1、化学必修二讲义普通高中课程标准实验教科书 化学 必修 2第一章 物质结构 元素周期律第一节 元素周期表第二节 元素周期律第三节 化学键归纳与整理第二章 化学反应与能量第一节 化学能与热能第二节 化学能与电能第三节 化学反应的速率和限度归纳与整理第三章 有机化合物第一节 最简单的有机化合物-甲烷第二节 来自石油和煤的两种基本化工原料第三节 生活中两种 常见的有机物归纳与整理第四章 化学与可持续发展第一节 开发利用金属矿物和海水资源第二节 化学与资源综合利用、环境保护归纳与整理 结束语附录 相对原子质量表附录 部分酸、碱和盐的溶解性表（20）附录 一些常见元素中英文名称对照表第一章 物质结构 元素
2、周期律第一节 元素周期表（一）核素1、原子结构：原子由原子核和核外电子构成，原子核在原子的中心，由带正电的质子与不带电的中子构成，带负电的电子绕核作高速运动。也就是说，质子、中子和电子是构成原子的三种微粒。在原子中，原子核带正电荷，其正电荷数由所含质子数决定。（1）原子的电性关系：核电荷数 = 质子数 = 核外电子数（2）质量数：将原子核内所有的质子和中子的相对质量取近似整数值加起来所得的数值，叫质量数。质量数 （ A） = 质子数 （ Z） + 中子数 （ N）（3）离子指的是带电的原子或原子团。带正电荷的粒子叫阳离子，带负电荷的粒子叫阴离子。当质子数(核电荷数)核外电子数时，该粒子是阳离子
3、，带正电荷；当质子数(核电核数核外电子数时，该粒子是阴离子，带负电荷。（4）原子组成的表示方法2、核素和同位素（1）核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的原子叫核素。如如氢元素有 H、 H、 H 三种1231不同核素。（2）同位素：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。同位素中“同位”的含义：指在元素周期表中占据同一个位置的意思。如氕、氘、氚，即同一元素的不同核素之间互称为同位素。同位素的性质：在天然存在的某种元素中，各种同位素原子个数百分含量一般是不变的；同一种元素的各种不同的同位素化学性质几乎完全相同，因为各同位素原子结构几乎相同（除中子数）。但由不同的同位素构成的物
4、质物理性质不同。同位素相对原子质量与元素相对原子质量：同位素（即某个原子）相对原子质量；是指某原子的质量与 12C 原子质量的 1/12 的比值。例如， 12C 原子质量是 1.99310-26kg，一个 Fe 原子质量为 9.28810-26kg，则该 Fe 原子相对质量为 =55.923。所以，同一种元素可以有几种不同的同位素（即不同的原子），各同位素的相对原子质量是不同的。元素的相对原子质量是各同位素（即各原子）相对原子质量的代数平均值。设某元素各同位素（即各原子）的相对原子质量分别为 M1、M 2，各同位素（即各原子）原子个数百分含量分别为 x1%，x 2%，则该元素相对原子质量 =M
5、1x1%+M2x2%+，若用同位素质量数和原子百分含量计算出的平均值为近似相对原子质量。（3）元素、核素、同位素的比较和关系元素 具有相同核电荷数即质子数的同一类原子的总称。核素 具有一定数目的质子和中子的一种原子。即：原子=核素同位素 具有相同质子数不同中子数的同一种元素的不同种原子（核素），互称同位素。元素符号核电荷数（核内质子数）质量数 XAZ3、质量数 如果忽略电子质量，将原子核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值加起来所得数值就是质量数。（二）元素周期表1、元素周期表的编排原则：按原子序数递增顺序从左到右排列； 将电子层数相同的元素排成一个横行；把最外层电子数相同的元素按电子层数递
6、增的顺序从上到下排列成纵行。（1）原子序数：按照元素在周期表中的顺序给元素编号得到的序数叫原子序数。原子序数=核电荷数=质子数=荷外电子数（2）原子结构示意图：用小圆圈和圆圈内的符号及数字表示原子核及核内质子数，弧线表示各电子层，弧线上的数字表示该电子层上的电子数。2、元素周期表的结构：（1）周期：元素周期表有 7 个横行，每一横行称为一个周期，元素周期表共有 7 个周期。周期的分类：元素周期表中，我们把 1、2、3 周期称为短周期，其他周期成为长周期。类别 周期序数 起止元素 包括元素种数 核外电子层数1 HHe 2 12 LiNe 8 2短周期3 NaAr 8 34 KKr 18 45 R
