专题 原子结构 元素周期律 化学键 化学反应规律（期中知识清单）高一化学下学期鲁科版

期中知识清单（鲁科版第1-2章） 思维导图→考点清单（12大考点）→素养提升清单（18大易错点、8大方法） · 考点01 原子结构 一、原子的构成粒子及其定量关系 1．原子构成 （1）原子的质量主要集中在 上； （2）原子中既有正电荷，又有负电荷，但整个原子 ； （3）原子在化学变化中不可再分，但在其他变化中仍然可以再分； 2．质量数：将原子核内所有 和 的相对质量取近似整数值相加所得的数值 3．核素：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。 （1）符号：X，Z表示 ，A代表 （2）原子的构成微粒间的数目关系 ①电中性原子 ②带电原子——离子的电子数目计算 4．同位素 （1）概念： 相同而 不同的同一元素的不同原子互称为同位素。 （2）同位素的比较 ①原子中一定含质子和电子，不一定都含有中子，如H中没有中子。 ②电子排布完全相同的原子不一定是同一种原子，如互为同位素的各原子。 （3）特点：天然存在的同位素，相互间保持一定的比率 5．元素的相对原子质量 （1）含义：各核素相对原子质量乘以各核素所占的百分比再求和 （2）公式：＝M1a%+M2b%+M3c%+…（a%+b%+c%+…＝1） 二、微粒之间的计算 1．常用的计算关系 （1）质量数＝质子数+中子数≈原子的近似相对原子质量 （2）质子数＝各微粒质子数之和 （3）中子数＝各微粒中子数之和 （4）电子数＝各微粒质子数之和±电荷数 ①原子：核外电子数＝质子数＝核电荷数，如N原子：。 ②阳离子：核外电子数＝质子数－所带电荷数，如Na+：。 ③阴离子：核外电子数＝质子数+所带电荷数，如S2－：。 2．常见的等电子微粒 （1）常见的“10电子”粒子 （2）常见的“18电子”粒子 · 考点02 原子核外电子排布的规律 一、核外电子排布 1．电子层 （1）含义：电子运动在能量不同的区域，简化为不连续的壳层，也称作电子层。 （2）特点：各电子层之间没有明显的界限 （3）不同电子层的表示及能量关系 各电子层由内到外 电子层数 1 2 3 4 5 6 7 字母代号 K L M N O P Q 离核远近 由近到远 能量高低 由低到高 2．原子核外电子排布规律及其之间的关系 （1）核外电子排布的规律是相互联系的，不能孤立地理解，如当M层不是最外层时，最多可以排布18个电子，而当它是最外层时，最多可以排布8个电子。 （2）电子不一定排满M层才排N层，如Ca的核外电子排布情况为。 3．1~18号元素原子核外电子排布的特点 （1）次外层电子数为2或8；内层电子数为2或10 （2）简单离子的最外层电子数为0或2或8 （3）1～20号元素原子结构的特殊关系 特殊关系 元素 最外层电子数等于次外层电子数的一半 最外层电子数等于次外层电子数 最外层电子数等于次外层电子数的2倍 最外层电子数等于次外层电子数的3倍 最外层电子数等于次外层电子数的4倍 最外层电子数等于电子层数 最外层有1个电子 最外层有2个电子 内层电子数之和是最外层电子数2倍的元素 电子总数为最外层电子数2倍的元素 二、原子结构与元素的性质 （1）原子结构与元素的性质的关系 元素 最外层电子数 得失电子能力 化学性质 主要化合价 稀有气 体元素 8（He为2） 一般不易 得失电子 较稳定，一般 不参与化学反应 0 金属元素 ＜4 易失电子 金属性 只有正价，一般是+1→+3 非金属元素 ≥4 易得电子 非金属性 既有正价又有负价 （2）碱金属元素 ①碱金属元素性质的相似性（用R表示碱金属元素） ②碱金属元素性质的递变性 ③性质的具体体现 元素 Li Na K Rb Cs 与氧气反应 反应越来越剧烈，产物越来越 Li2O Na2O、Na2O2 K2O、K2O2、KO2 更复杂氧化物 与水反应 反应越来越 反应缓慢 反应剧烈 轻微爆炸 剧烈爆炸 氢氧化物 碱性强弱：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH （3）卤族元素 ①卤素单质的物理性质 F2 Cl2 Br2 I2 颜色、状态 淡黄绿色气体 黄绿色气体 深红棕色液体 紫黑色固体 密度 逐渐 熔、沸点 逐渐 ②卤素单质之间的置换反应 实验操作 实验现象 化学方程式 氯水滴入KBr溶液中 静置后，液体分层，上层接近无色，下层呈橙红色 Cl2+2KBr＝2KCl+Br2 氯水滴入KI溶液中 静置后，液体分层，上层接近无色，下层呈紫红色 Cl2+2KI＝2KCl+I2 溴水滴入KI溶液中 静置后，液体分层，上层接近无色，下层呈紫红色 Br2+2KI＝2KBr+I2 ③卤素单质性质的相似性（用X表示卤族元素） ④卤素单质的氧化性及卤素离子的还原性递变规律 ⑤具体表现 物质 性质 单质 F2、Cl2、Br2、I2与H2反应越来越难 与变价金属反应：F2、Cl2、Br2生成 金属卤化物，I2生成 金属碘化物 氢化物 稳定性：HF＞HCl＞HBr＞HI 还原性：HF＜HCl＜HBr＜HI · 考点03 元素周期表 1.元素周期表的结构 （1）周期：周期序数＝电子层数 周期分类 短周期 长周期 周期序数 1 2 3 4 5 6 7 元素种类 2 8 8 18 18 32 32 （2）族：主族序数＝原子的最外层电子数，过渡元素的族序数一般不等 族分类 主族 副族 第Ⅷ族 0族 总数 族数目 7 7 1 1 16 列数目 7 7 3 1 18 （3）过渡元素：副族和第第Ⅷ族族 ①镧系元素：第6周期ⅢB族，共 ②锕系元素：第7周期ⅢB族，共 ③应用：找耐高温、耐腐蚀、催化剂和超导材料 2．族序数与列数的关系 （1）2、3周期IIA和IIIA相邻，原子序数相差1 （2）4、5周期IIA和IIIA之间有副族和VIII族，原子序数相差11 （3）6、7周期IIA和IIIA之间有副族和VIII族，还额外多出镧系和锕系，原子序数相差25 3．推测元素在周期表中的位置 （1）根据原子序数确定元素在元素周期表中的位置 （2）0族定位法确定元素的位置 ①0族元素的周期序数和原子序数 周期 1 2 3 4 5 6 7 元素 He Ne Ar Kr Xe Rn Og 原子序数 ②推断方法 （3）根据112号和118号元素的位置推测 原子序数 112 113 114 115 116 117 118 119 120 族序数 IIB ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0 ⅠA ⅡA 周期 7 7 7 7 7 7 7 8 8 4．金属和非金属的分界线 （1）元素属性：上方为非金属元素，下方为金属元素 （2）分界线处元素，可能具有两性，寻找 材料 （3）全部是金属的族：ⅡA族、副族和第Ⅷ族 （4）全部是非金属的族：ⅦA族和0族 · 考点04 碱金属 1．碱金属的一般性与特殊性 （1）原子结构与性质 ①相同点：最外层上都只有1个电子 ②不同点：从Li→Cs电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大 （2）化学性质 ①性质的相似性（用R表示碱金属元素） ②性质的递变性 ③性质的具体体现 元素 Li Na K Rb Cs 与氧气反应 反应越来越剧烈，产物越来越复杂 Li2O Na2O、Na2O2 K2O、K2O2、KO2 更复杂氧化物 与水反应 反应越来越剧烈 反应缓慢 反应剧烈 轻微爆炸 剧烈爆炸 氢氧化物 碱性强弱： 2．碱金属单质、化合物的特殊性 （1）密度：一般随核电荷数的增大而增大，但钾的密度比钠的小。 （2）颜色：除了Cs略带金色光泽外，其余的都是银白色有金属光泽的固体 （3）保存 ①一般都保存在煤油或石蜡油中，锂只能保存在 中 ②试剂瓶中的试剂取出后，一般不能放回原瓶，但金属Na、K等需立即放回原瓶 （4）盐的溶解性 ①一般情况下，碱金属所形成的盐均溶于水，并且在一定温度下，酸式盐比正盐的溶解度大 ②NaHCO3的溶解度比Na2CO3的小 （5）碱金属氢化物（如NaH）：都是 ，其中氢以H－形式存在，是强还原剂 （6）锂与O2反应与钠不同，只生成Li2O，而不生成Li2O2 · 考点05 卤素 一、卤素单质的结构 1．卤族元素：F、Cl、Br、I、At 2．化合价：最高正价为+7（氟无正价），最低负价为－1 3．单质的结构和性质 （1）晶体类型：分子晶体 （2）作用力：范德华力 （3）熔沸点：相对分子质量越大，熔沸点 二、卤素单质的物理性质 1．溶解性 （1）水溶性：在水中溶解度较小，得到卤水 （2）易溶于酒精、苯、分馏汽油、四氯化碳等有机溶剂 （3）氯气不溶于饱和氯化钠溶液 2．物理特性：Cl2易液化，Br2易挥发，I2易升华 3．颜色 氯 溴 碘 单质 卤水 有机溶剂 4．元素存在：在自然界中全部以化合态存在 5．卤素的保存 （1）液氯：常存放干燥的钢瓶中 （2）卤水：放在棕色瓶中，阴暗处密封保存 （3）溴的保存 ①密封：防止溴挥发出来 ②液封：瓶中加少量水做液封，以减少挥发 ③瓶塞：不能用橡胶塞，而应用玻璃塞 三、卤素单质的化学性质 1．与金属单质反应 （1）NaNaCl，黄色火焰，冒白色烟 （2）FeFeCl3，生成棕红色烟 （3）CuCuCl2，生成棕黄色烟 （4）FeFeBr3；FeFeI2 2．与氢气反应 （1）通式：H2+X2=2HX （2）氢气和氟气反应的现象：黑暗处剧烈反应，发生爆炸 （3）氢气和氯气反应的现象 ①点燃：安静燃烧，产生苍白色火焰，瓶口有白雾 ②光照：发生爆炸 （4）卤化氢 ①氢卤酸的酸性：HX的水溶液，除HF外，都是强酸 ②还原性：HAt＞HI＞HBr＞HCl＞HF ③熔沸点：HF＞HAt＞HI＞HBr＞HCl 4．与还原性化合物反应 （1）氧化性：Cl2＞Br2＞Fe3+＞I2＞S （2）非金属单质之间的置换 ①Cl2置换Br2、I2、S：Br－Br2，I－I2，H2SS ②Br2置换I2、S：I－I2，H2SS ③I2置换S：Na2SS （3）与SO2反应 ①Cl2+SO2+2H2O=H2SO4+2HCl（与还原性漂白剂混合，失去漂白性） ②Br2+SO2+2H2O=H2SO4+2HBr（检验或除去SO2） ③I2+SO2+2H2O=H2SO4+2HI（定量测定SO2的含量） （4）与Fe2+反应 ①Cl2：2Fe2++Cl2=2Fe3++2Cl－ ②Br2：2Fe2++Br2=2Fe3++2Br－ ③I2：不反应 四、卤素离子的检验 1．