高一化学期中复习要点.docx
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高一化学期中复习要点
高一化学基本要点:
1、原子结构：
（1）列出构成原子的基本粒子的相关数据，由学生对这些数据的分析和处理得出构成原子的基本粒子间的数量关系和核素及其符号、同位素的概念。
微粒
电子
质子
中子
质量（kg）
9.109×10-31
1.673×10-27
1.675×10-27
相对质量
0.005484
1.007
1.008
电量（C）
1.602×10-19
1.602×10-19
0
电荷
-1
+1
0
构成原子的基本粒子间的数量关系：
质子数（Z）=电子数（E）=核电荷数（Z）=原子序数
质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）=近似相对原子质量
构成离子的基本粒子间的数量关系：
阳离子：
Z＞E质子数（Z）=阳离子的核外电子数+阳离子的电荷数
阴离子：
Z＜E质子数（Z）=阴离子的核外电子数﹣阳离子的电荷数
（2）知道元素、核素、同位素的概念，并理解它们的涵义。
核素：
具有一定数目的质子和一定数目中子的一种原子，称为核素。
表示核素的符号为
X。
同位素：
具有相同质子数和不同中子数的同一元素的不同原子，互称为同位素。
如氢元素有三种核素，
H、
H、
H都是氢的同位素。
“同位”即指在元素周期表中占有同一位置。
元素：
具有相同质子数的同一元素的不同原子，统称为元素。
区分元素和种类的依据是核电荷数。
2．从原子结构的角度认识元素周期表
（1）元素周期表的编排原则
按原子序数递增的顺序从左向右排列；将电子层相同的各元素从左向右排成一横行；
将最外层电子数相同的元素按原子序数递增（电子层数递增）的顺序排成一纵行。
（2）元素周期表的结构
第一周期：
2种元素
短周期第二周期：
8种元素
周期第三周期：
8种元素
7个横行第四周期：
18种元素
（7个周期）第五周期：
18种元素
长周期第六周期：
32种元素
第七周期：
不完全周期
族主族：
ⅠAⅦA共7个主族
（18个纵行副族：
ⅢBⅦB，ⅠBⅡB，共7个副族
16个族）第Ⅷ族：
3个纵行，位于ⅦBⅠB之间
零族：
稀有气体
3、元素的金属性与非金属性：
从原子结构入手，认识碱金属和卤族元素的性质递变规律。
周期位置：
ⅠA族：
LiNaKRbCs
相同点：
最外层电子数相同，都是1个
原子结构
不同点：
电子层数不同
碱金属最高化合价为+1
相似性单质都能与水、酸反应
最高氧化物对应水化物都是强碱
主要性质与氧、水、酸、反应能力渐强
递变性最高氧化物水化物的碱性渐强
（从上到下）单质的溶、沸点渐低、密度增大
原子半径增大，失电子能力渐强，金属性渐强
单质的还原性渐强
周期位置：
ⅦA族FClBrIAt
相同点：
最外层电子数为7
原子结构
不同点：
电子层数不同
卤素都能与金属反应生成盐
相似性都能与氢反应生成气态氢化物
最高氧化物的水化物都是强酸（F除外）
主要性质与氢的化合能力渐弱，气态氢化物的稳定性渐弱
递变性最高氧化物水化物的酸性渐弱
（从上到下）单质的颜色逐渐加深，熔沸点升高，密度增大
原子半径增大，得电子能力减弱，元素的非金属性关弱，单质的氧化性减弱
小结：
在元素周期表中，同主族元素从上到下原子核外电子层数增多，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱。
所以元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
