（配套教参）【优化指导】2024高考化学一轮复习高中总复习第1轮（人教单选版 浙江专用）

（配套教参）【优化指导】2024高考化学一轮复习高中总复习第1轮（人教单选版浙江专用）化学基本概念物质的组成、性质和分类1.物质的组成物质由原子、分子或离子构成。原子是化学变化中的最小微粒，分子是保持物质化学性质的一种微粒。离子是带电荷的原子或原子团。例如，金属单质由原子直接构成，如铁（Fe）；共价化合物一般由分子构成，如水（H₂O）；离子化合物由离子构成，如氯化钠（NaCl）。元素是具有相同核电荷数（即质子数）的一类原子的总称。元素存在游离态和化合态两种形式，游离态的元素以单质形式存在，如氧气（O₂）中的氧元素；化合态的元素以化合物形式存在，如二氧化碳（CO₂）中的碳元素和氧元素。2.物质的性质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、溶解性等。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、稳定性等。例如，铁能在潮湿的空气中生锈，这体现了铁的化学性质（易被氧化）；而铁具有银白色金属光泽、良好的导电性和导热性等，这些属于铁的物理性质。3.物质的分类物质可分为纯净物和混合物。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混合而成，没有固定的组成和性质。纯净物又可分为单质和化合物。单质是由同种元素组成的纯净物，可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。无机化合物可进一步分为氧化物、酸、碱、盐等。氧化物根据性质可分为酸性氧化物、碱性氧化物、两性氧化物和不成盐氧化物等。例如，二氧化碳（CO₂）是酸性氧化物，能与碱反应生成盐和水；氧化钙（CaO）是碱性氧化物，能与酸反应生成盐和水。酸是在水溶液中电离出的阳离子全部是氢离子（H⁺）的化合物，如盐酸（HCl）、硫酸（H₂SO₄）等；碱是在水溶液中电离出的阴离子全部是氢氧根离子（OH⁻）的化合物，如氢氧化钠（NaOH）、氢氧化钙[Ca(OH)₂]等；盐是由金属离子（或铵根离子）和酸根离子组成的化合物，如氯化钠（NaCl）、碳酸钠（Na₂CO₃）等。化学用语1.元素符号元素符号是用来表示元素的特定符号，如H表示氢元素，O表示氧元素等。元素符号不仅可以表示一种元素，还可以表示该元素的一个原子。例如，“2H”表示2个氢原子。2.化学式化学式是用元素符号表示物质组成的式子。它可以表示物质的组成元素以及各元素的原子个数比。例如，水的化学式为H₂O，表示水由氢元素和氧元素组成，且氢原子和氧原子的个数比为2:1。化学式还可以表示物质的相对分子质量、各元素的质量比等信息。3.化学方程式化学方程式是用化学式来表示化学反应的式子。它遵循质量守恒定律，即反应前后原子的种类和数目不变。书写化学方程式时，要正确写出反应物和生成物的化学式，配平化学方程式，并注明反应条件。例如，氢气在氧气中燃烧的化学方程式为2H₂+O₂$\stackrel{点燃}{=\!=\!=}$2H₂O。化学方程式可以表示反应物、生成物之间的质量比、物质的量比等关系，在化学计算中具有重要作用。4.离子方程式离子方程式是用实际参加反应的离子符号来表示离子反应的式子。书写离子方程式时，要先写出化学方程式，然后将易溶于水、易电离的物质写成离子形式，难溶物、气体、水等仍用化学式表示，最后删去方程式两边不参加反应的离子。例如，碳酸钠与盐酸反应的化学方程式为Na₂CO₃+2HCl=2NaCl+H₂O+CO₂↑，其离子方程式为CO₃²⁻+2H⁺=H₂O+CO₂↑。离子方程式能更本质地反映离子反应的实质。化学中常用的物理量——物质的量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。阿伏加德罗常数是1mol任何粒子的粒子数，符号为Nₐ，通常用6.02×10²³mol⁻¹表示。物质的量（n）、粒子数（N）和阿伏加德罗常数（Nₐ）之间的关系为n=N/Nₐ。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。摩尔质量在数值上等于该物质的相对原子质量或相对分子质量。例如，氧气（O₂）的相对分子质量为32，则其摩尔质量为32g/mol。