高一化学必修2期末复习提纲

第一章 物质结构元素周期律复习提纲

一、原子结构 质子（ Z 个） 原子核

1、原子构造： A 中子（ N个） 原子（ Z X） 核外电子（ Z 个）

注意：①质量数 (A) ＝质子数 (Z) ＋中子数 (N) ＝相对原子质量 ②在原子中：原子序数 =核电荷数 =质子数 =原子的核外电子数

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 Z 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。记住①记住稀有气体的原子序数 He-2 Ne-10 Ar-18 Kr-36 xe-54 Rn-86 X-118 ②会写原子结构示意图。 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 同一类原子的总称。

核素：具有一定数目的 和一定数目的 的一种 。

16 同位素： 相同而 不同的同一元素的 互称为同位素。 ( 对于原子来说 ) 如 8 O

18 和 8 O 判定方法：它反映的是同种元素的不同原子间的关系。故单质、化合物间不可能是同位素。

二、元素周期表 ①周期：将 相同的各元素从左到右排成一横行。周期序数＝②族：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＝

2、现行元素周期表的编排原则与特点： 主族（ 个；用 表示 ） 第一周期（共 种元素）

第二周期（共 种元素） （ 个） 族（ 个纵行 副族（ 个；用 表示 ） 周期 （ 个横行， 第三周期（共 种元素） 个 族） 第 族 （ 个 ， 第四周期（共 种元素） __个周期）

_____族（ 个， 列）

第五周期（共 种元素） （ 个）

六周期（共 种元素） 第七周期， 种元素（ 个） 3、元素周期律 涵义 元素性质随着元素 递增而 变化。 实质 元素性质的周期性递变是 变化的必然结果。 电子排布 最外层电子数由 递增至 （若 K 层为最外层则由 1 递增 2）而呈现周期性变化。 原子半径 原子半径由 （稀有气体元素除外） 呈周期性变化。 原子半径由电子层数和核电荷数 多少决定，它是反映结构的一个参考数据。 主要 最高正价由 递变到 ，从中部开始有负价，从 递变至 。（稀有气 化合价 体元素化合价为零），呈周期性变化。最高正价数= ＝ 主 族 (F 无正价 ) + ＝ 8 元素及 金属性逐渐 ，非金属性 ，最高氧化物的水化物的碱性渐 ，酸性 ， 化合物 呈周期性变化。这是由于在一个周期内的元素，电子层数相同，最外层电子数逐渐增多，核 的性质 对外层电子引力渐强，使元素原子失电子渐难，得电子渐易，故有些变化规律。 注意：比较粒子 (包括原子、离子 )半径的方法：①先比较电子层数，电子层数多的半径大。②电子层数相同（同周期）的原子，比较核电荷数，核电荷数多的半径反而小。 1 ③具有相同电子层结构的粒子，核电荷数多的半径反而小。 4、元素金属性和非金属性强弱的判断方法 金 本质 原子越易失电子、金属性越

属 1.在金属活动顺序表中越靠前，金属性 。 性 判 2.单质与水或非氧化性酸（如盐酸）反应越 ，金属性越强。 强 断 3.单质还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强。 弱 依 4.最高价氧化物对应水化物碱性越 ，金属性越强。 比 据 5.置换反应：若 xn++y ——→ x+ym+ ，则 y 比 x 金属性 。 较 6．作原电池负极的比作正极的金属性 。

7．同周期的元素原子随着原子序数递增金属性越 ；同主族的元素原子随着原子序

数递增金属性越 。 非 本质 原子越易得电子，非金属性越 。

金 1.与 H2 化合越易，气态氢化物越 ，非金属性越 。 属 判 2.单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性 。 性 断 3.最高价氧化物的水化物酸性越 ，非金属性越 。 比 方 4.置换反应： An-+B ——→ Bm-+A 则 B 比 A 非金属性强。 NaBr ＋ Cl2 ＝ 2NaCl ＋Br2

