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高中化学基本概念和基本理论  

2014-10-29 16:10:53|  分类: 中学教学 |  标签: |举报 |字号 订阅

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高中化学基本概念和基本理论

高中化学基本概念和基本理论 - 沙漠骆驼 - 沙漠骆驼shamoluotuo 一.物质的组成、性质和分类:

一)掌握基本概   

1.分子

分子是能够独立存在并保持物质化学性质的一种微粒。

(1)分子同原子、离子一样是构成物质的基本微粒.

(2)按组成分子的原子个数可分为:

单原子分子如:He、Ne、Ar、Kr…

双原子分子如:O2、H2、HCl、NO…

多原子分子如:H2O、P4、C6H12O6

2.原子

原子是化学变化中的最小微粒。确切地说,在化学反应中原子核不变,只有核外电子发生变化。

(1)原子是组成某些物质(如金刚石、晶体硅、二氧化硅等原子晶体)和分子的基本微粒。

(2)原子是由原子核(中子、质子)和核外电子构成的。   

3.离子

离子是指带电荷的原子或原子团。

(1)离子可分为:

阳离子:Li+、Na+、H+、NH4+

阴离子:Cl、O2–、OH、SO42–…  

(2)存在离子的物质:

①离子化合物中:NaCl、CaCl2、Na2SO4

②电解质溶液中:盐酸、NaOH溶液…

③金属晶体中:钠、铁、钾、铜…

4.元素

元素是具有相同核电荷数(即质子数)的同—类原子的总称。

(1)元素与物质、分子、原子的区别与联系:物质是由元素组成的(宏观看);物质是由分子、原子或离子构成的(微观看)。  

(2)某些元素可以形成不同的单质(性质、结构不同)—同素异形体。

(3)各种元素在地壳中的质量分数各不相同,占前五位的依次是:O、Si、Al、Fe、Ca。

5.同位素

是指同一元素不同核素之间互称同位素,即具有相同质子数,不同中子数的同一类原子互称同位素。如H有三种同位素:11H、21H、31H(氕、氘、氚)。

6.核素

核素是具有特定质量数、原子序数和核能态,而且其寿命足以被观察的一类原子。

(1)同种元素、可以有若干种不同的核素—同位素。

(2)同一种元素的各种核素尽管中子数不同,但它们的质子数和电子数相同。核外电子排布相同,因而它们的化学性质几乎是相同的。

7.原子团

原子团是指多个原子结合成的集体,在许多反应中,原子团作为一个集体参加反应。原子团有几下几种类型:根(如SO42-、OHˉ、CH3COOˉ等)、官能团(有机物分子中能反映物质特殊性质的原子团,如—OH、—NO2、—COOH等)、游离基(又称自由基、具有不成价电子的原子团,如甲基游离基 · CH3)。

 8.基

化合物中具有特殊性质的一部分原子或原子团,或化合物分子中去掉某些原子或原子团后剩下的原子团。

(1)有机物的官能团是决定物质主要性质的基,如醇的羟基(—OH)和羧酸的羧基(—COOH)。

(2)甲烷(CH4)分子去掉一个氢原子后剩余部分(· CH3)含有未成对的价电子,称甲基或甲基游离基,也包括单原子的游离基(· Cl)。

 

基(羟基)

根(氢氧根)

电子式

高中化学基本概念和基本理论

高中化学基本概念和基本理论

电性

电中性

带负电

存在于

不能独立存在,必须和其他“基”或原子团相结合

能独立存在于溶液或离子化合物中

9.物理性质与化学性质

 

物理性质

化学性质

概念

(宏观)

物质不需要发生化学变化就能表现出来的性质

物质在发生化学变化时表现出来的性质

实质

(微观)

物质的分子组成和结构没有发生改变时呈现的性质

物质的分子组成和结构发生改变时呈现的性质

性质包

括内容

颜色、状态、气味、味道、密度、熔点、沸点、溶解性、导电性、导热性等

一般指跟氢气、氧气、金属、非金属、氧化物、酸、碱、盐能否发生反应及热稳定性等

 9.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

化学变化本质: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。

10.溶解性

指物质在某种溶剂中溶解的能力。例如氯化钠易溶于水,却难溶于无水乙醇、苯等有机溶剂。单质碘在水中溶解性较差,却易溶于乙醇、苯等有机溶剂。苯酚在室温时仅微溶于水,当温度大于70℃时,却能以任意比与水互溶(苯酚熔点为43℃,70℃时苯酚为液态)。利用物质在不同温度或不同溶剂中溶解性的差异,可以分离混合物或进行物质的提纯。

在上述物质溶解过程中,溶质与溶剂的化学组成没有发生变化,利用简单的物理方法可以把溶质与溶剂分离开。还有一种完全不同意义的溶解。例如,石灰石溶于盐酸,铁溶于稀硫酸,氢氧化银溶于氨水等。这样的溶解中,物质的化学组成发生了变化,用简单的物理方法不能把溶解的物质提纯出来。

11.液化

指气态物质在降低温度或加大压强的条件下转变成液体的现象。在化学工业生产过程中,为了便于贮存、运输某些气体物质,常将气体物质液化。液化操作是在降温的同时加压,液化使用的设备及容器必须能耐高压,以确保安全。常用的几种气体液化后用途见下表。

气体名称

液化后名称

主要用途

空气

液体空气

分离空气制取氧气、氮气、稀有气体

氮气

液氮

冷冻剂

氯气

液氯

自来水消毒剂,制氯化铁、氯化烷等

氨气

液氨

制冷剂,用于氨制冷机中

二氧化硫

液体二氧化硫

漂白剂

石油气

液化石油气

燃料

12.金属性

元素的金属性通常指元素的原子失去价电子的能力。元素的原子越易失去电子,该元素的金属性越强,它的单质越容易置换出水或酸中的氢成为氢气,它的最高价氧化物的水化物的碱性亦越强。元素的原子半径越大,价电子越少,越容易失去电子。在各种稳定的同位素中,铯元素的金属性最强,氢氧化铯的碱性也最强。除了金属元素表现出不同强弱的金属性,某些非金属元素也表现出一定的金属性,如硼、硅、砷、碲等。

