高一化学模块I主要知识及化学方程式

高一化学模块 I 主要知识及化学方程式 一、 研究物质性质的方法和程序 1． 基本方法： 观察法、实验法、分类法、比较法 2． 基本程序： 第三步：用比较的方法对观察到的 现象进行分析、综合、推论，概括出结论。 二、 钠及其化合物的性质： 1． 钠在空 气中缓慢氧化： 4Na+O2==2Na2O 2． 钠在空气中燃烧： 2Na+O2 点燃====Na2O2 3． 钠 与水反应：2Na+2H2O=2NaOH+H2↑ 现象：①钠浮在水面上；②熔化为银白色小球；③在 水面上四处游动；④伴有嗞嗞响声；⑤滴有酚酞的水变红色。 4． 过氧化钠与水反应： 2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2 2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑ 5． 过氧化钠与二氧化碳反应： 6． 碳酸氢钠受热分解：2NaHCO3△==Na2CO3+H2O+CO2↑ 7． 氢氧化钠与碳酸氢钠 反 应 ： NaOH+NaHCO3=Na2CO3+H2O 8． 在碳酸钠溶液中通入二氧化碳： Na2CO3+CO2+H2O=2NaHCO3 三、 氯及其化合物的性质 1． 氯气与氢氧化钠的反应： Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O 2． 铁丝在氯气中燃烧： 2Fe+3Cl2 点燃===2FeCl3 3． 制 取漂白粉（氯气能通入石灰浆）2Cl2+2Ca（OH）2=CaCl2+Ca（ClO）2+2H2O 4． 氯气 与 水 的 反 应 ： Cl2+H2O=HClO+HCl 5 ． 次 氯 酸 钠 在 空 气 中 变 质 ： NaClO+CO2+H2O=NaHCO3+HClO 6 ． 次 氯 酸 钙 在 空 气 中 变 质 ： Ca （ ClO ） 2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO 四、 以物质的量为中心的物理量关系 1． 物质的量 n （mol）= N/N(A) 2． 物质的量 n（mol）= m/M 3． 标准状况下气体物质的量 n（mol） = V/V(m) 4． 溶液中溶质的物质的量 n（mol）=cV 五、 胶体： 1． 定义：分散质粒 子直径介于 1~100nm 之间的分散系。 2． 胶体性质： ① 丁达尔现象 ② 聚沉 ③ 电 泳 ④ 布朗运动 3． 胶体提纯：渗析 六、 电解质和非电解质 1． 定义：①条件： 水溶液或熔融状态；②性质：能否导电；③物质类别：化合物。 2． 强电解质：强酸、 强碱、大多数盐；弱电解质：弱酸、弱碱、水等。 3． 离子方程式的书写： ① 写： 写出化学方程式 ② 拆： 将易溶、 易电离的物质改写成离子形式， 其它以化学式形式出现。 下列情况不拆： 难溶物质、 难电离物质 （弱酸、 弱碱、 水等） 氧化物、 、 HCO3-等。 ③ 删： 将反应前后没有变化的离子符号删去。 ④ 查：检查元素是否守恒、电荷是否守恒。 4． 离子反应、离子共存问题：下列离子不能共存在同一溶液中： ① 生成难溶物质的 如 HCO3-、 离子： Ba2+与 SO42-； 如 Ag+与 Cl-等 ② 生成气体或易挥发物质： H+与 CO32-、 SO32-、S2-等；OH-与 NH4+等。 ③ 生成难电离的物质（弱电解质） ④ 发生氧化还 原反应：如：MnO4-与 I-；H+、NO3-与 Fe2+等 七、 氧化还原反应 1． （某元素）降 价——得到电子——被还原——作氧化剂——产物为还原

产物 2． （某元素）升价—— 失去电子——被氧化——作还原剂——产物为氧化产物 3． 氧化性： 氧化剂>氧化产物 还原性：还原剂>还原产物 八、 铁及其化合物性质 1． Fe2+及 Fe3+离子的检验： ① Fe2+的检验： （浅绿色溶液） a) 加氢氧化钠溶液，产生白色沉淀，继而变灰绿色，最后 变红褐色。 b) 加 KSCN 溶液，不显红色，再滴加氯水，溶液显红色。 ② Fe3+的检验： （黄色溶液） a) 加氢氧化钠溶液，产生红褐色沉淀。 b) 加 KSCN 溶液，溶液显红色。 2． 主要反应的化学方程式： ① 铁与盐酸的反应：Fe+2HCl=FeCl2+H2↑ ② 铁与硫 酸铜反应（湿法炼铜） ：Fe+CuSO4=FeSO4+Cu ③ 在氯化亚铁溶液中滴加氯水： （除去氯 化铁中的氯化亚铁杂质）3FeCl2+Cl2=2FeCl3 ④ 氢氧化亚铁在空气中变质：4Fe（OH） 2+O2+2H2O=4Fe（OH）3 ⑤ 在氯化铁溶液中加入铁粉：2FeCl3+Fe=3FeCl2 ⑥ 铜与氯 化铁反应（用氯化铁腐蚀铜电路板） ：2FeCl3+Cu=2FeCl2+CuCl2 ⑦ 少量锌与氯化铁反应： Zn+2FeCl3=2FeCl2+ZnCl2 ⑧ 足量锌与氯化铁反应：3Zn+2FeCl3=2Fe+3ZnCl2 九、 氮 及其化合物的性质 1． “雷雨发庄稼”涉及反应原理： ① N2+O2 放电===2NO ② 2NO+O2=2NO2 ③ 3NO2+H2O=2HNO3+NO 2． 氨的工业制法：N2+3H2 2NH3 3． 氨 的实验室制法： ① 原理：2NH4Cl+Ca(OH)2△==2NH3↑+CaCl2+2H2O ② 装置：与制 向下排空气法 ④ 检验方法： a) 用湿润的红色石蕊试纸试验， O2 相同 ③ 收集方法：

会变蓝色。 b) 用沾有浓盐酸的玻璃棒靠近瓶口， 有大量白烟产生。 NH3+HCl=NH4Cl ⑤ 干燥方法：可用碱石灰或氧化钙、氢氧化钠，不能用浓硫酸。 4． 氨与水的反应： NH3+H2O=NH3•H2O NH3•H2O NH4++OH- 5． 氨的催化氧化： 4NH3+5O2 4NO+6H2O （制 取硝酸的第一步） 6． 碳酸氢铵受热分解：NH4HCO3 NH3↑+H2O+CO2↑ 7． 铜与浓硝 酸反应：Cu+4HNO3=Cu（NO3）2+2NO2↑+2H2O 8． 铜与稀硝酸反应：3Cu+8HNO3=3Cu （NO3）2+2NO↑+4H2O 9． 碳与浓硝酸反应：C+4HNO3=CO2↑+4NO2↑+2H2O 10． 氯 化铵受热分解：NH4Cl NH3↑+HCl↑ 十、 硫及其化合物的性质 1． 铁与硫蒸气反应： Fe+S△==FeS 2． 铜与硫蒸气反应：2Cu+S△==Cu2S 3． 硫与浓硫酸反应：S+2H2SO4 （浓）△==3SO2↑+2H2O 4． 二氧化硫与硫化氢反应：SO2+2H2S=3S↓+2H2O 5． 铜与 浓硫酸反应：Cu+2H2SO4△==CuSO4+SO2↑+2H2O 6． 二氧化硫的催化氧化：2SO2+O2 2SO3 7． 二氧化硫与氯水的反应：SO2+Cl2+2H2O=H2SO4+2HCl 8． 二氧化硫与氢氧 化钠反应：SO2+2NaOH=Na2SO3+H2O 9． 硫化氢在充足的氧气中燃烧：2H2S+3O2 点燃 ===2SO2+2H2O 10． 硫化氢在不充足的氧气中燃烧： 2H2S+O2 点燃===2S+2H2O 十一、 镁及其化合物的性质 1． 在空气中点燃镁条：2Mg+O2 点燃===2MgO 2． 在氮气中点 燃镁条： 3Mg+N2 点燃===Mg3N2 3． 在

二氧化碳中点燃镁条： 2Mg+CO2 点燃===2MgO+C 4． 在氯气中点燃镁条：Mg+Cl2 点燃===MgCl2 5． 海水中提取镁涉及反应： ① 贝 壳煅烧制取熟石灰：CaCO3 高温===CaO+CO2↑ CaO+H2O=Ca（OH）2 ② 产生氢氧化镁 ③ 氢 氧 化 镁 转 化 为 氯 化 镁 ： Mg （ OH ） 沉 淀 ： Mg2++2OH-=Mg （ OH ） 2↓ 2+2HCl=MgCl2+2H2O ④ 电解熔融氯化镁：MgCl2 通电===Mg+Cl2↑ 十二、 Cl-、Br-、 I-离子鉴别： 1． 分别滴加 AgNO3 和稀硝酸，产生白色沉淀的为 Cl-；产生浅黄色沉淀 的为 Br-；产生黄色沉淀的为 I- 2． 分别滴加氯水，再加入少量四氯化碳，振荡，下层溶 液为无色的是 Cl-；下层溶液为橙红色的为 Br-；下层溶液为紫红色的为 I-。 十三、 常见 物质俗名 ①苏打、纯碱：Na2CO3；②小苏打：NaHCO3；③熟石灰：Ca（OH）2；④生 石灰：CaO；⑤绿矾：FeSO4•7H2O；⑥硫磺：S；⑦大理石、石灰石主要成分：CaCO3；⑧ 胆矾：CuSO4•5H2O；⑨石膏：CaSO4•2H2O；⑩明矾：KAl（SO4）2•12H2O 十四、 铝 2Al+6HCl=2AlCl3+3H2↑ 2． 铝与强碱的反应： 及其化合物的性质 1． 铝与盐酸的反应： 2Al+2NaOH+6H2O=2Na[Al （OH） 4]+3H2↑ 3．铝在空气中氧化： 4Al+3O2==2Al2O3 4．氧 5 ． 氧 化 铝 与 强 碱 反 应 ： 化 铝 与 酸 反 应 ： Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O Al2O3+2NaOH+3H2O=2Na[Al （ OH ） 4] 6 ． 氢 氧 化 铝 与 强 酸 反 应 ： Al （ OH ） 3+3HCl=AlCl3+3H2O 7． 氢氧化铝与强碱反应： （OH） Al 3+NaOH=Na[Al OH） （ 4] 8． 实 验室制取氢氧化铝沉淀：Al3++3NH3•H2O=Al（OH）3↓+3NH4+ 十五、 硅及及其化合物 性质 1． 硅与氢氧化钠反应：Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2↑ 2． 硅与氢氟酸反应： Si+4HF=SiF4+H2↑ 3． 二氧化硅与氢氧化钠反应：SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O 4． 二 氧化硅与氢氟酸反应：SiO2+4HF=SiF4↑+2H2O 5． 制造玻璃主要反应：SiO2+CaCO3 高 温===CaSiO3+CO2↑ SiO2+Na2CO3 高温===Na2SiO3+CO2↑

必修1全册基本内容梳理 必修 全册基本内容梳理

第一部分：从实验学化学 一、化学实验安全 1、 （1）做有毒气体的实验时，应在通风厨中进行，并注意对尾气进行适当处理（吸收或点 燃等） 。进行易燃易爆气体的实验时应注意验纯，尾气应燃烧掉或作适当处理。

（2）烫伤宜找医生处理。 （3）浓酸撒在实验台上，先用 Na2CO3 （或 NaHCO3）中和，后用水冲擦干净。浓酸沾 在皮肤上，宜先用干抹布拭去，再用水冲净。浓酸溅在眼中应先用稀 NaHCO3溶液淋洗， 然后请医生处理。 （4）浓碱撒在实验台上，先用稀醋酸中和，然后用水冲擦干净。浓碱沾在皮肤上，宜先用 大量水冲洗，再涂上硼酸溶液。浓碱溅在眼中，用水洗净后再用硼酸溶液淋洗。 （5）钠、磷等失火宜用沙土扑盖。 （6）酒精及其他易燃有机物小面积失火

，应迅速用湿抹布扑盖。 二．混合物的分离和提纯 分离和提纯的方法 分离的物质 应注意的事项 应用举例 过滤 用于固液混合的分离 一贴、二低、三靠 如粗盐的提纯 蒸馏 提纯或分离沸点不同的液体混合物 防止液体暴沸， 温度计水银球的位置， 如石油的蒸 馏中冷凝管中水的流向 如石油的蒸馏 萃取 利用溶质在互不相溶的溶剂里的溶解度不同，用一种溶剂把溶质从它与另一种溶剂所 组成的溶液中提取出来的方法选择的萃取剂应符合下列要求：和原溶液中的溶剂互不相溶； 对溶质的溶解度要远大于原溶剂 用四氯化碳萃取溴水里的溴、碘 分液 分离互不相溶的液体打开上端活塞或使活塞上的凹槽与漏斗上的水孔，使漏斗内外空 气相通。打开活塞，使下层液体慢慢流出，及时关闭活塞，上层液体由上端倒出如用四氯化 碳萃取溴水里的溴、碘后再分液 蒸发和结晶 用来分离和提纯几种可溶性固体的混合物加热蒸发皿使溶液蒸发时，要用玻璃 棒不断搅动溶液；当蒸发皿中出现较多的固体时，即停止加热 分离 NaCl 和 KNO3混合物 三、离子检验 离子 所加试剂 现象 离子方程式 Cl－ AgNO3、稀 HNO3 产生白色沉淀 Cl－＋Ag＋＝AgCl↓ SO42- 稀 HCl、BaCl2 白色沉淀 SO42-+Ba2＋=BaSO4↓ 四.除杂 注意事项：为了使杂质除尽，加入的试剂不能是“适量”，而应是“过量”；但过量的试剂必须 在后续操作中便于除去。 五、物质的量的单位――摩尔 1.物质的量（n）是表示含有一定数目粒子的集体的物理量。 2.摩尔（mol）: 把含有6.02 ×1023个粒子的任何粒子集体计量为1摩尔。 3.阿伏加德罗常数：把6.02 X1023mol-1叫作阿伏加德罗常数。 4.物质的量 ＝ 物质所含微粒数目/阿伏加德罗常数 n =N/NA 5.摩尔质量（M）(1) 定义：单位物质的量的物质所具有的质量叫摩尔质量.（2）单位：g/mol 或 g..mol-1(3) 数值：等于该粒子的相对原子质量或相对分子质量. 6.物质的量=物质的质量/摩尔质量 ( n = m/M ) 六、气体摩尔体积 1.气体摩尔体积（Vm） （1）定义：单位物质的量的气体所占的体积叫做气体摩尔体积.（2） 单位：L/mol 2.物质的量=气体的体积/气体摩尔体积 n=V/Vm 3.标准状况下, Vm = 22.4 L/mol 七、物质的量在化学实验中的应用 1.物质的量浓度.

