高二化学教学总结

㈠ 高中化学必修2总结

纯手工版，绝不抄袭
还在整理中。
最好给我一下你邮箱，我把WROD彩版发你。

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高中化学必修2小结

专题一 ：第一单元
1——原子半径
（1）除第1周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小；
（2）同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。
2——元素化合价
（1）除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价由碳族-4递增到-1（氟无正价，氧无+6价，除外）；
（2）同一主族的元素的最高正价、负价均相同
(3) 所有单质都显零价
3——单质的熔点
（1）同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减；
（2）同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增
4——元素的金属性与非金属性 （及其判断）
（1）同一周期的元素电子层数相同。因此随着核电荷数的增加，原子越容易得电子，从左到右金属性递减，非金属性递增；
（2）同一主族元素最外层电子数相同，因此随着电子层数的增加，原子越容易失电子，从上到下金属性递增，非金属性递减。
判断金属性强弱
金属性（还原性） 1，单质从水或酸中置换出氢气越容易越强
2，最高价氧化物的水化物的碱性越强（1—20号，K最强；总体Cs最强 最
非金属性（氧化性）1，单质越容易与氢气反应形成气态氢化物
2，氢化物越稳定
3，最高价氧化物的水化物的酸性越强（1—20号，F最强；最体一样）

5——单质的氧化性、还原性
一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的阳离子氧化性越弱；
元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原性越弱。
推断元素位置的规律
判断元素在周期表中位置应牢记的规律：
（1）元素周期数等于核外电子层数；
（2）主族元素的序数等于最外层电子数。
阴阳离子的半径大小辨别规律
由于阴离子是电子最外层得到了电子 而阳离子是失去了电子
6——周期与主族
周期：短周期（1—3）；长周期（4—6，6周期中存在镧系）；不完全周期（7）。
主族：ⅠA—ⅦA为主族元素；ⅠB—ⅦB为副族元素（中间包括Ⅷ）；0族（即惰性气体）
所以, 总的说来
(1) 阳离子半径<原子半径
(2) 阴离子半径>原子半径
(3) 阴离子半径>阳离子半径
(4 对于具有相同核外电子排布的离子，原子序数越大，其离子半径越小。
以上不适合用于稀有气体!

专题一 ：第二单元
一 、化学键：
1，含义：分子或晶体内相邻原子（或离子）间强烈的相互作用。
2，类型 ，即离子键、共价键和金属键。

离子键是由异性电荷产生的吸引作用，例如氯和钠以离子键结合成NaCl。
1，使阴、阳离子结合的静电作用
2，成键微粒：阴、阳离子
3，形成离子键：a活泼金属和活泼非金属
b部分盐（Nacl、NH4cl、BaCo3等）
c强碱（NaOH、KOH）
d活泼金属氧化物、过氧化物
4，证明离子化合物：熔融状态下能导电

共价键是两个或几个原子通过共用电子（1，共用电子对对数=元素化合价的绝对值
2，有共价键的化合物不一定是共价化合物）
对产生的吸引作用，典型的共价键是两个原子借吸引一对成键电子而形成的。例如，两个氢核同时吸引一对电子，形成稳定的氢分子。
1，共价分子电子式的表示，P13
2，共价分子结构式的表示
3，共价分子球棍模型（H2O—折现型、NH3—三角锥形、CH4—正四面体）
4，共价分子比例模型
补充：碳原子通常与其他原子以共价键结合
乙烷（C—C单键）
乙烯（C—C双键）
乙炔（C—C三键）

金属键则是使金属原子结合在一起的相互作用，可以看成是高度离域的共价键。

二、分子间作用力（即范德华力）
1，特点：a存在于共价化合物中
b化学键弱的多
c影响熔沸点和溶解性——对于组成和结构相似的分子，其范德华力一般随着相对分子质量的增大而增大。即熔沸点也增大（特例：HF、NH3、H2O）

三、氢键
1，存在元素：O（H2O）、N（NH3）、F（HF）
2，特点：比范德华力强，比化学键弱
补充：水无论什么状态氢键都存在

专题一 ：第三单元
一，同素异形（一定为单质）
1，碳元素（金刚石、石墨）
氧元素（O2、O3）
磷元素（白磷、红磷）
2，同素异形体之间的转换——为化学变化

二，同分异构（一定为化合物或有机物）
分子式相同，分子结构不同，性质也不同
1，C4H10（正丁烷、异丁烷）
2，C2H6(乙醇、二甲醚)

三，晶体分类
离子晶体：阴、阳离子有规律排列
1，离子化合物（KNO3、NaOH）
2，NaCl分子
3，作用力为离子间作用力
分子晶体：由分子构成的物质所形成的晶体
1，共价化合物（CO2、H2O）
2，共价单质（H2、O2、S、I2、P4）
3，稀有气体（He、Ne）
原子晶体：不存在单个分子
1，石英（SiO2）、金刚石、晶体硅（Si）
金属晶体：一切金属
总结：熔点、硬度——原子晶体>离子晶体>分子晶体

专题二 ：第一单元
一、反应速率
1，影响因素：反应物性质（内因）、浓度（正比）、温度（正比）、压强（正比）、反应面积、固体反应物颗粒大小
二、反应限度（可逆反应）
化学平衡：正反应速率和逆反应速率相等，反应物和生成物的浓度不再变化，到达平衡。
专题二 ：第二单元
一、热量变化
常见放热反应：1，酸碱中和
2，所有燃烧反应
3，金属和酸反应
4，大多数的化合反应
5，浓硫酸等溶解
常见吸热反应：1，CO2+C====2CO
2，H2O+C====CO+H2（水煤气）
3，Ba(OH)2晶体与NH4Cl反应
4，大多数分解反应
5，硝酸铵的溶解
热化学方程式；注意事项5

二、燃料燃烧释放热量
专题二 ：第三单元
一、化学能→电能（原电池、燃料电池）
1，判断正负极：较活泼的为负极，失去电子，化合价升高，为氧化反应，阴离子在负极
2，正极：电解质中的阳离子向正极移动，得到电子，生成新物质
3，正负极相加=总反应方程式
4，吸氧腐蚀
A中性溶液（水）
B有氧气
Fe和C→正极：2H2O+O2+4e—====4OH—
补充：形成原电池条件
1，有自发的 氧化反应
2，两个活泼性不同的电极
3，同时与电解质接触
4，形成闭合回路

二、化学电源
1，氢氧燃料电池
阴极：2H++2e—===H2
阳极：4OH——4e—===O2+2H2O
2，常见化学电源
银锌纽扣电池
负极：
正极：

铅蓄电池
负极：
正极：
三、电能→化学能
1，判断阴阳极：先判断正负极，正极对阳极（发生氧化反应），负极对阴极
2，阳离子向阴极，阴离子向阳极（异性相吸）
补充：电解池形成条件
1，两个电极
2，电解质溶液
3，直流电源
4，构成闭合电路

