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第一單元 原子核外電子排布與元素周期律
一、原子結構
質子（Z個）
原子核注意： 中子（N個） 質量數(A)＝質子數(Z)＋中子數(N)
1.原子序數=核電荷數=質子數=原子的核外電子
核外電子（Z個）
★熟背前20號元素，熟悉1～20號元素原子核外電子的排布：
H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca
2.原子核外電子的排布規律：①電子總是盡先排布在能量最低的電子層里；②各電子層最多
2容納的電子數是2n；③最外層電子數不超過8個（K層為最外層不超過2個），次外層不超
過18個，倒數第三層電子數不超過32個。
電子層： 一（能量最低） 二 三 四 五 六 七
對應表示符號： K L M N O P Q
3.元素、核素、同位素
元素：具有相同核電荷數的同一類原子的總稱。
核素：具有一定數目的質子和一定數目的中子的一種原子。
同位素：質子數相同而中子數不同的同一元素的不同原子互稱為同位素。(對于原子來說)
二、元素周期表
1.編排原則：
①按原子序數遞增的順序從左到右排列
②將電子層數相同的各元素從左到右排成一橫行。（周期序數＝原子的電子層數） ．．．．．．．．
③把最外層電子數相同的元素按電子層數遞增的順序從上到下排成一縱行。 ．．．．．．．．．．
主族序數＝原子最外層電子數
2.結構特點：
核外電子層數 元素種類
第一周期 1 2種元素
短周期第二周期 2 8種元素
周期第三周期 3 8種元素
元 7第四周期 4 18種元素
素 7第五周期 5 18種元素
周長周期第六周期 6 32種元素
期第七周期 7 未填滿（已有26種元素） 表主族：ⅠA～ⅦA共7個主族
族副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7個副族
（18個縱行）第Ⅷ族：三個縱行，位于ⅦB和ⅠB之間
（16個族）零族：稀有氣體
三、元素周期律
1.元素周期律：元素的性質（核外電子排布、原子半徑、主要化合價、金屬性、非金屬性）隨著核電荷數的遞增而呈周期性變化的規律。元素性質的周期性變化實質是元素原子核外電．．．．．．．．．．子排布的周期性變化的必然結果。 ．．．．．．．．．
2.同周期元素性質遞變規律方）
第ⅦA族鹵族元素：F Cl Br I At （F是非金屬性最強的元素，位于周期表右上方） ★判斷元素金屬性和非金屬性強弱的方法： （1）金屬性強（弱）——①單質與水或酸反應生成氫氣容易（難）；②氫氧化物堿性強（弱）；③相互置換反應（強制弱）Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu。
（2）非金屬性強（弱）——①單質與氫氣易（難）反應；②生成的氫化物穩定（不穩定）；③最高價氧化物的水化物（含氧酸）酸性強（弱）；④相互置換反應（強制弱）2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2。
比較粒子(包括原子、離子)半徑的方法(“三看”)：（1）先比較電子層數，電子層數多的半
徑大。
（2）電子層數相同時，再比較核電荷數，核電荷數多的半徑反而小。
元素周期表的應用1、元素周期表中共有個 7 周期， 3 是短周期， 4 是長周期。
2、在元素周期表中， ⅠA-ⅦA 是主族元素，主族和0族由短周期元素、 長周期元素 共同組成。 ⅠB -ⅦB 是副族元素，副族元素完全由長周期元素 構成。
3、元素所在的周期序數= 電子層數 ，主族元素所在的族序數= 最外層電子數，元素周期表是元素周期律的具體表現形式。在同一周期中，從左到右，隨著核電荷數的遞增，原子半徑逐漸減小，原子核對核外電子的吸引能力逐漸增強，元素的金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強 。在同一主族中，從上到下，隨著核電荷數的遞增，原子半徑逐漸增大 ，電子層數逐漸增多，原子核對外層電子的吸引能力逐漸 減弱 ，元素的金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸 減弱 。
4、元素的結構決定了元素在周期表中的位置，元素在周期表中位置的反映了原子的結構和元素的性質特點。我們可以根據元素在周期表中的位置，推測元素的結構，預測 元素的性質 。元素周期表中位置相近的元素性質相似，人們可以借助元素周期表研究合成有特定性質的新物質。例如，在金屬和非金屬的分界線附近尋找 半導體 材料，在過渡元素中尋找各種優良的 催化劑 和耐高溫、耐腐蝕 材料。
第二單元 微粒之間的相互作用
化學鍵是直接相鄰兩個或多個原子或離子間強烈的相互作用。

