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1、第一章 元素周期表和元素周期律（物质结构基础） 一、元素周期表熟记等式：原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数1、元素周期表的编排原则： 按照原子序数递增的顺序从左到右排列；将电子层数相同的元素排成一个横行周期；把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行族2、如何精确表示元素在周期表中的位置： 周期序数电子层数；主族序数最外层电子数口诀：三短三长一不全；七主七副零八族(注意：各族所在哪个纵行)熟记：三个短周期，第一和第七主族和零族的元素符号和名称；各周期的元素种数（2，8，8，18,18,32,32,50,50）3、元素金属性和非金属性判断依据：元素金属性强弱的判断依据：单质
2、跟水或酸起反应置换出氢的难易；元素最高价氧化物的水化物氢氧化物的碱性强弱； 置换反应；阳离子的氧化性强弱。元素非金属性强弱的判断依据：单质与氢气生成气态氢化物的难易及气态氢化物的稳定性；最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱； 置换反应；阴离子的还原性强弱。4、核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。原子质量主要由质子和中子的质量决定。质量数质量数(A)质子数(Z)+十中子数(N)核素把一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子称核素 同位素质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称同位素“同位”是指质子数相同，周期表中位置相同，核素是指单个原子而言，而同位素则是指核素之间关系特性同
3、一元素的各种同位素化学性质几乎相同，物理性质不同在天然存在的某种元素中，不论是游离态，还是化合态，各种同位素所占的丰度(原子百分比)一般是不变的5、原子核外电子的排布规律：电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；各电子层最多容纳的电子数是2n2；最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个二、 元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果。1、影响原子半径大小的因素：电子层数：电子层数越多，原子半径越大
4、（最主要因素）核电荷数：核电荷数增多，吸引力增大，使原子半径有减小的趋向（次要因素）核外电子数：电子数增多，增加了相互排斥，使原子半径有增大的倾向2、元素的化合价与最外层电子数的关系：最高正价等于最外层电子数（氟氧元素无最高正价）负化合价数 = 8最外层电子数（金属元素无负化合价）3、同主族、同周期元素的结构、性质递变规律：同主族：从上到下，随电子层数的递增，原子半径增大，核对外层电子吸引能力减弱，失电子能力增强，还原性（金属性）逐渐增强，其离子的氧化性减弱。即从上到下，元素的金属性依次增强，非金属性依次减弱同周期：左右，核电荷数逐渐增多，最外层电子数逐渐增多，原子半径逐渐减小，得电子能力逐渐
5、增强，失电子能力逐渐减弱氧化性逐渐增强，还原性逐渐减弱，气态氢化物稳定性逐渐增强最高价氧化物对应水化物酸性逐渐增强，碱性 逐渐减弱即从左到右，元素的金属性依次减弱，非金属性依次增强。F是非金属性最强的元素。第三周期元素 11 Na 12 Mg 13 Al 14 Si 15 P 16 S 17 Cl 18 Ar (1)电子排布 电子层数相同，最外层电子数依次增加 (2)原子半径 原子半径依次减小 (3)主要化合价 1 2 3 4 4 5 3 6 2 7 1 (4)金属性、非金属性 金属性减弱，非金属性增加 (5)单质与水或酸置换难易 冷水 剧烈 热水与 酸快 与酸反 应慢 (6)氢化物的化学式
6、SiH4 PH3 H2S HCl (7)与H2化合的难易 由难到易 (8)氢化物的稳定性 稳定性增强 (9)最高价氧化物的化学式 Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 最高价氧化物对应水化物 (10)化学式 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4 (11)酸碱性 强碱 中强碱 两性氢 氧化物 弱酸 中强 酸 强酸 很强 的酸 (12)变化规律 碱性减弱，酸性增强4、碱金属和卤族元素1）、碱金属元素 Li锂 Na钠 K钾 Rb铷 Cs铯 碱金属锂、钠、钾、铷、铯、钫（Li、Na、K、Rb、Cs、Fr）结构因最外层
