一轮复习丨2025届高考化学一轮复习知识清单

这是一份一轮复习丨2025届高考化学一轮复习知识清单，共91页。学案主要包含了 原子， 元素与物质的关系)， 同素异形体)， 表示物质组成， 分散系和胶体)， 溶液)等内容，欢迎下载使用。
主题1 物质的组成和分类
主题2 物质的转化
第1讲 物质的分类与转化
第2讲 氧化还原反应
第3讲 电子得失守恒原理的应用
第4讲 离子反应与离子方程式
第5讲 新情境下方程式的书写
主题3 化学计算
第1讲 以物质的量为中心的计算
第2讲 利用化学方程式或关系式的计算
第3讲 利用守恒法的计算
模块二 无机物的转化与应用
主题1 金属及其化合物
主题2 非金属及其化合物
模块三 化学反应原理
主题1 化学反应与能量变化
第1讲 反应热与热化学方程式
第2讲 原电池原理及其应用
第3讲 电解原理及其应用
主题2 化学反应速率与化学平衡
第1讲 化学反应速率与化学反应进行的方向
第2讲 化学平衡状态与化学平衡常数
第3讲 化学平衡的移动
主题3 水溶液中的离子平衡
第1讲 弱电解质的电离平衡
第2讲 水的电离、pH
第3讲 盐类的水解平衡及应用
第4讲 沉淀溶解平衡
模块四 物质结构与性质
主题1 原子结构与性质
主题2 分子结构与性质
主题3 晶体结构与性质
模块五 有机化学基础
主题1 有机化合物的组成与结构
主题2 烃
主题3 烃的衍生物
主题4 生物大分子与合成高分子
主题5 有机物的相互转化与合成
模块六 化学实验
主题1 化学实验基础
主题2 化学实验方案
eq \(\s\up7(),\s\d5( 模块一 化学基本概念与计算))
主题1 物质的组成和分类
eq \a\vs4\al(一、 原子、分子和离子)
1. 原子、分子、离子的概念
原子是化学变化中的最小微粒。分子是保持物质化学性质的最小微粒，一般分子由原子通过共价键构成，但稀有气体是单原子分子。离子是带电荷的原子(简单离子)或原子团(复杂离子)。
2. 原子构成物质
eq \a\vs4\al(二、 元素与物质的关系)
1. 元素
元素是具有相同核电荷数的一类原子的总称。元素在自然界的存在形式有游离态和化合态。
(1) 游离态：元素以单质形式存在的状态。
(2) 化合态：元素以化合物形式存在的状态。
2. 元素组成物质
元素 eq \b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\c1(单质：同种元素组成的纯净物,化合物：不同种元素组成的纯净物))
3. 纯净物与混合物
(1) 纯净物：由同种单质或化合物组成的物质。
(2) 混合物：由几种不同的单质或化合物组成的物质。
4. 酸、碱、盐与氧化物
(1) 酸：电离出的阳离子全部为H＋的化合物
(2) 碱：电离出的阴离子全部为OH－的化合物
(3) 盐：含金属阳离子(或NH eq \\al(＋,4))与酸根离子的化合物
(4) 氧化物：含有两种元素，其中一种为氧元素的化合物。
氧化物根据组成元素分为金属氧化物和非金属氧化物；根据其性质分为酸性氧化物、碱性氧化物、两性氧化物和不成盐氧化物。酸性氧化物是指能与碱反应生成盐和水的氧化物；碱性氧化物是指能与酸反应生成盐和水的氧化物；两性氧化物是指既能与碱反应生成盐和水又能与酸反应生成盐和水的氧化物(如Al2O3)；不成盐氧化物是指既不能与碱反应生成盐和水又不能与酸反应生成盐和水的氧化物(如CO、NO2等)
eq \a\vs4\al(三、 同素异形体)
1. 概念：同种元素形成的不同单质互称为同素异形体。
2. 形成方式
(1) 原子个数不同，如O2和O3。
(2) 原子排列方式不同，如金刚石和石墨。
3. 性质差异：物理性质差别较大，同素异形体之间的转化属于化学变化。
eq \a\vs4\al(四、 表示物质组成、结构的化学用语)
eq \a\vs4\al(五、 分散系和胶体)
1. 分散系
(1) 概念：把一种(或多种)物质分散在另一种(或多种)物质中所得到的体系。
(2) 分类：根据分散质粒子的大小将分散系分为溶液、浊液和胶体，可用下图直观地表示。
2. 三种分散系比较
3. 胶体的性质及应用
4. Fe(OH)3胶体的制备
化学方程式为FeCl3＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3HCl。
eq \a\vs4\al(六、 溶液)
1. 溶液组成的描述
2. 溶解度与物质的溶解性
溶解度是物质溶解性的一种定量描述。
3. 一定质量百分比浓度、体积比浓度溶液的配制
(1) 配制100 g 10%NaCl溶液。用托盘天平称取10.0 g NaCl固体，放入烧杯中，再用100 mL量筒量取90.0 mL的水注入烧杯中，然后用玻璃棒搅拌使之溶解。
(2) 用浓硫酸配制1∶4的稀硫酸50 mL。用50 mL的量筒量取40.0 mL的水注入100 mL的烧杯中，再用10 mL 的量筒量取10.0 mL浓硫酸，然后沿烧杯内壁缓缓注入烧杯中，并用玻璃棒不停地搅拌。
4. 一定物质的量浓度溶液的配制
(1) 容量瓶的构造及使用
①容量瓶上标有温度、规格和刻度线。常用规格有100 mL、250 mL、500 mL、1 000 mL等。
②容量瓶在使用前要检查是否漏水，其操作顺序为装水盖塞→倒立→
正立→玻璃塞旋转180°→倒立。
(2) 配制过程
以配制500 mL 1.0 ml·L-1 NaCl溶液为例：
主题2 物质的转化
第1讲 物质的分类与转化
1. 化学反应的分类
化学反应 eq \b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\c1(按反应物、生成物种类及数目多少分为\b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\c1(化合反应,分解反应,置换反应,复分解反应)),按反应中有无离子参与分为\b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\c1(离子反应,非离子反应)),按反应中有无电子转移分为\b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\c1(氧化还原反应,非氧化还原反应)),按反应进行的程度和方向分为\b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\c1(可逆反应,不可逆反应)),按反应的能量变化分为\b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\c1(吸热反应,放热反应))))
2. 单质、氧化物、酸、碱和盐的通性及转化
第2讲 氧化还原反应
eq \a\vs4\al(一、 常见的氧化剂和还原剂)
1. 常见氧化剂：包括某些活泼的非金属单质、含有高价态元素的化合物、某些氧化物和过氧化物等。例如：
2. 常见还原剂：包括活泼的金属单质、某些非金属单质、元素处于低价态时的物质(化合物、金属离子、非金属离子、氢化物等)。例如：
3. 具有中间价态的物质既有氧化性，又有还原性。例如：
其中：Fe2+、SO eq \\al(2-,3)主要表现还原性，H2O2主要表现氧化性。
eq \a\vs4\al(二、 氧化还原反应的基本规律)
1. 价态规律
(1) 升降规律：氧化还原反应中，化合价有升必有降，升降总值相等。
(2) 价态归中规律
含不同价态的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”，而不会出现交叉现象。简记为“两相靠，不相交”。
(3) 歧化反应规律
“中间价―→高价＋低价”。具有多种价态的元素(如氯、硫、氮和磷元素等)均可发生歧化反应。
2. 强弱规律
(1) 根据氧化性和还原性规律判断：同一个反应中，氧化剂的氧化性强于氧化产物的氧化性，还原剂的还原性强于还原产物的还原性。
