人教版化学必修二全册知识点总结Word下载.docx
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2KOH+H2↑
2R+2H2O＝2ROH+H2↑
产物中，碱金属元素的化合价都为＋１价。
碱金属元素原子的最外层上都只有
1个电子，因此，它们的化学性质相似。
（2）递变性：
①与氧气反应越来越容易②与水反应越来越剧烈
①金属性逐渐增强②原子结构的递变性导致化学性质的递变性。
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总结：
从上到下（从Li到Cs），随着核电核数的增加，碱金属原子的电子层数逐渐增多，原子核
对最外层电子的引力逐渐减弱，原子失去电子的能力增强，即金属性逐渐增强。
所以从Li到Cs的金属性逐渐增强。
（二）卤族元素：
１、原子结构
7个
２．物理性质的递变性：
（从Ｆ2到Ｉ2）
（１）卤素单质的颜色逐渐加深；
（２）密度逐渐增大；
（Br2反常）（３）单质的熔、沸点升高
（1）卤素单质与氢气的反应：
Ｘ2
＋H2
＝2HX
F2
Cl2
Br2
I2
卤素单质与H2的剧烈程度：
依次增强
；
生成的氢化物的稳定性：
依次增强（
HF最稳定）
（2）卤素单质间的置换反应
2NaBr+Cl2＝2NaCl+Br2
氧化性：
Cl2________Br2
－
_____Br
还原性：
Cl
2NaI+Cl2
＝2NaCl+I2
Cl2_______I2
还原性：
_____I
2NaI+Br2
＝2NaBr+I2
Br2_______I2
Br______I
-
F
Cl-
Br-
I-
单质的氧化性：
从下到上依次增强（F2氧化性最强）,对于阴离子的还原性：
从上到下依次增强（I-还原性最强）
①非金属性逐渐减弱②原子结构的递变性导致化学性质的递变性。
从上到下（从F2到I2），随着核电核数的增加，卤族元素原子的电子层数逐渐增多，原子核
对最外层电子的引力逐渐减弱，原子得到电子的能力减弱，即非金属性逐渐减弱。
所以从F2到I2的非金属性逐渐
减弱。
总之：
同主族从上到下，随着核电核数的增加，电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原
子得电子的能力减弱，失电子的能力增强，即非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强。
三．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）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）
（５）在化学上，我们用符号
A
ZX
原子核
原子ZAX
核外电子
来表示一个质量数为A，质子数为Z的具体的X原子。
中子N个=（A－Z）个
质子Z个
ZZ个
（二）核素
核素：
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。
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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。
或：
同一种元素的不同核素间互称为同位素。
（１）两同：
质子数相同、同一元素
（２）两不同：
中子数不同、质量数不同
（３）属于同一种元素的不同种原子
第二节元素周期律
一.原子核外电子的排布
１．在多个电子的原子里，核外电子是分层运动的，又叫电子分层排布。
2、核外电子的排布规律
（1）核外电子总是尽先排布在能量低的电子层，然后由里向外，依次排布。
（能量最低原理）。
（2）各电子层最多容纳的电子数是2n2（n表示电子层）
（3）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。
二．元素周期律：
１、核外电子层排布的周期性变化
每周期最外层电子数：
从
1--------8（K层由1－2）
２、原子半径呈周期性的变化：
每周期原子半径：
逐渐减小（同周期第
0族最大）
3、主要化合价：
每周期最高正化合价：
＋１
＋７（稀有气体
0价，F化合物中没有正价）
每周期负化合价：
－４
－１
4、元素的金属性和非金属性呈周期性的变化。
同周期元素金属性和非金属性的递变性：
△
+H2
↑（容易）Mg+2H2O
2Mg（OH）2
+H2↑（较难）
（１）２Na+2H2O＝2NaOH
金属性：
Na>
Mg
２）Mg+2HCl
＝MgCl2
↑
（容易）
2Al+6HCl
＝2AlCl3
+3H2
↑（较难）
Mg>
Al
根据1、2得出：
金属性
Na>
（３）碱性NaOH>
Mg（OH）2>
Al（OH）3
>
NaMgAl
金属性逐渐减弱
（４）结论：
SiPS
Cl
单质与Ｈ2的反应越来越容易、生成的氢化物越来越稳定
最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强
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故：
非金属性逐渐增强。
NaMgAlSiPSCl
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
同周期从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
（５）随着原子序数的递增，元素的核外电子排布、主要化合价、金属性和非金属性都呈现周期性的变化规律，
这一规律叫做元素周期律。
总结：
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的规律。
实质：
元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。
四、同周期、同主族金属性、非金属性的变化规律是：
1.周期表中金属性、非金属性之间没有严格的界线。
在分界线附近的元素具有金属性又具有非金属性。
2.金属性最强的在周期表的左下角是，Cs；
非金属性最强的在周期表的右上角，是Ｆ。
（两个对角）
3.元素化合价与元素在周期表中位置的关系。
①元素的最高正价等于主族序数。
特：
F无正价，非金属除H外不能形成简单离子。
②主族元素的最高正价数与最低负价的绝对值之和等于8.