13.非金属性

是指元素的原子在反应中得到(吸收)电子的能力。元素的原子在反应中越容易得到电子。元素的非金属性越强,该元素的单质越容易与H2化合,生成的氢化物越稳定,它的最高价氧化物的水化物(含氧酸)的酸性越强(氧元素、氟元素除外)。

已知氟元素是最活泼的非金属元素。它与氢气在黑暗中就能发生剧烈的爆炸反应,氟化氢是最稳定的氢化物。氧元素的非金属性仅次于氟元素,除氟、氧元素外,氯元素的非金属性也很强,它的最高价氧化物(Cl2O7)的水化物—高氯酸(HClO4)是已知含氧酸中最强的一种酸。

金属性强弱

非金属性强弱

最高价氧化物水化物碱性强弱

最高价氧化物水化物酸性强弱

与水或酸反应,置换出H2的易难

与H2化合的易难及生成氢化物稳定性

活泼金属能从盐溶液中置换出不活泼金属

活泼非金属单质能置换出较不活泼非金属单质

阳离子氧化性强的为不活泼金属,氧化性弱的为活泼金属

阴离子还原性强的为非金属性弱,还原性弱的为非金属性强

原电池中负极为活泼金属,正极为不活泼金属

将金属氧化成高价的为非金属性强的单质,氧化成低价的为非金属性弱的单质

电解时,在阴极先析出的为不活泼金属

电解时,在阳极先产生的为非金属性弱的单质

14.氧化性

物质(单质或化合物)在化学反应中得到(吸引)电子的能力称为物质的氧化性。非金属单质、金属元素高价态的化合物、某些含氧酸及其盐一般有较强的氧化性。

非金属单质的氧化性强弱与元素的非金属性十分相似,元素的非金属性越强,单质的氧化性也越强。氟是氧化性最强的非金属单质。氧化性规律有:①活泼金属阳离子的氧化性弱于不活泼金属阳离子的氧化性,如Na+<Ag+;②变价金属中,高价态的氧化性强于低价态的氧化性,如Fe3+>Fe2+,MnO4?>MnO42?>MnO2;③同种元素含氧酸的氧化性往往是价态越高,氧化性越强,如HNO3>HNO2,浓度越大,氧化性也越强,如浓HNO3>稀HNO3,浓H2SO4>稀H2SO4。然而,也有例外,如氯元素的含氧酸,它们的氧化性强弱顺序是HClO>HClO2>HClO3>HClO4

15.还原性

物质在化学反应中失去电子的能力称为该物质的还原性。金属单质、大多数非金属单质和含有元素低价态的化合物都有较强的还原性。物质还原性的强弱取决于该物质在化学反应中失去电子能力的大小。

元素的金属性越强,金属单质的还原性也越强,金属单质还原性顺序和金属活动性顺序基本一致。元素的非金属性越弱,非金属单质的还原性越强。元素若有多种价态的物质,一般说来,价态降低,还原性越强。如含硫元素不同价态的物质的还原性:H2S>S>SO2;含磷元素物质的还原性PH3>P4>PO33?;铁及其盐的还原性:Fe>Fe2+等。

16.挥发性

液态物质在低于沸点的温度条件下转变成气态的能力,以及一些气体溶质从溶液中逸出的能力。具有较强挥发性的物质大多是一些低沸点的液体物质,如乙醇、乙醚、丙酮、氯仿、二硫化碳等。另外氨水、浓盐酸、浓硝酸等都具有很强的挥发性。这些物质贮存时,应密闭保存并远离热源,防止受热加快挥发。

17.升华

在加热的条件下,固态物质不经过液态直接变为气态的变化。常见能升华的物质有I2、干冰(固态CO2)、升华硫、红磷、灰砷等。

18.稳定性

是物质的化学性质的一种。它反映出物质在一定条件下发生化学反应的难易程度。稳定性可分为热稳定性、光化学稳定性和氧化还原稳定性。

越不活泼的物质,其化学稳定性越好。例如:苯在一般情况下,化学性质比较稳定,所以,常用苯作萃取剂和有机反应的介质。很多反应在水溶液中进行和水作溶剂,都是利用了水的化学稳定性。

19.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)常见特殊名称的混合物:氨水、氯水、王水、天然水、硬水、软水、盐酸、浓硫酸、福尔马林、水玻璃;爆鸣气、水煤气、天然气、焦炉气、高炉煤气、石油气、裂解气、空气;合金;过磷酸钙、漂白粉、黑火药、铝热剂、水泥、铁触媒、玻璃;煤、石油;石油、石油的各种馏分。

【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。

20.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、16O、18O也属于单质,单质分为金属单质与非金属单质两种。

21.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。

22.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:HCIO4、H2SO4、HCl、HNO3… 

    常见弱酸:H2SO3、H3PO4、HF、HClO、H2CO3、H2SO3、CH3COOH…

23.碱

电离理论认为,电解质电离时产生的阴离子全部是OHˉ的化合物叫碱。

常见强碱:NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2

    常见弱碱:NH3·H2O、Al(OH)3、Fe(OH)3… 

24.盐

电离时生成金属阳离子(或NH4+)和酸根离子的化合物叫做盐。

盐的分类:①正盐:如:(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… 

25.氧化物

由两种元素组成,其中一种是氧的化合物叫氧化物。

(1)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

(2)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

26.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   

1.四种符号   

(1)元素符号:①表示一种元素(宏观上)。②表示一种元素的一个原子(微观上)。③表示该元素的相对原子质量。

(2)离子符号:在元素符号右上角标电荷数及电性符号(正负号),“l”省略不写如:Ca2+、SO42ˉ、C1ˉ、Na+ … 

(3)价标符号:是在元素正上方标正负化合价、正负写在价数前。“l”不能省略。如: 高中化学基本概念和基本理论

(4)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  

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,电子对偏向哪种原子,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.化学式

