化学必修二全册知识点总结

化学必修二常识点总结
第一章 物质结构 元素周期表
第一节 元素周期表
一、 周期表总结
原子序数 ＝ 核电荷数 ＝ 质子数 ＝ 核外电子数 1、 依据
横行： 电子层数相同元素按原子序数递增从左到右布列 纵行： 最外层电子数相同的 元素按电子层数递增从上向下布列 2、 结构
周期序数＝核外电子层数 主族序数＝最外层电子数
短周期（第1、 2、 3
周期）
周期： 7个（共七个横行）
周期表 长周期（第4、 5、 6、 7周期） 主族7个： ⅠA-ⅦA
族： 16个（共18个纵行） 副族7个： IB-ⅦB
第Ⅷ族1个（3 零族（1个） 罕见气体元素 二．元素的 性质与原子结构
（一） 碱金属元素：
1、 原子结构 相似性： 最外层电子数相同， 都为1个
递变性： 从上到下， 随着核电核数的 增大， 电子层数增多， 原子半径增大
2、 物理性质的 相似性和递变性：
（1） 相似性： 银白色固体、 硬度小、 密度小（轻金属） 、 熔点低、 易导热、 导电、 有展性。

（2） 递变性（从锂到铯） ： ①密度逐渐增大（K 反常） ②熔点、 沸点逐渐降低 结论： 碱金属原子结构的 相似性和递变性， 导致物理性质同样存在相似性和递变性。

3、 化学性质
（1） 相似性：
（金属锂只有一种氧化物）
4Li + O 2 Li 2O 2Na + O 2 Na 2O 2
2 Na + 2H 2O ＝ 2NaOH + H 2↑ 2K + 2H 2O ＝ 2KOH + H 2↑
2R + 2 H 2O ＝ 2 ROH + H 2 ↑
产物中， 碱金属元素的 化合价都为＋１价。

结论： 碱金属元素原子的 最外层上都只有1个电子， 是以， 它们的 化学性质相似。

（2） 递变性： ①与氧气反映越来越容易②与水反映越来越剧烈
点燃 点燃
结论：①金属性逐渐增强②原子结构的递变性导致化学性质的递变性。

总结：递变性：从上到下（从Li到Cs），随着核电核数的增添，碱金属原子的电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子落空电子的功底增强，即金属性逐渐增强。

所以从Li到Cs的金属性逐渐增强。

（二）卤族元素：
１、原子结构相似性：最外层电子数相同，都为7个
递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多，原子半径增大
２．物理性质的递变性：（从Ｆ2到Ｉ2）
（１）卤素单质的颜色逐渐加深；（２）密度逐渐增大；（B r2反常）（３）单质的熔、沸点升高
3、化学性质
（1）卤素单质与氢气的反映：Ｘ2 ＋H2＝2 HX
F2
Cl2
Br2
I2
卤素单质与H2的剧烈程度：依次增强；生成的氢化物的不乱性：依次增强（HF最不乱）（2）卤素单质间的置换反映
2NaBr +Cl2＝2NaCl + Br2氧化性：Cl2________Br2；还原性：Cl－_____Br－
2NaI +Cl2＝2NaCl + I2氧化性：Cl2_______I2；还原性：Cl－_____I－
2NaI +Br2＝2NaBr + I2氧化性：Br2_______I2；还原性：Br－______I－
结论：F2 F-
Cl2 Cl-
Br2 Br-
I2 I-
单质的氧化性：从下到上依次增强（F2氧化性最强）, 对于阴离子的还原性：从上到下依次增强（I-还原性最强）
结论：①非金属性逐渐减弱②原子结构的递变性导致化学性质的递变性。

总结：递变性：从上到下（从F2到I2），随着核电核数的增添，卤族元素原子的电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子得到电子的功底减弱，即非金属性逐渐减弱。

所以从F2到I2的非金属性逐渐减弱。

总之：同主族从上到下，随着核电核数的增添，电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子得电子的功底减弱，失电子的功底增强，即非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强。

