高一化学必修二全册知识点总结

第一章物质结构元素周期表

第一节元素周期表

一、周期表总结的总结

原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数

1、依据

横行：电子层数相同元素按原子序数递增从左到右排列

纵行：最外层电子数相同的元素按电子层数递增从上向下排列

2、结构

周期序数=核外电子层数主族序数=最外层电子数

'短周期（第1、2、3周期）

‘周期：7个（共七个也行）

周期〔长周期（第4、5、6、7周期）

[主族7个：IA-VHA

、族：16个（共18个纵行）副族7个：IB干n

第VDI族1个/二#语三言

零族（1个）稀有气体元素〔

二.元素的性质及原子结构

（一）碱金属元素：

1、原子结尸相像性：最外层电子数相同，都为1个

i递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多，原子半径增大

2、物理性质的相像性和递变性：

（1）相像性：银白色固体、硬度小、密度小（轻金属）、熔点低、易导热、导电、有展性。

（2）递变性（从锂到钠）：①密度渐渐增大（K反常）②熔点、沸点渐渐降低

结论：碱金属原子结构的相像性和递变性，导致物理性质同样存在相像性和递变性。

3、化学性质

（1）相像性：

（金属锂只有一种氧化物）

4Li+0叁Li2O2Na+02至Na2O2

2Na+2H20=2NaOH+H2f2K+2H20=2K0H+H2t

2R+2H20=2ROH+H2f

产物中，碱金属元素的化合价都为+1价。

结论：碱金属元素原子的最外层上都只有1个电子，因此，它们的化学性质相像。

（2）递变性：①及氧气反应越来越简洁②及水反应越来越猛烈

结论：①金属性渐渐增加②原子结构的递变性导致化学性质的递变性。

总结：递变性：从上到下（从Li到Cs）,随着核电核数的增加，碱金属原子的电子层数渐渐

增多，原子核对最外层电子的引力渐渐减弱，原子失去电子的实力增加，即金属性渐渐增加。所

以从Li到Cs的金属性渐渐增加。

（二）卤族元素：

1、原子结产J相像性：最外层电子数相同，都为7个

t递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多，原子半径增大

2.物理性质的递变性：（从F2到L）

（1）卤素单质的颜色渐渐加深；（2）密度渐渐增大；（B4反常）（3）单质的熔、沸点上升

3、化学性质

（1）耳素单质及氢气的反应：X2+压=2HX

F2

Cl2

Br2

I2

卤素单质及乩的猛烈程度：依次增加；生成的氢化物的稳定性：依次增加（HF最稳定）

（2）卤素单质间的置换反应

2NaBr+C12=2NaCl+Br2氧化性：Cl2Br2；还原性：Cl_Br"

2NaI+C12=2NaCl+I2氧化性：CLI2;还原性：crr

2NaI+Br2=2NaBr+I2氧化性：Br2I2；还原性：Br-r

结论：”

Clcr

2、F

Br2Br-

I2I

单质的氧化性：从下到上依次增加（F2氧化性最强），对于阴离子的还原性：从上到下依次增加（F

还原性最强）

结论：①非金属性渐渐减弱②原子结构的递变性导致化学性质的递变性。

总结：递变性：从上到下（从F2到L）,随着核电核数的增加，卤族元素原子的电子层数渐

渐增多，原子核对最外层电子的引力渐渐减弱，原子得到电子的实力减弱，即非金属性渐渐减弱。

所以从F2到L的非金属性渐渐减弱。

总之：同主族从上到下，随着核电核数的增加，电子层数渐渐增多，原子核对最外层电子的引

力渐渐减弱，原子得电子的实力减弱，失电子的实力增加，即非金属性渐渐减弱，金属性渐渐增

加。

三.核素

（一）原子的构成：

（1）原子的质量主要集中在原子核上。（2）质子和中子的相对质量都近似为1,电子的质量可

忽视。

（3）原子序数=核电核数=质子数=核外电子数。（4）质量数（2）=质子数（0+中

子数（加

（5）在化学上，我们用符号”来表示一个质量数为4质子数为Z的详细的X原子。

J原子核｛胪Z*"

