屆高三化學(xué)基礎(chǔ)復(fù)習(xí)知識(shí)點(diǎn)總結(jié)基本概念與基本理論

1、第一部分 基本概念與基本理論物質(zhì)的組成分子和由分子構(gòu)成的物質(zhì)分子是構(gòu)成物質(zhì)的一種能獨(dú)立存在的微粒，它保持著這種物質(zhì)的化學(xué)性質(zhì) 分子有一定的大小和質(zhì)量；分子間有一定距離；分子在不停地運(yùn)動(dòng)著（物理變化是分子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)改變的結(jié)果）；分子間有分子間作用（范德華力）。 由分子構(gòu)成的物質(zhì)（在固態(tài)時(shí)為分子晶體）。一些非金屬單質(zhì)（如H2、O2、Cl2、S、惰性氣體等）；氣態(tài)氫化物；酸酐（SiO2除外）；酸類和大多數(shù)有機(jī)物等。原子和由原子構(gòu)成的物質(zhì)原子是參加化學(xué)變化的最小微粒?；瘜W(xué)反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是原子的拆分和化合，是原子運(yùn)動(dòng)形態(tài)的變化原子有一定的種類、大小和質(zhì)量；由原子構(gòu)成的物質(zhì)中原子間也有一定間隔；原子不停地運(yùn)動(dòng)著

2、；原子間有一定的作用力。由原子構(gòu)成的物質(zhì)（固態(tài)時(shí)為原子晶體）。金剛石、晶體硅、二氧化硅、碳化硅（SiC）等。離子和由離子構(gòu)成的物質(zhì)離子是帶有電荷的原子或原子團(tuán)。帶正電荷的陽(yáng)離子如Na、Fe3、H3O、NH4、Ag(NH3)2等；帶負(fù)電荷的陰離子如Cl、S2、OH、SO42、Fe(CN)63 等。 由離子構(gòu)成的物質(zhì)（固態(tài)時(shí)為離子晶體）。 絕大多數(shù)鹽類（AlCl3等除外）；強(qiáng)堿類和低價(jià)金屬氧化物等是由陽(yáng)離子和陰離子構(gòu)成的化合物。 【注意】離子和原子的區(qū)別和聯(lián)系：離子和原子在結(jié)構(gòu)（電子排布、電性、半徑）和性質(zhì)（顏色，對(duì)某物質(zhì)的不同反應(yīng)情況，氧化性或還原性等）上均不相同。 陽(yáng)離子 原子 陰離子（簡(jiǎn)單陽(yáng)

3、、陰離子）物質(zhì)的分類元素元素是具有相同核電荷數(shù)（即質(zhì)子數(shù)）的同一類原子的總稱（元素的種類是由核電荷數(shù)或質(zhì)子數(shù)決定的）。人們把具有一定數(shù)目的質(zhì)子和一定數(shù)目的中子的一種原子叫做核素，同一元素的不同核素之間互稱為同位素。元素存在狀態(tài)游離態(tài)在單質(zhì)中的元素由同種元素形成的不同單質(zhì)同素異形體，常有下列三種形成方式：組成分子的原子個(gè)數(shù)不同：如O2、O3；白磷（P4）和紅磷等晶體晶格的原子排列方式不同：如金剛石和石墨晶體晶格的分子排列方式不同：如正交硫和單斜硫 化合態(tài)的元素在化合物中的元素【注意】元素和原子的區(qū)別，可從概念、含義、應(yīng)用范圍等方面加以區(qū)別。(三)物質(zhì)的性質(zhì)和變化物理變化和化學(xué)變化的比較比較物理變

4、化化學(xué)變化概念沒(méi)有生成其他物質(zhì)的變化生成了其他物質(zhì)的變化實(shí)質(zhì)只是分子（原子或離子）間距離變化（聚集狀態(tài)），分子組成、性質(zhì)不變分子種類不變分子種類變化，原子重新組合，但原子種類、數(shù)目不變伴隨現(xiàn)象物質(zhì)形狀、狀態(tài)改變放熱、發(fā)光、變色、放出氣體、生成沉淀等范圍蒸發(fā)、冷凝、熔化、液化、汽化、升華、變形等分解、化合、置換、復(fù)分解、燃燒、風(fēng)化、脫水、氧化、還原等區(qū)別無(wú)新物質(zhì)生成有新物質(zhì)生成相互關(guān)系化學(xué)變化中同時(shí)發(fā)生物理變化、物理變化中不一定有化學(xué)變化與性質(zhì)的關(guān)系物質(zhì)的性質(zhì)決定物質(zhì)的變化，物質(zhì)的變化反映物質(zhì)的性質(zhì)(四)氧化還原反應(yīng)1、氧化還原反應(yīng)的特征：元素化合價(jià)有無(wú)升降，這是判斷是否是氧化還原反應(yīng)的依據(jù)。2

