化学必修2第一二章知识点总结资料讲解
化学必修二第一、二章知识点总结
第一章 物质结构 元素周期表第一节 元素周期表一、周期表原子序数 ＝ 核电荷数 ＝ 质子数 ＝ 核外电子数 1、依据横行：电子层数相同元素按原子序数递增从左到右排列 纵行：最外层电子数相同的元素按电子层数递增从上向下排列 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1、2、3周期）周期：7个（共七个横行）周期表 长周期（第4、5、6、7周期） 主族7个：ⅠA-ⅦA族：16个（共18个纵行）副族7个：IB-ⅦB第Ⅷ族1个（3 1个）稀有气体元素 二．元素的性质和原子结构（一）碱金属元素：1、原子结构 相似性：最外层电子数相同，都为1个递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多，原子半径增大2、物理性质的相似性和递变性：（1）相似性：银白色固体、硬度小、密度小（轻金属）、熔点低、易导热、导电、有展性。
（2）递变性（从锂到铯）：①密度逐渐增大（K 反常） ②熔点、沸点逐渐降低 结论：碱金属原子结构的相似性和递变性，导致物理性质同样存在相似性和递变性。
3、化学性质（1）相似性：4Li + O 2 Li 2O 2Na + O 2 Na 2O 2 2 Na + 2H 2O ＝ 2NaOH + H 2↑ 2K + 2H 2O ＝ 2KOH + H 2↑2R + 2 H 2O ＝ 2 ROH + H 2 ↑产物中，碱金属元素的化合价都为＋１价。
结论：碱金属元素原子的最外层上都只有1个电子，因此，它们的化学性质相似。
（2）递变性：①与氧气反应越来越容易②与水反应越来越剧烈结论：①金属性逐渐增强②原子结构的递变性导致化学性质的递变性。
注：金属性强弱的判断依据： ①与水或酸反应越容易，金属性越强；②最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）碱性越强，金属性越强。
点燃点燃③置换反应，金属性强的金属置换金属性弱的金属④离子的氧化性越弱对应金属的金属性越强总结：递变性：从上到下（从Li到Cs），随着核电核数的增加，碱金属原子的电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子失去电子的能力增强，即金属性逐渐增强。
化学必修二一二知识点总结
化学必修二一二知识点总结化学必修二一二主要涉及了化学反应动力学、化学平衡、电化学等内容，是高中化学学习的重要部分。
本文将对这些知识点进行总结，以便学生复习查漏补缺。
一、化学反应动力学1. 化学反应速率化学反应速率是指单位时间内反应物浓度的变化率。
它受到温度、浓度、催化剂等因素的影响。
通常用实验数据和反应机理来确定。
2. 反应物质的浓度对反应速率的影响反应物浓度越高，反应速率越快。
并且浓度对于反应速率的影响可以通过反应速率方程式来说明。
3. 反应速率常数反应速率常数是一个与反应速率相关的常数，它与反应物质的浓度有关。
4. 反应级数反应级数是指反应物浓度对于反应速率的影响程度。
一般来说，对于一阶反应，反应速率与反应物浓度成正比；对于二阶反应，反应速率与反应物浓度的平方成正比。
5. 反应速率方程式反应速率方程式可以通过实验数据来确定。
一般来说，对于简单反应，反应速率方程式为：v = k[A]^m[B]^n，其中v为反应速率，k为反应速率常数，[A]和[B]为反应物质的浓度，m和n为反应级数。
6. 反应速率图像反应速率图像通常可以通过实验数据来绘制。
根据曲线的形状，可以判断反应的级数和速率常数。
二、化学平衡1. 化学平衡条件化学平衡是指在一定条件下，化学反应达到动态平衡状态，此时反应物质和生成物质的浓度保持不变。
化学平衡的条件是反应速率相等。
2. 平衡常数平衡常数是指在一定温度下，反应物质和生成物质浓度的相对大小。
它是由反应速率方程式通过波尔茨曼方程来确定的。
3. 平衡常数的大小平衡常数的大小取决于反应物质浓度的大小和反应的级数。
当平衡常数大于1时，生成物质浓度大；当平衡常数小于1时，反应物质浓度大。
4. 平衡常数与反应速率常数的关系平衡常数与反应速率常数之间存在一定的关系。
两者之间可以通过实验数据来确定。
5. 平衡常数的测定平衡常数可以通过实验数据和波尔茨曼方程来测定。
通常通过测定反应物质和生成物质的浓度来确定。
高中化学必修二知识点大全
高中化学必修二知识点大全高中化学必修2知识点归纳总结第一章物质结构、元素周期律一、原子结构原子由质子、中子和电子组成。
其中，质子数量决定了元素的种类，中子数量则决定了同一元素不同核素的存在，而电子则决定了元素的化学性质。
原子序数等于核电荷数等于质子数，也等于核外电子数。
电子按照能量最低的原则排布在不同的电子层中，每个电子层最多容纳2n个电子，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。
二、元素周期表元素周期表是按照原子序数递增的顺序，将元素按照电子层数和最外层电子数的不同排列而成的表格。
周期数等于元素最外层电子层数，主族序数等于元素最外层电子数。
元素周期表中，横行称为周期，纵列称为族，共有7个主族和7个副族，以及三个Ⅷ族和一个零族。
周期表中的元素按照一定的规律排列，能够显示出元素的物理和化学性质的周期性变化。
例如，同一周期内的元素具有相似的电子结构和化学性质，而同一族内的元素具有相同的最外层电子结构和化学性质。
三、元素周期律元素周期律是指元素周期表中元素物理和化学性质的周期性变化规律。
元素周期律包括原子半径、电子亲和能、电离能、电负性等物理和化学性质的周期性变化。
例如，原子半径随着周期数的增加而逐渐减小，而同一周期内原子半径随着原子序数的增加而逐渐减小。
电子亲和能和电离能则相反，随着周期数的增加而逐渐增大，而同一周期内电子亲和能和电离能随着原子序数的增加而逐渐减小。
掌握元素周期律可以帮助我们预测元素的物理和化学性质，从而更好地理解和应用化学知识。
元素周期律是指元素的性质随着核电荷数的递增而呈现周期性变化的规律。
