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化学基本概念
常考题型：单项选择题、简答题和诊断题 常考知识点：阿伏伽德罗常数、物质结构与性质、元素周期表与元素周期律、离子方程式的书写、离子共存问题
编辑于2022-08-23 14:38:39 广东
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化学基本概念
物质的组成、性质和分类
物质的变化
物理变化
没有生成新物质的变化
物质的形状、状态变化
实例
蒸馏、分馏；熔化、汽化、液化、酸化；潮解；焰色反应
化学变化
生成新物质的变化
吸热或放热、发光、变色、生成气体、产生沉淀
实例
干馏；显色反应、颜色反应、指示剂变色反应；分解、电解、水解、裂解；氢化、氧化、水化、奉化、碳化、钝化、催化、皂化、歧化、卤化、硝化、酯化、列化、油脂的硬化
物质的分类
纯净物
单质（同种元素）
金属
非金属
稀有气体
同种元素的几种不同性质的单质互为同素异形体
化合物（不同组元素）
无机化合物
氢化物
由氢元素和另一种元素形成的化合物
氧化物
由氧元素和另一种元素形成的化合物
碱性氧化物
酸性氧化物
含氧酸失去水的剩余部分，即酸酐
两性氧化物
不成盐氧化物
CO、NO
过氧化物
超氧化物
酸
狭义上指在水溶液中电离出的阳离子全部是氢离子的化合物；广义上指反应中能提供质子的是酸
碱
狭义上指在水溶液中电离出的阴离子全部是氢氧根离子的化合物；广义上指反应中能接受质子的是碱
盐
指由金属阳离子与酸根阴离子组成的化合物
络合物
指含有络离子的化合物，又称配合物
有机化合物
烃
烃的衍生物
混合物
高分子化合物
蛋白质、淀粉、维生素、聚合物
分散系
把一种或多种物质分散在另一种或多种物质里所得到的体系；前者叫做分散质，后者属于分散剂
溶液
分散质粒子大小小于1nm
胶体
分散质粒子大小在1-100nm之间
胶体制备
将少量FeCl3饱和溶液逐滴滴加到沸腾的蒸馏水中，继续加热至液体呈红褐色
特点
能透过滤纸，不能透过半透膜
胶粒带电，胶体不带电
性质
丁达尔现象、布朗运动、电泳现象
浊液
分散质粒子大于100nm
物质的量和物质的量浓度
物质的量的单位-摩尔
物质的量
表示含有定数目粒子的集合体，符号为n，单位为mol
阿伏加德罗常数
摩尔质量
单位物质的量的物质所具有的质量，就是该物质的摩尔质量，符号为M，单位为g/mol
气体摩尔体积
定义
单位物质的量的气体所占的体积，叫作气体摩尔体积
符号
单位
L/mol
标准状况下，即0摄氏度和101.325 KPa的条件下，气体摩尔体积约为22.4 L/mol
阿伏伽德罗定律及其推论
阿伏加德罗定律
在同温、同压下，相同体积的任何气体都含有相同数目的粒子
阿伏加德罗定律的推论
T、p相同
在同温同压下，气体体积与物质的量成正比
T、p相同
同温同压下的不同气体，其物质的量之比等于所含微粒数之比
T、p相同
同温同压下的不同气体，其密度之比等于摩尔质量之比
T、V相同
温度与体积相同的气体，其压强与物质的量成正比
n、p相同
物质的量与压强相同的气体，其体积与温度成正比
n、T相同
物质的量与温度相同的气体，其压强与体积成正比
以物质为核心的计算
物质的量浓度、溶解度与溶质的质量分数之间的比较
物质的量浓度
以单位体积溶液里所含溶质B的物质的量来表示溶液的浓度叫作物质的量浓度，符号为CB，单位为mol/L
溶解度
饱和溶液
在一定温度下，在一定量的溶剂里，不能再溶解某种溶质的溶液
溶解度
在一定温度下，某固体物质在100g溶剂里达到饱和状态时所溶解的质量，叫作这种物质在这种溶剂里的溶解度，单位为g
影响溶解度大小的因素
内因
物质本身的属性（由结构决定）
外因
溶剂、温度，一般升温会使固体物质的溶解度增大，但少数物质却相反
气体溶解度
气体的溶解度通常指在101kPa时，一定温度下在1体积水里达到饱和状态时溶解的气体的体积
气体溶解度大小与温度和压强有关，温度升高，溶解度减小；压强增大，溶解度增大
溶解度曲线
指固体物质的溶解度随温度变化的曲线，用纵坐标表示溶解度，横坐标表示温度
溶质的质量分数
溶液中溶质的质量分数
饱和溶液中溶质的质量分数
有关物质的量浓度的计算
配制一定物质的量浓度的溶液时
用某浓溶液（已知质量分数、密度）配制一定物质的量浓度的稀溶液时，需取用某浓溶液的体积的换算式
物质的量浓度与溶解度的换算公式
物质的量浓度与溶质的质量分数的换算公式
溶液的配制及误差分析
托盘天平的使用
精确度
托盘天平0.1 g，量筒0.1 ml，滴定管0.01 ml
调零
若使用前，左边托盘重，应调节左右两边的平衡螺母，直至天平平衡
称量时，两边各放一大小相同的称量纸，遵循“左物右码”的原则；但称量易腐蚀、易潮解的物体时，应放在烧杯中称量
称量未知的物质时，应该先放大的砝码，再放小的砝码
容量瓶的使用
使用前先检查容量瓶是否漏水
使用前用蒸馏水洗净，不用待配溶液润洗
容量瓶不能用来溶解固体或稀释液体，也不能作为反应容器或长期贮存溶液
只能配制容量瓶上规定容积的溶液，不能配制其他体积的一定的物质的量浓度的溶液
一定物质的量浓度的溶液的配制
步骤
计算
