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化學科核心知識點解讀　



第一部分 化學基本概念和基本理論
一、物質的組成、性質和分類
（一）掌握基本概念
1.分子:分子是能夠獨立存在并保持物質化學性質的一種微粒。
（1）分子同原子、離子一樣是構成物質的基本微粒。
（2）按組成分子的原子個數可分為:單原子分子如:He、Ne、Ar、Kr…
雙原子分子如:O 2 、H 2 、HCl、NO…多原子分子如:H 2 O、P 4 、C 6 H 12 O 6 …及高分子如:CH 2 ―CH 2 、CH 2 ―CH CH―CH 2 …
2.原子:原子是化學變化中的最小微粒。確切地說，在化學反應中原子核不變，只有核外電子發(fā)生變化。
（1）原子是組成某些物質（如金剛石、晶體硅、二氧化硅等原子晶體）和分子的基本微粒。
（2）原子是由原子核（中子、質子）和核外電子構成的。
3.離子:離子是指帶電荷的原子或原子團。
（1）離子可分為陽離子:Li + 、Na + 、H + 、NH +4 …陰離子:Cl - 、O 2- 、OH - 、SO 2- 4 …

（2）存在離子的物質:①離子化合物中:NaCl、CaCl 2 、Na 2 SO 4 …②電解質溶液中:鹽酸、NaOH溶液等③金屬晶體中:鈉、鐵、鉀、銅等
4.元素:元素是具有相同核電荷數（即質子數）的同一類原子的總稱。
（1）元素與物質、分子、原子的區(qū)別與聯系:物質是由元素組成的（宏觀看）;物質是由分子、原子或離子構成的（微觀看）。
（2）某些元素可以形成不同的單質（性質、結構不同）―――同素異形體。
5.同位素:是指同一元素不同核素之間互稱同位素，即具有相同質子數，不同中子數的同一類原子互稱同位素。如H有三種同位素: 11 H、 21 H、 31 H（氕、氘、氚）。
6.核素:核素是具有一定數目的質子和一定數目的中子的一種原子。（1）同種元素、可以有若干種不同的核素。（2）同一種元素的各種核素盡管中子數不同，但它們的質子數和電子數相同。核外電子排布相同，因而它們的化學性質幾乎是相同的。
7.原子團:原子團是指多個原子結合成的集體，在許多反應中，原子團作為一個集體參加反應。原子團包括復雜離子機基。如:SO 2- 4 、OH - 、CH 3 COO - 、―OH、―NO 2 、―COOH等。
8.物理變化和化學變化
物理變化:沒有生成其他物質的變化。僅是物質形態(tài)的變化�；瘜W變化:變化時有其他物質生成，又叫化學反應�；瘜W變化的特征有新物質生成
伴有放熱、發(fā)光、變色等現象
變化本質:舊鍵斷裂新鍵生成或轉移電子等。二者的區(qū)別是:前者無新物質生成，僅是物質形態(tài)、狀態(tài)的變化。
9.混合物:由兩種或多種物質混合而成的物質叫混合物;（1）混合物沒有固定的組成，一般沒有固定的熔沸點;（2）典型混合物:①溶液:溶劑+溶質 如:鹽酸、碘酒等②膠體:分散質+分散劑
③空氣:N 2 78%、O 2 21%、稀有氣體0.94%、CO 2 0.03%、其他0.03%（體積比）
10.純凈物:由一種物質組成的物質叫純凈物。它可以是單質、化合物，如果是由分子構成的物質，那純凈物就是指同種分子組成的物質。
【注意】由同素異形體組成的物質為混合物如紅磷和白磷。由同位素原子組成的物質是純凈物如H 2 O與D 2 O混合為純凈物。
11.單質:由同種元素組成的純凈物叫單質。如O 2 、Cl 2 、N 2 、Ar、金剛石、鐵（Fe）等。HD、 16 O 18 O也屬于單質，單質分為金屬單質與非金屬單質兩種。
12.化合物:由不同種元素組成的純凈物叫化合物。
從不同的分類角度化合物可分為多種類型，如離子化合物和共價化合物;電解質和非電解質;無機化合物和有機化合物;酸、堿鹽和氧化物等。
13.酸:電離理論認為:電解電離出的陽離子全部是H + 的化合物叫做酸。常見強酸如:HClO 4 、H 2 SO 4 、HCl、HNO 3 …
常見弱酸如:H 2 SO 3 、H 3 PO 4 、HF、HClO、H 2 CO 3 、H 2 CO 3 、H 2 SO 3 、CH 3 COOH…
14.堿:電離理論認為，電解質電離時產生的陰離子全部是OH - 的化合物叫堿。常見強堿如:NaOH、KOH、Ba（OH） 2 …w.w.w.k.s.5.u.c.o.m
常見弱堿如:NH 3 ?H 2 O、Al（OH） 3 、Fe（OH） 3 …
15.鹽:電離時生成金屬陽離子（或NH +4 ）和酸根離子的化合物叫做鹽。鹽的分類①正鹽:如:（NH 4 ） 2 SO 4 、Na 2 SO 4 …
②酸式鹽:如NaHCO 3 、NaH 2 PO 4 、Na 2 HPO 4 …③堿式鹽:Cu 2 （OH） 2 CO 3 …④復鹽:KAl（SO 4 ） 2 ?12H 2 O…

16.氧化物:由兩種元素組成，其中一種是氧的化合物叫氧化物氧化物的分類方法按組成分金屬氧化物:Na 2 O、Al 2 O 3 、Fe 3 O 4 …非金屬氧化物:NO 2 、CO、SO 2 、CO 2 …
按性質分不成鹽氧化物:CO、NO
成鹽氧化物酸性氧化物:CO 2 、SO 2 …堿性氧化物:Na 2 O 2 、CuO…兩性氧化物:Al 2 O 3 、ZnO 過氧化物:Na 2 O 2 超氧化物:KO 2
17.同素異形體:由同種元素所形成的不同的單質為同素異形體。（1）常見同素異形體:紅磷與白磷;O 2 與O 3 ;金剛石與石墨。
（2）同素異形體之間可以相互轉化，屬于化學變化但不屬于氧化還原反應。
（二）正確使用化學用語
化學用語是指化學學科中專門使用的符號，它包括以下幾種:
①元素符號 ②離子符號 ③電子式 ④原子結構示意圖 ⑤分子式（化學式） ⑥結構式和結構簡式 ⑦化學方程式 ⑧熱化學方程式 ⑨離子方程式 ⑩電離方程式 ○11電極方程式
1.四種符號
元素符號:①表示一種元素。②表示一種元素的一個原子。離子符號:在元素符號右上角標電符數及正負號“1”省略不寫如:Ca 2+ 、SO 2- 4 、Cl - 、Na + …
價標符號:是在元素正上方標正負化合價、正負寫在價數前。“1”不能省略。如:H +1 Cl -1 Na 2 +1 S +6 O 4 -2 ……
核素符號:如 27 13 Al、 32 16 S、 16 8 O左上角為質量數，左下角為質子數。
2.化合價的概念。
化合價是指一種元素一定數目的原子跟其他元素一定數目的原子化合的性質。①在離子化合物中，失去電子的為正價，失去n個電子即為正n價;得到電子為負價，得到n個電子為負n價。②在共價化合物中，元素化合價的數值就是這種元素的一個原子跟其他元素的原子形成的共用電子對的數目、正負則由共用電子對的偏移來決定，電子對偏向那種原子，哪種原子就顯負價;偏離哪種原子、哪種原子就顯正價。③單質分子中元素的化合價為零。
3.電子式的書寫:
電子式是元素符號用小黑點（或×）來表示原子的最外層電子排布的式子。用電子式可以表示以下內容:
①原子的電子式:H? ?N??? Cl ? Na?
