化学必修二教学总结Word文件下载.docx

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　　学生做了大量题，但没有覆盖所有题型。

　　对有些学案和试卷没有及时批改和评讲，拖得战线有点长。

　　改进之处：

要听不同老师的课，博取众长。

　　多跟老师们探讨，掌握好讲课的分寸和细节。

　　．鼓励学生多做综合性的题，多提问有价值的问题年月日篇二：

人教版化学必修二全册知识点总结第一章物质结构元素周期表第一节元素周期表一、周期表原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数、依据横行：

电子层数相同元素按原子序数递增从左到右排列纵行：

最外层电子数相同的元素按电子层数递增从上向下排列、结构周期序数＝核外电子层数主族序数＝最外层电子数短周期（第、、周期）周期：

周期表长周期（第、、、周期）主族个：

Ⅰ-Ⅶ族：

个（共个：

-Ⅶ第Ⅷ族个（个）稀有气体元素二．元素的性质和原子结构

（一）碱金属元素：

、原子结构相似性：

最外层电子数相同，都为个递变性：

从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多，思想汇报专题原子半径增大、物理性质的相似性和递变性：

（）相似性：

银白色固体、硬度小、密度小（轻金属）、熔点低、易导热、导电、有展性。

　　（）递变性（从锂到铯）：

①密度逐渐增大（反常）②熔点、沸点逐渐降低结论：

碱金属原子结构的相似性和递变性，导致物理性质同样存在相似性和递变性。

　　、化学性质（）相似性：

（金属锂只有一种氧化物）+点燃+点燃+＝+↑+＝+↑+＝+↑产物中，碱金属元素的化合价都为＋１价。

　　结论：

碱金属元素原子的最外层上都只有个电子，因此，它们的化学性质相似。

　　（）递变性：

①与氧气反应越来越容易②与水反应越来越剧烈结论：

①金属性逐渐增强②原子结构的递变性导致化学性质的递变性。

　　第页共页总结：

递变性：

从上到下（从到），随着核电核数的增加，碱金属原子的电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子失去电子的能力增强，范文写作即金属性逐渐增强。

　　所以从到的金属性逐渐增强。

（二）卤族元素：

１、原子结构相似性：

从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多，原子半径增大２．物理性质的递变性：

（从Ｆ到Ｉ）（１）卤素单质的颜色逐渐加深；

（２）密度逐渐增大；

（反常）（３）单质的熔、沸点升高、化学性质（Ｘ＋＝卤素单质与的剧烈程度：

依次增强；

生成的氢化物的稳定性：

依次增强（最稳定）（）卤素单质间的置换反应－－+＝+氧化性：

________；

还原性：

_____－－+＝+氧化性：

_______；

______结论：

----单质的氧化性：

从下到上依次增强（氧化性最强）,对于阴离子的还原性：

从上到下依次增强（-还原性最强）结论：

①非金属性逐渐减弱②原子结构的递变性导致化学性质的递变性。

　　总结：

从上到下（从到），随着核电核数的增加，卤族元素原子的电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子得到电子的能力减弱，即非金属性逐渐减弱。

　　所以从到的非金属性逐渐减弱。

　　总之：

同主族从上到下，随着核电核数的增加，电子层数逐渐增多，最全面的范文写作网站原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子得电子的能力减弱，失电子的能力增强，即非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强。

