資源簡介

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 A X 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：
H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca
2.原子核外電子的排布規律：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2n2；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： K L M N O P Q
3.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 1 2種元素
短周期 第二周期 2 8種元素
周期 第三周期 3 8種元素
元 （7個橫行） 第四周期 4 18種元素
素 （7個周期） 第五周期 5 18種元素
周 長周期 第六周期 6 32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.同周期元素性質遞變規律
第三周期元素 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar
(1)電子排布 電子層數相同，最外層電子數依次增加
(2)原子半徑 原子半徑依次減小 —
(3)主要化合價 ＋1 ＋2 ＋3 ＋4 －4 ＋5 －3 ＋6 －2 ＋7 －1 —
(4)金屬性、非金屬性 金屬性減弱，非金屬性增加 —
(5)單質與水或酸置換難易 冷水 劇烈 熱水與 酸快 與酸反 應慢 —— —
(6)氫化物的化學式 —— SiH4 PH3 H2S HCl —
(7)與H2化合的難易 —— 由難到易 —
(8)氫化物的穩定性 —— 穩定性增強 —
(9)最高價氧化物的化學式 Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 —
最高價氧化物對應水化物 (10)化學式 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4 —
(11)酸堿性 強堿 中強堿 兩性氫 氧化物 弱酸 中強 酸 強酸 很強 的酸 —
(12)變化規律 堿性減弱，酸性增強 —
第ⅠA族堿金屬元素：Li Na K Rb Cs Fr（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：F Cl Br I At （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生成的氫化物穩定（不穩定）；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 非金屬性：Si＜P＜S＜Cl 單質與氫氣反應：從難→易 氫化物穩定性：SiH4＜PH3＜H2S＜HCl 酸性(含氧酸)：H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4
（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 非金屬性：F＞Cl＞Br＞I（鹵族元素） 單質與氫氣反應：從易→難 氫化物穩定：HF＞HCl＞HBr＞HI

（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：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 共價鍵
概念 陰陽離子結合成化合物的靜電作用叫離子鍵 原子之間通過共用電子對所形成的相互作用叫做共價鍵
成鍵方式 通過得失電子達到穩定結構 通過形成共用電子對達到穩定結構
成鍵粒子 陰、陽離子 原子
成鍵元素 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） 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 HF H2O NH3 。

項目 離子鍵 共價鍵? ? 金屬鍵
概念 ?陰陽之間的強烈相互作用 ?原子通過共用電子對形成的強烈相互作用? ?
形成化合物 離子化合物 ? ? 金屬單質
判斷化學鍵方法 ? ? ? ?
形成晶體 離子晶體 分子晶體 原子晶體 金屬晶體
判斷晶體方法 ? ? ? ?
熔沸點 ?高 ?低 ?很高 ?有的很高有的很低
融化時破壞作用力 ?離子鍵 ?物理變化分子間作用力化學變化共價鍵 ?共價鍵 ?金屬鍵
硬度導電性 ? ? ? ?
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 組成相似，結構上相差一個或多個“CH2”原子團的有機物 質子數相同中子屬不同的原子互成稱同位素 分子式相同結構不同的化合物 同一元素形成的不同種單質
研究對象 有機化合物之間 原子之間 化合物之間 單質之間
相似點 結構相似通式相同 質子數相同 分子式相同 同種元素
不同點 相差n個CH2原子團(n≥1) 中子數不同 原子排列不同 組成或結構不同
代表物 烷烴之間 氕、氘、氚 乙醇與二甲醚 正丁烷與異丁烷 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/(L·s)或mol/(L·min)
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（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”，這就是這個反應所能達到的限度，即化學平衡狀態。
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。可逆反應不能進行到底，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：動態平衡，達到平衡狀態時，正逆反應仍在不斷進行。
③等：達到平衡狀態時，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）判斷化學平衡狀態的標志：
① VA（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＋yBzC，x＋y≠z ）
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。化學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＋CO22CO是吸熱反應） ⑥ 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)2·8H2O＋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) CO(g)＋H2(g)。
④ 銨鹽溶解等
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 <0
吸收熱量的化學反應。（吸熱>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，。可理解為，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，。可理解為，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（g,l,s分別表示固態，液態，氣態，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）把化學能轉變為電能。
3、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氧化反應在負極發生，還原反應在正極發生，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為電能的裝置
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＋－2e ＝PbSO4↓
正極（氧化鉛）： PbO2＋4H+＋＋2e ＝PbSO4↓＋2H2O
充電：陰極： PbSO4＋2H2O－2e ＝PbO2＋4H+＋
陽極： PbSO4＋2e ＝Pb＋
兩式可以寫成一個可逆反應： PbO2＋Pb＋2H2SO4 2PbSO4↓＋2H2O
3\目前已開發出新型蓄電池：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。，負極發生氧化反應，正極發生還原反應，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＋4 e ＋4H+ =2H2O
當電解質溶液呈堿性時：
負極： 2H2＋4OH－4e＝4H2O 正極：Ｏ2＋2H2O＋4 e＝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(被動的不是自發的)的過程
3、放電：當離子到達電極時，失去或獲得電子，發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，發生 氧化 反應
陰極：與直流電源的 負極 相連的電極，發生 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
Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+(指酸電離的)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+
陰離子的放電順序
是惰性電極時：S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-(等含氧酸根離子)>F-(SO32-/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，依據陽氧陰還的規律來書寫電極反應式。

