基本概念和理論
（一）物質分類及其他
1、物質分類的基本內容
溶液
混合物 膠體
烴
濁液
有機化合物
物質 化合物
烴的衍生物
純凈物 無機化合物：酸、堿、鹽、氧化物、氫化物、氯化物等
非金屬
單質
金屬
2、電解質：在水溶液中或者熔化狀態(tài)下能導電的化合物。酸、堿、鹽、水等
3、非電解質：在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導電的化合物。蔗糖、酒精、SO2、CO2、NH3等
4、強電解質：在水溶液中能全部電離的電解質
強酸HCl、H2SO4、HNO3
強堿NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2
大多數(shù)的鹽
弱酸
弱電解質：在水溶液中能部分電離的電解質 弱堿
水
5、分散系
（1）分散系分類實質依據(jù)：
溶 液 膠體 濁液
分散系分散質大�。╪m） ＜10-9 10-9 ～10-7 ＞10-7
（2）區(qū)分溶液與膠體最簡單方法：丁達爾現(xiàn)象（光亮的通路 ）。
（二）化學反應的類型
1、四種基本反應類型 ：化合反應、分解反應、置換反應、復分解反應。
2、四種基本反應類型與氧化還原反應的關系：
置換反應一定是氧化還原反應，復分解反應一定不是氧化還原反應，化合反應、分解反應可能是氧化還原反應
請將“化合反應”、“置換反應”、“分解反應”、“復分解反應”與“氧化還原反應”分別填入右圖中的圓內或橢圓內。
3、氧化還原反應本質：電子的轉移（得失或者偏移）。
特征：化合價的升降（判斷氧化還原反應的依據(jù)）。
4、離子反應
（1）離子反應發(fā)生的條件：①生成難溶物②生成揮發(fā)性的物質③生成難電離物質
（2）常見離子反應回顧：☆☆☆☆☆
①鈉和水的反應：2Na＋2H2O＝2Na＋＋2OH—＋H2↑
②碳酸鈣與鹽酸的反應：CaCO3＋2H＋＝Ca2＋＋H2O＋CO2↑
③澄清的石灰水跟鹽酸的反應：OH—＋H＋＝H2O
④碳酸氫鈉與氫氧化鈉溶液的反應： HCO3—＋OH—＝CO32—＋ H2O
⑤氯氣與水反應：Cl2＋H2O H＋＋Cl—＋HclO (Cl2不會全部參與反應)
⑥實驗室制取氯氣的尾氣吸收的反應：Cl2＋2OH—＝Cl—＋ClO—＋H2O
⑦AlCl3溶液中加入足量的氨水的反應： Al3＋＋3NH3?H2O＝Al(OH)3↓＋3NH4＋
⑧氯化鋁溶液中加過量的氫氧化鈉的反應： A13＋＋4OH—＝A1O2—＋2H2O
⑨Cl2與FeCl2的反應：2Fe2＋＋Cl2＝2Fe3＋＋2Cl—(另：H＋、Fe2＋、NO3－不能共存)
⑩FeCl3 與鐵、銅的反應：2Fe3＋＋Fe＝3Fe2＋、2Fe3＋＋Cu＝2Fe2＋＋Cu2＋
⑩硫酸與氫氧化鋇的反應：2H＋＋SO42—＋ Ba2＋＋2OH—＝BaSO4↓＋2H2O
⑩硫酸銅與氫氧化鋇的反應：Cu2＋＋SO42—＋Ba2＋＋2OH—＝BaSO4↓＋Cu(OH)2↓
5、化學反應中的能量
（1）化學反應從能量的角度分類
①放熱反應：化學上有熱量放出的化學反應。放熱反應反應物的總能量＞生成物的總能量 。常見的放熱反應：燃燒、酸堿中和反應、金屬與酸的反應、氧化鈣與水。
②吸熱反應：化學上吸收熱量的化學反應。吸熱反應生成物的總能量＞反應物的總能量。常見的放熱反應：通常需要高溫或者持續(xù)加熱的反應（C＋CO2和C＋H2O）、碳酸鈣分解、氫氧化鈣與氯化銨晶體反應。
（2）化學能與電能的轉化----原電池----將化學能轉化為電能的裝置
①原理：氧化還原反應的應用。
②電極反應：負極上（較活潑的金屬）-----氧化反應
正極上（較不活潑的金屬）-----還原反應
③原電池的負極可從以下面方面判斷：相對活潑的金屬，電子流出的電極，元素化合價升高的電極，發(fā)生氧化反應的電極，溶解的電極，通燃料的電極。
（三）物質的量及其計算
1、了解物質的量、物質的摩爾質量、物質的微粒數(shù)、氣體摩爾體積、阿伏加德羅定律、物質的量濃度等物理量的內涵，并能進行熟練計算。重點相關原子守恒計算。
2、阿伏加德羅常數(shù)，一般用NA表示，其數(shù)值約為6.02×1023mol-1。
阿伏加德羅常數(shù)計算中對錯辨析舉例：☆☆☆☆☆
（1）1mol/L Na2CO3溶液中所含Na＋數(shù)為2NA （錯，無溶液體積）
（2）常溫常壓下，3.2克O3所含的氧原子數(shù)為0.2NA (對)
