#上海高中化學合格考—《基本概念和基本理論》知識總結基本概念原子：化學變化中的最小微粒。原子是由原子核(中子、質子)和核外電子構成的。離子：帶電荷的原子或原子團。離子可分為：陽離子：Li+、Na+、H+、NH4+...陰離子:Cl-、O2-、OH-、SO42-...存在離子的物質：離子化合物中：NaCl、CaCl2、Na2SO4.電解質溶液中：鹽酸、NaOH溶液…金屬晶體中：鈉、鐵、鉀、銅…注意：金屬單質只有陽離子和自由電子，沒有陰離子。3?同位素：質子數相同，中子數不同的同一類原子，如H有三種同位素：1月、2月、3月.同素異形體：由同種元素所形成的不同的單質，如紅磷與白磷，金剛石與石墨等。同分異構體：分子式相同，結構不同的有機物。同系物：結構相似，分子式相差n個CH2的有機物。4.基：化合物中具有特殊性質的一部分原子或原子團。有機物的官能團是決定物質主要性質的基，如醇的羥基(一OH)和羧酸的羧基(一COOH)。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)。正確使用化學用語1.四種符號：(1)元素符號：如Na.離子符號：在元素符號右上角標電荷數及電性符號，如：Ca2+、SO42-、CL、Na+...價標符號：在元素正上方標正負化合價、正負寫在價數前，如：芳、Cl、Na、S6、O...核素符號：如2713Al、3216S、168O左上角為質量數，左下角為質子數。2?電子式：在元素符號周圍用“?”或“x”表示其最外層電子數的式子。用電子式表示陰離子時要用［］括起，電荷數寫在括號外面的右上角。NH4+等復雜陽離子也應如此寫。書寫簡單離子構成的離子化合物的電子式時可以遵循下面幾點：簡單金屬陽離子的電子式即是離子符號。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。陰、陽離子交替排列。如：如：H—HN=N如：H—HN=NH—1J—H氫氣(h2)氮氣(N2)：N==N：H：N：H氨氣(NH3)11H—C—11H—C—0—C—H乙酸(c2h4o2) h甲酸甲酯(C2H4O2)4?結構簡式：它是結構式的簡寫，即將C-H或C-C單鍵省略的一種表示方法。例如:乙烷(C2H4O2)CH3CH3新戊烷(C5H12)C(CH3)4

乙酸(C2H4乙酸(C2H4O2)CH3COOH5.原子結構示意圖：用以表示原子核電荷數和核外電子在各層上排布的簡圖，如：6.電離方程式：表示電解質溶于水或受熱熔化時電離成自由移動離子過程的式子。強電解質的電離方程式用“一”，弱電解質的電離方程式用“二”鏈接，如:H2SO4fSO42-+2H+、H2CO3=HCO3-+H+多元弱酸的電離分步進行，如：H3PO4的第一步電離：H3PO4=H2PO4-+H+H3PO4的第二步電離：H2PO4-=HPO42-+H+H3PO4的第三步電離：HPO42-=PO43-+h+離子反應方程式的書寫規則：只能將易溶、易電離的物質寫成離子式；如NaCl、Na2SO4、NaNO3、CuSO4…將難溶的(如BaSO4、BaCO3、AgCl...),難電離的弱酸弱堿(如HClO、HF、CH3COOH、nh3?h2o、H2O)，易揮發的氣體(如SO2、co2、h2s...)用化學式表示。弱酸的酸式鹽酸根不可拆開。如HCO3「、HSO3-、HS"O熱化學方程式：表明反應所放出或吸收的熱量的方程式，叫做熱化學分方程要注明反應物和生成物的聚集狀態，常用s、l、,分別表示固體、液體、氣體。熱化學方程式中的化學系數表示參與反應的物質的量，因此可以是分數或小數。化學反應為放熱反應，則說明反應物總能量大于生成物總能量，熱化學方程式后要+Q(Q>0);化學反應為吸熱反應，則說明反應物總能量小于生成物總能量，熱化學方程式后要一Q(Q>0)oQ與方程式計量系數有關。例如：C(s)+O2(g)—CO2(g)+393.6kJ化學反應與能量1.化學反應的四種基本類型：化合反應：即A+B+C...-E,如:CaO+H2O—Ca(OH)24NO2+O2+2H2O—4HNO3分解反應：即AB-C+D...如：CaCO3-CaO+CO2f置換反應：一種單質與一種化合物反應，生成另一種單質和另一種化合物的反應。如：2Mg+CO2-2MgO+C復分解反應：兩種化合物相互交換成分，生成另外兩種化合物的反應。如：AgNO3+HCl-AgClJ+HNO32?氧化還原反應：存在反應物化合價發生改變的化學反應，其本質是存在電子的得失。氧化劑：化合價降低的反應物，反應過程中得電子，被還原，生成還原產物。還原劑：化合價升高的反應物，反應過程中失電子，被氧化，生成氧化產物。氧化還原反應的一般規律：強弱規律：氧化劑+還原劑-還原產物+氧化產物在同一反應中，氧化劑的氧化性最強，還原劑的還原性最強。化合價升降守恒，即電子得失守恒。氧化性、還原性大小的比較：金屬陽離子的氧化性隨其單質還原性的增強而減弱：覽、Ca.必Mg、叢Zn.風血Pb、(耳、血晦施Pt.A非金屬陰離子的還原性隨其單質的氧化性增強而減弱：單質的氧化性逐漸減弱CLBr.1于、寸應陰離子的圧原性逐漸減弱根據被氧化或被還原的程度不同進行比較：如：2Fe+3C12 2FeCl3，S+Fe—FeS根據鐵被氧化程度的不同(Fe3+、Fe2+),可判斷氧化性：C12>S。同理，當不同的還原劑與同一氧化劑反應時，氧化劑被還原的程度越大，還原劑的還原性就越強。根據元素周期律進行比較：一般地，元素位于周期表的左下方其還原性強；元素位于周期表的右上方其氧化性強。5?辨析“化”：鈍化：鋁、鐵單質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。