高中化學(xué)核心知識點解讀

1、備戰(zhàn)2010高考化學(xué)必備資料：高中化學(xué)核心知識點解讀 第一部分 化學(xué)基本概念和基本理論 一、物質(zhì)的組成、性質(zhì)和分類 （一）掌握基本概念 1.分子:分子是能夠獨立存在并保持物質(zhì)化學(xué)性質(zhì)的一種微粒。 （1）分子同原子、離子一樣是構(gòu)成物質(zhì)的基本微粒。 （2）按組成分子的原子個數(shù)可分為:單原子分子如:He、Ne、Ar、Kr 雙原子分子如:O 2 、H 2 、HCl、NO多原子分子如:H 2 O、P 4 、C 6 H 12 O 6 及高分子如:CH 2 CH 2 、CH 2 CH CHCH 2 2.原子:原子是化學(xué)變化中的最小微粒。確切地說，在化學(xué)反應(yīng)中原子核不變，只有核外電子發(fā)生變化。 （1）原子是組

2、成某些物質(zhì)（如金剛石、晶體硅、二氧化硅等原子晶體）和分子的基本微粒。 （2）原子是由原子核（中子、質(zhì)子）和核外電子構(gòu)成的。 3.離子:離子是指帶電荷的原子或原子團(tuán)。 （1）離子可分為陽離子:Li + 、Na + 、H + 、NH +4 陰離子:Cl - 、O 2- 、OH - 、SO 2- 4 （2）存在離子的物質(zhì):離子化合物中:NaCl、CaCl 2 、Na 2 SO 4 電解質(zhì)溶液中:鹽酸、NaOH溶液等金屬晶體中:鈉、鐵、鉀、銅等 4.元素:元素是具有相同核電荷數(shù)（即質(zhì)子數(shù)）的同一類原子的總稱。 （1）元素與物質(zhì)、分子、原子的區(qū)別與聯(lián)系:物質(zhì)是由元素組成的（宏觀看）;物質(zhì)是由分子、原子或

3、離子構(gòu)成的（微觀看）。 （2）某些元素可以形成不同的單質(zhì)（性質(zhì)、結(jié)構(gòu)不同）同素異形體。 5.同位素:是指同一元素不同核素之間互稱同位素，即具有相同質(zhì)子數(shù)，不同中子數(shù)的同一類原子互稱同位素。如H有三種同位素: 11 H、 21 H、 31 H（氕、氘、氚）。 6.核素:核素是具有一定數(shù)目的質(zhì)子和一定數(shù)目的中子的一種原子。（1）同種元素、可以有若干種不同的核素。（2）同一種元素的各種核素盡管中子數(shù)不同，但它們的質(zhì)子數(shù)和電子數(shù)相同。核外電子排布相同，因而它們的化學(xué)性質(zhì)幾乎是相同的。 7.原子團(tuán):原子團(tuán)是指多個原子結(jié)合成的集體，在許多反應(yīng)中，原子團(tuán)作為一個集體參加反應(yīng)。原子團(tuán)包括復(fù)雜離子機基。如:SO

4、 2- 4 、OH - 、CH 3 COO - 、OH、NO 2 、COOH等。 8.物理變化和化學(xué)變化 物理變化:沒有生成其他物質(zhì)的變化。僅是物質(zhì)形態(tài)的變化。化學(xué)變化:變化時有其他物質(zhì)生成，又叫化學(xué)反應(yīng)?；瘜W(xué)變化的特征有新物質(zhì)生成 伴有放熱、發(fā)光、變色等現(xiàn)象 變化本質(zhì):舊鍵斷裂新鍵生成或轉(zhuǎn)移電子等。二者的區(qū)別是:前者無新物質(zhì)生成，僅是物質(zhì)形態(tài)、狀態(tài)的變化。 9.混合物:由兩種或多種物質(zhì)混合而成的物質(zhì)叫混合物;（1）混合物沒有固定的組成，一般沒有固定的熔沸點;（2）典型混合物:溶液:溶劑+溶質(zhì) 如:鹽酸、碘酒等膠體:分散質(zhì)+分散劑 空氣:N 2 78%、O 2 21%、稀有氣體0.94%、CO

5、 2 0.03%、其他0.03%（體積比） 10.純凈物:由一種物質(zhì)組成的物質(zhì)叫純凈物。它可以是單質(zhì)、化合物，如果是由分子構(gòu)成的物質(zhì)，那純凈物就是指同種分子組成的物質(zhì)。 【注意】由同素異形體組成的物質(zhì)為混合物如紅磷和白磷。由同位素原子組成的物質(zhì)是純凈物如H 2 O與D 2 O混合為純凈物。 11.單質(zhì):由同種元素組成的純凈物叫單質(zhì)。如O 2 、Cl 2 、N 2 、Ar、金剛石、鐵（Fe）等。HD、 16 O 18 O也屬于單質(zhì)，單質(zhì)分為金屬單質(zhì)與非金屬單質(zhì)兩種。 12.化合物:由不同種元素組成的純凈物叫化合物。 從不同的分類角度化合物可分為多種類型，如離子化合物和共價化合物;電解質(zhì)和非電解質(zhì)

6、;無機化合物和有機化合物;酸、堿鹽和氧化物等。 13.酸:電離理論認(rèn)為:電解電離出的陽離子全部是H + 的化合物叫做酸。常見強酸如:HClO 4 、H 2 SO 4 、HCl、HNO 3 常見弱酸如:H 2 SO 3 、H 3 PO 4 、HF、HClO、H 2 CO 3 、H 2 CO 3 、H 2 SO 3 、CH 3 COOH 14.堿:電離理論認(rèn)為，電解質(zhì)電離時產(chǎn)生的陰離子全部是OH - 的化合物叫堿。常見強堿如:NaOH、KOH、Ba（OH） 2 常見弱堿如:NH 3 H 2 O、Al（OH） 3 、Fe（OH） 3 15.鹽:電離時生成金屬陽離子（或NH +4 ）和酸根離子的化合物

7、叫做鹽。鹽的分類正鹽:如:（NH 4 ） 2 SO 4 、Na 2 SO 4 酸式鹽:如NaHCO 3 、NaH 2 PO 4 、Na 2 HPO 4 堿式鹽:Cu 2 （OH） 2 CO 3 復(fù)鹽:KAl（SO 4 ） 2 12H 2 O 16.氧化物:由兩種元素組成，其中一種是氧的化合物叫氧化物氧化物的分類方法按組成分金屬氧化物:Na 2 O、Al 2 O 3 、Fe 3 O 4 非金屬氧化物:NO 2 、CO、SO 2 、CO 2 按性質(zhì)分不成鹽氧化物:CO、NO 成鹽氧化物酸性氧化物:CO 2 、SO 2 堿性氧化物:Na 2 O 2 、CuO兩性氧化物:Al 2 O 3 、ZnO 過

