化学必修2第一·二章总结.doc

化学必修2第一二章总结第一篇:化学必修2第一二章知识点总结 化学必修2第一二章知识点总结 第一章 第一节 1.核电荷数=质子数=核外电子数=原子序数 2.元素周期表按照相对原子质量由大到小依次排列 3.AZ X,质量数（A）=质子数（Z）+中子数(N) 4.元素周期表有7个横行，每个横行各为一个周期，每周期电子层数相同，左右原子序数依次递增。周期序数=电子层数 5.第一（2）、二（8）、三（8）周期为短周期，其他周期为长周期 6.周期表有18个纵行.8、9、10叫第族，第A族（除H）：碱金属元素，第A族：卤族元素，0族：稀有气体元素 7.碱金属元素与氧气、水的反应 4Li+O2=加热2Li2O 2Na+O2=加热Na2O2 2Na+2H2O=2NaOH+H2 2K+2H2O=2KOH+H2 8.随着核电荷数的增加，碱金属元素原子的电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱。 9.碱金属元素除铯外，成银白色，比较柔软，有延展性，密度小（上下），熔点低（上下），均为电和热的良导体 10.元素金属性强弱可以从其单质与水(或酸)反应置换出氢的难易程度，或它们的最高价氧化物对应的水化物氢氧化物的碱性强弱来判断。 11.卤族元素由F2I2颜色越来越深，密度逐渐增大，熔、沸点逐渐增高（F2：淡黄绿色气体、Cl2:黄绿色气体、Br2：深红棕色液体、I2：紫黑色固体） 12.卤族元素与氢气的反应 H2+F2=2HF H2+Cl H2+I2（可逆） 13.从F22H2的反应程度越来越不剧烈，氢化物越来越不稳定 14.元素的非金属性强弱可以从其最高价氧化物的水化物的酸性强弱，或与氢气生成气态氢化物的难易程度以及氢化物的稳定性来判断。 15.在元素周期表中，同主族元素从上到下原子核外电子层数一次增 多，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱。金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 16.具有一定数目质子和中子的原子叫核素，质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称同位素 第二节 1.用n=1，2，3，4，5，6，7或K、L、M、N、O、P、Q来表示从内到外的电子层，离核近的区域内运动的电子能量低，远的高 2.同周期元素金属性，非金属性；同一主族金属性，非金属性 3.元素最高正价与最低负价之和为8 4.镁与水反应： 2Mg+2H2O=2Mg(OH)2+H2 5.元素周期律;元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化，实质是原子结构的周期性变化 6.元素周期表中，金属与非金属元素分界线附近的元素既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性 7.元素的化合价与元素在周期表中的位置的关系： 主族元素的最高正化合价=它所处的族序数，族序数=最外层电子数 非金属元素的最高正化合价=原子所能失去或偏移的最外层电子数;负化合价=使原子达到8电子稳定结构所需的得到的电子数 第三节 1.钠与氯气反应： 现象：钠在氯气中燃烧，产生光亮的黄色火焰，并生成白烟;未反应完的氯气在集气瓶中呈浅黄绿色 2.带相反电荷离子之间的相互作用被称为离子键，由离子键构成的化合物叫离子化合物 3.电子式表示氯化钠的形成过程： . . Na.Cl:NaCl 化学必修2第一二章总结 4.原子间通过共用电子对所形成的相互作用叫共价键 5.共价键成键微粒：原子 键的本质：共用电子对形成的相互作用 形成条件：非金属元素之间一般形成共价键 存在范围：非金属氧化物、酸、非金属单质、非金属氢化物、大多数有机物 6.以共用电子对形成的化合物叫共价化合物；完全由共价键构成的化 合物叫共价化合物 7.不同种元素原子之间形成极性共价键，同种元素原子之间形成非极性共价键。 8.使离子或原子相结合的作用力通称为化学键 9.化学反应的实质：旧键断裂，新键形成 10.把分子聚集在一起的作用力叫分子间作用力（范德华力），比化学键弱得多；组成相似的物质，相对分子质量越大，分子间的作用力越大，物质的熔沸点越高 14.氢键比分子间作用力稍强，可看作是一种较强的分子间的作用力；形成条件：非金属性强、原子半径小（N、O、P） 第二章 第一节 1.化学键的断裂和形成是物质在化学反应中发生能量变化的主要原因 2.物质能量越高越不稳定 3.一个确定的化学反应完成后的结果是吸收能量还是放出能量，取决于反应物的总能量与生成物的总能量的相对大小 4.反应物的总能量高 生成物的总能量高 化学反应放出能量 化学反应吸收能量 生成物的总能量低 反应物的总能量低 5.吸热反应：铵盐和碱反应，大多数的分解反应，水解反应(中和反应的逆反应)； 放热反应：燃烧、酸碱中和反应，活泼金属与酸的反应，大多数的化合反应，铝热反应 6.