考前回顾四归纳四类基本理论知识一、物质结构与元素周期律考点归纳核外电子总数为10的微粒分子（5种）：Ne、HF、H2O、NH3、CH4；阳离子（5种）：Na＋、Mg2＋、Al3＋、NH、H3O＋；阴离子（5种）：F－、O2－、N3－、OH－、NH。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－、O。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＋）。周期序数＝核外电子层数（共有七个周期，要记住前六个周期每个周期元素的种数分别为2、8、8、18、18、32）。Fe是26号元素，位于第四周期Ⅷ族（第8纵行，第8、9、10三纵行称为第Ⅷ族）。超铀元素：指92号元素铀（U）以后的元素。过渡金属包括第ⅢB族到第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（钯除外）。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）。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。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越强。二、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限度，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）Cr2O（aq）＋H2O（l）2CrO（aq）＋2H＋（aq）K＝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）((((CH3COOC2H5（l）＋H2O（l）K＝（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＝N2O4（g）NO2（g）K′＝＝K2NO2（g）N2O4（g）K″＝＝（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QK时说明反应在向逆反应方向进行。三、电解质溶液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、等温度的盐酸和醋酸中，结果前者比后者反应快。（3）浓度与pH的关系。如0.1mol·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的酸溶液稀释到原体积的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）利用较强酸制备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。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，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、电化学原理考点归纳原电池、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...
