高中化學總復習基礎知識總結

一、復習關鍵掌握25條必要知識點

1、

熱點（重點）知識重現次數重現率

化學史、環(huán)境保護、石油及煤化工10100%

物質的量、摩爾質量、微粒數、體積比、密度比10100%

阿氏常數990%

熱化學方程式770%

核外電子排布，推導化學式10100%

氧化性、還原性、穩(wěn)定性、活潑性的比較10100%

氧化性還原方程式的書寫及配平原子量，化合價990%

原子量、分子量，化合價880%

離子共存10100%

離子的鑒別880%

判斷離子方程式的正誤10100%

溶液濃度、離子濃度的比較及計算10100%

pH值的計算10100%

溶液的濃度、溶解度660%

化學反應速率、化學平衡990%

鹽類的水解10100%

電化學知識10100%

化學鍵，晶體類型及性質770%

Cl、S、N、C、P、Na、Mg、Al、Fe等元素單質及化合

物10100%

完成有機反應的化學方程式990%

同分異構體10100%

有機物的聚合及單體的推斷770%

有機物的合成10100%

有機物的燃燒規(guī)律660%

混合物的計算990%

2、

1.阿伏加德羅常數（物質的量、氣體摩爾體積、阿伏加

法羅定律及推論）

2.氧化還原反應概念及應用

3.離子反應、離子方程式

4.電解質溶液（溶液濃度、、中和滴定及PH計算、膠

體的知識）

5.“位一構一性”（金屬性、非金屬性強弱判斷原理及應

用、同周期、同主族元素性質的遞變）

6.化學鍵與晶體及其特點

7.化學反應速率與化學平衡

8.等效平衡思想的應用

9.弱電解質電離平衡（溶液中微粒間的關系（物料平衡

和電荷守恒）鹽類的水解、弱電解離子濃度與大小比較）

10.

