最新版高中化學總復習資料

1、化學第一輪復習基礎理論（化學反應及能量變化實質：有電子轉移（得失與偏移）特征：反應前后元素的化合價有變化還原性 化合價升高 弱氧化性概念及轉化關系變化 產物反應物還原劑 氧化反應 氧化產物變化氧化劑 還原反應 還原產物 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（反應中所含元素化合價降低物）還原劑：反應中失去電子（或電子對偏離）的物質（反應中所含元素化合價升高物）氧化產物：還原劑被氧化所得生成物；還原產物：氧化劑被還原所得生成物。氧化還原反應失電子，化合

2、價升高，被氧化雙線橋：氧化劑 + 還原劑 = 還原產物 + 氧化產物得電子，化合價降低，被還原電子轉移表示方法 單線橋： 電子還原劑 + 氧化劑 = 還原產物 + 氧化產物二者的主 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，列出守恒關系式求解。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；、由氧化還原反應方向比較；（氧化性：氧化劑>氧化產物

3、；還原性：還原劑>還原產物）、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。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、FeCl3、 、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

4、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，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的化學式表示化學反應的式子。用實際參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、易電離的物質拆寫成離子形式；離子方程式： 書寫方法：刪：將不參加反

5、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：不僅表示一定物質間的某個反應；還能表示同一類型的反應。本質：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：Cu2+OH-=Cu(OH)2 鹽：AgCl、AgBr、AgI、CaCO3、BaCO3生成微溶物的離子反應：2Ag+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：常見的難電離的物質有H2O、CH3COOH、

6、H2CO3、NH3·H2O 生成揮發(fā)性的物質：常見易揮發(fā)性物質有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，1mol物質完全燃燒生成穩(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-(a

7、q)=H2O(l); 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?；瘜W反應的能量變化反應熱的微觀解釋：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

8、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、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： 非氧化還原反應離子反應 Error! Reference source not found.本質、特點、分類、發(fā)生的條件按反應中的能量變化分分子反應 反應熱與物質能量的關系放

9、熱反應 熱化學反應方程式吸熱反應 燃燒熱中和熱物質的量、定義：表示含有一定數(shù)目粒子的集體。、符號：n物質的量 、單位：摩爾、摩、符號mol、1mol任何粒子（分、原、離、電、質、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：單位物質的量物質所具有的質量叫摩爾質量：、符號：M 、單位：g·mol-1或kg·m

10、ol-1、若以g·mol-1為單位，數(shù)值上與該物質相對原子質量或相對分子質量相等。物質的量、定義：單位體積溶液中所含溶質B的物質的量來表示溶液組成的物理量叫溶質B的物質的量濃度。物質的量濃度：、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：、摩爾質量M（或平均摩爾質量）M=22.4L·mol-1×，=M(A)(A)+M(B)(B)+··&#

11、183; 為體積分數(shù)。、以物質的量為中心的有關物理量的換算關系：物質所含粒子數(shù)N÷÷化合價×NA ÷NA ×M÷M×化合價物質的量n電解質電離出離子的“物質的量” 物質的質量（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÷Vm÷HV氣體體積（非標準狀況） 反應中放出或吸收的熱量（KJ）Q×V(溶液) 

12、47;V（溶液）溶液的物質的量濃度CA）物質的量的相關計算關系及其它、物質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、影響物質體積大小的因素：微粒的大小 1mol固、液體的體積決定于物質體積 微粒的個數(shù) 1mol物質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：、溶解度與溶質質量分數(shù)w換算式：、溶解度與物質的量濃度的換算：、質量分數(shù)與物質的量

13、濃度的換算：、一定物質的量濃度 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：計算稱量溶解轉移洗滌振蕩定容搖勻裝瓶識差分析：關鍵看溶質或溶液體積的量的變化。依據(jù)來判斷。物質結構 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 質量數(shù)（A=N+Z） 近似相對原子質量質子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)

14、 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 、不完全周期（第七周期）、主族（AA共7個）元素周期表 族

15、（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)的增大而減小（稀有氣體除外）如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.2、同主族元素的原子半徑隨核電荷數(shù)的增大而增

16、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 非金屬性強弱 最高價氧化物的水化物酸性

17、強弱金屬性或非金屬 單質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>Ag>Pt>Au定義：

18、以12C原子質量的1/12（約1.66×10-27kg）作為標準，其它原子的質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）原子質量：指原子的真實質量，也稱絕對質量，是通過精密的實驗測得的。如：一個Cl2分子的m(Cl2)=2.657×10-26kg。核素的相對原子質量：各核素的質量與12C的質量的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量，相對原子質量 諸量比較： 如35Cl為34.969,37Cl為36.966。（原子量） 核素的近似相對原子質量：是對核素的相對原子質量取近似整數(shù)值，數(shù)值上與該核素的質量數(shù)相等。

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

20、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。不同原子間、存在：共價化合物，非金屬單質、離子化合物中（如：NaOH、Na2O2）；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方提