(2) 根据金属活动性或非金属活动性顺序判断：K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、(H)、Cu、Hg、Ag，由左至右，单质的还原性逐渐减弱。K＋、Ca2+、Na＋、Mg2+、Al3+、Zn2+、Fe2+、Sn2+、Pb2+、(H＋)、Cu2+、Hg2+、Ag＋，由左至右，阳离子的氧化性逐渐增强。
F2、Cl2、Br2、I2、S，由左至右，单质的氧化性逐渐减弱。F－、Cl－、Br－、I－、S2-，由左至右，阴离子的还原性逐渐增强。
(3) 根据产物中元素价态的高低判断，如2Fe＋3Cl2 eq \(=====,\s\up7(点燃))2FeCl3，Fe＋SFeS，氧化性：Cl2>S。
3. 先后规律
同一体系中，当有多个氧化还原反应发生时，反应的先后顺序遵循强者优先的规律。
第3讲 电子得失守恒原理的应用
氧化还原反应方程式可表示如下：还原剂＋氧化剂＋一般反应物===氧化产物＋还原产物＋一般生成物，上述反应中，得失电子守恒原理可以描述为“还原剂失去电子的总数等于氧化剂所得到电子的总数”或“化合价升高总数等于化合价降低总数”。例如反应“H2O2＋KMnO4＋H2SO4―→MnSO4＋K2SO4＋O2↑＋H2O(未配平)”，根据得失电子守恒原理可以描述为“5n(H2O2)===2n(KMnO4)”。
利用得失电子守恒关系解题的思维模板
第4讲 离子反应与离子方程式
eq \a\vs4\al(一、 书写离子方程式应注意的问题)
1. 易溶、易电离的物质(可溶性强电解质，包括强酸、强碱、可溶性盐)以实际参加反应的离子符号表示；非电解质、弱电解质、难溶物、气体、单质、氧化物均用化学式表示。
2. 书写离子方程式时，浓硫酸不能拆写成离子形式，而浓硝酸、浓盐酸要拆写成离子形式。
3. 多元弱酸的酸式酸根不能拆开，如HCO eq \\al(－,3)、HS－、HSO eq \\al(－,3)等；而HSO eq \\al(－,4)在水溶液中要拆开写。
4. 氨水作为反应物表示为“NH3·H2O”；作为生成物，若有加热条件或浓度很大时，表示为“NH3↑＋H2O”。
5. 拆写时，微溶物的澄清溶液要写成离子形式；呈浑浊状态或沉淀时要写成化学式，如澄清石灰水表示为“Ca2+＋2OH－”，而石灰乳表示为“Ca(OH)2”。
6. 盐类水解的离子方程式不要忘记加“⥫⥬”。
7. 氧化还原型离子方程式书写要正确判断变价元素的化合价。
8. 强化记忆盐、碱溶解性
钾、钠、铵盐、硝酸盐都易溶；
硫酸盐不溶铅和钡；盐酸盐不溶银和汞；
微溶物有四种；强碱都易溶，Ca(OH)2是微溶。
说明：(1) 四种微溶物是指Ag2SO4、CaSO4、MgCO3、Ca(OH)2。
(2) AgCl、AgBr、AgI、BaSO4及微溶的CaSO4、Ag2SO4都难溶于稀强酸。
eq \a\vs4\al(二、 与“量”有关的离子方程式的书写)
1. 连续反应型——分步分析，方程式加和法
(1) 多元弱酸(或对应酸酐)与碱溶液反应
CO2通入过量NaOH溶液：
CO2(少量)＋2OH－===CO eq \\al(2-,3)＋H2O；
过量CO2通入NaOH溶液：
CO2(过量)＋OH－===HCO eq \\al(－,3)。
(2) 多元弱酸(或对应酸酐)与盐溶液反应
CO2通入过量NaAlO2溶液：
2AlO eq \\al(－,2)＋CO2(少量)＋3H2O===2Al(OH)3↓＋CO eq \\al(2-,3)；
过量CO2通入NaAlO2溶液：
AlO eq \\al(－,2)＋CO2(过量)＋2H2O===Al(OH)3↓＋HCO eq \\al(－,3)。
(3) 铝盐溶液与强碱溶液反应
AlCl3溶液中加入少量NaOH溶液：
Al3+＋3OH－(少量)===Al(OH)3↓；
AlCl3溶液中加入过量NaOH溶液：
Al3+＋4OH－(过量)===AlO eq \\al(－,2)＋2H2O。
(4) Fe与稀硝酸反应
Fe与过量稀硝酸反应：
Fe(少量)＋NO eq \\al(－,3)＋4H＋===Fe3+＋NO↑＋2H2O；
过量Fe与稀硝酸反应：
3Fe(过量)＋2NO eq \\al(－,3)＋8H＋===3Fe2+＋2NO↑＋4H2O。
2. 不同配比型——定“1”法(量少的物质假设为1ml)
(1) Ca(HCO3)2溶液与少量NaOH溶液反应：
Ca2+＋HCO eq \\al(－,3)＋OH－===CaCO3↓＋H2O；
Ca(HCO3)2溶液与过量NaOH溶液反应：
Ca2+＋2HCO eq \\al(－,3)＋2OH－===CaCO3↓＋2H2O＋CO eq \\al(2-,3)。
(2) NaHSO4与Ba(OH)2反应至溶液呈中性：
Ba2+＋2OH－＋2H＋＋SO eq \\al(2-,4)===BaSO4↓＋2H2O；
NaHSO4与Ba(OH)2反应至SO eq \\al(2-,4)沉淀完全：
Ba2+＋OH－＋H＋＋SO eq \\al(2-,4)===BaSO4↓＋H2O。
(3) 竞争反应型——注意反应的先后顺序
NH4HSO4溶液与NaOH溶液反应
NaOH不足：H＋＋OH－===H2O；
NaOH过量：NH eq \\al(＋,4)＋H＋＋2OH－===NH3·H2O＋H2O
eq \a\vs4\al(三、 溶液中离子不能大量共存的六种情况)
1. 生成难溶物或微溶物，如Ca2+与CO eq \\al(2-,3)、SO eq \\al(2-,4)，Ag＋与Cl－、Br－、I－等。
2. 生成气体或挥发性物质，如H＋与CO eq \\al(2-,3)、HCO eq \\al(－,3)，NH eq \\al(＋,4)与OH－等。
3. 生成弱电解质，如H＋与弱酸根离子(F－、ClO－、S2-、HS－、SO eq \\al(2-,3)等)，OH－与弱碱阳离子(Mg2+、Al3+、Fe3+等)。
4. 发生氧化还原反应，具有氧化性的离子[MnO eq \\al(－,4)、ClO－、NO eq \\al(－,3)(H＋)、Fe3+等]与具有还原性的离子(Fe2+、I－、S2-、SO eq \\al(2-,3)等)不能大量共存(Fe2+、Fe3+能大量共存)。值得注意的是有些离子在通常情况下能大量共存，但在某些特殊情况下不能大量共存，如NO eq \\al(－,3)与I－、S2-与SO eq \\al(2-,3)、Cl－与ClO－等，在碱性溶液中能大量共存，但在酸性溶液中不能大量共存。
5. 形成配合物，如Fe3+与SCN－因反应生成配合物Fe(SCN)3而不能大量共存。
6. 弱酸根离子与弱碱阳离子因发生相互促进的彻底水解反应而不能大量共存，如Al3+与HCO eq \\al(－,3)、CO eq \\al(2-,3)、AlO eq \\al(－,2)、S2-、HS－等不能大量共存；Fe3+与CO eq \\al(2-,3)、HCO eq \\al(－,3)、AlO eq \\al(－,2)等不能大量共存。
eq \a\vs4\al(四、 “四步”突破离子能否大量共存判断题)
第一步：“细审题干关键点”
(1) 注意“一定大量共存”“可能大量共存”“不能大量共存”“因发生氧化还原反应而不能大量共存”等关键点。
(2) 注意“澄清透明溶液”意味着无难溶物和微溶物，但并不意味着溶液无色。
第二步：“分析限制条件”
(1) 常见表示溶液呈酸性的表述
①常温下，pH＝1的溶液；②使pH试纸变红的溶液；③使甲基橙呈红色的溶液；④与镁粉反应放出氢气的溶液；⑤常温下c(OH－)＝1×10-14ml·L-1的溶液；⑥ eq \f(c(H＋),c(OH－))>1。
(2) 常见表示溶液呈碱性的表述
①常温下，pH＝14的溶液；②使pH试纸变蓝的溶液；③使酚酞溶液变红的溶液；④常温下，c(H＋)＝1×10-14ml·L-1的溶液；⑤ eq \f(c(H＋),c(OH－))I－>Br－>Cl－>OH－>含氧酸根。