11.離子的鑒定、共存與轉化

12..熱化學方程式及反應熱計算

13.原電池與電解池原理及應用

14.典型元素常見單質及其化合物的重要性質及相互轉

化關系

15.官能團、官能團的確定、同分異構和同系物

16.有機反應類型

17.有機合成推斷

18.有機新信息題有機聚合體

19.陰陽離子的鑒別與鑒定

20.物質的除雜、凈化、分離和鑒定

21.實驗儀器使用與連接和基本操作

22.實驗設計與評價

23.混合物的計算

24.化學史、環(huán)境保護、能源

25.信息和新情景題的模仿思想

3、復習備考的小專題40個

1.化學實驗儀器及其使用

2.化學實驗裝置與基本操作

3.常見物質的分離、提純和鑒別

4.常見氣體的制備方法

5.常用的加熱方法與操作

6.實驗設計和實驗評價

7.有機物燃燒的規(guī)律

8.有機反應與判斷

9.有機代表物的相互衍變

10.有機物的鑒別

11.既能與強酸反應又能與強堿反應的物質的小結

12.分解產物為兩種或三種的物質

13.碳酸與碳酸的鹽的相互轉化

14.鋁三角

15.鐵三角

16.中學里可以和水反應的物質

17.中學中的圖像小結

18.離子反應與離子方程式

19.氧化還原反應

20.無機反應小結

21.阿伏加德羅常數

22.阿伏加德羅定律

23.原子結構

24.元素周期律和元素周期表

25.化學鍵、分子結構和晶體結構

26.化學反應速率

27.化學平衡的應用（化學平衡、溶解平衡、電離平衡）

28.鹽類的水解

29.原電池

30.電解池

31.幾個定量實驗

32.離子共存、離子濃度大小的比較

33.溶液的酸堿性與pH計算

34.多步反應變一步計算

35.溶解度、溶液的濃度及相關計算

36.混合物的計算

37.化學計算中的巧妙方法小結

38.無機化工

39.有機合成

40.能源與環(huán)保

二、第一輪基礎理論

化學反應及能量變化

實質：有電子轉移（得失與偏移）

特征：反應前后元素的化合價有變化

還原性化合價升高弱氧化性

TT

還原劑氧化反應氧化產物

氧化劑還原反應還原產物

氧化性化合價降低弱還原性

氧化還原反應有元素化合價升降的化學反應是氧化還原

反應。

有電子轉移（得失或偏移）的反應都是氧化還原反應。

概念：氧化劑：反應中得到電子（或電子對偏向）的物

質（反應中所含元素化合價降低物）

還原劑：反應中失去電子（或電子對偏離）的物質（反

應中所含元素化合價升高物）

氧化產物：還原劑被氧化所得生成物；

還原產物：氧化劑被還原所得生成物。

失電子，化合價升高，被氧化

雙線橋：

氧化劑+還原劑=還原產物+氧化產物

得電子，化合價降低，被還原

電子轉移表示方法單線橋：電子

還原劑+氧化劑=還原產物+氧化產物

二者的主表示意義、箭號起止

要區(qū)別：電子數目等

依據原則：氧化劑化合價降低總數=還原劑化合價升高總

數

找出價態(tài)變化，看兩劑分子式，確定升降總數；

方法步驟：求最小公倍數，得出兩劑系數，觀察配平其

它。

有關計算：關鍵是依據氧化劑得電子數與還原劑失電子

數相等，列出守恒關系式

①、由元素的金屬性或非金屬性比較；（金屬活動性順

序表，元素周期律）

②、由反應條件的難易比較；

③、由氧化還原反應方向比較；（氧化性：氧化劑,氧化

產物；還原性：還原劑》還原產物）

④、根據（氧化劑、還原劑）元素的價態(tài)與氧化還原性

關系比較。

元素處于最高價只有氧化性，最低價只有還原性，處于

中間價態(tài)既有氧化又有還原性。

①、活潑的非金屬，如CI2、Br2、02等

②、元素（如Mn等）處于高化合價的氧化物，如MnO2、

KMnO4等

氧化劑：③、元素（如S、N等）處于高化合價時的含

氧酸，如濃H2s04、HN03等

④、元素（如Mn、Cl、Fe等）處于高化合價時的鹽，

如KMn04>KCI03、FeCI3>K2Cr2O7

⑤、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）處于低化合價的氧化物，如C0、

S02等

還原劑：③、元素（如Cl、S等）處于低化合價時的酸,

如濃HCI、H2s等

④、元素（如S、Fe等）處于低化合價時的鹽，如Na2s03、

FeS04等

⑤、某些非金屬單質，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。

離子互換反應

離子非氧化還原反應堿性氧化物與酸的反應

類型：酸性氧化物與堿的反應

離子型氧化還原反應置換反應

一般離子氧化還原反應

化學方程式：用參加反應的有關物質的化學式表示化學

反應的式子。

用實際參加反應的離子符號表示化學反應的式子。

表示方法寫：寫出反應的化學方程式;

離子反應：拆：把易溶于水、易電離的

物質拆寫成離子形式；

離子方程式：書寫方法：冊I):將不參加反應的離子從方

程式兩端刪去；

查：檢查方程式兩端各元素原子種類、個數、電荷數是

否相等。

意義：不僅表示一定物質間的某個反應；還能表示同一

類型的反應。

本質：反應物的某些離子濃度的減小。

金屬、非金屬、氧化物(AI2O3、SiO2)

中學常見的難溶物堿：Mg(0H)2>AI(0H)3、Cu(0H)2、

Fe(0H)3

生成難溶的物質：Cu2++OH-=Cu(OH)2；鹽：AgCk

AgBr、Agl、CaC03>BaC03

生成微溶物的離子反應：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：常見的難電離的物質有H20、

CH3C00H.H2c03、NH3*H2O

生成揮發(fā)性的物質：常見易揮發(fā)性物質有C02、S02、

NH3等

發(fā)生氧化還原反應：遵循氧化還原反應發(fā)生的條件。

定義：在化學反應過程中放出或吸收的熱量；

符號：△H

單位：一般采用KJ-mol-1

測量：可用量熱計測量

研究對象：一定壓強下在敞開容器中發(fā)生的反應所放出

或吸收的熱量。

反應熱：表示方法：放熱反應△HvO,用“」表示；吸熱反

應△h>0,用表示。

燃燒熱：在101KPa下，1mol物質完全燃燒生成穩(wěn)定氧

化物時所放出的熱量。

定義：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生反應生成1moh2O時的

反應熱。

中和熱：強酸和強堿反應的中和熱：

H+(aq)+0H-(aq)=H20(l);