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㈡ 高二理科化学第一学期学期总结1000字

各位领导，新的一学期即将结束，现将本学期的工作总结如下，本学期我担任高二化学2、4、7、11班共4个教学班的化学教学工作，兼高二(2)班的班主任，刚刚参加工作，算是简单的谈谈自己的做法吧。
首先，我想感谢高二备课组，高二化学备课组是一个充满活力的集体。高二化学组在以余竹老师为科组长的带领下，团结拼搏，锐意进取，着眼创新。开展了一系列的教学改革工作，取得了明显的成绩，受到学校领导的肯定和学生的一致好评。现简单总结如下：
一、制定教学工作计划：
新学期开课的第一天，备课组进行了第一次活动。该次活动的主题是制定本学期的教学工作计划及讨论如何响应学校的号召，开展以学生为主体的教学模式的教学改革活动。能保证教学工作的顺利开展和完满完成。坚持每周周四进行一次关于教学工作情况总结的备课组活动，发现情况，及时讨论及时解决。
二、定时进行集体备课活动，提高备课质量。
每次新课前的备课都是集体进行的，每个教学环节、每个教案都能在讨论中确定，真正实现李校所说的资源共享;备课组每周一次大的活动，内容包括有关教学进度的安排、疑难问题的分析讨论研究，化学教学的最新动态、化学教学的改革与创新、观看优质课光盘等。一般每次备课组活动都有专人主要负责发言，时间为二节课。经过精心的准备，每次的备课组活动都能解决一到几个相关的问题，我的教学水平也在不知不觉中得到了提高。
三、锐意创新对学生作业进行大胆改革。
按照学校的要求，高二备课组从本学期开始着手进行了教材整合，大胆改革创新，本来预计完成的教学任务为选修4，由于在教学过程中各位老师都能积极认真地设计好课前的学案，和课后作业。导致教学进度进展顺利，按计划完成了选修4两本书的内容。这样学生就真实感觉到学案导学学习的轻松，老师也从繁重的传统教学中得以解脱。收到了很好的效果。
四、积极参加教学改革工作，使学校的教研水平向更高处推进
本学期学校推行了学案导学式的教学模式改革，要使学生参与到教学的过程中来，更好地提高他们学习的兴趣和学习的积极性，使他们更自主地学习，学会学习的方法。本学期学校安排了老师的名师示范公开课。尤其是化学组，每一位老师都能积极响应学校教学改革的要求，充分利用网上资源，使用启发式教学，充分体现以学生为主体的教学模式，不断提高自身的教学水平。这使我受益匪浅。
五、追求创新，大胆对教材进行第二次开发。
我们手里的教材是大众化的，可以说既是适合每一所学校，又不适合每一所学校，说适合是因为教材的知识体系是和知识纲要是学校都要抓住的，说不适合，是因为它无法兼顾每一个学校的校情，这就需要老师对教材进行二次开发，教材原有的知识体系上对具体知识点做灵活的处理，鉴于学校学生基础薄弱的事实，按照学校的要求，高二备课组从本学期开始着手进行了教材整合，大胆改革创新，我采取了合理调整教学顺序和教学进度的方法，并对知识点结合学生情况做了自己的处理，取得了理想的教学效果。
六、建立化学兴趣小组，提高学生的化学意识
在班里组建兴趣小组，积极发挥学生的主体性，以优带差。积极开展学生讨论，使知识在课堂的基础上得以深化。在学生中间形成了“追、赶、比”的良好学风。极大地促进了化学学习成绩的提高。很受学生欢迎。

㈢ 对高一化学老师的上课感受和建议

《基础教育课程改革纲要》指出：要逐步实现教学内容的呈现方式、教师的教学方式、学生的学习方式、师生的互动方式的变革。《高一化学课程标准》指出，积极倡导学生自我评价、活动表现评价等多种评价方式，关注学生个性发展，激励每个学生走向成功。为了培养学生自主学习的能力，转变教师的教学方式和学生的学习方式，让师生的互动方式更和谐，我校在“十二五”发展规划中提出的“问题导学，异质合作”的小组合作学习，完全符合《基础教育课程改革纲要》和《高一化学课程标准》的要求，通过学案教学和小组合作学习的实施感受到了新课改下高一化学课堂高效教学的乐趣，同时让学生也体验到了学习的兴趣和快乐。经过长期思考，笔者对课改新时期如何开展高一化学高效课堂教学提出以下几点建议。
一、改进实验教学
新课程的高中化学实验教学，更注重于学生是否学会用化学知识解决问题，要引导学生用实验探究的方法学习化学知识，解释并应用于生活实际中；让学生感受和体会用实验的方式学习化学知识，发现问题和解决问题。我在高一化学实验教学过程中采取以下几种做法。
1.变演示实验为学生探究实验
俗话说：百闻不如一见，百见不如一练。让学生由看实验到做实验，观察到的现象会更清晰，印象会更深刻，其参与意识、主动性和积极性都会大大增强。可以弥补演示实验的不足。例如，在进行碳酸钠与碳酸氢钠的性质对比教学中，将演示实验改学生分组实验实验。Na■CO■与NaHCO■分别与盐酸的反应，能够清楚地看到两支试管中立即都有气泡产生，且NaHCO■产生气体的速率比Na■CO■快。学生得出结论后再补充实验：往Na■CO■与NaHCO■溶液中分别逐滴滴入盐酸，观察实验现象。学生又发现与前一个实验现象不同，即开始往Na■CO■溶液中滴入盐酸过程中没有气泡产生，后来才产生气泡。这是为什么？这一不同现象唤起了学生的探究欲望，通过引导，与学生共同分析、讨论，最终得出正确的解释结论。又紧接着提出问题：不用其他试剂，如何鉴别Na■CO■溶液与盐酸？一些学生很快就能够提出互滴的实验方案。学生完成实验后，体验到了成功的喜悦，化学学习兴趣得到了激发，动手能力得到了提高。
2.充分利用家庭小实验
充分利用家庭小实验，将学习高一化学与生产、生活联系在一起，例如，在学习原电池原理后，布置学生自制水果电池。制备了多种水果电池，如：有学生用土豆、铜片和锌片，制成土豆电池。将10个土豆电池串联相连接，并接上1.5V的小灯泡和开关，形成回路，接通开关，灯泡便会发亮。再如：“褪色灵”、“冰袋”、“白纸显字”、“碘的特性”等家庭小实验都极大地调动了学生的积极性。从而诱发了学生获取化学知识的强烈欲望，从而激发了学生学习化学的兴趣。
3.开放化学实验室
除了完成新课程中要求实验以外，还应满足不同学生对化学实验的好奇心，利用课外时间开放实验室，为他们提供一个新的探究化学实验的舞台。例如：制作叶脉签、制备酸碱指示剂、制作豆腐，等等。
二、改变课堂模式
“有效教学”的“有效”是指通过教师在一段时间的教学之后，学生所获得的具体的进步或发展。新一轮课程改革的重点之一是促进学生学习方式的变革，而自主学习、探究学习、合作学习是新课程所大力倡导的三种主要学习方式。所谓合作学习主要是指课堂教学以小组学习为主要组织形式，根据一定的合作程序和方法分促使学生在异质小组中共同学习。我校在“第一个五年”发展规划中提出的“问题导学，异质合作”的小组合作学习，通过学案导学和小组合作学习的实施，让高一学生感受到新课改下高一化学课堂高效教学的乐趣，同时让学生体验到学习的兴趣和快乐。以下是我的几点体会。
1.导学案是关键
通过导学案出示这堂课的学习目标和自学要求；依据学生已有知识及认知水平，将这堂课的知识问题化，问题探究化，问题知识化。通过指导学生主动地建构知识和解决问题解决而设计的导学案，帮助学生自主学习，沟通学与教的桥梁。
2.“问题导学，异质合作”的小组合作学习
（1）自主学习，形成问题。引导学生自主学习，学生通过自主学习解决导学案上的问题，通过对标题、框题、结论、议一议、想一想、做一做等内容的反复思考，并生成需要进一步解决的问题，为下一步的异质合作学习做好准备。
（2）合作探究，解决问题。自主学习使得合作学习更必要，也更有效。合作探究的形式丰富多样，如生生合作（包括组内合作、组间合作）、师生合作，课下合作、课上合作，等等。教师参与到各小组探究中，给孩子和教师一个最好的舞台。学生通过小组合作探究，互相检查、质疑、解疑、共享，在合作中互相启发，思维碰撞，不但能解决自主学习中产生的问题，甚至还有可能打破教材的局限，探索更高、更深的问题。在此过程中，学生的思维真正被激活，思维能力大大提高。
（3）展示交流，深化理解。学生通过在小组或全班的展示交流，把感性的、粗浅的想法理性化，不但锻炼了言语表达能力，更充分享受到成就感，而这是激发学生克服困难、获得进步的根本动力。在不同的展示环节解决不同的问题。在小组展示过程中，教师深入小组，观察发现问题，确定在全班展示的内容和展示者。班级展示过程中，每个小组可以面对全班重点展示一个问题，展示的顺序根据教学的进程进行。
（4）总结梳理，巩固升华。在这一环节，学生主要通过思维导图进行小结，教师进行讲解和点评。
（5）学生完成当堂作业，教师当堂批改作业。
高中三年的化学教学总格局是：高一把好基础关，高二把好素质关，高三把好提高关。高一化学教学的主要任务是：激发兴趣，指导学法，抓好基础，引导入门，注意能力的培养。当前的新一轮课程改革以“为了每一位学生的发展”为最高宗旨和核心理念，突破和超越了学科本位的观念，真正把学生作为学习的主体，高一阶段的化学课堂要向学生传递一种信息：学习很快乐。

