高中化学新人教版必修二知识点课堂笔记.docx

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高中化学新人教版必修二知识点课堂笔记

第一章物质结构元素周期律

第一节元素周期表

一、元素周期表的结构

周期序数＝核外电子层数主族序数＝最外层电子数

原子序数　＝　核电荷数　＝　质子数　＝　核外电子数

　　　短周期（第1、2、3周期）

　　　　　周期：

7个（共七个横行）　

周期表　　　　　　　　　　　　　长周期（第4、5、6、7周期）

　　　　　　　　　　　　　　　　主族7个：

ⅠA-ⅦA

族：

16个（共18个纵行）副族7个：

IB-ⅦB

　　　　　　　　　　　　　　　　第Ⅷ族1个（3个纵行）

　　　　　　　　　　　　　　　　零族（1个）稀有气体元素

二．元素的性质和原子结构

（一）碱金属元素：

１．

原子结构　相似性：

最外层电子数相同，都为1个

递变性：

从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多

点燃

点燃

２．碱金属化学性质的相似性：

4Li+O2Li2O　　　　2Na+O2Na2O2

2Na+2H2O＝　2NaOH+H2↑2K+2H2O＝　2KOH+H2↑

　　　　2R+2H2O＝2ROH+H2↑

产物中，碱金属元素的化合价都为＋１价。

结论：

碱金属元素原子的最外层上都只有1个电子，因此，它们的化学性质相似。

３．碱金属化学性质的递变性：

递变性：

从上到下（从Li到Cs），随着核电核数的增加，碱金属原子的电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子失去电子的能力增强，即金属性逐渐增强。

所以从Li到Cs的金属性逐渐增强。

结论：

１）原子结构的递变性导致化学性质的递变性。

　　　２）金属性强弱的判断依据：

与水或酸反应越容易，金属性越强；最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）碱性越强，金属性越强。

４．碱金属物理性质的相似性和递变性：

1）相似性：

银白色固体、硬度小、密度小（轻金属）、熔点低、易导热、导电、有展性。

2）递变性（从锂到铯）：

①密度逐渐增大（K反常）②熔点、沸点逐渐降低

3）碱金属原子结构的相似性和递变性，导致物理性质同样存在相似性和递变性。

小结：

碱金属原子结构的相似性和递变性，导致了碱金属化学性质、物理性质的相似性和递变性。

递变性：

同主族从上到下，随着核电核数的增加，电子层数逐渐增加，原子核对最外层电子的引力逐渐减小，原子失去电子的能力增强，即金属性逐渐增强。

（二）卤族元素：

１．原子结构　相似性：

最外层电子数相同，都为7个

递变性：

从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多

２．卤素单质物理性质的递变性：

（从Ｆ2到Ｉ2）

　（１）卤素单质的颜色逐渐加深；（２）密度逐渐增大；（３）单质的熔、沸点升高

3．卤素单质与氢气的反应：

　Ｘ2＋H2＝2HX

卤素单质与H2的剧烈程度：

依次减弱；生成的氢化物的稳定性：

依次减弱

　4．卤素单质间的置换

2NaBr+Cl2＝2NaCl+Br2氧化性：

Cl2________Br2；还原性：

Cl－_____Br－

2NaI+Cl2＝2NaCl+I2　氧化性：

Cl2_______I2；还原性：

Cl－_____I－

2NaI+Br2＝2NaBr+I2氧化性：

Br2_______I2；还原性：

Br－______I－

　　结论：

单质的氧化性：

依次减弱,对于阴离子的还原性：

依次增强

碱金属、卤素的性质递变

5.非金属性的强弱的判断依据：

1.从最高价氧化物的水化物的酸性强弱，或与H2反应的难易程度以及氢化物的稳定性来判断。

2.同主族从上到下，金属性和非金属性的递变：

同主族从上到下，随着核电核数的增加，电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减小，原子得电子的能力减小，失电子的能力增大，即非金属性逐渐减小，金属性逐渐增大。

