高中化學(xué)重要知識(shí)點(diǎn)匯總

1、高考化學(xué)基礎(chǔ)知識(shí)匯總 一物質(zhì)的組成、性質(zhì)和分類： （一）掌握基本概念 1分子 分子是能夠獨(dú)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(gè)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 2原子 原子是化學(xué)變化中的最小微粒。確切地說(shuō)，在化學(xué)反應(yīng)中原子核不變，只有核外電子發(fā)生變化。 （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

2、團(tuán)。 （1）離子可分為： 陽(yáng)離子：Li+、Na+、H+、NH4+ 陰離子：Cl、O2、OH、SO42 （2）存在離子的物質(zhì)： 離子化合物中：NaCl、CaCl2、Na2SO4 電解質(zhì)溶液中：鹽酸、NaOH溶液 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)）的同類原子的總稱。 （1）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）。 （2）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。 （3）各種元素在地殼中的質(zhì)量分?jǐn)?shù)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

3、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：11H、21H、31H（氕、氘、氚）。 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)，而且其壽命足以被觀察的一類原子。 （1）同種元素、可以有若干種不同的核素同位素。 （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(tuán) 原子團(tuán)是指多個(gè)原子結(jié)合成的集體，在許多反應(yīng)中，原子團(tuán)作為一個(gè)集體參加反應(yīng)。原子團(tuán)有幾下幾種類型：根（如SO42-、OH、CH3COO等）、官能團(tuán)（有機(jī)物分子中能反映物質(zhì)特殊性質(zhì)的原子團(tuán)，如OH、NO2、COOH等

4、）、游離基（又稱自由基、具有不成價(jià)電子的原子團(tuán)，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(tuán)，或化合物分子中去掉某些原子或原子團(tuán)后剩下的原子團(tuán)。 （1）有機(jī)物的官能團(tuán)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）。 （2）甲烷（CH4）分子去掉一個(gè)氫原子后剩余部分（ CH3）含有未成對(duì)的價(jià)電子，稱甲基或甲基游離基，也包括單原子的游離基（ Cl）。 基（羥基） 根（氫氧根） 電子式 電性 電中性 帶負(fù)電 存在于 不能獨(dú)立存在，必須和其他“基”或原子團(tuán)相結(jié)合 能獨(dú)立存在于溶液或離子化合物中 9物理性質(zhì)與化學(xué)性質(zhì) 物理性質(zhì) 化學(xué)性質(zhì) 概念 （宏觀） 物

5、質(zhì)不需要發(fā)生化學(xué)變化就能表現(xiàn)出來(lái)的性質(zhì) 物質(zhì)在發(fā)生化學(xué)變化時(shí)表現(xiàn)出來(lái)的性質(zhì) 實(shí)質(zhì) （微觀） 物質(zhì)的分子組成和結(jié)構(gòu)沒(méi)有發(fā)生改變時(shí)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(shí)呈現(xiàn)的性質(zhì) 性質(zhì)包 括內(nèi)容 顏色、狀態(tài)、氣味、味道、密度、熔點(diǎn)、沸點(diǎn)、溶解性、導(dǎo)電性、導(dǎo)熱性等 一般指跟氫氣、氧氣、金屬、非金屬、氧化物、酸、堿、鹽能否發(fā)生反應(yīng)及熱穩(wěn)定性等 9物理變化和化學(xué)變化 物理變化：沒(méi)有生成其他物質(zhì)的變化，僅是物質(zhì)形態(tài)的變化。 化學(xué)變化：變化時(shí)有其他物質(zhì)生成，又叫化學(xué)反應(yīng)。 化學(xué)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(xué)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(wú)新物質(zhì)生成

6、，僅是物質(zhì)形態(tài)、狀態(tài)的變化。10溶解性w.w.w.k.s.5.u.c.o.m 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(wú)水乙醇、苯等有機(jī)溶劑。單質(zhì)碘在水中溶解性較差，卻易溶于乙醇、苯等有機(jī)溶劑。苯酚在室溫時(shí)僅微溶于水，當(dāng)溫度大于70時(shí)，卻能以任意比與水互溶（苯酚熔點(diǎn)為43，70時(shí)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(jìn)行物質(zhì)的提純。 在上述物質(zhì)溶解過(guò)程中，溶質(zhì)與溶劑的化學(xué)組成沒(méi)有發(fā)生變化，利用簡(jiǎn)單的物理方法可以把溶質(zhì)與溶劑分離開(kāi)。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

7、發(fā)生了變化，用簡(jiǎn)單的物理方法不能把溶解的物質(zhì)提純出來(lái)。 11液化 指氣態(tài)物質(zhì)在降低溫度或加大壓強(qiáng)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(guò)程中，為了便于貯存、運(yùn)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(shí)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(jiàn)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?dú)狻⑾∮袣怏w 氮?dú)?液氮 冷凍劑 氯氣 液氯 自來(lái)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(jī)中 二氧化硫 液體二氧化硫 漂白劑 石油氣 液化石油氣 燃料 12金屬性 元素的金屬性通常指元素的原子失去價(jià)電子的能力

8、。元素的原子越易失去電子，該元素的金屬性越強(qiáng)，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(jià)氧化物的水化物的堿性亦越強(qiáng)。元素的原子半徑越大，價(jià)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(qiáng)，氫氧化銫的堿性也最強(qiáng)。除了金屬元素表現(xiàn)出不同強(qiáng)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。 13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(qiáng)，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(jià)氧化物的水化物（含氧酸）的酸性越強(qiáng)（氧元素、氟元素除外）。 已知氟元素是最活潑的非金屬元素。它

