高中化学选修3知识点总结51879知识讲解

1、一能级r118可热电子 r 6 io 11在同一个原子中，离核越近能层能量越低。同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级s、p、d、f,能量由低到高依次为s、p、d、f。任一能层，能级数等于能层序数。s、p、d、f可容纳的电子数依次是 1、3、5、7的两倍。(2)能层、能级、原子轨道之间的关系2、构造原理能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。，0 O 。函各 &岁 G-) O在3上初*5(硒 C中(1)构造原理是电子排入轨道的顺序，构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。(2)构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子轨道表示式的主 要依据之一。(3)不同

2、能层的能级有交错现象，如 E (3d) >E (4s)、E (4d) > E (5s)、E (5d) >E (6s)、E (6d) >E (7s)、E (4f) >E (5p)、E (4f) > E (6s)等。原子轨道的能 量关系是：nsv ( n-2) f v (n-1 ) d vnp(4)能级组序数对应着元素周期表的周期序数，能级组原子轨道所容纳电子数目对应 着每个周期的元素数目。根据构造原理，在多电子原子的电子排布中：各能层最多容纳的电子数为2n2；最外层不超过8个电子；次外层不超过 18个电子；倒数第三层不超过32个电子。(5)基态和激发态基态：最

3、低能量状态。处于最低能量状态的原子称为基态原子。激发态：较高能量状态(相对基态而言)。基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至 较高能级时的状态。处于激发态的原子称为激发态原子。原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收（基态-激发态）和放出（激发态较低激发态或基态）不同的能量（主要是光能），产生不同的光谱一一原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。3 、 电子云与原子轨道 （ 1 ） 电子云： 电子在核外空间做高速运动， 没有确定的轨道。 因此，人们用“电子云”模型来描述核外电子的运动。 “电子云”描述了电子在原子核外出现的概率密度分布，是核外电子运动

4、状态的形象化描述。（ 2）原子轨道：不同能级上的电子出现概率 约为90%的电子云空间轮廓图称为原子轨道。 s 电子的原子轨道呈球形对称， ns 能级各有 1 个原子轨道； p 电子的原子轨道呈纺锤形，np能级各有3 个原子轨道，相互垂直（用px、py、pz 表示）； nd能级各有 5 个原子轨道；nf能级各有7 个原子轨道。4、核外电子排布规律（ 1）能量最低原理：在基态原子里，电子优先排布在能量最低的能级里，然后排布在能量逐渐升高的能级里。（ 2）泡利原理：1 个原子轨道里最多只能容纳 2 个电子，且自旋方向相反。（ 3）洪特规则：电子排布在同一能级的各个轨道时，优先占据不同的轨道，且自旋方

5、向相同。（ 4）洪特规则的特例：电子排布在p 、 d 、 f 等能级时，当其处于全空 、半充满或全充满时，即p0、d0、 f0、p3、d5、f 7、p6、d10、f 14，整个原子的能量最低，最稳定。能量最低原理表述的是“整个原子处于能量最低状态”，而不是说电子填充到能量最低的轨道中去，泡利原理和洪特规则都使“整个原子处于能量最低状态”。（ 5）（n-1 ） d 能级上电子数等于 10 时，副族元素的族序数=ns 能级电子数二、元素周期表和元素周期律1 、元素周期表的结构元素在周期表中的位置由原子结构决定： 原子核外的能层数决定元素所在的周期， 原子的价电子总数决定元素所在的族。（ 1）原子的

6、电子层构型和周期的划分周期是指能层 （电子层） 相同， 按照最高能级组电子数依次增多的顺序排列的一行元素。即元素周期表中的一个横行为一个周期， 周期表共有七个周期。 同周期元素从左到右 （除稀有气体外），元素的金属性逐渐减弱， 非金属性逐渐增强。（ 2）原子的电子构型和族的划分族是指价电子数相同 （外围电子排布相同） ， 按照电子层数依次增加的顺序排列的一列元素。即元素周期表中的一个列为一个族（第皿族除外）。共有十八个列，十六个族。同主族周期元素从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。3）原子的电子构型和元素的分区按电子排布可把周期表里的元素划分成5个区，分别为s区、p区、d区、f区