计算所需要的溶质的质量或体积，计算结果要精确到0.01
称量
具有腐蚀性的药品应放在烧杯中称量
溶解
在烧杯中溶解或稀释，不能在容量瓶中溶解或稀释
转移
溶液应冷却到室温再转移，转移时用玻璃棒引流
洗涤
烧杯和玻璃棒应该洗涤2-3次
定容
沿玻璃棒向容量瓶中加水至刻度线1-2 cm处，改用胶头滴管继续加蒸馏水至溶液的凹液面最低处与刻度线相平。若定容时加蒸馏水不慎超过了刻度线，应该重新配制
振荡、摇匀，装贴标签
仪器
托盘天平、砝码、药匙、量筒、烧杯、玻璃棒、容量瓶、胶头滴管
误差分析
氧化还原反应和离子反应
氧化还原反应
概念
本质
电子转移
特征
反应前后元素化合价发生变化
表示氧化还原反应中电子转移的方法
双线桥法
单线桥法
常见的氧化剂
活泼的非金属单质
高价态的金属阳离子
变价元素的高价态含氧化合物
常见的还原剂
活泼的金属单质
某些非金属单质
变价元素的低价态含氧化合物
氧化还原反应的计算依据
化合价升高总数=化合价降低总数（电子守恒）
各元素原子个数相等（质量守恒）
对于离子反应，反应前后电荷平衡（电荷守恒）
氧化剂得到的电子总数=还原剂失去的电子总数
离子反应
电解质与非电解质
电解质
溶于水或在熔融状态下能导电的化合物
非电解质
溶于水和在熔融状态下都不导电的化合物
强电解质和弱电解质
离子反应和离子方程式
离子反应
在溶液中（或熔融状态下）有离子参加或生成的反应
条件
生成难溶的物质
生成难电离的物质
生成易挥发的物质
发生氧化还原反应
离子方程式
书写方法
写
写出反应的化学方程式
拆
把易溶于水、易电离的物质拆写成离子形式
删
将不参与反应的离子从方程式两端删去
查
检查方程式两端各元素的原子个数和电荷数是否相等
离子方程式正误的判断
看离子反应是否符合客观事实
看必要条件是否正确、齐全
看表示各物质的化学式是否正确
看电荷是否守恒
看是否漏掉离子反应
看反应物或产物的配比是否正确
看是否符合题设条件的要求
判断离子能否大量共存的规律
一色
溶液的颜色
二性
溶液的酸性和碱性
三特
特殊情况
四反应
离子间通常能发生的四种类型的反应
复分解反应、氧化还原反应、双水解反应、络合反应
常见的不能共存的离子汇总
复分解反应
产生气体
产生沉淀
钾、钠、硝、铵溶，硫酸除钡、铅不溶，盐酸除银、亚汞不溶，其他离子基本与碱同
产生弱电解质
双水解反应
氧化还原反应
络合反应
物质的结构与性质
原子结构与性质
原子的构成
原子核
带正电
质子
带一个单位正电荷
中子
不带电
电子
带一个单位负电荷
原子、离子中粒子间的数量关系
原子序数=核电荷数=核外电子数=质子数
质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）
质子数（Z）=阳离子的核外电子数+阳离子的电荷数
质子数（Z）=阴离子的核外电子数-阴离子的电荷数
元素、核素、同位素
元素
具有相同核电荷数的同一类原子的总称
核素
具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子叫核素
同位素
具有相同质子数而有不同中子数的同一元素的原子，同一元素的不同核素互称为同位素
核外电子运动的状态
核外电子运动的特征
量子化
波粒二象性
统计性
电子云
电子云是电子在核外空间概率密度分布的形象化表示。电子云图中小黑点的疏密表示电子出现的机会大小
四个量子数
主量子数n
也称电子层数，取值1、2、3…
决定电子在核外空间出现概率最大的区域离核的远近
n越大，轨道能量越大
角量子数l
取值0、1、2…、（n-1）
表示原子轨道或电子云的形状，表示同电子层中具有不同状态的能级
各电子层中电子的最大容量为2n2个，n2个轨道
磁量子数m
取值0，±1，±2…±l
决定电子云在空间的伸展方向，与电子能量无关
自旋量子数ms
表示同一轨道中电子运动的自旋状态，取值±1/2，同一轨道只能容纳两个自旋相反的电子
核外电子排布
构造原理
构造原理
随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按顺序填入核外电子运动轨道的规律
能级交错
电子先进入4d轨道，后进入3d轨道的现象叫做能级交错
构造原理不是说4s能级比3d能级能量低，而是指这样顺序填充电子可以使整个原子能量最低
能量最低原理
原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理
泡利（不相容）原理
基态多电子原子中，不可能同时存在两个或两个以上的电子具有相同的4个量子数。一个轨道里最多只能容纳两个电子，且自旋方向相反
洪特规则
当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同
核外电子排布的一般规则
每个电子层所能容纳的电子数最多为2n2个
原子最外层电子数目不能超过8个，K层为最外层时不能超过2个
原子次外层电子数目不能超过18个，K层为次外层时不能超过2个
电子排布式和轨道表示式
电子排布式
轨道表示式
电离能
概念
气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫作第一电离能
