为―＋‖或ΔH＞0时，为吸热反应。例如：
C（石墨）＋O2(g) = CO2(g)；ΔH=－393.6 kJ·mol－1 表示体系在298 K、1.013×105 Pa下，反应发生了1 mol的变化（即1 mol的C与1 mol的O2生成1 mol的CO2）时，相应的热效应为－393.6 kJ·mol－1，即放出393.6 kJ的热。
2C（石墨）＋2O2(g) = 2CO2(g)；ΔH=－787.2 kJ·mol－1 表示体系中各物质在298 K，1.013×105 Pa下，反应发生了1 mol的变化（即1mol的2C与1mol的2O2完全反应生成1mol的2CO2）时的热效应为－787.2 kJ·mol－1，即放出787.2 kJ的热。
还原产物：还原反应得到的产物。
⑥氧化还原反应：有电子转移（电子得失或共用电子对偏移）的反应，实质是电子的转移，特征是化合价的升降。
2．概念间的关系
3．氧化还原反应的一般规律
①表现性质规律
同种元素具有多种价态时，一般处于最高价态时只具有氧化性、处于最低价态时只具有还原性、处于中间可变价时既具有氧化性又具有还原性。
②性质强弱规律
氧化剂 + 还原剂 = 还原产物 + 氧化产物 氧化剂得电子 → 还原产物 还原剂失电子 → 氧化产物 氧化性：氧化剂＞氧化产物； 还原性：还原剂＞还原产物 ③反应先后规律
在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种还原剂时，若加入氧化剂，则它首先与溶液中最强的还原剂作用；同理，在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种氧化剂时，若加入还原剂，则它首先与溶液中最强的氧化剂作用。例如，向含有FeBr2溶液中通入Cl2，首先被氧化的是Fe2+
④价态归中规律
含不同价态同种元素的物质间发生氧化还原反应时，该元素价态的变化一定遵循―高价＋低价→中间价‖的规律。
⑤电子守恒规律
在任何氧化—还原反应中，氧化剂得电子（或共用电子对偏向）总数与还原剂失电子（或共用电子对偏离）总数一定相等。
4．氧化性、还原性大小的比较
（1）由元素的金属性或非金属性比较
a、金属阳离子的氧化性随其单质还原性的增强而减弱
b、非金属阴离子的还原性随其单质的氧化性增强而
二．化学反应与能量
（一）掌握化学反应的四种基本类型 1．化合反应
两种或两种以上的物质相互作用，生成一种物质的反应。即：A + B + C…=E
如：CaO + H2O= Ca(OH)2 4NO2+ O2 + 2H2O =4HNO3 2．分解反应
一种物质经过反应后生成两种或两种以上物质的反应。即：AB = C + D …
如：CaCO3= CaO + CO2↑
2KMnO4= K2MnO4+ MnO2 + O2↑
3．置换反应
一种单质与一种化合物反应，生成另一种单质和另一种化合物的反应。
如：2Mg + CO2= 2MgO + C 4．复分解反应
两种化合物相互交换成分，生成另外两种化合物的反应。
如：AgNO3 + HCI=AgCl ↓+ HNO3 （二）氧化还原反应：氧化剂、还原剂 1．基本概念
①氧化反应：物质失去电子（化合价升高）的反应。 还原反应：物质得到电子（化合价降低）的反应。 ②被氧化：物质失去电子被氧化。（所含元素化合价
升高）。
被还原：物质得到电子被还原。（所含元素化合价
降低）。
③氧化剂：得到电子的物质。 还原剂：失去电子的物质。 ④氧化性：物质得电子的能力。 还原性：物质失电子的能力。 ⑤氧化产物：氧化反应得到的产物。
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减弱
2．催化
能改变反应速度，本身一般参与反应但质量和化学性质不变。应了解中学里哪些反应需用催化剂。
3．岐化
同一种物质中同一元素且为同一价态原子间发生的氧化还原反应。如：2Cl2 + 2Ca(OH)2 = CaCl2 + Ca(ClO)2 + H2O 4．酸化
