高一化学.docx
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高一化学
元素周期表
（一）元素周期表的结构
1、元素周期表的排列原则
（1）按原子序数递增的顺序从左到右排列；
（2）将电子层数相同的元素排成一个横行；
（3）把最外层电子数相同的元素（个别例外）按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行。
2、周期表的结构：
（7个周期，16个族）
（1）周期：
具有相同电子层数而又按原子序数递增顺序排列的一系列元素。
周期序数＝（该周期元素原子的）电子层数
（2）族：
最外层电子排布（外围电子排布）相似的同一纵行的元素，称之为一族。
主族序数＝最外层电子数＝最高正化合价
（二）碱金属元素
碱金属包括：
锂（Li）、钠（Na）、钾（K）、铷（Rb）、铯（Cs）、钫（Fr），由于这些元素氧化物的水化物都是可溶于水的强碱，故称为碱金属。
1、碱金属元素的原子结构特征
根据以上原子结构示意图分析得出：
相似性：
最外电子层上都只有一个电子，次外层电子数为8个（Li为2个）。
递变性：
随着核电荷数增多，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。
2、碱金属的物理性质
相似性：
都有银白色的金属光泽（除铯略带金色以外），质软，密度小，熔点低，导电、导热性好。
递变性：
从Li到Cs，密度逐渐增大（Li、Na、K的密度比水的小，Rb、Cs的密度比水大，且钠的密度大于钾的密度），熔沸点逐渐降低。
3、碱金属的化学性质
从锂到铯，它们的金属性逐渐增强。
（1）与水反应
相似性：
2R＋2H2O＝2ROH＋H2↑（R为碱金属）
递变性：
从锂到铯，金属与水反应的剧烈程度加大，生成的氢氧化物碱性增强（CsOH为最强碱）
（2）与非金属反应
Li：
常温或燃烧生成Li2O4Li＋O2＝2Li2O
Na：
常温生成Na2O，燃烧生成Na2O2
K：
常温生成K2O2，燃烧生成KO2（超氧化钾）
Rb、Cs与氧气反应也生成复杂的氧化物。
（3）与盐溶液反应
碱金属与盐的水溶液反应时，先是与水反应生成碱和氢气，碱再与盐反应。
碱金属单质不能从盐的溶液中置换出较不活泼的金属。
（三）卤素的原子结构特点
注：
砹（At）是放射性元素，一般不作研究。
相同点：
最外层电子层上都有7个电子。
不同点：
从F到I，核电荷数逐渐增多，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。
（四）卤素单质的物理性质
F2—淡黄绿色气体 Cl2—黄绿色气体
Br2—深红棕色液体 I2—紫黑色固体
1、相似性
都有颜色和毒性，不易溶于水（除F2外），易溶于苯、四氯化碳等有机溶剂。
下表列出了显色情况：
注：
（1）有机溶剂中密度比水小的有苯、汽油、酒精等，密度比水大的有CCl4、CS2等。
以上溶剂中只有酒精易溶于水，其余均难溶于水。
（2）溶液的颜色随浓度的增大而加深。
（3）上表所列颜色变化情况比较复杂，常说的颜色为：
溴水为黄色，溴溶解在有机溶剂中为橙红色，碘水为黄色，碘溶解在苯、汽油、四氯化碳中为紫色，碘溶解在酒精中（即碘酒）为褐色。
2、递变性
按F2、Cl2、Br2、I2的顺序，单质的颜色逐渐加深；状态由气态变化到液态，再变化到固态；熔、沸点逐渐升高；在水中的溶解度逐渐减小（F2除外）。
3、特性
（1）液溴是深红棕色液体，且易挥发
液溴应密封保存，如果把溴存放在试剂瓶里，需加水液封，以减少挥发。
盛溴的试剂瓶不能用橡皮塞（Br2可腐蚀橡胶）。
（2）碘易升华—常用于分离、提纯I2
碘用棕色试剂瓶盛装，并放在阴凉处。
（五）卤素单质间的置换反应
（1）F2能与水反应放出O2，故F2不能从卤素化合物的水溶液中置换出卤素单质
（六）卤族元素性质的相似性和递变性