硝酸银-稀硝酸法 （1）流程：X－有色沉淀 （2）现象 ①白色沉淀含Cl－ ②浅黄色沉淀含Br－ ③黄色沉淀含I－ · 考点06 元素周期律 一、元素周期律内容 1．元素周期律内容和实质 2．元素的金属性、非金属性强弱判断规律 （1）金属性强弱的判断依据 ①金属单质与水或酸置换出氢气的反应越容易进行，则其金属性 。 ②金属的最高价氧化物的水化物的碱性越强，则其金属性 。 ③金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应，若A置换出B，则A的金属性强于B。 ④在金属活动性顺序表中，前面的金属性强于后面的。 ⑤金属阳离子的氧化性越强，则其单质的还原性越弱，元素的金属性 （注：Fe的阳离子仅指Fe2+）。 （2）非金属性强弱的判断依据 ①非金属单质与氢气化合生成气态氢化物的反应越容易进行，则其非金属性 。 ②非金属元素气态氢化物的稳定性越强，则元素的非金属性 。 ③非金属元素的最高价氧化物的水化物的酸性越强，则其非金属性越强。 ④非金属单质与盐溶液的置换反应，若A置换出B且A体现出氧化性，则A的非金属性强于B。 ⑤非金属阴离子的还原性越强，则其单质的氧化性越弱，元素的非金属性 。 4．化合价规律 （1）常用等量关系 ①主族元素最高正价＝最外层电子数＝主族序数＝价电子数 ②主族元素的最高正价+|最低负价|＝8或2（氢） （2）化合价的范围：+1≤最高价≤+7，－4≤最低价≤－1 （3）化合价的特殊点 ①氟元素没有正化合价 ②氧元素有正化合价，但是没有所在族的最高正化合价 （4）最高正化合价与其最低负化合价代数和 ①等于0的短周期元素：氢、碳、硅 ②等于2的短周期元素：氮、磷 ③等于4的短周期元素：硫 ④等于6的短周期元素：氯 二、短周期元素推断的突破口 1．序差关系：短周期同主族相邻元素除了H和Li差2外，其余都差8 Z－8X Z－1Y ZW Z+1M 2．短周期元素的含量、物理性质和用途 叙述 元素或物质 含量 地壳中含量最丰富的元素 宇宙中含量最丰富的元素 地壳中含量最丰富的金属元素 空气中含量最多的元素 自然界形成化合物种类最多的元素 组成岩石和矿物的主要元素 密度 质量最轻的单质 质量最轻的金属单质 硬度 自然界中硬度最大的物质 用途 可与钾的合金用作原子反应堆导热剂 单质常被用作自来水的杀菌消毒剂 同位素可以用来制造核武器 同位素可以用来考古断代 单质被用来制透雾能力强、射程远的路灯 3．短周期元素的性质 叙述 元素或物质 单质的性质 氧化性（得电子能力）最强的单质 还原性（失电子能力）最强的单质 与水反应最剧烈的金属单质 与水反应最剧烈的非金属单质 单质可与热水发生置换反应 在暗处与H2剧烈化合并发生爆炸的单质 常温下不溶于浓硫酸或浓硝酸的金属 既能与酸反应又能与碱反应生成氢气的单质 常温下与水反应生成两种酸的单质 氧化物的性质 自然中含氧量最多的氧化物 既能和酸又能和某些碱发生非氧化还原反应的氧化物 既能和某些酸性氧化物又能和某些碱性氧化物反应的氧化物 简单气态氢化物的性质 水溶液酸性最强的气态氢化物 稳定性最强的气态氢化物 呈碱性的气态氢化物 常温下为液态的气态氢化物 还原性最弱的气态氢化物 还原性最强的气态氢化物 酸和碱的性质 最高正价氧化物的水溶液酸性最强 最高正价氧化物的水溶液碱性最强 酸性最强的无氧酸 还原性最强的无氧酸 需要保存在棕色瓶中的含氧酸 · 考点07 化学键 一、化学键 1．化学键 （1）概念：相邻原子或离子之间的强烈的 （2）相互作用：包括静电引力和静电斥力 （3）稀有气体分子中无化学键 2．化学反应的微观解释 （1）表面上：反应物中的原子重新组合为产物分子的一种过程。 （2）本质上：旧化学键的断裂和新化学键的形成的过程 二、化学键和化合物类型 1．离子键及离子化合物 （1）离子键 ①定义：带相反电荷离子之间的相互作用 ②成键微粒：阴、阳离子 ③成键元素：一般是活泼的金属和活泼的非金属 （2）离子化合物 ①概念：由 构成的化合物。 ②特例物质：AlCl3除外 ③实验判据：熔融状态下能够导电的化合物 2．共价键及共价化合物 （1）共价键 ①定义：原子间通过 所形成的相互作用。 ②成键微粒：原子 ③成键元素：一般是非金属和非金属 （2）共价化合物 ①概念：以共用电子对形成分子的化合物。 ②特例物质：NH4Cl等铵盐除外 ③实验判据：熔融状态下不能导电的化合物 （3）极性共价键和非极性共价键 ①极性共价键：不同种元素形成的共价键，如H－Cl ②非极性共价键：同种元素形成的共价键，如H－H 3．化学键和化合物类型的关系 （1）共价化合物中只含共价键，一定不含离子键 （2）离子化合物中一定含离子键，可能含所有类型的共价键 ①Na2O2：离子键和非极性键 ②NaOH：离子键和极性键 ③NH4NO3：离子键、极性键 ③CH3COONH4：离子键、极性键、非极性键 · 考点08 电子式 1．原子的电子式：按照“上下左右”的顺序排最外层电子 原子 H Mg B C N O F Ne 电子式 2．简单阳离子的电子式：离子符号即为其电子式 3．简单的阴离子的电子式：最外层一般为8电子，通式为 原子 H－ N3－ O2－ F－ 电子式 4．共价分子的电子式的书写 （1）画：结构式 （2）标：共用电子对 （3）补：各原子最外层所缺的电子数 分子 N2 O2 H2S H2O2 结构式 N≡N O＝O H－S－H H－O－O－H 电子式 分子 HCN SCl2 O＝C＝O HClO 结构式 H－C≡N Cl－S－Cl CO2 H－O－Cl 电子式 分子 NH3 CH4 CCl4 N2H4 结构式 电子式 5．复杂的阴离子和阳离子（共价型离子），中心原子一般为8个电子 离子 NH4+ H3O+ NH2－ CH3+ 电子式 离子 OH－ O22－ CN－ C22－ 电子式 ［］2－ 6．离子化合物的电子式：阴阳离子交替排列，不可合并 离子 Na2O MgCl2 Na2O2 KHS 电子式 离子 NaOH Na3N NH4Cl NaClO 电子式 7．用电子式表示化合物的形成过程 （1）离子化合物的形成 ①表现形式：原子的电子式→离子化合物的电子式 ②电子得失：用弯箭头表示电子的得失 ③实例： （2）共价键化合物的形成 ①表现形式：原子的电子式→共价化合物的电子式 ②电子得失：不用画弯箭头表示 ③实例 · 考点09 化学反应与能量变化 一、放热反应和吸热反应 1．前提条件：必须是化学反应 （1）物质的溶解过程：主要发生物理变化 ①放热过程：浓硫酸、NaOH固体溶于水 ②吸热过程：NH4NO3固体溶于水 （2）状态变化：发生物理变化 ①放热过程：凝固、液化、凝华等 ②吸热过程：升华、汽化、熔化等 （3）化学键的变化 ①放热过程：化学键的形成过程，如2H→H2，Na++Cl－＝NaCl ②吸热过程：化学键的断裂过程，如H2→2H，NaCl＝Na++Cl－ 2．本质判据 （1）能量角度 ①放热反应：反应物的能量总和＞生成物的能量总和 ②吸热反应：反应物的能量总和＜生成物的能量总和 （2）键能角度 ①放热反应：反应物的键能总和＜生成物的键能总和 ②吸热反应：反应物的键能总和＞生成物的键能总和 3．条件判据 （1）需要持续加热才能进行的反应一般是吸热反应 （2）反应开始需要加热，停热后仍能继续进行，一般是放热反应 4．现象判据 （1）反应体系的温度变化 ①体系的温度升高：放热反应 ②体系的温度降低：吸热反应 （2）密闭体系的压强变化 ①体系的压强增大：放热反应 ②体系的压强减小：吸热反应 （3）液体的挥发程度 ①液体的挥发程度增大：放热反应 ②液体的挥发程度减小：吸热反应 （4）催化剂的红热程度 ①停热后催化剂继续红热：放热反应 ②停热后催化剂不再红热：吸热反应 4．经验判据 （1）放热反应 ①金属和金属氧化物与酸或水的反应 ②可燃物的燃烧反应及缓慢氧化 ③酸和碱的中和反应 ④铝热反应，如2Al+Fe2O32Fe+Al2O3 ⑤大多数的化合反应。如2NO2N2O4 （2）吸热反应 ①大多数的分解的反应（2H2O22H2O+O2↑除外） ②铵盐和碱反应，如Ba（OH）2•8H2O+2NH4Cl＝BaCl2+2NH3•H2O+8H2O ③碳酸氢钠与柠檬酸的反应 ④两个特殊反应：C+CO22CO、C+H2O（g）CO+H2 5．注意事项 （1）反应的热效应与反应条件无必然关系 ①在高温下才能进行的化学反应不一定是吸热反应 ②在常温下进行的化学反应不一定是放热反应 ③使用催化剂的反应不一定是吸热反应 （2）反应的热效应与反应是化合还是分解无必然关系 ①化合反应不一定是放热反应 ②分解反应不一定是吸热反应 6．根据键能计算反应热 （1）断键：E吸＝反应物的键能和 （2）成键：E放＝生成物的键能和 （3）Q吸＝E吸－E放＝反应物的键能和－生成物的键能和 （4）Q放＝E放－E吸＝生成物的键能和－反应物的键能和 二、反应过程中热量大小的比较 1．燃烧过程中热量大小的比较 （1）物质完全燃烧时放出的热量多 （2）物质在O2中完全燃烧放出的热量比在空气中的少（光能多） （3）物质完全燃烧生成固态产物时放出的热量最多 （4）气态的物质完全燃烧放出的热量最多 2．金属性和非金属性的强弱与能量的关系 （1）金属性越强，越容易失电子，吸收的能量越少 （2）非金属性越强，越容易得电子，释放的能量越多 （3）非金属单质与H2化合时生成的气态氢化物越稳定，放出的能量越多 3．根据稳定性判断能量高低 （1）微粒稳定性的判断 ①能量角度：微粒所含的能量越低越稳定 ②键能角度：微粒所含的化学键键能越大越稳定 （2）生成稳定性强的物质，放热多 · 考点10 化学电源 一、原电池的原理 1．能量转化：化学能能转化为电能 2．反应要求 ①前提要求：自发反应 ②本质要求： 反应 ③能量要求：放热反应 3．装置的构成条件 （1）两个 不同的电极 ①负极：一般是较活泼的金属材料 ②正极：比负极不活泼的金属或石墨 （2）有电解质（酸、碱、盐）溶液或熔融的电解质 （3） ：两个电极用导线连接或直接接触 4．电极反应 （1）负极：还原剂发生价升高的 （2）正极：氧化剂发生价降低的 （3）电池 ①本质反应：还原剂和氧化剂的反应 ②一般规律：电解质溶液和负极材料的反应 5．