高中化学必修2讲义文档格式.docx
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类别
主族
副族
VIII族
副族
主族
/
名称
IA
IIA
IIIB
IVB
VB
VIB
VIIB
VIII族
IB
IIB
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
0族
18纵行16族，每到23分主副，8910成VIII族）
（4）周期表中族与周期的位置
周期：
由上至下，周期一~周期七
族：
①I~VIIII~VII0
②每逢II、III分主副ABA顺序
（5）认识周期表中元素相关信息
二、元素的性质与原子结构
1.碱金属元素：
（1）碱金属元素的原子结构规律：
碱金属元素
元素名称
元素符号
核电荷数
原子结构示意图
最外层电子数
锂
Li
钠
Na
钾
K
19
铷
Rb
37
铯
Cs
55
（2）碱金属元素原子结构与性质的关系：
从原子结构上看，
相同点：
最外层都只有一个电子。
不同点：
随核电荷数增加，原子半径增大。
从化学性质上看，
相似性：
化学性质都很活泼，都能与氧气等非金属单质及水反应。
△
4Li+O2===2Li2O
2Na+O2===Na2O2
2Na+2H2O===2NaOH+H2↑
2K+2H2O===2KOH+H2↑
差异性：
从上而下，与水和氧气的反应越来越剧烈，还原性：
Li＜Na＜K＜Rb＜Cs。
（3）碱金属物理性质的变化规律
物质名称
颜色和状态
密度/（g·
cmˉ3）
熔点/℃
沸点/℃
银白色，柔软
0.534
180.5
1347
0.97
97.81
882.9
0.86
63.65
774
1.532
38.89
688
略带金属光泽，柔软
1.879
28.40
678.4
2.卤族元素：
（1）卤素原子结构示意图
结构相同点：
最外层都是7个电子
结构不同点：
随核电荷数增加，电子层数增加，半径增大。
（2）卤素单质的物理性质
单质
密度
氟
F
F2
淡黄绿色气体
1.69g/L（15℃）
—219.6
—188.1
氯
Cl
Cl2
黄绿色气体
3.214g/L（0℃）
—101
—34.6
溴
Br
35
Br2
深红棕色液体
3.119g/cm3（20℃）
—7.2
58.78
碘
I
53
I2
紫黑色固体
4.93g/cm3
113.5
184.4
F2Cl2Br2I2
【规律】卤素单质的物理性质变化规律—————————→
颜色：
由浅→深密度：
由小→大熔、沸点：
由低→高
（3）卤素单质与氢气反应
条件
产物稳定性
化学方程式
暗处
很稳定
H2+F2==2HF
光照或点燃
较稳定
光照或点燃
H2+Cl2========2HCl
加热
稳定性差
H2+Br2===2HBr
不断加热
不稳定
H2+I2====2HI
结论
F2Cl2Br2I2
随核电荷数的增加，卤素单质与H2反应变化：
—————————→
①剧烈程度：
逐渐减弱②生成HX的稳定性：
逐渐减弱
（4）卤素单质间的置换反应
三、核素
（1）元素：
具有相同核电荷数的同一类原子的总称。
（2）核素：
具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子叫做核素。
（3）同位素：
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。
1.2元素周期律
一、原子核外电子的排布
1.原子的组成
质子Z个
（1）原子（AZX）{原子核{中子（A—Z）个
核外电子Z个
X的含义：
代表一个质量数为A，质子数为Z的原子。
（2）构成原子或离子间的数量关系
质量数=质子数+中子数
原子中：
质子数=核电荷数=核外电子数
阳离子中：
核外电子数=质子数—离子所带电荷数
阴离子中：
核外电子数=质子数+离子所带电荷数
2.核外电子排布规律
（1）电子层的划分
电子层（n）
符号
L
M
N
O
P
Q
离核远近
——————————→
由近到远
能量高低
——————————→
由低到高
（2）核外电子排布的一般规律
①核外电子总是尽可能先排布在能量最低的电子层里，然后再排布在能量较高的电子层里。
②核外各电子层最多容纳的电子数目是2n^2个（n为电子层序数）