②離子的電子式:H + Na + ［ S ］ 2- ［ Cl ］ - ［H N H H H］ + 陰離子、復雜陽離子要用中括號。
③共價化合物的電子式:H Cl O C O H O H
④離子化合物的電子式:Na + ［ Cl ］ - ［H N H H H］ + ［ Cl ］ -
⑤表示離子化合物的形成過程:如:Na×+?Cl Na + ［ Cl ］ -
⑥表示共價化合物的形成過程如:H×+ F H?×F
4.原子結構示意圖的書寫
原子結構示意圖是表示原子的電子層結構的圖示。
如硫原子結構: 其中圓圈表示原子核內有16個質子。“+”號代表原子核帶正電荷�；【�表示電子層，數字為該層的電子數。要求熟練掌握1～18號元素的原子結構示意圖。
5.分子式（化學式）結構式，結構簡式。
用元素符號表示單質分子或化合物分子組成的式子是分子式（分子晶體）在離子晶體和原子晶體中，用元素符號表示其物質組成的式子稱為化學式，不表示分子組成，有時亦稱分子式。用短線表示一對共用電子對的圖示，用以表示分子中所含原子的結合方程和排列順序（不表示空間結構）。叫作結構式，一般用來表示有機物如: H C H H C H H O H、H C H H C O O H結構簡式是簡化碳氫鍵和碳碳單鍵突出官能團的式子。如:CH 3 CH 2 OH CH 3 COOH CH 3 CHO CH 2 =CH 2 CH≡CH
6.質量守恒定律。
在化學反應中，參加反應的各物質的質量總和，等于反應后生成的各物質的質量總和，這個規(guī)律叫質量守恒定律。
①一切化學反應都遵循質量守恒，原子個數守恒。
②氧化還原反應還遵循得失電子守恒，化合價升降總數相等。
③電解質溶液中陽離子所帶正電荷總數等于陰離子所帶負電荷總數，即離子電荷守恒。
7.離子反應方程式的書寫規(guī)則
用實際參加反應的離子的符號表示離子反應的式子叫作離子方程式離子方程式書寫原則如下:
①只能將易溶、易電離的物質寫成離子式;如NaCl、Na 2 SO 4 、NaNO 3 、CuSO 4 ……
②將難溶的（如BaSO 4 、BaCO 3 、AgCl……），難電離的（如HClO、HF、CH 3 COOH、NH 3 ?H 2 O、H 2 O），易揮發(fā)的氣體（如SO 2 、CO 2 、H 2 S…）所用化學式表示。③微溶物:若處于混濁態(tài)要寫成分子式，澄清態(tài)改寫成離子式。④弱酸的酸式鹽酸根不可拆開。如HCO -3 、HSO -3 、HS - 。⑤堿性氧化物亦要保留分子式。
8.熱化學方程式
表明反應所放出或吸收的熱量的方程式，叫作熱化學分方程。書寫熱化學方程式應注意以下幾點:
①注明反應物和生成物的狀態(tài)。
②用ΔH來表示反應熱、放熱ΔH為負，吸熱ΔH為正。
③熱化學方程式的計量數不表示分子個數，故可以是分數。對于相同的反應，當化學計量數不同時，其ΔH也不同。如:H 2 （g）+Cl 2 （g） 2HCl（g）;ΔH=-184.6kJ?mol -1
12 H 2 （g）+12 Cl 2 （g） HCl（g）;ΔH=-92.3kJ?mol -1
其他如電極反應式內容將在《電解質溶液》中有敘述。水解方程式。【注意】化學用語的正確使用是學好化學科的基本要求，考生應特別注意。
二、化學反應與能量
（一）掌握化學反應的四種基本類型
1.化合反應:兩種或兩種以上的物質相互作用，生成一種物質的反應。即A+B+C…=E
如:CaO+H 2 O Ca（OH） 2 4NO 2 +O 2 +2H 2 O=4HNO 3
2.分解反應:一種物質經過反應后生成兩種或兩種以上物質的反應。即A B+C+D…
如:CaCO 3 高溫 CaO+CO 2 ↑
2KMnO 4 △ K 2 MnO 4 +MnO 2 +O 2 ↑
3.置換反應:一種單質與一種化合物反應，生成另一種單質和另一種化合物的反應。
如:2Mg+CO 2 2MgO+C
4.復分解反應:兩種化合物相互交換成分，生成另外兩種化合物的反應。如:AgNO 3 +HCl=AgCl↓+HNO 3
（二）氧化還原反應:氧化劑、還原劑
1.基本概念
①氧化反應:物質失去電子（化合價升高）的反應。還原反應:物質得到電子（化合價降低）的反應。
②被氧化:物質失去電子被氧化。（所含元素化合價升高）被還原:物質得到電子被還原。（所含元素化合價降低）
③氧化劑:得到電子的物質。還原劑:失去電子的物質。
④氧化性:物質得電子的能力。還原性:物質失電子的能力。
⑤氧化產物:氧化反應得到的產物。還原產物:還原反應得到的產物。
⑥氧化還原反應:有電子轉移（電子得失或共用電子對偏移）的反應，實質是電子的轉移，特征是化合價的升降。
2.概念間的關系
3.“雙線橋”法表示氧化還原反應中的電子轉移。
（1）連接反應前后不同價態(tài)的同種元素。
（2）線橋跨躍等等。
（3）得失電子總數相等。
（三）化學反應中的能量變化
1.化學反應中的能量變化，通常表現為熱量的變化:
（1）吸熱反應:化學上把吸收熱量的化學反應稱為吸熱反應。如C+CO 2 △ 2CO為吸熱反應。
（2）放熱反應:化學上把放出熱量的化學反應稱為放熱反應。如2H 2 +O 2 點燃 2H 2 O為放熱反應。
2.化學反應中能量變化的本質原因
化學反應中的能量變化與反應物和生成物所具有的總能量有關。如果反應物所具有的總能量高于生成物所具有的總能量，在發(fā)生化學反應時放出熱量;如果反應物所具有的總能量低于生成物所具有的總能量，在發(fā)生化學反應時吸收熱量。
3.反應熱、燃燒熱、中和熱、熱化學方程式
（1）反應熱:在化學反應中放出或吸收的熱量，通常叫反應熱用ΔH表示。單位:kJ?mol -1 。
（2）燃燒熱:在101kPa時1mol物質完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物時所放出的能量，叫該物質的燃燒熱。
如:101kPa時1mol H 2 完全燃燒生成液態(tài)水，放出285.5kJ?mol -1 的熱量，這就是H 2 的燃燒熱。
H 2 （g）+12 O 2 （g） H 2 o（l）;ΔH=-285.5kJ?mol -1
（3）中和熱:在稀溶液中、酸和堿發(fā)生中和反應而生成1mol H 2 O，這時的反應熱叫做中和熱。
H + （aq）+OH - （aq） H 2 O（l）;ΔH=-57.3kJ?mol -1 附:化學反應的幾種分類方法:
1.根據反應物和生成物的類別及反應前后物質種類的多少分為:化合反應、分解反應、置換反應、復分解反應。
2.根據反應中物質是否有電子轉移分為:氧化還原反應、非氧化還原反應。
3.根據反應是否有離子參加或生成分為:離子反應、非離子反應。
4.根據反應的熱效應分為:放熱反應、吸熱反應。
5.根據反應進行的程度分為:可逆反應、不可逆反應。
三、化學中常用計量
（一）掌握基本概念
1.同位素相對原子質量:以 12 C的一個原子質量的112 作為標準，其他元素的一種同位素原子的質量和它相比較所得的數值為該同位素相對原子質量，單位是“一”，一般不寫。
2.平均相對原子質量（即元素相對原子質量）。
由于同位素的存在，同一種元素有若干種原子，所以元素的相對原子質量是按各種天然同位素原子所占的一定百分比計算出來的平均值，即按各同位素的相對原子質量與各天然同位素原子百分比乘積和計算平均相對原子質量。
3.相對分子質量
一個分子中各原子的相對原子質量×原子個數的總和稱為相對分子質量。
4.物質的量的單位―摩爾
物質的量是國際單位制（SI）的7個基本單位之一，符號是n。用來計量原子、分子或離子等微觀粒子的多少。
摩爾是物質的量的單位。簡稱摩，用mol表示。
①使用摩爾時，必須指明粒子的種類:原子、分子、離子、電子或其他微觀粒子。②1mol任何粒子的粒子數叫做阿伏加德羅常數。
阿伏加德羅常數符號N A ，通常用6.02×10 23 mol -1 這個近似值。③物質的量，阿伏加德羅常數，粒子數（N）有如下關系:n=N N A
5.摩爾質量:單位物質的量的物質所具有的質量叫作摩爾質量。用M表示，單位:g?mol -1 或kg?mol -1 。
①任何物質的摩爾質量以g?mol -1 為單位時，其數值上與該物質的式量相等。②物質的量（n）、物質的質量（m）、摩爾質量（M）之間的關系如下:M=m n
