【正文】 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。 ” 或 “ ” 表示其最外層電子數(shù)的式子。 NH4+、 H3O+等復雜陽離子也應如此寫。 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)。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： （ 5）另外，各電子式的書寫還應注 意力求均勻、對稱、易識別。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。例如： 乙烷（ C2H4O2） CH3CH3 新戊烷（ C5H12） C(CH3)4 苯（ C6H6） 或 乙酸（ C2H4O2） CH3COOH 9． 原子結構示意圖 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，如鈉原子結構簡圖為： 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）。 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。弱電解質(zhì)的電離方程式用“ ”鏈接。 HCO3－ CO3－ + H+ ③強酸的酸式酸根的電離用“ =”。 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。 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、 NH3 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。如 HCO3ˉ 、 HSO3ˉ 、 HSˉ 。 ⑥離子方程式除了應遵守質(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）。 （ 2） 要注明反應物和生成物的聚集狀態(tài)或晶型。 （ 3） Δ H與方程式計量系數(shù)有關，注意方程式與對應 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)。 （ 5） 當 Δ H為 “ － ” 或 Δ H＜ 0時，為放熱反應，當 Δ H為 “ ＋ ” 或 Δ H＞ 0時，為吸熱反應。mol － 1 表示體系在 298 K、 10 5 Pa下，反應發(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，相應的熱效應為－ kJ 2C（ 石墨 ） ＋ 2O2(g) = 2CO2(g)； Δ H=－ kJmol － 1，即放出 kJ的熱。即 A + B + C…=E 如： CaO + H2O= Ca(OH)2 4NO2+ O2 + 2H2O =4HNO3 2．分解反應 一種物質(zhì)經(jīng)過反應后生成兩種或兩種以上物質(zhì)的反應。 如： 2Mg + CO2= 2MgO + C 4．復分解反應 兩種化合物相互交換成分，生成另外兩種化合物的反應。 8 / 33 還原反應：物質(zhì)得到電子（化合價降低）的反應。（所含元素化合價升高）。（所含元素化合價降低）。 還原劑：失去電子的物質(zhì)。 還原性：物質(zhì)失電子的能力。 還原產(chǎn)物：還原反應得到的產(chǎn)物。 2．概念間的關系 3．氧化還原反應的一般規(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。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。 . 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）由反應條件的難易比較 不同的氧化劑與同一還原劑反應時，反應條件越易，其氧化劑的氧化性越強。同理，不同的還原劑與同一氧化劑反應時，反應條件越易，其還原劑的還原性越強。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。 （ 4）根據(jù)反應方程式進行比較 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。 濃度：如濃硝酸的氧化性比稀硝酸的強。 ▲ 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。 （ 2） 催化 能改變反應速度，本身一般參與反應但質(zhì)量和化學性質(zhì)不變。 （ 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。比如 KMnO4溶液用 H2SO4酸化， AgNO3溶液用 HNO3酸化。 （ 6） 硬水軟化 通過物理、化學方法除去硬水中較多的 Ca2+、 Mg2+的過程。 如：乙烯水化法： CH2＝ CH2 + H2O????? 催 化 劑加 熱 、 加 壓 CH3CH2OH 乙炔水化法： CH≡CH + H 2O????? 催 化 劑加 熱 、 加 壓 CH3CHO （ 8） 氫化（硬化） 液態(tài)油在一定條件下與 H2發(fā)生加成反應生成固態(tài)脂肪的過程。 （ 9） 皂化 油脂在堿性條件下發(fā)生水解反應的過程。 （ 11） 硫化 向橡膠中加硫，以改變其結構（雙鍵變單鍵）來改善橡膠的性能，減緩其老化速度的過程。目的：提高汽油的質(zhì)量和產(chǎn)量。 （ 13） 酯化 醇與酸生成酯和水的過程 。 10 / 33 （三）化學反應中的能量變化 1．化學反應中的能量變化，通常表現(xiàn)為熱量的變化： （ 1）吸熱反應：化學上把吸收熱量的化學反應稱為吸熱反應。 （ 2）放熱反應：化學上把放出熱量的化學反應稱為放熱反應。 2．化學反應中能 量變化的本質(zhì)原因 化學反應中的能量變化與反應物和生成物所具有的總能量有關。 3．反應熱、燃燒熱、中和熱、熱化學方程式 （ 1）反應熟：在化學反應中放出或吸收的熱量，通常叫反應熱用 △ H表示。mol – 1 （ 2）燃燒熱：在 101kPa時 1mol H2物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物時所放出的能量，叫該物質(zhì)的燃燒熱。mol – 1的熱量，這就是 H2的燃燒熱。mol – 1 （ 3）中和熱：在稀溶液中，酸和堿發(fā)生中和反應而生成 1mol H2O，這時的反應熱叫做中和熱。mol – 1 【注意】： 化學反應的幾種分類方法： 1．根據(jù)反應物和生成物的類別及反應前后物質(zhì)種類的多少分為：化合反應、分解反應、置換反應、復分解反應。 3．根據(jù)反應是否有離子參加或生成分為：離子反應、非離子反應。 5．根據(jù)反應進行的程度分為：可逆反應、不可逆反應。 2．元素相對原子質(zhì)量（即平均相對原子質(zhì)量） 由于同位素的存在，同一種元素有若干種原子，所以元素的相對原子質(zhì)量是按各種天然 同位素原子所占的一定百分比計算出來的平均值，即按各同位素的相對原子質(zhì)量與各天然同位素原子百分比乘積和計算平均相對原子質(zhì)量。 4．物質(zhì)的量的單位 —— 摩爾 物質(zhì)的量是國際單位制（ SI）的 7 個基本單位之一，符號是 n。 摩爾是物質(zhì)的量的單位。 ②1mol 任何粒子的粒子 數(shù)叫做阿伏加德羅常數(shù)。 ③ 物質(zhì)的量，阿伏加德羅常數(shù)，粒子數(shù)（ N）有如下關系： n=N用 M 表示，單位： gmolˉ 1。molˉ 1為單位時，其數(shù)值上與該物質(zhì)的式量相等。 n 6．氣體摩爾體積：單位物質(zhì)的量氣體所占的體積叫做氣體摩爾體積。 n。molˉ 1 ① 標準狀況下，氣體摩爾體積約為 L 阿伏加德羅定律及推論： 11 / 33 定律：同溫同壓下，相同體積的任何氣體都會有相同數(shù)目的分子。 符號CB。Lˉ 1。 2．原子中各微粒間的關系： ①A=N+Z （ A：質(zhì)量數(shù)， N：中子數(shù)， Z：質(zhì)量數(shù)） ②Z= 核電荷數(shù) =核外電子數(shù) =原子序數(shù) ③M Z ≈ MN≈1836 Meˉ （ 質(zhì)量關系 ） 3．原子中各微粒的作用 （ 1）原子核 幾乎集中源自的全部質(zhì)量，但其體積卻占整個體積的千億分之一。另外原子核中蘊含著巨大的能量 —— 原子能（即核能）。質(zhì)量為 10 27kg，相對質(zhì)量 。 （ 3）中子 不帶電荷。中子數(shù)決定同位素的種類。質(zhì)量很小，約為 1183610 27kg。 4．