第一部分基本概念與基本理論

（―）物質(zhì)的組成

1、分子和由分子構(gòu)成的物質(zhì)

⑴分子是構(gòu)成物質(zhì)的一種能獨立存在的微粒，它保持著這種物質(zhì)的化學性質(zhì)

分子有一定的大小和質(zhì)量；分子間有一定距離；分子在不停地運動著（物理變化是分子

運動狀態(tài)改變的結(jié)果）；分子間有分子間作用（范德華力）。

⑵由分子構(gòu)成的物質(zhì)（在固態(tài)時為分子晶體）。

一些非金屬單質(zhì)（如叢、a、Ch、S、惰性氣體等）：氣態(tài)氫化物；酸酊（SiO?除外）；

酸類和大多數(shù)有機物等。

2、原子和由原子構(gòu)成的物質(zhì)

⑴原子是參加化學變化的最小微粒?；瘜W反應的實質(zhì)是原子的拆分和化合，是原子運動

形態(tài)的變化

原子有一定的種類、大小和質(zhì)量；由原子構(gòu)成的物質(zhì)中原子間也有一定間隔；原子不停

地運動著；原子間有一定的作用力。

⑵由原子構(gòu)成的物質(zhì)（固態(tài)時為原子晶體）。

金剛石、晶體硅、二氧化硅、碳化硅（SiC）等。

3、離子和由離子構(gòu)成的物質(zhì)

⑴離子是帶有電荷的原子或原子團。帶正電荷的陽離子如Na+、Fe計、H30\NH/、

3

[Ag（NH3）1+等；帶負電荷的陰離子如Cl，S~、OFT、SO/一、[Fe（CN）6]-等。

⑵由離子構(gòu)成的物質(zhì)（固態(tài)時為離子晶體）。

絕大多數(shù)鹽類（A1CL等除外）；強堿類和低價金屬氧化物等是由陽離子和陰離子構(gòu)成的

化合物。

【注意】離子利原子的區(qū)別和聯(lián)系：離子和原子在結(jié)構(gòu)（電子排布、電性、半徑）和性

質(zhì)（顏色，對某物質(zhì)的不同反應情況，氧化性或還原性等）上均不相同。

得ne-得ne-

陽離子、，二4原子；,二工陰離子（簡單陽、陰離子）

kne人ne

（二）物質(zhì)的分類

1、元素

⑴元素是具有相同核電荷數(shù)（即質(zhì)子數(shù)）的同一類原子的總稱（元素的種類是由核電荷數(shù)或

質(zhì)子數(shù)決定的）。

人們把具有一定數(shù)目的質(zhì)子和一定數(shù)目的中子的一種原子叫做核素，同一元素的不同核

素之間互稱為同位素。

⑵元素存在狀態(tài)

①游離態(tài)——在單質(zhì)中的元素

由同種元素形成的不同單質(zhì)——同素異形體，常有下列三種形成方式：

I組成分子的原子個數(shù)不同：如0八。3；白磷（P.）和紅磷等

,晶體晶格的原子排列方式不同：如金剛石和石墨

晶體晶格的分子排列方式不同：如正交硫和單斜硫

②化合態(tài)的元素——在化合物中的元素

【注意】元素和原子的區(qū)別，可從概念、含義、應用范圍等方面加以區(qū)別。

（三）物質(zhì)的性質(zhì)和變化

物理變化和化學變化的比較

比較物理變化化學變化

概念沒有生成其他物質(zhì)的變化生成了其他物質(zhì)的變化

只是分子（原子或離子）間距離變化（聚集狀分子種類變化，原子重新組合，

實質(zhì)

態(tài)），分子組成、性質(zhì)不變——分子種類不變但原子種類、數(shù)目不變

伴隨現(xiàn)放熱、發(fā)光、變色、放出氣體、

物質(zhì)形狀、狀態(tài)改變

象生成沉淀等

蒸發(fā)、冷凝、熔化、液化、汽化、升華、變形分解、化合、置換、復分解、燃

范圍

等燒、風化、脫水、氧化、還原等

區(qū)別無新物質(zhì)生成有新物質(zhì)生成

相互關(guān)

化學變化中同時發(fā)生物理變化、物理變化中不一定有化學變化

系

與性質(zhì)

物質(zhì)的性質(zhì)決定物質(zhì)的變化，物質(zhì)的變化反映物質(zhì)的性質(zhì)