②阴极(放电顺序与电极材料无关)
氧化性强的离子先放电，放电顺序为Ag＋>Fe3+>Cu2+>H＋(酸中)>Fe2+>Zn2+>H＋(水中)。
注意：
①阴极不管是什么材料，电极本身都不反应，一定是溶液(或熔融电解质)中的阳离子放电。
②最常用、最重要的放电顺序为阳极：Cl－>OH－；阴极：Ag＋>Cu2+>H＋。
③电解水溶液时，K＋～Al3+不可能在阴极放电，即不可能用电解水溶液的方法得到K、Ca、Na、Mg、Al等金属。
(3) 写出两极电极反应式
①阳极：活性电极失去电子生成相应的金属阳离子；溶液中的阴离子失去电子生成相应的单质或高价态化合物。
②阴极：溶液中的阳离子得到电子生成相应的单质或低价态化合物。
(4) 写出电解总反应式
在两极转移电子数目相同的前提下，两极反应式相加即可得总反应的化学方程式或离子方程式。
eq \a\vs4\al(四、 用惰性电极电解电解质溶液的规律)
电解质溶液的复原
若要使电解后的溶液恢复到原状态，应遵循“出什么加什么”(即一般加入阴极产物与阳极产物形成的化合物)的原则。如用惰性电极电解盐酸(足量)一段时间后，若要使溶液复原，应通入HCl气体而不能加入盐酸。
eq \a\vs4\al(五、 电解原理的应用)
1. 氯碱工业
(1) 电极反应
阳极反应式：2Cl－－2e－===Cl2↑(氧化反应)；
阴极反应式：2H2O＋2e－===H2↑＋2OH－(还原反应)。
(2) 总反应方程式
2NaCl＋2H2O eq \(=====,\s\up7(电解))2NaOH＋H2↑＋Cl2↑。
(3) 氯碱工业生产流程图
2. 电镀和电解精炼铜
3. 电冶金：利用电解熔融盐或氧化物的方法来冶炼活泼金属Na、Ca、Mg、Al等。
注意：①冶炼镁不用MgO作原料；冶炼铝不用AlCl3作原料。
②冶炼铝的过程中阳极产生的氧气与碳块在高温条件下反应，使阳极材料消耗。
主题2 化学反应速率与化学平衡
第1讲 化学反应速率与化学反应进行的方向
eq \a\vs4\al(一、 化学反应速率)
1. 表示方法：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表示。
2. 表达式：v＝ eq \f(Δc,Δt)，单位： ml·L-1·s-1或 ml·L-1·min-1。
3. 化学反应速率与化学计量数关系
对于已知反应mA(g)＋nB(g)===pC(g)＋qD(g)，其化学反应速率可用不同的反应物或生成物来表示，当单位相同时，化学反应速率的数值之比等于化学计量数之比，即v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝m∶n∶p∶q。
4. 准确理解化学反应速率
(1) 化学反应速率一般指平均速率而不是某一时刻的瞬时速率，且无论用反应物还是用生成物表示均取正值。
(2) 同一化学反应，相同条件下用不同物质表示的反应速率，其数值可能不同，但表示的意义相同。
(3) 不能用固体或纯液体表示化学反应速率，因为固体或纯液体的浓度视为常数。
5. 计算化学反应速率的常用方法
(1) 定义式法：根据“v＝ eq \f(Δc,Δt)”进行计算。
(2) 比例式法：根据“化学反应速率之比等于化学计量数之比”进行计算。
(3) 三段式法：具体步骤如下。
①写出有关反应的化学方程式。
②找出各物质的起始量、转化量、某时刻量。
③根据已知条件列方程式计算。
例如，反应 mA ＋ nB ⥫⥬ pC
t0时刻浓度/(ml·L-1) a b 0
转化浓度/(ml·L-1) x eq \f(nx,m) eq \f(px,m)
t1时刻浓度/(ml·L-1) a－x b－ eq \f(nx,m) eq \f(px,m)
则：v(A)＝ eq \f(x,t1－t0) ml·L-1·s-1、v(B)＝ eq \f(nx,m(t1－t0)) ml·L-1·s-1、v(C)＝ eq \f(px,m(t1－t0)) ml·L-1·s-1。
eq \a\vs4\al(二、 化学反应速率的影响因素)
1. 内因
反应物本身的性质是主要因素。如相同条件下Mg、Al与稀盐酸反应的速率大小关系为Mg>Al。
2. 外因(其他条件不变，只改变一个条件)
eq \x(浓度)增大反应物浓度，反应速率增大，反之减小
|
eq \x(压强)对于有气体参加的反应，增大压强，反应速率增大，反之减小
|
eq \x(温度) eq \a\vs4\al(升高温度，反应速率增大，反之减小)
|
eq \x(催化剂)使用催化剂，能改变化学反应速率，且正、逆反应速率的改变程度相同
|
eq \x(\a\al(其他,因素)) eq \a\vs4\al(反应物间的接触面积、光辐照、放射线辐照、超声波等)
3. 理解外界条件对化学反应速率的影响
(1) 反应物本身的性质是影响化学反应速率的主要因素。
(2) 压强对化学反应速率的影响是通过改变浓度实现的，所以分析压强的改变对反应速率的影响时，也可以从浓度是否发生改变的角度来分析，若改变总压强而各物质的浓度不改变，则反应速率不变。
(3) 改变温度，使用催化剂，反应速率一定发生变化，其他外界因素的改变，反应速率不一定发生变化。
(4) 固体反应物量的增减，不能改变化学反应速率，固体的表面积改变才能改变化学反应速率。
4. 气体反应体系中充入惰性气体(不参与反应)对反应速率的影响
(1) 恒温恒容：充入“惰性气体”―→总压增大―→物质浓度不变(活化分子浓度不变)―→反应速率不变。
(2) 恒温恒压：充入“惰性气体”―→体积增大―→物质浓度减小(活化分子浓度减小)―→反应速率减小。
eq \a\vs4\al(三、 化学反应进行的方向)
2. 焓变、熵变和温度对化学反应方向的影响
第2讲 化学平衡状态与化学平衡常数
eq \a\vs4\al(一、 化学平衡状态)
1. 概念：
一定条件下的可逆反应，当反应进行到一定程度时，正反应速率和逆反应速率相等，反应物的浓度和生成物的浓度不再改变，我们称为“化学平衡状态”，简称“化学平衡”。
2. 建立过程：
在一定条件下，把某一可逆反应的反应物加入固定容积的密闭容器中。反应过程如下：
以上过程可用下图表示：
3. 特征：
eq \a\vs4\al(二、 化学平衡常数K的应用)
1. 利用化学平衡常数判断化学反应可能进行的程度，K值越大，反应进行的程度越大。
2. 利用化学平衡常数K与Qc判断化学平衡移动的方向
3. 利用化学平衡常数K判断可逆反应的热效应
第3讲 化学平衡的移动
eq \a\vs4\al(一、 化学平衡移动的影响因素)
1. 化学平衡移动的过程
2. 化学平衡移动方向与化学反应速率的关系
(1) v(正)＞v(逆)：平衡向正反应方向移动。
(2) v(正)＝v(逆)：反应达到平衡状态，平衡不移动。
(3) v(正)＜v(逆)：平衡向逆反应方向移动。
3. 外界条件对化学平衡的具体影响
4. 几种特殊情况
(1) 改变固体或纯液体的量，对化学平衡没影响。
(2) “惰性气体”对化学平衡的影响。
①恒温、恒容条件：
原平衡体系 eq \(―――→,\s\up7(充入惰性气体))体系总压强增大―→体系中各组分的浓度不变―→平衡不移动。
②恒温、恒压条件：
原平衡体系 eq \(―――→,\s\up7(充入惰性气体)) eq \(\s\up12(容器容积增大，各反),\s\d4(应气体的分压减小))―→ eq \(\s\up12(体系中各组分的浓度),\s\d4(同倍数减小等效于减压))
(3) 同等程度地改变反应混合物中各物质的浓度时，应视为压强的影响。
eq \a\vs4\al(二、 等效思想的应用)
1. 恒温、恒容条件下气体体积改变的反应
判断方法：极值等量即等效。
2. 恒温、恒压条件下气体体积改变的反应
判断方法：极值等比即等效。
3. 恒温条件下气体体积不变的反应
