必修2知识点

第一章 物质结构 元素周期律 一、原子结构

质子（Z个）

原子核 注意：

中子（N个） 质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N) 1.原子（

AZX ） 原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数

阳离子：质子数=核外电子数+（+离子所带电荷） 阴离子：质子数=核外电子数+（—离子所带电荷） ★熟背前20号元素，熟悉1～20号元素原子核外电子的排布：H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca 2.原子核外电子的排布规律：

①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里； ②各电子层最多容纳的电子数是2n2；

③最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个），次外层不超过18个，

倒数第三层电子数不超过32个。 电子层：

一（能量最低） 二 三 四 五 六 七 对应表示符号： K L M N O P Q 3.元素、核素、同位素

元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。H、O、N、C。 质子数决定元素的种类

核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。H、D、T。 质子数和中子数共同决定核素的种类，即原子的种类。 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为同位素。(对于原子来说) 大多数元素都有多种同位素原子，但钠元素无同位素。 4. 10电子微粒：

18电子微粒：

二、元素周期表

1. 编排原则： ①按原子序数递增的顺序从左到右排列

②将电子层数相同的各元素从左到右排成一横行。 （周期序数＝原子的电子层数）

③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一纵行。

【主族序数＝原子最外层电子数=最高化合价（O、F除外）】

1

2. 结构特点：

核外电子层数 元素种类 最后一种元素序数

第一周期 1 2种元素 2

短周期 第二周期 2 8种元素 10 周期 第三周期 3 8种元素 18 元 （7个横行） 第四周期 4 18种元素 36 素 （7个周期） 第五周期 5 18种元素 54 周 长周期 第六周期 6 32种元素 86 期 第七周期 7 未填满（已有26种元素） 表

主族：ⅠA～ⅦA共7个主族(1、2、13、14、15、16、17纵列） 族 副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7个副族 （2、3、4、5、6、7、 （18个纵行） 11、12纵列） （16个族） 第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB和ⅠB之间 （8、9、10纵列） 零族：稀有气体

★元素种类最多的族:ⅢB, 形成化合物最多的元素：C,

密度最小的物质H2;密度最小的金属是Li;地壳中含量最多的元素是O; 地壳中含量最多的金属元素是Al.

各主族所含非金属元素种类数：主族序数—2， 最活泼的非金属元素单质是：F2

元素周期表的应用：在过渡元素内寻找________________, 在周期表的右上部非金属元素内寻找____________________ 在金属与非金属分界线附近寻找_______________________- 第4、5周期中第IIA与IIIA原子序数相差11 第6、7周期中第IIA与IIIA原子序数相差25. 同一主族相邻周期原子序数的关系：

?若在IA、IIA族：下（序数）=上（序数）+上（元素种类数） ?若在IIIA族以后：下（序数）=上（序数）+下（元素种类数） 三、元素周期律

1.元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。

实质：是元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果。 2.同周期元素性质递变规律 第三周期元素

11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar (1)电子排布： 电子层数相同，最外层电子数依次增加

(2)原子半径： 原子半径依次减小 — (3)主要化合价： ＋1 ＋2 ＋3 ＋4 ＋5 ＋6 ＋7 —

－4 －3 －2 －1 —

(4)金属性、非金属性： 金属性减弱，非金属性增加 (5)单质与水或酸置换难易 冷水 热水 与酸

剧烈 与酸快 反应慢 — — —

(6)氢化物的化学式：———————— SiH4 PH3 H2S HCl — (7)与H2化合的难易：———————— 由难到易 —

2

(8)氢化物的稳定性：———————— 稳定性增强 —

(9)最高价氧化物的 Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 —

最高价氧化物对应水化物

(10) 化学式： NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4 —

(11)酸碱性： 强碱 中强碱 两性氢 弱酸 中强 强酸 很强 —

氧化物 酸 的酸

(12)变化规律： 碱性减弱，酸性增强 —★判断元素金属性和非金属性强弱的方法： （1）金属性强（弱）：①单质与水或酸反应生成氢气容易（难）；

（实验依据） ②氢氧化物碱性强（弱）；

③相互置换反应（强制弱）、单质的还原性强（弱） Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu。 ④金属阳离子的氧化性弱（强） ⑤原电池中一般负极材料金属性强。

（2）非金属性强（弱）：①单质与氢气易（难）反应；

（实验依据） ②生成的氢化物稳定（不稳定）；

③最高价氧化物的水化物（含氧酸）酸性强（弱）； ④相互置换反应（强制弱）、非金属单质的氧化性强（弱）；

2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2。

⑤阴离子的还原性弱（强）

（Ⅰ）同周期比较：从左——右：金属性减弱、非金属性增强 （Ⅱ）同主族比较：从上——下： 金属性增强、非金属性减弱。 （III）金属活动顺序表。

问：1、如何证明Na、Mg、Al金属性强弱？ 2、如何证明Cl、Br、I非金属性强弱？ ★比较粒子(包括原子、离子)半径的方法： （1）层，电子层数多的半径大。

（2）核，电子层数相同时，核电荷数多的半径反而小。

（3）电子，电子层数同、核电荷数同，核外电子数越多半径越大。

（4）在元素周期表中同一周期从左到右原子半径减小，同一主族从上到下原子半径增大。

3、最强的无机酸是HClO4 4、碱金属元素: 物理性质、保存

化学性质：与O2反应、与H2O反应、与盐溶液反应。

合金的熔点低于成分金属的熔点如钠---钾合金常温下是液体，常做原子反应堆的导热剂。 5、卤族元素: 物理性质：

化学性质：与H2反应、Fe反应、H2O反应、碱溶液反应、相互置换反应。

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四、化学键 化学键是相邻两个或多个原子间强烈的相互作用。

