(完整版)高中化学必修二知识点总结
高中化学必修二知识点总结
第一单元
1——原子半径
(1)除第1周期外,其他周期元素(惰性气体元素除外)的原子半径随原子序数的递增而减小;(2)同一族的元素从上到下,随电子层数增多,原子半径增大。
2——元素化合价
(1)除第1周期外,同周期从左到右,元素最高正价由碱金属+1递增到+7,非金属元素负价由碳族-4递增到-1(氟无正价,氧无+6价,除外);
(2)同一主族的元素的最高正价、负价均相同
(3) 所有单质都显零价
3——单质的熔点
(1)同一周期元素随原子序数的递增,元素组成的金属单质的熔点递增,非金属单质的熔点递减;(2)同一族元素从上到下,元素组成的金属单质的熔点递减,非金属单质的熔点递增
4——元素的金属性与非金属性(及其判断)
(1)同一周期的元素电子层数相同。因此随着核电荷数的增加,原子越容易得电子,从左到右金属性递减,非金属性递增;
(2)同一主族元素最外层电子数相同,因此随着电子层数的增加,原子越容易失电子,从上到下金属性递增,非金属性递减。
判断金属性强弱
金属性(还原性)1,单质从水或酸中置换出氢气越容易越强
2,最高价氧化物的水化物的碱性越强
非金属性(氧化性)1,单质越容易与氢气反应形成气态氢化物
2,氢化物越稳定
3,最高价氧化物的水化物的酸性越强(1—20号,F最强;最体一样)5——单质的氧化性、还原性
一般元素的金属性越强,其单质的还原性越强,其氧化物的阳离子氧化性越弱;
元素的非金属性越强,其单质的氧化性越强,其简单阴离子的还原性越弱。
推断元素位置的规律
判断元素在周期表中位置应牢记的规律:
(1)元素周期数等于核外电子层数;
(2)主族元素的序数等于最外层电子数。
阴阳离子的半径大小辨别规律
由于阴离子是电子最外层得到了电子而阳离子是失去了电子
6——周期与主族
周期:短周期(1—3);长周期(4—6,6周期中存在镧系);不完全周期(7)。
主族:ⅠA—ⅦA为主族元素;ⅠB—ⅦB为副族元素(中间包括Ⅷ);0族(即惰性气体)
所以, 总的说来
(1) 阳离子半径<原子半径
(2) 阴离子半径>原子半径
(3) 阴离子半径>阳离子半径
(4 对于具有相同核外电子排布的离子,原子序数越大,其离子半径越小。
以上不适合用于稀有气体!
专题一:
第二单元
一、化学键:
1,含义:分子或晶体内相邻原子(或离子)间强烈的相互作用。
2,类型,即离子键、共价键和金属键。
离子键是由异性电荷产生的吸引作用,例如氯和钠以离子键结合成NaCl。
1,使阴、阳离子结合的静电作用
2,成键微粒:阴、阳离子
3,形成离子键:a活泼金属和活泼非金属
b部分盐(Nacl、NH4cl、BaCo3等)
c强碱(NaOH、KOH)
d活泼金属氧化物、过氧化物
4,证明离子化合物:熔融状态下能导电
共价键是两个或几个原子通过共用电子(1,共用电子对对数=元素化合价的绝对值
2,有共价键的化合物不一定是共价化合物)
对产生的吸引作用,典型的共价键是两个原子借吸引一对成键电子而形成的。例如,两个氢核同时吸引一对电子,形成稳定的氢分子。
1,共价分子电子式的表示,P13
2,共价分子结构式的表示
3,共价分子球棍模型(H2O—折现型、NH3—三角锥形、CH4—正四面体)
4,共价分子比例模型
补充:碳原子通常与其他原子以共价键结合
乙烷(C—C单键)
乙烯(C—C双键)
乙炔(C—C三键)
金属键则是使金属原子结合在一起的相互作用,可以看成是高度离域的共价键。
二、分子间作用力(即范德华力)
1,特点:a存在于共价化合物中
b化学键弱的多
c影响熔沸点和溶解性——对于组成和结构相似的分子,其范德华力一般随着相对分子质量的增大而增大。即熔沸点也增大(特例:HF、NH3、H2O)
三、氢键
1,存在元素:O(H2O)、N(NH3)、F(HF)
2,特点:比范德华力强,比化学键弱
补充:水无论什么状态氢键都存在
专题一:
第三单元
一,同素异形(一定为单质)
1,碳元素(金刚石、石墨)
氧元素(O2、O3)
磷元素(白磷、红磷)
2,同素异形体之间的转换——为化学变化
二,同分异构(一定为化合物或有机物)
分子式相同,分子结构不同,性质也不同
1,C4H10(正丁烷、异丁烷)
2,C2H6(乙醇、二甲醚)
三,晶体分类
离子晶体:阴、阳离子有规律排列
1,离子化合物(KNO3、NaOH)
2,NaCl分子
3,作用力为离子间作用力
分子晶体:由分子构成的物质所形成的晶体
1,共价化合物(CO2、H2O)
2,共价单质(H2、O2、S、I2、P4)
3,稀有气体(He、Ne)
原子晶体:不存在单个分子
1,石英(SiO2)、金刚石、晶体硅(Si)
金属晶体:一切金属
总结:熔点、硬度——原子晶体>离子晶体>分子晶体
专题二:
第一单元
一、反应速率
1,影响因素:反应物性质(内因)、浓度(正比)、温度(正比)、压强(正比)、反应面积、固体反应物颗粒大小
二、反应限度(可逆反应)
化学平衡:正反应速率和逆反应速率相等,反应物和生成物的浓度不再变化,到达平衡。
专题二:第二单元
一、热量变化
常见放热反应:1,酸碱中和
2,所有燃烧反应
3,金属和酸反应
4,大多数的化合反应
5,浓硫酸等溶解
常见吸热反应:1,CO2+C====2CO
2,H2O+C====CO+H2(水煤气)
3,Ba(OH)2晶体与NH4Cl反应
4,大多数分解反应
5,硝酸铵的溶解
热化学方程式;注意事项5
二、燃料燃烧释放热量
专题二:
第三单元
一、化学能→电能(原电池、燃料电池)
1,判断正负极:较活泼的为负极,失去电子,化合价升高,为氧化反应,阴离子在负极
2,正极:电解质中的阳离子向正极移动,得到电子,生成新物质
3,正负极相加=总反应方程式
4,吸氧腐蚀
A中性溶液(水)
B有氧气
Fe和C→正极:2H2O+O2+4e—====4OH—
补充:形成原电池条件
1,有自发的氧化反应
2,两个活泼性不同的电极
3,同时与电解质接触
4,形成闭合回路
二、化学电源
1,氢氧燃料电池
阴极:2H++2e—===H2
阳极:4OH——4e—===O2+2H2O
2,常见化学电源
银锌纽扣电池
负极:
正极:
铅蓄电池
负极:
正极:
三、电能→化学能
1,判断阴阳极:先判断正负极,正极对阳极(发生氧化反应),负极对阴极
2,阳离子向阴极,阴离子向阳极(异性相吸)
补充:电解池形成条件
1,两个电极
2,电解质溶液
3,直流电源
4,构成闭合电路
第一章物质结构元素周期律
1. 原子结构:如:的质子数与质量数,中子数,电子数之间的关系
2. 元素周期表和周期律
(1)元素周期表的结构
A. 周期序数=电子层数
B. 原子序数=质子数
C. 主族序数=最外层电子数=元素的最高正价数
D. 主族非金属元素的负化合价数=8-主族序数
E. 周期表结构
(2)元素周期律(重点)