8、氧化物:Na 2 O 2 超氧化物:KO 2 17.同素異形體:由同種元素所形成的不同的單質(zhì)為同素異形體。（1）常見同素異形體:紅磷與白磷;O 2 與O 3 ;金剛石與石墨。 （2）同素異形體之間可以相互轉(zhuǎn)化，屬于化學(xué)變化但不屬于氧化還原反應(yīng)。 （二）正確使用化學(xué)用語 化學(xué)用語是指化學(xué)學(xué)科中專門使用的符號，它包括以下幾種: 元素符號 離子符號 電子式 原子結(jié)構(gòu)示意圖 分子式（化學(xué)式） 結(jié)構(gòu)式和結(jié)構(gòu)簡式 化學(xué)方程式 熱化學(xué)方程式 離子方程式 電離方程式 11電極方程式 1.四種符號 元素符號:表示一種元素。表示一種元素的一個原子。離子符號:在元素符號右上角標(biāo)電符數(shù)及正負(fù)號“1”省略不寫如:Ca

9、2+ 、SO 2- 4 、Cl - 、Na + 價標(biāo)符號:是在元素正上方標(biāo)正負(fù)化合價、正負(fù)寫在價數(shù)前?！?”不能省略。如:H +1 Cl -1 Na 2 +1 S +6 O 4 -2 核素符號:如 27 13 Al、 32 16 S、 16 8 O左上角為質(zhì)量數(shù)，左下角為質(zhì)子數(shù)。 2.化合價的概念。 化合價是指一種元素一定數(shù)目的原子跟其他元素一定數(shù)目的原子化合的性質(zhì)。在離子化合物中，失去電子的為正價，失去n個電子即為正n價;得到電子為負(fù)價，得到n個電子為負(fù)n價。在共價化合物中，元素化合價的數(shù)值就是這種元素的一個原子跟其他元素的原子形成的共用電子對的數(shù)目、正負(fù)則由共用電子對的偏移來決定，電子對偏

10、向那種原子，哪種原子就顯負(fù)價;偏離哪種原子、哪種原子就顯正價。單質(zhì)分子中元素的化合價為零。 3.電子式的書寫: 電子式是元素符號用小黑點（或）來表示原子的最外層電子排布的式子。用電子式可以表示以下內(nèi)容: 原子的電子式:H N Cl Na 離子的電子式:H + Na + S 2- Cl - H N H H H + 陰離子、復(fù)雜陽離子要用中括號。 共價化合物的電子式:H Cl O C O H O H 離子化合物的電子式:Na + Cl - H N H H H + Cl - 表示離子化合物的形成過程:如:Na+Cl Na + Cl - 表示共價化合物的形成過程如:H+ F HF 4.原子結(jié)構(gòu)示意圖的

11、書寫 原子結(jié)構(gòu)示意圖是表示原子的電子層結(jié)構(gòu)的圖示。 如硫原子結(jié)構(gòu): 其中圓圈表示原子核內(nèi)有16個質(zhì)子。“+”號代表原子核帶正電荷。弧線表示電子層，數(shù)字為該層的電子數(shù)。要求熟練掌握118號元素的原子結(jié)構(gòu)示意圖。 5.分子式（化學(xué)式）結(jié)構(gòu)式，結(jié)構(gòu)簡式。 用元素符號表示單質(zhì)分子或化合物分子組成的式子是分子式（分子晶體）在離子晶體和原子晶體中，用元素符號表示其物質(zhì)組成的式子稱為化學(xué)式，不表示分子組成，有時亦稱分子式。用短線表示一對共用電子對的圖示，用以表示分子中所含原子的結(jié)合方程和排列順序（不表示空間結(jié)構(gòu)）。叫作結(jié)構(gòu)式，一般用來表示有機物如: H C H H C H H O H、H C H H C O

12、 O H結(jié)構(gòu)簡式是簡化碳?xì)滏I和碳碳單鍵突出官能團(tuán)的式子。如:CH 3 CH 2 OH CH 3 COOH CH 3 CHO CH 2 =CH 2 CHCH 6.質(zhì)量守恒定律。 在化學(xué)反應(yīng)中，參加反應(yīng)的各物質(zhì)的質(zhì)量總和，等于反應(yīng)后生成的各物質(zhì)的質(zhì)量總和，這個規(guī)律叫質(zhì)量守恒定律。 一切化學(xué)反應(yīng)都遵循質(zhì)量守恒，原子個數(shù)守恒。 氧化還原反應(yīng)還遵循得失電子守恒，化合價升降總數(shù)相等。 電解質(zhì)溶液中陽離子所帶正電荷總數(shù)等于陰離子所帶負(fù)電荷總數(shù)，即離子電荷守恒。 7.離子反應(yīng)方程式的書寫規(guī)則 用實際參加反應(yīng)的離子的符號表示離子反應(yīng)的式子叫作離子方程式離子方程式書寫原則如下: 只能將易溶、易電離的物質(zhì)寫成離子式

13、;如NaCl、Na 2 SO 4 、NaNO 3 、CuSO 4 將難溶的（如BaSO 4 、BaCO 3 、AgCl），難電離的（如HClO、HF、CH 3 COOH、NH 3 H 2 O、H 2 O），易揮發(fā)的氣體（如SO 2 、CO 2 、H 2 S）所用化學(xué)式表示。微溶物:若處于混濁態(tài)要寫成分子式，澄清態(tài)改寫成離子式。弱酸的酸式鹽酸根不可拆開。如HCO -3 、HSO -3 、HS - 。堿性氧化物亦要保留分子式。 8.熱化學(xué)方程式 表明反應(yīng)所放出或吸收的熱量的方程式，叫作熱化學(xué)分方程。書寫熱化學(xué)方程式應(yīng)注意以下幾點: 注明反應(yīng)物和生成物的狀態(tài)。 用H來表示反應(yīng)熱、放熱H為負(fù)，吸熱H為

14、正。 熱化學(xué)方程式的計量數(shù)不表示分子個數(shù)，故可以是分?jǐn)?shù)。對于相同的反應(yīng)，當(dāng)化學(xué)計量數(shù)不同時，其H也不同。如:H 2 （g）+Cl 2 （g） 2HCl（g）;H=-184.6kJmol -1 12 H 2 （g）+12 Cl 2 （g） HCl（g）;H=-92.3kJmol -1 其他如電極反應(yīng)式內(nèi)容將在電解質(zhì)溶液中有敘述。水解方程式?！咀⒁狻炕瘜W(xué)用語的正確使用是學(xué)好化學(xué)科的基本要求，考生應(yīng)特別注意。 二、化學(xué)反應(yīng)與能量 （一）掌握化學(xué)反應(yīng)的四種基本類型 1.化合反應(yīng):兩種或兩種以上的物質(zhì)相互作用，生成一種物質(zhì)的反應(yīng)。即A+B+C=E 如:CaO+H 2 O Ca（OH） 2 4NO 2 +

15、O 2 +2H 2 O=4HNO 3 2.分解反應(yīng):一種物質(zhì)經(jīng)過反應(yīng)后生成兩種或兩種以上物質(zhì)的反應(yīng)。即A B+C+D 如:CaCO 3 高溫 CaO+CO 2 2KMnO 4 K 2 MnO 4 +MnO 2 +O 2 3.置換反應(yīng):一種單質(zhì)與一種化合物反應(yīng)，生成另一種單質(zhì)和另一種化合物的反應(yīng)。 如:2Mg+CO 2 2MgO+C 4.復(fù)分解反應(yīng):兩種化合物相互交換成分，生成另外兩種化合物的反應(yīng)。如:AgNO 3 +HCl=AgCl+HNO 3 （二）氧化還原反應(yīng):氧化劑、還原劑 1.基本概念 氧化反應(yīng):物質(zhì)失去電子（化合價升高）的反應(yīng)。還原反應(yīng):物質(zhì)得到電子（化合價降低）的反應(yīng)。 被氧化:物

16、質(zhì)失去電子被氧化。（所含元素化合價升高）被還原:物質(zhì)得到電子被還原。（所含元素化合價降低） 氧化劑:得到電子的物質(zhì)。還原劑:失去電子的物質(zhì)。 氧化性:物質(zhì)得電子的能力。還原性:物質(zhì)失電子的能力。 氧化產(chǎn)物:氧化反應(yīng)得到的產(chǎn)物。還原產(chǎn)物:還原反應(yīng)得到的產(chǎn)物。 氧化還原反應(yīng):有電子轉(zhuǎn)移（電子得失或共用電子對偏移）的反應(yīng)，實質(zhì)是電子的轉(zhuǎn)移，特征是化合價的升降。 2.概念間的關(guān)系 3.“雙線橋”法表示氧化還原反應(yīng)中的電子轉(zhuǎn)移。 （1）連接反應(yīng)前后不同價態(tài)的同種元素。 （2）線橋跨躍等等。 （3）得失電子總數(shù)相等。 （三）化學(xué)反應(yīng)中的能量變化 1.化學(xué)反應(yīng)中的能量變化，通常表現(xiàn)為熱量的變化: （1）吸熱

17、反應(yīng):化學(xué)上把吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)稱為吸熱反應(yīng)。如C+CO 2 2CO為吸熱反應(yīng)。 （2）放熱反應(yīng):化學(xué)上把放出熱量的化學(xué)反應(yīng)稱為放熱反應(yīng)。如2H 2 +O 2 點燃 2H 2 O為放熱反應(yīng)。 2.化學(xué)反應(yīng)中能量變化的本質(zhì)原因 化學(xué)反應(yīng)中的能量變化與反應(yīng)物和生成物所具有的總能量有關(guān)。如果反應(yīng)物所具有的總能量高于生成物所具有的總能量，在發(fā)生化學(xué)反應(yīng)時放出熱量;如果反應(yīng)物所具有的總能量低于生成物所具有的總能量，在發(fā)生化學(xué)反應(yīng)時吸收熱量。 3.反應(yīng)熱、燃燒熱、中和熱、熱化學(xué)方程式 （1）反應(yīng)熱:在化學(xué)反應(yīng)中放出或吸收的熱量，通常叫反應(yīng)熱用H表示。單位:kJmol -1 。 （2）燃燒熱:在101kPa

18、時1mol物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物時所放出的能量，叫該物質(zhì)的燃燒熱。 如:101kPa時1mol H 2 完全燃燒生成液態(tài)水，放出285.5kJmol -1 的熱量，這就是H 2 的燃燒熱。 H 2 （g）+12 O 2 （g） H 2 o（l）;H=-285.5kJmol -1 （3）中和熱:在稀溶液中、酸和堿發(fā)生中和反應(yīng)而生成1mol H 2 O，這時的反應(yīng)熱叫做中和熱。 H + （aq）+OH - （aq） H 2 O（l）;H=-57.3kJmol -1 附:化學(xué)反應(yīng)的幾種分類方法: 1.根據(jù)反應(yīng)物和生成物的類別及反應(yīng)前后物質(zhì)種類的多少分為:化合反應(yīng)、分解反應(yīng)、置換反應(yīng)、復(fù)分解反應(yīng)

19、。 2.根據(jù)反應(yīng)中物質(zhì)是否有電子轉(zhuǎn)移分為:氧化還原反應(yīng)、非氧化還原反應(yīng)。 3.根據(jù)反應(yīng)是否有離子參加或生成分為:離子反應(yīng)、非離子反應(yīng)。 4.根據(jù)反應(yīng)的熱效應(yīng)分為:放熱反應(yīng)、吸熱反應(yīng)。 5.根據(jù)反應(yīng)進(jìn)行的程度分為:可逆反應(yīng)、不可逆反應(yīng)。 三、化學(xué)中常用計量 （一）掌握基本概念 1.同位素相對原子質(zhì)量:以 12 C的一個原子質(zhì)量的112 作為標(biāo)準(zhǔn)，其他元素的一種同位素原子的質(zhì)量和它相比較所得的數(shù)值為該同位素相對原子質(zhì)量，單位是“一”，一般不寫。 2.平均相對原子質(zhì)量（即元素相對原子質(zhì)量）。 由于同位素的存在，同一種元素有若干種原子，所以元素的相對原子質(zhì)量是按各種天然同位素原子所占的一定百分比計算出

20、來的平均值，即按各同位素的相對原子質(zhì)量與各天然同位素原子百分比乘積和計算平均相對原子質(zhì)量。 3.相對分子質(zhì)量 一個分子中各原子的相對原子質(zhì)量原子個數(shù)的總和稱為相對分子質(zhì)量。 4.物質(zhì)的量的單位摩爾 物質(zhì)的量是國際單位制（SI）的7個基本單位之一，符號是n。用來計量原子、分子或離子等微觀粒子的多少。 摩爾是物質(zhì)的量的單位。簡稱摩，用mol表示。 使用摩爾時，必須指明粒子的種類:原子、分子、離子、電子或其他微觀粒子。1mol任何粒子的粒子數(shù)叫做阿伏加德羅常數(shù)。 阿伏加德羅常數(shù)符號N A ，通常用6.0210 23 mol -1 這個近似值。物質(zhì)的量，阿伏加德羅常數(shù)，粒子數(shù)（N）有如下關(guān)系:n=N