7、bXe 18 56 CsRn 32 6长周期7 Fr112号 26 7周期的特点：周期序数=电子层数同一周期中最外层电子数从 18（除第一周期外）每一周期从左到右：碱金属元素稀有气体（2）族：元素周期表有 18 个纵行，除了 8、9、10 三个纵行称为外，其余的每一个纵行称为一族，共 16 个族。族的序号一般用罗马数字表示。族的分类：元素周期表中，我们把 18 个纵行共分为 16 个族，其中 7 个主族，7 个副族，一个零族，一个第族。微粒符 号原子核核电荷数电子层数各电子层排布的电子数Z主族：由短周期元素和长周期元素共同构成的族，用 A 表示：A、A、A、A、A、A、A。副族：完全由长周期元
8、素构成的族，用 B 表示：B、B、B、B、B、B、B。第族：8、9、10 三个纵行为族。零族：第 18 纵行称为零族。族的特点：主族的族序数=最外层电子数=最高正化合价族的别称：第A 族称为碱金属元素 第A 族称为碳族元素第A 族称为氮族元素 第A 族称为氧族元素 第A 族称为卤素族元素零族称为稀有气体元素3、元素周期表的作用：（1）可以获得元素的一些信息，如元素名称、元素符号、原子序数、相对原子质量。（2）确定元素属于金属元素还是非金属元素，是否属于过渡元素。底色为深绿色为非金属元素，底色为浅绿色为金属元素，处于红色方框内为过渡元素。（3）确定元素在元素周期表中的位置。如铁处在元素周期表第四
9、周期第族。（）依据原子序数而确定元素在元素周期表的位置。如已知某元素原子序数为 7，则确定其在周期表中位置的方法是：先写出该元素的原子结构示意图，由其电子层数为 2，确定其处于第三周期，由其最外层有五个电子确定其处在第A 族。小结 元素周期表的结构第二节 元素周期律一、原子结构质子（Z 个）原子核 注意：中子（N 个） 质量数(A)质子数(Z)中子数(N)1.原子（X ） 原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数核外电子（Z 个）相对原子质量26 Fe铁5585原子序数 元素符号元素名称第 7 周期：26 种元素（含锕系 15 种元素）最多容纳 32种元素元素周期表周期族短周期长周期第 1
10、 周期：2 种元素第 2 周期：8 种元素第 3 周期：8 种元素第 4 周期：18 种元素第 5 周期：18 种元素第 6 周期：32 种元素主族（由长周期、短周期共同构成）含A、A、A、A）副族（完全由长周期构成）含BB第族（含第八、九、十 3 个纵行）族（稀有气体元素）熟背前 20 号元素，熟悉 120 号元素原子核外电子的排布：H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca2.原子核外电子的排布规律：电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；各电子层最多容纳的电子数是 2n2；最外层电子数不超过 8 个（K 层为最外层不超过 2 个），
11、次外层不超过 18 个，倒数第三层电子数不超过 32 个。电子层： 一（能量最低） 二 三 四 五 六 七对应表示符号： K L M N O P Q3.元素、核素、同位素元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。同位素：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。(对于原子来说)二、元素周期表1.编排原则：按原子序数递增的顺序从左到右排列将电子层数相同的各元素从左到右排成一横行。（周期序数原子的电子层数）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一纵行。主族序数原子最外层电子数2.结构特点：核外电子层数 元素种类第一周期 1 2 种元素短周期 第二周期 2 8 种元素
