高考話題作文素材-公平及高考化學知識點的總結(jié)

公平

名言人要尊重自己，就必須抱有一種信念：公平對待他的同胞?！穆宓佟げ侍卣闭?，順道而行，順理而言，公平無私。——韓嬰世界之大，而能獲得最公平分配的是常識?！芽柮裰髡w應避免這樣兩種極端，就是不平等的精神和極端平等的精神?！系滤锅F平等是各種善的根源，極度不平等是各種惡的根源?！_伯斯庇爾平等的第一步是公正?！旯约荷妫沧寗e人生存，這是公理的法則?！了魍粋€太陽照著他的宮殿，也不曾避過了我們的草屋，日光是一視同仁的?！勘葋單覀冊谏系勖媲?，都同樣聰明，同樣愚蠢?！獝垡蛩固箾]有完全的平等，就沒有愛?！栏衲蚣热怀姓J人人平等，那么，不管誰做了相同的錯事，便應該受到相應的裁判。——高爾基公正無私，一言而萬民齊?！痘茨献印贩罟绶▌t上下平?！妒酚洝诽觳辉谌酥蟿?chuàng)造人，也不在人之下創(chuàng)造人。——福澤諭吉法律并不能使所有的人都平等，但是所有的人在法律面前都是平等的?！蹇藳]有共同權(quán)利的地方就沒有法律，而沒有法律的地方就無所謂公正?！舨妓估韲溃谟诠秸??！獏蔷の覀兩鷣矶际瞧降鹊模堑滦惺刮覀冇匈F賤之分。——拉丁諺語

經(jīng)典素材交通部長超速行駛

(公平拒絕特權(quán))法國政府兩位部長曾被發(fā)現(xiàn)在一條鄉(xiāng)間公路上超速行駛。這兩位部長分別是交通部長德羅比恩和負責管理交通執(zhí)法的內(nèi)政部長薩爾科奇，他們所乘的轎車分別以98公里和103公里的時速在一條最高限速每小時70公里的路上飛速行駛。據(jù)悉，他們都是趕去參加法國第一部自動路邊雷達測速裝置的啟用儀式。這一裝置能夠?qū)⒊傩旭偟乃緳C記錄在案。交通部長辦公室發(fā)言人稱，德羅比恩沒有否認這一事實。他還補充說：“法律面前人人平等，交通部長也不例外，趕去參加活動不是借口?！饼堄缊D談公平競爭

(市場經(jīng)濟要確保公平競爭)市場經(jīng)濟的核心就是競爭，而競爭必須在公平的基礎(chǔ)上進行。外經(jīng)貿(mào)部副部長龍永圖指出：世貿(mào)組織的所有原則歸納到一點，就是要確保市場經(jīng)濟競爭的公平性。這次我們加入世貿(mào)組織，根據(jù)世貿(mào)組織的規(guī)則做出了一個重要承諾：從此以后，我們再也沒有經(jīng)濟貿(mào)易法律法規(guī)上的特殊性了。要執(zhí)行的就必須公布，不公布就不能執(zhí)行。這是對以往我們制定法律法規(guī)的一個非常重大的改變，它體現(xiàn)了世貿(mào)組織的透明度原則。趙奢鐵面無私

(維護公平要依法辦事)趙惠文王的弟弟趙勝，號平原君，任趙國丞相，家有食客數(shù)千，頗有權(quán)勢。他的家臣家丁因此倚勢不遵守國法。有一年，趙國田部吏趙奢鐵面無私，按法將平原君家9個不納稅的管事家臣全部處以死刑，平原君大怒，要殺趙奢。趙奢說：“我秉公執(zhí)法，原是為國家考慮。如果你的家臣不奉公守法，又何以叫國人守法呢？國人不守法，恐怕趙國也不鞏固，你的榮華富貴也不存在了。”一席話，說得平原君啞口無言。平原君認為他是賢才，向趙王推薦。趙奢被任命管理國家的賦稅，他辦事公平合理，使得趙國國庫充實，人民富裕。曹操與滿寵

(法律面前人人都是平等的)曹操有個堂弟，名字叫曹洪。曹洪跟隨曹操帶兵打仗，立過許多戰(zhàn)功，曹操對他十分信任與寬容。有一天，曹操的侍衛(wèi)報告：“丞相，曹洪有急事求見?！辈懿僬f：“讓他進來?！辈芎闅獯跤醯刈哌M來。曹操問：“有什么緊急的事嗎？”曹洪向曹操行過禮，說：“有。您快管管滿寵吧，他要殺我的人了。這不是故意讓我出丑嗎？”原來，曹洪的手下有一個人，這個人依仗曹洪的勢力，常常干違犯法律的事，還滿不在乎。最近，他又犯了法，被人告到地方官滿寵那里。滿寵立即抓來那個人，經(jīng)過審問，根據(jù)法令，判處那個人死刑。曹洪聽說以后，連忙寫信給滿寵。信中說：“……請大人能夠看在我的面子上，饒了這個人吧。這個人是我的親信，您千萬不可殺他。如果饒了他，您有什么要求，我一定盡力為您效勞……”滿寵收到信，心中十分不高興，他說：“曹洪身為大將，怎能為自己犯罪的親信辯護？實在不應該！”滿寵對曹洪的說情理也不理，仍然堅持原則。曹洪沒有辦法，只好來求曹操出面講情。曹操想了想，說：“待我問個明白?！辈懿賯髁睿僖姖M寵。過了好久，滿寵才來見曹操。曹操剛想開口詢問，滿寵倒先講話了。滿寵不慌不忙地說：“我想，您是要為曹洪將軍的一位犯法的親信說情吧？我剛才已經(jīng)把他殺了！”曹操聽了，大吃一驚，說：“怎么？你怎么能這樣做呢？”滿寵說：“丞相請您千萬不要生氣。我聽說曹洪將軍找您告我的狀，我料想您找我來，就是為了曹洪將軍的那個親信的事。那個人罪大惡極，是不能饒恕的。我怕您命令我放掉他，所以，就干脆先按判決殺了他才來見您。”滿寵說完，望著曹操，等候發(fā)落。曹操聽罷，想了想說：“當然，我很為曹洪傷心，但是，滿寵你做得是對的，你大概還怕我治你的罪吧？”

滿寵說：“不。我沒有罪，所以我不怕。”曹操哈哈笑了起來，豎起大拇指，贊揚說：“滿寵做得對！做官就應該像滿寵這樣。不然，我定下的法律，誰還愿意執(zhí)行？不管是誰，犯了法，就要按法律處置！”公私兩分明

(不要因私廢公)東漢順帝時，蘇章升任為冀州刺史。蘇章有位老朋友任清河太守，是他的下屬。蘇章巡行屬郡，查證這位老朋友的貪贓枉法問題。于是，他先將這位老朋友請來，設(shè)宴招待。宴席上，暢談平日友情，十分歡愉。清河太守欣喜地說：“別人頭上只有一重天，我的頭上卻有兩重天?！碧K章說：“今天晚上我跟老朋友喝酒，是個人的私情；明天冀州刺史依法辦案，就是國家的公法了。”蘇章查出清河太守的罪行，一一列舉，依法作了懲處。裁判的不公平

(比賽呼喚公平競爭)雅典奧運會上裁判的公信度受到了很大質(zhì)疑，從體操到擊劍，幾乎所有帶主觀性的項目都出現(xiàn)了裁判的問題，而從各個代表團的反應看好像所有人都很委屈，都受到了搶劫一樣，花了錢買票進場觀看比賽的觀眾也覺得受到了愚弄，甚至最為熱心競技體育的觀眾也失去了耐心，人們不禁要問，裁判到底怎么了？讓我們以體操比賽涅莫夫風波為例，男子體操單杠的決賽中，俄羅斯名將涅莫夫以飄逸瀟灑的動作征服了在場的觀眾，可是分數(shù)卻被裁判無端壓低，氣憤的觀眾們用噓聲表達不滿，比賽一度中斷10分鐘之久，雖然觀眾不是專家，但他們同樣能分辨那些明顯違背實際的打分。第三次參加奧運會曾贏得12枚獎牌的涅莫夫賽后對觀眾們的支持深表謝意，“我想謝謝所有的觀眾，他們給了我最大的支持，現(xiàn)在我想大家都應該明白不能再愚弄觀眾了?！薄白鳛檫\動員，我尊重裁判，賽場上我只想自己做到最好，我很高興能高昂著頭離開雅典?！蹦蛘f。象征優(yōu)雅和美好的體操本是一項觀眾非常喜愛的運動，可是現(xiàn)在的奧運賽場越來越多的黑暗面正在顯露。

意林故事音樂教授的評分前不久曾有這樣一個案例：一位音樂教授在一次歌曲大賽中任評委。在初賽中，他給一位選手打了高分，而在復賽中，卻給了低分，最終此選手與冠軍頭銜擦肩而過。究其原因，原來這位教授在初賽后發(fā)現(xiàn)這名選手是自己“死對頭”（另一位音樂教授）的學生。為什么同一個人，在別人那里會有如此大的反差？這是因為音樂教授受自己的感情支配，較少顧及比賽的規(guī)則——公平性。應聘條件現(xiàn)在大學生在應聘時會遇到各種各樣的不公平的歧視，且歧視的理由讓人哭笑不得。年齡、性別歧視是很常見的，竟還有“姓”歧視和“血型”歧視。一民辦高校男生應聘客戶服務主管時，就因為他姓“賈”，公司領(lǐng)導認為這個字會影響公司聲譽而不予錄取。一個大學生也因為姓“裴”而失掉了會計職位。還有一家國內(nèi)知名公司，在“應聘須知”上除了注明對學歷、工作經(jīng)驗的要求外，還要求應聘者血型必須是O型或B型，理由是O型和B型血型的人遇事沉著冷靜，忠誠度高，心理素質(zhì)好，善于駕馭復雜多變的市場環(huán)境。這種種的歧視，嚴重破壞了社會上公平競爭的原則。一視同仁的警衛(wèi)一家外資企業(yè)有一項規(guī)定：當有外籍員工經(jīng)過各警點時，警衛(wèi)都要立正敬禮，對中方員工則沒有這個必要。公司新來一位警衛(wèi)，他值勤時，不論是外籍員工還是中方員工經(jīng)過時，他都會“啪”地端端正正地敬個禮。中方員工開始以為他搞錯了，負責警衛(wèi)事務的中方總務人員還專門給他做了約一個小時的解釋。他默默地點點頭，但第二天仍是如此做，當主管行政的外籍經(jīng)理特地找這位警衛(wèi)談話時，他說：“中方員工也是公司的一員，與您一樣，他們也在為公司工作，我必須也要向他們敬禮——這也是我的工作。”他的話很快就傳遍了整個公司，轉(zhuǎn)述這話的和聽到這話的中方員工臉上的表情都一樣凝重。不久有傳言，公司要辭退這位警衛(wèi)，然而，一份抗議書也擺到了外籍總經(jīng)理的辦公桌上，所有的中方干部都在上面簽了名。這位警衛(wèi)終于留了下來。

