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元素周期表、元素周期律

一、元素周期表

★熟記等式：原子序數=核電荷數=質子數=核外電子數

1、元素周期表的編排原則：

①按照原子序數遞增的順序從左到右排列；

②将電子層數相同的元素排成一個橫行——周期；

③把最外層電子數相同的元素按電子層數遞增的順序從上到下排成縱行——族

2、如何精确表示元素在周期表中的位置：

周期序數＝電子層數；

主族序數＝最外層電子數口訣：三短三長一不全；

七主七副零八族熟記：三個短周期，第一和第七主族和零族的元素符号和名稱

3、元素金屬性和非金屬性判斷依據：

①元素金屬性強弱的判斷依據：單質跟水或酸起反應置換出氫的難易；元素最高價氧化物的水化物——氫氧化物的堿性強弱；置換反應。

②元素非金屬性強弱的判斷依據：單質與氫氣生成氣态氫化物的難易及氣态氫化物的穩定性；最高價氧化物對應的水化物的酸性強弱；置換反應。

4、核素：具有一定數目的質子和一定數目的中子的一種原子。

①質量數==質子數 中子數：A == Z N

②同位素：質子數相同而中子數不同的同一元素的不同原子，互稱同位素。（同一元素的各種同位素物理性質不同，化學性質相同）

二、元素周期律

1、影響原子半徑大小的因素：

①電子層數：電子層數越多，原子半徑越大（最主要因素）

②核電荷數：核電荷數增多，吸引力增大，使原子半徑有減小的趨向（次要因素）

③核外電子數：電子數增多，增加了相互排斥，使原子半徑有增大的傾向

2、元素的化合價與最外層電子數的關系：

最高正價等于最外層電子數（氟氧元素無正價）

負化合價數 = 8—最外層電子數（金屬元素無負化合價）

3、同主族、同周期元素的結構、性質遞變規律：

同主族：從上到下，随電子層數的遞增，原子半徑增大，核對外層電子吸引能力減弱，失電子能力增強，還原性（金屬性）逐漸增強，其離子的氧化性減弱。

同周期：左→右，核電荷數——→逐漸增多，最外層電子數——→逐漸增多原子半徑——→逐漸減小，得電子能力——→逐漸增強，失電子能力——→逐漸減弱氧化性——→逐漸增強，還原性——→逐漸減弱，氣态氫化物穩定性——→逐漸增強最高價氧化物對應水化物酸性——→逐漸增強，堿性 ——→ 逐漸減弱

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化學鍵

含有離子鍵的化合物就是離子化合物；

隻含有共價鍵的化合物才是共價化合物。

NaOH中含極性共價鍵與離子鍵，NH₄Cl中含極性共價鍵與離子鍵，Na₂O₂中含非極性共價鍵與離子鍵，H₂O₂中含極性和非極性共價鍵

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化學能與熱能

一、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：當物質發生化學反應時，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。

一個确定的化學反應在發生過程中是吸收能量還是放出能量，決定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、水反應制氫氣。

④大多數化合反應（特殊：C＋CO₂= 2CO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：C(s)＋H₂O(g) = CO(g)＋H₂(g)。

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

③大多數分解反應如KClO₃、KMnO₄、CaCO₃的分解等。

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化學能與電能

一、化學能轉化為電能的方式：

電能(電力) 火電(火力發電) 化學能→熱能→機械能→電能

缺點：環境污染、低效原電池将化學能直接轉化為電能優點：清潔、高效

二、原電池原理

（1）概念：把化學能直接轉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（有電子的轉移）把化學能轉變為電能。

（3）構成原電池的條件：

1）有活潑性不同的兩個電極；

2）電解質溶液

3）閉合回路

4）自發的氧化還原反應

（4）電極名稱及發生的反應：

負極：較活潑的金屬作負極，負極發生氧化反應，電極反應式：較活潑金屬－ne－＝金屬陽離子負極現象：負極溶解，負極質量減少。

正極：較不活潑的金屬或石墨作正極，正極發生還原反應，電極反應式：溶液中陽離子＋ne－＝單質正極的現象：一般有氣體放出或正極質量增加。

（5）原電池正負極的判斷方法：

①依據原電池兩極的材料：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；電子則由負極經外電路流向原電池的正極。

③根據内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根據原電池中的反應類型：負極：失電子，發生氧化反應，現象通常是電極本身消耗，質量減小。正極：得電子，發生還原反應，現象是常伴随金屬的析出或H2的放出。

（6）原電池電極反應的書寫方法：

（i）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：①寫出總反應方程式。

②把總反應根據電子得失情況，分成氧化反應、還原反應。③氧化反應在負極發生，還原反應在正極發生，反應物和生成物對号入座，注意酸堿介質和水等參與反應。

（ii）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金屬的防腐。

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化學反應的速率和限度

一、化學反應的速率

（1）概念：化學反應速率通常用單位時間内反應物濃度的減少量或生成物濃度的增加量（均取正值）來表示。

計算公式：v(B)＝＝

①單位：mol/(L•s)或mol/(L•min)

②B為溶液或氣體，若B為固體或純液體不計算速率。③重要規律：速率比＝方程式系數比

（2）影響化學反應速率的因素：

内因：由參加反應的物質的結構和性質決定的（主要因素）。

外因：

①溫度：升高溫度，增大速率

②催化劑：一般加快反應速率（正催化劑）

③濃度：增加C反應物的濃度，增大速率（溶液或氣體才有濃度可言）

④壓強：增大壓強，增大速率（适用于有氣體參加的反應）

⑤其它因素：如光（射線）、固體的表面積（顆粒大小）、反應物的狀态（溶劑）、原電池等也會改變化學反應速率。

二、化學反應的限度——化學平衡

（1）化學平衡狀态的特征：逆、動、等、定、變。

①逆：化學平衡研究的對象是可逆反應。

②動：動态平衡，達到平衡狀态時，正逆反應仍在不斷進行。

③等：達到平衡狀态時，正方應速率和逆反應速率相等，但不等于0。即v正＝v逆≠0。

④定：達到平衡狀态時，各組分的濃度保持不變，各組成成分的含量保持一定。

⑤變：當條件變化時，原平衡被破壞，在新的條件下會重新建立新的平衡。

（2）判斷化學平衡狀态的标志：

① VA（正方向）＝VA（逆方向）或nA（消耗）＝nA（生成）（不同方向同一物質比較）

②各組分濃度保持不變或百分含量不變

③借助顔色不變判斷（有一種物質是有顔色的）

④總物質的量或總體積或總壓強或平均相對分子質量不變（前提：反應前後氣體的總物質的量不相等的反應适用，即如對于反應xA＋yBzC，x＋y≠z ）

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