1、化學必修二講義普通高中課程標準實驗教科書 化學 必修2第一章 物質結構 元素周期律  第一節 元素周期表第二節 元素周期律第三節 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 化學反應的速率和限度    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-

2、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    歸納與整理第四章 化學與可持續發展    第一節 開發利用金屬礦物和海水資源    第二節 化學與資源綜合利用、環境保護    歸納與整理 結束語附錄   相對原子質量表附錄   部分酸、堿和鹽的溶解性表（20）

3、附錄   一些常見元素中英文名稱對照表第一章 物質結構 元素周期律第一節 元素周期表（一）核素1、原子結構：原子由原子核和核外電子構成，原子核在原子的中心，由帶正電的質子與不帶電的中子構成，帶負電的電子繞核作高速運動。也就是說，質子、中子和電子是構成原子的三種微粒。在原子中，原子核帶正電荷，其正電荷數由所含質子數決定。（1）原子的電性關系：核電荷數 = 質子數 = 核外電子數（2）質量數：將原子核內所有的質子和中子的相對質量取近似整數值加起來所得的數值，叫質量數。質量數（A）= 質子數（Z）+ 中子數（N）（3）離子指的是帶電的原子或原子團。帶正電荷的粒子叫陽離子

4、，帶負電荷的粒子叫陰離子。當質子數(核電荷數)核外電子數時，該粒子是陽離子，帶正電荷；當質子數(核電核數核外電子數時，該粒子是陰離子，帶負電荷。X（4）原子組成的表示方法A質量數元素符號Z 核電荷數 （核內質子數）2、核素和同位素（1）核素：具有一定數目的質子和一定數目的中子的原子叫核素。如如氫元素有H、H、H三種不同核素。（2）同位素：質子數相同而中子數不同的同一元素的不同原子互稱為同位素。同位素中“同位”的含義：指在元素周期表中占據同一個位置的意思。如氕、氘、氚，即同一元素的不同核素之間互稱為同位素。同位素的性質：在天然存在的某種元素中，各種同位素原子個數百分含量一般是不變的；同一種元素的

5、各種不同的同位素化學性質幾乎完全相同，因為各同位素原子結構幾乎相同（除中子數）。但由不同的同位素構成的物質物理性質不同。同位素相對原子質量與元素相對原子質量：同位素（即某個原子）相對原子質量；是指某原子的質量與12C原子質量的 1/12的比值。例如， 12C原子質量是1.993×10-26kg，一個Fe原子質量為9.288×10-26kg，則該Fe原子相對質量為 =55.923。所以，同一種元素可以有幾種不同的同位素（即不同的原子），各同位素的相對原子質量是不同的。元素的相對原子質量是各同位素（即各原子）相對原子質量的代數平均值。設某元素各同位素（即各原子）的相對原子質量分

6、別為M1、M2，各同位素（即各原子）原子個數百分含量分別為x1%，x2%，則該元素相對原子質量 =M1x1%+M2x2%+，若用同位素質量數和原子百分含量計算出的平均值為近似相對原子質量。（3）元素、核素、同位素的比較和關系元素具有相同核電荷數即質子數的同一類原子的總稱。核素具有一定數目的質子和中子的一種原子。即：原子=核素同位素具有相同質子數不同中子數的同一種元素的不同種原子（核素），互稱同位素。3、質量數 如果忽略電子質量，將原子核內所有質子和中子的相對質量取近似整數值加起來所得數值就是質量數。（二）元素周期表1、元素周期表的編排原則：按原子序數遞增順序從左到右排列； 將電子層數相同的元素

7、排成一個橫行；把最外層電子數相同的元素按電子層數遞增的順序從上到下排列成縱行。（1）原子序數：按照元素在周期表中的順序給元素編號得到的序數叫原子序數。原子序數=核電荷數=質子數=荷外電子數（2）原子結構示意圖：用小圓圈和圓圈內的符號及數字表示原子核及核內質子數，弧線表示各電子層，弧線上的數字表示該電子層上的電子數。核電荷數原子核各電子層排布的電子數電子層數微粒符 號2、元素周期表的結構：（1）周期：元素周期表有7個橫行，每一橫行稱為一個周期，元素周期表共有7個周期。周期的分類：元素周期表中，我們把1、2、3周期稱為短周期，其他周期成為長周期。類別周期序數起止元素包括元素種數核外電子層數短周期1

8、HHe212LiNe823NaAr83長周期4KKr1845RbXe1856CsRn3267Fr112號267周期的特點：周期序數=電子層數同一周期中最外層電子數從18（除第一周期外）每一周期從左到右：堿金屬元素稀有氣體（2）族：元素周期表有18個縱行，除了8、9、10三個縱行稱為外，其余的每一個縱行稱為一族，共16個族。族的序號一般用羅馬數字表示。族的分類：元素周期表中，我們把18個縱行共分為16個族，其中7個主族，7個副族，一個零族，一個第族。主族：由短周期元素和長周期元素共同構成的族，用A表示：A、A、A、A、A、A、A。副族：完全由長周期元素構成的族，用B表示：B、B、B、B、B、B、

