高中化學(xué)總復(fù)習(xí)高考化學(xué)第一輪復(fù)習(xí)化學(xué)反應(yīng)及能量變化實(shí)質(zhì)：有電子轉(zhuǎn)移（得失與偏移）特征：反應(yīng)前后元素的化合價(jià)有變化還原性化合價(jià)升高弱氧化性概念及轉(zhuǎn)化關(guān)系變化↑↑概念及轉(zhuǎn)化關(guān)系變化→產(chǎn)物反應(yīng)物→還原劑氧化反應(yīng)氧化產(chǎn)物→產(chǎn)物反應(yīng)物→變化氧化劑還原反應(yīng)還原產(chǎn)物變化↓↓氧化性化合價(jià)降低弱還原性氧化還原反應(yīng)：有元素化合價(jià)升降的化學(xué)反應(yīng)是氧化還原反應(yīng)。有電子轉(zhuǎn)移（得失或偏移）的反應(yīng)都是氧化還原反應(yīng)。概念：氧化劑：反應(yīng)中得到電子（或電子對(duì)偏向）的物質(zhì)（反應(yīng)中所含元素化合價(jià)降低物）還原劑：反應(yīng)中失去電子（或電子對(duì)偏離）的物質(zhì)（反應(yīng)中所含元素化合價(jià)升高物）氧化產(chǎn)物：還原劑被氧化所得生成物；還原產(chǎn)物：氧化劑被還原所得生成物。氧化還原反應(yīng)失電子，化合價(jià)升高，被氧化氧化還原反應(yīng)雙線橋：氧化劑+還原劑=還原產(chǎn)物+氧化產(chǎn)物得電子，化合價(jià)降低，被還原電子轉(zhuǎn)移表示方法單線橋：電子還原劑+氧化劑=還原產(chǎn)物+氧化產(chǎn)物二者的主表示意義、箭號(hào)起止要區(qū)別：電子數(shù)目等依據(jù)原則：氧化劑化合價(jià)降低總數(shù)=還原劑化合價(jià)升高總數(shù)配平找出價(jià)態(tài)變化，看兩劑分子式，確定升降總數(shù)；配平方法步驟：求最小公倍數(shù)，得出兩劑系數(shù)，觀察配平其它。有關(guān)計(jì)算：關(guān)鍵是依據(jù)氧化劑得電子數(shù)與還原劑失電子數(shù)相等，列出守恒關(guān)系式求解。強(qiáng)弱比較①、由元素的金屬性或非金屬性比較；（金屬活動(dòng)性順序表，元素周期律）強(qiáng)弱比較②、由反應(yīng)條件的難易比較；③、由氧化還原反應(yīng)方向比較；（氧化性：氧化劑>氧化產(chǎn)物；還原性：還原劑>還原產(chǎn)物）④、根據(jù)（氧化劑、還原劑）元素的價(jià)態(tài)與氧化還原性關(guān)系比較。氧化劑、還原劑元素處于最高價(jià)只有氧化性，最低價(jià)只有還原性，處于中間價(jià)態(tài)既有氧化又有還原性。氧化劑、還原劑①、活潑的非金屬，如Cl2、Br2、O2等；②、元素（如Mn等）處于高化合價(jià)的氧化物，如MnO2、KMnO4等氧化劑：③、元素（如S、N等）處于高化合價(jià)時(shí)的含氧酸，如濃H2SO4、HNO3等④、元素（如Mn、Cl、Fe等）處于高化合價(jià)時(shí)的鹽，如KMnO4、KClO3、FeCl3、K2Cr2O7⑤、過氧化物，如Na2O2、H2O2等。①、活潑的金屬，如Na、Al、Zn、Fe等；②、元素（如C、S等）處于低化合價(jià)的氧化物，如CO、SO2等還原劑：③、元素（如Cl、S等）處于低化合價(jià)時(shí)的酸，如濃HCl、H2S等④、元素（如S、Fe等）處于低化合價(jià)時(shí)的鹽，如Na2SO3、FeSO4等⑤、某些非金屬單質(zhì)，如H2、C、Si等。概念：在溶液中（或熔化狀態(tài)下）有離子參加或生成的反應(yīng)。離子互換反應(yīng)離子非氧化還原反應(yīng)堿性氧化物與酸的反應(yīng)類型：酸性氧化物與堿的反應(yīng)離子型氧化還原反應(yīng)置換反應(yīng)一般離子氧化還原反應(yīng)化學(xué)方程式：用參加反應(yīng)的有關(guān)物質(zhì)的化學(xué)式表示化學(xué)反應(yīng)的式子。用實(shí)際參加反應(yīng)的離子符號(hào)表示化學(xué)反應(yīng)的式子。表示方法寫：寫出反應(yīng)的化學(xué)方程式；離子反應(yīng)：拆：把易溶于水、易電離的物質(zhì)拆寫成離子形式；離子方程式：書寫方法：刪：將不參加反應(yīng)的離子從方程式兩端刪去；查：檢查方程式兩端各元素原子種類、個(gè)數(shù)、電荷數(shù)是否相等。意義：不僅表示一定物質(zhì)間的某個(gè)反應(yīng)；還能表示同一類型的反應(yīng)。本質(zhì)：反應(yīng)物的某些離子濃度的減小。金屬、非金屬、氧化物（Al2O3、SiO2）中學(xué)常見的難溶物堿：Mg(OH)2、Al(OH)3、Cu(OH)2、Fe(OH)3生成難溶的物質(zhì)：Cu2++OH-=Cu(OH)2↓鹽：AgCl、AgBr、AgI、CaCO3、BaCO3生成微溶物的離子反應(yīng)：2Ag++SO42-=Ag2SO4↓發(fā)生條件由微溶物生成難溶物：Ca(OH)2+CO32-=CaCO3↓+2OH-生成難電離的物質(zhì)：常見的難電離的物質(zhì)有H2O、CH3COOH、H2CO3、NH3·H2O生成揮發(fā)性的物質(zhì)：常見易揮發(fā)性物質(zhì)有CO2、SO2、NH3等發(fā)生氧化還原反應(yīng)：遵循氧化還原反應(yīng)發(fā)生的條件。定義：在化學(xué)反應(yīng)過程中放出或吸收的熱量；符號(hào)：△H單位：一般采用KJ·mol-1測量：可用量熱計(jì)測量研究對(duì)象：一定壓強(qiáng)下在敞開容器中發(fā)生的反應(yīng)所放出或吸收的熱量。反應(yīng)熱：表示方法：放熱反應(yīng)△H<0，用“-”表示；吸熱反應(yīng)△H>0，用“+”表示。燃燒熱：在101KPa下，1mol物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定氧化物時(shí)所放出的熱量。定義：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生反應(yīng)生成1molH2O時(shí)的反應(yīng)熱。中和熱：強(qiáng)酸和強(qiáng)堿反應(yīng)的中和熱：H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l);△H=-57.3KJ·mol-弱酸弱堿電離要消耗能量，中和熱|△H|<57.3KJ·mol-1原理：斷鍵吸熱，成鍵放熱?；瘜W(xué)反應(yīng)的能量變化反應(yīng)熱的微觀解釋：反應(yīng)熱=生成物分子形成時(shí)釋放的總能量-反應(yīng)物分子斷裂時(shí)所吸收的總能量化學(xué)反應(yīng)的能量變化定義：表明所放出或吸收熱量的化學(xué)方程式。意義：既表明化學(xué)反應(yīng)中的物質(zhì)變化，也表明了化學(xué)反應(yīng)中的能量變化。熱化學(xué)①、要注明反應(yīng)的溫度和壓強(qiáng)，若反應(yīng)是在298K，1atm可不注明；方程式②、要注明反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)或晶型；書寫方法③、△H與方程式計(jì)量數(shù)有關(guān)，注意方程式與△H對(duì)應(yīng)，△H以KJ·mol-1單位，化學(xué)計(jì)量數(shù)可以是整數(shù)或分?jǐn)?shù)。④、在所寫化學(xué)反應(yīng)方程式后寫下△H的“+”或“-”數(shù)值和單位，方程式與△H之間用“；”分開。蓋斯定律：一定條件下，某化學(xué)反應(yīng)無論是一步完成還是分幾步完成，反應(yīng)的總熱效應(yīng)相同。按物質(zhì)類別和種數(shù)分類化合反應(yīng)A+B=AB按物質(zhì)類別和種數(shù)分類分解反應(yīng)AB=A+B置換反應(yīng)A+BC=C+AB按化合價(jià)有無變化分類和種數(shù)分類按化合價(jià)有無變化分類和種數(shù)分類氧化還原反應(yīng)概念、特征、本質(zhì)、分析表示方法、應(yīng)用按實(shí)際反應(yīng)的微粒分類和種數(shù)分類化學(xué)反應(yīng)：非氧化還原反應(yīng)按實(shí)際反應(yīng)的微粒分類和種數(shù)分類離子反應(yīng)本質(zhì)、特點(diǎn)、分類、發(fā)生的條件按反應(yīng)中的能量變化分分子反應(yīng)反應(yīng)熱與物質(zhì)能量的關(guān)系按反應(yīng)中的能量變化分放熱反應(yīng)熱化學(xué)反應(yīng)方程式吸熱反應(yīng)燃燒熱中和熱物質(zhì)的量①、定義：表示含有一定數(shù)目粒子的集體。②、符號(hào)：n物質(zhì)的量③、單位：摩爾、摩、符號(hào)mol④、1mol任何粒子（分、原、離、電、質(zhì)、中子）數(shù)與0.012kg12C中所含碳原子數(shù)相同。⑤、、架起微觀粒子與宏觀物質(zhì)之間聯(lián)系的橋梁。①、定義：1mol任何粒子的粒子數(shù)叫阿伏加德羅常數(shù)。阿伏加德羅常數(shù)：②、符號(hào)NA③、近似值：6.02×1023①、定義：單位物質(zhì)的量氣體所占的體積叫~基本概念氣體摩爾體積：②、符號(hào)：Vm③、單位：L·mol-1①、定義：單位物質(zhì)的量物質(zhì)所具有的質(zhì)量叫~摩爾質(zhì)量：②、符號(hào)：M③、單位：g·mol-1或kg·mol-1④、若以g·mol-1為單位，數(shù)值上與該物質(zhì)相對(duì)原子質(zhì)量或相對(duì)分子質(zhì)量相等。