高中化学必修二规律集粹，11个模块超全

一、元素周期表中的重点规律

1、最外层电子数规律：
(1)最外层电子数为1的元素：方族（IA族）、副族（IB、VIII族部分等）。(2)最外层电子数为2的元素：主族（IIA族）、副族（IIB、IIIB、IVB、VIIB族）、0族（He）、VIII族（26Fe、27Co等）。
(3)最外层电子数在3~7之间的元素一定是主族元素。(4)最外层电子数为8的元素：0族（He除外）。
2、数目规律：
(1) 元素种类最多的是第IIIB族（32种）。
(2) 同周期第IIA族与第IIIA族元素的原子序数之差有以下三种情况：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)设n为周期序数，每一周期排布元素的数目为：奇数周期为(n+1)2/2；偶数周期为(n+2)2/2。如第3周期为

种，第4周期为

种。(4) 同主族相邻元素的原子序数：第IA、IIA族，下一周期元素的原子序数=上一周期元素的原子序数+上一周期元素的数目；第IIIA～VIIA族，下一周期元素的原子序数=上一周期元素的原子序数+下一周期元素的数目。

3、化合价规律：
(1) 同周期元素主要化合价：最高正价由+1→+7（稀有气体为0价）递变、最低负价由-4→-1递变。
(2) 关系式：最高正化合价+|最低负化合价|=8；  最高正化合价=主族族序数=最外层电子数=主族价电子数。(3)除第VIII族元素外，原子序数为奇（偶）数的元素，元素所在族的序数及主要化合价也为奇（偶）数。
4、对角线规律：
金属与非金属分界线对角（左上角与右下角）的两主族元素性质相似，主要表现在第2、3周期（如Li和Mg、Be和Al、B和Si）。
5、分界线规律：
位于金属与非金属之间的分界线，右上方的元素为非金属（周期表中的颜色为深绿色），在此可以找到制造农药的元素（如Cl、P等），左下角为金属元素（H除外），分界线两边的元素一般既有金属性，又有非金属性；能与酸和碱反应（如Be、Al等），还可找到制造半导体材料的元素（如Si、Ge等）。
6、金属性、非金属性变化规律：
(1) 同一周期，从左到右（0族除外）金属性减弱，非金属性增强；同一主族，从上到下金属性增强，非金属性减弱。金属性最强的位于左下角的铯，非金属性最强的是位于右上角的氟。
(2)金属性越强，单质越容易跟水或酸反应置换出氢，对应的最高价氧化物水化物碱性越强；非金属性越强，跟氢气反应越容易，生成的气态氢化物越稳定，对应的最高价氧化物水化物酸性越强。
7、半径大小规律：
(1) 原子半径：同主族——从上到下逐渐增大；同周期——从左到右逐渐减小（0族除外）。
(2) 离子半径：同主族——同价离子从上到下逐渐增大；同周期——阴离子半径大于阳离子半径；具有相同的电子层结构的离子——核电荷数越大，离子半径越小。
(3) 同种元素的各种微粒，核外电子数越多，半径越大；反之，核外电子数越少，半径越小（如阳离子半径小于其原子的半径；阴离子的半径大于其原子的半径）。
（4）层数相同，核大半径小。即电子层数相同时，结构相似的微粒中核电荷数大的微粒半径小。例如：

。

（5）层异，层大半径大。即当微粒的电子层数不同时，结构相似的微粒中，电子层数大的微粒半径大。如：r(Cl)＞r(F)，r(S2-)＞r(O2-)。
（6）核同，价高半径小。即对同一种元素形成的不同的简单微粒中，化合价高的微粒的半径小。如

