高中化学知识点大全（物质结构与性质）

的层能级

1K1S

2L2s2|>

33s3p3<l

4N4s4p4(14f

一、原子结构5O5s5P5<l5f

6P6s6p6<l6f

1、能层和能级一L

Q-s-p"<lI

(1)能层和用券于轨道，1357

可容纳电子敷：261<>14

①在同一个原子中，离核越近能层能量越低。

②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。

③任一能层，能级数等于能层序数。

④s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7......的两倍。

⑤能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。

能摩口1234■■■

*号KLMN<s>(S>OOO

$sP$Pd$Pdf

扎道盘1131351357

我多车22626102610M

的电子蒙281832

(2)能层、能级、原子轨道之间的关系

每能层所容纳的最多电子数是：2~(n:能层的序数)。

2、构造原理

(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)不同能层的能级有交错现象，如£(3d)>£(4s)、E(4d)>不5s)、£(5d)

>£(6s)、F(6d)>F(7s),£(4f)>F(5p),F(4f)>£(6s)等。原子轨道的

能量关系是：ns<(n-2)f<(n-1)d<np

(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2〃;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

①基态：最低能量状态。处于最低能量状态的原子称为基态原子。

②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.

③原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收(基态T激发态)和放出(激发态

一较低激发态或基态)不同的能量(主要是光能)，产生不同的光谱——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，,5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PMPy、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

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P。、d。、和、p3、d\p6、d?fl4,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)(/7-l)d能级上电子数等于10时，副族元素的族序数=小能级电子数

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vm族除外)0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T下）

原核电荷数逐渐增大增大

子能层（电子层）数相同增多

结

原子半径逐渐减小逐渐增大

构

化合价最高正价由+1T+7最高正价和负价数均相同，

元负价数=（8一族序数）最高正价数=族序数

素元素的金属性和金属性逐渐减弱，非金金属性逐渐增强，非金属性

性非金属性属性逐渐增强逐渐减弱

质第一电离能呈增大趋势（注意反常逐渐减小

点：HA族和IHA族、

VA族和VIA族）

电负性逐渐增大逐渐减小

（2）微粒半径的比较方法

①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。

②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>AI>Si>P>S>CI

③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<Cs,F<CI<Br<r

④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0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+>Mg2+>AP+

（3）元素金属性强弱的判断方法

本质原子越易失电子，金属性越强。

金1.在金属活动顺序表中越靠前，金属性越强

属判2.单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强

性断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

比依阴极上得电子的先后)

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）三E金属恺三强弱的判断方法

本质原子越易得电子，非金属性越强

非1.与H2化合越易，气态氢化物越稳定，非金属性越强

金2.单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性越强(电解

判

属中在阳极上得电子的先后)

断

性3.最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强

方

比4.An-+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

L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，体系能量降低。

2、共价键类型：

(1)。键和TT键

。键n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

成键判断规单键是。键；双键有一个是。键，另一个是TT键；三键中一个

律是噬,另两个为TT键。

(2)极性键和非极恺U键

非极性键极性键

定义由同种元素的原子形成由不同种元素的原子形成的

的共价键，共用电子对不共价键，共用电子对发生偏移

发生偏移

原子吸引电子能相同不同

力

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

成键原子的电性不显电性显电性

判断依据

举例气态氢化物，非金属氧化物、

单质分子(如H2、Cl2)

和某些化合物(如酸根和氢氧根中都含有极性

键

Na2O2xH2O2)中含有非

极性键

(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

形成的共价键。

配位原子(提供整对电子)

①配位化合物:Cu(H0/S04、

j己位体2

中心原子

Cu(NH)4(OH

3+

(提供空轨道)[Cu(WZ]so

②配位化合物I4

内界外界配位数

3、共价键的三个键参数

概念对分子的影响

键长分子中两个成键原子核间距离键长越短，化学键越强，形成的分

(米)子越稳定

键能对于气态双原子分子AB,拆开键能越大，化学键越强，越牢固，

ImolA-B键所需的能量形成的分子越稳定

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

L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

n234

CO=CO+O=N+O=NO=Ml中NA”

