2014年高考化学核心考点总结

第一部分 基本概念与基本理论

（一） 物质的组成

1、 分子和由分子构成的物质

?分子是构成物质的一种能独立存在的微粒，它保持着这种物质的化学性质

分子有一定的大小和质量；分子间有一定距离；分子在不停地运动着（物理变化是分子运动状态改变的结果）；分子间有分子间作用（范德华力）。 ?由分子构成的物质（在固态时为分子晶体）。

一些非金属单质（如H2、O2、Cl2、S、惰性气体等）；气态氢化物；酸酐（SiO2除外）；酸类和大多数有机物等。 2、 原子和由原子构成的物质

?原子是参加化学变化的最小微粒。化学反应的实质是原子的拆分和化合，是原子运动形态的变化

原子有一定的种类、大小和质量；由原子构成的物质中原子间也有一定间隔；原子不停地运动着；原子间有一定的作用力。

?由原子构成的物质（固态时为原子晶体）。 金刚石、晶体硅、二氧化硅、碳化硅（SiC）等。 3、 离子和由离子构成的物质

?离子是带有电荷的原子或原子团。带正电荷的阳离子如Na＋、Fe3＋、H3O＋、NH4＋、 [Ag(NH3)2]等；带负电荷的阴离子如Cl、S、OH、SO4、[Fe(CN)6] 等。

?由离子构成的物质（固态时为离子晶体）。

绝大多数盐类（AlCl3等除外）；强碱类和低价金属氧化物等是由阳离子和阴离子构成的化合物。

【注意】离子和原子的区别和联系：离子和原子在结构（电子排布、电性、半径）和性质（颜色，对某物质的不同反应情况，氧化性或还原性等）上均不相同。 －－得 ne得 ne＋

－

2—

—

2—

3—

阳离子 原子 阴离子（简单阳、阴离子） 失 ne－失 ne－（二） 物质的分类

1、 元素

?元素是具有相同核电荷数（即质子数）的同一类原子的总称（元素的种类是由核电荷数或质子数决定的）。

人们把具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子叫做核素，同一元素的不同核素之间互称为同位素。 ?元素存在状态

① 游离态——在单质中的元素

由同种元素形成的不同单质——同素异形体，常有下列三种形成方式： 组成分子的原子个数不同：如O2、O3；白磷（P4）和红磷等 晶体晶格的原子排列方式不同：如金刚石和石墨

晶体晶格的分子排列方式不同：如正交硫和单斜硫 ② 化合态的元素——在化合物中的元素

【注意】元素和原子的区别，可从概念、含义、应用范围等方面加以区别。 (三)物质的性质和变化

物理变化和化学变化的比较 比较 概念 实质

物理变化 化学变化 没有生成其他物质的变化 生成了其他物质的变化 只是分子（原子或离子）间距离变化（聚集状分子种类变化，原子重新组合，

态），分子组成、性质不变——分子种类不变 伴随现象 范围 区别 相互关系 与性质的关系

(四)氧化还原反应

物质形状、状态改变 但原子种类、数目不变 放热、发光、变色、放出气体、生成沉淀等 蒸发、冷凝、熔化、液化、汽化、升华、变形分解、化合、置换、复分解、燃等 烧、风化、脱水、氧化、还原等 无新物质生成 有新物质生成 化学变化中同时发生物理变化、物理变化中不一定有化学变化 物质的性质决定物质的变化，物质的变化反映物质的性质 1、氧化还原反应的特征：元素化合价有无升降，这是判断是否是氧化还原反应的依据。

2、氧化还原反应各概念间的关系 可用以下两条线掌握概念

升????失?????氧 ?? 还?????还????氧???元素化合 原子失去 物质是 还原剂具 元素被 还原剂的产物 价升高 电子 还原剂 有还原性 氧化 是氧化产物

　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　?? 氧?????氧????还?????还 降????得???元素化合 原子得到 物质是 氧化剂具 元素被 氧化剂的产物

价降低 电子 氧化剂 有氧化性 还原 是还原产物 3、物质有无氧化性或还原性及其强弱的判断 ?物质有无氧化性或还原性的判断

元素为最高价态时，只具有氧化性，如Fe3＋、H2SO4分子中＋6价硫元素；元素为最低价态只具有还原性，如Fe、S等；元素处于中间价态既有氧化性又具有还原性，如Fe、SO2、S等。

?物质氧化性或还原性相对强弱的判断

① 由元素的金属性或非金属性比较

金属阳离子的氧化性随单质还原性的增强而减弱，如下列四种阳离子的氧化性由强到弱的顺序是：Ag＋＞Cu2＋＞Al3＋＞K＋。

非金属阴离子的还原性随单质氧化性的增强而减弱，如下列四种卤素离子还原性由强到弱的顺序是：I－＞Br－＞Cl－＞F－。 ② 由反应条件的难易比较

不同氧化剂与同一还原剂反应，反应条件越易，氧化性越强。如F2和H2混合在暗处就能剧烈化合而爆炸，而I2与H2需在不断加热的情况下才能缓慢化合，因而F2的氧化性比I2强。

