高中化学基本概念和基本理论总结(二)(精)

高中化学基本概念和基本理论总结(二)6、物质结构物质结构包括原子结构。

化学键和晶体。

（1）原子结构——原子由带正电的原子核和带负电的核外电子构成。

原子核所带正电荷等于核外电子所带的负电荷，因此整个分子呈电中性。

原子核由质子和中子构成，质子带一个单位正电，中子不带电。

原子的核电荷数=质子数=核外电子数=原子序数。

质子数与中子数之和为质量数，质子数写在元素符号的左下角。

质量数写在元素符号的左上角。

质子数相同而中子数不同的原子互为同位素。

同位素是微观概念，适用于原子。

同位素原子的化学性质几乎完全相同，另外，同一元素的各种同位素在自然界中的含量是不变的。

我们要了解的有：H元素有三种同位素：IH、、，C有三种同位素：、、Cl有两种同位素。

由于有些元素有多种同位素原子。

因此，元素的种类一定小于原子的种类。

元素的原子量定义为以原子质量的为标准，其它原子的质量与它相比较所得的比值为核原子的相对原子质量，简称原子量。

这样求出的实际上是某种同位素的原子量。

若元素有多种同位素原子时，则应分别求出各同位素的原子量，然后分别乘以这种同位素原子在自然界中的物质的量百分含量，加和，即为该元素的原子量。

同位素的质量数称为这种原子的近似原子量。

若用同位素的近似原子量分别乘以这种同位素原子在自然界中的物质的量百分含量，加和，得到的是这种元素的近似原子量。

原子核外电子的能量是不同的，按照能量由低到高的顺序分别排到在离核电近到远的空间，每个电子层最多容纳电子的数目为2个，且最外层不超过8个电子，次外层不超过18个，倒数第三层不超过32个。

（2）化学键化学键指相邻的两个或多个原子之间强烈的相互作用。

它的主要类型有离子键和共价键。

离子键指阴阳离子间通过静电作用所形成的化学键。

活泼金属与活泼非金属化合时，可形成离子键。

离子化合物中一定含有离子键。

这里要求会写常见离子化合物的电子式，如、、、、等。

共价键指原子间通过共用电子对所形成的化学键。

这里又根据共用电子对是否偏向成键的某一种原子分为极性键和非极性键。

若共用电子对在同种原子之间形成，不偏向任何一个原子，则为非极性共价键，反之为极性共价键。

共价键有键长，键能、键角等参数，要求掌握键长与键能的反比关系，即键长越大，键能越小，几种重要分子的键角（如和：、、、、）和空间构型（、、为空间正四面体，不过键角不同；为三角锥形；和为直线形），共价键既可存在于离子化合物中（如和里N和H之间，中两个O原子之间），也可存在于共价化合物中，但共价化合物一定不含离子键。