判断方法：无论是恒温恒容还是恒温恒压，只要极值等比即等效，因为压强改变对该类反应的化学平衡无影响。
eq \a\vs4\al(三、 等效平衡的应用（等效思想）)
(1) 充入反应物或生成物
按照等效模式，转化为同种物质再进行比较。
(2) 恒温恒容，将反应物的用量成倍数关系变化
一般先建立等效平衡(将体积成倍数关系变化)⇨确定此时各个量的关系⇨将变化的体积复原(相当于增大或减小压强)⇨确定平衡移动的方向⇨分析平衡移动引起的量的变化。
如aA(g)⥫⥬bB(g)＋cC(g)：
(3) 恒温恒容与恒温恒压比较
一般先建立等效平衡(将恒容容器先变为恒压容器)⇨确定反应过程中体积的变化⇨将体积复原(活塞上移或下移)⇨确定平衡移动的方向⇨分析平衡移动引起的量的变化。
主题3 水溶液中的离子平衡
第1讲 弱电解质的电离平衡
eq \a\vs4\al(一、 电解质的电离平衡)
1. 强、弱电解质
(1) 概念
(2) 与化合物类型的关系
强电解质主要是大部分离子化合物及某些共价化合物，弱电解质主要是某些共价化合物。
2. 电离方程式的书写
(1) 弱电解质
①多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步，如H2CO3电离方程式：H2CO3⥫⥬H＋＋HCO eq \\al(－,3)，HCO eq \\al(－,3)⥫⥬H＋＋CO eq \\al(2-,3)。
②多元弱碱电离方程式一步写出，如Fe(OH)3电离方程式：Fe(OH)3⥫⥬Fe3+＋3OH－。
(2) 酸式盐
①强酸的酸式盐完全电离，如NaHSO4电离方程式：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO eq \\al(2-,4)。
②弱酸的酸式盐中酸式酸根离子不能完全电离，如NaHCO3电离方程式：NaHCO3===Na＋＋HCO eq \\al(－,3)，HCO eq \\al(－,3)⥫⥬H＋＋CO eq \\al(2-,3)。
3. 弱电解质的电离
(1) 电离平衡的建立
弱电解质的电离平衡是指在一定条件下，弱电解质的分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等，溶液中的分子和离子的浓度都保持不变时的状态。
平衡建立过程的v-t图像如图所示。
(2) 弱电解质电离平衡的特征
(3) 外界条件对电离平衡的影响
①温度：温度升高，电离平衡向右移动，电离程度增大。
②浓度：稀释溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大。
③同离子效应——加入与弱电解质具有相同离子的强电解质：电离平衡向左移动，电离程度减小。
④加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质：电离平衡向右移动，电离程度增大。
4. 强、弱电解质的比较
(1) 一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)的比较
①相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较
②相同pH、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较
(2) 一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)稀释图像比较
①相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸
②相同体积、相同pH的盐酸、醋酸
eq \a\vs4\al(二、 电离平衡常数)
1. 表达式
(1) 一元弱酸HA的电离常数：根据HA⥫⥬H＋＋A－，可表示为Ka＝ eq \f(c(H＋)·c(A－),c(HA))。
(2) 一元弱碱BOH的电离常数：根据BOH⥫⥬B＋＋OH－，可表示为Kb＝ eq \f(c(B＋)·c(OH－),c(BOH))。
2. 特点
(1) 电离常数只与温度有关，与电解质的浓度、酸碱性无关。由于电离过程是吸热的，故升高温度，K增大。
(2) 多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K1≫K2≫……所以其酸性主要取决于第一步电离。
3. 意义
相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的酸性或碱性相对越强。
4. 应用
已知：25 ℃时，K(HCOOH)＝1.77×10-4，K(HClO)＝4.9×10-10，H2CO3的K1＝4.4×10-7，K2＝5.6×10-11
(1) 判断弱酸(或弱碱)的相对强弱：酸的电离常数越大，酸性(或碱性)越强。
K(HCOOH)>K(HClO)，则同温同浓度下酸性：HCOOH>HClO
(2) 判断盐溶液的碱性(或酸性)强弱：酸的电离常数越大，对应的盐水解程度越小，其盐溶液的碱性(或酸性)越弱。
K(HCOOH)>K(HClO)，则同温同浓度下碱性：HCOONa＜NaClO
(3) 判断复分解反应能否发生：一般符合“强酸制弱酸”规律。
K1(H2CO3)>K(HClO)
Ca(ClO)2＋CO2＋H2O===CaCO3↓＋2HClO (能发生)
NaHCO3＋HClO===NaClO＋CO2↑＋H2O (不能发生)
(4) 判断微粒浓度比值的变化
弱电解质加水稀释时，能促进弱电解质的电离，溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化，但电离常数不变，利用电离常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。
如把0.1 ml·L-1 CH3COOH溶液加水稀释， eq \f(c(CH3COO－),c(CH3COOH))＝ eq \f(c(CH3COO－)·c(H＋),c(CH3COOH)·c(H＋))＝ eq \f(Ka,c(H＋))，稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则 eq \f(c(CH3COO－),c(CH3COOH))的值变大。
第2讲 水的电离、pH
eq \a\vs4\al(一、 水的电离)
1. 水的电离
水是极弱的电解质，其电离方程式为2H2O⥫⥬H3O＋＋OH－或H2O⥫⥬H＋＋OH－。
2. 水的离子积常数
(1) 表达式：Kw＝c(H＋)·c(OH－)。室温下，Kw＝1×10-14。
(2) 影响因素：只与温度有关，水的电离是吸热过程，升高温度，Kw增大。
(3) 适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，Kw不变。
3. 外界条件对水的电离平衡的影响
注意：
①不管哪种溶液均有c水(H＋)＝c水(OH－)。
②酸、碱、盐虽然影响水的电离平衡(不水解的盐除外)，造成水电离出的H＋或OH－的浓度发生变化，但在温度一定时Kw仍然不变，因为Kw只与温度有关。
③水的离子积常数Kw＝c(H＋)·c(OH－)中H＋和OH－不一定是水电离出来的。c(H＋)和c(OH－)分别指溶液中的H＋和OH－的总浓度。这一关系适用于任何稀的电解质水溶液。
④室温下，由水电离出的c(H＋)＝1×10-13 ml·L-1的溶液可能呈强酸性或强碱性，故HCO eq \\al(－,3)、HSO eq \\al(－,3)、HS－等弱酸的酸式酸根离子均不能在该溶液中大量存在。
eq \a\vs4\al(二、 溶液的酸碱性和pH)
1. 溶液的酸碱性
溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。
2. 溶液的pH