A. 元素的金属性和非金属性强弱的比较(难点)
a. 单质与水或酸反应置换氢的难易或与氢化合的难易及气态氢化物的稳定性
b. 最高价氧化物的水化物的碱性或酸性强弱
c. 单质的还原性或氧化性的强弱
(注意:单质与相应离子的性质的变化规律相反)
B. 元素性质随周期和族的变化规律
a. 同一周期,从左到右,元素的金属性逐渐变弱
b. 同一周期,从左到右,元素的非金属性逐渐增强
c. 同一主族,从上到下,元素的金属性逐渐增强
d. 同一主族,从上到下,元素的非金属性逐渐减弱
C. 第三周期元素的变化规律和碱金属族和卤族元素的变化规律(包括物理、化学性质)
D. 微粒半径大小的比较规律:
a. 原子与原子
b. 原子与其离子
c. 电子层结构相同的离子
(3)元素周期律的应用(重难点)
A. “位,构,性”三者之间的关系
a. 原子结构决定元素在元素周期表中的位置
b. 原子结构决定元素的化学性质
c. 以位置推测原子结构和元素性质
B. 预测新元素及其性质
3. 化学键(重点)
(1)离子键:
A. 相关概念:
B. 离子化合物:大多数盐、强碱、典型金属氧化物
C. 离子化合物形成过程的电子式的表示(难点)
(AB,A2B,AB2,NaOH,Na2O2,NH4Cl,O22-,NH4+)
(2)共价键:
A. 相关概念:
B. 共价化合物:只有非金属的化合物(除了铵盐)
C. 共价化合物形成过程的电子式的表示(难点)
(NH3,CH4,CO2,HClO,H2O2)
D 极性键与非极性键
(3)化学键的概念和化学反应的本质:
第二章化学反应与能量
1. 化学能与热能
(1)化学反应中能量变化的主要原因:化学键的断裂和形成
(2)化学反应吸收能量或放出能量的决定因素:反应物和生成物的总能量的相对大小
a. 吸热反应:反应物的总能量小于生成物的总能量
b. 放热反应:反应物的总能量大于生成物的总能量
(3)化学反应的一大特征:化学反应的过程中总是伴随着能量变化,通常表现为热量变化
练习:
氢气在氧气中燃烧产生蓝色火焰,在反应中,破坏1molH-H键消耗的能量为Q1kJ,破坏1molO =O键消耗的能量为Q2kJ,形成1molH-O键释放的能量为Q3kJ。下列关系式中正确的是(B )
A.2Q1+Q2>4Q3
B.2Q1+Q2<4Q3
C.Q1+Q2 D.Q1+Q2=Q3 (4)常见的放热反应: A. 所有燃烧反应; B. 中和反应; C. 大多数化合反应; D. 活泼金属跟水或酸反应; E. 物质的缓慢氧化 (5)常见的吸热反应: A. 大多数分解反应; 氯化铵与八水合氢氧化钡的反应。 (6)中和热:(重点) A. 概念:稀的强酸与强碱发生中和反应生成1mol H2O(液态)时所释放的热量。 2. 化学能与电能 (1)原电池(重点) A. 概念: B. 工作原理: a. 负极:失电子(化合价升高),发生氧化反应 b. 正极:得电子(化合价降低),发生还原反应 C. 原电池的构成条件: 关键是能自发进行的氧化还原反应能形成原电池 a. 有两种活泼性不同的金属或金属与非金属导体作电极 b. 电极均插入同一电解质溶液 c. 两电极相连(直接或间接)形成闭合回路 D. 原电池正、负极的判断: a. 负极:电子流出的电极(较活泼的金属),金属化合价升高 b. 正极:电子流入的电极(较不活泼的金属、石墨等):元素化合价降低 E. 金属活泼性的判断: a. 金属活动性顺序表 b. 原电池的负极(电子流出的电极,质量减少的电极)的金属更活泼; c. 原电池的正极(电子流入的电极,质量不变或增加的电极,冒气泡的电极)为较不活泼金属 F. 原电池的电极反应:(难点) a. 负极反应:X-ne=Xn- b. 正极反应:溶液中的阳离子得电子的还原反应 (2)原电池的设计:(难点) 根据电池反应设计原电池:(三部分+导线) A. 负极为失电子的金属(即化合价升高的物质) B. 正极为比负极不活泼的金属或石墨 C. 电解质溶液含有反应中得电子的阳离子(即化合价降低的物质) (3)金属的电化学腐蚀 A. 不纯的金属(或合金)在电解质溶液中的腐蚀,关键形成了原电池,加速了金属腐蚀 B. 金属腐蚀的防护: a. 改变金属内部组成结构,可以增强金属耐腐蚀的能力。如:不锈钢。 b. 在金属表面覆盖一层保护层,以断绝金属与外界物质接触,达到耐腐蚀的效果。(油脂、油漆、搪瓷、塑料、电镀金属、氧化成致密的氧化膜) c. 电化学保护法: 牺牲活泼金属保护法,外加电流保护法 (4)发展中的化学电源 A. 干电池(锌锰电池) a. 负极:Zn -2e - =Zn 2+ b. 参与正极反应的是MnO2和NH4+ B. 充电电池 a. 铅蓄电池: 铅蓄电池充电和放电的总化学方程式 放电时电极反应: 负极:Pb + SO42--2e-=PbSO4 正极:PbO2 + 4H+ + SO42- + 2e-=PbSO4 + 2H2O b. 氢氧燃料电池:它是一种高效、不污染环境的发电装置。它的电极材料一般为活性电极,具有很强的催化活性,如铂电极,活性炭电极等。 总反应:2H2 + O2=2H2O 电极反应为(电解质溶液为KOH溶液) 负极:2H2 + 4OH- - 4e- → 4H2O 正极:O2 + 2H2O + 4e- → 4OH- 3. 化学反应速率与限度 (1)化学反应速率 A. 化学反应速率的概念: B. 计算(重点) a. 简单计算 b. 已知物质的量n的变化或者质量m的变化,转化成物质的量浓度c的变化后再求反应速率v c. 化学反应速率之比=化学计量数之比,据此计算: 已知反应方程和某物质表示的反应速率,求另一物质表示的反应速率; 已知反应中各物质表示的反应速率之比或△C之比,求反应方程。 d. 比较不同条件下同一反应的反应速率 关键:找同一参照物,比较同一物质表示的速率(即把其他的物质表示的反应速率转化成同一物质表示的反应速率) (2)影响化学反应速率的因素(重点) A. 决定化学反应速率的主要因素:反应物自身的性质(内因) B. 外因: a. 浓度越大,反应速率越快 b. 升高温度(任何反应,无论吸热还是放热),加快反应速率 c. 催化剂一般加快反应速率 d. 有气体参加的反应,增大压强,反应速率加快 e. 固体表面积越大,反应速率越快 f. 光、反应物的状态、溶剂等 (3)化学反应的限度 A. 可逆反应的概念和特点 B. 绝大多数化学反应都有可逆性,只是不同的化学反应的限度不同;相同的化学反应,不同的条件下其限度也可能不同 a. 化学反应限度的概念: 一定条件下,当一个可逆反应进行到正反应和逆反应的速率相等,反应物和生成物的浓度不再改变,达到表面上静止的一种“平衡状态”,这种状态称为化学平衡状态,简称化学平衡,这就是可逆反应所能达到的限度。 b. 化学平衡的曲线: c. 可逆反应达到平衡状态的标志: 反应混合物中各组分浓度保持不变 ↓ 正反应速率=逆反应速率 ↓ 消耗A的速率=生成A的速率 d. 