三个方向 （1）电子流向：负极正极 （2）电流流向：正极负极正极 （3）离子流向：阳离子→正极，阴离子→负极 6．盐桥式原电池 （1）盐桥作用 ①导电：盐桥中离子的定向迁移构成了电流通路； ②平衡电荷：使由它连接的两溶液保持电中性； ③隔离：使相互反应的物质不接触。 （2）离子迁移方向：阳离子→正极；阴离子→负极 7．几种特殊的电池 （1）太阳能电池 ①能量转化：太阳能→电能 ②转化材料：晶体硅 （2）燃料电池 ①可燃物（还原剂，如氢气）：作负极 ②助燃物（氧化剂，如氧气）：作正极 二、影响原电池电极极性的因素 1．影响因素 （1）金属的活动性：一般是活泼金属为负极 （2）电解质溶液的酸碱性及氧化性等因素 2．判断方法 （1）能够和电解质溶液反应的电极为负极 （2）容易和电解质溶液反应的电极为负极 ①Mg‖稀硫酸‖Al形成的原电池，Mg是负极 ②Mg‖氢氧化钠溶液‖Al形成的原电池，Al是负极 ③Fe‖稀硝酸‖Cu形成的原电池，Fe是负极 ④Fe‖浓硝酸‖Cu形成的原电池，Cu是负极 3．根据电极材料判断正负极 （1）金属单质和非金属形成的电池，金属单质为负极 （2）金属单质和化合物形成的电池，金属单质为负极 （3）电极材料相同的原电池，还原剂为负极 4．根据反应现象判断正负极 （1）质量减小的是负极，质量增加的是正极 （2）有气泡产生的电极是正极 三、原电池原理的应用 1．加快氧化还原反应速率 （1）向反应中加入少量不活泼金属的盐溶液 （2）一般不纯的金属比纯金属腐蚀速率快 2．比较金属的活泼性：一般负极活泼 四、原电池电极反应式书写方法 （1）书写规则 ①电池反应：负极和电解质溶液反应 ②负极反应：参与反应金属失电子变成金属阳离子 ③正极反应：溶液中的阳离子得电子变成金属或低价阳离子 （2）Zn‖稀硫酸‖Cu ①电池反应：Zn+2H+==Zn2++H2↑ ②负极反应：Zn－2e－==Zn2+ ③正极反应：2H++2e－==H2↑ （3）Ag‖硝酸银溶液‖Fe ①电池反应：Fe+2Ag+==Fe2++2Ag ②负极反应：Fe－2e－==Fe2+ ③正极反应：Ag++e－==Ag （4）C‖氯化铁溶液‖Cu ①电池反应：Cu+2Fe3+==Cu2++2Fe2+ ②负极反应：Cu－2e－==Cu2+ ③正极反应：Fe3++e－==Fe2+ · 考点11 化学反应速率 一、化学反应速率 1．概念：用来衡量化学反应进行快慢的物理量 2．表示方法：单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加 3．计算公式：v＝＝ （1）常用单位：mol·L－1·s－1或mol·L－1·min－1或mol·L－1·h－1 （2）适用范围 ①表示气体物质或溶液中可溶性物质的速率 ②不表示固体或纯液体物质的速率 （3）说明 ①化学反应速率表示某段时间内的平均反应速率，不表示即时速率 ②化学反应速率只有正值，没有负值 ③固体或纯液体也有反应速率，只不过不能用该方法表示 ④随着反应的进行，反应物的浓度逐渐减小，反应速率越来越慢 4．利用关系式计算 （1）应用前提：同一化学反应 （2）常用关系：速率比＝化学计量数比＝物质的量浓度变化比＝物质的量变化比 5．大小比较 （1）比较前提：同一反应，同一物质，同一单位 （2）换算方法：各物质的速率除以相应的化学计量数，数大的速率快 二、影响化学反应速率的因素 1．内因：反应物本身的性质 2．外因 （1）基本规律： ①温度：温度越高，化学反应速率 ②压强：气体反应的压强越大，化学反应速率 ③浓度：浓度越大，化学反应速率 ④催化剂：有催化剂，化学反应速率 ⑤接触面积：反应物的颗粒越小，接触面积越大，化学反应速率 ⑥原电池：形成原电池，可以加快氧化还原反应的速率 （2）特殊情况 ①固体和纯液体的浓度为定值，量变化对速率无影响 ②压强变化对非气体反应速率无影响 ③催化剂：显著的改变（加快或减慢）正逆反应速率 ④恒容容器通无关气体，压强增大，浓度不变，速率不变 ⑤恒压容器通无关气体，体积变大，浓度减小，速率减慢 ⑥催化反应：若升高温度，反应速率减慢，其可能的原因是催化剂失活 3．全程速率-时间图像 （1）OB段反应速率变化的可能原因为： ①反应放热，使温度升高，反应速率加快 ②反应生成催化剂，反应速率加快 （2）BC段反应速率变化的可能原因为：反应物浓度降低，反应速率减慢 4．探究外界条件对化学反应速率的影响 （1）方法：控制变量法 （2）溶液反应：加水调节溶液的总体积不变，以保证某种成分的浓度不变 （3）实例：探究Y溶液浓度对反应速率的影响 实验（混合溶液） 1 2 3 4 5 6 4mol/LX溶液/mL 60 60 60 60 60 60 饱和Y溶液/mL 0 1.0 5.0 10 20 40 H2O/mL 40 39 35 30 20 0 · 考点12 化学反应限度 一、可逆反应 1．可逆反应的判断：反应形式相反，反应条件相同 2．可逆反应的特点 （1） 性：正逆反应同时进行 （2） 性：反应条件完全相同 （3） 性 ①反应不可能进行到底，即反应体系中反应物与生成物共存 ②各组分的浓度都大于零 3．证明某反应为可逆反应 （1）检验出某种生成物 （2）检验量少的反应物是否有剩余 二、化学平衡状态 1．化学平衡状态的特征 2．判断化学平衡状态的依据 （1）本质标志：v正＝v逆 ①同一组分的生成速率和消耗速率相等 ②不同物质的正逆反应速率比等于化学计量数之比 （2）宏观标志：某些量开始变化，后来不变 ①某组分的质量、物质的量、浓度、颜色不再变化 ②反应物的转化率不再变化 （3）限度标志：可逆反应所能达到的最大程度 ①反应物的转化率最大，百分含量最小 ②生成物的产率最大，百分含量最大 3．判断化学平衡状态的常用公式 （1）混合气体的密度：ρ＝＝ （2）混合气体的平均摩尔质量：＝＝ （3）气体状态方程：PV＝nRT 三、化学平衡的有关计算 1．计算模式——“三段式” （1）确定反应物或生成物的起始加入量。 （2）确定反应过程的变化量。 （3）确定平衡量。 （4）依据题干中的条件，建立等量关系进行计算。 反应 aA（g） + bB（g） cC（g） + dD（g） 起始量 m n 0 0 转化量 ax bx cx dx 平衡量 m－ax n－bx cx dx 2．常用计算公式 （1）反应物的转化率：＝×100% （2）某组分的百分含量：含量＝×100% ①常见量：体积分数、物质的量分数 ②关系式：体积分数＝物质的量分数 （3）气体状态方程：PV＝nRT 条件 公式 文字叙述 同温同压 ＝＝ 气体体积比＝物质的量比＝分子数比 同温同容 ＝＝ 气体压强比＝物质的量比＝分子数比 同温同压同质量 ＝＝＝ 气体密度比＝气体体积反比 ＝物质的量反比＝分子数反比 · 易错点01 原子的构成及原子各微粒之间的关系 (1)质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)。 (2)原子的相对原子质量近似等于质量数。 【判断对错】判断下列说法是否正确，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)中子数为146、质子数为92的铀(U)原子表示为U。 （ ） (2)13C和15N核内中子数相差1。 （ ） (3)35Cl-的质子数为17，中子数为18，电子数为17。 （ ） (4)36 g 18O2中含有10NA个中子。 （ ） · 易错点02 元素、核素和同位素的关系 (1)“一低” 电子首先排布在能量最低的电子层里。排满能量低的电子层，再排能量高的电子层。 (2)“两不超” 各电子层电子不超过2n2个;最外层电子不超过8个(第一层为最外层时不超过2个)。 【判断对错】 (1)同一元素的不同核素原子核外电子排布不同。 （ ） (2)镁和铝原子的最外层电子数都为3。 （ ） (3)Mg2+的结构示意图：。 （ ） (4)某元素的原子最外层只有1个电子，则它一定是金属元素。 （ ） · 易错点03 原子结构与元素原子得失电子能力 比较元素的单质与水(或酸)反应置换出氢气的难易程度。置换反应越容易发生，元素原子的失电子能力越强。 【判断对错】 (1)得电子能力：O<F。 （ ） (2)失电子能力：Mg>Al，因此，与酸反应的剧烈程度：Mg>Al。 （ ） (3)元素原子失电子能力越强，在反应中失电子个数越多。 （ ） (4)最外层电子数相同时，电子层数越多，金属元素的失电子能力越弱。 （ ） (5)电子层数相同的核电荷数越大，原子失电子能力越强。 （ ） · 易错点04 元素周期律 【判断对错】 (1)原子序数=核外电子数。 ( ) (2)电子层数越多，原子半径越大。 ( ) (3)元素的最高化合价=最外层电子数。 ( ) (4)电子层数相同的原子(稀有气体元素除外)的半径随着原子序数的递增逐渐减小。 ( ) (5)电子层数相同的元素原子的最低价总是从-7→-1逐渐升高。 ( ) · 易错点05 元素周期表的结构 【判断对错】 (1)最外层电子数相同的元素一定是同族元素。 （ ） (2)周期表共18个纵列，可分为7个主族8个副族1个0族。 （ ） (3)同一族元素的最外层电子数一定相等。 （ ） (4)原子及离子的核外电子层数等于该元素所在的周期数。 （ ） · 易错点06 周期元素得失电子能力的比较 元素 钠 镁 铝 硅 磷 硫 氯 结构 电子层数均为3，核电荷数逐渐增大，原子半径逐渐减小 失电子能力 失电子能力(金属性)逐渐减弱 得电子能力 得电子能力(非金属性)逐渐增强 【判断对错】 (1)热稳定性：NH3<H2O，故得电子能力：N<O。 （ ） (2)酸性：HCl>H3PO4，故得电子能力：Cl>P。（ ） (3)碱性：NaOH>Mg(OH)2，故失电子能力：Na>Mg。 （ ） (4)同一周期元素从左往右失电子能力增强，得电子能力减弱。 （ ） · 易错点07 碱金属元素的结构与性质 【判断对错】 (1)碱金属元素就是ⅠA族元素。( ) (2)碱金属都是活泼金属。( ) (3)除Li外的碱金属原子次外层都有8个电子。( ) (4)Li在空气中加热可快速反应生成Li2O2。( ) · 易错点08 卤族元素的结构与性质 【判断对错】 (1)I的原子半径大于Br，HI比HBr的热稳定性强。（ ） (2)卤素的钾盐中，最容易被氧化的是氟化钾。