0族元素的单质中无化学键。

1.离子键与共价键的比较

键型 离子键 共价键

概念： 阴阳离子结合成化合物的 原子之间通过共用电子对

静电作用叫离子键 所形成的相互作用叫做共价键 成键方式 ：通过得失电子达到稳定结构 通过形成共用电子对达到稳定结构 成键粒子： 阴、阳离子 原子

成键元素： 活泼金属与活泼非金属元素之间 一般是非金属元素之间

（存在） （特殊：NH4Cl、NH4NO3等铵盐只 非金属单质、共价化合物、

由非金属元素组成，但含有离子键） 某些离子化合物中。

离子化合物中

离子化合物：由离子键构成的化合物叫做离子化合物。 （大多数盐；强碱；金属氧化物、氮化物、碳化物。）

判断：一看有无金属元素、二看有无铵根离子 FeCl3，AlCl3除外。

（一定有离子键，可能有共价键。）

熔融状态下导电的化合物一定是离子化合物。

共价化合物：原子间通过共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。

非金属氧化物；气态氢化物；酸；大多数有机物；小部分盐（FeCl3、AlCl3等)

（只有共价键）

极性共价键（简称极性键）：由不同种元素原子形成的共价键 （存在：共价化合物、某些离子化合物中的铵根离子、氢氧根离子、含氧酸根离子) 非极性共价键（简称非极性键）：由同种原子形成的共价键

（存在：非金属单质中、某此共价化合物H2O2及某些离子化化物中Na2O2 判断方法，阴离子的化合价没达最低负价） 2.电子式：

写出下列物质的电子式：H、C、N、O、F、Na、Mg、Al 氢气、氮气、氟气、氯气、液溴

氯化氢、氨气、水、双氧水、二氧化碳、次氯酸、盐酸、甲烷、乙烯、乙烷 次氯酸钠、氢氧化钠、氢氧化钙、氯化钠、氯化钙、过氧化钠、氯化铵、 二氮化三镁、NH4+、OH—、O22—、羟基、甲基。 （用电子式表示上述物的形成过程）

化合物中原子最外层电子是否达8电子稳定结构的方法： 化合价的绝对值+原子最外层电子数=8。

分子间作用力（范德华力）：只存在于分子之间，结构相似的分子，相对分子质量越大分子间作用力越大。决定物质的物理性质。

氢键：存在于一个分子的F、O、N原子与另一分子F、O、N原子相连的H原子间。氢键不是化学键，但比范德华力大得多。NH3、H2O、HF分之间存在氢键。故其熔、沸点比同周期对应氢化物的要高的多。

4

★四大晶体： ?分子晶体：【非金属单质（金刚石、石墨、Si、SiO2、B、B2O3除外）、非金属氧化物、气态氢化物、大部分共价化合物、大部分有机物】熔、沸点低，硬度小，三态变化时只破坏分子间作用力、或氢键。不破坏化学键。溶于水时，是电解质的因电离而破坏共价键，是非电解质的只破坏分子间作用力、或氢键。 ?原子晶体：【金刚石、石墨、Si、SiO2、B、B2O3】熔、沸点很高、硬度很大。 三态变化时破坏共价键。不溶于水。 ?离子晶体：【离子化合物】熔、沸点高、硬度大。三态变化（及溶于水）时破坏离子键。 ④金属晶体：【金属单质】熔、沸点、硬度夸度很大。三态变化时破坏金属键。

第二章 化学反应与能量 第一节 化学能与热能 1、在任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。

反应热：E反应物总能量—E生成物总能量＞0，为放热反应。 ＜0，为吸热反应。

ΔH=反应物的键能总和—产物的键能总和＜0，为放热反应。 ＞0，为吸热反应。 物质中键能越大，物质越稳定，物质的总能量越低。 2、常见的放热反应和吸热反应 常见的放热反应：

①所有的燃烧与缓慢氧化。②酸碱中和反应。③金属与酸反应制取氢气。 ④大多数化合反应（特殊：C＋CO2= 2CO是吸热反应）。 常见的吸热反应：

①以C、H2、CO为还原剂的氧化还原反应如：C(s)＋H2O(g) =CO(g)＋H2(g)。 ②铵盐和碱的反应如Ba(OH)2·8H2O＋NH4Cl＝BaCl2＋2NH3↑＋10H2O ③大多数分解反应如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。

【思考】一般说来，大多数化合反应是放热反应，大多数分解反应是吸热反应，放热反应都不需要加热，吸热反应都需要加热，这种说法对吗？试举例说明。 点拔：这种说法不对。如C＋O2＝CO2的反应是放热反应，但需要加热，只是反应开始后不再需要加热，反应放出的热量可以使反应继续下去。Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应是吸热反应，但反应并不需要加热。 3、能源的分类：

形成条件 利用历史 性质

一次能源 常规能源 可再生资源 水能、风能、生物质能

不可再生资源 煤、石油、天然气等化石能源

新能源 可再生资源 太阳能、风能、地热能、潮汐能、氢能、沼气

不可再生资源 核能

二次能源 （一次能源经过加工、转化得到的能源称为二次能源） 电能（水电、火电、核电）、蒸汽、工业余热、酒精、汽油、焦炭等 第二节 化学能与电能

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