9、B。第族：8、9、10三個縱行為族。零族：第18縱行稱為零族。族的特點：主族的族序數=最外層電子數=最高正化合價族的別稱：第A族稱為堿金屬元素 第A族稱為碳族元素第A族稱為氮族元素 第A族稱為氧族元素 第A族稱為鹵素族元素零族稱為稀有氣體元素3、元素周期表的作用：（1）可以獲得元素的一些信息，如元素名稱、元素符號、原子序數、相對原子質量。相對原子質量26 Fe鐵5585原子序數元素符號元素名稱（2）確定元素屬于金屬元素還是非金屬元素，是否屬于過渡元素。底色為深綠色為非金屬元素，底色為淺綠色為金屬元素，處于紅色方框內為過渡元素。（3）確定元素在元素周期表中的位置。如鐵處在元素周期表第四周期第族。

10、（）依據原子序數而確定元素在元素周期表的位置。如已知某元素原子序數為7，則確定其在周期表中位置的方法是：先寫出該元素的原子結構示意圖，由其電子層數為2，確定其處于第三周期，由其最外層有五個電子確定其處在第A族。小結 元素周期表的結構第1周期：2種元素第2周期：8種元素第3周期：8種元素短周期周期第4周期：18種元素第5周期：18種元素第6周期：32種元素長周期第7周期：26種元素（含錒系15種元素）最多容納32種元素元素周期表主族（由長周期、短周期共同構成）含A、A、A、A）族副族（完全由長周期構成）含BB第族（含第八、九、十3個縱行）族（稀有氣體元素） 第二節 元素周期律一、原子結構質子（Z

11、個）原子核 注意：中子（N個） 質量數(A)質子數(Z)中子數(N)Z1.原子（X ） 原子序數=核電荷數=質子數=原子的核外電子數核外電子（Z個）熟背前20號元素，熟悉120號元素原子核外電子的排布：H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca2.原子核外電子的排布規律：電子總是盡先排布在能量最低的電子層里；各電子層最多容納的電子數是2n2；最外層電子數不超過8個（K層為最外層不超過2個），次外層不超過18個，倒數第三層電子數不超過32個。電子層： 一（能量最低） 二 三 四 五 六 七對應表示符號： K L M N O P Q3.元素

12、、核素、同位素元素：具有相同核電荷數的同一類原子的總稱。同位素：質子數相同而中子數不同的同一元素的不同原子互稱為同位素。(對于原子來說)二、元素周期表1.編排原則：按原子序數遞增的順序從左到右排列將電子層數相同的各元素從左到右排成一橫行。（周期序數原子的電子層數）把最外層電子數相同的元素按電子層數遞增的順序從上到下排成一縱行。主族序數原子最外層電子數2.結構特點：核外電子層數 元素種類第一周期 1 2種元素短周期 第二周期 2 8種元素周期 第三周期 3 8種元素元 （7個橫行） 第四周期 4 18種元素素 （7個周期） 第五周期 5 18種元素周 長周期 第六周期 6 32種元素期 第七周期

13、 7 未填滿（已有26種元素）表 主族：AA共7個主族族 副族：BB、BB，共7個副族（18個縱行） 第族：三個縱行，位于B和B之間（16個族） 零族：稀有氣體三、元素周期律1.元素周期律：元素的性質（核外電子排布、原子半徑、主要化合價、金屬性、非金屬性）隨著核電荷數的遞增而呈周期性變化的規律。元素性質的周期性變化實質是元素原子核外電子排布的周期性變化的必然結果。2.同周期元素性質遞變規律第三周期元素11Na12Mg13Al14Si15P16S17Cl18Ar(1)電子排布電子層數相同，最外層電子數依次增加(2)原子半徑原子半徑依次減小(3)主要化合價12344536271(4)金屬性、非金屬

14、性金屬性減弱，非金屬性增加(5)單質與水或酸置換難易冷水劇烈熱水與酸快與酸反應慢(6)氫化物的化學式SiH4PH3H2SHCl(7)與H2化合的難易由難到易(8)氫化物的穩定性穩定性增強(9)最高價氧化物的化學式Na2OMgOAl2O3SiO2P2O5SO3Cl2O7最高價氧化物對應水化物(10)化學式NaOHMg(OH)2Al(OH)3H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4(11)酸堿性強堿中強堿兩性氫氧化物弱酸中強酸強酸很強的酸(12)變化規律堿性減弱，酸性增強第A族堿金屬元素：Li Na K Rb Cs Fr（Fr是金屬性最強的元素，位于周期表左下方）第A族鹵族元素：F Cl Br