。

（7）电子层结构相同，核电荷数大，则半径小。如

。

8、主族族序数与周期序数的规律：
(1) 关系式：主族族序数=最外层电子数；周期序数=电子层数。
(2)设主族族序数为a，周期数为b，则：当a:b<1时，为金属元素，且比值越小，元素的金属性越强；当a:b=1时，为两性元素（H除外），其最高价氧化物为两性氧化物，最高价氧化物的水化物为两性氢氧化物。当a:b>1时，为非金属元素，且比值越大，元素的非金属性越强。
9、电子层与电子数的倍比关系（短周期元素）：
(1) 若原子的最外层电子数与最内层电子数的比值为a，则有：(1)a=1/2为第IA族元素；（2）a=1为第IIA族元素或H、He；（3）a=2为第IVA族元素；（4）a=3为第VIA族元素；（5）a=4为0族元素。
(2) 若原子的最外层电子数与次外层电子数的比值为b，则有：①b=1/8为Na；②b=1/4 为Mg；③b=1/2为Li、Si；④b=1为Be、Ar；⑤b=2为C；⑥b=3为O；⑦b=4为Ne。
(3) 若原子的最外层电子数与电子总数的比值为c，则有：①c=1/6为Mg；②c=1/3为Li、P；③c=1/2为Be；④c=1为H、He。
(4) 原子的最外层电子数与核外电子层数相等为H、Be、Al。
10、元素周期表中元素性质的递变规律：
11、元素周期表的应用
（1）元素的原子结构决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结构和元素的性质特点。我们可以根据元素在元素周期表中的位置，推测元素的原子结构，预测其主要性质。
（2）元素周期表中位置相近的元素性质相似，我们可以借助元素周期表研究合成有特定性质的新物质。例如，在金属和非金属的分界线附近寻找半导体材料（如Si、Ge、Se等），在过渡元素（副族和第VIII族元素）中寻找优良的催化剂（如广泛应用于石油化工生产中的催化剂铂、镍等）和耐高温、耐腐蚀的合金材料（如用于制造火箭和飞机的钛、钼等元素）。

二、短周期元素推断题的常见题眼

元素推断题是物质结构部分的重要题型，遇到元素推断题同学们往往会感觉到束手无策，其实，对这种类型的题只要能抓住“题眼”是很容易得出正确的结果的。现将短周期元素推断题的常见“题眼”按以下几个方面进行归纳和总结：
（一）常见短周期元素的单质及其化合物的特性
1．同位素之一没有中子；构成最轻的气体；其单质在氯气中燃烧产生苍白色火焰。（H）
2．其单质在空气中含量最多；其气态氢化物的水溶液呈碱性。（N）
3．与H形成两种液态化合物的元素。（O）
4．其单质是最轻的金属；单质保存在石蜡中；没有过氧化物的碱金属。（Li）
5．焰色反应为黄色。（Na）
6．其单质具有与强酸、强碱反应的性质。（Al）
7．唯一能够形成原子晶体的氧化物的元素。（Si）
8．水中的富营养元素。（P）
9．其单质为淡黄色的粉末，易溶于二硫化碳，用于除去洒落的汞。（S）
10．其最高价氧化物的固体，可用于人工降雨。（C）
（二）常见短周期元素在元素周期表中的位置和结构
1．周期序数等于族序数二倍的元素。（Li）
2．最高正价数等于最低负价绝对值三倍的元素。（S）
3．最外层电子数等于内层电子数的一半的元素。（Li、P）
4．次外层电子数等于最外层电子数二倍的元素。（Li、Si）
5．次外层电子数等于最外层电子数四倍的元素。（Mg）
6．次外层电子数等于最外层电子数八倍的元素。（Na）
7．只有电子和质子构成原子的元素。（H）
8．主族序数与周期序数相同的元素。（H、Be、Al）
9．主族序数是周期序数二倍的元素。（C、S）
10．主族序数是周期序数三倍的元素。（O）
（三）常见短周期元素构成的单质和化合物的物理性质和含量
1．地壳中质量分数最大的元素，（O）其次是（Si）。
2．地壳中质量分数最大的金属元素。（Al）
3．其单质是人工制得的纯度最高的元素。（Si）
4．其单质是天然物质中硬度最大的元素。（C）
5．其气态氢化物最易溶于水的元素。（N）
6．其氢化物沸点最高的非金属元素。（O）
7．常温下，其单质是有色气体的元素。（F、Cl）
8．所形成化合物种类最多的元素。（C）
9．在空气中，其最高价氧化物的含量增加会导致“温室效应”的元素。（C）
10．其单质是最易液化气体的元素。（Cl）
（四）常见短周期元素构成的单质和化合物的化学性质和用途
1．其最高价氧化物对应的水化物酸性最强的元素。（Cl）
2．其单质与水反应最剧烈的非金属元素。（F）
3．其气态氢化物与其最高价氧化物对应的水化物能反应的元素。（N）
4．其气态氢化物与其低价态氧化物能反应生成该元素单质的元素。（S、N）
5．在空气中，其一种同素异形体易自然的元素。（P）
6．其气态氢化物的水溶液能雕刻玻璃的元素。（F）
7．其两种同素异形体对人类生存最为重要的元素。（O）
8．其单质能导电的非金属元素。（C、Si）
9．其单质能与强碱溶液作用的元素。（Al、Si、S、P、Cl）
10．其单质能够在空气、二氧化碳、氮气、氯气等气体中燃烧的元素。（Mg）

