1、高中化学总复习高考化学第一轮复习化学反应及能量变化实质：有电子转移（得失与偏移）特征：反应前后元素的化合价有变化还原性 化合价升高 弱氧化性概念及转化关系变化 产物反应物还原剂 氧化反应 氧化产物变化氧化剂 还原反应 还原产物 氧化性 化合价降低 弱还原性氧化还原反应：有元素化合价升降的化学反应是氧化还原反应。有电子转移（得失或偏移）的反应都是氧化还原反应。概念： 氧化剂：反应中得到电子（或电子对偏向）的物质（反应中所含元素化合价降低物）还原剂：反应中失去电子（或电子对偏离）的物质（反应中所含元素化合价升高物）氧化产物：还原剂被氧化所得生成物；还原产物：氧化剂被还原所得生成物。氧化还原反应失电
2、子，化合价升高，被氧化双线桥：氧化剂 + 还原剂 = 还原产物 + 氧化产物得电子，化合价降低，被还原电子转移表示方法 单线桥： 电子还原剂 + 氧化剂 = 还原产物 + 氧化产物二者的主 表示意义、箭号起止要区别： 电子数目等依据原则：氧化剂化合价降低总数=还原剂化合价升高总数配平找出价态变化，看两剂分子式，确定升降总数；方法步骤：求最小公倍数，得出两剂系数，观察配平其它。有关计算：关键是依据氧化剂得电子数与还原剂失电子数相等，列出守恒关系式求解。强弱比较、由元素的金属性或非金属性比较；（金属活动性顺序表，元素周期律）、由反应条件的难易比较；、由氧化还原反应方向比较；（氧化性：氧化剂氧化产物
3、；还原性：还原剂还原产物）、根据（氧化剂、还原剂）元素的价态与氧化还原性关系比较。氧化剂、还原剂元素处于最高价只有氧化性，最低价只有还原性，处于中间价态既有氧化又有还原性。、活泼的非金属，如Cl2、Br2、O2 等；、元素（如Mn等）处于高化合价的氧化物，如MnO2、KMnO4等氧化剂： 、元素（如S、N等）处于高化合价时的含氧酸，如浓H2SO4、HNO3 等、元素（如Mn、Cl、Fe等）处于高化合价时的盐，如KMnO4、KClO3、FeCl3、K2Cr2O7 、过氧化物，如Na2O2、H2O2等。、活泼的金属，如Na、Al、Zn、Fe 等；、元素（如C、S等）处于低化合价的氧化物，如CO、S
4、O2等还原剂： 、元素（如Cl、S等）处于低化合价时的酸，如浓HCl、H2S等、元素（如S、Fe等）处于低化合价时的盐，如Na2SO3、FeSO4等 、某些非金属单质，如H2 、C、Si等。概念：在溶液中（或熔化状态下）有离子参加或生成的反应。离子互换反应离子非氧化还原反应 碱性氧化物与酸的反应类型： 酸性氧化物与碱的反应离子型氧化还原反应 置换反应一般离子氧化还原反应化学方程式：用参加反应的有关物质的化学式表示化学反应的式子。用实际参加反应的离子符号表示化学反应的式子。表示方法 写：写出反应的化学方程式；离子反应： 拆：把易溶于水、易电离的物质拆写成离子形式；离子方程式： 书写方法：删：将不
5、参加反应的离子从方程式两端删去；查：检查方程式两端各元素原子种类、个数、电荷数是否相等。意义：不仅表示一定物质间的某个反应；还能表示同一类型的反应。本质：反应物的某些离子浓度的减小。金属、非金属、氧化物（Al2O3、SiO2）中学常见的难溶物 碱：Mg(OH)2、Al(OH)3、Cu(OH)2、Fe(OH)3生成难溶的物质：Cu2+OH-=Cu(OH)2 盐：AgCl、AgBr、AgI、CaCO3、BaCO3生成微溶物的离子反应：2Ag+SO42-=Ag2SO4发生条件 由微溶物生成难溶物：Ca(OH)2+CO32-=CaCO3+2OH-生成难电离的物质：常见的难电离的物质有H2O、CH3CO
