蘇教版高中化學(xué)必修二第一專題知識點總結(jié)

硇洲中學(xué)學(xué)案蘇教版高中化學(xué)必修2知識點歸納總結(jié)

第一單元原子核外電子排布與元素周期律

一、原子結(jié)構(gòu)

質(zhì)子（Z個）

原子核注意：

中子（N個）質(zhì)量數(shù)(A)＝質(zhì)子數(shù)(Z)＋中子數(shù)(N)

A1.原子數(shù)ZX原子序數(shù)=核電荷數(shù)=質(zhì)子數(shù)=原子的核外電子

核外電子（Z個）

★熟背前20號元素，熟悉1～20號元素原子核外電子的排布：

HHeLiBeBCNOFNeNaMgAlSiPSClArKCa2.原子核外電子的排布規(guī)律：①電子總是盡先排布在能量最低的電子層里；②各電子層最多

2

容納的電子數(shù)是2n；③最外層電子數(shù)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(shù)第三層電子數(shù)不超過32個。

電子層：一（能量最低）二三四五六七對應(yīng)表示符號：KLMNOPQ3.元素、核素、同位素

元素：具有相同核電荷數(shù)的同一類原子的總稱。

核素：具有一定數(shù)目的質(zhì)子和一定數(shù)目的中子的一種原子。

同位素：質(zhì)子數(shù)相同而中子數(shù)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：

①按原子序數(shù)遞增的順序從左到右排列②將電子層數(shù)相同的各元素從左到右排成一橫行。（周期序數(shù)＝原子的電子層數(shù)）．．．．．．．．③把最外層電子數(shù)相同的元素按電子層數(shù)遞增的順序從上到下排成一縱行。．．．．．．．．．．

主族序數(shù)＝原子最外層電子數(shù)2.結(jié)構(gòu)特點：

核外電子層數(shù)元素種類

第一周期12種元素

短周期第二周期28種元素

周期第三周期38種元素

元（7個橫行）第四周期418種元素素（7個周期）長周期第五周期518種元素周第六周期632種元素

期不完全周期第七周期7未填滿（已有26種元素）表主族：ⅠA～ⅦA共7個主族

族副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7個副族（18個縱行）第Ⅷ族：三個縱行，位于ⅦB和ⅠB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(zhì)（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(shù)的遞增而呈周期性變化的規(guī)律。元素性質(zhì)的周期性變化實質(zhì)是元素原子核外電．．．．．．．．．．子排布的周期性變化的必然結(jié)果。．．．．．．．．．

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2.同周期元素性質(zhì)遞變規(guī)律

第三周期元素(1)電子排布(2)原子半徑(3)主要化合價(4)金屬性、非金屬性(5)單質(zhì)與水或酸置換難易(6)氫化物的化學(xué)式(7)與H2化合的難易(8)氫化物的穩(wěn)定性(9)最高價氧化物的化學(xué)式最高價氧化物對應(yīng)水化物(10)化學(xué)式(11)酸堿性(12)變化規(guī)律Na2ONaOHMg(OH)2強(qiáng)堿中強(qiáng)堿兩性氫氧化物弱酸中強(qiáng)酸強(qiáng)酸很強(qiáng)的酸冷水熱水與劇烈酸快MgOAl2O3SiO2＋1＋211Na12Mg13Al14Si15P16S17Cl18Ar電子層數(shù)相同，最外層電子數(shù)依次增加原子半徑依次減小＋3＋4－4＋5－3＋6－2＋7－1HClCl2O7HClO4金屬性減弱，非金屬性增加與酸反應(yīng)慢SiH4PH3H2S由難到易穩(wěn)定性增強(qiáng)P2O5SO3H2SO4Al(OH)3H2SiO3H3PO4堿性減弱，酸性增強(qiáng)第ⅠA族堿金屬元素：LiNaKRbCsFr（Fr是金屬性最強(qiáng)的元素，位于周期表左下方）第ⅦA族鹵族元素：FClBrIAt（F是非金屬性最強(qiáng)的元素，位于周期表右上方）★判斷元素金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的方法：（1）金屬性強(qiáng)（弱）①單質(zhì)與水或酸反應(yīng)生成氫氣容易（難）；②氫氧化物堿性強(qiáng)（弱）；③相互置換反應(yīng)（強(qiáng)制弱）Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu。

（2）非金屬性強(qiáng)（弱）①單質(zhì)與氫氣易（難）反應(yīng)；②生成的氫化物穩(wěn)定（不穩(wěn)定）；③最高價氧化物的水化物（含氧酸）酸性強(qiáng)（弱）；④相互置換反應(yīng)（強(qiáng)制弱）2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2。

（Ⅰ）同周期比較：

金屬性：Na＞Mg＞Al與酸或水反應(yīng)：從易→難堿性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3（Ⅱ）同主族比較：金屬性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs（堿金屬元素）與酸或水反應(yīng)：從難→易堿性：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH（Ⅲ）金屬性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs還原性(失電子能力)：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs＋＋＋＋氧化性(得電子能力)：Li＞Na＞K＞Rb＞Cs＋非金屬性：Si＜P＜S＜Cl單質(zhì)與氫氣反應(yīng)：從難→易氫化物穩(wěn)定性：SiH4＜PH3＜H2S＜HCl酸性(含氧酸)：H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4非金屬性：F＞Cl＞Br＞I（鹵族元素）單質(zhì)與氫氣反應(yīng)：從易→難氫化物穩(wěn)定：HF＞HCl＞HBr＞HI非金屬性：F＞Cl＞Br＞I氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2－－－－還原性：F＜Cl＜Br＜I酸性(無氧酸)：HF＜HCl＜HBr＜HI

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比較粒子(包括原子、離子)半徑的方法(“三看”)：（1）先比較電子層數(shù)，電子層數(shù)多的半徑大。

