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化学必修二讲义

普通高中课程标准实验教科书 化学 必修2
第一章 物质结构 元素周期律
  第一节 元素周期表
第二节 元素周期律
第三节 化学键
    归纳与整理
第二章 化学反应与能量
    第一节 化学能与热能
    第二节 化学能与电能
    第三节 化学反应的速率和限度
    归纳与整理
第三章 有机化合物
    第一节 最简单的有机化合物----甲烷
    第二节 来自石油和煤的两种基本化工原料
    第三节 生活中两种 常见的有机物
    归纳与整理

第四章 化学与可持续发展
    第一节 开发利用金属矿物和海水资源
    第二节 化学与资源综合利用、环境保护
    归纳与整理
结束语

附录Ⅰ   相对原子质量表
附录Ⅱ   部分酸、碱和盐的溶解性表（20℃）
附录Ⅲ   一些常见元素中英文名称对照表

第一章 物质结构 元素周期律
第一节 元素周期表
（一）核素
1、原子结构：
原子由原子核和核外电子构成，原子核在原子的中心，由带正电的质子与不带电的中子构成，带负电的电子绕核作高速运动。也就是说，质子、中子和电子是构成原子的三种微粒。在原子中，原子核带正电荷，其正电荷数由所含质子数决定。

（1）原子的电性关系：核电荷数 = 质子数 = 核外电子数
（2）质量数：将原子核内所有的质子和中子的相对质量取近似整数值加起来所得的数值，叫质量数。
质量数（A）= 质子数（Z）+ 中子数（N）
（3）离子指的是带电的原子或原子团。带正电荷的粒子叫阳离子，带负电荷的粒子叫阴离子。
当质子数(核电荷数)＞核外电子数时，该粒子是阳离子，带正电荷；
当质子数(核电核数＜核外电子数时，该粒子是阴离子，带负电荷。
X
（4）原子组成的表示方法A
质量数——

——元素符号

Z

核电荷数——
（核内质子数）

2、核素和同位素
（1）核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的原子叫核素。如如氢元素有H、H、H三种不同核素。
（2）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。
①同位素中“同位”的含义：指在元素周期表中占据同一个位置的意思。如氕、氘、氚，即同一元素的不同核素之间互称为同位素。
②同位素的性质：在天然存在的某种元素中，各种同位素原子个数百分含量一般是不变的；同一种元素的各种不同的同位素化学性质几乎完全相同，因为各同位素原子结构几乎相同（除中子数）。但由不同的同位素构成的物质物理性质不同。
③同位素相对原子质量与元素相对原子质量：同位素（即某个原子）相对原子质量；是指某原子的质量与12C原子质量的 1/12的比值。例如， 12C原子质量是1.993×10-26kg，一个Fe原子质量为9.288×10-26kg，则该Fe原子相对质量为 =55.923。所以，同一种元素可以有几种不同的同位素（即不同的原子），各同位素的相对原子质量是不同的。元素的相对原子质量是各同位素（即各原子）相对原子质量的代数平均值。设某元素各同位素（即各原子）的相对原子质量分别为M1、M2……，各同位素（即各原子）原子个数百分含量分别为x1%，x2%……，则该元素相对原子质量 =M1x1%+M2x2%+……，若用同位素质量数和原子百分含量计算出的平均值为近似相对原子质量。
（3）元素、核素、同位素的比较和关系
元素
具有相同核电荷数即质子数的同一类原子的总称。
核素
具有一定数目的质子和中子的一种原子。即：原子=核素
同位素
具有相同质子数不同中子数的同一种元素的不同种原子（核素），互称同位素。

3、质量数
如果忽略电子质量，将原子核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值加起来所得数值就是质量数。
（二）元素周期表
1、元素周期表的编排原则：
①按原子序数递增顺序从左到右排列；
②将电子层数相同的元素排成一个横行；
③把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排列成纵行。
（1）原子序数：按照元素在周期表中的顺序给元素编号得到的序数叫原子序数。
原子序数=核电荷数=质子数=荷外电子数
（2）原子结构示意图：用小圆圈和圆圈内的符号及数字表示原子核及核内质子数，弧线表示各电子层，弧线上的数字表示该电子层上的电子数。
核电荷数

