高一化学必修二全册知识点汇总(人教版)
高一年级化学必修二知识点综合考点2024
高一年级化学必修二知识点综合考点2024
以下是2024年高一年级化学必修二的知识点综合考点：
1. 化学反应：了解化学反应的定义、反应类型（如氧化还原反应、酸碱中和反应、置
换反应等）以及反应方程式的写法和平衡。
2. 酸碱理论：了解酸碱的定义、酸碱指示剂、pH值的计算以及酸碱中和反应。
3. 氧化还原反应：了解氧化还原反应的定义、氧化剂和还原剂的概念，以及常见的氧
化还原反应（如金属与酸反应、金属与非金属的反应等）。
4. 原子结构与元素周期表：了解原子结构、元素周期表的组成和特点，以及元素周期
表中元素的分类和周期趋势。
5. 化学键与分子结构：了解化学键的类型（如离子键、共价键、金属键等）及其特点，了解分子的立体结构和分子间力的影响。
6. 化学计量与化学反应速率：了解化学计量的基本概念与计算方法，了解化学反应速
率的影响因素和速率方程式的推导。
7. 物质的组成与性质：了解物质的组成方式（如纯物质、混合物等）及其与性质的关系，了解共振结构、构象异构和环状共轭体系等概念。
8. 化学能量与化学热力学：了解化学能量的转化与热力学定律，包括焓、焓变、内能
等概念的理解和计算。
这些是综合了2024年高一年级化学必修二的知识点考点，希望对你有帮助。
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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。
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第一章 物质结构 元素周期表第一节 元素周期表一、周期表总结的总结原子序数 ＝ 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．元素的性质与原子结构（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 Li 2O 2Na + O 2 Na 2O 22 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。
点燃 点燃总结：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。
所以从Li 到Cs 的金属性逐渐增强。
（二）卤族元素：１、原子结构 相似性：最外层电子数相同，都为7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．物理性质的递变性：（从Ｆ2到Ｉ2）（１）卤素单质的颜色逐渐加深；（２）密度逐渐增大；（B r 2反常）（３）单质的熔、沸点升高 3、化学性质（1）卤素单质与氢气的反应： Ｘ2 ＋ H 2 ＝ 2 HX F 2 Cl 2 Br 2 I 2卤素单质与H 2 的剧烈程度：依次增强 ； 生成的氢化物的稳定性：依次增强（HF 最稳定） （2）卤素单质间的置换反应2NaBr +Cl 2 ＝2NaCl + Br 2 氧化性：Cl 2________Br 2 ； 还原性：Cl －_____Br －2NaI +Cl 2 ＝2NaCl + I 2 氧化性：Cl 2_______I 2 ； 还原性：Cl －_____I －2NaI +Br 2 ＝2NaBr + I 2 氧化性：Br 2_______I 2 ； 还原性：Br －______I －结论： F 2 F -Cl 2 Cl - Br 2 Br - I 2 I -单质的氧化性：从下到上依次增强（F 2氧化性最强）,对于阴离子的还原性：从上到下依次增强（ I -还原性最强）结论：①非金属性逐渐减弱②原子结构的递变性导致化学性质的递变性。
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第一章物质的量1.1 物质的量概念•物质的量是表示含有一定数目微观粒子的集体，符号为n，单位为mol。
•每摩尔任何物质所含有的该物质的微粒数叫做阿伏伽德罗常数，符号为N_A，其值为6.02×10^23 mol^-1。
1.2 物质的量的计算•物质的量n = N/N_A，其中N为微粒数目。
•物质的量浓度c = n/V，其中V为溶液的体积。
1.3 物质的量应用•物质的量用于描述气体、溶液、固体等微观粒子的集合体。