7、和ds区，除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。2、元素周期律元素的性质随着核电荷数的递增发生周期性的递变，叫做元素周期律。元素周期律主要体现在核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性、第一电离能、电负性等 的周期性变化。元素性质的周期性来源于原子外电子层构型的周期性。（1）同周期、同主族元素性质的递变规律同周期（左T右）同主族（上一下）原 子 结 构核电荷数逐渐增大增大能层（电子层）数相同增多原子半径逐渐减小逐渐增大元 素 性 质化合价最图止价由+1+7负价数=（8族序数）最局止价和负价数均相同，最高止价数=族序数兀素的金属性和非金属性金属性逐渐减弱，非金属

8、性逐渐增强金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱第一离能呈增大趋势（注意反常点：nA族和mA族、vA族和W A族）逐渐减小电负性逐渐增大逐渐减小（2）微粒半径的比较方法同一元素：一般情况下元素阴离子的离子半径大于相应原子的原子半径，阳离子的离子半径小于相应原子的原子半径。同周期元素（只能比较原子半径）：随原子序数的增大，原子的原子半径依次减小。如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl同主族元素（比较原子和离子半径）：随原子序数的增大，原子的原子半径依次增大。 如：Li<Na<K<Rb<C§ F-<Cl-<Br-<

9、I-同电子层结构（阳离子的电子层结构与上一周期0族元素原子具有相同的电子层结构，阴离子与同周期 。族元素原子具有相同的电子层结构）： 随核电荷数增大，微粒半径依 次减小。如：F-> Na+>Mc2+>Al 3+（3）元素金属性强弱的判断方法金属本质原子越易失电子，金属性越强。判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1:1断依3.单质还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强(电解中在阴极上得电子的先后)1较据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6.原电池反应中负极的金属性强7.与

10、同种氧化剂反应，先反应的金属性强8.失去相同数目的电子，吸收能量少的金属性强(4)非金属性强弱的判断方法本质原子越易得电子，非金属性越强非.与H2化合越易，气态氢化物越稳定，非金属性越强金判2.单质氧化性越强，阴离子还原性越弱， 非金属性越强(电解属中在阳极上得电子的先后)断性方3.最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强比4. A n+B- Bm+A则B比A非金属性强法较5.与同种还原剂反应，先反应的非金属性强6.得到相同数目的电子，放出能量多的非金属性强三、共价键1、共价键的成键本质：成键原子相互接近时，原子轨道发生重叠，自旋方向相反的未成 对电子形成共用电子对，两原子核间电子云密度增加

11、，体系能量降低。2、共价键类型：(1) (T键和兀键0键冗键成键方向沿键轴方向“头碰头”平行或“肩并肩”电子云形状轴对称镜像对称牢固程度强度大，不易断裂强度小，易断裂成键判断规律单键是(T键；双键有一个是(T键，另一个是冗键；三键中一 个是(T键，另两个为兀键。(2)极性键和非极性键非极性键极性键定义由同种元素的原子形成 的共价键，共用电子对不发生偏移由不同种兀素的原子形成的共价键，共用电子对发生偏移原子吸引电子能力相同/、同共用电子对位置不偏向任何一方偏向吸引电子能力强的原子一方成键原子的电性判断依据不显电性显电性举例单质分子(如H2、Cl 2)和某些化合物(如N&Q、H2Q)中含有

12、非极性键气态氢化物，非金属氧化物、 酸根和氢氧根中都含有极性 键形成的共价键。Cu ( NH) 4 ( OH 2、A配位化合物的组成:内界配位原子(提供H对电子)配位化合物：金属离子与配位体之间通过配位键形成的化合物。如：外界配位教Cu (HkO) 4S。、(3)配位键：一类特殊的共价键，一个原子提供空轨道，另一个原子提供一对电子所3、共价键的三个键参数概念对分子的影响分子中两个成键原子核间距离(米)键长越短，化学键越强，形成的分子越稳定键能对于气态双原子分子 AB拆开1molA-B键所需的能量键能越大，化学键越强，越牢固，形成的分子越稳定键角键与键之间的夹角键角决定分子空间构型(1)键长、键

13、能决定共价键的强弱和分子的稳定性，键角决定分子空间构型和分子的极性。(2)键能与反应热：反应热=生成物键能总和-反应物键能总和四、分子的空间构型1、等电子原理原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，许多性质是相似的， 此原理称为等电子原理。(1)等电子体的判断方法：在微粒的组成上，微粒所含原子数目相同；在微粒的构成 上，微粒所含价电子数目相同；在微粒的结构上，微粒中原子的空间排列方式相同。(等 电子的推断常用转换法，如 CQ=CO+O=N+O= N2O= N2+ Nl = N3或 SC2=O+O=C3=N +O2= NO )n24JEMocr干H话整i8b，-1- IT 公A周

