第2章 化学键 化学反应规律——【期末复习】高一化学单元复习知识点梳理（鲁科版2019必修第二册）

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第二章 化学键 化学反应规律知识清单
【知识网络】

【知识归纳】
考点1 化学键与物质组成
一、化学键
1．化学键
（1）概念：相邻原子或离子之间的强烈的相互作用
（2）相互作用：包括静电引力和静电斥力
（3）稀有气体分子中无化学键
2．化学反应的微观解释
（1）表面上：反应物中的原子重新组合为产物分子的一种过程。
（2）本质上：旧化学键的断裂和新化学键的形成的过程
二、化学键和化合物类型
1．离子键及离子化合物
（1）离子键
①定义：带相反电荷离子之间的相互作用
②成键微粒：阴、阳离子
③成键元素：一般是活泼的金属和活泼的非金属
（2）离子化合物
①概念：由离子键构成的化合物。
②特例物质：AlCl3除外
③实验判据：熔融状态下能够导电的化合物
2．共价键及共价化合物
（1）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成键微粒：原子
③成键元素：一般是非金属和非金属
（2）共价化合物
①概念：以共用电子对形成分子的化合物。
②特例物质：NH4Cl等铵盐除外
③实验判据：熔融状态下不能导电的化合物
（3）极性共价键和非极性共价键
①极性共价键：不同种元素形成的共价键，如H－Cl
②非极性共价键：同种元素形成的共价键，如H－H
（4）共价分子的空间构型
分子
二氧化碳
水
氨气
甲烷
图示




构型
直线形
角形
三角锥形
正四面体形
3．化学键和化合物类型的关系

（1）共价化合物中只含共价键，一定不含离子键
（2）离子化合物中一定含离子键，可能含所有类型的共价键
①Na2O2：离子键和非极性键
②NaOH：离子键和极性键
③NH4NO3：离子键、极性键
③CH3COONH4：离子键、极性键、非极性键
三、电子式的书写
1．原子的电子式：按照“上下左右”的顺序排最外层电子
原子
H
Mg
B
C
N
O
F
Ne
电子式








2．简单阳离子的电子式：离子符号即为其电子式
3．简单的阴离子的电子式：最外层一般为8电子，通式为
原子
H－
N3－
O2－
F－
电子式




4．共价分子的电子式的书写
（1）画：结构式
（2）标：共用电子对
（3）补：各原子最外层所缺的电子数
分子
N2
O2
H2S
H2O2
结构式
N≡N
O＝O
H－S－H
H－O－O－H
电子式




分子
HCN
SCl2
O＝C＝O
HClO
结构式
H－C≡N
Cl－S－Cl
CO2
H－O－Cl
电子式




分子
NH3
CH4
CCl4
N2H4
结构式




电子式




5．复杂的阴离子和阳离子（共价型离子），中心原子一般为8个电子
离子
NH4+
H3O+
NH2－
CH3+
电子式




离子
OH－
O22－
CN－
C22－
电子式



［］2－
6．离子化合物的电子式：阴阳离子交替排列，不可合并
离子
Na2O
MgCl2
Na2O2
KHS
电子式




离子
NaOH
Na3N
NH4Cl
NaClO
电子式




7．用电子式表示化合物的形成过程
（1）离子化合物的形成
①表现形式：原子的电子式→离子化合物的电子式
②电子得失：用弯箭头表示电子的得失
③实例：



（2）共价键化合物的形成
①表现形式：原子的电子式→共价化合物的电子式
②电子得失：不用画弯箭头表示
③实例



考点2 化学反应与能量转化
一、放热反应和吸热反应
1．前提条件：必须是化学反应
（1）物质的溶解过程：主要发生物理变化
①放热过程：浓硫酸、NaOH固体溶于水
②吸热过程：NH4NO3固体溶于水
（2）状态变化：发生物理变化
①放热过程：凝固、液化、凝华等
②吸热过程：升华、汽化、熔化等
（3）化学键的变化
①放热过程：化学键的形成过程，如2H→H2，Na++Cl－＝NaCl
②吸热过程：化学键的断裂过程，如H2→2H，NaCl＝Na++Cl－
2．本质判据
（1）能量角度
①放热反应：反应物的能量总和＞生成物的能量总和
②吸热反应：反应物的能量总和＜生成物的能量总和

