（配套課件）【優(yōu)化指導】2024高考化學一輪復習高中總復習第1輪（人教單選版浙江專用）化學基本概念物質的組成、性質和分類1.物質的組成原子是化學變化中的最小微粒，由原子核（質子和中子）和核外電子構成。例如氫原子（\(^1_1H\)），只有一個質子和一個電子。分子是保持物質化學性質的一種微粒。如氧氣分子（\(O_2\)），兩個氧原子通過共價鍵結合形成分子，保持了氧氣能支持燃燒等化學性質。離子是帶電荷的原子或原子團。如氯化鈉（\(NaCl\)）由鈉離子（\(Na^+\)）和氯離子（\(Cl^\)）構成。2.物質的性質和變化物理性質是物質不需要發(fā)生化學變化就表現(xiàn)出來的性質，如顏色、狀態(tài)、氣味、密度、熔點、沸點等。例如水在常溫常壓下是無色無味的液體，密度約為\(1g/cm^3\)，沸點是\(100^{\circ}C\)?；瘜W性質是物質在化學變化中表現(xiàn)出來的性質，如氧化性、還原性、酸性、堿性等。例如鐵在潮濕的空氣中容易生銹，表現(xiàn)出鐵具有還原性，能被空氣中的氧氣氧化。物理變化是沒有新物質生成的變化，如冰融化成水，只是物質的狀態(tài)發(fā)生了改變。化學變化是有新物質生成的變化，如鐵生銹生成了鐵銹（主要成分是\(Fe_2O_3\cdotxH_2O\)）。化學變化中常伴隨著發(fā)光、發(fā)熱、變色、產(chǎn)生氣體、生成沉淀等現(xiàn)象。3.物質的分類純凈物是由一種物質組成的，有固定的組成和性質。純凈物又可分為單質和化合物。單質是由同種元素組成的純凈物，如氧氣（\(O_2\)）、鐵（\(Fe\)）等；化合物是由不同種元素組成的純凈物，如二氧化碳（\(CO_2\)）、氯化鈉（\(NaCl\)）等?；旌衔锸怯蓛煞N或兩種以上的物質混合而成的，沒有固定的組成和性質。例如空氣是由氮氣、氧氣、二氧化碳等多種氣體組成的混合物?；衔锟蛇M一步分類為酸、堿、鹽、氧化物等。酸是在水溶液中電離出的陽離子全部是氫離子（\(H^+\)）的化合物，如鹽酸（\(HCl\)）、硫酸（\(H_2SO_4\)）等；堿是在水溶液中電離出的陰離子全部是氫氧根離子（\(OH^\)）的化合物，如氫氧化鈉（\(NaOH\)）、氫氧化鈣（\(Ca(OH)_2\)）等；鹽是由金屬離子（或銨根離子）和酸根離子組成的化合物，如碳酸鈉（\(Na_2CO_3\)）、硫酸銅（\(CuSO_4\)）等；氧化物是由兩種元素組成，其中一種元素是氧元素的化合物，如氧化銅（\(CuO\)）、二氧化硫（\(SO_2\)）等?；瘜W用語1.元素符號元素符號是用來表示元素的特定符號，如\(H\)表示氫元素，\(O\)表示氧元素等。元素符號不僅表示一種元素，還表示該元素的一個原子。例如\(2H\)表示\(2\)個氫原子。2.化學式化學式是用元素符號表示物質組成的式子。如\(H_2O\)表示水這種物質，還表示一個水分子由\(2\)個氫原子和\(1\)個氧原子構成。書寫化學式時要遵循化合價規(guī)則，化合物中各元素正負化合價的代數(shù)和為零。例如在氧化鋁（\(Al_2O_3\)）中，鋁元素的化合價為\(+3\)價，氧元素的化合價為\(2\)價，\((+3)\times2+(2)\times3=0\)。3.化學方程式化學方程式是用化學式來表示化學反應的式子。它不僅表明了反應物、生成物和反應條件，還遵循質量守恒定律，即等號兩邊各原子的種類和數(shù)目相等。書寫化學方程式的步驟：寫（寫出反應物和生成物的化學式）、配（配平化學方程式）、注（注明反應條件和生成物的狀態(tài)）。例如鐵與硫酸銅溶液反應的化學方程式為\(Fe+CuSO_4=FeSO_4+Cu\)。4.離子方程式離子方程式是用實際參加反應的離子符號來表示離子反應的式子。它更能體現(xiàn)離子反應的實質。書寫離子方程式的步驟：寫（寫出化學方程式）、拆（把易溶于水、易電離的物質拆寫成離子形式）、刪（刪去方程式兩邊不參加反應的離子）、查（檢查方程式兩邊各元素的原子個數(shù)和電荷總數(shù)是否相等）。例如碳酸鈉溶液與鹽酸反應的化學方程式為\(Na_2CO_3+2HCl=2NaCl+H_2O+CO_2\uparrow\)，拆寫成離子方程式為\(CO_3^{2}+2H^+=H_2O+CO_2\uparrow\)。氧化還原反應1.氧化還原反應的基本概念氧化還原反應的特征是元素化合價的升降，本質是電子的轉移（得失或偏移）。氧化反應是物質失去電子（或電子對偏離）的反應，表現(xiàn)為元素化合價升高；還原反應是物質得到電子（或電子對偏向）的反應，表現(xiàn)為元素化合價降低。