電解質水溶液點解產物的規律
類型 電極反應特點 實例 電解對象 電解質濃度 pH 電解質溶液復原
分解電解質型 ?電解質電離出的陰陽離子分別在兩極放電 HCl ?電解質 ?減小 ?增大 ?HCl
CuCl2 --- ?CuCl2
放H2生成堿型 陰極：水放H2生堿 陽極：電解質陰離子放電 NaCl 電解質和水 生成新電解質 ? 增大 ?HCl
放氧生酸型 陰極：電解質陽離子放電 陽極：水放O2生酸 CuSO4 ?電解質和水 ?生成新電解質 ? 減小 氧化銅
電解水型 陰極：4H+ + 4e- == 2H2 ↑ 陽極：4OH- - 4e- = O2↑+ 2H2O NaOH ? 水 ? 增大 ?增大 水
H2SO4 ?減小
Na2SO4 ?不變
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 M— ne — == M n+
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 n+ + 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：2Cl— — 2e— == Cl2↑
☆規律總結：原電池、電解池、電鍍池的判斷規律
（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。
☆ 原電池，電解池，電鍍池的比較
性質 類別 原電池 電解池 電鍍池
定義 （裝置特點） 將化學能轉變成電能的裝置 將電能轉變成化學能的裝置 應用電解原理在某些金屬表面鍍上一側層其他金屬
反應特征 自發反應 非自發反應 非自發反應
裝置特征 無電源，兩級材料不同 有電源，兩級材料可同可不同 有電源
形成條件 活動性不同的兩極 電解質溶液 形成閉合回路 兩電極連接直流電源 兩電極插入電解質溶液 形成閉合回路 1鍍層金屬接電源正極，待鍍金屬接負極；2電鍍液必須含有鍍層金屬的離子
電極名稱 負極：較活潑金屬 正極：較不活潑金屬（能導電非金屬） 陽極：與電源正極相連 陰極：與電源負極相連 名稱同電解，但有限制條件 陽極：必須是鍍層金屬 陰極：鍍件
電極反應 負極：氧化反應，金屬失去電子 正極：還原反應，溶液中的陽離子的電子或者氧氣得電子（吸氧腐蝕） 陽極：氧化反應，溶液中的陰離子失去電子，或電極金屬失電子 陰極：還原反應，溶液中的陽離子得到電子 陽極：金屬電極失去電子 陰極：電鍍液中陽離子得到電子
電子流向 負極→正極 電源負極→陰極 電源正極→陽極 同電解池
溶液中帶電粒子的移動 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
聯系 在兩極上都發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
電化腐蝕 化學腐蝕
條件 不純金屬或合金與電解質溶液接觸 金屬與非電解質直接接觸
現象 有微弱的電流產生 無電流產生
本質 較活潑的金屬被氧化的過程 金屬被氧化的過程
關系 化學腐蝕與電化腐蝕往往同時發生，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: Fe – 2e- = Fe2+
正極: 2H+ + 2e- = H2 ↑
總式：Fe + 2H+ = Fe2+ + 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: 2Fe – 4e- = 2Fe2+
正極: O2+4e- +2H2O = 4OH-
總式：2Fe + O2 +2H2O =2 Fe(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)3
Fe(OH)3脫去一部分水就生成Fe2O3·x H2O（鐵銹主要成分）
規律總結：
金屬腐蝕快慢的規律：在同一電解質溶液中，金屬腐蝕的快慢規律如下：
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 性質
一次能源 常規能源 可再生資源 水能、風能、生物質能
不可再生資源 煤、石油、天然氣等化石能源
新能源 可再生資源 太陽能、風能、地熱能、潮汐能、氫能、沼氣
不可再生資源 核能
二次能源 （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 +6n O2 → 6n CO2 +5n H2O
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
氫能的開發與利用
氫能的特點：
①、是自然界存在最普遍的元素 ②、發熱值高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
專題三 有機化合物的獲得與應用
絕大多數含碳的化合物稱為有機化合物，簡稱有機物。像CO、CO2、碳酸、碳酸鹽等少數化合物，由于它們的組成和性質跟無機化合物相似，因而一向把它們作為無機化合物。
烴
1、烴的定義：僅含碳和氫兩種元素的有機物稱為碳氫化合物，也稱為烴。
2、烴的分類：
飽和烴→烷烴（如：甲烷）
脂肪烴(鏈狀)
烴 不飽和烴→烯烴（如：乙烯）
芳香烴(含有苯環)（如：苯）
3、甲烷、乙烯和苯的性質比較：