意义
第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子
变化规律
随着核电荷数增加，元素的第一电离能呈周期性变化
同一周期，元素的第一电离能呈增大趋势。碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大
同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐减小
电负性
概念
描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小
意义
元素的电负性越大，其原子在化合物中吸引键合电子的能力越强，该元素越容易接受电子，不易失去电子，形成阴离子的倾向就越大
变化规律
同周期：从左到右，元素的电负性逐渐增大，元素的非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱
同主族：从上到下，元素的电负性逐渐减小，元素的非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强
分子结构与性质
化学键
定义
使离子相结合或使原子相结合的作用力叫做化学键
类型
共价键
存在于除稀有气体外的非金属单质、部分离子化合物、共价化合物中
概述
原子间通过共用电子对所形成的相互作用，本质是成建原子相互靠近，自旋状态相反的两个电子形成共用电子对，电子出现在两核间的概率增大，使体系总能量降低
分类
按原子轨道的重叠方式不同
σ键
σ键形成共价键的未成对电子的原子轨道沿核间连线方式采取“头碰头”的方式重叠
特征
具有较大的稳定性
以形成σ键的原子核的连线为轴旋转，任何一个原子均可以旋转，旋转时不破坏σ键的结构
π键
π键形成共价键的未成对电子对的原子轨道采取“肩并肩”的方式重叠
特征
π键不如σ键牢固
以形成π键的两个原子核的连线为轴旋转，任意原子不能单独旋转，若单独旋转会破坏π键
按共用电子对是否偏移
极性共价键
非极性共价键
特征
饱和性
成键原子间必须有自旋状态相反的单电子，由于一个单电子只能与另一个单电子配对成键，而一个原子中的单电子数目是一定的，所以形成共价键的数目也是一定的，即共价键具有饱和性
方向性
形成共价键时，两个参与成键的原子轨道总是尽可能沿着电子出现概率最大的方向重叠，且原子轨道重叠越大，电子在两核间出现概率越大，形成的共价键越牢
键参数
键能
气态基态原子形成1 mol化学键释放的最低能量或破坏1 mol化学键所需的最低能量
键能越大，化学键越稳定
键长
形成共价键的两个原子之间的核间距
成键时原子轨道发生重叠，键长小于成键原子的原子半径之和
键长越短，键能越大，共价键越稳定
键角
在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角
决定分子的立体结构
离子键
只存在于离子化合物中
指带相反电荷离子之间的相互作用，实质是阴阳离子之间的静电作用
极性分子和非极性分子
比较
分子偶极矩
偶极矩越大，分子的极性就越大；分子的偶极矩为零，则为非极性分子
离子化合物和共价化合物
电子式的书写
原子的电子式
简单阴离子的电子式
简单阳离子的电子式
复杂阴、阳离子的电子式
离子化合物的电子式
共价化合物的电子式
共价化合物的结构式
将共价分子中的共用电子对改为“—”，每一对共用电子用一条短线表示，并把每个原子的孤电子对去掉
比较
分子间作用力和氢键
分子间作用力
指把分子聚集在一起的作用力
特点
分子间作用力比化学键弱得多
无方向性、饱和性
影响物质的熔点、沸点、溶解度等物理性质
氢键
得电子能力很强的F、O、N原子与氢原子间存在一种比分子间作用力稍强的相互作用力
杂化轨道理论
杂化和杂化轨道
指在形成多原子分子时，由于原子的相互影响，若干不同类型能量相近的原子轨道混合起来，重新组成一组与原轨道数相等的新轨道的过程，形成的新轨道叫做杂化轨道
杂化类型与分子构型
sp杂化
由1个s轨道和1个p轨道杂化而成的，轨道间夹角为180°，呈直线性
sp2杂化
由1个s轨道和2个p轨道杂化而成的，轨道间的夹角为120°，呈平面三角形
sp3杂化
由1个s轨道和3个p轨道杂化而成的，轨道间的夹角为90°，呈正四面体形
价电子层对互斥理论
σ键电子对数的确定
可由分子式决定
中心原子上的孤电子对数的确定
中心原子上的孤电子对数=
a为中心原子的价电子数；x为与中心原子结合的原子数；b为与中心原子结合的原子最多能接受的电子数
利用价层电子对互斥理论预测分子的立体模型
n=2
直线形
n=3
平面三角形
n=4
正四面体形
n=5
三角双锥形
n=6
正八面体形
中心原子杂化轨道类型的判断总结
给定化学式
中心原子价层电子对数=
中心原子价层电子对数=σ键电子对数+中心原子上的孤对电子对数
中心原子价层电子对数=
2
sp杂化
3
sp2杂化
4
sp3杂化
杂化轨道数=中心原子周围σ键数+孤电子对对数
给定结构式
单键全是σ键
双键有1个σ键和1个π键
三键有2个π键和1个σ键
给定分子的空间构型
配位化合物
定义
