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1、高中化学基础知识专题复习与整理 、基本概念与基础理论： 一、阿伏加德罗定律 1内容： 在同温同压下，同体积的气体含有相同的分子数。即“三同”定“一同”。 2推论 （1）同温同压下，V1/V2=n1/n2 同温同压下，M1/M2=1/2 注意：阿伏加德罗定律也适用于不反应的混合气体。使用气态方程PV=nRT 有助于理解 上述推论。 3、阿伏加德罗常这类题的解法： 状况条件：考查气体时经常给非标准状况如常温常压下，1.01 105Pa、25时等。 物质状态：考查气体摩尔体积时，常用在标准状况下非气态的物质来迷惑考生，如H2O、 SO3、已烷、辛烷、 CHCl3等。 物质结构和晶体结构：考查一定物质
2、的量的物质中含有多少微粒（分子、 原子、电子、 质子、 中子等）时常涉及希有气体He、Ne 等为单原子组成和胶体粒子，Cl2、N2、O2、H2为双原子分 子等。晶体结构：P4、金刚石、石墨、二氧化硅等结构。 二、离子共存 1由于发生复分解反应，离子不能大量共存。 （1）有气体产生。如CO3 2-、SO 3 2-、S2-、HCO 3 -、HSO 3 -、HS-等易挥发的弱酸的酸根与 H +不能 大量共存。 （2）有沉淀生成。如Ba 2+、 Ca2+、Mg2+、Ag+等不能与 SO42-、CO32-等大量共存； Mg 2+、Fe2+、 Ag +、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能与 OH
3、 -大量共存； Fe2+与 S2-、Ca2+与 PO 4 3-、Ag+与 I-不能大 量共存。 （3）有弱电解质生成。如OH -、CH 3COO -、PO 4 3-、HPO 4 2-、 H 2PO4 -、F-、ClO-、AlO 2 -、SiO 3 2-、 CN -、C 17H35COO -、 等与 H +不能大量共存；一些酸式弱酸根如 HCO3 -、HPO 4 2-、 HS -、H 2PO4 -、HSO 3 -不能与 OH-大量共存； NH 4 +与 OH-不能大量共存。 （4）一些容易发生水解的离子，在溶液中的存在是有条件的。如AlO2 -、S2-、CO 3 2-、C 6H5O -等 必须在
4、碱性条件下才能在溶液中存在；如Fe 3+ 、Al 3+等必须在酸性条件下才能在溶液中存在。这 两 类 离 子 不 能 同 时 存 在 在 同 一 溶 液 中 ， 即 离 子 间 能 发 生 “ 双 水 解 ” 反 应 。 如 3AlO2 -+Al3+6H 2O=4Al(OH)3等。 2由于发生氧化还原反应，离子不能大量共存。 （ 1）具有较强还原性的离子不能与具有较强氧化性的离子大量共存。如S2-、HS -、SO 3 2-、 I -和 Fe3+不能大量共存。 （ 2）在酸性或碱性的介质中由于发生氧化还原反应而不能大量共存。如MnO4-、Cr2O7-、 NO3 -、 ClO-与 S2-、HS-、
5、SO 3 2-、HSO 3 -、I-、Fe2+等不能大量共存； SO32-和 S2-在碱性条件下可以 共存，但在酸性条件下则由于发生2S2-+SO32-+6H +=3S+3H 2O 反应不能共在。H +与 S 2O3 2-不能 大量共存。 3能水解的阳离子跟能水解的阴离子在水溶液中不能大量共存（双水解）。 例： Al 3+和 HCO 3 -、CO 3 2-、HS-、 S2-、AlO 2 -、ClO-等； Fe3+与 CO 3 2-、HCO 3 -、AlO 2 -、ClO-等不能 大量共存。 4溶液中能发生络合反应的离子不能大量共存。 如 Fe 2+、Fe3+与 SCN-不能大量共存； Fe 3
