO3正鹽+相應(yīng)的酸酸式鹽：CaCO3+H2O+CO2Ca(HCO3)2金屬+鹽：Fe+2FeCl3=3FeCl2鹽或堿+氧化劑：2FeCl2+Cl2=2FeCl3；4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3其他化合反應(yīng)：Na2O2+SO2=Na2SO4；CO2+C2CO2Cu+O2+H2O+CO2=Cu(OH)2CO34NO2+O2+2H2O=4HNO3Na2SO3+S=Na2S2O32有機(jī)中的化合反應(yīng)本內(nèi)容在總結(jié)規(guī)律，以下各反應(yīng)的條件都已略去。水化反應(yīng)：CH2=CH2+H2OCH3CH2OH加成反應(yīng)：CH2=CH2+Br2CH2BrCH2Br還原反應(yīng)：RCHO+H2RCH2OH氧化反應(yīng)：2CH2=CH2+O22CH3CHO；2CH3CHO+O22CH3COOH油脂的硬化：（化學(xué)方程式略）加聚反應(yīng)：3中學(xué)化學(xué)中的分解反應(yīng)不溶性堿受熱金屬氧化物（或堿性氧化物）+水：2Fe(OH)3Fe2O3+3H2O銨鹽、氨水分解氨氣：(NH4)2CO32NH3+H2O+CO2；NH4ClNH3+HCl；NH3H2O2NH3+H2O不穩(wěn)定性酸分解酸性氧化物+水H2SO3=H2O+SO2硝酸、硝酸鹽分解都有氧氣放出4HNO34NO2+2H2O+O22KNO32KNO2+O2碳酸鹽和碳酸氫鹽分解都放出二氧化碳CaCO3CaO+CO2；2NaHCO3Na2CO3+H2O+CO2不溶性鹵化銀分解都生成銀和鹵素單質(zhì)：2AgX2Ag+X2 （X=Cl、Br、I）4其他分類方法（1）酸分解：如H2SO4、H2CO3、HNO3的分解。（2）堿分解：如Cu(OH)2、Al(OH)3、Fe(OH)3、NH3H2O的分解。（3）鹽分解酸式鹽分解：如NH4HCO3、NaHCO3的分解。堿式鹽分解：Cu2(OH)2CO32CuO+H2O+CO2正鹽分解：如(NH4)2CO3、NH4Cl、KNO3、Cu(NO3)2、AgNO3、CaCO3、不溶性AgX的分解。含水鹽分解：CuSO45H2OCuSO4+5H2O 藍(lán)色 白色（4）氧化物分解：2HgO2Hg+O2（5）其他5需要高溫才能發(fā)生的反應(yīng)以下方程式中的溫度條件大多已略去。2C+SiO2=Si+2COC(赤熱)+H2O(g)=H2+COCO+H2O=CO2+H23C+2Fe2O3=4Fe+3CO2SiO2+2H2=Si+2H2OSiO2+CaO=CaSiO3SiO2+CaCO3=CaSiO2+CO2SiO2+Na2CO3=Na2SiO3+CO2Fe2O3+Al=Al2O3+2FeFe2O3+3CO=2Fe+3CO23Fe+4H2O=Fe3O4+4H24FeS+H2O=2Fe2O3+8SO2CaCO3CaO+CO2N2+3H22NH3Al(OH)3Al3+3OH：有時(shí)還可以為H2AlO3H+AlO2+H2O水的電離：H2O+H2OH3O+OH 簡(jiǎn)寫為H2OH+OH液氨的電離：NH3+NH3NH4+NH2+（自偶電離）鹽的水解：（酸根）多元水解一級(jí)為主：堿根水解一步寫。