怎样判断一个反应是否达到平衡: (1)正反应速率与逆反应速率相等;(2)反应物与生成物浓度不再改变; (3)混合体系中各组分的质量分数不再发生变化; (4)条件变,反应所能达到的限度发生变化。 化学平衡的特点:逆、等、动、定、变、同。 【典型例题】 例1. 在密闭容器中充入SO2和18O2,在一定条件下开始反应,在达到平衡时,18O存在于( D ) A. 只存在于氧气中 B. 只存在于O2和SO3中 C. 只存在于SO2和SO3中 D. SO2、SO3、O2中都有可能存在 例2. 下列各项中,可以说明2HI H2+I2(g)已经达到平衡状态的是(BDE ) A. 单位时间内,生成n mol H2的同时生成n mol HI B. 一个H—H键断裂的同时,有2个H—I键断裂 C. 温度和体积一定时,容器内压强不再变化 D. 温度和体积一定时,某一生成物浓度不再变化 E. 温度和体积一定时,混合气体的颜色不再变化 F. 条件一定,混合气体的平均相对分子质量不再变化 化学平衡移动原因:v正≠ v逆 v正> v逆正向v正.< v逆逆向 浓度: 其他条件不变, 增大反应物浓度或减小生成物浓度, 正向移动反之 压强: 其他条件不变,对于反应前后气体,总体积发生变化的反应,增大压强,平衡向气体体积缩小的方向移动, 反之… 温度: 其他条件不变,温度升高,平衡向吸热方向移动反之… 催化剂: 缩短到达平衡的时间,但平衡的移动无影响 勒沙特列原理:如果改变影响化学平衡的一个条件,平衡将向着减弱这种改变的方向发生移动。 第三章复习纲要(要求自己填写空白处) (一)甲烷 一、甲烷的元素组成与分子结构 CH4 正四面体 二、甲烷的物理性质 三、甲烷的化学性质 1、甲烷的氧化反应 实验现象: 反应的化学方程式: 2、甲烷的取代反应 甲烷与氯气在光照下发生取代反应,甲烷分子里的四个氢原子逐步被氯原子取代反应能生成一系列甲烷的氯取代物和氯化氢。 有机化合物分子中的某些原子(或原子团)被另一种原子(或原子团)所替代的反应,叫做取代反应。 3、甲烷受热分解: (二)烷烃 烷烃的概念:叫做饱和链烃,或称烷烃。 1、烷烃的通式:____________________ 2、烷烃物理性质: (1)状态:一般情况下,1—4个碳原子烷烃为___________, 5—16个碳原子为__________,16个碳原子以上为_____________。 (2)溶解性:烷烃________溶于水,_________溶(填“易”、“难”)于有机溶剂。 (3)熔沸点:随着碳原子数的递增,熔沸点逐渐_____________。 (4)密度:随着碳原子数的递增,密度逐渐___________。 3、烷烃的化学性质 (1)一般比较稳定,在通常情况下跟酸、碱和高锰酸钾等都______反应。 (2)取代反应:在光照条件下能跟卤素发生取代反应。__________________________ (3)氧化反应:在点燃条件下,烷烃能燃烧______________________________ (三)同系物 同系物的概念:_______________________________________________ 掌握概念的三个关键:(1)通式相同;(2)结构相似;(3)组成上相差n个(n≥1) CH2原子团。 例1、下列化合物互为同系物的是:D A 、和B、C2H6和C4H10 H Br CH3 C、Br—C—Br和Br—C—H D、CH3CH2CH3和CH3—CH—CH3 H H (四)同分异构现象和同分异构物体 1、同分异构现象:化合物具有相同的________,但具有不同_________的现象。 2、同分异构体:化合物具有相同的_________,不同________的物质互称为同分异构体。 3、同分异构体的特点:________相同,________不同,性质也不相同。 〔知识拓展〕 烷烃的系统命名法: 选主链——碳原子最多的碳链为主链; 编号位——定支链,要求取代基所在的碳原子的编号代数和为最小; 写名称——支链名称在前,母体名称在后;先写简单取代基,后写复杂取代基;相 同的取代基合并起来,用二、三等数字表示。 (五)烯烃 一、乙烯的组成和分子结构 1、组成:分子式:含碳量比甲烷高。 2、分子结构:含有碳碳双键。双键的键长比单键的键长要短些。 二、乙烯的氧化反应 1、燃烧反应(请书写燃烧的化学方程式) 化学方程式 2、与酸性高锰酸钾溶液的作用——被氧化,高锰酸钾被还原而退色,这是由于乙烯分子中含有碳碳双键的缘故。(乙烯被氧化生成二氧化碳) 三、乙烯的加成反应 1、与溴的加成反应(乙烯气体可使溴的四氯化碳溶液退色) CH2═CH2+Br-Br→CH2Br-CH2Br 1,2-二溴乙烷(无色) 2、与水的加成反应 CH2═CH2+H-OH→CH3—CH2OH 乙醇(酒精) 书写乙烯与氢气、氯气、溴化氢的加成反应。 乙烯与氢气反应 乙烯与氯气反应 乙烯与溴化氢反应 [知识拓展] 四、乙烯的加聚反应:nCH2═CH2 → [CH2-CH2] n (六)苯、芳香烃 一、苯的组成与结构 1、分子式C6H6 2、结构特点 二、苯的物理性质: 三、苯的主要化学性质 1、苯的氧化反应 点燃 苯的可燃性,苯完全燃烧生成二氧化碳和水,在空气中燃烧冒浓烟。 2C6H6+15O2 12CO2+6H2O [思考]你能解释苯在空气中燃烧冒黑烟的原因吗? 注意:苯不能被酸性高锰酸钾溶液氧化。 2、苯的取代反应 在一定条件下苯能够发生取代反应 书写苯与液溴、硝酸发生取代反应的化学方程式。 苯与液溴反应与硝酸反应 反应条件 化学反应方程式 注意事项 [知识拓展] 苯的磺化反应 化学方程式: 3、在特殊条件下,苯能与氢气、氯气发生加成反应 反应的化学方程式:、 (七)烃的衍生物 一、乙醇的物理性质: 〔练习〕某有机物中只含C、H、O三种元素,其蒸气的是同温同压下氢气的23倍,2.3g该物质完全燃烧后生成0.1mol二氧化碳和27g水,求该化合物的分子式。 二、乙醇的分子结构 结构式: 结构简式: 三、乙醇的化学性质 1、乙醇能与金属钠(活泼的金属)反应: 2、乙醇的氧化反应 (1)乙醇燃烧 化学反应方程式: (2)乙醇的催化氧化 化学反应方程式: (3)乙醇还可以与酸性高锰酸钾溶液或酸性重铬酸钾溶液反应,被直接氧化成乙酸。 〔知识拓展〕 1、乙醇的脱水反应 (1)分子内脱水,生成乙烯 化学反应方程式: (2)分子间脱水,生成乙醚 化学反应方程式: 四、乙酸 乙酸的物理性质: 写出乙酸的结构式、结构简式。 酯化反应:酸跟醇作用而生成酯和水的反应,叫做酯化反应。 反应现象: 反应化学方程式: 1、在酯化反应中,乙酸最终变成乙酸乙酯。这时乙酸的分子结构发生什么变化? 2、酯化反应在常温下反应极慢,一般15年才能达到平衡。怎样能使反应加快呢? 