高一化学下学期期中知识点汇总Word格式.doc
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4、5、6长周期；
7不完全周期）
主族序数=元素原子的最外层电子数18个纵行（7个主族；
7个副族；
一个零族；
一个Ⅷ族（8、9、10三个纵行））
2、元素周期律
（1）元素的金属性和非金属性强弱的比较
a.单质与水或酸反应置换氢的难易或与氢化合的难易及气态氢化物的稳定性
b.最高价氧化物的水化物的碱性或酸性强弱
c.单质的还原性或氧化性的强弱（注意：
单质与相应离子的性质的变化规律相反）
（2）元素性质随周期和族的变化规律
a.同一周期，从左到右，元素的金属性逐渐变弱
b.同一周期，从左到右，元素的非金属性逐渐增强
c.同一主族，从上到下，元素的金属性逐渐增强
d.同一主族，从上到下，元素的非金属性逐渐减弱
（3）第三周期元素的变化规律和碱金属族和卤族元素的变化规律（包括物理、化学性质）
（4）微粒半径大小的比较规律：
a.原子与原子
b.原子与其离子
c.电子层结构相同的离子。
3、元素周期律的应用（重难点）
（1）“位，构，性”三者之间的关系a.原子结构决定元素在元素周期表中的位置；
b.原子结构决定元素的化学性质；
c.以位置推测原子结构和元素性质
（2）预测新元素及其性质
三、化学键
1、离子键：
A.相关概念：
B.离子化合物：
大多数盐、强碱、典型金属氧化物
C.离子化合物形成过程的电子式的表示（AB，A2B，AB2，NaOH，Na2O2，NH4Cl，O22-，NH4＋）
2、共价键：
B.共价化合物：
只有非金属的化合物（除了铵盐）
C.共价化合物形成过程的电子式的表示（NH3，CH4，CO2，HClO，H2O2）
D极性键与非极性键
3、化学键的概念和化学反应的本质：
第二章：
化学反应与能量
一、化学能与热能
1、化学反应中能量变化的主要原因：
化学键的断裂和形成.
2、化学反应吸收能量或放出能量的决定因素：
反应物和生成物的总能量的相对大小
a.吸热反应：
反应物的总能量小于生成物的总能量
b.放热反应：
反应物的总能量大于生成物的总能量
3、化学反应的一大特征：
化学反应的过程中总是伴随着能量变化，通常表现为热量变化
4、常见的放热反应：
A.所有燃烧反应；
B.中和反应；
C.大多数化合反应；
D.活泼金属跟水或酸反应E.物质的缓慢氧化
5、常见的吸热反应：
A.大多数分解反应；
C.氯化铵与八水合氢氧化钡的反应。
6、中和热：
A.概念：
稀的强酸与强碱发生中和反应生成1molH2O（液态）时所释放的热量。
B、中和热测定实验。
二、化学能与电能
1、原电池：
（1）概念：
（2）工作原理：
a.负极：
失电子（化合价升高），发生氧化反应
b.正极：
得电子（化合价降低），发生还原反应
（3）原电池的构成条件：
关键是能自发进行的氧化还原反应能形成原电池。
a.有两种活泼性不同的金属或金属与非金属导体作电极
b.电极均插入同一电解质溶液
c.两电极相连（直接或间接）形成闭合回路
（4）原电池正、负极的判断：
a.负极：
电子流出的电极（较活泼的金属），金属化合价升高
b.正极：
电子流入的电极（较不活泼的金属、石墨等）：
元素化合价降低
（5）金属活泼性的判断：
a.金属活动性顺序表
b.原电池的负极（电子流出的电极，质量减少的电极）的金属更活泼；
c.原电池的正极（电子流入的电极，质量不变或增加的电极，冒气泡的电极）为较不活泼金属
（6）原电池的电极反应：
a.负极反应：
X－ne＝Xn－；
b.正极反应：
溶液中的阳离子得电子的还原反应
2、原电池的设计：
根据电池反应设计原电池：
（三部分＋导线）
a.负极为失电子的金属（即化合价升高的物质）
b.正极为比负极不活泼的金属或石墨
c.电解质溶液含有反应中得电子的阳离子（即化合价降低的物质）
3、金属的电化学腐蚀
（1）不纯的金属（或合金）在电解质溶液中的腐蚀，关键形成了原电池，加速了金属腐蚀
（2）金属腐蚀的防护：
a.改变金属内部组成结构，可以增强金属耐腐蚀的能力。
不锈钢。
b.在金属表面覆盖一层保护层，以断绝金属与外界物质接触，达到耐腐蚀的效果。
（油脂、油漆、搪瓷、塑料、电镀金属、氧化成致密的氧化膜）
c.电化学保护法：
牺牲活泼金属保护法，外加电流保护法
4、发展中的化学电源
（1）干电池（锌锰电池）a.负极：
Zn－2e-＝Zn2+
b.参与正极反应的是MnO2和NH4+
（2）充电电池a.铅蓄电池：
铅蓄电池充电和放电的总化学方程式
放电时电极反应：
负极：
Pb+SO42-－2e-＝PbSO4
正极：
PbO2+4H++SO42-+2e-＝PbSO4+2H2O
b.氢氧燃料电池：
它是一种高效、不污染环境的发电装置。
它的电极材料一般为活性电极，具有很强的催化活性，如铂电极，活性炭电极等。
总反应：
2H2+O2＝2H2O
电极反应为（电解质溶液为KOH溶液）负极：
2H2+4OH--4e-→4H2O
正极：
O2+2H2O+4e-→4OH-
三、化学反应速率和限度
1、化学反应速率
（1）化学反应速率的概念：
（2）计算
a.简单计算
b.已知物质的量n的变化或者质量m的变化，转化成物质的量浓度c的变化后再求反应速率v
c.化学反应速率之比＝化学计量数之比，据此计算：
已知反应方程和某物质表示的反应速率，求另一物质表示的反应速率；
已知反应中各物质表示的反应速率之比或△C之比，求反应方程。
d.比较不同条件下同一反应的反应速率
关键：
找同一参照物，比较同一物质表示的速率（即把其他的物质表示的反应速率转化成同一物质表示的反应速率）
2、影响化学反应速率的因素
（1）决定化学反应速率的主要因素：
反应物自身的性质（内因）
（2）外因：
a.浓度越大，反应速率越快
b.升高温度（任何反应，无论吸热还是放热），加快反应速率
c.催化剂一般加快反应速率
d.有气体参加的反应，增大压强，反应速率加快e.固体表面积越大，反应速率越快
f.光、反应物的状态、溶剂等
3、化学反应的限度
⑴、可逆反应的概念和特点
⑵、绝大多数化学反应都有可逆性，只是不同的化学反应的限度不同；
相同的化学反应，不同的条件下其限度也可能不同
a.化学反应限度的概念：
一定条件下，当一个可逆反应进行到正反应和逆反应的速率相等，反应物和生成物的浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡状态”，这种状态称为化学平衡状态，简称化学平衡，这就是可逆反应所能达到的限度。
b.化学平衡的曲线：
c.可逆反应达到平衡状态的标志：
反应混合物中各组分浓度保持不变
↓
正反应速率＝逆反应速率
消耗A的速率＝生成A的速率
d.怎样判断一个反应是否达到平衡：
正反应速率与逆反应速率相等；
反应物与生成物浓度不再改变；
混合体系中各组分的质量分数不再发生变化；
条件变，反应所能达到的限度发生变化。
e.化学平衡的特点：
逆、等、动、定、变、同。
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