如碳酸鈉的水解：CO32+H2OHCO3+OH明礬的水解：Al3+3H2OAl(OH)3+3H+酯的水解：CH3COOC2H5+H2OCH3COOH+C2H5OH酸性氧化物水：CO2+H2OH2CO3；SO2+H2OH2SO3單質(zhì)水：Cl2+H2OHCl+HClO顏色反應(yīng)：I2(紫色)+H22HI(無色)2NO2(紅棕色)N2O4(無色)4FeS+7O22Fe2O3+4SO26中學(xué)化學(xué)中常見的可逆反應(yīng)酸的電離，多元弱酸分步寫，例如：H3PO4H+H2PO4H2PO4H+HPO42HPO32H+PO43堿的電離，多元弱堿一步寫，譬如：FeCl3(淺黃)+3KSCNFe(SCN)3(血紅)+3KClFe3+nSCNFe(SCN)n7n （n=16）可逆電池，紐扣電池（向右代表放電，相當(dāng)于原電池：向左代表充電，相當(dāng)于電解池）Zn+Ag2O+H2OZn(OH)2+2Ag其他反應(yīng)：NH3H2ONH4+OHN2+3H22NH3SO2+O22SO33Fe+4H2OFe3O4+4H2從上述列舉不難看出，要想獲得對(duì)高考的指導(dǎo)性意義，必須對(duì)化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行深入的研究。w.w.w.k.s.5.u.c.o.m（三）高考化學(xué)考試常用識(shí)記內(nèi)容一、常用分子量 Na2O2：78 Na2CO3：106 NaHCO3：84 Na2SO4：142 BaSO4：233 Al(OH)3：78 C6H12O6：180常用換算5.6L0.25 mol 2.8L0.125 mol 15.68L0.7 mol20.16L0.9 mol 16.8L0.75mol常用反應(yīng)Al3+4OH+=AlO2+2H2O3AlO2+Al3+6H2O=4Al(OH)32CO2+2Na2O2=2Na2CO3+O2 m=56g2H2O+2Na2O2=4NaOH+O2 m=4gAlO2+CO2+2H2O=Al(OH)3+HCO3 2NaCl+MO2+3H2SO42NaHSO4+MnSO4+Cl2+2H2O特殊反應(yīng)2F2+2H2O=4HF+O2Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H22Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2常用俗名與分子式綠礬FeSO47H2O常用“氣”煤氣：CO 水煤氣：H2、CO 爐氣：SO2、O2、N2焦?fàn)t氣：H2、CH4等 高爐煤氣：CO、CO2、N2裂解氣：CH2=CH2、CH3CH=CH2、CH2=CHCH=CH2等常用電子式二、（A：NaHCO3、(NH4)CO3、NH4HCO3、NaCl(aq)）A（白）+（無色）（A：CaC2、AlS3、Mg3N2）ABC（A：S、H2S、N2、Na、醇）A（A：銨鹽、Al、Si、CH3COONa）A（A：氯化物）CAB（A:Al、(NH4)2CO3、NH4HCO3、NaHCO3、NaHS、(NH4)2S、NH4HS、氨基酸）中學(xué)化學(xué)常見氣體單質(zhì)：H2、O2、N2、Cl2、(F2)固體單質(zhì)：S、Na、Mg、Al、Fe、Cu液體單質(zhì)：Br2中學(xué)化學(xué)常見化合物：NaCl、NaOH、Na2CO3、NaHCO3、FeCl2、FeCl3、H2SO4、HCl、CaCO3、SO2、H2O、NO、NO2、HNO3三、能使溴水褪色的： 能與氫氣加成的：能與NaOH反應(yīng)的：同分異構(gòu)體：醇醚 CnH2n+2Ox 醛酮環(huán)氧烷（環(huán)醚） CnH2nO 羧酸酯羥基醛 CnH2nO2 氨基酸一硝基烷四、基本操作（四）高中高考化學(xué)知識(shí)點(diǎn)總復(fù)習(xí)化學(xué)反應(yīng)及能量變化實(shí)質(zhì)：有電子轉(zhuǎn)移（得失與偏移）特征：反應(yīng)前后元素的化合價(jià)有變化還原性 化合價(jià)升高 弱氧化性概念及轉(zhuǎn)化關(guān)系變化 產(chǎn)物反應(yīng)物還原劑 氧化反應(yīng) 氧化產(chǎn)物變化氧化劑 還原反應(yīng) 還原產(chǎn)物 氧化性 化合價(jià)降低 弱還原性氧化還原反應(yīng)：有元素化合價(jià)升降的化學(xué)反應(yīng)是氧化還原反應(yīng)。