1、高考资源网（） 您身边的高考专家江苏省栟茶高级中学校本化资料 考前一周自主复习化学（3）基础知识回顾一、物质结构、元素周期律 （一）原子结构 1.原子（ AZX）原子核（Z个正电荷）质子（带正电）:Z个 中子（不显电性）:（A-Z）个电子（带负电）:Z个 2.原子中各微粒间的关系 A=N+Z（A:质量数，N:中子数，Z:质量数）Z=核电荷数=核外电子数=原子序数M Z M N 1836Me - （质量关系） 3.原子中各微粒的作用 （1）原子核:几乎集中原子的全部质量，但其体积却只占整个体积的千亿分之一。其中的质子、中子通过强相互作用集合在一起，使原子核十分“坚固”，在化学反应时不会发生变化。
2、另外原子核中蕴含着巨大的能量原子能（即核能）。 （2）质子:带一个单位正电荷。质量为1.672610 -27 kg，相对质量1.007。质子数决定元素的种类。 （3）中子:不带电荷。质量为1.674810 -27 kg，相对质量1.008。中子数决定同位素的种类。 （4）电子:带1个单位的负电荷。质量很小，约为11836 1.672610 -27 kg。与原子的化学性质密切相关，特别是最外层电子数及排布决定了原子的化学性质。 4.原子核外电子排布规律 （1）能量最低原理:核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，然后再由里往外排布在能量逐步升高的电子层里，即依次KLMN顺序排列。 （2）各电子
3、层最多容纳电子数为2n 2 个，即K层2个，L层8个，M层18个，N层32个等。 （3）最外层电子数不超过8个，次外层不超过18个，倒数第三层不超过32个。【注意】以上三条规律是相互联系的，不能孤立理解其中某条。如M层不是最外层时，其电子数最多为18个，当其是最外层时，其中的电子数最多为8个。 （二）元素周期律、元素周期表 1.原子序数:人们按核电荷数由小到大给元素编号，这种编号叫原子序数。（原子序数=质子数=核电荷数） 2.元素周期律:元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化，这一规律叫做元素周期律。 具体内容如下:随着原子序数的递增: 原子核外电子排布的周期性变化:最外层电子数从18个
4、的周期性变化。原子半径的周期性变化:同周期元素、随原子序数递增原子半径逐渐减小的周期性变化。元素主要化合价的周期性变化:正价+1+7，负价-4-1的周期性变化。 元素的金属性、非金属性的周期性变化:金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强的周期性变化。 【注意】元素性质随原子序数递增呈周期性变化的本质原因是元素的原子核外电子排布周期性变化的必然结果。 3.元素周期表 （1）元素周期表的构成周期表 结 构周期（共7横行）短周期（一、二、三周期）长周期（四、五、六周期）不完全周期（七周期） 族（共18纵行，16个族）主族（AA）（7个） 副族（BB，BB）（7个）族（8、9、10纵行）（1个）零族（稀有气
5、体元素）（1个） （2）原子结构、元素性质与元素周期表关系的规律原子序数=核内质子数 电子层数=周期数（电子层数决定周期数） 主族元素最外层电子数=主族序数=最高正价数负价绝对值=8-主族序数（限AA） 同一周期，从左到右，原子半径逐渐减小，元素的金属性逐渐减弱，非金属逐渐增强，则非金属元素单质的氧化性增强，形成的气态氧化物越稳定，形成的最高价氧化物对应水化物的酸性增强，其离子还原性减弱。 同一主族，从上到下，原子半径逐渐增大，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。则金属元素单质的还原性增强，形成的最高价氧化物对应水化物的碱性增强，其离子的氧化性减弱。（3）“位”“构”“性”之间的关系（4）
