高中化學知識點歸納匯總

高考化學知識歸納總結（打印版）

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：

（-）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(shù)可分為：

單原子分子如：He、Ne、Ar、Kr-

雙原子分子如：。2、小、HC1、NO-

多原子分子如：乩0、P,、C6H1206-

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；…

陰離子：Cl\02\0H\S0/…

（2）存在離子的物質：

①離子化合物中：NaCl、CaCL、Na2s（X…

②電解質溶液中：鹽酸、NaOH溶液…

③金屬晶體中：鈉、鐵、鉀、銅…

4.元素

元素是具有相同核電荷數(shù)（即質子數(shù)）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(lián)系：物質是由元素組成的（宏觀看）；物質是由

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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）一同素異形體。

（3）各種元素在地殼中的質量分數(shù)各不相同，占前五位的依次是：0、Si、Al,Fe、Cao

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(shù)，不同中子數(shù)的同一類原子

互稱同位素。如H有三種同位素：\H、1H、31H（氣、笊、M）o

6.核素

核素是具有特定質量數(shù)、原子序數(shù)和核能態(tài)，而且其壽命足以被觀察的一類原子。

（1）同種元素、可以有若干種不同的核素一同位素。

（2）同一種元素的各種核素盡管中子數(shù)不同，但它們的質子數(shù)和電子數(shù)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