（1）定义：以单位体积溶液里所含溶质 B 的物质的量来表示溶液组成的物理量，叫做溶质 B 的物质的浓度。 （2）单位：mol/L（3）物质的量浓度＝ 溶质的物质的量/溶液的体积 CB = nB/V 2.一定物质的量浓度的配制 （1）基本原理:根据欲配制溶液的体积和溶质的物质的量浓度，用有关物质的量浓度计算的 方法，求出所需溶质的质量或体积，在容器内将溶质用溶剂

稀释为规定的体积,就得欲配制 得溶液. （2）主要操作 a.检验是否漏水.b.配制溶液 1计算.2称量.3溶解.4转移.5洗涤.6定容.7摇匀8贮存溶液. 注意事项：A 选用与欲配制溶液体积相同的容量瓶. B 使用前必须检查是否漏水. C 不能在 容量瓶内直接溶解. D 溶解完的溶液等冷却至室温时再转移. E 定容时，当液面离刻度线 1―2cm 时改用滴管，以平视法观察加水至液面最低处与刻度相切为止. 3.溶液稀释：C(浓溶液)•V(浓溶液) =C(稀溶液)•V(稀溶液) 第二部分：化学物质及其变化 一、物质的分类 把一种（或多种）物质分散在另一种（或多种）物质中所得到的体系，叫分散系。被分散的 物质称作分散质（可以是气体、液体、固体） ，起容纳分散质作用的物质称作分散剂（可以 是气体、液体、固体） 。溶液、胶体、浊液三种分散系的比较 分散质粒子大小/nm 外观特征 能否通过滤纸 有否丁达尔效应 实例 溶液 小于1 均匀、透明、稳定 能 没有 NaCl、蔗糖溶液 胶体 在1—100之间 均匀、有的透明、较稳定 能 有 Fe(OH)3胶体 浊液 大于100 不均匀、不透明、不稳定 不能 没有 泥水 二、物质的化学变化 1、物质之间可以发生各种各样的化学变化，依据一定的标准可以对化学变化进行分类。 （1）根据反应物和生成物的类别以及反应前后物质种类的多少可以分为： A、化合反应（A+B=AB）B、分解反应（AB=A+B） C、置换反应（A+BC=AC+B） D、复分解反应（AB+CD=AD+CB） （2）根据反应中是否有离子参加可将反应分为： A、 离子反应： 有离子参加的一类反应。 主要包括复分解反应和有离子参加的氧化还原反应。 B、分子反应（非离子反应） （3）根据反应中是否有电子转移可将反应分为： A、氧化还原反应：反应中有电子转移（得失或偏移）的反应 实质：有电子转移（得失或偏移） 特征：反应前后元素的化合价有变化 B、非氧化还原反应 2、离子反应 （1） 、电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。酸、碱、盐都是电解 质。在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物，叫非电解质。 注意：①电解质、非电解质都是化合物，不同之处是在水溶液中或融化状态下能否导电。② 电解质的导电是有条件的： 电解质必须在水溶液中或熔化状态下才能导电。 ③能导电的物质 并不全部是电解质：如铜、铝、石墨等。④非金属氧化物（SO2、SO3、CO2） 、大部分的 有机物为非电解质。

（2） 、离子方程式：用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。它不仅表示一个具体 的化学反应，而且表示同一类型的离子反应。 复分解反应这类离子反应发生的条件是：生成沉淀、气体

或水。书写方法： 写：写出反应的化学方程式 拆：把易溶于水、易电离的物质拆写成离子形式 删：将不参加反应的离子从方程式两端删去 查：查方程式两端原子个数和电荷数是否相等 （3） 、离子共存问题 所谓离子在同一溶液中能大量共存， 就是指离子之间不发生任何反应； 若离子之间能发生反 应，则不能大量共存。 A、 结合生成难溶物质的离子不能大量共存:如 Ba2＋和 SO42-、 Ag＋和 Cl-、 Ca2＋和 CO32-、 Mg2＋和 OH-等 B、结合生成气体或易挥发性物质的离子不能大量共存：如 H＋和 C O 32-,HCO3-,SO32-， OH-和 NH4＋等 C、结合生成难电离物质（水）的离子不能大量共存：如 H＋和 OH-、CH3COO-，OH-和 HCO3-等。 D、发生氧化还原反应、水解反应的离子不能大量共存（待学） 注意：题干中的条件：如无色溶液应排除有色离子：Fe2＋、Fe3＋、Cu2＋、MnO4-等离 子，酸性（或碱性）则应考虑所给离子组外，还有大量的 H＋（或 OH-）（4）离子方程式 。 正误判断（六看） 一、看反应是否符合事实：主要看反应能否进行或反应产物是否正确 二、看能否写出离子方程式：纯固体之间的反应不能写离子方程式 三、看化学用语是否正确：化学式、离子符号、沉淀、气体符号、等号等的书写是否符合事 实 四、看离子配比是否正确 五、看原子个数、电荷数是否守恒 六、看与量有关的反应表达式是否正确（过量、适量） 3、氧化还原反应中概念及其相互关系如下： 失去电子——化合价升高——被氧化（发生氧化反应）——是还原剂（有还原性） 得到电子——化合价降低——被还原（发生还原反应）——是氧化剂（有氧化性） 第三部分:金属及其化合物 一、 金属活动性 Na＞Mg＞Al＞Fe。 二、金属一般比较活泼，容易与 O2反应而生成氧化物，可以与酸溶液反应而生成 H2，特 别活泼的如 Na 等可以与 H2O 发生反应置换出 H2，特殊金属如 Al 可以与碱溶液反应而得 到 H2。 三、 A12O3为两性氧化物，Al（OH）3为两性氢氧化物，都既可以与强酸反应生成盐和水，也 可以与强碱反应生成盐和水。 四、 五、Na2CO3和 NaHCO3比较 碳酸钠 碳酸氢钠 俗名 纯碱或苏打 小苏打 色态 白色晶体 细小白色晶体

水溶性 易溶于水，溶液呈碱性使酚酞变红 易溶于水（但比 Na2CO3溶解度小）溶液呈碱 性（酚酞变浅红） 热稳定性 较稳定，受热难分解 受热易分解 2NaHCO3 Na2CO3＋CO2↑＋H2O 与酸反应 CO32—＋H＋ H CO3— H CO3—＋H＋ CO2↑＋H2O H CO3—＋H＋ CO2↑＋H2O 相同条件下放出 CO2的速度 NaHCO3比 Na2CO3快 与碱反应 Na2CO3＋Ca（OH）2 CaCO3↓＋2NaOH 反应实质：CO32—与金属阳离子的复分解反应 NaHCO3＋NaOH Na2CO3＋H2O 反应实

质：H CO3—＋OH－ H2O＋CO32— 与 H2O 和 CO2的反应 Na2CO3＋CO2＋H2O 2NaHCO3 CO32—＋H2O＋CO2 H CO3— 不反应 与盐反应 CaCl2＋Na2CO3 CaCO3↓＋2NaCl Ca2＋＋CO32— CaCO3↓ 不反应 主要用途 玻璃、造纸、制皂、洗涤 发酵、医药、灭火器 转化关系 六、 ．合金：两种或两种以上的金属（或金属与非金属）熔合在一起而形成的具有金属特性 的物质。 合金的特点；硬度一般比成分金属大而熔点比成分金属低，用途比纯金属要广泛。

第四部分：非金属及其化合物

一、硅元素：无机非金属材料中的主角，在地壳中含量26.3％，次于氧。是一种亲氧元 素，以熔点很高的氧化物及硅酸盐形式存在于岩石、沙子和土壤中，占地壳质量90％以上。 位于第3周期，第ⅣA 族碳的下方。 Si 对比 C 最外层有4个电子，主要形成四价的化合物。 二、二氧化硅（SiO2） 天然存在的二氧化硅称为硅石，包括结晶形和无定形。石英是常见的结晶形二氧化硅，其中 无色透明的就是水晶，具有彩色环带状或层状的是玛瑙。二氧化硅晶体为立体网状结构，基 本单元是[SiO4]，因此有良好的物理和化学性质被广泛应用。 （玛瑙饰物，石英坩埚，光导 纤维） 物理：熔点高、硬度大、不溶于水、洁净的 SiO2无色透光性好 化学：化学稳定性好、除 HF 外一般不与其他酸反应，可以与强碱（NaOH）反应，是酸性 氧化物，在一定的条件下能与碱性氧化物反应 SiO2＋4HF == SiF4 ↑＋2H2O SiO2＋CaO ===(高温) CaSiO3 SiO2＋2NaOH == Na2SiO3＋H2O 不能用玻璃瓶装 HF，装碱性溶液的试剂瓶应用木塞或胶塞。 三、硅酸（H2SiO3）

酸性很弱（弱于碳酸）溶解度很小，由于 SiO2不溶于水，硅酸应用可溶性硅酸盐和其他酸 性比硅酸强的酸反应制得。 Na2SiO3＋2HCl == H2SiO3↓＋2NaCl 硅胶多孔疏松，可作干燥剂，催化剂的载体。 四、硅酸盐 硅酸盐是由硅、氧、金属元素组成的化合物的总称，分布广，结构复杂化学性质稳定。一般 不溶于水。 （Na2SiO3 、K2SiO3除外）最典型的代表是硅酸钠 Na2SiO3 ：可溶，其水溶 液称作水玻璃和泡花碱，可作肥皂填料、木材防火剂和黏胶剂。常用硅酸盐产品：玻璃、陶 瓷、水泥 四、硅单质 与碳相似，有晶体和无定形两种。晶体硅结构类似于金刚石，有金属光泽的灰黑色固体，熔 点高（1410℃） ，硬度大，较脆，常温下化学性质不活泼。是良好的半导体，应用：半导体 晶体管及芯片、光电池、 五、氯元素：位于第三周期第ⅦA 族，原子结构： 容易得到一个电子形成 氯离子 Cl－,为典型的非金属元素，在自然界中以化合态存在。 六、氯气 物理性质：黄绿色气体，有刺激性气味、可溶于水、加压和降温条件下可变为

液态(液氯)和 固态。 制法:MnO2＋4HCl (浓) MnCl2＋2H2O＋Cl2 闻法:用手在瓶口轻轻扇动,使少量氯气进入鼻孔。 化学性质：很活泼，有毒，有氧化性， 能与大多数金属化合生成金属氯化物（盐） 。也能与 非金属反应： 2Na＋Cl2 ===(点燃) 2NaCl 2Fe＋3Cl2===(点燃) 2FeCl3 Cu＋Cl2===(点燃) CuCl2 Cl2＋H2 ===(点燃) 2HCl 现象：发出苍白色火焰，生成大量白雾。 燃烧不一定有氧气参加， 物质并不是只有在氧气中才可以燃烧。 燃烧的本质是剧烈的氧化还 原反应，所有发光放热的剧烈化学反应都称为燃烧。 Cl2的用途： ①自来水杀菌消毒 Cl2＋H2O == HCl＋HClO 2HClO ===(光照) 2HCl＋O2 ↑ 1体积的水溶解2体积的氯气形成的溶液为氯水，为浅黄绿色。其中次氯酸 HClO 有强氧化 性和漂泊性，起主要的消毒漂白作用。次氯酸有弱酸性，不稳定，光照或加热分解，因此久 置氯水会失效。 ②制漂白液、漂白粉和漂粉精 制漂白液 Cl2＋2NaOH=NaCl＋NaClO＋H2O ，其有效成分 NaClO 比 HClO 稳定多,可长 期存放制漂白粉(有效氯35％)和漂粉精(充分反应有效氯70％) 2Cl2＋2Ca(OH)2=CaCl2＋ Ca(ClO)2＋2H2O ③与有机物反应，是重要的化学工业物质。 ④用于提纯 Si、Ge、Ti 等半导体和钛 ⑤有机化工：合成塑料、橡胶、人造纤维、农药、染料和药品 七、氯离子的检验 使用硝酸银溶液，并用稀硝酸排除干扰离子（CO32－、SO32－） HCl＋AgNO3 == AgCl ↓＋HNO3 NaCl＋AgNO3 == AgCl ↓＋NaNO3 Na2CO3＋2AgNO3 ==Ag2CO¬3 ↓＋2NaNO3

Ag2CO¬3＋2HNO3 == 2AgNO3＋CO2 ↑＋H2O Cl－＋Ag＋ == AgCl ↓ 八、二氧化硫 制法（形成） ：硫黄或含硫的燃料燃烧得到（硫俗称硫磺，是黄色粉末） S＋O2 ===(点燃) SO2 物理性质：无色、刺激性气味、容易液化，易溶于水（1：40体积比） 化学性质：有毒，溶于水与水反应生成亚硫酸 H2SO3，形成的溶液酸性，有漂白作用，遇 热会变回原来颜色。这是因为 H2SO3不稳定，会分解回水和 SO2 SO2＋H2O H2SO3 因此这个化合和分解的过程可以同时进行，为可逆反应。 可逆反应——在同一条件下， 既可以往正反应方向发生， 又可以向逆反应方向发生的化学反 应称作可逆反应，用可逆箭头符号 连接。 九、一氧化氮和二氧化氮 一氧化氮在自然界形成条件为高温或放电：N2＋O2 ========(高温或放电) 2NO，生成的 一氧化氮很不稳定，在常温下遇氧气即化合生成二氧化氮： 2NO＋O2 == 2NO2 一氧化氮的介绍：无色气体，是空气中的污染物，少量 NO 可以治疗心血管疾病。 二氧化氮的介绍：红棕色气体、刺激性气味、有毒、易液化、易溶于水，并与水反应： 3 NO2＋H2O == 2HNO3＋NO 这是工业制硝酸的方法。 十、大气污染 SO2 、NO2溶于雨水形成酸雨。防治措施：

① 从燃料燃烧入手。 ② 从立法管理入手。 ③从能源利用和开发入手。 ④从废气回收利用，化害为利入手。 (2SO2＋O2 2SO3 SO3＋H2O= H2SO4) 十一、硫酸 物理性质：无色粘稠油状液体，不挥发，沸点高，密度比水大。 化学性质：具有酸的通性，浓硫酸具有脱水性、吸水性和强氧化性。是强氧化剂。 C12H22O11 ======(浓 H2SO4) 12C＋11H2O 放热 2 H2SO4 (浓)＋C CO2 ↑＋2H2O＋SO2 ↑ 还能氧化排在氢后面的金属，但不放出氢气。 2 H2SO4 (浓)＋Cu CuSO4＋2H2O＋SO2 ↑ 稀硫酸：与活泼金属反应放出 H2 ，使酸碱指示剂紫色石蕊变红，与某些盐反应，与碱性氧 化物反应，与碱中和 十二、硝酸 物理性质：无色液体，易挥发，沸点较低，密度比水大。 化学性质： 具有一般酸的通性， 浓硝酸和稀硝酸都是强氧化剂。 还能氧化排在氢后面的金属， 但不放出氢气。 4HNO3(浓)＋Cu == Cu(NO3)2＋2NO2 ↑＋4H2O 8HNO3(稀)＋3Cu 3Cu(NO3)2＋2NO ↑＋4H2O 反 应 条 件 不 同 ， 硝 酸 被 还 原 得 到 的 产 物 不 同 ， 可 以 有 以 下 产 物:N(+4)O2,HN(+3)O2,N(+2)O,N(+1)2O,N(0)2, N(-3)H3△硫酸和硝酸：浓硫酸和浓硝酸都 能钝化某些金属（如铁和铝）使表面生成一层致密的氧化保护膜，隔绝内层金属与酸，阻止 反应进一步发生。因此，铁铝容器可以盛装冷的浓硫酸和浓硝酸。硝酸和硫酸都是重要的化 工原料和实验室必备的重要试剂。可用于制化肥、农药、炸药、染料、盐类等。硫酸还用于

精炼石油、金属加工前的酸洗及制取各种挥发性酸。 十三、氨气及铵盐 氨气的性质：无色气体，刺激性气味、密度小于空气、极易溶于水（且快）1：700体积比。 溶于水发生以下反应使水溶液呈碱性：NH3＋H2O NH3•H2O NH4＋＋OH－可作红色喷泉 实验。 生成的一水合氨 NH3•H2O 是一种弱碱， 很不稳定， 会分解， 受热更不稳定： NH3•H2O ===(△) NH3 ↑＋H2O 浓氨水易挥发除氨气，有刺激难闻的气味。 氨气能跟酸反应生成铵盐：NH3＋HCl == NH4Cl (晶体) 氨是重要的化工产品，氮肥工业、有机合成工业及制造硝酸、铵盐和纯碱都离不开它。氨气 容易液化为液氨，液氨气化时吸收大量的热，因此还可以用作制冷剂。 铵盐的性质：易溶于水（很多化肥都是铵盐） ，受热易分解，放出氨气： NH4Cl NH3 ↑＋HCl ↑ NH4HCO3 NH3 ↑＋H2O ↑＋CO2 ↑ 可以用于实验室制取氨气： （干燥铵盐与和碱固体混合加热） NH4NO3＋NaOH Na NO3＋H2O＋NH3 ↑ 2NH4Cl＋Ca(OH)2 CaCl2＋2H2O＋2NH3 ↑ 用向下排空气法收集，红色石蕊试纸检验是否收集满

