第一部分高中化学基本概念和基本理论 金属晶体中：钠、铁、钾、铜…

一．物质的组成、性质和分类： 4．元素

（一）掌握基本概念 元素是具有相同核电荷数（即质子数）的同

1．分子 —类原子的总称。

分子是能独立存在并保持物质化学性质的一 （1）元素与物质、分子、原子的区别与联系：

种微粒。 物质是由元素组成的（宏观看）；物质是由分子、

（1）分子同原子、离子一样是构成物质的基 原子或离子构成的（微观看）。

本微粒． （2）某些元素可以形成不同的单质（性质、

（2）按组成分子的原子个数可分为： 结构不同）—同素异形体。

单原子分子如：He、Ne、Ar、Kr… （3）各种元素在地壳中的质量分数各不相同，

双原子分子如：O2、H2、HCl、NO… 占前五位的依次是：O、Si、Al、Fe、Ca。

多原子分子如：H2O、P4、C6H12O6… 5．同位素

2．原子 是指同一元素不同核素之间互称同位素，即

原子是化学变化中的最小微粒。确切地说， 具有相同质子数，不同中子数的同一类原子互称

1 2 3

在化学反应中原子核不变，只有核外电子发生变 同位素。如 H 有三种同位素： 1H、 1H、 1H（氕、

化。 氘、氚）。

（1）原子是组成某些物质（如金刚石、晶体 6．核素

硅、二氧化硅等原子晶体）和分子的基本微粒。 核素是具有特定质量数、原子序数和核能态，

（2）原子是由原子核(中子、质子)和核外电子 而且其寿命足以被观察的一类原子。

构成的。 （1）同种元素、可以有若干种不同的核素—

3．离子 同位素。

离子是指带电荷的原子或原子团。 （2）同一种元素的各种核素尽管中子数不同，

（1）离子可分为： 但它们的质子数和电子数相同。核外电子排布相

+ + + +

阳离子：Li 、Na 、H 、NH4 … 同，因而它们的化学性质几乎是相同的。

– 2– – 2–

阴离子：Cl 、O 、OH 、SO4 … 7．原子团

（2）存在离子的物质： 原子团是指多个原子结合成的集体，在许多

离子化合物中：NaCl、CaCl2、Na2SO4… 反应中，原子团作为一个集体参加反应。原子团

2-

电解质溶液中：盐酸、NaOH 溶液… 有几下几种类型：根（如 SO4 、OH、CH3COO

等）、官能团（有机物分子中能反映物质特殊性质 （微 成和结构没有 和结构发生改变

的原子团，如—OH、—NO2、—COOH 等）、游 观） 发生改变时呈 时呈现的性质

离基（又称自由基、具有不成价电子的原子团， 现的性质

如甲基游离基 CH3）。 一般指跟氢气、

颜色、状态、气

8．基 氧气、金属、非

味、味道、密度、

化合物中具有特殊性质的一部分原子或原子 性质包 金属、氧化物、

熔点、沸点、溶

团，或化合物分子中去掉某些原子或原子团后剩 括内容 酸、碱、盐能否

解性、导电性、

下的原子团。 发生反应及热稳

导热性等

（1）有机物的官能团是决定物质主要性质的 定性等

基，如醇的羟基（—OH）和羧酸的羧基 9．物理变化和化学变化

（—COOH）。 物理变化：没有生成其他物质的变化，仅是

（2）甲烷（CH4）分子去掉一个氢原子后剩余 物质形态的变化。

部分（ CH3）含有未成对的价电子，称甲基或甲 化学变化：变化时有其他物质生成，又叫化

基游离基，也包括单原子的游离基（ Cl）。 学反应。

基（羟基） 根（氢氧根） 化学变化的特征：有新物质生成伴有放热、

电子 发光、变色等现象

式 化学变化本质：旧键断裂、新键生成或转移

电性 电中性 带负电 电子等。二者的区别是：前者无新物质生成，仅

不能独立存在， 能独立存在于溶 是物质形态、状态的变化。

存在

必须和其他“基” 液或离子化合物 10．溶解性

于

或原子团相结合 中 指物质在某种溶剂中溶解的能力。例如氯化

9．物理性质与化学性质 钠易溶于水，却难溶于无水乙醇、苯等有机溶剂。