㈣ 如何做好初高中化学教学衔接工作总结

很多学生进入高中以后,对学校的很多方面都不适应,除了人际关系方面外,更多的是学习方面的回问题。由于高答中化学在教学过程中需要很长一段时间复习初中知识,导致学生对学习感到厌倦。针对这些情况,我认为教师应做好以下方面的工作使学生顺利度过过渡期
［关键词］ 高中化学； 学生； 教师； 知识点； 学习兴趣； 问卷调查； 新教材； 高中教材； 复习； 教学过程
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㈤ 高中化学课代表工作总结

跟根据去年这学期开始时制定的工作计划去写。
重点写出都有哪些方面做的很好。哪些方面还有不足，需要继续努力。

㈥ 高中化学选修3总结

原子结构与元素的性质(第1课时)
知识与技能
1、进一步认识周期表中原子结构和位置、价态、元素数目等之间的关系
2、知道外围电子排布和价电子层的涵义
3、认识周期表中各区、周期、族元素的原子核外电子排布的规律
4、知道周期表中各区、周期、族元素的原子结构和位置间的关系
教 学过程
〖复习〗必修中什么是元素周期律？元素的性质包括哪些方面？元素性质周期性变化的根本原因是什么？
〖课前练习〗写出锂、钠、钾、铷、铯基态原子的简化电子排布式和氦、氖、氩、氪、氙的简化电子排布式。
一、原子结构与周期表
1、周期系：
随着元素原子的核电—荷数递增，每到出现碱金属，就开始建立一个新的电子层，随后最外层上的电子逐渐增多，最后达到8个电子，出现稀有气体。然后又开始由碱金属到稀有气体，如此循环往复——这就是元素周期系中的一个个周期。例如，第11号元素钠到第18号元素氩的最外层电子排布重复了第3号元素锂到第10号元素氖的最外层电子排布——从1个电子到8个电子；再往后，尽管情形变得复杂一些，但每个周期的第1个元素的原子最外电子层总是1个电子，最后一个元素的原子最外电子层总是8个电子。可见，元素周期系的形成是由于元素的原子核外屯子的排布发生周期性的重复。
2、周期表
我们今天就继续来讨论一下原子结构与元素性质是什么关系？所有元素都被编排在元素周期表里，那么元素原子的核外电子排布与元素周期表的关系又是怎样呢？
说到元素周期表，同学们应该还是比较熟悉的。第一张元素周期表是由门捷列夫制作的，至今元素周期表的种类是多种多样的：电子层状、金字塔式、建筑群式、螺旋型(教材p15页)到现在的长式元素周期表，还待进一步的完善。
首先我们就一起来回忆一下长式元素周期表的结构是怎样的？在周期表中，把能层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，称之为周期，有7个；在把不同横行中最外层电子数相同的元素，按能层数递增的顺序由上而下排成纵行，称之为族，共有18个纵行，16 个族。16个族又可分为主族、副族、0族。
〖思考〗元素在周期表中排布在哪个横行，由什么决定？什么叫外围电子排布？什么叫价电子层？什么叫价电子？要求学生记住这些术语。元素在周期表中排在哪个列由什么决定？
阅读分析周期表着重看元素原子的外围电子排布及价电子总数与族序数的联系。
〖总结〗元素在周期表中的位置由原子结构决定：原子核外电子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。
〖分析探索〗每个纵列的价电子层的电子总数是否相等?按电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区，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。s区、d区和p区分别有几个纵列?为什么s区、d区和ds区的元素都是金属?
元素周期表可分为哪些族?为什么副族元素又称为过渡元素？各区元素的价电子层结构特征是什么？
[基础要点]分析图1-16
s区 p 区 d 区 ds 区 f 区
分区原则
纵列数
是否都是金属
区全是金属元素，非金属元素主要集中 区。主族主要含 区，副族主要含 区，过渡元素主要含 区。

[思考]周期表上的外围电子排布称为“价电子层”，这是由于这些能级上的电子数可在化学反应中发生变化。元素周期表的每个纵列上是否电子总数相同？

〖归纳〗S区元素价电子特征排布为nS1~2，价电子数等于族序数。d区元素价电子排布特征为（n-1）d1~10ns1~2；价电子总数等于副族序数；ds区元素特征电子排布为
(n-1)d10ns1~2，价电子总数等于所在的列序数；p区元素特征电子排布为ns2np1~6；价电子总数等于主族序数。原子结构与元素在周期表中的位置是有一定的关系的。原子核外电子总数决定所在周期数
周期数=最大能层数（钯除外）
46Pd [Kr]4d10,最大能层数是4，但是在第五周期。
（1） 外围电子总数决定排在哪一族
如：29Cu 3d104s1
10+1=11尾数是1所以，是IB。
元素周期表是元素原子结构以及递变规律的具体体现。
〖课堂练习〗
1、下列说法正确的有（ ）
A．26 号元素铁属于d 区
B．主族族序数=其价电子数=最外层电子数
C．在周期表中，元素周期数=原子核外电子层数
D．最外层电子数=8的都是稀有气体元素
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主族的元素与第三周期IIA元素核电荷数相差13
2、在元素周期表中存在着许多的规律。同一主族元素的原子序数之间也有一定的规律，填写下列问题：第一、二、三、四周期中包含的元素数目分别为 ，
卤族元素中F、Cl、Br的原子序数分别为 ，碱金属元素中Li、Na、K的原子序数分别为 ；体会上述数字之间的关系，找出同族元素原子序数与周期中元素数目之间的关系。 。
3、门捷列夫当年提出的元素周期律是 ，和现在的元素周期律比较，其主要的区别是 。到元素周期表中找一个与门捷列夫元素周期律不符合的元素 。
4、根据外围电子排布的不同，元素周期表也可以
分成不同的区域，右图是元素周期表的区域分
布示意图。请说出这样划分的依据，同时写出
S区、d区和p区的外围电子排布式。