用元素符号表示单质或化合物的组成的式子成为化学式。根据物质的组成以及结构特点,化学式可以是分子式、实验式、结构简式等。不同的化学式所表示的意义有区别。

离子化合物的化学式表示离子化合物及其元素组成,还表示离子化合物中阴、阳离子最简单的整数比,同时也表示离子化合物的化学式量。例如,氢氧化钡这种物质及其组成元素是钡、氢、氧3种元素,化学式还表示了Ba2+与OH?的个数比是1:2,它的化学式量为171。

过氧化钠的化学式是Na2O2,但不能写成NaO,在过氧化钠中实际存在的离子是O22?离子,且Na+:O22?为2:1,所以,过氧化钠的化学式只能用Na2O2表示。

某些固体非金属单质及所有的金属单质因组成、结构比较复杂,它们的化学式只用元素符号表示。比如红磷的化学式是P。

4.分子式

用元素符号表示物质的分子组成的式子。

一般分子式是最简式的整数倍,多数无机物二者是一致的。但也有例外,如最简式为NO2的分子可能是NO2,也可能是N2O4

有些单质、原子晶体和离子晶体通常情况下不存在简单分子,它的化学式则表示这种晶体中各元素的原子或离子数目的最简整数比,如C、SiO2、CsCl、Na2CO3、2CaSO4·H2O等。

分子式的意义:

(1)表示物质的元素组成;

(2)表示该物质的一个分子;

(3)表示分子中各元素的原子个数;

(4)表示该物质的相对分子质量。

例如,硫酸的分子式是H2SO4,它表示硫酸这种物质,也表示了硫酸的一个分子及分子是由2个氢原子、1个硫原子、4个氧原子组成。H2SO4同时也表示它的相对分子质量为

1.008×2+32.07+16.00×4=98.086≈98

5.实验式

也称最简式。仅表示化合物中各元素原子个数比的式子。

有机物往往出现不同的化合物具有相同的实验式。如乙炔和苯的实验式是CH,甲醛、乙酸、乳酸和葡萄糖等的实验式是CH2O。已知化合物的最简式和相对分子质量,就可求出它的分子式,如乙酸最简式CH2O,式量为60,(CH2O)n=60,n=2,所以乙酸分子式为C2H4O2

6.电子式

在元素符号周围用“ · ”或“ × ”表示其最外层电子数的式子。

(1)用电子式表示阴离子时要用[  ]括起,电荷数写在括号外面的右上角。NH4+、H3O+等复杂阳离子也应如此写。

(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: 高中化学基本概念和基本理论

(3)注意各原子的空间排序及孤对电子、单电子的存在。如:高中化学基本概念和基本理论

                     

(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: 高中化学基本概念和基本理论

(5)另外,各电子式的书写还应注意力求均匀、对称、易识别。

7.结构式

用短线将分子中各原子按排列数序和结合方式相互连接起来的式子。书写规律:一共用电子对画一短线,没有成键的电子不画出。

氢气(H2)  高中化学基本概念和基本理论       H—H

氮气(N2)   高中化学基本概念和基本理论  N≡N

氨(NH3)       高中化学基本概念和基本理论  高中化学基本概念和基本理论
次氯酸(HClO)   高中化学基本概念和基本理论   H—O—Cl

用结构式表示有机物的分子结构更具有实用性,并能明确表达同分异构体,例如:

乙酸(C2H4O2)      高中化学基本概念和基本理论

甲酸甲酯(C2H4O2)   高中化学基本概念和基本理论

8.结构简式

它是结构式的简写,一般用于有机物,书写时应将分子中的官能团表示出来,它可以把连接在相同原子的相同结构累加书写,也不需把所有的化学键都表示出来。例如:

乙烷(C2H4O2)  CH3CH3

新戊烷(C5H12)  C(CH3)4

苯(C6H6  高中化学基本概念和基本理论 高中化学基本概念和基本理论

乙酸(C2H4O2)  CH3COOH

9.原子结构示意图

用以表示原子核电荷数和核外电子在各层上排布的简图,如钠原子结构简图为:高中化学基本概念和基本理论

 

表示钠原子核内有11个质子,弧线表示电子层(3个电子层),弧线上数字表示该层电子数(K层2个电子,M层1个电子)。

原子结构示意图也叫原子结构简图,它比较直观,易被初学者接受,但不能把弧线看作核外电子运行的固定轨道。

10.电离方程式

   表示电解质溶于水或受热熔化时离解成自由移动离子过程的式子。

   ①强电解质的电离方程式用“=”。弱电解质的电离方程式用“ 高中化学基本概念和基本理论”链接。

②弱酸的酸式酸根的电离用“ 高中化学基本概念和基本理论”。

HCO3 高中化学基本概念和基本理论CO3 + H+

③强酸的酸式酸根的电离用“=”。

     HSO4高中化学基本概念和基本理论SO42 + H+

④多元弱酸的电离分步进行。

H3PO4 高中化学基本概念和基本理论 H2PO4+ H+

H2PO4高中化学基本概念和基本理论HPO42+ H+

HPO42高中化学基本概念和基本理论PO43+ H+

⑤多元弱碱的电离认为一步完成。

Fe(OH)3高中化学基本概念和基本理论Fe3+ + 3OH

11.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做离子方程式。

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NaCI、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…)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HCO3ˉ、HSO3ˉ、HSˉ。

