WORD（可編輯版本）———高一化學必修二知識點梳理其實,不是化學太難,我們學習化學的第一步就是要熟悉課本的內容,將書上重要的知識點理解好。為了便利大家學習借鑒，下面我精心準備了高一化學必修二知識點梳理內容，歡迎使用學習!

高一化學必修二知識點梳理

一、原子結構

質子(Z個)

原子核注意：中子(N個)質量數(A)=質子數(Z)+中子數(N)

1.原子序數=核電荷數=質子數=原子的

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：

HHeLiBeBCNOFNeNaMgAlSiPSClArKCa

2.原子核外電子的排布規律：①電子總是盡先排布在能量最低的電子層里;②各電子層2最多容納的電子數是2n;③最外層電子數不超過8個(K層為最外層不超過2個)，次外層不超過18個，倒數第三層電子數不超過32個。

電子層：一(能量最低)二三四五六七

對應表示符號：KLMNOPQ

3.元素、核素、同位素

元素：具有相同核電荷數的同一類原子的總稱。

核素：具有一定數目的質子和一定數目的中子的一種原子。

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按原子序數遞增的順序從左到右排列

②將電子層數相同的各元素從左到右排成一橫行。(周期序數=原子的電子層數)

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一縱行。

主族序數=原子最外層電子數

2.結構特點：

核外電子層數元素種類

第一周期12種元素

短周期第二周期28種元素

周期第三周期38種元素

元7第四周期418種元素

素7第五周期518種元素周長周期第六周期632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

元素周期律：元素的性質(核外電子排布、原子半徑、主要化合價、金屬性、非金屬性)隨著核電荷數的遞增而呈周期性變化的規律。元素性質的周期性變化實質是元素原子核外電子排布的周期性變化的必然結果。

同周期元素性質遞變規律第ⅠA族堿金屬元素：LiNaKRbCsFr(Fr是金屬性的元素，位于周期表左下方)

第ⅦA族鹵族元素：FClBrIAt(F是非金屬性的元素，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單質與氫氣易(難)反應;②生成的氫化物穩定(不穩定);③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：

(Ⅲ)

比較粒子(包括原子、離子)

半徑的方法：(1)先比較電子層數，電子層數多的半徑大。

(2)電子層數相同時，再比較核電荷數，核電荷數多的半徑反而小。

四、化學鍵

化學鍵是相鄰兩個或多個原子間強烈的相互作用。1.離子鍵與共價鍵的比較共價化合物：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)

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的結構與表示共價鍵形成的物質的結構的不同點：

(1)電荷：用電子式表示離子鍵形成的物質的結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的結構不能標電荷。

(2)(方括號)：離子鍵形成的物質中的陰離子需用方括號括起來，而共價鍵形成的物質中不能用方括號。

五、在任何的化學反應中總伴有的變化。

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

六、常見的放熱反應和吸熱反應

常見的放熱反應：①所有的燃燒與緩慢氧化。

②酸堿中和反應。

③金屬與酸反應制取氫氣。

④大多數化合反應(特殊：C+CO2△2CO是吸熱反應)。

△常見的吸熱反應：①以C、H2、CO為還原劑的氧化還原反應如：C(s)+H2O(g)+H2(g)。CO(g)

②銨鹽和堿的反應如Ba(OH)2·8H2O+NH4Cl=BaCl2+2NH3↑+10H2O

③大多數分解反應如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。

高一化學必修二知識點易錯總結

元素的金屬性、非金屬性強弱判斷規律

(1)金屬性強弱的判斷依據

①元素的單質與水或酸置換出氫氣的反應越容易進行，則其金屬性越強。

②元素的最高價氧化物的水化物的堿性越強，則其金屬性越強。

③金屬元素的單質與鹽在水溶液中進行置換反應，若A置換出B，則A的金屬性強于B。

④在金屬活動性順序表中，前面的金屬性強于后面的。

⑤金屬陽離子的氧化性越強，則其單質的還原性越弱，元素的金屬性越弱(注：Fe的陽離子僅指Fe2+)。

(2)非金屬性強弱的判斷依據

①非金屬元素的單質與氫氣化合生成氣態氫化物的反應越容易進行，則其非金屬性越強。

②非金屬元素氣態氫化物的穩定性越強，則元素的非金屬性越強。

③元素的最高價氧化物的水化物的酸性越強，則其非金屬性越強。

④非金屬元素的單質與鹽在水溶液中進行置換反應，若A置換出B，并且A體現出氧化性，則A的非金屬性強于B。

⑤非金屬陰離子的還原性越強，則其單質的氧化性越弱，元素的非金屬性越弱。

粒子半徑大小的比較——“四同”規律

1.同周期——“序大徑小”

