高中化学基本理论知识归纳总结

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化学基本理论知识归纳

(一)物质结构与元素周期律常考点归纳

1．核外电子总数为10的微粒有

分子(5种)：Ne、HF、H2O、NH3、CH4

阳离子(5种)：Na＋、Mg2＋、Al3＋、NH4(＋)、H3O＋

阴离子(5种)：F－、O2－、N3－、OH－、NH2(－)

2．核外电子数为18的微粒有

分子：Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、H2O2、N2H4、C2H6

阳离子：K＋、Ca2＋

阴离子：Cl－、S2－、HS－、O2(2－)

3．原子里具有相同的质子数和不同中子数的原子互称为同位素，如：1H、2H、3H。

4．由同一种元素形成的几种性质不同的单质互为同素异形体，如：O2、O3等。

5．半径比较：先看层数后看质子数再看最外层电子数，电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小，如：r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)。

6．元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化，这个规律叫元素周期律。这里的元素性质是指：原子半径、元素的主要化合价、元素的金属性和非金属性等。

7．周期序数＝核外电子层数(共有7个周期，要记住前六周期每个周期元素的种数分别为2、8、8、18、18、32)。

8．主族序数＝最外层电子数(要记住纵行和族之间的关系)。

9．Fe是26号元素，位于第四周期第Ⅷ族(第8列，第8、9、10三列称为第Ⅷ族)。

10．超铀元素：指92号元素铀(U)以后的元素。

11．过渡金属包括ⅢB族到ⅡB族10个纵行中的所有元素，全都是金属元素，且最外层都是1～2个电子。

12．镧系元素在第六周期、锕系元素在第七周期，它们都在第3列(即第ⅢB族)。

13．主族元素的最外层电子数也叫做价电子数。

14．元素的非金属性越强，元素所对应的氢化物越稳定，元素最高价氧化物所对应的水化物的酸性越强。

15．元素的金属性越强，它的单质与水或酸反应越剧烈，元素最高价氧化物所对应的水化物的碱性也越强。

[正误判断]判断下列说法是否正确，正确的打“√”，错误的打“×”

(1)核外电子排布相同的原子一定属于同种原子(×)

(2)某元素原子核内质子数为m、中子数为n，则该元素的相对原子质量为m＋n(×)

(3)金属元素的最外层电子数也可能大于4(√)

(4)双原子分子的共价键一定是非极性键(×)

(5)非金属元素原子不可能形成离子化合物(×)

(6)离子化合物中只含离子键(×)

(7)三氯化硼分子中，B原子最外层满足了8电子结构(×)

(8)在共价化合物分子中，各原子都形成8电子结构(×)

(9)ⅠA族元素的金属性一定比同周期的ⅡA的强(√)

(10)非金属性强弱顺序是F>O>N，所以在一定条件下，氟气能置换水中的氧，氧气也能置换出氨中的氮(√)

(11)第三周期元素的离子半径从左至右逐渐减小(×)

(12)同一周期不可能存在电荷数相同的阳离子(×)

(13)同周期非金属氧化物对应的水化物的酸性从左到右依次增强(×)

(14)按照元素周期表的排布规律，非金属元素最多有23种(√)

(二)化学反应速率与化学平衡常考点归纳

1．化学反应速率的影响因素

对于反应aA(g)＋bB(s)===cC(g)，条件的变化(其他条件不发生变化)引起的化学反应速率变化如表所示。

条件的变化化学反应速率的变化理论解释增大A的浓度增大增大单位体积内活化分子数，单位时间内有效碰撞次数增加升高温度增大温度升高，分子运动加快，单位时间内有效碰撞次数增加恒容条件下，增加A增大相当于增大A的浓度恒容条件下，充入与反应无关的气体，总压强增大不变反应物浓度没有发生变化恒压条件下，充入与反应无关的气体，总压强不变减小相当于增大容器的体积，反应物浓度减小使用适当的催化剂增大降低反应活化能，使更多反应物分子成为活化分子，增加了有效碰撞次数把B(s)粉碎成粉末增大反应物接触面积增大

2.化学平衡移动的分析方法

反应实例条件变化与平衡移动方向(其他条件不变)达新平衡后转化率变化增大O2浓度，平衡右移SO2的转化率增大，O2的转化率减小2SO2(g)＋O2(g) 2SO3(g) ΔH<0<>增大SO3浓度，平衡左移从逆反应角度看，SO3的转化率减小
升高温度，平衡左移SO2、O2的转化率都减小
增大压强(压缩体积)，平衡右移SO2、O2的转化率都增大
2NO2(g)  N2O4(g)体积不变时，充入NO2，平衡右移NO2的转化率增大体积不变时，充入N2O4，平衡左移NO2的转化率增大
2HI(g) H2(g)＋I2(g)增大H2浓度，平衡左移H2的转化率减小，I2的转化率增大增大HI浓度，平衡右移HI的转化率不变
增大压强(压缩体积)，平衡不移动转化率不变