6、判断微粒大小的方法 同周期元素的原子或最高价离子半径从左到右渐小（稀有气体元素除外），如:NaMgAl;Na+ Mg2+ Al3+ 。 同主族元素的原子半径或离子半径从上到下渐大，如OSSe，F- Cl- Ca 2+ 。核电荷数相同，电子数越多半径越大，如:Fe2+ Fe3+ 。 电子数和核电荷数都不同的，一般可通过一种参照物进行比较，如:比较Al3+ 与S2- 的半径大小，可找出与Al3+ 电子数相同，与S2- 同一主族元素的O 2- 比较，Al3+ O2- ，且O2- S2- ，故Al3+ r Cl- r k+ r Ca2+ （5）电子数相同的微粒组 核外有10个电子的微粒组: 原子:Ne
7、;分子:CH4 、NH3 、H2O、HF;阳离子:Na+ 、Mg2+ 、Al3+ 、NH4+ 、H3O + ;阴离子:N3- 、O2- 、F- 、OH- 、NH2- 。核外有18个电子的微粒子: 分子:SiH4 、PH3 、H2S、HCl、F2 、H2O2 ;阳离子:K+ 、Ca2+ ;阴离子:P3- 、S2- 、HS- 、Cl- 、O22- 。（三）化学键和晶体结构 1.化学键:相邻原子间强烈的相互作用叫作化学键。包括离子键和共价键（金属键）。 2.离子键:（1）定义:使阴阳离子结合成化合物的静电作用叫离子键。（2）成键元素:活泼金属（或NH4+ ） 与活泼的非金属（或酸根，OH- ）。（3
8、）静电作用:指静电吸引和静电排斥的平衡。3.共价键 （1）定义:原子间通过共用电子对所形成的相互作用叫作共价键。 （2）成键元素:一般来说同种非金属元素的原子或不同非金属元素的原子之间形成共用电子对达到稳定结构。 （3）共价键分类:非极性键:由同种元素的原子间形成的共价键（共用电子对不偏移）如在某些非金属单质（H2 、Cl2 、O2 、P4 ）共价化合物（H2O2 、多碳化合物）、离子化合物（Na2O2 、Cal2 ）中存在。 极性键:由不同元素的原子间形成的共价键（共用电子对偏向吸引电子能力强的一方）如在共价化合物（HCl、H2O、CO2 、NH3 、H2SO4 、SiO2 ）某些离子化合物
9、（NaOH、Na2SO4 、NH4Cl）中存在。 4.非极性分子和极性分子 （1）非极性分子中整个分子电荷分布是均匀的、对称的。极性分子中整个分子的电荷分布不均匀，不对称。 （2）判断依据:键的极性和分子的空间构型两方面因素决定。双原子分子极性键极性分子。如HCl，NO，CO 非极性键非极性分子。如H2 ，Cl2 ，N2 ，O2 多原子 分 子都是非极性键非极性分子。如P4 、S8 有极性键几何结构对称非极性分子。如CO2 、CS2 、CH4 、CCl4 几何结构不对称极性分子。如H2O2 ，NH3 ，H2O 5.分子间作用力和氢键 （1）分子间作用力:把分子聚集在一起的作用力叫作分子间作用力
10、。又称范德华力。 分子间作用力比化学键弱得多，它对物质的熔点、沸点等有影响。一般的对于组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，物质的熔点、沸点也越高。 （2）氢键:是指存在于HF、H2O、NH3 分子之间一种比范德化力稍强的相互作用。如HF、分子间的氢键如下: 故HF、H2O、NH3 的沸点分别与同族氢化物沸点相比反常的高。 【注意】氢键不是化学键，仍属分子间作用力范围。 6.化学键与晶体结构的相互关系 化学键金属离子与自由电子间较强相互作用金属晶体共用电 子 对共价键网状结构原子晶体 非极性键非极性分子极性键极性分子 非极性分子 范德华力 分子晶体配位键（特殊） 阴阳离子间