（3）標準狀況下, 2.24L苯所含分子數(shù)為0.1NA （錯，S.P.T下苯為液體）
（4）標準狀況下，2.24L Cl2完全溶于水轉移電子數(shù)為0.1NA
（錯，溶于水不等于與水完全反應）
（5）標準狀況下,2.24L Cl2與氫氧化鈉完全反應轉移電子0.2NA (錯，0.1NA )
（6）5.6g Fe與Cl2 完全反應，轉移電子0.2NA (錯，0.3NA )
（四）化學反應速率和化學限度
1、化學反應速率：常用單位時間內反應物濃度的減小或生成物濃度的增加來表示。
（1）各物質表示的速率比等于該反應方程式中相應的計量系數(shù)比。
（2）影響化學反應速率的因素
①內因：反應物的性質（主要）。
②外因：主要有濃度、溫度、壓強和催化劑等。其他如：反應接觸面積的大小、固體反應物的顆粒大小、光照、超聲波、電磁波、溶劑等對反應速率也有影響。
2、化學反應限度：
（1）化學反應限度的研究對象是可逆反應。
（2）化學反應限度也就是在一定條件下的可逆反應里，當正反應速率等于逆反應速率，反應物和生成物的濃度不再變化的狀態(tài)。此時，化學反應達到最大限度。
（五）原子結構與元素周期律
1、原子結構
質子 Z
原子核
（1）原子 AZX 中子 N＝ A－Z
核外電子 Z
（2）質量數(shù)＝質子數(shù)＋中子數(shù)。
（3）核電荷數(shù)＝質子數(shù)＝原子核外電子數(shù)＝原子序數(shù)。
（4）同位素：有相同質子數(shù)不同中子數(shù)的不同原子互稱。
例：氕11H、氘21H（重氫）、氚31H（超重氫）。重氫、超重氫常用于制造氫彈。
2、核外電子排布
（1）原子核外電子是分層排布的，稱電子層。電子層數(shù)＝元素周期數(shù)。
（2）原子核外電子排布是能量高低從里到外從低到高分層依次排布的。
（3）熟練掌握1-20元素的核外電子排布情況及原子結構示意圖。
3、元素周期律和元素周期表
（1）元素周期律：每一周期從左向右，原子半徑逐漸減��；主要化合價從 +1～+7（F、O無正價），金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。
每一主族從上到下右，原子半徑逐漸增大；金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱。
（2）元素周期表。用一句話來概括元素周期表的結構：三短三長一不完全；七主七副Ⅷ和零。
（3）金屬性、非金屬性強弱判斷方法：☆☆☆☆☆
①元素的金屬性越強△與水反應越容易△與酸反應越容易△最高價氧化物對應的水化物（氫氧化物）堿性越強△能把相對不活潑的金屬從其鹽溶液中置換出來。
金屬性：Na＞Mg＞Al；
氫氧化物堿性強弱：NaOH ＞ Mg(OH)2＞ Al(OH)3
（NaOH強堿，Mg(OH)2是中強堿，Al(OH)3是兩性氫氧化物）
②元素的非金屬性越強△越容易形成氣態(tài)氫化物△氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性越好△最高價氧化物對應的水化物（含氧酸）酸性越強△能把相對不活潑的非金屬從其化合物中置換出來。
非金屬性：Si ＜P＜ S＜ Cl；
酸性強弱：H3PO4 ＜H2SO4＜HClO4；
（H3PO4是中強酸，H2SO4是強酸， HClO4是最強酸）
氫化物的穩(wěn)定性：SiH4＜PH3＜H2S＜HCl
（元素的非金屬性越強，形成的氫化物越穩(wěn)定）
（4）熟練掌握常見10電子，了解18常見電子微粒。☆☆☆☆☆
①常見的10電子微粒中，分子有：Ne、CH4、NH3、H2O。
陽離子有：Na＋ 、Mg2＋ 、Al3＋、NH4＋ 、H3O＋。
陰離子有：F—、O2—、N3—、OH—
②常見的18電子微粒中，分子有：H2S 、HCl、H2O2 、C2H6（略講）
陽離子有：K＋、Ca2＋ 陰離子有：S2—、Cl—
4、化學鍵
（1）化學鍵可分為離子鍵和共價鍵，共價鍵可分為極性鍵和非極性鍵。
（3）常見電子式的書寫☆☆☆☆☆
①寫出下列物質的電子式：H2 Cl2 N2 HCl H2O CO2 NH3 CH4
NaCl MgCl2 NaOH Na+
②用電子式表示下列物質的形成過程：
HCl ： ；
H2O： ；
NaCl： ；
MgCl2： 。
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