的關(guān)系

（四）氧化還原反應

1、氧化還原反應的特征：元素化合價有無升降，這是判斷是否是氧化還原反應的依據(jù)。

2、氧化還原反應各概念間的關(guān)系

可用以下兩條線掌握概念

＜升——―＞失———＞還——-----＞還———＞氧---——-＞氧

元素化合原子失去物質(zhì)是還原劑具元素被還原劑的產(chǎn)物

J價升高電子還原劑有還原性氧化是氧化產(chǎn)物

＜降-----T得---―--＞氧——----＞氧-----一還---一-->還

元素化合原子得到物質(zhì)是氧化劑具元素被氧化劑的產(chǎn)物

J價降低電子氧化劑有氧化性還原是還原產(chǎn)物

3、物質(zhì)有無氧化性或還原性及其強弱的判斷

⑴物質(zhì)有無氧化性或還原性的判斷

元素為最高價態(tài)時，只具有氧化性，如Fe"、HzSO,分子中+6價硫元素；元素為最低

價態(tài)只具有還原性，如Fe、S-等；元素處于中間價態(tài)既有氧化性又具有還原性，如Fe2\

SO2、S等。

⑵物質(zhì)氧化性或還原性相對強弱的判斷

①由元素的金屬性或非金屬性比較

金屬陽離子的氧化性隨單質(zhì)還原性的增強而減弱，如下列四種陽離子的氧化性由強到弱

+2+3++

的順序是：Ag>Cu>Al>Ko

非金屬陰離子的還原性隨單質(zhì)氧化性的增強而減弱,如下列四種鹵素離子還原性由強到

弱的順序是：「>Br->C廠>F，

②由反應條件的難易比較

不同氧化劑與同一還原劑反應，反應條件越易，氧化性越強。如R和Hz混合在暗

處就能劇烈化合而爆炸，而L與H?需在不斷加熱的情況下才能緩慢化合，因而出的氧

化性比L強。

不同還原劑與同一氧化劑反應，反應條件越易，還原性越強，如有兩種金屬M和N

均能與水反應，M在常溫下能與水反應產(chǎn)生氫氣，而N需在高溫下才能與水蒸氣反應，

由此判斷M的還原性比N強。

③由氧化還原反應方向比較

還原劑A+氧化劑B------->氧化產(chǎn)物a+還原產(chǎn)物b,則：

氧化性：B>a還原性：A>b

-

如：由2Fe"+Br2=2Fe"+2Br

3+2+-

可知氧化性:Br2>Fe；還原性：Fe>Br

④當不同的還原劑與同一氧化劑反應時，可根據(jù)氧化劑被還原的程度不同來判斷還原劑

還原性的強弱。一般規(guī)律是氧化劑被還原的程度越大，還原劑的還原性越強。同理當不

同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

氯氣、硫兩種氧化劑分別與同一還原劑鐵起反應，氯氣可把鐵氧化為FeCl”而硫只能

把鐵氧化為FeS,由此說明氯氣的氧化性比硫強。

【注意】還原性的強弱是指物質(zhì)失電子能力的強弱，與失電子數(shù)目無關(guān)。如Na的還原

失e-上失3。一.

性強于A1,而Na--------->\a+,Al---------Al失電子數(shù)比Na多。

同理，氧化性的強弱是指物質(zhì)得電子能力的強弱，與得電子數(shù)目無關(guān)。如氧化性F2>0Z,

得2e-得4e-。

則R--------->2丁，0,--------->20”,得電子數(shù)比&多。

4、氧化還原方程式配平

原理：氧化劑所含元素的化合價降低（或得電子）的數(shù)值與還原劑所含元素的化合價升高

（或失電子）的數(shù)值相等。

步驟I：寫出反應物和生成物的分子式，并列出發(fā)生氧化還原反應元素的化合價（簡稱標

價態(tài)）

步驟H：分別列出元素化合價升高數(shù)值（或失電子數(shù)）與元素化合價降低數(shù)值（或得電子

數(shù)）。（簡稱定得失）

步驟川：求化合價升降值（或得失電子數(shù)目）的最小公倍數(shù)。配平氧化劑、還原劑、氧化

產(chǎn)物、還原產(chǎn)物的系數(shù)。

步驟IV：用觀察法配平其他物質(zhì)的系數(shù)。

（五）離子反應

1、離子反應發(fā)生條件

離子反應發(fā)生條件（即為離子在溶液中不能大量共存的原因）：

⑴離子間發(fā)生復分解反應

①有沉淀生成。不溶于水的化合物可依據(jù)書后物質(zhì)的溶解性表判斷，還有以下物質(zhì)不溶于

水：CaFz、CaC。（草酸鈣）等。

2-+

②有氣體生成。如C03+2H=C021+H20

（3）有弱電解質(zhì)生成。如弱堿NH3?H20；弱酸HF、HC10,H2S>H3P0,等;還有水、（CH；（C00）2Pb,

[Ag（NH3）2]+、[Fe（SCN）了+等難電離的物質(zhì)生成。

⑵離子間發(fā)生氧化還原反應：

如：Fe計與「在溶液中不能共存，2Fe3++2F=2Fe2++L

2-2-2-+

S,SO/，PT三種離子在溶液中不能共存，2S+S03+6H=35，+3比0等

2、書寫離子方程式應注意的問題

①沒有自由移動離子參加的反應，不能寫離子方程式。

如:Cu+H2s0,（濃）；NHQ1（固）+Ca（0H）2；C+H2s0式濃）反應:NaCl（固）+H2s0式濃）,

均因無自由移動離子參加反應，故不可寫離子方程式。

②有離子生成的反應可以寫離子方程式，如鈉和水、銅和濃硫酸、S0?通入溟水里、碳酸鈣

溶于乙酸等。

③單質(zhì)、氧化物在離子方程式中一律寫成化學式。

---

如：SO?和NaOH溶液反應：S02+20H=SM+fW或SO2+OH=HS03

④酸式鹽的酸根離子在離子方程式中不能拆開寫。如NaHCQ,溶液和稀鹽酸反應：

+

HC03"+H=H20+C021

⑤操作順序或反應物相對量不同時離子方程式不同。例如Ca（OH）z中通入少量CO2,離子方

2+

程式為:Ca+20H+C02=CaCO31+H20；Ca（OH）z中通入過量CO?,離子方程式為:OH

-

+C02==HC03O

⑥對于生成物是易溶于水的氣體，要特別注意反應條件。

如NaOH溶液和NH61溶液的反應，當濃度不大，又不加熱時，離子方程式為：

+

NH.,+0H=NH3-&0；當為濃溶液，又加熱時離子方程式為：NHJ+OH-==NH3t+

H20

⑦對微溶物（通常指CaSO,、Ca（0H）2、Ag2S0,>MgCO,等）要根據(jù)實際情況來判斷。

當反應里有微溶物處于溶液狀態(tài)時，應寫成離子，如鹽酸加入澄清石灰水：H++OH

=H20；當反應里有微溶物處于濁液或固態(tài)時，應寫化學式，如在石灰乳中加入Na2C0:i

溶液：CaSHh+OV=CaC0;t+20H；在生成物中有微溶物析出時，微溶物用化學式表

+2-

示，如Na2soi溶液中加入AgNQ、溶液：2Ag+SO4^=Ag2S0,I。對于中強酸（H3P0”、HzSOs

等）在離子方程式中寫化學式。

⑧具有強氧化性的微粒與強還原性微粒相遇時，首先要考慮氧化——還原反應，不能只簡單

地考慮復分解反應。

3、離子在溶液中不能大量共存幾種情況

⑴H+與所有弱酸陰離子和0H不能大量共存，因生成弱電解質(zhì)（弱酸）和水。

⑵Ok與所有弱堿陽離子、1廣、弱酸的酸式酸根離子不能大量共存，因生成弱堿、弱酸鹽和

水。

⑶能發(fā)生復分解反應生成弱電解質(zhì)、沉淀和氣體者不能大量共存。

⑷能發(fā)生氧化還原反應的離子不能大量共存,如能升,與S2,Fe"與N（T（H+）,S2-^SO,2

一什）等。

⑸某些弱酸根與弱堿根不能大量共存，如S2-、HC。,、AlOz、C（V-與Fe^、Af+等不共存。

⑹發(fā)生絡合反應的離子不能大量共存，如Fe"與SC『、Ag+與NHs-H20?