三．核素
（一）原子的构成：
（１）原子的质量主要集中在原子核上。

（２）质子和中子的相对质量都近似为1，电子的质量可忽略。

（３）原子序数＝核电核数＝质子数＝核外电子数。

（４）质量数(A) =质子数(Z) +中子数(N) （５）在化学上，我们用符号A
Z
X来示意一个质量数为A，质子数为Z的具体的X原子。

A 原子核质子Z个
中子N个=（A－Z）个
（二） 核素
核素： 把具有必然数目的 质子和必然数目的 中子的 一种原子称为核素。

一种原子即为一种核素。

同位素： 质子数相同而中子数差别的 同一元素的 差别原子互称为同位素。

或： 同一种元素的 差别核素间互称为同位素。

（１） 两 同： 质子数相同、 同一元素 （２） 两差别： 中子数差别、 质量数差别 （３） 属于同一种元素的 差别种原子
第二节 元素周期律
一. 原子核外电子的 排布
１．在多个电子的 原子里， 核外电子是 分层运动的 ， 又叫电子分层排布。

2、 核外电子的 排布规律
（1） 核外电子老是 尽先排布在能量低的 电子层， 然后由里向外， 依次排布。

(能量最低原理) 。

（2） 各电子层最多容纳的 电子数是 2n 2（n 示意电子层）
（3） 最外层电子数不超过8个（K 层是 最外层时， 最多不超过2个） ；次外层电子数目不超过18个；倒数第三层不超过32个。

二．元素周期律：
１、 核外电子层排布的 周期性转变
每周期最外层电子数： 从1--------8（K 层由1－2）
２、 原子半径呈周期性的 转变： 每周期原子半径： 逐渐减小（同周期第0族最大） 3、 主要化合价：
每周期最高正化合价： ＋１ ＋７（罕见气体0价， F 化合物中没有正价） 每周期负化合价： －４ －１
4、 元素的 金属性和非金属性呈周期性的 转变。

同周期元素金属性和非金属性的 递变性：
（１） ２Na + 2H 2O ＝2NaOH + H 2 ↑ (容易) Mg + 2 H 2O 2Mg(OH) 2 + H 2
↑（较难） 金属性： Na > Mg
２） Mg + 2HCl ＝MgCl 2 + H 2 ↑ (容易) 2Al + 6 HCl ＝ 2AlCl 3 +3H 2 ↑（较难） 金属性： Mg > Al 根据1、 2得到： 金属性 Na > Mg > Al （３） 碱性 NaOH > Mg(OH) 2> Al(OH) 3 金属性： 金属性 Na > Mg > Al Na Mg Al
核外电子 Z 个
△
金属性逐渐减弱
（４）结论：Si P S Cl
单质与Ｈ2的反映越来越容易、生成的氢化物越来越不乱
最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强
故：非金属性逐渐增强。

Na Mg Al Si P S Cl
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
同周期从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
（５）随着原子序数的递增，元素的核外电子排布、主要化合价、金属性和非金属性都呈现周期性的转变规律，这一规律叫做元素周期律。

总结：元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的转变的规律。

本色：元素原子的核外电子排布周期性转变的必定成果。

四、同周期、同主族金属性、非金属性的转变规律是：
1. 周期表中金属性、非金属性之间没有严厉的界线。

在分界线四周的元素具有金属性又具有非金属性。

2. 金属性最强的在周期表的左下角是，Cs；非金属性最强的在周期表的右上角，是Ｆ。

（两个对角）
3. 元素化合价与元素在周期表中位置的关系。

①元素的最高正价等于主族序数。

特：F无正价，非金属除H外不能形成简单离子。

②主族元素的最高正价数与最低负价的绝对值之和等于8.
4．元素周期表和元素周期律应用
①在周期表中的左上角四周探索研制农药的材料。

②半导体材料：在金属与非金属的分界线四周的元素中寻找。

③在过渡元素中寻找优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。

5. 元素周期表中元素性质的递变规律
同周期（从左到右）同主族（从上到下）
原子半径逐渐减小逐渐增大
电子层排布
电子层数相同
最外层电子数递增
电子层数递增
最外层电子数相同
失电子功底逐渐减弱逐渐增强得电子功底逐渐增强逐渐减弱金属性逐渐减弱逐渐增强非金属性逐渐增强逐渐减弱
主要化合价
最高正价（＋1 →＋7）
非金属负价==―（8―族
序数）
最高正价== 族序数
非金属负价==―（8―族
序数）
最高氧化物的
酸性
酸性逐渐增强酸性逐渐减弱
对应水化物的
碱性
碱性逐渐减弱碱性逐渐增强
非金属气态氢化物的形成难易、
不乱性形成由难→易
不乱性逐渐增强
形成由易→难
不乱性逐渐减弱
总结：
元素金属性的判断：
①与水或酸反映越容易，金属性越强；
②最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）碱性越强，金属性越强。

