第二章 化学反应与能量
一、化学能与热能
1．化学反应的特点是有新物质生成。新物质和反应物总能量不同，而反应中能量守恒，所以：
★任何化学反应都伴随着能量的变化，变化的能量以热能、电能、光能等表现出来。通常表现为热量变化。
★确定化学反应在发生过程中是吸收能量还是放出能量，取决于反应物和生成物的总能量的相对大小。
（1）反应物总能量小于生成物总能量，则化学反应为吸收能量；
（2）反应物总能量大于生成物总能量，则化学反应为放出能量；
吸热反应：反应物的总能量小于生成物的总能量；放热反应：反应物的总能量大于生成物的总能量
2．化学反应中能量变化的主要原因：（即化学反应从化学键的角度分析）就是旧的化学键的断裂、新的化学键的形成的过程。
断键和成键都伴随着能量的变化：★断键——吸收能量； 成键——放出能量
3．常见的放热反应：所有燃烧反应；中和反应；大多数化合反应； 活泼金属跟水或酸反应；物质的缓慢氧化
4．常见的吸热反应：大多数分解反应；氯化铵与八水合氢氧化钡的反应；
Ba(OH)2·8H2O+2NH4Cl==2NH3↑+BaCl2+10H2O
注意：有热量放出未必是放热反应，放热反应和吸热反应必须是化学变化。
某些常见的热效应：
放热：①浓硫酸溶于水②NaOH溶于水③CaO溶于水，其中属于放热反应的是③
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。
5．反应热：化学反应过程中放出或吸收的热量。符号：△H 单位：kJ·mol-1
放热反应： △H<0 吸热反应： △H>0
6、中和热：稀的强酸与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（重点）（要熟悉原电池工作原理与设计原电池）
（1）概念：将化学能直接转为电能的装置
（2）工作原理：负极：失电子（化合价升高），发生氧化反应；正极：得电子（化合价降低），发生还原反应。
★（3）原电池的构成条件 ：
关键是能自发进行的氧化还原反应能形成原电池；电极均插入同一电解质溶液；
有两种活泼性不同的金属或金属与非金属导体作电极；
两电极相连（直接或间接）形成闭合回路。
（4）原电池正、负极的判断：
负极：电子流出的电极（较活泼的金属），金属化合价升高（发生氧化反应）；
现象为：负极本身溶解、质量减少；
正极：电子流入的电极（较不活泼的金属、石墨等）：元素化合价降低（发生还原反应）
现象为：正极一般有气泡或金属单质析出。
（5）金属活泼性的判断：
①金属活动性顺序表；②原电池的负极的金属更活泼 ；原电池的正极为较不活泼金属。
（6）原电池的电极反应：（难点）
负极反应：负极本身 –ne-===金属阳离子，即X－ne＝Xn－；如Fe-2 e-＝Fe2+
正极反应：溶液中的阳离子得电子的还原反应。如Cu2++ 2 e-==Cu
电极反应总式：将负极与正极电极反应加起来就得电极反应加起来。如 Fe+Cu2+＝Fe2++Cu
★根据原电池原理，一般来说负极容易被腐蚀、正极受保护。
请解释：（1）实验室用粗锌制备氢气而不用纯锌的原因。
（2）钢铁在潮湿中容易生锈；
（难点）2．原电池的设计：根据电池反应设计原电池（三部分＋导线）
负极：选取反应中失电子的金属单质（即化合价升高的物质）；
正极：选取活泼性比负极弱的金属或石墨；
电解质溶液：选取含有反应中得电子的阳离子的溶液（即化合价降低的物质）。
如设计原电池：
电极反应式 Zn+2H+==Zn2++H2↑ Fe+Cu2+==Fe2++Cu Cu+2Fe3+==Cu2++2Fe2+
负极反应式
正极反应式
负极材料
正极材料
电解质溶液
3、发展中的化学电源
化学电池有三大类型： 干电池 、 蓄电池 、 燃料电池 ；
特点：一次电池不可充，二次电池可循环利用，放电过程是将化学能转化为电能；充电过程是将电能转化为化学 能。燃料电池最理想的燃料是H2 。
（1）干电池（锌锰电池）：负极：Zn －2e - ＝ Zn 2+；参与正极反应的是MnO2和NH4+
（2）铅蓄电池：
铅蓄电池充电和放电的总化学方程式：
放电时电极反应：负极：Pb + SO42-－2e-＝PbSO4； 正极：PbO2 + 4H+ + SO42- + 2e-＝ PbSO4 + 2H2O
（3）氢氧燃料电池：电极材料一般为活性电极，具有很强的催化活性，如铂电极，活性炭电极等。（电解质溶液为KOH溶液）特点：转化率高，持续使用，无污染。
