高中化學必修二知識點總結(jié)

　　總結(jié)是把一定階段內(nèi)的有關情況分析研究，做出有指導性的經(jīng)驗方法以及結(jié)論的書面材料，它可以給我們下一階段的學習和工作生活做指導，讓我們抽出時間寫寫總結(jié)吧。那么總結(jié)要注意有什么內(nèi)容呢？下面是小編整理的高中化學必修二知識點總結(jié)，僅供參考，歡迎大家閱讀。

　　第一單元 原子核外電子排布與元素周期律

　　一、原子結(jié)構

　　質(zhì)子（Z個）

　　原子核 注意：

　　中子（N個） 質(zhì)量數(shù)（A）=質(zhì)子數(shù)（Z）+中子數(shù)（N）

　　1·原子數(shù) A X 原子序數(shù)=核電荷數(shù)=質(zhì)子數(shù)=原子的核外電子

　　核外電子（Z個）

　　熟背前20號元素，熟悉1～20號元素原子核外電子的排布：

　　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： K L M N O P Q

　　3·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：具有一定數(shù)目的質(zhì)子和一定數(shù)目的中子的一種原子。

　　同位素：質(zhì)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)遞增的順序從左到右排列

　　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)遞增的順序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(jié)構特點：

　　核外電子層數(shù) 元素種類

　　第一周期 1 2種元素

　　短周期 第二周期 2 8種元素

　　周期 第三周期 3 8種元素

　　元 （7個橫行） 第四周期 4 18種元素

　　素 （7個周期） 第五周期 5 18種元素

　　周 長周期 第六周期 6 32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(zhì)（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(zhì)的周期性變化實質(zhì)是元素原子核外電子排布的周期性變化的必然結(jié)果。

　　2·同周期元素性質(zhì)遞變規(guī)律

　　第三周期元素11Na12Mg13Al14Si15P16S17Cl18Ar（1）電子排布電子層數(shù)相同，最外層電子數(shù)依次增加（2）原子半徑原子半徑依次減小—（3）主要化合價+1+2+3+4

　　—4+5

　　—3+6

　　—2+7

　　—1—（4）金屬性、非金屬性金屬性減弱，非金屬性增加—（5）單質(zhì)與水或酸置換難易冷水

　　劇烈熱水與

　　酸快與酸反

　　應慢———（6）氫化物的化學式——SiH4PH3H2SHCl—（7）與H2化合的難易——由難到易—（8）氫化物的穩(wěn)定性——穩(wěn)定性增強—（9）最高價氧化物的化學式Na2OMgOAl2O3SiO2P2O5SO3Cl2O7—最高價氧化物對應水化物（10）化學式NaOHMg（OH）2Al（OH）3H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4—（11）酸堿性強堿中強堿兩性氫

　　氧化物弱酸中強

　　酸強酸很強

　　的酸—（12）變化規(guī)律堿性減弱，酸性增強—第ⅠA族堿金屬元素：Li Na K Rb Cs Fr（Fr是金屬性最強的元素，位于周期表左下方）

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

　　判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(zhì)與水或酸反應生成氫氣容易（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(zhì)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：

　　金屬性：Na>Mg>Al

　　與酸或水反應：從易→難

　　堿性：NaOH>Mg（OH）2>Al（OH）H2S

　　酸性（含氧酸）：：NaOH

　　單質(zhì)與氫氣反應：從易→難

　　氫化物穩(wěn)定：HF>HCl>HBr>HIHF

　　（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具體表現(xiàn)形式。在同一周期中，從左到右，隨著核電荷數(shù)的遞增，原子半徑逐漸減小，原子核對核外電子的吸引能力逐漸增強，元素的金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。在同一主族中，從上到下，隨著核電荷數(shù)的遞增，原子半徑逐漸增大，電子層數(shù)逐漸增多，原子核對外層電子的吸引能力逐漸減弱，元素的金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱。

　　4、元素的結(jié)構決定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(jié)構和元素的性質(zhì)特點。我們可以根據(jù)元素在周期表中的位置，推測元素的結(jié)構，預測元素的性質(zhì)。元素周期表中位置相近的元素性質(zhì)相似，人們可以借助元素周期表研究合成有特定性質(zhì)的新物質(zhì)。例如，在金屬和非金屬的分界線附近尋找半導體材料，在過渡元素中尋找各種優(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強烈的相互作用。

　　1·離子鍵與共價鍵的比較

　　鍵型離子鍵共價鍵概念陰陽離子結(jié)合成化合物的靜電作用叫離子鍵原子之間通過共用電子對所形成的相互作用叫做共價鍵成鍵方式通過得失電子達到穩(wěn)定結(jié)構通過形成共用電子對達到穩(wěn)定結(jié)構成鍵粒子陰、陽離子原子成鍵元素活潑金屬與活潑非金屬元素之間（特殊：NH4Cl、NH4NO3等銨鹽只由非金屬元素組成，但含有離子鍵）非金屬元素之間離子化合物：由離子鍵構成的化合物叫做離子化合物。（一定有離子鍵，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。（只有共價鍵一定沒有離子鍵）

　　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(zhì)的結(jié)構與表示共價鍵形成的物質(zhì)的結(jié)構的不同點：

　　（1）電荷：用電子式表示離子鍵形成的物質(zhì)的結(jié)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(zhì)的結(jié)構不能標電荷。

　　（2）[（方括號）：離子鍵形成的物質(zhì)中的陰離子需用方括號括起來，而共價鍵形成的物質(zhì)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(zhì)，分子間作用力是影響物質(zhì)的熔沸點和溶解性的重要因素之一。

　　4、水具有特殊的物理性質(zhì)是由于水分子中存在一氫鍵，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F、H2O、NH3。

　　項目離子鍵共價鍵？

　　金屬鍵概念？陰陽之間的強烈相互作用？原子通過共用電子對形成的強烈相互作用

　　形成化合物離子化合物？金屬單質(zhì)判斷化學鍵方法？形成晶體離子晶體分子晶體原子晶體金屬晶體判斷晶體方法？熔沸點？高？低？很高？有的很高有的很低融化時破壞作用力？離子鍵？物理變化分子間作用力化學變化共價鍵？共價鍵？金屬鍵硬度導電性？第三單元從微觀結(jié)構看物質(zhì)的多樣性

　　同系物同位素同分異構體同素異形體概念組成相似，結(jié)構上相差一個或多個“CH2”原子團的有機物質(zhì)子數(shù)相同中子屬不同的原子互成稱同位素分子式相同結(jié)構不同的化合物同一元素形成的不同種單質(zhì)研究

　　對象有機化合物之間原子之間化合物之間單質(zhì)之間相似點結(jié)構相似通式相同質(zhì)子數(shù)相同分子式相同同種元素不同點相差n個CH2原子團（n≥1）中子數(shù)不同原子排列不同組成或結(jié)構不同代表物烷烴之間氕、氘、氚乙醇與二甲醚

　　正丁烷與異丁烷O2與O3金剛石與石墨

　　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(nèi)反應物濃度的減少量或生成物濃度的增加量（均取正值）來表示計算公式：v（B）==

　　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(nèi)因：由參加反應的物質(zhì)的結(jié)構和性質(zhì)決定的（主要因素）。

　　外因：

　　①溫度：升高溫度，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（適用于有氣體參加的反應）

　　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）、原電池等也會改變化學反應速率。

　　2、化學反應的限度——化學平衡

　　（1）在一定條件下，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改變，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