12、周期 第三周期 3 8 种元素元 （7 个横行） 第四周期 4 18 种元素素 （7 个周期） 第五周期 5 18 种元素周 长周期 第六周期 6 32 种元素期 第七周期 7 未填满（已有 26 种元素）表 主族：AA 共 7 个主族族 副族：BB、BB，共 7 个副族（18 个纵行） 第族：三个纵行，位于B 和B 之间（16 个族） 零族：稀有气体三、元素周期律1.元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果。2.同周期元素性质递变规律第三周期元素
13、11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar(1)电子排布 电子层数相同，最外层电子数依次增加(2)原子半径 原子半径依次减小 (3)主要化合价 1 2 3 44536271(4)金属性、非金属性 金属性减弱，非金属性增加 (5)单质与水或酸置换难易冷水剧烈热水与酸快与酸反应慢 (6)氢化物的化学式 SiH4 PH3 H2S HCl (7)与 H2化合的难易 由难到易 (8)氢化物的稳定性 稳定性增强 (9)最高价氧化物的化学式Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 (10)化学式 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H2SiO
14、3 H3PO4 H2SO4 HClO4 (11)酸碱性 强碱 中强碱 两性氢氧化物弱酸 中强酸强酸 很强的酸最高价氧化物对应水化物 (12)变化规律 碱性减弱，酸性增强 第A 族碱金属元素：Li Na K Rb Cs Fr（Fr 是金属性最强的元素，位于周期表左下方）第A 族卤族元素：F Cl Br I At （F 是非金属性最强的元素，位于周期表右上方）判断元素金属性和非金属性强弱的方法：（1）金属性强（弱）单质与水或酸反应生成氢气容易（难）；氢氧化物碱性强（弱）；相互置换反应（强制弱）FeCuSO 4FeSO 4Cu。形成原电池的正负极（2）非金属性强（弱）单质与氢气易（难）反应；生成的氢
15、化物稳定（不稳定）；最高价氧化物的水化物（含氧酸）酸性强（弱）；相互置换反应（强制弱）2NaBrCl 22NaClBr 2。（）同周期比较：金属性：NaMgAl与酸或水反应：从易难碱性：NaOHMg(OH) 2Al(OH) 3 非金属性：SiPSCl单质与氢气反应：从难易氢化物稳定性：SiH 4PH 3H 2SHCl酸性(含氧酸)：H 2SiO3H 3PO4H 2SO4HClO 4 （）同主族比较：金属性：LiNaKRbCs（碱金属元素）与酸或水反应：从难易碱性：LiOHNaOHKOHRbOHCsOH非金属性：FClBrI（卤族元素）单质与氢气反应：从易难氢化物稳定：HFHClHBrHI（）金
16、属性：LiNaKRbCs还原性(失电子能力)：LiNaKRbCs氧化性(得电子能力)：Li Na K Rb Cs 非金属性：FClBrI氧化性：F 2Cl 2Br 2I 2还原性：F Cl Br I 酸性(无氧酸)：HFHClHBrHI比较粒子(包括原子、离子)半径的方法：（1）先比较电子层数，电子层数多的半径大。（2）电子层数相同时，再比较核电荷数，核电荷数多的半径反而小。2、原子核外电子分层排布的一般规律 在含有多个电子的原子里，电子依能量的不同分层排布，其规律是：（1）核外电子总是尽先排布在能量较低的电子层，然后由里到外依次排布在能量逐步升高的电子层（能量最低原理）。 （2）原子核外各电
17、子层最多容纳 2n2 个电子（n 为电子层数）。 （3）原子最外层电子数目不能超过 8（k 为最外层不能超过 2 个电子）。 （4）次外层电子数目不能超过 18 个（k 层为次外层时不能超过 2 个），倒数第三层电子数目不能超过 32 个。 一、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。二、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 元素除外；最低负化合价递增（从-4 价到-1
18、 价）第一周期除外，由于金属元素一般无负化合价，故从A族开始。元素最高价的绝对值与最低价的绝对值的和为 8 三、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；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； 四、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
