高中化学必修二笔记

1、物质结构 元素周期律一、原子结构1. 原子结构微粒电子质子中子质量（Kg）9.109×10-311.673×10-271.675×10-27相对质量0.000548 (1 /1836)1.007 11.008 1电量(C)1.602×10-191.602×10-190电荷-1+10 核电荷数 = 质子数 = 核外电子数；质子数（Z）+ 中子数（N）= 质量数（A） AZX的意义：表示一个质量数为A、质子数为Z的原子。2. 原子结构理论的发展: 经历了以下五个发展阶段： 古希腊哲学家德谟克利特提出古典原子论，认为物质本源是原子和虚空，原子在虚空中

2、处于永恒运动之 中，物质是由原子构成的，物质只能分割到原子； 1803年英国化学家道尔顿家建立了原子学说；(认为原子是不可再分的实心球) .这一发现使化学开始成为一门科学 1903年汤姆逊发现了电子建立了“葡萄干布丁”模型；（原子仍是实心球，电子象葡萄干一样嵌在球上） 1911年英国物理学家卢瑟福根据粒子散射实验提出原子结构的核式（行星式）模型； 1913年丹麦科学家玻尔建立了核外电子分层排布的原子结构模型； .玻尔首次将量子化概念应用到原子结构中 20世纪20年代建立了现代量子力学模型。3. 元 素、核 素和同位素 1）元 素：具有相同质子数（核电荷数）的同一类

3、原子的总称。 2）核 素：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。 3）同位素：质子数相同而中子数不同的同一种元素的不同核素互为同位素。 同位素的物理性质不同，但化学性质几乎完全相同。不同同位素构成的化合物是不同的化合物，其物理 性质不同，化学性质几乎相同。 质子数决定元素的种类，质子数和中子数决定核素的种类。 说明：三者的研究对象都是原子同一元素的不同核素之间互称为同位素 同种元素可以有多种核素（同位素）所以元素的种数远少于原子的种数。 4）同素异形体：是相同元素组成，不同形态的单质。如碳元素就有金刚石、石墨、无定形碳等同素异形体。同素异形体由于结构不同，彼此间物理性质有差异；但

4、由于是同种元素形成的单质，所以化学性质相似。同素异形体的形成方式有三种： 组成分子的原子数目不同，例如：氧气O2和臭氧O3，红磷：P，白磷：P4 晶格中原子的排列方式不同，例如：金刚石、石墨、C60 晶格中分子排列的方式不同，例如：正交硫和单斜硫, (正交硫稳定)，分子式均为S84. 原子核外电子的排布 电子在原子核外排布时，总是尽量先排在离核最近（能量最低）的电子层里，然后由里向外，依次排布在能 量较高的电子层里，核外电子是分层排布。电子做高速运动，接近光速 在化学上，各电子层的层序数n依次为1、2、3、4、5、6、7，分别称为K、L、M、N、O、P、Q电子层。（1）各电子层最多容纳的电子数

5、为2n2个(n为电子层序数)。（2） 最外层电子数都不超过8个（K层不超过2个）。（3）各稀有气体元素的原子中最外层所容纳的电子数是8（氦除外）。 ( 4 ) 各元素原子次外层所容纳的电子数最多是18，倒数第三层电子数不超过32个。5. 几种常见的相对原子质量 1）元素的相对原子质量：已知某元素的各种同位素的相对原子质量，及在自然界中各同位素的原子百分数， 就可以利用下式求出该元素的相对原子质量。 =A1×a1%+A2×a2%+ 2）元素的近似相对原子质量：将上式中的Ar用质量数A代替进行计算。 3）元素的一种同位素的相对原子质量（原子的相对原子质量）：以一种碳原子（核内有

6、6个质子和6个中子 的碳原子）的质量的1/12（约1.66 × 1027千克）作为标准，其他原子的质量跟它比较所得的数值，就是 这种原子的相对原子质量。 4）原子的近似相对原子质量（即质量数）5. 现代测定相对原子质量的方法主要有化学方法和物理方法（质谱法）。化学方法：是先制备该元素的纯卤化物，采用银作二级基准分析卤化物纯度，再向一定量的卤化物样品溶液中加入等量的硝酸银，用重量法测定卤化银的重量，然后通过当量求出相对原子质量。质谱法：是通过测定同位素的相对原子质量，然后根据其在自然界的丰度（即原子百分数）计算得到的。它所使用的仪器叫质谱仪。这种方法的最大优点是精度高，现代相对原子质量