三、1～20号元素中的某些元素的特性

1、与水反应最激烈的金属是K，非金属是F。
2、原子半径最大的是K，最小的是H。
3、单质硬度最大的，熔、沸点最高的，形成化合物品种最多的，正负化合价代数和为零且气态氢化物中含氢百分率最高的元素是C。
4、气体密度最小的，原子核中只有质子没有中子的，原子序数、电子层数、最外层电子数三者均相等的是H。
5、气态氢化物最稳定的，只有负价而没有正价的，无含氧酸的非金属元素是F。
6、最高氧化物对应的水化物酸性最强的是CI，碱性最强的是K。
7、空气中含量最多的，气态氢化物在水中的溶解度最大，其水溶液呈现碱性的是N。
8、单质和最高价氧化物都是原子晶体的是Si。
9、具有两性的元素是Al(Be)。
10、最轻的金属是Li。
11、地壳中含量最多的元素是O。
12、单质能自燃的元素是P。
13、族序数等于周期数的元素是H、Be、AI。
14、族序数等于周期数2倍的元素是C、S。
15、族序数等于周期数3倍的元素是O。
16、周期数是族序数2倍的元素是Li。
17、周期数是族序数3倍的元素是Na。
18、最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素是C、Si。
19、最高正价是最低负价绝对值3倍的短周期元素或短周期中离子半径最大的元素是S。
20、除H外，原子半径最小的元素是F。
21、最高正化合价不等于族序数的元素是O、Fe。