不同还原剂与同一氧化剂反应，反应条件越易，还原性越强，如有两种金属M和N均能与水反应，M在常温下能与水反应产生氢气，而N需在高温下才能与水蒸气反应，由此判断M的还原性比N强。 ③由氧化还原反应方向比较

2—

2+

　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　??氧化产物a＋还原产物b，则： 还原剂A＋氧化剂B???氧化性：B＞a 还原性：A＞b

如：由2Fe＋Br2＝＝＝ 2Fe＋2Br

可知氧化性：Br2＞Fe3＋；还原性：Fe2＋＞Br－

④当不同的还原剂与同一氧化剂反应时，可根据氧化剂被还原的程度不同来判断还原剂还原性的强弱。一般规律是氧化剂被还原的程度越大，还原剂的还原性越强。同理当不同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。如氯气、硫两种氧化剂分别与同一还原剂铁起反应，氯气可把铁氧化为FeCl3，而硫只能把铁氧化为FeS，由此说明氯气的氧化性比硫强。

【注意】还原性的强弱是指物质失电子能力的强弱，与失电子数目无关。如Na的还原性强于Al，而Na

失 e－失 3e－2＋3＋－

Na，Al

＋

Al3＋，Al失电子数比Na多。

同理，氧化性的强弱是指物质得电子能力的强弱，与得电子数目无关。如氧化性F2＞O2，则F2

得 2e－2F，O2

－

得 4e－2O2—，O2得电子数比F2多。

4、 氧化还原方程式配平

原理：氧化剂所含元素的化合价降低（或得电子）的数值与还原剂所含元素的化合价升高（或失电子）的数值相等。

步骤Ⅰ：写出反应物和生成物的分子式，并列出发生氧化还原反应元素的化合价（简称标价态）

步骤Ⅱ：分别列出元素化合价升高数值（或失电子数）与元素化合价降低数值（或得电子数）。（简称定得失）

步骤Ⅲ：求化合价升降值（或得失电子数目）的最小公倍数。配平氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的系数。

步骤Ⅳ：用观察法配平其他物质的系数。

(五)离子反应

1、离子反应发生条件

离子反应发生条件（即为离子在溶液中不能大量共存的原因）： ?离子间发生复分解反应

① 有沉淀生成。不溶于水的化合物可依据书后物质的溶解性表判断，还有以下物质不溶于

水：CaF2、CaC2O4（草酸钙）等。 ② 有气体生成。如CO32－＋2H＋ ＝＝＝ CO2↑＋H2O ③ 有弱电解质生成。如弱碱 NH3·H2O；弱酸 HF、HClO、H2S、H3PO4等；还有水、(CH3COO)2Pb、

[Ag(NH3)2]＋、[Fe(SCN)]2＋等难电离的物质生成。 ?离子间发生氧化还原反应：

如：Fe3＋与I－在溶液中不能共存，2 Fe3＋＋2I－ ＝＝＝ 2Fe2＋＋I2

S2－、SO32－、H＋ 三种离子在溶液中不能共存，2 S2－＋SO32－＋6H＋ ＝＝＝ 3S↓＋3H2O等 2、 书写离子方程式应注意的问题

① 没有自由移动离子参加的反应，不能写离子方程式。

如：Cu＋H2SO4(浓)；NH4Cl（固）＋Ca(OH)2；C＋H2SO4(浓)反应；NaCl（固）＋H2SO4(浓)，均因无自由移动离子参加反应，故不可写离子方程式。

②有离子生成的反应可以写离子方程式，如钠和水、铜和浓硫酸、SO2通入溴水里、碳酸钙溶于乙酸等。

③单质、氧化物在离子方程式中一律写成化学式。 如：SO2和NaOH溶液反应：SO2 ＋2OH－ ＝＝＝ SO32－＋H2O或 SO2＋OH－＝＝＝ HSO3－ ④酸式盐的酸根离子在离子方程式中不能拆开写。如NaHCO3溶液和稀盐酸反应：

HCO3＋H ＝＝＝ H2O＋CO2↑

⑤操作顺序或反应物相对量不同时离子方程式不同。例如 Ca(OH)2中通入少量CO2，离子方程式为：Ca2＋＋2OH－＋CO2＝＝＝ CaCO3↓＋H2O；Ca(OH)2中通入过量CO2，离子方程式为：OH－＋CO2＝＝＝ HCO3。

⑥对于生成物是易溶于水的气体，要特别注意反应条件。

如NaOH溶液和NH4Cl溶液的反应，当浓度不大，又不加热时，离子方程式为： NH4＋OH＝＝＝ NH3· H2O；当为浓溶液，又加热时离子方程式为：NH4＋OH H2O

⑦对微溶物（通常指CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4、MgCO3等）要根据实际情况来判断。 当反应里有微溶物处于溶液状态时，应写成离子，如盐酸加入澄清石灰水：H＋＋OH－ ＝＝＝ H2O；当反应里有微溶物处于浊液或固态时，应写化学式，如在石灰乳中加入Na2CO3溶液：Ca(OH)2＋CO3 ＝＝＝ CaCO3＋2OH；在生成物中有微溶物析出时，微溶物用化学式表示，如Na2SO4溶液中加入AgNO3溶液：2Ag＋＋SO42－＝＝＝ Ag2SO4↓。对于中强酸（H3PO4、H2SO3等）在离子方程式中写化学式。

