2024年高考化學第一輪復習知識梳理提綱

2024年高考化學第一輪復習知識梳理提綱（精華版）化學反應及能量變化實質(zhì)：有電子轉(zhuǎn)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(zhuǎn)化關(guān)系變化↑↑概念及轉(zhuǎn)化關(guān)系變化→產(chǎn)物反應物→還原劑氧化反應氧化產(chǎn)物→產(chǎn)物反應物→變化氧化劑還原反應還原產(chǎn)物變化↓↓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(zhuǎn)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(zhì)（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(zhì)（反應中所含元素化合價升高物）氧化產(chǎn)物：還原劑被氧化所得生成物；還原產(chǎn)物：氧化劑被還原所得生成物。氧化還原反應失電子，化合價升高，被氧化氧化還原反應雙線橋：氧化劑+還原劑=還原產(chǎn)物+氧化產(chǎn)物得電子，化合價降低，被還原電子轉(zhuǎn)移表示方法單線橋：電子還原劑+氧化劑=還原產(chǎn)物+氧化產(chǎn)物二者的主表示意義、箭起止要區(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)；配平方法步驟：求最小公倍數(shù)，得出兩劑系數(shù)，觀察配平其它。有關(guān)計算：關(guān)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(guān)系式求解。強弱比較①、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）強弱比較②、由反應條件的難易比較；③、由氧化還原反應方向比較；（氧化性：氧化劑>氧化產(chǎn)物；還原性：還原劑>還原產(chǎn)物）④、根據(jù)（氧化劑、還原劑）元素的價態(tài)與氧化還原性關(guān)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。氧化劑、還原劑①、活潑的非金屬，如Cl2、Br2、O2等；②、元素（如Mn等）處于高化合價的氧化物，如MnO2、KMnO4等氧化劑：③、元素（如S、N等）處于高化合價時的含氧酸，如濃H2SO4、HNO3等④、元素（如Mn、Cl、Fe等）處于高化合價時的鹽，如KMnO4、KClO3、FeCl3、K2Cr2O7⑤、過氧化物，如Na2O2、H2O2等。①、活潑的金屬，如Na、Al、Zn、Fe等；②、元素（如C、S等）處于低化合價的氧化物，如CO、SO2等還原劑：③、元素（如Cl、S等）處于低化合價時的酸，如濃HCl、H2S等④、元素（如S、Fe等）處于低化合價時的鹽，如Na2SO3、FeSO4等⑤、某些非金屬單質(zhì)，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(guān)物質(zhì)的化學式表示化學反應的式子。用實際參加反應的離子符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(zhì)拆寫成離子形式；離子方程式：書寫方法：刪：將不參加反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(zhì)間的某個反應；還能表示同一類型的反應。本質(zhì)：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(zhì)：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(zhì)：常見的難電離的物質(zhì)有H2O、CH3COOH、H2CO3、NH3·H2O生成揮發(fā)性的物質(zhì)：常見易揮發(fā)性物質(zhì)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：△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(zhì)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-(aq)=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。化學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化學反應的能量變化定義：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(zhì)變化，也表明了化學反應中的能量變化。熱化學①、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②、要注明反應物和生成物的聚集狀態(tài)或晶型；書寫方法③、△H與方程式計量數(shù)有關(guān)，注意方程式與△H對應，△H以KJ·mol-1單位，化學計量數(shù)可以是整數(shù)或分數(shù)。