6.氣體摩爾體積:單位物質的量氣體所占的體積叫作氣體摩爾體積。用V m 表示，V m =V n 。常用單位 L?mol -1 。
①標準狀況下，氣體摩爾體積約為22.4L?mol -1 。②阿伏加德羅定律及推論
定律:同溫同壓下，相同體積的任何氣體都會有相同數目的分子。推論如下:①同溫同壓下:V 1 V 2 =n 1 n 2 ②同溫同壓下:P 1 P 2 =M 1 M 2 ③同溫同體積時:n 1 n 2 =P 1 P 2 7.物質的量濃度
（1）定義:以單位體積里所含溶質B的物質的量來表示溶液組成的物理量，叫做溶質B的物質的量濃度，符號C B 。（2）C B =n B （mol）
V（L） （n B 是溶質B的物質的量，V是溶液體積）單位是mol?L -1 。（3）溶質的質量分數w，溶液密度ρ（g?cm -3 ）。溶質的物質的量濃度C B 關系如下:C B =1000mL/L×ρg/mL×w
Mg/mol （M是溶質的摩爾質量）
（二）掌握各物理量之間的關系，熟練應用于計算。
四、物質結構、元素周期律
（一）原子結構
1.原子（ AZ X）原子核（Z個正電荷）質子（帶正電）:Z個
中子（不顯電性）:（A-Z）個電子（帶負電）:Z個
2.原子中各微粒間的關系
①A=N+Z（A:質量數，N:中子數，Z:質量數）②Z=核電荷數=核外電子數=原子序數③M Z ≈M N ≈1836Me - （質量關系）
3.原子中各微粒的作用
（1）原子核:幾乎集中原子的全部質量，但其體積卻只占整個體積的千億分之一。其中的質子、中子通過強相互作用集合在一起，使原子核十分“堅固”，在化學反應時不會發(fā)生變化。另外原子核中蘊含著巨大的能量―原子能（即核能）。
（2）質子:帶一個單位正電荷。質量為1.6726×10 -27 kg，相對質量1.007。質子數決定元素的種類。
（3）中子:不帶電荷。質量為1.6748×10 -27 kg，相對質量1.008。中子數決定同位素的種類。
（4）電子:帶1個單位的負電荷。質量很小，約為11836 ×1.6726×10 -27 kg。與原子的化學性質密切相關，特別是最外層電子數及排布決定了原子的化學性質。
4.原子核外電子排布規(guī)律
（1）能量最低原理:核外電子總是盡先排布在能量最低的電子層里，然后再由里往外排布在能量逐步升高的電子層里，即依次K→L→M→N順序排列。
（2）各電子層最多容納電子數為2n 2 個，即K層2個，L層8個，M層18個，N層32個等。
（3）最外層電子數不超過8個，次外層不超過18個，倒數第三層不超過32個�！咀⒁狻恳陨先龡l規(guī)律是相互聯系的，不能孤立理解其中某條。如M層不是最外層時，其電子數最多為18個，當其是最外層時，其中的電子數最多為8個。
（二）元素周期律、元素周期表
1.原子序數:人們按核電荷數由小到大給元素編號，這種編號叫原子序數。（原子序數=質子數=核電荷數）
2.元素周期律:元素的性質隨著原子序數的遞增而呈周期性的變化，這一規(guī)律叫做元素周期律。
具體內容如下:隨著原子序數的遞增:
①原子核外電子排布的周期性變化:最外層電子數從1→8個的周期性變化。②原子半徑的周期性變化:同周期元素、隨原子序數遞增原子半徑逐漸減小的周期性變化。③元素主要化合價的周期性變化:正價+1→+7，負價-4→-1的周期性變化。
④元素的金屬性、非金屬性的周期性變化:金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強的周期性變化。
【注意】元素性質隨原子序數遞增呈周期性變化的本質原因是元素的原子核外電子排布周期性變化的必然結果。
3.元素周期表
（1）元素周期表的構成周期表
結 構周期（共7橫行）短周期（一、二、三周期）長周期（四、五、六周期）不完全周期（七周期）
族（共18縱行，16個族）主族（ⅠA―ⅦA）（7個）
副族（ⅢB―ⅦB，ⅠB―ⅡB）（7個）Ⅷ族（8、9、10縱行）（1個）零族（稀有氣體元素）（1個） （2）原子結構、元素性質與元素周期表關系的規(guī)律①原子序數=核內質子數
②電子層數=周期數（電子層數決定周期數）
③主族元素最外層電子數=主族序數=最高正價數④負價絕對值=8-主族序數（限ⅣA～ⅦA）
⑤同一周期，從左到右，原子半徑逐漸減小，元素的金屬性逐漸減弱，非金屬逐漸增強，則非金屬元素單質的氧化性增強，形成的氣態(tài)氧化物越穩(wěn)定，形成的最高價氧化物對應水化物的酸性增強，其離子還原性減弱。
⑥同一主族，從上到下，原子半徑逐漸增大，元素的金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱。則金屬元素單質的還原性增強，形成的最高價氧化物對應水化物的堿性增強，其離子的氧化性減弱。（3）“位”―“構”―“性”之間的關系（4）判斷微粒大小的方法
①同周期元素的原子或最高價離子半徑從左到右漸�。ㄏ∮袣怏w元素除外），如:Na>Mg>Al;Na + >Mg 2+ >Al 3+ 。
②同主族元素的原子半徑或離子半徑從上到下漸大，如O<S<Se，F - <Cl - <Br - 。
③電子層數相同，核電荷數越大半徑越小，如:K + >Ca 2+ 。④核電荷數相同，電子數越多半徑越大，如:Fe 2+ >Fe 3+ 。
⑤電子數和核電荷數都不同的，一般可通過一種參照物進行比較，如:比較Al 3+ 與S 2- 的半徑大小，可找出與Al 3+ 電子數相同，與S 2- 同一主族元素的O 2- 比較，Al 3+ <O 2- ，且O 2- <S 2- ，故Al 3+ <S 2- 。
⑥具有相同電子層結構的離子，一般是原子序數越大，離子半徑越小如:r S 2- >r Cl - >r k + >r Ca 2+ （5）電子數相同的微粒組
①核外有10個電子的微粒組:
原子:Ne;分子:CH 4 、NH 3 、H 2 O、HF;陽離子:Na + 、Mg 2+ 、Al 3+ 、NH +4 、H 3 O + ;陰離子:N 3- 、O 2- 、F - 、OH - 、NH -2 。②核外有18個電子的微粒子:
分子:SiH 4 、PH 3 、H 2 S、HCl、F 2 、H 2 O 2 ;陽離子:K + 、Ca 2+ ;陰離子:P 3- 、S 2- 、HS - 、Cl - 、O 2- 2 。
（三）化學鍵和晶體結構
1.化學鍵:相鄰原子間強烈的相互作用叫作化學鍵。包括離子鍵和共價鍵（金屬鍵）。
2.離子鍵:（1）定義:使陰陽離子結合成化合物的靜電作用叫離子鍵。（2）成鍵元素:活潑金屬（或NH +4 ）與活潑的非金屬（或酸根，OH - ）。（3）靜電作用:指靜電吸引和靜電排斥的平衡。3.共價鍵
（1）定義:原子間通過共用電子對所形成的相互作用叫作共價鍵。
（2）成鍵元素:一般來說同種非金屬元素的原子或不同非金屬元素的原子之間形成共用電子對達到穩(wěn)定結構。
（3）共價鍵分類:①非極性鍵:由同種元素的原子間形成的共價鍵（共用電子對不偏移）如在某些非金屬單質（H 2 、Cl 2 、O 2 、P 4 …）共價化合物（H 2 O 2 、多碳化合物）、離子化合物（Na 2 O 2 、Cal 2 ）中存在。
②極性鍵:由不同元素的原子間形成的共價鍵（共用電子對偏向吸引電子能力強的一方）如在共價化合物（HCl、H 2 O、CO 2 、NH 3 、H 2 SO 4 、SiO 2 ）某些離子化合物（NaOH、Na 2 SO 4 、NH 4 Cl）中存在。
4.非極性分子和極性分子
（1）非極性分子中整個分子電荷分布是均勻的、對稱的。極性分子中整個分子的電荷分布不均勻，不對稱。
（2）判斷依據:鍵的極性和分子的空間構型兩方面因素決定。雙原子分子極性鍵→極性分子。如HCl，NO，CO
非極性鍵→非極性分子。如H 2 ，Cl 2 ，N 2 ，O 2 多原子
分 子都是非極性鍵→非極性分子。如P 4 、S 8
有極性鍵幾何結構對稱→非極性分子。如CO 2 、CS 2 、CH 4 、Cl 4 幾何結構不對稱→極性分子。如H 2 O 2 ，NH 3 ，H 2 O
5.分子間作用力和氫鍵
（1）分子間作用力:把分子聚集在一起的作用力叫作分子間作用力。又稱范德華力。
