高二化學教學總結

㈠ 高中化學必修2總結

純手工版，絕不抄襲
還在整理中。
最好給我一下你郵箱，我把WROD彩版發你。

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高中化學必修2小結

專題一 ：第一單元
1——原子半徑
（1）除第1周期外，其他周期元素（惰性氣體元素除外）的原子半徑隨原子序數的遞增而減小；
（2）同一族的元素從上到下，隨電子層數增多，原子半徑增大。
2——元素化合價
（1）除第1周期外，同周期從左到右，元素最高正價由鹼金屬+1遞增到+7，非金屬元素負價由碳族-4遞增到-1（氟無正價，氧無+6價，除外）；
（2）同一主族的元素的最高正價、負價均相同
(3) 所有單質都顯零價
3——單質的熔點
（1）同一周期元素隨原子序數的遞增，元素組成的金屬單質的熔點遞增，非金屬單質的熔點遞減；
（2）同一族元素從上到下，元素組成的金屬單質的熔點遞減，非金屬單質的熔點遞增
4——元素的金屬性與非金屬性 （及其判斷）
（1）同一周期的元素電子層數相同。因此隨著核電荷數的增加，原子越容易得電子，從左到右金屬性遞減，非金屬性遞增；
（2）同一主族元素最外層電子數相同，因此隨著電子層數的增加，原子越容易失電子，從上到下金屬性遞增，非金屬性遞減。
判斷金屬性強弱
金屬性（還原性） 1，單質從水或酸中置換出氫氣越容易越強
2，最高價氧化物的水化物的鹼性越強（1—20號，K最強；總體Cs最強 最
非金屬性（氧化性）1，單質越容易與氫氣反應形成氣態氫化物
2，氫化物越穩定
3，最高價氧化物的水化物的酸性越強（1—20號，F最強；最體一樣）

5——單質的氧化性、還原性
一般元素的金屬性越強，其單質的還原性越強，其氧化物的陽離子氧化性越弱；
元素的非金屬性越強，其單質的氧化性越強，其簡單陰離子的還原性越弱。
推斷元素位置的規律
判斷元素在周期表中位置應牢記的規律：
（1）元素周期數等於核外電子層數；
（2）主族元素的序數等於最外層電子數。
陰陽離子的半徑大小辨別規律
由於陰離子是電子最外層得到了電子 而陽離子是失去了電子
6——周期與主族
周期：短周期（1—3）；長周期（4—6，6周期中存在鑭系）；不完全周期（7）。
主族：ⅠA—ⅦA為主族元素；ⅠB—ⅦB為副族元素（中間包括Ⅷ）；0族（即惰性氣體）
所以, 總的說來
(1) 陽離子半徑<原子半徑
(2) 陰離子半徑>原子半徑
(3) 陰離子半徑>陽離子半徑
(4 對於具有相同核外電子排布的離子，原子序數越大，其離子半徑越小。
以上不適合用於稀有氣體!

專題一 ：第二單元
一 、化學鍵：
1，含義：分子或晶體內相鄰原子（或離子）間強烈的相互作用。
2，類型 ，即離子鍵、共價鍵和金屬鍵。

離子鍵是由異性電荷產生的吸引作用，例如氯和鈉以離子鍵結合成NaCl。
1，使陰、陽離子結合的靜電作用
2，成鍵微粒：陰、陽離子
3，形成離子鍵：a活潑金屬和活潑非金屬
b部分鹽（Nacl、NH4cl、BaCo3等）
c強鹼（NaOH、KOH）
d活潑金屬氧化物、過氧化物
4，證明離子化合物：熔融狀態下能導電

共價鍵是兩個或幾個原子通過共用電子（1，共用電子對對數=元素化合價的絕對值
2，有共價鍵的化合物不一定是共價化合物）
對產生的吸引作用，典型的共價鍵是兩個原子借吸引一對成鍵電子而形成的。例如，兩個氫核同時吸引一對電子，形成穩定的氫分子。
1，共價分子電子式的表示，P13
2，共價分子結構式的表示
3，共價分子球棍模型（H2O—折現型、NH3—三角錐形、CH4—正四面體）
4，共價分子比例模型
補充：碳原子通常與其他原子以共價鍵結合
乙烷（C—C單鍵）
乙烯（C—C雙鍵）
乙炔（C—C三鍵）

金屬鍵則是使金屬原子結合在一起的相互作用，可以看成是高度離域的共價鍵。

二、分子間作用力（即范德華力）
1，特點：a存在於共價化合物中
b化學鍵弱的多
c影響熔沸點和溶解性——對於組成和結構相似的分子，其范德華力一般隨著相對分子質量的增大而增大。即熔沸點也增大（特例：HF、NH3、H2O）

三、氫鍵
1，存在元素：O（H2O）、N（NH3）、F（HF）
2，特點：比范德華力強，比化學鍵弱
補充：水無論什麼狀態氫鍵都存在

專題一 ：第三單元
一，同素異形（一定為單質）
1，碳元素（金剛石、石墨）
氧元素（O2、O3）
磷元素（白磷、紅磷）
2，同素異形體之間的轉換——為化學變化

二，同分異構（一定為化合物或有機物）
分子式相同，分子結構不同，性質也不同
1，C4H10（正丁烷、異丁烷）
2，C2H6(乙醇、二甲醚)

三，晶體分類
離子晶體：陰、陽離子有規律排列
1，離子化合物（KNO3、NaOH）
2，NaCl分子
3，作用力為離子間作用力
分子晶體：由分子構成的物質所形成的晶體
1，共價化合物（CO2、H2O）
2，共價單質（H2、O2、S、I2、P4）
3，稀有氣體（He、Ne）
原子晶體：不存在單個分子
1，石英（SiO2）、金剛石、晶體硅（Si）
金屬晶體：一切金屬
總結：熔點、硬度——原子晶體>離子晶體>分子晶體

專題二 ：第一單元
一、反應速率
1，影響因素：反應物性質（內因）、濃度（正比）、溫度（正比）、壓強（正比）、反應面積、固體反應物顆粒大小
二、反應限度（可逆反應）
化學平衡：正反應速率和逆反應速率相等，反應物和生成物的濃度不再變化，到達平衡。
專題二 ：第二單元
一、熱量變化
常見放熱反應：1，酸鹼中和
2，所有燃燒反應
3，金屬和酸反應
4，大多數的化合反應
5，濃硫酸等溶解
常見吸熱反應：1，CO2+C====2CO
2，H2O+C====CO+H2（水煤氣）
3，Ba(OH)2晶體與NH4Cl反應
4，大多數分解反應
5，硝酸銨的溶解
熱化學方程式；注意事項5

二、燃料燃燒釋放熱量
專題二 ：第三單元
一、化學能→電能（原電池、燃料電池）
1，判斷正負極：較活潑的為負極，失去電子，化合價升高，為氧化反應，陰離子在負極
2，正極：電解質中的陽離子向正極移動，得到電子，生成新物質
3，正負極相加=總反應方程式
4，吸氧腐蝕
A中性溶液（水）
B有氧氣
Fe和C→正極：2H2O+O2+4e—====4OH—
補充：形成原電池條件
1，有自發的 氧化反應
2，兩個活潑性不同的電極
3，同時與電解質接觸
4，形成閉合迴路

二、化學電源
1，氫氧燃料電池
陰極：2H++2e—===H2
陽極：4OH——4e—===O2+2H2O
2，常見化學電源
銀鋅紐扣電池
負極：
正極：

鉛蓄電池
負極：
正極：
三、電能→化學能
1，判斷陰陽極：先判斷正負極，正極對陽極（發生氧化反應），負極對陰極
2，陽離子向陰極，陰離子向陽極（異性相吸）
補充：電解池形成條件
1，兩個電極
2，電解質溶液
3，直流電源
4，構成閉合電路

