《步步高》2014届高考化学（广西专用）一轮复习资料（打包）

《步步高》2014届高考化学（广西专用）一轮复习资料（打包）一、化学基本概念1.物质的组成、性质和分类物质由分子、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，原子是化学变化中的最小微粒，离子是带电荷的原子或原子团。物质的性质包括物理性质和化学性质。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、密度等；化学性质是物质在化学变化中表现出来的性质，如可燃性、氧化性、还原性、酸碱性等。物质的分类：纯净物：由一种物质组成，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，如金属单质（铁、铜等）、非金属单质（氧气、氢气等）；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。无机化合物包括酸（如盐酸、硫酸等）、碱（如氢氧化钠、氢氧化钙等）、盐（如氯化钠、碳酸钠等）、氧化物（如二氧化碳、氧化铜等）。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，如空气、溶液等。2.化学用语元素符号：表示元素的化学符号，如H表示氢元素，O表示氧元素等。元素符号不仅表示一种元素，还表示该元素的一个原子。化学式：用元素符号表示物质组成的式子。如H₂O表示水，CO₂表示二氧化碳。通过化学式可以计算物质的相对分子质量、各元素的质量比等。例如，水（H₂O）的相对分子质量为1×2+16=18，氢、氧元素的质量比为（1×2）:16=1:8。化学方程式：用化学式表示化学反应的式子。书写化学方程式要遵循质量守恒定律，即等号两边各原子的种类和数目相等。例如，氢气在氧气中燃烧的化学方程式为2H₂+O₂$\stackrel{点燃}{=\!=\!=}$2H₂O。化学方程式可以表示反应物、生成物和反应条件，还可以进行有关化学计算。离子符号：表示离子的化学符号。如钠离子Na⁺，氯离子Cl⁻。离子所带电荷数标在元素符号的右上角，数字在前，正负号在后。3.氧化还原反应氧化还原反应的本质是电子的转移（得失或偏移），特征是元素化合价的升降。氧化剂和还原剂：在氧化还原反应中，得到电子（或电子对偏向）、化合价降低的物质是氧化剂，具有氧化性；失去电子（或电子对偏离）、化合价升高的物质是还原剂，具有还原性。例如，在反应2CuO+C$\stackrel{高温}{=\!=\!=}$2Cu+CO₂↑中，CuO是氧化剂，C是还原剂。氧化反应和还原反应：氧化反应是物质失去电子（化合价升高）的反应，还原反应是物质得到电子（化合价降低）的反应。在氧化还原反应中，氧化反应和还原反应同时发生。氧化产物和还原产物：氧化反应的产物是氧化产物，还原反应的产物是还原产物。在上述反应中，CO₂是氧化产物，Cu是还原产物。氧化还原反应的配平：配平氧化还原反应方程式的依据是得失电子守恒、质量守恒和电荷守恒。一般步骤为：标变价、列变化、求总数、配系数、细检查。例如，配平反应KMnO₄+HCl（浓）→KCl+MnCl₂+Cl₂↑+H₂O。首先标变价：$\stackrel{+7}{KMnO_4}$+HCl（浓）→KCl+$\stackrel{+2}{MnCl_2}$+$\stackrel{0}{Cl_2}$↑+H₂O，Mn元素化合价从+7降到+2，降低5价；Cl元素化合价从1升到0，升高1价，因为生成1个Cl₂分子需要2个Cl⁻，所以Cl元素共升高2价。然后求总数，5和2的最小公倍数是10，所以KMnO₄的系数为2，Cl₂的系数为5。再根据原子守恒配平其他物质的系数，得到2KMnO₄+16HCl（浓）=2KCl+2MnCl₂+5Cl₂↑+8H₂O。4.离子反应电解质和非电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物是电解质，如酸、碱、盐等；在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物是非电解质，如蔗糖、酒精等。强电解质和弱电解质：在水溶液中能完全电离的电解质是强电解质，包括强酸（如盐酸、硫酸、硝酸等）、强碱（如氢氧化钠、氢氧化钾等）和大多数盐；在水溶液中部分电离的电解质是弱电解质，如弱酸（如醋酸、碳酸等）、弱碱（如氨水等）。