6、OH、H2CO3、NH3H2O 生成挥发性的物质：常见易挥发性物质有CO2、SO2、NH3等发生氧化还原反应：遵循氧化还原反应发生的条件。定义：在化学反应过程中放出或吸收的热量；符号：H单位：一般采用KJmol-1测量：可用量热计测量研究对象：一定压强下在敞开容器中发生的反应所放出或吸收的热量。反应热： 表示方法：放热反应H0，用“+”表示。燃烧热：在101KPa下，1mol物质完全燃烧生成稳定氧化物时所放出的热量。定义：在稀溶液中，酸跟碱发生反应生成1molH2O时的反应热。中和热：强酸和强碱反应的中和热：H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l); H=-57.3KJmol-弱酸弱碱电离要
7、消耗能量，中和热 |H|MgAlSiPSCl.2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：LiNaKRbCs具体规律： 3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。如：F-Cl-Br- Na+Mg2+Al3+5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如FeFe2+Fe3+与水反应置换氢的难易 最高价氧化物的水化物碱性强弱金属性强弱 单质的还原性或离子的氧化性（电解中在阴极上得电子的先后）互相置换反应依据： 原电池反应中正负极与H2化合的难易及氢化物的稳定性元素的 非金属性强弱 最高价氧化物的水化物酸性强弱金属性或非金属 单质的氧化性或离子的还原性性强弱的判断 互相置换反
8、应、同周期元素的金属性，随荷电荷数的增加而减小，如：NaMgAl;非金属性，随荷电荷数的增加而增大，如：SiPSCl。规律： 、同主族元素的金属性，随荷电荷数的增加而增大，如：LiNaKRbClBrI。、金属活动性顺序表：KCaMgAlZnFeSnPb(H)CuHgAgPtAu定义：以12C原子质量的1/12（约1.6610-27kg）作为标准，其它原子的质量跟它比较所得的值。其国际单位制（SI）单位为一，符号为1（单位1一般不写）原子质量：指原子的真实质量，也称绝对质量，是通过精密的实验测得的。如：一个Cl2分子的m(Cl2)=2.65710-26kg。核素的相对原子质量：各核素的质量与12
9、C的质量的1/12的比值。一种元素有几种同位素，就应有几种不同的核素的相对原子质量，相对原子质量 诸量比较： 如35Cl为34.969,37Cl为36.966。（原子量） 核素的近似相对原子质量：是对核素的相对原子质量取近似整数值，数值上与该核素的质量数相等。如：35Cl为35,37Cl为37。元素的相对原子质量：是按该元素各种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%元素的近似相对原子质量：用元素同位素的质量数代替同位素相对原子质量与其丰度的乘积之和。注意： 、核素相对原子质量不是元素的相对原子质量。、通常可以用元素近似相对原
10、子质量代替元素相对原子质量进行必要的计算。定义：核电荷数相同，中子数不同的核素，互称为同位素。（即：同种元素的不同原子或核素）同位素 、结构上，质子数相同而中子数不同；特点： 、性质上，化学性质几乎完全相同，只是某些物理性质略有不同；、存在上，在天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，同位素的原子（个数不是质量）百分含量一般是不变的（即丰度一定）。1、定义：相邻的两个或多个原子之间强烈的相互作用。离子键、定义：阴阳离子间通过静电作用所形成的化学键、存在：离子化合物（NaCl、NaOH、Na2O2等）；离子晶体。、定义：原子间通过共用电子对所形成的化学键。不同原子间、存在：共价化合物，非金