7、几乎都是由质谱法测定的。在质谱仪中，被测样品（气体和固体的蒸汽）中的元素经阴极射线的作用产生带正电荷的离子，正离子先后通过电场和磁场后，发生偏转。无论正离子速度的大小，只要其电荷与质量之比（e/m，简称荷质比）相同的离子就会收敛在一处，在照相板上留下痕迹；不同e/m的正离子将收敛在不同位置，从而形成相应的线条。将这些线条的位置与12C原子质谱上的谱线和相应的质量标度比较可求得这些离子即元素的相对质量。同时，用电流检示计通过测定离子流的强度求出这些元素的相对丰度，进而便可算出该元素的相对原子质量。二、元素周期表1. 原子序数：把不同的元素按核电荷数由小到大的顺序对其进行编号，这种编号叫2. 元素

8、周期表 （1）周期：把电子层数相同的各种元素按照原子序数递增的顺序从左到右排成横行。 周期周期名称周期别名元素总数规律具有相同的电子层数而又按原子序数递增的顺序排列的一个横行叫周期。7个横行7个周期第1周期短周期1号到18号元素2电子层数 = 周期数 第7周期排满是第118号元素其中含镧系元素15种B其中含锕系元素15种B第2周期8第3周期8第4周期长周期18第5周期18第6周期32第7周期不完全周期26（目前）（2）族：把不同的横行中最外层电子数相同的元素，电子层递增的顺序由上而下排成纵行族族名类名核外最外层电子数规律周期表中有18个纵行，第8、9、10三个纵行为第族外，其余15个纵行，每个

9、纵行标为一族。7个主族7个副族0族第族共16个族主族第A族H和碱金属1主族数=最外层电子数A族原子最外层有3对孤对电子1个成单电子；A族原子最外层有2对孤对电子2个成单电子；A族原子最外层有1对孤对电子3个成单电子第A族碱土金属2第A族3第A族碳族元素4第A族氮族元素5第A族氧族元素6第A族卤族元素70族稀有气体2或8副族第B族、第B族、第B族、第B族、第B族、第B族、第B族、第族只由长周期元素构成的族最外层电子数一般不等于族序数（第B族、B族除外）最外层电子数只有17个。 由短周期元素和长周期元素共同构成的族，叫做主族；完全由长周期元素构成的族， 叫做副族。*同周期相邻元素原子序数差：A族与

10、A族，从第二周期到第七周期依次为1, 1, 11, 11, 25, 25*同主族相邻元素原子序数差：A族、A族元素：相差上一周期所含元素种数 A族A族、0族：相差下一周期所含元素种数3. 确定元素在周期表中的位置 1）根据元素的原子序数，与0族元素的序数比较大小确定0族元素的序数：1-He，10-Ne，18-Ar，36-Kr，54-Xe，86-Rn根据元素的原子序数，找出与其相邻的0族元素，若其原子序数小于0族元素的原子序数，则该元素与相邻的0族元素处于同一周期若该元素原子序数比相应0族元素多1或2，则该元素处于A或A若该元素原子序数比相应0族元素少15时，则该元素处于同一周期AA若预测新元素

11、的位置，可与118号元素按照上法推测 2）周期表中特殊位置的元素族序数等于周期数的元素：H、Be、Al；族序数等于周期数2倍的元素：C、S；族序数等于周期数3倍的元素：O； 周期数是族序数2倍的元素：Li；周期数是族序数3倍的元素是：Na； 最高正价不等于族序数的元素是：O、F。 3）元素性质、存在、用途的特殊性形成化合物种类最多的元素，或气态氢化物中氢的质量分数最大的元素：C；空气中含量最多的元素，或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素：N；常温下呈液态的非金属单质元素是：Br；最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素是：Be、Al；元素的气态氢化物和它的最高价氧化物的水化物起化

12、合反应的元素是：N；，元素的气态氢化物和它的最高价氧化物的水化物起氧化还原反应的元素是：S；元素的气态氢化物能和它的氧化物在常温下反应生成该元素单质的元素是：S。4. 重水重水的一个分子是由两个重氢原子和一个氧原子组成，其分子式为D2O，相对分子质量是20，重水在自然界中分布较少，在普通水中约含重水0.015%。由于含量少，制备难，它比黄金还贵重。重水外观上和普通水相似，是无色、无臭无味的液体。密度比普通水大，熔点、沸点比普通水高。由于重水分子量大，运动速度慢，所以在高山上的冰雪中，特别是在南极的冰雪中重水含量微乎其微，水的密度最小，是地球上最轻的水。重水在尖端科技中有十分重要的用途。原子能发

13、电站的心脏是原子反应堆，为了控制原子反应堆中核裂变反应的正常进行，需要用重水做中子的减速剂。电解重水可以得到重氢，重氢是制氢弹的原料，我国已于1967年6月17日成功地爆炸了第一颗氢弹，大长了中国人民的志气。更重要的是重氢进行核聚变反应时，可放出巨大的能量，而且不会污染环境。有人计算推测，如果将海水中的重氢都用于热核反应发电，其总能量相当于全部海洋都变成了石油。重水虽然在尖端技术上是宝贵的资源，但对人却是有害的。人是不能饮用重水的，微生物、鱼类在纯重水或含重水较多的水中，只要数小时就会死亡。相反，含重水特别少的轻水，如雪水，却能刺激生物生长。3、 元素周期律 随着原子序数（核电荷数）的递增：元

