高中化學?？嫉?00個知識點總結 高中化學必修一

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高中化學必修一

1.混合物的分別

①過濾：固體(不溶)和液體的分別。

②蒸發(fā)：固體(可溶)和液體分別。

③蒸餾：沸點不同的液體混合物的分別。

④分液：互不相溶的液體混合物。

⑤萃?。豪没旌衔镏幸环N溶質在互不相溶的溶劑里溶解性的不同，用一種溶劑把溶質從它與另一種溶劑所組成的溶液中提取出來。

2.粗鹽的提純

(1)粗鹽的成分：主要是NaCl，還含有MgCl2、CaCl2、Na2SO4、泥沙等雜質

(2)步驟：

①將粗鹽溶解后過濾;

②在過濾后得到粗鹽溶液中加過量試劑BaCl2(除SO42-)、Na2CO3(除Ca2+、過量的Ba2+)、NaOH(除Mg2+)溶液后過濾;

③得到濾液加鹽酸(除過量的CO32-、OH-)調pH=7得到NaCl溶液;

④蒸發(fā)、結晶得到精鹽。

加試劑挨次關鍵：

Na2CO3在BaCl2之后;

鹽酸放最終。

(3)蒸餾裝置留意事項：

①加熱燒瓶要墊上石棉網;

②溫度計的水銀球應位于蒸餾燒瓶的支管口處;

③加碎瓷片的目的是防止暴沸;

④冷凝水由下口進，上口出。

(4)從碘水中提取碘的試驗時，選用萃取劑應符合原則：

①被萃取的物質在萃取劑溶解度比在原溶劑中的大得多;

②萃取劑與原溶液溶劑互不相溶;

③萃取劑不能與被萃取的物質反應。

3.離子的檢驗：

①SO42-：先加稀鹽酸，再加BaCl2溶液有白色沉淀，原溶液中肯定含有SO42-。Ba2++SO42-=BaSO4

②Cl-(用AgNO3溶液、稀硝酸檢驗)加AgNO3溶液有白色沉淀生成，再加稀硝酸沉淀不溶解，原溶液中肯定含有Cl-;或先加稀硝酸酸化，再加AgNO3溶液，如有白色沉淀生成，則原溶液中肯定含有Cl-。Ag++Cl-=AgCl。

③CO32-：(用BaCl2溶液、稀鹽酸檢驗)先加BaCl2溶液生成白色沉淀，再加稀鹽酸，沉淀溶解，并生成無色無味、能使澄清石灰水變渾濁的氣體，則原溶液中肯定含有CO32-。

4.5個新的化學符號及關系

5.分散系

(1)分散系組成：分散劑和分散質，根據(jù)分散質和分散劑所處的狀態(tài)，分散系可以有9種組合方式。

(2)當分散劑為液體時，依據(jù)分散質粒子大小可以將分散系分為溶液、膠體、濁液。

6.膠體：

(1)常見膠體：Fe(OH)3膠體、Al(OH)3膠體、血液、豆?jié){、淀粉溶液、蛋白質溶液、有色玻璃、墨水等。

(2)膠體的特性：能產生丁達爾效應。區(qū)分膠體與其他分散系常用方法丁達爾效應。

膠體與其他分散系的本質區(qū)分是分散質粒子大小。

(3)Fe(OH)3膠體的制備方法：將飽和FeCl3溶液滴入沸水中，連續(xù)加熱至體系呈紅褐色，停止加熱，得Fe(OH)3膠體。

7.電解質和非電解質

電解質：在水溶液里或熔融狀態(tài)下能導電的化合物。

非電解質：在水溶液中和熔融狀態(tài)下都不能導電的化合物。(如：酒精[乙醇]、蔗糖、SO2、SO3、NH3、CO2等是非電解質。)

8.電解質和非電解質相關性質

(1)電解質和非電解質都是化合物，單質和混合物既不是電解質也不是非電解質。

(2)酸、堿、鹽和水都是電解質(特別：鹽酸(混合物)電解質溶液)。

(3)能導電的物質不肯定是電解質。能導電的物質：電解質溶液、熔融的堿和鹽、金屬單質和石墨。

電解質需在水溶液里或熔融狀態(tài)下才能導電。固態(tài)電解質(如：NaCl晶體)不導電，液態(tài)酸(如：液態(tài)HCl)不導電。

溶液能夠導電的緣由：有能夠自由移動的離子。

電離方程式：要留意配平，原子個數(shù)守恒，電荷數(shù)守恒。如：Al2(SO4)3=2Al3++3SO42-

9.離子反應：

(1)離子反應發(fā)生的條件：生成沉淀、生成氣體、水。

(2)離子方程式的書寫：(寫、拆、刪、查)

①寫：寫出正確的化學方程式。(要留意配平。)

②拆：把易溶的強電解質(易容的鹽、強酸、強堿)寫成離子形式，這些物質拆成離子形式，其他物質一律保留化學式。

③刪：刪除不參與反應的離子(價態(tài)不變和存在形式不變的離子)。

④查：檢查書寫離子方程式等式兩邊是否原子個數(shù)守恒、電荷數(shù)守恒。

10.常見易溶的強電解質有：

三大強酸(H2SO4、HCl、HNO3)，四大強堿[NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2(澄清石灰水拆，石灰乳不拆)]，可溶性鹽

11.離子方程式正誤推斷：(看幾看)

①看是否符合反應事實(能不能發(fā)生反應，反應物、生成物對不對)。

②看是否可拆。

③看是否配平(原子個數(shù)守恒，電荷數(shù)守恒)。

④看=是否應用恰當。

12.離子共存問題

(1)由于發(fā)生復分解反應(生成沉淀或氣體或水)的離子不能大量共存。

生成沉淀：AgCl、BaSO4、BaSO3、BaCO3、CaCO3、Mg(OH)2、Cu(OH)2等。

生成氣體：CO32-、HCO3-等易揮發(fā)的弱酸的酸根與H+不能大量共存。

生成H2O：①H+和OH-生成H2O。②酸式酸根離子如：HCO3-既不能和H+共存，也不能和OH-共存。如：HCO3-+H+=H2O+CO2，HCO3-+OH-=H2O+CO32-

(2)審題時應留意題中給出的附加條件。

①無色溶液中不存在有色離子：Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO4-(常見這四種有色離子)。

②留意挖掘某些隱含離子：酸性溶液(或pH7)中隱含有H+，堿性溶液(或pH7)中隱含有OH-。

③留意題目要求大量共存還是不能大量共存。

13.氧化還原反應

(1)氧化還原反應的本質：有電子轉移(包括電子的得失或偏移)。

(2)氧化還原反應的特征：有元素化合價升降。

(3)推斷氧化還原反應的依據(jù)：凡是有元素化合價升降或有電子的轉移的化學反應都屬于氧化還原反應。

(4)氧化還原反應相關概念：

還原劑(具有還原性)：失(失電子)升(化合價上升)氧(被氧化或發(fā)生氧化反應)生成氧化產物。

氧化劑(具有氧化性)：得(得電子)降(化合價降低)還(被還原或發(fā)生還原反應)生成還原產物。

肯定要熟記以上內容，以便能正確推斷出一個氧化還原反應中的氧化劑、還原劑、氧化產物和還原產物;氧化劑、還原劑在反應物中找;氧化產物和還原產物在生成物中找。

14.氧化性、還原性強弱的推斷

(1)依據(jù)氧化還原反應方程式在同一氧化還原反應中，

氧化性：氧化劑氧化產物

還原性：還原劑還原產物

15.假如使元素化合價上升，即要使它被氧化，要加入氧化劑才能實現(xiàn);假如使元素化合價降低，即要使它被還原，要加入還原劑才能實現(xiàn)

16.鈉Na的特質

(1)單質鈉的物理性質：鈉質軟、銀白色、熔點低、密度比水的小但比煤油的大。

(2)鈉的存在：以化合態(tài)存在。

(3)鈉的保存：保存在煤油或石蠟中。

(4)鈉在空氣中的變化過程：NaNa2ONaOHNa2CO3Na2CO310H2O(結晶)Na2CO3(風化)，最終得到是一種白色粉末。

一小塊鈉置露在空氣中的現(xiàn)象：銀白色的鈉很快變暗(生成Na2O)，跟著變成白色固體(NaOH)，然后在固體表面消失小液滴(NaOH易潮解)，最終變成白色粉未(最終產物是Na2CO3)。