11、属单质、离子化合物中（如：NaOH、Na2O2）；共价键 分子、原子、离子晶体。分子的极性共用电子对是否偏移存在2、分类 极性键 共价化合物化学键 非极性键 非金属单质相同原子间、分类：（孤对电子）双方提供：共价键共用电子对的来源单方提供：配位键 如：NH4+、H3O+金属键：金属阳离子与自由电子之间的相互作用。存在于金属单质、金属晶体中。决定分子的极性分子的空间构型决定分子的稳定性键能 3、键参数 键长 键角 4、表示方式：电子式、结构式、结构简式（后两者适用于共价键）定义：把分子聚集在一起的作用力分子间作用力（范德瓦尔斯力）：影响因素：大小与相对分子质量有关。作用：对物质的熔点、沸点等有影
12、响。、定义：分子之间的一种比较强的相互作用。分子间相互作用 、形成条件：第二周期的吸引电子能力强的N、O、F与H之间（NH3、H2O）、对物质性质的影响：使物质熔沸点升高。、氢键的形成及表示方式：F-HF-HF-H代表氢键。氢键 O OH H H H O H H、说明：氢键是一种分子间静电作用；它比化学键弱得多，但比分子间作用力稍强；是一种较强的分子间作用力。定义：从整个分子看，分子里电荷分布是对称的（正负电荷中心能重合）的分子。非极性分子 双原子分子：只含非极性键的双原子分子如：O2、H2、Cl2等。举例： 只含非极性键的多原子分子如：O3、P4等分子极性 多原子分子： 含极性键的多原子分子
13、若几何结构对称则为非极性分子如：CO2、CS2（直线型）、CH4、CCl4（正四面体型）极性分子： 定义：从整个分子看，分子里电荷分布是不对称的（正负电荷中心不能重合）的。举例 双原子分子：含极性键的双原子分子如：HCl、NO、CO等多原子分子： 含极性键的多原子分子若几何结构不对称则为极性分子如：NH3(三角锥型)、H2O（折线型或V型）、H2O2非晶体 离子晶体构成晶体粒子种类粒子之间的相互作用固体物质 分子晶体晶体： 原子晶体金属晶体构成微粒：离子微粒之间的相互作用：离子键举例：CaF2、KNO3、CsCl、NaCl、Na2O等NaCl型晶体：每个Na+同时吸引6个Cl-离子，每个Cl-
14、同结构特点 时吸引6个Na+；Na+与Cl-以离子键结合，个数比为1：1。微粒空间排列特点：CsCl型晶体：每个Cs+同时吸引8个Cl-离子，每个Cl-同时吸引8个Cs+；Cs+与Cl-以离子键结合，个数比为1：1。离子晶体： 说明：离子晶体中不存在单个分子，化学式表示离子个数比的式子。、硬度大，难于压缩，具有较高熔点和沸点；性质特点 、离子晶体固态时一般不导电，但在受热熔化或溶于水时可以导电；、溶解性：（参见溶解性表）晶体晶胞中微粒个数的计算：顶点，占1/8；棱上，占1/4；面心，占1/2；体心，占1、构成微粒：分子结构特点 、微粒之间的相互作用：分子间作用力、空间排列：（CO2如右图）分子
15、晶体： 、举例：SO2、S、CO2、Cl2等、硬度小，熔点和沸点低，分子间作用力越大，熔沸点越高；性质特点 、固态及熔化状态时均不导电；、溶解性：遵守“相似相溶原理”：即非极性物质一般易溶于非极性分子溶剂，极性分子易溶于极性分子溶剂。构成微粒：原子微粒之间的相互作用：共价键举例：SiC、Si、SiO2、C(金刚石)等、金刚石：（最小的环为非平面6元环）结构特点 每个C被相邻4个碳包围，处于4个C原子的中心微粒空间排列特点：原子晶体： 、SiO2相当于金刚石晶体中C换成Si，Si与Si间间插O说明：原子晶体中不存在单个分子，化学式表示原子个数比的式子。、硬度大，难于压缩，具有较高熔点和沸点；性质