①分子間作用力比化學鍵弱得多，它對物質的熔點、沸點等有影響。②一般的對于組成和結構相似的物質，相對分子質量越大，分子間作用力越大，物質的熔點、沸點也越高。
（2）氫鍵:是指存在于HF、H 2 O、NH 3 分子之間一種比范德化力稍強的相互作用。如HF、分子間的氫鍵如下:
故HF、H 2 O、NH 3 的沸點分別與同族氫化物沸點相比反常的高。
【注意】氫鍵不是化學鍵，仍屬分子間作用力范圍。
6.化學鍵與晶體結構的相互關系
化學鍵金屬離子與自由電子間較強相互作用→金屬晶體共用電
子 對→共價鍵→網狀結構→原子晶體
→非極性鍵→非極性分子極性鍵極性分子
非極性分子 范德華力 分子晶體配位鍵（特殊）
陰陽離子間靜電作用→離子鍵→離子化合物→離子晶體
定義:①分子晶體:分子間的分子間作用力相結合的晶體叫作分子晶體。②原子晶體:相鄰原子間以共價鍵相結合而形成空間網狀結構的晶體叫作原子晶體。
③離子晶體:離子間通過離子鍵結合而成的晶體叫作離子晶體。④金屬晶體:通過金屬離子與自由電子之間的較強作用（金屬鍵）形成的單質晶體叫作金屬晶體。
7.四種晶體類型與性質比較


五、溶液
（一）分散系
1.分散系:定義:化學上把由一種物質（或幾種物質）的粒子形成分散到另一種物質里所形成的混合物統稱為分散系。分散成粒子的物質叫分散質，另一種物質叫分散劑。
2.四種分散系比較分散系


（二）溶液
1.溶液:一種或幾種物質分散到另一種物質里所形成的均一穩(wěn)定的混合物叫作溶液。特點是均一、穩(wěn)定、透明。2.飽和溶液、溶解度
（1）飽和溶液和不飽和溶液:在一定溫度下，在一定量的溶劑里，不能再溶解某種溶質的溶液，叫作這種溶質的飽和溶液;還能繼續(xù)溶解某種溶質的溶液，叫作不飽和溶液。
（2）溶解度:在一定溫度下，某固體物質在100克溶劑里達到飽和狀態(tài)時所溶解的質量，叫作這種物質在這種溶劑里的溶解度。常用s表示。質量分數ω=S100+s ×100%
（3）溫度對溶解度的影響
固體物質的溶解度，一般隨溫度升高而增大（食鹽溶解度變化不大;Ca（OH） 2 溶解度隨溫度升高而減�。�。
氣體物質溶解度，隨溫度升高而減小，隨壓強增大而增大。
（4）溶解度曲線:用縱坐標表示溶解度。橫坐標表示溫度。根據某溶質在不同溫度時溶解度，可以畫出該物質的溶解度隨溫度的變化曲線，稱之為溶解度曲線。
3.了解幾個概念:結晶、結晶水、結晶水合物、風化、潮解
（1）結晶:從溶液中析出晶體的過程。
（2）結晶水:以分子形式結合在晶體中的水，叫結晶水，它較容易分解出來，如:Na 2 CO 3 ?10H 2 O △ Na 2 CO 3 +10H 2 O，CuSO 4 ?5H 2 O △ CuSO 4 +5H 2 O
（3）結晶水合物:含有結晶水的化合物叫結晶水合物。結晶水合物容易失去結晶水。常見的結晶水合物有:Na 2 CO 3 ?10H 2 O（純堿），CuSO 4 ?5H 2 O（膽礬、藍礬），FeSO 4 ?7H 2 O（綠礬），ZnSO 4 ?7H 2 O（皓礬），MgCl 2 ?KCl?6H 2 O（光鹵石），KAl（SO 4 ） 2 ?12H 2 O或K 2 SO 4 ?Al 2 （SO 4 ） 3 ?24H 2 O（明礬），CaSO 4 ?2H 2 O（石膏），H 2 C 2 O 4 ?2H 2 O（草酸）。
（4）風化:結晶水合物在常溫和較干燥的空氣里失去部分或全部結晶水的現象叫風化。
（5）風化本質:結晶水合物分解。Na 2 CO 3 ?10H 2 O
（無色晶體） Na 2 CO 3 ?H 2 O
（白色粉末）+9H 2 O
（6）風化現象:由晶體狀逐漸變成粉末狀。因此凡具有此現象的自然過程都可稱為風化，如巖石的風化，它顯然不屬于結晶水合物失去結晶水的過程。
（7）潮解:某些易溶于水的物質吸收空氣中的水蒸汽，在晶體表面逐漸形成溶液或全部溶解的現象叫潮解。
（8）易潮解的物質有:CaCl 2 ，MgCl 2 ，NaOH等。
（9）粗鹽易潮解，而精鹽不易潮解。這是因為粗鹽中含有少量MgCl 2 雜質的緣故。
4.膠體
（1）定義:分散質的微粒在1nm～100nm之間分散系，叫作膠體。
（2）分類:按分散劑的狀態(tài)分為液溶膠:Fe（OH） 3 膠體、淀粉溶液固溶膠:有色玻璃氣溶膠:煙、云、霧
（3）性質:①丁達爾現象（可用來鑒別膠體和溶液） ②布朗運動 ③電脈現象 ④膠體聚沉（加入電解質、加入帶異種電荷的膠體、加熱，均可使膠體聚沉）。
5.膠體的應用（解釋問題）
①沙洲的形成 ②鹵水點豆腐 ③明礬（或FeCl 3 ）凈水 ④工業(yè)制皂的鹽析 ⑤冶金工業(yè)電泳除塵等等。
六、化學反應速率、化學平衡
（一）化學反應速率
1.化學反應速率是用來衡量化學反應進行快慢程度的，通常用單位時間內反應物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示。單位:mol/（L?min）或mol/（L?s） v=ΔcΔt
2.同一反應里用不同物質來表示的反應速率數值可以是不同的，但這些數值，都表示同一反應速率。且不同物質的速率比值等于其化學方程式中的化學計量數之比。如反應mA+nB=pC+qD的v （A） ∶v （B） ∶v （C） ∶v （D） =m∶n∶p∶q
3.影響反應速率的因素
決定因素:參加反應的物質本身的性質影響因素:
①濃度:當其他條件不變時，增大反應物濃度，單位體積發(fā)生反應的分子數增加，反應速率加快。
②壓強:對于有氣體參加的反應，當其他條件不變時增加壓強，氣體體積縮小，深度增大，反應速率加快。
③溫度:升高溫度時，分子運動速率加快，有效碰撞次數增多，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:可以同等程度增大正逆反應速率。
⑤其他因素:增大固體表面積（粉碎），光照也可增大某些反應的速率，此外，超聲波、電磁波、溶劑也對反應速率有影響。
【注意】①改變外界條件時，若正反應速率增大，逆反應速率也一定增大，增大的倍數可能不同，但不可能正反應速率增大，逆反應速率減小。
②固體純液體濃度視為常數，不能用其表示反應速率，它們的量的變化不會引起反應速率的變化，但其顆粒的大小可影響反應速率。
（二）化學平衡
1.化學平衡狀態(tài):指在一定條件下的可逆反應里，正反應和逆反應的速率相等，反應混合物中各組分的濃度不變的狀態(tài)。
2.化學平衡狀態(tài)的特征
（1）“等”即v 正 =v 逆 。
（2）“動”即是動態(tài)平衡，平衡時反應仍在進行。
（3）“定”即反應混合物中各組分濃度保持一定。
（4）“變”即條件改變、平衡移動。
（5）與途徑無關，外界條件不變，可逆反應無論是從正反應開始，還是從逆反應開始，都可建立同一平衡狀態(tài)。
3.影響化學平衡的條件
（1）可逆反應中舊化學平衡的破壞，新化學平衡的建立過程叫作化學平衡移動。
（2）化學平衡移動規(guī)律―――勒沙特列原理
如果改變影響平衡的一個條件（如濃度、壓強或溫度），平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動。
①濃度:增大反應物（或減小生成物）濃度，平衡向正反應方向移動。
②壓強:增大壓強平衡向氣體體積減小的方向移動。減小壓強平衡向氣體體積增大的方向移動。
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。
④催化劑:不影響平衡移動。
4.分析化學平衡移動的一般思路改變條件速率不變:如容積不變時充入惰性氣體
速率改變程度相同（v 正 =v 逆 ）使用催化劑或對氣體體積無變化
的反應改變壓強平衡不移動程度不同（v 正 ≠v 逆 ）濃度壓強溫度平衡移動
5.化學平衡計算時常用的2個率:（1）反應物轉化率=轉化濃度
起始濃度×100%=轉化物質的量
起始物質的量×100%（2）產品的產率= 實際生成產物的物質的量
理論上可得到產物的物質的量×100%
七、電解質溶液
（一）電解質和非電解質、強電解質和弱電解質
1.電解質和非電解質。
 

（二）弱電解質的電離平衡
1.弱電解質的電離特點
