【正文】 c．非金屬單質(zhì)與氫氣化 合由易到難 (氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性降低 )； d．最高價(jià)氧化物的水化物的酸性減弱、堿性增強(qiáng)． ③在元素周期表中，左下方的元素銫 (Cs)是金屬性最強(qiáng)的元素；右上方的元素氟 (F)是非金屬性最強(qiáng)的元素；位于金屬與非金屬分界線附近的元素 (B、 A Si、 Ge、 As、 Sb、 Te 等 )，既具有某些金屬的性質(zhì)又具有某些非金屬的性質(zhì)． (3)元素化合價(jià)與元素在周期表中位置的關(guān)系： ? ①在原子結(jié)構(gòu)中，與化合價(jià)有關(guān)的電子叫價(jià)電子．主族元素的最外層電子即為價(jià)電子，但過(guò)渡金屬元素的價(jià)電子還與其原子的次外層或倒數(shù)第三層的部分電子有關(guān)． ②對(duì)于非 金屬元素，最高正價(jià) +最低負(fù)價(jià)的絕對(duì)值＝ 8(對(duì)于氫元素，負(fù)價(jià)為－ 1，正價(jià)為 +1)． [核素 ] 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，叫做一種核素．也就是說(shuō)，每一種原子即為一種核素，如11 H、 21 H、 126 C、 136 C 等各稱為一種核素． 注意 核素有同種元素的核素 (如 11 H、 21 H)和不同種元素的核素 (如 126 C、 3717 C1 等 )． [同位素 ] 質(zhì)子數(shù)相同而中子數(shù)不同的同一元素的不同原子互稱同位素． 說(shuō)明 (1)只有同一種元素的不同核素之間才能互稱同位素．即同位素的質(zhì)子數(shù)必定相同，而中子數(shù)一定不同，質(zhì)量數(shù)也不同． (2)由于一種元素往往有多種同位素，因此同位素的種數(shù)要多于元素的種數(shù)． (3)同位素的特性：①物理性質(zhì)不同 (質(zhì)量數(shù)不同 )，化學(xué)性質(zhì)相同；②在天然存在的某種元素里，不論是游離態(tài)還是化合態(tài)，各種同位素所占的原子個(gè)數(shù)的百分比是不變的． (4)氫元素的三種同位素：氕 11 H(特例：該原子中不含中子 )、氘 21 H (或 D)、氚 31 H(或 T)． (5)重要同位素的用途： 21 H、 31 H 為制造氫彈的材料； 23592 U 為制造原子彈的材料和核反應(yīng)堆燃料． [元素的相對(duì)原子質(zhì)量 ] 按各種天然同位素原子的相對(duì)原子質(zhì)量與其所占的原子百分比 (摩爾分?jǐn)?shù) )求出的平均值． (1)元素的相對(duì)原子質(zhì)量的求法： 設(shè)某元素有 A、 B、 C 三種同位素，其相對(duì)原子質(zhì)量分別為 MA、 MB、 MC??，它們的原子個(gè)數(shù)百分比分別為 a%、b%、 c%，則： 該元素的相對(duì)原子質(zhì)量＝ MA a% ＋ MB b％ ＋ MC c％＋?? (2)要特別注意對(duì)“元素的相對(duì)原子質(zhì)量”、“原子的相對(duì)原子質(zhì)量”、“原子的質(zhì)量數(shù)”、“原子的質(zhì)量”這四個(gè)概念的辨析． [元素周期律和元素周期表的意義 ] 1869 年，俄國(guó)化學(xué)家門捷列夫發(fā)現(xiàn)了元素周期律，并編制了第一張?jiān)刂芷诒恚?20 世紀(jì)，隨著原子結(jié)構(gòu)理論的發(fā)展 ，元素周期律和周期表才發(fā)展為現(xiàn)在的形式． (1)利用元素周期律，可預(yù)言未知元素．