蘇教版高中化學必修二第一專題知識點總結

硇洲中學學案蘇教版高中化學必修2知識點歸納總結

第一單元原子核外電子排布與元素周期律

一、原子結構

質子（Z個）

原子核注意：

中子（N個）質量數(A)＝質子數(Z)＋中子數(N)

A1.原子數ZX原子序數=核電荷數=質子數=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

容納的電子數是2n；③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：KLMNOPQ3.元素、核素、同位素

元素：具有相同核電荷數的同一類原子的總稱。

核素：具有一定數目的質子和一定數目的中子的一種原子。

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：

①按原子序數遞增的順序從左到右排列②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）．．．．．．．．③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（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(guī)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。．．．．．．．．．

硇洲中學學案蘇教版高中化學必修2知識點歸納總結

2.同周期元素性質遞變規(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)單質與水或酸置換難易(6)氫化物的化學式(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式最高價氧化物對應水化物(10)化學式(11)酸堿性(12)變化規(guī)律Na2ONaOHMg(OH)2強堿中強堿兩性氫氧化物弱酸中強酸強酸很強的酸冷水熱水與劇烈酸快MgOAl2O3SiO2＋1＋211Na12Mg13Al14Si15P16S17Cl18Ar電子層數相同，最外層電子數依次增加原子半徑依次減�。�3＋4－4＋5－3＋6－2＋7－1HClCl2O7HClO4金屬性減弱，非金屬性增加與酸反應慢SiH4PH3H2S由難到易穩(wěn)定性增強P2O5SO3H2SO4Al(OH)3H2SiO3H3PO4堿性減弱，酸性增強第ⅠA族堿金屬元素：LiNaKRbCsFr（Fr是金屬性最強的元素，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）①單質與水或酸反應生成氫氣容易（難）；②氫氧化物堿性強（弱）；③相互置換反應（強制弱）Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu。

（2）非金屬性強（弱）①單質與氫氣易（難）反應；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（弱）；④相互置換反應（強制弱）2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2。

（Ⅰ）同周期比較：

金屬性：Na＞Mg＞Al與酸或水反應：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：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單質與氫氣反應：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）單質與氫氣反應：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，電子層數多的半徑大。

（2）電子層數相同時，再比較核電荷數，核電荷數多的半徑反而小。

元素周期表的應用

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成。3、元素所在的周期序數=電子層數，主族元素所在的族序數=最外層電子數，元素周期表是元素周期律的具體表現形式。在同一周期中，從左到右，隨著核電荷數的遞增，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，元素的金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。在同一主族中，從上到下，隨著核電荷數的遞增，原子半徑逐漸增大，電子層數逐漸增多，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，非金屬性逐漸減弱。

4、元素的結構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構和元素的性質特點。我們可以根據元素在周期表中的位置，推測元素的結構，預測元素的性質。元素周期表中位置相近的元素性質相似，人們可以借助元素周期表研究合成有特定性質的新物質。例如，在金屬和非金屬的分界線附近尋找半導體材料，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

化學鍵是直接相鄰兩個或多個原子或離子間強烈的相互作用。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合成化合物的靜電作用叫離子鍵通過得失電子達到穩(wěn)定結構陰、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到穩(wěn)定結構原子非金屬元素之間離子化合物：由離子鍵構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的結構與表示共價鍵形成的物質的結構的不同點：（1）電荷：用電子式表示離子鍵形成的物質的結構需標出陽離子和陰離子的電荷；而表示共價鍵形成的物質的結構不能標電荷。（2）[]（方括號）：離子鍵形成的物質中的陰離子需用方括號括起來，而共價鍵形成的物質中不能用方括號。

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

硇洲中學學案蘇教版高中化學必修2知識點歸納總結

響物質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烈相原子通過共用電子對形成的強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金屬晶體有的很高有的很低金屬鍵判斷化學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電性物理變化分子間作共價鍵用力化學變化共價鍵

第三單元從微觀結構看物質的多樣性

同系物同位素同分異構體同素異形體概念研究對象組成相似，結構上相質子數相同中子分子式相同結構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原子團的有機物成稱同位素有機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之間同種元素組成或結構不同相似點結構相似通式相同質子數相同不同點相差n個CH2原子團中子數不同(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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高中化學必修2知識點歸納總結

第一單元原子核外電子排布與元素周期律

一、原子結構

質子（Z個）

原子核注意：

中子（N個）質量數(A)＝質子數(Z)＋中子數(N)

1.原子數ZX原子序數=核電荷數=質子數=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是2n；③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：KLMNOPQ3.元素、核素、同位素

