高一化学必修二复习提纲.docx

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1、高一化学必修二复习提纲篇一：中学化学必修2学问点归纳总结中学化学必修2学问点归纳总结 第一单元 原子核外电子排布与元素周期律 一、原子结构 质子（Z个） 原子核留意： 中子（N个） 质量数(A)质子数(Z)中子数(N) 1.原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子 核外电子（Z个） 熟背前20号元素，熟识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 Ca 2.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 2 容纳的电子数是2n；最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个），次

2、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： KL M N O P Q 3.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。 核素：具有肯定数目的质子和肯定数目的中子的一种原子。 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： 按原子序数递增的依次从左到右排列 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依次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

3、数元素种类 第一周期 12种元素 短周期其次周期 28种元素 周期第三周期 38种元素 元 7第四周期 418种元素 素 7第五周期 518种元素 周长周期第六周期 632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改变的规律。元素性质的周期性改变实质是元素原子核外电子排布的周期性改变的必定结果。 2.同周期元素性质递变规律方） 第A族卤

4、族元素：F ClBrIAt （F是非金属性最强的元素，位于周期表右上方） 推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简单（难）；氢氧化物碱性强（弱）；相互置换反应（强制弱）FeCuSO4FeSO4Cu。 （2）非金属性强（弱）单质与氢气易（难）反应；生成的氢化物稳定（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）2NaBrCl22NaClBr2。 （）同主族比较： 比较粒子(包括原子、离子)半径的方法(“三看”)：（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。 元素

5、周期表的应用 1、元素周期表中共有个 7周期，3 是短周期， 3是长周期。其中第7 周期也被称为不完全周期。 2、在元素周期表中，A-A是主族元素，主族和0族由短周期元素、 长周期元素 共同组成。 B -B是副族元素，副族元素完全由长周期元素 构成。 3、元素所在的周期序数= 电子层数 ，主族元素所在的族序数=最外层电子数，元素周期表是元素周期律的详细表现形式。在同一周期中，从左到右，随着核电荷数的递增，原子半径渐渐减小，原子核对核外电子的吸引实力渐渐增加，元素的金属性渐渐减弱，非金属性渐渐增加 。在同一主族中，从上到下，随着核电荷数的递增，原子半径渐渐增大 ，电子层数渐渐增多，原子核对外层电

6、子的吸引实力渐渐 减弱 ，元素的金属性渐渐增加，非金属性渐渐 减弱 。 4、元素的结构确定了元素在周期表中的位置，元素在周期表中位置的反映了原子的结构和元素的性质特点。我们可以依据元素在周期表中的位置，推想元素的结构，预料 元素的性质。元素周期表中位置相近的元素性质相像，人们可以借助元素周期表探讨合成有特定性质的新物质。例如，在金属和非金属的分界线旁边找寻 半导体 材料，在过渡元素中找寻各种优良的 催化剂 和耐高温、耐腐蚀 材料。 其次单元 微粒之间的相互作用 化学键是干脆相邻两个或多个原子或离子间剧烈的相互作用。 离子化合物：由离子键构成的化合物叫做离子化合物。（肯定有离子键，可能有共价键）

7、 共价化合物：原子间通过共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。（只有共价键肯定没有离子键） 极性共价键（简称极性键）：由不同种原子形成，AB型，如，HCl。 共价键非极性共价键（简称非极性键）：由同种原子形成，AA型，如，ClCl。 2.电子式： 用电子式表示离子键形成的物质的结构与表示共价键形成的物质的结构的不同点：（1）电荷：用电子式表示离子键形成的物质的结构需标出阳离子和阴离子的电荷；而表示共价键形成的物质的结构不能标电荷。（2）（方括号）：离子键形成的物质中的阴离子需用方括号括起来，而共价键形成的物质中不能用方括号。 3、分子间作用力定义把分子聚集在一起的作用力。由分子构成的物质，