（ ） (3)卤族单质与水反应都能生成氢卤酸和次卤酸。（ ） (4)将碘水滴加到氯化钠溶液中会生成氯气。（ ） (5)卤族元素的最高价氧化物对应的水化物都是HXO4。（ ） · 易错点09 预测元素及其化合物的性质 【判断对错】 (1)碳在自然界中有稳定的单质，硅却没有，这说明硅的化学性质比碳活泼。（ ） (2)硅原子最外层有4个电子，性质稳定，既不得电子也不失电子。（ ） (3)在金属与非金属交界处寻找半导体材料。（ ） (4)硅的性质稳定，不与任何酸发生化学反应。（ ） (5)SiO2+Na2CO3CO2↑+Na2SiO3，由此可以判断硅酸的酸性比碳酸强。（ ） · 易错点10 化学键的判断 【判断对错】 (1)所有气体单质中均有化学键。（ ） (2)相邻原子间的相互吸引称为化学键。（ ） (3)化学变化一定有化学键的变化。（ ） (4)化学键断裂需要吸收能量。（ ） · 易错点11 离子键和共价键的判断 【判断对错】 (1)离子键是阴、阳离子之间的静电引力。（ ） (2)金属与非金属之间形成的化学键都是离子键。（ ） (3)非金属元素原子之间易形成共价键。（ ） (4)水分子空间结构为直线形。（ ） · 易错点12 离子化合物和共价化合物 【判断对错】 (1)含有共价键的物质为共价化合物。( ) (2)过氧化钠是离子化合物。( ) (3)离子化合物中只有离子键。( ) (4)氯化氢溶于水能导电，所以氯化氢为离子化合物。( ) · 易错点13 化学反应中的能量变化 (1)需加热才能发生的反应不一定是吸热反应，如碳和氧气的反应。 (2)放热反应常温下不一定容易发生，如铝热反应。 (3)吸热反应不一定需要加热，如Ba(OH)2·8H2O晶体和NH4Cl晶体的反应。 (4)放热(或吸热)过程不一定是放热(或吸热)反应，如冰融化是吸热过程而不是吸热反应。 【判断对错】 (1)化学反应中一定伴随能量变化，伴随能量变化的过程也一定是化学反应 过程。（ ） (2)碳酸氢钠与酸的反应，不一定是放热反应。（ ） (3)化学反应中的能量变化均以热能的形式表现出来。（ ） (4)燃烧反应均为放热反应。（ ） · 易错点14 原电池及其判断 【判断对错】 (1)所有的化学反应均能设计成原电池。( ) (2)原电池工作时，电子通过导线由负极流向正极，再由正极通过电解质溶液流向负极形成闭合回路。( ) (3)氢氧燃料电池中可用盐酸作为离子导体。( ) (4)正极的还原反应和负极的氧化反应不一定能同时发生。( ) · 易错点15 反应速率相关判断 【判断对错】 (1)化学反应越快现象越明显。 （ ） (2)v(A)=0.1 mol·L-1·s-1指1 s时c(A)=0.1 mol·L-1。 （ ） (3)同一个化学反应，无论用哪一种物质计算所得化学反应速率的数值均相同。 （ ） (4)当v(A)=6 mol·L-1·min-1、v(B)=0.1 mol·L-1·s-1时，v(A)=v(B)。 （ ） · 易错点16 反应速率的影响因素 【判断对错】 (1)硫酸的浓度越大，与铁反应产生气体的速率就越快。（ ） (2)相同表面积的铁、铝与同温同浓度的盐酸反应，速率不同。（ ） (3)催化剂一般能加快化学反应的速率。（ ） (4)冰箱能长期储存食品，与其温度低导致化学反应速率慢有关。（ ） · 易错点17 可逆反应的判断 可逆反应是在相同条件下同时向正、逆两个方向进行的化学反应。其特点是反应物与产物共存，反应进行不彻底。 【判断对错】 (1)化学反应进行完毕之前反应物与产物共存，此时化学反应为可逆反应。( ) (2)化学平衡状态时，反应已经停止。( ) (3)氯气与水反应为可逆反应。( ) (4)正反应先发生，逆反应后发生。( ) (5)水结冰和冰融化互为可逆反应。( ) · 易错点18 平衡状态的判断 【判断对错】 (1)化学平衡状态是一定条件下可逆反应进行到最大限度的结果。( ) (2)化学反应达到化学平衡状态后反应物和反应产物的浓度相等。( ) (3)化学反应达到化学平衡状态后，反应混合物中各组分的浓度一定与化学方程式中对应物质的化学计量数成比例。( ) · 方法1 微粒半径的比较 1.同周期——“序大径小” ①规律：同周期，原子半径越大，原子半径越小。 ②举例：r（Na）＞r（Mg）＞r（Al）＞r（Si）＞r（P）＞r（S）＞r（Cl）。 2.同主族——“序大径大” ①规律：同主族，原子半径越大，原子（或离子）半径越大。 ②举例：r（Li）＜r（Na）＜r（K）＜r（Rb），r（Li+）＜r（Na+）＜r（K+）＜r（Rb+） 3.同元素——“电多径大” ①规律：同种元素的不同微粒，核外电子数越多，微粒半径越大 ②举例：r（Na+）＜r（Na）；r（Cl－）＞r（Cl）；r（Fe3+）＜r（Fe2+）＜r（Fe） 4.同结构——“序大径小” ①规律：电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小。 ②举例：r（O2－）＞r（F－）＞r（Na+）＞r（Mg2+）＞r（Al3+） · 方法2 根据相关物质的性质判断元素原子失电子能力强弱的方法 1.金属活动性顺序中越靠前，元素原子失电子能力越强。 2.比较元素的单质与水(或非氧化性酸)反应置换出氢气的难易程度：置换反应越容易发生，元素原子失电子的能力越强。 3.比较金属单质间的置换反应 在水溶液里若Xn++Y→X+Ym+，则Y比X失电子能力强。 · 方法3 元素原子的得电子能力(即元素的非金属性强弱)的判断方法 1.最高价氧化物对应水化物的酸性强弱 最高价氧化物对应水化物的酸性越强，对应元素的非金属性越强。 2.单质与氢气化合的难易程度 单质与氢气越容易化合，元素的非金属性越强。 3.气态氢化物的稳定性 气态氢化物越稳定，元素的非金属性越强。 4.在相同条件下氧化变价金属的程度 5.根据物质间的置换反应来判断 不同的非金属单质M和N在溶液中发生置换反应，若M能置换出N，则得电子能力：M>N。 方法4 元素原子的失电子能力(即元素的金属性强弱)的判断方法 1.依据金属活动性顺序判断 2.根据元素的最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱判断 最高价氧化物对应水化物的碱性越强，相应元素的金属性越强。 3.根据金属单质与水或酸反应置换出氢气的难易程度判断 与水或酸反应越容易、越剧烈的金属单质，其原子越易失电子，金属性越强。 4.根据物质间的置换反应来判断 如Fe+Cu2+===Fe2++Cu，则金属性：Fe>Cu。 · 方法5 放热反应与吸热反应的判断方法 1.从化学键变化的角度判断，如果旧键断裂吸收的能量大于新键形成释放的能量，则该反应为吸热反应，反之则为放热反应。 2.从物质本身具有的能量高低判断，如果反应物的总能量大于生成物的总能量，则该反应为放热反应，反之则为吸热反应。 3.从反应的热效应判断，如果反应后体系温度降低，则该反应属于吸热反应，反之则属于放热反应。 4.从反应的加热方式判断，需要持续加热才能进行的反应一般是吸热反应，如碳酸钙的受热分解;若反应在开始时需要加热，反应开始后不再加热就能继续进行，则该反应为放热反应，如铁与硫的反应。 方法6 化学反应中能量变化大小的计算方法 1.根据反应物总能量和生成物总能量计算 ΔE=E(生成物的总能量)-E(反应物的总能量) 2.根据化学键断裂吸收的能量和化学键形成释放的能量计算 ①根据化学方程式确定断键、成键的物质的量。 ②确定断键吸收的总能量和成键释放的总能量。 ③计算反应的能量变化大小 ΔE=E(断键吸收的能量总和)-E(成键释放的能量总和) · 方法7 化学反应速率大小的比较方法 1.定性比较 通过明显的实验现象(如反应的剧烈程度、产生气泡或沉淀的快慢等)来定性判断化学反应的快慢。 2.定量比较 对同一化学反应，用不同物质表示化学反应速率时，数值可能不同。比较时应统一单位。 ①归一法 根据化学反应速率之比等于化学计量数之比，将用不同物质表示的化学反应速率换算为用同一种物质表示的化学反应速率，最后依据数值大小进行比较。 ②比值法 可通过化学反应速率与其对应的化学计量数的比值进行比较，比值大的化学反应速率大。 · 方法8 化学平衡状态的判断方法 反应 mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g) 混合物体系中 各成分的含量 各物质的物质的量或各物质的物质的量分数一定 平衡 各物质的质量或各物质的质量分数一定 平衡 各气体的体积或体积分数一定 平衡 总体积、总压强、总物质的量一定 不一定平衡 正、逆反应速率的关系 v正=v逆 平衡 压强 m+n≠p+q时，总压强一定(恒温恒容)或总体积一定(恒温恒压)或总物质的量一定 平衡 若m+n=p+q，总压强一定或总体积一定或总物质的量一定 不一定平衡 混合气体的平均相对 分子质量() 当m+n≠p+q时，一定 平衡 当m+n=p+q时，一定 不一定平衡 温度 任何化学反应都伴随着能量的变化，当体系温度一定时(其他不变) 平衡 体系的密度(ρ) 密度一定 不一定平衡 其他 如体系颜色不再变化等 平衡 学科网（北京）股份有限公司8 / 13 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $ 期中知识清单（鲁科版第1-2章） 思维导图→考点清单（12大考点）→素养提升清单（18大易错点、8大方法） · 考点01 原子结构 一、原子的构成粒子及其定量关系 1．原子构成 （1）原子的质量主要集中在原子核上； （2）原子中既有正电荷，又有负电荷，但整个原子不显电性； （3）原子在化学变化中不可再分，但在其他变化中仍然可以再分； 2．质量数：将原子核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加所得的数值 3．核素：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。 （1）符号：X，Z表示质子数，A代表质量数 （2）原子的构成微粒间的数目关系 ①电中性原子 ②带电原子——离子的电子数目计算 4．同位素 （1）概念：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。 （2）同位素的比较 ①原子中一定含质子和电子，不一定都含有中子，如H中没有中子。 ②电子排布完全相同的原子不一定是同一种原子，如互为同位素的各原子。 （3）特点：天然存在的同位素，相互间保持一定的比率 5．元素的相对原子质量 （1）含义：各核素相对原子质量乘以各核素所占的百分比再求和 （2）公式：＝M1a%+M2b%+M3c%+…（a%+b%+c%+…＝1） 二、微粒之间的计算 1．常用的计算关系 （1）质量数＝质子数+中子数≈原子的近似相对原子质量 （2）质子数＝各微粒质子数之和 （3）中子数＝各微粒中子数之和 （4）电子数＝各微粒质子数之和±电荷数 ①原子：核外电子数＝质子数＝核电荷数，如N原子：。 ②阳离子：核外电子数＝质子数－所带电荷数，如Na+：。 ③阴离子：核外电子数＝质子数+所带电荷数，如S2－：。 2．常见的等电子微粒 （1）常见的“10电子”粒子 （2）常见的“18电子”粒子 · 考点02 原子核外电子排布的规律 一、核外电子排布 1．电子层 （1）含义：电子运动在能量不同的区域，简化为不连续的壳层，也称作电子层。 （2）特点：各电子层之间没有明显的界限 （3）不同电子层的表示及能量关系 各电子层由内到外 电子层数 1 2 3 4 5 6 7 字母代号 K L M N O P Q 离核远近 由近到远 能量高低 由低到高 2．原子核外电子排布规律及其之间的关系 （1）核外电子排布的规律是相互联系的，不能孤立地理解，如当M层不是最外层时，最多可以排布18个电子，而当它是最外层时，最多可以排布8个电子。 （2）电子不一定排满M层才排N层，如Ca的核外电子排布情况为。 3．1~18号元素原子核外电子排布的特点 （1）次外层电子数为2或8；内层电子数为2或10 （2）简单离子的最外层电子数为0或2或8 （3）1～20号元素原子结构的特殊关系 特殊关系 元素 最外层电子数等于次外层电子数的一半 Li、Si 最外层电子数等于次外层电子数 Be、Ar 最外层电子数等于次外层电子数的2倍 C 最外层电子数等于次外层电子数的3倍 O 最外层电子数等于次外层电子数的4倍 Ne 最外层电子数等于电子层数 H、Be、Al 最外层有1个电子 H、Li、Na、K 最外层有2个电子 He、Be、Mg、Ca 内层电子数之和是最外层电子数2倍的元素 Li、P 电子总数为最外层电子数2倍的元素 Be 二、原子结构与元素的性质 （1）原子结构与元素的性质的关系 元素 最外层电子数 得失电子能力 化学性质 主要化合价 稀有气 体元素 8（He为2） 一般不易 得失电子 较稳定，一般 不参与化学反应 0 金属元素 ＜4 易失电子 金属性 只有正价，一般是+1→+3 非金属元素 ≥4 易得电子 非金属性 既有正价又有负价 （2）碱金属元素 ①碱金属元素性质的相似性（用R表示碱金属元素） ②碱金属元素性质的递变性 ③性质的具体体现 元素 Li Na K Rb Cs 与氧气反应 反应越来越剧烈，产物越来越复杂 Li2O Na2O、Na2O2 K2O、K2O2、KO2 更复杂氧化物 与水反应 反应越来越剧烈 反应缓慢 反应剧烈 轻微爆炸 剧烈爆炸 氢氧化物 碱性强弱：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH （3）卤族元素 ①卤素单质的物理性质 F2 Cl2 Br2 I2 颜色、状态 淡黄绿色气体 黄绿色气体 深红棕色液体 紫黑色固体 密度 逐渐增大 熔、沸点 逐渐升高 ②卤素单质之间的置换反应 实验操作 实验现象 化学方程式 氯水滴入KBr溶液中 静置后，液体分层，上层接近无色，下层呈橙红色 Cl2+2KBr＝2KCl+Br2 氯水滴入KI溶液中 静置后，液体分层，上层接近无色，下层呈紫红色 Cl2+2KI＝2KCl+I2 溴水滴入KI溶液中 静置后，液体分层，上层接近无色，下层呈紫红色 Br2+2KI＝2KBr+I2 ③卤素单质性质的相似性（用X表示卤族元素） ④卤素单质的氧化性及卤素离子的还原性递变规律 ⑤具体表现 物质 性质 单质 F2、Cl2、Br2、I2与H2反应越来越难 与变价金属反应：F2、Cl2、Br2生成高价金属卤化物，I2生成低价金属碘化物 氢化物 稳定性：HF＞HCl＞HBr＞HI 还原性：HF＜HCl＜HBr＜HI · 考点03 元素周期表 1.元素周期表的结构 （1）周期：周期序数＝电子层数 周期分类 短周期 长周期 周期序数 1 2 3 4 5 6 7 元素种类 2 8 8 18 18 32 32 （2）族：主族序数＝原子的最外层电子数，过渡元素的族序数一般不等 族分类 主族 副族 第Ⅷ族 0族 总数 族数目 7 7 1 1 16 列数目 7 7 3 1 18 （3）过渡元素：副族和第第Ⅷ族族 ①镧系元素：第6周期ⅢB族，共15种 ②锕系元素：第7周期ⅢB族，共15种 ③应用：找耐高温、耐腐蚀、催化剂和超导材料 2．族序数与列数的关系 （1）2、3周期IIA和IIIA相邻，原子序数相差1 （2）4、5周期IIA和IIIA之间有副族和VIII族，原子序数相差11 （3）6、7周期IIA和IIIA之间有副族和VIII族，还额外多出镧系和锕系，原子序数相差25 3．推测元素在周期表中的位置 （1）根据原子序数确定元素在元素周期表中的位置 （2）0族定位法确定元素的位置 ①0族元素的周期序数和原子序数 周期 1 2 3 4 5 6 7 元素 He Ne Ar Kr Xe Rn Og 原子序数 2 10 18 36 54 86 118 ②推断方法 （3）根据112号和118号元素的位置推测 原子序数 112 113 114 115 116 117 118 119 120 族序数 IIB ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0 ⅠA ⅡA 周期 7 7 7 7 7 7 7 8 8 4．金属和非金属的分界线 （1）元素属性：上方为非金属元素，下方为金属元素 （2）分界线处元素，可能具有两性，寻找半导体材料 （3）全部是金属的族：ⅡA族、副族和第Ⅷ族 （4）全部是非金属的族：ⅦA族和0族 · 考点04 碱金属 1．碱金属的一般性与特殊性 （1）原子结构与性质 ①相同点：最外层上都只有1个电子 ②不同点：从Li→Cs电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大 （2）化学性质 ①性质的相似性（用R表示碱金属元素） ②性质的递变性 ③性质的具体体现 元素 Li Na K Rb Cs 与氧气反应 反应越来越剧烈，产物越来越复杂 Li2O Na2O、Na2O2 K2O、K2O2、KO2 更复杂氧化物 与水反应 反应越来越剧烈 反应缓慢 反应剧烈 轻微爆炸 剧烈爆炸 氢氧化物 碱性强弱：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH 2．碱金属单质、化合物的特殊性 （1）密度：一般随核电荷数的增大而增大，但钾的密度比钠的小。 （2）颜色：除了Cs略带金色光泽外，其余的都是银白色有金属光泽的固体 （3）保存 ①一般都保存在煤油或石蜡油中，锂只能保存在石蜡油中 ②试剂瓶中的试剂取出后，一般不能放回原瓶，但金属Na、K等需立即放回原瓶 （4）盐的溶解性 ①一般情况下，碱金属所形成的盐均溶于水，并且在一定温度下，酸式盐比正盐的溶解度大 ②NaHCO3的溶解度比Na2CO3的小 （5）碱金属氢化物（如NaH）：都是离子化合物，其中氢以H－形式存在，是强还原剂 （6）锂与O2反应与钠不同，只生成Li2O，而不生成Li2O2 · 考点05 卤素 一、卤素单质的结构 1．卤族元素：F、Cl、Br、I、At 2．化合价：最高正价为+7（氟无正价），最低负价为－1 3．单质的结构和性质 （1）晶体类型：分子晶体 （2）作用力：范德华力 （3）熔沸点：相对分子质量越大，熔沸点越高 二、卤素单质的物理性质 1．溶解性 （1）水溶性：在水中溶解度较小，得到卤水 （2）易溶于酒精、苯、分馏汽油、四氯化碳等有机溶剂 （3）氯气不溶于饱和氯化钠溶液 2．物理特性：Cl2易液化，Br2易挥发，I2易升华 3．颜色 氯 溴 碘 单质 黄绿色 深红棕色 紫黑色 卤水 浅黄绿色 橙色 褐色 有机溶剂 黄绿色 红棕色 紫红色 4．元素存在：在自然界中全部以化合态存在 5．卤素的保存 （1）液氯：常存放干燥的钢瓶中 （2）卤水：放在棕色瓶中，阴暗处密封保存 （3）溴的保存 ①密封：防止溴挥发出来 ②液封：瓶中加少量水做液封，以减少挥发 ③瓶塞：不能用橡胶塞，而应用玻璃塞 三、卤素单质的化学性质 1．与金属单质反应 （1）NaNaCl，黄色火焰，冒白色烟 （2）FeFeCl3，生成棕红色烟 （3）CuCuCl2，生成棕黄色烟 （4）FeFeBr3；FeFeI2 2．与氢气反应 （1）通式：H2+X2=2HX （2）氢气和氟气反应的现象：黑暗处剧烈反应，发生爆炸 （3）氢气和氯气反应的现象 ①点燃：安静燃烧，产生苍白色火焰，瓶口有白雾 ②光照：发生爆炸 （4）卤化氢 ①氢卤酸的酸性：HX的水溶液，除HF外，都是强酸 ②还原性：HAt＞HI＞HBr＞HCl＞HF ③熔沸点：HF＞HAt＞HI＞HBr＞HCl 4．与还原性化合物反应 （1）氧化性：Cl2＞Br2＞Fe3+＞I2＞S （2）非金属单质之间的置换 ①Cl2置换Br2、I2、S：Br－Br2，I－I2，H2SS ②Br2置换I2、S：I－I2，H2SS ③I2置换S：Na2SS （3）与SO2反应 ①Cl2+SO2+2H2O=H2SO4+2HCl（与还原性漂白剂混合，失去漂白性） ②Br2+SO2+2H2O=H2SO4+2HBr（检验或除去SO2） ③I2+SO2+2H2O=H2SO4+2HI（定量测定SO2的含量） （4）与Fe2+反应 ①Cl2：2Fe2++Cl2=2Fe3++2Cl－ ②Br2：2Fe2++Br2=2Fe3++2Br－ ③I2：不反应 四、卤素离子的检验 1．硝酸银-稀硝酸法 （1）流程：X－有色沉淀 （2）现象 ①白色沉淀含Cl－ ②浅黄色沉淀含Br－ ③黄色沉淀含I－ · 考点06 元素周期律 一、元素周期律内容 1．元素周期律内容和实质 2．元素的金属性、非金属性强弱判断规律 （1）金属性强弱的判断依据 ①金属单质与水或酸置换出氢气的反应越容易进行，则其金属性越强。 ②金属的最高价氧化物的水化物的碱性越强，则其金属性越强。 ③金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应，若A置换出B，则A的金属性强于B。 ④在金属活动性顺序表中，前面的金属性强于后面的。 ⑤金属阳离子的氧化性越强，则其单质的还原性越弱，元素的金属性越弱（注：Fe的阳离子仅指Fe2+）。 （2）非金属性强弱的判断依据 ①非金属单质与氢气化合生成气态氢化物的反应越容易进行，则其非金属性越强。 ②非金属元素气态氢化物的稳定性越强，则元素的非金属性越强。 ③非金属元素的最高价氧化物的水化物的酸性越强，则其非金属性越强。 ④非金属单质与盐溶液的置换反应，若A置换出B且A体现出氧化性，则A的非金属性强于B。 ⑤非金属阴离子的还原性越强，则其单质的氧化性越弱，元素的非金属性越弱。 4．化合价规律 （1）常用等量关系 ①主族元素最高正价＝最外层电子数＝主族序数＝价电子数 ②主族元素的最高正价+|最低负价|＝8或2（氢） （2）化合价的范围：+1≤最高价≤+7，－4≤最低价≤－1 （3）化合价的特殊点 ①氟元素没有正化合价 ②氧元素有正化合价，但是没有所在族的最高正化合价 （4）最高正化合价与其最低负化合价代数和 ①等于0的短周期元素：氢、碳、硅 ②等于2的短周期元素：氮、磷 ③等于4的短周期元素：硫 ④等于6的短周期元素：氯 二、短周期元素推断的突破口 1．序差关系：短周期同主族相邻元素除了H和Li差2外，其余都差8 Z－8X Z－1Y ZW Z+1M 2．短周期元素的含量、物理性质和用途 叙述 元素或物质 含量 地壳中含量最丰富的元素 氧 宇宙中含量最丰富的元素 氢 地壳中含量最丰富的金属元素 铝 空气中含量最多的元素 氮 自然界形成化合物种类最多的元素 碳 组成岩石和矿物的主要元素 硅 密度 质量最轻的单质 氢气 质量最轻的金属单质 锂 硬度 自然界中硬度最大的物质 金刚石 用途 可与钾的合金用作原子反应堆导热剂 钠 单质常被用作自来水的杀菌消毒剂 氯 同位素可以用来制造核武器 氢 同位素可以用来考古断代 碳 单质被用来制透雾能力强、射程远的路灯 钠 3．短周期元素的性质 叙述 元素或物质 单质的性质 氧化性（得电子能力）最强的单质 F2 还原性（失电子能力）最强的单质 Na 与水反应最剧烈的金属单质 Na 与水反应最剧烈的非金属单质 F2 单质可与热水发生置换反应 Mg 在暗处与H2剧烈化合并发生爆炸的单质 F2 常温下不溶于浓硫酸或浓硝酸的金属 Al 既能与酸反应又能与碱反应生成氢气的单质 Al 常温下与水反应生成两种酸的单质 Cl2 氧化物的性质 自然中含氧量最多的氧化物 H2O 既能和酸又能和某些碱发生非氧化还原反应的氧化物 Al2O3 既能和某些酸性氧化物又能和某些碱性氧化物反应的氧化物 H2O 简单气态氢化物的性质 水溶液酸性最强的气态氢化物 HCl 稳定性最强的气态氢化物 HF 呈碱性的气态氢化物 NH3 常温下为液态的气态氢化物 H2O 还原性最弱的气态氢化物 HF 还原性最强的气态氢化物 SiH4 酸和碱的性质 最高正价氧化物的水溶液酸性最强 HClO4 最高正价氧化物的水溶液碱性最强 NaOH 酸性最强的无氧酸 HCl 还原性最强的无氧酸 H2S 需要保存在棕色瓶中的含氧酸 HClO、HNO3 · 考点07 化学键 一、化学键 1．化学键 （1）概念：相邻原子或离子之间的强烈的相互作用 （2）相互作用：包括静电引力和静电斥力 （3）稀有气体分子中无化学键 2．化学反应的微观解释 （1）表面上：反应物中的原子重新组合为产物分子的一种过程。 （2）本质上：旧化学键的断裂和新化学键的形成的过程 二、化学键和化合物类型 1．离子键及离子化合物 （1）离子键 ①定义：带相反电荷离子之间的相互作用 ②成键微粒：阴、阳离子 ③成键元素：一般是活泼的金属和活泼的非金属 （2）离子化合物 ①概念：由离子键构成的化合物。 ②特例物质：AlCl3除外 ③实验判据：熔融状态下能够导电的化合物 2．共价键及共价化合物 （1）共价键 ①定义：原子间通过共用电子对所形成的相互作用。 ②成键微粒：原子 ③成键元素：一般是非金属和非金属 （2）共价化合物 ①概念：以共用电子对形成分子的化合物。 ②特例物质：NH4Cl等铵盐除外 ③实验判据：熔融状态下不能导电的化合物 （3）极性共价键和非极性共价键 ①极性共价键：不同种元素形成的共价键，如H－Cl ②非极性共价键：同种元素形成的共价键，如H－H 3．化学键和化合物类型的关系 （1）共价化合物中只含共价键，一定不含离子键 （2）离子化合物中一定含离子键，可能含所有类型的共价键 ①Na2O2：离子键和非极性键 ②NaOH：离子键和极性键 ③NH4NO3：离子键、极性键 ③CH3COONH4：离子键、极性键、非极性键 · 考点08 电子式 1．原子的电子式：按照“上下左右”的顺序排最外层电子 原子 H Mg B C N O F Ne 电子式 2．简单阳离子的电子式：离子符号即为其电子式 3．简单的阴离子的电子式：最外层一般为8电子，通式为 原子 H－ N3－ O2－ F－ 电子式 4．共价分子的电子式的书写 （1）画：结构式 （2）标：共用电子对 （3）补：各原子最外层所缺的电子数 分子 N2 O2 H2S H2O2 结构式 N≡N O＝O H－S－H H－O－O－H 电子式 分子 HCN SCl2 O＝C＝O HClO 结构式 H－C≡N Cl－S－Cl CO2 H－O－Cl 电子式 分子 NH3 CH4 CCl4 N2H4 结构式 电子式 5．复杂的阴离子和阳离子（共价型离子），中心原子一般为8个电子 离子 NH4+ H3O+ NH2－ CH3+ 电子式 离子 OH－ O22－ CN－ C22－ 电子式 ［］2－ 6．离子化合物的电子式：阴阳离子交替排列，不可合并 离子 Na2O MgCl2 Na2O2 KHS 电子式 离子 NaOH Na3N NH4Cl NaClO 电子式 7．用电子式表示化合物的形成过程 （1）离子化合物的形成 ①表现形式：原子的电子式→离子化合物的电子式 ②电子得失：用弯箭头表示电子的得失 ③实例： （2）共价键化合物的形成 ①表现形式：原子的电子式→共价化合物的电子式 ②电子得失：不用画弯箭头表示 ③实例 · 考点09 化学反应与能量变化 一、放热反应和吸热反应 1．前提条件：必须是化学反应 （1）物质的溶解过程：主要发生物理变化 ①放热过程：浓硫酸、NaOH固体溶于水 ②吸热过程：NH4NO3固体溶于水 （2）状态变化：发生物理变化 ①放热过程：凝固、液化、凝华等 ②吸热过程：升华、汽化、熔化等 （3）化学键的变化 ①放热过程：化学键的形成过程，如2H→H2，Na++Cl－＝NaCl ②吸热过程：化学键的断裂过程，如H2→2H，NaCl＝Na++Cl－ 2．本质判据 （1）能量角度 ①放热反应：反应物的能量总和＞生成物的能量总和 ②吸热反应：反应物的能量总和＜生成物的能量总和 （2）键能角度 ①放热反应：反应物的键能总和＜生成物的键能总和 ②吸热反应：反应物的键能总和＞生成物的键能总和 3．条件判据 （1）需要持续加热才能进行的反应一般是吸热反应 （2）反应开始需要加热，停热后仍能继续进行，一般是放热反应 4．现象判据 （1）反应体系的温度变化 ①体系的温度升高：放热反应 ②体系的温度降低：吸热反应 （2）密闭体系的压强变化 ①体系的压强增大：放热反应 ②体系的压强减小：吸热反应 （3）液体的挥发程度 ①液体的挥发程度增大：放热反应 ②液体的挥发程度减小：吸热反应 （4）催化剂的红热程度 ①停热后催化剂继续红热：放热反应 ②停热后催化剂不再红热：吸热反应 4．经验判据 （1）放热反应 ①金属和金属氧化物与酸或水的反应 ②可燃物的燃烧反应及缓慢氧化 ③酸和碱的中和反应 ④铝热反应，如2Al+Fe2O32Fe+Al2O3 ⑤大多数的化合反应。如2NO2N2O4 （2）吸热反应 ①大多数的分解的反应（2H2O22H2O+O2↑除外） ②铵盐和碱反应，如Ba（OH）2•8H2O+2NH4Cl＝BaCl2+2NH3•H2O+8H2O ③碳酸氢钠与柠檬酸的反应 ④两个特殊反应：C+CO22CO、C+H2O（g）CO+H2 5．注意事项 （1）反应的热效应与反应条件无必然关系 ①在高温下才能进行的化学反应不一定是吸热反应 ②在常温下进行的化学反应不一定是放热反应 ③使用催化剂的反应不一定是吸热反应 （2）反应的热效应与反应是化合还是分解无必然关系 ①化合反应不一定是放热反应 ②分解反应不一定是吸热反应 6．根据键能计算反应热 （1）断键：E吸＝反应物的键能和 （2）成键：E放＝生成物的键能和 （3）Q吸＝E吸－E放＝反应物的键能和－生成物的键能和 （4）Q放＝E放－E吸＝生成物的键能和－反应物的键能和 二、反应过程中热量大小的比较 1．燃烧过程中热量大小的比较 （1）物质完全燃烧时放出的热量多 （2）物质在O2中完全燃烧放出的热量比在空气中的少（光能多） （3）物质完全燃烧生成固态产物时放出的热量最多 （4）气态的物质完全燃烧放出的热量最多 2．金属性和非金属性的强弱与能量的关系 （1）金属性越强，越容易失电子，吸收的能量越少 （2）非金属性越强，越容易得电子，释放的能量越多 （3）非金属单质与H2化合时生成的气态氢化物越稳定，放出的能量越多 3．根据稳定性判断能量高低 （1）微粒稳定性的判断 ①能量角度：微粒所含的能量越低越稳定 ②键能角度：微粒所含的化学键键能越大越稳定 （2）生成稳定性强的物质，放热多 · 考点10 化学电源 一、原电池的原理 1．能量转化：化学能能转化为电能 2．反应要求 ①前提要求：自发反应 ②本质要求：氧化还原反应 ③能量要求：放热反应 3．装置的构成条件 （1）两个活泼性不同的电极 ①负极：一般是较活泼的金属材料 ②正极：比负极不活泼的金属或石墨 （2）有电解质（酸、碱、盐）溶液或熔融的电解质 （3）闭合回路：两个电极用导线连接或直接接触 4．电极反应 （1）负极：还原剂发生价升高的氧化反应 （2）正极：氧化剂发生价降低的还原反应 （3）电池 ①本质反应：还原剂和氧化剂的反应 ②一般规律：电解质溶液和负极材料的反应 5．三个方向 （1）电子流向：负极正极 （2）电流流向：正极负极正极 （3）离子流向：阳离子→正极，阴离子→负极 6．