高中化學知識總匯

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：。2、乩、HC1、NO-

多原子分子如：H20>P4>C6Hl2。6…

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（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\NHZ-

陰離子:ci\o2\OH\s(V-…

（2）存在離子的物質：

①離子化合物中：NaCl>CaCl2>Na2s0,…

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）的同一類原子的總稱。

（1）元素與物質、分子、原子的區(qū)別與聯(lián)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）一同

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：0、Si、Al、Fe、Cao

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：

\H、2出、31H（山、氣、M）o

6.核素

核素是具有特定質量數、原子序數和核能態(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一同位素。

（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

OH一、CLCOO一等）、官能團（有機物分子中能反映物質特殊性

質的原子團，如一0H、—N02>—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）O

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

（―0H）和竣酸的竣基（-COOH）。

（2）甲烷（CHD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）o

根（氫氧

基（羥基）

根）

電子

-0：H

式

電性電中性帶負電

不能獨立存能獨立存

存在在，必須和其在于溶液

于他“基”或原或離子化

子團相結合合物中

9.物理性質與化學性質

物理性質化學性質

物質不需要物質在發(fā)生

概念

發(fā)生化學變化學變化時

（宏

化就能表現(xiàn)表現(xiàn)出來的

觀）

出來的性質性質

實質物質的分子物質的分子

（微組成和結構組成和結構

觀）沒有發(fā)生改發(fā)生改變時

變時呈現(xiàn)的呈現(xiàn)的性質

性質

一般指跟氫

顏色、狀態(tài)、氣、氧氣、

性質氣味、味道、金屬、非金

包密度、熔點、屬、氧化物、

括內沸點、溶解酸、堿、鹽

容性、導電性、能否發(fā)生反

導熱性等應及熱穩(wěn)定

性等

9.物理變化和化學變化

物理變化：沒有生成其他物質的變化，僅是物質形態(tài)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(fā)光、變色等現(xiàn)

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(qū)別是：前者無新物質生成，僅是物質形態(tài)、狀態(tài)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(tài)）。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(fā)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(fā)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(tài)物質在降低溫度或加大壓強的條件下轉變成液體的

現(xiàn)象。在化學工業(yè)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。

氣體液化后

主要用途

名稱名稱

空氣液體空分離空氣制取

氣氧氣、氮氣、稀

有氣體

氮氣液氮冷凍劑

自來水消毒劑，

氯氣液氯制氯化鐵、氯化

檸坐

Ru寸

制冷劑，用于氨

氨氣液氨

制冷機中

二氧液體二

漂白劑

化硫氧化硫

石油液化石

燃料

氣油氣

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(wěn)定的同位素中，鈉元素的金屬性最強，氫氧化鈾的堿性也

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、神、碑等。

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

單質越容易與此化合，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（CI2O7）的水化物一高氯酸（HC10D是已知

含氧酸中最強的一種酸。

金屬性強弱非金屬性強弱一

最高價氧化物最高價氧化物水

水化物堿性強化物酸性強弱

弱

與水或酸反應，與上化合的易難

置換出乩的易及生成氫化物穩(wěn)

難定性

活潑金屬能從活潑非金屬單質

鹽溶液中置換能置換出較不活

出丕造潑金屬潑韭金蜃單質…

陽離子氧化性陰離子還原性強

強的力的為非金屬性

金屬,弱，還原性弱的

的為適謖金展…

原電湎中負極將金屬氧花成高

為活潑金屬，正稱的為非金屬性

極為不活潑金強的基質，氧化

屬成1氐價的為非金

性弱的單質

電解時，在陰極電解時，在陽極

先析出的為不先產生的為非金

活潑金屬屬性弱的單質

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(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(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+VAg+；②變價金屬中，高價態(tài)的氧

3+2+2

化性強于低價態(tài)的氧化性，如Fe>Fe,MnO4->MnO4'>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

