高中化學復習提綱

1、高中化學課本知識大綱高中化學課本知識大綱 第一部分：必修一 第一章第一節(jié) 化學實驗的基本方法（其他實驗知識在選修六） 考點一考點一物質(zhì)的分離與提純物質(zhì)的分離與提純 1過濾：適用于分離一種組分可溶，另一種不溶的固態(tài)混合物。如：粗鹽的提純。 2蒸發(fā)結(jié)晶：適用于混合物中各組分物質(zhì)在溶劑中溶解性的差異不同。 3蒸餾法：適用于分離各組分互溶，但沸點不同的液態(tài)混合物。如：酒精與水的分離。主要儀器：酒精燈、 石棉網(wǎng)、蒸餾燒瓶、溫度計、冷凝器、牛角管、錐形瓶等。 4分液：適用于分離互不相容的兩種液體。 5萃取：適用于溶質(zhì)在互不相溶的溶劑里溶解度不同。如：用CCl4萃取溴和水的混合物。分層：上層無色， 下層橙紅

2、色。注：不用酒精萃取。 第二節(jié) 化學計量在實驗中的應(yīng)用 考點一考點一物質(zhì)的量、阿伏加德羅常數(shù)、摩爾質(zhì)量物質(zhì)的量、阿伏加德羅常數(shù)、摩爾質(zhì)量 1.物質(zhì)的量 （1）物質(zhì)的量是七個基本物理量之一，其意義是表示含有一定量數(shù)目的粒子的集體。符號為： n ，單位為： 摩爾（mol） 。 （2）物質(zhì)的量的基準（NA） ：以 0.012kg C 所含的碳原子數(shù)即阿伏加德羅常數(shù)作為物質(zhì)的量的基準。阿伏加 德羅常數(shù)可以表示為 NA，其近似值為 6.0210 mol 2.摩爾質(zhì)量（M） 1 摩爾物質(zhì)的質(zhì)量，就是該物質(zhì)的摩爾質(zhì)量，單位是g/mol 。1mol 任何物質(zhì)均含有阿伏加德羅常數(shù)個粒子， 但由于不同粒子的質(zhì)量不

3、同，因此，1 mol不同物質(zhì)的質(zhì)量也不同； C 的相對原子質(zhì)量為 12，而 12 gC 所 含的碳原子為阿伏加德羅常數(shù)，即1 molC 的質(zhì)量為 12g。同理可推出 1 mol 其他物質(zhì)的質(zhì)量。 3.關(guān)系式：n N ；n m N A M 12 1212 23-1 12 特別提醒：特別提醒： 1.摩爾只能描述原子、分子、離子、質(zhì)子、中子和電子等肉眼看不到、無法直接稱量的化學微粒，不能描述 宏觀物質(zhì)。如 1mol 麥粒、1mol 電荷、1mol 元素的描述都是錯誤的。 2.使用摩爾作單位時，應(yīng)該用化學式(符號)指明粒子的種類。 如 1mol 水（不正確）和 1molH2O（正確） ；1mol 食鹽

4、（不正確）和 1molNaCl(正確) 23-1 3.語言過于絕對。如 6.0210 mol 就是阿伏加德羅常數(shù)；摩爾質(zhì)量等于相對原子質(zhì)量、相對分子質(zhì)量；1 摩爾任何物質(zhì)均含有阿伏加德羅常數(shù)個粒子等。 考點二考點二氣體摩爾體積氣體摩爾體積 1.定義：單位物質(zhì)的量的氣體所占的體積，叫做氣體摩爾體積。 2.表示符號：Vm 3.單位：L/mol（或 Lmol ） 4.標準狀況下，氣體摩爾體積約為22.4L/mol 5.數(shù)學表達式：氣體的摩爾體積氣體所占的體積， 即Vm 氣體的物質(zhì)的量 -1 V n 特別提醒：特別提醒： 氣體摩爾體積的一個特例就是標準狀況下的氣體摩爾體積(V0)。在標準狀況下，1mo

5、l 任何氣體的體積都約等 于 22.4 L。在理解標準狀況下的氣體摩爾體積時，不能簡單地認為“22.4L 就是氣體摩爾體積”，因為這個 22.4 L 是有特定條件的。這些條件就是： 標準狀況，即 0和 101.325 kPa，氣體的物質(zhì)的量為 1 mol，只有符合這些條件的氣體的體積才約是22.4 L。因此，22.4 L 是 1 mol 任何氣體在標準狀況下的體積。 這里所說的標準狀況指的是氣體本身所處的狀況，而不指其他外界條件的狀況。例如，“1 mol H 2O(g)在 標準狀況下的體積為 22.4 L”是不正確的，因為在標準狀況下，我們是無法得到氣態(tài)水的。 1mol 任何氣體的體積若為22

6、.4 L，它所處的狀況不一定就是標準狀況。根據(jù)溫度、壓強對氣體分子間平均 距離的影響規(guī)律知，溫度升高一倍或壓強降低一半，分子間距將增大一倍；溫度降低一半或壓強增大一倍， 分子間距將減小一半。由此可知，1 mol任何氣體在 0 、101 kPa條件下的體積與 273 、202kPa 條件下 的體積應(yīng)相等，都約為 22.4L。 考點三考點三阿伏加德羅定律及其推論阿伏加德羅定律及其推論 1.阿伏加德羅定律： 在同溫同壓下，同體積的氣體含有相同的分子數(shù)。即：T1=T2；P1=P2；V1=V2n1= n2 2.阿伏加德羅定律的推論：PV = n RT用此公式去推成正比還是成反比就可以了。 另：同溫同壓下

7、，同體積的任何氣體的質(zhì)量比等于它們的相對分子質(zhì)量之比，也等于它們的密度之比。 m1/m2=M1/M2=1/2 (注：以上用到的符號：為密度，p 為壓強，n 為物質(zhì)的量，M 為摩爾質(zhì)量，m 為質(zhì)量，V 為體積，T 為溫 度；上述定律及其推論僅適用于氣體，不適用于固體或液體。) 考點四考點四混合氣體的平均摩爾質(zhì)量混合氣體的平均摩爾質(zhì)量 1.已知混合物質(zhì)的總質(zhì)量m(混)和總物質(zhì)的量 n(混)：M(混) m(混) n(混） 2.已知混合物各成分的摩爾質(zhì)量和在混合體系內(nèi)的物質(zhì)的量分數(shù)或體積分數(shù)。 M(混)M1n1%M2n2%M1V1%M2V2% 3.已知標準狀況下混合氣體的密度：M(混)22.4(混)

8、4.已知同溫同壓下與單一氣體A 的相對密度： M(混) (混) M(A）(A) 考點五考點五物質(zhì)的量濃度物質(zhì)的量濃度 1.定義：以 1L 溶液里所含溶質(zhì) B 的物質(zhì)的量來表示溶液的濃度叫做物質(zhì)的量濃度.符號為：cB；單位為： mol L 2.表達式：cB= n (n 為溶質(zhì) B 的物質(zhì)的量，單位為 mol；V 為溶液的體積，單位為L) V 特別提醒：特別提醒： 1.理解物質(zhì)的量濃度的物理意義和相關(guān)的量。 物質(zhì)的量濃度是表示溶液組成的物理量，衡量標準是單位體積溶液里所含溶質(zhì)的物質(zhì)的量的多少。這里 的溶質(zhì)可以是單質(zhì)、化合物，也可以是離子或其他的特定組合，單位是 mol；體積指溶液的體積而不是溶劑