要求会写几种重要的共价化合物的电子式，如、、、、、、、等。

（3）晶体经过结晶过程而形成的具有规则的几何外形的固体称为晶体。

晶体根据其组成的微粒和微粒间相互作用的不同分为种：离子晶体、分子晶体、原子晶体。

离子晶体是由阴、阳离子通过离子键结合而成，熔、沸点较高，硬度较大，要求掌握晶体的空间结构图，要知道在离子晶体中，没有单个的分子，因此其化学式实际为比例式。

分子晶体是由分子通过范德华力结合而成的，熔沸点较低，硬度较小。

对于结构相似的分子晶体，分子量越大，熔沸点越高，例如有机化合物中同系物随着原子数的增加熔沸点升高，卤素单质在常温下由气态逐渐过渡到固态等。

分子晶体的物理性质主要受范德华力的影响，它发生状态变化时，仅仅是范德华力被破坏，而没有影响到分子内原子间的共价键，一般发生化学反应时共价键才被破坏。

例如，水凝结成冰或挥发成气体时，仅仅是分子间距离变了，H—O键并没有被破坏。

另外，稀有气体也属于分子晶体，但由于其特殊结构，原子间不形成化学键。

原子晶体是由原子直接通过共价键形成的晶体，它的熔沸点很高，硬度很大。

中学阶段学的原子晶体主要有金刚石、晶体硅和二氧化硅。

金刚石与晶体硅的空间结构是相似的，只不过金刚石中C—C键的键能比晶体硅中～键的键能更大。

熔沸点更高，硬度更大。

这两种晶体都是空间网状结构，每个原子与4个成键，键角为，在晶体中，1个原子与4个O原子结合，1个O原子与2个原子结合。

也形成空间网状结构，二氧化硅晶体中同样没有单个的分子，它也是比例式而非分子式。

7.元素周期律和周期表元素的性质随原子序数的递增而呈周期性变化的规律称元素周期律。

它是在1869年，俄国化学家门捷列夫总结出来的。

元素性质（主要包括原子半径、元素的主要化合价、化学性质等）的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的结果。

周期律的发现揭示了众多元素之间的内在联系，体现了量变到质变的规律。

元素周期表是周期律的表现形式。

将电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成一个横行，称一个周期；将最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序由上而下排成纵行，称为一个族。

周期表中共有7个周期，前3个为短周期，四、五、六为长周期，第七周期为不完全周期，各周期含有元素的数目依次为2，8，8，18，18，32，元素所在周期数等于该元素原子核外的电子层数。

周期表中共有18列，其中有7个主族，7个副族，一个第Ⅷ族，一个O族。

主族元素所在的族数等于该元素的最外层电子数。

周期表的结构可以简单概括成下面的内容：七主七副七周期，Ⅷ族O族镧锕系。

元素原子的结构与元素的性质及它在周期表中的位置密切相关。

原子的电子层数和最外层电子数分别决定它在第几周期，第几主族。

主族元素的族数=元素的最高正价=最外层电子数。

同一周期的元素，电子层数相同，核电荷数增大，核对外层电子的吸引力增强，因此，同一周期从左到右，金属性减弱，非金属性增强；表现在物质及其化合物的性质方面，则是①最高价氧化物对应水化物的碱性减弱，酸性增强；②非金属氢化物的稳定性增强，还原性减弱。

同一主族的元素，最外层电子数相同，电子层数递增，核对外层电子的吸引逐渐减弱，因此得电子能力减弱，失电子能力逐渐增强。

因此同一主族，从上到下，元素的非金属性减弱，金属性增强，表现为最高价氧化物对应水化物的酸性减弱，碱性增强，金属与水或酸反应出越来越剧烈。

非金属性最强的元素在周期表的右上角，为氟元素，但氟没有正价。

金属性最强的元素在周期表的左下角，为。

8.化学反应速率，化学平衡。

化学反应速率是用单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化来表示，通常用单位时间内反应物浓度的减小或生成物浓度的增加来表示。

在同一反应中用不同的物质来表示反应速率时，数值可以是不同的，但表示的都是同一个反应速率。

因此，必须指明是哪一种物质表示的。

不同物质表示的速率的比值一定等于化学方程式的系数比。

另外一般反应速率也随着反应的进行逐渐减小，因此，通过上式计算出来的反应速率为平均速率而不是瞬时速率。

影响化学反应速率的最主要的因素是物质自身的性质。

此外，也受浓度、压强、温度、催化剂的影响。

当其它条件不变时，增大反应物的浓度，反应速率加快。

而固体和纯液体的浓度可视为常数，它们的量的变化对速率的影响忽略。

对于有气体参加的反应，增大压强，相当于增大气体的浓度，反应速率加快。

如果是固体或液体物质起反应时，改变压强对浓度的影响很小，因此认为不影响它们的反应速率。

一般情况下，升高温度都能使反应速率加快，无论反应放热还是吸热，只不过放热反应增大得少，而吸热反应增大得多而已。

催化剂可以同等程度地改变正、逆反应的速率，但不能改变反应进行程度，即不能使原本不能发生的反应变成可能。

化学平衡是针对可逆反应而言。

在一定条件下的可逆反应中，正反应速率和逆反应速率相等，反应混合物中各组分的质量分数保持不变，这个状态就称为化学平衡状态。

当反应达到平衡状态时，因为，单位时间里各物质生成和消耗的速率是相等的，因此，各反应物，生成物的浓度保持不变，且各物质的百分含量保持不变，但是反应并没有停下来，只不过从宏观上看，各物质的量不变而已，因此化学平衡是动态平衡。

