(完整版)高中化学必修2知识点归纳总结

高一年级化学必修二知识点综合考点2024
以下是2024年高一年级化学必修二的知识点综合考点：
1. 化学反应：了解化学反应的定义、反应类型（如氧化还原反应、酸碱中和反应、置
换反应等）以及反应方程式的写法和平衡。

2. 酸碱理论：了解酸碱的定义、酸碱指示剂、pH值的计算以及酸碱中和反应。

3. 氧化还原反应：了解氧化还原反应的定义、氧化剂和还原剂的概念，以及常见的氧
化还原反应（如金属与酸反应、金属与非金属的反应等）。

4. 原子结构与元素周期表：了解原子结构、元素周期表的组成和特点，以及元素周期
表中元素的分类和周期趋势。

5. 化学键与分子结构：了解化学键的类型（如离子键、共价键、金属键等）及其特点，了解分子的立体结构和分子间力的影响。

6. 化学计量与化学反应速率：了解化学计量的基本概念与计算方法，了解化学反应速
率的影响因素和速率方程式的推导。

7. 物质的组成与性质：了解物质的组成方式（如纯物质、混合物等）及其与性质的关系，了解共振结构、构象异构和环状共轭体系等概念。

8. 化学能量与化学热力学：了解化学能量的转化与热力学定律，包括焓、焓变、内能
等概念的理解和计算。

这些是综合了2024年高一年级化学必修二的知识点考点，希望对你有帮助。

化学必修二知识点1. 化学平衡
- 动态平衡的概念
- 化学平衡常数的计算
- 影响化学平衡的因素
2. 酸碱理论
- 酸碱的概念和分类
- 酸碱中和反应
- 酸碱盐的性质
- pH值的计算
3. 氧化还原反应
- 氧化还原反应的概念
- 氧化还原反应的识别
- 氧化还原反应的应用
4. 电化学
- 电池的原理和类型
- 电解池和电解质溶液
- 电极电势及其应用
5. 有机化学基础
- 有机化合物的分类
- 烃的命名和性质
- 官能团的概念和反应
6. 高分子化合物
- 高分子化合物的概念
- 聚合物的分类和性质
- 高分子材料的应用
7. 实验基础
- 化学实验操作技能
- 实验数据的处理
- 实验报告的撰写
以上是化学必修二的主要知识点概括,每个知识点下还包含了相关的理论、概念、原理和计算方法等具体内容。

掌握这些知识点对于深入学习化学非常重要。

高中化学必修二知识点大全高中化学必修2知识点归纳总结第一章物质结构、元素周期律一、原子结构原子由质子、中子和电子组成。

其中，质子数量决定了元素的种类，中子数量则决定了同一元素不同核素的存在，而电子则决定了元素的化学性质。

原子序数等于核电荷数等于质子数，也等于核外电子数。

电子按照能量最低的原则排布在不同的电子层中，每个电子层最多容纳2n个电子，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。

