Fˉ只有还原性，其余既有氧化性又有还原性。
5.卤素单质
卤素相关颜色
元素
单质
水溶液（溶解度为20℃的数据）
CCl4
苯
酒精
银盐
其他
F
氟气：
淡黄绿色
与水剧烈反应
\\
\\
\\
AgF；白色，可溶于水
K+/Na+单一卤素的均为白色，液体透明无色
Cl
氯气：
黄绿色
氯水：
黄绿色，溶解度0.09mol/L
黄绿色
黄绿色
AgCl：
白色，难溶于水
CuCl2固体（无结晶水）：
棕黄色溶液：
蓝色
FeCl3溶液：
黄色
FeCl2溶液：
浅绿色
Br
液溴：
深红棕色
溴水：
橙色，溶解度0.21mol/L（由于浓度不同在题中可能会出现如下颜色：
黄色，棕红（红棕）色）
橙红色
橙红色
橙红色
AgBr：
淡黄色，难溶于水
BaBr2溶液：
无色
CuBr2固体：
黑色结晶或结晶性粉末
MgBr2溶液：
无色
I
碘单质：
紫黑色
碘蒸气；紫色
碘水：
棕黄色，溶解度0.0013mol/L（由于浓度不同，在题中可能会出现如下颜色：
棕黄色，紫（红）色，褐色）
紫色
紫色
褐色
AgI：
黄色，难溶于水，
\\
6.原子结构特征：
最外层电子数相同，均为7个电子，由于电子层数不同，原子半径不同，从F～I原子半径依次增大，因此原子核对最外层的电子的吸引能力依次减弱，从外界获得电子的能力依次减弱，单质的氧化性减弱。
7.递变性：
与氢反应的条件不同，生成的气体氢化物的稳定性不同，HF>HCl>HBr>HI,
无氧酸的酸性不同，HI>HBr>HCl>HF.。
与水反应的程度不同，从F2~I2逐渐减弱。
注意：
萃取和分液的概念
·在溴水中加入四氯化碳振荡静置有何现象？
（分层，下层橙红色上层无色）
·在碘水中加入煤油振荡静置有何现象？
（分层，上层紫红色，下层无色）
卤离子的鉴别：
加入HNO3酸化的硝酸银溶液，
氯离子：
得白色沉淀Ag+（aq）+Cl-（aq）——→AgCl（s）
溴离子：
得淡黄色沉淀Ag+（aq）+Br-（aq）——→AgBr（s）
碘离子：
得黄色沉淀Ag+（aq）+I-（aq）——→AgI（s）
四．P9
五．核素：
P9
同一元素的同位素虽然质量数不同，但他们的化学性质基本相同（如：
化学反应和离子的形成），物理性质有差异[主要表现在质量上（如：
熔点和沸点）]。
自然界中，各种同位素的原子个数百分比一定。
六．1.元素周期律：
指元素的性质随着元素的原子序数的增加呈周期性变化的规律
2.核外电子排布规律：
KLMNOPQ1.第一层电子数不超过2个
2.每层电子数不超过2n的平方
3.最外层电子数不超过8个（如果第一层是最外层，那么最外层电子数不超过2个）
4.电子尽先排布在能量最低的电子层内（K→Q即为能量低→高）
化合价:
金属无负价，O,F无正价。
最高正价=最外层电子数=主族序数，一般是最外层电子数大于4的显示负价，小于4的显示正价。
最高正价+｜最低负价｜=8
5.稀有气体元素原子排布规律
原子半径
同一周期（稀有气体除外），从左到右，随着原子序数的递增，元素原子的半径递减；
同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素原子半径递增。
阴阳离子的半径大小辨别规律：
由于阴离子是电子最外层得到了电子而阳离子是失去了电子所以,总的说来（同种元素）
（1）阳离子半径<原子半径
（2） 阴离子半径>原子半径
（3）阴离子半径>阳离子半径
（4）或者一句话总结，对于具有相同核外电子排布的离子，原子序数越大，其离子半径越小。
（不适合用于稀有气体）
主要化合价（最高正化合价和最低负化合价）
同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的最高正化合价递增（从+1价到+7价），第一周期除外，第二周期的O、F（O。