9、的體積，單位是 L；因此，物質(zhì)的量濃度的單位是molL 。 2.明確溶液中溶質(zhì)的化學成分。 求物質(zhì)的量濃度時，對一些特殊情況下溶液的溶質(zhì)要掌握清楚， 如 NH3溶于水得 NH3H2O，但我們習慣上 認為氨水的溶質(zhì)為 NH3； SO3溶于水后所得溶液的溶質(zhì)為H2SO4； Na、 Na2O、 Na2O2溶于水后所得溶液的溶質(zhì)為NaOH； CuSO45H2O 溶于水后所得溶液溶質(zhì)為CuSO4 -1 -1 3.熟悉表示溶液組成的其他物理量。 表示溶液組成的物理量除物質(zhì)的量濃度外，還有溶質(zhì)的質(zhì)量分數(shù)、質(zhì)量物質(zhì)的量濃度等。它們之間有區(qū)別也 有 一 定 的 聯(lián) 系 ， 如 物 質(zhì) 的 量 濃 度 （ c ）

10、 與 溶 質(zhì) 的 質(zhì) 量 分 數(shù) （ ） 的 關(guān) 系 為 -1-1-1 c=gmL 1000mLL /Mgmol 。 考點六考點六物質(zhì)的量濃度溶液的配制物質(zhì)的量濃度溶液的配制 1.物質(zhì)的量濃度溶液的配制步驟： （1）計算：如溶質(zhì)為固體時，計算所需固體的質(zhì)量；如溶液是液體時，則計算所需液體的體積。 （2）稱量：用天平稱出所需固體的質(zhì)量或用量筒量出所需液體的體積。 （3）溶解：把稱量出的溶質(zhì)放在燒杯中加少量的水溶解，邊加水邊震蕩。 （4）轉(zhuǎn)移：把所得的溶解液用玻璃棒引流注入容量瓶中。 （5）洗滌：用少量的蒸餾水洗滌燒杯和玻棒2-3 次，把每次的洗滌液一并注入容量瓶中。 （6）定容：向容量瓶中緩緩注

11、入蒸餾水至離容量瓶刻度線1-2cm 處，再用膠頭滴管滴加蒸餾水至凹液面與刻 度線相切。 （7）搖勻：蓋好瓶塞，用食指頂住瓶塞，另一只手托住瓶底，反復上下顛倒搖勻，然后將所配的溶液倒入指 定試劑瓶并貼好標簽。 2.誤差分析： 根據(jù) c=n/V =m/MV 來判斷，看 m、V 是變大還是變小，然后確定c 的變化。 特別提醒：特別提醒：在配制物質(zhì)的量濃度的溶液時，按操作順序來講，需注意以下幾點： 1.計算所用溶質(zhì)的多少時，以下問題要弄清楚： 溶質(zhì)為固體時，分兩種情況：溶質(zhì)是無水固體時，直接用cB=n(mol)/V(L)=m(g)/ M(gmol )/V(L)公式算 m；溶質(zhì)是含結(jié)晶水的固體時， 則還

12、需將無水固體的質(zhì)量轉(zhuǎn)化為結(jié)晶水合物的質(zhì)量。 溶質(zhì)為濃溶液時，也分兩種情況：如果給定的是濃溶液的物質(zhì)的量濃度，則根據(jù)公式 c(濃)V(濃)=c(稀)V(稀)來求 V(稀)；如果給定的是濃溶液的密度()和溶質(zhì)的質(zhì)量分數(shù)()，則根據(jù) c=gmL V(mL)/Mgmol /V(mL)來求 V(mL)。 所配溶液的體積與容量瓶的量程不符時： 算溶質(zhì)時則取與實際體積最接近的量程數(shù)據(jù)做溶液的體積來 求溶質(zhì)的多少，不能用實際量。如：實驗室需配制480mL1moLL 的 NaOH 溶液，需取固體 NaOH 的質(zhì)量應(yīng)為 20.0g，而不是 19.2g；因為容量瓶只能配制其規(guī)定量程體積的溶液，要配制符合要求的溶液時

13、，選取的容量 瓶只能是 500 mL 量程的容量瓶。故只能先配制500 mL 溶液，然后再取出 480mL。 2.稱、量溶質(zhì)時，一要注意所測數(shù)據(jù)的有效性（即精度） 。二要選擇恰當?shù)牧科?，稱量易潮解的物質(zhì)如 NaOH 時，應(yīng)用帶蓋的稱量瓶（或小燒杯）快速稱量；量取液體時，量器的量程與實際體積數(shù)據(jù)相差不能過大， 否則易產(chǎn)生較大誤差。 3.容量瓶使用前要用蒸餾水洗滌23 次；溶解或稀釋溶質(zhì)后要冷卻溶液至室溫；定容、搖勻時，不能用 手掌貼住瓶體，以免引起體積的變化；搖勻后，如果液面降到刻度線下，不能向容量瓶中再加蒸餾水了，因 為瓶塞、瓶口是磨口的，有少量溶液殘留。 4.定容時如果液面超過了刻度線或搖勻

14、時灑出少量溶液，均須重新配制。 第二章化學物質(zhì)及其變化 第一節(jié) 物質(zhì)分類 考點一考點一物質(zhì)的組成物質(zhì)的組成 1.元素宏觀概念，說明物質(zhì)的宏觀組成。 元素是質(zhì)子數(shù)相同的一類原子的統(tǒng)稱。質(zhì)子數(shù)相同的微粒不一定是同一種元素，因為微粒的含義要比 原子廣泛。 2.分子、原子、離子微觀概念，說明物質(zhì)的微觀構(gòu)成。 (1)分子是保持物質(zhì)化學性質(zhì)的一種微粒。（單原子分子、雙原子分子、多原子分子） -1 -1-1 1 (2)原子是化學變化中的最小微粒。 （不是構(gòu)成物質(zhì)的最小微粒） (3)離子是帶電的原子或原子團。 （基：中性原子團） 3.核素具有一定數(shù)目的質(zhì)子和一定數(shù)目的中子的一種原子 同位素具有相同質(zhì)子數(shù)和不同