子團有幾下幾種類型：根（如S0?\OH-、CLCOO-等）、官能團（有機物分子中能反映物質

特殊性質的原子團，如一OH、—N02>—COOH等）、游離基（又稱自由基、具有不成價電子的

原子團，如甲基游離基?CH3）O

8.基

化合物中具有特殊性質的一部分原子或原子團，或化合物分子中去掉某些原子或原子團后

剩下的原子團。

（1）有機物的官能團是決定物質主要性質的基，如醇的羥基（-0H）和竣酸的峻基（一COOH）。

（2）甲烷（CHJ分子去掉一個氫原子后剩余部分（-CH3）含有未成對的價電子，稱甲基

或甲基游離基，也包括單原子的游離基（-Cl）o

基（羥基）根（氫氧根）

電子式-0：H

電性電中性帶負電

不能獨立存在，必須和其他“基”或原能獨立存在于溶液或離子化合物

存在于

子團相結合中

9.物理性質與化學性質

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物理性質化學性質

概念物質不需要發(fā)生化學變化就能表物質在發(fā)生化學變化時表現(xiàn)出來的

（宏觀）現(xiàn)出來的性質性質

實質物質的分子組成和結構沒有發(fā)生物質的分子組成和結構發(fā)生改變時

（微觀）改變時呈現(xiàn)的性質呈現(xiàn)的性質

顏色、狀態(tài)、氣味、味道、密度、一般指跟氫氣、氧氣、金屬、非金

性質包

熔點、沸點、溶解性、導電性、屬、氧化物、酸、堿、鹽能否發(fā)生

括內容

導熱性等反應及熱穩(wěn)定性等

9.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。

化學變化：變化時有其他物質生成，又叫化學反應。

化學變化的特征：有新物質生成伴有放熱、發(fā)光、變色等現(xiàn)象

化學變化本質：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。

10.溶解性

指物質在某種溶劑中溶解的能力。例如氯化鈉易溶于水，卻難溶于無水乙醇、苯等有機

溶劑。單質碘在水中溶解性較差，卻易溶于乙醇、苯等有機溶劑。苯酚在室溫時僅微溶于水,

當溫度大于701時，卻能以任意比與水互溶（苯酚熔點為43七，70C時苯酚為液態(tài)）。利用

物質在不同溫度或不同溶劑中溶解性的差異，可以分離混合物或進行物質的提純。

在上述物質溶解過程中，溶質與溶劑的化學組成沒有發(fā)生變化，利用簡單的物理方法可

以把溶質與溶劑分離開。還有一種完全不同意義的溶解。例如，石灰石溶于鹽酸，鐵溶于稀

硫酸，氫氧化銀溶于氨水等。這樣的溶解中，物質的化學組成發(fā)生了變化，用簡單的物理方

法不能把溶解的物質提純出來。

11.液化

指氣態(tài)物質在降低溫度或加大壓強的條件下轉變成液體的現(xiàn)象。在化學工業(yè)生產過程中，

為了便于貯存、運輸某些氣體物質，常將氣體物質液化。液化操作是在降溫的同時加壓，液

化使用的設備及容器必須能耐高壓，以確保安全。常用的幾種氣體液化后用途見下表。

氣體名稱液化后名稱主要用途

空氣液體空氣分離空氣制取氧氣、氮氣、稀有氣體

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氮氣液氮冷凍劑

氯氣液氯自來水消毒劑，制氯化鐵、氯化烷等

氨氣液氨制冷劑，用于氨制冷機中

二氧化硫液體二氧化硫漂白劑

石油氣液化石油氣燃料

12.金屬性

元素的金屬性通常指元素的原子失去價電子的能力。元素的原子越易失去電子，該元素

的金屬性越強，它的單質越容易置換出水或酸中的氫成為氫氣，它的最高價氧化物的水化物

的堿性亦越強。元素的原子半徑越大，價電子越少，越容易失去電子。在各種穩(wěn)定的同位素

中，鈉元素的金屬性最強，氫氧化鈉的堿性也最強。除了金屬元素表現(xiàn)出不同強弱的金屬性,

某些非金屬元素也表現(xiàn)出一定的金屬性，如硼、硅、種、瑞等。

金屬活動性：水溶液中，金屬原子失去電子能力的性質。

注：金屬性與金屬活動性并非同一概念，兩者有時表現(xiàn)為不一致，

1、同周期中，從左向右，隨著核電荷數(shù)的增加，金屬性減弱；

同主族中，由上到下，隨著核電荷數(shù)的增加，金屬性增強；

2、依據(jù)最高價氧化物的水化物堿性的強弱；堿性愈強，其元素的金屬性也愈強；

3、依據(jù)金屬活動性順序表（極少數(shù)例外）；

4、常溫下與酸反應劇烈程度；

5、常溫下與水反應的劇烈程度；

6、與鹽溶液之間的置換反應；

7、高溫下與金屬氧化物間的置換反應。

13.非金屬性

是指元素的原子在反應中得到（吸收）電子的能力。元素的原子在反應中越容易得到電

子。元素的非金屬性越強，該元素的單質越容易與慶化合，生成的氫化物越穩(wěn)定，它的最高

價氧化物的水化物（含氧酸）的酸性越強（氧元素、氟元素除外）。

已知氟元素是最活潑的非金屬元素。它與氫氣在黑暗中就能發(fā)生劇烈的爆炸反應，氟化

氫是最穩(wěn)定的氫化物。氧元素的非金屬性僅次于氟元素，除氟、氧元素外，氯元素的非金屬

性也很強，它的最高價氧化物（CU）7）的水化物一高氯酸（HC104）是已知含氧酸中最強的一

種酸。

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1、同周期中，從左到右，隨核電荷數(shù)的增加，非金屬性增強；

同主族中，由上到下，隨核電荷數(shù)的增加，非金屬性減弱；

2、依據(jù)最高價氧化物的水化物酸性的強弱：酸性愈強，其元素的非金屬性也愈強;

3、依據(jù)其氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性：穩(wěn)定性愈強，非金屬性愈強；