必修 2 复习 知识点归纳 一、元素周期表 ★熟记等式：原子序数=核电荷数=质子数=核外 电子数 1、元素周期表的编排原则： ①按照原子序数

递增的顺序从左到右排列； ②将电 子层数相同的元素排成一个横行——周期； ③把最外层电子数相同的元素按电子层数递增 的顺序从上到下排成纵行——族 2、如何精确表示元素在周期表中的位置： 周期序数＝ 电子层数；主族序数＝最外层电子数 口诀：三短三长一不全；七主七副零八族 熟记：三 个短周期，第一和第七主族和零族的元素符号和名称 3、元素金属性和非金属性判断依据： ①元素金属性强弱的判断依据： 单质跟水或酸起反应置换出氢的难易； 元素最高价氧 化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱； 置换反应。 ②元素非金属性强弱的判断依据： 单质与氢气生成气态氢化物的难易及气态氢化物的稳定性； 最高价氧化物对应的水化物 的酸性强弱； 置换反应。 4、核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。 ①质量数==质子数+中子数： == Z + N ②同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素 A 的不同原子， 互称同位素。 （同一元素的各种同位素物理灾什煌灾氏嗤? 二、 元 素周期律 1、影响原子半径大小的因素：①电子层数：电子层数越多，原子半径越大（最 主要因素） ②核电荷数：核电荷数增多，吸引力增大，使原子半径有减小的趋向（次要因 素） ③核外电子数：电子数增多，增加了相互排斥，使原子半径有增大的倾向 2、元素 的化合价与最外层电子数的关系：最高正价等于最外层电子数（氟氧元素无正价） 负化合 价数 = 8—最外层电子数（金属元素无负化合价） 3、同主族、同周期元素的结构、性质 递变规律： 同主族：从上到下，随电子层数的递增，原子半径增大，核对外层电子吸引能 力减弱，失电子能力增强，还原性（金属性）逐渐增强，其离子的氧化性减弱。 同周期： 左→右，核电荷数——→逐渐增多，最外层电子数——→逐渐增多 原子半径——→逐渐减

小，得电子能力——→逐渐增强，失电子能力——→逐渐减弱 氧化性——→逐渐增强，还 原性——→逐渐减弱，气态氢化物稳定性——→逐渐增强 最高价氧化物对应水化物酸性 ——→逐渐增强，碱性 ——→ 逐渐减弱 三、 化学键 含有离子键的化合物就是离子化 合物；只含有共价键的化合物才是共价化合物。 用电子式表示出下列物质： CO2、N2、 H2S、CH4、Ca(OH)2、Na2O2 、H2O2 等 如： NaOH 中含极性共价 键与离子键，NH4Cl 中含极性共价键与离子键，Na2O2 中含非极性共价键与离子键，H2O2 中含极性和非极性共价键 一、化学能与热能 1、在任何的化学反应中总伴有能量的变化。 原因：当物质发生化学 反应时，断开反应物中的化学键要吸

收能量，而形成生成物中的化学键要放出能量。化学键 的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。 一个确定的化学反应在发生过程中是吸收 能量还是放出能量，决定于反应物的总能量与生成物的总能量的相对大小。E 反应物总能量 ＞E 生成物总能量，为放热反应。E 反应物总能量＜E 生成物总能量，为吸热反应。 2、常 见的放热反应和吸热反应 常见的放热反应：①所有的燃烧与缓慢氧化。②酸碱中和反应。 ③金属与酸、水反应制氢气。 ④大多数化合反应（特殊：C＋CO2 2CO 是吸热反应） 。 常见的吸热反应：①以 C、H2、CO 为还原剂的氧化还原反应如：C(s)＋H2O(g) CO(g)＋ H2(g)。 ②铵盐和碱的反应如 Ba(OH)2•8H2O＋NH4Cl＝BaCl2＋2NH3↑＋10H2O ③大多数 分解反应如 KClO3、KMnO4、CaCO3 的分解等。 [练习]1、下列反应中，即属于氧化还原 B.灼热的 反应同时又是吸热反应的是（ B ） A.Ba(OH)2.8H2O 与 NH4Cl 反应 炭与 CO2 反应 C.铝与稀盐酸 D.H2 与 O2 的燃烧反应 2、 已知反应 X＋Y＝M＋N 为放热反应，对该反应的下列说法中正确的是（ C ） A. X 的能量一定高 C. X 和 Y 的总能量一定高于 M 和 N 的总能量 D. 于M B. Y 的能量一定高于 N 因该反应为放热反应，故不必加热就可发生 二、化学能与电能 1、化学能转化为电能的 方式： 电能 (电力) 火电（火力发电） 化学能→热能→机械能→电能 缺点：环境污染、 低效 原电池 将化学能直接转化为电能 优点：清洁、高效 2、原电池原理（1）概念： 把化学能直接转化为电能的装置叫做原电池。 （2）原电池的工作原理：通过氧化还原反 （1）有活泼性不同 应（有电子的转移）把化学能转变为电能。 （3）构成原电池的条件： 的两个电极； （2）电解质溶液（3）闭合回路（4）自发的氧化还原反应 （4）电极名称及 发生的反应： 负极：较活泼的金属作负极，负极发生氧化反应， 电极反应式：较活泼金 属－ne－＝金属阳离子 负极现象：负极溶解，负极质量减少。 正极：较不活泼的金属或 石墨作正极，正极发生还原反应， 电极反应式：溶液中阳离子＋ne－＝单质 正极的现象： 一般有气体放出或正极质量增加。 （5）原电池正负极的判断方法： ①依据原电池两极 的材料： 较活泼的金属作负极（K、Ca、Na 太活泼，不能作电极） 较不活泼金属或可 ； 导电非金属（石墨） 、氧化物（MnO2）等作正极。 ②根据电流方向或电子流向： （外电路） 的电流由正极流向负极；电子则由负极经外电路流向原电池的正极。 ③根据内电路离子的 迁移方向： 阳离子流向原电池正极， 阴离子流向原电池负极。 ④根据原电池中的反应类型： 负极：

失电子，发生氧化反应，现象通常是电极本身消耗，质量减小。 正极：得电子， 发生还原反应， 现象是常伴随金属的析出或 H2 的放出。 （6） 原电池电极反应的书写方法： （i）原电池反应所依托的化学反应原理是氧化还原反应，负极反应是氧化反应，正极反 应是还原反应。因此书写电极反应的方法归纳如下： ①写出总反应方程式。 ②把总反 应根据电子得失情况，分成氧化反应、还原反应。 ③氧化反应在负极发生，还原反应在正 极发生，反应物和生成物对号入座，注意酸碱介质和水等参与反应。 （ii）原电池的总反 应式一般把正极和负极反应式相加而得。 （7）原电池的应用：①加快化学反应速率，如 粗锌制氢气速率比纯锌制氢气快。②比较金属活动性强弱。③设计原电池。④金属的防腐。 三、化学反应的速率和限度 1、化学反应的速率 （1）概念：化学反应速率通常用单位

时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量（均取正值）来表示。 计算公式： v(B)＝ ＝ ①单位：mol/(L•s)或 mol/(L•min) ②B 为溶液或气体，若 B 为固体或纯液体不 计算速率。 ③重要规律：速率比＝方程式系数比 （2）影响化学反应速率的因素： 内 因：由参加反应的物质的结构和性质决定的（主要因素） 外因：①温度：升高温度，增 。 大速率 ②催化剂：一般加快反应速率（正催化剂） ③浓度：增加 C 反应物的浓度， 增大速率（溶液或气体才有浓度可言） ④压强：增大压强，增大速率（适用于有气体参加 、固体的表面积（颗粒大小） 、反应物的状态（溶剂） 、 的反应） ⑤其它因素：如光（射线） 原电池等也会改变化学反应速率。 2、化学反应的限度——化学平衡 （1）化学平衡状态 的特征：逆、动、等、定、变。 ①逆：化学平衡研究的对象是可逆反应。 ②动：动态平 衡，达到平衡状态时，正逆反应仍在不断进行。 ③等：达到平衡状态时，正方应速率和逆 反应速率相等，但不等于 0。即 v 正＝v 逆≠0。 ④定：达到平衡状态时，各组分的浓度保 持不变，各组成成分的含量保持一定。 ⑤变：当条件变化时，原平衡被破坏，在新的条件 下会重新建立新的平衡。 （3）判断化学平衡状态的标志： ① VA（正方向）＝VA（逆方 向）或 nA（消耗）＝nA（生成） （不同方向同一物质比较） ②各组分浓度保持不变或百分 含量不变 ③借助颜色不变判断（有一种物质是有颜色的） ④总物质的量或总体积或总压 强或平均相对分子质量不变（前提：反应前后气体的总物质的量不相等的反应适用，即如对 于反应 xA＋yB zC，x＋y≠z ） [练习]1、用铁片与稀硫酸反应

制取氢气时，下列措施不能 B.加热 C.滴加少 使反应速率加快的是（ A ） A.不用稀硫酸，改用 98%浓硫酸 量 CuSO4 溶液 D.不用铁片，改用铁粉 2、下列四种 X 溶液，均能跟盐酸反 应， 其中反应最快的是 （ C ） A.10℃ 20 mL 3mol/L 的 X 溶液 B.20℃ 30 mL 2molL D.10℃ 10 mL 2mol/L 的 X 溶液 3、对于 的 X 溶液 C.20℃ 10 mL 4mol/L 的 X 溶液 可逆反应 2SO2+O2 2SO3，在混合气体中充入一定量的 18O2，足够长的时间后，18O 原子 （ D ） A.只存在于 O2 中 B.只存在于 O2 和 SO3 中 C. 只存在 于 O2 和 SO2 中 D. 存在于 O2、SO2 和 SO3 中 4、对化学反应限度的叙述，错 误的是（ D ） A.任何可逆反应都有一定的限度 B.化学反应达到限度时，正逆 D.化学反应的限度是不可改变的 反应速率相等 C.化学反应的限度与时间的长短无关 5、在一定温度下，可逆反应 A(气)＋3B(气) 2C(气)达到平衡的标志是（ A ） A.C 生 B、 成的速率与 C 分解的速率相等 B. A、 C 的浓度相等 C. A、 C 的分子数比为 1:3:2 B、 D.单位时间生成 n mol A，同时生成 3n mol B 一、有机物的概念 1、定义：含有碳元素的 化合物为有机物（碳的氧化物、碳酸、碳酸盐、碳的金属化合物等除外） 2、特性：①种 类多②大多难溶于水，易溶于有机溶剂③易分解，易燃烧④熔点低，难导电、大多是非电解 质⑤反应慢，有副反应（故反应方程式中用“→”代替“=”） 二、甲烷 烃—碳氢化合物：仅 有碳和氢两种元素组成（甲烷是分子组成最简单的烃） 1、物理性质：无色、无味的气体， 极难溶于水，密度小于空气，俗名：沼气、坑气 2、分子结构：CH4：以碳原子为中心， 四 个氢 原子为顶点 的正四面体 （键角： 109 度 28 分 ） 3、化 学性质：①氧 化反应： （产物气体如何检验？） 甲烷与 KMnO4 不发生反应，所以不能使紫色 KMnO4 溶液褪色 ②取代反应： （三氯甲烷又叫氯仿， 四氯甲烷又叫四氯化碳，二氯甲烷只有一种结构，说明甲烷是正四面体结构） 4、同系物： 结构相似，在分子组成上相差一个或若干个 CH2 原子团的物质（所有的烷烃都是同系物） 5、同分异构体：化合物具有相同的分子式，但具有不同结构式（结构不同导致性质不同） 烷烃的溶沸点比较：碳原子数不同时，碳原子数越多，溶沸点越高；碳原子数相同时，支 链数越多熔沸点越低 同分异构体书写：会写丁烷和戊烷的同分异构体 三、乙烯 1、乙烯 的制法： 工业制法： 石油的裂解气 （乙烯的产量是一个国家石油化工发展水平的标志之一） 2、物理性质：无色、稍有气味的气体，比空气略轻，难溶于水 3、结构：不饱和烃，分

子中含碳碳双键， 个原子共平面， 6 键角为 120° 4、 化

学性质： （1） 氧化反应： C2H4+3O2 可以使酸性 KMnO4 溶液褪色，说明乙烯 2CO2+2H2O（火焰明亮并伴有黑烟） 能被 KMnO4 氧化，化学性质比烷烃活泼。 （2）加成反应：乙烯可以使溴水褪 色，利用此反应除乙烯 乙烯还可以和氢气、氯化氢、水等发生加成反应。 CH2=CH2 + H2→CH3CH3 CH2=CH2+HCl→CH3CH2Cl （ 一 氯 乙 烷 ） CH2=CH2+H2O→CH3CH2OH（乙醇） （3）聚合反应： 四、苯 1、物理性质：无色 有特殊气味的液体，密度比水小，有毒，不溶于水，易溶于有机 溶剂，本身也是良好的有 机溶剂。 2、苯的结构：C6H6（正六边形平面结构）苯分子里 6 个 C 原子之间的键完全相 同， 碳碳键键能大于碳碳单键键能小于碳碳单键键能的 2 倍， 键长介于碳碳单键键长和双键 键长之间 键角 120°。 3、 化学性质 （1） 氧化反应 2C6H6+15O2 12CO2+6H2O （火 焰明亮， 冒浓烟） 不能使酸性高锰酸钾褪色 （2） 取代反应 ① + Br2 + HBr 铁粉的作用：与溴反应生成溴化铁做催化剂；溴苯无色密度 比水大 ② 苯与硝酸（用 HONO2 表示）发生取代反应，生成无色、不溶于水、密度大于 水、有毒的油状液体——硝基苯。 + HONO2 + H2O 反应用水浴加 热，控制温度在 50—60℃，浓硫酸做催化剂和脱水剂。 （3）加成反应 用镍做催化剂， 苯与氢发生加成反应，生成环己烷。 + 3H2 （也可以和氯气加成生成六 六六，一种农药） 五、乙醇 1、物理性质：无色有特殊香味的液体，密度比水小，与水 加无水硫酸铜； 如何得到无水乙醇： 加生石灰， 以任意比互溶 如何检验乙醇中是否含有水： 蒸馏 2、结构: CH3CH2OH（含有官能团：羟基） 3、化学性质 （1） 乙醇与金属钠的 反应：2CH3CH2OH+2Na 2CH3CH2ONa+H2↑（取代反应） （2） 乙醇的氧化反应★ ① 乙醇的燃烧：CH3CH2OH+3O2 2CO2+3H2O ②乙醇的催化氧化反应 2CH3CH2OH+O2 2CH3CHO+2H2O ③乙醇被强氧化剂氧化反应 CH3CH2OH CH3COOH 六、乙酸（俗名： 醋酸） 1、物理性质：常温下为无色有强烈刺激性气味的液体，易结成冰一样的晶体，所 以纯净的乙酸又叫冰醋酸，与水、酒精以任意比互溶 2、结构：CH3COOH（含羧基，可以 看作由羰基和羟基组成） 3、乙酸的重要化学性质 （1） 乙酸的酸性：弱酸性，但酸性 比碳酸强，具有酸的通性 ①乙酸能使紫色石蕊试液变红 ②乙酸能与碳酸盐反应，生成二 氧 化 碳 气 体 利 用 乙 酸 的 酸 性 ， 可 以 用 乙 酸 来 除 去 水 垢 （ 主 要 成 分 是 CaCO3 ） ： 2CH3COOH+CaCO3 （CH3COO）2Ca+H2O+CO2↑ 乙酸还可以与碳酸钠反应，也能生成 二氧化碳气体： 2CH3COOH+Na2CO3 2CH3COONa+H2O+CO2↑ 上述两个反应都可以证 明乙酸的酸性比碳酸的酸性强。 （2） 乙酸的酯化反应 （酸脱羟