（2）電子層數(shù)相同時，再比較核電荷數(shù)，核電荷數(shù)多的半徑反而小。

元素周期表的應(yīng)用

1、元素周期表中共有個7周期，3是短周期，3是長周期。其中第7周期也被稱為不完全周期。

2、在元素周期表中，ⅠA-ⅦA是主族元素，主族和0族由短周期元素、長周期元素共同組成。ⅠB-ⅦB是副族元素，副族元素完全由長周期元素構(gòu)成。3、元素所在的周期序數(shù)=電子層數(shù)，主族元素所在的族序數(shù)=最外層電子數(shù)，元素周期表是元素周期律的具體表現(xiàn)形式。在同一周期中，從左到右，隨著核電荷數(shù)的遞增，原子半徑逐漸減小，原子核對核外電子的吸引能力逐漸增強(qiáng)，元素的金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強(qiáng)。在同一主族中，從上到下，隨著核電荷數(shù)的遞增，原子半徑逐漸增大，電子層數(shù)逐漸增多，原子核對外層電子的吸引能力逐漸減弱，元素的金屬性逐漸增強(qiáng)，非金屬性逐漸減弱。

4、元素的結(jié)構(gòu)決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結(jié)構(gòu)和元素的性質(zhì)特點。我們可以根據(jù)元素在周期表中的位置，推測元素的結(jié)構(gòu)，預(yù)測元素的性質(zhì)。元素周期表中位置相近的元素性質(zhì)相似，人們可以借助元素周期表研究合成有特定性質(zhì)的新物質(zhì)。例如，在金屬和非金屬的分界線附近尋找半導(dǎo)體材料，在過渡元素中尋找各種優(yōu)良的催化劑和耐高溫、耐腐蝕材料。

第二單元微粒之間的相互作用

化學(xué)鍵是直接相鄰兩個或多個原子或離子間強(qiáng)烈的相互作用。1.離子鍵與共價鍵的比較鍵型概念成鍵方式成鍵粒子成鍵元素離子鍵陰陽離子結(jié)合成化合物的靜電作用叫離子鍵通過得失電子達(dá)到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)陰、陽離子活潑金屬與活潑非金屬元素之間（特殊：NH4Cl、NH4NO3等銨鹽只由非金屬元素組成，但含有離子鍵）共價鍵原子之間通過共用電子對所形成的相互作用叫做共價鍵通過形成共用電子對達(dá)到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)原子非金屬元素之間離子化合物：由離子鍵構(gòu)成的化合物叫做離子化合物。（一定有離子鍵，可能有共價鍵）共價化合物：原子間通過共用電子對形成分子的化合物叫做共價化合物。（只有共價鍵一定沒有離子鍵）

極性共價鍵（簡稱極性鍵）：由不同種原子形成，A－B型，如，H－Cl。

共價鍵非極性共價鍵（簡稱非極性鍵）：由同種原子形成，A－A型，如，Cl－Cl。

2.電子式：

用電子式表示離子鍵形成的物質(zhì)的結(jié)構(gòu)與表示共價鍵形成的物質(zhì)的結(jié)構(gòu)的不同點：（1）電荷：用電子式表示離子鍵形成的物質(zhì)的結(jié)構(gòu)需標(biāo)出陽離子和陰離子的電荷；而表示共價鍵形成的物質(zhì)的結(jié)構(gòu)不能標(biāo)電荷。（2）[]（方括號）：離子鍵形成的物質(zhì)中的陰離子需用方括號括起來，而共價鍵形成的物質(zhì)中不能用方括號。

3、分子間作用力定義把分子聚集在一起的作用力。由分子構(gòu)成的物質(zhì)，分子間作用力是影

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響物質(zhì)的熔沸點和溶解性的重要因素之一。

4、水具有特殊的物理性質(zhì)是由于水分子中存在一種被稱為氫鍵的分子間作用力。水分子間的氫鍵，是一個水分子中的氫原子與另一個水分子中的氧原子間所形成的分子間作用力，這種作用力使得水分子間作用力增加，因此水具有較高的熔沸點。其他一些能形成氫鍵的分子有HFH2ONH3。項目概念形成化合物離子鍵共價鍵金屬鍵陰陽之間的強(qiáng)烈相原子通過共用電子對形成的強(qiáng)烈互作用相互作用離子化合物分子晶體低原子晶體很高金屬單質(zhì)金屬晶體有的很高有的很低金屬鍵判斷化學(xué)鍵方法形成晶體判斷晶體方法熔沸點離子晶體高融化時破壞作用離子鍵力硬度導(dǎo)電性物理變化分子間作共價鍵用力化學(xué)變化共價鍵

第三單元從微觀結(jié)構(gòu)看物質(zhì)的多樣性

同系物同位素同分異構(gòu)體同素異形體概念研究對象組成相似，結(jié)構(gòu)上相質(zhì)子數(shù)相同中子分子式相同結(jié)構(gòu)同一元素形成的不同種差一個或多個“CH2”屬不同的原子互不同的化合物單質(zhì)原子團(tuán)的有機(jī)物成稱同位素有機(jī)化合物之間原子之間化合物之間分子式相同原子排列不同單質(zhì)之間同種元素組成或結(jié)構(gòu)不同相似點結(jié)構(gòu)相似通式相同質(zhì)子數(shù)相同不同點相差n個CH2原子團(tuán)中子數(shù)不同(n≥1)氕、氘、氚代表物烷烴之間乙醇與二甲醚O2與O3金剛石與石墨正丁烷與異丁烷

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高中化學(xué)必修2知識點歸納總結(jié)

第一單元原子核外電子排布與元素周期律

一、原子結(jié)構(gòu)

質(zhì)子（Z個）

原子核注意：

中子（N個）質(zhì)量數(shù)(A)＝質(zhì)子數(shù)(Z)＋中子數(shù)(N)

1.原子數(shù)ZX原子序數(shù)=核電荷數(shù)=質(zhì)子數(shù)=原子的核外電子

核外電子（Z個）★熟背前20號元素，熟悉1～20號元素原子核外電子的排布：

HHeLiBeBCNOFNeNaMgAlSiPSClArKCa2.原子核外電子的排布規(guī)律：①電子總是盡先排布在能量最低的電子層里；②各電子層最多容納的電子數(shù)是2n；③最外層電子數(shù)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(shù)第三層電子數(shù)不超過32個。