應用與創(chuàng)新呼喚教育公平教育的基本功能之一，就是縮小貧富差距，促進社會平等。我國兩千多年前的“有教無類”思想，就蘊涵著社會公平的深意。如果教育不能指向社會公平，反而擴大社會差距，那豈不是背離了教育的初衷？我國的教育事業(yè)在過去幾年取得了跨越式發(fā)展，這是有目共睹的。但是我們也要看到，伴隨著這種跨越式發(fā)展，很多深層次的矛盾陸續(xù)出現(xiàn)。教育公平問題，就是在這個時期出現(xiàn)的比較突出的問題。教育不公平首先體現(xiàn)在教育投入不足上。教育不公平也體現(xiàn)在對教育資源的配置上。長期以來，我國城市和農(nóng)村的教育資源配置存在不均衡現(xiàn)象，即便同在農(nóng)村，城鎮(zhèn)和邊遠貧困地區(qū)以及重點與非重點學校之間也不均衡。優(yōu)質(zhì)教育資源的不足，使解決辦學困難的任務下放到基層，致使學校競相在微觀上“搞活”，“錢權(quán)交易”、“錢學交易”、“亂收費”時有發(fā)生，加劇了受教育機會的不平等。教育的不公平還體現(xiàn)在一些不盡合理的政策上。錄取分數(shù)線和錄取率不公平，給一些小城鎮(zhèn)和農(nóng)村地區(qū)的學生接受高等教育造成阻力，人為地加大了城鄉(xiāng)差距。有人說，高校招生中的“定向生”、“保送生”、“專升本”等，也是制造教育不公平的源頭。這話不無道理。教育公平是社會公平的起點，是構(gòu)建和諧社會的基石。人們接受教育的不平等直接影響到將來經(jīng)濟收入的不平等，進而埋下城鄉(xiāng)、區(qū)域、階層矛盾的隱患，與構(gòu)建和諧社會背道而馳。在不公平面前小王和小李是藝術(shù)系的同班同學，小李畢業(yè)后因父親的關(guān)系，進入某報社擔任美術(shù)設(shè)計工作。不甚如意的小王，每次看見小李在報上刊出的作品，就痛罵報社只認人情，不長眼睛。但是原本才學遠不及小王的小李，由于報社的工作環(huán)境好，經(jīng)常能接觸最新的材料和作品，加上自己的努力，幾年后樹立起自己獨特的風格，也闖出了不小的名聲。小王終于不再譏評小李，因為長久地怨天尤人，使他由一時的懷才不遇，變成真正的外強中干，作品的水準，已經(jīng)遠遠地落后于小李了。社會上雖然有許多不公平的事，但惟一的解決辦法是加倍地努力，以求出頭，使自己有能力創(chuàng)造一個未來公平的社會；如果只是自怨自艾，恐怕原本短期的時運不濟，終要成為長期的命運多舛了。應該一視同仁有一首歌曲曾廣為傳唱：天地之間有桿秤，那秤砣是老百姓……在每個學生的心目中，也藏著一桿秤，那就是教師對待學生是否公正。學生是敏感的，學生是單純的，會用他們獨特的視角，觀察班主任的一言一行，從而進行判斷。在班集體中，學生有不同的個性。不同的成長環(huán)境塑造了學生不同的性格。班主任不能根據(jù)個人的喜好、學生的在校表現(xiàn)和學習成績等情況偏愛或歧視學生。這樣對學生的心理成長極其不利，而且會讓學生對班集體產(chǎn)生不滿，甚至厭倦。在生活中，這樣不和諧的音符時常響起：由于班主任的有失公允，導致學生厭學、曠課、逃學……當班級建立了符合實際情況的班規(guī)后，班主任對待所有的學生要一視同仁。其身正，不令而從；其身不正，即令不從。實施以理治班，班主任必須通過自身的人格修養(yǎng)感染學生，用自身良好的道德品質(zhì)為學生樹立學習的典范。而班主任的公正、公平直接影響師生關(guān)系，是其中重要的一個因素。貢獻，報酬與公平美國行為科學家亞當斯的公平理論指出：當一個人做出了成績并取得了報酬以后，他不僅關(guān)心自己所得報酬的絕對量，而且關(guān)心自己所得報酬的相對量。因此，他要進行種種比較來確定自己所獲報酬是否合理，比較的結(jié)果將直接影響今后工作的積極性。我們經(jīng)常看到，學校教職工也都有估價自己報酬與貢獻的傾向。教職工在進行縱向和橫向比較后，如果認為自己“貢獻”與“報酬”相符，就有公平感，因而心理平靜，心情舒暢，工作積極性高。反之，如果他發(fā)現(xiàn)“貢獻”與“報酬”不符，甚至相差很大時，則會產(chǎn)生心理上的不平衡，有時會以減少貢獻來求得公平、合理，嚴重的還會影響學校工作的正常進行。在學校里，公平與不公平是客觀存在、相互依賴而且可以相互轉(zhuǎn)化的一對矛盾體。人的自尊心是一個人生命的底線，而且最能夠傷害人自尊心的，就是不公平。公平對于平民百姓來說，可能只是物質(zhì)上的需求多寡，而對于學校教職工來說，更多的則是人格尊嚴的獲得或喪失。校長要注重在教職工精神世界里培育公平，盡最大的主觀努力去爭取最大的公平。第一部分化學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．分子分子是能夠獨立存在并保持物質(zhì)化學性質(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．原子原子是化學變化中的最小微粒。確切地說，在化學反應中原子核不變，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團。（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)：①離子化合物中：NaCl、CaCl2、Na2SO4…②電解質(zhì)溶液中：鹽酸、NaOH溶液…③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)量分數(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，因而它們的化學性質(zhì)幾乎是相同的。7．原子團原子團是指多個原子結(jié)合成的集體，在許多反應中，原子團作為一個集體參加反應。原子團有幾下幾種類型：根（如SO42-、OHˉ、CH3COOˉ等）、官能團（有機物分子中能反映物質(zhì)特殊性質(zhì)的原子團，如—OH、—NO2、—COOH等）、游離基（又稱自由基、具有不成價電子的原子團，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，或化合物分子中去掉某些原子或原子團后剩下的原子團。（1）有機物的官能團是決定物質(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）分子去掉一個氫原子后剩余部分（·CH3）含有未成對的價電子，稱甲基或甲基游離基，也包括單原子的游離基（·Cl）?；u基）根（氫氧根）電子式電性電中性帶負電存在于不能獨立存在，必須和其他“基”或原子團相結(jié)合能獨立存在于溶液或離子化合物中9．物理性質(zhì)與化學性質(zhì)物理性質(zhì)化學性質(zhì)概念（宏觀）物質(zhì)不需要發(fā)生化學變化就能表現(xiàn)出來的性質(zhì)物質(zhì)在發(fā)生化學變化時表現(xiàn)出來的性質(zhì)實質(zhì)（微觀）物質(zhì)的分子組成和結(jié)構(gòu)沒有發(fā)生改變時呈現(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、沸點、溶解性、導電性、導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)生反應及熱穩(wěn)定性等9．物理變化和化學變化物理變化：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變化：變化時有其他物質(zhì)生成，又叫化學反應?；瘜W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，卻難溶于無水乙醇、苯等有機溶劑。單質(zhì)碘在水中溶解性較差，卻易溶于乙醇、苯等有機溶劑。苯酚在室溫時僅微溶于水，當溫度大于70℃時，卻能以任意比與水互溶（苯酚熔點為43℃，70℃時苯酚為液態(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行物質(zhì)的提純。