高中化学必修二总结？高中化学必修二知识点归纳总结

高中化学必修二知识点总结

高中化学必修二知识点总结1

一、金属矿物的开发利用

1、常见金属的冶炼：①加热分解法：②加热还原法：铝热反应③电解法：电解氧化铝

2、金属活动顺序与金属冶炼的关系：

金属活动性序表中，位置越靠后，越容易被还原，用一般的还原方法就能使金属还原;金属的位置越靠前，越难被还原，最活泼金属只能用最强的还原手段来还原。(离子)

二、海水资源的开发利用

1、海水的组成：含八十多种元素。

其中，H、O、Cl、Na、K、Mg、Ca、S、C、F、B、Br、Sr等总量占99%以上，其余为微量元素;特点是总储量大而浓度小

2、海水资源的利用：

(1)海水淡化：①蒸馏法;②电渗析法;③离子交换法;④反渗透法等。

(2)海水制盐：利用浓缩、沉淀、过滤、结晶、重结晶等分离方法制备得到各种盐。

三、环境保护与绿色化学

绿色化学理念核心：利用化学原理从源头上减少和消除工业生产对环境造成的污染。又称为“环境无害化学”、“环境友好化学”、“清洁化学”。

从环境观点看：强调从源头上消除污染。(从一开始就避免污染物的产生)

从经济观点看：它提倡合理利用资源和能源，降低生产成本。(尽可能提高原子利用率)

热点：原子经济性——反应物原子全部转化为最终的期望产物，原子利用率为100%

1、最简单的有机化合物甲烷

氧化反应CH4(g)+2O2(g)→CO2(g)+2H2O(l)

取代反应CH4+Cl2(g)→CH3Cl+HCl

烷烃的通式：CnH2n+2n≤4为气体、所有1-4个碳内的烃为气体，都难溶于水，比水轻

碳原子数在十以下的，依次用甲、乙、丙、丁、戊、己、庚、辛、壬、癸

同系物：结构相似，在分子组成上相差一个或若干个CH2原子团的物质互称为同系物

同分异构体：具有同分异构现象的化合物互称为同分异构

同素异形体：同种元素形成不同的单质

同位素：相同的质子数不同的中子数的同一类元素的原子

2、来自石油和煤的两种重要化工原料

乙烯C2H4(含不饱和的C=C双键，能使KMnO4溶液和溴的溶液褪色)

氧化反应2C2H4+3O2→2CO2+2H2O

加成反应CH2=CH2+Br2→CH2Br-CH2Br(先断后接，变内接为外接)

加聚反应nCH2=CH2→[CH2-CH2]n(高分子化合物，难降解，白色污染)

石油化工最重要的基本原料，植物生长调节剂和果实的催熟剂，

乙烯的产量是衡量国家石油化工发展水平的标志

苯是一种无色、有特殊气味的液体,有毒，不溶于水，良好的有机溶剂

苯的结构特点：苯分子中的碳碳键是介于单键和双键之间的一种独特的键

氧化反应2C6H6+15O2→12CO2+6H2O

取代反应溴代反应+Br2→-Br+HBr

硝化反应+HNO3→-NO2+H2O

加成反应+3H2→

一、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+N

②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)