物理性质 化学性质 单质碘在水中溶解性较差，却易溶于乙醇、苯等

物质不需要发 有机溶剂。苯酚在室温时仅微溶于水，当温度大

概念 物质在发生化学

生化学变化就 于 70时，却能以任意比与水互溶（苯酚熔点为

（宏 变化时表现出来

能表现出来的 43，70时苯酚为液态）。利用物质在不同温度

观） 的性质

性质 或不同溶剂中溶解性的差异，可以分离混合物或

实质 物质的分子组 物质的分子组成 进行物质的提纯。

在上述物质溶解过程中，溶质与溶剂的化学 的能力。元素的原子越易失去电子，该元素的金

组成没有发生变化，利用简单的物理方法可以把 属性越强，它的单质越容易置换出水或酸中的氢

溶质与溶剂分离开。还有一种完全不同意义的溶 成为氢气，它的最高价氧化物的水化物的碱性亦

解。例如，石灰石溶于盐酸，铁溶于稀硫酸，氢 越强。元素的原子半径越大，价电子越少，越容

氧化银溶于氨水等。这样的溶解中，物质的化学 易失去电子。在各种稳定的同位素中，铯元素的

组成发生了变化，用简单的物理方法不能把溶解 金属性最强，氢氧化铯的碱性也最强。除了金属

的物质提纯出来。 元素表现出不同强弱的金属性，某些非金属元素

11．液化 也表现出一定的金属性，如硼、硅、砷、碲等。

指气态物质在降低温度或加大压强的条件下 13．非金属性

转变成液体的现象。在化学工业生产过程中，为 是指元素的原子在反应中得到（吸收）电子

了便于贮存、运输某些气体物质，常将气体物质 的能力。元素的原子在反应中越容易得到电子。

液化。液化操作是在降温的同时加压，液化使用 元素的非金属性越强，该元素的单质越容易与 H2

的设备及容器必须能耐高压，以确保安全。常用 化合，生成的氢化物越稳定，它的最高价氧化物

的几种气体液化后用途见下表。 的水化物（含氧酸）的酸性越强（氧元素、氟元

气体名 素除外）。

液化后名称 主要用途

称 已知氟元素是最活泼的非金属元素。它与氢

分离空气制取氧气、 气在黑暗中就能发生剧烈的爆炸反应，氟化氢是

空气 液体空气

氮气、稀有气体 最稳定的氢化物。氧元素的非金属性仅次于氟元

氮气 液氮 冷冻剂 素，除氟、氧元素外，氯元素的非金属性也很强，

自来水消毒剂，制氯 它的最高价氧化物（Cl2O7）的水化物—高氯酸

氯气 液氯

化铁、氯化烷等 （HClO4）是已知含氧酸中最强的一种酸。

制冷剂，用于氨制冷 金属性强弱 非金属性强弱

氨气 液氨

机中 最高价氧化物水化 最高价氧化物水化物

二氧化 液体二氧化 物碱性强弱 酸性强弱

漂白剂

硫 硫 与水或酸反应，置换 与 H2 化合的易难及

石油气 液化石油气 燃料 出 H2 的易难 生成氢化物稳定性

12．金属性 活泼金属能从盐溶 活泼非金属单质能置

元素的金属性通常指元素的原子失去价电子 液中置换出不活泼 换出较不活泼非金属

金属 单质 15．还原性

阳离子氧化性强的 阴离子还原性强的为 物质在化学反应中失去电子的能力称为该物

为不活泼金属，氧化 非金属性弱，还原性 质的还原性。金属单质、大多数非金属单质和含

性弱的为活泼金属 弱的为非金属性强 有元素低价态的化合物都有较强的还原性。物质

将金属氧化成高价的 还原性的强弱取决于该物质在化学反应中失去电

原电池中负极为活

为非金属性强的单 子能力的大小。

泼金属，正极为不活

质，氧化成低价的为 元素的金属性越强，金属单质的还原性也越

泼金属

非金属性弱的单质 强，金属单质还原性顺序和金属活动性顺序基本

电解时，在阳极先产 一致。元素的非金属性越弱，非金属单质的还原

电解时，在阴极先析

生的为非金属性弱的 性越强。元素若有多种价态的物质，一般说来，

出的为不活泼金属

单质 价态降低，还原性越强。如含硫元素不同价态的

14．氧化性 物质的还原性：H2SSSO2；含磷元素物质的

3