在上述物質(zhì)溶解過程中，溶質(zhì)與溶劑的化學組成沒有發(fā)生變化，利用簡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)的化學組成發(fā)生了變化，用簡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的條件下轉(zhuǎn)變成液體的現(xiàn)象。在化學工業(yè)生產(chǎn)過程中，為了便于貯存、運輸某些氣體物質(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、氮氣、稀有氣體氮氣液氮冷凍劑氯氣液氯自來水消毒劑，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，它的單質(zhì)越容易置換出水或酸中的氫成為氫氣，它的最高價氧化物的水化物的堿性亦越強。元素的原子半徑越大，價電子越少，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，氫氧化銫的堿性也最強。除了金屬元素表現(xiàn)出不同強弱的金屬性，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中得到（吸收）電子的能力。元素的原子在反應中越容易得到電子。元素的非金屬性越強，該元素的單質(zhì)越容易與H2化合，生成的氫化物越穩(wěn)定，它的最高價氧化物的水化物（含氧酸）的酸性越強（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，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，它的最高價氧化物（Cl2O7）的水化物—高氯酸（HClO4）是已知含氧酸中最強的一種酸。金屬性強弱非金屬性強弱最高價氧化物水化物堿性強弱最高價氧化物水化物酸性強弱與水或酸反應，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)陽離子氧化性強的為不活潑金屬，氧化性弱的為活潑金屬陰離子還原性強的為非金屬性弱，還原性弱的為非金屬性強原電池中負極為活潑金屬，正極為不活潑金屬將金屬氧化成高價的為非金屬性強的單質(zhì)，氧化成低價的為非金屬性弱的單質(zhì)電解時，在陰極先析出的為不活潑金屬電解時，在陽極先產(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）在化學反應中得到（吸引）電子的能力稱為物質(zhì)的氧化性。非金屬單質(zhì)、金屬元素高價態(tài)的化合物、某些含氧酸及其鹽一般有較強的氧化性。非金屬單質(zhì)的氧化性強弱與元素的非金屬性十分相似，元素的非金屬性越強，單質(zhì)的氧化性也越強。氟是氧化性最強的非金屬單質(zhì)。氧化性規(guī)律有：①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+；②變價金屬中，高價態(tài)的氧化性強于低價態(tài)的氧化性，如Fe3+＞Fe2+，MnO4?＞MnO42?＞MnO2；③同種元素含氧酸的氧化性往往是價態(tài)越高，氧化性越強，如HNO3＞HNO2，濃度越大，氧化性也越強，如濃HNO3＞稀HNO3,濃H2SO4＞稀H2SO4。然而，也有例外，如氯元素的含氧酸，它們的氧化性強弱順序是HClO＞HClO2＞HClO3＞HClO4。15．還原性物質(zhì)在化學反應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)和含有元素低價態(tài)的化合物都有較強的還原性。物質(zhì)還原性的強弱取決于該物質(zhì)在化學反應中失去電子能力的大小。元素的金屬性越強，金屬單質(zhì)的還原性也越強，金屬單質(zhì)還原性順序和金屬活動性順序基本一致。元素的非金屬性越弱，非金屬單質(zhì)的還原性越強。元素若有多種價態(tài)的物質(zhì)，一般說來，價態(tài)降低，還原性越強。如含硫元素不同價態(tài)的物質(zhì)的還原性：H2S＞S＞SO2；含磷元素物質(zhì)的還原性PH3＞P4＞PO33?；鐵及其鹽的還原性：Fe＞Fe2+等。16．揮發(fā)性液態(tài)物質(zhì)在低于沸點的溫度條件下轉(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。具有較強揮發(fā)性的物質(zhì)大多是一些低沸點的液體物質(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的揮發(fā)性。這些物質(zhì)貯存時，應密閉保存并遠離熱源，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)的化學性質(zhì)的一種。它反映出物質(zhì)在一定條件下發(fā)生化學反應的難易程度。穩(wěn)定性可分為熱穩(wěn)定性、光化學穩(wěn)定性和氧化還原穩(wěn)定性。越不活潑的物質(zhì)，其化學穩(wěn)定性越好。例如：苯在一般情況下，化學性質(zhì)比較穩(wěn)定，所以，常用苯作萃取劑和有機反應的介質(zhì)。很多反應在水溶液中進行和水作溶劑，都是利用了水的化學穩(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；（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、焦爐氣、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?！咀⒁狻坑赏禺愋误w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化合物；電解質(zhì)和非電解質(zhì)；無機化合物和有機化合物；酸、堿、鹽和氧化物等。22．酸電離理論認為：電解電離出的陽離子全部是H+的化合物叫做酸。常見強酸：HCIO4、H2SO4、HCl、HNO3…常見弱酸：H2SO3、H3PO4、HF、HClO、H2CO3、H2SO3、CH3COOH…23．堿電離理論認為，電解質(zhì)電離時產(chǎn)生的陰離子全部是OHˉ的化合物叫堿。常見強堿：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：①正鹽：如：(NH4)2SO4、Na2SO4…②酸式鹽：如NaHCO3、NaH2PO4、Na2HPO4…③堿式鹽：Cu2(OH)2CO3…④復鹽：KAl(SO4)2·12H2O…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，屬于化學變化但不屬于氧化還原反應。（二）正確使用化學用語1．四種符號（1）元素符號：①表示一種元素（宏觀上）。②表示一種元素的一個原子（微觀上）。③表示該元素的相對原子質(zhì)量。（2）離子符號：在元素符號右上角標電荷數(shù)及電性符號（正負號），“l(fā)”省略不寫如：Ca2+、SO42ˉ、C1ˉ、Na+…（3）價標符號：是在元素正上方標正負化合價、正負寫在價數(shù)前?！發(fā)”不能省略。如：、、、、…w.w.w.k.s.5.u.c.o.m（4）核素符號：如2713Al、3216S、168O左上角為質(zhì)量數(shù)，左下角為質(zhì)子數(shù)。2．化合價化合價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)。①在離子化合物中，失去電子的為正價，失去n個電子即為正n價；得到電子為負價，得到n個電子為負n價。②在共價化合物中，元素化合價的數(shù)值就是這種元素的一個原子跟其他元素的原子形成的共用電子對的數(shù)目、正負則由共用電子對的偏移來決定，電子對偏向哪種原子，哪種原子就顯負價；偏離哪種原子、哪種原子就顯正價。③單質(zhì)分子中元素的化合價為零。3．化學式用元素符號表示單質(zhì)或化合物的組成的式子成為化學式。根據(jù)物質(zhì)的組成以及結(jié)構(gòu)特點，化學式可以是分子式、實驗式、結(jié)構(gòu)簡式等。不同的化學式所表示的意義有區(qū)別。離子化合物的化學式表示離子化合物及其元素組成，還表示離子化合物中陰、陽離子最簡單的整數(shù)比，同時也表示離子化合物的化學式量。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，化學式還表示了Ba2+與OH?的個數(shù)比是1：2，它的化學式量為171。