1/32024年高考化學總復習必考知識點總結提綱（精華版）第一部分化學基本概念和基本理論一．物質的組成、性質和分類：（一）掌握基本概念1．分子分子是能夠獨立存在并保持物質化學性質的一種微粒。（1）分子同原子、離子一樣是構成物質的基本微粒．（2）按組成分子的原子個數可分為：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，只有核外電子發生變化。（1）原子是組成某些物質（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、質子）和核外電子構成的。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：①離子化合物中：NaCl、CaCl2、Na2SO4…②電解質溶液中：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（即質子數）的同—類原子的總稱。（1）元素與物質、分子、原子的區別與聯系：物質是由元素組成的（宏觀看）；物質是由分子、原子或離子構成的（微觀看）。（2）某些元素可以形成不同的單質（性質、結構不同）—同素異形體。（3）各種元素在地殼中的質量分數各不相同，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，即具有相同質子數，不同中子數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量數、原子序數和核能態，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不同，但它們的質子數和電子數相同。核外電子排布相同，因而它們的化學性質幾乎是相同的。7．原子團原子團是指多個原子結合成的集體，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特殊性質的原子團，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主要性質的基，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）。基（羥基）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”或原子團相結合能獨立存在于溶液或離子化合物中9．物理性質與化學性質物理性質化學性質概念（宏觀）物質不需要發生化學變化就能表現出來的性質物質在發生化學變化時表現出來的性質實質（微觀）物質的分子組成和結構沒有發生改變時呈現的性質物質的分子組成和結構發生改變時呈現的性質性質包括內容顏色、狀態、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、鹽能否發生反應及熱穩定性等9．物理變化和化學變化物理變化：沒有生成其他物質的變化，僅是物質形態的變化。化學變化：變化時有其他物質生成，又叫化學反應。化學變化的特征：有新物質生成伴有放熱、發光、變色等現象化學變化本質：舊鍵斷裂、新鍵生成或轉移電子等。二者的區別是：前者無新物質生成，僅是物質形態、狀態的變化。10．溶解性指物質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）。利用物質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的提純。在上述物質溶解過程中，溶質與溶劑的化學組成沒有發生變化，利用簡單的物理方法可以把溶質與溶劑分離開。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，物質的化學組成發生了變化，用簡單的物理方法不能把溶解的物質提純出來。11．液化指氣態物質在降低溫度或加大壓強的條件下轉變成液體的現象。在化學工業生產過程中，為了便于貯存、運輸某些氣體物質，常將氣體物質液化。液化操作是在降溫的同時加壓，液化使用的設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。除了金屬元素表現出不同強弱的金屬性，某些非金屬元素也表現出一定的金屬性，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，該元素的單質越容易與H2化合，生成的氫化物越穩定，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生劇烈的爆炸反應，氟化氫是最穩定的氫化物。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能置換出較不活潑非金屬單質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，氧化成低價的為非金屬性弱的單質電解時，在陰極先析出的為不活潑金屬電解時，在陽極先產生的為非金屬性弱的單質14．氧化性物質（單質或化合物）在化學反應中得到（吸引）電子的能力稱為物質的氧化性。非金屬單質、金屬元素高價態的化合物、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，單質的氧化性也越強。氟是氧化性最強的非金屬單質。氧化性規律有：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，高價態的氧化性強于低價態的氧化性，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．還原性物質在化學反應中失去電子的能力稱為該物質的還原性。金屬單質、大多數非金屬單質和含有元素低價態的化合物都有較強的還原性。物質還原性的強弱取決于該物質在化學反應中失去電子能力的大小。元素的金屬性越強，金屬單質的還原性也越強，金屬單質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，非金屬單質的還原性越強。元素若有多種價態的物質，一般說來，價態降低，還原性越強。如含硫元素不同價態的物質的還原性：H2S＞S＞SO2；含磷元素物質的還原性PH3＞P4＞PO33?；鐵及其鹽的還原性：Fe＞Fe2+等。16．揮發性液態物質在低于沸點的溫度條件下轉變成氣態的能力，以及一些氣體溶質從溶液中逸出的能力。