15、中子數(shù)的原子互稱為同位素 同素異形體同種元素形成的結(jié)構(gòu)不同的單質(zhì) 特別提醒： 1.離子與基團： 定義 區(qū)別 聯(lián)系 實例 定義 區(qū)別 聯(lián)系 實例 知識規(guī)律知識規(guī)律 物質(zhì)到底是由分子、原子還是離子構(gòu)成？這與物質(zhì)所屬的晶體類型有關(guān)。如金剛石(C)、晶體 Si 都屬原 子晶體,其晶體中只有原子；NaCl、KClO3屬離子晶體，其晶體中只有陰陽離子；單質(zhì)S、P4屬分子晶體,它們 是由原子形成分子，進而構(gòu)成晶體的。具體地： （1）由分子構(gòu)成的物質(zhì)（分子晶體） ： 非金屬單質(zhì)：如 H2、X2、O2、O3、N2、P4、S、C60、稀有氣體等 非金屬氫化物：如 HX、H2O、NH3、H2S 等 酸酐：如 SO2

16、、CO2、SO3、P2O5、N2O5等 酸類：如 HClO4、HClO、H2SO4、H3PO4、H2SiO3等 有機物：如烴類、烴的衍生物、糖類、氨基酸等 其它：如 NO、N2O4、Al2Cl6等 （2）由原子直接構(gòu)成的物質(zhì)（原子晶體） ：稀有氣體、金剛石、晶體硅、二氧化硅、碳化硅、石墨（混合型 晶體）等； （3）由陰陽離子構(gòu)成的物質(zhì)（離子晶體） ：絕大多數(shù)鹽、強堿、低價金屬氧化物。 （4）由陽離子和自由電子構(gòu)成的物質(zhì)（金屬晶體） ：金屬單質(zhì)、合金 考點二考點二物理變化和化學變化物理變化和化學變化 1.物理變化和化學變化的比較： （1）特征：有無新物質(zhì)生成 （2）本質(zhì)：有無化學鍵的斷裂和形成

17、（3）現(xiàn)象：物理變化大小、形狀、狀態(tài)改變 化學變化發(fā)光、發(fā)熱、變色、析出沉淀等 （4）典型實例： 物理變化：升華 萃取分液蒸餾（分餾） 吸附滲析鹽析膠體聚沉 16 離子 帶電的原子或原子團 帶有正電荷或負電荷 OH- 基團 化學中對原子團和基的總稱 不帶電，為缺電子物質(zhì)，呈電中性 + 兩者通過得失電子可以互相轉(zhuǎn)化 NO2-Cl CH3 - -OH -NO2 -Cl -CH3 同素異形體 同種元素形成的不同種單質(zhì) 是一種單質(zhì) 14 2.同位素與同素異形體： 同位素 同種元素形成的不同種原子 是一種原子 O 和 O ； C 和C 1812 同位素原子在一定條件下以一定的方式可構(gòu)成同素異形體 O2和

18、 O3；金剛石和石墨 電泳金屬導電 (11)焰色反應(yīng) （12）電離等 化學變化： 風化裂化硫化老化炭化干餾脫水蛋白質(zhì)變性水解同素 異形體互變（11）電解 (12)熔融鹽導電 (13)電解質(zhì)溶液導電 (14)水泥硬化等。 2.化學之“化” 風化-結(jié)晶水合物在自然條件下失去部分或全部結(jié)晶水的過程。 催化-能改變反應(yīng)速率，本身參與化學反應(yīng)，但質(zhì)量和性質(zhì)在反應(yīng)前后都不改變。 歧化-同一物質(zhì)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(yīng)。 酸化-向某物質(zhì)中加入稀酸使之呈酸性的過程。(酸性高錳酸鉀應(yīng)用什么酸酸化？) 鈍化-濃硫酸、濃硝酸在Fe Al 等金屬表面氧化生成一種致密的氧化膜從而起到保護Fe Al

19、 等金屬的現(xiàn)象。 水化-物質(zhì)與水作用的過程。 氫化（硬化）-液態(tài)油在一定條件下與 H2發(fā)生加成反應(yīng)生成固態(tài)脂肪的過程。 皂化-油脂在堿性條件下發(fā)生水解反應(yīng)的過程。 老化-橡膠、塑料等制品露置于空氣中，因受空氣氧化、日光照射等作用而變硬發(fā)脆的過程。 硫化-向橡膠中加硫，以改變其結(jié)構(gòu)來改善橡膠的性能，減緩其老化速度的過程。 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。 酯化-醇與酸反應(yīng)，生成酯和水的過程。 硝化(磺化)-苯環(huán)上的 H 被-NO2或-SO3取代的過程。 考點三考點三物質(zhì)的分類物質(zhì)的分類 1.物質(zhì)的樹狀分類： （注意每一概念的定義） 混合物 物 質(zhì) 純凈物

20、 單質(zhì)：金屬單質(zhì)、非金屬單質(zhì)（包括稀有氣體） 氧化物 氫化物 酸、堿 鹽類：正鹽、酸式鹽、堿式鹽、復鹽 酸性氧化物堿性氧化物 兩性氧化物不成鹽氧化物 過氧化物 化合物 無機化合物 有機化合物：烴、烴的衍生物等 1.純凈物和混合物 純凈物 有固定的組成和結(jié)構(gòu) 有一定的熔沸點 保持一種物質(zhì)的性質(zhì) 混合物 無固定的組成和結(jié)構(gòu) 無一定的熔沸點 保持原有物質(zhì)各自性質(zhì) 特別提醒：特別提醒： （1）常見混合物：分散系（如溶液、膠體、濁液等） ； 高分子（如蛋白質(zhì)、纖維素、聚合物、淀粉等） ； （2）常見特殊名稱的混合物：石油、石油的各種餾分、煤、漂粉精、堿石灰、福爾馬 林、油脂、天然氣、水煤氣、鋼鐵、黃銅（

21、含Zn）、青銅（含 Sn）、鋁熱劑、黑火藥等。 2.化合物的分類標準有很多， 還可以根據(jù)化學鍵的類型分為離子化合物和共價化合物、 依 據(jù)能否電離分為電解質(zhì)和非電解質(zhì)等。 2.物質(zhì)的交叉分類（以氧化物為例） ： 金屬氧化物 過氧化物、 超氧化物 （Na2O2、 KO2） 酸性氧化物（Mn2O7、CrO3、SiO2） 堿性氧化物 （Na2O 、 K2O） 非金屬氧化物 兩性氧化物 （Al2O3、 ZnO） 不成鹽氧化物（NO、CO） 特別提醒：特別提醒： 1.酸酐：通常所講酸酐是針對含氧酸而言的， 對于一般的無機含氧酸來說， 酸酐是酸中心 元素的等價氧化物，如 H2SO3SO2；HNO3N2O5。

22、對于某些有機酸，其酸酐中還含有其他元 素， 如醋酸酐(CH3CO)2CO； 某些金屬元素也有相應(yīng)的含氧酸， 如 HMnO4Mn2O7， H2CrO4CrO3； 難溶性酸的酸酐一般不能直接與水化合，如SiO2。 2.非金屬氧化物不一定是酸酐，酸酐也不一定是非金屬氧化物。 3.過氧化物不是堿性氧化物（與水反應(yīng)除了生成堿外還生成其它物質(zhì)如O2） 3.酸和鹽的分類 (1)酸：根據(jù)分子中最多能夠電離出的H 數(shù)來分為一元酸、二元酸、 三元酸、多元酸。 如H3PO3其分子結(jié)構(gòu)如圖， 其中只有2個-OH直接與中心原子成鍵， 最多可電離 2 個 H ，故為二元酸。 CH3COOH 分子中雖有 4 個 H，但根據(jù)