（2）键能角度
①放热反应：反应物的键能总和＜生成物的键能总和
②吸热反应：反应物的键能总和＞生成物的键能总和
3．条件判据
（1）需要持续加热才能进行的反应一般是吸热反应
（2）反应开始需要加热，停热后仍能继续进行，一般是放热反应
4．现象判据
（1）反应体系的温度变化
①体系的温度升高：放热反应
②体系的温度降低：吸热反应
（2）密闭体系的压强变化
①体系的压强增大：放热反应
②体系的压强减小：吸热反应
（3）液体的挥发程度
①液体的挥发程度增大：放热反应
②液体的挥发程度减小：吸热反应
（4）催化剂的红热程度
①停热后催化剂继续红热：放热反应
②停热后催化剂不再红热：吸热反应
4．经验判据
（1）放热反应
①金属和金属氧化物与酸或水的反应
②可燃物的燃烧反应及缓慢氧化
③酸和碱的中和反应
④铝热反应，如2Al+Fe2O32Fe+Al2O3
⑤大多数的化合反应。如2NO2N2O4
（2）吸热反应
①大多数的分解的反应（2H2O22H2O+O2↑除外）
②铵盐和碱反应，如Ba（OH）2•8H2O+2NH4Cl＝BaCl2+2NH3•H2O+8H2O
③碳酸氢钠与柠檬酸的反应
④两个特殊反应：C+CO22CO、C+H2O（g）CO+H2
5．注意事项
（1）反应的热效应与反应条件无必然关系
①在高温下才能进行的化学反应不一定是吸热反应
②在常温下进行的化学反应不一定是放热反应
③使用催化剂的反应不一定是吸热反应
（2）反应的热效应与反应是化合还是分解无必然关系
①化合反应不一定是放热反应
②分解反应不一定是吸热反应
6．根据键能计算反应热
（1）断键：E吸＝反应物的键能和
（2）成键：E放＝生成物的键能和
（3）Q吸＝E吸－E放＝反应物的键能和－生成物的键能和
（4）Q放＝E放－E吸＝生成物的键能和－反应物的键能和
二、反应过程中热量大小的比较
1．燃烧过程中热量大小的比较
（1）物质完全燃烧时放出的热量多
（2）物质在O2中完全燃烧放出的热量比在空气中的少（光能多）
（3）物质完全燃烧生成固态产物时放出的热量最多
（4）气态的物质完全燃烧放出的热量最多

2．金属性和非金属性的强弱与能量的关系
（1）金属性越强，越容易失电子，吸收的能量越少
（2）非金属性越强，越容易得电子，释放的能量越多
（3）非金属单质与H2化合时生成的气态氢化物越稳定，放出的能量越多
3．根据稳定性判断能量高低
（1）微粒稳定性的判断
①能量角度：微粒所含的能量越低越稳定
②键能角度：微粒所含的化学键键能越大越稳定
（2）生成稳定性强的物质，放热多
考点3 化学电源
一、原电池的原理
1．能量转化：化学能能转化为电能
2．反应要求
①前提要求：自发反应
②本质要求：氧化还原反应
③能量要求：放热反应
3．装置的构成条件
（1）两个活泼性不同的电极
①负极：一般是较活泼的金属材料
②正极：比负极不活泼的金属或石墨
（2）有电解质（酸、碱、盐）溶液或熔融的电解质
（3）闭合回路：两个电极用导线连接或直接接触
4．电极反应
（1）负极：还原剂发生价升高的氧化反应
（2）正极：氧化剂发生价降低的还原反应
（3）电池
①本质反应：还原剂和氧化剂的反应
②一般规律：电解质溶液和负极材料的反应
5．三个方向
（1）电子流向：负极正极
（2）电流流向：正极负极正极
（3）离子流向：阳离子→正极，阴离子→负极
6．盐桥式原电池

（1）盐桥作用
①导电：盐桥中离子的定向迁移构成了电流通路；
②平衡电荷：使由它连接的两溶液保持电中性；
③隔离：使相互反应的物质不接触。
（2）离子迁移方向：阳离子→正极；阴离子→负极
7．几种特殊的电池
（1）太阳能电池
①能量转化：太阳能→电能
②转化材料：晶体硅
（2）燃料电池
①可燃物（还原剂，如氢气）：作负极
②助燃物（氧化剂，如氧气）：作正极
二、影响原电池电极极性的因素
1．影响因素
（1）金属的活动性：一般是活泼金属为负极
（2）电解质溶液的酸碱性及氧化性等因素
2．判断方法
（1）能够和电解质溶液反应的电极为负极
（2）容易和电解质溶液反应的电极为负极
①Mg‖稀硫酸‖Al形成的原电池，Mg是负极
②Mg‖氢氧化钠溶液‖Al形成的原电池，Al是负极
③Fe‖稀硝酸‖Cu形成的原电池，Fe是负极
④Fe‖浓硝酸‖Cu形成的原电池，Cu是负极
3．根据电极材料判断正负极
（1）金属单质和非金属形成的电池，金属单质为负极
（2）金属单质和化合物形成的电池，金属单质为负极
（3）电极材料相同的原电池，还原剂为负极
4．根据反应现象判断正负极
（1）质量减小的是负极，质量增加的是正极
（2）有气泡产生的电极是正极
三、原电池原理的应用
1．加快氧化还原反应速率
（1）向反应中加入少量不活泼金属的盐溶液
（2）一般不纯的金属比纯金属腐蚀速率快
2．比较金属的活泼性：一般负极活泼