14、素的性质呈现周期性变化： 原子最外层电子数呈周期性变化 元素周期律 原子半径呈周期性变化 元素主要化合价呈周期性变化 元素的金属性与非金属性呈周期性变化同 周 期（从左到右）同 主 族（从上到下）原子半径逐渐减小逐渐增大电子层排布电子层数相同最外层电子数递增电子层数递增最外层电子数相同失电子能力逐渐减弱逐渐增强得电子能力逐渐增强逐渐减弱金属性逐渐减弱逐渐增强非金属性逐渐增强逐渐减弱主要化合价最高正价（1 7）非金属负价 = （8族序数）最高正价 = 族序数非金属负价 = （8族序数）最高氧化物的酸性酸性逐渐增强酸性逐渐减弱对应水化物的碱性碱性逐渐减弱碱性逐渐增强非金属气态氢化物的形成难易、稳定

15、性形成由难 易稳定性逐渐增强形成由易 难稳定性逐渐减弱1. 元素的金属性和非金属性（1）电子层数越多 原子半径越 大 核对电子引力越 弱 原子失电子能力越 强 得电子能力越 弱 金属性越 强 、非金属性越 弱 。（2） 电子层数相同，质子数越多（即原子序数越大） 原子半径越 小 核对电子的引力越 强 原子 失电子能力越 弱 得电子能力越 强 金属性越 弱 、非金属性越 强 。原子半径变化规律：同一周期，从左到右核电荷数依次增多，原子半径逐渐减少，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。在同一主族的元素中，由于从上到下电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，失

16、电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱。所以元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。在周期表中，钫（Fr)元素的原子半径最大，氟（F）元素的原子半径最小，由于钫及其后面的元素均是放射性元素，在自然界稳定存在的元素当中，铯（Cs）的金属性是最强的。（3） 判断元素金属性强弱的依据： 元素金属性和非金属性强弱的判断方法金属性比较本质原子越易失电子，金属性越强。判断依据1在金属活动顺序表中越靠前，金属性越强。2单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强。3单质还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强。4最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强。5若xn+y=x+ym+ 则y比x金属性强。非金属性比较

17、本质原子越易得电子，非金属性越强。判断方法1与H2化合越易，气态氢化物越稳定，非金属性越强。2单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性越强。3最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强。4An-+B=Bm-+A 则B比A非金属性强。 1）.单质跟水（或酸）反应置换出氢的难易；性质NaMgAl单质与水（或酸）的反应情况与冷水剧烈反应放出氢气与冷水反应缓慢，与沸水迅速反应，放出氢气，与酸剧烈反应放出氢气与酸迅速反应放出氢气最高价氧化物对应水化物的碱性强弱NaOH强碱Mg(OH)2中强碱Al(OH)3两性氢氧化物 2）.最高价氧化物的水化物氢氧化物的碱性强弱。金属性 NaMgAl 碱性强弱 NaO

18、HMg(OH)2Al(OH)3（4）判断元素非金属性强弱的依据：1）.跟氢气生成气态氢化物的难易程度以及氢化物的稳定性；2）.元素最高价氧化物的水化物的酸性强弱。性质SiPSCl非金属单质与氢气反应的条件高温磷蒸气与氢气能反应须加热光照或点燃时发生爆炸而化合最高价氧化物对应水化物的酸性强弱H4SiO4弱酸H3PO4中强酸H2SO4强酸HClO4是比H2SO4更强的酸非金属性 SiPSCl 氢化物稳定性 SiH4PH3H2SHCl酸性强弱顺序 H4SiO4H3PO4H2SO4HClO41.稳定性强弱：HF HCl HBr HI NH3 HF NH3 PH32.碱性强弱：KOH NaOH Mg(O

19、H)23.酸性强弱：HClO4 HBrO4 HNO3 H3PO42. 元素化合价元素的化合价与原子的电子层结构，特别是与最外电子层中电子的数目有密切关系，因此，元素原子的最外电子层中的电子，也叫做价电子。 主族序数 = 最外层电子数 = 主族元素最高正价数其中，有个别元素比较特殊，如氧元素的化合价一般是2价，而氟元素没有正化合价，即氟元素无最高价氧化物及其水合物。非金属元素的最高正价+最低负价=8，金属元素只有正化合价而无负价例: 若短周期中的两种元素可以形成原子个数比为23的化合物，则这两种元素的原子序数之差不可能是A.1B.3C.5D.6解析：规律性：根据价偶序偶，价奇序奇规律，在短周期元

