高中化學必修二知識點歸納總結

高中化學必修二知識點歸納總結

在現實學習生活中，大家對知識點應該都不陌生吧？知識點也不

一定都是文字，數學的知識點除了定義，同樣重要的公式也可以理解

為知識點。那么，都有哪些知識點呢？下面是店鋪幫大家整理的高中

化學必修二知識點歸納總結，希望能夠幫助到大家。

高中化學必修二知識點歸納總結1

元素周期表、元素周期律

一、元素周期表

★熟記等式：原子序數=核電荷數=質子數=核外電子數

1、元素周期表的編排原則：

①按照原子序數遞增的順序從左到右排列；

②將電子層數相同的元素排成一個橫行——周期；

③把最外層電子數相同的元素按電子層數遞增的順序從上到下排

成縱行——族

2、如何精確表示元素在周期表中的位置：

周期序數=電子層數；主族序數=最外層電子數

口訣：三短三長一不全；七主七副零八族

熟記：三個短周期，第一和第七主族和零族的元素符號和名稱

3、元素金屬性和非金屬性判斷依據：

①元素金屬性強弱的判斷依據：

單質跟水或酸起反應置換出氫的難易；

元素最高價氧化物的水化物——氫氧化物的堿性強弱；置換反應。

②元素非金屬性強弱的判斷依據：

單質與氫氣生成氣態氫化物的難易及氣態氫化物的穩定性；

最高價氧化物對應的水化物的酸性強弱；置換反應。

4、核素：具有一定數目的質子和一定數目的中子的一種原子。

①質量數==質子數+中子數：a==z+n

②同位素：質子數相同而中子數不同的同一元素的不同原子，互

稱同位素。（同一元素的各種同位素物理性質不同，化學性質相同）

二、元素周期律

1、影響原子半徑大小的因素：

①電子層數：電子層數越多，原子半徑越大（最主要因素）

②核電荷數：核電荷數增多，吸引力增大，使原子半徑有減小的

趨向（次要因素）

③核外電子數：電子數增多，增加了相互排斥，使原子半徑有增

大的傾向

2、元素的化合價與最外層電子數的關系：最高正價等于最外層電

子數（氟氧元素無正價）

負化合價數=8—最外層電子數（金屬元素無負化合價）

3、同主族、同周期元素的結構、性質遞變規律：

同主族：從上到下，隨電子層數的遞增，原子半徑增大，核對外

層電子吸引能力減弱，失電子能力增強，還原性（金屬性）逐漸增強,

其離子的氧化性減弱。

同周期：左一右，核電荷數———逐漸增多，最外層電子數——

一逐漸增多

原子半徑———逐漸減小，得電子能力———逐漸增強，失電子

能力———逐漸減弱

氧化性———逐漸增強，還原性———逐漸減弱，氣態氫化物穩

定性———逐漸增強

最高價氧化物對應水化物酸性———逐漸增強，堿性———逐漸

減弱

化學鍵

含有離子鍵的化合物就是離子化合物；只含有共價鍵的化合物才

是共價化合物。

naoh中含極性共價鍵與離子鍵，nh4cl中含極性共價鍵與離子鍵,

na2o2中含非極性共價鍵與離子鍵，h2o2中含極性和非極性共價鍵

化學能與熱能

一、化學能與熱能

1、在任何的化學反應中總伴有能量的變化。

原因：當物質發生化學反應時，斷開反應物中的化學鍵要吸收能

量，而形成生成物中的化學鍵要放出能量。化學鍵的斷裂和形成是化

學反應中能量變化的主要原因。一個確定的化學反應在發生過程中是

吸收能量還是放出能量，決定于反應物的總能量與生成物的總能量的

相對大小。e反應物總能量>e生成物總能量，為放熱反應。e反應物

總能量

2、常見的放熱反應和吸熱反應

高中化學必修二知識點歸納總結2

高考中經常用到的化學規律

1、溶解性規律——見溶解性表；

2、常用酸、堿指示劑的變色范圍：

