完整版高中化学必修2知识点总结绝对全推荐文档Word文件下载.docx

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①按原子序数递增的顺序从左到右排列

②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：

核外电子层数元素种类

第一周期12种元素

短周期第二周期28种元素

周期第三周期38种元素

元（7个横行）第四周期418种元素

素（7个周期）第五周期518种元素周长周期第六周期632种元素

期第七周期7未填满（已有26种元素）表主族：

ⅠA～ⅦA共7个主族

族副族：

ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7个副族

（18个纵行）第Ⅷ族：

三个纵行，位于ⅦB和ⅠB之间

（16个族）零族：

稀有气体

三、元素周期律

1.元素周期律：

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）随着核电荷数的递

增而呈周期性变化的规律。

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。

2.同周期元素性质递变规律

－4

－3

－2

－1

（4）金属性、非金属性

金属性减弱，非金属性增加

—

（5）单质与水或酸置换

难易

冷水

剧烈

热水与

酸快

与酸反

应慢

——

（6）氢化物的化学式

SiH4

PH3

H2S

HCl

（7）与H2化合的难易

由难到易

（8）氢化物的稳定性

稳定性增强

（9）最高价氧化物的化

学式

Na2O

MgO

Al2O3

SiO2

P2O5

SO3

Cl2O7

最高价氧化物对应水化物

（10）化学式

NaOH

Mg（OH）2

Al（OH）3

H2SiO3

H3PO4

H2SO4

HClO4

（11）酸碱性

强碱

中强碱

两性氢

氧化物

弱酸

中强

酸

强酸

很强

的酸

（12）变化规律

碱性减弱，酸性增强

第ⅠA族碱金属元素：

LiNaKRbCsFr（Fr是金属性最强的元素，位于周期表左下方）第ⅦA族卤族元素：

FClBrIAt（F是非金属性最强的元素，位于周期表右上方）

★判断元素金属性和非金属性强弱的方法：

（1）金属性强（弱）——①单质与水或酸反应生成氢气容易（难）；

②氢氧化物碱性强（弱）；

③相互置换反应

（强制弱）Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu。

（2）非金属性强（弱）——①单质与氢气易（难）反应；

②生成的氢化物稳定（不稳定）；

③最高价氧化物的水化物（含氧酸）酸性强（弱）；

④相互置换反应（强制弱）2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2。

（Ⅰ）同周期比较：

金属性：

Na＞Mg＞Al

非金属性：

Si＜P＜S＜Cl

与酸或水反应：

从易→难

单质与氢气反应：

从难→易

碱性：

NaOH＞Mg（OH）2＞Al（OH）3

氢化物稳定性：

SiH4＜PH3＜H2S＜HCl

酸性（含氧酸）：

H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4

（Ⅱ）同主族比较：

（Ⅲ）

Li＜Na＜K＜Rb＜Cs

F＞Cl＞Br＞I

还原性（失电子能力）：

氧化性：

F2＞Cl2＞Br2＞I2

氧化性（得电子能力）：

还原性：

F－＜Cl－＜Br－＜I－

Li＋＞Na＋＞K＋＞Rb＋＞Cs＋

酸性（无氧酸）：

HF＜HCl＜HBr＜HI

比较粒子（包括原子、离子）半径的方法：

（1）先比较电子层数，电子层数多的半径大。

（2）电子层数相同时，再比较核电荷数，核电荷数多的半径反而小。

四、化学键

化学键是相邻两个或多个原子间强烈的相互作用。

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

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

非金属元素之间

元素组成，但含有离子键）

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）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。

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：

用电子式表示离子键形成的物质的结构与表示共价键形成的物质的结构的不同点：

（1）电荷：

用电子式表

示离子键形成的物质的结构需标出阳离子和阴离子的电荷；

而表示共价键形成的物质的结构不能标电荷。

（2）[]