　　三．核素

（一）原子的构成：

（１）原子的质量主要集中在原子核上。

　　（２）质子和中子的相对质量都近似为，电子的质量可忽略。

　　（３）原子序数＝核电核数＝质子数＝核外电子数。

　　（４）质量数（）=质子数（）+中子数（）（５）在化学上，我们用符号来表示一个质量数为，质子数为的具体的原子。

　　中子个=（－）个原子核质子个原子核外电子个

（二）核素核素：

把具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子称为核素。

　　一种原子即为一种核素。

　　第页共页同位素：

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。

　　或：

同一种元素的不同核素间互称为同位素。

　　（１）两同：

质子数相同、同一元素（２）两不同：

中子数不同、质量数不同（３）属于同一种元素的不同种原子第二节元素周期律一原子核外电子的排布１．在多个电子的原子里，核外电子是分层运动的，又叫电子分层排布。

　　、核外电子的排布规律（）核外电子总是尽先排布在能量低的电子层，然后由里向外，依次排布。

　　（能量最低原理）。

　　（）各电子层最多容纳的电子数是（表示电子层）（）最外层电子数不超过个（层是最外层时，最多不超过个）；

次外层电子数目不超过个；

倒数第三层不超过个。

　　二．元素周期律：

１、核外电子层排布的周期性变化每周期最外层电子数：

从--------（层由－）２、原子半径呈周期性的变化：

每周期原子半径：

逐渐减小（同周期第族最大）、主要化合价：

每周期最高正化合价：

＋１＋７（稀有气体价，化合物中没有正价）每周期负化合价：

－４－１、元素的金属性和非金属性呈周期性的变化。

　　同周期元素金属性和非金属性的递变性：

△＝+↑（容易）+（）+↑（较难）（１）２金属性：

>

２）+＝+↑（容易）+＝+↑（较难）金属性：

根据、得出：

金属性>

（３）碱性>

（）>

（）金属性：

金属性逐渐减弱（４）结论：

单质与Ｈ的反应越来越容易、生成的氢化物越来越稳定最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强第页共页故：

非金属性逐渐增强。

　　金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强同周期从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强（５）随着原子序数的递增，元素的核外电子排布、主要化合价、金属性和非金属性都呈现周期性的变化规律，这一规律叫做元素周期律。

元素周期律：

元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化的规律。

　　实质：

元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。

　　四、同周期、同主族金属性、非金属性的变化规律是：

周期表中金属性、非金属性之间没有严格的界线。

　　在分界线附近的元素具有金属性又具有非金属性。

　　金属性最强的在周期表的左下角是，；

非金属性最强的在周期表的右上角，是Ｆ。

　　（两个对角）元素化合价与元素在周期表中位置的关系。

　　①元素的最高正价等于主族序数。

　　特：

无正价，非金属除外不能形成简单离子。

　　②主族元素的最高正价数与最低负价的绝对值之和等于．元素周期表和元素周期律应用①在周期表中的左上角附近探索研制农药的材料。

　　②半导体材料：

在金属与非金属的分界线附近的元素中寻找。

　　③在过渡元素中寻找优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。

　　元素周期表中元素性质的递变规律第页共页总结：

元素金属性的判断：

①与水或酸反应越容易，金属性越强；

②最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）碱性越强，金属性越强。

　　③置换反应，金属性强的金属置换金属性弱的金属④离子的氧化性越弱对应金属的金属性越强元素非金属性的判断：

①从最高价氧化物的水化物的酸性强弱。

　　②与反应的难易程度以及氢化物的稳定性来判断。

　　③置换反应，非金属性强的置换非金属性弱的非金属④离子的还原性越弱，非金属性越强第三节化学键一．离子键１．离子键：

阴阳离子之间强烈的相互作用叫做离子键。

　　相互作用：

静电作用（包含吸引和排斥）注：

（）成键微粒：

阴阳离子间（）成键本质：

阴、阳离子间的静性作用（）成键原因：

电子得失（）形成规律：

活泼金属和活泼非金属化合时形成离子键离子化合物：

像这种由离子构成的化合物叫做离子化合物。

　　（）活泼金属与活泼非金属形成的化合物。

　　如、、等（）强碱：

如、、（）、（）等（）大多数盐：

如、（）铵盐：

如小结：

一般含金属元素的物质（化合物）＋铵盐。

　　（一般规律）注意：

（）酸不是离子化合物。

　　（）离子键只存在离子化合物中，离子化合物中一定含有离子键。

　　２、电子式电子式：

在元素符号周围用小黑点（或×

）来表示原子的最外层电子（价电子）的式子叫电子式。

　　用电子式表示离子化合物形成过程：

第页共页篇三：

人教版化学必修知识点归纳总结高中化学必修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（个）原子核注意：

中子（个）质量数（）＝质子数（）＋中子数（）原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子核外电子（个）★熟背前号元素，熟悉～号元素原子核外电子的排布：

