高中必修二的化學(xué)總結
大家在化學(xué)學(xué)習過(guò)程中還有哪方面知識學(xué)起來(lái)比較吃力?
必修二的化學(xué)總結1
第一單元
1——原子半徑
�。�1）除第1周期外,其他周期元素（惰性氣體元素除外）的原子半徑隨原子序數的遞增而減��；
�。�2）同一族的元素從上到下,隨電子層數增多,原子半徑增大.
2——元素化合價(jià)
�。�1）除第1周期外,同周期從左到右,元素最高正價(jià)由堿金屬+1遞增到+7,非金屬元素負價(jià)由碳族-4遞增到-1（氟無(wú)正價(jià),氧無(wú)+6價(jià),除外）；
�。�2）同一主族的元素的最高正價(jià)、負價(jià)均相同
(3) 所有單質(zhì)都顯零價(jià)
3——單質(zhì)的熔點(diǎn)
�。�1）同一周期元素隨原子序數的遞增,元素組成的金屬單質(zhì)的熔點(diǎn)遞增,非金屬單質(zhì)的熔點(diǎn)遞減；
�。�2）同一族元素從上到下,元素組成的金屬單質(zhì)的熔點(diǎn)遞減,非金屬單質(zhì)的熔點(diǎn)遞增
4——元素的金屬性與非金屬性 （及其判斷）
�。�1）同一周期的元素電子層數相同.因此隨著(zhù)核電荷數的增加,原子越容易得電子,從左到右金屬性遞減,非金屬性遞增；
�。�2）同一主族元素最外層電子數相同,因此隨著(zhù)電子層數的增加,原子越容易失電子,從上到下金屬性遞增,非金屬性遞減.
判斷金屬性強弱
金屬性（還原性） 1,單質(zhì)從水或酸中置換出氫氣越容易越強
2,最高價(jià)氧化物的水化物的堿性越強（1—20號,K最強；總體Cs最強 最
非金屬性（氧化性）1,單質(zhì)越容易與氫氣反應形成氣態(tài)氫化物
2,氫化物越穩定
3,最高價(jià)氧化物的水化物的酸性越強（1—20號,F最強；最體一樣）
5——單質(zhì)的氧化性、還原性
一般元素的金屬性越強,其單質(zhì)的還原性越強,其氧化物的陽(yáng)離子氧化性越弱；
元素的非金屬性越強,其單質(zhì)的氧化性越強,其簡(jiǎn)單陰離子的還原性越弱.
推斷元素位置的規律
判斷元素在周期表中位置應牢記的規律：
�。�1）元素周期數等于核外電子層數；
�。�2）主族元素的序數等于最外層電子數.
陰陽(yáng)離子的半徑大小辨別規律
由于陰離子是電子最外層得到了電子 而陽(yáng)離子是失去了電子
6——周期與主族
周期：短周期（1—3）；長(cháng)周期（4—6,6周期中存在鑭系）；不完全周期（7）.
主族：ⅠA—ⅦA為主族元素；ⅠB—ⅦB為副族元素（中間包括Ⅷ）；0族（即惰性氣體）
所以, 總的說(shuō)來(lái)
(1) 陽(yáng)離子半徑原子半徑
(3) 陰離子半徑>陽(yáng)離子半徑
(4 對于具有相同核外電子排布的離子,原子序數越大,其離子半徑越小.
以上不適合用于稀有氣體!
第二單元
一 、化學(xué)鍵：
1,含義：分子或晶體內相鄰原子（或離子）間強烈的相互作用.
2,類(lèi)型 ,即離子鍵、共價(jià)鍵和金屬鍵.
離子鍵是由異性電荷產(chǎn)生的吸引作用,例如氯和鈉以離子鍵結合成NaCl.
1,使陰、陽(yáng)離子結合的靜電作用
2,成鍵微粒：陰、陽(yáng)離子
3,形成離子鍵：a活潑金屬和活潑非金屬
b部分鹽（Nacl、NH4cl、BaCo3等）
c強堿（NaOH、KOH）
d活潑金屬氧化物、過(guò)氧化物
4,證明離子化合物：熔融狀態(tài)下能導電
共價(jià)鍵是兩個(gè)或幾個(gè)原子通過(guò)共用電子（1,共用電子對對數=元素化合價(jià)的絕對值
2,有共價(jià)鍵的化合物不一定是共價(jià)化合物）
對產(chǎn)生的吸引作用,典型的共價(jià)鍵是兩個(gè)原子借吸引一對成鍵電子而形成的.例如,兩個(gè)氫核同時(shí)吸引一對電子,形成穩定的氫分子.
1,共價(jià)分子電子式的表示,P13
2,共價(jià)分子結構式的表示
3,共價(jià)分子球棍模型（H2O—折現型、NH3—三角錐形、CH4—正四面體）
4,共價(jià)分子比例模型
補充：碳原子通常與其他原子以共價(jià)鍵結合
乙烷（C—C單鍵）
乙烯（C—C雙鍵）
乙炔（C—C三鍵）
金屬鍵則是使金屬原子結合在一起的相互作用,可以看成是高度離域的共價(jià)鍵.
