高中必修化學知識點總結

高中化學必修二知識點總結：

第一單元

1——原子半徑

（1）除第1週期外,其他週期元素（惰性氣體元素除外）的原子半徑隨原子序數的遞增而減小；

（2）同一族的元素從上到下,隨電子層數增多,原子半徑增大.

2——元素化合價

（1）除第1週期外,同週期從左到右,元素最高正價由鹼金屬+1遞增到+7,非金屬元素負價由碳族-4遞增到-1（氟無正價,氧無+6價,除外）；

（2）同一主族的元素的最高正價、負價均相同

(3) 所有單質都顯零價

3——單質的熔點

（1）同一週期元素隨原子序數的遞增,元素組成的金屬單質的熔點遞增,非金屬單質的熔點遞減；

（2）同一族元素從上到下,元素組成的金屬單質的熔點遞減,非金屬單質的熔點遞增

4——元素的金屬性與非金屬性 （及其判斷）

（1）同一週期的元素電子層數相同.因此隨着核電荷數的增加,原子越容易得電子,從左到右金屬性遞減,非金屬性遞增；

（2）同一主族元素最外層電子數相同,因此隨着電子層數的增加,原子越容易失電子,從上到下金屬性遞增,非金屬性遞減.

判斷金屬性強弱

金屬性（還原性） 1,單質從水或酸中置換出氫氣越容易越強

2,最高價氧化物的水化物的鹼性越強（1—20號,K最強；總體Cs最強 最

非金屬性（氧化性）1,單質越容易與氫氣反應形成氣態氫化物

2,氫化物越穩定

3,最高價氧化物的水化物的酸性越強（1—20號,F最強；最體一樣）

5——單質的氧化性、還原性

一般元素的金屬性越強,其單質的還原性越強,其氧化物的陽離子氧化性越弱；

元素的非金屬性越強,其單質的氧化性越強,其簡單陰離子的還原性越弱.

推斷元素位置的規律

判斷元素在週期表中位置應牢記的規律：

（1）元素週期數等於核外電子層數；

（2）主族元素的序數等於最外層電子數.

陰陽離子的半徑大小辨別規律

由於陰離子是電子最外層得到了電子 而陽離子是失去了電子

6——週期與主族

週期：短週期（1—3）；長週期（4—6,6周期中存在鑭系）；不完全週期（7）.

主族：ⅠA—ⅦA為主族元素；ⅠB—ⅦB為副族元素（中間包括Ⅷ）；0族（即惰性氣體）

所以, 總的説來

(1) 陽離子半徑原子半徑

(3) 陰離子半徑>陽離子半徑

(4 對於具有相同核外電子排布的離子,原子序數越大,其離子半徑越小.

以上不適合用於稀有氣體!

第二單元

一 、化學鍵：

1,含義：分子或晶體內相鄰原子（或離子）間強烈的相互作用.

2,類型 ,即離子鍵、共價鍵和金屬鍵.

離子鍵是由異性電荷產生的吸引作用,例如氯和鈉以離子鍵結合成NaCl.

1,使陰、陽離子結合的靜電作用

2,成鍵微粒：陰、陽離子

3,形成離子鍵：a活潑金屬和活潑非金屬

b部分鹽（Nacl、NH4cl、BaCo3等）

c強鹼（NaOH、KOH）

d活潑金屬氧化物、過氧化物

4,證明離子化合物：熔融狀態下能導電

共價鍵是兩個或幾個原子通過共用電子（1,共用電子對對數=元素化合價的絕對值

2,有共價鍵的化合物不一定是共價化合物）

對產生的吸引作用,典型的共價鍵是兩個原子借吸引一對成鍵電子而形成的.例如,兩個氫核同時吸引一對電子,形成穩定的'氫分子.

1,共價分子電子式的表示,P13

2,共價分子結構式的表示

3,共價分子球棍模型（H2O—折現型、NH3—三角錐形、CH4—正四面體）

4,共價分子比例模型

補充：碳原子通常與其他原子以共價鍵結合

乙烷（C—C單鍵）

乙烯（C—C雙鍵）

乙炔（C—C三鍵）

金屬鍵則是使金屬原子結合在一起的相互作用,可以看成是高度離域的共價鍵.

二、分子間作用力（即範德華力）

1,特點：a存在於共價化合物中

b化學鍵弱的多

c影響熔沸點和溶解性——對於組成和結構相似的分子,其範德華力一般隨着相對分子質量的增大而增大.即熔沸點也增大（特例：HF、NH3、H2O）

三、氫鍵

1,存在元素：O（H2O）、N（NH3）、F（HF）

2,特點：比範德華力強,比化學鍵弱

補充：水無論什麼狀態氫鍵都存在

專題一 ：第三單元

一,同素異形（一定為單質）

1,碳元素（金剛石、石墨）

氧元素（O2、O3）

磷元素（白磷、紅磷）

2,同素異形體之間的轉換——為化學變化

二,同分異構（一定為化合物或有機物）

分子式相同,分子結構不同,性質也不同

1,C4H10（正丁烷、異丁烷）

2,C2H6(乙醇、二甲醚)

三,晶體分類

離子晶體：陰、陽離子有規律排列

1,離子化合物（KNO3、NaOH）

2,NaCl分子

3,作用力為離子間作用力

分子晶體：由分子構成的物質所形成的晶體

1,共價化合物（CO2、H2O）

2,共價單質（H2、O2、S、I2、P4）

3,稀有氣體（He、Ne）

原子晶體：不存在單個分子

1,石英（SiO2）、金剛石、晶體硅（Si）

金屬晶體：一切金屬

總結：熔點、硬度——原子晶體>離子晶體>分子晶體

第一單元

一、反應速率

1,影響因素：反應物性質（內因）、濃度（正比）、温度（正比）、壓強（正比）、反應面積、固體反應物顆粒大小

二、反應限度（可逆反應）

化學平衡：正反應速率和逆反應速率相等,反應物和生成物的濃度不再變化,到達平衡.