15、I At （F是非金屬性最強的元素，位于周期表右上方）判斷元素金屬性和非金屬性強弱的方法：（1）金屬性強（弱）單質與水或酸反應生成氫氣容易（難）；氫氧化物堿性強（弱）；相互置換反應（強制弱）FeCuSO4FeSO4Cu。形成原電池的正負極（2）非金屬性強（弱）單質與氫氣易（難）反應；生成的氫化物穩定（不穩定）；最高價氧化物的水化物（含氧酸）酸性強（弱）；相互置換反應（強制弱）2NaBrCl22NaClBr2。（）同周期比較：金屬性：NaMgAl與酸或水反應：從易難堿性：NaOHMg(OH)2Al(OH)3 非金屬性：SiPSCl單質與氫氣反應：從難易氫化物穩定性：SiH4PH3H2SHCl酸性

16、(含氧酸)：H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4 （）同主族比較：金屬性：LiNaKRbCs（堿金屬元素）與酸或水反應：從難易堿性：LiOHNaOHKOHRbOHCsOH非金屬性：FClBrI（鹵族元素）單質與氫氣反應：從易難氫化物穩定：HFHClHBrHI（）金屬性：LiNaKRbCs還原性(失電子能力)：LiNaKRbCs氧化性(得電子能力)：LiNaKRbCs非金屬性：FClBrI氧化性：F2Cl2Br2I2還原性：FClBrI酸性(無氧酸)：HFHClHBrHI比較粒子(包括原子、離子)半徑的方法：（1）先比較電子層數，電子層數多的半徑大。（2）電子層數相同時，再比較核電荷數，核

17、電荷數多的半徑反而小。2、原子核外電子分層排布的一般規律 在含有多個電子的原子里，電子依能量的不同分層排布，其規律是：（1）核外電子總是盡先排布在能量較低的電子層，然后由里到外依次排布在能量逐步升高的電子層（能量最低原理）。 （2）原子核外各電子層最多容納2n2個電子（n為電子層數）。 （3）原子最外層電子數目不能超過8（k為最外層不能超過2個電子）。 （4）次外層電子數目不能超過18個（k層為次外層時不能超過2個），倒數第三層電子數目不能超過32個。 一、原子半徑 同一周期（稀有氣體除外），從左到右，隨著原子序數的遞增，元素原子的半徑遞減； 同一族中，從上到下，隨著原子序數的遞增，元素原子半

18、徑遞增。二、主要化合價（最高正化合價和最低負化合價） 同一周期中，從左到右，隨著原子序數的遞增，元素的最高正化合價遞增（從+1價到+7價），第一周期除外，第二周期的O、F元素除外； 最低負化合價遞增（從-4價到-1價）第一周期除外，由于金屬元素一般無負化合價，故從A族開始。 元素最高價的絕對值與最低價的絕對值的和為8 三、元素的金屬性和非金屬性 同一周期中，從左到右，隨著原子序數的遞增，元素的金屬性遞減，非金屬性遞增； 同一族中，從上到下，隨著原子序數的遞增，元素的金屬性遞增，非金屬性遞減； 四、單質及簡單離子的氧化性與還原性 同一周期中，從左到右，隨著原子序數的遞增，單質的氧化性增強，還原性

19、減弱；所對應的簡單陰離子的還原性減弱，簡單陽離子的氧化性增強。 同一族中，從上到下，隨著原子序數的遞增，單質的氧化性減弱，還原性增強；所對應的簡單陰離子的還原性增強，簡單陽離子的氧化性減弱。 元素單質的還原性越強，金屬性就越強；單質氧化性越強，非金屬性就越強。 五、最高價氧化物所對應的水化物的酸堿性 同一周期中，從左到右，元素最高價氧化物所對應的水化物的酸性增強（堿性減弱）； 同一族中，從上到下，元素最高價氧化物所對應的水化物的堿性增強（酸性減弱）。 六、單質與氫氣化合的難易程度 同一周期中，從左到右，隨著原子序數的遞增，單質與氫氣化合越容易； 同一族中，從上到下，隨著原子序數的遞增，單質與氫

20、氣化合越難。 七、氣態氫化物的穩定性 同一周期中，從左到右，隨著原子序數的遞增，元素氣態氫化物的穩定性增強； 同一族中，從上到下，隨著原子序數的遞增，元素氣態氫化物的穩定性減弱。 此外還有一些對元素金屬性、非金屬性的判斷依據，可以作為元素周期律的補充： 隨著從左到右價層軌道由空到滿的逐漸變化，元素也由主要顯金屬性向主要顯非金屬性逐漸變化。 隨同一族元素中，由于周期越高，價電子的能量就越高，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屬性。 元素的最高價氫氧化物的堿性越強，元素金屬性就越強；最高價氫氧化物的酸性越強，元素非金屬性就越強。 元素的氣態氫化物越穩定，非金屬性越強。 同一族

21、的元素性質相近。 具有同樣價電子構型的原子，理論上得或失電子的趨勢是相同的，這就是同一族元素性質相近的原因。 （四）原子結構與元素在周期表中的位置關系規律1、核外電子層數周期數 2、主族元素的最外層電子數族序數 3、質子數原子序數原子核外電子數 4、主族元素的最高正價族序數；負價的絕對值8族序數 （三）元素性質與元素在周期表中的位置關系1、元素的金屬性和非金屬性在元素周期表中位置關系 （1）同周期：從左到右，核電荷數依次增多、原子半徑逐漸減小，失電子能力逐漸減弱，得電子能力逐漸增強，因此，金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。（稀有氣體除外） （2）同主族：從上到下電子層數增多，原子半徑逐漸增大，

