高中化学苏教版必修二知识点总结全面Word下载.docx
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「第一周期
1
2
种兀素
■J第二周期
8
L第三周期
3
「第四周期
4
18
1第五周期
5
:
第六周期
6
32
1第七周期
7
未填满（已
厂短周期
J长周期
26种元素）
「主族：
IA〜四A共7个主族副族：
川B〜四BIB〜HB,第忸族：
三个纵行，位于四
-零族：
稀有气体
'
族
（18个纵行）
（16个族）
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、
共7个副族
B和IB之间
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
第三周期兀素
“Na
12Mg
13AI
14Si
15P
16S
17CI
1sAr
（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
亠
一
（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
PH
H2S
HCl
⑺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
NaaQ
MgQ
Al2C3
SiQ2
P2Q5
SQ
CI2O
—
最咼价氧化物对应水化物
（10）化学式
NaQH
Mg（QH>
Al（QH）3
fSiQs
HPQ
H2SQ
HCIQ
（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）
第四A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）一一①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+CuSQ=FeSQ+Cu。
（2）非金属性强（弱）一一①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（强制弱）2NaBr+Cl2
（I）同周期比较：
金属性：
Na>
Mg>
Al
与酸或水反应：
从易t难
碱性：
NaQH>
Mg（QH）>
Al（QH）3
=2NaCl+B「2。
非金属性：
SivPvSvCl
单质与氢气反应：
从难t易
氢化物稳定性：
SiH4VPHvH2SVHCl
酸性（含氧酸）:
FbSiQsVHPQvHaSQvHCIC4
（n）同主族比较:
LivNavKvRbvCs（碱金属兀素）与酸或水反应：
LiQHvNaQvKQhkRbQhkCsQH
F>
Cl>
Br>
1（卤族兀素）单质与氢气反应：
氢化物稳定：
HF>
HCl>
HBr>
HI
（出）
LivNa<
KvRbvCs
还原性（失电子能力）：
LivNavKvRbvCs氧化性（得电子能力）:
Li+>
Na+>
K+>
Rb+>
Cs
+
I
氧化性：
F2>
Cl2>
Br2>
12
还原性：
F-vCl-vBr-vI-
酸性（无氧酸）:
HFvHClvHBrvHI
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。
元素周期表的应用
1、元素周期表中共有个_7周期，二_是短周期，J是长周期。
其中第_7__周
期也被称为不完全周期。
2、在元素周期表中，IA-四A是主族元素，主族和0族由短周期元素、长周
期元素共同组成。
IB-四B是副族元素，副族元素完全由长周期元素构成。
3、元素所在的周期序数=电子层数，主族元素所在的族序数=最外层电子数,元素周期表是元素周期律的具体表现形式。
在同一周期中，从左到右，随着核电荷数的递增，原子
半径逐渐减小，原子核对核外电子的吸引能力逐渐增弓_元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增也。
在同一主族中，从上到下，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐增大，电子
层数逐渐增多，原子核对外层电子的吸引能力逐渐减弱，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
4、元素的结构决定了元素在周期表中的位置，元素在周期表中位置的反映了原子的结构和
元素的性质特点。
我们可以根据元素在周期表中的位置，推测元素的结构，预也元素的性
质—。
元素周期表中位置相近的元素性质相似，人们可以借助元素周期表研究合成有特定性质的新物质。
例如，在金属和非金属的分界线附近寻找半导体材料，在过渡元素中
寻找各种优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀_材料。
第二单元微粒之间的相互作用
化学键是直接相邻两个或多个原子或离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
成键兀素
活泼金属与活泼非金属兀素之间
（特殊：
NHCI、NHNO等铵盐只由
非金属元素组成，但含有离子键）
非金属兀素之间
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。
（只有共价键一定
没有离子键）
「极性共价键（简称极性键）：
由不同种原子形成，A-B型，如，H—Cl。
共价键“
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：
用电子式表示离子键形成的物质的结构与表示共价键形成的物质的结构的不同点：
（1）
电荷：
用电子式表示离子键形成的物质的结构需标出阳离子和阴离子的电荷；
而表示共价键
形成的物质的结构不能标电荷。
（2）［］（方括号）：
离子键形成的物质中的阴离子需用方
括号括起来，而共价键形成的物质中不能用方括号。
3、分子间作用力定义把分子聚集在一起的作用力。
由分子构成的物质，分子间作用力是影响物质的熔沸点和溶解性的重要因素之一。
4、水具有特殊的物理性质是由于水分子中存在一种被称为氢键的分子间作用力。
水分子间
的氢键，是一个水分子中的氢原子与另一个水分子中的氧原子间所形成的分子间作
用力，这种作用力使得水分子间作用力增加，因此水具有较高的熔沸点。
其他一些能形成
氢键的分子有HFH20NH3。
项目
金属键
阴阳之间的强烈相
互作用
原子通过共用电子对形成的强烈相互作用
形成化合物
离子化合物
金属单质
判断化学键方法
形成晶体
离子晶体
分子晶体
原子晶体
金属晶体
判断晶体方法
熔沸点
高
低
很高
有的很咼有的很低
融化时破坏作用力
物理变化分子间作用力化学变化共价键
硬度导电性
第三单元从微观结构看物质的多样性
司系物
同位素
同分异构体
同素异形体
组成相似，结构上相差一个或多个“CH2'
原子团的有机物
质子数相同中子属不、同的原子互成称同位素
分子式相同结构不同的化合物
冋一兀素形成的不冋种单质
有机化合物之间
原子之间
化合物之间
单质之间
相似点
结构相似通式相同
质子数相同
分子式相同
同种元素
不同点
相差n个CH2原子团
（n>
1）
中子数不冋
原子排列不同
组成或结构不冋
代表物
烷烃之间
氕、氘、氚
乙醇与二甲醚止丁烷与异丁烷
02与O金刚石与石墨
专题二化学反应与能量变化
第一单元化学反应的速率与反应限度
1、化学反应的速率
（1）概念：
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（均
取正值）来表示。
计算公式：
v（B）=C（B）=n（B）
AtV
1单位：
mol/（L•s）或mol/（L•min）
2B为溶液或气体，若B为固体或纯液体不计算速率。
3以上所表示的是平均速率，而不是瞬时速率。
4重要规律：
（i）速率比=方程式系数比（ii）变化量比=方程式系数比
（2）影响化学反应速率的因素：
内因：
由参加反应的物质的结构和性质决定的（主要因素）。
外因：
①温度：
升高温度，增大速率
2催化剂：
一般加快反应速率（正催化剂）
3浓度：
增加C反应物的浓度，增大速率（溶液或气体才有浓度可言）
4压强增大压强，增大速率（适用于有气体参加的反应）
5其它因素：
如光（射线）、固体的表面积（颗粒大小）、反应物的状态（溶剂）、原
电池等也会改变化学反应速率。
2、化学反应的限度一一化学平衡
（1）在一定条件下，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再改变，达到表面上静止的一种“平衡状态”，这就是这个反应所能
达到的限度，即化学平衡状态。
化学平衡的移动受到温度、反应物浓度、压强等因素的影响。
催化剂只改变化学反应速率，对化学平衡无影响。
在相同的条件下同时向正、逆两个反
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