3．设计原电池
（1）分析原电池反应，判断正负极和电解质溶液
（2）盐桥式原电池：相互反应的电极和溶液通过盐桥隔离开

4．判断金属腐蚀的快慢
（1）原电池腐蚀＞化学腐蚀＞有防护的腐蚀
（2）活泼性不同的金属，活泼性差别越大，腐蚀速率越快
（3）对于同一金属：离子浓度大＞离子浓度小＞非电解质溶液
四、原电池电极反应式书写方法
1．典型溶液中的原电池：
（1）书写规则
①电池反应：负极和电解质溶液反应
②负极反应：参与反应金属失电子变成金属阳离子
③正极反应：溶液中的阳离子得电子变成金属或低价阳离子
（2）Zn‖稀硫酸‖Cu
①电池反应：Zn+2H+Zn2++H2↑
②负极反应：Zn－2e－Zn2+
③正极反应：2H++2e－H2↑
（3）Ag‖硝酸银溶液‖Fe
①电池反应：Fe+2Ag+Fe2++2Ag
②负极反应：Fe－2e－Fe2+
③正极反应：Ag++e－Ag
（4）C‖氯化铁溶液‖Cu
①电池反应：Cu+2Fe3+Cu2++2Fe2+
②负极反应：Cu－2e－Cu2+
③正极反应：Fe3++e－Fe2+
2．根据电池反应写电极反应式：用溶液中的离子补充电荷
（1）Mg‖氢氧化钠溶液‖Al
①电池反应：2Al+2NaOH+6H2O2Na［Al（OH）4］+3H2↑
②负极反应：Al+4OH－－3e－［Al（OH）4］－
③正极反应：2H2O+2e－H2↑+2OH－
（2）锌锰酸性干电池（Zn、MnO2、NH4Cl、C）
①电池反应：Zn+2NH4Cl+MnO2＝ZnCl2+2NH3+MnO+H2O
②负极反应：Zn－2e－Zn2+
③正极反应：MnO2+2e－+2NH4+MnO+2NH3+H2O
（3）锌锰碱性干电池（Zn‖KOH溶液‖MnO2）
①电池反应：Zn+H2O+2MnO2＝Zn（OH）2+Mn2O3
②负极反应：Zn－2e－+2OH－Zn（OH）2↓
③正极反应：2MnO2+2e－+H2OMn2O3+2OH－
（4）银－锌电池（Zn‖KOH溶液‖Ag2O）
①电池反应：Zn+Ag2O＝ZnO+2Ag
②负极反应：Zn+2OH－－2e－＝ZnO+H2O
③正极反应：Ag2O+H2O+2e－＝2Ag++2OH－
考点4 化学反应的快慢
一、化学反应速率
1．概念：用来衡量化学反应进行快慢的物理量
2．表示方法：单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加
3．计算公式：v＝＝
（1）常用单位：mol·L－1·s－1或mol·L－1·min－1或mol·L－1·h－1
（2）适用范围
①表示气体物质或溶液中可溶性物质的速率
②不表示固体或纯液体物质的速率
（3）说明
①化学反应速率表示某段时间内的平均反应速率，不表示即时速率
②化学反应速率只有正值，没有负值
③固体或纯液体也有反应速率，只不过不能用该方法表示
④随着反应的进行，反应物的浓度逐渐减小，反应速率越来越慢
4．利用关系式计算
（1）应用前提：同一化学反应
（2）常用关系：速率比＝化学计量数比＝物质的量浓度变化比＝物质的量变化比
5．大小比较
（1）比较前提：同一反应，同一物质，同一单位
（2）换算方法：各物质的速率除以相应的化学计量数，数大的速率快
二、影响化学反应速率的因素
1．内因：反应物本身的性质
2．外因
（1）基本规律：条件越高，速率越快
①温度：温度越高，化学反应速率越快
②压强：气体反应的压强越大，化学反应速率越快
③浓度：浓度越大，化学反应速率越快
④催化剂：有催化剂，化学反应速率越快
⑤接触面积：反应物的颗粒越小，接触面积越大，化学反应速率越快
⑥原电池：形成原电池，可以加快氧化还原反应的速率
（2）特殊情况
①固体和纯液体的浓度为定值，量变化对速率无影响
②压强变化对非气体反应速率无影响
③催化剂：显著的改变（加快或减慢）正逆反应速率
④恒容容器通无关气体，压强增大，浓度不变，速率不变
⑤恒压容器通无关气体，体积变大，浓度减小，速率减慢