17.鈉與O2反應

常溫下：4Na+O2=2Na2O(新切開的鈉放在空氣中簡單變暗)

加熱時：2Na+O2==Na2O2(鈉先熔化后燃燒，發(fā)出黃色火焰，生成淡黃色固體Na2O2。)

Na2O2中氧元素為-1價，Na2O2既有氧化性又有還原性。

2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2

2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2

Na2O2是呼吸面具、潛水艇的供氧劑，Na2O2具有強氧化性能漂白。

18.鈉與H2O反應

2Na+2H2O=2NaOH+H2

離子方程式：2Na+2H2O=2Na++2OH-+H2(留意配平)

試驗現(xiàn)象：浮鈉密度比水小;游生成氫氣;響反應猛烈;

熔鈉熔點低;紅生成的NaOH遇酚酞變紅。

19.鈉與鹽溶液反應

如鈉與CuSO4溶液反應，應當先是鈉與H2O反應生成NaOH與H2，再和CuSO4溶液反應，有關化學方程式：

2Na+2H2O=2NaOH+H2

CuSO4+2NaOH=Cu(OH)2+Na2SO4

總的方程式：2Na+2H2O+CuSO4=Cu(OH)2+Na2SO4+H2

試驗現(xiàn)象：有藍色沉淀生成，有氣泡放出

K、Ca、Na三種單質與鹽溶液反應時，先與水反應生成相應的堿，堿再和鹽溶液反應

20.鈉與酸反應：

2Na+2HCl=2NaCl+H2(反應猛烈)

離子方程式：2Na+2H+=2Na++H2

21.鋁Al的特質

(1)單質鋁的物理性質：銀白色金屬、密度小(屬輕金屬)、硬度小、熔沸點低。

(2)單質鋁的化學性質

22.鋁與O2反應：

常溫下鋁能與O2反應生成致密氧化膜，愛護內層金屬。加熱條件下鋁能與O2反應生成氧化鋁：4Al+3O2==2Al2O3

23.常溫下Al既能與強酸反應，又能與強堿溶液反應，均有H2生成，也能與不活潑的金屬鹽溶液反應：

2Al+6HCl=2AlCl3+3H2

(2Al+6H+=2Al3++3H2)

2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2

(2Al+2OH-+2H2O=2AlO2-+3H2)

2Al+3Cu(NO3)2=2Al(NO3)3+3Cu

(2Al+3Cu2+=2Al3++3Cu)

留意：鋁制餐具不能用來長時間存放酸性、堿性和咸的食品。

24.鋁與某些金屬氧化物的反應(如V、Cr、Mn、Fe的氧化物)叫做鋁熱反應

Fe2O3+2Al==2Fe+Al2O3，Al和Fe2O3的混合物叫做鋁熱劑。利用鋁熱反應焊接鋼軌。

25.鐵的特質

(1)單質鐵的物理性質：鐵片是銀白色的，鐵粉呈黑色，純鐵不易生銹，但生鐵(含碳雜質的鐵)在潮濕的空氣中易生銹。(緣由：形成了鐵碳原電池。鐵銹的主要成分是Fe2O3)。

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高中化學必修二學問點總結

篇一：高中化學必修2學問點歸納總結

高中化學必修2學問點歸納總結

第一單元原子核外電子排布與元素周期律

一、原子結構

質子（Z個）

原子核留意：

中子（N個）質量數(shù)(A)＝質子數(shù)(Z)＋中子數(shù)(N)

1.原子序數(shù)=核電荷數(shù)=質子數(shù)=原子的核外電子

核外電子（Z個）

★熟背前20號元素，熟識1～20號元素原子核外電子的排布：

HHeLiBeBCNOFNeNaMgAlSipSClArKCa2.原子核外電子的排布規(guī)律：①電子總是盡先排布在能量最低的電子層里；②各電子層最多

2

容納的電子數(shù)是2n；③最外層電子數(shù)不超過8個（K層為最外層不超過2個），次外層不超過18個，倒數(shù)第三層電子數(shù)不超過32個。

電子層：一（能量最低）二三四五六七對應表示符號：KLMNOpQ3.元素、核素、同位素

元素：具有相同核電荷數(shù)的同一類原子的總稱。

核素：具有肯定數(shù)目的質子和肯定數(shù)目的中子的一種原子。

同位素：質子數(shù)相同而中子數(shù)不同的同一元素的不同原子互稱為同位素。(對于原子來說)二、元素周期表1.編排原則：

①按原子序數(shù)遞增的挨次從左到右排列②將電子層數(shù)相同的各元素從左到右排成一橫行。（周期序數(shù)＝原子的電子層數(shù)）．．．．．．．．③把最外層電子數(shù)相同的元素按電子層數(shù)遞增的挨次從上到下排成一縱行。．．．．．．．．．．

主族序數(shù)＝原子最外層電子數(shù)2.結構特點：

核外電子層數(shù)元素種類

第一周期12種元素

短周期第二周期28種元素

周期第三周期38種元素

元7第四周期418種元素素7第五周期518種元素周長周期第六周期632種元素

期第七周期7未填滿（已有26種元素）表主族：ⅠA～ⅦA共7個主族

族副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7個副族（18個縱行）第Ⅷ族：三個縱行，位于ⅦB和ⅠB之間（16個族）零族：稀有氣體三、元素周期律

1.元素周期律：元素的性質（核外電子排布、原子半徑、主要化合價、金屬性、非金屬性）隨著核電荷數(shù)的遞增而呈周期性變化的規(guī)律。元素性質的周期性變化實質是元素原子核外電．．．．．．．．．．子排布的周期性變化的必定結果。．．．．．．．．．

2.同周期元素性質遞變規(guī)律

方）

第ⅦA族鹵族元素：FClBrIAt（F是非金屬性最強的元素，位于周期表右上方）★推斷元素金屬性和非金屬性強弱的方法：（1）金屬性強（弱）——①單質與水或酸反應生成氫氣簡單（難）；②氫氧化物堿性強（弱）；③相互置換反應（強制弱）Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu。

（2）非金屬性強（弱）——①單質與氫氣易（難）反應；②生成的氫化物穩(wěn)定（不穩(wěn)定）；③最高價氧化物的水化物（含氧酸）酸性強（弱）；④相互置換反應（強制弱）2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2。

（Ⅱ）同主族比較：

比較粒子(包括原子、離子)半徑的方法(三看)：（1）先比較電子層數(shù)，電子層數(shù)多的半徑大。

（2）電子層數(shù)相同時，再比較核電荷數(shù)，核電荷數(shù)多的半徑反而小。

元素周期表的應用

1、元素周期表中共有個7周期，3是短周期，3是長周期。其中第7周期也被稱為不完全周期。

2、在元素周期表中，ⅠA-ⅦA是主族元素，主族和0族由短周期元素、長周期元素共同組成。ⅠB-ⅦB是副族元素，副族元素完全由長周期元素構成。3、元素所在的周期序數(shù)=電子層數(shù)，主族元素所在的族序數(shù)=最外層電子數(shù)，元素周期表是元素周期律的詳細表現(xiàn)形式。在同一周期中，從左到右，隨著核電荷數(shù)的遞增，原子半徑漸漸減小，原子核對核外電子的吸引力量漸漸增加，元素的金屬性漸漸減弱，非金屬性漸漸增加。在同一主族中，從上到下，隨著核電荷數(shù)的遞增，原子半徑漸漸增大，電子層數(shù)漸漸增多，原子核對外層電子的吸引力量漸漸減弱，元素的金屬性漸漸增加，非金屬性漸漸減弱。