△H=-57.3KJ*mol-

弱酸弱堿電離要消耗能量，中和熱1△H|v57.3KJ?mol-1

原理：斷鍵吸熱，成鍵放熱。

反應熱的微觀解釋：反應熱=生成物分子形成時釋放的總

能量■反應物分子斷裂時所吸收的總能量

定義：表明所放出或吸收熱量的化學方程式。

意義：既表明化學反應中的物質變化，也表明了化學反

應中的能量變化。

熱化學①、要注明反應的溫度和壓強，若反應是

在298K,1atm可不注明；

方程式②、要注明反應物和生成物的聚集狀態(tài)或

晶型；

書寫方法③、與方程式計量數有關，注意方程式與

△H對應，以KJ?mol"單位，化學計量數可以是整

數或分數。

④、在所寫化學反應方程式后寫下△H的“+”或“」數值和

單位，方程式與之間用?！狈珠_。

蓋斯定律：一定條件下，某化學反應無論是一步完成還

是分幾步完成，反應的總熱效應相同。

化合反應A+B=AB

分解反應AB=A+B

置換反應A+BC=C+AB

復分解反AB+CD=AC+BD

氧化還原反應概念、特征、本質、分析表示方法、

應用

化學反應：非氧化還原反應

離子反應本質、特點、分類、發(fā)生的條件

分子反應反應熱與物質能量的關系

放熱反應熱化學反應方程式

吸熱反應燃燒熱

中和熱

物質的量

①、定義：表示含有一定數目粒子的集體。

②、符號：n

物質的量③、單位：摩爾、摩、符號mol

④、1mol任何粒子（分、原、離、電、質、中子）數與

0.012kg12C中所含碳原子數相同。

⑤、、架起微觀粒子與宏觀物質之間聯系的橋梁。

①、定義：1mol任何粒子的粒子數叫阿伏加德羅常數。

阿伏加德羅常數：②、符號NA

③、近似值:6.02x1023

①、定義：單位物質的量氣體所占的體積叫~

基本概念氣體摩爾體積：②、符號：Vm

②、單位：L-mol-1

①、定義：單位物質的量物質所具有的質量叫~

摩爾質量：②、符號：M③、單位：g?mol-1或kg-mol-1

④、若以g-mol-1為單位，數值上與該物質相對原子質量

或相對分子質量相等。

①、定義：單位體積溶液中所含溶質B的物質的量來表

示溶液組成的物理量叫溶質B的物質的量濃度。

物質的量濃度：②、符號：c(B)

③、單位：mohL-1

①、定律：在相同溫度和壓強下，相同體積的作何氣體

都含有相同數目的分子。

同溫同壓下：

②、推論：同溫司壓下：

同溫同體積下：

I、氣體休的密度和相對密度：

標況下：

A氣體對B氣體的相對密度：

II、摩爾質量M(或平均摩爾質量)

M=22.4L*mol-1xp,

=M(A仲(A)+M(B沖(B)+…中為體積分數。

①、以物質的量為中心的有關物理量的換算關系：

物質所含粒子數N

電解質電離出離子的“物質的

量”物質的質量（m）

電量（C）氣體的體積（標

準狀況）

V氣體體積（非標準狀況）反應中放出

或吸收的熱量（KJ）

溶液的物質的量濃度CA）

②、物質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、影響物質體積大小的因素：

微粒的大小1mol固、液體的體積

物質體積微粒的個數1mol物質的

體積

微粒之間距離1mol氣體的體積

①、溶液稀釋定律：溶質的量不變，m（濃）?w（濃”

m（?。?w（?。籧（濃）?V（濃）=c（?。?V（?。?/p>

②、溶解度與溶質質量分數w換算式：

③、溶解度與物質的量濃度的換算：

④、質量分數與物質的量濃度的換算：

⑥、一定物質的量濃度主要儀器：量筒、托盤天平（祛

碼）、燒杯、玻璃棒、膠頭滴管、容量瓶

溶液的配配制：方法步驟：計算一稱量-溶解一轉移一洗

滌一振蕩一定容一搖勻一裝瓶

識差分析：關鍵看溶質或溶液體積的量的變化。依據來

判斷。

物質結構元素周期律

中子N（不帶電荷）同位素（核素）

原子核一質量數（A=N+Z）近似相對

原子質量

質子Z（帶正電荷）一核電荷數元素一元素

符號

原子結構：最外層電子數決定主族元素

的

決定原子呈電中性

電子數（Z個）：

化學性質及最高正價和族序數

體積小，運動速率高（近光速），無固定軌道

核外電子運動特征

電子云（比喻）小黑點的意義、小黑點密度的意義。

排布規(guī)律一電子層數周期序數及原子半徑

表示方法一原子（離子）的電子式、原子結構示意圖

隨著原子序數（核電荷數）的遞增：元素的性質呈現周

期性變化：

①、原子最外層電子數呈周期性變化

元素周期律②、原子半徑呈周期性變化

③、元素主要化合價呈周期性變化

④、元素的金屬性與非金屬性呈周期性變化

①、按原子序數遞增的順序從左到右排列；

元素周期律和排列原則②、將電子層數相同的元

素排成一個橫行；

元素周期表③、把最外層電子數相同的元

素（個別除外）排成一個縱行。

①、短周期（一、二、三周期）

周期（7個橫行）②、長周期（四、五、六周期）

周期表結構③、不完全周期（第七周期）

①、主族（IA?VHA共7個）

元素周期表族（18個縱行②、副族（IB?VDB

共7個）

③、VID族（8、9、10縱行）

④、零族（稀有氣體）

同周期同主族元素性質的遞變規(guī)律

①、核電荷數，電子層結構，最外層電子數

②、原子半徑

性質遞變③、主要化合價

④、金屬性與非金屬性

⑤、氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性

⑥、最高價氧化物的水化物酸堿性

電子層數：相同條件下，電子層越多，半徑越大。

判斷的依據核電荷數相同條件下，核電荷數越多，半

徑越小。

最外層電子數相同條件下最外層電子數越多，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

荷數的增大而減小

（稀有氣體除外）如：Na>Mg>AI>Si>P>S>CI.