•物质的量在化学反应、物质的制备、物质的分析等方面有广泛应用。
第二章微粒的性质2.1 电子排布与元素周期律•电子排布遵循能级原理、泡利原理和洪特规则。
•元素周期律是指元素性质随原子序数的周期性变化。
2.2 原子半径、离子半径和键长•原子半径是指原子核到最外层电子的平均距离。
•离子半径是指离子核到电子云的平均距离。
•键长是指两个原子核之间的距离。
2.3 电负性、极性和键型•电负性是指原子吸引电子的能力。
•极性是指分子中正负电荷中心的不重合。
•键型包括离子键、共价键和金属键。
第三章化学反应与能量3.1 化学反应的基本概念•化学反应是指物质之间发生原子、离子或分子重组的过程。
•化学平衡是指正反应和逆反应速率相等时的状态。
3.2 化学反应的计量学•化学反应的计量学是指反应物和生成物的物质的量之间的关系。
•化学方程式表示反应物和生成物的物质的量的比例关系。
3.3 化学反应与能量•化学反应中能量的变化称为化学热力学。
•放热反应释放能量，吸热反应吸收能量。
第四章有机化学基础4.1 有机化合物的结构与命名•有机化合物主要由碳和氢组成，还包括氧、氮、硫等元素。
•有机化合物的命名遵循IUPAC命名规则。
4.2 有机化合物的性质•有机化合物具有碳原子的四价键特性，可以形成碳链和碳环。
•有机化合物具有官能团，如羟基、羰基、卤素原子等。
4.3 有机化学反应•有机化学反应包括加成反应、消除反应、取代反应等。
•有机化学反应常用试剂包括酸、碱、催化剂等。
人教版高一化学必修二知识点总结
人教版高一化学必修二知识点总结高一化学必修二知识点总结1一、硅及及其化合物性质1.硅与氢氧化钠反应：Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2↑2.硅与氢氟酸反应：Si+4HF=SiF4+H2↑3.二氧化硅与氢氧化钠反应：SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O4.二氧化硅与氢氟酸反应：SiO2+4HF=SiF4↑+2H2O5.制造玻璃主要反应：SiO2+CaCO3高温===CaSiO3+CO2↑SiO2+Na2CO3高温===Na2SiO3+CO2↑二、镁及其化合物的性质1.在空气中点燃镁条：2Mg+O2点燃===2MgO2.在氮气中点燃镁条：3Mg+N2点燃===Mg3N23.在二氧化碳中点燃镁条：2Mg+CO2点燃===2MgO+C4.在氯气中点燃镁条：Mg+Cl2点燃===MgCl25.海水中提取镁涉及反应：①贝壳煅烧制取熟石灰：CaCO3高温===CaO+CO2↑CaO+H2O=Ca(OH)2②产生氢氧化镁沉淀：Mg2++2OH-=Mg(OH)2↓③氢氧化镁转化为氯化镁：Mg(OH)2+2HCl=MgCl2+2H2O④电解熔融氯化镁：MgCl2通电===Mg+Cl2↑高一化学必修二知识点总结2化学中的“一定”与“不一定”1、化学变化中一定有物理变化，物理变化中不一定有化学变化。
2、金属常温下不一定都是固体(如Hg是液态的)，非金属不一定都是气体或固体(如Br2是液态的)注意：金属、非金属是指单质，不能与物质组成元素混淆。
3、原子团一定是带电荷的离子，但原子团不一定是酸根(如NH4+、OH-);酸根也不一定是原子团(如Cl-叫氢氯酸根).4、缓慢氧化不一定会引起自燃。
燃烧一定是化学变化。
爆炸不一定是化学变化。
(例如高压锅爆炸是物理变化。
)5、原子核中不一定都会有中子(如H原子就无中子)。
6、原子不一定比分子小(不能说“分子大，原子小”)。
分子和原子的根本区别是在化学反应中分子可分原子不可分。
人教高一化学必修二知识点
人教高一化学必修二知识点化学是一门研究物质及其变化规律的科学，我们所学习的化学知识点都是为了更好地理解和把握物质世界的奥秘。
高中化学是化学学科的基础，其中，高一化学必修二知识点是我们学习化学的关键。
本文将以较全面和系统的方式，介绍高一化学必修二中的一些重要知识点。
一、化学反应与化学方程式化学反应是物质之间发生的变化，其中涉及到物质的组成和结构的改变。
在化学反应中，我们需要了解化学方程式，它用化学符号和化学式来表示化学反应的过程和结果。
通过学习化学方程式，我们能够更好地理解反应物和生成物之间的转化关系，以及反应过程中可能发生的物质的数量变化。
二、质量守恒定律质量守恒定律是化学中最基本的定律之一。
根据质量守恒定律，在一个封闭系统中，物质的质量不会发生改变。