物质的量（n）、质量（m）和摩尔质量（M）之间的关系为n=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。使用气体摩尔体积时要注意条件和物质的状态，只有在标准状况下的气体才能使用22.4L/mol进行计算。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=V/Vₘ。4.物质的量浓度物质的量浓度是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，符号为c(B)，单位是mol/L。物质的量浓度（c）、溶质的物质的量（n）和溶液体积（V）之间的关系为c=n/V。在配制一定物质的量浓度的溶液时，需要使用容量瓶等仪器，操作步骤包括计算、称量（或量取）、溶解、转移、洗涤、定容等。化学基本理论化学反应与能量1.化学反应中的能量变化化学反应中不仅有物质的变化，还伴随着能量的变化。化学反应中的能量变化主要表现为热量的变化，分为放热反应和吸热反应。放热反应是指反应物的总能量高于生成物的总能量，反应过程中向外界放出热量的反应，如燃烧反应、中和反应等；吸热反应是指反应物的总能量低于生成物的总能量，反应过程中从外界吸收热量的反应，如碳酸钙的分解反应等。化学反应中的能量变化可以用热化学方程式来表示，热化学方程式不仅表明了化学反应中的物质变化，还表明了化学反应中的能量变化。例如，氢气在氧气中燃烧的热化学方程式为2H₂(g)+O₂(g)=2H₂O(l)ΔH=571.6kJ/mol，其中ΔH表示反应热，负值表示放热，正值表示吸热。2.燃烧热和中和热燃烧热是指1mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量。例如，碳的燃烧热是指1mol碳完全燃烧生成二氧化碳时所放出的热量。中和热是指在稀溶液中，强酸和强碱发生中和反应生成1mol水时所放出的热量。中和热的数值约为57.3kJ/mol。在测定中和热时，要注意实验装置的保温、隔热，以及酸碱溶液的浓度和体积的准确测量。3.化学反应热的计算根据盖斯定律，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，已知反应①C(s)+O₂(g)=CO₂(g)ΔH₁=393.5kJ/mol，反应②CO(g)+1/2O₂(g)=CO₂(g)ΔH₂=283.0kJ/mol，求反应③C(s)+1/2O₂(g)=CO(g)的反应热ΔH₃。根据盖斯定律，反应③=反应①反应②，则ΔH₃=ΔH₁ΔH₂=393.5kJ/mol(283.0kJ/mol)=110.5kJ/mol。化学反应速率和化学平衡1.化学反应速率化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢的物理量，通常用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，符号为v，单位是mol/(L·s)或mol/(L·min)等。对于反应aA+bB=cC+dD，其化学反应速率可以表示为v(A)=Δc(A)/Δt，v(B)=Δc(B)/Δt，v(C)=Δc(C)/Δt，v(D)=Δc(D)/Δt，且v(A):v(B):v(C):v(D)=a:b:c:d。影响化学反应速率的因素有内因和外因。内因是反应物的性质，是决定化学反应速率的主要因素；外因包括浓度、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）、使用催化剂等都可以加快化学反应速率。2.化学平衡化学平衡是指在一定条件下的可逆反应中，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，即反应仍在进行，但各物质的浓度不再变化。化学平衡的特征可以概括为“逆、等、动、定、变”。判断一个反应是否达到化学平衡状态，可以从正逆反应速率相等和各物质的浓度保持不变等方面进行分析。例如，对于反应N₂+3H₂$\rightleftharpoons$2NH₃，当v(正)(N₂)=v(逆)(N₂)或各物质的浓度不再随时间变化时，反应达到平衡状态。3.化学平衡的移动化学平衡的移动是指当外界条件（如浓度、温度、压强等）发生改变时，原有的化学平衡被破坏，反应混合物中各组分的浓度发生变化，直到建立新的化学平衡的过程。