1、精選優質文檔-傾情為你奉上化學必修2知識點歸納與總結第一章 原子結構與元素周期律第一節 原子結構第1課時 原子核 核素一、原子的構成：（）原子的質量主要集中在原子核上。（）質子和中子的相對質量都近似為1，電子的質量可忽略。（）帶電特點：微粒質子中子電子帶電特點一個質子帶一個單位的正電荷不帶電一個電子帶一個單位的負電荷原子序數核電核數質子數核外電子數（）質量數(A)=質子數(Z)+中子數(N)質子 Z個（）在化學上，我們用符號X來表示一個質量數為A，質子數為Z的具體的X原子。原子X原子核中子 N個=（AZ）個核外電子 Z個 二、核素1.元素、核素、同位素、同素異形體的比較元素核素同位素同素異形體

2、定義具有相同核電荷數(質子數)的同一類原子的總稱把具有一定數目的質子和一定數目的中子的一種原子稱為核素。一種原子即為一種核素質子數相同而中子數不同的同一元素的不同原子互稱為同位素（同一種元素的不同核素間互稱為同位素）。相同元素組成，不同形態的單質本質質子數(核電荷數)相同的一類原子質子數、中子數都一定的一類原子質子數相同、中子數不同的核素的互稱同種元素形成的不同單質范疇同類原子，存在游離態、化合態兩種形式原子原子單質特性只有種類，沒有個數化學反應中的最小微粒物理性質不同，化學性質相同由一種元素組成，可獨立存在決定因素質子數質子數、中子數質子數、中子數組成元素、結構舉例H、C、N三種元素H、H、

3、H三種核素U、U、U互為同位素O2與O32.元素、核素、同位素、同素異形體的聯系三、原子或離子中微粒間的數量關系1.原子或離子中核電荷數、質子數、中子數及核外電子數之間的關系（1）質子數 + 中子數 = 質量數 = 原子的近似相對原子質量（2）原子的核外電子數 = 核內質子數 = 核電荷數（3）陽離子核外電子數 = 核內質子數 電荷數（4）陰離子核外電子數 = 核內質子數 + 電荷數 (5)除H外，其它元素的原子中，中子數質子數2.原子的質量數與原子的相對原子質量及元素的相對原子質量的關系原子的質量數原子的相對原子質量元素的相對原子質量區別原子的質量數是該原子內所有質子和中子數的代數和，都是正

4、整數原子的相對原子質量，是指該原子的真實質量與C質量的的比值，一般不是正整數元素的相對原子質量是由天然元素的各種同位素的相對原子質量與其在自然界中所占原子個數的百分比的積的加和得來的。Arl*a1+Ar2a2+聯系如果忽略電子的質量，質子、中子的相對質量分別取其近似整數值，那么，原子的相對原子質量在數值上與原子的質量數相等第2課時 核外電子排布一、核外電子的分層排布1.依據：電子能量高低、運動區域離核遠近。2.電子層與電子能量的關系電子層數1234567電子層符號KLMNOPQ最多容納電子數2482n2離核距離近 遠電子能量低 高 二、核外電子的排布規律1.由里向外，依次排布在能量逐漸升高的電

5、子層里2.各電子層最多容納的電子數是2n2（n表示電子層）3. 最外層電子數不超過8個（K層是最外層時，最多不超過2個）；次外層電子數目不超過18個；倒數第三層不超過32個。三、核外電子排布的表示方法結構示意圖原子結構示意圖： 離子結構示意圖：Mg2+ Cl-四、原子最外層的電子排布與元素的化學性質的關系元素結構與性質稀有氣體元素金屬元素非金屬元素最外層電子數8(He為2)一般小于4一般大于或等于4穩定性穩定不穩定不穩定得失電子能力既不易得電子，也不易失電子易失電子易得電子化合價0只顯正價即顯正價又顯負價五、質子數為120的原子或離子的結構特點1核電荷數為120的原子的結構特點(1)原子核中無