20、素化合物X2Y3或X3Y2中，价数之差属于奇偶数之差，不可能是偶数；原子序数之差也不可能是偶数，只有D项符合。元素的主要化合价及实例3. 随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性变化。 1）. 当电子层数及核电荷数均不同时，电子层数越多的，半径越大。 2）. 当电子层数相同，核电荷数不同时，核电荷数越大的，半径越小。 3）. 当核电荷数相同，电子层数也相同时，核外电子数越多的，半径越大。 4）. 当核电荷数相同，电子层数不相同时，电子层数越多的，半径越大。简单微粒半径的比较方法原子半径1.电子层数相同时，随原子序数递增，原子半径减小例：rNarMgrAlrSirprsrCl2.最外层电子数相

21、同时，随电子层数递增原子半径增大。例：rLirNarkrRbrCs离子半径1. 同种元素的离子半径:阴离子大于原子, 原子大于阳离子, 低价阳离子大于高价阳离子.例：rCl-rCl，rFerFe2+rFe3+2. 电子层结构相同的离子,核电荷数越大,半径越小.例：rO2-rF-rNa+rMg2+rAl3+3. 带相同电荷的离子,电子层越多,半径越大.例：rLi+rNa+rK+rRb+rcs+；rO2-rs2-rse2-rTe2-4. 带电荷、电子层均不同的离子可选一种离子参照比较。 例：比较rk+与rMg2+可选rNa+为参照可知rk+rNa+rMg2+4. 随着原子序数的递增，元素原子最外层

22、电子排布呈现周期性变化。 元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化，这个规律叫元素周期律。 元素原子的核外电子排布的周期性变化，决定了元素性质的周期性变化。这也是元素周期律的实质。5. 对角线规则：在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，其相似性甚至超过了同主族元素，被称为“对角线规则”。实例： 锂与镁的相似性超过了它和钠的相似性，如：LiOH为中强碱而不是强碱，Li2CO3难溶于水等等。 Be、Al的单质、氧化物、氢氧化物均表现出明显的“两性”；Be 和Al单质在常温下均能被浓H2SO4钝化；A1C13和BeCl2均为共价化合物等。 晶体硼与晶体硅一样，属于坚硬难

23、熔的原子晶体。6. 周期律的发现和周期表的编排，为后人从事科学研究和工农业生产起着重要的指导（1）在非金属区寻找制造农药的元素，如Cl、P、S、N、As等。（2）在B、Si、As、Te、At阶梯线两旁寻找半导体材料，如Si、Ge、Se等。（3）在过渡元素区寻找化学反应的催化剂（如Fe、Ni、Cu、Mn、Pt等）及耐高温材料（如W）。（4） 在周期律指导下，自然界中存在的92种元素迅速地被发现、“归位”。人造元素及同位素一种接一种 被制造出来，不完全周期不久可排满。截至目前为止，在自然界找到了约300种同位素，人工合成了 约1200多种元素及同位素。超重元素（110号以上的元素，有的从92号铀算

24、起）的研究更有诱人的 前景，主要是开发新能源。有人想利用超重元素制造袖珍核武器暗藏在手提包里的小型核弹。此 外在治疗癌症方面，疗效好，无副作用。（5） 周期系在指导原子核的研究方面有深刻的影响。门捷列夫曾指出，周期系中具有“最大”相对原子质量 的钍和铀的重要性。放射性的发现证实了这一预见。这一发现是原子核研究的序幕。放射性的位移定 律也是以周期系为依据。总之，原子核的种种人工蜕变，都是按元素在周期表中的位置来实现的。有关化学键的重要知识点化学键：指在分子内相邻的原子间存在着的强烈的相互作用，常包括离子键、共价键和金属键。 化学键的强弱通常用键能来表示。 键能：拆开1mol理想气体分子AB为中性

25、气态原子A和B时，需要吸收的能量。通常键能越大，表明改化学键愈牢固，由该键组成的分子也就愈稳定。如HCl的键能E(H-Cl)=431KJ.mol-1，HI的键能E(H-I)=299KJ.mol-1，HCl比HI稳定，受热时就较易分解。化学键是与能量联系在一起的。化学键的断裂和形成正是化学反应中能量变化的主要原因。C(石墨，s) = C(金刚石，s) H0，所以石墨比金刚石稳定物质的稳定性与能量高低的关系：物质具有的能量越低则越稳定，反之，物质具有的能量越高则越不稳定。由此可推知：一个化学反应若是放热反应，则说明生成物的总能量比反应物的总能量低，生成物比反应物稳定；一个化学反应若是吸热反应，则说

26、明反应物的总能量比生成物的总能量低，反应物比生成物稳定。化学键类型离子键共价键金属键概念阴阳离子间通过静电引力作用所形成的化学键原子间通过共用电子对所形成的化学键金属阳离子与自由电子间通过相互作用而形成的化学键成键微粒阴阳离子原子金属阳离子和自由电子成键性质静电作用共用电子对电性作用形成条件活泼金属与活泼的非金属元素非金属与非金属元素金属内部实例NaCl、MgOHCl、H2SO4Fe、Mg1. 离子键：大多数盐、碱、低价金属氯化物都属于离子化合物。 静电作用包含阴阳离子间吸引和核间、电子间的斥力 离子键的形成只是阴阳离子之间的静电作用，并不一定发生电子的得失（如Na+与OH-结合）2. 离子化