⑺Al計與AlOz、NH；與A1（V、NH；與SiO廠不能大量共存。

⑻注意有色離子（有時作為試題附加條件）：0?+（藍色）、Fe葉（棕黃色）、MnO「（紫色）、

Fe（SCN）2+（紅色）等。

（六）化學反應中的能量變化

1、熱化學方程式

⑴概念：表明反應所放出或吸收熱量的化學方程式，叫做熱化學方程式。

⑵書寫熱化學方程式時注意事項。

①4H寫在方程式右邊或下邊，兩者之間用“；”隔開，放出熱量4H為“一”，吸收熱量

△H為“+”。

②要注明反應物和生成物的狀態(tài)。固體用符號符號“s”表示、液體用符號“1”表示，氣體

用符號“g”表示。

③熱化學方程各物質(zhì)前的化學計量數(shù)表示物質(zhì)的量的多少，因此，它可以是整數(shù)，也可以是

分數(shù)。對于相同物質(zhì)的反應，當化學計量數(shù)不同時，4H也不同。

2、反應熱的有關(guān)計算

⑴反應熱=物質(zhì)的量義Imol物質(zhì)反應吸收或放出的熱

⑵反應熱=反應物的總鍵能一生成物的總鍵能

⑶根據(jù)蓋斯定律：如果?個反應可以分兒步進行，各分步反應的反應熱之和與該反應一步完

成時的反應熱相同。

⑷某種物質(zhì)的狀態(tài)或晶型不同會引起反應熱的差異，根據(jù)蓋斯定律，可將熱化學方程式進行

“加減”后，根據(jù)反應過程的反應熱比較其大小。

⑸物質(zhì)的量不同引起的反應熱差異，可根據(jù)反應熱的物質(zhì)的量之間的正比例關(guān)系比較。

（七）物質(zhì)的量

1、物質(zhì)的量及其單位——摩爾（mol）

⑴物質(zhì)的量是七個基本的物理量之一。它的物理意義是含一定數(shù)目粒子的集體，符號為

物質(zhì)的量的單位為摩爾，簡稱摩，符號為mol。物質(zhì)的量和摩爾的關(guān)系正如時間和秒、長度

和米、電流和安培的關(guān)系，不能混用。

⑵使用物質(zhì)的量及其單位時的注意事項

①“物質(zhì)的量”四個字是一個整體，不能拆開，如“時間”拆開表明的意義也就變了。寫成

“物質(zhì)的質(zhì)量”、“物質(zhì)量”、“物質(zhì)的數(shù)量”也都不對。不能理解為物質(zhì)的數(shù)量或質(zhì)量。

②摩爾是用來表示微觀粒子（原子、分子、離子、質(zhì)子、中子、電子等）或它們特定組合的

物質(zhì)的量的單位，它不能用來表示宏觀物體，如不能說Imol蘋果等。

③使用摩爾時，應注明粒子的化學式，而不能用該粒子的中文名稱。目的是避免指代不清引

起混淆。例如：使用Imol氧就會含義不清，究竟是指Imol0還是Imol0?呢？

2、阿伏加德羅定律及其重要推論

⑴決定物質(zhì)體積大小的因素（Imol）

1摩固體、液體體積不同，因為固體、液體里分子、原子、離子間距離小，其體積主要

決定于構(gòu)成物質(zhì)的這些微粒的直徑大小，而不同的分子、原子、離子的直徑大小不同，因而

所占體積不同。

氣體分子間距離較大，氣體體積主要取決于分子間的平均距離，而這平均距離又主要取

決于氣體的壓強與溫度，因此當溫度、壓強相同時，氣體分子間平均距離大致相同，其所占

體積相同。

⑵阿伏加德羅定律：在相同溫度、壓強下，同體積的氣體中含有相同分子數(shù)

定義中的“四個同”，如有“三個同”成立，第四個“同”才能成立。

3、阿伏加德羅定律推論：

同溫、同壓：格=*=等

V2A/2

同溫、同體積：等=詈=等

92ri2N2

同溫、同壓、等質(zhì)量:匕=改=綜

匕此冬

同溫、同壓、同體積：如=粵=生

m2/W2P2

（八）溶液和膠體

膠體

⑴定義

分散質(zhì)微粒的直徑大小在10-9?107m之間的分散系叫膠體。

⑵膠體的類型

氣溶膠：煙、云、霧。

液溶膠：Agl水溶膠、Fe（OH）s等。

固溶膠：煙水晶、有色玻璃等。

⑶滲析

因膠體粒子不能透過半透膜，所以把混有離子或分子雜質(zhì)的膠體裝入半透膜的袋里，并

把此袋放在溶劑中，從而使離子或分子從膠體溶液里分離的操作叫做滲析，常用于精制某些

膠體。

⑷膠體的制備方法

①物理分散法：把難溶于水的物質(zhì)顆粒分散成Inm?100nm的膠粒溶于水，如研磨分散法。

②化學凝聚法：通過復分解反應使產(chǎn)物分子逐步凝聚為膠體。

如：AgNOs+KI=AgI（膠體）+KNO3

FeCh+3H2（）0=Fe（0H）3（膠體）+3HCl等等

⑸膠體的性質(zhì)

