苏教版高一化学必修二知识点总结

苏教版高一化学必修二知识点总结　　高中化学是初中化学的延伸与深化，要想在高一的时候化学不落队，勤奋是必不可少的，平时要勤加复习学过的知识内容下面是为大家的高中化学知识要点归纳，希望对大家有用!　　海水资源的开发利用　　

1、海水是一个远未开发的巨大化学资源宝库　　海水中含有80多种元素，其中Cl、Na、K、Mg、Ca、S、C、F、B、Br、Sr11种元素的含量较高，其余为微量元素常从海水中提取食盐，并在传统海水制盐工业根底上制取镁、钾、溴及其化合物　　

2、海水淡化的方法　　蒸馏法、电渗析法、离子交换法等其中蒸馏法的历史最久，蒸馏法的原理是把水加热到水的沸点，液态水变为水蒸气与海水中的盐别离，水蒸气冷凝得淡水　　

3、海水提溴　　有关反响方程式　　

①2NaBr+Cl2=Br2+2NaCl　　

②Br2+SO2+2H2O=2HBr+H2SO4　　

③2HBr+Cl2=2HCl+Br2　　

4、海带提碘　　海带中的碘元素主要以I-的形式存在，提取时用适当的氧化剂将其氧化成I2，再萃取出来证明海带中含有碘，实验方法　　1用剪刀剪碎海带，用酒精湿润，放入坩锅中　　2灼烧海带至完全生成灰，停止加热，冷却　　3将海带灰移到小烧杯中，加蒸馏水，搅拌、煮沸、过滤　　4在滤液中滴加稀H2SO4及H2O2然后参加几滴淀粉溶液　　证明含碘的现象滴入淀粉溶液，溶液变蓝色2I-+H2O2+2H+=I2+2H2O　　硫酸H2SO4　　1浓硫酸的物理性质纯的硫酸为无色油状粘稠液体，能与水以任意比互溶稀释浓硫酸要标准操作注酸入水且不断搅拌质量分数为98%或

18.4mol/l的硫酸为浓硫酸不挥发，沸点高，密度比水大　　2浓硫酸三大性质吸水性、脱水性、强氧化性　　

①吸水性浓硫酸可吸收结晶水、湿存水和气体中的水蒸气，可作枯燥剂，可枯燥H

2、O

2、SO

2、CO2等气体，但不可以用来枯燥NH

3、H2S、HBr、HI、C2H4五种气体　　

②脱水性能将有机物蔗糖、棉花等以水分子中H和O原子个数比2︰1脱水，炭化变黑　　

③强氧化性浓硫酸在加热条件下显示强氧化性+6价硫表达了强氧化性，能与大多数金属反响，也能与非金属反响　　a.与大多数金属反响如铜2H2SO4浓+Cu===△CuSO4+2H2O+SO2↑　　此反响浓硫酸表现出酸性和强氧化性　　b.与非金属反响如C反响2H2SO4浓+C===△CO2↑+2H2O+SO2↑　　此反响浓硫酸表现出强氧化性　　注意常温下，Fe、Al遇浓H2SO4或浓HNO3发生钝化　　浓硫酸的强氧化性使许多金属能与它反响，但在常温下，铝和铁遇浓硫酸时，因外表被浓硫酸氧化成一层致密氧化膜，这层氧化膜阻止了酸与内层金属的进一步反响这种现象叫金属的钝化铝和铁也能被浓硝酸钝化，所以，常温下可以用铁制或铝制容器盛放浓硫酸和浓硝酸　　3硫酸的用途枯燥剂、化肥、炸药、蓄电池、农药、医药等　　原子结构与性质　　

1、电子云用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的时机大小所得的图形叫电子云图离核越近，电子出现的时机大，电子云密度越大;离核越远，电子出现的时机小，电子云密度越小　　

2、电子层能层根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q.　　

3、原子轨道能级即亚层处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为

1、

3、

5、7　　

4、原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道亚层和自旋方向来进行描述.在含有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全相同的两个电子　　

5、原子核外电子排布原理　　1能量最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道;　　2泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子;　　3洪特规那么:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同　　洪特规那么的特例:在等价轨道的全充满p

6、d

10、f

14、半充满p

3、d

5、f

7、全空时p

0、d

0、f0的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr[Ar]3d54s

1、29Cu[Ar]3d104s1　　

6、根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图⑴箭头所示的顺序　　根据构造原理，可以将各能级按能量的差异分成能级组如图⑵所示，由下而上表示七个能级组，其能量依次升高;在同一能级组内，从左到右能量依次升高基态原子核外电子的排布按能量由低到高的顺序依次排布　　

7、第一电离能气态电中性基态原子失去1个电子，转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能常用符号I1表示，单位为kJ/mol　　1原子核外电子排布的周期性　　随着原子序数的增加元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化:每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化.　　2元素第一电离能的周期性变化　　随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化:　　同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小;　　同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势　　说明　　

①同周期元素，从左往右第一电离能呈增大趋势电子亚层结构为全满、半满时较相邻元素要大即第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素Be、N、Mg、P　　

②元素第一电离能的运用　　a.电离能是原子核外电子分层排布的实验验证　　b.用来比拟元素的金属性的强弱I1越小，金属性越强，表征原子失电子能力强弱　　3元素电负性的周期性变化　　元素的电负性元素的原子在分子中吸引电子对的能力叫做该元素的电负性　　随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大;同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势　　电负性的运用:　　a.确定元素类型一般

1.8，非金属元素;

1.8，金属元素　　b.确定化学键类型两元素电负性差值

1.7，离子键;

1.7，共价键　　c.判断元素价态正负电负性大的为负价，小的为正价　　d.电负性是判断金属性和非金属性强弱的重要参数表征原子得电子能力强弱

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