16、特点 、一般不导电；、溶解性：难溶于一般的溶剂。、构成微粒：金属阳离子，自由电子；结构特点 、微粒之间的相互作用：金属键、空间排列：金属晶体： 、举例：Cu、Au、Na等、良好的导电性；性质特点 、良好的导热性；、良好的延展性和具有金属光泽。、层状结构结构：、层内CC之间为共价键；层与层之间为分子间作用力；过渡型晶体（石墨）： 、空间排列：（如图）性质：熔沸点高；容易滑动；硬度小；能导电。化学反应速率、化学平衡意义：表示化学反应进行快慢的量。定性：根据反应物消耗，生成物产生的快慢（用气体、沉淀等可见现象）来粗略比较定量：用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增大来表示。表示方法： 、单位：
17、mol/(Lmin)或mol/(Ls ) 说明：化学反应速率、同一反应，速率用不同物质浓度变化表示时，数值可能不同，但数值之比等于方程式中各物质的化学计量数比。如： 、一般不能用固体和纯液体物质表示浓度（因为不变）、对于没有达到化学平衡状态的可逆反应：v正v逆内因（主要因素）：参加反应物质的性质。、结论：在其它条件不变时，增大浓度，反应速率加快，反之浓度： 则慢。、说明：只对气体参加的反应或溶液中发生的反应速率产生影响；与反应物总量无关。影响因素 、结论：对于有气体参加的反应，增大压强，反应速率加快，压强： 反之则慢、说明：当改变容器内压强而有关反应的气体浓度无变化时，则反应速率不变；如：向密
18、闭容器中通入惰性气体。、结论：其它条件不变时，升高温度反应速率加快，反之则慢。温度： a、对任何反应都产生影响，无论是放热还是吸热反应；外因： 、说明 b、对于可逆反应能同时改变正逆反应速率但程度不同；c、一般温度每升高10，反应速率增大24倍,有些反应只有在一定温度范围内升温才能加快。、结论：使用催化剂能改变化学反应速率。催化剂 a、具有选择性；、说明： b、对于可逆反应，使用催化剂可同等程度地改变正、逆反应速率；c、使用正催化剂，反应速率加快，使用负催化剂，反应速率减慢。原因：碰撞理论（有效碰撞、碰撞的取向及活化分子等）其它因素：光、电磁波、超声波、反应物颗粒的大小、溶剂的性质等。学平衡状
19、态：指在一定条件下的可逆反应里，正反应速率和逆反应速率相等，反应混合中各组分的百分含量保持不变的状态。逆：研究的对象是可逆反应动：是指动态平衡，反应达到平衡状态时，反应没有停止。平衡状态特征：等：平衡时正反应速率等于逆反应速率，但不等于零。定：反应混合物中各组分的百分含量保持一个定值。变：外界条件改变，原平衡破坏，建立新的平衡。、定义：mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)、意义：表示可逆反应的反应进行的程度。、影响因素：温度（正反应吸热时，温度升高，K增大；正反应放热时，化学平衡常数： 温度升高，K减小），而与反应物或生成物浓度无关。用化学平衡常数判断化学平衡状态。、用途： a、Q=
20、K时，处于平衡状态，v正=v逆；b、QK时，处于未达平衡状态；v正v逆 向逆向进行；c、Qv逆 向正向进行。原因：反应条件改变引起：v正v逆化学平衡： 结果：速率、各组分百分含量与原平衡比较均发生变化。化学平衡移动： v(正)v(逆)向右（正向）移方向： v(正)=v(逆)平衡不移动 v(正)c(OH-) 酸性 PH7水溶液的酸碱性：c(H+)=c(OH-) 中性 PH=7c(H+)7抑制电离：加入酸或碱影响水电离的因素 加入活泼金属，如Na、K等；促进电离：加入易水解的盐，如NaAc、NH4Cl等；升高温度。表示方法：p H=lg(H+)适用范围：浓度小于1molL-的稀酸或稀碱溶液。pH试
