高一化學必修二重點知識點匯總

　　高一化學是學生學習高中化學知識的重要組成部分，其中必修二的化學內容是比較復雜的，如果平時比加以復習是很難掌握好的。下面是小編為大家整理的高一化學必修二必備的知識點，希望對大家有用!

　　高一化學必修二重點知識點

　　一、物質結構與元素周期律

　　1. 元素周期表的結構

　　周期：7個橫行，共7個周期（1~3短周期，4~7長周期）。

　　族：18個縱行，16個族（7主族、7副族、Ⅷ族、0族）。

　　主族：用ⅠA~ⅦA表示，如Na在ⅠA族，Cl在ⅦA族。

　　0族：稀有氣體元素（He、Ne、Ar等）。

　　2. 元素周期律

　　原子半徑：同周期從左到右減小，同主族從上到下增大。

　　例：半徑Na＞Mg＞Al，F(xiàn)＜Cl＜Br。

　　金屬性與非金屬性：

　　同周期從左到右，金屬性減弱，非金屬性增強（如Na＞Mg＞Al金屬性，Cl＞S＞P非金屬性）。

　　同主族從上到下，金屬性增強，非金屬性減弱（如F＞Cl＞Br非金屬性）。

　　最高價氧化物對應水化物的酸堿性：

　　金屬性越強，堿性越強（如NaOH＞Mg(OH)）。

　　非金屬性越強，酸性越強（如HClO＞HSO）。

　　氫化物穩(wěn)定性：非金屬性越強，氫化物越穩(wěn)定（如HF＞HCl＞HBr）。

　　3. 化學鍵

　　離子鍵：陰、陽離子通過靜電作用形成，如NaCl、NaOH中的Na與Cl、OH。

　　共價鍵：原子間通過共用電子對形成，分為極性鍵（如H-Cl）和非極性鍵（如Cl-Cl）。

　　電子式書寫：

　　例：NaCl的電子式為Na[:Cl:]，HO的電子式為H:O:H（O上下各一對電子）。

　　二、化學反應與能量

　　1. 化學反應中的能量變化

　　吸熱反應與放熱反應：

　　放熱反應：燃燒、中和反應、金屬與酸反應（如2H+O點燃2HO）。

　　吸熱反應：Ba(OH)·8HO與NHCl反應、大多數(shù)分解反應。

　　反應熱（ΔH）：

　　ΔH=生成物總能量-反應物總能量；ΔH＜0為放熱，ΔH＞0為吸熱。

　　2. 化學能與電能的轉化

　　原電池：

　　工作原理：將化學能轉化為電能，負極失電子（氧化反應），正極得電子（還原反應）。

　　例：銅鋅原電池（稀硫酸作電解質）：

　　負極（Zn）：Zn - 2e = Zn（溶解）

　　正極（Cu）：2H + 2e = H↑（冒氣泡）

　　電解池（選修內容，必修二簡單了解）：電能轉化為化學能，如電解水生成H和O。

　　3. 化學反應速率與限度

　　影響速率的因素：

　　濃度：濃度增大，速率加快（如增大反應物濃度）。

　　溫度：升溫，速率加快（一般每升高10℃，速率增大2~4倍）。

　　催化劑：正催化劑加快反應速率（如HO分解用MnO催化）。

　　化學平衡：

　　特征：v(正)=v(逆)≠0，各物質濃度不再變化，為動態(tài)平衡。

　　三、有機化合物

　　1. 烴（只含C、H元素）

　　甲烷（CH）：

　　結構：正四面體，C原子sp雜化，化學性質穩(wěn)定，可發(fā)生取代反應（如CH+Cl光照→CHCl+HCl）。

　　乙烯（CH）：

　　結構：含碳碳雙鍵（C=C），平面結構，能發(fā)生加成反應（如CH=CH+Br→CHBr-CHBr）、加聚反應（生成聚乙烯）。

　　苯（CH）：

　　結構：平面正六邊形，碳碳鍵介于單鍵和雙鍵之間，易取代（如苯與液溴在FeBr催化下生成溴苯），難加成。

　　2. 烴的衍生物

　　乙醇（CHOH）：

　　官能團：羥基（-OH），能與Na反應生成H（2CHOH+2Na→2CHONa+H↑），能發(fā)生催化氧化（2CHOH+OCu/Ag△→2CHCHO+2HO）。

　　乙酸（CHCOOH）：

　　官能團：羧基（-COOH），具有酸性（能與NaHCO反應生成CO），能與乙醇發(fā)生酯化反應（CHCOOH+CHOH濃HSO△→CHCOOCH+HO，酯類具有香味）。