22、失電子能力逐漸增強，得電子能力逐漸減弱，所以金屬的金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱。 2、元素化合價與元素周期表中位置關系 （1）價電子：元素原子最外層電子（有時次外層、倒數第三層中電子也叫價電子。）（2）主族元素最高正化合價主族序數（最外層電子數） 負化合價主族序數8 或：負化合價(8主族序數)（3）“位構性”之間的關系 1、元素周期律 （1）定義：元素的性質隨著元素核電荷數的遞增而呈周期性變化的規律。 （2）內容：原子核外電子排布的周期性。最外層電子數：從 18的周期性變化。 原子半徑的周期性變化電子層數相同，從堿金屬到鹵素，隨原子序數的遞增，原子半徑減小。元素主要化合價的周期性變化正價：

23、 17 負價：41 （3）實質：元素性質隨原子半徑遞增呈現出周期變化，其本質原因是元素的原子核外電子排布周期性變化的必然結果。 2、元素的金屬性、非金屬性的周期性變化（1）元素金屬性，非金屬性強弱標志。 元素金屬性強弱的標志a.與水或酸反應置換出氫氣的難易：金屬單質與水或酸（非氧化性酸）反應置換出氫氣的速率越快（反應越劇烈）表示元素金屬性越強。 b.最高價氧化物對應水化物的堿性強弱：堿性越強，表明元素金屬性越強。 元素非金屬強弱標志a.單質與氫氣化合成氣態氫化物難易及氣態氫化物的穩定性：非金屬單質與氫氣化合越容易，形成氣態氫化物越穩定，表明元素非金屬性越強。 b.最高價氧化物對應水化物的酸性強

24、弱：酸性越強，表明元素非金屬性越強。（2）以鈉到氬為例，元素性質周期性變化 核外電子排布一、核外電子排布的一般規律 (1)核外電子總是盡量先排布在能量較低的電子層，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的電子層(能量最低原理)。 (2)原子核外各電子層最多容納 個電子。 (3)原于最外層電子數目不能超過 個(K層為最外層時不能超過2個電子)。 (4)次外層電子數目不能超過 個(K層為次外層時不能超過2個)，倒數第三層電子數目不能超過 個。 說明：以上規律是互相聯系的，不能孤立地理解。例如；當M層是最外層時，最多可排8個電子；當M層不是最外層時，最多可排18個電子二、核外電子的運動特征（1）核外電

25、子運動的空間極小，運動速度極快（2）核外電子運動的能量是不連續的，分為不同的能級。（3）核外電子運動沒有確定的軌道，無法預測某時刻電子所在的位置，也不能確定電子的運動速度。三、能層與能級能層：多電子原子的核外電子的能量是不同的，按電子的能量差異可以將核外電子分成不同的能層，并用符號K、L、M、N、O、P、Q表示相應的第一、二、三、四、寺、六、七能層。多電子原子的核外電子的能量是不同的，由內而外可以分為： 第 一、二、三、 四、五、 六、七能層符號表示 K、 L、 M、 N、 O、 P、 Q 能量由低到高原子核外每一層所能容納的最多電子數如下：能 層 一 二 三 四 五 六 七 最多電子數 2

26、8 18 32 50 即每層所容納的最多電子數是：2n2(n：能層的序數)能級：但是同一個能層的電子，能量也可能不同，還可以把它們分成能級(S、P、d、F)， 能級的符號和所能容納的最多電子數如下：能 層 K L M N O 能 級 1S 2S 2P 3S 3P 3d 4S 4P 4d 4f 5s 5p 最多電子數 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6各能層電子數 2 8 18 32 50電子亞層能級符號的順序是ns、np、nd、nf（1） 任一能層，能級數=能層序數（2） s、p、d、f又叫電子亞層，s亞層最多可容納的電子數是2，p亞層最多可容納的電子數是6，亞層最多可容納的

27、電子數是10（3） 能量關系1S <2S< 2P< 3S <3P < 3d以上各項的關系為：能層n1234567符 號KLMNOPQ能級sspspdspdfsp 軌道數123135135713最多容納的電子數22626102610142628183250能量KLMNOPQ第三節 化學鍵（一）離子鍵1、定義：帶相反電荷離子之間的相互作用。 強調：（1）成鍵的微粒：陰、陽離子 相互作用：靜電作用（包括靜電引力和靜電斥力）成鍵條件：活潑金屬與活潑非金屬。其中堿金屬和鹵素之間都是形成離子鍵。（2）離子鍵形成特點：有電子得失 2、電子式：（1）定義：由于在化學反應中，一般是

