高中化学基本理论知识归纳总结
来源：好上学 时间：2023-07-30
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的微粒有
分子(5种)：Ne、HF、H2O、NH3、CH4
阳离子(5种)：Na＋、Mg2＋、Al3＋、NH4(＋)、H3O＋
阴离子(5种)：F－、O2－、N3－、OH－、NH2(－)
2．核外电子数为18的微粒有
分子：Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、H2O2、N2H4、C2H6
阳离子：K＋、Ca2＋
阴离子：Cl－、S2－、HS－、O2(2－)
3．原子里具有相同的质子数和不同中子数的原子互称为同位素，如：1H、2H、3H。
4．由同一种元素形成的几种性质不同的单质互为同素异形体，如：O2、O3等。
5．半径比较：先看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，如：r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)。
6．元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化，这个规律叫元素周期律。这里的元素性质是指：原子半径、元素的主要化合价、元素的金属性和非金属性等。
7．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)。
8．主族序数＝最外层电子数(要记住纵行和族之间的关系)。
9．Fe是26号元素，位于第四周期第Ⅷ族(第8列，第8、9、10三列称为第Ⅷ族)。
10．超铀元素：指92号元素铀(U)以后的元素。
11．过渡金属包括ⅢB族到ⅡB族10个纵行中的所有元素，全都是金属元素，且最外层都是1～2个电子。
12．镧系元素在第六周期、锕系元素在第七周期，它们都在第3列(即第ⅢB族)。
13．主族元素的最外层电子数也叫做价电子数。
14．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。
15．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。
[正误判断]判断下列说法是否正确，正确的打“√”，错误的打“×”
(1)核外电子排布相同的原子一定属于同种原子(×)
(2)某元素原子核内质子数为m、中子数为n，则该元素的相对原子质量为m＋n(×)
(3)金属元素的最外层电子数也可能大于4(√)
(4)双原子分子的共价键一定是非极性键(×)
(5)非金属元素原子不可能形成离子化合物(×)
(6)离子化合物中只含离子键(×)
(7)三氯化硼分子中，B原子最外层满足了8电子结构(×)
(8)在共价化合物分子中，各原子都形成8电子结构(×)
(9)ⅠA族元素的金属性一定比同周期的ⅡA的强(√)
(10)非金属性强弱顺序是F>O>N，所以在一定条件下，氟气能置换水中的氧，氧气也能置换出氨中的氮(√)
(11)第三周期元素的离子半径从左至右逐渐减小(×)
(12)同一周期不可能存在电荷数相同的阳离子(×)
(13)同周期非金属氧化物对应的水化物的酸性从左到右依次增强(×)
(14)按照元素周期表的排布规律，非金属元素最多有23种(√)
(二)化学反应速率与化学平衡常考点归纳
1．化学反应速率的影响因素
对于反应aA(g)＋bB(s)===cC(g)，条件的变化(其他条件不发生变化)引起的化学反应速率变化如表所示。
条件的变化化学反应速率的变化理论解释增大A的浓度增大增大单位体积内活化分子数，单位时间内有效碰撞次数增加升高温度增大温度升高，分子运动加快，单位时间内有效碰撞次数增加恒容条件下，增加A增大相当于增大A的浓度恒容条件下，充入与反应无关的气体，总压强增大不变反应物浓度没有发生变化恒压条件下，充入与反应无关的气体，总压强不变减小相当于增大容器的体积，反应物浓度减小使用适当的催化剂增大降低反应活化能，使更多反应物分子成为活化分子，增加了有效碰撞次数把B(s)粉碎成粉末增大反应物接触面积增大2.化学平衡移动的分析方法