二、元素周期表元素周期表是按照原子序数递增的顺序，将元素按照电子层数和最外层电子数的不同排列而成的表格。

周期数等于元素最外层电子层数，主族序数等于元素最外层电子数。

元素周期表中，横行称为周期，纵列称为族，共有7个主族和7个副族，以及三个Ⅷ族和一个零族。

周期表中的元素按照一定的规律排列，能够显示出元素的物理和化学性质的周期性变化。

例如，同一周期内的元素具有相似的电子结构和化学性质，而同一族内的元素具有相同的最外层电子结构和化学性质。

三、元素周期律元素周期律是指元素周期表中元素物理和化学性质的周期性变化规律。

元素周期律包括原子半径、电子亲和能、电离能、电负性等物理和化学性质的周期性变化。

例如，原子半径随着周期数的增加而逐渐减小，而同一周期内原子半径随着原子序数的增加而逐渐减小。

电子亲和能和电离能则相反，随着周期数的增加而逐渐增大，而同一周期内电子亲和能和电离能随着原子序数的增加而逐渐减小。

掌握元素周期律可以帮助我们预测元素的物理和化学性质，从而更好地理解和应用化学知识。

元素周期律是指元素的性质随着核电荷数的递增而呈现周期性变化的规律。

这些性质包括核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性和非金属性。

这种周期性变化实际上是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果。

同一周期内的元素性质也存在递变规律。

以第三周期元素为例，它们的电子排布和原子半径随着核电荷数的增加而发生变化，而主要化合价则依次为+1、+2、+3、-4、+5、-3、+6、-2、+7和-1.此外，金属性和非金属性、单质与水或酸置换、氢化物的化学式、与H2化合的难易、氢化物的稳定性、最高价氧化物的化学式、酸碱性以及变化规律等方面也存在一定的变化规律。

高中化学必修2知识点归纳总结第一章物质结构元素周期律一、原子结构质子（Z个）原子核注意：中子（N个）质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)1.）原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数核外电子（Z个）★熟背前20号元素，熟悉1～20号元素原子核外电子的排布：H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca2.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。

电子层：一（能量最低）二三四五六七对应表示符号： K L M N O P Q3.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2.结构特点：核外电子层数元素种类第一周期 1 2种元素短周期第二周期 2 8种元素周期第三周期 3 8种元素元（7个横行）第四周期 4 18种元素素（7个周期）第五周期 5 18种元素周长周期第六周期 6 32种元素期第七周期 7 未填满（已有26种元素）表主族：ⅠA～ⅦA共7个主族族副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7个副族（18个纵行）第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB和ⅠB之间（16个族）零族：稀有气体三、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。

第一章物质的结构元素周期律元素周期表1．复习要点1．周期表的结构。

理解地点、结构、性质三者之间的关系。

2．依据“位—构—性”之间的关系，会进行元素推测和确立几种元素形成化合物形式。

2．难点聚焦二、周期表结构1．位、构、性三者关系结构决定地点，结构决定性质，地点表现性质。

确立决定2．几个量的关系反响反响周期数 =电子层数推测主族数 =最外层电子数 =最高正价数地点性质| 最高正价 |+| 负价 |=8推测3．周期表中部分规律总结⑴最外层电子数大于或等于 3 而又小于 8的元素必定是主族元素；最外层电子数为1或 2 的元素可能是主族、副族或 0 族 (He)元素；最外层电子数为 8 的元素是稀有气体元素(He 除外 )。

⑵在周期表中，第Ⅱ A 与Ⅲ A 族元素的原子序数差异有以下三种状况：①第 1～3 周期 (短周期 )元素原子序数相差1；②第 4、 5 周期相差11；③第6、7 周期相差 15。

⑶每一周期排布元素的种类满足以下规律：设n 为周期序数，则奇数周期中为(n1) 22种，偶数周期中为(n2)22种。

⑷同主族相邻元素的原子序数差异有以下二种状况：①第ⅠA、Ⅱ A 族，上一周期元素的原子序数 +该周期元素的数量=下一同期元素的原子序数；②第ⅣA～Ⅶ A 族，上一周期元素的原子序数 +下一周期元素的数量 =下一周期元素的原子序数。

⑸设主族元素族序数为a，周期数为 b，则有：① a/ b<1 时，为金属元素，其最高氧化物为碱性氧化物，最高氧化物对应的水化物为碱；②a/ b=1 时，为两性元素 (H 除外 )，其最高氧化物为两性氧化物，最高氧化物对应的水化物为两性氢氧化物；③a/ b>1 时，为非金属元素，其最高氧化物为酸性氧化物，最高氧化物对应的水化物为酸。

无论是同周期还是同主族元素中， a/b 的值越小，元素的金属性越强，其最高氧化物对应水化物的碱性就越强；反之， a/ b 的值越大，元素的非金属性越强，其最高氧化物对应水化物的酸性就越强。

高二化学必修二知识点总结高二化学必修二知识点总结1.有机物的溶解性(1)难溶于水的有：各类烃、卤代烃、硝基化合物、酯、绝大多数高聚物、高级的(指分子中碳原子数目较多的，下同)醇、醛、羧酸等。

