高中化学基础知识梳理------(原创版)

高中化学基础知识梳理 第一部分 基本概念 基本理论 一．物质的量 1.物质的量 ①、定义：表示含有一定数目粒子的集体。②、符号：n ③、单位：摩尔、摩、符号mol ④、把含有6.02 ×1023个粒子的任何粒子集体计量为1摩尔。 2.阿伏加德罗常数 ①、定义：把6.02 X1023mol-1叫作阿伏加德罗常数。 ②、符号NA ③、 n=N/NA 3.气体摩尔体积 ①、定义：单位物质的量气体所占的体积叫~ ②、符号：Vm 单位：L·mol-1 ③、标况下：Vm=22.4 L·mol-1 ④、n=V(g)/ Vm 4.摩尔质量 ①、定义：单位物质的量物质所具有的质量叫摩尔质量 ②、符号：M ③、单位：g·mol-1 ④、若以g·mol-1为单位，数值上与该物质相对原子质量或相对分子质量相等。 ⑤、n=m/M 5.物质的量浓度 ①、定义：单位体积溶液中所含溶质B的物质的量来表示溶液组成的物理量叫溶质B的物质的量浓度。 ②、符号：c(B) ③、单位：mol·L-1 ④、c(B)=n/v(aq) 6.阿伏加德罗定律 ①、定律：在相同温度和压强下，相同体积的作何气体都含有相同数目的分子。 ②、推论：

同温同压下：212121NN=nn=VV

同温同压下：212121MrMr=MM=ρρ 同温同体积下：212121NN=nn=PP

7. 一定物质的量浓度溶液的配制 主要仪器：量筒、托盘天平（砝码）、烧杯、玻璃棒、胶头滴管、容量瓶 溶液的配配： 方法步骤：计算→称量→溶解→转移→洗涤→振荡→定容→摇匀→装瓶 识差分析：关键看溶质或溶液体积的量的变化。依据MVm=Vn=c来判断。 二．氧化还原反应 1.概念 氧化还原反应：有元素化合价升降的化学反应是氧化还原反应。 氧化剂：反应中得到电子（或电子对偏向）的物质（反应中所含元素化合价降低物） 还原剂：反应中失去电子（或电子对偏离）的物质（反应中所含元素化合价升高物） 氧化产物：还原剂被氧化所得生成物； 还原产物：氧化剂被还原所得生成物。 2. 实质：有电子转移（得失与偏移） 特征：反应前后元素的化合价有变化 3.概念间的关系 还原性 化合价升高 弱氧化性 ↑ ↑ 还原剂 氧化反应 氧化产物 氧化剂 还原反应 还原产物 ↓ ↓ 氧化性 化合价降低 弱还原性

4.电子转移表示方法 失电子，化合价升高，被氧化 双线桥： 氧化剂 + 还原剂 = 还原产物 + 氧化产物

得电子，化合价降低，被还原

单线桥： 电子 还原剂 + 氧化剂 = 还原产物 + 氧化产物

三、离子反应 1.电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物叫电解质。酸、碱、盐都是电解质。在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物，叫非电解质。 2.电离：电解质离解成自由移动离子的过程 3. 离子反应 概念：在溶液中（或熔化状态下）有离子参加或生成的反应。 意义：不仅表示一定物质间的某个反应；还能表示同一类型的反应。 本质：反应物的某些离子浓度的减小。 2. 离子反应类型： 复分解反应 氧化还原反应 水解反应

变化 变化 反应物→ →产物 电极反应 络合反应 3. 复分解反应发生条件 生成难溶的物或微溶物 生成难电离的物质 生成挥发性的物质 4. 离子方程式: 用实际参加反应的离子符号表示化学反应的式子。 书写步骤： 写：写出反应的化学方程式； 拆：把易溶于水、易电离的物质拆写成离子形式； 删：将不参加反应的离子从方程式两端删去； 查：检查方程式两端各元素原子种类、个数、电荷数是否相等。

