【正文】 第一部分 基本概念與基本理論 （一） 物質(zhì)的組成 分子和由分子構(gòu)成的物質(zhì) ? 分子是構(gòu)成物質(zhì)的一種能獨(dú)立存在的微粒，它保持著這種物質(zhì)的化學(xué)性質(zhì) 分子有一定的大小和質(zhì)量；分子間有一定距離；分子在不停地運(yùn)動(dòng)著（物理變化是分子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)改變的結(jié)果）；分子間有分子間作用（范德華力）。 ? 由分子構(gòu)成的物質(zhì)（在固態(tài)時(shí)為分子晶體）。 一些非金屬單質(zhì)（如 H O Cl S、惰性氣體等）；氣態(tài)氫化物；酸酐（ SiO2除外）；酸類和大多數(shù)有機(jī)物等。 原子和由原子構(gòu)成的物質(zhì) ? 原子是參加化學(xué)變化的最小微粒。化學(xué)反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是原子 的拆分和化合，是原子運(yùn)動(dòng)形態(tài)的變化 原子有一定的種類、大小和質(zhì)量；由原子構(gòu)成的物質(zhì)中原子間也有一定間隔；原子不停地運(yùn)動(dòng)著；原子間有一定的作用力。 ? 由原子構(gòu)成的物質(zhì)（固態(tài)時(shí)為原子晶體）。 金剛石、晶體硅、二氧化硅、碳化硅（ SiC）等。 離子和由離子構(gòu)成的物質(zhì) ? 離子是帶有電荷的原子或原子團(tuán)。帶正電荷的陽離子如 Na＋ 、 Fe3＋ 、 H3O＋ 、 NH4＋ 、 [Ag(NH3)2]＋ 等；帶負(fù)電荷的陰離子如 Cl－ 、 S2— 、 OH— 、 SO42— 、 [Fe(CN)6]3— 等。 ? 由離子構(gòu)成的物質(zhì)（固態(tài)時(shí)為離子晶體）。 絕大多數(shù)鹽類（ AlCl3等除外）；強(qiáng)堿類和低價(jià)金屬氧化物等是由陽離子和陰離子構(gòu)成的化合物。 【注意】離子和原子的區(qū)別和聯(lián)系：離子和原子在結(jié)構(gòu)（電子排布、電性、半徑）和性質(zhì)（顏色，對(duì)某物質(zhì)的不同反應(yīng)情況，氧化性或還原性等）上均不相同。 陽離子 原子 陰離子（簡單陽、陰離子） （二） 物質(zhì)的分類 元素 ? 元素是具有相同核電荷數(shù)（即質(zhì)子數(shù)）的同一類原子的總稱（元素的種類是由核電荷數(shù)或質(zhì)子數(shù)決定的）。 人們把具有一定數(shù)目的質(zhì)子和一定數(shù)目的中子的一種原子叫做核素，同一 元素的不同核素之間互稱為同位素。 ? 元素存在狀態(tài) ① 游離態(tài) —— 在單質(zhì)中的元素 由同種元素形成的不同單質(zhì) —— 同素異形體，常有下列三種形成方式： 組成分子的原子個(gè)數(shù)不同：如 O O3；白磷（ P4）和紅磷等 晶體晶格的原子排列方式不同：如金剛石和石墨 晶體晶格的分子排列方式不同：如正交硫和單斜硫 ② 化合態(tài)的元素 —— 在化合物中的元素 【注意】元素和原子的區(qū)別，可從概念、含義、應(yīng)用范圍等方面加以區(qū)別。 (三 )物質(zhì)的性質(zhì)和變化 物理變化和化學(xué)變化的比較 比較 物理變化 化學(xué)變化 概念 沒有生成其他物質(zhì)的變化 生成了 其他物質(zhì)的變化 實(shí)質(zhì) 只是分子（原子或離子）間距離變化（聚集狀 分子種類變化，原子重新組合，得 ne－失 ne－得 ne－失 ne－ 態(tài)），分子組成、性質(zhì)不變 —— 分子種類不變 但原子種類、數(shù)目不變 伴隨現(xiàn)象 物質(zhì)形狀、狀態(tài)改變 放熱、發(fā)光、變色、放出氣體、生成沉淀等 范圍 蒸發(fā)、冷凝、熔化、液化、汽化、升華、變形 等 分解、化合、置換、復(fù)分解、燃 燒、風(fēng)化、脫水、氧化、還原等 區(qū)別 無新物質(zhì)生成 有新物質(zhì)生成 相互關(guān)系 化學(xué)變化中同時(shí)發(fā)生物理變化、物理變化中不一定有化學(xué)變化 與性質(zhì)的關(guān)系 物質(zhì)的性質(zhì)決定物質(zhì)的變化，物質(zhì)的變化反映物質(zhì)的性質(zhì) (四 )氧化還原反應(yīng) 氧化還原反應(yīng)的特征：元素化合價(jià)有無升降，這是判斷是否是氧化還原反應(yīng)的依據(jù)。 