这些性质包括核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性和非金属性。
这种周期性变化实际上是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果。
同一周期内的元素性质也存在递变规律。
以第三周期元素为例，它们的电子排布和原子半径随着核电荷数的增加而发生变化，而主要化合价则依次为+1、+2、+3、-4、+5、-3、+6、-2、+7和-1.此外，金属性和非金属性、单质与水或酸置换、氢化物的化学式、与H2化合的难易、氢化物的稳定性、最高价氧化物的化学式、酸碱性以及变化规律等方面也存在一定的变化规律。
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必修2第一章 物质结构 元素周期律一、元素周期表1、元素周期表是俄国科学家门捷列夫发明的2、写出1~18号元素的原子结构示意图3、元素周期表的结构7个周期（三短、三长、一个不完全），周期数=电子层数7个主族、7个副族、一个零族、一个Ⅷ族，主族序数＝最外层电子数 4、碱金属元素（1）碱金属元素的结构特点：Li 、Na 、K 、Rb 的最外层电子数、原子半径对其性质的影响。
（2）Na 与K 分别与水、氧气反应的情况 分别与出K 、Na 与水反应的化学方程式（3）从上到下随着核电荷数的增加性质的递变规律 （4）同族元素性质的相似性 5、卤族元素（1）卤族元素的结构特点：F 、Cl 、Br 、I 的最外层电子数、原子半径对其性质的影响。
（2）单质与氢气发生反应的条件与生成气态氢化物的稳定性 （3）卤素间的置换反应（4）从上到下随着核电荷数的增加性质的递变规律 （5）同族元素性质的相似性结论：同主族元素从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
3、核素（1）核素的定义： A P X（2）同位素： 1 1H 、 2 1H 、 3 1H（3）原子的构成：二个关系式：质子数 = 核电荷数 = 核外电子数 质量数A = 质子数P + 中子数N（3）几种同位素的应用： 126C 、146C 、 2 1H 、 3 1H 、238 92U二、元素周期律1、原子核外电子的排布（1）原子核外电子是分层排布的，能量高的在离核远的区域运动，能量低的在离核近的区域运动（2）电子总是先从内层排起，一层充满后再排入下一层，依次是K、L、M、N（3）每个电子层最多只能容纳2n2个电子。
最外层最多只能容纳8个电子（氦原子是2 个）；次外层最多只能容纳18 个电子；倒数第三层最多只能容纳32 个电子。
2、元素周期律随着原子序数的递增，元素的性质呈周期性变化的规律原子的电子层排布的周期性变化原子半径的周期性变化主要化合价的周期性变化3、第三周期元素化学性质变化的规律金属性的递变规律（1）钠镁与水反应现象，比较钠镁与水反应的难易（方程式书写）（2）镁铝与盐酸反应的难易（现象，方程式）（3）比较钠镁铝最高价氧化物对应水化物的碱性强弱非金属性的递变规律（1）比较硅、磷、硫、氯与氢气反应的难易以及气态氢化物的稳定性（2）比较它们的最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱（3）向硫化氢水溶液中滴入氯水的现象结论：同一周期从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
化学必修2第一二章知识点总结
化学必修2第一二章知识点总结★第一章§第一节1.核电荷数=质子数=核外电子数=原子序数2.元素周期表按照相对原子质量由大到小依次排列3.A Z X,质量数〔A〕=质子数〔Z〕+中子数<N>4.元素周期表有7个横行,每个横行各为一个周期,每周期电子层数相同,左→右原子序数依次递增.周期序数=电子层数5.第一〔2〕、二〔8〕、三〔8〕周期为短周期,其他周期为长周期6.周期表有18个纵行.8、9、10叫第Ⅷ族,第ⅠA族〔除H〕：碱金属元素,第ⅦA族：卤族元素,0族：稀有气体元素7.碱金属元素与氧气、水的反应4Li+O2=加热2Li2O2Na+O2=加热Na2O22Na+2H2O=2NaOH+H2↑2K+2H2O=2KOH+H2↑8.随着核电荷数的增加,碱金属元素原子的电子层数逐渐增多,原子半径逐渐增大,原子核对最外层电子的引力逐渐减弱.9.碱金属元素除铯外,成银白色,比较柔软,有延展性,密度小〔上→下↗〕,熔点低〔上→下↘〕,均为电和热的良导体10.元素金属性强弱可以从其单质与水<或酸>反应置换出氢的难易程度,或它们的最高价氧化物对应的水化物——氢氧化物的碱性强弱来判断.11.卤族元素由F2→I2颜色越来越深,密度逐渐增大,熔、沸点逐渐增高〔F2：淡黄绿色气体、Cl2:黄绿色气体、Br2：深红棕色液体、I2：紫黑色固体〕12.卤族元素与氢气的反应H2+F2=2HFH2+Cl光照或点燃2HCl加热2HBrH2+I2加热2HI〔可逆〕13.从F22,与H2的反应程度越来越不剧烈,氢化物越来越不稳定14.元素的非金属性强弱可以从其最高价氧化物的水化物的酸性强弱,或与氢气生成气态氢化物的难易程度以与氢化物的稳定性来判断. 15.在元素周期表中,同主族元素从上到下原子核外电子层数一次增多,原子半径逐渐增大,失电子能力逐渐增强,得电子能力逐渐减弱.金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱.16.具有一定数目质子和中子的原子叫核素,质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称同位素§第二节1.用n=1,2,3,4,5,6,7或K、L、M、N、O、P、Q来表示从内到外的电子层,离核近的区域内运动的电子能量低,远的高2.同周期元素金属性↓,非金属性↑；同一主族金属性↑,非金属性↓3.元素最高正价与最低负价之和为84.镁与水反应：2Mg+2H2O=2Mg<OH>2↓+H2↑5.元素周期律;元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化,实质是原子结构的周期性变化6.