28、原子的最外層電子發生變化，所以，為了簡便起見，我們可以在元素符號周圍用小黑點（或×）來表示原子的最外層電子。這種式子叫做電子式例如：（2）離子化合物的電子式表示方法：在離子化合物的形成過程中，活潑的金屬離子失去電子變成金屬陽離子，活潑的非金屬離子得到電子變成非金屬陰離子，然后陰陽離子通過靜電作用結合成離子鍵，形成離子化合物。所以，在離子化合物的電子式中由陽離子和帶中括號的陰離子組成，簡單的陽離子一般用離子符號表示，而陰離子和復雜的陽離子則不同，在元素符號周圍一般用小黑點(或×)表示最外層電子數，外面再加 ，并在 右上方標出所帶電荷，構成離子化合物的每個離子都要單獨寫，不可合

29、并。如：（3）離子化合物的形成過程： （二）共價鍵1、定義：原子間通過共用電子對所形成的相互作用。 2、共價鍵三個物理量 （1）鍵能：是指1.01×105Pa和25下將1mol理想氣體分子AB拆開為中性氣態原子A和B時所需的能量。 單位：kJ·mol1 特征：鍵能越大，共價鍵越牢固，含有該鍵的分子越穩定。（2）鍵長：在分子中兩個成鍵原子的核間平均距離叫鍵長，指原子間所形成的鍵。 特征：鍵長越短，鍵就越強、越牢固。（3）鍵角：在分子中鍵與鍵之間的夾角叫鍵角。鍵角可反映分子的空間構型，可進一步幫助我們判斷分子的極性。 3、極性共價鍵和非極性共價鍵（1）非極性共價鍵：成鍵原子性質

30、完全相同時，共用電子對在成鍵原子的正中間不偏向任何一方，或電子云在成鍵原子核之間中央區域最密集。如ClCl等。 （2）極性共價鍵：成鍵原子的性質不完全相同，其電子對偏向成鍵的某原子。如HCl中電子對偏向Cl原子。 4、配位鍵（一種特殊的共價鍵） 定義：凡共用電子對僅由一個原子提供，而跟另一個原子或離子共用而形成的共價鍵。形成條件：在成鍵原子中，一方必須有孤對電子，另一方必須有容納孤對電子的空軌道。5、共價化合物的電子式表示方法：在共價化合物中，原子之間是通過共用電子對形成的共價鍵的作用結合在一起的，所以本身沒有陰陽離子，因此不會出現陰陽離子和中括號。如：共價化合物的形成過程：（三）化學鍵1、定

31、義：使離子相結合或原子相結合的作用力。 說明：（1）原子通過化學鍵形成穩定結構。 如：（2）原子間存在強烈作用 如拆開 1mol H2為H原子需436kJ能量。 （3）原子結合成分子后，體系能量降低。 2、化學鍵的類型 （四）極性鍵和非極性鍵共價鍵根據成鍵的性質分為非極性共價鍵和極性共價鍵。1、極性鍵：不同種原子，對成鍵電子的吸引能力不同，共用電子對必然偏向吸引電子能力強（即電負性大）的原子一方，使該原子帶部分負電荷（），而另一原子帶部分正電荷（）。這樣，兩個原子在成鍵后電荷分布不均勻，形成有極性的共價鍵。（1）不同種元素的原子形成的共價鍵叫極性共價鍵，簡稱極性鍵。（2）形成條件：不同非金屬元

32、素原子間配對（也有部分金屬和非金屬之間形成極性鍵）。（3）存在范圍：氣態氫化物、非金屬氧化物、酸根、氫氧根、有機化合物。2、非極性共價鍵：（1）定義：（同種元素的原子）兩種原子吸引電子能力相同，共用電子對不偏向任何一方，成鍵的原子不顯電性，這樣的共價鍵叫非極性鍵。簡稱非極性鍵。（2）形成條件：相同的非金屬元素原子間電子配對（3）存在范圍：非金屬單質（稀有氣體除外）及某些化合物中，如H2、N2、O2、H2O2中的OO鍵、Na2O2中的OO鍵。3、物質中化學鍵的存在規律：（1）離子化合物中一定有離子鍵，可能還有共價鍵。簡單離子組成的離子化合物中只有離子鍵，如MgO、NaCl等，復雜離子（原子團）組

33、成的離子化合物中既有離子鍵又有共價鍵，既有極性共價鍵，又有非極性共價鍵。如：只含有離子鍵：MgO、NaCl、MgCl2含有極性共價鍵和離子鍵：NaOH、NH4Cl、Na2SO4含有非極性共價鍵和離子鍵：Na2O2、CaC2等（2）共價化合物中只有共價鍵，一定沒有離子鍵。（3）在非金屬單質中只有共價鍵：（4）構成稀有氣體的單質分子，由于原子已達到穩定結構，在這些原子分子中不存在化學鍵。（5）非金屬元素的原子之間也可以形成離子鍵，如NH4Cl4、化學鍵強弱的比較：（1）離子鍵：離子鍵強弱的影響因素有離子半徑的大小的離子所帶電荷的多少，既離子半徑越小，所帶電荷越多，離子鍵就越強。離子鍵的強弱影響物質

