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1、质子（Z个）原子核 中子（N个） 原子（ZA X）核外电子（Z个） 第一章 物质结构元素周期律复习提纲注意：质量数(A)质子数(Z)中子数(N)相对原子质量在原子中：原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数一、原子结构1、原子构造：Z2、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。记住记住稀有气体的原子序数He-2 Ne-10 Ar-18 Kr-36 xe-54 Rn-86 X-118会写原子结构示意图。 电子层： 一（能量最低） 二 三
2、四 五 六 七 对应表示符号： K L M N O P Q、元素、核素、同位素元素：具有相 同一类原子的总称。核素：具有一定数目的 和一定数目的 的一种 。同位素：相同而不同的同一元素的互称为同位素。(对于原子来说) 如O和O 判定方法：它反映的是同种元素的不同原子间的关系。故单质、化合物间不可能是同位素。二、元素周期表周期：将 相同的各元素从左到右排成一横行。周期序数 族：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一纵行。主族序数 族（ 个纵行 个族）副族（ 个；用 表示 ）第 族（ 个， 列）_族（ 个， 列）主族（ 个；用 表示 ）2、现行元素周期表的编排原则与特点： 第一
3、周期（共 种元素）周期（ 个横行，_个周期）第二周期（共 种元素） （ 个）第三周期（共 种元素）第四周期（共 种元素）第五周期（共 种元素） （ 个）六周期（共 种元素）第七周期， 种元素（ 个）3、元素周期律涵义元素性质随着元素 递增而 变化。实质元素性质的周期性递变是 变化的必然结果。电子排布最外层电子数由递增至（若K层为最外层则由1递增2）而呈现周期性变化。原子半径原子半径由（稀有气体元素除外）呈周期性变化。原子半径由电子层数和核电荷数多少决定，它是反映结构的一个参考数据。主要化合价最高正价由递变到，从中部开始有负价，从递变至。（稀有气体元素化合价为零），呈周期性变化。最高正价数=主族
4、(F无正价) + 8元素及化合物的性质金属性逐渐，非金属性，最高氧化物的水化物的碱性渐，酸性，呈周期性变化。这是由于在一个周期内的元素，电子层数相同，最外层电子数逐渐增多，核对外层电子引力渐强，使元素原子失电子渐难，得电子渐易，故有些变化规律。注意：比较粒子(包括原子、离子)半径的方法：先比较电子层数，电子层数多的半径大。电子层数相同（同周期）的原子，比较核电荷数，核电荷数多的半径反而小。 具有相同电子层结构的粒子，核电荷数多的半径反而小。4、元素金属性和非金属性强弱的判断方法金属性强弱比较本质原子越易失电子、金属性越 判断依据1.在金属活动顺序表中越靠前，金属性 。2.单质与水或非氧化性酸（
5、如盐酸）反应越 ，金属性越强。3.单质还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强。4.最高价氧化物对应水化物碱性越 ，金属性越强。5.置换反应：若xn+y x+ym+，则y比x金属性 。6作原电池负极的比作正极的金属性 。7同周期的元素原子随着原子序数递增金属性越 ；同主族的元素原子随着原子序数递增金属性越 。非金属性比较本质原子越易得电子，非金属性越。判断方法1.与H2化合越易，气态氢化物越，非金属性越。2.单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性 。3.最高价氧化物的水化物酸性越，非金属性越。4.置换反应：An-+B Bm-+A 则B比A非金属性强。 NaBrCl22NaClBr25.同周期
6、的元素原子随着原子序数递增非金属性越 ；同主族的元素原子随着原子序数递增非金属性越 。（）同周期比较：金属性：NaMgAl与酸或水反应：从易难碱性：NaOHMg(OH)2Al(OH)3非金属性：SiPSCl单质与氢气反应：从难易氢化物稳定性：SiH4PH3H2SHCl酸性(含氧酸)：H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4 （）同主族比较：金属性：LiNaKRbCs（碱金属元素）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（卤族元素）单质与氢气反应：从易难氢化物稳定：HF