由中心原子（或离子）和配位体（阴离子或分子）以配位键的形式结合而成的复杂离子，叫做配位单元。凡是含有配位单元的化合物都叫做配合物
组成
中心离子（或原子）
一般是带正电的阳离子，也有电中性的原子甚至还有极少数的阴离子
提供空轨道
配位体
可以是阴离子，也可以是中性分子
提供孤电子对
配位数
直接同中心离子（或原子）配位的原子数目
配离子的电荷数等于中心离子和配位体总电荷的代数和
手性碳原子
连接4个不同原子或基团的碳原子
晶体结构与性质
晶体
具有规则几何外形的固体
基本性质
整齐规则的几何外形、各向异性的特征、固定的熔点、X射线衍射效应
晶胞
晶体的一个基本结构单元
分子晶体
分子以分子间作用力相结合形成的晶体
常见的分子晶体
所有非金属氢化物
部分非金属单质
部分非金属化合物
几乎所有的酸
绝大多数有机物
苯、乙醇、葡萄糖等
物理性质
分子间作用力较弱，分子晶体的熔、沸点较低
溶解性
相似相溶原理
无论是固体状态还是熔化状态，都不存在带电荷的粒子，分子晶体的固态及熔融态都不导电
原子晶体
定义
晶体里相邻原子间都以共价键结合，整块晶体是一个三维的共价键网状结构
常见的原子晶体
某些非金属单质
某些非金属化合物
物理性质
原子晶体一般具有很高的熔点和沸点
原子晶体难溶于一般的溶剂
硬度较大
金属晶体
金属键
实质是金属阳离子与自由电子之间的静电作用，金属键没有饱和性和方向性
金属材料的物理性质
导电性、导热性、延展性
熔点变化规律
原子半径越小，单位体积内自由移动的电子数目越多，相互作用力越大，熔点越高
离子晶体
定义
是由阳离子和阴离子通过离子键结合而成的晶体
结构特点
离子晶体中不存在单独的分子，其化学式表示的是离子的个数
晶格能
气态离子形成1 mol离子晶体释放的能量
形成离子晶体的离子所带的电荷越多，晶格能越大；形成离子晶体的离子的半径越小，晶格能越大。晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，熔点越高，硬度越大
物理性质
阴、阳离子所带电荷越多，离子半径越小，离子键越强，离子晶体的熔、沸点越高
离子晶体不能导电，熔融或溶于水后能导电
大多数离子晶体易溶于极性溶剂，难溶于非极性溶剂
金刚石和石墨的比较
元素周期表和元素周期律
元素周期表的结构
周期（7个横行，7个周期）
3个短周期（第一、二三周期）
4个长周期（第四、五、六、七周期）
族（18个纵行，16个族）
主族（7个）（ⅠA-ⅦA）
副族（7个）（ⅠB-ⅦB）
Ⅷ族（1个）
0族（1个）
元素周期表中主族元素性质递变规律
粒子半径大小的比较
同周期元素的粒子
原子半径随核电荷数增大而逐渐减小
同主族元素的粒子
原子或离子半径随核电荷数增大而逐渐增大
电子层结构相同的粒子
离子半径随核电荷数的增加而减小
同种元素形成的粒子
形成的微粒电子数越多，半径越大
电子数和和电荷数都不同的粒子
可通过找参照物比较
一看电子层数；二看核电荷数；三看核外电子数
元素周期表
同一周期中相邻元素的原子序数一般比左边原子序数大1，比右边元素的原子序数小1
若在ⅠA族或ⅡA族，原子序数之差为上周期所包含的元素种数
若在ⅢA族~ⅦA族，原子序数之差为下周期所包含元素种数
常考元素汇总
H
最外层只有一个电子的元素
族序数等于周期数的元素
无中子的元素
半径最小的元素
构成密度最小的单质的元素
宇宙含量最多的元素
Li
周期数是族序数2倍的元素
最外层电子数是内层电子数一半的元素
C
族序数为周期数2倍的元素最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素
形成化合物种类最多的元素
单质是自然界中硬度最大的物质的元素
N
空气中含量最多的元素
气态氢化物的水溶液呈碱性的元素
元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能起化合反应
O
族序数等于周期数3倍的元素
最外层电子数是最内层电子数3倍的元素
最外层电子数是电子层数3倍的元素
最高正化合价不等于族序数的元素
地壳中含量最多的元素
氢化物在通常情况下呈液态的元素
Na
周期数是族序数3倍的元素
原子半径最大的短周期元素
L层电子数为8，与H同主族的元素
短周期中金属性最强的元素
元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期金属元素
两种最常见氧化物的水化物皆呈碱性的短周期元素
Al
最高价氧化物及其对应的水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素
氧化物可作耐火材料的元素
地壳中含量最多的金属元素
族序数等于周期数的元素
Si
最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素
最外层电子数是次外层电子数的一半的元素
单质是最重要的半导体材料的元素
最高价非金属氧化物对应的水化物难溶于水的元素
P
最外层电子数是次外层电子数的一半的元素
某一单质和其氢化物都能自燃的元素
S
族序数等于周期数2倍的元素
与氧同主族的短周期元素
最外层电子数是电子层数2倍的元素