(1) 计算公式：pH＝－lg_c(H＋)。
(2) 测量方法
①pH试纸法：用镊子夹取一小块试纸放在洁净的玻璃片或表面皿上，用洁净的玻璃棒蘸取待测溶液点在试纸的中央，变色后与标准比色卡对照，即可确定溶液的pH。
②pH计测量法。
3. 酸、碱的稀释规律
常温下任何酸(或碱)溶液无限稀释时，溶液的pH都不可能大于7(或小于7)，只能接近7。
注：表中a＋n＜7，b－n＞7。
4. 酸碱混合规律
(1) 等浓度等体积的一元酸与一元碱混合的溶液——“谁强显谁性，同强显中性”。
(2) 25 ℃，酸碱pH之和等于14时，一元强酸和一元弱碱等体积混合，混合液呈碱性；一元弱酸和一元强碱等体积混合，混合液呈酸性。即“谁弱谁过量，显谁性”。
(3) 强酸、强碱等体积混合(25 ℃时)
①酸碱pH之和等于14，混合液呈中性；
②酸碱pH之和小于14，混合液呈酸性；
③酸碱pH之和大于14，混合液呈碱性。
eq \a\vs4\al(三、 酸碱中和滴定原理)
1. 原理：c(待测)＝ eq \f(c（标准）·V（标准）,V（待测）)(以一元酸、一元碱为例)
2. 酸碱中和滴定所需的主要仪器
酸式滴定管(有活塞)，碱式滴定管，锥形瓶，铁架台，滴定管夹
3. 酸碱中和滴定的关键
(1) 准确测定参加反应的两溶液的体积V标和V待
(2) 准确判断中和反应是否恰好完全进行 借助酸碱指示剂判断滴定终点
4. 酸碱中和滴定实验操作
(1) 滴定前准备工作
a. 滴定管：洗涤——检漏——润洗——注液——赶气泡——调液
润洗：先用水洗，再用标准液或待测液分别润洗酸式滴定管和碱式滴定管。
调液：调节液面至零或零刻度线以下，并记下准确读数，如果尖嘴部分有气泡，要排出气泡，酸式滴定管可以快速放液，碱式滴定管可以将乳胶管向上弯曲。
读数：视线和凹液面最低点相切。
b. 锥形瓶：洗涤(注意：不能用所放溶液润洗 ) 注入(用滴定管或移液管)一定体积的溶液(待测液或标准液)到锥形瓶中，并滴加2～3滴指示剂。
(2) 滴定过程
左手控制滴定管的活塞； 右手摇动锥形瓶； 眼睛观察锥形瓶中溶液颜色的变化。
(3) 指示剂的选择
几种常用指示剂的变色范围如下：
酸碱指示剂一般选用酚酞和甲基橙，石蕊试液由于变色不明显，在滴定时不宜选用。
强酸与强碱滴定： 酚酞或甲基橙
强酸与弱碱滴定： 甲基橙
弱酸与强碱滴定： 酚酞
(4) 终点的判断：当滴入最后一滴××溶液时，锥形瓶中的溶液由××颜色变为××颜色，且在半分钟内不变色。
(5) 体积的计算：多次测定求各体积的平均值，特别大或特别小的数据要舍去。
5. 酸碱中和滴定中的误差分析(以已知浓度盐酸滴定未知浓度氢氧化钠溶液为例)
第3讲 盐类的水解平衡及应用
eq \a\vs4\al(一、 盐类的水解及其规律)
1. 定义
在溶液中，盐电离出来的离子与水电离产生的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应。
2. 实质
盐电离→ eq \b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\c1(弱酸的阴离子→结合H＋,弱碱的阳离子→结合OH－))→生成弱电解质→破坏了水的电离平衡→水的电离程度增大→c(H＋)≠c(OH－)→溶液呈碱性或酸性。
3. 特点
4. 规律
有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。
5. 盐类水解的离子方程式的书写要求
(1) 一般来说，盐类水解的程度不大，应该用可逆符号“⥫⥬”表示。盐类水解一般不会产生沉淀和气体，所以不用符号“↓”和“↑”表示水解产物。
(2) 多元弱酸盐的水解是分步进行的，离子方程式要分步表示，以第一步为主，一般只写第一步水解的离子方程式。
例如：Na2CO3水解的离子方程式为CO eq \\al(2-,3)＋H2O⥫⥬HCO eq \\al(－,3)＋OH－、HCO eq \\al(－,3)＋H2O⥫⥬H2CO3＋OH－(可省略不写)。
(3) 多元弱碱盐水解的离子方程式要一步写完。
例如：FeCl3水解的离子方程式为Fe3+＋3H2O⥫⥬Fe(OH)3＋3H＋。
(4) 有些阴、阳离子水解相互促进，使水解程度较大，书写时要用“===”“↑”“↓”等。
例如：NaHCO3与AlCl3溶液混合，反应的离子方程式为Al3+＋3HCO eq \\al(－,3)===Al(OH)3↓＋3CO2↑。
6. 盐类水解的规律及拓展应用
(1) 强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液显酸性。
如NaHSO4溶液中：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO eq \\al(2-,4)。
(2) 弱酸的酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。
①若电离程度小于水解程度，则溶液呈碱性。
如NaHCO3溶液中：HCO eq \\al(－,3)⥫⥬H＋＋CO eq \\al(2-,3)(次要)，HCO eq \\al(－,3)＋H2O⥫⥬H2CO3＋OH－(主要)。
同类离子还有HS－、HPO eq \\al(2-,4)。
②若电离程度大于水解程度，则溶液显酸性。
如NaHSO3溶液中：HSO eq \\al(－,3)⥫⥬H＋＋SO eq \\al(2-,3)(主要)，HSO eq \\al(－,3)＋H2O⥫⥬H2SO3＋OH－(次要)。
同类离子还有H2PO eq \\al(－,4)。
(3) 相同条件下的水解程度
①正盐>相应酸式盐。
如相同条件下水解程度：CO eq \\al(2-,3)>HCO eq \\al(－,3)。
②水解相互促进的盐>单独水解的盐>水解相互抑制的盐。
如相同条件下NH eq \\al(＋,4)的水解程度：(NH4)2CO3>(NH4)2SO4>(NH4)2Fe(SO4)2。
(4) 弱酸弱碱盐阴、阳离子都水解，其溶液的酸碱性取决于弱酸阴离子和弱碱阳离子水解程度的相对大小。
当K酸＝K碱(K为电离常数)时，溶液显中性，如CH3COONH4；当K酸>K碱时，溶液显酸性，如HCOONH4；当K酸B、N>O，第三周期的第一电离能Mg>Al、P>S等。
主题2 分子结构与性质
eq \a\vs4\al(一、 化学键)
1. 共价键的本质与特征
共价键的本质是原子之间形成共用电子对；共价键具有方向性和饱和性的基本特征。
2. 共价键种类
根据形成共价键的原子轨道重叠方式可分为σ键和π键。σ键强度比π键强度大。
3. 键参数
①键参数对分子性质的影响
②键参数与分子稳定性的关系
键能越大，键长越短，分子越稳定。
eq \a\vs4\al(二、 分子的立体构型)
1. 价层电子对互斥理论
(1) 理论要点
①价层电子对在空间上彼此相距最远时，排斥力最小，体系的能量最低。
②孤电子对的排斥力较大，孤电子对越多，排斥力越强，键角越小。
(2) 价层电子对互斥模型与分子空间构型的关系：
2. 杂化轨道理论
(1) 杂化轨道概念：在外界条件的影响下，原子内部能量相近的原子轨道重新组合的过程叫原子轨道的杂化，组合后形成的一组新的原子轨道，叫杂化原子轨道，简称杂化轨道。
(2) 杂化轨道的类型与分子立体构型的关系：
(3) 由杂化轨道数判断中心原子的杂化类型
杂化轨道用来形成σ键和容纳孤电子对，所以有公式：
杂化轨道数＝中心原子的孤电子对数＋中心原子的σ键个数。
(4) 中心原子杂化类型和分子构型的相互判断：
3. 等电子原理
原子总数相同，价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，它们的许多性质相似，如CO和N2。
4. 常见的等电子体
5. 用价层电子对互斥理论推测分子或离子的空间结构的思维程序
