目錄第一章物質結構元素週期律
第一節元素週期表
第二節元素週期律
第三節化學鍵
歸納與整理
第二章化學反應與能量
第一節化學能與熱能
第二節化學能與電能
第三節化學反應的速率與限度
歸納與整理
第三章有機化合物
第一節最簡單的有機化合物-----甲烷
第二節來自石油和煤的兩種基本化工原料
第三節生活中兩種常見的有機物
第四節基本營養物質
歸納與整理
第四章化學與自然資源的開發利用
第一節開發利用金屬礦物和海水資源
第二節資源綜合利用環境保護
歸納與整理
第一章物質結構元素週期律
第一節元素週期表
一、元素週期表
2023年**化學家門捷列夫製出第一張元素週期表。
當原子結構的奧秘被發現以後，元素週期表中元素的排序依據由相對原子質量改為原子的核電荷數。
原子序數=核電荷數=質子數=核外電子數
元素週期表中7個橫行叫週期。有3個短週期，4個長週期。
同一週期，電子層數相同（電子層數=週期數），從左到右原子序數遞增，原子半徑逐漸減小，得電子能力增強，非金屬性增強。
元素週期表中18個縱行，稱為族。主族（a）、副族（b）和0族。同一主族，電子層數越多，原子半徑越大，失電子能力越強，金屬性越強。
電子層數不同的離子，電子層數越多，離子半徑越大。
電子層數排布相同的離子，核電荷數越大，離子半徑越小。（na+
二、元素的性質與原子結構
鹼金屬（li、na、k、rb、cs）
從上到下，密度逐漸增大(k特殊)，熔沸點逐漸減小。
從上到下，電子層數逐漸增多，原子半徑逐漸增大，原子核對最外層電子的吸引力逐漸減弱，金屬性逐漸增強。
元素金屬性強弱判斷方法：
1、 其單質與水（或酸）反應置換出氫的難易程度，
2、 它們的最**氧化物的水化物——氫氧化物的鹼性強弱來比較。（金屬性越強鹼性越強）
鹵族元素（f、cl、br、i）
鹵素單質的物理性質
鹵素單質的化學性質（與h2反應）
鹵素氫化物穩定性 hf >hcl >hbr> hi
（非金屬性越強，元素所對應的氫化物越穩定）
鹵素氫化物酸性 hf< hcl< hbr 最**氧化物水化物酸性 hclo4是所有含氧酸中酸性最強的酸。
元素非金屬性強弱判斷方法：
1、 金屬單質與氫氣反應的難易程度
2、 氣態氫化物的穩定性
3、 最**氧化物水化物的酸性
同主族元素從上到下原子核外電子層數依次增多，原子半徑逐漸增大，失電子能力逐漸增強，得電子能力逐漸減弱，金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱，氧化性逐漸減弱。
元素性質與原子結構有密切的關係，主要與原子核外電子的排布，特別是最外層電子數有關。
三、核素
原子的質量主要集中在原子核上，如果忽略電子的質量，將核內所有質子和中子的相對質量相加，所得的數值叫質量數。
質量數（a）=質子數（z）+中子數（n）
元素是具有相同核電荷數（質子數）的同一類原子的總稱。也就是同種元素原子的原子核中質子數是相同的，但中子數是不一定相同。
把具有一定數目質子和一定數目中子的原子叫做核素，如h、d、t就各為一種核素。
質子數相同而中子數不同的同一種元素的不同原子互稱為同位素，即同種元素的不同核素互稱為同位素。
同素異形體：同種元素形成的不同單質。如金剛石和石墨、白磷和紅磷、o2和o3。
第二節元素週期律
一、原子核外電子排布
分別用n=1，2，3，4，5，6，7或k、l、m、n、o、p、q來表示從內到外的電子層。
原子核外電子的排布規律：
1、 電子首先排布在能量較低的電子層
2、 每個電子層內最多容納的電子數為2n2
3、 最外層電子數不超過8個（若k層為最外層則不超過2個）
4、 次外層電子數不超過18個
