化學(xué)選修2知識(shí)點(diǎn)總結(jié)化學(xué)選修2知識(shí)點(diǎn)總結(jié)「篇一」一、元素周期表熟記等式：原子序數(shù)=核電荷數(shù)=質(zhì)子數(shù)=核外電子數(shù)1、元素周期表的編排原則：①按照原子序數(shù)遞增的順序從左到右排列;②將電子層數(shù)相同的元素排成一個(gè)橫行——周期;③把較外層電子數(shù)相同的元素按電子層數(shù)遞增的順序從上到下排成縱行——族2、如何準(zhǔn)確表示元素在周期表中的位置：周期序數(shù)=電子層數(shù);主族序數(shù)=較外層電子數(shù)口訣：三短三長一不全;七主七副零八族熟記：三個(gè)短周期，分和第七主族和零族的元素符號(hào)和名稱3、元素金屬性和非金屬性判斷依據(jù)：①元素金屬性強(qiáng)弱的判斷依據(jù)：單質(zhì)跟水或酸起反應(yīng)置換出氫的難易;元素較高價(jià)氧化物的水化物——?dú)溲趸锏膲A性強(qiáng)弱;置換反應(yīng)。②元素非金屬性強(qiáng)弱的判斷依據(jù)：單質(zhì)與氫氣生成氣態(tài)氫化物的難易及氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性;較高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)的水化物的酸性強(qiáng)弱;置換反應(yīng)。4、核素：具有一定數(shù)目的質(zhì)子和一定數(shù)目的中子的一種原子。①質(zhì)量數(shù)==質(zhì)子數(shù)+中子數(shù)：A==Z+N②同位素：質(zhì)子數(shù)相同而中子數(shù)不同的同一元素的不同原子，互稱同位素。(同一元素的各種同位素物理性質(zhì)不同，化學(xué)性質(zhì)相同)二、元素周期律1、影響原子半徑大小的因素：①電子層數(shù)：電子層數(shù)越多，原子半徑越大(較主要因素)②核電荷數(shù)：核電荷數(shù)增多，吸引力增大，使原子半徑有減小的趨向(次要因素)③核外電子數(shù)：電子數(shù)增多，增加了相互排斥，使原子半徑有增大的傾向2、元素的化合價(jià)與較外層電子數(shù)的關(guān)系：較高正價(jià)等于較外層電子數(shù)(氟氧元素?zé)o正價(jià))負(fù)化合價(jià)數(shù)=8—較外層電子數(shù)(金屬元素?zé)o負(fù)化合價(jià))3、同主族、同周期元素的結(jié)構(gòu)、性質(zhì)遞變規(guī)律：同主族：從上到下，隨電子層數(shù)的遞增，原子半徑增大，核對(duì)外層電子吸引能力減弱，失電子能力增強(qiáng)，還原性(金屬性)逐漸增強(qiáng)，其離子的氧化性減弱。同周期：左→右，核電荷數(shù)——→逐漸增多，較外層電子數(shù)——→逐漸增多原子半徑——→逐漸減小，得電子能力——→逐漸增強(qiáng)，失電子能力——→逐漸減弱氧化性——→逐漸增強(qiáng)，還原性——→逐漸減弱，氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性——→逐漸增強(qiáng)較高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物酸性——→逐漸增強(qiáng)，堿性——→逐漸減弱三、化學(xué)鍵含有離子鍵的化合物就是離子化合物;只含有共價(jià)鍵的化合物才是共價(jià)化合物。NaOH中含較性共價(jià)鍵與離子鍵，NH4Cl中含較性共價(jià)鍵與離子鍵，Na2O2中含非較性共價(jià)鍵與離子鍵，H2O2中含較性和非較性共價(jià)鍵一、化學(xué)能與熱能1、在任何的化學(xué)反應(yīng)中總伴有能量的變化。原因：當(dāng)物質(zhì)發(fā)生化學(xué)反應(yīng)時(shí)，斷開反應(yīng)物中的化學(xué)鍵要吸收能量，而形成生成物中的化學(xué)鍵要放出能量?；瘜W(xué)鍵的斷裂和形成是化學(xué)反應(yīng)中能量變化的主要原因。一個(gè)確定的化學(xué)反應(yīng)在發(fā)生過程中是吸收能量還是放出能量，決定于反應(yīng)物的總能量與生成物的總能量的相對(duì)大小。E反應(yīng)物總能量>E生成物總能量，為放熱反應(yīng)。E反應(yīng)物總能量2、常見的放熱反應(yīng)和吸熱反應(yīng)常見的放熱反應(yīng)：①所有的燃燒與緩慢氧化。②酸堿中和反應(yīng)。③金屬與酸、水反應(yīng)制氫氣。④大多數(shù)化合反應(yīng)(特殊：C+CO22CO是吸熱反應(yīng))。常見的吸熱反應(yīng)：①以C、H2、CO為還原劑的氧化還原反應(yīng)如：C(s)+H2O(g)=CO(g)+H2(g)。