高一化学(必修2)下学期期末复习纲要(1-4章)
高一下学期苏教版化学必修2期末复习纲要(江苏地区专用)
高一下学期苏教版化学必修2期末复习纲要（专题1-3）专题1微观结构与物质的多样性一、核外电子排布与周期性（1）．原子结构1、电荷关系：2、质量关系3、原子组成：4、核素：5、同位素：（2）．原子核外电子的排布1、电子分层排布：2、核外电子的排布规律：二.、元素周期律：（1）元素周期律（重点）１．化合价变化规律： 2.原子半径变化规律3．元素金属性和非金属性的递变A.元素的金属性和非金属性强弱的的判断依据（难点）B.元素性质随周期和同主族的变化规律（2）元素周期表的结构:“位，构，性”三者之间的关系（重难点）（3）．元素周期表和元素周期律的应用：1.处于金属与非金属分界线附近的元素具有金属性又具有非金属性结构特点：数 = 数2.金属性最强的在周期表的左下角；非金属性最强的在周期表的右上角。
3.微粒半径大小的比较规律：三.微粒之间的相互作用1、化学键（重点）：化学反应的本质：（1）离子键：存在于化合物中A.概念：B.离子化合物：注意：酸不是离子化合物。
离子键只存在离子化合物中，离子化合物中一定含有离子键。
（2）共价键：共价键的存在：单质：H2、X2、Ｎ2等（除）共价化合物：H2O、CO2、SiO2、H2S等复杂离子化合物：强碱、铵盐、含氧酸盐、过氧化物B.共价化合物：除离子化合物之外都是共价化合物（3）．电子式：①．原子的电子式：②．阴阳离子的电子式：③．物质的电子式：NaOH Na2O2 NH4Cl N2 O2 CO2 NH3 CCl4 HClO C2H4 H2O2 H2O④．用电子式表示形成过程：2、分子间作用力：由分子构成的物质，分子间作用力是影响物质熔沸点和溶解性的重要因素。
3、相似的物质，越大，越大，越高3、从微观结构看物质的多样性（1）同素异形体： A.特点： B.实例：（2）同分异构体 A.特点： B.实例：①类别异构：碳原子数相同的：②碳链异构：如：③位置异构：如：(3)四类晶体的组成微粒、微观结构、作用力及性质差异。
高一化学必修二期末提纲
高一化学必修二期末提纲高中化学分数虽然不高，但是作为高考科目之一，学不好化学也是很拉分的。
高中化学虽然没有物理难，但是学问点和方程式也特殊多，以下是我给大家整理的（高一化学）必修二期末提纲，盼望对大家有所关心，欢迎阅读!高一化学必修二期末提纲甲烷烃—碳氢化合物：仅有碳和氢两种元素组成(甲烷是分子组成最简洁的烃)1、物理性质：无色、无味的气体，极难溶于水，密度小于空气，俗名：沼气、坑气2、分子结构：CH4：以碳原子为中心，四个氢原子为顶点的正四周体(键角：109度28分)3、化学性质：①氧化反应：(产物气体如何检验?)甲烷与KMnO4不发生反应，所以不能使紫色KMnO4溶液褪色②取代反应：(三氯甲烷又叫氯仿，四氯甲烷又叫四氯化碳，二氯甲烷只有一种结构，说明甲烷是正四周体结构)4、同系物：结构相像，在分子组成上相差一个或若干个CH2原子团的物质(全部的烷烃都是同系物)5、同分异构体：化合物具有相同的分子式，但具有不同结构式(结构不同导致性质不同)烷烃的溶沸点比较：碳原子数不同时，碳原子数越多，溶沸点越高;碳原子数相同时，支链数越多熔沸点越低同分异构体书写：会写丁烷和戊烷的同分异构体乙烯1、乙烯的制法：工业制法：石油的裂解气(乙烯的产量是一个国家石油化工进展水平的标志之一)2、物理性质：无色、稍有气味的气体，比空气略轻，难溶于水3、结构：不饱和烃，分子中含碳碳双键，6个原子共平面，键角为120°4、化学性质：(1)氧化反应：C2H4+3O2=2CO2+2H2O(火焰光明并伴有黑烟)可以使酸性KMnO4溶液褪色，说明乙烯能被KMnO4氧化，化学性质比烷烃活泼。
(2)加成反应：乙烯可以使溴水褪色，利用此反应除乙烯乙烯还可以和氢气、氯化氢、水等发生加成反应。
