理化生化学会考资料详尽版.docx

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理化生化学会考资料详尽版

会考复习资料

化学复习资料详尽版

物质的量核心知识

一、计算物质的量的公式

1.已知m、M,则n= m/M

2.已知标准状况下V、Vm，则n=

3.已知N，NA，则n=

4.已知溶液的c、V，则n=cV

5.已知溶液的m、w、M，则n=

6.已知溶液V、ρ、w、M，则n=

7.已知饱和溶液m、s、M，则n=

二、化学方程式中定量关系

物质在发生化学反应时，参加反应的各粒子之间是按照一定数目进行的.而这些数目的粒子又可以用不同的物理量来表示.例如：

                 2H2 +O2   

2H2O（液）

化学计量数之比    2∶1    ∶   2

分子数目之比     2∶1    ∶   2

扩大NA倍        2NA∶NA     ∶  2NA

物质的量之比   2mol∶1mol  ∶  2mol

质量之比：

       4g∶32g   ∶   36g

标况下体积之比：

4.48L∶22.4L ∶  忽略不计

典型例题

例1  甲、乙两位学生用加热氯酸钾的方法制取O2，甲取一定量的KClO3和0.10gMnO2.经混合后装入试管加热.待收集到所需O2时停止加热.试管冷却后乙称的甲留下的反应混合物的质量为4.04g将它继续加热直到KClO3全部分解完全得到O2672mL（标况）.求甲实验时KClO3的分解率.

分析 思路；要求出两个值：

一个是总的KClO3质量，一个是甲实验得到的KCl质量而求得甲实验时KClO3分解的质量

做题过程：

从后面的结论往前推.

据：

  2KClO3

2KCl +    3O2↑

2×122.5g 2×74.5g 3×22.4L

0.672L

知在4.04g混合物中m（KCl）=4.04g-0.10g-

=1.49g即甲分解时得到KCl的质量为1.49g，由此可算出甲实验时KClO3的分解质量：

=2.45g

故甲实验时KClO3的分解率为

×100％=50％

答：

甲实验时氯酸钾的分解率为50％

例2  取50.mLNa2CO3和Na2SO4的混合溶液.加入过量BaCl2溶液后得到14.51g白色沉淀.用过量的稀HNO3处理后沉淀减少到4.66g.并有气体CO2放出，试计算

（1）原混合溶液中Na2CO3、Na2SO4的物质的量浓度 

（2）产生标况下气体的体积.

分析 物质的量和组成物质的微粒间存在着一定的关系利用这种关系会使解题简化我们把这种方法称为“守恒法”它用得很广.

据

（1）Na2SO4～  BaSO4   4.66g不溶于HNO3的沉淀为BaSO4

1mol    233g

n（Na2SO4）4.66g   n（Na2SO4）=0.02mol

故   C（Na2SO4）=

=0.4mol·L-1

（2）Na2CO3      —BaCO3       —CO2

 1mol         197g          22.4L

 n（Na2CO3）     （14.51-4.66）g  V（CO2）

n（Na2CO3）=0.05mol       V（CO2）=1.12L

C（Na2CO3）=

=1mol/L

答：

原混合物中Na2CO3、Na2SO4的物质的量浓度为1mol/L和0.4mol·L-1产生的CO2气体在标况下的体积为1.12L.

