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鲁科版化学知识点高三化学笔记

化学必修2知识点归纳与总结

第一章原子结构与元素周期律

第一节原子结构

第1课时原子核核素

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）带电特点：

微粒

质子

中子

电子

带电特点

一个质子带一个单位的正电荷

不带电

一个电子带一个单位的负电荷

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）

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

原子核

中子N个=（A－Z）个

核外电子Z个

二、核素

1.元素、核素、同位素、同素异形体的比较

元素

核素

同位素

同素异形体

定义

具有相同核电荷数（质子数）的同一类原子的总称

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

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（同一种元素的不同核素间互称为同位素）。

相同元素组成，不同形态的单质

本质

质子数（核电荷数）相同的一类原子

质子数、中子数都一定的一类原子

质子数相同、中子数不同的核素的互称

同种元素形成的不同单质

范畴

同类原子，存在游离态、化合态两种形式

原子

单质

特性

只有种类，没有个数

化学反应中的最小微粒

物理性质不同，化学性质相同

由一种元素组成，可独立存在

决定因素

质子数

质子数、中子数

组成元素、结构

举例

H、C、N三种元素

H、

H三种核素

U、

U互为同位素

O2与O3

2.元素、核素、同位素、同素异形体的联系

三、原子或离子中微粒间的数量关系

1.原子或离子中核电荷数、质子数、中子数及核外电子数之间的关系

（1）质子数+中子数=质量数=原子的近似相对原子质量

（2）原子的核外电子数=核内质子数=核电荷数

（3）阳离子核外电子数=核内质子数–电荷数

（4）阴离子核外电子数=核内质子数+电荷数

（5）除

H外，其它元素的原子中，中子数≥质子数

2.原子的质量数与原子的相对原子质量及元素的相对原子质量的关系

原子的质量数

原子的相对原子质量

元素的相对原子质量

区别

原子的质量数是该原子内所有质子和中子数的代数和，都是正整数

原子的相对原子质量，是指该原子的真实质量与

C质量的

的比值，一般不是正整数

元素的相对原子质量是由天然元素的各种同位素的相对原子质量与其在自然界中所占原子个数的百分比的积的加和得来的。

＝Arl*a1％+Ar2＊a2％+

联系

如果忽略电子的质量，质子、中子的相对质量分别取其近似整数值，那么，原子的相对原子质量在数值上与原子的质量数相等

第2课时核外电子排布

一、核外电子的分层排布

1.依据：

电子能量高低、运动区域离核远近。

2.电子层与电子能量的关系

电子层数

电子层符号

最多容纳电子数

2n2

离核距离

近远

电子能量

低高

二、核外电子的排布规律

1.由里向外，依次排布在能量逐渐升高的电子层里

2.各电子层最多容纳的电子数是2n2（n表示电子层）

3.②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。

三、核外电子排布的表示方法——结构示意图

原子结构示意图：

离子结构示意图：

Mg2+Cl-

四、原子最外层的电子排布与元素的化学性质的关系

元素

结构与性质

稀有气体元素

金属元素

非金属元素

最外层电子数

8（He为2）

一般小于4

一般大于或等于4

稳定性

稳定

不稳定

得失电子能力

既不易得电子，也不易失电子

易失电子

易得电子

化合价

只显正价

即显正价又显负价

五、质子数为1～20的原子或离子的结构特点

1．核电荷数为1～20的原子的结构特点

（1）原子核中无中子的原子：

1H；

（2）最外层有1个电子的原子：

H、Li、Na、K；

（3）最外层有2个电子的原子：

Be、Mg、Ca、He；

（4）最外层电子数等于次外层电子数的原子：

Be、Ar；

（5）最外层电子数是次外层电子数2倍的原子：

C；

（6）最外层电子数是次外层电子数3倍的原子：

O；

（7）最外层电子数是内层电子总数一半的原子：

Li、P；

（8）电子层数与最外层电子数相等的原子：

H、Be、Al；

（9）次外层电子数是最外层电子数2倍的原子：

Li、Si；

（10）最外层电子数是次外层电子数4倍的原子：

Ne；

（11）电子总数为最外层电子数2倍的原子：

Be。

2.核外电子数相同的微粒

10电子微粒

18电子微粒

分子

Ne、CH4、NH3、H2O、HF

Ar、SiH4、PH3、H2S、HCl、F2、H2O2、N2H4、C2H6、CH3OH

阳离子

Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+

K+、Ca2+

阴离子

N3－、O2－、F－、OH－、NH2－

P3－、S2－、HS－、Cl－、O22－

第二节元素周期律和元素周期表

一、元素周期律

1.原子序数

（1）含义：

元素在元素周期表中的序号

（2）与其他量的关系：

原子序数＝核电核数＝质子数＝核外电子数

2.元素周期律的含义

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）随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。