有機物 烷烴 烯烴 苯及其同系物
通式 CnH2n+2 CnH2n ——
代表物 甲烷(CH4) 乙烯(C2H4) 苯(C6H6)
結構簡式 CH4 CH2＝CH2 或
(官能團) 結構特點 C－C單鍵， 鏈狀，飽和烴 C＝C雙鍵， 鏈狀，不飽和烴 一種介于單鍵和雙鍵之間的獨特的鍵，環狀
空間結構 正四面體 六原子共平面 平面正六邊形
物理性質 無色無味的氣體，比空氣輕，難溶于水 無色稍有氣味的氣體，比空氣略輕，難溶于水 無色有特殊氣味的液體，比水輕，難溶于水
用途 優良燃料，化工原料 石化工業原料，植物生長調節劑，催熟劑 溶劑，化工原料
有機物 主 要 化 學 性 質
烷烴： 甲烷 ①氧化反應（燃燒）CH4+2O2――→CO2+2H2O（淡藍色火焰，無黑煙）②取代反應 （注意光是反應發生的主要原因，產物有5種） CH4+Cl2―→CH3Cl+HCl CH3Cl +Cl2―→CH2Cl2+HCl CH2Cl2+Cl2―→CHCl3+HCl CHCl3+Cl2―→CCl4+HCl 在光照條件下甲烷還可以跟溴蒸氣發生取代反應， 甲烷不能使酸性KMnO4溶液、溴水或溴的四氯化碳溶液褪色。 ③高溫分解
烯烴： 乙烯 ①氧化反應 （ⅰ）燃燒C2H4+3O2――→2CO2+2H2O（火焰明亮，有黑煙）（ⅱ）被酸性KMnO4溶液氧化，能使酸性KMnO4溶液褪色（本身氧化成 CO2）。②加成反應 CH2＝CH2＋Br2－→CH2Br－CH2Br（能使溴水或溴的四氯化碳溶液褪色） 在一定條件下，乙烯還可以與H2、Cl2、HCl、H2O等發生加成反應 CH2＝CH2＋H2――→CH3CH3 CH2＝CH2＋HCl－→CH3CH2Cl（氯乙烷） CH2＝CH2＋H2O――→CH3CH2OH（制乙醇）③加聚反應 乙烯能使酸性KMnO4溶液、溴水或溴的四氯化碳溶液褪色。常利用該反應鑒別烷烴和烯烴，如鑒別甲烷和乙烯。（ⅲ）加聚反應 nCH2＝CH2――→－〔CH2－CH2〕－n（聚乙烯）
苯 ①氧化反應（燃燒）2C6H6＋15O2―→12CO2＋6H2O（火焰明亮，有濃煙）②取代反應苯環上的氫原子被溴原子、硝基取代。 ＋Br2――→ ＋HBr ＋HNO3――→ H2O③加成反應 苯不能使酸性KMnO4溶液、 ＋3H2――→ 溴水或溴的四氯化碳溶液褪色。