盐桥式原电池 （1）盐桥作用 ①导电：盐桥中离子的定向迁移构成了电流通路； ②平衡电荷：使由它连接的两溶液保持电中性； ③隔离：使相互反应的物质不接触。 （2）离子迁移方向：阳离子→正极；阴离子→负极 7．几种特殊的电池 （1）太阳能电池 ①能量转化：太阳能→电能 ②转化材料：晶体硅 （2）燃料电池 ①可燃物（还原剂，如氢气）：作负极 ②助燃物（氧化剂，如氧气）：作正极 二、影响原电池电极极性的因素 1．影响因素 （1）金属的活动性：一般是活泼金属为负极 （2）电解质溶液的酸碱性及氧化性等因素 2．判断方法 （1）能够和电解质溶液反应的电极为负极 （2）容易和电解质溶液反应的电极为负极 ①Mg‖稀硫酸‖Al形成的原电池，Mg是负极 ②Mg‖氢氧化钠溶液‖Al形成的原电池，Al是负极 ③Fe‖稀硝酸‖Cu形成的原电池，Fe是负极 ④Fe‖浓硝酸‖Cu形成的原电池，Cu是负极 3．根据电极材料判断正负极 （1）金属单质和非金属形成的电池，金属单质为负极 （2）金属单质和化合物形成的电池，金属单质为负极 （3）电极材料相同的原电池，还原剂为负极 4．根据反应现象判断正负极 （1）质量减小的是负极，质量增加的是正极 （2）有气泡产生的电极是正极 三、原电池原理的应用 1．加快氧化还原反应速率 （1）向反应中加入少量不活泼金属的盐溶液 （2）一般不纯的金属比纯金属腐蚀速率快 2．比较金属的活泼性：一般负极活泼 四、原电池电极反应式书写方法 （1）书写规则 ①电池反应：负极和电解质溶液反应 ②负极反应：参与反应金属失电子变成金属阳离子 ③正极反应：溶液中的阳离子得电子变成金属或低价阳离子 （2）Zn‖稀硫酸‖Cu ①电池反应：Zn+2H+==Zn2++H2↑ ②负极反应：Zn－2e－==Zn2+ ③正极反应：2H++2e－==H2↑ （3）Ag‖硝酸银溶液‖Fe ①电池反应：Fe+2Ag+==Fe2++2Ag ②负极反应：Fe－2e－==Fe2+ ③正极反应：Ag++e－==Ag （4）C‖氯化铁溶液‖Cu ①电池反应：Cu+2Fe3+==Cu2++2Fe2+ ②负极反应：Cu－2e－==Cu2+ ③正极反应：Fe3++e－==Fe2+ · 考点11 化学反应速率 一、化学反应速率 1．概念：用来衡量化学反应进行快慢的物理量 2．表示方法：单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加 3．计算公式：v＝＝ （1）常用单位：mol·L－1·s－1或mol·L－1·min－1或mol·L－1·h－1 （2）适用范围 ①表示气体物质或溶液中可溶性物质的速率 ②不表示固体或纯液体物质的速率 （3）说明 ①化学反应速率表示某段时间内的平均反应速率，不表示即时速率 ②化学反应速率只有正值，没有负值 ③固体或纯液体也有反应速率，只不过不能用该方法表示 ④随着反应的进行，反应物的浓度逐渐减小，反应速率越来越慢 4．利用关系式计算 （1）应用前提：同一化学反应 （2）常用关系：速率比＝化学计量数比＝物质的量浓度变化比＝物质的量变化比 5．大小比较 （1）比较前提：同一反应，同一物质，同一单位 （2）换算方法：各物质的速率除以相应的化学计量数，数大的速率快 二、影响化学反应速率的因素 1．内因：反应物本身的性质 2．外因 （1）基本规律： ①温度：温度越高，化学反应速率越快 ②压强：气体反应的压强越大，化学反应速率越快 ③浓度：浓度越大，化学反应速率越快 ④催化剂：有催化剂，化学反应速率越快 ⑤接触面积：反应物的颗粒越小，接触面积越大，化学反应速率越快 ⑥原电池：形成原电池，可以加快氧化还原反应的速率 （2）特殊情况 ①固体和纯液体的浓度为定值，量变化对速率无影响 ②压强变化对非气体反应速率无影响 ③催化剂：显著的改变（加快或减慢）正逆反应速率 ④恒容容器通无关气体，压强增大，浓度不变，速率不变 ⑤恒压容器通无关气体，体积变大，浓度减小，速率减慢 ⑥催化反应：若升高温度，反应速率减慢，其可能的原因是催化剂失活 3．全程速率-时间图像 （1）OB段反应速率变化的可能原因为： ①反应放热，使温度升高，反应速率加快 ②反应生成催化剂，反应速率加快 （2）BC段反应速率变化的可能原因为：反应物浓度降低，反应速率减慢 4．探究外界条件对化学反应速率的影响 （1）方法：控制变量法 （2）溶液反应：加水调节溶液的总体积不变，以保证某种成分的浓度不变 （3）实例：探究Y溶液浓度对反应速率的影响 实验（混合溶液） 1 2 3 4 5 6 4mol/LX溶液/mL 60 60 60 60 60 60 饱和Y溶液/mL 0 1.0 5.0 10 20 40 H2O/mL 40 39 35 30 20 0 · 考点12 化学反应限度 一、可逆反应 1．可逆反应的判断：反应形式相反，反应条件相同 2．可逆反应的特点 （1）同步性：正逆反应同时进行 （2）等同性：反应条件完全相同 （3）共存性 ①反应不可能进行到底，即反应体系中反应物与生成物共存 ②各组分的浓度都大于零 3．证明某反应为可逆反应 （1）检验出某种生成物 （2）检验量少的反应物是否有剩余 二、化学平衡状态 1．化学平衡状态的特征 2．判断化学平衡状态的依据 （1）本质标志：v正＝v逆 ①同一组分的生成速率和消耗速率相等 ②不同物质的正逆反应速率比等于化学计量数之比 （2）宏观标志：某些量开始变化，后来不变 ①某组分的质量、物质的量、浓度、颜色不再变化 ②反应物的转化率不再变化 （3）限度标志：可逆反应所能达到的最大程度 ①反应物的转化率最大，百分含量最小 ②生成物的产率最大，百分含量最大 3．判断化学平衡状态的常用公式 （1）混合气体的密度：ρ＝＝ （2）混合气体的平均摩尔质量：＝＝ （3）气体状态方程：PV＝nRT 三、化学平衡的有关计算 1．计算模式——“三段式” （1）确定反应物或生成物的起始加入量。 （2）确定反应过程的变化量。 （3）确定平衡量。 （4）依据题干中的条件，建立等量关系进行计算。 反应 aA（g） + bB（g） cC（g） + dD（g） 起始量 m n 0 0 转化量 ax bx cx dx 平衡量 m－ax n－bx cx dx 2．常用计算公式 （1）反应物的转化率：＝×100% （2）某组分的百分含量：含量＝×100% ①常见量：体积分数、物质的量分数 ②关系式：体积分数＝物质的量分数 （3）气体状态方程：PV＝nRT 条件 公式 文字叙述 同温同压 ＝＝ 气体体积比＝物质的量比＝分子数比 同温同容 ＝＝ 气体压强比＝物质的量比＝分子数比 同温同压同质量 ＝＝＝ 气体密度比＝气体体积反比 ＝物质的量反比＝分子数反比 · 易错点01 原子的构成及原子各微粒之间的关系 (1)质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)。 (2)原子的相对原子质量近似等于质量数。 【判断对错】判断下列说法是否正确，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)中子数为146、质子数为92的铀(U)原子表示为U。 （ ） (2)13C和15N核内中子数相差1。 （ ） (3)35Cl-的质子数为17，中子数为18，电子数为17。 （ ） (4)36 g 18O2中含有10NA个中子。 （ ） 【答案】(1)×　(2)√　(3)×　(4)× · 易错点02 元素、核素和同位素的关系 (1)“一低” 电子首先排布在能量最低的电子层里。排满能量低的电子层，再排能量高的电子层。 (2)“两不超” 各电子层电子不超过2n2个;最外层电子不超过8个(第一层为最外层时不超过2个)。 【判断对错】 (1)同一元素的不同核素原子核外电子排布不同。 （ ） (2)镁和铝原子的最外层电子数都为3。 （ ） (3)Mg2+的结构示意图：。 （ ） (4)某元素的原子最外层只有1个电子，则它一定是金属元素。 （ ） 【答案】(1)×　(2)×　(3)√　(4)× · 易错点03 原子结构与元素原子得失电子能力 比较元素的单质与水(或酸)反应置换出氢气的难易程度。置换反应越容易发生，元素原子的失电子能力越强。 【判断对错】 (1)得电子能力：O<F。 （ ） (2)失电子能力：Mg>Al，因此，与酸反应的剧烈程度：Mg>Al。 （ ） (3)元素原子失电子能力越强，在反应中失电子个数越多。 （ ） (4)最外层电子数相同时，电子层数越多，金属元素的失电子能力越弱。 （ ） (5)电子层数相同的核电荷数越大，原子失电子能力越强。 （ ） 【答案】(1)√　(2)√　(3)×　(4)× (5)× · 易错点04 元素周期律 【判断对错】 (1)原子序数=核外电子数。 ( ) (2)电子层数越多，原子半径越大。 ( ) (3)元素的最高化合价=最外层电子数。 ( ) (4)电子层数相同的原子(稀有气体元素除外)的半径随着原子序数的递增逐渐减小。 ( ) (5)电子层数相同的元素原子的最低价总是从-7→-1逐渐升高。 ( ) 【答案】(1)×　(2)×　(3)×　(4)√ (5)× · 易错点05 元素周期表的结构 【判断对错】 (1)最外层电子数相同的元素一定是同族元素。 （ ） (2)周期表共18个纵列，可分为7个主族8个副族1个0族。 （ ） (3)同一族元素的最外层电子数一定相等。 （ ） (4)原子及离子的核外电子层数等于该元素所在的周期数。 （ ） 【答案】(1)×　(2)×　(3)×　(4)× · 易错点06 周期元素得失电子能力的比较 元素 钠 镁 铝 硅 磷 硫 氯 结构 电子层数均为3，核电荷数逐渐增大，原子半径逐渐减小 失电子能力 失电子能力(金属性)逐渐减弱 得电子能力 得电子能力(非金属性)逐渐增强 【判断对错】 (1)热稳定性：NH3<H2O，故得电子能力：N<O。 （ ） (2)酸性：HCl>H3PO4，故得电子能力：Cl>P。（ ） (3)碱性：NaOH>Mg(OH)2，故失电子能力：Na>Mg。 （ ） (4)同一周期元素从左往右失电子能力增强，得电子能力减弱。 （ ） 【答案】(1)√　(2)×　(3)√　(4)× · 易错点07 碱金属元素的结构与性质 【判断对错】 (1)碱金属元素就是ⅠA族元素。( ) (2)碱金属都是活泼金属。