1樓:匿名使用者
高中化學必修2小結
專題一 :第一單元
(1)除第1週期外,其他週期元素(惰性氣體元素除外)的原子半徑隨原子序數的遞增而減小;
(2)同一族的元素從上到下,隨電子層數增多,原子半徑增大。
2——元素化合價
(1)除第1週期外,同週期從左到右,元素最高正價由鹼金屬+1遞增到+7,非金屬元素負價由碳族-4遞增到-1(氟無正價,氧無+6價,除外);
(2)同一主族的元素的最高正價、負價均相同
(3) 所有單質都顯零價
3——單質的熔點
(1)同一週期元素隨原子序數的遞增,元素組成的金屬單質的熔點遞增,非金屬單質的熔點遞減;
(2)同一族元素從上到下,元素組成的金屬單質的熔點遞減,非金屬單質的熔點遞增
4——元素的金屬性與非金屬性 (及其判斷)
(1)同一週期的元素電子層數相同。因此隨著核電荷數的增加,原子越容易得電子,從左到右金屬性遞減,非金屬性遞增;
(2)同一主族元素最外層電子數相同,因此隨著電子層數的增加,原子越容易失電子,從上到下金屬性遞增,非金屬性遞減。
判斷金屬性強弱
金屬性(還原性) 1,單質從水或酸中置換出氫氣越容易越強
2,最**氧化物的水化物的鹼性越強(1—20號,k最強;總體cs最強 最
非金屬性(氧化性)1,單質越容易與氫氣反應形成氣態氫化物
2,氫化物越穩定
3,最**氧化物的水化物的酸性越強(1—20號,f最強;最體一樣)
5——單質的氧化性、還原性
一般元素的金屬性越強,其單質的還原性越強,其氧化物的陽離子氧化性越弱;
元素的非金屬性越強,其單質的氧化性越強,其簡單陰離子的還原性越弱。
推斷元素位置的規律
判斷元素在週期表中位置應牢記的規律:
(1)元素週期數等於核外電子層數;
(2)主族元素的序數等於最外層電子數。
陰陽離子的半徑大小辨別規律
由於陰離子是電子最外層得到了電子 而陽離子是失去了電子
6——週期與主族
週期:短週期(1—3);長週期(4—6,6週期中存在鑭系);不完全週期(7)。
主族:ia—viia為主族元素;ib—viib為副族元素(中間包括viii);0族(即惰性氣體)
所以, 總的說來
(1) 陽離子半徑《原子半徑
(2) 陰離子半徑》原子半徑
(3) 陰離子半徑》陽離子半徑
(4 對於具有相同核外電子排布的離子,原子序數越大,其離子半徑越小。
以上不適合用於稀有氣體!
專題一 :第二單元
一 、化學鍵:
1,含義:分子或晶體內相鄰原子(或離子)間強烈的相互作用。
2,型別 ,即離子鍵、共價鍵和金屬鍵。
離子鍵是由異性電荷產生的吸引作用,例如氯和鈉以離子鍵結合成nacl。
1,使陰、陽離子結合的靜電作用
2,成鍵微粒:陰、陽離子
3,形成離子鍵:a活潑金屬和活潑非金屬
b部分鹽(nacl、nh4cl、baco3等)
c強鹼(naoh、koh)
d活潑金屬氧化物、過氧化物
4,證明離子化合物:熔融狀態下能導電
共價鍵是兩個或幾個原子通過共用電子(1,共用電子對對數=元素化合價的絕對值
2,有共價鍵的化合物不一定是共價化合物)
對產生的吸引作用,典型的共價鍵是兩個原子借吸引一對成鍵電子而形成的。例如,兩個氫核同時吸引一對電子,形成穩定的氫分子。
1,共價分子電子式的表示,p13
2,共價分子結構式的表示
3,共價分子球棍模型(h2o—折現型、nh3—三角錐形、ch4—正四面體)
4,共價分子比例模型
補充:碳原子通常與其他原子以共價鍵結合
乙烷(c—c單鍵)
乙烯(c—c雙鍵)
乙炔(c—c三鍵)
金屬鍵則是使金屬原子結合在一起的相互作用,可以看成是高度離域的共價鍵。
二、分子間作用力(即範德華力)
1,特點:a存在於共價化合物中
b化學鍵弱的多
c影響熔沸點和溶解性——對於組成和結構相似的分子,其範德華力一般隨著相對分子質量的增大而增大。即熔沸點也增大(特例:hf、nh3、h2o)
三、氫鍵
1,存在元素:o(h2o)、n(nh3)、f(hf)
2,特點:比範德華力強,比化學鍵弱
補充:水無論什麼狀態氫鍵都存在
專題一 :第三單元
一,同素異形(一定為單質)
1,碳元素(金剛石、石墨)
氧元素(o2、o3)
磷元素(白磷、紅磷)
2,同素異形體之間的轉換——為化學變化
二,同分異構(一定為化合物或有機物)
分子式相同,分子結構不同,性質也不同
1,c4h10(正丁烷、異丁烷)
2,c2h6(乙醇、二甲醚)
三,晶體分類
離子晶體:陰、陽離子有規律排列