有電子轉(zhuǎn)移（得失或偏移）的反應(yīng)都是氧化還原反應(yīng)。概念： 氧化劑：反應(yīng)中得到電子（或電子對(duì)偏向）的物質(zhì)（反應(yīng)中所含元素化合價(jià)降低物）還原劑：反應(yīng)中失去電子（或電子對(duì)偏離）的物質(zhì)（反應(yīng)中所含元素化合價(jià)升高物）氧化產(chǎn)物：還原劑被氧化所得生成物；還原產(chǎn)物：氧化劑被還原所得生成物。氧化還原反應(yīng)失電子，化合價(jià)升高，被氧化雙線橋：氧化劑 + 還原劑 = 還原產(chǎn)物 + 氧化產(chǎn)物得電子，化合價(jià)降低，被還原電子轉(zhuǎn)移表示方法 單線橋： 電子還原劑 + 氧化劑 = 還原產(chǎn)物 + 氧化產(chǎn)物二者的主 表示意義、箭號(hào)起止要區(qū)別： 電子數(shù)目等依據(jù)原則：氧化劑化合價(jià)降低總數(shù)=還原劑化合價(jià)升高總數(shù)配平找出價(jià)態(tài)變化，看兩劑分子式，確定升降總數(shù)；方法步驟：求最小公倍數(shù)，得出兩劑系數(shù)，觀察配平其它。有關(guān)計(jì)算：關(guān)鍵是依據(jù)氧化劑得電子數(shù)與還原劑失電子數(shù)相等，列出守恒關(guān)系式求解。強(qiáng)弱比較、由元素的金屬性或非金屬性比較；（金屬活動(dòng)性順序表，元素周期律）、由反應(yīng)條件的難易比較；、由氧化還原反應(yīng)方向比較；（氧化性：氧化劑氧化產(chǎn)物；還原性：還原劑還原產(chǎn)物）、根據(jù)（氧化劑、還原劑）元素的價(jià)態(tài)與氧化還原性關(guān)系比較。氧化劑、還原劑元素處于最高價(jià)只有氧化性，最低價(jià)只有還原性，處于中間價(jià)態(tài)既有氧化又有還原性。、活潑的非金屬，如Cl2、Br2、O2 等；、元素（如Mn等）處于高化合價(jià)的氧化物，如MnO2、KMnO4等氧化劑： 、元素（如S、N等）處于高化合價(jià)時(shí)的含氧酸，如濃H2SO4、HNO3 等、元素（如Mn、Cl、Fe等）處于高化合價(jià)時(shí)的鹽，如KMnO4、KClO3、FeCl3、K2Cr2O7 、過氧化物，如Na2O2、H2O2等。、活潑的金屬，如Na、Al、Zn、Fe 等；、元素（如C、S等）處于低化合價(jià)的氧化物，如CO、SO2等還原劑： 、元素（如Cl、S等）處于低化合價(jià)時(shí)的酸，如濃HCl、H2S等、元素（如S、Fe等）處于低化合價(jià)時(shí)的鹽，如Na2SO3、FeSO4等 、某些非金屬單質(zhì)，如H2 、C、Si等。概念：在溶液中（或熔化狀態(tài)下）有離子參加或生成的反應(yīng)。離子互換反應(yīng)離子非氧化還原反應(yīng) 堿性氧化物與酸的反應(yīng)類型： 酸性氧化物與堿的反應(yīng)離子型氧化還原反應(yīng) 置換反應(yīng)一般離子氧化還原反應(yīng)化學(xué)方程式：用參加反應(yīng)的有關(guān)物質(zhì)的化學(xué)式表示化學(xué)反應(yīng)的式子。