四、物质分类和分散系 1.分散系相关概念 分散系：把一种（或多种）物质分散在另一种（或多种）物质中所得到的体系。 分散质：被分散的物称作分散剂质（可以是气体、液体、固体）。 分散剂：起容纳分散质作用的物质（可以是气体、液体、固体）。 2.分散系的分类 依据：分散质微粒直径大小 分类比较 溶液 胶体 浊液 分散质粒子大小/nm ﹤1 1～100 ﹥100 外观特征 均匀、透明、稳定 均匀、有的透明、较稳定 不均匀、不透明、不稳定 能否通过滤纸 能 能 不能 能否通过半透膜 能 不能 不能 有否丁达尔效应 无 有 无 3.胶体 （1）、微粒特征：直径在10-9m~10-7m，表面积大。 （2）、鉴别胶体的方法：丁达尔现象 （3）、净化和精制：渗析 （4）、胶体的制备 Fe(OH)3胶体：将1~2mlFeCl3饱和溶液滴入20ml沸水溶液显红褐色 FeCl3+3H2O=Fe(OH)3(胶体)+3HCl （5）、胶体的性质 ①丁达尔现象： 定义：光束通过胶体，形成光亮的“通路”的现象。 原因：胶粒对光的散射而形成的。 ②电泳：原因：表面积大，吸附强，胶粒带电。 ③胶体的聚沉 原因：使胶体粒子从分散剂中析出的过程。 方法：加入带相反电荷胶粒的胶体；加入电解质；加热等。 应用： 土壤的保肥作用：土壤胶体一般带负电，可吸附带正电的肥料； 制豆腐的化学原理； 江河入海口处形成三角洲； 明矾净水原理。 4.化学反应的分类 （1）根据反应物和生成物的类别以及反应前后物质种类的多少可以分为： A、化合反应（A+B=AB）B、分解反应（AB=A+B） C、置换反应（A+BC=AC+B） D、复分解反应（AB+CD=AD+CB） （2）根据反应中是否有离子参加可将反应分为： A、离子反应：有离子参加的一类反应。主要包括复分解反应和有离子参加的氧化还原反应。 B、分子反应（非离子反应） （3）根据反应中是否有电子转移可将反应分为： A、氧化还原反应：反应中有电子转移（得失或偏移）的反应 B、非氧化还原反应 五、化学能与热能 1.反应热 定义：在化学反应过程中放出或吸收的热量； 符号：△H 单位：一般采用KJ·mol-1 测量：可用量热计测量 研究对象：一定压强下在敞开容器中发生的反应所放出或吸收的热量。 表示方法：放热反应△H<0，用“-”表示；吸热反应△H>0，用“+”表示。 （1）燃烧热：在101KPa下，1mol物质完全燃烧生成稳定氧化物时所放出的热量。 （2）中和热：在稀溶液中，酸跟碱发生反应生成1molH2O时的反应热。 强酸和强碱反应的中和热：H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l); △H=-57.3KJ·mol- 弱酸弱碱电离要消耗能量，中和热 |△H|<57.3KJ·mol-1 反应热的微观解释 原理：断键吸热，成键放热。 反应热=生成物分子形成时释放的总能量-反应物分子断裂时所吸收的总能量 2.热化学方程式 定义：表明所放出或吸收热量的化学方程式。 意义：既表明化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。 书写方法 ①、要注明反应的温度和压强，若反应是在298K，1atm可不注明； ②、要注明反应物和生成物的聚集状态或晶型； ③、△H与方程式计量数有关，注意方程式与△H对应，△H以KJ·mol-1单位，化学计量数可以是整数或分数。 ④、在所写化学反应方程式后写下△H的“+”或“-”数值和单位，方程式与△H之间用“；”分开。 3.盖斯定律：一定条件下，某化学反应无论是一步完成还是分几步完成，反应的总热效应相同。 六.原子结构 元素周期律 核电荷数（Z）=核内质子数=核外电子数 质量数（A）=质子数（Z）＋中子数（N） 核外电子运动特征： 体积小，运动速率高（近光速），无固定轨道 表示方法 → 原子（离子）的电子式、原子结构示意图

2.同位素 核素 核素：具有一定质子数和一定中子数的同一原子 同位素：核电荷数相同，中子数不同的核素，互称为同位素。（即：同种元素的不同原子或核素） 特点：①、结构上，质子数相同而中子数不同； ②、性质上，化学性质几乎完全相同只是某些物理性质略有不同； ③、存在上，在天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，同位素的原子（个数不是质量）百分含量一般是不变的。 3. 元素周期表 （1）排列原则 ①、按原子序数递增的顺序从左到右排列； ②、将电子层数相同的元素排成一个横行； ③、把最外层电子数相同的元素排成一个纵行 （2）周期表结构 周期（7个横行） 短周期（一、二、三周期） 长周期（四、五、六周期） 不完全周期（第七周期） 族（18个纵行） 主族（ⅠA～ⅦA共7个） 副族（ⅠB～ⅦB共7个） Ⅷ族（8、9、10纵行） 零族（稀有气体） （3）元素周期表与原子结构的关系

4.元素周期律 随着原子序数（核电荷数）的递增：元素的性质呈现周期性变化 ①、原子最外层电子数呈周期性变化 ②、原子半径呈周期性变化 ③、元素主要化合价呈周期性变化 ④、元素的金属性与非金属性呈周期性变化 实质：原子最外层电子数呈周期性变化 5. 微粒半径的比较 （1）、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小 （稀有气体除外）如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl. （2）、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：Li（3）、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。如：F--（4）、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。如：F-> Na+>Mg2+>Al3+ （5）、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如Fe>Fe2+>Fe3+ 6. 元素的金属性或非金属性强弱的判断 金属性强弱依据： ①与水反应置换氢的难易 ②最高价氧化物的水化物碱性强弱 ③单质的还原性或离子的氧化性（电解中在阴极上得电子的先后） ④互相置换反应 ⑤原电池反应中正负极 非属性强弱依据： ①与H2化合的难易及氢化物的稳定性 ②最高价氧化物的水化物酸性强弱 ③单质的氧化性或离子的还原性 ④互相置换反应 规律： ①、同周期元素的金属性，随荷电荷数的增加而减小，如：Na>Mg>Al;非金属性，随荷电荷数的增加而增大，如：Si②、同主族元素的金属性，随荷电荷数的增加而增大，如：Li电荷数的增加而减小，如：F>Cl>Br>I。 ③、金属活动性顺序表：K>Ca>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>Pt>Au 七.化学键与晶体结构 1.化学键 定义：相邻的两个或多个原子之间强烈的相互作用。 （1）离子键：阴阳离子间通过静电作用所形成的化学键 存在：离子化合物（NaCl、NaOH、Na2O2等）；离子晶体。 （2）共价键:原子间通过共用电子对所形成的化学键。 存在：共价化合物，非金属单质、离子化合物中（如：NaOH、Na2O2）； 极性键：不同种原子间形成的共价键。存在：共价化合物 非极性键：同种原子间形成的共价键。存在：化合物、非金属单质 分子极性 非极性分子 定义：从整个分子看，分子里电荷分布是对称的（正负电荷中心能重合）的分子。 举例：只含非极性键的双原子分子如：O2、H2、Cl2等。 只含非极性键的多原子分子如：O3、P4等 含极性键的多原子分子若几何结构对称则为非极性分子 如：CO2、CS2（直线型）、CH4、CCl4（正四面体型）