化学必修二复习提纲

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1、第4页共4页高中化学必修二高中化学必2重要知识点第一单元原子核外电子排布与元素周期律一、原子结构★1.熟背前20号元素，熟悉1～20号元素原子核外电子的排布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.核素、同位素核素：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。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

2、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★熟记元素周期表分区三、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①同周期原子,从左到右,电子层数相同,核电荷数增加,原子半径逐渐减小,得到电子能力增强,失去电子能力减弱,元素的金属性减弱,非金属性增强.②同主族原子,从上到下,电子层数增加,核电

3、荷数增加,原子半径逐渐增大,得到电子能力减弱,失去电子能力增强,元素的金属性增强,非金属性减弱.第ⅠA族碱金属元素：LiNaKRbCsFr（Fr是金属性最强的元素，位于周期表左下方）第ⅦA族卤族元素：FClBrIAt（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）——①单质与水或酸反应生成氢气容易（难）；②氢氧化物碱性强（弱）；③相互置换反应（强制弱）Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu。（2）非金属性强（弱）——①单质与氢气易（难）反应；②生成的氢化物稳定（不稳定）；③最高价氧化物的水化物（含氧酸）酸性强（弱）；④相

4、互置换反应（强制弱）2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2。★比较粒子半径的方法：（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，再比较核电荷数，核电荷数多的半径反而小。四、离子键与共价键的比较键型离子键共价键概念阴阳离子结合成化合物的静电作用叫离子键原子之间通过共用电子对所形成的相互作用叫做共价键成键方式通过得失电子达到稳定结构通过形成共用电子对达到稳定结构成键粒子阴、阳离子原子成键元素活泼金属与活泼非金属元素之间（特殊：NH4Cl、NH4NO3等铵盐只由非金属元素组成，但含有离子键）非金属元素之间离子化合物：由离子键构成的化合物叫做离子化合物。（一定

5、有离子键，可能有共价键）共价化合物：原子间通过共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。（只有共价键一定没有离子键）极性共价键（简称极性键）：由不同种原子形成，A－B型，如，H－Cl。共价键非极性共价键（简称非极性键）：由同种原子形成，A－A型，如，Cl－Cl。注意：水具有特殊的物理性质是由于水分子中存在一种被称为氢键的分子间作用力。水分子间的氢键，是一个水分子中的氢原子与另一个水分子中的氧原子间所形成的分子间作用力，这种作用力使得水分子间作用力增加，因此水具有较高的熔沸点。其他一些能形成氢键的分子有HFH22ONH33。五、电子式的书写:多在外、少在内①、小在外②、大

6、在内、阴阳相间③。①多在外、少在内：同种离子数量多的放在离子式的最外侧，相对少一些的放在内侧书写。②小在外、大在内：对于不同价态的离子，也按其绝对值，遵照“大值在中间、小值在周边”的原则书写。③阴阳相间：书写时，要做到阴阳离子相间书写。第二单元化学反应与能量变化一、化学反应与能量变化1、化学反应的速率重要规律：（i）速率比＝方程式系数比（ii）变化量比＝方程式系数比（1）概念：化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量（均取正值）来表示。计算公式：v(B)＝＝①单位：mol/(L·s)或mol/(L·min)②B为溶液或气体，若B为固体或纯液体不

7、计算速率。③以上所表示的是平均速率，而不是瞬时速率。2、影响化学反应速率的因素：内因：由参加反应的物质的结构和性质决定的（主要因素）。外因：①温度：升高温度，增大速率②催化剂：一般加快反应速率③浓度：增加C反应物的浓度，增大速率（溶液或气体才有浓度可言）④压强：增大压强，增大速率（适用于有气体参加的反应）⑤其它因素2、化学反应的限度——化学平衡（1）在一定条件下，当一个可逆反应进行到正向反应速率与逆向反应速率相等时，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”，这就是这个反应所能达到的限度，即化学平衡状态。第4页共4页第