(2)易溶于水的有：低级的[一般指N(C)≤4]醇、(醚)、醛、(酮)、羧酸及盐、氨基酸及盐、单糖、二糖。

(它们都能与水形成氢键)。

2.能使酸性高锰酸钾溶液KMnO4/H+褪色的物质1)有机物：含有C=C、—C≡C—、—OH(较慢)、—CHO的物质苯环相连的侧链碳上有氢原子的苯的同系物(但苯不反应)2)无机物：与还原性物质发生氧化还原反应，如H2S、S2-、SO2、SO32-、Br-、I-、Fe2+3.与Na反应的有机物：含有—OH、—COOH的有机物与NaOH反应的有机物：常温下，易与含有酚羟基、—COOH的有机物反应加热时，能与卤代烃、酯反应(取代反应)与Na2CO3反应的有机物：含有酚羟基的有机物反应生成酚钠和NaHCO3;含有—COOH的有机物反应生成羧酸钠，并放出CO2气体;含有—SO3H的有机物反应生成磺酸钠并放出CO2气体。

与NaHCO3反应的有机物：含有—COOH、—SO3H的有机物反应生成羧酸钠、磺酸钠并放出等物质的量的CO2气体。

4.既能与强酸，又能与强碱反应的物质(1)2Al + 6H+ == 2 Al3+ + 3H2↑ 2Al + 2OH- + 2H2O == 2 AlO2- + 3H2↑(2)Al2O3 + 6H+ == 2 Al3+ + 3H2O Al2O3 + 2OH- == 2 AlO2- + H2O(3)Al(OH)3 + 3H+ == Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + OH- == AlO2- + 2H2O(4)弱酸的酸式盐，如NaHCO3、NaHS等等NaHCO3 + HCl == NaCl + CO2↑ + H2O NaHCO3 + NaOH == Na2CO3 + H2O NaHS + HCl == NaCl + H2S↑ NaHS + NaOH == Na2S + H2O(5)弱酸弱碱盐，如CH3COONH4、(NH4)2S等等2CH3COONH4 + H2SO4 == (NH4)2SO4 + 2CH3COOHCH3COONH4 + NaOH == CH3COONa + NH3↑+ H2O(NH4)2S + H2SO4 == (NH4)2SO4 + H2S↑(NH4)2S +2NaOH == Na2S + 2NH3↑+ 2H2O有机化学知识点(6)氨基酸，如甘氨酸等H2NCH2COOH + HCl → HOOCCH2NH3ClH2NCH2COOH + NaOH → H2NCH2COONa + H2O(7)蛋白质分子中的肽链的链端或支链上仍有呈酸性的—COOH和呈碱性的—NH2，故蛋白质仍能与碱和酸反应。

高中化学必修二知识点归纳总结第一章： 物质结构 元素周期律一、原子结构质子（Z 个）原子核 注意：中子（N 个） 质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)1.） 原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数核外电子（Z 个）★熟背前20号元素，熟悉1～20号元素原子核外电子的排布：H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca2.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2n 2；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。

电子层： 一（能量最低） 二 三 四 五 六 七对应表示符号： K L M N O P Q 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2.结构特点：核外电子层数 元素种类第一周期 1 2种元素短周期 第二周期 2 8种元素周期 第三周期 3 8种元素元 （7个横行） 第四周期 4 18种元素素 （7个周期） 第五周期 5 18种元素周 长周期 第六周期 6 32种元素期 第七周期 7 未填满（已有26种元素）表 主族：ⅠA～ⅦA 共7个主族族 副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7个副族（18个纵行） 第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB 和ⅠB 之间（16个族） 零族：稀有气体三、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。

人教版高中化学必修二知识点总结我们在学习必修二的化学过程中，学会总结将有助于我们完善知识体系，也能有效复习和巩固所学的知识。

下面为大家整理的高中化学必修二知识，希望对大家有用!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：h2n+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。