21、N A 5.摩爾質(zhì)量:單位物質(zhì)的量的物質(zhì)所具有的質(zhì)量叫作摩爾質(zhì)量。用M表示，單位:gmol -1 或kgmol -1 。 任何物質(zhì)的摩爾質(zhì)量以gmol -1 為單位時，其數(shù)值上與該物質(zhì)的式量相等。物質(zhì)的量（n）、物質(zhì)的質(zhì)量（m）、摩爾質(zhì)量（M）之間的關(guān)系如下:M=m n 6.氣體摩爾體積:單位物質(zhì)的量氣體所占的體積叫作氣體摩爾體積。用V m 表示，V m =V n 。常用單位 Lmol -1 。 標(biāo)準(zhǔn)狀況下，氣體摩爾體積約為22.4Lmol -1 。阿伏加德羅定律及推論 定律:同溫同壓下，相同體積的任何氣體都會有相同數(shù)目的分子。推論如下:同溫同壓下:V 1 V 2 =n 1 n 2 同溫同壓下

22、:P 1 P 2 =M 1 M 2 同溫同體積時:n 1 n 2 =P 1 P 2 7.物質(zhì)的量濃度 （1）定義:以單位體積里所含溶質(zhì)B的物質(zhì)的量來表示溶液組成的物理量，叫做溶質(zhì)B的物質(zhì)的量濃度，符號C B 。（2）C B =n B （mol） V（L） （n B 是溶質(zhì)B的物質(zhì)的量，V是溶液體積）單位是molL -1 。（3）溶質(zhì)的質(zhì)量分?jǐn)?shù)w，溶液密度（gcm -3 ）。溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度C B 關(guān)系如下:C B =1000mL/Lg/mLw Mg/mol （M是溶質(zhì)的摩爾質(zhì)量） （二）掌握各物理量之間的關(guān)系，熟練應(yīng)用于計算。 四、物質(zhì)結(jié)構(gòu)、元素周期律 （一）原子結(jié)構(gòu) 1.原子（ AZ X）

23、原子核（Z個正電荷）質(zhì)子（帶正電）:Z個 中子（不顯電性）:（A-Z）個電子（帶負(fù)電）:Z個 2.原子中各微粒間的關(guān)系 A=N+Z（A:質(zhì)量數(shù)，N:中子數(shù)，Z:質(zhì)量數(shù)）Z=核電荷數(shù)=核外電子數(shù)=原子序數(shù)M Z M N 1836Me - （質(zhì)量關(guān)系） 3.原子中各微粒的作用 （1）原子核:幾乎集中原子的全部質(zhì)量，但其體積卻只占整個體積的千億分之一。其中的質(zhì)子、中子通過強相互作用集合在一起，使原子核十分“堅固”，在化學(xué)反應(yīng)時不會發(fā)生變化。另外原子核中蘊含著巨大的能量原子能（即核能）。 （2）質(zhì)子:帶一個單位正電荷。質(zhì)量為1.672610 -27 kg，相對質(zhì)量1.007。質(zhì)子數(shù)決定元素的種類。 （

24、3）中子:不帶電荷。質(zhì)量為1.674810 -27 kg，相對質(zhì)量1.008。中子數(shù)決定同位素的種類。 （4）電子:帶1個單位的負(fù)電荷。質(zhì)量很小，約為11836 1.672610 -27 kg。與原子的化學(xué)性質(zhì)密切相關(guān)，特別是最外層電子數(shù)及排布決定了原子的化學(xué)性質(zhì)。 4.原子核外電子排布規(guī)律 （1）能量最低原理:核外電子總是盡先排布在能量最低的電子層里，然后再由里往外排布在能量逐步升高的電子層里，即依次KLMN順序排列。 （2）各電子層最多容納電子數(shù)為2n 2 個，即K層2個，L層8個，M層18個，N層32個等。 （3）最外層電子數(shù)不超過8個，次外層不超過18個，倒數(shù)第三層不超過32個?！咀⒁?/p>

25、】以上三條規(guī)律是相互聯(lián)系的，不能孤立理解其中某條。如M層不是最外層時，其電子數(shù)最多為18個，當(dāng)其是最外層時，其中的電子數(shù)最多為8個。 （二）元素周期律、元素周期表 1.原子序數(shù):人們按核電荷數(shù)由小到大給元素編號，這種編號叫原子序數(shù)。（原子序數(shù)=質(zhì)子數(shù)=核電荷數(shù)） 2.元素周期律:元素的性質(zhì)隨著原子序數(shù)的遞增而呈周期性的變化，這一規(guī)律叫做元素周期律。 具體內(nèi)容如下:隨著原子序數(shù)的遞增: 原子核外電子排布的周期性變化:最外層電子數(shù)從18個的周期性變化。原子半徑的周期性變化:同周期元素、隨原子序數(shù)遞增原子半徑逐漸減小的周期性變化。元素主要化合價的周期性變化:正價+1+7，負(fù)價-4-1的周期性變化。

26、元素的金屬性、非金屬性的周期性變化:金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強的周期性變化。 【注意】元素性質(zhì)隨原子序數(shù)遞增呈周期性變化的本質(zhì)原因是元素的原子核外電子排布周期性變化的必然結(jié)果。 3.元素周期表 （1）元素周期表的構(gòu)成周期表 結(jié) 構(gòu)周期（共7橫行）短周期（一、二、三周期）長周期（四、五、六周期）不完全周期（七周期） 族（共18縱行，16個族）主族（AA）（7個） 副族（BB，BB）（7個）族（8、9、10縱行）（1個）零族（稀有氣體元素）（1個） （2）原子結(jié)構(gòu)、元素性質(zhì)與元素周期表關(guān)系的規(guī)律原子序數(shù)=核內(nèi)質(zhì)子數(shù) 電子層數(shù)=周期數(shù)（電子層數(shù)決定周期數(shù)） 主族元素最外層電子數(shù)=主族序數(shù)=最高

27、正價數(shù)負(fù)價絕對值=8-主族序數(shù)（限AA） 同一周期，從左到右，原子半徑逐漸減小，元素的金屬性逐漸減弱，非金屬逐漸增強，則非金屬元素單質(zhì)的氧化性增強，形成的氣態(tài)氧化物越穩(wěn)定，形成的最高價氧化物對應(yīng)水化物的酸性增強，其離子還原性減弱。 同一主族，從上到下，原子半徑逐漸增大，元素的金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱。則金屬元素單質(zhì)的還原性增強，形成的最高價氧化物對應(yīng)水化物的堿性增強，其離子的氧化性減弱。（3）“位”“構(gòu)”“性”之間的關(guān)系（4）判斷微粒大小的方法 同周期元素的原子或最高價離子半徑從左到右漸小（稀有氣體元素除外），如:NaMgAl;Na + Mg 2+ Al 3+ 。 同主族元素的原子半徑