5、、氧化還原反應(yīng)各概念間的關(guān)系可用以下兩條線掌握概念 升失 還還氧氧元素化合 原子失去 物質(zhì)是 還原劑具 元素被 還原劑的產(chǎn)物價(jià)升高 電子 還原劑 有還原性 氧化 是氧化產(chǎn)物降得 氧氧還還元素化合 原子得到 物質(zhì)是 氧化劑具 元素被 氧化劑的產(chǎn)物價(jià)降低 電子 氧化劑 有氧化性 還原 是還原產(chǎn)物3、物質(zhì)有無(wú)氧化性或還原性及其強(qiáng)弱的判斷 物質(zhì)有無(wú)氧化性或還原性的判斷 元素為最高價(jià)態(tài)時(shí)，只具有氧化性，如Fe3、H2SO4分子中6價(jià)硫元素；元素為最低價(jià)態(tài)只具有還原性，如Fe、S2等；元素處于中間價(jià)態(tài)既有氧化性又具有還原性，如Fe2+、SO2、S等。 物質(zhì)氧化性或還原性相對(duì)強(qiáng)弱的判斷由元素的金屬性或非金屬

6、性比較金屬陽(yáng)離子的氧化性隨單質(zhì)還原性的增強(qiáng)而減弱，如下列四種陽(yáng)離子的氧化性由強(qiáng)到弱的順序是：AgCu2Al3K。非金屬陰離子的還原性隨單質(zhì)氧化性的增強(qiáng)而減弱，如下列四種鹵素離子還原性由強(qiáng)到弱的順序是：IBrClF。由反應(yīng)條件的難易比較不同氧化劑與同一還原劑反應(yīng)，反應(yīng)條件越易，氧化性越強(qiáng)。如F2和H2混合在暗處就能劇烈化合而爆炸，而I2與H2需在不斷加熱的情況下才能緩慢化合，因而F2的氧化性比I2強(qiáng)。不同還原劑與同一氧化劑反應(yīng)，反應(yīng)條件越易，還原性越強(qiáng)，如有兩種金屬M(fèi)和N均能與水反應(yīng)，M在常溫下能與水反應(yīng)產(chǎn)生氫氣，而N需在高溫下才能與水蒸氣反應(yīng)，由此判斷M的還原性比N強(qiáng)。由氧化還原反應(yīng)方向比較還

7、原劑A氧化劑B氧化產(chǎn)物a還原產(chǎn)物b，則：氧化性：Ba 還原性：Ab如：由2Fe2Br2 2Fe32Br 可知氧化性：Br2Fe3；還原性：Fe2Br當(dāng)不同的還原劑與同一氧化劑反應(yīng)時(shí)，可根據(jù)氧化劑被還原的程度不同來(lái)判斷還原劑還原性的強(qiáng)弱。一般規(guī)律是氧化劑被還原的程度越大，還原劑的還原性越強(qiáng)。同理當(dāng)不同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)。如氯氣、硫兩種氧化劑分別與同一還原劑鐵起反應(yīng)，氯氣可把鐵氧化為FeCl3，而硫只能把鐵氧化為FeS，由此說(shuō)明氯氣的氧化性比硫強(qiáng)?！咀⒁狻窟€原性的強(qiáng)弱是指物質(zhì)失電子能力的強(qiáng)弱，與失電子數(shù)目無(wú)關(guān)。如Na的還原性強(qiáng)于Al，而NaNa，

8、AlAl3，Al失電子數(shù)比Na多。同理，氧化性的強(qiáng)弱是指物質(zhì)得電子能力的強(qiáng)弱，與得電子數(shù)目無(wú)關(guān)。如氧化性F2O2，則F22F，O22O2，O2得電子數(shù)比F2多。氧化還原方程式配平原理：氧化劑所含元素的化合價(jià)降低（或得電子）的數(shù)值與還原劑所含元素的化合價(jià)升高（或失電子）的數(shù)值相等。步驟：寫(xiě)出反應(yīng)物和生成物的分子式，并列出發(fā)生氧化還原反應(yīng)元素的化合價(jià)（簡(jiǎn)稱標(biāo)價(jià)態(tài)）步驟：分別列出元素化合價(jià)升高數(shù)值（或失電子數(shù)）與元素化合價(jià)降低數(shù)值（或得電子數(shù)）。（簡(jiǎn)稱定得失）步驟：求化合價(jià)升降值（或得失電子數(shù)目）的最小公倍數(shù)。配平氧化劑、還原劑、氧化產(chǎn)物、還原產(chǎn)物的系數(shù)。步驟：用觀察法配平其他物質(zhì)的系數(shù)。(五)離子