3.化学平衡常数的意义和应用

化学平衡常数可表示反应进行的程度，K越大，反应进行的程度越大，当K>105时，可以认为该反应已经进行完全。虽然转化率也能表示反应进行的程度，但转化率不仅与温度有关，而且与起始条件有关。K的大小只与温度有关，而与反应物或生成物起始浓度的大小无关。

(1)不要把反应体系中纯固体、纯液体以及稀水溶液中水的浓度写进化学平衡常数表达式中。如：

CaCO3(s) CaO(s)＋CO2(g)　K＝c(CO2)

Cr2O7(2－)(aq)＋H2O(l) 2CrO4(2－)(aq)＋2H＋(aq)

K＝)(2－)

但在非水溶液中的反应，若有水参加或生成，则此时水的浓度不可视为常数，应写进化学平衡常数表达式中。如：

C2H5OH(l)＋CH3COOH(l)浓硫酸CH3COOC2H5(l)＋H2O(l)　K＝c(C2H5OH)·c(CH3COOH)(c(CH3COOC2H5)·c(H2O))

(2)同一化学反应，方程式写法不同，其平衡常数表达式及数值亦不同。如：

N2O4(g) 2NO2(g)　K＝c(N2O4)(c2(NO2))

2(1)N2O4(g) NO2(g)　K′＝

K＝K′2

2NO2(g) N2O4(g)　K″＝c2(NO2)(c(N2O4))＝K(1)

(3)可逆反应进行到某时刻(包括化学平衡)时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值称为浓度商(Q)。则当Q＝K时说明反应达到平衡状态，当QK时说明反应在向逆反应方向进行

[正误判断]判断下列说法是否正确，正确的打“√”，错误的打“×”

(1)可逆反应达到平衡，反应就不再进行(　　)

(2)增大反应物浓度，化学反应速率一定加快(　　)

(3)在恒温条件下，增大压强，化学反应速率一定加快(　　)

(4)在一定条件下，增加反应物的量，化学反应速率一定加快(　　)

(5)其他条件不变，温度越高，反应速率越快(　　)

(6)正反应为吸热反应的可逆反应达到平衡时，升高温度，正反应速率增大，逆反应速率减小，平衡向正反应方向移动(　　)

(7)加入催化剂加快了反应速率，改变了反应吸收或放出的热量(　　)

(8)同一反应，在相同时间间隔内，用不同物质表示的反应速率，其数值和意义都不一定相同(　　)

(9)5 mol·L－1·s－1的反应速率一定比 1 mol·L－1·s－1的反应速率大(　　)

(10)一个放热反应，放出热量的多少与反应速率成正比(　　)

(11)正反应速率增大，平衡向正反应方向移动(　　)

(12)在恒容条件下，有两个平衡体系：A(g) 2B(g)；2A(g) B(g)，都增加A的量，A、B转化率都变小(　　)

(13)在一定条件下，平衡向正反应方向移动，正反应速率变大(　　)

(14)在FeCl3＋3KSCNFe(SCN)3＋3KCl平衡体系中，加入KCl固体，颜色变浅(　　)

(15)由温度或压强改变引起的平衡正向移动，反应物的转化率一定增大(　　)

(16)平衡向正反应方向移动，反应物的转化率都增大(　　)

答案　(1)×　(2)×　(3)×　(4)×　(5)√　(6)×　(7)×　(8)×　(9)×　(10)×　(11)×　(12)×

(13)×　(14)×　(15)√　(16)×

(三)用正误判断法回扣电解质溶液中的平衡问题

[正误判断]判断下列说法是否正确，正确的打“√”，错误的打“×”

(1)任何温度下，根据水溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小都可判断溶液的酸、碱性(√)

(2)弱电解质的导电能力一定比强电解质的导电能力弱(×)

(3)某醋酸溶液的pH＝a，将此溶液稀释1倍后，溶液的pH＝b，则a＞b(×)

(4)pH＝4的醋酸加水稀释过程中，所有离子浓度都降低(×)

(5)无论在酸溶液中还是碱溶液中，由水电离出的c(H＋)＝c(OH－)(√)

(6)pH＝5.6的CH3COOH与CH3COONa混合溶液中，c(Na＋)>c(CH3COO－)(×)

(7)常温下，pH＝7的氯化铵和氨水的混合溶液中，离子浓度顺序为c(NH4(＋))＝c(Cl－)>c(OH－)＝c(H＋)(√)

(8)乙酸溶液中存在的微粒有CH3COOH、CH3COO－、H＋、OH－、H2O(√)

(9)在相同温度下，浓度均为0.1 mol·L－1的硝酸溶液、硫酸溶液和乙酸溶液中，pH最小的是硫酸(√)