離子化合物：由離子鍵構成的化合物叫做離子化合物。（一定有離子鍵，可能有共價鍵） 共價化合物：原子間通過

過共用電子對形成分子的化合物叫做共價化合物。（只有共價鍵一定沒有離子鍵）
極性共價鍵（簡稱極性鍵）：由不同種原子形成，A－B型，如，H－Cl。
共價鍵

非極性共價鍵（簡稱非極性鍵）：由同種原子形成，A－A型，如，Cl－Cl。
2.電子式：
用電子式表示離子鍵形成的物質的結構與表示共價鍵形成的物質的結構的不同點：（1）電荷：用電子式表示離子鍵形成的物質的結構需標出陽離子和陰離子的電荷；而表示共價鍵形成的物質的結構不能標電荷。（2）[ ]（方括號）：離子鍵形成的物質中的陰離子需用方括號括起來，而共價鍵形成的物質中不能用方括號。
3、分子間作用力定義把分子聚集在一起的作用力。由分子構成的物質，分子間作用力是影響物質的熔沸點和 溶解性 的重要因素之一。
4、水具有特殊的物理性質是由于水分子中存在一種被稱為氫鍵的分子間作用力。水分子間的 氫鍵 ，是一個水分子中的氫原子與另一個水分子中的氧原子間所形成的分子間作用力，這種作用力使得水分子間作用力增加，因此水具有較高的 熔沸點。其他一些能形成氫鍵的分子有 HF H2O NH3 。第三單元 從微觀結構看物質的多樣性
專題二 化學反應與能量變化
第一單元 化學反應的速率與反應限度
1、化學反應的速率
（1）概念：化學反應速率通常用單位時間內反應物濃度的減少量或生成物濃度的增加量（均取正值）來表示。 計算公式：v(B)＝c(B)
t＝n(B)
Vt
①單位：mol/(L·s)或mol/(L·min)
②B為溶液或氣體，若B為固體或純液體不計算速率。
③以上所表示的是平均速率，而不是瞬時速率。
④重要規律：（i）速率比＝方程式系數比 （ii）變化量比＝方程式系數比
（2）影響化學反應速率的因素：
內因：由參加反應的物質的結構和性質決定的（主要因素）。
外因：①溫度：升高溫度，增大速率
②催化劑：一般加快反應速率（正催化劑）
③濃度：增加C反應物的濃度，增大速率（溶液或氣體才有濃度可言）④壓強：增大壓強，增大速率（適用于有氣體參加的反應）
⑤其它因素：如光（射線）、固體的表面積（顆粒大小）、反應物的狀態（溶劑）、原
電池等也會改變化學反應速率。
2、化學反應的限度——化學平衡
（1）在一定條件下，當一個可逆反應進行到正向反應速率與逆向反應速率相等時，反應物和生成物的濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡狀態”，這就是這個反應所能達到的限度，即化學平衡狀態。
化學平衡的移動受到溫度、反應物濃度、壓強等因素的影響。催化劑只改變化學反應速率，對化學平衡無影響。
在相同的條件下同時向正、逆兩個反應方向進行的反應叫做可逆反應。通常把由反應物向生成物進行的反應叫做正反應。而由生成物向反應物進行的反應叫做逆反應。
在任何可逆反應中，正方應進行的同時，逆反應也在進行。可逆反應不能進行到底，即是說可逆反應無論進行到何種程度，任何物質（反應物和生成物）的物質的量都不可能為0。
（2）化學平衡狀態的特征：逆、動、等、定、變。
①逆：化學平衡研究的對象是可逆反應。
②動：動態平衡，達到平衡狀態時，正逆反應仍在不斷進行。
③等：達到平衡狀態時，正方應速率和逆反應速率相等，但不等于0。即v正＝v逆≠0。 ④定：達到平衡狀態時，各組分的濃度保持不變，各組成成分的含量保持一定。 ⑤變：當條件變化時，原平衡被破壞，在新的條件下會重新建立新的平衡。
（3）判斷化學平衡狀態的標志：
① VA（正方向）＝VA（逆方向）或nA（消耗）＝nA（生成）（不同方向同一物質比較） ②各組分濃度保持不變或百分含量不變
③借助顏色不變判斷（有一種物質是有顏色的）
④總物質的量或總體積或總壓強或平均相對分子質量不變（前提：反應前后氣體的總物質的量不相等的反應適用，即如對于反應xA＋