无论发生何种化学反应，反应前后物质的总质量保持不变。
这个定律的具体实践意义就是：我们可以通过实验测量质量的变化来分析和验证化学反应的产物。
三、摩尔和摩尔质量摩尔是化学中一个非常重要的概念。
它是物质的量的单位，摩尔质量则是物质的质量与摩尔数的比值。
我们通过摩尔的概念，能够更好地理解物质的分子结构和化学反应的数量关系。
摩尔质量的计算方法是，将化合物的质量除以其摩尔数，从而得到摩尔质量。
四、电子结构与元素周期表电子结构是指原子内外电子的分布情况。
我们通过学习电子结构，能够更好地理解元素的性质和元素周期表的结构。
元素周期表是化学中一个非常重要的工具，对于元素及其化合物的研究非常有帮助。
元素周期表将元素按照其原子数和原子结构的规律进行了排列，从而使我们能够更好地理解元素的特征和性质。
五、化学键和分子结构化学键是化学键合的方式，它决定了不同化合物的性质。
通过学习化学键，我们能够更好地理解化合物的分子结构和物理性质。
化学键的种类有离子键、共价键和金属键等。
离子键是通过电荷差异形成的，共价键是通过原子间电子共享形成的，而金属键则是金属中的电子云形成的。
总结起来，高一化学必修二知识点涵盖了化学反应与化学方程式、质量守恒定律、摩尔和摩尔质量、电子结构与元素周期表以及化学键和分子结构等方面的内容。
高一必修二人教版化学知识点新非常全
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. A X ）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2n2；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 Q3.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 12种元素短周期 第二周期 28种元素周期 第三周期 38种元素元（7个横行）第四周期 418种元素素（7个周期）第五周期 518种元素周长周期第六周期 632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。
人教版高中化学必修2知识点总结
水（酸）反应放氢气越剧烈越活泼
与氢气化合越易，生成氢化物越稳定越活泼，
最高价氧化物水化物碱性越强越活泼
最高价氧化物水化物酸性越强越活泼
活泼金属置换较不活泼金属
活泼非金属置换较不活泼非金属
原电池的负极金属比正极活泼
元素周期律：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化，这个规律叫做元素周期律
卤素
氟、氯、溴、碘、砹（F、Cl、Br、I、At）
结构
因最外层都有7个电子，易得到电子，显-1价，
物理性质
密度
逐渐增大
熔沸点
逐渐升高 （正常）
颜色状态
颜色逐渐加深
气态~液态~固态
溶解性
逐渐减小
化学性质
原子核外电子层数增加，最外层电子离核越远，
得电子能力逐渐减弱，非金属性逐渐减弱，金属越不活泼
与氢气反应
影响化学反应速率的内因(主要因素）：参加反应的物质的化学性质
外因
浓度
压强
温度
催化剂
颗粒大小
变化
大
高
高
加入
越小表面积越大
速率影响
快
快
快
快
快
化学反应的限度：研究可逆反应进行的程度（不能进行到底）
反应所能达到的限度：当可逆反应进行到正反应速率与逆反应速率相等时，反应物与生成物浓度不在改变，达到表面上静止的一种“平衡状态”。
极性共价键：不同种非金属原子形成共价键（电子对发生偏移）
两种不同的非金属原子间
He、Ar、Ne、等稀有气体是单原子分子，分子之间不存在化学键
共价化合物有共价键一定不含离子键
离子化合物有离子键可能含 共价键
高一化学必修二知识点总结
高一化学必修二知识点总结一、元素周期表★熟记等式：原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数1、元素周期表的编排原则：①按照原子序数递增的顺序从左到右排列；②将电子层数相同的元素排成一个横行——周期；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纵行——族2、如何精确表示元素在周期表中的位置：周期序数＝电子层数；主族序数＝最外层电子数口诀：三短三长一不全；七主七副零八族熟记：三个短周期，第一和第七主族和零族的元素符号和名称3、元素金属性和非金属性判断依据：①元素金属性强弱的判断依据：单质跟水或酸起反应置换出氢的难易；元素最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱；置换反应。