4、原子核外电子排布的规律，认识核外电子能量的高低与电子层的关系
电子层数
1
2
3
4
5
6
7
……
电子层符号
K
L
M
N
O
P
Q
……
电子层能量
由低高
电子层离原子核的距离
由近远
5、从宏观和微观的关系出发，掌握元素周期律
（1）在微观上，原子核外电子排布和原子半径的周期性变化的规律。
分析1～18号元素原子的电子层数和最外层电子数的递变情况得知：
每隔一定数目的元素，会重复出现“最外层电子数从1排到8（K层除外）而达到稳定结构”的变化规律，即随着原子序数的递增，元素原子最外层电子排布呈现周期性的变化的规律。
分析1～18号元素原子的半径数据可知：
随着原子序数的递增，原子半径由大到小，总是从碱金属开始到卤素结束，原子半径也呈现周期性的变化规律。
（2）在宏观上，元素的各项性质的周期性变化的规律
①元素主要化合价的周期性变化的
电子层相同时，随着原子序数的递增，元素的主要化合价从+犯依次递增到+7，负价从-4递变到-1（如Si～Cl），每增加一个电子层，又重复前面的变化。
②元素的金属性和非金属性呈现周期性的变化
由于随着原子序数的递增，原子半径呈现周期性的变化，核外最外层电子吸引力的大小也呈现周期性的变化，原子得失电子能力也呈现周期性的变化。
所以元素的金属性和非金属性（金属与水或酸反应置换出氢的难易程度、非金属与氢气反应生成气态氢化物的难易仅氢化物的稳定性、最高氧化物的水化物的酸、碱性的强弱等）也呈现周期性的变化。
（3）元素周期律：
元素性质随着原子序数的递增而呈现周期性变化的。
这种周期性的变化，不是简单的重复，而是呈螺旋式上升的周期性变化。
6、原子结构与元素性质的关系
决定归纳出
反映反映
7、元素周期表中反映的主要规律
项目
同周期（从左至右）
同主族（从上至下）
原子
结构
核电荷数
逐渐增大
逐渐增大
电子层数
相同
增多
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
性质
化合价
最高正价+1+7
负价-4-1
负价数=8-主族序数
最高正价=主族序数
最高正价、负价相等
元素的金属性和非金属性
金属性逐渐减弱
非金属性逐渐增强
非金属性逐渐减弱
金属性逐渐增强
单质的氧化性和还原性
还原性减弱，氧化性增强
氧化性减弱，还原性增强
最高氧化物对应水化物
碱性减弱，酸性增强
酸性减弱，碱性增强
气态氢化物的稳定性
逐渐增强
逐渐减弱
递变原因
同周期元素随着核电荷数的增加，最外层电子数增多，原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子吸引力增强，因而得电子能力增强，失电子能力减弱。
同主族元素随着核电荷数的增多，原子核外电子层数递增，原子半径增大，原子核对最外层电子的吸引力减小，因而失电子能力增强，得电子能力减弱。
8、原子结构、元素性质及元素在周期表中的位置三者间的关系
9、元素周期表的应用
（1）能根据元素周期表中所体现的元素“位置、结构、性质”的关系，进行相互推导，即
位置结构、结构性质、性质位置
（2）启发人们发现新元素并预测元素的性质
（3）启发人们在一定区域内寻找新物质如半导体、催化剂、农药、耐腐蚀的合金材料等。
10、电子式的意义和表示方法
在元素符号周围用“·”或“×”表示原子的最外层电子，这种式子叫电子式。
原子电子式：
用元素符号表示原子除最外层电子以外的其余部分，将最外层电子写在元素符号上、下、左、右的位置上。
例如：
离子电子式：
阳离子：
简单阳离子的电子式就是它的离子符号：
Na+、Mg2+、Al3+
阴离子：
简单阴离子因得到电子后最外层一般为8个电子，书写时要在元素符号周围标出电子，并用[]括起来，并在右上角标出所带电荷数。