2、同主族元素的原子半徑隨核電荷數的增大而增大。如:

Li<na<k<rb<cs<p>

具體規(guī)律：3、同主族元素的離子半徑隨核電荷數的增大

而增大°如：F-<cl--<br--<i--<p>

4、電子層結構相同的離子半徑隨核電荷數的增大而減

小。如：F->Na+>Mg2+>AI3+

5、同一元素不同價態(tài)的微粒半徑，價態(tài)越高離子半徑越

小。如Fe>Fe2+>Fe3+

①與水反應置換氫的難易

②最高價氧化物的水化物堿性強弱

金屬性強弱③單質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

依據：⑤原電池反應中正負極

①與H2化合的難易及氫化物的穩(wěn)定性

元素的非金屬性強弱②最高價氧化物的水化物酸性

強弱

金屬性或非金屬③單質的氧化性或離子的還

原性

性強弱的判斷④互相置換反應

①、同周期元素的金屬性，隨荷電荷數的增加而減小，

如：Na>Mg>AI;非金屬性，隨荷電荷數的增加而增大，

如：Si<p<s<clo<p>

規(guī)律：②、同主族元素的金屬性，隨荷電荷數的增加而

增大，如：Livnavkvrbvcs;非金屬性，隨荷電荷數的增加

而減小，如：f>CI>Br>l。v/cs;非金屬性，隨荷電荷數的

增加而減小，如：f>

③、金屬活動性順序表：

K>Ca>Mg>AI>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>Pt>Au

定義：以12c原子質量的1/12(約1.66x10-27kg)作為

標準，其它原子的質量跟它比較所得的值。其國際單位

制(SI)單位為一，符號為1(單位1一般不寫)

原子質量：指原子的真實質量，也稱絕對質量，是通過

精密的實驗測得的。

如：一個CI2分子的m(CI2)=2.657x10-26kgo

核素的相對原子質量：各核素的質量與12C的質量的

1/12的比值。一種元素有幾種同位素，就應有幾種不同

的核素的相對原子質量，如35CI為34,969,37CI為

36.966o

相對原子質量比較核素的近似相對原子質量：是對核

素的相對原子質量取近似整數值，數值上與該核素的質

量數相等。如：35cl為35,37。為37。

元素的相對原子質量：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(CI)=Ar(35CI)xa%+Ar(37CI)xb%

元素的近似相對原子質量：用元素同位素的質量數代替

同位素相對原子質量與其豐度的乘積之和。

注意：①、核素相對原子質量不是元素的相對原子質量。

②、通?？梢杂迷亟葡鄬υ淤|量代替元素相對原

子質量進行必要的計算。

定義：核電荷數相同，中子數不同的核素，互稱為同位

素。(即：同種元素的不同原子或核素)

