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1、 高一化学必修2 期中考试复习知识点归纳一、元素周期表熟记等式：原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数1、元素周期表的编排原则：按照原子序数递增的顺序从左到右排列；将电子层数相同的元素排成一个横行周期；把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行族2、如何精确表示元素在周期表中的位置：周期序数电子层数；主族序数最外层电子数口诀：三短三长一不全；七主七副零八族熟记：三个短周期，第一和第七主族和零族的元素符号和名称3、元素的性质与原子结构碱金属元素Li、Na、K、Rb、Cs相似性：都能与氧气等非金属反应（产物越来越复杂）都能和水反应：2M + 2H2O =2 MOH + H2 （L
2、i（OH）2为中强碱，其余为强碱）具有强还原性（最外层只有1个电子）递变性：从Li到Cs：与氧气反应越来越剧烈与水反应越来越剧烈，生成碱的碱性越来越强随电子层数的递增，失电子能力增强，还原性（金属性）逐渐增强卤族元素：、相似性：（1）负价均为1价，Cl、Br、I最高正价均为7，最高价氧化物均为X2O7，气态氢化物的化学式为HX（2）在一定条件下均可与氢气反应：H2 X2 2HX（产物越来越不稳定）（3）Cl2、Br2、I2均可与水反应(F2反应放出氧气) X2 H2O HX HXO（4）都能跟强碱溶液反应：X2+2NaOH=NaX+NaXO+H2O、递变性：卤族元素按F、Cl、Br、I的顺序，
3、核电荷数逐渐增多，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的引力逐渐减弱，卤素原子得电子的能力逐渐减弱，所以卤素的非金属性逐渐减弱，其单质的氧化性逐渐减弱。4、元素金属性和非金属性判断依据：元素金属性强弱的判断依据：单质跟水或酸起反应置换出氢的难易；元素最高价氧化物的水化物氢氧化物的碱性强弱； 置换反应。元素非金属性强弱的判断依据：单质与氢气生成气态氢化物的难易及气态氢化物的稳定性；最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱； 置换反应。5、同一主族元素金属性和非金属变化：从上到下，失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱。 元素金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。6、核素：具有一定数目的质子
4、和一定数目的中子的一种原子。质量数=质子数+中子数：A = Z + N同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子，互称同位素。（同一元素的各种同位素物理性质不同，化学性质相同）二、 元素周期律1、核外电子分层排布规则总结：（会画前20号元素原子结构示意图）（1）电子总是尽先排布在能量低的电子层里 （2）每层最多排布2n2个电子（3）最外层最多不超过8个（K为最外层时不超过2个电子）；次外层最多不超过18个；倒数第三层不超过32个。2、影响原子半径大小的因素：电子层数：电子层数越多，原子半径越大（最主要因素）核电荷数：核电荷数增多，吸引力增大，使原子半径有减小的趋向（次要因素）核外电子数
5、：电子数增多，增加了相互排斥，使原子半径有增大的倾向3、元素的化合价与最外层电子数的关系：最高正价等于最外层电子数（氟氧元素无正价）负化合价数 = 8最外层电子数（金属元素无负化合价）4、同周期元素的结构、性质递变规律：同周期 左右核电荷数逐渐增多 最外层电子数逐渐增多 原子半径逐渐减小得电子能力逐渐增强 失电子能力逐渐减弱 氧化性逐渐增强还原性逐渐减弱 气态氢化物稳定性逐渐增强最高价氧化物对应水化物酸性逐渐增强 碱性 逐渐减弱 三、 化学键化学键定义：相邻的两个或多个原子间强烈的相互作用。（包括离子键、共价键）1、离子键：带相反电荷离子之间的相互作用称。含有离子键的化合物就是离子化合物。易形
6、成离子键的物质：活泼的金属元素（IA，IIA）和活泼的非金属元素（VIA，VIIA）之间的化合物；活泼的金属元素和酸根离子、氢氧根离子形成的盐；铵根离子和酸根离子、氢氧根离子（或活泼非金属元素）形成的盐。2、共价键：原子间通过共用电子对所形成的化学键，叫做共价键 非极性共价键（非极性键）：共用电子对无偏移；由同种元素的原子组成极性共价键（极性键）：共用电子对由于双方得电子能力不同发生偏移；由不同元素的原子组成一对共用电子对可以用一根短横表示“”，这样的式子叫结构式。如HH、OCO电子式：(1)原子的电子式：常把其最外层电子数用小黑点“.”或小叉“”来表示(2)阳离子的电子式：不要求画出离子最外
7、层电子数，只要在元素符号右上角标出“n+”电荷字样。H+、Mg2+(3)阴离子的电子式:不但要画出最外层电子数，而且还应用于括号“ ”括起来，并在右上角标出“n-”电荷字样共价化合物的电子式：不要标电荷，共用电子对要表示出，原子周围的电子要写全书写电子式注意：1.分清键型（是离子键还是共价键）2.形成离子键时，要标电荷；形成共价键时不标电荷3.成键后的原子或离子，一般为8电子稳定结构（H除外）用电子式表示离子化合物，共价化合物的形成过程（见书）含有离子键的化合物就是离子化合物；只含有共价键的化合物才是共价化合物。所以一个化合物既含离子键又含共价键时，该物质是离子化合物。一、化学能与热能1、在任