②元素非金属性强弱的判断依据：单质与氢气生成气态氢化物的难易及气态氢化物的稳定性；最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱；置换反应。
4、核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。
①质量数==质子数+中子数：A == Z + N②同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子，互称同位素。
（同一元素的各种同位素物理性质不同，化学性质相同）二、元素周期律1、影响原子半径大小的因素：①电子层数：电子层数越多，原子半径越大（最主要因素）②核电荷数：核电荷数增多，吸引力增大，使原子半径有减小的趋向（次要因素）③核外电子数：电子数增多，增加了相互排斥，使原子半径有增大的倾向(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。
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。
以上不适合用于稀有气体!2、元素的化合价与最外层电子数的关系：最高正价等于最外层电子数（氟氧元素无正价）负化合价数= 8—最外层电子数（金属元素无负化合价）(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、同主族、同周期元素的结构、性质递变规律：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）逐渐增强，其离子的氧化性减弱。
完整版人教版化学必修二知识点归纳总结
完整版人教版化学必修二知识点归纳总结第一章化学与能量1.1 化学和能量的基本概念化学是指物质变化的过程，而能量是物质变化所涉及的基本物理量。
化学反应伴随着能量的变化，包括吸收和放出能量两种类型。
1.2 化学反应的热效应化学反应伴随着能量的变化，其中热效应是指化学反应吸收或放出的热量。
化学反应的热效应可以通过实验测定，一般包括焓、焓变、焓变化量等概念。
1.3 热化学计算热化学计算是指通过实验测定化学反应热效应，从而计算化学反应的焓变量等物理量的过程。
热化学计算需要掌握热量平衡、化学方程式的配平、热力学循环等知识。
1.4 燃烧热燃烧热是指一定量的化合物全部燃烧所放出的热量，可以用于确定其燃烧热值等物理量。
燃烧热与物质的化学组成、燃料的热值等因素有关。
1.5 标准热态标准热态是指确定温度和压强为标准条件下的物质热化学量的状态。
标准热态下一般定义25℃和1atm的条件，对于气体一般采用标准状态来描述。
1.6 化学与电能化学和电能之间存在着密切的关系，电解、电子转移和氧化还原反应等过程都涉及到电能的转化。
电子电位、电动势、电解质电解等都是电化学的基本概念。
第二章化学与化合物的形成2.1 化合物的分类化合物是由不同元素按一定比例组成的新物质，根据元素种类和组成比例不同化合物可以分为离子化合物、共价化合物、配位化合物、金属络合物等类型。
2.2 化学键化学键是连接原子之间的力，包括离子键、共价键、金属键和氢键等。
化学键的强弱性质影响着化合物的物理化学性质。
2.3 化学键中的电荷转移电荷转移是离子键形成的基础，电子从一方共价键化合物中转移到另一方离子化合物中，使得两个离子间形成电子互相吸引的作用力。
离子键成键时可以考虑元素电负性差异等因素。
2.4 共价键中的电子共享共价键是由电子共享而形成的键，当两个原子共用一对电子时形成单共价键，多次共用形成双、三等共价键。
通过共价键可以使原子间形成相对稳定的化合物。
2.5 心态分子轨道理论分子轨道理论是描述和分析分子相互作用和化学键的一种理论。
(化学)新课标人教必修2高一化学知识点总结集