34、的熔沸點、溶解性，其中離子鍵越強，熔沸點越高。（2）共價鍵：影響共價鍵強弱的因素有成鍵原子半徑和成鍵原子共用電子對數，成鍵原子半徑越小，共用電子對數目越多，共價鍵越穩定、越牢固。例如：r（H）r(Cl)，所以H2比Cl2穩定，N2中含有NN共價三鍵，則N2更穩定。 化學鍵與分子結構知識網絡： 一、化學鍵相鄰的兩個或多個原子之間強烈的相互作用，通常叫做化學鍵。例如：水的結構式為 ，HO之間存在著強烈的相互作用，而H、H之間相互作用非常弱，沒有形成化學鍵。化學鍵類型 1三種化學鍵的比較： 離子鍵共價鍵金屬鍵形成過程陰陽離子間的靜電作用原子間通過共用電子對所形成的相互作用金屬陽離子與自由電子間的相互

35、作用構成元素典型金屬（含NH4+）和典型非金屬、含氧酸根非金屬金屬實例離子化合物，如典型金屬氧化物、強堿、大多數鹽多原子非金屬單質、氣態氫化物、非金屬氧化物、酸等金屬 配位鍵：配位鍵屬于共價鍵，它是由一方提供孤對電子，另一方提供空軌道所形成的共價鍵，例如：NH4+的形成在NH4+中，雖然有一個NH鍵形成過程與其它3個NH鍵形成過程不同，但是一旦形成之后，4個共價鍵就完全相同。2共價鍵的三個鍵參數 概念意義鍵長分子中兩個成鍵原子核間距離（米）鍵長越短，化學鍵越強，形成的分子越穩定鍵能對于氣態雙原子分子AB，拆開1molA-B鍵所需的能量鍵能越大，化學鍵越強，越牢固，形成的分子越穩定鍵角鍵與鍵之間

36、的夾角鍵角決定分子空間構型鍵長、鍵能決定共價鍵的強弱和分子的穩定性：原子半徑越小，鍵長越短，鍵能越大，分子越穩定。例如HF、HCl、HBr、HI分子中：X原子半徑：F<Cl<Br<IH-X鍵鍵長：H-F<H-Cl<H-Br<H-IH-X鍵鍵能：HF>HCl>HBr>HIH-X分子穩定性：HF>HCl>HBr>HI3、鍵角決定分子空間構型，應注意掌握以下分子的鍵角和空間構型：分子空間構型鍵角實 例正四面體109°28CH4、CCl4、(NH4+)60°白磷：P4平面型120°苯、乙烯、SO3、B

37、F3等三角錐型107°18NH3折線型104°30H2O直線型180°CO2、CS2、CHCH4、共價鍵的極性 極性鍵非極性鍵共用電子對偏移程度偏移不偏移構成元素不同種非金屬元素同種非金屬元素實例HCl、H2O、CO2、H2SO4H2、N2、Cl2二、分子間作用力1、分子間作用力把分子聚集在一起的作用力叫分子間作用力，又稱范德華力。分子間作用力的實質是電性引力，其主要特征有：廣泛存在于分子間；只有分子間充分接近時才存在分子間的相互作用力，如固態和液態物質中；分子間作用力遠遠小于化學鍵； 由分子構成的物質，其熔點、沸點、溶解度等物理性質主要由分子間作用力大小決定。2

38、、影響分子間作用力大小的因素組成與結構相似的物質，相對分子質量越大分子間作用力越大。如：I2 Br2 Cl2 F2 ；HI HBr HCl ； Ar Ne He分子量相近時，一般分子的空間構型越對稱，極性越小，分子間作用力越小。三、分子的極性1、極性分子和非極性分子非極性分子：從整個分子看，分子里電荷分布是對稱的。如：a只由非極性鍵構成的同種元素的雙原子分子：H2、Cl2、N2等；b只由極性鍵構成，空間構型對稱的多原子分子：CO2、CS2、BF3、CH4、CCl4等；c極性鍵非極性鍵都有的：CH2=CH2、CHCH、 。極性分子：整個分子電荷分布不對稱。例如：不同元素的雙原子分子如：HCl，H

39、F等。折線型分子，如H2O、H2S等。三角錐形分子如NH3等。判斷是否是極性分子，可以從分子空間構型是否對稱，即分子中各鍵的空間排列是否對稱，若對稱，則正負電荷重心重合，分子為非極性分子，反之，是極性分子。2、共價鍵的極性和分子極性的關系：鍵的極性和分子的極性并非完全一致，只有極性鍵形成的分子不一定是極性分子，如CH4、CO2等。極性分子中也不一定不含非極性鍵。所以，二者不是因果關系。只含非極性鍵的分子是非極性分子，如H2、N2等；含極性鍵的分子，若分子空間構型是對稱的是非極性分子，如CO2、CH4等，分子空間構型不對稱的是極性分子。如H2O、NH3等。它們的關系表示如下：四、離子化合物、共價