③置换反映，金属性强的金属置换金属性弱的金属
④离子的氧化性越弱对应金属的金属性越强
元素非金属性的判断：
①从最高价氧化物的水化物的酸性强弱。

②与H2反映的难易程度以及氢化物的不乱性来判断。

③置换反映，非金属性强的置换非金属性弱的非金属
④离子的还原性越弱，非金属性越强
第三节化学键
一．离子键
１．离子键：阴阳离子之间强烈的彼此作用叫做离子键。

彼此作用：静电作用（包含吸引和排斥）
注：（1）成键微粒：阴阳离子间
（2）成键本质：阴、阳离子间的静性作用
（3）成键缘故：电子得失
（4）形成规律：活泼金属和活泼非金属化合时形成离子键离子化合物：像NaCl这种由离子构成的化合物叫做离子化合物。

（1）活泼金属与活泼非金属形成的化合物。

如NaCl、Na2O、K2S等
（2）强碱：如NaOH、KOH、Ba(OH) 2、Ca(OH) 2等
（3）大多数盐：如Na2CO3、BaSO4
（4）铵盐：如NH4Cl
小结：一样含金属元素的物质(化合物) ＋铵盐。

（一样规律）
注重：（1）酸不是离子化合物。

（2）离子键只存在离子化合物中，离子化合物中必然含有离子键。

２、电子式
电子式：在元素符号四周用小黑点(或×) 来示意原子的最外层电子（价电子）的式子叫电子式。

用电子式示意离子化合物形成过程：
（1）离子须标明电荷数；（2）相同的原子可以合并写，相同的离子要单个写；（3）阴离子要用方括号括起；（4）不能把“→”写成“＝”；（5）用箭头标明电子转移方向(也可不标) 。

二．共价键
1．共价键：原子间通过共用电子对所形成的彼此作用叫做共价键。

用电子式示意HCl的形成过程：
注：（1）成键微粒：原子
（2）成键本色：静电作用
（3）成键缘故：共用电子对
（4）形成规律：非金属元素形成的单质或化合物形成共价键
２．共价化合物：以共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。

化合物离子化合物
共价化合物化合物中不是离子化合物就是共价化合物
３．共价键的存在：
非金属单质：H2、X2、Ｎ2等（罕见气体除外）
共价化合物：H2O、CO2、SiO2、H2S等
复杂离子化合物：强碱、铵盐、含氧酸盐
４．共价键的分类：
非极性键：在同种元素
．．的原子间形成的共价键为非极性键。

共用电子对不产生偏移。

极性键：在差别种元素
．．的原子间形成的共价键为极性键。

共用电子对偏向吸引功底强的一方。

三．电子式：
定义：在元素符号四周用小黑点(或×) 来示意原子的最外层电子（价电子）的式子叫电子式。

原子的电子式：
２．阴阳离子的电子式：
（１）阳离子简单阳离子：离子符号即为电子式，如Na+、、Mg2＋等
复杂阳离子：如NH4+ 电子式：
（２）阴离子简单阴离子：、
复杂阴离子：
３．物质的电子式：
离子的电子式：阳离子的电子式一样用它的离子符号示意；在阴离子或原子团外加方括弧，并在方括弧的右上角标出离子所带电荷的电性和电量。

分子或共价化合物电子式，正确标出共用电子对数目。

离子化合价电子式，阳离子的外层电子不再标出，只在元素符号右上角标出正电荷，而阴离子则要标出外层电
子，并
加上方
括号，在右上角标出负电荷。

阴离子电荷总数与阳离子
４．用电子式示意形成过程：
用电子式示意单质分子或共价化合物的形成过程
用电子式示意离子化合物的形成过程
四、分子间作用力和氢键
1、分子间作用力
⑴定义：把分子聚集在一路的作用力，又称范德华力。

⑵特点：①分子间作用力比化学键弱得多；
②影响物质的熔点、沸点、溶解性等物理性质；
③只存在于由共价键形成的多数共价化合物和绝大多数气态非金属单质分子，及罕见气体分子之间。