（1）微弱:弱電解質在水溶液中的電離是部分電離、電離程度都比較小，分子、離子共同存在。
（2）可逆:弱電解質在水分子作用下電離出離子、離子又可重新結合成分子。因此，弱電解質的電離是可逆的。
（3）能量變化:弱電解質的電離過程是吸熱的。
（4）平衡:在一定條件下最終達到電離平衡。
2.電離平衡:當弱電解質分子離解成離子的速率等于結合成分子的速率時，弱電解質的電離就處于3電離平衡狀態(tài)。電離平衡是化學平衡的一種。同樣具有化學平衡的特征。條件改變時平衡移動的規(guī)律符合勒沙特列原理。
3.電離平衡常數:對一元弱酸或一元弱堿來說，達到平衡后的溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液未電離的分子濃度之比是一個常數，這一常數叫電離平衡常數，簡稱電離常數，用k表示。如:CH 3 COOH CH 3 COO - +H + K a =c（H + ）?c（CH 3 COO - ）
c（CH 3 COOH） （25℃ K a =1.8×10 -5 ）NH 3 ?H 2 O NH +4 +OH - K b =c（NH +4 ）?c（OH - ）
c（NH 3 ?H 2 O） （25℃ K b =1.8×10 -5 ）
k值的大小，表達了一定溫度下弱電解質的難易程度。k值越大該弱電解質越易電離;k值越小，該弱電解質越難電離，故可根據k值大小判斷弱電解的相對強度。
（三）水的電離和溶液的pH值
1.水的電離和水的離子積常數。
H 2 O是一種極弱電解質:2H 2 O H 3 O + +OH - 25℃ c（H + ）=c（CH - ）=10 -7 mol?L -1
水的離子積 kw=c（H + ）?c（OH - ）=10 -14 （25℃）
①kw只與溫度有關，溫度升高，kw增大。如:100℃ kw=10 -12 ②kw適于:純水、稀酸、稀堿、稀鹽水溶液中。2.溶液的pH
（1）pH:pH=-lgc（H + ）。在溶液的c（H + ）很小時，用pH來表示溶液的酸堿度。
（2）含義:pH越大，c（H + ）越小，c（OH - ）越大，酸性越弱，堿性越強。pH越小，c（H + ）越大，c（OH - ）越小，酸性越強，堿性越弱。
（3）范圍:0～14
（4）溶液的酸堿性與pH


  （四）鹽類水解
1.鹽類水解定義:在溶液中鹽電離出來的離子跟水所電離出來的H + 或OH - 結合生成弱電解質的反應叫作鹽類的水解。酸+堿 中和水解 鹽+水
2.鹽類水解規(guī)律
（1）誰弱誰水解，誰強顯誰性，越弱越水解，都弱都水解，兩強不水解。
（2）多元弱酸根、正酸根離子比酸式酸根離子水解程度大得多，故可只考慮第一步水解。
（3）水解是吸熱反應，升溫水解程度增大。
（4）單離子水解程度都很小，故書寫水解離子方程式時要用“”，不能用“↑”或“↓”符號。
（5）完全雙水解的特例，Al 3+ 與AlO - 3 、CO 2- 3 、S 2- 、HS - 、AlO - 2 ，Fe 3+ 與HCO - 3 、CO 2- 3 、AlO - 2 ，NH +4 與SiO 2- 3 等。
（五）電化學
1.原電池
（1）概念:將化學能轉化為電能的裝置。
（2）實質:化學能轉化為電能。
（3）構成前提:能自發(fā)地發(fā)生氧化還原反應。
（4）構成條件:①兩個電極②電解質溶液③“兩極”“一液”聯成回路④能自發(fā)地發(fā)生氧化還原反應。
（5）電極構成:負極:還原性相對較強的材料。正極:還原性相對較弱的材料。電極反應:負極:失去電子，氧化反應。正極:得到電子，還原反應。
2.金屬的腐蝕與防護
（1）定義:金屬單質被空氣中的成分或其他氧化劑氧化而變質的現象叫做金屬腐蝕。
（2）金屬腐蝕的種類化學腐蝕電化學腐蝕
（3）金屬防護
①涂保護層。如涂油、電鍍、表面處理等。②保持干燥。
③改變金屬的內部結構，使其穩(wěn)定，如不銹鋼。
④犧牲陽極的陰極保護法。即用一種更為活潑的金屬與要保護的金屬構成原電池。
⑤外加電源法。將被保護的金屬與電源負極相連，電源向該金屬提供電子，該金屬就不失電子而得以保護。
3.電解原理及其應用
（1）電解定義:使電流通過電解質溶液而在陰、陽兩極引起氧化還原反應過程叫電解。
（2）裝置:電解池
（或電解槽） 特點:把電能轉化為化學能
形成條件①與電源相連的兩個電極②電解質溶液或熔化電解質③形成閉合回路
（3）電解原理:
電子流向:電源負極→陰極 陰極→電源正極
電解質由離子定向移動:陽離子→陰極 陰離子→陽極
電極反應陽極:金屬電極或電解質溶液中的陰離子失去電子發(fā)生氧 化反應
陰極:電解質溶液中的陽離子得到電子發(fā)生還原反應。放電順序陽極:M（金屬）>Cl - >OH - >含氧酸根離子陰極:Ag + >Cn 2+ >Fe 2+ >Zn 2+ >H + >……
（4）電解應用:
①銅的粗煉陽極（粗銅）:Cu-2e - =Cu 2+ 陰極（純銅）:Cu 2+ +2e - =Cu電解質溶液:CuSO 4 （含H 2 SO 4 ） ②氯堿工業(yè)陽極（鈦網）2Cl - -2e - =Cl 2 ↑陰極（碳鋼網）2H -1 +2e - =H 2 ↑電解質溶液:飽和食鹽水
總反應:2NaCl+2H 2 O 電解 2NaOH+H 2 ↑+Cl 2 ↑③鍍銅陽極（銅）:Cu-2e - =Cu 2+
陰極（鐵或其他鍍件）:Cu 2+ +2e - =Cu電鍍液:CuSO 4 溶液。
第二部分 常見元素的單質及其重要化合物
一、非金屬元素及其化合物
（一）非金屬元素概論
1.非金屬元素在周期表中的位置
在目前已知的112種元素中，非金屬元素有22種，除H外非金屬元素都位于周期表的右上方（H在左上方）。F是非金屬性最強的元素。
2.非金屬元素的原子結構特征及化合價
（1）與同周期的金屬原子相比，最外層電子數較多，次外層都是飽和結構（2、8或18電子結構）。
（2）與同周期的金屬原子相比較，非金屬元素原子核電荷數多，原子半徑小，化學反應中易得到電子，表現氧化性。
（3）最高正價等于主族序數（O、F無+6、+7價）對應負價以絕對值等于8-主族序數。如S、N、C1等還呈現變價。
3.非金屬單質
（1）組成與同素異形體
非金屬單質中，有單原子分子的He、Ne、Ar等稀有氣體;雙原子分子的H 2 、O 2 、Cl 2 、H 2 、Br 2 等，多原子分子的P 4 、S 8 、C 60 、O 3 等。原子晶體的金剛石，晶體硅等。同一元素形成的不同單質常見的有O 2 、O 3 ;紅磷、白磷;金剛石、石墨等。
（2）聚集狀態(tài)及晶體類型
常溫下有氣態(tài)（H 2 、O 2 、Cl 2 、N 2 ……），液態(tài)（Br 2 ）、固態(tài)（I 2 、磷、碳、硅……）。常溫下是氣體，液態(tài)的非金屬單質及部分固體單質，固態(tài)時是分子晶體，少量的像硅、金剛石為原子晶體，石墨“混合型”晶體。
4.非金屬的氫化物
（1）非金屬氫化物的結構特點
①ⅣA-RH 4 正四面體結構，非極性分子;ⅤA-RH 3 三角錐形，極性分子;ⅥA-H 2 R為“V”型，極性分子;ⅦA-HR直線型，極性分子。
②固態(tài)時均為分子晶體，熔沸點較低，常溫下H 2 O是液體，其余都是氣體。（2）非金屬氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性
一般的，非金屬元素的非金屬性越強，生成的氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定。因此，氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性是非金屬性強弱的重要標志之一。（3）非金屬氫化物具有一定的還原性
如:NH 3 、H 2 S可被O 2 氧化 HBr、HI可被Cl 2 、濃H 2 SO 4 氧化等等。5.最高價氧化物對應水化物（含氧酸）的組成和酸性。
元素的非金屬性越強，其最高價氧化物對應水化物的酸性越強，故非金屬元素的最高價含氧酸的酸性也是非金屬性強弱的重要標志之一。
（二）鹵族元素
1.氯氣
（1）分子式Cl 2 電子式Cl Cl 結構式 Cl-Cl