物质（单质或化合物）在化学反应中得到（吸 还原性 PH3P4PO3 ；铁及其盐的还原性：Fe

引）电子的能力称为物质的氧化性。非金属单质、 Fe2+等。

金属元素高价态的化合物、某些含氧酸及其盐一 16．挥发性

般有较强的氧化性。 液态物质在低于沸点的温度条件下转变成气

非金属单质的氧化性强弱与元素的非金属性 态的能力，以及一些气体溶质从溶液中逸出的能

十分相似，元素的非金属性越强，单质的氧化性 力。具有较强挥发性的物质大多是一些低沸点的

也越强。氟是氧化性最强的非金属单质。氧化性 液体物质，如乙醇、乙醚、丙酮、氯仿、二硫化

规律有：活泼金属阳离子的氧化性弱于不活泼 碳等。另外氨水、浓盐酸、浓硝酸等都具有很强

金属阳离子的氧化性，如 Na+Ag+；变价金属 的挥发性。这些物质贮存时，应密闭保存并远离

中，高价态的氧化性强于低价态的氧化性，如 Fe3+ 热源，防止受热加快挥发。

2+ 2 ．升华

Fe ，MnO4 MnO4 MnO2；同种元素含 17

氧酸的氧化性往往是价态越高，氧化性越强，如 在加热的条件下，固态物质不经过液态直接

变为气态的变化。常见能升华的物质有 、干冰

HNO3HNO2，浓度越大，氧化性也越强，如浓 I2

（固态 ）、升华硫、红磷、灰砷等。

HNO3稀 HNO3,浓 H2SO4稀 H2SO4。然而，也 CO2

有例外，如氯元素的含氧酸，它们的氧化性强弱 18．稳定性

是物质的化学性质的一种。它反映出物质在

顺序是 HClOHClO2HClO3HClO4。

一定条件下发生化学反应的难易程度。稳定性可 如离子化合物和共价化合物；电解质和非电解质；

分为热稳定性、光化学稳定性和氧化还原稳定性。 无机化合物和有机化合物；酸、碱、盐和氧化物

越不活泼的物质，其化学稳定性越好。例如： 等。

苯在一般情况下，化学性质比较稳定，所以，常 22．酸

用苯作萃取剂和有机反应的介质。很多反应在水 电离理论认为：电解电离出的阳离子全部是

溶液中进行和水作溶剂，都是利用了水的化学稳 H+的化合物叫做酸。

定性。 常见强酸：HCIO4、H2SO4、HCl、HNO3…

19．混合物 常见弱酸：H2SO3、H3PO4、HF、HClO、H2CO3、

由两种或多种物质混合而成的物质叫混合 H2SO3、CH3COOH…

物； 23．碱

（1）混合物没有固定的组成，一般没有固定 电离理论认为，电解质电离时产生的阴离子

的熔沸点； 全部是 OH的化合物叫碱。

（2）常见特殊名称的混合物：氨水、氯水、 常见强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2…

王水、天然水、硬水、软水、盐酸、浓硫酸、福 常见弱碱：NH3H 2O、Al(OH)3、Fe(OH)3…

尔马林、水玻璃；爆鸣气、水煤气、天然气、焦 24．盐

+

炉气、高炉煤气、石油气、裂解气、空气；合金； 电离时生成金属阳离子(或 NH4 )和酸根离子

过磷酸钙、漂白粉、黑火药、铝热剂、水泥、铁 的化合物叫做盐。

触媒、玻璃；煤、石油；石油、石油的各种馏分。 盐的分类：正盐：如：(NH4)2SO4、Na2SO4…

【注意】由同素异形体组成的物质为混合物如 酸式盐：如 NaHCO3、NaH2PO4、Na2HPO4…

红磷和白磷。由同位素原子组成的物质是纯净物 碱式盐：Cu2(OH)2CO3… 复盐：

如 H2O 与 D2O 混合为纯净物。 KAl(SO4)212H2O…

20．单质 25．氧化物

由同种元素组成的纯净物叫单质。如 O2、Cl2、 由两种元素组成，其中一种是氧的化合物叫

16 18

N2、Ar、金刚石、铁(Fe)等。HD、 O、 O 也属 氧化物。

于单质，单质分为金属单质与非金属单质两种。 （1）氧化物的分类方法按组成分：

21．化合物 金属氧化物：Na2O、Al2O3、Fe3O4…

