高中化学必修二知识点总结.docx

Bai冊知
高中化学必修二知识点总结
第一单元
i――原子半径
（i）除第i周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小；
（2 ）同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。
2――元素化合价
（1） 除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属 +1递增到+7，非金属元素负价由碳族-4 递增到-1 （氟无正价，氧无+6价，除外）；
（2） 同一主族的元素的最高正价、负价均相同
（3） 所有单质都显零价
单质的熔点
（1） 同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减；
（2） 同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增
――元素的金属性与非金属性 （及其判断）
（1 ）同一周期的元素电子层数相同。因此随着核电荷数的增加，原子越容易得电子，从左到右金属性 递减，非金属性递增；
（2）同一主族元素最外层电子数相同，因此随着电子层数的增加，原子越容易失电子，从上到下金属 性递增，非金属性递减。
判断金属性强弱
金属性（还原性） 1，单质从水或酸中置换出氢气越容易越强
2，最高价氧化物的水化物的碱性越强
非金属性（氧化性）1，单质越容易与氢气反应形成气态氢化物
2，氢化物越稳定
3，最高价氧化物的水化物的酸性越强（1 — 20号，F最强；最体一样）
5——单质的氧化性、还原性
一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的阳离子氧化性越弱； 元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原性越弱。 推断元素位置的规律
判断元素在周期表中位置应牢记的规律：
（1）元素周期数等于核外电子层数；
（2 ）主族元素的序数等于最外层电子数。
阴阳离子的半径大小辨别规律
由于阴离子是电子最外层得到了电子 而阳离子是失去了电子
6 周期与主族
周期：短周期（1 — 3）；长周期（4—6，6周期中存在镧系）；不完全周期（7）。
主族：I A―WA为主族元素；I B—%B为副族元素（中间包括Vffl）； 0族（即惰性气体） 所以，总的说来
（1） 阳离子半径 ＜原子半径
（2） 阴离子半径 ＞原子半径
（3） 阴离子半径 ＞ 阳离子半径
（4对于具有相同核外电子排布的离子，原子序数越大，其离子半径越小。 以上不适合用于稀有气体！
专题一：
第二单元
一■、化学键：
1，含义：分子或晶体内相邻原子（或离子）间强烈的相互作用。
2，类型，即离子键、共价键和金属键。
离子键是由异性电荷产生的吸引作用，例如氯和钠以离子键结合成 NaCI。
1，使阴、阳离子结合的静电作用
2，成键微粒：阴、阳离子
3，形成离子键：a活泼金属和活泼非金属
b 部分盐（NacI、NH4cl、BaCo3 等）
c 强碱（NaOH、KOH） d活泼金属氧化物、过氧化物
4，证明离子化合物：熔融状态下能导电
共价键是两个或几个原子通过共用电子（1，共用电子对对数=元素化合价的绝对值
2，有共价键的化合物不一定是共价化合物）
对产生的吸引作用，典型的共价键是两个原子借吸引一对成键电子而形成的。例如，两个氢核同时吸引一 对电子，形成稳定的氢分子。
1，共价分子电子式的表示，P13
2，共价分子结构式的表示
3，共价分子球棍模型（H2O —折现型、NH3 —三角锥形、CH4 —正四面体）
4，共价分子比例模型
补充：碳原子通常与其他原子以共价键结合
乙烷（C— C单键）
乙烯（C— C双键）
乙炔（C— C三键）
金属键则是使金属原子结合在一起的相互作用，可以看成是高度离域的共价键。
二、 分子间作用力（即范德华力） 1，特点：a存在于共价化合物中
b化学键弱的多
c影响熔沸点和溶解性一一对于组成和结构相似的分子，其范德华力一般随着相对分子质量的增 大而增大。即熔沸点也增大（特例：HF、NH3、H2O）
三、 氢键
1，存在元素：O （H2O ）、N（ NH3 ）、F（ HF）
2，特点：比范德华力强，比化学键弱 补充：水无论什么状态氢键都存在
专题一：
第三单元 一，同素异形（一定为单质）
1，碳元素（金刚石、石墨）
氧元素（02、03）
磷元素（白磷、红磷）
2，同素异形体之间的转换一一为化学变化
二，同分异构（一定为化合物或有机物） 分子式相同，分子结构不同，性质也不同
1，C4H10 （正丁烷、异丁烷）
2，C2H6（乙醇、二甲醚）
三，晶体分类 离子晶体：阴、阳离子有规律排列
1，离子化合物（KN03、NaOH）
2，NaCl分子
3，作用力为离子间作用力 分子晶体：由分子构成的物质所形成的晶体