4、與氫氣化合的條件；

5、與鹽溶液之間的置換反應；

6、其他，例：2Cu+S=9=Cu2sCu+S底袋CuCh所以，Cl的非金屬性強于S。

金屬性強弱非金屬性強弱

最高價氧化物水化物堿性強弱最高價氧化物水化物酸性強弱

與水或酸反應，置換出乩的易難與H?化合的易難及生成氫化物穩(wěn)定性

活潑金屬能從鹽溶液中置換出不活潑金屬活潑非金屬單質能置換出較不活潑非金屬單質

陽離子氧化性強的為不活潑金屬，氧化性弱的陰離子還原性強的為非金屬性弱，還原性弱的為

為活潑金屬非金屬性強

將金屬氧化成高價的為非金屬性強的單質，氧化

原電池中負極為活潑金屬，正極為不活潑金屬

成低價的為非金屬性弱的單質

電解時，在陰極先析出的為不活潑金屬電解時，在陽極先產生的為非金屬性弱的單質

14.氧化性

物質（單質或化合物）在化學反應中得到（吸引）電子的能力稱為物質的氧化性。非金

屬單質、金屬元素高價態(tài)的化合物、某些含氧酸及其鹽一般有較強的氧化性。

非金屬單質的氧化性強弱與元素的非金屬性十分相似，元素的非金屬性越強，單質的氧

化性也越強。氟是氧化性最強的非金屬單質。氧化性規(guī)律有：①活潑金屬陽離子的氧化性弱

于不活潑金屬陽離子的氧化性，如Na+VAg*；②變價金屬中，高價態(tài)的氧化性強于低價杰的氧

化性，如FbAFe，MnOJ>MnO產〉MrQ；③同種元素含氧酸的氧化性往往是價態(tài)越高，氧化

性越強，如HN03>HN02,濃度越大，氧化性也越強，如濃HN03>稀HNOs濃H2s稀H2s0”然

而，也有例外，如氯元素的含氧酸，它們的氧化性強弱順序是HC10>HC102>HC103>HCU）4。

15.還原性

物質在化學反應中失去電子的能力稱為該物質的還原性。金屬單質、大多數(shù)非金屬單質

和含有元素低價態(tài)的化合物都有較強的還原性。物質還原性的強弱取決于該物質在化學反應

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中失去電子能力的大小。

元素的金屬性越強，金屬單質的還原性也越強，金屬單質還原性順序和金屬活動性順序

基本一致。元素的非金屬性越弱，非金屬單質的還原性越強。元素若有多種價態(tài)的物質，一

般說來，價態(tài)降低，還原性越強。如含硫元素不同價態(tài)的物質的還原性：含磷

H2S>S>SO2；

元素物質的還原性PH3>P4>P(V-；鐵及其鹽的還原性：Fe>Fe"等。

16.揮發(fā)性

液態(tài)物質在低于沸點的溫度條件下轉變成氣態(tài)的能力，以及一些氣體溶質從溶液中逸出

的能力。具有較強揮發(fā)性的物質大多是一些低沸點的液體物質，如乙醇、乙酸、丙酮、氯仿、

二硫化碳等。另外氨水、濃鹽酸、濃硝酸等都具有很強的揮發(fā)性。這些物質貯存時，應密閉

保存并遠離熱源，防止受熱加快揮發(fā)。

17.升華

在加熱的條件下，固態(tài)物質不經(jīng)過液態(tài)直接變?yōu)闅鈶B(tài)的變化。常見能升華的物質有L、

干冰(固態(tài)CO?)、升華硫、紅磷、灰種等。

18.穩(wěn)定性

是物質的化學性質的一種。它反映出物質在一定條件下發(fā)生化學反應的難易程度。穩(wěn)定

性可分為熱穩(wěn)定性、光化學穩(wěn)定性和氧化還原穩(wěn)定性。

越不活潑的物質，其化學穩(wěn)定性越好。例如：苯在一般情況下，化學性質比較穩(wěn)定，所

以，常用苯作萃取劑和有機反應的介質。很多反應在水溶液中進行和水作溶劑，都是利用了

水的化學穩(wěn)定性。

19.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)常見特殊名稱的混合物：氨水、氯水、王水、天然水、硬水、軟水、鹽酸、濃硫酸、

福爾馬林、水玻璃；爆鳴氣、水煤氣、天然氣、焦爐氣、高爐煤氣、石油氣、裂解氣、空氣;

合金；過磷酸鈣、漂白粉、黑火藥、鋁熱劑、水泥、鐵觸媒、玻璃；煤、石油；石油、石油

的各種能分。

【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H20與DzO混合為純凈物。

20.單質

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由同種元素組成的純凈物叫單質。如。2、CL、N2,Ar,金剛石、鐵(Fe)等。HD.0,0

也屬于單質，單質分為金屬單質與非金屬單質兩種。

21.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。

22.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：HCIO4,H2SO4、HC1,HNO3-

常見弱酸：H2s。3、H3PO,、HF、HC10、H2c。3、H2sO3、CH3C00H-

★濃硫酸“五性”

酸性、強氧化性、吸水性、脫水性、難揮發(fā)性

化合價不變只顯酸性

、化合價半變既顯酸性又顯強氧化性

化合價全變只顯強氧化性

★濃硝酸“四性”

酸性、強氧化性、不穩(wěn)定性、揮發(fā)性

‘化合價不變只顯酸性

,化合價半變既顯酸性又顯強氧化性

化合價全變只顯強氧化性

23.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：NaOH、KOH、Ba(0H)2,Ca(0H)2-

常見弱堿：NH3?H20,Al(OH)3,Fe(OH)3-

24.鹽

電離時生成金屬陽離子(或NHZ)和酸根離子的化合物叫做鹽。

鹽的分類：①正鹽：如：(NHJSO,、Na2sO’…②酸式鹽：如NaHC。、NaH2P0,、Na2HP04-(3)

堿式鹽：CU2(OH)2CO3-④復鹽：KA1(SO4)2?12H20-

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25.氧化物

由兩種元素組成，其中一種是氧的化合物叫氧化物。

（1）氧化物的分類方法按組成分：

金屬氧化物:Na2O,AI2O3,Fe3（）4…

非金屬氧化物：N02.CO、SO2、CO2…

（2）按性質分：

不成鹽氧化物：CO、NO

成鹽氧化物：酸性氧化物：CO2、S02-

堿性氧化物：Na202,CuO…

兩性氧化物：Al203,ZnO

過氧化物：Na202

超氧化物：K02

26.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；與金剛石與石墨。

（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。

★"五同的區(qū)別"

r同位素（相同的中子數(shù)，不同的質子數(shù)，是微觀微粒）

.同素異形體（同一種元素不同的單質，是宏觀物質）

同分異構體（相同的分子式，不同的結構）

同系物（組成的元素相同，同一類的有機物，相差一個或若干個的CH?）

同一種的物質（氯仿和三氯甲烷，異丁烷和2-甲基丙烷等）

（二）正確使用化學用語

1.四種符號

（1）元素符號：①表示一種元素（宏觀上）。②表示一種元素的一個原子（微觀上）。③

表示該元素的相對原子質量。

（2）離子符號：在元素符號右上角標電荷數(shù)及電性符號（正負號），“1”省略不寫如：Ca2\

SO42-、Cl-、Na+

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(3)價標符號：是在元素正上方標正負化合價、正負寫在價數(shù)前?！?”不能省略。如：方、

-1+1+6-2

Cl、Na、S0???

