基本概念和理论
（一）物质分类及其他
1、物质分类的基本内容
溶液
混合物 胶体
烃
浊液
有机化合物
物质 化合物
烃的衍生物
纯净物 无机化合物：酸、碱、盐、氧化物、氢化物、氯化物等
非金属
单质
金属
2、电解质：在水溶液中或者熔化状态下能导电的化合物。酸、碱、盐、水等
3、非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。蔗糖、酒精、SO2、CO2、NH3等
4、强电解质：在水溶液中能全部电离的电解质
强酸HCl、H2SO4、HNO3
强碱NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2
大多数的盐
弱酸
弱电解质：在水溶液中能部分电离的电解质 弱碱
水
5、分散系
（1）分散系分类实质依据：
溶 液 胶体 浊液
分散系分散质大小（nm） ＜10-9 10-9 ～10-7 ＞10-7
（2）区分溶液与胶体最简单方法：丁达尔现象（光亮的通路 ）。
（二）化学反应的类型
1、四种基本反应类型 ：化合反应、分解反应、置换反应、复分解反应。
2、四种基本反应类型与氧化还原反应的关系：
置换反应一定是氧化还原反应，复分解反应一定不是氧化还原反应，化合反应、分解反应可能是氧化还原反应
请将“化合反应”、“置换反应”、“分解反应”、“复分解反应”与“氧化还原反应”分别填入右图中的圆内或椭圆内。
3、氧化还原反应本质：电子的转移（得失或者偏移）。
特征：化合价的升降（判断氧化还原反应的依据）。
4、离子反应
（1）离子反应发生的条件：①生成难溶物②生成挥发性的物质③生成难电离物质
（2）常见离子反应回顾：☆☆☆☆☆
①钠和水的反应：2Na＋2H2O＝2Na＋＋2OH―＋H2↑
②碳酸钙与盐酸的反应：CaCO3＋2H＋＝Ca2＋＋H2O＋CO2↑
③澄清的石灰水跟盐酸的反应：OH―＋H＋＝H2O
④碳酸氢钠与氢氧化钠溶液的反应： HCO3―＋OH―＝CO32―＋ H2O
⑤氯气与水反应：Cl2＋H2O H＋＋Cl―＋HclO (Cl2不会全部参与反应)
⑥实验室制取氯气的尾气吸收的反应：Cl2＋2OH―＝Cl―＋ClO―＋H2O
⑦AlCl3溶液中加入足量的氨水的反应： Al3＋＋3NH3?H2O＝Al(OH)3↓＋3NH4＋
⑧氯化铝溶液中加过量的氢氧化钠的反应： A13＋＋4OH―＝A1O2―＋2H2O
⑨Cl2与FeCl2的反应：2Fe2＋＋Cl2＝2Fe3＋＋2Cl―(另：H＋、Fe2＋、NO3－不能共存)
⑩FeCl3 与铁、铜的反应：2Fe3＋＋Fe＝3Fe2＋、2Fe3＋＋Cu＝2Fe2＋＋Cu2＋
⑩硫酸与氢氧化钡的反应：2H＋＋SO42―＋ Ba2＋＋2OH―＝BaSO4↓＋2H2O
⑩硫酸铜与氢氧化钡的反应：Cu2＋＋SO42―＋Ba2＋＋2OH―＝BaSO4↓＋Cu(OH)2↓
5、化学反应中的能量
（1）化学反应从能量的角度分类
①放热反应：化学上有热量放出的化学反应。放热反应反应物的总能量＞生成物的总能量 。常见的放热反应：燃烧、酸碱中和反应、金属与酸的反应、氧化钙与水。
②吸热反应：化学上吸收热量的化学反应。吸热反应生成物的总能量＞反应物的总能量。常见的放热反应：通常需要高温或者持续加热的反应（C＋CO2和C＋H2O）、碳酸钙分解、氢氧化钙与氯化铵晶体反应。
（2）化学能与电能的转化----原电池----将化学能转化为电能的装置
①原理：氧化还原反应的应用。
②电极反应：负极上（较活泼的金属）-----氧化反应
正极上（较不活泼的金属）-----还原反应
③原电池的负极可从以下面方面判断：相对活泼的金属，电子流出的电极，元素化合价升高的电极，发生氧化反应的电极，溶解的电极，通燃料的电极。
（三）物质的量及其计算
1、了解物质的量、物质的摩尔质量、物质的微粒数、气体摩尔体积、阿伏加德罗定律、物质的量浓度等物理量的内涵，并能进行熟练计算。重点相关原子守恒计算。
2、阿伏加德罗常数，一般用NA表示，其数值约为6.02×1023mol-1。
阿伏加德罗常数计算中对错辨析举例：☆☆☆☆☆
（1）1mol/L Na2CO3溶液中所含Na＋数为2NA （错，无溶液体积）
（2）常温常压下，3.2克O3所含的氧原子数为0.2NA (对)