③最外层电子数目不超过8个（K层为最外层时不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层不超过32个。
二、元素周期律
1.核外电子排布、原子半径、元素化合价规律
（1）随着原子序数的递增，元素原子最外层电子的排布呈周期性变化。
（2）随着原子序数的递增，元素原子的半径呈周期性变化。
同一周期，原子序数越大，原子半径越小；
同一族，原子序数越大，原子半径越大。
（3）随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈周期性变化。
元素的最高正化合价与主族序数相同。
非金属元素最低负化合价的绝对值与最高正化合价之和为8。
2.金属性、非金属性变化规律
同一周期，随着原子序数递增，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
同一主族，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
（注意：
元素周期表右上角处，非金属性最强，左下角处金属性最强。
）
3.元素周期律
元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。
这一规律叫做元素周期律。
（1）元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。
（2）元素的性质一般指的是元素的金属性、非金属性、最高价氧化物对应的水化物的酸碱性、气态氢化物的稳定性等。
三、元素周期表和元素周期律的应用
1.元素周期表的分区
过渡元素可作半导体材料
2.周期表中元素性质的变化规律
同周期（从左到右）：
（1）原子半径逐渐减小，阴离子半径逐渐减小，阳离子半径逐渐减小；
（半径逐渐减小）
（2）化合价变化：
+1~+7—4~—1
（3）非金属性（氧化性）逐渐增强，最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐增强，与氢气化合越容易，氢化物的稳定性逐渐增强。
（4）金属性（还原性）逐渐减弱，最高价氧化物对应的水化物减小逐渐减弱。
同主族（从上到下）：
（1）原子半径逐渐增大，阴离子半径逐渐增大，阳离子半径逐渐增大；
（半径逐渐增大）
（2）非金属性（氧化性）逐渐减弱，最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐减弱，与氢气化合越困难，氢化物的稳定性逐渐减弱。
（3）金属性（还原性）逐渐增强，最高价氧化物对应的水化物减小逐渐增强。
1.3化学键
一、离子键
1.金属钠与氯气反应实验
实验步骤
①取一块绿豆大的金属钠（切去氧化层）。
②用滤纸吸净煤油，放在石棉网上，用酒精灯微热，钠熔成球状。
③将盛有氯气的集气瓶倒扣在钠的上方。
实验现象
剧烈燃烧，黄色火焰，产生白烟。
点燃
2Na+Cl2===2NaCl
氯化钠的形成过程：
氯原子最外层7个电子，容易得到1个电子形成8电子稳定结构，而钠原子最外层有1个电子，容易失去1个电子达到稳定结构，故在化学变化中，钠原子向氯原子转移一个电子分别形成阴、阳离子，阴、阳离子在结合成氯化钠。
2.离子键
（1）概念：
带相反电荷离子之间的相互作用称为离子键。
相互作用（静电作用）：
包括阴、阳离子间的静电吸引作用和电子与电子之间、原子核与原子核之间的静电排斥作用。
（2）成键微粒：
阴离子、阳离子
（3）成键条件：
活泼金属（IA族、IIA族）或NH4+与活泼非金属（VIA族、VIIA族）化合形成离子键。
（4）存在范围：
离子键存在于大多数强碱、盐和金属氧化物中。
3.离子化合物
由离子键构成的化合物叫做离子化合物。
（2）常见离子化合物分类：
活泼金属（IA族、IIA族）活泼非金属（VIA族、VIIA族）
铵根离子酸根（或酸式根）
【注意】只有含有离子键的化合物一定是离子化合物.
含有金属元素的化合物不一定是离子化合物，如AlCl3.
不含金属元素的化合物不一定不是离子化合物，如NH4Cl。
4.电子式
在元素符号周围用小黑点（·
）或叉（×
）表示原子或离子最外层电子的式子叫做电子式。
（2）电子式的书写：
原子的电子式
书写原子的电子式时，一般将原子的最外层电子写在元素符号的上、下、左、右四个位置上。
例如：
.....