5、用电子排布式表示Al、Cr(原子序数为24)、Fe(原子序数为26)、As(原子序数为33)等元素原子的价电子排布，并由此判断它们属于哪一周期哪一族。
Al：
Cr：
Fe：
As：

原子结构与元素的性质(第2课时)
知识与技能：
1、掌握原子半径的变化规律
2、能说出元素电离能的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质
3、进一步形成有关物质结构的基本观念，初步认识物质的结构与性质之间的关系
4、认识主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系
5、认识原子结构与元素周期系的关系，了解元素周期系的应用价值
教学过程 ：
二、元素周期律
(1)原子半径
〖探究〗观察下列图表分析总结：

元素周期表中同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？元素周期表中，同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？
〖归纳总结〗原子半径的大小取决于两个相反的因素：一是电子的能层数，另一个是核电荷数。显然电子的能层数越大，电子间的负电排斥将使原子半径增大，所以同主族元素随着原子序数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。而当电子能层相同时，核电荷数越大，核对电子的吸引力也越大，将使原子半径缩小，所以同周期元素，从左往右，原子半径逐渐减小。
(2)电离能
[基础要点]概念
1、第一电离能I1； 态电 性基态原子失去 个电子，转化为气态基态正离子所需要的 叫做第一电离能。 第一电离能越大，金属活动性越 。同一元素的第二电离能 第一电离能。
2、如何理解第二电离能I2、第三电离能I3 、I4、I5…… ？分析下表：

〖科学探究〗1、原子的第一电离能有什么变化规律呢？碱金属元素的第一电离能有什么变化规律呢？为什么Be的第一电离能大于B，N的第一电离能大于O，Mg的第一电离能大于Al，Zn的第一电离能大于Ga？第一电离能的大小与元素的金属性和非金属性有什么关系？碱金属的电离能与金属活泼性有什么关系？
2、阅读分析表格数据：
Na Mg Al
各级电离能(KJ/mol) 496 738 578
4562 1415 1817
6912 7733 2745
9543 10540 11575
13353 13630 14830
16610 17995 18376
20114 21703 23293
为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据与钠、镁、铝的化合价有什么关系？
数据的突跃变化说明了什么？
〖归纳总结〗
1、递变规律
周一周期 同一族
第一电离能 从左往右，第一电离能呈增大的趋势 从上到下，第一电离能呈增大趋势。
2、第一电离能越小，越易失电子，金属的活泼性就越强。因此碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。
3．气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能(用I1表示)，从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需消耗的能量叫做第二电离能(用I2表示)，依次类推，可得到I3、I4、I5……同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1<I2<I3<I4<I5……即一个原子的逐级电离能是逐渐增大的。这是因为随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去 一个电子需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越多。
4、Be有价电子排布为2s2，是全充满结构，比较稳定，而B的价电子排布为2s22p1，、比Be不稳定，因此失去第一个电子B比Be容易，第一电离能小。镁的第一电离能比铝的大，磷的第一电离能比硫的大，为什么呢？
Mg：1s22s22p63s2
P:1s22s22p63s23p3
那是因为镁原子、磷原子最外层能级中，电子处于半满或全满状态，相对比较稳定，失电子较难。如此相同观点可以解释N的第一电离能大于O，Mg的第一电离能大于Al，Zn的第一电离能大于Ga。
5、Na的I1，比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二电子容易得多 ，所以Na容易失去一个电子形成+1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成十2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以A1容易失去三个电子形成+3价离子。而电离能的突跃变 化，说明核外电子是分能层排布的。
〖课堂练习〗
1、某元素的电离能(电子伏特)如下：
I1 I2 I3 I4 I5 I6 I7
14.5 29.6 47.4 77.5 97.9 551.9 666.8
此元素位于元素周期表的族数是
A. IA B. ⅡA C. ⅢA D、ⅣA E、ⅥA F、ⅤA G、 ⅦA
2、某元素的全部电离能(电子伏特)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
回答下列各问：
(1)由I1到I8电离能值是怎样变化的?___________________。
为什么?______________________________________
(2)I1为什么最小?________________________________
( 3) I7和I8为什么是有很大的数值__________________________
(4)I6到I7间，为什么有一个很大的差值?这能说明什么问题?
_________________________________________________________
(5)I1到I6中，相邻的电离能间为什么差值比较小?
______________________________________________
(6)I¬4和I5间，电离能为什么有一个较大的差值
__________________________________________________
(7)此元素原子的电子层有 __________________层。最外层电子构型为
______________，电子轨道式为________________________________，此元素的周期位置为________________________ 周期___________________族。
2、讨论氢的周期位置。为什么放在IA的上方?还可以放在什么位置，为什么?
答：氢原子核外只有一个电子(1s1)，既可以失去这一个电子变成+1价，又可以获得一个能。电子变成一l价，与稀有气体He的核外电子排布相同。根据H的电子排布和化合价不难理解H在周期表中的位置既可以放在IA，又可以放在ⅦA。
3、概念辩析：
（1） 每一周期元素都是从碱金属开始，以稀有气体结束
（2） f区都是副族元素，s区和p区的都是主族元素
（3） 铝的第一电离能大于K的第一电离能
（4） B电负性和Si相近
（5） 已知在200C 1mol Na失去1 mol电子需吸收650kJ能量，则其第一电离能为 650KJ/mol
（6） Ge的电负性为1.8，则其是典型的非金属
（7） 气态O原子 的电子排布为： ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↓ ，测得电离出1 mol电子的能量约为1300KJ，则其第一电离能约为1300KJ/mol
（8） 半径：K+>Cl-
（9） 酸性 HClO>H2SO4 ，碱性：NaOH > Mg(O H)2
（10） 第一周期有2*12=2，第二周期有2*22=8，则第五周期有2*52=50种元素
元素的最高正化合价=其最外层电子数=族序数
4、元素的电离能与原子的结构及元素的性质均有着密切的联系，根据下列材料回答问题。气态原子失去1个电子，形成＋1价气态离子所需的最低能量称为该元素的第一电离能，+l价气态离子失去1个电子，形成+2价气态离子所需要的最低能量称为该元素的第二电离能，用I2表示，以此类推。下表是钠和镁的第一、二、三电离能（KJ•mol－1）。
元素 I1 I2 I3
Na 496 4 562 6 912
Mg 738 1 451 7 733
（1）分析表中数据，请你说明元素的电离能和原子结构的关系是：