元素周期律和元素周期表為新元素的發(fā)現(xiàn)及預(yù)測(cè)它們的原子結(jié)構(gòu)和性質(zhì)提供了線索． (2)利用元素周期律和元素周期表，在周期表中一定的區(qū)域內(nèi)尋找新元素．例如，在周期表右上角尋找制造新品種農(nóng)藥的元素；在金屬與非金屬的分界處附近尋找半導(dǎo)體材料；在過(guò)渡元素中尋找催化劑和耐高溫、耐腐蝕的合金材料；等等． (3)元素周期律從自然科學(xué)方面有力地論證了事物變化中量變引起質(zhì)變的規(guī)律性． 4．化學(xué)鍵 [離子鍵 ] 使陰、陽(yáng)離子結(jié)合而成的靜電作用，叫做離子鍵 ． 說(shuō)明 (1)陰、陽(yáng)離子間的靜電作用包括靜電排斥作用和吸引作用兩個(gè)方面． (2)陰、陽(yáng)離子通過(guò)靜電作用所形成的化合物，叫做離子化合物． [電子式 ] 在元素符號(hào)的周圍用小黑點(diǎn) ( mol— 1 顯然，△ Hl＝ 2△ H2． *[蓋斯定律 ] 對(duì)于任何一個(gè)化學(xué)反應(yīng)，不管是一步完成還是分幾步完成，其反應(yīng)熱是相同的．也就是說(shuō)，化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài) (各反應(yīng)物 )和終態(tài) (各生成物 )有關(guān)，而與具體反應(yīng)進(jìn)行的途徑無(wú)關(guān)．如果一個(gè)反應(yīng)可以分幾步進(jìn)行，則 各步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和與該反應(yīng)一步完成時(shí)的反應(yīng)熱是相同的． *4．燃燒熱和中和熱 燃燒熱 中和熱 定義 在 101 kPa 時(shí)， 1 mol 物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物所放出熱量 在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應(yīng)而生成 1 mol H2O 時(shí)所放出的熱量 熱化學(xué)方程式中的表示形式 以燃燒 1mol 物質(zhì)為標(biāo)準(zhǔn)來(lái)配平其余物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù) 物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)平其余物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù) 注意點(diǎn) “完全燃燒”包含兩個(gè)方面的意思：①燃燒的物質(zhì)全部燃燒完；②生成穩(wěn)定氧化物，如 C 完全燃燒生成 CO2， S 完全燃燒生成 SO2；等等 當(dāng)強(qiáng)酸與強(qiáng) 堿在稀溶液中發(fā)生中和反應(yīng)時(shí)， 1 molH＋ 與 1 molOH－ 發(fā)生反應(yīng)生成 1 molH2O，都放出 57． 3kJ 的熱量．即： H＋ (aq) + OH－ (aq)＝ H2O(1) △ H＝－ kJ H2O 才是電解質(zhì)． [強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì) ] (1)強(qiáng)電解質(zhì)：溶于水后全部電離成離子的電解質(zhì)． (2)弱電解質(zhì)：溶于水后只有一部分分子能電離成離子的電解質(zhì)． (3)強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的比較． 