元素周期表

【重点难点解析】

1.全面掌握周期表中的元素性质递变规律

（1）同周期元素的性质递变规律

①同周期元素，从左到右，元素的原子半径逐渐减小（惰性元素除外）

②同周期元素，从左到右，元素的金属性逐渐减弱，元素的非金属性逐渐增强

③同周期元素，从左到右，元素原子的氧化性逐渐增强，元素原子的还原性逐渐减弱

④同周期元素，从左到右，元素的最高正价由+1递增到+7，而负价由-4递增到-1

⑤同周期元素，从左到右，元素的最高价氧化物的水化物的酸性逐渐增强而碱性逐渐减弱

⑥同周期元素，从左到右，元素的气态氢化物的稳定性逐渐增强

（2）同主族元素的性质递变规律

①同主族元素，从上到下，元素的原子半径逐渐增大。

②同主族元素，从上到下，元素的金属性逐渐增强，元素的非金属性逐渐减弱

③同主族元素，从上到下，元素原子的氧化性逐渐减弱，元素原子的还原性逐渐增强

④同主族元素，从上到下，元素的最高正价相同，元素的最低负价也相同

⑤同主族元素，从上到下，元素的最高价氧化物的水化物的酸性逐渐减弱而碱性逐渐增强

⑥同主族元素，从上到下，元素的气态氢化物的稳定性逐渐减弱

（3）隔族相似规律（也叫斜线规则）

在周期表中，左上向右下的斜线方向上相邻元素的性质相似，这个规律称为隔族相似规律，如Be位于第二周期ⅢA族（见下图）。

已知Al显两性，则可推知Be也显两性，Be（OH）2，与Al（OH）3相似，也是两性氢氧化物。

另外，同族元素的性质相似，相邻元素的性质差别不大，也是周期表中的相似规律，要了解。

从上面的递变规律可知：

在周期表中越靠左方和下方的元素，其元素的金属性愈强，因此铯（Cs）是自然界里最活泼的金属（钫在自然界不能稳定存在）；越靠右方和上方的元素，其元素的非金属性愈强，因此，氟是最活泼的非金属元素，可见，在周期表中金属元素集中在左下半部（含所有副族元素），非金属元素集中的右上部（包括氢），而在金属与非金属的交界处的元素，既表现某些金属的性质，又表现某些非金属的性质，如Be,B,Al,Si,Ge等。

2.全面掌握微粒半径的比较规律

比较原子半径、离子半径的大小，应掌握以下几条规律：

（1）同周期的主族元素，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小（惰性元素除外）

（2）同主族元素的原子半径（或离子半径）都是随着原子序数的增加而逐渐增大

（3）对同种元素来说，其阴离子半径＞原子半径＞阳离子半径

（4）电子层结构相同的离子，原子序数越大，微粒半径越小

（5）同周期元素形成的离子，阴离子半径一定大于阳离子半径。

（6）惰性元素的原子半径与其它元素的原子半径的测定标准不同，因而没有可比性，但在中学化学范围，仅从原子半径数据来看，可以认为惰性元素的原子半径比同周期相邻的卤素的原子半径大。