物質(zhì)的量①、定義：單位體積溶液中所含溶質(zhì)B的物質(zhì)的量來表示溶液組成的物理量叫溶質(zhì)B的物質(zhì)的量濃度。物質(zhì)的量物質(zhì)的量濃度：②、符號(hào)：c(B)③、單位：mol·L-1①、定律：在相同溫度和壓強(qiáng)下，相同體積的作何氣體都含有相同數(shù)目的分子。同溫同壓下：阿伏加德羅定律及其推論：②阿伏加德羅定律及其推論：同溫同體積下：Ⅰ、氣體休的密度和相對(duì)密度：標(biāo)況下：③、運(yùn)用：A氣體對(duì)B氣體的相對(duì)密度：③、運(yùn)用：Ⅱ、摩爾質(zhì)量M（或平均摩爾質(zhì)量）M=22.4L·mol-1×ρ，=M(A)ф(A)+M(B)ф(B)+···ф為體積分?jǐn)?shù)。①、以物質(zhì)的量為中心的有關(guān)物理量的換算關(guān)系：物質(zhì)所含粒子數(shù)N÷÷化合價(jià)÷÷化合價(jià)×NA÷NA××M÷M×化合價(jià)物質(zhì)的量n電解質(zhì)電離出離子的“物質(zhì)的量”物質(zhì)的質(zhì)量（m）÷M×化合價(jià)物質(zhì)的量n÷96500C÷96500C·mol-1×Vm(22.4L/mol)×96500C·mol-1÷Vm×96500C·mol-1÷Vm(22.4L/mol)×V×Vm×△H÷Vm÷△H÷Vm÷△H×V(溶液)×V(溶液)÷V（溶液）溶液的物質(zhì)的量濃度CA）物質(zhì)的量的相關(guān)計(jì)算關(guān)系及其它物質(zhì)的量的相關(guān)計(jì)算關(guān)系及其它②、物質(zhì)的量與其它量之間的換算恒等式：③、理想氣體狀態(tài)方程（克拉伯龍方程）：PV=nRT或（R=8.314J/mol·K）④決定于、影響物質(zhì)體積大小的因素：決定于微粒的大小1mol固、液體的體積決定于決定于物質(zhì)體積微粒的個(gè)數(shù)1mol物質(zhì)的體積決定于決定于微粒之間距離1mol氣體的體積①、溶液稀釋定律：溶質(zhì)的量不變，m(濃)·w(濃)=m(稀)·w(稀)；c(濃)·V(濃)=c(稀)·V(稀)⑤、溶液濃度換算式：②、溶解度與溶質(zhì)質(zhì)量分?jǐn)?shù)w換算式：⑤、溶液濃度換算式：③、溶解度與物質(zhì)的量濃度的換算：④、質(zhì)量分?jǐn)?shù)與物質(zhì)的量濃度的換算：⑥、一定物質(zhì)的量濃度主要儀器：量筒、托盤天平（砝碼）、燒杯、玻璃棒、膠頭滴管、容量瓶溶液的配配制：方法步驟：計(jì)算→稱量→溶解→轉(zhuǎn)移→洗滌→振蕩→定容→搖勻→裝瓶識(shí)差分析：關(guān)鍵看溶質(zhì)或溶液體積的量的變化。依據(jù)來判斷。物質(zhì)結(jié)構(gòu)元素周期律決定原子種類中子N（不帶電荷）同位素（核素）決定原子種類原子核→質(zhì)量數(shù)（A=N+Z）近似相對(duì)原子質(zhì)量質(zhì)子Z（帶正電荷）→核電荷數(shù)元素→元素符號(hào)原子結(jié)構(gòu)：最外層電子數(shù)決定主族元素的決定原子呈電中性電子數(shù)（Z個(gè)）：化學(xué)性質(zhì)及最高正價(jià)和族序數(shù)體積小，運(yùn)動(dòng)速率高（近光速），無固定軌道核外電子運(yùn)動(dòng)特征決定電子云（比喻）小黑點(diǎn)的意義、小黑點(diǎn)密度的意義。決定排布規(guī)律→電子層數(shù)周期序數(shù)及原子半徑表示方法→原子（離子）的電子式、原子結(jié)構(gòu)示意圖隨著原子序數(shù)（核電荷數(shù)）的遞增：元素的性質(zhì)呈現(xiàn)周期性變化：①、原子最外層電子數(shù)呈周期性變化元素周期律②、原子半徑呈周期性變化③、元素主要化合價(jià)呈周期性變化④、元素的金屬性與非金屬性呈周期性變化具體表現(xiàn)形式①、按原子序數(shù)遞增的順序從左到右排列；具體表現(xiàn)形式編排依據(jù)元素周期律和排列原則②、將電子層數(shù)相同的元素排成一個(gè)橫行；編排依據(jù)元素周期表③、把最外層電子數(shù)相同的元素（個(gè)別除外）排成一個(gè)縱行。①、短周期（一、二、三周期）七主七副零和八三長三短一不全周期（7個(gè)橫行）②、長周期（四、五、六周期）七主七副零和八三長三短一不全周期表結(jié)構(gòu)③、不完全周期（第七周期）①、主族（ⅠA～ⅦA共7個(gè)）元素周期表族（18個(gè)縱行）②、副族（ⅠB～ⅦB共7個(gè)）③、Ⅷ族（8、9、10縱行）④、零族（稀有氣體）同周期同主族元素性質(zhì)的遞變規(guī)律①、核電荷數(shù)，電子層結(jié)構(gòu)，最外層電子數(shù)②、原子半徑性質(zhì)遞變③、主要化合價(jià)④、金屬性與非金屬性⑤、氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性⑥、最高價(jià)氧化物的水化物酸堿性電子層數(shù)：相同條件下，電子層越多，半徑越大。判斷的依據(jù)核電荷數(shù)相同條件下，核電荷數(shù)越多，半徑越小。最外層電子數(shù)相同條件下，最外層電子數(shù)越多，半徑越大。微粒半徑的比較1、同周期元素的原子半徑隨核電荷數(shù)的增大而減?。ㄏ∮袣怏w除外）如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.2、同主族元素的原子半徑隨核電荷數(shù)的增大而增大。如：Li<Na<K<Rb<Cs具體規(guī)律：3、同主族元素的離子半徑隨核電荷數(shù)的增大而增大。如：F--<Cl--<Br--<I--4、電子層結(jié)構(gòu)相同的離子半徑隨核電荷數(shù)的增大而減小。如：F->Na+>Mg2+>Al3+5、同一元素不同價(jià)態(tài)的微粒半徑，價(jià)態(tài)越高離子半徑越小。如Fe>Fe2+>Fe3+①與水反應(yīng)置換氫的難易②最高價(jià)氧化物的水化物堿性強(qiáng)弱金屬性強(qiáng)弱③單質(zhì)的還原性或離子的氧化性（電解中在陰極上得電子的先后）④互相置換反應(yīng)依據(jù)：⑤原電池反應(yīng)中正負(fù)極①與H2化合的難易及氫化物的穩(wěn)定性元素的非金屬性強(qiáng)弱②最高價(jià)氧化物的水化物酸性強(qiáng)弱金屬性或非金屬③單質(zhì)的氧化性或離子的還原性性強(qiáng)弱的判斷④互相置換反應(yīng)①、同周期元素的金屬性，隨荷電荷數(shù)的增加而減小，如：Na>Mg>Al;非金屬性，隨荷電荷數(shù)的增加而增大，如：Si<P<S<Cl。規(guī)律：②、同主族元素的金屬性，隨荷電荷數(shù)的增加而增大，如：Li<Na<K<Rb<Cs;非金屬性，隨荷電荷數(shù)的增加而減小，如：F>Cl>Br>I。③、金屬活動(dòng)性順序表：K>Ca>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>Pt>Au定義：以12C原子質(zhì)量的1/12（約1.66×10-27kg）作為標(biāo)準(zhǔn)，其它原子的質(zhì)量跟它比較所得的值。其國際單位制（SI）單位為一，符號(hào)為1（單位1一般不寫）原子質(zhì)量：指原子的真實(shí)質(zhì)量，也稱絕對(duì)質(zhì)量，是通過精密的實(shí)驗(yàn)測得的。如：一個(gè)Cl2分子的m(Cl2)=2.657×10-26kg。核素的相對(duì)原子質(zhì)量：各核素的質(zhì)量與12C的質(zhì)量的1/12的比值。一種元素有幾種同位素，就應(yīng)有幾種不同的核素的相對(duì)原子質(zhì)量，相對(duì)原子質(zhì)量諸量比較：如35Cl為34.969,37Cl為36.966。（原子量）核素的近似相對(duì)原子質(zhì)量：是對(duì)核素的相對(duì)原子質(zhì)量取近似整數(shù)值，數(shù)值上與該核素的質(zhì)量數(shù)相等。如：35Cl為35,37Cl為37。元素的相對(duì)原子質(zhì)量：是按該元素各種天然同位素原子所占的原子百分比算出的平均值。如：Ar(Cl)=Ar(35Cl)×a%+Ar(37Cl)×b%元素的近似相對(duì)原子質(zhì)量：用元素同位素的質(zhì)量數(shù)代替同位素相對(duì)原子質(zhì)量與其豐度的乘積之和。注意：①、核素相對(duì)原子質(zhì)量不是元素的相對(duì)原子質(zhì)量。②、通常可以用元素近似相對(duì)原子質(zhì)量代替元素相對(duì)原子質(zhì)量進(jìn)行必要的計(jì)算。定義：核電荷數(shù)相同，中子數(shù)不同的核素，互稱為同位素。（即：同種元素的不同原子或核素）同位素①、結(jié)構(gòu)上，質(zhì)子數(shù)相同而中子數(shù)不同；特點(diǎn)：②、性質(zhì)上，化學(xué)性質(zhì)幾乎完全相同，只是某些物理性質(zhì)略有不同；③、存在上，在天然存在的某種元素里，不論是游離態(tài)還是化合態(tài)，同位素的原子（個(gè)數(shù)不是質(zhì)量）百分含量一般是不變的（即豐度一定）。1、定義：相鄰的兩個(gè)或多個(gè)原子之間強(qiáng)烈的相互作用。離子鍵①、定義：陰陽離子間通過靜電作用所形成的化學(xué)鍵離子鍵②、存在：離子化合物（NaCl、NaOH、Na2O2等）；離子晶體。①、定義：原子間通過共用電子對(duì)所形成的化學(xué)鍵。不同原子間②、存在：共價(jià)化合物，非金屬單質(zhì)、離子化合物中（如：NaOH、Na2O2）；不同原子間共價(jià)鍵分子、原子、離子晶體。