4、元素的結構打算了元素在周期表中的位置，元素在周期表中位置的反映了原子的結構和元素的性質特點。我們可以依據(jù)元素在周期表中的位置，推想元素的結構，猜測元素的性質。元素周期表中位置相近的元素性質相像，人們可以借助元素周期表討論合成有特定性質的新物質。例如，在金屬和非金屬的分界線四周查找半導體材料，在過渡元素中查找各種優(yōu)良的催化劑和耐高溫、耐腐蝕材料。

第二單元微粒之間的相互作用

化學鍵是直接相鄰兩個或多個原子或離子間劇烈的相互作用。

離子化合物：由離子鍵構成的化合物叫做離子化合物。（肯定有離子鍵，可能有共價鍵）共價化合物：原子間通過共用電子對形成分子的化合物叫做共價化合物。（只有共價鍵肯定沒有離子鍵）

極性共價鍵（簡稱極性鍵）：由不同種原子形成，A－B型，如，H－Cl。

共價鍵非極性共價鍵（簡稱非極性鍵）：由同種原子形成，A－A型，如，Cl－Cl。

2.電子式：

用電子式表示離子鍵形成的物質的結構與表示共價鍵形成的物質的結構的不同點：（1）電荷：用電子式表示離子鍵形成的物質的結構需標出陽離子和陰離子的電荷；而表示共價鍵形成的物質的結構不能標電荷。（2）[]（方括號）：離子鍵形成的物質中的陰離子需用方括號括起來，而共價鍵形成的物質中不能用方括號。

3、分子間作用力定義把分子聚集在一起的作用力。由分子構成的物質，分子間作用力是影響物質的熔沸點和溶解性的重要因素之一。

4、水具有特別的物理性質是由于水分子中存在一種被稱為氫鍵的分子間作用力。水分子間

的氫鍵，是一個水分子中的氫原子與另一個水分子中的氧原子間所形成的分子間作用力，這種作用力使得水分子間作用力增加，因此水具有較高的熔沸點。其他一些能形成氫鍵的分子有HFH2ONH3。

第三單元從微觀結構看物質的多樣性

專題二化學反應與能量變化

第一單元化學反應的速率與反應限度

1、化學反應的速率（1）概念：化學反應速率通常用單位時間內反應物濃度的削減量或生成物濃度的增加量（均

取正值）來表示。計算公式：v(B)＝

?c(B)?n(B)

＝?tV??t

①單位：mol/(L·s)或mol/(L·min)

②B為溶液或氣體，若B為固體或純液體不計算速率。③以上所表示的是平均速率，而不是瞬時速率。④重要規(guī)律：（i）速率比＝方程式系數(shù)比（ii）變化量比＝方程式系數(shù)比（2）影響化學反應速率的因素：

內因：由參與反應的物質的結構和性質打算的（主要因素）。外因：①溫度：上升溫度，增大速率

②催化劑：一般加快反應速率（正催化劑）

③濃度：增加C反應物的濃度，增大速率（溶液或氣體才有濃度可言）

④壓強：增大壓強，增大速率（適用于有氣體參與的反應）⑤其它因素：如光（射線）、固體的表面積（顆粒大?。⒎磻锏臓顟B(tài)（溶劑）、原

電池等也會轉變化學反應速率。

2、化學反應的限度——化學平衡

（1）在肯定條件下，當一個可逆反應進行到正向反應速率與逆向反應速率相等時，反應物和生成物的濃度不再轉變，達到表面上靜止的一種平衡狀態(tài)，這就是這個反應所能達到的限度，即化學平衡狀態(tài)。

化學平衡的移動受到溫度、反應物濃度、壓強等因素的影響。催化劑只轉變化學反應速率，對化學平衡無影響。

在相同的條件下同時向正、逆兩個反應方向進行的反應叫做可逆反應。通常把由反應物向生成物進行的反應叫做正反應。而由生成物向反應物進行的反應叫做逆反應。

在任何可逆反應中，正方應進行的同時，逆反應也在進行?？赡娣磻荒苓M行究竟，即是說可逆反應無論進行到何種程度，任何物質（反應物和生成物）的物質的量都不行能為0。（2）化學平衡狀態(tài)的特征：逆、動、等、定、變。①逆：化學平衡討論的對象是可逆反應。

②動：動態(tài)平衡，達到平衡狀態(tài)時，正逆反應仍在不斷進行。

③等：達到平衡狀態(tài)時，正方應速率和逆反應速率相等，但不等于0。即v正＝v逆≠0。④定：達到平衡狀態(tài)時，各組分的濃度保持不變，各組成成分的含量保持肯定。⑤變：當條件變化時，原平衡被破壞，在新的條件下會重新建立新的平衡。（3）推斷化學平衡狀態(tài)的標志：

①VA（正方向）＝VA（逆方向）或nA（消耗）＝nA（生成）（不同方向同一物質比較）②各組分濃度保持不變或百分含量不變③借助顏色不變推斷（有一種物質是有顏色的）

④總物質的量或總體積或總壓強或平均相對分子質量不變（前提：反應前后氣體的總物質的量不相等的反應適用，即如對于反應xA＋yB

zC，x＋y≠z）

第二單元化學反應中的熱量

1

緣由：當物質發(fā)生化學反應時，斷開反應物中的化學鍵要汲取能量，而形成生成物中的化學鍵要放出能量?；瘜W鍵的斷裂和形成是化學反應中能量變化的主要緣由。一個確定的化學反應在發(fā)生過程中是汲取能量還是放出能量，打算于反應物的總能量與生成物的總能量的相對大小。E反應物總能量＞E生成物總能量，為放熱反應。E反應物總能量＜E生成物總

篇二：高一化學必修二學問點總結歸納總復習提綱

高一化學必修二學問點總結歸納總復習提綱

第一章物質結構元素周期律

一、原子結構

質子（Z個）

原子核留意：

中子（N個）質量數(shù)(A)＝質子數(shù)(Z)＋中子數(shù)(N)

1.原子序數(shù)=核電荷數(shù)=質子數(shù)=原子的核外電子（Z個）

★熟背前20號元素，熟識1～20號元素原子核外電子的排布：

HHeLiBeBCNOFNeNaMgAlSipSClArKCa2.原子核外電子的排布規(guī)律：①電子總是盡先排布在能量最低的電子層里；②各電子層

2

最多容納的電子數(shù)是2n；③最外層電子數(shù)不超過8個（K層為最外層不超過2個），次外層不超過18個，倒數(shù)第三層電子數(shù)不超過32個。

電子層：一（能量最低）二三四五六七對應表示符號：KLMNOpQ3.元素、核素、同位素

元素：具有相同核電荷數(shù)的同一類原子的總稱。

核素：具有肯定數(shù)目的質子和肯定數(shù)目的中子的一種原子。

同位素：質子數(shù)相同而中子數(shù)不同的同一元素的不同原子互稱為同位素。(對于原子來說)

二、元素周期表1.編排原則：

①按原子序數(shù)遞增的挨次從左到右排列②將電子層數(shù)相同的各元素從左到右排成一橫行。（周期序數(shù)＝原子的電子層數(shù)）．．．．．．．．③把最外層電子數(shù)相同的元素按電子層數(shù)遞增的挨次從上到下排成一縱行。．．．．．．．．．．

主族序數(shù)＝原子最外層電子數(shù)2.結構特點：

核外電子層數(shù)元素種類

第一周期12種元素

短周期第二周期28種元素

周期第三周期38種元素

元7第四周期418種元素素7第五周期518種元素周長周期第六周期632種元素

期第七周期7未填滿（已有26種元素）

表主族：ⅠA～ⅦA共

7個主族

族副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7個副族（18個縱行）第Ⅷ族：三個縱行，位于ⅦB和ⅠB之間（16個族）零族：稀有氣體三、元素周期律

1.元素周期律：元素的性質（核外電子排布、原子半徑、主要化合價、金屬性、非金屬性）隨著核電荷數(shù)的遞增而呈周期性變化的規(guī)律。元素性質的周期性變化實質是元素原．．．．．．子核外電子排布的周期性變化的必定結果。．．．．．．．．．．．．．期表左下方）