（7）记住以下几个特殊情况：

①短周期惰性元素的原子半径比同周期的其它元素的原子半径都大

②氯的原子半径比铍的原子半径大，比锂的原子半径小

3.元素金属性、非金属性强弱的判断方法

（1）元素金属性强弱的判断方法

①单质与水（或非氧化性酸）反应的难易

金属与水（或非氧化性酸）反应越剧烈，其金属性越强。

②单质的还原性（或阳离子的氧化性）

金属的还原性越强（或金属阳离子的氧化性越弱），其金属性越强。

③最高价氧化物的水化物的碱性

金属的最高价氧化物的水化物的碱性越强，一般金属性越强。

④置换反应法

若一种金属能把另一种金属从其盐溶液中置换出来，则前者的金属性强于后者的金属性。

此外还有原电池原理判断法，冶炼原理判断法等。

（2）元素非金属性强弱的判断方法

①单质与氢气反应生成气态氢化物的难易：

单质与氢气反应越容易，生成的气态氢化物越稳定，元素的非金属性越强。

②单质的氧化性（或阴离子的还原性）

非金属单质的氧化性越强（或非金属阴离子还原性越弱），元素的非金属性越强。

③最高价氧化物的水化物的酸性

非金属的最高价氧化物的水化物的酸性越强，元素的非金属性越强。

④置换反应法

若非金属单质Xn能将非金属阴离子Ym-从其化合物中置换出来，则X的非金属性比Y的强。

（3）经验公式K＝m/n巧断法（仅适合于主族元素）

其中m是最外层电子数，n为电子层数。

①当K＜1时，元素显金属性，且K值越小，元素的金属性越强

②当K＝1时，元素显两性。

③当K＞1时，元素显非金属性，且K值越大，元素的非金属性越强。

4.元素性质、存在、用途的特殊性

（1）形成化合物种类最多的元素、或单质是自然界中硬度最大的物质的元素、或气态氢化物中氢的质量分数最大的元素：

C。

（2）空气中含量最多的元素、或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素：

N。

（3）地壳中含量最多的元素、或气态氢化物的沸点最高的元素、或氢化物在通常情况下呈液态的元素：

O。

（4）地壳中含量最多的金属元素：

Al。

（5）最活泼的非金属元素、或无正价的元素、或无含氧酸的非金属元素、或无氧酸（气态氢化物）可腐蚀玻璃的元素，或气态氢化物最稳定的元素、或阴离子的还原性最弱的元素：

F。

（6）最活泼的金属元素、或最高价氧化物对应水化物碱性最强的元素、或阳离子氧化性最弱的元素：

Cs。

（7）最易着火的非金属元素的单质，其元素是：

P。

（8）焰色反应呈黄色的元素：

Na。

（9）焰色反应呈紫色（透过蓝色的钴玻璃观察）的元素：

K。

（10）最轻的单质的元素：

H；最轻的金属元素：

Li。

（11）常温下单质呈液态的非金属元素：

Br，金属元素：

Hg。

（12）最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素：

Be、Al。

（13）元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物起化合反应的元素：

N；能起氧化、还原反应的元素：

S。

（14）元素的气态氢化物能和它的氧化物在常温下反应生成该元素单质的元素：

S。

（15）元素的单质能形成同素异形体的元素有：

C、P、O、S，其中一种同素异形体易着火的元素是：

P。

【命题趋势分析】

1.对元素周期表的结构、元素性质及元素在周期表中的位置为中心的推断型或选择型试题

2.对元素周期律及元素周期表应用方面的考查

3.质子数、质量数、中子数三者之间关系的考查，以选择型试题为主

核心知识

【基础知识精讲】

1.元素周期表

（1）元素周期表的编排原则

①按原子序数递增的顺序从左到右排列；

②将电子层数相同的元素排成一个横行；

③把最外层电子数相同的元素（个别例外）按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行。

（2）周期表的结构（7个周期、16个族）

   2.原子结构、元素性质和它在周期表中的位置的关系（见下图）

元素的性质以及由它所形成的单质和化合物的性质随核电荷数的递增而呈周期性的变化。

3.周期表反映的主要规律（见下表）

几点说明：

（1）下表所列规律的内在联系是：

原子结构决定位置，决定性质。

项   目

同周期（左→右）

同主族（上→下）

核电荷数

逐渐增大

逐渐增大

电子层数

相同

逐渐增多

原子半径

逐渐减小

逐渐增大

性

质

化合价

最高正价由+1→+7

负价数＝-（8-族序）

最高正价、负价数相同

最高正价＝族序数

元素的金属性

和非金属性

金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强

金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱

单质的氧化性、还原性

还原性减弱，氧化性增强

氧化性减弱，还原性增强

最高价氧化物对应的水化物的酸碱性

碱性减弱，酸性增强