1,離子化合物(kno3、naoh)
2,nacl分子
3,作用力為離子間作用力
分子晶體:由分子構成的物質所形成的晶體
1,共價化合物(co2、h2o)
2,共價單質(h2、o2、s、i2、p4)
3,稀有氣體(he、ne)
原子晶體:不存在單個分子
1,石英(sio2)、金剛石、晶體矽(si)
金屬晶體:一切金屬
總結:熔點、硬度——原子晶體》離子晶體》分子晶體
專題二 :第一單元
一、反應速率
1,影響因素:反應物性質(內因)、濃度(正比)、溫度(正比)、壓強(正比)、反應面積、固體反應物顆粒大小
二、反應限度(可逆反應)
化學平衡:正反應速率和逆反應速率相等,反應物和生成物的濃度不再變化,到達平衡。
專題二 :第二單元
一、熱量變化
常見放熱反應:1,酸鹼中和
2,所有燃燒反應
3,金屬和酸反應
4,大多數的化合反應
5,濃硫酸等溶解
常見吸熱反應:1,co2+c====2co
2,h2o+c====co+h2(水煤氣)
3,ba(oh)2晶體與nh4cl反應
4,大多數分解反應
5,硝酸銨的溶解
熱化學方程式;注意事項5
二、燃料燃燒釋放熱量
專題二 :第三單元
一、化學能→電能(原電池、燃料電池)
1,判斷正負極:較活潑的為負極,失去電子,化合價升高,為氧化反應,陰離子在負極
2,正極:電解質中的陽離子向正極移動,得到電子,生成新物質
3,正負極相加=總反應方程式
4,吸氧腐蝕
a中性溶液(水)
b有氧氣
fe和c→正極:2h2o+o2+4e—====4oh—
補充:形成原電池條件
1,有自發的 氧化反應
2,兩個活潑性不同的電極
3,同時與電解質接觸
4,形成閉合迴路
二、化學電源
1,氫氧燃料電池
陰極:2h++2e—===h2
陽極:4oh——4e—===o2+2h2o
2,常見化學電源
銀鋅鈕釦電池
負極:正極:
鉛蓄電池
負極:正極:
三、電能→化學能
1,判斷陰陽極:先判斷正負極,正極對陽極(發生氧化反應),負極對陰極
2,陽離子向陰極,陰離子向陽極(異性相吸)
補充:電解池形成條件
1,兩個電極
2,電解質溶液
3,直流電源
4,構成閉合電路
高一 化學 必修二一二單元 知識點總結
2樓:影
專題一 : 1——
原子半徑 (1)除第1週期外,其他週期元素(惰性氣體元素除外)的原子半徑隨原子序數的遞增而減小; (2)同一族的元素從上到下,隨電子層數增多,原子半徑增大。 2——元素化合價 (1)除第1週期外,同週期從左到右,元素最高正價由鹼金屬+1遞增到+7,非金屬元素負價由碳族-4遞增到-1(氟無正價,氧無+6價,除外); (2)同一主族的元素的最高正價、負價均相同 (3) 所有單質都顯零價 3——單質的熔點 (1)同一週期元素隨原子序數的遞增,元素組成的金屬單質的熔點遞增,非金屬單質的熔點遞減; (2)同一族元素從上到下,元素組成的金屬單質的熔點遞減,非金屬單質的熔點遞增 4——元素的金屬性與非金屬性 (及其判斷) (1)同一週期的元素電子層數相同。因此隨著核電荷數的增加,原子越容易得電子,從左到右金屬性遞減,非金屬性遞增; (2)同一主族元素最外層電子數相同,因此隨著電子層數的增加,原子越容易失電子,從上到下金屬性遞增,非金屬性遞減。
判斷金屬性強弱 金屬性(還原性) 1,單質從水或酸中置換出氫氣越容易越強 2,最**氧化物的水化物的鹼性越強(1—20號,k最強;總體cs最強 最 非金屬性(氧化性)1,單質越容易與氫氣反應形成氣態氫化物 2,氫化物越穩定 3,最**氧化物的水化物的酸性越強(1—20號,f最強;最體一樣) 5——單質的氧化性、還原性 一般元素的金屬性越強,其單質的還原性越強,其氧化物的陽離子氧化性越弱; 元素的非金屬性越強,其單質的氧化性越強,其簡單陰離子的還原性越弱。 推斷元素位置的規律 判斷元素在週期表中位置應牢記的規律: (1)元素週期數等於核外電子層數; (2)主族元素的序數等於最外層電子數。
陰陽離子的半徑大小辨別規律 由於陰離子是電子最外層得到了電子 而陽離子是失去了電子 6——週期與主族 週期:短週期(1—3);長週期(4—6,6週期中存在鑭系);不完全週期(7)。 主族:
ia—viia為主族元素;ib—viib為副族元素(中間包括viii);0族(即惰性氣體) 所以, 總的說來 (1) 陽離子半徑《原子半徑 (2) 陰離子半徑》原子半徑 (3) 陰離子半徑》陽離子半徑 (4 對於具有相同核外電子排布的離子,原子序數越大,其離子半徑越小。 以上不適合用於稀有氣體! 專題二 :