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；

③最外层电子数不超过个（层为最外层不超过个），次外层不超过个，倒数第三层电子数不超过个。

　　电子层：

一（能量最低）二三四五六七对应表示符号：

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：

　　（对于原子来说）二、元素周期表编排原则：

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＝原子最外层电子数结构特点：

核外电子层数元素种类第一周期种元素短周期第二周期种元素周期第三周期种元素元第四周期种元素素第五周期种元素周长周期第六周期种元素期第七周期未填满（已有种元素）表主族：

Ⅰ～Ⅶ共个主族族副族：

Ⅲ～Ⅶ、Ⅰ～Ⅱ，共个副族（个纵行）第Ⅷ族：

三个纵行，位于Ⅶ和Ⅰ之间（个族）零族：

稀有气体三、元素周期律元素周期律：

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。

　　元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电．．．．．．．．．．子排布的周期性变化的必然结果。

　　．．．．．．．．．同周期元素性质递变规律方）第Ⅶ族卤族元素：

（是非金属性最强的元素，位于周期表右上方）★判断元素金属性和非金属性强弱的方法：

（）金属性强（弱）——①单质与水或酸反应生成氢气容易（难）；

②氢氧化物碱性强（弱）；

③相互置换反应（强制弱）＋＝＋。

　　（）非金属性强（弱）——①单质与氢气易（难）反应；

②生成的氢化物稳定（不稳定）；

③最高价氧化物的水化物（含氧酸）酸性强（弱）；

④相互置换反应（强制弱）＋＝＋。

　　比较粒子（包括原子、离子）半径的方法（三看）：

（）先比较电子层数，电子层数多的半径大。

　　（）电子层数相同时，再比较核电荷数，核电荷数多的半径反而小。

　　元素周期表的应用、元素周期表中共有个周期，是短周期，是长周期。

　　、在元素周期表中，Ⅰ-Ⅶ是主族元素，主族和族由短周期元素、长周期元素共同组成。

　　Ⅰ-Ⅶ是副族元素，副族元素完全由长周期元素构成。

　　、元素所在的周期序数=电子层数，主族元素所在的族序数=最外层电子数，元素周期表是元素周期律的具体表现形式。

　　在同一周期中，从左到右，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐减小，原子核对核外电子的吸引能力逐渐增强，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

　　在同一主族中，从上到下，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐增大，电子层数逐渐增多，原子核对外层电子的吸引能力逐渐减弱，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

　　、元素的结构决定了元素在周期表中的位置，元素在周期表中位置的反映了原子的结构和元素的性质特点。

　　我们可以根据元素在周期表中的位置，推测元素的结构，预测元素的性质。

　　元素周期表中位置相近的元素性质相似，人们可以借助元素周期表研究合成有特定性质的新物质。

　　例如，在金属和非金属的分界线附近寻找半导体材料，在过渡元素中寻找各种优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀材料。

　　第二单元微粒之间的相互作用化学键是直接相邻两个或多个原子或离子间强烈的相互作用。

　　离子化合物：

由离子键构成的化合物叫做离子化合物。

　　（一定有离子键，可能有共价键）共价化合物：

原子间通过共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。

　　（只有共价键一定没有离子键）极性共价键（简称极性键）：

由不同种原子形成，－型，如，－。

　　共价键非极性共价键（简称非极性键）：

由同种原子形成，－型，如，－。

　　电子式：

用电子式表示离子键形成的物质的结构与表示共价键形成的物质的结构的不同点：

（）电荷：

用电子式表示离子键形成的物质的结构需标出阳离子和阴离子的电荷；

而表示共价键形成的物质的结构不能标电荷。

　　（）[]（方括号）：

离子键形成的物质中的阴离子需用方括号括起来，而共价键形成的物质中不能用方括号。

　　、分子间作用力定义把分子聚集在一起的作用力。

　　由分子构成的物质，分子间作用力是影响物质的熔沸点和溶解性的重要因素之一。

　　、水具有特殊的物理性质是由于水分子中存在一种被称为氢键的分子间作用力。

　　水分子间的氢键，是一个水分子中的氢原子与另一个水分子中的氧原子间所形成的分子间作用力，这种作用力使得水分子间作用力增加，因此水具有较高的熔沸点。

　　其他一些能形成氢键的分子有。

　　第三单元从微观结构看物质的多样性专题二化学反应与能量变化第一单元化学反应的速率与反应限度、化学反应的速率（）概念：

化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量（均取正值）来表示。

　　计算公（转载于:

在点网:

化学必修二教学总结）式：

（）＝?