4、同系物、同分異構體、同素異形體、同位素比較。
概念 同系物 同分異構體 同素異形體 同位素
定義 結構相似，在分子組成上相差一個或若干個CH2原子團的物質 分子式相同而結構式不同的化合物的互稱 由同種元素組成的不同單質的互稱 質子數相同而中子數不同的同一元素的不同原子的互稱
分子式 不同 相同 元素符號表示相同，分子式可不同 ——
結構 相似 不同 不同 ——
研究對象 化合物 化合物 單質 原子

6、烷烴的命名：
（1）普通命名法：把烷烴泛稱為“某烷”，某是指烷烴中碳原子的數目。1－10用甲，乙，丙，丁，戊，已，庚，辛，壬，癸；11起漢文數字表示。區別同分異構體，用“正”，“異”，“新”。
二、食品中的有機化合物
1、乙醇和乙酸的性質比較
有機物 飽和一元醇 飽和一元醛 飽和一元羧酸
通式 CnH2n+1OH —— CnH2n+1COOH
代表物 乙醇 乙醛 乙酸
結構簡式 CH3CH2OH 或 C2H5OH CH3CHO CH3COOH
官能團 羥基：－OH 醛基：－CHO 羧基：－COOH
物理性質 無色、有特殊香味的液體，俗名酒精，與水互溶，易揮發 （非電解質） —— 有強烈刺激性氣味的無色液體，俗稱醋酸，易溶于水和乙醇，無水醋酸又稱冰醋酸。
用途 作燃料、飲料、化工原料；用于醫療消毒，乙醇溶液的質量分數為75％ —— 有機化工原料，可制得醋酸纖維、合成纖維、香料、燃料等，是食醋的主要成分