例如：
11、离子键：
（1）概念：
使阴、阳离子结合成化合物的相互静电作用称为离子键。
这种静电作用不是静电引力，而是指阴、阳离子之间的静电吸引力与电子之间、原子核间的斥力处于平衡时的总效应。
（2）成键原因：
具有不饱和电子层的原子都由不饱和到饱和形成稳定结构的趋势，原子通过得失电子形成具有稳定结构的阴、阳离子，当阴、阳离子的吸引力与拆斥达到平衡，形成稳定的离子键。
体系的总能量降低。
（3）成键条件：
活泼的金属原子与活泼的非金属原子间形成离子键。
（ⅠA、ⅡA与ⅥA、ⅦA元素间）
（4）形成过程：
（用电子式表示）
（5）存在范围：
具有离子键的化合物称为离子化合物。
离子键存在于强碱、大多数的盐和金属氧化物中。
12、共价键：
（1）概念：
原子间通过共用电子对所形成的相互作用称为共价键。
（2）成键原因：
成键原子的双方最外层电子都未达到饱和且都能提供未成对电子，在两原子形成共用电子对，靠共用电子对对带两个正电的原子核产生强烈的相互作用，从而把两个原子结合在一起。
使体系的能量降低。
（3）成键条件：
同种非金属原子或不同种非金属原子间，且成键原子最外层电子未达到饱和。
（4）形成过程：
（用电子式表示）
（5）存在范围：
非金属单质、气态氢化物、酸、酸性氧化物、大部分有机物都含有共价键。
只含有共价的化合物称为共价化合物。
（6）极性键与非极性键
非极性键：
同种非金属原子间形成共价键时，共用电子对不发生偏移，称为非极性共价键。
极性键：
不同种的非金属原子间形成共价键时，共用电子对偏向非金属性较强的一方，称为极性共价键。
13、在离子键与共价键的对比中认识化学键的概念和化学反应的实质
（1）离子键和共价键的区别与了解
离子键与共价键的形成条件不同，作用方式不同，但其本质相同。
它们之间并无严格界线，可以互相转化。
最强的极性共价键就是离子键。
（2）化学键：
相邻原子间（或离子间）的强烈的相互作用，称为化学键。
离子键
化学键极性键
共价健
非极性键
（3）化学反应的本质：
旧的化学键断裂，新的化学键生成的过程。
14、化学反应与能量：
（1）任何物质都储存有化学能。
在化学反应中，反应物所具有的总能量与生成物具有的总能量不同，在新物质生成的同时总是伴随着能量变化。
一个确定的化学反应在反应过程中是吸收能量还是放出能量，决定于反应物的总能量与生成物的总能量的相对大小。
如果反应物的总能量高于生成物的总能量，反应为放热反应；如果反应物的总能量低于生成物的总能量，表现为吸热反应。
化学反应化学反应
放出能量放热反应吸收能量吸热反应
（2）任何化学反应除了遵循质量守恒外还遵循能量守恒。
化学反应前后，反应物具有的总能量等于生成物的总能量与反应体系对外界吸收或放出的能量之和。
（3）化学反应的过程，也可看成是储存在物质内部的能量（化学能）转化为热能（或光能、电能）而被释放出来的过程，或是热能（或电能、光能）等转化为物质内部的能量（化学能）而被储存起来的过程。
（4）常见的放热反应和吸热反应
放热反应：
一切的燃烧反应：
活泼金属与酸、水的反应；中和反应；大多数化合反应。
吸热反应：
大多数的分解反应：
以C、CO、H2为还原剂的氧化还原反应；晶体的反应（例如实验2--2）
在化学反应中，从反应物分子改变为生成物分子，原子间的结合方式发生改变。
在这个过程中，反应物分子中的化学键部分或全部遭到破坏，生成物分子中形成新的化学键。
断开反应物中的化学键需要吸收能量，而形成生成物中的化学键要放出能量。
化学反应中的热效应来源于反应过程中断裂旧化学键并形成新化学键时的能量变化。
对于放热反应，反应物参加反应时吸收的能量小于生成物释放的能量，从而使反应本身的能量降低。