eq \b\lc\ \rc\}(\a\vs4\al\c1(\(\s\up12(确定价层),\s\d4(电子对数))\(―――→,\s\up9(价层电子对尽可能远离),\s\d9(均分空间))\(\s\up7(价层电子),\s\d5(对空间结构)),\(\s\up7(确定孤电),\s\d5(子对数))\(―――→,\s\up9(孤电子对的排斥作用较强),\s\d9(孤电子对与成键电子对尽可能远离))\(\s\up7(变形后的),\s\d5(空间结构)))) eq \(\s\up12(分子(或离子)),\s\d4(的空间结构))
eq \a\vs4\al(三、 分子的性质)
分子间作用力、氢键及共价键比较
主题3 晶体结构与性质
eq \a\vs4\al(一、 晶胞与常见晶体模型)
1. 晶胞中微粒的计算方法——均摊法
2. 典型晶体模型
eq \a\vs4\al(二、 四种晶体类型的比较)
eq \a\vs4\al(三、 晶体熔、沸点的比较)
(1) 不同类型晶体熔、沸点的比较：
①不同类型晶体的熔、沸点高低的一般规律：共价晶体＞离子晶体＞分子晶体。
②金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等熔、沸点很高，汞、铯等熔、沸点很低。
(2) 同种类型晶体熔、沸点的比较：
①共价晶体
eq \x(原子半径越小)―→ eq \x(键长越短)―→ eq \x(键能越大)―→ eq \x(熔、沸点越高)
如熔点：金刚石＞碳化硅＞硅。
②离子晶体
a. 一般地说，阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，其离子晶体的熔、沸点就越高，如熔点：MgO＞MgCl2＞NaCl＞CsCl。
b. 衡量离子晶体稳定性的物理量是晶格能。晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，熔点越高，硬度越大。
说明： eq \a\vs4\al(晶格能)
③分子晶体
a. 分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体熔、沸点反常地高。如：H2O＞H2Te＞H2Se＞H2S。
b. 组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高，如：SnH4＞GeH4＞SiH4＞CH4。
c. 组成和结构不相似的物质(相对分子质量接近)，分子的极性越大，其熔、沸点越高，如：CO＞N2，CH3OH＞CH3CH3。
d. 同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。
如：CH3—CH2—CH2—CH2—CH3>>
。
④金属晶体
金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高，如熔、沸点：Na＜Mg＜Al。
eq \a\vs4\al(四、 配位数的计算)
一个粒子周围最邻近的粒子数称为配位数，它反映了晶体中粒子排列的紧密程度。
(1) 晶体中原子(或分子)的配位数：若晶体中的微粒为同种原子或同种分子，则某原子(或分子)的配位数指的是离该原子(或分子)最接近且等距离的原子(或分子)的数目，常见晶胞的配位数如下：
(2) 离子晶体的配位数：指一个离子周围最接近且等距离的异种电性离子的数目，如NaCl晶体中Na＋的配位数指的是每个Na＋周围等距且紧邻的Cl－的个数。CaF2晶胞(如下图所示)中Ca2+的配位数的确定：
①找一个与其他粒子连接情况最清晰的粒子
从晶胞示意图看，晶胞内黑球共有8个，而白球有4个，说明白球是Ca2+，要确定白球的配位数，必须把视线放到晶胞外，所以不妨先确定黑球的配位数。
②数出与该粒子周围距离最近的粒子数
黑球的配位数在晶胞内就可以直接看出来，与黑球距离最近且等距离的白球有4个，所以黑球的配位数为4。
③直接确定或推导指定粒子的配位数
黑球的数目是白球的2倍，所以白球的配位数应该为黑球的配位数的2倍，即Ca2+的配位数为8。
eq \a\vs4\al(五、 晶体类型的判断方法)
1. 依据构成晶体的微粒的种类和微粒间的作用判断
(1) 离子晶体的构成微粒是阴、阳离子，微粒间的作用是离子键。
(2) 共价晶体的构成微粒是原子，微粒间的作用是共价键。
(3) 分子晶体的构成微粒是分子，微粒间的作用是分子间作用力。
(4) 金属晶体的构成微粒是金属阳离子和自由电子，微粒间的作用是金属键。
2. 依据物质的分类判断
(1) 金属氧化物(如K2O等)、强碱(NaOH、KOH等)和绝大多数的盐类是离子晶体。
(2) 大多数非金属单质(除金刚石、石墨、晶体硅等)、非金属氢化物、非金属氧化物(除SiO2外)、几乎所有的酸、绝大多数有机物(除有机盐外)是分子晶体。
(3) 常见的共价晶体单质有金刚石、晶体硅、晶体硼等，常见的共价晶体化合物有碳化硅、二氧化硅等。
(4) 金属单质是金属晶体。
3. 依据晶体的熔点判断
(1) 离子晶体的熔点较高，常在数百至一千摄氏度。
(2) 共价晶体的熔点高，常在一千摄氏度至几千摄氏度。
(3) 分子晶体的熔点低，常在数百摄氏度以下至很低温度。
(4) 金属晶体多数熔点高，但也有相当低的。
4. 依据导电性判断
(1) 离子晶体溶于水形成的溶液及熔融状态时能导电。
(2) 共价晶体一般为非导体。
(3) 分子晶体为非导体，而分子晶体中的电解质(主要是酸和强极性非金属氢化物)溶于水，使分子内的化学键断裂形成自由移动的离子，也能导电。
(4) 金属晶体是电的良导体。
eq \a\vs4\al(六、 配位键及配合物)
1. 配位键
由一个原子提供孤电子对与另一个接受孤电子对的原子形成的共价键。
2. 配位键的表示方法
如A―→B：A表示提供孤电子对的原子，B表示接受共用电子对的原子。
3. 配位化合物
①组成：
配体和中心原子间通过配位键结合；配离子(称为配合物的内界)和另一带相反电荷的离子(称为配合物的外界)通过离子键组成配合物。
②形成条件：
eq \b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\c1(配位体有孤电子对\b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\c1(中性分子：如H2O、NH3和CO等。,离子：如F－、Cl－、CN－等。)),中心原子有空轨道：如Fe3+、Cu2+、Zn2+、Ag＋等。))
eq \(\s\up7(),\s\d5( 模块五 有机化学基础))
主题1 有机化合物的组成与结构
eq \a\vs4\al(一、 有机物的组成与结构的测定)
1. 研究有机化合物的基本步骤
2. 元素分析
(1) 定性分析
①若有机物完全燃烧后，产物中只有CO2和H2O，则其组成元素为C、H或C、H、O。
②欲判断有机物中是否含氧元素，首先应该求出产物CO2中碳元素的质量及H2O中氢元素质量，若m(C)＋m(H)＝m(有机物)，则不含氧元素；若m(C)＋m(H)100_nm
分散质
微粒成分
离子或小分子
大分子或离子
集合体
巨大分子或离子
集合体
外观特征
均匀、透明
均匀、透明或半透明
不均匀、不透明
稳定性
稳定，静置无沉淀
较稳定
不稳定，静置有
沉淀或分层
分散质能否
透过滤纸
能
能
不能
分类
饱和溶液、不饱和溶液
固溶胶、液溶胶、气溶胶
悬浊液、乳浊液
实例
食盐水、蔗糖溶液
Fe(OH)3胶体
泥水
描述
概念
含义
关系
(1)
定性
饱和溶液
不能再溶解某种溶质的溶液，叫做这种溶质的饱和溶液
通过升温、加溶剂等措施可以使饱和溶液变为不饱和溶液；通过蒸发溶剂、加溶质、降温等措施可以使不饱和溶液变为饱和溶液
不饱和溶液
还能再溶解某种溶质的溶液，叫做这种溶质的不饱和溶液
(2)
定量
质量
分数(w)
溶质的质量与溶液的质量之比
饱和的质量分数w＝ eq \f(S,100＋S)