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㈡ 高二理科化學第一學期學期總結1000字

各位領導，新的一學期即將結束，現將本學期的工作總結如下，本學期我擔任高二化學2、4、7、11班共4個教學班的化學教學工作，兼高二(2)班的班主任，剛剛參加工作，算是簡單的談談自己的做法吧。
首先，我想感謝高二備課組，高二化學備課組是一個充滿活力的集體。高二化學組在以余竹老師為科組長的帶領下，團結拼搏，銳意進取，著眼創新。開展了一系列的教學改革工作，取得了明顯的成績，受到學校領導的肯定和學生的一致好評。現簡單總結如下：
一、制定教學工作計劃：
新學期開課的第一天，備課組進行了第一次活動。該次活動的主題是制定本學期的教學工作計劃及討論如何響應學校的號召，開展以學生為主體的教學模式的教學改革活動。能保證教學工作的順利開展和完滿完成。堅持每周周四進行一次關於教學工作情況總結的備課組活動，發現情況，及時討論及時解決。
二、定時進行集體備課活動，提高備課質量。
每次新課前的備課都是集體進行的，每個教學環節、每個教案都能在討論中確定，真正實現李校所說的資源共享;備課組每周一次大的活動，內容包括有關教學進度的安排、疑難問題的分析討論研究，化學教學的最新動態、化學教學的改革與創新、觀看優質課光碟等。一般每次備課組活動都有專人主要負責發言，時間為二節課。經過精心的准備，每次的備課組活動都能解決一到幾個相關的問題，我的教學水平也在不知不覺中得到了提高。
三、銳意創新對學生作業進行大膽改革。
按照學校的要求，高二備課組從本學期開始著手進行了教材整合，大膽改革創新，本來預計完成的教學任務為選修4，由於在教學過程中各位老師都能積極認真地設計好課前的學案，和課後作業。導致教學進度進展順利，按計劃完成了選修4兩本書的內容。這樣學生就真實感覺到學案導學學習的輕松，老師也從繁重的傳統教學中得以解脫。收到了很好的效果。
四、積極參加教學改革工作，使學校的教研水平向更高處推進
本學期學校推行了學案導學式的教學模式改革，要使學生參與到教學的過程中來，更好地提高他們學習的興趣和學習的積極性，使他們更自主地學習，學會學習的方法。本學期學校安排了老師的名師示範公開課。尤其是化學組，每一位老師都能積極響應學校教學改革的要求，充分利用網上資源，使用啟發式教學，充分體現以學生為主體的教學模式，不斷提高自身的教學水平。這使我受益匪淺。
五、追求創新，大膽對教材進行第二次開發。
我們手裡的教材是大眾化的，可以說既是適合每一所學校，又不適合每一所學校，說適合是因為教材的知識體系是和知識綱要是學校都要抓住的，說不適合，是因為它無法兼顧每一個學校的校情，這就需要老師對教材進行二次開發，教材原有的知識體繫上對具體知識點做靈活的處理，鑒於學校學生基礎薄弱的事實，按照學校的要求，高二備課組從本學期開始著手進行了教材整合，大膽改革創新，我採取了合理調整教學順序和教學進度的方法，並對知識點結合學生情況做了自己的處理，取得了理想的教學效果。
六、建立化學興趣小組，提高學生的化學意識
在班裡組建興趣小組，積極發揮學生的主體性，以優帶差。積極開展學生討論，使知識在課堂的基礎上得以深化。在學生中間形成了「追、趕、比」的良好學風。極大地促進了化學學習成績的提高。很受學生歡迎。

㈢ 對高一化學老師的上課感受和建議

《基礎教育課程改革綱要》指出：要逐步實現教學內容的呈現方式、教師的教學方式、學生的學習方式、師生的互動方式的變革。《高一化學課程標准》指出，積極倡導學生自我評價、活動表現評價等多種評價方式，關注學生個性發展，激勵每個學生走向成功。為了培養學生自主學習的能力，轉變教師的教學方式和學生的學習方式，讓師生的互動方式更和諧，我校在「十二五」發展規劃中提出的「問題導學，異質合作」的小組合作學習，完全符合《基礎教育課程改革綱要》和《高一化學課程標准》的要求，通過學案教學和小組合作學習的實施感受到了新課改下高一化學課堂高效教學的樂趣，同時讓學生也體驗到了學習的興趣和快樂。經過長期思考，筆者對課改新時期如何開展高一化學高效課堂教學提出以下幾點建議。
一、改進實驗教學
新課程的高中化學實驗教學，更注重於學生是否學會用化學知識解決問題，要引導學生用實驗探究的方法學習化學知識，解釋並應用於生活實際中；讓學生感受和體會用實驗的方式學習化學知識，發現問題和解決問題。我在高一化學實驗教學過程中採取以下幾種做法。
1.變演示實驗為學生探究實驗
俗話說：百聞不如一見，百見不如一練。讓學生由看實驗到做實驗，觀察到的現象會更清晰，印象會更深刻，其參與意識、主動性和積極性都會大大增強。可以彌補演示實驗的不足。例如，在進行碳酸鈉與碳酸氫鈉的性質對比教學中，將演示實驗改學生分組實驗實驗。Na■CO■與NaHCO■分別與鹽酸的反應，能夠清楚地看到兩支試管中立即都有氣泡產生，且NaHCO■產生氣體的速率比Na■CO■快。學生得出結論後再補充實驗：往Na■CO■與NaHCO■溶液中分別逐滴滴入鹽酸，觀察實驗現象。學生又發現與前一個實驗現象不同，即開始往Na■CO■溶液中滴入鹽酸過程中沒有氣泡產生，後來才產生氣泡。這是為什麼？這一不同現象喚起了學生的探究慾望，通過引導，與學生共同分析、討論，最終得出正確的解釋結論。又緊接著提出問題：不用其他試劑，如何鑒別Na■CO■溶液與鹽酸？一些學生很快就能夠提出互滴的實驗方案。學生完成實驗後，體驗到了成功的喜悅，化學學習興趣得到了激發，動手能力得到了提高。
2.充分利用家庭小實驗
充分利用家庭小實驗，將學習高一化學與生產、生活聯系在一起，例如，在學習原電池原理後，布置學生自製水果電池。制備了多種水果電池，如：有學生用土豆、銅片和鋅片，製成土豆電池。將10個土豆電池串聯相連接，並接上1.5V的小燈泡和開關，形成迴路，接通開關，燈泡便會發亮。再如：「褪色靈」、「冰袋」、「白紙顯字」、「碘的特性」等家庭小實驗都極大地調動了學生的積極性。從而誘發了學生獲取化學知識的強烈慾望，從而激發了學生學習化學的興趣。
3.開放化學實驗室
除了完成新課程中要求實驗以外，還應滿足不同學生對化學實驗的好奇心，利用課外時間開放實驗室，為他們提供一個新的探究化學實驗的舞台。例如：製作葉脈簽、制備酸鹼指示劑、製作豆腐，等等。
二、改變課堂模式
「有效教學」的「有效」是指通過教師在一段時間的教學之後，學生所獲得的具體的進步或發展。新一輪課程改革的重點之一是促進學生學習方式的變革，而自主學習、探究學習、合作學習是新課程所大力倡導的三種主要學習方式。所謂合作學習主要是指課堂教學以小組學習為主要組織形式，根據一定的合作程序和方法分促使學生在異質小組中共同學習。我校在「第一個五年」發展規劃中提出的「問題導學，異質合作」的小組合作學習，通過學案導學和小組合作學習的實施，讓高一學生感受到新課改下高一化學課堂高效教學的樂趣，同時讓學生體驗到學習的興趣和快樂。以下是我的幾點體會。
1.導學案是關鍵
通過導學案出示這堂課的學習目標和自學要求；依據學生已有知識及認知水平，將這堂課的知識問題化，問題探究化，問題知識化。通過指導學生主動地建構知識和解決問題解決而設計的導學案，幫助學生自主學習，溝通學與教的橋梁。
2.「問題導學，異質合作」的小組合作學習
（1）自主學習，形成問題。引導學生自主學習，學生通過自主學習解決導學案上的問題，通過對標題、框題、結論、議一議、想一想、做一做等內容的反復思考，並生成需要進一步解決的問題，為下一步的異質合作學習做好准備。
（2）合作探究，解決問題。自主學習使得合作學習更必要，也更有效。合作探究的形式豐富多樣，如生生合作（包括組內合作、組間合作）、師生合作，課下合作、課上合作，等等。教師參與到各小組探究中，給孩子和教師一個最好的舞台。學生通過小組合作探究，互相檢查、質疑、解疑、共享，在合作中互相啟發，思維碰撞，不但能解決自主學習中產生的問題，甚至還有可能打破教材的局限，探索更高、更深的問題。在此過程中，學生的思維真正被激活，思維能力大大提高。
（3）展示交流，深化理解。學生通過在小組或全班的展示交流，把感性的、粗淺的想法理性化，不但鍛煉了言語表達能力，更充分享受到成就感，而這是激發學生克服困難、獲得進步的根本動力。在不同的展示環節解決不同的問題。在小組展示過程中，教師深入小組，觀察發現問題，確定在全班展示的內容和展示者。班級展示過程中，每個小組可以面對全班重點展示一個問題，展示的順序根據教學的進程進行。
（4）總結梳理，鞏固升華。在這一環節，學生主要通過思維導圖進行小結，教師進行講解和點評。
（5）學生完成當堂作業，教師當堂批改作業。
高中三年的化學教學總格局是：高一把好基礎關，高二把好素質關，高三把好提高關。高一化學教學的主要任務是：激發興趣，指導學法，抓好基礎，引導入門，注意能力的培養。當前的新一輪課程改革以「為了每一位學生的發展」為最高宗旨和核心理念，突破和超越了學科本位的觀念，真正把學生作為學習的主體，高一階段的化學課堂要向學生傳遞一種信息：學習很快樂。