但像二氧化硅、金刚石等由共价键形成的物质的微粒之间不存在分子间作用力。

⑶转变规律：一样来说，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，物质的熔沸点也越高。

例如，熔沸点：I2＞Br2＞Cl2＞F2。

2、氢键
⑴定义：分子间存在着一种比分子间作用力稍强的彼此作用。

⑵形成前提：除H原子外，形成氢键的原子平常是N、O、F。

⑶存在作用：氢键存在广泛，如H2O、NH3、HF等。

分子间氢键会使物质的熔点和沸点升高。

五、化学反映的本色：
一个化学反映的过程，本质上就是旧化学键的断裂和新化学键的形成过程。

离子键、共价键与离子化合物、共价化合物的关系
提高篇：一、化学键与物质类别关系规律
1、只含非极性键的物质：同种非金属元素构成的单质，如：I
2、N2、P4、金刚石、晶体硅等。

2、只含有极性键的物质：一样是差别非金属元素构成的共价化合物、如：HCl、NH
3、SiO2、CS2等。

3、既有极性键又有非极性键的物质：如：H2O2、C2H2、CH3CH3、C6H6等。

4、只含有离子键的物质：活泼非金属与活泼金属元素形成的化合物，如：Na2S、NaH、K2O、CsCl等。

5、既有离子键又有非极性键的物质。

如：Na2O2、Na2S2、CaC2等。

6、既有离子键又有极性键的物质，如NaOH等。

7、由离子键、共价键、配位键构成的物质，如：NH4Cl等。

8、由强极性键构成但又不是强电解质的物质。

如HF等。

9、无化学键的物质：罕见气体。

10、离子化合物中并不存在单个的分子，例如：NaCl，并不存在NaCl分子。

第二章化学反映与能量
第一节化学能与热能
常识点一化学键与化学反映中能量转变的关系
1.感知化学转变与能量转变的关系
我们在生活中操纵煤、液化石油气、煤气、天然气等燃料燃烧放出的热能烧水、做饭或取暖，尝试室中加热高锰酸钾或氯酸钾制取氧气。

产业上高温煅烧石灰石制取生石灰，这些实例足以说明物质在产生化学转变的同时还伴随着能量的转变。

2.化学键与化学反映中能量转变的关系
物质产生化学转变的本色是旧化学键的断裂和新化学键的形成的过程，化学键是使原子或原子彼此联合的作用力。

归纳总结：（1）各种物质都储存有化学能。

（1）在物质产生化学反映的过程中，毁坏旧化学键，需要吸收必然的能量来战胜原子（或离子）间的彼此作用；形成新化学键时，又要释放必然的能量。

是以，在化学反映中，不仅有新物质的生出，并且还伴随着能量的转变。

（2）任何化学反映都要经历旧化学键断裂和新化学键形成的过程，是以，任何化学反映都伴随着能量的转变。

化学键的断裂和形成是化学反映中能量转变的主要缘故。

（3）在一个完整的化学反映过程中，毕竟是放出能量仍是吸收能量，要看毁坏旧化学键吸收能量总和与形成新化学键放出能量总和的大小。

若毁坏旧化学键吸收能量总和大于形成新化学键放出能来那个综合，整个化学反映过程就吸收能量。

若毁坏旧化学键吸收能量总和小于形成新化学键放出能量总和，整个化学反映过程就放出能量。

常识点二化学能与热能的彼此转化
1.质量守恒和能量守恒定律
（1）质量守恒定律：自然界的物质可以产生转化，但是总质量连结未便。

（2）能量守恒定律：一种能量可以转化为另一种能量，但是总能量连结不变。

2.放热反映和吸热反映
放出热能的化学反映叫做放热反映，吸收热能的化学反映叫做吸热反映。

归纳总结：每一个化学反映都伴随着能量的转变，有的释放能量，有的吸收能量。

从能量类型方面来看，有的反映是放热反映，有的反映是吸热反映。

酸碱中和反映是放热反映；燃烧反映是放热反映；活泼金属跟水或酸的反映是放热反映。

下列反映都是吸热反映：
3.认识物质的化学转变与能量转变的关系的意义
（1）化学反映伴随着能量转变是化学反映中客观存在的一大特点，认识了物质的化学转变与能量转变关系，就是更加全面的认识了物质的化学转变，就能更好的操纵物质的化学转变。