具有較強揮發性的物質大多是一些低沸點的液體物質，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性。這些物質貯存時，應密閉保存并遠離熱源，防止受熱加快揮發。17．升華在加熱的條件下，固態物質不經過液態直接變為氣態的變化。常見能升華的物質有I2、干冰（固態CO2）、升華硫、紅磷、灰砷等。18．穩定性是物質的化學性質的一種。它反映出物質在一定條件下發生化學反應的難易程度。穩定性可分為熱穩定性、光化學穩定性和氧化還原穩定性。越不活潑的物質，其化學穩定性越好。例如：苯在一般情況下，化學性質比較穩定，所以，常用苯作萃取劑和有機反應的介質。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定性。19．混合物由兩種或多種物質混合而成的物質叫混合物；（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。【注意】由同素異形體組成的物質為混合物如紅磷和白磷。由同位素原子組成的物質是純凈物如H2O與D2O混合為純凈物。20．單質由同種元素組成的純凈物叫單質。如O2、Cl2、N2、Ar、金剛石、鐵(Fe)等。HD、16O、18O也屬于單質，單質分為金屬單質與非金屬單質兩種。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；電解質和非電解質；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，電解質電離時產生的陰離子全部是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量。（2）離子符號：在元素符號右上角標電荷數及電性符號（正負號），“l”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、正負寫在價數前。“l”不能省略。如：、、、、…（4）核素符號：如2713Al、3216S、168O左上角為質量數，左下角為質子數。2．化合價化合價是指一種元素一定數目的原子跟其他元素一定數目的原子化合的性質。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單質分子中元素的化合價為零。3．化學式用元素符號表示單質或化合物的組成的式子成為化學式。根據物質的組成以及結構特點，化學式可以是分子式、實驗式、結構簡式等。不同的化學式所表示的意義有區別。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及所有的金屬單質因組成、結構比較復雜，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的分子組成的式子。一般分子式是最簡式的整數倍，多數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、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目的最簡整數比，如C、SiO2、CsCl、Na2CO3、2CaSO4·H2O等。分子式的意義：（1）表示物質的元素組成；（2）表示該物質的一個分子；（3）表示分子中各元素的原子個數；（4）表示該物質的相對分子質量。例如，硫酸的分子式是H2SO4，它表示硫酸這種物質，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比的式子。有機物往往出現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的式子。（1）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+、H3O+等復雜陽離子也應如此寫。（2）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：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。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．結構式用短線將分子中各原子按排列數序和結合方式相互連接起來的式子。書寫規律：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用結構式表示有機物的分子結構更具有實用性，并能明確表達同分異構體，例如：乙酸（C2H4O2）甲酸甲酯（C2H4O2）8．結構簡式它是結構式的簡寫，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構累加書寫，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，如鈉原子結構簡圖為：表示鈉原子核內有11個質子，弧線表示電子層（3個電子層），弧線上數字表示該層電子數（K層2個電子，M層1個電子）。原子結構示意圖也叫原子結構簡圖，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強電解質的電離方程式用“=”。弱電解質的電離方程式用“”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），易揮發的氣體（如SO2、CO2、H2S…）用化學式表示。③微溶物：若處于混濁態要寫成分子式，澄清態改寫成離子式。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量守恒定律外，離子方程式兩邊的離子電荷總數一定相等（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與方程式計量系數有關，注意方程式與對應ΔH不要弄錯，計量系數以“mol”為單位，可以是小數或分數。（4）在所寫化學反應計量方程式后寫下ΔH的數值和單位，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表示體系中各物質在298K，1.013×105Pa下，反應發生了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．化學反應與能量