㈣ 如何做好初高中化學教學銜接工作總結

很多學生進入高中以後,對學校的很多方面都不適應,除了人際關系方面外,更多的是學習方面的回問題。由於高答中化學在教學過程中需要很長一段時間復習初中知識,導致學生對學習感到厭倦。針對這些情況,我認為教師應做好以下方面的工作使學生順利度過過渡期
［關鍵詞］ 高中化學； 學生； 教師； 知識點； 學習興趣； 問卷調查； 新教材； 高中教材； 復習； 教學過程
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㈤ 高中化學課代表工作總結

跟根據去年這學期開始時制定的工作計劃去寫。
重點寫出都有哪些方面做的很好。哪些方面還有不足，需要繼續努力。

㈥ 高中化學選修3總結

原子結構與元素的性質(第1課時)
知識與技能
1、進一步認識周期表中原子結構和位置、價態、元素數目等之間的關系
2、知道外圍電子排布和價電子層的涵義
3、認識周期表中各區、周期、族元素的原子核外電子排布的規律
4、知道周期表中各區、周期、族元素的原子結構和位置間的關系
教 學過程
〖復習〗必修中什麼是元素周期律？元素的性質包括哪些方面？元素性質周期性變化的根本原因是什麼？
〖課前練習〗寫出鋰、鈉、鉀、銣、銫基態原子的簡化電子排布式和氦、氖、氬、氪、氙的簡化電子排布式。
一、原子結構與周期表
1、周期系：
隨著元素原子的核電—荷數遞增，每到出現鹼金屬，就開始建立一個新的電子層，隨後最外層上的電子逐漸增多，最後達到8個電子，出現稀有氣體。然後又開始由鹼金屬到稀有氣體，如此循環往復——這就是元素周期系中的一個個周期。例如，第11號元素鈉到第18號元素氬的最外層電子排布重復了第3號元素鋰到第10號元素氖的最外層電子排布——從1個電子到8個電子；再往後，盡管情形變得復雜一些，但每個周期的第1個元素的原子最外電子層總是1個電子，最後一個元素的原子最外電子層總是8個電子。可見，元素周期系的形成是由於元素的原子核外屯子的排布發生周期性的重復。
2、周期表
我們今天就繼續來討論一下原子結構與元素性質是什麼關系？所有元素都被編排在元素周期表裡，那麼元素原子的核外電子排布與元素周期表的關系又是怎樣呢？
說到元素周期表，同學們應該還是比較熟悉的。第一張元素周期表是由門捷列夫製作的，至今元素周期表的種類是多種多樣的：電子層狀、金字塔式、建築群式、螺旋型(教材p15頁)到現在的長式元素周期表，還待進一步的完善。
首先我們就一起來回憶一下長式元素周期表的結構是怎樣的？在周期表中，把能層數相同的元素，按原子序數遞增的順序從左到右排成橫行，稱之為周期，有7個；在把不同橫行中最外層電子數相同的元素，按能層數遞增的順序由上而下排成縱行，稱之為族，共有18個縱行，16 個族。16個族又可分為主族、副族、0族。
〖思考〗元素在周期表中排布在哪個橫行，由什麼決定？什麼叫外圍電子排布？什麼叫價電子層？什麼叫價電子？要求學生記住這些術語。元素在周期表中排在哪個列由什麼決定？
閱讀分析周期表著重看元素原子的外圍電子排布及價電子總數與族序數的聯系。
〖總結〗元素在周期表中的位置由原子結構決定：原子核外電子層數決定元素所在的周期，原子的價電子總數決定元素 所在的族。
〖分析探索〗每個縱列的價電子層的電子總數是否相等?按電子排布，可把周期表裡的元素劃分成5個區，除ds區外，區的名稱來自按構造原理最後填入電子的能級的符號。s區、d區和p區分別有幾個縱列?為什麼s區、d區和ds區的元素都是金屬?
元素周期表可分為哪些族?為什麼副族元素又稱為過渡元素？各區元素的價電子層結構特徵是什麼？
[基礎要點]分析圖1-16
s區 p 區 d 區 ds 區 f 區
分區原則
縱列數
是否都是金屬
區全是金屬元素，非金屬元素主要集中 區。主族主要含 區，副族主要含 區，過渡元素主要含 區。

[思考]周期表上的外圍電子排布稱為「價電子層」，這是由於這些能級上的電子數可在化學反應中發生變化。元素周期表的每個縱列上是否電子總數相同？

〖歸納〗S區元素價電子特徵排布為nS1~2，價電子數等於族序數。d區元素價電子排布特徵為（n-1）d1~10ns1~2；價電子總數等於副族序數；ds區元素特徵電子排布為
(n-1)d10ns1~2，價電子總數等於所在的列序數；p區元素特徵電子排布為ns2np1~6；價電子總數等於主族序數。原子結構與元素在周期表中的位置是有一定的關系的。原子核外電子總數決定所在周期數
周期數=最大能層數（鈀除外）
46Pd [Kr]4d10,最大能層數是4，但是在第五周期。
（1） 外圍電子總數決定排在哪一族
如：29Cu 3d104s1
10+1=11尾數是1所以，是IB。
元素周期表是元素原子結構以及遞變規律的具體體現。
〖課堂練習〗
1、下列說法正確的有（ ）
A．26 號元素鐵屬於d 區
B．主族族序數=其價電子數=最外層電子數
C．在周期表中，元素周期數=原子核外電子層數
D．最外層電子數=8的都是稀有氣體元素
E．主族共有7列，副族共有7列
F．元素周期表中第四周期第VA主族的元素與第三周期IIA元素核電荷數相差13
2、在元素周期表中存在著許多的規律。同一主族元素的原子序數之間也有一定的規律，填寫下列問題：第一、二、三、四周期中包含的元素數目分別為 ，
鹵族元素中F、Cl、Br的原子序數分別為 ，鹼金屬元素中Li、Na、K的原子序數分別為 ；體會上述數字之間的關系，找出同族元素原子序數與周期中元素數目之間的關系。 。
3、門捷列夫當年提出的元素周期律是 ，和現在的元素周期律比較，其主要的區別是 。到元素周期表中找一個與門捷列夫元素周期律不符合的元素 。
4、根據外圍電子排布的不同，元素周期表也可以
分成不同的區域，右圖是元素周期表的區域分
布示意圖。請說出這樣劃分的依據，同時寫出
S區、d區和p區的外圍電子排布式。