原子核
各电子层排布的电子数
电子层数
微粒符 号

2、元素周期表的结构：
（1）周期：元素周期表有7个横行，每一横行称为一个周期，元素周期表共有7个周期。
①周期的分类：元素周期表中，我们把1、2、3周期称为短周期，其他周期成为长周期。
类别
周期序数
起止元素
包括元素种数
核外电子层数
短周期
1
H—He
2
1
2
Li—Ne
8
2
3
Na—Ar
8
3
长周期

4
K—Kr
18
4
5
Rb—Xe
18
5
6
Cs—Rn
32
6
7
Fr—112号
26
7
②周期的特点：周期序数==电子层数
同一周期中最外层电子数从1—8（除第一周期外）
每一周期从左到右：碱金属元素——稀有气体
（2）族：元素周期表有18个纵行，除了8、9、10三个纵行称为Ⅷ外，其余的每一个纵行称为一族，共16个族。族的序号一般用罗马数字表示。
①族的分类：元素周期表中，我们把18个纵行共分为16个族，其中7个主族，7个副族，一个零族，一个第Ⅷ族。
主族：由短周期元素和长周期元素共同构成的族，用A表示：ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA。
副族：完全由长周期元素构成的族，用B表示：ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB。
第Ⅷ族：8、9、10三个纵行为Ⅷ族。
零族：第18纵行称为零族。
②族的特点：主族的族序数===最外层电子数===最高正化合价
③族的别称：
第ⅠA族称为碱金属元素
第ⅣA族称为碳族元素
第ⅤA族称为氮族元素
第ⅥA族称为氧族元素
第ⅦA族称为卤素族元素
零族称为稀有气体元素
3、元素周期表的作用：
（1）可以获得元素的一些信息，如元素名称、元素符号、原子序数、相对原子质量。
相对原子质量
26 Fe
铁
55．85
原子序数
元素符号
元素名称

（2）确定元素属于金属元素还是非金属元素，是否属于过渡元素。底色为深绿色为非金属元素，底色为浅绿色为金属元素，处于红色方框内为过渡元素。
（3）确定元素在元素周期表中的位置。如铁处在元素周期表第四周期第Ⅷ族。
（４）依据原子序数而确定元素在元素周期表的位置。如已知某元素原子序数为7，则确定其在周期表中位置的方法是：先写出该元素的原子结构示意图，由其电子层数为2，确定其处于第三周期，由其最外层有五个电子确定其处在第ⅤA族。
[小结] 元素周期表的结构
第1周期：2种元素
第2周期：8种元素
第3周期：8种元素