23、-COOH 數(shù)確定它為一元酸。 (2)鹽：正鹽、酸式鹽、堿式鹽、復鹽 如：H3PO4是三元酸，其鈉鹽有正鹽（Na3PO4） 、酸式鹽（NaH2PO4） 、 （Na2HPO4） ； H3PO3是二元酸，其鈉鹽有正鹽（Na2HPO3） 、酸式鹽（NaH2PO3） 考點四考點四溶液、飽和溶液、不飽和溶液溶液、飽和溶液、不飽和溶液 1.溶液的概念：一種或幾種物質(zhì)分散到另一種物質(zhì)里形成的均一、穩(wěn)定的混合物。 2.溶液的組成:溶液=溶質(zhì)+熔劑 溶質(zhì)：被分散的物質(zhì)。如食鹽水中的NaCl；氨水中的 NH3；碘酒中的 I2 溶劑：溶質(zhì)分散其中的物質(zhì)。如食鹽水、氨水中的水；碘酒中的酒精 3.溶解過程：溶質(zhì)分散到溶

24、劑里形成溶液的過程叫溶解。物質(zhì)溶解時，同時發(fā)生兩個過程： + + O HOPOH H 溶解是一個物理、化學過程，并伴隨著能量變化，溶解時溶液的溫度是升高還是降低，取決于上述兩個 過程中放出和吸收熱量的相對大小。如：濃硫酸稀釋溶液溫度升高，NH4NO3溶于水溶液溫度降低。 4.溶解平衡 在一定條件下，溶解速率等于結(jié)晶速率的狀態(tài)叫溶解平衡。 溶解平衡是動態(tài)平衡，溶解和結(jié)晶仍在進行。 達到溶解平衡的溶液是飽和溶液，它的濃度一定，未達到溶解平衡的溶液是不飽和溶液，通過加入溶質(zhì)、蒸 發(fā)溶劑、改變溫度等方法可使不飽和溶液成為飽和溶液。 未溶解的固體溶質(zhì) 考點五考點五溶解度、溶質(zhì)的質(zhì)量分數(shù)溶解度、溶質(zhì)的質(zhì)量

25、分數(shù) 1.固體的溶解度 (1)定義：在一定溫度下，某固態(tài)物質(zhì)在 100g 溶劑里達到飽和狀態(tài)時所溶解的質(zhì)量，叫做這種物質(zhì)在這 種溶劑里的溶解度。 注意點：一定溫度 100g 溶劑 達到溶解平衡狀態(tài)（飽和狀態(tài)）單位是克(g) (2)有關(guān)關(guān)系式：S(溶解度)= S/g 陡升型(KNO3) 溶液中的溶質(zhì) m溶質(zhì)m溶質(zhì)m溶劑m溶液 100(g) m溶劑S100S 100 (3)溶解度曲線： 溶解度曲線是溶解度隨溫度變化的一種 表示方法。溶解度曲線可表示： 同一物質(zhì)在不同溫度時的不同溶解度； 不同物質(zhì)在同一溫度時不同溶解度； 物質(zhì)溶解度受溫度變化影響的大?。?比較不同物質(zhì)的溶解度的大小。 2.氣體的溶解

26、度 在一定溫度和 1.0110 Pa 時，1 體積溶劑里達到溶解平衡時溶解的氣體體積數(shù) （要換算成標準狀況時的 氣體體積） 。氣體溶解度隨溫度的升高而減小，隨壓強的增大而增大。 3.溶質(zhì)質(zhì)量分數(shù)（a%） 溶質(zhì)質(zhì)量分數(shù)= 溶質(zhì)的質(zhì)量 / g 100% 溶液的質(zhì)量 / g 考點六考點六膠體及其性質(zhì)膠體及其性質(zhì) 1.膠體的本質(zhì)特征：分散質(zhì)粒子的直徑大小在1nm100nm 之間 2.膠體的分類 氣溶膠霧、云、煙 固溶膠煙水晶、有色玻璃 按分散劑狀態(tài)分液溶膠Fe(OH)3膠體、蛋白質(zhì)溶液 膠體 按分散質(zhì)分 粒子膠體分散質(zhì)微粒是很多分子或離子的集合體，如Fe(OH)3膠體 分子膠體分散質(zhì)微粒是高分子，如淀

27、粉溶液，蛋白質(zhì)溶液 3.膠體的重要性質(zhì) 丁達爾現(xiàn)象：光通過膠體時所產(chǎn)生的光亮的通路的現(xiàn)象。膠體的丁達爾現(xiàn)象是由于膠體微粒對光線的 散射而形成的，溶液無此現(xiàn)象，故可用此法區(qū)別溶液和溶膠。 布朗運動：膠體粒子所作的無規(guī)則的、雜亂無章的運動。布朗運動是分子運動的體現(xiàn)。 電泳現(xiàn)象：在外加電場的作用下，膠粒在分散劑里向陰極或陽極作定向移動的現(xiàn)象。工業(yè)生產(chǎn)中可利 用電泳現(xiàn)象來分離提純物質(zhì)。 膠體微粒 金屬氫氧化物、金屬氧化物 非金屬氧化物、金屬硫化物 吸附的離子膠粒帶的電荷在電場中膠粒移動方向 陽離子 陰離子 正電荷 負電荷 陰極 陽極 5 例如：在電泳實驗中，F(xiàn)e(OH)3膠體微粒向陰極移動，使陰極附近

28、顏色加深，呈深紅褐色。 膠體的聚沉： 一定條件下， 使膠體粒子凝結(jié)而產(chǎn)生沉淀。 膠體聚沉的方法主要有三種： a.加入電解質(zhì) b. 加入與膠粒帶相反電荷的另一種膠體 c.加熱。如：制皂工業(yè)生產(chǎn)中的鹽析，江河入?？谌侵薜男纬傻鹊?。 滲析：依據(jù)分散系中分散質(zhì)粒子的直徑大小不同，利用半透膜把溶膠中的離子、分子與膠粒分離開來 的方法。利用滲析可提純膠體。 第二節(jié)離子反應(yīng) 考點一考點一電解質(zhì)、非電解質(zhì)、強電解質(zhì)、弱電解質(zhì)電解質(zhì)、非電解質(zhì)、強電解質(zhì)、弱電解質(zhì) 1.電解質(zhì)、非電解質(zhì) 定義 本質(zhì) 電解質(zhì) 在水溶液中或熔融狀態(tài)下 能導電的化合物 在水溶液中或熔融狀態(tài)下 非電解質(zhì) 在水溶液中和熔融狀態(tài)下 均不能導