第ⅦA族鹵族元素：FClBrIAt（F是非金屬性最強的元素，位于周期表右上方）

★推斷元素金屬性和非金屬性強弱的方法：

（1）金屬性強（弱）——①單質與水或酸反應生成氫氣簡單（難）；②氫氧化物堿性強（弱）；③相互置換反應（強制弱）Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu。

（2）非金屬性強（弱）——①單質與氫氣易（難）反應；②生成的氫化物穩(wěn)定（不穩(wěn)定）；③最高價氧化物的水化物（含氧酸）酸性強（弱）；④相互置換反應（強制弱）2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2。

比較粒子(包括原子、離子)半徑的方法：（1）先比較電子層數(shù)，電子層數(shù)多的半徑大。

（2）電子層數(shù)相同時，再比較核電荷數(shù)，核電荷數(shù)多的半徑反而

小。

四、化學鍵

化學鍵是相鄰兩個或多個原子間劇烈的相互作用。

共價化合物：原子間通過共用電子對形成分子的化合物叫做共價化合物。（只有共價鍵）

極性共價鍵（簡稱極性鍵）：由不同種原子形成，A－B型，如，H－Cl。

共價鍵

非極性共價鍵（簡稱非極性鍵）：由同種原子形成，A－A型，如，Cl－Cl。

2.電子式：

用電子式表示離子鍵形成的物質的結構與表示共價鍵形成的物質的結構的不同點：（1）電荷：用電子式表示離子鍵形成的物質的結構需標出陽離子和陰離子的電荷；而表示共價鍵形成的物質的結構不能標電荷。（2）[]（方括號）：離子鍵形成的物質中的陰離子需用方括號括起來，而共價鍵形成的物質中不能用方括號。

第二章化學反應與能量

第一節(jié)化學能與熱能

1

緣由：當物質發(fā)生化學反應時，斷開反應物中的化學鍵要汲取能量，而形成生成物中的化學鍵要放出能量?；瘜W鍵的斷裂和形成是化學反應中能量變化的主要緣由。一個確定的化學反應在發(fā)生過程中是汲取能量還是放出能量，打算于反應物的總能量與生成物的總能量的相對大小。E反應物總能量＞E生成物總能量，為放熱反應。E反應物總能量＜E生成物總能量，為吸熱反應。2、常見的放熱反應和吸熱反應

常見的放熱反應：①全部的燃燒與緩慢氧化。②酸堿中和反應。③金屬與酸反應制取氫

氣。

④大多數(shù)化合反應（特別：C＋CO2

△

2CO是吸熱反應）。

△

常見的吸熱反應：①以C、H2、CO為還原劑的氧化還原反應如：C(s)＋H2O(g)＋H2(g)。

CO(g)

②銨鹽和堿的反應如Ba(OH)2·8H2O＋NH4Cl＝BaCl2＋2NH3↑＋

10H2O

③大多數(shù)分解反應如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。

[思索]一般說來，大多數(shù)化合反應是放熱反應，大多數(shù)分解反應是吸熱反應，放熱反應

都不需要加熱，吸熱反應都需要加熱，這種說法對嗎？試舉例說明。

點拔：這種說法不對。如

C＋O2＝CO2的反應是放熱反應，但需要加熱，只是反應開頭后不再需要加熱，反應放出的熱量可以使反應連續(xù)下去。Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl的反應是吸熱反應，但反應并不需要加熱。

第二節(jié)化學能與電能

（1）概念：把化學能直接轉化為電能的裝置叫做原電池。

（2）原電池的工作原理：通過氧化還原反應（有電子的轉移）把化學能轉變?yōu)殡娔?。?）構成原電池的條件：（1）電極為導體且活潑性不同；（2）兩個電極接觸（導線連接或直接接觸）；（3）兩個相互連接的電極插入電解質溶液構成閉合回路。（4）電極名稱及發(fā)生的反應：

負極：較活潑的金屬作負極，負極發(fā)生氧化反應，

－

電極反應式：較活潑金屬－ne＝金屬陽離子負極現(xiàn)象：負極溶解，負極質量削減。

正極：較不活潑的金屬或石墨作正極，正極發(fā)生還原反應，

－

電極反應式：溶液中陽離子＋ne＝單質

正極的現(xiàn)象：一般有氣體放出或正極質量增加。（5）原電池正負極的推斷方法：①依據(jù)原電池兩極的材料：

較活潑的金屬作負極（K、Ca、Na太活潑，不能作電極）；較不活潑金屬或可導電非金屬（石墨）、氧化物（MnO2）等作正極。②依據(jù)電流方向或電子流向：（外電路）的電流由正極流向負極；電子則由負極經外電

路流向原電池的正極。

③依據(jù)內電路離子的遷移方向：陽離子流向原電池正極，陰離子流向原電池負極。④依據(jù)原電池中的反應類型：

負極：失電子，發(fā)生氧化反應，現(xiàn)象通常是電極本身消耗，質量減小。

篇三：高中化學必修一必修二學問點總結

必修一學問點匯總

第一章從試驗學化學2

一、常見物質的分別、提純和鑒別2

1．常用的物理方法——依據(jù)物質的物理性質上差異來分別。22、化學方法分別和提純物質33、物質的鑒別4二、常見事故的處理5三、化學計量5第二章化學物質及其變化7

一、物質的分類7二、分散系相關概念7三、膠體8四、離子反應10第三章金屬及其化合物16

一、金屬的物理通性：16二、金屬的化學性質：16三、金屬化合物的性質：17四、金屬及其化合物之間的相互轉化18第四章非金屬及其化合物19

一、分類19二、本章學問結構梳理19

(一)硅及其化合物19(二)氯20(三)硫、氮21

必修二學問點匯總

第一章物質結構元素周期律23

一、原子結構23二、元素周期表23三、元素周期律23四、化學鍵24第二章化學反應與能量25

第一節(jié)化學能與熱能25第二節(jié)化學能與電能26第三節(jié)化學反應的速率和限度26第三章有機化合物27

一、烴27二、烴的衍生物29三、基本養(yǎng)分物質30第四章化學與可持續(xù)進展31

第一節(jié)開發(fā)利用金屬礦物和海水資源31

第二節(jié)化學與資源綜合利用、環(huán)境愛護32

第一章從試驗學化學

一、常見物質的分別、提純和鑒別

1．常用的物理方法——依據(jù)物質的物理性質上差異來分別?；旌衔锏奈锢矸謩e方法

可以用來分別和提純幾種可溶性固體的混合物。結晶的原理是依據(jù)混合物中各成分在某種溶劑里的溶解度的不同，通過蒸發(fā)削減溶劑或降低溫度使溶解度變小，從而使晶體析出。加熱蒸發(fā)皿使溶液蒸發(fā)時、要用玻璃棒不斷攪動溶液，防止由于局部溫度過高，造成液滴飛濺。當蒸發(fā)皿中消失較多的固體時，即停止加熱，例如用結晶的方法分別NaCl和KNO3混合物。

ii、蒸餾蒸餾是提純或分別沸點不同的液體混合物的方法。用蒸餾原理進行多種混合液體的分別，叫分餾。操作時要留意：①在蒸餾燒瓶中放少量碎瓷片，防止液體暴沸。

②溫度計水銀球的位置應與支管底口下緣位于同一水平線上。③蒸餾燒瓶中所盛放液體不能超過其容積的2/3，也不能少于l/3。④冷凝管中冷卻水從下口進，從上口出。

⑤加熱溫度不能超過混合物中沸點最高物質的沸點，例如用分餾的方法進行石油的分餾。

iii、分液和萃取分液是把兩種互不相溶、密度也不相同的液體分別開的方法。萃取是利用溶質在互不相溶的溶劑里的溶解度不同，用一種溶劑把溶質從它與另一種溶劑所組成的溶液中提取出來的方法。選擇的萃取劑應符合下列要求：和原溶液中的溶劑互不相溶；對溶質的溶解度要遠大于原溶劑，并且溶劑易揮發(fā)。