较 法 5.同周期的元素原子随着原子序数递增非金属性越 ；同主族的元素原子随着原子序

数递增非金属性越 。 （Ⅰ）同周期比较： 金属性： Na＞ Mg ＞ Al 非金属性： Si＜P＜ S＜Cl 与酸或水反应：从易→难 单质与氢气反应：从难→易 碱性： NaOH ＞ Mg(OH)2 ＞ Al(OH)3 氢化物稳定性： SiH4 ＜ PH3＜ H2S＜ HCl 酸性 (含氧酸 )： H2SiO3 ＜ H3PO4 ＜H2SO4 ＜HClO4 （Ⅱ）同主族比较： 金属性： Li ＜ Na＜ K ＜ Rb＜ Cs（碱金属元素） 非金属性： F＞ Cl ＞Br ＞ I （卤族元素） 与酸或水反应：从难→易 单质与氢气反应：从易→难 碱性： LiOH ＜ NaOH ＜ KOH ＜ RbOH ＜CsOH 氢化物稳定： HF ＞ HCl ＞ HBr ＞ HI 还原性 (失电子能力 )：Li ＜ Na＜ K ＜ Rb＜Cs 氧化性： F2＞ Cl2 ＞Br2 ＞ I2 氧化性 (得电子能力 )： Li ＋＞ Na＋＞ K＋＞ Rb＋ 还原性： F－＜ Cl －＜ Br －＜ I－ ＞ Cs＋ 酸性 (无氧酸 )： HF ＜HCl ＜HBr ＜HI 注意：要会默写主族下列化合物通式（用Ｒ表示元素符号） 族 Ⅰ A ⅡA Ⅲ A Ⅳ A Ⅴ A ⅥA Ⅶ A 氢化物的化学式 不写 RH4

最 高价氧化 物的

化学式 R2O

最 高价氧化 物对 应水化物化学式 NaOH

５、元素周期表中元素性质的递变规律： 性质 同周期（左→右） 同主族（上→下）

原子半径 失电子能力 得电子能力 金属性 非金属性 最高价氧化物对应水化物的酸 2 性、碱性 非金属气态氢化物的形成难易程 度、稳定性 阳离子半径 阴离子半径 第Ⅰ A 族碱金属元素： Li Na K Rb Cs Fr （ Fr 是金属性最强的元素位于周期表左下方） 第Ⅶ A 族卤族元素： F Cl Br I At （ F 是非金属性最强的元素，位于周期表右上方） 三、化学键 １、化学键是指： 。２、化学反应的实质是指： 。 3、离子键与共价键的比较 键型 离子键 共价键

概念 金属阳离子或 NH4+ 与阴离子之间的相互作 全由非金属与非金属原子之间的相互作用。 用。

成键方式 通过得失电子形成阴、阳离子达到稳定结构 通过形成共用电子对达到稳定结构 成键粒子 阳离子或 NH4+ 与阴离子 原子

成键元素 与 元素之间（特殊：铵盐只由非 元素之间 金属元素组成，但含有离子键）

极性共价键（简称极性键） ：由 种原子形成， A －B 型，如， H－ Cl 。 共价键 非极性共价键（简称非极性键） ：由 种原子形成， A －A 型，如 Cl －Cl 。 离子化合物：由金属阳离子或 NH4+ 与阴离子形成的化合物。离子化合物一定有离子键，可能有共 价键。共价化合物：全由非金属与非金属原子形成的化合物。共价化合物只有共价键，一定无离子键。

2.电子式：（由于图片多不便排版，请同学们参看学案各种粒子电子式的书写方法） 用电子式表示离子键形成的物质的结构与表示共价键形成的物质的结构的不同点： （ 1）电荷：用电

子式表示离子键形成的物质的结构需标出阳离子和阴离子的电荷；而表示共价键形成的物质的结构 不能标电荷。（ 2）[ ]（方括号）：离子键形成的物质中的阴离子需用方括号括起来，而共价键形成 的物质中不能用方括号。注意区分：用电子式表示物质的结构还是用电子式表示物质的形成过程。 第二章 化学反应与能量复习提纲

一、 .化学能与热能 1、化学反应中能量变化的主要原因：旧化学键的断裂和新化学键的形成 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或反应物的总键能大于生成物的总键能的反应。 断开化学键吸收的总能量大于新化学键形成放出的总能量 b. 放热反应：反应物的总能量大于生成物的总能量或反应物的总键能小于生成物的总键能的反应。 断开化学键吸收的总能量小于形成化学键放出的总能量 3、化学反应一大特征：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 4、常见的放热反应： A. 所有燃烧反应； B. 中和反应； C. 大多数化合反应； D. 活泼金属跟水或酸反应； E. 铝热反应。

5、常见的吸热反应： A. 大多数分解反应； B 大多数的高温反应 C.以 H2 、 C、 CO 为还原剂的 反应

D.氯化铵与八水合氢氧化钡的反应 Ba(OH)2 · 8H2O+2NH4Cl==2NH3↑ +BaCl2+10H2O

说明 :①放热反应和吸热反应必须是化学变化 (下列不是放热或吸热反应 ) 放热：①浓硫酸溶于水 ② NaOH 溶于水 ③ CaO 溶于水 b、吸热：铵盐溶于水

②反应条件与热量变化没有必然的关系，既需要点燃或加热的反应不一定是吸热反应。 3