29、電的化合物 在水溶液中和熔融狀態(tài)下 能夠電離的化合物 導電實質(zhì) 結(jié)構(gòu)特點 共同點 注意點 舉例 定義 電離程度 電離平衡 溶液中存在微 粒種類 電離過程 相互關(guān)系 電離方程式 書寫規(guī)律 產(chǎn)生了自由移動的離子 離子化合物和某些具有極性鍵 的共價化合物 均為化合物 均不能發(fā)生電離的化合物 沒有產(chǎn)生自由移動的離子 某些共價化合物 電解質(zhì)非、電解質(zhì)的區(qū)分與化合物的水溶性無關(guān). NaCl Ba(OH)2 CH3COOH 強電解質(zhì) 在水溶液中能全部電離的電解質(zhì) 完全 不存在 水合離子、水分子 不可逆、不存在電離平衡 CH3CH2OH C12H22O11 弱電解質(zhì) 在水溶液中只能部分電離的電解質(zhì) 部分 存在

30、 水合離子、水分子 弱電解質(zhì)分子 可逆、存在電離平衡 2.強電解質(zhì)、弱電解質(zhì) 均為電解質(zhì)。在相同條件下,強電解質(zhì)溶液的導電能力強于弱電解質(zhì)溶液 用等號 HnA=nH +A +n- 用可逆符號,弱酸分步電離 HnA H +HA HA(n-1)- + +(n-1)- (n-2)- H +H2A 強酸：HCl H2SO4HNO3HClO4HBr HI 舉例 弱酸：CH3COOH HCN H2S H2CO3等 弱堿：NH3H2O Cu(OH)2等. H2O 及小部分鹽：(CH3COO)2Pb 等. 強堿：KOH NaOH Ba(OH)2等. 絕大部分鹽：BaSO4 BaCl2.等 特別提醒：特別提醒：

31、 1.電解質(zhì)是指在水溶液中或熔融狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕衔?。水溶液中或熔融狀態(tài)下，這兩者之間只需滿足一 者就行了，但必須強調(diào)的是其本身能夠?qū)щ?，而不是反?yīng)的生成物。如SO2、SO3的水溶液雖然能導電，但它 們都不是電解質(zhì)，原因是在溶液中真正起到導電作用的是它們與水反應(yīng)的生成物H2SO3、H2SO4，而不是它們自 己本身。Na2O 的水溶液的導電雖然也是它與水反應(yīng)生成的NaOH 導電，但因為其在熔融狀態(tài)下本身能夠?qū)щ姡?所以 Na2O 是電解質(zhì)。 2.電解質(zhì)和非電解質(zhì)都是化合物，單質(zhì)它既不是電解質(zhì)，也不是非電解質(zhì)。 3.判斷某電解質(zhì)是強電解質(zhì)還是弱電解質(zhì)關(guān)鍵是看它在水溶液中電離時是完全電離還是部分電

32、離，與其溶解 度大小、導電能力強弱等因素無關(guān)。 考點二考點二離子方程式的書寫離子方程式的書寫 1.離子反應(yīng)：指在溶液中（或熔化狀態(tài)下）有離子參加或離子生成的反應(yīng)。 2.離子方程式：用實際參加反應(yīng)的離子符號表示化學反應(yīng)的式子。 3.離子方程式的書寫： （1）書寫規(guī)則： 單質(zhì)、氧化物、不溶物、難電離的物質(zhì)（弱酸、弱堿及水等）不能拆開來寫。如 Cl2、Na2O 等不可以 拆開寫成 Cl 、Na 、O ；BaSO4不可以拆開寫成 Ba 、SO4形式。 易溶于水，易電離的物質(zhì)的離子符號的改寫同電離方程式中的離子形式。如NaHCO3改寫 Na 、HCO3； NaHSO4應(yīng)改寫 Na ,H ,SO4 微溶物

33、，若出現(xiàn)在反應(yīng)物中一般改寫成離子符號（懸濁液除外） ；若出現(xiàn)在生成物中一般不改寫。 固體與固體物質(zhì)反應(yīng)不寫離子方程式。如實驗室制取NH3的離子方程式為： 2NH4Cl+Ca(OH)2=CaCl2+2NH3+2H2O +2- +- -+2-2+2- 濃 H2SO4、濃H3PO4一般不拆開寫成離子形式；HCl、HNO3無論濃稀，均應(yīng)改寫成離子符號。如Cu 片與 濃 H2SO4反應(yīng)的離子方程式為：Cu+2H2SO4（濃）=CuSO4+SO2+2H2O （2）書寫步驟（以 CuSO4溶液與 BaCl2 溶液反應(yīng)為） 寫出反應(yīng)的化學方程式：CuSO4+BaCl2=CuCl2+BaSO4 把易溶于水、易電

34、離的物質(zhì)拆開寫成離子形式，難溶的物質(zhì)或難電離的物質(zhì)以及氣體等仍用化學式 來表示。上述化學方程式可改寫成： Cu +SO4+Ba +2Cl =Cu +2Cl +BaSO4 刪去方程式兩邊不參加反應(yīng)的離子符號：Ba + SO4=BaSO4 檢查離子方程式兩邊各元素的原子個數(shù)和電荷總數(shù)是否相等。 特別提醒：特別提醒： 常見離子方程式的書寫錯誤 （1）不配平（一般表現(xiàn)為等式兩邊原子不守恒或電荷數(shù)不守恒） 。如 Fe +Cu =Cu +Fe ； Na+H2O=Na +OH +H2 （2）該改的不改或不該改的改了。如Na2O 溶于水：O + H2O = 2OH ；大理石和稀鹽酸反應(yīng)：CO3+2H =CO2

35、 +H2O； 醋酸銨溶液與燒堿溶液共熱： CH3COONH4+OH =CH3COO + NH3+H2O； 乙醛做銀鏡反應(yīng)： CH3CHO+2Ag(NH3)2OH CH3COO +NH4+2Ag+3NH3+H2O 等等 （3）與反應(yīng)事實不相符合。如鐵片溶于稀HCl：2Fe+6H =2Fe + 3H2；鋁條溶于稀HNO3：2Al+6H = 2Al +3H2 （4）不是離子反應(yīng)的寫離子方程式。離子反應(yīng)發(fā)生在水溶液中或熔融狀態(tài)下，否則就不能寫離子方程式。如 濃硫酸與食鹽共熱制 HCl；濃硫酸與 Cu 共熱制 SO2；實驗室制 CH4和 NH3等都無離子方程式。 （5）亂用、 、符號。如 FeCl3溶液

36、的水解： Fe + 3H2O = Fe(OH)3+ 3H ；F2通入水中： 2F2+2H2O=4HF+O2 ；Na2CO3的水解：CO3+H2O=HCO3+OH （6） 多步水解或電離的方程式一步完成或水解與電離方程式分不清楚。 如Na2S溶于水： S +2H2O H2S +2OH ； H2S 溶于水：H2S 2H + S 。 （7）漏寫一種產(chǎn)物。如CuSO4溶液與 Ba(OH)2溶液混合：Ba +SO4=BaSO4；Ba(OH)2溶液中滴加稀 H2SO4：H + OH = H2O。 （8）隨便約簡或不約簡。如Ba(OH)2溶液不斷滴加稀 H2SO4：Ba +H +OH +SO4=BaSO4+