对于吸热反应，反应物参加反应时吸收的能量大于生成物释放的能量，从而使反应本身的能量升高。
吸收能量E1
旧化学键断裂
反应物生成物
新化学键形成
吸收能量E2
15、化学能与电能：
（1）一次能源和二次能源的概念，了解火力发电的原理。
直接从自然界取得的能源称为一次能源。
如煤、石油、天然气、风力、水力等。
一
次能源经过加工，转换得到的能源称为二次能源。
如电力、蒸气、核能等。
（2）火力发电是化学能通过热能转化为电能
燃烧蒸气发电机
化学能热能机械能电能
其中，燃烧是使化学能转化为电能的关键。
燃烧是氧化还原反应，其本质是氧化剂和还原剂之间发生电子转移的过程，电子转移引起化学键的重表组合，同时伴随能量变化。
（3）原电池的工作原理：
从能量转化看，原电池是将化学能转化为电能的装置。
从化学反应看，氧气还原反应是原电池的工作动力。
其工作原理是氧化还原反应中的还原剂失去电子，电子经过导线传递给氧化剂，使氧化还原反应分别在两个电极上进行。
例：
Cu—Zn原电池：
稀硫酸为电解质溶液
负极（Zn）：
电子流出的一级，通常是活泼性较强的金属，电极被氧化，电极发生氧化反应；
正极（Cu）：
电子流入的一级，通常是活泼性较差的金属或非金属导体，电极上发生还原反应。
原电池中，电子从负极流出，流入正极，与电流方向相反。
负极（Zn）：
Zn—2e-==Zn2+
正极（Cu）：
2H++2e-==H2
总反应：
Zn+2H+==Zn2++H2
（4）总结归纳原电池的组成条件
①有两种活动性不同的金属（或非金属单质）作电极
②电解质溶液，作反应介质，提供离子移动
③连接两极的导体（导线），形成闭合回路，引出电流。
稀硫酸
（5）判断原电池正、负极的基本方法：
①根据电极材料判断：
一般是活泼金属为负极，活泼性较弱的金属或非金属导体为正极。
②根据电子或电流方向判断：
电子流出的一极为负极，电子流入的一级为正极；电流方向与电子流动方向相反，是由正极流向负极。
③根据电极上发生的反应判断：
失去电子发生氧化反应的为负极，得电子发生还原反应的为正极。
根据电解质溶液中的离子移动方向判断：
阳离子移向的一极为正极，阴离子移向的一极为负极。
（6）化学电源和新型电池（本部分内容只要求知道各种电池的特点和性能，电极反应不作要求）
干电池（一次性电池）
干电池是用锌制成筒形外壳作负极，位于中央的顶端有铜帽的石墨作正极，在石墨周围填充ZnCl2、NH4Cl和淀粉糊为电解质，还填有MnO2粉末。
电极反应：
负极：
Zn—2e-==Zn2+
正极：
2NH4++2e-==2NH3+H2
总反应：
Zn+22NH4+==Zn2++NH3+H2
充电电池
充电电池又称二次电池，它是在一次性电池的基础上发展起来的。
延长了电池的使用寿命，并提高了性能，更经济实惠。
充电电池在放电时所进行的氧化还原反应，在充电时可以逆向进行，使电池恢复到放电前的状态。
这样可以实现化学能转变为电能（放电），再由电能转变为化学能（充电）的循环。
铅蓄电池：
正极为PbO2，负极为Pb，电解质溶液是稀硫酸
电极反应：
负极：
Pb+SO42-－2e-==PbSO4
正极：
PbO2+4H++2e-==PbSO4+2H2O
总反应：
PbO2+Pb+2H2SO4==2PbSO4+2H2O
镍镉电池：
是一种新型的封闭式体积小的充电电池。
以Cd为负极，NiO（OH）为正极，以KOH为电解质，其寿命比铅蓄电池长。
锂离子电池：
是新一代可充电的绿色电池。
燃料电池：
燃料电池是一种高效、环境友好的发电装置。
燃料电池的能量转化率理论上可达85%～90%。
其原理是将燃料和氧化剂反应所放出的化学能直接转化为电能的电池。