向某物质中加入稀酸使之呈酸性的过程。比如KMnO4溶液用H2SO4酸化，AgNO3溶液用HNO3酸化。 5．钝化
块状的铝、铁单质表面在冷的浓硫酸或浓硝酸中被氧化成一层致密的氧化物保护膜，阻止内层金属与酸继续反应。
6．硬水软化
通过物理、化学方法除去硬水中较多的Ca2+、Mg2+的过程。 7．水化
烯、炔与水发生加成反应生成新的有机物。
催化剂如：乙烯水化法：CH2＝CH2 + H2O?加???? 热、加压（2）由反应条件的难易比较
不同的氧化剂与同一还原剂反应时，反应条件越易，其氧化剂的氧化性越强。如：
2KMnO4+ 16HCl = 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2↑ + 8H2O（常温）
MnO2 + 4HCl（浓）= MnCl2 + Cl2↑ +2H2O （加热） 前者比后者容易发生反应，可判断氧化性：KMnO4
＞MnO2。同理，不同的还原剂与同一氧化剂反应时，反应条件越易，其还原剂的还原性越强。
（3）根据被氧化或被还原的程度不同进行比较 当不同的氧化剂与同一还原剂反应时，还原剂被氧化的程度越大，氧化剂的氧化性就越强。如：
2Fe + 3Cl2
2FeCl3，S + Fe
FeS ，
根据铁被氧化程度的不同（Fe3+、Fe2+），可判断氧化性：Cl2＞S。同理，当不同的还原剂与同一氧化剂反应时，氧化剂被还原的程度越大，还原剂的还原性就越强。
（4）根据反应方程式进行比较 氧化剂+还原剂=还原产物+氧化产物
氧化性：氧化剂＞氧化产物；还原性：还原剂＞还原产物
简记：左＞右
（5）根据元素周期律进行比较
一般地，氧化性：上＞下，右＞左；还原性：下＞上，左＞右。
（6）某些氧化剂的氧化性或还原剂的还原性与下列因素有关：
温度：如热的浓硫酸的氧化性比冷的浓硫酸的氧化性强。
浓度：如浓硝酸的氧化性比稀硝酸的强。
酸碱性：如中性环境中NO3－不显氧化性,酸性环境中NO3－显氧化性；又如KMnO4溶液的氧化性随溶液的酸性增强而增强。
注意：物质的氧化性或还原性的强弱只决定于得到或失去电子的难易，与得失电子的多少无关。
【注意】：中学化学中提及的―化‖名目繁多．要判别它们分属何种变化，必须了解其过程.请你根据下列知识来指出每一种―化‖发生的是物理变化还是化学变化。 1．风化
结晶水合物在室温和干燥的空气里失去部分或全部结晶水的过程。
CH3CH2OH
催化剂乙炔水化法：CH≡CH + H2O?加????CH3CHO 热、加压8．氢化（硬化）
液态油在一定条件下与H2发生加成反应生成固态脂肪的过程。
植物油转变成硬化油后，性质稳定，不易变质，便于运输等。 9．皂化
油脂在碱性条件下发生水解反应的过程。 产物：高级脂肪酸钠 + 甘油 10．老化
橡胶、塑料等制品露置于空气中，因受空气氧化、日光照射而使之变硬发脆的过程。 11．硫化
向橡胶中加硫，以改变其结构（双键变单键）来改善橡胶的性能，减缓其老化速度的过程。 12．裂化
在一定条件下，分子量大、沸点高的烃断裂为分子量小、沸点低的烃的过程。目的：提高汽油的质量和产量。比如石油裂化。 13．酯化
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醇与酸生成酯和水的过程。 14.硝化（磺化）
苯环上的H被—NO2或—SO3H取代的过程。 （三）化学反应中的能量变化
1．化学反应中的能量变化，通常表现为热量的变化： （1）吸热反应：化学上把吸收热量的化学反应称为吸热反应。如C+CO2热反应。如2H2+O2
2CO为吸热反应。 2H2O为放热反应。
元素的相对原子质量是按各种天然同位素原子所占的一定百分比计算出来的平均值，即按各同位素的相对原子质量与各天然同位素原子百分比乘积和计算平均相对原子质量。
3．相对分子质量
一个分子中各原子的相对原子质量×原子个数的总和称为相对分子质量。 4．物质的量的单位——摩尔
物质的量是国际单位制（SI）的7个基本单位之一，符号是n。用来计量原子、分子或离子等微观粒子的多少。