8、分子间作用力是影响物质的熔沸点和 溶解性 的重要因素之一。 4、水具有特别的物理性质是由于水分子中存在一种被称为氢键的分子间作用力。水分子间 的氢键 ，是一个水分子中的氢原子与另一个水分子中的氧原子间所形成的分子间作用力，这种作用力使得水分子间作用力增加，因此水具有较高的 熔沸点。其他一些能形成氢键的分子有 HFH2O NH3 。第三单元 从微观结构看物质的多样性 专题二 化学反应与能量改变 第一单元 化学反应的速率与反应限度 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削减量或生成物浓度的增加量（均 取正值）来表示。 计算公式：v(B) ?c(B)?n(B) ?t

9、V?t 单位：mol/(Ls)或mol/(Lmin) B为溶液或气体，若B为固体或纯液体不计算速率。 以上所表示的是平均速率，而不是瞬时速率。 重要规律：（i）速率比方程式系数比 （ii）改变量比方程式系数比 （2）影响化学反应速率的因素： 内因：由参与反应的物质的结构和性质确定的（主要因素）。 外因：温度：上升温度，增大速率 催化剂：一般加快反应速率（正催化剂） 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） 压强：增大压强，增大速率（适用于有气体参与的反应） 其它因素：如光（射线）、固体的表面积（颗粒大小）、反应物的状态（溶剂）、原 电池等也会变更化学反应速率。 2、化学反应

10、的限度化学平衡 （1）在肯定条件下，当一个可逆反应进行到正向反应速率与逆向反应速率相等时，反应物和生成物的浓度不再变更，达到表面上静止的一种“平衡状态”，这就是这个反应所能达到的限度，即化学平衡状态。 化学平衡的移动受到温度、反应物浓度、压强等因素的影响。催化剂只变更化学反应速率，对化学平衡无影响。 在相同的条件下同时向正、逆两个反应方向进行的反应叫做可逆反应。通常把由反应物向生成物进行的反应叫做正反应。而由生成物向反应物进行的反应叫做逆反应。 在任何可逆反应中，正方应进行的同时，逆反应也在进行。可逆反应不能进行究竟，即是说可逆反应无论进行到何种程度，任何物质（反应物和生成物）的物质的量都不行

11、能为0。 （2）化学平衡状态的特征：逆、动、等、定、变。 逆：化学平衡探讨的对象是可逆反应。 动：动态平衡，达到平衡状态时，正逆反应仍在不断进行。 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。 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肯定。 变：当条件改变时，原平衡被破坏，在新的条件下会重新建立新的平衡。 （3）推断化学平衡状态的标记： 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） 各组分浓度保持不变或一百零一分含量不变 借助颜色不变推断（有一种物质是有颜色的） 总物质的量或总体积或总压强或平均相对分子质量不

12、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xAyB zC，xyz ） 其次单元化学反应中的热量 1 缘由：当物质发生化学反应时，断开反应物中的化学键要汲取能量，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改变的主要缘由。一个确定的化学反应在发生过程中是汲取能量还是放出能量，确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 篇二：人教版化学必修二全册学问点总结 第一章物质结构 元素周期表 第一节 元素周期表 一、周期表 原子序数 核电荷数 质子数 核外电子数 1、依据 横行：电子层数相

13、同元素按原子序数递增从左到右排列 纵行：最外层电子数相同的元素按电子层数递增从上向下排列 2、结构 周期序数核外电子层数主族序数最外层电子数 短周期（第1、2、3周期） 周期：7 周期表 长周期（第4、5、6、7周期） 主族7个：A-A 族：16个（共187个：IB-B 第族1个（3 1个）稀有气体元素 二元素的性质和原子结构 （一）碱金属元素： 1、原子结构相像性：最外层电子数相同，都为1个 递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多，原子半径增大 2、物理性质的相像性和递变性： （1）相像性：银白色固体、硬度小、密度小（轻金属）、熔点低、易导热、导电、有展性。 （2）递变性（从锂到

