高考化学核心知识点解读Word文档格式.docx

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SO2-4、OH-、CH3COO-、—OH、—NO2、—COOH等。

8.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

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。

9.混合物:

由两种或多种物质混合而成的物质叫混合物;

（1）混合物没有固定的组成，一般没有固定的熔沸点;

（2）典型混合物:

①溶液:

溶剂+溶质如:

盐酸、碘酒等②胶体:

分散质+分散剂

③空气:

N278%、O221%、稀有气体0.94%、CO20.03%、其他0.03%（体积比）

10.纯净物:

由一种物质组成的物质叫纯净物。

它可以是单质、化合物，如果是由分子构成的物质，那纯净物就是指同种分子组成的物质。

【注意】由同素异形体组成的物质为混合物如红磷和白磷。

由同位素原子组成的物质是纯净物如H2O与D2O混合为纯净物。

11.单质:

由同种元素组成的纯净物叫单质。

如O2、Cl2、N2、Ar、金刚石、铁（Fe）等。

HD、16O18O也属于单质，单质分为金属单质与非金属单质两种。

12.化合物:

由不同种元素组成的纯净物叫化合物。

从不同的分类角度化合物可分为多种类型，如离子化合物和共价化合物;

电解质和非电解质;

无机化合物和有机化合物;

酸、碱盐和氧化物等。

13.酸:

电离理论认为:

电解电离出的阳离子全部是H+的化合物叫做酸。

常见强酸如:

HClO4、H2SO4、HCl、HNO3…

常见弱酸如:

H2SO3、H3PO4、HF、HClO、H2CO3、H2CO3、H2SO3、CH3COOH…

14.碱:

电离理论认为，电解质电离时产生的阴离子全部是OH-的化合物叫碱。

常见强碱如:

NaOH、KOH、Ba（OH）2…

常见弱碱如:

NH3·

H2O、Al（OH）3、Fe（OH）3…

15.盐:

电离时生成金属阳离子（或NH+4）和酸根离子的化合物叫做盐。

盐的分类①正盐:

（NH4）2SO4、Na2SO4…

②酸式盐:

如NaHCO3、NaH2PO4、Na2HPO4…③碱式盐:

Cu2（OH）2CO3…④复盐:

KAl（SO4）2·

12H2O…

16.氧化物:

由两种元素组成，其中一种是氧的化合物叫氧化物氧化物的分类方法按组成分金属氧化物:

Na2O、Al2O3、Fe3O4…非金属氧化物:

NO2、CO、SO2、CO2…

按性质分不成盐氧化物:

CO、NO

成盐氧化物酸性氧化物:

CO2、SO2…碱性氧化物:

Na2O2、CuO…两性氧化物:

Al2O3、ZnO过氧化物:

Na2O2超氧化物:

KO2

17.同素异形体:

由同种元素所形成的不同的单质为同素异形体。

（1）常见同素异形体:

红磷与白磷;

O2与O3;

金刚石与石墨。

（2）同素异形体之间可以相互转化，属于化学变化但不属于氧化还原反应。

（二）正确使用化学用语

化学用语是指化学学科中专门使用的符号，它包括以下几种:

①元素符号②离子符号③电子式④原子结构示意图⑤分子式（化学式）⑥结构式和结构简式⑦化学方程式⑧热化学方程式⑨离子方程式⑩电离方程式○11电极方程式

1.四种符号

元素符号:

①表示一种元素。

②表示一种元素的一个原子。

离子符号:

在元素符号右上角标电符数及正负号“1”省略不写如:

Ca2+、SO2-4、Cl-、Na+…

价标符号:

是在元素正上方标正负化合价、正负写在价数前。

“1”不能省略。

H+1Cl-1Na2+1S+6O4-2……

核素符号:

如2713Al、3216S、168O左上角为质量数，左下角为质子数。

2.化合价的概念。

化合价是指一种元素一定数目的原子跟其他元素一定数目的原子化合的性质。

①在离子化合物中，失去电子的为正价，失去n个电子即为正n价;

得到电子为负价，得到n个电子为负n价。

②在共价化合物中，元素化合价的数值就是这种元素的一个原子跟其他元素的原子形成的共用电子对的数目、正负则由共用电子对的偏移来决定，电子对偏向那种原子，哪种原子就显负价;