　　3. 基本營養(yǎng)物質

　　糖類：單糖（葡萄糖、果糖，能發(fā)生銀鏡反應）、二糖（蔗糖、麥芽糖）、多糖（淀粉、纖維素，水解生成葡萄糖）。

　　油脂：高級脂肪酸甘油酯，可水解生成甘油和脂肪酸。

　　蛋白質：由氨基酸脫水縮合形成，遇濃硝酸變黃（顯色反應），加熱變性。

　　四、化學與可持續(xù)發(fā)展

　　1. 金屬的冶煉

　　熱分解法：適用于不活潑金屬，如2HgO△→2Hg+O↑。

　　熱還原法：用CO、H等還原金屬氧化物，如FeO+3CO高溫→2Fe+3CO。

　　電解法：活潑金屬，如2AlO（熔融）電解冰晶石→4Al+3O↑。

　　2. 環(huán)境保護與綠色化學

　　綠色化學核心：從源頭上減少和消除污染，原子利用率100%（如加成反應）。

　　五、�？家族e點總結

　　1. 同位素、同素異形體、同分異構體的區(qū)別：

　　同位素：原子（如Cl和Cl）；

　　同素異形體：單質（如O和O）；

　　同分異構體：化合物（如正丁烷和異丁烷）。

　　2. 原電池正負極判斷：活潑金屬一般為負極，但需看反應本質（如Mg-Al在NaOH溶液中，Al為負極）。

　　3. 有機反應類型：取代反應（酯化、水解）、加成反應（雙鍵參與）、氧化反應（燃燒、催化氧化）。

　　高一化學必修二知識點

　　原子結構

　　原子的構成：原子由原子核和核外電子構成，原子核包含質子和中子。原子序數(shù)=核電荷數(shù)=質子數(shù)=核外電子數(shù)，質量數(shù)(A)=質子數(shù)(Z)+中子數(shù)(N)。

　　核外電子排布：電子總是先排布在能量最低的電子層里。各電子層最多容納電子數(shù)為2n，最外層電子數(shù)不超過8個（K層為最外層不超過2個）。

　　元素、核素、同位素：元素是具有相同核電荷數(shù)的同一類原子的總稱。核素是具有一定數(shù)目的質子和中子的一種原子。同位素是質子數(shù)相同而中子數(shù)不同的同一元素的不同原子。

　　元素周期表

　　編排原則：按原子序數(shù)遞增排列，電子層數(shù)相同的元素排成一橫行（周期序數(shù)=電子層數(shù)），最外層電子數(shù)相同的元素按電子層數(shù)遞增排成一縱行（主族序數(shù)=最外層電子數(shù)）。

　　結構特點：有7個周期，其中1、2、3為短周期，4 - 7為長周期。有16個族，包括7個主族、7個副族、1個0族和1個Ⅷ族。

　　元素周期律

　　定義：元素的性質隨著核電荷數(shù)的遞增而呈周期性變化，其實質是原子核外電子排布的周期性變化。

　　同周期元素性質遞變規(guī)律：從左到右，原子半徑逐漸減小，金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。

　　金屬性和非金屬性強弱判斷方法：金屬性可根據(jù)單質與水或酸反應生成氫氣的難易、氫氧化物堿性強弱判斷；非金屬性可根據(jù)單質與氫氣反應難易、氫化物穩(wěn)定性、最高價氧化物對應水化物酸性強弱判斷。

　　化學鍵

　　離子鍵與共價鍵：離子鍵是陰、陽離子間通過靜電作用形成的化學鍵。共價鍵是原子間通過共用電子對形成的化學鍵，包括極性共價鍵（如H - Cl）和非極性共價鍵（如Cl - Cl）。

　　電子式：用電子式表示離子鍵形成的物質需標出離子電荷，陰離子用方括號；表示共價鍵形成的物質不能標電荷，一般不用方括號。

　　化學反應與能量

　　能量變化原因：化學反應中，斷開化學鍵吸收能量，形成化學鍵放出能量。若反應物總能量大于生成物總能量，為放熱反應；反之，為吸熱反應。

　　常見的放熱反應和吸熱反應：放熱反應包括所有燃燒與緩慢氧化、酸堿中和反應等；吸熱反應包括以C、H、CO為還原劑的氧化還原反應、銨鹽和堿的反應等。

　　化學與可持續(xù)發(fā)展

　　金屬的冶煉：根據(jù)金屬活潑性不同，采用不同方法，如熱分解法（適用于不活潑金屬，如Hg、Ag）、熱還原法（適用于較活潑金屬，如Fe、Cu，常用還原劑有C、CO等）、電解法（適用于活潑金屬，如Na、Mg、Al）。

　　海水資源的開發(fā)利用：包括海水淡化（蒸餾法、離子交換法等）、海水中提取溴、碘、鎂等元素。

　　化石燃料與新能源：化石燃料包括煤、石油、天然氣。新能源有太陽能、風能、水能、氫能等，具有資源豐富、無污染或污染小等優(yōu)點。

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