④、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(zhì)類別和種數(shù)分類化合反應A+B=AB按物質(zhì)類別和種數(shù)分類分解反應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)分類復分解反按化合價有無變化分類和種數(shù)分類氧化還原反應概念、特征、本質(zhì)、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：非氧化還原反應按實際反應的微粒分類和種數(shù)分類離子反應本質(zhì)、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(zhì)能量的關(guān)系按反應中的能量變化分放熱反應熱化學反應方程式吸熱反應燃燒熱中和熱物質(zhì)的量①、定義：表示含有一定數(shù)目粒子的集體。②、符：n物質(zhì)的量③、單位：摩爾、摩、符mol④、1mol任何粒子（分、原、離、電、質(zhì)、中子）數(shù)與0.012kg12C中所含碳原子數(shù)相同。⑤、、架起微觀粒子與宏觀物質(zhì)之間聯(lián)系的橋梁。①、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)：②、符NA③、近似值：6.02×1023①、定義：單位物質(zhì)的量氣體所占的體積叫~基本概念氣體摩爾體積：②、符：Vm③、單位：L·mol-1①、定義：單位物質(zhì)的量物質(zhì)所具有的質(zhì)量叫~摩爾質(zhì)量：②、符：M③、單位：g·mol-1或kg·mol-1④、若以g·mol-1為單位，數(shù)值上與該物質(zhì)相對原子質(zhì)量或相對分子質(zhì)量相等。物質(zhì)的量①、定義：單位體積溶液中所含溶質(zhì)B的物質(zhì)的量來表示溶液組成的物理量叫溶質(zhì)B的物質(zhì)的量濃度。物質(zhì)的量物質(zhì)的量濃度：②、符：c(B)③、單位：mol·L-1①、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：阿伏加德羅定律及其推論：同溫同體積下：Ⅰ、氣體休的密度和相對密度：標況下：③、運用：A氣體對B氣體的相對密度：③、運用：Ⅱ、摩爾質(zhì)量M（或平均摩爾質(zhì)量）M=22.4L·mol-1×ρ，=M(A)ф(A)+M(B)ф(B)+···ф為體積分數(shù)。①、以物質(zhì)的量為中心的有關(guān)物理量的換算關(guān)系：物質(zhì)所含粒子數(shù)N÷÷化合價÷÷化合價×NA÷NA××M÷M×化合價物質(zhì)的量n電解質(zhì)電離出離子的“物質(zhì)的量”物質(zhì)的質(zhì)量（m÷M×化合價物質(zhì)的量n÷96500C÷96500C·mol-1×Vm(22.4L/mol)×96500C·mol-1÷Vm(22.4L/mol)電量（×96500C·mol-1÷Vm(22.4L/mol)×V×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）÷Vm÷△H×V(溶液)×V(溶液)÷V（溶液）溶液的物質(zhì)的量濃度CA）物質(zhì)的量的相關(guān)計算關(guān)系及其它物質(zhì)的量的相關(guān)計算關(guān)系及其它②、物質(zhì)的量與其它量之間的換算恒等式：③、理想氣體狀態(tài)方程（克拉伯龍方程）：PV=nRT或（R=8.314J/mol·K）④決定于、影響物質(zhì)體積大小的因素：決定于微粒的大小1mol固、液體的體積決定于決定于物質(zhì)體積微粒的個數(shù)1mol物質(zhì)的體積決定于決定于微粒之間距離1mol氣體的體積①、溶液稀釋定律：溶質(zhì)的量不變，m(濃)·w(濃)=m(稀)·w(稀)；c(濃)·V(濃)=c(稀)·V(稀)⑤、溶液濃度換算式：②、溶解度與溶質(zhì)質(zhì)量分數(shù)w換算式：⑤、溶液濃度換算式：③、溶解度與物質(zhì)的量濃度的換算：④、質(zhì)量分數(shù)與物質(zhì)的量濃度的換算：⑥、一定物質(zhì)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(zhuǎn)移→洗滌→振蕩→定容→搖勻→裝瓶識差分析：關(guān)鍵看溶質(zhì)或溶液體積的量的變化。依據(jù)來判斷。物質(zhì)結(jié)構(gòu)元素周期律決定原子種類中子N（不帶電荷）同位素（核素）決定原子種類原子核→質(zhì)量數(shù)（A=N+Z）近似相對原子質(zhì)量質(zhì)子Z（帶正電荷）→核電荷數(shù)元素→元素符原子結(jié)構(gòu)：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(zhì)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。決定排布規(guī)律→電子層數(shù)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(jié)構(gòu)示意圖隨著原子序數(shù)（核電荷數(shù)）的遞增：元素的性質(zhì)呈現(xiàn)周期性變化：①、原子最外層電子數(shù)呈周期性變化元素周期律②、原子半徑呈周期性變化③、元素主要化合價呈周期性變化④、元素的金屬性與非金屬性呈周期性變化具體表現(xiàn)形式①、按原子序數(shù)遞增的順序從左到右排列；具體表現(xiàn)形式編排依據(jù)元素周期律和排列原則②、將電子層數(shù)相同的元素排成一個橫行；編排依據(jù)元素周期表③、把最外層電子數(shù)相同的元素（個別除外）排成一個縱行。