元素周期表中,金属与非金属元素分界线附近的元素既能表现出一定的金属性,又能表现出一定的非金属性7.元素的化合价与元素在周期表中的位置的关系：①主族元素的最高正化合价=它所处的族序数,族序数=最外层电子数②非金属元素的最高正化合价=原子所能失去或偏移的最外层电子数;负化合价=使原子达到8电子稳定结构所需的得到的电子数§第三节1.钠与氯气反应：现象：钠在氯气中燃烧,产生光亮的黄色火焰,并生成白烟;未反应完的氯气在集气瓶中呈浅黄绿色2.带相反电荷离子之间的相互作用被称为离子键,由离子键构成的化合物叫离子化合物3.电子式表示氯化钠的形成过程：.. ..Na·＋.Cl:→Na＋[∶Cl∶]－¨¨4.原子间通过共用电子对所形成的相互作用叫共价键5.①共价键成键微粒：原子②键的本质：共用电子对形成的相互作用③形成条件：非金属元素之间一般形成共价键④存在范围：非金属氧化物、酸、非金属单质、非金属氢化物、大多数有机物6.以共用电子对形成的化合物叫共价化合物；完全由共价键构成的化合物叫共价化合物7.不同种元素原子之间形成极性共价键,同种元素原子之间形成非极性共价键.8.使离子或原子相结合的作用力通称为化学键9.化学反应的实质：旧键断裂,新键形成10.把分子聚集在一起的作用力叫分子间作用力〔范德华力〕,比化学键弱得多；组成相似的物质,相对分子质量越大,分子间的作用力越大,物质的熔沸点越高14.氢键比分子间作用力稍强,可看作是一种较强的分子间的作用力；形成条件：非金属性强、原子半径小〔N、O、P〕★第二章§第一节1.化学键的断裂和形成是物质在化学反应中发生能量变化的主要原因2.物质能量越高越不稳定3.一个确定的化学反应完成后的结果是吸收能量还是放出能量,取决于反应物的总能量与生成物的总能量的相对大小4.反应物的总能量高生成物的总能量高化学反应↓放出能量化学反应↑吸收能量生成物的总能量低反应物的总能量低5.吸热反应：铵盐和碱反应,大多数的分解反应,水解反应<中和反应的逆反应>；放热反应：燃烧、酸碱中和反应,活泼金属与酸的反应,大多数的化合反应,铝热反应6.化学反应中的能量变化,通常主要表现为热量的变化7.HCl与Al反应：产生无色气体,溶液温度升高→放热反应Ba<OH>2·8H2O和NH4Cl反应:玻璃片和烧杯粘在一起,有刺激性气味产生,烧杯壁很凉→放热反应8.HCl和NaOH反应:放热〔中和热〕反应9.人类利用能源的三个阶段：柴草时期,化石能源时期,多能源结构时期§第二节1.氧化还原反应时化学能转化为电能的关键2.铜锌源电池正极铜片：2H＋+2e－=H2↑〔还原反应〕负极锌片：Zn-2e－=Zn2＋↑〔氧化反应〕3.将化学能转化为电能的装置叫原电池4.原电池正负极的判断方法（1）根据组成原电池的两极材料判断负极：活泼性较强的金属正极：活泼性较弱的金属或能导电的非金属（2）根据电流方向或电子流向判断电流：正极→负极3 / 5电子：负极→正极（3）根据原电池两极发生的反应判断负极：〔付〕失电子发生氧化反应正极：〔挣〕得电子发生还原反应（4）根据电极反应现象判断负极：不断溶解,质量↓正极：有气体产生,质量增加或不变5.原电池装装置条件：①两种活泼性不同的金属〔或一种是金属,另一种是能导电的非金属〕②电极必须插入电解质溶液中③两电极用导线相连,形成闭合回路④必须是一个氧化还原反应6.最早使用的电池是锌锰电池〔干电池〕,为一种一次性电池；锌发生的反应:Zn→Zn2＋+2e－7.充电电池又称二次电池,它在放电时所进行的氧化还原反应,在充电时可逆向进行,使电池恢复到放电前的状态8.汽车电瓶大多为铅蓄电池9.燃料电池以H2为燃料时,产物为H2O；以CH4为燃料时,产物是H2O和CO210.氢氧燃料电池反应2H2+O2=2H2O酸性:负极2H2-4e-=4H+正极O2+4e-+4H+=4H2O中性:负极2H2-4e-=4H+正极O2+4e-+2H2O=4OH-碱性:负极2H2-4e-+4OH-=4H2O正极O2+4e-+2H2O=4OH-§第三节1.化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物的增加量〔均取正值〕,浓度常以mol/L为单位,时间常以min或s为单位,化学反应速率的单位为mol/<L·min>或mol/<L·s>2.注意：①必须指明用哪种物质来表示反应速率②化学反应速率均取正值,且为平均速率③同一反应可用不同物质表示其反应速率,数值可能不同,但是表示的含义是一致的,速率之比=化学计量数之比④通常不用固体或纯液体来表示化学反应速率⑤比较反应快慢时要换算成同一物质、统一单位3.CaCO3+CO2=Ca<HCO3>2 Ca<HCO3>加热CaCO3↓+CO2↑+H2O4.影响化学反应速率的因素：①最根本的因素为反应物本身的性质②温度升高反应速率增大,温度降低反应,速率减小③催化剂可以改变化学反应速率④固体表面积,反应物的状态,溶液的浓度⑤对于气态反应物,若增大压强,反应速率增大,若减小压强,反应速率减小〔其他条件不变〕压强是通过改变反应物浓度影响化学反应速率9.反应物的浓度与生成物的浓度不再改变,达到一种表面静止状态称为"化学平衡状态",即化学反应的限度〔逆、等、动、定、变〕10.化学平衡状态的判断依据mA<g>+nB<g>=pC<g>+qD<g>可逆a.V正=V逆〔同一物质,正逆反应速率数值相等；不同物质,正逆反应速率之比等于方程式中系数之比〕b.各组分含量恒定c.有气体参与的反应,体系颜色不变d.恒容条件下,若m+n≠p+q,压强、M恒定则达到平衡11.转化率=A的转化量/A的起始量*100%5 / 5。