氧化還原反應(yīng)各概念間的關(guān)系 可用以下兩條線掌握概念 升 ?? ?? 　　　　 失 ??? ?? 　　　　　 還 ??? ?? 　　　　　 還 ?? ?? 　　　　 氧 ??? ?? 　　　　　 氧 元素化合 原子失去 物質(zhì)是 還原劑具 元素被 還原劑的產(chǎn)物 價(jià) 升高 電子 還原劑 有還原性 氧化 是氧化產(chǎn)物 降 ?? ?? 　　　　 得 ??? ?? 　　　　　 氧 ??? ?? 　　　　　 氧 ?? ?? 　　　　 還 ??? ?? 　　　　　 還 元素化合 原子得到 物質(zhì)是 氧化劑具 元素被 氧化劑的產(chǎn)物 價(jià)降低 電子 氧化劑 有氧化性 還原 是還原產(chǎn)物 物質(zhì)有無氧化性或還原性及其強(qiáng)弱的判斷 ? 物質(zhì)有無氧化性或還原性的判斷 元素為最高價(jià)態(tài)時(shí)，只具有氧化性，如 Fe3＋ 、 H2SO4分子中＋ 6 價(jià)硫元素；元素為最低價(jià)態(tài)只具有還原性，如 Fe、 S2— 等；元素處于中間價(jià)態(tài)既有氧化性又具有還原性，如 Fe2+、SO S等。 ? 物質(zhì)氧化性或還原性相對(duì)強(qiáng)弱的判斷 ① 由元素的金屬性或非金屬性比較 金屬陽離子的氧化性隨單質(zhì)還原性的增強(qiáng)而減弱，如下列四種陽離子的氧化性由強(qiáng)到弱的順序是： Ag＋ ＞ Cu2＋ ＞ Al3＋ ＞ K＋ 。 非金屬陰離子的還原性隨單質(zhì)氧化性的增強(qiáng)而減弱，如下列四種鹵素離子還原性由強(qiáng)到弱的順序是： I－ ＞ Br－ ＞ Cl－ ＞ F－ 。 ② 由反應(yīng)條件的難易比較 不同氧化劑與同一還原劑反應(yīng)，反應(yīng)條件越易，氧化性越強(qiáng)。如 F2和 H2混合在暗處就能劇烈化合而爆炸，而 I2與 H2需在不斷加熱的情況下才能緩慢化合，因而 F2的氧化性比 I2強(qiáng)。 不同還原劑與同一氧化劑反應(yīng)，反應(yīng)條件越易，還原性越強(qiáng)，如有兩種金屬 M和 N均能與水反應(yīng)， M在常溫下能與水反應(yīng)產(chǎn)生氫氣，而 N需在高溫下才能與水蒸氣反應(yīng)，由此判斷 M的還原性比 N強(qiáng)。 ③ 由氧化還原反應(yīng)方向比較 還原劑 A＋氧化劑 B ??? ?? 　　　　　 氧化產(chǎn)物 a＋還原產(chǎn)物 b，則： 氧化性： B＞ a 還原性： A＞ b 如：由 2Fe2＋ ＋ Br2＝＝＝ 2Fe3＋ ＋ 2Br－ 可知氧化性： Br2＞ Fe3＋ ；還原性： Fe2＋ ＞ Br－ ④ 當(dāng)不同的還原劑與同一氧化劑反應(yīng)時(shí)，可根據(jù)氧化劑被還原的程度不同來判斷還原劑還原性的強(qiáng)弱。一般規(guī)律是氧化劑被還原的程度越大，還原劑的還原性越強(qiáng)。同理當(dāng)不同氧化劑與同一還原劑反應(yīng)時(shí)，還原劑被氧化的程度越大，氧化劑的氧化性就越強(qiáng)。如氯氣、硫兩種氧化劑分別與同一還原劑鐵起反 應(yīng)，氯氣可把鐵氧化為 FeCl3，而硫只能把鐵氧化為 FeS，由此說明氯氣的氧化性比硫強(qiáng)。 【注意】還原性的強(qiáng)弱是指物質(zhì)失電子能力的強(qiáng)弱，與失電子數(shù)目無關(guān)。如 Na 的還原性強(qiáng)于 Al，而 Na 失 e－ Na＋ ， Al 失 3e－ Al3＋ ， Al 失電子數(shù)比 Na多。 