H·
·
Ca·
N·
O·
：
Cl·
·
..
氢原子钙原子氮原子氧原子氯原子
简单阳离子的电子式
简单阳离子是原子失去最外层电子后形成的，其电子式就是阳离子。
Na+、Mg2+。
简单阴离子的电子式
简单阴离子因为得到电子后最外层一般为8电子结构，书写时要在元素符号周围标出电
....
子，用[]括起来，并在右上角注明所带电荷数，例如：
[：
Cl：
]ˉ、[：
O：
]2ˉ。
....
复杂阴阳离子的电子式
复杂阴、阳离子要标明电子，要用[]，并在[]右上角标明“+”“—”及电荷数。
H.....
[H：
N.：
H]+（铵根离子）、[H：
O.：
H]+（水合氢离子）、[：
H]ˉ（氢氧根离子）、
HH
....
O.：
O.]2ˉ（过氧根离子）。
（3）离子化合物电子式的书写，原则上把阳离子和阴离子的电子式按比例组合。
..
NaCl：
Na+[：
]ˉ
....
CaCl2：
]ˉCa2+[：
二、共价键
1.共价键
原子之间通过共用电子对所形成的相互作用，叫做共价键。
（2）成键粒子：
原子
同种非金属原子或不同种非金属原子之间，且成键的原子最外层电子未达到饱和状态。
2.共价化合物
不同原子之间以共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。
【特别提醒】①含有共价键的分子不一定是共价化合物，如H2、O2。
②含有共价键的化合物不一定是共价化合物，如NaOH、Na2O2。
③离子化合物中可能含有共价键，共价化合物中一定不含有离子键。
3.用电子式表示含共价键物质的形成过程
........
Cl2：
Cl.+.Cl:
→：
CO2:
+×
×
C×
+：
H2：
H.+.H→H：
H
【注意】
（1）像HCl、CO2以共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。
（2）从形成过程可以看出，原子是通过共用电子对达到8（氢达到2个）电子的稳定结构。
（3）绝大多数非金属单质含有共价键，稀有气体单质不含共价键，共价化合物、某些离子化合物（如NaOH、NH4Cl）中都含有共价键。
（4）含共价键的分子的电子式书写
H2：
H:
HH2O:
H.×
O.×
【特别提醒】
（1）氢原子最外层为一个电子，每个氢原子只能共用一对电子。
（2）其他原子共用电子对的数目为：
8-最外层电子数。
例：
N原子最外层为5个电子，只能共用8–5=3对。
4.极性键与非极性键
非极性键
极性键
定义
同种元素原子形成的共价键，共用电子对不发生偏移
不同种元素原子形成的共价键，共用电子对发生偏移
原子吸引电子能力
相同
不同
共用电子对
不偏向任何一方
偏向吸引电子能力强的原子
成键原子电性
电中性
显电性
判断依据
同种非金属元素组成
由不同种非金属元素组成
实例
H—H
H—Cl
（1）非极性键不一定只存在于单质分子中，如Na2O2、H2O2中都含有非极性键。
（2）极性键不一定只存在于共价化合物中，如NaOH。
离子键
共价键
使阴、阳离子结合成化合物的静电作用
原子间通过共用电子对形成的相互作用
成键条件
成键原子得失电子能力差别很大（活泼金属与活泼非金属之间）
成键原子得失电子能力相同或差别较小（大多数为同种或不同种非金属元素原子之间）
成键粒子
阴、阳离子
存在
离子化合物（碱性氧化物、强碱和大多数盐）
非金属元素的单质（H2、O2、Cl2等），共价化合物（气态氢化物、酸性氧化物和酸），某些离子化合物（NaOH、Na2SO4）
三、分子间作用力和氢键
1.分子间作用力
把分子聚集在一起的作用力，叫做分子间作用力，又称范德华力。
（2）分子间作用力的应用：