40、化合物的判斷方法：1、根據構成化合物的微粒間是以離子鍵還是共價鍵結合的來判斷。2、根據物質的類型判斷。絕大多數堿性氧化物、堿和鹽都屬于離子化合物。氫化物、非金屬氧化物、含氧酸等都屬于共價化合物。但要注意(AlCl3)2等屬于共價化合物，而NaH等屬于離子化合物。3、根據化合物的性質判斷。熔化狀態下能導電的是離子化合物；熔、沸點低的化合物一般是共價化合物；溶解在水中不能電離的化合物是共價化合物等等。4、離子化合物中一定含有離子鍵，但也有可能含有共價鍵（包括極性鍵、非極性鍵或配位鍵）；共價化合物中一定不存在離子鍵，肯定含有共價鍵（包括極性鍵、非極性鍵或配位鍵）。第二章 化學反應與能量第一節 化學能

41、與熱能1.反應熱(1) 定義：為了定量描述化學反應是釋放或吸收的熱量，化學上規定，當化學反應在一 定溫度下進行時，反應所釋放或吸收的熱量成為該反應在此溫度下的熱效應，簡稱為反映熱，通常用符號Q來表示。反應吸熱時，Q為正值；反應放熱時，Q為負值。(2) 反應熱產生的原因：在化學反應過程中，舊化學鍵斷裂要吸收能量，新化學鍵形成時釋放能量從而引起反應過程中產生能量的變化，這種能量變化以熱的形式體現出來就形成了化學反應的反應熱。計算公式：反應熱(H)=反應物鍵能總和生成物鍵能總和2.常見的放熱反應和吸熱反應(1) 常見的放熱反應：活波金屬與水或酸的反應酸堿中和反應所有燃燒反應大多數化合反應(2) 常見

42、的吸熱反應：大多數分解反應2NH4Cl(s)+Ba(OH)2=8H2O=BaCl2+2NH3+10H2O CO2+C2CO3.化學反應的焓變化學反應的反應熱是由于反應前后物質所具有能量不同而產生的。物質所具有的能量是物質固有的性質，可以用一個物理量來描述。科學家們定義了一個稱為“焓”的物理量，符號為H，用它的變化來描述與反應熱有關的能量變化。熱化學研究表明，對于在等壓條件下進行的化學反應，如果反應中的物質的量變化全部轉化為熱能(同時可能伴隨著反應體系體積的改變)而沒有轉化為電能、光能等其他形式得能，則該反應的反應熱就等于反應前后物質的焓的變化，其數學表達式為：H =Qp，式中Qp表示在壓強不變

43、條件下的反應熱。H=H(反應產物)H (反應物)；H>0為吸熱反應；H <0為放熱反應。H的單位為kJ/mol或J/mol。4燃燒熱和中和熱(1)燃燒熱：在101kPa時，1mol可燃物完全燃燒生成穩定的氧化物時所放出的熱量。注意：燃燒熱是指1mol物質完全燃燒所放出的熱量，因此在書寫燃燒熱的熱化學方程式時，一般以燃燒1mol物質為標準來配平其余物質的化學計量數。燃燒產物必須是穩定的氧化物，如CCO2、H2H2O(l)等，警惕題目中CO或H2O(g)的干擾。(2)中和熱：在稀溶液中，強酸和強堿發生中和反應生成1mol水時的反應熱。注意：強酸和強堿的稀溶液反應，其中和熱相等，約是57

44、.3kJ/mol。H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l) H = -57.3kJ/mol對于強酸和弱堿，或弱酸和強堿的稀溶液反應，中和熱一般低于57.3kJ/mol，因為弱電解質的電離是吸熱的。中和反應的實質是H+和OH-化合生成H2O。若反應過程中有其他物質生成(如生成不溶性物質或難電離的其他物質等)，這部分反應熱不在中和熱內。5.熱化學方程式熱化學方程式是指能夠表示一定條件下化學反應中物質的變化和反應的焓變的化學方程式。書寫時要注明各物質的狀態和反應的焓變。熱化學方程式的書寫方法：1.先寫出正確的化學方程式，并寫明物質的聚集狀態。2. H 與測定條件有關，因此在書寫時應注明H的測定條件

45、，若是在25、1.01×105Pa下，可不必標溫度、壓強。3.熱化學方程式中各物質化學式前面的化學計量數僅表示該物質的物質的量，并不表示物質的分子或原子數。因此化學計量數可以是整數也可以是分數。4.反應物和產物的聚集狀態不同，反應熱數值以及熱數值以及符號都可能不同。因此，必須注明物質的聚集狀態(s、l、g、aq)才能完整的體現出熱化學方程式的意義。熱化學方程式中不用標明“”和“”，不用“”而用“=”表示。5.熱化學方程式時表示反應已完成的數量。由于H與反應完成的物質的量有關，所以方程式中化學式前面的化學計量數必須與H相對應，如果化學計量數加倍，則H也要加倍。當反應逆向進行時，其反應熱

