化学高二知识点.docx

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、负价均一样

(3)全部单质都显零价

3——单质的熔点

〔1〕同一周期元素随原子序数的递增，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——元素的金属性及非金属性〔及其推断〕

〔1〕同一周期的元素电子层数一样。因此随着核电荷数的增加，原子越简洁得电子，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一样，因此随着电子层数的增加，原子越简洁失电子，从上到下金属性递增，非金属性递减。

推断金属性强弱

金属性〔复原性〕1，单质从水或酸中置换出氢气越简洁越强

2，最高价氧化物的水化物的碱性越强〔1—20号，K最强；总体最强〕

非金属性〔氧化性〕1，单质越简洁及氢气反响形成气态氢化物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、复原性

一般元素的金属性越强，其单质的复原性越强，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，其简洁阴离子的复原性越弱。

推断元素位置的规律

推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区分规律

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——周期及主族

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)对于具有一样核外电子排布的离子，原子序数越大，其离子半径越小。

以上不合适用于稀有气体!

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〕间剧烈的互相作用。

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。

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〔、4、3等〕

c强碱〔、〕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=元素化合价的一定值

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，共价分子构造式的表示

3，共价分子球棍模型〔H2O—折现型、3—三角锥形、4—正四面体〕

4，共价分子比例模型

补充：碳原子通常及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互相作用，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化学键弱的多

c影响熔沸点和溶解性——对于组成和构造相像的分子，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：、3、H2O〕

三、氢键

1，存在元素：O〔H2O〕、N〔3〕、F〔〕

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——为化学改变

二，同分异构〔一定为化合物或有机物〕

分子式一样，分子构造不同，性质也不同

1，C4H10〔正丁烷、异丁烷〕2，C2H6(乙醇、二甲醚)

三，晶体分类

离子晶体：阴、阳离子有规律排列

1，离子化合物〔3、〕2，分子3，作用力为离子间作用力

分子晶体：由分子构