（一）掌握化學反應的四種基本類型

1．化合反應

兩種或兩種以上的物質相互作用，生成一種物質的反應。即

A+B+C…=E

如：CaO+H2O=Ca(OH)24NO2+O2+2H2O=4HNO3

2．分解反應

一種物質經過反應后生成兩種或兩種以上物質的反應。即

AB=C+D…

如：CaCO3=CaO+CO2↑2KMnO4=K2MnO4+MnO2+O2↑

3．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

4．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+HCI=AgCl↓+HNO3

（二）氧化還原反應：氧化劑、還原劑

1．基本概念

①氧化反應：物質失去電子（化合價升高）的反應。

還原反應：物質得到電子（化合價降低）的反應。

②被氧化：物質失去電子被氧化。（所含元素化合價升高）。

被還原：物質得到電子被還原。（所含元素化合價降低）。

③氧化劑：得到電子的物質。

還原劑：失去電子的物質。

④氧化性：物質得電子的能力。

還原性：物質失電子的能力。

⑤氧化產物：氧化反應得到的產物。

還原產物：還原反應得到的產物。

⑥氧化還原反應：有電子轉移（電子得失或共用電子對偏移）的反應，實質是電子的轉移，特征是化合價的升降。

2．概念間的關系

3．氧化還原反應的一般規律

①表現性質規律

同種元素具有多種價態時，一般處于最高價態時只具有氧化性、處于最低價態時只具有還原性、處于中間可變價時既具有氧化性又具有還原性。

②性質強弱規律

氧化劑+還原劑=還原產物+氧化產物

氧化劑得電子→還原產物

還原劑失電子→氧化產物

氧化性：氧化劑＞氧化產物；還原性：還原劑＞還原產物

③反應先后規律

在濃度相差不大的溶液中，同時含有幾種還原劑時，若加入氧化劑，則它首先與溶液中最強的還原劑作用；同理，在濃度相差不大的溶液中，同時含有幾種氧化劑時，若加入還原劑，則它首先與溶液中最強的氧化劑作用。例如，向含有FeBr2溶液中通入Cl2，首先被氧化的是Fe2+

④價態歸中規律

含不同價態同種元素的物質間發生氧化還原反應時，該元素價態的變化一定遵循“高價＋低價→中間價”的規律。

⑤電子守恒規律

在任何氧化—還原反應中，氧化劑得電子（或共用電子對偏向）總數與還原劑失電子（或共用電子對偏離）總數一定相等。w.w.w.k.s.5.u.

4．氧化性、還原性大小的比較

（1）由元素的金屬性或非金屬性比較

a、金屬陽離子的氧化性隨其單質還原性的增強而減弱

b、非金屬陰離子的還原性隨其單質的氧化性增強而減弱

（2）由反應條件的難易比較

不同的氧化劑與同一還原劑反應時，反應條件越易，其氧化劑的氧化性越強。如：

2KMnO4+16HCl=2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O（常溫）

MnO2+4HCl（濃）=MnCl2+Cl2↑+2H2O（加熱）

前者比后者容易發生反應，可判斷氧化性：KMnO4＞MnO2。同理，不同的還原劑與同一氧化劑反應時，反應條件越易，其還原劑的還原性越強。

（3）根據被氧化或被還原的程度不同進行比較

當不同的氧化劑與同一還原劑反應時，還原劑被氧化的程度越大，氧化劑的氧化性就越強。如：

2Fe+3Cl22FeCl3，S+FeFeS，

根據鐵被氧化程度的不同（Fe3+、Fe2+），可判斷氧化性：Cl2＞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。

