高三化學知識框架和知識點總結

1、 高三復習總綱.一、復習關鍵-掌握25條必要知識點1、熱 點（重 點）知 識重現(xiàn)次數(shù)重現(xiàn)率化學史、環(huán)境保護、石油及煤化工10100%物質(zhì)的量、摩爾質(zhì)量、微粒數(shù)、體積比、密度比10100%阿氏常數(shù)990%熱化學方程式770%核外電子排布，推導化學式10100%氧化性、還原性、穩(wěn)定性、活潑性的比較10100%氧化性還原方程式的書寫及配平原子量，化合價990%原子量、分子量，化合價880%離子共存10100%離子的鑒別880%判斷離子方程式的正誤10100%溶液濃度、離子濃度的比較及計算10100%pH值的計算10100%溶液的濃度、溶解度660%化學反應速率、化學平衡990%鹽類的水解10100%

2、電化學知識10100%化學鍵，晶體類型及性質(zhì)770%Cl、S、N、C、P、Na、Mg、Al、Fe等元素單質(zhì)及化合物10100%完成有機反應的化學方程式990%同分異構體10100%有機物的聚合及單體的推斷770%有機物的合成10100%有機物的燃燒規(guī)律660%混合物的計算990%2、1阿伏加德羅常數(shù)（物質(zhì)的量、氣體摩爾體積、阿伏加法羅定律及推論）2氧化還原反應概念及應用3離子反應、離子方程式4電解質(zhì)溶液（溶液濃度、中和滴定及PH計算、膠體的知識）5“位構性”（金屬性、非金屬性強弱判斷原理及應用、同周期、同主族元素性質(zhì)的遞變）6化學鍵與晶體及其特點7化學反應速率與化學平衡8等效平衡思想的應用9弱

3、電解質(zhì)電離平衡（溶液中微粒間的關系（物料平衡和電荷守恒）鹽類的水解、弱電解離子濃度與大小比較）1011離子的鑒定、共存與轉(zhuǎn)化12、熱化學方程式及反應熱計算13原電池與電解池原理及應用14典型元素常見單質(zhì)及其化合物的重要性質(zhì)及相互轉(zhuǎn)化關系15官能團、官能團的確定、同分異構和同系物16有機反應類型17有機合成推斷18有機新信息題有機聚合體19陰陽離子的鑒別與鑒定20物質(zhì)的除雜、凈化、分離和鑒定21實驗儀器使用與連接和基本操作22實驗設計與評價23混合物的計算24化學史、環(huán)境保護、能源25信息和新情景題的模仿思想3、復習備考的小專題40個1化學實驗儀器及其使用2化學實驗裝置與基本操作3常見物質(zhì)的分離

4、、提純和鑒別4常見氣體的制備方法5常用的加熱方法與操作6實驗設計和實驗評價7有機物燃燒的規(guī)律8有機反應與判斷9有機代表物的相互衍變10有機物的鑒別11既能與強酸反應又能與強堿反應的物質(zhì)的小結12分解產(chǎn)物為兩種或三種的物質(zhì)13碳酸與碳酸的鹽的相互轉(zhuǎn)化14鋁三角15鐵三角16中學里可以和水反應的物質(zhì)17中學中的圖像小結18離子反應與離子方程式19氧化還原反應20無機反應小結21阿伏加德羅常數(shù)22阿伏加德羅定律23原子結構24元素周期律和元素周期表25化學鍵、分子結構和晶體結構26化學反應速率27化學平衡的應用（化學平衡、溶解平衡、電離平衡）28鹽類的水解29原電池30電解池31幾個定量實驗32離子

5、共存、離子濃度大小的比較33溶液的酸堿性與pH計算34多步反應變一步計算35溶解度、溶液的濃度及相關計算36混合物的計算37化學計算中的巧妙方法小結38無機化工39有機合成40能源與環(huán)保二、第一輪基礎理論化學反應及能量變化實質(zhì)：有電子轉(zhuǎn)移（得失與偏移）特征：反應前后元素的化合價有變化概念及轉(zhuǎn)化關系還原性 化合價升高弱氧化性變化反應物產(chǎn)物還原劑氧化反應 氧化產(chǎn)物變化氧化劑還原反應 還原產(chǎn)物氧化性 化合價降低弱還原性氧化還原反應有元素化合價升降的化學反應是氧化還原反應。有電子轉(zhuǎn)移（得失或偏移）的反應都是氧化還原反應。概念：氧化劑：反應中得到電子（或電子對偏向）的物質(zhì)（反應中所含元素化合價降低物）還

6、原劑：反應中失去電子（或電子對偏離）的物質(zhì)（反應中所含元素化合價升高物）氧化產(chǎn)物：還原劑被氧化所得生成物；氧化還原反應還原產(chǎn)物：氧化劑被還原所得生成物。失電子，化合價升高，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、箭號起止要區(qū)別： 電子數(shù)目等依據(jù)原則：氧化劑化合價降低總數(shù)=還原劑化合價升高總數(shù)配平找出價態(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。有關計算：關鍵是依據(jù)氧化劑得電子數(shù)與還原劑失電子數(shù)相等，列出守恒關系