強(qiáng)電解質(zhì) 弱電解質(zhì) 代表物質(zhì) ①?gòu)?qiáng)酸：如 H2SO HNO HCl 等②強(qiáng)堿：如 KOH、 NaOH、 Ba(OH)2 等③鹽：絕大多數(shù)可溶、難溶性鹽，如 NaCl、CaCO3 等 ① H2O②弱 酸：如 CH3COOH、 HF、HClO、 H2CO3 等③弱堿： NH3 氧化還原反應(yīng)的本質(zhì) 是電子轉(zhuǎn)移 (電子得失或電子對(duì)偏移 )。③所含元素處于高價(jià)時(shí)的含氧酸，如濃 H2SO HNO3 等．④所含元素處于高價(jià)時(shí)的鹽，如 KMnO KClO K2Cr2O7等．⑤金屬陽(yáng)離子等，如 Fe3＋ 、 Cu2＋ 、 Ag＋ 、 H＋ 等．⑥過(guò)氧化物，如 Na2O H2O2 等．⑦特殊物質(zhì)，如 HClO 也具有強(qiáng)氧化性． (2)所含元素的化合價(jià)處在最低價(jià)的物質(zhì)只能失去電子，只具有還原性，只能作還原劑 (注：不一定是強(qiáng)還原劑 )．重要的還原劑有： ①活潑金屬單質(zhì)，如 Na、 K、 Ca、 Mg、 Al、 Fe 等．②某些非金屬單質(zhì)，如 C、 H Si 等．③所含元素處于低價(jià)或較低價(jià)時(shí)的氧化物，如 CO、 SO2 等．④所含元素處于低價(jià)或較低價(jià)時(shí)的化合物，如含有 2?S 、 4?S 、 1?I 、 1?Br 、 2?Fe 的化合物 H2S、 Na2S、 H2SO Na2SO HI、 HBr、 FeSO NH3 等． (3)當(dāng)所含元素處于中間價(jià)態(tài)時(shí)的物質(zhì)，既有氧化 性又有還原性，如 H2O SO Fe2＋ 等． (4)當(dāng)一種物質(zhì)中既含有高價(jià)態(tài)元素又含有低價(jià)態(tài)元素時(shí)，該物質(zhì)既有氧化性又有還原性．例如，鹽酸 (HCl)與 Zn 反應(yīng)時(shí)作氧化劑，而濃鹽酸與 MnO2 共熱反應(yīng)時(shí)，則作還原劑． [氧化還原反應(yīng)的分類 ] (1)不同反應(yīng)物間的氧化還原反應(yīng)． ①不同元素間的氧化還原反應(yīng)． 例如： MnO2+ 4HCl(濃 ) MnCl2+ C12↑ + 2H2O 絕大多數(shù)氧化還原反應(yīng)屬于這一類． ②同種元素間的氧化還原反應(yīng)． 例如： 2H2S+ SO2＝ 3S+ 2H2O KClO3+ 6HCl(濃 )＝ KCl+ 3C12↑ + 3H2O 在這類反應(yīng)中，所得氧化產(chǎn)物和還原產(chǎn)物是同一物質(zhì)，這類氧化還原反應(yīng)又叫歸中反應(yīng)． (2)同一反應(yīng)物的氧化還原反應(yīng)． ①同一反應(yīng)物中，不同元素間的氧化還原反應(yīng)．例如： 2KClO3 2KCl+ 3O2↑ ②同一反應(yīng)物中，同種元素不同價(jià)態(tài)間的氧化還原反應(yīng)．例如： NH4NO3 N2O↑ + 2H2O ③同一反應(yīng)物中，同種元素同一價(jià)態(tài)間的氧化還原反應(yīng)．例如： C12+ 2NaOH＝ NaCl+ NaClO+ H2O 3NO2+ H2O＝ 2HNO3+ NO 在這類反應(yīng)中，某一元素的化合價(jià)有一部分升高了，另一部分則降 低了．這類氧化還原反應(yīng)又叫歧化反應(yīng)． [氧化還原反應(yīng)與四種基本反應(yīng)類型的關(guān)系 ] 如右圖所示．