F无正价）元素除外；
最低负化合价递增（从-4价到-1价）第一周期除外，由于金属元素一般无负化合价，故从ⅣA族开始。
元素最高价的绝对值与最低价的绝对值的和为8
元素的金属性和非金属性
同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性递减，非金属性递增；
a.单质氧化性越强，对应阴离子还原性越弱。
b.单质与氢气反应越容易（剧烈）。
c.其氢化物越稳定。
d.最高价氧化物对应水化物（含氧酸）酸性越强。
同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性递增，非金属性递减；
a.单质还原性越强，对应阳离子氧化性越弱。
b.单质与水或酸反应越容易（剧烈）。
c.最高价氧化物对应水化物（氢氧化物）碱性越强。
单质及简单离子的氧化性与还原性
同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质的氧化性增强，还原性减弱；所对应的简单阴离子的还原性减弱，简单阳离子的氧化性增强。
同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质的氧化性减弱，还原性增强；所对应的简单阴离子的还原性增强，简单阳离子的氧化性减弱。
元素单质的还原性越强，金属性就越强；单质氧化性越强，非金属性就越强。
最高价氧化物所对应的水化物的酸碱性
同一周期中，从左到右，元素最高价氧化物所对应的水化物的酸性增强（碱性减弱）；
同一族中，从上到下，元素最高价氧化物所对应的水化物的碱性增强（酸性增强）。
单质与氢气化合的难易程度
同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越容易；
同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越难。
气态氢化物的稳定性
同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性增强；
同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性减弱。
此外还有一些对元素金属性、非金属性的判断依据，可以作为元素周期律的补充：
随着从左到右价层轨道由空到满的逐渐变化，元素也由主要显金属性向主要显非金属性逐渐变化。
随同一族元素中，由于周期越高，价电子的能量就越高，就越容易失去，因此排在下面的元素一般比上面的元素更具有金属性。
4.价电子：
主族元素的价电子就是主族元素原子的最外层电子；过渡元素的价电子不仅是最外层电子，次外层电子及某些元素的倒数第三层电子也可成为价电子
5非金属元素与金属元素：
P17（有两性性质）
七．化学键：
使离子相结合或原子相结合的作用力通称为化学键。
化学键在本质上是电性的，原子在形成分子时，外层电子发生了重新分布（转移、共用、偏移等），从而产生了正、负电性间的强烈作用力。
但这种电性作用的方式和程度有所不同，所以又可将化学键分为离子键、共价键和金属键等。
1.离子键概念：
带相反电荷离子之间的相互作用称为离子键
成键微粒：
阴离子、阳离子。
成键本质：
静电作用。
静电作用包括阴、阳离子间的静电吸引作用和电子与电子之间、原子核与原子核之间的静电排斥作用。
（一吸，两斥）
成键原因：
①原子相互得失电子形成稳定的阴、阳离子。
②离子间吸引与排斥处于平衡状态。
③体系的总能量降低。
存在范围：
离子键存在于大多数强碱、盐大部分金属氧化物，金属氢化物。
活泼的金属元素与活泼非金属元素形成的化合物中不一定都是以离子键结合的，如AICI3不是通过离子键结合的。
非金属元素之间也可形成离子化合物，如铵盐都是离子化合物。