21、纸：用干净的玻璃棒分别蘸取少量的待测溶液点在试纸上，观察试纸颜色变化并跟比色卡比较，确定该溶液的PH值。石蕊： （红） 5.0 （紫） 8.0 （蓝）测定方法： 酸碱指示剂 酚酞： （无） 8.2 （粉红） 10.0 （红）及其变色范围 甲基橙： （红） 3.1 （橙） 4.4 （黄）甲基红： （红） 4.4 （橙） 6.2 （黄）cc(H+)cpHCc(OH-)cpOHpH+pOH=pKwC(H+)c(OH-)=KwpH=-lgc(H+)c(H+)=10-pHpOH=-lgc(OH-)c(OH-)=10-pOHpH计：精确测定溶液的pH 换算关系：两强酸混合：混合： 两强碱混合： c(OH-
22、)混=c(H+)混=Kw/c(OH-)混 pH强酸强碱混合：强酸 HnA c(H+)=nc(HnA)pH值 单一：计算：强碱 B（OH）n c(OH-)=ncB(OH-)n弱酸 HnA c(H+)=c(HnA)（HnA）弱碱 B（OH）n c(OH-)= cB(OH-)nB(OH-)n混合前 混合后 条件两强等体积 pH1+pH215 pH1-0.3 pH1pH2速算规律：混合（近似） pH1+pH2=14 pH= 7 pH1+pH213 pH2+0.3 pH1pH2pH之和为14的一强一弱等体积相混 结果：谁强显谁的性质。实质：盐中弱（弱酸根或弱碱阳离子）离子与水电离出的H+或OH-结合生成
23、难电离的分子或离子，破坏水的电离平衡。条件：、盐中必有弱离子 、盐必须能溶于水、谁弱谁水解、谁强显谁性；都弱均水解、不弱不水解。规律：、弱的程度越大，水解的能力越强。、盐的浓度越小，水解程度越大。、温度越高，水解程度越大。特征：、属可逆反应，其逆反应为酸碱中和（符合化学平衡规律）；、水解程度一般微弱，且吸热。内因：盐类本身的性质 相同条件下，同浓度的 Na2CO3NaHCO3 (碱性)影响因素： Na2CO3 NaAc (碱性)、温度的影响：升高温度，水解程度变大；外因 、浓度的影响：稀释可促进盐类的水解，浓度越低水解程度越大；、pH的影响： NH4+H2O NH3H2O +H+ 加酸抑制，加
24、碱促进。NaAc Ac-+H2O HAc + OH-强碱弱酸盐：Na2SO3 (分步) SO32-+H2O HSO3-+OH-单水解： HSO3-+H2O H2SO3 +OH- 盐类的水解 强酸弱碱盐：NH4Cl NH4Cl +H2O HCl +NH3H2O AlCl3 (应分步但简为一步) Al3+3H2O Al(OH)3+3H+分类 、常见易双水解的离子组合：Al3+与CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AlO2-Fe3+与CO32-、HCO3-、AlO2-、(S2-、HS-主要发生氧化还原)双水解： NH4+与AlO2-、SO32-能进行到底不用可逆号，用等号，沉淀、气体一般要标出：
25、表示： 如：2Al3+2CO32-+3H2O =2Al(OH)3+3CO2、表示： Al3+3AlO2-+6H2O= 4Al(OH)3一般不用“=”，用“ ”的如：NH4+Ac-+H2O NH3H2O +HAc NH4+CO32-+H2O NH3H2O +HCO3-、首先指出弱酸阴离子或弱碱阳离子，再决定如何水解；说明： 、某种盐溶液只有一种离子水解，水解程度小，一般用可逆号，不用或；、多无弱酸阴离子分步水解，多元弱碱阳离子只看作一步水解。正盐：弱酸强碱盐（碱性）、弱碱强酸盐（酸性）、弱酸弱碱盐（视相对强弱）盐溶液的 强酸的酸式盐，不水解如NaHSO4显酸性；酸碱性： 酸式盐 弱酸的酸式盐，既水解又能电离，酸碱性视电离和水解的相对强弱应用： 酸性：NaH2PO4、NaHSO3 ；碱性：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4。判断弱电解质的相对强弱： 碱性 Na2CO3NaAc 酸性HAcH2C