用實(shí)際參加反應(yīng)的離子符號(hào)表示化學(xué)反應(yīng)的式子。表示方法 寫：寫出反應(yīng)的化學(xué)方程式；離子反應(yīng)： 拆：把易溶于水、易電離的物質(zhì)拆寫成離子形式；離子方程式： 書寫方法：刪：將不參加反應(yīng)的離子從方程式兩端刪去；查：檢查方程式兩端各元素原子種類、個(gè)數(shù)、電荷數(shù)是否相等。意義：不僅表示一定物質(zhì)間的某個(gè)反應(yīng)；還能表示同一類型的反應(yīng)。本質(zhì)：反應(yīng)物的某些離子濃度的減小。金屬、非金屬、氧化物（Al2O3、SiO2）中學(xué)常見的難溶物 堿：Mg(OH)2、Al(OH)3、Cu(OH)2、Fe(OH)3生成難溶的物質(zhì)：Cu2+OH-=Cu(OH)2 鹽：AgCl、AgBr、AgI、CaCO3、BaCO3生成微溶物的離子反應(yīng)：2Ag+SO42-=Ag2SO4發(fā)生條件 由微溶物生成難溶物：Ca(OH)2+CO32-=CaCO3+2OH-生成難電離的物質(zhì)：常見的難電離的物質(zhì)有H2O、CH3COOH、H2CO3、NH3H2O 生成揮發(fā)性的物質(zhì)：常見易揮發(fā)性物質(zhì)有CO2、SO2、NH3等發(fā)生氧化還原反應(yīng)：遵循氧化還原反應(yīng)發(fā)生的條件。定義：在化學(xué)反應(yīng)過程中放出或吸收的熱量；符號(hào)：H單位：一般采用KJmol-1測(cè)量：可用量熱計(jì)測(cè)量研究對(duì)象：一定壓強(qiáng)下在敞開容器中發(fā)生的反應(yīng)所放出或吸收的熱量。反應(yīng)熱： 表示方法：放熱反應(yīng)H0，用“+”表示。燃燒熱：在101KPa下，1mol物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定氧化物時(shí)所放出的熱量。定義：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生反應(yīng)生成1molH2O時(shí)的反應(yīng)熱。中和熱：強(qiáng)酸和強(qiáng)堿反應(yīng)的中和熱：H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l); H=-57.3KJmol-弱酸弱堿電離要消耗能量，中和熱 |H|MgAlSiPSCl.2、同主族元素的原子半徑隨核電荷數(shù)的增大而增大。如：LiNaKRbCs具體規(guī)律： 3、同主族元素的離子半徑隨核電荷數(shù)的增大而增大。如：F-Cl-Br- Na+Mg2+Al3+5、同一元素不同價(jià)態(tài)的微粒半徑，價(jià)態(tài)越高離子半徑越小。如FeFe2+Fe3+與水反應(yīng)置換氫的難易 最高價(jià)氧化物的水化物堿性強(qiáng)弱金屬性強(qiáng)弱 單質(zhì)的還原性或離子的氧化性（電解中在陰極上得電子的先后）互相置換反應(yīng)依據(jù)： 原電池反應(yīng)中正負(fù)極與H2化合的難易及氫化物的穩(wěn)定性元素的 非金屬性強(qiáng)弱 最高價(jià)氧化物的水化物酸性強(qiáng)弱金屬性或非金屬 單質(zhì)的氧化性或離子的還原性性強(qiáng)弱的判斷 互相置換反應(yīng)、同周期元素的金屬性，隨荷電荷數(shù)的增加而減小，如：NaMgAl;非金屬性，隨荷電荷數(shù)的增加而增大，如：SiPSCl。規(guī)律： 、同主族元素的金屬性，隨荷電荷數(shù)的增加而增大，如：LiNaKRbClBrI。