甲基橙<3。1紅色>4。4黃色

酚酉太<8。。無色>10。。紅色

石蕊<5。1紅色>8。。藍色

3、在惰性電極上，各種離子的放電順序：

陰極（奪電子的能力）：

au3+>ag+>hg2+>cu2+>pb2+>fa2+>zn2+>h+>al3+>mg

2+>na+>ca2+>k+

陽極（失電子的能力）：

s2—>i—>br->cl—>oh—>含氧酸根

注意：若用金屬作陽極，電解時陽極本身發生氧化還原反應（pt、

au除外）

4、雙水解離子方程式的書寫：

（1）左邊寫出水解的離子，右邊寫出水解產物；

（2）配平：在左邊先配平電荷，再在右邊配平其它原子；（3）

h、。不平則在那邊加水。

例：當na2co3與alcl3溶液混和時：

3co32—+2al3++3h2o=2al（oh）3+3co2t

5、寫電解總反應方程式的方法：

(1)分析：反應物、生成物是什么；

(2)配平。

例:電解kcl溶液:2kcl+2h2o==h2t+cl2t+2koh配平:

2kcl+2h2o==h2t+cl2t+2koh

6、將一個化學反應方程式分寫成二個電極反應的方法：

(1)按電子得失寫出二個半反應式；

(2)再考慮反應時的環境(酸性或堿性)；

(3)使二邊的原子數、電荷數相等。

例：蓄電池內的反應為：pb+pbo2+2h2so4=2pbso4+2h2o試

寫出作為原電池(放電)時的電極反應。

寫出二個半反應：

pb-2e--*pbso4pbo2+2e—一pbso4

分析：在酸性環境中，補滿其它原子。應為：

負極:pb+so42----2e一=pbso4

正極:pbo2+4h++so42—+2e一=pbso4+2h2o

注意：當是充電時則是電解，電極反應則為以上電極反應的倒轉,

為：

陰極：pbso4+2e一=pb+so42一

陽極：pbso4+2h2o-2e一=pbo2+4h++so42一

7、在解計算題中常用到的恒等：

原子恒等、離子恒等、電子恒等、電荷恒等、電量恒等，

用到的方法有：質量守恒、差量法、歸一法、極限法、關系法、

十字交法和估算法。

(非氧化還原反應：原子守恒、電荷平衡、物料平衡用得多；氧

化還原反應：電子守恒用得多)

8、電子層結構相同的離子，核電荷數越多，離子半徑越小。

9、晶體的熔點：

原子晶體〉離子晶體〉分子晶體中學學到的原子晶體有：si、sic、

sio2和金剛石。

原子晶體的熔點的比較是以原子半徑為依據的：金剛石>sic>si

(因為原子半徑：si>c>。)。

10、分子晶體的熔、沸點：組成和結構相似的物質，分子量越大

熔、沸點越高。

11、膠體的帶電：

一般說來，金屬氫氧化物、金屬氧化物的膠體粒子帶正電，非金

屬氧化物、金屬硫化物的膠體粒子帶負電。

12、氧化性：

mno4—>cl2>br2>fe3+>i2>s=4(+4價的s)

例：i2+so2+h2o=h2so4+2hi

13、含有fe3+的溶液一般呈酸性。

、能形成氫鍵的物質:、、、

14h2onh3hfch3ch2oho

15、氨水(乙醇溶液一樣)的密度小于1,濃度越大，密度越小,

硫酸的密度大于1,濃度越大，密度越大，98%的濃硫酸的密度為：1。

84g/cm30

16、離子是否共存：

(1)是否有沉淀生成、氣體放出；

(2)是否有弱電解質生成；

(3)是否發生氧化還原反應；

(4)是否生成絡離子[fe(sen)2、fe(sen)3、ag(nh3)+、

[cu(nh3)4]2+等];

