苏教版高一化学必修2全书复习纲要(整理).doc

苏教版高一化学必修2复习纲要专题1微观结构与物质的多样性复习纲要一、原子结构与元素原子核外电子排布规律（一）、原子结构：原子的表示方法：，其中X是原子符号，A表示质量数，Z表示质子数。原子：核电荷数 原子序数质量数 相对原子质量阳离子：（aAm+）核外电子数质子数 所带电荷数，即核外电子数a-m阴离子：（bBn-）核外电子数质子数 所带电荷数，即核外电子数b+n（二）、同位素： 叫同位素。（要点）两同：质子数相同，同种元素；两不同：中子数不同，不同原子.（三）、核外电子排布规律在含有多个电子的原子中，能量低的电子通常在离核较 的区域内运动，能量高的电子通常在离核较 的区域内运动。据此可以认为：电子在原子核外距核由 到 ，能量是由低到高的方式进行排布。通常把能量最 、离核最 的电子层叫第一层，由里往外以此类推，共有 个电子层，分别用字母 、 、 、 、 、 、 表示，每层最多容纳的电子数为 个。而最外层电子数不得超过 个（K层为最外层时，电子数不超过2个），次外层不得超过18个。（四）、画出120号元素的原子结构示意图和离子结构示意图请画出以下粒子的结构示意图元素（原子）符号NaMgAlHCOSFCl原子结构示意图离子符号离子结构示意图二、原子结构、元素周期律、元素周期表的关系（一）、原子结构与元素周期表的关系核电荷数 原子序数周期序数 ； 最高正价最低负价8主族序数最外层电子数最高正价（O、F除外）周期表结构现行元素周期表的编排原则与特点：周期：每个横行称为周期；同周期，最外层电子数从1增加到8。（第一周期除外）族：每个纵行称为族；同主族，最外层电子数相同。注意：一定要记住主族的表示方法。（二）、元素周期律：随着原子序数的递增，元素的原子半径（除稀有气体元素外）、元素的金属性和非金属性、元素的主要化合价（最高化合价与最低化合价）都呈现周期性变化。元素的性质随着核电荷数的递增而呈现周期性变化的规律叫做元素周期律。元素周期律是元素的核外电子排布随着元素核电荷数的递增发生周期性变化的必然结果。一般说来，元素的金属性就是元素的原子失电子的能力（因为金属原子的最外层电子数一般为1、2、3个，容易失电子）；元素的非金属性就是元素原子的得电子的能力（因为非金属原子的最外层电子数一般为4个，容易得电子）。（三）A. 元素的金属性和非金属性强弱的比较：性质强弱判断依据金属性金属性越强：1、单质越容易与水或酸反应产生氢气，且反应速率越快；2、该元素的最高价氧化物的水化物的碱性越强；3、在盐溶液中，活泼金属可置换出比它不活泼的金属（钾、钙、钠等非常活泼的金属与盐溶液反应时，先与水反应）；4、在原电池中，较活泼的金属做负极，较不活泼的金属做正极。非金属性非金属性越强：1、单质越容易与氢气反应生成气态氢化物；2、气态氢化物越稳定；3、气态氢化物的还原性越强；4、最高价氧化物的水化物的酸性越强；5、在盐溶液中，活泼非金属元素可置换出比它不活泼的非金属元素。同周期与同主族的变化规律同周期（从左到右）同主族（从上到下）结构核电荷数逐渐增大逐渐增大电子层数相同逐渐增大最外层电子数从1到8相同原子半径逐渐减少逐渐增大性质元素原子失电子能力逐渐减弱逐渐增强元素原子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减弱金属单质与水或酸置换出H2越来越困难越来越容易最高价氧化物对应水化物的碱性、酸性碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱气态氢化物的稳定性逐渐增强逐渐减弱以第三周期、第IA 