9、反應(yīng)1、離子反應(yīng)發(fā)生條件離子反應(yīng)發(fā)生條件（即為離子在溶液中不能大量共存的原因）：離子間發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)有沉淀生成。不溶于水的化合物可依據(jù)書(shū)后物質(zhì)的溶解性表判斷，還有以下物質(zhì)不溶于水：CaF2、CaC2O4（草酸鈣）等。有氣體生成。如CO322H CO2H2O有弱電解質(zhì)生成。如弱堿 NH3H2O；弱酸 HF、HClO、H2S、H3PO4等；還有水、(CH3COO)2Pb、Ag(NH3)2、Fe(SCN)2等難電離的物質(zhì)生成。離子間發(fā)生氧化還原反應(yīng)：如：Fe3與I在溶液中不能共存，2 Fe32I 2Fe2I2S2、SO32、H 三種離子在溶液中不能共存，2 S2SO326H 3S3H2O等書(shū)寫(xiě)離子方

10、程式應(yīng)注意的問(wèn)題沒(méi)有自由移動(dòng)離子參加的反應(yīng)，不能寫(xiě)離子方程式。如：CuH2SO4(濃)；NH4Cl（固）Ca(OH)2；CH2SO4(濃)反應(yīng)；NaCl（固）H2SO4(濃)，均因無(wú)自由移動(dòng)離子參加反應(yīng)，故不可寫(xiě)離子方程式。有離子生成的反應(yīng)可以寫(xiě)離子方程式，如鈉和水、銅和濃硫酸、SO2通入溴水里、碳酸鈣溶于乙酸等。單質(zhì)、氧化物在離子方程式中一律寫(xiě)成化學(xué)式。如：SO2和NaOH溶液反應(yīng)：SO2 2OH SO32H2O或 SO2OH HSO3酸式鹽的酸根離子在離子方程式中不能拆開(kāi)寫(xiě)。如NaHCO3溶液和稀鹽酸反應(yīng)：HCO3H H2OCO2操作順序或反應(yīng)物相對(duì)量不同時(shí)離子方程式不同。例如 Ca(OH

11、)2中通入少量CO2，離子方程式為：Ca22OHCO2 CaCO3H2O；Ca(OH)2中通入過(guò)量CO2，離子方程式為：OHCO2 HCO3。對(duì)于生成物是易溶于水的氣體，要特別注意反應(yīng)條件。如NaOH溶液和NH4Cl溶液的反應(yīng)，當(dāng)濃度不大，又不加熱時(shí)，離子方程式為：NH4OH NH3 H2O；當(dāng)為濃溶液，又加熱時(shí)離子方程式為：NH4OH NH3H2O對(duì)微溶物（通常指CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4、MgCO3等）要根據(jù)實(shí)際情況來(lái)判斷。當(dāng)反應(yīng)里有微溶物處于溶液狀態(tài)時(shí)，應(yīng)寫(xiě)成離子，如鹽酸加入澄清石灰水：HOH H2O；當(dāng)反應(yīng)里有微溶物處于濁液或固態(tài)時(shí)，應(yīng)寫(xiě)化學(xué)式，如在石灰乳中加入Na2CO

12、3溶液：Ca(OH)2CO32 CaCO32OH；在生成物中有微溶物析出時(shí)，微溶物用化學(xué)式表示，如Na2SO4溶液中加入AgNO3溶液：2AgSO42 Ag2SO4。對(duì)于中強(qiáng)酸（H3PO4、H2SO3等）在離子方程式中寫(xiě)化學(xué)式。具有強(qiáng)氧化性的微粒與強(qiáng)還原性微粒相遇時(shí)，首先要考慮氧化還原反應(yīng)，不能只簡(jiǎn)單地考慮復(fù)分解反應(yīng)。離子在溶液中不能大量共存幾種情況H與所有弱酸陰離子和OH不能大量共存，因生成弱電解質(zhì)（弱酸）和水。OH與所有弱堿陽(yáng)離子、H、弱酸的酸式酸根離子不能大量共存，因生成弱堿、弱酸鹽和水。能發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)生成弱電解質(zhì)、沉淀和氣體者不能大量共存。能發(fā)生氧化還原反應(yīng)的離子不能大量共存，如Fe