原子j

核外电子Z个

（二）核素

核素：把具有肯定数目的质子和肯定数目的中子的一种原子称为核素。一种原子即为一种核素。

同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。

或：同一种元素的不同核素间互称为同位素。

（1）两同：质子数相同、同一元素

（2）两不同：中子数不同、质量数不同

（3）属于同一种元素的不同种原子

其次节元素周期律

一.原子核外电子的排布

1•在多个电子的原子里，核外电子是分层运动的，又叫电子分层排布。

电子层数（n）1234567

符号KLMN。PQ

能量大小：K<L<M<N<O<P<Q

2、核外电子的排布规律

（1）核外电子总是尽先排布在能量低的电子层，然后由里向外，依次排布。

（能量最低原理）。

（2）各电子层最多容纳的电子数是2//（〃表示电子层）

（3）最外层电子数不超过8个（K层是最外层时，最多不超过2个）；次外层电子数目不超过

18个；倒数第三层不超过32个。

.元素周期律：

1、核外电子层排布的周期性变更

每周期最外层电子数：从1--------8（K层由1—2）

2、原子半径呈周期性的变更：每周期原子半径：渐渐减小（同周期第0族最大）

3、主要化合价：

每周期最高正化合价：H—►+7（稀有气体0价，F化合物中没有正价）

每周期负化合价：7—►—1

4、元素的金属性和非金属性呈周期性的变更。

同周期元素金属性和非金属性的递变性：

（1）2Na-^2H,0=2NaOH+H2t（简洁）Mg+2H202Mg（0H）2+H2f（较难）

金属性：Na>Mg

2）Mg+2HC1=MgCb+H2f（简洁）2Al+6HC1=2A1CL+3H2t（较难）

金属性：Mg>Al依据1、2得出：金属性Na>Mg>Al

（3）碱性NaOH>Mg（OH）2〉Al（0H）3金属性：金属性Na>Mg>Al

NaMgAl

金属性渐渐减“

（4）结论：SiPSCl

单质及H2的反应越输简洁、生成的氢化物越来越稳定

最高价氧化物对应水化物的酸性渐渐增加

故：非金属性渐渐增加。

NaMgAlSiPSCl

金属性渐渐减弱，非金属性箫渐增加

同周期从左到右，金属性渐渐减弱，非金属性渐渐增加

（5）随着原子序数的递增，元素的核外电子排布、主要化合价、金属性和非金属性都呈现周

期性的变更规律，这一规律叫做元素周期律。

总结：元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变更的规律。

实质：元素原子的核外电子排布周期性变更的必定结果。

四、同周期、同主族金属性、非金属性的变更规律是：

元素金屋性和非金届性的递交

1

2金

非

属

金

稀

3性

属

有

逐

性

4气

渐

逐

体

增

渐

5元

强

素

增

6强

7

1.周期表中金属性、非金属性之间没有严格的界线。在分界线旁边的元素具有金属性又具有

非金属性。

2.金属性最强的在周期表的左下角是，Cs；非金属性最强的在周期表的右上角，是F。（两个

对角）

3.元素化合价及元素在周期表中位置的关系。

①元素的最高正价等于主族序数。特：F无正价，非金属除H外不能形成简洁离子。

②主族元素的最高正价数及最低负价的肯定值之和等于8.