19、越强；单质氧化性越强，非金属性就越强。五、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（酸性减弱）。六、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。七、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
20、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。元素的最高价氢氧化物的碱性越强，元素金属性就越强；最高价氢氧化物的酸性越强，元素非金属性就越强。 元素的气态氢化物越稳定，非金属性越强。 同一族的元素性质相近。具有同样价电子构型的原子，理论上得或失电子的趋势是相同的，这就是同一族元素性质相近的原因。 （四）原子结构与元素在周期表中的位置关系规律1、核外电子层数周期数 2、主族元素的最外层电子数族序数 3、质子数原子序数原子核外电子数 4
21、、主族元素的最高正价族序数；负价的绝对值8族序数 （三）元素性质与元素在周期表中的位置关系1、元素的金属性和非金属性在元素周期表中位置关系 （1）同周期：从左到右，核电荷数依次增多、原子半径逐渐减小，失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，因此，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。（稀有气体除外） （2）同主族：从上到下电子层数增多，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，所以金属的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 2、元素化合价与元素周期表中位置关系 （1）价电子：元素原子最外层电子（有时次外层、倒数第三层中电子也叫价电子。）（2）主族元素最高正化合价主族序数（最外层电子数
22、）负化合价主族序数8或：负化合价(8主族序数)（3）“位构性”之间的关系 1、元素周期律 （1）定义：元素的性质随着元素核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。 （2）内容：原子核外电子排布的周期性。最外层电子数：从 18 的周期性变化。 原子半径的周期性变化电子层数相同，从碱金属到卤素，随原子序数的递增，原子半径减小。元素主要化合价的周期性变化正价： 17 负价：41 （3）实质：元素性质随原子半径递增呈现出周期变化，其本质原因是元素的原子核外电子排布周期性变化的必然结果。 2、元素的金属性、非金属性的周期性变化（1）元素金属性，非金属性强弱标志。 元素金属性强弱的标志a.与水或酸反应置换出氢气
23、的难易：金属单质与水或酸（非氧化性酸）反应置换出氢气的速率越快（反应越剧烈）表示元素金属性越强。 b.最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：碱性越强，表明元素金属性越强。 元素非金属强弱标志a.单质与氢气化合成气态氢化物难易及气态氢化物的稳定性：非金属单质与氢气化合越容易，形成气态氢化物越稳定，表明元素非金属性越强。 b.最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：酸性越强，表明元素非金属性越强。（2）以钠到氩为例，元素性质周期性变化 核外电子排布一、核外电子排布的一般规律(1)核外电子总是尽量先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层(能量最低原理)。(2)原子核外各电子层最多
24、容纳 个电子。(3)原于最外层电子数目不能超过 个(K 层为最外层时不能超过 2 个电子)。(4)次外层电子数目不能超过 个(K 层为次外层时不能超过 2 个)，倒数第三层电子数目不能超过 个。 说明：以上规律是互相联系的，不能孤立地理解。例如；当 M 层是最外层时，最多可排 8 个电子；当 M 层不是最外层时，最多可排 18 个电子二、核外电子的运动特征（1）核外电子运动的空间极小，运动速度极快（2）核外电子运动的能量是不连续的，分为不同的能级。（3）核外电子运动没有确定的轨道，无法预测某时刻电子所在的位置，也不能确定电子的运动速度。三、能层与能级能层：多电子原子的核外电子的能量是不同的，按