⑤碱性氧化物亦要保留分子式。

⑥离子方程式除了应遵守质量守恒定律外,离子方程式两边的离子电荷总数一定相等(离子电荷守恒)。

12.热化学方程式 

表明反应所放出或吸收的热量的方程式,叫做热化学分方程

(1)要注明反应的温度和压强,若反应是在298 K和1.013×105 Pa条件下进行,可不予注明。

(2)要注明反应物和生成物的聚集状态或晶型。常用s、l、g、aq分别表示固体、液体、气体、溶液。

(3)ΔH与方程式计量系数有关,注意方程式与对应ΔH不要弄错,计量系数以“mol”为单位,可以是小数或分数。

(4)在所写化学反应计量方程式后写下ΔH的数值和单位,方程式与ΔH应用分号隔开。

(5)当ΔH为“-”或ΔH<0时,为放热反应,当ΔH为“+”或ΔH>0时,为吸热反应。例如:

C(石墨)+O2(g) = CO2(g);ΔH=-393.6 kJ·mol1

表示体系在298 K、1.013×105 Pa下,反应发生了1 mol的变化(即1 mol的C与1 mol的O2生成1 mol的CO2)时,相应的热效应为-393.6 kJ·mol1,即放出393.6 kJ的热。

2C(石墨)+2O2(g) = 2CO2(g);ΔH=-787.2 kJ·mol1

表示体系中各物质在298 K,1.013×105 Pa下,反应发生了1 mol的变化(即1mol的2C与1mol的2O2完全反应生成1mol的2CO2)时的热效应为-787.2 kJ·mol1,即放出787.2 kJ的热。

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

    如:CaO + H2O= Ca(OH)2    4NO2+ 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 …

    如:CaCO3= 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。

如:2Mg + CO2= 2MgO + 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。

如:AgNO3 + HCI=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

高中化学基本概念和基本理论

 

3.氧化还原反应的一般规律      

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

氧化剂 + 还原剂 = 还原产物 + 氧化产物

氧化剂得电子 → 还原产物

还原剂失电子 → 氧化产物

氧化性:氧化剂>氧化产物;还原性:还原剂>还原产物

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FeBr2溶液中通入Cl2,首先被氧化的是Fe2+

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。

 4.氧化性、还原性大小的比较

(1)由元素的金属性或非金属性比较

a、金属阳离子的氧化性随其单质还原性的增强而减弱

 

 

 

b、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:

2KMnO4+ 16HCl = 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2↑ + 8H2O(常温)

MnO2 + 4HCl(浓)= MnCl2 + Cl2↑ +2H2     (加热)

前者比后者容易发生反应,可判断氧化性:KMnO4>MnO2。同理,不同的还原剂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。

(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:

2Fe + 3Cl2 高中化学基本概念和基本理论2FeCl3,S + Fe 高中化学基本概念和基本理论 FeS ,

根据铁被氧化程度的不同(Fe3+、Fe2+),可判断氧化性:Cl2>S。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

简记:左>右

(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。

(6)某些氧化剂的氧化性或还原剂的还原性与下列因素有关:

温度:如热的浓硫酸的氧化性比冷的浓硫酸的氧化性强。

浓度:如浓硝酸的氧化性比稀硝酸的强。

酸碱性:如中性环境中NO3不显氧化性,酸性环境中NO3显氧化性;又如KMnO4溶液的氧化性随溶液的酸性增强而增强。

注意:物质的氧化性或还原性的强弱只决定于得到或失去电子的难易,与得失电子的多少无关。

【注意】:中学化学中提及的“化”名目繁多.要判别它们分属何种变化,必须了解其过程.请你根据下列知识来指出每一种“化”发生的是物理变化还是化学变化。

1.风化

结晶水合物在室温和干燥的空气里失去部分或全部结晶水的过程。

2.催化

能改变反应速度,本身一般参与反应但质量和化学性质不变。应了解中学里哪些反应需用催化剂。

 3.岐化

    同一种物质中同一元素且为同一价态原子间发生的氧化还原反应。如:2Cl2 + 2Ca(OH) = CaCl2 + Ca(ClO)2 + H2O

 4.酸化

向某物质中加入稀酸使之呈酸性的过程。比如KMnO4溶液用H2SO4酸化,AgNO3溶液用HNO3酸化。

 5.钝化

    块状的铝、铁单质表面在冷的浓硫酸或浓硝酸中被氧化成一层致密的氧化物保护膜,阻止内层金属与酸继续反应。

 6.硬水软化

    通过物理、化学方法除去硬水中较多的Ca2+、Mg2+的过程。

 7.水化

烯、炔与水发生加成反应生成新的有机物。

如:乙烯水化法:CH2=CH2 + H2O 高中化学基本概念和基本理论  CH3CH2OH

乙炔水化法:CH≡CH + H2O 高中化学基本概念和基本理论CH3CHO

8.氢化(硬化)

液态油在一定条件下与H2发生加成反应生成固态脂肪的过程。

植物油转变成硬化油后,性质稳定,不易变质,便于运输等。

9.皂化

油脂在碱性条件下发生水解反应的过程。

产物:高级脂肪酸钠 + 甘油

10.老化

橡胶、塑料等制品露置于空气中,因受空气氧化、日光照射而使之变硬发脆的过程。

11.硫化

向橡胶中加硫,以改变其结构(双键变单键)来改善橡胶的性能,减缓其老化速度的过程。

12.裂化

在一定条件下,分子量大、沸点高的烃断裂为分子量小、沸点低的烃的过程。目的:提高汽油的质量和产量。比如石油裂化。

13.酯化

醇与酸生成酯和水的过程。

14.硝化(磺化)

苯环上的H被—NO2或—SO3H取代的过程。

(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 高中化学基本概念和基本理论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高中化学基本概念和基本理论 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)反应熟:在化学反应中放出或吸收的热量,通常叫反应热用H表示。单位:kJ·mol–1