1、相似性
（1）卤素都呈现非金属性，单质具有一定的氧化性，均能与金属、非金属、水和碱溶液
（2）常见的化合价有－1、0、＋1、＋3、＋5、＋7（氟无正价
（3）均能形成气态氢化物（HX）
（4）最高价氧化物对应的水化物（HXO4）为酸（F除外）
2、递变性
按F、Cl、Br、I的顺序，元素的非金属性逐渐减弱，单质（X2）的氧化逐渐减弱，卤离子（X－）的还原性逐渐增强，卤化氢（HX）的还原性逐渐增强，单质（X2）与H2化合逐渐困难，气态氢化物（HX）的热稳定性逐渐减弱，最高价含氧酸（HXO4）[F除外]的酸性逐渐减弱，氢卤酸（HX）的酸性逐渐增强。
以上相似性、递变性的原因为卤素原子最外层的电子数为7，且按F、Cl、Br、I的顺序，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱。
（七）原子组成
1、质量数
如果忽略电子质量，将原子核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值加起来所得数值就是质量数。
2、原子组成和三种粒子间的关系
原子（
）
的含义：
代表一个质量数为A，质子数为Z的原子。
质量数（A）＝质子数（Z）＋中子数（N）
原子呈电中性：
核电荷数＝质子数＝核外电子数
（八）核素、同位素和元素的相对原子质量
1、核素
核素是指具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。
例如，原子核里有6个质子和6个中子的碳原子，质量数是12，称为碳-12核素，或写成12C核素。
原子核里有6个质子和7个中子的碳原子，质量数为13，称13C核素。
氧元素有16O，17O，18O三种核素。
2、同位素
（1）概念：
具有相同质子数和不同的中子数的原子互称为同位素，如
就互为同位素。
（2）同位素的特点
①同种元素可以有若干种不同的原子。
至今已发现了116种元素，但发现的原子远多于116种。
②核电荷数相同的不同原子，虽然它们的中子数不同，但属于同种元素。
③同一种元素的不同同位素原子其质量数不同，核外电子层结构相同，其原子、单质及其构成的化合物性质几乎完全相同，只是某些物理性质略有差异。
3、元素的相对原子质量
（1）概念：
根据元素天然同位素所占的原子个数百分比和同位素的相对原子质量，计算出该元素的相对原子质量。
（2）计算式：
Ar（E）＝Ar（E1）·a%＋Ar（E2）·b%＋Ar（E3）·c%＋……式中Ar（E1）、Ar（E2）、Ar（E3）分别为同位素的相对原子质量，a%、b%、c%分别为自然界中各种天然同位素原子所占原子个数的百分比。
元素周期律
（一）原子核外电子的排布
1、电子层的表示方法
2、原子核外电子分层排布的一般规律
在含有多个电子的原子里，电子依能量的不同分层排布，其规律是：
（1）核外电子总是尽先排布在能量较低的电子层，然后由里到外依次排布在能量逐步升高的电子层（能量最低原理）。
（2）原子核外各电子层最多容纳2n2个电子（n为电子层数）。
（3）原子最外层电子数目不能超过8（k为最外层不能超过2个电子）。
（4）次外层电子数目不能超过18个（k层为次外层时不能超过2个），倒数第三层电子数目不能超过32个。
（二）元素周期律
1、元素周期律
（1）定义：
元素的性质随着元素核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。
（2）内容：
①原子核外电子排布的周期性。
最外层电子数：
从1→8的周期性变化。
②原子半径的周期性变化
电子层数相同，从碱金属到卤素，随原子序数的递增，原子半径减小。
③元素主要化合价的周期性变化
正价：
＋1→＋7负价：
－4→－1
（3）实质：
元素性质随原子半径递增呈现出周期变化，其本质原因是元素的原子核外电子排布周期性变化的必然结果。