25、电子的能量差异可以将核外电子分成不同的能层，并用符号 K、L、M、N、O、P、Q 表示相应的第一、二、三、四、寺、六、七能层。多电子原子的核外电子的能量是不同的，由内而外可以分为： 第 一、二、三、 四、五、 六、七能层符号表示 K、 L、 M、 N、 O、 P、 Q 能量由低到高原子核外每一层所能容纳的最多电子数如下：能 层 一 二 三 四 五 六 七 最多电子数 2 8 18 32 50 即每层所容纳的最多电子数是：2n 2(n：能层的序数)能级：但是同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级(S、P、d、F)， 能级的符号和所能容纳的最多电子数如下：能 层 K L M N O
26、 能 级 1S 2S 2P 3S 3P 3d 4S 4P 4d 4f 5s 5p 最多电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6各能层电子数 2 8 18 32 50电子亚层能级符号的顺序是 ns、np、nd、nf（1） 任一能层，能级数=能层序数（2） s、p、d、f 又叫电子亚层，s 亚层最多可容纳的电子数是 2，p 亚层最多可容纳的电子数是 6，亚层最多可容纳的电子数是 10（3） 能量关系 1S HClHBrHIH-X 分子稳定性：HFHClHBrHI3、键角决定分子空间构型，应注意掌握以下分子的键角和空间构型：分子空间构型 键角 实 例10928 CH4、CCl 4
27、、(NH 4+)正四面体60 白磷：P 4平面型 120 苯、乙烯、SO 3、BF 3等三角锥型 10718 NH3折线型 10430 H2O直线型 180 CO2、CS 2、CHCH4、共价键的极性极性键 非极性键共用电子对偏移程度 偏移 不偏移构成元素 不同种非金属元素 同种非金属元素实例 HCl、H 2O、CO 2、H 2SO4 H2、N 2、Cl 2二、分子间作用力1、分子间作用力把分子聚集在一起的作用力叫分子间作用力，又称范德华力。分子间作用力的实质是电性引力，其主要特征有： 广泛存在于分子间； 只有分子间充分接近时才存在分子间的相互作用力，如固态和液态物质中； 分子间作用力远远小于
28、化学键； 由分子构成的物质，其熔点、沸点、溶解度等物理性质主要由分子间作用力大小决定。2、影响分子间作用力大小的因素 组成与结构相似的物质，相对分子质量越大分子间作用力越大。如：I2 Br2 Cl2 F2 ；HI HBr HCl ； Ar Ne He 分子量相近时，一般分子的空间构型越对称，极性越小，分子间作用力越小。三、分子的极性1、极性分子和非极性分子非极性分子：从整个分子看，分子里电荷分布是对称的。如：a只由非极性键构成的同种元素的双原子分子：H2、Cl2、N2 等；b只由极性键构成，空间构型对称的多原子分子：CO2、CS2、BF3、CH4、CCl4 等；c极性键非极性键都有的：CH2=
29、CH2、CHCH、 。极性分子：整个分子电荷分布不对称。例如：不同元素的双原子分子如：HCl，HF 等。折线型分子，如 H2O、H2S 等。三角锥形分子如 NH3 等。判断是否是极性分子，可以从分子空间构型是否对称，即分子中各键的空间排列是否对称，若对称，则正负电荷重心重合，分子为非极性分子，反之，是极性分子。2、共价键的极性和分子极性的关系：键的极性和分子的极性并非完全一致，只有极性键形成的分子不一定是极性分子，如CH4、CO2 等。极性分子中也不一定不含非极性键。所以，二者不是因果关系。只含非极性键的分子是非极性分子，如 H2、N2 等；含极性键的分子，若分子空间构型是对称的是非极性分子，
30、如CO2、CH4 等，分子空间构型不对称的是极性分子。如 H2O、NH3 等。它们的关系表示如下：四、离子化合物、共价化合物的判断方法：1、根据构成化合物的微粒间是以离子键还是共价键结合的来判断。2、根据物质的类型判断。绝大多数碱性氧化物、碱和盐都属于离子化合物。氢化物、非金属氧化物、含氧酸等都属于共价化合物。但要注意(AlCl3)2 等属于共价化合物，而 NaH 等属于离子化合物。3、根据化合物的性质判断。熔化状态下能导电的是离子化合物；熔、沸点低的化合物一般是共价化合物；溶解在水中不能电离的化合物是共价化合物等等。4、离子化合物中一定含有离子键，但也有可能含有共价键（包括极性键、非极性键或