⑧具有强氧化性的微粒与强还原性微粒相遇时，首先要考虑氧化——还原反应，不能只简单地考虑复分解反应。

3、 离子在溶液中不能大量共存几种情况

?H与所有弱酸阴离子和OH不能大量共存，因生成弱电解质（弱酸）和水。

?OH与所有弱碱阳离子、H、弱酸的酸式酸根离子不能大量共存，因生成弱碱、弱酸盐和水。

?能发生复分解反应生成弱电解质、沉淀和气体者不能大量共存。

?能发生氧化还原反应的离子不能大量共存，如Fe3＋、与S2－，Fe2＋与NO3—（H＋），S2－与SO32

－

－

＋

＋

—

2－

－

＋

－

＋

－

－

－＋

△NH3↑＋

（H＋）等。

?某些弱酸根与弱碱根不能大量共存，如S2－、HCO3－、AlO2－、CO32－与Fe3＋、Al3＋等不共存。 ?发生络合反应的离子不能大量共存，如 Fe3＋与SCN—、Ag＋与NH3· H2O。 ?Al3＋与AlO2－、NH4+与AlO2－、NH4+与SiO32－不能大量共存。

?注意有色离子（有时作为试题附加条件）：Cu2＋（蓝色）、Fe3＋（棕黄色）、MnO4－（紫色）、Fe(SCN)（红色）等。 (六)化学反应中的能量变化 1、热化学方程式

?概念：表明反应所放出或吸收热量的化学方程式，叫做热化学方程式。

?书写热化学方程式时注意事项。

①△H写在方程式右边或下边，两者之间用“；”隔开，放出热量△H为“－”，吸收热量△H为“＋”。

②要注明反应物和生成物的状态。固体用符号符号“s”表示、液体用符号“l”表示，气体用符号“g”表示。

③热化学方程各物质前的化学计量数表示物质的量的多少，因此，它可以是整数，也可以是分数。对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，△H也不同。 2、反应热的有关计算

?反应热＝物质的量×1mol物质反应吸收或放出的热

?反应热＝反应物的总键能－生成物的总键能 ?根据盖斯定律：如果一个反应可以分几步进行，各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热相同。

2＋

?某种物质的状态或晶型不同会引起反应热的差异，根据盖斯定律，可将热化学方程式进行“加减”后，根据反应过程的反应热比较其大小。

?物质的量不同引起的反应热差异，可根据反应热的物质的量之间的正比例关系比较。 (七)物质的量

1、物质的量及其单位——摩尔（mol）

?物质的量是七个基本的物理量之一。它的物理意义是含一定数目粒子的集体，符号为n。 物质的量的单位为摩尔，简称摩，符号为mol。物质的量和摩尔的关系正如时间和秒、长度和米、电流和安培的关系，不能混用。 ?使用物质的量及其单位时的注意事项

①“物质的量”四个字是一个整体，不能拆开，如“时间”拆开表明的意义也就变了。写成“物质的质量”、“物质量”、“物质的数量”也都不对。不能理解为物质的数量或质量。 ②摩尔是用来表示微观粒子（原子、分子、离子、质子、中子、电子等）或它们特定组合的物质的量的单位，它不能用来表示宏观物体，如不能说1mol 苹果等。

③使用摩尔时，应注明粒子的化学式，而不能用该粒子的中文名称。目的是避免指代不清引起混淆。例如：使用1mol氧就会含义不清，究竟是指1mol O还是 1mol O2呢？ 2、阿伏加德罗定律及其重要推论

?决定物质体积大小的因素（1mol）

1摩固体、液体体积不同，因为固体、液体里分子、原子、离子间距离小，其体积主要决定于构成物质的这些微粒的直径大小，而不同的分子、原子、离子的直径大小不同，因而所占体积不同。

气体分子间距离较大，气体体积主要取决于分子间的平均距离，而这平均距离又主要取决于气体的压强与温度，因此当温度、压强相同时，气体分子间平均距离大致相同，其所占体积相同。

?阿伏加德罗定律：在相同温度、压强下，同体积的气体中含有相同分子数

定义中的“四个同”，如有“三个同”成立，第四个“同”才能成立。 3、阿伏加德罗定律推论： V1同温、同压： V2P1同温、同体积： P2n1n2n1n2N1N2N1N2V

同温、同压、等质量： 1 V 2 m同温、同压、同体积： 1m2(八)溶液和胶体 胶体 ?定义

M2 M 1 M1M2ρ2 ρ1

ρ1ρ2分散质微粒的直径大小在10～10?胶体的类型

气溶胶：烟、云、雾。

液溶胶：AgI水溶胶、Fe(OH)3等。 固溶胶：烟水晶、有色玻璃等。 ?渗析

－9－7

m之间的分散系叫胶体。

因胶体粒子不能透过半透膜，所以把混有离子或分子杂质的胶体装入半透膜的袋里，并

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