4.元素周期表和元素周期律应用

①在周期表中的左上更旁边探究研制农药的材料。

②半导体材料：在金属及非金属的分界线旁边的元素中找寻。

③在过渡元素中找寻优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。

5.元素周期表中元素性质的递变规律

同周期（从左到右）同主族（从上到下）

原子半径渐渐减小渐渐增大

电子层排布电子层数相同电子层数递增

最外层电子数递增最外层电子数相同

失电子实力渐渐减弱渐渐增加

得电子实力渐渐增加渐渐减弱

金属性渐渐减弱渐渐增加

非金属性渐渐增加渐渐减弱

主要化合价最高正价（+1—+最高正价==族序数

7）非金属负价==—

非金属负价==—（8—族序数）

（8一族序数）

最高氧化物酸性渐渐增加酸性渐渐减弱

的酸性

对应水化物碱性渐渐减弱碱性渐渐增加

的碱性

非金属气态形成由难一易形成由易一难

氢化物的形成稳定性渐渐增加稳定性渐渐减弱

难易、稳定性

总结：

元素金属性的推断：

①及水或酸反应越简洁，金属性越强；

②最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）碱性越强，金属性越强。

③置换反应，金属性强的金属置换金属性弱的金属

④离子的氧化性越弱对应金属的金属性越强

元素非金属性的推断：

①从最高价氧化物的水化物的酸性强弱。

②及反应的难易程度以及氢化物的稳定性来推断。

③置换反应，非金属性强的置换非金属性弱的非金属

④离子的还原性越弱，非金属性越强

第三节化学键

一.离子键

1.离子键：阴阳离子之间猛烈的相互作用叫做离子键。

相互作用：静电作用（包含吸引和排斥）

注：（1）成键微粒：阴阳离子间

（2）成键本质：阴、阳离子间的静性作用

（3）成键缘由：电子得失

（4）形成规律：活泼金属和活泼非金属化合时形成离子键

离子化合物：像NaCl这种由离子构成的化合物叫做离子化合物。

（1）活泼金属及活泼非金属形成的化合物。如NaCl、NaQ、K2s等

（2）强碱：如NaOH、KOH、Ba（OH）2>Ca（OH）2等

（3）大多数盐：如Na2c。3、BaS04

（4）镂盐：如NH4cl

小结：一般含金属元素的物质（化合物）+镂盐。（一般规律）

留意：（1）酸不是离子化合物。

（2）离子键只存在离子化合物中，离子化合物中肯定含有离子键。

2、电子式

电子式：在元素符号四周用小黑点（或X）来表示原子的最外层电子（价电子）的式子叫电子式。

用电子式表示离子化合物形成过程：

（1）离子须标明电荷数；（2）相同的原子可以合并写，相同的离子要单个写；（3）阴离

子要用方括号括起；（4）不能把“一”写成“="；（5）用箭头标明电子转移方向（也可不标）。

二.共价键

1.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。

用电子式表示HC1的形成过程：

Hx-h-c«4i•―4Hxd**»

注：（1）成键微粒：原子

（2）成键实质：静电作用

（3）成键缘由：共用电子对

（4）形成规律：非金属元素形成的单质或化合物形成共价键

2.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。

化合引离子化合物

I共价化合物化合物中不是离子化合物就是共价化合物

3.共价键的存在：

•非金属单质：乩、X?、N2等（稀有气体除外）

■共价化合物：乩0、CO2、Si02.H2s等

.困难离子化合物：强碱、镂盐、含氧酸盐

4.共价键的分类：

非极性键：在同种无素的原子间形成的共价键为非极性键。共用电子对不发生偏移。

极性键：在不同种不素的原子间形成的共价键为极性键。共用电子对偏向吸引实力强的一方。

三.电子式：

定义：在元素符号四周用小黑点（或X）来表示原子的最外层电子（价电子）的式子叫电子式。

原子的电子式：Na•:Mg：A1-:犷：P-：S：：C1：：Ar：

2.阴阳离子的电子式：

(1)阳平简洁阳离子：离子符号即为电子式，如Na\Mg?*等

［困难阳离子：如NH；电子式：

2

(2)阴离子月洁阴离子:、1r：?s.：」\"