22212b18廿

N2+N-=N3—或

7

SO2=O+O2=O3=N—+02=:

NO2-)

(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：ABn型分子(离子)中中心原子A周围的价电子对

的几何构型，主要取决于价电子对数(n),价电子对尽量远离，使它们之间斥力最小。

中心原孑火的价电子数+配位原子B提供的价电子数xn

价层电子对■数目：可=

2

(2)ABn型分子价层电子对的计算方法：

=5+1x5

①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：PCk中

②0、s作为配5+1x4-1位原6+0+2,子时按不提供价

n=----------=4n=--------=4

电子计算，作中心原2子时价电子数为6;

③离子的价电子对数计算

如：2

NH4+:SO4-:

3、杂化轨道理论

(1)杂化轨道理论的基本要点：

①能量相近的原子轨道才能参与杂化。

②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，形成建；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。

③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。

④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spSp2sp3SP3不等性杂化

轨道夹角180°120°10902

81

中心原子位置□A,HBDIAIVAVAVIAVDA

中心原子孤对电子000123

数

分子几何构型直线形平面三角正四面三角锥V字形直线

形体形形形

实例、、、取、HCI

BeCI2BF3CH4NH30

PH

HgCl2SiCI43H2S

(3)杂化轨道的应用范围：杂化轨道只应用于形成。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IT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TT键，形成的是sp2杂化；如果全部是单键，则形成的是sp3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(离中心原子杂化类型VSEPR模分子空间构键角分子的极

子)价电子对型型性

直线直线形非

co22sp180°

Sp2平面三角字形极

so23V

H2O、OF2、3sp3平面三角V字形—极

HCN2SP直线直线形180°极

43正四面体三角锥形,极

NH3sp107018

BF3、SO33sp2平面三角平面三角形120°非

H3O+4sp3正四面体三角锥形107°18'—

CH4、CCI44sp3正四面体正四面体形109。28'非

NH4+4sp3正四面体正四面体形109°28'非

HCHO、3sp2平面三角平面三角形—极

COCI2

五、分子的性质

L分子间作用力(范德华力和氢键)

(1)分子旬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内分子间

能量键能一般为120〜800kJmo|-1约几到几十kJmol1

性质影响主要影响物质的化学性质(稳定主要影响物质的物理性质(熔沸

性)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分子间(内)电负性较大的成键原子

互作用通过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、电负性大、有孤对电子的F、0、

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，物质分子间氢键使物质熔沸点升高硬度增

的熔沸点升高、溶解度增大、水中溶解度增大；分子内氢键使

大物质熔沸点降低、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：①只由非极性键

构成的同种元素的双原子分子：H2、Cl2、N2等；②只由极性键构成，空间构型对称的多原

子分子：C02、CS2、BF3、CH4、CCI4等；③极性键非极性键都有的：CH2=CH2、CH三CH、

d

<2>极性分子：整个分子电荷分布不对称。如：①不同元素的双原子分子如：HCI,HF

等。②折线型分子，如H2O、H2s等。③三角锥形分子如NH3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、

C2H4、C2H2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HCI、H2S.H2O2等。

(3)分子极性的判断方法

①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He、Ne

等。

②双原子分子：若含极性键，就是极性分子，如HCLHBr等；若含非极性键，就是非

极性分子，如。2、b等。

③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BF3、CH4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NH3、S02等。

④根据ABn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

①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。

②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。

③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I：匕较小。

3、有机物分子的手性和无机含氧酸的酸性

(1)手性分子

①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。

②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

①酸的元数=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)

②含氧酸可表示为：(HO)mROn,酸的强度与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=l中强酸n=2强酸n=3超强酸