11、静电作用离子键离子化合物离子晶体 定义:分子晶体:分子间的分子间作用力相结合的晶体叫作分子晶体。原子晶体:相邻原子间以共价键相结合而形成空间网状结构的晶体叫作原子晶体。 离子晶体:离子间通过离子键结合而成的晶体叫作离子晶体。金属晶体:通过金属离子与自由电子之间的较强作用（金属键）形成的单质晶体叫作金属晶体。 7.四种晶体类型与性质比较 二、溶液 （一）分散系 1.分散系:定义:化学上把由一种物质（或几种物质）的粒子形成分散到另一种物质里所形成的混合物统称为分散系。分散成粒子的物质叫分散质，另一种物质叫分散剂。 2.四种分散系比较分散系 （二）溶液 1.溶液:一种或几种物质分散到另一种物质里所形
12、成的均一稳定的混合物叫作溶液。特点是均一、稳定、透明。2.饱和溶液、溶解度 （1）饱和溶液和不饱和溶液:在一定温度下，在一定量的溶剂里，不能再溶解某种溶质的溶液，叫作这种溶质的饱和溶液;还能继续溶解某种溶质的溶液，叫作不饱和溶液。 （2）溶解度:在一定温度下，某固体物质在100克溶剂里达到饱和状态时所溶解的质量，叫作这种物质在这种溶剂里的溶解度。常用s表示。质量分数=S/(100+s)100% （3）温度对溶解度的影响 固体物质的溶解度，一般随温度升高而增大（食盐溶解度变化不大;Ca（OH）2 溶解度随温度升高而减小）。 气体物质溶解度，随温度升高而减小，随压强增大而增大。 （4）溶解度曲线:
13、用纵坐标表示溶解度。横坐标表示温度。根据某溶质在不同温度时溶解度，可以画出该物质的溶解度随温度的变化曲线，称之为溶解度曲线。 3.了解几个概念:结晶、结晶水、结晶水合物、风化、潮解 （1）结晶:从溶液中析出晶体的过程。 （2）结晶水:以分子形式结合在晶体中的水，叫结晶水，它较容易分解出来，如:Na2CO3 10H2O Na2CO3 +10H2O，CuSO45H2O CuSO4 +5H2O （3）结晶水合物:含有结晶水的化合物叫结晶水合物。结晶水合物容易失去结晶水。常见的结晶水合物有:Na2CO3 10H2O（纯碱），CuSO4 5H2O（胆矾、蓝矾），FeSO47H2O（绿矾），ZnSO47H
14、2O（皓矾），MgCl2 KCl6H2O（光卤石），KAl（SO4）2 12H2O或K2SO4Al2（SO4）324H2O（明矾），CaSO4 2H2O（石膏），H2C2O4 2H2O（草酸）。 （4）风化:结晶水合物在常温和较干燥的空气里失去部分或全部结晶水的现象叫风化。 （5）风化本质:结晶水合物分解。Na2CO310H2O（无色晶体）Na2CO3 H2O （白色粉末）+9H2O （6）风化现象:由晶体状逐渐变成粉末状。因此凡具有此现象的自然过程都可称为风化，如岩石的风化，它显然不属于结晶水合物失去结晶水的过程。 （7）潮解:某些易溶于水的物质吸收空气中的水蒸汽，在晶体表面逐渐形成溶液或全
15、部溶解的现象叫潮解。 （8）易潮解的物质有:CaCl2 ，MgCl2 ，NaOH等。 （9）粗盐易潮解，而精盐不易潮解。这是因为粗盐中含有少量MgCl2 杂质的缘故。 4.胶体 （1）定义:分散质的微粒在1nm100nm之间分散系，叫作胶体。 （2）分类:按分散剂的状态分为液溶胶:Fe（OH）3 胶体、淀粉溶液固溶胶:有色玻璃气溶胶:烟、云、雾 （3）性质:丁达尔现象（可用来鉴别胶体和溶液） 布朗运动 电脉现象 胶体聚沉（加入电解质、加入带异种电荷的胶体、加热，均可使胶体聚沉）。 5.胶体的应用（解释问题） 沙洲的形成 卤水点豆腐 明矾（或FeCl3 ）净水 工业制皂的盐析 冶金工业电泳除尘等
16、等。 三、化学反应速率、化学平衡 （一）化学反应速率 1.化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢程度的，通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。单位:mol/（Lmin）或mol/（Ls） v=c/t 2.同一反应里用不同物质来表示的反应速率数值可以是不同的，但这些数值，都表示同一反应速率。且不同物质的速率比值等于其化学方程式中的化学计量数之比。如反应mA+nB=pC+qD的v （A）v （B）v （C）v （D） =mnpq 3.影响反应速率的因素 决定因素:参加反应的物质本身的性质影响因素: 浓度:当其他条件不变时，增大反应物浓度，单位体积发生反应的分子数增加，反应速率加