3.原子结构和元素性质的关系：

原子结构决定元素性质，元素性质反应原子结构。

同主族原子结构的相似性和递变性决定了同主族元素性质的相似性和递变性。

三．核素

（一）原子的构成：

（１）原子的质量主要集中在原子核上。

（２）质子和中子的相对质量都近似为1，电子的质量可忽略。

（３）原子序数　＝　核电核数　＝　质子数　＝　核外电子数

（４）质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）

中子N个=（A－Z）个

质子Z个

（５）在化学上，我们用符号

X来表示一个质量数为A，质子数为Z的具体的X原子。

原子

X

原子核

核外电子Z个

（二）核素

核素：

把具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子称为核素。

一种原子即为一种核素。

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。

　　　或：

同一种元素的不同核素间互称为同位素。

（１）两同：

质子数相同、同一元素

（２）两不同：

中子数不同、质量数不同

　（３）属于同一种元素的不同种原子

第二节　元素周期律

一.原子核外电子的排布

１．在多个电子的原子里，核外电子是分层运动的，又叫电子分层排布。

　２．电子总是尽先排布在能量最低的电子层里。

3.核外电子的排布规律

（1）各电子层最多容纳的电子数是2n2（n表示电子层）

（2）最外层电子数不超过8个（K层是最外层时，最多不超过2个）；次外层电子数目不超过18个；倒数第三层不超过32个。

（3）核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层，然后由里向外从能量低的电子层逐步向能量高的电子层排布。