14、铯）：密度渐渐增大（K反常） 熔点、沸点渐渐降低 结论：碱金属原子结构的相像性和递变性，导致物理性质同样存在相像性和递变性。 3、化学性质 （1）相像性： （金属锂只有一种氧化物） 4Li + O2 点燃 Li2O2Na + O2 点燃 Na2O2 2 Na + 2H2O 2NaOH + H2 2K + 2H2O 2KOH + H2 2R + 2 H2O 2 ROH + H2 产物中，碱金属元素的化合价都为价。 结论：碱金属元素原子的最外层上都只有1个电子，因此，它们的化学性质相像。 （2）递变性：与氧气反应越来越简单与水反应越来越猛烈 结论：金属性渐渐增加原子结构的递变性导致化学性质的递变性

15、。 第1页 共15页 总结：递变性：从上到下（从Li到Cs），随着核电核数的增加，碱金属原子的电子层数渐渐增多，原子核对最外层电子的引力渐渐减弱，原子失去电子的实力增加，即金属性渐渐增加。所以从Li到Cs的金属性渐渐增加。 （二）卤族元素： 、原子结构相像性：最外层电子数相同，都为7个 递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多，原子半径增大 物理性质的递变性：（从2到2） （）卤素单质的颜色渐渐加深；（）密度渐渐增大；（B r2反常）（）单质的熔、沸点上升 3、化学性质 （1 2 H2 2 HX F2 Cl2 Br2 I2 卤素单质与H2 的猛烈程度：依次增加 ； 生成的氢化物的稳定

16、性：依次增加（HF最稳定） （2）卤素单质间的置换反应 2NaBr +Cl2 2NaCl + Br2 氧化性：Cl2_Br2 ； 还原性：Cl_Br 2NaI +Cl2 2NaCl + I2 氧化性：Cl2_I2 ；还原性：Cl_I 2NaI +Br2 2NaBr + I2 氧化性：Br2_I2 ；还原性：Br_I 结论： F2 F- Cl2 Cl- Br2 Br- I2 I- 单质的氧化性：从下到上依次增加（F2氧化性最强）,对于阴离子的还原性：从上到下依次增加（ I-还原性最强） 结论：非金属性渐渐减弱原子结构的递变性导致化学性质的递变性。 总结：递变性：从上到下（从F2到I2），随着核电

17、核数的增加，卤族元素原子的电子层数渐渐增多，原子核对最外层电子的引力渐渐减弱，原子得到电子的实力减弱，即非金属性渐渐减弱。所以从F2到I2的非金属性渐渐减弱。 总之：同主族从上到下，随着核电核数的增加，电子层数渐渐增多，原子核对最外层电子的引力渐渐减弱，原子得电子的实力减弱，失电子的实力增加，即非金属性渐渐减弱，金属性渐渐增加。 三核素 （一）原子的构成： （）原子的质量主要集中在原子核上。（）质子和中子的相对质量都近似为1，电子的质量可忽视。 （）原子序数 核电核数 质子数 核外电子数。（）质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N) A （）在化学上，我们用符号ZX来表示一个质量数为A，质子数

18、为Z的详细的X原子。 中子 N个=（AZ）个 原子核 质子 Z个 A 原子X Z 核外电子 Z个 （二）核素 核素：把具有肯定数目的质子和肯定数目的中子的一种原子称为核素。一种原子即为一种核素。 第2页 共15页 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。 或：同一种元素的不同核素间互称为同位素。 （）两 同：质子数相同、同一元素 （）两不同：中子数不同、质量数不同 （）属于同一种元素的不同种原子 其次节 元素周期律 一.原子核外电子的排布 在多个电子的原子里，核外电子是分层运动的，又叫电子分层排布。 2、核外电子的排布规律 （1）核外电子总是尽先排布在能量低的电子层，然

