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高中化学必修二总结
　　总结是在某一时期、某一项目或某些工作告一段落或者全部完成后进行回顾检查、分析评价，从而得出教训和一些规律性认识的一种书面材料，写总结有利于我们学习和工作能力的提高，为此要我们写一份总结。那么如何把总结写出新花样呢？以下是小编为大家整理的高中化学必修二总结，希望能够帮助到大家。
　　第一单元
　　1——原子半径
　　（1）除第1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
　　3——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
　　4——元素的金属性与非金属性 （及其判断）
　　（1）,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（1—20号,K最强；总体Cs最强 最
　　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：ⅠA—ⅦA为主族元素；ⅠB—ⅦB为副族元素（中间包括Ⅷ）；0族（即惰性气体）
　　所以, 总的说来
　　(1) 阳离子半径原子半径
　　(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NaCl.
　　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（Nacl、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,,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——对于组成和结构相似的分子,（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