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第一部分高中化学基本概念和基本理论
③金属晶体中:
、、、
⋯
一.物的成、性和分:
4.元素
(一)掌握基本概念
元素是具有相同核荷数(即子数)的同
1.分子
—原子的称。
分子是能独立存在并保持物化学性的一
(1)元素与物、分子、原子的区与系:
种微粒。
物是由元素成的(宏看)
;物是由分子、
(1)分子同原子、离子一是构成物的基
原子或离子构成的(微看)。
本微粒.
(2)某些元素可以形成不同的(性、
(2)按成分子的原子个数可分:
构不同)—同素异形体。
原子分子如:
He、Ne、Ar、Kr⋯
(3)各种元素在地壳中的量分数各不相同,
双原子分子如:
O2、H2、HCl、NO⋯
占前五位的依次是:
O、Si、Al、Fe、Ca。
多原子分子如:
H2O、P4、C6H12O6⋯
5.同位素
2.原子
是指同一元素不同核素之互称同位素,即
原子是化学化中的最小微粒。
确切地,
具有相同子数,不同中子数的同一原子互称
在化学反中原子核不,只有核外子生
同位素。
如H有三种同位素:
1
2
3
1H、1H、1H(、
化。
、)。
(1)原子是成某些物(如金石、晶体
6.核素
硅、二氧化硅等原子晶体)和分子的基本微粒。
核素是具有特定量数、
原子序数和核能,
(2)原子是由原子核(中子、子)和核外子
而且其寿命足以被察的一原子。
构成的。
(1)同种元素、可以有若干种不同的核素—
3.离子
同位素。
离子是指荷的原子或原子。
(2)同一种元素的各种核素尽管中子数不同,
(1)离子可分:
但它的子数和子数相同。
核外子排布相
阳离子:
Li+、Na+、H+、NH4+⋯
同,因而它的化学性几乎是相同的。
–
2–
–
2–
7.原子
阴离子:
Cl、O
、OH、SO4
⋯
(2)存在离子的物:
原子是指多个原子合成的集体,在多
①离子化合物中:
NaCl、CaCl2、Na2SO4⋯
反中,原子作一个集体参加反。
原子
②解溶液中:
酸、
NaOH溶液⋯
有几下几种型:
根(如SO4
2-、OHˉ、CH3COOˉ
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等)、官能团(有机物分子中能反映物质特殊性质
的原子团,如—OH、—NO2、—COOH等)、游
离基(又称自由基、具有不成价电子的原子团,
如甲基游离基·CH3)。
8.基
化合物中具有特殊性质的一部分原子或原子
团,或化合物分子中去掉某些原子或原子团后剩
下的原子团。
(1)有机物的官能团是决定物质主要性质的
基,如醇的羟基(—OH)和羧酸的羧基
(—COOH)。
(2)甲烷(CH4)分子去掉一个氢原子后剩余部分(·CH3)含有未成对的价电子,称甲基或甲
基游离基,也包括单原子的游离基(·Cl)。
基(羟基)
根(氢氧根)
电子
式
电性
电中性
带负电
不能独立存在,
能独立存在于溶
存在
必须和其他“基”
液或离子化合物
于
或原子团相结合
中
9.物理性质与化学性质
物理性质
化学性质
物质不需要发
概念
物质在发生化学
生化学变化就
(宏
变化时表现出来
能表现出来的
观)
的性质
性质
实质
物质的分子组
物质的分子组成
(微成和结构没有和结构发生改变
观)发生改变时呈时呈现的性质
现的性质
一般指跟氢气、
颜色、状态、气
氧气、金属、非
味、味道、密度、
性质包金属、氧化物、
熔点、沸点、溶
括内容酸、碱、盐能否解性、导电性、
发生反应及热稳
导热性等
定性等
9.物理变化和化学变化
物理变化:
没有生成其他物质的变化,仅是
物质形态的变化。
化学变化:
变化时有其他物质生成,又叫化学反应。