(2)燃烧热:在101kPa时1mol H2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。如:101kPa时lmol H2完全燃烧生成液态水,放出285.5 kJ·mol–1的热量,这就是H2的燃烧热。  

H2(g)+12 O2 (g) =H2O(l);△H=–285.5kJ·mol–1

(3)中和热:在稀溶液中,酸和碱发生中和反应而生成1mol H2O,这时的反应热叫做中和热。

        H+(aq)+OH(aq)=H2O(1);△H=–57.3kJ·mol–1

【注意】: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

12C的一个原子质量的1/12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.元素相对原子质量(即平均相对原子质量)

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N A,通常用6.02 ×1023 molˉ1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=N·NA 

5.摩尔质量:单位物质的量的物质所具有的质量叫做摩尔质量。用M表示,单位:g·molˉ1或kg·molˉ1

①任何物质的摩尔质量以g·molˉ1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=m · n

6.气体摩尔体积:单位物质的量气体所占的体积叫做气体摩尔体积。

用Vm表示,Vm=V÷n。常用单位L·molˉ1

①标准状况下,气体摩尔体积约为22.4 L·molˉ1

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。

理想气体状态方程为: PV=nRTR为常数)

由理想气体状态方程可得下列结论:

①同温同压下,V1:V2=n1:n2

②同温同压下,P1:P2=Ml:M2

③同温同体积时,nl:n2=Pl:P2

… … …

7.物质的量浓度 

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

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·Lˉ1

物质的量浓度与质量分数的换算公式:   高中化学基本概念和基本理论

 

四.物质结构、元素周期律 

(一)原子结构   

1.原子(AZX)中有质子(带正电):Z个,中子(不显电性):(A—Z)个,电子(带负电):Z个。

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≈1836 M(质量关系)  

3.原子中各微粒的作用

(1)原子核

几乎集中源自的全部质量,但其体积却占整个体积的千亿分之一。其中质子、中子通过强烈的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,特别是最外层电数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→O→P→Q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原子核外电子层排布的周期性变化: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、随着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)元素周期表的结构:横七竖十八

            第一周期   2种元素

           短周期    第二周期   8种元素

                     第三周期   8种元素

周期               第四周期   18种元素

(横向)   长周期    第五周期   18种元素

                     第六周期   32种元素

           不完全周期:第七周期 26种元素

        主族(A):ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA

族      副族(B):ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB

(纵向)   第VIII 族:三个纵行,位于ⅦB族与ⅠB族中间

零族:稀有气体元素

【注意】表中各族的顺序:ⅠA、ⅡA、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、VIII、ⅠB、ⅡB、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、0

(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的水化物的碱性增强,其离子的氧化性减弱。

(3)元素周期表中“位、构、性”的三角关系

高中化学基本概念和基本理论

 

(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逐渐减小(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逐渐增大,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+>Ca 2+

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、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+、NH4+、H3O+

阴离子:N3、O2、F、OH、NH2

②核外有18个电子的微粒:

原子:Ar;

分子:SiH4、PH3、H2S、HCl、F2、H2O2

阳离子:K+、Ca2+

阴离子:P3、S2、HS、Cl、O22

(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.离子建

(1)定义: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NH4+)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

(1)定义:原子间通过共用电子对所形成的相互作用叫作共价键。

(2)成键元素:一般来说同种非金属元素的原子或不同种非金属元素的原子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、CaC2)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。

5.分之间作用力和氢键

(1)分子间作用力

把分子聚集在一起的作用力叫作分子间作用力。又称范德华力。

①分子间作用力比化学键弱得多,它对物质的熔点、沸点等有影响。

②一般的对于组成和结构相似的物质,相对分子质量越大,分子间作用力越大,物质的熔点、沸点也越高。

(2)氢键

某些物质的分子间H核与非金属强的原子的静电吸引作用。氢键不是化学键,它比化学键弱得多,但比范德华力稍强。

氢键主要存在于HF、H2O、NH3、CH3CH2OH分子间。如HF分子间氢键如下:

高中化学基本概念和基本理论

 

故HF、H2O、NH3的沸点分别与同族氢化物沸点相比反常的高。

6.晶体

①分子晶体

分子间的分子间作用力相结合的晶体叫作分子晶体。

②原子晶体

相邻原子间以共价键相结合而形成空间网状结构的晶体叫原子晶体。

③离子晶体

离子间通过离子键结合而成的晶体叫作离子晶体。

④金属晶体

通过金属离子与自由电子间的较强作用(金属键)形成的单质晶体叫作金属晶体。

7.四种晶体类型与性质比较

晶体类型

离子晶体

原子晶体

分子晶体

金属晶体

组成晶体的粒子

阳离子和阴离子

原子

分子

金属阳离子和自由电子

组成晶体粒子间的相互作用

离子键

共价键

范德华力(有的还有氢键)

金属键

典型实例

NaCl

金刚石、

晶体硅、SiO2、SiC

冰、干冰

金属单质

晶体的物理特性

熔点沸点

熔点较高、沸点高

熔、沸点高

熔、沸点低

熔沸点高

导热性

不良

不良

不良

导电性

固态不导电,熔化或溶于水能导电

导电

延展性

不良

不良

不良

硬度

略硬而脆

高硬度

较小

较大

 8.物质熔点、沸点高低的比较

   (1)不同晶体类型的物质:原子晶体>离子晶体>分子晶体

   (2)同种晶体类型的物质:晶体内微粒间的作用力越大,溶、沸点越高。

①原子晶体要比较共价键的强弱(比较键能和鍵长),一般地说原子半径越小,键能越大,鍵长越短,共价键越牢固,晶体的溶沸点越高。如:

熔点:金刚石>水晶>金刚砂>晶体硅

②离子晶体要比较离子键的强弱,一般地说阴阳离子电荷数越多,离子半径越小,则离子间作用力越大,离子键越强,溶沸点越高。如:

熔点:MgO>MgCl2>NaCl>CsCl

③分子晶体:

a.组成和结构相似的物质,相对分子质量越大,熔沸点越高。

b.组成和结构不相似的物质,极性大则熔沸点高(如CO>N2)。

c.有些还与分子的形状有关。如有机同分异构体中,一般线性分子的熔沸点比带支链的高,如正戊烷>异戊烷>新戊烷。

d.有些与分子中含有的碳碳双键的多少有关。组成结构相似的有机物,一般含碳碳双键多的熔沸点低,如油酸甘油酯(油)的熔点比硬脂酸甘油酯(脂肪)的低。

五.溶液

(一)分散系

1.分散系

化学上把一种或几种物质分散成很小的微粒分布在另一种物质中所组成的体系。分散成粒子的物质叫分散质,另一种物质叫分散剂。分散质、分散剂均可以是气态、液态或固态。

2.四种分散系比较

 

 

溶液

胶体

浊液

微粒直径

<10-9 m

10-9~10-7 m

>10-7 m

微粒组成

分子或离子

分子的集合体或高分子

小液滴或固体小颗粒

特点

均一、稳定、透明

均一、稳定、透明

不均一、不稳定、不透明

能否通过滤纸

不能

能否通过半透膜

不能

不能

是否具有丁达尔现象

实例

蔗糖水

食盐水

蛋白溶液

淀粉溶液

石灰乳、油水

(二)溶液

1.溶液:一种或几种物质分散到另一种物质里所形成的均一稳定的混合物叫作溶液。特征是均一、稳定、透明。

2.饱和溶液、溶解度

(1)饱和溶液和不饱和溶液: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,叫作这种溶质的饱和溶液;还能继续溶解某种溶质的溶液,叫作不饱和溶液。

(2)溶解度:在一定温度下,某固体物质在100克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物质在这种溶剂里的溶解度。常用s表示。质量分数ω=S(100+s)×100%

(3)温度对溶解度的影响

固体物质的溶解度,一般随温度升高而增大(食盐溶解度变化不大;Ca(OH)2溶解度随温度升高而减小)。气体物质溶解度,随温度升高而减小,随压强增大而增大。

(4)溶解度曲线:用纵坐标表示溶解度。横坐标表示温度。根据某溶质在不同温度时溶解度,可以画出该物质溶解度随温度变化曲线,称之为溶解度曲线。

3.了解几个概念:结晶、结晶水、结晶水合物、风化、潮解

(1)结晶:从溶液中析出晶体的过程。

(2)结晶水:以分子形式结合在晶体中的水,叫结晶水,它较容易分解出来,如:Na2CO3·10H2O=Na2CO3+10H2O,

CuSO4·5H2O=CuSO4+5H2O

(3)结晶水合物:含有结晶水的化合物叫结晶水合物。结晶水合物容易失去结晶水。常见的结晶水合物有:Na2CO3·10H2O(纯碱),CuSO4·5H2O(胆矾、蓝矾),FeSO4·7H2O(绿矾),ZnSO4·7H2O(皓矾),MgCl2·KCl·6H2O(光卤石),KAl(SO4)2·12H2O或K2SO4·Al2(SO4)3·24H2O(明矾),CaSO4·2H2O(石灰膏),H2C2O4·H2O(草酸)。

(4)风化:结晶水在常温和较干燥的空气里失去部分或全部结晶水的现象叫风干。

(5)风化本质:结晶水合物分解Na2CO3·10H2O(无色晶体)=Na2CO3·H2O(白色粉末)+9H2O

(6)风化现象:由晶体状逐渐变成粉末。因此凡具有此现象的自然过程过程都可称为风化,如岩石的风化,它显然不属于结晶水合物失去结晶水的过程。

(7)潮解:某些易溶于水的物质吸收空气中的水蒸汽,在晶体表面逐渐形成溶液或全部溶解的现象叫潮解。

(8)易潮解的物质有:CaCl2、MgCl2、NaOH等。

(9)粗盐易潮解,而精盐不易潮解。这是因为粗盐中含有少量MgCl2杂质的缘故。

4.胶体

(1)定义:分散质的微粒在1nm~100nm之间分散系,叫作胶体。

(2)分类:按分散剂的状态分为液溶胶:Fe(OH)3胶体、淀粉溶液、固溶胶、有色玻璃、气溶胶:烟、云、雾。

(3)性质:①丁达尔现象(可用来鉴别胶体和溶液) ②布朗运动 ③电泳现象 ④胶体聚沉(加入电解质、加入带异种电荷的胶体、加热,均可使胶体聚沉)。

5.胶体的应用(解释问题)

①沙洲的形成 

②卤水点豆腐 

③明矾(或FeCl3) 净水

④工业制皂的盐析 

⑤冶金工业电泳除尘

六.化学反应速率、化学平衡

(一)化学反应速率

1.定义:化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢程度的,通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。单位:mol/(L·min)或mol/(L·s)  v=△c·△t

2.规律:同一反应里用不同物质来表示的反应速率数值可以是不同的,但这些数值,都表示同一反应速率。且不同物质的速率比值等于其化学方程式中的化学计量数之比。如反应mA+nB=pC+qD  的v(A):v(B):v(C):v(D)=m:n:p:q

3.影响反应速率的因素

    内因:参加反应的物质的结构和性质是影响化学反应速率的决定性因素。例如H2、F2混合后,黑暗处都发生爆炸反应,化学反应速率极快,是不可逆反应。而H2、N2在高温、高压和催化剂存在下才能发生反应,化学反应速率较慢,由于是可逆反应,反应不能进行到底。

