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高中化學必修二規律集粹，11個模塊超全
一、元素周期表中的重點規律
1、最外層電子數規律：
(1)最外層電子數為1的元素：方族（IA族）、副族（IB、VIII族部分等）。(2)最外層電子數為2的元素：主族（IIA族）、副族（IIB、IIIB、IVB、VIIB族）、0族（He）、VIII族（26Fe、27Co等）。
(3)最外層電子數在3~7之間的元素一定是主族元素。(4)最外層電子數為8的元素：0族（He除外）。
2、數目規律：
(1) 元素種類最多的是第IIIB族（32種）。
(2) 同周期第IIA族與第IIIA族元素的原子序數之差有以下三種情況：第2、3周期（短周期）相差1；第4、5周期相差11；第6、7周期相差25。(3)設n為周期序數，每一周期排布元素的數目為：奇數周期為(n+1)2/2；偶數周期為(n+2)2/2。如第3周期為圖片種，第4周期為圖片種。(4) 同主族相鄰元素的原子序數：第IA、IIA族，下一周期元素的原子序數=上一周期元素的原子序數+上一周期元素的數目；第IIIA～VIIA族，下一周期元素的原子序數=上一周期元素的原子序數+下一周期元素的數目。
3、化合價規律：
(1) 同周期元素主要化合價：最高正價由+1→+7（稀有氣體為0價）遞變、最低負價由-4→-1遞變。
(2) 關系式：最高正化合價+|最低負化合價|=8； 最高正化合價=主族族序數=最外層電子數=主族價電子數。(3)除第VIII族元素外，原子序數為奇（偶）數的元素，元素所在族的序數及主要化合價也為奇（偶）數。
4、對角線規律：
金屬與非金屬分界線對角（左上角與右下角）的兩主族元素性質相似，主要表現在第2、3周期（如Li和Mg、Be和Al、B和Si）。
5、分界線規律：
位于金屬與非金屬之間的分界線，右上方的元素為非金屬（周期表中的顏色為深綠色），在此可以找到制造農藥的元素（如Cl、P等），左下角為金屬元素（H除外），分界線兩邊的元素一般既有金屬性，又有非金屬性；能與酸和堿反應（如Be、Al等），還可找到制造半導體材料的元素（如Si、Ge等）。
6、金屬性、非金屬性變化規律：
(1) 同一周期，從左到右（0族除外）金屬性減弱，非金屬性增強；同一主族，從上到下金屬性增強，非金屬性減弱。金屬性最強的位于左下角的銫，非金屬性最強的是位于右上角的氟。
(2)金屬性越強，單質越容易跟水或酸反應置換出氫，對應的最高價氧化物水化物堿性越強；非金屬性越強，跟氫氣反應越容易，生成的氣態氫化物越穩定，對應的最高價氧化物水化物酸性越強。
7、半徑大小規律：
(1) 原子半徑：同主族——從上到下逐漸增大；同周期——從左到右逐漸減?。?族除外）。
(2) 離子半徑：同主族——同價離子從上到下逐漸增大；同周期——陰離子半徑大于陽離子半徑；具有相同的電子層結構的離子——核電荷數越大，離子半徑越小。
(3) 同種元素的各種微粒，核外電子數越多，半徑越大；反之，核外電子數越少，半徑越?。ㄈ珀栯x子半徑小于其原子的半徑；陰離子的半徑大于其原子的半徑）。
（4）層數相同，核大半徑小。即電子層數相同時，結構相似的微粒中核電荷數大的微粒半徑小。例如：圖片。
（5）層異，層大半徑大。即當微粒的電子層數不同時，結構相似的微粒中，電子層數大的微粒半徑大。如：r(Cl)＞r(F)，r(S2-)＞r(O2-)。
（6）核同，價高半徑小。即對同一種元素形成的不同的簡單微粒中，化合價高的微粒的半徑小。如圖片。
（7）電子層結構相同，核電荷數大，則半徑小。如圖片。
8、主族族序數與周期序數的規律：
(1) 關系式：主族族序數=最外層電子數；周期序數=電子層數。
(2)設主族族序數為a，周期數為b，則：當a:b<1時，為金屬元素，且比值越小，元素的金屬性越強；當a:b=1時，為兩性元素（H除外），其最高價氧化物為兩性氧化物，最高價氧化物的水化物為兩性氫氧化物。當a:b>1時，為非金屬元素，且比值越大，元素的非金屬性越強。