2、元素的金属性、非金属性的周期性变化
（1）元素金属性，非金属性强弱标志。
①元素金属性强弱的标志
a.与水或酸反应置换出氢气的难易：
金属单质与水或酸（非氧化性酸）反应置换出氢气的速率越快（反应越剧烈）表示元素金属性越强。
b.最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：
碱性越强，表明元素金属性越强。
②元素非金属强弱标志
a.单质与氢气化合成气态氢化物难易及气态氢化物的稳定性：
非金属单质与氢气化合越容易，形成气态氢化物越稳定，表明元素非金属性越强。
b.最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：
酸性越强，表明元素非金属性越强。
（2）以钠到氩为例，元素性质周期性变化
（三）元素性质与元素在周期表中的位置关系
1、元素的金属性和非金属性在元素周期表中位置关系
（1）同周期：
从左到右，核电荷数依次增多、原子半径逐渐减小，失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，因此，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
（稀有气体除外）
（2）同主族：
从上到下电子层数增多，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，所以金属的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
2、元素化合价与元素周期表中位置关系
（1）价电子：
元素原子最外层电子（有时次外层、倒数第三层中电子也叫价电子。
）
（2）主族元素最高正化合价＝主族序数（最外层电子数）
负化合价＝主族序数－8 或：
负化合价＝－（8－主族序数）
（3）“位—构—性”之间的关系
（四）原子结构与元素在周期表中的位置关系规律
1、核外电子层数＝周期数2、主族元素的最外层电子数＝族序数
3、质子数＝原子序数＝原子核外电子数
4、主族元素的最高正价＝族序数；负价的绝对值＝8－族序数
化学键
（一）离子键
1、定义：
带相反电荷离子之间的相互作用。
强调：
（1）成键的微粒：
阴、阳离子
相互作用：
静电作用（包括静电引力和静电斥力）
成键条件：
活泼金属与活泼非金属。
其中碱金属和卤素之间都是形成离子键。
（2）离子键形成特点：
有电子得失
2、电子式：
（1）定义：
由于在化学反应中，一般是原子的最外层电子发生变化，所以，为了简便起见，我们可以在元素符号周围用小黑点（或×）来表示原子的最外层电子。
这种式子叫做电子式
（2）离子化合物的电子式表示方法：
在离子化合物的形成过程中，活泼的金属离子失去电子变成金属阳离子，活泼的非金属离子得到电子变成非金属阴离子，然后阴阳离子通过静电作用结合成离子键，形成离子化合物。
所以，在离子化合物的电子式中由阳离子和带中括号的阴离子组成，简单的阳离子一般用离子符号表示，而阴离子和复杂的阳离子则不同，在元素符号周围一般用小黑点（或×）表示最外层电子数，外面再加［］，并在［］右上方标出所带电荷，构成离子化合物的每个离子都要单独写，不可合并。
（3）离子化合物的形成过程：
（二）共价键
1、定义：
原子间通过共用电子对所形成的相互作用。
2、共价键三个物理量
（1）键能：
是指1.01×105Pa和25℃下将1mol理想气体分子AB拆开为中性气态原子A和B时所需的能量。
单位：
kJ·mol－1
特征：
键能越大，共价键越牢固，含有该键的分子越稳定。
（2）键长：
在分子中两个成键原子的核间平均距离叫键长，指原子间所形成的键。
特征：
键长越短，键就越强、越牢固。
（3）键角：
在分子中键与键之间的夹角叫键角。
键角可反映分子的空间构型，可进一步帮助我们判断分子的极性。
3、极性共价键和非极性共价键
