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四．物质结构、元素周期律 （一）原子结构 1．原子（AZX）中有质子（带正电）：Z个，中子（不显电性）：（A—Z）个，电子（带负电）：Z个。 2．原子中各微粒间的关系： ①A=N+Z（A：质量数，N：中子数，Z：质量数） ②Z=核电荷数=核外电子数=原子序数 ③MZ ≈ MN≈1836 Meˉ（质量关系） 3．原子中各微粒的作用 （1）原子核 几乎集中源自的全部质量，但其体积却占整个体积的千亿分之一。其中质子、中子通过强烈的相互作用集合在一起，使原子核十分“坚固”，在化学反应时不会发生变化。另外原子核中蕴含着巨大的能量——原子能（即核能）。 （2）质子 带一个单位正电荷。质量为1.6726×10-27kg，相对质量1.007。质子数决定元素的种类。 （3）中子 不带电荷。质量为1.6748×10-27kg，相对质量1.008。中子数决定同位素的种类。 （4）电子 带1个单位负电荷。质量很小，约为11836×1.6726×10-27kg。与原子的化学性质密切相关，特别是最外层电数数及排布决定了原子的化学性质。 4．原子核外电子排布规律 （1）能量最低原理：核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，然后再由里往外排布在能量逐步升高的电子层里，即依次：K→L→M→N→O→P→Q顺序排列。 （2）各电子层最多容纳电子数为2n2个，即K层2个，L层8个，M层18个，N层32个等。 （3）最外层电子数不超过8个，次外层不超过18个，倒数第三层不超过32个 【注意】以上三条规律是相互联系的，不能孤立理解其中某条。如M层不是最外层时，其电子数最多为18个，当其是最外层时，其中的电子数最多为8个。 （二）元素周期律、元素周期表 1．原子序数：人们按电荷数由小到大给元素编号，这种编号叫原子序数。（原子序数=质子数=核电荷数） 2．元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化，这一规律叫做元素周期律。 具体内容如下： 随着原子序数的递增， ①原子核外电子层排布的周期性变化：最外层电子数从1→8个的周期性变化。 ②原子半径的周期性变化：同周期元素、随着原子序数递增原子半径逐渐减小的周期性变化。 ③元素主要化合价的周期性变化：正价+1→+7，负价－4→－1的周期性变化。 ④元素的金属性、非金属性的周期性变化：金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强的周期性变化。 【注意】元素性质随原子序数递增呈周期性变化的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。 3．元素周期表 （1）元素周期表的结构：横七竖十八 第一周期 2种元素 短周期 第二周期 8种元素 第三周期 8种元素 周期 第四周期 18种元素 （横向） 长周期 第五周期 18种元素 第六周期 32种元素 不完全周期：第七周期 26种元素 主族(A)：ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA 族 副族(B)：ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB （纵向） 第VIII 族：三个纵行，位于ⅦB族与ⅠB族中间 零族：稀有气体元素 【注意】表中各族的顺序：ⅠA、ⅡA、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、VIII、ⅠB、ⅡB、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、0 （2）原子结构、元素性质与元素周期表关系的规律： ①原子序数=核内质子数 ②电子层数=周期数（电子层数决定周期数） ③主族元素最外层电子数=主族序数=最高正价数 ④负价绝对值=8－主族序数（限ⅣA～ⅦA） ⑤同一周期，从左到右：原子半径逐渐减小，元素的金属性逐渐减弱，非金属逐渐增强，则非金属元素单质的氧化性增强，形成的气态氧化物越稳定，形成的最高价氧化物对应水化物的酸性增强，其离子还原性减弱。 ⑥同一主族，从上到下，原子半径逐渐增大，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。则金属元素单质的还原性增强，形成的最高价氧化物对应的水化物的碱性增强，其离子的氧化性减弱。 （3）判断微粒大小的方法 ①同周期元素的原子或最高价离子半径从左到右逐渐减小（稀有气体元素除外）。 ②同主族元素的原子半径或离子半径从上到下逐渐增大-。 ③电子层数相同，核电荷数越大半径越小。 ④核电荷数相同，电子数越多半径越大。 ⑤电子数和核电荷数都不同的，一般通过一种参照物进行比较。 ⑥具有相同电子层结构的离子，一般是原子序数越大，离子半径越小。 （4）电子数相同的微粒组 ①核外有10个电子的微粒组： 原子：Ne； 分子：CH4、NH3、H2O、HF； 阳离子：Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+； 阴离子：N3－、O2－、F－、OH－、NH2－。 ②核外有18个电子的微粒： 原子：Ar； 分子：SiH4、PH3、H2S、HCl、F2、H2O2； 阳离子：K+、Ca2+； 阴离子：P3－、S2－、HS－、Cl－、O22－。 （三）化学键和晶体结构 1．化学键：相邻原子间强烈的相互作用叫作化学键。包括离子键和共价键（金属键）。 2．离子建 （1）定义：使阴阳离子结合成化合物的静电作用叫离子键。 （2）成键元素：活泼金属（或NH4+）与活泼的非金属（或酸根，OH－） （3）静电作用：指静电吸引和静电排斥的平衡。 3．共价键 （1）定义：原子间通过共用电子对所形成的相互作用叫作共价键。 （2）成键元素：一般来说同种非金属元素的原子或不同种非金属元素的原子间形成共用电子对达到稳定结构。 （3）共价键分类： ①非极性键：由同种元素的原子间的原子间形成的共价键（共用电子对不偏移）。 ②极性键：由不同元素的原子间形成的共价键（共用电子对偏向吸引电子能力强的一方）。 4．非极性分子和极性分子 （1）非极性分子中整个分子电荷分布是均匀的、对称的。极性分子中整个分子的电荷分布不均匀，不对称。 （2）判断依据：键的极性和分子的空间构型两方面因素决定。双原子分子极性键→极性分子。 非极性键→非极性分子2。 多原子分子，都是非极性键→非极性分子。 有极性键几何结构对称→非极性分子。 几何结构不对称→极性分子。 5．分之间作用力和氢键 （1）分子间作用力 把分子聚集在一起的作用力叫作分子间作用力。又称范德华力。 ①分子间作用力比化学键弱得多，它对物质的熔点、沸点等有影响。 ②一般的对于组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，物质的熔点、沸点也越高。 （2）氢键 某些物质的分子间H核与非金属强的原子的静电吸引作用。氢键不是化学键，它比化学键弱得多，但比范德华力稍强。氢键主要存在于HF、H2O、NH3、CH3CH2OH分子间。故HF、H2O、NH3的沸点分别与同族氢化物沸点相比反常的高。 6．晶体 ①分子晶体 分子间的分子间作用力相结合的晶体叫作分子晶体。 ②原子晶体 相邻原子间以共价键相结合而形成空间网状结构的晶体叫原子晶体。 ③离子晶体 离子间通过离子键结合而成的晶体叫作离子晶体。 ④金属晶体 通过金属离子与自由电子间的较强作用（金属键）形成的单质晶体叫作金属晶体。 7．