反应实例条件变化与平衡移动方向(其他条件不变)达新平衡后转化率变化增大O2浓度，平衡右移SO2的转化率增大，O2的转化率减小2SO2(g)＋O2(g) 2SO3(g) ΔH<0<>增大SO3浓度，平衡左移从逆反应角度看，SO3的转化率减小升高温度，平衡左移SO2、O2的转化率都减小
增大压强(压缩体积)，平衡右移SO2、O2的转化率都增大
2NO2(g) N2O4(g)体积不变时，充入NO2，平衡右移NO2的转化率增大体积不变时，充入N2O4，平衡左移NO2的转化率增大
2HI(g) H2(g)＋I2(g)增大H2浓度，平衡左移H2的转化率减小，I2的转化率增大增大HI浓度，平衡右移HI的转化率不变
增大压强(压缩体积)，平衡不移动转化率不变
3.化学平衡常数的意义和应用
化学平衡常数可表示反应进行的程度，K越大，反应进行的程度越大，当K>105时，可以认为该反应已经进行完全。虽然转化率也能表示反应进行的程度，但转化率不仅与温度有关，而且与起始条件有关。K的大小只与温度有关，而与反应物或生成物起始浓度的大小无关。
(1)不要把反应体系中纯固体、纯液体以及稀水溶液中水的浓度写进化学平衡常数表达式中。如：
CaCO3(s) CaO(s)＋CO2(g) K＝c(CO2)
Cr2O7(2－)(aq)＋H2O(l) 2CrO4(2－)(aq)＋2H＋(aq)
K＝)(2－)
但在非水溶液中的反应，若有水参加或生成，则此时水的浓度不可视为常数，应写进化学平衡常数表达式中。如：
C2H5OH(l)＋CH3COOH(l)浓硫酸CH3COOC2H5(l)＋H2O(l) K＝c(C2H5OH)·c(CH3COOH)(c(CH3COOC2H5)·c(H2O))
(2)同一化学反应，方程式写法不同，其平衡常数表达式及数值亦不同。如：
N2O4(g) 2NO2(g) K＝c(N2O4)(c2(NO2))
2(1)N2O4(g) NO2(g) K′＝
K＝K′2
2NO2(g) N2O4(g) K″＝c2(NO2)(c(N2O4))＝K(1)
(3)可逆反应进行到某时刻(包括化学平衡)时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值称为浓度商(Q)。则当Q＝K时说明反应达到平衡状态，当Q
[正误判断]判断下列说法是否正确，正确的打“√”，错误的打“×”
(1)可逆反应达到平衡，反应就不再进行( )
(2)增大反应物浓度，化学反应速率一定加快( )
(3)在恒温条件下，增大压强，化学反应速率一定加快( )
(4)在一定条件下，增加反应物的量，化学反应速率一定加快( )
(5)其他条件不变，温度越高，反应速率越快( )
(6)正反应为吸热反应的可逆反应达到平衡时，升高温度，正反应速率增大，逆反应速率减小，平衡向正反应方向移动( )
(7)加入催化剂加快了反应速率，改变了反应吸收或放出的热量( )
(8)同一反应，在相同时间间隔内，用不同物质表示的反应速率，其数值和意义都不一定相同( )
(9)5 mol·L－1·s－1的反应速率一定比 1 mol·L－1·s－1的反应速率大( )
(10)一个放热反应，放出热量的多少与反应速率成正比( )
(11)正反应速率增大，平衡向正反应方向移动( )
(12)在恒容条件下，有两个平衡体系：A(g) 2B(g)；2A(g) B(g)，都增加A的量，A、B转化率都变小( )
(13)在一定条件下，平衡向正反应方向移动，正反应速率变大( )
(14)在FeCl3＋3KSCNFe(SCN)3＋3KCl平衡体系中，加入KCl固体，颜色变浅( )
(15)由温度或压强改变引起的平衡正向移动，反应物的转化率一定增大( )
(16)平衡向正反应方向移动，反应物的转化率都增大( )
答案 (1)× (2)× (3)× (4)× (5)√ (6)× (7)× (8)× (9)× (10)× (11)× (12)×