基，醇脱氢，酯化反 应属于取代反应） 乙酸与乙醇反应的主要产物乙酸乙酯是一种无色、有香味、密度比水的 小、不溶于水的油状液体。在实验时用饱和碳酸钠吸收，目的是为了吸收挥发出的乙醇和乙 酸，降低乙酸乙酯的溶解度；反应时要用冰醋酸和无水乙醇，浓硫酸做催化剂和吸水剂 化 学与可持续发展 一、金属矿物的开发利用 1、常见金属的冶炼：①加热分解法：②加热 还原法：铝热反应 ③电解法：电解氧化铝 2、金属活动顺序与金属冶炼的关系： 金属活 动性序表中，位置越靠后，越容易被还原，用一般的还原方法就能使金属还原；金属的位置 越靠前，越难被还原，最活泼金属只能用最强的还原手段来还原。 （离子） 二、海水资源 的开发利用 1、海水的组成：含八十多种元素。 其中，H、O、Cl、Na、K、Mg、Ca、 S、C、F、B、Br、Sr 等总量占 99%以上，其余为微量元素；特点是总储量大而浓度小 2、 海水资源的利用： （1）海水淡化： ①蒸馏法；②电渗析法； ③离子交换法； ④反渗 透法等。 （2）海水制盐：利用浓缩、沉淀、过滤、结晶、重结晶等分离方法制备得到各 种盐。 三、环境保护与绿色化学 绿色化学理念 核心：利用化学原理从源头上减少和消 除工业生产对环境造成的污染。又称为“环境无害化学”、“环境友好化学”、“清洁化学”。 从环境观点看：强调从源头上消除污染。 （从一开始就避免污染物的产生） 从经济观点看：

它提倡合理利用资源和能源，降低生产成本。 （尽可能提高原子利用率） 热点：原子经济 性——反应物原子全部转化为最终的期望产物，原子利用率为 100%

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化学必修二总结

2009-04-11 10:14

1 化学元素周期表 元素周期律 化学键: 元素周期表是元素周期律用表格表达的具体形式，它反映元素原子的内部结构和它们之间相互联系的规律。 元素周期表简称周期表。元素周期表有很多种表达形式，目前最常用的是维尔纳长式周期表。元素周期表有 7个周期，有16个族和4个区。元素在周期表中的位置能反映该元素的原子结构。周期表中同一横列元素构成 一个周期。同周期元素原子的电子层数等于该周期的序数。同一纵行（第Ⅷ族包括3个纵行）的元素称“族”。 族是原子内部外电子层构型的反映。例如外电子构型，IA 族是 ns1，IIIA 族是 ns2 np1，O 族是 ns2 np4， IIIB 族是（n-1） d1·ns2等。元素周期表能形象地体现元素周期律。根据元素周期表可以推测各种元素的原子结 构以及元素及其化合物性质的递变规律。当

年，门捷列夫根据元素周期表中未知元素的周围元素和化合物的 性质，经过综合推测，成功地预言未知元素及其化合物的性质。现在科学家利用元素周期表，指导寻找制取 半导体、催化剂、化学农药、新型材料的元素及化合物。 现代化学的元素周期律是1869年俄国科学家德米特里·伊万诺维奇·门捷列夫（Dmitri Ivanovich Mendeleev )首 先整理，他将当时已知的63种元素依原子量大小并以表的形式排列，把有相似化学性质的元素放在同一行， 就是元素周期表的雏形。利用周期表，门捷列夫成功的预测当时尚未发现的元素的特性(镓、钪、锗)。1913 年英国科学家莫色勒利用阴极射线撞击金属产生 X 射线，发现原子序越大，X 射线的频率就越高，因此他认 为核的正电荷决定了元素的化学性质，并把元素依照核内正电荷(即质子数或原子序)排列，经过多年修订后 才成为当代的周期表。当然还有未知元素等待我们探索． 这张表揭示了物质世界的秘密，把一些看来似乎互不相关的元素统一起来，组成了一个完整的自然体系。 [编辑本段]元素周期表的记忆 先背熟元素周期表，然后就会慢慢找出各族元素的规律，以后见到没有学过的元素，只要是同一族的都会知

道有什么特点，有什么化学性质，那就不是可以举一反三了。 元素周期表中元素及其化合物的递变性规律 1 原子半径 （1）除第1周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小； （2）同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增蟆? 2 元素化合价 （1）除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价由碳族-4递增到 -1（氟无正价，氧无+6价，除外） ； （2）同一主族的元素的最高正价、负价均相同 (3) 所有单质都显零价 3 单质的熔点 （1）同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减； （2）同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增 4 元素的金属性与非金属性 （1）同一周期的元素电子层数相同。因此随着核电荷数的增加，原子越容易得电子，从左到右金属性递减， 非金属性递增； （2）同一主族元素最外层电子数相同，因此随着电子层数的增加，原子越容易失电子，从上到下金属性递 增，非金属性递减。 5 最高价氧化物和水化物的酸碱性 元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强；元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物的 酸性越强。 6 非金属气态氢化物 元素非金属性越强，气态氢化物越稳定。同周期非金属元素的非

金属性越强，其气态氢化物水溶液一般酸性 越强；同主族非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液的酸性越弱。 7 单质的氧化性、还原性 一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的阳离子氧化性越弱；元素的非金属性越强，其单 质的氧化性越强，其简单阴离子的还原性越弱。 [编辑本段]推断元素位置的规律 判断元素在周期表中位置应牢记的规律： （1）元素周期数等于核外电子层数； （2）主族元素的序数等于最外层电子数。 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 (1) 阳离子半径原子半径 (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。 以上不适合用于稀有气体! 化学键（chemical bond）是指分子或晶体内相邻原子（或离子）间强烈的相互作用。 例如，在水分子 H2O 中2个氢原子和1个氧原子通过化学键结合成水分子 。化学键有3种极限类型 ，即离子 键、共价键和金属键。离子键是由异性电荷产生的吸引作用，例如氯和钠以离子键结合成 NaCl。共价键是 两个或几个原子通过共用电子对产生的吸引作用，典型的共价键是两个原子借吸引一对成键电子而形成的。 例如，两个氢核同时吸引一对电子，形成稳定的氢分子。金属键则是使金属原子结合在一起的相互作用，可

以看成是高度离域的共价键。定位于两个原子之间的化学键称为定域键。由多个原子共有电子形成的多中心 键称为离域键。除此以外，还有过渡类型的化学键：由于粒子对电子吸引力大小的不同，使键电子偏向一方 的共价键称为极性键，由一方提供成键电子的化学键称为配位键。极性键的两端极限是离子键和非极性键， 离域键的两端极限是定域键和金属键。 1、离子键[1]是右正负离子之间通过静电引力吸引而形成的，正负离子为球形或者近似球形，电荷球形对称 分布，那么离子键就可以在各个方向上发生静电作用，因此是没有方向性的。 2、一个离子可以同时与多个带相反电荷的离子互相吸引成键，虽然在离子晶体中，一个离子只能与几个带 相反电荷的离子直接作用（如 NaCl 中 Na+可以与6个 Cl-直接作用） ，但是这是由于空间因素造成的。在距离 较远的地方，同样有比较弱的作用存在，因此是没有饱和性的。 化学键的概念是在总结长期实践经验的基础上建立和发展起来的，用来概括观察到的大量化学事实，特别是 用来说明原子为何以一定的比例结合成具有确定几何形状的、相对稳定和相对

独立的、性质与其组成原子完 全不同的分子。开始时，人们在相互结合的两个原子之间画一根短线作为化学键的符号 ；电子发现以后 ， 1916年 G.N.路易斯提出通过填满电子稳定壳层形成离子和离子键或者通过两个原子共有一对电子形成共价 键的概念，建立化学键的电子理论。 量子理论建立以后，1927年 W.H.海特勒和 F.W.伦敦通过氢分子的量子力学处理，说明了氢分子稳定存在的 原因 ，原则上阐明了化学键的本质。通过以后许多人 ，物别是 L.C.鲍林和 R.S.马利肯的工作，化学键的理 论解释已日趋完善。 1、共价键的形成是成键电子的原子轨道发生重叠，并且要使共价键稳定，必须重叠部分最大。由于除了 s 轨道之外，其他轨道都有一定伸展方向，因此成键时除了 s-s 的 σ 键（如 H2）在任何方向都能最大重叠外， 其他轨道所成的键都只有沿着一定方向才能达到最大重叠。 2、旧理论：共价键形成的条件是原子中必须有成单电子，自旋方向必须相反，由于一个原子的一个成单电 子只能与另一个成单电子配对，因此共价键有饱和性。如原子与 Cl 原子形成 HCl 分子后，不能再与另外一 个 Cl 形成 HCl2了。 3、新理论：共价键形成时，成键电子所在的原子轨道发生重叠并分裂，成键电子填入能量较低的轨道即成 键轨道。如果还有其他的原子参与成键的话，其所提供的电子将会填入能量较高的反键轨道，形成的分子也 将不稳定。 像 HCL 这样的共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物 2。化学能与热能 化学能与电能 反应速率及限度： 用眼睛不能直接观察到反应中的热量变化，那么，你将采取哪些简单易行的办法 化学反应中的能量变化经常表现为热量的变化，有的放热，有的吸热。 1、中和反应都是放热反应。 2、三个反应的化学方程式虽然不同，反应物也不同，但本质是相同的，都是氢离 子与氢氧根离子反应生成水的反应，属于中和反应。由于三个反应中氢离子与氢氧根离子的量都相等，生成 水的量也相等，所以放出的热量也相等。 3、中和热：酸与碱发生中和反应生成1mol 水所释放的热量称为中和热。 4、要精确地测定反应中的能量变化，一是要注重“量的问题”，二是要最大限度地 减小实验误差。 化学反应的本质是反应物中化学键的断裂和生成物中化学键的形成。化学键是物质内部微 粒之间强烈的相互作用，断开反应物中的化学键需要吸收能量，形成生成物中的化学键要放出能量。氢气和 氯气反应的本质是在一定的条件下，氢气分子和氯气分子中的 H-H 键和 Cl-Cl 键断开，氢原子和氯原子通过 形成 H-Cl 键而结合成 HCl 分子。 1molH2中含有1

molH-H 键， 1mol Cl2中含有1mol Cl-Cl 键， 在25℃和101kPa 的条件下，断开1molH-H 键要吸收436kJ 的能量，断开1mol Cl-Cl 键要吸收242 kJ 的能量，而形成1molHCl 分子中的 H-Cl 键会放出431 kJ 的能量。这样，由于破坏旧键吸收的能量少于形成新键放出的能量，根据“能 量守恒定律”，多余的能量就会以热量的形式释放出来。 [归纳小结] 1、 化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。 2、 能量是守恒的。

补充练习 1、下列反应中属吸热反应的是 （ ） A 镁与盐酸反应放出氢气 B 氢氧化钠与盐酸的反应 C 硫在空气或氧气中燃烧 D Ba(OH)2•8H2O 与 NH4Cl 反应 2、下列说法不正确的是 （ ） A 化学反应除了生成新物质外，还伴随着能量的变化 B 放热反应不需要加热即可发生 C 需要加热条件的化学反应都是吸热反应 D 1mol 硫酸与足量氢氧化钠发生中和反应生成水所释放的热量称为中和热。 3、 城市使用的燃料，现大多为煤气、液化石油气。煤气的主要成分是 CO、H2的混合气体，它由煤炭与水 蒸气在高温下反应制得，故又称水煤气。试回答： （1） 写出制取水煤气的主要化学方程式————————————， 该反应是——————反应 （填吸热、 放热） 。 （2） 设液化石油气的主要成分为丙烷（C3H8 ）,其充分燃烧后产物为 CO2和 H2O，试比较完全燃烧等质 量的 C3H8及 CO 所需氧气的质量比。 4、 比较完全燃烧同体积下列气体需要的空气体积的大小： 天然气（以甲烷计） 、石油液化气（以丁烷 C4H10计） 、水煤气（以 CO、H2体积比1：1计） 5、 两位同学讨论放热和吸热反应。甲说加热后才能发生的化学反应是吸热反应，乙说 反应中要持续加热才能进行的反应是吸热反应。你认为他们的说法正确吗？为什么？ 答案：1.D2.BC3.(1)C+H2O CO+H2 吸热 (2) 70：11 4.石油液化气>天然气>水煤气5.略 第一节 化学能与热能 第2课时 教学目标： 1、能从化学键的角度理解化学反应中能量变化的主要原因，初步学会热化学方程式的书写。 2、能从微观的角度来解释宏观化学现象，进一步发展想象能力。 2、 通过化学能与热能的相互转变，理解“能量守恒定律”，初步建立起科学的能量观， 加深对化学在解决能源问题中重要作用的认识。 重点难点： 1.化学能与热能的内在联系及相互转变。 2.从本质上理解化学反应中能量的变化，从而建立起科学的能量变化观。 [总结] 化学反应伴随能量变化是化学反应的一大特征。我们可以利用化学能与热能及其它 能量的相互转变为人类的生产、生活及科学研究服务。化学在能源的开发、利用及解决 日益严重的全球能源危机中必将起带越来越重要的

作用，同学们平时可以通过各种渠道来关心、了解这方面 的进展，从而深切体会化学的实用性和创造性。 补充练习： 1、下列说法不正确的是 （ ） A 化学反应除了生成新物质外，还伴随着能量的变化 B 物质燃烧和中和反应均放出热量 C 分解反应肯定是吸热反应 D 化学反应是吸热还是放热决定于生成物具有的总能量和反应物具有的总能量 2、已知金刚石在一定条件下转化为石墨是放热的。据此，以下判断或说法正确的是（ ） A 需要加热方能发生的反应一定是吸热反应 B 放热反应在常温下一定很容易发生

C 反应是放热还是吸热，必须看反应物和生成物所具有的总能量的相对大小 D 吸热反应在一定条件下也能发生 3、有专家指出，如果将燃烧产物如 CO2、H2O、N2等利用太阳能使它们重新组合变成 CH4、CH3OH、NH3 等的构想能够成为现实，则下列说法中，错误的是 （ ） A 可消除对大气的污染 B 可节约燃料 C 可缓解能源危机 D 此题中的 CH4、CH3OH、NH3等为一级能源 4、已知破坏1mol N≡N 键、H-H 键和 N-H 键分别需要吸收的能量为946kJ、436kJ、391kJ。试计算1molN2（g） 和3 molH2（g）完全转化为 NH3(g)的反应热的理论值，并写出反应的热化学方程式。 答案：1.C 2.CD 3.B 4. 92KJ N2(g)+3H2(g)=2NH3(g) △H=-92KJ/mol 第二节 化学能与电能 负极 Zn－2e－＝Zn2+（氧化反应） Zn+2H+＝Zn2++H2↑ 正极 2H++2e－＝H2↑（还原反应） 电子流向 Zn → Cu 电流流向 Cu→ Zn 组成原电池的条件 原电池：能把化学能转变成电能的装置 ①有两种活动性不同的金属（或一种是非金属导体）作电极，活泼的作负极失电子 ②活泼的金属与电解质溶液发生氧化还原反应 ③两极相连形成闭合电路 二次电池：可充电的电池 二次能源：经过一次能源加工、转换得到的能源 常见电池 干电池 铅蓄电池 银锌电池 镉镍电池 燃料电池 第三节 化学反应的速率和极限 化学反应速率的概念：用单位时间里反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。 单位：mol/(L·s)或 mol/(L·min) 表达式 v(B) =△C/△t 同一反应中：用不同的物质所表示的表速率与反应方程式的系数成正比 影响化学反应速率的内因(主要因素） ：参加反应的物质的化学性质 外因 浓度 压强 温度 催化剂 颗粒大小 变化 大 高 高 加入 越小表面积越大 速率影响 快 快 快 快 快 化学反应的限度：研究可逆反应进行的程度（不能进行到底） 反应所能达到的限度：当可逆反应进行到正反应速率与逆反应速率相等时，反应物与生成物浓度不在改变， 达到表面上静止的一种“平衡状态”。 影响化学平衡的条件 浓度、 压强、 温度 化学反应条件的控制 尽可能使燃料充分燃烧提高原