完整版)高中化学人教版必修二第三章知识点总结高中化学人教版必修二第三章知识点总结本文档总结了高中化学人教版必修二第三章的知识点。

以下是重点内容的概述：1.物质与化学反应在此部分中，我们学习了物质的分类以及物质的性质。

重点内容包括：物质的分类：无机物和有机物；元素和化合物。

物质的性质：物理性质和化学性质；性质的观察和性质的本质。

化学反应：化学反应的概念和特征；化学反应的条件和类型。

2.化学方程式与化学计量在这一部分，我们学习了化学方程式和化学计量的相关知识。

重点内容包括：化学方程式：化学方程式的表示方法和要素；化学方程式的平衡。

化学计量：相对原子质量和相对分子质量的概念；化学方程式的计算和应用。

3.气体与溶液这一部分介绍了气体和溶液的性质和相关概念。

重点内容包括：气体：气体的性质和特征；理想气体状态方程。

溶液：溶液的组成和性质；浓度的计算和应用。

4.化学反应速率和化学平衡在此部分中，我们学习了化学反应速率和化学平衡的相关知识。

重点内容包括：化学反应速率：化学反应速率的定义和计算；影响化学反应速率的因素。

化学平衡：化学平衡的概念和条件；平衡常数和平衡常数表达式。

5.酸碱与盐在这一部分中，我们学习了酸碱和盐的概念及其性质。

重点内容包括：酸碱的定义和性质：酸和碱的定义；常见酸碱的性质和特征。

盐的概念和性质：盐的定义和性质；常见盐的命名规则。

以上是高中化学人教版必修二第三章的知识点总结。

希望这份文档对您有所帮助！。

高中化学必修2知识点归纳总结第一单元原子核外电子排布与元素周期律一、原子结构质子（Z个）原子核注意：中子（N个）质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)1.X 原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子核外电子（Z个）★熟背前20号元素，熟悉1～20号元素原子核外电子的排布：H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca2.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。

电子层：一（能量最低）二三四五六七对应表示符号： K L M N O P Q3.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 2.结构特点：核外电子层数 元素种类第一周期 1 2种元素第二周期 2 8种元素周期 第三周期 3 8种元素元 （7 第四周期 4 18种元素 素 （7个周期） 第五周期 5 18种元素 周长周期 第六周期 6 32种元素期 第七周期 7 未填满（已有26种元素） 表 主族：ⅠA ～ⅦA 共7个主族族 副族：ⅢB ～ⅦB 、ⅠB ～ⅡB ，共7个副族 （18个纵行） 第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB 和ⅠB 之间 （16个族） 零族：稀有气体 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。

高二化学必修2 知识点梳理一、原子结构：如：Z A nR 的质子数与质量数，中子数，电子数之间的关系:1、数量关系：核内质子数＝核外电子数2、电性关系：原子核电荷数＝核内质子数＝核外电子数阳离子核外电子数＝核内质子数－电荷数阴离子核外电子数＝核内质子数＋电荷数3、质量关系：质量数（A）＝质子数（Z）＋中子数（N）二、元素周期表和周期律1、元素周期表的结构：周期序数=电子层数 七个周期（1、2、3短周期；4、5、6长周期；7不完全周期）主族元素的族序数=元素原子的最外层电子数18个纵行（7个主族；7个副族；一个零族；一个Ⅷ族（8、9、10三个纵行））2、元素周期律(1)元素的金属性和非金属性强弱的比较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）(2)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(3)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）(4)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）(1)“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(2) 预测新元素及其性质三、化学键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（AB， A2B，AB2，A2B2）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（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：一、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4、常见的放热反应：A. 所有燃烧反应；B. 中和反应；C. 大多数化合反应；D. 活泼金属跟水或酸反应E. 物质的缓慢氧化5、常见的吸热反应：A. 大多数分解反应；氯化铵与八水合氢氧化钡的反应2NH4Cl + Ba(OH)2·8H2O == 2NH3+ BaCl2 + 10H2O6、中和热：A. 概念：稀的强酸与强碱发生中和反应生成1mol H2O（液态）时所释放的热量。