19、后由里向外，依次排布。 (能量最低原理)。 （2）各电子层最多容纳的电子数是2n2（n表示电子层） （3）最外层电子数不超过8个（K层是最外层时，最多不超过2个）；次外层电子数目不超过18个；倒数第三层不超过32个。 二元素周期律： 、核外电子层排布的周期性改变 每周期最外层电子数：从1-8（K层由12） 、原子半径呈周期性的改变：每周期原子半径：渐渐减小（同周期第0族最大） 3、主要化合价： 每周期最高正化合价： （稀有气体0价，F化合物中没有正价） 每周期负化合价： 4、元素的金属性和非金属性呈周期性的改变。 同周期元素金属性和非金属性的递变性： 2NaOH + H (简单) Mg + 2

20、 HO 2Mg(OH)+ H （较难） （）222 2 金属性：Na > Mg ）Mg + 2HCl MgCl2 + H2 (简单)2Al + 6 HCl 2AlCl3 +3H2 （较难） 金属性：Mg > Al 依据1、2得出： 金属性 Na > Mg > Al （）碱性 NaOH > Mg(OH)2> Al(OH)3 金属性：金属性 Na > Mg > Al 金属性渐渐减弱 （）结论： SiPSCl 单质与2的反应越来越简单、生成的氢化物越来越稳定 最高价氧化物对应水化物的酸性渐渐增加 第3页 共15页 故：非金属性渐渐增加。NaMgAl S

21、iPSCl金属性渐渐减弱，非金属性渐渐增加 同周期从左到右，金属性渐渐减弱，非金属性渐渐增加 （）随着原子序数的递增，元素的核外电子排布、主要化合价、金属性和非金属性都呈现周期性的改变规律，这一规律叫做元素周期律。 总结 ：元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的改变的规律。 实质：元素原子的核外电子排布周期性改变的必定结果。 四、同周期、同主族金属性、非金属性的改变规律是： 1. 周期表中金属性、非金属性之间没有严格的界线。在分界线旁边的元素具有金属性又具有非金属性。 2. 金属性最强的在周期表的左下角是，Cs；非金属性最强的在周期表的右上角，是。（两个对角） 3.元素化合价与元

22、素在周期表中位置的关系。 元素的最高正价等于主族序数。特：F无正价，非金属除H外不能形成简洁离子。 主族元素的最高正价数与最低负价的肯定值之和等于8.4元素周期表和元素周期律应用 在周期表中的左上角旁边探究研制农药的材料。 半导体材料：在金属与非金属的分界线旁边的元素中找寻。 在过渡元素中找寻优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。 5. 元素周期表中元素性质的递变规律 第4页 共15页 总结： 元素金属性的推断： 与水或酸反应越简单，金属性越强； 最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）碱性越强，金属性越强。 置换反应，金属性强的金属置换金属性弱的金属 离子的氧化性越弱对应金属的金属性越强 元素

23、非金属性的推断： 从最高价氧化物的水化物的酸性强弱。 与H2反应的难易程度以及氢化物的稳定性来推断。 置换反应，非金属性强的置换非金属性弱的非金属 离子的还原性越弱，非金属性越强 第三节 化学键 一离子键 离子键：阴阳离子之间剧烈的相互作用叫做离子键。 相互作用：静电作用（包含吸引和排斥） 注：（1）成键微粒： 阴阳离子间 （2）成键本质： 阴、阳离子间的静性作用 （3）成键缘由：电子得失 （4）形成规律： 活泼金属和活泼非金属化合时形成离子键 离子化合物：像NaCl这种由离子构成的化合物叫做离子化合物。 （1）活泼金属与活泼非金属形成的化合物。如NaCl、Na2O、K2S等 （2）强碱：如N