①丁達爾效應：讓光線透過膠體時由于膠體微粒對光線有散射作用，所以從入射光的垂直方

向（或從側(cè)面）可以看到一道光的“通路”，此現(xiàn)象叫丁達爾現(xiàn)象。溶液無此現(xiàn)象，用此法

可鑒別膠體和溶液。

②布朗運動：在膠體里由于分散劑分子從各個方向撞擊膠體微粒而形成的不停的、無秩序的

運動叫布朗運動。

③電泳：在外加電場的作用下膠體里的微粒在分散劑里向陰極或陽極做定向移動的現(xiàn)象叫做

電泳。電泳證明了膠粒帶電荷，常用于分離膠?；蛱峒兡z體。

④聚沉：在一定條件下，使膠粒聚集成較大的顆粒形成沉淀，從分散劑里析出的過程叫膠體

聚沉，其方法有：a、加熱；b、加入強電解質(zhì)溶液；c、加入帶相反電荷的另一種膠體。

⑹膠體微粒所帶的電荷

膠體表面積大，具有很強的吸附作用，可吸附膠體中的陰離子或陽離子而帶電。一般

來說，金屬氫氧化物、金屬氧化物的膠粒吸附陽離子，膠體微粒帶正電荷；非金屬氧化物、

金屬硫化物的膠體微粒吸附陰離子，膠體微粒帶負電荷。同一溶膠微粒帶有同種電荷具有靜

電斥力，這是膠體穩(wěn)定的主要原因，布朗運動是膠體較穩(wěn)定的次要原因。

⑺幾點說明

①膠體的電荷是指膠體中膠體微粒帶有的電荷，而不是膠體帶電荷，整個膠體是電中性的。

②分子膠體微粒大都不帶電，如淀粉溶液。

③書寫膠體制備的反應方程式時生成的不溶物質(zhì)不寫“|”符號，這是因為膠粒帶同種電荷

相互排斥，沒有凝集成大顆粒而沉淀下來。

④制備Fe（0H）3膠體溶液是向沸水中滴加FeCL飽和溶液。其離子方程式為：

3

Fe'+3H20=Fe（0H）式膠體）+3H-

制備Agl膠體是將8~10滴0.Olmol/L的AgNOs溶液滴入10mL0.Olmol/L的KI溶液中

（濃度不能大，否則要產(chǎn)生Agl沉淀）

⑸電解質(zhì)溶液聚沉作用大小除和電解質(zhì)溶液及電解質(zhì)離子本性有關(guān)外，一般是：離子的電荷

數(shù)越多，離子半徑越小，聚沉能力越大。

如使帶負電荷膠粒聚沉的陽離子AF+>Fe"

使帶正電荷膠粒聚沉的陰離子能力[Fe（CN）二一>[Fe（CN）6廠，但淀粉膠體微粒因不吸

附離子而不帶電荷，所以加入少量電解質(zhì)不凝聚，也無電泳現(xiàn)象。

（九）原子組成與結(jié)構(gòu)

1、常見等電子體

⑴核外電子總數(shù)為2個的粒子：He、Li+、Be2+o

+2+

⑵核外電子總數(shù)為10個的粒子：Ne、HF、H#、NH3,CH.,（分子類）；Na>Mg.Al："、

NHJ、%0+（陽離子類）；N"、02\F\OH、NHz（陰離子類）。

⑶核外電子總數(shù)為18個電子的粒子:Ar、HCK峪、Ph&、HQ、CMCH30H,N2H八CHaNHs、

22

NH2OH、CH3F（分子類），K\Ca\（陽離子類）；P"、S\Cl"（陰離子類）。

2、元素、核素、同位素的比較

元素核素同位素

具有相同數(shù)目的質(zhì)

概具有定核電荷數(shù)（質(zhì)子質(zhì)子數(shù)相同而中子數(shù)不同的同一元

子和一定數(shù)目的中

念數(shù)）的同類原子的總稱素的原子或同一元素的不同核素

子的一種原子

宏觀概念，對同類原子而微觀概念，對某種微觀概念，對某種元素的原子而言。

范

言，既有游離態(tài)又有化合元素的一種原子而因同位素的存在而使原子種類多于

圍

態(tài)言元素種類

不同的核素可能質(zhì)同位素質(zhì)量數(shù)不同，化學性質(zhì)相同;

子數(shù)相同或中子數(shù)天然同位素所占原子百分含量?般

特主要通過形成的單質(zhì)或

相同，或質(zhì)量數(shù)相不變；同位素構(gòu)成的化合物如壓0、

性化合的來體現(xiàn)

同，或各類數(shù)均不DQ、TQ物理性質(zhì)不同，但化學性

相同質(zhì)相同

實H、D、T；汽、孤

H、0H、T、D為H的三種同位素

例

不同核素

（十）元素周期表中的主要變化規(guī)律

同周期同主族

項目

（左f右）（上f下）

原核外荷數(shù)逐漸增加增加

子電子層數(shù)相同增多

結(jié)原子半徑逐漸增小逐漸增大

構(gòu)最外層電子數(shù)逐漸增多相等

最高正價由+1-+7；負價最高正價、負價數(shù)相同，最

化合價

數(shù)=族序數(shù)一8高正價=族序數(shù)

元素的金屬性和非金屬金屬性逐漸減弱、非金屬性金屬性逐漸增強、非金屬性

性性逐漸增強逐漸減弱

質(zhì)單質(zhì)的氧化性、還原性還原性減弱、氧化性增強氧化性減弱、還原性增強

最高價氧化物對應的水

堿性減弱、酸性增強酸性減弱、堿性增強

化物的酸堿性

氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性漸增漸減

（十一）化學鍵與分子結(jié)構(gòu)

