【解密高考】2015届高三化学大一轮总复习课件+题库

【解密高考】2015届高三化学大一轮总复习课件+题库化学基本概念物质的组成、性质和分类1.物质的组成物质由分子、原子、离子等微粒构成。分子是保持物质化学性质的最小微粒，如氧气（O₂）由氧分子构成。原子是化学变化中的最小微粒，金属单质（如铁Fe）、稀有气体（如氦He）等由原子直接构成。离子是带电荷的原子或原子团，离子化合物（如氯化钠NaCl）由阴阳离子构成。从元素角度看，具有相同核电荷数（即质子数）的一类原子总称为元素。元素分为金属元素、非金属元素和稀有气体元素。游离态的元素以单质形式存在，化合态的元素以化合物形式存在。2.物质的性质和变化物理性质是物质不需要发生化学变化就表现出来的性质，如颜色、状态、气味、熔点、沸点、密度等。化学性质是物质在化学变化中表现出来的性质，如氧化性、还原性、酸性、碱性等。物理变化是没有生成其他物质的变化，只是物质的状态、形状等发生改变，如冰融化成水。化学变化是生成了其他物质的变化，有新物质生成，常伴随发光、发热、变色、产生气体、生成沉淀等现象，如铁生锈。化学变化的本质是旧化学键的断裂和新化学键的形成。3.物质的分类（1）纯净物和混合物：纯净物由一种物质组成，有固定的组成和性质；混合物由两种或多种物质组成，没有固定的组成和性质。例如，氧气是纯净物，空气是混合物。（2）单质和化合物：单质是由同种元素组成的纯净物，分为金属单质和非金属单质；化合物是由不同种元素组成的纯净物，可分为无机化合物和有机化合物。（3）无机化合物分类：氧化物：由两种元素组成，其中一种是氧元素的化合物。分为酸性氧化物（如CO₂能与碱反应生成盐和水）、碱性氧化物（如CaO能与酸反应生成盐和水）、两性氧化物（如Al₂O₃既能与酸又能与碱反应生成盐和水）和不成盐氧化物（如CO）。酸：在水溶液中电离出的阳离子全部是氢离子的化合物。按是否含氧分为含氧酸（如H₂SO₄）和无氧酸（如HCl）；按电离程度分为强酸（如HCl、H₂SO₄、HNO₃）和弱酸（如CH₃COOH、H₂CO₃）；按电离出氢离子个数分为一元酸（如HCl）、二元酸（如H₂SO₄）和多元酸（如H₃PO₄）。碱：在水溶液中电离出的阴离子全部是氢氧根离子的化合物。按溶解性分为可溶性碱（如NaOH）和难溶性碱（如Cu(OH)₂）；按电离程度分为强碱（如NaOH、KOH、Ba(OH)₂）和弱碱（如NH₃·H₂O）。盐：由金属离子（或铵根离子）和酸根离子组成的化合物。分为正盐（如NaCl）、酸式盐（如NaHCO₃）、碱式盐（如Cu₂(OH)₂CO₃）和复盐（如KAl(SO₄)₂·12H₂O）。化学用语1.表示物质组成和结构的化学用语（1）元素符号：表示元素的化学符号，如H表示氢元素。（2）化学式：用元素符号表示物质组成的式子。如H₂O表示水的组成，它可以表示水这种物质、一个水分子、水由氢元素和氧元素组成、一个水分子由两个氢原子和一个氧原子构成。（3）电子式：在元素符号周围用小黑点（或×）来表示原子的最外层电子的式子。如H₂的电子式为H∶H，NaCl的电子式为Na⁺[∶Cl∶]⁻。（4）结构式：用短线表示原子间共用电子对的式子。如H₂O的结构式为H—O—H。（5）结构简式：省略部分短线的结构式。如乙醇的结构简式为CH₃CH₂OH。2.表示物质变化的化学用语（1）化学方程式：用化学式来表示化学反应的式子。书写时要遵循质量守恒定律，要配平。如氢气燃烧的化学方程式为2H₂+O₂$\stackrel{点燃}{=\!=\!=}$2H₂O。（2）离子方程式：用实际参加反应的离子符号来表示离子反应的式子。书写步骤为：写（写出化学方程式）、拆（把易溶于水、易电离的物质拆写成离子形式）、删（删去方程式两边不参加反应的离子）、查（检查方程式两边原子个数和电荷数是否守恒）。如盐酸与氢氧化钠反应的离子方程式为H⁺+OH⁻=H₂O。（3）热化学方程式：表示化学反应中放出或吸收热量的化学方程式。书写时要注明反应物和生成物的状态、反应热的数值、单位和符号。如H₂(g)+$\frac{1}{2}$O₂(g)=H₂O(l)ΔH=285.8kJ/mol。（4）电极反应式：表示电极上发生的氧化或还原反应的式子。如铜锌原电池中，负极（锌）的电极反应式为Zn2e⁻=Zn²⁺，正极（铜）的电极反应式为2H⁺+2e⁻=H₂↑。化学常用计量1.