5、用電子排布式表示Al、Cr(原子序數為24)、Fe(原子序數為26)、As(原子序數為33)等元素原子的價電子排布，並由此判斷它們屬於哪一周期哪一族。
Al：
Cr：
Fe：
As：

原子結構與元素的性質(第2課時)
知識與技能：
1、掌握原子半徑的變化規律
2、能說出元素電離能的涵義，能應用元素的電離能說明元素的某些性質
3、進一步形成有關物質結構的基本觀念，初步認識物質的結構與性質之間的關系
4、認識主族元素電離能的變化與核外電子排布的關系
5、認識原子結構與元素周期系的關系，了解元素周期系的應用價值
教學過程 ：
二、元素周期律
(1)原子半徑
〖探究〗觀察下列圖表分析總結：

元素周期表中同周期主族元素從左到右，原子半徑的變化趨勢如何？應如何理解這種趨勢？元素周期表中，同主族元素從上到下，原子半徑的變化趨勢如何？應如何理解這種趨勢？
〖歸納總結〗原子半徑的大小取決於兩個相反的因素：一是電子的能層數，另一個是核電荷數。顯然電子的能層數越大，電子間的負電排斥將使原子半徑增大，所以同主族元素隨著原子序數的增加，電子層數逐漸增多，原子半徑逐漸增大。而當電子能層相同時，核電荷數越大，核對電子的吸引力也越大，將使原子半徑縮小，所以同周期元素，從左往右，原子半徑逐漸減小。
(2)電離能
[基礎要點]概念
1、第一電離能I1； 態電 性基態原子失去 個電子，轉化為氣態基態正離子所需要的 叫做第一電離能。 第一電離能越大，金屬活動性越 。同一元素的第二電離能 第一電離能。
2、如何理解第二電離能I2、第三電離能I3 、I4、I5…… ？分析下表：

〖科學探究〗1、原子的第一電離能有什麼變化規律呢？鹼金屬元素的第一電離能有什麼變化規律呢？為什麼Be的第一電離能大於B，N的第一電離能大於O，Mg的第一電離能大於Al，Zn的第一電離能大於Ga？第一電離能的大小與元素的金屬性和非金屬性有什麼關系？鹼金屬的電離能與金屬活潑性有什麼關系？
2、閱讀分析表格數據：
Na Mg Al
各級電離能(KJ/mol) 496 738 578
4562 1415 1817
6912 7733 2745
9543 10540 11575
13353 13630 14830
16610 17995 18376
20114 21703 23293
為什麼原子的逐級電離能越來越大？這些數據與鈉、鎂、鋁的化合價有什麼關系？
數據的突躍變化說明了什麼？
〖歸納總結〗
1、遞變規律
周一周期 同一族
第一電離能 從左往右，第一電離能呈增大的趨勢 從上到下，第一電離能呈增大趨勢。
2、第一電離能越小，越易失電子，金屬的活潑性就越強。因此鹼金屬元素的第一電離能越小，金屬的活潑性就越強。
3．氣態電中性基態原子失去一個電子轉化為氣態基態正離子所需要的最低能量叫做第一電離能(用I1表示)，從一價氣態基態正離子中再失去一個電子所需消耗的能量叫做第二電離能(用I2表示)，依次類推，可得到I3、I4、I5……同一種元素的逐級電離能的大小關系：I1<I2<I3<I4<I5……即一個原子的逐級電離能是逐漸增大的。這是因為隨著電子的逐個失去，陽離子所帶的正電荷數越來越大，再要失去 一個電子需克服的電性引力也越來越大，消耗的能量也越來越多。
4、Be有價電子排布為2s2，是全充滿結構，比較穩定，而B的價電子排布為2s22p1，、比Be不穩定，因此失去第一個電子B比Be容易，第一電離能小。鎂的第一電離能比鋁的大，磷的第一電離能比硫的大，為什麼呢？
Mg：1s22s22p63s2
P:1s22s22p63s23p3
那是因為鎂原子、磷原子最外層能級中，電子處於半滿或全滿狀態，相對比較穩定，失電子較難。如此相同觀點可以解釋N的第一電離能大於O，Mg的第一電離能大於Al，Zn的第一電離能大於Ga。
5、Na的I1，比I2小很多，電離能差值很大，說明失去第一個電子比失去第二電子容易得多 ，所以Na容易失去一個電子形成+1價離子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去兩個電子形成十2價離子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以A1容易失去三個電子形成+3價離子。而電離能的突躍變 化，說明核外電子是分能層排布的。
〖課堂練習〗
1、某元素的電離能(電子伏特)如下：
I1 I2 I3 I4 I5 I6 I7
14.5 29.6 47.4 77.5 97.9 551.9 666.8
此元素位於元素周期表的族數是
A. IA B. ⅡA C. ⅢA D、ⅣA E、ⅥA F、ⅤA G、 ⅦA
2、某元素的全部電離能(電子伏特)如下：
I1 I2 I3 I4 I5 I6 I7 I8
13.6 35.1 54.9 77.4 113.9 138.1 739.1 871.1
回答下列各問：
(1)由I1到I8電離能值是怎樣變化的?___________________。
為什麼?______________________________________
(2)I1為什麼最小?________________________________
( 3) I7和I8為什麼是有很大的數值__________________________
(4)I6到I7間，為什麼有一個很大的差值?這能說明什麼問題?
_________________________________________________________
(5)I1到I6中，相鄰的電離能間為什麼差值比較小?
______________________________________________
(6)I¬4和I5間，電離能為什麼有一個較大的差值
__________________________________________________
(7)此元素原子的電子層有 __________________層。最外層電子構型為
______________，電子軌道式為________________________________，此元素的周期位置為________________________ 周期___________________族。
2、討論氫的周期位置。為什麼放在IA的上方?還可以放在什麼位置，為什麼?
答：氫原子核外只有一個電子(1s1)，既可以失去這一個電子變成+1價，又可以獲得一個能。電子變成一l價，與稀有氣體He的核外電子排布相同。根據H的電子排布和化合價不難理解H在周期表中的位置既可以放在IA，又可以放在ⅦA。
3、概念辯析：
（1） 每一周期元素都是從鹼金屬開始，以稀有氣體結束
（2） f區都是副族元素，s區和p區的都是主族元素
（3） 鋁的第一電離能大於K的第一電離能
（4） B電負性和Si相近
（5） 已知在200C 1mol Na失去1 mol電子需吸收650kJ能量，則其第一電離能為 650KJ/mol
（6） Ge的電負性為1.8，則其是典型的非金屬
（7） 氣態O原子 的電子排布為： ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↓ ，測得電離出1 mol電子的能量約為1300KJ，則其第一電離能約為1300KJ/mol
（8） 半徑：K+>Cl-
（9） 酸性 HClO>H2SO4 ，鹼性：NaOH > Mg(O H)2
（10） 第一周期有2*12=2，第二周期有2*22=8，則第五周期有2*52=50種元素
元素的最高正化合價=其最外層電子數=族序數
4、元素的電離能與原子的結構及元素的性質均有著密切的聯系，根據下列材料回答問題。氣態原子失去1個電子，形成＋1價氣態離子所需的最低能量稱為該元素的第一電離能，+l價氣態離子失去1個電子，形成+2價氣態離子所需要的最低能量稱為該元素的第二電離能，用I2表示，以此類推。下表是鈉和鎂的第一、二、三電離能（KJ•mol－1）。
元素 I1 I2 I3
Na 496 4 562 6 912
Mg 738 1 451 7 733
（1）分析表中數據，請你說明元素的電離能和原子結構的關系是：