同位素①、結構上，質子數相同而中子數不同；

特點：②、性質上，化學性質幾乎完全相同只是某些物

理性質略有不同；

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(個數不是質量)百分含量

一般是不變的(即豐度一定)。

1、定義：相鄰的兩個或多個原子之間強烈的相互作用。

①、定義：陰陽離子間通過靜電作用所形成的化學鍵

②、存在：離子化合物（Na。、NaOH、Na2O2等）；

離子晶體。

①、定義：原子間通過共用電子對所形成的化學鍵。

②、存在：共價化合物，非金屬單質、離子化合物中（如：

NaOH、Na2O2）；

共價鍵分子、原子、離子晶體。

2、分類極性

鍵共價化合物

化學鍵非

極性鍵非金屬單質

③、分類：

雙方提供：共價鍵

單方提供：配位鍵如：NH4+、H30+

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、金屬晶體中。

鍵能

3鍵參數鍵

長

鍵

角

4、表示方式：電子式、結構式、結構簡式（后兩者適用

于共價鍵）

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

對分子質量有關。

作用：對物質的熔點、沸點等有影響。

①、定義：分子之間的一種比較強的相互作用。

分子間相互作用②、形成條件：第二周期的吸引電子能

力強的N、0、F與H之間（NH3、H20）

③、對物質性質的影響：使物質熔沸點升高。

④、氫鍵的形成及表示方式：F—H???F——

代表氫鍵。

氫鍵00

HHHH

0

HH

⑤、說明：氫鍵是一種分子間靜電作用；它比化學鍵弱

得多，但比分子間作用力稍強；是一種較強的分子間作

用力。

定義：從整個分子看，分子里電荷分布是對稱的（正負

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:02、H2、CI2等。

舉例：只含非極性鍵的多原子分子如：。3、P4

等

分子極性多原子分子：含極性鍵的多原子分子若

幾何結構對稱則為非極性分子

如：C02、CS2（直線型）、CH4、CCI4（正四面體型）

極性分子：定義：從整個分子看，分子里電荷分布是不

對稱的（正負電荷中心不能重合）的。

舉例雙原子分子：含極性鍵的雙原子分子如：HCI、N0、

CO等

多原子分子：含極性鍵的多原子分子若幾何結構不對稱

則為極性分子

如：NH3（三角錐型）、H20（折線型或V型）、H2O2

非晶體離子晶體

固體物質分子晶體

晶體：原子晶體

金屬晶體

①構成微粒：離子

②微粒之間的相互作用：離子鍵

③舉例：CaF2、KN03、CsCI、NaCI、Na20等

NaCI型晶體：每個Na+同時吸引6個CI■離子，每個CI-

同

結構特點時吸引6個Na+；Na+與

Cl-以離子鍵結合，個數比為1：1。

④微?？臻g排列特點：

CsCI型晶體：每個Cs+同時吸引8個CI?離子，每個CI-

同時吸引8個Cs+；Cs+與Cl-以離子鍵結合，個數比為

1：1o

離子晶體⑤說明：離子晶體中不存在單個分子，化學式

表示離子個數比的式子。

①、硬度大，難于壓縮，具有較高熔點和沸點；

性質特點②、離子晶體固態(tài)時一般不導電，但在受熱熔

化或溶于水時可以導電；

③、溶解性：（參見溶解性表）

④、晶體晶胞中微粒個數的計算：頂點，占1/8；棱上，

占1/4；面心，占1/2；體心，占1

①、構成微粒：分子

結構特點②、微粒之間的相互作用：分子間作用力

③、空間排列：（C02如右圖）

分子晶體：④、舉例：S02、S、C02、CI2等

①、硬度小，熔點和沸點低，分子間作用力越大，熔沸

點越高；

性質特點②、固態(tài)及熔化狀態(tài)時均不導電；

③、溶解性：遵守“相似相溶原理”：即非極性物質一般易

溶于非極性分子溶劑，極性分子易溶于極性分子溶劑。

①構成微粒：原子

②微粒之間的相互作用：共價鍵

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)）

結構特點每個C被相鄰4個碳包圍，處于

4個C原子的中心

④微?？臻g排列特點：

原子晶體：II、SiO2相當于金剛石

晶體中C換成Si,Si與Si間間插0

⑤說明：原子晶體中不存在單個分子，化學式表示原子

個數比的式子。

①、硬度大，難于壓縮，具有較高熔點和沸點；

性質特點②、一般不導電；

③、溶解性：難溶于一般的溶劑。

①、構成微粒：金屬陽離子，自由電子；

結構特點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、良好的導電性；

性質特點②、良好的導熱性；

③、良好的延展性和具有金屬光澤。

①、層狀結構

結構：②、層內C——C之間為共價鍵；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：熔沸點高；容易滑動；硬度??；能導電。

化學反應速率、化學平衡

意義：表示化學反應進行快慢的量。

定性：根據反應物消耗，生成物產生的快慢（用氣體、

沉淀等可見現象）來粗略比較

定量：用單位時間內反應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）

②、同一反應，速率用不同物質濃度變化表示時，數值

可能不同，但數值之比等于方程式中各物質的化學計量

數比。如：

③、一般不能用固體和純液體物質表示濃度（因為p不

變）

④、對于沒有達到化學平衡狀態(tài)的可逆反應：v正Hv逆

內因（主要因素）：參加反應物質的性質。

①、結論：在其它條件不變時，增大濃度，反應速率加

快，反之濃度：則慢。

②、說明：只對氣體參加的反應或溶液中發(fā)生反應速率

產生影響；與反應物總量無關。

影響因素①、結論：對于有氣體參加的反

應，增大壓強，反應速率加快，壓強：反之則慢

②、說明：當改變容器內壓強而有關反應的氣體濃度無

變化時，則反應速率不變；如：向密閉容器中通入惰性

氣體。

①、結論：其它條件不變時，升高溫度反應速率加快，

反之則慢。

溫度：a、對任何反應都產生影響，無論是放熱還

是吸熱反應；

外因：②說明b、對于可逆反應能同時改變正逆反

應速率但程度不同；

c、一般溫度每升高10℃,反應速率增大2?4倍,有些反

應只有在一定溫度范圍內升溫才能加快。

①、結論：使用催化劑能改變化學反應速率。

催化劑a、具有選擇性；

②、說明：b、對于可逆反應，使用催化劑可同等程度地

改變正、逆反應速率；

c、使用正催化劑，反應速率加快，使用負催化劑，反應

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、反應物顆粒的大小、

溶劑的性質等。

化學平衡狀態(tài)：指在一定條件下的可逆反應里，正反

應速率和逆反應速率相等，反應混合中各組分的百分含

量保持不變的狀態(tài)。

逆：研究的對象是可逆反應

動：是指動態(tài)平衡，反應達到平衡狀態(tài)時，反應沒有停

止。

平衡狀態(tài)特征：等：平衡時正反應速率等于逆反應速率,

但不等于零。

定：反應混合物中各組分的百分含量保持一個定值。

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：表示可逆反應的反應進行的程度。

③、影響因素：溫度(正反應吸熱時，溫度升高，K增大;

正反應放熱時，化學平衡常數：溫度升高，K減小)，而

與反應物或生成物濃度無關。

用化學平衡常數判斷化學平衡狀態(tài)。

④、用途：a、Q=K時，處于平衡狀態(tài)，丫正近逆；

b、Q>K時，處于未達平衡狀態(tài)；v正vv逆向逆向進行;