5、 倒數第三層電子數不超過32個
二、元素週期律
元素的性質隨著原子序數的遞增而呈週期性的變化，這一規律叫做元素週期律。
三、元素週期表和元素週期律的應用
根據元素在週期表中的位置推測其原子結構和性質。也可根據元素的原子結構推測它在週期表中的位置。
在週期表中金屬與非金屬的分界處，可以找到半導體材料，如矽、鍺等。
元素的化合價與元素在週期表中的位置有一定的關係。
1、 主族元素最高正化合價=族序數=最外層電子數=價電子數
2、 非金屬元素的最高正化合價和它的最低負化合價絕對值之和等於8。
第三節化學鍵
一、離子鍵
人們把帶相反電荷離子之間的相互作用稱為離子鍵。
像氯化鈉這樣由離子鍵構成的化合物叫做離子化合物。
組成：活潑金屬+活潑非金屬→離子化合物
活潑金屬離子+原子團離子→離子化合物
特殊：alcl3、becl2是共價化合物
離子化合物的形成可以用離子式表示，如氯化鈉的形成過程可表示為：
na× + ∶cl∶ → na+ [ cl ]_
二、共價鍵
像氯分子這樣，原子間以共用電子對所形成的相互作用，叫做共價鍵。
像hcl這樣以共用電子對形成分子的化合物，叫做共價化合物。
組成：非金屬+非金屬→共價化合物
酸、非金屬氫化物、非金屬氧化物都是共價化合物。
alcl3、becl2屬於共價化合物
銨鹽屬於離子化合物（nh4cl），共價化合物是只有共價鍵形成的化合物。
用電子式表示共價化合物的形成過程：
hcl：h + cl → h cl
hnh3：n + 3h → h n hh
結構式：h-cl、 h-s-h、 o=o、 n≡n、 h-n-h
nh4+和h3o+中有配位鍵。
在h2、n2、cl2這樣的單質分子中，由同種原子形成共價鍵，兩個原子吸引電子的能力相同，共用電子對不偏向任何乙個原子，成鍵的原子因此而不顯電性，這樣的共價鍵叫做非極性共價鍵，簡稱非極性鍵。由非極性鍵構成的分子叫非極性分子。
由不同種原子形成的共價鍵，由於原子吸引電子的能力不同，共用電子對將偏向吸引電子能力強的一方，所以吸引電子能力強的一方顯負電性，吸引電子能力弱的一方顯正電性。像這樣共用電子對偏移的共價鍵叫極性共價鍵。由極性鍵構成的分子一般都是極性分子，但也有非極性分子，如co2分子。
分子間的作用力稱為范德華力。
一般來說，組成和結構相似的物質，相對分子質量越大，分子間作用力越大，物質的熔沸點越高。但nh3、h2o和hf的沸點反常，這是因為它們的分子間存在著一種比分子間作用力稍強的相互作用，這種相互作用叫做氫鍵。氫鍵比化學鍵弱，但比分子間作用力強。
歸納與整理
一、原子結構質子
原子核原子中子
核外電子
原子序數=核電荷數=質子數=核外電子數
1、原子核
質量數（a）=質子數（z）+中子數（n）
核素：具有一定數目質子和一定數目中子的一種原子叫做核素。
同位素：質子數相同而中子數不同的同一種元素的不同原子互稱為同位素。
2、原子核外電子排布
在離核較近的區域內運動的電子能量較低，在離核較遠的區域內運動的電子能量較高。
二、元素週期表和元素週期律
1、元素週期表是元素週期律的具體表現形式
元素週期表有7個週期
主族：第ⅰa族到第ⅶa族
0族：也稱稀有氣體元素
2、週期表與原子結構的關係
週期序數=電子層數
主族序數=最外層電子數=元素最高正化合價數
主族元素最低負化合價數=8－主族序數
3、元素的金屬性和非金屬性與元素在週期表中位置的關係
4、元素週期律
元素的性質隨著原子序數的遞增呈週期性變化。
三、化學鍵
離子鍵化學鍵非極性鍵
共價鍵極性鍵分子間作用力和氫鍵
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