《优化指导》2020版高考大一轮总复习化学(全国卷版)

《优化指导》2020版高考大一轮总复习化学(全国卷版)化学基本概念与理论复习指导物质的组成、性质和分类1.深入理解元素、分子、原子、离子等概念元素是具有相同核电荷数（即质子数）的一类原子的总称。分子是保持物质化学性质的最小粒子，原子是化学变化中的最小粒子，离子是带电荷的原子或原子团。要明确它们之间的联系与区别，例如分子由原子构成，原子得失电子形成离子。对于一些常见元素，要熟悉其原子结构、在周期表中的位置以及常见化合价。比如氯元素，其原子最外层有7个电子，常见化合价有1、+1、+3、+5、+7等，在不同化合物中表现出不同的性质。2.准确把握物质的分类纯净物和混合物：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。例如，冰水混合物是纯净物，而空气是混合物。单质和化合物：单质是由同种元素组成的纯净物，化合物是由不同种元素组成的纯净物。单质又可分为金属单质和非金属单质，化合物可分为无机化合物和有机化合物。无机化合物的分类：酸、碱、盐、氧化物等。酸是在水溶液中电离出的阳离子全部是氢离子的化合物；碱是在水溶液中电离出的阴离子全部是氢氧根离子的化合物；盐是由金属阳离子（或铵根离子）和酸根阴离子组成的化合物；氧化物是由两种元素组成，其中一种是氧元素的化合物，可分为酸性氧化物、碱性氧化物、两性氧化物等。判断物质的类别时，要紧扣定义，不能仅凭名称判断。例如，纯碱（Na₂CO₃）属于盐而不属于碱。3.清晰区分物质的性质和变化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、密度、熔点、沸点等；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。物理变化和化学变化：物理变化没有新物质生成，只是物质的状态、形状等发生改变；化学变化有新物质生成。化学变化中一定伴随着物理变化，但物理变化中不一定有化学变化。例如，铁生锈是化学变化，而铁制成铁钉是物理变化。化学用语1.熟练掌握常见化学用语的书写和含义元素符号：表示元素的特定符号，要记住常见元素的符号及其含义。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，“H”既表示氢元素，又表示一个氢原子。化学式：用元素符号表示物质组成的式子。要理解化学式中各数字的含义，如化学式中元素符号右下角的数字表示一个分子中该原子的个数。例如，H₂O中“2”表示一个水分子中含有2个氢原子。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，即反应前后原子的种类和数目不变。要正确书写反应物和生成物的化学式，注明反应条件和生成物的状态。例如，实验室制取氧气的化学方程式：2KMnO₄$\stackrel{\triangle}{=\!=\!=}$K₂MnO₄+MnO₂+O₂↑。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，删去不参加反应的离子，检查离子方程式两边的电荷和原子是否守恒。例如，碳酸钠溶液与盐酸反应的离子方程式：CO₃²⁻+2H⁺=H₂O+CO₂↑。2.学会运用化学用语进行化学计算和推理在化学计算中，化学用语是基础。例如，根据化学方程式进行计算时，要准确写出化学方程式，根据各物质之间的化学计量数之比来计算物质的量、质量等。在推理物质的性质和反应时，也要依据化学用语所表达的信息。例如，根据某物质的化学式可以推测其可能的化学性质和所属类别。氧化还原反应1.理解氧化还原反应的本质和特征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。判断一个反应是否为氧化还原反应，关键看反应前后元素的化合价是否发生变化。例如，在反应2Na+Cl₂$\stackrel{点燃}{=\!=\!=}$2NaCl中，钠元素的化合价从0价升高到+1价，氯元素的化合价从0价降低到1价，该反应是氧化还原反应。2.掌握氧化剂、还原剂、氧化产物和还原产物的判断氧化剂：在反应中得到电子（或电子对偏向）、化合价降低的物质，具有氧化性，反应后被还原，生成还原产物。还原剂：在反应中失去电子（或电子对偏离）、化合价升高的物质，具有还原性，反应后被氧化，生成氧化产物。