13、3、與S2，F(xiàn)e2與NO3（H），S2與SO32（H）等。某些弱酸根與弱堿根不能大量共存，如S2、HCO3、AlO2、CO32與Fe3、Al3等不共存。發(fā)生絡(luò)合反應(yīng)的離子不能大量共存，如 Fe3與SCN、Ag與NH3 H2O。Al3與AlO2、NH4+與AlO2、NH4+與SiO32不能大量共存。注意有色離子（有時(shí)作為試題附加條件）：Cu2（藍(lán)色）、Fe3（棕黃色）、MnO4（紫色）、Fe(SCN)2（紅色）等。(六)化學(xué)反應(yīng)中的能量變化1、熱化學(xué)方程式概念：表明反應(yīng)所放出或吸收熱量的化學(xué)方程式，叫做熱化學(xué)方程式。書(shū)寫(xiě)熱化學(xué)方程式時(shí)注意事項(xiàng)。H寫(xiě)在方程式右邊或下邊，兩者之間用“；”隔開(kāi)，放出熱

14、量H為“”，吸收熱量H為“”。要注明反應(yīng)物和生成物的狀態(tài)。固體用符號(hào)符號(hào)“s”表示、液體用符號(hào)“l(fā)”表示，氣體用符號(hào)“g”表示。熱化學(xué)方程各物質(zhì)前的化學(xué)計(jì)量數(shù)表示物質(zhì)的量的多少，因此，它可以是整數(shù)，也可以是分?jǐn)?shù)。對(duì)于相同物質(zhì)的反應(yīng)，當(dāng)化學(xué)計(jì)量數(shù)不同時(shí)，H也不同。2、反應(yīng)熱的有關(guān)計(jì)算反應(yīng)熱物質(zhì)的量1mol物質(zhì)反應(yīng)吸收或放出的熱反應(yīng)熱反應(yīng)物的總鍵能生成物的總鍵能根據(jù)蓋斯定律：如果一個(gè)反應(yīng)可以分幾步進(jìn)行，各分步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和與該反應(yīng)一步完成時(shí)的反應(yīng)熱相同。某種物質(zhì)的狀態(tài)或晶型不同會(huì)引起反應(yīng)熱的差異，根據(jù)蓋斯定律，可將熱化學(xué)方程式進(jìn)行“加減”后，根據(jù)反應(yīng)過(guò)程的反應(yīng)熱比較其大小。物質(zhì)的量不同引起的反應(yīng)

15、熱差異，可根據(jù)反應(yīng)熱的物質(zhì)的量之間的正比例關(guān)系比較。(七)物質(zhì)的量1、物質(zhì)的量及其單位摩爾（mol）物質(zhì)的量是七個(gè)基本的物理量之一。它的物理意義是含一定數(shù)目粒子的集體，符號(hào)為n。物質(zhì)的量的單位為摩爾，簡(jiǎn)稱摩，符號(hào)為mol。物質(zhì)的量和摩爾的關(guān)系正如時(shí)間和秒、長(zhǎng)度和米、電流和安培的關(guān)系，不能混用。使用物質(zhì)的量及其單位時(shí)的注意事項(xiàng)“物質(zhì)的量”四個(gè)字是一個(gè)整體，不能拆開(kāi)，如“時(shí)間”拆開(kāi)表明的意義也就變了。寫(xiě)成“物質(zhì)的質(zhì)量”、“物質(zhì)量”、“物質(zhì)的數(shù)量”也都不對(duì)。不能理解為物質(zhì)的數(shù)量或質(zhì)量。摩爾是用來(lái)表示微觀粒子（原子、分子、離子、質(zhì)子、中子、電子等）或它們特定組合的物質(zhì)的量的單位，它不能用來(lái)表示宏觀物體

16、，如不能說(shuō)1mol 蘋(píng)果等。使用摩爾時(shí)，應(yīng)注明粒子的化學(xué)式，而不能用該粒子的中文名稱。目的是避免指代不清引起混淆。例如：使用1mol氧就會(huì)含義不清，究竟是指1mol O還是 1mol O2呢？2、阿伏加德羅定律及其重要推論決定物質(zhì)體積大小的因素（1mol）1摩固體、液體體積不同，因?yàn)楣腆w、液體里分子、原子、離子間距離小，其體積主要決定于構(gòu)成物質(zhì)的這些微粒的直徑大小，而不同的分子、原子、離子的直徑大小不同，因而所占體積不同。氣體分子間距離較大，氣體體積主要取決于分子間的平均距離，而這平均距離又主要取決于氣體的壓強(qiáng)與溫度，因此當(dāng)溫度、壓強(qiáng)相同時(shí)，氣體分子間平均距離大致相同，其所占體積相同。阿伏加德