勒夏特列原理指出，如果改变影响化学平衡的一个条件（如浓度、温度、压强等），平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。例如，对于反应N₂+3H₂$\rightleftharpoons$2NH₃，增大氮气的浓度，平衡会向正反应方向移动，以减弱氮气浓度增大的影响；升高温度，平衡会向吸热反应方向移动，因为该反应的正反应是放热反应，所以平衡会向逆反应方向移动。电解质溶液1.弱电解质的电离电解质是在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物，分为强电解质和弱电解质。强电解质在水溶液中完全电离，如强酸（盐酸、硫酸、硝酸等）、强碱（氢氧化钠、氢氧化钾等）和大多数盐；弱电解质在水溶液中部分电离，如弱酸（醋酸、碳酸等）、弱碱（氨水等）和水。弱电解质的电离是一个可逆过程，存在电离平衡。例如，醋酸（CH₃COOH）的电离方程式为CH₃COOH$\rightleftharpoons$CH₃COO⁻+H⁺，其电离平衡常数表达式为Kₐ=[CH₃COO⁻][H⁺]/[CH₃COOH]。影响弱电解质电离平衡的因素有温度、浓度等。升高温度，电离平衡向电离方向移动，因为电离过程是吸热过程；稀释溶液，电离平衡向电离方向移动，因为稀释可以使离子结合成分子的机会减小。2.水的电离和溶液的酸碱性水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离：H₂O$\rightleftharpoons$H⁺+OH⁻。水的离子积常数Kw=[H⁺][OH⁻]，在25℃时，Kw=1.0×10⁻¹⁴。溶液的酸碱性取决于溶液中氢离子和氢氧根离子的浓度相对大小。当[H⁺]>[OH⁻]时，溶液呈酸性；当[H⁺]=[OH⁻]时，溶液呈中性；当[H⁺]<[OH⁻]时，溶液呈碱性。溶液的酸碱度常用pH来表示，pH=lg[H⁺]。在25℃时，pH=7的溶液呈中性，pH<7的溶液呈酸性，pH>7的溶液呈碱性。3.盐类的水解盐类的水解是指在水溶液中盐电离出的离子与水电离出的氢离子或氢氧根离子结合生成弱电解质的反应。盐类水解的实质是破坏了水的电离平衡，促进了水的电离。盐类水解的规律是“有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，谁强显谁性；越弱越水解，都弱都水解”。例如，醋酸钠（CH₃COONa）是强碱弱酸盐，醋酸根离子会发生水解：CH₃COO⁻+H₂O$\rightleftharpoons$CH₃COOH+OH⁻，溶液呈碱性；氯化铵（NH₄Cl）是强酸弱碱盐，铵根离子会发生水解：NH₄⁺+H₂O$\rightleftharpoons$NH₃·H₂O+H⁺，溶液呈酸性。影响盐类水解的因素有温度、浓度、外加酸碱等。升高温度，水解平衡向水解方向移动；稀释溶液，水解平衡向水解方向移动；外加酸碱会抑制或促进盐类的水解。4.难溶电解质的溶解平衡难溶电解质在水溶液中存在溶解平衡，例如，氯化银（AgCl）在水中存在溶解平衡：AgCl(s)$\rightleftharpoons$Ag⁺(aq)+Cl⁻(aq)，其溶度积常数表达式为Kₛₚ=[Ag⁺][Cl⁻]。当溶液中离子浓度的乘积Q>Kₛₚ时，溶液过饱和，有沉淀析出；当Q=Kₛₚ时，溶液达到饱和，沉淀与溶解处于平衡状态；当Q<Kₛₚ时，溶液未饱和，无沉淀析出。利用沉淀溶解平衡原理，可以进行沉淀的生成、溶解和转化等操作。例如，向含有氯化银沉淀的溶液中加入碘化钾溶液，会发生沉淀的转化：AgCl(s)+I⁻(aq)=AgI(s)+Cl⁻(aq)，因为碘化银的溶度积常数比氯化银的小，所以氯化银沉淀会转化为碘化银沉淀。电化学基础1.原电池原电池是将化学能转化为电能的装置。原电池的构成条件包括：有两个活泼性不同的电极、电解质溶液、形成闭合回路、能自发进行的氧化还原反应。例如，铜锌原电池中，锌片作负极，发生氧化反应：Zn2e⁻=Zn²⁺；铜片作正极，发生还原反应：2H⁺+2e⁻=H₂↑。原电池的工作原理是通过氧化还原反应使电子定向移动，从而产生电流。在原电池中，电子从负极流出，经外电路流向正极，溶液中的阳离子向正极移动，阴离子向负极移动。2.化学电源化学电源包括一次电池、二次电池和燃料电池等。一次电池是不能充电再生的电池，如锌锰干电池；二次电池是可以充电再生的电池，如铅蓄电池；燃料