（4）根據反應方程式進行比較

氧化劑+還原劑=還原產物+氧化產物

氧化性：氧化劑＞氧化產物；還原性：還原劑＞還原產物

簡記：左＞右

（5）根據元素周期律進行比較

一般地，氧化性：上＞下，右＞左；還原性：下＞上，左＞右。

（6）某些氧化劑的氧化性或還原劑的還原性與下列因素有關：

溫度：如熱的濃硫酸的氧化性比冷的濃硫酸的氧化性強。

濃度：如濃硝酸的氧化性比稀硝酸的強。

酸堿性：如中性環境中NO3－不顯氧化性,酸性環境中NO3－顯氧化性；又如KMnO4溶液的氧化性隨溶液的酸性增強而增強。

▲物質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。5.常見變化（1）風化結晶水合物在室溫和干燥的空氣里失去部分或全部結晶水的過程。（2）催化能改變反應速度，本身一般參與反應但質量和化學性質不變。應了解中學里哪些反應需用催化劑。（3）岐化同一種物質中同一元素且為同一價態原子間發生的氧化還原反應。如：2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2+H2O（4）酸化向某物質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，阻止內層金屬與酸繼續反應。（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+H2OCH3CHO（8）氫化（硬化）液態油在一定條件下與H2發生加成反應生成固態脂肪的過程。植物油轉變成硬化油后，性質穩定，不易變質，便于運輸等。（9）皂化油脂在堿性條件下發生水解反應的過程。產物：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脆的過程。（11）硫化向橡膠中加硫，以改變其結構（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：提高汽油的質量和產量。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。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物質完全燃燒生成穩定的氧化物時所放出的能量，叫該物質的燃燒熱。如：101kPa時lmolH2完全燃燒生成液態水，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．根據反應物和生成物的類別及反應前后物質種類的多少分為：化合反應、分解反應、置換反應、復分解反應。2．根據反應中物質是否有電子轉移分為：氧化還原反應、非氧化還原反應。3．根據反應是否有離子參加或生成分為：離子反應、非離子反應。4．根據反應的熱效應分為：放熱反應、吸熱反應。5．根據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，單位是“一”，一般不寫。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．相對分子質量一個分子中各原子的相對原子質量×原子個數的總和稱為相對分子質量。4．物質的量的單位——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。用來計量原子、分子或離子等微觀粒子的多少。摩爾是物質的量的單位。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任何粒子的粒子數叫做阿伏加德羅常數。阿伏加德羅常數符號NA，通常用6.02×1023molˉ1這個近似值。③物質的量，阿伏加德羅常數，粒子數（N）有如下關系：n=N·NA5．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·molˉ1或kg·molˉ1。①任何物質的摩爾質量以g·molˉ1為單位時，其數值上與該物質的式量相等。②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·n6．氣體摩爾體積：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。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目的分子。理想氣體狀態方程為：PV=nRT（R為常數）由理想氣體狀態方程可得下列結論：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CB。CB=nB(mol)／V(L)（nB是溶質B的物質的量，V是溶液體積），單位是mol·Lˉ1。物質的量濃度與質量分數的換算公式：四．物質結構、元素周期律（一）原子結構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：①A=N+Z（A：質量數，N：中子數，Z：質量數）②Z=核電荷數=核外電子數=原子序數③MZ≈MN≈1836Meˉ（質量關系）3．原子中各微粒的作用（1）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。其中質子、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）質子帶一個單位正電荷。質量為1.6726×10-27kg，相對質量1.007。質子數決定元素的種類。（3）中子不帶電荷。質量為1.6748×10-27kg，相對質量1.008。中子數決定同位素的種類。（4）電子帶1個單位負電荷。質量很小，約為11836×1.6726×10-27kg。與原子的化學性質密切相關，特別是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（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。（二）元素周期律、元素周期表1．原子序數：人們按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）2．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。具體內容如下：隨著原子序數的遞增，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。【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。3．元素周期表（1）元素周期表的結構：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）原子結構、元素性質與元素周期表關系的規律：①原子序數=核內質子數②電子層數=周期數（電子層數決定周期數）③主族元素最外層電子數=主族序數=最高正價數④負價絕對值=8－主族序數（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。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、性”的三角關系（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－＜Cl－＜Br-。③電子層數相同，核電荷數越大半徑越小，如：K+＞Ca2+。④核電荷數相同，電子數越多半徑越大，如：Fe2+＞Fe3+。⑤電子數和核電荷數都不同的，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具有相同電子層結構的離子，一般是原子序數越大，離子半徑越小，如：rS2－＞rCl－＞rK+＞rCa2+（5）電子數相同的微粒組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）化學鍵和晶體結構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定結構。（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（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：鍵的極性和分子的空間構型兩方面因素決定。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。有極性鍵幾何結構對稱→非極性分子，如：CO2、CS2、CH4、Cl4。幾何結構不對稱→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，它對物質的熔點、沸點等有影響。②一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。（2）氫鍵某些物質的分子間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①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。②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。③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。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）形成的單質晶體叫作金屬晶體。7．四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（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．