<P>

c、Qvk時，處于未達平衡狀態(tài)；v正〉v逆向正向進行。

v/k時，處于未達平衡狀態(tài)；v正》

原因：反應條件改變引起：v正Hv逆

化學平衡：結果：速率、各組分百分含量與原

平衡比較均發(fā)生變化。

化學平衡移動：V（正）>v（逆）向右（正向）移

方向：V（正）=v（逆）平衡不移動

V（正）VV（逆）向左（逆向）移Vp>

注意：其它條件不變，只改變影響平衡的一個條件才能

使用。

①、濃度：增大反應物濃度或減少生成物濃度，平衡向

正反應方向移動；反之向逆反應方向移動

結論：增大壓強，平衡向縮小體積方向移動；減小壓強,

平衡向擴大體積的方向移動。

②、壓強：I、反應前后氣態(tài)物質總體積沒有變化的

反應，壓強改變不能改變化學平衡狀態(tài)；

影響化學平衡移動的因素：說明：II、壓強的改

變對濃度無影響時，不能改變化學平衡狀態(tài)，如向密閉

容器中充入惰性氣體。

Ilk對沒有氣體參加的反應無影響。

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。

勒沙特列原理：如果改變影響平衡的一個條件（如濃度、

壓強、溫度等）平衡就向能減弱這種改變的方向移動。

概念：在一定條件下（定溫、定容或定溫、定壓），對

同一可逆反應，只要起始時加入物質的物質的量不同，

而達到化學平衡時，同種物質的含量相同，這樣的平衡

稱為等效平衡。

等效平衡：（1）、定溫、定容：

①、對于一般的可逆反應只改變起始時加入物質的物質

的量，

如通過可逆反應的化學計量數比換算成同一半邊的物質

的物質的量與原平衡相同，則兩平衡等效。

規(guī)律：②、對于反應前后氣體分子數不變的可逆反應，

只要反應物（或

生成物）的物質的量的比例與原平衡相同，兩平衡等效。

（2）、定溫、定壓：改變起始時加入物質的物質的量,

只要

按化學計量數換算成同一半邊的物質的物質的量之比與

原平衡

相同，則達平衡后與原平衡等效。

電解質溶液

非電解質：無論在水溶液或熔融狀態(tài)都不導電的化合物

定義：凡是在水溶液或熔融狀態(tài)能夠導電的化合物

化合物強堿

強電解質水溶液中全部電離的電解質大多數鹽離子化合

物

金屬氧化物

電解質：分類強酸一強極性化合

物

弱酸

電解質和弱電解質一水溶液中部分電離的電解

質弱堿弱極性化合物

電解質溶

液水

①、（強）一步電離與（弱）分步電離

表示：電離方程式②、（強）完全電離與（弱）可逆電

離

③、質量守恒與電荷守恒

能否導電：有自由移動離子，溶液能導電；

導電能力：相同條件下，離子濃度越大，則導電能力越

強。

意義：一定條件下，弱電解質離子化速率與分子化速率

相等時，則建立平衡。

動：動態(tài)平衡，V（電離）=v（結合）

弱電解質的特征：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

動如：H2CO3

H2CO3HC03-+H+

表示：電離方程式，可逆符號，多元弱酸分步書寫；

HC03-CO32-+H+

而多元弱堿不需分步寫，如：Cu(0H)2

Cu(0H)2Cu2++2OH-

影響因素：溫度越高，電離程度越大；

濃度越小，電離程度越大

水是極弱電解質：H20H++0H-

①、c(H+)=c(OH-)=1x10-7mol-1

純水常溫下數據：②、Kw=c(H+)-c(OH-)=1x10-14

③、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=7

c(H+)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)

測定方法：酸堿指示劑酚獻：(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)

pH計：精確測定

溶液的pH換算關系：

兩強酸混合：

混合：兩強堿混合：。(01~1?)混=

c(H+/昆=Kw/c(OH一戶昆「一pH

強酸強堿混合：

強酸HnAc(H+)=n*c(HnA)

強堿B(OH)nc(OH-)=n*c{B(OH-)n}

弱酸HnAc(H+)=c(HnA)*a(HnA)