6、中子的原子：1H；(2)最外層有1個電子的原子：H、Li、Na、K；(3)最外層有2個電子的原子：Be、Mg、Ca、He；(4)最外層電子數等于次外層電子數的原子：Be、Ar；(5)最外層電子數是次外層電子數2倍的原子：C；(6)最外層電子數是次外層電子數3倍的原子：O；(7)最外層電子數是內層電子總數一半的原子：Li、P；(8)電子層數與最外層電子數相等的原子：H、Be、Al；(9)次外層電子數是最外層電子數2倍的原子：Li、Si；(10)最外層電子數是次外層電子數4倍的原子：Ne；(11)電子總數為最外層電子數2倍的原子：Be。2.核外電子數相同的微粒10電子微粒18電子微粒分子Ne、CH

7、4、NH3、H2O、HFAr、SiH4、PH3、H2S、HCl、F2、H2O2、N2H4、C2H6、CH3OH陽離子Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+K+、Ca2+陰離子N3、O2、F、OH、NH2P3、S2、HS、Cl、O22第二節 元素周期律和元素周期表一、元素周期律1.原子序數(1)含義：元素在元素周期表中的序號(2)與其他量的關系：原子序數核電核數質子數核外電子數2.元素周期律的含義元素的性質（核外電子排布、原子半徑、主要化合價、金屬性、非金屬性）隨著原子序數的遞增而呈周期性變化的規律。3.元素性質的周期性變化實質是元素原子核外電子排布的周期性變化的必然結果。二、元素周期表

8、1.元素周期表與元素周期律的關系：元素周期表是元素周期律的具體表現形式。2.元素周期表(1)編排原則：按原子序數遞增的順序從左到右排列。周期：將電子層數相同的各元素從左到右排成一橫行。（周期序數原子的電子層數）族：把最外層電子數相同的元素按電子層數遞增的順序從上到下排成一縱行。主族序數原子最外層電子數(2)結構特點：周期：元素周期表有7個橫行，即7個周期行序數分類名稱核外電子層數所含元素種數1短周期第1周期122第2周期283第4周期384長周期第4周期4185第5周期5186第6周期6327不完全周期第7周期7現有26(排滿32)族：元素周期表中共有18個縱列，16個族，包括7個主族，7個副

9、族，1個族，1個0族。 yh p13 三、元素周期表中的部分重要元素族元素性質存在A族(堿土金屬元素)鈹(Be)、鎂(Mg)、鈣(Ca)、鍶(Sr)、鋇(Ba)、鐳(Ra)物理共性：亮白色，導熱性，導熱性，延展性；化學共性：易失去最外層的兩個電子自然界只以化合態存在A族氮(N)、磷(P)、砷(As)、銻(Sb)、鉍(Bi)N、P、As為非金屬元素，Sb、Bi為金屬元素自然界以化合態和游離態存在過渡元素第312列全為金屬元素，具有良好的導電性，化學性質比較穩定四、焰色反應Na 黃 Li 紫紅 K 淺紫 （透過藍色鈷玻璃觀察，因為鉀里面常混有鈉，黃色掩蓋了淺紫色） Rb 紫 Ca 磚紅色 Sr 洋

10、紅 Rb 紫 Cu 綠 Ba 黃綠 Co 淡藍鎂、鋁，還有鐵、鉑、鎳等金屬無焰色；稀有氣體放電顏色 He 粉紅 Ne 鮮紅 Ar 紫 五、1.微粒半徑的大小與比較：一看“電子層數”：當電子層數不同時，電子層數越多，半徑越大。如同一主族元素，電子層數越多，半徑越大如：r(Cl)r(F)、r(O2)r(S2)、r(Na)r(Na+)。二看“核電荷數”：當電子層數相同時，核電荷數越大，半徑越小。如同一周期元素，電子層數相同時核電荷數越大，半徑越小。如r(Na)r(Cl)、r(O2)r(F)r(Na+)。三看“核外電子數”：當電子層數和核電荷數均相同時，核外電子數越多，半徑越大。如：r(Cl)r(Cl