物质熔点、沸点高低的比较 （1）不同晶体类型的物质：原子晶体>离子晶体>分子晶体 （2）同种晶体类型的物质：晶体内微粒间的作用力越大，溶、沸点越高。 ①原子晶体要比较共价键的强弱（比较键能和鍵长），一般地说原子半径越小，键能越大，鍵长越短，共价键越牢固，晶体的溶沸点越高。如： 熔点：金刚石>水晶>金刚砂>晶体硅 ②离子晶体要比较离子键的强弱，一般地说阴阳离子电荷数越多，离子半径越小，则离子间作用力越大，离子键越强，溶沸点越高。 ③分子晶体： a．组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，熔沸点越高。 b．组成和结构不相似的物质，极性大则熔沸点高。 c．有些还与分子的形状有关。如有机同分异构体中，一般线性分子的熔沸点比带支链的高，如正戊烷>异戊烷>新戊烷。 d．有些与分子中含有的碳碳双键的多少有关。组成结构相似的有机物，一般含碳碳双键多的熔沸点低，如油酸甘油酯（油）的熔点比硬脂酸甘油酯（脂肪）的低。 五．溶液 （一）分散系 1．分散系 化学上把一种或几种物质分散成很小的微粒分布在另一种物质中所组成的体系。分散成粒子的物质叫分散质，另一种物质叫分散剂。分散质、分散剂均可以是气态、液态或固态。 （二）溶液 1．溶液：一种或几种物质分散到另一种物质里所形成的均一稳定的混合物叫作溶液。特征是均一、稳定、透明。 2．饱和溶液、溶解度 （1）饱和溶液和不饱和溶液：在一定温度下，在一定量的溶剂里，不能再溶解某种溶质的溶液，叫作这种溶质的饱和溶液；还能继续溶解某种溶质的溶液，叫作不饱和溶液。 （2）溶解度：在一定温度下，某固体物质在100克溶剂里达到饱和状态时所溶解的质量，叫作这种物质在这种物质在这种溶剂里的溶解度。常用s表示。质量分数ω=S(100+s)×100% （3）温度对溶解度的影响 固体物质的溶解度，一般随温度升高而增大（食盐溶解度变化不大；Ca(OH)2溶解度随温度升高而减小）。气体物质溶解度，随温度升高而减小，随压强增大而增大。 （4）溶解度曲线：用纵坐标表示溶解度。横坐标表示温度。根据某溶质在不同温度时溶解度，可以画出该物质溶解度随温度变化曲线，称之为溶解度曲线。 3．了解几个概念：结晶、结晶水、结晶水合物、风化、潮解 （1）结晶：从溶液中析出晶体的过程。 （2）结晶水：以分子形式结合在晶体中的水，叫结晶水，它较容易分解出来。 （3）结晶水合物：含有结晶水的化合物叫结晶水合物。结晶水合物容易失去结晶水。常见的结晶水合物有：Na2CO3·10H2O（纯碱），CuSO4·5H2O（胆矾、蓝矾），FeSO4·7H2O（绿矾），KAl(SO4)2·12H2O或K2SO4·Al2(SO4)3·24H2O（明矾），H2C2O4·H2O（草酸）。 （4）风化：结晶水在常温和较干燥的空气里失去部分或全部结晶水的现象叫风干。 （5）风化本质：结晶水合物分解Na2CO3·10H2O（无色晶体）=Na2CO3·H2O（白色粉末）+9H2O （6）风化现象：由晶体状逐渐变成粉末。因此凡具有此现象的自然过程过程都可称为风化，如岩石的风化，它显然不属于结晶水合物失去结晶水的过程。 （7）潮解：某些易溶于水的物质吸收空气中的水蒸汽，在晶体表面逐渐形成溶液或全部溶解的现象叫潮解。 （8）易潮解的物质有：CaCl2、MgCl2、NaOH等。 （9）粗盐易潮解，而精盐不易潮解。这是因为粗盐中含有少量MgCl2杂质的缘故。 4．胶体 （1）定义：分散质的微粒在1nm～100nm之间分散系，叫作胶体。 （2）分类：按分散剂的状态分为液溶胶：Fe(OH)3胶体、淀粉溶液、固溶胶、有色玻璃、气溶胶：烟、云、雾。 （3）性质：①丁达尔现象（可用来鉴别胶体和溶液） ②布朗运动 ③电泳现象 ④胶体聚沉（加入电解质、加入带异种电荷的胶体、加热，均可使胶体聚沉）。 5．