短周期

周期

第4周期：18种元素
第5周期：18种元素
第6周期：32种元素

长周期

第7周期：26种元素（含锕系15种元素）最多容纳32种元素
元素周期表

主族（由长周期、短周期共同构成）含ⅠA、ⅡA、……ⅥA、ⅦA）

族
副族（完全由长周期构成）含ⅠB…ⅦB

第Ⅷ族（含第八、九、十3个纵行）

○族（稀有气体元素）

第二节 元素周期律
一、原子结构
质子（Z个）
原子核 注意：
中子（N个） 质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)
Z
1.原子（X ） 原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数
核外电子（Z个）
★熟背前20号元素，熟悉1～20号元素原子核外电子的排布：
H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca
2.原子核外电子的排布规律：①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；②各电子层最多容纳的电子数是2n2；③最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。
电子层： 一（能量最低） 二 三 四 五 六 七
对应表示符号： K L M N O P Q
3.元素、核素、同位素
元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。
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。(对于原子来说)
二、元素周期表
1.编排原则：
①按原子序数递增的顺序从左到右排列
②将电子层数相同的各元素从左到右排成一横行。（周期序数＝原子的电子层数）
③把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行。
主族序数＝原子最外层电子数
2.结构特点：
核外电子层数 元素种类
第一周期 1 2种元素
短周期 第二周期 2 8种元素
周期 第三周期 3 8种元素
元 （7个横行） 第四周期 4 18种元素
素 （7个周期） 第五周期 5 18种元素
周 长周期 第六周期 6 32种元素
期 第七周期 7 未填满（已有26种元素）
表 主族：ⅠA～ⅦA共7个主族
族 副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7个副族
（18个纵行） 第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB和ⅠB之间
（16个族） 零族：稀有气体
三、元素周期律
1.元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果。
2.同周期元素性质递变规律
第三周期元素
11Na
12Mg
13Al
14Si
15P
16S
17Cl
18Ar
(1)电子排布
电子层数相同，最外层电子数依次增加
(2)原子半径
原子半径依次减小
—
(3)主要化合价
＋1
＋2
＋3
＋4
－4
＋5
－3
＋6
－2
＋7
－1
—
(4)金属性、非金属性
金属性减弱，非金属性增加
—
(5)单质与水或酸置换难易
冷水
剧烈
热水与
酸快
与酸反
应慢
——
—
(6)氢化物的化学式
——
SiH4
PH3
H2S
HCl
—
(7)与H2化合的难易
——
由难到易
—
(8)氢化物的稳定性
——
稳定性增强
—
(9)最高价氧化物的化学式
Na2O
MgO
Al2O3
SiO2
P2O5
SO3
Cl2O7
—
最高价氧化物对应水化物
(10)化学式
NaOH
Mg(OH)2
Al(OH)3
H2SiO3
H3PO4
H2SO4
HClO4
—
(11)酸碱性
强碱
中强碱
两性氢
氧化物
弱酸
中强
酸
强酸
很强
的酸
—
(12)变化规律
碱性减弱，酸性增强
—
第ⅠA族碱金属元素：Li Na K Rb Cs Fr（Fr是金属性最强的元素，位于周期表左下方）
第ⅦA族卤族元素：F Cl Br I At （F是非金属性最强的元素，位于周期表右上方）
★判断元素金属性和非金属性强弱的方法：
（1）金属性强（弱）——①单质与水或酸反应生成氢气容易（难）；②氢氧化物碱性强（弱）；③相互置换反应（强制弱）Fe＋CuSO4→FeSO4＋Cu。④形成原电池的正负极
（2）非金属性强（弱）——①单质与氢气易（难）反应；②生成的氢化物稳定（不稳定）；③最高价氧化物的水化物（含氧酸）酸性强（弱）；④相互置换反应（强制弱）
2NaBr＋Cl2→2NaCl＋Br2。
（Ⅰ）同周期比较：
金属性：Na＞Mg＞Al
与酸或水反应：从易→难
碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3