困难阴离了：

3.物质的电M式：

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。

［：C1：］-［：0：H］-

分子或共价化合物电子式，正确标出共用电子对数目。

H

XX..•••••,

SCI5CMH：C1S:N••N：H:O:O:HH：N：H

AxXXXX,,',•••••

XXHH：Cl：

H■XH-C：HH：5i：H：Cl：Si：Cl：

HHH''：Cl：

离子化合价电子式，阳离子的外层电子不再标出，只在元素符号右上角标出正电荷，而阴离子则要

标出外层电

+2++

一［啰『忖、@「吟@丁、N?［：b:O:fNa\Na［：b：］-NaK［：0：町子，并加上

"11-'方括号，在

右上角标出负电荷。阴离子电荷总数及阳离子

4.用电子式表示形成过程：

用电子式表示单质分子或共价化合物的形成过程

TTTTXXXXXXXX

H'+xH->H.5HxC15+XC1?—>scucn

XXXXXXXX

Hx+-O-+xH—*HH

：o：+：c-+：6：——>：b：：c：：-6：

用电子式表示离子化合物的形成过程

x：：

Na+■F■•­►Na+[^•F•r

Nax+-O-+xNa--Na+Na+

Na，+Sx++Na―►Na*[：SJ]2-Na+

xXXxx

四、分子间作用力和氢键

1、分子间作用力

⑴定义：把分子聚集在一起的作用力,又称范德华力。

⑵特点：①分子间作用力比化学键弱得多;

②影响物质的熔点、沸点、溶解性等物理性质;