yBzC，x＋y≠z ）
第二單元 化學反應中的熱量
1
原因：當物質發生化學反應時，斷開反應物中的化學鍵要吸收能量，而形成生成物中的化學鍵要放出能量。化學鍵的斷裂和形成是化學反應中能量變化的主要原因。一個確定的化學反應在發生過程中是吸收能量還是放出能量，決定于反應物的總能量與生成物的總能量的相對大小。E反應物總能量＞E生成物總能量，為放熱反應。E反應物總能量＜E生成物總能量，為吸熱反應。
2、常見的放熱反應和吸熱反應
☆ 常見的放熱反應：①所有的燃燒與緩慢氧化 ② 酸堿中和反應
③ 大多數的化合反應 ④ 金屬與酸的反應

>⑤ 生石灰和水反應（特殊：C＋CO2 △ 2CO是吸熱反應）
⑥ 濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等
☆常見的吸熱反應：①銨鹽和堿的反應
如Ba(OH)2·8H2O＋NH4Cl＝BaCl2＋2NH3↑＋10H2O
②大多數分解反應如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等
③ 以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應
如：C(s)＋H2O(g)CO(g)＋H2(g)。
④ 銨鹽溶解等
3.產生原因：化學鍵斷裂——吸熱 化學鍵形成——放熱 △放出熱量的化學反應。(放熱>吸熱) △H 為“-”或△H <0
吸收熱量的化學反應。（吸熱>放熱）△H 為“+”或△H >0
4、放熱反應、吸熱反應與鍵能、能量的關系
放熱反應：∑E（反應物）＞∑E（生成物） 其實質是，反應物斷鍵吸收的能量＜生成物成鍵釋放的能量，0。可理解為，由于放出熱量，整個體系能量降低 吸熱反應：∑E（反應物）＜∑E（生成物) 其實質是：反應物斷鍵吸收的能量＞生成物成鍵釋放的能量，H0。可理解為，由于吸收熱量，整個體系能量升高。
第三單元 化學能與電能的轉化
原電池：
1、概念： 將化學能轉化為電能的裝置叫做原電池
2、組成條件：①兩個活潑性不同的電極② 電解質溶液③ 電極用導線相連并插入電解液構成閉合回路④某一電極與電解質溶液發生氧化還原反應 原電池的工作原理：通過氧化還原反應（有電子的轉移）把化學能轉變為電能。
3、電子流向：外電路：極
內電路：鹽橋中離子移向負極的電解質溶液，鹽橋中離子移向正極的電解質溶液。
電流方向：正極—→導線—→負極
4、電極反應：以鋅銅原電池為例：
＋負極：氧化反應： Zn－2e＝Zn2（較活潑金屬）較活潑的金屬作負極，負極發－生氧化反應，電極反應式：較活潑金屬－ne＝金屬陽離子負極現象：負極溶解，負極質量減少。
＋正極：還原反應： 較不活潑的金屬或石墨作正極，
－正極發生還原反應，電極反應式：溶液中陽離子＋ne＝單質，正極的現象：一般有氣體放
出或正極質量增加。 +2+5、正、負極的判斷：
（1）從電極材料：一般較活潑金屬為負極；或金屬為負極，非金屬為正極。
（2）從電子的流動方向 負極流入正極
（3）從電流方向 正極流入負極
（4）根據電解質溶液內離子的移動方向 陽離子流向正極，陰離子流向負極
（5）根據實驗現象①溶解的一極為負極②增重或有氣泡一極為正極
6、原電池電極反應的書寫方法：
（i）原電池反應所依托的化學反應原理是氧化還原反應，負極反應是氧化反應，正極反應是還原反應。因此書寫電極反應的方法歸納如下：
①寫出總反應方程式。 ②把總反應根據電子得失情況，分成氧化反應、還原反應。 ③氧化反應在負極發生，還原反應在正極發生，反應物和生成物對號入座，注意酸堿介質和水等參與反應。
（ii）原電池的總反應式一般把正極和負極反應式相加而得。
7、原電池的應用：①加快化學反應速率，如粗鋅制氫氣速率比純鋅制氫氣快。②比較金屬活動性強弱。③設計原電池。④金屬的腐蝕。
化學電池：
1、電池的分類：化學電池、太陽能電池、原子能電池
2、化學電池：借助于化學能直接轉變為電能的裝置
3、化學電池的分類：、、一次電池
1、常見一次電池：堿性鋅錳電池、鋅銀電池、鋰電池等
二次電池
1、二次電池：放電后可以再充電使活性物質獲得再生，可以多次重復使用，又叫充電電池或蓄電池。
2、電極反應：鉛蓄電池
 放電：負極（鉛）： Pb＋SO2-4－2e＝PbSO4↓
 正極（氧化鉛）： PbO2＋4H+＋SO2-4＋2e＝PbSO4↓＋2H2充電：陰極： PbSO4＋2H2O－2e ＝PbO2＋4H+＋SO2-4
陽極： PbSO4＋2e ＝Pb＋SO2-4
兩式可以寫成一個可逆反應： PbO2＋Pb＋2H2SO4