非金属性：Si＜P＜S＜Cl
单质与氢气反应：从难→易
氢化物稳定性：SiH4＜PH3＜H2S＜HCl
酸性(含氧酸)：H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4
（Ⅱ）同主族比较：
金属性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs（碱金属元素）
与酸或水反应：从难→易
碱性：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH
非金属性：F＞Cl＞Br＞I（卤族元素）
单质与氢气反应：从易→难
氢化物稳定：HF＞HCl＞HBr＞HI
（Ⅲ）
金属性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs
还原性(失电子能力)：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs
氧化性(得电子能力)：Li＋＞Na＋＞K＋＞Rb＋＞Cs＋
非金属性：F＞Cl＞Br＞I
氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2
还原性：F－＜Cl－＜Br－＜I－
酸性(无氧酸)：HF＜HCl＜HBr＜HI
比较粒子(包括原子、离子)半径的方法：（1）先比较电子层数，电子层数多的半径大。
（2）电子层数相同时，再比较核电荷数，核电荷数多的半径反而小。
2、原子核外电子分层排布的一般规律
在含有多个电子的原子里，电子依能量的不同分层排布，其规律是：
　　（1）核外电子总是尽先排布在能量较低的电子层，然后由里到外依次排布在能量逐步升高的电子层（能量最低原理）。
　　（2）原子核外各电子层最多容纳2n2个电子（n为电子层数）。
　　（3）原子最外层电子数目不能超过8（k为最外层不能超过2个电子）。
　　（4）次外层电子数目不能超过18个（k层为次外层时不能超过2个），倒数第三层电子数目不能超过32个。
一、原子半径
同一周期（稀有气体除外），从左到右，随着原子序数的递增，元素原子的半径递减；
同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素原子半径递增。
二、主要化合价（最高正化合价和最低负化合价）
同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的最高正化合价递增（从+1价到+7价），第一周期除外，第二周期的O、F元素除外；
最低负化合价递增（从-4价到-1价）第一周期除外，由于金属元素一般无负化合价，故从ⅣA族开始。
元素最高价的绝对值与最低价的绝对值的和为8
三、元素的金属性和非金属性
同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性递减，非金属性递增；
同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性递增，非金属性递减；
四、单质及简单离子的氧化性与还原性
同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质的氧化性增强，还原性减弱；所对应的简单阴离子的还原性减弱，简单阳离子的氧化性增强。
同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质的氧化性减弱，还原性增强；所对应的简单阴离子的还原性增强，简单阳离子的氧化性减弱。
元素单质的还原性越强，金属性就越强；单质氧化性越强，非金属性就越强。
五、最高价氧化物所对应的水化物的酸碱性
同一周期中，从左到右，元素最高价氧化物所对应的水化物的酸性增强（碱性减弱）；
同一族中，从上到下，元素最高价氧化物所对应的水化物的碱性增强（酸性减弱）。
六、单质与氢气化合的难易程度
同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越容易；
同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越难。
七、气态氢化物的稳定性
同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性增强；
同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性减弱。
此外还有一些对元素金属性、非金属性的判断依据，可以作为元素周期律的补充：
随着从左到右价层轨道由空到满的逐渐变化，元素也由主要显金属性向主要显非金属性逐渐变化。
随同一族元素中，由于周期越高，价电子的能量就越高，就越容易失去，因此排在下面的元素一般比上面的元素更具有金属性。
元素的最高价氢氧化物的碱性越强，元素金属性就越强；最高价氢氧化物的酸性越强，元素非金属性就越强。
元素的气态氢化物越稳定，非金属性越强。
同一族的元素性质相近。
具有同样价电子构型的原子，理论上得或失电子的趋势是相同的，这就是同一族元素性质相近的原因。
（四）原子结构与元素在周期表中的位置关系规律
1、核外电子层数＝周期数
2、主族元素的最外层电子数＝族序数
3、质子数＝原子序数＝原子核外电子数
4、主族元素的最高正价＝族序数；负价的绝对值＝8－族序数
（三）元素性质与元素在周期表中的位置关系
1、元素的金属性和非金属性在元素周期表中位置关系
（1）同周期：从左到右，核电荷数依次增多、原子半径逐渐减小，失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，因此，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。（稀有气体除外）
（2）同主族：从上到下电子层数增多，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，所以金属的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
2、元素化合价与元素周期表中位置关系
（1）价电子：元素原子最外层电子（有时次外层、倒数第三层中电子也叫价电子。）
（2）主族元素最高正化合价＝主族序数（最外层电子数）
　　　 负化合价＝主族序数－8
　　　 或：负化合价＝－(8－主族序数)
（3）“位—构—性”之间的关系