高一化学模块 I 主要知识及化学方程式 一、 研究物质性质的方法和程序 1． 基本方法： 观察法、实验法、分类法、比较法 2． 基本程序： 第三步：用比较的方法对观察到的 现象进行分析、综合、推论，概括出结论。 二、 钠及其化合物的性质： 1． 钠在空 气中缓慢氧化： 4Na+O2==2Na2O 2． 钠在空气中燃烧： 2Na+O2 点燃====Na2O2 3． 钠 与水反应：2Na+2H2O=2NaOH+H2↑ 现象：①钠浮在水面上；②熔化为银白色小球；③在 水面上四处游动；④伴有嗞嗞响声；⑤滴有酚酞的水变红色。 4． 过氧化钠与水反应： 2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2 2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑ 5． 过氧化钠与二氧化碳反应： 6． 碳酸氢钠受热分解：2NaHCO3△==Na2CO3+H2O+CO2↑ 7． 氢氧化钠与碳酸氢钠 反 应 ： NaOH+NaHCO3=Na2CO3+H2O 8． 在碳酸钠溶液中通入二氧化碳： Na2CO3+CO2+H2O=2NaHCO3 三、 氯及其化合物的性质 1． 氯气与氢氧化钠的反应： Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O 2． 铁丝在氯气中燃烧： 2Fe+3Cl2 点燃===2FeCl3 3． 制 取漂白粉（氯气能通入石灰浆）2Cl2+2Ca（OH）2=CaCl2+Ca（ClO）2+2H2O 4． 氯气 与 水 的 反 应 ： Cl2+H2O=HClO+HCl 5 ． 次 氯 酸 钠 在 空 气 中 变 质 ： NaClO+CO2+H2O=NaHCO3+HClO 6 ． 次 氯 酸 钙 在 空 气 中 变 质 ： Ca （ ClO ） 2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO 四、 以物质的量为中心的物理量关系 1． 物质的量 n （mol）= N/N(A) 2． 物质的量 n（mol）= m/M 3． 标准状况下气体物质的量 n（mol） = V/V(m) 4． 溶液中溶质的物质的量 n（mol）=cV 五、 胶体： 1． 定义：分散质粒 子直径介于 1~100nm 之间的分散系。 2． 胶体性质： ① 丁达尔现象 ② 聚沉 ③ 电 泳 ④ 布朗运动 3． 胶体提纯：渗析 六、 电解质和非电解质 1． 定义：①条件： 水溶液或熔融状态；②性质：能否导电；③物质类别：化合物。 2． 强电解质：强酸、 强碱、大多数盐；弱电解质：弱酸、弱碱、水等。 3． 离子方程式的书写： ① 写： 写出化学方程式 ② 拆： 将易溶、 易电离的物质改写成离子形式， 其它以化学式形式出现。 下列情况不拆： 难溶物质、 难电离物质 （弱酸、 弱碱、 水等） 氧化物、 、 HCO3-等。 ③ 删： 将反应前后没有变化的离子符号删去。 ④ 查：检查元素是否守恒、电荷是否守恒。 4． 离子反应、离子共存问题：下列离子不能共存在同一溶液中： ① 生成难溶物质的 如 HCO3-、 离子： Ba2+与 SO42-； 如 Ag+与 Cl-等 ② 生成气体或易挥发物质： H+与 CO32-、 SO32-、S2-等；OH-与 NH4+等。 ③ 生成难电离的物质（弱电解质） ④ 发生氧化还 原反应：如：MnO4-与 I-；H+、NO3-与 Fe2+等 七、 氧化还原反应 1． （某元素）降 价——得到电子——被还原——作氧化剂——产物为还原

产物 2． （某元素）升价—— 失去电子——被氧化——作还原剂——产物为氧化产物 3． 氧化性： 氧化剂>氧化产物 还原性：还原剂>还原产物 八、 铁及其化合物性质 1． Fe2+及 Fe3+离子的检验： ① Fe2+的检验： （浅绿色溶液） a) 加氢氧化钠溶液，产生白色沉淀，继而变灰绿色，最后 变红褐色。 b) 加 KSCN 溶液，不显红色，再滴加氯水，溶液显红色。 ② Fe3+的检验： （黄色溶液） a) 加氢氧化钠溶液，产生红褐色沉淀。 b) 加 KSCN 溶液，溶液显红色。 2． 主要反应的化学方程式： ① 铁与盐酸的反应：Fe+2HCl=FeCl2+H2↑ ② 铁与硫 酸铜反应（湿法炼铜） ：Fe+CuSO4=FeSO4+Cu ③ 在氯化亚铁溶液中滴加氯水： （除去氯 化铁中的氯化亚铁杂质）3FeCl2+Cl2=2FeCl3 ④ 氢氧化亚铁在空气中变质：4Fe（OH） 2+O2+2H2O=4Fe（OH）3 ⑤ 在氯化铁溶液中加入铁粉：2FeCl3+Fe=3FeCl2 ⑥ 铜与氯 化铁反应（用氯化铁腐蚀铜电路板） ：2FeCl3+Cu=2FeCl2+CuCl2 ⑦ 少量锌与氯化铁反应： Zn+2FeCl3=2FeCl2+ZnCl2 ⑧ 足量锌与氯化铁反应：3Zn+2FeCl3=2Fe+3ZnCl2 九、 氮 及其化合物的性质 1． “雷雨发庄稼”涉及反应原理： ① N2+O2 放电===2NO ② 2NO+O2=2NO2 ③ 3NO2+H2O=2HNO3+NO 2． 氨的工业制法：N2+3H2 2NH3 3． 氨 的实验室制法： ① 原理：2NH4Cl+Ca(OH)2△==2NH3↑+CaCl2+2H2O ② 装置：与制 向下排空气法 ④ 检验方法： a) 用湿润的红色石蕊试纸试验， O2 相同 ③ 收集方法：

会变蓝色。 b) 用沾有浓盐酸的玻璃棒靠近瓶口， 有大量白烟产生。 NH3+HCl=NH4Cl ⑤ 干燥方法：可用碱石灰或氧化钙、氢氧化钠，不能用浓硫酸。 4． 氨与水的反应： NH3+H2O=NH3•H2O NH3•H2O NH4++OH- 5． 氨的催化氧化： 4NH3+5O2 4NO+6H2O （制 取硝酸的第一步） 6． 碳酸氢铵受热分解：NH4HCO3 NH3↑+H2O+CO2↑ 7． 铜与浓硝 酸反应：Cu+4HNO3=Cu（NO3）2+2NO2↑+2H2O 8． 铜与稀硝酸反应：3Cu+8HNO3=3Cu （NO3）2+2NO↑+4H2O 9． 碳与浓硝酸反应：C+4HNO3=CO2↑+4NO2↑+2H2O 10． 氯 化铵受热分解：NH4Cl NH3↑+HCl↑ 十、 硫及其化合物的性质 1． 铁与硫蒸气反应： Fe+S△==FeS 2． 铜与硫蒸气反应：2Cu+S△==Cu2S 3． 硫与浓硫酸反应：S+2H2SO4 （浓）△==3SO2↑+2H2O 4． 二氧化硫与硫化氢反应：SO2+2H2S=3S↓+2H2O 5． 铜与 浓硫酸反应：Cu+2H2SO4△==CuSO4+SO2↑+2H2O 6． 二氧化硫的催化氧化：2SO2+O2 2SO3 7． 二氧化硫与氯水的反应：SO2+Cl2+2H2O=H2SO4+2HCl 8． 二氧化硫与氢氧 化钠反应：SO2+2NaOH=Na2SO3+H2O 9． 硫化氢在充足的氧气中燃烧：2H2S+3O2 点燃 ===2SO2+2H2O 10． 硫化氢在不充足的氧气中燃烧： 2H2S+O2 点燃===2S+2H2O 十一、 镁及其化合物的性质 1． 在空气中点燃镁条：2Mg+O2 点燃===2MgO 2． 在氮气中点 燃镁条： 3Mg+N2 点燃===Mg3N2 3． 在

二氧化碳中点燃镁条： 2Mg+CO2 点燃===2MgO+C 4． 在氯气中点燃镁条：Mg+Cl2 点燃===MgCl2 5． 海水中提取镁涉及反应： ① 贝 壳煅烧制取熟石灰：CaCO3 高温===CaO+CO2↑ CaO+H2O=Ca（OH）2 ② 产生氢氧化镁 ③ 氢 氧 化 镁 转 化 为 氯 化 镁 ： Mg （ OH ） 沉 淀 ： Mg2++2OH-=Mg （ OH ） 2↓ 2+2HCl=MgCl2+2H2O ④ 电解熔融氯化镁：MgCl2 通电===Mg+Cl2↑ 十二、 Cl-、Br-、 I-离子鉴别： 1． 分别滴加 AgNO3 和稀硝酸，产生白色沉淀的为 Cl-；产生浅黄色沉淀 的为 Br-；产生黄色沉淀的为 I- 2． 分别滴加氯水，再加入少量四氯化碳，振荡，下层溶 液为无色的是 Cl-；下层溶液为橙红色的为 Br-；下层溶液为紫红色的为 I-。 十三、 常见 物质俗名 ①苏打、纯碱：Na2CO3；②小苏打：NaHCO3；③熟石灰：Ca（OH）2；④生 石灰：CaO；⑤绿矾：FeSO4•7H2O；⑥硫磺：S；⑦大理石、石灰石主要成分：CaCO3；⑧ 胆矾：CuSO4•5H2O；⑨石膏：CaSO4•2H2O；⑩明矾：KAl（SO4）2•12H2O 十四、 铝 2Al+6HCl=2AlCl3+3H2↑ 2． 铝与强碱的反应： 及其化合物的性质 1． 铝与盐酸的反应： 2Al+2NaOH+6H2O=2Na[Al （OH） 4]+3H2↑ 3．铝在空气中氧化： 4Al+3O2==2Al2O3 4．氧 5 ． 氧 化 铝 与 强 碱 反 应 ： 化 铝 与 酸 反 应 ： Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O Al2O3+2NaOH+3H2O=2Na[Al （ OH ） 4] 6 ． 氢 氧 化 铝 与 强 酸 反 应 ： Al （ OH ） 3+3HCl=AlCl3+3H2O 7． 氢氧化铝与强碱反应： （OH） Al 3+NaOH=Na[Al OH） （ 4] 8． 实 验室制取氢氧化铝沉淀：Al3++3NH3•H2O=Al（OH）3↓+3NH4+ 十五、 硅及及其化合物 性质 1． 硅与氢氧化钠反应：Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2↑ 2． 硅与氢氟酸反应： Si+4HF=SiF4+H2↑ 3． 二氧化硅与氢氧化钠反应：SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O 4． 二 氧化硅与氢氟酸反应：SiO2+4HF=SiF4↑+2H2O 5． 制造玻璃主要反应：SiO2+CaCO3 高 温===CaSiO3+CO2↑ SiO2+Na2CO3 高温===Na2SiO3+CO2↑

必修1全册基本内容梳理 必修 全册基本内容梳理

第一部分：从实验学化学 一、化学实验安全 1、 （1）做有毒气体的实验时，应在通风厨中进行，并注意对尾气进行适当处理（吸收或点 燃等） 。进行易燃易爆气体的实验时应注意验纯，尾气应燃烧掉或作适当处理。

（2）烫伤宜找医生处理。 （3）浓酸撒在实验台上，先用 Na2CO3 （或 NaHCO3）中和，后用水冲擦干净。浓酸沾 在皮肤上，宜先用干抹布拭去，再用水冲净。浓酸溅在眼中应先用稀 NaHCO3溶液淋洗， 然后请医生处理。 （4）浓碱撒在实验台上，先用稀醋酸中和，然后用水冲擦干净。浓碱沾在皮肤上，宜先用 大量水冲洗，再涂上硼酸溶液。浓碱溅在眼中，用水洗净后再用硼酸溶液淋洗。 （5）钠、磷等失火宜用沙土扑盖。 （6）酒精及其他易燃有机物小面积失火

，应迅速用湿抹布扑盖。 二．混合物的分离和提纯 分离和提纯的方法 分离的物质 应注意的事项 应用举例 过滤 用于固液混合的分离 一贴、二低、三靠 如粗盐的提纯 蒸馏 提纯或分离沸点不同的液体混合物 防止液体暴沸， 温度计水银球的位置， 如石油的蒸 馏中冷凝管中水的流向 如石油的蒸馏 萃取 利用溶质在互不相溶的溶剂里的溶解度不同，用一种溶剂把溶质从它与另一种溶剂所 组成的溶液中提取出来的方法选择的萃取剂应符合下列要求：和原溶液中的溶剂互不相溶； 对溶质的溶解度要远大于原溶剂 用四氯化碳萃取溴水里的溴、碘 分液 分离互不相溶的液体打开上端活塞或使活塞上的凹槽与漏斗上的水孔，使漏斗内外空 气相通。打开活塞，使下层液体慢慢流出，及时关闭活塞，上层液体由上端倒出如用四氯化 碳萃取溴水里的溴、碘后再分液 蒸发和结晶 用来分离和提纯几种可溶性固体的混合物加热蒸发皿使溶液蒸发时，要用玻璃 棒不断搅动溶液；当蒸发皿中出现较多的固体时，即停止加热 分离 NaCl 和 KNO3混合物 三、离子检验 离子 所加试剂 现象 离子方程式 Cl－ AgNO3、稀 HNO3 产生白色沉淀 Cl－＋Ag＋＝AgCl↓ SO42- 稀 HCl、BaCl2 白色沉淀 SO42-+Ba2＋=BaSO4↓ 四.除杂 注意事项：为了使杂质除尽，加入的试剂不能是“适量”，而应是“过量”；但过量的试剂必须 在后续操作中便于除去。 五、物质的量的单位――摩尔 1.物质的量（n）是表示含有一定数目粒子的集体的物理量。 2.摩尔（mol）: 把含有6.02 ×1023个粒子的任何粒子集体计量为1摩尔。 3.阿伏加德罗常数：把6.02 X1023mol-1叫作阿伏加德罗常数。 4.物质的量 ＝ 物质所含微粒数目/阿伏加德罗常数 n =N/NA 5.摩尔质量（M）(1) 定义：单位物质的量的物质所具有的质量叫摩尔质量.（2）单位：g/mol 或 g..mol-1(3) 数值：等于该粒子的相对原子质量或相对分子质量. 6.物质的量=物质的质量/摩尔质量 ( n = m/M ) 六、气体摩尔体积 1.气体摩尔体积（Vm） （1）定义：单位物质的量的气体所占的体积叫做气体摩尔体积.（2） 单位：L/mol 2.物质的量=气体的体积/气体摩尔体积 n=V/Vm 3.标准状况下, Vm = 22.4 L/mol 七、物质的量在化学实验中的应用 1.物质的量浓度.

