高一化學(xué)必修二知識(shí)點(diǎn)總結(jié)復(fù)習(xí)資料
化學(xué)是重要的基礎(chǔ)科學(xué)之一，是一門(mén)以實(shí)驗(yàn)為基礎(chǔ)的學(xué)科，在與物理學(xué)、生物學(xué)、地理學(xué)、天文學(xué)等學(xué)科的相互滲透中，得到了迅速的發(fā)展，也推動(dòng)了其他學(xué)科和技術(shù)的發(fā)展。今天小編給大家?guī)?lái)高一化學(xué)必修二知識(shí)點(diǎn)總結(jié)復(fù)習(xí)資料。
第一單元
1——原子半徑
(1)除第1周期外,其他周期元素(惰性氣體元素除外)的原子半徑隨原子序數(shù)的遞增而減小;
(2)同一族的元素從上到下,隨電子層數(shù)增多,原子半徑增大.
2——元素化合價(jià)
(1)除第1周期外,同周期從左到右,元素最高正價(jià)由堿金屬+1遞增到+7,非金屬元素負(fù)價(jià)由碳族-4遞增到-1(氟無(wú)正價(jià),氧無(wú)+6價(jià),除外);
(2)同一主族的元素的最高正價(jià)、負(fù)價(jià)均相同
(3)所有單質(zhì)都顯零價(jià)
3——單質(zhì)的熔點(diǎn)
(1)同一周期元素隨原子序數(shù)的遞增,元素組成的金屬單質(zhì)的熔點(diǎn)遞增,非金屬單質(zhì)的熔點(diǎn)遞減;
(2)同一族元素從上到下,元素組成的金屬單質(zhì)的熔點(diǎn)遞減,非金屬單質(zhì)的熔點(diǎn)遞增
4——元素的金屬性與非金屬性(及其判斷)
(1)同一周期的元素電子層數(shù)相同.因此隨著核電荷數(shù)的增加,原子越容易得電子,從左到右金屬性遞減,非金屬性遞增;
(2)同一主族元素最外層電子數(shù)相同,因此隨著電子層數(shù)的增加,原子越容易失電子,從上到下金屬性遞增,非金屬性遞減.
判斷金屬性強(qiáng)弱
金屬性(還原性)1,單質(zhì)從水或酸中置換出氫氣越容易越強(qiáng)
2,最高價(jià)氧化物的水化物的堿性越強(qiáng)(1—20號(hào),K最強(qiáng);總體Cs最強(qiáng)最
非金屬性(氧化性)1,單質(zhì)越容易與氫氣反應(yīng)形成氣態(tài)氫化物
2,氫化物越穩(wěn)定
3,最高價(jià)氧化物的水化物的酸性越強(qiáng)(1—20號(hào),F最強(qiáng);最體一樣)
5——單質(zhì)的氧化性、還原性
一般元素的金屬性越強(qiáng),其單質(zhì)的還原性越強(qiáng),其氧化物的陽(yáng)離子氧化性越弱;
元素的非金屬性越強(qiáng),其單質(zhì)的氧化性越強(qiáng),其簡(jiǎn)單陰離子的還原性越弱.
推斷元素位置的規(guī)律
判斷元素在周期表中位置應(yīng)牢記的規(guī)律：
(1)元素周期數(shù)等于核外電子層數(shù);
(2)主族元素的序數(shù)等于最外層電子數(shù).
陰陽(yáng)離子的半徑大小辨別規(guī)律
由于陰離子是電子最外層得到了電子而陽(yáng)離子是失去了電子
6——周期與主族
周期：短周期(1—3);長(zhǎng)周期(4—6,6周期中存在鑭系);不完全周期(7).
主族：ⅠA—ⅦA為主族元素;ⅠB—ⅦB為副族元素(中間包括Ⅷ);0族(即惰性氣體)
所以,總的說(shuō)來(lái)
(1)陽(yáng)離子半徑原子半徑
(3)陰離子半徑>陽(yáng)離子半徑
(4對(duì)于具有相同核外電子排布的離子,原子序數(shù)越大,其離子半徑越小.
以上不適合用于稀有氣體!
專題一：第二單元
一、化學(xué)鍵：
1,含義：分子或晶體內(nèi)相鄰原子(或離子)間強(qiáng)烈的相互作用.
2,類型,即離子鍵、共價(jià)鍵和金屬鍵.
離子鍵是由異性電荷產(chǎn)生的吸引作用,例如氯和鈉以離子鍵結(jié)合成NaCl.
1,使陰、陽(yáng)離子結(jié)合的靜電作用
2,成鍵微粒：陰、陽(yáng)離子
3,形成離子鍵：a活潑金屬和活潑非金屬
b部分鹽(Nacl、NH4cl、BaCo3等)
c強(qiáng)堿(NaOH、KOH)
d活潑金屬氧化物、過(guò)氧化物
4,證明離子化合物：熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電
共價(jià)鍵是兩個(gè)或幾個(gè)原子通過(guò)共用電子(1,共用電子對(duì)對(duì)數(shù)=元素化合價(jià)的絕對(duì)值
2,有共價(jià)鍵的化合物不一定是共價(jià)化合物)
對(duì)產(chǎn)生的吸引作用,典型的共價(jià)鍵是兩個(gè)原子借吸引一對(duì)成鍵電子而形成的.例如,兩個(gè)氫核同時(shí)吸引一對(duì)電子,形成穩(wěn)定的氫分子.