17、羅定律：在相同溫度、壓強(qiáng)下，同體積的氣體中含有相同分子數(shù)定義中的“四個(gè)同”，如有“三個(gè)同”成立，第四個(gè)“同”才能成立。3、阿伏加德羅定律推論：同溫、同壓：同溫、同體積：V1V2M2M121同溫、同壓、等質(zhì)量：同溫、同壓、同體積：(八)溶液和膠體膠體定義分散質(zhì)微粒的直徑大小在109107 m之間的分散系叫膠體。膠體的類型氣溶膠：煙、云、霧。液溶膠：AgI水溶膠、Fe(OH)3等。固溶膠：煙水晶、有色玻璃等。滲析因膠體粒子不能透過(guò)半透膜，所以把混有離子或分子雜質(zhì)的膠體裝入半透膜的袋里，并把此袋放在溶劑中，從而使離子或分子從膠體溶液里分離的操作叫做滲析，常用于精制某些膠體。膠體的制備方法物理分散法：

18、把難溶于水的物質(zhì)顆粒分散成1nm100nm的膠粒溶于水，如研磨分散法。化學(xué)凝聚法：通過(guò)復(fù)分解反應(yīng)使產(chǎn)物分子逐步凝聚為膠體。如：AgNO3 KI AgI(膠體)KNO3FeCl33H2Oe(OH)3(膠體)3HCl 等等膠體的性質(zhì)丁達(dá)爾效應(yīng)：讓光線透過(guò)膠體時(shí)由于膠體微粒對(duì)光線有散射作用，所以從入射光的垂直方向（或從側(cè)面）可以看到一道光的“通路”，此現(xiàn)象叫丁達(dá)爾現(xiàn)象。溶液無(wú)此現(xiàn)象，用此法可鑒別膠體和溶液。布朗運(yùn)動(dòng)：在膠體里由于分散劑分子從各個(gè)方向撞擊膠體微粒而形成的不停的、無(wú)秩序的運(yùn)動(dòng)叫布朗運(yùn)動(dòng)。電泳：在外加電場(chǎng)的作用下膠體里的微粒在分散劑里向陰極或陽(yáng)極做定向移動(dòng)的現(xiàn)象叫做電泳。電泳證明了膠粒帶電

19、荷，常用于分離膠?；蛱峒兡z體。聚沉：在一定條件下，使膠粒聚集成較大的顆粒形成沉淀，從分散劑里析出的過(guò)程叫膠體聚沉，其方法有：a、加熱；b、加入強(qiáng)電解質(zhì)溶液；c、加入帶相反電荷的另一種膠體。膠體微粒所帶的電荷膠體表面積大，具有很強(qiáng)的吸附作用，可吸附膠體中的陰離子或陽(yáng)離子而帶電。一般來(lái)說(shuō)，金屬氫氧化物、金屬氧化物的膠粒吸附陽(yáng)離子，膠體微粒帶正電荷；非金屬氧化物、金屬硫化物的膠體微粒吸附陰離子，膠體微粒帶負(fù)電荷。同一溶膠微粒帶有同種電荷具有靜電斥力，這是膠體穩(wěn)定的主要原因，布朗運(yùn)動(dòng)是膠體較穩(wěn)定的次要原因。幾點(diǎn)說(shuō)明膠體的電荷是指膠體中膠體微粒帶有的電荷，而不是膠體帶電荷，整個(gè)膠體是電中性的。分子膠體微

20、粒大都不帶電，如淀粉溶液。書(shū)寫(xiě)膠體制備的反應(yīng)方程式時(shí)生成的不溶物質(zhì)不寫(xiě)“”符號(hào)，這是因?yàn)槟z粒帶同種電荷相互排斥，沒(méi)有凝集成大顆粒而沉淀下來(lái)。制備Fe(OH)3 膠體溶液是向沸水中滴加FeCl3飽和溶液。其離子方程式為：Fe33H2O Fe(OH)3(膠體)3H制備AgI膠體是將810滴0.01mol/L的AgNO3溶液滴入10mL 0.01mol/L 的KI溶液中（濃度不能大，否則要產(chǎn)生AgI沉淀）電解質(zhì)溶液聚沉作用大小除和電解質(zhì)溶液及電解質(zhì)離子本性有關(guān)外，一般是：離子的電荷數(shù)越多，離子半徑越小，聚沉能力越大。如使帶負(fù)電荷膠粒聚沉的陽(yáng)離子Al3Fe3。使帶正電荷膠粒聚沉的陰離子能力Fe(CN)