摩尔是物质的量的单位。简称摩，用mol表示 ①使用摩尔时，必须指明粒子的种类：原子、分子、离子、电子或其他微观粒子。
②1mol任何粒子的粒子数叫做阿伏加德罗常数。阿伏加德罗常数符号N A，通常用6.02 ×1023 molˉ1这个近似值。
③物质的量，阿伏加德罗常数，粒子数（N）有如下关系：n=N·NA
5．摩尔质量：单位物质的量的物质所具有的质量叫做摩尔质量。用M表示，单位：g·molˉ1或kg·molˉ1。
①任何物质的摩尔质量以g·molˉ1为单位时，其数值上与该物质的式量相等。
②物质的量(n)、物质的质量（m）、摩尔质量（M）之间的关系如下：M=m · n
6．气体摩尔体积：单位物质的量气体所占的体积叫做气体摩尔体积。
用Vm表示，Vm=V÷n。常用单位L·molˉ1
①标准状况下，气体摩尔体积约为22.4 L·molˉ1。 阿伏加德罗定律及推论：
定律：同温同压下，相同体积的任何气体都会有相同数目的分子。
理想气体状态方程为： PV=nRT（R为常数） 由理想气体状态方程可得下列结论： ①同温同压下，V1：V2=n1：n2 ②同温同压下，P1：P2=Ml：M2 ③同温同体积时，nl：n2=Pl：P2 … … … 7．物质的量浓度
以单位体积里所含溶质B的物质的量来表示溶液组成的物理量，叫做溶质B的物质的量浓度。符号CB。 CB=nB(mol)／V(L) （nB是溶质B的物质的量，V是溶液体积），单位是mol·Lˉ1。
物质的量浓度与质量分数的换算公式：
（2）放热反应：化学上把放出热量的化学反应称为放2．化学反应中能量变化的本质原因
化学反应中的能量变化与反应物和生成物所具有的总能量有关。如果反应物所具有的总能量高于生成物所具有的总能量，在发生化学反应时放出热量；如果反应物所具有的总能量低于生成物所具有的总能量，在发生化学反应时吸收热量。
3．反应热、燃烧热、中和热、热化学方程式
（1）反应熟：在化学反应中放出或吸收的热量，通常叫反应热用△H表示。单位：kJ·mol–1
（2）燃烧热：在101kPa时1mol H2物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的能量，叫该物质的燃烧热。如：101kPa时lmol H2完全燃烧生成液态水，放出285.5 kJ·mol–1的热量，这就是H2的燃烧热。
H2(g)+12 O2 (g) =H2O(l)；△H=–285．5kJ·mol–1 （3）中和热：在稀溶液中，酸和碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热叫做中和热。
H+(aq)+OH–(aq)=H2O(1)；△H=–57.3kJ·mol–1 【注意】：化学反应的几种分类方法：
1．根据反应物和生成物的类别及反应前后物质种类的多少分为：化合反应、分解反应、置换反应、复分解反应。
2．根据反应中物质是否有电子转移分为：氧化还原反应、非氧化还原反应。
3．根据反应是否有离子参加或生成分为：离子反应、非离子反应。
4．根据反应的热效应分为：放热反应、吸热反应。 5．根据反应进行的程度分为：可逆反应、不可逆反应。
三．化学中常用计量
1．同位素相对原子质量
以12C的一个原子质量的1/12作为标准，其他元素的一种同位素原子的质量和它相比较所得的数值为该同位素相对原子质量，单位是―一‖，一般不写。 2．元素相对原子质量（即平均相对原子质量） 由于同位素的存在，同一种元素有若干种原子，所以
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具体内容如下： 随着原子序数的递增，
①原子核外电子层排布的周期性变化：最外层电子数从1→8个的周期性变化。
②原子半径的周期性变化：同周期元素、随着原子序数递增原子半径逐渐减小的周期性变化。
③元素主要化合价的周期性变化：正价+1→+7，负价－4→－1的周期性变化。