元素的氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物可发生氧化还原反应的元素
Cl
第三周期主族元素原子半径最小的元素
最高价氧化物对应的水化物酸性最强的元素
单质可作为自来水的杀菌消毒的元素
物质的组成、性质和分类
物质的变化
物理变化
没有生成新物质的变化
物质的形状、状态变化
实例
蒸馏、分馏；熔化、汽化、液化、酸化；潮解；焰色反应
化学变化
生成新物质的变化
吸热或放热、发光、变色、生成气体、产生沉淀
实例
干馏；显色反应、颜色反应、指示剂变色反应；分解、电解、水解、裂解；氢化、氧化、水化、奉化、碳化、钝化、催化、皂化、歧化、卤化、硝化、酯化、列化、油脂的硬化
物质的分类
纯净物
单质（同种元素）
金属
非金属
稀有气体
同种元素的几种不同性质的单质互为同素异形体
化合物（不同组元素）
无机化合物
氢化物
由氢元素和另一种元素形成的化合物
氧化物
由氧元素和另一种元素形成的化合物
碱性氧化物
酸性氧化物
含氧酸失去水的剩余部分，即酸酐
两性氧化物
不成盐氧化物
CO、NO
过氧化物
超氧化物
酸
狭义上指在水溶液中电离出的阳离子全部是氢离子的化合物；广义上指反应中能提供质子的是酸
碱
狭义上指在水溶液中电离出的阴离子全部是氢氧根离子的化合物；广义上指反应中能接受质子的是碱
盐
指由金属阳离子与酸根阴离子组成的化合物
络合物
指含有络离子的化合物，又称配合物
有机化合物
烃
烃的衍生物
混合物
高分子化合物
蛋白质、淀粉、维生素、聚合物
分散系
把一种或多种物质分散在另一种或多种物质里所得到的体系；前者叫做分散质，后者属于分散剂
溶液
分散质粒子大小小于1nm
胶体
分散质粒子大小在1-100nm之间
胶体制备
将少量FeCl3饱和溶液逐滴滴加到沸腾的蒸馏水中，继续加热至液体呈红褐色
特点
能透过滤纸，不能透过半透膜
胶粒带电，胶体不带电
性质
丁达尔现象、布朗运动、电泳现象
浊液
分散质粒子大于100nm
物质的量和物质的量浓度
物质的量的单位-摩尔
物质的量
表示含有定数目粒子的集合体，符号为n，单位为mol
阿伏加德罗常数
摩尔质量
单位物质的量的物质所具有的质量，就是该物质的摩尔质量，符号为M，单位为g/mol
气体摩尔体积
定义
单位物质的量的气体所占的体积，叫作气体摩尔体积
符号
单位
L/mol
标准状况下，即0摄氏度和101.325 KPa的条件下，气体摩尔体积约为22.4 L/mol
阿伏伽德罗定律及其推论
阿伏加德罗定律
在同温、同压下，相同体积的任何气体都含有相同数目的粒子
阿伏加德罗定律的推论
T、p相同
在同温同压下，气体体积与物质的量成正比
T、p相同
同温同压下的不同气体，其物质的量之比等于所含微粒数之比
T、p相同
同温同压下的不同气体，其密度之比等于摩尔质量之比
T、V相同
温度与体积相同的气体，其压强与物质的量成正比
n、p相同
物质的量与压强相同的气体，其体积与温度成正比
n、T相同
物质的量与温度相同的气体，其压强与体积成正比
以物质为核心的计算
物质的量浓度、溶解度与溶质的质量分数之间的比较
物质的量浓度
以单位体积溶液里所含溶质B的物质的量来表示溶液的浓度叫作物质的量浓度，符号为CB，单位为mol/L
溶解度
饱和溶液
在一定温度下，在一定量的溶剂里，不能再溶解某种溶质的溶液
溶解度
在一定温度下，某固体物质在100g溶剂里达到饱和状态时所溶解的质量，叫作这种物质在这种溶剂里的溶解度，单位为g
影响溶解度大小的因素
内因
物质本身的属性（由结构决定）
外因
溶剂、温度，一般升温会使固体物质的溶解度增大，但少数物质却相反
气体溶解度
气体的溶解度通常指在101kPa时，一定温度下在1体积水里达到饱和状态时溶解的气体的体积
气体溶解度大小与温度和压强有关，温度升高，溶解度减小；压强增大，溶解度增大
溶解度曲线
指固体物质的溶解度随温度变化的曲线，用纵坐标表示溶解度，横坐标表示温度
溶质的质量分数
溶液中溶质的质量分数
饱和溶液中溶质的质量分数
有关物质的量浓度的计算
配制一定物质的量浓度的溶液时
用某浓溶液（已知质量分数、密度）配制一定物质的量浓度的稀溶液时，需取用某浓溶液的体积的换算式
物质的量浓度与溶解度的换算公式
物质的量浓度与溶质的质量分数的换算公式
溶液的配制及误差分析
托盘天平的使用
精确度
托盘天平0.1 g，量筒0.1 ml，滴定管0.01 ml
调零
若使用前，左边托盘重，应调节左右两边的平衡螺母，直至天平平衡
称量时，两边各放一大小相同的称量纸，遵循“左物右码”的原则；但称量易腐蚀、易潮解的物体时，应放在烧杯中称量
称量未知的物质时，应该先放大的砝码，再放小的砝码
容量瓶的使用
使用前先检查容量瓶是否漏水
使用前用蒸馏水洗净，不用待配溶液润洗
容量瓶不能用来溶解固体或稀释液体，也不能作为反应容器或长期贮存溶液
只能配制容量瓶上规定容积的溶液，不能配制其他体积的一定的物质的量浓度的溶液
一定物质的量浓度的溶液的配制
步骤
计算
计算所需要的溶质的质量或体积，计算结果要精确到0.01
称量
具有腐蚀性的药品应放在烧杯中称量
溶解
在烧杯中溶解或稀释，不能在容量瓶中溶解或稀释
转移
溶液应冷却到室温再转移，转移时用玻璃棒引流
洗涤