3、酯化反应的实验时加热、加入浓硫酸。浓硫酸在这里起什么作用? 4为什么用来吸收反应生成物的试管里要装饱和碳酸钠溶液?不用饱和碳酸钠溶液而改用水来吸收酯化反应的生成物,会有什么不同的结果? 5为什么出气导管口不能插入碳酸钠液面下? 五、基本营养物质 1、糖类、油脂、蛋白质主要含有元素,分子的组成比较复杂。 2、葡萄糖和果糖,蔗糖和麦芽糖分别互称为,由于结构决定性质,因此它们具有 性质。 1、有一个糖尿病患者去医院检验病情,如果你是一名医生,你将用什么化学原理去确定其病情的轻重? 2、已知方志敏同志在监狱中写给鲁迅 的信是用米汤写的,鲁迅 的是如何看到信的内容的? 3、如是否有过这样的经历,在使用浓硝酸时不慎溅到皮肤上,皮肤会有什么变化?为什么? 第四章化学与可持续发展 化学研究和应用的目标:用已有的化学知识开发利用自然界的物质资源和能量资源,同时创造新物质(主要是高分子)使人类的生活更方便、舒适。在开发利用资源的同时要注意保护环境、维护生态平衡,走可持续发展的道路;建立“绿色化学”理念:创建源头治理环境污染的生产工艺。(又称“环境无害化学”) 目的:满足当代人的需要又不损害后代发展的需求! 一、金属矿物的开发利用 1、常见金属的冶炼: ①加热分解法: ②加热还原法: ③电解法: 2、金属活动顺序与金属冶炼的关系: 金属活动性序表中,位置越靠后,越容易被还原,用一般的还原方法就能使金属还原;金属的位置越靠前,越难被还原,最活泼金属只能用最强的还原手段来还原。(离子) 二、海水资源的开发利用 1、海水的组成:含八十多种元素。 其中,H、O、Cl、Na、K、Mg、Ca、S、C、F、B、Br、Sr等总量占99%以上,其余为微量元素;特点是总储量大而浓度小,以无机物或有机物的形式溶解或悬浮在海水中。 总矿物储量约5亿亿吨,有“液体矿山”之称。堆积在陆地上可使地面平均上升153米。 如:金元素的总储量约为5×107吨,而浓度仅为4×10-6g/吨。 另有金属结核约3万亿吨,海底石油1350亿吨,天然气140万亿米3。 2、海水资源的利用: (1)海水淡化:①蒸馏法;②电渗析法;③离子交换法;④反渗透法等。 (2)海水制盐:利用浓缩、沉淀、过滤、结晶、重结晶等分离方法制备得到各种盐。 三、环境保护与绿色化学 1.环境: 2.环境污染: 环境污染的分类: • 按环境要素:分大气污染、水体污染、土壤污染 • 按人类活动分:工业环境污染、城市环境污染、农业环境污染 • 按造成污染的性质、来源分:化学污染、生物污染、物理污染(噪声、放射性、热、电磁波等)、固体废物污染、能源污染 3.绿色化学理念(预防优于治理) 核心:利用化学原理从源头上减少和消除工业生产对环境造成的污染。又称为“环境无害化学”、“环境友好化学”、“清洁化学”。 从学科观点看:是化学基础内容的更新。(改变反应历程) 从环境观点看:强调从源头上消除污染。(从一开始就避免污染物的产生) 从经济观点看:它提倡合理利用资源和能源,降低生产成本。(尽可能提高原子利用率) 热点:原子经济性——反应物原子全部转化为最终的期望产物,原子利用率为100 高中化学必修二知识点归纳总结 一部分同学对化学不是很熟练,不知道该如何学习总结知识点,但是又想学好化学。以下是由编辑为大家整理的“高中化学必修二知识点归纳总结”,仅供参考,欢迎大家阅读。 高中化学必修二知识点归纳总结 第一章物质结构元素周期律 原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数。 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。 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。 核素:具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。 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。 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。 四、化学键 化学键是相邻两个或多个原子间强烈的相互作用。 拓展阅读:考试怎么复习化学 1、研究考试大纲,分块落实 考试说明和考试大纲是备考的指南针,复习化学时应该认真研究考试说明和考试大纲。平常我们可以增强化学学科复习的针对性和方向性,避免出现盲目备考的情况。 要理解高考的命题依据,对化学的考纲实际操作是:考纲不要求的不复习,考纲降低要求的不拓展,考纲所要求的大力复习。 在上学期的一轮复习时,我们根据计划分为四个阶段:第一次联考将物质的量、氧化还原反应、离子反应及元素化合物复习完。第二次联考将物质分类、元素周期律、电化学复习完。第三次联考时将化学反应速率、化学平衡、电解质溶液复习完。等到市统测时再把有机化学复习完,争取年假前完成一轮复习。 2、明确方向、对症下药 经过对近几年化学高考题的分析,可以得出三点:一是主干知识考查的“集中化”,二是基础知识的新视角,三是能力考查的“综合化”。 要提高化学的备考质量,还要真正了解自身存在的问题,只有这样备考才能更加科学有效。所以要明确备考方向,对症开方下药,才能使自身的知识结构更加符合高考的化学立体网络化要求,才能实现基础→能力→分数的转化。 高中化学教学的重点内容是化学概念和理论、元素化合物及相关实验和计算。对此在复习中除了让学生掌握概念理论的具体内容之外还整理了大量易错易混的判断题让学生练习,在元素化合物复习中对于化学反应方程式、离子方程式、电化学方程式学生们都掌握不了,我们通过每天小练、课堂题写等措施使学生都基本掌握住了。在化学 高中化学必修二知识点归纳总结 第一章: 物质结构 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) 1.) 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2n 2 ;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。 核素:具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。 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。 第一章 物质结构 元素周期表 第一节 元素周期表 一、周期表 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排列 纵行:最外层电子数相同的元素按电子层数递增从上向下排列 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个纵行) 零族(1个)稀有气体元素 二.