（2）操纵化学能转化为热能的原理来获取人类所需要的热量进行生活、制作和科学研究，如燃料的燃烧、炸药开山、发射火箭等等
（3）操纵热能使无数化学反映得以产生，从而探索物质的组成、性质或制备所需要的物质，如高温冶炼金属、分化化合物等等。

总之，化学物质中的化学能通过化学反映转化成热能，是物质生计和发展的动力之源，而热能转化为化学能又是人们进行化学科学研究、创造新物质不可或缺的前提和途径。

第二节化学能与电能
一次能源：直接从自然界取得的能源。

例：水能，风能，煤，石油，天然气，铀，太阳能等
二次能源：一次能源经由加工、转换得到的能源。

例：电力，蒸汽等。

常识点一
一．化学能与电能的彼此转化（火力发电）
化学能转化成热能，热能转化成机械能，机械能转化成电能。

燃烧（氧化还原反映）是使化学能转换成电能的关键。

二．原电池
1.原电池工作原理：原电池本色是氧化还原反映。

2.组成原电池的前提
（1）有两种运动性差别的金属（或一种是非金属导体）做电极
（2）电极材料均插入电解质溶液中
（3）两极相连形成闭合回路
（4）能自发形成氧化还原反映
3.原电池的正、负极判断的方式主要有两种
（1）当两种金属做电极时，运动性强的金属做负极，运动性相对弱的做正极。

当两极一种是金属，另一种是非金属时，金属极为负极，非金属极为正极。

金属运动性次序： K、 Ca、 Na、 Mg、 Al、 Zn 、Fe、 Sn、 Pb (H) Cu、 Hg 、 Ag、 Pt 、 Au
（2）根据电流方向或电子流向
电流（外电路）由正极流向负极；电子则由负极经内电路流向正极。

（3）依据原电池中的反映方向
正极：得电子，产生还原反映，现象是伴随金属的析出或氢气的放出。

负极：失电子，产生氧化反映，现象是电极自己的消耗，质量的削减。

4.原电池电极反映书写方式
（1）写出原电池反映（氧化还原反映）方程式
（2）将原电池反映方程式分成氧化反映和还原反映。

一样还原剂自己做负极，负极产生的反映是氧化反映。

正极反映为还原反映，是以原电池反映中的氧化剂在正极得电子，产生还原反映。

5.原电池原理的应用
（1）加快氧化还原反映的速度，因为形成原电池后，氧化反映和还原反映分别在两极进行，使溶液中的离子运动时彼此的干扰减小，使反映速率增大
（2）对照金属运动性的强弱，例如，有两金属A、 B，用导线相连后移入稀硫酸中，能溶解的金属活泼性较强，外观出现较多气泡的金属运动性较弱。

6.原电池设计
起首要确定一个自发的氧化还原反映，只有自发的氧化还原反映才能设计成原电池。

其次，将自发的氧化还原反映拆分成氧化反映和还原反映两个半反映，分别为负极和正极的电极反映式。

第三，据氧化还原反映中的还原剂和氧化剂确定原电池的负极和电解质溶液。

正极选较负极不乱的金属或非金属
第四，毗邻电路，画出原电池示意图。

例：铜锌原电池(H2SO4做电解液)
负极（Zn） :Zn-2e-=Zn2+氧化反映正极（Cu） :2H++2e-=H2还原反映
总反映式： Zn+2H+=H2+Zn2+
常识点二
1.常见电池和新型电池总结
（1）一次性电池：是指不能进行充电循环使用的电池。

常见的锌锰干电池、 Ag-Zn纽扣电池。

一次性电池的电极反映式可根据其电池反映来书写。

例如，锌锰电池产生反映如下：
负极（锌筒）：Zn-2e-=Zn2+（氧化反映）
正极（石墨） : 2NH4++2e-=2NH3+H2（还原反映）
（2）二次电池:二次电池为可充电电池，它有放电和充电两个过程。