（化学）新课标人教必修2高一化学知识点总结集第一章物质结构元素周期律1、Li与O2反应（点燃） P6 Na与O2反应（点燃） P6 Na与H2O反应： P6K与H2O反应： P62、卤素单质F2、Cl2、Br2、I2与氢气反应、、 P8 3、卤素单质间的置换反应：（1）氯水与饱和溴化钠、氯水与饱和碘化钠溶液反应：①② P9（2）溴水与碘化钠溶液反应： P94、Mg与H2O反应： P145、Na与Cl2、反应（点燃）： P196、用电子式表示氯化钠的形成过程： P20用电子式表示氯分子的形成过程： P20用电子式表示氯化氢的形成过程： P20用电子式表示下列分子：H2 N2 H2OCO2 CH4 P21第二章化学反应与能量1、Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应 P302、原电池原理典型的原电池（Zn-Cu原电池）负极（锌）：（氧化反应）正极（铜）：（还原反应）电子流动方向：由锌经过外电路流向铜。
总反应离子方程式： P363、H2O2在催化剂作用下受热分解： P424、Na2SO4与CaCl2反应： P455、高炉炼铁：P45第三章有机化合物1、甲烷的主要化学性质（1）氧化反应（与O2的反应）： P53（2）取代反应（与Cl2在光照条件下的反应，生成四种不同的取代物）：P54①②③④2、乙烯的主要化学性质（1） 氧化反应（与O2的反应）： P60（2） 加成反应（（与Br2的反应）: P60(3)乙烯还可以和氢气、氯化氢、水等发生加成反应:P60①②③（4）聚合反应：P60(乙烯制聚乙烯) ① (氯乙烯制聚氯乙烯)②3、苯的主要化学性质: P62（1）氧化反应（与O2的反应）：（2）取代反应① 与Br2的反应 ：② 苯与硝酸（用HONO 2表示）发生取代反应，生成无色、不溶于水、有苦杏仁气味、密度大于水的油状液体——硝基苯。
反应方程式：（3）加成反应用镍做催化剂，苯与氢发生加成反应：4、乙醇的重要化学性质（1）乙醇与金属钠的反应： P67（2）乙醇的氧化反应①乙醇的燃烧 P67②乙醇的催化氧化反应 P68③乙醇在常温下的氧化反应CH 3CH 2OH −−−−−−−−→−或酸性重铬酸钾溶液酸性4KMnO CH 3COOH 5、乙酸的重要化学性质（1） 乙酸的酸性①乙酸能使紫色石蕊试液变红②乙酸能与碳酸盐反应，生成二氧化碳气体利用乙酸的酸性，可以用乙酸来除去水垢（主要成分是CaCO 3）：P68乙酸还可以与碳酸钠反应，也能生成二氧化碳气体：P68上述两个反应都可以证明乙酸的酸性比碳酸的酸性强。
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2. 电子式：
用电子式表示离子键形成的物质的结构与表示共价键形成的物质的结构的不同点：（
1）电荷：
用电子式表示离子键形成的物质的结构需标出阳离子和阴离子的电荷；
而表示共价键形成的物质的结
构不能标电荷。（ 2） [ ] （方括号）：离子键形成的物质中的阴离子需用方括号括起来，而共价键
形成的物质中不能用方括号。
CO(g)＋ H2(g)。
②铵盐和碱的反应如 Ba(OH)2·8H2O＋ NH4Cl＝ BaCl2＋ 2NH3↑＋ 10H2O ③大多数分解反应如 KClO3、 KMnO4、 CaCO3 的分解等。
3 、能源的分类：
形成条件
利用历史
性质
一次能源
常规能源
可再生资源 不可再生资源
水能、风能、生物质能 煤、石油、天然气等化石能源
3
★判断元素金属性和非金属性强弱的方法：
（ 1）金属性强（弱） ——①单质与水或酸反应生成氢气容易（难）；②氢氧化物碱性强（弱）；③ 相互置换反应（强制弱） Fe＋ CuSO4＝ FeSO4＋ Cu。
（ 2）非金属性强（弱） ——①单质与氢气易（难）反应；②生成的氢化物稳定（不稳定）；③最高
价氧化物的水化物（含氧酸）酸性强（弱）；④相互置换反应（强制弱）
新能源
可再生资源
太阳能、风能、地热能、潮汐能、氢能、沼气
不可再生资源
核能
二次能源
（一次能源经过加工、转化得到的能源称为二次能源） 电能（水电、火电、核电）、蒸汽、工业余热、酒精、汽油、焦炭等
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[思考 ]一般说来， 大多数化合反应是放热反应， 大多数分解反应是吸热反应， 吸热反应都需要加热，这种说法对吗？试举例说明。
电子层： 一（能量最低） 二 三 四 五 六 七
高一化学必修二全册知识点总结人教版
高一化学必修二全册知识点总结人教版高一化学必修二全册知识点总结人教版第一章化学及其研究方法1.化学的概念化学的对象是物质的组成、性质、变化及其规律性研究的科学。
化学是一门基础性、实践性和应用性很强的科学。
2.化学的分类化学可以分为无机化学和有机化学两个大类。
无机化学研究无机物质的组成、性质、变化及其规律。