酸性减弱，碱性增强

气态氢化物稳定性

渐增

渐减

电子层数越多

原子半径越大

原子核对核外电子的吸引力越弱

失电子能力增强，得电子能力减弱

金属性增强，非金属性减弱。

电子层数相同，质子数越大

原子半径越小

原子核对核外电子的引力越强

失电子能力减弱，得电子能力增强

金属性减弱，非金属性增强。

（2）判断元素金属性、非金属性强弱的方法：

金属性强弱

非金属性强弱

（3）周期表中的递变规律：

规律“三角”。

若A、B、C三元素位于周期表中如下图所示位置，则有关的各种性质均可排出顺序（但A、D不能）。

如：

①原子半径：

C＞A＞B；

②金属性：

C＞A＞B；

③非金属性：

B＞A＞C。

（4）周期表中的相似规律：

①同主族元素性质相似（因为最外层电子数均相同）。

②上图中A、D位置的元素性质相似（如：

金属与非金属的分界线）

③相邻元素性质差别不大。

（5）气态氢化物化学式及最高价氧化物对应的水化物化学式的写法：

ⅠA   ⅡA      ⅢA   ⅣA   ⅤA ⅥA   ⅦA

2周期    —    —       —    CH4      NH3      H2O    HF

         LiOH Be（OH）2       H3BO3    H2CO3    HNO3      —    —

3周期    —    —       —   SiH4      PH3       H2S   HCl

NaOH  Mg（OH）2   Al（OH）3  H2SiO3   H3PO4   H2SO4   HClO4

4.元素周期表的应用

（1）预测元素的性质：

常见的题目是给出一种不常见的主族元素（如砹、碲、铋、铟、镭、铯等），或尚未发现的主族元素，推测该元素及其单质或化合物所具有的性质。

解答的关键是根据该元素所在族的熟悉元素的性质，根据递变规律，加以推测判断。

（2）启发人们在一定区域内寻找新物质（农药、半导体、催化剂等）。

5.核素和同位素

（1）核素：

具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。

如11H（H）、12H（D）、13H（T）就各为一种核素。

（2）同位素：

同一元素的不同核素之间互称同位素。

如816O、817O、818O是氧元素的三种核素，互为同位素。

（3）元素、核素、同位素之间的关系如下图所示。

（4）同位素的特点

①同种元素，可以有若干种不同的核素。

至今已发现了110种元素，但发现的核素远多于110种。

②核电荷数相同的不同核素，虽然它们的中子数不同，但是属于同一种元素。

③同位素是同一元素的不同核素之间的互相称谓，不指具体的原子。

④817O是一种核素，而不是一种同位素。

816O、817O、818O是氧元素的三种核素，互为同位素。

⑤同一种元素的不同同位素原子其质量数不同，核外电子层结构相同，其原子、单质及其构成的化合物化学性质几乎完全相同，只是某些物理性质略有差异。

6.元素的相对原子质量［Ar（E）］

（1）概念：

根据元素天然同位素原子所占的百分数和有关核素的相对原子质量，计算出该元素的相对原子质量。

（2）计算式：

Ar（E）＝Ar（E1）·a%+Ar（E2）·b%+Ar（E3）·c%+…。

式中Ar（E1）、Ar（E2）、Ar（E3）分别为各同位素的相对原子质量，a%、b%、c%分别为自然界中各种天然同位素原子所占原子个数的百分比。

如果用各同位素的质量数代替同位素相对原子质量进行以上计算，则得到元素的近似相对原子质量。

化学键

【重点难点解析】

重点：

离子键，共价键。

难点：

化学键的概念，化学反应的本质。

1.比较原子半径和离子半径大小的规律。

（1）电子层数越多，半径越大；电子层数越少，半径越小。

如F＜Cl＜Br＜I;Li+＜Na+＜K+＜Rb+。

（2）对于电子层结构相同的离子，核电荷多的半径小；核电荷数少的半径大。

如S2-＞Cl-＞K+＞Ca2+。

但注意，稀有元素原子半径一般比同周期相邻的非金属元素原子的半径大。

（3）对于同种元素的各种微粒，核外电子数越多，半径越大；核外电子数越少，半径越小。

如：

Cl-＞Cl,Fe＞Fe2+＞Fe3+,H-＞H＞H+。

例题 A+、B2+、C-、D2-四种离子具有相同的电子层结构。

现有以下排列顺序：

①B2+＞A+＞C-＞D2-；②C-＞D2-＞A+＞B2+；③B2+＞A+＞D2-＞C-；④D2-＞C-＞A+＞B2+。

四种离子的半径由大到小以及四种元素原子序数由大到小的顺序分别是（   ）

A.①④       B.④①       C.②③       D.③②

解析 根据规律2，微粒结构相同的A+、B2+、C-、D2-离子，因核电荷数由多到少的顺序为B2+＞A+＞C-＞D2-，故微粒半径由大到小的顺序为D2-＞C-＞A+＞B2+。

答案为B。

点评 本题主要运用比较微粒半径的大小规律：

相同电子层结构的原子或离子核电荷数越大，半径越小。

2.学习离子键时应注意哪些问题?