元素的電離能和元素性質之間的關系是：

（2）分析表中數據，結合你已有的知識歸納與電離能有關的一些規律。

（3）請試著解釋：為什麼鈉易形成Na＋，而不易形成Na2+？

原子結構與元素的性質(第3課時)
知識與技能：
1、能說出元素電負性的涵義，能應用元素的電負性說明元素的某些性質
2、能根據元素的電負性資料，解釋元素的「對角線」規則，列舉實例予以說明
3、能從物質結構決定性質的視角解釋一些化學現象，預測物質的有關性質
4、進一步認識物質結構與性質之間的關系，提高分析問題和解決問題的能力
教學過程：
〖復習〗1、什麼是電離能？它與元素的金屬性、非金屬性有什麼關系？
2、同周期元素、同主族元素的電離能變化有什麼規律？
(3)電負性：
〖思考與交流〗1、什麼是電負性？電負性的大小體現了什麼性質？閱讀教材p20頁表

同周期元素、同主族元素電負性如何變化規律？如何理解這些規律？根據電負性大小，判斷氧的非金屬性與氯的非金屬性哪個強？
[科學探究]
1. 根據數據製作的第三周期元素的電負性變化圖，請用類似的方法製作IA、VIIA元素的電負性變化圖。
2.
電負性的周期性變化示例

〖歸納志與總結〗
1、金屬元素越容易失電子，對鍵合電子的吸引能力越小，電負性越小，其金屬性越強；非金屬元素越容易得電子，對鍵合電子的吸引能力越大，電負性越大，其非金屬性越強；故可以用電負性來度量金屬性與非金屬性的強弱。周期表從左到右，元素的電負性逐漸變大；周期表從上到下，元素的電負性逐漸變小。電負性的大小可以作為判斷元素金屬性和非金屬性強弱的尺度。金屬的電負性一般小於1.8，非金屬的電負性一般大於1.8，而位於非金屬三角區邊界的「類金屬」的電負性則在1.8左右，他們既有金屬性又有非金屬性。
2、同周期元素從左往右，電負性逐漸增大，表明金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。同主族元素從上往下，電負性逐漸減小，表明元素的金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。
[思考5]對角線規則：某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質相似，被稱為對角線原則。請查閱電負性表給出相應的解釋？
2.在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的性質有些相似，被稱為「對角線規則」。查閱資料，比較鋰和鎂在空氣中燃燒的產物，鈹和鋁的氫氧化物的酸鹼性以及硼和硅的含氧酸酸性的強弱，說明對角線規則，並用這些元素的電負性解釋對角線規則。
對角線規則

〖課堂練習〗
1、下列對電負性的理解不正確的是 （ ）
A、電負性是人為規定的一個相對數值，不是絕對標准
B、元素電負性的大小反映了元素對鍵合電子引力的大小
C、元素的電負性越大，則元素的非金屬性越強
D、元素的電負性是元素固有的性質，與原子結構無關
2、應用元素周期律的有關知識，可以預測我們不知道的一些元素及其化合物的性質。下列預測中不正確的是 （ ）
①Be的氧化物的水化物可能具有兩性，②Tl能與鹽酸和NaOH溶液作用均產生氫氣，③At單質為有色固體，AgAt不溶於水也不溶於稀硝酸，④Li在氧氣中劇烈燃燒，產物是Li2O2，其溶液是一種強鹼，⑤SrSO4是難溶於水的白色固體，⑥H2Se是無色，有毒，比H2S穩定的氣體
A．①②③④ B．②④⑥ C．①③⑤ D．②④⑤
〖總結〗同周期元素、同主族元素性質遞變規律。
元素的金屬性與非金屬性隨核電荷數遞增呈現周期性變化，在同一周期中，從左到右元素的金屬性遞減非金屬性遞增。例如，第三周期元素：根據Na、Mg、Al與水的反應越來越困難，以及NaOH、Mg(OH)2、A1(OH)3鹼性遞減，說明Na、Mg、燦的金屬性逐漸減弱；根據Si、P、S、形成氫化物越來越容易，且生成的氫化物穩定性依次增強，以及H2SiO3、H3PO4、H2SO4、HClO4酸性遞增，說明S、P、S、Cl的非金屬性逐漸增強。
3、電負性數值的大小與元素原子得、失電子的能力之間具有一定的關系。
試在乙、丙兩個坐標系中，按要求作出相應元素電負性的變化趨勢曲線。

甲 乙 丙
（1）元素的電負性和原子結構的關系是 ；
（2）元素的電負性和金屬、非金屬的關系是 ；
（3）說出元素電負性的一些應用
4、 元素電負性數值的大小可用於衡量元素的金屬性、非金屬性的強弱。一般認為，電負性大於1．8的元素為 元素，電負性小於1．8的元素是 。在短周期元素中電負性最大的是 元素，電負性最小的是 元素，在同一周期中，元素電負性的變化規律是 。
5、電負性的數值能夠衡量元素在化合物中吸引電子能力的大小。電負性數值 的元素在化合物中吸引電子的能力 ，元素的化合價為 值；電負性數值 的元素在化合物中吸引電子的能力 ，元素的化合價為 值。請指出下列化合物中化合價為正值的元素。
CH4 NaH NF3 NH3
SO2 H2S ICl HBr
6、比較下列各組元素電負性的大小以及非金屬性的強弱。並總結出其中的規律。
(1) Al、Si、P ；
(2) F、C1、Br ；
(3) Na、K、Cs 。
7、一般認為：如果兩個成鍵元素間的電負性差值大於1．7，它們之間通常形成離子化合物；如果兩個成鍵元素間的電負性差值小於1.7，它們之間通常形成共價化合物。請查閱下列化合物中元素的電負性數值，判斷它們哪些是離子化合物，哪些是共價化合物。
NaF HCl NO MgO KCl CH4
共價化合物：
離子化合物：
8、化合物YX2、ZX2中，X、Y、Z都是前三周期的元素，X與Y屬於同一周期，Z是X的同族元素，Z元素核內有16個質子，Y元素最外層電子數是K層所能容納的電子數的2倍，則YZ2為 ；則ZX2為 。
9、元素X和Y屬於同一個主族，負二價的元素X和氫的化合物在通常狀況下是一種液體，其中X的質量份數為88.9%；元素X和元素Y可以形成兩種化合物，在這兩種化合物中，X的 質量分數分別是50%和60%。確定X、Y在元素周期表中的位置，X第 周期第 族，Y第 周期第 族。寫出X、Y形成的兩種化合物的化學式 、 。
10、A、B、C三種元素，其中一種是金屬元素，A、B的電子層數相同，B、C的最外層電子數相同。這三種元素的最外層電子數之和為17，原子核中的質子數之和為31，試問：
（1）A 的名稱 B的元素符合 C的電子排布式
（2）A、B兩種元素組成的兩種常見化合，寫出它們電子式：
（3）A、B、C三種元素也能組成常見的兩種化合物，寫出化學式

