第一部分：基本理論基本概念部分
1．物質的量及其應用
2．原子結構
3．氧化還原反應
4．離子反應
1．物質的量及其應用
（1）物質的量
（1）定義：科學上用來研究一定數目微粒集體的乙個物理量。符號：n. 單位：摩爾（mol）。
（2）基準：以0.012kg 12 6c中所含的碳原子數為基準，即阿伏加德羅常數。
（2）阿伏加德羅常數
（1）符號：na。單位：mol－1.
（2）阿伏加德羅常數是乙個可以用實驗測出的準確值,只是目前的科學手段有限,只測出6.0221367×1023mol－1,在應用中用6.02×1023 mol－1作為它的最大近似值用於計算。
（3）阿伏加德羅常數是乙個非常大的數，只適用於表示微觀粒子。
注意：（1）用物質的量來表示微粒時，要用化學式註明微粒的名稱；
（2）物質的量只適用於微觀粒子。
（3）物質的量（n）、粒子數（n）和阿伏加德羅常數（na）的關係
粒子數比等於物質的量比
（4）摩爾質量
（1）定義：單位物質的量的物質所具有的質量。符號：m；單位：g·mol－1(常用).
（2）計算公式：
（5）阿伏加德羅定律和氣體摩爾體積
（1）決定物質體積的主要內因：物質微粒本身大小、微粒的間距和微粒的數目。
（2）決定氣體體積的主要內因：氣體分子數和氣體分子間距。
（3）在同溫同壓下，任何氣體分子的間距都相等。
（4）阿伏加德羅定律：同溫同壓下，等物質的量的任何氣體體積相等。
①對定律的理解：條件的三個相同推出結論的乙個相同。即：
②定律的推論：
a 同溫同壓，氣體的物質的量比等於體積比等於分子數比；
b 同溫同壓，氣體的密度比等於其摩爾質量比；
c 同溫同壓，同體積，氣體的密度比等於摩爾質量比等於質量比。
（5）氣體摩爾體積：
①定義：一定溫度和壓強下,單位物質的量的任何氣體所佔的體積。符號:vm,單位:l/mol.
②標況下,1mol任何氣體的體積都約為22.4l.即標況下,vm=22.4 l/mol.
③計算公式:標況下,n=v/(22.4 l/mol).
④氣體摩爾質量的幾種計算方法：
b.標況下,m=22.4×d (d是氣體的密度,單位是g/l)
c.相對密度d=m1/m2 (m1是未知氣體的摩爾質量,m2是已知氣體的摩爾質量)
（6）物質的量濃度
(1)定義:單位體積溶液中所含溶質的物質的量來表示的濃度.符號:cb,單位:mol/l.計算公式: c=n/v.
(2)常見的幾種計算型別:
①氣體溶於水求所得溶液濃度
例:在標況下,1體積水中溶解500體積的hcl,所得溶液的密度為1.22g/ml,求該溶液的物質的量濃度.
解: 溶質的物質的量=500 l/22.4 l/mol=22.32mol,
溶液的質量=1000 g+22.32 mol×36.5 g/mol=1841.73g,
溶液的體積=1841.73 g/1.22 g/ml=1487.49ml=0.148749 l,
溶液的物質的量濃度=22.32 mol/0.148749 l=15 mol/l.
答:該溶液的物質的量濃度為 15 mol/l.
②物質的量濃度與溶質質量分數的換算:
公式: c=w%×d×1000/m (w是溶質質量分數,d是溶液密度g/ml.)
例:98% 1.84 g/ml的濃硫酸的物質的量濃度是多少.
解: c=98%×1.84 g/ml×1000/98 g/mol=18.4 mol/l.
③溶液混和的有關計算:
例:有兩種h2so4 溶液,一種的物質的量濃度是c1,密度是d1,另一種的物質的量濃度是c2,密度是d2,它們等體積混和後的溶液密度為d3,求混和後溶液的物質的量濃度.
解: 設混和的體積為v .
c=(c1·v+c2·v)d3/(v·d1+v·d2)=(c1+c2)d3/(d1+d2).