物質熔點、沸點高低的比較（1）不同晶體類型的物質：原子晶體>離子晶體>分子晶體（2）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。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．組成和結構相似的物質，相對分子質量越大，熔沸點越高。b．組成和結構不相似的物質，極性大則熔沸點高（如CO>N2）。c．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。d．有些與分子中含有的碳碳雙鍵的多少有關。組成結構相似的有機物，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1．分散系化學上把一種或幾種物質分散成很小的微粒分布在另一種物質中所組成的體系。分散成粒子的物質叫分散質，另一種物質叫分散劑。分散質、分散劑均可以是氣態、液態或固態。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、穩定、透明均一、穩定、透明不均一、不穩定、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：一種或幾種物質分散到另一種物質里所形成的均一穩定的混合物叫作溶液。特征是均一、穩定、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的溶液，叫作這種溶質的飽和溶液；還能繼續溶解某種溶質的溶液，叫作不飽和溶液。（2）溶解度：在一定溫度下，某固體物質在100克溶劑里達到飽和狀態時所溶解的質量，叫作這種物質在這種物質在這種溶劑里的溶解度。常用s表示。質量分數ω=S(100+s)×100%（3）溫度對溶解度的影響固體物質的溶解度，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小）。氣體物質溶解度，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。根據某溶質在不同溫度時溶解度，可以畫出該物質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：結晶、結晶水、結晶水合物、風化、潮解（1）結晶：從溶液中析出晶體的過程。（2）結晶水：以分子形式結合在晶體中的水，叫結晶水，它較容易分解出來，如：Na2CO3·10H2O=Na2CO3+10H2O，CuSO4·5H2O=CuSO4+5H2O（3）結晶水合物：含有結晶水的化合物叫結晶水合物。結晶水合物容易失去結晶水。常見的結晶水合物有：Na2CO3·10H2O（純堿），CuSO4·5H2O（膽礬、藍礬），FeSO4·7H2O（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：結晶水在常溫和較干燥的空氣里失去部分或全部結晶水的現象叫風干。（5）風化本質：結晶水合物分解Na2CO3·10H2O（無色晶體）=Na2CO3·H2O（白色粉末）+9H2O（6）風化現象：由晶體狀逐漸變成粉末。因此凡具有此現象的自然過程過程都可稱為風化，如巖石的風化，它顯然不屬于結晶水合物失去結晶水的過程。（7）潮解：某些易溶于水的物質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象叫潮解。（8）易潮解的物質有：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雜質的緣故。4．膠體（1）定義：分散質的微粒在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：①丁達爾現象（可用來鑒別膠體和溶液）②布朗運動③電泳現象④膠體聚沉（加入電解質、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工業制皂的鹽析⑤冶金工業電泳除塵六．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．規律：同一反應里用不同物質來表示的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+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。例如H2、F2混合后，黑暗處都發生爆炸反應，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，單位體積發生反應的分子數增加，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。【注意】：①改變外界條件時，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，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，增大了有效碰撞次數，使反應速率增大。（二）化學平衡1．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。2．化學平衡狀態的特征（1）“等”即V正=V逆>0。（2）“動”即是動態平衡，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，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（等效）。3．化學平衡狀態的標志化學平衡狀態的判斷（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單位時間內某物質內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是相同；一次投料或分步投料，最后所處平衡狀態是相同的。某一可逆反應的平衡狀態只與反應條件（物質的量濃度、溫度、壓強或體積）有關，而與反應途徑（正向或逆向）無關。（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（即根據系數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。反應前后分子數不變或有改變同一可逆反應，由極端假設法確定出兩初始狀態的物質的量比相同，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不變的可逆反應，只要反應物（或生成物）的物質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）反應物轉化率=轉化濃度÷起始濃度×100%=轉化物質的量÷起始物質的量×100%。（2）產品的產率=實際生成產物的物質的量÷理論上可得到產物的物質的量×100%。7．催化劑能改變其他物質的化學反應速率，本身在反應前后質量和性質都不變的物質。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。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．電解質溶液（一）電解質和非電解質、強電解質和弱電解質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。電解質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，并在兩極發生氧化還原反應。所以說，電解質溶液或熔融狀態時導電是化學變化。2．分類（1）強電解質：是指在水溶液里幾乎能完全電離的電解質。（2）弱電解質：是指在水溶液中只能部分電離的電解質。3．強電解質和弱電解質的比較強電解質弱電解質定義水溶液里完全電離的電解質水溶液里部分電離的電解質化學鍵種類離子鍵、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．非電解質凡是在水溶液里或熔融狀態都不能電離也不能導電的化合物。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（二）弱電解質的電離平衡1．弱電解質的電離特點（1）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，分子、離子共同存在。（2）可逆：弱電解質在水分子作用下電離出離子、離子又可重新結合成分子。因此，弱電解質的電離是可逆的。（3）能量變化：弱電解質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：當弱電解質分子離解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H2O是一種極弱電解質，能夠發生微弱電離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，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–結合生成弱電解質的反應叫作鹽類的水解。2．鹽類水解規律（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，電離產生弱酸的陰離子和弱堿的陽離子，二者分別結合水電離產生的H+和OH-發生水解，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+水解產生的H+對Fe2+的水解起到抑制作用，反之也成立。（五）電化學