①、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）②、長周期（四、五、六周期）七主七副零和八三長三短一不全周期表結(jié)構(gòu)③、不完全周期（第七周期）①、主族（ⅠA～ⅦA共7個）元素周期表族（18個縱行）②、副族（ⅠB～ⅦB共7個）③、Ⅷ族（8、9、10縱行）④、零族（稀有氣體）同周期同主族元素性質(zhì)的遞變規(guī)律①、核電荷數(shù)，電子層結(jié)構(gòu)，最外層電子數(shù)②、原子半徑性質(zhì)遞變③、主要化合價④、金屬性與非金屬性⑤、氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性⑥、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(jié)構(gòu)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+①與水反應置換氫的難易②最高價氧化物的水化物堿性強弱金屬性強弱③單質(zhì)的還原性或離子的氧化性（電解中在陰極上得電子的先后）④互相置換反應依據(jù)：⑤原電池反應中正負極①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②最高價氧化物的水化物酸性強弱金屬性或非金屬③單質(zhì)的氧化性或離子的還原性性強弱的判斷④互相置換反應①、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：②、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。③、金屬活動性順序表：K>Ca>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>Pt>Au定義：以12C原子質(zhì)量的1/12（約1.66×10-27kg）作為標準，其它原子的質(zhì)量跟它比較所得的值。其國際單位制（SI）單位為一，符為1（單位1一般不寫）原子質(zhì)量：指原子的真實質(zhì)量，也稱絕對質(zhì)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(zhì)量：各核素的質(zhì)量與12C的質(zhì)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(zhì)量，相對原子質(zhì)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(zhì)量：是對核素的相對原子質(zhì)量取近似整數(shù)值，數(shù)值上與該核素的質(zhì)量數(shù)相等。如：35Cl為35,37Cl為37。元素的相對原子質(zhì)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(zhì)量：用元素同位素的質(zhì)量數(shù)代替同位素相對原子質(zhì)量與其豐度的乘積之和。注意：①、核素相對原子質(zhì)量不是元素的相對原子質(zhì)量。②、通常可以用元素近似相對原子質(zhì)量代替元素相對原子質(zhì)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①、結(jié)構(gòu)上，質(zhì)子數(shù)相同而中子數(shù)不同；特點：②、性質(zhì)上，化學性質(zhì)幾乎完全相同，只是某些物理性質(zhì)略有不同；③、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(zhì)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①、定義：陰陽離子間通過靜電作用所形成的化學鍵離子鍵②、存在：離子化合物（NaCl、NaOH、Na2O2等）；離子晶體。①、定義：原子間通過共用電子對所形成的化學鍵。不同原子間②、存在：共價化合物，非金屬單質(zhì)、離子化合物中（如：NaOH、Na2O2）；不同原子間共價鍵分子、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分子的極性共用電子對是否偏移存在化學鍵非極性鍵非金屬單質(zhì)相同原子間③、分類：相同原子間（孤對電子）（孤對電子）共用電子對的來源單方提供：配位鍵如：NH4+、H3O+共用電子對的來源金屬鍵：金屬陽離子與自由電子之間的相互作用。存在于金屬單質(zhì)、金屬晶體中。決定分子的極性分子的空間構(gòu)型決定分子的穩(wěn)定性鍵能決定分子的極性分子的空間構(gòu)型決定分子的穩(wěn)定性3、鍵參數(shù)鍵長鍵角4、表示方式：電子式、結(jié)構(gòu)式、結(jié)構(gòu)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(zhì)量有關(guān)。作用：對物質(zhì)的熔點、沸點等有影響。①、定義：分子之間的一種比較強的相互作用。分子間相互作用②、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）③、對物質(zhì)性質(zhì)的影響：使物質(zhì)熔沸點升高。④、氫鍵的形成及表示方式：F-—H···F-—H···F-—H···←代表氫鍵。