分子的極性共用電子對(duì)是否偏移存在2、分類極性鍵共價(jià)化合物分子的極性共用電子對(duì)是否偏移存在化學(xué)鍵非極性鍵非金屬單質(zhì)相同原子間③、分類：相同原子間（孤對(duì)電子）（孤對(duì)電子）共用電子對(duì)的來源單方提供：配位鍵如：NH4+、H3O+共用電子對(duì)的來源金屬鍵：金屬陽離子與自由電子之間的相互作用。存在于金屬單質(zhì)、金屬晶體中。決定分子的極性分子的空間構(gòu)型決定分子的穩(wěn)定性鍵能決定分子的極性分子的空間構(gòu)型決定分子的穩(wěn)定性3、鍵參數(shù)鍵長鍵角4、表示方式：電子式、結(jié)構(gòu)式、結(jié)構(gòu)簡式（后兩者適用于共價(jià)鍵）定義：把分子聚集在一起的作用力分子間作用力（范德瓦爾斯力）：影響因素：大小與相對(duì)分子質(zhì)量有關(guān)。作用：對(duì)物質(zhì)的熔點(diǎn)、沸點(diǎn)等有影響。①、定義：分子之間的一種比較強(qiáng)的相互作用。分子間相互作用②、形成條件：第二周期的吸引電子能力強(qiáng)的N、O、F與H之間（NH3、H2O）③、對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響：使物質(zhì)熔沸點(diǎn)升高。④、氫鍵的形成及表示方式：F-—H···F-—H···F-—H···←代表氫鍵。氫鍵OOHHHHOHH⑤、說明：氫鍵是一種分子間靜電作用；它比化學(xué)鍵弱得多，但比分子間作用力稍強(qiáng)；是一種較強(qiáng)的分子間作用力。定義：從整個(gè)分子看，分子里電荷分布是對(duì)稱的（正負(fù)電荷中心能重合）的分子。非極性分子雙原子分子：只含非極性鍵的雙原子分子如：O2、H2、Cl2等。舉例：只含非極性鍵的多原子分子如：O3、P4等分子極性多原子分子：含極性鍵的多原子分子若幾何結(jié)構(gòu)對(duì)稱則為非極性分子如：CO2、CS2（直線型）、CH4、CCl4（正四面體型）極性分子：定義：從整個(gè)分子看，分子里電荷分布是不對(duì)稱的（正負(fù)電荷中心不能重合）的。舉例雙原子分子：含極性鍵的雙原子分子如：HCl、NO、CO等多原子分子：含極性鍵的多原子分子若幾何結(jié)構(gòu)不對(duì)稱則為極性分子如：NH3(三角錐型)、H2O（折線型或V型）、H2O2非晶體離子晶體①構(gòu)成晶體粒子種類①構(gòu)成晶體粒子種類②粒子之間的相互作用晶體：原子晶體金屬晶體①構(gòu)成微粒：離子②微粒之間的相互作用：離子鍵③舉例：CaF2、KNO3、CsCl、NaCl、Na2O等NaCl型晶體：每個(gè)Na+同時(shí)吸引6個(gè)Cl-離子，每個(gè)Cl-同結(jié)構(gòu)特點(diǎn)時(shí)吸引6個(gè)Na+；Na+與Cl-以離子鍵結(jié)合，個(gè)數(shù)比為1：1。④微?？臻g排列特點(diǎn)：CsCl型晶體：每個(gè)Cs+同時(shí)吸引8個(gè)Cl-離子，每個(gè)Cl-同時(shí)吸引8個(gè)Cs+；Cs+與Cl-以離子鍵結(jié)合，個(gè)數(shù)比為1：1。離子晶體：⑤說明：離子晶體中不存在單個(gè)分子，化學(xué)式表示離子個(gè)數(shù)比的式子。①、硬度大，難于壓縮，具有較高熔點(diǎn)和沸點(diǎn)；性質(zhì)特點(diǎn)②、離子晶體固態(tài)時(shí)一般不導(dǎo)電，但在受熱熔化或溶于水時(shí)可以導(dǎo)電；③、溶解性：（參見溶解性表）晶體晶胞中微粒個(gè)數(shù)的計(jì)算：頂點(diǎn)，占1/8；棱上，占1/4；面心，占1/2；體心，占1①、構(gòu)成微粒：分子結(jié)構(gòu)特點(diǎn)②、微粒之間的相互作用：分子間作用力③、空間排列：（CO2如右圖）分子晶體：④、舉例：SO2、S、CO2、Cl2等①、硬度小，熔點(diǎn)和沸點(diǎn)低，分子間作用力越大，熔沸點(diǎn)越高；性質(zhì)特點(diǎn)②、固態(tài)及熔化狀態(tài)時(shí)均不導(dǎo)電；③、溶解性：遵守“相似相溶原理”：即非極性物質(zhì)一般易溶于非極性分子溶劑，極性分子易溶于極性分子溶劑。①構(gòu)成微粒：原子②微粒之間的相互作用：共價(jià)鍵③舉例：SiC、Si、SiO2、C(金剛石)等Ⅰ、金剛石：（最小的環(huán)為非平面6元環(huán)）結(jié)構(gòu)特點(diǎn)每個(gè)C被相鄰4個(gè)碳包圍，處于4個(gè)C原子的中心④微?？臻g排列特點(diǎn)：原子晶體：Ⅱ、SiO2相當(dāng)于金剛石晶體中C換成Si，Si與Si間間插O⑤說明：原子晶體中不存在單個(gè)分子，化學(xué)式表示原子個(gè)數(shù)比的式子。①、硬度大，難于壓縮，具有較高熔點(diǎn)和沸點(diǎn)；性質(zhì)特點(diǎn)②、一般不導(dǎo)電；③、溶解性：難溶于一般的溶劑。①、構(gòu)成微粒：金屬陽離子，自由電子；結(jié)構(gòu)特點(diǎn)②、微粒之間的相互作用：金屬鍵③、空間排列：金屬晶體：④、舉例：Cu、Au、Na等①、良好的導(dǎo)電性；性質(zhì)特點(diǎn)②、良好的導(dǎo)熱性；③、良好的延展性和具有金屬光澤。①、層狀結(jié)構(gòu)結(jié)構(gòu)：②、層內(nèi)C——C之間為共價(jià)鍵；層與層之間為分子間作用力；過渡型晶體（石墨）：③、空間排列：（如圖）性質(zhì)：熔沸點(diǎn)高；容易滑動(dòng)；硬度?。荒軐?dǎo)電?；瘜W(xué)反應(yīng)速率、化學(xué)平衡意義：表示化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行快慢的量。定性：根據(jù)反應(yīng)物消耗，生成物產(chǎn)生的快慢（用氣體、沉淀等可見現(xiàn)象）來粗略比較定量：用單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物濃度的減少或生成物濃度的增大來表示。表示方法：①、單位：mol/(L·min)或mol/(L·s)說明：化學(xué)反應(yīng)速率②、同一反應(yīng)，速率用不同物質(zhì)濃度變化表示時(shí)，數(shù)值可能不同，但數(shù)值之比等于方程式中各物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)比。如：說明：化學(xué)反應(yīng)速率③、一般不能用固體和純液體物質(zhì)表示濃度（因?yàn)棣巡蛔儯?、?duì)于沒有達(dá)到化學(xué)平衡狀態(tài)的可逆反應(yīng)：v正≠v逆內(nèi)因（主要因素）：參加反應(yīng)物質(zhì)的性質(zhì)。①、結(jié)論：在其它條件不變時(shí)，增大濃度，反應(yīng)速率加快，反之濃度：則慢。②、說明：只對(duì)氣體參加的反應(yīng)或溶液中發(fā)生的反應(yīng)速率產(chǎn)生影響；與反應(yīng)物總量無關(guān)。影響因素①、結(jié)論：對(duì)于有氣體參加的反應(yīng)，增大壓強(qiáng)，反應(yīng)速率加快，壓強(qiáng)：反之則慢②、說明：當(dāng)改變?nèi)萜鲀?nèi)壓強(qiáng)而有關(guān)反應(yīng)的氣體濃度無變化時(shí)，則反應(yīng)速率不變；如：向密閉容器中通入惰性氣體。①、結(jié)論：其它條件不變時(shí)，升高溫度反應(yīng)速率加快，反之則慢。溫度：a、對(duì)任何反應(yīng)都產(chǎn)生影響，無論是放熱還是吸熱反應(yīng)；外因：②、說明b、對(duì)于可逆反應(yīng)能同時(shí)改變正逆反應(yīng)速率但程度不同；c、一般溫度每升高10℃，反應(yīng)速率增大2～4倍,有些反應(yīng)只有在一定溫度范圍內(nèi)升溫才能加快。①、結(jié)論：使用催化劑能改變化學(xué)反應(yīng)速率。催化劑a、具有選擇性；②、說明：b、對(duì)于可逆反應(yīng)，使用催化劑可同等程度地改變正、逆反應(yīng)速率；c、使用正催化劑，反應(yīng)速率加快，使用負(fù)催化劑，反應(yīng)速率減慢。原因：碰撞理論（有效碰撞、碰撞的取向及活化分子等）其它因素：光、電磁波、超聲波、反應(yīng)物顆粒的大小、溶劑的性質(zhì)等。學(xué)平衡狀態(tài)：指在一定條件下的可逆反應(yīng)里，正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)速率相等，反應(yīng)混合中各組分的百分含量保持不變的狀態(tài)。逆：研究的對(duì)象是可逆反應(yīng)動(dòng)：是指動(dòng)態(tài)平衡，反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)時(shí)，反應(yīng)沒有停止。平衡狀態(tài)特征：等：平衡時(shí)正反應(yīng)速率等于逆反應(yīng)速率，但不等于零。定：反應(yīng)混合物中各組分的百分含量保持一個(gè)定值。變：外界條件改變，原平衡破壞，建立新的平衡。①、定義：mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)②、意義：表示可逆反應(yīng)的反應(yīng)進(jìn)行的程度。③、影響因素：溫度（正反應(yīng)吸熱時(shí)，溫度升高，K增大；正反應(yīng)放熱時(shí)，化學(xué)平衡常數(shù)：溫度升高，K減小），而與反應(yīng)物或生成物濃度無關(guān)。