4．元素周期表和元素周期律应用
①在周期表中的左上角附近探索研制农药的材料。
②半导体材料：
在金属与非金属的分界线附近的元素中寻找。
③在过渡元素中寻找优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。
5.元素周期表中元素性质的递变规律
同周期（从左到右）
同主族（从上到下）
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
电子层排布
电子层数相同
电子层数递增
最外层电子数递增
最外层电子数相同
失电子能力
逐渐减弱
逐渐增强
得电子能力
非金属性
主要化合价
最高正价（＋1
→＋7）
最高正价
==族序数
非金属负价==
―（8―族
非金属负价
==―（8―族
序数）
最高氧化物的
酸性逐渐增强
酸性逐渐减弱
酸性
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对应水化物的碱性逐渐减弱碱性逐渐增强
碱性
非金属气态氢形成由难→易形成由易→难
化物的形成难易、稳稳定性逐渐增强稳定性逐渐减弱
定性
元素金属性的判断：
①与水或酸反应越容易，金属性越强；
②最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）碱性越强，金属性越强。
③置换反应，金属性强的金属置换金属性弱的金属
④离子的氧化性越弱对应金属的金属性越强
元素非金属性的判断：
①从最高价氧化物的水化物的酸性强弱。
②与H2反应的难易程度以及氢化物的稳定性来判断。
③置换反应，非金属性强的置换非金属性弱的非金属
④离子的还原性越弱，非金属性越强
第三节化学键
一．离子键
１．离子键：
阴阳离子之间强烈的相互作用叫做离子键。
相互作用：
静电作用（包含吸引和排斥）
注：
（1）成键微粒：
阴阳离子间
（2）成键本质：
阴、阳离子间的静性作用
（3）成键原因：
电子得失
（4）形成规律：
活泼金属和活泼非金属化合时形成离子键离子化合物：
像NaCl这种由离子构成的化合物叫做离子化合物。
（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
小结：
一般含金属元素的物质（化合物）＋铵盐。
（一般规律）
注意：
（1）酸不是离子化合物。
（2）离子键只存在离子化合物中，离子化合物中一定含有离子键。
２、电子式
电子式：
在元素符号周围用小黑点（或×
）来表示原子的最外层电子（价电子）的式子叫电子式。
用电子式表示离子化合物形成过程：
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（1）离子须标明电荷数；
（2）相同的原子可以合并写，相同的离子要单个写；
（3）阴离子要用方括号括
起；
（4）不能把“→”写成“＝”；
（5）用箭头标明电子转移方向（也可不标）。
二．共价键
1．共价键：
原子间通过共用电子对所形成的相互作用叫做共价键。
用电子式表示HCl的形成过程：
原子
（2）成键实质：
静电作用
共用电子对
非金属元素形成的单质或化合物形成共价键
２．共价化合物：
以共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。
化合物离子化合物
共价化合物化合物中不是离子化合物就是共价化合物
３．共价键的存在：
非金属单质：
H2、X2、Ｎ2等（稀有气体除外）
共价化合物：
H2O、CO2、SiO2、H2S等
复杂离子化合物：
强碱、铵盐、含氧酸盐
４．共价键的分类：
非极性键：
在同种元素的原子间形成的共价键为非极性键。
共用电子对不发生偏移。
．．
极性键：
在不同种元素的原子间形成的共价键为极性键。
共用电子对偏向吸引能力强的一方。
三．电子式：
定义：
原子的电子式：
２．阴阳离子的电子式：
（１）阳离子
简单阳离子：
离子符号即为电子式，如
+、
2＋
等
Na、Mg
复杂阳离子：
如NH4+电子式：
（２）阴离子简单阴离子：
、
复杂阴离子：
３．物质的电子式：
离子的电子式：
阳离子的电子式一般用它的离子符号表示；
在阴离子或原子团外加方括弧，并在方括弧的右上角标出离子所带电荷的电性和电量。
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分子或共价化合物电子式，正确标出共用电子对数目。