总反应：2H2 + O2＝2H2O
负极：2H2 + 4OH-－4e- = 4H2O 正极：O2 + 2H2O ＋4e- =4OH-
废旧电池的回收利用：由于废旧电池中含有重金属离子（电池中汞、镉和铅等重金属离子对土壤和水源造成污染）、酸、碱等物质，因此回收金属，防止污染。
三、化学反应速率与限度
1、化学反应速率（表示化学反应快慢的物理量。）
（1）化学反应速率的概念：单位时间内某反应物的减少量或生成物浓度增加量。
注意：同一反应的速率可以用不同的物质表示，其数值可能不同，表示的意义相同；化学反应速率均取正值，是某一段时间内的平均速率；★化学反应速率之比 ＝ 化学计量数之比。
（2）计算（重点）：
①已知物质的量n的变化或者质量m的变化，转化成物质的量浓度c的变化后再求反应速率v；
②已知反应方程和某物质表示的反应速率，求另一物质表示的反应速率；
③已知反应中各物质表示的反应速率之比或△C之比，求反应方程；
④比较不同条件下同一反应的反应速率
关键：找同一参照物，比较同一物质表示的速率（即把其他物质表示的反应速率转化成同一物质表示的反应速率。）
★★反应速率计算题格式（关键是求出△C）
如 N2+3H22NH3
起始量（始）
变化量（变化）
反应后（末）
特别注意：变化量只能是物质的量、物质的量浓度或气体体积。
各物质变化量之比等于各物质化学计量数之比。某一时刻各物质的各种量之间不存在任何关系。
2、影响化学反应速率的因素（重点）
（1）内因（决定化学反应速率的主要因素）：反应物自身的性质
（2）外因：
①浓度越大，反应速率越快；②升高温度（任何反应，无论吸热还是放热），加快反应速率；③ 催化剂一般加快反应速率；④有气体参加的反应，增大压强，反应速率加快；⑤ 固体表面积越大，反应速率越快；⑥配成溶液反应快；⑦形成原电池负极溶解快；⑧光、反应物的状态、溶剂等。
3、化学反应的限度
绝大多数化学反应都有可逆性，可逆程度较小（可以忽略）的称为不可逆反应；可逆程度较大（不可以省略）的称为可逆反应。如N2+3H22NH3称为可逆反应。
★★当一个可逆反应达到化学平衡（反应物和生成物浓度不再改变）时，即达到这个反应的最大限度。
（1）可逆反应
概念：在同一条件下，既能向正反应方向又能向逆反应方向进行的化学反应。
特点：可逆反应只能进行到一定程度，不会完全反应（反应物转化率小于100％）。★反应物和生成物共存。
（2）绝大多数化学反应都有可逆性，只是不同的化学反应的限度不同；相同的化学反应，不同的条件下其限度也可能不同。
（3）化学反应限度的概念：一定条件下， 当一个可逆反应进行到正反应和逆反应的速率相等，反应物和生成物的浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡状态”，这种状态称为化学平衡状态，简称化学平衡，这就是可逆反应所能达到的限度。
（4）化学平衡状态的特征：
条件------- 一定条件
对象——可逆反应
等——达到平衡时，V正==V逆（化学平衡的根本标志）
动——动态平衡（反应达到平衡，并不是说停止反应，正逆反应仍在不断进行着，V正==V逆≠0）
定——只要条件不变，反应混合物中各组分的含量保持不变。（即混合体系中各组成成分的物质的量、质量、物质的量浓度、各成分的百分含量（体积分数、质量分数）、转化率等不随时间变化而改变。）
变——外界条件改变，化学平衡状态就被破坏，平衡发生移动（V正≠V逆），直至建立新的平衡。
（5）可逆反应达到平衡状态的标志：反应混合物中各组分浓度保持不变；正反应速率＝逆反应速率
对v (正) ＝v (逆)的正确理解：指反应体系中的用同一物质来表示正反应速率和逆反应速率相等。对不同种物质
而言，速率不一定相等，某一反应物的速率与某一生成物的速率之比等于化学方程式中相应的化学计量数之比。
现以N2＋3H22NH3为例来说明v (正) ＝v (逆)。在单位时间、单位体积内：
① 若有1mol N2消耗（→），则有1mol N2生成（←）（同种物质，物质的量相等）
② 若有1mol N2消耗（→），则有3若有1mol N2消耗（→）， H2生成（←）（同侧不同种物质，物质的量之比＝对应化学计量数之比，）
③ 若有1mol N2消耗（→），则有2 molNH3消耗（←）（异侧物质，物质的量之比＝对应化学计量数之比，）
④ 若有1mol键断裂，则有6 molN－H键断裂
四、化学平衡移动