有机化学研究有机物质的组成和性质，并研究它们的制备方法和应用。
3.化学实验方法化学实验有定量实验和定性实验两种方式。
定量实验是用物理方法对化学物质进行精确测量；定性实验是根据化学物质的特性来进行测试，确定化合物所包含的元素种类和化学反应等。
4.化学研究方法化学研究方法有实验方法、计算方法、理论方法、应用方法等。
第二章物质的量、摩尔和化学计量1.物质的量物质的量是指一定量的物质所包含的基本单位的数量。
化学反应中，物质的量是发生反应的基本数量单位，是化学计量的基础。
2.物质量的计量单位物质量的计量单位有质量、摩尔等。
质量是一种物理量，用千克、克或其他重量单位来表示；摩尔是一种化学计量单位，用来表示物质的量，一个摩尔代表6.022×10²³个粒子数。
3.摩尔质量将化学元素的相对原子质量或物质的相对分子质量，以克为单位，称为它的摩尔质量。
摩尔质量是化学计算的重要概念之一。
第三章化学反应及其化学计量1.化学反应的概念化学反应是一种物质转化的现象，指两种或两种以上物质作用在一起，形成新物质的过程。
2.化学方程式化学方程式是化学反应的符号表示方式，用化学方程式描述反应的种类、物质的质量比以及反应的过程等。
3.物质的化学计量物质的化学计量是指一定量的物质在化学反应中的转化量和反应物之间的比例关系。
这一过程实际包括了摩尔质量、摩尔比、摩尔体积等的计算。
第四章气体和溶液1.气体气体是一种无定形的物质形态，可以被压缩成小容积，具有高的压强和可被扩散的特性。
气体的状态方程可以描述气体的压力、温度和体积之间的关系。
人教版高中化学必修二章节知识点总结
人教版高中化学必修二章节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（与其判断）（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（1—20号，K最强；总体Cs最强最非金属性（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。
人教版高一必修二化学知识点总结
人教版高一必修二化学知识点总结（实用版）编制人：__________________审核人：__________________审批人：__________________编制单位：__________________编制时间：____年____月____日序言下载提示：该文档是本店铺精心编制而成的，希望大家下载后，能够帮助大家解决实际问题。
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高一化学必修二全册知识点汇总(人教版)————————————————————————————————作者：————————————————————————————————日期：第一章 物质结构 元素周期表第一节 元素周期表一、周期表总结的总结原子序数 ＝ 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个纵行）零族（1个）稀有气体元素 二．元素的性质与原子结构（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 Li 2O 2Na + O 2 Na 2O 22 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。
点燃 点燃 过渡元素总结：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。
所以从Li到Cs的金属性逐渐增强。
（二）卤族元素：１、原子结构相似性：最外层电子数相同，都为7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．物理性质的递变性：（从Ｆ2到Ｉ2）（１）卤素单质的颜色逐渐加深；（２）密度逐渐增大；（B r2反常）（３）单质的熔、沸点升高3、化学性质（1）卤素单质与氢气的反应：Ｘ2 ＋H2＝2 HXF2Cl2Br2I2卤素单质与H2的剧烈程度：依次增强；生成的氢化物的稳定性：依次增强（HF最稳定）（2）卤素单质间的置换反应2NaBr +Cl2＝2NaCl + Br2氧化性：Cl2________Br2；还原性：Cl－_____Br－2NaI +Cl2＝2NaCl + I2氧化性：Cl2_______I2；还原性：Cl－_____I－2NaI +Br2＝2NaBr + I2氧化性：Br2_______I2；还原性：Br－______I－结论：F2 F-Cl2 Cl-Br2 Br-I2 I-单质的氧化性：从下到上依次增强（F2氧化性最强）,对于阴离子的还原性：从上到下依次增强（I-还原性最强）结论：①非金属性逐渐减弱②原子结构的递变性导致化学性质的递变性。