（1）正确理解离子键中静电作用的涵义

①静电作用包括阴、阳离子间的静电吸引作用和电子之间、原子核之间的静电排斥作用，当阴、阳离子接近到某一定距离时，吸引和排斥作用达到平衡，于是阴、阳离子间就形成了稳定的离子键。

②由于离子键是静电吸引与静电排斥的平衡，所以阴、阳离子间既不能离得太远，又不能靠得太近，当离子化合物被熔化或溶解于水时，离子键即遭到破坏，这时离子可以自由移动。

（2）了解离子键的成键原因

（3）了解离子的结构特征

离子的结构特征包括离子的电荷，离子的电子层结构和离子的半径三层含义。

①离子的电荷

离子是带电荷的原子或原子团，离子所带的电荷和数目与原子成键时得失电子数有关，如氯气跟镁反应生成氯化镁，每个镁原子失去2个电子形成Mg2+，每个氯原子得到1个电子形成Cl-

②离子的电子层结构

主族元素形成的离子的电子层一般是饱和的（即各层电子数只为2，8，18等值），如Li+,Be2+,H-等离子最外层是2个电子；Na+、K+、Ca2+、Mg2+、Al3+、S2-、F-、Cl-等离子最外层是8个电子。

③离子半径

不论是原子半径还是离子半径，都与它们的原子核对核外电子的吸引力及电子间相互排斥力的相对大小有关，一般只需考虑核电荷数、核外电子排布情况，具体规律可参见前面章节的有关内容。

（4）了解离子键的强弱与其性质的关系

①影响离子键的强弱的因素有离子的电荷和离子的半径。

一般地，离子半径越小，离子所带电荷越多，离子键就越强。

②离子键的强弱影响该离子化合物的熔沸点，溶解性等。

如在氯化钠和氯化钾中，前者离子键较后者强，所以氯化钠的熔点比氯化钾的高

3.学习共价键应注意哪些问题?