胶体的应用（解释问题） ①沙洲的形成 ②卤水点豆腐 ③明矾（或FeCl3） 净水 ④工业制皂的盐析 ⑤冶金工业电泳除尘 六．化学反应速率、化学平衡 （一）化学反应速率 1．定义：化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢程度的，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：mol/(L·min)或mol/(L·s) v=△c·△t 2．规律：同一反应里用不同物质来表示的反应速率数值可以是不同的，但这些数值，都表示同一反应速率。且不同物质的速率比值等于其化学方程式中的化学计量数之比。 3．影响反应速率的因素 内因：参加反应的物质的结构和性质是影响化学反应速率的决定性因素。例如H2、F2混合后，黑暗处都发生爆炸反应，化学反应速率极快，是不可逆反应。而H2、N2在高温、高压和催化剂存在下才能发生反应，化学反应速率较慢，由于是可逆反应，反应不能进行到底。 外因： ①浓度：当其他条件不变时，增大反应物的浓度，单位体积发生反应的分子数增加，反应速率加快。 ②压强：对于有气体参加的反应，当其他条件不变时，增加压强，气体体积缩小，浓度增大，反应速率加快。 ③温度：升高温度时，分子运动速率加快，有效碰撞次数增加，反应速率加快，一般来说，温度每升高10℃反应速率增大到原来的2～4倍。 ④催化剂：可以同等程度增大逆反应速率。 ⑤其他因素：增大固体表面积（粉碎），光照也可增大某些反应的速率，此外，超声波、电磁波、溶剂也对反应速率有影响。 【注意】①改变外界条件时，若正反应速率增大，逆反应速率也一定增大，增大的倍数可能不同，但不可能正反应速率增大，逆反应速率减小。 ②固体、纯液体浓度视为常数，不能用其表示反应速率，它们的量的变化不会引起反应速率的变化，但其颗粒的大小可影响反应速率。 ③增大压强或浓度，是增大了分子之间的碰撞几率，因此增大了化学反应速率；升高温度或使用催化剂，提高了活化分子百分数，增大了有效碰撞次数，使反应速率增大。 （二）化学平衡 1．化学平衡状态：指在一定条件下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物中各组分的浓度不变的状态。 2．化学平衡状态的标志 化学平衡状态的判断（以mA+nB xC+yD为例），可从以下几方面分析： ①v(B耗)=v(B生) ②v(C耗):v(D生)=x : y ③c(C)、C%、n(C)%等不变 ④若A、B、C、D为气体，且m+n≠x+y，压强恒定 ⑤体系颜色不变 ⑥单位时间内某物质内化学键的断裂量等于形成量 ⑦体系平均式量恒定（m+n ≠ x+y）等 3．影响化学平衡的条件 （1）可逆反应中旧化学键的破坏，新化学键的建立过程叫作化学平衡移动。 （2）化学平衡移动规律——勒沙特列原理 如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强或温度），平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。 ①浓度：增大反应物（或减小生成物）浓度，平衡向正反应方向移动。 ②压强：增大压强平衡向气体体积减小的方向移动。减小压强平衡向气体体积增大的方向移动。 ③温度：升高温度，平衡向吸热反应方向移动。降低温度，平衡向放热反应方向移动。 ④催化剂：不能影响平衡移动。 4．等效平衡 在条件不变时，可逆反应不论采取何种途径，即由正反应开始或由逆反应开始，最后所处的平衡状态是相同；一次投料或分步投料，最后所处平衡状态是相同的。某一可逆反应的平衡状态只与反应条件（物质的量浓度、温度、压强或体积）有关，而与反应途径（正向或逆向）无关。 （1）等温等容条件下等效平衡。对于某一可逆反应，在一定T、V条件下，只要反应物和生成物的量相当（即根据系数比换算成生成物或换算成反应物时与原起始量相同），则无论从反应物开始，还是从生成物开始，二者平衡等效。 （2）等温、等压条件下的等效平衡。反应前后分子数不变或有改变同一可逆反应，由极端假设法确定出两初始状态的物质的量比相同，则达到平衡后两平衡等效。 （3）在定温、定容情况下，对于反应前后气体分子数不变的可逆反应，只要反应物（或生成物）的物质的量的比值与原平衡相同，两平衡等效。 5．化学平衡计算时常用的2个率 （1）反应物转化率=转化浓度÷起始浓度×100%=转化物质的量÷起始物质的量×100%。 （2）产品的产率=实际生成产物的物质的量÷理论上可得到产物的物质的量×100%。 七．电解质溶液 （一）电解质和非电解质、强电解质和弱电解质 1．电解质 凡是水溶液里或熔融状态时能电离进而能导电的化合物叫做电解质。电解质溶于水或熔融时能电离出自由移动的阴、阳离子，在外电场作用下，自由移动的阴、阳离子分别向两极运动，并在两极发生氧化还原反应。所以说，电解质溶液或熔融状态时导电是化学变化。 2．分类 （1）强电解质：是指在水溶液里几乎能完全电离的电解质。 （2）弱电解质：是指在水溶液中只能部分电离的电解质。 3．非电解质 凡是在水溶液里或熔融状态都不能电离也不能导电的化合物。 常见的非电解质 非金属氧化物：CO2、SO2、SO3、NO2、P2O5 某些非金属氢化物：CH4、NH3 大多数有机物：苯、甘油、葡萄糖 （二）弱电解质的电离平衡 1．弱电解质的电离特点 （1）微弱：弱电解质在水溶液中的电离是部分电离、电离程度都比较小，分子、离子共同存在。 （2）可逆：弱电解质在水分子作用下电离出离子、离子又可重新结合成分子。因此，弱电解质的电离是可逆的。 （3）能量变化：弱电解质的电离过程是吸热的。 （4）平衡：在一定条件下最终达到电离平衡。 2．电离平衡：当弱电解质分子离解成离子的速率等于结合成分子的速率时，弱电解质的电离就处于电离平衡状态。电离平衡是化学平衡的一种，同样具有化学平衡的特征。条件改变时平衡移动的规律符合勒沙特列原理。 （三）水的电离和溶液的pH值 1．水的电离和水的离子积常数 H2O是一种极弱电解质，能够发生微弱电离H2O H+ + OH– 25℃时 c(H+)=c(OH–)=10–7 mol·L–1 水的离子积Kw=c(H+)·c(OH–)=10–14（25℃） ①Kw只与温度有关，温度升高，Kw增大。如：100℃ Kw=10–12 ②Kw适用于纯水或稀酸、稀碱、稀盐水溶液中。 2．溶液的pH （1）pH：pH=–lg[c(H+)]。在溶液的c(H+)很小时，用pH来表示溶液的酸碱度。 （2）含义：pH越大，c(H+)越小，c(OH–)越大，酸性越弱，碱性越强。pH越小c(H+)。c(OH–)越小，酸性越强，碱性越弱。 （3）范围：0～14 （四）盐类水解 1．盐类水解定义：在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+或OH–结合生成弱电解质的反应叫作盐类的水解。 2．盐类水解规律 （1）谁弱谁水解，谁强显谁性，越弱越水解，都弱都水解，两强不水解。 （2）多元弱酸根、正酸根离子比酸式酸根离子水解程度大得多，故可只考虑第一步水解。 （3）水解是吸热反应，升温水解程度增大。 （4）单离子水解程度都很小，故书写水解离子方程式时要用“ ”，不能用“↑”或“↓”符号。 3．盐类水解的类型 （1）单向水解：强酸和弱碱生成的盐，溶液呈酸性；强碱和弱酸生成的盐，溶液显碱性。如NH4Cl溶于水： NH4+ + H2O NH3·H2O + H+ CH3COONa溶于水：CH3COO- + H2O CH3COOH + OH- （2）互相促进水解：弱酸和弱碱生成的盐溶于水，电离产生弱酸的阴离子和弱碱的阳离子，二者分别结合水电离产生的H+和OH-发生水解，而水溶液的离子积不变，因此促进水的电离使反应进行的程度较大。