1、元素周期律
　　（1）定义：元素的性质随着元素核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。
　　（2）内容：
①原子核外电子排布的周期性。
　　最外层电子数：从 1→8的周期性变化。
②原子半径的周期性变化
　　电子层数相同，从碱金属到卤素，随原子序数的递增，原子半径减小。
③元素主要化合价的周期性变化
　　正价：＋ 1→＋7 负价：－4→－1
　　（3）实质：元素性质随原子半径递增呈现出周期变化，其本质原因是元素的原子核外电子排布周期性变化的必然结果。
2、元素的金属性、非金属性的周期性变化
　　（1）元素金属性，非金属性强弱标志。
　　①元素金属性强弱的标志
　　a.与水或酸反应置换出氢气的难易：金属单质与水或酸（非氧化性酸）反应置换出氢气的速率越快（反应越剧烈）表示元素金属性越强。
　　b.最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：碱性越强，表明元素金属性越强。
②元素非金属强弱标志
　　a.单质与氢气化合成气态氢化物难易及气态氢化物的稳定性：非金属单质与氢气化合越容易，形成气态氢化物越稳定，表明元素非金属性越强。
　　b.最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：酸性越强，表明元素非金属性越强。
（2）以钠到氩为例，元素性质周期性变化
核外电子排布
一、核外电子排布的一般规律
(1)核外电子总是尽量先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层(能量最低原理)。
(2)原子核外各电子层最多容纳 个电子。
(3)原于最外层电子数目不能超过 个(K层为最外层时不能超过2个电
子)。
(4)次外层电子数目不能超过 个(K层为次外层时不能超过2个)，倒数第三层电子数目不能超过 个。
说明：以上规律是互相联系的，不能孤立地理解。例如；当M层是最外层时，最多可排8个电子；当M层不是最外层时，最多可排18个电子
二、核外电子的运动特征
（1）核外电子运动的空间极小，运动速度极快
（2）核外电子运动的能量是不连续的，分为不同的能级。
（3）核外电子运动没有确定的轨道，无法预测某时刻电子所在的位置，也不能确定电子的运动速度。
三、能层与能级
能层：多电子原子的核外电子的能量是不同的，按电子的能量差异可以将核外电子分成不同的能层，并用符号K、L、M、N、O、P、Q表示相应的第一、二、三、四、寺、六、七……能层。
多电子原子的核外电子的能量是不同的，由内而外可以分为：
第 一、二、三、 四、五、 六、七……能层
符号表示 K、 L、 M、 N、 O、 P、 Q……
能量由低到高
原子核外每一层所能容纳的最多电子数如下：
能 层 一 二 三 四 五 六 七 ……
最多电子数 2 8 18 32 50 ……
即每层所容纳的最多电子数是：2n2(n：能层的序数)
能级：但是同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级(S、P、d、F)，
能级的符号和所能容纳的最多电子数如下：
能 层 K L M N O ……
能 级 1S 2S 2P 3S 3P 3d 4S 4P 4d 4f 5s 5p ……
最多电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6
各能层电子数 2 8 18 32 50
电子亚层能级符号的顺序是ns、np、nd、nf……
（1） 任一能层，能级数=能层序数
（2） s、p、d、f又叫电子亚层，s亚层最多可容纳的电子数是2，p亚层最多可容纳的电子数是6，亚层最多可容纳的电子数是10……
（3） 能量关系1S <2S< 2P< 3S <3P < 3d
以上各项的关系为：
能层n
1
2
3
4
5
6
7
符 号
K
L
M
N
O
P
Q
能级
s
s
p
s
p
d
s
p
d
f
s
p
…

轨道数
1
2
3
1
3
5
1
3
5
7
1
3

最多容纳的电子数
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6

2
8
18
32
50

能量
K＜L＜M＜N＜O＜P＜Q

第三节 化学键
（一）离子键
1、定义：带相反电荷离子之间的相互作用。
强调：
　　（1）成键的微粒：阴、阳离子
　　　　相互作用：静电作用（包括静电引力和静电斥力）
　　　　成键条件：活泼金属与活泼非金属。
　　　　　　　　　其中碱金属和卤素之间都是形成离子键。
　　（2）离子键形成特点：有电子得失
2、电子式：
　　（1）定义：由于在化学反应中，一般是原子的最外层电子发生变化，所以，为了简便起见，我们可以在元素符号周围用小黑点（或×）来表示原子的最外层电子。这种式子叫做电子式
　　例如：