1．定义――――可逆反应中旧的化学平衡被破坏，新的化学平衡建立的过程，叫做化学平衡的移动。
2．实质： 条件改变后, v (正)≠v (逆)
3．影响化学平衡的条件
（1）浓度对化学平衡的影响
在其他条件不变的情况下，
增大反应物的浓度或减小生成物的浓度，都可以使化学平衡向正反应的方向移动；
增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使化学平衡向逆反应的方向移动。
增大反应物浓度 减小生成物浓度 增大生成物浓度 减小反应物浓度
正反应方向移动 逆反应方向移动
（2）压强对化学平衡的影响
在其他条件不变的情况下，
对反应前后气体体积有变化的可逆反应，增大压强，会使化学平衡向着气体体积缩小的方向移动；
减小压强，会使化学平衡向着气体体积增大的方向移动。
对于反应前后气体体积无变化的反应，改变压强，化学平衡不移动
注意：对于无气体参加的可逆反应，改变压强时化学平衡不移动。
对于反应前后气体体积有变化的可逆反应 对于反应前后气体体积无变化的可逆反应（即两边气体分子数相等）：
若正反应方向气体分子数减小： 若正反应方向气体分子数增大：
增大压强 减小压强 增大压强 减小压强 增大压强 减小压强
（3）温度对化学平衡的影响
在其他条件不变的情况下，
升高温度，化学平衡向吸热反应方向移动；降低温度，化学平衡向放热反应方向移动.
若正反应是放热反应 若正反应是吸热反应
升高温度 降低温度 升高温度 降低温度
（4）催化剂对化学平衡的影响
催化剂对化学平衡无影响，只能改变反应到达平衡的时间。
加入正催化剂 加入负催化剂
五、化学反应条件控制
1．目的：通过改变化学反应的速率和反应进行的程度，使反应向着人们需要的方向进行
2．措施：改变化学反应的条件可以改变反应速率和限度。
3．提高燃料的燃烧效率的措施：
（1）尽可能的使煤充分燃烧，提高能量的转化率，关键是燃料与空气或氧气要尽可能充分的接触，且空气要适当过量。燃料与空气要有足够大的接触面积。
（2）尽可能充分地利用燃料燃烧所放出来的热能，提高热能的利用率。
4．提高燃料的燃烧效率的意义：在于节约能源，节省资源，减少污染等。
5．燃料充分燃烧的条件：一是燃烧时要有足够多的空气；二是燃料与空气要有足够大的接触面积。
转化率==转化量/起始量×100%
PAGE第二章 化学反应与能量
一、化学能与热能
1．化学反应的特点:有新物质生成。新物质和反应物总能量不同，而反应中能量守恒，所以：
★任何化学反应都伴随着能量的变化，变化的能量以热能、电能、光能等表现出来。通常表现为热量变化。
★确定化学反应在发生过程中是吸收能量还是放出能量，取决于反应物和生成物的总能量的相对大小。
（1）反应物总能量小于生成物总能量，则化学反应为吸收能量；
（2）反应物总能量大于生成物总能量，则化学反应为放出能量；
吸热反应：反应物的总能量小于生成物的总能量；放热反应：反应物的总能量大于生成物的总能量
2．化学反应中能量变化的主要原因：就是旧的化学键的断裂、新的化学键的形成的过程。
（即化学反应从化学键的角度分析）
断键和成键都伴随着能量的变化：
★断键——吸收能量； 成键——放出能量
3．常见的放热反应：
所有燃烧反应；中和反应；大多数化合反应； 活泼金属跟水或酸反应；物质的缓慢氧化
4．常见的吸热反应：
大多数分解反应；氯化铵与八水合氢氧化钡的反应；
Ba(OH)2·8H2O+2NH4Cl＝2NH3↑+BaCl2+10H2O
注意：有热量放出未必是放热反应，放热反应和吸热反应必须是化学变化。
某些常见的热效应：
放热：①浓硫酸溶于水②NaOH溶于水③CaO溶于水，其中属于放热反应的是
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。
5．反应热：化学反应过程中放出或吸收的热量。
符号：△H 单位：kJ·mol-1
放热反应： △H<0 吸热反应： △H>0
6、中和热：稀的强酸与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（重点）
（要熟悉原电池工作原理与设计原电池）
（1）概念：将化学能直接转为电能的装置
（2）工作原理：负极：失电子（化合价升高），发生氧化反应；正极：得电子（化合价降低），发生还原反应。
★（3）原电池的构成条件 ：
①关键是能自发进行的氧化还原反应能形成原电池；
②电极均插入同一电解质溶液；