21、64Fe(CN)63，但淀粉膠體微粒因不吸附離子而不帶電荷，所以加入少量電解質(zhì)不凝聚，也無(wú)電泳現(xiàn)象。(九)原子組成與結(jié)構(gòu)1、常見(jiàn)等電子體核外電子總數(shù)為2個(gè)的粒子：He、H、Li、Be2。核外電子總數(shù)為10個(gè)的粒子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4（分子類）；Na、Mg2、Al3、NH4、H3O（陽(yáng)離子類）；N3、O2、F、OH、NH2（陰離子類）。核外電子總數(shù)為18個(gè)電子的粒子：Ar、HCl、H2S、PH3、F2、H2O2、C2H6、CH3OH、N2H4、CH3NH2、NH2OH、CH3F（分子類），K+、Ca2+、（陽(yáng)離子類）；P3、S2、Cl（陰離子類）。2、元素、核素、同位素的比較元素

22、核素同位素概念具有一定核電荷數(shù)（質(zhì)子數(shù)）的同類原子的總稱具有相同數(shù)目的質(zhì)子和一定數(shù)目的中子的一種原子質(zhì)子數(shù)相同而中子數(shù)不同的同一元素的原子或同一元素的不同核素范圍宏觀概念，對(duì)同類原子而言，既有游離態(tài)又有化合態(tài)微觀概念，對(duì)某種元素的一種原子而言微觀概念，對(duì)某種元素的原子而言。因同位素的存在而使原子種類多于元素種類特性主要通過(guò)形成的單質(zhì)或化合的來(lái)體現(xiàn)不同的核素可能質(zhì)子數(shù)相同或中子數(shù)相同，或質(zhì)量數(shù)相同，或各類數(shù)均不相同同位素質(zhì)量數(shù)不同，化學(xué)性質(zhì)相同；天然同位素所占原子百分含量一般不變；同位素構(gòu)成的化合物如H2O、D2O、T2O物理性質(zhì)不同，但化學(xué)性質(zhì)相同實(shí)例H、OH、D、T； C、Mg不同核素H、T

23、、D為H的三種同位素(十)元素周期表中的主要變化規(guī)律項(xiàng)目同周期（左右）同主族（上下）原子結(jié)構(gòu)核外荷數(shù)逐漸增加增加電子層數(shù)相同增多原子半徑逐漸增小逐漸增大最外層電子數(shù)逐漸增多相等性質(zhì)化合價(jià)最高正價(jià)由17；負(fù)價(jià)數(shù)族序數(shù)8最高正價(jià)、負(fù)價(jià)數(shù)相同，最高正價(jià)族序數(shù)元素的金屬性和非金屬性金屬性逐漸減弱、非金屬性逐漸增強(qiáng)金屬性逐漸增強(qiáng)、非金屬性逐漸減弱單質(zhì)的氧化性、還原性還原性減弱、氧化性增強(qiáng)氧化性減弱、還原性增強(qiáng)最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)的水化物的酸堿性堿性減弱、酸性增強(qiáng)酸性減弱、堿性增強(qiáng)氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性漸增漸減(十一)化學(xué)鍵與分子結(jié)構(gòu)1、非極性分子和極性分子非極性分子：分子中正負(fù)電荷中心重合，從整體來(lái)看電荷分布是均

24、勻的，對(duì)稱的。這樣的分子為非極性分子。當(dāng)分子中各鍵均為非極性鍵時(shí)，分子是非極性分子。當(dāng)一個(gè)分子中各個(gè)鍵都相同，均為極性鍵，但該分子的構(gòu)型是對(duì)稱的，則分子內(nèi)正負(fù)電荷中心可以重合。這樣的分子是非極性分子，如CH4、CO2?？傊?，非極性分子中不一定只含非極性鍵。極性分子：分子中正負(fù)電荷中心不能重合，從整個(gè)分子來(lái)看，電荷的分布是不均勻的、不對(duì)稱的。這樣的分子為極性分子，以極性鍵結(jié)合的雙原子分子，必為極性分子，以極性鍵結(jié)合的多原子分子，若分子的構(gòu)型不完全對(duì)稱，則分子內(nèi)正負(fù)電荷必然不重合，則為極性分子?？傊?，極性分子中必定會(huì)有極性鍵。但含有極性鍵的分子不一定是極性分子。常見(jiàn)分子的構(gòu)型及分子極性判斷ABn型