過氧化鈉的化學式是Na2O2，但不能寫成NaO，在過氧化鈉中實際存在的離子是O22?離子，且Na+：O22?為2：1，所以，過氧化鈉的化學式只能用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)比較復雜，它們的化學式只用元素符號表示。比如紅磷的化學式是P。4．分子式用元素符號表示物質(zhì)的分子組成的式子。一般分子式是最簡式的整數(shù)倍，多數(shù)無機物二者是一致的。但也有例外，如最簡式為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單分子，它的化學式則表示這種晶體中各元素的原子或離子數(shù)目的最簡整數(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)的一個分子；（3）表示分子中各元素的原子個數(shù)；（4）表示該物質(zhì)的相對分子質(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分子及分子是由2個氫原子、1個硫原子、4個氧原子組成。H2SO4同時也表示它的相對分子質(zhì)量為1.008×2+32.07+16.00×4=98.086≈985．實驗式也稱最簡式。僅表示化合物中各元素原子個數(shù)比的式子。有機物往往出現(xiàn)不同的化合物具有相同的實驗式。如乙炔和苯的實驗式是CH，甲醛、乙酸、乳酸和葡萄糖等的實驗式是CH2O。已知化合物的最簡式和相對分子質(zhì)量，就可求出它的分子式，如乙酸最簡式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要用[]括起，電荷數(shù)寫在括號外面的右上角。NH4+、H3O+等復雜陽離子也應如此寫。（2）書寫簡單離子構(gòu)成的離子化合物的電子式時可以遵循下面幾點：①簡單陽離子的電子式即是離子符號。②簡單陰離子的電子式即是元素符號周圍有8個小圓點外加[]及電荷數(shù)。③陰、陽離子交替排列。如：（3）注意各原子的空間排序及孤對電子、單電子的存在。如：（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。如：（5）另外，各電子式的書寫還應注意力求均勻、對稱、易識別。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的式子。書寫規(guī)律：一共用電子對畫一短線，沒有成鍵的電子不畫出。氫氣（H2）H—H氮氣（N2）N≡N氨（NH3）次氯酸（HClO）H—O—Cl用結(jié)構(gòu)式表示有機物的分子結(jié)構(gòu)更具有實用性，并能明確表達同分異構(gòu)體，例如：乙酸（C2H4O2）甲酸甲酯（C2H4O2）8．結(jié)構(gòu)簡式它是結(jié)構(gòu)式的簡寫，一般用于有機物，書寫時應將分子中的官能團表示出來，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鍵都表示出來。例如：乙烷（C2H4O2）CH3CH3新戊烷（C5H12）C(CH3)4苯（C6H6）或乙酸（C2H4O2）CH3COOH9．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圖，如鈉原子結(jié)構(gòu)簡圖為：表示鈉原子核內(nèi)有11個質(zhì)子，弧線表示電子層（3個電子層），弧線上數(shù)字表示該層電子數(shù)（K層2個電子，M層1個電子）。原子結(jié)構(gòu)示意圖也叫原子結(jié)構(gòu)簡圖，它比較直觀，易被初學者接受，但不能把弧線看作核外電子運行的固定軌道。10．電離方程式表示電解質(zhì)溶于水或受熱熔化時離解成自由移動離子過程的式子。①強電解質(zhì)的電離方程式用“=”。弱電解質(zhì)的電離方程式用“”鏈接。②弱酸的酸式酸根的電離用“”。HCO3－CO3－+H+③強酸的酸式酸根的電離用“=”。HSO4－=SO42－+H+④多元弱酸的電離分步進行。H3PO4H2PO4－+H+H2PO4－HPO42－+H+HPO42－PO43－+H+⑤多元弱堿的電離認為一步完成。Fe(OH)3Fe3++3OH－11．離子反應方程式的書寫規(guī)則用實際參加反應的離子的符號表示離子反應的式子叫做離子方程式。離子方程式書寫原則如下：①只能將易溶、易電離的物質(zhì)寫成離子式；如NaCI、Na2SO4、NaNO3、CuSO4…②將難溶的（如BaSO4、BaCO3、AgCl…），難電離的（如HClO、HF、CH3COOH、NH3·H2O、H2O），易揮發(fā)的氣體（如SO2、CO2、H2S…）用化學式表示。③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。④弱酸的酸式鹽酸根不可拆開。如HCO3ˉ、HSO3ˉ、HSˉ。⑤堿性氧化物亦要保留分子式。⑥離子方程式除了應遵守質(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．熱化學方程式表明反應所放出或吸收的熱量的方程式，叫做熱化學分方程（1）要注明反應的溫度和壓強，若反應是在298K和1.013×105Pa條件下進行，可不予注明。（2）要注明反應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）ΔH與方程式計量系數(shù)有關(guān)，注意方程式與對應ΔH不要弄錯，計量系數(shù)以“mol”為單位，可以是小數(shù)或分數(shù)。（4）在所寫化學反應計量方程式后寫下ΔH的數(shù)值和單位，方程式與ΔH應用分號隔開。（5）當ΔH為“－”或ΔH＜0時，為放熱反應，當ΔH為“＋”或ΔH＞0時，為吸熱反應。例如：C（石墨）＋O2(g)=CO2(g)；ΔH=－393.6kJ·mol－1表示體系在298K、1.013×105Pa下，反應發(fā)生了1mol的變化（即1mol的C與1mol的O2生成1mol的CO2）時，相應的熱效應為－393.6kJ·mol－1，即放出393.6kJ的熱。2C（石墨）＋2O2(g)=2CO2(g)；ΔH=－787.2kJ·mol－1表示體系中各物質(zhì)在298K，1.013×105Pa下，反應發(fā)生了1mol的變化（即1mol的2C與1mol的2O2完全反應生成1mol的2CO2）時的熱效應為－787.2kJ·mol－1，即放出787.2kJ的熱。（二）氧化還原反應：氧化劑、還原劑.w.w.k.s.5.u.c.o.m注意：物質(zhì)的氧化性或還原性的強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)?！咀⒁狻浚褐袑W化學中提及的“化”名目繁多．要判別它們分屬何種變化，必須了解其過程.請你根據(jù)下列知識來指出每一種“化”發(fā)生的是物理變化還是化學變化。1．風化結(jié)晶水合物在室溫和干燥的空氣里失去部分或全部結(jié)晶水的過程。2．催化能改變反應速度，本身一般參與反應但質(zhì)量和化學性質(zhì)不變。應了解中學里哪些反應需用催化劑。3．岐化同一種物質(zhì)中同一元素且為同一價態(tài)原子間發(fā)生的氧化還原反應。如：2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2+H2Ow.w.w.k.s.5.u.c.o.m4．酸化向某物質(zhì)中加入稀酸使之呈酸性的過程。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膜，阻止內(nèi)層金屬與酸繼續(xù)反應。6．硬水軟化通過物理、化學方法除去硬水中較多的Ca2+、Mg2+的過程。7．水化烯、炔與水發(fā)生加成反應生成新的有機物。如：乙烯水化法：CH2＝CH2+H2OCH3CH2OH乙炔水化法：CH≡CH+H2OCH3CHO8．氫化（硬化）液態(tài)油在一定條件下與H2發(fā)生加成反應生成固態(tài)脂肪的過程。植物油轉(zhuǎn)變成硬化油后，性質(zhì)穩(wěn)定，不易變質(zhì)，便于運輸?shù)取?．皂化油脂在堿性條件下發(fā)生水解反應的過程。產(chǎn)物：高級脂肪酸鈉+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)脆的過程。11．硫化向橡膠中加硫，以改變其結(jié)構(gòu)（雙鍵變單鍵）來改善橡膠的性能，減緩其老化速度的過程。