9、電子層與電子數的倍比關系（短周期元素）：
(1) 若原子的最外層電子數與最內層電子數的比值為a，則有：(1)a=1/2為第IA族元素；（2）a=1為第IIA族元素或H、He；（3）a=2為第IVA族元素；（4）a=3為第VIA族元素；（5）a=4為0族元素。
(2) 若原子的最外層電子數與次外層電子數的比值為b，則有：①b=1/8為Na；②b=1/4 為Mg；③b=1/2為Li、Si；④b=1為Be、Ar；⑤b=2為C；⑥b=3為O；⑦b=4為Ne。
(3) 若原子的最外層電子數與電子總數的比值為c，則有：①c=1/6為Mg；②c=1/3為Li、P；③c=1/2為Be；④c=1為H、He。
(4) 原子的最外層電子數與核外電子層數相等為H、Be、Al。
10、元素周期表中元素性質的遞變規律：
圖片
11、元素周期表的應用
（1）元素的原子結構決定了元素在周期表中的位置，元素在周期表中的位置反映了元素的原子結構和元素的性質特點。我們可以根據元素在元素周期表中的位置，推測元素的原子結構，預測其主要性質。
（2）元素周期表中位置相近的元素性質相似，我們可以借助元素周期表研究合成有特定性質的新物質。例如，在金屬和非金屬的分界線附近尋找半導體材料（如Si、Ge、Se等），在過渡元素（副族和第VIII族元素）中尋找優良的催化劑（如廣泛應用于石油化工生產中的催化劑鉑、鎳等）和耐高溫、耐腐蝕的合金材料（如用于制造火箭和飛機的鈦、鉬等元素）。
二、短周期元素推斷題的常見題眼
元素推斷題是物質結構部分的重要題型，遇到元素推斷題同學們往往會感覺到束手無策，其實，對這種類型的題只要能抓住“題眼”是很容易得出正確的結果的。現將短周期元素推斷題的常見“題眼”按以下幾個方面進行歸納和總結：
（一）常見短周期元素的單質及其化合物的特性
1．同位素之一沒有中子；構成最輕的氣體；其單質在氯氣中燃燒產生蒼白色火焰。（H）
2．其單質在空氣中含量最多；其氣態氫化物的水溶液呈堿性。（N）
3．與H形成兩種液態化合物的元素。（O）
4．其單質是最輕的金屬；單質保存在石蠟中；沒有過氧化物的堿金屬。（Li）
5．焰色反應為黃色。（Na）
6．其單質具有與強酸、強堿反應的性質。（Al）
7．唯一能夠形成原子晶體的氧化物的元素。（Si）
8．水中的富營養元素。（P）
9．其單質為淡黃色的粉末，易溶于二硫化碳，用于除去灑落的汞。（S）
10．其最高價氧化物的固體，可用于人工降雨。（C）
（二）常見短周期元素在元素周期表中的位置和結構
1．周期序數等于族序數二倍的元素。（Li）
2．最高正價數等于最低負價絕對值三倍的元素。（S）
3．最外層電子數等于內層電子數的一半的元素。（Li、P）
4．次外層電子數等于最外層電子數二倍的元素。（Li、Si）
5．次外層電子數等于最外層電子數四倍的元素。（Mg）
6．次外層電子數等于最外層電子數八倍的元素。（Na）
7．只有電子和質子構成原子的元素。（H）
8．主族序數與周期序數相同的元素。（H、Be、Al）
9．主族序數是周期序數二倍的元素。（C、S）
10．主族序數是周期序數三倍的元素。（O）
（三）常見短周期元素構成的單質和化合物的物理性質和含量
1．地殼中質量分數最大的元素，（O）其次是（Si）。
2．地殼中質量分數最大的金屬元素。（Al）
3．其單質是人工制得的純度最高的元素。（Si）
4．其單質是天然物質中硬度最大的元素。（C）
5．其氣態氫化物最易溶于水的元素。（N）
6．其氫化物沸點最高的非金屬元素。（O）
7．常溫下，其單質是有色氣體的元素。（F、Cl）
8．所形成化合物種類最多的元素。（C）
9．在空氣中，其最高價氧化物的含量增加會導致“溫室效應”的元素。（C）
10．其單質是最易液化氣體的元素。（Cl）
（四）常見短周期元素構成的單質和化合物的化學性質和用途