物质的量物质的量是国际单位制中七个基本物理量之一，符号为n，单位是摩尔（mol）。1mol任何粒子集体所含的粒子数与0.012kg¹²C中所含的碳原子数相同，约为6.02×10²³个，这个数叫做阿伏加德罗常数，符号为Nₐ。n=$\frac{N}{Nₐ}$，其中N为粒子数。2.摩尔质量单位物质的量的物质所具有的质量叫做摩尔质量，符号为M，单位是g/mol。任何粒子的摩尔质量在数值上等于该粒子的相对原子质量或相对分子质量。物质的量（n）、质量（m）和摩尔质量（M）之间的关系为n=$\frac{m}{M}$。3.气体摩尔体积单位物质的量的气体所占的体积叫做气体摩尔体积，符号为Vₘ，单位是L/mol。在标准状况（0℃、101kPa）下，气体摩尔体积约为22.4L/mol。使用时要注意条件是标准状况且对象是气体。物质的量（n）、气体体积（V）和气体摩尔体积（Vₘ）之间的关系为n=$\frac{V}{Vₘ}$。4.物质的量浓度以单位体积溶液里所含溶质B的物质的量来表示溶液组成的物理量，叫做溶质B的物质的量浓度，符号为c₈，单位是mol/L。c₈=$\frac{n₈}{V}$，其中n₈是溶质B的物质的量，V是溶液的体积。一定物质的量浓度溶液的配制步骤为计算、称量（或量取）、溶解（或稀释）、转移、洗涤、定容、摇匀等。化学基本理论化学反应与能量1.化学反应中的能量变化（1）焓变（ΔH）：化学反应中吸收或放出的热量叫做反应热，恒压条件下的反应热等于焓变。ΔH=H（生成物）H（反应物）。当ΔH<0时，反应为放热反应；当ΔH>0时，反应为吸热反应。（2）常见的放热反应和吸热反应：放热反应：燃烧反应、中和反应、金属与酸的反应、大多数化合反应等。吸热反应：氢氧化钡晶体与氯化铵晶体的反应、大多数分解反应、以C、CO、H₂为还原剂的氧化还原反应等。2.热化学方程式热化学方程式的书写要注意物质的状态、反应热的数值与化学计量数成正比等。例如，已知1g氢气完全燃烧生成液态水放出142.9kJ热量，则氢气燃烧的热化学方程式为2H₂(g)+O₂(g)=2H₂O(l)ΔH=571.6kJ/mol。3.盖斯定律化学反应的反应热只与反应的始态和终态有关，而与反应的途径无关。利用盖斯定律可以计算一些难以直接测量的反应热。例如，已知①C(s)+O₂(g)=CO₂(g)ΔH₁；②CO(g)+$\frac{1}{2}$O₂(g)=CO₂(g)ΔH₂；则C(s)+$\frac{1}{2}$O₂(g)=CO(g)的反应热ΔH=ΔH₁ΔH₂。化学反应速率和化学平衡1.化学反应速率（1）定义：单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。表达式为v=$\frac{Δc}{Δt}$，单位是mol/(L·s)或mol/(L·min)。（2）影响因素：内因：反应物的性质是决定化学反应速率的主要因素。外因：浓度、温度、压强、催化剂等。增大反应物浓度、升高温度、增大压强（对于有气体参加的反应）、使用催化剂都能加快反应速率。2.化学平衡（1）化学平衡状态：在一定条件下的可逆反应里，正反应速率和逆反应速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态。化学平衡是一种动态平衡。（2）化学平衡的特征：逆（可逆反应）、等（正逆反应速率相等）、动（动态平衡）、定（各组分浓度保持不变）、变（条件改变，平衡可能移动）。（3）化学平衡常数（K）：在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数，叫做该反应的化学平衡常数。表达式为K=$\frac{[C]^c[D]^d}{[A]^a[B]^b}$（对于反应aA+bB$\rightleftharpoons$cC+dD）。K值越大，说明反应进行得越完全。（4）影响化学平衡的因素：浓度：增大反应物浓度或减小生成物浓度，平衡向正反应方向移动；减小反应物浓度或增大生成物浓度，平衡向逆反应方向移动。温度：升高温度，平衡向吸热反应方向移动；降低温度，平衡向放热反应方向移动。压强：对于有气体参加的反应，增大压强，平衡向气体体积减小的方向移动；减小压强，平衡向气体体积增大的方向移动。催化剂：催化剂能同等程度地改变正逆反应速率，对化学平衡无影响。3.