化学反应中的能量变化，通常主要表现为热量的变化 7.HCl与Al反应：产生无色气体，溶液温度升高放热反应 Ba(OH)28H2O和NH4Cl反应:玻璃片和烧杯粘在一起，有刺激性气味产生，烧杯壁很凉放热反应 8.HCl和NaOH反应:放热（中和热）反应 9.人类利用能源的三个阶段：柴草时期，化石能源时期，多能源结构时期 第二节 1.氧化还原反应时化学能转化为电能的关键 2.铜锌源电池正极铜片：2H+2e=H2（还原反应） 负极锌片：Zn-2e=Zn2（氧化反应） 3.将化学能转化为电能的装置叫原电池 4.原电池正负极的判断方法 （1）根据组成原电池的两极材料判断 负极：活泼性较强的金属 正极：活泼性较弱的金属或能导电的非金属 （2）根据电流方向或电子流向判断 电流：正极负极 电子：负极正极 （3）根据原电池两极发生的反应判断 负极：（付）失电子发生氧化反应 正极：（挣）得电子发生还原反应 （4）根据电极反应现象判断 负极：不断溶解，质量 正极：有气体产生，质量增加或不变 5.原电池装装置条件：两种活泼性不同的金属（或一种是金属，另一种是能导电的非金属） 电极必须插入电解质溶液中 两电极用导线相连，形成闭合回路 必须是一个氧化还原反应 6.最早使用的电池是锌锰电池（干电池），为一种一次性电池；锌发生的反应:ZnZn2+2e 7.充电电池又称二次电池，它在放电时所进行的氧化还原反应，在充电时可逆向进行，使电池恢复到放电前的状态 8.汽车电瓶大多为铅蓄电池 9.燃料电池以H2为燃料时，产物为H2O；以CH4为燃料时，产物是H2O和CO2 10.氢氧燃料电池反应2H2+O2=2H2O 酸性:负极2H2-4e-=4H+ 正极O2+4e-+4H+=4H2O 中性:负极2H2-4e-=4H+化学必修2第一二章总结 正极O2+4e-+2H2O=4OH- 碱性:负极2H2-4e-+4OH-=4H2O 正极O2+4e-+2H2O=4OH- 第三节 1.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的增加量（均取正值），浓度常以mol/L为单位，时间常以min或s为单位，化学反应速率的单位为mol/(Lmin)或mol/(Ls) 2.注意：必须指明用哪种物质来表示反应速率 化学反应速率均取正值，且为平均速率 同一反应可用不同物质表示其反应速率，数值可能不同，但是表示的含义是一致的，速率之比=化学计量数之比 通常不用固体或纯液体来表示化学反应速率 比较反应快慢时要换算成同一物质、统一单位 3.CaCO3+CO2=Ca(HCO3)2 Ca(HCO3)3+CO2+H2O 4.影响化学反应速率的因素： 最根本的因素为反应物本身的性质 温度升高反应速率增大，温度降低反应，速率减小 催化剂可以改变化学反应速率 固体表面积，反应物的状态，溶液的浓度 对于气态反应物，若增大压强，反应速率增大，若减小压强，反应速率减小（其他条件不变）压强是通过改变反应物浓度影响化学反应速率 9.反应物的浓度与生成物的浓度不再改变，达到一种表面静止状态称为“化学平衡状态”，即化学反应的限度（逆、等、动、定、变） 10.化学平衡状态的判断依据 mA(g)+nB(g)=pC(g)+qD(g)可逆 a.V正=V逆（同一物质，正逆反应速率数值相等；不同物质，正逆反应速率之比等于方程式中系数之比） b.各组分含量恒定 c.有气体参与的反应，体系颜色不变 d.恒容条件下，若m+np+q,压强、M恒定则达到平衡 11.转化率=A的转化量/A的起始量*100%第二篇:高一化学必修二第一、二章总结 第一章 物质结构 元素周期律 第一节 元素周期表 知识点一 元素周期表 1. 元素周期表的诞生：1869年，门捷列夫制出了第一张元素周期表。 原子序数：原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数 2. 元素周期表的结构 （1） 周期 短周期：1、2、3三周期，长周期：4、5、6、7周期。 （2） 族:现在的长式元素周期表共有十八个纵行，它们又被划分为十六个族。 族分为：主族(A)7个，副族（B）7个，族第8、9、10三个纵行，0族稀有气体。族排列数序为：A、A、B、B、B、B、B、B、B、A、A、A、A、A、0。 4元素周期表中的一些规律 （1）周期序数=电子层数，主族序数=最外层电子数。例：Na 第三周期第A族，Cl 第三周期第A族。 (2)除第一周期外，各个周期都是从活泼金属（碱金属）开始，逐渐过渡到活泼非金属（卤素），最后以稀有气体元素结束。 知识点二 1. 碱金属元素(Li锂,Na钠,K钾,Rb铷,Cs铯,Fr钫) (1) 碱金属元素的结构 相似性：最外层电子数均为1. 递变性：随着核电荷数的增加，原子的电子层数逐渐增加，原子半径逐渐增大。 (2)碱金属元素单质的性质 相似性：物理性质方面，除Cs外，均为银白色；都比较柔软；密度小、熔点低；是电和热的良导体。 （3） 化学性质：相似性（笔记本上归纳过） 递变性 2、卤族元素 （1） 卤族元素的结构（F氟、Cl氯、Br溴、I碘） 相似性：最外层电子数均为7. 递变性：随着核电荷数的增加，原子的电子层数逐渐增加，原子半径逐渐增大。 （2） 卤族元素单质的性质 相似性：原子易得1电子，单质都有强氧化性。 1由上而下，卤族单质与H2化合由易到难，生成的气态氢化物由稳定到不稳定； 2卤素递变性： 单质间可发生置换反应：Cl2分别与NaBr溶液、KI溶液反应可置换出Br2、I2，Br2与KI溶液反应 可置换出I2。以上可说明从F2I2，得电子能力逐渐减弱，非金属性逐渐减弱。 - 氧化性：F2Cl2Br2I2 还原性：FClBrI 各卤族元素的单质，随着元素原子核电荷数的增加，颜色逐渐加深，密度逐渐增大，熔点和沸点逐渐升高。 卤族元素单质的颜色属于他们的物理特征之一。单质溴是唯一在常温下呈液体的非金属单质。单质碘易升华，在常温下稍一加热就由固态直接转化为蒸气。 1化学必修2第一二章总结 3.核素 （1） 原子中两个重要的等量关系 原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数，质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N） (2)元素、核素、同位素的区别和联系 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（即核素）互称为同位素。 质子数决定元素种类。质子数相同时，中子数决定同位素。质子数、中子数共同决定核素种类及原子的质量数。对于主族元素，最外层电子数决定元素的化学性质。 第二节 元素周期律 知识点一 1. 原子核外电子的排布规律 在含有多电子的原子里，电子的能量是不同的，电子分别在能量不同的区域内运动，即核外电子是分层排布的。可分别用n=1,2,3,4,5,6,7或用符号K,L,M,N,O,P,Q来表示从内到外的电子层（n为电子层数）。核外电子排布规律有 ：（1）在离核较劲的区域运动的电子能量较低，在离核较远的区域运动的电子能量较高，原子核外的电子一般总是最先排布在能量最低的电子层里。（2）各 2 层最多容纳的电子数为2n个（n表示电子层序数）。(3)最外层可容纳的电子数不超过8个（K层为最外层时不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层不超过32个。 知识点二 1. 元素周期律 （1） 元素周期律的涵义 元素的性质随核电荷数的递变而呈现周期性的变化。 （2） 元素周期律的内容化学必修2第一二章总结 1随着原子序数的递增，元素的原子核外电子排布呈现周期性变化。 2随着原子序数的递增，元素的原子半径呈周期性变化。 3随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈周期性变化。 主族元素最高正化合价=主族序数=最外层电子数 最高正化合价+最低负化合价=8 （3） 实质 随着原子的序数的递增，元素的原子核外电子排布呈周期性变化（结构决定性质）。 2. 金属性和非金属性强弱判断依据 （1） 金属性强弱判断依据 1金属单质与水或酸反应置换出H2的越容易，则金属单质的金属性越强。 2金属最高价氧化物对应的水化物碱性越强，则金属单质的金属性越强。 （2） 非金属性强弱判断依据 1非金属单质与H2化合的越容易，生成的气态氢化物越稳定，则非金属单质的非金属性越强。 2非金属最高价氧化物对应的水化物对应的水化物（最高价含氧酸）的酸性越强，则非金属单质 的非金属性越强。 （5）金属性或非金属性的强弱判断依据 2 金属单质与酸或水反应剧烈程度降低，非金属单质越来越易与氢气化合 金属单质还原性减弱，非金属单质氧化性增强 最高价氧化物对应水化物碱性减弱，酸性增强 元素金属性减弱，非金属性增强 失电子能力减弱，得电子能力增强 核对外层电子的吸引增强，r变小， 电子层数相同，核电荷数递增 同主族： 金属单质与酸或水反应剧烈程度增强，非金属单质越来越难与氢气化合 金属单质还原性增强，非金属单质氧化性减弱 最高价氧化物对应水化物碱性增强，酸性减弱 元素金属性增强，非金属性减弱 失电子能力增强，得电子能力减弱 核对外层电子的吸引减弱 电子层数递增， r变大 （4）在金属与非金属分界处找到半导体材料等 第三节 化学键 知识点一 1. 离子键 （1） 离子键的定义：使阴、阳离子结合成化合物的静电作用，叫做离子键。 （2） 构成离子键的微粒：阴、阳离子。 阳离子：通常是较活泼金属元素的原子失去电子形成的，也有带正电的原子团，如NH4等 -2-阴离子：通常是较活泼非金属元素的原子得到电子形成的，也有带负电的原子团，如OH,SO4,NO3等。 （3） 成键微粒间的相互作用：静电作用（包括引力和斥力） 2. 离子键的形成条件 3. 离子化合物形成过程的表示方法 （1） 电子式：在元素符号周围用小黑点“ ”（或“x”）来表示原子的最外层电子的