12．裂化在一定條件下，分子量大、沸點高的烴斷裂為分子量小、沸點低的烴的過程。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程。14.硝化（磺化）苯環(huán)上的H被—NO2或—SO3H取代的過程。（三）化學反應中的能量變化1．化學反應中的能量變化，通常表現(xiàn)為熱量的變化：（1）吸熱反應：化學上把吸收熱量的化學反應稱為吸熱反應。如C+CO22CO為吸熱反應。（2）放熱反應：化學上把放出熱量的化學反應稱為放熱反應。如2H2+O22H2O為放熱反應。2．化學反應中能量變化的本質(zhì)原因化學反應中的能量變化與反應物和生成物所具有的總能量有關(guān)。如果反應物所具有的總能量高于生成物所具有的總能量，在發(fā)生化學反應時放出熱量；如果反應物所具有的總能量低于生成物所具有的總能量，在發(fā)生化學反應時吸收熱量。3．反應熱、燃燒熱、中和熱、熱化學方程式（1）反應熟：在化學反應中放出或吸收的熱量，通常叫反應熱用△H表示。單位：kJ·mol–1（2）燃燒熱：在101kPa時1molH2物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物時所放出的能量，叫該物質(zhì)的燃燒熱。如：101kPa時lmolH2完全燃燒生成液態(tài)水，放出285.5kJ·mol–1的熱量，這就是H2的燃燒熱。H2(g)+12O2(g)=H2O(l)；△H=–285．5kJ·mol–1（3）中和熱：在稀溶液中，酸和堿發(fā)生中和反應而生成1molH2O，這時的反應熱叫做中和熱。H+(aq)+OH–(aq)=H2O(1)；△H=–57.3kJ·mol–1【注意】：化學反應的幾種分類方法：1．根據(jù)反應物和生成物的類別及反應前后物質(zhì)種類的多少分為：化合反應、分解反應、置換反應、復分解反應。2．根據(jù)反應中物質(zhì)是否有電子轉(zhuǎn)移分為：氧化還原反應、非氧化還原反應。3．根據(jù)反應是否有離子參加或生成分為：離子反應、非離子反應。4．根據(jù)反應的熱效應分為：放熱反應、吸熱反應。5．根據(jù)反應進行的程度分為：可逆反應、不可逆反應。三．化學中常用計量1．同位素相對原子質(zhì)量以12C的一個原子質(zhì)量的1/12作為標準，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)值為該同位素相對原子質(zhì)量，單位是“一”，一般不寫。2．元素相對原子質(zhì)量（即平均相對原子質(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算出來的平均值，即按各同位素的相對原子質(zhì)量與各天然同位素原子百分比乘積和計算平均相對原子質(zhì)量。3．相對分子質(zhì)量一個分子中各原子的相對原子質(zhì)量×原子個數(shù)的總和稱為相對分子質(zhì)量。4．物質(zhì)的量的單位——摩爾物質(zhì)的量是國際單位制（SI）的7個基本單位之一，符號是n。用來計量原子、分子或離子等微觀粒子的多少。摩爾是物質(zhì)的量的單位。簡稱摩，用mol表示①使用摩爾時，必須指明粒子的種類：原子、分子、離子、電子或其他微觀粒子。②1mol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NA，通常用6.02×1023molˉ1這個近似值。③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·NA5．摩爾質(zhì)量：單位物質(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·molˉ1或kg·molˉ1。①任何物質(zhì)的摩爾質(zhì)量以g·molˉ1為單位時，其數(shù)值上與該物質(zhì)的式量相等。②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：單位物質(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L·molˉ1①標準狀況下，氣體摩爾體積約為22.4L·molˉ1。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：①同溫同壓下，V1：V2=n1：n2②同溫同壓下，P1：P2=Ml：M2③同溫同體積時，nl：n2=Pl：P2………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·Lˉ1。物質(zhì)的量濃度與質(zhì)量分數(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，中子（不顯電性）：（A—Z）個，電子（帶負電）：Z個。2．原子中各微粒間的關(guān)系：①A=N+Z（A：質(zhì)量數(shù)，N：中子數(shù)，Z：質(zhì)量數(shù)）②Z=核電荷數(shù)=核外電子數(shù)=原子序數(shù)③MZ≈MN≈1836Meˉ（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質(zhì)量，但其體積卻占整個體積的千億分之一。其中質(zhì)子、中子通過強烈的相互作用集合在一起，使原子核十分“堅固”，在化學反應時不會發(fā)生變化。另外原子核中蘊含著巨大的能量——原子能（即核能）。（2）質(zhì)子帶一個單位正電荷。質(zhì)量為1.6726×10-27kg，相對質(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，相對質(zhì)量1.008。中子數(shù)決定同位素的種類。（4）電子帶1個單位負電荷。質(zhì)量很小，約為11836×1.6726×10-27kg。與原子的化學性質(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：K→L→M→N→O→P→Q順序排列。（2）各電子層最多容納電子數(shù)為2n2個，即K層2個，L層8個，M層18個，N層32個等。（3）最外層電子數(shù)不超過8個，次外層不超過18個，倒數(shù)第三層不超過32個【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，其電子數(shù)最多為18個，當其是最外層時，其中的電子數(shù)最多為8個。（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，這種編號叫原子序數(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，①原子核外電子層排布的周期性變化：最外層電子數(shù)從1→8個的周期性變化。②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。③元素主要化合價的周期性變化：正價+1→+7，負價－4→－1的周期性變化。④元素的金屬性、非金屬性的周期性變化：金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強的周期性變化?！咀⒁狻吭匦再|(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)：ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA族副族(B)：ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB（縱向）第VIII族：三個縱行，位于ⅦB族與ⅠB族中間零族：稀有氣體元素【注意】表中各族的順序：ⅠA、ⅡA、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、VIII、ⅠB、ⅡB、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、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：①原子序數(shù)=核內(nèi)質(zhì)子數(shù)②電子層數(shù)=周期數(shù)（電子層數(shù)決定周期數(shù)）③主族元素最外層電子數(shù)=主族序數(shù)=最高正價數(shù)④負價絕對值=8－主族序數(shù)（限ⅣA～ⅦA）⑤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，則非金屬元素單質(zhì)的氧化性增強，形成的氣態(tài)氧化物越穩(wěn)定，形成的最高價氧化物對應水化物的酸性增強，其離子還原性減弱。