3.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。

二、元素周期表

1.元素周期表与元素周期律的关系：

元素周期表是元素周期律的具体表现形式。

2.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周期：

将电子层数相同的各元素从左到右排成一横行。

（周期序数＝原子的电子层数）

③族：

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：

①周期：

元素周期表有7个横行，即7个周期

行序数

分类

名称

核外电子层数

所含元素种数

短周期

第1周期

第2周期

第4周期

长周期

第4周期

第5周期

第6周期

不完全周期

第7周期

现有26（排满32）

②族：

元素周期表中共有18个纵列，16个族，包括7个主族，7个副族，1个Ⅷ族，1个0族。

yhp13

三、元素周期表中的部分重要元素

族

元素

性质

存在

ⅡA族（碱土金属元素）

铍（Be）、镁（Mg）、钙（Ca）、锶（Sr）、钡（Ba）、镭（Ra）

①物理共性：

亮白色，导热性，导热性，延展性；②化学共性：

易失去最外层的两个电子

自然界只以化合态存在

ⅤA族

氮（N）、磷（P）、砷（As）、锑（Sb）、铋（Bi）

N、P、As为非金属元素，Sb、Bi为金属元素

自然界以化合态和游离态存在

过渡元素

第3~12列

全为金属元素，具有良好的导电性，化学性质比较稳定

四、焰色反应

Na黄Li紫红K浅紫

（透过蓝色钴玻璃观察，因为钾里面常混有钠，黄色掩盖了浅紫色）

Rb紫Ca砖红色Sr洋红Rb紫Cu绿Ba黄绿Co淡蓝

镁、铝，还有铁、铂、镍等金属无焰色；稀有气体放电颜色He粉红Ne鲜红Ar紫

五、

1.微粒半径的大小与比较：

⑴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（Cl）＞r（F）、r（O2－）＞r（S2－）、r（Na）＞r（Na+）。

⑵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。

如r（Na）＞r（Cl）、r（O2－）＞r（F－）＞r（Na+）。

⑶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（Cl－）＞r（Cl）、r（Fe2+）＞r（Fe3+）。

⑷同种元素，核外电子数越多，微粒半径越大，即r（阴离子）>r（原子）>r（阳离子）

2.由位置推导原子序数

（1）同周期

ⅡA

2、3

n+1

4、5

n+11

n+25

（2）同族

若A、B为同主族元素，A所在周期有m种元素，B所在周期有n种元素，A在B的上一周期，设A的原子序数为a。

①若A、B为ⅠA族或ⅡA族（位于过渡元素左边的元素），则B的原子序数为（a+m）。

②若A、B为ⅢA～ⅦA族（位于过渡元素右边的元素），则B的原子序数为（a+m）。

第三节元素周期表的应用

一、第3周期元素原子得失电子能力的比较

原子序数

元素符号

单质与水（或酸）反应情况

冷水

剧烈

热水较快

盐酸剧烈

盐酸较快

稀有气体元素

易→难

非金属单质与氢气反应

高温

磷蒸气与H2能反应

需加热

光照或点燃爆炸化合

难→易

最高价氧化物对应水化物的酸碱性

NaOH

强碱

Mg（OH）2中强碱

Al（OH）3两性氢氧化物

H2SiO3

弱酸

H3PO4

中强酸

H2SO4强酸

HClO4

最强酸

气态氢化物的稳定性

SiH4

很不稳定

PH3

不稳定

H2S

较稳定

HCl

稳定

金属性与非金属性

金属性↓→→→→→→→→→→→非金属性↑

二、元素的金属性与非金属性

1.金属性和非金属性的演变规律：

金属性---还原性-----失电子能力----最高价氧化物对应水化物的碱性---置换氢的难易----原电池反应中正负极

非金属性---氧化性-----得电子能力----最高价氧化物对应水化物的酸性性---气态氢化物的稳定性

注意：

金属性的强弱不等于还原性的强弱，同理非金属性的强弱不等于氧化性的强弱。

例如I－有较强的还原性而不是金属性；Ag+有氧化性而不是非金属性。

（只是作题中大部分相同）

2.元素原子失电子能力（还原性或金属性）强弱的判断标准

⑴单质与水（或酸）反应，越容易置换出氢气，元素原子失电子能力越强，元素的金属性越强，单质的还原性越强。

⑵最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，元素原子失电子能力越强，元素的金属性越强，单质的还原性越强。