(5)是否發生雙水解。

17、地殼中：含量最多的金屬元素是al,含量最多的非金屬元素

是。，hclo4(高氯酸)是最強的酸

、熔點最低的金屬是℃;熔點最高的是

18hg(—38O9),w

(鋁3410℃);密度最小(常見)的是k;密度最大(常見)是pt。

19、雨水的ph值小于5。6時就成為了酸雨。

20、有機酸酸性的強弱：乙二酸>甲酸〉苯甲酸〉乙酸〉碳酸>苯

酚〉hco3——

21、有機鑒別時，注意用到水和溪水這二種物質。

例：鑒別：乙酸乙酯(不溶于水，浮)、漠苯(不溶于水，沉)、

乙醛（與水互溶），則可用水。

22、取代反應包括：鹵代、硝化、磺化、鹵代煌水解、酯的水解、

酯化反應等；

23、最簡式相同的有機物，不論以何種比例混合，只要混和物總

質量一定，完全燃燒生成的co2、h2o及耗。2的量是不變的。恒等于

單一成分該質量時產生的co2、h2。和耗。2量。

24、可使漠水褪色的物質如下，但褪色的原因各自不同：烯、煥

等不飽和睡是加成褪色、苯酚是取代褪色、乙醇、醛、甲酸、草酸、

葡萄糖等發生氧化褪色、有機溶劑[ccl4、氯仿、澳苯、cs2（密度大于

水），煌、苯、苯的同系物、酯（密度小于水）]發生了萃取而褪色。

25、能發生銀鏡反應的有：

醛、甲酸、甲酸鹽、甲酰鉉（hcnh2o）、葡萄澹、果糖、麥芽糖,

均可發生銀鏡反應。（也可同cu（oh）2反應）計算時的關系式一般

為：一cho2ag

注意：當銀氨溶液足量時，甲醛的氧化特殊：hcho―4ag

+h2co3

反應式為：hcho+4[ag（nh3）2]oh=（nh4）2co3+4ag

+6nh3t+2h2o

26、膠體的聚沉方法：（1）加入電解質；（2）加入電性相反的

膠體；（3）加熱。

常見的膠體：

液溶膠：fe（oh）3、agi、牛奶、豆漿、粥等；氣溶膠：霧、云、

煙等；固溶膠：有色玻璃、煙水晶等。

27、污染大氣氣體：so2、co、no2、no,其中so2、no2形成

酸雨。

28、環境污染：大氣污染、水污染、土壤污染、食品污染、固體

廢棄物污染、噪聲污染。工業三廢：廢渣、廢水、廢氣。

29、在室溫（20℃）時溶解度在10克以上——易溶；大于1克

的——可溶；小于1克的——微溶；小于0。01克的——難溶。

30、人體含水約占人體質量的'2/3。地面淡水總量不到總水量的

1%0當今世界三大礦物燃料是：煤、石油、天然氣。石油主要含C、h

地元素。

31、生鐵的含c量在:2%~403%鋼的含c量在：0。03%~2%o

粗鹽：是nacl中含有mgcl2和cacl2,因為mgcl2吸水，所以粗鹽易

潮解。濃hno3在空氣中形成白霧。固體naoh在空氣中易吸水形成溶

液。

32、氣體溶解度：在一定的壓強和溫度下，1體積水里達到飽和

狀態時氣體的體積。

高中化學必修二知識點歸納總結3

1、物質之間可以發生各種各樣的化學變化，依據一定的標準可以

對化學變化進行分類。

(1)根據反應物和生成物的類別以及反應前后物質種類的多少可

以分為：

A、化合反應(A+B=AB)B、分解反應(AB=A+B)

C、置換反應(A+BC=AC+B)

D、復分解反應(AB+CD=AD+CB)

(2)根據反應中是否有離子參加可將反應分為：

A、離子反應：有離子參加的一類反應。主要包括復分解反應和有

離子參加的氧化還原反應。

B、分子反應(非離子反應)

(3)根據反應中是否有電子轉移可將反應分為：

A、氧化還原反應：反應中有電子轉移(得失或偏移)的反應

實質：有電子轉移(得失或偏移)