⑥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，非金屬性逐漸減弱。則金屬元素單質(zhì)的還原性增強，形成的最高價氧化物對應的水化物的堿性增強，其離子的氧化性減弱。（3）元素周期表中“位、構(gòu)、性”的三角關(guān)系（4）判斷微粒大小的方法①同周期元素的原子或最高價離子半徑從左到右逐漸減小（稀有氣體元素除外），如：Na＞Mg＞Al；Na+＞Mg2+＞Al3+。②同主族元素的原子半徑或離子半徑從上到下逐漸增大，如：O＜S＜Se，F(xiàn)－＜Cl－＜Br-。③電子層數(shù)相同，核電荷數(shù)越大半徑越小，如：K+＞Ca2+。④核電荷數(shù)相同，電子數(shù)越多半徑越大，如：Fe2+＞Fe3+。⑤電子數(shù)和核電荷數(shù)都不同的，一般通過一種參照物進行比較，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－、O2－＜S2－、故Al3+＜S2－。⑥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：rS2－＞rCl－＞rK+＞rCa2+（5）電子數(shù)相同的微粒組①核外有10個電子的微粒組：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－。②核外有18個電子的微粒：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）化學鍵和晶體結(jié)構(gòu)1．化學鍵：相鄰原子間強烈的相互作用叫作化學鍵。包括離子鍵和共價鍵（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．共價鍵（1）定義：原子間通過共用電子對所形成的相互作用叫作共價鍵。（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達到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。（3）共價鍵分類：①非極性鍵：由同種元素的原子間的原子間形成的共價鍵（共用電子對不偏移）。如在某些非金屬單質(zhì)（H2、Cl2、O2、P4…）共價化合物（H2O2、多碳化合物）、離子化合物（Na2O2、CaC2）中存在。②極性鍵：由不同元素的原子間形成的共價鍵（共用電子對偏向吸引電子能力強的一方）。如在共價化合物（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）非極性分子中整個分子電荷分布是均勻的、對稱的。極性分子中整個分子的電荷分布不均勻，不對稱。（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，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)對稱→非極性分子，如：CO2、CS2、CH4、Cl4。幾何結(jié)構(gòu)不對稱→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。①分子間作用力比化學鍵弱得多，它對物質(zhì)的熔點、沸點等有影響。②一般的對于組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，相對分子質(zhì)量越大，分子間作用力越大，物質(zhì)的熔點、沸點也越高。（2）氫鍵某些物質(zhì)的分子間H核與非金屬強的原子的靜電吸引作用。氫鍵不是化學鍵，它比化學鍵弱得多，但比范德華力稍強。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的沸點分別與同族氫化物沸點相比反常的高。6．晶體w.w.w.k.s.5.u.c.o.m①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。②原子晶體相鄰原子間以共價鍵相結(jié)合而形成空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)的晶體叫原子晶體。③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。④金屬晶體通過金屬離子與自由電子間的較強作用（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組成晶體的粒子陽離子和陰離子原子分子金屬陽離子和自由電子組成晶體粒子間的相互作用離子鍵共價鍵范德華力（有的還有氫鍵）金屬鍵典型實例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沸點熔點較高、沸點高熔、沸點高熔、沸點低熔沸點高導熱性不良不良不良良導電性固態(tài)不導電，熔化或溶于水能導電差差導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、沸點高低的比較（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、沸點越高。①原子晶體要比較共價鍵的強弱（比較鍵能和鍵長），一般地說原子半徑越小，鍵能越大，鍵長越短，共價鍵越牢固，晶體的溶沸點越高。如：熔點：金剛石>水晶>金剛砂>晶體硅②離子晶體要比較離子鍵的強弱，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，溶沸點越高。如：熔點：MgO>MgCl2>NaCl>CsCl③分子晶體：a．組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，相對分子質(zhì)量越大，熔沸點越高。b．組成和結(jié)構(gòu)不相似的物質(zhì)，極性大則熔沸點高（如CO>N2）。c．有些還與分子的形狀有關(guān)。如有機同分異構(gòu)體中，一般線性分子的熔沸點比帶支鏈的高，如正戊烷>異戊烷>新戊烷。d．有些與分子中含有的碳碳雙鍵的多少有關(guān)。組成結(jié)構(gòu)相似的有機物，一般含碳碳雙鍵多的熔沸點低，如油酸甘油酯（油）的熔點比硬脂酸甘油酯（脂肪）的低。五．溶液（一）分散系w.w.w.k.s.5.u.c.o.m1．分散系化學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<10-9m10-9~10-7m>10-7m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、不透明能否通過濾紙能能不能能否通過半透膜能不能不能是否具有丁達爾現(xiàn)象無有無實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克溶劑里達到飽和狀態(tài)時所溶解的質(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)量分數(shù)ω=S(100+s)×100%（3）溫度對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，隨壓強增大而增大。（4）溶解度曲線：用縱坐標表示溶解度。橫坐標表示溫度。根據(jù)某溶質(zhì)在不同溫度時溶解度，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．了解幾個概念：結(jié)晶、結(jié)晶水、結(jié)晶水合物、風化、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)合在晶體中的水，叫結(jié)晶水，它較容易分解出來，如：Na2CO3·10H2O=Na2CO3+10H2O，CuSO4·5H2O=CuSO4+5H2O（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、藍礬），F(xiàn)eSO4·7H2O（綠礬），ZnSO4·7H2O（皓礬），MgCl2·KCl·6H2O（光鹵石），KAl(SO4)2·12H2O或K2SO4·Al2(SO4)3·24H2O（明礬），CaSO4·2H2O（石灰膏），H2C2O4·H2O（草酸）。