CH2=CH2+H2→CH3CH3CH2=CH2+HCl→CH3CH2Cl(一氯乙烷)CH2=CH2+H2O→CH3CH2OH(乙醇)(3)聚合反应：苯1、物理性质：无色有特别气味的液体，密度比水小，有毒，不溶于水，易溶于有机溶剂，本身也是良好的有机溶剂。
高一化学(必修2)下学期期末复习纲要(1-4章)1
高一化学（必修2）期末复习1-4章复习提纲第一章物质结构元素周期律R 质子数:Z与质量数:A中子数A-Z电子数:Z+n1. 原子结构：如：Z A n理解原子结构示意图的含义：+17 2 8 7确定元素种类看圈内的质子数17（Cl）,核外电子数如果等于核内质子数，则为原子，如果电子数大于质子数，则为阴离子，小于为阳离子。
2.四同的区分：同位素（11H和21H）、同素异形体(氧气和臭氧)、同系物（甲烷和丙烷）、同分异构体（丁烷和异丁烷）3. 元素周期表和周期律（1）元素周期表的结构A.每周期元素种类：2,8,8,18,18,32,32B.周期表结构:三长三短一不全，七主七副零八族（共16个族，18列）C. 主族序数＝最外层电子数＝元素的最高正价数D. 主族非金属元素的负化合价数＝8－主族序数E. 周期序数＝电子层数原子序数＝质子数（2）元素周期律（重点）A. 元素性质随周期和族的变化规律：a. 同一周期，从左到右，元素的金属性逐渐变弱，非金属性逐渐增强，原子半径减小b.同一主族，从上到下，元素的金属性逐渐增强，元素的非金属性逐渐减弱，原子半径增大B. 元素非金属性越强，则：a. 单质的氧化性越强，得电子能力越强b. 最高价氧化物的水化物酸性越强c. 与氢化合的越容易，生成的氢化物越稳定特别注意的是元素非金属性越强，氢化物的越稳定，还原性越弱！如：非金属性S<Cl,则稳定性H2S<HCl ,还原性H2S>HCl,酸性H2SO4<HClO4 ,原子半径：S>Cl C. 第三周期元素的变化规律和碱金属族和卤族元素的变化规律（包括物理、化学性质）碱金属从上到下，熔点降低，密度增大，金属性增强，与水或酸反应越剧烈，得到的碱的碱性越强。
卤素从上到下，熔点升高，颜色加深（记住氯气黄绿色，液溴深红棕色，碘紫黑色，溴水橙色，碘水黄褐色），非金属性减弱，氢化物稳定性HF>HCl>HBr>HI,酸性HClO4>HBrO4>HIO4D. 微粒半径大小的比较规律：记住三种情况：a. 同周期从左至右半径依次减小原子与原子（N>O）b. 同主族从上到下半径依次增大(Li<K)c. 电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小(O2->F->Na+>Mg2+)（3）元素周期律的应用（重难点）记住稀有气体的原子序数：He(2)、Ne(10)、Ar(18)、Kr(36)、Xe(54)、Rn(86)，以此来确定已知原子序数的元素在周期表的位置A. “位，构，性”三者之间的关系a. 原子结构决定元素在元素周期表中的位置b. 原子结构决定元素的化学性质c. 以位置推测原子结构和元素性质B. 预测新元素及其性质4. 化学键（重点）（1）离子键和离子化合物：一般的，活泼金属+活泼非金属形成离子键（但是NH4Cl也是离子化合物），含离子键的化合物就是离子化合物（2）共价键和共价化合物：一般的，非金属元素+非金属元素形成共价键。
高一化学必修二复习提纲
高一化学（必修2）期末复习提纲第一章物质结构元素周期律一、 元素周期表： 1、熟记：原子序数===2、结构：周期序数 = 核外电子层数 主族序数 = 最外层电子数短周期（第、、周期）周期：个（共个横行）周期表 长周期（第、、、周期） 主族个：ⅠA-ⅦA族：个（共个纵行） 副族个： IB-ⅦB族1个（3个纵行） 族（1个）稀有气体元素口诀：三短四长不完全，七主七副零八族熟记：三个短周期和第一、七主族和零族的元素符号和名称 二、元素周期律：1、同主族、同周期元素性质递变规律：（1）同主族：从上到下，随电子层数的递增，原子半径增大，核对外层电子吸引能力减弱，失电子能力增强，还原性（金属性）逐渐，其离子的氧化性。