例如，在反应CuO+H₂$\stackrel{\triangle}{=\!=\!=}$Cu+H₂O中，CuO是氧化剂，被还原，生成的Cu是还原产物；H₂是还原剂，被氧化，生成的H₂O是氧化产物。3.学会氧化还原反应方程式的配平配平氧化还原反应方程式的方法有多种，如化合价升降法。其基本步骤为：标变价：确定反应前后元素化合价的变化。列变化：列出化合价升高和降低的数值。求总数：求化合价升高和降低数值的最小公倍数，以确定氧化剂、还原剂、氧化产物和还原产物的化学计量数。配系数：根据质量守恒定律，配平其他物质的化学计量数。例如，配平反应KMnO₄+HCl（浓）→KCl+MnCl₂+Cl₂↑+H₂O：标变价：$\stackrel{+7}{KMnO₄}$+$\stackrel{1}{HCl}$（浓）→KCl+$\stackrel{+2}{MnCl₂}$+$\stackrel{0}{Cl₂}$↑+H₂O列变化：Mn元素化合价从+7降低到+2，降低了5；Cl元素化合价从1升高到0，每个Cl原子升高1，生成一个Cl₂分子升高2。求总数：5和2的最小公倍数是10，所以KMnO₄的化学计量数为2，Cl₂的化学计量数为5。配系数：根据原子守恒配平其他物质的化学计量数，得到2KMnO₄+16HCl（浓）=2KCl+2MnCl₂+5Cl₂↑+8H₂O。4.了解氧化还原反应的应用氧化还原反应在生产、生活和科研中有广泛的应用。例如，金属的冶炼、燃料的燃烧、电池的工作等都涉及氧化还原反应。在金属冶炼中，常用还原剂将金属从其化合物中还原出来；在原电池中，通过氧化还原反应将化学能转化为电能。离子反应1.掌握离子反应发生的条件离子反应发生的条件主要有以下几种：生成沉淀：如Ba²⁺与SO₄²⁻反应生成BaSO₄沉淀，Ag⁺与Cl⁻反应生成AgCl沉淀。生成气体：如H⁺与CO₃²⁻反应生成CO₂气体，NH₄⁺与OH⁻反应生成NH₃气体。生成弱电解质：如H⁺与CH₃COO⁻反应生成CH₃COOH（弱电解质），H⁺与OH⁻反应生成H₂O（弱电解质）。发生氧化还原反应：如Fe³⁺与I⁻反应生成Fe²⁺和I₂。2.判断离子能否大量共存判断离子能否大量共存，就是看离子之间是否发生反应。在判断时，要注意以下几个方面：溶液的酸碱性：在酸性溶液中，不能大量存在与H⁺反应的离子，如CO₃²⁻、HCO₃⁻、OH⁻等；在碱性溶液中，不能大量存在与OH⁻反应的离子，如NH₄⁺、Mg²⁺、Fe³⁺等。溶液的颜色：常见的有色离子有Cu²⁺（蓝色）、Fe²⁺（浅绿色）、Fe³⁺（黄色）、MnO₄⁻（紫红色）等。如果题目要求无色溶液，则这些有色离子不能存在。发生氧化还原反应：具有氧化性的离子和具有还原性的离子不能大量共存。例如，Fe³⁺与I⁻、S²⁻不能大量共存。3.学会分析离子反应的过程对于复杂的离子反应，要逐步分析反应的过程。例如，向含有H⁺、Al³⁺、NH₄⁺的溶液中逐滴加入NaOH溶液，反应的先后顺序为：H⁺先与OH⁻反应生成H₂O，然后Al³⁺与OH⁻反应生成Al(OH)₃沉淀，最后NH₄⁺与OH⁻反应生成NH₃·H₂O，继续加入NaOH溶液，Al(OH)₃沉淀会溶解。化学反应中的能量变化1.了解化学反应中能量变化的原因化学反应中能量变化的主要原因是化学键的断裂和形成。化学键断裂需要吸收能量，化学键形成会释放能量。当反应物化学键断裂吸收的能量大于生成物化学键形成释放的能量时，反应吸热；反之，反应放热。2.掌握热化学方程式的书写和应用热化学方程式：表示化学反应中放出或吸收热量的化学方程式。书写热化学方程式时，要注明反应物和生成物的状态，因为物质的状态不同，能量也不同；要注明反应的温度和压强（如果不注明，一般指25℃、101kPa）；要在方程式后面注明反应热（△H）的值，单位是kJ/mol。例如，H₂(g)+$\frac{1}{2}$O₂(g)=H₂O(l)△H=285.8kJ/mol表示在25℃、101kPa下，1mol氢气和$\frac{1}{2}$mol氧气反应生成1mol液态水时放出285.8kJ的热量。应用：根据热化学方程式可以进行反应热的计算，也可以比较不同反应的热效应。例如，根据热化学方程式计算一定量物质反应时放出或吸收的热量。3.了解能源的分类和利用能源可分为一次能源和二次能源。一次能源是指直接从自然界取得的能源，如煤炭、石油、天然气、太阳能、风能等；二次能源是指由一次能源经过加工转换得到的能源，如电能、氢能等。