(1)規律：同周期，從左往右，原子半徑漸漸減小。

(2)舉例：第三周期中：r(Na)r(Mg)r(Al)r(Si)r(P)r(S)r(Cl)。

2.同主族——“序大徑大”

(1)規律：同主族，從上到下，原子(或離子)半徑漸漸增大。

(2)舉例：堿金屬：r(Li)

3.同元素

(1)同種元素的原子和離子半徑比較——“陰大陽小”。

某原子與其離子半徑比較，其陰離子半徑大于該原子半徑，陽離子半徑小于該原子半徑。

如：r(Na+)r(Cl)。

(2)同種元素不同價態的陽離子半徑比較規律——“數大徑小”。

帶電荷數越多，粒子半徑越小。

如：r(Fe3+)

4.同結構——“序大徑小”

(1)規律：電子層結構相同的離子，核電荷數越大，離子半徑越小。

(2)舉例：r(O2-)r(F-)r(Na+)r(Mg2+)r(Al3+)。

特別提示所帶電荷、電子層均不同的離子可選一種離子參照比較。例：比較r(Mg2+)與r(K+)可選r(Na+)為參照，可知r(K+)r(Na+)r(Mg2+)。

同一元素的“位、構、性”關系

元素的原子結構決定了元素在周期表中的位置和元素的主要性質，元素在周期表中的位置反映了元素的原子結構和元素的主要性質，故三者之間可相互推斷。

即：元素的原子結構/元素在周期表中的位置/元素的主要性質。

1.結構與位置互推是解題的基礎

(1)精通四個關系式。

①電子層數=周期數。

②質子數=原子序數。

③主族元素原子最外層電子數=主族序數。

④主族元素的最高正價=族序數，

最低負價=主族序數-8。

(2)熟練精通周期表中的一些特殊規律。

①各周期元素種類數(分別為2、8、8、18、18、32、26)。

②稀有氣體元素原子序數(分別為2、10、18、36、54、86)和所在周期(分別在一到六周期)。

③同族上下相鄰元素原子序數的關系(相差2、8、18、32等各種狀況)。

④同周期ⅡA族與ⅢA族元素原子序數差值(有1、11、25等狀況)。

2.性質與位置互推是解題的關鍵

熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性質的遞變規律，主要包括：

①原子半徑。

②元素的主要化合價。

③元素的金屬性、非金屬性。

④單質的氧化性、還原性。

⑤氣態氫化物的穩定性。

⑥最高價氧化物對應水化物的酸堿性。

⑦金屬從H2O或酸中置換H2的難易程度

3.結構和性質的互推是解題的要素

(1)電子層數和最外層電子數決定元素原子的金屬性和非金屬性強弱。

(2)同主族元素最外層電子數相同，化學性質相似。

(3)正確推斷原子半徑和離子半徑的大小及結構特點。

(4)判斷元素金屬性和非金屬性強弱。

易錯點提示

(1)“三個不一定”。

①需加熱才能發生的反應不一定是吸熱反應，如碳和氧氣的反應;

②放熱反應常溫下不一定容易發生，如鋁熱反應;

③吸熱反應也不一定需要加熱，如Ba(OH)2·8H2O晶體和NH4Cl晶體的反應。

(2)吸熱反應和放熱反應都是化學變化，如NaOH固體溶于水是放熱過程，但不是放熱反應;如升華、蒸發等過程是吸熱過程，但不是吸熱反應。

2.常見的放熱反應和吸熱反應

原電池原理的應用

(1)比較金屬活動性

作負極的金屬活動性強，作正極的金屬活動性弱。

(2)改變化學反應速率

如：在Zn和稀硫酸反應時，滴加少量CuSO4溶液，則Zn置換出的銅和鋅能構成原電池的正負極，從而加快Zn與稀硫酸反應的速率。

(3)設計原電池

如：把Fe+2Fe3+===3Fe2+設計成原電池，可用Fe作負極，銅(或石墨)作正極，FeCl3溶液作電解質溶液。

(4)保衛金屬設備

如：船體是鋼鐵材料，在海水中易被腐蝕，在船體外殼焊接上比鐵活潑的金屬(如Zn)，則構成以Zn、Fe為電極的原電池，Zn被消耗掉而Fe得到保衛。

常見的燃料電池

常見的燃料電池有氫氧燃料電池、甲烷燃料電池、甲醇燃料電池等。燃料電池的正極反應物一般為氧氣。電解質不同，電極反應就不同，如氫氧燃料電池以堿為電解質，其放電原理為：

負極(H2)反應式：2H2-4e-+4OH-===4H2O(氧化反應)

