第一章化学知识点总结

第一章 化学基本知识点

知识点一、物质的组成： 1. 物质的组成关系

2. 分子、原子、离子的比较

3, 离子与基团

要点

1. 在宏观上，物质由元素组成，已发现组成物质的元素有110多种；在微观上，物质由微粒构成，构成物质的微粒有原子、离子、分子等。 2. 分子与原子的区别：

分子是保持物质化学性质的最小粒子，在化学反应中可分。原子是化学变化中的最小粒子，在化学变化中不可分。

3. 元素与核素、同位素的区别：

元素是指具有相同核电荷数(或质子数) 的一类原子的总称。元素只有种类之分，无数量概念。

核素是具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子 . 同位素是指具有相同质子数和不同中子数的同种元素的不同原子。

元素种类仅由质子数决定，而同位素是由质子数和中子数共同决定。

4. 同素异形体——同种元素形成结构不同的单质, 如：O 2和O 3、金刚石和石墨、白磷和红磷。 5. 物质的构成微粒： a 由分子构成的物质：

①非金属单质：如H 2、X 2、O 2、O 3、N 2、P 4、S 、C 60、稀有气体等 ②非金属氢化物：如HX 、H 2O 、NH 3、H 2S 等 ③酸酐：如SO 2、CO 2、SO 3、P 2O 5、N 2O 5 等 ④酸类：如HClO 4、HClO 、H 2SO 4、H 3PO 4、H 2SiO 3等 ⑤有机物：如烃类、烃的衍生物、糖类、氨基酸等 ⑥其它：如NO 、N 2O 4、AlCl 3等

b 由原子直接构成的物质：稀有气体、金刚石、晶体硅、二氧化硅、碳化硅、石墨等； c 由阴阳离子构成的物质：绝大多数盐、强碱、低价金属氧化物。 d 由阳离子和自由电子构成的物质：金属单质

知识点二、物质的分类：

1．根据组成和性质对物质的分类（树状分类法） 金属单质（Na 、Cu 、Fe 等）

单质 非金属单质（S 、N 2、Cl 2等） 酸性氧化物（SO 2、CO 2等） 碱性氧化物（Na 2O 、MgO 、K 2O 等）

氧化物 两性氧化物（Al 2O 3等） 不成盐氧化物（CO 、NO 等）

HNO 3、H 2SO 4等）

按酸根纯 HCl 、HI 等）

净酸一元酸（HCl 、HNO 3等） 物

+无按电离出的H 数二元酸（H 2SO 4、H 2CO 3等） 机

多元酸（H 3PO 4等） 化

合强碱（NaOH 、KOH 等） 物弱碱 [NH3·H 2O 、Fe(OH)3等]

碱一元碱（NaOH 、KOH 等） 化 －物OH 数二元碱 [Ba(OH)2、Ca(OH)2等] 合质 物

多元碱 [Fe(OH)3等]

正盐（Na 2CO 3、Na 2SO 4等）

盐酸式盐（NaHCO 3、NaHSO 4等）

碱式盐 [Cu2(OH)2CO 3等]

有机物（见有机部分）

溶液（NaCl 溶液、KNO 3溶液等）

悬浊液（泥水混合物）、乳浊液（油水混合物）

胶体[Fe(OH)3胶体、AgI 胶体等]

知识点三、物质的性质和变化 1．物质的性质

（1）物理性质：主要包含色、态、味、熔沸点、硬度、密度、溶解性、挥发性等。 （2）化学性质：主要包含可燃性、稳定性、氧化性、还原性等。 2．物质的变化

知识点四、化学用语

要点

1．电子式

在元素符号周围用“ · ”或“ × ”表示其最外层电子数的式子。原子的最外层电子应尽可能分写在元素符号的“上、下、左、右”四个方位，每个方位不超过2个电子。 （1）用电子式表示阴离子时要用[ ]括起，电荷数标写在括号外面的右上角。注意NH 4、H 3O 等复杂阳离子电子式的书写。