离子化合价电子式，阳离子的外层电子不再标出，只在元素符号右上角标出正电荷，而阴离子则要标出外层电子，
并加上
方括号，
在右上
角标出负电荷。
阴离子电荷总数与阳离子
４．用电子式表示形成过程：
用电子式表示单质分子或共价化合物的形成过程
用电子式表示离子化合物的形成过程
四、分子间作用力和氢键
1、分子间作用力
⑴定义：
把分子聚集在一起的作用力，又称范德华力。
⑵特点：
①分子间作用力比化学键弱得多；
②影响物质的熔点、沸点、溶解性等物理性质；
③只存在于由共价键形成的多数共价化合物和绝大多数气态非金属单质分子，及稀有气体分子之间。
但像二氧化硅、
金刚石等由共价键形成的物质的微粒之间不存在分子间作用力。
⑶变化规律：
一般来说，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，物质的熔沸点也越
高。
例如，熔沸点：
I2＞Br2＞Cl2＞F2。
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2、氢键
分子间存在着一种比分子间作用力稍强的相互作用。
⑵形成条件：
除H原子外，形成氢键的原子通常是N、O、F。
⑶存在作用：
氢键存在广泛，如H2O、NH3、HF等。
分子间氢键会使物质的熔点和沸点升高。
五、化学反应的实质：
一个化学反应的过程，本质上就是旧化学键的断裂和新化学键的形成过程。
离子键、共价键与离子化合物、共价化合物的关系
提高篇：
一、化学键与物质类别关系规律
1、只含非极性键的物质：
同种非金属元素构成的单质，如：
I2、N2、P4、金刚石、晶体硅等。
2、只含有极性键的物质：
一般是不同非金属元素构成的共价化合物、如：
HCl、NH3、SiO2、CS2等。
3、既有极性键又有非极性键的物质：
如：
H2O2、C2H2、CH3CH3、C6H6等。
4、只含有离子键的物质：
活泼非金属与活泼金属元素形成的化合物，如：
Na2S、NaH、K2O、CsCl等。
5、既有离子键又有非极性键的物质。
Na2O2、Na2S2、CaC2等。
6、既有离子键又有极性键的物质，如NaOH等。
7、由离子键、共价键、配位键构成的物质，如：
NH4Cl等。
8、由强极性键构成但又不是强电解质的物质。
如HF等。
9、无化学键的物质：
稀有气体。
10、离子化合物中并不存在单个的分子，例如：
NaCl，并不存在NaCl分子。
第二章化学反应与能量
第一节化学能与热能
知识点一化学键与化学反应中能量变化的关系
1.感知化学变化与能量变化的关系
我们在生活中利用煤、液化石油气、煤气、天然气等燃料燃烧放出的热能烧水、做饭或取暖，实验室中加热高锰酸钾或氯酸钾制取氧气。
工业上高温煅烧石灰石制取生石灰，这些实例足以说明物质在发生化学变化的同时还伴随着能量的变化。
2.化学键与化学反应中能量变化的关系
物质发生化学变化的实质是旧化学键的断裂和新化学键的形成的过程，化学键是使原子或原子相互结合的作用力。
归纳总结：
（1）各种物质都储存有化学能。
（1）在物质发生化学反应的过程中，破坏旧化学键，需要吸收一定的能量来克服原子（或离子）间的相互作用；
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形成新化学键时，又要释放一定的能量。
因此，在化学反应中，不仅有新物质的生出，而且还伴随着能量
的变化。
（2）任何化学反应都要经历旧化学键断裂和新化学键形成的过程，因此，任何化学反应都伴随着能量的变化。
化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。
（3）在一个完整的化学反应过程中，究竟是放出能量还是吸收能量，要看破坏旧化学键吸收能量总和与形成新
化学键放出能量总和的大小。
若破坏旧化学键吸收能量总和大于形成新化学键放出能来那个综合，整个化
学反应过程就吸收能量。
若破坏旧化学键吸收能量总和小于形成新化学键放出能量总和，整个化学反应过
程就放出能量。
知识点二化学能与热能的相互转化
1.质量守恒和能量守恒定律
（1）质量守恒定律：
自然界的物质可以发生转化，但是总质量保持不便。
（2）能量守恒定律：
一种能量可以转化为另一种能量，但是总能量保持不变。
2.放热反应和吸热反应