元素的性质和原子结构 (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,因此,它们的化学性质相似。 (2)递变性:①与氧气反应越来越容易②与水反应越来越剧烈 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 ),随着核电核数的增加,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,原子失去电子的能力增强,即金属性逐渐增强。所以从Li 到Cs 的金 点燃 点燃 过渡元素 高中化学必修二知识点归纳总结 第一章:物质结构元素周期律 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) 1.原子(Z A 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。 核素:具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。 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12种元素 短周期第二周期28种元素 周期第三周期38种元素 元( 7 个横行)第四周期418种元素 素( 7 个周期)第五周期518种元素 周长周期第六周期632种元素 期第七周期7未填满(已有26 种元素) 表主族:Ⅰ A~Ⅶ A 共 7 个主族 族副族:Ⅲ B~Ⅶ B、Ⅰ B~Ⅱ B,共 7 个副族 ( 18个纵行)第Ⅷ族:三个纵行,位于Ⅶ B 和Ⅰ B 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。................... 高中化学必修二知识点总结 第一单元 1——原子半径 (1)除第1周期外,其他周期元素(惰性气体元素除外)的原子半径随原子序数的递增而减小;(2)同一族的元素从上到下,随电子层数增多,原子半径增大。 2——元素化合价 (1)除第1周期外,同周期从左到右,元素最高正价由碱金属+1递增到+7,非金属元素负价由碳族-4递增到-1(氟无正价,氧无+6价,除外); (2)同一主族的元素的最高正价、负价均相同 (3) 所有单质都显零价 3——单质的熔点 (1)同一周期元素随原子序数的递增,元素组成的金属单质的熔点递增,非金属单质的熔点递减;(2)同一族元素从上到下,元素组成的金属单质的熔点递减,非金属单质的熔点递增 4——元素的金属性与非金属性(及其判断) (1)同一周期的元素电子层数相同。因此随着核电荷数的增加,原子越容易得电子,从左到右金属性递减,非金属性递增; (2)同一主族元素最外层电子数相同,因此随着电子层数的增加,原子越容易失电子,从上到下金属性递增,非金属性递减。 判断金属性强弱 金属性(还原性)1,单质从水或酸中置换出氢气越容易越强 2,最高价氧化物的水化物的碱性越强 非金属性(氧化性)1,单质越容易与氢气反应形成气态氢化物 2,氢化物越稳定 3,最高价氧化物的水化物的酸性越强(1—20号,F最强;最体一样)5——单质的氧化性、还原性 一般元素的金属性越强,其单质的还原性越强,其氧化物的阳离子氧化性越弱; 元素的非金属性越强,其单质的氧化性越强,其简单阴离子的还原性越弱。 推断元素位置的规律 判断元素在周期表中位置应牢记的规律: (1)元素周期数等于核外电子层数; (2)主族元素的序数等于最外层电子数。 阴阳离子的半径大小辨别规律 由于阴离子是电子最外层得到了电子而阳离子是失去了电子 6——周期与主族 周期:短周期(1—3);长周期(4—6,6周期中存在镧系);不完全周期(7)。 主族:ⅠA—ⅦA为主族元素;ⅠB—ⅦB为副族元素(中间包括Ⅷ);0族(即惰性气体) 所以, 总的说来 (1) 阳离子半径<原子半径 (2) 阴离子半径>原子半径 (3) 阴离子半径>阳离子半径 (4 对于具有相同核外电子排布的离子,原子序数越大,其离子半径越小。 以上不适合用于稀有气体! 专题一: 第二单元 高二化学必修2 知识点梳理 一、原子结构:如:Z A n R 的质子数与质量数,中子数,电子数之间的关系: 1、数量关系:核内质子数=核外电子数 2、电性关系: 原子核电荷数=核内质子数=核外电子数 阳离子核外电子数=核内质子数-电荷数 阴离子核外电子数=核内质子数+电荷数 3、质量关系:质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N) 二、元素周期表和周期律 1、元素周期表的结构: 周期序数=电子层数 七个周期(1、2、3短周期;4、5、6长周期;7不完全周期) 主族元素的族序数=元素原子的最外层电子数 18个纵行(7个主族;7个副族;一个零族;一个Ⅷ族(8、9、10三个纵行)) 2、元素周期律 (1)元素的金属性和非金属性强弱的比较 a. 单质与水或酸反应置换氢的难易或与氢化合的难易及气态氢化物的稳定性 b. 最高价氧化物的水化物的碱性或酸性强弱 c. 单质的还原性或氧化性的强弱(注意:单质与相应离子的性质的变化规律相反) (2)元素性质随周期和族的变化规律 a. 同一周期,从左到右,元素的金属性逐渐变弱 b. 同一周期,从左到右,元素的非金属性逐渐增强 c. 同一主族,从上到下,元素的金属性逐渐增强 d. 同一主族,从上到下,元素的非金属性逐渐减弱 (3)第三周期元素的变化规律和碱金属族和卤族元素的变化规律(包括物理、化学性质) (4)微粒半径大小的比较规律:a. 原子与原子 b. 原子与其离子 c. 电子层结构相同的离子。 3、元素周期律的应用(重难点) (1)“位,构,性”三者之间的关系 a. 原子结构决定元素在元素周期表中的位置; b. 原子结构决定元素的化学性质; c. 以位置推测原子结构和元素性质 (2) 预测新元素及其性质 三、化学键 1、离子键: A. 相关概念: B. 离子化合物:大多数盐、强碱、典型金属氧化物 C. 离子化合物形成过程的电子式的表示(AB, A2B,AB2,A2B2) 2、共价键: A. 相关概念: B. 共价化合物:只有非金属的化合物(除了铵盐) C. 共价化合物形成过程的电子式的表示(NH3, CH4,CO2,HClO,H2O2) D 极性键与非极性键 3、化学键的概念和化学反应的本质: 一、化学能与热能 1、化学反应中能量变化的主要原因:化学键的断裂和形成. 2、化学反应吸收能量或放出能量的决定因素:反应物和生成物的总能量的相对大小 a. 吸热反应:反应物的总能量小于生成物的总能量 b. 放热反应:反应物的总能量大于生成物的总能量 3、化学反应的一大特征:化学反应的过程中总是伴随着能量变化,通常表现为热量变化 4、常见的放热反应: A. 