2PbSO4↓＋2H2O
3\目前已開發出新型蓄電池：銀鋅電池、鎘鎳電池、氫鎳電池、鋰離子電池、聚合物鋰離子電池
三、燃料電池
1、燃料電池：
2、電極反應：一般燃料電池發生的電化學反應的最終產物與燃燒產物相同，可根據燃燒反應寫出總的電池反應，但不注明反應的條件。，負極發生氧化反應，正極發生還原反應，不過要注意一般電解質溶液要參與電極反應。以氫氧燃料電池為例，鉑為正、負極，介質分為酸性、堿性和中性。
當電解質溶液呈酸

性時：
負極：2H2－4e=4H+ 正極：Ｏ2＋4 e ＋4H+ =2H2O
當電解質溶液呈堿性時：
負極： 2H2＋4OH－4e＝4H2O 正極：Ｏ2＋2H2O＋4 e＝4OH
另一種燃料電池是用金屬鉑片插入KOH溶液作電極，又在兩極上分別通甲烷燃料和氧氣氧化劑。電極反應式為：
－－負極：CH4＋10OH＋8e ＝7H2O；
正極：4H2O＋2O2＋8e- ＝8OH-。
電池總反應式為：CH4＋2O2＋2KOH＝K2CO3＋3H2O
3、燃料電池的優點：能量轉換率高、廢棄物少、運行噪音低
四、廢棄電池的處理：回收利用
五、金屬的電化學腐蝕
（1）金屬腐蝕內容：
（2）金屬腐蝕的本質：都是金屬原子 失去 電子而被氧化的過程
（3）金屬腐蝕的分類：
化學腐蝕— 金屬和接觸到的物質直接發生化學反應而引起的腐蝕電化學腐蝕— 不純的金屬跟電解質溶液接觸時，會發生原電池反應。比較活潑的金屬失去電子而被氧化，這種腐蝕叫做電化學腐蝕。
化學腐蝕與電化腐蝕的比較

