高中化学知识框架

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1、高中化学知识框架一、化学基本概念和基本理论（一）物质的分类（二）组成原子的粒子间的关系核电荷数（Z）=核内质子数=核外电子数质量数（A）=质子数（Z）＋中子数（N）（三）元素周期律与周期表（四）化学键与分子结构（五）晶体类型与性质晶体类型性质比较离子晶体分子晶体原子晶体金属晶体结构组成粒子阴、阳离子分子原子金属阳离子和自由电子粒子间作用离子键范德华力共价键金属键物理性质熔沸点较高低很高有高有低硬度硬而脆小大有大有小、有延展性溶解性易溶于极性溶剂，难溶于非极性溶剂极性分子易溶于极性溶剂不溶于任何溶剂难溶（钠等与水反应）导电性

2、晶体不导电；能溶于水的其水溶液导电；熔化导电晶体不导电，水溶液可导电；熔化不导电不良（半导体Si）良导体（导电传热）典型实例NaCl、NaOHNa2O、CaCO3干冰、白磷冰、硫磺金刚石、SiO2晶体硅、SiCNa、Mg、AlFe、Cu、Zn（六）化学反应类型（七）氧化还原反应的有关概念的相互关系（口诀：升失氧化还原剂，降得还原氧化剂）（八）离子反应（九）化学反应中的能量变化（十）溶液与胶体（十一）化学反应速率（十二）化学平衡1、化学平衡化学平衡常数的计算：对于可逆化学反应 mA+nB⇋pC+qD在一定温度下达到化学平衡时

3、，其平衡常数表达式为：在书写平衡常数表达式时，要注意以下问题：①纯液体、固体的浓度视为1。②化学平衡常数表达式与化学方程式的书写方式有关。同一个化学反应，由于书写的方式不同，各反应物、生成物的化学计量数不同，平衡常数就不同。但是这些平衡常数可以相互换算。③不同的化学平衡体系，其平衡常数不一样。平衡常数大，说明生成物的平衡浓度较大，反应物的平衡浓度相对较小，即表明反应进行得较完全。因此，平衡常数的大小可以表示反应进行的程度。④同一个反应，平衡常数只与温度有关，温度不变，平衡常数不变。⑤一般认为K>10^5反应较完全（即不可逆

4、反应），K<10^(-5)反应很难进行（即不反应）。2、转化率=反应的量/起始的量3、平衡的移动4、等效平衡即：两个平衡的所有对应平衡量(包括正逆反应速率、各组分的物质的量分数、物质的量浓度、气体体积分数、质量分数等)完全相等。等效平衡状态的分类和判断：   （1）恒温恒压下，改变起始加入物质的物质的量，只要按化学计量数，换算成同一半边的物质的物质的量之比与原平衡相同，则达平衡后与原平衡等效 （2） 恒温恒容下，改变起始加入物质的物质的量，如通过可逆反应的化学计量数换算成方程式同一半边的物质的物质的量与原平衡相等，则达平衡

5、后与原平衡等效    5、化学平衡图像（1）浓度—时间图像（如图1）：根据物质的变化趋势与变化量确定化学反应方程式，然后由方程式的特点根据平衡移动理论判断温度、压强对A物质转化率的影响。（2）w、温度、压强与时间关系图（如图2）“先拐先平”，即曲线中先出现拐点，则该曲线所示条件下先出现平衡，该曲线所示温度或压强较大。（3）Y、压强与温度关系图（如图3）：分析时应“定一议二”，即图像中有三个变量时，先固定一个量去讨论另两个量的关系，如等压线、等温线等。然后结合化学反应方程式运用平衡移动理论分析判断。（十三）弱电解质的电离平衡

6、（十四）水的电离和溶液的酸碱性1、水的电离（1）水分子能够发生极弱电离，存在有电离平衡（任何溶液中由水电离的c(H+)与c(OH–)总是相等的）H2O+H2OH3O+＋OH–简写为H2OH+＋OH–（2）水的离子积常数一定温度下，无论是稀酸、稀碱或盐溶液中室温时KW＝c(H+)·c(OH–)=1×10-14①KW只与温度有关，而与该弱电解质的浓度无关。②水的电离是个吸热过程，故温度升高，水的KW增大。③水的离子积不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐稀溶液（3）影响水的电离平衡的因素：酸、碱、水解盐等。2、溶液的酸碱性和pH（

7、1）常温pH=7（中性）pH＜7（酸性）pH＞7（碱性）（2）pH测定方法：pH试纸、酸碱指示剂、pH计（3）溶液pH的计算方法①酸溶液：n(H+)→c(H+)→pH②碱溶液：n(OH–)→c(OH–)→c(H+)=1×10-14/c(OH–)→pH③酸碱混合：pH=7n(H+)=n(OH–)=1×10-7mol/LpH＞7n(H+)＜n(OH–)c(OH–)=n(OH–)-n(H+)/V混合液→c(H+)→pHpH＜7n(H+)＞n(OH–)c(H+)=n(H+)-n(OH–)/V混合液→pH3、溶液的pH与c(H+)变

8、化关系①强酸溶液：c(H+)稀释10n倍，pH增大n个单位（pH＜7）。②强碱溶液：c(OH–)稀释10n倍，pH减小n个单位（pH＞7）③pH相同的强酸与弱酸（或强碱与弱碱）：稀释相同倍数，强酸（或强碱）的pH变化大（十五）盐类的水解（十六）酸碱中和滴定（十七）沉淀溶解平衡（十八）电化学二、元素与化合