特征：反應前后元素的化合價有變化

B、非氧化還原反應

2、離子反應

(1)、電解質：在水溶液中或熔化狀態下能導電的化合物，叫電

解質。酸、堿、鹽都是電解質。在水溶液中或熔化狀態下都不能導電

的化合物，叫非電解質。

注意：

①電解質、非電解質都是化合物，不同之處是在水溶液中或融化

狀態下能否導電。

②電解質的導電是有條件的：電解質必須在水溶液中或熔化狀態

下才能導電。

③能導電的物質并不全部是電解質：如銅、鋁、石墨等。④非金

屬氧化物（S02、S03、C02）、大部分的有機物為非電解質。

（2）、離子方程式：用實際參加反應的離子符號來表示反應的式

子。它不僅表示一個具體的化學反應，而且表示同一類型的離子反應。

復分解反應這類離子反應發生的條件是：生成沉淀、氣體或水。

書寫方法：

寫：寫出反應的化學方程式

拆：把易溶于水、易電離的物質拆寫成離子形式

冊!I：將不參加反應的離子從方程式兩端刪去

查：查方程式兩端原子個數和電荷數是否相等

高中化學必修二知識點歸納總結4

有機部分：

氯仿：CHCI3電石：CaC2電石氣：C2H2（乙煥）TNT:酒精、

乙醇：C2H5OH

氟氯煌：是良好的制冷劑,有毒，但破壞03層。醋酸：冰醋酸、

食醋CH3C00H裂解氣成分（石油裂化）：烯煌、烷煌、煥煌、H2S、

C02、C0等。甘油、丙三醇：C3H8O3焦爐氣成分（煤干儲）:H2、

CH4、乙烯、C0等。石炭酸：苯酚蟻醛：甲醛HCHO:35%—40%

的甲醛水溶液蟻酸：甲酸HCOOH

葡萄糖：C6H12O6果糖:C6H12O6蔗糖:C12H22O11麥芽糖:

C12H22O11淀粉：（C6H10O5）n

硬脂酸：C17H35COOH油酸：C17H33COOH軟脂酸：

C15H31COOH

草酸：乙二酸HOOC—COOH使藍墨水褪色，強酸性，受熱分解

成C02和水，使KMnO4酸性溶液褪色。

高中化學必修二知識點歸納總結5

離子共存問題

所謂離子在同一溶液中能大量共存，就是指離子之間不發生任何

反應；若離子之間能發生反應，則不能大量共存。

A、結合生成難溶物質的離子不能大量共存：如Ba2+和SO42—

Ag+和Cl—、Ca2+和CO32—、Mg2+和0H—等

B、結合生成氣體或易揮發性物質的離子不能大量共存：如H+和

CO32—,HC03—,SO32—,0H—和NH4+等

C、結合生成難電離物質(水)的離子不能大量共存：如H+和

OH—CH3C00—,0H—和HC03T。

D、發生氧化還原反應、水解反應的離子不能大量共存(待學)

注意：題干中的條件：如無色溶液應排除有色離子：Fe2+、

Fe3+、Cu2+、MnO4一等離子，酸性(或堿性)則應考慮所給離子

組外，還有大量的H+(或0H—)。

(4)離子方程式正誤判斷(六看)

高中化學必修二知識點歸納總結6

第一單元

1——原子半徑

(1)除第1周期外，其他周期元素(惰性氣體元素除外)的原子

半徑隨原子序數的遞增而減小；

(2)同一族的元素從上到下，隨電子層數增多，原子半徑增大.

2——元素化合價

(1)除第1周期外，同周期從左到右，元素最高正價由堿金屬+1

遞增到+7,非金屬元素負價由碳族-4遞增到-1(氟無正價，氧無+6

價，除外)；

(2)同一主族的元素的最高正價、負價均相同

(3)所有單質都顯零價

3——單質的熔點

(1)同一周期元素隨原子序數的遞增，元素組成的金屬單質的熔

點遞增，非金屬單質的熔點遞減；

(2)同一族元素從上到下，元素組成的金屬單質的熔點遞減，非

金屬單質的熔點遞增

4——元素的金屬性與非金屬性（及其判斷）

（1）同一周期的元素電子層數相同.因此隨著核電荷數的增加，

原子越容易得電子，從左到右金屬性遞減，非金屬性遞增；

（2）同一主族元素最外層電子數相同，因此隨著電子層數的增加，

原子越容易失電子，從上到下金屬性遞增，非金屬性遞減.

