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必修 2

第一章 物质结构 元素周期律

一、元素周期表

1、元素周期表是俄国科学家门捷列夫发明的

2、写出1~18号元素的原子结构示意图

3、元素周期表的结构

7个周期（三短、三长、一个不完全），周期数=电子层数

7个主族、7个副族、一个零族、一个Ⅷ族，主族序数＝最外层电子数

4、碱金属元素

碱金属元素的结构特点：Li、Na、K、Rb的最外层电子数、原子半径对其性质的影响。

Na与K分别与水、氧气反应的情况分别与出K、Na与水反应的化学方程式

从上到下随着核电荷数的增加性质的递变规律

同族元素性质的相似性

5、卤族元素

卤族元素的结构特点：F、Cl、Br、I的最外层电子数、原子半径对其性质的影响。

单质与氢气发生反应的条件与生成气态氢化物的稳定性

卤素间的置换反应

从上到下随着核电荷数的增加性质的递变规律

同族元素性质的相似性

结论：同主族元素从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

3、核素

核素的定义：AX

P

同位素：1H、2H、3H

1 1 1

原子的构成：

二个关系式：质子数=核电荷数=核外电子数质量数A =质子数P + 中子数N

（3）几种同位素的应用：12C、14C、2H、3H、238U

二、元素周期律

6 6 1 1 92

1、原子核外电子的排布

原子核外电子是分层排布的，能量高的在离核远的区域运动，能量低的在离核近的区域运动

电子总是先从内层排起，一层充满后再排入下一层，依次是K、L、M、N

每个电子层最多只能容纳2n2个电子。最外层最多只能容纳8个电子（氦原子是2个）；次外层最多只能容纳18个电子；倒数第三层最多只能容纳32个电子。

2、元素周期律

随着原子序数的递增，元素的性质呈周期性变化的规律原子的电子层排布的周期性变化

原子半径的周期性变化主要化合价的周期性变化

3、第三周期元素化学性质变化的规律金属性的递变规律

钠镁与水反应现象，比较钠镁与水反应的难易（方程式书写）

镁铝与盐酸反应的难易（现象，方程式）

比较钠镁铝最高价氧化物对应水化物的碱性强弱非金属性的递变规律

比较硅、磷、硫、氯与氢气反应的难易以及气态氢化物的稳定性

比较它们的最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱

向硫化氢水溶液中滴入氯水的现象

结论：同一周期从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

4、元素的化合价与元素在周期表中位置的关系

5、在周期表中一定区域可以寻找到一定用途的元素

寻找半导体材料

寻找用于制造农药的材料

寻找催化剂、耐高温、耐腐蚀的合合金材料6、推测钫（与K同一主族在K的下面）的性质推测铍的性质

推测量114号元素的位置与性质三、化学键

1、离子键

带相反电荷的阴、阳离子结合的相互作用（以氯化钠的形成为例）

2、形成离子键的条件

电子式

用电子式表示NaCl、MgBr、KO

2 2

用电子式表示NaS、CaF、MgO的形成过程

2 2

3、共价键

原子之间通过共用电子对所形成的强烈的相互作用（以氯气、氯化氢的形成为例）

用电子表示：H、N、HO、CO、CH、NH、Cl

2 2 2 2 4 3 2

形成共价健的条件

极性共价健与非极性共价键的区别：

非极性共价键：相同的非金属元素之间；极性键：不同的非金属元素之间。

4、离子化合物与共价化合物

共价化合物：通过共用电子对所形成的化合物

离子化合物：阴、阳离子通过静电作用相成的化合物

含离子健的一定是离子化合物，活泼金属与活泼非金属形成的化合物是离子化合物。

只含共价健的化合物才是共价化合物。

全部是非金属构成的化合物也可以是离子化合物，例如有铵根离子的化合物。

分析氢氧化钠、过氧化钠、氯化铵的成键情况。

稀有气体分子中不存在化学键只有分子间作用力。

第二章 化学反应与能量

第一节 化学能与热能

一.化学键与化学反应中能量的变化关系

1．从能量的角度看，断开化学键要吸收能量，形成化学键要放出能量，

化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。一个化学反应是释放能量还是吸收能量取决于反应物的总能量与生成物的总能量的相对大小，这是化学反应中能量变化的根本原因。2．当 反应物的总能量 生成物的总能量 ，化学反应放出能量

当反应物的总能量 生成物的总能量 ，化学反应吸收能量二.化学能与热能的相互转化：

3．化学反应符合质量守衡定律和能量守衡定律，从能量形式上看，化学反应中的能量变化通常表现为 热量 的变化，所有的燃烧反应都要放出热量。4．根据化学反应中是放出热量还是吸收热量把化学反应分为放热反应和