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嘉祥高一化学 系列之知识清单第一章 物质结构 元素周期表第一节 元素周期表一、周期表原子序数 ＝ 核电荷数 ＝ 质子数 ＝ 核外电子数1、依据横行:电子层数相同元素按原子序数递增从左到右排列纵行:最外层电子数相同的元素按电子层数递增从上向下排列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1、2、3周期) 周期：7个（共七个横行） 周期表 长周期(第4、5、6、7周期） 主族7个:ⅠA—ⅦA族：16个（共18个纵行）副族7个： 第Ⅷ族1 零族(1个)稀有气体元素二．元素的性质和原子结构(一)碱金属元素:1、原子结构 相似性：最外层电子数相同，都为1个递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多，原子半径增大2、物理性质的相似性和递变性：（1)相似性：银白色固体、硬度小、密度小（轻金属）、熔点低、易导热、导电、有展性.（2）递变性（从锂到铯）:①密度逐渐增大(K 反常） ②熔点、沸点逐渐降低结论：碱金属原子结构的相似性和递变性,导致物理性质同样存在相似性和递变性。
3、化学性质(1)相似性：4Li + O 2 Li 2O 2Na + O 2 Na 2O 2 2 Na + 2H 2O ＝ 2NaOH + H 2↑ 2K + 2H 2O ＝ 2KOH + H 2↑ 2R + 2 H 2O ＝ 2 ROH + H 2 ↑产物中，碱金属元素的化合价都为＋１价。
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第一章物质的结构元素周期律元素周期表1．复习要点1．周期表的结构。
理解地点、结构、性质三者之间的关系。
2．依据“位—构—性”之间的关系，会进行元素推测和确立几种元素形成化合物形式。
2．难点聚焦二、周期表结构1．位、构、性三者关系结构决定地点，结构决定性质，地点表现性质。
确立决定2．几个量的关系反响反响周期数 =电子层数推测主族数 =最外层电子数 =最高正价数地点性质| 最高正价 |+| 负价 |=8推测3．周期表中部分规律总结⑴最外层电子数大于或等于 3 而又小于 8的元素必定是主族元素；最外层电子数为1或 2 的元素可能是主族、副族或 0 族 (He)元素；最外层电子数为 8 的元素是稀有气体元素(He 除外 )。
⑵在周期表中，第Ⅱ A 与Ⅲ A 族元素的原子序数差异有以下三种状况：①第 1～3 周期 (短周期 )元素原子序数相差1；②第 4、 5 周期相差11；③第6、7 周期相差 15。
⑶每一周期排布元素的种类满足以下规律：设n 为周期序数，则奇数周期中为(n1) 22种，偶数周期中为(n2)22种。
⑷同主族相邻元素的原子序数差异有以下二种状况：①第ⅠA、Ⅱ A 族，上一周期元素的原子序数 +该周期元素的数量=下一同期元素的原子序数；②第ⅣA～Ⅶ A 族，上一周期元素的原子序数 +下一周期元素的数量 =下一周期元素的原子序数。
⑸设主族元素族序数为a，周期数为 b，则有：① a/ b<1 时，为金属元素，其最高氧化物为碱性氧化物，最高氧化物对应的水化物为碱；②a/ b=1 时，为两性元素 (H 除外 )，其最高氧化物为两性氧化物，最高氧化物对应的水化物为两性氢氧化物；③a/ b>1 时，为非金属元素，其最高氧化物为酸性氧化物，最高氧化物对应的水化物为酸。
无论是同周期还是同主族元素中， a/b 的值越小，元素的金属性越强，其最高氧化物对应水化物的碱性就越强；反之， a/ b 的值越大，元素的非金属性越强，其最高氧化物对应水化物的酸性就越强。
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精品文档第一章物质结构元素周期表第一节元素周期表一、周期表原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数1、依据横行：电子层数相同元素按原子序数递增从左到右排列纵行：最外层电子数相同的元素按电子层数递增从上向下排列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 1、 2、 3 周期）周期： 7 个（共七个横行）周期表长周期（第4、 5、 6、 7 周期）主族 7 个：Ⅰ A-ⅦA族： 16 个（共 18 个纵行）副族7 个： IB- Ⅶ B过渡元素第Ⅷ族 1 个（ 3 个纵行）零族（ 1 个）稀有气体元素二．元素的性质和原子结构（一）碱金属元素：1、原子结构相似性：最外层电子数相同，都为 1 个递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多，原子半径增大2、物理性质的相似性和递变性：（ 1）相似性：银白色固体、硬度小、密度小（轻金属）、熔点低、易导热、导电、有展性。
（ 2）递变性（从锂到铯）：①密度逐渐增大（K 反常）②熔点、沸点逐渐降低结论：碱金属原子结构的相似性和递变性，导致物理性质同样存在相似性和递变性。
3、化学性质（ 1）相似性：（金属锂只有一种氧化物）4Li + O 2 点燃 2O 2Na + O2 点燃 2 2Li Na O2 Na + 2H 2O ＝2NaOH + H 2↑2K + 2H 2O ＝2KOH + H 2↑2R + 2 H 2O ＝ 2 ROH + H 2↑产物中，碱金属元素的化合价都为＋１价。
结论：碱金属元素原子的最外层上都只有 1 个电子，因此，它们的化学性质相似。
（ 2）递变性：①与氧气反应越来越容易②与水反应越来越剧烈结论： ①金属性逐渐增强②原子结构的递变性导致化学性质的递变性。
注：金属性强弱的判断依据：①与水或酸反应越容易，金属性越强；②最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）碱性越强，金属性越强。
③置换反应，金属性强的金属置换金属性弱的金属④离子的氧化性越弱对应金属的金属性越强总结：递变性：从上到下（从Li 到 Cs ），随着核电核数的增加，碱金属原子的电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子失去电子的能力增强，即金属性逐渐增强。
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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，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。
(完整版)高中化学必修二知识点归纳总结