（2）物理性質:黃綠色有刺激性氣味、有毒、易液化能溶于水（1∶2）。
（3）化學性質:①與金屬反應將金屬氧化成高價態(tài)Cu+Cl 2 點燃 CuCl 2 （棕黃色煙）②與非金屬的反應
H 2 +Cl 2 點燃 2HCl（蒼白色火焰，工業(yè)上制HCl）
H 2 +Cl 2 光照 2HCl（爆炸）③與水反應
Cl 2 +H 2 O HCl+HClO
HClO是一種弱酸（HClO H + +ClO - ），具有強氧化性，可進行漂白、消毒殺菌等，在光照下易分解:2HClO 光照 2HCl+O 2 ↑④與堿反應
Cl 2 +2NaOH NaCl+NaClO+H 2 O（用于吸收多余Cl 2 ）
2Cl 2 +2Ca（OH） 2 CaCl 2 +Ca（ClO） 2
漂白粉（混合物）+2H 2 O
漂白粉的有效成分為Ca（ClO） 2 ，在空氣中易失效變質:Ca（ClO） 2 +CO 2 +H 2 O CaCO 3 ↓+2HClO⑤與還原性物質反應
Cl 2 +2Br - 2Cl - +Br 2 Cl 2 +H 2 S 2HCl+S↓
（4）制法:
①實驗室制法
MnO 2 +4HCl（濃） △ MnCl 2 +Cl 2 ↑+2H 2 O②工業(yè)制法
2NaCl+2H 2 O 電解 2NaOH+H 2 ↑+Cl 2 ↑2NaCl（熔融） 電解 2Na+Cl 2 ↑
2.鹵族元素
（1）鹵族元素性質的通性及遞變性①元素周期表中的位置:第ⅦA族
②原子結構相同點:最外層電子數均為7不同點:電子層數不同
③主要性質的相似性:單質均為雙原子非極性分子;主要化合價為-1價，最高正價為+7價（F除外）;單質具有強氧化性。④主要性質的遞變性。（從F到I）原子半徑和離子半徑逐漸增大;
非金屬性及單質氧化性逐漸減弱，即氧化性F 2 >Cl 2 >Br 2 >I 2 ;與H 2 化合生成HX的反應由易到難，且氫化物的穩(wěn)定性由強到弱，即穩(wěn)定性HF>HCl>HBr>HI;最高價氧化物的水化物的酸性逐漸減弱;鹵離的還原性增強，前面元素的單質能把后面的元素置換出來。單質的顏色變深，熔沸點升高。
（2）鹵素及其化合物特性歸納
①Cl 2 、Br 2 、I 2 與水反應類型相同，可用通式X 2 +H 2 O=HX+HXO，而F 2 特殊F 2 +2H 2 O=4HF+O 2 ，由此得出它們與堿反應Cl 2 、Br 2 、I 2 相同，F 2 不同。②F 2 、Cl 2 、Br 2 與Fe作用得+3價鐵，而I 2 +Fe △ Fel 2 。
③Cl - 、Br - 、I - 跟AgNO 3 分別產生白色沉淀、淺黃色沉淀、黃色沉淀;而AgF可溶于水，無色溶液。
④氯水具有漂白性，但溴水、碘水中HBrO和HIO很少，漂白性很差。⑤碘與淀粉變藍，但淀粉碘化鉀試紙投入氯水中不變藍，因為氯水過量，發(fā)生下列反應I 2 +5Cl 2 +6H 2 O=2HIO 3 +10HCl。
⑥氫氟酸為弱酸，余者為強酸，且酸性逐漸增強。氫氟酸腐蝕玻璃，其他氫鹵酸沒有此性質。
（3）鹵離子（x - ）的檢驗 （x=Cl、Br、I）
在含有鹵離子（x - ）的溶液中，加入HNO 3 酸化的AgNO 3 溶液。Cl - +Ag + AgCl↓（白）
Br - +Ag + AgBr↓（淡黃色）I - +Ag + AgI↓（黃色）
（三）氧族元素
1.氧族元素
（1）包括:氧（ 8 O）、硫（ 16 S）、硒（ 34 Se）、碲（ 52 Te）、釙（ 84 Po）等幾種元素
（2）周期表中位置:ⅥA族;2-6周期。
（3）最外層電子數:6e -
（4）化合價:-2，0，+4，+6（O一般無正價）
（5）原子半徑:隨核電荷數增大而增大，即r 0 <r S <r Se <r Te
（6）元素非金屬性:從O→Te由強→弱
2.氧族元素性質的相似性及遞變性
（1）相似性
①最外層電子都有6個電子，均能獲得2個電子，而達到穩(wěn)定結構②在氣態(tài)氫化物中均顯-2價，分子式為H 2 R③在最高價氧化物中均顯+6價，分子式為RO 3 ④最高價氧化物對應水化物的分子式為H 2 RO 4
（2）遞變性 （ C O S Se Te ）
①單質的溶沸點升高，氧化性減弱②氣態(tài)氫化物熱穩(wěn)定性減小，還原性增強③最高價氧化物的水化物酸性減弱。
3.二氧化硫
（1）二氧化硫的物理性質:無色有刺激性氣味，有毒，密度比空氣大，易液化、易溶于水（與H 2 O化合生成H 2 SO 3 ，SO 2 +H 2 O H 2 SO 3 ）
（2）二氧化硫的化學性質:①具有酸性氧化物通性②還原性:SO 2 +Cl 2 +2H 2 O H 2 SO 4 +2HCl2SO 2 +O 2 催化劑△ 2SO 3
③弱氧化性:SO 2 +2H 2 S 3S+2H 2 O
④漂白性:SO 3 可使品紅褪色（可逆，加熱又恢復紅色）
（3）二氧化硫的污染
①SO 2 是污染大氣的主要有害物質之一，直接危害是引起呼吸道疾病。②形成酸雨pH<5、6，破壞農作物、森林、草原、使土壤酸性增強等等。③含SO 2 的工業(yè)廢氣必須經過凈化處理才能排放到空氣中。
4.硫酸工業(yè)和硫酸（1）接觸法制硫酸
反應原理:①造氣:4FeS 2 +11O 2 （g） 高溫 2Fe 2 O 3 +8SO 2 ②氧化:2SO 2 +O 2 催化劑
400-500℃ 2SO 3 ③吸收:SO 3 +H 2 O H 2 SO 4
分別對應的設備:①沸騰爐②接觸室③吸收塔
具體措施:粉碎礦石、過量空氣、熱交換、催化氧化、逆流、循環(huán)、濃H 2 SO 4 吸收SO 3 （防止形成酸霧）、尾氣處理（用氨水吸收SO 2 ，生成（NH 4 ） 2 SO 3 ，再用H 2 SO 4 處理，便又可生成SO 2 ）。（2）濃硫酸（98.3%）的特性①吸水性和脫水性
②強氧化性，在加熱條件下，大多數金屬（Au、Pt除外）能被濃H 2 SO 4 氧化，生成SO 2 ，無H 2 ……;濃H 2 SO 4 在加熱時可與C、S、P等非金屬反應。
③濃H 2 SO 4 稀釋時，放出大量熱，所以在操作時，應將濃H 2 SO 4 沿器壁緩緩注入水中，并不斷攪拌及時散熱。
④SO 2- 4 的檢驗，在被檢溶液中先加鹽酸，無白色沉淀，然后再加BaCl 2 溶液有白色沉淀生成，Ba 2+ +SO 2- 4 BaSO 4 ↓
（四）碳族元素
1.碳及其重要化合物（1）一氧化碳和二氧化碳


（3）活性炭的吸附作用及其應用
木材干餾所得的固態(tài)產物是木炭，木炭由于它的孔隙被干餾時產生的油脂等物質所覆蓋，吸附能力較弱，經活化處理增加表面積后就有高的吸附能力。這種具有高吸附能力的碳，稱為活性炭�；钚蕴康目紫抖啵瑑缺砻娣e大，一般為500m 2 /g～1000m 2 /g。活性炭屬于非極性吸附劑，因此易吸附非極性或弱極性物質。常見的易被活性炭吸附的物質及應用如下:
①有毒的氣體（或蒸汽）:NO、NO 2 、Cl 2 、Br 2 、C 6 H 6 （苯）。活性炭用于去毒、防毒。
②色素�；钚蕴坑糜谌芤好撋�（漂白），如制造白糖工業(yè)中可用活性炭做脫色劑。
③水中有臭味的物質�；钚蕴坑糜谒�的除臭凈化。
2.硅及其重要化合物
（1）硅的存在:自然界中以化合態(tài)存在，含量僅次于氧，排第二位，是構成礦物和巖石的主要成分。
（2）硅的單質:有晶體硅和無定形硅兩種同素異形體，晶體硅是原子晶體，類似于金剛石，熔沸點高、硬度大，是良好的半導體。
（3）硅的性質:性質穩(wěn)定不易與其他物質發(fā)生化學反應
①Si+O 2 △ SiO 2
②Si+2NaOH+H 2 O Na 2 SiO 3 +2H 2 ↑
（4）硅的制備及提純:SiO 2 +2C 高溫 Si+CO↑Si+Cl 2 高溫 SiCl 4
SiCl 4 +2H 2 高溫 Si+4HCl
（5）硅的氧化物SiO 2 :①原子晶體，熔點高、硬度大②酸性氧化物:（但不溶于水，也不與水反應）SiO 2 +CaO 高溫 CaSiO 3
SiO 2 +2NaOH Na 2 SiO 3 +H 2 O
③與氫氟酸反應:SiO 2 +4HF SiF 4 ↑+2H 2 O④光導纖維的主要原料，制造石英玻璃等。
