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一、基本理论基本概念 第一部分：基本理论基本概念部分 1．物质的量及其应用 一、基本理论基本概念 2．原子结构 3．氧化还原反应 4．离子反应 1．物质的量及其应用 （1）物质的量 （1）定义：科学上用来研究一定数目微粒集体的一个物理量。符号：n. 单位：摩尔（mol）。 （2）基准：以0.012kg 12 6c中所含的碳原子数为基准，即阿伏加德罗常数。 （2）阿伏加德罗常数 （1）符号：NA。单位：mol－1. （2）阿伏加德罗常数是一个可以用实验测出的准确值,只是目前的科学手段有限,只测出6.0221367×1023mol－1,在应用中用6.02×1023mol－1作为它的最大近似值用于计算。 （3）阿伏加德罗常数是一个非常大的数，只适用于表示微观粒子。 注意：（1）用物质的量来表示微粒时，要用化学式注明微粒的名称； （2）物质的量只适用于微观粒子。 （3）物质的量（n）、粒子数（N）和阿伏加德罗常数（NA）的关系 粒子数比等于物质的量比 （4）摩尔质量 （1）定义：单位物质的量的物质所具有的质量。符号：M；单位：g·mol－1(常用). （2）计算公式： （5）阿伏加德罗定律和气体摩尔体积 （1）决定物质体积的主要内因：物质微粒本身大小、微粒的间距和微粒的数目。 （2）决定气体体积的主要内因：气体分子数和气体分子间距。 （3）在同温同压下，任何气体分子的间距都相等。 （4）阿伏加德罗定律：同温同压下，等物质的量的任何气体体积相等。 ①对定律的理解：条件的三个相同推出结论的一个相同。即： 条件 结论 同温同压，同物质的量 同体积 同温同压，同体积 同物质的量，同分子数 同温同压，同分子数 同体积，同物质的量 ②定律的推论： a 同温同压，气体的物质的量比等于体积比等于分子数比； b 同温同压，气体的密度比等于其摩尔质量比； c 同温同压，同体积，气体的密度比等于摩尔质量比等于质量比。 （5）气体摩尔体积： ①定义：一定温度和压强下,单位物质的量的任何气体所占的体积。符号:Vm,单位:L/mol. ②标况下,1mol任何气体的体积都约为22.4L.即标况下,Vm=22.4 L/mol. ③计算公式:标况下,n=V/(22.4L/mol). ④气体摩尔质量的几种计算方法： a.M=m/n; b.标况下,M=22.4×d (d是气体的密度,单位是g/L) c.相对密度D=M1/M2 (M1是未知气体的摩尔质量,M2是已知气体的摩尔质量) （6）物质的量浓度 (1)定义:单位体积溶液中所含溶质的物质的量来表示的浓度.符号:CB,单位:mol/L.计算公式: C=n/v. (2)常见的几种计算类型: ①气体溶于水求所得溶液浓度 例:在标况下,1体积水中溶解500体积的HCl,所得溶液的密度为1.22g/ml,求该溶液的物质的量浓度. 解: 溶质的物质的量=500 L/22.4 L/mol=22.32mol, 溶液的质量=1000 g+22.32mol×36.5 g/mol=1841.73g, 溶液的体积=1841.73 g/1.22g/ml=1487.49ml=0.148749 L, 溶液的物质的量浓度=22.32mol/0.148749 L=15 mol/L. 答:该溶液的物质的量浓度为 15 mol/L. ②物质的量浓度与溶质质量分数的换算: 公式:C=w%×d×1000/M (w是溶质质量分数,d是溶液密度g/ml.) 例:98% 1.84 g/ml的浓硫酸的物质的量浓度是多少. 解: C=98%×1.84 g/ml×1000/98 g/mol=18.4 mol/L. ③溶液混和的有关计算: 例:有两种H2SO4溶液,一种的物质的量浓度是C1,密度是d1,另一种的物质的量浓度是C2,密度是d2,它们等体积混和后的溶液密度为d3,求混和后溶液的物质的量浓度. 解: 设混和的体积为V . C=(C1·V+C2·V)d3/(V·d1+V·d2)=(C1+C2)d3/(d1+d2). ④溶液加水稀释的几个规律: 密度大于1的溶液：加等体积水后,溶液溶质质量分数大于原溶液溶质质量分数的一半。 加等质量水后,溶液物质的量浓度小于原溶液物质的量浓度的一半。 密度小于1的溶液:：加等体积水后,溶液溶质质量分数小于原溶液溶质质量分数的一半。 加等质量水后,溶液物质的量浓度大于原溶液物质的量浓度的一半。 2.原子结构 （1）原子的构成 质子(Z) ：有up夸克和down夸克 原子核 中子(N)：有up夸克和down夸克 原子(A ZX) 核外电子(Z) 原子核的特点：体积非常小(相对于原子);原子的质量几乎集中在原子核上;带正电。 (2)原子中各粒子的关系 ①质量数(A)=质子数(Z)+种子数(N); ②原子的核外电子数=质子数=核电荷数=原子序数。 (3) 元素、核素、同位素的比较 元素：是具有相同质子数的同一类原子的总称。只强调原子的质子数。 核素：是指具有一定数目质子和一定数目中子的某一种原子。其实就是原子。 同位素：是指质子数相同而质量数不同（中子数不同）的同一元素的不同原子（核素）的互称。即强调质子数又要求种子数，而且是原子间的比较。 同位素的特点：①元素在自然界中存在的各同位素的原子个数百分比一般保持不变； ②元素的各同位素的物理性质又区别，化学性质几乎完全相同。 （4）原子（同位素）的相对原子量与元素的相对原子量的比较 原子（同位素）的相对原子量：是指某原子的质量与1/12C－12原子质量的比值。 元素的相对原子量：是根据元素在自然界中存在的各同位素求出的平均值。即M=M1×n1%+M2×n2%+ ······。 因此，某原子的相对原子质量不一定能代替该元素的相对原子质量。当然，在计算中常用某原子的质量数代替该原子的相对原子质量的近似值用于计算。但不能代替该元素的相对原子质量的近似值。 （5）掌握1－20号元素的原子结构示意图的画法 （6）人类对原子结构的认识 从1803年道尔顿提出原子论，提出原子是一个实心球，不可分割；到1904年汤姆生发现电子，提出“葡萄干面包式”原子结构模型，指出原子中有电子；到1911年卢瑟福提出行星原子结构模型，指出原子中心有原子核带正电，电子带负电，它绕核在核周围空间高速运动；到1913年波耳引入量子论观点，提出原子核外电子是在一系列稳定的轨道上运动，每一轨道具有一定的能量；到1926年以后科学家用波粒二象性的理论提出用量子力学方法来描述原子结构，即“电子云”模型。 3．氧化还原反应 （1）氧化还原反应的实质：是电子的转移； 氧化还原反应的特征表现：是元素化合价的变化。 （2）两条关系式： 氧化剂 反应中得到电子 元素化合价降低 元素在反应中被还原 反应后得到还原产物； 还原剂 反应中失去电子 元素化合价升高 元素在反应中被氧化 反应后得到氧化产物。 （3）电子转移的表示方法： ①双线桥法：如 得1×e- Cl2 + H2O HCl+ HClO 失1×e- ②单线桥法：Zn + 2HCl == ZnCl2+ H2↑ 2×e- （4）几点氧化性、还原性强弱的比较规律： ①在同一个反应中氧化剂的氧化性强于氧化产物；还原剂的还原性强于还原产物。 ②同种元素一般情况下高价态的物质氧化性强于低价态的物质；而低价态物质的还原性强于高价态的物质。如KMnO4>K2MnO4> MnO2 >MnSO4 ③与同一种氧化剂或还原剂反应，条件简单，反应剧烈的物质还原性或氧化性强。 ④还原性的强弱还可以依据金属活动顺序表给出的顺序来判断。 （5）氧化还原反应的有关计算：列式依据是：氧化剂得电子总数等于还原剂失电子总数。 （6）氧化还原反应的配平 常用方法：①找出反应前后化合价变化的元素，并标出相应的化合价的变化； ②找出化合价变化元素的变化总数；即得失电子数； ③求出得失电子总数的最小公倍数； ④求出参加氧化还原反应的反应物和生成物的化学计量数； ⑤用观察法求出未参加氧化还原反应的物质的化学计量数； ⑥查质量守恒、得失电子总数相等。 如KClO3+ HCl(浓) KCl + Cl2↑+H2O的配平 最小公倍数是5 化合价的变化：KClO3中的Cl从+5 0，得到5e HCl中的Cl从-1 0，失去1e 它们参加氧化还原反应的原子数是1，因此可求得得失电子数的最小公倍数是5，这样可配出KClO3的计量数是1，参加氧化还原反应的HCl的计量数是5，Cl2的计量数是3，再用观察法可得KCl的计量数是1，HCl的总计量数是6，H2O的计量数是3。 可得方程式：KClO3 + 6HCl == KCl + 3Cl2↑+ 3H2O 4．离子反应 （1）定义：有自由移动的离子参加或生成的反应都为离子反应。 （2）常见类型：①溶液中进行的复分解反应； ②溶液中进行的氧化还原反应。 （3）电解质： ①定义：在水溶液或熔融状态下能导电的化合物。在这种状态下不能导电的化合物是非电解质。 ②电解质的分类：强电解质：能完全电离的电解质；如强酸、强碱、大多数盐及活泼金属的氧化物等。 弱电解质：部分电离的电解质。如弱酸、弱碱、水等。 电解质的导电能力：与溶液中自由移动的离子浓度成正比。 （4）离子方程式： ①定义：用实际参加反应的物质化学式或离子符号来表示某一类化学反应的方程式。 ②书写方法：a 书写正确的化学方程式； b 把易溶于水、易电离的强电解质改写成离子符号（如易溶于水的强酸、强碱和 |
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