人教版高中化学必修二章节知识点总结

2024-11-08 00:06:17

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回答1：

　　第一单元
　　1——原子半径
　　（1）除第1周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小；
　　（2）同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。
　　2——元素化合价
　　（1）除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价由碳族-4递增到-1（氟无正价，氧无+6价，除外）；
　　（2）同一主族的元素的最高正价、负价均相同
　　(3) 所有单质都显零价
　　3——单质的熔点
　　（1）同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减；
　　（2）同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增
　　4——元素的金属性与非金属性（及其判断）
　　（1）同一周期的元素电子层数相同。因此随着核电荷数的增加，原子越容易得电子，从左到右金属性递减，非金属性递增；
　　（2）同一主族元素最外层电子数相同，因此随着电子层数的增加，原子越容易失电子，从上到下金属性递增，非金属性递减。
　　判断金属性强弱
　　金属性（还原性） 1，单质从水或酸中置换出氢气越容易越强
　　2，最高价氧化物的水化物的碱性越强（1—20号，K最强；总体Cs最强最
　　非金属性（氧化性）1，单质越容易与氢气反应形成气态氢化物
　　2，氢化物越稳定
　　3，最高价氧化物的水化物的酸性越强（1—20号，F最强；最体一样）

　　5——单质的氧化性、还原性
　　一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的阳离子氧化性越弱；
　　元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原性越弱。
　　推断元素位置的规律
　　判断元素在周期表中位置应牢记的规律：
　　（1）元素周期数等于核外电子层数；
　　（2）主族元素的序数等于最外层电子数。
　　阴阳离子的半径大小辨别规律
　　由于阴离子是电子最外层得到了电子而阳离子是失去了电子
　　6——周期与主族
　　周期：短周期（1—3）；长周期（4—6，6周期中存在镧系）；不完全周期（7）。
　　主族：ⅠA—ⅦA为主族元素；ⅠB—ⅦB为副族元素（中间包括Ⅷ）；0族（即惰性气体）
　　所以, 总的说来
　　(1) 阳离子半径<原子半径
　　(2) 阴离子半径>原子半径
　　(3) 阴离子半径>阳离子半径
　　(4 对于具有相同核外电子排布的离子，原子序数越大，其离子半径越小。
　　以上不适合用于稀有气体!

　　专题一：第二单元
　　一、化学键：
　　1，含义：分子或晶体内相邻原子（或离子）间强烈的相互作用。
　　2，类型，即离子键、共价键和金属键。

　　离子键是由异性电荷产生的吸引作用，例如氯和钠以离子键结合成NaCl。
　　1，使阴、阳离子结合的静电作用
　　2，成键微粒：阴、阳离子
　　3，形成离子键：a活泼金属和活泼非金属
　　b部分盐（Nacl、NH4cl、BaCo3等）
　　c强碱（NaOH、KOH）
　　d活泼金属氧化物、过氧化物
　　4，证明离子化合物：熔融状态下能导电

　　共价键是两个或几个原子通过共用电子（1，共用电子对对数=元素化合价的绝对值
　　2，有共价键的化合物不一定是共价化合物）
　　对产生的吸引作用，典型的共价键是两个原子借吸引一对成键电子而形成的。例如，两个氢核同时吸引一对电子，形成稳定的氢分子。
　　1，共价分子电子式的表示，P13
　　2，共价分子结构式的表示
　　3，共价分子球棍模型（H2O—折现型、NH3—三角锥形、CH4—正四面体）
　　4，共价分子比例模型
　　补充：碳原子通常与其他原子以共价键结合
　　乙烷（C—C单键）
　　乙烯（C—C双键）
　　乙炔（C—C三键）

　　金属键则是使金属原子结合在一起的相互作用，可以看成是高度离域的共价键。

　　二、分子间作用力（即范德华力）
　　1，特点：a存在于共价化合物中
　　b化学键弱的多
　　c影响熔沸点和溶解性——对于组成和结构相似的分子，其范德华力一般随着相对分子质量的增大而增大。即熔沸点也增大（特例：HF、NH3、H2O）

　　三、氢键
　　1，存在元素：O（H2O）、N（NH3）、F（HF）
　　2，特点：比范德华力强，比化学键弱
　　补充：水无论什么状态氢键都存在

　　专题一：第三单元
　　一，同素异形（一定为单质）
　　1，碳元素（金刚石、石墨）
　　氧元素（O2、O3）
　　磷元素（白磷、红磷）
　　2，同素异形体之间的转换——为化学变化

　　二，同分异构（一定为化合物或有机物）
　　分子式相同，分子结构不同，性质也不同
　　1，C4H10（正丁烷、异丁烷）
　　2，C2H6(乙醇、二甲醚)

　　三，晶体分类
　　离子晶体：阴、阳离子有规律排列
　　1，离子化合物（KNO3、NaOH）
　　2，NaCl分子
　　3，作用力为离子间作用力
　　分子晶体：由分子构成的物质所形成的晶体
　　1，共价化合物（CO2、H2O）
　　2，共价单质（H2、O2、S、I2、P4）
　　3，稀有气体（He、Ne）
　　原子晶体：不存在单个分子
　　1，石英（SiO2）、金刚石、晶体硅（Si）
　　金属晶体：一切金属
　　总结：熔点、硬度——原子晶体>离子晶体>分子晶体

　　专题二：第一单元
　　一、反应速率
　　1，影响因素：反应物性质（内因）、浓度（正比）、温度（正比）、压强（正比）、反应面积、固体反应物颗粒大小
　　二、反应限度（可逆反应）
　　化学平衡：正反应速率和逆反应速率相等，反应物和生成物的浓度不再变化，到达平衡。
　　专题二：第二单元
　　一、热量变化
　　常见放热反应：1，酸碱中和
　　2，所有燃烧反应
　　3，金属和酸反应
　　4，大多数的化合反应
　　5，浓硫酸等溶解
　　常见吸热反应：1，CO2+C====2CO
　　2，H2O+C====CO+H2（水煤气）
　　3，Ba(OH)2晶体与NH4Cl反应
　　4，大多数分解反应
　　5，硝酸铵的溶解
　　热化学方程式；注意事项5

　　二、燃料燃烧释放热量
　　专题二：第三单元
　　一、化学能→电能（原电池、燃料电池）
　　1，判断正负极：较活泼的为负极，失去电子，化合价升高，为氧化反应，阴离子在负极
　　2，正极：电解质中的阳离子向正极移动，得到电子，生成新物质
　　3，正负极相加=总反应方程式
　　4，吸氧腐蚀
　　A中性溶液（水）
　　B有氧气
　　Fe和C→正极：2H2O+O2+4e—====4OH—
　　补充：形成原电池条件
　　1，有自发的氧化反应
　　2，两个活泼性不同的电极
　　3，同时与电解质接触
　　4，形成闭合回路

　　二、化学电源
　　1，氢氧燃料电池
　　阴极：2H++2e—===H2
　　阳极：4OH——4e—===O2+2H2O
　　2，常见化学电源
　　银锌纽扣电池
　　负极：
　　正极：

　　铅蓄电池
　　负极：
　　正极：
　　三、电能→化学能
　　1，判断阴阳极：先判断正负极，正极对阳极（发生氧化反应），负极对阴极
　　2，阳离子向阴极，阴离子向阳极（异性相吸）
　　补充：电解池形成条件
　　1，两个电极
　　2，电解质溶液
　　3，直流电源
　　4，构成闭合电路

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