24、aOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等 （3）大多数盐：如Na2CO3、BaSO4 （4）铵盐：如NH4Cl 小结：一般含金属元素的物质(化合物)铵盐。（一般规律） 留意：（1）酸不是离子化合物。 （2）离子键只存在离子化合物中，离子化合物中肯定含有离子键。 、电子式 电子式：在元素符号四周用小黑点(或)来表示原子的最外层电子（价电子）的式子叫电子式。 用电子式表示离子化合物形成过程： 第5页 共15页 篇三：中学化学必修二学问点大全 中学化学必修2学问点归纳总结 第一章 物质结构 元素周期律 一、原子结构 质子（Z个） 原子核留意： 中子（N个） 质量数(A)质子数(Z)中子数(N

25、) 1. 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） 熟背前20号元素，熟识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 Ca 2 2.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2n；最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个），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： KL M N O P Q 3.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。 核素

26、：具有肯定数目的质子和肯定数目的中子的一种原子。 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： 按原子序数递增的依次从左到右排列 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依次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 12种元素 短周期其次周期 28种元素 周期第三周期 38种元素 元 7第四周期 418种元素 素 7第五周期 518种元素 周长周期第六周期 632种元素 期第七周期 7未填满（已有26种元

27、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改变的规律。元素性质的周期性改变实质是元素原子核外电子排布的周期性改变的必定结果。 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 ClBrIAt（F是非金属性最强的元素，位于周期表右上方） 推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

28、成氢气简单（难）；氢氧化物碱性强（弱）；相互置换反应（强制弱）FeCuSO4FeSO4Cu。 （2）非金属性强（弱）单质与氢气易（难）反应；生成的氢化物稳定（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）2NaBrCl22NaClBr2。 （）同周期比较： （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。 四、化学键 化学键是相邻两个或多个原子间剧烈的相互作用。 离子化合物：由离子键构成的化合物叫做离子化合物。（肯定有离子键，可能有共价键） 共价化合物：原子间通过共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。（只有共价键） 极性共价键（简称极性键）：由不

29、同种原子形成，AB型，如，HCl。 共价键 非极性共价键（简称非极性键）：由同种原子形成，AA型，如，ClCl。 2.电子式： 用电子式表示离子键形成的物质的结构与表示共价键形成的物质的结构的不同点：（1）电荷：用电子式表示离子键形成的物质的结构需标出阳离子和阴离子的电荷；而表示共价键形成的物质的结构不能标电荷。（2）（方括号）：离子键形成的物质中的阴离子需用方括号括起来，而共价键形成的物质中不能用方括号。 其次章 化学反应与能量 第一节 化学能与热能 1 缘由：当物质发生化学反应时，断开反应物中的化学键要汲取能量，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改变的主要

30、缘由。一个确定的化学反应在发生过程中是汲取能量还是放出能量，确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 2、常见的放热反应和吸热反应 常见的放热反应：全部的燃烧与缓慢氧化。酸碱中和反应。金属与酸反应制取氢气。 大多数化合反应（特别：CCO2 2CO是吸热反应）。 常见的吸热反应：以C、H2、CO为还原剂的氧化还原反应如：C(s)H2O(g)CO(g)H2(g)。 铵盐和碱的反应如Ba(OH)28H2ONH4ClBaCl22NH310H2O 大多数分解反应如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。 都须要加热，这种说法对吗？试举

31、例说明。 点拔：这种说法不对。如CO2CO2的反应是放热反应，但须要加热，只是反应起先后不再须要加热，反应放出的热量可以使反应接着下去。Ba(OH)28H2O与NH4Cl的反应是吸热反应，但反应并不须要加热。 其次节 化学能与电能 2、原电池原理 （1）概念：把化学能干脆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：（1）电极为导体且活泼性不同；（2）两个电极接触（导线连接或干脆接触）；（3）两个相互连接的电极插入电解质溶液构成闭合回路。 （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

32、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，负极质量削减。 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）原电池正负极的推断方法： 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。 依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。 依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。 依据原电池中的反应类型： 负极：失电子，