由圖可 知：置換反應(yīng)都是氧化還原反應(yīng)；復(fù)分解反應(yīng)都不是氧化還原反應(yīng)，化合反應(yīng)、分解反 應(yīng)不一定是氧化還原反應(yīng)． [氧化還原反應(yīng)中電子轉(zhuǎn)移的方向、數(shù)目的表示方法 ] (1)單線橋法．表示在反應(yīng)過(guò)程中反應(yīng)物里元素原子間電子轉(zhuǎn)移的數(shù)目和方向．用帶箭頭的連線從化合價(jià)升高的元素開(kāi)始，指向化合價(jià)降低的元素，再在連線上方標(biāo)出電子轉(zhuǎn)移的數(shù)目． 在單線橋法 中，箭頭的指向已經(jīng)表明了電子轉(zhuǎn)移的方向，因此不能再在線橋上寫“得”、“失”字樣． (2)雙線橋法．表示在反應(yīng)物與生成物里，同一元素原子在反應(yīng)前后電子轉(zhuǎn)移的數(shù)目和方向．在氧化劑與還原產(chǎn)物、還原劑與氧化產(chǎn)物之間分別用帶箭頭的連線從反應(yīng)前的有關(guān)元素指向反應(yīng)后的該種元素，并在兩條線的上、下方分別寫出“得”、“失”電子及數(shù)目．例如： [氧化還原反應(yīng)的有關(guān)規(guī)律 ] (1)氧化性、還原性強(qiáng)弱判斷的一般規(guī)律． 氧化性、還原性的強(qiáng)弱取決于得失電子的難易；而與得失電子數(shù)的多少無(wú)關(guān)． ①金屬活動(dòng)性順序表．金屬的活動(dòng)性越強(qiáng)，金屬 單質(zhì) (原子 )的還原性也越強(qiáng)，而其離子的氧化性越弱．如還原性：MgFeCuAg；氧化性： Ag＋ Cu2＋ Fe2＋ Mg2＋ ②同種元素的不同價(jià)態(tài)． 特殊情況；氯的含氧酸的氧化性順序?yàn)椋?HClOHClO3HClO4． ⑧氧化還原反應(yīng)進(jìn)行的方向．一般而言，氧化還原反應(yīng)總是朝著強(qiáng)氧化性物質(zhì)與強(qiáng)還原性物質(zhì)反應(yīng)生成弱氧化性物質(zhì)與弱還原性物質(zhì)的方向進(jìn)行．在一個(gè)給出的氧化還原反應(yīng)方程式中，氧化劑和氧化產(chǎn)物都有氧化性，還原劑和還原產(chǎn)物都有還原性，其氧化性、還原性的強(qiáng)弱關(guān)系為： 氧化性：氧化劑＞氧化產(chǎn)物； 還原性：還原劑＞還原產(chǎn)物 反之，根據(jù)給出的物質(zhì)的氧化性、還原性的強(qiáng)弱，可以判斷某氧化還原反應(yīng)能否自動(dòng)進(jìn)行． ④反應(yīng)條件的難易．不同的氧化劑 (還原劑 )與同一還原劑 (氧化劑 )反應(yīng)時(shí)，反應(yīng)越易進(jìn)行，則對(duì)應(yīng)的氧化劑 (還原劑 )的氧化性 (還原性 )越強(qiáng)，反之越弱． ⑤濃度．同一種氧化劑 (或還原劑 )，其濃度越大，氧化性 (或還原性 )就越強(qiáng)． ⑥ H＋ 濃度．對(duì)于在溶液中進(jìn)行的氧化還原反應(yīng)，若氧化劑為含氧酸或含氧酸鹽，則溶液中 H＋ 濃度越大，其氧化性就越強(qiáng)． (2)氧化還原反應(yīng)中元素化合價(jià)的規(guī)律． ①一種元素具有多種價(jià)態(tài)時(shí)，處于最高 價(jià)態(tài)時(shí)只具有氧化性，處于最低價(jià)態(tài)時(shí)只具有還原性，而處于中間價(jià)態(tài)時(shí)則既有氧化性又具有還原性．但須注意，若一種化合物中同時(shí)含最高價(jià)態(tài)元素和最低價(jià)態(tài)元素時(shí)，則該化合物兼有氧化性和還原性，如 HCl． ②價(jià)態(tài)不相交規(guī)律．