用化學(xué)平衡常數(shù)判斷化學(xué)平衡狀態(tài)。④、用途：a、Q=K時(shí)，處于平衡狀態(tài)，v正=v逆；b、Q>K時(shí)，處于未達(dá)平衡狀態(tài)；v正<v逆向逆向進(jìn)行；c、Q<K時(shí)，處于未達(dá)平衡狀態(tài)；v正>v逆向正向進(jìn)行。原因：反應(yīng)條件改變引起：v正≠v逆化學(xué)平衡：結(jié)果：速率、各組分百分含量與原平衡比較均發(fā)生變化?；瘜W(xué)平衡移動(dòng)：v(正)>v(逆)向右（正向）移方向：v(正)=v(逆)平衡不移動(dòng)v(正)<v(逆)向左（逆向）移注意：其它條件不變，只改變影響平衡的一個(gè)條件才能使用。①、濃度：增大反應(yīng)物濃度或減少生成物濃度，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)；反之向逆反應(yīng)方向移動(dòng)結(jié)論：增大壓強(qiáng)，平衡向縮小體積方向移動(dòng)；減小壓強(qiáng)，平衡向擴(kuò)大體積的方向移動(dòng)。②、壓強(qiáng)：Ⅰ、反應(yīng)前后氣態(tài)物質(zhì)總體積沒有變化的反影響化學(xué)平衡移動(dòng)的因素：應(yīng)，壓強(qiáng)改變不能改變化學(xué)平衡狀態(tài)；說明：Ⅱ、壓強(qiáng)的改變對(duì)濃度無影響時(shí)，不能改變化學(xué)平衡狀態(tài)，如向密閉容器中充入惰性氣體。Ⅲ、對(duì)沒有氣體參加的反應(yīng)無影響。③、溫度：升高溫度，平衡向吸熱反應(yīng)方向移動(dòng)；降低溫度，平衡向放熱反應(yīng)方向移動(dòng)。勒沙特列原理：如果改變影響平衡的一個(gè)條件（如濃度、壓強(qiáng)、溫度等）平衡就向能減弱這種改變的方向移動(dòng)。概念：在一定條件下（定溫、定容或定溫、定壓），對(duì)同一可逆反應(yīng)，只要起始時(shí)加入物質(zhì)的物質(zhì)的量不同，而達(dá)到化學(xué)平衡時(shí)，同種物質(zhì)的含量相同，這樣的平衡稱為等效平衡。等效平衡：（1）、定溫、定容：①對(duì)于一般的可逆反應(yīng)只改變起始時(shí)加入物質(zhì)的物質(zhì)的量，如通過可逆反應(yīng)的化學(xué)計(jì)量數(shù)比換算成同一半邊的物質(zhì)的物質(zhì)的量與原平衡相同，則兩平衡等效。②對(duì)于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應(yīng)，只要反應(yīng)物（或生成物）的物質(zhì)的量的比例與原平衡相同，兩平衡等效。（2）定溫、定壓：改變起始時(shí)加入物質(zhì)的物質(zhì)的量，只要按化學(xué)計(jì)量數(shù)換算成同一半邊的物質(zhì)的物質(zhì)的量之比與原平衡相同，則達(dá)平衡后與原平衡等效。電解質(zhì)溶液非電解質(zhì)：無論在水溶液或熔融狀態(tài)都不導(dǎo)電的化合物定義：凡是在水溶液或熔融狀態(tài)能夠?qū)щ姷幕衔锘衔飶?qiáng)堿強(qiáng)電解質(zhì)→水溶液中全部電離的電解質(zhì)大多數(shù)鹽離子化合物金屬氧化物電解質(zhì)：分類強(qiáng)酸→強(qiáng)極性化合物弱酸電解質(zhì)和弱電解質(zhì)→水溶液中部分電離的電解質(zhì)弱堿弱極性化合物電解質(zhì)溶液溶于水水溶于水①、（強(qiáng)）一步電離與（弱）分步電離表示：電離方程式②、（強(qiáng)）完全電離與（弱）可逆電離③、質(zhì)量守恒與電荷守恒電解質(zhì)溶液混合物←電解質(zhì)溶液電解質(zhì)溶液混合物←電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力：相同條件下，離子濃度越大，則導(dǎo)電能力越強(qiáng)。意義：一定條件下，弱電解質(zhì)離子化速率與分子化速率相等時(shí)，則建立平衡。動(dòng)：動(dòng)態(tài)平衡，v(電離)=v（結(jié)合）≠0弱電解質(zhì)的特征：定：條件一定，分子、離子濃度一定電離平衡變：條件改變，平衡被破壞，發(fā)生移動(dòng)如：H2CO3H2CO3HCO3-+H+表示：電離方程式，可逆符號(hào)，多元弱酸分步書寫；HCO3-CO32-+H+影響因素：溫度越高，電離程度越大；而多元弱堿不需分步寫，如：Cu(OH)2濃度越小，電離程度越大。Cu(OH)2Cu2++2OH-水是極弱電解質(zhì)：H2OH++OH-①、c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol-1純水常溫下數(shù)據(jù)：②、Kw=c(H+)·c(OH-)=1×10-14③、pH=-lgc(H+)=7水的電離：c(H+)>c(OH-)酸性PH<7水溶液的酸堿性：c(H+)=c(OH-)中性PH=7c(H+)<c(OH-)堿性PH>7抑制電離：加入酸或堿影響水電離的因素加入活潑金屬，如Na、K等；促進(jìn)電離：加入易水解的鹽，如NaAc、NH4Cl等；升高溫度。表示方法：pH=—lg(H+)適用范圍：濃度小于1mol·L-的稀酸或稀堿溶液。pH試紙：用干凈的玻璃棒分別蘸取少量的待測溶液點(diǎn)在試紙上，觀察試紙顏色變化并跟比色卡比較，確定該溶液的PH值。石蕊：（紅）5.0（紫）8.0（藍(lán)）測定方法：酸堿指示劑酚酞：（無）8.2（粉紅）10.0（紅）及其變色范圍甲基橙：（紅）3.1（橙）4.4（黃）甲基紅：（紅）4.4（橙）6.2（黃）cccc(H+)cpHCc(OH-)cpOHpH+pOH=pKwC(H+)·c(OH-)=KwpH=-lgc(H+)c(H+)=10-pHpOH=-lgc(OH-)c(OH-)=10-pOH溶液的pH換算關(guān)系：兩強(qiáng)酸混合：混合：兩強(qiáng)堿混合：c(OH-)混=c(H+)混=Kw/c(OH-)混→pH強(qiáng)酸強(qiáng)堿混合：強(qiáng)酸HnAc(H+)=n·c(HnA)pH值單一：計(jì)算：強(qiáng)堿B（OH）nc(OH-)=n·c{B(OH-)npH值單一：計(jì)算：弱酸HnAc(H+)=c(HnA)·α（HnA）弱堿B（OH）nc(OH-)=c{B(OH-)n}·α{B(OH-)n}混合前混合后條件兩強(qiáng)等體積pH1+pH2≥15pH1-0.3pH1>pH2速算規(guī)律：混合（近似）pH1+pH2=14pH=7速算規(guī)律：pH1+pH2≤13pH2+0.3pH1>pH2pH之和為14的一強(qiáng)一弱等體積相混結(jié)果：誰強(qiáng)顯誰的性質(zhì)。實(shí)質(zhì)：鹽中弱（弱酸根或弱堿陽離子）離子與水電離出的H+或OH-結(jié)合生成難電離的分子或離子，破壞水的電離平衡。條件：①、鹽中必有弱離子②、鹽必須能溶于水①、誰弱誰水解、誰強(qiáng)顯誰性；都弱均水解、不弱不水解。規(guī)律：②、弱的程度越大，水解的能力越強(qiáng)。③、鹽的濃度越小，水解程度越大。④、溫度越高，水解程度越大。特征：①、屬可逆反應(yīng)，其逆反應(yīng)為酸堿中和（符合化學(xué)平衡規(guī)律）；特征：②、水解程度一般微弱，且吸熱。內(nèi)因：鹽類本身的性質(zhì)相同條件下，同濃度的Na2CO3>NaHCO3(堿性)影響因素：Na2CO3>NaAc(堿性)①、溫度的影響：升高溫度，水解程度變大；外因②、濃度的影響：稀釋可促進(jìn)鹽類的水解，濃度越低水解程度越大；③、pH的影響：NH4++H2ONH3·H2O+H+加酸抑制，加堿促進(jìn)。NaAcAc-+H2OHAc+OH-強(qiáng)堿弱酸鹽：Na2SO3(分步)SO32-+H2OHSO3-+OH-單水解：HSO3-+H2OH2SO3+OH-鹽類的水解強(qiáng)酸弱堿鹽：NH4ClNH4Cl+H2OHCl+NH3·H2OAlCl3(應(yīng)分步但簡為一步)Al3++3H2OAl(OH)3+3H+分類①、常見易雙水解的離子組合：Al3+與CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AlO2-Fe3+與CO32-、HCO3-、AlO2-、(S2-、HS-主要發(fā)生氧化還原)雙水解：NH4+與AlO2-、SO32-能進(jìn)行到底不用可逆號(hào)，用等號(hào)，沉淀、氣體一般要標(biāo)出：表示：如：2Al3++2CO32-+3H2O=2Al(OH)3↓+3CO2↑②、表示：Al3++3AlO2-+6H2O=4Al(OH)3↓一般不用“=”，用“”的如：NH4++Ac-+H2ONH3·H2O+HAcNH4++CO32-+H2ONH3·H2O+HCO3-①、首先指出弱酸陰離子或弱堿陽離子，再?zèng)Q定如何水解；說明：②、某種鹽溶液只有一種離子水解，水解程度小，一般用可逆號(hào)，不用↑或↓；③、多無弱酸陰離子分步水解，多元弱堿陽離子只看作一步水解。正鹽：弱酸強(qiáng)堿鹽（堿性）、弱堿強(qiáng)酸鹽（酸性）、弱酸弱堿鹽（視相對(duì)強(qiáng)弱）鹽溶液的強(qiáng)酸的酸式鹽，不水解如NaHSO4顯酸性；酸堿性：酸式鹽弱酸的酸式鹽，既水解又能電離，酸堿性視電離和水解的相對(duì)強(qiáng)弱應(yīng)用：酸性：NaH2PO4、NaHSO3；堿性：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4。