25、分子極性的經(jīng)驗(yàn)規(guī)律若中心原子A的化合價(jià)的絕對(duì)值等于該元素所在的主族序數(shù)則為非極性分子，若不等則為極性分子。如BH3、BF3、CH4、CCl4、CO2、CS2、PCl5、SO3等均為非極性分子，NH3、PH3、PCl3、H2O、H2S、SO2等均為極性分子。ABn分子內(nèi)中心原子A若有孤對(duì)電子（未參與成鍵的電子對(duì)）則分子為極性分子，若無(wú)孤對(duì)電子則為非極性分子。2、化學(xué)鍵與物質(zhì)類別關(guān)系規(guī)律只含非極性共價(jià)鍵的物質(zhì)：同種非金屬元素構(gòu)成的單質(zhì)，如I2、H2、P4、金剛石、晶體硅等。只含有極性共價(jià)鍵的物質(zhì)：一般是不同非金屬元素構(gòu)成的共價(jià)化合物。如CCl4、NH3、SiO2、CS2等。既有極性鍵又有非極性鍵的

26、物質(zhì)：如H2O2、C2H2、CH3CH3、C6H6（苯）等只含有離子鍵的物質(zhì)：活潑非金屬元素與活潑金屬元素形成的化合物，如Na2S、CsCl、K2O、NaH等既有離子鍵又有非極性鍵的物質(zhì)，如Na2O2、Na2Sx、CaC2等由離子鍵、共價(jià)鍵、配位鍵構(gòu)成的物質(zhì)，如NH4Cl等無(wú)化學(xué)鍵的物質(zhì)：稀有氣體（單原子分子）。(十二)化學(xué)平衡1、影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素內(nèi)因（決定因素）化學(xué)反應(yīng)速率是由參加反應(yīng)的物質(zhì)的性質(zhì)決定的。外因（影響因素）濃度：當(dāng)其他條件不變時(shí)，增大反應(yīng)物的濃度，反應(yīng)速率加快。注意：增加固體物質(zhì)或純液體的量，因其濃度是個(gè)定值，故不影響反應(yīng)速率（不考慮表面積的影響）。壓強(qiáng)：對(duì)于有氣體參加的

27、反應(yīng)，當(dāng)其他條件不變時(shí)，增大壓強(qiáng)，氣體的體積減小，濃度增大，反應(yīng)速率加快。注意：由于壓強(qiáng)對(duì)固體、液體的體積幾乎無(wú)影響，因此，對(duì)無(wú)氣體參加的反應(yīng)，壓強(qiáng)對(duì)反應(yīng)速率的影響可忽略不計(jì)。溫度：當(dāng)其他條件不變時(shí)，升高溫度，反應(yīng)速率加快。 一般來(lái)說(shuō)，溫度每升高10，反應(yīng)速率增大到原來(lái)的24倍。催化劑：催化劑有正負(fù)之分。使用正催化劑，反應(yīng)速率顯著增大；使用負(fù)催化劑，反應(yīng)速率顯著減慢。不特別指明時(shí)，指的是正催化劑。2、外界條件同時(shí)對(duì)V正、V逆的影響增大反應(yīng)物濃度，V正急劇增大，V逆逐漸增大；減小反應(yīng)物的濃度，V正急劇減小，V逆逐漸減小加壓對(duì)有氣體參加或生成的可逆反應(yīng)，V正、V逆均增大，氣體分子數(shù)大的一側(cè)增大的倍

28、數(shù)大于氣體分子數(shù)小的一側(cè)增大的倍數(shù)；降壓V正、V逆均減小，氣體分子數(shù)大的一側(cè)減小的倍數(shù)大于氣體分子數(shù)小的一側(cè)減小的倍數(shù)。升溫，V正、V逆一般均加快，吸熱反應(yīng)增大的倍數(shù)大于放熱反應(yīng)增加的倍數(shù)；降溫，V正、V逆一般均減小，吸熱反應(yīng)減小的倍數(shù)大于放熱反應(yīng)減小的倍數(shù)。加催化劑可同倍地改變V正、V逆3、可逆反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)的標(biāo)志V正V逆，如對(duì)反應(yīng)mA(g)nB(g) pC(g)生成A的速率與消耗A的速率相等。生成A的速率與消耗B的速率之比為m：n。生成B 的速率與生成C的速率之比為n：p。各組成成分的量保持不變這些量包括：各組成成分的物質(zhì)的量、體積、濃度、體積分?jǐn)?shù)、物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)、反應(yīng)的轉(zhuǎn)化率等。混合體系