③有两种活泼性不同的金属或金属与非金属导体作电极；
④两电极相连（直接或间接）形成闭合回路。
（4）原电池正、负极的判断：
负极：电子流出的电极（较活泼的金属），金属化合价升高（发生氧化反应）；
现象为：负极本身溶解、质量减少；
正极：电子流入的电极（较不活泼的金属、石墨等）：元素化合价降低（发生还原反应）
现象为：正极一般有气泡或金属单质析出。
（5）金属活泼性的判断：
①金属活动性顺序表；②原电池的负极的金属更活泼 ；原电池的正极为较不活泼金属。
（6）原电池的电极反应：（难点）
负极反应：负极本身—ne-＝金属阳离子，
即X－ne＝Xn－；如Fe-2 e-＝Fe2+
正极反应：溶液中的阳离子得电子的还原反应。
如Cu2++ 2 e-==Cu
电极反应总式：将负极与正极电极反应加起来就得电极反应加起来。如 Fe+Cu2+＝Fe2++Cu
★根据原电池原理，一般来说负极容易被腐蚀、正极受保护。
请解释：
（1）实验室用粗锌制备氢气而不用纯锌的原因。
（2）钢铁在潮湿中容易生锈；
（难点）2．原电池的设计：根据电池反应设计原电池（三部分＋导线）
负极：选取反应中失电子的金属单质（即化合价升高的物质）；
正极：选取活泼性比负极弱的金属或石墨；
电解质溶液：选取含有反应中得电子的阳离子的溶液（即化合价降低的物质）。
如设计原电池：
电极反应式 Zn+2H+=Zn2++H2↑ Fe+Cu2+=Fe2++Cu Cu+2Fe3+=Cu2++2Fe2+
负极反应式
正极反应式
负极材料
正极材料
电解质溶液
3、发展中的化学电源
化学电池三大类型： 干电池 、 蓄电池 、 燃料电池 ；
特点：一次电池不可充，二次电池可循环利用，放电过程是将化学能转化为电能；充电过程是将电能转化为化学能。燃料电池最理想的燃料是H2
（1）干电池（锌锰电池）：
负极：Zn －2e - ＝ Zn 2+；
参与正极反应的是MnO2和NH4+
（2）铅蓄电池：
总化学方程式
放电时电极反应：
负极：Pb + SO42-－2e-＝PbSO4；
正极：PbO2 + 4H+ + SO42- + 2e-＝ PbSO4 + 2H2O
（3）氢氧燃料电池：电极材料一般为活性电极，具有很强的催化活性，如铂电极，活性炭电极等。
（电解质溶液为KOH溶液）
特点：转化率高，持续使用，无污染。
总反应：2H2 + O2＝2H2O
负极：2H2 + 4OH-－4e- = 4H2O
正极：O2 + 2H2O ＋4e- =4OH-
废旧电池的回收利用：由于废旧电池中含有重金属离子（电池中汞、镉和铅等重金属离子对土壤和水源造成污染）、酸、碱等物质，因此回收金属，防止污染。
三、化学反应速率与限度
1、化学反应速率（表示化学反应快慢的物理量。）
（1）化学反应速率的概念：单位时间内某反应物的减少量或生成物浓度增加量。
注意：
※同一反应的速率可以用不同的物质表示，其数值可能不同，表示的意义相同；
※化学反应速率均取正值，是某一段时间内的平均速率；
※★化学反应速率之比 ＝ 化学计量数之比。
（2）计算（重点）：
①已知物质的量n的变化或者质量m的变化，转化成物质的量浓度c的变化后再求反应速率v；
②已知反应方程和某物质表示的反应速率，求另一物质表示的反应速率；
③已知反应中各物质表示的反应速率之比或△C之比，求反应方程；
④比较不同条件下同一反应的反应速率
关键：找同一参照物，比较同一物质表示的速率（即把其他物质表示的反应速率转化成同一物质表示的反应速率。）
★★反应速率计算题格式（关键是求出△C）
如 N2+3H22NH3
起始量（始）
变化量（变化）
反应后（末）
特别注意：变化量只能是物质的量、物质的量浓度或气体体积。
各物质变化量之比等于各物质化学计量数之比。
某一时刻各物质的各种量之间不存在任何关系。
2、影响化学反应速率的因素（重点）
（1）内因（决定化学反应速率的主要因素）：反应物自身的性质
（2）外因：
①浓度越大，反应速率越快；
②升高温度（任何反应，无论吸热还是放热），加快反应速率；
③ 催化剂一般加快反应速率；
④有气体参加的反应，增大压强，反应速率加快；
⑤ 固体表面积越大，反应速率越快；
⑥配成溶液反应快；
⑦形成原电池负极溶解快；
⑧光、反应物的状态、溶剂等。
3、化学反应的限度
绝大多数化学反应都有可逆性，可逆程度较小（可以忽略）的称为不可逆反应；可逆程度较大（不可以省略）的称为可逆反应。如N2+3H22NH3称为可逆反应。