高中化学必修2重点知识点归纳3篇高中化学必修2重点知识点归纳1一．物质与氧气的反应：（一）单质与氧气的反应：1.镁在空气中燃烧：2Mg+O2点燃2MgO2.铁在氧气中燃烧：3Fe+2O2点燃Fe3O43.铜在空气中受热：2Cu+O2加热2CuO4.铝在空气中燃烧：4Al+3O2点燃2Al2O35.氢气中空气中燃烧：2H2+O2点燃2H2O6.红磷在空气中燃烧：4P+5O2点燃2P2O57.硫粉在空气中燃烧：S+O2点燃SO28.碳在氧气中充分燃烧：C+O2点燃CO29.碳在氧气中不充分燃烧：2C+O2点燃2CO（二）化合物与氧气的反应：10.一氧化碳在氧气中燃烧：2CO+O2点燃2CO211.甲烷在空气中燃烧：CH4+2O2点燃CO2+2H2O12.酒精在空气中燃烧：C2H5OH+3O2点燃2CO2+3H2O 二．几个分解反应：13.水在直流电的作用下分2H2O通电2H2↑+O2↑14.加热碱式碳酸铜：Cu2(OH)2CO3加热2CuO+H2O+CO2↑15.加热氯酸钾（有少量的二氧化锰）：2KClO3MnO22KCl+3O2↑16.加热高锰酸钾：2KMnO4加热K2MnO4+MnO2+O2↑17.碳酸不稳定而分H2CO3===H2O+CO2↑18.高温煅烧石灰石：CaCO3高温CaO+CO2↑三．几个氧化还原反应：19.氢气还原氧化铜：H2+CuO加热Cu+H2O20.木炭还原氧化铜：C+2CuO高温2Cu+CO2↑21.焦炭还原氧化铁：3C+2Fe2O3高温4Fe+3CO2↑22.焦炭还原四氧化三铁：2C+Fe3O4高温3Fe+2CO2↑23.一氧化碳还原氧化铜：CO+CuO加热Cu+CO224.一氧化碳还原氧化铁：3CO+Fe2O3高温2Fe+3CO225.一氧化碳还原四氧化三铁：4CO+Fe3O4高温3Fe+4CO2四．单质、氧化物、酸、碱、盐的相互关系（一）金属单质+酸盐+氢气（置换反应）26.锌和稀硫酸Zn+H2SO4=ZnSO4+H2↑27.铁和稀硫酸Fe+H2SO4=FeSO4+H2↑28.镁和稀硫酸Mg+H2SO4=MgSO4+H2↑29.铝和稀硫酸2Al+3H2SO4=Al2(SO4)3+3H2↑30.锌和稀盐酸Zn+2HCl===ZnCl2+H2↑31.铁和稀盐酸Fe+2HCl===FeCl2+H2↑32.镁和稀盐酸Mg+2HCl===MgCl2+H2↑33.铝和稀盐酸2Al+6HCl==2AlCl3+3H2↑（二）金属单质+盐（溶液）另一种金属+另一种盐34.铁和硫酸铜溶液反应：Fe+CuSO4===FeSO4+Cu35.锌和硫酸铜溶液反应：Zn+CuSO4===ZnSO4+Cu36.铜和硝酸汞溶液反应：Cu+Hg(NO3)2===Cu(NO3)2+Hg（三）碱性氧化物+酸盐+水37.氧化铁和稀盐酸反应：Fe2O3+6HCl===2FeCl3+3H2O38.氧化铁和稀硫酸反应：Fe2O3+3H2SO4===Fe2(SO4)3+3H2O39.氧化铜和稀盐酸反应：CuO+2HCl====CuCl2+H2O40.氧化铜和稀硫酸反应：CuO+H2SO4====CuSO4+H2O41.氧化镁和稀硫酸反应：MgO+H2SO4====MgSO4+H2O42.氧化钙和稀盐酸反应：CaO+2HCl====CaCl2+H2O（四）酸性氧化物+碱盐+水43．苛性钠暴露在空气中变质：2NaOH+CO2====Na2CO3+H2O44．