氫鍵OOHHHHOHH⑤、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(jié)構(gòu)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(jié)構(gòu)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①構(gòu)成晶體粒子種類②粒子之間的相互作用固體物質(zhì)①構(gòu)成晶體粒子種類②粒子之間的相互作用晶體：原子晶體金屬晶體①構(gòu)成微粒：離子②微粒之間的相互作用：離子鍵③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(jié)構(gòu)特點時吸引6個Na+；Na+與Cl-以離子鍵結(jié)合，個數(shù)比為1：1。④微?？臻g排列特點：CsCl型晶體：每個Cs+同時吸引8個Cl-離子，每個Cl-同時吸引8個Cs+；Cs+與Cl-以離子鍵結(jié)合，個數(shù)比為1：1。離子晶體：⑤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。①、硬度大，難于壓縮，具有較高熔點和沸點；性質(zhì)特點②、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；③、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1①、構(gòu)成微粒：分子結(jié)構(gòu)特點②、微粒之間的相互作用：分子間作用力③、空間排列：（CO2如右圖）分子晶體：④、舉例：SO2、S、CO2、Cl2等①、硬度小，熔點和沸點低，分子間作用力越大，熔沸點越高；性質(zhì)特點②、固態(tài)及熔化狀態(tài)時均不導電；③、溶解性：遵守“相似相溶原理”：即非極性物質(zhì)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。①構(gòu)成微粒：原子②微粒之間的相互作用：共價鍵③舉例：SiC、Si、SiO2、C(金剛石)等Ⅰ、金剛石：（最小的環(huán)為非平面6元環(huán)）結(jié)構(gòu)特點每個C被相鄰4個碳包圍，處于4個C原子的中心④微?？臻g排列特點：原子晶體：Ⅱ、SiO2相當于金剛石晶體中C換成Si，Si與Si間間插O⑤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。①、硬度大，難于壓縮，具有較高熔點和沸點；性質(zhì)特點②、一般不導電；③、溶解性：難溶于一般的溶劑。①、構(gòu)成微粒：金屬陽離子，自由電子；結(jié)構(gòu)特點②、微粒之間的相互作用：金屬鍵③、空間排列：金屬晶體：④、舉例：Cu、Au、Na等①、良好的導電性；性質(zhì)特點②、良好的導熱性；③、良好的延展性和具有金屬光澤。①、層狀結(jié)構(gòu)結(jié)構(gòu)：②、層內(nèi)C——C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）：③、空間排列：（如圖）性質(zhì)：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(chǎn)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(nèi)反應物濃度的減少或生成物濃度的增大來表示。表示方法：①、單位：mol/(L·min)或mol/(L·s)說明：化學反應速率②、同一反應，速率用不同物質(zhì)濃度變化表示時，數(shù)值可能不同，但數(shù)值之比等于方程式中各物質(zhì)的化學計量數(shù)比。如：說明：化學反應速率③、一般不能用固體和純液體物質(zhì)表示濃度（因為ρ不變）④、對于沒有達到化學平衡狀態(tài)的可逆反應：v正≠v逆內(nèi)因（主要因素）：參加反應物質(zhì)的性質(zhì)。①、結(jié)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。②、說明：只對氣體參加的反應或溶液中發(fā)生的反應速率產(chǎn)生影響；與反應物總量無關(guān)。影響因素①、結(jié)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②、說明：當改變?nèi)萜鲀?nèi)壓強而有關(guān)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。①、結(jié)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(chǎn)生影響，無論是放熱還是吸熱反應；外因：②、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2～4倍,有些反應只有在一定溫度范圍內(nèi)升溫才能加快。①、結(jié)論：使用催化劑能改變化學反應速率。催化劑a、具有選擇性；②、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(zhì)等。學平衡狀態(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)。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。