31、配位键）；共价化合物中一定不存在离子键，肯定含有共价键（包括极性键、非极性键或配位键）。第二章 化学反应与能量第一节 化学能与热能1.反应热(1) 定义：为了定量描述化学反应是释放或吸收的热量，化学上规定，当化学反应在一 定温度下进行时，反应所释放或吸收的热量成为该反应在此温度下的热效应，简称为反映热，通常用符号 Q 来表示。反应吸热时，Q 为正值；反应放热时，Q 为负值。(2) 反应热产生的原因：在化学反应过程中，旧化学键断裂要吸收能量，新化学键形成时释放能量从而引起反应过程中产生能量的变化，这种能量变化以热的形式体现出来就形成了化学反应的反应热。计算公式：反应热( H)=反应物键能总和生成
32、物键能总和2.常见的放热反应和吸热反应(1) 常见的放热反应：活波金属与水或酸的反应 1酸碱中和反应 2所有燃烧反应 3大多数化合反应 4(2) 常见的吸热反应：大多数分解反应 12NH4Cl(s)+Ba(OH)2=8H2O=BaCl2+2NH3+10H 2O 2 3CO2+CError!2CO 43.化学反应的焓变化学反应的反应热是由于反应前后物质所具有能量不同而产生的。物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用一个物理量来描述。科学家们定义了一个称为“焓”的物理量，符号为 H，用它的变化来描述与反应热有关的能量变化。热化学研究表明，对于在等压条件下进行的化学反应，如果反应中的物质的量变化全部
33、转化为热能(同时可能伴随着反应体系体积的改变)而没有转化为电能、光能等其他形式得能，则该反应的反应热就等于反应前后物质的焓的变化，其数学表达式为： H =Qp，式中 Qp表示在压强不变条件下的反应热。 H=H(反应产物) H (反应物)； H0 为吸热反应； H 0图示实例 2H2(g)+O2(g)=2H2O(l) H =-571.6kJ/mol2HI(g)=H2(g)+I2(g) H =+14.9kJ/mol二、盖斯定律及其应用1盖斯定律化学反应无论是一步完成还是分几步完成，其反应焓变是一样的。也就是说，化学反应的反应热只与反应的始态(各反应物)和终态(各生成物)有关，而与具体反应进行的途径
34、无关。如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热相同，这就是盖斯定律。2若一个化学方程式可由另外几个化学方程式相加减而得到，则该化学反应的焓变即为这几个化学反应焓变的代数和；若化学方程式中各物质的化学计量数加倍，则焓变也加倍；若反应逆向进行，则 H 改变符号，但绝对值相等。3能源的开发利用(1)能源发展的三个阶段柴草时期化学能源时期(煤、石油、天然气为主要能源多能源结构时期)(2)能源的分类第二节 化学能与电能一、原电池工作原理及组成条件1、原电池的定义将化学能转变为电能的装置叫做原电池。2、原理以 Zn(H2SO4)Cu 原电池为例负极（一）：Zn - 2
35、e = Zn 2+（氧化反应）正极（+）：2H + + 2e = H2(还原反应)负极（-）：相对活泼金属失电子氧化反应电子流出正极（+）：相对不活泼金属得电子还原反应电子流入原电池工作原理相当于将氧化还原反应中电子转移通过用电器，产生电能，因此原电池的作用为将化学能转化成电能。3、组成条件： 组成原电池必须具备三个条件：提供两个活泼性不同的电极（不活泼电极可以为石墨）两个电极必须直接和电解质溶液接触，电解质中阴离子向负极方向移，阳离子向正极方向移动，阴阳离子定向移动成内电路必须有导线将两电极连接，形成闭合通路二、根据氧化还原反应设计原电池步骤：（1）写出正极、负极电极反应式；（化合价升高在负
