化學(xué)中常見化學(xué)反應(yīng)及能量變化

1、一）化學(xué)反應(yīng)及能量變化想要化學(xué)復(fù)習(xí)好，歸納總結(jié)怎能少？2018高考復(fù)習(xí)已經(jīng)開始，化學(xué)知識點那么多，有沒有總是感覺亂亂的？來看看我們的歸納總結(jié)吧，給你的高考復(fù)習(xí)助力，讓你的復(fù)習(xí)事半功倍！化學(xué)反應(yīng)及能量變化實質(zhì)：有電子轉(zhuǎn)移（得失與偏移）特征：反應(yīng)前后元素的化合價有變化化合價升高概念及轉(zhuǎn)化關(guān)系LIJ1氧化還原反應(yīng)反應(yīng)物一還原性fi變化、還原劑氧化反應(yīng).氧化劑*還原反應(yīng)I-氧化性變化化合價降低弱氧化性f:氧化產(chǎn)物-產(chǎn)物還原產(chǎn)物弱還原性，氧化還原反應(yīng)：有元素化合價升降的化學(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（或電子對偏向）的物質(zhì)（反應(yīng)中所含元

2、素化合價降低物）還原劑：反應(yīng)中失去電子（或電子對偏離）的物質(zhì)（反應(yīng)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；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+電子轉(zhuǎn)移表示方法單線橋:，雙線橋：氧化劑+還原劑=還原產(chǎn)物丨T得電子，化合價降低，被還原電子氧化產(chǎn)物還原劑+氧化劑=還原產(chǎn)物二者的主I表示意義、箭號起止要區(qū)別：電子數(shù)目等氧化產(chǎn)物配平依據(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)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(guān)計算：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。強弱比較、

3、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(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ci2、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、KCIO3、FeCI3、K2Cr2O7、過

4、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：V、元素（如Cl、S等）處于低化合價時的酸，如濃HCI、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(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)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。f用實際參加反應(yīng)的離子符號表示化學(xué)反應(yīng)的式子。表示方法”

5、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：離子反應(yīng)：寫：寫出反應(yīng)的化學(xué)方程式；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(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（AI2O3、SiO2）中學(xué)常見的難溶物堿：Mg（OH）2、AI（OH）3、Cu（OH）2、Fe（OH）3:生成難溶的物質(zhì)：Cu2+OH-=Cu（OH）2d鹽：AgCI、AgBr、Agl、CaCO3、BaCO3I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

6、溶物：Ca（OH）2+CO32-=CaCO3d+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：Ah單位：一般采用KJmol-1測量：可用量熱計測量;反應(yīng)熱:研究對象：一定壓強下在敞開容器中發(fā)生的反應(yīng)所放出或吸收的熱量。表示方法：放熱反應(yīng)AHvO,用“-”表示；吸熱反應(yīng)AH。，用“+”表示。燃燒熱：在lOlKPa下，1mol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(yīng)生

7、成1molH2O時的反應(yīng)熱。中和熱：強酸和強堿反應(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.同主族元素的原子半徑隨核電荷數(shù)的增大而增大。如LiNaKRbMgAI;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：LiNaKRbClBrl。、金屬活動性順序表：KCaMgAlZnFeSnPb（H）CuHgAgPtAu定義：以12C原子質(zhì)量的1/12（約1.66X10-27kg）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，

8、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。女如一個Cl分子的m（Cl）=2.657X10-26kg。22相對原子質(zhì)量（諸量比較：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(yīng)有幾種不同的核素的相對原子質(zhì)量，如35C1為34.969,37C1為36.966。原子量）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)值上與該核素的質(zhì)量數(shù)相等。如:35C1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（CI）=Ar（35CI）xa

9、%+Ar（37CI）xb%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(jié)構(gòu)上，質(zhì)子數(shù)相同而中子數(shù)不同；特點：、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（個數(shù)不是質(zhì)量）百分含量一般是不變的（即豐度一定）?；瘜W(xué)鍵1、定義：相鄰的兩個或多個原子之間強烈的相互作用。陰陽離

10、子間通過靜電作用所形成的化學(xué)鍵離子化合物（NaCI、NaOH、Na2O2等）；離子晶體。原子間通過共用電子對所形成的化學(xué)鍵。共價化合物，非金屬單質(zhì)、離子化合物中（如：NaOH、Na2O2）;分子、原子、離子晶體。不同原子間共用電子對是否偏極性鍵;存在共價化合物非極性鍵.離子鍵定義:存在:定義:存在:2、共價鍵,分類：1存在非金屬單質(zhì)分子的極性3、分類：相同原子間共用電子對的來源雙方提供：（孤對電子）單方提供：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。鍵能鍵參數(shù)鍵長鍵角共價鍵配位鍵如:nh4+、h3o+決定分子的穩(wěn)定性分子的空間構(gòu)型如分子的極性4、表示方式：電子式、

11、結(jié)構(gòu)式、結(jié)構(gòu)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（范德瓦爾斯力）:影響因素：大小與相對分子質(zhì)量有關(guān)。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、0、F與H之間（NH3、H20）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-HF-HF-H代表氫鍵。0HH.HH0HH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；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

12、鍵的雙原子分子如：。2、h2、ci2等。舉例：V只含非極性鍵的多原子分子如：03、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)對稱則為非極性分子如:co2、cs2（直線型）、ch4、cci4（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：HCI、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)不對稱則為極性分子-如：NH3（三角錐型）、H20（折線型或V型）、h2o2非晶體固體物質(zhì)晶體：離子晶體構(gòu)成晶體粒子種類V分子晶體粒子之間的相互作用原子晶體-:-金屬晶體結(jié)構(gòu)特點構(gòu)成微粒：離子微粒之

13、間的相互作用：離子鍵舉例：CaF2、KNO3、CsCl、NaCI、Na2O等INaCI型晶體：每個Na+同時吸引6個Cl-離子，每個Cl-同時吸引6個Na+；Na+與Cl-以離子鍵結(jié)合，個數(shù)比為1：1。微?？臻g排列特點：*離子晶體：分子晶體:CsCl型晶體：每個Cs+同時吸引8個Cl-離子，每個Cl-同時吸引8個Cs+；Cs+與Cl-以離子鍵結(jié)合，個數(shù)比為1：1。說明：離子晶體中不存在單個分子，化學(xué)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(dǎo)電，但在受熱熔化或溶于水時可以導(dǎo)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

14、；棱上，占1/4；面心，占1/2；體心，占1、構(gòu)成微粒：分子、微粒之間的相互作用：分子間作用力、空間排列：（co2如右圖）、舉例：so2、S、C02、Cl2等、硬度小，熔點和沸點低，分子間作用力越大，性質(zhì)特點、固態(tài)及熔化狀態(tài)時均不導(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：共價鍵舉例：SiC、Si、SiO2、C（金剛石）等結(jié)構(gòu)特點I、結(jié)構(gòu)特點微粒空間排列特點：:原子晶體:II、金屬晶體：金剛石：（最小的環(huán)為非平面6元環(huán)）每個C被相鄰4個碳包圍，處于4個C原子的中心SiO2相當(dāng)于金剛石晶體中C換成Si,Si與Si間間插0說明：原子晶體中不存在單個分子