【正文】 6?S 、 2?O ? （ 4） 核素符號：如 2713Al、 3216S、 168O左上角為質(zhì)量數(shù)，左下角為質(zhì)子數(shù)。 2．化合價 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)。 ① 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；得到電子為負價，得到 n個電子為負 n價。 ② 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、正負則由共用電子對的偏移來決定，電子對偏向哪種原子，哪種原子就顯負價；偏離哪種原子、哪種原子就顯正價。 ③ 單質(zhì)分子中元素的化合價為零。 3． 化學式 用元素符號表示單質(zhì)或化合物的組成的式子成為化學式。根據(jù)物質(zhì)的組成以及結(jié)構(gòu)特點，化學式可以是分子式、實驗式、結(jié)構(gòu)簡式等。不同的化學式所表示的意義有區(qū)別。 離子化合物的化學式表示離子化合物及其元素組成，還表示離子化合物中陰、陽離子最簡單的整數(shù)比，同時也表示離子化合物的化學式量。例如，氫氧化鋇這 種物質(zhì)及其組成元素是鋇、氫、氧 3種元素，化學式還表示了 Ba2+與 OH?的個數(shù)比是 1： 2，它的化學式量為 171。 過氧化鈉的化學式是 Na2O2，但不能寫成 NaO，在過氧化鈉中實際存在的離子是 O22?離子，且 Na+： O22?為 2： 1，所以，過氧化鈉的化學式只能用 Na2O2表示。 某些固體非金屬單質(zhì)及所有的金屬單質(zhì)因組成、結(jié)構(gòu)比較復(fù)雜，它們的化學式只用元素符號表示。比如紅磷的化學式是 P。 4． 分子式 用元素符號表示物質(zhì)的分子組成的式子。 一般分子式是最簡式的整數(shù)倍，多數(shù)無機物二者是一致的。但也有例外，如最簡式為 NO2的分子可能是 NO2，也可能是 N2O4。 有些單質(zhì)、原子晶體和離子晶體通常情況下不存在簡單分子，它的化學式則表示這種晶體中各元素的原子或離子數(shù)目的最簡整數(shù)比，如 C、 SiO CsCl、 Na2CO 2CaSO4H 2O等。 分子式的意義： （ 1）表示物質(zhì)的元素組成； （ 2）表示該物質(zhì)的一個分子； （ 3）表示分子中各元素的原子個數(shù)； （ 4）表示該物質(zhì)的相對分子質(zhì)量。 例如，硫酸的分子式是 H2SO4，它表示硫酸這種物質(zhì)，也表示了硫酸的一個分子及分子是由 2個氫原子、 1個硫原子、 4個氧原子組成。 H2SO4同時也表 示它的相對分子質(zhì)量為 2++4=≈98 5． 實驗式 也稱最簡式。僅表示化合物中各元素原子個數(shù)比的式子。 有機物往往出現(xiàn)不同的化合物具有相同的實驗式。如乙炔和苯的實驗式是 CH，甲醛、乙酸、乳酸和葡萄糖等的實驗式是 CH2O。已知化合物的最簡式和相對分子質(zhì)量，就可求出它的分子式，如乙酸最簡式CH2O， 式量為 60， (CH2O)n=60， n=2，所以乙酸分子式為 C2H4O2。 6． 電子式 在元素符號周圍用 “ ” 或 “ ” 表示其最外層電子數(shù)的式子。 （ 1）用電子式表示 陰離子時要用 [ ]括起，電荷數(shù)寫在括號外面的右上角。 NH4+、 H3O+等復(fù)雜陽離子也應(yīng)如此寫。 （ 2）書寫簡單離子構(gòu)成的離子化合物的電子式時可以遵循下面幾點： ① 簡單陽離子的電子式即是離子符號。 ② 簡單陰離子的電子式即是元素符號周圍有 8個小圓點外加 [ ]及電荷數(shù)。 ③ 陰、陽離子交替排列。如： 6 / 33 （ 3）注意各原子的空間排序及孤對電子、單電子的存在。如： （ 4）用電子式表示某物質(zhì)形成過程，要注意 “ 左分右合箭頭連 ” 的原則。如： （ 5）另外，各電子式的書寫還應(yīng)注 意力求均勻、對稱、易識別。 7． 結(jié)構(gòu)式 用短線將分子中各原子按排列數(shù)序和結(jié)合方式相互連接起來的式子。書寫規(guī)律：一共用電子對畫一短線，沒有成鍵的電子不畫出。 氫氣（ H2） H— H 氮氣（ N2） N≡N 氨（ NH3） 次氯酸（ HClO） H— O— Cl 用結(jié)構(gòu)式表示有機物的分子結(jié)構(gòu)更具有實用性，并能明確表 達同分異構(gòu)體，例如： 乙酸（ C2H4O2） 甲酸甲酯（ C2H4O2） 8． 結(jié)構(gòu)簡式 它是結(jié)構(gòu)式的簡寫，一般用于有機物，書寫時應(yīng)將分子中的官能團表示出來，它可以把連接在相同原子的相同結(jié)構(gòu)累加書寫，也不需把所有的化學鍵都表示出來。