7、式強弱比較、由元素的金屬性或非金屬性比較；（金屬活動性順序表，元素周期律）、由反應條件的難易比較；氧化劑、還原劑、由氧化還原反應方向比較；（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）元素的價態(tài)與氧化還原性關系比較。元素處于最高價只有氧化性，最低價只有還原性，處于中間價態(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）處于高化合價的氧化物，如MnO2、KMnO4等氧化劑： 、元素（如S、N等）處于高化合價時的含氧酸，如濃H2SO4、HNO3 等、元素（如Mn、Cl、Fe等）處于高化合價時的鹽，如KMnO4、KClO3、

8、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）處于低化合價的氧化物，如CO、SO2等還原劑： 、元素（如Cl、S等）處于低化合價時的酸，如濃HCl、H2S等、元素（如S、Fe等）處于低化合價時的鹽，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。離子互換反應離子非氧化還原反應 堿性氧化物與酸的反應類型： 酸性氧化物與堿的反應離子型氧化還原反應 置換反應一般離子氧化還原反應化學方程式：用參加反應的有關物質(zhì)的化學式表示化學反應的式子。用實際參

9、加反應的離子符號表示化學反應的式子。表示方法 寫：寫出反應的化學方程式；離子反應：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)間的某個反應；還能表示同一類型的反應。本質(zhì)：反應物的某些離子濃度的減小。金屬、非金屬、氧化物（Al2O3、SiO2）中學常見的難溶物 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：2Ag+

10、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、NH3·H2O 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：遵循氧化還原反應發(fā)生的條件。定義：在化學反應過程中放出或吸收的熱量；符號：H單位：一般采用KJ·mol-1測量：可用量熱計測量研究對象：一定壓強下在敞開容器中發(fā)生的反應所放出或吸收的熱量。反應熱： 表示方法：放熱反應H<0，用“-”表示；吸熱反應H>0，用“+”表示。燃燒熱：在101KPa下，1mo

11、l物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定氧化物時所放出的熱量。定義：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生反應生成1molH2O時的反應熱。中和熱：強酸和強堿反應的中和熱：H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l); 化學反應的能量變化H=-57.3KJ·mol-弱酸弱堿電離要消耗能量，中和熱 |H|<57.3KJ·mol-1原理：斷鍵吸熱，成鍵放熱。反應熱的微觀解釋：反應熱=生成物分子形成時釋放的總能量-反應物分子斷裂時所吸收的總能量定義：表明所放出或吸收熱量的化學方程式。意義：既表明化學反應中的物質(zhì)變化，也表明了化學反應中的能量變化。熱化學、要注明反應的溫度和壓強，若反應是在298K，1atm可不

12、注明；方程式、要注明反應物和生成物的聚集狀態(tài)或晶型；書寫方法 、H與方程式計量數(shù)有關，注意方程式與H對應，H以KJ·mol-1單位，化學計量數(shù)可以是整數(shù)或分數(shù)。、在所寫化學反應方程式后寫下H的“+”或“-”數(shù)值和單位，方程式與H之間用“；”分開。蓋斯定律：一定條件下，某化學反應無論是一步完成還是分幾步完成，反應的總熱效應相同。按物質(zhì)類別和種數(shù)分類化合反應 A+B=AB分解反應 AB=A+B置換反應 A+BC=C+AB按化合價有無變化分類和種數(shù)分類復分解反 AB+CD=AC+BD氧化還原反應 概念、特征、本質(zhì)、分析表示方法、應用按實際反應的微粒分類和種數(shù)分類化學反應： 非氧化還原反應離

13、子反應本質(zhì)、特點、分類、發(fā)生的條件按反應中的能量變化分分子反應 反應熱與物質(zhì)能量的關系放熱反應 熱化學反應方程式吸熱反應 燃燒熱中和熱物質(zhì)的量、定義：表示含有一定數(shù)目粒子的集體。、符號：n物質(zhì)的量、單位：摩爾、摩、符號mol、1mol任何粒子（分、原、離、電、質(zhì)、中子）數(shù)與0.012kg12C中所含碳原子數(shù)相同。、架起微觀粒子與宏觀物質(zhì)之間聯(lián)系的橋梁。、定義：1mol任何粒子的粒子數(shù)叫阿伏加德羅常數(shù)。阿伏加德羅常數(shù)： 、符號NA、近似值：6.02×1023、定義：單位物質(zhì)的量氣體所占的體積叫基本概念 氣體摩爾體積：、符號：Vm、 單位：L·mol-1、定義：單位物質(zhì)的量物質(zhì)