(10)某盐溶液呈酸性，一定是由水解引起的(×)

(11)水解方程式都必须写“”(×)

(12)AgCl(s)溶解平衡常数表达式为Ksp＝c(AgCl)(c(Ag＋)·c(Cl－))(×)

(13)沉淀转化只能是Ksp大的沉淀转化为Ksp小的沉淀(×)

(14)中和等体积、等pH的盐酸和醋酸消耗的NaOH的量相同(×)

(15)制备无水AlCl3、FeCl3、CuCl2均不能采用将溶液直接蒸干的方法(√)

(16)用湿润的pH试纸测得某溶液的pH＝3.4(×)

(17)在NaHCO3溶液中加入NaOH，不会影响离子的种类(√)

(18)在NaHSO4溶液中，c(H＋)＝c(OH－)＋c(SO4(2－))(√)

(19)NH4HSO4溶液中各离子浓度的大小关系是c(H＋)>c(SO4(2－))>c(NH4(＋))>c(OH－)(√)

(20)0.1 mol·L－1氨水中加入CH3COONH4固体，c(OH－)/c(NH3·H2O)比值变大(×)

(21)用标准NaOH溶液滴定未知浓度的CH3COOH到终点时，c(Na＋)＝c(CH3COO－)(×)

(22)室温时，向等体积pH＝a的盐酸和pH＝b的CH3COOH中分别加入等量的氢氧化钠后，两溶液均呈中性，则a>b(×)

(23)常温下，等体积的盐酸和CH3COOH的pH相同，由水电离出的c(H＋)相同(√)

(24)浓度均为0.1 mol·L－1的①CH3COOH　②NH4Cl

③H2SO4三种溶液中，由水电离出的c(H＋)：②>①>③(√)

(四)电化学原理常考点归纳

1．原电池、电解池的区别

(1)由化学方程式设计原电池、电解池要从能量的角度分析

原电池：化学能转变为电能的装置，我们把能自发进行的氧化还原反应设计成原电池。

电解池：电能转变为化学能的装置，只要是氧化还原反应(不论吸热还是放热)理论上均可设计成电解池。

(2)从装置图的角度分析

原电池：若无外接电源，可能是原电池，然后依据原电池的形成条件分析判定。

电解池：若有外接电源，两极插入电解质溶液中，则可能是电解池或电镀池。当阳极金属与电解池溶液中的金属阳离子相同时则为电镀池，其余情况为电解池。

2．电极的判断

原电池和电解池电极的判断是解题的关键，为了方便记忆，我们可采取口诀的方法记忆：

原电池，正负极；电解池，阴阳极；

失去电子负(原电池)阳(电解池)极，发生氧化定无疑。

还可以用谐音帮助记忆：

阴得(阴德)阳失；阳氧(痒痒)阴还。

3．原电池、电解池的工作原理

4．电解原理的应用

(1)电镀：待镀件作阴极、镀层金属作阳极、镀层金属阳离子溶液作电镀液。

(2)电解精炼铜：纯铜作阴极、粗铜作阳极、硫酸铜溶液作电解质溶液。

5．金属(以铁为例)电化学腐蚀与防护

(1)电极反应(吸氧腐蚀)：负极：Fe－2e－===Fe2＋；正极：O2＋4e－＋2H2O===4OH－。

(2)防护方法：①原电池原理——牺牲阳极的阴极保护法：与较活泼的金属相连，较活泼的金属作负极被腐蚀，被保护的金属作正极；

②电解池原理——外加电流的阴极保护法：被保护的金属与原电池负极相连，形成电解池，作阴极。

[正误判断]判断下列说法是否正确，正确的打“√”，错误的打“×”

(1)Cu＋2H＋===Cu2＋＋H2↑既可在原电池中完成，也可在电解池中完成(×)

(2)蓄电池充电时，标志着“－”的电极应与电源的负极相连(√)

(3)电解质溶液导电时不可能发生化学反应(×)

(4)在铜锌原电池(Zn|H2SO4|Cu)中，硫酸根离子向正极移动。在电解(隋性电极)硫酸溶液时，硫酸根离子向阳极移动(×)

(5)用隋性电极电解MgCl2溶液时，阴极可能得到固体镁(×)

(6)用惰性电极电解KOH溶液时，阴极的电极反应式是：O2＋2H2O＋4e－===4OH－(×)

(7)以Pt电极电解电解质溶液时，若两极只有H2和O2析出，则溶液的浓度一定变(×)

(8)铜与稀硫酸接触发生电化学腐蚀时，正极电极反应是：O2＋4e－＋2H2O===4OH－(×)

以上，就是蜕变学习网小编给大家带来的高中化学基本理论知识归纳总结全部内容，希望对大家有所帮助！

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