水化：烯、炔與水發生加成反應生成新的有機物。如：乙烯水化法：ch2=ch2+h2o€_催化劑>ch3ch2oh222加熱、加壓32乙炔水化法：CH三CH+H2O€_催化劑—>CH3CHO加熱、加壓(3)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脆的過程。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：提高汽油的質量和產量。比如石油裂化。酯化：醇與酸生成酯和水的過程。硝化：苯環上的H被一NO2取代的過程。6?化學反應中的能量變化，通常表現為熱量的變化：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+CO2—2CO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+O2 2H2O7?化學反應中能量變化的本質原因：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。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，在發生化學反應時吸收熱量。化學中常用計量1?同位素的相對原子質量：以12C的一個原子質量的1/12作為標準，其他元素的一種同位素原子的質量和它相比較所得的數值為該同位素相對原子質量。2?元素相對原子質量(即平均相對原子質量)：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量。3?物質的量的單位一一摩爾：物質的量是國際單位制(SI)的7個基本單位之一，符號是n.1mo1任何粒子的粒子數叫做阿伏加德羅常數。阿伏加德羅常數符號N人，通常用6.02x1023mo1"1這個近似值。物質的量，阿伏加德羅常數，粒子數(N)有如下關系：n=N?NA4?摩爾質量：單位物質的量的物質所具有的質量叫做摩爾質量，用M表示，單位：g?mo「1.任何物質的摩爾質量以g?mo「1為單位時，其數值上與該物質的式量相等。物質的量(n)、物質的質量(m)、摩爾質量(M)之間的關系如下：M=m?n5?氣體的摩爾體積：單位物質的量氣體所占的體積叫做氣體摩爾體積。用Vm表示，Vm=V—n，單位L?mo「1.注意：標準狀況下，氣體摩爾體積約為22.4L?mo「1.6?物質的量濃度：以單位體積里所含溶質B的物質的量來表示溶液組成的物理量，叫做溶質B的物質的量濃度，符號為C，C=nB(mo1)/V(L)，其中nB是溶質B的物質的量，V是溶液體積)，單位是mo1?L_1.1000p，€%物質的量濃度與質量分數的換算公式：C二————M物質結構、元素周期律1?原子(AZX)中有質子(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系：A=N+Z(A：質量數，N：中子數，Z：質量數)Z=核電荷數=核外電子數=原子序數3?原子中各微粒的作用：原子核：幾乎集中源自的全部質量，但其體積卻占整個體積的千億分之一。質子：帶一個單位正電荷。質子數決定元素的種類。中子：不帶電荷，中子數決定同位素的種類。電子：帶1個單位負電荷。最外層電數數及排布決定了原子的化學性質。4.原子核外電子排布規律：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KfLfMfN—OfPfQ依次順序排列。各電子層最多容納電子數為2n2個，即K層2個，L層8個,M層18個,N層32個等。最外層電子數不超過8個，次外層不超過18個，倒數第三層不超過32個注意：以上三條規律是相互聯系的，不能孤立理解其中某條。如M層不是最外層時，其電子數最多為18個，當其是最外層時，其中的電子數最多為8個。5?原子序數：人們按核電荷數由小到大給元素編號，這種編號叫原子序數。原子序數=質子數=核電荷數6?元素周期律：元素的性質隨著原子序數的遞增而呈周期性變化，這一規律叫做元素周期律。隨著原子序數的遞增：原子核外電子層排布的周期性變化：最外層電子數從1-8個的周期性變化。原子半徑的周期性變化：同周期元素、隨著原子序數遞增原子半徑逐漸減小的周期性變化。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。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。注意：元素性質隨原子序數遞增呈周期性變化的本質原因是元素的原子核外電子排布周期性變化的必然結果。7?元素周期表：元素周期表的結構：七行十八列。短周期：第一、二、三周期；長周期：第四、五、六周期。原子結構、元素性質與元素周期表關系的規律：原子序數=核內質子數電子層數=周期數(電子層數決定周期數)主族元素最外層電子數=主族序數=最高正價數負價絕對值=8-主族序數(限DA?DA)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，則非金屬元素單質的氧化性增強，形成的氣態氧化物越穩定，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。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。8.判斷微粒半徑大小的方法：電子層數越多，半徑越大；電子層數相同，核電荷數越大，半徑越小(收縮效應)。同周期元素的原子或最高價離子半徑從左到右逐漸減小，如：Na>Mg>Al.