弱堿B(OH)nc(OH-)=c{B(OH-)n}*a{B(OH-)n}

混合前混合后條件

pH1>pH2兩強等體

積pH1+pH2>15pH1-0.3

混合（近似）pH1+pH2=14pH=7

pH1+pH2<13pH2+0.3pH1>pH2

pH之和為14的一強一弱等體積相混結果：誰強顯誰

的性質。

實質：鹽中弱（弱酸根或弱堿陽離子）離子與水電離出

的H+或0H■結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。

③、鹽的濃度越小，水解程度越大。

④、溫度越高，水解程度越大。

①、屬可逆反應，其逆反應為酸堿中和（符合化學平衡

規(guī)律）；

②、水解程度一般微弱，且吸熱。

內因：鹽類本身的性質相同條件下，同濃度

的Na2CO3>NaHCO3（堿性）Na2CO3>NaAc（堿

性）

影響因素：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。

NaAcAC-+H20HAc+OH-

強堿弱酸鹽：Na2SO3（分步）

SO32-+H2OHSO3-+OH-

單水解：HSO3-+H2OH2SO3

+0H-

鹽類的水解強酸弱堿鹽：NH4CINH4CI

+H20HCI+NH3-H2O

AICI3（應分步但簡為一步）

AI3++3H2OAI（OH）3+3H+

分類①、常見易雙水解的離子組合：

AI3+與CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AIO2-

Fe3+與CO32-、HCO3-、AI02-、（S2-、HS-主要發(fā)生氧

化還原）

雙水解：NH4+與AI02-、SO32-

能進行到底不用可逆號，用等號，沉淀、氣體一般要標

出：

表示：如：2Al3++2CO32-+3H2O

=2AI（OH）31+3CO2t

②、表示：AI3++3AIO2-+6H2O=4AI（OH）3；

一般不用“二"，用"”的如：

NH4++Ac?+H2ONH3-H2O+HAc

NH4++CO32-+H2ONH3-H2O+HC03-

①、首先指出弱酸陰離子或弱堿陽離子，再決定如何水

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，不用T或1；

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：弱酸強堿鹽（堿性）、弱堿強酸鹽（酸性）、

弱酸弱堿鹽（視相對強弱）

鹽溶液的強酸的酸式鹽，不水解如NaHS04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強弱

應用：酸性：NaH2Po4、NaHS03；

堿性：NaHC03、NaHS、Na2HPO4o

判斷弱電解質的相對強弱：堿性Na2CO3>NaAc一

酸t(yī)生HAc>H2CO3

酸性NH4CIAI（OH）3

解釋在生活中的應用：①、明磯凈水②、純堿去污③、

泡沫滅火器④、FeCI3溶液配制。

電荷守恒正負電荷相等

c(H+)+c(Na+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-)

相等關系：物料守

恒c(Na+)=2c(CO32-)+2c(HCO3-)+2c(H2CO3)C原

子守恒

(以Na2CO3)質子守

恒c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2c03)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+)

大小關系：③不同溶液中同一離子濃度濃度0.1mol/L

的①、NH4CI

②、CH3co0NH4③、NH4HSO4則c(NH4+)(§)>?>

②

④混合溶液中各離子濃度0.1mol/LNH4CI與

0.1mol/LNH3混合則:C(NH4+)>C(GI-)>C(OH-)>C(H+)

①、用于精確地放出一定體積溶液的容器；

②、內徑均勻，帶有刻度的細長玻璃管，下部有控制液

體流量的玻璃活塞（或由橡皮管、玻璃球組成的閥）

概述：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、

Na2c03等堿性溶液）

堿式滴定管（不能盛放酸性和強氧化性溶液）

滴定管：使用方法：①檢漏一②潤洗一③注液一④排氣一

⑤調零一⑥放液一⑦讀數一⑧記錄

①、滴定管在裝入酸或堿溶液后，要排凈滴定管尖嘴內

空氣使尖嘴內充滿液體而無氣泡。

方法：酸式滴定管堿式滴定管

注意：②、調整刻度時，應使液面在“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、讀數時等液面穩(wěn)定后，視線與凹液而相切的刻度水

平，并估讀到0.01ml的精確度。

定義：用己制濃度的酸（或堿）來測定未知濃度的堿（或

酸）的實驗方法

中和實質：H++OH-=H2O

原理：酸堿中和反應的物質的量之比等于它們的化學計

量數之比：

關鍵：①準確測定參加反應的兩種溶液的體積；②準確

判斷中和反應是否恰好完全。

儀器：滴定管、錐形瓶、鐵架臺、滴定管夾、燒杯等。

作用：通過指示劑顏色的變化來確定終點；

中和滴定指示劑：選擇：變色要靈敏、明顯（終點盡可

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，一般選甲基橙終點由黃色一橙色；

③、堿滴酸，一般選酚獻終點由無色一紅色；

準備：滴定管（錐形瓶）洗滌一滴定管查漏一滴定管的

潤洗一注液一排氣一調零一讀數一記錄

操作：移取待測液，加入指示劑2~3滴，然后滴定，

判斷終點，讀數。

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、重復兩次、求均值。

計算：取兩次或多次消耗標準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、讀數時視線與凹液面相切；

體積：③、滴定管測量液體，有兩次讀數

（初、末）兩數值之差為液體體積；

④、中和滴定體積測量，有待測液和標準液兩方面。

原理：誤差分析方法是分別判斷C標、V標和V測的

誤差變化而對C測的影響。

①、裝標準液的滴定管在尖嘴內有氣泡，滴定后氣泡消

失；

②、裝標準液的滴定管在水洗后沒潤洗，就裝標準液；

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（前正常）；

舉例⑥、滴定前俯視讀數（后正常）；

①、用滴定管取待測液時，沒有潤洗就取待測液；

偏②、滴定時待測液濺出；

低③、滴定后俯視讀數；

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

電化學

裝置特點：化學能轉化為電能。

①、兩個活潑性不同的電極；

形成條件：②、電解質溶液（一般與活潑性強的電極發(fā)

生氧化還原反應）；

原③、形成閉合回路（或在溶液中接觸）

電負極：用還原性較強的物質作負極，負極

向外電路提供電子；發(fā)生氧化反應。

池基本概念：正極：用氧化性較強的物質正極，正極從

外電路得到電子，發(fā)生還原反應。

原電極反應方程式：電極反應、總反應。

理

氧化反應負極銅鋅原電池正極還原反應

反應原理：

Zn-2e-=Zn2+2H++2e-=2H2?