9、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(qiáng)，它的最高價(jià)氧化物（Cl2O7）的水化物高氯酸（HClO4）是已知含氧酸中最強(qiáng)的一種酸。 金屬性強(qiáng)弱 非金屬性強(qiáng)弱 最高價(jià)氧化物水化物堿性強(qiáng)弱 最高價(jià)氧化物水化物酸性強(qiáng)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(yáng)離子氧化性強(qiáng)的為不活潑金屬，氧化性弱的為活潑金屬 陰離子還原性強(qiáng)的為非金屬性弱，還原性弱的為非金屬性強(qiáng) 原電池中負(fù)極為活潑金屬，正極為不活潑金屬 將

10、金屬氧化成高價(jià)的為非金屬性強(qiáng)的單質(zhì)，氧化成低價(jià)的為非金屬性弱的單質(zhì) 電解時(shí)，在陰極先析出的為不活潑金屬 電解時(shí)，在陽(yáng)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(xué)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(jià)態(tài)的化合物、某些含氧酸及其鹽一般有較強(qiáng)的氧化性。 非金屬單質(zhì)的氧化性強(qiáng)弱與元素的非金屬性十分相似，元素的非金屬性越強(qiáng)，單質(zhì)的氧化性也越強(qiáng)。氟是氧化性最強(qiáng)的非金屬單質(zhì)。氧化性規(guī)律有：活潑金屬陽(yáng)離子的氧化性弱于不活潑金屬陽(yáng)離子的氧化性，如Na+Ag+；變價(jià)金屬中，高價(jià)態(tài)的氧化性強(qiáng)于低價(jià)態(tài)的氧化性，如Fe3+Fe2+，MnO4MnO42MnO2；同種

11、元素含氧酸的氧化性往往是價(jià)態(tài)越高，氧化性越強(qiáng)，如HNO3HNO2，濃度越大，氧化性也越強(qiáng)，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(qiáng)弱順序是HClOHClO2HClO3HClO4。 15還原性 物質(zhì)在化學(xué)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(jià)態(tài)的化合物都有較強(qiáng)的還原性。物質(zhì)還原性的強(qiáng)弱取決于該物質(zhì)在化學(xué)反應(yīng)中失去電子能力的大小。 元素的金屬性越強(qiáng)，金屬單質(zhì)的還原性也越強(qiáng)，金屬單質(zhì)還原性順序和金屬活動(dòng)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(qiáng)。元素若有多種價(jià)態(tài)的物質(zhì)，一般說(shuō)來(lái)，價(jià)態(tài)降

12、低，還原性越強(qiáng)。如含硫元素不同價(jià)態(tài)的物質(zhì)的還原性：H2SSSO2；含磷元素物質(zhì)的還原性PH3P4PO33；鐵及其鹽的還原性：FeFe2+等。 16揮發(fā)性 液態(tài)物質(zhì)在低于沸點(diǎn)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(qiáng)揮發(fā)性的物質(zhì)大多是一些低沸點(diǎn)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(qiáng)的揮發(fā)性。這些物質(zhì)貯存時(shí)，應(yīng)密閉保存并遠(yuǎn)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(guò)液態(tài)直接變?yōu)闅鈶B(tài)的變化。常見(jiàn)能升華的物質(zhì)有I2、干冰（固態(tài)CO2）、升華硫、紅磷、灰砷等。 18穩(wěn)定性 是物質(zhì)的化學(xué)性質(zhì)的一種。它反

13、映出物質(zhì)在一定條件下發(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：苯在一般情況下，化學(xué)性質(zhì)比較穩(wěn)定，所以，常用苯作萃取劑和有機(jī)反應(yīng)的介質(zhì)。很多反應(yīng)在水溶液中進(jìn)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(méi)有固定的組成，一般沒(méi)有固定的熔沸點(diǎn)； （2）常見(jiàn)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?fàn)t氣、高爐煤氣、石油氣、裂解氣、空氣；合金；過(guò)磷酸鈣、漂白粉、黑火藥、鋁熱劑、水泥、鐵觸媒、玻璃；

14、煤、石油；石油、石油的各種餾分。 【注意】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H2O與D2O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。 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(jià)化合物；電解質(zhì)和非電解質(zhì)；無(wú)機(jī)化合物和有機(jī)化合物；酸、堿、鹽和氧化物等。 22酸 電離理論認(rèn)為：電解電離出的陽(yáng)離子全部是H+的化合物叫做酸。 常見(jiàn)強(qiáng)酸：HCIO4、H2SO4、HCl、HNO

15、3 常見(jiàn)弱酸：H2SO3、H3PO4、HF、HClO、H2CO3、H2SO3、CH3COOH 23堿 電離理論認(rèn)為，電解質(zhì)電離時(shí)產(chǎn)生的陰離子全部是OH的化合物叫堿。 常見(jiàn)強(qiáng)堿：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2 常見(jiàn)弱堿：NH3H2O、Al(OH)3、Fe(OH)3 24鹽 電離時(shí)生成金屬陽(yáng)離子(或NH4+)和酸根離子的化合物叫做鹽。 鹽的分類：正鹽：如：(NH4)2SO4、Na2SO4 酸式鹽：如NaHCO3、NaH2PO4、Na2HPO4堿式鹽：Cu2(OH)2CO3 復(fù)鹽：KAl(SO4)212H2O 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