1、非極性分子和極性分子

⑴非極性分子：分子中正負電荷中心重合，從整體來看電荷分布是均勻的，對稱的。這

樣的分子為非極性分子。當分子中各鍵均為非極性鍵時.，分子是非極性分子。當一個分子中

各個鍵都相同，均為極性鍵，但該分子的構(gòu)型是對稱的，則分子內(nèi)正負電荷中心可以重合。

這樣的分子是非極性分子，如CH,、COz?？傊?，非極性分子中不一定只含非極性鍵。

⑵極性分子：分子中正負電荷中心不能重合，從整個分子來看，電荷的分布是不均勻的、

不對稱的。這樣的分子為極性分子，以極性鍵結(jié)合的雙原子分子，必為極性分子，以極性鍵

結(jié)合的多原子分子，若分子的構(gòu)型不完全對稱，則分子內(nèi)正負電荷必然不重合，則為極性分

子?？傊?，極性分子中必定會有極性鍵。但含有極性鍵的分子不一定是極性分子。

⑶常見分子的構(gòu)型及分子極性

⑷判斷ABn型分子極性的經(jīng)驗規(guī)律

若中心原子A的化合價的絕對值等于該元素所在的主族序數(shù)則為非極性分子,若不等則

為極性分子。如BL、BFs、CH4,CCL、CO"C&、PCb、SQ；等均為非極性分子，陽3、PL、PC13,

FLO、H8、SO2等均為極性分子。

AB“分子內(nèi)中心原子A若有孤對電子（未參與成鍵的電子對）則分子為極性分子，若無

孤對電子則為非極性分子。

2、化學鍵與物質(zhì)類別關(guān)系規(guī)律

⑴只含非極性共價健的物質(zhì)：同種非金屬元素構(gòu)成的單質(zhì)，如L、&、P,、金剛石、晶體硅

等。

⑵只含有極性共價鍵的物質(zhì)：一般是不同非金屬元素構(gòu)成的共價化合物。如CCL、NFL、Si。?、

CS2等。

⑶既有極性鍵又有非極性鍵的物質(zhì)：如HQz、C2H2、CH3cH3、C6H6（苯）等

⑷只含有離子鍵的物質(zhì)：活潑非金屬元素與活潑金屬元素形成的化合物，如Na￡、CsCl、K2。、

NaH等

⑸既有離子鍵又有非極性鍵的物質(zhì)，如NaQz、NazS.、CaCz等

⑹由離子鍵、共價鍵、配位鍵構(gòu)成的物質(zhì)，如NH￡1等

⑺無化學鍵的物質(zhì)：稀有氣體（單原子分子）。

（十二）化學平衡

1、影響化學反應速率的因素

⑴內(nèi)因（決定因素）

化學反應速率是由參加反應的物質(zhì)的性質(zhì)決定的。

⑵外因（影響因素）

①濃度：當其他條件不變時，增大反應物的濃度，反應速率加快。

注意：增加固體物質(zhì)或純液體的量，因其濃度是個定值，故不影響反應速率（不考慮表面積

的影響）。

②壓強：對于有氣體參加的反應，當其他條件不變時，增大壓強，氣體的體積減小，濃度增

大，反應速率加快。

注意：由于壓強對固體、液體的體積幾乎無影響，因此，對無氣體參加的反應，壓強對反應

速率的影響可忽略不計。

③溫度：當其他條件不變時，升高溫度，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：催化劑有正負之分。使用正催化劑，反應速率顯著增大；使用負催化劑，反應速

率顯著減慢。不特別指明時，指的是正催化劑。

2、外界條件同時對/正、/逆的影響

⑴增大反應物濃度，/正急劇增大，/逆逐漸增大；減小反應物的濃度，，正急劇減小，

/逆逐漸減小

⑵加壓對有氣體參加或生成的可逆反應，/正、，逆均增大，氣體分子數(shù)大的一側(cè)增大的倍

數(shù)大于氣體分子數(shù)小的一側(cè)增大的倍數(shù)；降壓，正、/逆均減小，氣體分子數(shù)大的一側(cè)減小

的倍數(shù)大于氣體分子數(shù)小的一側(cè)減小的倍數(shù)。

⑶升溫，/正、，逆?般均加快，吸熱反應增大的倍數(shù)大于放熱反應增加的倍數(shù)：降溫，V

正、“逆一般均減小，吸熱反應減小的倍數(shù)大于放熱反應減小的倍數(shù)。

⑷加催化劑可同倍地改變/正、/逆

3、可逆反應達到平衡狀態(tài)的標志

⑴/正=/逆，如對反應mA(g)+nB(gk>pC(g)

①生成A的速率與消耗A的速率相等。

②生成A的速率與消耗B的速率之比為m：n。

③生成B的速率與生成C的速率之比為n：po

⑵各組成成分的量保持不變

這些量包括：各組成成分的物質(zhì)的量、體積、濃度、體積分數(shù)、物質(zhì)的量分數(shù)、反應

的轉(zhuǎn)化率等。

⑶混合體系的某些總量保持不變

對于反應前后氣體體積發(fā)生變化的可逆反應，混合氣體的總壓強、總體積、總物質(zhì)的

量及體系平均相對分子質(zhì)量、密度等不變。

(十三)電離平衡

1、水的電離和溶液的pH計算

⑴水的電離

水是極弱的電解質(zhì)，純水中存在著電離平衡，其電離方程式為：2H2'九()*+011

,通常簡寫成壓0貯4出刑一,25℃時，c(H+)=c(0H-)=lX10%ol?L

⑵水的離子積常數(shù)K.

K,=c(H+)?C(0H),25℃時，(=1X10-"。

⑶K”的意義

K,是一個很重要的常數(shù)，它反映了一定溫度下的水中f濃度和0H濃度之間的關(guān)系。

⑷改變條件對水的電離平衡的影響

平衡移動c(H+)的c(OfT)的c(H+)與c(0K)溶液的

■方向變化變化的關(guān)系性質(zhì)

增

升高溫度向右增大增大c(H+)=c(0ir)中性

大

加入少量不

向左增大減小c(H+)>c(0H-)酸性

H2s變

加入少量不

向左減小增大c(H+)<c(OH-)堿性

NaOH變

⑸有關(guān)pH計算的主要題型及計算方法

根據(jù)pH=-lgc(H+),因此計算溶液的pH的關(guān)鍵是計算溶液中H+的濃度。

常見的題型有：

①有關(guān)酸堿溶液稀釋后pH的計算

a、酸稀釋后，先求稀釋后c(H+),再求pH；堿稀釋后，先求稀釋后c(0『)，根據(jù)K"=

c(H+),c(OIF),求出c(H*),最后再求pH。

b、一定濃度的強酸或強堿溶液用水稀釋100倍體積，溶液中c(H+)或C(OH)也被稀釋到同

樣倍數(shù)，濃度變?yōu)樵瓉淼?/10”,則溶液的pH將增大或減小a個單位。

c、一定濃度的弱酸或弱堿用水稀釋10”倍體積，由于電離程度增大，使得c(H+)或

c(0『)減小的不到1/10”,因此pH增大或減小不到a個單位。

d、稀酸、稀堿無限稀釋后，因水的電離已是影響pH的主要因素，因此pH接近于7。即稀

酸無限稀釋后，pH不可能大于7,弱堿無限稀釋后pH不可能小于7。

②有關(guān)酸堿混合pH的計算

A.兩種強酸混合，先計算混合后c(H+),再計算pH。混合后

Cl(H+「Vl+C2(H+)?V2

C(H+尸

VI+V2

B.兩種強堿混合，先計算混合后c(0『)，然后計算c(H+),最后計算pH?；旌虾?/p>

CI(OH-)?VI+C2(OH-).V2Kw

C(OH-)C(H，)-C(OH)

