梁蕙英高一下册高一册第1234单元

1高中化学必修2复习第一单元原子核外电子排布与元素周期律一、原子结构元素、核素、同位素元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。1H8O17Cl核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。11H816O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。11H12H;817O816O二、元素周期表核外电子层数周期元素种类第一周期2种元素短周期第二周期8种元素第三周期8种元素周期第四周期18种元素长周期第五周期18种元素第六周期32种元素不完全周期第七周期未填满（已有26种元素）主族：ⅠA～ⅦA共7个主族（18个纵行）副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7个副族（16个族）第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB和ⅠB之间零族：稀有气体三、看元素或原子结构示意图：知道位置四、元素周期律1.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）第三周期元素11Na12Mg13Al14Si15P16S17Cl18Ar(1)电子排布电子层数相同，最外层电子数依次增加(2)原子半径原子半径依次减小—(3)主要化合价＋1＋2＋3＋4－4＋5－3＋6－2＋7－1—(4)金属性、非金属性金属性减弱，非金属性增加—(5)单质与水或酸置换难易冷水剧烈热水与酸快与酸反应慢———(6)氢化物的化学式——SiH4PH3H2SHCl—(7)与H2化合的难易——由难到易—(8)氢化物的稳定性——稳定性增强—(9)最高价氧化物的化学式Na2OMgOAl2O3SiO2P2O5SO3Cl2O7—最高价氧化物对应水化物(10)化学式NaOHMg(OH)2Al(OH)3H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4—(11)酸碱性强碱中强碱两性氢氧化物弱酸中强酸强酸很强的酸—(12)变化碱性减弱，酸性增强—2规律第ⅠA族碱金属元素：LiNaKRbCsFr（Fr是金属性最强的元素，位于周期表左下方）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，最强的碱FrOH（弱）；③相互置换反应（强制弱）Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu。（2）非金属性强（弱）——①单质与氢气易反应,最稳定F2+H2=2HF；（难）②生反应（强制弱）2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2。③氧化物溶于水生成的酸最强，（FO没有正价，没有酸）HClO4（Ⅰ）同周期比较：金属性：Na＞Mg＞Al与酸或水反应：从易→难碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3非金属性：Si＜P＜S＜Cl单质与氢气反应：从难→易氢化物稳定性：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）与酸或水反应：从难→易碱性：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH非金属性：F＞Cl＞Br＞I（卤族元素）单质与氢气反应：从易→难氢化物稳定：HF＞HCl＞HBr＞HI（Ⅲ）金属性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs还原性(失电子能力)：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs氧化性(得电子能力)：Li＋＞Na＋＞K＋＞Rb＋＞Cs＋非金属性：F＞Cl＞Br＞I氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2还原性：F－＜Cl－＜Br－＜I－酸性(无氧酸)：HF＜HCl＜HBr＜HI五、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。六、元素的结构决定了元素在周期表中的位置，推测元素的结构，预测元素的性质。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。七、化学键包括离子键和共价键1.离子键与共价键的比较键型离子键共价键概念阴阳离子结合成化合物的静电作用叫离子键原子之间通过共用电子对所形成的相互作用叫做共价键成键方式通过得失电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阴、阳离子原子成键元素含有金属或铵根的物质（NaOH、MgCl2、NH4Cl、NH4NO3非金属元素之间：极性：不同原子非极性：同种原子例子和价键说明NaOH、（离子键，共价键）MgCl2、（离子键）NH4Cl、（离子键、共价键）H2、N2、O3（非极性）H2O、CO2、HCl（极性）31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）2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）3极性共价键（简称极性键）：由不同种原子形成，A－B型，如，H－Cl。4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。八、.电子式：第二单元化学反应与能量变化一、化学反应的速率（1）化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量（均取正值）来表示。计算公式：v(B)＝＝①单位：mol/(L·s)或mol/(L·min)②B为溶液或气体，若B为固体或纯液体不计算速率。③以上所表示的是平均速率，而不是瞬时速率。④重要规律：（i）速率比＝方程式系数比（ii）变化量比＝方程式系数比（2）影响化学反应速率的因素：内因：由参加反应的物质的结构和性质决定的（主要因素）。