★★当一个可逆反应达到化学平衡（反应物和生成物浓度不再改变）时，即达到这个反应的最大限度。
（1）可逆反应
概念：在同一条件下，既能向正反应方向又能向逆反应方向进行的化学反应。
特点：可逆反应只能进行到一定程度，不会完全反应（反应物转化率小于100％）。
★反应物和生成物共存。
（2）绝大多数化学反应都有可逆性，只是不同的化学反应的限度不同；相同的化学反应，不同的条件下其限度也可能不同。
（3）化学反应限度的概念：一定条件下， 当一个可逆反应进行到正反应和逆反应的速率相等，反应物和生成物的浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡状态”，这种状态称为化学平衡状态，简称化学平衡，这就是可逆反应所能达到的限度。
★（4）化学平衡状态的特征：
条件—— 一定条件
对象——可逆反应
等——达到平衡时，V正==V逆（化学平衡的根本标志）
动——动态平衡（反应达到平衡，并不是说停止反应，正逆反应仍在不断进行着，V正==V逆≠0）
定——只要条件不变，反应混合物中各组分的含量保持不变。（即混合体系中各组成成分的物质的量、质量、物质的量浓度、各成分的百分含量（体积分数、质量分数）、转化率等不随时间变化而改变。）
变——外界条件改变，化学平衡状态就被破坏，平衡发生移动（V正≠V逆），直至建立新的平衡。
（5）可逆反应达到平衡状态的标志：
反应混合物中各组分浓度保持不变；
正反应速率＝逆反应速率
对v (正) ＝v (逆)的正确理解：
指反应体系中的用同一物质来表示正反应速率和
逆反应速率相等。对不同种物质而言，速率不一定相等，某一反应物的速率与某一生成物的速率之比等于化学方程式中相应的化学计量数之比。
现以N2＋3H22NH3为例来说明v(正)＝v(逆)。在单位时间、单位体积内：
① 若有1mol N2消耗（→），则有1mol N2生成（←）（同种物质，物质的量相等）
② 若有1mol N2消耗（→），则有3 mol H2生成（←）（同侧不同种物质，物质
的量之比＝对应化学计量数之比，）
③ 若有1mol N2消耗（→），则有2 molNH3消耗（←）
（异侧物质，物质的量之比＝对应化学计量数之比）
④ 若有1mol键断裂，则有6 molN－H键断裂
四、化学平衡移动
1．定义――可逆反应中旧的化学平衡被破坏，新的化学平衡建立的过程，叫做化学平衡的移动。
2．实质：条件改变后, v (正)≠v (逆)
3．影响化学平衡的条件
（1）浓度对化学平衡的影响
在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减小生成物的浓度，都可以使化学平衡向正反应的方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使化学平衡向逆反应的方向移动。
增大反应物浓度 减小生成物浓度 增大生成物浓度 减小反应物浓度
正反应方向移动 逆反应方向移动
（2）压强对化学平衡的影响
在其他条件不变的情况下，对反应前后气体体积有变化的可逆反应，增大压强，会使化学平衡向着气体体积缩小的方向移动；减小压强，会使化学平衡向着气体体积增大的方向移动。
对于反应前后气体体积无变化的反应，改变压强，化学平衡不移动
注意：对于无气体参加的可逆反应，改变压强时化学平衡不移动。
对于反应前后气体体积有变化的可逆反应 对于反应前后气体体积无变化的可逆反应（即两边气体分子数相等）：
若正反应方向气体分子数减小： 若正反应方向气体分子数增大：
增大压强 减小压强 增大压强 减小压强 增大压强 减小压强
（3）温度对化学平衡的影响
在其他条件不变的情况下，升高温度，化学平衡向吸热反应方向移动；降低温度，化学平衡向放热反应方向移动。
若正反应是放热反应 若正反应是吸热反应
升高温度 降低温度 升高温度 降低温度
（4）催化剂对化学平衡的影响
催化剂对化学平衡无影响，只能改变反应到达平衡的时间。
加入正催化剂 加入负催化剂
五、化学反应条件控制
1．目的：通过改变化学反应的速率和反应进行的程度，使反应向着人们需要的方向进行
2．措施：改变化学反应的条件可以改变反应速率和限度。
3．提高燃料的燃烧效率的措施：
（1）尽可能的使煤充分燃烧，提高能量的转化率，关键是燃料与空气或氧气要尽可能充分的接触，且空气要适当过量。燃料与空气要有足够大的接触面积。
（2）尽可能充分地利用燃料燃烧所放出来的热能，提高热能的利用率。