14、围的价电子对的几何构型，主要取决于价电子对数(2)等电子原理的应用：利用 等电子体的性质相似，空间构型相 同，可运用来预测分子空间的构型 和性质。2、价电子互斥理论：(1)价电子互斥理论的基本要 点：AR型分子(离子)中中心原子(n),价电子对尽量远离，使它们之间斥力最小。(2) AB型分子价层电子对的计算方法:阶层也孑时数中)=配位原孑年供的价电孑数对于主族元素，中心原子价电子数=最外层电子数，配位原子按提供的价电子数计算,如：pcl5中5 + 1x5 ,用=52。S作为配位原子时按不提供价电子计算，作中心原子时价电离子的价电如：NH4+:5十1x4-12子数为6;子对 6 + 0 + 2

15、数计算23 = = 43、杂化轨道理论(1)杂化轨道理论的基本要点：能量相近的原子轨道才能参与杂化。杂化后的轨道一头大， 一头小，电子云密度大的一端与成键原子的原子轨道沿键轴方向重叠，形成b键；由于杂化后原子轨道重叠更大，形成的共价键比原有原子轨道形成的共价键稳定。杂化轨道能量相同，成分相同，如：每个sp3杂化轨道占有1个s轨道、3个p轨道。杂化轨道总数等于参与杂化的原子轨道数目之和。(2) s、p杂化轨道和简单分子几何构型的关系杂化类型sp2 sp3 spsp 3不等性杂化轨道夹角180 o120 o109o28中心原子位置nA, n bmAW AV AVIAvn A中心原子孤对电子数000

16、123分子几何构型直线形平面二角形正四面体形三角锥形V字形直线形实例BeCl2、HgCl 2BF3CH、SiCl 4NH、PH3H2O、H2SHCl(3)杂化轨道的应用范围：杂化轨道只应用于形成b键或者用来容纳未参加成键的孤 对电子。(4)中心原子杂化方式的判断方法：看中心原子有没有形成双键或叁键，如果有1个叁键，则其中有2个兀键，用去了 2个p轨道，形成的是sp杂化；如果有1个双键则其中 有1个兀键，形成的是 sp 2杂化；如果全部是单键，则形成的是sp 3杂化。4、分子空间构型、中心原子杂化类型和分子极性的关系分子(离子)中心原子价电子对杂化类型VSEP做型分子空间构型键角分子的极性CO2

17、sp直线直线形180 o非SO32sp平面二角V字形极H2Q OE、33sp平面二角V字形极HCN2sp直线直线形180 o极NH43sp正四面体三角锥形107018，极BF3、SO32sp平面二角平囿二角形120 o非HC+43sp正四面体三角锥形107018，CH、CC1443sp正四面体止四面体形o,109 28非+NH43sp正四面体止四面体形109°28'非HCHO COC232sp平面二角平囿二角形极五、分子的性质1、分子间作用力(范德华力和氢键)(1)分子间作用力和化学键的比较化学键分子间作用力概念相邻原子间强烈的相互作用分子间微弱的相互作用范围分子内或某些晶体

18、内分子间能量键能一般为120800kJ mol 1约几到几十 kJ - mol 1性质影响主要影响物质的化学性质(稳定性)主要影响物质的物理性质 (熔沸点)(2)范德华力与氢键的比较范德华力氢键概念物质分子间存在的微弱相互作用分子间(内)电负性较大的成键原子通过H原子而形成的静电作用存在范围分子间分子中含有与H原子相结合的原子半 径小、电负，住大、有孤对电子的F、。N原子强度比较比化学键弱得多比化学键弱得多，比范德华力稍强影响因素随分子极性和相对分子质量的增大而增大性质影响随范德华力的增大，物质 的熔沸点升高、溶解度增 大分子间氢键使物质熔沸点升高硬度增 大、水中溶解度增大；分子内氢键使 物质

19、熔沸点降低、硬度减小2、极性分子和非极性分子(1)极性分子和非极性分子<1>非极性分子：从整个分子看，分子里电荷的分布是对称的。如：只由非极性键构 成的同种元素的双原子分子：Hb、CI2、N2等；只由极性键构成，空间构型对称的多原子分子：CO、CS、BF3、CH、CC14等；极性键非极性键者B有的：CH=CH、C+ CH =Z o<2>极性分子：整个分子电荷分布不对称。如：不同元素的双原子分子如：HCl, HF等。折线型分子，如H2S等。三角锥形分子如 NH等。(2)共价键的极性和分子极性的关系：两者研究对象不同， 键的极性研究的是原子，而分子的极性研究的是分子本身；两