同理，氧化性的強(qiáng)弱是指物質(zhì)得電子能力的強(qiáng)弱，與得電子數(shù)目無關(guān)。如氧化性 F2＞ O2，則 F2 得 2e－ 2F－ ， O2 得 4e－ 2O2— ， O2得電子數(shù)比 F2多。 氧化還原方程式配平 原理：氧化劑所含元素的化合價(jià)降低（或得電子）的數(shù)值與還原劑所含元素的化合價(jià)升高（或失電子）的數(shù)值相等。 步驟 Ⅰ ：寫出反應(yīng)物 和生成物的分子式，并列出發(fā)生氧化還原反應(yīng)元素的化合價(jià)（簡稱標(biāo)價(jià)態(tài)） 步驟 Ⅱ ：分別列出元素化合價(jià)升高數(shù)值（或失電子數(shù)）與元素化合價(jià)降低數(shù)值（或得電子數(shù)）。（簡稱定得失） 步驟 Ⅲ ：求化合價(jià)升降值（或得失電子數(shù)目）的最小公倍數(shù)。配平氧化劑、還原劑、氧化產(chǎn)物、還原產(chǎn)物的系數(shù)。 步驟 Ⅳ ：用觀察法配平其他物質(zhì)的系數(shù)。 (五 )離子反應(yīng) 離子反應(yīng)發(fā)生條件 離子反應(yīng)發(fā)生條件（即為離子在溶液中不能大量共存的原因）： ? 離子間發(fā)生復(fù)分解反應(yīng) ① 有沉淀生成。不溶于水的化合物可依據(jù)書后物質(zhì)的溶解性表判斷，還有以下物質(zhì)不溶于水： CaF CaC2O4（草酸鈣）等。 ② 有氣體生成。如 CO32－ ＋ 2H＋ ＝＝＝ CO2↑ ＋ H2O ③ 有弱電解質(zhì)生成。如弱堿 NH3H 2O；弱酸 HF、 HClO、 H2S、 H3PO4等；還有水、 (CH3COO)2Pb、[Ag(NH3)2]＋ 、 [Fe(SCN)]2＋ 等難電離的物質(zhì)生成。 ? 離子間發(fā)生氧化還原反應(yīng)： 如： Fe3＋ 與 I－ 在溶液中不能共存， 2 Fe3＋ ＋ 2I－ ＝＝ ＝ 2Fe2＋ ＋ I2 S2－ 、 SO32－ 、 H＋ 三種離子在溶液中不能共存， 2 S2－ ＋ SO32－ ＋ 6H＋ ＝＝＝ 3S↓ ＋ 3H2O等 書寫離子方程式應(yīng)注意的問題 ① 沒有自由移動(dòng)離子參加的反應(yīng)，不能寫離子方程式。 如： Cu＋ H2SO4(濃 )； NH4Cl（固）＋ Ca(OH)2； C＋ H2SO4(濃 )反應(yīng)； NaCl（固）＋ H2SO4(濃 )，均因無自由移動(dòng)離子參加反應(yīng)，故不可寫離子方程式。 ② 有離子生成的反應(yīng)可以寫離子方程式，如鈉和水、銅和濃硫酸、 SO2 通入溴水里、碳酸鈣溶于乙酸等。 ③ 單質(zhì)、氧化物在離子方程式中一律 寫成化學(xué)式。 如： SO2和 NaOH溶液反應(yīng)： SO2 ＋ 2OH－ ＝＝＝ SO32－ ＋ H2O或 SO2＋ OH－ ＝＝＝ HSO3－ ④ 酸式鹽的酸根離子在離子方程式中不能拆開寫。如 NaHCO3溶液和稀鹽酸反應(yīng)： HCO3－ ＋ H＋ ＝＝＝ H2O＋ CO2↑ ⑤ 操作順序或反應(yīng)物相對(duì)量不同時(shí)離子方程式不同。例如 Ca(OH)2中通入少量 CO2，離子方程式為： Ca2＋ ＋ 2OH－ ＋ CO2＝＝＝ CaCO3↓ ＋ H2O； Ca(OH)2中通入過量 CO2，離子方程式為： OH－＋ CO2＝＝＝ HCO3－ 。 ⑥ 對(duì)于生成物是易溶于水 的氣體，要特別注意反應(yīng)條件。 如 NaOH溶液和 NH4Cl溶液的反應(yīng)，當(dāng)濃度不大，又不加熱時(shí)，離子方程式為： NH4＋ ＋ OH－ ＝＝＝ NH3 H 2O；當(dāng)為濃溶液，又加熱時(shí)離子方程式為： NH4＋ ＋ OH－ △ NH3↑ ＋H2O ⑦ 對(duì)微溶物（通常指 CaSO Ca(OH) Ag2SO MgCO3等）要根據(jù)實(shí)際情況來判斷。 