析氫腐蝕——腐蝕過程中不斷有氫氣放出
①條件：潮濕空氣中形成的水膜,酸性較強（水膜中溶解有CO2、SO2、H2S等氣體） ②電極反應：負極: Fe ? 2e- = Fe2+
正極: 2H+ + 2e- = H2 ↑
總式：Fe + 2H+ = Fe2+ + H2 ↑ 吸氧腐蝕——反應過程吸收氧氣 ①條件：中性或弱酸性溶液
②電極反應： 負極: 2Fe ? 4e- = 2Fe2+
正極: O2+4e- +2H2O = 4OH-
總式：2Fe + O2 +2H2O =2 Fe(OH)2 離子方程式：Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)2
生成的 Fe(OH)2被空氣中的O2氧化，生成 Fe(OH)3 ， Fe(OH)2 + O2 + 2H2O == 4Fe(OH)3 Fe(OH)3脫去一部分水就生成Fe2O3·x H2O（鐵銹主要成分）
專題三 有機化合物的獲得與應用
絕大多數含碳的化合物稱為有機化合物，簡稱有機物。像CO、CO2、碳酸、碳酸鹽等少數化合物，由于它們的組成和性質跟無機化合物相似，因而一向把它們作為無機化合物。
烴
1、烴的定義：僅含碳和氫兩種元素的有機物稱為碳氫化合物，也稱為烴。 2、烴的分類：
飽和烴→烷烴（如：甲烷）
脂肪烴(鏈狀

)
不飽和烴→烯烴（如：乙烯）
芳香烴(含有苯環)（如：苯）
3、甲烷、乙烯和苯的性質比較： 8
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4

6、烷烴的命名：
（1）普通命名法：把烷烴泛稱為“某烷”，某是指烷烴中碳原子的數目。1－10用甲，

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乙，丙，丁，戊，已，庚，辛，壬，癸；11起漢文數字表示。區別同分異構體，用“正”，“異”，“新”。
二、食品中的有機化合物

基本營養物質—糖類
食物中的營養物質包括：糖類、油脂、蛋白質、維生素、無機鹽和水。人們習慣稱糖類、
油脂、蛋白質為動物性和植物性食物中的基本營養物質。
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專題4化學科學與人類文明
化學是打開物質世界的鑰匙 一、金屬礦物的開發利用
1、金屬的存在：除了金、鉑等少數金屬外，絕大多數金屬以化合態的形式存在于自然界。 2、金屬冶煉的涵義：簡單地說，金屬的冶煉就是把金屬從礦石中提煉出來。金屬冶煉的實
質是把金屬元素從化合態還原為游離態，即M（游離態）。
+n0
3、金屬冶煉的方法
(1)電解法：適用于一些非常活潑的金屬。 2NaCl（熔融）
電解
2Na＋Cl2↑MgCl2（熔融）
電解
Mg＋Cl2↑2Al2O3（熔融）
電解
4Al
＋3O2↑
(2)熱還原法：適用于較活潑金屬。
Fe2O3＋3CO
高溫
2Fe＋3CO2↑ WO3＋3H2
高溫
W＋3H2O ZnO＋C
高溫
Zn＋CO↑
常用的還原劑：焦炭、CO、H2等。一些活潑的金屬也可作還原劑，如Al，
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Fe2O3＋2Al
高溫
2Fe＋Al2O3（鋁熱反應） Cr2O3＋2Al
高溫
2Cr＋Al2O3（鋁熱反應）
(3)熱分解法：適用于一些不活潑的金屬。
2

HgO
△

＋O2↑ 2Ag2O
△
＋O2↑
環境污染的熱點問題：
（1）形成酸雨的主要氣體為SO和NOx。
（2）破壞臭氧層的主要物質是氟利昂（CCl2F2）和NOx。 （3）導致全球變暖、產生“溫室效應”的氣體是
（4）光化學煙霧的主要原因是汽車排出的尾氣中氮氧化物、一氧化氮、碳氫化合物。 （5）“白色污染”是指聚乙烯等塑料垃圾。
（6）引起赤潮的原因：工農業及城市生活污水含大量的氮、磷等營養元素。（含磷洗衣粉的使用和不合理使用磷肥是造成水體富營養化的重要原因之一。）