、A族为例：第三周期：原子半径由大到小的顺序为：Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl金属单质与水或酸置换出氢由易到难的顺序为：NaMgAl最高价氧化物的水化物碱性由强到弱的顺序为：NaOHMg(OH)2Al(OH)3结论：金属性：NaMgAl 非金属单质与氢气反应由易到难的顺序为：ClSPSi 气态氢化物的稳定性顺序为：HClH2SPH3SiH4最高价氧化物的水化物酸性由强到弱的顺序为：HClO4H2SO4H3PO4H4SiO4或H2SiO3结论：非金属性：ClSPSi第IA族：原子半径由大到小的顺序为：CsRbKNaLi金属单质与水或酸置换出氢由易到难的顺序为：CsRbKNaLi最高价氧化物的水化物碱性由强到弱的顺序为：CsOHRbOHKOHNaOHLiOH 结论：金属性：CsRbKNaLi第A族：原子半径由大到小的顺序为：FClBrI非金属单质与氢气反应由易到难的顺序为：F2Cl2Br2I2气态氢化物的稳定性顺序为：HFHClHBrHI最高价氧化物的水化物酸性由强到弱的顺序为HClO4HBrO4HIO4结论：非金属性：FClBrI三、微粒间的相互作用力（化学键和分子间作用力)1、化学键：主要影响化学性质。化学键离子键共价键定义离子键：使带相反电荷的阴、阳离子结合的相互作用共价键：原子间通过共用电子对形成的强烈相互作用形成过程得失电子形成共用电子对成键微粒阴、阳离子原子成键元素活泼金属元素和活泼非金属元素一般为非金属元素实例NaCl、MgOHCl、H2SO42、分子间作用力：分子间存在着将分子聚集在一起的作用力。 分子间作用力仅存在于由分子构成的物质，它的作用力比化学键弱（“强”或“弱”），分子间作用力是影响物质的熔沸点和溶解性重要因素之一。主要影响物理性质。3、氢键：一种特殊的分子间作用力。分子间氢键的形成使水的熔沸点升高，体积增大，密度减少。能用电子式、结构式、结构简式表示常见微粒或物质元素（原子）符号NaMgAlHOSFCl原子电子式离子符号离子电子式用电子式来表示以离子键结合的物质AB型：NaCl MgO （KCl CaO等)A2B型：Na2O K2S （Na2SK2O等）AB2型：MgCl2 CaCl2 （MgBr2 CaBr2等）拓展： Na2O2 NaOH 离子化合物：只要含离子键的物质，一定是离子化合物。常见的离子化合物：（1）含有活泼金属元素（A、A）的化合物；（2）铵盐。一般用电子式表示。用电子式、结构式来表示以共价键相结合的物质单质：H2 N2 （F2 Cl2等）化合物：HCl H2O NH3 CH4 拓展：CO2 H2O2 CCl4 用结构简式来表示下列物质甲烷乙烷乙烯乙炔苯乙醇乙醛乙酸乙酸乙酯共价化合物和某些非金属单质：可用电子式、结构式、结构简式等来表示。四、化学键与物质类别及晶体类型的关系（一）不同类型晶体的比较：自然界的固体物质有晶态和非晶态之分。晶体具有规则的几何外型，其本质原因是构成晶体的微粒在空间呈有规则的排列。构成晶体的微粒可以是离子、分子、原子等。离子晶体分子晶体原子晶体*金属晶体定义离子化合物中的阴阳离子按一定的方式有规则的排列由分子构成的物质所形成的晶体相邻的原子以共价键结合形成空间网状结构的晶体构成微粒微粒间的作用力分子间：分子内：复杂的静电作用实例NaCl、MgOHCl、H2SO4金刚石、晶体硅、二氧化硅钠、铝、铁等物质类别离子化合物除常见的离子晶体和原子晶体外金刚石、晶体硅、二氧化硅金属晶体物理性质特点熔沸点较高，硬度较大，易溶于水，固态不导电，熔融态及其水溶液导电。