判斷弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱：堿性Na2CO3>NaAc→酸性HAc>H2CO3酸性NH4Cl<AlCl3→堿性NH3·H2O>Al(OH)3解釋在生活中的應(yīng)用：①、明礬凈水②、純堿去污③、泡沫滅火器④、FeCl3溶液配制。電荷守恒c(H+)+c(Na+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-)正負(fù)電荷相等相等關(guān)系：物料守恒c(Na+)=2c(CO32-)+2c(HCO3-)+2c(H2CO3)C原子守恒（以Na2CO3）質(zhì)子守恒c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)H+離子守恒離子濃度比較：①多元弱酸H3PO4c(H+)>c(H2PO4-)>c(HPO42-)>c(PO43-)②多元弱酸形成的正鹽Na2CO3c(Na+)>c(CO32-)>c(OH-)>c(HCO3-)>c(H+)大小關(guān)系：③不同溶液中同一離子濃度濃度0.1mol/L的①、NH4Cl②、CH3COONH4③、NH4HSO4則c(NH4+)③>①>②④混合溶液中各離子濃度0.1mol/LNH4Cl與0.1mol/LNH3混合則：c(NH4+)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+)①、用于精確地放出一定體積溶液的容器；②、內(nèi)徑均勻，帶有刻度的細(xì)長玻璃管，下部有控制液體流量的玻璃活塞（或由橡皮管、概述：玻璃球組成的閥）；③、規(guī)格有25ml、50ml，估讀到0.01ml；④、分為酸式滴定管（不能盛堿液，HF以及Na2SiO3、Na2CO3等堿性溶液）堿式滴定管（不能盛放酸性和強(qiáng)氧化性溶液）滴定管：使用方法：①檢漏→②潤洗→③注液→④排氣→⑤調(diào)零→⑥放液→⑦讀數(shù)→⑧記錄①、滴定管在裝入酸或堿溶液后，要排凈滴定管尖嘴內(nèi)空氣使尖嘴內(nèi)充滿液體而無氣泡。方法：酸式滴定管堿式滴定管注意：②、調(diào)整刻度時(shí)，應(yīng)使液面在“0”或“0”以下，但不能太往下以免液體不足。③、控制滴液速度，使得液體逐滴流出。④、讀數(shù)時(shí)等液面穩(wěn)定后，視線與凹液面相切的刻度水平，并估讀到0.01ml的精確度。定義：用已制濃度的酸（或堿）來測定未知濃度的堿（或酸）的實(shí)驗(yàn)方法中和實(shí)質(zhì)：H++OH-=H2O原理：酸堿中和反應(yīng)的物質(zhì)的量之比等于它們的化學(xué)計(jì)量數(shù)之比：關(guān)鍵：①準(zhǔn)確測定參加反應(yīng)的兩種溶液的體積；②準(zhǔn)確判斷中和反應(yīng)是否恰好完全。儀器：滴定管、錐形瓶、鐵架臺(tái)、滴定管夾、燒杯等。作用：通過指示劑顏色的變化來確定終點(diǎn)；中和滴定：指示劑：選擇：變色要靈敏、明顯（終點(diǎn)盡可能與變色范圍一致）①、中和滴定，一般不用石蕊作指示劑，顏色變化不明顯；說明：②、酸滴堿，一般選甲基橙終點(diǎn)由黃色→橙色；③、堿滴酸，一般選酚酞終點(diǎn)由無色→紅色；準(zhǔn)備：滴定管（錐形瓶）洗滌→滴定管查漏→滴定管的潤洗→注液→排氣→調(diào)零→讀數(shù)→記錄操作：移取待測液，加入指示劑2~3滴，然后滴定，判斷終點(diǎn)，讀數(shù)。滴定：左手操管、右手旋瓶、目視瓶中、滴滴入瓶、突變暫停、半分定終、重復(fù)兩次、求均值。計(jì)算：取兩次或多次消耗標(biāo)準(zhǔn)溶液體積平均值然后求c待①、滴定管的“0”刻度在上端，刻度值由上往下增大；②、讀數(shù)時(shí)視線與凹液面相切；體積：③、滴定管測量液體，有兩次讀數(shù)（初、末）兩數(shù)值之差為液體體積；④、中和滴定體積測量，有待測液和標(biāo)準(zhǔn)液兩方面。原理：誤差分析方法是分別判斷C標(biāo)、V標(biāo)和V測的誤差變化而對(duì)C測的影響。①、裝標(biāo)準(zhǔn)液的滴定管在尖嘴內(nèi)有氣泡，滴定后氣泡消失；②、裝標(biāo)準(zhǔn)液的滴定管在水洗后沒潤洗，就裝標(biāo)準(zhǔn)液；中和滴定偏③、錐形瓶用待測液潤洗；誤差分析高④、滴定后滴定管尖嘴處掛有液滴；⑤、滴定后仰視讀數(shù)（前正常）；舉例⑥、滴定前俯視讀數(shù)（后正常）；①、用滴定管取待測液時(shí)，沒有潤洗就取待測液；偏②、滴定時(shí)待測液濺出；低③、滴定后俯視讀數(shù)；④、滴定前仰視說明：由于指示劑的變色范圍引起的誤差，一般可忽略不計(jì)。電化學(xué)裝置特點(diǎn)：化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能。①、兩個(gè)活潑性不同的電極；形成條件：②、電解質(zhì)溶液（一般與活潑性強(qiáng)的電極發(fā)生氧化還原反應(yīng)）；原③、形成閉合回路（或在溶液中接觸）電負(fù)極：用還原性較強(qiáng)的物質(zhì)作負(fù)極，負(fù)極向外電路提供電子；發(fā)生氧化反應(yīng)。池基本概念：正極：用氧化性較強(qiáng)的物質(zhì)正極，正極從外電路得到電子，發(fā)生還原反應(yīng)。原電極反應(yīng)方程式：電極反應(yīng)、總反應(yīng)。失e-失e-,沿導(dǎo)線傳遞，有電流產(chǎn)生氧化反應(yīng)負(fù)極銅鋅原電池正極還原反應(yīng)反應(yīng)原理：移向陽離子溶解不斷Zn-2e-=Zn2+2H++2e-=2H2↑移向陽離子溶解不斷電解質(zhì)溶液電極反應(yīng)：負(fù)極（鋅筒）Zn-2e-=Zn2+正極（石墨）2NH4++2e-=2NH3+H2↑①、普通鋅——錳干電池總反應(yīng)：Zn+2NH4+=Zn2++2NH3+H2↑干電池：電解質(zhì)溶液：糊狀的NH4Cl特點(diǎn)：電量小，放電過程易發(fā)生氣漲和溶液②、堿性鋅——錳干電池電極：負(fù)極由鋅改鋅粉（反應(yīng)面積增大，放電電流增加）；電解液：由中性變?yōu)閴A性（離子導(dǎo)電性好）。正極（PbO2）PbO2+SO42-+4H++2e-=PbSO4+2H2O放電負(fù)極（Pb）Pb+SO42--2e-=PbSO4放電充電鉛蓄電池：總反應(yīng)：PbO2+Pb+2H2SO42PbSO4+2H2O充電電解液：1.25g/cm3~1.28g/cm3的H2SO4溶液化學(xué)電源簡介蓄電池特點(diǎn)：電壓穩(wěn)定。化學(xué)電源簡介放電放電`Ⅰ、鎳——鎘（Ni——Cd）可充電電池；放電放電`其它蓄電池Cd+2NiO(OH)+2H2OCd(OH)2+2Ni(OH)2Ⅱ、銀鋅蓄電池鋰電池①、燃料電池與普通電池的區(qū)別不是把還原劑、氧化劑物質(zhì)全部貯藏在電池內(nèi)，而是工作時(shí)不斷從外界輸入，同時(shí)燃料電極反應(yīng)產(chǎn)物不斷排出電池。電池②、原料：除氫氣和氧氣外，也可以是CH4、煤氣、燃料、空氣、氯氣等氧化劑。負(fù)極：2H2+2OH--4e-=4H2O；正極：O2+2H2O+4e-=4OH-③、氫氧燃料電池：總反應(yīng)：O2+2H2=2H2O特點(diǎn)：轉(zhuǎn)化率高，持續(xù)使用，無污染。廢舊電池的危害：舊電池中含有重金屬（Hg2+）酸堿等物質(zhì)；回收金屬，防止污染。腐蝕概念：金屬或合金與周圍接觸到的氣體或液體進(jìn)行化學(xué)反應(yīng)而腐蝕損耗的過程。概述：腐蝕危害：腐蝕的本質(zhì)：M-ne-→Mn+(氧化反應(yīng))分類：化學(xué)腐蝕（金屬與接觸到的物質(zhì)直接發(fā)生化學(xué)反應(yīng)而引起的腐蝕）、電化腐蝕定義：因發(fā)生原電池反應(yīng)，而使金屬腐蝕的形式。金屬的腐蝕與防護(hù)負(fù)極（Fe）：Fe-2e-=Fe2+；正極（C）：O2+2H2O+4e-=4OH-金屬的腐蝕與防護(hù)電化吸氧腐蝕：總反應(yīng)：2Fe+O2+2H2O=Fe(OH)2△腐蝕后繼反應(yīng)：4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3△鋼鐵的腐蝕：2Fe(OH)3Fe2O3+3H2O負(fù)極（Fe）：Fe-2e-=Fe2+；析氫腐蝕：正極（C）：2H++2e-=H2↑總反應(yīng)：Fe+2H+=Fe2++H2↑影響腐蝕的因素：金屬本性、介質(zhì)。金屬的防護(hù)：①、改變金屬的內(nèi)部組織結(jié)構(gòu)；保護(hù)方法：②、在金屬表面覆蓋保護(hù)層；③、電化學(xué)保護(hù)法（犧牲陽極的陰極保護(hù)法）定義：使電流通過電解質(zhì)溶液而在陰陽兩極引起氧化還原反應(yīng)的過程。裝置特點(diǎn)：電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能。①、與電源本連的兩個(gè)電極；形成條件②、電解質(zhì)溶液（或熔化的電解質(zhì)）③、形成閉合回路。電解池原理電極陽極：與直流電源正極相連的叫陽極。電解池原理概念陰極：與直流電源負(fù)極相連的叫陰極。電極反應(yīng)：原理：誰還原性或氧化性強(qiáng)誰先放電（發(fā)生氧化還原反應(yīng)）離子放電順序：陽極：陰離子還原性S2->I->Br->Cl->OH->SO42-（含氧酸根）>F-陰極：陽離子氧化性Ag+>Fe3+>Cu2+>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>H+>Al3+>Mg2+>Na+電子流向e-e-移向陽離子氧化反應(yīng)陽極陰極還原反應(yīng)移向陽離子移向陰離子反應(yīng)原理：4OH--4e-=2H2O+O2Cu2++2e-移向陰離子電解質(zhì)溶液電解電解結(jié)果：在兩極上有新物質(zhì)生成。