HN03>HN02,濃度越大，氧化性也越強，如濃HN03>稀HN03,濃

H2s稀H2S04O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HC10>HC102>HC103>HC104O

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(tài)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(tài)的物質，一般說來，

價態(tài)降低，還原性越強。如含硫元素不同價態(tài)的物質的還原性：

H2S>S>SO2；含磷元素物質的還原性PH3>P>P（）3A；鐵及其鹽的

還原性：Fe>Fe2+等。

16.揮發(fā)性

液態(tài)物質在低于沸點的溫度條件下轉變成氣態(tài)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(fā)性的物質大多

是一些低沸點的液體物質，如乙醇、乙酸、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)物質不經過液態(tài)直接變?yōu)闅鈶B(tài)的變

化。常見能升華的物質有L、干冰（固態(tài)CO?）、升華硫、紅磷、

灰碑等。

18.穩(wěn)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(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，其化學穩(wěn)定性越好。例如：苯在一般情況

下，化學性質比較穩(wěn)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(wěn)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、石油的各種儲分。

【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與混合為純凈物。

H2OD2O

20.單質

由同種元素組成的純凈物叫單質。如。2、Cb、N2>Ar、金剛

石、鐵(Fe)等。HD.160,180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4的化合物叫做

酸。

常見強酸:HCI04>H2s。4、HC1、HNO3…

常見弱酸：H2s。3、H3P。4、HF、HC10、H2c。3、H2S03>CH3COOH-

23.堿

電離理論認為，電解質電離時產生的陰離子全部是0H一的

化合物叫堿。

常見強堿：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(0H)2-

常見弱堿：NH3?H20>Al(OH)3>Fe(OH)3…

24.鹽

電離時生成金屬陽離子(或NHQ和酸根離子的化合物叫做

鹽。

鹽的分類：①正鹽：如：(NH4)2S04>Na2s。4…②酸式鹽：如

NaHCO3>NaH2P。4、NazHPO,…③堿式鹽：Cu2(OH)2CO3-④復鹽：

KAI(S04)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：Na20>AI2O3、Fe3()4…

非金屬氧化物：N02>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：C02>SO2…

堿性氧化物：Na202>CuO…

兩性氧化物：Al203>ZnO

過氧化物：Na202

超氧化物：K02

26.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。

(D常見同素異形體：紅磷與白磷；與。3；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

22-

負號），“1”省略不寫如：Ca\S04>Cl一、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。“1”不能省略。如：方、&、法、為1…

（4）核素符號：如27.、3%S、7）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(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比，同時也表示離子化合

物的化學式量。例如，氫氧化鋼這種物質及其組成元素是領、氫、

氧3種元素，化學式還表示了Ba?.與OH」的個數比是1：2,它的

化學式量為171o

過氧化鈉的化學式是岫2。2,但不能寫成NaO,在過氧化鈉中

實際存在的離子是-離子，且Na+：（V-為2：1,所以，過氧化

鈉的化學式只能用Na2。?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MO4。

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、Si02>CsCl、Na2cO3、ZCaSCVIW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。H2sO,同時也表示它的相對分子質量為

1.008X2+32.07+16.00X4=98.086-98

5.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(xiàn)不同的化合物具有相同的實驗式。如乙快和

苯的實驗式是CH,甲醛、乙酸、乳酸和葡萄糖等的實驗式是CH20O

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CH20,式量為60,(CH20)n=60,n=2,所以乙酸分子

式為C2H402O

6.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。

(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：Mg，，(：N：］，Mg，，［：N：］，'Mg，＜

(3)注意各原子的空間排序及孤對電子、單電子的存在。如:

H：。?:(次氯酸)