14、所具有的質(zhì)量叫摩爾質(zhì)量：、符號：M 、單位：g·mol-1或kg·mol-1、若以g·mol-1為單位，數(shù)值上與該物質(zhì)相對原子質(zhì)量或相對分子質(zhì)量相等。物質(zhì)的量、定義：單位體積溶液中所含溶質(zhì)B的物質(zhì)的量來表示溶液組成的物理量叫溶質(zhì)B的物質(zhì)的量濃度。物質(zhì)的量濃度：、符號：c(B)、單位：mol·L-1、定律：在相同溫度和壓強下，相同體積的作何氣體都含有相同數(shù)目的分子。同溫同壓下：阿伏加德羅定律及其推論：、推論： 同溫同壓下：同溫同體積下：、氣體休的密度和相對密度：標況下：、運用：A氣體對B氣體的相對密度：、摩爾質(zhì)量M（或平均摩爾質(zhì)量）M=22.4L·

15、;mol-1×，=M(A)(A)+M(B)(B)+···為體積分數(shù)。、以物質(zhì)的量為中心的有關物理量的換算關系：物質(zhì)所含粒子數(shù)N÷M÷÷化合價×NA ÷NA 物質(zhì)的量n×M×化合價電解質(zhì)電離出離子的“物質(zhì)的量”物質(zhì)的質(zhì)量（m）÷96500C·mol-1×Vm(22.4L/mol)×96500C·mol-1÷Vm(22.4L/mol)電量（C）氣體的體積（標準狀況）×Vm×H物質(zhì)的量的相關計算關系及其它

16、7;Vm÷HV氣體體積（非標準狀況）反應中放出或吸收的熱量（KJ）×V(溶液) ÷V（溶液）溶液的物質(zhì)的量濃度CA）、物質(zhì)的量與其它量之間的換算恒等式：、理想氣體狀態(tài)方程（克拉伯龍方程）：PV=nRT 或 （R=8.314J/mol·K）決定于、影響物質(zhì)體積大小的因素：微粒的大小1mol固、液體的體積決定于物質(zhì)體積微粒的個數(shù)1mol物質(zhì)的體積決定于微粒之間距離1mol氣體的體積、溶液稀釋定律：溶質(zhì)的量不變，m(濃)·w(濃)= m(稀)·w(稀)；c(濃)·V(濃)=c(稀)·V(稀)、溶液濃度換算式：、溶解度與溶

17、質(zhì)質(zhì)量分數(shù)w換算式：、溶解度與物質(zhì)的量濃度的換算：、質(zhì)量分數(shù)與物質(zhì)的量濃度的換算：、一定物質(zhì)的量濃度 主要儀器：量筒、托盤天平（砝碼）、燒杯、玻璃棒、膠頭滴管、容量瓶溶液的配配制： 方法步驟：計算稱量溶解轉(zhuǎn)移洗滌振蕩定容搖勻裝瓶識差分析：關鍵看溶質(zhì)或溶液體積的量的變化。依據(jù)來判斷。物質(zhì)結構 元素周期律決定原子種類中子N（不帶電荷）同位素（核素）原子核 質(zhì)量數(shù)（A=N+Z） 近似相對原子質(zhì)量質(zhì)子Z（帶正電荷） 核電荷數(shù) 元素 元素符號原子結構 ： 最外層電子數(shù)決定主族元素的決定原子呈電中性電子數(shù)（Z個）：化學性質(zhì)及最高正價和族序數(shù) 體積小，運動速率高（近光速），無固定軌道核外電子運動特征決定電子

18、云（比喻）小黑點的意義、小黑點密度的意義。排布規(guī)律 電子層數(shù) 周期序數(shù)及原子半徑表示方法 原子（離子）的電子式、原子結構示意圖隨著原子序數(shù)（核電荷數(shù)）的遞增：元素的性質(zhì)呈現(xiàn)周期性變化：、原子最外層電子數(shù)呈周期性變化元素周期律 、原子半徑呈周期性變化、元素主要化合價呈周期性變化、元素的金屬性與非金屬性呈周期性變化具體表現(xiàn)形式、按原子序數(shù)遞增的順序從左到右排列；編排依據(jù)元素周期律和排列原則 、將電子層數(shù)相同的元素排成一個橫行；元素周期表、把最外層電子數(shù)相同的元素（個別除外）排成一個縱行。、短周期（一、二、三周期）七主七副零和八三長三短一不全周期（7個橫行）、長周期（四、五、六周期）周期表結構、不完

19、全周期（第七周期）、主族（AA共7個）元素周期表族（18個縱行、副族（BB共7個）、族（8、9、10縱行）、零族（稀有氣體）同周期同主族元素性質(zhì)的遞變規(guī)律、核電荷數(shù)，電子層結構，最外層電子數(shù)、原子半徑性質(zhì)遞變 、主要化合價、金屬性與非金屬性、氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性、最高價氧化物的水化物酸堿性電子層數(shù)： 相同條件下，電子層越多，半徑越大。判斷的依據(jù)核電荷數(shù)相同條件下，核電荷數(shù)越多，半徑越小。最外層電子數(shù) 相同條件下最外層電子數(shù)越多，半徑越大。微粒半徑的比較 1、同周期元素的原子半徑隨核電荷數(shù)的增大而減?。ㄏ∮袣怏w除外）如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.2、