1．原電池

（1）概念：將化學能轉化為電能的裝置。

（2）實質：化學能轉化為電能。

（3）構成前提：能自發地發生氧化還原反應。

（4）構成條件：①兩個電極②電解質溶液③“兩極“一液”聯成回路④能自發地發生氧化還原反應。

（5）電極構成：

負極：還原性相對較強的材料。

正極：還原性相對較弱的材料。

（6）電極反應：

負極：失去電子，氧化反應。

正極：得到電子，還原反應。

2．化學電源

電池名稱負極正極電解質溶液電極反應

干電池ZnC(NH4+)NH4Cl和淀粉糊負極：Zn-2e-=Zn2+

正極：2NH4++2e-=2NH3+H2↑

銀鋅電池ZnAg2OKOH負極：Zn-2OH--2e-=ZnO+H2O

正極：Ag2O+H2O+2e-=2Ag+OH-

鉛蓄電池（放電）PbPbO2H2SO4負極：Pb+SO42--2e-=PbSO4

正極：PbO2+4H++SO42-

+2e-=PbO4+2H2O

氫氧燃料電池Pt

(H2)Pt(O2)KOH負極：2H2+4OH--4e-=4H2O

正極：O2+2H2O+4e-=4OH-

3．金屬的腐蝕與防護

（1）定義：金屬單質被空氣中的成分或其他氧化劑氧化而變質的現象叫做金屬腐蝕。

（2）金屬腐蝕的種類分為化學腐蝕、電化學腐蝕兩種。

（3）金屬防護

①涂保護層。如涂油、電鍍、表面處理等。

②保持干燥。

③改變金屬的內部結構，使其穩定，如不銹鋼。

④犧牲陽極的陰極保護法即用一種更為活潑的金屬與要保護的金屬構成原電池。

⑤外加電源法。將被保護的金屬與電源負極相連，電源向該金屬提供電子，該金屬就不失電子而得以保護。

4．電解原理及其應用

（1）電解定義：使電流通過電解質溶液而在陰、陽兩極引起氧化還原反應過程明電解。

（2）裝置：電解池（或電解槽）

特點：把電能轉化為化學能。形成條件①與電源相連的兩個電極②電解質溶液或熔化電解質⑨形成閉合回路。

（3）電解原理：

與電源正極相連陰離子移向→陽極←發生氧化反應

與電源負極相連陽離子移向→陰極←發生還原反應

（4）電解時電極產物的判斷

①陽極產物的判斷

首先看電極，如果是活性電極（金屬活動順序表Ag以前），則電極材料失電子，電極溶解。如果是惰性電極（Pt、Au、石墨），則要再看溶液中的離子的失電子能力。陰離子放電順序如下：