要了解常见能源的优缺点和合理利用方式，关注新能源的开发和利用，如太阳能、风能、水能、生物质能等。化学基本理论复习指导物质结构元素周期律1.原子结构了解原子的组成：原子由原子核和核外电子构成，原子核由质子和中子构成。质子数决定元素的种类，质子数和中子数共同决定原子的种类。掌握核外电子排布规律：核外电子分层排布，电子总是先排布在能量较低的电子层里，然后由里向外，依次排布在能量逐渐升高的电子层里。各电子层最多容纳的电子数为2n²（n为电子层序数），最外层电子数不超过8个（K层为最外层时不超过2个），次外层电子数不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。理解原子结构与元素性质的关系：原子的最外层电子数决定元素的化学性质。金属元素的原子最外层电子数一般少于4个，在化学反应中易失去电子，表现出还原性；非金属元素的原子最外层电子数一般多于4个，在化学反应中易得到电子，表现出氧化性。2.元素周期表熟悉元素周期表的结构：元素周期表有7个周期（3个短周期、3个长周期、1个不完全周期），18个纵行（16个族，包括7个主族、7个副族、1个0族、1个第Ⅷ族）。要记住各周期、各主族元素的名称和符号，以及元素周期表中一些特殊位置的元素。掌握元素在周期表中的位置与原子结构、元素性质的关系：元素的周期数等于原子核外电子层数，主族序数等于原子最外层电子数。同一周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。学会根据元素在周期表中的位置推测元素的性质：例如，已知某元素在周期表中的位置，可以推测其原子结构、主要化合价、金属性或非金属性、最高价氧化物对应水化物的酸碱性等。3.元素周期律理解元素周期律的实质：元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律，其实质是原子核外电子排布的周期性变化。掌握元素性质的周期性变化规律：除了原子半径、金属性和非金属性的周期性变化外，元素的主要化合价也呈现周期性变化。主族元素的最高正化合价等于主族序数（O、F除外），最低负化合价等于主族序数8。应用元素周期律解决实际问题：可以利用元素周期律比较不同元素的性质强弱，预测未知元素的性质，寻找具有特定性质的元素等。例如，在金属与非金属分界线附近的元素，既具有一定的金属性，又具有一定的非金属性，可以寻找半导体材料。4.化学键理解化学键的概念：化学键是相邻原子之间强烈的相互作用。化学键包括离子键、共价键和金属键。掌握离子键和共价键的形成和特点离子键：阴、阳离子之间通过静电作用形成的化学键。离子键存在于离子化合物中，离子化合物一般由活泼金属和活泼非金属组成。例如，NaCl中存在离子键。共价键：原子之间通过共用电子对形成的化学键。共价键可分为极性共价键和非极性共价键。极性共价键是由不同种原子形成的共价键，共用电子对偏向吸引电子能力较强的原子；非极性共价键是由同种原子形成的共价键，共用电子对不偏向任何一方。例如，H₂中存在非极性共价键，HCl中存在极性共价键。了解化学键与物质性质的关系：化学键的强弱影响物质的熔沸点、硬度等物理性质。一般来说，离子键越强，离子化合物的熔沸点越高；共价键越强，原子晶体的熔沸点越高。化学反应速率和化学平衡1.化学反应速率理解化学反应速率的概念和表示方法：化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢的物理量，通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示，单位是mol/(L·s)或mol/(L·min)。例如，对于反应aA+bB=cC+dD，其化学反应速率可以表示为v(A)=$\frac{\Deltac(A)}{\Deltat}$，v(B)=$\frac{\Deltac(B)}{\Deltat}$等，且v(A):v(B):v(C):v(D)=a:b:c:d。掌握影响化学反应速率的因素内因：反应物的性质是影响化学反应速率的主要内因。不同的化学反应，其反应速率差异很大。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）、使用催化剂等都可以加快化学反应速率。例如，在实验室制取氢气时