①、定義：mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)②、意義：表示可逆反應的反應進行的程度。③、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(guān)。用化學平衡常數(shù)判斷化學平衡狀態(tài)。④、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、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(jié)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。①、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(jié)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。②、壓強：Ⅰ、反應前后氣態(tài)物質(zhì)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衡狀態(tài)；說明：Ⅱ、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。Ⅲ、對沒有氣體參加的反應無影響。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。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(zhì)的物質(zhì)的量不同，而達到化學平衡時，同種物質(zhì)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：①對于一般的可逆反應只改變起始時加入物質(zhì)的物質(zhì)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(zhì)的物質(zhì)的量與原平衡相同，則兩平衡等效。②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(zhì)的物質(zhì)的量，只要按化學計量數(shù)換算成同一半邊的物質(zhì)的物質(zhì)的量之比與原平衡相同，則達平衡后與原平衡等效。電解質(zhì)溶液非電解質(zhì)：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?qū)щ姷幕衔锘衔飶妷A強電解質(zhì)→水溶液中全部電離的電解質(zhì)大多數(shù)鹽離子化合物金屬氧化物電解質(zhì)：分類強酸→強極性化合物弱酸電解質(zhì)和弱電解質(zhì)→水溶液中部分電離的電解質(zhì)弱堿弱極性化合物電解質(zhì)溶液溶于水水溶于水①、（強）一步電離與（弱）分步電離表示：電離方程式②、（強）完全電離與（弱）可逆電離③、質(zhì)量守恒與電荷守恒電解質(zhì)溶液混合物←電解質(zhì)溶液電解質(zhì)溶液混合物←電解質(zhì)溶液導電能力：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(zhì)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(jié)合）≠0弱電解質(zhì)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：H2CO3H2CO3HCO3-+H+表示：電離方程式，可逆符，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濃度越小，電離程度越大。Cu(OH)2Cu2++2OH-水是極弱電解質(zhì)：H2OH++OH-①、c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol-1純水常溫下數(shù)據(jù)：②、Kw=c(H+)·c(OH-)=1×10-14③、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：pH=—lg(H+)適用范圍：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(Hcc(H+)cpHCc(OH-)cpOHpH+pOH=pKwC(H+)·c(OH-)=KwpH=-lgc(H+)c(H+)=10-pHpOH=-lgc(OH-)c(OH-)=10-pOH溶液的pH換算關(guān)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HnAc(H+)=n·c(HnA)pH值單一：計算：強堿B（OH）nc(OH-)=n·c{B(OHpH值單一：計算：弱酸HnAc(H+)=c(HnA)·α（HnA）弱堿B（OH）nc(OH-)=c{B(OH-)n}·α{B(OH-)n}混合前混合后條件兩強等體積pH1+pH2≥15pH1-0.3pH1>pH2速算規(guī)律：混合（近似）pH1+pH2=14pH=7速算規(guī)律：pH1+pH2≤13pH2+0.3pH1>pH2pH之和為14的一強一弱等體積相混結(jié)果：誰強顯誰的性質(zhì)。實質(zhì)：鹽中弱（弱酸根或弱堿陽離子）離子與水電離出的H+或OH-結(jié)合生成難電離的分子或離子，破壞水的電離平衡。條件：①、鹽中必有弱離子②、鹽必須能溶于水①、誰弱誰水解、誰強顯誰性；都弱均水解、不弱不水解。