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

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.下列关系式中正确的是（B）

A.2Q1+Q2>4Q3B.2Q1+Q2

高中化学必修2总结

一有机化合物

（一）烃碳氢化合物

烷烃：CnH（2n+2）如甲烷CH4

夹角：109°28′

是烷烃中含氢量最高的物质。

烷烃有对称结构，结构式参看书上。

甲烷为无色无味气体，密度小于空气

CH4+2O2→CO2+2H2O注意条件

取代反应：CH4+Cl2→CH3Cl+HCl条件：光照注意四个取代反映

同系物：结构相似，相互之间相差一个或多个碳氢二基团

同分异构体：分子式相同，结构不同

甲烷不与强酸、强碱，强氧化剂反应（有机中，强氧化剂=酸性高锰酸钾溶液）

甲、乙、丙、丁、戊、己、庚、辛、壬、癸烷。

C-C：饱和烃C=C：不饱和烃

与氧气反应，明亮火焰大量黑烟。

含C=C的烃叫做烯烃，不饱和，碳碳双键键能不一样，因此一个容易断裂，发生加成反应成为稳定的单键。

可以与强氧化剂和溴单质发生反应。CH2=CH2+Br2→CH2Br-CH2Br注意条件。具体结构见课本

夹角：120°

与溴单质、水、氢气、氯化氢气体发生加成反应，生成对应物质。注意条件。

（二）烃的衍生物

乙醇：CH3CH2OH

乙醇和二甲醚都是C2H6O，但是结构不同。所以2mol乙醇与钠反应生成1mol氢气，断的是O-H

-OH羟基，是乙醇的基团。基团决定了有机物的性质，且发生反应大多是在基团附近。

可以看做是羟基取代了乙烷中一个氢。

乙醇要求的反应：

1.氧化反应：CH3CH2OH+3O2→2CO2+3H2O条件点燃

2.催化氧化，生成甲醛。具体见笔记

3.使酸性重铬酸钾aq变绿，反应不作要求

————————————————

烷烃:CnH(2n+2)

烯烃和环烷烃:CnH2n

炔烃和二烯烃:CnH(2n-2)

苯及其同系物:CnH(2n-6)

饱和一元醇:CnH(2n+2)O饱和多元醇:CnH(2n+2)Om

饱和一元醛CnH2nO

饱和一元羧酸：CnH2nO2

饱和一元羧酸与饱和一元醇形成的酯：CnH2nO2

常见的官能团对应关系如：

卤代烃：卤原子(-X)，X代表卤族元素（F，Cl，Br，I）；在碱性条件下可以水解生成羟基

醇、酚：羟基(-OH)；伯醇羟基可以消去生成碳碳双键，酚羟基可以和NaOH反应生成水，与Na2CO3反应生成NaHCO3，二者都可以和金属钠反应生成氢气

醛：醛基(-CHO)；可以发生银镜反应，可以和斐林试剂反应氧化成羧基。与氢气加成生成羟基。

酮：羰基(＞C=O)；可以与氢气加成生成羟基

羧酸：羧基(-COOH)；酸性，与NaOH反应生成水，与NaHCO3、Na2CO3反应生成二氧化碳

硝基化合物：硝基(-NO2)；

胺：氨基(-NH2).弱碱性

烯烃：双键（＞C=C＜）加成反应。（具有面式结构，即双键及其所连接的原子在同一平面内）

炔烃：三键（-C≡C-）加成反应。（具有线式结构，即三键及其所连接的原子在同一直线上）

醚：醚键（-O-）可以由醇羟基脱水形成

磺酸：磺基（-SO3H）酸性，可由浓硫酸取代生成

腈：氰基（-CN）

酯:酯(-COO-)水解生成羧基与羟基，醇、酚与羧酸反应生成

注:苯环不是官能团，但在芳香烃中，苯基(C6H5-)具有官能团的性质。苯基是过去的提法，现在都不认为苯基是官能团

以下是我打印的：（应该比较清楚吧~）

卤化烃：官能团，卤原子在碱的水溶液发生“水解反应”，生成醇。在碱的醇溶液中发生“消去反应”，得到不饱和烃。

醇：官能团，醇羟基能与钠反应，产生氢气，能发生消去得到不饱和烃（与羟基相连的碳直接相连的碳原子上如果没有氢原子，不能发生消去），能与羧酸发生酯化反应，能被催化氧化成醛。

醛：官能团，醛基能与银氨溶液发生银镜反应，能与新制氢氧化铜溶液反应生成红色沉淀，能被氧化成羧酸，能被加氢还原成醇。

酚：官能团，酚羟基，具有酸性，能和钠反应得到氢气，酚羟基是苯环性质更活泼，苯环上易发生取代，酚羟基在苯环上是邻对位定位基，能与羧酸发生酯化。

羧酸：官能团，羧基，具有酸性（一般酸性强于碳酸）能与钠反应生成氢气，不能被还原成醛（注意是“不能”），能与醇发生酯化反应。

脂：官能团，脂基，能发生水解得到酸和醇。

高中化学必修二知识点归纳总结

一部分同学对化学不是很熟练，不知道该如何学习总结知识点，但是又想学好化学。以下是由我为大家整理的“高中化学必修二知识点归纳总结”，仅供参考，欢迎大家阅读。

第一章物质结构元素周期律

原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数。

熟背前20号元素，熟悉1～20号元素原子核外电子的排布：

HHeLiBeBCNOFNeNaMgAlSiPSClArKCa

2.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。

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。

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。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。