烧杯和玻璃棒应该洗涤2-3次
定容
沿玻璃棒向容量瓶中加水至刻度线1-2 cm处，改用胶头滴管继续加蒸馏水至溶液的凹液面最低处与刻度线相平。若定容时加蒸馏水不慎超过了刻度线，应该重新配制
振荡、摇匀，装贴标签
仪器
托盘天平、砝码、药匙、量筒、烧杯、玻璃棒、容量瓶、胶头滴管
误差分析
物质的结构与性质
分子结构与性质
化学键
定义
使离子相结合或使原子相结合的作用力叫做化学键
类型
共价键
存在于除稀有气体外的非金属单质、部分离子化合物、共价化合物中
概述
原子间通过共用电子对所形成的相互作用，本质是成建原子相互靠近，自旋状态相反的两个电子形成共用电子对，电子出现在两核间的概率增大，使体系总能量降低
分类
按原子轨道的重叠方式不同
σ键
σ键形成共价键的未成对电子的原子轨道沿核间连线方式采取“头碰头”的方式重叠
特征
具有较大的稳定性
以形成σ键的原子核的连线为轴旋转，任何一个原子均可以旋转，旋转时不破坏σ键的结构
π键
π键形成共价键的未成对电子对的原子轨道采取“肩并肩”的方式重叠
特征
π键不如σ键牢固
以形成π键的两个原子核的连线为轴旋转，任意原子不能单独旋转，若单独旋转会破坏π键
按共用电子对是否偏移
极性共价键
非极性共价键
特征
饱和性
成键原子间必须有自旋状态相反的单电子，由于一个单电子只能与另一个单电子配对成键，而一个原子中的单电子数目是一定的，所以形成共价键的数目也是一定的，即共价键具有饱和性
方向性
形成共价键时，两个参与成键的原子轨道总是尽可能沿着电子出现概率最大的方向重叠，且原子轨道重叠越大，电子在两核间出现概率越大，形成的共价键越牢
键参数
键能
气态基态原子形成1 mol化学键释放的最低能量或破坏1 mol化学键所需的最低能量
键能越大，化学键越稳定
键长
形成共价键的两个原子之间的核间距
成键时原子轨道发生重叠，键长小于成键原子的原子半径之和
键长越短，键能越大，共价键越稳定
键角
在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角
决定分子的立体结构
离子键
只存在于离子化合物中
指带相反电荷离子之间的相互作用，实质是阴阳离子之间的静电作用
极性分子和非极性分子
比较
分子偶极矩
偶极矩越大，分子的极性就越大；分子的偶极矩为零，则为非极性分子
离子化合物和共价化合物
电子式的书写
原子的电子式
简单阴离子的电子式
简单阳离子的电子式
复杂阴、阳离子的电子式
离子化合物的电子式
共价化合物的电子式
共价化合物的结构式
将共价分子中的共用电子对改为“—”，每一对共用电子用一条短线表示，并把每个原子的孤电子对去掉
比较
分子间作用力和氢键
分子间作用力
指把分子聚集在一起的作用力
特点
分子间作用力比化学键弱得多
无方向性、饱和性
影响物质的熔点、沸点、溶解度等物理性质
氢键
得电子能力很强的F、O、N原子与氢原子间存在一种比分子间作用力稍强的相互作用力
杂化轨道理论
杂化和杂化轨道
指在形成多原子分子时，由于原子的相互影响，若干不同类型能量相近的原子轨道混合起来，重新组成一组与原轨道数相等的新轨道的过程，形成的新轨道叫做杂化轨道
杂化类型与分子构型
sp杂化
由1个s轨道和1个p轨道杂化而成的，轨道间夹角为180°，呈直线性
sp2杂化
由1个s轨道和2个p轨道杂化而成的，轨道间的夹角为120°，呈平面三角形
sp3杂化
由1个s轨道和3个p轨道杂化而成的，轨道间的夹角为90°，呈正四面体形
价电子层对互斥理论
σ键电子对数的确定
可由分子式决定
中心原子上的孤电子对数的确定
中心原子上的孤电子对数=
a为中心原子的价电子数；x为与中心原子结合的原子数；b为与中心原子结合的原子最多能接受的电子数
利用价层电子对互斥理论预测分子的立体模型
n=2
直线形
n=3
平面三角形
n=4
正四面体形
n=5
三角双锥形
n=6
正八面体形
中心原子杂化轨道类型的判断总结
给定化学式
中心原子价层电子对数=
中心原子价层电子对数=σ键电子对数+中心原子上的孤对电子对数
中心原子价层电子对数=
2
sp杂化
3
sp2杂化
4
sp3杂化
杂化轨道数=中心原子周围σ键数+孤电子对对数
给定结构式
单键全是σ键
双键有1个σ键和1个π键
三键有2个π键和1个σ键
给定分子的空间构型
配位化合物
定义
由中心原子（或离子）和配位体（阴离子或分子）以配位键的形式结合而成的复杂离子，叫做配位单元。凡是含有配位单元的化合物都叫做配合物
组成
中心离子（或原子）
一般是带正电的阳离子，也有电中性的原子甚至还有极少数的阴离子
提供空轨道
配位体
可以是阴离子，也可以是中性分子
提供孤电子对
配位数
直接同中心离子（或原子）配位的原子数目
配离子的电荷数等于中心离子和配位体总电荷的代数和
手性碳原子
连接4个不同原子或基团的碳原子
原子结构与性质
原子的构成
原子核
带正电
质子
带一个单位正电荷
中子
不带电
电子
带一个单位负电荷
原子、离子中粒子间的数量关系
原子序数=核电荷数=核外电子数=质子数
质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）
质子数（Z）=阳离子的核外电子数+阳离子的电荷数