㈦ 高中化學必修2總結｛在線等.最好有例題｝

1 化學元素周期表 元素周期律 化學鍵:
元素周期表是元素周期律用表格表達的具體形式，它反映元素原子的內部結構和它們之間相互聯系的規律。元素周期表簡稱周期表。元素周期表有很多種表達形式，目前最常用的是維爾納長式周期表。元素周期表有7個周期，有16個族和4個區。元素在周期表中的位置能反映該元素的原子結構。周期表中同一橫列元素構成一個周期。同周期元素原子的電子層數等於該周期的序數。同一縱行（第Ⅷ族包括3個縱行）的元素稱「族」。族是原子內部外電子層構型的反映。例如外電子構型，IA族是ns1，IIIA族是ns2 np1，O族是ns2 np4， IIIB族是（n-1） d1·ns2等。元素周期表能形象地體現元素周期律。根據元素周期表可以推測各種元素的原子結構以及元素及其化合物性質的遞變規律。當年，門捷列夫根據元素周期表中未知元素的周圍元素和化合物的性質，經過綜合推測，成功地預言未知元素及其化合物的性質。現在科學家利用元素周期表，指導尋找製取半導體、催化劑、化學農葯、新型材料的元素及化合物。
現代化學的元素周期律是1869年俄國科學家德米特里·伊萬諾維奇·門捷列夫（Dmitri Ivanovich Mendeleev )首先整理，他將當時已知的63種元素依原子量大小並以表的形式排列，把有相似化學性質的元素放在同一行，就是元素周期表的雛形。利用周期表，門捷列夫成功的預測當時尚未發現的元素的特性(鎵、鈧、鍺)。1913年英國科學家莫色勒利用陰極射線撞擊金屬產生X射線，發現原子序越大，X射線的頻率就越高，因此他認為核的正電荷決定了元素的化學性質，並把元素依照核內正電荷(即質子數或原子序)排列，經過多年修訂後才成為當代的周期表。當然還有未知元素等待我們探索．
這張表揭示了物質世界的秘密，把一些看來似乎互不相關的元素統一起來，組成了一個完整的自然體系。
[編輯本段]元素周期表的記憶
先背熟元素周期表，然後就會慢慢找出各族元素的規律，以後見到沒有學過的元素，只要是同一族的都會知道有什麼特點，有什麼化學性質，那就不是可以舉一反三了。
元素周期表中元素及其化合物的遞變性規律
1 原子半徑
（1）除第1周期外，其他周期元素（惰性氣體元素除外）的原子半徑隨原子序數的遞增而減小；
（2）同一族的元素從上到下，隨電子層數增多，原子半徑增大。
2 元素化合價
（1）除第1周期外，同周期從左到右，元素最高正價由鹼金屬+1遞增到+7，非金屬元素負價由碳族-4遞增到-1（氟無正價，氧無+6價，除外）；
（2）同一主族的元素的最高正價、負價均相同
(3) 所有單質都顯零價
3 單質的熔點
（1）同一周期元素隨原子序數的遞增，元素組成的金屬單質的熔點遞增，非金屬單質的熔點遞減；
（2）同一族元素從上到下，元素組成的金屬單質的熔點遞減，非金屬單質的熔點遞增
4 元素的金屬性與非金屬性
（1）同一周期的元素電子層數相同。因此隨著核電荷數的增加，原子越容易得電子，從左到右金屬性遞減，非金屬性遞增；
（2）同一主族元素最外層電子數相同，因此隨著電子層數的增加，原子越容易失電子，從上到下金屬性遞增，非金屬性遞減。
5 最高價氧化物和水化物的酸鹼性
元素的金屬性越強，其最高價氧化物的水化物的鹼性越強；元素的非金屬性越強，最高價氧化物的水化物的酸性越強。
6 非金屬氣態氫化物
元素非金屬性越強，氣態氫化物越穩定。同周期非金屬元素的非金屬性越強，其氣態氫化物水溶液一般酸性越強；同主族非金屬元素的非金屬性越強，其氣態氫化物水溶液的酸性越弱。
7 單質的氧化性、還原性
一般元素的金屬性越強，其單質的還原性越強，其氧化物的陽離子氧化性越弱；元素的非金屬性越強，其單質的氧化性越強，其簡單陰離子的還原性越弱。
[編輯本段]推斷元素位置的規律
判斷元素在周期表中位置應牢記的規律：
（1）元素周期數等於核外電子層數；
（2）主族元素的序數等於最外層電子數。
陰陽離子的半徑大小辨別規律
由於陰離子是電子最外層得到了電子 而陽離子是失去了電子
所以, 總的說來
(1) 陽離子半徑<原子半徑
(2) 陰離子半徑>原子半徑
(3) 陰離子半徑>陽離子半徑
(4)或者一句話總結，對於具有相同核外電子排布的離子，原子序數越大，其離子半徑越小。
以上不適合用於稀有氣體!
化學鍵（chemical bond）是指分子或晶體內相鄰原子（或離子）間強烈的相互作用。
例如，在水分子H2O中2個氫原子和1個氧原子通過化學鍵結合成水分子 。化學鍵有3種極限類型 ，即離子鍵、共價鍵和金屬鍵。離子鍵是由異性電荷產生的吸引作用，例如氯和鈉以離子鍵結合成NaCl。共價鍵是兩個或幾個原子通過共用電子對產生的吸引作用，典型的共價鍵是兩個原子借吸引一對成鍵電子而形成的。例如，兩個氫核同時吸引一對電子，形成穩定的氫分子。金屬鍵則是使金屬原子結合在一起的相互作用，可以看成是高度離域的共價鍵。定位於兩個原子之間的化學鍵稱為定域鍵。由多個原子共有電子形成的多中心鍵稱為離域鍵。除此以外，還有過渡類型的化學鍵：由於粒子對電子吸引力大小的不同，使鍵電子偏向一方的共價鍵稱為極性鍵，由一方提供成鍵電子的化學鍵稱為配位鍵。極性鍵的兩端極限是離子鍵和非極性鍵，離域鍵的兩端極限是定域鍵和金屬鍵。
1、離子鍵[1]是右正負離子之間通過靜電引力吸引而形成的，正負離子為球形或者近似球形，電荷球形對稱分布，那麼離子鍵就可以在各個方向上發生靜電作用，因此是沒有方向性的。
2、一個離子可以同時與多個帶相反電荷的離子互相吸引成鍵，雖然在離子晶體中，一個離子只能與幾個帶相反電荷的離子直接作用（如NaCl中Na+可以與6個Cl-直接作用），但是這是由於空間因素造成的。在距離較遠的地方，同樣有比較弱的作用存在，因此是沒有飽和性的。
化學鍵的概念是在總結長期實踐經驗的基礎上建立和發展起來的，用來概括觀察到的大量化學事實，特別是用來說明原子為何以一定的比例結合成具有確定幾何形狀的、相對穩定和相對獨立的、性質與其組成原子完全不同的分子。開始時，人們在相互結合的兩個原子之間畫一根短線作為化學鍵的符號 ；電子發現以後 ，1916年G.N.路易斯提出通過填滿電子穩定殼層形成離子和離子鍵或者通過兩個原子共有一對電子形成共價鍵的概念，建立化學鍵的電子理論。
量子理論建立以後，1927年 W.H.海特勒和F.W.倫敦通過氫分子的量子力學處理，說明了氫分子穩定存在的原因 ，原則上闡明了化學鍵的本質。通過以後許多人 ，物別是L.C.鮑林和R.S.馬利肯的工作，化學鍵的理論解釋已日趨完善。
1、共價鍵的形成是成鍵電子的原子軌道發生重疊，並且要使共價鍵穩定，必須重疊部分最大。由於除了s軌道之外，其他軌道都有一定伸展方向，因此成鍵時除了s-s的σ鍵（如H2）在任何方向都能最大重疊外，其他軌道所成的鍵都只有沿著一定方向才能達到最大重疊。
2、舊理論：共價鍵形成的條件是原子中必須有成單電子，自旋方向必須相反，由於一個原子的一個成單電子只能與另一個成單電子配對，因此共價鍵有飽和性。如原子與Cl原子形成HCl分子後，不能再與另外一個Cl形成HCl2了。
3、新理論：共價鍵形成時，成鍵電子所在的原子軌道發生重疊並分裂，成鍵電子填入能量較低的軌道即成鍵軌道。如果還有其他的原子參與成鍵的話，其所提供的電子將會填入能量較高的反鍵軌道，形成的分子也將不穩定。 像HCL這樣的共用電子對形成分子的化合物叫做共價化合物
2。化學能與熱能 化學能與電能 反應速率及限度：
用眼睛不能直接觀察到反應中的熱量變化，那麼，你將採取哪些簡單易行的辦法
化學反應中的能量變化經常表現為熱量的變化，有的放熱，有的吸熱。 1、中和反應都是放熱反應。
2、三個反應的化學方程式雖然不同，反應物也不同，但本質是相同的，都是氫離
子與氫氧根離子反應生成水的反應，屬於中和反應。由於三個反應中氫離子與氫氧根離子的量都相等，生成水的量也相等，所以放出的熱量也相等。
3、中和熱：酸與鹼發生中和反應生成1mol水所釋放的熱量稱為中和熱。
4、要精確地測定反應中的能量變化，一是要注重「量的問題」，二是要最大限度地
減小實驗誤差。 化學反應的本質是反應物中化學鍵的斷裂和生成物中化學鍵的形成。化學鍵是物質內部微粒之間強烈的相互作用，斷開反應物中的化學鍵需要吸收能量，形成生成物中的化學鍵要放出能量。氫氣和氯氣反應的本質是在一定的條件下，氫氣分子和氯氣分子中的H-H鍵和Cl-Cl鍵斷開，氫原子和氯原子通過形成H-Cl鍵而結合成HCl分子。1molH2中含有1molH-H鍵，1mol Cl2中含有1mol Cl-Cl鍵，在25℃和101kPa的條件下，斷開1molH-H鍵要吸收436kJ的能量，斷開1mol Cl-Cl鍵要吸收242 kJ的能量，而形成1molHCl分子中的H-Cl鍵會放出431 kJ的能量。這樣，由於破壞舊鍵吸收的能量少於形成新鍵放出的能量，根據「能量守恆定律」，多餘的能量就會以熱量的形式釋放出來。
[歸納小結]
1、 化學鍵的斷裂和形成是化學反應中能量變化的主要原因。
2、 能量是守恆的。