元素：具有相同核電荷數的同一類原子的總稱。

核素：具有一定數目的質子和一定數目的中子的一種原子。

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：

①按原子序數遞增的順序從左到右排列②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）．．．．．．．．③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（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(guī)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

A

2.同周期元素性質遞變規(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)單質與水或酸置換難易(6)氫化物的化學式(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式最高價氧化物對應水化(10)化學式(11)酸堿性(12)變化規(guī)Na2ONaOHMg(OH)2強堿中強堿兩性氫弱酸中強強酸很強的酸氧化物酸堿性減弱，酸性增強冷水熱水與劇烈酸快MgOAl2O3SiO2＋1＋211Na12Mg13Al14Si15P16S17Cl18Ar電子層數相同，最外層電子數依次增加原子半徑依次減�。�3＋4－4與酸反應慢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P2O5H3PO4SO3H2SO4Al(OH)3H2SiO3律物第ⅠA族堿金屬元素：LiNaKRbCsFr（Fr是金屬性最強的元素，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）①單質與水或酸反應生成氫氣容易（難）；②氫氧化物堿性強（弱）；③相互置換反應（強制弱）Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu。

（2）非金屬性強（弱）①單質與氫氣易（難）反應；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（弱）；④相互置換反應（強制弱）2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2。

（Ⅰ）同周期比較：

金屬性：Na＞Mg＞Al與酸或水反應：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：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單質與氫氣反應：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）單質與氫氣反應：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，電子層數多的半徑大。

（2）電子層數相同時，再比較核電荷數，核電荷數多的半徑反而小。

元素周期表的應用

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成。3、元素所在的周期序數=電子層數，主族元素所在的族序數=最外層電子數，元素周期表是元素周期律的具體表現形式。在同一周期中，從左到右，隨著核電荷數的遞增，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，元素的金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。在同一主族中，從上到下，隨著核電荷數的遞增，原子半徑逐漸增大，電子層數逐漸增多，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，非金屬性逐漸減弱。

4、元素的結構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構和元素的性質特點。我們可以根據元素在周期表中的位置，推測元素的結構，預測元素的性質。元素周期表中位置相近的元素性質相似，人們可以借助元素周期表研究合成有特定性質的新物質。例如，在金屬和非金屬的分界線附近尋找半導體材料，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

化學鍵是直接相鄰兩個或多個原子或離子間強烈的相互作用。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合成化合物的靜電作用叫離子鍵通過得失電子達到穩(wěn)定結構陰、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的結構與表示共價鍵形成的物質的結構的不同點：（1）電荷：用電子式表示離子鍵形成的物質的結構需標出陽離子和陰離子的電荷；而表示共價鍵形成的物質的結構不能標電荷。（2）[]（方括號）：離子鍵形成的物質中的陰離子需用方括號括起來，而共價鍵形成的物質中不能用方括號。

3、分子間作用力定義把分子聚集在一起的作用力。由分子構成的物質，分子間作用力是影響物質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到穩(wěn)定結構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烈相原子通過共用電子對形成的強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金屬晶體有的很高有的很低金屬鍵判斷化學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電性物理變化分子間作共價鍵用力化學變化共價鍵第三單元從微觀結構看物質的多樣性同系物同位素同分異構體同素異形體組成相似，結構上相質子數相同中子概念研究對象分子式相同結構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原子團的有機物成稱同位素有機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之間同種元素組成或結構不同相似點結構相似通式相同質子數相同不同點相差n個CH2原子團(n≥1)中子數不同代表物烷烴之間

氕、氘、氚O2與O3金剛石與石墨

專題二化學反應與能量變化

第一單元化學反應的速率與反應限度

1、化學反應的速率

（1）概念：化學反應速率通常用單位時間內反應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＝方程式系數比（ii）變化量比＝方程式系數比（2）影響化學反應速率的因素：

內因：由參加反應的物質的結構和性質決定的（主要因素）。外因：①溫度：升高溫度，增大速率

②催化劑：一般加快反應速率（正催化劑）

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

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

電池等也會改變化學反應速率。

2、化學反應的限度化學平衡

（1）在一定條件下，當一個可逆反應進行到正向反應速率與逆向反應速率相等時，反應物和生成物的濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡狀態(tài)”，這就是這個反應所能達到的限度，即化學平衡狀態(tài)。

化學平衡的移動受到溫度、反應物濃度、壓強等因素的影響。催化劑只改變化學反應速率，對化學平衡無影響。

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

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

①逆：化學平衡研究的對象是可逆反應。

②動：動態(tài)平衡，達到平衡狀態(tài)時，正逆反應仍在不斷進行。

③等：達到平衡狀態(tài)時，正方應速率和逆反應速率相等，但不等于0。即v正＝v逆≠0。④定：達到平衡狀態(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）判斷化學平衡狀態(tài)的標志：