37、 H2O；Al2(SO4)3溶液中 加氨水：2Al +6NH3H2O=2Al(OH)3+6NH4 考點三考點三溶液中的離子共存溶液中的離子共存 1.離子共存條件： 同一溶液中若離子間符合下列任意一個條件就會發(fā)生離子反應(yīng)，它們之間便不能在溶液中大量共存。 生成難溶物或微溶物：如：Ba 與 CO3，Ag 與 Br ，Ca 與 SO4等不能大量共存。 生成氣體或揮發(fā)性物質(zhì)：如：NH4與 OH ，H 與 CO3、HCO3、S 、HS 、SO3、HSO3等不能大量共存。 生成難電離物質(zhì)：如：H 與 CH3COO 、CO3、S 、SO3等因生成弱酸不能大量共存；OH 與 NH4因生成的弱堿 不能大量共存；

38、H 與 OH 生成水不能大量共存。 發(fā)生氧化還原反應(yīng)： 氧化性離子(如 Fe 、NO3、ClO 、MnO4(H )等)與還原性離子(如 S 、I 、Fe 、SO3等)不能大量共存。 2.附加隱含條件的應(yīng)用規(guī)律： 溶液無色透明時，則溶液中一定沒有有色離子，如Cu 、Fe 、Fe 、MnO4 強堿性溶液中肯定不存在與OH 反應(yīng)的離子，如 Fe 、 Fe 、HCO3、NH4、Al 強酸性溶液中肯定不存在與H 反應(yīng)的離子,如 HCO3、CO3、S 、CH3COO 、AlO2 第三節(jié)氧化還原反應(yīng) 考點一考點一氧化還原反應(yīng)、氧化劑、還原劑、氧化產(chǎn)物、還原產(chǎn)物氧化還原反應(yīng)、氧化劑、還原劑、氧化產(chǎn)物、還原產(chǎn)物

39、 概念定義注意點 +-2-2- -3+2+-+3+ 2+3+2+- 3+-+2-2+2- +- +-2-2-2-+ +-+2-2-2- 2+2-+-2+2- 3+ 2+-2- - 2+2-+ +2- 2- 2- 3+ +3+3+ -+ - 2-2-+ 3+2+2+- 2+2- 2+2-2+-2+- 氧化反應(yīng) 還原反應(yīng) 被氧化 被還原 氧化產(chǎn)物 還原產(chǎn)物 氧化劑 物質(zhì)失去電子的反應(yīng) 物質(zhì)得到電子的反應(yīng) 元素失去電子的過程 元素得到電子的過程 通過發(fā)生氧化反應(yīng)所得 的生成物 通過發(fā)生還原反應(yīng)所得 的生成物 得到電子的反應(yīng)物 物質(zhì)失去電子的外部表現(xiàn)為化合價的升高 物質(zhì)得到電子的外部表現(xiàn)為化合價的降低

40、 元素失去電子的外部表現(xiàn)為化合價的升高 元素得到電子的外部表現(xiàn)為化合價的降低 氧化還原反應(yīng)中，氧化產(chǎn)物、還原產(chǎn)物可以是同一 種產(chǎn)物，也可以是不同產(chǎn)物，還可以是兩種或兩種 以上的產(chǎn)物。 如反應(yīng)4FeS2+11O2=2Fe2O3+8SO2中， Fe2O3 和 SO2均既為氧化產(chǎn)物，又為還原產(chǎn)物。 常見氧化劑：(1)活潑的非金屬單質(zhì)；如鹵素單質(zhì) (X2)、O2、S 等(2)高價金屬陽離子；如 Fe 、Cu 等 (3)高價或較高價含氧化合物；如 MnO2、濃 H2SO4、 HNO3、KMnO4等(4)過氧化物；如 Na2O2、H2O2等 3+2+ 還原劑 氧化性 還原性 知識規(guī)律知識規(guī)律 失去電子的反

41、應(yīng)物 得到電子的能力 失去電子的能力 常見還原劑：活潑或較活潑的金屬；如 K、Na、 Zn、Fe 等一些非金屬單質(zhì)；如 H2、C、Si 等較 低態(tài)的化合物；CO、SO2、H2S、Na2SO3、FeSO4 物質(zhì)的氧化性、還原性的強弱與其得失電子能力有 關(guān)，與得失電子的數(shù)目無關(guān)。 還原性化合價升高弱氧化性 變化 還原劑氧化反應(yīng)氧化產(chǎn)物 反應(yīng)物 氧化劑還原反應(yīng)還原產(chǎn)物 產(chǎn)物 變化 氧化性化合價降低弱還原性 考點二考點二物質(zhì)的氧化性強弱、還原性強弱的比較。物質(zhì)的氧化性強弱、還原性強弱的比較。 氧化性得電子性，得到電子越容易氧化性越強 還原性失電子性，失去電子越容易還原性越強 由此，金屬原子因其最外層電

42、子數(shù)較少，通常都容易失去電子，表現(xiàn)出還原性，所以，一般來說，金屬 性也就是還原性；非金屬原子因其最外層電子數(shù)較多，通常都容易得到電子，表現(xiàn)出氧化性，所以，一般來 說，非金屬性也就是氧化性。 1.根據(jù)金屬活動性順序來判斷: 一般來說，越活潑的金屬，失電子氧化成金屬陽離子越容易，其陽離子得電子還原成金屬單質(zhì)越難，氧 化性越弱；反之，越不活潑的金屬，失電子氧化成金屬陽離子越難，其陽離子得電子還原成金屬單質(zhì)越容易， 氧化性越強。 2.根據(jù)非金屬活動性順序來判斷: 一般來說，越活潑的非金屬，得到電子還原成非金屬陰離子越容易，其陰離子失電子氧化成單質(zhì)越難， 還原性越弱。 3.根據(jù)氧化還原反應(yīng)發(fā)生的規(guī)律來判

43、斷: 氧化還原反應(yīng)可用如下式子表示： 規(guī)律：反應(yīng)物中氧化劑的氧化性強于生成物中氧化產(chǎn)物的氧化性，反應(yīng)物中還原劑的還原性強于生成物 中還原產(chǎn)物的還原性。 4.根據(jù)氧化還原反應(yīng)發(fā)生的條件來判斷: 如：Mn02+4HCl(濃) MnCl2+C12+2H20 2KMn04+16HCl(濃)=2MnCl2+5C12+8H2O 后者比前者容易(不需要加熱)，可判斷氧化性 KMn04Mn02 5.根據(jù)反應(yīng)速率的大小來判斷: 如:2Na2SO3+O2=2Na2SO4（快） ， 2H2SO3+O2=2H2SO4（慢） ， 2SO 2 其還原性: Na2SO4H2SO3SO2 6.根據(jù)被氧化或被還原的程度來判斷:

44、 如：Cu Cl 2 點燃 O 2 催化劑 2SO 3 ， CuCl 2 ，2Cu S Cu 2 S，即氧化性:Cl2 S。 又如:2HBr H 2SO4(濃) Br 2 SO 2 2H 2O ，8HIH 2SO4(濃) 4I 2 H 2S 4H2O ， 即有還原性:HI HBr。 7.根據(jù)原電池的正負極來判斷： 在原電池中，作負極的金屬的還原性一般比作正極金屬的還原性強。 8.根據(jù)電解池中溶液里陰、陽離子在兩極放電順序來判斷。 - 如:Cl 失去電子的能力強于 OH ，還原性:Cl OH。 9.根據(jù)元素在周期表中位置判斷： (1)對同一周期金屬而言，從左到右其金屬活潑性依次減弱。如Na、Mg

45、、A1 金屬性依次減弱，其還原性 也依次減弱。 (2)對同主族的金屬而言， 從上到下其金屬活潑性依次增強。 如 Li、Na、K、Rb、Cs 金屬活潑性依次增強， 其還原性也依次增強。 （3）對同主族的非金屬而言，從上到下其非金屬活潑性依次減弱。如F、Cl、Br、I 非金屬活潑性依次減 弱，其氧化性也依次減弱。 10.根據(jù)（氧化劑、還原劑）元素的價態(tài)進行判斷： 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。 一般來說，同種元素價越高，氧化性越強；價越低還原性越強。如氧化性:Fe Fe Fe, S(+6 價)S(+4 價)等，還原性:H2SSSO2，但是，氧化性：HC

46、lO4 HClO34 HClO24核外電子數(shù) 或 質(zhì)子數(shù)=核外電子數(shù)+電荷數(shù) 陰離子中：質(zhì)子數(shù)核外電子數(shù) 或 質(zhì)子數(shù)=核外電子數(shù)-電荷數(shù) （3）質(zhì)量關(guān)系：質(zhì)量數(shù) =質(zhì)子數(shù) + 中子數(shù) 特別提醒特別提醒 對于公式：質(zhì)量數(shù)（A）=質(zhì)子數(shù)（Z）+中子數(shù)（N） ，無論原子還是離子，該公式均適應(yīng)。 原子可用 Z X 表示，質(zhì)量數(shù) A 寫在原子的右上角，質(zhì)子數(shù) Z 寫在原子的左下角，上下兩 數(shù)值的差值即為中子數(shù)。 原子周圍右上角以及右下角或上面均可出現(xiàn)標注， 注意不同位置標 注的含義，右上角為離子的電性和電荷數(shù)，寫作n；右下角為微粒中所含 X 原子的個數(shù)， 上面標注的是化合價，寫作n 形式，注意與電荷的標

47、注進行正確區(qū)分，如由氧的一種同位 A 素形成的過氧根離子，可寫作 8 O 16 -1 2 2 。 考點二考點二原子核外電子排布規(guī)律原子核外電子排布規(guī)律 核 外 電 子 排 布 規(guī) 律 各電子層最多能容納 2n 個電子 即：電子層序號 1 2 3 4 5 6 7 代表符號 K L M N O P Q 最多電子數(shù) 2 8 18 32 50 72 98 最外層電子數(shù)目不超過 8 個（K 層為最外層時不超過 2 個） 。 次外層電子數(shù)最多不超過 18 個，倒數(shù)第三層不超過 32 個。 核外電子總是盡先排滿能量最低、離核最近的電子層，然后才由里往外，依 次排在能量較高，離核較遠的電子層。 1.以上幾點是

48、相互聯(lián)系的，不能孤立地理解，必須同時滿足各項要求。 2.上述乃核外電子排布的初步知識，只能解釋 118 號元素的結(jié)構(gòu)問題，若 要解釋更多問題，有待進一步學習核外電子排布所遵循的其它規(guī)律。 2 1 2 3 4 注意 事項 特別提醒特別提醒 1-18號元素的原子結(jié)構(gòu)特性： 原子核中無中子的原子： H。 最外層有 1 個電子的元素：H、Li、Na。 最外層有 2 個電子的元素：Be、Mg、He。 最外層電子數(shù)等于次外層電子數(shù)的元素：Be、Ar。 最外層電子數(shù)是次外層電子數(shù)2 倍的元素：C；是次外層電子數(shù) 3 倍的元素：O；是 次外層電子數(shù) 4 倍的元素：Ne。 電子層數(shù)與最外層電子數(shù)相等的元素：H、

49、Be、Al。 電子總數(shù)為最外層電子數(shù)2 倍的元素：Be。 次外層電子數(shù)是最外層電子數(shù)2 倍的元素：Si。 內(nèi)層電子數(shù)是最外層電子數(shù)2 倍的元素：Li、P。 考點三考點三相對原子質(zhì)量相對原子質(zhì)量 1 1 定義：以 C 原子質(zhì)量的 1/12（約 1.6610 kg）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 1，符號為 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：一個氯原子的 m( Cl)=5.8110 kg。 核素的相對原子質(zhì)量：各核素的質(zhì)量與 C 的質(zhì)量的 1/12 的比值。一種元素有幾種同位素， 就應(yīng)有幾 種不

50、同的核素的相對原子質(zhì)量， 相對諸量如 Cl 為 34.969, Cl 為 36.966。 核素的質(zhì)量數(shù)相等。如： Cl 為 35, Cl 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個數(shù)百分比算出的平均值。如： Ar(Cl)=Ar( Cl)a% + Ar( Cl)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)量與其原子個數(shù)百分比的 3537 3537 3537 12 35-26 12-27 原子比較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)值上與該質(zhì)量 乘積之和。 注意、核素相對原子質(zhì)量不是元素的相對原子質(zhì)量。 、通常可以用

51、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。 規(guī)律總結(jié)分清相對原子質(zhì)量、 質(zhì)量數(shù)的有關(guān)概念， 切不可用核素的相對原子質(zhì)量代替元素的相對原子 質(zhì)量。 考點四考點四微粒半徑的大小比較和微粒半徑的大小比較和 1010 電子、電子、1818 電子微粒電子微粒 1原子半徑和離子半徑 原 子 半 徑 1.電子層數(shù)相同時（同周期元素） ，隨原子序數(shù)遞增，原子半徑減小 例：NaMgAlSiPSCl 2.最外層電子數(shù)相同時（同主族元素） ，隨電子層數(shù)遞增原子半徑增大。 例：LiNaKRbCs 1.同種元素的離子半徑:陰離子大于原子,原子大于陽離子,低價陽離子大于高價陽離子。例： Cl Cl， 離 子

52、 半 徑 FeFe Fe 2.電子層結(jié)構(gòu)相同的離子,核電荷數(shù)越大,半徑越小。例：O F Na Mg Al 3.帶相同電荷的離子（同主族元素的離子）,電子層越多,半徑越大。 例：Li Na K Rb Cs ；O S Se 4.帶電荷、電子層均不同的離子可選一種離子參照比較。 例：比較 K 與 Mg 可選 Na 或 Ca 為參照可知 K Na （或 Ca ）Mg 210 電子的微粒： （1）分子： Ne、CH4、NH3、H2O、HF ； （2）離子： Na 、Mg 、Al 、NH4、NH2、H3O 、OH 、O2、F 。 318 電子的微粒：2 （1） （1）分子： Ar、SiH4、PH3、H2S