由不同种元素组成的纯净物叫化合物。 非金属氧化物：NO2、CO、SO2、CO2…

从不同的分类角度化合物可分为多种类型， （2）按性质分：

不成盐氧化物：CO、NO 元素一定数目的原子化合的性质。

成盐氧化物：酸性氧化物：CO2、SO2… 在离子化合物中，失去电子的为正价，失

碱性氧化物：Na2O2、CuO… 去 n 个电子即为正 n 价；得到电子为负价，得到

两性氧化物：Al2O3、ZnO n 个电子为负 n 价。

过氧化物：Na2O2 在共价化合物中，元素化合价的数值就是

超氧化物：KO2 这种元素的一个原子跟其他元素的原子形成的共

26．同素异形体 用电子对的数目、正负则由共用电子对的偏移来

由同种元素所形成的不同的单质为同素异形 决定，电子对偏向哪种原子，哪种原子就显负价；

体。 偏离哪种原子、哪种原子就显正价。

（1）常见同素异形体：红磷与白磷；O2 与 O3； 单质分子中元素的化合价为零。

金刚石与石墨。 3．化学式

（2）同素异形体之间可以相互转化，属于化 用元素符号表示单质或化合物的组成的式子

学变化但不属于氧化还原反应。 成为化学式。根据物质的组成以及结构特点，化

（二）正确使用化学用语 学式可以是分子式、实验式、结构简式等。不同

1．四种符号 的化学式所表示的意义有区别。

（1）元素符号：表示一种元素（宏观上）。 离子化合物的化学式表示离子化合物及其元

表示一种元素的一个原子（微观上）。表示 素组成，还表示离子化合物中阴、阳离子最简单

该元素的相对原子质量。 的整数比，同时也表示离子化合物的化学式量。

（2）离子符号：在元素符号右上角标电荷数 例如，氢氧化钡这种物质及其组成元素是钡、氢、

及电性符号（正负号），“l”省略不写如：Ca2+、 氧 3 种元素，化学式还表示了 Ba2+与 OH的个数

2 +

SO4 、C1、Na … 比是 1：2，它的化学式量为 171。

（3）价标符号：是在元素正上方标正负化合 过氧化钠的化学式是 Na2O2，但不能写成

2

1 1 NaO，在过氧化钠中实际存在的离子是 O2 离子，

价、正负写在价数前。“l”不能省略。如：H 、Cl 、

+ 2

且 Na ：O2 为 2：1，所以，过氧化钠的化学式

1 6 2

Na 、 S 、O …

只能用 Na2O2 表示。

（4）核素符号：如 27 Al、32 S、16 O 左上

13 16 8 某些固体非金属单质及所有的金属单质因组

角为质量数，左下角为质子数。

成、结构比较复杂，它们的化学式只用元素符号

2．化合价

表示。比如红磷的化学式是 P。

化合价是指一种元素一定数目的原子跟其他

4．分子式 6．电子式

用元素符号表示物质的分子组成的式子。 在元素符号周围用“ ”或“ ”表示其最外层

一般分子式是最简式的整数倍，多数无机物 电子数的式子。

二者是一致的。但也有例外，如最简式为 NO2 的 （1）用电子式表示阴离子时要用[ ]括起，电

+ +

分子可能是 NO2，也可能是 N2O4。 荷数写在括号外面的右上角。NH4 、H3O 等复杂

有些单质、原子晶体和离子晶体通常情况下 阳离子也应如此写。

不存在简单分子，它的化学式则表示这种晶体中 （2）书写简单离子构成的离子化合物的电子

各元素的原子或离子数目的最简整数比，如 C、 式时可以遵循下面几点：

SiO2、CsCl、Na2CO3、2CaSO4H 2O 等。 简单阳离子的电子式即是离子符号。

分子式的意义： 简单阴离子的电子式即是元素符号周围有

（1）表示物质的元素组成； 8 个小圆点外加[ ]及电荷数。

（2）表示该物质的一个分子； 阴、阳离子交替排列。如：

（3）表示分子中各元素的原子个数；

（4）表示该物质的相对分子质量。 （3）注意各原子的空间排序及孤对电子、单