氧化劑是在反應中得到電子（或電子對偏向）的物質，具有氧化性，反應后化合價降低被還原；還原劑是在反應中失去電子（或電子對偏離）的物質，具有還原性，反應后化合價升高被氧化。例如在\(CuO+H_2\xlongequal{\Delta}Cu+H_2O\)反應中，\(CuO\)是氧化劑，\(H_2\)是還原劑。2.氧化還原反應的配平配平原則：得失電子守恒、質量守恒、電荷守恒（離子方程式）。配平步驟：標變價（標出反應前后元素化合價的變化）、列得失（列出元素化合價升高和降低的數(shù)值）、求總數(shù)（求出化合價升高和降低的總數(shù)的最小公倍數(shù)，使得失電子總數(shù)相等）、配系數(shù)（根據(jù)得失電子總數(shù)相等的原則，配平氧化劑、還原劑、氧化產(chǎn)物、還原產(chǎn)物的系數(shù)，再用觀察法配平其他物質的系數(shù)）。例如配平\(C+HNO_3(濃)\xlongequal{\Delta}CO_2\uparrow+NO_2\uparrow+H_2O\)，\(C\)元素化合價從\(0\)價升高到\(+4\)價，升高了\(4\)價；\(N\)元素化合價從\(+5\)價降低到\(+4\)價，降低了\(1\)價。得失電子總數(shù)的最小公倍數(shù)是\(4\)，則\(C\)的系數(shù)為\(1\)，\(HNO_3\)的系數(shù)為\(4\)，配平后的化學方程式為\(C+4HNO_3(濃)\xlongequal{\Delta}CO_2\uparrow+4NO_2\uparrow+2H_2O\)。3.氧化還原反應的應用氧化還原反應在金屬的冶煉、化工生產(chǎn)、電池等方面有廣泛的應用。例如在工業(yè)上用一氧化碳還原氧化鐵煉鐵，化學方程式為\(Fe_2O_3+3CO\xlongequal{高溫}2Fe+3CO_2\)；原電池是利用氧化還原反應將化學能轉化為電能的裝置，如銅鋅原電池中，鋅失去電子發(fā)生氧化反應，銅離子得到電子發(fā)生還原反應。離子反應1.離子反應的條件生成難溶物，如\(Ba^{2+}+SO_4^{2}=BaSO_4\downarrow\)。生成難電離的物質，如\(H^++OH^=H_2O\)。生成氣體，如\(CO_3^{2}+2H^+=H_2O+CO_2\uparrow\)。發(fā)生氧化還原反應，如\(Fe+2Fe^{3+}=3Fe^{2+}\)。2.離子共存問題離子之間若能發(fā)生反應，則不能大量共存。常見的不能共存的離子組合：生成沉淀的離子：如\(Ag^+\)與\(Cl^\)、\(Ba^{2+}\)與\(SO_4^{2}\)等。生成氣體的離子：如\(H^+\)與\(CO_3^{2}\)、\(NH_4^+\)與\(OH^\)等。生成難電離物質的離子：如\(H^+\)與\(CH_3COO^\)、\(H^+\)與\(ClO^\)等。發(fā)生氧化還原反應的離子：如\(Fe^{3+}\)與\(I^\)、\(MnO_4^\)與\(Fe^{2+}\)等?；瘜W基本理論物質結構元素周期律1.原子結構原子由原子核和核外電子構成，原子核由質子和中子構成。質子數(shù)決定元素的種類，質子數(shù)與中子數(shù)之和決定原子的質量數(shù)（\(A=Z+N\)，其中\(zhòng)(A\)為質量數(shù)，\(Z\)為質子數(shù)，\(N\)為中子數(shù)）。核外電子分層排布，遵循能量最低原理、泡利不相容原理和洪特規(guī)則。電子層從內到外依次為\(K\)、\(L\)、\(M\)、\(N\)等，各電子層最多容納的電子數(shù)為\(2n^2\)（\(n\)為電子層序數(shù)）。例如\(K\)層最多容納\(2\)個電子，\(L\)層最多容納\(8\)個電子。2.元素周期表元素周期表有\(zhòng)(7\)個周期（\(3\)個短周期、\(3\)個長周期和\(1\)個不完全周期）和\(18\)個縱行（\(16\)個族，包括\(7\)個主族、\(7\)個副族、\(1\)個\(0\)族和\(1\)個第Ⅷ族）。同一周期元素從左到右，原子半徑逐漸減小，金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強；同一主族元素從上到下，原子半徑逐漸增大，金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱。例如第三周期元素\(Na\)、\(Mg\)、\(Al\)金屬性逐漸減弱，\(Si\)、\(P\)、\(S\)、\(Cl\)非金屬性逐漸增強；第Ⅰ\(A\)族元素\(Li\)、\(Na\)、\(K\)、\(Rb\)、\(Cs\)金屬性逐漸增強。3.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，這就是元素周期律。元素周期律包括原子半徑、化合價、金屬性和非金屬性等方面的周期性變化。元素的最高正化合價等于其族序數(shù)（\(O\)、\(F\)除外），最低負化合價等于族序數(shù)\(8\)。例如氯元素位于第Ⅶ\(A\)族，最高正化合價為\(+7\)價，最低負化合價為\(1\)價。4.化學鍵化學鍵是使離子相結合或原子相結合的作用力。化學鍵可分為離子鍵、共價鍵和金屬鍵。離子鍵是陰陽離子之間通過靜電作用形成的化學鍵，一般存在于活潑金屬與活潑非金屬形成的化合物中，如\(NaCl\)。共價鍵是原子之間通過共用電子對形成的化學鍵，可分為極性共價鍵和非極性共價鍵。非極性共價鍵是由同種原子形成的共價鍵，如\(H_2\)、\(O_2\)中的共價鍵；極性共價鍵是由不同種原子形成的共價鍵，如\(HCl\)中的共價鍵。金屬鍵是金屬陽離子與自由電子之間的強烈相互作用，存在于金屬單質和合金中。化學反應速率和化學平衡1.化學反應速率化學反應速率是用來衡量化學反應進行快慢的物理量，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，單位為\(mol/(L\cdots)\)或\(mol/(L\cdotmin)\)。影響化學反應速率的因素：內因：反應物的性質是決定化學反應速率的主要因素。例如鈉與水的反應比鎂與水的反應劇烈得多，是因為鈉的金屬性比鎂強。外因：濃度、溫度、壓強、催化劑等。增大反應物濃度、升高溫度、增大壓強（對于有氣體參加的反應）、使用催化劑等都能加快化學反應速率。例如在\(2SO_2(g)+O_2(g)\rightleftharpoons2SO_3(g)\)反應中，增大\(SO_2\)或\(O_2\)的濃度，反應速率加快；升高溫度，反應速率加快；增大壓強，反應速率加快；使用催化劑（如\(V_2O_5\)），反應速率加快。2.化學平衡化學平衡狀態(tài)是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，反應混合物中各組分的濃度保持不變的狀態(tài)?；瘜W平衡的特征：逆（可逆反應）、等（正逆反應速率相等）、動（動態(tài)平衡）、定（各組分濃度保持不變）、變（條件改變，平衡可能發(fā)生移動）。影響化學平衡的因素：濃度：增大反應物濃度或減小生成物濃度，平衡向正反應方向移動；減小反應物濃度或增大生成物濃度，平衡向逆反應方向移動。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。壓強：對于有氣體參加的反應，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。勒夏特列原理：如果改變影響平衡的一個條件（如濃度、溫度、壓強等），平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動。電解質溶液1.弱電解質的電離強電解質在水溶液中完全電離，如強酸（\(HCl\)、\(H_2SO_4\)、\(HNO_3\)等）、強堿（\(NaOH\)、\(KOH\)、\(Ba(OH)_2\)等）和大多數(shù)鹽（\(NaCl\)、\(KNO_3\)等）。弱電解質在水溶液中部分電離，存在電離平衡。如弱酸（\(CH_3COOH\)、\(H_2CO_3\)等）、弱堿（\(NH_3\cdotH_2O\)等）。以醋酸（\(CH_3COOH\)）為例，其電離方程式為\(CH_3COOH\rightleftharpoonsCH_3COO^+H^+\)。影響弱電解質電離平衡的因素：溫度（升高溫度，電離平衡向電離方向移動）、濃度（稀釋溶液，電離平衡向電離方向移動）等。2.水的電離和溶液的酸堿性水是一種極弱的電解質，能發(fā)生微弱的電離：\(H_2O\rightleftharpoonsH^++OH^\)，\(25^{\circ}C\)時，\(K_w=c(H^+)\cdotc(OH^)=1\times10^{14}\)。溶液的酸堿性取決于\(c(H^+)\)和\(c