28、或離子半徑從上到下漸大，如OSSe，F(xiàn) - Cl - Ca 2+ 。核電荷數(shù)相同，電子數(shù)越多半徑越大，如:Fe 2+ Fe 3+ 。 電子數(shù)和核電荷數(shù)都不同的，一般可通過一種參照物進(jìn)行比較，如:比較Al 3+ 與S 2- 的半徑大小，可找出與Al 3+ 電子數(shù)相同，與S 2- 同一主族元素的O 2- 比較，Al 3+ O 2- ，且O 2- S 2- ，故Al 3+ r Cl - r k + r Ca 2+ （5）電子數(shù)相同的微粒組 核外有10個電子的微粒組: 原子:Ne;分子:CH 4 、NH 3 、H 2 O、HF;陽離子:Na + 、Mg 2+ 、Al 3+ 、NH +4 、H 3 O

29、+ ;陰離子:N 3- 、O 2- 、F - 、OH - 、NH -2 。核外有18個電子的微粒子: 分子:SiH 4 、PH 3 、H 2 S、HCl、F 2 、H 2 O 2 ;陽離子:K + 、Ca 2+ ;陰離子:P 3- 、S 2- 、HS - 、Cl - 、O 2- 2 。 （三）化學(xué)鍵和晶體結(jié)構(gòu) 1.化學(xué)鍵:相鄰原子間強烈的相互作用叫作化學(xué)鍵。包括離子鍵和共價鍵（金屬鍵）。 2.離子鍵:（1）定義:使陰陽離子結(jié)合成化合物的靜電作用叫離子鍵。（2）成鍵元素:活潑金屬（或NH +4 ）與活潑的非金屬（或酸根，OH - ）。（3）靜電作用:指靜電吸引和靜電排斥的平衡。3.共價鍵 （1）

30、定義:原子間通過共用電子對所形成的相互作用叫作共價鍵。 （2）成鍵元素:一般來說同種非金屬元素的原子或不同非金屬元素的原子之間形成共用電子對達(dá)到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。 （3）共價鍵分類:非極性鍵:由同種元素的原子間形成的共價鍵（共用電子對不偏移）如在某些非金屬單質(zhì)（H 2 、Cl 2 、O 2 、P 4 ）共價化合物（H 2 O 2 、多碳化合物）、離子化合物（Na 2 O 2 、Cal 2 ）中存在。 極性鍵:由不同元素的原子間形成的共價鍵（共用電子對偏向吸引電子能力強的一方）如在共價化合物（HCl、H 2 O、CO 2 、NH 3 、H 2 SO 4 、SiO 2 ）某些離子化合物（NaOH、Na 2

31、 SO 4 、NH 4 Cl）中存在。 4.非極性分子和極性分子 （1）非極性分子中整個分子電荷分布是均勻的、對稱的。極性分子中整個分子的電荷分布不均勻，不對稱。 （2）判斷依據(jù):鍵的極性和分子的空間構(gòu)型兩方面因素決定。雙原子分子極性鍵極性分子。如HCl，NO，CO 非極性鍵非極性分子。如H 2 ，Cl 2 ，N 2 ，O 2 多原子 分 子都是非極性鍵非極性分子。如P 4 、S 8 有極性鍵幾何結(jié)構(gòu)對稱非極性分子。如CO 2 、CS 2 、CH 4 、Cl 4 幾何結(jié)構(gòu)不對稱極性分子。如H 2 O 2 ，NH 3 ，H 2 O 5.分子間作用力和氫鍵 （1）分子間作用力:把分子聚集在一起的作

32、用力叫作分子間作用力。又稱范德華力。 分子間作用力比化學(xué)鍵弱得多，它對物質(zhì)的熔點、沸點等有影響。一般的對于組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，相對分子質(zhì)量越大，分子間作用力越大，物質(zhì)的熔點、沸點也越高。 （2）氫鍵:是指存在于HF、H 2 O、NH 3 分子之間一種比范德化力稍強的相互作用。如HF、分子間的氫鍵如下: 故HF、H 2 O、NH 3 的沸點分別與同族氫化物沸點相比反常的高。 【注意】氫鍵不是化學(xué)鍵，仍屬分子間作用力范圍。 6.化學(xué)鍵與晶體結(jié)構(gòu)的相互關(guān)系 化學(xué)鍵金屬離子與自由電子間較強相互作用金屬晶體共用電 子 對共價鍵網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)原子晶體 非極性鍵非極性分子極性鍵極性分子 非極性分子 范德華力 分

33、子晶體配位鍵（特殊） 陰陽離子間靜電作用離子鍵離子化合物離子晶體 定義:分子晶體:分子間的分子間作用力相結(jié)合的晶體叫作分子晶體。原子晶體:相鄰原子間以共價鍵相結(jié)合而形成空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)的晶體叫作原子晶體。 離子晶體:離子間通過離子鍵結(jié)合而成的晶體叫作離子晶體。金屬晶體:通過金屬離子與自由電子之間的較強作用（金屬鍵）形成的單質(zhì)晶體叫作金屬晶體。 7.四種晶體類型與性質(zhì)比較 五、溶液 （一）分散系 1.分散系:定義:化學(xué)上把由一種物質(zhì)（或幾種物質(zhì)）的粒子形成分散到另一種物質(zhì)里所形成的混合物統(tǒng)稱為分散系。分散成粒子的物質(zhì)叫分散質(zhì)，另一種物質(zhì)叫分散劑。 2.四種分散系比較分散系 （二）溶液 1.溶液:一種

34、或幾種物質(zhì)分散到另一種物質(zhì)里所形成的均一穩(wěn)定的混合物叫作溶液。特點是均一、穩(wěn)定、透明。2.飽和溶液、溶解度 （1）飽和溶液和不飽和溶液:在一定溫度下，在一定量的溶劑里，不能再溶解某種溶質(zhì)的溶液，叫作這種溶質(zhì)的飽和溶液;還能繼續(xù)溶解某種溶質(zhì)的溶液，叫作不飽和溶液。 （2）溶解度:在一定溫度下，某固體物質(zhì)在100克溶劑里達(dá)到飽和狀態(tài)時所溶解的質(zhì)量，叫作這種物質(zhì)在這種溶劑里的溶解度。常用s表示。質(zhì)量分?jǐn)?shù)=S100+s 100% （3）溫度對溶解度的影響 固體物質(zhì)的溶解度，一般隨溫度升高而增大（食鹽溶解度變化不大;Ca（OH） 2 溶解度隨溫度升高而減?。?。 氣體物質(zhì)溶解度，隨溫度升高而減小，隨壓強增

35、大而增大。 （4）溶解度曲線:用縱坐標(biāo)表示溶解度。橫坐標(biāo)表示溫度。根據(jù)某溶質(zhì)在不同溫度時溶解度，可以畫出該物質(zhì)的溶解度隨溫度的變化曲線，稱之為溶解度曲線。 3.了解幾個概念:結(jié)晶、結(jié)晶水、結(jié)晶水合物、風(fēng)化、潮解 （1）結(jié)晶:從溶液中析出晶體的過程。 （2）結(jié)晶水:以分子形式結(jié)合在晶體中的水，叫結(jié)晶水，它較容易分解出來，如:Na 2 CO 3 10H 2 O Na 2 CO 3 +10H 2 O，CuSO 4 5H 2 O CuSO 4 +5H 2 O （3）結(jié)晶水合物:含有結(jié)晶水的化合物叫結(jié)晶水合物。結(jié)晶水合物容易失去結(jié)晶水。常見的結(jié)晶水合物有:Na 2 CO 3 10H 2 O（純堿），Cu