53、、HCl、CH3CH3、N2H4、H2O2、F2、CH3OH、CH3F 等； （2）離子： S 、Cl 、K 、Ca 、HS 。 特別提醒特別提醒 ： 記憶 10 電子微粒的方法：首先找出 10 電子的原子（單原子分子）Ne，然后向前尋找非金屬元素對應(yīng)的 氫化物：CH4HF，向后尋找金屬形成的陽離子：Na Al 。在氫化物的基礎(chǔ)上增加或減少 H ，可構(gòu)成一系列 的離子。 記憶 18 電子的微粒方法：首先找出 18 電子的原子（單原子分子）Ar，然后向前尋找非金屬元素對應(yīng)的 氫化物：SiH4HCl，向后尋找金屬形成的陽離子： K Ca 。在氫化物的基礎(chǔ)上減少H ，可構(gòu)成一系列的離子。 還有部分

54、18 電子的分子可通過 10 電子的氫化物分析得到，10 電子的氫化物分子去掉一個H 得到 9 電子的基 團：CH3、NH2、OH、F，這些基團兩兩結(jié)合可形成18 電子的分子。 第三節(jié)化學鍵 考點一考點一化學鍵類型化學鍵類型 1.化學鍵的類型 化學鍵 類型 概念 成鍵微粒 成鍵性質(zhì) 離子鍵 陰陽離子間通過靜電引 力作用所形成的化學鍵 陰陽離子 靜電作用 共價鍵 原子間通過共用電子 對所形成的化學鍵 原子 共用電子對 金屬鍵 金屬陽離子與自由電子間通 過相互作用而形成的化學鍵 金屬陽離子和自由電子 電性作用 +2+ +3+ 2-+2+- +2+3+-+- 2222 222 223 23 形成條件

55、 實例 活潑金屬與活潑的非金 屬元素 NaCl、MgO 非金屬與非金屬元素 HCl、H2SO4 金屬內(nèi)部 Fe、Mg 特別提醒：特別提醒： 1.離子鍵一般由活潑的金屬元素和不活潑的非金屬元素組成，或者由銨根離子和不活潑的非金屬元 素組成；共價鍵一般由非金屬元素組成；而金屬鍵則存在于金屬單質(zhì)內(nèi)部。 2.離子三特征： 離子所帶的電荷：陽離子電荷就是相應(yīng)原子失去的電子數(shù)；陰離子電荷是相應(yīng)原子得到的電子 數(shù)。 離子的電子構(gòu)型：主族元素形成的簡單離子其電子層結(jié)構(gòu)與在周期表中離它最近的惰性氣體原 子結(jié)構(gòu)相同。 離子的半徑：離子半徑大小近似反映了離子的大小。一般來說，電子層數(shù)相同的離子，隨著核 電荷數(shù)的增大

56、，離子半徑減小。 3.共價鍵三參數(shù) 鍵能：折開 1mol 共價鍵所吸收的能量(KJ/mol)。鍵能越大，鍵越牢固，含該鍵的分子越穩(wěn)定。 鍵長：兩個成鍵原子核間的(平均)距離。鍵長越短，鍵能越大，鍵越牢固，含該鍵的分子越穩(wěn) 定。 鍵角：分子中兩個鍵軸間的夾角。它決定了分子的空間構(gòu)型。 2.共價鍵的類型 概念 原子吸引電子能力 共用電子對 成鍵原子電性 形成條件 非極性鍵 同種元素原子形成的共價鍵，共用 電子對沒有發(fā)生偏移 相同 不偏向任何一方 電中性 由同種非金屬元素組成 極性鍵 不同種元素原子形成的共價鍵， 共用 電子對發(fā)生偏移 不同 偏向吸引電子能力強的原子 顯電性 由不同種非金屬元素組成

57、特別提醒：特別提醒： 極性共價鍵參與形成化合價， 非極性共價鍵不參與形成化合價。 共價化合物中，假設(shè)共用電 子全部轉(zhuǎn)移到非金屬性相對強的一方原子后，成鍵原子所“得”或所“失”的電子數(shù)就是該元素 的合化價。如：H2O2，Na2O2中 O 為-1 價，F(xiàn)eS2中的 S 為-1 價。 考點二考點二電子式電子式（在后面附加化學用語中） 考點三考點三氫鍵氫鍵 1.氫鍵的形成條件 如兩個分子中都存在強極性共價鍵 X-H 或 Y-H ，共中 X、Y 為原子半徑較小，非金屬性很強的原子 F、 O、N。若兩個為同一種分子，X、Y 為同一種原子；若兩個是不同的分子，X、Y 則為不同的原子。當一個分 子中的氫與另一

58、個分子中的 X 或 Y 充分接近，兩分子則產(chǎn)生較強的靜電吸引作用。這種由氫原子與另一分 子中原子半徑較小，非金屬性很強的原子形成的吸引作用稱為氫鍵。 可表示為 XHYH ，可見只有在分 子中具有 HF、HO、HN 等結(jié)構(gòu)條件的分子間才能形成氫鍵。氫鍵不屬于化學鍵，其強度比化學鍵弱得 多，通常歸入分子間力（范德華力） ，但它比分子間作用力稍強。 2.氫鍵對物質(zhì)物理性質(zhì)的影響 氫鍵的形成加強了分子間的作用力，使物質(zhì)的熔沸點較沒有氫鍵的同類物質(zhì)高，如HF、H2O、NH3的沸 點都比它們各自同族元素的氫化物高。又如乙醇的沸點（70）也比乙烷的沸點（-86）高出很多。此外， 如 NH3、C2H5OH、C

59、H3COOH 由于它們能與水形成氫鍵，使得它們在水中的溶解度較其它同類物質(zhì)大。 第二章化學與自然資源的開發(fā)利用（其他兩章內(nèi)容在選修四和選修五中） 考點一考點一金屬礦物的開發(fā)利用金屬礦物的開發(fā)利用 1、常見金屬的冶煉：加熱分解法（Hg 后） ：加熱還原法（Zn 到 Cu） ：電解法（K 到 Al） ： 2、金屬活動順序與金屬冶煉的關(guān)系：金屬活動性序表中，位置越靠后，越容易被還原，用一般的還原方 法就能使金屬還原；金屬的位置越靠前，越難被還原，最活潑金屬只能用最強的還原手段來還原。 （離子） 考點二考點二海水資源的開發(fā)利用海水資源的開發(fā)利用 1、海水的組成：含八十多種元素。其中， H、O、Cl、Na、K、Mg、Ca、S、C、F、B、Br、Sr 等總量占 99% 以上，其余為微量元素；特點是總儲量大而濃度小，以無機物或有機物的形式溶解或懸浮在海水中?？偟V物 儲量約 5 億億噸，有“液體礦山”之稱。堆積在陸地上可使地面平均上升153 米。如：金元素的總儲量約為 5107 噸，而濃度僅為 410-6g/噸。另有金屬結(jié)核約 3 萬億噸，海底石油 13