27、合物：由离子键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NaOH、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） 【注意】： 酸不是离子化合物。强碱及大多数的盐中都含有离子键。含有金属元素的化合物不一定是离子化合物，如AlCl3.。不含金属元素的化合物不一定不是离子化合物，如NH4Cl。离子化合物溶于水或熔化后均电离成自由移动的阴阳离子，离子键被破坏。 离子键只存在离子化合物中，离子化合物中一定含有

28、离子键。3. 共价键：原子间通过共用电子对所形成的相互作用叫做共价键。成健原因：通过共用电子对，原子最外层电子数目一般能达到饱和，由不稳定变稳定；两原子核都吸引共用电子对，使之处于平衡状态；原子通过共用电子对形成共价键后，体系总能量降低。4. 共价化合物：以共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。（1）极性共价键与非极性共价键的比较共价键极性共价键非极性共价键定义不同元素的原子形成的共价键，共用电子对（电子云重叠）发生偏移的共价键同种元素的原子形成共价键，共用电子对（电子云重叠）不发生偏移成键原子电性显电性电中性原子吸引电子能力不相同相同共用电子对偏向吸引电子能力强的原子不偏向任何一方影响性

29、质极性分子或非极性分子非极性分子实例HClHH 、ClCl 形成条件由同种非金属元素组成由不同种非金属元素组成（2）分子极性的判断：单质分子：全为非极性分子，如X2、O2、H2、P4等，但O3除外；AB型分子：全为极性分子，如HX、CO等；ABn型分子：若A的化合价等于价电子数目，则分子的空间结构对称，其分子为非极性分子；若A的化合价不等于其价电子数目，则分子的空间结构不对称，其分子为极性分子，具体分析如下表：化学式BF3CO2PCl5SO3(g)H2ONH3SO2中心原子化合价+3+4+5+6-2-3+4中心原子价电子数3456656分子极性非极性非极性非极性非极性极性极性极性 根据共价分子

30、中电荷分布是否对称，正负电荷重心是否重合，整个分子电性是否出现“两极”，把分子分为 极性分子和非极性分子。分子内各原子及共价键的空间排布对称，分子内正、负电荷中心重合的分子为非极性分子；分子内各原子及共价键的空间排布不对称，分子内正、负电荷中心不重合的分子为极性分子。常见分子中，属非极性分子的不多，具体有： 非金属单质分子。如：稀有气体、H2、Cl2、N2 等。 结构对称的直线型分子。如：CO2 结构对称的正三角形分子。如：BF3、BCl3 结构对称的正四面体型分子。如：CH4、CCl4、P4 而其它大多数分子则为极性分子。如：HCl、H2O、NH3、CH3Cl等等。判断ABn型分子极性的经验

31、规律：若中心原子A的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数，则为非极性分子；若不相等，则为极性分子。如BF3、CO2等为非极性分子，NH3、H2O、SO2等为极性分子。（3）相似相溶原理：极性分子易溶于极性分子溶剂中（如HCl易溶于水中），非极性分子易溶于非极性分子溶剂中（如碘易溶于苯中，白磷易溶于CS2中）。分子的极性与键的极性没有必然的联系。由极性键形成的分子不一定是极性分子，如：CO2；由非极性键形成的分子也不一定是非极性分子，如：H2O2（4）几种常见共价分子的空间构型 直线型：、l、CHCH V 型：2 键角 (H-O-H)为104°30´ 平面型：CH2CH2、

32、及苯 C6H6 三角锥型：3 键角(H-N-H)为107°18´ 正四面体：4 和l4 及 4+ 键角为109°28´；4 键角为 60°5. 电子式的书写 电子式：用来表示原子或离子最外层电子结构的式子。在元素符号周围用“·”或“×”来表示原子最外层电子。原子的电子式是在元素符号的周围画小黑点（或×）表示原子的最外层电子。离子的电子式：阳离子的电子式一般用它的离子符号表示；在阴离子或原子团外加方括弧，并在方括弧的右上角标出离子所带电荷的电性和电量。相同的离子不能写在一起，一般对称排列 分子或共价化合物电子式，正确

33、标出共用电子对数目。 用电子式表示化合物的形成过程用电子式表示单质分子或共价化合物的形成过程：用电子式表示离子化合物的形成过程：由原子的电子式、离子化合物的电子式及“+、 ”等组成，通常可用弧形箭头表示电子转移方向。 6. 结构式：用一根短线来表示一对共用电子（应用于共价键）7. 离子键、共价键与离子化合物、共价化合物的关系化学键的种类实例非金属单质无化学键稀有气体分子（单原子分子）He、Ne非极性共价键O=O、ClCl、HH（均为非极性分子）共价化合物只有共价键特例：AlCl3极性分子：非极性分子：离子化合物只有离子键 、离子键、极性共价键离子键、非极性共价键离子键、极性共价键、配位键8.