（2）同周期：从左到右，最外层电子数逐渐增多，原子半径减小，得电子能力逐渐增强，氧化性（非金属性）逐渐，其离子的还原性。
2、微粒半径大小比较规律：（1）原子与原子：同周期，同主族 。
（2）原子与其离子：阳离子 原子阴离子 （3）电子层结构相同的离子：质子数越大 。
3、元素的金属性和非金属性强弱的比较（1）单质与反应置换氢的难易或与化合的难易及气态的稳定性 （2）最高价氧化物的水化物的或强弱 （3）单质的或的强弱三、元素周期表和元素周期律的应用： 1、元素的化合价与最外层电子数的关系： 最高正价 = （氟氧元素无正价）最低负化合价数 = 8-最外层电子数（金属元素无负化合价）2、预测新元素及其性质：催化剂在区找，耐高温金属材料在 区找农药在找，半导体材料在 找。
四、核素：具有一定数目的和一定数目的的一种原子。
AZ X过渡元素①质量数（A）= （Z）+（N）②同位素：质子数而中子数的元素的不同原子③元素：具有相同的同一类原子的总称。
五、化学键（1）离子键：A. 相关概念：的强烈相互作用。
B. 离子化合物：大多数盐（包括铵盐）、强碱、典型金属氧化物C. 离子化合物形成过程的电子式的表示（试表示NaCl、MgCl2、Na2O的形成过程）D. 电子式的表示组成（2）共价键：A. 相关概念：的强烈相互作用。
高一化学必修2期末复习提纲
第一章 物质结构元素周期律复习提纲一、原子结构 1、原子构造：2；③最外层电子数不超过8个（K 层为最外层不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。
记住①记住稀有气体的原子序数He-2 Ne-10 Ar-18 Kr-36 xe-54 Rn-86 X-118②会写原子结构示意图。
电子层： 一（能量最低） 二 三 四 五 六 七 对应表示符号： K L M N O P Q ３、元素、核素、同位素元素：具有相 同一类原子的总称。
核素：具有一定数目的 和一定数目的 的一种 。
同位素： 相同而 不同的同一元素的 互称为同位素。
(对于原子来说)如168O和188O判定方法：它反映的是同种元素的不同原子间的关系。
故单质、化合物间不可能是同位素。
二、元素周期表①周期：将 相同的各元素从左到右排成一横行。
周期序数＝ ②族：把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行。
主族序数＝ 2、现行元素周期表的编排原则与特点：第一周期（共 种元素）种元素） （ 个） 第三周期（共 种元素） 第四周期（共 种元素） 第五周期（共 种元素） （ 个）六周期（共 种元素）第七周期， 种元素（ 个） 注意：比较粒子(包括原子、离子)半径的方法： ①先比较电子层数，电子层数多的半径大。
②电子层数相同（同周期）的原子，比较核电荷数，核电荷数多的半径反而小。
族（ 个纵行 个族） 副族（ 个；用 表示 ）第 族（ 个，_____族（ 个， 列） 主族（ 个；用 表示 ）③具有相同电子层结构的粒子，核电荷数多的半径反而小。
性、碱性非金属气态氢化物的形成难易程度、稳定性阳离子半径阴离子半径第ⅠA族碱金属元素：Li Na K Rb Cs Fr（Fr是金属性最强的元素位于周期表左下方）第ⅦA族卤族元素：F Cl Br I At（F是非金属性最强的元素，位于周期表右上方）三、化学键１、化学键是指：。
２、化学反应的实质是指：。
高一化学 期末复习提纲 新人教版必修2