外因：①温度：升高温度，增大速率②催化剂：一般加快反应速率（正催化剂）③浓度：增加C反应物的浓度，增大速率（溶液或气体才有浓度可言）④压强：增大压强，增大速率（适用于有气体参加的反应）⑤其它因素：如光（射线）、固体的表面积（颗粒大小）、反应物的状态（溶剂）、原电池等也会改变化学反应速率。2、化学反应的限度——化学平衡（1）化学平衡状态的特征：逆、动、等、定、变。①逆：化学平衡研究的对象是可逆反应。②动：动态平衡，达到平衡状态时，正逆反应仍在不断进行。③等：达到平衡状态时，正方应速率和逆反应速率相等，但不等于0。v正＝v逆≠0。④定：达到平衡状态时，各组分的浓度保持不变，各组成成分的含量保持一定。⑤变：当条件变化时，原平衡被破坏，在新的条件下会重新建立新的平衡。（2）判断化学平衡状态的标志：①VA（正方向）＝VA（逆方向）或nA（消耗）＝nA（生成）②各组分浓度保持不变或百分含量不变③借助颜色不变判断（有一种物质是有颜色的）④总物质的量或总体积或总压强或平均相对分子质量不变（前提：反应前后气体的总物质的量不相等的反应适用，即如对于反应xA＋yBzC，x＋y≠z）4三、化学反应中的热量1、在任何的化学反应中总伴有能量的变化。E反应物总能量＞E生成物总能量，为放热反应。E反应物总能量＜E生成物总能量，为吸热反应。2、常见的放热反应和吸热反应☆常见的放热反应：①所有的燃烧与缓慢氧化②酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与酸的反应⑤生石灰和水反应（特殊：C＋CO2△2CO是吸热反应）⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等（不是反应放热，是物理溶解）☆常见的吸热反应：①铵盐和碱的反应如Ba(OH)2·8H2O＋NH4Cl＝BaCl2＋2NH3↑＋10H2O②大多数分解反应如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应如：C(s)＋H2O(g)△CO(g)＋H2(g)。④铵盐溶解等3.产生原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热放出热量的化学反应。(放热吸热)△H为“-”或△H0吸收热量的化学反应。（吸热放热）△H为“+”或△H04、放热反应、吸热反应与键能、能量的关系放热反应：∑E（反应物）＞∑E（生成物）其实质是，反应物断键吸收的能量＜生成物成键释放的能量，。可理解为，由于放出热量，整个体系能量降低吸热反应：∑E（反应物）＜∑E（生成物)其实质是：反应物断键吸收的能量＞生成物成键释放的能量，。可理解为，由于吸收热量，整个体系能量升高。5、热化学方程式书写化学方程式注意要点:①热化学方程式必须标出能量变化。②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变5四、化学能与电能的转化1、原电池：将化学能转化为电能的装置叫做原电池2、组成条件：①两个活泼性不同的电极②电解质溶液③电极用导线相连并插入电解液构成闭合回路④某一电极与电解质溶液发生氧化还原反应原电池的工作原理：通过氧化还原反应（有电子的转移）把化学能转变为电能。（注意：如果不是活泼电极，如用惰性电池，石墨或是Pt,则要做成燃料电池）3、电子流向：外电路：负极—→导线—→正极内电路：盐桥中阴离子移向负极的电解质溶液，盐桥中阳离子移向正极的电解质溶液。电流方向：正极—→导线—→负极4、正、负极的判断：（1）从电极材料：一般较活泼金属为负极；或金属为负极，非金属为正极。（2）从电子的流动方向负极流入正极（3）从电流方向正极流入负极（4）根据电解质溶液内离子的移动方向阳离子流向正极，阴离子流向负极（5）根据实验现象①溶解的一极为负极②增重或有气泡一极为正极5、原电池电极反应的书写方法：（i）原电池：负极反应是氧化反应，正极反应是还原反应。因此书写电极反应的方法归纳如下：①写出总反应方程式：一般是活泼金属和电解质反应②负极：一般是活泼金属的溶解③正极：一般是电解质的东西出来，是气体或是沉淀注意：如果是两个电极是单质的有活泼的金属是一般情况，如果不是单质的电极，稍微有点不同。看离子6、例子1：电极反应：以锌铜原电池，硫酸电解质为例：负极：氧化反应Zn－2e＝Zn2＋（较活泼金属）现象：负极溶解，负极质量减少。正极：还原反应2H＋＋2e＝H2↑（较不活泼金属）现象：有气体放出或正极质量增加。总反应式：Zn+2H+=Zn2++H2↑例子2：锌银电池的负极是Zn，正极是Ag2O，电解质是KOH，其电极反应为负极：Zn+2OH－－2e－===Zn(OH)2正极：Ag2O+H2O+2e－===2Ag+2OH－总反应式：Zn+Ag2O+H2O===Zn(OH)2+2Ag例子3：电极反应：铅蓄电池，铅、氧化铅，硫酸负极（铅）：Pb＋SO42-－2e＝PbSO4↓正极（氧化铅）：PbO2＋4H+＋SO42-＋2e＝PbSO4↓＋2H2O总反应式：PbO2＋Pb＋2H2SO42PbSO4↓＋2H2O充电：阴极：PbSO4＋2H2O－2e＝PbO2＋4H+＋SO42-阳极PbSO4＋2e＝Pb＋SO42-一次电池：常见一次电池：碱性锌锰电池、锌银电池、锂电池等二次电池：又叫充电电池或蓄电池，如铅蓄电池7、原电池的应用：①加快化学反应速率，如粗锌制氢气速率比纯锌制氢气快。②比较金属活动性强弱。③设计原电池。④金属的腐蚀。放电充电CuZn-+e-IH+SO42-e-e-e-e-Zn2+Zn2+内电路离子定向移动外电路电子定向移动6三、燃料电池1、燃料电池：是使燃料与氧化剂反应直接产生电流的一种原电池2、电极反应：负极：是燃料的反应：燃料+“氧”===CO2+?（注意电解质是否要加上）正极：是氧气的反应：氧气+“氢”===总反应：就是燃烧的化学反应方程式（注意电解质，是否要加上）（1）酸性、例子1：甲醇燃料电池，稀硫酸电解质负极：2CH3OH+2H2O－12e-=2CO2↑+12H+。正极：3O2＋12H++12e-=6H2O总反应式2CH3OH+3O2=2CO2+4H2O（2）碱性、例子2：甲烷燃料电池，氢氧化钾电解质负极：CH4+10OH-－8e-=CO32-+7H2O正极：O2＋2H2O+4e-=4OH-总反应式：CH4+2OH-+2O2=CO32-+3H2O。（3）熔融的碳酸盐、例子3：丁烷燃料电池，熔融的碳酸钾电解池负极：2C4H10+26CO32-－52e-=34CO2+10H2O正极：O2＋2CO