規(guī)律：②、弱的程度越大，水解的能力越強。③、鹽的濃度越小，水解程度越大。④、溫度越高，水解程度越大。特征：①、屬可逆反應，其逆反應為酸堿中和（符合化學平衡規(guī)律）；特征：②、水解程度一般微弱，且吸熱。內(nèi)因：鹽類本身的性質(zhì)相同條件下，同濃度的Na2CO3>NaHCO3(堿性)影響因素：Na2CO3>NaAc(堿性)①、溫度的影響：升高溫度，水解程度變大；外因②、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；③、pH的影響：NH4++H2ONH3·H2O+H+加酸抑制，加堿促進。NaAcAc-+H2OHAc+OH-強堿弱酸鹽：Na2SO3(分步)SO32-+H2OHSO3-+OH-單水解：HSO3-+H2OH2SO3+OH-鹽類的水解強酸弱堿鹽：NH4ClNH4Cl+H2OHCl+NH3·H2OAlCl3(應分步但簡為一步)Al3++3H2OAl(OH)3+3H+分類①、常見易雙水解的離子組合：Al3+與CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AlO2-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，用等，沉淀、氣體一般要標出：表示：如：2Al3++2CO32-+3H2O=2Al(OH)3↓+3CO2↑②、表示：Al3++3AlO2-+6H2O=4Al(OH)3↓一般不用“=”，用“”的如：NH4++Ac-+H2ONH3·H2O+HAcNH4++CO32-+H2ONH3·H2O+HCO3-①、首先指出弱酸陰離子或弱堿陽離子，再決定如何水解；說明：②、某種鹽溶液只有一種離子水解，水解程度小，一般用可逆，不用↑或↓；③、多無弱酸陰離子分步水解，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）、弱酸弱堿鹽（視相對強弱）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(zhì)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：①、明礬凈水②、純堿去污③、泡沫滅火器④、FeCl3溶液配制。電荷守恒c(H+)+c(Na+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-)正負電荷相等相等關(guān)系：物料守恒c(Na+)=2c(CO32-)+2c(HCO3-)+2c(H2CO3)C原子守恒（以Na2CO3）質(zhì)子守恒c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)H+離子守恒離子濃度比較：①多元弱酸H3PO4c(H+)>c(H2PO4-)>c(HPO42-)>c(PO43-)②多元弱酸形成的正鹽Na2CO3c(Na+)>c(CO32-)>c(OH-)>c(HCO3-)>c(H+)大小關(guān)系：③不同溶液中同一離子濃度濃度0.1mol/L的①、NH4Cl②、CH3COONH4③、NH4HSO4則c(NH4+)③>①>②④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+)①、用于精確地放出一定體積溶液的容器；②、內(nèi)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）；③、規(guī)格有25ml、50ml，估讀到0.01ml；④、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：①檢漏→②潤洗→③注液→④排氣→⑤調(diào)零→⑥放液→⑦讀數(shù)→⑧記錄①、滴定管在裝入酸或堿溶液后，要排凈滴定管尖嘴內(nèi)空氣使尖嘴內(nèi)充滿液體而無氣泡。方法：酸式滴定管堿式滴定管注意：②、調(diào)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。③、控制滴液速度，使得液體逐滴流出。④、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(zhì)：H++OH-=H2O原理：酸堿中和反應的物質(zhì)的量之比等于它們的化學計量數(shù)之比：關(guān)鍵：①準確測定參加反應的兩種溶液的體積；②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）①、中和滴定，一般不用石蕊作指示劑，顏色變化不明顯；說明：②、酸滴堿，一般選甲基橙終點由黃色→橙色；③、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(diào)零→讀數(shù)→記錄操作：移取待測液，加入指示劑2~3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①、滴定管的“0”刻度在上端，刻度值由上往下增大；②、讀數(shù)時視線與凹液面相切；體積：③、滴定管測量液體，有兩次讀數(shù)（初、末）兩數(shù)值之差為液體體積；④、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。