第一章 物質(zhì)結(jié)構(gòu) 元素周期律

一、原子結(jié)構(gòu)

注意：質(zhì)量數(shù)(A)＝質(zhì)子數(shù)(Z)＋中子數(shù)(N)

原子序數(shù)=核電荷數(shù)=質(zhì)子數(shù)=原子的核外電子數(shù)

熟背前20號元素，熟悉1～20號元素原子核外電子的排布：

H  He  Li  Be  B  C  N  O  F  Ne  Na  Mg  Al  Si  P  S Cl  Ar  K  Ca

2.原子核外電子的排布規(guī)律：

①電子總是盡先排布在能量最低的電子層里；

②各電子層最多容納的電子數(shù)是2n2；

③最外層電子數(shù)不超過8個（K層為最外層不超過2個），次外層不超過18個，倒數(shù)第三層電子數(shù)不超過32個。

3.元素、核素、同位素

元素：具有相同核電荷數(shù)的同一類原子的總稱。

核素：具有一定數(shù)目的質(zhì)子和一定數(shù)目的中子的一種原子。

同位素：質(zhì)子數(shù)相同而中子數(shù)不同的同一元素的不同原子互稱為同位素。(對于原

子來說)

二、元素周期表

1.編排原則：

①按原子序數(shù)遞增的順序從左到右排列

②將電子層數(shù)相同的各元素從左到右排成一橫行。（周期序數(shù)＝原子的電子層數(shù)）

③把最外層電子數(shù)相同的元素按電子層數(shù)遞增的順序從上到下排成一縱行。

主族序數(shù)＝原子最外層電子數(shù)

2.結(jié)構(gòu)特點：

三、元素周期律

1.元素周期律：

元素的性質(zhì)（核外電子排布、原子半徑、主要化合價、金屬性、非金屬性）隨著核電荷數(shù)的遞增而呈周期性變化的規(guī)律。

元素性質(zhì)的周期性變化實質(zhì)是元素原子核外電子排布的周期性變化的必然結(jié)果。

2.同周期元素性質(zhì)遞變規(guī)律

第ⅠA族堿金屬元素：Li Na K Rb Cs Fr（Fr是金屬性最強的元素，位于周期表左下方）

第ⅦA族鹵族元素：F Cl Br I At（F是非金屬性最強的元素，位于周期表右上方）

判斷元素金屬性和非金屬性強弱的方法：

（1）金屬性強（弱）

①單質(zhì)與水或酸反應生成氫氣容易（難）；

②氫氧化物堿性強（弱）；

③相互置換反應（強制弱）Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu。

（2）非金屬性強（弱）

①單質(zhì)與氫氣易（難）反應；

②生成的氫化物穩(wěn)定（不穩(wěn)定）；

③最高價氧化物的水化物（含氧酸）酸性強（弱）；

④相互置換反應

（強制弱）2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2。

同周期比較：

同主族比較：

比較粒子(包括原子、離子)半徑的方法：

（1）先比較電子層數(shù)，電子層數(shù)多的半徑大。

（2）電子層數(shù)相同時，再比較核電荷數(shù)，核電荷數(shù)多的半徑反而小。

四、化學鍵

化學鍵是相鄰兩個或多個原子間強烈的相互作用。

1.離子鍵與共價鍵的比較

離子化合物：由離子鍵構(gòu)成的化合物叫做離子化合物。（一定有離子鍵，可能有共價鍵）

共價化合物：原子間通過共用電子對形成分子的化合物叫做共價化合物。（只有共價鍵）

2.電子式：

用電子式表示離子鍵形成的物質(zhì)的結(jié)構(gòu)與表示共價鍵形成的物質(zhì)的結(jié)構(gòu)的不同點：

（1）電荷：用電子式表示離子鍵形成的物質(zhì)的結(jié)構(gòu)需標出陽離子和陰離子的電荷；而表示共價鍵形成的物質(zhì)的結(jié)構(gòu)不能標電荷。