（1）定义：以单位体积溶液里所含溶质 B 的物质的量来表示溶液组成的物理量，叫做溶质 B 的物质的浓度。 （2）单位：mol/L（3）物质的量浓度＝ 溶质的物质的量/溶液的体积 CB = nB/V 2.一定物质的量浓度的配制 （1）基本原理:根据欲配制溶液的体积和溶质的物质的量浓度，用有关物质的量浓度计算的 方法，求出所需溶质的质量或体积，在容器内将溶质用溶剂

稀释为规定的体积,就得欲配制 得溶液. （2）主要操作 a.检验是否漏水.b.配制溶液 1计算.2称量.3溶解.4转移.5洗涤.6定容.7摇匀8贮存溶液. 注意事项：A 选用与欲配制溶液体积相同的容量瓶. B 使用前必须检查是否漏水. C 不能在 容量瓶内直接溶解. D 溶解完的溶液等冷却至室温时再转移. E 定容时，当液面离刻度线 1―2cm 时改用滴管，以平视法观察加水至液面最低处与刻度相切为止. 3.溶液稀释：C(浓溶液)•V(浓溶液) =C(稀溶液)•V(稀溶液) 第二部分：化学物质及其变化 一、物质的分类 把一种（或多种）物质分散在另一种（或多种）物质中所得到的体系，叫分散系。被分散的 物质称作分散质（可以是气体、液体、固体） ，起容纳分散质作用的物质称作分散剂（可以 是气体、液体、固体） 。溶液、胶体、浊液三种分散系的比较 分散质粒子大小/nm 外观特征 能否通过滤纸 有否丁达尔效应 实例 溶液 小于1 均匀、透明、稳定 能 没有 NaCl、蔗糖溶液 胶体 在1—100之间 均匀、有的透明、较稳定 能 有 Fe(OH)3胶体 浊液 大于100 不均匀、不透明、不稳定 不能 没有 泥水 二、物质的化学变化 1、物质之间可以发生各种各样的化学变化，依据一定的标准可以对化学变化进行分类。 （1）根据反应物和生成物的类别以及反应前后物质种类的多少可以分为： A、化合反应（A+B=AB）B、分解反应（AB=A+B） C、置换反应（A+BC=AC+B） D、复分解反应（AB+CD=AD+CB） （2）根据反应中是否有离子参加可将反应分为： A、 离子反应： 有离子参加的一类反应。 主要包括复分解反应和有离子参加的氧化还原反应。 B、分子反应（非离子反应） （3）根据反应中是否有电子转移可将反应分为： A、氧化还原反应：反应中有电子转移（得失或偏移）的反应 实质：有电子转移（得失或偏移） 特征：反应前后元素的化合价有变化 B、非氧化还原反应 2、离子反应 （1） 、电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。酸、碱、盐都是电解 质。在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物，叫非电解质。 注意：①电解质、非电解质都是化合物，不同之处是在水溶液中或融化状态下能否导电。② 电解质的导电是有条件的： 电解质必须在水溶液中或熔化状态下才能导电。 ③能导电的物质 并不全部是电解质：如铜、铝、石墨等。④非金属氧化物（SO2、SO3、CO2） 、大部分的 有机物为非电解质。

（2） 、离子方程式：用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。它不仅表示一个具体 的化学反应，而且表示同一类型的离子反应。 复分解反应这类离子反应发生的条件是：生成沉淀、气体

或水。书写方法： 写：写出反应的化学方程式 拆：把易溶于水、易电离的物质拆写成离子形式 删：将不参加反应的离子从方程式两端删去 查：查方程式两端原子个数和电荷数是否相等 （3） 、离子共存问题 所谓离子在同一溶液中能大量共存， 就是指离子之间不发生任何反应； 若离子之间能发生反 应，则不能大量共存。 A、 结合生成难溶物质的离子不能大量共存:如 Ba2＋和 SO42-、 Ag＋和 Cl-、 Ca2＋和 CO32-、 Mg2＋和 OH-等 B、结合生成气体或易挥发性物质的离子不能大量共存：如 H＋和 C O 32-,HCO3-,SO32-， OH-和 NH4＋等 C、结合生成难电离物质（水）的离子不能大量共存：如 H＋和 OH-、CH3COO-，OH-和 HCO3-等。 D、发生氧化还原反应、水解反应的离子不能大量共存（待学） 注意：题干中的条件：如无色溶液应排除有色离子：Fe2＋、Fe3＋、Cu2＋、MnO4-等离 子，酸性（或碱性）则应考虑所给离子组外，还有大量的 H＋（或 OH-）（4）离子方程式 。 正误判断（六看） 一、看反应是否符合事实：主要看反应能否进行或反应产物是否正确 二、看能否写出离子方程式：纯固体之间的反应不能写离子方程式 三、看化学用语是否正确：化学式、离子符号、沉淀、气体符号、等号等的书写是否符合事 实 四、看离子配比是否正确 五、看原子个数、电荷数是否守恒 六、看与量有关的反应表达式是否正确（过量、适量） 3、氧化还原反应中概念及其相互关系如下： 失去电子——化合价升高——被氧化（发生氧化反应）——是还原剂（有还原性） 得到电子——化合价降低——被还原（发生还原反应）——是氧化剂（有氧化性） 第三部分:金属及其化合物 一、 金属活动性 Na＞Mg＞Al＞Fe。 二、金属一般比较活泼，容易与 O2反应而生成氧化物，可以与酸溶液反应而生成 H2，特 别活泼的如 Na 等可以与 H2O 发生反应置换出 H2，特殊金属如 Al 可以与碱溶液反应而得 到 H2。 三、 A12O3为两性氧化物，Al（OH）3为两性氢氧化物，都既可以与强酸反应生成盐和水，也 可以与强碱反应生成盐和水。 四、 五、Na2CO3和 NaHCO3比较 碳酸钠 碳酸氢钠 俗名 纯碱或苏打 小苏打 色态 白色晶体 细小白色晶体

水溶性 易溶于水，溶液呈碱性使酚酞变红 易溶于水（但比 Na2CO3溶解度小）溶液呈碱 性（酚酞变浅红） 热稳定性 较稳定，受热难分解 受热易分解 2NaHCO3 Na2CO3＋CO2↑＋H2O 与酸反应 CO32—＋H＋ H CO3— H CO3—＋H＋ CO2↑＋H2O H CO3—＋H＋ CO2↑＋H2O 相同条件下放出 CO2的速度 NaHCO3比 Na2CO3快 与碱反应 Na2CO3＋Ca（OH）2 CaCO3↓＋2NaOH 反应实质：CO32—与金属阳离子的复分解反应 NaHCO3＋NaOH Na2CO3＋H2O 反应实

质：H CO3—＋OH－ H2O＋CO32— 与 H2O 和 CO2的反应 Na2CO3＋CO2＋H2O 2NaHCO3 CO32—＋H2O＋CO2 H CO3— 不反应 与盐反应 CaCl2＋Na2CO3 CaCO3↓＋2NaCl Ca2＋＋CO32— CaCO3↓ 不反应 主要用途 玻璃、造纸、制皂、洗涤 发酵、医药、灭火器 转化关系 六、 ．合金：两种或两种以上的金属（或金属与非金属）熔合在一起而形成的具有金属特性 的物质。 合金的特点；硬度一般比成分金属大而熔点比成分金属低，用途比纯金属要广泛。

第四部分：非金属及其化合物

一、硅元素：无机非金属材料中的主角，在地壳中含量26.3％，次于氧。是一种亲氧元 素，以熔点很高的氧化物及硅酸盐形式存在于岩石、沙子和土壤中，占地壳质量90％以上。 位于第3周期，第ⅣA 族碳的下方。 Si 对比 C 最外层有4个电子，主要形成四价的化合物。 二、二氧化硅（SiO2） 天然存在的二氧化硅称为硅石，包括结晶形和无定形。石英是常见的结晶形二氧化硅，其中 无色透明的就是水晶，具有彩色环带状或层状的是玛瑙。二氧化硅晶体为立体网状结构，基 本单元是[SiO4]，因此有良好的物理和化学性质被广泛应用。 （玛瑙饰物，石英坩埚，光导 纤维） 物理：熔点高、硬度大、不溶于水、洁净的 SiO2无色透光性好 化学：化学稳定性好、除 HF 外一般不与其他酸反应，可以与强碱（NaOH）反应，是酸性 氧化物，在一定的条件下能与碱性氧化物反应 SiO2＋4HF == SiF4 ↑＋2H2O SiO2＋CaO ===(高温) CaSiO3 SiO2＋2NaOH == Na2SiO3＋H2O 不能用玻璃瓶装 HF，装碱性溶液的试剂瓶应用木塞或胶塞。 三、硅酸（H2SiO3）

酸性很弱（弱于碳酸）溶解度很小，由于 SiO2不溶于水，硅酸应用可溶性硅酸盐和其他酸 性比硅酸强的酸反应制得。 Na2SiO3＋2HCl == H2SiO3↓＋2NaCl 硅胶多孔疏松，可作干燥剂，催化剂的载体。 四、硅酸盐 硅酸盐是由硅、氧、金属元素组成的化合物的总称，分布广，结构复杂化学性质稳定。一般 不溶于水。 （Na2SiO3 、K2SiO3除外）最典型的代表是硅酸钠 Na2SiO3 ：可溶，其水溶 液称作水玻璃和泡花碱，可作肥皂填料、木材防火剂和黏胶剂。常用硅酸盐产品：玻璃、陶 瓷、水泥 四、硅单质 与碳相似，有晶体和无定形两种。晶体硅结构类似于金刚石，有金属光泽的灰黑色固体，熔 点高（1410℃） ，硬度大，较脆，常温下化学性质不活泼。是良好的半导体，应用：半导体 晶体管及芯片、光电池、 五、氯元素：位于第三周期第ⅦA 族，原子结构： 容易得到一个电子形成 氯离子 Cl－,为典型的非金属元素，在自然界中以化合态存在。 六、氯气 物理性质：黄绿色气体，有刺激性气味、可溶于水、加压和降温条件下可变为

液态(液氯)和 固态。 制法:MnO2＋4HCl (浓) MnCl2＋2H2O＋Cl2 闻法:用手在瓶口轻轻扇动,使少量氯气进入鼻孔。 化学性质：很活泼，有毒，有氧化性， 能与大多数金属化合生成金属氯化物（盐） 。也能与 非金属反应： 2Na＋Cl2 ===(点燃) 2NaCl 2Fe＋3Cl2===(点燃) 2FeCl3 Cu＋Cl2===(点燃) CuCl2 Cl2＋H2 ===(点燃) 2HCl 现象：发出苍白色火焰，生成大量白雾。 燃烧不一定有氧气参加， 物质并不是只有在氧气中才可以燃烧。 燃烧的本质是剧烈的氧化还 原反应，所有发光放热的剧烈化学反应都称为燃烧。 Cl2的用途： ①自来水杀菌消毒 Cl2＋H2O == HCl＋HClO 2HClO ===(光照) 2HCl＋O2 ↑ 1体积的水溶解2体积的氯气形成的溶液为氯水，为浅黄绿色。其中次氯酸 HClO 有强氧化 性和漂泊性，起主要的消毒漂白作用。次氯酸有弱酸性，不稳定，光照或加热分解，因此久 置氯水会失效。 ②制漂白液、漂白粉和漂粉精 制漂白液 Cl2＋2NaOH=NaCl＋NaClO＋H2O ，其有效成分 NaClO 比 HClO 稳定多,可长 期存放制漂白粉(有效氯35％)和漂粉精(充分反应有效氯70％) 2Cl2＋2Ca(OH)2=CaCl2＋ Ca(ClO)2＋2H2O ③与有机物反应，是重要的化学工业物质。 ④用于提纯 Si、Ge、Ti 等半导体和钛 ⑤有机化工：合成塑料、橡胶、人造纤维、农药、染料和药品 七、氯离子的检验 使用硝酸银溶液，并用稀硝酸排除干扰离子（CO32－、SO32－） HCl＋AgNO3 == AgCl ↓＋HNO3 NaCl＋AgNO3 == AgCl ↓＋NaNO3 Na2CO3＋2AgNO3 ==Ag2CO¬3 ↓＋2NaNO3

Ag2CO¬3＋2HNO3 == 2AgNO3＋CO2 ↑＋H2O Cl－＋Ag＋ == AgCl ↓ 八、二氧化硫 制法（形成） ：硫黄或含硫的燃料燃烧得到（硫俗称硫磺，是黄色粉末） S＋O2 ===(点燃) SO2 物理性质：无色、刺激性气味、容易液化，易溶于水（1：40体积比） 化学性质：有毒，溶于水与水反应生成亚硫酸 H2SO3，形成的溶液酸性，有漂白作用，遇 热会变回原来颜色。这是因为 H2SO3不稳定，会分解回水和 SO2 SO2＋H2O H2SO3 因此这个化合和分解的过程可以同时进行，为可逆反应。 可逆反应——在同一条件下， 既可以往正反应方向发生， 又可以向逆反应方向发生的化学反 应称作可逆反应，用可逆箭头符号 连接。 九、一氧化氮和二氧化氮 一氧化氮在自然界形成条件为高温或放电：N2＋O2 ========(高温或放电) 2NO，生成的 一氧化氮很不稳定，在常温下遇氧气即化合生成二氧化氮： 2NO＋O2 == 2NO2 一氧化氮的介绍：无色气体，是空气中的污染物，少量 NO 可以治疗心血管疾病。 二氧化氮的介绍：红棕色气体、刺激性气味、有毒、易液化、易溶于水，并与水反应： 3 NO2＋H2O == 2HNO3＋NO 这是工业制硝酸的方法。 十、大气污染 SO2 、NO2溶于雨水形成酸雨。防治措施：

① 从燃料燃烧入手。 ② 从立法管理入手。 ③从能源利用和开发入手。 ④从废气回收利用，化害为利入手。 (2SO2＋O2 2SO3 SO3＋H2O= H2SO4) 十一、硫酸 物理性质：无色粘稠油状液体，不挥发，沸点高，密度比水大。 化学性质：具有酸的通性，浓硫酸具有脱水性、吸水性和强氧化性。是强氧化剂。 C12H22O11 ======(浓 H2SO4) 12C＋11H2O 放热 2 H2SO4 (浓)＋C CO2 ↑＋2H2O＋SO2 ↑ 还能氧化排在氢后面的金属，但不放出氢气。 2 H2SO4 (浓)＋Cu CuSO4＋2H2O＋SO2 ↑ 稀硫酸：与活泼金属反应放出 H2 ，使酸碱指示剂紫色石蕊变红，与某些盐反应，与碱性氧 化物反应，与碱中和 十二、硝酸 物理性质：无色液体，易挥发，沸点较低，密度比水大。 化学性质： 具有一般酸的通性， 浓硝酸和稀硝酸都是强氧化剂。 还能氧化排在氢后面的金属， 但不放出氢气。 4HNO3(浓)＋Cu == Cu(NO3)2＋2NO2 ↑＋4H2O 8HNO3(稀)＋3Cu 3Cu(NO3)2＋2NO ↑＋4H2O 反 应 条 件 不 同 ， 硝 酸 被 还 原 得 到 的 产 物 不 同 ， 可 以 有 以 下 产 物:N(+4)O2,HN(+3)O2,N(+2)O,N(+1)2O,N(0)2, N(-3)H3△硫酸和硝酸：浓硫酸和浓硝酸都 能钝化某些金属（如铁和铝）使表面生成一层致密的氧化保护膜，隔绝内层金属与酸，阻止 反应进一步发生。因此，铁铝容器可以盛装冷的浓硫酸和浓硝酸。硝酸和硫酸都是重要的化 工原料和实验室必备的重要试剂。可用于制化肥、农药、炸药、染料、盐类等。硫酸还用于

精炼石油、金属加工前的酸洗及制取各种挥发性酸。 十三、氨气及铵盐 氨气的性质：无色气体，刺激性气味、密度小于空气、极易溶于水（且快）1：700体积比。 溶于水发生以下反应使水溶液呈碱性：NH3＋H2O NH3•H2O NH4＋＋OH－可作红色喷泉 实验。 生成的一水合氨 NH3•H2O 是一种弱碱， 很不稳定， 会分解， 受热更不稳定： NH3•H2O ===(△) NH3 ↑＋H2O 浓氨水易挥发除氨气，有刺激难闻的气味。 氨气能跟酸反应生成铵盐：NH3＋HCl == NH4Cl (晶体) 氨是重要的化工产品，氮肥工业、有机合成工业及制造硝酸、铵盐和纯碱都离不开它。氨气 容易液化为液氨，液氨气化时吸收大量的热，因此还可以用作制冷剂。 铵盐的性质：易溶于水（很多化肥都是铵盐） ，受热易分解，放出氨气： NH4Cl NH3 ↑＋HCl ↑ NH4HCO3 NH3 ↑＋H2O ↑＋CO2 ↑ 可以用于实验室制取氨气： （干燥铵盐与和碱固体混合加热） NH4NO3＋NaOH Na NO3＋H2O＋NH3 ↑ 2NH4Cl＋Ca(OH)2 CaCl2＋2H2O＋2NH3 ↑ 用向下排空气法收集，红色石蕊试纸检验是否收集满