四、化学键

化学键是相邻两个或多个原子间强烈的相互作用。

1、研究考试大纲，分块落实

考试说明和考试大纲是备考的指南针，复习化学时应该认真研究考试说明和考试大纲。平常我们可以增强化学学科复习的针对性和方向性，避免出现盲目备考的情况。

要理解高考的命题依据，对化学的考纲实际操作是：考纲不要求的不复习，考纲降低要求的不拓展，考纲所要求的大力复习。

在上学期的一轮复习时，我们根据计划分为四个阶段：第一次联考将物质的量、氧化还原反应、离子反应及元素化合物复习完。第二次联考将物质分类、元素周期律、电化学复习完。第三次联考时将化学反应速率、化学平衡、电解质溶液复习完。等到市统测时再把有机化学复习完，争取年假前完成一轮复习。

2、明确方向、对症下药

经过对近几年化学高考题的分析，可以得出三点：一是主干知识考查的“集中化”，二是基础知识的新视角，三是能力考查的“综合化”。

要提高化学的备考质量，还要真正了解自身存在的问题，只有这样备考才能更加科学有效。所以要明确备考方向，对症开方下药，才能使自身的知识结构更加符合高考的化学立体网络化要求，才能实现基础→能力→分数的转化。

高中化学教学的重点内容是化学概念和理论、元素化合物及相关实验和计算。对此在复习中除了让学生掌握概念理论的具体内容之外还整理了大量易错易混的判断题让学生练习，在元素化合物复习中对于化学反应方程式、离子方程式、电化学方程式学生们都掌握不了，我们通过每天小练、课堂题写等措施使学生都基本掌握住了。在化学实验复习当中把常见仪器的使用、注意事项、实验的基本操作、除杂装置、除尾装置等分门别类总结成表格的形式印发给学生，取得了很好的效果。化学计算是所教学生最薄弱之项，在复习中针对高考常见的题型将守恒法、差量法、极值法、讨论法等多次给学生讲解练习，使学生的短板得以弥补。

高中化学教学难点有四处：化学平衡移动的判断、溶液中离子浓度的比较、有机化合物同分异构体的推断和化学计算。对于这些难点教学我们利用勒夏特列原理、三大守恒规律、分碳法、插入法、守恒法、差量法极值法等有效方法给学生分析清楚，做到了难点的突破。

高考时化学每年都要考到客观题无外乎有：化学与生活、环境、能源题;必修二有机题;简单实验题;阿伏伽德罗常数题;元素周期律推断题;电化学题;电解质溶液电离离子浓度题;溶度积图像题等，主观题型主要是一道由实验为主线的填空题，一道由工艺流程为主线的综合题，一道由选修四化学原理为主线的综合题，一道选修三或选修五的选做题。所以我们把平时的练习设计成考试化，平时的考试高考化，对高考中高频考点自始至终我在练习题、考试题中。

3、回归基础、提高能力

高考的化学复习训练要做到强化基础，这需要我们不断地进行总结。只有通过不断地总结，我们的印象才会更加深刻，应用知识点会更加灵活。

在刚进入化学一轮复习时，我们就给学生印制了《高考前回归课本知识点》，让学生对着问题阅读课本。在每一单元复习时，我们总是搜集与之相关的近两年高考真题和各地新颖的模拟试题给学生们练习。在化学备考时，要注意从五个方面的突破口寻找方向:一是这道题应该怎么做;二是为什么要这样做;三是怎么会想到要这样做;四是不这样做可以吗?五是这道题改变设问角度，还会变成什么样的题目?又该怎么做?完成上述的所有步骤，学习化学的效率会大大增加。

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