有機物 主 要 化 學 性 質
乙醇 ①與Na的反應2CH3CH2OH+2Na―→2CH3CH2ONa+H2↑ 乙醇與Na的反應（與水比較）：①相同點：都生成氫氣，反應都放熱②不同點：比鈉與水的反應要緩慢 結論：乙醇分子羥基中的氫原子比烷烴分子中的氫原子活潑，但沒有水分子中的氫原子活潑。②氧化反應 （ⅰ）燃燒CH3CH2OH+3O2―→2CO2+3H2O（ⅱ）在銅或銀催化條件下：可以被O2氧化成乙醛（CH3CHO）2CH3CH2OH+O2――→2CH3CHO+2H2O③消去反應CH3CH2OH――→CH2＝CH2↑+H2O
乙醛 氧化反應：醛基(－CHO)的性質－與銀氨溶液，新制Cu(OH)2反應CH3CHO＋2Ag(NH3)2OH――→CH3COONH4＋H2O ＋2Ag↓＋3NH3↑ （銀氨溶液）CH3CHO + 2Cu(OH)2――→CH3COOH＋Cu2O↓＋2H2O （磚紅色）醛基的檢驗：方法1：加銀氨溶液水浴加熱有銀鏡生成。方法2：加新制的Cu(OH)2堿性懸濁液加熱至沸有磚紅色沉淀
乙酸 ①具有酸的通性：CH3COOH≒CH3COO－＋H＋使紫色石蕊試液變紅； 與活潑金屬，堿，弱酸鹽反應，如CaCO3、Na2CO3酸性比較：CH3COOH > H2CO32CH3COOH＋CaCO3＝2(CH3COO)2Ca＋CO2↑＋H2O（強制弱） ②酯化反應CH3COOH＋C2H5OH CH3COOC2H5＋H2O 酸脫羥基醇脫氫
基本營養物質—糖類
食物中的營養物質包括：糖類、油脂、蛋白質、維生素、無機鹽和水。人們習慣稱糖類、油脂、蛋白質為動物性和植物性食物中的基本營養物質。
種類 元素組成 代表物 代表物分子
糖類 單糖 C H O 葡萄糖 C6H12O6 葡萄糖和果糖互為同分異構體單糖不能發生水解反應
果糖
雙糖 C H O 蔗糖 C12H22O11 蔗糖和麥芽糖互為同分異構體 能發生水解反應
麥芽糖
多糖 C H O 淀粉 (C6H10O5)n 淀粉、纖維素由于n值不同，所以分子式不同，不能互稱同分異構體能發生水解反應
纖維素
油脂 油 C H O 植物油 不飽和高級脂肪酸甘油酯 含有C＝C鍵，能發生加成反應， 能發生水解反應
脂 C H O 動物脂肪 飽和高級脂肪酸甘油酯 C－C鍵， 能發生水解反應
蛋白質 C H O N S P等 酶、肌肉、 毛發等 氨基酸連接成的高分子 能發生水解反應
主 要 化 學 性 質
葡萄糖 結構簡式：CH2OH－CHOH－CHOH－CHOH－CHOH－CHO 或CH2OH(CHOH)4CHO （含有羥基和醛基） 醛基：①使新制的Cu(OH)2?產生磚紅色沉淀－測定糖尿病患者病情②與銀氨溶液反應產生銀鏡－工業制鏡和玻璃瓶瓶膽 羥基：與羧酸發生酯化反應生成酯
蔗糖 水解反應：生成葡萄糖和果糖
淀粉 纖維素 淀粉、纖維素水解反應：生成葡萄糖淀粉特性：淀粉遇碘單質變藍
油脂 水解反應：生成高級脂肪酸（或高級脂肪酸鹽）和甘油
蛋白質 水解反應：最終產物為氨基酸 鹽析 ：蛋白質遇見（飽和的硫酸鈉、硫酸銨）鹽析，物理變化 變性 ：蛋白質遇見強酸、強堿、重金屬鹽等變性，化學變化 顏色反應：蛋白質遇濃HNO3變黃（鑒別部分蛋白質） 鑒別 ：灼燒蛋白質有燒焦羽毛的味道（鑒別蛋白質）
酶 特殊的蛋白質，在合適溫度下：催化活性具有：高效性、專一性