電子層：一（能量最低）二三四五六七

對應(yīng)表示符號：KLMNOPQ3.元素、核素、同位素

元素：具有相同核電荷數(shù)的同一類原子的總稱。

核素：具有一定數(shù)目的質(zhì)子和一定數(shù)目的中子的一種原子。

同位素：質(zhì)子數(shù)相同而中子數(shù)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：

①按原子序數(shù)遞增的順序從左到右排列②將電子層數(shù)相同的各元素從左到右排成一橫行。（周期序數(shù)＝原子的電子層數(shù)）．．．．．．．．③把最外層電子數(shù)相同的元素按電子層數(shù)遞增的順序從上到下排成一縱行。．．．．．．．．．．

主族序數(shù)＝原子最外層電子數(shù)2.結(jié)構(gòu)特點：

核外電子層數(shù)元素種類

第一周期12種元素

短周期第二周期28種元素

周期第三周期38種元素

元（7個橫行）第四周期418種元素

素（7個周期）第五周期518種元素周長周期第六周期632種元素

期第七周期7未填滿（已有26種元素）表主族：ⅠA～ⅦA共7個主族

族副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7個副族

（18個縱行）第Ⅷ族：三個縱行，位于ⅦB和ⅠB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(zhì)（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(shù)的遞增而呈周期性變化的規(guī)律。元素性質(zhì)的周期性變化實質(zhì)是元素原子核外電．．．．．．．．．．子排布的周期性變化的必然結(jié)果。．．．．．．．．．

2

A

2.同周期元素性質(zhì)遞變規(guī)律

第三周期元素(1)電子排布(2)原子半徑(3)主要化合價(4)金屬性、非金屬性(5)單質(zhì)與水或酸置換難易(6)氫化物的化學(xué)式(7)與H2化合的難易(8)氫化物的穩(wěn)定性(9)最高價氧化物的化學(xué)式最高價氧化物對應(yīng)水化(10)化學(xué)式(11)酸堿性(12)變化規(guī)Na2ONaOHMg(OH)2強(qiáng)堿中強(qiáng)堿兩性氫弱酸中強(qiáng)強(qiáng)酸很強(qiáng)的酸氧化物酸堿性減弱，酸性增強(qiáng)冷水熱水與劇烈酸快MgOAl2O3SiO2＋1＋211Na12Mg13Al14Si15P16S17Cl18Ar電子層數(shù)相同，最外層電子數(shù)依次增加原子半徑依次減�。�3＋4－4與酸反應(yīng)慢SiH4＋5－3＋6－2＋7－1HClCl2O7HClO4金屬性減弱，非金屬性增加PH3H2S由難到易穩(wěn)定性增強(qiáng)P2O5H3PO4SO3H2SO4Al(OH)3H2SiO3律物第ⅠA族堿金屬元素：LiNaKRbCsFr（Fr是金屬性最強(qiáng)的元素，位于周期表左下方）

第ⅦA族鹵族元素：FClBrIAt（F是非金屬性最強(qiáng)的元素，位于周期表右上方）★判斷元素金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的方法：

（1）金屬性強(qiáng)（弱）①單質(zhì)與水或酸反應(yīng)生成氫氣容易（難）；②氫氧化物堿性強(qiáng)（弱）；③相互置換反應(yīng)（強(qiáng)制弱）Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu。

（2）非金屬性強(qiáng)（弱）①單質(zhì)與氫氣易（難）反應(yīng)；②生成的氫化物穩(wěn)定（不穩(wěn)定）；③最高價氧化物的水化物（含氧酸）酸性強(qiáng)（弱）；④相互置換反應(yīng)（強(qiáng)制弱）2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2。

（Ⅰ）同周期比較：

金屬性：Na＞Mg＞Al與酸或水反應(yīng)：從易→難堿性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3（Ⅱ）同主族比較：金屬性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs（堿金屬元素）與酸或水反應(yīng)：從難→易堿性：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH（Ⅲ）

金屬性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs還原性(失電子能力)：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs氧化性(得電子能力)：Li＞Na＞K＞Rb＞Cs＋＋＋＋＋非金屬性：Si＜P＜S＜Cl單質(zhì)與氫氣反應(yīng)：從難→易氫化物穩(wěn)定性：SiH4＜PH3＜H2S＜HCl酸性(含氧酸)：H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4非金屬性：F＞Cl＞Br＞I（鹵族元素）單質(zhì)與氫氣反應(yīng)：從易→難氫化物穩(wěn)定：HF＞HCl＞HBr＞HI非金屬性：F＞Cl＞Br＞I氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2還原性：F＜Cl＜Br＜I酸性(無氧酸)：HF＜HCl＜HBr＜HI－－－－

比較粒子(包括原子、離子)半徑的方法(“三看”)：（1）先比較電子層數(shù)，電子層數(shù)多的半徑大。

（2）電子層數(shù)相同時，再比較核電荷數(shù)，核電荷數(shù)多的半徑反而小。

元素周期表的應(yīng)用

1、元素周期表中共有個7周期，3是短周期，3是長周期。其中第7周期也被稱為不完全周期。

2、在元素周期表中，ⅠA-ⅦA是主族元素，主族和0族由短周期元素、長周期元素共同組成。ⅠB-ⅦB是副族元素，副族元素完全由長周期元素構(gòu)成。3、元素所在的周期序數(shù)=電子層數(shù)，主族元素所在的族序數(shù)=最外層電子數(shù)，元素周期表是元素周期律的具體表現(xiàn)形式。在同一周期中，從左到右，隨著核電荷數(shù)的遞增，原子半徑逐漸減小，原子核對核外電子的吸引能力逐漸增強(qiáng)，元素的金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強(qiáng)。在同一主族中，從上到下，隨著核電荷數(shù)的遞增，原子半徑逐漸增大，電子層數(shù)逐漸增多，原子核對外層電子的吸引能力逐漸減弱，元素的金屬性逐漸增強(qiáng)，非金屬性逐漸減弱。

