人教版高一化学必修2知识总结

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1、必修2复习知识点归纳一、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

2、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、元素：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的互称；质量数=质子数+中子数(A=Z+N)二、元素周期律⑴定义：元素的性质随着元素原子序数递增而呈现周期性变化的规律叫元素周期律。⑵实质：元素性质的周期性变化是元素原子核外电子数

3、排布的周期性变化的必然结果。这就是元素周期律的实质。⑶内容：随着原子序数递增，①元素原子核外电子层排布呈现周期性变化；②元素原子半径呈现周期性变化；③元素化合价呈现周期性变化；④元素原子得失电子能力呈现周期性变化；即元素的金属性和非金属性呈现周期性变化。⑷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能力逐渐减弱逐渐增强得电子能力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

4、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、稳定性形成由难→易稳定性逐渐增强形成由易→难稳定性逐渐减弱金属性强弱：①单质与水或非氧化性酸反应难易；②单质的还原性（或离子的氧化性）；③M(OH)n的碱性；④金属单质间的置换反应；⑤原电池中正负极判断，金属腐蚀难易；非金属性强弱：①与氢气反应生成气态氢化物难易；②单质的氧化性（或离

5、子的还原性）；③最高价氧化物的水化物（HnROm）的酸性强弱；④非金属单质间的置换反应。三、化学键⑴定义：在原子结合成分子时，相邻的原子之间强烈的相互作用，叫化学键。⑵分类离子键共价键概念阴、阳离子间通过静电作用所形成的化学键原子间通过共用电子对所形成的化学键成键微粒阴、阳离子原子作用本质阴、阳离子间的静电作用共用电子对对两原子核产生的电性作用形成条件活泼金属（ⅠA、ⅡA）和活泼非金属（ⅥA、ⅦA）化合非金属元素形成的单质或化合物实例(3)电子式:是用来表示原子或离子最外层电子结构的式子。书写:①原子

6、的电子式是在元素符号的周围画小黑点（或×）表示原子的最外层电子。②离子的电子式：阳离子的电子式一般用它的离子符号表示；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。③分子或共价化合物电子式，正确标出共用电子对数目。④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电荷总数相等，因为化合物本身是电中性的。⑤用电子式表示单质分子或共价化合物的形成过程用电子式表示离子化合

7、物的形成过程④结构式：用一根短线来表示一对共用电子（应用于共价键）。（4）化学反应的实质：一个化学反应的过程，本质上就是旧化学键的断裂和新化学键的形成过程。2.离子键、共价键与离子化合物、共价化合物的关系化学键的种类实例非金属单质无化学键稀有气体分子（单原子分子）He、Ne非极性共价键O=O、Cl—Cl、H—H（均为非极性键）共价化合物只有共价键特例：AlCl3极性键：非极性键：离子化合物只有离子键、离子键、极性共价键离子键、非极性共价键离子键、极性共价键第二章1.化学键与化学反应中能量变化的关系⑴化

8、学反应过程中伴随着能量的变化⑵化学变化中能量变化的本质原因⑶化学反应吸收能量或放出能量的决定因素：实质：一个化学反应是吸收能量还是放出能量，决定于反应物的总能量与生成物的总能量的相对大小。⑷放热反应和吸热反应放热反应吸热反应能量变化生成物释放的总能量大于反应物吸收的总能量生成物释放的总能量小于反应物吸收的总能量键能变化生成物总键能大于反应物总键能生成物总键能小于反应物总键能联系键能越大，物质能量越低，越稳定；反之键能越小，物质能量越高，越不稳定，图示☆常