（4）風化：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)象叫風干。（5）風化本質(zhì)：結(jié)晶水合物分解Na2CO3·10H2O（無色晶體）=Na2CO3·H2O（白色粉末）+9H2O（6）風化現(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化，如巖石的風化，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。這是因為粗鹽中含有少量MgCl2雜質(zhì)的緣故。4．膠體（1）定義：分散質(zhì)的微粒在1nm～100nm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)：①丁達爾現(xiàn)象（可用來鑒別膠體和溶液）②布朗運動③電泳現(xiàn)象④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．膠體的應用（解釋問題）①沙洲的形成②鹵水點豆腐③明礬（或FeCl3）凈水④工業(yè)制皂的鹽析⑤冶金工業(yè)電泳除塵六．化學反應速率、化學平衡（一）化學反應速率1．定義：化學反應速率是用來衡量化學反應進行快慢程度的，通常用單位時間內(nèi)反應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：同一反應里用不同物質(zhì)來表示的反應速率數(shù)值可以是不同的，但這些數(shù)值，都表示同一反應速率。且不同物質(zhì)的速率比值等于其化學方程式中的化學計量數(shù)之比。如反應mA+nB=pC+qD的v(A)：v(B)：v(C)：v(D)=m：n：p：q3．影響反應速率的因素內(nèi)因：參加反應的物質(zhì)的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)是影響化學反應速率的決定性因素。例如H2、F2混合后，黑暗處都發(fā)生爆炸反應，化學反應速率極快，是不可逆反應。而H2、N2在高溫、高壓和催化劑存在下才能發(fā)生反應，化學反應速率較慢，由于是可逆反應，反應不能進行到底。外因：①濃度：當其他條件不變時，增大反應物的濃度，單位體積發(fā)生反應的分子數(shù)增加，反應速率加快。②壓強：對于有氣體參加的反應，當其他條件不變時，增加壓強，氣體體積縮小，濃度增大，反應速率加快。③溫度：升高溫度時，分子運動速率加快，有效碰撞次數(shù)增加，反應速率加快，一般來說，溫度每升高10℃反應速率增大到原來的2～4倍。④催化劑：可以同等程度增大逆反應速率。⑤其他因素：增大固體表面積（粉碎），光照也可增大某些反應的速率，此外，超聲波、電磁波、溶劑也對反應速率有影響?！咀⒁狻浚孩俑淖兺饨鐥l件時，若正反應速率增大，逆反應速率也一定增大，增大的倍數(shù)可能不同，但不可能正反應速率增大，逆反應速率減小。②固體、純液體濃度視為常數(shù)，不能用其表示反應速率，它們的量的變化不會引起反應速率的變化，但其顆粒的大小可影響反應速率。③增大壓強或濃度，是增大了分子之間的碰撞幾率，因此增大了化學反應速率；升高溫度或使用催化劑，提高了活化分子百分數(shù)，增大了有效碰撞次數(shù)，使反應速率增大。（二）化學平衡1．化學平衡狀態(tài)：指在一定條件下的可逆反應里，正反應和逆反應的速率相等，反應混合物中各組分的濃度不變的狀態(tài)。w.w.w.k.s.5.u.c.o.m2．化學平衡狀態(tài)的特征（1）“等”即V正=V逆>0。（2）“動”即是動態(tài)平衡，平衡時反應仍在進行。（3）“定”即反應混合物中各組分百分含量不變。（4）“變”即條件改變，平衡被打破，并在新的條件下建立新的化學平衡。（5）與途徑無關(guān)，外界條件不變，可逆反應無論是從正反應開始，還是從逆反應開始，都可建立同一平衡狀態(tài)（等效）。3．化學平衡狀態(tài)的標志化學平衡狀態(tài)的判斷（以mA+nBxC+yD為例），可從以下幾方面分析：①v(B耗)=v(B生)②v(C耗):v(D生)=x:y③c(C)、C%、n(C)%等不變④若A、B、C、D為氣體，且m+n≠x+y，壓強恒定⑤體系顏色不變⑥單位時間內(nèi)某物質(zhì)內(nèi)化學鍵的斷裂量等于形成量⑦體系平均式量恒定（m+n≠x+y）等4．影響化學平衡的條件（1）可逆反應中舊化學鍵的破壞，新化學鍵的建立過程叫作化學平衡移動。（2）化學平衡移動規(guī)律——勒沙特列原理如果改變影響平衡的一個條件（如濃度、壓強或溫度），平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動。①濃度：增大反應物（或減小生成物）濃度，平衡向正反應方向移動。②壓強：增大壓強平衡向氣體體積減小的方向移動。減小壓強平衡向氣體體積增大的方向移動。③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。④催化劑：不能影響平衡移動。5．等效平衡在條件不變時，可逆反應不論采取何種途徑，即由正反應開始或由逆反應開始，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。某一可逆反應的平衡狀態(tài)只與反應條件（物質(zhì)的量濃度、溫度、壓強或體積）有關(guān)，而與反應途徑（正向或逆向）無關(guān)。（1）等溫等容條件下等效平衡。對于某一可逆反應，在一定T、V條件下，只要反應物和生成物的量相當（即根據(jù)系數(shù)比換算成生成物或換算成反應物時與原起始量相同），則無論從反應物開始，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。反應前后分子數(shù)不變或有改變同一可逆反應，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，則達到平衡后兩平衡等效。（3）在定溫、定容情況下，對于反應前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應，只要反應物（或生成物）的物質(zhì)的量的比值與原平衡相同，兩平衡等效。6．化學平衡計算時常用的2個率（1）反應物轉(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%。（2）產(chǎn)品的產(chǎn)率=實際生成產(chǎn)物的物質(zhì)的量÷理論上可得到產(chǎn)物的物質(zhì)的量×100%。7．催化劑能改變其他物質(zhì)的化學反應速率，本身在反應前后質(zhì)量和性質(zhì)都不變的物質(zhì)。通常說的催化劑是指能加快化學反應速率的正催化劑，也有減慢化學反應速率的負催化劑或阻催化劑。在反應中加負催化劑能大大延緩反應速率，使人們不需要的化學反應如金屬的銹蝕，食物的腐爛，塑料的老化盡可能慢地發(fā)生。催化劑的催化作用具有很強的選擇性，某種催化劑往往只能催化某一種反應或某一類反應。使用生物酶制劑時的選擇性更為突出。w.w.w.k.s.5.u.c.o.m常用的催化劑及催化反應二氧化錳氯酸鉀分解制氧氣；過氧化氫分解成水和氧氣。五氧化二釩二氧化硫催化氧化成三氧化硫。鐵觸媒合成氨。鉑或鉑銠合金氨的催化氧化。硫酸汞乙炔水化制乙醛。醋酸錳乙醛氧化制乙酸。鎳不飽和烴及其他不飽和有機物與氫氣的加成反應。三溴化鐵笨的溴化制溴苯。使用催化劑進行催化反應時，要注意對反應物的凈化，避免帶入的某些雜質(zhì)使催化劑喪失催化功能，這種作用稱作催化劑中毒。七．電解質(zhì)溶液（一）電解質(zhì)和非電解質(zhì)、強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)1．電解質(zhì)凡是水溶液里或熔融狀態(tài)時能電離進而能導電的化合物叫做電解質(zhì)。電解質(zhì)溶于水或熔融時能電離出自由移動的陰、陽離子，在外電場作用下，自由移動的陰、陽離子分別向兩極運動，并在兩極發(fā)生氧化還原反應。所以說，電解質(zhì)溶液或熔融狀態(tài)時導電是化學變化。2．分類（1）強電解質(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．