高中化学必修二知识点归纳总结第一章： 物质结构 元素周期律一、原子结构质子（Z 个）原子核 注意：中子（N 个） 质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)1.） 原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数核外电子（Z 个）★熟背前20号元素，熟悉1～20号元素原子核外电子的排布：H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca2.原子核外电子的排布规律：①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；②各电子层最多容纳的电子数是2n 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。
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：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。
核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。
同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。
(对于原子来说)二、元素周期表1.编排原则：①按原子序数递增的顺序从左到右排列②将电子层数相同的各元素从左到右排成一横行。
（周期序数＝原子的电子层数）③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＝原子最外层电子数2.结构特点：核外电子层数 元素种类第一周期 1 2种元素短周期 第二周期 2 8种元素周期 第三周期 3 8种元素元 （7个横行） 第四周期 4 18种元素素 （7个周期） 第五周期 5 18种元素周 长周期 第六周期 6 32种元素期 第七周期 7 未填满（已有26种元素）表 主族：ⅠA～ⅦA 共7个主族族 副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7个副族（18个纵行） 第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB 和ⅠB 之间（16个族） 零族：稀有气体三、元素周期律1.元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。
高一化学必修二第一、二章总结
第一章物质结构元素周期律第一节元素周期表知识点一元素周期表1.元素周期表的诞生：1869年，门捷列夫制出了第一张元素周期表。
原子序数：原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数2.元素周期表的结构（1）周期短周期：1、2、3三周期，长周期：4、5、6、7周期。
（2）族:现在的长式元素周期表共有十八个纵行，它们又被划分为十六个族。
族分为：主族(A)7个，副族（B）7个，Ⅷ族第8、9、10三个纵行，0族稀有气体。
族排列数序为：ⅠA、ⅡA、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、Ⅷ、ⅠB、ⅡB、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、0。
4．元素周期表中的一些规律（1）周期序数=电子层数，主族序数=最外层电子数。
例：Na 第三周期第ⅠA族，Cl 第三周期第ⅦA族。
(2)除第一周期外，各个周期都是从活泼金属（碱金属）开始，逐渐过渡到活泼非金属（卤素），最后以稀有气体元素结束。
知识点二1.碱金属元素(Li锂,Na钠,K钾,Rb铷,Cs铯,Fr钫)(1)碱金属元素的结构相似性：最外层电子数均为1.递变性：随着核电荷数的增加，原子的电子层数逐渐增加，原子半径逐渐增大。
(2)碱金属元素单质的性质相似性：物理性质方面，除Cs外，均为银白色；都比较柔软；密度小、熔点低；是电和热的良导体。
（3）化学性质：相似性（笔记本上归纳过）递变性2、卤族元素（1）卤族元素的结构（F氟、Cl氯、Br溴、I碘）相似性：最外层电子数均为7.递变性：随着核电荷数的增加，原子的电子层数逐渐增加，原子半径逐渐增大。
（2）卤族元素单质的性质相似性：原子易得1电子，单质都有强氧化性。
递变性：○1由上而下，卤族单质与H2化合由易到难，生成的气态氢化物由稳定到不稳定；○2卤素单质间可发生置换反应：Cl2分别与NaBr溶液、KI溶液反应可置换出Br2、I2，Br2与KI溶液反应可置换出I2。
以上可说明从F2→I2，得电子能力逐渐减弱，非金属性逐渐减弱。
氧化性：F2>Cl2>Br2>I2还原性：F-<Cl-<Br-<I-各卤族元素的单质，随着元素原子核电荷数的增加，颜色逐渐加深，密度逐渐增大，熔点和沸点逐渐升高。
高中化学必修一二知识点总结
必修1全册基本内容梳理从实验学化学一、化学实验安全1.（1）做有毒气体的实验时, 应在通风厨中进行, 并注意对尾气进行适当处理（吸收或点燃等）。
进行易燃易爆气体的实验时应注意验纯, 尾气应燃烧掉或作适当处理。
（2）烫伤宜找医生处理。
（3）浓酸撒在实验台上, 先用Na2CO3 （或NaHCO3）中和, 后用水冲擦干净。
浓酸沾在皮肤上, 宜先用干抹布拭去, 再用水冲净。
浓酸溅在眼中应先用稀NaHCO3溶液淋洗, 然后请医生处理。
（4）浓碱撒在实验台上, 先用稀醋酸中和, 然后用水冲擦干净。
浓碱沾在皮肤上, 宜先用大量水冲洗, 再涂上硼酸溶液。
浓碱溅在眼中, 用水洗净后再用硼酸溶液淋洗。
（5）钠、磷等失火宜用沙土扑盖。
（6）酒精及其他易燃有机物小面积失火, 应迅速用湿抹布扑盖。