電解總反應(yīng)：2CuSO4+2H2O2Cu+2H2SO4+O2↑粗銅板作陽極，與直流電源正極相連；①、裝置純銅作陰極，與直流電源負(fù)極相連；用CuSO4(加一定量H2SO4)作電解液。陰極：Cu2++2e-=Cu電解精煉銅陽極：Cu-2e-=Cu2+、Zn-2e-=Zn2+②、原理：Ni-2e-=Ni2+陽極泥：含Ag、Au等貴重金屬；電解液：溶液中CuSO4濃度基本不變③、電解銅的特點(diǎn)：純度高、導(dǎo)電性好。①、概念：利用電解原理在某些金屬的表面鍍上一薄層其它金屬或合金的過程。將待鍍金屬與電源負(fù)極相連作陰極；②、方法：鍍層金屬與電源正極相連作陽極；電鍍：用含鍍層金屬離子的電解質(zhì)溶液配成電鍍液。電解的應(yīng)用③、原理：陽極Cu-2e-=Cu2+；Cu2++2e-=Cu電解的應(yīng)用④、裝置：⑤、電鍍工業(yè)：鍍件預(yù)處理→電鍍液添加劑→裝置：（如圖）現(xiàn)象①、陰極上有氣泡；②、陽極有刺激性氣體產(chǎn)，能使?jié)駶櫟牡矸跭I變藍(lán)；電解食鹽水③、陰極區(qū)附近溶液變紅，有堿生成原理：通電前：NaCl=Na++Cl-H2OH++OH-原理陰極（Fe）:Na+,H+移向陰極；2H++2e-=H2↑(還原反應(yīng))電解通電后：陽極（C）：Cl-、OH-移向陽極；2Cl--2e-=Cl2↑(氧化反應(yīng))電解總反應(yīng)：2NaCl+2H2O2NaOH+Cl2↑+H2↑氯堿工業(yè)陽極、陰極、離子交換膜、電解槽、導(dǎo)電銅棒等氯堿工業(yè)①、組成：陽極：金屬鈦網(wǎng)（涂有釕氧化物）；陰極：碳鋼網(wǎng)（涂有Ni涂層）陽離子交換膜：只允許陽離子通過，阻止陰離子和空氣通過；②、裝置：食鹽濕氯氣氯氣離子交換膜③、生成流程：淡鹽水氫氣法制燒堿：NaOH溶液→NaOH固體精制食鹽水+—純水（含少量NaOH）粗鹽水（含泥沙、Cu2+、Mg2+、Ba2+、SO42-等）陽離子交換樹脂：除Cu2+、Mg2+等加BaCl2，Ba2++SO42-=BaSO4↓④、粗鹽水精制：加Na2CO3：Ca2++CO32-=CaCO3↓;Ba2++CO32-=BaCO3↓加NaOH：Mg2++2OH-=Mg(OH)2↓；Fe3++3OH-=Fe(OH)3↓分散系——膠體<10-9m溶液液溶膠如：Fe(OH)3、AgI等膠體；分散質(zhì)分散劑組成分散質(zhì)微粒直徑按分散劑固溶膠：煙水晶、有色玻璃等；分散質(zhì)分散劑組成分散質(zhì)微粒直徑分散系10-9m~10-7m氣溶膠如煙、云、霧等。（膠體）分子膠體：（高分子膠體）如蛋白質(zhì)膠按分散質(zhì)體、淀粉膠體；粒子膠體：如Fe(OH)3膠體，AgI膠體>10-7m濁液(懸濁液、乳濁液)①、微粒特征：直徑在10-9m~10-7m，表面積大。②、鑒別膠體的方法：丁達(dá)爾現(xiàn)象③、凈化和精制：滲析Fe(OH)3膠體：將1~2mlFeCl3飽和溶液滴入20ml沸水溶液顯紅褐色FeCl3+3H2O=Fe(OH)3(膠體)+3HClⅠ、將0.01mol·L-AgNO3溶液8~10逐滴滴加到10ml0.01mol/LKI④、膠體的制備：溶液中邊滴加邊用力振蕩。AgI膠體：Ⅱ、AgNO3+KI=AgI（膠體）+KNO3Ⅲ、說明：滴加順序不同AgI膠體帶電不同，本法KI過量，AgI膠體吸附I-帶負(fù)電反之帶正電（Ag+）硅酸膠體：將1ml水玻璃加到5~10ml1mol/L鹽酸中邊滴加邊振蕩。Na2SiO3+2HCl=H2SiO3（膠體）+2NaCl膠體Ⅰ、丁達(dá)爾現(xiàn)象：定義：光束通過膠體，形成光亮的“通路”的現(xiàn)象。原因：膠粒對(duì)光的散射而形成的。Ⅱ、布朗運(yùn)動(dòng)ⅰ、在外電場作用下，膠體粒子在分散劑里向電極（陰或陰極）作定向移動(dòng)現(xiàn)象。⑤、膠體的性質(zhì)：Ⅲ、電泳：ⅱ、原因：表面積大，吸附強(qiáng)，膠粒帶電。ⅲ、吸附規(guī)律：帶正電：金屬氫氧化物、金屬氧化物的膠體；帶負(fù)電：非金屬氧化物、金屬硫化物膠體。ⅳ、應(yīng)用：除塵。原因：使膠體粒子從分散劑中析出的過程。Ⅳ、膠體的聚沉：方法：加入帶相反電荷膠粒的膠體；加入電解質(zhì)；加熱等。①、土壤的保肥作用：土壤膠體一般帶負(fù)電，可吸附帶正電的肥料；⑥、應(yīng)用②、制豆腐的化學(xué)原理；③、江河入海口處形成三角洲；④、明礬凈水原理。意義：在一定溫度下固體物質(zhì)在液態(tài)溶劑里當(dāng)溶解速率和結(jié)晶速率相等形成飽和溶溶解平衡：液的狀態(tài)（動(dòng)態(tài)平衡）表示Mg(OH)2(S)Mg2+(ag)+2OH-(ag)注意：溶解方程式與電離方程式的不同點(diǎn)。固體固體的溶解度=（溶劑）固體大多數(shù)固體溶解度隨溫度的升高而增大，如KNO3；影響因素溫度：只有少數(shù)物質(zhì)的溶解度影響很小，如NaCl；溶解度極少數(shù)物質(zhì)的溶解度隨溫度升高而減小，如Ca(OH)2。概念：在1.01×105Pa和一定溫度下，1體積水所溶解氣體的體積；溶液氣體表示方法：非標(biāo)況下氣體的體積換算成標(biāo)況下的體積；影響因素：氣體的溶解度隨溫度的升高而減小，隨壓強(qiáng)增大而增大。濃度溶質(zhì)的質(zhì)量分?jǐn)?shù)=濃度物質(zhì)的量濃度（mol·L-）=結(jié)晶方法：蒸發(fā)溶劑結(jié)晶；蒸發(fā)后冷卻。其它結(jié)晶水合物：含有結(jié)晶水的化合物。其它風(fēng)化：在室溫下結(jié)晶水合物失去一部分或全部結(jié)晶水的現(xiàn)象。潮解：晶體在空氣中吸收水蒸氣，在其表面逐漸形成溶液的現(xiàn)象。第一部分化學(xué)基本概念和基本理論一．物質(zhì)的組成、性質(zhì)和分類：（一）掌握基本概念1．分子分子是能夠獨(dú)立存在并保持物質(zhì)化學(xué)性質(zhì)的一種微粒。（1）分子同原子、離子一樣是構(gòu)成物質(zhì)的基本微粒．（2）按組成分子的原子個(gè)數(shù)可分為：單原子分子如：He、Ne、Ar、Kr…雙原子分子如：O2、H2、HCl、NO…多原子分子如：H2O、P4、C6H12O6…2．原子原子是化學(xué)變化中的最小微粒。確切地說，在化學(xué)反應(yīng)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(zhì)（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(zhì)子）和核外電子構(gòu)成的。3．離子離子是指帶電荷的原子或原子團(tuán)。（1）離子可分為：陽離子：Li+、Na+、H+、NH4+…陰離子：Cl–、O2–、OH–、SO42–…（2）存在離子的物質(zhì)：①離子化合物中：NaCl、CaCl2、Na2SO4…②電解質(zhì)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(zhì)子數(shù)）的同—類原子的總稱。（1）元素與物質(zhì)、分子、原子的區(qū)別與聯(lián)系：物質(zhì)是由元素組成的（宏觀看）；物質(zhì)是由分子、原子或離子構(gòu)成的（微觀看）。（2）某些元素可以形成不同的單質(zhì)（性質(zhì)、結(jié)構(gòu)不同）—同素異形體。（3）各種元素在地殼中的質(zhì)量分?jǐn)?shù)各不相同，占前五位的依次是：O、Si、Al、Fe、Ca。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(zhì)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：11H、21H、31H（氕、氘、氚）。6．核素核素是具有特定質(zhì)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—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(zhì)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(xué)性質(zhì)幾乎是相同的。7．原子團(tuán)原子團(tuán)是指多個(gè)原子結(jié)合成的集體，在許多反應(yīng)中，原子團(tuán)作為一個(gè)集體參加反應(yīng)。原子團(tuán)有幾下幾種類型：根（如SO42-、OHˉ、CH3COOˉ等）、官能團(tuán)（有機(jī)物分子中能反映物質(zhì)特殊性質(zhì)的原子團(tuán)，如—OH、—NO2、—COOH等）、游離基（又稱自由基、具有不成價(jià)電子的原子團(tuán)，如甲基游離基·CH3）。8．基化合物中具有特殊性質(zhì)的一部分原子或原子團(tuán)，或化合物分子中去掉某些原子或原子團(tuán)后剩下的原子團(tuán)。（1）有機(jī)物的官能團(tuán)是決定物質(zhì)主要性質(zhì)的基，如醇的羥基（—OH）和羧酸的羧基（—COOH）。（2）甲烷（CH4）分子去掉一個(gè)氫原子后剩余部分（·CH3）含有未成對(duì)的價(jià)電子，稱甲基或甲基游離基，也包括單原子的游離基（·Cl）?；u基）根（氫氧根）電子式電性電中性帶負(fù)電存在于不能獨(dú)立存在，必須和其他“基”或原子團(tuán)相結(jié)合能獨(dú)立存在于溶液或離子化合物中9．