偏离哪种原子、哪种原子就显正价。

③单质分子中元素的化合价为零。

3.电子式的书写:

电子式是元素符号用小黑点（或×

）来表示原子的最外层电子排布的式子。

用电子式可以表示以下内容:

①原子的电子式:

H·

·

N·

·

Cl·

Na·

②离子的电子式:

H+Na+［S］2-［Cl］-［HNHHH］+阴离子、复杂阳离子要用中括号。

③共价化合物的电子式:

HClOCOHOH

④离子化合物的电子式:

Na+［Cl］-［HNHHH］+［Cl］-

⑤表示离子化合物的形成过程:

Na×

+·

ClNa+［Cl］-

⑥表示共价化合物的形成过程如:

H×

+FH·

×

F

4.原子结构示意图的书写

原子结构示意图是表示原子的电子层结构的图示。

如硫原子结构:

其中圆圈表示原子核内有16个质子。

“+”号代表原子核带正电荷。

弧线表示电子层，数字为该层的电子数。

要求熟练掌握1～18号元素的原子结构示意图。

5.分子式（化学式）结构式，结构简式。

用元素符号表示单质分子或化合物分子组成的式子是分子式（分子晶体）在离子晶体和原子晶体中，用元素符号表示其物质组成的式子称为化学式，不表示分子组成，有时亦称分子式。

用短线表示一对共用电子对的图示，用以表示分子中所含原子的结合方程和排列顺序（不表示空间结构）。

叫作结构式，一般用来表示有机物如:

HCHHCHHOH、HCHHCOOH结构简式是简化碳氢键和碳碳单键突出官能团的式子。

CH3CH2OHCH3COOHCH3CHOCH2=CH2CH≡CH

6.质量守恒定律。

在化学反应中，参加反应的各物质的质量总和，等于反应后生成的各物质的质量总和，这个规律叫质量守恒定律。

①一切化学反应都遵循质量守恒，原子个数守恒。

②氧化还原反应还遵循得失电子守恒，化合价升降总数相等。

③电解质溶液中阳离子所带正电荷总数等于阴离子所带负电荷总数，即离子电荷守恒。

7.离子反应方程式的书写规则

用实际参加反应的离子的符号表示离子反应的式子叫作离子方程式离子方程式书写原则如下:

①只能将易溶、易电离的物质写成离子式;

如NaCl、Na2SO4、NaNO3、CuSO4……

②将难溶的（如BaSO4、BaCO3、AgCl……），难电离的（如HClO、HF、CH3COOH、NH3·

H2O、H2O），易挥发的气体（如SO2、CO2、H2S…）所用化学式表示。

③微溶物:

若处于混浊态要写成分子式，澄清态改写成离子式。

④弱酸的酸式盐酸根不可拆开。

如HCO-3、HSO-3、HS-。

⑤碱性氧化物亦要保留分子式。

8.热化学方程式

表明反应所放出或吸收的热量的方程式，叫作热化学分方程。

书写热化学方程式应注意以下几点:

①注明反应物和生成物的状态。

②用ΔH来表示反应热、放热ΔH为负，吸热ΔH为正。

③热化学方程式的计量数不表示分子个数，故可以是分数。

对于相同的反应，当化学计量数不同时，其ΔH也不同。

H2（g）+Cl2（g）2HCl（g）;

ΔH=-184.6kJ·

mol-1

12H2（g）+12Cl2（g）HCl（g）;

ΔH=-92.3kJ·

其他如电极反应式内容将在《电解质溶液》中有叙述。

水解方程式。

【注意】化学用语的正确使用是学好化学科的基本要求，考生应特别注意。

二、化学反应与能量

（一）掌握化学反应的四种基本类型

1.化合反应:

两种或两种以上的物质相互作用，生成一种物质的反应。

即A+B+C…=E

CaO+H2OCa（OH）24NO2+O2+2H2O=4HNO3

2.分解反应:

一种物质经过反应后生成两种或两种以上物质的反应。

即AB+C+D…

CaCO3高温CaO+CO2↑

2KMnO4△K2MnO4+MnO2+O2↑

3.置换反应:

一种单质与一种化合物反应，生成另一种单质和另一种化合物的反应。

2Mg+CO22MgO+C

4.复分解反应:

两种化合物相互交换成分，生成另外两种化合物的反应。

AgNO3+HCl=AgCl↓+HNO3

（二）氧化还原反应:

氧化剂、还原剂

1.基本概念

①氧化反应:

物质失去电子（化合价升高）的反应。

还原反应:

物质得到电子（化合价降低）的反应。

②被氧化:

物质失去电子被氧化。

（所含元素化合价升高）被还原:

物质得到电子被还原。

（所含元素化合价降低）

③氧化剂:

得到电子的物质。

还原剂:

失去电子的物质。

④氧化性:

物质得电子的能力。

还原性:

物质失电子的能力。

⑤氧化产物:

氧化反应得到的产物。

还原产物:

还原反应得到的产物。

⑥氧化还原反应:

有电子转移（电子得失或共用电子对偏移）的反应，实质是电子的转移，特征是化合价的升降。

2.概念间的关系

3.“双线桥”法表示氧化还原反应中的电子转移。

（1）连接反应前后不同价态的同种元素。

（2）线桥跨跃等等。

（3）得失电子总数相等。

（三）化学反应中的能量变化

1.化学反应中的能量变化，通常表现为热量的变化:

（1）吸热反应:

化学上把吸收热量的化学反应称为吸热反应。

如C+CO2△2CO为吸热反应。

（2）放热反应:

化学上把放出热量的化学反应称为放热反应。

如2H2+O2点燃2H2O为放热反应。

2.化学反应中能量变化的本质原因

化学反应中的能量变化与反应物和生成物所具有的总能量有关。

如果反应物所具有的总能量高于生成物所具有的总能量，在发生化学反应时放出热量;

如果反应物所具有的总能量低于生成物所具有的总能量，在发生化学反应时吸收热量。

3.反应热、燃烧热、中和热、热化学方程式

（1）反应热:

在化学反应中放出或吸收的热量，通常叫反应热用ΔH表示。

单位:

kJ·

mol-1。

（2）燃烧热:

在101kPa时1mol物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的能量，叫该物质的燃烧热。

101kPa时1molH2完全燃烧生成液态水，放出285.5kJ·

mol-1的热量，这就是H2的燃烧热。

H2（g）+12O2（g）H2o（l）;

ΔH=-285.5kJ·

（3）中和热:

在稀溶液中、酸和碱发生中和反应而生成1molH2O，这时的反应热叫做中和热。

H+（aq）+OH-（aq）H2O（l）;

ΔH=-57.3kJ·

mol-1附:

化学反应的几种分类方法:

1.根据反应物和生成物的类别及反应前后物质种类的多少分为:

化合反应、分解反应、置换反应、复分解反应。

2.根据反应中物质是否有电子转移分为:

氧化还原反应、非氧化还原反应。

3.根据反应是否有离子参加或生成分为:

离子反应、非离子反应。

4.根据反应的热效应分为:

放热反应、吸热反应。

5.根据反应进行的程度分为:

可逆反应、不可逆反应。

三、化学中常用计量

1.同位素相对原子质量:

以12C的一个原子质量的112作为标准，其他元素的一种同位素原子的质量和它相比较所得的数值为该同位素相对原子质量，单位是“一”，一般不写。

2.平均相对原子质量（即元素相对原子质量）。

由于同位素的存在，同一种元素有若干种原子，所以元素的相对原子质量是按各种天然同位素原子所占的一定百分比计算出来的平均值，即按各同位素的相对原子质量与各天然同位素原子百分比乘积和计算平均相对原子质量。

3.相对分子质量

一个分子中各原子的相对原子质量×

原子个数的总和称为相对分子质量。

4.物质的量的单位—摩尔

物质的量是国际单位制（SI）的7个基本单位之一，符号是n。

用来计量原子、分子或离子等微观粒子的多少。

摩尔是物质的量的单位。

简称摩，用mol表示。

①使用摩尔时，必须指明粒子的种类:

原子、分子、离子、电子或其他微观粒子。

②1mol任何粒子的粒子数叫做阿伏加德罗常数。

阿伏加德罗常数符号NA，通常用6.02×

1023mol-1这个近似值。

③物质的量，阿伏加德罗常数，粒子数（N）有如下关系:

n=NNA

5.摩尔质量:

单位物质的量的物质所具有的质量叫作摩尔质量。

用M表示，单位:

g·

mol-1或kg·

①任何物质的摩尔质量以g·

mol-1为单位时，其数值上与该物质的式量相等。

②物质的量（n）、物质的质量（m）、摩尔质量（M）之间的关系如下:

M=mn

6.气体摩尔体积:

单位物质的量气体所占的体积叫作气体摩尔体积。

用Vm表示，Vm=Vn。

常用单位L·

①标准状况下，气体摩尔体积约为22.4L·

②阿伏加德罗定律及推论

定律:

同温同压下，相同体积的任何气体都会有相同数目的分子。

推论如下:

①同温同压下:

V1V2=n1n2②同温同压下:

P1P2=M1M2③同温同体积时:

n1n2=P1P27.物质的量浓度

（1）定义:

以单位体积里所含溶质B的物质的量来表示溶液组成的物理量，叫做溶质B的物质的量浓度，符号CB。

（2）CB=nB（mol）

V（L）（nB是溶质B的物质的量，V是溶液体积）单位是mol·

L-1。

（3）溶质的质量分数w，溶液密度ρ（g·

cm-3）。

溶质的物质的量浓度CB关系如下:

CB=1000mL/L×

ρg/mL×

w

Mg/mol（M是溶质的摩尔质量）

（二）掌握各物理量之间的关系，熟练应用于计算。

四、物质结构、元素周期律

（一）原子结构

1.原子（AZX）原子核（Z个正电荷）质子（带正电）:

Z个

中子（不显电性）:

（A-Z）个电子（带负电）:

2.原子中各微粒间的关系

①A=N+Z（A:

质量数，N:

中子数，Z:

质量数）②Z=核电荷数=核外电子数=原子序数③MZ≈MN≈1836Me-（质量关系）

3.原子中各微粒的作用

（1）原子核:

几乎集中原子的全部质量，但其体积却只占整个体积的千亿分之一。

其中的质子、中子通过强相互作用集合在一起，使原子核十分“坚固”，在化学反应时不会发生变化。

另外原子核中蕴含着巨大的能量—原子能（即核能）。

（2）质子:

带一个单位正电荷。

质量为1.6726×

10-27kg，相对质量1.007。

质子数决定元素的种类。

（3）中子:

不带电荷。

质量为1.6748×

10-27kg，相对质量1.008。

中子数决定同位素的种类。

（4）电子:

带1个单位的负电荷。

质量很小，约为11836×

1.6726×

10-27kg。

与原子的化学性质密切相关，特别是最外层电子数及排布决定了原子的化学性质。

4.原子核外电子排布规律

（1）能量最低原理:

核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，然后再由里往外排布在能量逐步升高的电子层里，即依次K→L→M→N顺序排列。

（2）各电子层最多容纳电子数为2n2个，即K层2个，L层8个，M层18个，N层32个等。

（3）最外层电子数不超过8个，次外层不超过18个，倒数第三层不超过32个。

【注意】以上三条规律是相互联系的，不能孤立理解其中某条。

如M层不是最外层时，其电子数最多为18个，当其是最外层时，其中的电子数最多为8个。

（二）元素周期律、元素周期表

1.原子序数:

人们按核电荷数由小到大给元素编号，这种编号叫原子序数。

（原子序数=质子数=核电荷数）

2.元素周期律:

元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化，这一规律叫做元素周期律。

具体内容如下:

随着原子序数的递增:

①原子核外电子排布的周期性变化:

最外层电子数从1→8个的周期性变化。

②原子半径的周期性变化:

同周期元素、随原子序数递增原子半径逐渐减小的周期性变化。

③元素主要化合价的周期性变化:

正价+1→+7，负价-4→-1的周期性变化。

④元素的金属性、非金属性的周期性变化:

金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强的周期性变化。

【注意】元素性质随原子序数递增呈周期性变化的本质原因是元素的原子核外电子排布周期性变化的必然结果。

3.元素周期表

（1）元素周期表的构成周期表

结构周期（共7横行）短周期（一、二、三周期）长周期（四、五、六周期）不完全周期（七周期）

族（共18纵行，16个族）主族（ⅠA—ⅦA）（7个）

副族（ⅢB—ⅦB，ⅠB—ⅡB）（7个）Ⅷ族（8、9、10纵行）（1个）零族（稀有气体元素）（1个）

（2）原子结构、元素性质与元素周期表关系的规律①原子序数=核内质子数

②电子层数=周期数（电子层数决定周期数）

③主族元素最外层电子数=主族序数=最高正价数④负价绝对值=8-主族序数（限ⅣA～ⅦA）

⑤同一周期，从左到右，原子半径逐渐减小，元素的金属性逐渐减弱，非金属逐渐增强，则非金属元素单质的氧化性增强，形成的气态氧化物越稳定，形成的最高价氧化物对应水化物的酸性增强，其离子还原性减弱。

⑥同一主族，从上到下，原子半径逐渐增大，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

则金属元素单质的还原性增强，形成的最高价氧化物对应水化物的碱性增强，其离子的氧化性减弱。

（3）“位”—“构”—“性”之间的关系（4）判断微粒大小的方法

①同周期元素的原子或最高价离子半径从左到右渐小（稀有气体元素除外），如:

Na>

Mg>

Al;

Na+>

Mg2+>

Al3+。

②同主族元素的原子半径或离子半径从上到下渐大，如O<

S<

Se，F-<

Cl-<

Br-。

③电子层数相同，核电荷数越大半径越小，如:

K+>

Ca2+。

④核电荷数相同，电子数越多半径越大，如:

Fe2+>

Fe3+。

⑤电子数和核电荷数都不同的，一般可通过一种参照物进行比较，如:

比较Al3+与S2-的半径大小，可找出与Al3+电子数相同，与S2-同一主族元素的O2-比较，Al3+<

O2-，且O2-<

S2-，故Al3+<

S2-。

⑥具有相同电子层结构的离子，一般是原子序数越大，离子半径越小如:

rS2->

rCl->

rk+>

rCa2+（5）电子数相同的微粒组

①核外有10个电子的微粒组:

原子:

Ne;

分子:

CH4、NH3、H2O、HF;

阳离子:

Na+、Mg2+、Al3+、NH+4、H3O+;

阴离子:

N3-、O2-、F-、OH-、NH-2。

②核外有18个电子的微粒子:

SiH4、PH3、H2S、HCl、F2、H2O2;

K+、Ca2+;

P3-、S2-、HS-、Cl-、O2-2。

（三）化学键和晶体结构

1.化学键:

相邻原子间强烈的相互作用叫作化学键。

包括离子键和共价键（金属键）。

2.离子键:

使阴阳离子结合成化合物的静电作用叫离子键。

（2）成键元素:

活泼金属（或NH+4）与活泼的非金属（或酸根，OH-）。

（3）静电作用:

指静电吸引和静电排斥的平衡。

3.共价键

原子间通过共用电子对所形成的相互作用叫作共价键。

一般来说同种非金属元素的原子或不同非金属元素的原子之间形成共用电子对达到稳定结构。

（3）共价键分类:

①非极性键:

由同种元素的原子间形成的共价键（共用电子对不偏移）如在某些非金属单质（H2、Cl2、O2、P4…）共价化合物（H2O2、多碳化合物）、离子化合物（Na2O2、Cal2）中存在。

②极性键:

由不同元素的原子间形成的共价键（共用电子对偏向吸引电子能力强的一方）如在共价化合物（HCl、H2O、CO2、NH3、H2SO4、SiO2）某些离子化合物（NaOH、Na2SO4、NH4Cl）中存在。

4.非极性分子和极性分子

（1）非极性分子中整个分子电荷分布是均匀的、对称的。

极性分子中整个分子的电荷分布不均匀，不对称。

（2）判断依据:

键的极性和分子的空间构型两方面因素决定。

双原子分子极性键→极性分子。

如HCl，NO，CO

非极性键→非极性分子。

如H2，Cl2，N2，O2多原子

分子都是非极性键→非极性分子。

如P4、S8

有极性键几何结构对称→非极性分子。

如CO2、CS2、CH4、Cl4几何结构不对称→极性分子。

如H2O2，NH3，H2O