熔沸点较低，硬度较小，能溶于水，固态和熔融态不导电。有的分子晶体的水溶液导电。如HCl、H2SO4熔沸点很高，硬度很大，不溶于水，固态不导电及熔融态都不导电。熔沸点、硬度差别很大，不溶于水，是电和热的良导体。熔沸点高低一般规律原子晶体离子晶体分子晶体变化时所需克服的作用力：1、离子晶体：一定含离子键（当离子晶体中有原子团时，还含共价键）。离子晶体在熔化或溶于水时会电离出自由移动的阴阳离子（原子团一般不电离），因此一定克服离子键。此外，发生化学变化时也一定克服离子键。2、原子晶体：只含共价键一种作用力，在熔化或发生化学变化时一定克服共价键。3、分子晶体：判断分子晶体变化时所需克服的作用力的情况较复杂，一般为（1）溶于水会电离出自由移动的阴阳离子的分子晶体，如HCl、H2SO4等，需克服分子间作用力和共价键，一般说克服共价键。（2）溶于水不会电离出自由移动的阴阳离子的分子晶体，如蔗糖、酒精等，需克服分子间作用力。（3）熔融（不会电离出自由移动的阴阳离子）或发生“三态”变化时，需克服分子间作用力。（4）发生化学变化时一定克服共价键。（二）“四同”的比较同位素同素异形体同分异构体同系物概念具有相同质子数不同中子数的原子同种元素形成的不同单质。相同分子式，不同结构式的有机物。结构相似，分子组成相差若干个CH2。研究对象原子单质有机物有机物实例Li、Li石墨、C60正丁烷和异丁烷、乙醇和二甲醚甲烷和乙烷专题二 化学反应与能量转化复习纲要一 、化学反应（一）化学反应速率用来衡量化学反应进行的快慢1、概念：化学反应速率可用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。2、表示方法：V= Ct = ntV（体积）3、单位：mol/(LS)、mol/(Lmin)、mol/(Lh)4、特点：均取正值，是平均速率。 同一反应用不同物质表示速率的数值不一定相同，因此比较同一反应中不同物质的反应速率大小，应先转化为同一物质的速率，才能进行比较。同一反应，各物质表示的速率比等于化学计量数之比（等于各物质的变化量之比）5、反应速率的影响因素 内因反应物本身的性质（决定因素）。外界因素：反应物的浓度：其他条件相同时，反应物的浓度越大，反应速率越大。反应的温度；其他条件相同时，反应的温度越大，反应速率越大。催化剂；其他条件相同时，加入催化剂能显著加快反应速率。固体反应物的颗粒越小，反应物的接触面积越大，反应速率越大。 反应体系的压强（只对气体才适用）：其他条件相同时，反应体系的压强越大，反应速率越大。 形成原电池，可加快反应速率。（二）化学反应的限度（化学平衡）1、研究对象- 可逆反应在相同条件下既可以向 正反应方向进行，又可以向逆反应方向进行的反应。可逆反应用 表示。 可逆反应有一定限度，反应物不可能完全转化为生成物2、化学平衡的建立如果把某一个可逆反应的反应物装入密闭容器，其反应情况如下：反应开始时v(正)很大，v（逆）为0。反应开始时；反应物减少，v(正)逐渐减少 。生成物由无到有逐渐增多， v（逆）从0开始逐渐增大。反应达到平衡时：v(正)=v(逆)，反应混合物各组分的浓度不再发生变化。3、化学平衡状态可逆反应在一定条件下进行到一定程度时，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发生变化，称为化学平衡状态。化学平衡状态的特征： 逆：只适用于可逆反应动：动态平衡 V正0， V逆0等：V正=V逆定：各组分的浓度保持不变（不是相等，也不是某种比例）。