高考化学总复习--基本理论

化学总复习,基本理论,物质结构和元素周期律,1、原子结构 核电荷数(原子序数)=核内质子数=核外电子数 质量数=质子数+中子数 注意：质量数与相对原子质量间的区别,物质结构和元素周期律,2、核外电子排布 描述核外电子运动状态的四个方面：电子层、电子亚层(电子云的形状)、电子云伸展方向、电子自旋 核外电子排布规律：保里不相容原理、能量最低原理、洪特规则,物质结构和元素周期律,3、几种重要的表达式 电子式 核外电子排布式 最外层电子构型 轨道表示式,物质结构和元素周期律,4、元素周期表的结构 7个横行代表7个周期 3个短周期（2、8、8） 3个长周期（18、18、32） 1个不完全周期（排满32） 18个纵行代表16个族（7主族、7副族、1零族、1第八族）,物质结构和元素周期律,5、元素周期表和原子结构的关系 原子序数=核电荷数 周期序数=电子层数 主族族序=主族元素最高正价=最外层电子数 主族元素最低负价=8-最外层电子数,物质结构和元素周期律,6、元素周期律 原子半径递变规律：同周期从左往右逐渐递减，同主族从上往下逐渐递增。 元素性质：同周期从左往右非金属性递增，金属性递减；同主族自上而下金属性递增而非金属性递减。,金属性强弱体现在：,金属单质与水反应的难易程度,最高价氧化物对应水化物的碱性强弱,非金属性强弱体现在：,非金属单质和氢气反应的难易程度和 气态氢化物的稳定性,最高价氧化物对应水化物的酸性强弱,物质结构和元素周期律,7、化学键和晶体类型 化学键：金属键、离子键、共价键（极性键、非极性键）、配位键。 分子类型：极性分子，非极性分子 晶体类型：离子晶体（离子键）、分子晶体（范德华力）、金属晶体（金属键）、原子晶体（共价键）。,熔沸点高低比较,不同晶体类型间：原子晶体最高，分子晶体最低； 同种晶体类型间： 金属晶体：金属性越强，金属键越弱，熔沸点越低； 原子晶体：金刚石二氧化硅碳化硅晶体硅 分子晶体：结构相似（如同主族，同系物），分子量越大，熔沸点越高（NH3、H2O、HF反常）；同分异构体，支链越多，熔沸点越低。,二、化学反应速率和化学平衡,1、化学反应速率 （1）表示方法 （2）影响化学反应速率的因素 浓度不适合固体 压强只适合气体 温度 催化剂,化学反应速率和化学平衡,2、化学平衡 （1）化学平衡的特征：动、等、定、变 （2）影响化学平衡移动的因素勒沙特列原理 温度 浓度 压强,化学反应速率和化学平衡,一真空密闭容器中，盛有1molPCl5，加热到200 时发生如下反应：PCl5(g)PCl3(g)+Cl2(g)，反应达到平衡时，PCl5所占体积分数为M%，若在同一温度和同一容器中，最初投入的是2molPCl5，反应平衡时，PCl5所占体积分数为N%，则M和N的关系是（ ） A、MN B、NM C、M=N D、无法判断,化学反应速率和化学平衡,一定温度下，将amolPCl5通入一个容积不变的反应器中，达到如下平衡PCl5(g)PCl3(g)+Cl2(g) ，测得平衡时混合气体的压强为p1。此时再向反应器中通入amol PCl5，在不变的温度下再次达到平衡，测得压强为p2，则p1、p2的关系是（ ） A.2p1p2p1 B.2p1=p2 C.2p1p2 D.无法判断,化学反应速率和化学平衡,在一定条件下，按物质的量之比为1：3的N2和H2进行合成氨反应，并已达到平衡状态。此时，进行如下操作，平衡将不发生移动的是（ ） A、恒温恒压时，充入NH3 B、恒温恒容时，充入N2 C、恒温恒压时，充入H2 D、恒温恒容时，充入Ar,化学反应速率和化学平衡,（3）有关平衡转化率的计算 （4）等效平衡 某温度下1L密闭容器中加入1molN2和3molH2，使反应N2+3H2 2NH3达平衡，测得平衡混合气体中N2、H2、NH3的量分别为mmol、nmol、gmol，如果温度不变，只改变初始物质的加入量，而要求m、n、g维持不变，则N2、H2、NH3的加入量用x、y、z表示时，应满足条件： （1）若x=0，y=0，则z= . （2）若x=0.75，则y= ，z= 。 （3）x、y、z应满足的一般条件是 。,化学反应速率和化学平衡,（5）化学平衡常数 与起始浓度、压强无关，只与温度有关； 固体与纯液体的浓度视为1； 平衡常数数值越大，反应进行得越彻底。,三、氧化还原反应,1、化学用语 A + B2+ A2+ + B 还原剂 氧化剂 氧化产物 还原产物 具有还原性 氧化性 被氧化 被还原 发生氧化反应 发生还原反应,氧化还原反应,2、常见的氧化剂和还原剂 氧化剂：活泼非金属单质 具有元素最高价态的化合物 高价态的离子 过氧化物 还原剂：金属单质 某些非金属单质 具有元素较低价态的离子及其化合物,氧化还原反应,3、比较微粒氧化性、还原性强弱 金属活动序 元素周期律 同种元素看元素化合价高低 反应规律：(强)氧化剂 + (强)还原剂 (弱)还原剂 + (弱)氧化剂 4、配平，标电子转移的方向和数目。,氧化还原反应,5、原电池和电解池,四、电解质溶液,（一）电解质 1、电解质与非电解质 判断下列物质哪些是电解质？哪些是非电解质？ Fe、KNO3晶体、HCl气体、NH3、Cl2、冰醋酸、酒精、食盐溶液,四、电解质溶液,2、强弱电解质 强电解质：强酸、强碱、绝大多数盐 弱电解质：弱酸、弱碱、水，极少数盐 判断： 强弱电解质的区别与物质溶解性的大小有关； 强电解质溶液的导电能力一定强，弱电解质溶液的导电能力一定弱。,四、电解质溶液,（二）弱电解质的电离平衡 1、电离度（） 2、影响电离度的因素 内因：本性 外因：温度 浓度,四、电解质溶液,3、有关电离度的计算 在常温下某一元弱酸HA的溶液中，溶质分子与溶质电离出来的离子的物质的量之比为9：2，则该HA溶液在常温下的电离度为（ ） A、10% B、2.2% C、30% D、31.8%,四、电解质溶液,某温度的pH值为3.0的HAc20mL，用0.1mol/LNaOH溶液10mL正好中和，则在这个温度和浓度下HAc的电离度是（ ） A、1% B、2% C、3% D、4%,四、电解质溶液,4、电离常数 定义 影响因素只与温度有关 意义：电离常数越大，电离度越大，电解质越强。,四、电解质溶液,（三）溶液的酸碱性 1、水的电离 无论酸性、碱性或中性的稀溶液都符合Kw=常数这一规律； 温度越高，Kw越大； pH值为7的溶液不一定是中性溶液；中性溶液的pH值不一定为7。,四、电解质溶液,2、溶液的酸碱性 是加入了酸或碱的结果； 是加入了含弱离子的盐的结果。 3、溶液pH值的计算 某溶液中由水电离出的cH+=10-11mol/L，则该溶液的pH值可能等于（ ） A、11 B、3 C、8 D、7,四、电解质溶液,pH=10的NaOH溶液与pH=12的Ba(OH)2溶液等体积混合后cH+为多少？（体积变化忽略不计） 等浓度（或等pH值）等体积的HClH2SO4HAc与足量Zn反应的起始速率由大到小的顺序 ；产生H2的量由多到少的顺序 ；中和NaOH，消耗NaOH体积由大到小的顺序是 。,四、电解质溶液,下列各组混合液中的两种溶液都以等体积混合，则pH值大于7的是（ ） A、pH=3的HAc溶液和pH=11的NaOH溶液 B、pH=3的H2SO4溶液和pH=11的氨水 C、0.1mol/L的HAc溶液与pH=13的KOH溶液 D、pH=1的HCl与pH=13的Ba(OH)2溶液,四、电解质溶液,4、电离平衡的移动 250.1mol/L HAc+H2O Ac-+H3O+ 条件改变 平衡移动方向 nH+ cH+ pH值 微热 加较多水 NaOH固体 浓盐酸 NaAc固体 0.1mol/LHAc 冰醋酸, , , , , ,- - - -, ,四、电解质溶液,5、盐类水解 （1）水解离子方程式的书写 （2）水解规律无弱不水解，有弱才水解，越弱越水解。 （3）应用 比较溶液酸碱性 比较溶液pH值大小 比较溶液离子浓度大小 离子共存问题 生产生活实际上的应用 实验室工作方面的应用,