在萃取過程中要留意：①將要萃取的溶液和萃取溶劑依次從上口倒入分液漏斗，其量不能超過漏斗容積的2/3，塞好塞子進行振蕩。②振蕩時右手捏住漏斗上口的頸部，并用食指根部壓緊塞子，以左手握住旋塞，同時用手指掌握活塞，將漏斗倒轉過來用力振蕩。

③然后將分液漏斗靜置，待液體分層后進行分液，分液時下層液體從漏斗口放出，上層液體從上口倒出。例如用四氯化碳萃取溴水里的溴。

iv、升華升華是指固態(tài)物質吸熱后不經過液態(tài)直接變成氣態(tài)的過程。利用某些物質具有升華的特性，將這種物質和其它受熱不升華的物質分別開來，例如加熱使碘升華，來分別I2和SiO2的混合物。

2、化學方法分別和提純物質

對物質的分別可一般先用化學方法對物質進行處理，然后再依據(jù)混合物的特點用恰當?shù)姆謩e方法（見化學基本操作）進行分別。

用化學方法分別和提純物質時要留意：

①最好不引入新的雜質；②不能損耗或削減被提純物質的質量③試驗操作要簡便，不能繁雜。用化學方法除去溶液中的雜質時，要使被分別的物質或離子盡可能除凈，需要加入過量的分別試劑，在多步分別過程中，后加的試劑應能夠把前面所加入的無關物質或離子除去。對于無機物溶液常用下列方法進行分別和提純：

（1）生成沉淀法（2）生成氣體法（3）氧化還原法（4）正鹽和與酸式鹽相互轉化法（5）利用物質的兩性除去雜質（6）離子交換法常見物質除雜方法

3、物質的鑒別

物質的檢驗通常有鑒定、鑒別和推斷三類，它們的共同點是：依據(jù)物質的特別性質和特征反應，選擇適當?shù)脑噭┖头椒?，精確?????觀看反應中的明顯現(xiàn)象，如顏色的變化、沉淀的生成和溶解、氣體的產生和氣味、火焰的顏色等，進行推斷、推理。

②幾種重要陽離子的檢驗

（l）H+能使紫色石蕊試液或橙色的甲基橙試液變?yōu)榧t色。

（2）Na+、K+用焰色反應來檢驗時，它們的火焰分別呈黃色、淺紫色（通過鈷玻片）。

（3）Ba2+能使稀硫酸或可溶性硫酸鹽溶液產生白色BaSO4沉淀，且沉淀不溶于稀硝酸。

2+

（4）Mg能與NaOH溶液反應生成白色Mg(OH)2沉淀，該沉淀能溶于NH4Cl溶液。（5）Al3+能與適量的NaOH溶液反應生成白色Al(OH)3絮狀沉淀，該沉淀能溶于鹽酸或過量的NaOH溶液。（6）Ag能與稀鹽酸或可溶性鹽酸鹽反應，生成白色AgCl沉淀，不溶于稀HNO3，但溶于氨水，生成［Ag(NH3)2］+。

（7）NH4+銨鹽（或濃溶液）與NaOH濃溶液反應，并加熱，放出訪潮濕的紅色石藍試紙變藍的有刺激性氣味NH3氣體。

（8）Fe2+能與少量NaOH溶液反應，先生成白色Fe(OH)2沉淀，快速變成灰綠色，最終變成紅褐色Fe(OH)3沉淀?；蛳騺嗚F鹽的溶液里加入KSCN溶液，不顯紅色，加入少量新制的氯水后，馬上顯紅色。2Fe2++Cl2＝2Fe3++2Cl－

（9）Fe能與KSCN溶液反應，變成血紅色Fe(SCN)3溶液，能與NaOH溶液反應，生成紅褐色Fe(OH)3

3++

沉淀。

（10）Cu2+藍色水溶液（濃的CuCl2溶液顯綠色），能與NaOH溶液反應，生成藍色的Cu(OH)2沉淀，加熱后可轉變?yōu)楹谏腃uO沉淀。含Cu2+溶液能與Fe、Zn片等反應，在金屬片上有紅色的銅生成。③幾種重要的陰離子的檢驗

（1）OH－能使無色酚酞、紫色石蕊、橙色的甲基橙等指示劑分別變?yōu)榧t色、藍色、黃色。

（2）Cl－能與硝酸銀反應，生成白色的AgCl沉淀，沉淀不溶于稀硝酸，能溶于氨水，生成[Ag(NH3)2]+。

－

（3）Br能與硝酸銀反應，生成淡黃色AgBr沉淀，不溶于稀硝酸。

（4）I能與硝酸銀反應，生成黃色AgI沉淀，不溶于稀硝酸；也能與氯水反應，生成I2，使淀粉溶液變藍。（5）SO4能與含Ba溶液反應，生成白色BaSO4沉淀，不溶于硝酸。

（6）SO32－濃溶液能與強酸反應，產生無色有刺激性氣味的SO2氣體，該氣體能使品紅溶液褪色。能與BaCl2溶液反應，生成白色BaSO3沉淀，該沉淀溶于鹽酸，生成無色有刺激性氣味的SO2氣體。

2－

（7）S能與pb(NO3)2溶液反應，生成黑色的pbS沉淀。

（8）CO32－能與BaCl2溶液反應，生成白色的BaCO3沉淀，該沉淀溶于硝酸（或鹽酸），生成無色無味、能使澄清石灰水變渾濁的CO2氣體。

（9）HCO3－取含HCO3－鹽溶液煮沸，放出無色無味CO2氣體，氣體能使澄清石灰水變渾濁或向HCO3－鹽酸溶液里加入稀MgSO4溶液，無現(xiàn)象，加熱煮沸，有白色沉淀MgCO3生成，同時放出CO2氣體。（10）pO43－含磷酸根的中性溶液，能與AgNO3反應，生成黃色Ag3pO4沉淀，該沉淀溶于硝酸。（11）NO濃溶液或晶體中加入銅片、濃硫酸加熱，放出紅棕色氣體。二、常見事故的處理

三、化學計量①物質的量

定義：表示肯定數(shù)目微粒的集合體符號n單位摩爾符號mol

阿伏加德羅常數(shù)：0.012kgC-12中所含有的碳原子數(shù)。用NA表示。約為6.02x1023微粒與物質的量公式：n=

NNA

3－2－

2+

－

②摩爾質量：單位物質的量的物質所具有的質量用M表示單位：g/mol數(shù)值上等于該物質的分子量質量與物質的量

高中化學必修2學問點歸納總結

篇一：人教版化學必修2學問點歸納總結

高中化學必修2學問點歸納總結

第一單元原子核外電子排布與元素周期律

一、原子結構

質子（Z個）

原子核留意：

中子（N個）質量數(shù)(A)＝質子數(shù)(Z)＋中子數(shù)(N)

1.原子序數(shù)=核電荷數(shù)=質子數(shù)=原子的核外電子

核外電子（Z個）

★熟背前20號元素，熟識1～20號元素原子核外電子的排布：

HHeLiBeBCNOFNeNaMgAlSipSClArKCa2.原子核外電子的排布規(guī)律：①電子總是盡先排布在能量最低的電子層里；②各電子層最多

2

容納的電子數(shù)是2n；③最外層電子數(shù)不超過8個（K層為最外層不超過2個），次外層不超過18個，倒數(shù)第三層電子數(shù)不超過32個。

電子層：一（能量最低）二三四五六七對應表示符號：KLMNOpQ3.元素、核素、同位素

元素：具有相同核電荷數(shù)的同一類原子的總稱。

核素：具有肯定數(shù)目的質子和肯定數(shù)目的中子的一種原子。

同位素：質子數(shù)相同而中子數(shù)不同的同一元素的不同原子互稱為同位素。(對于原子來說)二、元素周期表1.編排原則：

①按原子序數(shù)遞增的挨次從左到右排列②將電子層數(shù)相同的各元素從左到右排成一橫行。（周期序數(shù)＝原子的電子層數(shù)）．．．．．．．．③把最外層電子數(shù)相同的元素按電子層數(shù)遞增的挨次從上到下排成一縱行。．．．．．．．．．．