34、金属键与范德华力、氢键存在范围作用本质作用强弱决定键能大小因素影响性质金属键金属阳离子和自由电子之间及金属晶体内静电作用强离子电荷数越大，键能越大；离子半径越小，键能越大金属晶体的熔沸点、硬度等范德华力分子间和分子晶体内分子间的电性引力弱结构相似的分子，其式量越大，分子间作用力越大。分子晶体的熔沸点、硬度等氢键分子间和分子晶体内电性引力弱（稍强）分子晶体的熔沸点水结冰时体积膨胀，密度减少是氢键的缘故，水蒸气中水分子间距离河大，故水蒸气中不存在氢键；氨极易溶于水，极易液化也是因其有氢键造成的。氢键1. 氢键的形成条件 如两个分子中都存在强极性共价键 X-H 或 Y-H ，共中 X、Y 为原子半径

35、较小，非 金属性很强的原子 F、O、N。若两个为同一种分子，X、Y 为同一种原子；若两个 是不同的分子，X、Y 则为不同的原子。当一个分子中的氢与另一个分子中的 X 或 Y 充分接近，两分子则产生较强的静电吸引作用。这种由氢原子与另一分子中原子 半径较小，非金属性很强的原子形成的吸引作用称为氢键。可表示为 XHY H ，可见只有在分子中具有 HF、HO、HN 等结构条件的分子间才能形成氢 键。氢键不属于化学键，其强度比化学键弱得多，通常归入分子间力（范德华力）， 但它比分子间作用力稍强。2. 氢键对物质物理性质的影响 氢键的形成加强了分子间的作用力，使物质的熔沸点较没有氢键的同类物质高，如 H

36、F、H2O、NH3的沸点都比它们各自同族元素的氢化物高。又如乙醇的沸点（70） 也比乙烷的沸点（-86）高出很多。此外，如NH3、C2H5OH、CH3COOH 由于它 们能与水形成氢键，使得它们在水中的溶解度较其它同类物质大。9. 晶体分类注：在离子晶体、原子晶体和金属晶体中均不存在分子，因此NaCl、SiO2等均为化学式。只有分子晶体中才存在分子。 离子晶体原子晶体分子晶体金属晶体构成晶体微粒阴、阳离子原子分子金属阳离子、自由电子形成晶体作用力离子键共价键范德华力微粒间的静电作用物理性质熔沸点较高很高低有高、有低硬度硬而脆大小有高、有低导电性不良（熔融或水溶液中导电）绝缘半导体不良良导体传热

37、性不良不良不良良延展性不良不良不良良溶解性易溶于极性溶剂，难溶于有机溶剂不溶于任何溶剂极性分子易溶于极性溶剂；非极性分子易溶于非极性溶剂中一般不溶于溶剂，钠等可与水、醇类、酸类反应典型实例NaOH、NaCl金刚石P4、干冰、硫钠、铝、铁不同类型晶体的熔沸点高低，一般认为是：原子晶体离子晶体分子晶体一、化学能与热能（化学反应的焓变）1.反应热:化学反应都伴有能量的变化，常以热能的形式表现出来，有的反应放热，有的反应吸热。反应过程中放出或吸收的热叫做反应热。反应热用符号H表示，单位是kJ/mol或（kJ·mol-1）。放热反应的H为“”，吸热反应的H为“”。反应热（H）的确定常常是通过实

38、验测定的。注意：反应热和H的大小比较:反应热只比较数值的大小，没有正负之分；而比较H大小时，则要区别正与负。2H2(g)O2(g)=2H2O(g) H1483.6 kJ·mol-1 反应热：483.6 kJ·mol1，H：- 483.6kJ·mol-12H2(g)O2(g)=2H2O(l) H2371.6 kJ·mol-1 反应热：371.6 kJ·mol1，H：-371.6 kJ·mol-1反应热的意义：热化学方程式中的反应热表示某状态的反应物按反应方程式中的物质的量（反应物的系数）完全反应时的热效应，而不论该反应事实上是否完全进行

39、。2.影响反应热大小的因素反应热与测定条件（温度、压强等）有关。不特别指明，即指25，1.01×105 Pa（101kPa）测定的。中学里热化学方程式里看到的条件（如：点燃）是反应发生的条件，不是测量条件。反应热的大小与物质的集聚状态有关。反应热的大小与物质的计量数有关。3.化学反应的焓变（1） 定义：化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以热量（或转换成相应的热量）来表示，称为焓变（H），单位：kJ/mol 或 kJmol-1 在化学反应中，旧键的断裂需要吸收能量，而新键的形成则放出能量。总能量的变化取决于上述两个过程能量变化的相对大小。（2）. 反应焓变与反应条件的关系焓是科学家