高一化学（必修2）期末复习1-4章复习提纲第一章 物质结构 元素周期律1 原子结构：如：ZA n R的质子数与质量数，中子数，电子数之间的关系 2 元素周期表和周期律 （1）元素周期表的结构A 周期序数＝电子层数B 原子序数＝质子数C 主族序数＝最外层电子数＝元素的最高正价数D 主族非金属元素的负化合价数＝8－主族序数E 周期表结构 （2）元素周期律（重点）A 元素的金属性和非金属性强弱的比较（难点）a 单质与水或酸反应置换氢的难易或与氢化合的难易及气态氢化物的稳定性b 最高价氧化物的水化物的碱性或酸性强弱c 单质的还原性或氧化性的强弱（注意：单质与相应离子的性质的变化规律相反） B 元素性质随周期和族的变化规律a 同一周期，从左到右，元素的金属性逐渐变弱b 同一周期，从左到右，元素的非金属性逐渐增强c 同一主族，从上到下，元素的金属性逐渐增强d 同一主族，从上到下，元素的非金属性逐渐减弱C 第三周期元素的变化规律和碱金属族和卤族元素的变化规律（包括物理、化学性质）D 微粒半径大小的比较规律：a 原子与原子b 原子与其离子c 电子层结构相同的离子 （3）元素周期律的应用（重难点） A “位，构，性”三者之间的关系a 原子结构决定元素在元素周期表中的位置b 原子结构决定元素的化学性质c 以位置推测原子结构和元素性质 B 预测新元素及其性质 3 化学键（重点） （1）离子键： A 相关概念：B 离子化合物：大多数盐、强碱、典型金属氧化物C 离子化合物形成过程的电子式的表示（难点） （AB ， A 2B ，AB 2， NaOH ，Na 2O 2，NH 4C ，O 22-，NH 4）（2）共价键：A 相关概念：B 共价化合物：只有非金属的化合物（除了铵盐）C 共价化合物形成过程的电子式的表示（难点）（NH3，CH4，CO2，HCO，H2O2）D 极性键与非极性键（3）化学键的概念和化学反应的本质：第二章化学反应与能量1 化学能与热能（1）化学反应中能量变化的主要原因：化学键的断裂和形成（2）化学反应吸收能量或放出能量的决定因素：反应物和生成物的总能量的相对大小a 吸热反应：反应物的总能量小于生成物的总能量b 放热反应：反应物的总能量大于生成物的总能量（3）化学反应的一大特征：化学反应的过程中总是伴随着能量变化，通常表现为热量变化练习：氢气在氧气中燃烧产生蓝色火焰，在反应中，破坏1moH－H键消耗的能量为Q1J，破坏1moO ＝ O键消耗的能量为Q2J，形成1moH－O键释放的能量为Q3J。
人教版化学必修2高一下学期期末考试化学复习提纲
高一化学期末复习提纲一、元素周期表、元素周期律1、1-18号元素（请按下图表示记忆）H HeLi Be B C N O F NeNa Mg Al Si P S Cl Ar2、元素在周期表中位置周期数=电子层数主族序数=最外层电子数=最高正化合价3、元素周期律➢从左到右--- 随着原子序数逐渐增加--- 原子半径逐渐减小---- 得电子能力（不是得电子数目）逐渐增强（失电子能力逐渐减弱）----- 非金属性逐渐增强（金属性逐渐减弱）➢从上到下--- 随着原子序数逐渐增加--- 原子半径逐渐增大---- 失电子能力（不是失电子数目）逐渐增强（得电子能力逐渐减弱）----- 金属性逐渐增强（非金属性逐渐减弱）➢故非金属性最强的是F，金属性最强的Cs➢金属性、非金属性判断标准：（重要，记牢）单质与氢气化合越容易如：F2>Cl2>Br2>I2氢化物稳定性越强如稳定性：HF>HCl>HBr>HI最高价氧化物对应的水化物酸性越强如酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4>H4SiO4金属性越强与水或酸反应置换出氢气越容易，反应越剧烈。
如剧烈程度Cs>Rb>K>Na>Li最高价氧化物对应水化物碱性越强。
如碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)34、判断微粒半径大小（原子半径、离子半径比较都适用）的总原则是首先画出结构示意图，然后：（1）电子层数不同时，看电子层数，层数越多，半径越大；（2）电子层数相同时，看核电荷数，核电荷数越多，半径越小；（3）电子层数和核电荷数均相同时，看电子数，电子数越多，半径越大；如r（Fe2+）> r（Fe3+）二、微粒之间的相互作用1、化学键➢定义：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➢化学键：共价键和离子键2、共价键：原子之间通过共用电子对的形式形成的化学键如何判断共价键：非金属元素和非金属元素之间易形成共价键3、离子键：使带相反电荷的阴、阳离子结合的相互作用(静电作用，包括静电引力和斥力)➢如何判断离子键：活泼金属元素或铵根离子与非金属元素或带电原子团之间形成离子键如NaCl、MgO 等中存在离子键NH4Cl、NaOH、NaNO3中既有离子键也有共价键4、共价化合物：仅仅由共价键形成的化合物（共价化合物中不能有离子键）。
高一化学必修二复习提纲
必修（2）化学复习提纲 第一章 物质结构 元素周期律一、原子结构1. 原子的组成X A Z表示核电荷数（即质子数）为 ，质量数为 的X 元素的一种原子（即X 得一种核素）。
这种原子的电子数为 ，中子数为 。
质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为 ；如氢元素的三种核素分别为氕（ ）、氘（ ）、氚（ ），三者互为 。
2. 原子核外电子的排布规律及表示方法①电子总是尽先排布在能量 的电子层里； ②各电子层最多容纳的电子数是 ；③最外层电子数不超过 个（K 层为最外层不超过 个），次外层不超过18个。
原子结构示意图：如 氧原子 、钠离子 3、原子结构与元素性质的关系①元素的最高正价＝ ；|最低负价|＋最高正价＝ 。
②原子的电子层数越多，原子半径越 。
二、元素周期表和元素周期律1、元素周期表的结构横行为周期，共有 个周期，其中 称为短周期，含 种元素；纵行为族，分为主族（分别为）、副族、第Ⅷ族、0族（均为 ）。
元素位置与原子结构的关系：①原子序数＝ ；②周期序数＝ ；③主族序数＝ 。
原子－＋＋决定如氮原子的原子结构示意图为：，可知氮元素的最高正价为，最低负价为，它处于元素周期表中第周期第族。
2、元素周期律同一周期元素从左到右，原子半径逐渐，金属性逐渐，非金属性逐渐；同主族元素从上到下，原子半径逐渐，金属性逐渐，非金属性逐渐。
3、元素的金属性、非金属性强弱的判断依据（“越易越强、越强越强”）（Ⅰ）同周期比较：（Ⅱ）同主族比较：三、化学键化学键是相邻两个或多个原子间强烈的相互作用。
化学反应的本质，就是旧化学键的和新化学键的过程。
第二章化学反应与能量一、化学能与热能在任何的化学反应中总伴有的变化。
原因：当物质发生化学反应时，断开反应物中的化学键要能量，而形成生成物中的化学键要能量。
反应物的总能量生成物的总能量是放热反应；反应物的总能量生成物的总能量是吸热反应。
一般地，、和大多数的化合反应都是放热反应。
高中化学必修二(新教材) 复习提纲(共4章)
新教材·化学·必修·第二册知识网络建构ZHISHIWANGLUOJIANGOU热点专题突破REDIANZHUANTITUPO专题关于硝酸与金属反应的计算方法1.得失电子守恒法硝酸与金属反应属于氧化还原反应，氮原子得到的电子总数等于金属原子失去的电子总数。
如果金属被HNO3溶解后，产生的NO x气体(NO2、NO)与O2充分混合后又用H2O恰好完全吸收，则金属失去的电子数等于消耗的O2得到的电子数。
2.原子守恒法硝酸与金属反应时，HNO3中的NO－3一部分仍以NO－3的形式存在，另一部分转化为还原产物，这两部分中N的物质的量之和与反应消耗的HNO3中N的物质的量相等。