主族序數(shù)＝原子最外層電子數(shù)2.結構特點：

核外電子層數(shù)元素種類

第一周期12種元素

短周期第二周期28種元素

周期第三周期38種元素

元7第四周期418種元素素7第五周期518種元素周長周期第六周期632種元素

期第七周期7未填滿（已有26種元素）表主族：ⅠA～ⅦA共7個主族

族副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7個副族（18個縱行）第Ⅷ族：三個縱行，位于ⅦB和ⅠB之間（16個族）零族：稀有氣體三、元素周期律

1.元素周期律：元素的性質（核外電子排布、原子半徑、主要化合價、金屬性、非金屬性）隨著核電荷數(shù)的遞增而呈周期性變化的規(guī)律。元素性質的周期性變化實質是元素原子核外電．．．．．．．．．．子排布的周期性變化的必定結果。．．．．．．．．．

2.同周期元素性質遞變規(guī)律

1

方）

第ⅦA族鹵族元素：FClBrIAt（F是非金屬性最強的元素，位于周期表右上方）★推斷元素金屬性和非金屬性強弱的方法：（1）金屬性強（弱）——①單質與水或酸反應生成氫氣簡單（難）；②氫氧化物堿性強（弱）；③相互置換反應（強制弱）Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu。

（2）非金屬性強（弱）——①單質與氫氣易（難）反應；②生成的氫化物穩(wěn)定（不穩(wěn)定）；③最高價氧化物的水化物（含氧酸）酸性強（弱）；④相互置換反應（強制弱）2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2。

比較粒子(包括原子、離子)半徑的方法(三看)：（1）先比較電子層數(shù)，電子層數(shù)多的半

徑大。

（2）電子層數(shù)相同時，再比較核電荷數(shù)，核電荷數(shù)多的半徑反而小。

元素周期表的應用

2

1、元素周期表中共有個7周期，3是短周期，4是長周期。

2、在元素周期表中，ⅠA-ⅦA是主族元素，主族和0族由短周期元素、長周期元素共同組成。ⅠB-ⅦB是副族元素，副族元素完全由長周期元素構成。3、元素所在的周期序數(shù)=電子層數(shù)，主族元素所在的族序數(shù)=最外層電子數(shù)，元素周期表是元素周期律的詳細表現(xiàn)形式。在同一周期中，從左到右，隨著核電荷數(shù)的遞增，原子半徑漸漸減小，原子核對核外電子的吸引力量漸漸增加，元素的金屬性漸漸減弱，非金屬性漸漸增加。在同一主族中，從上到下，隨著核電荷數(shù)的遞增，原子半徑漸漸增大，電子層數(shù)漸漸增多，原子核對外層電子的吸引力量漸漸減弱，元素的金屬性漸漸增加，非金屬性漸漸減弱。

4、元素的結構打算了元素在周期表中的位置，元素在周期表中位置的反映了原子的結構和元素的性質特點。我們可以依據(jù)元素在周期表中的位置，推想元素的結構，猜測元素的性質。元素周期表中位置相近的元素性質相像，人們可以借助元素周期表討論合成有特定性質的新物質。例如，在金屬和非金屬的分界線四周查找半導體材料，在過渡元素中查找各種優(yōu)良的催化劑和耐高溫、耐腐蝕材料。

第二單元微粒之間的相互作用

化學鍵是直接相鄰兩個或多個原子或離子間劇烈的相互作用。

離子化合物：由離子鍵構成的化合物叫做離子化合物。（肯定有離子鍵，可能有共價鍵）共價化合物：原子間通過共用電子對形成分子的化合物叫做共價化合物。（只有共價鍵肯定沒有離子鍵）

極性共價鍵（簡稱極性鍵）：由不同種原子形成，A－B型，如，H－Cl。

共價鍵

非極性共價鍵（簡稱非極性鍵）：由同種原子形成，A－A型，如，Cl－Cl。

2.電子式：

用電子式表示離子鍵形成的物質的結構與表示共價鍵形成的物質的結構的不同點：（1）電荷：用電子式表示離子鍵形成的物質的結構需標出陽離子和陰離子的電荷；而表示共價鍵形成的物質的結構不能標電荷。（2）[]（方括號）：離子鍵形成的物質中的陰離子需用方括號括起來，而共價鍵形成的物質中不能用方括號。

3、分子間作用力定義把分子聚集在一起的作用力。由分子構成的物質，分子間作用力是影響物質的熔沸點和溶解性的重要因素之一。

4、水具有特別的物理性質是由于水分子中存在一種被稱為氫鍵的分子間作用力。水分子間的氫鍵，是一個水分子中的氫原子與另一個水分子中的氧原子間所形成的分子間作用力，這種作用力使得水分子間作用力增加，因此水具有較高的熔沸點。其他一些能形成氫鍵的分子有HFH2ONH3。

3

第三單元從微觀結構看物質的多樣性

專題二化學反應與能量變化

第一單元化學反應的速率與反應限度

1、化學反應的速率（1）概念：化學反應速率通常用單位時間內反應物濃度的削減量或生成物濃度的增加量（均取正值）來表示。計算公式：v(B)＝

?c(B)?t

＝

?n(B)V??t

①單位：mol/(L·s)或mol/(L·min)

②B為溶液或氣體，若B為固體或純液體不計算速率。③以上所表示的是平均速率，而不是瞬時速率。④重要規(guī)律：（i）速率比＝方程式系數(shù)比（ii）變化量比＝方程式系數(shù)比（2）影響化學反應速率的因素：

內因：由參與反應的物質的結構和性質打算的（主要因素）。外因：①溫度：上升溫度，增大速率

②催化劑：一般加快反應速率（正催化劑）

③濃度：增加C反應物的濃度，增大速率（溶液或氣體才有濃度可言）

4

④壓強：增大壓強，增大速率（適用于有氣體參與的反應）⑤其它因素：如光（射線）、固體的表面積（顆粒大?。?、反應物的狀態(tài)（溶劑）、原

電池等也會轉變化學反應速率。

2、化學反應的限度——化學平衡

（1）在肯定條件下，當一個可逆反應進行到正向反應速率與逆向反應速率相等時，反應物和生成物的濃度不再轉變，達到表面上靜止的一種平衡狀態(tài)，這就是這個反應所能達到的限度，即化學平衡狀態(tài)。

化學平衡的移動受到溫度、反應物濃度、壓強等因素的影響。催化劑只轉變化學反應速率，對化學平衡無影響。

在相同的條件下同時向正、逆兩個反應方向進行的反應叫做可逆反應。通常把由反應物向生成物進行的反應叫做正反應。而由生成物向反應物進行的反應叫做逆反應。

在任何可逆反應中，正方應進行的同時，逆反應也在進行?？赡娣磻荒苓M行究竟，即是說可逆反應無論進行到何種程度，任何物質（反應物和生成物）的物質的量都不行能為0。（2）化學平衡狀態(tài)的特征：逆、動、等、定、變。①逆：化學平衡討論的對象是可逆反應。

②動：動態(tài)平衡，達到平衡狀態(tài)時，正逆反應仍在不斷進行。

③等：達到平衡狀態(tài)時，正方應速率和逆反應速率相等，但不等于0。即v正＝v逆≠0。④定：達到平衡狀態(tài)時，各組分的濃度保持不變，各組成成分的含量保持肯定。⑤變：當條件變化時，原平衡被破壞，在新的條件下會重新建立新的平衡。（3）推斷化學平衡狀態(tài)的標志：

①VA（正方向）＝VA（逆方向）或nA（消耗）＝nA（生成）（不同方向同一物質比較）②各組分濃度保持不變或百分含量不變③借助顏色不變推斷（有一種物質是有顏色的）

④總物質的量或總體積或總壓強或平均相對分子質量不變（前提：反應前后氣體的總物質的量不相等的反應適用，即如對于反應xA＋

yB

zC，x＋y≠z）

第二單元化學反應中的熱量

1

緣由：當物質發(fā)生化學反應時，斷開反應物中的化學鍵要汲取能量，而形成生成物中的化學鍵要放出能量。化學鍵的斷裂和形成是化學反應中能量變化的主要緣由。一個確定的化學反應在發(fā)生過程中是汲取能量還是放出能量，打算于反應物的總能量與生成物的總能量的相對大小。E反應物總能量＞E生成物總能量，為放熱反應。E反應物總能量＜E生成物總能量，為吸熱反應。