外因

①浓度:当其他条件不变时,增大反应物的浓度,单位体积发生反应的分子数增加,反应速率加快。

②压强:对于有气体参加的反应,当其他条件不变时,增加压强,气体体积缩小,浓度增大,反应速率加快。

③温度:升高温度时,分子运动速率加快,有效碰撞次数增加,反应速率加快,一般来说,温度每升高10℃反应速率增大到原来的2~4倍。

④催化剂:可以同等程度增大逆反应速率。

⑤其他因素:增大固体表面积(粉碎),光照也可增大某些反应的速率,此外,超声波、电磁波、溶剂也对反应速率有影响。

【注意】:①改变外界条件时,若正反应速率增大,逆反应速率也一定增大,增大的倍数可能不同,但不可能正反应速率增大,逆反应速率减小。

②固体、纯液体浓度视为常数,不能用其表示反应速率,它们的量的变化不会引起反应速率的变化,但其颗粒的大小可影响反应速率。

③增大压强或浓度,是增大了分子之间的碰撞几率,因此增大了化学反应速率;升高温度或使用催化剂,提高了活化分子百分数,增大了有效碰撞次数,使反应速率增大。

(二)化学平衡

1.化学平衡状态:指在一定条件下的可逆反应里,正反应和逆反应的速率相等,反应混合物中各组分的浓度不变的状态。

2.化学平衡状态的特征

(1)“等”即 V=V>0。

(2)“动”即是动态平衡,平衡时反应仍在进行。

(3)“定”即反应混合物中各组分百分含量不变。

(4)“变”即条件改变,平衡被打破,并在新的条件下建立新的化学平衡。

(5)与途径无关,外界条件不变,可逆反应无论是从正反应开始,还是从逆反应开始,都可建立同一平衡状态(等效)。

3.化学平衡状态的标志

化学平衡状态的判断(以mA+nB xC+yD为例),可从以下几方面分析:

①v(B)=v(B)

②v(C):v(D)=x : y

③c(C)、C%、n(C)%等不变

④若A、B、C、D为气体,且m+n≠x+y,压强恒定

⑤体系颜色不变

⑥单位时间内某物质内化学键的断裂量等于形成量

⑦体系平均式量恒定(m+n ≠ x+y)等

4.影响化学平衡的条件

(1)可逆反应中旧化学键的破坏,新化学键的建立过程叫作化学平衡移动。

(2)化学平衡移动规律——勒沙特列原理

如果改变影响平衡的一个条件(如浓度、压强或温度),平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。

①浓度:增大反应物(或减小生成物)浓度,平衡向正反应方向移动。

②压强:增大压强平衡向气体体积减小的方向移动。减小压强平衡向气体体积增大的方向移动。

③温度:升高温度,平衡向吸热反应方向移动。降低温度,平衡向放热反应方向移动。

④催化剂:不能影响平衡移动。

 5.等效平衡

在条件不变时,可逆反应不论采取何种途径,即由正反应开始或由逆反应开始,最后所处的平衡状态是相同;一次投料或分步投料,最后所处平衡状态是相同的。某一可逆反应的平衡状态只与反应条件(物质的量浓度、温度、压强或体积)有关,而与反应途径(正向或逆向)无关。

(1)等温等容条件下等效平衡。对于某一可逆反应,在一定T、V条件下,只要反应物和生成物的量相当(即根据系数比换算成生成物或换算成反应物时与原起始量相同),则无论从反应物开始,还是从生成物开始,二者平衡等效。

(2)等温、等压条件下的等效平衡。反应前后分子数不变或有改变同一可逆反应,由极端假设法确定出两初始状态的物质的量比相同,则达到平衡后两平衡等效。

(3)在定温、定容情况下,对于反应前后气体分子数不变的可逆反应,只要反应物(或生成物)的物质的量的比值与原平衡相同,两平衡等效。

6.化学平衡计算时常用的2个率

(1)反应物转化率=转化浓度÷起始浓度×100%=转化物质的量÷起始物质的量×100%。

(2)产品的产率=实际生成产物的物质的量÷理论上可得到产物的物质的量×100%。

7.催化剂

   能改变其他物质的化学反应速率,本身在反应前后质量和性质都不变的物质。通常说的催化剂是指能加快化学反应速率的正催化剂,也有减慢化学反应速率的负催化剂或阻催化剂。在反应中加负催化剂能大大延缓反应速率,使人们不需要的化学反应如金属的锈蚀,食物的腐烂,塑料的老化尽可能慢地发生。

   催化剂的催化作用具有很强的选择性,某种催化剂往往只能催化某一种反应或某一类反应。使用生物酶制剂时的选择性更为突出。

   常用的催化剂及催化反应

   二氧化锰  氯酸钾分解制氧气;过氧化氢分解成水和氧气。

   五氧化二钒  二氧化硫催化氧化成三氧化硫。

   铁触媒  合成氨。

   铂或铂铑合金  氨的催化氧化。

   硫酸汞  乙炔水化制乙醛。

   醋酸锰  乙醛氧化制乙酸。

   镍  不饱和烃及其他不饱和有机物与氢气的加成反应。

   三溴化铁  笨的溴化制溴苯。

   … …

   使用催化剂进行催化反应时,要注意对反应物的净化,避免带入的某些杂质使催化剂丧失催化功能,这种作用称作催化剂中毒。

七.电解质溶液

(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

 

强电解质

弱电解质

定义

水溶液里完全电离的电解质

水溶液里部分电离的电解质

化学键种类

离子键、强极性键

极性键

电离过程

完全电离

部分电离

表示方法

用等号“=”

用可逆号“ ”

代表物

强酸:HCl、H2SO4、HNO3、HI

强碱:NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2

绝大多数盐:NaCl、BaSO4

弱酸:H2S、H2CO3、H3PO4、HF、CH3COOH

弱碱:NH3·H2O

个别盐:HgCl2

Pb(CH3COO)2

 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:CO2、SO2、SO3、NO2、P2O5

某些非金属氢化物:CH4、NH3

大多数有机物:苯、甘油、葡萄糖

(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。

(三)水的电离和溶液的pH

1.水的电离和水的离子积常数

H2O是一种极弱电解质,能够发生微弱电离H2O 高中化学基本概念和基本理论H+ + OH–(可逆反应)