(4)核素符號：如213A1、初逆、暝0左上角為質量數(shù)，左下角為質子數(shù)。

2.化合價

化合價是指一種元素一定數(shù)目的原子跟其他元素一定數(shù)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(shù)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(shù)目、正負則由共用電子對的偏移來決定，電子對偏向哪種原子，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.化學式

用元素符號表示單質或化合物的組成的式子成為化學式。根據(jù)物質的組成以及結構特點，

化學式可以是分子式、實驗式、結構簡式等。不同的化學式所表示的意義有區(qū)別。

離子化合物的化學式表示離子化合物及其元素組成，還表示離子化合物中陰、陽離子最

簡單的整數(shù)比，同時也表示離子化合物的化學式量。例如，氫氧化領這種物質及其組成元素

是領、氫、氧3種元素，化學式還表示了Ba.與0H"的個數(shù)比是1：2,它的化學式量為171。

過氧化鈉的化學式是Na?。?，但不能寫成NaO,在過氧化鈉中實際存在的離子是一離子，

且Na*：(V-為2：1,所以，過氧化鈉的化學式只能用Na?。?表示。

某些固體非金屬單質及所有的金屬單質因組成、結構比較復雜，它們的化學式只用元素

符號表示。比如紅磷的化學式是P。

4.分子式

用元素符號表示物質的分子組成的式子。

一般分子式是最簡式的整數(shù)倍，多數(shù)無機物二者是一致的。但也有例外，如最簡式為NO?

的分子可能是NO2,也可能是弗0”

有些單質、原子晶體和離子晶體通常情況下不存在簡單分子，它的化學式則表示這種晶

體中各元素的原子或離子數(shù)目的最簡整數(shù)比，如C、Si02,CsCl、Na2cO3、ZCaSO4-IW等。

分子式的意義：

(1)表示物質的元素組成；

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(2)表示該物質的一個分子；

(3)表示分子中各元素的原子個數(shù)；

(4)表示該物質的相對分子質量。

例如，硫酸的分子式是H2s它表示硫酸這種物質，也表示了硫酸的一個分子及分子是

由2個氫原子、1個硫原子、4個氧原子組成。H2SO4同時也表示它的相對分子質量為

1.008X2+32.07+16.00X4=98.086七98

5.實驗式

也稱最簡式。僅表示化合物中各元素原子個數(shù)比的式子。

有機物往往出現(xiàn)不同的化合物具有相同的實驗式。如乙烘和苯的實驗式是CH,甲醛、乙

酸、乳酸和葡萄糖等的實驗式是CH20O已知化合物的最簡式和相對分子質量，就可求出它的

分子式，如乙酸最簡式濕0,式量為60,(CH20)n=60,n=2,所以乙酸分子式為C2H他。

6.電子式

在元素符號周圍用“?”或“義”表示其最外層電子數(shù)的式子。

(1)用電子式表示陰離子時要用［］括起，電荷數(shù)寫在括號外面的右上角。NH；、為0,等

復雜陽離子也應如此寫。

(2)書寫簡單離子構成的離子化合物的電子式時可以遵循下面幾點：

①簡單陽離子的電子式即是離子符號。

②簡單陰離子的電子式即是元素符號周圍有8個小圓點外加［］及電荷數(shù)。

③陰、陽離子交替排列。如：一［:中廣崛"［:中廣日

(3)注意各原子的空間排序及孤對電子、單電子的存在。如：

H：0:@:(次氯酸)

(4)用電子式表示某物質形成過程，要注意“左分右合箭頭連”的原則。如：

Ca：+2-Cl：------＞［：C1:］-Ca1+［：C1:］-

(5)另外，各電子式的書寫還應注意力求均勻、對稱、易識別。

7.結構式

用短線將分子中各原子按排列數(shù)序和結合方式相互連接起來的式子。書寫規(guī)律：一共用

電子對畫一短線，沒有成鍵的電子不畫出。

氫氣(H2)H：HH—H

氮氣(N2)：N：-N：N=N

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H：N：HH—N—H

氨（NH3）iiH

次氨酸（HC10）H：o：ci：H—0—Cl

用結構式表示有機物的分子結構更具有實用性，并能明確表達同分異構體，例如:

HO

III

H—C—C—O—H

I

乙酸（C2HH

甲酸甲酯（C2H4。2）

8.結構簡式

它是結構式的簡寫,一般用于有機物，書寫時應將分子中的官能團表示出來，它可以把

連接在相同原子的相同結構累加書寫，也不需把所有的化學鍵都表示出來。例如:

乙烷(C2H4O2)CH3cH3

新戊烷（C此2）C（CH3）4

?或。

苯（C6H6）

乙酸(C2H4O2)CH3COOH

9.原子結構示意圖

用以表示原子核電荷數(shù)和核外電子在各層上排布的簡圖，如鈉原子結構簡圖為：

表示鈉原子核內有11個質子，瓠線表示電子層（3個電子層），瓠線上數(shù)字表示該層電子數(shù)（K

層2個電子，M層1個電子

原子結構示意圖也叫原子結構簡圖，它比較直觀，易被初學者接受，但不能把孤線看作

核外電子運行的固定軌道。

10.電離方程式

表示電解質溶于水或受熱熔化時離解成自由移動離子過程的式子。

①強電解質的電離方程式用“="。弱電解質的電離方程式用“0”鏈接。

②弱酸的酸式酸根的電離用

HCO3-GCO3-+H+

③強酸的酸式酸根的電離用“=”。

HS0J=SO：-+

④多元弱酸的電離分步進行。

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H3PO4=H2POJ+H+

2-

H2POJ—HP04+IT

3-+

HP（V-0P04+H

⑤多元弱堿的電離認為一步完成。

Fe（0H）3=Fe/+30H-

11.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做離子方程式。

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NaCI、Na2sO,、NaN03,CuSO,…

②將難溶的（如BaSO,、BaC03,AgCl-）,難電離的（如HC1O、HF、CH3COOH,NH3?H20,

H20）,易揮發(fā)的氣體（如SO?、CO2、H2s…）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HCO3-、HS03",HS0

⑤堿性氧化物亦要保留分子式。

⑥離子方程式除了應遵守質量守恒定律外，離子方程式兩邊的離子電荷總數(shù)一定相等（離

子電荷守恒）。

12.熱化學方程式

表明反應所放出或吸收的熱量的方程式，叫做熱化學分方程

（1）要注明反應的溫度和壓強，若反應是在298K和L013XIO,Pa條件下進行，可不予

注明。

（2）要注明反應物和生成物的聚集狀態(tài)或晶型。常用s、1、g、aq分別表示固體、液體、

氣體、溶液。

（3）△〃與方程式計量系數(shù)有關，注意方程式與對應△〃不要弄錯，計量系數(shù)以“mol”

為單位，可以是小數(shù)或分數(shù)。

（4）在所寫化學反應計量方程式后寫下△〃的數(shù)值和單位，方程式與△，應用分號隔開。

一定要寫明數(shù)值和單位。一定要區(qū)別比較“反應熱”、“中和熱”、“燃燒熱”等概

念的異同

（5）當△目為“一”或時，為放熱反應，當△，為“+”或△方＞0時，為吸熱

反應。例如：

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-1

C（石墨）+02（g）=CO2（g）；△層一393.6kJ?mol

表示體系在298K、1.013X1（）5Pa下，反應發(fā)生了imol的變化（即1mol的C與1mol

的O2生成1mol的CO?）時，相應的熱效應為-393.6kJ?mol，即放出393.6kJ的熱。

-1

2C（石墨）+202（g）=2C02（g）；△—一787.2kJ?mol

表示體系中各物質在298K,1.013X105Pa下，反應發(fā)生了1mol的變化（即Imol的

2c與Imol的2。2完全反應生成Imol的2c。2）時的熱效應為-787.2kJ?mol，即放出787.2

kJ的熱。

★熱化學方程式正誤判斷一一“三查”

1.檢查是否標明聚集狀態(tài)：固（s）、液（I）、氣（g）

2.檢查的“+”“一”是否與吸熱、放熱一致。（注意414的“+”與“一”，放熱反應

為“一”，吸熱反應為“+”）

二.化學反應與能量

（-）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+H2O=Ca（OH）24NO2+02+2H2O=4HNO3

2.分解反應

一種物質經(jīng)過反應后生成兩種或兩種以上物質的反應。即

AB=C+D...如：CaCO3=CaO+82T2KMnO4=K2MnO4+MnO2+02T

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+CO2=

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：AgNO3+HCI=AgCl|+HNO3

（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）。

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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.氧化還原反應的一般規(guī)律