（2）书写简单离子构成的离子化合物的电子式时可以遵循下面几点： ①简单阳离子的电子式即是离子符号。

②简单阴离子的电子式即是元素符号周围有8个小圆点外加[ ]及电荷数。

+

+

③阴、阳离子交替排列。如：

（3）注意各原子的空间排序及孤对电子、单电子的存在。如：

（4）用电子式表示某物质形成过程，要注意“左分右合箭头连”的原则。如：

（5）基的电子式不带电荷；如： —CH 3

—OH

—CHO

—

COOH

—NH 2

（6）另外，各电子式的书写还应注意力求均匀、对称、易识别。 2、原子、离子结构示意图

用以表示原子核电荷数及核外电子排布的简图，如氯原子结构简图为： 原子的核电荷数等于核外电子数；离子的核电荷数不等于核外电子数； 阳离子核电荷数大于核外电子数；阴离子核电荷数小于核外电子7数； 二者差值等于离子所带电荷数。 3．方程式的书写 （1） 电离方程式

①强电解质的电离写“==”号。酸式盐阴离子（除HSO 4）均不能拆写出H 。 ②弱电解质的电离写“

-+

”号，注意弱酸的一个电离方程式只能电离出一个H ，分步

-

+

书写；弱碱一般一个电离方程式即写出所有OH ；如：H 2CO 3 写； Al(OH)3

2H ＋CO 3（×）；应分步

＋2－

Al ＋3OH （√）

3＋－

（2） 水解方程式 ①一般写“

”号，无“ ↑”和“↓”；但100%（完全）水解写“==”号，产物出现

3＋

－

“ ↑”和“↓”；如：Al ＋3HCO 3==Al (O H ) 3↓＋3CO 2↑

②强碱弱酸盐水解一般一个水解方程式只结合一个H 或产生一个OH ，即分步书写； ③强酸弱碱盐水解一般只用一个水解方程式表示。

④实验室制Fe(OH)3胶体的水解方程式必须写“===”号，产物注明“胶体”，无“ ↑”和“↓”。如：Fe ＋3H 2O ===Fe(OH)3(胶体) ＋3H 知识点五、化学量 1、相对分子质量

相对分子质量是物质中各元素的相对原子质量与分子中原子个数的乘积之和。 对于不是以分子形式存在的物质不存在相对分子质量，只存在化学式量。 2、物质的量及其单位

（1）物质的量

3＋

＋

+

-

物质的量计算的万能公式：n=m/M=V(g)/Vm=N/NA=c*V

（2）摩尔（mol ） a摩尔是物质的量的单位。

b每摩尔任何物质含有阿伏加德罗常数个粒子。阿伏加德罗常数的单位为：mol-1；也常说含阿伏加德罗常数个粒子的物质，其物质的量为1 mol ，6.02×1023是阿伏加德罗常数的近似值，二者并不完全相等。