③只存在于由共价键形成的多数共价化合物和绝大多数气态非金属单质分子,及稀有气体分子之

间。但像二氧化硅、金刚石等由共价键形成的物质的微粒之间丕在在分子间作用力。

⑶变更规律：一般来说，对于组成和结构相像的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，物

质的熔沸点也越高。例如，熔沸点：lABrAClR。

2、氢键

⑴定义：分子间存在着一种比分子间作用力稍强的相互作用。

⑵形成条件：除H原子外，形成氢键的原子通常是N、0、F。

⑶存在作用：氢键存在广泛，如HQ、NH3>HF等。

分子间氢键会使物质的熔点和沸点上升。

五、化学反应的实质：

一个化学反应的过程，本质上就是旧化学键的断裂和新化学键的形成过程。

离子键、共价键及离子化合物、共价化合物的关系

提高篇：一、化学键及物质类别关系规律

1、只含非极性键的物质：同种非金属元素构成的单质，如：k、凡、P八金刚石、晶体硅等。

2、只含有极性键的物质：一般是不同非金属元素构成的共价化合物、如：HC1、NH3>Si。2、CS2等。

3、既有极性键又有非极性键的物质：如：H202,C2H2、CH3cH3、C6H6等。

4、只含有离子键的物质：活泼非金属及活泼金属元素形成的化合物，如：Na2S.NaH、KQ、CsCl

等。

5、既有离子键又有非极性键的物质。如：Na2O2,Na2s2、CaC?等。

6、既有离子键又有极性键的物质，如NaOH等。

7、由离子键、共价键、配位键构成的物质，如：NH£1等。

8、由强极性键构成但又不是强电解质的物质。如HF等。

9、无化学键的物质：稀有气体。

10、离子化合物中并不存在单个的分子，例如：Nad,并不存在NaCl分子。

其次章化学反应及能量

第一节化学能及热能

学问点一化学键及化学反应中能量变更的关系

1.感知化学变更及能量变更的关系

我们在生活中利用煤、液化石油气、煤气、自然气等燃料燃烧放出的热能烧水、做饭或取暖，试验

室中加热高锯酸钾或氯酸钾制取氧气。工业上高温煨烧石灰石制取生石灰，这些实例足以说明物质

在发生化学变更的同时还伴随着能量的变更。

2.化学键及化学反应中能量变更的关系

物质发生化学变更的实质是旧化学键的断裂和新化学键的形成的过程，化学键是使原子或原子相互

结合的作用力。

归纳总结：（1）各种物质都储存有化学能。

（1）在物质发生化学反应的过程中，破坏旧化学键，须要汲取肯定的能量来克服原子（或离子）

间的相互作用；形成新化学键时，又要释放肯定的能量。因此，在化学反应中，不仅有新物

质的生出，而且还伴随着能量的变更。

（2）任何化学反应都要经验旧化学键断裂和新化学键形成的过程，因此，任何化学反应都伴随着

能量的变更。化学键的断裂和形成是化学反应中能量变更的主要缘由。

（3）在一个完整的化学反应过程中，原委是放出能量还是汲取能量，要看破坏旧化学键汲取能量

总和及形成新化学键放出能量总和的大小。若破坏旧化学键汲取能量总和大于形成新化学键

放出能来那个综合，整个化学反应过程就汲取能量。若破坏旧化学键汲取能量总和小于形成

新化学键放出能量总和，整个化学反应过程就放出能量。

学问点二化学能及热能的相互转化

1.质量守恒和能量守恒定律

（1）质量守恒定律：自然界的物质可以发生转化，但是总质量保持不便。

（2）能量守恒定律：一种能量可以转化为另一种能量，但是总能量保持不变。

2.放热反应和吸热反应

放出热能的化学反应叫做放热反应，汲取热能的化学反应叫做吸热反应。

归纳总结：每一个化学反应都伴随着能量的变更，有的释放能量，有的汲取能量。从能量类型方面

来看，有的反应是放热反应，有的反应是吸热反应。酸碱中和反应是放热反应；燃烧反应是放热反

应；活泼金属跟水或酸的反应是放热反应。

下列反应都是吸热反应：

3.相识物质的化学变更及能量变更的关系的意义

（1）化学反应伴随着能量变更是化学反应中客观存在的一大特征，相识了物质的化学变更及能量

变更关系，就是更加全面的相识了物质的化学变更，就能更好的利用物质的化学变更。

（2）利用化学能转化为热能的原理来获得人类所须要的热量进行生活、生产和科学探讨，如燃料

的燃烧、炸药开山、放射火箭等等

（3）利用热能使许多化学反应得以发生，从而探究物质的组成、性质或制备所须要的物质，如高

温冶炼金属、分解化合物等等。