①表現(xiàn)性質規(guī)律

同種元素具有多種價態(tài)時，一般處于最高價態(tài)時只具有氧化性、處于最低價態(tài)時只具有還原

性、處于中間可變價時既具有氧化性又具有還原性。

②性質強弱規(guī)律

氧化劑+還原劑=還原產物+氧化產物

氧化劑得電子一還原產物

還原劑失電子一氧化產物

氧化性：氧化劑,氧化產物；還原性：還原劑＞還原產物

③反應先后規(guī)律

在濃度相差不大的溶液中，同時含有幾種還原劑時，若加入氧化劑，則它首先與溶液中最強

的還原劑作用；同理，在濃度相差不大的溶液中，同時含有幾種氧化劑時，若加入還原劑，

則它首先與溶液中最強的氧化劑作用。例如，向含有FeBr2溶液中通入C12,首先被氧化的是

Fe2+

④價態(tài)歸中規(guī)律

含不同價態(tài)同種元素的物質間發(fā)生氧化還原反應時，該元素價態(tài)的變化一定遵循“高價+低價

一中間價”的規(guī)律。

⑤電子守恒規(guī)律

在任何氧化一還原反應中，氧化劑得電子（或共用電子對偏向）總數(shù)與還原劑失電子（或共

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用電子對偏離）總數(shù)一定相等。w.w.w.k.s.5.u.

4.氧化性、還原性大小的比較

（1）由元素的金屬性或非金屬性比較

a、金屬陽離子的氧化性隨其單質還原性的增強而減弱

b、非金屬陰離子的還原性隨其單質的氧化性增強而減弱

（2）由反應條件的難易比較

不同的氧化劑與同一還原劑反應時，反應條件越易，其氧化劑的氧化性越強。如：

2KMnO4+16HC1=2KC1+2MnC12+5cl2T+8H2O（常溫）

MnO2+4HC1（濃）=MnC12+Cl2T+2H2O（加熱）

前者比后者容易發(fā)生反應，可判斷氧化性：KMnO4>MnO2o同理，不同的還原劑與同一氧

化劑反應時，反應條件越易，其還原劑的還原性越強。

（3）根據(jù)被氧化或被還原的程度不同進行比較

當不同的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：

2Fe+3C122FeC13,S+FeFeS,

根據(jù)鐵被氧化程度的不同（Fe3+、Fe2+）,可判斷氧化性：C12>SO同理，當不同的還原劑與

同一氧化劑反應時，氧化劑被還原的程度越大，還原劑的還原性就越強。

（4）根據(jù)反應方程式進行比較

氧化劑+還原劑=還原產物+氧化產物

氧化性：氧化劑,氧化產物；還原性：還原劑>還原產物

簡記：左》右

（5）根據(jù)元素周期律進行比較

一般地，氧化性：上〉下，右〉左；還原性：下,上，左〉右。

（6）某些氧化劑的氧化性或還原劑的還原性與下列因素有關：

溫度：如熱的濃硫酸的氧化性比冷的濃硫酸的氧化性強。

濃度：如濃硝酸的氧化性比稀硝酸的強。

酸堿性：如中性環(huán)境中NO3一不顯氧化性，酸性環(huán)境中NO3一顯氧化性；又如KMnO4溶液的

氧化性隨溶液的酸性增強而增強。

▲物質的氧化性或還原性的強弱只決定于得到或失去電子的難易，與得失電子的多少無關。

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★升失氧還還、降得還氧氧

(氧化劑/還原劑，氧化產物/還原產物，氧化反應/還原反應)

.化合價升高(失neD被氧化

|

隼化劑+還原劑=還原產物+氧化產物

也合價降低(得云-)被還原

(較強)(較強)(較弱)(較弱)氧化性：氧化劑,氧化產物；還原性：還原劑,

還原產物

★氧化還原反應配平

標價態(tài)、列變化、求總數(shù)、定系數(shù)、后檢查

一標出有變的元素化合價；

二列出化合價升降變化

三找出化合價升降的最小公倍數(shù)，使化合價升高和降低的數(shù)目相等；

四定出氧化劑、還原劑、氧化產物、還原產物的系數(shù)；

五平：觀察配平其它物質的系數(shù)；

六查：檢查是否原子守恒、電荷守恒(通常通過檢查氧元素的原子數(shù))，畫上等號。

5.常見變化

(1)風化

結晶水合物在室溫和干燥的空氣里失去部分或全部結晶水的過程。

(2)催化

能改變反應速度，本身一般參與反應但質量和化學性質不變。應了解中學里哪些反應需用

催化劑。

(3)岐化

同一種物質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。如：2Cl2+2Ca(0H)2=

CaCL+Ca(C10)2+H20

(4)酸化

向某物質中加入稀酸使之呈酸性的過程。比如KMiA溶液用H2s(X酸化，AgNOs溶液用HNO3

酸化。

(5)鈍化

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塊狀的鋁、鐵單質表面在冷的濃硫酸或濃硝酸中被氧化成一層致密的氧化物保護膜，阻