V1+V2

pH=-1gc(H+)o

C.強酸、強堿混合后，要發(fā)生酸堿中和反應，因此需判斷后再計算

若n(H+)=n(0lD,酸堿恰好完全反應,則pH=7；

若n(H+)>n(0H),則酸過量,先求反應后溶液中c(H*),再計算pH,此時pHV7

若n(H+)<n(0lD,則堿過量，先求反應后溶液中c(OI「)，再求出c(l1+),然后計算pll,

此時pH>7

2、鹽類水解方程式的書寫方法

⑴由于鹽類水解與酸堿中和互為可逆過程，所以鹽類水解一般不徹底，書寫離子反應方程

式時，只能用“一”，而不能用“一”，生成的不溶物不記“「'，生成的氣態(tài)產(chǎn)物

也不記也“符號，如不Ch水解的離子方程式為水計+3H204一式(OH"+3H+

⑵多元弱酸的電離是分步進行的，多元弱酸形成的鹽水解時也是分步進行的，如

H2cOsniH'+HaV,而Na2cO3的水解，首先0)工+400^HC03+0H,生成的HCQT再

水解C0—+0IF?

⑶較易水解的陽離子如Al"、Fe”等，較易水解的陰離子如CO/-(或HCOJ)、A10J等，在

溶液中雙水解十分強烈，可完全水解，此時應用“一”并標明"t”及“I”符號。

3t3+2-

Fe+3HC03=Fe,(0H)31+3C021,2A1+3S+6H2O=2A1(0H)31+3H2st

3、守恒法在處理溶液問題的應用

在解答電解質(zhì)溶液中微粒濃度之間的關(guān)系的有關(guān)問題，特別是等式關(guān)系時，經(jīng)常用到守

恒原理。

⑴電荷守恒：溶液中陽離子所帶的總正電荷數(shù)與陰離子所帶的總負電荷數(shù)相等，整個溶液顯

電中性。

如Na2s溶液中：c(Na+)+c(H溶=2c(S2-)+c(HS")+c(0H-)

⑵物料守恒：在電解質(zhì)溶液中，某物質(zhì)(或微粒)的總濃度等于該物質(zhì)電離或水解所產(chǎn)生的

各物質(zhì)平衡濃度之和。

⑶質(zhì)守恒：溶液中得質(zhì)子的微粒得質(zhì)子的總數(shù)與失質(zhì)子的微粒失去質(zhì)子的總數(shù)相等。

質(zhì)子守恒式一般可由上述電荷守恒式、物料守恒式聯(lián)立求得。

4、中和滴定誤差分析(以標準鹽酸滴定NaOH溶液為例)

編號操作錯誤待測值理由V2-V.=V（酸）

1耒用標準鹽酸洗滴定管偏高V（酸）變大

2滴定速度過快，未搖勻，指示劑已變色偏高V（酸）變大

3滴定管尖嘴部分有氣泡，滴定后消失偏高V（酸）讀數(shù)變大

4滴定前讀數(shù)正確，滴定后俯視讀數(shù)偏低V（酸）讀數(shù)變小

5滴定前讀數(shù)正確，滴定后仰視讀數(shù)偏高V（酸）讀數(shù)變大

6未用待測堿液洗移液管偏低V（酸）量減小

7滴定前，用待測堿液潤洗錐形瓶偏高V（酸）量增大

8快速滴定后，立即讀數(shù)偏高V（酸）量增大

5、電解時，溶液中陰、陽兩極離子的放電順序

電解時兩極的放電順序，與電極材料（非惰性金屬為陽極，陽極本身放電），電鍍、電

解質(zhì)溶液中離子本身的氧化性、還原性（本性）、離子濃度［電鍍鋅時，因c（Zn?+）比c（H+）

大得多，Z/+放電而射未放電］等因素有關(guān)。若以惰性電極進行電解，其陰陽兩極各離子放

電順序在不考慮濃度大小影響時，一般為：

陰極（陽離子）放電順序（氧化性）

Au3+>Ag+>Hg2+>Cu2+>H+>Pb2+>Sn2+>Ni2+>Fe2+>Zn2+>Mn2+>Al3+>Mg2+>Na+>

Ca2+>K+

陽極（陰離子）放電順序（還原性）

2---2-

S">r>Br>OH>N03>S0.I>F"