20、者研究的方向不同，键的极性研究的是共用电子对的偏离与偏向，而分子的极性研究的是分子中电荷分布是否均匀。非极性分子中，可能含有极性键，也可能含有非极性键， 如二氧化碳、甲烷、 四氯化碳、三氟化硼等只含有极性键，非金属单质F2、N2、P4、S8等只含有非极性键，C2H6、GH4、C2H等既含有极性键又含有非极性键；极性分子中，一定含有极性键，可能含有非极 性键，如 HCl、H2S、HO2等。(3)分子极性的判断方法单原子分子：分子中不存在化学键，故没有极性分子或非极性分子之说，如H& Ne双原子分子：若含极性键，就是极性分子，如HCl、HBr等；若含非极性键，就是非极性分子，如Q、I2等。

21、以极性键结合的多原子分子，主要由分子中各键在空间的排列位置决定分子的极性。若分子中的电荷分布均匀，即排列位置对称，则为非极性分子，如BR、CH等。若分子中的电荷分布不均匀，即排列位置不对称，则为极性分子，如 NH、SO等。根据AB的中心原子A的最外层价电子是否全部参与形成了同样的共价键。（或A是否达最高价）（4）相似相溶原理相似相溶原理：极性分子易溶于极性溶剂，非极性分子易溶于非极性溶剂。相似相溶原理的适用范围：“相似相溶”中“相似”指的是分子的极性相似。如果存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。相反，无氢键相互作用的溶质在有氢键的水中的溶解度就比较小。3、有机物分子的手性和

22、无机含氧酸的酸性（1）手性分子手性分子：具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手与右手一样互为镜像，却在三维空间里不能重叠，互称手性异构体（又称对映异构体、光学异构体）。含有手 性异构体的分子叫做手性分子。手性分子的判断方法：判断一种有机物是否具有手性异构体， 可以看其含有的碳原子 是否连有四个不同的原子或原子团， 符合上述条件的碳原子叫做手性碳原子。 手性碳原子必 须是饱和碳原子，饱和碳原子所连有的原子和原子团必须不同。（2）无机含氧酸分子的酸性酸的元数二酸中羟基上的氢原子数，不一定等于酸中的氢原子数（有的酸中有些氢原 子不是连在氧原子上）含氧酸可表示为：（HQ mROn,酸的强度与

23、酸中的非羟基氧原子数n有关，n越大，酸性越强。n=0弱酸n=1中强酸n=2强酸n=3超强酸六、晶体的结构和性质比较离了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了键共价键范德华力微粒间的静电作用熔沸点较局很高低后高、有低硬度硬而脆大小后高、有低物导电性不良(熔融或水溶液中导电)绝缘、半导体不良良导体理传热性不良不良不良良性延展性不良不良不良良质溶解性易溶于极性溶齐1，难溶于启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

24、、铝、铁1、四大晶体的比较2、典型晶体的结构特征(1) NaCl属于离子晶体。晶胞中每个Na+周围吸引着6个C，这些C构成的几何图形是正八面体，每个 C1周围吸引着6个Ns+, Na+、C个数比为1： 1,每个Na+与12个N&等距离 相邻，每个氯化钠晶胞含有4个Na+和4个Cl，(2) CsCl属于离子晶体。晶胞中每个 Cl (或Cs)周围与之最接近且距离相等的 Cs+ (或C/) 共有8个，这几个Cs+ (或Cl )在空间构成的几何构型为立方体，在每个 Cs+周围距离相等 且最近的Cs+共有6个，这几个Cs+在空间构成的几何构型为正八面体， 一个氯化葩晶胞含有 1个Cs+和1个Cl

25、 -。(3)金刚石(空间网状结构)属于原子晶体。晶体中每个C原子和4个C原子形成4个共价键，成为正四面体结构，C 原子与碳碳键个数比为 1:2,最小环由6个C原子组成，每个C原子被12个最小环所共用； 每个最小环含有1/2个C原子。(4) SiO2属于原子晶体。晶体中每个 Si原子周围吸引着 4个O原子，每个。原子周围吸引着2 个Si原子，Si、O原子个数比为1: 2, Si原子与SiO键个数比为1: 4, O原子与SiO 键个数比为1: 2,最小环由12个原子组成。(5) 干冰属于分子晶体。晶胞中每个CO分子周围最近且等距离的CO有12个。1个晶胞中含有 4 个 CO。(6)石墨属于过渡性晶