元素的电离能和元素性质之间的关系是：

（2）分析表中数据，结合你已有的知识归纳与电离能有关的一些规律。

（3）请试着解释：为什么钠易形成Na＋，而不易形成Na2+？

原子结构与元素的性质(第3课时)
知识与技能：
1、能说出元素电负性的涵义，能应用元素的电负性说明元素的某些性质
2、能根据元素的电负性资料，解释元素的“对角线”规则，列举实例予以说明
3、能从物质结构决定性质的视角解释一些化学现象，预测物质的有关性质
4、进一步认识物质结构与性质之间的关系，提高分析问题和解决问题的能力
教学过程：
〖复习〗1、什么是电离能？它与元素的金属性、非金属性有什么关系？
2、同周期元素、同主族元素的电离能变化有什么规律？
(3)电负性：
〖思考与交流〗1、什么是电负性？电负性的大小体现了什么性质？阅读教材p20页表

同周期元素、同主族元素电负性如何变化规律？如何理解这些规律？根据电负性大小，判断氧的非金属性与氯的非金属性哪个强？
[科学探究]
1. 根据数据制作的第三周期元素的电负性变化图，请用类似的方法制作IA、VIIA元素的电负性变化图。
2.
电负性的周期性变化示例

〖归纳志与总结〗
1、金属元素越容易失电子，对键合电子的吸引能力越小，电负性越小，其金属性越强；非金属元素越容易得电子，对键合电子的吸引能力越大，电负性越大，其非金属性越强；故可以用电负性来度量金属性与非金属性的强弱。周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大；周期表从上到下，元素的电负性逐渐变小。电负性的大小可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度。金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性则在1.8左右，他们既有金属性又有非金属性。
2、同周期元素从左往右，电负性逐渐增大，表明金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。同主族元素从上往下，电负性逐渐减小，表明元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
[思考5]对角线规则：某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质相似，被称为对角线原则。请查阅电负性表给出相应的解释？
2.在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，被称为“对角线规则”。查阅资料，比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，说明对角线规则，并用这些元素的电负性解释对角线规则。
对角线规则

〖课堂练习〗
1、下列对电负性的理解不正确的是 （ ）
A、电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准
B、元素电负性的大小反映了元素对键合电子引力的大小
C、元素的电负性越大，则元素的非金属性越强
D、元素的电负性是元素固有的性质，与原子结构无关
2、应用元素周期律的有关知识，可以预测我们不知道的一些元素及其化合物的性质。下列预测中不正确的是 （ ）
①Be的氧化物的水化物可能具有两性，②Tl能与盐酸和NaOH溶液作用均产生氢气，③At单质为有色固体，AgAt不溶于水也不溶于稀硝酸，④Li在氧气中剧烈燃烧，产物是Li2O2，其溶液是一种强碱，⑤SrSO4是难溶于水的白色固体，⑥H2Se是无色，有毒，比H2S稳定的气体
A．①②③④ B．②④⑥ C．①③⑤ D．②④⑤
〖总结〗同周期元素、同主族元素性质递变规律。
元素的金属性与非金属性随核电荷数递增呈现周期性变化，在同一周期中，从左到右元素的金属性递减非金属性递增。例如，第三周期元素：根据Na、Mg、Al与水的反应越来越困难，以及NaOH、Mg(OH)2、A1(OH)3碱性递减，说明Na、Mg、灿的金属性逐渐减弱；根据Si、P、S、形成氢化物越来越容易，且生成的氢化物稳定性依次增强，以及H2SiO3、H3PO4、H2SO4、HClO4酸性递增，说明S、P、S、Cl的非金属性逐渐增强。
3、电负性数值的大小与元素原子得、失电子的能力之间具有一定的关系。
试在乙、丙两个坐标系中，按要求作出相应元素电负性的变化趋势曲线。

甲 乙 丙
（1）元素的电负性和原子结构的关系是 ；
（2）元素的电负性和金属、非金属的关系是 ；
（3）说出元素电负性的一些应用
4、 元素电负性数值的大小可用于衡量元素的金属性、非金属性的强弱。一般认为，电负性大于1．8的元素为 元素，电负性小于1．8的元素是 。在短周期元素中电负性最大的是 元素，电负性最小的是 元素，在同一周期中，元素电负性的变化规律是 。
5、电负性的数值能够衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小。电负性数值 的元素在化合物中吸引电子的能力 ，元素的化合价为 值；电负性数值 的元素在化合物中吸引电子的能力 ，元素的化合价为 值。请指出下列化合物中化合价为正值的元素。
CH4 NaH NF3 NH3
SO2 H2S ICl HBr
6、比较下列各组元素电负性的大小以及非金属性的强弱。并总结出其中的规律。
(1) Al、Si、P ；
(2) F、C1、Br ；
(3) Na、K、Cs 。
7、一般认为：如果两个成键元素间的电负性差值大于1．7，它们之间通常形成离子化合物；如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价化合物。请查阅下列化合物中元素的电负性数值，判断它们哪些是离子化合物，哪些是共价化合物。
NaF HCl NO MgO KCl CH4
共价化合物：
离子化合物：
8、化合物YX2、ZX2中，X、Y、Z都是前三周期的元素，X与Y属于同一周期，Z是X的同族元素，Z元素核内有16个质子，Y元素最外层电子数是K层所能容纳的电子数的2倍，则YZ2为 ；则ZX2为 。
9、元素X和Y属于同一个主族，负二价的元素X和氢的化合物在通常状况下是一种液体，其中X的质量份数为88.9%；元素X和元素Y可以形成两种化合物，在这两种化合物中，X的 质量分数分别是50%和60%。确定X、Y在元素周期表中的位置，X第 周期第 族，Y第 周期第 族。写出X、Y形成的两种化合物的化学式 、 。
10、A、B、C三种元素，其中一种是金属元素，A、B的电子层数相同，B、C的最外层电子数相同。这三种元素的最外层电子数之和为17，原子核中的质子数之和为31，试问：
（1）A 的名称 B的元素符合 C的电子排布式
（2）A、B两种元素组成的两种常见化合，写出它们电子式：
（3）A、B、C三种元素也能组成常见的两种化合物，写出化学式

㈦ 高中化学必修2总结｛在线等.最好有例题｝

1 化学元素周期表 元素周期律 化学键:
元素周期表是元素周期律用表格表达的具体形式，它反映元素原子的内部结构和它们之间相互联系的规律。元素周期表简称周期表。元素周期表有很多种表达形式，目前最常用的是维尔纳长式周期表。元素周期表有7个周期，有16个族和4个区。元素在周期表中的位置能反映该元素的原子结构。周期表中同一横列元素构成一个周期。同周期元素原子的电子层数等于该周期的序数。同一纵行（第Ⅷ族包括3个纵行）的元素称“族”。族是原子内部外电子层构型的反映。例如外电子构型，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体现元素周期律。根据元素周期表可以推测各种元素的原子结构以及元素及其化合物性质的递变规律。当年，门捷列夫根据元素周期表中未知元素的周围元素和化合物的性质，经过综合推测，成功地预言未知元素及其化合物的性质。现在科学家利用元素周期表，指导寻找制取半导体、催化剂、化学农药、新型材料的元素及化合物。
现代化学的元素周期律是1869年俄国科学家德米特里·伊万诺维奇·门捷列夫（Dmitri Ivanovich Mendeleev )首先整理，他将当时已知的63种元素依原子量大小并以表的形式排列，把有相似化学性质的元素放在同一行，就是元素周期表的雏形。利用周期表，门捷列夫成功的预测当时尚未发现的元素的特性(镓、钪、锗)。1913年英国科学家莫色勒利用阴极射线撞击金属产生X射线，发现原子序越大，X射线的频率就越高，因此他认为核的正电荷决定了元素的化学性质，并把元素依照核内正电荷(即质子数或原子序)排列，经过多年修订后才成为当代的周期表。当然还有未知元素等待我们探索．
这张表揭示了物质世界的秘密，把一些看来似乎互不相关的元素统一起来，组成了一个完整的自然体系。
[编辑本段]元素周期表的记忆
先背熟元素周期表，然后就会慢慢找出各族元素的规律，以后见到没有学过的元素，只要是同一族的都会知道有什么特点，有什么化学性质，那就不是可以举一反三了。
元素周期表中元素及其化合物的递变性规律
1 原子半径
（1）除第1周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小；
（2）同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。
2 元素化合价
（1）除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价由碳族-4递增到-1（氟无正价，氧无+6价，除外）；
（2）同一主族的元素的最高正价、负价均相同
(3) 所有单质都显零价
3 单质的熔点
（1）同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减；
（2）同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增
4 元素的金属性与非金属性
（1）同一周期的元素电子层数相同。因此随着核电荷数的增加，原子越容易得电子，从左到右金属性递减，非金属性递增；
（2）同一主族元素最外层电子数相同，因此随着电子层数的增加，原子越容易失电子，从上到下金属性递增，非金属性递减。
5 最高价氧化物和水化物的酸碱性
元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强；元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强。
6 非金属气态氢化物
元素非金属性越强，气态氢化物越稳定。同周期非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液一般酸性越强；同主族非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液的酸性越弱。
7 单质的氧化性、还原性
一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的阳离子氧化性越弱；元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原性越弱。
[编辑本段]推断元素位置的规律
判断元素在周期表中位置应牢记的规律：
（1）元素周期数等于核外电子层数；
（2）主族元素的序数等于最外层电子数。
阴阳离子的半径大小辨别规律
由于阴离子是电子最外层得到了电子 而阳离子是失去了电子
所以, 总的说来
(1) 阳离子半径<原子半径
(2) 阴离子半径>原子半径
(3) 阴离子半径>阳离子半径
(4)或者一句话总结，对于具有相同核外电子排布的离子，原子序数越大，其离子半径越小。
以上不适合用于稀有气体!
化学键（chemical bond）是指分子或晶体内相邻原子（或离子）间强烈的相互作用。
例如，在水分子H2O中2个氢原子和1个氧原子通过化学键结合成水分子 。化学键有3种极限类型 ，即离子键、共价键和金属键。离子键是由异性电荷产生的吸引作用，例如氯和钠以离子键结合成NaCl。共价键是两个或几个原子通过共用电子对产生的吸引作用，典型的共价键是两个原子借吸引一对成键电子而形成的。例如，两个氢核同时吸引一对电子，形成稳定的氢分子。金属键则是使金属原子结合在一起的相互作用，可以看成是高度离域的共价键。定位于两个原子之间的化学键称为定域键。由多个原子共有电子形成的多中心键称为离域键。除此以外，还有过渡类型的化学键：由于粒子对电子吸引力大小的不同，使键电子偏向一方的共价键称为极性键，由一方提供成键电子的化学键称为配位键。极性键的两端极限是离子键和非极性键，离域键的两端极限是定域键和金属键。
1、离子键[1]是右正负离子之间通过静电引力吸引而形成的，正负离子为球形或者近似球形，电荷球形对称分布，那么离子键就可以在各个方向上发生静电作用，因此是没有方向性的。
2、一个离子可以同时与多个带相反电荷的离子互相吸引成键，虽然在离子晶体中，一个离子只能与几个带相反电荷的离子直接作用（如NaCl中Na+可以与6个Cl-直接作用），但是这是由于空间因素造成的。在距离较远的地方，同样有比较弱的作用存在，因此是没有饱和性的。
化学键的概念是在总结长期实践经验的基础上建立和发展起来的，用来概括观察到的大量化学事实，特别是用来说明原子为何以一定的比例结合成具有确定几何形状的、相对稳定和相对独立的、性质与其组成原子完全不同的分子。开始时，人们在相互结合的两个原子之间画一根短线作为化学键的符号 ；电子发现以后 ，1916年G.N.路易斯提出通过填满电子稳定壳层形成离子和离子键或者通过两个原子共有一对电子形成共价键的概念，建立化学键的电子理论。
量子理论建立以后，1927年 W.H.海特勒和F.W.伦敦通过氢分子的量子力学处理，说明了氢分子稳定存在的原因 ，原则上阐明了化学键的本质。通过以后许多人 ，物别是L.C.鲍林和R.S.马利肯的工作，化学键的理论解释已日趋完善。
1、共价键的形成是成键电子的原子轨道发生重叠，并且要使共价键稳定，必须重叠部分最大。由于除了s轨道之外，其他轨道都有一定伸展方向，因此成键时除了s-s的σ键（如H2）在任何方向都能最大重叠外，其他轨道所成的键都只有沿着一定方向才能达到最大重叠。
2、旧理论：共价键形成的条件是原子中必须有成单电子，自旋方向必须相反，由于一个原子的一个成单电子只能与另一个成单电子配对，因此共价键有饱和性。如原子与Cl原子形成HCl分子后，不能再与另外一个Cl形成HCl2了。
3、新理论：共价键形成时，成键电子所在的原子轨道发生重叠并分裂，成键电子填入能量较低的轨道即成键轨道。如果还有其他的原子参与成键的话，其所提供的电子将会填入能量较高的反键轨道，形成的分子也将不稳定。 像HCL这样的共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物
2。化学能与热能 化学能与电能 反应速率及限度：
用眼睛不能直接观察到反应中的热量变化，那么，你将采取哪些简单易行的办法
化学反应中的能量变化经常表现为热量的变化，有的放热，有的吸热。 1、中和反应都是放热反应。
2、三个反应的化学方程式虽然不同，反应物也不同，但本质是相同的，都是氢离
子与氢氧根离子反应生成水的反应，属于中和反应。由于三个反应中氢离子与氢氧根离子的量都相等，生成水的量也相等，所以放出的热量也相等。
3、中和热：酸与碱发生中和反应生成1mol水所释放的热量称为中和热。
4、要精确地测定反应中的能量变化，一是要注重“量的问题”，二是要最大限度地
减小实验误差。 化学反应的本质是反应物中化学键的断裂和生成物中化学键的形成。化学键是物质内部微粒之间强烈的相互作用，断开反应物中的化学键需要吸收能量，形成生成物中的化学键要放出能量。氢气和氯气反应的本质是在一定的条件下，氢气分子和氯气分子中的H-H键和Cl-Cl键断开，氢原子和氯原子通过形成H-Cl键而结合成HCl分子。1molH2中含有1molH-H键，1mol Cl2中含有1mol Cl-Cl键，在25℃和101kPa的条件下，断开1molH-H键要吸收436kJ的能量，断开1mol Cl-Cl键要吸收242 kJ的能量，而形成1molHCl分子中的H-Cl键会放出431 kJ的能量。这样，由于破坏旧键吸收的能量少于形成新键放出的能量，根据“能量守恒定律”，多余的能量就会以热量的形式释放出来。
[归纳小结]
1、 化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。
2、 能量是守恒的。

