高中化学必修2知识点总结

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1、高中化学必修2知识点总结首次分享者：心亡　 已被分享10次 评论(0) 复制链接 分享 转载 举报专题一：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

2、，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

3、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—

4、—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。     

5、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

6、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

7、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