②銨鹽和堿的反應(yīng)如Ba(OH)2?8H2O+NH4Cl=BaCl2+2NH3↑+10H2O③大多數(shù)分解反應(yīng)如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。[練習(xí)]1、下列反應(yīng)中，即屬于氧化還原反應(yīng)同時(shí)又是吸熱反應(yīng)的是(B)A.Ba(OH)2.8H2O與NH4Cl反應(yīng)B.灼熱的炭與CO2反應(yīng)C.鋁與稀鹽酸D.H2與O2的燃燒反應(yīng)2、已知反應(yīng)X+Y=M+N為放熱反應(yīng)，對(duì)該反應(yīng)的下列說法中正確的是(C)A.X的能量一定高于MB.Y的能量一定高于NC.X和Y的總能量一定高于M和N的總能量D.因該反應(yīng)為放熱反應(yīng)，故不選加熱就可發(fā)生化學(xué)選修2知識(shí)點(diǎn)總結(jié)「篇二」只要保證可逆反應(yīng)化學(xué)計(jì)量數(shù)之比相同即可視為等效平衡。五、化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的方向1、反應(yīng)熵變與反應(yīng)方向：(1)熵:物質(zhì)的一個(gè)狀態(tài)函數(shù)，用來描述體系的混亂度，符號(hào)為S.單位：J???mol-1?K-1(2)體系趨向于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o序，導(dǎo)致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應(yīng)方向判斷的依據(jù)。(3)同一物質(zhì)，在氣態(tài)時(shí)熵值最大，液態(tài)時(shí)次之，固態(tài)時(shí)最小。即S(g)〉S(l)〉S(s)2、反應(yīng)方向判斷依據(jù)在溫度、壓強(qiáng)一定的條件下，化學(xué)反應(yīng)的判讀依據(jù)為：ΔH-TΔS〈0反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行ΔH-TΔS=0反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)ΔH-TΔS〉0反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行注意：(1)ΔH為負(fù)，ΔS為正時(shí)，任何溫度反應(yīng)都能自發(fā)進(jìn)行(2)ΔH為正，ΔS為負(fù)時(shí)，任何溫度反應(yīng)都不能自發(fā)進(jìn)行第三章水溶液中的離子平衡一、弱電解質(zhì)的電離1、定義：電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物,叫電解質(zhì)。非電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物。強(qiáng)電解質(zhì)：在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)。弱電解質(zhì)：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì)。2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：電解質(zhì)——離子化合物或共價(jià)化合物非電解質(zhì)——共價(jià)化合物注意：①電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物②SO2、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì)③強(qiáng)電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物(如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強(qiáng)電解質(zhì))——電解質(zhì)的強(qiáng)弱與導(dǎo)電性、溶解性無關(guān)。3、電離平衡：在一定的條件下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成時(shí)，電離過程就達(dá)到了平衡狀態(tài)，這叫電離平衡。4、影響電離平衡的因素：A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。B、濃度：濃度越大，電離程度越小;溶液稀釋時(shí)，電離平衡向著電離的方向移動(dòng)。C、同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液里加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)，會(huì)減弱電離。