電解質溶液

電極反應：負極（鋅筒）Zn-2e-=Zn2+

正極（石墨）2NH4++2e-=2NH3+H2T

①、普通鋅——鎰干電池總反應：

Zn+2NH4+=Zn2++2NH3+H2t

干電池：電解質溶液：糊狀的

NH4CI

特點：電量小，放電過程易發(fā)生氣漲和溶液

②、堿性鋅——鎰干電池電極：負極由鋅改鋅粉（反應

面積增大，放電電流增加）；

電解液：由中性變?yōu)閴A性（離子導電性好）。

正極(PbO2)PbO2+SO42-+4H++2e-=PbSO4+2H2O

負極(Pb)Pb+SO42-2e-=PbSO4

鉛蓄電池：總反應：

PbO2+Pb+2H2s042PbSO4+2H2O

電解液：1.25g/cm3~1.28g/cm3的H2s04溶液

蓄電池特點：電壓穩(wěn)定。

I、銀——鎘(Ni——Cd)可充電電池；

其它蓄電

池Cd+2NiO(OH)+2H2OCd(OH)2+2Ni(OH)2

II、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、氧化劑物質全部貯藏在電池內，而是工

作時不斷從外界輸入，同時

燃料電極反應產物不斷排出電池。

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。

負極：2H2+2OH--4e-=4H2O；正極：

O2+2H2O+4e-=4OH-

③、氫氧燃料電池：總反應：02+2H2=2H2O

特點：轉化率高，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行

化學反應而腐蝕損耗的過程。

概述：腐蝕危害：

腐蝕的本質：M?ne--Mn+(氧化反應)

分類：化學腐蝕(金屬與接觸到的物質直接發(fā)生化學反

應而引起的腐蝕)、電化腐蝕

定義：因發(fā)生原電池反應，而使金屬腐蝕的形式。

負極(Fe)：Fe-2e-=Fe2+；正極(C)：

O2+2H2O+4e-=4OH-

電化吸氧腐蝕：總反應：

2Fe+O2+2H2O=Fe(OH)2

腐蝕后繼反應：4Fe(OH)2+02

+2H2O=4Fe(OH)3

鋼鐵的腐蝕：2Fe(OH)3Fe2O3+3H2O

負極(Fe)：Fe-2e-=Fe2+；

析氫腐蝕：正極(C)：2H++2e-=H2T

總反應：Fe+2H+=Fe2++H2t

影響腐蝕的因素：金屬本性、介質。

金屬的防護：①、改變金屬的內部組織結構；

保護方法：②、在金屬表面覆蓋保護層;

③、電化學保護法（犧牲陽極的陰極保護法）

定義：使電流通過電解質溶液而在陰陽兩極引起氧化還

原反應的過程。

裝置特點：電能轉化為化學能。

①、與電源本連的兩個電極；

形成條件②、電解質溶液（或熔化的電解質）

③、形成閉合回路。

電極陽極：與直流電源正極相連的叫陽極。

概念陰極：與直流電源負極相連的叫陰極。

電極反應：

原理：誰還原性或氧化性強誰先放電（發(fā)生氧化還原反

應）

離子放電順序陽極：陰離子還原性

S2->l->Br->CI->OH->SO42-（含氧酸根）>F-

陰極：陽離子氧化性

Ag+>Fe3+>Cu2+>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>H+>AI34->

Mg2+>Na+

電子流向e-e-

氧化反應陽極陰極還原反應

反應原理：4OH-4e-=2H2O

+02Cu2++2e-=Cu

電解質溶液

電解結果：在兩極上有新物質生成。

總反應：2CuSO4+2H2O2Cu+2H2SO4+O2t

粗銅板作陽極，與直流電源正極相連；

①、裝置純銅作陰極，與直流電源負極相連；

用CuS04（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CuS04濃度基本不變

③、電解銅的特點：純度高、導電性好。

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溶液配成電

鍍液。

③、原理：陽極Cu-2e-=Cu2+；Cu2++2e-=Cu

④、裝置：

⑤、電鍍工業(yè)：鍍件預處理一電鍍液添加劑一

裝置：（如圖）

現象①、陰極上有氣泡；②、陽極有刺激性氣體產，能

使?jié)駶櫟牡矸跭I變藍；

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：NaCI=Na++CI-H20H++OH-

陰極（Fe）:Na+,H+移向陰極；2H++2十=H2T（還原反

應）

通電后：陽極（C）：CI?、OH■移向陽極；2CI—2e-二Cl2T（氧

化反應）

總反應：2NaCI+2H202Na0H+CI2T+H2?

陽極、陰極、離子交換膜、電解槽、導電銅棒等

①、組成：陽極：金屬鈦網（涂有釘氧化物）；陰極：

碳鋼網（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：