17、快。 压强:对于有气体参加的反应，当其他条件不变时增加压强，气体体积缩小，深度增大，反应速率加快。 温度:升高温度时，分子运动速率加快，有效碰撞次数增多，反应速率加快。一般来说，温度每升高10反应速率增大到原来的24倍。 催化剂:可以同等程度增大正逆反应速率。 其他因素:增大固体表面积（粉碎），光照也可增大某些反应的速率，此外，超声波、电磁波、溶剂也对反应速率有影响。 【注意】改变外界条件时，若正反应速率增大，逆反应速率也一定增大，增大的倍数可能不同，但不可能正反应速率增大，逆反应速率减小。 固体纯液体浓度视为常数，不能用其表示反应速率，它们的量的变化不会引起反应速率的变化，但其颗粒的大小可影
18、响反应速率。 （二）化学平衡 1.化学平衡状态:指在一定条件下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物中各组分的浓度不变的状态。 2.化学平衡状态的特征 （1）“等”即v 正 =v 逆 。 （2）“动”即是动态平衡，平衡时反应仍在进行。 （3）“定”即反应混合物中各组分浓度保持一定。 （4）“变”即条件改变、平衡移动。 （5）与途径无关，外界条件不变，可逆反应无论是从正反应开始，还是从逆反应开始，都可建立同一平衡状态。 3.影响化学平衡的条件 （1）可逆反应中旧化学平衡的破坏，新化学平衡的建立过程叫作化学平衡移动。 （2）化学平衡移动规律勒沙特列原理 如果改变影响平衡的一个条件（如浓
19、度、压强或温度），平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。 浓度:增大反应物（或减小生成物）浓度，平衡向正反应方向移动。 压强:增大压强平衡向气体体积减小的方向移动。减小压强平衡向气体体积增大的方向移动。 温度:升高温度，平衡向吸热反应方向移动。降低温度，平衡向放热反应方向移动。 催化剂:不影响平衡移动。 4.分析化学平衡移动的一般思路改变条件速率不变:如容积不变时充入惰性气体 速率改变程度相同（v 正 =v 逆 ）使用催化剂或对气体体积无变化 的反应改变压强平衡不移动程度不同（v 正 v 逆 ）浓度压强温度平衡移动 5.化学平衡计算时常用的2个率:（1）反应物转化率=转化浓度 起始浓度100%=
20、转化物质的量 起始物质的量100%（2）产品的产率= 实际生成产物的物质的量 理论上可得到产物的物质的量100% 四、电解质溶液 （一）电解质和非电解质、强电解质和弱电解质 1.电解质和非电解质。 （二）弱电解质的电离平衡 1.弱电解质的电离特点 （1）微弱:弱电解质在水溶液中的电离是部分电离、电离程度都比较小，分子、离子共同存在。 （2）可逆:弱电解质在水分子作用下电离出离子、离子又可重新结合成分子。因此，弱电解质的电离是可逆的。 （3）能量变化:弱电解质的电离过程是吸热的。 （4）平衡:在一定条件下最终达到电离平衡。 2.电离平衡:当弱电解质分子离解成离子的速率等于结合成分子的速率时，弱电
21、解质的电离就处于3电离平衡状态。电离平衡是化学平衡的一种。同样具有化学平衡的特征。条件改变时平衡移动的规律符合勒沙特列原理。 3.电离平衡常数:对一元弱酸或一元弱碱来说，达到平衡后的溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液未电离的分子浓度之比是一个常数，这一常数叫电离平衡常数，简称电离常数，用k表示。如:CH3COOHCH3COO- +H+ Ka =c（H+）c（CH3COO- ）/c（CH3COOH） （25 K a =1.810-5 ）NH3H2O NH4+ +OH- Kb=c（NH4+）c（OH- ）/c（NH3H2O） （25 Kb=1.810-5 ） k值的大小，表达了一定温度下
