鲁科版化学必修2知识点Word文件下载.docx
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fcTHohnhy五阴离子）
含有18电子数目的微粒：
ArHClHSPHSiMF2H2QMHCzHCHOHfCfcrS^hHS
二、核外电子排布
2.核外电子排布规律：
①？
最外层最多只能容纳8个电子（氦原子是2个）；
2?
次外层最多只能容纳18个电子；
③倒数第三层最多只能容纳32个电子；
4?
每个电子层最多只能容纳2n2个电子。
离核较近的区域内运动的电子能量较低』核较远的区域内运动的电子能量较高
另外，电子总是尽可能地先从内层排起，当一层充满后再填充下一层。
1〜18号元素的原子结构示意图
三、元素周期表
1.编排原则：
1按原子序数递增的顺序从左到右排列
2将电子层数相同的各元素从左到右排成一横行.。
（周期序数二原子的电子层数）
3把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行..。
主族序数=原子最外层电子数
2.结构特点:
核外电子层数元素种类
「第一周期12种元素
期第七周期7未填满（已有26种元素）表主族：
IA〜％A共7个主族
族副族：
”B〜％BIB〜UB,共7个副族
（18个纵行）第毗族：
三个纵行，位于％B和IB之间
（16个族）零族：
稀有气体
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。
A.元素的金属性和非金属性强弱的比较（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.元素性质随周期和族的变化规律
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
2.同周期元素性质递变规律
第三周期元素
uNa
12Mg
13Al
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
（3）主要化合价
+1
+2
+3
+4
-4
+5
-3
+6
-2
+7
-1
1
（4）金属性、非金属性
金属性减弱非金属性增加f
（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
"
S
HCI
——
⑺与H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
NqO
MgO
AI2Q
SiO2
P2O
SO
CI2O7
最咼价氧化物对应水化物
（10）化学式
1|
NaOH
Mg（OH2
Al（OH）
3
HSQ3
HPQ
HCIO
（11）酸碱性
强碱
中强碱
两性氢
氧化物
弱酸
權酸
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％A族卤族元素：
FCIBrIAt（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+CuSBFeS以Cu=
（2）非金属性强（弱）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+CI2=2NaCI+
Br2。
（I）同周期比较：
金属性：
Na>
Mg>
AI
与酸或水反应：
从易—难
碱性：
NaO>
Mg（0H2>
AI（0H）3
非金属性：
SivPvSvCI
单质与氢气反应：
从难一易
氢化物稳定性：
SiH4vPHvH2SvHCI
酸性（含氧酸）：
H2SQ3VHPOvHSQvHCIO
（U）同主族比较:
LivNa<
KvRb<
Cs（碱金属元素）
F>
CI>
Br>
I（卤族元
从难—易
素）
LiOHvNaOivKOKRbOKCsOH
氢化物稳定：
HF>
HCI>
HBr>
HI
（m）
LivNavKvRbvCs
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>
CI2>
B「2>
I2
还原性：
F_vC「vBr_vl_
酸性（无氧酸）：
HFvHCIvHBrvHI
微粒半径的大小与比较：
1）一看“电子层数”：
当电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。
如同一主族元素，电子层
数越多，半径越大如：
r（CI）>
r（F）、r（02_）>
r（S2_）、r（Na）>
r（Na+）。
2）二看“核电荷数”：
当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。
如同一周期元素，电子层
数相同时核电荷数越大，半径越小。
女口r（Na）>
r（CI）、r（02_）>
r（F一）>
r（Na+）。
3）三看核外电子数”：
当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。
如:
r（C「）>
r（CI）、r（Fe2+）>
r（Fe3+）。
★元素周期律与周期表在化学学习、科学研究和生产实践的重要作用与价值
元素周期表是元素周期律的具体表现形式，是学习化学的一种重要工具。
科学家在周期律和周期表的指导下，对元素的性质进行了系统研究，并为新元素的发现以及预
测它们的原子结构和性质提供了线索。
在周期表中金属与非金属的分界处可以找到半导体材料
通常制造的农药，所含有的氟、氯、硫、磷等在周期表中的位置靠近，在一定的区域内。
人们还在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。
★元素周期律的应用（重难点）
A.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.预测新元素及其性质
第二章化学键化学反应与能量
一、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：
NHCI、NHNO等铵盐只由非金属
元素组成，但含有离子键）
非金属元素之间
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）
「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Y
“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：
在元素符号周围用“•”和“X”来表示原子的最外层电子（价电子），这种式子叫做电子式。
1）原子的电子式：
由于中性原子既没有得电子，也没有失电子，所以书写电子式时应把原子的最外层电子全部排列在元素符号周围。
排列方式为在元素符号上、下、左、右四个方向，每个方向不能超过2个电子。
例如，H、N、O、F。
2）金属阳离子的电子式：
金属原子在形成阳离子时，最外层电子已经失去，但电子式仅画出最外层电子，所以在画阳离子的电子式时，就不再画出原最外层电子，但离子所带的电荷数应在元素符
式为Mg2，氢离子也与它们类似，表示为H
3）非金属阴离子的电子式：
一般非金属原子在形成阴离子时，得到电子，使最外层达到稳定结构，这些电子都应画出，并将符号用“□”括上，右上角标出所带的电荷数，电荷的表示方法同于离子符号。
例如，［H:
］、［:
F：
S:
］2o
2.化学反应中的能量变化
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vE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+CO丄2CC是吸热反应）。
常见的吸热反应：
①以CH、CO为还原剂的氧化还原反应如：
C（s）+"
0（g）亠CO（g）+H（g）
2铵盐和碱的反应如Ba（OH）,•8H.0+NHCI=BaCb+2NHT+10H2O
3大多数分解反应如KCIO、KMnOCaCO勺分解等。
3、能源的分类：
［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+Q=CO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"
・8HO与NHCI的反应是吸热反应，但反应并不需要加热。
3.化学反应快慢与限度
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浓度的增加量（均取正
1单位：
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