苛性钠吸收二氧化硫气体：2NaOH+SO2====Na2SO3+H2O45．苛性钠吸收三氧化硫气体：2NaOH+SO3====Na2SO4+H2O46．消石灰放在空气中变质：Ca(OH)2+CO2====CaCO3↓+H2O47.消石灰吸收二氧化硫：Ca(OH)2+SO2====CaSO3↓+H2O（五）酸+碱盐+水48．盐酸和烧碱起反应：HCl+NaOH====NaCl+H2O49.盐酸和氢氧化钾反应：HCl+KOH====KCl+H2O50．盐酸和氢氧化铜反应：2HCl+Cu(OH)2====CuCl2+2H2O51.盐酸和氢氧化钙反应：2HCl+Ca(OH)2====CaCl2+2H2O52.盐酸和氢氧化铁反应：3HCl+Fe(OH)3====FeCl3+3H2O53.氢氧化铝药物治疗胃酸过多：3HCl+Al(OH)3====AlCl3+3H2O54.硫酸和烧碱反应：H2SO4+2NaOH====Na2SO4+2H2O55.硫酸和氢氧化钾反应：H2SO4+2KOH====K2SO4+2H2O56.硫酸和氢氧化铜反应：H2SO4+Cu(OH)2====CuSO4+2H2O57.硫酸和氢氧化铁反应：3H2SO4+2Fe(OH)3====Fe2(SO4)3+6H2O58.硝酸和烧碱反应：HNO3+NaOH====NaNO3+H2O（六）酸+盐另一种酸+另一种盐59．大理石与稀盐酸反应：CaCO3+2HCl===CaCl2+H2O+CO2↑60．碳酸钠与稀盐酸反应:Na2CO3+2HCl===2NaCl+H2O+CO2↑61．碳酸镁与稀盐酸反应:MgCO3+2HCl===MgCl2+H2O+CO2↑62．盐酸和硝酸银溶液反应：HCl+AgNO3===AgCl↓+HNO363.硫酸和碳酸钠反应：Na2CO3+H2SO4===Na2SO4+H2O+CO2↑64.硫酸和氯化钡溶液反应：H2SO4+BaCl2====BaSO4↓+2HCl（七）碱+盐另一种碱+另一种盐65．氢氧化钠与硫酸铜：2NaOH+CuSO4====Cu(OH)2↓+Na2SO466．氢氧化钠与氯化铁：3NaO H+FeCl3====Fe(OH)3↓+3NaCl67．氢氧化钠与氯化镁：2NaOH+MgCl2====Mg(OH)2↓+2NaCl68.氢氧化钠与氯化铜：2NaOH+CuCl2====Cu(OH)2↓+2NaCl69.氢氧化钙与碳酸钠：Ca(OH)2+Na2CO3===CaCO3↓+2NaOH（八）盐+盐两种新盐70．氯化钠溶液和硝酸银溶液：NaCl+AgNO3====AgCl↓+NaNO371．硫酸钠和氯化钡：Na2SO4+BaCl2====B aSO4↓+2NaCl 五．其它反应：72．二氧化碳溶解于水：CO2+H2O===H2CO373．生石灰溶于水：CaO+H2O===Ca(OH)274．氧化钠溶于水：Na2O+H2O====2NaOH75．三氧化硫溶于水：SO3+H2O====H2SO476．硫酸铜晶体受热分CuSO4?5H2O加热CuSO4+5H2O 77．无水硫酸铜作干燥剂：CuSO4+5H2O====CuSO4?5H2O高中化学必修2重点知识点归纳2一、元素周期表熟记等式：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。