止內層金屬與酸繼續(xù)反應。

(6)硬水軟化

通過物理、化學方法除去硬水中較多的Ca，Mg"的過程。

(7)水化

烯、洪與水發(fā)生加成反應生成新的有機物。

如：乙烯水化法：CH=CH+上0加儼器＞CH3cH20H

22川|燼、/film

乙洪水化法：CH三CH+H0?^.CHCH0

2加煉、加壓3

(8)氫化(硬化)

液態(tài)油在一定條件下與乩發(fā)生加成反應生成固態(tài)脂肪的過程。

植物油轉變成硬化油后，性質穩(wěn)定，不易變質，便于運輸?shù)取?/p>

(9)皂化

油脂在堿性條件下發(fā)生水解反應的過程。

產物：高級脂肪酸鈉+甘油

(10)老化

橡膠、塑料等制品露置于空氣中，因受空氣氧化、日光照射而使之變硬發(fā)脆的過程。

(11)硫化

向橡膠中加硫，以改變其結構(雙鍵變單鍵)來改善橡膠的性能，減緩其老化速度的過

程。

(12)裂化

在一定條件下，分子量大、沸點高的遂斷裂為分子量小、沸點低的煌的過程。目的：提

高汽油的質量和產量。比如石油裂化。

(13)酯化

醇與酸生成酯和水的過程。

(14)硝化(磺化)

茉環(huán)上的H被一NO2或一SO3H取代的過程。

(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(xiàn)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+COzq2co為吸熱反

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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2H2+O202H2。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)反應熟：在化學反應中放出或吸收的熱量，通常叫反應熱用表示。單位：kJ?molT

(2)燃燒熱：在lOlkPa時ImolA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：lOlkPa時Imol'完全燃燒生成液態(tài)水，放出285.5kJ?mol"的熱量，

這就是A的燃燒熱。

-1

H2(g)+1202(g)=H20(l)；△H=-285.5kJ?mol

(3)中和熱：在稀溶液中，酸和堿發(fā)生中和反應而生成ImolH20,這時的反應熱叫做中

和熱。

t1

H(aq)+0H-(aq)=H20(l)；AH=-57.3kJ?mol-

【注意】：化學反應的幾種分類方法：

1.根據(jù)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(jù)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(jù)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(jù)反應的熱效應分為：放熱反應、吸熱反應。

5.根據(jù)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

1.同位素相對原子質量

以,2C的一個原子質量的1/12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(shù)值為該同位素相對原子質量，單位是“一”，一般不寫。

2.元素相對原子質量(即平均相對原子質量)

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

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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X原子個數(shù)的總和稱為相對分子質量。

4.物質的量的單位一一摩爾

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。

②lmol任何粒子的粒子數(shù)叫做阿伏加德羅常數(shù)。阿伏加德羅常數(shù)符號NA,通常用6.02

X1023mol-這個近似值。

③物質的量，阿伏加德羅常數(shù)，粒子數(shù)（N）有如下關系：n=N-M

5.摩爾質量：單位物質的量的物質所具有的質量叫做摩爾質量。用M表示，單位：g?mol-1

或kg?mol-'o

①任何物質的摩爾質量以g-molt為單位時，其數(shù)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做氣體摩爾體積。

用K表示，Vm=V-rno常用單位L?mol-'

①標準狀況下，氣體摩爾體積約為22.4L-mol-'o

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(shù)目的分子。

理想氣體狀態(tài)方程為：PgnRT（R為常數(shù)）

由理想氣體狀態(tài)方程可得下列結論：

①同溫同壓下，Vi：V2=n1：n2

②同溫同壓下，P1：P2=M1：M2

③同溫同體積時，ni：n2=Pi：P2

7.物質的量濃度

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

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濃度。符號CB。

CB=nB(mol)/V(L)是溶質B的物質的量，V是溶液體積)，單位是皿1?「二

物質的量濃度與質量分數(shù)的換算公式：

M

四.物質結構、元素周期律

(-)原子結構

1.原子(AzX)中有質子(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：

①人二葉％(A：質量數(shù),N：中子數(shù)，Z：質量數(shù))

②2=核電荷數(shù)=核外電子數(shù)=原子序數(shù)

③Mz^MN^1836Me-(質量關系)

3.原子中各微粒的作用

(1)原子核

幾乎集中源自的全部質量，但其體積卻占整個體積的千億分之一。其中質子、中子通過

強烈的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一一原子能(即核能)。

(2)質子

帶一個單位正電荷。質量為L6726XlcTkg,相對質量1.007。質子數(shù)決定元素的種類。

(3)中子

不帶電荷。質量為1.6748Xl(T”kg,相對質量L008。中子數(shù)決定同位素的種類。

(4)電子

帶1個單位負電荷。質量很小，約為11836X1.6726Xl()Nkg。與原子的化學性質密切相

關，特別是最外層電數(shù)數(shù)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—O-P—Q順序排列。