4．提高燃料的燃烧效率的意义：在于节约能源，节省资源，减少污染等。
5．燃料充分燃烧的条件：
一是燃烧时要有足够多的空气；
二是燃料与空气要有足够大的接触面积。
转化率＝转化量/起始量×100%
PAGE第一章 物质结构 元素周期律
一、原子结构
质子（Z个）
原子核 注意：质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)
1．原子（A X） 中子（N个） 原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数
核外电子（Z个）
★熟背前20号元素，熟悉1～20号元素原子及离子核外电子的排布：
H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca
2．原子核外电子的排布规律：①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；②各电子层最多容纳的电子数是2n2；③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。
电子层： 一（能量最低） 二 三 四 五 六 七
对应表示符号： K L M N O P Q
3．元素、核素、同位素
元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。
核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。
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为同位素。
(对于原子来说)举例
二、元素周期表
★1．编排原则：
①按原子序数递增的顺序从左到右排列
②将电子层数相同的各元素从左到右排成一横行。（周期序数＝原子的电子层数）
③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＝原子最外层电子数
2．结构特点： 核外电子层数 元素种类
第一周期 1 2种元素
短周期 第二周期 2 8种元素
周期 第三周期 3 8种元素
元 （7个横行） 第四周期 4 18种元素
素 （7个周期） 第五周期 5 18种元素
周 长周期 第六周期 6 32种元素
期 第七周期 7 未填满（不完全周期）（已有26种元素）
表
族 主族：ⅠA～ⅦA共7个主族
（18个纵行） 副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7个副族
（16个族） 第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB和ⅠB之间
零族：稀有气体
周期表与原子结构的关系：
电子层数= 周期序数 最外层电子数=主族序数=元素最高正化合价
主族元素最低负化合价= － (8－最高正化合价)
三、元素周期律
1．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。
2．同周期元素性质递变规律
第三周期元素 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar
(1)电子排布 电子层数相同，最外层电子数依次增加
(2)主要化合价 ＋1 ＋2 ＋3 ＋4－4 ＋5－3 ＋6－2 ＋7－1 —
(3)金属性、非金属性 金属性减弱，非金属性增加 —
(4)单质与水或酸置换难易 冷水剧烈 热水与酸快 与酸反应慢 —— —
(5)氢化物的化学式 —— SiH4 PH3 H2S HCl —
(6)与H2化合的难易 —— 由难到易 —
(7)氢化物的稳定性 —— 稳定性增强 —
(8)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 (9)化学式 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4 —
(10)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 —
(11)变化规律 碱性减弱，酸性增强 —