（1）非极性共价键：
成键原子性质完全相同时，共用电子对在成键原子的正中间不偏向任何一方，或电子云在成键原子核之间中央区域最密集。
如Cl—Cl等。
（2）极性共价键：
成键原子的性质不完全相同，其电子对偏向成键的某原子。
如H—Cl中电子对偏向Cl原子。
4、配位键（一种特殊的共价键）
定义：
凡共用电子对仅由一个原子提供，而跟另一个原子或离子共用而形成的共价键。
形成条件：
在成键原子中，一方必须有孤对电子，另一方必须有容纳孤对电子的空轨道。
5、共价化合物的电子式表示方法：
在共价化合物中，原子之间是通过共用电子对形成的共价键的作用结合在一起的，所以本身没有阴阳离子，因此不会出现阴阳离子和中括号。
共价化合物的形成过程：
（三）化学键
1、定义：
使离子相结合或原子相结合的作用力。
说明：
（1）原子通过化学键形成稳定结构。
（2）原子间存在强烈作用
（3）原子结合成分子后，体系能量降低。
2、化学键的类型
（四）极性键和非极性键
共价键根据成键的性质分为非极性共价键和极性共价键。
1、极性键：
不同种原子，对成键电子的吸引能力不同，共用电子对必然偏向吸引电子能力强（即电负性大）的原子一方，使该原子带部分负电荷（δ－），而另一原子带部分正电荷（δ＋）。
这样，两个原子在成键后电荷分布不均匀，形成有极性的共价键。
（1）不同种元素的原子形成的共价键叫极性共价键，简称极性键。
（2）形成条件：
不同非金属元素原子间配对（也有部分金属和非金属之间形成极性键）。
（3）存在范围：
气态氢化物、非金属氧化物、酸根、氢氧根、有机化合物。
2、非极性共价键：
（1）定义：
（同种元素的原子）两种原子吸引电子能力相同，共用电子对不偏向任何一方，成键的原子不显电性，这样的共价键叫非极性键。
简称非极性键。
（2）形成条件：
相同的非金属元素原子间电子配对
（3）存在范围：
非金属单质（稀有气体除外）及某些化合物中，如
H2、N2、O2、H2O2中的O－O键、Na2O2中的O－O键。
3、物质中化学键的存在规律：
（1）离子化合物中一定有离子键，可能还有共价键。
简单离子组成的离子化合物中只有离子键，如MgO、NaCl等，复杂离子（原子团）组成的离子化合物中既有离子键又有共价键，既有极性共价键，又有非极性共价键。
如：
只含有离子键：
MgO、NaCl、MgCl2
含有极性共价键和离子键：
NaOH、NH4Cl、Na2SO4
含有非极性共价键和离子键：
Na2O2、CaC2等
（2）共价化合物中只有共价键，一定没有离子键。
（3）在非金属单质中只有共价键：
（4）构成稀有气体的单质分子，由于原子已达到稳定结构，在这些原子分子中不存在化学键。
（5）非金属元素的原子之间也可以形成离子键，如NH4Cl
4、化学键强弱的比较：
（1）离子键：
离子键强弱的影响因素有离子半径的大小的离子所带电荷的多少，既离子半径越小，所带电荷越多，离子键就越强。
离子键的强弱影响物质的熔沸点、溶解性，其中离子键越强，熔沸点越高。
（2）共价键：
影响共价键强弱的因素有成键原子半径和成键原子共用电子对数，成键原子半径越小，共用电子对数目越多，共价键越稳定、越牢固。
例如：
r（H）＜r（Cl），所以H2比Cl2稳定，N2中含有N≡N共价三键，则N2更稳定。
化学能与热能、化学能与电能
（一）原电池的化学原理
1、原电池的本质是将化学能转化为电能
原电池的正、负极变化的规律为：
负极——电子流出的一极，通常是活泼性较强的金属，电极被氧化，电极上发生氧化反应。
如：
Zn－2e－＝Zn2＋
正极——电子流入的一极，通常是活泼性较弱的金属或非金属导体，电极上发生还原反应。
如：
2H＋＋2e－＝H2↑
原电池中电子从负极流出，流入正极，与电流方向相反。
2、形成原电池的条件
两种不同的金属（或一种为能导电的非金属）以导线相连（或直接接触），插入电解质溶液里，形成闭合回路。
（二）原电池中的反应