2、常見的放熱反應和吸熱反應

☆常見的放熱反應：①全部的燃燒與緩慢氧化②酸堿中和反應

③大多數(shù)的化合反應④金屬與酸的反應

⑤生石灰和水反應（特別：C＋CO2

△

2CO是吸熱反應）

⑥濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等

☆常見的吸熱反應：①銨鹽和堿的反應

如Ba(OH)2·8H2O＋NH4Cl＝BaCl2＋2NH3↑＋10H2O②大多數(shù)分解反應如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等③以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應如：C(s)＋H2O(g)CO(g)＋H2(g)。④銨鹽溶解等

3.產生緣由：化學鍵斷裂——吸熱化學鍵形成——放熱

△

5

篇二：高中化學必修2學問點歸納總結律

高中化學必修2學問點歸納總結

第一章物質結構元素周期律

一、原子結構

質子（Z個）

原子核留意：

中子（N個）

質量數(shù)(A)＝質子數(shù)(Z)＋中子數(shù)(N)

1.原子序數(shù)=核電荷數(shù)=質子數(shù)=原子的核外電子數(shù)

核外電子（Z個）★熟背前20號元素，熟識1～20號元素原子核外電子的排布：

HHeLiBeBCNOFNeNaMgAlSipSClArKCa

2.原子核外電子的排布規(guī)律：①電子總是盡先排布在能量最低的電子層里；②各電子層最多容納的電子數(shù)是2n2；③最外層電子數(shù)不超過8個（K層為最外層不超過2個），次外層不超過18個，倒數(shù)第三層電子數(shù)不超過32個。

電子層：一（能量最低）二三四五六七

對應表示符號：KLMNOpQ3.元素、核素、同位素

元素：具有相同核電荷數(shù)的同一類原子的總稱。

核素：具有肯定數(shù)目的質子和肯定數(shù)目的中子的一種原子。

同位素：質子數(shù)相同而中子數(shù)不同的同一元素的不同原子互稱為同位素。(對于原子來說)二、元素周期表1.編排原則：

①按原子序數(shù)遞增的挨次從左到右排列②將電子層數(shù)相同的各元素從左到右排成一橫行。（周期序數(shù)＝原子的電子層數(shù)）．．．．．．．．③把最外層電子數(shù)相同的元素按電子層數(shù)遞增的挨次從上到下排成一縱行。．．．．．．．．．．

主族序數(shù)＝原子最外層電子數(shù)2.結構特點：

核外電子層數(shù)元素種類

第一周期12種元素

短周期第二周期28種元素

周期第三周期38種元素

元7第四周期418種元素素7第五周期518種元素周長周期第六周期632種元素

期第七周期7未填滿（已有26種元素）表主族：ⅠA～ⅦA共7個主族

族副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7個副族（18個縱行）第Ⅷ族：三個縱行，位于ⅦB和ⅠB之間（16個族）零族：稀有氣體三、元素周期律

1.元素周期律：元素的性質（核外電子排布、原子半徑、主要化合價、金屬性、非金屬性）隨著核電荷數(shù)的遞增而呈周期性變化的規(guī)律。元素性質的周期性變化實質是元素原子核外電子排布的周期性變化的必定結果。．．．．．．．．．．．．．．．．．．．2.同周期元素性質遞變規(guī)律

第ⅦA族鹵族元素：FClBrIAt（F是非金屬性最強的元素，位于周期表右上方）★推斷元素金屬性和非金屬性強弱的方法：

（1）金屬性強（弱）——①單質與水或酸反應生成氫氣簡單（難）；②氫氧化物堿性強（弱）；③相互置換反應（強制弱）Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu。

（2）非金屬性強（弱）——①單質與氫氣易（難）反應；②生成的氫化物穩(wěn)定（不穩(wěn)定）；③最高價氧化物的水化物（含氧酸）酸性強（弱）；④相互置換反應（強制弱）2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2。（Ⅰ）同周期比較：

（Ⅲ）

（2）電子層數(shù)相同時，再比較核電荷數(shù)，核電荷數(shù)多的半徑反而小。

四、化學鍵

化學鍵是相鄰兩個或多個原子間劇烈的相互作用。1.離子鍵與共價鍵的比較

離子化合物：由離子鍵構成的化合物叫做離子化合物。（肯定有離子鍵，可能有共價鍵）共價化合物：原子間通過共用電子對形成分子的化合物叫做共價化合物。（只有共價鍵）

極性共價鍵（簡稱極性鍵）：由不同種原子形成，A－B型，如，H－Cl。共價鍵

非極性共價鍵（簡稱非極性鍵）：由同種原子形成，A－A型，如，Cl－Cl。

2.電子式：

用電子式表示離子鍵形成的物質的結構與表示共價鍵形成的物質的結構的不同點：（1）電荷：用電子式表示離子鍵形成的物質的結構需標出陽離子和陰離子的電荷；而表示共價鍵形成的物質的結構不能標電荷。（2）[]（方括號）：離子鍵形成的物質中的陰離子需用方括號括起來，而共價鍵形成的物質中不能用方括號。

第二章化學反應與能量

第一節(jié)化學能與熱能

1

緣由：當物質發(fā)生化學反應時，斷開反應物中的化學鍵要汲取能量，而形成生成物中的化學鍵要放出能量?；瘜W鍵的斷裂和形成是化學反應中能量變化的主要緣由。一個確定的化學反應在發(fā)生過程中是汲取能量還是放出能量，打算于反應物的總能量與生成物的總能量的相對大小。E反應物總能量＞E生成物總能量，為放熱反應。E反應物總能量＜E生成物總能量，為吸熱反應。

2、常見的放熱反應和吸熱反應

常見的放熱反應：①全部的燃燒與緩慢氧化。②酸堿中和反應。③金屬與酸反應制取氫氣。

④大多數(shù)化合反應（特別：C＋CO2

△

2CO是吸熱反應）。

△

常見的吸熱反應：①以C、H2、CO為還原劑的氧化還原反應如：C(s)＋H2O(g)

③大多數(shù)分解反應如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。

CO(g)＋H2(g)。

②銨鹽和堿的反應如Ba(OH)2·8H2O＋NH4Cl＝BaCl2＋2NH3↑＋10H2O

[思索]一般說來，大多數(shù)化合反應是放熱反應，大多數(shù)分解反應是吸熱反應，放熱反應都不需要加熱，吸熱反應

都需要加熱，這種說法對嗎？試舉例說明。

點拔：這種說法不對。如C＋O2＝CO2的反應是放熱反應，但需要加熱，只是反應開頭后不再需要加熱，反應放出的熱量可以使反應連續(xù)下去。Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl的反應是吸熱反應，但反應并不需要加熱。

第二節(jié)化學能與電能

1、化學能轉化為電能的方式：2、原電池原理

（1）概念：把化學能直接轉化為電能的裝置叫做原電池。

（2）原電池的工作原理：通過氧化還原反應（有電子的轉移）把化學能轉變?yōu)殡娔堋?/p>

（3）構成原電池的條件：（1）電極為導體且活潑性不同；（2）兩個電極接觸（導線連接或直接接觸）；（3）兩個相互連接的電極插入電解質溶液構成閉合回路。

（4）電極名稱及發(fā)生的反應：

負極：較活潑的金屬作負極，負極發(fā)生氧化反應，

－

電極反應式：較活潑金屬－ne＝金屬陽離子負極現(xiàn)象：負極溶解，負極質量削減。

正極：較不活潑的金屬或石墨作正極，正極發(fā)生還原反應，電極反應式：溶液中陽離子＋ne－＝單質

正極的現(xiàn)象：一般有氣體放出或正極質量增加。

（5）原電池正負極的推斷方法：①依據(jù)原電池兩極的材料：

較活潑的金屬作負極（K、Ca、Na太活潑，不能作電極）；較不活潑金屬或可導電非金屬（石墨）、氧化物（MnO2）等作正極。

②依據(jù)電流方向或電子流向：（外電路）的電流由正極流向負極；電子則由負極經外電路流向原電池的正極。③依據(jù)內電路離子的遷移方向：陽離子流向原電池正極，陰離子流向原電池負極。④依據(jù)原電池中的反應類型：