6、以惰性電極電解的類型及pH變化規(guī)律

以惰性電極電解時，按其中0H,、1廣放電情形的不同，電解可分如下幾種類型：

（I）OIT'、「均放電，相當于只電解水。凡含氧酸，可溶性強堿，活潑金屬的含氧酸鹽等電

電解

解均屬于此種類型，其電解方程式均為：2Ha=2H2t+0,t?其電解后pH變化規(guī)律為：

含氧酸，電解后pH變小；強堿，電解后川變大；鹽，電解后pH基本不變。

⑵只有H'放電，而,不放電，此類因H+放電消耗，會使電解后溶液的pH升高。凡活潑

電解

金屬的無氧酸鹽（除氟化物外）均屬此類，如電解NaCl溶液：2NaCl+2H2。^=2NaOH+

電解

H2t+C12t.電解鹽酸:2HC1^=H2t+C12t等

⑶只有OIL放電，而「不放電。此類因01「放電而消耗，使電解溶液的pH下降，凡不活

電解

潑金屬的含氧酸鹽均如此。如電解CuSO,溶液：2CuS0」+2HzO^=2Cu+（）2t+2HS03。

（GOH、、H'均未放電，相當只電解電解質(zhì)，凡不活潑金屬無氧酸鹽（除氟化物外）均屬此

類，因該類大多水解呈酸性，電解時pH略增大或基本不變，如電解CuCL溶液：

電解

CuCl2^=Cu+Cl2t

第二部分元素及其化合物

1、元素化合物知識包括金屬和非金屬兩部分，是高中化學的基礎(chǔ)知識之一。知識特點是作

為化學基本概念、原理、實驗和計算的載體，其信息量大，反應復雜，常作為綜合試題的知

識背景或突破思維的解題題眼。

2、注意處理好兩個關(guān)系，必須先處理好元素化合物知識的內(nèi)部關(guān)系，方法是：“抓重點，

理關(guān)系，用規(guī)律，全考慮”。

①抓重點：以每族典型元素為代表，以化學性質(zhì)為抓手，依次學習其存在、制法、用途、

檢驗等“?條龍”知識，做到牽一發(fā)而動全身

②理關(guān)系：依據(jù)知識內(nèi)在聯(lián)系，按單質(zhì)一氧化物f氧化物的水化物一鹽的順序，將零碎的

知識編織成網(wǎng)絡，建立起完整的知識結(jié)構(gòu)，做到滴水不漏

③用規(guī)律：用好化學反應特有的規(guī)律，如以強置弱等規(guī)律，弄清物質(zhì)間相互反應。

④全考慮：將元素化合物作為一個整體、一個系統(tǒng)理解，從而達到解綜合試題時能將所需

的元素化合物知識信手拈來。

另一方面是處理好元素化合物知識與本學科理論、計算或跨學科知識間的外部關(guān)系，采

取的方法是“分析與綜合、抽象與具體”。

①分析：將綜合試題拆分思考。

②綜合：將分散的“點”銜接到已有的元素化合物知識“塊”中。

③抽象：在分析綜合基礎(chǔ)上，提取相關(guān)信息。

④具體：將提取出的信息具體化，銜接到綜合試題中，從而完整解題。

（-）元素非金屬性的強弱規(guī)律

⑴常見非金屬元素的非金屬性由強到弱的順序如下：F、0、Cl>N、Br、I、S、P、C>Si、II。

⑵元素非金屬性與非金屬單質(zhì)活潑性的區(qū)別：

元素的非金屬性是元素的原子吸引電子的能力，影響其強弱的結(jié)構(gòu)因素有：①原子半徑：原

子半徑越小，吸引電子能力越強；②核電荷數(shù)：核電荷數(shù)越大，吸引電子能力越強；③最外

層電子數(shù)：同周期元素，最外層電子越多，吸引電子能力越強。但由于某些非金屬單質(zhì)是雙

原子分子，原子是以強列的共價鍵相結(jié)合（如NN等）與當參加化學反應時，必須消耗很

大的能量才能形成原子,表現(xiàn)為單質(zhì)的穩(wěn)定性。這種現(xiàn)象不一定說明這種元素的非金屬性弱。

⑶非金屬性強弱的判斷依據(jù)及其應用

元素的非金屬性的本質(zhì)是元素的原子吸引電子的能力。這種能力的大小取決于原子半徑、核

電荷數(shù)、最外層電子數(shù)，題目常通過以下幾方面比較元素的非金屬性。

①非金屬單質(zhì)與此化合的條件及難易程度；

②氫化物的穩(wěn)定性；

③最高價氧化物對應水化物的酸性；

④非金屬間的置換反應；

⑤非金屬單質(zhì)對應陰離子的還原性；

⑥與變價金屬反應時，金屬所呈現(xiàn)的化合價；

⑦元素在化合物中化合價的相對高低（如在HC10中，氯元素顯正價，氧元素顯負價，則

說明氧的非金屬性比氯強）等。

（-）鹵族元素

1、鹵族元素主要性質(zhì)的遞變性（從F-I）

⑴單質(zhì)顏色逐漸變深，熔沸點升高，水中溶解性逐漸減??；

⑵元素非金屬性減弱，單質(zhì)氧化性減弱，鹵離子還原性增強；

⑶與比化合，與1120反應由易到難；

⑷氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性減弱，還原性增強，水溶液酸性增強；

⑸最高價氧化物的水化物酸性減弱；

⑹前面元素的單質(zhì)能把后面元素從它們的化合物中置換出來。

2、鹵化氫

均為無色有刺激性氣味的氣體，極易溶于水，在空氣中形成酸霧。

⑴氟化氫（HF）：很穩(wěn)定，高溫極難分解，其水溶液是氫氟酸，弱酸，有劇毒，能腐蝕玻璃。

⑵氯化氫（HC1）：穩(wěn)定，在1000℃以上少量分解，其水溶液為氫氯酸，俗稱鹽酸，強酸

⑶澳化氫（HBr）：較不穩(wěn)定，加熱時少量分解，其水溶液為氫溟酸，酸性比鹽酸強，HBr

還原性比HC1強，遇濃硫酸被氧化為單質(zhì)澳（Bn）。

⑷碘化氫（HI）：很不穩(wěn)定，受熱分解，其水溶液為氫碘酸，酸性比氫溪酸強，HI是強還

原劑，遇濃硫酸易被氧化為單質(zhì)硫。

3、鹵素及其化合物主要特性

⑴氟及其化合物的特殊性質(zhì)