（1）了解共价键的形成原因

非金属原子最外层电子未达到饱和状态，使非金属元素间有相互共用电子结合的倾向，从而形成共价键。

（2）了解共价键的三个键参数的作用

①键长：

在分子中，成键原子的核间平均距离。

成键原子的半径越大，形成的共价键的键长越长，一般地，键长越短，形成的共价键越牢固，含有该键的分子就越稳定。

②键能：

拆开1mol化学键所需的能量。

一般地，键能越大，表示形成的共价键越牢固，含有该键的分子也越稳定。

③键角：

在分子中，键与键间的夹角。

键角影响分子的空间构型和分子的极性。

4.各类微粒的电子式的书写

类别

书写规则

实例

原子

只需将原子的最外层电子用·或×表示在原子的周围（但应注意电子的成对情况）

离子

金属阳离子或H+的符号即其电子式；非金属的离子的电子式应注意得到电子情况，打中括号，标电荷等；复杂的离子要分析电子得失或电子转移情况来写电子式。

气态

单质

根据共用电子的情况分析，正确写出电子式

化合物

先判断化合物是离子化合物还是共价化合物，再分析化合物中原子间电子转移的情况，最后正确写出电子式。

（要记牢）

表示形成过程

【命题趋势分析】

1.分析化合物中元素原子的最外层电子数多少

2.用电子式表示离子化合物或共价化合物及表示键的形成过程

3.对离子键、共价键、离子化合物、共价化合物的概念的考查

4.题型以选择题型为主

核心知识

【基础知识精讲】

1.离子键

使阴、阳离子结合成化合物的静电作用，叫做离子键。

从下列几个方面掌握离子键：

（1）成键的微粒：

阴离子和阳离子。

（2）键的本质：

阴离子和阳离子之间的静电作用。

（3）键的形成条件：

（4）成键的主要原因：

①原子容易相互得、失电子形成阴、阳离；②离子间的吸引和排斥达到平衡；③成键后体系的能量降低。

（5）通过离子键形成的化合物均为离子化合物，如强碱、大多数盐以及典型的金属氧化物等。

（6）离子键的强弱及其意义：

①影响离子键强弱的因素有：

离子的半径和电荷，即离子半径越小，带电荷越多，阴、阳离子间的作用就越强。

②强弱与性质的关系：

影响该离子化合物的熔点、沸点和溶解性等。

例如：

r（Na+）＜r（K+），所以离子键NaCl较KCl强，熔点NaCl比KCl高；又如Al2O3和MgO，它们均由半径小、高电荷（Al3+、Mg2+、O2-）的离子构成，离子键很强，所以它们均为高熔点物质，常用作耐火材料。

（7）电子式；

用来表示原子、离子或分子的一种化学符号。

①原子的电子式：

常把其最外层电子数用小黑点“·”或小叉“×”来表示。

例如：

 硫原子：

   钾原子：

K×   氖原子：

②阴离子的电子式：

不但要画出最外层电子数，而且还应用括号“［ ］”括起来，并也要在右上角标“n-”电荷字样。

例如：

氧离子：

     氟离子：

③阳离子的电子式：

不要求画出离子最外层电子数，只要在元素符号右上角标出“n+”电荷字样。

例如：

钠离子：

Na+     镁离子：

Mg2+     钡离子：

Ba2+

④原子团的电子式：

不仅要画出各原子最外层电子数，而且还应用括号“［ ］”括起来，并在右上角标出“n-”或“n+”电荷字样。

例如：

铵根离子：

     氢氧根离子：

⑤离子化合物的电子式：

由阴、阳离子的电子式组成，但对相同的离子不得合并。

例如：

⑥离子键形成的表示法：

（8）书写离子化合物的电子式的方法：

①每个离子都要独写，如

②在阳离子元素符号的外面不需再写出新成为最外层的8个电子，而应在右上角注明阳离子所带的正电荷数。

如镁离子Mg2+。

③在阴离子元素符号的周围应用小黑点画其最外层的8个电子（H-最外层2个电子），并用方括号跟阳离子隔开，再在括号外的右上角注明阴离子所带的负电荷数。

如溴离子

。

④离子的电荷数要注意与化合价相区别。

如

⑤离子要标出离子电荷数，阴离子、原子团要加括号。

如

2.共价键

原子间通过共用电子对所形成的相互作用，叫做共价键。

从下面几个方面掌握共价键：

（1）成键的微粒：

一般为非金属原子（相同或不相同）。

（2）键的本质：

原子间通过共用电子对（即电子云重叠）产生的强烈作用。

（3）键的形成条件：

一般是非金属元素之间，且成键的原子最外层电子未达到饱和状态，则在两原子之间通过形成共用电子对成键。

（4）键能：

分子中所含键的键能越大，分子越稳定。

（反应物总键能-生成物总键能）＞0，反应吸热。

（反应物总键能）-生成物总键能＜0，反应放热。

（5）共价键形成的表示方法：

3.化学键

相邻的原子之间强烈的相互作用，通常叫做化学键。

（1） 离子键、共价键的比较：

离子键

共价键

概念

阴、阳离子间通过静电作用所形成的化学键。

原子间通过共用电子对（电子云重叠）所形成的化学键。

成键微粒

离子

原子

相互作用的实质

阴、阳离子间的电性作用

共用电子（电子云重叠）对两原子核产生的电性作用。

形成条件

活泼金属（如K、Na、Ca等）跟活泼非金属（如Cl、Br、O等）化合时形成离子键。

非金属元素形成的单质或化合物形成共价键。

实例

CaCl2、Na2O2、NaOH、NaH

Cl2、CCl4、H2O、HF、HNO3

（2）化学反应的本质：

一个化学反应的过程，本质就是旧化学键断裂和新化学键形成的过程。

（3）化学键的存在：

①构成稀有气体的单质