高一化学必修二知识点总结.docx

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高一化学必修二知识点总结

高一化学必修

（二）知识点总结

第一章元素周期表和元素周期律

1.组成原子的粒子间的关系

核电荷数（Z）=核内质子数=核外电子数

质量数（A）=质子数（Z）＋中子数（N）

2.元素周期律与周期表

元素周期律

元素周期表

分子结构——化学键

晶体结构

3.原子的组成及其所决定的因素

三种关系

①位置与大小关系：

原子核居于原子的中央，电子在核外高速运转。

若原子是足球场，则原子核是足球场中的一只蚂蚁。

②电性关系：

质子带正电，核外电子带负电，中子不带电。

③数量关系：

阳离子核外电子数＝核内质子数－离子电荷数（所失电子数）

阴离子核外电子数＝核内质子数＋离子电荷数（所得电子数）

同位素

概念：

具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子叫核素，同一元素的不同核素之间互称同位素。

注意：

①同种元素，可以有若干种不同的核素。

②同位素是同一元素的不同核素之间的互相称谓，不指具体的原子。

三种重要的同位素：

①氕（H）氘（D）氚（T）:

关于D2、D2O等小计算,氘（D）和氚（T）——制氢弹材料。

②126C——相对原子质量标准；③23592U——原子弹材料。

同位素的性质：

①同一种元素的不同同位素其原子、单质及其构成的化合物化学性质几乎完全相同，只是某些物理性质略有差异。

②天然同位素在地壳中的分布，不论单质、化合物等几乎完全一致，即元素各同位素的原子个数比为定值（丰度一定）。

“五”同辨析

1.同位素具有相同质子数和不同中子数的同一元素的不同原子.如氢有3种同位素:

H、D、T。

2.同素异形体（又称同素异性体）由同种元素组成性质不同的单质,互称同素异形体.如金刚石与石墨、C60,白磷与红磷,O2与O3,正交硫与单斜硫。

3.同分异构体具有相同的分子组成而结构不同的一系列化合物互称同分异构体.同分异构体的种类通常有碳链异构、位置异构、跨类异构（又称官能团异构）、几何异构（又称顺反异构）。

※你能说出中学阶段的几种跨类异构吗?

4.同系物结构相似分子组成上相差一个或若干个CH2原子团的一系列化合物互称同系物。

※请总结出两种化合物互称同系物应具备的最基本条件。

5.同量物通常是指分子量相同的不同物质。

如CO2与HCHOH2SO4与H3PO4,NO与C2H6。

十八.化学史知识1、燃烧规律：

凡是除了F,Cl,Br,I,O,N这六种活泼非金属元素的单质及其负价元素的化合物（NH3除外）不能燃烧外，其他非惰性的非金属元素的单质及其化合物都能燃烧，且燃烧的火焰颜色与对应单质燃烧的火焰颜色相同或者相似。

2、气味规律：

a、凡是可溶于水或者可跟水反应的气体都具有刺激性难闻气味；如卤化氢b、凡是有很强的还原性而又溶于水或者能跟水起反应的气体都具有特别难闻的刺激性气味。

如H2S3、等效平衡的两个推论：

a、定温和定容时，在容积不同的容器进行的同一个可逆反应，若满足初始时两容器加入的物质的数量之比等于容器的体积比，则建立的平衡等效。

b、在定温、定容且容积相同的两个容器内进行的同一个可逆的反应，若满足初始时两容器加入的物质的数量成一定的倍数，则数量多的容器内的平衡状态相当于对数量少的容器加压！