物理性質(zhì)與化學(xué)性質(zhì)物理性質(zhì)化學(xué)性質(zhì)概念（宏觀）物質(zhì)不需要發(fā)生化學(xué)變化就能表現(xiàn)出來的性質(zhì)物質(zhì)在發(fā)生化學(xué)變化時(shí)表現(xiàn)出來的性質(zhì)實(shí)質(zhì)（微觀）物質(zhì)的分子組成和結(jié)構(gòu)沒有發(fā)生改變時(shí)呈現(xiàn)的性質(zhì)物質(zhì)的分子組成和結(jié)構(gòu)發(fā)生改變時(shí)呈現(xiàn)的性質(zhì)性質(zhì)包括內(nèi)容顏色、狀態(tài)、氣味、味道、密度、熔點(diǎn)、沸點(diǎn)、溶解性、導(dǎo)電性、導(dǎo)熱性等一般指跟氫氣、氧氣、金屬、非金屬、氧化物、酸、堿、鹽能否發(fā)生反應(yīng)及熱穩(wěn)定性等10．物理變化和化學(xué)變化物理變化：沒有生成其他物質(zhì)的變化，僅是物質(zhì)形態(tài)的變化?；瘜W(xué)變化：變化時(shí)有其他物質(zhì)生成，又叫化學(xué)反應(yīng)?；瘜W(xué)變化的特征：有新物質(zhì)生成伴有放熱、發(fā)光、變色等現(xiàn)象化學(xué)變化本質(zhì)：舊鍵斷裂、新鍵生成或轉(zhuǎn)移電子等。二者的區(qū)別是：前者無新物質(zhì)生成，僅是物質(zhì)形態(tài)、狀態(tài)的變化。11．溶解性指物質(zhì)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(jī)溶劑。單質(zhì)碘在水中溶解性較差，卻易溶于乙醇、苯等有機(jī)溶劑。苯酚在室溫時(shí)僅微溶于水，當(dāng)溫度大于70℃時(shí)，卻能以任意比與水互溶（苯酚熔點(diǎn)為43℃，70℃時(shí)苯酚為液態(tài)）。利用物質(zhì)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(jìn)行物質(zhì)的提純。在上述物質(zhì)溶解過程中，溶質(zhì)與溶劑的化學(xué)組成沒有發(fā)生變化，利用簡單的物理方法可以把溶質(zhì)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(zhì)的化學(xué)組成發(fā)生了變化，用簡單的物理方法不能把溶解的物質(zhì)提純出來。12．液化指氣態(tài)物質(zhì)在降低溫度或加大壓強(qiáng)的條件下轉(zhuǎn)變成液體的現(xiàn)象。在化學(xué)工業(yè)生產(chǎn)過程中，為了便于貯存、運(yùn)輸某些氣體物質(zhì)，常將氣體物質(zhì)液化。液化操作是在降溫的同時(shí)加壓，液化使用的設(shè)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?dú)?、稀有氣體氮?dú)庖旱鋬鰟┞葰庖郝茸詠硭緞?，制氯化鐵、氯化烷等氨氣液氨制冷劑，用于氨制冷機(jī)中二氧化硫液體二氧化硫漂白劑石油氣液化石油氣燃料13．金屬性元素的金屬性通常指元素的原子失去價(jià)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(qiáng)，它的單質(zhì)越容易置換出水或酸中的氫成為氫氣，它的最高價(jià)氧化物的水化物的堿性亦越強(qiáng)。元素的原子半徑越大，價(jià)電子越少，越容易失去電子。在各種穩(wěn)定的同位素中，銫元素的金屬性最強(qiáng)，氫氧化銫的堿性也最強(qiáng)。除了金屬元素表現(xiàn)出不同強(qiáng)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、砷、碲等。14．非金屬性是指元素的原子在反應(yīng)中得到（吸收）電子的能力。元素的原子在反應(yīng)中越容易得到電子。元素的非金屬性越強(qiáng)，該元素的單質(zhì)越容易與H2化合，生成的氫化物越穩(wěn)定，它的最高價(jià)氧化物的水化物（含氧酸）的酸性越強(qiáng)（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(yīng)，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(qiáng)，它的最高價(jià)氧化物（Cl2O7）的水化物—高氯酸（HClO4）是已知含氧酸中最強(qiáng)的一種酸。金屬性強(qiáng)弱非金屬性強(qiáng)弱最高價(jià)氧化物水化物堿性強(qiáng)弱最高價(jià)氧化物水化物酸性強(qiáng)弱與水或酸反應(yīng)，置換出H2的易難與H2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(zhì)能置換出較不活潑非金屬單質(zhì)陽離子氧化性強(qiáng)的為不活潑金屬，氧化性弱的為活潑金屬陰離子還原性強(qiáng)的為非金屬性弱，還原性弱的為非金屬性強(qiáng)原電池中負(fù)極為活潑金屬，正極為不活潑金屬將金屬氧化成高價(jià)的為非金屬性強(qiáng)的單質(zhì)，氧化成低價(jià)的為非金屬性弱的單質(zhì)電解時(shí)，在陰極先析出的為不活潑金屬電解時(shí)，在陽極先產(chǎn)生的為非金屬性弱的單質(zhì)15．氧化性物質(zhì)（單質(zhì)或化合物）在化學(xué)反應(yīng)中得到（吸引）電子的能力稱為物質(zhì)的氧化性。非金屬單質(zhì)、金屬元素高價(jià)態(tài)的化合物、某些含氧酸及其鹽一般有較強(qiáng)的氧化性。非金屬單質(zhì)的氧化性強(qiáng)弱與元素的非金屬性十分相似，元素的非金屬性越強(qiáng)，單質(zhì)的氧化性也越強(qiáng)。氟是氧化性最強(qiáng)的非金屬單質(zhì)。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+＜Ag+；②變價(jià)金屬中，高價(jià)態(tài)的氧化性強(qiáng)于低價(jià)態(tài)的氧化性，如Fe3+＞Fe2+，MnO4?＞MnO42?＞MnO2；③同種元素含氧酸的氧化性往往是價(jià)態(tài)越高，氧化性越強(qiáng)，如HNO3＞HNO2，濃度越大，氧化性也越強(qiáng)，如濃HNO3＞稀HNO3,濃H2SO4＞稀H2SO4。然而，也有例外，如氯元素的含氧酸，它們的氧化性強(qiáng)弱順序是HClO＞HClO2＞HClO3＞HClO4。16．還原性物質(zhì)在化學(xué)反應(yīng)中失去電子的能力稱為該物質(zhì)的還原性。金屬單質(zhì)、大多數(shù)非金屬單質(zhì)和含有元素低價(jià)態(tài)的化合物都有較強(qiáng)的還原性。物質(zhì)還原性的強(qiáng)弱取決于該物質(zhì)在化學(xué)反應(yīng)中失去電子能力的大小。元素的金屬性越強(qiáng)，金屬單質(zhì)的還原性也越強(qiáng)，金屬單質(zhì)還原性順序和金屬活動(dòng)性順序基本一致。元素的非金屬性越弱，非金屬單質(zhì)的還原性越強(qiáng)。元素若有多種價(jià)態(tài)的物質(zhì)，一般說來，價(jià)態(tài)降低，還原性越強(qiáng)。如含硫元素不同價(jià)態(tài)的物質(zhì)的還原性：H2S＞S＞SO2；含磷元素物質(zhì)的還原性PH3＞P4＞PO33?；鐵及其鹽的還原性：Fe＞Fe2+等。17．揮發(fā)性液態(tài)物質(zhì)在低于沸點(diǎn)的溫度條件下轉(zhuǎn)變成氣態(tài)的能力，以及一些氣體溶質(zhì)從溶液中逸出的能力。具有較強(qiáng)揮發(fā)性的物質(zhì)大多是一些低沸點(diǎn)的液體物質(zhì)，如乙醇、乙醚、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(qiáng)的揮發(fā)性。這些物質(zhì)貯存時(shí)，應(yīng)密閉保存并遠(yuǎn)離熱源，防止受熱加快揮發(fā)。18．升華在加熱的條件下，固態(tài)物質(zhì)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(zhì)有I2、干冰（固態(tài)CO2）、升華硫、紅磷、灰砷等。19．穩(wěn)定性是物質(zhì)的化學(xué)性質(zhì)的一種。它反映出物質(zhì)在一定條件下發(fā)生化學(xué)反應(yīng)的難易程度。穩(wěn)定性可分為熱穩(wěn)定性、光化學(xué)穩(wěn)定性和氧化還原穩(wěn)定性。越不活潑的物質(zhì)，其化學(xué)穩(wěn)定性越好。例如：苯在一般情況下，化學(xué)性質(zhì)比較穩(wěn)定，所以，常用苯作萃取劑和有機(jī)反應(yīng)的介質(zhì)。很多反應(yīng)在水溶液中進(jìn)行和水作溶劑，都是利用了水的化學(xué)穩(wěn)定性。20．混合物由兩種或多種物質(zhì)混合而成的物質(zhì)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(diǎn)；（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?fàn)t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、石油的各種餾分?！咀⒁狻坑赏禺愋误w組成的物質(zhì)為混合物如紅磷和白磷。由同位素原子組成的物質(zhì)是純凈物如H2O與D2O混合為純凈物。21．單質(zhì)由同種元素組成的純凈物叫單質(zhì)。如O2、Cl2、N2、Ar、金剛石、鐵(Fe)等。