11、) 、r(Fe2+)r(Fe3+)。同種元素，核外電子數越多，微粒半徑越大，即r(陰離子) >r(原子)>r(陽離子)2.由位置推導原子序數（1）同周期AA2、3nn+14、5nn+116nn+25（2）同族若A、B為同主族元素，A所在周期有m種元素，B所在周期有n種元素，A在B的上一周期，設A的原子序數為a。若A、B為A族或A族(位于過渡元素左邊的元素)，則B的原子序數為(a+m)。若A、B為AA族(位于過渡元素右邊的元素)，則B的原子序數為(a+m)。第三節 元素周期表的應用一、第3周期元素原子得失電子能力的比較原子序數1112131415161718元素符號NaMgAlSiP

12、SClAr單質與水(或酸)反應情況冷水劇烈熱水較快鹽酸劇烈鹽酸較快稀有氣體元素易 難非金屬單質與氫氣反應高溫磷蒸氣與H2能反應需加熱光照或點燃爆炸化合難 易最高價氧化物對應水化物的酸堿性NaOH強堿Mg(OH)2中強堿Al(OH)3兩性氫氧化物H2SiO3弱酸H3PO4中強酸H2SO4強酸HClO4最強酸氣態氫化物的穩定性SiH4很不穩定PH3不穩定H2S較穩定HCl穩定金屬性與非金屬性金屬性 非金屬性二、元素的金屬性與非金屬性1.金屬性和非金屬性的演變規律：金屬性-還原性-失電子能力-最高價氧化物對應水化物的堿性-置換氫的難易-原電池反應中正負極非金屬性-氧化性-得電子能力-最高價氧化物對應

13、水化物的酸性性-氣態氫化物的穩定性注意：金屬性的強弱不等于還原性的強弱，同理非金屬性的強弱不等于氧化性的強弱。例如I有較強的還原性而不是金屬性；Ag+有氧化性而不是非金屬性。（只是作題中大部分相同）2.元素原子失電子能力（還原性或金屬性）強弱的判斷標準單質與水（或酸）反應，越容易置換出氫氣，元素原子失電子能力越強，元素的金屬性越強，單質的還原性越強。最高價氧化物對應的水化物的堿性越強，元素原子失電子能力越強，元素的金屬性越強，單質的還原性越強。金屬單質間的置換反應，被置換出的金屬元素的原子失電子能力弱，元素的金屬性弱，單質的還原性弱。金屬陽離子得電子（或氧化）能力越強，對應原子失電子能力越弱，

14、元素的金屬性越弱，單質的還原性越弱。金屬原子失電子，需吸收能量，失去相同的電子數，吸收的能量越少，元素的原子失電子能力越強，元素的金屬性越強，單質的還原性越強。根據周期表的位置判斷。位于周期表左下方的元素，原子失電子能力越強，元素的金屬性越強，單質的還原性越強。根據金屬活動順序判斷。自左至右，元素的原子失電子能力越弱，元素的金屬性越弱，單質的還原性越弱。3.元素原子得電子能力（氧化性或非金屬性）強弱的判斷標準比較元素的單質與H2化合的難易程度，越易化合，元素的原子得電子能力越強，元素的非金屬性越強，單質的氧化性越強氣態氫化物的穩定性。氫化物越穩定，元素的原子得電子能力越強，元素的非金屬性越強，

15、單質的氧化性越強元素的最高價氧化物對應水化物的酸性強弱。酸性越強，元素的原子得電子能力越強，元素的非金屬性越強，單質的氧化性越強非金屬單質間的置換反應，被置換出的非金屬元素的原子得電子能力弱，元素的非金屬性弱，單質的氧化性弱。非金屬元素的陰離子的還原性越強對應的元素的原子得電子能力越弱，元素的非金屬性越弱，單質的氧化性越弱不同的非金屬單質氧化同一種金屬單質，金屬單質失電子越多說明該非金屬元素的原子得電子能力越強，元素的非金屬性越強，單質的氧化性越強根據周期表的位置判斷。位于周期表右上方的元素，元素的原子得電子能力越強，元素的非金屬性越強，單質的氧化性越強非金屬原子得電子，需放出能量，得到相同的