16、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 （2）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(guò)氧化物：Na2O2 超氧化物：KO2 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(jiàn)同素異形體：紅磷與白磷；O2與O3；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)變化但不屬于氧化還原反應(yīng)。 （二）正確使用化學(xué)用語(yǔ) 1四種符號(hào) （1）元素符號(hào)：表示一種元素（宏觀上）。表示一種元素的一個(gè)原子（微觀上）

17、。表示該元素的相對(duì)原子質(zhì)量。 （2）離子符號(hào)：在元素符號(hào)右上角標(biāo)電荷數(shù)及電性符號(hào)（正負(fù)號(hào)），“l(fā)”省略不寫如：Ca2+、SO42、C1、Na+ （3）價(jià)標(biāo)符號(hào)：是在元素正上方標(biāo)正負(fù)化合價(jià)、正負(fù)寫在價(jià)數(shù)前?！發(fā)”不能省略。如： 、 、 、 、 w.w.w.k.s.5.u.c.o.m （4）核素符號(hào)：如2713Al、3216S、168O左上角為質(zhì)量數(shù)，左下角為質(zhì)子數(shù)。 2化合價(jià) 化合價(jià)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)。 在離子化合物中，失去電子的為正價(jià)，失去n個(gè)電子即為正n價(jià)；得到電子為負(fù)價(jià)，得到n個(gè)電子為負(fù)n價(jià)。 在共價(jià)化合物中，元素化合價(jià)的數(shù)值就是這種元素的一個(gè)原子

18、跟其他元素的原子形成的共用電子對(duì)的數(shù)目、正負(fù)則由共用電子對(duì)的偏移來(lái)決定，電子對(duì)偏向哪種原子，哪種原子就顯負(fù)價(jià)；偏離哪種原子、哪種原子就顯正價(jià)。 單質(zhì)分子中元素的化合價(jià)為零。 3化學(xué)式 用元素符號(hào)表示單質(zhì)或化合物的組成的式子成為化學(xué)式。根據(jù)物質(zhì)的組成以及結(jié)構(gòu)特點(diǎn)，化學(xué)式可以是分子式、實(shí)驗(yàn)式、結(jié)構(gòu)簡(jiǎn)式等。不同的化學(xué)式所表示的意義有區(qū)別。 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(yáng)離子最簡(jiǎn)單的整數(shù)比，同時(shí)也表示離子化合物的化學(xué)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(xué)式還表示了Ba2+與OH的個(gè)數(shù)比是1：2，它的化學(xué)式量為171。 過(guò)氧化鈉的化學(xué)式

19、是Na2O2，但不能寫成NaO，在過(guò)氧化鈉中實(shí)際存在的離子是O22離子，且Na+：O22為2：1，所以，過(guò)氧化鈉的化學(xué)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(fù)雜，它們的化學(xué)式只用元素符號(hào)表示。比如紅磷的化學(xué)式是P。 4分子式 用元素符號(hào)表示物質(zhì)的分子組成的式子。 一般分子式是最簡(jiǎn)式的整數(shù)倍，多數(shù)無(wú)機(jī)物二者是一致的。但也有例外，如最簡(jiǎn)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(jiǎn)單分子，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(jiǎn)整數(shù)比，如C、SiO2、CsCl、Na2CO3、2CaSO4H2O等。

20、 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(gè)分子； （3）表示分子中各元素的原子個(gè)數(shù)； （4）表示該物質(zhì)的相對(duì)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(gè)分子及分子是由2個(gè)氫原子、1個(gè)硫原子、4個(gè)氧原子組成。H2SO4同時(shí)也表示它的相對(duì)分子質(zhì)量為 1.008×2+32.07+16.00×4=98.08698 5實(shí)驗(yàn)式 也稱最簡(jiǎn)式。僅表示化合物中各元素原子個(gè)數(shù)比的式子。 有機(jī)物往往出現(xiàn)不同的化合物具有相同的實(shí)驗(yàn)式。如乙炔和苯的實(shí)驗(yàn)式是CH，甲醛、乙酸、乳酸和葡萄糖等的實(shí)驗(yàn)式是CH2O。已知化合物的最簡(jiǎn)式和相對(duì)分子質(zhì)

21、量，就可求出它的分子式，如乙酸最簡(jiǎn)式CH2O，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(hào)周圍用“ ”或“ × ”表示其最外層電子數(shù)的式子。 （1）用電子式表示陰離子時(shí)要用 括起，電荷數(shù)寫在括號(hào)外面的右上角。NH4+、H3O+等復(fù)雜陽(yáng)離子也應(yīng)如此寫。 （2）書寫簡(jiǎn)單離子構(gòu)成的離子化合物的電子式時(shí)可以遵循下面幾點(diǎn)： 簡(jiǎn)單陽(yáng)離子的電子式即是離子符號(hào)。 簡(jiǎn)單陰離子的電子式即是元素符號(hào)周圍有8個(gè)小圓點(diǎn)外加 及電荷數(shù)。 陰、陽(yáng)離子交替排列。如： （3）注意各原子的空間排序及孤對(duì)電子、單電子的存在。如： （4）用電子式表示某物質(zhì)形成過(guò)程，要注意“