例如： 乙烷（ C2H4O2） CH3CH3 新戊烷（ C5H12） C(CH3)4 苯（ C6H6） 或 乙酸（ C2H4O2） CH3COOH 9． 原子結(jié)構(gòu)示意圖 用以表示原子核電荷數(shù)和核外電子在各層上排布的簡圖，如鈉原子結(jié)構(gòu)簡圖為： 表示鈉原子核內(nèi) 有 11個質(zhì)子，弧線表示電子層（ 3個電子層），弧線上數(shù)字表示該層電子數(shù)（ K層 2個電子， M層 1個電子）。 原子結(jié)構(gòu)示意圖也叫原子結(jié)構(gòu)簡圖，它比較直觀，易被初學者接受，但不能把弧線看作核外電子運行的固定軌道。 10． 電離方程式 表示電解質(zhì)溶于水或受熱熔化時離解成自由移動離子過程的式子。 ①強電解質(zhì)的電離方程式用“ =”。弱電解質(zhì)的電離方程式用“ ”鏈接。 ②弱酸的酸式酸根的電離用“ ”。 HCO3－ CO3－ + H+ ③強酸的酸式酸根的電離用“ =”。 HSO4－ = SO42－ + H+ ④ 多 元弱酸的電離分步進行。 H3PO4 H2PO4－ + H+ H2PO4－ HPO42－ + H+ HPO42－ PO43－ + H+ 7 / 33 ⑤ 多元弱堿的電離認為一步完成。 Fe(OH)3 Fe3+ + 3OH－ 11． 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)的式子叫做離子方程式。 離子方程式書寫原則如下： ① 只能將易溶、易電離的物質(zhì)寫成離子式；如 NaCI、 Na2SO NaNO CuSO4? ② 將難溶的（如 BaSO BaCO AgCl? ），難電離的（如 HClO、 HF、 CH3COOH、 NH3H 2O、 H2O），易揮發(fā)的氣體（如 SO CO H2S? ）用化學式表示。 ③ 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。 ④ 弱酸的酸式鹽酸根不可拆開。如 HCO3ˉ 、 HSO3ˉ 、 HSˉ 。 ⑤ 堿性氧化物亦要保留分子式。 ⑥離子方程式除了應(yīng)遵守質(zhì)量守恒定律外，離子方程式兩邊的離子電荷總數(shù)一定相等（離子電荷守恒）。 12．熱化學方程式 表明反應(yīng)所放出或吸收的熱量的方程式，叫做熱化學分方程 （ 1） 要注明反應(yīng)的溫度和壓強，若反應(yīng)是在 298 K和 10 5 Pa條件下 進行，可不予注明。 （ 2） 要注明反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)或晶型。常用 s、 l、 g、 aq分別表示固體、液體、氣體 、溶液 。 （ 3） Δ H與方程式計量系數(shù)有關(guān)，注意方程式與對應(yīng) Δ H不要弄錯，計量系數(shù)以 “ mol” 為單位，可以是小數(shù)或分數(shù)。 （ 4） 在所寫化學反應(yīng)計量方程式后寫下 Δ H的數(shù)值和單位，方程式與 Δ H應(yīng)用分號隔開。 （ 5） 當 Δ H為 “ － ” 或 Δ H＜ 0時，為放熱反應(yīng)，當 Δ H為 “ ＋ ” 或 Δ H＞ 0時，為吸熱反應(yīng)。例如： C（ 石墨 ） ＋ O2(g) = CO2(g)； Δ H=－ kJmol － 1 表示體系在 298 K、 10 5 Pa下，反應(yīng)發(fā)生了 1 mol的變化 （ 即 1 mol的 C與 1 mol的 O2生成1 mol的 CO2） 時，相應(yīng)的熱效應(yīng)為－ kJmol － 1，即放出 kJ的熱。 2C（ 石墨 ） ＋ 2O2(g) = 2CO2(g)； Δ H=－ kJmol － 1 表示體系中各物質(zhì)在 298 K， 10 5 Pa 下，反應(yīng)發(fā)生了 1 mol 的變化 （ 即 1mol 的 2C與 1mol的 2O2完全反應(yīng)生成 1mol的 2CO2） 時的熱效應(yīng)為－ kJmol － 1，即放出 kJ的熱。 二．化學反 應(yīng)與能量 （一）掌握化學反應(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 + H2O= Ca(OH)2 4NO2+ O2 + 2H2O =4HNO3 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 AB = C + D … 如： CaCO3= CaO + CO2↑ 2KMnO4= K2MnO4+ MnO2 + O2↑ 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 + CO2= 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： AgNO3 + HCI=AgCl ↓+ HNO3 （二）氧化還原反應(yīng)：氧化劑、還原劑 1．