20、同主族元素的原子半徑隨核電荷數(shù)的增大而增大。如：Li<Na<K<Rb<Cs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-<I-4、電子層結構相同的離子半徑隨核電荷數(shù)的增大而減小。如：F-> Na+>Mg2+>Al3+5、同一元素不同價態(tài)的微粒半徑，價態(tài)越高離子半徑越小。如Fe>Fe2+>Fe3+與水反應置換氫的難易 最高價氧化物的水化物堿性強弱金屬性強弱 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）互相置換反應依據(jù)：原電池反應中正負極與H2化合的難易及氫化物的穩(wěn)定性元素的

21、非金屬性強弱最高價氧化物的水化物酸性強弱金屬性或非金屬單質(zhì)的氧化性或離子的還原性性強弱的判斷互相置換反應、同周期元素的金屬性，隨荷電荷數(shù)的增加而減小，如：Na>Mg>Al;非金屬性，隨荷電荷數(shù)的增加而增大，如：Si<P<S<Cl。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：Li<Na<K<Rb<Cs;非金屬性，隨荷電荷數(shù)的增加而減小，如：F>Cl>Br>I。、金屬活動性順序表：K>Ca>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>A

22、g>Pt>Au定義：以12C原子質(zhì)量的1/12（約1.66×10-27kg）作為標準，其它原子的質(zhì)量跟它比較所得的值。其國際單位制（SI）單位為一，符號為1（單位1一般不寫）原子質(zhì)量：指原子的真實質(zhì)量，也稱絕對質(zhì)量，是通過精密的實驗測得的。如：一個Cl2分子的m(Cl2)=2.657×10-26kg。核素的相對原子質(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，就應有幾種不同的核素的相對原子質(zhì)量，如35Cl為34.969,37Cl為36.966。相對原子質(zhì)量 比較核素的近似相對原子質(zhì)量：是對核素的相對原子質(zhì)量取近似整數(shù)值，數(shù)值上與該核素的

23、質(zhì)量數(shù)相等。如：35Cl為35,37Cl為37。元素的相對原子質(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%元素的近似相對原子質(zhì)量：用元素同位素的質(zhì)量數(shù)代替同位素相對原子質(zhì)量與其豐度的乘積之和。注意：、核素相對原子質(zhì)量不是元素的相對原子質(zhì)量。、通?？梢杂迷亟葡鄬υ淤|(zhì)量代替元素相對原子質(zhì)量進行必要的計算。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、結構上，質(zhì)子數(shù)相同而中子數(shù)不同；特點：、性質(zhì)上，化學性質(zhì)幾乎完全相同只是某些物理性質(zhì)略有不同

24、；、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：相鄰的兩個或多個原子之間強烈的相互作用。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所形成的化學鍵。、存在：共價化合物，非金屬單質(zhì)、離子化合物中（如：NaOH、Na2O2）；不同原子間共價鍵 分子、原子、離子晶體。分子的極性共用電子對是否偏移存在2、分類 極性鍵 共價化合物化學鍵 非極性鍵 非金屬單質(zhì)相同原子間、分類：（孤對電子）雙方提供：共價鍵共用電子對的來源單

25、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型決定分子的穩(wěn)定性鍵能 3、鍵參數(shù)鍵長 鍵角 4、表示方式：電子式、結構式、結構簡式（后兩者適用于共價鍵）定義：把分子聚集在一起的作用力分子間作用力（德瓦爾斯力）：影響因素：大小與相對分子質(zhì)量有關。作用：對物質(zhì)的熔點、沸點等有影響。、定義：分子之間的一種比較強的相互作用。分子間相互作用 、形成條件：第二周期的吸引電子能力強的N、O、F與H之間（NH3、H2O）、對物質(zhì)性質(zhì)的影響：使物質(zhì)熔沸點升高。、氫鍵的形成及表示方式：F-H···

26、;F-H···F-H···代表氫鍵。氫鍵 O OH H H HO H H、說明：氫鍵是一種分子間靜電作用；它比化學鍵弱得多，但比分子間作用力稍強；是一種較強的分子間作用力。定義：從整個分子看，分子里電荷分布是對稱的（正負電荷中心能重合）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構對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：從整個分子看，分子里電荷分布是不

27、對稱的（正負電荷中心不能重合）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構不對稱則為極性分子如：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Na+同時吸引6個Cl-離子，每個Cl-同結構特點 時吸引6個Na+；Na+與Cl-以離子鍵結合，個數(shù)比為1：1。微?？臻g排列特點：CsCl型晶體：每個Cs+同時吸引8個Cl-離子，

28、每個Cl-同時吸引8個Cs+；Cs+與Cl-以離子鍵結合，個數(shù)比為1：1。離子晶體說明：離子晶體中不存在單個分子，化學式表示離子個數(shù)比的式子。、硬度大，難于壓縮，具有較高熔點和沸點；性質(zhì)特點 、離子晶體固態(tài)時一般不導電，但在受熱熔化或溶于水時可以導電；、 溶解性：（參見溶解性表）、 晶體晶胞中微粒個數(shù)的計算：頂點，占1/8；棱上，占1/4；面心，占1/2；體心，占1、構成微粒：分子結構特點 、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，熔點和沸點低，分子間作用力越大，熔沸點越高；性質(zhì)特點 、固態(tài)及熔化狀態(tài)時均不導電；、溶