當(dāng)反應(yīng)里有微溶物處于溶液狀態(tài)時(shí)，應(yīng)寫成離子，如鹽酸加入澄清石灰水： H＋ ＋ OH－ ＝＝＝ H2O；當(dāng)反應(yīng)里有微溶物處于濁液或固態(tài)時(shí)，應(yīng)寫化學(xué)式，如在石灰乳中加入 Na2CO3溶液： Ca(OH)2＋ CO32－ ＝＝＝ CaCO3＋ 2OH－ ；在生成物中有微溶物析出時(shí)，微溶物用化學(xué)式表示，如 Na2SO4溶液中加入 AgNO3溶液： 2Ag＋ ＋ SO42－ ＝＝＝ Ag2SO4↓ 。對(duì)于中強(qiáng)酸（ H3PO H2SO3等）在離子方程式中寫化學(xué)式。 ⑧ 具有強(qiáng)氧化性的微粒與強(qiáng)還原性微粒相遇時(shí)，首先要考慮氧化 —— 還原反應(yīng)，不能只簡單地考慮復(fù)分解反應(yīng)。 離子在溶液中不能大量共存幾種情況 ? H＋ 與所有弱酸陰離子和 OH— 不能大量共存，因生成弱電解質(zhì)（弱酸）和水。 ? OH－ 與所有弱堿陽離子、 H＋ 、弱酸的酸式酸根離子不能大量共存， 因生成弱堿、弱酸鹽和水。 ? 能發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)生成弱電解質(zhì)、沉淀和氣體者不能大量共存。 ? 能發(fā)生氧化還原反應(yīng)的離子不能大量共存，如 Fe3＋、 與 S2－ ， Fe2＋ 與 NO3— （ H＋ ）， S2－ 與 SO32－ （ H＋ ）等。 ? 某些弱酸根與弱堿根不能大量共存，如 S2－ 、 HCO3－ 、 AlO2－ 、 CO32－ 與 Fe3＋ 、 Al3＋ 等不共存。 ? 發(fā)生絡(luò)合反應(yīng)的離子不能大量共存，如 Fe3＋ 與 SCN— 、 Ag＋ 與 NH3 H 2O。 ? Al3＋ 與 AlO2－ 、 NH4+與 AlO2－ 、 NH4+與 SiO32－ 不能大量共存。 ? 注意有色離子（有時(shí)作為 試題附加條件）： Cu2＋ （藍(lán)色）、 Fe3＋ （棕黃色）、 MnO4－ （紫色）、Fe(SCN)2＋ （紅色）等。 (六 )化學(xué)反應(yīng)中的能量變化 熱化學(xué)方程式 ? 概念：表明反應(yīng)所放出或吸收熱量的化學(xué)方程式，叫做熱化學(xué)方程式。 ? 書寫熱化學(xué)方程式時(shí)注意事項(xiàng)。 ①△ H 寫在方程式右邊或下邊，兩者之間用 “ ； ” 隔開，放出熱量 △ H 為 “ － ” ，吸收熱量△ H為 “ ＋ ” 。 ② 要注明反應(yīng)物和生成物的狀態(tài)。固體用符號(hào)符號(hào) “s” 表示、液體用符號(hào) “l(fā)” 表示，氣體用符號(hào) “g” 表示。 ③ 熱化學(xué)方程各物質(zhì)前的化學(xué)計(jì)量數(shù)表示物質(zhì)的量的多少，因此，它可以 是整數(shù)，也可以是分?jǐn)?shù)。對(duì)于相同物質(zhì)的反應(yīng)，當(dāng)化學(xué)計(jì)量數(shù)不同時(shí)， △ H也不同。 反應(yīng)熱的有關(guān)計(jì)算 ? 反應(yīng)熱＝物質(zhì)的量 1mol 物質(zhì)反應(yīng)吸收或放出的熱 ? 反應(yīng)熱＝反應(yīng)物的總鍵能－生成物的總鍵能 ? 根據(jù)蓋斯定律：如果一個(gè)反應(yīng)可以分幾步進(jìn)行，各分步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和與該反應(yīng)一步完成時(shí)的反應(yīng)熱相同。 ? 某種物質(zhì)的狀態(tài)或晶型不同會(huì)引起反應(yīng)熱的差異，根據(jù)蓋斯定律，可將熱化學(xué)方程式進(jìn)行“ 加減 ” 后，根據(jù)反應(yīng)過程的反應(yīng)熱比較其大小。 ? 物質(zhì)的量不同引起的反應(yīng)熱差異，可根據(jù)反應(yīng)熱的物質(zhì)的量之間的正比例關(guān)系比較。 (七 )物質(zhì)的量 物質(zhì)的量及其單位 —— 摩爾（ mol