、金屬活動(dòng)性順序表：KCaMgAlZnFeSnPb(H)CuHgAgPtAu定義：以12C原子質(zhì)量的1/12（約1.6610-27kg）作為標(biāo)準(zhǔn)，其它原子的質(zhì)量跟它比較所得的值。其國(guó)際單位制（SI）單位為一，符號(hào)為1（單位1一般不寫）原子質(zhì)量：指原子的真實(shí)質(zhì)量，也稱絕對(duì)質(zhì)量，是通過精密的實(shí)驗(yàn)測(cè)得的。如：一個(gè)Cl2分子的m(Cl2)=2.65710-26kg。核素的相對(duì)原子質(zhì)量：各核素的質(zhì)量與12C的質(zhì)量的1/12的比值。一種元素有幾種同位素，就應(yīng)有幾種不同的核素的相對(duì)原子質(zhì)量，相對(duì)原子質(zhì)量 諸量比較： 如35Cl為34.969,37Cl為36.966。（原子量） 核素的近似相對(duì)原子質(zhì)量：是對(duì)核素的相對(duì)原子質(zhì)量取近似整數(shù)值，數(shù)值上與該核素的質(zhì)量數(shù)相等。如：35Cl為35,37Cl為37。元素的相對(duì)原子質(zhì)量：是按該元素各種天然同位素原子所占的原子百分比算出的平均值。如：Ar(Cl)=Ar(35Cl)a% + Ar(37Cl)b%元素的近似相對(duì)原子質(zhì)量：用元素同位素的質(zhì)量數(shù)代替同位素相對(duì)原子質(zhì)量與其豐度的乘積之和。注意： 、核素相對(duì)原子質(zhì)量不是元素的相對(duì)原子質(zhì)量。、通常可以用元素近似相對(duì)原子質(zhì)量代替元素相對(duì)原子質(zhì)量進(jìn)行必要的計(jì)算。定義：核電荷數(shù)相同，中子數(shù)不同的核素，互稱為同位素。（即：同種元素的不同原子或核素）同位素 、結(jié)構(gòu)上，質(zhì)子數(shù)相同而中子數(shù)不同；特點(diǎn)： 、性質(zhì)上，化學(xué)性質(zhì)幾乎完全相同，只是某些物理性質(zhì)略有不同；、存在上，在天然存在的某種元素里，不論是游離態(tài)還是化合態(tài)，同位素的原子（個(gè)數(shù)不是質(zhì)量）百分含量一般是不變的（即豐度一定）。1、定義：相鄰的兩個(gè)或多個(gè)原子之間強(qiáng)烈的相互作用。離子鍵、定義：陰陽離子間通過靜電作用所形成的化學(xué)鍵、存在：離子化合物（NaCl、NaOH、Na2O2等）；離子晶體。、定義：原子間通過共用電子對(duì)所形成的化學(xué)鍵。不同原子間、存在：共價(jià)化合物，非金屬單質(zhì)、離子化合物中（如：NaOH、Na2O2）；共價(jià)鍵 分子、原子、離子晶體。分子的極性共用電子對(duì)是否偏移存在2、分類 極性鍵 共價(jià)化合物化學(xué)鍵 非極性鍵 非金屬單質(zhì)相同原子間、分類：（孤對(duì)電子）雙方提供：共價(jià)鍵共用電子對(duì)的來源單方提供：配位鍵 如：NH4+、H3O+金屬鍵：金屬陽離子與自由電子之間的相互作用。存在于金屬單質(zhì)、金屬晶體中。決定分子的極性分子的空間構(gòu)型決定分子的穩(wěn)定性鍵能 3、鍵參數(shù) 鍵長(zhǎng) 鍵角 4、表示方式：電子式、結(jié)構(gòu)式、結(jié)構(gòu)簡(jiǎn)式（后兩者適用于共價(jià)鍵）定義：把分子聚集在一起的作用力分子間作用力（范德瓦爾斯力）：影響因素：大小與相對(duì)分子質(zhì)量有關(guān)。