40、们为了便于计算反应热而定义的一个物理量，它的数值与物质具有的能量有关。 对于一定量的纯净物质，在一定的状态（如温度、压强）下，焓有确定的数值。在同样的条件下，不 同的物质具有的能量也不同，焓的数值也就不同； 同一物质所处的环境条件（温度、压强）不同，以及物质的聚集状态不同，焓的数值也不同。 焓的数值的大小与物质的量有关，在相同的条件下，当物质的物质的量增加一倍时，焓的数值也增加 一倍。因此，当一个化学反应在不同的条件下进行，尤其是物质的聚集状态不同时，反应焓变不同。（3）. 化学反应中的能量变化示意图对于该“示意图”可理解为下列形式：能量反应过程反应过程反应物生成物能量H<0H>0

41、反应物生成物 由能量守恒可得： 反应物的总能量 = 生成物的总能量+热量(放热反应)反应物的总能量 = 生成物的总能量-热量(吸热反应)通过化学键的键能可计算反应热。 （键能：断开1mol理想气体分子AB为中性气态原子A和B时，需要吸收的能量。） 如：反应H2(g)Cl2(g)2HCl(g)；H。H =E(HH)E(ClCl)2E(HCl)。反应热和键能的关系：H = 反应物的键能总和生成物的键能总和4.放热反应：H < 0 化学上把放出热量的化学反应叫做放热反应。 常见的放热反应：(1) 所有的燃烧反应(剧烈的发光发热的化学反应)；(2) 酸碱中和反应；(3) 大多数的化合反应；注意：

42、C+CO2=2CO和H2+I2=2HI是吸热反应。(4) 铝热反应；(5) 金属跟酸反应2.吸热反应：H > 0化学上把吸收热量的化学反应叫做吸热反应。 常见的吸热反应：(1) 大多数的分解反应；(2)以C、H2、CO为还原剂的氧化还原反应；(3) Ba(OH)2·8H2O + 2NH4Cl = BaCl2 + 2NH3 + 10 H2O。（4）水解反应、结晶水合物失水的反应化学反应是吸热还是放热取决于反应物和生成物所具有的总能量，与外界条件无关。而化学反应的发生一般需要一定的外界条件，如点燃、加热、加压等，而这些条件一般与反应是否放热还是吸热无关。3.中和热：在稀溶液中，酸跟

43、碱发生中和反应而生成1 mol H2O，这时的反应热叫做中和热。中和热强调热化学方程式中水前的计量数为1。强酸、强碱中和反应的实质是：H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l)，酸跟碱发生中和反应而生成1 mol H2O，这时的中和热相同，均为- 57.3 kJ·mol-1。稀的强酸与稀的强碱溶液发生中和反应而生成1mol水时所放出的热量为57.3 kJ·mol-1；若为弱酸或弱碱溶液，则由于弱酸或弱碱溶液中还有未电离的分子，它们在电离时要吸热，所以较强酸强碱中和释放的热要少，产生误差；若为浓溶液的中和反应，则由于浓的强酸或强碱稀释时要放热，故中和时较稀溶液的中和释放的热要

44、多。 （1）中和热的测定:实验原理：Q = mct。Q：中和反应放出的热量；m：反应混合液的质量；c：反应混合液的比热容；t：反应前后溶液温度的差值。实验中，用一元酸、一元碱的体积均为50 mL，它们的浓度分别为0.50 mol·L-1和0.55 mol·L-1。由于是稀溶液，且为了计算简便，近似地认为，所用酸、碱溶液的密度均为1 g·cm-3，且中和后所得溶液的比热容为：c = 4.1 8 J(g·)。即Q = (V酸酸 + V碱碱)·c·(t2t1) = 0.418(t2t1) kJ。中和热是稀的酸、碱中和生成1 mol水的反应热

45、，而50 mL 0.50 mol·L-1的盐酸与50 mL 0.55 mol·L-1氢氧化钠反应后生成的水只有0.025 mol，故上式表示的也不是中和热。中和热的计算公式，即生成1 mol H2O的反应热： H = kJ/mol。（2）实验步骤：1 在大烧杯底部垫泡沫塑料(或纸条)，使放人的小烧杯杯口与大烧杯杯口相平。然后再在大、小烧杯之间填 满碎泡沫塑料(或纸条)，大烧杯上用泡沫塑料板(或硬纸板)作盖板，在板中间开两个小孔，正好使温度计 和环形玻璃搅拌棒通过，如下图所示。2 用一个量筒量取50 mL 0.50 mol·L-1盐酸，倒人小烧杯中，并用温度计测量盐