7、HClHBrHI氧化性：F2Cl2Br2I2还原性：FClBrI酸性(无氧酸)：HFHClHBrHI注意：要会默写主族下列化合物通式（用表示元素符号）族AAAAAAA氢化物的化学式不写RH4最高价氧化物的化学式R2O最高价氧化物对应水化物化学式NaOH、元素周期表中元素性质的递变规律：性质同周期（左右）同主族（上下）原子半径失电子能力得电子能力金属性非金属性最高价氧化物对应水化物的酸性、碱性非金属气态氢化物的形成难易程度、稳定性阳离子半径阴离子半径第A族碱金属元素：Li Na K Rb Cs Fr（Fr是金属性最强的元素位于周期表左下方）第A族卤族元素：F Cl Br I At（F是非金属性最
8、强的元素，位于周期表右上方）三、化学键、化学键是指： 。、化学反应的实质是指： 。3、离子键与共价键的比较键型离子键共价键概念金属阳离子或NH4+与阴离子之间的相互作用。全由非金属与非金属原子之间的相互作用。成键方式通过得失电子形成阴、阳离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阳离子或NH4+与阴离子原子成键元素与元素之间（特殊：铵盐只由非金属元素组成，但含有离子键） 元素之间极性共价键（简称极性键）：由 种原子形成，AB型，如，HCl。共价键非极性共价键（简称非极性键）：由 种原子形成，AA型，如ClCl。离子化合物：由金属阳离子或NH4+与阴离子形成的化合物。离子化合物一定有
9、离子键，可能有共价键。共价化合物：全由非金属与非金属原子形成的化合物。共价化合物只有共价键，一定无离子键。2.电子式：（由于图片多不便排版，请同学们参看学案各种粒子电子式的书写方法）用电子式表示离子键形成的物质的结构与表示共价键形成的物质的结构的不同点：（1）电荷：用电子式表示离子键形成的物质的结构需标出阳离子和阴离子的电荷；而表示共价键形成的物质的结构不能标电荷。（2） （方括号）：离子键形成的物质中的阴离子需用方括号括起来，而共价键形成的物质中不能用方括号。注意区分：用电子式表示物质的结构还是用电子式表示物质的形成过程。第二章 化学反应与能量复习提纲一、.化学能与热能1、化学反应中能量变化
10、的主要原因：旧化学键的断裂和新化学键的形成2、化学反应吸收能量或放出能量的决定因素：反应物和生成物的总能量的相对大小 a. 吸热反应：反应物的总能量小于生成物的总能量或反应物的总键能大于生成物的总键能的反应。 断开化学键吸收的总能量大于新化学键形成放出的总能量b. 放热反应：反应物的总能量大于生成物的总能量或反应物的总键能小于生成物的总键能的反应。 断开化学键吸收的总能量小于形成化学键放出的总能量3、化学反应一大特征：化学反应的过程中总是伴随着能量变化，通常表现为热量变化4、常见的放热反应：A. 所有燃烧反应； B. 中和反应；C. 大多数化合反应；D. 活泼金属跟水或酸反应；E. 铝热反应。
11、5、常见的吸热反应：A. 大多数分解反应；B 大多数的高温反应 C.以H2、 C、 CO为还原剂的反应D.氯化铵与八水合氢氧化钡的反应 Ba(OH)28H2O+2NH4Cl=2NH3+BaCl2+10H2O说明:放热反应和吸热反应必须是化学变化 (下列不是放热或吸热反应)a、 放热：浓硫酸溶于水 NaOH溶于水 CaO溶于水 b、吸热：铵盐溶于水 反应条件与热量变化没有必然的关系，既需要点燃或加热的反应不一定是吸热反应。6、中和热:稀的强酸与稀的强碱发生中和反应生成1mol H2O（液态）时所释放的热量。二、化学能与电能1、原电池原 电 池以锌铜原电池为例能量转换 化学 能 电 能的装置。（两
12、极分别发生氧化还原反应，产生电流）电极名称 负 极（电子流出的一极） 正 极（电子流入的一极）材料 较活泼金属（Zn）较不活泼金属(Cu) 金属(Fe)非金属（C） 金属（Pb）金属氧化物（PbO2）电解液通常和 电极 反应。构成条件两极、一液、一线、一反应 两个活泼性 不同 的 金属 电解质溶液 电极用导线相连并插入电解液 能自发地进行一个氧化还原反应 负极（Zn）：Zn - 2e- = Zn2+(氧化反应) 正极（Cu）：2H+ + 2e- = H2(还原反应) 总反应：Zn+2H+=Zn2+H2该氧化还原反应的化学能转变为电能。离子迁移阳离子向 正 极作定向移动 ，阴离子向 负 极作定向移动 。电子迁移 （池外）电子流动：由 负 极到 正 极（池外）电流：由 正 极 到 负 极 。应用制作电池、防止金属被腐蚀、提高化学反应速率干电池、铅蓄电池、新型高能