①、裝標準液的滴定管在尖嘴內(nèi)有氣泡，滴定后氣泡消失；②、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③、錐形瓶用待測液潤洗；誤差分析高④、滴定后滴定管尖嘴處掛有液滴；⑤、滴定后仰視讀數(shù)（前正常）；舉例⑥、滴定前俯視讀數(shù)（后正常）；①、用滴定管取待測液時，沒有潤洗就取待測液；偏②、滴定時待測液濺出；低③、滴定后俯視讀數(shù)；④、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(zhuǎn)化為電能。①、兩個活潑性不同的電極；形成條件：②、電解質(zhì)溶液（一般與活潑性強的電極發(fā)生氧化還原反應）；原③、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(zhì)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(zhì)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失e-,沿導線傳遞，有電流產(chǎn)生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-=2H移向陽離子溶解不斷電解質(zhì)溶液電極反應：負極（鋅筒）Zn-2e-=Zn2+正極（石墨）2NH4++2e-=2NH3+H2↑①、普通鋅——錳干電池總反應：Zn+2NH4+=Zn2++2NH3+H2↑干電池：電解質(zhì)溶液：糊狀的NH4Cl特點：電量小，放電過程易發(fā)生氣漲和溶液②、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放電充電鉛蓄電池：總反應：PbO2+Pb+2H2SO42PbSO4+2H2O充電電解液：1.25g/cm3~1.28g/cm3的H2SO4溶液化學電源簡介蓄電池特點：電壓穩(wěn)定。化學電源簡介放電放電`Ⅰ、鎳——鎘（Ni——Cd放電放電`其它蓄電池Cd+2NiO(OH)+2H2OCd(OH)2+2Ni(OH)2Ⅱ、銀鋅蓄電池鋰電池①、燃料電池與普通電池的區(qū)別不是把還原劑、氧化劑物質(zhì)全部貯藏在電池內(nèi)，而是工作時不斷從外界輸入，同時燃料電極反應產(chǎn)物不斷排出電池。電池②、原料：除氫氣和氧氣外，也可以是CH4、煤氣、燃料、空氣、氯氣等氧化劑。負極：2H2+2OH--4e-=4H2O；正極：O2+2H2O+4e-=4OH-③、氫氧燃料電池：總反應：O2+2H2=2H2O特點：轉(zhuǎn)化率高，持續(xù)使用，無污染。廢舊電池的危害：舊電池中含有重金屬（Hg2+）酸堿等物質(zhì)；回收金屬，防止污染。腐蝕概念：金屬或合金與周圍接觸到的氣體或液體進行化學反應而腐蝕損耗的過程。概述：腐蝕危害：腐蝕的本質(zhì)：M-ne-→Mn+(氧化反應)分類：化學腐蝕（金屬與接觸到的物質(zhì)直接發(fā)生化學反應而引起的腐蝕）、電化腐蝕定義：因發(fā)生原電池反應，而使金屬腐蝕的形式。金屬的腐蝕與防護負極（Fe）：Fe-2e-=Fe2+；正極（C）：O2+2H2O+4e-=4OH-金屬的腐蝕與防護電化吸氧腐蝕：總反應：2Fe+O2+2H2O=Fe(OH)2△腐蝕后繼反應：4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3△鋼鐵的腐蝕：2Fe(OH)3Fe2O3+3H2O負極（Fe）：Fe-2e-=Fe2+；析氫腐蝕：正極（C）：2H++2e-=H2↑總反應：Fe+2H+=Fe2++H2↑影響腐蝕的因素：金屬本性、介質(zhì)。金屬的防護：①、改變金屬的內(nèi)部組織結(jié)構(gòu)；保護方法：②、在金屬表面覆蓋保護層；③、電化學保護法（犧牲陽極的陰極保護法）定義：使電流通過電解質(zhì)溶液而在陰陽兩極引起氧化還原反應的過程。裝置特點：電能轉(zhuǎn)化為化學能。①、與電源本連的兩個電極；形成條件②、電解質(zhì)溶液（或熔化的電解質(zhì)）③、形成閉合回路。電解池原理電極陽極：與直流電源正極相連的叫陽極。電解池原理概念陰極：與直流電源負極相連的叫陰極。電極反應：原理：誰還原性或氧化性強誰先放電（發(fā)生氧化還原反應）離子放電順序：陽極：陰離子還原性S2->I->Br->Cl->OH->SO42-（含氧酸根）>F-陰極：陽離子氧化性Ag+>Fe3+>Cu2+>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>H+>Al3+>Mg2+>Na+電子流向e-e-移向陽離子氧化反應陽極陰極還原反應移向陽離子移向陰離子反應原理：4OH--4e-=2H2O+O2Cu2++2e-移向陰離子電解質(zhì)溶液電解電解結(jié)果：在兩極上有新物質(zhì)生成。電解總反應：2CuSO4+2H2O2Cu+2H2SO4+O2↑粗銅板作陽極，與直流電源正極相連；①、裝置純銅作陰極，與直流電源負極相連；用CuSO4(加一定量H2SO4)作電解液。陰極：Cu2++2e-=Cu電解精煉銅陽極：Cu-2e-=Cu2+、Zn-2e-=Zn2+②、原理：Ni-2e-=Ni2+陽極泥：含Ag、Au等貴重金屬；電解液：溶液中CuSO4濃度基本不變③、電解銅的特點：純度高、導電性好。①、概念：利用電解原理在某些金屬的表面鍍上一薄層其它金屬或合金的過程。將待鍍金屬與電源負極相連作陰極；②、方法：鍍層金屬與電源正極相連作陽極；電鍍：用含鍍層金屬離子的電解質(zhì)溶液配成電鍍液。電解的應用③、原理：陽極Cu-2e-=Cu2+；Cu2++2e-=Cu電解的應用④、裝置：⑤、電鍍工業(yè)：鍍件預處理→電鍍液添加劑→裝置：（如圖）現(xiàn)象①、陰極