①VA（正方向）＝VA（逆方向）或nA（消耗）＝nA（生成）（不同方向同一物質比較）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（有一種物質是有顏色的）

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

zC，x＋y≠z）

c(B)t＝

n(B)Vt

第二單元化學反應中的熱量

1、在任何的化學反應中總伴有能量的變化。

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

2、常見的放熱反應和吸熱反應

☆常見的放熱反應：①所有的燃燒與緩慢氧化②酸堿中和反應

③大多數的化合反應④金屬與酸的反應⑤生石灰和水反應（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：①銨鹽和堿的反應

如Ba(OH)28H2O＋NH4Cl＝BaCl2＋2NH3↑＋10H2O

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

④銨鹽溶解等

△△2CO是吸熱反應）

CO(g)＋H2(g)。

3.產生原因：化學鍵斷裂吸熱化學鍵形成放熱

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

4、放熱反應、吸熱反應與鍵能、能量的關系

放熱反應：∑E（反應物）＞∑E（生成物）

其實質是，反應物斷鍵吸收的能量＜生成物成鍵釋放的能量，0�？衫斫鉃椋�由于放出熱量，整個體系能量降低

吸熱反應：∑E（反應物）＜∑E（生成物)

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

書寫化學方程式注意要點:

①熱化學方程式必須標出能量變化。

②熱化學方程式中必須標明反應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)，水溶液中溶質用aq表示）

③熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。

④熱化學方程式中的化學計量數可以是整數，也可以是分數

⑤各物質系數加倍，△H加倍；反應逆向進行，△H改變符號，數值不變

第三單元化學能與電能的轉化

原電池：

1、概念：將化學能轉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電解質溶液③電極用導線相連并插入電解液構成閉合回路④某一電極與電解質溶液發(fā)生氧化還原反應

原電池的工作原理：通過氧化還原反應（有電子的轉移）把化學能轉變?yōu)殡娔堋?、電子流向：外電路：負極→導線→正極

內電路：鹽橋中陰離子移向負極的電解質溶液，鹽橋中陽離子移向正極的電解質溶液。

電流方向：正極→導線→負極4、電極反應：以鋅銅原電池為例：

負極：氧化反應：Zn－2e＝Zn2＋（較活潑金屬）較活潑的金屬作負極，負極發(fā)生氧化反應，電極反應式：較活潑金屬－ne－＝金屬陽離子負極現象：負極溶解，負極質量減少。

正極：還原反應：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，電極反應式：溶液中陽離子＋ne－＝單質，正極的現象：一般有氣體放出或正極質量增加。

總反應式：Zn+2H+=Zn2++H2↑5、正、負極的判斷：

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

（4）根據電解質溶液內離子的移動方向陽離子流向正極，陰離子流向負極（5）根據實驗現象①溶解的一極為負極②增重或有氣泡一極為正極6、原電池電極反應的書寫方法：

（i）原電池反應所依托的化學反應原理是氧化還原反應，負極反應是氧化反應，正極反應是還原反應。因此書寫電極反應的方法歸納如下：

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

（ii）原電池的總反應式一般把正極和負極反應式相加而得。

7、原電池的應用：①加快化學反應速率，如粗鋅制氫氣速率比純鋅制氫氣快。②比較金屬活動性強弱。③設計原電池。④金屬的腐蝕。化學電池：

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

3、化學電池的分類：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獲得再生，可以多次重復使用，又叫充電電池或蓄電池。

2、電極反應：鉛蓄電池

-放電：負極（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：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直接產生電流的一種原電池

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

當電解質溶液呈酸性時：

負極：2H2－4e=4H+正極：Ｏ2＋4e＋4H+=2H2O當電解質溶液呈堿性時：

負極：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。電極反應式為：

負極：CH4＋10OH－＋8e－＝7H2O；

正極：4H2O＋2O2＋8e-＝8OH-。

電池總反應式為：CH4＋2O2＋2KOH＝K2CO3＋3H2O

3、燃料電池的優(yōu)點：能量轉換率高、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：把電能轉化為化學能的裝置也叫電解槽

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

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

（電源）負極（電解池）陰極（離子定向運動）電解質溶液（電解池）陽極（電源）正極

5、電極名稱及反應：

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

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

總反應式：CuCl2=Cu+Cl2↑

7、電解本質：電解質溶液的導電過程，就是電解質溶液的電解過程☆規(guī)律總結：電解反應離子方程式書寫：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，則陽極反應為電極材料失去電子，變成離子進入溶液；若為惰性材料，則根據陰陽離子的放電順序，依據陽氧陰還的規(guī)律來書寫電極反應式。