22、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(duì)稱、易識(shí)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(lái)的式子。書寫規(guī)律：一共用電子對(duì)畫一短線，沒(méi)有成鍵的電子不畫出。 氫氣（H2） HH 氮?dú)猓∟2） NN 氨（NH3） 次氯酸（HClO） HOCl 用結(jié)構(gòu)式表示有機(jī)物的分子結(jié)構(gòu)更具有實(shí)用性，并能明確表達(dá)同分異構(gòu)體，例如： 乙酸（C2H4O2） 甲酸甲酯（C2H4O2） 8結(jié)構(gòu)簡(jiǎn)式 它是結(jié)構(gòu)式的簡(jiǎn)寫，一般用于有機(jī)物，書寫時(shí)應(yīng)將分子中的官能團(tuán)表示出來(lái)，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(xué)鍵都表示出來(lái)。例如： 乙烷（C2H4O

23、2） CH3CH3 新戊烷（C5H12） C(CH3)4 苯（C6H6） 或 乙酸（C2H4O2） CH3COOH 9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(jiǎn)圖，如鈉原子結(jié)構(gòu)簡(jiǎn)圖為： 表示鈉原子核內(nèi)有11個(gè)質(zhì)子，弧線表示電子層（3個(gè)電子層），弧線上數(shù)字表示該層電子數(shù)（K層2個(gè)電子，M層1個(gè)電子）。 原子結(jié)構(gòu)示意圖也叫原子結(jié)構(gòu)簡(jiǎn)圖，它比較直觀，易被初學(xué)者接受，但不能把弧線看作核外電子運(yùn)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(shí)離解成自由移動(dòng)離子過(guò)程的式子。 強(qiáng)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。 弱酸的酸式酸根的電離用“ ”。 H

24、CO3 CO3 + H+ 強(qiáng)酸的酸式酸根的電離用“=”。 HSO4= SO42 + H+ 多元弱酸的電離分步進(jìn)行。 H3PO4 H2PO4+ H+ H2PO4 HPO42+ H+ HPO42 PO43+ H+ 多元弱堿的電離認(rèn)為一步完成。 Fe(OH)3 Fe3+ + 3OH 11離子反應(yīng)方程式的書寫規(guī)則 用實(shí)際參加反應(yīng)的離子的符號(hào)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： 只能將易溶、易電離的物質(zhì)寫成離子式；如NaCI、Na2SO4、NaNO3、CuSO4 將難溶的（如BaSO4、BaCO3、AgCl），難電離的（如HClO、HF、CH3COOH、NH3H2O、H2O），易

25、揮發(fā)的氣體（如SO2、CO2、H2S）用化學(xué)式表示。 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。 弱酸的酸式鹽酸根不可拆開(kāi)。如HCO3、HSO3、HS。 堿性氧化物亦要保留分子式。 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）。 12熱化學(xué)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(xué)分方程 （1）要注明反應(yīng)的溫度和壓強(qiáng)，若反應(yīng)是在298 K和1.013×105 Pa條件下進(jìn)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、l、g、aq分別表示固體、液體、氣體、溶液。 （3）H與方程式計(jì)量系數(shù)有關(guān)，注

26、意方程式與對(duì)應(yīng)H不要弄錯(cuò)，計(jì)量系數(shù)以“mol”為單位，可以是小數(shù)或分?jǐn)?shù)。 （4）在所寫化學(xué)反應(yīng)計(jì)量方程式后寫下H的數(shù)值和單位，方程式與H應(yīng)用分號(hào)隔開(kāi)。 （5）當(dāng)H為“”或H0時(shí)，為放熱反應(yīng)，當(dāng)H為“”或H0時(shí)，為吸熱反應(yīng)。例如： C（石墨）O2(g) = CO2(g)；H=393.6 kJmol1 表示體系在298 K、1.013×105 Pa下，反應(yīng)發(fā)生了1 mol的變化（即1 mol的C與1 mol的O2生成1 mol的CO2）時(shí)，相應(yīng)的熱效應(yīng)為393.6 kJmol1，即放出393.6 kJ的熱。 2C（石墨）2O2(g) = 2CO2(g)；H=787.2 kJmol1 表示

27、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完全反應(yīng)生成1mol的2CO2）時(shí)的熱效應(yīng)為787.2 kJmol1，即放出787.2 kJ的熱。 二化學(xué)反應(yīng)與能量 （一）掌握化學(xué)反應(yīng)的四種基本類型 1化合反應(yīng) 兩種或兩種以上的物質(zhì)相互作用，生成一種物質(zhì)的反應(yīng)。即 A + B + C=E 如：CaO + H2O= Ca(OH)2 4NO2+ O2 + 2H2O =4HNO3 2分解反應(yīng) 一種物質(zhì)經(jīng)過(guò)反應(yīng)后生成兩種或兩種以上物質(zhì)的反應(yīng)。即 AB = C + D 如：CaCO3= CaO + CO2 2KMnO4= K2