4、元素的結(jié)構(gòu)決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結(jié)構(gòu)和元素的性質(zhì)特點。我們可以根據(jù)元素在周期表中的位置，推測元素的結(jié)構(gòu)，預(yù)測元素的性質(zhì)。元素周期表中位置相近的元素性質(zhì)相似，人們可以借助元素周期表研究合成有特定性質(zhì)的新物質(zhì)。例如，在金屬和非金屬的分界線附近尋找半導(dǎo)體材料，在過渡元素中尋找各種優(yōu)良的催化劑和耐高溫、耐腐蝕材料。第二單元微粒之間的相互作用

化學(xué)鍵是直接相鄰兩個或多個原子或離子間強(qiáng)烈的相互作用。1.離子鍵與共價鍵的比較鍵型離子鍵概念成鍵方式成鍵粒子成鍵元素陰陽離子結(jié)合成化合物的靜電作用叫離子鍵通過得失電子達(dá)到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)陰、陽離子活潑金屬與活潑非金屬元素之間（特殊：NH4Cl、NH4NO3等銨鹽只由非金屬元素組成，但含有離子鍵）離子化合物：由離子鍵構(gòu)成的化合物叫做離子化合物。（一定有離子鍵，可能有共價鍵）共價化合物：原子間通過共用電子對形成分子的化合物叫做共價化合物。（只有共價鍵一定沒有離子鍵）

極性共價鍵（簡稱極性鍵）：由不同種原子形成，A－B型，如，H－Cl。共價鍵非極性共價鍵（簡稱非極性鍵）：由同種原子形成，A－A型，如，Cl－Cl。

2.電子式：

用電子式表示離子鍵形成的物質(zhì)的結(jié)構(gòu)與表示共價鍵形成的物質(zhì)的結(jié)構(gòu)的不同點：（1）電荷：用電子式表示離子鍵形成的物質(zhì)的結(jié)構(gòu)需標(biāo)出陽離子和陰離子的電荷；而表示共價鍵形成的物質(zhì)的結(jié)構(gòu)不能標(biāo)電荷。（2）[]（方括號）：離子鍵形成的物質(zhì)中的陰離子需用方括號括起來，而共價鍵形成的物質(zhì)中不能用方括號。

3、分子間作用力定義把分子聚集在一起的作用力。由分子構(gòu)成的物質(zhì)，分子間作用力是影響物質(zhì)的熔沸點和溶解性的重要因素之一。

4、水具有特殊的物理性質(zhì)是由于水分子中存在一種被稱為氫鍵的分子間作用力。水分子間

共價鍵原子之間通過共用電子對所形成的相互作用叫做共價鍵通過形成共用電子對達(dá)到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)原子非金屬元素之間

的氫鍵，是一個水分子中的氫原子與另一個水分子中的氧原子間所形成的分子間作用力，這種作用力使得水分子間作用力增加，因此水具有較高的熔沸點。其他一些能形成氫鍵的分子有HFH2ONH3。

項目概念離子鍵共價鍵陰陽之間的強(qiáng)烈相原子通過共用電子對形成的強(qiáng)烈互作用形成化合物離子化合物相互作用分子晶體低原子晶體很高金屬單質(zhì)金屬晶體有的很高有的很低金屬鍵判斷化學(xué)鍵方法形成晶體判斷晶體方法熔沸點離子晶體高金屬鍵融化時破壞作用離子鍵力硬度導(dǎo)電性物理變化分子間作共價鍵用力化學(xué)變化共價鍵第三單元從微觀結(jié)構(gòu)看物質(zhì)的多樣性同系物同位素同分異構(gòu)體同素異形體組成相似，結(jié)構(gòu)上相質(zhì)子數(shù)相同中子概念研究對象分子式相同結(jié)構(gòu)同一元素形成的不同種差一個或多個“CH2”屬不同的原子互不同的化合物單質(zhì)原子團(tuán)的有機(jī)物成稱同位素有機(jī)化合物之間原子之間化合物之間分子式相同原子排列不同乙醇與二甲醚正丁烷與異丁烷單質(zhì)之間同種元素組成或結(jié)構(gòu)不同相似點結(jié)構(gòu)相似通式相同質(zhì)子數(shù)相同不同點相差n個CH2原子團(tuán)(n≥1)中子數(shù)不同代表物烷烴之間

氕、氘、氚O2與O3金剛石與石墨

專題二化學(xué)反應(yīng)與能量變化

第一單元化學(xué)反應(yīng)的速率與反應(yīng)限度

1、化學(xué)反應(yīng)的速率

（1）概念：化學(xué)反應(yīng)速率通常用單位時間內(nèi)反應(yīng)物濃度的減少量或生成物濃度的增加量（均取正值）來表示。計算公式：v(B)＝①單位：mol/(Ls)或mol/(Lmin)

②B為溶液或氣體，若B為固體或純液體不計算速率。③以上所表示的是平均速率，而不是瞬時速率。

④重要規(guī)律：（i）速率比＝方程式系數(shù)比（ii）變化量比＝方程式系數(shù)比（2）影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素：

內(nèi)因：由參加反應(yīng)的物質(zhì)的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)決定的（主要因素）。外因：①溫度：升高溫度，增大速率

②催化劑：一般加快反應(yīng)速率（正催化劑）

③濃度：增加C反應(yīng)物的濃度，增大速率（溶液或氣體才有濃度可言）④壓強(qiáng)：增大壓強(qiáng)，增大速率（適用于有氣體參加的反應(yīng)）

⑤其它因素：如光（射線）、固體的表面積（顆粒大小）、反應(yīng)物的狀態(tài)（溶劑）、原

電池等也會改變化學(xué)反應(yīng)速率。

2、化學(xué)反應(yīng)的限度化學(xué)平衡

（1）在一定條件下，當(dāng)一個可逆反應(yīng)進(jìn)行到正向反應(yīng)速率與逆向反應(yīng)速率相等時，反應(yīng)物和生成物的濃度不再改變，達(dá)到表面上靜止的一種“平衡狀態(tài)”，這就是這個反應(yīng)所能達(dá)到的限度，即化學(xué)平衡狀態(tài)。

化學(xué)平衡的移動受到溫度、反應(yīng)物濃度、壓強(qiáng)等因素的影響。催化劑只改變化學(xué)反應(yīng)速率，對化學(xué)平衡無影響。