放出热能的化学反应叫做放热反应，吸收热能的化学反应叫做吸热反应。
每一个化学反应都伴随着能量的变化，有的释放能量，有的吸收能量。
从能量类型方面来看，有的反应是放热反应，有的反应是吸热反应。
酸碱中和反应是放热反应；
燃烧反应是放热反应；
活泼金属跟水或酸的反应是放热反应。
下列反应都是吸热反应：
3.认识物质的化学变化与能量变化的关系的意义
（1）化学反应伴随着能量变化是化学反应中客观存在的一大特征，认识了物质的化学变化与能量变化关系，就是更加全面的认识了物质的化学变化，就能更好的利用物质的化学变化。
（2）利用化学能转化为热能的原理来获取人类所需要的热量进行生活、生产和科学研究，如燃料的燃烧、炸药开山、发射火箭等等
（3）利用热能使很多化学反应得以发生，从而探索物质的组成、性质或制备所需要的物质，如高温冶炼金属、分解化合物等等。
总之，化学物质中的化学能通过化学反应转化成热能，是物质生存和发展的动力之源，而热能转化为化学能又是人们进行化学科学研究、创造新物质不可或缺的条件和途径。
第二节化学能与电能
一次能源：
直接从自然界取得的能源。
例：
水能，风能，煤，石油，天然气，铀，太阳能等二次能源：
一次能源经过加工、转换得到的能源。
电力，蒸汽等。
知识点一
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一．化学能与电能的相互转化（火力发电）
化学能转化成热能，热能转化成机械能，机械能转化成电能。
燃烧（氧化还原反应）是使化学能转换成电能的关键。
二．原电池
1.原电池工作原理：
原电池实质是氧化还原反应。
2.组成原电池的条件
（1）有两种活动性不同的金属（或一种是非金属导体）做电极
（2）电极材料均插入电解质溶液中
（3）两极相连形成闭合回路
（4）能自发形成氧化还原反应
3.原电池的正、负极判断的方法主要有两种
（1）当两种金属做电极时，活动性强的金属做负极，活动性相对弱的做正极。
当两极一种是金属，另一种是非
金属时，金属极为负极，非金属极为正极。
金属活动性顺序：
K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb（H）Cu、Hg、Ag、Pt、Au
（2）根据电流方向或电子流向
电流（外电路）由正极流向负极；
电子则由负极经内电路流向正极。
（3）依据原电池中的反应方向
正极：
得电子，发生还原反应，现象是伴随金属的析出或氢气的放出。
负极：
失电子，发生氧化反应，现象是电极本身的消耗，质量的减少。
4.原电池电极反应书写方法
（1）写出原电池反应（氧化还原反应）方程式
（2）将原电池反应方程式分成氧化反应和还原反应。
一般还原剂本身做负极，负极发生的反应是氧化反应。
正极反应为还原反应，因此原电池反应中的氧化剂在正极得电子，发生还原反应。
5.原电池原理的应用
（1）加快氧化还原反应的速度，因为形成原电池后，氧化反应和还原反应分别在两极进行，使溶液中的离子运动时相互的干扰减小，使反应速率增大
（2）比较金属活动性的强弱，例如，有两金属A、B，用导线相连后移入稀硫酸中，能溶解的金属活泼性较强，表面出现较多气泡的金属活动性较弱。
6.原电池设计
首先要确定一个自发的氧化还原反应，只有自发的氧化还原反应才能设计成原电池。
其次，将自发的氧化还原反应拆分成氧化反应和还原反应两个半反应，分别为负极和正极的电极反应式。
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第三，据氧化还原反应中的还原剂和氧化剂确定原电池的负极和电解质溶液。
正极选较负极稳定的金属或非金属
第四，连接电路，画出原电池示意图。
铜锌原电池（H2SO4做电解液）
负极（Zn）:
Zn-2e-=Zn2+氧化反应正极（Cu）:
2H++2e-=H2还原反应
总反应式：
Zn+2H+=H2+Zn2+
知识点二
1.常见电池和新型电池总结
（1）一次性电池：
是指不能进行充电循环使用的电池。
常见的锌锰干电池、Ag-Zn纽扣电池。
一次性电池的电极
反应式可根据其电池反应来书写。
例如，锌锰电池发生反应如下：
负极（锌筒）：
Zn-2e-=Zn2+（氧化反应）
+-
正极（石墨）:
2NH4+2e=2NH3+H2（还原反应）
（2）
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