36、SO 4 5H 2 O（膽礬、藍(lán)礬），F(xiàn)eSO 4 7H 2 O（綠礬），ZnSO 4 7H 2 O（皓礬），MgCl 2 KCl6H 2 O（光鹵石），KAl（SO 4 ） 2 12H 2 O或K 2 SO 4 Al 2 （SO 4 ） 3 24H 2 O（明礬），CaSO 4 2H 2 O（石膏），H 2 C 2 O 4 2H 2 O（草酸）。 （4）風(fēng)化:結(jié)晶水合物在常溫和較干燥的空氣里失去部分或全部結(jié)晶水的現(xiàn)象叫風(fēng)化。 （5）風(fēng)化本質(zhì):結(jié)晶水合物分解。Na 2 CO 3 10H 2 O （無色晶體） Na 2 CO 3 H 2 O （白色粉末）+9H 2 O （6）風(fēng)化現(xiàn)象:由晶體狀逐

37、漸變成粉末狀。因此凡具有此現(xiàn)象的自然過程都可稱為風(fēng)化，如巖石的風(fēng)化，它顯然不屬于結(jié)晶水合物失去結(jié)晶水的過程。 （7）潮解:某些易溶于水的物質(zhì)吸收空氣中的水蒸汽，在晶體表面逐漸形成溶液或全部溶解的現(xiàn)象叫潮解。 （8）易潮解的物質(zhì)有:CaCl 2 ，MgCl 2 ，NaOH等。 （9）粗鹽易潮解，而精鹽不易潮解。這是因為粗鹽中含有少量MgCl 2 雜質(zhì)的緣故。 4.膠體 （1）定義:分散質(zhì)的微粒在1nm100nm之間分散系，叫作膠體。 （2）分類:按分散劑的狀態(tài)分為液溶膠:Fe（OH） 3 膠體、淀粉溶液固溶膠:有色玻璃氣溶膠:煙、云、霧 （3）性質(zhì):丁達(dá)爾現(xiàn)象（可用來鑒別膠體和溶液） 布朗運動

38、電脈現(xiàn)象 膠體聚沉（加入電解質(zhì)、加入帶異種電荷的膠體、加熱，均可使膠體聚沉）。 5.膠體的應(yīng)用（解釋問題） 沙洲的形成 鹵水點豆腐 明礬（或FeCl 3 ）凈水 工業(yè)制皂的鹽析 冶金工業(yè)電泳除塵等等。 六、化學(xué)反應(yīng)速率、化學(xué)平衡 （一）化學(xué)反應(yīng)速率 1.化學(xué)反應(yīng)速率是用來衡量化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行快慢程度的，通常用單位時間內(nèi)反應(yīng)物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示。單位:mol/（Lmin）或mol/（Ls） v=ct 2.同一反應(yīng)里用不同物質(zhì)來表示的反應(yīng)速率數(shù)值可以是不同的，但這些數(shù)值，都表示同一反應(yīng)速率。且不同物質(zhì)的速率比值等于其化學(xué)方程式中的化學(xué)計量數(shù)之比。如反應(yīng)mA+nB=pC+qD的v （A）

39、 v （B） v （C） v （D） =mnpq 3.影響反應(yīng)速率的因素 決定因素:參加反應(yīng)的物質(zhì)本身的性質(zhì)影響因素: 濃度:當(dāng)其他條件不變時，增大反應(yīng)物濃度，單位體積發(fā)生反應(yīng)的分子數(shù)增加，反應(yīng)速率加快。 壓強:對于有氣體參加的反應(yīng)，當(dāng)其他條件不變時增加壓強，氣體體積縮小，深度增大，反應(yīng)速率加快。 溫度:升高溫度時，分子運動速率加快，有效碰撞次數(shù)增多，反應(yīng)速率加快。一般來說，溫度每升高10反應(yīng)速率增大到原來的24倍。 催化劑:可以同等程度增大正逆反應(yīng)速率。 其他因素:增大固體表面積（粉碎），光照也可增大某些反應(yīng)的速率，此外，超聲波、電磁波、溶劑也對反應(yīng)速率有影響。 【注意】改變外界條件時，若正

40、反應(yīng)速率增大，逆反應(yīng)速率也一定增大，增大的倍數(shù)可能不同，但不可能正反應(yīng)速率增大，逆反應(yīng)速率減小。 固體純液體濃度視為常數(shù)，不能用其表示反應(yīng)速率，它們的量的變化不會引起反應(yīng)速率的變化，但其顆粒的大小可影響反應(yīng)速率。 （二）化學(xué)平衡 1.化學(xué)平衡狀態(tài):指在一定條件下的可逆反應(yīng)里，正反應(yīng)和逆反應(yīng)的速率相等，反應(yīng)混合物中各組分的濃度不變的狀態(tài)。 2.化學(xué)平衡狀態(tài)的特征 （1）“等”即v 正 =v 逆 。 （2）“動”即是動態(tài)平衡，平衡時反應(yīng)仍在進(jìn)行。 （3）“定”即反應(yīng)混合物中各組分濃度保持一定。 （4）“變”即條件改變、平衡移動。 （5）與途徑無關(guān)，外界條件不變，可逆反應(yīng)無論是從正反應(yīng)開始，還是從逆

41、反應(yīng)開始，都可建立同一平衡狀態(tài)。 3.影響化學(xué)平衡的條件 （1）可逆反應(yīng)中舊化學(xué)平衡的破壞，新化學(xué)平衡的建立過程叫作化學(xué)平衡移動。 （2）化學(xué)平衡移動規(guī)律勒沙特列原理 如果改變影響平衡的一個條件（如濃度、壓強或溫度），平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動。 濃度:增大反應(yīng)物（或減小生成物）濃度，平衡向正反應(yīng)方向移動。 壓強:增大壓強平衡向氣體體積減小的方向移動。減小壓強平衡向氣體體積增大的方向移動。 溫度:升高溫度，平衡向吸熱反應(yīng)方向移動。降低溫度，平衡向放熱反應(yīng)方向移動。 催化劑:不影響平衡移動。 4.分析化學(xué)平衡移動的一般思路改變條件速率不變:如容積不變時充入惰性氣體 速率改變程度相同（v

