高中化学必修2小结专题一.doc

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1、高中化学必修2小结专题一：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

2、——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（1—20号，K最强；总体Cs最强最非金属性（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

3、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

4、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

5、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，P132，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

6、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

7、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