在离子化合物中一定含有离子键，可能含有共价键。
在共价化合物中一定不存在离子键。
2.在化学反应中，一般是原子的最外层电子数发生变化。
为了简便起见，化学中常在元素符号周围用小黑点“.”或小叉“×”来表示元素原子的最外层电子，相应的式子叫做电子式。
用电子式可以表示原子、离子、单质分子，也可表示共价化合物、离子化合物及其形成过程。
书写电子式应该注意：
1.无论何种微粒，其电子式都是由原子为基本单位组成的。
2.组成各种微粒的各个原子的电子式，必须力求均匀、对称。
稳定的8电子结构通常表示为四对电子（一般为元素符号的上、下、左、右各一对电子.）。
3.阳离子：
简单阳离子由于在形成过程中已失去最外层电子，所以其电子式就是其离子符号本身。
例如：
Na+K+Mg2+Ca2+Ba2+Al3+。
复杂的阳离子（例如NH4+、H3O+等.）除应标出共用电子对、非共用电子对等外，还应加中括号，并在括号的右上方标出离子所带的电荷。
4阴离子：
无论是简单阴离子，还是复杂的阴离子，都应标出电子对等，还应加中括号，并在括号的右上方标出离子所带的电荷。
例如：
原子失去电子变成阳离子，原子得到电子变成阴离子。
原子中，质子数=核电荷数=核外电子数
5.离子化合物形成过程：
6.共价键：
原子间通过共用电子对锁行程的相互作用
（1）按共用电子对的数目分，有单键（Cl—Cl）、双键（C=C）、三键（N≡N，C≡C）等。
（2）按共用电子对是否偏移分类，有极性键（H—Cl）和非极性键（Cl—Cl）。
非极性键：
共用电子对不偏向任何一个原子，成键的原子因此而不显电性。
极性键：
由于两个原子吸引电子的能力不同，共用电子对必然偏向吸引电子能力较强的原子一方，因而吸引电子能力较弱的原子一方相对的显正电性。
极性分子：
分子中，如果分子的构型不对称，也就是中心原子化合价的绝对值<>原子最外层电子数
含有极性键的分子不一定是极性分子，含有非极性键的分子不一定是非极性分子
组成为ABn型化合物，若中心原子A的化合价等于族的序数，则该化合物为非极性分子.如：
CH4,CCl4,SO3,PCl5
（3）按提供电子对的方式分类，有正常的共价键和配位键（共用电子对由一方提供，另一方提供空轨道。
如氨分子中的N—H键中有一个属于配位键）。
（4）共价化合物电子式的书写，基本与共价型单质分子相同，一般为正价者在前。
对于不同价态的元素的原子，一般将化合价绝对值大的写在中间，绝对值小的写在周边.如次氯酸，硫酸
（5） 非金属氧化物，酸，弱碱，少部分盐，非金属氢化物。
7.金属键：
化学键的一种，主要在金属中存在。
由自由电子及排列成晶格状的金属离子之间的静电吸引力组合而成。
由于电子的自由运动，金属键没有固定的方向，因而是非极性键。
金属键有金属的很多特性。
例如一般金属的熔点、沸点随金属键的强度而升高。
其强弱通常与金属离子半径成逆相关，与金属内部自由电子密度成正相关
8.化学反应过程，分之间作用力，氢键P23
1-5CCCBC6-7DCADDC
11.答案：
（1）碳 氧 硅 钠
（2）H2O>CH4>SiH4（3）CO2 Na2O2（4）2CO2＋2Na2O2===2Na2CO3＋O2↑
12答案：
（1）氮 碳 氢
（2）NH3 （3）HNO3 H2CO3
序号
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
答案
D
C
B
C
D
D
A
C
序号
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
答案
AD
CD
C
AC
BD
C
B
C
A
BC
25、
（1）硫，O，Na+
‥‥
（2）Na﹒+﹒O﹒+﹒Na→Na+[﹕O﹕]2—Na+
‥‥
（3）固，H2SO4+Na2O2=Na2SO4+H2O2