(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：Ca：+2-Cl：----Can［：Cl:］-

(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(guī)律：一共用電子對畫一短線，沒有成鍵的電子

不畫出。

氫氣（乩）H：HH—H

氮氣（N2）：N：：N：N三N

.」、H：N：HH-N-H

氨（NH3）HA

次氯酸（HC10）H：o：ci：H—0—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：

HO

II

一,、H—C—C—O—H

乙酸（C2H4。2）1

甲酸甲酯（C2H4O2）Hi-

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(C2H402)CH3CH3

新戊烷(C此2)C(CH3)4

苯（C6H6）或0

乙酸（C2H4O2）CH3COOH

9.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

“一”鏈接。

②弱酸的酸式酸根的電離用

HC（V―CO3一+H+

③強酸的酸式酸根的電離用“=”。

-

HS04=SO?"+H

④多元弱酸的電離分步進行。

+

H3P。4-H2P04"+H

2-+

H2POJ-HP04+H

3-+

HP(V——P04+H

⑤多元弱堿的電離認為一步完成。

3+

Fe(OH)3^Fe+301F

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、易電離的物質寫成離子式；如NaCI、Na2sO,、

NaN03>CuS04,?,

②將難溶的(如BaS04>BaCO3>AgCl…)，難電離的(如HC1O、

HF、CH3COOH>NH3?叢0、H20),易揮發(fā)的氣體(如S02>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HCO3~、HSO3一、HS-o

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

1.013X105Pa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、1、

g>aq分別表示固體、液體、氣體、溶液。

(3)△〃與方程式計量系數有關，注意方程式與對應A〃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A〃的數值和單位，

方程式與A〃應用分號隔開。

(5)當NH為“一”或bHVQ時，為放熱反應，當△〃為

“十”或八廬>0時，為吸熱反應。例如：

-1

C(石墨)+02(g)=C02(g)；A-一393.6kJ?mol

表示體系在298K、1.013X105Pa下，反應發(fā)生了1mol

的變化(即1mol的C與1mol的。2生成1mol的C02)時，相

應的熱效應為-393.6kJ-mol-1,即放出393.6kJ的熱。

-1

2C(石墨)+202(g)=2c02(g)；A年一787.2kJ-mol

表示體系中各物質在298K,1.013X105Pa下，反應發(fā)生

T1mol的變化（即Imol的2c與Imol的20?完全反應生成Imol

-1

的2C02）時的熱效應為一787.2kJ?mol,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+H20=Ca（OH）24N02+02+2H20=4HN03

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+CO2t2KMnO4=K2MnO4+Mn02+02f

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+C02=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。

$n：AgNO3+HOAgClI+HN03

（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

襄的劑，疑化性被還原還原反應還原產物

得f化合價，ttt

電子I.蜂低.,I,,I,,I,

I表.生質II變就過程II發(fā)生反應I■產物I

失電|化合價

還原性還原劑被看1化氧化反應氧化產物

3.氧化還原反應的一般規(guī)律

①表現(xiàn)性質規(guī)律

同種元素具有多種價態(tài)時，一般處于最高價態(tài)時只具有氧化

性、處于最低價態(tài)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(guī)律

氧化劑+還原劑=還原產物+氧化產物

氧化劑得電子一還原產物

還原劑失電子f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(guī)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FeB0溶液中通

入Ch,首先被氧化的是Fe2+

④價態(tài)歸中規(guī)律

含不同價態(tài)同種元素的物質間發(fā)生氧化還原反應時，該元素

價態(tài)的變化一定遵循“高價+低價一中間價”的規(guī)律。

⑤電子守恒規(guī)律

在任何氧化一還原反應中，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。

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

_____人聲服皓拿竺上士不還原性的增強而減弱

K、Ca>W、Mg'"、Zn、&、Sn>Pb>（H）>Cu、Hg>Ag^Pty血

對邸B離子的氧化性逐漸減弱

b、非金屬陰離子的還原性隨其單質的氧化性增強而減弱

單質的氧化性逐漸減弱

F,Cl,Br.I》

<-------------

對應陰離子的還原性逐漸激弱

（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+16HC1=2KC1+2MnCl2+5C12f+8H20（常溫）