原子核外電子排布規(guī)律 （ 1）能量最低原理：核外電子總是盡先排布在能量最低的電子層里，然后再由里往外排布在能量逐步升高的電子層里，即 依次： K→L→M→N→ O→ P→ Q順序排列。 （ 3）最外層電子數(shù)不超過 8個，次外層不超過 18個，倒數(shù)第三層不超過 32個 【注意】以上三條規(guī)律是相互聯(lián)系的，不能孤立理解其中某條。 （二）元素周期律、元素周期表 1．原子序數(shù)：人們按電荷數(shù)由小到大給元素編號，這種編號叫原子序數(shù)。 具體內(nèi)容如下： 隨著原子序數(shù)的遞增 ， ① 原子核外電子層排布的周期性變化：最外層電子數(shù)從 1→8 個的周期性變化。 12 / 33 ③ 元素主要化合價的周 期性變化：正價 +1→+7 ，負價 － 4→ － 1的周期性變化。 【注意】元素性質(zhì)隨原子序數(shù)遞增呈周期性變化的本質(zhì)原因是元素的原子核外電子排布周期性變化的必然結果。 ⑥ 同一主族，從上到下，原子半徑逐漸增大，元素的金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱 。 （ 3） 元素周期表中“位、構、性”的三角關系 （ 4）判斷微粒大小的方法 ① 同周期元素的原子或最高價離子半徑從左到右 逐漸減 ?。ㄏ∮袣怏w元素除外） ， 如： Na＞ Mg＞ Al；Na+＞ Mg2+＞ Al3+。 ③ 電子層數(shù)相同，核電荷數(shù)越大半徑越小，如： K+＞ Ca 2+。 ⑤ 電子數(shù)和核電荷數(shù)都不同的，一般通過一種參照物進行比較，如：比較 Al3+與 S2的半徑大小，可找出與 Al3+電子數(shù)相同，與 S2－ 同一主族元素的 O2比較， Al3+＜ O2－ 、 O2－ ＜ S2－ 、故 Al3+＜ S2－ 。 ② 核外有 18個電子的微粒： 原子： Ar； 分子： SiH PH H2S、 HCl、 F H2O2； 陽離子： K+、 Ca2+； 陰離子： P3－ 、 S2－ 、 HS－ 、 Cl－ 、 O22－ 。包括離子鍵和共價鍵（金屬鍵）。 （ 2）成鍵元素：活潑金屬（或 NH4+）與活潑的非金屬（或酸根， OH－ ） （ 3）靜電作用：指靜電吸引和靜電排斥的平衡。 （ 2）成鍵元素：一般來說同種非金屬元素的原子或不同種非金屬元素的原子間形成共用電子對達到穩(wěn)定結構。 如在某些非金屬單質(zhì)（ H Cl O P4? ）共價化合物（ H2O多碳化合物）、離子化合物（ Na2O CaC2）中存在。 如在共價化合物（ HCl、 H2O、 CO NH H2SO SiO2）某些離子化合物（ NaOH、 Na2SO NH4Cl）中存在。極性分子中整個分子的電荷分布不均勻，不對稱。雙原子分子極性鍵 → 極性分子 ， 如：HCl、 NO、 CO。 多原子分子，都是非極性鍵 → 非極性分子 ， 如 P S8 。 幾何結構不對稱 → 極性分子 ， 如 H2O NH H2O。又稱范德華力。 ② 一般的對于組成和結構相似的物質(zhì)，相對分子質(zhì)量越大，分子間作用力越大，物質(zhì)的熔點、沸點也越高。 氫鍵不是化學鍵， 它比化學鍵弱得多，但比范德華力稍強。如 HF分子間氫鍵如下： 14 / 33 故 HF、 H2O、 NH3的沸點分別與同族氫化物沸點相比反常的高。 ② 原子晶體 相鄰原子間以共價鍵相結合而形成空間網(wǎng)狀結構的晶體叫原子晶體。 ④ 金屬晶體 通過金屬離子與自由電子間的較強作用（金屬鍵）形成的單質(zhì)晶體叫作金屬晶體。 ①原子晶體要比較共價鍵的強弱（比較鍵能和 鍵 長），一般地說原子半徑越小，鍵能越大， 鍵 長越短，共價鍵越牢固，晶體的溶沸點越高。如： 熔點： MgOMgCl2NaClCsCl ③ 分子晶體： a．組成和結構相似的物質(zhì)，相對分子質(zhì)量越大，熔沸點越高。 c．有些還與分子的形狀有關。 d．有些與分子中含有的碳碳雙鍵的多少有關。 五 ． 溶液 （一）分散系 1．分散系 化學上把 一種或幾種物質(zhì)分散成很小的微粒分布在另一種物質(zhì)中所組成的體系 。 分散質(zhì)、分散劑均可以是氣態(tài)、液態(tài)或固態(tài)。 特征 是均一、穩(wěn)定、透明。 （ 2）溶解度：在一定溫度下，某固體物質(zhì)在 100克溶劑里達到飽和狀態(tài)時所溶解的質(zhì)量，叫作這種物質(zhì)在這種物質(zhì)在這種溶劑里的溶解度。質(zhì)量分