化學姐在這個周末給同學們帶來高中化學必修二的重點知識，分為上下兩集，今天是上集，同學們要認真看喔~

高中化學必修二

第一章 物質結構 元素周期律

一、原子結構

注意：質量數(A)＝質子數(Z)＋中子數(N)

原子序數=核電荷數=質子數=原子的核外電子數

熟背前20号元素，熟悉1～20号元素原子核外電子的排布：

H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca

2.原子核外電子的排布規律：

①電子總是盡先排布在能量最低的電子層裡；

②各電子層最多容納的電子數是2n2；

③最外層電子數不超過8個（K層為最外層不超過2個），次外層不超過18個，倒數第三層電子數不超過32個。

3.元素、核素、同位素

元素：具有相同核電荷數的同一類原子的總稱。

核素：具有一定數目的質子和一定數目的中子的一種原子。

同位素：質子數相同而中子數不同的同一元素的不同原子互稱為同位素。(對于原子來說)

二、元素周期表

1.編排原則：

①按原子序數遞增的順序從左到右排列

②将電子層數相同的各元素從左到右排成一橫行。（周期序數＝原子的電子層數）

③把最外層電子數相同的元素按電子層數遞增的順序從上到下排成一縱行。

主族序數＝原子最外層電子數

2.結構特點：

三、元素周期律

1.元素周期律：元素的性質（核外電子排布、原子半徑、主要化合價、金屬性、非金屬性）随着核電荷數的遞增而呈周期性變化的規律。元素性質的周期性變化實質是元素原子核外電子排布的周期性變化的必然結果。

2.同周期元素性質遞變規律

第ⅠA族堿金屬元素：Li Na K Rb Cs Fr（Fr是金屬性最強的元素，位于周期表左下方）

第ⅦA族鹵族元素：F Cl Br I At（F是非金屬性最強的元素，位于周期表右上方）

判斷元素金屬性和非金屬性強弱的方法：

（1）金屬性強（弱）——①單質與水或酸反應生成氫氣容易（難）；②氫氧化物堿性強（弱）；③相互置換反應（強制弱）Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu。

（2）非金屬性強（弱）——①單質與氫氣易（難）反應；②生成的氫化物穩定（不穩定）；③最高價氧化物的水化物（含氧酸）酸性強（弱）；④相互置換反應（強制弱）2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2。