二. 混合物的分离和提纯分离和提纯的方法分离的物质应注意的事项应用举例过滤用于固液混合的分离一贴、二低、三靠如粗盐的提纯蒸馏提纯或分离沸点不同的液体混合物防止液体暴沸, 温度计水银球的位置, 如石油的蒸馏中冷凝管中水的流向如石油的蒸馏萃取利用溶质在互不相溶的溶剂里的溶解度不同, 用一种溶剂把溶质从它与另一种溶剂所组成的溶液中提取出来的方法选择的萃取剂应符合下列要求: 和原溶液中的溶剂互不相溶；对溶质的溶解度要远大于原溶剂用四氯化碳萃取溴水里的溴、碘分液分离互不相溶的液体打开上端活塞或使活塞上的凹槽与漏斗上的水孔, 使漏斗内外空气相通。
打开活塞, 使下层液体慢慢流出, 及时关闭活塞, 上层液体由上端倒出如用四氯化碳萃取溴水里的溴、碘后再分液蒸发和结晶用来分离和提纯几种可溶性固体的混合物加热蒸发皿使溶液蒸发时, 要用玻璃棒不断搅动溶液；当蒸发皿中出现较多的固体时, 即停止加热分离NaCl和KNO3混合物三、离子检验离子所加试剂现象离子方程式Cl－ AgNO3.稀HNO3 产生白色沉淀 Cl－＋Ag＋＝AgCl↓SO42- 稀HCl、BaCl2 白色沉淀SO42-+Ba2＋=BaSO4↓四.除杂注意事项: 为了使杂质除尽, 加入的试剂不能是“适量”, 而应是“过量”；但过量的试剂必须在后续操作中便于除去。
化学必修2第一二章知识点总结word版本
化学必修2第一二章知识点总结★第一章§第一节1.核电荷数=质子数=核外电子数=原子序数2.元素周期表按照相对原子质量由大到小依次排列3.A Z X,质量数（A）=质子数（Z）+中子数(N)4.元素周期表有7个横行，每个横行各为一个周期，每周期电子层数相同，左→右原子序数依次递增。
周期序数=电子层数5.第一（2）、二（8）、三（8）周期为短周期，其他周期为长周期6.周期表有18个纵行.8、9、10叫第Ⅷ族，第ⅠA族（除H）：碱金属元素，第ⅦA族：卤族元素，0族：稀有气体元素7.碱金属元素与氧气、水的反应4Li+O2=加热2Li2O2Na+O2=加热Na2O22Na+2H2O=2NaOH+H2↑2K+2H2O=2KOH+H2↑8.随着核电荷数的增加，碱金属元素原子的电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱。
9.碱金属元素除铯外，成银白色，比较柔软，有延展性，密度小（上→下↗），熔点低（上→下↘），均为电和热的良导体10.元素金属性强弱可以从其单质与水(或酸)反应置换出氢的难易程度，或它们的最高价氧化物对应的水化物——氢氧化物的碱性强弱来判断。
11.卤族元素由F2→I2颜色越来越深，密度逐渐增大，熔、沸点逐渐增高（F2：淡黄绿色气体、Cl2:黄绿色气体、Br2：深红棕色液体、I2：紫黑色固体）12.卤族元素与氢气的反应H2+F2=2HFH2+Cl2光照或点燃2HClH2+Br2加热2HBrH2+I2加热2HI（可逆）13.从F2到I2氧化性逐渐减弱，与H2的反应程度越来越不剧烈，氢化物越来越不稳定14.元素的非金属性强弱可以从其最高价氧化物的水化物的酸性强弱，或与氢气生成气态氢化物的难易程度以及氢化物的稳定性来判断。
15.在元素周期表中，同主族元素从上到下原子核外电子层数一次增多，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱。
金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
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高中化学必修二知识点总结第一单元1——原子半径（1）除第1周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小；（2）同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。
2——元素化合价（1）除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价由碳族-4递增到-1（氟无正价，氧无+6价，除外）；（2）同一主族的元素的最高正价、负价均相同(3) 所有单质都显零价3——单质的熔点（1）同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减；（2）同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增4——元素的金属性与非金属性（及其判断）（1）同一周期的元素电子层数相同。
因此随着核电荷数的增加，原子越容易得电子，从左到右金属性递减，非金属性递增；（2）同一主族元素最外层电子数相同，因此随着电子层数的增加，原子越容易失电子，从上到下金属性递增，非金属性递减。
判断金属性强弱金属性（还原性）1，单质从水或酸中置换出氢气越容易越强2，最高价氧化物的水化物的碱性越强非金属性（氧化性）1，单质越容易与氢气反应形成气态氢化物2，氢化物越稳定3，最高价氧化物的水化物的酸性越强（1—20号，F最强；最体一样）5——单质的氧化性、还原性一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的阳离子氧化性越弱；元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原性越弱。
推断元素位置的规律判断元素在周期表中位置应牢记的规律：（1）元素周期数等于核外电子层数；（2）主族元素的序数等于最外层电子数。
阴阳离子的半径大小辨别规律由于阴离子是电子最外层得到了电子而阳离子是失去了电子6——周期与主族周期：短周期（1—3）；长周期（4—6，6周期中存在镧系）；不完全周期（7）。
主族：ⅠA—ⅦA为主族元素；ⅠB—ⅦB为副族元素（中间包括Ⅷ）；0族（即惰性气体）所以, 总的说来(1) 阳离子半径<原子半径(2) 阴离子半径>原子半径(3) 阴离子半径>阳离子半径(4 对于具有相同核外电子排布的离子，原子序数越大，其离子半径越小。
高中化学必修2第一章知识点总结
高中化学必修2第一章知识点总结高中化学必修2第一章知识点总结高中的学生在必修二会更多的化学知识，而在第一章节里，我们主要是学习元素周期律等相关知识。