( ) (3)除Li外的碱金属原子次外层都有8个电子。( ) (4)Li在空气中加热可快速反应生成Li2O2。( ) 【答案】(1)×　(2)√　(3)√　(4)× · 易错点08 卤族元素的结构与性质 【判断对错】 (1)I的原子半径大于Br，HI比HBr的热稳定性强。（ ） (2)卤素的钾盐中，最容易被氧化的是氟化钾。（ ） (3)卤族单质与水反应都能生成氢卤酸和次卤酸。（ ） (4)将碘水滴加到氯化钠溶液中会生成氯气。（ ） (5)卤族元素的最高价氧化物对应的水化物都是HXO4。（ ） 【答案】(1)×　(2)×　(3)×　(4)× (5)× · 易错点09 预测元素及其化合物的性质 【判断对错】 (1)碳在自然界中有稳定的单质，硅却没有，这说明硅的化学性质比碳活泼。（ ） (2)硅原子最外层有4个电子，性质稳定，既不得电子也不失电子。（ ） (3)在金属与非金属交界处寻找半导体材料。（ ） (4)硅的性质稳定，不与任何酸发生化学反应。（ ） (5)SiO2+Na2CO3CO2↑+Na2SiO3，由此可以判断硅酸的酸性比碳酸强。（ ） 【答案】(1)×　(2)×　(3)√　(4)× (5)× · 易错点10 化学键的判断 【判断对错】 (1)所有气体单质中均有化学键。（ ） (2)相邻原子间的相互吸引称为化学键。（ ） (3)化学变化一定有化学键的变化。（ ） (4)化学键断裂需要吸收能量。（ ） 【答案】(1)×　(2)×　(3)√　(4)√ · 易错点11 离子键和共价键的判断 【判断对错】 (1)离子键是阴、阳离子之间的静电引力。（ ） (2)金属与非金属之间形成的化学键都是离子键。（ ） (3)非金属元素原子之间易形成共价键。（ ） (4)水分子空间结构为直线形。（ ） 【答案】(1)×　(2)×　(3)√　(4) × · 易错点12 离子化合物和共价化合物 【判断对错】 (1)含有共价键的物质为共价化合物。( ) (2)过氧化钠是离子化合物。( ) (3)离子化合物中只有离子键。( ) (4)氯化氢溶于水能导电，所以氯化氢为离子化合物。( ) 【答案】(1)×　(2)√　(3)×　(4)× · 易错点13 化学反应中的能量变化 (1)需加热才能发生的反应不一定是吸热反应，如碳和氧气的反应。 (2)放热反应常温下不一定容易发生，如铝热反应。 (3)吸热反应不一定需要加热，如Ba(OH)2·8H2O晶体和NH4Cl晶体的反应。 (4)放热(或吸热)过程不一定是放热(或吸热)反应，如冰融化是吸热过程而不是吸热反应。 【判断对错】 (1)化学反应中一定伴随能量变化，伴随能量变化的过程也一定是化学反应 过程。（ ） (2)碳酸氢钠与酸的反应，不一定是放热反应。（ ） (3)化学反应中的能量变化均以热能的形式表现出来。（ ） (4)燃烧反应均为放热反应。（ ） 【答案】(1)×　(2)√　(3)×　(4)√ · 易错点14 原电池及其判断 【判断对错】 (1)所有的化学反应均能设计成原电池。( ) (2)原电池工作时，电子通过导线由负极流向正极，再由正极通过电解质溶液流向负极形成闭合回路。( ) (3)氢氧燃料电池中可用盐酸作为离子导体。( ) (4)正极的还原反应和负极的氧化反应不一定能同时发生。( ) 【答案】(1)×　(2)×　(3)√　(4)× · 易错点15 反应速率相关判断 【判断对错】 (1)化学反应越快现象越明显。 （ ） (2)v(A)=0.1 mol·L-1·s-1指1 s时c(A)=0.1 mol·L-1。 （ ） (3)同一个化学反应，无论用哪一种物质计算所得化学反应速率的数值均相同。 （ ） (4)当v(A)=6 mol·L-1·min-1、v(B)=0.1 mol·L-1·s-1时，v(A)=v(B)。 （ ） 【答案】(1)×　(2)×　(3)×　(4)√ · 易错点16 反应速率的影响因素 【判断对错】 (1)硫酸的浓度越大，与铁反应产生气体的速率就越快。（ ） (2)相同表面积的铁、铝与同温同浓度的盐酸反应，速率不同。（ ） (3)催化剂一般能加快化学反应的速率。（ ） (4)冰箱能长期储存食品，与其温度低导致化学反应速率慢有关。（ ） 【答案】(1)×　(2)√　(3)√　(4)√ · 易错点17 可逆反应的判断 可逆反应是在相同条件下同时向正、逆两个方向进行的化学反应。其特点是反应物与产物共存，反应进行不彻底。 【判断对错】 (1)化学反应进行完毕之前反应物与产物共存，此时化学反应为可逆反应。( ) (2)化学平衡状态时，反应已经停止。( ) (3)氯气与水反应为可逆反应。( ) (4)正反应先发生，逆反应后发生。( ) (5)水结冰和冰融化互为可逆反应。( ) 【答案】(1)×　(2)×　(3)√　(4)× (5)× · 易错点18 平衡状态的判断 【判断对错】 (1)化学平衡状态是一定条件下可逆反应进行到最大限度的结果。( ) (2)化学反应达到化学平衡状态后反应物和反应产物的浓度相等。( ) (3)化学反应达到化学平衡状态后，反应混合物中各组分的浓度一定与化学方程式中对应物质的化学计量数成比例。( ) 【答案】(1)√　(2)×　(3)×　 · 方法1 微粒半径的比较 1.同周期——“序大径小” ①规律：同周期，原子半径越大，原子半径越小。 ②举例：r（Na）＞r（Mg）＞r（Al）＞r（Si）＞r（P）＞r（S）＞r（Cl）。 2.同主族——“序大径大” ①规律：同主族，原子半径越大，原子（或离子）半径越大。 ②举例：r（Li）＜r（Na）＜r（K）＜r（Rb），r（Li+）＜r（Na+）＜r（K+）＜r（Rb+） 3.同元素——“电多径大” ①规律：同种元素的不同微粒，核外电子数越多，微粒半径越大 ②举例：r（Na+）＜r（Na）；r（Cl－）＞r（Cl）；r（Fe3+）＜r（Fe2+）＜r（Fe） 4.同结构——“序大径小” ①规律：电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小。 ②举例：r（O2－）＞r（F－）＞r（Na+）＞r（Mg2+）＞r（Al3+） · 方法2 根据相关物质的性质判断元素原子失电子能力强弱的方法 1.金属活动性顺序中越靠前，元素原子失电子能力越强。 2.比较元素的单质与水(或非氧化性酸)反应置换出氢气的难易程度：置换反应越容易发生，元素原子失电子的能力越强。 3.比较金属单质间的置换反应 在水溶液里若Xn++Y→X+Ym+，则Y比X失电子能力强。 · 方法3 元素原子的得电子能力(即元素的非金属性强弱)的判断方法 1.最高价氧化物对应水化物的酸性强弱 最高价氧化物对应水化物的酸性越强，对应元素的非金属性越强。 2.单质与氢气化合的难易程度 单质与氢气越容易化合，元素的非金属性越强。 3.气态氢化物的稳定性 气态氢化物越稳定，元素的非金属性越强。 4.在相同条件下氧化变价金属的程度 5.根据物质间的置换反应来判断 不同的非金属单质M和N在溶液中发生置换反应，若M能置换出N，则得电子能力：M>N。 方法4 元素原子的失电子能力(即元素的金属性强弱)的判断方法 1.依据金属活动性顺序判断 2.根据元素的最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱判断 最高价氧化物对应水化物的碱性越强，相应元素的金属性越强。 3.根据金属单质与水或酸反应置换出氢气的难易程度判断 与水或酸反应越容易、越剧烈的金属单质，其原子越易失电子，金属性越强。 4.根据物质间的置换反应来判断 如Fe+Cu2+===Fe2++Cu，则金属性：Fe>Cu。 · 方法5 放热反应与吸热反应的判断方法 1.从化学键变化的角度判断，如果旧键断裂吸收的能量大于新键形成释放的能量，则该反应为吸热反应，反之则为放热反应。 2.从物质本身具有的能量高低判断，如果反应物的总能量大于生成物的总能量，则该反应为放热反应，反之则为吸热反应。 3.从反应的热效应判断，如果反应后体系温度降低，则该反应属于吸热反应，反之则属于放热反应。 4.从反应的加热方式判断，需要持续加热才能进行的反应一般是吸热反应，如碳酸钙的受热分解;若反应在开始时需要加热，反应开始后不再加热就能继续进行，则该反应为放热反应，如铁与硫的反应。 方法6 化学反应中能量变化大小的计算方法 1.根据反应物总能量和生成物总能量计算 ΔE=E(生成物的总能量)-E(反应物的总能量) 2.根据化学键断裂吸收的能量和化学键形成释放的能量计算 ①根据化学方程式确定断键、成键的物质的量。 ②确定断键吸收的总能量和成键释放的总能量。 ③计算反应的能量变化大小 ΔE=E(断键吸收的能量总和)-E(成键释放的能量总和) · 方法7 化学反应速率大小的比较方法 1.定性比较 通过明显的实验现象(如反应的剧烈程度、产生气泡或沉淀的快慢等)来定性判断化学反应的快慢。 2.定量比较 对同一化学反应，用不同物质表示化学反应速率时，数值可能不同。比较时应统一单位。 ①归一法 根据化学反应速率之比等于化学计量数之比，将用不同物质表示的化学反应速率换算为用同一种物质表示的化学反应速率，最后依据数值大小进行比较。 ②比值法 可通过化学反应速率与其对应的化学计量数的比值进行比较，比值大的化学反应速率大。 · 方法8 化学平衡状态的判断方法 反应 mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g) 混合物体系中 各成分的含量 各物质的物质的量或各物质的物质的量分数一定 平衡 各物质的质量或各物质的质量分数一定 平衡 各气体的体积或体积分数一定 平衡 总体积、总压强、总物质的量一定 不一定平衡 正、逆反应速率的关系 v正=v逆 平衡 压强 m+n≠p+q时，总压强一定(恒温恒容)或总体积一定(恒温恒压)或总物质的量一定 平衡 若m+n=p+q，总压强一定或总体积一定或总物质的量一定 不一定平衡 混合气体的平均相对 分子质量() 当m+n≠p+q时，一定 平衡 当m+n=p+q时，一定 不一定平衡 温度 任何化学反应都伴随着能量的变化，当体系温度一定时(其他不变) 平衡 体系的密度(ρ) 密度一定 不一定平衡 其他 如体系颜色不再变化等 平衡 学科网（北京）股份有限公司8 / 13 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $