(名師總結(jié))2016高考沖刺必記化學(xué)知識(shí)點(diǎn)大全

1、2015高考沖刺化學(xué)必記知識(shí)點(diǎn)大全第一部分 化學(xué)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   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：?jiǎn)卧臃肿尤纾篐e、Ne、Ar、Kr雙原子分子如：O2、H2、HCl、NO多原子分子如：H2O、P4、C6H12O62原子原子是化學(xué)變化中的最小微粒。確切地說，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（

2、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團(tuán)。（1）離子可分為：陽離子：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、。（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SO

4、42-、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）、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）。9物理變化和化學(xué)

5、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(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：前者無新物質(zhì)生成，僅是物質(zhì)形態(tài)、狀態(tài)的變化。10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(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)溶解過程

6、中，溶質(zhì)與溶劑的化學(xué)組成沒有發(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。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。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。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。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

7、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

8、、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。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：活潑金屬陽離子的氧化性弱于不活潑金屬陽離子的氧化性，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+，MnO4?6?1MnO42?6?1MnO2；同種元素含氧酸的

9、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)，一般說來，價(jià)態(tài)降低，還原性越強(qiáng)。如

10、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?6?1；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。18穩(wěn)定性是物質(zhì)的化學(xué)性質(zhì)的一種。它反映出物質(zhì)在一定條件下發(fā)

11、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）混合物沒有固定的組成，一般沒有固定的熔沸點(diǎn)；（2）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?fàn)t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。

12、【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：電解電離出的陽離子全部是H+的化合物叫做酸。常見強(qiáng)酸：HCIO4、H2SO4、HCl、HNO3    

13、 常見弱酸：H2SO3、H3PO4、HF、HClO、H2CO3、H2SO3、CH3COOH23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。常見強(qiáng)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(shí)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：正鹽：如：(NH4)2SO4、Na2SO4 酸式鹽：如NaHCO3、NaH2PO4、Na2HPO4堿式鹽：Cu2(OH)2CO3 復(fù)鹽：KAl(SO4)2·12H

14、2O 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 過氧化物：Na2O2超氧化物：KO226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 

15、60; 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）。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。（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

16、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。某些固體非金屬單質(zhì)及所有的金

17、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、2CaSO4·H2O等。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。5實(shí)驗(yàn)式也稱最簡(jiǎn)式。僅表示化合物中

18、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)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)單陽離

19、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、陽離子交替排列。（3）注意各原子的空間排序及孤對(duì)電子、單電子的存在。                     （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。（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

20、方式相互連接起來的式子。書寫規(guī)律：一共用電子對(duì)畫一短線，沒有成鍵的電子不畫出。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，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。9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“ ”。HCO3 CO3 + H+強(qiáng)酸的酸式酸根的電離用“=”。     HSO4= SO42 +

21、 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+ + 3OH10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HC

22、lO、HF、CH3COOH、NH3·H2O、H2O），易揮發(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。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）。11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

23、、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。（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)。二化學(xué)反應(yīng)與能量（一）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)

24、得電子的能力。還原性：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

25、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。3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、金屬陽離子的氧化性隨其單質(zhì)還原

26、性的增強(qiáng)而減弱b、非金屬陰離子的還原性隨其單質(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)。根據(jù)鐵被氧

27、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)。&#

28、160;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關(guān)。（二）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)上把吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)稱為吸熱反應(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)。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

29、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：kJ·mol1（2）燃燒熱：在101kPa時(shí)1mol H2物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物時(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 kJ·mol1的熱量，這就是H2的燃燒熱。  H2(g)+1/2 O2 (g) =H2O(l) H=2855kJ·mol1（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=

30、57.3kJ·mol1【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

31、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

32、種類：原子、分子、離子、電子或其他微觀粒子。1mol任何粒子的數(shù)目叫做阿伏加德羅常數(shù)。符號(hào)為NA，通常用6.02 ×1023mol1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=N·NA 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：g·mol1或kg·mol1。任何物質(zhì)的摩爾質(zhì)量以g·mol1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 · n6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

33、爾體積。用Vm表示，Vm=V÷n。常用單位L·mol1標(biāo)準(zhǔn)狀況下，氣體摩爾體積約為22.4 L·mol1。阿伏加德羅定律：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)）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(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mol·L1。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)

34、60;  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（1）原子核幾乎集中源自的全部質(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

35、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)

36、，N層32個(gè)等。（3）最外層電子數(shù)不超過8個(gè)，次外層不超過18個(gè)，倒數(shù)第三層不超過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

37、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        

38、60;  短周期    第二周期   8種元素                  第三周期   8種元素周期               第四周期&#

39、160;  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

40、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

41、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。（3）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小（稀有氣體元素除外）。同主族元素的原子半徑或離子半徑從上到下逐漸增大-。電子層數(shù)相同，核電荷數(shù)越大半徑越小

42、。核電荷數(shù)相同，電子數(shù)越多半徑越大。電子數(shù)和核電荷數(shù)都不同的，一般通過一種參照物進(jìn)行比較。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。（4）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；  陽離子：Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+；陰離子：N3、O2、F、OH、NH2。核外有18個(gè)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、O22。（三）化學(xué)鍵和晶體結(jié)構(gòu)1

43、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(duì)達(dá)到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。（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）。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）。4非極性分子和極性分

44、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)型兩方面因素決定。雙原子分子極性鍵極性分子。非極性鍵非極性分子2。多原子分子，都是非極性鍵非極性分子。有極性鍵幾何結(jié)構(gòu)對(duì)稱非極性分子。幾何結(jié)構(gòu)不對(duì)稱極性分子。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核與非金屬強(qiáng)的原子的靜電吸引作用。

45、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。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離子鍵結(jié)合而成的晶體叫作離子晶體。金屬晶體通過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   （

46、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、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(qiáng)，溶沸點(diǎn)越高。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。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>異戊烷>新戊烷。d有些與分子中含有的

47、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)。（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

48、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?。?。氣體物質(zhì)溶解度，隨溫度升高而減小，隨壓強(qiáng)增大而增大。（4）溶解度曲線：用縱坐標(biāo)表示溶解度。橫坐標(biāo)表示溫度。根據(jù)某溶質(zhì)在不同溫度時(shí)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。3了解幾個(gè)概念：結(jié)晶、結(jié)晶水、結(jié)晶水合物、風(fēng)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

49、水，叫結(jié)晶水，它較容易分解出來。（3）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(lán)礬），F(xiàn)eSO4·7H2O（綠礬），KAl(SO4)2·12H2O或K2SO4·Al2(SO4)3·24H2O（明礬），H2C2O4·H2O（草酸）。（4）風(fēng)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(fēng)干。（5）風(fēng)化本質(zhì)：結(jié)晶水合物分解Na2CO3·10H2O（無色晶體）=Na2CO3·H2O（白色

50、粉末）+9H2O（6）風(fēng)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(fēng)化，如巖石的風(fēng)化，它顯然不屬于結(jié)晶水合物失去結(jié)晶水的過程。（7）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。（8）易潮解的物質(zhì)有：CaCl2、MgCl2、NaOH等。（9）粗鹽易潮解，而精鹽不易潮解。這是因?yàn)榇蛀}中含有少量MgCl2雜質(zhì)的緣故。4膠體（1）定義：分散質(zhì)的微粒在1nm100nm之間分散系，叫作膠體。（2）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。（3）性質(zhì)：丁達(dá)爾現(xiàn)象（可用來鑒別膠體和

51、溶液） 布朗運(yùn)動(dòng) 電泳現(xiàn)象 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）。5膠體的應(yīng)用（解釋問題）沙洲的形成 鹵水點(diǎn)豆腐 明礬（或FeCl3） 凈水工業(yè)制皂的鹽析 冶金工業(yè)電泳除塵六化學(xué)反應(yīng)速率、化學(xué)平衡（一）化學(xué)反應(yīng)速率1定義：化學(xué)反應(yīng)速率是用來衡量化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行快慢程度的，通常用單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示。單位：mol/(L·min)或mol/(L·s)  v=c·t2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，

52、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(xué)方程式中的化學(xué)計(jì)量數(shù)之比。3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(xué)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(xué)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(xué)反應(yīng)速率較慢，由于是可逆反應(yīng)，反應(yīng)不能進(jìn)行到底。外因：濃度：當(dāng)其他條件不變時(shí)，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。壓強(qiáng)：對(duì)于有氣體參加的反應(yīng)，當(dāng)其他條件不變時(shí)，增加壓強(qiáng)，氣體體積縮小，濃度增大，反應(yīng)速率加快。溫度：升高溫度時(shí)，分子運(yùn)動(dòng)速率加快，有效碰撞次數(shù)增

53、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24倍。催化劑：可以同等程度增大逆反應(yīng)速率。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(duì)反應(yīng)速率有影響?！咀⒁狻扛淖兺饨鐥l件時(shí)，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。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(huì)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。增大壓強(qiáng)或濃度，是增大了分子之間的碰撞幾率，因此增大了化學(xué)反應(yīng)速率；升高溫度或使用催化劑，提高了活化分子百分?jǐn)?shù)，增大了有效碰撞次數(shù)，使反應(yīng)速率增大