21、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、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（范德瓦爾斯力）：影響因素：大小與相對分子質量有關。作用：對物質的熔點、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）、對物質性質的影響：使物質熔沸點升高。、氫鍵的形成及表示方式：F-H···

22、;F-H···F-H···代表氫鍵。氫鍵 O OH H H H O 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

23、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：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 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

24、個Cl-離子，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；性質特點 、固態(tài)及熔化狀態(tài)時均

25、不導電；、溶解性：遵守“相似相溶原理”：即非極性物質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

26、列：金屬晶體： 、舉例：Cu、Au、Na等、良好的導電性；性質特點 、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：、層內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：熔沸點高；容易滑動；硬度小；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：用單位時間內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，速率用不同物質濃度變化表示時，數(shù)

27、值可能不同，但數(shù)值之比等于方程式中各物質的化學計量數(shù)比。如： 、一般不能用固體和純液體物質表示濃度（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逆內因（主要因素）：參加反應物質的性質。、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)生的反應速率產生影響；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：當改變容器內壓強而有關反應的氣體濃度無變化時，則反應速率不變；如：向密閉容器中通入惰性氣體。、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

28、生影響，無論是放熱還是吸熱反應；外因： 、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范圍內升溫才能加快。、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)。

29、逆：研究的對象是可逆反應動：是指動態(tài)平衡，反應達到平衡狀態(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

30、、Q<K時，處于未達平衡狀態(tài)；v正>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)物質總體積沒有變化的反影響化學平衡移動的因素： 應，壓強改變不能改變化學平

31、衡狀態(tài)；說明： 、壓強的改變對濃度無影響時，不能改變化學平衡狀態(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的物質的量不同，而達到化學平衡時，同種物質的含量相同，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的物質的量，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的物質的量與

32、原平衡相同，則兩平衡等效。規(guī)律： 、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的物質的量，只要按化學計量數(shù)換算成同一半邊的物質的物質的量之比與原平衡相同，則達平衡后與原平衡等效。電解質溶液非電解質：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)能夠導電的化合物化合物 強堿強電解質水溶液中全部電離的電解質 大多數(shù)鹽 離子化合物金屬氧化物電解質：分類 強酸 強極性化合物弱酸電解質和 弱電解質水溶液中部分電離的電解質 弱堿 弱極性化合物電解質溶液溶于水 水、（強）一步電離與（弱）分

33、步電離表示：電離方程式 、（強）完全電離與（弱）可逆電離、質量守恒與電荷守恒電解質溶液 混合物電解質溶液能否導電：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+影響因素：溫度越高，電離程度越大； 而多元弱堿不需分步寫，如：Cu(OH)2濃度越

34、小，電離程度越大。 Cu(OH)2 Cu2+2OH-水是極弱電解質：H2O 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+)適用范

35、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）及其變色范圍 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

36、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+)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 條件兩強等體積 pH1+pH215 pH1-0.3 pH1>pH2速算規(guī)律：混合（近似） pH1+pH2=14 pH= 7 pH1+pH213 pH2+0.3 pH1&g

37、t;pH2pH之和為14的一強一弱等體積相混 結果：誰強顯誰的性質。實質：鹽中弱（弱酸根或弱堿陽離子）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。內因：鹽類本身的性質 相同條件下，同濃度的 Na2CO3>NaHCO3 (堿性)影響因素： Na2CO3 >NaAc (堿性)、溫度的影響：

38、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-、AlO

39、2-Fe3+與CO32-、HCO3-、AlO2-、(S2-、HS-主要發(fā)生氧化還原)雙水解： NH4+與AlO2-、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

40、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）、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 c(H+)+c(Na+

41、)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-) 正負電荷相等相等關系： 物料守恒 c(Na+)=2c(CO32-)+2c(HCO3-)+2c(H2CO3) C原子守恒（以Na2CO3）質子守恒 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、NH4

42、Cl 、CH3COONH4、NH4HSO4 則c(NH4+) >>混合溶液中各離子濃度 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；、內徑均勻，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、概述： 玻璃球組成的閥）；、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零放液讀數(shù)記錄、滴定管在裝

43、入酸或堿溶液后，要排凈滴定管尖嘴內空氣使尖嘴內充滿液體而無氣泡。方法： 酸式滴定管 堿式滴定管注意： 、調整刻度時，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：H+OH-=H2O 原理：酸堿中和反應的物質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

44、滴定：指示劑： 選擇：變色要靈敏、明顯（終點盡可能與變色范圍一致）、中和滴定，一般不用石蕊作指示劑，顏色變化不明顯；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

45、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測的誤差變化而對C測的影響。、裝標準液的滴定管在尖嘴內有氣泡，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：由于指示劑的變色范圍引起的誤差，一般可忽略不計。電化學裝置特點：化學能轉化為電能。、兩個活潑性不同的電極；形成條件：、電解質

46、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作負極，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：

47、 電解質溶液：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