42、正 =v 逆 ）使用催化劑或?qū)怏w體積無變化 的反應(yīng)改變壓強平衡不移動程度不同（v 正 v 逆 ）濃度壓強溫度平衡移動 5.化學(xué)平衡計算時常用的2個率:（1）反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率=轉(zhuǎn)化濃度 起始濃度100%=轉(zhuǎn)化物質(zhì)的量 起始物質(zhì)的量100%（2）產(chǎn)品的產(chǎn)率= 實際生成產(chǎn)物的物質(zhì)的量 理論上可得到產(chǎn)物的物質(zhì)的量100% 七、電解質(zhì)溶液 （一）電解質(zhì)和非電解質(zhì)、強電解質(zhì)和弱電解質(zhì) 1.電解質(zhì)和非電解質(zhì)。 （二）弱電解質(zhì)的電離平衡 1.弱電解質(zhì)的電離特點 （1）微弱:弱電解質(zhì)在水溶液中的電離是部分電離、電離程度都比較小，分子、離子共同存在。 （2）可逆:弱電解質(zhì)在水分子作用下電離出離子、離子又可重新結(jié)合成

43、分子。因此，弱電解質(zhì)的電離是可逆的。 （3）能量變化:弱電解質(zhì)的電離過程是吸熱的。 （4）平衡:在一定條件下最終達(dá)到電離平衡。 2.電離平衡:當(dāng)弱電解質(zhì)分子離解成離子的速率等于結(jié)合成分子的速率時，弱電解質(zhì)的電離就處于3電離平衡狀態(tài)。電離平衡是化學(xué)平衡的一種。同樣具有化學(xué)平衡的特征。條件改變時平衡移動的規(guī)律符合勒沙特列原理。 3.電離平衡常數(shù):對一元弱酸或一元弱堿來說，達(dá)到平衡后的溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液未電離的分子濃度之比是一個常數(shù)，這一常數(shù)叫電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù)，用k表示。如:CH 3 COOH CH 3 COO - +H + K a =c（H + ）c（CH 3

44、COO - ） c（CH 3 COOH） （25 K a =1.810 -5 ）NH 3 H 2 O NH +4 +OH - K b =c（NH +4 ）c（OH - ） c（NH 3 H 2 O） （25 K b =1.810 -5 ） k值的大小，表達(dá)了一定溫度下弱電解質(zhì)的難易程度。k值越大該弱電解質(zhì)越易電離;k值越小，該弱電解質(zhì)越難電離，故可根據(jù)k值大小判斷弱電解的相對強度。 （三）水的電離和溶液的pH值 1.水的電離和水的離子積常數(shù)。 H 2 O是一種極弱電解質(zhì):2H 2 O H 3 O + +OH - 25 c（H + ）=c（CH - ）=10 -7 molL -1 水的離子積 k

45、w=c（H + ）c（OH - ）=10 -14 （25） kw只與溫度有關(guān)，溫度升高，kw增大。如:100 kw=10 -12 kw適于:純水、稀酸、稀堿、稀鹽水溶液中。2.溶液的pH （1）pH:pH=-lgc（H + ）。在溶液的c（H + ）很小時，用pH來表示溶液的酸堿度。 （2）含義:pH越大，c（H + ）越小，c（OH - ）越大，酸性越弱，堿性越強。pH越小，c（H + ）越大，c（OH - ）越小，酸性越強，堿性越弱。 （3）范圍:014 （4）溶液的酸堿性與pH （四）鹽類水解 1.鹽類水解定義:在溶液中鹽電離出來的離子跟水所電離出來的H + 或OH - 結(jié)合生成弱電解質(zhì)

46、的反應(yīng)叫作鹽類的水解。酸+堿 中和水解 鹽+水 2.鹽類水解規(guī)律 （1）誰弱誰水解，誰強顯誰性，越弱越水解，都弱都水解，兩強不水解。 （2）多元弱酸根、正酸根離子比酸式酸根離子水解程度大得多，故可只考慮第一步水解。 （3）水解是吸熱反應(yīng)，升溫水解程度增大。 （4）單離子水解程度都很小，故書寫水解離子方程式時要用“”，不能用“”或“”符號。 （5）完全雙水解的特例，Al 3+ 與AlO - 3 、CO 2- 3 、S 2- 、HS - 、AlO - 2 ，F(xiàn)e 3+ 與HCO - 3 、CO 2- 3 、AlO - 2 ，NH +4 與SiO 2- 3 等。 （五）電化學(xué) 1.原電池 （1）概念

47、:將化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能的裝置。 （2）實質(zhì):化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能。 （3）構(gòu)成前提:能自發(fā)地發(fā)生氧化還原反應(yīng)。 （4）構(gòu)成條件:兩個電極電解質(zhì)溶液“兩極”“一液”聯(lián)成回路能自發(fā)地發(fā)生氧化還原反應(yīng)。 （5）電極構(gòu)成:負(fù)極:還原性相對較強的材料。正極:還原性相對較弱的材料。電極反應(yīng):負(fù)極:失去電子，氧化反應(yīng)。正極:得到電子，還原反應(yīng)。 2.金屬的腐蝕與防護(hù) （1）定義:金屬單質(zhì)被空氣中的成分或其他氧化劑氧化而變質(zhì)的現(xiàn)象叫做金屬腐蝕。 （2）金屬腐蝕的種類化學(xué)腐蝕電化學(xué)腐蝕 （3）金屬防護(hù) 涂保護(hù)層。如涂油、電鍍、表面處理等。保持干燥。 改變金屬的內(nèi)部結(jié)構(gòu)，使其穩(wěn)定，如不銹鋼。 犧牲陽極的陰極保護(hù)法。即用

48、一種更為活潑的金屬與要保護(hù)的金屬構(gòu)成原電池。 外加電源法。將被保護(hù)的金屬與電源負(fù)極相連，電源向該金屬提供電子，該金屬就不失電子而得以保護(hù)。 3.電解原理及其應(yīng)用 （1）電解定義:使電流通過電解質(zhì)溶液而在陰、陽兩極引起氧化還原反應(yīng)過程叫電解。 （2）裝置:電解池 （或電解槽） 特點:把電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能 形成條件與電源相連的兩個電極電解質(zhì)溶液或熔化電解質(zhì)形成閉合回路 （3）電解原理: 電子流向:電源負(fù)極陰極 陰極電源正極 電解質(zhì)由離子定向移動:陽離子陰極 陰離子陽極 電極反應(yīng)陽極:金屬電極或電解質(zhì)溶液中的陰離子失去電子發(fā)生氧 化反應(yīng) 陰極:電解質(zhì)溶液中的陽離子得到電子發(fā)生還原反應(yīng)。放電順序陽極:M