S2-＞I-＞Br-＞Cl-＞OH-＞SO42-＞NO3-＞F-

②陰極產物的判斷

直接根據陽離子放電順序進行判斷，陽離子放電順序：

Ag+＞Hg2+＞Fe3+＞Cu2+＞H+＞Pb2+＞Sn2+＞Fe2+＞Zn2+＞(H+)＞Al3+＞Mg2+＞Na+＞Ca+＞K+

（5）電解應用：

①銅的粗煉

陽極（粗銅）：Cu–2e–=Cu2+

陰極（純銅）：Cu2++2e–=Cu

電解質溶液：CuSO4（含H2SO4）

②氯堿工業

陽極（鈦網）：2Cl––2e–=Cl2↑

陰極（碳鋼網）：2H++2e–=H2↑

電解質溶液：飽和食鹽水

總反應：2NaCl+H2O=2NaOH+H2↑+Cl2↑

③鍍銅

陽極（銅）：Cu–2e–=Cu2+

陰極（鐵或其他鍍件）：Cu2++2e–=Cu

電鍍液：CuSO4溶液第二部分常見元素的單質及其重要化合物一．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構特征及化合價（1）與同周期的金屬原子相比，最外層電子數較多，次外層都是飽和結構（2、8或18電子結構）。（2）與同周期的金屬原子相比較，非金屬元素原子核電荷數多，原子半徑小，化學反應中易得到電子，表現氧化性。（3）最高正價等于主族序數（O、F無+6、+7價）‘對應負價以絕對值等于8–主族序數。如S、N、C1等還呈現變價。3．非金屬單質（1）組成與同素異形體非金屬單質中，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常見的有O2、O3；紅磷、白磷；金剛石、石墨等。（2）聚集狀態及晶體類型常溫下有氣態（H2、O2、Cl2、N2…），液態（Br2）、固態（I2、磷、碳、硅…）。常溫下是氣缽，液態的非金屬單質及部分固體單質，固態時是分子晶體，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）非金屬氫化物的結構特點①IVA—RH4正四面體結構，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）非金屬氣態氫化物的穩定性一般的，非金屬元素的非金屬性越強，生成的氣態氫化物越穩定。因此，氣態氫化物的穩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電子式結構式Cl—Cl（2）物理性質：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：①與金屬反應將金屬氧化成高價態Cu+Cl2=CuCl2（棕黃色煙）②與非金屬反應H2+Cl2=2HCl（蒼白色火焰，工業上制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：Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO⑤與還原性物質反應Cl2+2Br–=2Cl–+Br2Cl2+H2S=2HCl+S↓（4）制法：①實驗室制法MnO2+4HCl（濃）=MnCl2+Cl2↑+2H2O②業制法2NaCl+2H2O=2NaOH+H2↑+Cl2↑2NaCl（熔融）=2Na+Cl2↑2．鹵族元素（1）鹵族元素性質的通性及遞變性①元素周期表中的位置：第ⅦA族②原子結構相同點：最外層電子數均為7個同點：電子層數不同③主要性質的相似性：單質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）；單質具有強氧化性。④主要性質的遞變性。（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，且氫化物的穩定性由強到弱，即穩定性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，前面元素的單質能把后面的元素置換出來。單質的顏色變深，熔沸點升高。（2）鹵素及其化合物特性歸納①Cl2、Br2、I2與水反應類型相同，可用通式X2+H2O=HX+HXO，而F2特殊F2+2H2O=4HF+O2，由此得出它們與堿反應Cl2、Br2、I2相同，F2不同。②F2、Cl2、Br2與Fe作用得+3價鐵，而I2+Fe=FeI2。