專題二 ：第二單元

一、熱量變化

常見放熱反應：1,酸鹼中和

2,所有燃燒反應

3,金屬和酸反應

4,大多數的化合反應

5,濃硫酸等溶解

常見吸熱反應：1,CO2+C====2CO

2,H2O+C====CO+H2（水煤氣）

3,Ba(OH)2晶體與NH4Cl反應

4,大多數分解反應

5,硝酸銨的溶解

熱化學方程式；注意事項5

二、燃料燃燒釋放熱量

專題二 ：第三單元

一、化學能→電能（原電池、燃料電池）

1,判斷正負極：較活潑的為負極,失去電子,化合價升高,為氧化反應,陰離子在負極

2,正極：電解質中的陽離子向正極移動,得到電子,生成新物質

3,正負極相加=總反應方程式

4,吸氧腐蝕

A中性溶液（水）

B有氧氣

Fe和C→正極：2H2O+O2+4e—====4OH—

補充：形成原電池條件

1,有自發的 氧化反應

2,兩個活潑性不同的電極

3,同時與電解質接觸

4,形成閉合迴路

二、化學電源

1,氫氧燃料電池

陰極：2H++2e—===H2

陽極：4OH——4e—===O2+2H2O

2,常見化學電源

銀鋅鈕釦電池

負極：

正極：

鉛蓄電池

負極：

正極：

三、電能→化學能

1,判斷陰陽極：先判斷正負極,正極對陽極（發生氧化反應）,負極對陰極

2,陽離子向陰極,陰離子向陽極（異性相吸）

補充：電解池形成條件

1,兩個電極

2,電解質溶液

3,直流電源

4,構成閉合電路

第一章 物質結構 元素週期律

1. 原子結構：如： 的質子數與質量數,中子數,電子數之間的關係

2. 元素週期表和週期律

（1）元素週期表的結構

A. 週期序數＝電子層數

B. 原子序數＝質子數

C. 主族序數＝最外層電子數＝元素的最高正價數

D. 主族非金屬元素的負化合價數＝8－主族序數

E. 週期表結構

（2）元素週期律（重點）

A. 元素的金屬性和非金屬性強弱的比較（難點）

a. 單質與水或酸反應置換氫的難易或與氫化合的難易及氣態氫化物的穩定性

b. 最高價氧化物的水化物的鹼性或酸性強弱

c. 單質的還原性或氧化性的強弱

（注意：單質與相應離子的性質的變化規律相反）

B. 元素性質隨週期和族的變化規律

a. 同一週期,從左到右,元素的金屬性逐漸變弱

b. 同一週期,從左到右,元素的非金屬性逐漸增強

c. 同一主族,從上到下,元素的金屬性逐漸增強

d. 同一主族,從上到下,元素的非金屬性逐漸減弱

C. 第三週期元素的變化規律和鹼金屬族和鹵族元素的變化規律（包括物理、化學性質）

D. 微粒半徑大小的比較規律：

a. 原子與原子 b. 原子與其離子 c. 電子層結構相同的離子

（3）元素週期律的應用（重難點）

A. “位,構,性”三者之間的關係

a. 原子結構決定元素在元素週期表中的位置

b. 原子結構決定元素的化學性質

c. 以位置推測原子結構和元素性質

B. 預測新元素及其性質

3. 化學鍵（重點）

（1）離子鍵：

A. 相關概念：

B. 離子化合物：大多數鹽、強鹼、典型金屬氧化物

C. 離子化合物形成過程的電子式的表示（難點）

（AB, A2B,AB2, NaOH,Na2O2,NH4Cl,O22-,NH4+）

（2）共價鍵：

A. 相關概念：

B. 共價化合物：只有非金屬的化合物（除了銨鹽）

C. 共價化合物形成過程的電子式的表示（難點）

（NH3,CH4,CO2,HClO,H2O2）

D 極性鍵與非極性鍵

（3）化學鍵的概念和化學反應的本質：

第二章 化學反應與能量

1. 化學能與熱能

（1）化學反應中能量變化的主要原因：化學鍵的斷裂和形成

（2）化學反應吸收能量或放出能量的決定因素：反應物和生成物的總能量的相對大小

a. 吸熱反應： 反應物的總能量小於生成物的總能量

b. 放熱反應： 反應物的總能量大於生成物的總能量

（3）化學反應的一大特徵：化學反應的過程中總是伴隨着能量變化,通常表現為熱量變化

練習：

氫氣在氧氣中燃燒產生藍色火焰,在反應中,破壞1molH－H鍵消耗的能量為Q1kJ,破壞1molO ＝ O鍵消耗的能量為Q2kJ,形成1molH－O鍵釋放的能量為Q3kJ.下列關係式中正確的是（ B ）

A.2Q1+Q2>4Q3 B.2Q1+Q2