必修 2 复习 知识点归纳 一、元素周期表 ★熟记等式：原子序数=核电荷数=质子数=核外 电子数 1、元素周期表的编排原则： ①按照原子序数

递增的顺序从左到右排列； ②将电 子层数相同的元素排成一个横行——周期； ③把最外层电子数相同的元素按电子层数递增 的顺序从上到下排成纵行——族 2、如何精确表示元素在周期表中的位置： 周期序数＝ 电子层数；主族序数＝最外层电子数 口诀：三短三长一不全；七主七副零八族 熟记：三 个短周期，第一和第七主族和零族的元素符号和名称 3、元素金属性和非金属性判断依据： ①元素金属性强弱的判断依据： 单质跟水或酸起反应置换出氢的难易； 元素最高价氧 化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱； 置换反应。 ②元素非金属性强弱的判断依据： 单质与氢气生成气态氢化物的难易及气态氢化物的稳定性； 最高价氧化物对应的水化物 的酸性强弱； 置换反应。 4、核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。 ①质量数==质子数+中子数： == Z + N ②同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素 A 的不同原子， 互称同位素。 （同一元素的各种同位素物理灾什煌灾氏嗤? 二、 元 素周期律 1、影响原子半径大小的因素：①电子层数：电子层数越多，原子半径越大（最 主要因素） ②核电荷数：核电荷数增多，吸引力增大，使原子半径有减小的趋向（次要因 素） ③核外电子数：电子数增多，增加了相互排斥，使原子半径有增大的倾向 2、元素 的化合价与最外层电子数的关系：最高正价等于最外层电子数（氟氧元素无正价） 负化合 价数 = 8—最外层电子数（金属元素无负化合价） 3、同主族、同周期元素的结构、性质 递变规律： 同主族：从上到下，随电子层数的递增，原子半径增大，核对外层电子吸引能 力减弱，失电子能力增强，还原性（金属性）逐渐增强，其离子的氧化性减弱。 同周期： 左→右，核电荷数——→逐渐增多，最外层电子数——→逐渐增多 原子半径——→逐渐减

小，得电子能力——→逐渐增强，失电子能力——→逐渐减弱 氧化性——→逐渐增强，还 原性——→逐渐减弱，气态氢化物稳定性——→逐渐增强 最高价氧化物对应水化物酸性 ——→逐渐增强，碱性 ——→ 逐渐减弱 三、 化学键 含有离子键的化合物就是离子化 合物；只含有共价键的化合物才是共价化合物。 用电子式表示出下列物质： CO2、N2、 H2S、CH4、Ca(OH)2、Na2O2 、H2O2 等 如： NaOH 中含极性共价 键与离子键，NH4Cl 中含极性共价键与离子键，Na2O2 中含非极性共价键与离子键，H2O2 中含极性和非极性共价键 一、化学能与热能 1、在任何的化学反应中总伴有能量的变化。 原因：当物质发生化学 反应时，断开反应物中的化学键要吸

收能量，而形成生成物中的化学键要放出能量。化学键 的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。 一个确定的化学反应在发生过程中是吸收 能量还是放出能量，决定于反应物的总能量与生成物的总能量的相对大小。E 反应物总能量 ＞E 生成物总能量，为放热反应。E 反应物总能量＜E 生成物总能量，为吸热反应。 2、常 见的放热反应和吸热反应 常见的放热反应：①所有的燃烧与缓慢氧化。②酸碱中和反应。 ③金属与酸、水反应制氢气。 ④大多数化合反应（特殊：C＋CO2 2CO 是吸热反应） 。 常见的吸热反应：①以 C、H2、CO 为还原剂的氧化还原反应如：C(s)＋H2O(g) CO(g)＋ H2(g)。 ②铵盐和碱的反应如 Ba(OH)2•8H2O＋NH4Cl＝BaCl2＋2NH3↑＋10H2O ③大多数 分解反应如 KClO3、KMnO4、CaCO3 的分解等。 [练习]1、下列反应中，即属于氧化还原 B.灼热的 反应同时又是吸热反应的是（ B ） A.Ba(OH)2.8H2O 与 NH4Cl 反应 炭与 CO2 反应 C.铝与稀盐酸 D.H2 与 O2 的燃烧反应 2、 已知反应 X＋Y＝M＋N 为放热反应，对该反应的下列说法中正确的是（ C ） A. X 的能量一定高 C. X 和 Y 的总能量一定高于 M 和 N 的总能量 D. 于M B. Y 的能量一定高于 N 因该反应为放热反应，故不必加热就可发生 二、化学能与电能 1、化学能转化为电能的 方式： 电能 (电力) 火电（火力发电） 化学能→热能→机械能→电能 缺点：环境污染、 低效 原电池 将化学能直接转化为电能 优点：清洁、高效 2、原电池原理（1）概念： 把化学能直接转化为电能的装置叫做原电池。 （2）原电池的工作原理：通过氧化还原反 （1）有活泼性不同 应（有电子的转移）把化学能转变为电能。 （3）构成原电池的条件： 的两个电极； （2）电解质溶液（3）闭合回路（4）自发的氧化还原反应 （4）电极名称及 发生的反应： 负极：较活泼的金属作负极，负极发生氧化反应， 电极反应式：较活泼金 属－ne－＝金属阳离子 负极现象：负极溶解，负极质量减少。 正极：较不活泼的金属或 石墨作正极，正极发生还原反应， 电极反应式：溶液中阳离子＋ne－＝单质 正极的现象： 一般有气体放出或正极质量增加。 （5）原电池正负极的判断方法： ①依据原电池两极 的材料： 较活泼的金属作负极（K、Ca、Na 太活泼，不能作电极） 较不活泼金属或可 ； 导电非金属（石墨） 、氧化物（MnO2）等作正极。 ②根据电流方向或电子流向： （外电路） 的电流由正极流向负极；电子则由负极经外电路流向原电池的正极。 ③根据内电路离子的 迁移方向： 阳离子流向原电池正极， 阴离子流向原电池负极。 ④根据原电池中的反应类型： 负极：

失电子，发生氧化反应，现象通常是电极本身消耗，质量减小。 正极：得电子， 发生还原反应， 现象是常伴随金属的析出或 H2 的放出。 （6） 原电池电极反应的书写方法： （i）原电池反应所依托的化学反应原理是氧化还原反应，负极反应是氧化反应，正极反 应是还原反应。因此书写电极反应的方法归纳如下： ①写出总反应方程式。 ②把总反 应根据电子得失情况，分成氧化反应、还原反应。 ③氧化反应在负极发生，还原反应在正 极发生，反应物和生成物对号入座，注意酸碱介质和水等参与反应。 （ii）原电池的总反 应式一般把正极和负极反应式相加而得。 （7）原电池的应用：①加快化学反应速率，如 粗锌制氢气速率比纯锌制氢气快。②比较金属活动性强弱。③设计原电池。④金属的防腐。 三、化学反应的速率和限度 1、化学反应的速率 （1）概念：化学反应速率通常用单位

时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量（均取正值）来表示。 计算公式： v(B)＝ ＝ ①单位：mol/(L•s)或 mol/(L•min) ②B 为溶液或气体，若 B 为固体或纯液体不 计算速率。 ③重要规律：速率比＝方程式系数比 （2）影响化学反应速率的因素： 内 因：由参加反应的物质的结构和性质决定的（主要因素） 外因：①温度：升高温度，增 。 大速率 ②催化剂：一般加快反应速率（正催化剂） ③浓度：增加 C 反应物的浓度， 增大速率（溶液或气体才有浓度可言） ④压强：增大压强，增大速率（适用于有气体参加 、固体的表面积（颗粒大小） 、反应物的状态（溶剂） 、 的反应） ⑤其它因素：如光（射线） 原电池等也会改变化学反应速率。 2、化学反应的限度——化学平衡 （1）化学平衡状态 的特征：逆、动、等、定、变。 ①逆：化学平衡研究的对象是可逆反应。 ②动：动态平 衡，达到平衡状态时，正逆反应仍在不断进行。 ③等：达到平衡状态时，正方应速率和逆 反应速率相等，但不等于 0。即 v 正＝v 逆≠0。 ④定：达到平衡状态时，各组分的浓度保 持不变，各组成成分的含量保持一定。 ⑤变：当条件变化时，原平衡被破坏，在新的条件 下会重新建立新的平衡。 （3）判断化学平衡状态的标志： ① VA（正方向）＝VA（逆方 向）或 nA（消耗）＝nA（生成） （不同方向同一物质比较） ②各组分浓度保持不变或百分 含量不变 ③借助颜色不变判断（有一种物质是有颜色的） ④总物质的量或总体积或总压 强或平均相对分子质量不变（前提：反应前后气体的总物质的量不相等的反应适用，即如对 于反应 xA＋yB zC，x＋y≠z ） [练习]1、用铁片与稀硫酸反应

制取氢气时，下列措施不能 B.加热 C.滴加少 使反应速率加快的是（ A ） A.不用稀硫酸，改用 98%浓硫酸 量 CuSO4 溶液 D.不用铁片，改用铁粉 2、下列四种 X 溶液，均能跟盐酸反 应， 其中反应最快的是 （ C ） A.10℃ 20 mL 3mol/L 的 X 溶液 B.20℃ 30 mL 2molL D.10℃ 10 mL 2mol/L 的 X 溶液 3、对于 的 X 溶液 C.20℃ 10 mL 4mol/L 的 X 溶液 可逆反应 2SO2+O2 2SO3，在混合气体中充入一定量的 18O2，足够长的时间后，18O 原子 （ D ） A.只存在于 O2 中 B.只存在于 O2 和 SO3 中 C. 只存在 于 O2 和 SO2 中 D. 存在于 O2、SO2 和 SO3 中 4、对化学反应限度的叙述，错 误的是（ D ） A.任何可逆反应都有一定的限度 B.化学反应达到限度时，正逆 D.化学反应的限度是不可改变的 反应速率相等 C.化学反应的限度与时间的长短无关 5、在一定温度下，可逆反应 A(气)＋3B(气) 2C(气)达到平衡的标志是（ A ） A.C 生 B、 成的速率与 C 分解的速率相等 B. A、 C 的浓度相等 C. A、 C 的分子数比为 1:3:2 B、 D.单位时间生成 n mol A，同时生成 3n mol B 一、有机物的概念 1、定义：含有碳元素的 化合物为有机物（碳的氧化物、碳酸、碳酸盐、碳的金属化合物等除外） 2、特性：①种 类多②大多难溶于水，易溶于有机溶剂③易分解，易燃烧④熔点低，难导电、大多是非电解 质⑤反应慢，有副反应（故反应方程式中用“→”代替“=”） 二、甲烷 烃—碳氢化合物：仅 有碳和氢两种元素组成（甲烷是分子组成最简单的烃） 1、物理性质：无色、无味的气体， 极难溶于水，密度小于空气，俗名：沼气、坑气 2、分子结构：CH4：以碳原子为中心， 四 个氢 原子为顶点 的正四面体 （键角： 109 度 28 分 ） 3、化 学性质：①氧 化反应： （产物气体如何检验？） 甲烷与 KMnO4 不发生反应，所以不能使紫色 KMnO4 溶液褪色 ②取代反应： （三氯甲烷又叫氯仿， 四氯甲烷又叫四氯化碳，二氯甲烷只有一种结构，说明甲烷是正四面体结构） 4、同系物： 结构相似，在分子组成上相差一个或若干个 CH2 原子团的物质（所有的烷烃都是同系物） 5、同分异构体：化合物具有相同的分子式，但具有不同结构式（结构不同导致性质不同） 烷烃的溶沸点比较：碳原子数不同时，碳原子数越多，溶沸点越高；碳原子数相同时，支 链数越多熔沸点越低 同分异构体书写：会写丁烷和戊烷的同分异构体 三、乙烯 1、乙烯 的制法： 工业制法： 石油的裂解气 （乙烯的产量是一个国家石油化工发展水平的标志之一） 2、物理性质：无色、稍有气味的气体，比空气略轻，难溶于水 3、结构：不饱和烃，分

子中含碳碳双键， 个原子共平面， 6 键角为 120° 4、 化

学性质： （1） 氧化反应： C2H4+3O2 可以使酸性 KMnO4 溶液褪色，说明乙烯 2CO2+2H2O（火焰明亮并伴有黑烟） 能被 KMnO4 氧化，化学性质比烷烃活泼。 （2）加成反应：乙烯可以使溴水褪 色，利用此反应除乙烯 乙烯还可以和氢气、氯化氢、水等发生加成反应。 CH2=CH2 + H2→CH3CH3 CH2=CH2+HCl→CH3CH2Cl （ 一 氯 乙 烷 ） CH2=CH2+H2O→CH3CH2OH（乙醇） （3）聚合反应： 四、苯 1、物理性质：无色 有特殊气味的液体，密度比水小，有毒，不溶于水，易溶于有机 溶剂，本身也是良好的有 机溶剂。 2、苯的结构：C6H6（正六边形平面结构）苯分子里 6 个 C 原子之间的键完全相 同， 碳碳键键能大于碳碳单键键能小于碳碳单键键能的 2 倍， 键长介于碳碳单键键长和双键 键长之间 键角 120°。 3、 化学性质 （1） 氧化反应 2C6H6+15O2 12CO2+6H2O （火 焰明亮， 冒浓烟） 不能使酸性高锰酸钾褪色 （2） 取代反应 ① + Br2 + HBr 铁粉的作用：与溴反应生成溴化铁做催化剂；溴苯无色密度 比水大 ② 苯与硝酸（用 HONO2 表示）发生取代反应，生成无色、不溶于水、密度大于 水、有毒的油状液体——硝基苯。 + HONO2 + H2O 反应用水浴加 热，控制温度在 50—60℃，浓硫酸做催化剂和脱水剂。 （3）加成反应 用镍做催化剂， 苯与氢发生加成反应，生成环己烷。 + 3H2 （也可以和氯气加成生成六 六六，一种农药） 五、乙醇 1、物理性质：无色有特殊香味的液体，密度比水小，与水 加无水硫酸铜； 如何得到无水乙醇： 加生石灰， 以任意比互溶 如何检验乙醇中是否含有水： 蒸馏 2、结构: CH3CH2OH（含有官能团：羟基） 3、化学性质 （1） 乙醇与金属钠的 反应：2CH3CH2OH+2Na 2CH3CH2ONa+H2↑（取代反应） （2） 乙醇的氧化反应★ ① 乙醇的燃烧：CH3CH2OH+3O2 2CO2+3H2O ②乙醇的催化氧化反应 2CH3CH2OH+O2 2CH3CHO+2H2O ③乙醇被强氧化剂氧化反应 CH3CH2OH CH3COOH 六、乙酸（俗名： 醋酸） 1、物理性质：常温下为无色有强烈刺激性气味的液体，易结成冰一样的晶体，所 以纯净的乙酸又叫冰醋酸，与水、酒精以任意比互溶 2、结构：CH3COOH（含羧基，可以 看作由羰基和羟基组成） 3、乙酸的重要化学性质 （1） 乙酸的酸性：弱酸性，但酸性 比碳酸强，具有酸的通性 ①乙酸能使紫色石蕊试液变红 ②乙酸能与碳酸盐反应，生成二 氧 化 碳 气 体 利 用 乙 酸 的 酸 性 ， 可 以 用 乙 酸 来 除 去 水 垢 （ 主 要 成 分 是 CaCO3 ） ： 2CH3COOH+CaCO3 （CH3COO）2Ca+H2O+CO2↑ 乙酸还可以与碳酸钠反应，也能生成 二氧化碳气体： 2CH3COOH+Na2CO3 2CH3COONa+H2O+CO2↑ 上述两个反应都可以证 明乙酸的酸性比碳酸的酸性强。 （2） 乙酸的酯化反应 （酸脱羟