　　（2）离子化合物的电子式表示方法：
　　在离子化合物的形成过程中，活泼的金属离子失去电子变成金属阳离子，活泼的非金属离子得到电子变成非金属阴离子，然后阴阳离子通过静电作用结合成离子键，形成离子化合物。所以，在离子化合物的电子式中由阳离子和带中括号的阴离子组成，简单的阳离子一般用离子符号表示，而阴离子和复杂的阳离子则不同，在元素符号周围一般用小黑点(或×)表示最外层电子数，外面再加［ ］，并在［ ］右上方标出所带电荷，构成离子化合物的每个离子都要单独写，不可合并。
　　　　如：
　　（3）离子化合物的形成过程：

（二）共价键
1、定义：原子间通过共用电子对所形成的相互作用。
2、共价键三个物理量
　　（1）键能：是指1.01×105Pa和25℃下将1mol理想气体分子AB拆开为中性气态原子A和B时所需的能量。
　　　　 单位：kJ·mol－1
　　　　 特征：键能越大，共价键越牢固，含有该键的分子越稳定。
　　（2）键长：在分子中两个成键原子的核间平均距离叫键长，指原子间所形成的键。
　　　　 特征：键长越短，键就越强、越牢固。
　　（3）键角：在分子中键与键之间的夹角叫键角。键角可反映分子的空间构型，可进一步帮助我们判断分子的极性。
3、极性共价键和非极性共价键
　　（1）非极性共价键：成键原子性质完全相同时，共用电子对在成键原子的正中间不偏向任何一方，或电子云在成键原子核之间中央区域最密集。如Cl—Cl等。
　　（2）极性共价键：成键原子的性质不完全相同，其电子对偏向成键的某原子。如H—Cl中电子对偏向Cl原子。
4、配位键（一种特殊的共价键）
　　定义：凡共用电子对仅由一个原子提供，而跟另一个原子或离子共用而形成的共价键。

　　形成条件：在成键原子中，一方必须有孤对电子，另一方必须有容纳孤对电子的空轨道。
5、共价化合物的电子式表示方法：
　　在共价化合物中，原子之间是通过共用电子对形成的共价键的作用结合在一起的，所以本身没有阴阳离子，因此不会出现阴阳离子和中括号。
　　如：　　　　　　
　　共价化合物的形成过程：

（三）化学键
1、定义：使离子相结合或原子相结合的作用力。
说明：
（1）原子通过化学键形成稳定结构。
　　 如：
（2）原子间存在强烈作用
　　 如拆开 1mol H2为H原子需436kJ能量。
（3）原子结合成分子后，体系能量降低。
2、化学键的类型

（四）极性键和非极性键
　　共价键根据成键的性质分为非极性共价键和极性共价键。
1、极性键：
　　不同种原子，对成键电子的吸引能力不同，共用电子对必然偏向吸引电子能力强（即电负性大）的原子一方，使该原子带部分负电荷（δ－），而另一原子带部分正电荷（δ＋）。这样，两个原子在成键后电荷分布不均匀，形成有极性的共价键。
　　（1）不同种元素的原子形成的共价键叫极性共价键，简称极性键。
　　（2）形成条件：不同非金属元素原子间配对（也有部分金属和非金属之间形成极性键）。
　　（3）存在范围：气态氢化物、非金属氧化物、酸根、氢氧根、有机化合物。
2、非极性共价键：
　　（1）定义：（同种元素的原子）两种原子吸引电子能力相同，共用电子对不偏向任何一方，成键的原子不显电性，这样的共价键叫非极性键。简称非极性键。
　　（2）形成条件：相同的非金属元素原子间电子配对
　　（3）存在范围：非金属单质（稀有气体除外）及某些化合物中，如
　　　　H2、N2、O2、H2O2中的O－O键、Na2O2中的O－O键。
3、物质中化学键的存在规律：
　　（1）离子化合物中一定有离子键，可能还有共价键。简单离子组成的离子化合物中只有离子键，如MgO、NaCl等，复杂离子（原子团）组成的离子化合物中既有离子键又有共价键，既有极性共价键，又有非极性共价键。如：
　　　　只含有离子键：MgO、NaCl、MgCl2
　　　　含有极性共价键和离子键：NaOH、NH4Cl、Na2SO4
　　　　含有非极性共价键和离子键：Na2O2、CaC2等
　　（2）共价化合物中只有共价键，一定没有离子键。
　　（3）在非金属单质中只有共价键：
　　（4）构成稀有气体的单质分子，由于原子已达到稳定结构，在这些原子分子中不存在化学键。
　　（5）非金属元素的原子之间也可以形成离子键，如NH4Cl
4、化学键强弱的比较：
　　（1）离子键：离子键强弱的影响因素有离子半径的大小的离子所带电荷的多少，既离子半径越小，所带电荷越多，离子键就越强。离子键的强弱影响物质的熔沸点、溶解性，其中离子键越强，熔沸点越高。
（2）共价键：影响共价键强弱的因素有成键原子半径和成键原子共用电子对数，成键原子半径越小，共用电子对数目越多，共价键越稳定、越牢固。例如：r（H）＜r(Cl)，所以H2比Cl2稳定，N2中含有N≡N共价三键，则N2更稳定。
化学键与分子结构
　　知识网络：