二．元素周期律：

１．核外电子层排布：

随着原子序数的递增，每隔一定数目的元素，会重复出现原子“最外层电子从1个递增到8个的情况（K层由1－2）而达到结构的变化规律。

２．最高正化合价和最低负化合价：

随着原子序数的递增，每隔一定数目的元素，会重复出现原子最高价由

＋１　　　　　＋７，中部出现负价，由－４　　　　　－１　的变化规律。

（１）O、F无正价，金属无负价

（２）最高正化合价：

＋１→＋７最低负化合价：

－４→－１→0

（３）最高正化合价＝最外层电子数＝主族序数

（４）最高正化合价＋∣最低负化合价∣＝8

（５）最高正化合价＋最低负化合价＝　0、2、4、6

　　最外层电子数＝4567

△

三．元素金属性和非金属性的递变：

１．２Na+2H2O＝2NaOH+H2↑（容易）Mg+2H2O2Mg（OH）2+H2↑（较难）

金属性：

Na>Mg

２．Mg+2HCl＝MgCl2+H2↑（容易）2Al+6HCl＝2AlCl3+3H2↑（较难）

金属性：

Mg>Al根据1、2得出：

　金属性　Na>Mg　>Al

３．碱性NaOH>Mg（OH）2>Al（OH）3金属性：

金属性　Na>Mg　>Al

　　NaMgAl　　

　　金属性逐渐减弱

４．结论：

　SiPSCl

单质与Ｈ2的反应越来越容易生成的氢化物越来越稳定

　　　最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强

　　　故：

非金属性逐渐增强。

NaMgAl　　SiPSCl

　　　金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强

同周期从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强

５．随着原子序数的递增，元素的核外电子排布、主要化合价、金属性和非金属性都呈现周期性的变化规律，这一规律叫做元素周期律。

四、同周期、同主族金属性、非金属性的变化规律是：

1.周期表中金属性、非金属性之间没有严格的界线。

在分界线附近的元素具有金属性又具有非金属性。

2.金属性最强的在周期表的左下角是，Cs；非金属性最强的在周期表的右上角，是Ｆ。

3.元素化合价与元素在周期表中位置的关系。

　　4．元素周期表和元素周期律对我们的指导作用

①在周期表中寻找新的农药。

②在周期表中寻找半导体材料。

③在周期表中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。

5.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

第三节化学键

一．离子键

１．离子键：

阴阳离子之间强烈的相互作用叫做离子键。

　　　　　　相互作用：

静电作用（包含吸引和排斥）

离子化合物：

像NaCl这种由离子构成的化合物叫做离子化合物。

（1）活泼金属与活泼非金属形成的化合物。

如NaCl、Na2O、K2S等

（2）强碱：

如NaOH、KOH、Ba（OH）2、Ca（OH）2等

　（3）大多数盐：

如Na2CO3、BaSO4

　（4）铵盐：

如NH4Cl

小结：

一般含金属元素的物质（化合物）＋铵盐。

（一般规律）

注意：

酸不是离子化合物。

离子键只存在离子化合物中，离子化合物中一定含有离子键。

２.电子式

电子式：

在元素符号周围用小黑点（或×）来表示原子的最外层电子（价电子）的式子叫电子式。

用电子式表示离子化合物形成过程：

（1）离子须标明电荷数；

（2）相同的原子可以合并写，相同的离子要单个写；（3）阴离子要用方括号括起；（4）不能把“→”写成“＝”；（5）用箭头标明电子转移方向（也可不标）。

二．共价键

1．共价键：

原子间通过共用电子对所形成的相互作用叫做共价键。

　　　　用电子式表示HCl的形成过程：

２．共价化合物：

以共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。

化合物　离子化合物

　　　　共价化合物化合物中不是离子化合物就是共价化合物

３．共价键的存在：

　非金属单质：

H2、X2、Ｎ2等（稀有气体除外）

　共价化合物：

H2O、CO2、SiO2、H2S等

　复杂离子化合物：

强碱、铵盐、含氧酸盐

４．共价键的分类：

非极性键：

在同种元素的原子间形成的共价键为非极性键。

共用电子对不发生偏移。

极性键：

在不同种元素的原子间形成的共价键为极性键。

共用电子对偏向吸引能力强的一方。

共价键

极性共价键

非极性共价键

定义

不同元素的原子形成的共价键，共用电子对（电子云重叠）发生偏移的共价键

同种元素的原子形成共价键，共用电子对（电子云重叠）不发生偏移

原子吸引电子能力

不相同

相同

成键原子电性

显电性

电中性

影响性质

极性分子或非极性分子

非极性分子

实例

H—Cl

H—H、Cl—Cl

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（电子云重叠）所形成的化学键

成键微粒

离子（存在阴阳离子间和离子晶体内）

原子（存在分子内、原子间、原子晶体内）

作用本质

阴、阳离子间的静性作用

共用电子对（电子云重叠）对两原子核产生的电性作用

形成条件

活泼金属和活泼非金属化合时形成离子键

非金属元素形成的单质或化合物形成共价键

决定键能大小因素

①离子电荷数越大，键能越大；②离子半径越小，键能越大

①原子半径越小，键能越大；②键长越短，键能越大

影响性质

离子化合物的熔沸点、硬度等

分子的稳定性，原子晶体的熔沸点、硬度等