（4）2H++S2—=H2S↑；2H2S+SO2=3S+2H2O
第二章．一．化学能与热能
1.化学反应中的能量变化，通常表现为热量的变化。
①化学反应的特点是有新物质生成，新物质和反应物的总能量是不同的，这是因为各物质所具有的能量是不同的（化学反应的实质就是旧化学键断裂和新化学键的生成，而旧化学键断裂所吸收的能量与新化学键所释放的能量不同导致发生了能量的变化）；②反应中能量守恒实质是生成新化学键所释放的能量大于旧化学键断裂的能量而转化成其他能量的形式释放出来；
放热反应
吸热反应
与物质能量的关系
反应物具有的总能量大于生成物具有的总能量。
反应物具有的总能量小于生成物具有总能量。
与化学键关系
生成物分子成键时释放出的总能量大于反应物分子断键时吸收的总能量。
生成物分子成键时释放的总能量小于反应物分子断键时吸收的总能量。
⒈常见吸热反应：
①盐类的水解；②弱电解质的电离；③大多数分解反应；④2个特殊的化合反应：
N2+O2=放电=2NOCO2+C=高温=2CO；⑤两个特殊的置换反应
C（s）+H2O（g）=高温=CO（g）+H2（g）CuO（s）+H2（g）=高温=Cu（s）+H2O（g）
⑥Ba（OH）2·8H2O晶体与NH4Cl晶体的反应；⑦硝酸铵的溶解（物理变化，吸热现象）
⒉常见放热反应：
①燃烧；②中和反应；③金属与酸的反应
④一般的化合反应（除上述2个特例）：
重点讨论的三个平衡：
N2、H2合成NH3、SO2催化氧化生成SO3、NO2二聚为N2O4均为放热反应
⑤一般的置换反应（除上述两个特例）；⑥碱性氧化物（如Na2O、K2O）、强碱溶于水；⑦浓硫酸的稀释（物理变化，放热现象； ⑧大多数氧化
3.中和热的测定学了么？
热化学反应方程式？
二．原电池：
是利用两个电极之间金属性的不同，产生电势差，从而使电子的流动，产生电流。
又称非蓄电池，是电化电池的一种，其电化反应不能逆转，即是只能将化学能转换为电能，简单说就即是不能重新储存电力，与蓄电池相对。
其中在负极发生氧化反应，正极发生还原化反应。
1.形成的基本条件：
1.电极材料由两种金属活泼性不同的金属或由金属与其他导电的材料（非金属或某些氧化物等）组成。
2.两电极必须浸泡在电解质溶液中，自发的氧化还原反应。
3.两电极之间有导线连接，形成闭合回路。
只要具备以上三个条件就可构成原电池。
而化学电源因为要求可以提供持续而稳定的电流，所以除了必须具备原电池的三个构成条件之外，还要求有自发进行的氧化还原反应。
也就是说，化学电源必须是原电池，但原电池不一定都能做化学电池。
形成前提：
总反应为自发的氧化还原反应
电极的构成：
a.活泼性不同的金属—锌铜原电池，锌作负极，铜作正极；b.金属和非金属（非金属必须能导电）—锌锰干电池，锌作负极，石墨作正极；c.金属与化合物—铅蓄电池，铅板作负极，二氧化铅作正极；d.惰性电极—氢氧燃料电池，电极均为铂。
电解液的选择：
电解液一般要能与负极材料发生自发的氧化还原反应。
原电池正负极判断：
负极发生氧化反应，失去电子；正极发生还原反应，得到电子。
电子由负极流向正极，电流由正极流向负极。
溶液中，阳离子移向正极，阴离子移向负极
2.电极：
负极：
电子流出的一极；化合价升高的一极；发生氧化反应的一极；活泼性相对较强（有时候也要考虑到电解质溶液对两极的影响）金属的一极。
正极：
电子流入的一极；化合价降低的一极；发生还原反应的一极；相对不活泼（有时候也要考虑到电解质溶液对两极的影响）的金属或其它导体的一极。
在原电池中，外电路为电子导电，电解质溶液中为离子导电。
3.原电池的判定：
1.先分析有无外接电路，有外接电源的为电解池，无外接电源的可能为原电池；然后依据原电
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