c 用摩尔作单位时，一定要指明具体粒子。 （3）摩尔质量

a 1 mol物质的质量叫做该物质的摩尔质量，其单位为g •mol 。

b 物质的量、物质的质量和摩尔质量之间的关系可用下式表示： c 摩尔质量的单位为：g •mol ，式量的单位为1，通常不写。

d 摩尔质量在数值上等于该物质（分子、原子、离子、化合物等）的化学式的式量。 （4）气体摩尔体积

a 单位物质的量的气体所占的体积叫气体摩尔体积，用符号Vm 表示，单位为升•摩（L •mol ）或米•摩（m •mol ）。

b 在标准状况下，1 mol任何气体所占的体积都约为22.4 L。我们可以认为22.4L/mol是特定条件下的气体摩尔体积。 c 使用气体摩尔体积时，应注意：

①标准状态即0℃，1.01×105Pa ，在化学中最常使用的为22.4L/mol。 ②使用对象：气体。 知识点六、氧化还原反应 1、五对概念

在氧化还原反应中，有五对既相对立又相联系的概念。它们的名称和相互关系是：

-1

3

-1

3

-1

-1

-1

-1

2、五条规律

（1）表现性质规律

同种元素具有多种价态时，一般处于最高价态时只具有氧化性、处于最低价态时只具有还原性、处于中间可变价时既具有氧化性又具有还原性。

（2）性质强弱规律

（3）反应先后规律

在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种还原剂时，若加入氧化剂，则它首先与溶液中最强的还原剂作用；同理，在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种氧化剂时，若加入还原剂，则它首先与溶液中最强的氧化剂作用。例如，向含有FeBr 2溶液中通入Cl 2，首先被氧化的是Fe

（4）价态归中规律

含不同价态同种元素的物质间发生氧化还原反应时，该元素价态的变化一定遵循“高价＋低价→中间价”的规律。 （5）电子守恒规律

在任何氧化—还原反应中，氧化剂得电子（或共用电子对偏向）总数与还原剂失电子（或共用电子对偏离）总数一定相等。 3、物质氧化性或还原性强弱的比较: （1）由元素的金属性或非金属性比较

金属阳离子的氧化性随其单质还原性的增强而减弱

2+

非金属阴离子的还原性随其单质的氧化性增强而减弱

（2）由反应条件的难易比较

不同的氧化剂与同一还原剂反应时，反应条件越易，其氧化剂的氧化性越强。如：

前者比后者容易发生反应，可判断氧化性：

与同一氧化剂反应时，反应条件越易，其还原剂的还原性越强。

。同理，不同的还原剂

（3）根据被氧化或被还原的程度不同进行比较

当不同的氧化剂与同一还原剂反应时，还原剂被氧化的程度越大，氧化剂的氧化性就越强。如

可判断氧化性：

，根据铁被氧化程度的不同

，

。同理，当不同的还原剂与同一氧化剂反应时，氧化剂被还原的

程度越大，还原剂的还原性就越强。 （4）根据反应方程式进行比较 氧化剂+还原剂=还原产物+氧化产物

氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还原剂>还原产物 （5）根据元素周期律进行比较

一般地，氧化性：上>下，右>左；还原性：下>上，左>右。 4、氧化还原反应的配平

配平的方法和步骤：

写好化学式，标明化合价；画上双箭头，列出变化价； 升降化合价，公倍求相等；观察再配平，两边添系数。 步骤：（1）标出有变价的元素反应前后的化合价．

（2）用“双桥线”连接反应前后的元素并在桥上或桥下注明化合价升降数． （3）找出化合价升降数之间的最小公倍数，再依据以上有关原则首先配平有关物

质前面的系数．

要求：（1）质量守恒：即反应前后各元素原子的种类和个数相等．

（2）氧化剂和还原剂之间电子转移关系正确．

（3）电荷守恒：反应物总电荷数与生成物总电荷数相等，且电性相同． 常见的氧化还原反应方程式的配平 知识点七、离子反应

1、定义：有离子参加或有离子生成的反应称为离子反应。在中学阶段仅限于在溶液中进行的反应，可以说离子反应是指在水溶液中有电解质参加的一类反应。

2、本质：溶液中某些离子能相互作用，使这些离子的浓度减小。 3、离子反应分类与发生条件：

4、离子方程式

（1）、定义：用实际参加反应的离子的符号表示离子反应的式子。 （2）、书写方法

“一写”：首先以客观事实为依据写出反应的化学方程式；

“二改”：把易溶于水、易电离物质改写成离子形式（最关键的一步）： “三删”：删去方程式两边未参加反应的离子；

“四查”：检查离子方程式两边各元素的原子个数和电荷总数是否相等。 （3）、离子方程式表示的意义：

离子方程式反映了离子反应的实质，它不仅能表示一定物质间的某个反应，而且可以表示同一类型的离子反应。

物质结构 元素周期律

一、原子结构

原子核 电子

在原子里有如下数量关系：

原子序数 = 核电荷数 = 质子数 = 核外电子数 质量数（A ）= 质子数（Z ）= 中子数（N ）

在原子中，核外的电子绕核做高速运动，不同能量的电子处于不同的电子层（离核近的能量低）电子分层排布的规律是：①每层最多容纳的电子数为2n 2个，②最外层电子数不超过8个（K 层不超过2个），③次外层电子不超过18个，倒数第三层不超过32个。 二. 、元素周期律和周期表