同主族元素的原子半徑或離子半徑從上到下逐漸增大，如：OVSVSe,F-VCl-VBr-電子層數相同，核電荷數越大半徑越小，如：K+>Ca2+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、共價鍵、金屬鍵。離子鍵：陰陽離子結合成化合物的靜電作用叫離子鍵。(1)離子鍵的成鍵元素：活潑金屬(或NH4+)與活潑的非金屬(或酸根，OH-)(2)靜電作用：指靜電吸引和靜電排斥的平衡。共價鍵：原子間通過共用電子對所形成的相互作用叫作共價鍵。共價鍵的成鍵元素：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定結構。金屬鍵：金屬離子與自由電子間的較強作用。金屬鍵存在于金屬單質和合金中。分之間作用力：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鍵弱得多，它對物質的熔點、沸點等有影響。一般的對于組成和結構相似的物質，相對分子質量越大，分子間作用力越大，物質的熔點、沸點也越高。晶體類型：分子晶體：分子間的分子間作用力相結合的晶體叫作分子晶體。原子晶體：相鄰原子間以共價鍵相結合而形成空間網狀結構的晶體叫原子晶體。離子晶體：離子間通過離子鍵結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作用(金屬鍵)形成的晶體叫作金屬晶體。金屬晶體包括金屬單質和合金。四種晶體類型與性質比較：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金屬鍵典型實例NaCl金剛石、晶體硅SiO2、SiC冰、干冰金屬單質16?物質熔點、沸點高低的比較不同晶體類型的物質：原子晶體>離子晶體>分子晶體同種晶體類型的物質：晶體內微粒間的作用力越大，溶、沸點越高。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>晶體硅離子晶體要比較離子鍵的強弱，一般地說陰陽離子電荷數越多，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>CsCl分子晶體：組成和結構相似的物質，相對分子質量越大，熔沸點越高。組成和結構不相似的物質，極性大則熔沸點高(如CO>N2)。有些還與分子的形狀有關。如有機同分異構體中，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。化學反應速率、化學平衡1?化學反應速率：單位時間內反應物濃度的減少量或生成物濃度的增加量。單位:mol/(L?min)或mol/(L?s),公式為△2?同一化學反應中，用不同物質來表示的化學反應速率數值可以是不同的，但這些數值，都表示同一反應速率。且不同物質的速率比值等于其化學方程式中的化學計量數之比。如反應mA+nBfpC+qD的v(A)：v(B)：v(C)：v(D)=m：n：p：q3?影響化學反應速率的因素：內因：參加反應的物質的結構和性質是影響化學反應速率的決定性因素。外因：濃度：增大反應物的濃度，反應速率加快。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。溫度：升高溫度時，分子運動速率加快，反應速率加快。一般來說，溫度每升高10口反應速率增大到原來的2?4倍。催化劑：可以同等程度增大正逆反應速率。其他因素：增大固體表面積(粉碎)，光照也可增大某些反應的速率，此外，超聲波、電磁波、溶劑也對反應速率有影響。4?化學平衡狀態：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。5?化學平衡狀態的特征：“等”：V正"逆＞0?“動”：化學平衡是動態平衡，平衡時化學反應仍在進行。“定”：化學平衡時反應混合物中各組分百分含量不變。“變”：當外界條件改變時，化學平衡可以被打破，并在新的條件下建立新的化學平衡。6?影響化學平衡的條件：化學平衡移動要遵循勒夏特列原理。勒夏特列原理：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。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。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。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。催化劑：不能影響平衡移動。電解質溶液1?電解質：凡是水溶液里或熔融狀態時能電離進而能導電的化合物叫做電解質。2?電解質的分類：強電解質：是指在水溶液里幾乎能完全電離的電解質。弱電解質：是指在水溶液中只能部分電離的電解質。3?非電解質：凡是在水溶液里或熔融狀態都不能導電的化合物。4?常見的非電解質：非金屬氧化物：CO2、SO2、SO3、NO2、P2O5某些非金屬氫化物：CH4、NH3大多數有機物：苯、甘油、葡萄糖注意：電解質和非電解質都是化合物。5?弱電解質的電離特點：微弱：弱電解質在水溶液中的電離是部分電離、電離程度都比較小。可逆：弱電解質的電離是可逆過程的。能量變化：弱電解質的電離過程是吸熱的。6?電離平衡：當弱電解質分子電離成離子的速率等于結合成分子的速率時，弱電解質的電離就處于電離平衡狀態。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律符合勒夏特列原理。7?水的電離和水的離子積常數：H2O是一種極弱電解質，能夠發生微弱電離：H20存士H++OH-25□