补充练习
1、下列反应中属吸热反应的是 （ ）
A 镁与盐酸反应放出氢气 B 氢氧化钠与盐酸的反应
C 硫在空气或氧气中燃烧 D Ba(OH)2•8H2O与NH4Cl反应
2、下列说法不正确的是 （ ）
A 化学反应除了生成新物质外，还伴随着能量的变化
B 放热反应不需要加热即可发生
C 需要加热条件的化学反应都是吸热反应
D 1mol硫酸与足量氢氧化钠发生中和反应生成水所释放的热量称为中和热。
3、 城市使用的燃料，现大多为煤气、液化石油气。煤气的主要成分是CO、H2的混合气体，它由煤炭与水蒸气在高温下反应制得，故又称水煤气。试回答：
（1） 写出制取水煤气的主要化学方程式————————————，该反应是——————反应（填吸热、放热）。
（2） 设液化石油气的主要成分为丙烷（C3H8 ）,其充分燃烧后产物为CO2和 H2O，试比较完全燃烧等质量的C3H8及CO所需氧气的质量比。
4、 比较完全燃烧同体积下列气体需要的空气体积的大小：
天然气（以甲烷计）、石油液化气（以丁烷C4H10计）、水煤气（以CO、H2体积比1：1计）
5、 两位同学讨论放热和吸热反应。甲说加热后才能发生的化学反应是吸热反应，乙说
反应中要持续加热才能进行的反应是吸热反应。你认为他们的说法正确吗？为什么？
答案：1.D2.BC3.(1)C+H2O CO+H2 吸热 (2) 70：11 4.石油液化气>天然气>水煤气5.略
第一节 化学能与热能
第2课时
教学目标：
1、能从化学键的角度理解化学反应中能量变化的主要原因，初步学会热化学方程式的书写。
2、能从微观的角度来解释宏观化学现象，进一步发展想象能力。
2、 通过化学能与热能的相互转变，理解“能量守恒定律”，初步建立起科学的能量观，
加深对化学在解决能源问题中重要作用的认识。
重点难点：
1.化学能与热能的内在联系及相互转变。
2.从本质上理解化学反应中能量的变化，从而建立起科学的能量变化观。
[总结]
化学反应伴随能量变化是化学反应的一大特征。我们可以利用化学能与热能及其它
能量的相互转变为人类的生产、生活及科学研究服务。化学在能源的开发、利用及解决
日益严重的全球能源危机中必将起带越来越重要的作用，同学们平时可以通过各种渠道来关心、了解这方面的进展，从而深切体会化学的实用性和创造性。
补充练习：
1、下列说法不正确的是 （ ）
A 化学反应除了生成新物质外，还伴随着能量的变化
B 物质燃烧和中和反应均放出热量
C 分解反应肯定是吸热反应
D 化学反应是吸热还是放热决定于生成物具有的总能量和反应物具有的总能量
2、已知金刚石在一定条件下转化为石墨是放热的。据此，以下判断或说法正确的是（ ）
A 需要加热方能发生的反应一定是吸热反应 B 放热反应在常温下一定很容易发生
C 反应是放热还是吸热，必须看反应物和生成物所具有的总能量的相对大小
D吸热反应在一定条件下也能发生
3、有专家指出，如果将燃烧产物如CO2、H2O、N2等利用太阳能使它们重新组合变成CH4、CH3OH、NH3等的构想能够成为现实，则下列说法中，错误的是 （ ）
A 可消除对大气的污染 B可节约燃料
C 可缓解能源危机 D此题中的CH4、CH3OH、NH3等为一级能源
4、已知破坏1mol N≡N键、H-H键和N-H键分别需要吸收的能量为946kJ、436kJ、391kJ。试计算1molN2（g）和3 molH2（g）完全转化为 NH3(g)的反应热的理论值，并写出反应的热化学方程式。

答案：1.C 2.CD 3.B 4. 92KJ N2(g)+3H2(g)=2NH3(g) △H=-92KJ/mol
第二节 化学能与电能
负极 Zn－2e－＝Zn2+（氧化反应） Zn+2H+＝Zn2++H2↑
正极 2H++2e－＝H2↑（还原反应） 电子流向 Zn → Cu 电流流向 Cu→ Zn
组成原电池的条件 原电池：能把化学能转变成电能的装置
①有两种活动性不同的金属（或一种是非金属导体）作电极，活泼的作负极失电子
②活泼的金属与电解质溶液发生氧化还原反应 ③两极相连形成闭合电路
二次电池：可充电的电池 二次能源：经过一次能源加工、转换得到的能源
常见电池 干电池 铅蓄电池 银锌电池 镉镍电池 燃料电池
第三节 化学反应的速率和极限
化学反应速率的概念：用单位时间里反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。
单位：mol/(L·s)或mol/(L·min) 表达式 v(B) =△C/△t
同一反应中：用不同的物质所表示的表速率与反应方程式的系数成正比
影响化学反应速率的内因(主要因素）：参加反应的物质的化学性质
外因 浓度 压强 温度 催化剂 颗粒大小
变化 大 高 高 加入 越小表面积越大
速率影响 快 快 快 快 快
化学反应的限度：研究可逆反应进行的程度（不能进行到底）
反应所能达到的限度：当可逆反应进行到正反应速率与逆反应速率相等时，反应物与生成物浓度不在改变，达到表面上静止的一种“平衡状态”。
影响化学平衡的条件 浓度、 压强、 温度
化学反应条件的控制
尽可能使燃料充分燃烧提高原料利用率，通常需要考虑两点：
一是燃烧时要有足够的空气；二是燃料与空气要有足够大的接触面
●主干知识整合
1.外界条件对可逆反应速率的影响规律
升温，v(正)、v(逆)一般均加快，吸热反应增加的倍数大于放热反应增加的倍数；降温，v(正)、v(逆)一般均减小，吸热反应减小的倍数大于放热反应减小的倍数。加压对有气体参加的反应，v(正)、v(逆)均增大，气体体积之和大的一侧增加倍数大于气体体积之和小的一侧增加的倍数；降压，v(正)、v(逆)均减小，气体体积之和大的一侧减小的倍数大于气体体积之和小的一侧减小的倍数。增加反应物的浓度，v(正)急剧增大，
v(逆)逐渐增大。加催化剂可同倍地改变v(正)、v(逆)。
思考讨论
对于合成氨反应，N2、H2的消耗速率逐渐减慢而NH3的生成速率是否逐渐加快？
答：N2、H2的消耗与NH3的生成是同一反应方向，只要N2、H2的消耗速率逐渐减慢，NH3的生成速率必然随之减慢。
2.改变条件对化学平衡的影响规律
(1)在相同温度下，对有气体参加的化学反应，压强越大，到达平衡所需的时间
越短。在相同压强下，温度越高，到达平衡所需的时间越短。
(2)平衡向正反应方向移动，生成物的物质的量增加。而生成物的浓度、生成物的质量分数以及反应物的转化率都不一定增加或提高。
(3)加催化剂，只能同倍改变正、逆反应速率，改变到达平衡所需时间，不影响化学平衡。
(4)同一反应中，未达平衡以前，同一段时间间隔内，高温时生成物含量总比低温时生成物含量大(其他条件相同)。高压时生成物的含量总比低压时生成物的含量大(其他条件相同)。
(5)在其他条件不变时，如将已达平衡的反应容器体积缩小到原来的 ，压强将大于原来的压强，但小于或等于原来压强的2倍。
3.反应物用量的改变对平衡转化率的影响规律
若反应物只有一种时，如：aA(g)b B(g)＋cC(g)，增加A的量，平衡向正反应方向移动，但该反应物A的转化率的变化与气体物质的计量数有关：
(1)若a＝b＋c A的转化率不变
(2)若a＞b＋c A的转化率增大
(3)若a＜b＋c A的转化率减小
若反应物不止一种时，如：aA(g)＋bB(g) cC(g)＋dD(g)
(1)若只增加A的量，平衡向正反应方向移动，而A的转化率减小，B的转化率增大。
(2)若按原比例同倍数地增加反应物A和B的量，则平衡向正反应方向移动，而反应物转化率与气体反应物计量数有关。如a＋b＝c＋d，A、B的转化率都不变；如a＋b＜c＋d，A、B的转化率都减小；如a＋b＞c＋d，A、B的转化率都增大。
第三章 有机化合物
第一节 最简单的有机化合物—甲烷
氧化反应 CH4(g)＋2O2(g) → CO2(g)+2H2O(l)
取代反应 CH4＋Cl2(g) → CH3Cl+HCl
烷烃的通式：CnH2n+2 n≤4为气体 、所有1-4个碳内的烃为气体，都难溶于水，比水轻
碳原子数在十以下的，依次用甲、乙、丙、丁、戊、己、庚、辛、壬、癸
同系物：结构相似，在分子组成上相差一个或若干个CH2原子团的物质互称为同系物
同分异构体：具有同分异构现象的化合物互称为同分异构
同素异形体：同种元素形成不同的单质
同位素：相同的质子数不同的中子数的同一类元素的原子
乙烯 C2H4 含不饱和的C=C双键，能使KMnO4溶液和溴的溶液褪色
氧化反应 2C2H4+3O2 →2CO2+2H2O
加成反应 CH2=CH2+Br2 →CH2Br-CH2Br 先断后接，变内接为外接
加聚反应 nCH2=CH2 → [ CH2 - CH2 ]n 高分子化合物，难降解，白色污染
石油化工最重要的基本原料，植物生长调节剂和果实的催熟剂，
乙烯的产量是衡量国家石油化工发展水平的标志
苯是一种无色、有特殊气味的液体,有毒，不溶于水，良好的有机溶剂
苯的结构特点：苯分子中的碳碳键是介于单键和双键之间的一种独特的键
氧化反应 2 C6H6+15 O2→12 CO2+ 6 H2O
取代反应 溴代反应 + Br2 → -Br + H Br
硝化反应 + HNO3 → -NO2 + H2O
加成反应 +3 H2 →

