1、 化學必修二必考知識點總結 高中化學分為必修和選修，化學有很多需要記憶的學問，例如化學方程式、化學試驗、化學元素等等，下面給大家共享一些關于化學必修二必考學問點（總結），盼望對大家有所關心。 化學必修二必考學問點1 元素周期表一、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： 根據原子序數遞增的挨次從左到右排列; 將電子層數相同的元素排成一個橫行周期; 把最外層電子數相同的元素按電子層數遞增的挨次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

2、的元素符號和名稱 3、元素金屬性和非金屬性推斷依據： 元素金屬性強弱的推斷依據： 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。 元素非金屬性強弱的推斷依據： 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：具有肯定數目的質子和肯定數目的中子的一種原子。 質量數=質子數+中子數：A=Z+N 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：電子層數：電子層數越多，原子半徑越大(最

3、主要因素) 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) 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，核對外層電子吸引力量減弱，失電子力量增加，還原性(金屬性)漸漸增加，其離子的氧化性減弱。 同周期：左右，核電荷數漸漸增多，最外層電子數漸漸增多 原子半徑漸漸減小，得電子力量漸漸增加，失電子力量漸漸減弱 氧化性漸漸增加，還原性

4、漸漸減弱，氣態氫化物穩定性漸漸增加 最高價氧化物對應水化物酸性漸漸增加，堿性漸漸減弱 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 化學必修二必考學問點2 化學能一、化學能與熱能 1、在任何的化學反應中總伴有能量的變化。 緣由：當物質發生化學反應時，斷開反應物中的化學鍵要汲取能量，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緣由。一個確定的化學反應在發生過程中是汲取能量還是放出能量，打算于反應物

5、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e生成物總能量，為吸熱反應。 p= 2、常見的放熱反應和吸熱反應 常見的放熱反應：全部的燃燒與緩慢氧化。酸堿中和反應。金屬與酸、水反應制氫氣。 大多數化合反應(特別：C+CO22CO是吸熱反應)。 常見的吸熱反應：以C、H2、CO為還原劑的氧化還原反應如：C(s)+H2O(g)=CO(g)+H2(g)。 銨鹽和堿的反應如Ba(OH)2?8H2O+NH4Cl=BaCl2+2NH3+10H2O 大多數分解反應如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。 二、化學能與電能 1、化學能轉化為電能的方式： 電能

6、 (電力)火電(火力發電)化學能熱能機械能電能缺點：環境污染、低效 原電池將化學能直接轉化為電能優點：清潔、高效 2、原電池原理(1)概念：把化學能直接轉化為電能的裝置叫做原電池。 (2)原電池的工作原理：通過氧化還原反應(有電子的轉移)把化學能轉變為電能。 (3)構成原電池的條件：(1)有活潑性不同的兩個電極;(2)電解質溶液(3)閉合回路(4)自發的氧化還原反應 (4)電極名稱及發生的反應： 負極：較活潑的金屬作負極，負極發生氧化反應， 電極反應式：較活潑金屬-ne-=金屬陽離子 負極現象：負極溶解，負極質量削減。 正極：較不活潑的金屬或石墨作正極，正極發生還原反應， 電極反應式：溶液中陽

7、離子+ne-=單質 正極的現象：一般有氣體放出或正極質量增加。 (5)原電池正負極的推斷（方法）： 依據原電池兩極的材料： 較活潑的金屬作負極(K、Ca、Na太活潑，不能作電極); 較不活潑金屬或可導電非金屬(石墨)、氧化物(MnO2)等作正極。 依據電流方向或電子流向：(外電路)的電流由正極流向負極;電子則由負極經外電路流向原電池的正極。 依據內電路離子的遷移方向：陽離子流向原電池正極，陰離子流向原電池負極。 依據原電池中的反應類型： 負極：失電子，發生氧化反應，現象通常是電極本身消耗，質量減小。 正極：得電子，發生還原反應，現象是常伴隨金屬的析出或H2的放出。 (6)原電池電極反應的書寫方

8、法： (i)原電池反應所依托的化學反應原理是氧化還原反應，負極反應是氧化反應，正極反應是還原反應。因此書寫電極反應的方法歸納如下： 寫出總反應方程式。把總反應依據電子得失狀況，分成氧化反應、還原反應。 氧化反應在負極發生，還原反應在正極發生，反應物和生成物對號入座，留意酸堿介質和水等參加反應。 (ii)原電池的總反應式一般把正極和負極反應式相加而得。 (7)原電池的應用：加快化學反應速率，如粗鋅制氫氣速率比純鋅制氫氣快。比較金屬活動性強弱。設計原電池。金屬的防腐。 化學必修二必考學問點3 化學反應的速率和限度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反應物濃度的削減量或生成物

9、濃度的增加量(均取正值)來表示。 單位：mol/(L?s)或mol/(L?min) B為溶液或氣體，若B為固體或純液體不計算速率。 重要規律：速率比=方程式系數比 (2)影響化學反應速率的因素： 內因：由參與反應的物質的結構和性質打算的(主要因素)。 外因：溫度：上升溫度，增大速率 催化劑：一般加快反應速率(正催化劑) 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) 壓強：增大壓強，增大速率(適用于有氣體參與的反應) （其它）因素：如光(射線)、固體的表面積(顆粒大小)、反應物的狀態(溶劑)、原電池等也會轉變化學反應速率。 2、化學反應的限度化學平衡 (1)化學平衡狀態的特征：逆

10、、動、等、定、變。 逆：化學平衡討論的對象是可逆反應。 動：動態平衡，達到平衡狀態時，正逆反應仍在不斷進行。 等：達到平衡狀態時，正方應速率和逆反應速率相等，但不等于0。即v正=v逆0。 定：達到平衡狀態時，各組分的濃度保持不變，各組成成分的含量保持肯定。 變：當條件變化時，原平衡被破壞，在新的條件下會重新建立新的平衡。 (3)推斷化學平衡狀態的標志： VA(正方向)=VA(逆方向)或nA(消耗)=nA(生成)(不同方向同一物質比較) 各組分濃度保持不變或百分含量不變 借助顏色不變推斷(有一種物質是有顏色的) 總物質的量或總體積或總壓強或平均相對分子質量不變(前提：反應前后氣體的總物質的量不相等的反應適用，即如對于反應xA+yBzC，x+yz) 化學必修二必考學問點總結相