书写原电池有关反应式时，要遵循原子守恒和电荷守恒原理，弱电解质写成化学式，在正极上的电级反应应按阳离子放电顺序（氧化性强的阳离子先还原）写出反应式，现以Cu—Zn原电池（右图）为例说明原电池中的反应。
1、电极反应
分别在负极和正极进行的氧化和还原反应叫做电极反应。
负极（－）Zn，Zn－2e－＝Zn2＋（氧化反应
正极（＋）Cu，2H＋＋2e－＝H2↑（还原反应）
2、电池反应
电极反应的总反应叫做总电池反应式或电池反应式，书写时，将两个电级反应式相加，消去电子，即得原电池的电池反应式。
电池反应式：
Zn＋2H＋＝Zn2＋＋H2↑
如果把电池中的稀H2SO4换为醋酸溶液，电池反应式为：
Zn＋2CH3COOH＝（CH3COO）2Zn＋H2↑
（三）原电池的基本类型
1、负极参与反应的原电池
这是最基本最早的原电池，例Cu—Zn原电池（伏打电池）。
锌锰电池（干电池）：
锌皮是负极，中间碳棒是正极，石墨周围填充ZnCl2、NH4Cl和淀粉糊作电解液，填有MnO2吸收正极放出的H2，电池反应式：
负极（Zn）Zn－2e－＝Zn2＋ 正极（C）2NH4＋＋2e－＝2NH3↑＋H2↑
H2＋MnO2＝Mn2O3＋H2O
正极产生的NH3被ZnCl2吸收：
Zn2＋＋4NH3＝[Zn（NH3）4]2＋
电池反应式：
2Zn＋4NH4Cl＋2MnO2＝[Zn（NH3）4]Cl2＋ZnCl2＋Mn2O3＋H2O
2、两极都参加反应的原电池
可充电池都是两极都参加反应的原电池。
这是一种发展较快较多的原电池，例铅蓄电池、锂电池、银锌电池（钮扣电池）、爱迪生蓄电池，它们的负极是较活的金属，正极是金属氧化物，放电时，负极被氧化，正极材料的金属氧化物被还原，充电时的电极反应与放电时相反。
例1、铅蓄电池，负极是Pb，正极板上有一层棕褐色PbO2，电池液是30%左右的H2SO4溶液。
铅蓄电池放电（工作）时的电极反应：
负极（Pb）：
Pb＋SO42－－2e－＝PbSO4
正极（PbO2）：
PbO2＋4H＋＋2e－＋SO42－＝PbSO4＋2H2O
电池反应式：
3、两个电极都不参加反应的原电池
用惰性材料（如，Au、Pt和石墨等）作电极（称为惰性电极）。
电极本身不发生任何反应，而是引入两极上的适当物质发生氧化还原反应，如燃料电池，它是一种新兴的高能电池。
应用于航天事业，它发展迅速、种类较多，负极通入可燃烧气体，如H2、CH4。
它们燃烧时被氧化，正极通入氧化剂，如O2或空气，它们被还原，常用KOH或熔融K2CO3作电池液。
例2、由H2和O2构成的燃料电池，用KOH做电池液。
负极：
H2＋2OH－－2e－＝2H2O
正极：
电池反应：
四）电极反应式的书写规律
1、根据给出两个电极反应式，写总反应式
已知两个电极反应式，写总反应式并不难，只要使两个电极反应式得失电子数相等后，将两式相加，消去相同的化学式即可。
2、给出总反应式，写出电极反应式
书写电板反应式的写法步骤一般分为四步：
（1）列物质、标得失；
（2）选离子、配电荷；（3）配个数、巧用水；
（4）两式加、验总式。
3、对于较复杂的原电池或电解池的过程，要分清什么发生了氧化反应，什么发生了还原反应，按照电荷守恒，写上H＋或OH－或其它离子，考虑是否加H2O，最后通过两个反应相加来检验是否与题给总反应一致。
（五）化学反应中的能量变化
1、化学反应的基本特征
有新的物质生成，常件随能量变化及发光、变色、有沉淀或气体生成等。
化学反应一般是以热和功的形式跟外界环境进行能量交换，而其中多以热的形式进行能量交换。
2、放热反应和吸热反应
（1）概念：
有热量放出的化学反应称为放热反应，如：
CaO＋H2O＝Ca（OH）2 2Al＋6HCl＝2AlCl3＋3H2↑
NaOH＋HCl＝NaCl＋H2O
有吸收热量的化学反应称为吸热反应
Ba（OH）2·8H2O＋2NH4Cl＝BaCl2＋8NH3↑＋10H2O