29、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。構成微粒：原子微粒之間的相互作用：共價鍵舉例：SiC、Si、SiO2、C(金剛石)等、金剛石：（最小的環(huán)為非平面6元環(huán)）結構特點每個C被相鄰4個碳包圍，處于4個C原子的中心微?？臻g排列特點：原子晶體：、SiO2相當于金剛石晶體中C換成Si，Si與Si間間插O說明：原子晶體中不存在單個分子，化學式表示原子個數(shù)比的式子。、硬度大，難于壓縮，具有較高熔點和沸點；性質(zhì)特點 、一般不導電；、溶解性：難溶于一般的溶劑。、構成微粒：金屬陽離子，自由電子；結構特點 、微粒之間的相互作用：金屬鍵、空間排列：金屬晶體：

30、、舉例：Cu、Au、Na等、良好的導電性；性質(zhì)特點 、良好的導熱性；、良好的延展性和具有金屬光澤。、層狀結構結構：、層CC之間為共價鍵；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)：熔沸點高；容易滑動；硬度??；能導電?；瘜W反應速率、化學平衡意義：表示化學反應進行快慢的量。定性：根據(jù)反應物消耗，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：用單位時間反應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/(L·min)或mol/(L·s ) 說明：化學反應速率、同一反應，速率用不同物質(zhì)濃度變化表示時，數(shù)值可能不同，但數(shù)值之

31、比等于方程式中各物質(zhì)的化學計量數(shù)比。如： 、一般不能用固體和純液體物質(zhì)表示濃度（因為不變）、對于沒有達到化學平衡狀態(tài)的可逆反應：v正v逆因（主要因素）：參加反應物質(zhì)的性質(zhì)。、結論：在其它條件不變時，增大濃度，反應速率加快，反之濃度：則慢。、說明：只對氣體參加的反應或溶液中發(fā)生反應速率產(chǎn)生影響；與反應物總量無關。影響因素 、結論：對于有氣體參加的反應，增大壓強，反應速率加快，壓強：反之則慢、說明：當改變?nèi)萜鲏簭姸嘘P反應的氣體濃度無變化時，則反應速率不變；如：向密閉容器入惰性氣體。、結論：其它條件不變時，升高溫度反應速率加快，反之則慢。溫度：a、對任何反應都產(chǎn)生影響，無論是放熱還是吸熱反應；外因

32、：說明 b、對于可逆反應能同時改變正逆反應速率但程度不同；c、一般溫度每升高10，反應速率增大24倍,有些反應只有在一定溫度圍升溫才能加快。、結論：使用催化劑能改變化學反應速率。催化劑 a、具有選擇性；、說明： b、對于可逆反應，使用催化劑可同等程度地改變正、逆反應速率；c、使用正催化劑，反應速率加快，使用負催化劑，反應速率減慢。原因：碰撞理論（有效碰撞、碰撞的取向及活化分子等）其它因素：光、電磁波、超聲波、反應物顆粒的大小、溶劑的性質(zhì)等?；瘜W平衡狀態(tài)：指在一定條件下的可逆反應里，正反應速率和逆反應速率相等，反應混合中各組分的百分含量保持不變的狀態(tài)。逆：研究的對象是可逆反應動：是指動態(tài)平衡，反

33、應達到平衡狀態(tài)時，反應沒有停止。平衡狀態(tài)特征：等：平衡時正反應速率等于逆反應速率，但不等于零。定：反應混合物中各組分的百分含量保持一個定值。變：外界條件改變，原平衡破壞，建立新的平衡。、定義：mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)、意義：表示可逆反應的反應進行的程度。、影響因素：溫度（正反應吸熱時，溫度升高，K增大；正反應放熱時，化學平衡常數(shù)：溫度升高，K減?。?，而與反應物或生成物濃度無關。用化學平衡常數(shù)判斷化學平衡狀態(tài)。、用途： a、Q=K時，處于平衡狀態(tài)，v正=v逆；b、Q>K時，處于未達平衡狀態(tài)；v正<v逆 向逆向進行；c、Q<K時，處于未達平衡狀態(tài)；v正>

34、;v逆 向正向進行。原因：反應條件改變引起：v正v逆化學平衡：結果：速率、各組分百分含量與原平衡比較均發(fā)生變化。化學平衡移動：v(正)>v(逆)向右（正向）移方向： v(正)=v(逆)平衡不移動 v(正)<v(逆)向左（逆向）移注意：其它條件不變，只改變影響平衡的一個條件才能使用。、濃度：增大反應物濃度或減少生成物濃度，平衡向正反應方向移動；反之向逆反應方向移動結論：增大壓強，平衡向縮小體積方向移動；減小壓強，平衡向擴大體積的方向移動。、壓強：、反應前后氣態(tài)物質(zhì)總體積沒有變化的反應，壓強改變不能改變化學平衡狀態(tài)；影響化學平衡移動的因素： 說明： 、壓強的改變對濃度無影響時，不能改變