16、電子數，放出的能量越多，元素的原子得電子能力越強，元素的非金屬性越強，單質的氧化性越強三、 元素性質隨周期和族的變化規律同周期（左右）同主族（上下）結構電子層結構電子層數相同遞增最外層電子數遞增(18或2)相同核內質子數遞增遞增性質原子半徑遞減(稀有氣體元素除外)遞增主要化合價正價 +1+7負價 -4-1相似最高正價族序數（O、F除外）元素原子失電子能力減弱增強元素原子得電子能力增強減弱性質應用最高價含氧酸酸性增強減弱堿的堿性減弱增強氣態氫化物的穩定性增強減弱氣態氫化物的還原性減弱增強單質置換氫氣的難易程度變難變易四、原子結構、元素性質與元素在周期中的位置關系1. 元素周期表的位置、結構、性質

17、的關系 原子半徑越大，失電子越易，還原性越強，金屬性越強，形成的最高價氧化物對應的水化物的堿性越強，其離子的氧化性越弱。原子半徑越小，得電子越易，氧化性越強，非金屬性越強，形成的氣態氫化物越穩定，形成最高價氧化物對應水化物的酸性越強，其離子的還原性越弱。 五、元素周期律和元素周期表的具體應用1. 在周期表中金屬與非金屬的分界處可以找到半導體材料2. 在過渡元素中尋找催化劑和耐高溫、耐腐蝕的合金材料。3.在非金屬元素區域研究，生成新型農藥。4.預測新元素的性質第二章 化學鍵 化學反應與能量第一節 化學鍵與化學反應一、化學鍵1 概念：相鄰的原子之間強的相互作用注：非相鄰原子或分子之間不存在化學鍵，

18、如稀有氣體中不存在化學鍵 ；原子：中性原子（形成共價鍵）、陰陽離子（形成離子鍵）；相互作用：相互吸引和相互排斥。 離子鍵：只存在于離子化合物中2分類： 共價鍵：存在于共價化合物中，也可能存在離子化合物中 （1）離子鍵與共價鍵的比較鍵型離子鍵共價鍵概念陰陽離子結合成化合物的靜電作用叫離子鍵原子之間通過共用電子對所形成的相互作用叫做共價鍵成鍵方式通過得失電子達到穩定結構通過形成共用電子對達到穩定結構成鍵粒子陰、陽離子原子成鍵元素活潑金屬與活潑非金屬元素之間（特殊：NH4Cl、NH4NO3等銨鹽只由非金屬元素組成，但含有離子鍵）非金屬元素之間離子化合物：由離子鍵構成的化合物叫做離子化合物。（一定有離

19、子鍵，可能有共價鍵）。（1）活潑金屬與活潑非金屬形成的化合物。如NaCl、Na2O、K2S等 （2）強堿：如NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等 （3）大多數鹽：如Na2CO3、BaSO4 （4）銨鹽：如NH4Cl共價化合物：原子間通過共用電子對形成分子的化合物叫做共價化合物。（只有共價鍵）極性共價鍵（簡稱極性鍵）：由不同種原子形成，AB型，如，HCl。共價鍵 非極性共價鍵（簡稱非極性鍵）：由同種原子形成，AA型，如，ClCl。（2）電子式：在元素符號周圍用“·”和“×”來表示原子的最外層電子（價電子），這種式子叫做電子式。1）原子的電子式： 由于中性原子既沒

20、有得電子，也沒有失電子，所以書寫電子式時應把原子的最外層電子全部排列在元素符號周圍。排列方式為在元素符號上、下、左、右四個方向，每個方向不能超過2個電子。例如，、。2）金屬陽離子的電子式：金屬原子在形成陽離子時，最外層電子已經失去，但電子式僅畫出最外層電子，所以在畫陽離子的電子式時，就不再畫出原最外層電子，但離子所帶的電荷數應在元素符號右上標出。所以屬陽離子的電子式即為離子符號。如鈉離子的電子式為；鎂離子的電子式為，氫離子也與它們類似，表示為。3）非金屬陰離子的電子式：一般非金屬原子在形成陰離子時，得到電子，使最外層達到穩定結構，這些電子都應畫出，并將符號用“”括上，右上角標出所帶的電荷數，電