1．其最高價氧化物對應的水化物酸性最強的元素。（Cl）
2．其單質與水反應最劇烈的非金屬元素。（F）
3．其氣態氫化物與其最高價氧化物對應的水化物能反應的元素。（N）
4．其氣態氫化物與其低價態氧化物能反應生成該元素單質的元素。（S、N）
5．在空氣中，其一種同素異形體易自然的元素。（P）
6．其氣態氫化物的水溶液能雕刻玻璃的元素。（F）
7．其兩種同素異形體對人類生存最為重要的元素。（O）
8．其單質能導電的非金屬元素。（C、Si）
9．其單質能與強堿溶液作用的元素。（Al、Si、S、P、Cl）
10．其單質能夠在空氣、二氧化碳、氮氣、氯氣等氣體中燃燒的元素。（Mg）
三、1～20號元素中的某些元素的特性
1、與水反應最激烈的金屬是K，非金屬是F。
2、原子半徑最大的是K，最小的是H。
3、單質硬度最大的，熔、沸點最高的，形成化合物品種最多的，正負化合價代數和為零且氣態氫化物中含氫百分率最高的元素是C。
4、氣體密度最小的，原子核中只有質子沒有中子的，原子序數、電子層數、最外層電子數三者均相等的是H。
5、氣態氫化物最穩定的，只有負價而沒有正價的，無含氧酸的非金屬元素是F。
6、最高氧化物對應的水化物酸性最強的是CI，堿性最強的是K。
7、空氣中含量最多的，氣態氫化物在水中的溶解度最大，其水溶液呈現堿性的是N。
8、單質和最高價氧化物都是原子晶體的是Si。
9、具有兩性的元素是Al(Be)。
10、最輕的金屬是Li。
11、地殼中含量最多的元素是O。
12、單質能自燃的元素是P。
13、族序數等于周期數的元素是H、Be、AI。
14、族序數等于周期數2倍的元素是C、S。
15、族序數等于周期數3倍的元素是O。
16、周期數是族序數2倍的元素是Li。
17、周期數是族序數3倍的元素是Na。
18、最高正價與最低負價代數和為零的短周期元素是C、Si。
19、最高正價是最低負價絕對值3倍的短周期元素或短周期中離子半徑最大的元素是S。
20、除H外，原子半徑最小的元素是F。
21、最高正化合價不等于族序數的元素是O、Fe。
四、化學鍵與能量
1、化學鍵——物質中直接相鄰的原子或離子之間存在的強烈的相互作用。常見的化學鍵有離子鍵和共價鍵。
【離子鍵】
（1）定義：使陰、陽離子結合成離子化合物的靜電作用，稱為離子鍵。
（2）特點：形成離子鍵的微粒發生了電子得失，使雙方帶有電荷，即得電子的微粒帶負電荷稱為陰離子；失電子的微粒帶正電荷稱為陽離子。
（3）形成過程：當陰，陽離子相互靠近到一定距離時，正負電荷的靜電吸引力與原子核及核外電子之間的排斥力達到平衡，形成穩定的離子鍵。
（4）形成條件：易失去電子的活潑金屬元素（如I A族、II A族元素）原子與易得電子的活潑非金屬元素（如ⅥA族、VIIA族元素）原子之間，容易形成離子鍵，如NaCl、K2O、MgCl2、CaS等都是靠離子鍵結合的。
（5）常見的離子化合物；①活潑的金屬元素與活潑的非金屬元素形成的化合物，如NaF、CaCl2等；②活潑的金屬元素與酸根形成的鹽類化合物，如Na2CO3、MgSO4等；③活潑的金屬元素與氫氧根形成的堿性化合物，如NaOH、Ba（OH）2等；④銨根與酸根形成的鹽類化合物（銨鹽），如NH4HCO3、NH4NO3等。
（6）離子鍵與離子化合物的關系：含有離子鍵的化合物一定是離子化合物，而離子化合物中卻不一定只含有離子鍵．如NH4NO3、Na2O2是離子化合物，但在NH4NO3、Na2O2中除了含有離子鍵外，還含有共價鍵。
【共價鍵】
（1）定義：原子間通過共用電子對所形成的強烈的相互作用稱為共價鍵。
（2）特點：形成共價鍵的原子沒有發生電子得失，而是雙方提供的電子在兩原子之間形成共用電子對，共用電子對圍繞雙方原子運動，屬雙方原子共有。
（3）分類：根據共用電子對的數目，共價鍵可以分為單鍵、雙鍵、三鍵等，共用電子對的數目依次為一對、二對，三對。
（4）表示方式：
①電子式：在形成共價鍵的兩個原子之間，用共用電子對表示；
