作业帮人教版高中化学必修二章节知识点总结
来源：学生作业帮 编辑：作业帮 分类：化学作业 时间：2024/11/06 00:49:50
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 （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（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
(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!
专题一 ：第二单元
一 、化学键：
1,含义：分子或晶体内相邻原子（或离子）间强烈的相互作用.
2,类型 ,即离子键、共价键和金属键.
离子键是由异性电荷产生的吸引作用,例如氯和钠以离子键结合成NaCl.
1,使阴、阳离子结合的静电作用
2,成键微粒：阴、阳离子
3,形成离子键：a活泼金属和活泼非金属
b部分盐（Nacl、NH4cl、BaCo3等）
c强碱（NaOH、KOH）
d活泼金属氧化物、过氧化物
4,证明离子化合物：熔融状态下能导电
共价键是两个或几个原子通过共用电子（1,共用电子对对数=元素化合价的绝对值
2,有共价键的化合物不一定是共价化合物）
对产生的吸引作用,典型的共价键是两个原子借吸引一对成键电子而形成的.例如,两个氢核同时吸引一对电子,形成稳定的氢分子.
1,共价分子电子式的表示,P13
2,共价分子结构式的表示
3,共价分子球棍模型（H2O—折现型、NH3—三角锥形、CH4—正四面体）
4,共价分子比例模型
补充：碳原子通常与其他原子以共价键结合
乙烷（C—C单键）
乙烯（C—C双键）
乙炔（C—C三键）
金属键则是使金属原子结合在一起的相互作用,可以看成是高度离域的共价键.
二、分子间作用力（即范德华力）
1,特点：a存在于共价化合物中
b化学键弱的多
c影响熔沸点和溶解性——对于组成和结构相似的分子,其范德华力一般随着相对分子质量的增大而增大.即熔沸点也增大（特例：HF、NH3、H2O）
三、氢键
1,存在元素：O（H2O）、N（NH3）、F（HF）
2,特点：比范德华力强,比化学键弱
补充：水无论什么状态氢键都存在
专题一 ：第三单元
一,同素异形（一定为单质）
1,碳元素（金刚石、石墨）
氧元素（O2、O3）
磷元素（白磷、红磷）
2,同素异形体之间的转换——为化学变化
二,同分异构（一定为化合物或有机物）
分子式相同,分子结构不同,性质也不同
1,C4H10（正丁烷、异丁烷）
2,C2H6(乙醇、二甲醚)
三,晶体分类
离子晶体：阴、阳离子有规律排列
1,离子化合物（KNO3、NaOH）
2,NaCl分子
3,作用力为离子间作用力
分子晶体：由分子构成的物质所形成的晶体
1,共价化合物（CO2、H2O）
2,共价单质（H2、O2、S、I2、P4）
3,稀有气体（He、Ne）
原子晶体：不存在单个分子
1,石英（SiO2）、金刚石、晶体硅（Si）
金属晶体：一切金属
总结：熔点、硬度——原子晶体>离子晶体>分子晶体
专题二 ：第一单元
一、反应速率
1,影响因素：反应物性质（内因）、浓度（正比）、温度（正比）、压强（正比）、反应面积、固体反应物颗粒大小
二、反应限度（可逆反应）
化学平衡：正反应速率和逆反应速率相等,反应物和生成物的浓度不再变化,到达平衡.
专题二 ：第二单元
一、热量变化
常见放热反应：1,酸碱中和
2,所有燃烧反应
3,金属和酸反应
4,大多数的化合反应
5,浓硫酸等溶解
常见吸热反应：1,CO2+C====2CO
2,H2O+C====CO+H2（水煤气）
3,Ba(OH)2晶体与NH4Cl反应
4,大多数分解反应
5,硝酸铵的溶解
热化学方程式；注意事项5
二、燃料燃烧释放热量
专题二 ：第三单元
一、化学能→电能（原电池、燃料电池）
1,判断正负极：较活泼的为负极,失去电子,化合价升高,为氧化反应,阴离子在负极
2,正极：电解质中的阳离子向正极移动,得到电子,生成新物质
3,正负极相加=总反应方程式
4,吸氧腐蚀
A中性溶液（水）
B有氧气
Fe和C→正极：2H2O+O2+4e—====4OH—
补充：形成原电池条件
1,有自发的 氧化反应
2,两个活泼性不同的电极
3,同时与电解质接触
4,形成闭合回路
二、化学电源
1,氢氧燃料电池
阴极：2H++2e—===H2
阳极：4OH——4e—===O2+2H2O
2,常见化学电源
银锌纽扣电池
负极：
正极：
铅蓄电池
负极：
正极：
三、电能→化学能
1,判断阴阳极：先判断正负极,正极对阳极（发生氧化反应）,负极对阴极
2,阳离子向阴极,阴离子向阳极（异性相吸）
补充：电解池形成条件
1,两个电极
2,电解质溶液
3,直流电源
4,构成闭合电路
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（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
(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!