21、荷的表示方法同于離子符號。例如，、。二、離子化合物與共價化合物的判斷1.根據化合物類別判斷(1)強堿、鹽、大多數堿性氧化物屬于離子化合物；(2)非金屬氧化物、非金屬氫化物、含氧酸、多數有機化合物屬于共價化合物。2.根據化合物性質判斷(1)熔融狀態下導電的化合物是離子化合物(2)溶、沸點較低的化合物(SiO2、SiC等除外)一般為共價化合物(3)溶于水和熔融狀態下不導電的化合物為共價化合物3.根據組成物質的微粒間的成鍵類型判斷一般來說，活潑的金屬元素原子核活潑的非金屬元素原子間易形成離子鍵，同種或不同種非金屬元素原子間形成共價鍵。(1)含有離子鍵的化合物一定是離子化合物，但離子化合物中也可能含共

22、價鍵，如銨鹽、Na2SO4、NaOH、Na2O2等。(2)只含共價鍵的化合物是共價化合物，共價化合物中一定沒有離子鍵。(3)離子化合物中一般既含金屬元素又含非金屬元素(銨鹽除外)；共價化合物中一般只含非金屬元素，但只含非金屬元素的化合物不一定是共價化合物，如(NH4)2SO4二化學反應中的能量變化1、在任何的化學反應中總伴有能量的變化。原因：當物質發生化學反應時，斷開反應物中的化學鍵要吸收能量，而形成生成物中的化學鍵要放出能量。化學鍵的斷裂和形成是化學反應中能量變化的主要原因。一個確定的化學反應在發生過程中是吸收能量還是放出能量，決定于反應物的總能量與生成物的總能量的相對大小。E(反應物總能量

23、)E(生成物總能量)，為放熱反應。E(反應物總能量)E(生成物總能量)，為吸熱反應。放熱反應吸熱反應表現形式H0或H為“-”H0或H為“+”能量變化生成物釋放的總能量大于反應物吸收的總能量生成物釋放的總能量小于反應物吸收的總能量鍵能變化生成物總鍵能大于反應物總鍵能生成物總鍵能小于反應物總鍵能聯系鍵能越大，物質能量越低，越穩定；反之鍵能越小，物質能量越高，越不穩定，圖 示2、常見的放熱反應和吸熱反應常見的放熱反應：所有的燃燒與緩慢氧化。酸堿中和反應。活潑金屬與酸或H2O反應大多數化合反應（特殊：CCO22CO是吸熱反應）。鋁熱反應常見的吸熱反應：以C、H2、CO為還原劑的氧化還原反應如：C(s)

24、H2O(g) CO(g)H2(g)。銨鹽和堿的反應如Ba(OH)2·8H2ONH4ClBaCl22NH310H2O大多數分解反應如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。碳與水的反應第二節 化學反應快慢與限度一、化學反應的快慢1、化學反應的速率（1）概念：化學反應速率通常用單位時間內反應物濃度的減少量或生成物濃度的增加量（均取正值）來表示。 計算公式：v(B)c表示反應物(或生成物)濃度的變化在一定溫度下，固體和純液體物質單位體積里的物質的量保持不變，即物質的量濃度為不變的常數，因此不能選用固體或純液體物質來表示化學反應速率。單位：mol/(L·s)或mol/(L

25、83;min)B為溶液或氣體，若B為固體或純液體不計算速率。以上所表示的是平均速率，而不是瞬時速率。重要規律：（I）速率比方程式系數比 （II）變化量比方程式系數比（2）影響化學反應速率的因素：內因：由參加反應的物質的結構和性質決定的（主要因素）。外因：溫度：升高溫度，增大速率，降低溫度，減小速率。一般每升高10°C，速率提高2到4倍。（放熱和吸熱反應都適用） 催化劑：一般加快反應速率（正催化劑），減慢反應速率（負催化劑）濃度：增加反應物的濃度，增大速率（溶液或氣體才有濃度可言）壓強：增大壓強，增大速率（適用于有氣體參加的反應），改變壓強對反應速率的影響實質是改變體積，使反應物的濃度