在相同的條件下同時向正、逆兩個反應(yīng)方向進(jìn)行的反應(yīng)叫做可逆反應(yīng)。通常把由反應(yīng)物向生成物進(jìn)行的反應(yīng)叫做正反應(yīng)。而由生成物向反應(yīng)物進(jìn)行的反應(yīng)叫做逆反應(yīng)。

在任何可逆反應(yīng)中，正方應(yīng)進(jìn)行的同時，逆反應(yīng)也在進(jìn)行�？赡娣磻�(yīng)不能進(jìn)行到底，即是說可逆反應(yīng)無論進(jìn)行到何種程度，任何物質(zhì)（反應(yīng)物和生成物）的物質(zhì)的量都不可能為0。（2）化學(xué)平衡狀態(tài)的特征：逆、動、等、定、變。

①逆：化學(xué)平衡研究的對象是可逆反應(yīng)。

②動：動態(tài)平衡，達(dá)到平衡狀態(tài)時，正逆反應(yīng)仍在不斷進(jìn)行。

③等：達(dá)到平衡狀態(tài)時，正方應(yīng)速率和逆反應(yīng)速率相等，但不等于0。即v正＝v逆≠0。④定：達(dá)到平衡狀態(tài)時，各組分的濃度保持不變，各組成成分的含量保持一定。⑤變：當(dāng)條件變化時，原平衡被破壞，在新的條件下會重新建立新的平衡。（3）判斷化學(xué)平衡狀態(tài)的標(biāo)志：

①VA（正方向）＝VA（逆方向）或nA（消耗）＝nA（生成）（不同方向同一物質(zhì)比較）②各組分濃度保持不變或百分含量不變

③借助顏色不變判斷（有一種物質(zhì)是有顏色的）

④總物質(zhì)的量或總體積或總壓強(qiáng)或平均相對分子質(zhì)量不變（前提：反應(yīng)前后氣體的總物質(zhì)的量不相等的反應(yīng)適用，即如對于反應(yīng)xA＋yB

zC，x＋y≠z）

c(B)t＝

n(B)Vt

第二單元化學(xué)反應(yīng)中的熱量

1、在任何的化學(xué)反應(yīng)中總伴有能量的變化。

原因：當(dāng)物質(zhì)發(fā)生化學(xué)反應(yīng)時，斷開反應(yīng)物中的化學(xué)鍵要吸收能量，而形成生成物中的化學(xué)鍵要放出能量。化學(xué)鍵的斷裂和形成是化學(xué)反應(yīng)中能量變化的主要原因。一個確定的化學(xué)反應(yīng)在發(fā)生過程中是吸收能量還是放出能量，決定于反應(yīng)物的總能量與生成物的總能量的相對大小。E反應(yīng)物總能量＞E生成物總能量，為放熱反應(yīng)。E反應(yīng)物總能量＜E生成物總能量，為吸熱反應(yīng)。

2、常見的放熱反應(yīng)和吸熱反應(yīng)

☆常見的放熱反應(yīng)：①所有的燃燒與緩慢氧化②酸堿中和反應(yīng)

③大多數(shù)的化合反應(yīng)④金屬與酸的反應(yīng)⑤生石灰和水反應(yīng)（特殊：C＋CO2⑥濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等

☆常見的吸熱反應(yīng)：①銨鹽和堿的反應(yīng)

如Ba(OH)28H2O＋NH4Cl＝BaCl2＋2NH3↑＋10H2O

②大多數(shù)分解反應(yīng)如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等③以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應(yīng)如：C(s)＋H2O(g)

④銨鹽溶解等

△△2CO是吸熱反應(yīng)）

CO(g)＋H2(g)。

3.產(chǎn)生原因：化學(xué)鍵斷裂吸熱化學(xué)鍵形成放熱

放出熱量的化學(xué)反應(yīng)。(放熱>吸熱)△H為“-”或△H放熱）△H為“+”或△H>0

4、放熱反應(yīng)、吸熱反應(yīng)與鍵能、能量的關(guān)系

放熱反應(yīng)：∑E（反應(yīng)物）＞∑E（生成物）

其實質(zhì)是，反應(yīng)物斷鍵吸收的能量＜生成物成鍵釋放的能量，0。可理解為，由于放出熱量，整個體系能量降低

吸熱反應(yīng)：∑E（反應(yīng)物）＜∑E（生成物)

其實質(zhì)是：反應(yīng)物斷鍵吸收的能量＞生成物成鍵釋放的能量，H0�？衫斫鉃�，由于吸收熱量，整個體系能量升高。5、熱化學(xué)方程式

書寫化學(xué)方程式注意要點:

①熱化學(xué)方程式必須標(biāo)出能量變化。

②熱化學(xué)方程式中必須標(biāo)明反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)（g,l,s分別表示固態(tài)，液態(tài)，氣態(tài)，水溶液中溶質(zhì)用aq表示）

③熱化學(xué)反應(yīng)方程式要指明反應(yīng)時的溫度和壓強(qiáng)。

④熱化學(xué)方程式中的化學(xué)計量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分?jǐn)?shù)

⑤各物質(zhì)系數(shù)加倍，△H加倍；反應(yīng)逆向進(jìn)行，△H改變符號，數(shù)值不變

第三單元化學(xué)能與電能的轉(zhuǎn)化

原電池：

1、概念：將化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能的裝置叫做原電池

2、組成條件：①兩個活潑性不同的電極②電解質(zhì)溶液③電極用導(dǎo)線相連并插入電解液構(gòu)成閉合回路④某一電極與電解質(zhì)溶液發(fā)生氧化還原反應(yīng)

原電池的工作原理：通過氧化還原反應(yīng)（有電子的轉(zhuǎn)移）把化學(xué)能轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔堋?、電子流向：外電路：負(fù)極→導(dǎo)線→正極

內(nèi)電路：鹽橋中陰離子移向負(fù)極的電解質(zhì)溶液，鹽橋中陽離子移向正極的電解質(zhì)溶液。

電流方向：正極→導(dǎo)線→負(fù)極4、電極反應(yīng)：以鋅銅原電池為例：

負(fù)極：氧化反應(yīng)：Zn－2e＝Zn2＋（較活潑金屬）較活潑的金屬作負(fù)極，負(fù)極發(fā)生氧化反應(yīng)，電極反應(yīng)式：較活潑金屬－ne－＝金屬陽離子負(fù)極現(xiàn)象：負(fù)極溶解，負(fù)極質(zhì)量減少。