46、與正反應的反應熱值相等，符號相反。6.放熱反應和吸熱反應的區別類型比較放熱反應吸熱反應定義有熱量放出的化學反應吸收熱量的化學反應形成原因反應物具有的總能量大于生成物具有的總能量反應物具有的總能量小于生成物具有的總能量與化學鍵強弱的關系生成物分子成鍵時釋放出的總能量大于反應物分子斷鍵時吸收的總能量生成物分子成鍵時釋放出的總能量小于反應物分子斷鍵時吸收的總能量表示方法H <0H >0圖示實例2H2(g)+O2(g)=2H2O(l)H =-571.6kJ/mol2HI(g)=H2(g)+I2(g)H =+14.9kJ/mol二、蓋斯定律及其應用1蓋斯定律 化學反應無論是一步完成還是分幾步

47、完成，其反應焓變是一樣的。也就是說，化學反應的反應熱只與反應的始態(各反應物)和終態(各生成物)有關，而與具體反應進行的途徑無關。如果一個反應可以分幾步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成時的反應熱相同，這就是蓋斯定律。2若一個化學方程式可由另外幾個化學方程式相加減而得到，則該化學反應的焓變即為這幾個化學反應焓變的代數和；若化學方程式中各物質的化學計量數加倍，則焓變也加倍；若反應逆向進行，則H改變符號，但絕對值相等。3能源的開發利用(1)能源發展的三個階段柴草時期化學能源時期(煤、石油、天然氣為主要能源多能源結構時期)(2)能源的分類第二節 化學能與電能一、原電池工作原理及組成條件1

48、、原電池的定義將化學能轉變為電能的裝置叫做原電池。2、原理以Zn(H2SO4)Cu原電池為例負極（一）：Zn - 2e = Zn2+（氧化反應）正極（+）：2H+ + 2e = H2(還原反應) 負極（-）：相對活潑金屬失電子氧化反應電子流出正極（+）：相對不活潑金屬得電子還原反應電子流入原電池工作原理相當于將氧化還原反應中電子轉移通過用電器，產生電能，因此原電池的作用為將化學能轉化成電能。3、組成條件： 組成原電池必須具備三個條件：提供兩個活潑性不同的電極（不活潑電極可以為石墨）兩個電極必須直接和電解質溶液接觸，電解質中陰離子向負極方向移，陽離子向正極方向移動，陰陽離子定向移動成內電路必須有

49、導線將兩電極連接，形成閉合通路二、根據氧化還原反應設計原電池步驟：（1）寫出正極、負極電極反應式；（化合價升高在負極反應；化合價降低在正極反應。）（2）選正、負極材料，電解質溶液。負極：反應中失去電子的金屬單質正極：選取活潑性比負極弱的金屬或石墨（最好是石墨）電解質溶液：選取反應中含陽離子的電解質溶液三、原電池的應用（金屬活潑性的判斷）金屬活動性順序表；原電池的負極（電子流出的電極，質量減少的電極）的金屬更活潑 ；原電池的正極（電子流入的電極，質量不變或增加的電極，冒氣泡的電極）為較不活潑金屬。四、發展中的化學電源1、干電池（鋅錳電池）(1)普通鋅錳電池 人們最早使用的化學電池是鋅錳電池，它是

50、一種一次性電池，放電之后不能充電（內部的氧化還原反應是不可逆的）。正極是石墨，負極是鋅筒，電解質溶液是含MnO2和NH4Cl的淀粉糊。負極：Zn 2e - Zn 2+；參與正極反應的是MnO2和NH4+(2)堿性干電池將普通干電池中的電解質NH4Cl換成濕KOH，并在構造上作了改進。2、充電電池（二次電池）（1）鉛蓄電池最早使用的充電電池是鉛蓄電池，又稱為電瓶，它在充放電時進行的氧化還原反應是可以逆向進行的，到一定周期終止。它是以Pb為負極，以PbO2為正極，以H2SO4溶液為電解質。鉛蓄電池充電和放電的總化學方程式：放電時電極反應：負極：Pb + SO42-2e-PbSO4； 正極：PbO2

51、 + 4H+ + SO42- + 2e- PbSO4 + 2H2O(2)鎳鎘電池以Cd為負極，NiO(OH)為正極，以KOH為電解質，其壽命比鉛蓄電池長，由于鎳鎘電池對健康和環境污染比較嚴重，人們又研制出了鎳氫電池。(3)人們利用元素周期表中A族最輕的金屬，制造了新一代可充電的綠色電池鋰電池，其具有質量輕、電動勢大、壽命長、沒有記憶等特點，它廣泛成為筆記本電腦、移動電話等低功耗電器的主流電源。3、燃料電池燃料燃燒是一種劇烈的氧化還原反應，可以利用原電池的工作原理將燃料和氧化劑 (如O2)反應所放出的熱能直接轉變為電能。燃料電池是一種高效、環境友好的發電裝置。燃料電池如果以氫氣為燃料時，產物為水；以甲烷為燃料時，產物為水和二氧化碳，燃料電池與干電池和蓄電池的主要差別在于反應物不是儲存在電池