③Cl–、Br–、I–跟AgNO3分別產生白色沉淀、淺黃色沉淀、黃色沉淀；而AgF可溶于水，無色溶液。④氯水具有漂白性，但溴水、碘水中HBrO和HIO很少，漂白性很差。⑤碘與淀粉變藍，但淀粉碘化鉀試紙投入氯水中不變藍，因為氯水過量，發生下列反應I2+5Cl2+6H2O=2HIO3+10HCl。⑥氫氛酸為弱酸，余者為強酸，旦酸性逐漸增強；氫氟酸腐蝕玻璃，其他氫鹵酸沒有此性質。（3）鹵離子（X–）的檢驗（X=Cl、Br、I）在含有鹵離子（X–）的溶滾中，加入：HNO3酸化的AgNO3溶液。Cl–+Ag+=AgCl↓（白），Br–+Ag+=AgI↓（黃色），Br?+Ag+=AgBr↓（淡黃色），I–+Ag+=AgI↓（黃色）3．鹵素單質及化合物的特殊性①F只顯-1價，一般無含氧酸，氟氣能跟稀有氣體反應，氫氟酸是弱酸，但能腐蝕玻璃，CaF2難溶于水。而AgF易溶于水②溴是常溫下惟一呈液態的非金屬，易揮發。③碘易升華，碘遇淀粉反應生成藍色物質。④Cl2、Br2、I2溶解性Cl2Br2I2水中黃(溶)橙(溶)黃褐(微溶)CCl4黃(易溶)橙紅(易溶)紫紅(易溶)4．知識框架（三）氧族元素1．氧族元素概述（1）包括：氧（8O）、硫（16S）、硒（34Se）、碲（52Te）、釙（84Po）等幾種元素。（2）周期表中位置：VIA族；2—6周期。（3）最外層電子數：6e。（4）化合價：–2，0，+4，+6（O一般無正價）。（5）原子半徑：隨核電荷數增大而增大，即rO＜rS＜rSe＜rTe。（6）元素非金屬性：從O→Te由強→弱。2．氧族元素性質的相似性及遞變性（1）相似性①最外層電子都有6個電子，均能獲得2個電子，而達到穩定結構。②在氣態氫化物中均顯2價，分子式為H2R。③在最高價氧化物中均+6價，分子式為RO3。④最高價氧化物對應水化物的分子式為H2RO4。（2）遞變性（O、S、Se、Te）①單質的溶沸點升高，氧化性減弱。②氣態氫化物熱穩定性減小，還原性增強。③最高價氧化物的水化物酸性減弱。3．二氧化硫（1）二氧化硫的物理性質：無色有刺激性氣味，有毒，密度比空氣大，易液化、易溶于水（與H2O化合生成H2SO3，SO2+H2O=H2SO3）（2）二氧化硫的化學性質：①具有酸性氧化物通性②還原性：SO2+Cl2+2H2O=H2SO4+2HCl2SO2+O2=2SO3③弱氧化性：SO2+2H2S=3S+2H2O④漂白性：SO3可使品紅褪色（可逆，加熱又恢復紅色）（3）二氧化硫的污染①SO2是污染大氣的主要有害物質之一，直接危害是引起呼吸道疾病。②形成酸雨pH＜5、6，破壞農作物、森林、草原、使土壤酸性增強等等。③含SO2的工業廢氣必須經過凈化處理才能排放到空氣中。4．硫酸工業和硫酸（1）接觸法制硫酸反應原理：①造氣：4FeS2+11O2(g)=2Fe2O3+8SO2②氧化：2SO2+O2=2SO3③吸收：SO3+H2O=H2SO4分別對應的設備：①沸騰爐②接觸室③吸收塔具體措施：粉碎礦石、過量空氣、熱交換、催化氧化、逆流、循環、濃H2SO4吸收SO3（防止形成酸霧）、尾氣處理（用氨水吸收SO2，生成(NH4)2SO3，再用H2SO4處理，便又可生成SO2）。（2）濃硫酸（98.3％）的特性①吸水性：H2SO4易與H2O結合，并放出大量熱，所以濃硫酸常做酸性氣體的干燥劑(不可干燥H2S)。②脫水性：濃H2SO4遇見某些有機化合物，可將其中氫、氧原子個數按2:1比例脫去，即為脫水性，C12H22O1112C＋11H2O(濃H2SO4脫水性)③強氧化性：濃H2SO4與金屬、與非金屬、與具有還原性物質發生氧化-還原反應，如：Cu＋2H2SO4(濃)=CuSO4+SO2↑+2H2OC＋2H2SO4(濃)=CO2↑+2SO2↑+2H2OH2S+H2SO4(濃)=S＋SO2↑+2H2O2NaI＋2H2SO4(濃)=Na2SO4+SO2↑+I2+2H2O與還原劑反應濃H2SO4的還原產物都為SO2。常溫下，濃H2SO4使Fe、Al表面發生鈍化(生成致密氧化膜)，而不發生產生氣體的反應。（四）碳族元素1．碳及其重要化合物（1）一氧化碳和二氧化碳（2）活性炭的吸附作用及其應用木材干餾所得的固態產物是木炭，木炭由于它的孔隙被干餾時產生的油脂等物質所覆蓋，吸附能力較弱，經活化處理增加表面積后就有高的吸附能方。這種具有高吸收能力的碳，稱為活性炭。活性炭的孔隙多，內表面積大，一般為500rn2/g～l000m2/g。活性炭屬于非極性吸附劑，因此易吸附非極性或弱極