35、化學平衡狀態(tài)，如向密閉容器中充入惰性氣體。、對沒有氣體參加的反應無影響。、溫度：升高溫度，平衡向吸熱反應方向移動；降低溫度，平衡向放熱反應方向移動。勒沙特列原理：如果改變影響平衡的一個條件（如濃度、壓強、溫度等）平衡就向能減弱這種改變的方向移動。概念：在一定條件下（定溫、定容或定溫、定壓），對同一可逆反應，只要起始時加入物質(zhì)的物質(zhì)的量不同，而達到化學平衡時，同種物質(zhì)的含量相同，這樣的平衡稱為等效平衡。等效平衡： （1）、定溫、定容：、 對于一般的可逆反應只改變起始時加入物質(zhì)的物質(zhì)的量，如通過可逆反應的化學計量數(shù)比換算成同一半邊的物質(zhì)的物質(zhì)的量與原平衡相同，則兩平衡等效。規(guī)律：、對于反應前后氣體

36、分子數(shù)不變的可逆反應，只要反應物（或生成物）的物質(zhì)的量的比例與原平衡相同，兩平衡等效。（2）、定溫、定壓： 改變起始時加入物質(zhì)的物質(zhì)的量，只要按化學計量數(shù)換算成同一半邊的物質(zhì)的物質(zhì)的量之比與原平衡相同，則達平衡后與原平衡等效。電解質(zhì)溶液非電解質(zhì)：無論在水溶液或熔融狀態(tài)都不導電的化合物定義：凡是在水溶液或熔融狀態(tài)能夠?qū)щ姷幕衔锘衔?強堿強電解質(zhì)水溶液中全部電離的電解質(zhì)大多數(shù)鹽離子化合物金屬氧化物電解質(zhì)：分類強酸強極性化合物弱酸電解質(zhì)和弱電解質(zhì)水溶液中部分電離的電解質(zhì)弱堿弱極性化合物電解質(zhì)溶液溶于水水、（強）一步電離與（弱）分步電離表示：電離方程式 、（強）完全電離與（弱）可逆電離、質(zhì)量守恒與

37、電荷守恒電解質(zhì)溶液 混合物電解質(zhì)溶液能否導電：有自由移動離子，溶液能導電；導電能力：相同條件下，離子濃度越大，則導電能力越強。意義：一定條件下，弱電解質(zhì)離子化速率與分子化速率相等時，則建立平衡。動：動態(tài)平衡，v(電離)=v（結合）0弱電解質(zhì)的 特征： 定：條件一定，分子、離子濃度一定電離平衡 變：條件改變，平衡被破壞，發(fā)生移動 如：H2CO3 H2CO3 HCO3-+H+表示：電離方程式，可逆符號，多元弱酸分步書寫；HCO3- CO32-+H+而多元弱堿不需分步寫，如：Cu(OH)2Cu(OH)2 Cu2+2OH-影響因素：溫度越高，電離程度越大；濃度越小，電離程度越大水是極弱電解質(zhì)：H2O

38、H+ + OH-、c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol-1純水常溫下數(shù)據(jù)：、Kw=c(H+)·c(OH-)=1×10-14、pH=-lgc(H+)=7水的電離： c(H+)>c(OH-) 酸性 PH<7水溶液的酸堿性：c(H+)=c(OH-) 中性 PH=7c(H+)<c(OH-) 堿性 PH>7抑制電離：加入酸或堿影響水電離的因素加入活潑金屬，如Na、K等；促進電離：加入易水解的鹽，如NaAc、NH4Cl等；升高溫度表示方法：p H=lg(H+)適用圍：濃度小于1mol·L-的稀酸或稀堿溶液。pH試紙：用干凈的玻璃棒分別

39、蘸取少量的待測溶液點在試紙上，觀察試紙顏色變化并跟比色卡比較，確定該溶液的PH值。石蕊：（紅） 5.0 （紫） 8.0 （藍）測定方法： 酸堿指示劑 酚酞：（無） 8.2 （粉紅） 10.0 （紅）及其變色圍 甲基橙： （紅） 3.1 （橙） 4.4 （黃）甲基紅： （紅） 4.4 （橙） 6.2 （黃）cc(H+)cpHCc(OH-)cpOHpH+pOH=pKwC(H+)·c(OH-)=KwpH=-lgc(H+)c(H+)=10-pHpOH=-lgc(OH-)c(OH-)=10-pOHpH計：精確測定溶液的pH 換算關系：兩強酸混合：混合： 兩強堿混合： c(OH-)混=c(H+)

40、混=Kw/c(OH-)混 pH強酸強堿混合：強酸 HnA c(H+)=n·c(HnA)pH值 單一：計算：強堿 B（OH）n c(OH-)=n·cB(OH-)n弱酸 HnA c(H+)=c(HnA)·（HnA）弱堿 B（OH）n c(OH-)= cB(OH-)n·B(OH-)n混合前混合后 條件pH1>pH2兩強等體積 pH1+pH215 pH1-0.3 速算規(guī)律：混合（近似） pH1+pH2=14 pH= 7 pH1+pH213 pH2+0.3 pH1>pH2pH之和為14的一強一弱等體積相混 結果：誰強顯誰的性質(zhì)。實質(zhì)：鹽中弱（弱酸根或弱