29、的某些總量保持不變對(duì)于反應(yīng)前后氣體體積發(fā)生變化的可逆反應(yīng)，混合氣體的總壓強(qiáng)、總體積、總物質(zhì)的量及體系平均相對(duì)分子質(zhì)量、密度等不變。(十三)電離平衡1、水的電離和溶液的pH計(jì)算水的電離水是極弱的電解質(zhì)，純水中存在著電離平衡，其電離方程式為：2H2O H3OOH，通常簡(jiǎn)寫(xiě)成H2O HOH，25時(shí)，c(H)c(OH)1107molL。水的離子積常數(shù)KwKwc(H) c(OH)，25時(shí)，Kw11014。Kw的意義Kw是一個(gè)很重要的常數(shù)，它反映了一定溫度下的水中H濃度和OH濃度之間的關(guān)系。改變條件對(duì)水的電離平衡的影響變化改變平衡移動(dòng)方向c(H)的變化c(OH)的變化c(H) 與c(OH)的關(guān)系Kw溶液的

30、性質(zhì)升高溫度向右增大增大c(H) c(OH)增大中性加入少量H2SO4向左增大減小c(H) c(OH)不變酸性加入少量NaOH向左減小增大c(H) c(OH)不變堿性有關(guān)pH計(jì)算的主要題型及計(jì)算方法根據(jù)pHlg c(H)，因此計(jì)算溶液的pH的關(guān)鍵是計(jì)算溶液中H的濃度。常見(jiàn)的題型有：有關(guān)酸堿溶液稀釋后pH的計(jì)算a、酸稀釋后，先求稀釋后c(H)，再求pH；堿稀釋后，先求稀釋后c(OH)，根據(jù)Kwc(H) c(OH)，求出c(H)，最后再求pH。b、一定濃度的強(qiáng)酸或強(qiáng)堿溶液用水稀釋10a倍體積，溶液中c(H) 或c(OH)也被稀釋到同樣倍數(shù)，濃度變?yōu)樵瓉?lái)的1/10a，則溶液的pH將增大或減小a個(gè)單位

31、。c、一定濃度的弱酸或弱堿用水稀釋10a倍體積，由于電離程度增大，使得c(H) 或c(OH)減小的不到1/10a，因此pH增大或減小不到a個(gè)單位。d、稀酸、稀堿無(wú)限稀釋后，因水的電離已是影響pH的主要因素，因此pH接近于7。即稀酸無(wú)限稀釋后，pH不可能大于7，弱堿無(wú)限稀釋后pH不可能小于7。有關(guān)酸堿混合pH的計(jì)算兩種強(qiáng)酸混合，先計(jì)算混合后c(H)，再計(jì)算pH?；旌虾髢煞N強(qiáng)堿混合，先計(jì)算混合后c(OH)，然后計(jì)算c(H)，最后計(jì)算pH?；旌虾髉Hlg c(H)。強(qiáng)酸、強(qiáng)堿混合后，要發(fā)生酸堿中和反應(yīng)，因此需判斷后再計(jì)算若n (H)n(OH)，酸堿恰好完全反應(yīng)，則pH7；若n (H)n(OH)，則酸

32、過(guò)量，先求反應(yīng)后溶液中c(H)，再計(jì)算pH，此時(shí)pH7若n (H)n(OH)，則堿過(guò)量，先求反應(yīng)后溶液中c(OH)，再求出c(H)，然后計(jì)算pH，此時(shí)pH72、鹽類水解方程式的書(shū)寫(xiě)方法由于鹽類水解與酸堿中和互為可逆過(guò)程，所以鹽類水解一般不徹底，書(shū)寫(xiě)離子反應(yīng)方程式時(shí)，只能用“”，而不能用“”，生成的不溶物不記“”，生成的氣態(tài)產(chǎn)物也不記“”符號(hào)，如AlCl3水解的離子方程式為Al33H2OAl(OH)33H多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，多元弱酸形成的鹽水解時(shí)也是分步進(jìn)行的，如H2CO3H+HCO3，而Na2CO3的水解，首先CO32H2O HCO3OH，生成的HCO3 再水解HCO3H2O CO32 OH。較易水解的陽(yáng)離子如Al3+、Fe3+等，較易水解的陰離子如CO32（或HCO3）、AlO2等，在溶液中雙水解十分強(qiáng)烈，可完全水解，此時(shí)應(yīng)用“”并標(biāo)明“”及“”符號(hào)。Fe3+3HCO3Fe(OH)33CO2，2Al33S26H2O2Al(OH)33H2S3、守恒法在處理溶液?jiǎn)栴}的應(yīng)用 在解答電解質(zhì)溶液中微粒濃度之間的關(guān)系的有關(guān)問(wèn)題，特別是等式關(guān)系時(shí)，經(jīng)常用到守恒原理。電荷守恒：溶液中陽(yáng)離子所帶的總正電荷數(shù)與陰離子所帶的總負(fù)電荷數(shù)相等，整個(gè)溶液顯電中性。如Na2S溶液中：c(Na)c(H)2 c(S2)c(HS)c(OH)物料守恒：在電解質(zhì)溶