正極：還原反應(yīng)：2H＋2e＝H2↑（較不活潑金屬）較不活潑的金屬或石墨作正極，

正極發(fā)生還原反應(yīng)，電極反應(yīng)式：溶液中陽離子＋ne－＝單質(zhì)，正極的現(xiàn)象：一般有氣體放出或正極質(zhì)量增加。

總反應(yīng)式：Zn+2H+=Zn2++H2↑5、正、負(fù)極的判斷：

（1）從電極材料：一般較活潑金屬為負(fù)極；或金屬為負(fù)極，非金屬為正極。（2）從電子的流動方向負(fù)極流入正極（3）從電流方向正極流入負(fù)極

（4）根據(jù)電解質(zhì)溶液內(nèi)離子的移動方向陽離子流向正極，陰離子流向負(fù)極（5）根據(jù)實驗現(xiàn)象①溶解的一極為負(fù)極②增重或有氣泡一極為正極6、原電池電極反應(yīng)的書寫方法：

（i）原電池反應(yīng)所依托的化學(xué)反應(yīng)原理是氧化還原反應(yīng)，負(fù)極反應(yīng)是氧化反應(yīng)，正極反應(yīng)是還原反應(yīng)。因此書寫電極反應(yīng)的方法歸納如下：

①寫出總反應(yīng)方程式。②把總反應(yīng)根據(jù)電子得失情況，分成氧化反應(yīng)、還原反應(yīng)。③氧化反應(yīng)在負(fù)極發(fā)生，還原反應(yīng)在正極發(fā)生，反應(yīng)物和生成物對號入座，注意酸堿介質(zhì)和水等參與反應(yīng)。

（ii）原電池的總反應(yīng)式一般把正極和負(fù)極反應(yīng)式相加而得。

7、原電池的應(yīng)用：①加快化學(xué)反應(yīng)速率，如粗鋅制氫氣速率比純鋅制氫氣快。②比較金屬活動性強(qiáng)弱。③設(shè)計原電池。④金屬的腐蝕。化學(xué)電池：

1、電池的分類：化學(xué)電池、太陽能電池、原子能電池2、化學(xué)電池：借助于化學(xué)能直接轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔艿难b置

3、化學(xué)電池的分類：一次電池、二次電池、燃料電池一次電池

1、常見一次電池：堿性鋅錳電池、鋅銀電池、鋰電池等

＋

二次電池

1、二次電池：放電后可以再充電使活性物質(zhì)獲得再生，可以多次重復(fù)使用，又叫充電電池或蓄電池。

2、電極反應(yīng)：鉛蓄電池

-放電：負(fù)極（鉛）：Pb＋SO2－2e＝PbSO4↓4-正極（氧化鉛）：PbO2＋4H＋SO24＋2e＝PbSO4↓＋2H2O

+

-充電：陰極：PbSO4＋2H2O－2e＝PbO2＋4H＋SO24

+

-陽極：PbSO4＋2e＝Pb＋SO24

兩式可以寫成一個可逆反應(yīng)：PbO2＋Pb＋2H2SO42PbSO4↓＋2H2O

充電

放電

3\\目前已開發(fā)出新型蓄電池：銀鋅電池、鎘鎳電池、氫鎳電池、鋰離子電池、聚合物鋰離子電池

三、燃料電池

1、燃料電池：是使燃料與氧化劑反應(yīng)直接產(chǎn)生電流的一種原電池

2、電極反應(yīng)：一般燃料電池發(fā)生的電化學(xué)反應(yīng)的最終產(chǎn)物與燃燒產(chǎn)物相同，可根據(jù)燃燒反應(yīng)寫出總的電池反應(yīng)，但不注明反應(yīng)的條件。，負(fù)極發(fā)生氧化反應(yīng)，正極發(fā)生還原反應(yīng)，不過要注意一般電解質(zhì)溶液要參與電極反應(yīng)。以氫氧燃料電池為例，鉑為正、負(fù)極，介質(zhì)分為酸性、堿性和中性。

當(dāng)電解質(zhì)溶液呈酸性時：

負(fù)極：2H2－4e=4H+正極：Ｏ2＋4e＋4H+=2H2O當(dāng)電解質(zhì)溶液呈堿性時：

負(fù)極：2H2＋4OH－4e＝4H2O正極：Ｏ2＋2H2O＋4e＝4OH

另一種燃料電池是用金屬鉑片插入KOH溶液作電極，又在兩極上分別通甲烷燃料和氧氣氧化劑。電極反應(yīng)式為：

負(fù)極：CH4＋10OH－＋8e－＝7H2O；

正極：4H2O＋2O2＋8e-＝8OH-。

電池總反應(yīng)式為：CH4＋2O2＋2KOH＝K2CO3＋3H2O

3、燃料電池的優(yōu)點：能量轉(zhuǎn)換率高、廢棄物少、運行噪音低四、廢棄電池的處理：回收利用

電解池:

一、電解原理

1、電解池：把電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能的裝置也叫電解槽

2、電解：電流(外加直流電)通過電解質(zhì)溶液而在陰陽兩極引起氧化還原反應(yīng)(被動的不是自發(fā)的)的過程

3、放電：當(dāng)離子到達(dá)電極時，失去或獲得電子，發(fā)生氧化還原反應(yīng)的過程4、電子流向：

（電源）負(fù)極（電解池）陰極（離子定向運動）電解質(zhì)溶液（電解池）陽極（電源）正極

5、電極名稱及反應(yīng)：

陽極：與直流電源的正極相連的電極，發(fā)生氧化反應(yīng)陰極：與直流電源的負(fù)極相連的電極，發(fā)生還原反應(yīng)

6、電解CuCl2溶液的電極反應(yīng)：陽極：2Cl-2e-=Cl2(氧化)陰極：Cu2++2e-=Cu(還原)