完整版)人教版高中化学必修2知识点总结全册第一章物质结构元素周期律一、元素周期表元素周期表是由俄国科学家门捷列夫发明的。

其中包括1~18号元素的原子结构示意图，周期表的结构包括7个周期（三短、三长、一个不完全），周期数等于电子层数；7个主族、7个副族、一个零族、一个Ⅷ族，主族序数等于最外层电子数。

碱金属元素的结构特点包括Li、Na、K、Rb的最外层电子数、原子半径对其性质的影响，以及Na与K分别与水、氧气反应的情况。

同族元素性质的相似性也是需要考虑的因素。

卤族元素的结构特点包括F、Cl、Br、I的最外层电子数、原子半径对其性质的影响，单质与氢气发生反应的条件与生成气态氢化物的稳定性，卤素间的置换反应，以及从上到下随着核电荷数的增加性质的递变规律。

同主族元素从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

二、核素核素的定义是APX，同位素包括1231H、1H、1H，而原子的构成则可以用两个关系式表示：质子数等于核电荷数等于核外电子数，质量数A等于质子数P加上中子数N。

几种同位素的应用包括12、xxxxxxx6C6C、1H、1H、92U。

三、元素周期律元素周期律是随着原子序数的递增，元素的性质呈周期性变化的规律。

原子的电子层排布的周期性变化、原子半径的周期性变化以及主要化合价的周期性变化都是需要考虑的因素。

第三周期元素化学性质变化的规律包括金属性的递变规律，钠镁与水反应现象，比较钠镁与水反应的难易（方程式书写），镁铝与盐酸反应的难易（现象，方程式），比较钠镁铝最高价氧化物对应水化物的碱性强弱，以及非金属性的递变规律，比较硅、磷、硫、氯与氢气反应的难易以及气态氢化物的稳定性，比较它们的最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱。

CH2Br2CH2XXX2Br实验现象：溴水从橙黄色变成无色，生成液体产物应用：制备溴代乙烷②乙烯与HCl化学方程式：CH2CH2XXX→CH3CH2Cl实验现象：无色气体与氯化氢气体反应，生成液体产物应用：制备氯代乙烷二、苯知识要点一：知道苯的分子结构1．苯的分子结构分子式C6H6电子式结构式结构简式六个碳原子构成一个六角形，每个碳原子上带一个氢原子2．工业制法：从煤焦油中提取3．苯的物理性质苯是一种无色透明的液体，具有芳香味，密度小于水，不溶于水，易挥发4．苯的化学性质苯分子中有6个π电子，使苯具有稳定性，不容易发生加成反应1）取代反应定义：取代反应是指有机物分子中的一个或多个H原子被其他原子或原子团所取代的反应①苯与浓硝酸反应化学方程式：C6H6HNO3C6H5NO2H2O实验现象：苯变成黄色，放出气体，生成液体产物应用：制备硝基苯②苯与浓硫酸反应化学方程式：C6H6H2SO4C6H5HSO4H2O实验现象：苯变成黑色，放出热量，生成液体产物应用：制备苯磺酸知识要点二：了解苯的同分异构体1．环丙烷分子式C3H6结构简式三个碳原子构成一个三角形，每个碳原子上带两个氢原子2．苯的同分异构体苯有两种同分异构体，它们的分子式相同，但结构不同，分别为苯和环丙烷。