例如，硫酸的分子式是 H2SO4，它表示硫酸 电子的存在。如：

这种物质，也表示了硫酸的一个分子及分子是由

2 个氢原子、1 个硫原子、4 个氧原子组成。H2SO4 （4）用电子式表示某物质形成过程，要注意

同时也表示它的相对分子质量为 “左分右合箭头连”的原则。如：

1.0082+32.07+16.004=98.08698

5．实验式 （5）另外，各电子式的书写还应注意力求均

也称最简式。仅表示化合物中各元素原子个 匀、对称、易识别。

数比的式子。 7．结构式

有机物往往出现不同的化合物具有相同的实 用短线将分子中各原子按排列数序和结合方

验式。如乙炔和苯的实验式是 CH，甲醛、乙酸、 式相互连接起来的式子。书写规律：一共用电子

乳酸和葡萄糖等的实验式是 CH2O。已知化合物的 对画一短线，没有成键的电子不画出。

最简式和相对分子质量，就可求出它的分子式， 氢气（H2） H—H

如乙酸最简式 CH2O，式量为 60，(CH2O)n=60， 氮气（N2） NN

n=2，所以乙酸分子式为 C2H4O2。

氨（NH3）

次氯酸（HClO） H—O—Cl 表示电解质溶于水或受热熔化时离解成自由

用结构式表示有机物的分子结构更具有实用 移动离子过程的式子。

性，并能明确表达同分异构体，例如： 强电解质的电离方程式用“=”。弱电解质的

电离方程式用“ ”链接。

乙酸（C2H4O2） 弱酸的酸式酸根的电离用“ ”。

+

HCO3 CO3 + H

甲酸甲酯（C2H4O2） 强酸的酸式酸根的电离用“=”。

2 +

8．结构简式 HSO4 = SO4 + H

它是结构式的简写，一般用于有机物，书写 多元弱酸的电离分步进行。

+

时应将分子中的官能团表示出来，它可以把连接 H3PO4 H2PO4 + H

2 +

在相同原子的相同结构累加书写，也不需把所有 H2PO4 HPO4 + H

2 3 +

的化学键都表示出来。例如： HPO4 PO4 + H

乙烷（C2H4O2） CH3CH3 多元弱碱的电离认为一步完成。

3+

新戊烷（C5H12） C(CH3)4 Fe(OH)3 Fe + 3OH

11．离子反应方程式的书写规则

苯（C6H6） 或

用实际参加反应的离子的符号表示离子反应

乙酸（C2H4O2） CH3COOH

的式子叫做离子方程式。

9．原子结构示意图

离子方程式书写原则如下：

用以表示原子核电荷数和核外电子在各层上

只能将易溶、易电离的物质写成离子式；

排布的简图，如钠原子结构简图为：

如 NaCI、Na2SO4、NaNO3、CuSO4…

将难溶的（如 BaSO4、BaCO3、AgCl…），

难电离的（如 HClO、HF、CH3COOH、NH3H 2O、

表示钠原子核内有 11 个质子，弧线表示电子

H2O），易挥发的气体（如 SO2、CO2、H2S…）用

层（ 3 个电子层），弧线上数字表示该层电子数（K

化学式表示。

层 2 个电子，M 层 1 个电子）。

微溶物：若处于混浊态要写成分子式，澄清

原子结构示意图也叫原子结构简图，它比较

态改写成离子式。

直观，易被初学者接受，但不能把弧线看作核外

弱酸的酸式盐酸根不可拆开。如 HCO3、

电子运行的固定轨道。

HSO3、HS。

10．电离方程式

碱性氧化物亦要保留分子式。 反应发生了 1 mol 的变化（即 1mol 的 2C 与 1mol

离子方程式除了应遵守质量守恒定律外，离 的 2O2 完全反应生成 1mol 的 2CO2）时的热效应

子方程式两边的离子电荷总数一定相等（离子电 为787.2 kJmol1，即放出 787.2 kJ 的热。

荷守恒）。 二．化学反应与能量

12．热化学方程式 （一）掌握化学反应的四种基本类型

表明反应所放出或吸收的热量的方程式，叫 1．化合反应

做热化学分方程 两种或两种以上的物质相互作用，生成一种