化学反应进行的方向（1）焓判据：放热反应有利于反应自发进行，但有些吸热反应也能自发进行，所以焓判据不全面。（2）熵判据：熵是衡量体系混乱程度的物理量，符号为S。熵增的反应有利于反应自发进行，但有些熵减的反应也能自发进行，所以熵判据也不全面。（3）复合判据：ΔG=ΔHTΔS，当ΔG<0时，反应能自发进行；当ΔG=0时，反应达到平衡状态；当ΔG>0时，反应不能自发进行。电解质溶液1.弱电解质的电离（1）强电解质和弱电解质：在水溶液中能完全电离的电解质叫做强电解质，如强酸（HCl、H₂SO₄、HNO₃等）、强碱（NaOH、KOH、Ba(OH)₂等）和大多数盐；在水溶液中部分电离的电解质叫做弱电解质，如弱酸（CH₃COOH、H₂CO₃等）、弱碱（NH₃·H₂O等）和水。（2）弱电解质的电离平衡：在一定条件下，弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程达到平衡状态。电离平衡是一种动态平衡，影响电离平衡的因素有温度、浓度等。升高温度、加水稀释都能促进弱电解质的电离。（3）电离常数（K）：对于弱电解质AB$\rightleftharpoons$A⁺+B⁻，电离常数K=$\frac{[A⁺][B⁻]}{[AB]}$。K值越大，说明弱电解质的电离程度越大。2.水的电离和溶液的酸碱性（1）水的电离：水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离，H₂O$\rightleftharpoons$H⁺+OH⁻。25℃时，Kw=[H⁺][OH⁻]=1.0×10⁻¹⁴，Kw只与温度有关，温度升高，Kw增大。（2）溶液的酸碱性：溶液的酸碱性取决于溶液中[H⁺]和[OH⁻]的相对大小。当[H⁺]=[OH⁻]时，溶液呈中性；当[H⁺]>[OH⁻]时，溶液呈酸性；当[H⁺]<[OH⁻]时，溶液呈碱性。（3）pH：pH=lg[H⁺]。pH的测定方法有pH试纸、pH计等。3.盐类的水解（1）盐类水解的实质：盐电离出的离子与水电离出的H⁺或OH⁻结合生成弱电解质，从而破坏了水的电离平衡，使溶液呈现一定的酸碱性。（2）盐类水解的规律：有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，谁强显谁性；越弱越水解，都弱都水解。例如，CH₃COONa溶液显碱性，因为CH₃COO⁻+H₂O$\rightleftharpoons$CH₃COOH+OH⁻；NH₄Cl溶液显酸性，因为NH₄⁺+H₂O$\rightleftharpoons$NH₃·H₂O+H⁺。（3）影响盐类水解的因素：内因：盐的本性，组成盐的酸或碱越弱，水解程度越大。外因：温度、浓度、外加酸碱等。升高温度、加水稀释都能促进盐类的水解；外加酸或碱能抑制或促进盐类的水解。4.难溶电解质的溶解平衡（1）难溶电解质的溶解平衡：在一定温度下，难溶电解质在水中溶解成离子的速率和离子重新结合成沉淀的速率相等时，形成难溶电解质的饱和溶液，达到溶解平衡状态。例如，AgCl(s)$\rightleftharpoons$Ag⁺(aq)+Cl⁻(aq)。（2）溶度积（Ksp）：在一定温度下，难溶电解质的饱和溶液中，各离子浓度幂之积为一个常数，叫做溶度积常数，简称溶度积。对于AmBn(s)$\rightleftharpoons$mAⁿ⁺(aq)+nBᵐ⁻(aq)，Ksp=[Aⁿ⁺]ᵐ[Bᵐ⁻]ⁿ。当Qc>Ksp时，有沉淀生成；当Qc=Ksp时，达到溶解平衡；当Qc<Ksp时，无沉淀生成且溶液不饱和。电化学基础1.原电池（1）原电池的工作原理：将化学能转化为电能的装置。原电池的构成条件有两个活泼性不同的电极、电解质溶液、形成闭合回路、自发进行的氧化还原反应。例如，铜锌原电池中，锌为负极，发生氧化反应：Zn2e⁻=Zn²⁺；铜为正极，发生还原反应：2H⁺+2e⁻=H₂↑。（2）电极反应式的书写：首先确定正负极，然后根据得失电子情况写出电极反应式，注意电解质溶液对电极反应的影响。（3）原电池原理的应用：制作化学电源、加快化学反应速率、防止金属腐蚀等。2.电解池（1）电解池的工作原理：将电能转化为化学能的装置。电解池的构成条件有直流电源、两个电极、电解质溶液或熔融电解质、形成闭合回路。例如，电解饱和食盐水时，阳极（与电源正极相连）发生氧化反应：2Cl⁻2e⁻=Cl₂↑；阴极（与电源负极相连）发生