同周期比較：

金屬性：Na＞Mg＞Al

與酸或水反應：從易→難

堿性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3

非金屬性：Si＜P＜S＜Cl

單質與氫氣反應：從難→易

氫化物穩定性：SiH4＜PH3＜H2S＜HCl

酸性(含氧酸)：H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4

同主族比較：

金屬性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs（堿金屬元素）

與酸或水反應：從難→易

堿性：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH

非金屬性：F＞Cl＞Br＞I（鹵族元素）

單質與氫氣反應：從易→難

氫化物穩定：HF＞HCl＞HBr＞HI

金屬性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs

還原性(失電子能力)：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs

氧化性(得電子能力)：Li＋＞Na＋＞K＋＞Rb＋＞Cs＋

非金屬性：F＞Cl＞Br＞I

氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2

還原性：F－＜Cl－＜Br－＜I－

酸性(無氧酸)：HF＜HCl＜HBr＜HI

比較粒子(包括原子、離子)半徑的方法：

（1）先比較電子層數，電子層數多的半徑大。

（2）電子層數相同時，再比較核電荷數，核電荷數多的半徑反而小。

四、化學鍵

化學鍵是相鄰兩個或多個原子間強烈的相互作用。

1.離子鍵與共價鍵的比較

鍵型

離子鍵

共價鍵

概念

陰陽離子結合成化合物的靜電作用叫離子鍵

原子之間通過共用電子對所形成的相互作用叫做共價鍵

成鍵方式

通過得失電子達到穩定結構

通過形成共用電子對達到穩定結構

成鍵粒子

陰、陽離子

原子

成鍵元素

活潑金屬與活潑非金屬元素之間（特殊：NH4Cl、NH4NO3等铵鹽隻由非金屬元素組成，但含有離子鍵）

非金屬元素之間

離子化合物：由離子鍵構成的化合物叫做離子化合物。（一定有離子鍵，可能有共價鍵）

共價化合物：原子間通過共用電子對形成分子的化合物叫做共價化合物。（隻有共價鍵）

2.電子式：

用電子式表示離子鍵形成的物質的結構與表示共價鍵形成的物質的結構的不同點：

（1）電荷：用電子式表示離子鍵形成的物質的結構需标出陽離子和陰離子的電荷；而表示共價鍵形成的物質的結構不能标電荷。

（2）[ ]（方括号）：離子鍵形成的物質中的陰離子需用方括号括起來，而共價鍵形成的物質中不能用方括号。

第二章 化學反應與能量

第一節 化學能與熱能

1、在任何的化學反應中總伴有能量的變化。

原因：當物質發生化學反應時，斷開反應物中的化學鍵要吸收能量，而形成生成物中的化學鍵要放出能量。化學鍵的斷裂和形成是化學反應中能量變化的主要原因。

一個确定的化學反應在發生過程中是吸收能量還是放出能量，取決于反應物的總能量與生成物的總能量的相對大小。E反應物總能量＞E生成物總能量，為放熱反應。E反應物總能量＜E生成物總能量，為吸熱反應。

2、常見的放熱反應和吸熱反應

常見的放熱反應：

①所有的燃燒與緩慢氧化。

②酸堿中和反應。

③金屬與酸反應制取氫氣。

④大多數化合反應（特殊：

是吸熱反應）。

常見的吸熱反應：

①以C、H2、CO為還原劑的氧化還原反應如：

②铵鹽和堿的反應如Ba(OH)2·8H2O＋NH4Cl＝BaCl2＋2NH3↑＋10H2O

③大多數分解反應如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。

3、能源的分類：

形成條件

利用曆史

性質

一次能源

常規能源

可再生資源

水能、風能、生物質能

不可再生資源

煤、石油、天然氣等化石能源

新能源

可再生資源

太陽能、風能、地熱能、潮汐能、氫能、沼氣

不可再生資源

核能

二次能源

（一次能源經過加工、轉化得到的能源稱為二次能源）

電能（水電、火電、核電）、蒸汽、工業餘熱、酒精、汽油、焦炭等

【思考】一般說來，大多數化合反應是放熱反應，大多數分解反應是吸熱反應，放熱反應都不需要加熱，吸熱反應都需要加熱，這種說法對嗎？試舉例說明。

點拔：這種說法不對。如C＋O2＝CO2的反應是放熱反應，但需要加熱，隻是反應開始後不再需要加熱，反應放出的熱量可以使反應繼續下去。Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl的反應是吸熱反應，但反應并不需要加熱。

第二節 化學能與電能

1、化學能轉化為電能的方式：

電能

(電力)