HD、16O、18O也屬于單質(zhì)，單質(zhì)分為金屬單質(zhì)與非金屬單質(zhì)兩種。22．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(jià)化合物；電解質(zhì)和非電解質(zhì)；無機(jī)化合物和有機(jī)化合物；酸、堿、鹽和氧化物等。23．酸電離理論認(rèn)為：電解電離出的陽離子全部是H+的化合物叫做酸。常見強(qiáng)酸：HCIO4、H2SO4、HCl、HNO3…常見弱酸：H2SO3、H3PO4、HF、HClO、H2CO3、H2SO3、CH3COOH…24．堿電離理論認(rèn)為，電解質(zhì)電離時(shí)產(chǎn)生的陰離子全部是OHˉ的化合物叫堿。常見強(qiáng)堿：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2…常見弱堿：NH3·H2O、Al(OH)3、Fe(OH)3…25．鹽電離時(shí)生成金屬陽離子(或NH4+)和酸根離子的化合物叫做鹽。鹽的分類：①正鹽：如：(NH4)2SO4、Na2SO4…②酸式鹽：如NaHCO3、NaH2PO4、Na2HPO4…③堿式鹽：Cu2(OH)2CO3…④復(fù)鹽：KAl(SO4)2·12H2O…26．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、Al2O3、Fe3O4…非金屬氧化物：NO2、CO、SO2、CO2…（2）按性質(zhì)分：不成鹽氧化物：CO、NO成鹽氧化物：酸性氧化物：CO2、SO2…堿性氧化物：Na2O2、CuO…兩性氧化物：Al2O3、ZnO過氧化物：Na2O2超氧化物：KO227．同素異形體由同種元素所形成的不同的單質(zhì)為同素異形體。（1）常見同素異形體：紅磷與白磷；O2與O3；金剛石與石墨。（2）同素異形體之間可以相互轉(zhuǎn)化，屬于化學(xué)變化但不屬于氧化還原反應(yīng)。（二）正確使用化學(xué)用語1．四種符號(hào)（1）元素符號(hào)：①表示一種元素（宏觀上）。②表示一種元素的一個(gè)原子（微觀上）。③表示該元素的相對(duì)原子質(zhì)量。（2）離子符號(hào)：在元素符號(hào)右上角標(biāo)電荷數(shù)及電性符號(hào)（正負(fù)號(hào)），“l(fā)”省略不寫如：Ca2+、SO42ˉ、C1ˉ、Na+…（3）價(jià)標(biāo)符號(hào)：是在元素正上方標(biāo)正負(fù)化合價(jià)、正負(fù)寫在價(jià)數(shù)前?！發(fā)”不能省略。如：、、、、…（4）核素符號(hào)：如2713Al、3216S、168O左上角為質(zhì)量數(shù)，左下角為質(zhì)子數(shù)。2．化合價(jià)化合價(jià)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(zhì)。①在離子化合物中，失去電子的為正價(jià)，失去n個(gè)電子即為正n價(jià)；得到電子為負(fù)價(jià)，得到n個(gè)電子為負(fù)n價(jià)。②在共價(jià)化合物中，元素化合價(jià)的數(shù)值就是這種元素的一個(gè)原子跟其他元素的原子形成的共用電子對(duì)的數(shù)目、正負(fù)則由共用電子對(duì)的偏移來決定，電子對(duì)偏向哪種原子，哪種原子就顯負(fù)價(jià)；偏離哪種原子、哪種原子就顯正價(jià)。③單質(zhì)分子中元素的化合價(jià)為零。3．化學(xué)式用元素符號(hào)表示單質(zhì)或化合物的組成的式子成為化學(xué)式。根據(jù)物質(zhì)的組成以及結(jié)構(gòu)特點(diǎn)，化學(xué)式可以是分子式、實(shí)驗(yàn)式、結(jié)構(gòu)簡式等。不同的化學(xué)式所表示的意義有區(qū)別。離子化合物的化學(xué)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(shí)也表示離子化合物的化學(xué)式量。例如，氫氧化鋇這種物質(zhì)及其組成元素是鋇、氫、氧3種元素，化學(xué)式還表示了Ba2+與OH?的個(gè)數(shù)比是1：2，它的化學(xué)式量為171。過氧化鈉的化學(xué)式是Na2O2，但不能寫成NaO，在過氧化鈉中實(shí)際存在的離子是O22?離子，且Na+：O22?為2：1，所以，過氧化鈉的化學(xué)式只能用Na2O2表示。某些固體非金屬單質(zhì)及所有的金屬單質(zhì)因組成、結(jié)構(gòu)比較復(fù)雜，它們的化學(xué)式只用元素符號(hào)表示。比如紅磷的化學(xué)式是P。4．分子式用元素符號(hào)表示物質(zhì)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(jī)物二者是一致的。但也有例外，如最簡式為NO2的分子可能是NO2，也可能是N2O4。有些單質(zhì)、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(xué)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、SiO2、CsCl、Na2CO3、2CaSO4·H2O等。分子式的意義：（1）表示物質(zhì)的元素組成；（2）表示該物質(zhì)的一個(gè)分子；（3）表示分子中各元素的原子個(gè)數(shù)；（4）表示該物質(zhì)的相對(duì)分子質(zhì)量。例如，硫酸的分子式是H2SO4，它表示硫酸這種物質(zhì)，也表示了硫酸的一個(gè)分子及分子是由2個(gè)氫原子、1個(gè)硫原子、4個(gè)氧原子組成。H2SO4同時(shí)也表示它的相對(duì)分子質(zhì)量為1.008×2+32.07+16.00×4=98.086≈985．實(shí)驗(yàn)式也稱最簡式。僅表示化合物中各元素原子個(gè)數(shù)比的式子。有機(jī)物往往出現(xiàn)不同的化合物具有相同的實(shí)驗(yàn)式。如乙炔和苯的實(shí)驗(yàn)式是CH，甲醛、乙酸、乳酸和葡萄糖等的實(shí)驗(yàn)式是CH2O。已知化合物的最簡式和相對(duì)分子質(zhì)量，就可求出它的分子式，如乙酸最簡式CH2O，式量為60，(CH2O)n=60，n=2，所以乙酸分子式為C2H4O2。6．電子式在元素符號(hào)周圍用“·”或“×”表示其最外層電子數(shù)的式子。（1）用電子式表示陰離子時(shí)要用[]括起，電荷數(shù)寫在括號(hào)外面的右上角。NH4+、H3O+等復(fù)雜陽離子也應(yīng)如此寫。（2）書寫簡單離子構(gòu)成的離子化合物的電子式時(shí)可以遵循下面幾點(diǎn)：①簡單陽離子的電子式即是離子符號(hào)。②簡單陰離子的電子式即是元素符號(hào)周圍有8個(gè)小圓點(diǎn)外加[]及電荷數(shù)。③陰、陽離子交替排列。如：（3）注意各原子的空間排序及孤對(duì)電子、單電子的存在。如：（4）用電子式表示某物質(zhì)形成過程，要注意“左分右合箭頭連”的原則。如：（5）另外，各電子式的書寫還應(yīng)注意力求均勻、對(duì)稱、易識(shí)別。7．結(jié)構(gòu)式用短線將分子中各原子按排列數(shù)序和結(jié)合方式相互連接起來的式子。書寫規(guī)律：一共用電子對(duì)畫一短線，沒有成鍵的電子不畫出。氫氣（H2）H—H氮?dú)猓∟2）N≡N氨（NH3）次氯酸（HClO）H—O—Cl用結(jié)構(gòu)式表示有機(jī)物的分子結(jié)構(gòu)更具有實(shí)用性，并能明確表達(dá)同分異構(gòu)體，例如：乙酸（C2H4O2）甲酸甲酯（C2H4O2）8．結(jié)構(gòu)簡式它是結(jié)構(gòu)式的簡寫，一般用于有機(jī)物，書寫時(shí)應(yīng)將分子中的官能團(tuán)表示出來，它可以把連接在相同原子的相同結(jié)構(gòu)累加書寫，也不需把所有的化學(xué)鍵都表示出來。例如：乙烷（C2H4O2）CH3CH3新戊烷（C5H12）C(CH3)4苯（C6H6）或乙酸（C2H4O2）CH3COOH9．原子結(jié)構(gòu)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(jié)構(gòu)簡圖為：表示鈉原子核內(nèi)有11個(gè)質(zhì)子，弧線表示電子層（3個(gè)電子層），弧線上數(shù)字表示該層電子數(shù)（K層2個(gè)電子，M層1個(gè)電子）。原子結(jié)構(gòu)示意圖也叫原子結(jié)構(gòu)簡圖，它比較直觀，易被初學(xué)者接受，但不能把弧線看作核外電子運(yùn)行的固定軌道。10．電離方程式表示電解質(zhì)溶于水或受熱熔化時(shí)離解成自由移動(dòng)離子過程的式子。①強(qiáng)電解質(zhì)的電離方程式用“=”。弱電解質(zhì)的電離方程式用“”鏈接。②弱酸的酸式酸根的電離用“”。HCO3－CO3－+H+③強(qiáng)酸的酸式酸根的電離用“=”。HSO4－=SO42－+H+④多元弱酸的電離分步進(jìn)行。H3PO4H2PO4－+H+H2PO4－HPO42－+H+HPO42－PO43－+H+⑤多元弱堿的電離認(rèn)為一步完成。Fe(OH)3Fe3++3OH－11．離子反應(yīng)方程式的書寫規(guī)則用實(shí)際參加反應(yīng)的離子的符號(hào)表示離子反應(yīng)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(zhì)寫成離子式；如NaCI、Na2SO4、NaNO3、CuSO4…②將難溶