所有燃烧反应; B. 中和反应; C. 大多数化合反应; D. 活泼金属跟水或酸反应 E. 物质的缓慢氧化 5、常见的吸热反应: A. 大多数分解反应; 氯化铵与八水合氢氧化钡的反应 2NH4Cl + Ba(OH)2·8H2O == 2NH3 + BaCl2 + 10H2O 6、中和热: A. 概念:稀的强酸与强碱发生中和反应生成1mol H2O(液态)时所释放的热量。 B、中和热测定实验。 二、化学能与电能 1、原电池: (1) 概念:化学能转化成电能的装置 (2) 工作原理: a. 负极:失电子(化合价升高),发生氧化反应 b. 正极:得电子(化合价降低),发生还原反应 (3)原电池的构成条件:关键是能自发进行的氧化还原反应能形成原电池。 a. 有两种活泼性不同的金属或金属与非金属导体作电极 b. 电极均插入同一电解质溶液 c. 两电极相连(直接或间接)形成闭合回路 (4)原电池正、负极的判断: a. 负极:电子流出的电极(较活泼的金属),金属化合价升高 b. 正极:电子流入的电极(较不活泼的金属、石墨等):元素化合价降低 (5)金属活泼性的判断: a. 金属活动性顺序表 b. 原电池的负极(电子流出的电极,质量减少的电极)的金属更活泼; 必修二知识点汇总 第一章物质结构元素周期律 (2) 一、原子结构 ................................................................................................................................................................ 二、元素周期表 ............................................................................................................................................................ 三、元素周期律 (2) 四、化学键 .................................................................................................................................................................... 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 .................................................................................................................................. 第三章有机化合物 ............................................................................................................................................................ 一、烃 ............................................................................................................................................................................ 二、烃的衍生物 ............................................................................................................................................................ 三、基本营养物质 ........................................................................................................................................................ 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 高二化学必修二知识点归纳总结 【导语】高中的化学虽然是理科的课程,但是有很多东西还是需 要记忆的。作者为各位同学整理了《高二化学必修二知识点归纳总结》,期望对你的学习有所帮助! 1.高二化学必修二知识点归纳总结篇一 1、乙炔和氯化氢 两步反应:C2H2+HCl→C2H3Cl--------C2H3Cl+HCl→C2H4Cl2 2、乙炔和氢气 两步反应:C2H2+H2→C2H4→C2H2+2H2→C2H6(条件为催化剂) 3、以食盐、水、石灰石、焦炭为原料合成聚乙烯的方程式. CaCO3===CaO+CO22CaO+5C===2CaC2+CO2 CaC2+2H2O→C2H2+Ca(OH)2 C+H2O===CO+H2-----高温 C2H2+H2→C2H4----乙炔加成生成乙烯 4、苯和液溴的取代 C6H6+Br2→C6H5Br+HBr 5、苯和浓硫酸浓XX C6H6+HNO3→C6H5NO2+H2O(条件为浓硫酸) 6、苯和氢气 C6H6+3H2→C6H12(条件为催化剂) 7、乙醇完全燃烧的方程式 C2H5OH+3O2→2CO2+3H2O(条件为点燃) 8、两分子乙醇产生分子间脱水 2CH3CH2OH→CH3CH2OCH2CH3+H2O(条件为催化剂浓硫酸140摄氏度) 9、乙醇和乙酸产生酯化反应的方程式 CH3COOH+C2H5OH→CH3COOC2H5+H2O 10、乙酸和镁 Mg+2CH3COOH→(CH3COO)2Mg+H2 2.高二化学必修二知识点归纳总结篇二 化学能与热能 (1)化学反应中能量变化的主要原因:化学键的断裂和形成 (2)化学反应吸取能量或放出能量的决定因素:反应物和生成物 的总能量的相对大小 a.吸热反应:反应物的总能量小于生成物的总能量 b.放热反应:反应物的总能量大于生成物的总能量 (3)化学反应的一大特点:化学反应的进程中总是相伴着能量变化,通常表现为热量变化 3.高二化学必修二知识点归纳总结篇三 浓度对反应速率的影响 (1)反应速率常数(K) 反应速率常数(K)表示单位浓度下的化学反应速率,通常,反应速 率常数越大,反应进行得越快。