26、改變而引起的。如壓縮體積或充入反應物，使壓強增大，都能加快化學反應速率；若體積不變，充入不參與反應的氣體，雖然總的壓強增大了，但反應物的濃度沒有發生變化，故化學反應速率不變。其它因素：如光（射線）、固體的表面積（顆粒大小）、反應物的狀態（溶劑）、等也會改變化學反應速率。二、化學反應的限度化學平衡（1）在一定條件下，當一個可逆反應進行到正向反應速率與逆向反應速率相等時，反應物和生成物的濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“動態平衡狀態”，這就是這個反應所能達到的限度，即化學平衡狀態。化學平衡的移動受到溫度、反應物濃度、壓強等因素的影響。催化劑只改變化學反應速率，對化學平衡無影響。在相同的條件下同時

27、向正、逆兩個反應方向進行的反應叫做可逆反應。通常把由反應物向生成物進行的反應叫做正反應。而由生成物向反應物進行的反應叫做逆反應。在任何可逆反應中，正方應進行的同時，逆反應也在進行。可逆反應不能進行到底，即是說可逆反應無論進行到何種程度，任何物質（反應物和生成物）的物質的量都不可能為0。（2）化學平衡狀態的特征：逆、動、等、定、變。逆：化學平衡研究的對象是可逆反應。動：動態平衡，達到平衡狀態時，正逆反應仍在不斷進行。等：達到平衡狀態時，正方應速率和逆反應速率相等，但不等于0。即v正v逆0。定：達到平衡狀態時，各組分的濃度保持不變，各組成成分的含量保持一定。變：當條件變化時，原平衡被破壞，在新的條

28、件下會重新建立新的平衡，既反生化學平衡的移動。（3）判斷化學平衡狀態的標志：例舉反應mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)混合物體系中各成分的含量各物質的物質的量或各物質的物質的量的分數一定平衡各物質的質量或各物質質量分數一定平衡各氣體的體積或體積分數一定平衡總體積、總壓力、總物質的量一定不一定平衡正、逆反應速率的關系在單位時間內消耗了m molA同時生成m molA，即V(正)=V(逆)平衡在單位時間內消耗了n molB同時消耗了p molC，則V(正)=V(逆)平衡V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定等于V(逆)不一定平衡在單位時間內生成n mol

29、B，同時消耗了q molD，因均指V(逆)不一定平衡壓強m+np+q時，總壓力一定（其他條件一定）平衡m+n=p+q時，總壓力一定（其他條件一定）不一定平衡混合氣體平均相對分子質量MrMr一定時，只有當m+np+q時平衡Mr一定時，但m+n=p+q時不一定平衡溫度任何反應都伴隨著能量變化，當體系溫度一定時（其他不變）平衡體系的密度密度一定不一定平衡其他如體系顏色不再變化等平衡第三節 化學反應的利用一、利用化學反應制備新物質的意義：利用化學反應不僅能制備 自然界中存在的物質 ，而且還能制備 自然界中不存在的物質。 利用化學反應制備所需要的物質，例如消毒劑 ClO2 的制備。通過改變材料的結構，提

30、高其性能 ，擴大適用范圍。 利用化學反應制備物質已成為保障人們物質需求的重要手段。人類利用化學反應，不但要利用化學反應產生的新物質，還要充分利用化學反應過程中產生的能量。在化學反應中，能量以不同的形式表現出來，通常有熱能、電能等。二、氯氣的實驗室制法 1. 氯氣的實驗室制法       （1）反應原理：       （2）實驗裝置如圖      3.氯氣的實驗室制法和凈化方法(1)裝置中所盛試劑及其作用：飽