54、。（二）化學(xué)平衡1化學(xué)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)。2化學(xué)平衡狀態(tài)的標(biāo)志化學(xué)平衡狀態(tài)的判斷（以mA+nB xC+yD為例），可從以下幾方面分析：v(B耗)=v(B生)v(C耗):v(D生)=x : yc(C)、C%、n(C)%等不變?nèi)鬉、B、C、D為氣體，且m+nx+y，壓強(qiáng)恒定體系顏色不變單位時(shí)間內(nèi)某物質(zhì)內(nèi)化學(xué)鍵的斷裂量等于形成量體系平均式量恒定（m+n x+y）等3影響化學(xué)平衡的條件（1）可逆反應(yīng)中舊化學(xué)鍵的破壞，新化學(xué)鍵的建立過程叫作化學(xué)平衡移動(dòng)。（2）化學(xué)平衡移動(dòng)規(guī)律勒沙特列原理如果改變影響平衡的一個(gè)條件（

55、如濃度、壓強(qiáng)或溫度），平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動(dòng)。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(dòng)。壓強(qiáng)：增大壓強(qiáng)平衡向氣體體積減小的方向移動(dòng)。減小壓強(qiáng)平衡向氣體體積增大的方向移動(dòng)。溫度：升高溫度，平衡向吸熱反應(yīng)方向移動(dòng)。降低溫度，平衡向放熱反應(yīng)方向移動(dòng)。催化劑：不能影響平衡移動(dòng)。 4等效平衡在條件不變時(shí)，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(qiáng)或體積）有關(guān)，而與反應(yīng)途徑（正向或逆向）無關(guān)。（1）等溫等容條件下等效平衡。

56、對(duì)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(dāng)（即根據(jù)系數(shù)比換算成生成物或換算成反應(yīng)物時(shí)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。（2）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(dá)到平衡后兩平衡等效。（3）在定溫、定容情況下，對(duì)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。5化學(xué)平衡計(jì)算時(shí)常用的2個(gè)率（1）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

57、%。（2）產(chǎn)品的產(chǎn)率=實(shí)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%。七電解質(zhì)溶液（一）電解質(zhì)和非電解質(zhì)、強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)1電解質(zhì)凡是水溶液里或熔融狀態(tài)時(shí)能電離進(jìn)而能導(dǎo)電的化合物叫做電解質(zhì)。電解質(zhì)溶于水或熔融時(shí)能電離出自由移動(dòng)的陰、陽離子，在外電場(chǎng)作用下，自由移動(dòng)的陰、陽離子分別向兩極運(yùn)動(dòng)，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(shí)導(dǎo)電是化學(xué)變化。 2分類 （1）強(qiáng)電解質(zhì)：是指在水溶液里幾乎能完全電離的電解質(zhì)。 （2）弱電解質(zhì)：是指在水溶液中只能部分電離的電解質(zhì)。3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(dǎo)

58、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(jī)物：苯、甘油、葡萄糖（二）弱電解質(zhì)的電離平衡1弱電解質(zhì)的電離特點(diǎn)（1）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。 （2）可逆：弱電解質(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。 （3）能量變化：弱電解質(zhì)的電離過程是吸熱的。（4）平衡：在一定條件下最終達(dá)到電離平衡。2電離平衡：當(dāng)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(shí)，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(xué)平衡

59、的一種，同樣具有化學(xué)平衡的特征。條件改變時(shí)平衡移動(dòng)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)H2O是一種極弱電解質(zhì)，能夠發(fā)生微弱電離H2O H+ + OH25時(shí) c(H+)=c(OH)=107 mol·L1水的離子積Kw=c(H+)·c(OH)=1014（25）Kw只與溫度有關(guān)，溫度升高，Kw增大。如：100 Kw=1012Kw適用于純水或稀酸、稀堿、稀鹽水溶液中。2溶液的pH（1）pH：pH=lgc(H+)。在溶液的c(H+)很小時(shí)，用pH來表示溶液的酸堿度。（2）含義：pH越大，c(H

60、+)越小，c(OH)越大，酸性越弱，堿性越強(qiáng)。pH越小c(H+)。c(OH)越小，酸性越強(qiáng)，堿性越弱。（3）范圍：014  （四）鹽類水解  1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。2鹽類水解規(guī)律（1）誰弱誰水解，誰強(qiáng)顯誰性，越弱越水解，都弱都水解，兩強(qiáng)不水解。（2）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。（3）水解是吸熱反應(yīng)，升溫水解程度增大。  （4）單離子水解程度都很小，故書寫水解離子方程式時(shí)要用“ ”，不能用“”或“”符

61、號(hào)。3鹽類水解的類型   （1）單向水解：強(qiáng)酸和弱堿生成的鹽，溶液呈酸性；強(qiáng)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-（2）互相促進(jìn)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(jìn)水的電離使反應(yīng)進(jìn)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(duì)強(qiáng)弱。如CH3COONH4溶于水：  CH3COO- + NH4+  CH3COOH + NH3·H2O（3）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