強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的比較強電解質(zhì)弱電解質(zhì)定義水溶液里完全電離的電解質(zhì)水溶液里部分電離的電解質(zhì)化學鍵種類離子鍵、強極性鍵極性鍵電離過程完全電離部分電離表示方法用等號“=”用可逆號“”代表物強酸：HCl、H2SO4、HNO3、HI強堿：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2絕大多數(shù)鹽：NaCl、BaSO4弱酸：H2S、H2CO3、H3PO4、HF、CH3COOH弱堿：NH3·H2O個別鹽：HgCl2、Pb(CH3COO)24．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（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到電離平衡。2．電離平衡：當弱電解質(zhì)分子離解成離子的速率等于結(jié)合成分子的速率時，弱電解質(zhì)的電離就處于電離平衡狀態(tài)。電離平衡是化學平衡的一種，同樣具有化學平衡的特征。條件改變時平衡移動的規(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H2OH++OH–25℃時c(H+)=c(OH–)=10–7mol·L–1水的離子積Kw=c(H+)·c(OH–)=10–14（25℃）①Kw只與溫度有關(guān)，溫度升高，Kw增大。如：100℃Kw=10–12②Kw適用于純水或稀酸、稀堿、稀鹽水溶液中。2．溶液的pH（1）pH：pH=–lg[c(H+)]。在溶液的c(H+)很小時，用pH來表示溶液的酸堿度。（2）含義：pH越大，c(H+)越小，c(OH–)越大，酸性越弱，堿性越強。pH越小c(H+)。c(OH–)越小，酸性越強，堿性越弱。（3）范圍：0～14（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)的反應叫作鹽類的水解。2．鹽類水解規(guī)律（1）誰弱誰水解，誰強顯誰性，越弱越水解，都弱都水解，兩強不水解。（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，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要用“”，不能用“↑”或“↓”符號。3．鹽類水解的類型（1）單向水解：強酸和弱堿生成的鹽，溶液呈酸性；強堿和弱酸生成的鹽，溶液顯堿性。如NH4Cl溶于水：NH4++H2ONH3·H2O+H+CH3COONa溶于水：CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-（2）互相促進水解：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，因此促進水的電離使反應進行的程度較大。溶液的酸堿性取決于生成的弱電解質(zhì)的相對強弱。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子的鹽溶于水，弱酸的陰離子或弱堿的陽離子均發(fā)生水解，但是互相抑制，所以這一類的水解程度較小。如(NH4)2Fe(SO4)2溶于水：NH4++H2ONH3·H2O+H+Fe2++2H2OFe(OH)2+H+NH4+水解產(chǎn)生的H+對Fe2+的水解起到抑制作用，反之也成立。第二部分常見元素的單質(zhì)及其重要化合物一．非金屬元素及其化合物（一）非金屬元素概論1．非金屬元素在周期表中的位置在目前已知的112種元素中，非金屬元素有22種，除H外非金屬元素都位于周期表的右上方（H在左上方）。F是非金屬性最強的元素。2．非金屬元素的原子結(jié)構(gòu)特征及化合價（1）與同周期的金屬原子相比，最外層電子數(shù)較多，次外層都是飽和結(jié)構(gòu)（2、8或18電子結(jié)構(gòu)）。（2）與同周期的金屬原子相比較，非金屬元素原子核電荷數(shù)多，原子半徑小，化學反應中易得到電子，表現(xiàn)氧化性。（3）最高正價等于主族序數(shù)（O、F無+6、+7價）‘對應負價以絕對值等于8–主族序數(shù)。如S、N、C1等還呈現(xiàn)變價。3．非金屬單質(zhì)（1）組成與同素異形體非金屬單質(zhì)中，有單原子分子的He、Ne、Ar等稀有氣體；雙原子分子的H2、O2、Cl2、H2、Br2等，多原子分子的P4、S8、C60、O3等原子晶體的金剛石，晶體硅等。同一元素形成的不同單質(zhì)常見的有O2、O3；紅磷、白磷；金剛石、石墨等。（2）聚集狀態(tài)及晶體類型常溫下有氣態(tài)（H2、O2、Cl2、N2…），液態(tài)（Br2）、固態(tài)（I2、磷、碳、硅…）。常溫下是氣缽，液態(tài)的非金屬單質(zhì)及部分固體單質(zhì)，固態(tài)時是分子晶體，少量的像硅、金剛石為原子晶體，石墨“混合型”晶體。4．非金屬的氫化物（1）非金屬氫化物的結(jié)構(gòu)特點①IVA—RH4正四面體結(jié)構(gòu)，非極性分子；VA—RH3三角錐形，極性分子；VIA—H2R為“V”型，極性分子；VIIA—HR直線型，極性分子。②固態(tài)時均為分子晶體，熔沸點較低，常溫下H2O是液體，其余都是氣體。（2）非金屬氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性一般的，非金屬元素的非金屬性越強，生成的氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定。因此，氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性是非金屬性強弱的重要標志之一。（3）非金屬氫化物具有一定的還原性如：NH3：H2S可被O2氧化HBr、HI可被Cl2、濃H2SO4氧化等等。5．最高價氧化物對應水化物（含氧酸）的組成和酸性。元素的非金屬性越強，其最高價氧化物對應水化物的酸性越強，故非金屬元素的最高價含氧酸的酸性也是非金屬性強弱的重要標志之一。（二）鹵族元素1．氯氣（1）分子式Cl2電子式結(jié)構(gòu)式Cl—Cl（2）物理性質(zhì)：黃綠色有刺激性氣味、有毒、易液化能溶于水（1：2）。（3）化學性質(zhì)：①與金屬反應將金屬氧化成高價態(tài)Cu+Cl2=CuCl2（棕黃色煙）②與非金屬反應H2+Cl2=2HCl（蒼白色火焰，工業(yè)上制HCl），H2+Cl2=2HCl（爆炸）③與水反應Cl2+H2O=HCl+HClO，HCIO是一種弱酸（HClO=H++ClO–），具有強氧化性，可進行漂白、消毒殺菌等，在光照下易分解：2HClO=2HCl+O2↑④與堿反應Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O（用于吸收多余Cl2）2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2漂白粉（混合物）+2H2O漂白粉的有效成分為Ca(ClO)2在空氣中易失效變質(zhì)：Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO⑤與還原性物質(zhì)反應Cl2+2Br–=2Cl–+Br2Cl2+H2S=2HCl+S↓（4）制法：①實驗室制法MnO2+4HCl（濃）=MnCl2+Cl2↑+2H2O②業(yè)制法2NaCl+2H2O=2NaOH+H2↑+Cl2↑2NaCl（熔融）=2Na+Cl2↑2．鹵族元素（1）鹵族元素性質(zhì)的通性及遞變性①元素周期表中的位置：第ⅦA族②原子結(jié)構(gòu)相同點：最外層電子數(shù)均為7個同點：電子層數(shù)不同③主要性質(zhì)的相似性：單質(zhì)均為雙原子非極性分子；主要化合價為?l價，最高正價為+7價（F除外）；單質(zhì)具有強氧化性。④主要性質(zhì)的遞變性。（從F到I）原子半徑和離子半徑逐漸增大；非金屬性及單質(zhì)氧化性逐漸減弱，即氧化性F2＞Cl2＞Br2＞I2；與H2化合生成HX的反應由易至難，且氫化物的穩(wěn)定性由強到弱，即穩(wěn)定性HF＞HCl＞HBr＞HI；最高價氧化物的承化物的酸性逐漸減弱；鹵離的還原性增強，前面元素的單質(zhì)能把后面的元素置換出來。單質(zhì)的顏色變深，熔沸點升高。（2）鹵素及其化