⑶金属单质间的置换反应，被置换出的金属元素的原子失电子能力弱，元素的金属性弱，单质的还原性弱。

⑷金属阳离子得电子（或氧化）能力越强，对应原子失电子能力越弱，元素的金属性越弱，单质的还原性越弱。

⑸金属原子失电子，需吸收能量，失去相同的电子数，吸收的能量越少，元素的原子失电子能力越强，元素的金属性越强，单质的还原性越强。

⑹根据周期表的位置判断。

位于周期表左下方的元素，原子失电子能力越强，元素的金属性越强，单质的还原性越强。

⑺根据金属活动顺序判断。

自左至右，元素的原子失电子能力越弱，元素的金属性越弱，单质的还原性越弱。

3.元素原子得电子能力（氧化性或非金属性）强弱的判断标准

⑴比较元素的单质与H2化合的难易程度，越易化合，元素的原子得电子能力越强，元素的非金属性越强，单质的氧化性越强

⑵气态氢化物的稳定性。

氢化物越稳定，元素的原子得电子能力越强，元素的非金属性越强，单质的氧化性越强

⑶元素的最高价氧化物对应水化物的酸性强弱。

酸性越强，元素的原子得电子能力越强，元素的非金属性越强，单质的氧化性越强

⑷非金属单质间的置换反应，被置换出的非金属元素的原子得电子能力弱，元素的非金属性弱，单质的氧化性弱。

⑸非金属元素的阴离子的还原性越强对应的元素的原子得电子能力越弱，元素的非金属性越弱，单质的氧化性越弱

⑹不同的非金属单质氧化同一种金属单质，金属单质失电子越多说明该非金属元素的原子得电子能力越强，元素的非金属性越强，单质的氧化性越强

⑺根据周期表的位置判断。

位于周期表右上方的元素，元素的原子得电子能力越强，元素的非金属性越强，单质的氧化性越强

⑻非金属原子得电子，需放出能量，得到相同的电子数，放出的能量越多，元素的原子得电子能力越强，元素的非金属性越强，单质的氧化性越强

三、元素性质随周期和族的变化规律

同周期（左→右）

同主族（上→下）

结构

电子层结构

电子层数

相同

递增

最外层电子数

递增（1~8或2）

相同

核内质子数

递增

性质

原子半径

递减（稀有气体元素除外）

递增

主要化合价

正价+1→+7负价-4→-1

相似

最高正价＝族序数（O、F除外）

元素原子失电子能力

减弱

增强

元素原子得电子能力

增强

减弱

性质应用

最高价含氧酸酸性

增强

减弱

碱的碱性

减弱

增强

气态氢化物的稳定性

增强

减弱

气态氢化物的还原性

减弱

增强

单质置换氢气的难易程度

变难

变易

四、原子结构、元素性质与元素在周期中的位置关系

1.元素周期表的位置、结构、性质的关系

原子半径越大，失电子越易，还原性越强，金属性越强，形成的最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，其离子的氧化性越弱。

原子半径越小，得电子越易，氧化性越强，非金属性越强，形成的气态氢化物越稳定，形成最高价氧化物对应水化物的酸性越强，其离子的还原性越弱。

五、元素周期律和元素周期表的具体应用

1.在周期表中金属与非金属的分界处可以找到半导体材料

2.在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。

3.在非金属元素区域研究，生成新型农药。

4.预测新元素的性质

第二章化学键化学反应与能量

第一节化学键与化学反应

一、化学键

1．概念：

相邻的原子之间强的相互作用．

注：

①非相邻原子或分子之间不存在化学键，如稀有气体中不存在化学键；

②原子：

中性原子（形成共价键）、阴阳离子（形成离子键）；

③相互作用：

相互吸引和相互排斥。

离子键：

只存在于离子化合物中

2．分类：

共价键：

存在于共价化合物中，也可能存在离子化合物中

（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）

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）。

（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

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“×”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，