反应速率常数与浓度无关,受温度、催 化剂、固体表面性质等因素的影响。 (2)浓度对反应速率的影响 高中化学必修二知识点归纳总结 在现实学习生活中,大家对知识点应该都不陌生吧?知识点也不一定都是文字,数学的知识点除了定义,同样重要的公式也可以理解为知识点。那么,都有哪些知识点呢?下面是店铺帮大家整理的高中化学必修二知识点归纳总结,希望能够帮助到大家。 高中化学必修二知识点归纳总结1 元素周期表、元素周期律 一、元素周期表 ★熟记等式:原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数 1、元素周期表的编排原则: ①按照原子序数递增的顺序从左到右排列; ②将电子层数相同的元素排成一个横行——周期; 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纵行——族 2、如何精确表示元素在周期表中的位置: 周期序数=电子层数;主族序数=最外层电子数 口诀:三短三长一不全;七主七副零八族 熟记:三个短周期,第一和第七主族和零族的元素符号和名称 3、元素金属性和非金属性判断依据: ①元素金属性强弱的判断依据: 单质跟水或酸起反应置换出氢的难易; 元素最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱;置换反应。 ②元素非金属性强弱的判断依据: 单质与氢气生成气态氢化物的难易及气态氢化物的稳定性; 最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱;置换反应。 4、核素:具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。 ①质量数==质子数+中子数:a==z+n 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,互称同位素。(同一元素的各种同位素物理性质不同,化学性质相同) 二、元素周期律 1、影响原子半径大小的因素: ①电子层数:电子层数越多,原子半径越大(最主要因素) ②核电荷数:核电荷数增多,吸引力增大,使原子半径有减小的趋向(次要因素) ③核外电子数:电子数增多,增加了相互排斥,使原子半径有增大的倾向 2、元素的化合价与最外层电子数的关系:最高正价等于最外层电子数(氟氧元素无正价) 负化合价数=8—最外层电子数(金属元素无负化合价) 3、同主族、同周期元素的结构、性质递变规律: 同主族:从上到下,随电子层数的递增,原子半径增大,核对外层电子吸引能力减弱,失电子能力增强,还原性(金属性)逐渐增强,其离子的氧化性减弱。 同周期:左→右,核电荷数——→逐渐增多,最外层电子数——→逐渐增多 原子半径——→逐渐减小,得电子能力——→逐渐增强,失电子能力——→逐渐减弱 氧化性——→逐渐增强,还原性——→逐渐减弱,气态氢化物稳定性——→逐渐增强 最高价氧化物对应水化物酸性——→逐渐增强,碱性——→逐渐减弱 化学键 含有离子键的化合物就是离子化合物;只含有共价键的化合物才是共价化合物。 naoh中含极性共价键与离子键,nh4cl中含极性共价键与离子键,na2o2中含非极性共价键与离子键,h2o2中含极性和非极性共价键化学能与热能 一、化学能与热能 1、在任何的化学反应中总伴有能量的变化。 高中化学必修二知识点归纳总结 第一章物质结构元素周期律 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) 1.)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。 核素:具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。 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。 高中化学必修二知识点归纳总结 高中化学必修二知识点归纳总结 在现实学习生活中,大家对知识点应该都不陌生吧?知识点也不一定都是文字,数学的知识点除了定义,同样重要的公式也可以理解为知识点。那么,都有哪些知识点呢?下面是店铺帮大家整理的高中化学必修二知识点归纳总结,希望能够帮助到大家。 高中化学必修二知识点归纳总结1 元素周期表、元素周期律 一、元素周期表 ★熟记等式:原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数 1、元素周期表的编排原则: ①按照原子序数递增的顺序从左到右排列; ②将电子层数相同的元素排成一个横行——周期; 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纵行——族 2、如何精确表示元素在周期表中的位置: 周期序数=电子层数;主族序数=最外层电子数 口诀:三短三长一不全;七主七副零八族 熟记:三个短周期,第一和第七主族和零族的元素符号和名称 3、元素金属性和非金属性判断依据: ①元素金属性强弱的判断依据: 单质跟水或酸起反应置换出氢的难易; 元素最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱;置换反应。 ②元素非金属性强弱的判断依据: 单质与氢气生成气态氢化物的难易及气态氢化物的稳定性; 最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱;置换反应。 4、核素:具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。 ①质量数==质子数+中子数:a==z+n 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 称同位素。(同一元素的各种同位素物理性质不同,化学性质相同) 二、元素周期律 1、影响原子半径大小的因素: ①电子层数:电子层数越多,原子半径越大(最主要因素) ②核电荷数:核电荷数增多,吸引力增大,使原子半径有减小的趋向(次要因素) ③核外电子数:电子数增多,增加了相互排斥,使原子半径有增大的倾向 2、元素的化合价与最外层电子数的关系:最高正价等于最外层电子数(氟氧元素无正价) 负化合价数=8—最外层电子数(金属元素无负化合价) 3、同主族、同周期元素的结构、性质递变规律: 同主族:从上到下,随电子层数的递增,原子半径增大,核对外层电子吸引能力减弱,失电子能力增强,还原性(金属性)逐渐增强,其离子的氧化性减弱。 同周期:左→右,核电荷数——→逐渐增多,最外层电子数——→逐渐增多 原子半径——→逐渐减小,得电子能力——→逐渐增强,失电子能力——→逐渐减弱 氧化性——→逐渐增强,还原性——→逐渐减弱,气态氢化物稳定性——→逐渐增强 最高价氧化物对应水化物酸性——→逐渐增强,碱性——→逐渐减弱 化学键 含有离子键的化合物就是离子化合物;只含有共价键的化合物才是共价化合物。 