第三單元 人工合成有機物
化學與可持續發展

有關的化學方程式，單體、鏈節、聚合度、加聚反應、縮聚反應
專題4化學科學與人類文明
化學是打開物質世界的鑰匙
一、金屬礦物的開發利用
1、金屬的存在：除了金、鉑等少數金屬外，絕大多數金屬以化合態的形式存在于自然界。
2、金屬冶煉的涵義：簡單地說，金屬的冶煉就是把金屬從礦石中提煉出來。金屬冶煉的實質是把金屬元素從化合態還原為游離態，即（化合態） （游離態）。
3、金屬冶煉的一般步驟： (1)礦石的富集：除去雜質，提高礦石中有用成分的含量。(2)冶煉：利用氧化還原反應原理，在一定條件下，用還原劑把金屬從其礦石中還原出來，得到金屬單質（粗）。(3)精煉：采用一定的方法，提煉純金屬。
4、金屬冶煉的方法
(1)電解法：適用于一些非常活潑的金屬。
2NaCl（熔融）2Na＋Cl2↑MgCl2（熔融）Mg＋Cl2↑2Al2O3（熔融）4Al＋3O2↑
(2)熱還原法：適用于較活潑金屬。
Fe2O3＋3CO2Fe＋3CO2↑ WO3＋3H2W＋3H2O ZnO＋CZn＋CO↑
常用的還原劑：焦炭、CO、H2等。一些活潑的金屬也可作還原劑，如Al，
Fe2O3＋2Al2Fe＋Al2O3（鋁熱反應） Cr2O3＋2Al2Cr＋Al2O3（鋁熱反應）(3)熱分解法：適用于一些不活潑的金屬。
2HgO2Hg＋O2↑ 2Ag2O4Ag＋O2↑
金屬的活動性順序 K、Ca、Na、Mg、Al Zn、Fe、Sn、Pb、(H)、Cu Hg、Ag Pt、Au
金屬原子失電子能力 強 弱
金屬離子得電子能力 弱 強
主要冶煉方法 電解法 熱還原法 熱分解法 富集法
還原劑或 特殊措施 強大電流提供電子 H2、CO、C、Al等加熱 加熱 物理方法或化學方法
1、化學研究的對象是：
認識和研究物質組成、結構、性質及變化等
2、不活潑金屬（Cu和Sn）可以單質形態存在于自然界；而相對較活潑的金屬（Fe和Al）以化合太存在于自然界；所以銅和錫很早被人類發現并使用，鐵和鋁需要化學進行技術還原。所以人類最先發現的是不活潑金屬，活潑金屬的冶煉需要大量的電能

鮑林提出了：氫鍵理論和蛋白質的螺旋結構模型，為后來的DNA分子的雙螺旋結構模型的提出奠定了基礎
3、19至20世紀化學科學理論成就簡介：
1803年，道爾頓提出原子學說；
1811年，阿伏加德羅提出分子學說；
1825年，法拉第發現苯；
1828年，維勒首次從無機物合成有機物；
1857年，凱庫勒指出碳是四價；
1864年，古德貝格和瓦格總結出質量作用定律；
1869年，門捷列夫提出了他的第一張元素周期表；
1950年，鮑林提出蛋白質的螺旋結構。
化學是人類創造新物質的工具
1、 傳統的三大合成材料：塑料、合成纖維、合成橡膠
2、 合成氨技術的發明對人類的重大意義：1909年，德國化學家哈伯發明合成氨技術，使世
界糧食產量增長近一倍，有近30億人因此免遭饑餓。

3、 化學藥物的發明：
1899年，德國化學家霍夫曼發明阿司匹林并投入生產；
1928年，英國科學家弗萊明發明青霉素，并投入生產。
現代科學技術的發展離不開化學
1、20世紀人類發明的技術：
信息技術；生物技術；核科學和核武器技術；航空航天和導彈技術；激光技術；納米技術化學合成和分離技術。
解決環境問題需要化學科學
1、消除汽車尾氣的措施：
（1）進行石油脫硫處理；
（2）發明汽車尾氣處理裝置；
（3）用無害汽油添加劑代替現有的四乙基鉛抗震劑；
（4）用酒精、天然氣代替部分或全部燃油；
（5）開發新能源作為汽車能源，如：氫氣、燃料電池
2、回收二氧化碳
3、綠色化學
綠色化學的核心就是利用化學原理從源頭上減少和消除工業生產對環境的污染。按照綠色化學的原則，最理想的“原子經濟”就是反應物的原子全部轉化為期望的最終產物（即沒有副反應，不生成副產物，更不能產生廢棄物），這時原子利用率為100％。
3、環境污染的熱點問題：
（1）形成酸雨的主要氣體為SO2和NOx。
（2）破壞臭氧層的主要物質是氟利昂（CCl2F2）和NOx。
（3）導致全球變暖、產生“溫室效應”的氣體是CO2。
（4）光化學煙霧的主要原因是汽車排出的尾氣中氮氧化物、一氧化氮、碳氫化合物。
（5）“白色污染”是指聚乙烯等塑料垃圾。
（6）引起赤潮的原因：工農業及城市生活污水含大量的氮、磷等營養元素。（含磷洗衣粉的使用和不合理使用磷肥是造成水體富營養化的重要原因之一。）

Z

放電
充電

Br

—NO2＋H2O



得電子、被還原



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