MnO2+4HC1（濃）=MnCl2+Cl2f+2H20（加熱）

前者比后者容易發(fā)生反應，可判斷氧化性：KMn04>Mn02o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+3C12^2FeCl3,S+FeFeS,

2+

根據鐵被氧化程度的不同（Fe\Fe）,可判斷氧化性：Cl2

＞So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+還原劑二還原產物+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(huán)境中N03一不顯氧化性,酸性環(huán)境中N03一顯

氧化性；又如KMnO4溶液的氧化性隨溶液的酸性增強而增強。

注量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。

【注意】：中學化學中提及的“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(tài)原子間發(fā)生的氧化還

原反應。如：2C12+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(C10)2+H20

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

H2sO,酸化，AgNOs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(xù)反應。

6.硬水軟化

通過物理、化學方法除去硬水中較多的Ca?+、Mg?+的過程。

7.水化

烯、煥與水發(fā)生加成反應生成新的有機物。

如：乙烯水化法：CH2=CH2+乩0一席蠹_>CH3cH20H

乙快水化法：CH=CH+微喘rCLCHO

8.氫化（硬化）

液態(tài)油在一定條件下與上發(fā)生加成反應生成固態(tài)脂肪的過

程。

植物油轉變成硬化油后，性質穩(wěn)定，不易變質，便于運輸等。

9.皂化

油脂在堿性條件下發(fā)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(fā)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、沸點高的燃斷裂為分子量小、沸

點低的燃的過程。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(huán)上的H被一NOZ或一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+C02^=2C0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+02^^2H20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(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Z\H表示。單位：kJ?mol1

(2)燃燒熱：在lOlkPa時Imol乩物質完全燃燒生成穩(wěn)定的

氧化物時所放出的能量，叫該物質的燃燒熱。如：lOlkPa時Imol

乩完全燃燒生成液態(tài)水，放出285.5kJ-molT的熱量，這就是

乩的燃燒熱。

-1

H2(g)+1202(g)=H20(l)；AH=-285.5kJ-mol

(3)中和熱：在稀溶液中，酸和堿發(fā)生中和反應而生成Imol

H20,這時的反應熱叫做中和熱。

+1

H(aq)+0H-(aq)=H20(l)；AH=-57.3kJ?mol'

【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X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

no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。

②lmol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6.02X10231noit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,NA

5.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?mol_1或kg?mol一％

①任何物質的摩爾質量以g-molt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：?n

6.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?mol—1

①標準狀況下，氣體摩爾體積約為22.4L?mol^o

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(tài)方程為：P^nRT（月為常數）

由理想氣體狀態(tài)方程可得下列結論：

①同溫同壓下，Vi：V2=ni：n2

②同溫同壓下，Pi：P2=MI：M2

③同溫同體積時，nun2=Pi：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）（必是溶質B的物質的量，V是溶液體積），

單位是mol?LT。

物質的量濃度與質量分數的換算公式：c=

M

四.物質結構、元素周期律

（一）原子結構

A

I.原子（ZX）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：

①人二W％（A：質量數，N：中子數，Z；質量數）

②2二核電荷數=核外電子數二原子序數

③Mzg岫心1836Me-(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(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)質子

帶一個單位正電荷。質量為1.6726X10-27kg,相對質量

1.007o質子數決定元素的種類。

(3)中子

不帶電荷。質量為1.6748XlO^kg,相對質量L008。中子

數決定同位素的種類。

(4)電子

-27

帶1個單位負電荷。質量很小，約為11836XL6726X10kgo

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(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—LfM—N—OfPfQ順序排列。

(2)各電子層最多容納電子數為2n?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(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。(原子序數二質子數二核電荷數)

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(guī)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+lf+7,負價-4f