二、分子間作用力（即范德華力）
1,特點(diǎn)：a存在于共價(jià)化合物中
b化學(xué)鍵弱的多
c影響熔沸點(diǎn)和溶解性——對于組成和結構相似的分子,其范德華力一般隨著(zhù)相對分子質(zhì)量的增大而增大.即熔沸點(diǎn)也增大（特例：HF、NH3、H2O）
三、氫鍵
1,存在元素：O（H2O）、N（NH3）、F（HF）
2,特點(diǎn)：比范德華力強,比化學(xué)鍵弱
補充：水無(wú)論什么狀態(tài)氫鍵都存在
第三單元
一,同素異形（一定為單質(zhì)）
1,碳元素（金剛石、石墨）
氧元素（O2、O3）
磷元素（白磷、紅磷）
2,同素異形體之間的轉換——為化學(xué)變化
二,同分異構（一定為化合物或有機物）
分子式相同,分子結構不同,性質(zhì)也不同
1,C4H10（正丁烷、異丁烷）
2,C2H6(乙醇、二甲醚)
三,晶體分類(lèi)
離子晶體：陰、陽(yáng)離子有規律排列
1,離子化合物（KNO3、NaOH）
2,NaCl分子
3,作用力為離子間作用力
分子晶體：由分子構成的物質(zhì)所形成的晶體
1,共價(jià)化合物（CO2、H2O）
2,共價(jià)單質(zhì)（H2、O2、S、I2、P4）
3,稀有氣體（He、Ne）
原子晶體：不存在單個(gè)分子
1,石英（SiO2）、金剛石、晶體硅（Si）
金屬晶體：一切金屬
總結：熔點(diǎn)、硬度——原子晶體>離子晶體>分子晶體
必修二的.化學(xué)總結2
第一章 物質(zhì)結構 元素周期律
1. 原子結構：如： 的質(zhì)子數與質(zhì)量數,中子數,電子數之間的關(guān)系
2. 元素周期表和周期律
�。�1）元素周期表的結構
A. 周期序數＝電子層數
B. 原子序數＝質(zhì)子數
C. 主族序數＝最外層電子數＝元素的最高正價(jià)數
D. 主族非金屬元素的負化合價(jià)數＝8－主族序數
E. 周期表結構
�。�2）元素周期律（重點(diǎn)）
A. 元素的金屬性和非金屬性強弱的比較（難點(diǎn)）
a. 單質(zhì)與水或酸反應置換氫的難易或與氫化合的難易及氣態(tài)氫化物的穩定性
b. 最高價(jià)氧化物的水化物的堿性或酸性強弱
c. 單質(zhì)的還原性或氧化性的強弱
�。ㄗ⒁猓�?jiǎn)钨|(zhì)與相應離子的性質(zhì)的變化規律相反）
B. 元素性質(zhì)隨周期和族的變化規律
a. 同一周期,從左到右,元素的金屬性逐漸變弱
b. 同一周期,從左到右,元素的非金屬性逐漸增強
c. 同一主族,從上到下,元素的金屬性逐漸增強
d. 同一主族,從上到下,元素的非金屬性逐漸減弱
C. 第三周期元素的變化規律和堿金屬族和鹵族元素的變化規律（包括物理、化學(xué)性質(zhì)）
D. 微粒半徑大小的比較規律：
a. 原子與原子 b. 原子與其離子 c. 電子層結構相同的離子
�。�3）元素周期律的應用（重難點(diǎn)）
A. “位,構,性”三者之間的關(guān)系
a. 原子結構決定元素在元素周期表中的位置
b. 原子結構決定元素的化學(xué)性質(zhì)
c. 以位置推測原子結構和元素性質(zhì)
B. 預測新元素及其性質(zhì)
3. 化學(xué)鍵（重點(diǎn)）
�。�1）離子鍵：
A. 相關(guān)概念：
B. 離子化合物：大多數鹽、強堿、典型金屬氧化物
C. 離子化合物形成過(guò)程的電子式的表示（難點(diǎn)）
�。ˋB, A2B,AB2, NaOH,Na2O2,NH4Cl,O22-,NH4+）
�。�2）共價(jià)鍵：
A. 相關(guān)概念：
B. 共價(jià)化合物：只有非金屬的化合物（除了銨鹽）
C. 共價(jià)化合物形成過(guò)程的電子式的表示（難點(diǎn)）
�。∟H3,CH4,CO2,HClO,H2O2）
D 極性鍵與非極性鍵
�。�3）化學(xué)鍵的概念和化學(xué)反應的本質(zhì)：
第二章 化學(xué)反應與能量
1. 化學(xué)能與熱能
�。�1）化學(xué)反應中能量變化的主要原因：化學(xué)鍵的斷裂和形成
�。�2）化學(xué)反應吸收能量或放出能量的決定因素：反應物和生成物的總能量的相對大小
a. 吸熱反應： 反應物的總能量小于生成物的總能量
b. 放熱反應： 反應物的總能量大于生成物的總能量
�。�3）化學(xué)反應的一大特征：化學(xué)反應的過(guò)程中總是伴隨著(zhù)能量變化,通常表現為熱量變化
練習：
氫氣在氧氣中燃燒產(chǎn)生藍色火焰,在反應中,破壞1molH－H鍵消耗的能量為Q1kJ,破壞1molO ＝ O鍵消耗的能量為Q2kJ,形成1molH－O鍵釋放的能量為Q3kJ.下列關(guān)系式中正確的是（ B ）
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