总之，化学物质中的化学能通过化学反应转化成热能，是物质生存和发展的动力之源，而热能转化

为化学能又是人们进行化学科学探讨、创建新物质不行或缺的条件和途径。

其次节化学能及电能

一次能源：干脆从自然界取得的能源。例：水能，风能，煤，石油，自然气，铀，太阳能等

二次能源：一次能源经过加工、转换得到的能源。例：电力，蒸汽等。

学问点一

化学能及电能的相互转化（火力发电）

化学能转化成热能，热能转化成机械能，机械能转化成电能。

燃烧（氧化还原反应）是使化学能转换成电能的关键。

二.原电池

1.原电池工作原理：原电池实质是氧化还原反应。

2.组成原电池的条件

（1）有两种活动性不同的金属（或一种是非金属导体）做电极

（2）电极材料均插入电解质溶液中

（3）两极相连形成闭合回路

（4）能自发形成氧化还原反应

3.原电池的正、负极推断的方法主要有两种

（1）当两种金属做电极时，活动性强的金属做负极，活动性相对弱的做正极。当两极一种是金属,

另一种是非金属时，金属极为负极，非金属极为正极。金属活动性依次：K、Ca、Na、Mg、

Al、Zn、Fe、Sn、Pb（H）Cu、Hg、Ag、Pt、Au

（2）依据电流方向或电子流向

电流（外电路）由正极流向负极；电子则由负极经内电路流向正极。

（3）依据原电池中的反应方向

正极：得电子，发生还原反应，现象是伴随金属的析出或氢气的放出。

负极：失电子，发生氧化反应，现象是电极本身的消耗，质量的削减。

4.原电池电极反应书写方法

（1）写出原电池反应（氧化还原反应）方程式

（2）将原电池反应方程式分成氧化反应和还原反应。一般还原剂本身做负极，负极发生的反应是

氧化反应。正极反应为还原反应，因此原电池反应中的氧化剂在正极得电子，发生还原反应。

5.原电池原理的应用

（1）加快氧化还原反应的速度，因为形成原电池后，氧化反应和还原反应分别在两极进行，使溶

液中的离子运动时相互的干扰减小，使反应速率增大

（2）比较金属活动性的强弱，例如，有两金属A、B,用导线相连后移入稀硫酸中，能溶解的金属

活泼性较强，表面出现较多气泡的金属活动性较弱。

6.原电池设计

首先要确定一个自发的氧化还原反应，只有自发的氧化还原反应才能设计成原电池。

其次，将自发的氧化还原反应拆分成氧化反应和还原反应两个半反应，分别为负极和正极的电极反

应式。

第三，据氧化还原反应中的还原剂和氧化剂确定原电池的负极和电解质溶液。正极选较负极稳定的

金属或非金属

第四，连接电路，画出原电池示意图。

例：铜锌原电池（H2s做电解液）

负极（Zn）乜11-28=2峻氧化反应正极（Cu）:2『+2以=乩还原反应

2+

总反应式：Zn+2H=H2+Zn

学问点二

1.常见电池和新型电池总结

（1）一次性电池：是指不能进行充电循环运用的电池。常见的锌镜干电池、Ag-Zn纽扣电池。一

次性电池的电极反应式可依据其电池反应来书写。例如，锌镒电池发生反应如下：

负极（锌筒）：Zn-2e-=Z/（氧化反应）

正极（石墨）：2NH；+2e=2阳3+乩（还原反应）

（2）二次电池:二次电池为可充电电池，它有放电和充电两个过程。二次充电的放电过程是发生

原电池反应的过程，作电源供电的过程；充电过程是在在外加电源的作用下，发生放电时逆

向反应过程。放电反应是自发的氧化还原反应，而充电过程是非自发的氧化还原反应。

例：银镉电池以Cd为负极，NiO（OH）为正极，以KOH为电解质。由于镉是致癌物质，废弃的银

镉电池如不回收，会严峻污染环境，这制约了银镉电池的发展。

锂离子电池是新一代可充电的绿色电池。

（3）燃料电池：据燃料燃烧这一猛烈的氧化还原反应设计而成。常见的燃料电池有氢燃料电池、

甲烷燃料电池、甲醇燃料电池等。氢氧燃料电池工作时发生反应如下：负极：2H2-4e=4H*正

+

极：02+4H+4e=2H20

息反应：2HZ+C）2=2H20

燃料电池是一种高效、环境友好的发电装置。燃料电池及干电池或蓄电池的主要差别在于反应物

不是储存在电池内部，而是外设装备供应燃料和氧化剂等。

第二节化学反应速率和限度

学问点一

1.化学反应速率

(1)化学反应速率通常是用单位时间内任何一种指定的反应物浓度的削减或任何一种指定的生

成物浓度的增加来表示的。即单位时间内某物质浓度的变更量，其数学表达式可表示为V=

△c/Z\t.单位为:mol/(L,min)