②結構式：用“－”“=”“”，如H－Cl、O=C=O、NN。
（5）形成過程，當都有得電子傾向的原子相互靠近到一定距離時，雙方都不能從對方奪得電子，當共用電子對在兩原子之間某一距離達到吸引力與排斥力平衡時，就形成穩定的共價鍵。
（6）形成條件：非金屬原子之間，容易形成共價鍵。如ⅣA族、VA族、ⅥA族、VIIA族的非金屬元素原子之間易于形成共價鍵，CO、SO2、NO、HCl等都是靠共價鍵形成的化合物。
（7）常見的共價化合物：①非金屬元素之間容易形成共價化合物。如CO、SO2、NO等；②酸類化合物，如HNO3、H2SO4、HCl、H2S等。
（8）共價鍵與共價化合物：共價化合物中一定含有共價鍵，但不一定有共價鍵的化合物就是共價化合物，即共價鍵既可以存在于共價化合物中，又可以存在于離子化合物中，如NH4NO3、Na2O2、NaOH是離子化合物，但含有離子鍵的同時還含有共價鍵。
【拓展】共價鍵是由兩個直接相鄰的原子通過共用電子對的方式形成的。根據形成共價鍵的原子是否相同，對共用電子對作用是否相同，把共價鍵分為極性共價鍵和非極性共價鍵．由于不同的原子對電子的吸引能力不同，在兩個原子之間的共用電子對并不都在兩個原子中間，而是偏向于得電子能力強的一方，于是使形成的共價鍵具有一定的極性，稱為極性共價鍵，如HCl中的H—Cl鍵，甲烷中的C—H鍵等。相同原子形成的共價鍵由于雙方原子對共用電子對的作用相同，共用電子對處于兩個原子的中間，使形成的共價鍵不顯極性，稱為非極性共價鍵，如H2中的H—H鍵，O2中的O=O鍵，Na2O2中的O—O鍵等。
2、化學反應的熱效應和鍵能的關系
在化學反應中，從反應物分子改變為生成物分子，各原子內部并沒有多少變化，但原子間的結合方式發生了改變．在這個過程中，反應物分子中的化學鍵部分或全部遭到破壞，生成物分子中的新化學鍵形成了，在破壞舊化學鍵時，需要能量來克服原子間的相互作用，在形成新化學鍵時，由于原子間的相互作用而放出能量、化學反應的熱效應來源于反應過程中斷裂舊化學鍵并形成新化學鍵時的能量變化?；瘜W鍵鍵能的大小可粗略計算化學反應的熱效應?；瘜W反應的熱效應ΔH＝生成物的鍵能總和－反應物的鍵能總和。
3、化學反應中能量變化與反應的放熱、吸熱
反應物的總能量＞生成物的總能量，化學反應放出能量
反應物的總能量＜生成物的總能量，化學反應吸收能量
化學鍵的斷裂和形成是化學反應中能量變化的主要原因。
化學變化的過程伴隨著化學能與其他能量的相互轉化，這種變化，通常表現為熱量的變化——吸熱或放熱。例如：中和反應是放熱反應，H2與Cl2的反應也是放熱反應。常見的吸熱反應：大多數分解反應；氯化銨與八水合氫氧化鋇的反應；
五、原電池
1、原電池的正、負極的判斷方法：
（1）由組成原電池的兩極的電極材料判斷。一般是活潑的金屬是負極，活潑性較弱的金屬或能導電的非金屬是正極。
注意：如Mg、Al與NaOH溶液形成原電池；Fe、Cu與濃硝酸形成原電池。都是相對不活潑金屬作負極。
（2）根據電流方向或電子流動方向判斷。電流是由正極流向負極，電子流動方向是由負極流向正極。
（3）根據原電池里電解質溶液內離子的定向流動方向判斷。在原電池的電解質溶液內，陽離子移向的極是正極，陰離子流向的極為負極。
（4）根據原電池兩極發生的變化來判斷。原電池的負極總是失電子發生氧化反應，正極總是得電子發生還原反應。
2、原電池電極反應的書寫方法
原電池反應所依托的化學反應原理是氧化還原反應，書寫電極反應的方法歸納如下：
(1)寫出總化學反應方程式（即氧化還原反應方程式）；
(2)根據總反應方程式從電子得失（或元素化合價升降）的角度，將總反應分成氧化反應和還原反應；
(3)氧化反應在負極發生，還原反應在正極發生，注意介質可能參與反應；
(4)驗證；兩電極反應式相加所得式子和原化學方程式相同，則書寫正確。

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