46、酸的温度，记录数据。然后 把温度计上的酸用水冲洗干净。3用另一量筒量取50 mL 0.55 mol·L-1 NaOH溶液，并用温度计测量NaOH溶液的温度；4 把温度计和环形玻璃搅拌棒放入小烧杯的盐酸中，并把量筒中的NaOH溶液一次倒人小烧杯(注意不要洒 到外面)。用环形玻璃搅拌棒轻轻搅动溶液，并准确读取混合溶液的最高温度，记为终止温度。5 重复实验两次，取测量所得数据的平均值作为计算依据。4.燃烧热：燃烧热指的在101 kPa时，1 mol物质完全燃烧生成稳定的氧化物时放出的热量 概念中的关键词：101 kPa、1 mol、完全燃烧生成稳定的氧化物 燃烧热的热化学方程式强调燃烧物前

47、的计量数为1，燃烧热要强调生成稳定的氧化物，如：生成液态水。二.热化学方程式：能表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式。 不仅表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化热化学方程式书写注意事项： H只能写在标有反应物和生成物状态的化学方程式的右边，并用“；”隔开。若为放热反应，H为“”； 若为吸热反应，H为“”。H的单位一般为kJ/mol。 注意反应热H与测定条件（温度.压强等）有关。因此书写热化学方程式时应注明H的测定条件 绝大 多数H是在25，101 kPa下测定的，可不注明温度和压强。 注意热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量，并不表示物

48、质的分子或原 子数。因此化学计量数可以是整数.也可以是分数。 注意反应物和产物的聚集状态不同，反应热H不同。因此，必须注明物质的聚集状态才能完整地体现出 热化学方程式的意义。气体用“g”，液体用“l”，固体用“s”，溶液用“aq”。热化学方程式中不用和。 注意热化学方程式是表示反应已完成的数量。由于H与反应完成物质的量有关，所以方程式中化学式前 面的化学计量数必须与H相对应，如果化学计量数加倍，则H也要加倍。当反应向逆向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反。三、反应焓变的计算1.盖斯定律：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 途径无

49、关。对于一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，其反应焓（热量）变是一样的。2. 利用盖斯定律可以间接计算反应热。 例如：C(s)O2(g)CO2(g) H1 C(s)O2(g)CO(g) H2 CO(g)O2(g)CO2(g) H3 依盖斯定律有：H1H2H3。3. 应用盖斯定律计算化学反应的焓变的方法： 化学反应相加等于焓变相加，化学反应相减等于焓变想减；不同热化学方程式乘以不同的系数时，焓变也要乘以相同的系数，将已知热化学方程式凑成所需要的化学反应即可。计算结果所得反应热是“+”的就是放热，反应热是“”的就是吸热； 由于H与反应物的物质的量有关，因此热化学方程式中化学式前面的化学计量

50、数必须与H相对应。如化学计量数成倍减少或增加，则H也要成倍的减少或成倍的增加。当反应向逆向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，正负号相反。 在使用盖斯定律时，伴随着两个或多个方程式的加减处理时，H的计算一定要带上正负号。 使用该定律要注意：1、盖斯定律只适用于等温等压或等温等容过程，各步反应的温度应相同；2、热效应与参与反应的各物质的本性、聚集状态、完成反应的物质数量，反应进行的方式、温度、压力等 因素均有关，这就要求涉及的各个反应式必须是严格完整的热化学方程式。3、各步反应涉及的同一物质应具有相同的聚集状态。4、化学反应的反应热(H)只与反应体系的始态或终态有关,而与反应途径无关。四、

51、化学反应体系中反应物,产物的能量和活化能的关系图1. 图中Ea是反应的活化能，能量差： Ea(逆）- Ea = 反应热。2. 活化能大小决定了一般分子成为活化分子难易；3. 活化能不影响化学反应前后的能量变化，即对反应热无影响；4. 不同的化学反应所需的活化能差别很大，通常只能用实验方法测得，并以测量温度对反应速率的影响为主要方法，因为温度对某反应的速率的影响程度，大致反映了该反应的活化能的大小，活化能大的，温度影响较大。5. 加入催化剂能降低反应的活化能 化学能与电能氧化还原反应所释放的化学能，是化学电源的能量来源。一、原电池：将化学能转换成电能的装置。1. 组成原电池的条件： 能自发发生氧化还原反应； 有两种活动性不同的金属作电极（负极：较活泼的金属，其失电子能 力比任何一种离子失电子能力都强，发生氧化反应； 正极：惰性金属或非金属导体如石墨、不溶性的金属氧化物。 电极反应是电解质溶液的阳离子得到电子在电极上发生还原反应） 将电极材插入到电解质溶液中 两极相连形成闭合电路。 其中电极的名称根据电子的流向确定。从电极的功能方面看，正极的作用就是导体，不参加反应。 注： 盐桥：通常装有琼脂的KCl饱和溶液，能使两个半电池连成一个通路 作用：通过盐桥形成闭合回路，平衡电