质子数（Z）=阴离子的核外电子数-阴离子的电荷数
元素、核素、同位素
元素
具有相同核电荷数的同一类原子的总称
核素
具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子叫核素
同位素
具有相同质子数而有不同中子数的同一元素的原子，同一元素的不同核素互称为同位素
核外电子运动的状态
核外电子运动的特征
量子化
波粒二象性
统计性
电子云
电子云是电子在核外空间概率密度分布的形象化表示。电子云图中小黑点的疏密表示电子出现的机会大小
四个量子数
主量子数n
也称电子层数，取值1、2、3…
决定电子在核外空间出现概率最大的区域离核的远近
n越大，轨道能量越大
角量子数l
取值0、1、2…、（n-1）
表示原子轨道或电子云的形状，表示同电子层中具有不同状态的能级
各电子层中电子的最大容量为2n2个，n2个轨道
磁量子数m
取值0，±1，±2…±l
决定电子云在空间的伸展方向，与电子能量无关
自旋量子数ms
表示同一轨道中电子运动的自旋状态，取值±1/2，同一轨道只能容纳两个自旋相反的电子
核外电子排布
构造原理
构造原理
随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按顺序填入核外电子运动轨道的规律
能级交错
电子先进入4d轨道，后进入3d轨道的现象叫做能级交错
构造原理不是说4s能级比3d能级能量低，而是指这样顺序填充电子可以使整个原子能量最低
能量最低原理
原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理
泡利（不相容）原理
基态多电子原子中，不可能同时存在两个或两个以上的电子具有相同的4个量子数。一个轨道里最多只能容纳两个电子，且自旋方向相反
洪特规则
当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同
核外电子排布的一般规则
每个电子层所能容纳的电子数最多为2n2个
原子最外层电子数目不能超过8个，K层为最外层时不能超过2个
原子次外层电子数目不能超过18个，K层为次外层时不能超过2个
电子排布式和轨道表示式
电子排布式
轨道表示式
电离能
概念
气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫作第一电离能
意义
第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子
变化规律
随着核电荷数增加，元素的第一电离能呈周期性变化
同一周期，元素的第一电离能呈增大趋势。碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大
同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐减小
电负性
概念
描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小
意义
元素的电负性越大，其原子在化合物中吸引键合电子的能力越强，该元素越容易接受电子，不易失去电子，形成阴离子的倾向就越大
变化规律
同周期：从左到右，元素的电负性逐渐增大，元素的非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱
同主族：从上到下，元素的电负性逐渐减小，元素的非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强
晶体结构与性质
晶体
具有规则几何外形的固体
基本性质
整齐规则的几何外形、各向异性的特征、固定的熔点、X射线衍射效应
晶胞
晶体的一个基本结构单元
分子晶体
分子以分子间作用力相结合形成的晶体
常见的分子晶体
所有非金属氢化物
部分非金属单质
部分非金属化合物
几乎所有的酸
绝大多数有机物
苯、乙醇、葡萄糖等
物理性质
分子间作用力较弱，分子晶体的熔、沸点较低
溶解性
相似相溶原理
无论是固体状态还是熔化状态，都不存在带电荷的粒子，分子晶体的固态及熔融态都不导电
原子晶体
定义
晶体里相邻原子间都以共价键结合，整块晶体是一个三维的共价键网状结构
常见的原子晶体
某些非金属单质
某些非金属化合物
物理性质
原子晶体一般具有很高的熔点和沸点
原子晶体难溶于一般的溶剂
硬度较大
金属晶体
金属键
实质是金属阳离子与自由电子之间的静电作用，金属键没有饱和性和方向性
金属材料的物理性质
导电性、导热性、延展性
熔点变化规律
原子半径越小，单位体积内自由移动的电子数目越多，相互作用力越大，熔点越高
离子晶体
定义
是由阳离子和阴离子通过离子键结合而成的晶体
结构特点
离子晶体中不存在单独的分子，其化学式表示的是离子的个数
晶格能
气态离子形成1 mol离子晶体释放的能量
形成离子晶体的离子所带的电荷越多，晶格能越大；形成离子晶体的离子的半径越小，晶格能越大。晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，熔点越高，硬度越大
物理性质
阴、阳离子所带电荷越多，离子半径越小，离子键越强，离子晶体的熔、沸点越高