①分子间作用力比化学键弱得多，分子间作用力主要影响物质的熔点、沸点、溶解性等物理性质，而化学键主要影响物质的化学性质。
②离子化合物中只存在化学键，不存在分子间作用力。
分子间作用力只存在于多数共价化合物和绝大多数非金属单质分子之间，以及稀有气体分子之间。
③分子间作用力的范围很小，只有分子充分接近时采用相互间的作用力。
④一般说来，对于组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，物质的熔点、沸点也越高。
2.氢键
（1）氢键不是化学键，通常把氢键看作是一种较强的分子间作用力。
化学键＞＞氢键＞分子间作用力
（2）分子间形成的氢键会使物质的熔点和沸点升高，这是因为固体熔化或液体汽化时，必须破坏分子间的氢键，从而需要消耗更多的能量。
（3）通常N、O、F这三种元素的氢化物易形成氢键。
常见易形成氢键的化合物有：
H2O、HF、NH3、CH3OH等。
【思考】你知道冰为什么会浮在水面上吗？
【回答】水在液态时常是几个分子通过氢键结合，形成（H2O）n，在固态时（冰）中更多的水分子间形成氢键，成为疏松的晶体，在冰的结构中有许多空隙，造成体积膨胀、密度减小。
所以冰会浮在水面上。
化学键
分子间作用力
氢键
存在范围
相邻原子（离子）之间
分子之间
某些含强极性键分子之间（HF、H2O、NH3）
作用力比较
强
很弱
比化学键弱得多，比分子间作用力稍强
影响范围
物质的物理性质及化学性质
物质的物理性质
对物质性质的影响
（1）离子键：
成键离子半径越小，离子所带电荷越多，离子键越强，离子对化合物的熔沸点越高；
（2）共价键：
原子半径越小，共用电子对越多，共价键越强，单质或化合物的稳定性越强。
（1）影响物质的熔沸点、溶解度等物理性质；
（2）组成和结构相似的物质，随着相对分子质量的增大，物质的熔沸点逐渐升高，如熔沸点：
F2＜Cl2＜Br2＜I2
分子间氢键的存在使物质的熔沸点升高，在水溶液中溶解度增大，如熔沸点：
H2O＞H2S，HF＞HCl，NH3＞PH3。
第二章化学反应与能量
2.1化学能与热能
一、化学键与化学反应过程中的能量变化关系
1.化学反应的本质
化学反应的本质是原子（或原子团）的重新组合，即反应物中旧化学键的断裂和生成物中新化学键的形成。
只有化学键的断裂，不能称为化学反应。
如NaCl溶于水，离子键断裂，但没有新化学键形成。
2.化学反应中能量变化的根本原因
（1）物质中的原子之间是通过化学键结合的。
（2）断开反应物中的化学键要吸收能量，形成生成物中的化学键要放出能量。
（3）化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。
物质的键能越大，则能量越低，稳定性越强。
（4）化学反应中的能量变化
放出能量：
吸收能量：
反应物的总能量＞生成物的总能量反应物的总能量＜生成物的总能量
反应物的总键能＜生成物的总键能反应物的总键能＞生成物的总键能
反应物的总能量高生成物的总能量高
⇓放出能量⇓吸收能量
生成物的总能量低反应物的总能量低
【例题1】已知破坏1molH-H键、Cl-Cl键、H-Cl键分别需要吸收436KJ、243KJ、432KJ能量，则由H2与Cl2生成1molHCl总的过程需要（）
A.放热185KJB.吸热185KJ
C.放热92.5KJD.吸热92.5KJ
答案及解析：
生成2molHCl的化学方程式为：
H2+Cl2=2HCl
反应物的键能：
436KJ+243KJ=679KJ
生成物的键能：
432KJ×
2=864KJ
反应物的键能小，能量大，故反应放热。
864KJ—679KJ=185KJ
则生成1molHCl放热185÷
2=92.5KJ
二、化学能与热能的相互转化