7、都只有一个电子，易失去电子，显+1价，物理性质密度逐渐增大硬度逐渐升高 熔、沸点逐渐降低 化学性质原子核外电子层数增加，最外层电子离核越远，失电子能力逐渐增强，金属性逐渐增强，金属越活泼2）、卤族元素F氟 Cl氯 Br溴 I碘 （F是非金属性最强的元素，位于周期表右上方）卤素氟、氯、溴、碘、砹（F、Cl、Br、I、At）结构因最外层都有7个电子，易得到电子，显-1价，物理性质密度逐渐增大熔沸点逐渐升高 （正常） 颜色状态颜色逐渐加深气态液态固态溶解性逐渐减小化学性质原子核外电子层数增加，最外层电子离核越远，得电子能力逐渐减弱，非金属性逐渐减弱，金属越不活泼与氢气反应剧烈程度：F2Cl2Br2I
8、2氢化物稳定性HFHClHBrHI氢化物水溶液酸性HFHClHBrHI（HF为弱酸，一弱三强）氢化物越稳定，在水中越难电离，酸性越弱3）、碱金属和卤素的化学性质比较：（注意：要会碱金属元素和卤族元素的原子结构）金属性：LiNaKRbCs 熔沸点大致上逐渐降低 与酸或水反应：从难易 碱性：LiOHNaOHKOHRbOHCsOH 还原性(失电子能力)：LiNaKRbCs 氧化性(得电子能力)：LiNaKRbCs 非金属性：FClBrI 熔沸点逐渐升高 单质与氢气反应：从易难 氢化物稳定：HFHClHBrH 无氧酸酸性：HFHClHBrHI 氧化性：F2Cl2Br2I2 还原性：FClBrI 5、掌
9、握比较粒子(包括原子、离子)半径的方法（同周期、同主族及具有相同的电子层结构的离子）6、三、 化学键1、含有离子键的化合物就是离子化合物；只含有共价键的化合物才是共价化合物。NaOH中含极性共价键与离子键，NH4Cl中含极性共价键与离子键，Na2O2中含非极性共价键与离子键，H2O2中含极性和非极性共价键 离子键与共价键的比较键型 离子键 共价键 概念 阴阳离子结合成化合物的静电作用叫离子键 原子之间通过共用电子对所形成的相互作用叫做共价键 成键方式 通过得失电子达到稳定结构 通过形成共用电子对达到稳定结构 成键粒子 阴、阳离子 原子 成键元素 活泼金属与活泼非金属元素之间（特殊：NH4Cl、
10、NH4NO3等铵盐只由非金属元素组成，但含有离子键） 非金属元素之间（特殊：AlCl3是共价化合物） 离子化合物：由离子键构成的化合物叫做离子化合物。（一定有离子键，可能有共价键）共价化合物：原子间通过共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。（只有共价键）He、Ar、Ne、等稀有气体是单原子分子，分子之间不存在化学键2、注意：掌握用电子式表示化合物的物质的结构及形成过程。（AB， A2B，AB2， NaOH，Na2O2，NH4Cl，O22-，NH4+ 、NH3，CH4，CO2，HClO，H2O2 ） 3、共价键的分类（极性键、非极性键的判断）及分子间作用力和氢键（注意掌握教材氢化物沸点图）4
11、、掌握10电子（15种）、18电子微粒（16种） 第二章 化学反应与能量一、化学能与热能1、在任何的化学反应中总伴有能量的变化。原因：当物质发生化学反应时，断开反应物中的化学键要吸收能量，而形成生成物中的化学键要放出能量。化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。一个确定的化学反应在发生过程中是吸收能量还是放出能量，决定于反应物的总能量与生成物的总能量的相对大小。E反应物总能量E生成物总能量，为放热反应。E反应物总能量E生成物总能量，为吸热反应。2、常见的放热反应和吸热反应常见的放热反应：所有的燃烧与缓慢氧化。酸碱中和反应。金属与酸、水反应制氢气。大多数化合反应（特殊：CCO2= 2C
12、O是吸热反应）。常见的吸热反应：以C、H2、CO为还原剂的氧化还原反应如：C(s)H2O(g) = CO(g)H2(g)。铵盐和碱的反应如Ba(OH)28H2ONH4ClBaCl22NH310H2O大多数分解反应如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。二、化学能与电能1、化学能转化为电能的方式：电能(电力) 火电（火力发电）：化学能热能机械能电能 缺点：环境污染、低效 原电池 ： 将化学能直接转化为电能 优点：清洁、高效2、原电池原理（1）概念：把化学能直接转化为电能的装置叫做原电池。（2）原电池的工作原理：通过氧化还原反应（有电子的转移）把化学能转变为电能。（3）构成原电池的条件：（1
13、）有活泼性不同的两个电极；（2）电解质溶液（3）闭合回路（4）自发的氧化还原反应（4）电极名称及发生的反应：负极：较活泼的金属作负极，负极发生氧化反应，电极反应式：较活泼金属ne金属阳离子负极现象：负极溶解，负极质量减少。正极：较不活泼的金属或石墨作正极，正极发生还原反应，电极反应式：溶液中阳离子ne单质正极的现象：一般有气体放出或正极质量增加。（5）原电池正负极的判断方法：依据原电池两极的材料：较活泼的金属作负极（K、Ca、Na太活泼，不能作电极）；较不活泼金属或可导电非金属（石墨）、氧化物（MnO2）等作正极。根据电流方向或电子流向：（外电路）的电流由正极流向负极；电子则由负极经外电路流向原电池的正极。根据内电路离子的迁移方向：阳离子流向原电池正极，阴离子流向原电池负极。根据原电池中的反应类型：负极：失电子，发生氧化反应，现象通常是电极本身消耗，质量减小。正极：得电子，发
