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1、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n部分酸、碱和盐白溶解性表（20 C）附录m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（
2、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。41原子核原子T僦子二带1个单位正电荷中千：不带电L电子，带1个单位负电有（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
3、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。（4）原子组成的表示方法ZX元素符号核电荷数-（核内质子数）1H 1H、1 H 三种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。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。如五、笊、瓶，即同一 元素的不同核素之间互称为同位素。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
4、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。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 X 10-26kg, 一个Fe原子质量为93-0口也1.593x109.288 x 10-26kg,则该Fe原子相对质量为臆=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M、M2，各同位素（即各原
5、子）原子个数百分含量分别为X1% X2%，则该元素相对原子质量 M=Mxi%+MX2%+，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重。（3）元素、核素、同位素的比较和关系儿系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兀素的不同种原子（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：按原子序数递增顺序从左到右排列；将电子层数相同的元素排成一个横行；把最外层电子数相同的元
6、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。各电子层排布的电子数电子层数2、元素周期表的结构：(1)周期：元素周期表有 7个横样JU一横行称为一个周期，元素周期表共有7个周期。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。类别周期序数起止兀素包括兀素种数核外电子层数短周期1HR He212Li Ne823Na- Ar83长周期4
7、K- Kr1845Rb- Xe1856CsRn3267Fr 112 号267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：碱金属元素一一稀有气体(2)族：元素周期表有18个纵行，除了 8、9、10三个纵行称为皿外，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。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，一个第皿族。主族：由短周期元素和 长周期元素共同构成的族，用 A表示：I A、HA、IDA、NA、V A、VIA、 叫A。副族：完全由长周期元素构成的族，用 B表示：IB、n B
8、、出Ek IV B、V R VI Bk 口 B。第皿族：8、9、10三个纵行为皿族。零族：第18纵行称为零族。族的特点：主族的族序数 =最外层电子数=高正化合价族的别称：第I A族称为碱金属元素第IV A族称为碳族元素第V A族称为氮族元素第V! A族称为氧族元素第口A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。（2）确定元素属南匕案6鬼否属兀系。属兀素，底元素名称.期表第四周期第皿族。第1周期,短周期/第2周期【第3周期元素周期表第4周期 第5周期 第6周期2种元素8种元素8种元素18种元素18种元素3
9、2种元素第7周期:26种元素（含舸系15种元素）最多容纳32种广主族（由长周期、短周期共同构成）含IA、nA、V! A、叫 A)色为浅绿色为金属二二二一二W热热薛工义Q为咤F。（3）确定元素在元素周期表中的位置。一 口镁5卜茬5素（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副族（完全由长周期构成）第皿族（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）原子核中岳（N个）1
10、.原子（x ）汪思：质量数（A）=质子数（Z） +中子数（N）原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数文外电子熟背前20熟悉（Z个）120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 Ca2 .原子核外电子的排布规律：电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；各电子层最多容纳的电子数是2n2;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 Q3 .元素、核素、同位素元素：具有
11、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：按原子序数递增的顺序从左到右排列将电子层数相同 的各元素从左到右排成一横行 。（周期序数=原子的电子层数）* 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：核外电子层数兀素种类期12种兀素短周期J第二周期28种兀素,周期第三周期38种兀素（7个横行）4第四周期418种兀素（7个周期）J第五周期518种兀素1长周期j第六周期632种兀素第七周期7未填满（已有26种兀素）广主族：I A口 A共7个
12、主族1 族副族：m BW日I Bn B,共7个副族（18个纵行）, 第皿族：三个纵行，位于口 B和I B之间元 素 周 期 表（16个族） 仁零族：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兀素11Na12Mg13Al14Si15P16S17Cl1sAr（1）电子排布电子层数相同，最外层电子数依次增加一（2）原子半径原子半径依次减小4一（3）主要化合价+ 1+ 2+ 3+ 4一 4+ 5
13、-3+ 6-2+ 71一（4）金属性、非金属性金属性减弱，非金属性增加一（5）单质与水或酸置换难 易冷水 剧烈热水与 酸快与酸反 应慢一（6）氢化物的化学式SiH4PH3HkSHCl一与H2化合的难易由难到易计一（8）氢化物的稳定性稳定性增强-一（9）最高价氧化物的化学NaOMgOAl 2QS0BQSOCl2O7一式最高价 氧化物 对应水 化物（10）化学式NaOHMg(OHAl(OH) 3H2SQHPQH2SOHClQ一（11）酸碱性强碱中强碱两性氢 氧化物弱酸中强 酸强酸很强 的酸一（12）变化规律碱性减弱，酸性增强.一第I A族碱金属元素：Li Na K Rb Cs Fr（ Fr是金属性
14、最强的元素，位于周期表左下方）第口 A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）一一单质与水或酸反应生成氢气容易（难）；氢氧化物碱性强（弱）； 相互置换反应（强制弱）Fe+CuSO） FeSO+ Cu。形成原电池的正负极（2）非金属性强（弱）一一单质与氢气易（难）反应；生成的氢化物稳定（不稳定）；最高 价氧化物的水化物（含氧酸）酸性强（弱）；相互置换反应（强制弱）2NaBr+ CNf2NaCl+B2。（I）同周期比较：金属 TNa Mg Al非金属性：Si P S Mg(OH Al(OH) 3氢化物