1、元素周期律：元素性质（原子半径，主要化合价，金属性和非金属性）随着原子序数的递增而呈现周期性的变化的规律，就叫元素周期律。

2、元素周期表 a) 、周期表结构

横行（７）：周期（共7个）短周期（3），长周期（3），不完全周期（1） 纵行（18）：族（共16个）主族（７），副族（７），第VII 族，0族

b) 、原子结构和周期表的关系

原子序数 = 质子数 = 核电荷数 = 核外电子数 周期数 = 原子核外电子层数 主族族数 = 原子最外层电子数

c) 、原子结构和元素性质递变规律的关系

① 原子半径：同周期从左到右，同主族由上往下

② 离子半径：具有相同电子层结构的离子（如F 和Na ），随原子序数增加半径 ③ 元素的主要化合价：主族元素最高正价 = 主族数 = 最外层电子数 非金属元素的负价 = 8 – 族数

④ 元素的金属性和非金属性的强弱顺序：同周期从左到右金属性非金属性

同主族由上往下金属性非金属性

所以周期表左下方是最强的金属，右上方是最强的非金属，而在非金属与金属交界的折线两侧出现的元素的金属和非金属性强弱相似（eg. 铝），其中有些非金属适用于做半导体材料（硅）。

⑤单质的氧化性和还原性，酸、碱性，气态氢化物的形成的难易程度及热稳定性的比较：

–

＋

单质氧化性

单质还原性

气态氢化物越易形成，热稳定性 最高价氧化物水化物酸性 最高价氧化物水化物碱性

三、化学键

通常为金属元素与非金属元素之间形成。 通常为非金属元素之间形成。

金属键：金属阳离子与自由电子之间的相互作用。存在于金属单质、金属晶体中。

分子的稳定

决定 键参数键长分子的极性

分子间相互作用②、形成条件：第二周期的吸引电子能力强的N 、O 、F 与H 之间（NH 3、H 2O ）

③、对物质性质的影响：使物质熔沸点升高。 氢键

④、说明：氢键是一种分子间静电作用；它比化学键弱得多，但比分子间作用力稍

强；是一种较强的分子间作用力。

O 2、H 2、Cl 2等。

只含非极性键的多原子分子如：O 3、P 4等

分子极性含极性键的多原子分子若几何结构对称则为非极性分子

CO 2、CS 2（直线型）、CH 4、CCl 4（正四面体型）

定义：从整个分子看，分子里电荷分布是不对称的（正负电荷中心不能重合）的。

双原子分子：含极性键的双原子分子如：HCl 、NO 、CO 等

含极性键的多原子分子若几何结构不对称则为极性分子

NH 3(三角锥型) 、H 2O （折线型或V 型）、H 2O 2

化学反应速率和化学平衡

知识点一、化学反应速率 1. 化学反应速率：

⑪. 化学反应速率的概念及表示方法：通过计算式：v =Δc /Δt来理解其概念： ①化学反应速率与反应消耗的时间(Δt)和反应物浓度的变化(Δc)有关；

②在同一反应中，用不同的物质来表示反应速率时，数值可以相同，也可以是不同的。用不同物质来表示的反应速率时，其比值一定等于化学反应方程式中的化学计量数之比。如：化学反应mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g) 的：v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D) = m∶n ∶p ∶q