41、堿陽離子）離子與水電離出的H+或OH-結合生成難電離的分子或離子，破壞水的電離平衡。條件：、鹽中必有弱離子 、鹽必須能溶于水、誰弱誰水解、誰強顯誰性；都弱均水解、不弱不水解。規(guī)律：、弱的程度越大，水解的能力越強。、鹽的濃度越小，水解程度越大。、溫度越高，水解程度越大。特征：、屬可逆反應，其逆反應為酸堿中和（符合化學平衡規(guī)律）；、水解程度一般微弱，且吸熱。因：鹽類本身的性質(zhì) 相同條件下，同濃度的 Na2CO3>NaHCO3 (堿性)Na2CO3 >NaAc (堿性)影響因素：、溫度的影響：升高溫度，水解程度變大；外因 、濃度的影響：稀釋可促進鹽類的水解，濃度越低水解程度越大；、pH的

42、影響： NH4+H2O NH3·H2O +H+加酸抑制，加堿促進。NaAc Ac-+H2O HAc + OH-強堿弱酸鹽：Na2SO3 (分步) SO32-+H2O HSO3-+OH-單水解：HSO3-+H2O H2SO3 +OH-鹽類的水解強酸弱堿鹽：NH4Cl NH4Cl +H2O HCl +NH3·H2O AlCl3 (應分步但簡為一步) Al3+3H2O Al(OH)3+3H+分類 、常見易雙水解的離子組合：Al3+與CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AlO2-Fe3+與CO32-、HCO3-、AlO2-、(S2-、HS-主要發(fā)生氧化還原)雙水解：NH4+與A

43、lO2-、SO32-能進行到底不用可逆號，用等號，沉淀、氣體一般要標出：表示： 如：2Al3+2CO32-+3H2O =2Al(OH)3+3CO2、表示：Al3+3AlO2-+6H2O= 4Al(OH)3一般不用“=”，用“”的如：NH4+Ac-+H2O NH3·H2O +HAc NH4+CO32-+H2O NH3·H2O +HCO3-、首先指出弱酸陰離子或弱堿陽離子，再決定如何水解；說明：、某種鹽溶液只有一種離子水解，水解程度小，一般用可逆號，不用或；、多無弱酸陰離子分步水解，多元弱堿陽離子只看作一步水解。正鹽：弱酸強堿鹽（堿性）、弱堿強酸鹽（酸性）、弱酸弱堿鹽（視相對強

44、弱）鹽溶液的 強酸的酸式鹽，不水解如NaHSO4顯酸性；酸堿性： 酸式鹽 弱酸的酸式鹽，既水解又能電離，酸堿性視電離和水解的相對強弱應用： 酸性：NaH2PO4、NaHSO3 ；堿性：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4。判斷弱電解質(zhì)的相對強弱： 堿性 Na2CO3>NaAc 酸性HAc>H2CO3 酸性 NH4Cl <AlCl3 堿性NH3·H2O >Al(OH)3解釋在生活中的應用：、明礬凈水、純堿去污、泡沫滅火器、FeCl3溶液配制。電荷守恒 正負電荷相等c(H+)+c(Na+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-) 相等關系： 物料守恒

45、 c(Na+)=2c(CO32-)+2c(HCO3-)+2c(H2CO3) C原子守恒（以Na2CO3）質(zhì)子守恒 c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3) H+離子守恒離子濃度比較：多元弱酸 H3PO4 c(H+)>c(H2PO4-)>c(HPO42-)>c(PO43-)多元弱酸形成的正鹽 Na2CO3 c(Na+)>c(CO32-)>c(OH-)>c(HCO3-)>c(H+)大小關系：不同溶液中同一離子濃度 濃度0.1mol/L的、NH4Cl 、CH3COONH4、NH4HSO4 則c(NH4+) >>混合溶液中各離

46、子濃度 0.1mol/LNH4Cl與0.1mol/LNH3混合 則：c(NH4+)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+)、用于精確地放出一定體積溶液的容器；、徑均勻，帶有刻度的細長玻璃管，下部有控制液體流量的玻璃活塞（或由橡皮管、玻璃球組成的閥）概述：、規(guī)格有25ml、50ml，估讀到0.01ml；、分為酸式滴定管（不能盛堿液，HF以及Na2SiO3、Na2CO3等堿性溶液）堿式滴定管（不能盛放酸性和強氧化性溶液）滴定管： 使用方法：檢漏潤洗注液排氣調(diào)零放液讀數(shù)記錄、滴定管在裝入酸或堿溶液后，要排凈滴定管尖嘴空氣使尖嘴充滿液體而無氣泡。方法： 酸式滴定管 堿式滴定管注意：、

