化学必修二知识点归纳.doc

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1、高中化学必修2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)Z1.原子（AX）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号元素的原子序数、元素符号、元素名称，1～20号元素原子核外电子的排布：HHeLiBeBCNOFNeNaMgAlSiPSClArKCa2.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

2、符号：KLMNOPQ3.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、元素周期表周期序数＝原子的电子层数，主族序数＝原子最外层电子数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：ⅠA～ⅦA共7个主族（1、2、13-17列）族副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7个副族（3-

3、7、11、12列）（18个纵行）第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB和ⅠB之间（8、9、10列）（16个族）零族：稀有气体（第18列）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元素11Na12Mg13Al14Si15P16S17Cl原子半径原子半径依次减小主要化合价＋1＋2＋3＋4－4＋5－3＋6－2＋7－1金属性、非金属性金属性减弱，非金属性增加单质与水或酸置换难易冷水剧烈热水与酸快与酸反应慢——氢化物的

4、化学式——SiH4PH3H2SHCl与H2化合的难易——由难到易氢化物的稳定性——稳定性增强最高价氧化物的化学式Na2OMgOAl2O3SiO2P2O5SO3Cl2O7最高价氧化物对应水化物化学式NaOHMg(OH)2Al(OH)3H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4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变化规律碱性减弱，酸性增强2.同主族元素性质递变规律原子半径原子半径依次增大金属性、非金属性金属性增加，非金属性减弱金属单质与水或酸置换难易越来越剧烈非金属与H2化合难易——由易到难氢化物的稳定性——稳定性减弱最高价氧化物对应水化物酸碱性碱性增强，酸性减弱★判断元素金属性和

5、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最高价氢氧化物碱性强（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相互置换反应2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2。（Ⅰ）同周期比较：金属性：Na＞Mg＞Al与酸或水反应：从易→难碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3非金属性：Si＜P＜S＜Cl单质与氢气反应：从难→易氢化物稳定性：SiH4＜PH3＜H2S＜HCl酸性(含氧酸)：H2SiO3＜H3P

6、O4＜H2SO4＜HClO4（Ⅱ）同主族比较：金属性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs（碱金属元素）与酸或水反应：从难→易碱性：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH非金属性：F＞Cl＞Br＞I（卤族元素）单质与氢气反应：从易→难氢化物稳定：HF＞HCl＞HBr＞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，再比较核电荷数，核电荷数多的半径反而小。第二章化学反应与能量一、化学键：化学键是相邻两个或多个原子间强烈的相互作用。1.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

7、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（稀有气体没有化学键）AlCl3、FeCl32、离子化合物：含有离子键的化合物叫做离子化合物。（一定有离子键，可能有共价键）共价化合物：只含有共价键的化合物叫做共价化合物。（只有共价键）