高中化学选修二知识点.docx

高中化学选修二知识点篇一:高中化学必修2知识点归纳总结高中化学必修2知识点归纳总结第一单元原子核外电子排布与元素周期律一、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) =核电荷数=质子数=原子的核外电子核外电子(Z个) ★熟背前20号元素,熟悉1~20号元素原子核外电子的排布: :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 2 容纳的电子数是2n;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:、核素、同位素元素:具有相同核电荷数的同一类原子的总称。核素:具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。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)二、: 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=: 核外电子层数元素种类第一周期12种元素短周期第二周期28种元素周期第三周期38种元素元7第四周期418种元素素7第五周期518种元素周长周期第六周期632种元素期第七周期7未填满(已有26种元素)表主族:ⅠA~ⅦA共7个主族族副族:ⅢB~ⅦB、ⅠB~ⅡB,共7个副族(18个纵行)第Ⅷ族:三个纵行,位于ⅦB和ⅠB之间(16个族)零族:稀有气体三、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。元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电..........子排布的周期性变化的必然结果。......... ) 第ⅦA族卤族元素:FClBrIAt(F是非金属性最强的元素,位于周期表右上方)★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);②氢氧化物碱性强(弱);③相互置换反应(强制弱)Fe+CuSO4=FeSO4+Cu。(2)非金属性强(弱)——①单质与氢气易(难)反应;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)2NaBr+Cl2=2NaCl+Br2。(Ⅱ)同主族比较: 比较粒子(包括原子、离子)半径的方法(“三看”):(1)先比较电子层数,电子层数多的半径大。(2)电子层数相同时,再比较核电荷数,核电荷数多的半径反而小。元素周期表的应用 1、元素周期表中共有个7周期,3是短周期,3是长周期。其中第7周期也被称为不完全周期。 2、在元素周期表中,ⅠA-ⅦA是主族元素,主族和0族由短周期元素、长周期元素共同组成。ⅠB-ⅦB是副族元素,副族元素完全由长周期元素构成。3、元素所在的周期序数=电子层数,主族元素所在的族序数=最外层电子数,元素周期表是元素周期律的具体表现形式。在同一周期中,从左到右,随着核电荷数的递增,原子半径逐渐减小,原子核对核外电子的吸引能力逐渐增强,元素的金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。在同一主族中,从上到下,随着核电荷数的递增,原子半径逐渐增大,电子层数逐渐增多,原子核对外层电子的吸引能力逐渐减弱,元素的金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱。 4、元素的结构决定了元素在周期表中的位置,元素在周期表中位置的反映了原子的结构和元素的性质特点。我们可以根据元素在周期表中的位置,推测元素的结构,预测元素的性质。元素周期表中位置相近的元素性质相似,人们可以借助元素周期表研究合成有特定性质的新物质。例如,在金属和非金属的分界线附近寻找半导体材料,在过渡元素中寻找各种优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀材料。第二单元微粒之间的相互作用化学键是直接相邻两个或多个原子或离子间强烈的相互作用。离子化合物:由离子键构成的化合物叫做离子化合物。(一定有离子键,可能有共价键)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。(只有共价键一定没有离子键) 极性共价键(简称极性键):由不同种原子形成,A-B型,如,H-Cl。共价键非极性共价键(简称非极性键):由同种原子形成,A-A型,如,Cl-Cl。 : 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