①鹵素單質(zhì)CL、Bn、L與H?化合都需要一定條件，惟獨F2在黑暗處就可與上化合爆炸。

②鹵素單質(zhì)Ck、Bn、L與水反應的通式為：X2+H2O=HX+HXO（L與水反應極弱），

但F2與HQ反應卻是：2F2+2H2O=4HF+O2

③氟無正價，其他都有正價

④HF有毒，其水溶液為弱酸，其他氫鹵酸為強酸，HF能腐蝕玻璃；

⑤CaJ不溶于水，AgF易溶于水，氟可與某些稀有氣體元素形成化合物。

⑵浪的特性

溪在常溫下為紅棕色液體（惟一的液態(tài)非金屬單質(zhì)），極易揮發(fā)產(chǎn)生紅棕色有毒的澳蒸氣，

因而實驗室通常將溪密閉保存在陰冷處，并在盛有液濱的試劑瓶內(nèi)常加適量水。盛裝浪的試

劑瓶不能用橡皮塞（腐蝕橡膠）。

⑶碘是紫黑色固體，具有金屬光澤，易升華（常用于分離提純碘），遇淀粉變藍色（常用來

檢驗碘的存在），碘的氧化性較其他鹵素弱，與變價金屬鐵反應生成FeL而不是FeL。

（三）氧族元素

1、氧族元素的相似性和遞變性

最外層均為6個電子，電子層數(shù)依次增加，次外層0為2個，S為8個，Se、Te均為

18個電子。氧通常顯一2價，硫、硒、稀常見的化合物為：-2價、+4價、+6價，都能

與多數(shù)金屬反應。氧化物有兩種R0?和ROs,其對應水化物H2RO3、11水0』均為含氧酸，具有酸

的通性。它們的氫化物除FW外，其余的H￡、Hfe、H?Te均為氣體，有惡臭、有毒，溶于水

形成無氧酸，都具有還原性。

核電荷數(shù)增加，電子層數(shù)依次增多，原子半徑逐漸增大，核對最外層電子的引力逐漸減

弱，原子得電子能力逐漸減弱，而失電子的能力逐漸增強。單質(zhì)的狀態(tài)由氣態(tài)到固態(tài)，熔沸

點也依次升高，非金屬性逐漸減弱，金屬性逐漸增強，氧化性依次減弱。含氧酸的酸性依次

減弱，氣態(tài)氯化物的穩(wěn)定性逐漸減弱，還原性逐漸增強。

2、硫酸根離子的檢驗

值得注意的是，檢驗SO,”時會受到許多離子的干擾。

（DAg+干擾：用BaCk溶液或鹽酸酸化時防止Ag+干擾，因為Ag++Cl-=AgC”。

⑵CO廣、SCV，P0廣-干擾：因為BaCOs、BaS03,Ba^POjz也是白色沉淀。與BaSO」白色沉淀

所不同的是，這些沉淀溶于強酸中。因此檢驗SO廠時，必須用酸酸化。

+2+

如：BaCO3+2H===H2O+CO2t+Ba但不能用硝酸酸化，同理所用鋼鹽也不能是

Ba（N03溶液，因為在酸性條件下SO：、HSO：,、SO2等會被溶液中的NO：,氧化為SO廠,從而

可使檢驗得出錯誤的結(jié)論。

為此，檢驗SO二離子的正確操作為：

被檢液加足拼的加松量化〉取清液滴加Ba02溶液>有無白色沉淀（有無so?-）

山此可見，濃硫酸和稀硫酸都具有氧化性，但產(chǎn)生氧化性的原因是不同的，因此其氧化能

力也有強與弱的差別，被還原產(chǎn)物也不相同。

（四）氮族元素

1、一氧化氮和二氧化氮

⑴一氧化氮：無色氣體，難溶于水，有很大毒性，在常溫下極易被氧化成二氧化氮。2N0+

02=2N02

⑵二氧化氮：有刺激性氣味的紅棕色氣體，溶于水生成硝酸和一氧化氮。

3N02+H20=2HN03+NO4N0zk^N。(無色)

注意：關(guān)于氮的氧化物溶于水的幾種情況的計算方法。

①NO?或NOz與Nz(或非6)的混合氣體溶于水時可依據(jù)：3N02+H20=2HN0：i+N0利用氣

體體積變化差值進行計算。

②NO2和5的混合氣體溶于水時，由4N0z+2H20+02=4HN()3可知，當體積比為

-=4：1,恰好完全反應

V(N02)：V(02)->4：1,NO2過量，剩余氣體為NO

l<4：1,過量，乘余氣體為

③NO和。2同時通入水中時，其反應是：2N0+02=2N02,3N02+H20=2HN0：l+N0,

總反應式為：4NO+21I2O+3O2=4HNO3當體積比為

"=4：3,恰好完全反應

V(NO)：V(02)<>4：3,NO過量，乘除氣體為NO

V4：3,O2過量，乘余氣體為Oz

④NO、NO”O(jiān)2三種混合氣體通入水中，可先按①求出NO,與40反應生成的NO的體積，再

加上原混合氣體中的NO的體積即為NO的總體積，再按③方法進行計算.

2、硝酸的化學性質(zhì)

①HNO：,具有酸的通性。

②HNQ,具有強氧化性，表現(xiàn)在能與多數(shù)金屬、非金屬、某些還原性化合物起反應。要注意，

由于硝酸氧化性很強，任何金屬與硝酸反應都不能放出氫氣，在與不活潑金屬如Cu、Ag

等反應時，濃硝酸還原產(chǎn)物為NOz,稀硝酸還原產(chǎn)物為NO,(但不能認為稀硝酸的氧化

性比濃硝酸強)；

③在溶液中NOs-幾乎與所有離子能大量共存，但注意，當溶液的酸性較強可形成硝酸溶液,

具有還原性的某些離子則不能與其大量共存，如NOJ、H*、Fe2+中任意兩者能大量共存,

但三者則不能大量共存。

即：N03在中性或堿性溶液中不表現(xiàn)氧化性，而在酸性溶液中表現(xiàn)強氧化性。

3,氨氣的實驗室制法

反應原理：2NH,Cl+Ca(0H，==CaCL+2NH3f+2上0不能用NaOH代替Ca(0H)2,因為

NaOH吸濕后容易結(jié)塊，產(chǎn)生的氣體不易逸出，并且NaOH對玻璃有強烈的腐蝕作用。

裝置：制NH?的氣體發(fā)生裝置與制0八CH，的相同。干燥氨氣不能選用濃WSO1、PA,也

不能選用無水CaCL,應選用堿石灰。收集NH；,應采用向下排空氣法。容器口塞一團棉花(防

止空氣進入試管，以保證收集的NM比較純凈)。檢驗：a、用濕潤的紅色石蕊試紙(變藍)；

b、蘸有濃鹽酸的玻璃棒接近瓶口(白煙)。實驗室還常根據(jù)濃氨水的強揮發(fā)性，向濃氨水

中加入NaOH或CaO得到氨氣。NaOH或CaO的作用是吸水和吸水后使溶液溫度顯著升高，二

者都能減少氨氣的溶解。

(五)碳族元素

1、碳族元素性質(zhì)的相似性和遞變性

2、碳酸正鹽與酸式鹽性質(zhì)比較

①在水中溶解性：正鹽除K\Na+、NHJ等易溶于水外，其余都難溶于水；而只要存在

的酸式鹽都易溶于水。

一般來說，在相同溫度下酸式鹽的溶解度比正鹽大，如