（五）氮族元素
1.氮族元素概述
（1）周期表中的位置:第ⅤA族（N、P、As、Sb、Bi）2-6周期
（2）原子結構特點相同點:最外層電子數均為5個不同點:電子層數不同
（3）主要性質:
①相似性:a.最高正價均為+5，負價為-3;（Sb、Bi無負價）b.最高價氧化物的水化物（HRO 3 或H 3 RO 4 ）呈酸性
②逆變性（按N→Bi）原子半徑由小到大;氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性減弱;最高價含氧酸的酸性減弱（（HNO 3 >H 3 PO 4 ）;與同周期鹵素、氧族比非金屬性要弱。
2.氮及其重要化合物
（1）氮的化學性質:常溫時，N 2 不活潑，可代替稀有氣體作保護氣，但在點燃、放電、高溫等條件下能與H 2 、O 2 、Mg等發(fā)生反應:①N 2 +3H 2 高溫、高壓
催化劑 2NH 3 ②N 2 +O 2 放電 2NO
③N 2 +3Mg 點燃 Mg 3 N 2
（Mg 3 N 2 +6H 2 O Mg（OH） 2 ↓+2NH 3 ↑）（2）氮的氧化物:
N元素有+1、+2、+3、+4、+5五種價態(tài)，分別對應的氧的物為N 2 O、NO、N 2 O 3 、NO 2 （N 2 O 4 ）、N 2 O 5 。其中N 2 O 3 、N 2 O 5 分別是HNO 2 、HNO 3 的酸酐，NO是無色還原性較強的有毒氣體，易被O 2 氧化。NO 2 是紅棕色易溶于水的刺激性的有毒氣體，氧化性較強，能氧化SO 2 使?jié)駶櫟膋I―淀粉試紙變藍。重要反應:2NO+O 2 2NO 2 ;2NO 2 N 2 O 4 3NO 2 +H 2 O 2HNO 3 +NO（3）氨氣的性質及用途
①物理性質:無色有刺激性氣味的氣體，極易溶于水（1∶700）易液化。②化學性質:與水反應
NH 3 +H 2 O NH 3 ?H 2 O NH +4 +OH -
NH 3 是惟一能使?jié)櫇竦募t色石蕊試紙變藍的氣體，常用此性質檢驗NH 3 。與酸反應
NH 3 +HCl NH 4 Cl（生成白煙）與O 2 反應
4NH 3 +5O 2 Pt △ 4NO+6H 2 O+Q與CO 2 反應（制取尿素）2NH 3 +CO 2 200atm
180℃ CO（NH 2 ） 2 +H 2 O③氨的制法
實驗室制法:用銨鹽與堿共熱。
2NH 4 Cl+Ca（OH） 2 △ CaCl 2 +2NH 3 ↑+2H 2 O工業(yè)制法:原料為水、煤和空氣N 2 +3H 2 高溫、高壓
催化劑 2NH 3（4）硝酸（HNO 3 ）
硝酸的化學性質:HNO 3 為強酸，除具有酸的通性外還具有以下特性:不穩(wěn)定性:（見光、受熱易分解）
4HNO 3 光或熱 4NO 2 ↑+O 2 ↑+2H 2 O
強氧化性:無論稀、濃HNO 3 均具有強氧化性，與金屬反應時，即使是比氫活潑的金屬也不放出氫氣。a.與金屬反應
Cu+4HNO 3 （濃） Cu（NO 3 ） 2 +2NO 2 ↑+2H 2 O3Cu+8HNO 3 （�。� 3Cu（NO 3 ） 2 +2NO↑+4H 2 O3Ag+4HNO 3 （稀）=3AgNO 3 +NO↑+2H 2 O
（利用此反應可以洗滌附在器皿內壁上的銀）
冷濃HNO 3 可使Al、Fe等金屬表面生成一層致密氧化膜而發(fā)生鈍化，故可用Al、Fe等材料制成的密閉容器盛裝濃HNO 3 。b.與非金屬反應
C+4HNO 3 （濃） △ CO 2 ↑+4NO 2 ↑+2H 2 O S+6HNO 3 （濃） △ H 2 SO 4 +6NO 2 ↑+2H 2 O c.與其他還原劑反應
3H 2 S+2HNO 3 （稀） 3S↓+2NO↑+4H 2 O
3SO 2- 3 +2NO -3 +2H + 3SO 2- 4 +2NO↑+H 2 O d.與有機物反應
硝化反應（如與苯反應）;酯化反應（如與纖維素反應）;顏色反應（如與蛋白質反應）。
②硝酸的制法:
實驗室制法:硝酸鹽與濃H 2 SO 4 微熱
NaNO 3 （固）+H 2 SO 4 （濃） △ NaHSO 4 +HNO 3 ↑工業(yè)制法:氨的催化氧化法
a.原理:4NH 3 +5O 2 Pt △ 4NO+6H 2 O2NO+O 2 2NO 2
3NO 2 +H 2 O 2HNO 3 +NO b.尾氣處理:用堿液吸收
NO+NO 2 +2NaOH=2NaNO 2 +H 2 O③硝酸的保存方法:硝酸不穩(wěn)定，易分解，受熱、光照或濃度越大，硝酸越易分解，由于分解生成的NO 2 溶于硝酸中而使硝酸呈黃色，實驗室為防止硝酸分解，常將硝酸放在棕色瓶內，貯放在黑暗且溫度低的地方。
3.磷及其重要化合物（1）紅磷與白磷


（2）磷的化合物的性質
①P 2 O 5 -磷酸（H 3 PO 4 ）偏磷酸（HPO 3 ）的酸酐P 2 O 5 +H 2 O（冷） 2HPO 3 （有毒溶于水）
P 2 O 5 +3H 2 O（熱） 2H 3 PO 4 （無毒、晶體、易溶于水）P 2 O 5 吸濕性很強，可作干燥劑。②磷酸的性質
純凈的磷酸是無色晶體，有吸濕性，能跟水以任意比例混溶。濃H 3 PO 4 為無色黏稠液體，較穩(wěn)定，不揮發(fā)，具有酸的通性。磷酸為三元酸，與堿反應時，當堿的用量不同時，可生成不同的鹽。如磷酸和NaOH反應，1∶1生成NaH 2 PO 4 ;1∶2生成Na 2 HPO 4 ;1∶3生成Na 3 PO 4 。介于1∶1和1∶2之間生成NaH 2 PO 2 和Na 2 HPO 4 的混合物。介于1∶2和1∶3之間生成Na 2 HPO 4 和Na 3 PO 4 的混合物。
二、金屬元素及其化合物
（一）金屬元素概述
1.金屬元素在周期表中的位置及原子結構特征
（1）金屬元素分布在周期表的左下方，目前已知的112種元素共有90種金屬元素。
（2）金屬元素最外層電子數一般小于4個。（Ge、Sn、Pb 4個 Sb、Bi 5個，Po 6個）原子半徑較同周期非金屬原子半徑大。（3）金屬元素形成的金屬單質固態(tài)時全是金屬晶體。
2.金屬的分類
（1）冶金工業(yè)上黑色金屬:Fe、Cr、Mn（其主要氧化物呈黑色）有色金屬:除Fe、Cr、Mn以外的所有金屬
（2）按密度分輕金屬:ρ<4.5g?cm -3 （如Na，Mg，Al）重金屬:ρ>4.5g?cm -3 （如Fe，Cu，W）
（3）按存在豐度分常見金屬:如Fe（4.75%）、Al（7.73%）、Ca（3.45%）等稀有金屬:如鋯、鉿、鈮等
3.金屬的物理性質
（1）狀態(tài):通常情況下，除汞外其他金屬都是固態(tài)。
（2）金屬光澤:多數金屬具有金屬光澤。
（3）易導電、導熱:由于金屬晶體中自由電子的運動，使金屬易導電、導熱。
（4）延展性:可壓成薄片，也可抽成細絲。
（5）熔點及硬度:由金屬晶體中金屬離子和自由電子的作用強弱決定。最高的是鎢（3413℃）最低的是汞（-39℃）。
4.金屬的化學性質
（1）與非金屬單質作用 （2）與H 2 O作用 （3）與酸作用 （4）與堿作用（僅Al、Zn可以） （5）與鹽的作用 （6）與某些氧化物作用。
5.金屬的冶煉
（1）熱分解法（適用于不活潑金屬）
2HgO △ 2Hg+O 2 ↑ 2Ag 2 O △ 4Ag+O 2 ↑
（2）熱還原法（常用還原劑CO、H 2 、C活潑金屬等）Fe 2 O 3 +3CO 高溫 2Fe+3CO 2 Cr 2 O 3 +2Al 高溫 2Cr+Al 2 O 3
（3）電解法（適用于非常活潑的金屬）2Al 2 O 3 （熔融） 電解 4Al+3O 2 ↑2NaCl（熔融） 電解 2Na+Cl 2 ↑
（二）堿金屬元素
1.鈉及其化合物（1）鈉的物理性質
鈉是一種柔軟、銀白色，有金屬光澤的金屬，具有良好的導電、導熱性，密度比水小，比煤油大，熔點較低。（2）鈉的化學性質①與非金屬反應
2Na+Cl 2 點燃 2NaCl
2Na+O 2 點燃 Na 2 O 2 （黃色火焰）
4Na+O 2 2Na 2 O（空氣中，鈉的切面變暗）②與水反應2Na+2H 2 O 2NaOH+H 2 ↑