下面是店铺为大家整理的高中化学必修2知识归纳，希望对大家有用!高中化学必修2第一章知识元素周期律1.元素周期律：元素的性质(核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性)随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。
元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果。
2.同周期元素性质递变规律第三周期元素11Na12Mg13Al14Si15P16S17Cl18Ar (1)电子排布电子层数相同，最外层电子数依次增加(2)原子半径原子半径依次减小—(3)主要化合价＋1＋2＋3＋4－4＋5－3＋6－2＋7－1—(4)金属性、非金属性金属性减弱，非金属性增加—(5)单质与水或酸置换难易冷水剧烈热水与酸快与酸反应慢———(6)氢化物的`化学式——SiH4PH3H2S HCl—(7)与H2化合的难易——由难到易—(8)氢化物的稳定性——稳定性增强—(9)最高价氧化物的化学式Na2O MgO Al2O3SiO2P2O5SO3Cl2O7—最高价氧化物对应水化物(10)化学式N a OHM g(OH)2A l(OH)3H2S iO3H3PO4H2SO4H C lO4—(11)酸碱性强碱中强碱两性氢氧化物弱酸中强酸强酸很强的酸—(12)变化规律碱性减弱，酸性增强—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)高中化学必修2必备知识甲烷烃—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单的烃)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面体(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，说明甲烷是正四面体结构)4、同系物：结构相似，在分子组成上相差一个或若干个CH2原子团的物质(所有的烷烃都是同系物)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发展水平的标志之一)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(火焰明亮并伴有黑烟)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。
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化学必修2第一二章知识点总结
★第一章
§第一节
1.核电荷数=质子数=核外电子数=原子序数
2.元素周期表按照相对原子质量由大到小依次排列
3.A Z X,质量数（A）=质子数（Z）+中子数(N)
4.元素周期表有7个横行，每个横行各为一个周期，每周期电子层数相同，左→右原子序数依次递增。
周期序数=电子层数
5.第一（2）、二（8）、三（8）周期为短周期，其他周期为长周期
6.周期表有18个纵行.8、9、10叫第Ⅷ族，第ⅠA族（除H）：碱金属元素，第ⅦA族：卤族元素，0族：稀有气体元素
7.碱金属元素与氧气、水的反应
4Li+O2=加热2Li2O
2Na+O2=加热Na2O2
2Na+2H2O=2NaOH+H2↑
2K+2H2O=2KOH+H2↑
8.随着核电荷数的增加，碱金属元素原子的电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱。
9.碱金属元素除铯外，成银白色，比较柔软，有延展性，密度小（上→下↗），熔点低（上→下↘），均为电和热的良导体
10.元素金属性强弱可以从其单质与水(或酸)反应置换出氢的难易程度，或它们的最高价氧化物对应的水化物——氢氧化物的碱性强弱来判断。
11.卤族元素由F2→I2颜色越来越深，密度逐渐增大，熔、沸点逐渐增高（F2：淡黄绿色气体、Cl2:黄绿色气体、Br2：深红棕色液体、I2：紫黑色固体）
12.卤族元素与氢气的反应
H2+F2=2HF
H2+Cl光照或点燃2HCl
加热2HBr
H2+I2加热2HI（可逆）
13.从F22H2的反应程度越来越不剧烈，氢化物越来越不稳定
14.元素的非金属性强弱可以从其最高价氧化物的水化物的酸性强弱，或与氢气生成气态氢化物的难易程度以及氢化物的稳定性来判断。
15.在元素周期表中，同主族元素从上到下原子核外电子层数一次增
多，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱。
金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
16.具有一定数目质子和中子的原子叫核素，质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称同位素
§第二节
1.用n=1，2，3，4，5，6，7或K、L、M、N、O、P、Q来表示从内到外的电子层，离核近的区域内运动的电子能量低，远的高
2.同周期元素金属性↓，非金属性↑；同一主族金属性↑，非金属性↓
3.元素最高正价与最低负价之和为8
4.镁与水反应：
2Mg+2H2O=2Mg(OH)2↓+H2↑
5.元素周期律;元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化，实质是原子结构的周期性变化
6.元素周期表中，金属与非金属元素分界线附近的元素既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性
7.元素的化合价与元素在周期表中的位置的关系：
①主族元素的最高正化合价=它所处的族序数，族序数=最外层电子数
②非金属元素的最高正化合价=原子所能失去或偏移的最外层电子数;负化合价=使原子达到8电子稳定结构所需的得到的电子数
§第三节
1.钠与氯气反应：
现象：钠在氯气中燃烧，产生光亮的黄色火焰，并生成白烟;未反应完的氯气在集气瓶中呈浅黄绿色
2.带相反电荷离子之间的相互作用被称为离子键，由离子键构成的化合物叫离子化合物
3.电子式表示氯化钠的形成过程：
.. ..