一、化學鍵: 1,含義:分子或晶體內相鄰原子(或離子)間強烈的相互作用。
2,型別 ,即離子鍵、共價鍵和金屬鍵。 離子鍵是由異性電荷產生的吸引作用,例如氯和鈉以離子鍵結合成nacl。 1,使陰、陽離子結合的靜電作用 2,成鍵微粒:
陰、陽離子 3,形成離子鍵:a活潑金屬和活潑非金屬 b部分鹽(nacl、nh4cl、baco3等) c強鹼(naoh、koh) d活潑金屬氧化物、過氧化物 4,證明離子化合物:熔融狀態下能導電 共價鍵是兩個或幾個原子通過共用電子(1,共用電子對對數=元素化合價的絕對值 2,有共價鍵的化合物不一定是共價化合物) 對產生的吸引作用,典型的共價鍵是兩個原子借吸引一對成鍵電子而形成的。
例如,兩個氫核同時吸引一對電子,形成穩定的氫分子。 1,共價分子電子式的表示,p13 2,共價分子結構式的表示 3,共價分子球棍模型(h2o—折現型、nh3—三角錐形、ch4—正四面體) 4,共價分子比例模型 補充:碳原子通常與其他原子以共價鍵結合 乙烷(c—c單鍵) 乙烯(c—c雙鍵) 乙炔(c—c三鍵) 金屬鍵則是使金屬原子結合在一起的相互作用,可以看成是高度離域的共價鍵。
二、分子間作用力(即範德華力) 1,特點:a存在於共價化合物中 b化學鍵弱的多 c影響熔沸點和溶解性——對於組成和結構相似的分子,其範德華力一般隨著相對分子質量的增大而增大。即熔沸點也增大(特例:
hf、nh3、h2o)
三、氫鍵 1,存在元素:o(h2o)、n(nh3)、f(hf) 2,特點:比範德華力強,比化學鍵弱 補充:
水無論什麼狀態氫鍵都存在 專題三 : 一,同素異形(一定為單質) 1,碳元素(金剛石、石墨) 氧元素(o2、o3) 磷元素(白磷、紅磷) 2,同素異形體之間的轉換——為化學變化 二,同分異構(一定為化合物或有機物) 分子式相同,分子結構不同,性質也不同 1,c4h10(正丁烷、異丁烷) 2,c2h6(乙醇、二甲醚) 三,晶體分類 離子晶體:陰、陽離子有規律排列 1,離子化合物(kno3、naoh) 2,nacl分子 3,作用力為離子間作用力 分子晶體:
由分子構成的物質所形成的晶體 1,共價化合物(co2、h2o) 2,共價單質(h2、o2、s、i2、p4) 3,稀有氣體(he、ne) 原子晶體:不存在單個分子 1,石英(sio2)、金剛石、晶體矽(si) 金屬晶體:一切金屬 總結:
熔點、硬度——原子晶體》離子晶體》分子晶體 專題四 :
一、反應速率 1,影響因素:反應物性質(內因)、濃度(正比)、溫度(正比)、壓強(正比)、反應面積、固體反應物顆粒大小
二、反應限度(可逆反應) 化學平衡:正反應速率和逆反應速率相等,反應物和生成物的濃度不再變化,到達平衡。 專題二 :第二單元
一、熱量變化 常見放熱反應:1,酸鹼中和 2,所有燃燒反應 3,金屬和酸反應 4,大多數的化合反應 5,濃硫酸等溶解 常見吸熱反應:1,co2+c====2co 2,h2o+c====co+h2(水煤氣) 3,ba(oh)2晶體與nh4cl反應 4,大多數分解反應 5,硝酸銨的溶解 熱化學方程式;注意事項5
二、燃料燃燒釋放熱量 專題五 :
一、化學能→電能(原電池、燃料電池) 1,判斷正負極:較活潑的為負極,失去電子,化合價升高,為氧化反應,陰離子在負極 2,正極:電解質中的陽離子向正極移動,得到電子,生成新物質 3,正負極相加=總反應方程式 4,吸氧腐蝕 a中性溶液(水) b有氧氣 fe和c→正極:
2h2o+o2+4e—====4oh— 補充:形成原電池條件 1,有自發的 氧化反應 2,兩個活潑性不同的電極 3,同時與電解質接觸 4,形成閉合迴路
二、化學電源 1,氫氧燃料電池 陰極:2h++2e—===h2 陽極:4oh——4e—===o2+2h2o 2,常見化學電源 銀鋅鈕釦電池 負極:
正極: 鉛蓄電池 負極: 正極:
三、電能→化學能 1,判斷陰陽極:先判斷正負極,正極對陽極(發生氧化反應),負極對陰極 2,陽離子向陰極,陰離子向陽極(異性相吸) 補充:電解池形成條件 1,兩個電極 2,電解質溶液 3,直流電源 4,構成閉合電路
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