6、+与 不能大量共存。 5、审题时应注意题中给出的附加条件。 酸性溶液（ H +） 、碱性溶液（ OH-） 、能在加入铝粉后放出可燃气体的溶液、由水电离出的 H +或 OH-=1 10-10mol/L 的溶液等。 有色离子MnO 4 -,Fe3+ ,Fe 2+ ,Cu 2+,Fe(SCN)2+。 MnO4-,NO3-等在酸性条件下具有强氧化性。 S2O32-在酸性条件下发生氧化还原反应：S2O32-+2H +=S+SO 2+H2O 注意题目要求“大量共存”还是“不能大量共存”。 6、审题时还应特别注意以下几点： （1）注意溶液的酸性对离子间发生氧化还原反应的影响。如：Fe 2+与 NO 3 -能
7、共存，但在强酸性 条件下（即 Fe 2+、NO 3 -、H+相遇） 不能共存； MnO 4 -与 Cl-在强酸性条件下也不能共存； S2-与 SO32- 在钠、钾盐时可共存，但在酸性条件下则不能共存。 （2）酸式盐的含氢弱酸根离子不能与强碱（OH -） 、强酸（ H+）共存。 如 HCO3 -+OH-=CO 3 2-+H 2O（HCO3 -遇碱时进一步电离） ； HCO 3 -+H+=CO 2+H2O 三、氧化性、还原性强弱的判断 （ 1）根据元素的化合价 物质中元素具有最高价，该元素只有氧化性；物 质中元素具有最低价，该元素只有还原性；物质中元 素具有中间价，该元素既有氧化性又有还原性。对于
8、 同一种元素， 价态越高， 其氧化性就越强；价态越低， 其还原性就越强。 （ 2）根据氧化还原反应方程式 在同一氧化还原反应中，氧化性：氧化剂氧化产物 还原性：还原剂还原产物 氧化剂的氧化性越强，则其对应的还原产物的还原性就越弱；还原剂的还原性越强，则其对 应的氧化产物的氧化性就越弱。 （3）根据反应的难易程度 注意：氧化还原性的强弱只与该原子得失电子的难易程度有关，而与得失电子数目的多少 无关。得电子能力越强，其氧化性就越强；失电子能力越强，其还原性就越强。 同一元素相邻价态间不发生氧化还原反应。 四、比较金属性强弱的依据 金属性：金属气态原子失去电子能力的性质； 金属活动性：水溶液中，金属
9、原子失去电子能力的性质。 注：金属性与金属活动性并非同一概念，两者有时表现为不一致， 1、同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，金属性减弱； 同主族中，由上到下，随着核电荷数的增加，金属性增强； 2、依据最高价氧化物的水化物碱性的强弱；碱性愈强，其元素的金属性也愈强； 3、依据金属活动性顺序表（极少数例外）； 4、常温下与酸反应煌剧烈程度；5、常温下与水反应的剧烈程度； 6、与盐溶液之间的置换反应；7、高温下与金属氧化物间的置换反应。 五、比较非金属性强弱的依据 1、同周期中，从左到右，随核电荷数的增加，非金属性增强； 同主族中，由上到下，随核电荷数的增加，非金属性减弱； 2、依据最高价氧化
10、物的水化物酸性的强弱：酸性愈强，其元素的非金属性也愈强； 3、依据其气态氢化物的稳定性：稳定性愈强，非金属性愈强； 4、与氢气化合的条件；5、与盐溶液之间的置换反应； 6、其他，例： 2Cu S =Cu2S CuCl2 点燃 = CuCl2所以， Cl 的非金属性强于S。 六、 “10 电子” 、 “18 电子”的微粒小结 (一)“10 电子”的微粒： 分子离子 一核 10 电子的Ne N 3- 、O 2- 、F - 、Na+、Mg 2+、Al3+ 二核 10 电子的HF OH - 、 三核 10 电子的H2O NH2 - 四核 10 电子的NH 3H3O + 五核 10 电子的CH4 NH4
11、 + (二)“18 电子”的微粒 分子离子 一核 18 电子的Ar K +、Ca2+、Cl 、S2- 二核 18 电子的F2、HCl HS - 三核 18 电子的H2S 四核 18 电子的PH3、H2O2 五核 18 电子的SiH4、CH3F 六核 18 电子的N2H4、CH3OH 注：其它诸如C2H6、N2H5+、N2H62+等亦为 18 电子的微粒。 七、微粒半径的比较： 1、判断的依据电子层数：相同条件下，电子层越多，半径越大。 核电荷数相同条件下，核电荷数越多，半径越小。 最外层电子数相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。 2、具体规律：1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小