-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

上周期

（橫向）第五周期18種兒半

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、IHA、IVA、VA、VIA、VDA

族副族（B）：IB、IIB、DIB、WB、VB、WB、VDB

（縱向）第Vin族：三個縱行，位于VDB族與IB族中間

零族：稀有氣體元素

【注意】表中各族的順序：IA、HA、IIIB、WB、VB、VIB、VD

B、VIII.IB、IIB>IIIA、IVA、VA、VIA、WA、0

（2）原子結構、元素性質與元素周期表關系的規(guī)律：

①原子序數二核內質子數

②電子層數二周期數（電子層數決定周期數）

③主族元素最外層電子數二主族序數;最高正價數

④負價絕對值=8一主族序數（限IVA?VDA）

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(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

+2+3+

(稀有氣體元素除外),如：Na>Mg>Al；Na>Mg>Alo

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：OVSVSe,F-<Cr<Br'o

+2+

③電子層數相同，核電荷數越大半徑越小，如：K>Cao

2+3+

④核電荷數相同，電子數越多半徑越大，如：Fe>Feo

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A產與S2■"的半徑大小，可找出與Al"電子數相同，

與S?一同一主族元素的()2-比較，Al3+<02->02-<S2->故AVVS?

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->rCr>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；

3+

陽離子：Na\Mg"、Al\NH4\H30；

陰離子：滬、CT、廠、OH，NH2"O

②核外有18個電子的微粒：

原子：Ar；

分子：SiH4>PH3、H2S、HC1、F2、H2O2；

陽離子：K\Ca2+；

2-2-

陰離子：――、S>HS->Cl，02O

（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NfV）與活潑的非金屬（或酸

根，0H-）

（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>CI2、O2、P4…）共

價化合物（慶02、多碳化合物）、離子化合物（Na?。?、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（HC1、40、CO?、

NB、H2sO,、Si02）某些離子化合物（NaOH、Na2S04>NH4C1）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f極性分子，如：HC1、NO、COo

非極性鍵f非極性分子，如：H2>CI2、N2、02o

多原子分子，都是非極性鍵一非極性分子，如P4、S8o

有極性鍵幾何結構對稱f非極性分子，如：C02、CS2、CH4、

C14O

幾何結構不對稱f極性分子，如H2O2、NH3>H20O

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、H20>NH3>CH3cH20H分子間。如HF分子

間氫鍵如下：

.人

上小氫鍵匕ZH--

F7-共價稗-p7氫鍵>

故HF、乩0、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

晶體類離子晶原子分子金屬晶

型體晶體晶體體

金屬陽

組成晶陽離子

離子和

體的粒和陰離原子分子

自由電

子子

子

范德

組成晶華力

體粒子共價（有

離子鍵金屬鍵

間的相鍵的還

互作用有氫

鍵）

金剛

石、

典型實冰、金屬單

NaCl晶體

例硅、干冰質

Si02>

SiC

晶熔

熔點較熔、

體點熔、沸熔沸點

高、沸沸點

的沸點高高

點高低

物點

理導

不良不良不良良

特熱

性性

固態(tài)不

導導電，

電熔化或差差導電

性溶于水

能導電

延

展不良不良不良良

性

硬略硬而高硬

較小較大

度脆度

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（比較鍵能和維長），一般地

說原子半徑越小，鍵能越大，維長越短，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>CsCl

③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C0>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

（-）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(tài)、液態(tài)或固態(tài)。

2.四種分散系比較

溶液膠體濁液

<10-910^10-7

微粒直徑>10-7m

mm

分子的

分子小液滴或

集合體

微粒組成或離固體小顆

或高分

子粒

子

均

、不均一、

均一、穩(wěn)

特點穩(wěn)不穩(wěn)定、

定、透明

定、不透明

透明

能否通過

能能不能

濾紙

能否通過

能不能不能

半透膜

是否具有

丁達爾現(xiàn)無有無

象

〃蘆、、、蛋白溶

糖水液石灰乳、

實例

食淀粉溶油水

鹽水液

（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(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的溶液，叫作這種溶質的飽和溶液；

還能繼續(xù)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(tài)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co=S(100+s)X100%

(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(0H)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：Na2C03?10H20=Na2C03+10H20,

CuS04-5H20=CUS04+5H20

（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