D、其他外加試劑：加入能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某種離子反應(yīng)的物質(zhì)時(shí)，有利于電離。9、電離方程式的書寫：用可逆符號(hào)弱酸的電離要分布寫(第一步為主)10、電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質(zhì)在達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個(gè)常數(shù)。叫做電離平衡常數(shù)，(一般用Ka表示酸，Kb表示堿。)表示方法：ABA++B-Ki=[A+][B-]/[AB]11、影響因素：a、電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的本性決定。b、電離常數(shù)受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。C、同一溫度下，不同弱酸，電離常數(shù)越大，其電離程度越大，酸性越強(qiáng)。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO二、水的電離和溶液的酸堿性1、水電離平衡:水的離子積：KW=c[H+]?c[OH-]25℃時(shí),[H+]=[OH-]=10-7mol/L;KW=[H+]?[OH-]=1*10-14注意：KW只與溫度有關(guān)，溫度一定，則KW值一定KW不僅適用于純水，適用于任何溶液(酸、堿、鹽)2、水電離特點(diǎn)：(1)可逆(2)吸熱(3)極弱3、影響水電離平衡的外界因素：①酸、堿：抑制水的電離KW〈1*10-14②溫度：促進(jìn)水的電離(水的電離是吸熱的)③易水解的鹽：促進(jìn)水的電離KW〉1*10-144、溶液的酸堿性和pH：(1)pH=-lgc[H+](2)pH的測(cè)定方法：酸堿指示劑——甲基橙、石蕊、酚酞。變色范圍：甲基橙3.1~4.4(橙色)石蕊5.0~8.0(紫色)酚酞8.2~10.0(淺紅色)pH試紙—操作玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)比即可。注意：①事先不能用水濕潤PH試紙;②廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或范圍三、混合液的pH值計(jì)算方法公式1、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸的混合：(先求[H+]混：將兩種酸中的H+離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它)[H+]混=([H+]1V1+[H+]2V2)/(V1+V2)2、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合：(先求[OH-]混：將兩種酸中的OH離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它)[OH-]混=([OH-]1V1+[OH-]2V2)/(V1+V2)(注意:不能直接計(jì)算[H+]混)3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合：(先據(jù)H++OH-==H2O計(jì)算余下的H+或OH-，①H+有余，則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求[H+]混;OH-有余，則用余下的OH-數(shù)除以溶液總體積求[OH-]混，再求其它)四、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律：1、強(qiáng)酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀=pH原+n(但始終不能大于或等于7)2、弱酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀〈pH原+n(但始終不能大于或等于7)3、強(qiáng)堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀=pH原-n(但始終不能小于或等于7)4、弱堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀〉pH原-n(但始終不能小于或等于7)5、不論任何溶液，稀釋時(shí)pH均是向7靠近(即向中性靠近);任何溶液無限稀釋后pH均接近76、稀釋時(shí)，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿變化得快。