3.利用离子方程式计算硝酸与硫酸混合液跟金属的反应，当金属足量时，不能用HNO3与金属反应的化学方程式计算，应用离子方程式计算，因为生成的硝酸盐中的NO－3与硫酸电离出的H ＋仍能继续与金属反应，如3Cu ＋8H ＋＋2NO －3===3Cu 2＋＋2NO ↑＋4H 2O 。
4.如果金属被HNO 3溶解后，再向溶液中滴加NaOH 溶液使金属阳离子恰好完全沉淀，则金属失去电子的物质的量等于HNO 3得到电子的物质的量，也等于生成氢氧化物时消耗的OH －的物质的量，因此，m (沉淀)＝m (金属)＋m (OH －)＝m (金属)＋n (e －)×17 g·mol －1[因为M ――→－n e －M n ＋，M n ＋――→＋n OH －M(OH)n ]。
38.4 g Cu 与适量的浓硝酸反应，Cu 全部反应后，共收集到1 mol 气体。
反应消耗的HNO 3的物质的量是( )A.1.0 mol B ．1.6 mol C ．2.2 mol D ．2.4 mol [批注点拨][解析] Cu 跟浓硝酸反应的化学方程式为Cu ＋4HNO 3(浓)===Cu(NO 3)2＋2NO 2↑＋2H 2O 。
高一化学(必修2)下学期期末复习纲要(14
高一化学（必修2）复习纲要（1-4章）第一章 物质结构 元素周期律1. 原子结构：如：的质子数与质量数，中子数，电子数之间的关系2. 元素周期表和周期律（1）元素周期表的结构A. 周期序数＝电子层数B. 原子序数＝质子数C. 主族序数＝最外层电子数＝元素的最高正价数D. 主族非金属元素的负化合价数＝8－主族序数E. 周期表结构（2）元素周期律（重点）A. 元素的金属性和非金属性强弱的比较（难点）a. 单质与水或酸反应置换氢的难易或与氢化合的难易及气态氢化物的稳定性b. 最高价氧化物的水化物的碱性或酸性强弱c. 单质的还原性或氧化性的强弱（注意：单质与相应离子的性质的变化规律相反）B. 元素性质随周期和族的变化规律a. 同一周期，从左到右，元素的金属性逐渐变弱b. 同一周期，从左到右，元素的非金属性逐渐增强c. 同一主族，从上到下，元素的金属性逐渐增强d. 同一主族，从上到下，元素的非金属性逐渐减弱C. 第三周期元素的变化规律和碱金属族和卤族元素的变化规律（包括物理、化学性质）D. 微粒半径大小的比较规律： a. 原子与原子 b. 原子与其离子c. 电子层结构相同的离（3）元素周期律的应用（重难点）A. “位，构，性”三者之间的关系a. 原子结构决定元素在元素周期表中的位置b. 原子结构决定元素的化学性质c. 以位置推测原子结构和元素性质B. 预测新元素及其性质3. 化学键（重点）（1）离子键： A. 相关概念：B. 离子化合物：大多数盐、强碱、典型金属氧化物C. 离子化合物形成过程的电子式的表示（难点）（AB， A2B，AB2， NaOH，Na2O2，NH4Cl，O22-，NH4+）（2）共价键： A. 相关概念：B. 共价化合物：只有非金属的化合物（除了铵盐）C. 共价化合物形成过程的电子式的表示（难点）（NH3，CH4，CO2，HClO，H2O2）D 极性键与非极性键（3）化学键的概念和化学反应的本质：第二章 化学反应与能量1. 化学能与热能（1）化学反应中能量变化的主要原因：化学键的断裂和形成（2）化学反应吸收能量或放出能量的决定因素：反应物和生成物的总能量的相对大小a. 吸热反应： 反应物的总能量小于生成物的总能量b. 放热反应： 反应物的总能量大于生成物的总能量（3）化学反应的一大特征：化学反应的过程中总是伴随着能量变化，通常表现为热量变化练习：氢气在氧气中燃烧产生蓝色火焰，在反应中，破坏1molH－H键消耗的能量为Q1kJ，破坏1molO ＝ O键消耗的能量为Q2kJ，形成1molH－O键释放的能量为Q3kJ。