化学必修2期末复习纲要（专题1-4）
专题1 微观结构与物质的多样性。
一、核外电子排布与周期性。
1）．原子结构。
1、原子的质量主要集中在原子核上。
2、质子和中子的相对质量都近似为1，电子的质量可忽略。
3、原子序数 ＝ 核电核数 ＝ 质子数 ＝ 核外电子数。
4、质量数(a)=质子数(z)+中子数(n)
5、在化学上，我们用符号x来表示一个质量数为a，质子数为z的具体的x原子。如：的质子数与质量数，中子数，电子数之间的关系。
6、核素：把具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子称为核素。一种原子即为一种核素。
7、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。或：同一种元素的不同核间互称为同位素。
两同：质子数相同、同一元素。
两不同：中子数不同、质量数不同。
属于同一种元素的不同种原子。
2）．原子核外电子的排布。
1、在多个电子的原子里，核外电子是分层运动的，又叫电子分层排布。
电子总是尽先排布在能量最低的电子层里。
2、核外电子的排布规律。
各电子层最多容纳的电子数是2n2（n表示电子层）
最外层电子数不超过8个（k层是最外层时，最多不超过2个）；次外层电子数目不超过18个；倒数第三层不超过32个。
核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层，然后由里向外从能量低的电子层逐步向能量高的电子层排布。
二。、元素周期律。
1）元素周期律（重点）
．核外电子层排布：
随着原子序数的递增，每隔一定数目的元素，会重复出现原子“最外层电子从___个递增到___个的情况（k层由1－2）而达到结构的变化规律。
．最高正化合价和最低负化合价：
随着原子序数的递增，每隔一定数目的元素，会重复出现原子最**由。
中部出现负价，由的变化规律。
o、f无正价，金属无负价。
最高正化合价：＋１最低负化合价：－４0
最高正化合价＝最外层电子数＝主族序数。
最高正化合价＋∣最低负化合价。
3．元素金属性和非金属性的递变。
a. 元素的金属性和非金属性强弱的的判断依据（难点）
a. 单质与水或酸反应置换氢的难易或与氢化合的难易及气态氢化物的稳定性。
b. 最**氧化物的水化物的碱性或酸性强弱。
c. 单质的还原性或氧化性的强弱。
注意：单质与相应离子的性质的变化规律相反）
b. 第三周期元素的变化规律和碱金属族元素的变化规律（包括物理、化学性质）
．２na + 2h2o ＝2naoh + h2 ↑ 容易) mg + 2 h2o 2mg(oh)2 + h2 ↑（较难）
金属性：na > mg
．mg + 2hcl ＝mgcl2 + h2 ↑ 容易) 2al + 6 hcl ＝ 2alcl3 +3h2 ↑（较难）
金属性：mg > al根据得出： 金属性 na > mg > al
．碱性 naoh > mg(oh)2> al(oh)3 金属性：金属性 na > mg > al
na mg al
金属性逐渐减弱。
．结论： si p s cl
单质与ｈ2的反应越来越容易生成的氢化物越来越稳定。
最**氧化物对应水化物的酸性逐渐增强。
故：非金属性逐渐增强。
na mg al si p s cl
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
同周期从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
5．卤族元素的变化规律（包括物理、化学性质）：
．原子结构相似性：最外层电子数相同，都为___个。
递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多。
．卤素单质物理性质的递变性：（从ｆ2到ｉ2）
（１）卤素单质的颜色逐渐加深；（２密度逐渐增大；（３单质的熔、沸点升高。
．卤素单质与氢气的反应： ｘ2 ＋ h2 ＝ 2 hx
卤素单质与h2 的剧烈程度：依次减弱 ；生成的氢化物的稳定性：依次减弱。
．卤素单质间的置换。
2nabr +cl2 ＝2nacl + br2 氧化性：cl2___br2 ； 还原性：cl－__br－
2nai +cl2 ＝2nacl + i2 氧化性：cl2___i2 ； 还原性：cl－__i－
2nai +br2 ＝2nabr + i2 氧化性：br2___i2 ； 还原性：br－__i－
结论： 单质的氧化性：依次减弱，对于阴离子的还原性：依次增强。