Na·＋.Cl:→Na＋[∶Cl∶]－
¨¨
4.原子间通过共用电子对所形成的相互作用叫共价键
5.①共价键成键微粒：原子
②键的本质：共用电子对形成的相互作用
③形成条件：非金属元素之间一般形成共价键
④存在范围：非金属氧化物、酸、非金属单质、非金属氢化物、大多数有机物
6.以共用电子对形成的化合物叫共价化合物；完全由共价键构成的化
合物叫共价化合物
7.不同种元素原子之间形成极性共价键，同种元素原子之间形成非极性共价键。
8.使离子或原子相结合的作用力通称为化学键
9.化学反应的实质：旧键断裂，新键形成
10.把分子聚集在一起的作用力叫分子间作用力（范德华力），比化学键弱得多；组成相似的物质，相对分子质量越大，分子间的作用力越大，物质的熔沸点越高
14.氢键比分子间作用力稍强，可看作是一种较强的分子间的作用力；形成条件：非金属性强、原子半径小（N、O、P）
★第二章
§第一节
1.化学键的断裂和形成是物质在化学反应中发生能量变化的主要原
因
2.物质能量越高越不稳定
3.一个确定的化学反应完成后的结果是吸收能量还是放出能量，取决于反应物的总能量与生成物的总能量的相对大小
4.反应物的总能量高生成物的总能量高
化学反应↓放出能量化学反应↑吸收能量
生成物的总能量低反应物的总能量低
5.吸热反应：铵盐和碱反应，大多数的分解反应，水解反应(中和反应的逆反应)；
放热反应：燃烧、酸碱中和反应，活泼金属与酸的反应，大多数的化合反应，铝热反应
6.化学反应中的能量变化，通常主要表现为热量的变化
7.HCl与Al反应：产生无色气体，溶液温度升高→放热反应
Ba(OH)2·8H2O和NH4Cl反应:玻璃片和烧杯粘在一起，有刺激性气味产生，烧杯壁很凉→放热反应
8.HCl和NaOH反应:放热（中和热）反应
9.人类利用能源的三个阶段：柴草时期，化石能源时期，多能源结构时期
§第二节
1.氧化还原反应时化学能转化为电能的关键
2.铜锌源电池正极铜片：2H＋+2e－=H2↑（还原反应）
负极锌片：Zn-2e－=Zn2＋↑（氧化反应）
3.将化学能转化为电能的装置叫原电池
4.原电池正负极的判断方法
（1）根据组成原电池的两极材料判断
负极：活泼性较强的金属
正极：活泼性较弱的金属或能导电的非金属
（2）根据电流方向或电子流向判断
电流：正极→负极
电子：负极→正极
（3）根据原电池两极发生的反应判断
负极：（付）失电子发生氧化反应
正极：（挣）得电子发生还原反应
（4）根据电极反应现象判断
负极：不断溶解，质量↓
正极：有气体产生，质量增加或不变
5.原电池装装置条件：①两种活泼性不同的金属（或一种是金属，另一种是能导电的非金属）
②电极必须插入电解质溶液中
③两电极用导线相连，形成闭合回路
④必须是一个氧化还原反应
6.最早使用的电池是锌锰电池（干电池），为一种一次性电池；锌发生的反应:Zn→Zn2＋+2e－
7.充电电池又称二次电池，它在放电时所进行的氧化还原反应，在充电时可逆向进行，使电池恢复到放电前的状态
8.汽车电瓶大多为铅蓄电池
9.燃料电池以H2为燃料时，产物为H2O；以CH4为燃料时，产物是H2O 和CO2
10.氢氧燃料电池反应2H2+O2=2H2O
酸性:负极2H2-4e-=4H+
正极O2+4e-+4H+=4H2O
中性:负极2H2-4e-=4H+
正极O2+4e-+2H2O=4OH-
碱性:负极2H2-4e-+4OH-=4H2O
正极O2+4e-+2H2O=4OH-
§第三节
1.化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物的增加量（均取正值），浓度常以mol/L为单位，时间常以min或s为单位，化学反应速率的单位为mol/(L·min)或mol/(L·s)
2.注意：①必须指明用哪种物质来表示反应速率
②化学反应速率均取正值，且为平均速率
③同一反应可用不同物质表示其反应速率，数值可能不同，但是表示的含义是一致的，速率之比=化学计量数之比
④通常不用固体或纯液体来表示化学反应速率
⑤比较反应快慢时要换算成同一物质、统一单位
3.CaCO3+CO2=Ca(HCO3)2 Ca(HCO3)加热CaCO3↓+CO2↑+H2O
4.影响化学反应速率的因素：
①最根本的因素为反应物本身的性质
②温度升高反应速率增大，温度降低反应，速率减小
③催化剂可以改变化学反应速率
④固体表面积，反应物的状态，溶液的浓度
⑤对于气态反应物，若增大压强，反应速率增大，若减小压强，反应速率减小（其他条件不变）压强是通过改变反应物浓度影响化学反应速率
9.反应物的浓度与生成物的浓度不再改变，达到一种表面静止状态称为“化学平衡状态”，即化学反应的限度（逆、等、动、定、变）10.化学平衡状态的判断依据
mA(g)+nB(g)=pC(g)+qD(g)可逆
a.V正=V逆（同一物质，正逆反应速率数值相等；不同物质，正逆反应速率之比等于方程式中系数之比）
b.各组分含量恒定
c.有气体参与的反应，体系颜色不变
d.恒容条件下，若m+n≠p+q,压强、M恒定则达到平衡
11.转化率=A的转化量/A的起始量*100%。