溶解度(S)
在一定温度下，某固体物质在100 g溶剂里达到饱和状态时所溶解的质量，叫做这种物质在这种溶剂里的溶解度
溶解性
易溶
可溶
微溶
难溶
溶解度(20 ℃)/g
大于10 g
1～10 g
0.01～1 g
小于0.01 g
K Ca Na Mg Al
Zn Fe Sn Pb(H) Cu
Hg Ag
Pt Au
电解法
热还原法
加热分解法
物理方法
物质
俗名
典型应用(原理)
Na2CO3
纯碱、苏打、
天然碱、口碱
去油污(溶液碱性，使油脂水解)
NaHCO3
小苏打
抑酸剂(水溶液呈弱碱性，中和过多胃酸)；食品膨化剂(受热分解产生气体)
Na2SiO3
水玻璃、泡花碱、矿物胶
矿物胶；防火材料
Al2O3
刚玉
耐高温材料(高熔点)；耐磨材料(硬度大)
KAl(SO4)2·12H2O
明矾
净水剂(絮凝剂)
Al3+＋3H2O===Al(OH)3(胶体)＋3H＋
形成的Al(OH)3为胶体，具有吸附性
Fe2O3
铁红、赤铁矿
红色涂料(铁红)；冶炼铁
Fe3O4
磁铁矿
磁性材料；冶炼铁
CuSO4·5H2O
胆矾、蓝矾
杀虫剂——波尔多液(重金属离子使病菌蛋白变性)
方程式
反应热间的关系
aA eq \(―――→,\s\up7(ΔH1))B、A eq \(―――→,\s\up7(ΔH2)) eq \f(1,a)B
ΔH1＝aΔH2
A eq \(⥫==⥬,\s\up9(ΔH1),\s\d7(ΔH2))B
ΔH1＝－ΔH2
ΔH＝ΔH1＋ΔH2
电极名称
负极
正极
电极材料
Zn
Cu
电极反应
Zn－2e－===Zn2+
Cu2+＋2e－===Cu
反应类型
氧化反应
还原反应
电子流向(外电路)
由负极沿导线流向正极
离子移向
(内电路)
阴离子向负极移动，阳离子向正极移动；盐桥含饱和KCl溶液，K＋移向正极，Cl－移向负极
装置区别
装置Ⅰ：还原剂Zn与氧化剂Cu2+直接接触，易造成能量损耗，装置效率很低；
装置Ⅱ：还原剂在负极区，而氧化剂在正极区，能避免能量损耗
电极
两极为导体，且存在活动性差异，一般活动性较强的金属作负极，活动性较弱的金属或非金属导体作正极
溶液
两极插入电解质溶液中
回路
形成闭合回路或两极直接接触
本质
自发地发生氧化还原反应
电子移动方向
从负极流出沿导线流入正极
电流方向
从正极沿导线流向负极
离子迁移方向
电解质溶液中，阴离子向负极迁移，阳离子向正极迁移
原电池原
理的应用
化学原理
比较金属的
活动性强弱
原电池中，一般活动性较强的金属作负极，而活动性较弱的金属(或能导电的非金属)作正极。如有两种金属A和B，用导线将A和B连接后，插入稀硫酸中，一段时间后，若观察到A溶解，而B上有气泡逸出，则说明A作负极，B作正极，则一般情况下金属活动性：A＞B
增大化学
反应速率
由于形成了原电池，导致化学反应速率增大。如Zn与稀硫酸反应制氢气时，可向溶液中滴加少量CuSO4溶液，形成“Cu­Zn­稀硫酸”原电池，增大反应速率
金属腐蚀
的防护
使需要保护的金属制品作原电池的正极而受到保护。如要保护一个铁质的输水管道或钢铁桥梁，可用导线将其与一块锌块相连，形成原电池，使锌作原电池的负极被损耗，铁作正极而受到保护
类型
析氢腐蚀
吸氧腐蚀
条件
水膜酸性较强
水膜酸性很弱或呈中性
电极
反应
负极
Fe－2e－===Fe2+
正极
2H＋＋2e－===H2↑
O2＋2H2O＋4e－===4OH－
总反应式
Fe＋2H＋===Fe2+＋H2↑
2Fe＋O2＋2H2O===2Fe(OH)2
类型
实例
电极反
应式
电解
对象
溶液
pH
变化
溶液
复原
方法
电解水型
含氧酸
H2SO4
阳极：4OH－－4e－===2H2O＋O2↑
阴极：2H＋＋2e－===H2↑
总反应：2H2O eq \(=====,\s\up10(电解))2H2↑＋O2↑
水
减小
加水
强碱
NaOH
增大
活泼金属的
含氧酸盐
KNO3
不变
电解电解质型
无氧酸
(氢氟除外)
HCl
阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑
阴极：2H＋＋2e－===H2↑
总反应：2HCl eq \(=====,\s\up10(电解))H2↑＋Cl2↑
HCl
增大
通入
HCl
气体
不活泼
金属的无
氧酸盐
CuCl2
阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑
阴极：Cu2+＋2e－===Cu
总反应：CuCl2 eq \(=====,\s\up10(电解))Cu＋Cl2↑
CuCl2
－
加
CuCl2
固体
放氢生碱型
活泼金属
的无氧
酸盐
NaCl
阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑
阴极：H2O＋2e－===H2↑＋2OH－
总反应：2NaCl＋2H2O eq \(=====,\s\up10(电解))H2↑＋Cl2↑＋2NaOH
NaCl
和
H2O
增大
通入
HCl
气体
放氧生酸型
不活泼
金属的
含氧酸盐
AgNO3
阳极：2H2O－4e－===O2↑＋4H＋
阴极：Ag＋＋e－===Ag
总反应：4AgNO3＋2H2O eq \(=====,\s\up7(电解))4Ag＋O2↑＋4HNO3
AgNO3
和
H2O
减小
加入
Ag2O
固体
电镀(Fe表面镀Cu)
电解精炼铜
阳极
电极材料
镀层金属铜
粗铜(含Zn、Fe、Ni、Ag、Au等杂质)
电极反应
Cu－2e－===Cu2+
Zn－2e－===Zn2+、
Fe－2e－===Fe2+、
Ni－2e－===Ni2+、
Cu－2e－===Cu2+
阴极
电极材料
待镀金属铁
纯铜
电极反应
Cu2+＋2e－===Cu
电解质溶液
含Cu2+的盐溶液
注：电解精炼铜时，粗铜中的Ag、Au等不反应，沉积在电解池底部形成阳极泥
总反应化学方程式
阳极、阴极反应式
冶炼钠
2NaCl(熔融)_ eq \(=====,\s\up7(电解))2Na＋Cl2↑
阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑、
阴极：Na＋＋e－===Na
冶炼镁
MgCl2(熔融) eq \(=====,\s\up7(电解))Mg＋Cl2↑
阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑、
阴极：Mg2+＋2e－===Mg
冶炼铝
2Al2O3(熔融) eq \(=====,\s\up7(电解),\s\d7(冰晶石))4Al＋3O2↑
阳极：2O2-－4e－===O2↑、
阴极：Al3+＋3e－===Al
ΔH
ΔS
ΔH－TΔS
反应情况
－
＋
永远是负值
在任何温度下过程均自发进行
＋
－
永远是正值
在任何温度下过程均非自发进行
＋
＋
低温为正；高温为负
低温时非自发；高温时自发
－
－
低温为负；高温为正
低温时自发；高温时非自发
aA(g)＋bB(g) ⥫⥬cC(g)＋dD(g)
K＝ eq \f(cc(C)·cd(D),ca(A)·cb(B))
平衡时浓度
Qc＝ eq \f(cc(C)·cd(D),ca(A)·cb(B))
某时刻浓度
K eq \b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\c1(＝Qc，反应处于化学平衡状态，v（正）＝v（逆）,＜Qc，平衡向逆反应方向移动，v（正）＜v（逆）,＞Qc，平衡向正反应方向移动，v（正）＞v（逆）))
K的变化
结论
升高温度
增大
正反应为吸热反应
减小
正反应为放热反应
降低温度
增大
正反应为放热反应
减小
正反应为吸热反应
改变影响平衡的一个条件
化学平衡移动方向
化学平衡移动结果
浓度
增大反应物浓度
向正反应方向移动
反应物浓度减小，但比原来大