④溶液加水稀釋的幾個規律:
密度大於1的溶液：加等體積水後,溶液溶質質量分數大於原溶液溶質質量分數的一半。
加等質量水後,溶液物質的量濃度小於原溶液物質的量濃度的一半。
密度小於1的溶液:：加等體積水後,溶液溶質質量分數小於原溶液溶質質量分數的一半。
加等質量水後,溶液物質的量濃度大於原溶液物質的量濃度的一半。
2.原子結構
（1）原子的構成
質子(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)
核外電子(z)
原子核的特點：體積非常小(相對於原子);原子的質量幾乎集中在原子核上;帶正電。
(2)原子中各粒子的關係
①質量數(a)=質子數(z)+種子數(n);
②原子的核外電子數=質子數=核電荷數=原子序數。
(3) 元素、核素、同位素的比較
元素：是具有相同質子數的同一類原子的總稱。只強調原子的質子數。
核素：是指具有一定數目質子和一定數目中子的某一種原子。其實就是原子。
同位素：是指質子數相同而質量數不同（中子數不同）的同一元素的不同原子（核素）的互稱。即強調質子數又要求種子數，而且是原子間的比較。
同位素的特點：①元素在自然界中存在的各同位素的原子個數百分比一般保持不變；
元素的各同位素的物理性質又區別，化學性質幾乎完全相同。
（4）原子（同位素）的相對原子量與元素的相對原子量的比較
原子（同位素）的相對原子量：是指某原子的質量與1/12c－12原子質量的比值。
元素的相對原子量：是根據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，某原子的相對原子質量不一定能代替該元素的相對原子質量。當然，在計算中常用某原子的質量數代替該原子的相對原子質量的近似值用於計算。但不能代替該元素的相對原子質量的近似值。
（5）掌握1－20號元素的原子結構示意圖的畫法
（6）人類對原子結構的認識
從2023年道爾頓提出原子論，提出原子是乙個實心球，不可分割；到2023年湯姆生發現電子，提出「葡萄乾麵包式」原子結構模型，指出原子中有電子；到2023年盧瑟福提出行星原子結構模型，指出原子中心有原子核帶正電，電子帶負電，它繞核在核周圍空間高速運動；到2023年波耳引入量子論觀點，提出原子核外電子是在一系列穩定的軌道上運動，每一軌道具有一定的能量；到2023年以後科學家用波粒二象性的理論提出用量子力學方法來描述原子結構，即「電子雲」模型。
3．氧化還原反應
（1）氧化還原反應的實質：是電子的轉移；
氧化還原反應的特徵表現：是元素化合價的變化。
（2）兩條關係式：
氧化劑反應中得到電子元素化合價降低元素在反應中被還原反應後得到還原產物；
還原劑反應中失去電子元素化合價公升高元素在反應中被氧化反應後得到氧化產物。
（3）電子轉移的表示方法：
①雙線橋法：如得1×e
cl2 + h2o hcl+ hclo
失1×e
②單線橋法：zn + 2hcl == zncl2 + h2
2×e（4）幾點氧化性、還原性強弱的比較規律：
①在同乙個反應中氧化劑的氧化性強於氧化產物；還原劑的還原性強於還原產物。
②同種元素一般情況下**態的物質氧化性強於低價態的物質；而低價態物質的還原性強於**態的物質。如kmno4 >k2mno4> mno2 >mnso4
③與同一種氧化劑或還原劑反應，條件簡單，反應劇烈的物質還原性或氧化性強。
④還原性的強弱還可以依據金屬活動順序表給出的順序來判斷。
（5）氧化還原反應的有關計算：列式依據是：氧化劑得電子總數等於還原劑失電子總數。
（6）氧化還原反應的配平
常用方法：①找出反應前後化合價變化的元素，並標出相應的化合價的變化；
②找出化合價變化元素的變化總數；即得失電子數；
③求出得失電子總數的最小公倍數；
④求出參加氧化還原反應的反應物和生成物的化學計量數；
⑤用觀察法求出未參加氧化還原反應的物質的化學計量數；
⑥查質量守恆、得失電子總數相等。
如kclo3 + hcl(濃) kcl + cl2↑+h2o的配平
化合價的變化：kclo3中的cl從+50，得到5e
hcl中的cl從-10，失去1e
它們參加氧化還原反應的原子數是1，因此可求得得失電子數的最小公倍數是5，這樣可配出kclo3的計量數是1，參加氧化還原反應的hcl的計量數是5，cl2的計量數是3，再用觀察法可得kcl的計量數是1，hcl的總計量數是6，h2o的計量數是3。
可得方程式：kclo3 + 6hcl == kcl + 3cl2↑+ 3h2o
4．離子反應
（1）定義：有自由移動的離子參加或生成的反應都為離子反應。
（2）常見型別：①溶液中進行的復分解反應；
②溶液中進行的氧化還原反應。
（3）電解質：
①定義：在水溶液或熔融狀態下能導電的化合物。在這種狀態下不能導電的化合物是非電解質。
②電解質的分類：強電解質：能完全電離的電解質；如強酸、強鹼、大多數鹽及活潑金屬的氧化物等。
弱電解質：部分電離的電解質。如弱酸、弱鹼、水等。
電解質的導電能力：與溶液中自由移動的離子濃度成正比。
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必修1 人教版高一上學期 第一章從實驗學化學 本章內容比較簡單，但是從第二節物質的量開始很多學生學不明白。本章是高一學生開始化學退步的開始，甚至是高三理科生的死結。應對辦法 大量強化練習。高考命題 計算題或者阿伏伽德羅常數的選擇題，屬於高考熱點。第二章化學物質及其變化 本章內容主要是氧化還原和離子反...
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