22、弱电解质的难易程度。k值越大该弱电解质越易电离;k值越小，该弱电解质越难电离，故可根据k值大小判断弱电解的相对强度。 （三）水的电离和溶液的pH值 1.水的电离和水的离子积常数。 H2O是一种极弱电解质:2H2O H3O+ +OH- 25 c（H+）=c（CH- ）=10 -7 molL -1 水的离子积 kw=c（H+）c（OH- ）=10 -14 （25） kw只与温度有关，温度升高，kw增大。如:100 kw=10 -12 kw适于:纯水、稀酸、稀碱、稀盐水溶液中。2.溶液的pH （1）pH:pH=-lgc（H+）。在溶液的c（H+）很小时，用pH来表示溶液的酸碱度。 （2）含义:pH越
23、大，c（H+）越小，c（OH-）越大，酸性越弱，碱性越强。pH越小，c（H+）越大，c（OH- ）越小，酸性越强，碱性越弱。 （3）范围:014 （4）溶液的酸碱性与pH （四）盐类水解 1.盐类水解定义:在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+ 或OH- 结合生成弱电解质的反应叫作盐类的水解。酸+碱 中和水解 盐+水 2.盐类水解规律 （1）谁弱谁水解，谁强显谁性，越弱越水解，都弱都水解，两强不水解。 （2）多元弱酸根、正酸根离子比酸式酸根离子水解程度大得多，故可只考虑第一步水解。 （3）水解是吸热反应，升温水解程度增大。 （4）单离子水解程度都很小，故书写水解离子方程式时要用“”，不能
24、用“”或“”符号。 （5）完全双水解的特例，Al3+ 与AlO2- 、CO32- 、S2- 、HS- 、AlO2- ，Fe3+ 与HCO3- 、CO 32- 、AlO2- ，NH4+ 与SiO32- 等。 五 电化学 1.原电池 （1）概念:将化学能转化为电能的装置。 （2）实质:化学能转化为电能。 （3）构成前提:能自发地发生氧化还原反应。 （4）构成条件:两个电极电解质溶液“两极”“一液”联成回路能自发地发生氧化还原反应。 （5）电极构成:负极:还原性相对较强的材料。正极:还原性相对较弱的材料。电极反应:负极:失去电子，氧化反应。正极:得到电子，还原反应。 2.金属的腐蚀与防护 （1）定义
25、:金属单质被空气中的成分或其他氧化剂氧化而变质的现象叫做金属腐蚀。 （2）金属腐蚀的种类化学腐蚀电化学腐蚀 （3）金属防护 涂保护层。如涂油、电镀、表面处理等。保持干燥。 改变金属的内部结构，使其稳定，如不锈钢。 牺牲阳极的阴极保护法。即用一种更为活泼的金属与要保护的金属构成原电池。 外加电源法。将被保护的金属与电源负极相连，电源向该金属提供电子，该金属就不失电子而得以保护。 3.电解原理及其应用 （1）电解定义:使电流通过电解质溶液而在阴、阳两极引起氧化还原反应过程叫电解。 （2）装置:电解池 （或电解槽） 特点:把电能转化为化学能 形成条件与电源相连的两个电极电解质溶液或熔化电解质形成闭合
26、回路 （3）电解原理: 电子流向:电源负极阴极 阴极电源正极 电解质由离子定向移动:阳离子阴极 阴离子阳极 电极反应阳极:金属电极或电解质溶液中的阴离子失去电子发生氧 化反应 阴极:电解质溶液中的阳离子得到电子发生还原反应。放电顺序阳极:M（金属）Cl- OH- 含氧酸根离子阴极:Ag+ Cu2+ Fe2+ Zn2+ H+ （4）电解应用: 铜的粗炼阳极（粗铜）:Cu-2e- =Cu2+ 阴极（纯铜）:Cu2+ +2e- =Cu电解质溶液:CuSO4 （含H2SO4 ） 氯碱工业阳极（钛网）2Cl-2e- =Cl2阴极（碳钢网）2H+ +2e- =H2 电解质溶液:饱和食盐水 总反应:2NaCl+2H2O 2NaOH+H2+Cl2镀铜阳极（铜）:Cu-2e- =Cu2+ 阴极（铁或其他镀件）:Cu2+2e- =Cu电镀液:CuSO4 溶液。 版权所有：高考资源网()版权所有：高考资源网()高考资源网版权所有 侵权必究