变；条件改变，平衡发生移动（不要求）注：化学平衡状态的判断各组分的含量（如：质量、物质的量、体积、浓度、质量分数等）保持不变；正逆反应速率相等（包括反应方向相对和反应速率对应相等）4关于化学平衡的计算“三段式”aA + bB = cC + dD 起始量（浓度或物质的量）x y 0 0转化量（浓度或物质的量）e be/a ce/a de/a平衡量（浓度或物质的量）x-e y- be/a ce/a de/a二化学反应中的热量1、吸热反应和放热反应旧化学键断裂需要吸收能量，形成化学键要放出能量（化学反应的实质）。若为吸热反应，此时反应物总能量小于生成物总能量，反应过程中需要吸收能量 ；若为放热反应，此时反应物总能量大于生成物总能量，反应过程中需要放出能量。2、吸热反应与放热反应的判断放热反应吸热反应能量变化反应物总能量大于生成物的总能量（填“大于”或“小于”）反应物总能量小于生成物的总能量（填“大于”或“小于”）表示方法 H0图示实例H2(g) + Cl2(g)=2HCl(g) H=184.6kJmol12HCl(g)=H2(g) + Cl2(g)H=+184.6kJmol13、常见的放热反应：如：（1）酸碱中和反应（2）金属与酸的反应（3）大多数的化合反应（4）所有的燃烧反应、爆炸反应。注意：浓硫酸 、氢氧化钠固体溶于水放出热量，一般认为不是放热反应。4、常见的吸热反应如：（1）大多数分解反应（2）需不断加热的反应（3）铵盐和碱的反应 （4）C（s）+CO2（g）2CO（g）、C（s）+H2O（g）CO（g）+H2（g）注意：硝酸铵溶于水吸收热量，一般认为不是吸热反应。5、热化学方程式的书写：（1）注意标明反应物、生成物的聚集状态；（2）注意H0为吸热反应；（3）注意单位为92 kJmol-1。（4）化学计量数只表示物质的量，单位为mol，可以是整数、分数。（5）化学计量数与H存在正比例关系，因此化学计量数与H要一致。例：1/2H2(g)+ 1/2I2(g)=HI(g)； H = -26kJmol-1 H2(g)+ I2(g)=2HI(g)；H = -52kJmol-1三化学能与电能的转化（一）原电池：1、定义：把化学能转化为电能的装置。 原理：氧化还原反应。2、 电极反应锌-铜稀硫酸原电池负极：Zn - 2e-= Zn2+（氧化反应）正极：2H+ +2e-= H2（还原反应）总反应：Zn + 2H+ = Zn2+ + H2 电子从负极（锌）经导线流向正极（铜）；电流从正极流向负极；电解质溶液中的阴离子移向负极（锌，锌失电子，带正电，吸引阴离子），阳离子移向正极（铜，电子转移到铜，铜带负电，吸引阳离子）。3、形成原电池的条件（1）具有活泼性不同的两个电极。活泼的金属作负极（失电子），较不活泼的金属或非金属导体做正极（电子转移到正极，溶液中的阳离子或氧化性强的物质得电子）。（2）具有电解质溶液。（3）形成闭合回路。（4）能发生自发的氧化还原反应。4、电化学腐蚀：钢铁在潮湿空气里腐蚀 负极：Fe - 2e- = Fe2+ 正极：2H2O + O2 + 4e- = 4OH-总反应：2H2O + O2 + Fe = 2 Fe（OH）2进一步发生反应：2H2O + O2 +4Fe（OH）2= 4Fe（OH）3（二）电解池：1、定义：电能转化为化学能的装置。2、电极反应：电解CuCl2溶液：阳极：与电源正极相连 2Cl-2e= Cl2（氧化反应）阴极：与电源负极相连 Cu2+2e-=Cu （还原反应）总反应：CuCl2电解 Cu + Cl2 阴极产物 阳极产物3、电解池的形成条件：（1）必须有外接电源；（2）两个电极；（3）电解质溶液或熔