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

電解質水溶液點解產物的規(guī)律類型電極反應特點實例電解對象電解質電解質濃度pH減小電解質溶液復原CuCl2分解電解質電解質電離出的陰陽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：電解質陰離子放電放陰極：電解質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電解質和水生成新電解增大質電解質和水增大生增大減小水不變成新電解質減小氧化銅4e-==2H2↑H2SO4陽極：4OH--水4e-=O2↑+2H2ONa2SO4上述四種類型電解質分類：

（1）電解水型：含氧酸，強堿，活潑金屬含氧酸鹽

（2）電解電解質型：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、電解原理的應用

1、電解飽和食鹽水以制造燒堿、氯氣和氫氣

（1）、電鍍應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、電解質溶液的選擇：

陽極：鍍層金屬，失去電子，成為離子進入溶液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

電解質溶液：含有鍍層金屬離子的溶液做電鍍液鍍銅反應原理

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）、電鍍應用之一：銅的精煉陽極：粗銅；陰極：純銅電解質溶液：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：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；②兩極用導線互相連接成直接插入連通的電解質溶液里；③較活潑金屬與電解質溶液能發(fā)生氧化還原反應（有時是與水電離產生的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，兩極插入電解質溶液中，則可能是電解池或電鍍池；當陰極為金屬，陽極亦為金屬且與電解質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，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極（電子輸出極），有關裝置為原電池，其余為電鍍池或電解池。

+n+

☆原電池，電解池，電鍍池的比較

電鍍池應用電解原理在某些金屬表面鍍上一側層其他金屬非自發(fā)反應有電源1鍍層金屬接電源正極，待性質類別原電池電解池定義將化學能轉變成電將電能轉變成化學能的（裝置特點）反應特征裝置特征形成條件能的裝置自發(fā)反應不同活動性不同的兩極電解質溶液形成閉合回路電極名稱負極：較活潑金屬裝置非自發(fā)反應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溶液鍍金屬接負極；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（能導電非金屬）陰極：與電源負極相連陰極：鍍件電極反應負極：氧化反應，陽極：氧化反應，溶液金屬失去電子中的陰離子失去電子，正極：還原反應，或電極金屬失電子溶液中的陽離子的陰極：還原反應，溶液電子或者氧氣得電中的陽離子得到電子子（吸氧腐蝕）電子流向負極→正極電源負極→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系陽離子向正極移動陰離子向負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)生氧化反應和還原反應☆☆原電池與電解池的極的得失電子聯系圖：陽極(失)e-正極（得）e-負極（失）e-陰極（得）

金屬的電化學腐蝕和防護一、金屬的電化學腐蝕（1）金屬腐蝕內容：

（2）金屬腐蝕的本質：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：

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

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

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（水膜中溶解有CO2、SO2、H2S等氣體）②電極反應：負極:Fe2e-=Fe2+正極:2H++2e-=H2↑

+2+

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

②電極反應：負極: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，Fe(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：

金屬腐蝕快慢的規(guī)律：在同一電解質溶液中，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法＞犧牲負極的正極保護法＞有一般防腐條件的腐蝕＞無防腐條件的腐蝕

金屬的電化學防護

1、利用原電池原理進行金屬的電化學防護（1）、犧牲陽極的陰極保護法

原理：原電池反應中，負極被腐蝕，正極不變化

應用：在被保護的鋼鐵設備上裝上若干鋅塊，腐蝕鋅塊保護鋼鐵設備負極：鋅塊被腐蝕；正極：鋼鐵設備被保護（2）、外加電流的陰極保護法

原理：通電，使鋼鐵設備上積累大量電子，使金屬原電池反應產生的電流不能輸送，從而防止金屬被腐蝕

應用：把被保護的鋼鐵設備作為陰極，惰性電極作為輔助陽極，均存在于電解質溶液中，接上外加直流電源。通電后電子大量在鋼鐵設備上積累，抑制了鋼鐵失去電子的反應。2、改變金屬結構：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水能、風能、生物質能煤、石油、天然氣等化石能源太陽能、風能、地熱能、潮汐能、氫能、沼氣（一次能源經過加工、轉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→化學能②光能→熱能③光能→電能3、生物質能的利用

生物質能來源于植物及其加工產品貯存的能量。

生物質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能的利用方式：

①直接燃燒

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

用含糖類、淀粉（C6H10O5）n較多的農作物（如玉米、高粱）為原料，制取乙醇。②生物化學轉換③熱化學轉換氫能的開發(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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