47、調(diào)整刻度時，應使液面在“0”或“0”以下，但不能太往下以免液體不足。、控制滴液速度，使得液體逐滴流出。、讀數(shù)時等液面穩(wěn)定后，視線與凹液面相切的刻度水平，并估讀到0.01ml的精確度。定義：用已制濃度的酸（或堿）來測定未知濃度的堿（或酸）的實驗方法中和實質(zhì)：H+OH-=H2O 原理：酸堿中和反應的物質(zhì)的量之比等于它們的化學計量數(shù)之比：關鍵：準確測定參加反應的兩種溶液的體積；準確判斷中和反應是否恰好完全。儀器：滴定管、錐形瓶、鐵架臺、滴定管夾、燒杯等。作用：通過指示劑顏色的變化來確定終點；中和滴定 指示劑： 選擇：變色要靈敏、明顯（終點盡可能與變色圍一致）、中和滴定，一般不用石蕊作指示劑，顏色變化

48、不明顯；說明： 、酸滴堿，一般選甲基橙 終點由黃色 橙色；、堿滴酸，一般選酚酞 終點由無色 紅色；準備：滴定管（錐形瓶）洗滌滴定管查漏滴定管的潤洗注液排氣調(diào)零讀數(shù)記錄操作：移取待測液，加入指示劑23滴，然后滴定，判斷終點，讀數(shù)。滴定：左手操管、右手旋瓶、目視瓶中、滴滴入瓶、突變暫停、半分定終、重復兩次、求均值。計算：取兩次或多次消耗標準溶液體積平均值然后求c待、滴定管的“0”刻度在上端，刻度值由上往下增大；、讀數(shù)時視線與凹液面相切；體積： 、滴定管測量液體，有兩次讀數(shù)（初、末）兩數(shù)值之差為液體體積；、中和滴定體積測量，有待測液和標準液兩方面。原理： 誤差分析方法是分別判斷C標、V標和V測的誤差

49、變化而對C測的影響。、裝標準液的滴定管在尖嘴有氣泡，滴定后氣泡消失；、裝標準液的滴定管在水洗后沒潤洗，就裝標準液；中和滴定 偏 、錐形瓶用待測液潤洗；誤差分析 高 、滴定后滴定管尖嘴處掛有液滴；、滴定后仰視讀數(shù)（前正常）；舉例 、滴定前俯視讀數(shù)（后正常）；、用滴定管取待測液時，沒有潤洗就取待測液；偏 、滴定時待測液濺出；低 、滴定后俯視讀數(shù)；、滴定前仰視說明：由于指示劑的變色圍引起的誤差，一般可忽略不計電化學裝置特點：化學能轉(zhuǎn)化為電能。、兩個活潑性不同的電極；形成條件：、電解質(zhì)溶液（一般與活潑性強的電極發(fā)生氧化還原反應）；原 、形成閉合回路（或在溶液中接觸）電 負極：用還原性較強的物質(zhì)作負極，

50、負極向外電路提供電子；發(fā)生氧化反應。池 基本概念： 正極：用氧化性較強的物質(zhì)正極，正極從外電路得到電子，發(fā)生還原反應。原 電極反應方程式：電極反應、總反應。失e-,沿導線傳遞，有電流產(chǎn)生理氧化反應 負極銅鋅原電池正極 還原反應反應原理：移 向陽離子溶解不斷Zn-2e-=Zn2+2H+2e-=2H2電解質(zhì)溶液電極反應： 負極（鋅筒）Zn-2e-=Zn2+正極（石墨）2NH4+2e-=2NH3+H2、普通鋅錳干電池 總反應：Zn+2NH4+=Zn2+2NH3+H2干電池： 電解質(zhì)溶液：糊狀的NH4Cl特點：電量小，放電過程易發(fā)生氣漲和溶液、堿性鋅錳干電池 電極：負極由鋅改鋅粉（反應面積增大，放電電

51、流增加）；電解液：由中性變?yōu)閴A性（離子導電性好）。正極（PbO2） PbO2+SO42-+4H+2e-=PbSO4+2H2O放電負極（Pb） Pb+SO42-2e-=PbSO4充電鉛蓄電池：總反應：PbO2+Pb+2H2SO4 2PbSO4+2H2O電解液：1.25g/cm31.28g/cm3的H2SO4 溶液化學電源簡介蓄電池 特點：電壓穩(wěn)定。放電放電、鎳鎘（NiCd）可充電電池；其它蓄電池 Cd+2NiO(OH)+2H2O Cd(OH)2+2Ni(OH)2、銀鋅蓄電池鋰電池、燃料電池與普通電池的區(qū)別不是把還原劑、氧化劑物質(zhì)全部貯藏在電池，而是工作時不斷從外界輸入，同時燃料 電極反應產(chǎn)物不斷排出電池。電池 、原料：除氫氣和氧氣外，也可以是CH4、煤氣、燃料、空氣、氯氣等氧化劑。負極：2H2+2OH-4e-=4H2O ；正極：O2+2H2O+4e-=4OH-、氫氧燃料電池： 總反應：O2 +2H2 =2H2O 特點：轉(zhuǎn)化率高，持續(xù)使用，無污染。廢舊電池的危害：舊電池中含有重金