26、体。是分层的平面网状结构，层内C原子以共价键与周围的3个C原子结合，层间为范德华力。晶体中每个 C原子被3个六边形共用，平均每个环占有2个碳原子。 晶体中碳原子数、碳环数和碳碳单键数之比为 2： 3 。（ 7）金属晶体金属Po （针）中金属原子堆积方式是简单立方堆积，原子的配位数为6, 一个晶胞中含有1个原子。金属 Na、K、Cr、Mo （铝）、W等中金属原子堆积方式是体心立方堆积，原子 的配位数为8 ，一个晶胞中含有2 个原子。金属Mg、 Zn、 Ti 等中金属原子堆积方式是六方堆积，原子的配位数为 12，一个晶胞中含有2个原子。金属 Au、 Ag、 Cu、 Al 等中金属原子堆积方式是面心

27、立方堆积，原子的配位数为12 ，一个晶胞中含有4 个原子。3、物质熔沸点高低的判断（ 1）不同类晶体：一般情况下，原子晶体离子晶体分子晶体（ 2）同种类型晶体：构成晶体质点间的作用力大，则熔沸点高，反之则小。离子晶体：结构相似且化学式中各离子个数比相同的离子晶体中离子半径小（或阴、阳离子半径之和越小的） ， 键能越强的， 熔、 沸点就越高。 如 NaCl、 NaBr、 Nal ； NaCl、 KCl、RbCl等的熔、沸点依次降低。离子所带电荷大的熔点较高。如：MgOB点高于NaCL分子晶体：在组成结构均相似的分子晶体中，式量大的，分子间作用力就大，熔点也高。如：F2、 Cl 2、 Br2、 I

28、 2和 HCl、 HBr、 HI 等均随式量增大。熔、沸点升高。但结构相似的分子晶体，有氢键存在熔、沸点较高。原子晶体：在原子晶体中，只要成键原子半径小，键能大的，熔点就高。如金刚石、金刚砂（碳化硅）、晶体硅的熔、沸点逐渐降低。金属晶体： 在元素周期表中， 主族数越大， 金属原子半径越小， 其熔、 沸点也就越高。如mA的Al , n A的Mg IA的Na,熔、沸点就依次降低。而在同一主族中，金属原子半径 越小的，其熔沸点越高。化学选修4 化学反应与原理章节知识点梳理第一章化学反应与能量一、焓变反应热1 反应热： 化学反应过程中所放出或吸收的热量，任何化学反应都有反应热， 因为任何化学反应都会存

29、在热量变化， 即要么吸热要么放热。 反应热可以分为 （ 燃烧热、 中和热、溶解热 ）2 .始变（A H）的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应.符号：4H.单位：kJ/mol ,即：恒压下：次含变=反应热，都可用A H表示，单位都是 kJ/mol。3 . 产生原因：化学键断裂吸热 化学键形成放热放出热量的化学反应。（放热 吸热）/XH为“-”或4 H 0吸收热量的化学反应。（吸热放热） H为“+”或4 H 0也可以利用计算 H来判断是吸热还是放热。4H独成物所具有的总能量-反应物所具有的总能量=反应物的总键能- 生成物的总键能常见的放热反应： 所有的燃烧反应所有的酸碱中和反应大多数的化合反

30、应金属与水或酸的反应生石灰（氧化钙）和水反应铝热反应等 常见的吸热反应： 晶体Ba（OH）2 8H2O与NH4C1大多数的分解反应条件一般是加热或高温的反应区分是现象（物理变化）还是反应（生成新物质是化学变化） ，一般铵盐溶解是吸热现象，别的物质溶于水是放热。4 .能量与键能的关系：物质具有的能量越低，物质越稳定，能量和键能成反比。5 . 同种物质不同状态时所具有的能量：气态液态 固态6 . 常温是指 25， 101.标况是指 0,101.7 .比较 H时必须连同符号一起比较。二、热化学方程式书写化学方程式注意要点 :热化学方程式必须标出能量变化，即反应热H, H对应的正负号都不能省。热化学方