33、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： 写出总反应方程式。把总反应依据电子得失状况，分成氧化反应、还原反应。 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，留意酸碱介质和水等参加反应。 （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：加快化学反应速率，如粗锌制氢气速率比纯锌制氢气快。比较金属活动性强弱。设计原电池。

34、金属的腐蚀。 2、化学电源基本类型： 干电池：活泼金属作负极，被腐蚀或消耗。如：CuZn原电池、锌锰电池。 充电电池：两极都参与反应的原电池，可充电循环运用。如铅蓄电池、锂电池和银锌电池等。 燃料电池：两电极材料均为惰性电极，电极本身不发生反应，而是由引入到两极上的物质发生反应，如H2、CH4燃料电池，其电解质溶液常为碱性试剂（KOH等）。 第三节 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削减量或生成物浓度的增加量（均取正值）来表示。 计算公式：v(B) ?c(B)?n(B) ?tV?t 单位：mol/(Ls)或mol/(Lmin) B为溶

35、液或气体，若B为固体或纯液体不计算速率。 以上所表示的是平均速率，而不是瞬时速率。 重要规律：（i）速率比方程式系数比 （ii）改变量比方程式系数比 （2）影响化学反应速率的因素： 内因：由参与反应的物质的结构和性质确定的（主要因素）。 外因：温度：上升温度，增大速率 催化剂：一般加快反应速率（正催化剂） 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） 压强：增大压强，增大速率（适用于有气体参与的反应） 其它因素：如光（射线）、固体的表面积（颗粒大小）、反应物的状态（溶剂）、原电池等也会变更化学 反应速率。 2、化学反应的限度化学平衡 （1）在肯定条件下，当一个可逆反应进行到正向

36、反应速率与逆向反应速率相等时，反应物和生成物的浓度不再变更，达到表面上静止的一种“平衡状态”，这就是这个反应所能达到的限度，即化学平衡状态。 化学平衡的移动受到温度、反应物浓度、压强等因素的影响。催化剂只变更化学反应速率，对化学平衡无影响。 在相同的条件下同时向正、逆两个反应方向进行的反应叫做可逆反应。通常把由反应物向生成物进行的反应叫做正反应。而由生成物向反应物进行的反应叫做逆反应。 在任何可逆反应中，正方应进行的同时，逆反应也在进行。可逆反应不能进行究竟，即是说可逆反应无论进行到何种程度，任何物质（反应物和生成物）的物质的量都不行能为0。 （2）化学平衡状态的特征：逆、动、等、定、变。 逆

37、：化学平衡探讨的对象是可逆反应。 动：动态平衡，达到平衡状态时，正逆反应仍在不断进行。 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。 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肯定。 变：当条件改变时，原平衡被破坏，在新的条件下会重新建立新的平衡。 （3）推断化学平衡状态的标记： 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） 各组分浓度保持不变或一百零一分含量不变 借助颜色不变推断（有一种物质是有颜色的） 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

38、反应xA yB zC，xyz ） 第三章 有机化合物 绝大多数含碳的化合物称为有机化合物，简称有机物。像CO、CO2、碳酸、碳酸盐等少数化合物，由于它们的组成和性质跟无机化合物相像，因而一向把它们作为无机化合物。 一、烃 1、烃的定义：仅含碳和氢两种元素的有机物称为碳氢化合物，也称为烃。 2、烃的分类： 饱和烃烷烃（如：甲烷） 脂肪烃(链状 ) 不饱和烃烯烃（如：乙烯） 芳香烃(含有苯环)（如：苯） 3、甲烷、乙烯和苯的性质比较： 第27页 共27页第 27 页 共 27 页第 27 页 共 27 页第 27 页 共 27 页第 27 页 共 27 页第 27 页 共 27 页第 27 页 共 27 页第 27 页 共 27 页第 27 页 共 27 页第 27 页 共 27 页第 27 页 共 27 页