二次充电的放电过程是产生原电池反映的过程，作电源供电的过程；充电过程是在在外加电源的作用下，产生放电时逆向反映过程。

放电反映是自发的氧化还原反映，而充电过程是非自发的氧化还原反映。

例：镍镉电池以Cd为负极， NiO(OH) 为正极，以KOH为电解质。

因为镉是致癌物质，废弃的镍镉电池如不回收，会严峻污染环境，这制约了镍镉电池的发展。

锂离子电池是新一代可充电的绿色电池。

（3）燃料电池：据燃料燃烧这一剧烈的氧化还原反映设计而成。

常见的燃料电池有氢燃料电池、甲烷燃料
电池、甲醇燃料电池等。

氢氧燃料电池工作时产生反映如下：负极： 2H2-4e-=4H+正极： O2+4H++4e-=2H2O 总反映： 2H2+O2=2H2O
燃料电池是一种高效、环境友爱的发电装置。

燃料电池与干电池或蓄电池的主要差别在于反映物不是储存在电池内部，而是外设装备提供燃料和氧化剂等。

第二节化学反映速率和限度
常识点一
1.化学反映速率
（1）化学反映速率平常是用单位时间内任何一种指定的反映物浓度的削减或任何一种指定的生成物浓度的增添来示意的。

即单位时间内某物质浓度的转变量，其数学表达式可示意为v=△c/△t. 单位为：mol/(L·min)
（2）对于反映m A+m B=p C+q D, 反映速率与系数之间存在如下关系：v(A) :v(B) :v(C) :v(D) =m:n:p:q 2.影响化学反映速率的身分
（1）浓度对化学反映速率的影响。

当其他前提不变时，增大反映物（气体或溶液）浓度，可以加快反映速率。

（2）压强对化学反映速率的影响。

当其他前提不变时，参加反映物中有气体，增大体系压强可以增大反映速率；相反，减小体系压强可以减小反映速率。

压强只对气体有影响，对固体、液体影响较小。

（3）温度对化学反映速率的影响。

当其他前提未便时，升高温度可以增大反映速率。

A. 在尝试室进行化学反映时，常常通过给反映物加热来增大反映的速率。

B. 为防止食品变质，我们将食物放入冰箱中保留，以降低食品变质的速率。

（4）催化剂的影响
A．催化剂改转变学反映速率的缘故仅仅是改变始态到终态的途径，不改变反映的成果。

B．催化剂在现代化学和化工制作中占有极为重要的地位。

常识点二
1.可逆反映与化学反映限度
可逆反映：在同一前提下，同时向正反映和逆反映两个方向进行的反映叫做可逆反映。

事实上无数化学反映都是可逆反映。

对可逆反映来说，在必然前提下，反映物不大概所有转化成产物，反映只能进行到必然程度。

2.化学均衡状态
在必然前提下的可逆反映中，当正反映速率和逆反映速率相等时，反映混合物中各组成成分的百分含量都保留未便的状态，称为化学均衡状态，简称化学均衡。

化学均衡具有五大根基特点，即逆、等、动、定、变。

动—动态均衡。

等—正反映速率和逆反映速率相等（同一物质）。

定—各反映物、生成物的百分含量连结必然而不变。

变—化学均衡状态（化学反映限度）可以通过改变前提而改变。

3. 化学均衡状态的判断
对于可逆反映mA(g) Nb(g) ≒nB(g) +pC(g) 在必然前提下达到均衡状态有以下10个标记：
（1） A的分化速率与A的生成速率相等（2）单位时间内生成nmolB和pmolC的同时，生成m molA；（3） A、 B、 C的物质的量不再改变（4） A、 B、 C的浓度不再改变
（5） A、 B、 C的百分含量（物质的量分数、体积分数、质量分数）不再改变
（6） A的转化率连结不变（7）恒温、恒压、绝热的情况下，体系内温度不再改变
（8）若某一反映物或生成物有颜色，颜色不变
（9）当m≠n+p时，恒容下总压强不再改变(m=n+p时，总压强不能作为判断均衡的依据)
（10）当m≠n+p时，混合气体的平均相对分子质量不随时间改变。

提高燃料的燃烧效率：1. 尽大概使燃料充实燃烧，提高能量的燃烧效率。

2. 尽大概充实的操纵燃料燃烧所释放的热能，提高热能的操纵率。

第三章有机化合物1、烃：仅含碳和氢两种元素的有机物称为碳氢化合物，也称为烃。

反映前提或可逆符号打不上自己补上：）。