③一般来说，化学反应速率随反应进行而逐渐减慢。因此某一段时间内的化学反应速率，实际是这段时间内的平均速率，而不是瞬时速率。 ⑫. 影响化学反应速率的因素：

I. 决定因素（内因）：反应物本身的性质。 Ⅱ. 条件因素（外因）（也是我们研究的对象）：

①. 浓度：其他条件不变时，增大反应物的浓度，可以增大活化分子总数，从而加快化学反应速率。值得注意的是，固态物质和纯液态物质的浓度可视为常数；

②. 压强：对于气体而言，压缩气体体积，可以增大浓度，从而使化学反应速率加快。值得注意的是，如果增大气体压强时，不能改变反应气体的浓度，则不影响化学反应速率。 ③. 温度：其他条件不变时，升高温度，能提高反应分子的能量，增加活化分子百分数，从而加快化学反应速率。

④. 催化剂：使用催化剂能等同地改变可逆反应的正、逆化学反应速率。 ⑤. 其他因素。如固体反应物的表面积（颗粒大小）、光、不同溶剂、超声波等。 知识点二、化学平衡

1. 化学平衡：

⑪. 化学平衡研究的对象：可逆反应。 ⑫. 化学平衡的概念（略）； ⑬. 化学平衡的特征：

动：动态平衡。平衡时v 正==v逆 ≠0 等：v 正＝v 逆

定：条件一定，平衡混合物中各组分的百分含量一定（不是相等）；

变：条件改变，原平衡被破坏，发生移动，在新的条件下建立新的化学平衡。 ⑭. 化学平衡的标志：（处于化学平衡时）： ①、速率标志：v 正＝v 逆≠0；

②、反应混合物中各组分的体积分数、物质的量分数、质量分数不再发生变化； ③、反应物的转化率、生成物的产率不再发生变化；

④、反应物反应时破坏的化学键与逆反应得到的反应物形成的化学键种类和数量相同； ⑤、对于气体体积数不同的可逆反应，达到化学平衡时，体积和压强也不再发生变化。 ⑮. 化学平衡状态的判断：

举例反应 mA(g) ＋ nB(g) pC(g) ＋ qD(g)

混合物体系中各成分的含量 ①各物质的物质的量或各物质的物质的量分数一定平衡 ②各物质的质量或各物质的质量分数一定平衡③各气体的体积或体积分数一定平衡 ④总压强、总体积、总物质的量一定不一定平衡 正、逆反应速率的关系

①在单位时间内消耗了m molA同时生成m molA，即v 正=v逆平衡 ②在单位时间内消耗了n molB同时生成p molC，均指v 正 不一定平衡 ③vA:vB:vC:vD=m:n:p:q，v 正不一定等于v 逆 不一定平衡

④在单位时间内生成了n molB，同时消耗q molD，因均指v 逆 不一定平衡 压强 ①m+n≠p+q时，总压力一定（其他条件一定） 平衡 ②m+n=p+q时，总压力一定（其他条件一定） 不一定平衡 2．化学平衡移动：

⑪勒沙持列原理：如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强和温度等），平衡就向着能够减弱这种改变的方向移动。其中包含： ①影响平衡的因素：浓度、压强、温度三种；

平衡移动原理：（勒沙特列原理）：增大反应物浓度或减小生成物浓度，化学平衡向正反应方向移动；

减小反应物浓度或增大生成物浓度，化学平衡向逆反应方向移动。

增大压强，化学平衡向系数减小的方向移动；减小压强，平衡会向系数增大的方向移动。 升高温度，平衡向着吸热反应的方向移动；降低温度，平衡向放热反应的方向移动。 催化剂不改变平衡移动 对于可逆反应：mA(g) + nB(g)

pc(g) + qD(g) + (正反应放热)

电解质溶液

知识点一、电解质和非电解质、强电解质和弱电解质 1．电解质

凡是水溶液里或熔融状态时能电离进而能导电的化合物叫做电解质。电解质溶于水或熔融时能电离出自由移动的阴、阳离子，在外电场作用下，自由移动的阴、阳离子分别向两极运动，并在两极发生氧化还原反应。所以说，电解质溶液或熔融状态时导电是化学变化。 2．分类