31、程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（ s,l, g分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用 aq 表示）热化学反应方程式不标条件，除非题中特别指出反应时的温度和压强。热化学方程式中的化学计量数表示物质的量， 不表示个数和体积， 可以是整数， 也 可以是分数各物质系数加倍， H加倍，即： H和计量数成比例；反应逆向进行， H改变 符号，数值不变。6. 表示意义：物质的量物质状态吸收或放出 * 热量。三、燃烧热1概念： 101 kPa 时， 1 mol 纯物质 完全 燃烧生成稳定的氧化物（二氧化碳、二氧化硫、液态水H2O）时所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。注意以下几点：研究条件：

32、 101 kPa反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。燃烧物的物质的量： 1 mol研究内容：放出的热量。（AHQ单位kJ/mol ）2 .燃烧热和中和热的表示方法都是有AH时才有负号。3 . 石墨和金刚石的燃烧热不同。不同的物质燃烧热不同。四、中和热1 .概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol HO,这时的反应热叫中和热。2 .强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH反应，其热化学方程式为：H+（aq） +OH-（aq） =H 20（1） A H=- 57.3kJ/mol3弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol 。4中和热的测定实验：看课

33、本装置图（ 1）一般用强酸和强碱做实验，且碱要过量（如果酸和碱的物质的量相同，中和热会偏小），一般中和热为 57.3kJ/mo1 。（ 2）若用弱酸或弱碱做实验，放出的热量会偏小，中和热会偏小。（ 3）若用浓溶液做实验，放出的热量会偏大，中和热会偏大。（ 4） 在试验中，增大酸和碱的用量，放出的热量会增多但中和热保持不变。五、盖斯定律1内容：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关， 如果一个反应可以分几步进行， 则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。六、能源注：水煤气是二次能源。第二章 化学反应速率和化学平衡一、化学反应

34、速率1. 化学反应速率（v ） 定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化 表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示 计算公式：v=Ac/ At （u：平均速率，Ac：浓度变化，At:时间）单位：mol/ （L s） 影响因素： 决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素） 条件因素（外因）：浓度（固体和纯液体除外），压强（方程式中必须要有气体） ，温度（提高了反应物分子的能量） ，催化剂（降低了活化能） ，浓度和压强主要是通过使单位体积内分子总数增大来增大反应速率， 温度和压强主要是使活化分子百分数增大来增大反应速率。2. 浓度和压强是单位体积内活

35、化分子百分数不变，温度和催化剂是分子总数不变。注意： （ 1 ） 、参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。（ 2 ） 、惰性气体对于速率的影响恒温恒容时：充入本体系气体，反应速率增大；充入惰性气体反应速率不变恒温恒压时：充入惰性气体一反应速率减小二、化学平衡（一）1.定义:化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，各组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种 ？般"，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。2、化学平衡的特征逆（研究前提是可逆反应）等（同一物质的正逆反应速率相等）动（动态平衡）定（各物质的浓度与质

36、量分数恒定）变（条件改变，平衡发生变化）3、判断平衡的依据判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据例举反应mA(g)+nB(g) >C(g)+qD(g)混合物体系中各成分的含量各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定平衡各物质的质量或各物质质量分数一定平衡各气体的体积或体积分数一定平衡即：各组分的量保持不变时f能判断平衡。正、逆反应速率的关系在单位时间内消耗了m molA同时生成 m molA ,平衡在单位时间内消耗了n molB同时消耗了 p molC ,平衡V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q, V(正)不f T V(逆)不一定平衡即：用物质来判断平衡时，必须止一逆

37、且要带上系数。 用速率来判断平衡时， 必须剪-正一逆且速率之比等于计 量数之比。总的压强，总的 物质的量，总的 体积m+nwp+q时，能判断平衡m+n=p+q时，不能判断平衡。即：总的量看气体的计量 数，气体的计量数不等时能判断。混合气体平均相对分子质量Mr或馅度用公式判断推出公式是一个变化的量就能判断平衡温度任何反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他不变）一定能判断平衡。平衡其他变化的量能判断平衡，固定/、变的量不能判断平衡。（二）影响化学平衡移动的因素1、浓度对化学平衡移动的影响（ 1）影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度， 都可以使平衡向正方向移动； 增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动（ 2 ）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动2、温度对化学平衡移动的影响影响规律： 在其他条件不变的情况下， 温度升高会使化学平衡向着吸热反应方向移动， 温度降低会使化学平衡向着放热反应方向移动。3、压强对化学平衡移动的影响影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着体积缩小方向移动；减小压强，会使平衡向着体积增大方向移动。注意： （ 1 ）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动（ 2 ）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化