化学平衡状态可以从正反应，逆反应，或中间任一状态出发达到，与反应的途径和投料方这个体系。

当恒温式无关，只与投入物料的多少有关。

例如：对于恒容时，以下三种投料方式会达到相同的平衡状态：①投入②投入；③投入和和三种不同的投料方式和不同的量达平衡时，、、各物质的百分含量是相同的，因此是同一个平衡状态。

因为后两种情况都可以折算成。

化学平衡只有在一定条件下才能保持平衡，若一个可逆反应达到平衡状态后，反应条件（如浓度、温度、压强等）改变了，平衡混合物里各组成物质的质量分数也随之改变而达到新的平衡状态，这叫做化学平衡的移动。

影响平衡的因素主要有浓度、压强、温度等因素，归纳为一句话，就是勒沙特列原理——如果改变影响平衡的一个条件，平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。

注意理解“减弱这种改变”，例如仍是的反应已达平衡，，。

此时若再加入，肯定平衡会发生移动，移动的结果达到新的平衡状态，应小于而大于。

因为对于来说，改变就是增加了，平衡向减弱这种改变的方向移动，因此应消耗，但又不可能完全反应掉，因此应在～之间。

化学平衡移动的实质是外界条件的改变使得，然后在新的条件下，正、逆反应速率又趋于相等。

催化剂能同等程度地增大正、逆反应的速率，因此不能使平衡移动。

关于体系中加入惰性气体的问题，要分析平衡态各物质的浓度变化情况。

若恒温恒容时充入惰气，平衡不移动；若恒温恒压时充入惰气，相当于反应体系的压强减小，平衡向气体体积增大的方向移动。

9.电解质溶液电解质溶液是高中化学知识的重点和难点，包括如下几个知识点：（1）电解质的概念。

凡在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物叫电解质，在上述两种状态都不能导电的化合物叫非电解质。

这里注意强调是化合物，象金属单质、石墨、溶液等都不在此范围。

能否电离是电解质与非电解质的区别，而对于电解质来讲，电离的程度也不尽相同。

因此又根据电解质电离是否完全分为强电解质和弱电解质。

强电解质在水溶液中完全电离，全部以离子形式存在，它的电离方程式用“”来表示；弱电解质在溶液中部分电离，主要以分子形式存在，电离方程式用“ ”表示。

（注意：象、、等物质的水溶液可导电，但它们不是电解质，它们是非电解质，其对应的水合物、、、为电解质；另外，难溶物如虽然水溶液导电性能极差，因为离子浓度太小，但熔化状态下完全电离，因此仍属强电解质。

强电解质包括强酸、强碱和绝大多数的盐，弱电解质包括弱酸、弱碱和水。

）（2）弱电解质的电离平衡——在一定条件下（温度、浓度），弱电解质离解成离子的速率与离子结合成分子的速率相等时的状态。

电离平衡与化学平衡相似，也是动态平衡，条件改变时平衡被破坏。

电离是吸热过程，因此升温，电离平衡正向移动。

多元弱酸分步电离，以第一步电离为主。

为了表示弱电解质的相对强弱，我们引入电离度来表示它的电离程度，公式如下：电离度（）=决定电离度的因素是电解质自身的性质。

相同条件下，电解质越弱，电离度越小。

另外，稀释和加热也会使电离度增大。

对于强电解质来讲，溶液的浓度和离子浓度相等或成简单整数比，例如中，之比为2∶1；而对于弱电解质来讲，离子浓度与溶液浓度之间相差一个电离度，=。