（）?

＝?

?

①单位：

/（·

）或/（·

）②为溶液或气体，若为固体或纯液体不计算速率。

　　③以上所表示的是平均速率，而不是瞬时速率。

　　④重要规律：

（）速率比＝方程式系数比（）变化量比＝方程式系数比（）影响化学反应速率的因素：

内因：

由参加反应的物质的结构和性质决定的（主要因素）。

　　外因：

①温度：

升高温度，增大速率②催化剂：

一般加快反应速率（正催化剂）③浓度：

增加反应物的浓度，增大速率（溶液或气体才有浓度可言）④压强：

增大压强，增大速率（适用于有气体参加的反应）⑤其它因素：

如光（射线）、固体的表面积（颗粒大小）、反应物的状态（溶剂）、原电池等也会改变化学反应速率。

　　、化学反应的限度——化学平衡（）在一定条件下，当一个可逆反应进行到正向反应速率与逆向反应速率相等时，反应物和生成物的浓度不再改变，达到表面上静止的一种平衡状态，这就是这个反应所能达到的限度，即化学平衡状态。

　　化学平衡的移动受到温度、反应物浓度、压强等因素的影响。

　　催化剂只改变化学反应速率，对化学平衡无影响。

　　在相同的条件下同时向正、逆两个反应方向进行的反应叫做可逆反应。

　　通常把由反应物向生成物进行的反应叫做正反应。

　　而由生成物向反应物进行的反应叫做逆反应。

　　在任何可逆反应中，正方应进行的同时，逆反应也在进行。

　　可逆反应不能进行到底，即是说可逆反应无论进行到何种程度，任何物质（反应物和生成物）的物质的量都不可能为。

　　（）化学平衡状态的特征：

逆、动、等、定、变。

　　①逆：

化学平衡研究的对象是可逆反应。

　　②动：

动态平衡，达到平衡状态时，正逆反应仍在不断进行。

　　③等：

达到平衡状态时，正方应速率和逆反应速率相等，但不等于。

　　即正＝逆≠。

　　④定：

达到平衡状态时，各组分的浓度保持不变，各组成成分的含量保持一定。

　　⑤变：

当条件变化时，原平衡被破坏，在新的条件下会重新建立新的平衡。

　　（）判断化学平衡状态的标志：

①（正方向）＝（逆方向）或（消耗）＝（生成）（不同方向同一物质比较）②各组分浓度保持不变或百分含量不变③借助颜色不变判断（有一种物质是有颜色的）④总物质的量或总体积或总压强或平均相对分子质量不变（前提：

反应前后气体的总物质的量不相等的反应适用，即如对于反应＋，＋≠）第二单元化学反应中的热量原因：

当物质发生化学反应时，断开反应物中的化学键要吸收能量，而形成生成物中的化学键要放出能量。

　　化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。

　　一个确定的化学反应在发生过程中是吸收能量还是放出能量，决定于反应物的总能量与生成物的总能量的相对大小。

　　反应物总能量＞生成物总能量，为放热反应。

　　反应物总能量＜生成物总能量，为吸热反应。

　　、常见的放热反应和吸热反应☆常见的放热反应：

①所有的燃烧与缓慢氧化②酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与酸的反应⑤生石灰和水反应（特殊：

＋△是吸热反应）⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等☆常见的吸热反应：

①铵盐和碱的反应如（）·

＋＝＋↑＋②大多数分解反应如、、的分解等③以、、为还原剂的氧化还原反应如：

（）＋（）（）＋（）。

　　④铵盐溶解等产生原因：

化学键断裂——吸热化学键形成——放热△以上是《化学必修二教学总结》的范文详细内容，主要描述元素、原子、电子、反应、周期、金属、逐渐、化学，觉得好就请（+）收藏下。