溶液的酸碱性取决于生成的弱电解质的相对强弱。如CH3COONH4溶于水： CH3COO- + NH4+ CH3COOH + NH3·H2O （3）互相抑制水解：能电离产生两种以上的弱酸阴离子或弱碱阳离子的盐溶于水，弱酸的阴离子或弱碱的阳离子均发生水解，但是互相抑制，所以这一类的水解程度较小。如(NH4)2Fe(SO4)2溶于水： NH4+ + H2O NH3·H2O + H+ Fe2+ + 2H2O Fe(OH)2 + H+ NH4+水解产生的H+对Fe2+的水解起到抑制作用，反之也成立。 （五）电化学
1．原电池
（1）概念：将化学能转化为电能的装置。 （2）实质：化学能转化为电能。 （3）构成前提：能自发地发生氧化还原反应。 （4）构成条件：①两个电极 ②电解质溶液 ③“两极“一液”联成回路 ④能自发地发生氧化还原反应。 （5）电极构成： 负极：还原性相对较强的材料。 正极：还原性相对较弱的材料。 （6）电极反应： 负极：失去电子，氧化反应。 正极：得到电子，还原反应。 2．化学电源 电池名称 负极 正极 电解质溶液 电极反应 干电池 Zn C(NH4+) NH4Cl和淀粉糊 负极：Zn-2e-= Zn2+ 正极：2NH4++2e-=2NH3+H2↑ 银锌电池 Zn Ag2O KOH 负极：Zn-2OH--2e-= ZnO+H2O 正极：Ag2O+H2O+2e-=2Ag+OH- 铅蓄电池（放电） Pb PbO2 H2SO4 负极：Pb +SO42--2e-= PbSO4 正极：PbO2+4H++SO42- 氢氧燃料电池 Pt (H2) Pt(O2) KOH 负极：2H2+4OH--4e-=4H2O 正极：O2+ 2H2O+4e- =4OH- 3．金属的腐蚀与防护 （1）定义：金属单质被空气中的成分或其他氧化剂氧化而变质的现象叫做金属腐蚀。 （2）金属腐蚀的种类分为化学腐蚀、电化学腐蚀两种。 （3）金属防护 ①涂保护层。如涂油、电镀、表面处理等。 ②保持干燥。 ③改变金属的内部结构，使其稳定，如不锈钢。 ④牺牲阳极的阴极保护法即用一种更为活泼的金属与要保护的金属构成原电池。 ⑤外加电源法。将被保护的金属与电源负极相连，电源向该金属提供电子，该金属就不失电子而得以保护。 4．电解原理及其应用 （1）电解定义：使电流通过电解质溶液而在阴、阳两极引起氧化还原反应过程明电解。 （2）装置：电解池（或电解槽） 特点：把电能转化为化学能。形成条件①与电源相连的两个电极②电解质溶液或熔化电解质⑨形成闭合回路。
（3）电解原理： 与电源正极相连 阴离子移向→阳极←发生氧化反应 与电源负极相连 阳离子移向→阴极←发生还原反应 （4）电解时电极产物的判断 ①阳极产物的判断 首先看电极，如果是活性电极（金属活动顺序表Ag以前），则电极材料失电子，电极溶解。如果是惰性电极（Pt、Au、石墨），则要再看溶液中的离子的失电子能力。阴离子放电顺序如下： S2-＞I-＞Br-＞Cl-＞OH-＞SO42-＞NO3-＞F- ②阴极产物的判断 直接根据阳离子放电顺序进行判断，阳离子放电顺序： Ag+＞Hg2+＞Fe3+＞Cu2+＞H+＞Pb2+＞Sn2+＞Fe2+＞Zn2+＞(H+)＞Al3+＞Mg2+＞Na+＞Ca+＞K+ （5）电解应用： ①铜的粗炼 阳极（粗铜）：Cu–2e–=Cu2+ 阴极（纯铜）：Cu2++2e–=Cu 电解质溶液：CuSO4（含H2SO4） ②氯碱工业 阳极（钛网）：2Cl––2e–=Cl2↑ 阴极（碳钢网）：2H++2e–=H2↑ 电解质溶液：饱和食盐水 总反应：2NaCl+H2O=2NaOH+H2↑+Cl2↑ ③镀铜 阳极（铜）：Cu–2e–=Cu2+ 阴极（铁或其他镀件）：Cu2++2e–=Cu 电镀液：CuSO4溶液
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