1.两条基本的自然定律
（1）质量守恒定律：
自然界的物质可以发生相互转化，但是总质量保持不变。
（2）能量守恒定律：
一种形式的能量可以转化为另一种形式的能量，总能量也是守恒的，这就是“能量守恒定律”。
2.实验
（1）铝与盐酸的放热反应
实验
现象
在一支试管中加入2~3mL6mol/L的盐酸，再插入用砂纸打磨光的铝条。
观察现象，并用温度计测量溶液温度的变化。
①看到有气泡产生
②用手触摸反应后的试管，手感到热
③用温度计测得反应后温度升高
2Al+6HCl=2AlCl3+3H2↑
反应过程放出热量
（2）Ba（OH）2·
8H2O与NH4Cl的放热反应
得出结论
将约20gBa（OH）2·
8H2O晶体研细后与约10gNH4Cl晶体一起放入烧杯中，并将烧杯放在滴有几滴水的玻璃片上，用玻璃棒快速搅拌，闻气味，用手触摸杯壁下部，试着用手拿起烧杯，观察现象。
将晶体混合，立即快速搅拌
有刺激性气味的气体产生，该气体能使湿润的红色石蕊试纸变蓝
有NH3生成
用手摸烧杯下部
感觉烧杯变凉
反应吸热
用手拿起烧杯
烧杯与玻璃片粘到一起
反应吸收热量使体系温度降低，使水结冰
将粘有玻璃片的烧杯放在盛有热水的烧杯上
玻璃片脱离上面烧杯底部
冰融化
Ba（OH）2·
8H2O+2NH4Cl=BaCl2+2NH3↑+10H2O，反应过程中吸收热量
（3）中和热的测定
三、人类对能源的利用
1.人类利用能源的是三个阶段：
（1）柴草时期
（2）化石能源时期
（3）多能源结构时期
2.能源的分类
形成条件
利用历史
性质
一次能源
常规能源
可再生资源
水能
不可再生资源
煤、石油、天然气等化石能源
新能源
太阳能、地热能、潮汐能、氢能、沼气、风能、生物质能
核能
二次能源
（一次能源经过加工、转化得到的能源称为二次能源）电能（水电、火电、核电）、蒸汽、工业余热、酒精、汽油、焦炭等
四、放热反应和吸热反应一般规律
（1）放热反应：
①一切燃烧反应；
②活泼金属与酸或水的反应；
③酸碱中和反应；
④大多数化合反应；
⑤物质的缓慢氧化。
（2）吸热反应：
①大多数的分解反应；
②一些晶体的反应；
③水解反应：
如NH4++H2O⇌NH3·
H2O+H+
④以C、H2、CO为还原剂的氧化还原反应。
2.2化学能与电能
一、化学能转化为电能
1.转化形式
（1）间接转化——火力发电
燃烧蒸汽发电机
——→——→——→→
（2）直接转化——原电池
化学能通过氧化还原反应直接转化为电能。
2.原电池的工作原理
（1）电极判断方法：
①活泼金属→发生氧化反应→向外线路提供电子→原电池的负极
②不活泼金属（或石墨）→发生还原反应→接收外线路提供电子→原电池的正极
（2）电子流动方向和电流方向：
在外电路中，电流方向：
正极→负极
电子流动方向：
负极→正极
（3）工作原理示意图：
失电子，沿导线传递，有电流产生
3.原电池的构成与设计
（1）原电池的构成
概念：
将化学能转化为电能的装置。
实质：
化学能转化为电能。
构成前提：
能自发地发生氧化还原反应。
构成条件：
①两极②一液③一回路
电极构成：
负极（还原性相对较强的材料）；
正极（还原性相对较弱的材料）。
电极反应：
负极（失去电子，氧化反应）；
正极（得到电子，还原反应）。
重要应用：
①制作电池
②防止金属被腐蚀
③提高化学反应速率
（2）水果电池原理
①水果汁相当于电解质溶液。
②原电池正负极的判断不仅要看两极活动性的相对强弱，还要看电解质溶液的种类。
Mg、Al为电极，若以H2SO4溶液为电解质溶液，则Mg为负极；
若以NaOH溶液为电解质溶液，则Al为负极。
二、发展中的化学电
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