实例

三．电子式：

定义：

在元素符号周围用小黑点（或×）来表示原子的最外层电子（价电子）的式子叫电子式。

原子的电子式：

２．阴阳离子的电子式：

　（１）阳离子　简单阳离子：

离子符号即为电子式，如Na+、、Mg2＋等

　　　　　　　　复杂阳离子：

如NH4+电子式：

（２）阴离子　简单阴离子：

、

复杂阴离子：

３．物质的电子式：

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。

分子或共价化合物电子式，正确标出共用电子对数目。

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

４．用电子式表示形成过程：

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物的形成过程

金属键与范德华力、氢键

存在范围

作用

本质

作用

强弱

决定键能大小因素

影响性质

金属键

金属阳离子和自由电子之间及金属晶体内

静电作用

强

①离子电荷数越大，键能越大；②离子半径越小，键能越大

金属晶体的熔沸点、硬度等

范德华力

分子间和分子晶体内

电性

引力

弱

结构相似的分子，其式量越大，分子间作用力越大。

分子晶体的熔沸点、硬度等

氢键

分子间和分子晶体内

电性

引力

弱（稍强）

分子晶体的熔沸点

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。

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（均为非极性分子）

共价化合物

只有共价键

（）

特例：

AlCl3

极性分子：

非极性分子：

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、配位键

第二章化学反应与能量

第一节化学能与热能

一、化学键与化学反应中能量的变化关系

1.任何化学反应都伴随有能量的变化

2.分子或化合物里的原子之间是通过化学键结合的。

3.化学反应的本质是：

旧化学键的断裂与新化学键的形成

旧化学键的断裂与新化学键形成是与能量联系在一起的，断开旧的化学键要吸收能量，而形成新的化学键要放出能量，因此，化学反应都伴随有能量的变化。

各种物质都储存有化学能，不同物质组成不同，结构不同，所包含的化学能也不同。

二、化学能与热能的相互转化

新能源的开发

1.有的化学反应的发生，要从环境中吸收能量，以化学能的形式储存在物质内部；有的化学反应的发生，要向环境中释放能量，使自身体系能量降低。

即一种能量可以转化为另一种能量，但总量不变，这就是能量守恒定律。

2.化学反应中的能量变化，通常主要表现为热量的变化---吸热或放热，也有其它的表现形式，如电能，光能等。

3.反应物的总能量=生成物的总能量+热能即为放热反应

反应物的总能量==生成物的总能量-热能即为吸热反应

4.中和热：

酸与碱发生中和反应生成1molH2O时所释放的热量。

中和反应为放热反应；强酸与强碱反应的中和热为一固定数值。

第二节化学能与电能

一、一次能源和二次能源

直接从自然界取得的能源称为一次能源，如流水、风力、原煤、石油、天然气等，一次能源经过加工，转换得到的能源为二次能源，如电力、蒸汽、氢能等。

二、化学电源

1、原电池：

将化学能转化为电能的装置。

2、形成条件：

能发生氧化还原反应，活性不同的两个电极，闭合的回路，电解质溶液。

3、电极名称：

负极：

一般为活泼金属，失电子，化合价升高，发生氧化反应。

正极：

一般为较不活泼金属（或非金属），电极周围的阳离子得电子，化合价降低，发生还原反应。

简略为：

负氧正还　

4、示例电池和电极反应：

化学反应

特点

锌—锰电池

负极：

（锌筒）：

Zn-2e-=Zn2+（氧化反应）

正极：

（碳棒）：

2MnO2+2NH4++2e-=Mn2O3+2NH3+H2O

总反应：

Zn+2MnO2+2NH4+=Zn2++Mn2O3+2NH3+H2

铅蓄电池

负极：

Pb-2e-+SO42-=PbSO4

正极：

PbO2+4H++2e-+SO42-=PbSO4+2H2O

总反应：

Pb+PbO2+2H2SO4====2PbSO4+2H2O

锌银电池Zn|KOH|Ag2O

负极：

Zn+2OH--2e-=ZnO+H2O

正极：

Ag2O+H2O+2e-=2Ag+2OH-

总反应：

Zn+Ag2O+H2O=2Ag+Zn（OH）2

能量大，体积小，但有优越的大电池放电性能，放电电压平稳，广泛用于电子表、石英钟、计算机CMOS电池等

锂电池

新型电池

负极：

Li–e--=Li+

正极：

MnO2+2e-=MnO2-

总反应：

Li+MnO2=LiMnO2

温度使用范围广，放电电压平坦，体积小，无电解液渗漏，并且电压随放电时间缓慢下降，可预示电池使用寿命。

适做心脏起搏器电源、高性能的手机和笔记本电脑电池等。

氢氧燃料

电池

电解质溶液为30%的氢氧化钾溶液：

负极：

2H2–4e-+4OH-===4H2O

正极：

O2+4e-+2H2O===4OH-

电解质溶液为酸性溶液：

负极：

2H2–4e-===4H+

正极：

O2+4e-+4H+===2H2O

甲烷燃料

电池

电解质溶液为氢氧化钾溶液：

负极：

CH4+10OH--8e-===CO32-+7H2O

正极：

2O2+8e-+4H2O===8OH-

总反应：

CH4+2O2+2OH-===CO32-+3H2O

四、电解原理

1、电解池：

将电能转化为化学能的装置叫电解池。