第ⅠA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ⅦA族卤族元素：F Cl Br I At （F是非金属性最强的元素，位于周期表右上方）
★判断元素金属性和非金属性强弱的方法：
（1）金属性强（弱）——①单质与水或酸反应生成氢气容易（难）；②最高价氧化物对应水化物碱性强（弱）；③相互置换反应（强制弱）Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu。④根据对应阳离子氧化性弱强。金属阳离子氧化性越弱，则元素金属性越强。⑤原电池反应：作负极的其金属性强
（2）非金属性强（弱）——①单质与氢气易（难）反应；②生成的气态氢化物稳定（不稳定）；③最高价氧化物的水化物（含氧酸）酸性强（弱）；④相互置换反应（强制弱）2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2。⑤根据对应阴离子的还原性弱强。阴离子还原性越强，则元素非金属性越弱。
举例说明：
（Ⅰ）同周期比较：
金属性：Na＞Mg＞Al与酸或水反应：从易→难碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3 非金属性：Si＜P＜S＜Cl单质与氢气反应：从难→易氢化物稳定性：SiH4＜PH3＜H2S＜HCl酸性(含氧酸)：H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4
（Ⅱ）同主族比较：
金属性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs（碱金属元素）与酸或水反应：从难→易碱性：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH 非金属性：F＞Cl＞Br＞I（卤族元素）单质与氢气反应：从易→难氢化物稳定：HF＞HCl＞HBr＞HI
（Ⅲ）
金属性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs还原性(失电子能力)：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs氧化性(得电子能力)：Li＋＞Na＋＞K＋＞Rb＋＞Cs＋ 非金属性：F＞Cl＞Br＞I氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2还原性：F－＜Cl－＜Br－＜I－酸性(无氧酸)：HF＜HCl＜HBr＜HI
★微粒半径比较：
同主族：同一主族元素的原子或离子半径从上而下依次增大。
同周期：同一周期主族元素的原子或离子半径从左到右逐渐减小。
同一元素：原子半径比其阳离子半径大；原子半径比其阴离子半径小。
电子层结构相同的离子：其核电荷数越大，离子半径越小。
四、化学键
化学键是相邻两个或多个原子间强烈的相互作用。
1．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、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
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）
极性共价键（简称极性键）：由不同种原子形成，A－B型，如，H－Cl。
共价键
非极性共价键（简称非极性键）：由同种原子形成，A－A型，如，Cl－Cl。
2．电子式：
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。
[练习]①写出下列物质的电子式：（注意先判断是离子化合物还是共价化合物）
H2 N2 O2 Cl2 HF H2O NH3 CH4 CO2 KCl Na2S MgCl2 NaOH Na2O2 H2O2
②用电子式表示下列物质的形成过程。
MgBr2 CO2
★3．10电子及18电子微粒
10电子粒子：
原子：Ne
简单离子：N3－、O2－、F－、Na+，Mg2+，Al3+
分子：CH4、NH3、H2O、HF
复杂离子： NH2－ 、OH－、H3O+ 、NH4+
18电子粒子：
原子：Ar
分子：HCl 、 H2S 、 PH3 、 F2、SiH4 、H2O2、NH2NH2、CH3CH3、CH3F、CH3OH、CH3NH2、NH2OH
离子：Cl－、S2－、P3－、K+、Ca2+、HS－、O22－