化学变化的特征:
有新物质生成伴有放热、发光、变色等现象
化学变化本质:
旧键断裂、新键生成或转移电子等。
二者的区别是:
前者无新物质生成,仅是物质形态、状态的变化。
10.溶解性
指物质在某种溶剂中溶解的能力。
例如氯化
钠易溶于水,却难溶于无水乙醇、苯等有机溶剂。
单质碘在水中溶解性较差,却易溶于乙醇、苯等
有机溶剂。
苯酚在室温时仅微溶于水,当温度大
于70℃时,却能以任意比与水互溶(苯酚熔点为
43℃,70℃时苯酚为液态)。
利用物质在不同温度
或不同溶剂中溶解性的差异,可以分离混合物或
进行物质的提纯。
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在上述物质溶解过程中,溶质与溶剂的化学组成没有发生变化,利用简单的物理方法可以把溶质与溶剂分离开。
还有一种完全不同意义的溶解。
例如,石灰石溶于盐酸,铁溶于稀硫酸,氢氧化银溶于氨水等。
这样的溶解中,物质的化学组成发生了变化,用简单的物理方法不能把溶解的物质提纯出来。
11.液化
指气态物质在降低温度或加大压强的条件下转变成液体的现象。
在化学工业生产过程中,为了便于贮存、运输某些气体物质,常将气体物质液化。
液化操作是在降温的同时加压,液化使用的设备及容器必须能耐高压,以确保安全。
常用的几种气体液化后用途见下表。
气体名
液化后名称
主要用途
称
分离空气制取氧气、
空气
液体空气
氮气、稀有气体
氮气
液氮
冷冻剂
自来水消毒剂,制氯
氯气
液氯
化铁、氯化烷等
制冷剂,用于氨制冷
氨气
液氨
机中
二氧化
液体二氧化
漂白剂
硫
硫
石油气
液化石油气
燃料
12.金属性
元素的金属性通常指元素的原子失去价电子
的能力。
元素的原子越易失去电子,该元素的金属性越强,它的单质越容易置换出水或酸中的氢成为氢气,它的最高价氧化物的水化物的碱性亦越强。
元素的原子半径越大,价电子越少,越容易失去电子。
在各种稳定的同位素中,铯元素的金属性最强,氢氧化铯的碱性也最强。
除了金属元素表现出不同强弱的金属性,某些非金属元素也表现出一定的金属性,如硼、硅、砷、碲等。
13.非金属性
是指元素的原子在反应中得到(吸收)电子的能力。
元素的原子在反应中越容易得到电子。
元素的非金属性越强,该元素的单质越容易与H2
化合,生成的氢化物越稳定,它的最高价氧化物的水化物(含氧酸)的酸性越强(氧元素、氟元素除外)。
已知氟元素是最活泼的非金属元素。
它与氢
气在黑暗中就能发生剧烈的爆炸反应,氟化氢是
最稳定的氢化物。
氧元素的非金属性仅次于氟元
素,除氟、氧元素外,氯元素的非金属性也很强,
它的最高价氧化物(Cl2O7)的水化物—高氯酸
(HClO4)是已知含氧酸中最强的一种酸。
金属性强弱非金属性强弱
最高价氧化物水化最高价氧化物水化物
物碱性强弱酸性强弱
与水或酸反应,置换与H2化合的易难及
出H2的易难生成氢化物稳定性
活泼金属能从盐溶活泼非金属单质能置
液中置换出不活泼换出较不活泼非金属
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金属单质
阳离子氧化性强的阴离子还原性强的为
为不活泼金属,氧化非金属性弱,还原性
性弱的为活泼金属弱的为非金属性强
将金属氧化成高价的
原电池中负极为活
为非金属性强的单
泼金属,正极为不活
质,氧化成低价的为
泼金属
非金属性弱的单质
电解时,在阳极先产
电解时,在阴极先析
生的为非金属性弱的
出的为不活泼金属
单质
14.氧化性
物质(单质或化合物)在化学反应中得到(吸
引)电子的能力称为物质的氧化性。
非金属单质、
金属元素高价态的化合物、某些含氧酸及其盐一
般有较强的氧化性。
非金属单质的氧化性强弱与元素的非金属性