　　一、化学键
　　相邻的两个或多个原子之间强烈的相互作用，通常叫做化学键。例如：水的结构式为 ，
　　H－O之间存在着强烈的相互作用，而H、H之间相互作用非常弱，没有形成化学键。
　　化学键类型　

　　1．三种化学键的比较：

离子键
共价键
金属键
形成过程
阴阳离子间的静电作用
原子间通过共用电子对所形成的相互作用
金属阳离子与自由电子间的相互作用
构成元素
典型金属（含NH4+）和典型非金属、含氧酸根
非金属
金属
实例
离子化合物，如典型金属氧化物、强碱、大多数盐
多原子非金属单质、气态氢化物、非金属氧化物、酸等
金属

　　※ 配位键：配位键属于共价键，它是由一方提供孤对电子，另一方提供空轨道所形成的共价键，例如：NH4+的形成
　　在NH4+中，虽然有一个N－H键形成过程与其它3个N－H键形成过程不同，但是一旦形成之后，4个共价键就完全相同。
　　2．共价键的三个键参数

概念
意义
键长
分子中两个成键原子核间距离（米）
键长越短，化学键越强，形成的分子越稳定
键能
对于气态双原子分子AB，拆开1molA-B键所需的能量
键能越大，化学键越强，越牢固，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

　　键长、键能决定共价键的强弱和分子的稳定性：原子半径越小，键长越短，键能越大，分子越稳定。例如HF、HCl、HBr、HI分子中：
　　X原子半径：F<Cl<Br<I
　　H-X键键长：H-F<H-Cl<H-Br<H-I
　　H-X键键能：HF>HCl>HBr>HI
　　H-X分子稳定性：HF>HCl>HBr>HI
　　3、键角决定分子空间构型，应注意掌握以下分子的键角和空间构型：
分子空间构型
键角
实　 例
正四面体
109°28′
CH4、CCl4、(NH4+)
60°
白磷：P4
平面型
120°
苯、乙烯、SO3、BF3等
三角锥型
107°18′
NH3
折线型
104°30′
H2O
直线型
180°
CO2、CS2、CH≡CH
　　4、共价键的极性