基本概念 ① 氧化反應(yīng)：物質(zhì)失去電子（化合價升高）的反應(yīng)。 8 / 33 還原反應(yīng)：物質(zhì)得到電子（化合價降低）的反應(yīng)。 ② 被氧化：物質(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）。 ③ 氧化劑：得到電子的物質(zhì)。 還原劑：失去電子的物質(zhì)。 ④ 氧化性：物 質(zhì)得電子的能力。 還原性：物質(zhì)失電子的能力。 ⑤ 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。 ⑥ 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．氧化還原反應(yīng)的一般規(guī)律 ① 表現(xiàn)性質(zhì)規(guī)律 同種元素具有多種價態(tài)時，一般處于最高價態(tài)時只具有氧化性、處于最低價態(tài)時只具有還原性、處于中間可變價時既具有氧化性又具有還原性。 ② 性質(zhì)強弱規(guī)律 氧化劑 + 還原劑 = 還原產(chǎn)物 + 氧化產(chǎn)物 氧化劑得電子 → 還原 產(chǎn)物 還原劑失電子 → 氧化產(chǎn)物 氧化性：氧化劑＞氧化產(chǎn)物；還原性：還原劑＞還原產(chǎn)物 ③ 反應(yīng)先后規(guī)律 在濃度相差不大的溶液中，同時含有幾種還原劑時，若加入氧化劑，則它首先與溶液中最強的還原劑作用；同理，在濃度相差不大的溶液中，同時含有幾種氧化劑時，若加入還原劑，則它首先與溶液中最強的氧化劑作用。例如，向含有 FeBr2 溶液中通入 Cl2，首先被氧化的是 Fe2+ ④ 價態(tài)歸中規(guī)律 含不同價態(tài)同種元素的物質(zhì)間發(fā)生氧化還原反應(yīng)時，該元素價態(tài)的變化一定遵循 ―高價＋低價 →中間價 ‖的規(guī)律。 ⑤ 電子守恒規(guī)律 在任何氧化 —還原反應(yīng)中，氧化劑得電子（或共用電子對偏向）總數(shù)與還原劑失電子（或共用電子對偏離）總數(shù)一定相等。 . 4．氧化性、還原性大小的比較 （ 1）由元素的金屬性或非金屬性比較 a、金屬陽離子的氧化性隨其單質(zhì)還原性的增強而減弱 b、非金屬陰離子的還原性隨其單質(zhì)的氧化性增強而減弱 （ 2）由反應(yīng)條件的難易比較 不同的氧化劑與同一還原劑反應(yīng)時，反應(yīng)條件越易，其氧化劑的氧化性越強。如： 2KMnO4+ 16HCl = 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2↑ + 8H2O（常溫） MnO2 + 4HCl（濃） = MnCl2 + Cl2↑ +2H2O （加熱） 前者比后者容易發(fā)生反應(yīng)，可判斷氧化性： KMnO4＞ MnO2。同理，不同的還原劑與同一氧化劑反應(yīng)時，反應(yīng)條件越易，其還原劑的還原性越強。 （ 3）根據(jù)被氧化或被還原的程度不同進行比較 當不同的氧化劑與同一還原劑反應(yīng)時，還原劑被氧化的程度越大，氧化劑的氧化性就越強。如： 2Fe + 3Cl2 2FeCl3， S + Fe FeS ， 根據(jù)鐵被氧化程度的不同（ Fe3+、 Fe2+），可判斷氧化性： Cl2＞ S。同理，當不 同的還原劑與同一氧化劑反應(yīng)時，氧化劑被還原的程度越大，還原劑的還原性就越強。 （ 4）根據(jù)反應(yīng)方程式進行比較 氧化劑 +還原劑 =還原產(chǎn)物 +氧化產(chǎn)物 9 / 33 氧化性：氧化劑＞氧化產(chǎn)物；還原性：還原劑＞還原產(chǎn)物 簡記：左＞右 （ 5）根據(jù)元素周期律進行比較 一般地，氧化性：上＞下，右＞左；還原性：下＞上，左＞右。 （ 6）某些氧化劑的氧化性或還原劑的還原性與下列因素有關(guān)： 溫度：如熱的濃硫酸的氧化性比冷的濃硫酸的氧化性強。 濃度：如濃硝酸的氧化性比稀硝酸的強。 酸堿性：如中性環(huán)境中 NO3－不顯氧化性 ,酸性環(huán) 境中 NO3－顯氧化性；又如 KMnO4 溶液的氧化性隨溶液的酸性增強而增強。 ▲ 物質(zhì)的氧化性或還原性的強弱只決定于得到或失去電子的難易，與得失電子的多少無關(guān)。 （ 1） 風化 結(jié)晶水合物在室溫和干燥的空氣里失去部分或全部結(jié)晶水的過程。 （ 2） 催化 能改變反應(yīng)速度，本身一般參與反應(yīng)但質(zhì)量和化學性質(zhì)不變。應(yīng)了解中學里哪些反應(yīng)需用催化劑。 （ 3） 岐化 同一種物質(zhì)中同一元素且為同一價態(tài)原子間發(fā)生的氧化還原反應(yīng)。如： 2Cl2 + 2Ca(