12、（稀有气体除外）如： NaMgAlSiPSCl. 2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：Li 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FeFe 2+Fe3+ 八、物质溶沸点的比较 （ 1）不同类晶体：一般情况下，原子晶体离子晶体 分子晶体 （ 2）同种类型晶体：构成晶体质点间的作用大，则熔沸点高，反之则小。 离子晶体：离子所带的电荷数越高，离子半径越小，则其熔沸点就越高。 分子晶体：对于同类分子晶体，式量越大，则熔沸点越高。HF、H2O、NH3等物质分子间 存在氢键。 原子晶体：键长越小、键能越大，则熔沸点越高。 （ 3）常温常压下状态 熔
13、点：固态物质液态物质 沸点：液态物质气态物质 九、分子间作用力及分子极性 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-H F-H F-H 代表氢键。 氢键O O H 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
14、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
15、十、化学反应的能量变化 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- 弱酸弱碱电离要消耗能量，中和热 | H|57.3KJmol -1 原理：断键吸热，成键放热。 反应
16、热的微观解释： 反应热 =生成物分子形成时释放的总能量-反应物分子断裂时所吸收的总能量 定义：表明所放出或吸收热量的化学方程式。 意义：既表明化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。 热化学、要注明反应的温度和压强，若反应是在298K，1atm 可不注明； 方程式、要注明反应物和生成物的聚集状态或晶型； 书写方法、 H 与方程式计量数有关，注意方程式与H 对应， H 以 KJmol-1单位，化 学计量数可以是整数或分数。 、在所写化学反应方程式后写下H 的“ +”或“ -”数值和单位，方程式与H 之 间用“；”分开。 盖斯定律：一定条件下，某化学反应无论是一步完成还是分几步完成，反
17、应的总热效应相同。 十一、影响化学反应速率的因素及其影响结果 内因 :反应物的性质 外因浓度v压强v(气体 ) 温度v催化剂v(正催化剂 ) 其它 (光,超声波 ,激光 ,放射线 ,电磁波 ,反应物颗粒大小,扩散速率 ,溶剂等 ) 十二、影响化学平衡的的条件: (1)浓度 :在其它条件不变的情况下,增大反应物的浓度或减小生成物的浓度,平衡向正反应方向移 动;反之向逆反应方向移动; (2)压强 :在其它条件不变的情况下,增大压强会使平衡向气体体积缩小的方向移动;减小压强平衡 向气体体积增大的方向移动;注意 :对于气体体积相同的反应来说,增减压强平衡不移动; 若 平衡混合物都是固体或液体 ,增减压强平衡也不移动; 压强变化必须改变了浓度才有可能 使平 衡移动 . (3)温度 :在其它条件下,升高温度平衡向吸热方向移动;降低温度平衡向放热方向移动.(温度改变 时,平衡一般都要移动)注意 :催化剂 同等倍数加快或减慢正逆反应的速率,故加入催化剂不影响平 衡,但可缩短达到平衡的时间. 十三、勒沙特列原理(平衡移动原理) 如果改变影响平衡的一个条件(浓度 ,温度 ,压强等 )平衡就向减弱 这种改变的方向移动 . 十四、充入稀有气体对化学平衡的影响: 化 学 反 应 的 能 量 变 化