總反應(yīng)式：CuCl2=Cu+Cl2↑

7、電解本質(zhì)：電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電過程，就是電解質(zhì)溶液的電解過程☆規(guī)律總結(jié)：電解反應(yīng)離子方程式書寫：放電順序：

陽離子放電順序+2+3+2++2+2+2+2+3+2++2++Ag>Hg>Fe>Cu>H(指酸電離的)>Pb>Sn>Fe>Zn>Al>Mg>Na>Ca>K陰離子的放電順序

是惰性電極時：S>I>Br>Cl>OH>NO3>SO4(等含氧酸根離子)>F(SO3/MnO4>OH)是活性電極時：電極本身溶解放電

注意先要看電極材料，是惰性電極還是活性電極，若陽極材料為活性電極（Fe、Cu)等金屬，則陽極反應(yīng)為電極材料失去電子，變成離子進(jìn)入溶液；若為惰性材料，則根據(jù)陰陽離子的放電順序，依據(jù)陽氧陰還的規(guī)律來書寫電極反應(yīng)式。

2------2--2----

電解質(zhì)水溶液點解產(chǎn)物的規(guī)律類型電極反應(yīng)特點實例電解對象電解質(zhì)電解質(zhì)濃度pH減小電解質(zhì)溶液復(fù)原CuCl2分解電解質(zhì)電解質(zhì)電離出的陰陽HCl型離子分別在兩極放電CuCl2放H2生成堿型陰極：水放H2生堿陽極：電解質(zhì)陰離子放電放陰極：電解質(zhì)陽離子放氧生酸型電CuSO4陽極：水放O2生酸電解水型陰極：4H++NaOHNaCl增大HCl---HCl電解質(zhì)和水生成新電解增大質(zhì)電解質(zhì)和水增大生增大減小水不變成新電解質(zhì)減小氧化銅4e-==2H2↑H2SO4陽極：4OH--水4e-=O2↑+2H2ONa2SO4上述四種類型電解質(zhì)分類：

（1）電解水型：含氧酸，強(qiáng)堿，活潑金屬含氧酸鹽

（2）電解電解質(zhì)型：無氧酸，不活潑金屬的無氧酸鹽（氟化物除外）（3）放氫生堿型：活潑金屬的無氧酸鹽（4）放氧生酸型：不活潑金屬的含氧酸鹽二、電解原理的應(yīng)用

1、電解飽和食鹽水以制造燒堿、氯氣和氫氣

（1）、電鍍應(yīng)用電解原理在某些金屬表面鍍上一薄層其他金屬或合金的方法（2）、電極、電解質(zhì)溶液的選擇：

陽極：鍍層金屬，失去電子，成為離子進(jìn)入溶液Mne==Mn+

陰極：待鍍金屬（鍍件）：溶液中的金屬離子得到電子，成為金屬原子，附著在金屬表面M+ne==M

電解質(zhì)溶液：含有鍍層金屬離子的溶液做電鍍液鍍銅反應(yīng)原理

陽極(純銅)：Cu-2e-=Cu2+，陰極(鍍件)：Cu2++2e-=Cu，電解液：可溶性銅鹽溶液，如CuSO4溶液（3）、電鍍應(yīng)用之一：銅的精煉陽極：粗銅；陰極：純銅電解質(zhì)溶液：硫酸銅3、電冶金

（1）、電冶金：使礦石中的金屬陽離子獲得電子，從它們的化合物中還原出來用于冶煉活潑金屬，如鈉、鎂、鈣、鋁（2）、電解氯化鈉：

通電前，氯化鈉高溫下熔融：NaCl==Na+Cl

通直流電后：陽極：2Na++2e==2Na陰極：2Cl2e==Cl2↑

☆規(guī)律總結(jié)：原電池、電解池、電鍍池的判斷規(guī)律

（1）若無外接電源，又具備組成原電池的三個條件。①有活潑性不同的兩個電極；②兩極用導(dǎo)線互相連接成直接插入連通的電解質(zhì)溶液里；③較活潑金屬與電解質(zhì)溶液能發(fā)生氧化還原反應(yīng)（有時是與水電離產(chǎn)生的H+作用），只要同時具備這三個條件即為原電池。

（2）若有外接電源，兩極插入電解質(zhì)溶液中，則可能是電解池或電鍍池；當(dāng)陰極為金屬，陽極亦為金屬且與電解質(zhì)溶液中的金屬離子屬同種元素時，則為電鍍池。

（3）若多個單池相互串聯(lián)，又有外接電源時，則與電源相連接的裝置為電解池成電鍍池。若無外接電源時，先選較活潑金屬電極為原電池的負(fù)極（電子輸出極），有關(guān)裝置為原電池，其余為電鍍池或電解池。

+n+

☆原電池，電解池，電鍍池的比較

電鍍池應(yīng)用電解原理在某些金屬表面鍍上一側(cè)層其他金屬非自發(fā)反應(yīng)有電源1鍍層金屬接電源正極，待性質(zhì)類別原電池電解池定義將化學(xué)能轉(zhuǎn)變成電將電能轉(zhuǎn)變成化學(xué)能的（裝置特點）反應(yīng)特征裝置特征形成條件能的裝置自發(fā)反應(yīng)不同活動性不同的兩極電解質(zhì)溶液形成閉合回路電極名稱負(fù)極：較活潑金屬裝置非自發(fā)反應(yīng)可不同兩電極連接直流電源無電源，兩級材料有電源，兩級材料可同兩電極插入電解質(zhì)溶液鍍金屬接負(fù)極；2電鍍液必形成閉合回路須含有鍍層金屬的離子陽極：與電源正極相連名稱同電解，但有限制條件正極：較不活潑金陽極：必須是鍍層金屬屬（能導(dǎo)電非金屬）陰極：與電源負(fù)極相連陰極：鍍件電極反應(yīng)負(fù)極：氧化反應(yīng)，陽極：氧化反應(yīng)，溶液金屬失去電子中的陰離子失去電子，正極：還原反應(yīng)，或電極金屬失電子溶液中的陽離子的陰極：還原反應(yīng)，溶液電子或者氧氣得電中的陽離子得到電子子（吸氧腐蝕）電子流向負(fù)極→正極電源負(fù)極→陰極陽極：金屬電極失去電子陰極：電鍍液中陽離子得到電子同電解池