十分相似,元素的非金属性越强,单质的氧化性
也越强。
氟是氧化性最强的非金属单质。
氧化性
规律有:
①活泼金属阳离子的氧化性弱于不活泼
金属阳离子的氧化性,如Na+<Ag+;②变价金属
中,高价态的氧化性强于低价态的氧化性,如Fe3+
>Fe2+,MnO4->MnO42->MnO2;③同种元素含氧酸的氧化性往往是价态越高,氧化性越强,如
HNO3>HNO2,浓度越大,氧化性也越强,如浓
HNO3>稀HNO3,浓H2SO4>稀H2SO4。
然而,也
有例外,如氯元素的含氧酸,它们的氧化性强弱
顺序是HClO>HClO2>HClO3>HClO4。
15.还原性
物质在化学反应中失去电子的能力称为该物
质的还原性。
金属单质、大多数非金属单质和含
有元素低价态的化合物都有较强的还原性。
物质
还原性的强弱取决于该物质在化学反应中失去电
子能力的大小。
元素的金属性越强,金属单质的还原性也越
强,金属单质还原性顺序和金属活动性顺序基本
一致。
元素的非金属性越弱,非金属单质的还原
性越强。
元素若有多种价态的物质,一般说来,
价态降低,还原性越强。
如含硫元素不同价态的
物质的还原性:
H2S>S>SO2;含磷元素物质的3-
>Fe2+等。
16.挥发性
液态物质在低于沸点的温度条件下转变成气
态的能力,以及一些气体溶质从溶液中逸出的能
力。
具有较强挥发性的物质大多是一些低沸点的
液体物质,如乙醇、乙醚、丙酮、氯仿、二硫化
碳等。
另外氨水、浓盐酸、浓硝酸等都具有很强
的挥发性。
这些物质贮存时,应密闭保存并远离
热源,防止受热加快挥发。
17.升华
在加热的条件下,固态物质不经过液态直接
变为气态的变化。
常见能升华的物质有I2、干冰
(固态CO2)、升华硫、红磷、灰砷等。
18.稳定性
是物质的化学性质的一种。
它反映出物质在
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一定条件下生化学反的易程度。
定性可
如离子化合物和共价化合物;解和非解;
分定性、光化学定性和氧化原定性。
无机化合物和有机化合物;酸、碱、和氧化物
越不活的物,其化学定性越好。
例如:
等。
苯在一般情况下,化学性比定,所以,常
22.酸
用苯作萃取和有机反的介。
很多反在水
离理:
解离出的阳离子全部是
溶液中行和水作溶,都是利用了水的化学
H+的化合物叫做酸。
定性。
常酸:
HCIO4、H2SO4、HCl、HNO3⋯
19.混合物
常弱酸:
H2SO3、H3PO4、HF、HClO、H2CO3、
由两种或多种物混合而成的物叫混合
H2SO3、CH3COOH⋯
物;
23.碱
(1)混合物没有固定的成,一般没有固定
离理,解离生的阴离子
的熔沸点;
全部是OHˉ的化合物叫碱。
(2)常特殊名称的混合物:
氨水、水、
常碱:
NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2⋯
王水、天然水、硬水、水、酸、硫酸、福
常弱碱:
NH3·H2O、Al(OH)3、Fe(OH)3⋯
林、水玻璃;爆气、水煤气、天然气、焦
24.
炉气、高炉煤气、石油气、裂解气、空气;合金;
离生成金属阳离子(或NH4
+)和酸根离子
磷酸、漂白粉、黑火、、水泥、
的化合物叫做。
触媒、玻璃;煤、石油;石油、石油的各种分。
的分:
①正:
如:
(NH4)2SO4、Na2SO4⋯
【注意】由同素异形体成的物混合物如
②酸式:
如NaHCO3、NaH2PO4、Na2HPO4⋯③
磷和白磷。
由同位素原子成的物是物
碱式:
Cu2(OH)2CO3⋯④复:
如H2
2
O混合物。
42
2O⋯
O与D
KAl(SO)·12H
20.