五、強(qiáng)酸(pH1)強(qiáng)堿(pH2)混和計(jì)算規(guī)律w.w.w.zxxk.c.o.m1、若等體積混合pH1+pH2=14則溶液顯中性pH=7pH1+pH2≥15則溶液顯堿性pH=pH2-0.3pH1+pH2≤13則溶液顯酸性pH=pH1+0.32、若混合后顯中性pH1+pH2=14V酸：V堿=1：1pH1+pH2≠14V酸：V堿=1：10〔14-(pH1+pH2)〕六、酸堿中和滴定：1、中和滴定的原理實(shí)質(zhì)：H++OH—=H2O即酸能提供的H+和堿能提供的OH-物質(zhì)的量相等。2、中和滴定的操作過程：(1)儀②滴定管的刻度，O刻度在上，往下刻度標(biāo)數(shù)越來越大，全部容積大于它的最大刻度值，因?yàn)橄露擞幸徊糠譀]有刻度。滴定時(shí)，所用溶液不得超過最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸(或堿)，也不得中途向滴定管中添加。②滴定管可以讀到小數(shù)點(diǎn)后一位。(2)藥品：標(biāo)準(zhǔn)液;待測(cè)液;指示劑。(3)準(zhǔn)備過程：準(zhǔn)備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。(洗滌：用洗液洗→檢漏：滴定管是否漏水→用水洗→用標(biāo)準(zhǔn)液洗(或待測(cè)液洗)→裝溶液→排氣泡→調(diào)液面→記數(shù)據(jù)V(始)(4)試驗(yàn)過程3、酸堿中和滴定的誤差分析誤差分析：利用n酸c酸V酸=n堿c堿V堿進(jìn)行分析式中：n——酸或堿中氫原子或氫氧根離子數(shù);c——酸或堿的物質(zhì)的量濃度;V——酸或堿溶液的體積。當(dāng)用酸去滴定堿確定堿的濃度時(shí)，則：c堿=上述公式在求算濃度時(shí)很方便，而在分析誤差時(shí)起主要作用的是分子上的V酸的變化，因?yàn)樵诘味ㄟ^程中c酸為標(biāo)準(zhǔn)酸，其數(shù)值在理論上是不變的，若稀釋了雖實(shí)際值變小，但體現(xiàn)的卻是V酸的增大，導(dǎo)致c酸偏高;V堿同樣也是一個(gè)定值，它是用標(biāo)準(zhǔn)的量器量好后注入錐形瓶中的，當(dāng)在實(shí)際操作中堿液外濺，其實(shí)際值減小，但引起變化的卻是標(biāo)準(zhǔn)酸用量的減少，即V酸減小，則c堿降低了;對(duì)于觀察中出現(xiàn)的誤差亦同樣如此。綜上所述，當(dāng)用標(biāo)準(zhǔn)酸來測(cè)定堿的濃度時(shí)，c堿的誤差與V酸的變化成正比，即當(dāng)V酸的實(shí)測(cè)值大于理論值時(shí)，c堿偏高，反之偏低。同理，用標(biāo)準(zhǔn)堿來滴定未知濃度的酸時(shí)亦然。七、鹽類的水解(只有可溶于水的鹽才水解)1、鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。2、水解的實(shí)質(zhì)：水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結(jié)合,破壞水的電離，是平衡向右移動(dòng)，促進(jìn)水的電離。3、鹽類水解規(guī)律：①有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解;誰強(qiáng)顯誰性，兩弱都水解，同強(qiáng)顯中性。②多元弱酸根，濃度相同時(shí)正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強(qiáng)。(如:Na2CO3>NaHCO3)4、鹽類水解的特點(diǎn)：(1)可逆(與中和反應(yīng)互逆)(2)程度小(3)吸熱5、影響鹽類水解的外界因素：①溫度：溫度越高水解程度越大(水解吸熱，越熱越水解)②濃度：濃度越小，水解程度越大(越稀越水解)③酸堿：促進(jìn)或抑制鹽的水解(H+促進(jìn)陰離子水解而抑制陽離子水解;OH-促進(jìn)陽離子水解而抑制陰離子水解)6、酸式鹽溶液的酸堿性：①只電離不水解：如HSO4-顯酸性②電離程度>水解程度，顯酸性(如:HSO3-、H2PO4-)③水解程度>電離程度，顯堿性(如：HCO3-、HS-、HPO42-)7、雙水解反應(yīng)：(1)構(gòu)成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應(yīng)。雙水解反應(yīng)相互促進(jìn)，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。