（2）原因
①不同物质所具有的能量不同 ②整个反应过程中能量守恒；
③放热是由于反应物的总能量大于生成物的总能量；吸热是由于反应物的总能量小于生成物的总能量；如果二者能量比较接近，则放热和吸热不明显。
（六）能量变化的综合利用
从能源问题可引出很多学科的知识要点，从不同角度设问的综合试题成了考查学生分析问题解决问题能力的试金石。
灵活运用能量间的相互转化关系是解决该问题的关键。
能量之间有如下转化关系：
化学反应速率与反应限度
（一）化学反应速率及其表示方法
化学反应速率是研究化学反应在单位时间内反应物或生成物浓度的变化量，即反应进行的快慢。
通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示；单位是
mol·L－1·s－1或mol·L－1·min－1或mol·L－1·h－1。
对于反应
，分别以三种物质来表示：
（1）同一化学反应用不同的物质来表示的速率，数值可能不同，但表示的意义相同。
（2）反应体系中，以不同物质表示的化学反应速率数值之比等于化学反应方程式中各物质的化学计量数之比。
（3）在化学计算中用到的速率，都是指某一段时间内的平均速率；只有在有关反应速率的图象中，用到瞬时速率。
（4）对于纯固体或纯液体参加的化学反应，因其密度不变，在反应中浓度也不改变，故不用纯固体、纯液体表示反应速率。
（5）化学反应速率的研究对象可以是可逆反应，也可以是进行完全的反应。
（二）影响化学反应速率的因素
（1）浓度的影响
浓度对化学反应速率的影响规律：
其他条件不变时，增大反应物浓度，可增大化学反应速率；减小反应物浓度，可减小化学反应速率。
此规律只适用于气体反应或溶液中的反应，对纯液体或固体反应物一般不适用（它们的浓度是常数）。
因为固体体积与所含微粒个数成正比，增加固体物质的量，它的浓度几乎没有变化，不影响化学反应速率。
一般情况下，将固体物质在一定温度下的浓度视为一常数，纯液体也视作浓度不变。
但如果增大固体物质与其它反应物的接触面积，（如将块状加工成粉末状），可以使反应速率增大。
（2）压强的影响
压强对化学反应速率的影响规律：
对于有气体的化学反应，其他条件不变，增大压强，可增大反应速率；减小压强，可减小反应速率。
此规律只适用于有气体参加或生成的反应，不适用于固体和溶液（压强的变化对它们的浓度几乎无影响）。
对于既有气体参加，又有气体生成的可逆反应，增大压强，正反应速率、逆反应速率都增大；减小压强，两者都减小。
（3）温度的影响
温度对化学反应速率的影响规律：
当其他条件不变时，升高温度，可以增大反应速率；降低温度，可以减慢反应速率。
无论是吸热反应还是放热反应，温度升高，反应速率都增大，只不过增大的幅度不同，吸热反应增大的幅度大，放热反应增大的幅度小。
由实验测知，温度每年高10℃，反应速率通常增大到原来的2～4倍。
（4）催化剂的影响
催化剂分为正催化剂和负催化剂，正催化剂可以同等增大正、逆反应的速率，负催化剂可以同等减小正、逆反应的速率。
若无特别说明，我们通常所说的都是指正催化剂，它可以使反应速率成千上万倍地增大。
必须明确：
催化剂是参加反应的；使用催化剂时，要选择催化剂所需要的适宜温度，要防止催化剂中毒失效。
（5）其它因素的影响
如使反应物颗粒变小从而增大表面积；加大光照强度；采用不同的溶剂、电化学原理、超声波射线、激光、电磁波等对反应速率均有影响。
（6）惰性气体对反应速率的影响。
稀有气体或其他非反应气体，充入反应容器中，分以下两种情况讨论：
①若容器恒温、恒容，则充入的稀有气体或其他不反应气体虽改变了容器内气体压强，但却没有改变反应气体产生的分压，即并没改变反应物的浓度，不影响化学反应速率。
②若容器恒温、恒压，则充入的稀有气体或其他不反应气体，就会使容器容积扩大，虽未
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