高中必修二的化学总结

　　大家在化学学习过程中还有哪方面知识学起来比较吃力?

　　必修二的化学总结1

　　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）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（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!

　　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,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——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

　　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（O2、O3）

　　磷元素（白磷、红磷）

　　2,同素异形体之间的转换——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（KNO3、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

　　1,共价化合物（CO2、H2O）

　　2,共价单质（H2、O2、S、I2、P4）

　　3,稀有气体（He、Ne）

　　原子晶体：不存在单个分子

　　1,石英（SiO2）、金刚石、晶体硅（Si）

　　金属晶体：一切金属

　　总结：熔点、硬度——原子晶体>离子晶体>分子晶体

　　必修二的.化学总结2

　　第一章 物质结构 元素周期律

　　1. 原子结构：如： 的质子数与质量数,中子数,电子数之间的关系

　　2. 元素周期表和周期律

　　（1）元素周期表的结构

　　A. 周期序数＝电子层数

　　B. 原子序数＝质子数

　　C. 主族序数＝最外层电子数＝元素的最高正价数

　　D. 主族非金属元素的负化合价数＝8－主族序数

　　E. 周期表结构

　　（2）元素周期律（重点）

　　A. 元素的金属性和非金属性强弱的比较（难点）

　　a. 单质与水或酸反应置换氢的难易或与氢化合的难易及气态氢化物的稳定性

　　b. 最高价氧化物的水化物的碱性或酸性强弱

　　c. 单质的还原性或氧化性的强弱

　　（注意：单质与相应离子的性质的变化规律相反）

　　B. 元素性质随周期和族的变化规律

　　a. 同一周期,从左到右,元素的金属性逐渐变弱

　　b. 同一周期,从左到右,元素的非金属性逐渐增强

　　c. 同一主族,从上到下,元素的金属性逐渐增强

　　d. 同一主族,从上到下,元素的非金属性逐渐减弱

　　C. 第三周期元素的变化规律和碱金属族和卤族元素的变化规律（包括物理、化学性质）

　　D. 微粒半径大小的比较规律：

　　a. 原子与原子 b. 原子与其离子 c. 电子层结构相同的离子

　　（3）元素周期律的应用（重难点）

　　A. “位,构,性”三者之间的关系

　　a. 原子结构决定元素在元素周期表中的位置

　　b. 原子结构决定元素的化学性质

　　c. 以位置推测原子结构和元素性质

　　B. 预测新元素及其性质

　　3. 化学键（重点）

　　（1）离子键：

　　A. 相关概念：

　　B. 离子化合物：大多数盐、强碱、典型金属氧化物

　　C. 离子化合物形成过程的电子式的表示（难点）

　　（AB, A2B,AB2, NaOH,Na2O2,NH4Cl,O22-,NH4+）

　　（2）共价键：

　　A. 相关概念：

　　B. 共价化合物：只有非金属的化合物（除了铵盐）

　　C. 共价化合物形成过程的电子式的表示（难点）

　　（NH3,CH4,CO2,HClO,H2O2）

　　D 极性键与非极性键

　　（3）化学键的概念和化学反应的本质：

　　第二章 化学反应与能量

　　1. 化学能与热能

　　（1）化学反应中能量变化的主要原因：化学键的断裂和形成

　　（2）化学反应吸收能量或放出能量的决定因素：反应物和生成物的总能量的相对大小

　　a. 吸热反应： 反应物的总能量小于生成物的总能量

　　b. 放热反应： 反应物的总能量大于生成物的总能量

　　（3）化学反应的一大特征：化学反应的过程中总是伴随着能量变化,通常表现为热量变化

　　练习：

　　氢气在氧气中燃烧产生蓝色火焰,在反应中,破坏1molH－H键消耗的能量为Q1kJ,破坏1molO ＝ O键消耗的能量为Q2kJ,形成1molH－O键释放的能量为Q3kJ.下列关系式中正确的是（ B ）