极性键
非极性键
共用电子对偏移程度
偏移
不偏移
构成元素
不同种非金属元素
同种非金属元素
实例
HCl、H2O、CO2、H2SO4
H2、N2、Cl2
二、分子间作用力
　　1、分子间作用力
　　把分子聚集在一起的作用力叫分子间作用力，又称范德华力。分子间作用力的实质是电性引力，其主要特征有：⑴　广泛存在于分子间；⑵　只有分子间充分接近时才存在分子间的相互作用力，如固态和液态物质中；⑶　分子间作用力远远小于化学键；⑷ 由分子构成的物质，其熔点、沸点、溶解度等物理性质主要由分子间作用力大小决定。
　　2、影响分子间作用力大小的因素
　　⑴　组成与结构相似的物质，相对分子质量越大分子间作用力越大。
　　如：I2 ＞Br2 ＞Cl2 ＞F2 ；HI ＞HBr ＞HCl ； Ar ＞Ne ＞He
　　⑵　分子量相近时，一般分子的空间构型越对称，极性越小，分子间作用力越小。
　　三、分子的极性
　　1、极性分子和非极性分子
　　非极性分子：从整个分子看，分子里电荷分布是对称的。如：
　　a．只由非极性键构成的同种元素的双原子分子：H2、Cl2、N2等；
　　b．只由极性键构成，空间构型对称的多原子分子：CO2、CS2、BF3、CH4、CCl4等；
　　c．极性键非极性键都有的：CH2=CH2、CH≡CH、 。
　　极性分子：整个分子电荷分布不对称。例如：
　　⑴不同元素的双原子分子如：HCl，HF等。
　　⑵折线型分子，如H2O、H2S等。
　　⑶三角锥形分子如NH3等。
　　判断是否是极性分子，可以从分子空间构型是否对称，即分子中各键的空间排列是否对称，若对称，则正负电荷重心重合，分子为非极性分子，反之，是极性分子。
2、共价键的极性和分子极性的关系：
　　键的极性和分子的极性并非完全一致，只有极性键形成的分子不一定是极性分子，如CH4、CO2等。极性分子中也不一定不含非极性键。所以，二者不是因果关系。只含非极性键的分子是非极性分子，如H2、N2等；含极性键的分子，若分子空间构型是对称的是非极性分子，如CO2、CH4等，分子空间构型不对称的是极性分子。如H2O、NH3等。它们的关系表示如下：

　　四、离子化合物、共价化合物的判断方法：
　　1、根据构成化合物的微粒间是以离子键还是共价键结合的来判断。
　　2、根据物质的类型判断。
　　绝大多数碱性氧化物、碱和盐都属于离子化合物。氢化物、非金属氧化物、含氧酸等都属于共价化合物。但要注意(AlCl3)2等属于共价化合物，而NaH等属于离子化合物。
　　3、根据化合物的性质判断。熔化状态下能导电的是离子化合物；熔、沸点低的化合物一般是共价化合物；溶解在水中不能电离的化合物是共价化合物等等。
　　4、离子化合物中一定含有离子键，但也有可能含有共价键（包括极性键、非极性键或配位键）；共价化合物中一定不存在离子键，肯定含有共价键（包括极性键、非极性键或配位键）。
第二章 化学反应与能量
第一节 化学能与热能
1.反应热
(1) 定义：为了定量描述化学反应是释放或吸收的热量，化学上规定，当化学反应在一 定温度下进行时，反应所释放或吸收的热量成为该反应在此温度下的热效应，简称为反映热，通常用符号Q来表示。反应吸热时，Q为正值；反应放热时，Q为负值。
(2) 反应热产生的原因：
在化学反应过程中，旧化学键断裂要吸收能量，新化学键形成时释放能量从而引起反应过程中产生能量的变化，这种能量变化以热的形式体现出来就形成了化学反应的反应热。
计算公式：
反应热(△H)=反应物键能总和—生成物键能总和
2.常见的放热反应和吸热反应
(1) 常见的放热反应：
活波金属与水或酸的反应
酸碱中和反应
所有燃烧反应
大多数化合反应
(2) 常见的吸热反应：
大多数分解反应
2NH4Cl(s)+Ba(OH)2=8H2O=BaCl2+2NH3↑+10H2O

CO2+C=(△)2CO
3.化学反应的焓变
化学反应的反应热是由于反应前后物质所具有能量不同而产生的。物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用一个物理量来描述。科学家们定义了一个称为“焓”的物理量，符号为H，用它的变化来描述与反应热有关的能量变化。
热化学研究表明，对于在等压条件下进行的化学反应，如果反应中的物质的量变化全部转化为热能(同时可能伴随着反应体系体积的改变)而没有转化为电能、光能等其他形式得能，则该反应的反应热就等于反应前后物质的焓的变化，其数学表达式为：
△H =Qp，式中Qp表示在压强不变条件下的反