判斷金屬性強弱

金屬性（還原性）

1,單質從水或酸中置換出氫氣越容易越強

2,最高價氧化物的水化物的堿性越強（1—20號，K最強；總體

Cs最強最非金屬性（氧化性）

1,單質越容易與氫氣反應形成氣態氫化物

2,氫化物越穩定

3,最高價氧化物的水化物的酸性越強（1—20號，F最強；最體

一樣）

5——單質的氧化性、還原性

一般元素的金屬性越強，其單質的還原性越強，其氧化物的陽離

子氧化性越弱；

元素的非金屬性越強，其單質的氧化性越強，其簡單陰離子的還

原性越弱.

推斷元素位置的規律

判斷元素在周期表中位置應牢記的規律：

（1）元素周期數等于核外電子層數；

（2）主族元素的序數等于最外層電子數.

陰陽離子的半徑大小辨別規律

由于陰離子是電子最外層得到了電子而陽離子是失去了電子

6——周期與主族

周期：短周期（1-3）;長周期（4—6,6周期中存在鐲系）；

不完全周期（7）.

主族：工A—VUA為主族元素；工B—VUB為副族元素（中間包括

vm）；o族（即惰性氣體）

所以，總的說來

（1）陽離子半徑原子半徑

（3）陰離子半徑〉陽離子半徑

（4）對于具有相同核外電子排布的離子，原子序數越大，其離子半

徑越小.

以上不適合用于稀有氣體！

專題一：第二單元

一、化學鍵：

1,含義：分子或晶體內相鄰原子（或離子）間強烈的相互作用.

2,類型，即離子鍵、共價鍵和金屬鍵.

離子鍵是由異性電荷產生的吸引作用，例如氯和鈉以離子鍵結合

成NaCI.

1,使陰、陽離子結合的靜電作用

2,成鍵微粒：陰、陽離子

3,形成離子鍵：a活潑金屬和活潑非金屬

b部分鹽（NacI、NH4cl、BaCo3等）

c強堿（NaOH、KOH）

d活潑金屬氧化物、過氧化物

4,證明離子化合物：熔融狀態下能導電

共價鍵是兩個或幾個原子通過共用電子（1,共用電子對對數二元

素化合價的絕對值

2,有共價鍵的化合物不一定是共價化合物）

對產生的吸引作用，典型的共價鍵是兩個原子借吸引一對成鍵電

子而形成的.例如，兩個氫核同時吸引一對電子，形成穩定的氫分子.

1,共價分子電子式的表示，P13

2,共價分子結構式的表示

3,共價分子球棍模型（H20—折現型、NH3一三角錐形、

CH4—正四面體）

4,共價分子比例模型

補充：碳原子通常與其他原子以共價鍵結合

乙烷（C—C單鍵）

乙烯（C—C雙鍵）

乙煥（C—C三鍵）

金屬鍵則是使金屬原子結合在一起的相互作用，可以看成是高度

離域的共價鍵.

二、分子間作用力（即范德華力）

1,特點：a存在于共價化合物中

b化學鍵弱的多

c影響熔沸點和溶解性——對于組成和結構相似的分子，其范德

華力一般隨著相對分子質量的增大而增大.即熔沸點也增大（特例：HF、

NH3、H20）

三、氫鍵

1,存在元素：0（H20）、N（NH3）、F（HF）

2,特點：比范德華力強，比化學鍵弱

補充：水無論什么狀態氫鍵都存在

專題一：第三單元

-,同素異形（一定為單質）

1,碳元素（金剛石、石墨）

氧元素（02、03）

磷元素（白磷、紅磷）

2,同素異形體之間的轉換——為化學變化

二,同分異構（一定為化合物或有機物）

分子式相同，分子結構不同，性質也不同

1,C4H10（正丁烷、異丁烷）

2,C2H6（乙醇、二甲醛）

三,晶體分類

離子晶體：陰、陽離子有規律排列

1,離子化合物（KN03、NaOH）

2,NaCI分子

3,作用力為離子間作用力

分子晶體：由分子構成的物質所形成的晶體

1,共價化合物（C02、H20）

2,共價單質（H2、02、S、12、P4）

3,稀有氣體（He、Ne）

原子晶體：不存在單個分子

1,石英（Si02）、金剛石、晶體硅（Si）

金屬晶體：一切金屬

總結：熔點、硬度——原子晶體〉離子晶體〉分子晶體

專題二：第一單元

一、反應速率

1,影響因素：反應物性質（內因）、濃度（正比）、溫度（正

比）、壓強（正比）、反應面積、固體反應物顆粒大小

二、反應限度（可逆反應）

化學平衡：正反應速率和逆反應速率相等，反應物和生成物的濃

度不再變化，到達平衡.