高中化学必修二知识点总结(精华版)1. 有机化学基础知识点- 有机化合物的命名方法：根据碳骨架、取代基和官能团，采用系统命名法。

- 有机化合物的同分异构体：同分异构体是指分子式相同但结构不同的化合物，包括结构异构体和立体异构体。

- 烃的分类和特性：根据碳原子间的键性质，烃可以分为烷烃、烯烃和炔烃。

- 有机反应类型：包括加成反应、消除反应、取代反应、重排反应等常见反应类型。

2. 酸碱与盐的相关知识点- 酸碱的定义：根据勃朗sted-Lowry酸碱理论，酸是能够提供质子（H+）的物质，碱是能够接受质子的物质。

- 酸碱中和反应：当酸和碱按摩尔比例反应时，生成盐和水的反应称为酸碱中和反应。

- 盐的性质和应用：盐可以通过酸和碱中和反应得到，具有各种不同的性质和应用，如食盐、肥料、药品等。

3. 高能化学反应知识点- 化学电池：通过化学反应将化学能转化为电能的装置，包括原电池和可逆电池。

- 腐蚀与防腐蚀：金属在与其他物质接触时发生氧化反应，产生的物质称为腐蚀产物。

防腐蚀方法包括电镀、涂层、合金等。

- 燃烧反应：物质与氧气发生剧烈放热反应，产生二氧化碳、水和能量。

4. 化学反应速率和化学平衡知识点- 反应速率：反应物消失或生成的速率，可以受到浓度、温度、压强和催化剂等因素的影响。

- 化学平衡：在封闭中，反应物质由于反应速率相等而存在稳定状态的状态。

平衡常数、平衡位置和平衡条件是化学平衡的重要概念。

5. 电解质和电解过程知识点- 电解质：在溶液中能形成导电离子的物质，包括酸、碱和盐。

- 电解过程：在电解中，正极吸引阴离子，负极吸引阳离子，电解质通过离子迁移产生电流，化学反应同时进行。

6. 化学式与化学方程式知识点- 化学式的表示方法：包括分子式、结构式、电离式等。

- 化学方程式的写法：包括配平、氧化还原反应方程和离子方程等。

7. 化学实验操作知识点- 实验室安全：注意实验操作时的安全事项，如穿戴防护用具、正确使用实验器材等。

高二化学必修二知识点归纳总结(实用版)编制人：__________________审核人：__________________审批人：__________________编制单位：__________________编制时间：____年____月____日序言下载提示：该文档是本店铺精心编制而成的，希望大家下载后，能够帮助大家解决实际问题。

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高中化学必修二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(2) 阴离子半径>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。

高中必修二化学知识点归纳总结一、元素周期表和元素周期律。

1. 元素周期表的结构。

- 周期：具有相同的电子层数而又按照原子序数递增的顺序排列的一系列元素。

周期数 = 电子层数。

短周期（1、2、3周期），长周期（4、5、6周期），不完全周期（7周期）。

- 族：元素周期表中的纵行称为族。

主族（A族）：由短周期元素和长周期元素共同构成；副族（B族）：完全由长周期元素构成。

还有0族（稀有气体元素）和Ⅷ族。

主族序数=最外层电子数。

2. 元素周期律。

- 原子半径：同周期从左到右原子半径逐渐减小（稀有气体除外）；同主族从上到下原子半径逐渐增大。

- 化合价：主族元素最高正化合价 = 主族序数（O、F除外），最低负化合价=主族序数 - 8。

- 金属性和非金属性：- 同周期从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

- 同主族从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

判断金属性强弱的依据：单质与水或酸反应置换出氢气的难易程度；最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。

判断非金属性强弱的依据：单质与氢气化合的难易程度以及气态氢化物的稳定性；最高价氧化物对应水化物的酸性强弱。

- 元素周期表和元素周期律的应用：预测元素的性质；寻找新材料（如半导体材料在金属与非金属分界线附近）等。

二、化学键。

1. 离子键。

- 概念：阴阳离子间通过静电作用形成的化学键。

- 形成条件：活泼金属（如第ⅠA族、第ⅡA族）与活泼非金属（如第ⅥA族、第ⅦA族）之间。

- 离子化合物：由离子键构成的化合物。

常见的离子化合物有强碱、大多数盐、活泼金属氧化物等。

2. 共价键。

- 概念：原子间通过共用电子对所形成的化学键。

- 共价化合物：只含有共价键的化合物。

如HCl、H₂O、CO₂等。

- 共价键的分类：- 极性共价键：不同种原子形成的共价键，共用电子对发生偏移，如HCl中的H - Cl键。

- 非极性共价键：同种原子形成的共价键，共用电子对不发生偏移，如H₂中的H - H键。