（3）标准状况下, 2.24L苯所含分子数为0.1NA （错，S.P.T下苯为液体）
（4）标准状况下，2.24L Cl2完全溶于水转移电子数为0.1NA
（错，溶于水不等于与水完全反应）
（5）标准状况下,2.24L Cl2与氢氧化钠完全反应转移电子0.2NA (错，0.1NA )
（6）5.6g Fe与Cl2 完全反应，转移电子0.2NA (错，0.3NA )
（四）化学反应速率和化学限度
1、化学反应速率：常用单位时间内反应物浓度的减小或生成物浓度的增加来表示。
（1）各物质表示的速率比等于该反应方程式中相应的计量系数比。
（2）影响化学反应速率的因素
①内因：反应物的性质（主要）。
②外因：主要有浓度、温度、压强和催化剂等。其他如：反应接触面积的大小、固体反应物的颗粒大小、光照、超声波、电磁波、溶剂等对反应速率也有影响。
2、化学反应限度：
（1）化学反应限度的研究对象是可逆反应。
（2）化学反应限度也就是在一定条件下的可逆反应里，当正反应速率等于逆反应速率，反应物和生成物的浓度不再变化的状态。此时，化学反应达到最大限度。
（五）原子结构与元素周期律
1、原子结构
质子 Z
原子核
（1）原子 AZX 中子 N＝ A－Z
核外电子 Z
（2）质量数＝质子数＋中子数。
（3）核电荷数＝质子数＝原子核外电子数＝原子序数。
（4）同位素：有相同质子数不同中子数的不同原子互称。
例：氕11H、氘21H（重氢）、氚31H（超重氢）。重氢、超重氢常用于制造氢弹。
2、核外电子排布
（1）原子核外电子是分层排布的，称电子层。电子层数＝元素周期数。
（2）原子核外电子排布是能量高低从里到外从低到高分层依次排布的。
（3）熟练掌握1-20元素的核外电子排布情况及原子结构示意图。
3、元素周期律和元素周期表
（1）元素周期律：每一周期从左向右，原子半径逐渐减小；主要化合价从 +1～+7（F、O无正价），金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
每一主族从上到下右，原子半径逐渐增大；金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
（2）元素周期表。用一句话来概括元素周期表的结构：三短三长一不完全；七主七副Ⅷ和零。
（3）金属性、非金属性强弱判断方法：☆☆☆☆☆
①元素的金属性越强△与水反应越容易△与酸反应越容易△最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）碱性越强△能把相对不活泼的金属从其盐溶液中置换出来。
金属性：Na＞Mg＞Al；
氢氧化物碱性强弱：NaOH ＞ Mg(OH)2＞ Al(OH)3
（NaOH强碱，Mg(OH)2是中强碱，Al(OH)3是两性氢氧化物）
②元素的非金属性越强△越容易形成气态氢化物△气态氢化物稳定性越好△最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）酸性越强△能把相对不活泼的非金属从其化合物中置换出来。
非金属性：Si ＜P＜ S＜ Cl；
酸性强弱：H3PO4 ＜H2SO4＜HClO4；
（H3PO4是中强酸，H2SO4是强酸， HClO4是最强酸）
氢化物的稳定性：SiH4＜PH3＜H2S＜HCl
（元素的非金属性越强，形成的氢化物越稳定）
（4）熟练掌握常见10电子，了解18常见电子微粒。☆☆☆☆☆
①常见的10电子微粒中，分子有：Ne、CH4、NH3、H2O。
阳离子有：Na＋ 、Mg2＋ 、Al3＋、NH4＋ 、H3O＋。
阴离子有：F―、O2―、N3―、OH―
②常见的18电子微粒中，分子有：H2S 、HCl、H2O2 、C2H6（略讲）
阳离子有：K＋、Ca2＋ 阴离子有：S2―、Cl―
4、化学键
（1）化学键可分为离子键和共价键，共价键可分为极性键和非极性键。
（3）常见电子式的书写☆☆☆☆☆
①写出下列物质的电子式：H2 Cl2 N2 HCl H2O CO2 NH3 CH4
NaCl MgCl2 NaOH Na+
②用电子式表示下列物质的形成过程：
HCl ： ；
H2O： ；
NaCl： ；
MgCl2： 。