基，醇脱氢，酯化反 应属于取代反应） 乙酸与乙醇反应的主要产物乙酸乙酯是一种无色、有香味、密度比水的 小、不溶于水的油状液体。在实验时用饱和碳酸钠吸收，目的是为了吸收挥发出的乙醇和乙 酸，降低乙酸乙酯的溶解度；反应时要用冰醋酸和无水乙醇，浓硫酸做催化剂和吸水剂 化 学与可持续发展 一、金属矿物的开发利用 1、常见金属的冶炼：①加热分解法：②加热 还原法：铝热反应 ③电解法：电解氧化铝 2、金属活动顺序与金属冶炼的关系： 金属活 动性序表中，位置越靠后，越容易被还原，用一般的还原方法就能使金属还原；金属的位置 越靠前，越难被还原，最活泼金属只能用最强的还原手段来还原。 （离子） 二、海水资源 的开发利用 1、海水的组成：含八十多种元素。 其中，H、O、Cl、Na、K、Mg、Ca、 S、C、F、B、Br、Sr 等总量占 99%以上，其余为微量元素；特点是总储量大而浓度小 2、 海水资源的利用： （1）海水淡化： ①蒸馏法；②电渗析法； ③离子交换法； ④反渗 透法等。 （2）海水制盐：利用浓缩、沉淀、过滤、结晶、重结晶等分离方法制备得到各 种盐。 三、环境保护与绿色化学 绿色化学理念 核心：利用化学原理从源头上减少和消 除工业生产对环境造成的污染。又称为“环境无害化学”、“环境友好化学”、“清洁化学”。 从环境观点看：强调从源头上消除污染。 （从一开始就避免污染物的产生） 从经济观点看：

它提倡合理利用资源和能源，降低生产成本。 （尽可能提高原子利用率） 热点：原子经济 性——反应物原子全部转化为最终的期望产物，原子利用率为 100%

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化学必修二总结

2009-04-11 10:14

1 化学元素周期表 元素周期律 化学键: 元素周期表是元素周期律用表格表达的具体形式，它反映元素原子的内部结构和它们之间相互联系的规律。 元素周期表简称周期表。元素周期表有很多种表达形式，目前最常用的是维尔纳长式周期表。元素周期表有 7个周期，有16个族和4个区。元素在周期表中的位置能反映该元素的原子结构。周期表中同一横列元素构成 一个周期。同周期元素原子的电子层数等于该周期的序数。同一纵行（第Ⅷ族包括3个纵行）的元素称“族”。 族是原子内部外电子层构型的反映。例如外电子构型，IA 族是 ns1，IIIA 族是 ns2 np1，O 族是 ns2 np4， IIIB 族是（n-1） d1·ns2等。元素周期表能形象地体现元素周期律。根据元素周期表可以推测各种元素的原子结 构以及元素及其化合物性质的递变规律。当

年，门捷列夫根据元素周期表中未知元素的周围元素和化合物的 性质，经过综合推测，成功地预言未知元素及其化合物的性质。现在科学家利用元素周期表，指导寻找制取 半导体、催化剂、化学农药、新型材料的元素及化合物。 现代化学的元素周期律是1869年俄国科学家德米特里·伊万诺维奇·门捷列夫（Dmitri Ivanovich Mendeleev )首 先整理，他将当时已知的63种元素依原子量大小并以表的形式排列，把有相似化学性质的元素放在同一行， 就是元素周期表的雏形。利用周期表，门捷列夫成功的预测当时尚未发现的元素的特性(镓、钪、锗)。1913 年英国科学家莫色勒利用阴极射线撞击金属产生 X 射线，发现原子序越大，X 射线的频率就越高，因此他认 为核的正电荷决定了元素的化学性质，并把元素依照核内正电荷(即质子数或原子序)排列，经过多年修订后 才成为当代的周期表。当然还有未知元素等待我们探索． 这张表揭示了物质世界的秘密，把一些看来似乎互不相关的元素统一起来，组成了一个完整的自然体系。 [编辑本段]元素周期表的记忆 先背熟元素周期表，然后就会慢慢找出各族元素的规律，以后见到没有学过的元素，只要是同一族的都会知

道有什么特点，有什么化学性质，那就不是可以举一反三了。 元素周期表中元素及其化合物的递变性规律 1 原子半径 （1）除第1周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小； （2）同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增蟆? 2 元素化合价 （1）除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价由碳族-4递增到 -1（氟无正价，氧无+6价，除外） ； （2）同一主族的元素的最高正价、负价均相同 (3) 所有单质都显零价 3 单质的熔点 （1）同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减； （2）同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增 4 元素的金属性与非金属性 （1）同一周期的元素电子层数相同。因此随着核电荷数的增加，原子越容易得电子，从左到右金属性递减， 非金属性递增； （2）同一主族元素最外层电子数相同，因此随着电子层数的增加，原子越容易失电子，从上到下金属性递 增，非金属性递减。 5 最高价氧化物和水化物的酸碱性 元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强；元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物的 酸性越强。 6 非金属气态氢化物 元素非金属性越强，气态氢化物越稳定。同周期非金属元素的非

金属性越强，其气态氢化物水溶液一般酸性 越强；同主族非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液的酸性越弱。 7 单质的氧化性、还原性 一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的阳离子氧化性越弱；元素的非金属性越强，其单 质的氧化性越强，其简单阴离子的还原性越弱。 [编辑本段]推断元素位置的规律 判断元素在周期表中位置应牢记的规律： （1）元素周期数等于核外电子层数； （2）主族元素的序数等于最外层电子数。 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 (1) 阳离子半径原子半径 (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。 以上不适合用于稀有气体! 化学键（chemical bond）是指分子或晶体内相邻原子（或离子）间强烈的相互作用。 例如，在水分子 H2O 中2个氢原子和1个氧原子通过化学键结合成水分子 。化学键有3种极限类型 ，即离子 键、共价键和金属键。离子键是由异性电荷产生的吸引作用，例如氯和钠以离子键结合成 NaCl。共价键是 两个或几个原子通过共用电子对产生的吸引作用，典型的共价键是两个原子借吸引一对成键电子而形成的。 例如，两个氢核同时吸引一对电子，形成稳定的氢分子。金属键则是使金属原子结合在一起的相互作用，可

以看成是高度离域的共价键。定位于两个原子之间的化学键称为定域键。由多个原子共有电子形成的多中心 键称为离域键。除此以外，还有过渡类型的化学键：由于粒子对电子吸引力大小的不同，使键电子偏向一方 的共价键称为极性键，由一方提供成键电子的化学键称为配位键。极性键的两端极限是离子键和非极性键， 离域键的两端极限是定域键和金属键。 1、离子键[1]是右正负离子之间通过静电引力吸引而形成的，正负离子为球形或者近似球形，电荷球形对称 分布，那么离子键就可以在各个方向上发生静电作用，因此是没有方向性的。 2、一个离子可以同时与多个带相反电荷的离子互相吸引成键，虽然在离子晶体中，一个离子只能与几个带 相反电荷的离子直接作用（如 NaCl 中 Na+可以与6个 Cl-直接作用） ，但是这是由于空间因素造成的。在距离 较远的地方，同样有比较弱的作用存在，因此是没有饱和性的。 化学键的概念是在总结长期实践经验的基础上建立和发展起来的，用来概括观察到的大量化学事实，特别是 用来说明原子为何以一定的比例结合成具有确定几何形状的、相对稳定和相对

独立的、性质与其组成原子完 全不同的分子。开始时，人们在相互结合的两个原子之间画一根短线作为化学键的符号 ；电子发现以后 ， 1916年 G.N.路易斯提出通过填满电子稳定壳层形成离子和离子键或者通过两个原子共有一对电子形成共价 键的概念，建立化学键的电子理论。 量子理论建立以后，1927年 W.H.海特勒和 F.W.伦敦通过氢分子的量子力学处理，说明了氢分子稳定存在的 原因 ，原则上阐明了化学键的本质。通过以后许多人 ，物别是 L.C.鲍林和 R.S.马利肯的工作，化学键的理 论解释已日趋完善。 1、共价键的形成是成键电子的原子轨道发生重叠，并且要使共价键稳定，必须重叠部分最大。由于除了 s 轨道之外，其他轨道都有一定伸展方向，因此成键时除了 s-s 的 σ 键（如 H2）在任何方向都能最大重叠外， 其他轨道所成的键都只有沿着一定方向才能达到最大重叠。 2、旧理论：共价键形成的条件是原子中必须有成单电子，自旋方向必须相反，由于一个原子的一个成单电 子只能与另一个成单电子配对，因此共价键有饱和性。如原子与 Cl 原子形成 HCl 分子后，不能再与另外一 个 Cl 形成 HCl2了。 3、新理论：共价键形成时，成键电子所在的原子轨道发生重叠并分裂，成键电子填入能量较低的轨道即成 键轨道。如果还有其他的原子参与成键的话，其所提供的电子将会填入能量较高的反键轨道，形成的分子也 将不稳定。 像 HCL 这样的共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物 2。化学能与热能 化学能与电能 反应速率及限度： 用眼睛不能直接观察到反应中的热量变化，那么，你将采取哪些简单易行的办法 化学反应中的能量变化经常表现为热量的变化，有的放热，有的吸热。 1、中和反应都是放热反应。 2、三个反应的化学方程式虽然不同，反应物也不同，但本质是相同的，都是氢离 子与氢氧根离子反应生成水的反应，属于中和反应。由于三个反应中氢离子与氢氧根离子的量都相等，生成 水的量也相等，所以放出的热量也相等。 3、中和热：酸与碱发生中和反应生成1mol 水所释放的热量称为中和热。 4、要精确地测定反应中的能量变化，一是要注重“量的问题”，二是要最大限度地 减小实验误差。 化学反应的本质是反应物中化学键的断裂和生成物中化学键的形成。化学键是物质内部微 粒之间强烈的相互作用，断开反应物中的化学键需要吸收能量，形成生成物中的化学键要放出能量。氢气和 氯气反应的本质是在一定的条件下，氢气分子和氯气分子中的 H-H 键和 Cl-Cl 键断开，氢原子和氯原子通过 形成 H-Cl 键而结合成 HCl 分子。 1molH2中含有1

molH-H 键， 1mol Cl2中含有1mol Cl-Cl 键， 在25℃和101kPa 的条件下，断开1molH-H 键要吸收436kJ 的能量，断开1mol Cl-Cl 键要吸收242 kJ 的能量，而形成1molHCl 分子中的 H-Cl 键会放出431 kJ 的能量。这样，由于破坏旧键吸收的能量少于形成新键放出的能量，根据“能 量守恒定律”，多余的能量就会以热量的形式释放出来。 [归纳小结] 1、 化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。 2、 能量是守恒的。

补充练习 1、下列反应中属吸热反应的是 （ ） A 镁与盐酸反应放出氢气 B 氢氧化钠与盐酸的反应 C 硫在空气或氧气中燃烧 D Ba(OH)2•8H2O 与 NH4Cl 反应 2、下列说法不正确的是 （ ） A 化学反应除了生成新物质外，还伴随着能量的变化 B 放热反应不需要加热即可发生 C 需要加热条件的化学反应都是吸热反应 D 1mol 硫酸与足量氢氧化钠发生中和反应生成水所释放的热量称为中和热。 3、 城市使用的燃料，现大多为煤气、液化石油气。煤气的主要成分是 CO、H2的混合气体，它由煤炭与水 蒸气在高温下反应制得，故又称水煤气。试回答： （1） 写出制取水煤气的主要化学方程式————————————， 该反应是——————反应 （填吸热、 放热） 。 （2） 设液化石油气的主要成分为丙烷（C3H8 ）,其充分燃烧后产物为 CO2和 H2O，试比较完全燃烧等质 量的 C3H8及 CO 所需氧气的质量比。 4、 比较完全燃烧同体积下列气体需要的空气体积的大小： 天然气（以甲烷计） 、石油液化气（以丁烷 C4H10计） 、水煤气（以 CO、H2体积比1：1计） 5、 两位同学讨论放热和吸热反应。甲说加热后才能发生的化学反应是吸热反应，乙说 反应中要持续加热才能进行的反应是吸热反应。你认为他们的说法正确吗？为什么？ 答案：1.D2.BC3.(1)C+H2O CO+H2 吸热 (2) 70：11 4.石油液化气>天然气>水煤气5.略 第一节 化学能与热能 第2课时 教学目标： 1、能从化学键的角度理解化学反应中能量变化的主要原因，初步学会热化学方程式的书写。 2、能从微观的角度来解释宏观化学现象，进一步发展想象能力。 2、 通过化学能与热能的相互转变，理解“能量守恒定律”，初步建立起科学的能量观， 加深对化学在解决能源问题中重要作用的认识。 重点难点： 1.化学能与热能的内在联系及相互转变。 2.从本质上理解化学反应中能量的变化，从而建立起科学的能量变化观。 [总结] 化学反应伴随能量变化是化学反应的一大特征。我们可以利用化学能与热能及其它 能量的相互转变为人类的生产、生活及科学研究服务。化学在能源的开发、利用及解决 日益严重的全球能源危机中必将起带越来越重要的

作用，同学们平时可以通过各种渠道来关心、了解这方面 的进展，从而深切体会化学的实用性和创造性。 补充练习： 1、下列说法不正确的是 （ ） A 化学反应除了生成新物质外，还伴随着能量的变化 B 物质燃烧和中和反应均放出热量 C 分解反应肯定是吸热反应 D 化学反应是吸热还是放热决定于生成物具有的总能量和反应物具有的总能量 2、已知金刚石在一定条件下转化为石墨是放热的。据此，以下判断或说法正确的是（ ） A 需要加热方能发生的反应一定是吸热反应 B 放热反应在常温下一定很容易发生

C 反应是放热还是吸热，必须看反应物和生成物所具有的总能量的相对大小 D 吸热反应在一定条件下也能发生 3、有专家指出，如果将燃烧产物如 CO2、H2O、N2等利用太阳能使它们重新组合变成 CH4、CH3OH、NH3 等的构想能够成为现实，则下列说法中，错误的是 （ ） A 可消除对大气的污染 B 可节约燃料 C 可缓解能源危机 D 此题中的 CH4、CH3OH、NH3等为一级能源 4、已知破坏1mol N≡N 键、H-H 键和 N-H 键分别需要吸收的能量为946kJ、436kJ、391kJ。试计算1molN2（g） 和3 molH2（g）完全转化为 NH3(g)的反应热的理论值，并写出反应的热化学方程式。 答案：1.C 2.CD 3.B 4. 92KJ N2(g)+3H2(g)=2NH3(g) △H=-92KJ/mol 第二节 化学能与电能 负极 Zn－2e－＝Zn2+（氧化反应） Zn+2H+＝Zn2++H2↑ 正极 2H++2e－＝H2↑（还原反应） 电子流向 Zn → Cu 电流流向 Cu→ Zn 组成原电池的条件 原电池：能把化学能转变成电能的装置 ①有两种活动性不同的金属（或一种是非金属导体）作电极，活泼的作负极失电子 ②活泼的金属与电解质溶液发生氧化还原反应 ③两极相连形成闭合电路 二次电池：可充电的电池 二次能源：经过一次能源加工、转换得到的能源 常见电池 干电池 铅蓄电池 银锌电池 镉镍电池 燃料电池 第三节 化学反应的速率和极限 化学反应速率的概念：用单位时间里反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。 单位：mol/(L·s)或 mol/(L·min) 表达式 v(B) =△C/△t 同一反应中：用不同的物质所表示的表速率与反应方程式的系数成正比 影响化学反应速率的内因(主要因素） ：参加反应的物质的化学性质 外因 浓度 压强 温度 催化剂 颗粒大小 变化 大 高 高 加入 越小表面积越大 速率影响 快 快 快 快 快 化学反应的限度：研究可逆反应进行的程度（不能进行到底） 反应所能达到的限度：当可逆反应进行到正反应速率与逆反应速率相等时，反应物与生成物浓度不在改变， 达到表面上静止的一种“平衡状态”。 影响化学平衡的条件 浓度、 压强、 温度 化学反应条件的控制 尽可能使燃料充分燃烧提高原