化学必修二总结(2900字)

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高中化学必修2小结

专题一 :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

(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

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(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

专题二 :第一单元

一、反应速率

1,影响因素:反应物性质(内因)、浓度(正比)、温度(正比)、压强(正比)、反应面积、固体反应物颗粒大小

二、反应限度(可逆反应)

化学平衡:正反应速率和逆反应速率相等,反应物和生成物的浓度不再变化,到达平衡。 专题二 :第二单元

一、热量变化

常见放热反应:1,酸碱中和

2,所有燃烧反应

3,金属和酸反应

4,大多数的化合反应

5,浓硫酸等溶解

常见吸热反应:1,CO2+C====2CO

2,H2O+C====CO+H2(水煤气)

3,Ba(OH)2晶体与NH4Cl反应

4,大多数分解反应

5,硝酸铵的溶解

热化学方程式;注意事项5

二、燃料燃烧释放热量

专题二 :第三单元

一、化学能→电能(原电池、燃料电池)

1,判断正负极:较活泼的为负极,失去电子,化合价升高,为氧化反应,阴离子在负极 2,正极:电解质中的阳离子向正极移动,得到电子,生成新物质

3,正负极相加=总反应方程式

4,吸氧腐蚀

A中性溶液(水)

B有氧气

Fe和C→正极:2H2O+O2+4e—====4OH—

补充:形成原电池条件

1,有自发的 氧化反应

2,两个活泼性不同的电极

3,同时与电解质接触

4,形成闭合回路

二、化学电源

1,氢氧燃料电池

阴极:2H++2e—===H2

阳极:4OH——4e—===O2+2H2O

2,常见化学电源

银锌纽扣电池

负极:

正极:

铅蓄电池

负极:

正极:

三、电能→化学能

1,判断阴阳极:先判断正负极,正极对阳极(发生氧化反应),负极对阴极

2,阳离子向阴极,阴离子向阳极(异性相吸)

补充:电解池形成条件

1,两个电极

2,电解质溶液

3,直流电源

4,构成闭合电路




第二篇:化学必修二总结 2700字

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

(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

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(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

专题二 :第一单元

一、反应速率

1,影响因素:反应物性质(内因)、浓度(正比)、温度(正比)、压强(正比)、反应面积、固体反应物颗粒大小

二、反应限度(可逆反应)

化学平衡:正反应速率和逆反应速率相等,反应物和生成物的浓度不再变化,到达平衡。

专题二 :第二单元

一、热量变化

常见放热反应:1,酸碱中和

2,所有燃烧反应

3,金属和酸反应

4,大多数的化合反应

5,浓硫酸等溶解

常见吸热反应:1,CO2+C====2CO

2,H2O+C====CO+H2(水煤气)

3,Ba(OH)2晶体与NH4Cl反应

4,大多数分解反应

5,硝酸铵的溶解

热化学方程式;注意事项5

二、燃料燃烧释放热量

专题二 :第三单元

一、化学能→电能(原电池、燃料电池)

1,判断正负极:较活泼的为负极,失去电子,化合价升高,为氧化反应,阴离子在负极

2,正极:电解质中的阳离子向正极移动,得到电子,生成新物质

3,正负极相加=总反应方程式

4,吸氧腐蚀

A中性溶液(水)

B有氧气

Fe和C→正极:2H2O+O2+4e—====4OH—

补充:形成原电池条件

1,有自发的 氧化反应

2,两个活泼性不同的电极

3,同时与电解质接触

4,形成闭合回路

二、化学电源

1,氢氧燃料电池

阴极:2H++2e—===H2

阳极:4OH——4e—===O2+2H2O

2,常见化学电源

银锌纽扣电池

负极:

正极:

铅蓄电池

负极:

正极:

三、电能→化学能

1,判断阴阳极:先判断正负极,正极对阳极(发生氧化反应),负极对阴极 2,阳离子向阴极,阴离子向阳极(异性相吸)

补充:电解池形成条件

1,两个电极

2,电解质溶液

3,直流电源

4,构成闭合电路

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