25℃时 c(H+)=c(OH)=10–7 mol·L–1

水的离子积Kw=c(H+)·c(OH)=10–14(25℃)

①Kw只与温度有关,温度升高,Kw增大。如:100℃ Kw=10–12

②Kw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。

(3)范围:0~14  

(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“ ”,不能用“↑”或“↓”符号。

3.盐类水解的类型

   (1)单向水解:强酸和弱碱生成的盐,溶液呈酸性;强碱和弱酸生成的盐,溶液显碱性。如NH4Cl溶于水:

NH4+ + H2O 高中化学基本概念和基本理论 NH3·H2O + H (可逆反应)

   CH3COONa溶于水:CH3COO- + H2O 高中化学基本概念和基本理论CH3COOH + OH (可逆反应)

(2)互相促进水解:弱酸和弱碱生成的盐溶于水,电离产生弱酸的阴离子和弱碱的阳离子,二者分别结合水电离产生的H+和OH-发生水解,而水溶液的离子积不变,因此促进水的电离使反应进行的程度较大。溶液的酸碱性取决于生成的弱电解质的相对强弱。如CH3COONH4溶于水:

  CH3COO- + NH4+ 高中化学基本概念和基本理论 CH3COOH + NH3·H2O (可逆反应)

(3)互相抑制水解:能电离产生两种以上的弱酸阴离子或弱碱阳离子的盐溶于水,弱酸的阴离子或弱碱的阳离子均发生水解,但是互相抑制,所以这一类的水解程度较小。如(NH4)2Fe(SO4)2溶于水:

NH4+ + H2O 高中化学基本概念和基本理论NH3·H2O + H (可逆反应)

Fe2+ + 2H2O高中化学基本概念和基本理论 Fe(OH)2 + H  (可逆反应)

NH4+水解产生的H+对Fe2+的水解起到抑制作用,反之也成立。

(五)电化学 

1.原电池

(1)概念:将化学能转化为电能的装置。 

(2)实质:化学能转化为电能。  

(3)构成前提:能自发地发生氧化还原反应。

(4)构成条件:①两个电极 ②电解质溶液 ③“两极“一液”联成回路 ④能自发地发生氧化还原反应。

(5)电极构成:

负极:还原性相对较强的材料。

正极:还原性相对较弱的材料。

(6)电极反应:

负极:失去电子,氧化反应。

正极:得到电子,还原反应。

 2.化学电源

电池名称

负极

正极

电解质溶液

电极反应

干电池

Zn

C(NH4+)

NH4Cl和淀粉糊

负极:Zn-2e-= Zn2+

正极:2NH4++2e-=2NH3+H2

银锌电池

Zn

Ag2O

KOH

负极:Zn-2OH--2e-= ZnO+H2O

正极:Ag2O+H2O+2e-=2Ag+OH-

铅蓄电池(放电)

Pb

PbO2

H2SO4

负极:Pb +SO42--2e-= PbSO4

正极:PbO2+4H++SO42-

+2e-= PbO4+2H2O

氢氧燃料电池

Pt

(H2)

Pt(O2)

KOH

负极:2H2+4OH--4e-=4H2O

正极:O2+ 2H2O+4e- =4OH-

3.金属的腐蚀与防护  

(1)定义:金属单质被空气中的成分或其他氧化剂氧化而变质的现象叫做金属腐蚀。

(2)金属腐蚀的种类分为化学腐蚀、电化学腐蚀两种。   

(3)金属防护   

①涂保护层。如涂油、电镀、表面处理等。

②保持干燥。

③改变金属的内部结构,使其稳定,如不锈钢。   

④牺牲阳极的阴极保护法即用一种更为活泼的金属与要保护的金属构成原电池。 

⑤外加电源法。将被保护的金属与电源负极相连,电源向该金属提供电子,该金属就不失电子而得以保护。   

4.电解原理及其应用  

(1)电解定义:使电流通过电解质溶液而在阴、阳两极引起氧化还原反应过程明电解。

(2)装置:电解池(或电解槽)    

特点:把电能转化为化学能。形成条件①与电源相连的两个电极②电解质溶液或熔化电解质⑨形成闭合回路。

(3)电解原理:

与电源正极相连

阴离子移向→阳极←发生氧化反应

阳离子移向→阴极←发生还原反应

与电源负极相连

(4)电解时电极产物的判断

①阳极产物的判断

首先看电极,如果是活性电极(金属活动顺序表Ag以前),则电极材料失电子,电极溶解。如果是惰性电极(Pt、Au、石墨),则要再看溶液中的离子的失电子能力。阴离子放电顺序如下:

S2-I-Br-Cl-OH->SO42->NO3->F-

②阴极产物的判断

     直接根据阳离子放电顺序进行判断,阳离子放电顺序:

Ag+Hg2+Fe3+Cu2+H+Pb2+Sn2+Fe2+Zn2+(H+)>Al3+>Mg2+>Na+>Ca+>K+

(5)电解应用:

①铜的粗炼

阳极(粗铜):Cu–2e=Cu2+

阴极(纯铜):Cu2++2e=Cu

电解质溶液:CuSO4(含H2SO4

②氯碱工业

阳极(钛网):2Cl–2e=Cl2

阴极(碳钢网):2H++2e=H2

电解质溶液:饱和食盐水

总反应:2NaCl+H2O=2NaOH+H2↑+Cl2

③镀铜

阳极(铜):Cu–2e=Cu2+

阴极(铁或其他镀件):Cu2++2e=Cu 

电镀液:CuSO4溶液

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