同種元素不同價(jià)態(tài)間相互反應(yīng)生成兩種價(jià)態(tài)不同的產(chǎn)物時(shí)，化合價(jià)升高與化合價(jià)降低的值不相交，即高價(jià)態(tài)降低后的值一定不低于低價(jià)態(tài)升高后的值，也可歸納為“價(jià)態(tài)變化只靠攏、不相交”．所以，同種元素的相鄰價(jià)態(tài)間不能發(fā)生氧化還原反應(yīng)；同種元素間隔中間價(jià)態(tài)，發(fā)生歸中反應(yīng)． (3)氧化還原反應(yīng)中的優(yōu)先規(guī)律：當(dāng)一種氧化劑 (還原劑 )同時(shí)與多種還原劑 (氧化劑 )相遇時(shí)，該氧化劑 (還原劑 )首先與還原性 (氧化性 )最強(qiáng)的物質(zhì)發(fā)生反應(yīng)，而只有當(dāng)還原性 (氧化性 )最強(qiáng)的物質(zhì)反應(yīng)完后，才依次是還原性 (氧化性 )較弱的物質(zhì)發(fā)生反應(yīng)． (4)電子守恒規(guī)律．在任何氧化還原反應(yīng)中，氧化劑得到的電子總數(shù)等于還原劑失去的電子總數(shù) (即氧化劑化合價(jià)升高的總數(shù)等于還原劑化合價(jià)降低的總數(shù) )．這一點(diǎn)也是氧化還原反應(yīng)配平的基礎(chǔ)。 mol— 1 的熱量 ． ③反應(yīng)熱寫在化學(xué)方程式的右邊．放熱時(shí)△ H 用“－”，吸熱時(shí)△ H 用“＋”． 例如 ： H2(g) + 1/2O2(g)＝ H2O(g) － 例如： MnO2 + 4HCl(濃 ) MnCl2 + C12↑ + 2H2O 2KMnO4 + 16HCl(濃 ) = 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2↑ + 8H2O (2)裝置特點(diǎn)：根據(jù)反應(yīng)物 MnO2 為固體、濃鹽酸為液體及反應(yīng)需要加熱的特點(diǎn)，應(yīng)選 用“固 + 液加熱型”的氣體發(fā)生裝置．所需的儀器主要有圓底燒瓶 (或蒸餾燒瓶 )、分液漏斗、酒精燈、雙孔橡膠塞和鐵架臺(tái) (帶鐵夾、鐵圈 )等． (3)收集方法：氯氣溶于水并跟水反應(yīng)，且密度比空氣大，所以應(yīng)選用向上排氣法收集氯氣．此外，氯氣在飽和 NaCl溶液中的溶解度很小，故氯氣也常用排飽和食鹽水的方法收集，以除去混有的 HCl 氣體．因此在實(shí)驗(yàn)室中，要制取干燥、純凈的 Cl2，常將反應(yīng)生成的 C12 依次通過(guò)盛有飽和 NaCl 溶液和濃硫酸的洗氣瓶． (4)多余氯氣的吸收方法：氯氣有毒，多余氯氣不能排放到空氣中，可使用 NaOH 溶 液等強(qiáng)堿溶液吸收，但不能使用石灰水，因?yàn)?Ca(OH)2 的溶解度較小，不能將多余的氯氣完全吸收． (5)應(yīng)注意的問(wèn)題： ①加熱時(shí)，要小心地、不停地移動(dòng)火焰，以控制反應(yīng)溫度．當(dāng)氯氣出來(lái)較快時(shí)，可暫停加熱．要防止加強(qiáng)熱，否則會(huì)使?jié)恹}酸里的氯化氫氣體大量揮發(fā)，使制得的氯氣不純而影響實(shí)驗(yàn)． ②收集氯氣時(shí)，導(dǎo)氣管應(yīng)插入集氣瓶底部附近，這樣收集到的氯氣中混有的空氣較少． ③利用濃鹽酸與足量的 MnO2 共熱制取 C12 時(shí)，實(shí)際產(chǎn)生的 C12 的體積總是比理論值低．主要原因是：隨著反應(yīng)不斷進(jìn)行，濃鹽酸會(huì)漸漸變稀，而稀鹽酸即使是在加熱 的條件下也不能與 MnO2 反應(yīng)． [Cl－的檢驗(yàn) ] 方法 向待檢溶液中加入 AgNO3 溶液，再加入稀