31、和食鹽水，除去氯氣中的氯化氫氣體；濃硫酸，除去氯氣中的水蒸氣（或干燥氯氣）；氫氧化鈉溶液，吸收尾氣中的氯氣。(2)驗滿方法如果采用排空氣法收集氯氣，可在瓶口用濕潤的淀粉碘化鉀試紙（變藍）來檢驗，也可以用濕潤的有色布條（褪色）來檢驗。  4. 工業制氯氣的反應原理  5. 工業合成鹽酸的反應原理  6. 工業上合成消毒劑二氧化氯（）三、常見氣體的制備  1. 一套完整的制取氣體的裝置，應當由四部分組成：  2. 氣體發生裝置基本類型裝置類型固體反應物（加熱）固液反應物（不加熱）固液反應物（加熱）裝置示意圖主要儀器酒精燈、大試管長頸漏斗、大試管圓底

32、燒瓶、分液漏斗、酒精燈、石棉網3.氣體收集裝置裝置類型排水(液)集氣法向上排空氣集氣法向下排空氣集氣法裝置示意圖適用范圍不溶于水(液)的氣體密度大于空氣的氣體密度小于空氣的氣體典型氣體H2、O2、NO、CO、CH4、CH2CH2、CHCHCl2、HCl、CO2、SO2、H2SH2、NH3、CH44.氣體除雜裝置裝置類型液體除雜劑(不加熱)固體除雜劑(不加熱)固體除雜劑(加熱)裝置示意圖適用范圍不溶于水(液)的氣體常溫下不與除雜劑反應的氣體加熱條件下不與除雜劑反應的氣體5.尾氣處理裝置裝置類型灼燒式吸收式收集式裝置示意圖適用范圍難溶于電解質溶液的易燃氣體，如H2、CO等易與電解質溶液反應的氣體，

33、如Cl2、H2S、SO2等所有危險或有污染氣體均可用此法(少量氣體)四、化學反應為人類提供能量：1.原電池原理（1）原電池的工作原理：通過氧化還原反應（有電子的轉移）把化學能轉變為電能。（2）構成原電池的條件：（1）電極為導體且活潑性不同；（2）兩個電極接觸（導線連接或直接接觸）；（3）兩個相互連接的電極插入電解質溶液構成閉合回路。（4）電極名稱及發生的反應：負極：較活潑的金屬作負極，負極發生氧化反應，電極反應式：較活潑金屬ne金屬陽離子負極現象：負極溶解，負極質量減少。正極：較不活潑的金屬或石墨作正極，正極發生還原反應，電極反應式：溶液中陽離子ne單質正極的現象：一般有氣體放出或正極質量增加

34、。2.原電池正負極的判斷方法：依據原電池兩極的材料：較活潑的金屬作負極（K、Ca、Na太活潑，不能作電極）；較不活潑金屬或可導電非金屬（石墨）、氧化物（MnO2）等作正極。根據電流方向或電子流向：（外電路）的電流由正極流向負極；電子則由負極經外電路流向原電池的正極。根據內電路離子的遷移方向：陽離子流向原電池正極，陰離子流向原電池負極。根據原電池中的反應類型：負極：失電子，發生氧化反應，現象通常是電極本身消耗，質量減小。正極：得電子，發生還原反應，現象是常伴隨金屬的析出或H2的放出。3.原電池的應用：加快化學反應速率，如粗鋅制氫氣速率比純鋅制氫氣快。比較金屬活動性強弱。設計原電池。金屬的腐蝕。

35、第三章 重要的有機化合物第一節 認識有機化合物第1課時 有機化合物的性質絕大多數含碳的化合物稱為有機化合物，簡稱有機物。像CO、CO2、碳酸、碳酸鹽等少數化合物，由于它們的組成和性質跟無機化合物相似，因而一向把它們作為無機化合物。甲烷的性質與結構物理性質在通常狀況下，甲烷是無色、無味的氣體，密度比空氣小，極難溶于水。化學性質通常狀況下，甲烷的性質比較穩定，與酸性KMnO4溶液等強氧化劑不發生反應，與強酸、強堿等也不發生反應。空間結構：正四面體，4個C-H鍵的長度和強度相同，夾角相同。來源： 天然氣、沼氣 、油田氣 、煤礦坑道氣的主要成分都是甲烷點燃甲烷的可燃性：氧化反應 CH4 + 2O2 C

