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

高中化学必修2知识点归纳总结

第一单元原子核外电子排布与元素周期律

一、原子结构

质子（Z个）

原子核注意：

中子（N个）质量数（A）＝质子数（Z）＋中子数（N）

Z

1.原子数AX原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子

核外电子（Z个）

★熟背前20号元素，熟悉1～20号元素原子核外电子的排布：

HHeLiBeBCNOFNeNaMgAlSiPSClArKCa

2.原子核外电子的排布规律：

①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；②各电子层最多容纳的电子数是2n2；③最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。

电子层：

一（能量最低）二三四五六七

对应表示符号：

KLMNOPQ

3.元素、核素、同位素

元素：

具有相同核电荷数的同一类原子的总称。

核素：

具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。

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。

（对于原子来说）

二、元素周期表

1.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

第三周期元素

11Na

12Mg

13Al

14Si

15P

16S

17Cl

18Ar

（1）电子排布

电子层数相同，最外层电子数依次增加

（2）原子半径

原子半径依次减小

—

（3）主要化合价

＋1

＋2

＋3

＋4

－4

＋5

－3

＋6

－2

＋7

－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

与酸或水反应：

从易→难

碱性：

NaOH＞Mg（OH）2＞Al（OH）3

非金属性：

Si＜P＜S＜Cl

单质与氢气反应：

从难→易

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：

金属性：

Li＜Na＜K＜Rb＜Cs（碱金属元素）

与酸或水反应：

从难→易

碱性：

LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH

非金属性：

F＞Cl＞Br＞I（卤族元素）

单质与氢气反应：

从易→难

氢化物稳定：

HF＞HCl＞HBr＞HI

（Ⅲ）

金属性：

Li＜Na＜K＜Rb＜Cs

还原性（失电子能力）：

Li＜Na＜K＜Rb＜Cs

氧化性（得电子能力）：

Li＋＞Na＋＞K＋＞Rb＋＞Cs＋

非金属性：

F＞Cl＞Br＞I

氧化性：

F2＞Cl2＞Br2＞I2

还原性：

F－＜Cl－＜Br－＜I－

酸性（无氧酸）：

HF＜HCl＜HBr＜HI

比较粒子（包括原子、离子）半径的方法（“三看”）：

（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。

元素周期表的应用

1、元素周期表中共有个7周期，3是短周期，3是长周期。

其中第7周期也被称为不完全周期。

2、在元素周期表中，ⅠA-ⅦA是主族元素，主族和0族由短周期元素、长周期元素共同组成。

ⅠB-ⅦB是副族元素，副族元素完全由长周期元素构成。

3、元素所在的周期序数=电子层数，主族元素所在的族序数=最外层电子数，元素周期表是元素周期律的具体表现形式。

在同一周期中，从左到右，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐减小，原子核对核外电子的吸引能力逐渐增强，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

在同一主族中，从上到下，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐增大，电子层数逐渐增多，原子核对外层电子的吸引能力逐渐减弱，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

4、元素的结构决定了元素在周期表中的位置，元素在周期表中位置的反映了原子的结构和元素的性质特点。

我们可以根据元素在周期表中的位置，推测元素的结构，预测元素的性质。

元素周期表中位置相近的元素性质相似，人们可以借助元素周期表研究合成有特定性质的新物质。

例如，在金属和非金属的分界线附近寻找半导体材料，在过渡元素中寻找各种优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀材料。