(2)对于反应mA+mB=pC+qD,反应速率及系数之间存在如下关系：

v(A):v(B):v(C):v(D)=m:n:p:q

2.影响化学反应速率的因素

(1)浓度对化学反应速率的影响。当其他条件不变时，增大反应物(气体或溶液)浓度，可以加

快反应速率。

(2)压强对化学反应速率的影响。当其他条件不变时，假如反应物中有气体，增大体系压强可以

增大反应速率；相反，减小体系压强可以减小反应速率。压强只对气体有影响，对固体、液

体影响较小。

(3)温度对化学反应速率的影响。当其他条件不便时，上升温度可以增大反应速率。

A.在试验室进行化学反应时，经常通过给反应物加热来增大反应的速率。

B.为防止食品变质，我们将食物放入冰箱中保存，以降低食品变质的速率。

(4)催化剂的影响

A.催化剂改变更学反应速率的缘由仅仅是变更始态到终态的途径，不变更反应的结果。

B.催化剂在现代化学和化工生产中占有极为重要的地位。

学问点二

1.可逆反应及化学反应限度

可逆反应：在同一条件下，同时向正反应和逆反应两个方向进行的反应叫做可逆反应。事实上许多

化学反应都是可逆反应。对可逆反应来说，在肯定条件下，反应物不行能全部转化成产物，反应只

能进行到肯定程度。

2.化学平衡状态

在肯定条件下的可逆反应中，当正反应速率和逆反应速率相等时，反应混合物中各组成成分的百分

含量都保存不便的状态，称为化学平衡状态，简称化学平衡。化学平衡具有五大基本特征，即逆、

等、动、定、变。

动一动态平衡。

等一正反应速率和逆反应速率相等（同一物质）。

定一各反应物、生成物的百分含量保持肯定而不变。

变一化学平衡状态（化学反应限度）可以通过变更条件而变更。

3.化学平衡状态的推断

对于可逆反应mA（g）Nb（g）=nB（g）+pC（g）在肯定条件下达到平衡状态有以下10个标记：

（DA的分解速率及A的生成速率相等（2）单位时间内生成nmolB和pmolC的同时，生成mmolA；

（3）A、B、C的物质的量不再变更（4）A、B、C的浓度不再变更

（5）A、B、C的百分含量（物质的量分数、体积分数、质量分数）不再变更

（6）A的转化率保持不变（7）恒温、恒压、绝热的状况下，体系内温度不再变更

（8）若某一反应物或生成物有颜色，颜色不变

（9）当mWn+p时，恒容下总压强不再变更（m=n+p时，总压强不能作为推断平衡的依据）

（10）当mWn+p时，混合气体的平均相对分子质量不随时间变更。

提高燃料的燃烧效率：1.尽可能使燃料充分燃烧，提高能量的燃烧效率。2.尽可能充分的利用燃料

燃烧所释放的热能，提高热能的利用率。

第三章有机化合物

1、煌：仅含碳和氢两种元素的有机物称为碳氢化合物，也称为烧。

有机物烷烧烯燃苯及其同系物

—

通式CnH2n+2CnH2n

代表物甲烷（CH）苯(C6H6)

乙烯(C2H4)

结构简CH4CH2=CH2

式

结构特碳碳单键，碳碳双键（官能团）一种介于单键和双键

点链状，饱和燃链状，不饱和燃之间的独特的键，环状

空间结正四面体六原子共平面平面正六边形

构

物理性无色无味的气体，无色稍有气味的气体，无色有特别气味的液

质比空气轻，难溶于比空气略轻，难溶于水体，比水轻，难溶于水

水

用途优良燃料，化工原石化工业原料，植物生溶剂，化工原料

料长调整剂，催熟剂

反应条件或可逆符号打不上自己补上:）

有机物主要化学性质

①氧化反应（燃烧）

烷血

0+2。-►C02+2H20（淡蓝色火焰，无黑烟）

甲烷

②取代反应（留意光是反应发生的主要缘由，产物有5种）

->

CH4+C17CH3CI+HCICH3CI+ci2—->CH2C12+HC1

CH2cI2+CI2—-*CHC13+HC1CHCI3+CL---CCU+HCl

甲烷相对稳定，不能使酸性KMnO”溶液、滨水褪色。也不及强酸强

碱反应

（i）燃烧

烯嫌：

C2H4+30?---->2C02+2H20（火焰光明，有黑烟）

乙烯

（ii）被酸性KMnO”溶液氧化，能使酸性KMnO,溶液褪色（本身氧

化成CO?）。

立CH2=CH2+Br2—->CH2Br-CH2Br（能使滨水或澳的四氯化碳

溶液褪色）

在肯定条件下，乙烯还可以及压、CL、HCKH20等发生加成

反应

CH2=CH2+H2---CH3CH3

CH2=CH2+HC1—->CH3cH2cl（氯乙烷）

CH2=CH2+H20---->CH3cH20H（制乙醇）

Q乙烯能使酸性KMnO”溶液、漠水或澳的四氯化碳溶液褪色。常利

用该反应鉴别烷煌和烯烧，如鉴别甲烷和乙烯。

①氧化反应（燃烧）

苯

2c6HG+1502-->12C02+6H20（火焰光明，有浓烟）

取代反应苯环上的氢笠T原子、硝基取代。

+BX-^-Br+HBr;-^D-NO2

《^加成反应苯丕能使酸性KMnCh溶

一液、

+3H2-G滨水或澳的四氯化碳溶液褪色。

Br

4、同系物、同分异构体、同素异形体、同位素比较

概念同系物同分异构同素异形体同位素

体

定义结构相像，在分分子式相由同种元素组质子数相同

子组成上相差一同而结构成的不同单质而中子数不

个或若干个式不同的的互称同的同一元

CH2

原子团的物质化合物的素的不同原

互称子的互称

分子式不同相同元素符号表示—

相同，分子式可

不同

结构相像不同不同—

探讨对化合物化合物单质原子

象

二、燃的衍生物

1、乙醇和乙酸的性质比较

有机物饱和一元醇饱和一元竣酸

通式CnH2n+1OHCnH2n+1C00H

代表物