4、离子化合物在常态下都呈固态。

5、一般正5价以上的共价化合物（非水化物）在常态下是固态！

如：

P2O5,SO3

四种相对质量

①原子的相对原子质量：

以1个碳—12原子的质量的1/12为标准，其它原子的质量与它比较所得的数值即是该原子的相对原子质量。

该值为“某原子的相对原子质量”，即“核素的相对原子质量”。

②原子的近似相对原子质量：

即该原子的质量数。

③元素的相对原子质量：

是按元素各种天然同位素原子的相对原子质量以及所占的原子个数百分比算出来的平均值。

Ar（x）=Ar（x1）•a%+Ar（x2）•b%+……

④元素的近似相对原子质量：

是按元素各种天然同位素原子的近似相对原子质量以及所占的原子个数百分比算出来的平均值。

原子结构示意图

会用结构示意图表示原子或离子结构

（1）原子中：

核电荷数=核外电子数

（2）阳离子：

核电荷数>核外电子数

（3）阴离子：

核电荷数<核外电子数

特殊原子结构归纳

（1）原子核中无中子的原子11H

（2）最外层有1个电子的元素：

ⅠA

（3）最外层有2个电子的元素：

ⅡA、He

（4）最外层电子数等于次外层电子数的元素：

Be

（5）最外层电子数是次外层电子数2倍的元素是C；是次外层电子数3倍的元素是O；是次外层电子数4倍的元素是Ne。

（6）电子层数与最外层电子数相等的元素：

H、Be、A1。

（7）电子总数为最外层电子数2倍的元素：

Be。

（8）次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：

Li、Si

（9）内层电子数是最外层电子数2倍的元素：

Li、P

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，这个规律叫做元素周期律。

说明：

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。

周期性变化不是机械重复，而是在不同层次上的重复。

稀有气体原子半径突然变大是因为稀有气体原子半径测量方法与其它原子半径的测量方法不同。

元素的性质

指原子半径、主要化合价、金属性、非金属性、还原性、氧化性、氢化物稳定性、最高价氧化物的水化物酸碱性等。

元素的金属性与非金属性强弱的证明

1、元素金属性强弱的证明

a.单质跟水或酸反应置换氢的难易，易则强b.最高价氧化物的水化物的碱性强弱，碱性强则强

c.金属阳离子的氧化性强弱d.置换反应，强换弱e.原电池的负极及电解时后还原的金属的金属性强

f.不同金属单质还原同一种氧化剂的程度

2、元素非金属性强弱的证明

a.跟氢气形成气态氢化物的难易，易则强b.氢化物的稳定性，稳则强c.最高价氧化物的水化物的酸性强弱，酸性强则强d.置换反应，强换弱e.非金属阴离子还原性强弱f.电解时后氧化的非金属的非金属性强