28、MnO4+ MnO2 + O2 3置換反應(yīng) 一種單質(zhì)與一種化合物反應(yīng)，生成另一種單質(zhì)和另一種化合物的反應(yīng)。 如：2Mg + CO2= 2MgO + C 4復(fù)分解反應(yīng) 兩種化合物相互交換成分，生成另外兩種化合物的反應(yīng)。 如：AgNO3 + HCI=AgCl + HNO3 （二）氧化還原反應(yīng)：氧化劑、還原劑 1基本概念 氧化反應(yīng)：物質(zhì)失去電子（化合價(jià)升高）的反應(yīng)。 還原反應(yīng)：物質(zhì)得到電子（化合價(jià)降低）的反應(yīng)。 被氧化：物質(zhì)失去電子被氧化。（所含元素化合價(jià)升高）。 被還原：物質(zhì)得到電子被還原。（所含元素化合價(jià)降低）。 氧化劑：得到電子的物質(zhì)。 還原劑：失去電子的物質(zhì)。 氧化性：物質(zhì)得電子的能力。 還

29、原性：物質(zhì)失電子的能力。 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。 氧化還原反應(yīng)：有電子轉(zhuǎn)移（電子得失或共用電子對(duì)偏移）的反應(yīng)，實(shí)質(zhì)是電子的轉(zhuǎn)移，特征是化合價(jià)的升降。 2概念間的關(guān)系 3氧化還原反應(yīng)的一般規(guī)律 表現(xiàn)性質(zhì)規(guī)律 同種元素具有多種價(jià)態(tài)時(shí)，一般處于最高價(jià)態(tài)時(shí)只具有氧化性、處于最低價(jià)態(tài)時(shí)只具有還原性、處于中間可變價(jià)時(shí)既具有氧化性又具有還原性。 性質(zhì)強(qiáng)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 還原產(chǎn)物 還原劑失電子 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 反應(yīng)先后規(guī)律 在濃度相差不大的溶液中，同時(shí)含有幾種還原劑時(shí)，若加入氧

30、化劑，則它首先與溶液中最強(qiáng)的還原劑作用；同理，在濃度相差不大的溶液中，同時(shí)含有幾種氧化劑時(shí)，若加入還原劑，則它首先與溶液中最強(qiáng)的氧化劑作用。例如，向含有FeBr2溶液中通入Cl2，首先被氧化的是Fe2+ 價(jià)態(tài)歸中規(guī)律 含不同價(jià)態(tài)同種元素的物質(zhì)間發(fā)生氧化還原反應(yīng)時(shí)，該元素價(jià)態(tài)的變化一定遵循“高價(jià)低價(jià)中間價(jià)”的規(guī)律。 電子守恒規(guī)律 在任何氧化還原反應(yīng)中，氧化劑得電子（或共用電子對(duì)偏向）總數(shù)與還原劑失電子（或共用電子對(duì)偏離）總數(shù)一定相等。w.w.w.k.s.5.u. 4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(yáng)離子的氧化性隨其單質(zhì)還原性的增強(qiáng)而減弱 b、非金屬陰離子的還

31、原性隨其單質(zhì)的氧化性增強(qiáng)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(shí)，反應(yīng)條件越易，其氧化劑的氧化性越強(qiáng)。如： 2KMnO4+ 16HCl = 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O（常溫） MnO2 + 4HCl（濃）= MnCl2 + Cl2 +2H2O （加熱） 前者比后者容易發(fā)生反應(yīng)，可判斷氧化性：KMnO4MnO2。同理，不同的還原劑與同一氧化劑反應(yīng)時(shí)，反應(yīng)條件越易，其還原劑的還原性越強(qiáng)。 （3）根據(jù)被氧化或被還原的程度不同進(jìn)行比較 當(dāng)不同的氧化劑與同一還原劑反應(yīng)時(shí)，還原劑被氧化的程度越大，氧化劑的氧化性就越強(qiáng)。如： 2Fe + 3Cl2 2Fe

32、Cl3，S + Fe FeS ， 根據(jù)鐵被氧化程度的不同（Fe3+、Fe2+），可判斷氧化性：Cl2S。同理，當(dāng)不同的還原劑與同一氧化劑反應(yīng)時(shí)，氧化劑被還原的程度越大，還原劑的還原性就越強(qiáng)。 （4）根據(jù)反應(yīng)方程式進(jìn)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(jiǎn)記：左右 （5）根據(jù)元素周期律進(jìn)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(qiáng)。 濃度：如濃硝酸的氧化性比稀硝酸的強(qiáng)。 酸堿性：如中性環(huán)境中NO3不顯氧化性,酸性環(huán)境中NO3

33、顯氧化性；又如KMnO4溶液的氧化性隨溶液的酸性增強(qiáng)而增強(qiáng)。 注意：物質(zhì)的氧化性或還原性的強(qiáng)弱只決定于得到或失去電子的難易，與得失電子的多少無(wú)關(guān)。 【注意】：中學(xué)化學(xué)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(guò)程.請(qǐng)你根據(jù)下列知識(shí)來(lái)指出每一種“化”發(fā)生的是物理變化還是化學(xué)變化。 1風(fēng)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(guò)程。 2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(xué)性質(zhì)不變。應(yīng)了解中學(xué)里哪些反應(yīng)需用催化劑。 3岐化 同一種物質(zhì)中同一元素且為同一價(jià)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 +

34、 H2Ow.w.w.k.s.5.u.c.o.m 4酸化 向某物質(zhì)中加入稀酸使之呈酸性的過(guò)程。比如KMnO4溶液用H2SO4酸化，AgNO3溶液用HNO3酸化。 5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(hù)膜，阻止內(nèi)層金屬與酸繼續(xù)反應(yīng)。 6硬水軟化 通過(guò)物理、化學(xué)方法除去硬水中較多的Ca2+、Mg2+的過(guò)程。 7水化 烯、炔與水發(fā)生加成反應(yīng)生成新的有機(jī)物。 如：乙烯水化法：CH2CH2 + H2O CH3CH2OH 乙炔水化法：CHCH + H2O CH3CHO 8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(guò)程。 植物油轉(zhuǎn)變成硬化油后，性質(zhì)