1,共價(jià)分子電子式的表示,P13
2,共價(jià)分子結(jié)構(gòu)式的表示
3,共價(jià)分子球棍模型(H2O—折現(xiàn)型、NH3—三角錐形、CH4—正四面體)
4,共價(jià)分子比例模型
補(bǔ)充：碳原子通常與其他原子以共價(jià)鍵結(jié)合
乙烷(C—C單鍵)
乙烯(C—C雙鍵)
乙炔(C—C三鍵)
金屬鍵則是使金屬原子結(jié)合在一起的相互作用,可以看成是高度離域的共價(jià)鍵.
二、分子間作用力(即范德華力)
1,特點(diǎn)：a存在于共價(jià)化合物中
b化學(xué)鍵弱的多
c影響熔沸點(diǎn)和溶解性——對(duì)于組成和結(jié)構(gòu)相似的分子,其范德華力一般隨著相對(duì)分子質(zhì)量的增大而增大.即熔沸點(diǎn)也增大(特例：HF、NH3、H2O)
三、氫鍵
1,存在元素：O(H2O)、N(NH3)、F(HF)
2,特點(diǎn)：比范德華力強(qiáng),比化學(xué)鍵弱
補(bǔ)充：水無(wú)論什么狀態(tài)氫鍵都存在
專題一：第三單元
一,同素異形(一定為單質(zhì))
1,碳元素(金剛石、石墨)
氧元素(O2、O3)
磷元素(白磷、紅磷)
2,同素異形體之間的轉(zhuǎn)換——為化學(xué)變化
二,同分異構(gòu)(一定為化合物或有機(jī)物)
分子式相同,分子結(jié)構(gòu)不同,性質(zhì)也不同
1,C4H10(正丁烷、異丁烷)
2,C2H6(乙醇、二甲醚)
三,晶體分類
離子晶體：陰、陽(yáng)離子有規(guī)律排列
1,離子化合物(KNO3、NaOH)
2,NaCl分子
3,作用力為離子間作用力
分子晶體：由分子構(gòu)成的物質(zhì)所形成的晶體
1,共價(jià)化合物(CO2、H2O)
2,共價(jià)單質(zhì)(H2、O2、S、I2、P4)
3,稀有氣體(He、Ne)
原子晶體：不存在單個(gè)分子
1,石英(SiO2)、金剛石、晶體硅(Si)
金屬晶體：一切金屬
總結(jié)：熔點(diǎn)、硬度——原子晶體>離子晶體>分子晶體
專題二：第一單元
一、反應(yīng)速率
1,影響因素：反應(yīng)物性質(zhì)(內(nèi)因)、濃度(正比)、溫度(正比)、壓強(qiáng)(正比)、反應(yīng)面積、固體反應(yīng)物顆粒大小
二、反應(yīng)限度(可逆反應(yīng))
化學(xué)平衡：正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)速率相等,反應(yīng)物和生成物的濃度不再變化,到達(dá)平衡.
專題二：第二單元
一、熱量變化
常見(jiàn)放熱反應(yīng)：1,酸堿中和
2,所有燃燒反應(yīng)
3,金屬和酸反應(yīng)
4,大多數(shù)的化合反應(yīng)
5,濃硫酸等溶解
常見(jiàn)吸熱反應(yīng)：1,CO2+C====2CO
2,H2O+C====CO+H2(水煤氣)
3,Ba(OH)2晶體與NH4Cl反應(yīng)
4,大多數(shù)分解反應(yīng)
5,硝酸銨的溶解
熱化學(xué)方程式;注意事項(xiàng)5
二、燃料燃燒釋放熱量
專題二：第三單元
一、化學(xué)能→電能(原電池、燃料電池)
1,判斷正負(fù)極：較活潑的為負(fù)極,失去電子,化合價(jià)升高,為氧化反應(yīng),陰離子在負(fù)極
2,正極：電解質(zhì)中的陽(yáng)離子向正極移動(dòng),得到電子,生成新物質(zhì)
3,正負(fù)極相加=總反應(yīng)方程式
4,吸氧腐蝕
A中性溶液(水)
B有氧氣
Fe和C→正極：2H2O+O2+4e—====4OH—
補(bǔ)充：形成原電池條件
1,有自發(fā)的氧化反應(yīng)
2,兩個(gè)活潑性不同的電極
3,同時(shí)與電解質(zhì)接觸
4,形成閉合回路
二、化學(xué)電源
1,氫氧燃料電池
陰極：2H++2e—===H2
陽(yáng)極：4OH——4e—===O2+2H2O
2,常見(jiàn)化學(xué)電源
銀鋅紐扣電池
負(fù)極：
正極：
鉛蓄電池
負(fù)極：
正極：
三、電能→化學(xué)能
1,判斷陰陽(yáng)極：先判斷正負(fù)極,正極對(duì)陽(yáng)極(發(fā)生氧化反應(yīng)),負(fù)極對(duì)陰極
2,陽(yáng)離子向陰極,陰離子向陽(yáng)極(異性相吸)
補(bǔ)充：電解池形成條件