25.氧化物
由同种元素成的物叫。
如O2、Cl2、
由两种元素成,其中一种是氧的化合物叫
16
18
氧化物。
N2、Ar、金石、(Fe)等。
HD、O、
O也属
于,分金属与非金属两种。
(1)氧化物的分方法按成分:
21.化合物
金属氧化物:
Na2O、Al2O3、Fe3O4⋯
由不同种元素成的物叫化合物。
非金属氧化物:
NO2、CO、SO2、CO2⋯
从不同的分角度化合物可分多种型,
(2)按性分:
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不成氧化物:
CO、NO元素一定数目的原子化合的性。
成氧化物:
酸性氧化物:
CO2、SO2⋯①在离子化合物中,失去子的正价,失
碱性氧化物:
Na2O2、CuO⋯去n个子即正n价;得到子价,得到
两性氧化物:
Al2O3、ZnOn个子n价。
氧化物:
Na2O2
超氧化物:
KO2
26.同素异形体
由同种元素所形成的不同的同素异形体。
(1)常同素异形体:
磷与白磷;O2与O3;
金石与石墨。
(2)同素异形体之可以相互化,属于化学化但不属于氧化原反。
(二)正确使用化学用
1.四种符号
(1)元素符号:
①表示一种元素(宏上)。
②表示一种元素的一个原子(微上)。
③表示元素的相原子量。
(2)离子符号:
在元素符号右上角荷数及性符号(正号),“l省”略不写如:
Ca2+、
SO42ˉ、C1ˉ、Na+⋯
(3)价符号:
是在元素正上方正化合
②在共价化合物中,元素化合价的数就是
种元素的一个原子跟其他元素的原子形成的共
用子的数目、正由共用子的偏移来
决定,子偏向哪种原子,哪种原子就价;偏离哪种原子、哪种原子就正价。
③分子中元素的化合价零。
3.化学式
用元素符号表示或化合物的成的式子成化学式。
根据物的成以及构特点,化学式可以是分子式、式、构式等。
不同的化学式所表示的意有区。
离子化合物的化学式表示离子化合物及其元素成,表示离子化合物中阴、阳离子最的整数比,同也表示离子化合物的化学式量。
例如,氧化种物及其成元素是、、
氧3种元素,化学式表示了Ba2+与OH-的个数
比是1:
2,它的化学式量171。
氧化的化学式是Na2O2,但不能写成
1
1
2-
NaO,在氧化中存在的离子是
O2离子,
价、正写在价数前。
“l不”能省略。
如:
H、Cl、
且Na+:
O2
2-2:
1,所以,氧化的化学式
1
6
2
Na、S、O⋯
只能用Na2O2表示。
(4)核素符号:
如
27
32
16
13Al、
16S、
8O左上
某些固体非金属及所有的金属因
角量数,左下角子数。
成、构比复,它的化学式只用元素符号
2.化合价
表示。
比如磷的化学式是P。
化合价是指一种元素一定数目的原子跟其他
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4.分子式6.电子式
用元素符号表示物质的分子组成的式子。
在元素符号周围用“·”或“×表示”其最外层
一般分子式是最简式的整数倍,多数无机物电子数的式子。
二者是一致的。
但也有例外,如最简式为NO2的
(1)用电子式表示阴离子时要用[]括起,电
分子可能是NO2,也可能是N2O4。
有些单质、原子晶体和离子晶体通常情况下不存在简单分子,它的化学式则表示这种晶体中
各元素的原子或离子数目的最简整数比,如C、SiO2、CsCl、Na2CO3、2CaSO4·H2O等。
分子式的意义:
(1)表示物质的元素组成;
(2)表示该物质的一个分子;
荷数写在括号外面的右上角。
NH4+、H3O+等复杂
阳离子也应如此写。
(2)书写简单离子构成的离子化合物的电子式时可以遵循下面几点:
①简单阳离子的电子式即是离子符号。
②简单阴离子的电子式即是元素符号周围有
8个小圆点外加[]及电荷数。
③阴、阳离子交替排列。
如:
(3)表示分子中各元素的原子个数;
(4)表示该物质的相对分子质量。