35、穩(wěn)定，不易變質(zhì)，便于運(yùn)輸?shù)取?9皂化 油脂在堿性條件下發(fā)生水解反應(yīng)的過(guò)程。 產(chǎn)物：高級(jí)脂肪酸鈉 + 甘油 10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(guò)程。 11硫化 向橡膠中加硫，以改變其結(jié)構(gòu)（雙鍵變單鍵）來(lái)改善橡膠的性能，減緩其老化速度的過(guò)程。 12裂化 在一定條件下，分子量大、沸點(diǎn)高的烴斷裂為分子量小、沸點(diǎn)低的烴的過(guò)程。目的：提高汽油的質(zhì)量和產(chǎn)量。比如石油裂化。 13酯化 醇與酸生成酯和水的過(guò)程。 14.硝化（磺化） 苯環(huán)上的H被NO2或SO3H取代的過(guò)程。 （三）化學(xué)反應(yīng)中的能量變化 1化學(xué)反應(yīng)中的能量變化，通常表現(xiàn)為熱量的變化： （1）吸熱反應(yīng)：化學(xué)

36、上把吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)稱為吸熱反應(yīng)。如C+CO2 2CO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)。如2H2+O2 2H2O為放熱反應(yīng)。 2化學(xué)反應(yīng)中能量變化的本質(zhì)原因 化學(xué)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(xué)反應(yīng)時(shí)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(xué)反應(yīng)時(shí)吸收熱量。 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)中放出或吸收的熱量，通常叫反應(yīng)熱用H表示。單位：kJmol1 （2）燃燒熱：在101kPa時(shí)1mol H2物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的氧

37、化物時(shí)所放出的能量，叫該物質(zhì)的燃燒熱。如：101kPa時(shí)lmol H2完全燃燒生成液態(tài)水，放出285.5 kJmol1的熱量，這就是H2的燃燒熱。 H2(g)+12 O2 (g) =H2O(l)；H=2855kJmol1 （3）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(shí)的反應(yīng)熱叫做中和熱。 H+(aq)+OH(aq)=H2O(1)；H=57.3kJmol1 【注意】：化學(xué)反應(yīng)的幾種分類方法： 1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(fù)分解反應(yīng)。 2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)。 3根據(jù)反應(yīng)是

38、否有離子參加或生成分為：離子反應(yīng)、非離子反應(yīng)。 4根據(jù)反應(yīng)的熱效應(yīng)分為：放熱反應(yīng)、吸熱反應(yīng)。 5根據(jù)反應(yīng)進(jìn)行的程度分為：可逆反應(yīng)、不可逆反應(yīng)。 三化學(xué)中常用計(jì)量 1同位素相對(duì)原子質(zhì)量 以12C的一個(gè)原子質(zhì)量的1/12作為標(biāo)準(zhǔn)，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(duì)原子質(zhì)量，單位是“一”，一般不寫。 2元素相對(duì)原子質(zhì)量（即平均相對(duì)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(duì)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(jì)算出來(lái)的平均值，即按各同位素的相對(duì)原子質(zhì)量與各天然同位素原子百分比乘積和計(jì)算平均相對(duì)原子質(zhì)量。 3相對(duì)分子質(zhì)量 一個(gè)分子中各原子

39、的相對(duì)原子質(zhì)量×原子個(gè)數(shù)的總和稱為相對(duì)分子質(zhì)量。 4物質(zhì)的量的單位摩爾 物質(zhì)的量是國(guó)際單位制（SI）的7個(gè)基本單位之一，符號(hào)是n。用來(lái)計(jì)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(jiǎn)稱摩，用mol表示 使用摩爾時(shí)，必須指明粒子的種類：原子、分子、離子、電子或其他微觀粒子。 1mol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(hào)N A，通常用6.02 ×1023 mol1這個(gè)近似值。 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=NNA 5摩爾質(zhì)量：?jiǎn)挝晃镔|(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：gmol1或kgmol1。 任何物質(zhì)

40、的摩爾質(zhì)量以gmol1為單位時(shí)，其數(shù)值上與該物質(zhì)的式量相等。 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：?jiǎn)挝晃镔|(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Lmol1 標(biāo)準(zhǔn)狀況下，氣體摩爾體積約為22.4 Lmol1。 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(huì)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： 同溫同壓下，V1：V2=n1：n2 同溫同壓下，P1：P2=Ml：M2 同溫同體積時(shí)，nl：n2=Pl：P2 7物質(zhì)的量濃度

41、以單位體積里所含溶質(zhì)B的物質(zhì)的量來(lái)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(hào)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molL1。 物質(zhì)的量濃度與質(zhì)量分?jǐn)?shù)的換算公式： 四物質(zhì)結(jié)構(gòu)、元素周期律 （一）原子結(jié)構(gòu) 1原子（AZX）中有質(zhì)子（帶正電）：Z個(gè)，中子（不顯電性）：（AZ）個(gè)，電子（帶負(fù)電）：Z個(gè)。 2原子中各微粒間的關(guān)系： A=N+Z（A：質(zhì)量數(shù)，N：中子數(shù)，Z：質(zhì)量數(shù)） Z=核電荷數(shù)=核外電子數(shù)=原子序數(shù) MZ MN1836 Me（質(zhì)量關(guān)系） 3原子中各微粒的作用w.w.w.k.s.5.u.c.o.m （1）原子核 幾乎集中源自的全部