减小反应物浓度
向逆反应方向移动
反应物浓度增大，但比原来小
增大生成物浓度
向逆反应方向移动
生成物浓度减小，但比原来大
减小生成物浓度
向正反应方向移动
生成物浓度增大，但比原来小
压强
增大体系压强
向气体体积减小的反应方向移动
体系压强减小，但比原来大
减小体系压强
向气体体积增大的反应方向移动
体系压强增大，但比原来小
温度
升高温度
向吸热反应方向移动
体系温度降低，但比原来高
降低温度
向放热反应方向移动
体系温度升高，但比原来低
2SO2(g) ＋ O2(g) ⥫⥬ 2SO3(g)
说明
应用
①
2 ml 1 ml 0
④中a、b、c三者的关系满足：c＋a＝2、 eq \f(c,2)＋b＝1，即与①②③平衡等效
①②③④达到平衡后，各物质物质的量、质量、物质的量浓度、百分含量(物质的量分数、质量分数、体积分数)相同
②
0 0 2 ml
③
0.5 ml 0.25 ml 1.5 ml
④
a ml b ml c ml
2SO2(g) ＋ O2(g) ⥫⥬ 2SO3(g)
说明
应用
①
2 ml 3 ml 0
④中a、b、c三者的关系满足： eq \f(c＋a,\f(c,2)＋b)＝ eq \f(2,3)，即与①②③平衡等效
①②③④达到平衡后，各物质物质的量、质量等比，组分物质的量浓度、百分含量(物质的量分数、质量分数、体积分数)相同
②
4 ml 6 ml 0
③
1 ml 3.5 ml 2 ml
④
a ml b ml c ml
H2(g) ＋ I2(g) ⥫⥬ 2HI(g)
说明
应用
①
1 ml 1 ml 0
④中a、b、c三者的关系满足： eq \b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\c1(\f(c,2)＋a))∶( eq \f(c,2)＋b)＝1∶1或a∶b＝1∶1、c≥0，即与①②③平衡等效
①②③④达到平衡后，各物质物质的量、质量、物质的量浓度等比(恒温恒压条件下，物质的量浓度相同)，组分百分含量(物质的量分数、质量分数、体积分数)相同
②
2 ml 2 ml 0
③
0 0 2 ml
④
a ml b ml c ml
酸
比较
项目
c(H＋)
pH
中和碱
的能力
与足量活泼
金属反应产
生H2的量
开始与金
属反应的
速率
盐酸
大
小
相同
相同
大
醋酸溶液
小
大
小
酸
比较
项目
c(H＋)
c(酸)
中和碱
的能力
与足量活泼
金属反应产
生H2的量
开始与金
属反应的
速率
盐酸
相同
小
小
少
相同
醋酸溶液
大
大
多
加水稀释相同的倍数，醋酸的pH大
加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多
加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大
加水稀释到相同的pH，醋酸加入的水多
体系变化
条件
平衡移动方向
Kw
水的电离程度
c(OH－)
c(H＋)
加酸
逆
不变
减小
减小
增大
加碱
逆
不变
减小
增大
减小
加可水
解的盐
Na2CO3
正
不变
增大
增大
减小
NH4Cl
正
不变
增大
减小
增大
温度
升温
正
增大
增大
增大
增大
降温
逆
减小
减小
减小
减小
其他，如加入Na
正
不变
增大
增大
减小
酸性溶液
中性溶液
碱性溶液
c(H＋)>c(OH－)
c(H＋)＝c(OH－)
c(H＋)HY>HZ
配制或贮存易水解的盐溶液
配制FeCl3溶液时，将FeCl3固体溶解在浓盐酸中，然后加水稀释；贮存Na2CO3溶液、Na2SiO3溶液不能用磨口玻璃塞
胶体的制取
制取Fe(OH)3胶体的离子方程式：Fe3+＋3H2O⥫⥬Fe(OH)3(胶体)＋3H＋
物质的提纯
除去MgCl2溶液中的Fe3+，可加入MgO、Mg(OH)2或 MgCO3
泡沫灭火器的原理
其成分为NaHCO3与Al2(SO4)3，使用时发生反应Al3+＋3HCO eq \\al(－,3)===Al(OH)3↓＋3CO2↑
作净水剂
明矾可作净水剂，原理为Al3+＋3H2O⥫⥬Al(OH)3(胶体)＋3H＋
化肥的使用
铵态氮肥与草木灰不得混合使用
除锈剂
NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接时的除锈剂
考虑的因素
举例
产物
是否分解
有剩余物质
Ca(HCO3)2、NaHCO3
CaCO3、Na2CO3
无剩余物质
NH4Cl
无
发生氧化还原反应
Na2SO3
Na2SO4
水解生
成酸
挥发性酸
Al(NO3)3、AlCl3
Al(OH)3
不挥发性酸
Al2(SO4)3、CuSO4
Al2(SO4)3、CuSO4
水解生成碱
NaAlO2、Na2CO3
NaAlO2、Na2CO3
溶液
离子浓度由大到小的关系式
0.1 ml·L-1氨水
c(OH－)>c(NH eq \\al(＋,4))>c(H＋)
0.1 ml·L-1氯化铵
c(Cl－)＞c(NH eq \\al(＋,4))＞c(H＋)＞c(OH－)
0.1 ml·L-1 Na2CO3
c(Na＋)>c(CO eq \\al(2-,3))>c(OH－)>c(HCO eq \\al(－,3))>c(H＋)
溶液
pH
浓度大小
0.10 ml·L-1NaHCO3
>7
c(H2CO3)>c(CO eq \\al(2-,3))
0.10 ml·L-1 NaHSO3
c(Na＋)>c(CN－)>c(OH－)>c(H＋)
等物质的量浓度的NH3·H2O、NH4Cl混合溶液
>7
c(NH eq \\al(＋,4))＞c(Cl－)>c(NH3·H2O)＞c(OH－)＞c(H＋)
不同阶段
溶液中溶质成分及粒子浓度关系
①V(NaOH)
＝0 mL
溶质是CH3COOH：c(CH3COOH)>
c(H＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)
②V(NaOH)
＝10 mL
溶质是等物质的量的CH3COOH和CH3COONa：c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(CH3COOH)>c(H＋)>c(OH－)
③pH＝7
溶质是CH3COONa和少量的
CH3COOH：c(Na＋)＝c(CH3COO－)>c(H＋)＝c(OH－)
④V(NaOH)
＝20 mL
溶质是CH3COONa：c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)
>c(H＋)
外界条件
移动方向
平衡后c(Ag＋)
平衡后c(Cl－)
Ksp
升高温度
正向
增大
增大
增大
加水稀释
正向
不变
不变
不变
加入少量AgNO3
逆向
增大
减小
不变
通入HCl
逆向
减小
增大
不变
通入H2S
正向
减小
增大
不变
溶度积
离子积
概念
沉淀溶解的平衡常数
溶液中有关离子浓度幂的乘积
符号
Ksp
Qc
表达式
Ksp(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)，式中的浓度都是平衡浓度
Qc(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)，式中的浓度是任意时刻的浓度
应用
判断在一定条件下沉淀能否生成或溶解
(1) Qc>Ksp：溶液过饱和，有沉淀析出
(2) Qc＝Ksp：溶液饱和，处于平衡状态
(3) Qc氢键>范德华力
影响其强度的因素
随着分子极性和相对分子质量的增大而增大
对于A—H…B，A、B的电负性越大，B原子的半径越小，键能越大
成键原子半径越小，键长越短，键能越大，共价键越稳定
对物质性质的影响
①影响物质的熔、沸点和溶解度等物理性质；②组成和结构相似的物质，随相对分子质量的增大，物质熔、沸点升高，如F2