36、极反应；化合价降低在正极反应。）（2）选正、负极材料，电解质溶液。负极：反应中失去电子的金属单质正极：选取活泼性比负极弱的金属或石墨（最好是石墨）电解质溶液：选取反应中含阳离子的电解质溶液三、原电池的应用（金属活泼性的判断）金属活动性顺序表；原电池的负极（电子流出的电极，质量减少的电极）的金属更活泼 ；原电池的正极（电子流入的电极，质量不变或增加的电极，冒气泡的电极）为较不活泼金属。四、发展中的化学电源1、干电池（锌锰电池）(1)普通锌锰电池 人们最早使用的化学电池是锌锰电池，它是一种一次性电池，放电之后不能充电（内部的氧化还原反应是不可逆的）。正极是石墨，负极是锌筒，电解质溶液是含 MnO2
37、和 NH4Cl 的淀粉糊。负极：Zn 2e - Zn 2+；参与正极反应的是 MnO2和 NH4+(2)碱性干电池将普通干电池中的电解质 NH4Cl 换成湿 KOH，并在构造上作了改进。2、充电电池（二次电池）（1）铅蓄电池最早使用的充电电池是铅蓄电池，又称为电瓶，它在充放电时进行的氧化还原反应是可以逆向进行的，到一定周期终止。它是以 Pb 为负极，以 PbO2为正极，以 H2SO4溶液为电解质。铅蓄电池充电和放电的总化学方程式：放电时电极反应：负极：Pb + SO42-2e -PbSO 4； 正极：PbO 2 + 4H+ + SO42- + 2e- PbSO4 + 2H2O(2)镍镉电池以
38、Cd 为负极，NiO(OH)为正极，以 KOH 为电解质，其寿命比铅蓄电池长，由于镍镉电池对健康和环境污染比较严重，人们又研制出了镍氢电池。(3)人们利用元素周期表中A 族最轻的金属，制造了新一代可充电的绿色电池锂电池，其具有质量轻、电动势大、寿命长、没有记忆等特点，它广泛成为笔记本电脑、移动电话等低功耗电器的主流电源。3、燃料电池燃料燃烧是一种剧烈的氧化还原反应，可以利用原电池的工作原理将燃料和氧化剂 (如 O2)反应所放出的热能直接转变为电能。燃料电池是一种高效、环境友好的发电装置。燃料电池如果以氢气为燃料时，产物为水；以甲烷为燃料时，产物为水和二氧化碳，燃料电池与干电池和蓄电池的主要差别
39、在于反应物不是储存在电池内部，而是用外加的设备，源源不断地提供燃料和氧化剂，使反应能连续进行。氢氧燃料电池：它是一种高效、不污染环境的发电装置。它的电极材料一般为活性电极，具有很强的催化活性，如铂电极，活性炭电极等。总反应：2H 2 + O22H 2O，电极反应为（电解质溶液为 KOH 溶液）：负极：2H 2 + 4OH- - 4e- = 4H2O 正极：O 2 + 2H2O + 4e- =4OH-。小结 1、化学电池的反应本质是氧化还原反应2、形成原电池四要素（构成条件的再理解）：（1）有两个活泼性不同的金属或非金属（石墨）作电极；（2）形成闭合电路；（3）能自发发生氧化还原反应；（4）有电
40、解质溶液。第三节 化学反应的速率和限度一、化学反应速率（1）化学反应速率的概念：（2）计算a. 简单计算 vBct()()b. 已知物质的量 n 的变化或者质量 m 的变化，转化成物质的量浓度 c 的变化后再求反应速率vc. 化学反应速率之比 化学计量数之比，据此计算：已知反应方程和某物质表示的反应速率，求另一物质表示的反应速率；已知反应中各物质表示的反应速率之比或C 之比，求反应方程。d. 比较不同条件下同一反应的反应速率关键：找同一参照物，比较同一物质表示的速率（即把其他的物质表示的反应速率转化成同一物质表示的反应速率）二、影响化学反应速率的因素（1）决定化学反应速率的主要因素：反应物自身
41、的性质（内因）（2）外因：a. 浓度越大，反应速率越快b. 升高温度（任何反应，无论吸热还是放热），加快反应速率c. 催化剂一般加快反应速率d. 有气体参加的反应，增大压强，反应速率加快 e. 固体表面积越大，反应速率越快f. 光、反应物的状态、溶剂等三、化学反应的限度1、可逆反应的概念和特点2、绝大多数化学反应都有可逆性，只是不同的化学反应的限度不同；相同的化学反应，不同的条件下其限度也可能不同a. 化学反应限度的概念：一定条件下， 当一个可逆反应进行到正反应和逆反应的速率相等，反应物和生成物的浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡状态”，这种状态称为化学平衡状态，简称化学平衡，这就是可逆
