高一下学期苏教版化学必修2期末复习知识纲要(专题1-4)Word格式.doc
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中子数不同、质量数不同
③属于同一种元素的不同种原子
（2）．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。
电子总是尽先排布在能量最低的电子层里。
2、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）元素周期律（重点）
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_______个递增到_________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。
①O、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∣＝________
3．元素金属性和非金属性的递变
A.元素的金属性和非金属性强弱的的判断依据（难点）
a.单质与水或酸反应置换氢的难易或与氢化合的难易及气态氢化物的稳定性
b.最高价氧化物的水化物的碱性或酸性强弱
c.单质的还原性或氧化性的强弱
（注意：
单质与相应离子的性质的变化规律相反）
B.第三周期元素的变化规律和碱金属族元素的变化规律（包括物理、化学性质）
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>
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．卤族元素的变化规律（包括物理、化学性质）：
①．原子结构 相似性：
最外层电子数相同，都为_________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；
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
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________，原子得电子的能力________，失电子的能力________，即非金属性逐渐_______，金属性逐渐__________。
C.元素性质随周期和同主族的变化规律
a.同一周期，从左到右，元素的金属性逐渐变弱
b.同一周期，从左到右，元素的非金属性逐渐增强
c.同一主族，从上到下，元素的金属性逐渐增强
d.同一主族，从上到下，元素的非金属性逐渐减弱
6．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。
（2）元素周期表的结构
A.周期序数＝电子层数B.原子序数＝质子数
C.主族序数＝最外层电子数＝元素的最高正价数
D.主族非金属元素的负化合价数＝8－主族序数E.周期表结构
族：
16个（共18个纵行）
周期表
短周期（第1、2、3周期）
周期：
7个（共七个横行）
长周期（第4、5、6、7周期）
主族7个：
ⅠA-ⅦA
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
（3）．元素周期表和元素周期律对我们的指导作用
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.微粒半径大小的比较规律：
a.原子与原子b.原子与其离子c.电子层结构相同的离
（4）元素周期律的应用（重难点）
A.原子结构和元素性质的关系:
“位，构，性”三者之间的关系
a.原子结构决定元素在元素周期表中的位置
b.原子结构决定元素的化学性质
c.以位置推测原子结构和元素性质
B.应用
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。
④预测新元素及其性质。
三.微粒之间的相互作用
1、化学键（重点）
化学键的概念和化学反应的本质：
（1）离子键：
A.相关概念：
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）
B.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（ⅠA、ⅡA族）与活泼非金属（ⅥA、ⅦA族）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、典型金属氧化物
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）共价键：
A.相关概念：
原子间通过共用电子对所形成的相互作用叫做共价键。
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
B.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。
（只有非金属的化合物，除了铵盐）
（3）．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。
①．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：
_______________
简单阴离子：
（２）阴离子
复杂阴离子：
③．物质的电子式：
（１）离子化合物：
阴、阳离子的电子式结合即为离子化合物的电子式。
AB型：
NaCl__________________，MgO_________________。
A2B型：
如Na2O_______________
AB2型：
如MgCl2：
_________________
（２）某些非金属单质：
Cl2______O2_________等
（３）共价化合物：
如HCl_________、CO2_____________、NH3__________、CH4_________
④．用电子式表示形成过程：
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）。
2、分子间作用力：
分子间存在着将分子聚集在一起的作用力，这种作用力称为分子间作用力。
分子间作用力比化学键弱得多。
由分子构成的物质，分子间作用力是影响物质熔沸点和溶解性的重要因素。
3、从微观结构看物质的多样性
（1）同素异形体：
同一种元素能够形成几种不同的单质，这种现象称为同素异形现象，这些单质互称为同素异形体。
特点：
①同种元素②不同结构（性质不同）③可以相互转化
实例：
①金刚石、石墨和富勒烯②氧气与臭氧③红磷与白磷
（2）同分异构现象和同分异构物体
1、同分异构现象：
化合物具有相同的分子式，但具有不同分子结构的现象。
2、同分异构体：
分子式相同，但分子结构不同，因而性质也不同的化合物互称同分异构体。
同分异构体可以属于同一类物质，也可以属于不同类物质。
同分异构体的性质不相同。
（3）四类晶体的组成微粒、微观结构、作用力及性质差异。
专题2化学反应与能量转化
一、化学反应速率与限度
（1）化学反应速率
1.化学反应速率的概念：
用单位时间内反应物浓度的减小或生成物浓度的增加来表示。
计算公式为＝△C/△t反应速率的单位：
mol/（L•s）mol/（L•min）mol/（L•h）
①表示的化学反应速率是平均速率，同一反应用不同物质表示的化学反应速率数值可能不同，必须注明物质。
②起始浓度不一定按比例，但是转化浓度一定按比例。
③同一反应各物质的反应速率之比等于化学计量数之比。
例：
2A（g）+3B（g）C（g）+4D（g）
ν（A）:
ν（B）:
ν（C）:
ν（D）
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