总结：递变性：从上到下（从F2到I2），随着核电核数的增加，卤族元素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，原子得到电子的能力减弱，即非金属性逐渐减弱。
所以从F2到I2的非金属性逐渐减弱。
总之：同主族从上到下，随着核电核数的增加，电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子得电子的能力减弱，失电子的能力增强，即非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强。
三．核素（一）原子的构成：（１）原子的质量主要集中在原子核上。
（２）质子和中子的相对质量都近似为1，电子的质量可忽略。
（３）原子序数＝核电核数＝质子数＝核外电子数。
（４）质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)X来表示一个质量数为A，质子数为Z的具体的X原子。
（５）在化学上，我们用符号AZ中子N个=原原质子核外电（二）核素核素：把具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子称为核素。
一种原子即为一种核素。
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。
或：同一种元素的不同核素间互称为同位素。
（１）两同：质子数相同、同一元素（２）两不同：中子数不同、质量数不同（３）属于同一种元素的不同种原子第二节元素周期律一.原子核外电子的排布１．在多个电子的原子里，核外电子是分层运动的，又叫电子分层排布。
2、核外电子的排布规律（1）核外电子总是尽先排布在能量低的电子层，然后由里向外，依次排布。
(能量最低原理)。
（2）各电子层最多容纳的电子数是2n2（n表示电子层）（3）最外层电子数不超过8个（K层是最外层时，最多不超过2个）；次外层电子数目不超过18个；倒数第三层不超过32个。
二．元素周期律：１、核外电子层排布的周期性变化每周期最外层电子数：从1--------8（K层由1－2）２、原子半径呈周期性的变化：每周期原子半径：逐渐减小（同周期第0族最大）3、主要化合价：每周期最高正化合价：＋１＋７（稀有气体0价，F化合物中没有正价）每周期负化合价：－４－１4、元素的金属性和非金属性呈周期性的变化。
同周期元素金属性和非金属性的递变性：△（１）２Na + 2H2O ＝2NaOH + H2↑(容易) Mg + 2 H2O 2Mg(OH)2 + H2↑（较难）金属性：Na > Mg２）Mg + 2HCl ＝MgCl2+ H2↑(容易) 2Al + 6 HCl ＝2AlCl3 +3H2↑（较难）金属性：Mg > Al 根据1、2得出：金属性Na > Mg > Al（３）碱性 NaOH > Mg(OH)2> Al(OH)3 金属性：金属性Na > Mg > AlNa Mg Al金属性逐渐减弱（４）结论：Si P S Cl单质与Ｈ2的反应越来越容易、生成的氢化物越来越稳定最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强故：非金属性逐渐增强。
Na Mg Al Si P S Cl金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强同周期从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强（５）随着原子序数的递增，元素的核外电子排布、主要化合价、金属性和非金属性都呈现周期性的变化规律，这一规律叫做元素周期律。
总结：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的规律。
实质：元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。