36、O2+2H2O 注意：點燃甲烷時要驗純，條件不同，生成水的狀態不同。該反應為放熱反應，伴有淡藍色火焰。甲烷的取代反應方程式：黃綠色逐漸消失，試管內壁有油狀液滴產生，試管內上升一段水柱。結論：室溫時，甲烷與氯氣在光照的條件下發生反應，生成氯化氫氣體（看到有白色的煙霧）和其他有機物，其反應的化學方程式如下：甲烷的取代反應取代反應：有機物分子里的某些原子或原子團被其他原子或原子團所代替的反應叫做取代反應。逐步取代：1molCl2只能取代1molH原子取代反應的產物是混合物，5種產物都有（HCl，還有各種取代產物）。產物的狀態：HCl、CH3Cl為 氣體，CH2Cl2、CHCl3和CCl4為 液 體，

37、甲烷的四種氯代產物都不溶于水。不論CH4 和 Cl2的比例是多少，幾種產物都有，n(HCl)最大，且 n(HCl)= n(參加反應Cl2)第2課時 有機化合物的結構特點1.烴烴的定義：僅含碳和氫兩種元素的有機物稱為碳氫化合物，稱為烴。(1)除甲烷外，還有一系列性質跟它很相似的烴，如乙烷（C2H6）、丙烷（C3H8）、丁烷（C4H10）等，這類烴稱為烷烴。其結構特點是：碳原子之間都以碳碳單鍵結合成鏈狀，碳原子剩余的價鍵全部跟氫原子結合而達到飽和。烷烴通式為：CnH2n+2（n1） 分子式（碳原子數）不同的烷烴一定互為同系物，分子式相同（結構不同）的烷烴一定互為同分異構體。（2） 烷烴的物理性質a

38、）隨著分子里含碳原子數的增加，熔點、沸點逐漸升高，相對密度逐漸增大；b）分子里碳原子數等于或小于4的烷烴。在常溫常壓下都是氣體，其他烷烴在常溫常壓下都是液體或固體；c）烷烴的相對密度小于水的密度。d）一般不溶于水，而易溶于有機溶劑，液態烷烴本身就是良好的有機溶劑。（3）烷烴的化學性質穩定，跟酸、堿及氧化物都不發生反應，也難與其他物質化合；但在特定的條件下能發生下列反應： 能燃燒：CnH2n+2+O2nCO2+(n+1)H2O 易與X2取代：CnH2n+2+Cl2CnH2n+1Cl+HCl2.同系物、同分異構體、同素異形體、同位素比較。概念同系物同分異構體同素異形體同位素定義結構相似，在分子組成

39、上相差一個或若干個CH2原子團的物質分子式相同而結構式不同的化合物的互稱由同種元素組成的不同單質的互稱質子數相同而中子數不同的同一元素的不同原子的互稱分子式不同相同元素符號表示相同，分子式可不同結構相似不同不同研究對象化合物化合物單質原子第二節 石油和煤 重要的烴1、 煤 ：由有機物和無機物所組成的復雜的混合物。煤除了主要含碳元素外，還含有少量的H、N、S、O等元素。（1）煤的干餾：把煤隔絕空氣加強熱使它分解的過程，收做煤的干餾。在這個過程中，煤發生了復雜的化學變化。煤經過干餾能得到焦炭、煤焦油、粗氨水和焦爐氣等物質。煤在燃燒時會產生大量污染性氣體，因此要對其產生的廢氣進行脫硫處理。煤干餾的主要產物和用途干餾產物主要成分主要用途爐煤氣焦爐氣氫氣、甲烷、乙烯、一氧化碳氣體燃料，化工原料粗氨水氨氣、