（2）[   ]（方括號）：離子鍵形成的物質(zhì)中的陰離子需用方括號括起來，而共價鍵形成的物質(zhì)中不能用方括號。

第二章 化學反應與能量

第一節(jié) 化學能與熱能

1、在任何的化學反應中總伴有能量的變化。

原因：

當物質(zhì)發(fā)生化學反應時，斷開反應物中的化學鍵要吸收能量，而形成生成物中的化學鍵要放出能量。

化學鍵的斷裂和形成是化學反應中能量變化的主要原因。

一個確定的化學反應在發(fā)生過程中是吸收能量還是放出能量，取決于反應物的總能量與生成物的總能量的相對大小。

E反應物總能量＞E生成物總能量，為放熱反應。

E反應物總能量＜E生成物總能量，為吸熱反應。

2、常見的放熱反應和吸熱反應

常見的放熱反應：

①所有的燃燒與緩慢氧化。

②酸堿中和反應。

③金屬與酸反應制取氫氣。

④大多數(shù)化合反應（特殊：是吸熱反應）。

常見的吸熱反應：

①以C、H2、CO為還原劑的氧化還原反應如：

②銨鹽和堿的反應如Ba(OH)2·8H2O＋NH4Cl＝BaCl2＋2NH3↑＋10H2O

③大多數(shù)分解反應如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。

3、能源的分類：

【思考】一般說來，大多數(shù)化合反應是放熱反應，大多數(shù)分解反應是吸熱反應，放熱反應都不需要加熱，吸熱反應都需要加熱，這種說法對嗎？試舉例說明。

點拔：這種說法不對。

如C＋O2＝CO2的反應是放熱反應，但需要加熱，只是反應開始后不再需要加熱，反應放出的熱量可以使反應繼續(xù)下去。

Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl的反應是吸熱反應，但反應并不需要加熱。

第二節(jié) 化學能與電能

1、化學能轉(zhuǎn)化為電能的方式：

2、原電池原理

（1）概念：把化學能直接轉(zhuǎn)化為電能的裝置叫做原電池。

（2）原電池的工作原理：通過氧化還原反應（有電子的轉(zhuǎn)移）把化學能轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔堋?/span>

（3）構(gòu)成原電池的條件：

①電極為導體且活潑性不同；

②兩個電極接觸（導線連接或直接接觸）；

③兩個相互連接的電極插入電解質(zhì)溶液構(gòu)成閉合回路。

（4）電極名稱及發(fā)生的反應：

負極：

較活潑的金屬作負極，負極發(fā)生氧化反應

電極反應式：較活潑金屬－ne－＝金屬陽離子

負極現(xiàn)象：負極溶解，負極質(zhì)量減少

正極：

較不活潑的金屬或石墨作正極，正極發(fā)生還原反應

電極反應式：溶液中陽離子＋ne－＝單質(zhì)

正極的現(xiàn)象：一般有氣體放出或正極質(zhì)量增加

（5）原電池正負極的判斷方法：

①依據(jù)原電池兩極的材料：

較活潑的金屬作負極（K、Ca、Na太活潑，不能作電極）；

較不活潑金屬或可導電非金屬（石墨）、氧化物（MnO2）等作正極。

②根據(jù)電流方向或電子流向：（外電路）的電流由正極流向負極；電子則由負極經(jīng)

外電路流向原電池的正極。

③根據(jù)內(nèi)電路離子的遷移方向：陽離子流向原電池正極，陰離子流向原電池負極。

④根據(jù)原電池中的反應類型：

負極：失電子，發(fā)生氧化反應，現(xiàn)象通常是電極本身消耗，質(zhì)量減小。

正極：得電子，發(fā)生還原反應，現(xiàn)象是常伴隨金屬的析出或H2的放出。

（6）原電池電極反應的書寫方法：

①原電池反應所依托的化學反應原理是氧化還原反應，負極反應是氧化反應，正極

反應是還原反應。因此書寫電極反應的方法歸納如下：

寫出總反應方程式；

把總反應根據(jù)電子得失情況，分成氧化反應、還原反應；

氧化反應在負極發(fā)生，還原反應在正極發(fā)生，反應物和生成物對號入座，注意酸堿

介質(zhì)和水等參與反應。

②原電池的總反應式一般把正極和負極反應式相加而得。

（7）原電池的應用：

①加快化學反應速率，如粗鋅制氫氣速率比純鋅制氫氣快。

②比較金屬活動性強弱。

③設計原電池。

④金屬的腐蝕。