42、反应所能达到的限度。b. 化学平衡的曲线：c. 可逆反应达到平衡状态的标志：反应混合物中各组分浓度保持不变正反应速率逆反应速率消耗 A 的速率生成 A 的速率d. 怎样判断一个反应是否达到平衡：正反应速率与逆反应速率相等； 反应物与生成物浓度不再改变；混合体系中各组分的质量分数 不再发生变化；条件变，反应所能达到的限度发生变化。化学平衡的特点：逆、等、动、定、变、同。3、化学平衡移动原因：v 正 v 逆v 正 v 逆 正向 v 正.11 为固态熔沸点：C 原子数越多，熔沸点越高。C 原子数相同时，支键越多，熔沸点越低。水溶性：不溶于水，易溶于有机溶剂。（4）烷烃的燃烧通式：烷烃化学性质（与甲烷
43、相似）烷烃不能使酸性高锰酸钾溶液和溴水褪色取代反应：可与氯气发生取代反应，生成氯代物。氧化反应：燃烧通式三、同系物和同分异构体1.同系物（1）定义：结构相似，在分子组成上相差一个或若干个 C H2原子团的物质互相称为同系物；（2）判断依据：a.分子组成符合同一通式，但彼此有若干个系差（CH 2）；b.主碳链（或碳环）结构相似（与环的大小无关）；c.所含官能团的种类和个数相同；d.有机物所属类别相同；（3）同系物通式的归纳和应用：总结一系列具有相似结构的同系物的通式，应采用数学分析法。首先找出不同物质的分子式，确定系差，再根据起始碳数即可确定通式。然后利用通式和数学极限知识即可求同系物中碳的最大
44、含量。说明：同系物必须是“有机化合物”； 结构上相似。如乙烯 C2H4和环丙烷 C3H6虽分子组成上相差一个 C H2原子团，但因结构不相似而非同系物；组成上相差一个或若干个 CH2原子团。如 CH3CH2CH2CH3和 CH3CH(CH3)2是同分异构体而不是同系物；2同分异构体的书写方法与判断（1）定义：化合物具有相同的分子式，但具有不同结构的现象，叫做同分异构现象。如正丁烷和异丁烷。具有同分现象的化合物互称为同分异构体。（2）同分异构体的种类：碳架异构（指碳原子之间连接成不同的链状或环状结构而造成的异构）；位置异构（指官能团或取代基在碳架上的位置不同而造成的异构）；类别异构（指有机物分子
45、中的官能团不同或有机物类别不同而造成的异构，也叫官能团异构）。二、同系物的判断和同分异构体的书写1同系物的判断规律(1)一差一同：分子组成相差一个或若干个 CH2原子团，具有相同的通式(2)二相似：结构相似，化学性质相似(3)三注意：同系物必为同一类物质。结构相似(有相似的原子连接方式，有相同的官能团种类和数目)具有相同通式的有机物除烷烃外都不能确定是不是同系物，同分异构体之间不是同系物关系2同分异构体(1)同分异构体的特点分子式相同，相对分子质量相同但相对分子质量相同的化合物不一定是同分异构体，如C2H6 与 HCHO 等同分异构体的最简式相同，但最简式相同的化合物不一定是同分异构体，如 C
46、2H2与 C6H6.结构不同，即分子中原子的连接方式不同同分异构体可以是同一类物质，也可以是不同类物质(2)同分异构体的书写方法“减碳移位”法一般采用“减碳法”，可概括为“两注意，四句话”a“两注意”：选择最长的碳链为主链；找出中心对称线b“四句话”：主链由长到短，支链由整到散，位置由心到边，排布由对到邻间等效氢法a有机物中位置等同的氢原子叫等效(性)氢原子，烃的分子中等效氢原子的种类有多少，则其一元取代物种类就有多少b“等效氢原子”种类的判断通常有如下三个原则：同一碳原子所连的氢原子是等效的；同一碳原子所连的甲基上的氢原子是等效的；同一分子中处于轴对称或镜面对称(相当于平面镜成像时，物与像的
47、关系)，对称位置上的氢原子是等效的第二节 来自石油和煤的两种基本化工原料一、乙烯 1 乙烯的来源、地位乙烯的来源 石油及石油产品的分解国家石油化工的水平 乙烯的年产量 2 乙烯的物理性质通常情况下，乙烯是一种无色稍有气味的气体，密度与空气相近，难溶于水。3 乙烯的分子结构乙烯分子中的 2 个碳原子和 4 个氢原子处于同一平面，它们彼此之间的键之间的夹角约为1200 。乙烯分子中碳碳原子间以双键相连，CC 双键的键长比 CC 单键的键长略短，CC 双键的键能比两倍 CC 单键键能略小，所以其中的一个键较易断裂，这就决定了乙烯的化学性质比较活泼。分 子 式 乙烷 C 2H6 乙烯 C 2H4碳碳键型 CC 单键 C=C 双键 键 角 10928 120键长(10 -10m) 154 133键能(kJ/mol) 348 615【讲述】 乙烯分子在结构上最大的特点就是含有一个碳碳双键，是不饱和烃不饱和烃： 分子里含有碳碳双键或碳碳三键，碳原子所结合的氢原子数少于饱和链烃的氢原子数，这种烃叫做不饱和烃。乙烯就是一种最简单的不饱和烃。单烯烃的通式：C