【练习】
1．（06广东）闪电时空气中有臭氧生成。下列说法中正确的是（ ）
A．O3和O2互为同位素 B．O2比O3稳定
C．等体积O3和O2含有相同质子数 D．O3与O2的相互转化是物理变化
2．（06广东）同主族两种元素原子的核外电子数的差值可能为（ ）
A．6 B．12 C．26 D．30
3．（06广东）下列物质性质的变化规律，与共价键的键能大小有关的是（ ）
A．F2、Cl2、Br2、I2的熔点、沸点逐渐升高 B．HF、HCl、HBr、HI的热稳定性依次减弱
C．金刚石的硬度、熔点、沸点都高于晶体硅 D．NaF、NaCl、NaBr、NaI的熔点依次降低
4．（06江苏）氢元素与其他元素形成的二元化合物称为氢化物，下面关于氢化物的叙述正确（ ）
A．一个D2O分子所含的中子数为8 B．NH3的结构式为
C. HCl的电子式为 D．热稳定性： H2S＞HF
5．（06江苏）X、Y、Z是3种短周期元素，其中X、Y位于同一主族，Y、Z处于同一周期。X原子的最外层电子数是其电子层数的3倍。Z原子的核外电子数比Y原子少1。下列说法正确的是（ ）
A．元素非金属性由弱到强的顺序为Z＜Y＜X B．Y元素最高价氧化物对应水化物的化学式可表示为H3YO4
C．3种元素的气态氢化物中，Z的气态氢化物最稳定 D．原子半径由大到小的顺序为Z＞Y＞X
6．（05北京）右表为元素周期表前四周期的一部分，下列有关R、W、X、Y、Z五种元素的叙述中，正确的是（ ）
A．常压下五种元素的单质中，Z单质的沸点最高
B．Y、Z的阴离子电子层结构都与R原子的相同
C．W的氢化物的沸点比X的氢化物的沸点高
D．Y元素的非金属性比W元素的非金属性强
7．（05全国卷I）等物质的量的主族金属A、B、C分别与足量的稀盐酸反应，所得氢气的体积依次为VA、VB、VC，已知VB=2VC，VA=VB+VC，则在C的生成物中，该金属元素的化合价为（ ）
A．+1 B．+2 C．+3 D．+4
8．（05江苏）在下列元素中，不属于主族元素的是（ ）
A． 磷 B。 铁 C。 钙 D。 碘
9．（05全国卷Ⅱ）下列说法正确的是（ ）
A．常温常压下，只有一种元素的单质呈液态 B．周期表中所有元素都是从自然界中发现的
C．过渡元素不全是金属元素 D．常温常压下，气态单质的分子都是由非金属元素的原子形成的
10．（05广东）Se是人体必需微量元素，下列有关 Se和 Se的说法正确的是（ ）
A． Se和 Se互为同素异形体 B。 Se和 Se互为同位素
C． Se和 Se 分别含有44和46个质子 D。 Se和 Se都含有34个中子
11．（05全国卷Ⅲ）同一主族的两种元素的原子序数之差不可能是（ ）
A．16 B．26 C．36 D．46
12．（05江苏） A、B、C、D四种短周期元素的原子半径依次减小，A与C的核电荷数之比为3∶4，D能分别与A、B、C形成电子总数相等的分子X、Y、Z。下列叙述正确的是（ ）
A．X、Y、Z的稳定性逐渐减弱 B．A、B、C、D只能形成5种单质
C．X、Y、Z三种化合物的熔沸点逐渐升高 D．自然界中存在多种由A、B、C、D四种元素组成的化合物
13． (05广东）铊（Tl）是某超导材料的组成元素之一，与铝同族，位于第6周期。Tl3+与Ag在酸性介质中发生反应：Tl3+ + 2Ag = Tl+ + 2Ag+ 。下列推断正确的是（ ）
A．Tl+的最外层有1个电子 B．Tl3+的氧化性比Al+ 弱
C．Tl 能形成+3价和+1价的化合物 D．Tl+的还原性比Ag强
14．（05广东10 ）短周期元素X、Y的原子序数相差2。下列有关叙述正确的是（ ）
A．X与Y不可能位于同一主族 B ．X与Y一定位于同一周期
C．X与Y可能形成共价化合物XY D．X与Y可能形成离子化合物XY
15．（05广东5 ）下列反应过程中，同时有离子键，极性共价键和非极性共价键的断裂和形成的反应是（ ）
A．NH4Cl＝ NH3↑+ HCl↑ B．NH3+CO2+H2O＝NH4HCO3
C．2NaOH+Cl2＝NaCl+NaClO+H2O D．2Na2O2+2 CO2＝2Na2CO3+O2
16．（05全国卷I）下列分子中所有原子都满足最外层为8电子结构的是（ ）
A．BF3 B．H2O C．SiCl4 D．PCl5
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