四、同周期、同主族金属性、非金属性的变化规律是：1. 周期表中金属性、非金属性之间没有严格的界线。
在分界线附近的元素具有金属性又具有非金属性。
2. 金属性最强的在周期表的左下角是，Cs；非金属性最强的在周期表的右上角，是Ｆ。
（两个对角）3.元素化合价与元素在周期表中位置的关系。
①元素的最高正价等于主族序数。
特：F无正价，非金属除H外不能形成简单离子。
②主族元素的最高正价数与最低负价的绝对值之和等于8.4．元素周期表和元素周期律应用①在周期表中的左上角附近探索研制农药的材料。
②半导体材料：在金属与非金属的分界线附近的元素中寻找。
③在过渡元素中寻找优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。
5. 元素周期表中元素性质的递变规律同周期（从左到右）同主族（从上到下）原子半径逐渐减小逐渐增大电子层排布电子层数相同最外层电子数递增电子层数递增最外层电子数相同失电子能力逐渐减弱逐渐增强得电子能力逐渐增强逐渐减弱金属性逐渐减弱逐渐增强非金属性逐渐增强逐渐减弱主要化合价最高正价（＋1 →＋7）非金属负价==―（8―族序数）最高正价== 族序数非金属负价==―（8―族序数）最高氧化物的酸性酸性逐渐增强酸性逐渐减弱对应水化物的碱性碱性逐渐减弱碱性逐渐增强非金属气态氢化物的形成难易、稳定性形成由难→易稳定性逐渐增强形成由易→难稳定性逐渐减弱总结：元素金属性的判断：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元素非金属性的判断：①从最高价氧化物的水化物的酸性强弱。
②与H2反应的难易程度以及氢化物的稳定性来判断。
③置换反应，非金属性强的置换非金属性弱的非金属④离子的还原性越弱，非金属性越强第三节化学键一．离子键１．离子键：阴阳离子之间强烈的相互作用叫做离子键。
相互作用：静电作用（包含吸引和排斥）注：（1）成键微粒：阴阳离子间（2）成键本质：阴、阳离子间的静性作用（3）成键原因：电子得失（4）形成规律：活泼金属和活泼非金属化合时形成离子键离子化合物：像NaCl这种由离子构成的化合物叫做离子化合物。
（1）活泼金属与活泼非金属形成的化合物。
如NaCl、Na2O、K2S等（2）强碱：如NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等（3）大多数盐：如Na2CO3、BaSO4（4）铵盐：如NH4Cl小结：一般含金属元素的物质(化合物)＋铵盐。
（一般规律）注意：（1）酸不是离子化合物。
（2）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、电子式电子式：在元素符号周围用小黑点(或×)来表示原子的最外层电子（价电子）的式子叫电子式。
用电子式表示离子化合物形成过程：（1）离子须标明电荷数；（2）相同的原子可以合并写，相同的离子要单个写；（3）阴离子要用方括号括起；（4）不能把“→”写成“＝”；（5）用箭头标明电子转移方向(也可不标)。
二．共价键1．共价键：原子间通过共用电子对所形成的相互作用叫做共价键。
用电子式表示HCl的形成过程：注：（1）成键微粒：原子（2）成键实质：静电作用（3）成键原因：共用电子对（4）形成规律：非金属元素形成的单质或化合物形成共价键２．共价化合物：以共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。
化合物离子化合物共价化合物化合物中不是离子化合物就是共价化合物３．共价键的存在：非金属单质：H2、X2、Ｎ2等（稀有气体除外）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４．共价键的分类：非极性键：在同种元素．．的原子间形成的共价键为非极性键。
共用电子对不发生偏移。
极性键：在不同种元素．．的原子间形成的共价键为极性键。
共用电子对偏向吸引能力强的一方。
三．电子式：定义：在元素符号周围用小黑点(或×)来表示原子的最外层电子（价电子）的式子叫电子式。
原子的电子式：２．阴阳离子的电子式：（１）阳离子简单阳离子：离子符号即为电子式，如Na+、、Mg2＋等复杂阳离子：如NH4+ 电子式：（２）阴离子简单阴离子：、复杂阴离子：３．物质的电子式：离子的电子式：阳离子的电子式一般用它的离子符号表示；在阴离子或原子团外加方括弧，并在方括弧的右上角标出离子所带电荷的电性和电量。