正極(O2)反應式：O2+2H2O+4e-===4OH-(還原反應)

電池總反應式：2H2+O2===2H2O

氫氧燃料電池以酸為電解質，其放電原理為：

負極(H2)反應式：2H2-4e-===4H+(氧化反應)

正極(O2)反應式：O2+4H++4e-===2H2O(還原反應)

電池總反應式：2H2+O2===2H2O

化學反應速率影響因素注意點

(1)主要因素(內因)

不同的化學反應，具有不同的反應速率，因此，參與反應的物質的性質是決定化學反應速率的主要因素。

(2)外界因素(外因)

①溫度：當其他條件不變時，升高溫度，可以增大化學反應速率;降低溫度，可以減小化學反應速率。

②催化劑：當其他條件不變時，使用適當的催化劑通常能極大地加快化學反應速率。

③濃度：當其他條件不變時，增大反應物的濃度，可以增大化學反應速率;減小反應物的濃度，可以減小化學反應速率。

④壓強：對于有氣體參與的反應，當其他條件不變時，增大氣體的壓強，可以增大化學反應速率;減小氣體的壓強，可以減小化學反應速率。

⑤固體表面積：固體顆粒越小，其單位質量的表面積越大，與其他反應物的接觸面積越大，化學反應速率越大。

⑥反應物狀態：一般來說，配成溶液或反應物是氣體，都能增大反應物之間的接觸面積，有利于增大反應速率。

⑦形成原電池，可以增大氧化還原反應的反應速率。

化學平衡狀態的判斷

1.直接標志

(1)v(正)=v(逆)。

①同一種物質的生成速率等于消耗速率

②在化學方程式同一邊的不同物質的生成速率與消耗速率之比等于化學計量數之比

③在化學方程式兩邊的不同物質的生成(或消耗)速率之比等于化學計量數之比

(2)各組分的濃度保持一定

①各組分的濃度不隨時間的改變而改變

②各組分的質量分數、物質的量分數、體積分數不隨時間的改變而改變

2.間接標志

(1)反應體系中的總壓強不隨時間的改變而變化(適用于反應前后氣體體積不等的反應)。

(2)混合氣體的密度不隨時間的改變而變化(適用于反應前后氣體體積不等且無固體、液體參與或生成的反應)。

(3)對于反應混合物中存在有顏色變化的物質的可逆反應，若體系中顏色不再改變，則反應達到平衡狀態。

(4)全是氣體參與的反應前后化學計量數改變的可逆反應，平均相對分子質量保持不變。

(5)對同一物質而言，斷裂化學鍵的物質的量與形成化學鍵的物質的量相等。

甲烷發生取代反應的有關規律

(1)反應條件和反應物

反應條件為光照，反應物為鹵素單質。例如甲烷與氯水、溴水不反應，但可以與氯氣、溴蒸氣發生取代反應。

(2)反應產物

雖然反應物的比例、反應的時間長短等因素會造成各種產物的比例不同，反應的產物都是CH3Cl、CH2Cl2、CHCl3和CCl4四種有機物與氯化氫形成的混合物。

(3)物質的量的關系

CH4與Cl2發生取代反應時，每1molH原子被取代，消耗1molCl2分子，同時生成1mol的HCl分子。

(4)注意：

①有機反應比較復雜，常伴隨很多副反應發生，因此有機反應方程式常用“―→”。

②CH4與Cl2的反應逐步進行，應分步書寫。

③當n(CH4)∶n(Cl2)=1∶1時，反應并不只發生CH4+Cl2CH3Cl+HCl，其他反應仍發生。

解題方法歸納

(1)甲烷的鹵代反應的產物是混合物。

(2)甲烷等有機物與氯氣發生取代反應時，取代的位置和個數是難以控制的，因此制備鹵代烴一般不采用取代反應。

酯與油脂的區別

(1)酯是無機含氧酸或有機羧酸與醇通過酯化反應生成的一類有機物，而“油脂”是高級脂肪酸與丙三醇形成的酯，故“酯”中包含“脂”，注意兩字的書寫，“油脂”不能寫為“油酯”。

(2)“油”和“脂”都是高級脂肪酸甘油酯。“油”一般不飽和程度較高，熔點較低，室溫下為液態;“脂”一般飽和程度較高，熔點較高，室溫下為固態，又稱為“脂肪”。油通過氫化可以轉化為脂肪。另外，油脂是混合物。

蛋白質的檢驗

(1)有些蛋白質能與濃硝酸發生顏色反應。此類蛋白質通常含有苯環。

(2)灼燒蛋白質固體時產生燒焦羽毛的氣味，原因是分子中含有N、S