1,兩個(gè)電極
2,電解質(zhì)溶液
3,直流電源
4,構(gòu)成閉合電路
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|評(píng)論
2011-3-28 20:12蘇格拉2vae|一級(jí)
第一章物質(zhì)結(jié)構(gòu)元素周期律
1.原子結(jié)構(gòu)：如：的質(zhì)子數(shù)與質(zhì)量數(shù),中子數(shù),電子數(shù)之間的關(guān)系
2.元素周期表和周期律
(1)元素周期表的結(jié)構(gòu)
A.周期序數(shù)=電子層數(shù)
B.原子序數(shù)=質(zhì)子數(shù)
C.主族序數(shù)=最外層電子數(shù)=元素的最高正價(jià)數(shù)
D.主族非金屬元素的負(fù)化合價(jià)數(shù)=8-主族序數(shù)
E.周期表結(jié)構(gòu)
(2)元素周期律(重點(diǎn))
A.元素的金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的比較(難點(diǎn))
a.單質(zhì)與水或酸反應(yīng)置換氫的難易或與氫化合的難易及氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性
b.最高價(jià)氧化物的水化物的堿性或酸性強(qiáng)弱
c.單質(zhì)的還原性或氧化性的強(qiáng)弱
(注意：?jiǎn)钨|(zhì)與相應(yīng)離子的性質(zhì)的變化規(guī)律相反)
B.元素性質(zhì)隨周期和族的變化規(guī)律
a.同一周期,從左到右,元素的金屬性逐漸變?nèi)?/p>
b.同一周期,從左到右,元素的非金屬性逐漸增強(qiáng)
c.同一主族,從上到下,元素的金屬性逐漸增強(qiáng)
d.同一主族,從上到下,元素的非金屬性逐漸減弱
C.第三周期元素的變化規(guī)律和堿金屬族和鹵族元素的變化規(guī)律(包括物理、化學(xué)性質(zhì))
D.微粒半徑大小的比較規(guī)律：
a.原子與原子b.原子與其離子c.電子層結(jié)構(gòu)相同的離子
(3)元素周期律的應(yīng)用(重難點(diǎn))
A.“位,構(gòu),性”三者之間的關(guān)系
a.原子結(jié)構(gòu)決定元素在元素周期表中的位置
b.原子結(jié)構(gòu)決定元素的化學(xué)性質(zhì)
c.以位置推測(cè)原子結(jié)構(gòu)和元素性質(zhì)
B.預(yù)測(cè)新元素及其性質(zhì)
3.化學(xué)鍵(重點(diǎn))
(1)離子鍵：
A.相關(guān)概念：
B.離子化合物：大多數(shù)鹽、強(qiáng)堿、典型金屬氧化物
C.離子化合物形成過(guò)程的電子式的表示(難點(diǎn))
(AB,A2B,AB2,NaOH,Na2O2,NH4Cl,O22-,NH4+)
(2)共價(jià)鍵：
A.相關(guān)概念：
B.共價(jià)化合物：只有非金屬的化合物(除了銨鹽)
C.共價(jià)化合物形成過(guò)程的電子式的表示(難點(diǎn))
(NH3,CH4,CO2,HClO,H2O2)
D極性鍵與非極性鍵
(3)化學(xué)鍵的概念和化學(xué)反應(yīng)的本質(zhì)：
第二章化學(xué)反應(yīng)與能量
1.化學(xué)能與熱能
(1)化學(xué)反應(yīng)中能量變化的主要原因：化學(xué)鍵的斷裂和形成
(2)化學(xué)反應(yīng)吸收能量或放出能量的決定因素：反應(yīng)物和生成物的總能量的相對(duì)大小
a.吸熱反應(yīng)：反應(yīng)物的總能量小于生成物的總能量
b.放熱反應(yīng)：反應(yīng)物的總能量大于生成物的總能量
(3)化學(xué)反應(yīng)的一大特征：化學(xué)反應(yīng)的過(guò)程中總是伴隨著能量變化,通常表現(xiàn)為熱量變化
練習(xí)：
氫氣在氧氣中燃燒產(chǎn)生藍(lán)色火焰,在反應(yīng)中,破壞1molH-H鍵消耗的能量為Q1kJ,破壞1molO=O鍵消耗的能量為Q2kJ,形成1molH-O鍵釋放的能量為Q3kJ.下列關(guān)系式中正確的是(B)
A.2Q1+Q2>4Q3 B.2Q1+Q2
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