電源正極→陽極溶液中帶電粒子的移動聯(lián)系陽離子向正極移動陰離子向負(fù)極移動陽離子向陰極移動陰離子向陽極移動同電解池在兩極上都發(fā)生氧化反應(yīng)和還原反應(yīng)☆☆原電池與電解池的極的得失電子聯(lián)系圖：陽極(失)e-正極（得）e-負(fù)極（失）e-陰極（得）

金屬的電化學(xué)腐蝕和防護(hù)一、金屬的電化學(xué)腐蝕（1）金屬腐蝕內(nèi)容：

（2）金屬腐蝕的本質(zhì)：都是金屬原子失去電子而被氧化的過程（3）金屬腐蝕的分類：

化學(xué)腐蝕金屬和接觸到的物質(zhì)直接發(fā)生化學(xué)反應(yīng)而引起的腐蝕電化學(xué)腐蝕不純的金屬跟電解質(zhì)溶液接觸時，會發(fā)生原電池反應(yīng)。比較活潑的金屬失去電子而被氧化，這種腐蝕叫做電化學(xué)腐蝕。

化學(xué)腐蝕與電化腐蝕的比較條件現(xiàn)象本質(zhì)關(guān)系電化腐蝕不純金屬或合金與電解質(zhì)溶液接觸有微弱的電流產(chǎn)生化學(xué)腐蝕金屬與非電解質(zhì)直接接觸無電流產(chǎn)生較活潑的金屬被氧化的過程金屬被氧化的過程化學(xué)腐蝕與電化腐蝕往往同時發(fā)生，但電化腐蝕更加普遍，危害更嚴(yán)重（4）、電化學(xué)腐蝕的分類：

析氫腐蝕腐蝕過程中不斷有氫氣放出

①條件：潮濕空氣中形成的水膜,酸性較強(qiáng)（水膜中溶解有CO2、SO2、H2S等氣體）②電極反應(yīng)：負(fù)極:Fe2e-=Fe2+正極:2H++2e-=H2↑

+2+

總式：Fe+2H=Fe+H2↑吸氧腐蝕反應(yīng)過程吸收氧氣①條件：中性或弱酸性溶液

②電極反應(yīng)：負(fù)極:2Fe4e-=2Fe2+

正極:O2+4e-+2H2O=4OH-

總式：2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2

離子方程式：Fe2++2OH-=Fe(OH)2

生成的Fe(OH)2被空氣中的O2氧化，生成Fe(OH)3，F(xiàn)e(OH)2+O2+2H2O==4Fe(OH)3Fe(OH)3脫去一部分水就生成Fe2O3xH2O（鐵銹主要成分）

規(guī)律總結(jié)：

金屬腐蝕快慢的規(guī)律：在同一電解質(zhì)溶液中，金屬腐蝕的快慢規(guī)律如下：電解原理引起的腐蝕＞原電池原理引起的腐蝕＞化學(xué)腐蝕＞有防腐措施的腐蝕防腐措施由好到壞的順序如下：

外接電源的陰極保護(hù)法＞犧牲負(fù)極的正極保護(hù)法＞有一般防腐條件的腐蝕＞無防腐條件的腐蝕

金屬的電化學(xué)防護(hù)

1、利用原電池原理進(jìn)行金屬的電化學(xué)防護(hù)（1）、犧牲陽極的陰極保護(hù)法

原理：原電池反應(yīng)中，負(fù)極被腐蝕，正極不變化

應(yīng)用：在被保護(hù)的鋼鐵設(shè)備上裝上若干鋅塊，腐蝕鋅塊保護(hù)鋼鐵設(shè)備負(fù)極：鋅塊被腐蝕；正極：鋼鐵設(shè)備被保護(hù)（2）、外加電流的陰極保護(hù)法

原理：通電，使鋼鐵設(shè)備上積累大量電子，使金屬原電池反應(yīng)產(chǎn)生的電流不能輸送，從而防止金屬被腐蝕

應(yīng)用：把被保護(hù)的鋼鐵設(shè)備作為陰極，惰性電極作為輔助陽極，均存在于電解質(zhì)溶液中，接上外加直流電源。通電后電子大量在鋼鐵設(shè)備上積累，抑制了鋼鐵失去電子的反應(yīng)。2、改變金屬結(jié)構(gòu)：把金屬制成防腐的合金

3、把金屬與腐蝕性試劑隔開：電鍍、油漆、涂油脂、表面鈍化等

第四單元太陽能、生物質(zhì)能和氫能的利用

1、能源的分類：形成條件利用歷史一次能源二次能源常規(guī)能源新能源可再生資源不可再生資源可再生資源不可再生資源核能性質(zhì)水能、風(fēng)能、生物質(zhì)能煤、石油、天然氣等化石能源太陽能、風(fēng)能、地?zé)崮�、潮汐能、氫能、沼氣（一次能源�?jīng)過加工、轉(zhuǎn)化得到的能源稱為二次能源）電能（水電、火電、核電）、蒸汽、工業(yè)余熱、酒精、汽油、焦炭等2、太陽能的利用方式：①光能→化學(xué)能②光能→熱能③光能→電能3、生物質(zhì)能的利用

生物質(zhì)能來源于植物及其加工產(chǎn)品貯存的能量。

生物質(zhì)能源是一種理想的可再生能源，其具有以下特點：①可再生性②低污染性③廣泛的分布性生物質(zhì)能的利用方式：

①直接燃燒

缺點:生物質(zhì)燃燒過程的生物質(zhì)能的凈轉(zhuǎn)化效率在20－40％之間。（C6H10O5)n+6nO2→6nCO2+5nH2O

用含糖類、淀粉（C6H10O5）n較多的農(nóng)作物（如玉米、高粱）為原料，制取乙醇。②生物化學(xué)轉(zhuǎn)換③熱化學(xué)轉(zhuǎn)換氫能的開發(fā)與利用氫能的特點：

①、是自然界存在最普遍的元素②、發(fā)熱值高③、氫燃燒性能好，點燃快④、氫本身無毒⑤、氫能利用形式⑥、理想的清潔能源之一

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