离子反应：有离子参加或生成的反应。离子反应发生的条件是生成沉淀、气体、弱电解质或发生氧化还原反应。离子方程式：用实际参加反应的离子符号表示离子反应的式子。书写离子方程式的步骤为：写、拆、删、查。例如，书写碳酸钠溶液与盐酸反应的离子方程式。首先写化学方程式：Na₂CO₃+2HCl=2NaCl+H₂O+CO₂↑，然后拆：2Na⁺+CO₃²⁻+2H⁺+2Cl⁻=2Na⁺+2Cl⁻+H₂O+CO₂↑，接着删去不参加反应的离子（Na⁺和Cl⁻），得到CO₃²⁻+2H⁺=H₂O+CO₂↑，最后检查离子方程式两边的原子种类和数目、电荷是否守恒。二、化学基本理论1.物质结构与元素周期律原子结构：原子由原子核和核外电子构成，原子核由质子和中子构成。质子数决定元素的种类，质子数与中子数之和决定原子的质量数（A=Z+N，其中A为质量数，Z为质子数，N为中子数）。核外电子分层排布，遵循能量最低原理、泡利不相容原理和洪特规则。元素周期表：元素周期表是元素周期律的具体表现形式。周期表有7个周期（3个短周期、3个长周期和1个不完全周期），16个族（7个主族、7个副族、1个0族和1个第Ⅷ族）。同一周期从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。包括原子半径、主要化合价、金属性和非金属性等的周期性变化。例如，原子半径同一周期从左到右逐渐减小（稀有气体除外），同一主族从上到下逐渐增大；最高正化合价等于主族序数（O、F除外），最低负化合价等于主族序数8。化学键：相邻原子之间强烈的相互作用。化学键分为离子键和共价键。离子键是阴、阳离子之间通过静电作用形成的化学键，一般存在于活泼金属与活泼非金属形成的化合物中，如氯化钠；共价键是原子之间通过共用电子对形成的化学键，可分为极性共价键和非极性共价键。极性共价键是不同种原子之间形成的共价键，如HCl；非极性共价键是同种原子之间形成的共价键，如HH。2.化学反应与能量化学反应中的能量变化：化学反应中不仅有物质变化，还有能量变化，通常表现为热量的变化。化学反应分为放热反应和吸热反应。放热反应是反应物的总能量高于生成物的总能量的反应，如燃烧反应、中和反应等；吸热反应是反应物的总能量低于生成物的总能量的反应，如Ba(OH)₂·8H₂O与NH₄Cl的反应。热化学方程式：表示化学反应中放出或吸收热量的化学方程式。书写热化学方程式要注明反应物和生成物的状态、反应热的数值和单位、反应条件等。例如，氢气在氧气中燃烧的热化学方程式为2H₂(g)+O₂(g)=2H₂O(l)ΔH=571.6kJ/mol。燃烧热：在101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量。例如，碳的燃烧热是指1mol碳完全燃烧生成二氧化碳气体时放出的热量。中和热：在稀溶液中，强酸和强碱发生中和反应生成1mol水时所放出的热量。中和热为57.3kJ/mol。盖斯定律：化学反应的反应热只与反应的始态和终态有关，而与反应的途径无关。利用盖斯定律可以计算一些难以直接测量的反应热。例如，已知①C(s)+O₂(g)=CO₂(g)ΔH₁=393.5kJ/mol，②CO(g)+$\frac{1}{2}$O₂(g)=CO₂(g)ΔH₂=283.0kJ/mol，求C(s)+$\frac{1}{2}$O₂(g)=CO(g)的反应热ΔH。根据盖斯定律，①②可得：C(s)+$\frac{1}{2}$O₂(g)=CO(g)ΔH=ΔH₁ΔH₂=393.5kJ/mol(283.0kJ/mol)=110.5kJ/mol。3.化学反应速率和化学平衡化学反应速率：表示化学反应进行快慢的物理量。通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示，单位为mol/(L·s)或mol/(L·min)。化学反应速率的计算公式为v=$\frac{\Deltac}{\Deltat}$，其中v为反应速率，Δc为浓度变化量，Δt为时间变化量。影响化学反应速率的因素：内因是反应物的性质，外因包括浓度、温度、压强、催化剂等。增大反应物浓度、升高温度、增大压强（对有气体参加的反应）、使用催化剂都能加快化学反应速率。