、

。

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号右上标出。

所以属阳离子的电子式即为离子符号。

如钠离子的电子式为

；镁离子的电子式为

，氢离子也与它们类似，表示为

。

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，

、

。

二、离子化合物与共价化合物的判断

1.根据化合物类别判断

（1）强碱、盐、大多数碱性氧化物属于离子化合物；

（2）非金属氧化物、非金属氢化物、含氧酸、多数有机化合物属于共价化合物。

2.根据化合物性质判断

（1）熔融状态下导电的化合物是离子化合物

（2）溶、沸点较低的化合物（SiO2、SiC等除外）一般为共价化合物

（3）溶于水和熔融状态下不导电的化合物为共价化合物

3.根据组成物质的微粒间的成键类型判断

一般来说，活泼的金属元素原子核活泼的非金属元素原子间易形成离子键，同种或不同种非金属元素原子间形成共价键。

（1）含有离子键的化合物一定是离子化合物，但离子化合物中也可能含共价键，如铵盐、Na2SO4、NaOH、Na2O2等。

（2）只含共价键的化合物是共价化合物，共价化合物中一定没有离子键。

（3）离子化合物中一般既含金属元素又含非金属元素（铵盐除外）；共价化合物中一般只含非金属元素，但只含非金属元素的化合物不一定是共价化合物，如（NH4）2SO4

二．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）＜E（生成物总能量），为吸热反应。

放热反应

吸热反应

表现形式

△H﹤0或△H为“-”

△H﹥0或△H为“+”

能量变化

生成物释放的总能量大于

反应物吸收的总能量

生成物释放的总能量小于

反应物吸收的总能量

键能变化

生成物总键能大于反应物总键能

生成物总键能小于反应物总键能

联系

键能越大，物质能量越低，越稳定；反之

键能越小，物质能量越高，越不稳定，

图示

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活泼金属与酸或H2O反应

④大多数化合反应（特殊：

C＋CO2

2CO是吸热反应）。

⑤铝热反应

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。

④碳与水的反应

第二节化学反应快慢与限度

一、化学反应的快慢

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（均取正值）来表示。

计算公式：

v（B）＝

＝

Δc表示反应物（或生成物）浓度的变化

在一定温度下，固体和纯液体物质单位体积里的物质的量保持不变，即物质的量浓度为不变的常数，因此不能选用固体或纯液体物质来表示化学反应速率。

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，降低温度，减小速率。

一般每升高10°C，速率提高2到4倍。

（放热和吸热反应都适用）

②催化剂：

一般加快反应速率（正催化剂），减慢反应速率（负催化剂）

③浓度：

增加反应物的浓度，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），改变压强对反应速率的影响实质是改变体积，使反应物的浓度改变而引起的。

如压缩体积或充入反应物，使压强增大，都能加快化学反应速率；若体积不变，充入不参与反应的气体，虽然总的压强增大了，但反应物的浓度没有发生变化，故化学反应速率不变。

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）、等也会改变化学反应速率。

二、化学反应的限度——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“动态平衡状态”，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、逆两个反应方向进行的反应叫做可逆反应。

通常把由反应物向生成物进行的反应叫做正反应。

而由生成物向反应物进行的反应叫做逆反应。

在任何可逆反应中，正方应进行的同时，逆反应也在进行。

可逆反应不能进行到底，即是说可逆反应无论进行到何种程度，任何物质（反应物和生成物）的物质的量都不可能为0。

（2）化学平衡状态的特征：

逆、动、等、定、变。

①逆：

化学平衡研究的对象是可逆反应。

②动：

动态平衡，达到平衡状态时，正逆反应仍在不断进行。

③等：

达到平衡状态时，正方应速率和逆反应速率相等，但不等于0。

即v正＝v逆≠0。

④定：

达到平衡状态时，各组分的浓度保持不变，各组成成分的含量保持一定。

⑤变：

当条件变化时，原平衡被破坏，在新的条件下会重新建立新的平衡，既反生化学平衡的移动。

（3）判断化学平衡状态的标志：

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:

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≠

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