高中化学必修2知识点归纳总结律1Word文档格式.docx
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★熟背前20号元素,熟悉1~20号元素原子核外电子的排布:
HHeLiBeBCNOFNeNaMgAlSiPSClArKCa
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。
电子层:
一(能量最低)二三四五六七
对应表示符号:
KLMNOPQ
3.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)
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
11Na
12Mg
13Al
14Si
15P
16S
17Cl
18Ar
(1)电子排布
电子层数相同,最外层电子数依次增加
(2)原子半径
原子半径依次减小
—
(3)主要化合价
+1
+2
+3
+4
-4
+5
-3
+6
-2
+7
-1
(4)金属性、非金属性
金属性减弱,非金属性增加
(5)单质与水或酸置换难易
冷水
剧烈
热水与
酸快
与酸反
应慢
——
(6)氢化物的化学式
SiH4
PH3
H2S
HCl
(7)与H2化合的难易
由难到易
(8)氢化物的稳定性
稳定性增强
(9)最高价氧化物的化学式
Na2O
MgO
Al2O3
SiO2
P2O5
SO3
Cl2O7
最高价氧化物对应水化物
(10)化学式
NaOH
Mg(OH)2
Al(OH)3
H2SiO3
H3PO4
H2SO4
HClO4
(11)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
(12)变化规律
碱性减弱,酸性增强
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单质与氢气反应易(难);
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(强制弱)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<H3PO4<H2SO4<HClO4
(Ⅱ)同主族比较:
Li<Na<K<Rb<Cs(碱金属元素)
LiOH<NaOH<KOH<RbOH<CsOH
F>Cl>Br>I(卤族元素)
氢化物稳定:
HF>HCl>HBr>HI
(Ⅲ)
Li<Na<K<Rb<Cs
还原性(失电子能力):
氧化性(得电子能力):
Li+>Na+>K+>Rb+>Cs+
F>Cl>Br>I
氧化性:
F2>Cl2>Br2>I2
还原性:
F-<Cl-<Br-<I-
酸性(无氧酸):
HF<HCl<HBr<HI
★比较粒子(包括原子、离子)半径的方法(“三看”):
(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。
(简称:
序大径小)
(3)同一元素:
电子越多半价越大
四、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)
一般非金属元素之间(特殊:
AlCl3)
离子化合物:
由离子键构成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:
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)
极性共价键(简称极性键):
由不同种原子形成,A-B型,如,H-Cl。
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。
2.电子式的书写方法:
1.原子的电子式
书写方法:
首先写出其元素符号,再在元素符号周围用“·
”或“×
”标出它的最外层电子
②例子:
钠原子;
镁原子;
氟原子
2.离子的电子式
(1)简单阳离子的电子式
①书写方法:
用该阳离子的离子符号表示
钠离子Na+;
镁离子Mg2+;
钡离子Ba2+
(2)简单阴离子的电子式
不但要标出最外层电子数,而且要用“[]”括起来,并在右上角标明离子所带的电荷
硫离子;
氟离子
(3)原子团的电子式
不仅要标出最外层电子数,而且要用“[]”括起来,并在右上角标明离子所带的电荷
②例子:
铵根离子;
氢氧根离子
3.单质分子的电子式
对于以共价键作用结合成的非金属单质分子,他们的电子式由对应原子的电子式组合而成,但同时要表示出共用电子对数;
而对其他(金属单质、稀有气体单质等)则一律用原子的电子式表示
氢气分子;
氧气分子
③技巧:
可以根据非金属单质中各原子最外层都要达到8电子稳定结构(He除外),来确定非金属单质中的共用电子对数
4.化合物的电子式
(1)离子化合物的电子式
离子化合物的电子式由阴、阳离子的电子式组合而成,但相同的离子不能合并
NaCl的电子式为;
K2S的电子式为,(不能写成)
(2)共价化合物的电子式
共价化合物的电子式由对应原子的电子式组成,并要表示出两原子之间的共用电子对情况
HCl的电子式为;
CO2的电子式:
③技巧:
一般共价化合物中各元素的化合价的绝对值就是该元素原子形成的共用电子对数
5.用电子式表示物质的形成过程
如:
H2的形成过程+
NaCl的形成过程+
K2S的形成过程2+
注意:
①用“→”表示形成过程,不用“=”;
②“→”左边是形成该物质的所有原子的电子式,相同的原子可以合并,“→”
右边是该物质的电子式;
③用电子式表示离子化合物的形成过程时,可以在原子之间用箭头表示电子得失
的关系,也可以不表示。
第二章化学反应与能量
第一节化学能与热能
1、在任何的化学反应中总伴有能量的变化。
原因:
当物质发生化学反应时,断开反应物中的化学键要吸收能量,而形成生成物中的化学键要放出能量。
化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。
一个确定的化学反应在发生过程中是吸收能量还是放出能量,决定于反应物的总能量与生成物的总能量的相对大小。
E反应物总能量>E生成物总能量,为放热反应。
E反应物总能量<E生成物总能量,为吸热反应。
2、常见的放热反应和吸热反应
常见的放热反应:
①所有的燃烧与缓慢氧化。
②酸碱中和反应。
③金属与酸反应制取氢气。
④大多数化合反应(特殊:
C+CO22CO是吸热反应)。
常见的吸热反应:
①以C、H2、CO为还原剂的氧化还原反应如:
C(s)+H2O(g)CO(g)+H2(g)。
②铵盐和碱的反应如Ba(OH)2·
8H2O+NH4Cl=BaCl2+2NH3↑+10H2O
③大多数分解反应如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。
3、能源的分类:
形成条件
利用历史
性质
一次能源
常规能源
可再生资源
水能、风能、生物质能
不可再生资源
煤、石油、天然气等化石能源
新能源
太阳能、风能、地热能、潮汐能、氢能、沼气
核能
二次能源
(一次能源经过加工、转化得到的能源称为二次能源)
电能(水电、火电、核电)、蒸汽、工业余热、酒精、汽油、焦炭等
[思考]一般说来,大多数化合反应是放热反应,大多数分解反应是吸热反应,放热反应都不需要加热,吸热反应都需要加热,这种说法对吗?
试举例说明。
点拔:
这种说法不对。
如C+O2=CO2的反应是放热反应,但需要加热,只是反应开始后不再需要加热,反应放出的热量可以使反应继续下去。
Ba(OH)2·
8H2O与NH4Cl的反应是吸热反应,但反应并不需要加热。
第二节化学能与电能
1、化学能转化为电能的方式:
电能
(电力)
火电(火力发电)
化学能→热能→机械能→电能
缺点:
环境污染、低效
原电池
将化学能直接转化为电能
优点:
清洁、高效
2、原电池原理
(1)概念:
把化学能直接转化为电能的装置叫做原电池。
(2)原电池的工作原理:
通过氧化还原反应(有电子的转移)把化学能转变为电能。
(3)构成原电池的条件:
(1)电极为导体且活泼性不同;
(2)两个电极接触(导线连接或直接接触);
(3)两个相互连接的电极插入电解质溶液构成闭合回路。
(4)电极名称及发生的反应:
负极:
较活泼的金属作负极,负极发生氧化反应,
电极反应式:
较活泼金属-ne-=金属阳离子
负极现象:
负极溶解,负极质量减少。
正极:
较不活泼的金属或石墨作正极,正极发生还原反应,
溶液中阳离子+ne-=单质
正极的现象:
一般有气体放出或正极质量增加。
(5)原电池正负极