（1）强电解质：是指在水溶液里几乎能完全电离的电解质。 （2）弱电解质：是指在水溶液中只能部分电离的电解质。 3．强电解质和弱电解质的比较

4．非电解质

凡是在水溶液里或熔融状态都不能电离也不能导电的化合物。 常见的非电解质

非金属氧化物：CO 2、SO 2、SO 3、NO 2、P 2O 5 某些非金属氢化物：CH 4、NH 3 大多数有机物：苯、甘油、葡萄糖 知识点二、弱电解质的电离平衡 1．弱电解质的电离特点

（1）微弱：弱电解质在水溶液中的电离是部分电离、电离程度都比较小，分子、离子共同存在。

（2）可逆：弱电解质在水分子作用下电离出离子、离子又可重新结合成分子。因此，弱电解质的电离是可逆的。

（3）能量变化：弱电解质的电离过程是吸热的。 （4）平衡：在一定条件下最终达到电离平衡。

2．电离平衡：当弱电解质分子离解成离子的速率等于结合成分子的速率时，弱电解质的电离就处于电离平衡状态。电离平衡是化学平衡的一种，同样具有化学平衡的特征。条件改变时平衡移动的规律符合勒沙特列原理。 知识点三、水的电离和溶液的pH 值

1．水的电离和水的离子积常数

H 2O 是一种极弱电解质，能够发生微弱电离H 2O 25℃时 c(H)=c(OH)=10mol·L 水的离子积K w =c(H)·c(OH)=10

+

–

–14

+

–

–7

–1

H + OH

+ –

（25℃）

–12

①Kw 只与温度有关，温度升高，K w 增大。如：100℃ Kw =10②Kw 适用于纯水或稀酸、稀碱、稀盐水溶液中。 2．溶液的pH

（1）pH ：pH=–lg[c(H)]。在溶液的c(H) 很小时，用pH 来表示溶液的酸碱度。 （2）含义：pH 越大，c(H) 越小，c(OH) 越大，酸性越弱，碱性越强。pH 越小c(H) 。c(OH) 越小，酸性越强，碱性越弱。

溶液混合后的PH 的计算 1、两强酸混合后的pH 的计算

先求混合后的c(H) 混，再直接求PH 。即：c(H) 混=[ c(H) 1×V1+ c(H) 2×V2]/（V 1+ V 2）。 2、两强碱混合后的pH 的计算

先求混合后的c(OH) 混，再间接求pH 。即：c(OH) 混=[ c(OH) 1×V1+ c(OH) 2×V2]/（V 1+ V 2）。 两强酸等体积混合时，混合液的PH=PH小+0.3； 两强碱等体积混合时，混合液的PH=PH大－0.3。 3、强酸与强碱溶液混合后的PH 的计算

根据n(H) 与n(OH) 的相对大小先判断酸、碱的过量情况。 ⑪强酸与强碱恰好完全反应，溶液呈中性，PH=7。

⑫若酸过量，溶液呈酸性，n(H) ＞n(OH) ，c(H) 混=[ n(H) －n(OH)]/V总。

⑬若碱过量，溶液呈碱性，n(OH) ＞n(H) ，c(OH) 混=[ n(OH) －n(H)]/V总，再求出c(H) 知识点四、盐类水解

1．盐类水解定义：在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H 或OH 结合生成弱电解质的反应叫作盐类的水解。 2．盐类水解规律

（1）谁弱谁水解，谁强显谁性，越弱越水解，都弱都水解，两强不水解。

（2）多元弱酸根、正酸根离子比酸式酸根离子水解程度大得多，故可只考虑第一步水解。

（3）水解是吸热反应，升温水解程度增大。

（4）单离子水解程度都很小，故书写水解离子方程式时要用“或“↓”符号。

”，不能用“↑”

+

–

-+

--+

+

+

-+

+

-+

-----+

+

+

+

–

+

–

+

++

原电池和电解池