火電（火力發電）

化學能→熱能→機械能→電能

缺點：環境污染、低效

原電池

将化學能直接轉化為電能

優點：清潔、高效

2、原電池原理

（1）概念：把化學能直接轉化為電能的裝置叫做原電池。

（2）原電池的工作原理：通過氧化還原反應（有電子的轉移）把化學能轉變為電能。

（3）構成原電池的條件：

①電極為導體且活潑性不同；

②兩個電極接觸（導線連接或直接接觸）；

③兩個相互連接的電極插入電解質溶液構成閉合回路。

（4）電極名稱及發生的反應：

負極：

較活潑的金屬作負極，負極發生氧化反應

電極反應式：較活潑金屬－ne－＝金屬陽離子

負極現象：負極溶解，負極質量減少

正極：

較不活潑的金屬或石墨作正極，正極發生還原反應

電極反應式：溶液中陽離子＋ne－＝單質

正極的現象：一般有氣體放出或正極質量增加

（5）原電池正負極的判斷方法：

①依據原電池兩極的材料：

較活潑的金屬作負極（K、Ca、Na太活潑，不能作電極）；

較不活潑金屬或可導電非金屬（石墨）、氧化物（MnO2）等作正極。

②根據電流方向或電子流向：（外電路）的電流由正極流向負極；電子則由負極經外電路流向原電池的正極。

③根據内電路離子的遷移方向：陽離子流向原電池正極，陰離子流向原電池負極。

④根據原電池中的反應類型：

負極：失電子，發生氧化反應，現象通常是電極本身消耗，質量減小。

正極：得電子，發生還原反應，現象是常伴随金屬的析出或H2的放出。

（6）原電池電極反應的書寫方法：

①原電池反應所依托的化學反應原理是氧化還原反應，負極反應是氧化反應，正極反應是還原反應。因此書寫電極反應的方法歸納如下：

寫出總反應方程式；

把總反應根據電子得失情況，分成氧化反應、還原反應；

氧化反應在負極發生，還原反應在正極發生，反應物和生成物對号入座，注意酸堿介質和水等參與反應。

②原電池的總反應式一般把正極和負極反應式相加而得。

（7）原電池的應用：

①加快化學反應速率，如粗鋅制氫氣速率比純鋅制氫氣快。

②比較金屬活動性強弱。

③設計原電池。

④金屬的腐蝕。

3、化學電源基本類型：

①幹電池：活潑金屬作負極，被腐蝕或消耗。如：Cu－Zn原電池、鋅錳電池。

②充電電池：兩極都參加反應的原電池，可充電循環使用。如鉛蓄電池、锂電池和銀鋅電池等。

③燃料電池：兩電極材料均為惰性電極，電極本身不發生反應，而是由引入到兩極上的物質發生反應，如H2、CH4燃料電池，其電解質溶液常為堿性試劑（KOH等）。

第三節 化學反應的速率和限度

1、化學反應的速率

（1）概念：化學反應速率通常用單位時間内反應物濃度的減少量或生成物濃度的增加量（均取正值）來表示。

計算公式：

①單位：mol/(L·s)或mol/(L·min)

②B為溶液或氣體，若B為固體或純液體不計算速率。

③以上所表示的是平均速率，而不是瞬時速率。

④重要規律：

速率比＝方程式系數比

變化量比＝方程式系數比

（2）影響化學反應速率的因素：

内因：由參加反應的物質的結構和性質決定的（主要因素）。

外因：①溫度：升高溫度，增大速率

②催化劑：一般加快反應速率（正催化劑）

③濃度：增加C反應物的濃度，增大速率（溶液或氣體才有濃度可言）

④壓強：增大壓強，增大速率（适用于有氣體參加的反應）

⑤其它因素：如光（射線）、固體的表面積（顆粒大小）、反應物的狀态（溶劑）、原電池等也會改變化學反應速率。

2、化學反應的限度——化學平衡

（1）在一定條件下，當一個可逆反應進行到正向反應速率與逆向反應速率相等時，反應物和生成物的濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡狀态”，這就是這個反應所能達到的限度，即化學平衡狀态。

化學平衡的移動受到溫度、反應物濃度、壓強等因素的影響。催化劑隻改變化學反應速率，對化學平衡無影響。

在相同的條件下同時向正、逆兩個反應方向進行的反應叫做可逆反應。通常把由反應物向生成物進行的反應叫做正反應。而由生成物向反應物進行的反應叫做逆反應。

在任何可逆反應中，正方應進行的同時，逆反應也在進行。可逆反應不能進行到底，即是說可逆反應無論進行到何種程度，任何物質（反應物和生成物）的物質的量都不可能為0。

（2）化學平衡狀态的特征：逆、動、等、定、變。

①逆：化學平衡研究的對象是可逆反應。

②動：動态平衡，達到平衡狀态時，正逆反應仍在不斷進行。

③等：達到平衡狀态時，正方應速率和逆反應速率相等，但不等于0。即v正＝v逆≠0。

④定：達到平衡狀态時，各組分的濃度保持不變，各組成成分的含量保持一定。

⑤變：當條件變化時，原平衡被破壞，在新的條件下會重新建立新的平衡。

（3）判斷化學平衡狀态的标志：

①VA（正方向）＝VA（逆方向）或nA（消耗）＝nA（生成）（不同方向同一物質比較）

②各組分濃度保持不變或百分含量不變

③借助顔色不變判斷（有一種物質是有顔色的）

④總物質的量或總體積或總壓強或平均相對分子質量不變（前提：反應前後氣體的總物質的量不相等的反應适用，即如對于反應

）

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