2、电解原理：

使电流通过电解质溶液而在阴、阳两极引起氧化还原反应的过程叫做电解。

3、电极名称：

阴极：

与电源负极相连的电极称为阴极，发生还原反应。

阳极：

与电源正极相连的电极称为阳极，发生氧化反应。

4、电解应用举例

①、电解食盐水——氯碱工业

（1）电极反应

阴极：

2H++2e-=H2↑阳极：

2Cl-+2e-=Cl2↑

（2）电解总的化学方程式和离子方程式

化学方程式：

2H2O+2NaCl

2NaOH+H2↑+Cl2↑

离子方程式：

2H2O+2Cl-

2OH-+H2↑+Cl2↑

②、电解熔融氯化钠

（1）电极反应

阴极：

2Na++2e-=2Na阳极：

2Cl--2e-=Cl2↑

（2）电解总的化学方程式2NaCl（熔融）

2Na+Cl2↑

③、电解熔融氯化镁

（1）电极反应

阴极：

Mg2++2e-=Mg阳极：

2Cl--2e-=Cl2↑

（2）电解总的化学方程式MgCl2（熔融）

Mg+Cl2↑

④、电解熔融氧化铝

（1）电极反应

阴极：

4Al3++12e-=4Al阳极：

6O2-+12e-=3O2↑

（2）电解总的化学方程式2Al2O3（熔融）

4Al+3O2↑

第三节化学反应的速率和限度

1、化学反应速率

⑴定义：

用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化

⑵表示方法：

单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示

⑶计算公式：

υ=Δc/Δt（υ：

平均速率，Δc：

浓度变化，Δt：

时间）单位：

mol/（L·s）

⑷影响因素：

①决定因素（内因）：

反应物的性质（决定因素）

②条件因素（外因）：

反应所处的条件

浓度：

其他条件不变时，增大反应物的浓度，可以增大活化分子总数，从而加快化学反应速率。

（注：

固态物质和纯液态物质的浓度可视为常数。

）

压强：

对于气体而言，压缩气体体积，可以增大浓度，从而加快化学反应速率。

（注：

如果增大气体的压强时，不能改变反应气体的浓度，则不影响化学反应速率。

）

温度：

其他条件不变时，升高温度，能提高反应分子的能量，增加活化分子百分数，从而加快化学反应速率。

催化剂：

使用催化剂能等同的改变可逆反应的正逆化学反应速率。

其他条件：

如固体反应物的表面积（颗粒大小）、光照、不同溶剂、超声波。

2.影响化学反应速率的因素有浓度、温度、催化剂，还有压强（对有气体物质的反应）、光波、电磁波、超声波、溶剂、固体的表面积等。

通常浓度越大（气体或溶液），反应速率越快；温度越高，反应速率越快；压强越大，反应速率越快（对有气体物质的反应，为什么？

）；催化剂能改变化学反应速率。

2、化学反应的限度

1.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变，达到表面上静止的一种“停止”，这就是这个反应所能达到的限度。

2.对于可逆反应，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，反应达到化学平衡状态。

反应开始：

υ（正）>υ（逆）

反应过程中：

υ（正）逐渐减小，υ（逆）逐渐增大；反应物浓度减小，生成物浓度增大

平衡时：

υ（正）=υ（逆）；各组分的浓度不再发生变化

3.化学反应的特征：

动：

动态平衡等：

υ（正）=υ（逆）

定：

各组分的浓度不再发生变化变：

如果外界条件的改变，原有的化学平衡状态将被破坏。

4.化学平衡必须是可逆反应在一定条件下建立的，不同的条件将建立不同的化学平衡状态；通过反应条件的控制，可以改变或稳定反应速率，可以使可逆反应朝着有利于人们需要的方向进行，这对于化学反应的利用和控制具有重要意义。

同时，在具体工业生产中，既要考虑反应的速率也要考虑反应所能达到的限度。

如工业合成氨时，就要通过控制反应器的温度和压强，使反应既快又能达到较大的限度。

5.影响因素

浓度：

增加反应物浓度，平衡右移

压强：

加压，平衡向气体体积减小方向移动

温度：

升温，平衡向吸热方向移动

催化剂：

（加快反应速率，但对平衡无影响）

判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据

例举反应

mA（g）+nB（g）pC（g）+qD（g）

混合物体系中

各成分的含量

①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定

平衡

②各物质的质量或各物质质量分数一定

平衡

③各气体的体积或体积分数一定

平衡

④总体积、总压力、总物质的量一定

不一定平衡

正、逆反应

速率的关系

①在单位时间内消耗了mmolA同时生成mmolA，即V（正）=V（逆）

平衡

②在单位时间内消耗了nmolB同时消耗了pmolC，则V（正）=V（逆）

平衡

③V（A）:

V（B）:

V（C）:

V（D）=m:

n:

p:

q，V（正）不一定等于V（逆）

不一定平衡

④在单位时间内生成nmolB，同时消耗了qmolD，因均指V（逆）

不一定平衡

压强

①m+n≠p+q时，总压力一定（其他条件一定）

平衡

②m+n=p+q时，总压力一定（其他条件一定）

不一定平衡

混合气体平均相对分子质量Mr

①Mr一定时，只有当m+n≠p+q时

平衡

②Mr一定时，但m+n=p+q时

不一定平衡

温度

任何反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他不变）

平衡

体