与干电池和蓄电池的主要送别在于反应物不是储存在电池内部，而是由外部装备提供燃料和氧化剂等，这时电池起着类似于试管。
烧杯等反应器的作用。
氢氧燃料电池：
以氢气为燃料，产物为水；它的电极为活化电极，如铂电极。
活化炭电极等，电解质溶液一般为40%的KOH溶液。
电极反应：
负极：
2H2+4OH-－4e-==4H2O
正极：
O2+2H2O+4e-==4OH-
总反应：
2H2+O2==2H2O
甲烷燃料电池：
以甲烷为燃料，产物为水和二氧化碳，该电池用金属铂片插入KOH溶液中作电极，在两极分别通入甲烷和氧气。
电极反应：
负极：
CH4+10OH-—8e-==CO32-+7H2O
正极：
O2+2H2O+4e-==8OH-
总反应：
CH4+2O2+2KOH==K2CO3+3H2O
16、化学反应速率：
（1）化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度的减少和生成物浓度的增加来表示，符号为v，单位为mol/（L·s）或mol/（L·min）或mol/（L·h）。
①同一化学反应，选用不同的物质表示反应速率的数值往往不同，但表示该反应的快慢是一样的。
反应速率都是正值，没有负值。
②化学反应速率是指在一段时间内的平均反应速率，而不是指在某一时刻内的瞬间反应速率。
实际在具体反应过程中，每一时刻的瞬间反应速率是不同的。
（2）通过实验探究，了解反应条件对反应速率的影响
做好教材上的温度、催化剂对反应速率的影响探究实验，通过对H2O2分解速率实验现象的直观感知，边实验边总结出外界条件对反应速率的影响。
（只要求结果，不要求解释原因）
①溶液的浓度
当其它条件不变时，增加反应物的浓度，可以增大反应速率。
一般增大气体和溶液的浓度，反应速率加快。
②温度
当其它条件不变时，升高温度，可增大反应速率。
不论是吸热反应还是放热反应，升高温度，反应速率加快。
③催化剂
加入催化剂，可改变化学反应速率。
一般的讲，没有特别说明，都是指加快反应速率。
催化剂有很强的选择性。
此外，改变其它外界条件，如压强、反应物的状态、固体的表面积等都可影响反应速率。
17、化学反应限度：
（1）化学平衡状态
化学平衡状态是指在一定条件下，在可逆反应里当正反应速率和逆反应速率相等时，反应物与生成物的浓度都不再改变了，这时反应体系所处的状态。
该平衡状态有以下五大特征：
“逆”：
在可逆反应中
“等”：
正反应速率等于逆反应速率
“定”：
平衡状态时，反应混合物各组分的浓度和百分含量保持不变
“动”：
化学平衡是动态平衡，表面看起来好象反应停止了，实际上反应仍在进行，v正=v逆≠0
“变”：
化学平衡是在一定条件下的平衡，条件改变，平衡被破坏，平衡就要发生移动。
（2）化学反应限度：
化学平衡状态是可逆反应达到的一种特殊状态，是在给定条件下化学反应所能达到或完成的最大限度，即该反应进行的限度。
化学反应限度决定了在该条件下的最大转化率。
①任何化学反应的进程都有一定限度，不同的反应限度不同。
②化学反应限度可以通过改变反应条件而改变。
3．通过对“提高煤的燃烧效率”的研讨，了解条件对化学平衡的影响
①提高燃料燃烧效率的措施
a．尽可能的使燃料充分燃烧，提高能量的转化率
燃烧要充足的氧气（空气要过量）；燃料与空气要尽可能的充分接触（将燃料进行粉碎或转化为气体或液体）。
b．尽可能地充分利用燃料燃烧所释放的能量，提高热能的利用率。
②提高燃料燃烧效率的实质：
多方控制反应条件
③提高燃料燃烧的意义
节约能源、节省资源、减少污染。
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