(2)常見的雙水解反應(yīng)完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-);S2-與NH4+;CO32-(HCO3-)與NH4+其特點(diǎn)是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如：2Al3++3S2-+6H2O==2Al(OH)3↓+3H2S↑8、鹽類水解的應(yīng)用：水解的應(yīng)用實(shí)例原理1、凈水明礬凈水Al3++3H2OAl(OH)3(膠體)+3H+2、去油污用熱堿水冼油污物品CO32-+H2OHCO3-+OH-3、藥品的保存①配制FeCl3溶液時(shí)常加入少量鹽酸Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+②配制Na2CO3溶液時(shí)常加入少量NaOHCO32-+H2OHCO3-+OH-4、制備無水鹽由MgCl2?6H2O制無水MgCl2在HCl氣流中加熱若不然，則：MgCl2?6H2OMg(OH)2+2HCl+4H2OMg(OH)2MgO+H2O5、泡沫滅火器用Al2(SO4)3與NaHCO3溶液混合Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑6、比較鹽溶液中離子濃度的大小比較NH4Cl溶液中離子濃度的大小NH4++H2ONH3?H2O+H+c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-9、水解平衡常數(shù)(Kh)對(duì)于強(qiáng)堿弱酸鹽：Kh=Kw/Ka(Kw為該溫度下水的離子積，Ka為該條件下該弱酸根形成的弱酸的電離平衡常數(shù))對(duì)于強(qiáng)酸弱堿鹽：Kh=Kw/Kb(Kw為該溫度下水的離子積，Kb為該條件下該弱堿根形成的弱堿的電離平衡常數(shù))電離、水解方程式的書寫原則1、多元弱酸(多元弱酸鹽)的電離(水解)的書寫原則：分步書寫注意：不管是水解還是電離，都決定于第一步，第二步一般相當(dāng)微弱。2、多元弱堿(多元弱堿鹽)的電離(水解)書寫原則：一步書寫化學(xué)選修2知識(shí)點(diǎn)總結(jié)「篇三」化學(xué)選修2知識(shí)點(diǎn)總結(jié)一、元素周期表熟記等式：原子序數(shù)=核電荷數(shù)=質(zhì)子數(shù)=核外電子數(shù)1、元素周期表的編排原則：①按照原子序數(shù)遞增的順序從左到右排列；②將電子層數(shù)相同的元素排成一個(gè)橫行――周期；③把較外層電子數(shù)相同的元素按電子層數(shù)遞增的順序從上到下排成縱行――族2、如何準(zhǔn)確表示元素在周期表中的位置：周期序數(shù)=電子層數(shù)；主族序數(shù)=較外層電子數(shù)口訣：三短三長一不全；七主七副零八族熟記：三個(gè)短周期，分和第七主族和零族的元素符號(hào)和名稱3、元素金屬性和非金屬性判斷依據(jù)：①元素金屬性強(qiáng)弱的判斷依據(jù)：單質(zhì)跟水或酸起反應(yīng)置換出氫的難易；元素較高價(jià)氧化物的水化物――氫氧化物的堿性強(qiáng)弱；置換反應(yīng)。②元素非金屬性強(qiáng)弱的判斷依據(jù)：單質(zhì)與氫氣生成氣態(tài)氫化物的難易及氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性；較高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)的水化物的酸性強(qiáng)弱；置換反應(yīng)。4、核素：具有一定數(shù)目的質(zhì)子和一定數(shù)目的中子的一種原子。①質(zhì)量數(shù)==質(zhì)子數(shù)+中子數(shù)：A==Z+N②同位素：質(zhì)子數(shù)相同而中子數(shù)不同的同一元素的不同原子，互稱同位素。（同一元素的各種同位素物理性質(zhì)不同，化學(xué)性質(zhì)相同）二、元素周期律1、影響原子半徑大小的因素：①電子層數(shù)：電子層數(shù)越多，原子半徑越大（較主要因素）②核電荷數(shù)：核電荷數(shù)增多，吸引力增大，使原子半徑有減小的趨向（次要因素）③核外電子數(shù)：電子數(shù)增多，增加了相互排斥，使原子半徑有增大的傾向2、元素的化合價(jià)與較外層電子數(shù)的關(guān)系：較高正價(jià)等于較外層電子數(shù)（氟氧元素?zé)o正價(jià)）負(fù)化合價(jià)數(shù)=8―較外層電子數(shù)（金屬元素?zé)o負(fù)化合價(jià)）3、同主族、同周期元素的結(jié)構(gòu)、性質(zhì)遞變規(guī)律：同主族：從上到下，隨電子層數(shù)的遞增，原子半徑增大，核對(duì)外層電子吸引能力減弱，失電子能力增強(qiáng)，還原性（金屬性）逐漸增強(qiáng)，其離子的氧化性減弱。同周期：左→右，核電荷數(shù)――→逐漸增多，較外層電子數(shù)――→逐漸增多原子半徑――→逐漸減小，得電子能力――→逐漸增強(qiáng)，失電子能力――→逐漸減弱氧化性――→逐漸增強(qiáng)，還原性――→逐漸減弱，氣態(tài)氫化物穩(wěn)定