第三节 生活中两种常见的有机物
乙醇物理性质：无色、透明，具有特殊香味的液体，密度小于水沸点低于水，易挥发。
良好的有机溶剂，溶解多种有机物和无机物，与水以任意比互溶,醇官能团为羟基-OH
与金属钠的反应 2CH3CH2OH+Na→ 2CH3CHONa+H2
氧化反应 完全氧化 CH3CH2OH+3O2→ 2CO2+3H2O
不完全氧化 2CH3CH2OH+O2→ 2CH3CHO+2H2O Cu作催化剂
乙酸 CH3COOH 官能团：羧基-COOH 无水乙酸又称冰乙酸或冰醋酸。
弱酸性，比碳酸强 CH3COOH+NaOH→CH3COONa+H2O 2CH3COOH+CaCO3→Ca（CH3COO）2+H2O+CO2↑
酯化反应 醇与酸作用生成酯和水的反应称为酯化反应。原理 酸脱羟基醇脱氢。
CH3COOH+C2H5OH→CH3COOC2H5+H2O
第四节 基本营养物质
糖类：是绿色植物光合作用的产物，是动植物所需能量的重要来源。又叫碳水化合物
单糖 C6H12O6 葡萄糖 多羟基醛 CH2OH-CHOH-CHOH-CHOH-CHOH-CHO
果糖 多羟基酮
双糖 C12H22O11 蔗糖 无醛基 水解生成一分子葡萄糖和一分子果糖:
麦芽糖 有醛基 水解生成两分子葡萄糖
多糖 （C6H10O5）n 淀粉 无醛基 n不同不是同分异构 遇碘变蓝 水解最终产物为葡萄糖
纤维素 无醛基
油脂：比水轻(密度在之间)，不溶于水。是产生能量最高的营养物质
植物油 C17H33-较多，不饱和 液态 油脂水解产物为高级脂肪酸和丙三醇（甘油），油脂在碱性条件下的水解反应叫皂化反应
脂肪 C17H35、C15H31较多 固态
蛋白质是由多种氨基酸脱水缩合而成的天然高分子化合物
蛋白质水解产物是氨基酸，人体必需的氨基酸有8种，非必需的氨基酸有12种
蛋白质的性质
盐析：提纯 变性：失去生理活性 显色反应：加浓硝酸显黄色 灼烧：呈焦羽毛味
误服重金属盐：服用含丰富蛋白质的新鲜牛奶或豆浆
主要用途：组成细胞的基础物质、人类营养物质、工业上有广泛应用、酶是特殊蛋白质
第四章 化学与可持续发展
开发利用金属资源
电解法 很活泼的金属 K-Al MgCl2 = Mg + Cl2
热还原法 比较活泼的金属 Zn-Cu Fe2O3+3CO = 2Fe+3CO2
3Fe3O4+8Al = 9Fe+4Al2O3 铝热反应
热分解法 不活泼的金属 Hg-Au 2HgO = Hg + O2
海水资源的开发和利用
海水淡化的方法 蒸馏法 电渗析法 离子交换法
制盐 提钾 提溴用氯气 提碘 提取铀和重水、开发海洋药物、利用潮汐能、波浪能
镁盐晶提取 Mg2+----- Mg(OH)2 -------MgCl2
氯碱工业 2NaCl+2H2O = H2↑+2 NaOH + Cl2↑
化学与资源综合利用
煤 由有机物和无机物组成 主要含有碳元素
干馏 煤隔绝空气加强热使它分解 煤焦油 焦炭
液化 C（s）+H2O（g）→ CO（g）+H2（g）
汽化 CO（g）+2H2→ CH3OH
焦炉气 CO、H2、CH4、C2H4 水煤气 CO、H2
天然气 甲烷水合物“可燃冰”水合甲烷晶体（CH4·nH2O）
石油 烷烃、环烷烃和环烷烃所组成 主要含有碳和氢元素
分馏 利用原油中各成分沸点不同，将复杂的混合物分离成较简单更有用的混合物的过程。
裂化 在一定条件下，把分子量大、沸点高的烃断裂为分子量小、沸点低的烃的过程。
环境问题 不合理开发和利用自然资源，工农业和人类生活造成的环境污染
三废 废气、废水、废渣
酸雨： SO2、、NOx、 臭氧层空洞 ：氟氯烃 赤潮、水华 ：水富营养化N、P
绿色化学是指化学反应和过程以“原子经济性”为基本原则 只有一种产物的反应。
够吗？