作用：對(duì)物質(zhì)的熔點(diǎn)、沸點(diǎn)等有影響。、定義：分子之間的一種比較強(qiáng)的相互作用。分子間相互作用 、形成條件：第二周期的吸引電子能力強(qiáng)的N、O、F與H之間（NH3、H2O）、對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響：使物質(zhì)熔沸點(diǎn)升高。、氫鍵的形成及表示方式：F-HF-HF-H代表氫鍵。氫鍵 O OH H H H O H H、說明：氫鍵是一種分子間靜電作用；它比化學(xué)鍵弱得多，但比分子間作用力稍強(qiáng)；是一種較強(qiáng)的分子間作用力。定義：從整個(gè)分子看，分子里電荷分布是對(duì)稱的（正負(fù)電荷中心能重合）的分子。非極性分子 雙原子分子：只含非極性鍵的雙原子分子如：O2、H2、Cl2等。舉例： 只含非極性鍵的多原子分子如：O3、P4等分子極性 多原子分子： 含極性鍵的多原子分子若幾何結(jié)構(gòu)對(duì)稱則為非極性分子如：CO2、CS2（直線型）、CH4、CCl4（正四面體型）極性分子： 定義：從整個(gè)分子看，分子里電荷分布是不對(duì)稱的（正負(fù)電荷中心不能重合）的。舉例 雙原子分子：含極性鍵的雙原子分子如：HCl、NO、CO等多原子分子： 含極性鍵的多原子分子若幾何結(jié)構(gòu)不對(duì)稱則為極性分子如：NH3(三角錐型)、H2O（折線型或V型）、H2O2非晶體 離子晶體構(gòu)成晶體粒子種類粒子之間的相互作用固體物質(zhì) 分子晶體晶體： 原子晶體金屬晶體構(gòu)成微粒：離子微粒之間的相互作用：離子鍵舉例：CaF2、KNO3、CsCl、NaCl、Na2O等NaCl型晶體：每個(gè)Na+同時(shí)吸引6個(gè)Cl-離子，每個(gè)Cl-同結(jié)構(gòu)特點(diǎn) 時(shí)吸引6個(gè)Na+；Na+與Cl-以離子鍵結(jié)合，個(gè)數(shù)比為1：1。微?？臻g排列特點(diǎn)：CsCl型晶體：每個(gè)Cs+同時(shí)吸引8個(gè)Cl-離子，每個(gè)Cl-同時(shí)吸引8個(gè)Cs+；Cs+與Cl-以離子鍵結(jié)合，個(gè)數(shù)比為1：1。離子晶體： 說明：離子晶體中不存在單個(gè)分子，化學(xué)式表示離子個(gè)數(shù)比的式子。、硬度大，難于壓縮，具有較高熔點(diǎn)和沸點(diǎn)；性質(zhì)特點(diǎn) 、離子晶體固態(tài)時(shí)一般不導(dǎo)電，但在受熱熔化或溶于水時(shí)可以導(dǎo)電；、溶解性：（參見溶解性表）晶體晶胞中微粒個(gè)數(shù)的計(jì)算：頂點(diǎn)，占1/8；棱上，占1/4；面心，占1/2；體心，占1、構(gòu)成微粒：分子結(jié)構(gòu)特點(diǎn) 、微粒之間的相互作用：分子間作用力、空間排列：（CO2如右圖）分子晶體： 、舉例：SO2、S、CO2、Cl2等、硬度小，熔點(diǎn)和沸點(diǎn)低，分子間作用力越大，熔沸點(diǎn)越高；性質(zhì)特點(diǎn) 、固態(tài)及熔化狀態(tài)時(shí)均不導(dǎo)電；、溶解性：遵守“相似相溶原理”：即非極性物質(zhì)一般易溶于非極性分子溶劑，極性分子易溶于極性分子溶劑。構(gòu)成微粒：原子微粒之間的相互作用：共價(jià)鍵舉例：SiC、Si、SiO2、C(金剛石)等、金剛石：（最小的環(huán)為非平面6元環(huán)）結(jié)構(gòu)特點(diǎn) 每個(gè)C被相鄰4個(gè)碳包圍，處于4個(gè)C原子的中心微?？