同主族从上到下，随着核电核数的增加，电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐___原子得电子的能力___失电子的能力___即非金属性逐渐___金属性逐渐。
c. 元素性质随周期和同主族的变化规律。
a. 同一周期，从左到右，元素的金属性逐渐变弱。
b. 同一周期，从左到右，元素的非金属性逐渐增强。
c. 同一主族，从上到下，元素的金属性逐渐增强。
d. 同一主族，从上到下，元素的非金属性逐渐减弱。
6．随着原子序数的递增，元素的核外电子排布、主要化合价、金属性和非金属性都呈现周期性的变化规律，这一规律叫做元素周期律。
2）元素周期表的结构。
a. 周期序数＝电子层数b. 原子序数＝质子数。
c. 主族序数＝最外层电子数＝元素的最高正价数。
d. 主族非金属元素的负化合价数＝8－主族序数 e. 周期表结构。
短周期（第周期）
周期：7个（共七个横行）
长周期（第周期）
主族7个：ⅰa-ⅶa
副族7个：ib-ⅶb
第ⅷ族1个（3个纵行）
零族（1个）稀有气体元素。
3）．元素周期表和元素周期律对我们的指导作用。
1. 周期表中金属性、非金属性之间没有严格的界线。在分界线附近的元素具有金属性又具有非金属性。
2. 金属性最强的在周期表的左下角是，cs；非金属性最强的在周期表的右上角，是ｆ。
3. 微粒半径大小的比较规律： a. 原子与原子 b. 原子与其离子 c. 电子层结构相同的离。
4）元素周期律的应用（重难点）
a. 原子结构和元素性质的关系：“位，构，性”三者之间的关系。
a. 原子结构决定元素在元素周期表中的位置。
b. 原子结构决定元素的化学性质。
c. 以位置推测原子结构和元素性质。
b. 应用。
①在周期表中寻找新的农药。②在周期表中寻找半导体材料。③在周期表中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。④**新元素及其性质。
三。微粒之间的相互作用。
1、化学键（重点）
化学键的概念和化学反应的本质：
1）离子键：
a. 相关概念：阴阳离子之间强烈的相互作用叫做离子键。相互作用：静电作用（包含吸引和排斥）
b. 离子化合物：像nacl这种由离子构成的化合物叫做离子化合物。
1）活泼金属(ⅰa、ⅱa族)与活泼非金属(ⅵa、ⅶa族)形成的化合物。如nacl、na2o、k2s等。
（2）强碱：如naoh、koh、ba(oh)2、ca(oh)2等。
（3）大多数盐：如na2co3、baso4
（4）铵盐、典型金属氧化物。
注意：酸不是离子化合物。离子键只存在离子化合物中，离子化合物中一定含有离子键。
2）共价键：
a. 相关概念：原子间通过共用电子对所形成的相互作用叫做共价键。
共价键的存在：
非金属单质：h2、x2 、ｎ2等（稀有气体除外）
共价化合物：h2o、 co2 、sio2、 h2s等。
复杂离子化合物：强碱、铵盐、含氧酸盐。
b. 共价化合物：以共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。（只有非金属的化合物，除了铵盐）
3）．电子式：
定义：在元素符号周围用小黑点(或×)来表示原子的最外层电子（价电子）的式子叫电子式。
．原子的电子式：
．阴阳离子的电子式：
（１）阳离子简单阳离子：离子符号即为电子式，如na+、、mg2＋等。
复杂阳离子：如nh4+ 电子式。
简单阴离子：
２）阴离子
复杂阴离子：
．物质的电子式：
１）离子化合物：阴、阳离子的电子式结合即为离子化合物的电子式。
ab型：naclmgo
a2b型：如na2o
ab2型：如mgcl2
２）某些非金属单质：如：cl2o2___等。
３）共价化合物：如hclco2nh3ch4
．用电子式表示形成过程：
用电子式表示离子化合物形成过程：
1）离子须标明电荷数； （2）相同的原子可以合并写，相同的离子要单个写； （3）阴离子要用方括号括起； （4）不能把“→”写成“＝”5）用箭头标明电子转移方向(也可不标)。
2、分子间作用力：分子间存在着将分子聚集在一起的作用力，这种作用力称为分子间作用力。分子间作用力比化学键弱得多。
由分子构成的物质，分子间作用力是影响物质熔沸点和溶解性的重要因素。
3、从微观结构看物质的多样性。
1）同素异形体： 同一种元素能够形成几种不同的单质，这种现象称为同素异形现象，这些单质互称为同素异形体。
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