④元素的金属性、非金属性的周期性变化：金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强的周期性变化。
【注意】元素性质随原子序数递增呈周期性变化的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。 3．元素周期表
（1）元素周期表的结构：横七竖十八
四．物质结构、元素周期律
（一）原子结构
1．原子（AZX）中有质子（带正电）：Z个，中子（不显电性）：（A—Z）个，电子（带负电）：Z个。 2．原子中各微粒间的关系：
①A=N+Z（A：质量数，N：中子数，Z：质量数） ②Z=核电荷数=核外电子数=原子序数 ③MZ ≈ MN≈1836 Meˉ（质量关系） 3．原子中各微粒的作用 （1）原子核
几乎集中源自的全部质量，但其体积却占整个体积的千亿分之一。其中质子、中子通过强烈的相互作用集合在一起，使原子核十分―坚固‖，在化学反应时不会发生变化。另外原子核中蕴含着巨大的能量——原子能（即核能）。
（2）质子
带一个单位正电荷。质量为1.6726×10-27kg，相对质量1.007。质子数决定元素的种类。
（3）中子
不带电荷。质量为1.6748×10-27kg，相对质量1.008。中子数决定同位素的种类。
（4）电子
带1个单位负电荷。质量很小，约为11836×1.6726×10-27kg。与原子的化学性质密切相关，特别是最外层电数数及排布决定了原子的化学性质。 4．原子核外电子排布规律
（1）能量最低原理：核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，然后再由里往外排布在能量逐步升高的电子层里，即依次：
K→L→M→N→O→P→Q顺序排列。
（2）各电子层最多容纳电子数为2n2个，即K层2个，L层8个，M层18个，N层32个等。
（3）最外层电子数不超过8个，次外层不超过18个，倒数第三层不超过32个
【注意】以上三条规律是相互联系的，不能孤立理解其中某条。如M层不是最外层时，其电子数最多为18个，当其是最外层时，其中的电子数最多为8个。 （二）元素周期律、元素周期表
1．原子序数：人们按电荷数由小到大给元素编号，这种编号叫原子序数。（原子序数=质子数=核电荷数） 2．元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化，这一规律叫做元素周期律。
第一周期 2种元素
短周期 第二周期 8种元素 第三周期 8种元素 周期 第四周期 18种元素 （横向） 长周期 第五周期 18种元素 第六周期 32种元素 不完全周期：第七周期 26种元素
主族(A)：ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA 族 副族(B)：ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB (纵向) 第VIII 族：三个纵行，位于ⅦB族与ⅠB族中间
零族：稀有气体元素
【注意】表中各族的顺序：ⅠA、ⅡA、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、VIII、ⅠB、ⅡB、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、0 （2）原子结构、元素性质与元素周期表关系的规律： ①原子序数=核内质子数
②电子层数=周期数（电子层数决定周期数） ③主族元素最外层电子数=主族序数=最高正价数 ④负价绝对值=8－主族序数（限ⅣA～ⅦA） ⑤同一周期，从左到右：原子半径逐渐减小，元素的金属性逐渐减弱，非金属逐渐增强，则非金属元素单质的氧化性增强，形成的气态氧化物越稳定，形成的最高价氧化物对应水化物的酸性增强，其离子还原性减弱。