補充練習
1、下列反應中屬吸熱反應的是 （ ）
A 鎂與鹽酸反應放出氫氣 B 氫氧化鈉與鹽酸的反應
C 硫在空氣或氧氣中燃燒 D Ba(OH)2•8H2O與NH4Cl反應
2、下列說法不正確的是 （ ）
A 化學反應除了生成新物質外，還伴隨著能量的變化
B 放熱反應不需要加熱即可發生
C 需要加熱條件的化學反應都是吸熱反應
D 1mol硫酸與足量氫氧化鈉發生中和反應生成水所釋放的熱量稱為中和熱。
3、 城市使用的燃料，現大多為煤氣、液化石油氣。煤氣的主要成分是CO、H2的混合氣體，它由煤炭與水蒸氣在高溫下反應製得，故又稱水煤氣。試回答：
（1） 寫出製取水煤氣的主要化學方程式————————————，該反應是——————反應（填吸熱、放熱）。
（2） 設液化石油氣的主要成分為丙烷（C3H8 ）,其充分燃燒後產物為CO2和 H2O，試比較完全燃燒等質量的C3H8及CO所需氧氣的質量比。
4、 比較完全燃燒同體積下列氣體需要的空氣體積的大小：
天然氣（以甲烷計）、石油液化氣（以丁烷C4H10計）、水煤氣（以CO、H2體積比1：1計）
5、 兩位同學討論放熱和吸熱反應。甲說加熱後才能發生的化學反應是吸熱反應，乙說
反應中要持續加熱才能進行的反應是吸熱反應。你認為他們的說法正確嗎？為什麼？
答案：1.D2.BC3.(1)C+H2O CO+H2 吸熱 (2) 70：11 4.石油液化氣>天然氣>水煤氣5.略
第一節 化學能與熱能
第2課時
教學目標：
1、能從化學鍵的角度理解化學反應中能量變化的主要原因，初步學會熱化學方程式的書寫。
2、能從微觀的角度來解釋宏觀化學現象，進一步發展想像能力。
2、 通過化學能與熱能的相互轉變，理解「能量守恆定律」，初步建立起科學的能量觀，
加深對化學在解決能源問題中重要作用的認識。
重點難點：
1.化學能與熱能的內在聯系及相互轉變。
2.從本質上理解化學反應中能量的變化，從而建立起科學的能量變化觀。
[總結]
化學反應伴隨能量變化是化學反應的一大特徵。我們可以利用化學能與熱能及其它
能量的相互轉變為人類的生產、生活及科學研究服務。化學在能源的開發、利用及解決
日益嚴重的全球能源危機中必將起帶越來越重要的作用，同學們平時可以通過各種渠道來關心、了解這方面的進展，從而深切體會化學的實用性和創造性。
補充練習：
1、下列說法不正確的是 （ ）
A 化學反應除了生成新物質外，還伴隨著能量的變化
B 物質燃燒和中和反應均放出熱量
C 分解反應肯定是吸熱反應
D 化學反應是吸熱還是放熱決定於生成物具有的總能量和反應物具有的總能量
2、已知金剛石在一定條件下轉化為石墨是放熱的。據此，以下判斷或說法正確的是（ ）
A 需要加熱方能發生的反應一定是吸熱反應 B 放熱反應在常溫下一定很容易發生
C 反應是放熱還是吸熱，必須看反應物和生成物所具有的總能量的相對大小
D吸熱反應在一定條件下也能發生
3、有專家指出，如果將燃燒產物如CO2、H2O、N2等利用太陽能使它們重新組合變成CH4、CH3OH、NH3等的構想能夠成為現實，則下列說法中，錯誤的是 （ ）
A 可消除對大氣的污染 B可節約燃料
C 可緩解能源危機 D此題中的CH4、CH3OH、NH3等為一級能源
4、已知破壞1mol N≡N鍵、H-H鍵和N-H鍵分別需要吸收的能量為946kJ、436kJ、391kJ。試計算1molN2（g）和3 molH2（g）完全轉化為 NH3(g)的反應熱的理論值，並寫出反應的熱化學方程式。