（方括号）：

离子键形成的物质中的阴离子需用方括号括起来，而共价键形成的物质中不能用方括号。

第二章化学反应与能量

第一节化学能与热能

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。

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金属与酸反应制取氢气。

△

④大多数化合反应（特殊：

C＋CO22CO是吸热反应）。

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）。

3、能源的分类：

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。

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、风能、生物质能

不可再生资源

煤、石油、天然气等化石能源

新能源

太阳能、风能、地热能、潮汐能、氢能、沼气

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

[思考]一般说来，大多数化合反应是放热反应，大多数分解反应是吸热反应，放热反应都不需要加热，吸热反应都需要加热，这种说法对吗？

试举例说明。

点拔：

这种说法不对。

如C＋O2＝CO2的反应是放热反应，但需要加热，只是反应开始后不再需要加热，反应放出的热量可以使反应继续下去。

Ba（OH）2·

8H2O与NH4Cl的反应是吸热反应，但反应并不需要加热。

第二节化学能与电能

1、化学能转化为电能的方式：

电能

（电力）

火电（火力发电）

化学能→热能→机械能→电能

缺点：

环境污染、低效

原电池

将化学能直接转化为电能

优点：

清洁、高效

2、原电池原理

（1）概念：

把化学能直接转化为电能的装置叫做原电池。

（2）原电池的工作原理：

通过氧化还原反应（有电子的转移）把化学能转变为电能。

（3）构成原电池的条件：

（1）电极为导体且活泼性不同；

（2）两个电极接触（导线连接或直接接触）；

（3）两个相互连接的电极插入电解质溶液构成闭合回路。

（4）电极名称及发生的反应：

负极：

较活泼的金属作负极，负极发生氧化反应，电极反应式：

较活泼金属－ne－＝金属阳离子负极现象：

负极溶解，负极质量减少。

正极：

较不活泼的金属或石墨作正极，正极发生还原反应，电极反应式：

溶液中阳离子＋ne－＝单质

正极的现象：

一般有气体放出或正极质量增加。

（5）原电池正负极的判断方法：

①依据原电池两极的材料：

较活泼的金属作负极（K、Ca、Na太活泼，不能作电极）；

较不活泼金属或可导电非金属（石墨）、氧化物（MnO2）等作正极。

②根据电流方向或电子流向：

（外电路）的电流由正极流向负极；

电子则由负极经外电路流向原电池的正极。

③根据内电路离子的迁移方向：

阳离子流向原电池正极，阴离子流向原电池负极。

④根据原电池中的反应类型：

失电子，发生氧化反应，现象通常是电极本身消耗，质量减小。

得电子，发生还原反应，现象是常伴随金属的析出或H2的放出。

（6）原电池电极反应的书写方法：

（i）原电池反应所依托的化学反应原理是氧化还原反应，负极反应是氧化反应，正极反应是还原反应。

因此书写电极反应的方法归纳如下：

①写出总反应方程式。

②把总反应根据电子得失情况，分成氧化反应、还原反应。

③氧化反应在负极发生，还原反应在正极发生，反应物和生成物对号入座，注意酸碱介质和水等参与反应。

（ii）原电池的总反应式一般把正极和负极反应式相加而得。

（7）原电池的应用：

①加快化学反应速率，如粗锌制氢气速率比纯锌制氢气快。

②比较金属活动性强弱。

③设计原电池。

④金属的腐蚀。

2、化学电源基本类型：

①干电池：

活泼金属作负极，被腐蚀或消耗。

如：

Cu－Zn原电池、锌锰电池。

②充电电池：

两极都参加反应的原电池，可充电循环使用。

如铅蓄电池、锂电池和银锌电池等。

③燃料电池：

两电极材料均为惰性电极，电极本身不发生反应，而是由引入到两极上的物质发生反应，如

H2、CH4燃料电池，其电解质溶液常为碱性试剂（KOH等）。

第三节化学反应的速率和限度

1、化学反应的速率

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。

∆c（B）

计算公式：

v（B）＝∆t

＝

V∙∆t

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