上海高中化学合格考—《基本概念和基本理论》知识总结
基本概念
1.原子：化学变化中的最小微粒。原子是由原子核（中子、质子）和核外电子构成的。 2.离子：带电荷的原子或原子团。 （1）离子可分为：
阳离子：Li+、Na+、H+、NH4+…阴离子：Cl–、O2–、OH–、SO42–… （2）存在离子的物质：
①离子化合物中：NaCl、CaCl2、Na2SO4… ②电解质溶液中：盐酸、NaOH溶液…
③金属晶体中：钠、铁、钾、铜… 注意：金属单质只有阳离子和自由电子，没有阴离子。 3.同位素：质子数相同，中子数不同的同一类原子，如H有三种同位素：11H、21H、31H. 同素异形体：由同种元素所形成的不同的单质，如红磷与白磷，金刚石与石墨等。 同分异构体：分子式相同，结构不同的有机物。
同系物：结构相似，分子式相差n个CH2的有机物。 4.基：化合物中具有特殊性质的一部分原子或原子团。 （1）有机物的官能团是决定物质主要性质的基，如醇的羟基(—OH)和羧酸的羧基(—COOH)。 （2）甲烷(CH4)分子去掉一个氢原子后剩余部分(· CH3)含有未成对的价电子，称甲基或甲基游离基，也包括单原子的游离基(· Cl)。
正确使用化学用语
1.四种符号：
（1）元素符号：如Na.
（2）离子符号：在元素符号右上角标电荷数及电性符号，如：Ca2+、SO42ˉ、C1ˉ、Na+ … （3）价标符号：在元素正上方标正负化合价、正负写在价数前，如：H、Cl、Na、S、O…
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（4）核素符号：如13Al、16S、8O左上角为质量数，左下角为质子数。 2.电子式：在元素符号周围用― · ‖或― × ‖表示其最外层电子数的式子。
（1）用电子式表示阴离子时要用[ ]括起，电荷数写在括号外面的右上角。NH4+等复杂阳离子也应如此写。
（2）书写简单离子构成的离子化合物的电子式时可以遵循下面几点： ①简单金属阳离子的电子式即是离子符号。
②简单阴离子的电子式即是元素符号周围有8个小圆点外加[ ]及电荷数。
③阴、阳离子交替排列。如：
3.结构式：用短线将分子中的共价键画出的式子。书写规律：一对共用电子对画一短线，没有成键的电子不画出。如： 氢气(H2) H—H 氮气(N2) N≡N 氨气(NH3)
用结构式表示有机物的分子结构更具有实用性，并能明确表达同分异构体，例如： 乙酸(C2H4O2)
?1?1?1?6?2甲酸甲酯（C2H4O2）
4.结构简式：它是结构式的简写，即将C-H或C-C单键省略的一种表示方法。例如： 乙烷(C2H4O2)CH3CH3 新戊烷(C5H12) C(CH3)4
1
苯(C6H6)或
乙酸(C2H4O2) CH3COOH
5.原子结构示意图：用以表示原子核电荷数和核外电子在各层上排布的简图，如：
6.电离方程式：表示电解质溶于水或受热熔化时电离成自由移动离子过程的式子。 （1）强电解质的电离方程式用“→”，弱电解质的电离方程式用“”链接，如：
－2－++
H2SO4→SO4+2H、H2CO3HCO3+H（2）多元弱酸的电离分步进行，如：
－
H3PO4的第一步电离：H3PO4 H2PO4+ H+
－－
H3PO4的第二步电离：H2PO4HPO42+ H+
－－
H3PO4的第三步电离：HPO42PO43+ H+ 7.离子反应方程式的书写规则：
（1）只能将易溶、易电离的物质写成离子式；如NaCl、Na2SO4、NaNO3、CuSO4… （2）将难溶的(如BaSO4、BaCO3、AgCl…)，难电离的弱酸弱碱(如HClO、HF、CH3COOH、NH3·H2O、H2O)，易挥发的气体(如SO2、CO2、H2S…)用化学式表示。 （3）弱酸的酸式盐酸根不可拆开。如HCO3ˉ、HSO3ˉ、HSˉ。
8.热化学方程式：表明反应所放出或吸收的热量的方程式，叫做热化学分方程
（1）要注明反应物和生成物的聚集状态，常用s、l、,分别表示固体、液体、气体。 （2）热化学方程式中的化学系数表示参与反应的物质的量，因此可以是分数或小数。 （3）化学反应为放热反应，则说明反应物总能量大于生成物总能量，热化学方程式后要+Q(Q>0)；化学反应为吸热反应，则说明反应物总能量小于生成物总能量，热化学方程式后要—Q(Q>0)。Q与方程式计量系数有关。例如：C(s)＋O2(g)→CO2(g)+393.6 kJ
化学反应与能量
1.化学反应的四种基本类型：
（1）化合反应：即A + B + C…→E，如：CaO + H2O→Ca(OH)2 4NO2+ O2 + 2H2O→4HNO3 （2）分解反应：即AB→ C + D …如：CaCO3→CaO + CO2↑
（3）置换反应：一种单质与一种化合物反应，生成另一种单质和另一种化合物的反应。 如：2Mg + CO2→2MgO + C
（4）复分解反应：两种化合物相互交换成分，生成另外两种化合物的反应。 如：AgNO3 + HCl→AgCl ↓+ HNO3
2.氧化还原反应：存在反应物化合价发生改变的化学反应，其本质是存在电子的得失。 （1）氧化剂：化合价降低的反应物，反应过程中得电子，被还原，生成还原产物。 （2）还原剂：化合价升高的反应物，反应过程中失电子，被氧化，生成氧化产物。 3.氧化还原反应的一般规律：
（1）强弱规律：氧化剂 + 还原剂→还原产物 + 氧化产物 在同一反应中，氧化剂的氧化性最强，还原剂的还原性最强。 （2）化合价升降守恒，即电子得失守恒。 4.氧化性、还原性大小的比较：
（1）金属阳离子的氧化性随其单质还原性的增强而减弱：
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