⑥同一主族，从上到下，原子半径逐渐增大，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。则金属元素单质的还原性增强，形成的最高价氧化物对应的水化物的碱性增强，其离子的氧化性减弱。
（3）元素周期表中―位、构、性‖的三角关系
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（3）静电作用：指静电吸引和静电排斥的平衡。 3．共价键
（1）定义：原子间通过共用电子对所形成的相互作用叫作共价键。
（2）成键元素：一般来说同种非金属元素的原子或不同种非金属元素的原子间形成共用电子对达到稳定结构。 （3）共价键分类：
（4）判断微粒大小的方法
①同周期元素的原子或最高价离子半径从左到右逐渐减小（稀有气体元素除外），如：Na＞Mg＞Al；Na+＞Mg2+＞Al3+。
②同主族元素的原子半径或离子半径从上到下逐渐增大，如：O＜S＜Se，F－＜Cl－＜Br-。
③电子层数相同，核电荷数越大半径越小，如：K+
＞Ca 2+。
④核电荷数相同，电子数越多半径越大，如：Fe2+＞
Fe3+。
⑤电子数和核电荷数都不同的，一般通过一种参照物进行比较，如：比较Al3+与S2-的半径大小，可找出与Al3+电子数相同，与S2同一主族元素的O2-比较，Al3+＜O2、
－
－
①非极性键：由同种元素的原子间的原子间形成的共价键（共用电子对不偏移）。如在某些非金属单质（H2、Cl2、O2、P4…）共价化合物（H2O2、多碳化合物）、离子化合物（Na2O2、CaC2）中存在。
②极性键：由不同元素的原子间形成的共价键（共用电子对偏向吸引电子能力强的一方）。如在共价化合物（HCl、H2O、CO2、NH3、H2SO4、SiO2）某些离子化合物（NaOH、Na2SO4、NH4Cl）中存在。 4．非极性分子和极性分子
（1）非极性分子中整个分子电荷分布是均匀的、对称的。极性分子中整个分子的电荷分布不均匀，不对称。 （2）判断依据：键的极性和分子的空间构型两方面因素决定。双原子分子极性键→极性分子，如：HCl、NO、CO。
非极性键→非极性分子，如：H2、Cl2、N2、O2。 多原子分子，都是非极性键→非极性分子，如P4、S8 。 有极性键几何结构对称→非极性分子，如：CO2、CS2、CH4、Cl4。
几何结构不对称→极性分子，如H2O2、NH3、H2O。 5．分之间作用力和氢键 （1）分子间作用力
把分子聚集在一起的作用力叫作分子间作用力。又称范德华力。
①分子间作用力比化学键弱得多，它对物质的熔点、沸点等有影响。
②一般的对于组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，物质的熔点、沸点也越高。 （2）氢键
某些物质的分子间H核与非金属强的原子的静电吸引作用。氢键不是化学键，它比化学键弱得多，但比范德华力稍强。
氢键主要存在于HF、H2O、NH3、CH3CH2OH分子间。如HF分子间氢键如下：
O2－＜S2－、故Al3+＜S2－。
⑥具有相同电子层结构的离子，一般是原子序数越大，离子半径越小，如：rS2－＞rCl－＞rK+＞rCa2+
（5）电子数相同的微粒组 ①核外有10个电子的微粒组： 原子：Ne；
分子：CH4、NH3、H2O、HF；
阳离子：Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+； 阴离子：N3－、O2－、F－、OH－、NH2－。 ②核外有18个电子的微粒： 原子：Ar；
分子：SiH4、PH3、H2S、HCl、F2、H2O2； 阳离子：K+、Ca2+；
阴离子：P3－、S2－、HS－、Cl－、O22－。
（三）化学键和晶体结构
1．化学键：相邻原子间强烈的相互作用叫作化学键。包括离子键和共价键（金属键）。 2．离子建
（1）定义：使阴阳离子结合成化合物的静电作用叫离子键。
（2）成键元素：活泼金属（或NH4+）与活泼的非金属（或酸根，OH－）
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