臻g排列特點(diǎn)：原子晶體： 、SiO2相當(dāng)于金剛石晶體中C換成Si，Si與Si間間插O說明：原子晶體中不存在單個(gè)分子，化學(xué)式表示原子個(gè)數(shù)比的式子。、硬度大，難于壓縮，具有較高熔點(diǎn)和沸點(diǎn)；性質(zhì)特點(diǎn) 、一般不導(dǎo)電；、溶解性：難溶于一般的溶劑。、構(gòu)成微粒：金屬陽離子，自由電子；結(jié)構(gòu)特點(diǎn) 、微粒之間的相互作用：金屬鍵、空間排列：金屬晶體： 、舉例：Cu、Au、Na等、良好的導(dǎo)電性；性質(zhì)特點(diǎn) 、良好的導(dǎo)熱性；、良好的延展性和具有金屬光澤。、層狀結(jié)構(gòu)結(jié)構(gòu)：、層內(nèi)CC之間為共價(jià)鍵；層與層之間為分子間作用力；過渡型晶體（石墨）： 、空間排列：（如圖）性質(zhì)：熔沸點(diǎn)高；容易滑動(dòng)；硬度?。荒軐?dǎo)電?；瘜W(xué)反應(yīng)速率、化學(xué)平衡意義：表示化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行快慢的量。定性：根據(jù)反應(yīng)物消耗，生成物產(chǎn)生的快慢（用氣體、沉淀等可見現(xiàn)象）來粗略比較定量：用單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物濃度的減少或生成物濃度的增大來表示。表示方法： 、單位：mol/(Lmin)或mol/(Ls ) 說明：化學(xué)反應(yīng)速率、同一反應(yīng)，速率用不同物質(zhì)濃度變化表示時(shí)，數(shù)值可能不同，但數(shù)值之比等于方程式中各物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)比。如： 、一般不能用固體和純液體物質(zhì)表示濃度（因?yàn)椴蛔儯?duì)于沒有達(dá)到化學(xué)平衡狀態(tài)的可逆反應(yīng)：v正v逆內(nèi)因（主要因素）：參加反應(yīng)物質(zhì)的性質(zhì)。、結(jié)論：在其它條件不變時(shí)，增大濃度，反應(yīng)速率加快，反之濃度： 則慢。、說明：只對(duì)氣體參加的反應(yīng)或溶液中發(fā)生的反應(yīng)速率產(chǎn)生影響；與反應(yīng)物總量無關(guān)。影響因素 、結(jié)論：對(duì)于有氣體參加的反應(yīng)，增大壓強(qiáng)，反應(yīng)速率加快，壓強(qiáng)： 反之則慢、說明：當(dāng)改變?nèi)萜鲀?nèi)壓強(qiáng)而有關(guān)反應(yīng)的氣體濃度無變化時(shí)，則反應(yīng)速率不變；如：向密閉容器中通入惰性氣體。、結(jié)論：其它條件不變時(shí)，升高溫度反應(yīng)速率加快，反之則慢。溫度： a、對(duì)任何反應(yīng)都產(chǎn)生影響，無論是放熱還是吸熱反應(yīng)；外因： 、說明 b、對(duì)于可逆反應(yīng)能同時(shí)改變正逆反應(yīng)速率但程度不同；c、一般溫度每升高10，反應(yīng)速率增大24倍,有些反應(yīng)只有在一定溫度范圍內(nèi)升溫才能加快。、結(jié)論：使用催化劑能改變化學(xué)反應(yīng)速率。催化劑 a、具有選擇性；、說明： b、對(duì)于可逆反應(yīng)，使用催化劑可同等程度地改變正、逆反應(yīng)速率；c、使用正催化劑，反應(yīng)速率加快，