专题一 ：第二单元
一 、化学键：
1,含义：分子或晶体内相邻原子（或离子）间强烈的相互作用.
2,类型 ,即离子键、共价键和金属键.
离子键是由异性电荷产生的吸引作用,例如氯和钠以离子键结合成NaCl.
1,使阴、阳离子结合的静电作用
2,成键微粒：阴、阳离子
3,形成离子键：a活泼金属和活泼非金属
b部分盐（Nacl、NH4cl、BaCo3等）
c强碱（NaOH、KOH）
d活泼金属氧化物、过氧化物
4,证明离子化合物：熔融状态下能导电
共价键是两个或几个原子通过共用电子（1,共用电子对对数=元素化合价的绝对值
2,有共价键的化合物不一定是共价化合物）
对产生的吸引作用,典型的共价键是两个原子借吸引一对成键电子而形成的.例如,两个氢核同时吸引一对电子,形成稳定的氢分子.
1,共价分子电子式的表示,P13
2,共价分子结构式的表示
3,共价分子球棍模型（H2O—折现型、NH3—三角锥形、CH4—正四面体）
4,共价分子比例模型
补充：碳原子通常与其他原子以共价键结合
乙烷（C—C单键）
乙烯（C—C双键）
乙炔（C—C三键）
金属键则是使金属原子结合在一起的相互作用,可以看成是高度离域的共价键.
二、分子间作用力（即范德华力）
1,特点：a存在于共价化合物中
b化学键弱的多
c影响熔沸点和溶解性——对于组成和结构相似的分子,其范德华力一般随着相对分子质量的增大而增大.即熔沸点也增大（特例：HF、NH3、H2O）
三、氢键
1,存在元素：O（H2O）、N（NH3）、F（HF）
2,特点：比范德华力强,比化学键弱
补充：水无论什么状态氢键都存在
专题一 ：第三单元
一,同素异形（一定为单质）
1,碳元素（金刚石、石墨）
氧元素（O2、O3）
磷元素（白磷、红磷）
2,同素异形体之间的转换——为化学变化
二,同分异构（一定为化合物或有机物）
分子式相同,分子结构不同,性质也不同
1,C4H10（正丁烷、异丁烷）
2,C2H6(乙醇、二甲醚)
三,晶体分类
离子晶体：阴、阳离子有规律排列
1,离子化合物（KNO3、NaOH）
2,NaCl分子
3,作用力为离子间作用力
分子晶体：由分子构成的物质所形成的晶体
1,共价化合物（CO2、H2O）
2,共价单质（H2、O2、S、I2、P4）
3,稀有气体（He、Ne）
原子晶体：不存在单个分子
1,石英（SiO2）、金刚石、晶体硅（Si）
金属晶体：一切金属
总结：熔点、硬度——原子晶体>离子晶体>分子晶体
专题二 ：第一单元
一、反应速率
1,影响因素：反应物性质（内因）、浓度（正比）、温度（正比）、压强（正比）、反应面积、固体反应物颗粒大小
二、反应限度（可逆反应）
化学平衡：正反应速率和逆反应速率相等,反应物和生成物的浓度不再变化,到达平衡.
专题二 ：第二单元
一、热量变化
常见放热反应：1,酸碱中和
2,所有燃烧反应
3,金属和酸反应
4,大多数的化合反应
5,浓硫酸等溶解
常见吸热反应：1,CO2+C====2CO
2,H2O+C====CO+H2（水煤气）
3,Ba(OH)2晶体与NH4Cl反应
4,大多数分解反应
5,硝酸铵的溶解
热化学方程式；注意事项5
二、燃料燃烧释放热量
专题二 ：第三单元
一、化学能→电能（原电池、燃料电池）
1,判断正负极：较活泼的为负极,失去电子,化合价升高,为氧化反应,阴离子在负极
2,正极：电解质中的阳离子向正极移动,得到电子,生成新物质
3,正负极相加=总反应方程式
4,吸氧腐蚀
A中性溶液（水）
B有氧气
Fe和C→正极：2H2O+O2+4e—====4OH—
补充：形成原电池条件
1,有自发的 氧化反应
2,两个活泼性不同的电极
3,同时与电解质接触
4,形成闭合回路
二、化学电源
1,氢氧燃料电池
阴极：2H++2e—===H2
阳极：4OH——4e—===O2+2H2O
2,常见化学电源
银锌纽扣电池
负极：
正极：
铅蓄电池
负极：
正极：
三、电能→化学能
1,判断阴阳极：先判断正负极,正极对阳极（发生氧化反应）,负极对阴极
2,阳离子向阴极,阴离子向阳极（异性相吸）
补充：电解池形成条件
1,两个电极
2,电解质溶液
3,直流电源
4,构成闭合电路