答案：1.C 2.CD 3.B 4. 92KJ N2(g)+3H2(g)=2NH3(g) △H=-92KJ/mol
第二節 化學能與電能
負極 Zn－2e－＝Zn2+（氧化反應） Zn+2H+＝Zn2++H2↑
正極 2H++2e－＝H2↑（還原反應） 電子流向 Zn → Cu 電流流向 Cu→ Zn
組成原電池的條件 原電池：能把化學能轉變成電能的裝置
①有兩種活動性不同的金屬（或一種是非金屬導體）作電極，活潑的作負極失電子
②活潑的金屬與電解質溶液發生氧化還原反應 ③兩極相連形成閉合電路
二次電池：可充電的電池 二次能源：經過一次能源加工、轉換得到的能源
常見電池 干電池 鉛蓄電池 銀鋅電池 鎘鎳電池 燃料電池
第三節 化學反應的速率和極限
化學反應速率的概念：用單位時間里反應物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示。
單位：mol/(L·s)或mol/(L·min) 表達式 v(B) =△C/△t
同一反應中：用不同的物質所表示的錶速率與反應方程式的系數成正比
影響化學反應速率的內因(主要因素）：參加反應的物質的化學性質
外因 濃度 壓強 溫度 催化劑 顆粒大小
變化 大 高 高 加入 越小表面積越大
速率影響 快 快 快 快 快
化學反應的限度：研究可逆反應進行的程度（不能進行到底）
反應所能達到的限度：當可逆反應進行到正反應速率與逆反應速率相等時，反應物與生成物濃度不在改變，達到表面上靜止的一種「平衡狀態」。
影響化學平衡的條件 濃度、 壓強、 溫度
化學反應條件的控制
盡可能使燃料充分燃燒提高原料利用率，通常需要考慮兩點：
一是燃燒時要有足夠的空氣；二是燃料與空氣要有足夠大的接觸面
●主幹知識整合
1.外界條件對可逆反應速率的影響規律
升溫，v(正)、v(逆)一般均加快，吸熱反應增加的倍數大於放熱反應增加的倍數；降溫，v(正)、v(逆)一般均減小，吸熱反應減小的倍數大於放熱反應減小的倍數。加壓對有氣體參加的反應，v(正)、v(逆)均增大，氣體體積之和大的一側增加倍數大於氣體體積之和小的一側增加的倍數；降壓，v(正)、v(逆)均減小，氣體體積之和大的一側減小的倍數大於氣體體積之和小的一側減小的倍數。增加反應物的濃度，v(正)急劇增大，
v(逆)逐漸增大。加催化劑可同倍地改變v(正)、v(逆)。
思考討論
對於合成氨反應，N2、H2的消耗速率逐漸減慢而NH3的生成速率是否逐漸加快？
答：N2、H2的消耗與NH3的生成是同一反應方向，只要N2、H2的消耗速率逐漸減慢，NH3的生成速率必然隨之減慢。
2.改變條件對化學平衡的影響規律
(1)在相同溫度下，對有氣體參加的化學反應，壓強越大，到達平衡所需的時間
越短。在相同壓強下，溫度越高，到達平衡所需的時間越短。
(2)平衡向正反應方向移動，生成物的物質的量增加。而生成物的濃度、生成物的質量分數以及反應物的轉化率都不一定增加或提高。
(3)加催化劑，只能同倍改變正、逆反應速率，改變到達平衡所需時間，不影響化學平衡。
(4)同一反應中，未達平衡以前，同一段時間間隔內，高溫時生成物含量總比低溫時生成物含量大(其他條件相同)。高壓時生成物的含量總比低壓時生成物的含量大(其他條件相同)。
(5)在其他條件不變時，如將已達平衡的反應容器體積縮小到原來的 ，壓強將大於原來的壓強，但小於或等於原來壓強的2倍。
3.反應物用量的改變對平衡轉化率的影響規律
若反應物只有一種時，如：aA(g)b B(g)＋cC(g)，增加A的量，平衡向正反應方向移動，但該反應物A的轉化率的變化與氣體物質的計量數有關：
(1)若a＝b＋c A的轉化率不變
(2)若a＞b＋c A的轉化率增大
(3)若a＜b＋c A的轉化率減小
若反應物不止一種時，如：aA(g)＋bB(g) cC(g)＋dD(g)
(1)若只增加A的量，平衡向正反應方向移動，而A的轉化率減小，B的轉化率增大。
(2)若按原比例同倍數地增加反應物A和B的量，則平衡向正反應方向移動，而反應物轉化率與氣體反應物計量數有關。如a＋b＝c＋d，A、B的轉化率都不變；如a＋b＜c＋d，A、B的轉化率都減小；如a＋b＞c＋d，A、B的轉化率都增大。
第三章 有機化合物
第一節 最簡單的有機化合物—甲烷
氧化反應 CH4(g)＋2O2(g) → CO2(g)+2H2O(l)
取代反應 CH4＋Cl2(g) → CH3Cl+HCl
烷烴的通式：CnH2n+2 n≤4為氣體 、所有1-4個碳內的烴為氣體，都難溶於水，比水輕
碳原子數在十以下的，依次用甲、乙、丙、丁、戊、己、庚、辛、壬、癸
同系物：結構相似，在分子組成上相差一個或若干個CH2原子團的物質互稱為同系物
同分異構體：具有同分異構現象的化合物互稱為同分異構
同素異形體：同種元素形成不同的單質
同位素：相同的質子數不同的中子數的同一類元素的原子
乙烯 C2H4 含不飽和的C=C雙鍵，能使KMnO4溶液和溴的溶液褪色
氧化反應 2C2H4+3O2 →2CO2+2H2O
加成反應 CH2=CH2+Br2 →CH2Br-CH2Br 先斷後接，變內接為外接
加聚反應 nCH2=CH2 → [ CH2 - CH2 ]n 高分子化合物，難降解，白色污染
石油化工最重要的基本原料，植物生長調節劑和果實的催熟劑，
乙烯的產量是衡量國家石油化工發展水平的標志
苯是一種無色、有特殊氣味的液體,有毒，不溶於水，良好的有機溶劑
苯的結構特點：苯分子中的碳碳鍵是介於單鍵和雙鍵之間的一種獨特的鍵
氧化反應 2 C6H6+15 O2→12 CO2+ 6 H2O
取代反應 溴代反應 + Br2 → -Br + H Br
硝化反應 + HNO3 → -NO2 + H2O
加成反應 +3 H2 →

第三節 生活中兩種常見的有機物
乙醇物理性質：無色、透明，具有特殊香味的液體，密度小於水沸點低於水，易揮發。
良好的有機溶劑，溶解多種有機物和無機物，與水以任意比互溶,醇官能團為羥基-OH
與金屬鈉的反應 2CH3CH2OH+Na→ 2CH3CHONa+H2
氧化反應 完全氧化 CH3CH2OH+3O2→ 2CO2+3H2O
不完全氧化 2CH3CH2OH+O2→ 2CH3CHO+2H2O Cu作催化劑
乙酸 CH3COOH 官能團：羧基-COOH 無水乙酸又稱冰乙酸或冰醋酸。
弱酸性，比碳酸強 CH3COOH+NaOH→CH3COONa+H2O 2CH3COOH+CaCO3→Ca（CH3COO）2+H2O+CO2↑
酯化反應 醇與酸作用生成酯和水的反應稱為酯化反應。原理 酸脫羥基醇脫氫。
CH3COOH+C2H5OH→CH3COOC2H5+H2O
第四節 基本營養物質
糖類：是綠色植物光合作用的產物，是動植物所需能量的重要來源。又叫碳水化合物
單糖 C6H12O6 葡萄糖 多羥基醛 CH2OH-CHOH-CHOH-CHOH-CHOH-CHO
果糖 多羥基酮
雙糖 C12H22O11 蔗糖 無醛基 水解生成一分子葡萄糖和一分子果糖:
麥芽糖 有醛基 水解生成兩分子葡萄糖
多糖 （C6H10O5）n 澱粉 無醛基 n不同不是同分異構 遇碘變藍 水解最終產物為葡萄糖
纖維素 無醛基
油脂：比水輕(密度在之間)，不溶於水。是產生能量最高的營養物質
植物油 C17H33-較多，不飽和 液態 油脂水解產物為高級脂肪酸和丙三醇（甘油），油脂在鹼性條件下的水解反應叫皂化反應
脂肪 C17H35、C15H31較多 固態
蛋白質是由多種氨基酸脫水縮合而成的天然高分子化合物
蛋白質水解產物是氨基酸，人體必需的氨基酸有8種，非必需的氨基酸有12種
蛋白質的性質
鹽析：提純 變性：失去生理活性 顯色反應：加濃硝酸顯黃色 灼燒：呈焦羽毛味
誤服重金屬鹽：服用含豐富蛋白質的新鮮牛奶或豆漿
主要用途：組成細胞的基礎物質、人類營養物質、工業上有廣泛應用、酶是特殊蛋白質
第四章 化學與可持續發展
開發利用金屬資源
電解法 很活潑的金屬 K-Al MgCl2 = Mg + Cl2
熱還原法 比較活潑的金屬 Zn-Cu Fe2O3+3CO = 2Fe+3CO2
3Fe3O4+8Al = 9Fe+4Al2O3 鋁熱反應
熱分解法 不活潑的金屬 Hg-Au 2HgO = Hg + O2
海水資源的開發和利用
海水淡化的方法 蒸餾法 電滲析法 離子交換法
制鹽 提鉀 提溴用氯氣 提碘 提取鈾和重水、開發海洋葯物、利用潮汐能、波浪能
鎂鹽晶提取 Mg2+----- Mg(OH)2 -------MgCl2
氯鹼工業 2NaCl+2H2O = H2↑+2 NaOH + Cl2↑
化學與資源綜合利用
煤 由有機物和無機物組成 主要含有碳元素
干餾 煤隔絕空氣加強熱使它分解 煤焦油 焦炭
液化 C（s）+H2O（g）→ CO（g）+H2（g）
汽化 CO（g）+2H2→ CH3OH
焦爐氣 CO、H2、CH4、C2H4 水煤氣 CO、H2
天然氣 甲烷水合物「可燃冰」水合甲烷晶體（CH4·nH2O）
石油 烷烴、環烷烴和環烷烴所組成 主要含有碳和氫元素
分餾 利用原油中各成分沸點不同，將復雜的混合物分離成較簡單更有用的混合物的過程。
裂化 在一定條件下，把分子量大、沸點高的烴斷裂為分子量小、沸點低的烴的過程。
環境問題 不合理開發和利用自然資源，工農業和人類生活造成的環境污染
三廢 廢氣、廢水、廢渣
酸雨： SO2、、NOx、 臭氧層空洞 ：氟氯烴 赤潮、水華 ：水富營養化N、P
綠色化學是指化學反應和過程以「原子經濟性」為基本原則 只有一種產物的反應。
夠嗎？