42、質(zhì)量，但其體積卻占整個(gè)體積的千億分之一。其中質(zhì)子、中子通過(guò)強(qiáng)烈的相互作用集合在一起，使原子核十分“堅(jiān)固”，在化學(xué)反應(yīng)時(shí)不會(huì)發(fā)生變化。另外原子核中蘊(yùn)含著巨大的能量原子能（即核能）。 （2）質(zhì)子 帶一個(gè)單位正電荷。質(zhì)量為1.6726×10-27kg，相對(duì)質(zhì)量1.007。質(zhì)子數(shù)決定元素的種類。 （3）中子 不帶電荷。質(zhì)量為1.6748×10-27kg，相對(duì)質(zhì)量1.008。中子數(shù)決定同位素的種類。 （4）電子 帶1個(gè)單位負(fù)電荷。質(zhì)量很小，約為11836×1.6726×10-27kg。與原子的化學(xué)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(xué)性質(zhì)。 4原子

43、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升高的電子層里，即依次： KLMNOPQ順序排列。 （2）各電子層最多容納電子數(shù)為2n2個(gè)，即K層2個(gè)，L層8個(gè)，M層18個(gè)，N層32個(gè)等。 （3）最外層電子數(shù)不超過(guò)8個(gè)，次外層不超過(guò)18個(gè)，倒數(shù)第三層不超過(guò)32個(gè) 【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(shí)，其電子數(shù)最多為18個(gè)，當(dāng)其是最外層時(shí)，其中的電子數(shù)最多為8個(gè)。 （二）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(hào)，這種編號(hào)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

44、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， 原子核外電子層排布的周期性變化：最外層電子數(shù)從18個(gè)的周期性變化。 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。 元素主要化合價(jià)的周期性變化：正價(jià)+1+7，負(fù)價(jià)41的周期性變化。 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(qiáng)的周期性變化。 【注意】元素性質(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。 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 第二周期

45、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(zhǎng)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)：A、A、A、A、A、A、A 族 副族(B)：B、B、B、B、B、B、B （縱向） 第VIII 族：三個(gè)縱行，位于B族與B族中間 零族：稀有氣體元素 【注意】表中各族的順序：A、A、B、B、B、B、B、VIII、B、B、A、A、A、A、A、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： 原子序數(shù)=核內(nèi)質(zhì)子數(shù) 電子層數(shù)=周期數(shù)（電子層數(shù)決定周期數(shù)） 主族元素最外層電子數(shù)=主族序數(shù)=最高正價(jià)數(shù) 負(fù)價(jià)絕對(duì)值=8主族序數(shù)（限AA） 同

46、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(qiáng)，則非金屬元素單質(zhì)的氧化性增強(qiáng)，形成的氣態(tài)氧化物越穩(wěn)定，形成的最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物的酸性增強(qiáng)，其離子還原性減弱。 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(qiáng)，非金屬性逐漸減弱。則金屬元素單質(zhì)的還原性增強(qiáng)，形成的最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)的水化物的堿性增強(qiáng)，其離子的氧化性減弱。 （4）判斷微粒大小的方法 同周期元素的原子或最高價(jià)離子半徑從左到右逐漸減?。ㄏ∮袣怏w元素除外），如：NaMgAl；Na+Mg2+Al3+。 同主族元素的原子半徑或離子半徑從上到下逐漸增大，如：OSSe，F(xiàn)ClBr-。 電子層數(shù)相同，核電荷數(shù)越

47、大半徑越小，如：K+Ca 2+。 核電荷數(shù)相同，電子數(shù)越多半徑越大，如：Fe2+Fe3+。 電子數(shù)和核電荷數(shù)都不同的，一般通過(guò)一種參照物進(jìn)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、O2S2、故Al3+S2。 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：rS2rClrK+rCa2+ （5）電子數(shù)相同的微粒組 核外有10個(gè)電子的微粒組： 原子：Ne； 分子：CH4、NH3、H2O、HF； 陽(yáng)離子：Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+； 陰離子：N3、O2、F、OH、NH2。 核外有18個(gè)電子的

48、微粒： 原子：Ar； 分子：SiH4、PH3、H2S、HCl、F2、H2O2； 陽(yáng)離子：K+、Ca2+； 陰離子：P3、S2、HS、Cl、O22。 （三）化學(xué)鍵和晶體結(jié)構(gòu) 1化學(xué)鍵：相鄰原子間強(qiáng)烈的相互作用叫作化學(xué)鍵。包括離子鍵和共價(jià)鍵（金屬鍵）。 2離子建 （1）定義：使陰陽(yáng)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NH4+）與活潑的非金屬（或酸根，OH） （3）靜電作用：指靜電吸引和靜電排斥的平衡。 3共價(jià)鍵 （1）定義：原子間通過(guò)共用電子對(duì)所形成的相互作用叫作共價(jià)鍵。 （2）成鍵元素：一般來(lái)說(shuō)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(duì)達(dá)到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)