8、何的化学反应中总伴有能量的变化。原因：当物质发生化学反应时，断开反应物中的化学键要吸收能量，而形成生成物中的化学键要放出能量。化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。一个确定的化学反应在发生过程中是吸收能量还是放出能量，决定于反应物的总能量与生成物的总能量的相对大小。E反应物总能量E生成物总能量，为放热反应。E反应物总能量E生成物总能量，为吸热反应。2、常见的放热反应和吸热反应常见的放热反应：所有的燃烧与缓慢氧化。酸碱中和反应。金属与酸、水反应制氢气。大多数化合反应（特殊：CCO22CO是吸热反应）。常见的吸热反应：以C、H2、CO为还原剂的氧化还原反应如：C(s)H2O(g) CO
9、(g)H2(g)。铵盐和碱的反应如Ba(OH)28H2ONH4ClBaCl22NH310H2O大多数分解反应如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。 练习1、下列反应中，即属于氧化还原反应同时又是吸热反应的是（ B ）A.Ba(OH)2.8H2O与NH4Cl反应 B.灼热的炭与CO2反应C.铝与稀盐酸 D.H2与O2的燃烧反应2、已知反应XYMN为放热反应，对该反应的下列说法中正确的是（ C ）A. X的能量一定高于M B. Y的能量一定高于N C. X和Y的总能量一定高于M和N的总能量 D. 因该反应为放热反应，故不必加热就可发生二、化学能与电能1、化学能转化为电能的方式：电能(电力)
10、火电（火力发电）化学能热能机械能电能缺点：环境污染、低效原电池将化学能直接转化为电能优点：清洁、高效2、原电池原理（1）概念：把化学能直接转化为电能的装置叫做原电池。（2）原电池的工作原理：通过氧化还原反应（有电子的转移）把化学能转变为电能。（3）构成原电池的条件：（1）有活泼性不同的两个电极；（2）电解质溶液（3）闭合回路（4）自发的氧化还原反应（4）电极名称及发生的反应：负极：较活泼的金属作负极，负极发生氧化反应，电极反应式：较活泼金属ne金属阳离子负极现象：负极溶解，负极质量减少。正极：较不活泼的金属或石墨作正极，正极发生还原反应，电极反应式：溶液中阳离子ne单质正极的现象：一般有气体放
11、出或正极质量增加。（5）原电池正负极的判断方法：依据原电池两极的材料：较活泼的金属作负极（K、Ca、Na太活泼，不能作电极）；较不活泼金属或可导电非金属（石墨）、氧化物（MnO2）等作正极。根据电流方向或电子流向：（外电路）的电流由正极流向负极；电子则由负极经外电路流向原电池的正极。根据内电路离子的迁移方向：阳离子流向原电池正极，阴离子流向原电池负极。根据原电池中的反应类型：负极：失电子，发生氧化反应，现象通常是电极本身消耗，质量减小。正极：得电子，发生还原反应，现象是常伴随金属的析出或H2的放出。（6）原电池电极反应的书写方法：（i）原电池反应所依托的化学反应原理是氧化还原反应，负极反应是氧
12、化反应，正极反应是还原反应。因此书写电极反应的方法归纳如下：写出总反应方程式。 把总反应根据电子得失情况，分成氧化反应、还原反应。氧化反应在负极发生，还原反应在正极发生，反应物和生成物对号入座，注意酸碱介质和水等参与反应。（ii）原电池的总反应式一般把正极和负极反应式相加而得。（7）原电池的应用：加快化学反应速率，如粗锌制氢气速率比纯锌制氢气快。比较金属活动性强弱。设计原电池。金属的防腐。2、化学电源基本类型：干电池：活泼金属作负极，被腐蚀或消耗。如：CuZn原电池、锌锰电池。充电电池：两极都参加反应的原电池，可充电循环使用。如铅蓄电池、锂电池和银锌电池等。燃料电池：两电极材料均为惰性电极，电
13、极本身不发生反应，而是由引入到两极上的物质发生反应，如H2、CH4燃料电池，其电解质溶液常为碱性试剂（KOH等）。练习3、下图各装置中，溶液均为稀硫酸，不能构成原电池的是（ D ）4、用锌棒、石墨和CuCl2溶液组成的原电池，锌棒为 负 极，电极上发生的是_氧化_反应（填“氧化”或“还原”），该电极反应式为Zn -2e- =Zn2+_，观察到的现象为锌片溶解；石墨为正极，电极上发生的是还原反应（填“氧化”或“还原”），该电极反应式为_Cu2+ +2e-=Cu，观察到的现象为电极上有红色物质析出；原电池反应的离子方程式为_Zn +Cu2+ = Zn2+ +Cu。5、把A、B、C、D四块金属泡在稀
14、H2SO4中，用导线两两相连可以组成各种原电池。若A、B相连时，A为负极；C、D相连，D上有气泡逸出；A、C相连时A极减轻；B、D相连，B为正极。则四种金属的活泼性顺序由大到小排列为（ A ）A. ACDB B. ACBD C. BDCA D. ABCD三、化学反应的速率和限度1、化学反应的速率（1）概念：化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量（均取正值）来表示。 计算公式：v(B)单位：mol/(Ls)或mol/(Lmin)B为溶液或气体，若B为固体或纯液体不计算速率。以上所表示的是平均速率，而不是瞬时速率。重要规律：速率比方程式系数比 （2）影响化学反应速率的因素：内因：由参加反应的物质的结构和性质决定的（主要因素）。外因：温度：升高温度，增大速率 催化剂：一般加快反应速率（正催化剂）浓度：增加C反应物的浓度，增大速率（溶液或气体才有浓度可言）压强：增大压强，增大速率（适用于有气体参加的反应）其它因素：如光（射线）、固体的表面积（颗粒大小）、反应物的状态（溶剂）、原电池等也会改变化学反应速率。2、化学反应的限度化学平衡（1）在一定条件下，当一个可逆反应进行到正向反应速率与逆向反应速率相等时，反应物和生成