第二单元微粒之间的相互作用

化学键是直接相邻两个或多个原子或离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离子键

原子之间通过共用电子对所形成的相互作用叫做共价键

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等铵盐只由非金属元素组成，但含有离子键）

非金属元素之间

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。

（只有共价键一定没有离子键）

极性共价键（简称极性键）：

由不同种原子形成，A－B型，如，H－Cl。

共价键

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。

3、分子间作用力定义把分子聚集在一起的作用力。

由分子构成的物质，分子间作用力是影响物质的熔沸点和溶解性的重要因素之一。

4、水具有特殊的物理性质是由于水分子中存在一种被称为氢键的分子间作用力。

水分子间的氢键，是一个水分子中的氢原子与另一个水分子中的氧原子间所形成的分子间作用力，这种作用力使得水分子间作用力增加，因此水具有较高的熔沸点。

其他一些能形成氢键的分子有HFH2ONH3。

项目

离子键

共价键 

金属键

概念

 阴阳之间的强烈相互作用

 原子通过共用电子对形成的强烈相互作用

形成化合物

离子化合物

金属单质

判断化学键方法

形成晶体

离子晶体

分子晶体

原子晶体

金属晶体

判断晶体方法

熔沸点

 高

 低

 很高

 有的很高有的很低

融化时破坏作用力

 离子键

 物理变化分子间作用力化学变化共价键

 共价键

 金属键

硬度导电性

第三单元从微观结构看物质的多样性

同系物

同位素

同分异构体

同素异形体

概念

组成相似，结构上相差一个或多个“CH2”原子团的有机物

质子数相同中子属不同的原子互成称同位素

分子式相同结构不同的化合物

同一元素形成的不同种单质

研究

对象

有机化合物之间

原子之间

化合物之间

单质之间

相似点

结构相似通式相同

质子数相同

分子式相同

同种元素

不同点

相差n个CH2原子团（n≥1）

中子数不同

原子排列不同

组成或结构不同

代表物

烷烃之间

氕、氘、氚

乙醇与二甲醚

正丁烷与异丁烷

O2与O3金刚石与石墨

专题二化学反应与能量变化

第一单元化学反应的速率与反应限度

1、化学反应的速率

（1）概念：

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。

计算公式：

v（B）＝

＝

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：

（

）速率比＝方程式系数比（

）变化量比＝方程式系数比

（2）影响化学反应速率的因素：

内因：

由参加反应的物质的结构和性质决定的（主要因素）。

外因：

①温度：

升高温度，增大速率

②催化剂：

一般加快反应速率（正催化剂）

③浓度：

增加C反应物的浓度，增大速率（溶液或气体才有浓度可言）

④压强：

增大压强，增大速率（适用于有气体参加的反应）

⑤其它因素：

如光（射线）、固体的表面积（颗粒大小）、反应物的状态（溶剂）、原电池等也会改变化学反应速率。

2、化学反应的限度——化学平衡

（1）在一定条件下，当一个可逆反应进行到正向反应速率与逆向反应速率相等时，反应物和生成物的浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡状态”，这就是这个反应所能达到的限度，即化学平衡状态。

化学平衡的移动受到温度、反应物浓度、压强等因素的影响。

催化剂只改变化学反应速率，对化学平衡无影响。

在相同的条件下同时向正、逆两个反应方向进行的反应叫做可逆反应。

通常把由反应物向生成物进行的反应叫做正反应。

而由生成物向反应物进行的反应叫做逆反应。

在任何可逆反应中，正方应进行的同时，逆反应也在进行。

可逆反应不能进行到底，即是说可逆反应无论进行到何种程度，任何物质（反应物和生成物）的物质的量都不可能为0。

（2）化学平衡状态的特征：

逆、动、等、定、变。

①逆：

化学平衡研究的对象是可逆反应。

②动：

动态平衡，达到平衡状态时，正逆反应仍在不断进行。

③等：

达到平衡状态时，正方应速率和逆反应速率相等，但不等于0。

即v正＝v逆≠0。

④定：

达到平衡状态时，各组分的浓度保持不变，各组成成分的含量保持一定。

⑤变：

当条件变化时，原平衡被破坏，在新的条件下会重新建立新的平衡。

（3）判断化学平衡状态的标志：

①VA（正方向）＝VA（逆方向）或nA（消耗）＝nA（生成）（不同方向同一物质比较）

②各组分浓度保持不变或百分含量不变

③借助颜色不变判断（有一种物质是有颜色的）

④总物质的量或总体积或总压强或平均相对分子质量不变（前提：

反应前后气体的总物质的量不相等的反应适用，即如对于反应xA＋yB

zC，x＋y≠z）

第二单元化学反应中的热量

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大多数的化合反应④金属与酸的反应

⑤生石灰和水反应（特殊：

C＋CO2

2CO是吸热反应）⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等

☆常见的吸热反应：

①铵盐和碱的反应

如Ba（OH）2·8H2O＋NH4Cl＝BaCl2＋2NH3↑＋10H2O

②大多数分解反应如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等

③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应

如：

C（s）＋H2O（g）

CO（g）＋H2（g）。

④铵盐溶解等

3.产生原因：

化学键断裂——吸热化学键形成——放热

放出热量的化学反应。

（放热>吸热）△H为“-”或△H<0

吸收热量的化学反应。

（吸热>放热）△H为“+”或△H>0

4、放热反应、吸热反应与键能、能量的关系

放热反应：

∑E（反应物）＞∑E（生成物）

其实质是，反应物断键吸收的能量＜生成物成键释放的能量，

。

可理解为，由于放出热量，整个体系能量降低

吸热反应：

∑E（反应物）＜∑E（生成物）

其实质是：

反应物断键吸收的能量＞生成物成键释放的能量，

。

可理解为，由于吸收热量，整个体系能量升高。

5、热化学方程式

书写化学方程式注意要点:

①热化学方程式必须标出能量变化。

②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）

③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。

④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数

⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变

第三单元化学能与电能的转化

原电池：

1、概念：

将化学能转化为电能的装置叫做原电池

2、组成条件：

①两个活泼性不同的电极②电解质溶液③电极用导线相连并插入电解液构成闭合回路④某一电极与电解质溶液发生氧化还原反应

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、电子流向：

外电路：

负极—→导线—→正极

内电路：

盐桥中阴离子移向负极的电解质溶液，盐桥中阳离子移向正极的电解质溶液。

电流方向：

正极—→导线—→负极

4、电极反应：

以锌铜原电池为例：

负极：

氧化反应：

Zn－2e＝Zn2＋（较活泼金属）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：

还原反应：

2H＋＋2e＝H2↑（较不活泼金属）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。

总反应式：

Zn+2H+=Zn2++H2↑

5、正、负极的判断：

（1）从电极材料：

一般较活泼金属为负极；或金属为负极，非金属为正极。

（2）从电子的流动方向负极流入正极

（3）从电流方向正极流入负极

（4）根据电解质溶液内离子的移动方向阳离子流向正极，阴离子流向负极

（5）根据实验现象①溶解的一极为负极②增重或有气泡一极为正极

6、原电池电极反应的书写方法：

（

）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。

（

）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。

化学电池：

1、电池的分类：

化学电池、太阳能电池、原子能电池

2、化学电池：

借助于化学能直接转变为电能的装置

3、化学电池的分类：

一次电池、二次电池、燃料电池

一次电池

1、常见一次电池：

碱性锌锰电池、锌银电池、锂电池等

二次电池

1、二次电池：

放电后可以再充电使活性物质获得再生，可以多次重复使用，又叫充电电池或蓄电池。

2、电极反应：

铅蓄电池

放电：

负极（铅）：

Pb＋

－2e＝PbSO4↓

正极（氧化铅）：

PbO2＋4H+＋

＋2e＝PbSO4↓＋2H2O

充电：

阴极：

PbSO4＋2H2O－2e＝PbO2＋4H+＋

阳极：

PbSO4＋2e＝Pb＋

两式可以写成一个可逆反应：

PbO2＋Pb＋2H2SO42PbSO4↓＋2H2O

3\目前已开发出新型蓄电池：

银锌电池、镉镍电池、氢镍电池、锂离子电池、聚合物锂离子电池

三、燃料电池

1、燃料电池：

是使燃料与氧化剂反应直接产生电流的一种原电池

2、电极反应：

一般燃料电池发生的电化学反应的最终产物与燃烧产物相同，可根据燃烧反应写出总的电池反应，但不注明反应的条件。

，负极发生氧化反应，正极发生还原反应，不过要注意一般电解质溶液要参与电极反应。

以氢氧燃料电池为例，铂为正、负极，介质分为酸性、碱性和中性。

当电解质溶液呈酸性时：

负极：

2H2－4e=4H+正极：

Ｏ2＋4e＋4H+=2H2O

当电解质溶液呈碱性时：

负极：

2H2＋4OH－4e＝4H2O正极：

Ｏ2＋2H2O＋4e＝4OH

另一种燃料电池是用金属铂片插入KOH溶液作电极，又在两极上分别通甲烷燃料和氧气氧化剂。

电极反应式为：

负极：

CH4＋10OH－＋8e－＝7H2O；

正极：

4H2O＋2O2＋8e-＝8OH-。

电池总反应式为：

CH4＋2O2＋2KOH＝K2CO3＋3H2O

3、燃料电池的优点：

能量转换率高、废弃物少、运行噪音低

四、废弃电池的处理：

回收利用

电解池:

一、电解原理

1、电解池：

把电能转化为化学能的装置也叫电解槽

2、电解：

电流（外加直流电）通过电解质溶液而在阴阳两极引起氧化还原反应（被动的不是自发的）的过程

3、放电：

当离子到达电极时，失去或获得电子，发生氧化还原反应的过程

4、电子流向：

（电源）负极—（电解池）阴极—（离子定向运动）电解质溶液—（电解池）阳极—（电源）正极

5、电极名称及反应：

阳极：

与直流电源的正极相连的电极，发生氧化反应

阴极：

与直流电源的负极相连的电极，发生还原反应

6、电解CuCl2溶液的电极反应：

阳极：

2Cl--2e-=Cl2（氧化）

阴极：

Cu2++2e-=Cu（还原）

总反应式：

CuCl2=Cu+Cl2↑

7、电解本质：

电解质溶液的导电过程，就是电解质溶液的电解过程

☆规律总结：

电解反应离子方程式书写：

放电顺序：

阳离子放电顺序

Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+（指酸电离的）>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+

阴离子的放电顺序

是惰性电极时：

S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-（等含氧酸根离子）>F-（SO32-/MnO4->OH-）

是活性电极时：

电极本身溶解放电

注意先要看电极材料，是惰性电极还是活性电极，若阳极材料为活性电极（Fe、Cu）等金属，则阳极反应为电极材料失去电子，变成离子进入溶液；若为惰性材料，则根据阴阳离子的放电顺序，依据阳氧阴还的规律来书写电极反应式。

电解质水溶液点解产物的规律

类型

电极反应特点

实例

电解对象

电解质浓度

pH

电解质溶液复原

分解电解质型

 电解质电离出的阴阳离子分别在两极放电

HCl

 电解质

 减小

 增大

 HCl

CuCl2

---

 CuCl2

放H2生成碱型

阴极：

水放H2生碱

阳极：

电解质阴离子放电

NaCl

电解质和水

生成新电解质

增大

 HCl

放氧生酸型

阴极：

电解质阳离子放电

阳极：

水放O2生酸

CuSO4

 电解质和水

 生成新电解质

减小

氧化铜

电解水型

阴极：

4H++4e-==2H2↑

阳极：

4OH--4e-=O2↑+2H2O

NaOH

水

增大

 增大

水

H2SO4

 减小

Na2SO4

 不变

上述四种类型电解质分类：

（1）电解水型：

含氧酸，强碱，活泼金属含氧酸盐

（2）电解电解质型：

无氧酸，不活泼金属的无氧酸盐（氟化物除外）

（3）放氢生碱型：

活泼金属的无氧酸盐

（4）放氧生酸型：

不活泼金属的含氧酸盐

二、电解原理的应用

1、电解饱和食盐水以制造烧碱、氯气和氢气

（1）、电镀应用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其他金属或合金的方法

（2）、电极、电解质溶液的选择：

阳极：

镀层金属，失去电子，成为离子进入溶液M—ne—==Mn+

阴极：

待镀金属（镀件）：

溶液中的金属离子得到电子，成为金属原子，附着在金属表面

Mn++ne—==M

电解质溶液：

含有镀层金属离子的溶液做电镀液

镀铜反应原理

阳极（纯铜）：

Cu-2e-=Cu2+，阴极（镀件）：

Cu2++2e-=Cu，

电解液：

可溶性铜盐溶液，如CuSO4溶液

（3）、电镀应用之一：

铜的精炼

阳极：

粗铜；阴极：

纯铜电解质溶液：

硫酸铜

3、电冶金

（1）、电冶金：

使矿石中的金属阳离子获得电子，从它们的化合物中还原出来用于冶炼活泼金属，如钠、镁、钙、铝

（2）、电解氯化钠：

通电前，氯化钠高温下熔融：

NaCl==Na++Cl—

通直流电后：

阳极：

2Na++2e—==2Na阴极：

2Cl——2e—==Cl2↑

☆规律总结：

原电池、电解池、电镀池的判断规律

（1）若无外接电源，又具备组成原电池的三个条件。

①有活泼性不同的两个电极；②两极用导线互相连接成直接插入连通的电解质溶液里；③较活泼金属与电解质溶液能发生氧化还原反应（有时是与水电离产生的H+作用），只要同时具备这三个条件即为原电池。

（2）若有外接电源，两极插入电解质溶液中，则可能是电解池或电镀池；当阴极为金属，阳极亦为金属且与电解质溶液中的金属离子属同种元素时，