⑥催化反应：若升高温度，反应速率减慢，其可能的原因是催化剂失活
3．全程速率-时间图像

（1）OB段反应速率变化的可能原因为：
①反应放热，使温度升高，反应速率加快
②反应生成催化剂，反应速率加快
（2）BC段反应速率变化的可能原因为：反应物浓度降低，反应速率减慢
4．探究外界条件对化学反应速率的影响
（1）方法：控制变量法
（2）溶液反应：加水调节溶液的总体积不变，以保证某种成分的浓度不变
（3）实例：探究Y溶液浓度对反应速率的影响
实验（混合溶液）
1
2
3
4
5
6
4mol/LX溶液/mL
60
60
60
60
60
60
饱和Y溶液/mL
0
1.0
5.0
10
20
40
H2O/mL
40
39
35
30
20
0
考点5 化学反应的限度
一、可逆反应
1．可逆反应的判断：反应形式相反，反应条件相同
2．可逆反应的特点
（1）同步性：正逆反应同时进行
（2）等同性：反应条件完全相同
（3）共存性
①反应不可能进行到底，即反应体系中反应物与生成物共存
②各组分的浓度都大于零
3．证明某反应为可逆反应
（1）检验出某种生成物
（2）检验量少的反应物是否有剩余
二、化学平衡
1．化学平衡状态的特征

2．判断化学平衡状态的依据
（1）本质标志：v正＝v逆
①同一组分的生成速率和消耗速率相等
②不同物质的正逆反应速率比等于化学计量数之比
（2）宏观标志：某些量开始变化，后来不变
①某组分的质量、物质的量、浓度、颜色不再变化
②反应物的转化率不再变化
（3）限度标志：可逆反应所能达到的最大程度
①反应物的转化率最大，百分含量最小
②生成物的产率最大，百分含量最大
（4）特殊情形
①绝热容器：容器的温度不变时，一定达到平衡状态
②可逆电池：电流或电压等于零时，一定达到平衡状态
3．判断化学平衡状态的常用公式
（1）混合气体的密度：ρ＝＝
（2）混合气体的平均摩尔质量：＝＝
（3）气体状态方程：PV＝nRT
4．几种特殊反应的平衡依据
（1）量比不变型
①反应物或生成物量的比不变，不一定达到平衡状态
②反应物和生成物量的比不变，一定达到平衡状态
（2）量相等型
①反应物和生成物的量相等，不一定达平衡状态
②反应物和反应物的量相等，不一定达平衡状态
③量不变≠量相等≠量或量的比等于某一具体的数
（3）等体反应型：3A（g）2B（g）+C（g）
①恒温恒压：混合气体的体积不变，一定达到平衡状态
②恒温恒容：混合气体的压强不变，不一定达到平衡状态
（4）固液参与型：2A（g）2B（g）+C（s）
①混合气体的密度不变，一定达到平衡状态（恒T、V）
②混合气体的平均摩尔质量不变，一定达到平衡状态
（5）固液分解型：2A（s）2B（g）+C（g）
①混合气体的密度不变，一定达到平衡状态（恒T、V）
②混合气体的平均摩尔质量不变，不一定达到平衡状态
③某种气体组分的物质的量分数不变，不一定达到平衡状态
三、化学平衡的有关计算
1．计算模式——“三段式”
（1）确定反应物或生成物的起始加入量。
（2）确定反应过程的变化量。
（3）确定平衡量。
（4）依据题干中的条件，建立等量关系进行计算。
反应
aA（g）
+
bB（g）

cC（g）
+
dD（g）
起始量
m

n

0

0
转化量
ax

bx

cx

dx
平衡量
m－ax

n－bx

cx

dx
2．常用计算公式
（1）反应物的转化率：＝×100%
（2）某组分的百分含量：含量＝×100%
①常见量：体积分数、物质的量分数
②关系式：体积分数＝物质的量分数
（3）气体状态方程：PV＝nRT
条件
公式
文字叙述
同温同压
＝＝
气体体积比＝物质的量比＝分子数比
同温同容
＝＝
气体压强比＝物质的量比＝分子数比
同温同压同质量
＝＝＝
气体密度比＝气体体积反比
＝物质的量反比＝分子数反比