高中化學概念大全(編輯修改稿)
2025-07-12 21:16 本頁面
【文章內(nèi)容簡介】 值就是這種元素的一個原子跟其他元素的原子形成的共用電子對的數(shù)目、正負則由共用電子對的偏移來決定，電子對偏向哪種原子，哪種原子就顯負價；偏離哪種原子、哪種原子就顯正價。③單質(zhì)分子中元素的化合價為零。 3．化學式：用元素符號表示單質(zhì)或化合物的組成的式子成為化學式。根據(jù)物質(zhì)的組成以及結構特點，化學式可以是分子式、實驗式、結構簡式等。不同的化學式所表示的意義有區(qū)別。離子化合物的化學式表示離子化合物及其元素組成，還表示離子化合物中陰、陽離子最簡單的整數(shù)比，同時也表示離子化合物的化學式量。例如，氫氧化鋇這種物質(zhì)及其組成元素是鋇、氫、氧3種元素，化學式還表示了Ba2+與OH?的個數(shù)比是1：2，它的化學式量為171。過氧化鈉的化學式是Na2O2，但不能寫成NaO，在過氧化鈉中實際存在的離子是O22?離子，且Na+：O22?為2：1，所以，過氧化鈉的化學式只能用Na2O2表示。某些固體非金屬單質(zhì)及所有的金屬單質(zhì)因組成、結構比較復雜，它們的化學式只用元素符號表示。比如紅磷的化學式是P。4．分子式：用元素符號表示物質(zhì)的分子組成的式子。一般分子式是最簡式的整數(shù)倍，多數(shù)無機物二者是一致的。但也有例外，如最簡式為NO2的分子可能是NO2，也可能是N2O4。有些單質(zhì)、原子晶體和離子晶體通常情況下不存在簡單分子，它的化學式則表示這種晶體中各元素的原子或離子數(shù)目的最簡整數(shù)比，如C、SiOCsCl、Na2CO2CaSO4H2O等。分子式的意義：（1）表示物質(zhì)的元素組成；（2）表示該物質(zhì)的一個分子；（3）表示分子中各元素的原子個數(shù)；（4）表示該物質(zhì)的相對分子質(zhì)量。例如，硫酸的分子式是H2SO4，它表示硫酸這種物質(zhì)，也表示了硫酸的一個分子及分子是由2個氫原子、1個硫原子、4個氧原子組成。H2SO4同時也表示它的相對分子質(zhì)量為2++4=≈985．原子結構示意圖：用以表示原子核電荷數(shù)和核外電子在各層上排布的簡圖，如鈉原子結構簡圖為：表示鈉原子核內(nèi)有11個質(zhì)子，弧線表示電子層（3個電子層），弧線上數(shù)字表示該層電子數(shù)（K層2個電子，M層1個電子）。原子結構示意圖也叫原子結構簡圖，它比較直觀，易被初學者接受，但不能把弧線看作核外電子運行的固定軌道。.6．電離方程式：表示電解質(zhì)溶于水或受熱熔化時離解成自由移動離子過程的式子。 ①強電解質(zhì)的電離方程式用“=”。弱電解質(zhì)的電離方程式用“”鏈接。②弱酸的酸式酸根的電離用“”。HCO3－CO3－ + H+③強酸的酸式酸根的電離用“=”。 HSO4－= SO42－ + H+④多元弱酸的電離分步進行。H3PO4 H2PO4－+ H+H2PO4－ HPO42－+ H+HPO42－ PO43－+ H+⑤多元弱堿的電離認為一步完成。Fe(OH)3Fe3+ + 3OH－7．離子反應方程式的書寫規(guī)則：用實際參加反應的離子的符號表示離子反應的式子叫做離子方程式。離子方程式書寫原則如下： ①只能將易溶、易電離的物質(zhì)寫成離子式；如NaCI、Na2SONaNOCuSO4… ②將難溶的（如BaSOBaCOAgCl…），難電離的（如HClO、HF、CH3COOH、NH3H2O、H2O），易揮發(fā)的氣體（如SOCOH2S…）用化學式表示。③微溶物：若處于混濁態(tài)要寫成分子式，澄清態(tài)改寫成離子式。④弱酸的酸式鹽酸根不可拆開。如HCO3ˉ、HSO3ˉ、HSˉ。⑤堿性氧化物亦要保留分子式。 ⑥離子方程式除了應遵守質(zhì)量守恒定律外，離子方程式兩邊的離子電荷總數(shù)一定相等（離子電荷守恒）。（三）氧化還原反應：氧化劑、還原劑1．基本概念：①氧化反應：物質(zhì)失去電子（化合價升高）的反應。還原反應：物質(zhì)得到電子（化合價降低）的反應。 ②被氧化：物質(zhì)失去電子被氧化。（所含元素化合價升高）。被還原：物質(zhì)得到電子被還原。（所含元素化合價降低）。 ③氧化劑：得到電子的物質(zhì)。還原劑：失去電子的物質(zhì)。 ④氧化性：物質(zhì)得電子的能力。還原性：物質(zhì)失電子的能力。 ⑤氧化產(chǎn)物：氧化反應得到的產(chǎn)物。還原產(chǎn)物：還原反應得到的產(chǎn)物。 ⑥氧化還原反應：有電子轉移（電子得失或共用電子對偏移）的反應，實質(zhì)是電子的轉移，特征是化合價的升降。2．概念間的關系：3．氧化還原反應的一般規(guī)律：①表現(xiàn)性質(zhì)規(guī)律同種元素具有多種價態(tài)時，一般處于最高價態(tài)時只具有氧化性、處于最低價態(tài)時只具有還原性、處于中間可變價時既具有氧化性又具有還原性。②性質(zhì)強弱規(guī)律氧化劑 + 還原劑 = 還原產(chǎn)物 + 氧化產(chǎn)物氧化劑得電子 → 還原產(chǎn)物還原劑失電子 → 氧化產(chǎn)物氧化性：氧化劑＞氧化產(chǎn)物；還原性：還原劑＞還原產(chǎn)物③反應先后規(guī)律在濃度相差不大的溶液中，同時含有幾種還原劑時，若加入氧化劑，則它首先與溶液中最強的還原劑作用；同理，在濃度相差不大的溶液中，同時含有幾種氧化劑時，若加入還原劑，則它首先與溶液中最強的氧化劑作用。例如，向含有FeBr2溶液中通入Cl2，首先被氧化的是Fe2+④價態(tài)歸中規(guī)律含不同價態(tài)同種元素的物質(zhì)間發(fā)生氧化還原反應時，該元素價態(tài)的變化一定遵循“高價＋低價→中間價”的規(guī)律?！ 、蓦娮邮睾阋?guī)律在任何氧化—還原反應中，氧化劑得電子（或共用電子對偏向）總數(shù)與還原劑失電子（或共用電子對偏離）總數(shù)一定相等。 4．氧化性、還原性大小的比較（1）由元素的金屬性或非金屬性比較a、金屬陽離子的氧化性隨其單質(zhì)還原性的增強而減弱b、非金屬陰離子的還原性隨其單質(zhì)的氧化性增強而減弱（2）由反應條件的難易比較 不同的氧化劑與同一還原劑反應時，反應條件越易，其氧化劑的氧化性越強。如：2KMnO4+ 16HCl = 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2↑ + 8H2O（常溫）MnO2 + 4HCl（濃）= MnCl2 + Cl2↑ +2H2O （加熱）前
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