例如，在锌与稀硫酸反应中，增大硫酸的浓度可以加快反应速率；升高温度也能加快反应速率。化学平衡：在一定条件下的可逆反应里，正反应速率和逆反应速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态。化学平衡是一种动态平衡，即正、逆反应仍在进行，但速率相等。化学平衡的特征：逆（可逆反应）、等（正、逆反应速率相等）、动（动态平衡）、定（各组分浓度保持不变）、变（条件改变，平衡可能发生移动）。影响化学平衡的因素：浓度、温度、压强等。勒夏特列原理：如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、温度、压强等），平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。例如，对于反应N₂(g)+3H₂(g)$\rightleftharpoons$2NH₃(g)ΔH<0，增大氮气或氢气的浓度，平衡向正反应方向移动；升高温度，平衡向逆反应方向移动；增大压强，平衡向正反应方向移动。化学平衡常数：在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数，用K表示。对于反应aA(g)+bB(g)$\rightleftharpoons$cC(g)+dD(g)，K=$\frac{[C]^c[D]^d}{[A]^a[B]^b}$，其中[A]、[B]、[C]、[D]分别表示平衡时各物质的浓度。化学平衡常数只与温度有关，与浓度、压强等无关。4.电解质溶液弱电解质的电离平衡：弱电解质在水溶液中部分电离，存在电离平衡。例如，醋酸（CH₃COOH）的电离方程式为CH₃COOH$\rightleftharpoons$CH₃COO⁻+H⁺。电离平衡是一种动态平衡，当外界条件改变时，电离平衡会发生移动。影响电离平衡的因素有温度、浓度等。升高温度，促进弱电解质的电离；加水稀释，促进弱电解质的电离。水的电离：水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离，电离方程式为H₂O$\rightleftharpoons$H⁺+OH⁻。25℃时，纯水中c(H⁺)=c(OH⁻)=1×10⁻⁷mol/L，水的离子积常数Kw=c(H⁺)·c(OH⁻)=1×10⁻¹⁴。温度升高，水的电离程度增大，Kw增大。溶液的酸碱性和pH：溶液的酸碱性取决于c(H⁺)和c(OH⁻)的相对大小。c(H⁺)>c(OH⁻)时，溶液呈酸性；c(H⁺)=c(OH⁻)时，溶液呈中性；c(H⁺)<c(OH⁻)时，溶液呈碱性。pH=lgc(H⁺)，pH越小，溶液酸性越强；pH越大，溶液碱性越强。盐类的水解：盐类的离子与水电离出的H⁺或OH⁻结合生成弱电解质的反应。盐类水解的规律是“有弱才水解，无弱不水解，谁弱谁水解，谁强显谁性”。例如，醋酸钠（CH₃COONa）是强碱弱酸盐，CH₃COO⁻会水解，水解方程式为CH₃COO⁻+H₂O$\rightleftharpoons$CH₃COOH+OH⁻，溶液呈碱性。影响盐类水解的因素有温度、浓度、外加酸碱等。升高温度，促进盐类水解；加水稀释，促进盐类水解。沉淀溶解平衡：在一定温度下，难溶电解质在水中溶解形成的饱和溶液中，沉淀溶解速率和沉淀生成速率相等的状态。例如，对于难溶电解质AgCl，存在沉淀溶解平衡AgCl(s)$\rightleftharpoons$Ag⁺(aq)+Cl⁻(aq)。溶度积常数Ksp是难溶电解质沉淀溶解平衡的平衡常数，对于难溶电解质AmBn(s)$\rightleftharpoons$mAn⁺(aq)+nBm⁻(aq)，Ksp=[An⁺]m[Bm⁻]n。当Qc>Ksp时，有沉淀生成；当Qc=Ksp时，达到沉淀溶解平衡；当Qc<Ksp时，沉淀溶解。三、常见无机物及其应用1.金属及其化合物钠及其化合物钠：钠是一种银白色金属，质地柔软，密度比水小，熔点低。钠具有强还原性，能与氧气、水等发生反应。钠在常温下与氧气反应生成氧化钠（4Na+O₂=2Na₂O），加热时生成过氧化钠（2Na+O₂$\stackrel{\triangle}{=\!=\!=}$Na₂O₂）。钠与水反应剧烈，生成氢氧化钠和氢气（2Na+2H₂O=2NaOH+H₂↑）。氧化钠和过氧化钠：氧化钠是碱性氧化物，能与水、二氧化