离子晶体不能导电，熔融或溶于水后能导电
大多数离子晶体易溶于极性溶剂，难溶于非极性溶剂
金刚石和石墨的比较
元素周期表和元素周期律
元素周期表的结构
周期（7个横行，7个周期）
3个短周期（第一、二三周期）
4个长周期（第四、五、六、七周期）
族（18个纵行，16个族）
主族（7个）（ⅠA-ⅦA）
副族（7个）（ⅠB-ⅦB）
Ⅷ族（1个）
0族（1个）
元素周期表中主族元素性质递变规律
粒子半径大小的比较
同周期元素的粒子
原子半径随核电荷数增大而逐渐减小
同主族元素的粒子
原子或离子半径随核电荷数增大而逐渐增大
电子层结构相同的粒子
离子半径随核电荷数的增加而减小
同种元素形成的粒子
形成的微粒电子数越多，半径越大
电子数和和电荷数都不同的粒子
可通过找参照物比较
一看电子层数；二看核电荷数；三看核外电子数
元素周期表
同一周期中相邻元素的原子序数一般比左边原子序数大1，比右边元素的原子序数小1
若在ⅠA族或ⅡA族，原子序数之差为上周期所包含的元素种数
若在ⅢA族~ⅦA族，原子序数之差为下周期所包含元素种数
常考元素汇总
H
最外层只有一个电子的元素
族序数等于周期数的元素
无中子的元素
半径最小的元素
构成密度最小的单质的元素
宇宙含量最多的元素
Li
周期数是族序数2倍的元素
最外层电子数是内层电子数一半的元素
C
族序数为周期数2倍的元素最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素
形成化合物种类最多的元素
单质是自然界中硬度最大的物质的元素
N
空气中含量最多的元素
气态氢化物的水溶液呈碱性的元素
元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能起化合反应
O
族序数等于周期数3倍的元素
最外层电子数是最内层电子数3倍的元素
最外层电子数是电子层数3倍的元素
最高正化合价不等于族序数的元素
地壳中含量最多的元素
氢化物在通常情况下呈液态的元素
Na
周期数是族序数3倍的元素
原子半径最大的短周期元素
L层电子数为8，与H同主族的元素
短周期中金属性最强的元素
元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期金属元素
两种最常见氧化物的水化物皆呈碱性的短周期元素
Al
最高价氧化物及其对应的水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素
氧化物可作耐火材料的元素
地壳中含量最多的金属元素
族序数等于周期数的元素
Si
最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素
最外层电子数是次外层电子数的一半的元素
单质是最重要的半导体材料的元素
最高价非金属氧化物对应的水化物难溶于水的元素
P
最外层电子数是次外层电子数的一半的元素
某一单质和其氢化物都能自燃的元素
S
族序数等于周期数2倍的元素
与氧同主族的短周期元素
最外层电子数是电子层数2倍的元素
元素的氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物可发生氧化还原反应的元素
Cl
第三周期主族元素原子半径最小的元素
最高价氧化物对应的水化物酸性最强的元素
单质可作为自来水的杀菌消毒的元素
氧化还原反应和离子反应
氧化还原反应
概念
本质
电子转移
特征
反应前后元素化合价发生变化
表示氧化还原反应中电子转移的方法
双线桥法
单线桥法
常见的氧化剂
活泼的非金属单质
高价态的金属阳离子
变价元素的高价态含氧化合物
常见的还原剂
活泼的金属单质
某些非金属单质
变价元素的低价态含氧化合物
氧化还原反应的计算依据
化合价升高总数=化合价降低总数（电子守恒）
各元素原子个数相等（质量守恒）
对于离子反应，反应前后电荷平衡（电荷守恒）
氧化剂得到的电子总数=还原剂失去的电子总数
离子反应
电解质与非电解质
电解质
溶于水或在熔融状态下能导电的化合物
非电解质
溶于水和在熔融状态下都不导电的化合物
强电解质和弱电解质
离子反应和离子方程式
离子反应
在溶液中（或熔融状态下）有离子参加或生成的反应
条件
生成难溶的物质
生成难电离的物质
生成易挥发的物质
发生氧化还原反应
离子方程式
书写方法
写
写出反应的化学方程式
拆
把易溶于水、易电离的物质拆写成离子形式
删
将不参与反应的离子从方程式两端删去
查
检查方程式两端各元素的原子个数和电荷数是否相等
离子方程式正误的判断
看离子反应是否符合客观事实
看必要条件是否正确、齐全
看表示各物质的化学式是否正确
看电荷是否守恒
看是否漏掉离子反应
看反应物或产物的配比是否正确
看是否符合题设条件的要求
判断离子能否大量共存的规律
一色
溶液的颜色
二性
溶液的酸性和碱性
三特
特殊情况
四反应
离子间通常能发生的四种类型的反应
复分解反应、氧化还原反应、双水解反应、络合反应
常见的不能共存的离子汇总
复分解反应
产生气体
产生沉淀
钾、钠、硝、铵溶，硫酸除钡、铅不溶，盐酸除银、亚汞不溶，其他离子基本与碱同
产生弱电解质
双水解反应
氧化还原反应
络合反应