15、稳定性：SiH4V PHv H2S HCl酸性(含氧酸):H2SiO3 V HPOv H2SO HClQ（n）同主族比较:金属TLi v Nav KClBrI （卤族兀素）单质与氢气反应：从易一难氢化物加1定： HF HClHBr HI（出）金属T: Li v Nav KClBrI还原性（失电子能力）：Li v Nav K Cl 2 B2 I 2氧化性（得电子能力）：Li Nsi+K+ Rb+ Cs+还原性：F vCl v Br v I酸性(无氧酸):HFv HCl HBrv 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
16、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
17、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 。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；
18、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
19、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
20、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
21、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)“位一构一性”之间的关系(D棱里荷数.原子序数7根外电子；需电子映E、物理性质元素性质一通过位置运用递变规律推出 化合物性质L离子性质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：原子核外电子排布的周期性。最外层电子数：从1 一8的周期性变化。原子半径的周期性变化电子层数相同，从碱
22、金属到卤素，随原子序数的递增，原子半径减小。元素主要化合价的周期性变化正价：+ 1 一+ 7负价：一4一一 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。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。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
23、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)以钠到僦为例，元素性质周期性变化原子序数L1121314161718_元素符号Na叫A1SiPSC1Ar最外层电子数1234563S原子半役大小增大主要正价+ 2*3+ 4+ 5+ 6+ 70主翼负价- 4-3-210最高氧化物 对应的水化物MaOH 强减M萨Hh 中强减赳口两 性氢氧桃物用肛 翡酸眄舞犯孙 强酸S3W金属单质与水 反座的配1剧烈 度应蝶慢 反应难以反应非金属单质身 h3度应的条件高温较高 温度需加 执光照或 百燃结诒金屋性逐渐减弱磨有 元素核外电子排
24、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 一个(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
25、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、。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
26、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 MN O能级 1S 2s 2P 3s 3P 3d 4s 4P 4d 4f5s 5P最多电子数 2 2 62 6 10 2 6 10 142 6各能层电子数28183250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n1234567符号KLMNOPQ能级
27、sspspdspdfsp轨道数123135135713最多容 纳的电 子数22626102610142628183250能量K L MK NR OK PHX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：NH+的形成3个N H键形成过程不同，但是一旦形成之后,在NH+中，虽然有一个 N- H键形成过程与其它4个共价键就完全相同。2.共价键的三个键参数概念意义分子中两个成键原子核间距离（米）键长越短，化学键越强，形成的分子越稳士 7E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
28、的夹角键角决定分子空间构型_J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HR HCl、HBr、HI分子中：X原子半径：FClBrIH-X 键键长：H-FH-ClH-BrHClHBrHIH-X 分子稳定性：HFHClHBrHI3、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 例止四面体109 28_ _+CH、CC* (NH4)60白磷：P4平囿型120苯、乙烯、SO、BF3等三角锥型107 18NH折线型104 30H2O直线型180CO、CS、CH= CH4、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
29、偏移构成兀素M 何种非金属兀素同种非金属兀素实例HCl、HO CO、H2SQ隆、N2、Cl 2、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：广泛存在于分子间；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；分子间作用力远远小于化学键；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 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 分子量相近时，一般分子
30、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、BF& CH4 CC14等；c.极性键非极性键都有的：CH2=CH2 CH= CH 一。极性分子：整个分子电荷分布不对称。例如：不同元素的双原子分子如：HCl, HF等。折线型分子，如 H2O H2s等。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
31、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：极性健分子空间构型.，不对称、粮性分子共价犍*（看共用电子对是否偏移j非极性健.非极性分子分极一子性 看正负电荷、 重心是否重台,四、离子化合物、共价化合物的判断方法:1、根据构
32、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
33、：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（功=反应物键能总和一生成物键能总和2 .常见的放热反应和吸热反应1 1）常见的放热反应：1)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 2)常见的吸热反应：大多数分解反应Q)2NHCl(s)+Ba(OH) 2=8H2O=BaCb+2NHT +10H2O0)CO2+C=CO3 .化学反应的始变