18版高考化学二轮复习专题复习回扣基础排查考点十、化学基本理论知识归纳练习

十、化学基本理论知识归纳

(一)物质结构与元素周期律常考点归纳

1．核外电子总数为10的微粒

分子(5种)：Ne、HF、H2O、NH3、CH4

阳离子(5种)：Na＋、Mg2＋、 Al3＋、NH＋4、H3O＋

阴离子(5种)：F－、O2－、N3－、OH－、NH－2

2．核外电子总数为18的微粒

分子：Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、H2O2、N2H4、C2H6

阳离子：K＋、Ca2＋

阴离子：Cl－、S2－、HS－、O2－2

3．半径比较：先看电子层数后看质子数再看最外层电子数，电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。例如：r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)。

4．周期序数＝核外电子层数(共有7个周期，要记住前六周期每个周期元素的种数分别为2、8、8、18、18、32)。

5．Fe是26号元素，位于第四周期第Ⅷ族(第8纵行，第8、9、10三纵行称为第Ⅷ族)。

6．超铀元素：指92号元素铀(U)以后的元素。

7．过渡金属包括ⅢB族到ⅡB族10个纵行中的所有元素，全部都是金属元素，且最外层都是1～2个电子。

8．镧系元素在第六周期、锕系元素在第七周期，它们都在第3纵行(即第ⅢB族)。

9．元素的非金属性越强，元素所对应的氢化物越稳定，元素最高价氧化物所对应的水化物的酸性越强。

10．元素的金属性越强，它的单质与水或酸反应越剧烈，元素最高价氧化物所对应的水化物的碱性也越强。

(二)化学反应速率与化学平衡常考点归纳

1．计算化学反应速率时，代入的一定是浓度的变化量而不是物质的量的变化量；若是图像的话，要看清图像纵坐标的单位，是mol还是mol/L。

2．化学反应中，各物质的浓度的变化量之比、化学反应速率之比都等于化学计量数之比。

3．在用化学反应速率的定量关系作为化学平衡状态判断的标志时，要注意两个方面，一是异向，二是两种物质的反应速率之比等于物质的化学计量数之比。

4．催化剂只能改变反应速率，不能影响化学平衡移动，故无法改变产率或物质的转化率；恒容容器中，充入稀有气体，虽然体系的压强增大，但不影响反应速率，故不影响化学平衡的移动，也不影响产率或转化率。

5．化学平衡向正反应方向移动时，生成物的质量一定增加，正反应速率一定大于逆反

应速率。但生成物的质量分数、反应物的转化率不一定提高，反应物的浓度也不一定降低。

6．化学平衡常数及其计算

(1)影响K的因素

K只受温度影响，与反应物或生成物的浓度变化无关。温度升高，吸热反应的K增大，放热反应的K减小；温度降低，吸热反应的K减小，放热反应的K增大。

(2)K的意义

温度一定时，K值越大，平衡体系中生成物占的比例越大，正反应进行的程度越大，反应物的转化率越大；反之，转化率越小。一般地说，K>105时，反应进行得就基本完全了。

(3)K的表达式及相关计算

由于纯液体和固体的浓度是一个常数，所以在平衡常数的表达式中不表示出来，其实质

是把该常数项归并入K，如反应“2CrO2－4(aq)＋2H＋(aq)Cr2O2－7(aq)＋H2O(l)”中K＝c（Cr2O2－7）

。在利用多个方程式归纳平衡常数(K)之间的关系时，要注意与焓变c2（CrO2－4）·c2（H＋）

(ΔH)的区别：方程式相加减，焓变相加减，平衡常数相乘除。

(三)电解质溶液常考点归纳

1．判断电解质强弱的方法

(1)在相同浓度、相同温度下，对强弱电解质做导电对比实验。

(2)在相同浓度、相同温度下，比较反应速率的快慢。如将Zn粒投入到等浓度的盐酸和

醋酸中，结果前者比后者反应快。

(3)浓度与pH的关系。如常温下，0.1 mol·L－1的醋酸溶液，其pH>1，即可证明CH3COOH

是弱电解质。

(4)测定对应盐的酸碱性。如CH3COONa溶液呈碱性，则证明CH3COOH是弱酸。

(5)稀释前后的pH与稀释倍数的变化关系。如将pH＝2的酸溶液稀释100倍，若pH<4，

则证明该酸为弱酸，若pH＝4，则证明该酸为强酸。

(6)利用实验证明存在电离平衡。如向醋酸溶液中滴入石蕊溶液变红，再加CH3COONH4，

颜色变浅。

(7)利用较强酸制较弱酸来判断电解质强弱。如将CO2通入苯酚钠溶液中，出现浑浊，

说明酸性：H2CO3>C6H5OH。

2．关于盐溶液的蒸干、灼烧问题

盐溶液蒸干后并灼烧，有的能得到原溶质，有的不能得到原溶质而转化成其他物质，有

的得不到任何物质，其规律如下：

(1)易水解的金属阳离子的挥发性强酸盐(氯化物或硝酸盐)得到氧化物，如FeCl3、AlCl3

等。

(2)阴、阳离子均易水解，其水解产物易挥发的盐蒸干后得不到任何物质，如(NH4)2S等。

(3)不稳定的化合物水溶液，加热时在溶液中就能分解，也得不到原溶质，如Ca(HCO3)2溶液蒸干后得到CaCO3；Mg(HCO3)2溶液蒸干后得到Mg(OH)2。

(4)易被氧化的物质，蒸干后得不到原溶质，如FeSO4、Na2SO3溶液等，蒸干后得到其氧化产物。

(5)其他盐溶液蒸干后并灼烧成分一般不变。

(四)电化学原理常考点归纳

1．原电池、电解池的区别

(1)由化学方程式设计原电池、电解池要从能量的角度分析

原电池：化学能转变为电能的装置，我们把能自发进行的氧化还原反应设计成原电池。

电解池：电能转变为化学能的装置，只要是氧化还原反应(不论吸热还是放热)理论上均可设计成电解池。

(2)从装置图的角度分析

原电池：若无外接电源，可能是原电池，然后依据原电池的形成条件分析判定。

电解池：若有外接电源，两极插入电解质溶液中，则可能是电解池或电镀池。当阳极金属与电解池溶液中的金属阳离子相同时则为电镀池，其余情况为电解池。

2．电极的判断

原电池和电解池电极的判断是解题的关键，为了方便记忆，我们可采取口诀的方法记忆：原电池，正负极；电解池，阴阳极；

失去电子负(原电池)阳(电解池)极，发生氧化定无疑。

还可以用谐音帮助记忆：

阴得(阴德)阳失；阳氧(痒痒)阴还。

3．原电池、电解池的工作原理

4．电解原理的应用

(1)电镀：待镀件作阴极、镀层金属作阳极、镀层金属阳离子溶液作电镀液。

(2)电解精炼铜：纯铜作阴极、粗铜作阳极、硫酸铜溶液作电解质溶液。

5．金属(以铁为例)电化学腐蚀与防护

(1)吸氧腐蚀电极反应：负极：Fe－2e－===Fe2＋；正极：O2＋4e－＋2H2O===4OH－。

(2)防护方法

①原电池原理——牺牲阳极的阴极保护法：与较活泼的金属相连，较活泼的金属作负极被腐蚀，被保护的金属作正极；

②电解池原理——外加电流的阴极保护法：被保护的金属与原电池负极相连，形成电解