專題二：第二單元

一、熱量變化

常見放熱反應：

1,酸堿中和

2,所有燃燒反應

3,金屬和酸反應

4,大多數的化合反應

5,濃硫酸等溶解

常見吸熱反應：1,CO2+C====2CO

2,H2O+C====CO+H2（水煤氣）

3,Ba（0H）2晶體與NH4cl反應

4,大多數分解反應

5,硝酸鎮的溶解

熱化學方程式；注意事項5

二、燃料燃燒釋放熱量

專題二：第三單元

一、化學能一電能（原電池、燃料電池）

1,判斷正負極：較活潑的為負極，失去電子，化合價升高，為氧

化反應，陰離子在負極

2,正極：電解質中的陽離子向正極移動，得到電子，生成新物質

3,正負極相加=總反應方程式

4,吸氧腐蝕

A中性溶液（水）

B有氧氣

Fe和C-正極:2H2O+O2+4e—====40H—

補充：形成原電池條件

1,有自發的氧化反應

2,兩個活潑性不同的電極

3,同時與電解質接觸

4,形成閉合回路

二、化學電源

1,氫氧燃料電池

陰極:2H++2e—===H2

陽極：40H——4e—===O2+2H2O

2,常見化學電源

銀鋅紐扣電池

負極：

正極：

鉛蓄電池

負極：

正極：

三、電能一化學能

1,判斷陰陽極：先判斷正負極，正極對陽極（發生氧化反應），

負極對陰極

2，陽離子向陰極，陰離子向陽極（異性相吸）

補充：電解池形成條件

1,兩個電極

2,電解質溶液

3,直流電源

4,構成閉合電路

第一章物質結構元素周期律

1.原子結構：如：的質子數與質量數，中子數，電子數之間的關

系

2.元素周期表和周期律

（1）元素周期表的結構

A.周期序數=電子層數

B.原子序數=質子數

C.主族序數=最外層電子數=元素的最高正價數

D.主族非金屬元素的負化合價數=8-主族序數

E.周期表結構

（2）元素周期律（重點）

A.元素的金屬性和非金屬性強弱的比較（難點）

a.單質與水或酸反應置換氫的難易或與氫化合的難易及氣態氫化

物的穩定性

b.最高價氧化物的水化物的堿性或酸性強弱

c.單質的還原性或氧化性的強弱

（注意：單質與相應離子的性質的變化規律相反）

B.元素性質隨周期和族的變化規律

a.同一周期，從左到右，元素的金屬性逐漸變弱

b.同一周期，從左到右，元素的非金屬性逐漸增強

c.同一主族，從上到下，元素的金屬性逐漸增強

d.同一主族，從上到下，元素的非金屬性逐漸減弱

C.第三周期元素的變化規律和堿金屬族和鹵族元素的變化規律

（包括物理、化學性質）

D微粒半徑大小的比較規律：

a.原子與原子b.原子與其離子c.電子層結構相同的離子

(3)元素周期律的應用(重難點)

A.”位，構，性”三者之間的關系

a.原子結構決定元素在元素周期表中的位置

b.原子結構決定元素的化學性質

c.以位置推測原子結構和元素性質

B.預測新元素及其性質

3.化學鍵(重點)

(1)離子鍵：

A.相關概念：

B.離子化合物：大多數鹽、強堿、典型金屬氧化物

C.離子化合物形成過程的電子式的表示(難點)

(AB,A2B,AB2,NaOH,Na2O2,NH4CI,022-,NH4+)

(2)共價鍵：

A.相關概念：

B.共價化合物：只有非金屬的化合物(除了鎮鹽)

C.共價化合物形成過程的電子式的表示(難點