六、晶体的结构和性质

类型

比较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

熔沸点较高很高低有局I、有低

硬度硬而脆大小有局）、有低

导电性不良（熔融或水绝缘、半不良良导体

物溶液中导电）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不溶于任极性分子易溶一般不溶于溶剂，钠

剂，难溶于有机何溶剂于极性溶剂；非等可

溶剂极性分子易溶与水、醇类、酸类反

于非极性溶剂应

中

典型实例NaOH、NaCI金刚石P4、干冰、硫钠、铝、铁

1、四大晶体的比较

2、典型晶体的结构特征

（1）NaCI

属于离子晶体。晶胞中每个Na+周围吸引着6个CI-,这些CI-构成的几何图形是正八

面体，每个CI-周围吸引着6个Na+,Na+、Cl-个数比为1:1,每个Na+与12个Na+

等距离相邻，每个氯化钠晶胞含有4个Na+和4个CI-。

（2）CsCI

属于离子晶体。晶胞中每个CI—（或Cs+）周围与之最接近且距离相等的Cs+（或。一）

共有8个，这几个Cs+（或CI—）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,一个氯化钠晶胞

含有1个Cs+和1个CL。

（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0原子，每个0原子周围吸引着2

个Si原子，Si、0原子个数比为1:2,Si原子与Si—0键个数比为1:4,0原子与Si—

0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C02分子周围最近且等距离的C02有12个。1个晶胞中

含有4个C02。

（6）石墨

属于过渡性晶体。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P。（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、CLM。（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。

①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NaCLNaBr、Nai;NaCL

KCkRbCI等的熔、沸点依次降｛氐。离子所带电荷大的熔点较高。如：MgO熔点高于NaCI0

②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、02、Br2、12和HCI、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。

③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。

④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IHA的Al,UA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

章节知识点龌

第一章化学反应与能量

一、焙变反应热

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.婚变0H）的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应.符号：AH.单位：

kJ/mol,即：恒压下：烙变=反应热，都可用AH表示，单位都是kJ/molo

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）AH为或AH<0

吸收热量的化学反应。（吸热〉放热）AH为"+"或AH>0

也可以利用计算AH来判断是吸热还是放热。AH=生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：①所有的燃烧反应②所有的酸碱中和反应③大多数的化合反应④

金属与水或酸的反应⑤生石灰（氧化钙）和水反应⑥铝热反应等

☆常见的吸热反应：①晶体（）与大多数的分解反应③条件一

BaOH2-8H2ONH4cl②

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）,一般筱盐溶解是吸热现

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AH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：

①热化学方程式必须标出能量变化，即反应热AH,AH对应的正负号都不能省。

②热化学方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）

③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。

④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

⑤各物质系数加倍，AH加倍，即：AH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：物质的量一物质一状态一吸收或放出*热量。

三、燃烧热

1.概念：101kPa时，1mol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）时所放出的热量。燃烧热的单位用表示。

H2OkJ/mol

※注意以下几点：

①研究条件：101kPa

②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。

③燃烧物的物质的量：1mol

④研究内容：放出的热量。（AH<0,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ImolH2O,这时的反应热叫中和

，执、、、。

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）=H2O（I）AH=-57.3kJ/mol

3.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/molo

4.中和热的测定实验：看课本装置图

（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/moL

（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、化学反应速率

1.化学反应速率（v）

⑴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

⑵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

（3）计算公式：v=Ac/At（u:平均速率，Ac:浓度变化，At:时间）单位：mol/（Ls）

⑷影响因素：

①决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素）

②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化分子百分数不变，温度和催化剂是分子总数不变。

※注意：（11参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

①恒温恒容时：充入本体系气体，反应速率增大；充入惰性气体T反应速率不变

②恒温恒压时：充入惰性气体T反应速率减小

二、化学平衡

（-）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"垩衡",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厂pC(g)+qD(g)

①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定平衡

混合物体系中②各物质的质量或各物质质量分数一定平衡

各成分的含量③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一定能判断平衡。

①在单位时间内消耗了mmolA同时生成mmolA,平衡

②在单位时间内消耗了nmolB同时消耗了pmolC,平衡

正、逆反应③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q,V(正)不一定等于V(逆)不一定平衡

速率的关系即：用物质来判断平衡时，必须要一正一逆且要带上系数。

用速率来判断平衡时，必须要一正一逆且速率之比等于计