(13)× (14)× (15)√ (16)×
(三)用正误判断法回扣电解质溶液中的平衡问题
[正误判断]判断下列说法是否正确，正确的打“√”，错误的打“×”
(1)任何温度下，根据水溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小都可判断溶液的酸、碱性(√)
(2)弱电解质的导电能力一定比强电解质的导电能力弱(×)
(3)某醋酸溶液的pH＝a，将此溶液稀释1倍后，溶液的pH＝b，则a＞b(×)
(4)pH＝4的醋酸加水稀释过程中，所有离子浓度都降低(×)
(5)无论在酸溶液中还是碱溶液中，由水电离出的c(H＋)＝c(OH－)(√)
(6)pH＝5.6的CH3COOH与CH3COONa混合溶液中，c(Na＋)>c(CH3COO－)(×)
(7)常温下，pH＝7的氯化铵和氨水的混合溶液中，离子浓度顺序为c(NH4(＋))＝c(Cl－)>c(OH－)＝c(H＋)(√)
(8)乙酸溶液中存在的微粒有CH3COOH、CH3COO－、H＋、OH－、H2O(√)
(9)在相同温度下，浓度均为0.1 mol·L－1的硝酸溶液、硫酸溶液和乙酸溶液中，pH最小的是硫酸(√)
(10)某盐溶液呈酸性，一定是由水解引起的(×)
(11)水解方程式都必须写“”(×)
(12)AgCl(s)溶解平衡常数表达式为Ksp＝c(AgCl)(c(Ag＋)·c(Cl－))(×)
(13)沉淀转化只能是Ksp大的沉淀转化为Ksp小的沉淀(×)
(14)中和等体积、等pH的盐酸和醋酸消耗的NaOH的量相同(×)
(15)制备无水AlCl3、FeCl3、CuCl2均不能采用将溶液直接蒸干的方法(√)
(16)用湿润的pH试纸测得某溶液的pH＝3.4(×)
(17)在NaHCO3溶液中加入NaOH，不会影响离子的种类(√)
(18)在NaHSO4溶液中，c(H＋)＝c(OH－)＋c(SO4(2－))(√)
(19)NH4HSO4溶液中各离子浓度的大小关系是c(H＋)>c(SO4(2－))>c(NH4(＋))>c(OH－)(√)
(20)0.1 mol·L－1氨水中加入CH3COONH4固体，c(OH－)/c(NH3·H2O)比值变大(×)
(21)用标准NaOH溶液滴定未知浓度的CH3COOH到终点时，c(Na＋)＝c(CH3COO－)(×)
(22)室温时，向等体积pH＝a的盐酸和pH＝b的CH3COOH中分别加入等量的氢氧化钠后，两溶液均呈中性，则a>b(×)
(23)常温下，等体积的盐酸和CH3COOH的pH相同，由水电离出的c(H＋)相同(√)
(24)浓度均为0.1 mol·L－1的①CH3COOH ②NH4Cl
③H2SO4三种溶液中，由水电离出的c(H＋)：②>①>③(√)
(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)电极反应(吸氧腐蚀)：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，形成电解池，作阴极。
[正误判断]判断下列说法是否正确，正确的打“√”，错误的打“×”
(1)Cu＋2H＋===Cu2＋＋H2↑既可在原电池中完成，也可在电解池中完成(×)
(2)蓄电池充电时，标志着“－”的电极应与电源的负极相连(√)
(3)电解质溶液导电时不可能发生化学反应(×)
(4)在铜锌原电池(Zn|H2SO4|Cu)中，硫酸根离子向正极移动。在电解(隋性电极)硫酸溶液时，硫酸根离子向阳极移动(×)
(5)用隋性电极电解MgCl2溶液时，阴极可能得到固体镁(×)
(6)用惰性电极电解KOH溶液时，阴极的电极反应式是：O2＋2H2O＋4e－===4OH－(×)
(7)以Pt电极电解电解质溶液时，若两极只有H2和O2析出，则溶液的浓度一定变(×)
(8)铜与稀硫酸接触发生电化学腐蚀时，正极电极反应是：O2＋4e－＋2H2O===4OH－(×)
以上就是好上学为大家带来的高中化学基本理论知识归纳总结，希望能帮助到广大考生！