49、（金屬）Cl - OH - 含氧酸根離子陰極:Ag + Cn 2+ Fe 2+ Zn 2+ H + （4）電解應(yīng)用: 銅的粗煉陽極（粗銅）:Cu-2e - =Cu 2+ 陰極（純銅）:Cu 2+ +2e - =Cu電解質(zhì)溶液:CuSO 4 （含H 2 SO 4 ） 氯堿工業(yè)陽極（鈦網(wǎng)）2Cl - -2e - =Cl 2 陰極（碳鋼網(wǎng)）2H -1 +2e - =H 2 電解質(zhì)溶液:飽和食鹽水 總反應(yīng):2NaCl+2H 2 O 電解 2NaOH+H 2 +Cl 2 鍍銅陽極（銅）:Cu-2e - =Cu 2+ 陰極（鐵或其他鍍件）:Cu 2+ +2e - =Cu電鍍液:CuSO 4 溶液。 第二部

50、分 常見元素的單質(zhì)及其重要化合物 一、非金屬元素及其化合物 （一）非金屬元素概論 1.非金屬元素在周期表中的位置 在目前已知的112種元素中，非金屬元素有22種，除H外非金屬元素都位于周期表的右上方（H在左上方）。F是非金屬性最強的元素。 2.非金屬元素的原子結(jié)構(gòu)特征及化合價 （1）與同周期的金屬原子相比，最外層電子數(shù)較多，次外層都是飽和結(jié)構(gòu)（2、8或18電子結(jié)構(gòu)）。 （2）與同周期的金屬原子相比較，非金屬元素原子核電荷數(shù)多，原子半徑小，化學(xué)反應(yīng)中易得到電子，表現(xiàn)氧化性。 （3）最高正價等于主族序數(shù)（O、F無+6、+7價）對應(yīng)負(fù)價以絕對值等于8-主族序數(shù)。如S、N、C1等還呈現(xiàn)變價。 3.非金

51、屬單質(zhì) （1）組成與同素異形體 非金屬單質(zhì)中，有單原子分子的He、Ne、Ar等稀有氣體;雙原子分子的H 2 、O 2 、Cl 2 、H 2 、Br 2 等，多原子分子的P 4 、S 8 、C 60 、O 3 等。原子晶體的金剛石，晶體硅等。同一元素形成的不同單質(zhì)常見的有O 2 、O 3 ;紅磷、白磷;金剛石、石墨等。 （2）聚集狀態(tài)及晶體類型 常溫下有氣態(tài)（H 2 、O 2 、Cl 2 、N 2 ），液態(tài)（Br 2 ）、固態(tài)（I 2 、磷、碳、硅）。常溫下是氣體，液態(tài)的非金屬單質(zhì)及部分固體單質(zhì)，固態(tài)時是分子晶體，少量的像硅、金剛石為原子晶體，石墨“混合型”晶體。 4.非金屬的氫化物 （1）非金

52、屬氫化物的結(jié)構(gòu)特點 A-RH 4 正四面體結(jié)構(gòu)，非極性分子;A-RH 3 三角錐形，極性分子;A-H 2 R為“V”型，極性分子;A-HR直線型，極性分子。 固態(tài)時均為分子晶體，熔沸點較低，常溫下H 2 O是液體，其余都是氣體。（2）非金屬氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性 一般的，非金屬元素的非金屬性越強，生成的氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定。因此，氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性是非金屬性強弱的重要標(biāo)志之一。（3）非金屬氫化物具有一定的還原性 如:NH 3 、H 2 S可被O 2 氧化 HBr、HI可被Cl 2 、濃H 2 SO 4 氧化等等。5.最高價氧化物對應(yīng)水化物（含氧酸）的組成和酸性。 元素的非金屬性越強，其最高價氧化物對應(yīng)

53、水化物的酸性越強，故非金屬元素的最高價含氧酸的酸性也是非金屬性強弱的重要標(biāo)志之一。 （二）鹵族元素 1.氯氣 （1）分子式Cl 2 電子式Cl Cl 結(jié)構(gòu)式 Cl-Cl （2）物理性質(zhì):黃綠色有刺激性氣味、有毒、易液化能溶于水（12）。 （3）化學(xué)性質(zhì):與金屬反應(yīng)將金屬氧化成高價態(tài)Cu+Cl 2 點燃 CuCl 2 （棕黃色煙）與非金屬的反應(yīng) H 2 +Cl 2 點燃 2HCl（蒼白色火焰，工業(yè)上制HCl） H 2 +Cl 2 光照 2HCl（爆炸）與水反應(yīng) Cl 2 +H 2 O HCl+HClO HClO是一種弱酸（HClO H + +ClO - ），具有強氧化性，可進(jìn)行漂白、消毒殺菌等，

54、在光照下易分解:2HClO 光照 2HCl+O 2 與堿反應(yīng) Cl 2 +2NaOH NaCl+NaClO+H 2 O（用于吸收多余Cl 2 ） 2Cl 2 +2Ca（OH） 2 CaCl 2 +Ca（ClO） 2 漂白粉（混合物）+2H 2 O 漂白粉的有效成分為Ca（ClO） 2 ，在空氣中易失效變質(zhì):Ca（ClO） 2 +CO 2 +H 2 O CaCO 3 +2HClO與還原性物質(zhì)反應(yīng) Cl 2 +2Br - 2Cl - +Br 2 Cl 2 +H 2 S 2HCl+S （4）制法: 實驗室制法 MnO 2 +4HCl（濃） MnCl 2 +Cl 2 +2H 2 O工業(yè)制法 2NaCl

55、+2H 2 O 電解 2NaOH+H 2 +Cl 2 2NaCl（熔融） 電解 2Na+Cl 2 2.鹵族元素 （1）鹵族元素性質(zhì)的通性及遞變性元素周期表中的位置:第A族 原子結(jié)構(gòu)相同點:最外層電子數(shù)均為7不同點:電子層數(shù)不同 主要性質(zhì)的相似性:單質(zhì)均為雙原子非極性分子;主要化合價為-1價，最高正價為+7價（F除外）;單質(zhì)具有強氧化性。主要性質(zhì)的遞變性。（從F到I）原子半徑和離子半徑逐漸增大; 非金屬性及單質(zhì)氧化性逐漸減弱，即氧化性F 2 Cl 2 Br 2 I 2 ;與H 2 化合生成HX的反應(yīng)由易到難，且氫化物的穩(wěn)定性由強到弱，即穩(wěn)定性HFHClHBrHI;最高價氧化物的水化物的酸性逐漸減弱;鹵離的還原性增強，前面元素的單質(zhì)能把后面的元素置換出來。單質(zhì)的顏色變深，熔沸點升高。 （2）鹵素及其化合物特性歸納 Cl 2 、Br 2 、I 2 與水反應(yīng)類型相同，可用通式X 2 +H 2 O=HX+HXO，而F 2 特殊F 2 +2H 2 O=4HF+O 2 ，由此得出它們與堿反應(yīng)Cl 2 、Br 2 、I 2 相同，F(xiàn) 2 不同。F 2 、Cl 2 、Br 2 與Fe作用得+3價鐵，而I 2 +Fe Fel 2