naoh中含极性共价键与离子键,nh4cl中含极性共价键与离子键,na2o2中含非极性共价键与离子键,h2o2中含极性和非极性共价键化学能与热能 一、化学能与热能 完整版)高中化学必修二知识点总结高中化学必修二知识点总结 第一单元 1.原子半径 除第1周期外,其他周期元素(惰性气体元素除外)的原子半径随原子序数的递增而减小。 同一族的元素从上到下,随电子层数增多,原子半径增大。 2.元素化合价 除第1周期外,同周期从左到右,元素最高正价由碱金属+1递增到+7,非金属元素负价由碳族-4递增到-1(氟无正价,氧无+6价,除外)。 同一主族的元素的最高正价、负价均相同。 所有单质都显零价。 3.单质的熔点 同一周期元素随原子序数的递增,元素组成的金属单质的熔点递增,非金属单质的熔点递减。 同一族元素从上到下,元素组成的金属单质的熔点递减,非金属单质的熔点递增。 4.元素的金属性与非金属性(及其判断) 同一周期的元素电子层数相同。因此随着核电荷数的增加,原子越容易得电子,从左到右金属性递减,非金属性递增。 同一主族元素最外层电子数相同,因此随着电子层数的增加,原子越容易失电子,从上到下金属性递增,非金属性递减。 判断金属性强弱: 金属性(还原性)1,单质从水或酸中置换出氢气越容易 越强。 2,最高价氧化物的水化物的碱性越强。 非金属性(氧化性)1,单质越容易与氢气反应形成气态 氢化物。 2,氢化物越稳定。 3,最高价氧化物的水化物的酸性越强(1—20号,F最强;最体一样)。 5.单质的氧化性、还原性 一般元素的金属性越强,其单质的还原性越强,其氧化物的阳离子氧化性越弱。 元素的非金属性越强,其单质的氧化性越强,其简单阴离子的还原性越弱。 推断元素位置的规律 判断元素在周期表中位置应牢记的规律: 元素周期数等于核外电子层数。 主族元素的序数等于最外层电子数。 阴阳离子的半径大小辨别规律 阳离子半径<原子半径。 阴离子半径>原子半径。 阴离子半径>阳离子半径。 对于具有相同核外电子排布的离子,原子序数越大,其离子半径越小。 以上不适用于稀有气体) 高中化学必修2知识点归纳总结高中化学必修2知识点归纳总结 第一单元原子核外电子排布与元素周期律 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) 1.原子数 A X 原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子核外电子(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。 核素:具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。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 高中化学必修二必备知识点总结 第1篇:高中化学必修二必备知识点总结 高中化学教材与初中教材相比,深广度明显加深,由描述向推理发展的特点日趋明显,知识的横向联系和综合程度有所提高,那么必修二的化学内容你都学会了吗?下面是百分网小编为大家整理的高中化学知识点,希望对大家有用! 一、原子结构 注意: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 熟背前20号元素,熟悉1~20号元素原子核外电子的排布: hhelibebcnofnenamgalsipsclarkca 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。 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。 核素:具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。 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: 三、元素周期律 1.元素周期律:元 未完,继续阅读 > 第2篇:高中必修一化学必备知识点总结 说到高中化学必修一的学习,有人说化学背背就行了,这样的认识是错误的,化学也是理科,有需要你理解的概念和理论。下面是百分网小编为大家整理的高中必修一化学必备的知识,希望对大家有用! 一、电解质和非电解质 电解质:在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。 1、化合物 非电解质:在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物。(如:酒精[乙醇]、蔗糖、so2、so3、nh3、co2等是非电解质。) (1)电解质和非电解质都是化合物,单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。 (2)*、碱、盐和水都是电解质(特殊:盐*(混合物)电解质溶液)。 (3)能导电的物质不一定是电解质。能导电的物质:电解质溶液、熔融的碱和盐、金属单质和石墨。 电解质需在水溶液里或熔融状态下才能导电。固态电解质(如:nacl晶体)不导电,液态*(如:液态hcl)不导电。 2、溶液能够导电的原因:有能够自由移动的离子。 3、电离方程式:要注意配平,原子个数守恒,电荷数守恒。如:al2(so4)3=2al3++3so42- 二、离子反应: 1、离子反应发生的条件:生成沉淀、生成气体、水。 2、离子方程式的书写:(写、拆、删、查) ①写:写出正确的化学方程式。(要注意配平。) ②拆:把易溶的强电解质(易容的盐、强*、强碱)写成离子形式。 常见易溶的强电解质有: 三大 高中化学必修2知识点归纳总结 第一章物质结构元素周期律 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(A X ) 2.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 S i 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。 核素:具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。 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、元素周期律高中化学必修二知识点归纳总结
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