現象及解釋:浮在水面上―――密度比水小;熔化成小球―――鈉的熔點低，反應放熱;四處游動―――生成氣體;酚酞變紅―――生成堿。③與酸反應 2Na+2H + 2Na + +H 2 ↑
鈉不足，直接與酸反應;鈉過量，先與酸反應再與水反應。④與鹽溶液反應
鈉與鹽溶液反應，先考慮Na與水反應生成NaOH，再考慮NaOH是否與鹽反應。
a.投入NaCl溶液中，只有H 2 放出。2Na+2H 2 O 2NaOH+H 2 ↑
b.投入飽和NaCl溶液中，有H 2 放出，還有NaCl晶體析出（溫度不變）。c.投入NH 4 Cl溶液中，有H 2 和NH 3 逸出。2Na+2NH 4 Cl 2NaCl+2NH 3 ↑+H 2 ↑
d.投入CuSO 4 溶液中，有氣體放出和藍色沉淀生成。2Na+2H 2 O+CuSO 4 Cu（OH） 2 ↓+Na 2 SO 4 +H 2 ↑（3）鈉的保存及用途:
①保存:鈉的化學性質非常活潑，易與空氣中的O 2 、H 2 O等反應，保存在煤油中。②用途:
a.工業(yè)上用于冶煉金屬:4Na+TiCl 4 熔點 Ti+4NaCl b.Na-K合金（液態(tài)）用作原子反應堆的導熱劑c.制造高壓鈉燈，作為電光源。2.堿金屬元素
（1）周期表中的位置:第ⅠA族（Li、Na、K、Rb、Cs）（2）原子結構特點:最外層電子數均為1。
（3）主要性質:①原子半徑為同周期最大，易失電子，強還原劑且從Li→Cs金屬性增強。
②取高價氧化物的水化物呈強堿性，從Li→Cs堿性增強。 （三）鎂、鉛、鐵及其化合物 1.鎂、鉛在元素周期表中位置及原子結構鎂（Mg）:位于周期表第3周期第ⅡA 原子結構鉛（Al）:位于周期表第3周期第ⅢA，原子結構
Mg、Al均為活潑金屬，在化學反應中都易失電子，其性質有相似之處，但由于原子結構不同性質上也有差異。
2.鎂、鉛的物理性質
①相同點:密度較小，熔點較低 硬度較小 均為銀白色
②不同點:鉛的硬度比鎂稍大，熔沸點比鎂高，這是由于鎂、鉛的金屬鍵的強弱不同。
3.鎂、鉛的化學性質比較:


4.氧化鋁和氫氧化鋁
Al 2 O 3 和Al（OH） 3 是典型的兩性化合物，既能與強酸反應，也能與強堿反應生成鹽和H 2 O。
Al 2 O 3 +6H + 2Al 3+ +3H 2 O Al 2 O 3 +2OH - 2AlO -2 +H 2 O
Al（OH） 3 +3H + Al 3+ +3H 2 O Al（OH） 3 +OH - AlO -2 +2H 2 O
5.鐵及其化合物（1）鐵在周期表中的位置及原子結構
鐵位于第四周期第Ⅷ族，是過渡金屬元素的代表，其原子結構示意圖:，鐵元素是一種變價元素，通常顯示+2價、+3價，其化合物及其水溶液往往帶有顏色。（2）鐵的性質
①與非金屬反應
2Fe+3Cl 2 點燃 2FeCl 3 （棕黃色的煙） 3Fe+2O 2 點燃 Fe 3 O 4 （Fe +2 O?Fe +3 2 O 3 ）Fe+S △ FeS Fe+I 2 FeI 2
注:鐵與弱氧化性物質反應生成低價鐵的化合物②與酸反應
a.非氧化性酸:Fe+2H + Fe 2+ +H 2 ↑
b.氧化性酸:常溫下遇濃H 2 SO 4 、濃HNO 3 會發(fā)生鈍化，而加熱時會劇烈反應。③與水反應:3Fe+4H 2 O（氣） 高溫 Fe 3 O 4 +4H 2 ↑
④與某些鹽熔液反應:Fe+Cu 2+ Fe 2+ +Cu，Fe+2Fe 3+ 3Fe 2+ （3）鐵的存在
鐵在自然界中分布較廣。在地殼中含量約占5%，僅次于鋁。分布在地殼中的鐵均以化合態(tài)存在，游離態(tài)的鐵只能在隕石中得到。鐵礦石的種類較多，重要的有:赤鐵礦（Fe 2 O 3 ），磁鐵礦（Fe 3 O 4 ），褐鐵礦（2Fe 2 O 3 ?3H 2 O）和菱鐵礦（FeCO 3 ）。
（3）鐵的氧化物和氫氧化物①鐵的氧化物


②鐵的氫氧化物



4Fe（OH） 2 +O 2 +2H 2 O 4Fe（OH） 3 ↓（紅裼色）Fe 3+ +SCN - ［Fe（SCN）］ 2+ （血紅色）（5）Fe 2+ 和Fe 3+ 的性質
①Fe 2+ 具有氧化性，主要表現還原性
4Fe 2+ +O 2 +4H + 4Fe 3+ +2H 2 O（Fe 2+ 被氧化）
②Fe 3+ 具有較強的氧化性，與s 2- 、I - 、SO 2- 3 等能發(fā)生氧化還原反應2Fe 3+ +S 2- 2Fe 2+ +S↓2Fe 3+ +2I - 2Fe 2+ +I 2
③Fe 3+ 是典型的弱堿陽離子，與HCO 2- 3 、AlO -2 等在溶液中發(fā)生雙水解反應2Fe 3+ +3CO 2- 3 +3H 2 O 2Fe（OH） 3 ↓+3CO 2 ↑④Fe 3+ 遇苯酚溶液呈紫色，可用于檢驗Fe 3+
⑤亞鐵鹽、鐵鹽的存放方法:亞鐵鹽溶液―――加入少量鐵屑以防止Fe 2+ 被氧化，滴入少量相應的酸溶液以防止Fe 2+ 水解。鐵鹽溶液―――加入少量相應的酸溶液以防止Fe 3+ 水解。
第三部分 有機化學基礎w.w.w.k.s.5.u.c.o.m
一、有機化學中的基本概念
1.有機化合物（1）定義:簡稱有機物是指含碳元素的化合物（但CO 2 、CO、碳酸鹽仍為無機物）。
（2）與無機物相比有如下特點:
①元素組成的特點:除碳元素外，還含有H、O、N、P、S及鹵素等非金屬元素。②結構特點
a.碳碳間以共價鍵形成碳鍵，這是有機物結構的基礎b.有機物分子多為非極性分子或弱極性分子c.有機物分子間通過范德華力結合成分子晶體③數量特點
有機物的種類繁多，達數百萬種，其原因是:
a.碳原子有4個價電子，能與其他原子形成4個共價鍵
b.碳鏈的長度可以不同;碳原子之間的結合方式可有單鍵、雙鍵、叁鍵，也可以有長鏈或環(huán)狀等
c.普遍存在同分異構現象
④性質特點（對大多數有機物）
a.難溶于水，易溶于汽油、酒精、苯等有機溶劑b.多為非電解質，不易導電c.多數熔沸點較低
d.多數易燃燒，易分解⑤有機物反應特點
有機反應復雜，速度慢，多需要催化劑，而且副反應多，所以，有機反應常用“→”代替“=”。
2.同系物
（1）定義:結構相似，在分子組成上，彼此相差若干個CH 2 原子團的一系列化合物稱為同系物。
（2）同系物判斷:①通式相同②結構相似③同一類物質④組成上相差若干個CH 2 原子團
（3）同系物的性質:
①物理性質上存在遞變性:隨碳數增加，狀態(tài)由氣→液→固，熔沸點逐漸升高，密度逐漸增大
②化學性質以相似性為主，也存在差異性。
3.同分異構體
（1）化合物具有相同的分子式，但具有不同結構的現象叫同分異構現象，具有同分異構現象的化合物稱為同分異構體。（主要是指有機物）（2）中學常見同分異構種類碳鏈異構:如正丁烷與異丁烷。
官能團位置異構:如1-丁烯與2-丁烯不同類異構烯烴和環(huán)烷烴二烯烴和炔烴醇和醚
酚、芳香醇、芳香醚醛和酮羧酸和酯
4.烴
（1）僅含C、H兩種元素的有機物稱為碳、氫化合物，又稱烴。
（2）磷原子之間都是以碳碳單鍵結合成鏈狀，碳剩余的價鍵全部跟氫原子相結合，這樣的烴叫做飽和鏈烴，又稱烷烴，通式為 C n H 2n+2 （n≥1）
（3）分子中含有碳碳雙鍵的一類鏈烴叫做烯烴，單烯烴通式為 C n H 2n （n≥2）
（4）分子中含有碳碳叁鍵的一類鏈烴叫做炔烴，炔烴通式為C n H 2n-2 （n≥2）（只含一個叁鍵）
（5）分子里含有一個或多個苯環(huán)的碳氫化合物，稱為芳香烴，其中由一個苯環(huán)和飽和烴基組成的芳香烴叫苯的同系物，其通式為C n H 2n-6 （n≥6）
5.“根”與“基”的比較
（1）“根”通常是指帶電荷的原子團，它們都是離子。如銨根NH +4 ，硫酸根離子SO 2- 4 。“基”通常是指電中性的原子或原子團。從結構上看必有某原子含有未成對電子。如羥基-OH，甲基-CH 3 ，硝基-NO 2
（2）“根”主要存在于離子化合物中，“基”一般存在于共價化合物中，這些物質不能在水中電離出“基”來。
（3）“根”和“基”有時可相互轉化。如OH - 失去e -
得到e - -OH
6.烴的衍生物
（1）從結構上說，可以看成是烴分子里的氫原子被其他原子或原子團取代而衍變

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