(2)各電子層最多容納電子數(shù)為2n2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(shù)不超過8個，次外層不超過18個，倒數(shù)第三層不超過32個

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【注意】以上三條規(guī)律是相互聯(lián)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(shù)最多為18個，當其是最外層時，其中的電子數(shù)最多為8個。

(二)元素周期律、元素周期表

1.原子序數(shù)：人們按電荷數(shù)由小到大給元素編號，這種編號叫原子序數(shù)。(原子序數(shù)=質子

數(shù)=核電荷數(shù))

2.元素周期律：元素的性質隨著原子序數(shù)的遞增而呈周期性變化，這一規(guī)律叫做元素周期

律。

具體內容如下:

隨著原子序數(shù)的遞增，

①原子核外電子層排布的周期性變化：最外層電子數(shù)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、隨著原子序數(shù)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,負價一4一-1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(shù)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)元素周期表的結構：橫七豎十八

第一周期2種元素

'短贏

第二周期8種元素

第三周期8種元素

周期］f

第四周期18種元素

(橫向I長周全

第五周期18種元素

第六周期32種元素

不完全周期：第七周期26種元素

主族(A)：IA、IIA,IHA、NA、VA、VIA、VDA

族J副族(B)：IB、UB、IHB、WB、VB、VIB、VDB

(縱向卜第VIII族：三個縱行，位于WB族與IB族中間

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零族：稀有氣體元素

【注意】表中各族的順序：IA、IIA、HIB、WB、VB、VIB、VDB、VIII、IB,IIB、DIA、

IVA、VA、VIA、VDA、0

（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(shù)=核內質子數(shù)

②電子層數(shù)=周期數(shù)（電子層數(shù)決定周期數(shù)）

③主族元素最外層電子數(shù)=主族序數(shù)=最高正價數(shù)

④負價絕對值=8一主族序數(shù)（限WA?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的水化物的堿性增強，其離子

的氧化性減弱。

（3）元素周期表中“位、構、性”的三角關系

（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逐漸減?。ㄏ∮袣怏w元素除外），如：Na

2t3+

>Mg>Al；Na>Mg>Alo

②同主族元素的原子半徑或離子半徑從上到下逐漸增大，如：OVSVSe,F-<Cr<Br\

+2+

③電子層數(shù)相同，核電荷數(shù)越大半徑越小，如：K>Cao

23t

④核電荷數(shù)相同，電子數(shù)越多半徑越大，如：Fe>Feo

⑤電子數(shù)和核電荷數(shù)都不同的，一般通過一種參照物進行比較，如：比較A1，+與S2-的半

徑大小，可找出與A1"電子數(shù)相同，與S2-同一主族元素的（）2-比較，2-<S2-,故

A13+<02-^0

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A13+<S2-O

⑥具有相同電子層結構的離子，一般是原子序數(shù)越大，離子半徑越小，如：rS2->rCl-

>rK+>rCa2+

(5)電子數(shù)相同的微粒組

①核外有10個電子的微粒組：

原子：Ne；

分子：CHz限、乩0、HF；

23+

陽離子：Na\Mg\Al\NH1H3O；

陰離子：N3~,0好、F，OIF、

NH2-O

②核外有18個電子的微粒：

原子：Ar；

分子:SUUPhH2S,HC1、F2,H202；

陽離子：K\Ca"；

陰離子：--、s-、cr,2

HS\02-O

★“10電子”、“18電子”的微粒小結

1."10電子”的微粒:

分子離子

一核10電子

NeN3-＞。2-、F-、Na\Mg2+、Al3+

的

二核10電子

HFOH，

的

三核10電子

H2ONHz-

的

四核10電子

+

NH3H3O

的

+

五核10電子CH4NH4

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的

2.“18電子”的微粒

分子離子

一核18電子

ArK\Ca2\CF>S2-

的

二核18電子

F2、HCIHS-

的

三核18電子

H2S

的

四核18電子

PH3、H2O2

的

五核18電子

SiH4>CH3F

的

六核18電子

N2H4、CH3OH

的

注：其它諸如C2H6、N2H5+、N2H6?+等亦為18電子的微粒。

（三）化學鍵和晶體結構（沒有選修的學生晶體部分不用看）

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.離子建

（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NHJ）與活潑的非金屬（或酸根，Of）

（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種非金屬元素的原子間形成共用

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的原子間形成的共價鍵（共用電子對不偏移）。如在某

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些非金屬單質（此、CL、。2、R…）共價化合物（H202,多碳化合物）、離子化合物（Na2O2sCaC2）

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