(3)注意各原子的空间排序及孤对电子、单
例如,硫酸的分子式是H2SO4,它表示硫酸电子的存在。
如:
这种物质,也表示了硫酸的一个分子及分子是由
2个氢原子、1个硫原子、4个氧原子组成。
H2SO4(4)用电子式表示某物质形成过程,要注意
同时也表示它的相对分子质量为“左分右合箭头连”的原则。
如:
1.008×2+32.07+16.00×4=98.086≈98
5.实验式(5)另外,各电子式的书写还应注意力求均
也称最简式。
仅表示化合物中各元素原子个
数比的式子。
有机物往往出现不同的化合物具有相同的实
验式。
如乙炔和苯的实验式是CH,甲醛、乙酸、乳酸和葡萄糖等的实验式是CH2O。
已知化合物的
最简式和相对分子质量,就可求出它的分子式,
如乙酸最简式CH2O,式量为60,(CH2O)n=60,
n=2,所以乙酸分子式为C2H4O2。
匀、对称、易识别。
7.结构式
用短线将分子中各原子按排列数序和结合方式相互连接起来的式子。
书写规律:
一共用电子对画一短线,没有成键的电子不画出。
氢气(H2)H—H
氮气(N2)N≡N
氨(NH3)
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次酸(HClO)H—O—Cl
用构式表示有机物的分子构更具有用性,并能明确表达同分异构体,例如:
乙酸(C2H4O2)
甲酸甲(C2H4O2)
8.构式
它是构式的写,一般用于有机物,写将分子中的官能表示出来,它可以把接
在相同原子的相同构累加写,也不需把所有
的化学都表示出来。
例如:
乙(C2H4O2)CH3CH3
新戊(C5H12)C(CH3)4
苯(C6H6)
或
乙酸(C2H4O2)
CH3COOH
9.原子构示意
用以表示原子核荷数和核外子在各上
排布的,如原子构:
表示原子核内有11个子,弧表示子
(3个子),弧上数字表示子数(K
2个子,M1个子)。
原子构示意也叫原子构,它比
直,易被初学者接受,但不能把弧看作核外
子运行的固定道。
10.离方程式
表示解溶于水或受熔化离解成自由
移离子程的式子。
①解的离方程式用“=。
”弱解的
离方程式用“”接。
②弱酸的酸式酸根的离用“”。
-
-
+
HCO3
CO3
+H
③酸的酸式酸根的离用“=”。
-
2-
+
HSO4=SO4
+H
④多元弱酸的离分步行。
H3PO4
-
H2PO4+H+
H2PO4
-
HPO
2-
+H
+
4
2
-
3-
+
HPO4
PO4
+H
⑤多元弱碱的离一步完成。
Fe(OH)3Fe3+
-
+3OH
11.离子反方程式的写
用参加反的离子的符号表示离子反
的式子叫做离子方程式。
离子方程式写原如下:
①只能将易溶、易离的物写成离子式;
如NaCI、Na2SO4、NaNO3、CuSO4⋯
②将溶的(如BaSO4、BaCO3、AgCl⋯),
离的(如HClO、HF、CH3COOH、NH3·H2O、
H2O),易的气体(如SO2、CO2、H2S⋯)用
化学式表示。
③微溶物:
若于混要写成分子式,澄清
改写成离子式。
④弱酸的酸式酸根不可拆开。
如HCO3ˉ、
HSO3ˉ、HSˉ。
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⑤碱性氧化物亦要保留分子式。
⑥离子方程式除了遵守量守恒定律外,离
子方程式两的离子荷数一定相等(离子
荷守恒)。
12.化学方程式
表明反所放出或吸收的量的方程式,叫
做化学分方程
(1)要注明反的温度和,若反是在
298K和1.013×105Pa条件下行,可不予注明。
(2)要注明反物和生成物的聚集状或晶
型。
常用s、l、g、aq分表示固体、液体、气体、溶液。
(3)H与方程式量系数有关,注意方程式与H不要弄,量系数以“mol”位,可以是小数或分
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