四、化学键与能量

1、化学键——物质中直接相邻的原子或离子之间存在的强烈的相互作用。常见的化学键有离子键和共价键。
【离子键】
（1）定义：使阴、阳离子结合成离子化合物的静电作用，称为离子键。
（2）特点：形成离子键的微粒发生了电子得失，使双方带有电荷，即得电子的微粒带负电荷称为阴离子；失电子的微粒带正电荷称为阳离子。
（3）形成过程：当阴，阳离子相互靠近到一定距离时，正负电荷的静电吸引力与原子核及核外电子之间的排斥力达到平衡，形成稳定的离子键。
（4）形成条件：易失去电子的活泼金属元素（如I A族、II A族元素）原子与易得电子的活泼非金属元素（如ⅥA族、VIIA族元素）原子之间，容易形成离子键，如NaCl、K2O、MgCl2、CaS等都是靠离子键结合的。
（5）常见的离子化合物；①活泼的金属元素与活泼的非金属元素形成的化合物，如NaF、CaCl2等；②活泼的金属元素与酸根形成的盐类化合物，如Na2CO3、MgSO4等；③活泼的金属元素与氢氧根形成的碱性化合物，如NaOH、Ba（OH）2等；④铵根与酸根形成的盐类化合物（铵盐），如NH4HCO3、NH4NO3等。
（6）离子键与离子化合物的关系：含有离子键的化合物一定是离子化合物，而离子化合物中却不一定只含有离子键．如NH4NO3、Na2O2是离子化合物，但在NH4NO3、Na2O2中除了含有离子键外，还含有共价键。
【共价键】
（1）定义：原子间通过共用电子对所形成的强烈的相互作用称为共价键。
（2）特点：形成共价键的原子没有发生电子得失，而是双方提供的电子在两原子之间形成共用电子对，共用电子对围绕双方原子运动，属双方原子共有。
（3）分类：根据共用电子对的数目，共价键可以分为单键、双键、三键等，共用电子对的数目依次为一对、二对，三对。
（4）表示方式：
①电子式：在形成共价键的两个原子之间，用共用电子对表示；
②结构式：用“－”“=”“”，如H－Cl、O=C=O、NN。
（5）形成过程，当都有得电子倾向的原子相互靠近到一定距离时，双方都不能从对方夺得电子，当共用电子对在两原子之间某一距离达到吸引力与排斥力平衡时，就形成稳定的共价键。
（6）形成条件：非金属原子之间，容易形成共价键。如ⅣA族、VA族、ⅥA族、VIIA族的非金属元素原子之间易于形成共价键，CO、SO2、NO、HCl等都是靠共价键形成的化合物。
（7）常见的共价化合物：①非金属元素之间容易形成共价化合物。如CO、SO2、NO等；②酸类化合物，如HNO3、H2SO4、HCl、H2S等。
（8）共价键与共价化合物：共价化合物中一定含有共价键，但不一定有共价键的化合物就是共价化合物，即共价键既可以存在于共价化合物中，又可以存在于离子化合物中，如NH4NO3、Na2O2、NaOH是离子化合物，但含有离子键的同时还含有共价键。
【拓展】共价键是由两个直接相邻的原子通过共用电子对的方式形成的。根据形成共价键的原子是否相同，对共用电子对作用是否相同，把共价键分为极性共价键和非极性共价键．由于不同的原子对电子的吸引能力不同，在两个原子之间的共用电子对并不都在两个原子中间，而是偏向于得电子能力强的一方，于是使形成的共价键具有一定的极性，称为极性共价键，如HCl中的H—Cl键，甲烷中的C—H键等。相同原子形成的共价键由于双方原子对共用电子对的作用相同，共用电子对处于两个原子的中间，使形成的共价键不显极性，称为非极性共价键，如H2中的H—H键，O2中的O=O键，Na2O2中的O—O键等。
2、化学反应的热效应和键能的关系
在化学反应中，从反应物分子改变为生成物分子，各原子内部并没有多少变化，但原子间的结合方式发生了改变．在这个过程中，反应物分子中的化学键部分或全部遭到破坏，生成物分子中的新化学键形成了，在破坏旧化学键时，需要能量来克服原子间的相互作用，在形成新化学键时，由于原子间的相互作用而放出能量、化学反应的热效应来源于反应过程中断裂旧化学键并形成新化学键时的能量变化。化学键键能的大小可粗略计算化学反应的热效应。化学反应的热效应ΔH＝生成物的键能总和－反应物的键能总和。
3、化学反应中能量变化与反应的放热、吸热
反应物的总能量＞生成物的总能量，化学反应放出能量
反应物的总能量＜生成物的总能量，化学反应吸收能量
化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。
化学变化的过程伴随着化学能与其他能量的相互转化，这种变化，通常表现为热量的变化——吸热或放热。例如：中和反应是放热反应，H2与Cl2的反应也是放热反应。常见的吸热反应：大多数分解反应；氯化铵与八水合氢氧化钡的反应；

五、原电池

1、原电池的正、负极的判断方法：
（1）由组成原电池的两极的电极材料判断。一般是活泼的金属是负极，活泼性较弱的金属或能导电的非金属是正极。
注意：如Mg、Al与NaOH溶液形成原电池；Fe、Cu与浓硝酸形成原电池。都是相对不活泼金属作负极。
（2）根据电流方向或电子流动方向判断。电流是由正极流向负极，电子流动方向是由负极流向正极。
（3）根据原电池里电解质溶液内离子的定向流动方向判断。在原电池的电解质溶液内，阳离子移向的极是正极，阴离子流向的极为负极。
（4）根据原电池两极发生的变化来判断。原电池的负极总是失电子发生氧化反应，正极总是得电子发生还原反应。
2、原电池电极反应的书写方法
原电池反应所依托的化学反应原理是氧化还原反应，书写电极反应的方法归纳如下：
(1)写出总化学反应方程式（即氧化还原反应方程式）；
(2)根据总反应方程式从电子得失（或元素化合价升降）的角度，将总反应分成氧化反应和还原反应；
(3)氧化反应在负极发生，还原反应在正极发生，注意介质可能参与反应；
(4)验证；两电极反应式相加所得式子和原化学方程式相同，则书写正确。
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