g.不同非金属单质氧化同一种还原剂的程度

5.元素周期表的编排原则

1.按原子序数递增的顺序从左到右排列2.将电子层数相同元素排成一个横行3.把最外电子数相同的元素排成一个纵行

微粒半径的大小比较

（1）同周期无论原子或阴阳离子半径均为“序大径小”（稀有气体元素除外）。

如第三周期中：

Na＞Mg＞Al＞Si＞P＞S＞Cl；Na+＞Mg2+＞Al3+；P3－＞S2－＞Cl－。

（2）同主族无论原子或阴阳离子半径均为“序大径大”.如第ⅠA族中：

Li＜Na＜K＜Rb＜Cs；Na+＜K+＜Rb＋＜Cs+；第ⅦA族中：

F－＜Cl－＜Br－＜I－。

（3）电子层结构相同的离子半径“序大径小”。

如：

S2－＞Cl－＞K+＞Ca2+；Al3+＜Mg2+＜Na+＜F－。

（4）同一元素不同价态的粒子,价态越高（核外电子越少）半径越小。

如：

Fe＞Fe2+＞Fe3+；H－＞H＞H+。

（5）电子数和核电荷数都不同的，一般可通过一种参照物进行比较。

如：

比较Al3+与S2-的半径大小，可找出与Al3+电子数相同，与S2-同一族元素的O2-比较，Al3+<02-，且O2-

“位、构、性”的关系

递变规律

项目

同周期（从左到右）

同主族（从上到下）

价电子数（最外层电子数）

由1逐渐增到7

相同

主要化合价

最高正价由+1→+7负价由－4→－１

最高正价相同

原子半径

逐渐减小（惰性气体除外）

逐渐增大

金属性与非金属性

金属性减弱非金属性增强

金属性增强非金属性减弱

最高价氧化物对应水化物的酸碱性

碱性减弱酸性增强

碱性增强酸性减弱

非金属的气态氢化物

生成由难到易稳定性由弱到强

生成由易到难稳定性由强到弱

等电子微粒

核外有10个电子的微粒：

（1）分子：

Ne、HF、H20、NH3、CH4。

（2）阳离子：

Mg2+、Na+、Al3+、NH4+、H30+（3）阴离子：

N3-、O2-、F-、OH-、NH2-。

核外有18个电子的微粒：

（1）SiH4、PH3、H2S、HCl、Ar

（2）K+、Ca2+、PH4+、P3-、S2-、HS-、Cl-、HO2-、O22-（3）F2、H2O2、C2H6、N2H4、CH3OH、CH3F、NH2OH、CH3—NH2

等质子微粒

（1）Ne、HF、H20、NH3、CH4为10质子10电子中性分子

（2）Na+、NH4+、H30+为11质子10电子+1价阳离子

（3）F-、OH-、NH2-为9质子10电子–1价阴离子（4）N2、CO、Si为14质子14电子中性分子或原子

质子数和电子数分别相等的微粒的所带电性必相同。

最外层8电子结构

含有下列情况的一定不是8电子结构：

①氢原子②第二周期的阳离子③共价化合物中化合价超过4价的④含惰性气体的共价化合物

主族序数与化合价的绝对值之和为8的元素，一般满足最外层8电子稳定结构。

个位数相同

各族的族序数及其所处的纵行编号数以及103号以后的原子序数的个位数均相同（注意第VIII族和零族有特殊之处）。

练习:

（20XX年全国理综）20XX年,IUPAC（国际纯粹与应用化学联合会）推荐原子序数为110的元素符号为Ds，以纪念该元素的发现地（Darmstade，德国）。

下列关于Ds的说法不正确的是（C）

A.Ds原子的电子层数为7B.Ds是超铀元素C.Ds原子的质量数为110D.Ds为金属元素

氢化物有界线

若从第VA与VIA之间左右隔开，则书写元素氢化物的化学式时，左（右）边元素的元素符号仍写在左（右）边。

练习：

写化学式：

碲化氢H2Te砷化氢AsH3硅化氢SiH4氢化钠NaH氢化钙CaH2

阴、阳有定位

电子层结构相同的离子，“阴上阳下、阳左阴右，荷大序大径小。

”即阴离子元素在上一周期，阳离子元素在下一周期；阳离子元素在左边，阴离子元素在右边；离子所带电荷（按正负数比较）越大，其原子序数也越大，但半径越小。

练习：

A、B、C均为短周期元素，A、B同周期，A、C的阴离子分别为A2-和C-，B2+与C-具有相同的电子层结构，下列叙述不正确的是（C）

A.原子序数A>B>CB.离子半径A2->C->B2+C.原子半径C>B>AD.原子最外层电子数C>A>B

对角可论性

主族元素中,左下右上对角的两元素,左下（右上）角元素的金属性（非金属性）较强；左上右下对角的两元素的性质相似。

练习：

已知锂和镁在周期表中处于对角位置，二者及其化合物的许多性质相似。

下面有关锂及其化合物性质的叙述不正确的是（BC）

A.锂在过量氧气中燃烧主要产物是氧化锂，而不是过氧化锂B.碳酸锂受热很难分解

C.碳酸锂的溶解度比碳酸氢锂的大D.锂可以与氮气化合生成氮化锂

知价可算族

若已知非金属（除H外）元素的最高正化合价和最低负化合价的代数和（或绝对值之差）为a，则主族序数=（a+8）/2

练习：

已知元素X的最高正价与最低负价的绝对值之差为4，在其最高价氧化物中的质量分数为40%，则X的元素符号为S。

族、序、价奇偶性一致

原子序数为奇（偶）数的元素所处的主族序数及其主要化合价亦为奇（偶）数（N元素例外）。

练习：

短周期的金属元素A与非金属元素B能形成化合物A2B3，若A的原子序数为m，则B的原子序数不可能是（B）

A.m+3B.m+4C.m+11D.m-5

知序可速算族

（1）2—9号：

族序数=原子序数-2

（2）10—56号（20号、49号除外）：

个位数+十位数+1=同族中较小的原子序数。

若仍为两位数，可继续按此式计算，直至为一位数时按

（1）式计算。

（3）81—88号：

分别与31—38号元素同主族。

即先减去50后再按

（2）式计算。

练习：

原子序数为52的元素位于周期表的VIA族

元素总数等于稀有气体的原子序数

前n周期元素总数等于第n周期最后稀有气体元素的原子序数

练习：

已知氙为第五周期最后一种元素，它的原子核内有54个质子。

族、期数决定元素的数目和性质

除氢元素外，第m主族含有（m-2）种非金属；第n周期含有n种主族金属和（7-n）种非金属，含有（n+1）2/2（n为奇数时）或（n+2）2/2（n为偶数时）种元素，含有“元素总数-8”种过渡元素。

m/n>1者为非金属，且比值越大非金属性越强，m/n=1者为金属，且一般具有两性，m/n<1者为金属，且比值越小金属性越强。

练习：

第五周期共有18种元素，15种金属，2种非金属，10种过渡元素，5种主族金属。

序差等于一定的元素数目

（1）同族序差：

除IA和IIA外，同族上下相邻两元素的原子序数之差，等于下面元素所在周期的元素数目；而IA和IIA则等于上面元素所在周期的元素数目。

（2）同期序差：

同周期IIA与IIIA两元素的原子序数除相差1外，还相差该周期所含过度元素的数目（即相差1、11、25等数）。

练习.

（1）原子序数为x的元素在周期表中位于A、B、C、D四种元素的中间，则A、B、C、D四种元素的原子序数之和不可能是（除镧系、锕系和零族外）（B）

A.4xB.4x+6C.4x+10D.4x+14

（2）若某周期IIA族元素的原子序数为x，则同周期IIIA族元素的原子序数为（D）

A.x+1B.x+8或x+18或x+32

C.x+1或x+10或x+14D.x+1或x+11或x+25

知三角序和可算元素

对于2～21号元素，若aA、bB、cC在周期表中三角相邻，A、B同周期，B、C同主族，且a+b+c=m（m≤53）

若余1，则a=b+1

则=b若缺1，则a=b–1

若整除，则无解

对于2～21号以外的元素，可把上式中的“8”改为“2、18、32”等数。

练习：

在周期表中相邻的aX、bY、cZ三种元素，已知X、Y同周期，Y、Z同主族，且a+b+c=33，则a=9或13，b=8或14，c=16或6。

元素周期表的应用

（1）推断元素位置、结构和性质

（2）特殊知识点

找元素之最:

最活泼金属Cs、最活泼非金属F2、最轻的金属Li、最轻的非金属H2、最高熔沸点是C、最低熔沸点是He、最稳定的气态氢化物HF、含H%最大的是CH4、最强酸HClO4、最强碱CsOH、地壳中含量最多的金属和非金属Al和O

找半导体：

在“折线”附近SiGeGa

找农药：

在磷附近PAsSClF

找催化剂、耐高温、耐腐蚀材料：

过渡元素FeNiPtPdRh

（3）比较或推断一些性质

特殊位置的元素及元素的特殊性

（1）周期表中特殊位置的元素

①族序数等于周期数的元素：

H、Be、Al、Ge。

②族序数等于周期数2倍的元素：

C、S。

③族序数等于周期数3倍的元素：

O。

④周期数是族序数2倍的元素：

Li、Ca。

⑤周期数是族序数3倍的元素：

Na、Ba。

⑥最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素：

C。

⑦最高正价是最低负价绝对值3倍的短周期元素：

S。

⑧除H外，原子半径最小的元素：

F。

⑨短周期中离子半径最大的元素：

P。

（2）常见元素及其化合物的特性

①形成化合物种类最多的元素、单质是自然界中硬度最大的物质的元素或气态氢化物中氢的质量分数最大的元素：

C。

②空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素:

N。

③地壳中含量最多的元素、气态氢化物沸点最高的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素：

O。

④最轻的单质的元素：

H；最轻的金属单质的元素：

Li。

⑤单质在常温下呈液态的非金属元素：

Br；金属元素：

Hg。

⑥最高价氧化物及其对应水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素：

Be、Al、Zn。

⑦元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应水化物能起化合反应的元素：

N；能起氧化还原反应的元素：

S。

⑧元素的气态氢化物能和它的氧化物在常温下反应生成该元素单质的元素：

S。

⑨元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：

Li、Na、F。

⑩常见的能形成同素异形体的元素：

C、P、O、S。

6化学键

相邻的两个或多个原子之间强烈的相互作用叫做化学键。

说明：

直接相邻的原子间强烈的相互作用，破坏这种作用需较大能量。

微粒的电子式及用电子式表示物质的形成过程

物质与键型

（1）只含非极性共价键的物质：

同种非金属元素构成的单质，如：

I2、N2、P4、金刚石、晶体硅等。

（2）只含有极性共价键的物质：

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（苯）等。

（4）只含有离子键的物质：

活泼非金属元素与活泼金属元素形成的化合物，如：

Na2S、CsCl、K2O、NaH等。

（5）既有离子键又有非极性键的物质，如：

Na2O2、Na2Sx、CaC2等。

（6）由离子键、共价键、配位键构成的物质，如：

NH4Cl等。

（7）由强极性键构成但又不是强电解质的物质，如：

HF。

（8）只含有共价键而无范德瓦尔斯力的化合物，如：

原子晶体SiO2、SiC等。

（9）无化学键的物质：

稀有气体，如氩等

中学常见物质电子式分类书写

1．

Cl-的电子式为：

2．

2．-OH：

OH-电子式：

3．Na2SMgCl2

CaC2、Na2O2

4．NH4Cl（NH4）2S

5．

结构式电子式

6．MgCl2形成过程：

+Mg+

Mg2+

分子的极性

分子

极性分子

非极性分子

概念

正负电荷中心不重合

正负电荷中心重合

判断

极性键、结构不对称

非极性键或极性键、结构对称

实

例

双原子

CONOHX

X2H2O2N2

叁原子（AB2）

V型H2O、H2S、NO2、SO2

直线型CO2CS2

肆原子（AB3）

三角锥型NH3PH3

平面正三角BF3SO3（P4,C2H2）

五原子（AB4）

CHCl3CH2Cl2CH3Cl

正四面体CH4CCl4

判断ABn型分子极性的经验规律

若中心原子A的化合价的绝对值等于该元素原子的最外层电子数，则为非极性分子，若不等则为极性分子。

分子极性与物质性质的关系

（1）相似相溶原理：

极性物质易溶于极性溶剂中（水）。

非极性物质易溶于非极性溶剂中。

（2）分子极性越强，分子间作用力越大，物质的熔沸点越高

分子间作用力

存在于分子之间的微弱作用力。

（只有分子晶体有）

影响因素：

①相对分子质量的大小。

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。

同分异构体：

支链越多，力越小。

②分子的极性。

相对分子质量相同的物质，分子的极性越强，分子间作用力越大。

③分子间存在氢键的物质的分子间作用力，大于其它同类物质。

如第二周期的几种活泼非金属的氢化物：

HF、H20、NH3。

四晶体的比较

晶体类型

离子晶体

原子晶体

分子晶体

金属晶体

概念

离子间离子键

原子间共价键

分子间分子力

金属离子和e金属键

晶体质点

阴、阳离子

原子

分子

金属离子原子和e

作用力

离子键

共价键

分子间力

金属键