49、。 （3）共價(jià)鍵分類： 非極性鍵：由同種元素的原子間的原子間形成的共價(jià)鍵（共用電子對(duì)不偏移）。如在某些非金屬單質(zhì)（H2、Cl2、O2、P4）共價(jià)化合物（H2O2、多碳化合物）、離子化合物（Na2O2、CaC2）中存在。 極性鍵：由不同元素的原子間形成的共價(jià)鍵（共用電子對(duì)偏向吸引電子能力強(qiáng)的一方）。如在共價(jià)化合物（HCl、H2O、CO2、NH3、H2SO4、SiO2）某些離子化合物（NaOH、Na2SO4、NH4Cl）中存在。 4非極性分子和極性分子 （1）非極性分子中整個(gè)分子電荷分布是均勻的、對(duì)稱的。極性分子中整個(gè)分子的電荷分布不均勻，不對(duì)稱。 （2）判斷依據(jù)：鍵的極性和分子的空間構(gòu)型兩方面因

50、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(duì)稱非極性分子，如：CO2、CS2、CH4、Cl4。 幾何結(jié)構(gòu)不對(duì)稱極性分子，如H2O2、NH3、H2O。 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。 分子間作用力比化學(xué)鍵弱得多，它對(duì)物質(zhì)的熔點(diǎn)、沸點(diǎn)等有影響。 一般的對(duì)于組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，相對(duì)分子質(zhì)量越大，分子間作用力越大，物質(zhì)的熔點(diǎn)、沸點(diǎn)也越高。 （2）氫鍵 某些物質(zhì)的分子間H核與非金屬?gòu)?qiáng)的原子的靜電吸

51、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(qiáng)。 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(diǎn)分別與同族氫化物沸點(diǎn)相比反常的高。 6晶體w.w.w.k.s.5.u.c.o.m 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。 原子晶體 相鄰原子間以共價(jià)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。 離子晶體 離子間通過(guò)離子鍵結(jié)合而成的晶體叫作離子晶體。 金屬晶體 通過(guò)金屬離子與自由電子間的較強(qiáng)作用（金屬鍵）形成的單質(zhì)晶體叫作金屬晶體。 7四種晶體類型與性質(zhì)比較 晶體類型 離子晶體 原子晶體 分子晶體 金屬晶體

52、 組成晶體的粒子 陽(yáng)離子和陰離子 原子 分子 金屬陽(yáng)離子和自由電子 組成晶體粒子間的相互作用 離子鍵 共價(jià)鍵 范德華力（有的還有氫鍵） 金屬鍵 典型實(shí)例 NaCl 金剛石、 晶體硅、SiO2、SiC 冰、干冰 金屬單質(zhì) 晶體的物理特性 熔點(diǎn)沸點(diǎn) 熔點(diǎn)較高、沸點(diǎn)高 熔、沸點(diǎn)高 熔、沸點(diǎn)低 熔沸點(diǎn)高 導(dǎo)熱性 不良 不良 不良 良 導(dǎo)電性 固態(tài)不導(dǎo)電，熔化或溶于水能導(dǎo)電 差 差 導(dǎo)電 延展性 不良 不良 不良 良 硬度 略硬而脆 高硬度 較小 較大 8物質(zhì)熔點(diǎn)、沸點(diǎn)高低的比較 （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、

53、沸點(diǎn)越高。 原子晶體要比較共價(jià)鍵的強(qiáng)弱（比較鍵能和鍵長(zhǎng)），一般地說(shuō)原子半徑越小，鍵能越大，鍵長(zhǎng)越短，共價(jià)鍵越牢固，晶體的溶沸點(diǎn)越高。如： 熔點(diǎn)：金剛石>水晶>金剛砂>晶體硅 離子晶體要比較離子鍵的強(qiáng)弱，一般地說(shuō)陰陽(yáng)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(qiáng)，溶沸點(diǎn)越高。如： 熔點(diǎn)：MgO>MgCl2>NaCl>CsCl 分子晶體： a組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，相對(duì)分子質(zhì)量越大，熔沸點(diǎn)越高。 b組成和結(jié)構(gòu)不相似的物質(zhì)，極性大則熔沸點(diǎn)高（如CO>N2）。 c有些還與分子的形狀有關(guān)。如有機(jī)同分異構(gòu)體中，一般線性分子的熔沸點(diǎn)比帶支鏈的高，如正戊烷

54、>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)相似的有機(jī)物，一般含碳碳雙鍵多的熔沸點(diǎn)低，如油酸甘油酯（油）的熔點(diǎn)比硬脂酸甘油酯（脂肪）的低。 五溶液 （一）分散系w.w.w.k.s.5.u.c.o.m 1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)。 2四種分散系比較 溶液 膠體 濁液 微粒直徑 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(diǎn) 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(guò)濾紙

55、 能 能 不能 能否通過(guò)半透膜 能 不能 不能 是否具有丁達(dá)爾現(xiàn)象 無(wú) 有 無(wú) 實(shí)例 蔗糖水 食鹽水 蛋白溶液 淀粉溶液 石灰乳、油水 （二）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、透明。 2飽和溶液、溶解度 （1）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。 （2）溶解度：在一定溫度下，某固體物質(zhì)在100克溶劑里達(dá)到飽和狀態(tài)時(shí)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?jǐn)?shù)=S(100+s)×100% （3）溫度對(duì)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(qiáng)增大而增