負極：失電子，發(fā)生氧化反應，現(xiàn)象通常是電極本身消耗，質量減小。正極：得電子，發(fā)生還原反應，現(xiàn)象是常伴隨金屬的析出或H2的放出。

（6）原電池電極反應的書寫方法：

（i）原電池反應所依托的化學反應原理是氧化還原反應，負極反應是氧化反應，正極反應是還原反應。因此書寫電極反應的方法歸納如下：

①寫出總反應方程式。②把總反應依據(jù)電子得失狀況，分成氧化反應、還原反應。

③氧化反應在負極發(fā)生，還原反應在正極發(fā)生，反應物和生成物對號入座，留意酸堿介質和水等參加反應。（ii）原電池的總反應式一般把正極和負極反應式相加而得。

（7）原電池的應用：①加快化學反應速率，如粗鋅制氫氣速率比純鋅制氫氣快。②比較金屬活動性強弱。③設計原電池。④金屬的腐蝕。2、化學電源基本類型：

①干電池：活潑金屬作負極，被腐蝕或消耗。如：Cu－Zn原電池、鋅錳電池。

②充電電池：兩極都參與反應的原電池，可充電循環(huán)使用。如鉛蓄電池、鋰電池和銀鋅電池等。

③燃料電池：兩電極材料均為惰性電極，電極本身不發(fā)生反應，而是由引入到兩極上的物質發(fā)生反應，如H2、CH4燃料電池，其電解質溶液常為堿性試劑（KOH等）。

第三節(jié)化學反應的速率和限度

1、化學反應的速率

（1）概念：化學反應速率通常用單位時間內反應物濃度的削減量或生成物濃度的增加量（均取正值）來表示。計算公式：v(B)＝

?c(B)?t

＝

?n(B)V??t

①單位：mol/(L·s)或mol/(L·min)

②B為溶液或氣體，若B為固體或純液體不計算速率。③以上所表示的是平均速率，而不是瞬時速率。

④重要規(guī)律：（i）速率比＝方程式系數(shù)比（ii）變化量比＝方程式系數(shù)比（2）影響化學反應速率的因素：

內因：由參與反應的物質的結構和性質打算的（主要因素）。外因：①溫度：上升溫度，增大速率

②催化劑：一般加快反應速率（正催化劑）

③濃度：增加C反應物的濃度，增大速率（溶液或氣體才有濃度可言）④壓強：增大壓強，增大速率（適用于有氣體參與的反應）

⑤其它因素：如光（射線）、固體的表面積（顆粒大小）、反應物的狀態(tài)（溶劑）、原電池等也會轉變化學

反應速率。

2、化學反應的限度——化學平衡

（1）在肯定條件下，當一個可逆反應進行到正向反應速率與逆向反應速率相等時，反應物和生成物的濃度不再轉變，達到表面上靜止的一種平衡狀態(tài)，這就是這個反應所能達到的限度，即化學平衡狀態(tài)。化學平衡的移動受到溫度、反應物濃度、壓強等因素的影響。催化劑只轉變化學反應速率，對化學平衡無影響。

在相同的條件下同時向正、逆兩個反應方向進行的反應叫做可逆反應。通常把由反應物向生成物進行的反應叫做正反應。而由生成物向反應物進行的反應叫做逆反應。

在任何可逆反應中，正方應進行的同時，逆反應也在進行?？赡娣磻荒苓M行究竟，即是說可逆反應無論進行到何種程度，任何物質（反應物和生成物）的物質的量都不行能為0。（2）化學平衡狀態(tài)的特征：逆、動、等、定、變。①逆：化學平衡討論的對象是可逆反應。

②動：動態(tài)平衡，達到平衡狀態(tài)時，正逆反應仍在不斷進行。

③等：達到平衡狀態(tài)時，正方應速率和逆反應速率相等，但不等于0。即v正＝v逆≠0。④定：達到平衡狀態(tài)時，各組分的濃度保持不變，各組成成分的含量保持肯定。⑤變：當條件變化時，原平衡被破壞，在新的條件下會重新建立新的平衡。（3）推斷化學平衡狀態(tài)的標志：

①VA（正方向）＝VA（逆方向）或nA（消耗）＝nA（生成）（不同方向同一物質比較）②各組分濃度保持不變或百分含量不變

③借助顏色不變推斷（有一種物質是有顏色的）

④總物質的量或總體積或總壓強或平均相對分子質量不變（前提：反應前后氣體的總物質的量不相等的反應適用，即如對于反應xA＋yB

zC，x＋y≠z）

第三章有機化合物

絕大多數(shù)含碳的化合物稱為有機化合物，簡稱有機物。像CO、CO2、碳酸、碳酸鹽等少數(shù)化合物，由于它們的組成和性質跟無機化合物相像，因而一向把它們作為無機化合物。

一、烴

1、烴的定義：僅含碳和氫兩種元素的有機物稱為碳氫化合物，也稱為烴。2、烴的分類：

飽和烴→烷烴（如：甲烷）

脂肪烴(鏈狀

)

不飽和烴→烯烴（如：乙烯）芳香烴(含有苯環(huán))（如：苯）

3、甲烷、乙烯和苯的性質比較：

篇三：高中化學必修2學問點歸納總結

高中化學必修2學問點歸納總結

第一單元原子核外電子排布與元素周期律

一、原子結構

質子（Z個）

原子核留意：

中子（N個）質量數(shù)(A)＝質子數(shù)(Z)＋中子數(shù)(N)

1.原子序數(shù)=核電荷數(shù)=質子數(shù)=原子的核外電子

核外電子（Z個）

★熟背前20號元素，熟識1～20號元素原子核外電子的排布：

HHeLiBeBCNOFNeNaMgAlSipSClArKCa2.原子核外電子的排布規(guī)律：①電子總是盡先排布在能量最低的電子層里；②各電子層最多

2

容納的電子數(shù)是2n；③最外層電子數(shù)不超過8個（K層為最外層不超過2個），次外層不超過18個，倒數(shù)第三層電子數(shù)不超過32個。

電子層：一（能量最低）二三四五六七對應表示符號：KLMNOpQ3.元素、核素、同位素

元素：具有相同核電荷數(shù)的同一類原子的總稱。

核素：具有肯定數(shù)目的質子和肯定數(shù)目的中子的一種原子。

同位素：質子數(shù)相同而中子數(shù)不同的同一元素的不同原子互稱為同位素。(對于原子來說)二、元素周期表1.編排原則：

①按原子序數(shù)遞增的挨次從左到右排列②將電子層數(shù)相同的各元素從左到右排成一橫行。（周期序數(shù)＝原子的電子層數(shù)）．．．．．．．．③把最外層電子數(shù)相同的元素按電子層數(shù)遞增的挨次從上到下排成一縱行。．．．．．．．．．．

主族序數(shù)＝原子最外層電子數(shù)2.結構特點：

核外電子層數(shù)元素種類

第一周期12種元素

短周期第二周期28種元素

周期第三周期38種元素

元7第四周期418種元素素7第五周期518種元素周長周期第六周期632種元素

期第七周期7未填滿（已有26種元素）表主族：ⅠA～ⅦA共7個主族

族副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7個副族（18個縱行）第Ⅷ族：三個縱行，位于ⅦB和ⅠB之間（16個族）零族：稀有氣體三、元素周期律

1.元素周期律：元素的性質（核外電子排布、原子半徑、主要化合價、金屬性、非金屬性）隨著核電荷數(shù)的遞增而呈周期性變化的規(guī)律。元素性質的周期性變化實質是元素原子核外電．．．．．．．．．．子排布的周期性變化的必定結果。．．．．．．．．．

2.同周期元素性質遞變規(guī)律

方）

第ⅦA族鹵族元素