熔沸点

较高

最高

很低

一般高，少数低

硬度

较硬

最硬

硬度小

多数硬，少数软

溶解性

易溶于水

难溶任何溶剂

相似相溶

难溶

导电性

溶、熔可

硅、石墨可

部分水溶液可

固、熔可

实例

盐MOH、MO

C、Si、SiO2、SiC

HX、XOn、HXOn

金属或合金

晶体化学式的确定

（1）找到晶体的最小重复单元——晶胞；

（2）分析晶胞中各微粒的位置：

位于晶胞顶点的微粒，实际提供给晶胞的只有1/8；位于晶胞棱边的微粒，实际提供给晶胞的只有1/4；

位于晶胞面心的微粒，实际提供给晶胞的只有1/2；位于晶胞中心的微粒，实际提供给晶胞的只有1。

（3）数清晶胞中各微粒的个数：

晶体中的微粒个数比=“微粒提供给每个晶胞的数值×晶胞中微粒个数”之比。

氢键

在某些氢化物分子间存在着一种比分于间作用力稍强的相互作用，称为氢键。

是介于分子间作用力和化学键之间的一种特殊的分子间作用力。

①强度：

比分子间作用力稍强，但比化学键弱得多。

②表示方法：

用“…”表示。

③存在：

一般存在于分子间。

④影响：

氢键的存在使物质的熔点、沸点相对较高；使物质易溶于水（NH3、C2H5OH）；解释一些反常现象（冰膨胀、乙醇和水形成恒沸混合物）。

判断晶体类型的方法

离子晶体：

含离子键的化合物、固态不导电，熔融状态下导电的物质、熔沸点高，能溶于水而不溶于有机溶剂的物质。

原子晶体：

常温下是固体，熔沸点高，不溶于水和有机溶剂的物质、直接由原子构成，以共价键结合，排列成空间网状结构。

分子晶体：

含有分子的晶体、室温下是气体或易挥发、易升华的物质或易溶于有机溶剂的物质。

金属晶体：

金属单质或合金金属、常温下固体能导电、导热或有延展性的物质。

物质熔沸点高低的比较规律

（1）不同晶体类型的物质的熔沸点高低顺序一般是：

原子晶体＞离子晶体＞分子晶体。

同一晶体类型的物质，则晶体内部结构粒子间的作用越强，熔沸点越高。

（2）原子晶体要比较共价键的强弱，一般地说，原子半径越小，形成的共价键的键长越短，键能越大，其晶体熔沸点越高。

如熔点：

金刚石＞碳化硅＞晶体硅。

（3）离子晶体要比较离子键的强弱。

一般地说，阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用就越强，其离子晶体的熔沸点就越高，如熔点：

MgO＞MgCl2＞NaCl＞CsCl。

（4）分子晶体：

组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，熔沸点越高，如：

熔沸点：

O2＞N2，HI＞HBr＞HCl。

组成和结构不相似的物质，分子极性越大，其熔沸点就越高，如熔沸点CO＞N2。

在同分异构体中，一般地说，支链数越多，熔沸点越低，如沸点：

正戊烷＞异戊烷＞新戊烷；同分异构体的芳香烃及其衍生物，其熔沸点高低顺序是邻＞间＞对位化合物。

（5）金属晶体中金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔沸点就越高。

化学键对物质性质的影响

影响物质的熔沸点和硬度。

结构相似的离子晶体、原子晶体和金属晶体，化学键越强熔沸点越高，硬度越大。

如C>SiC>Si；NaF>NaCl>NaBr>NaI；Li>Na>K>Rb。

影响物质的活泼性。

化学键越牢固越不活泼。

如N2>P；C2H6>C2H4>C2H2；Na>Mg>Al。

影响物质的稳定性。

化学键越牢固物质越稳定。

影响酸性的强弱。

无氧酸中，共价键越弱，水溶液的酸性的越强。

如HF

如HClO4>H2SO4>H2CO3。

物质的变化与微粒间作用的破坏

（1）只有分子晶体由低能态向高能态转化（熔化或汽化）时不破坏化学键，而破坏分子间作用力。

（2）只有不与水反应的非电解质溶于水时不破坏化学键。

（3）稀有气体无论发生什么变化均不破坏化学键。

7．反应热焓变

1．定义：

化学反应过程中所释放或吸收的能量都属于反应热，又称为焓变（ΔH），

单位kJ/mol。

化学反应中为什么会伴随能量变化？

（微观解释）