（1）要注明反应的温度和压强，若反应是在 物质的反应。即：A + B + C…=E

5

298 K 和 1.01310 Pa 条件下进行，可不予注明。 如：CaO + H2O= Ca(OH)2 4NO2+ O2 + 2H2O

（2）要注明反应物和生成物的聚集状态或晶 =4HNO3

型。常用 s、l、g、aq 分别表示固体、液体、气体、 2．分解反应

溶液。 一种物质经过反应后生成两种或两种以上物

（3）H 与方程式计量系数有关，注意方程式 质的反应。即：AB = C + D …

与对应 H 不要弄错，计量系数以“mol”为单位， 如：CaCO3= CaO + CO2

可以是小数或分数。 2KMnO4= K2MnO4+ MnO2 + O2

（4）在所写化学反应计量方程式后写下 H 3．置换反应

的数值和单位，方程式与 H 应用分号隔开。 一种单质与一种化合物反应，生成另一种单

（5）当 H 为“”或 H0 时，为放热反应， 质和另一种化合物的反应。

当 H 为“”或 H0 时，为吸热反应。例如： 如：2Mg + CO2= 2MgO + C

C（石墨）O2(g) = CO2(g)；H=393.6 4．复分解反应

kJmol1 两种化合物相互交换成分，生成另外两种化

表示体系在 298 K、1.013105 Pa 下，反应发 合物的反应。

生了 1 mol 的变化（即 1 mol 的 C 与 1 mol 的 O2 如：AgNO3 + HCI=AgCl + HNO3

生成 1 mol 的 CO2）时，相应的热效应为393.6 （二）氧化还原反应：氧化剂、还原剂

kJmol1，即放出 393.6 kJ 的热。 1．基本概念

2C（石墨）2O2(g) = 2CO2(g)；H=787.2 氧化反应：物质失去电子（化合价升高）

kJmol1 的反应。

表示体系中各物质在 298 K，1.013105 Pa 下， 还原反应：物质得到电子（化合价降低）

的反应。 氧化性：氧化剂氧化产物；

被氧化：物质失去电子被氧化。（所含元素 还原性：还原剂还原产物

化合价升高）。 反应先后规律

被还原：物质得到电子被还原。（所含元素 在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种还

化合价降低）。 原剂时，若加入氧化剂，则它首先与溶液中最强

氧化剂：得到电子的物质。 的还原剂作用；同理，在浓度相差不大的溶液中，

还原剂：失去电子的物质。 同时含有几种氧化剂时，若加入还原剂，则它首

氧化性：物质得电子的能力。 先与溶液中最强的氧化剂作用。例如，向含有

2+

还原性：物质失电子的能力。 FeBr2 溶液中通入 Cl2，首先被氧化的是 Fe

氧化产物：氧化反应得到的产物。 价态归中规律

还原产物：还原反应得到的产物。 含不同价态同种元素的物质间发生氧化还原

氧化还原反应：有电子转移（电子得失或 反应时，该元素价态的变化一定遵循“高价低价

共用电子对偏移）的反应，实质是电子的转移， 中间价”的规律。

特征是化合价的升降。 电子守恒规律

2．概念间的关系 在任何氧化—还原反应中，氧化剂得电子（或

共用电子对偏向）总数与还原剂失电子（或共用

电子对偏离）总数一定相等。

4．氧化性、还原性大小的比较

（1）由元素的金属性或非金属性比较

3．氧化还原反应的一般规律

a、金属阳离子的氧化性随其单质还原性的增

表现性质规律

强而减弱

同种元素具有多种价态时，一般处于最高价

态时只具有氧化性、处于最低价态时只具有还原

性、处于中间可变价时既具有氧化性又具有还原

性。

b、非金属阴离子的还原性随其单质的氧化

性质强弱规律

性增强而减弱

氧化剂 + 还原剂 = 还原产物 + 氧化产物

氧化剂得电子 还原产物

还原剂失电子 氧化产物