化学必修二教学总结.docx

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化学必修二教学总结

化学必修二教学总结

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篇一：

2013年上期高一化学（必修二）教学总结

　　2013年上期高一化学（必修二）教学总结

　　时光飞逝，这一学期就要结束了，本学期在校领导的领导下及备课组长杨德春老师的引导下，我们高一化学组顺利地完成了教育教学工作，现就这一学期的教学工作总结如下：

　　一、在思想觉悟上：

　　1、积极拥护中国共产党领导，积极参加学校组织的政治学习，做好笔记，写好心得。

为维护社会稳定献出自己的一份力量。

　　2、积极参与学校组织的教职工活动，每周按时参加升旗仪式，不缺勤，不早退。

服从安排。

　　二、教育教学上：

　　1.、配合校领导的工作，虚心向老教师请教，积极地去听课，评课，不断完善自己的知识体系，大量阅读教学理论书籍，研究新课程理念，明确高中化学新课程实施目标，研讨有效实施策略，脚踏实地进行新课程改革，尽快从整体上把握新的课程结构，变“以教师为中心”为“以学生及其活动为中心”。

　　2、积极参加教研活动，认真备好每一节课，出好每一节学案，注意根据不同的教学内容，不同的教学目标，结合不同层次的学生，选用不同的教学方法，努力创设一种和谐、愉悦的教学氛围和各种教学情境，精心设计教学过程和练习，在课堂上给予学生自主探索，合作交流和动手操作的权利，让学生充分发表自己的意见，激发对化学的好奇心，求知欲以及学习化学的兴趣，变被动学习为享受学习。

　　3、在授课过程中，注重学生学习习惯的养成，帮助学生树立学习化学的信心和恒心，经常的反复的对学生的表现和进步给予不断的鼓励，在学习上给予有信心、有恒心、有耐心的引导和帮助。

帮助学生树立学习化学的信心和恒心的前提是重视基础知识的教学，范文TOP100无论所（1207）班级还是（1210）班，抓基础知识就要抓好化学课本知识，力求每章、每节过关，每个方程式过关，然后层层深入，尽量降低各层次学生之间的落差。

强抓了化学用语的使用和实验基本技能，引导学生逐渐探究。

　　4、授完每一节课后，都要认真反思，总结自己的成功之处与不足之处，争取较大进步。

　　总之，由于第一次接触新课改，虽然很努力地去工作，但仍有不足之处，授课中的一些问题，本人还不能完解决，还需进一步的思考：

如何把握好“探究内容的难易程度，与落实探究内容涉及的化学知识之间的平衡？

如何除了探究实验时间的掌控与教学进度之间的矛盾等。

探究教学内容还没有完全摆脱以教师为轴心的车轮运转，学生的问题意识较淡薄，很多问题都所教师提出的，一些学生解决问题的方法欠缺，表现出较强的依赖性，学生动手实验的能力不强。

所以，在以后的教学实践中，要加强问题情境的创设，积极营造以学生为中心的探究式学习环境。

不断完善自己，真正掌握新课改的教学观念。

XX经过本学期的工作本学期工作：

　　可取之处：

　　1.教材处理好，可顺利流畅讲完课。

并且重难点突出。

　　2.结合胡勇老师的同桌互助模式，进行了实践，取得了初步成效。

　　3.坚持督促学生完成每日一练。

　　不足之处：

　　1.在很多教学内容的教学中，在细节上感觉把握的不太好。

　　2.学生做了大量题，但没有覆盖所有题型。

　　3.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：

　　1.要听不同老师的课，博取众长。

　　2.多跟老师们探讨，掌握好讲课的分寸和细节。

　　3．鼓励学生多做综合性的题，多提问有价值的问题

　　2013年7月2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1、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2、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1、2、3周期）

　　周期：

7

　　周期表长周期（第4、5、6、7周期）　主族7个：

ⅠA-ⅦA

　　族：

16个（共187个：

IB-ⅦB

　　第Ⅷ族1个（31个）稀有气体元素二．元素的性质和原子结构

（一）碱金属元素：

　　1、原子结构相似性：

最外层电子数相同，都为1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

　　2、物理性质的相似性和递变性：

（1）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。

（2）递变性（从锂到铯）：

①密度逐渐增大（K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。

3、化学性质

（1）相似性：

　　（金属锂只有一种氧化物）

　　4Li　+　O2　点燃Li2O2Na　+　O2　点燃　Na2O2

　　2Na　+2H2O　＝2NaOH+H2↑　2K　+2H2O　＝2KOH+H2↑

　　2R+2H2O＝2ROH+H2　↑

　　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1个电子，因此，它们的化学性质相似。

（2）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1页　共15页

　　总结：

递变性：

从上到下（从Li到Cs），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Li到Cs的金属性逐渐增强。

（二）卤族元素：

　　１、原子结构相似性：

最外层电子数相同，都为7个

　　递变性：

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Ｆ2到Ｉ2）

　　（１）卤素单质的颜色逐渐加深；（２）密度逐渐增大；（Br2反常）（３）单质的熔、沸点升高3、化学性质

　　（1Ｘ2＋H2＝2HXF2Cl2Br2I2

　　卤素单质与H2的剧烈程度：

依次增强；生成的氢化物的稳定性：

依次增强（HF最稳定）

（2）卤素单质间的置换反应

　　－－

　　2NaBr+Cl2＝2NaCl+Br2　氧化性：

Cl2________Br2；还原性：

Cl_____Br

　　－－

　　2NaI+Cl2＝2NaCl+I2氧化性：

Cl2_______I2；还原性：

Cl_____I

　　－－

　　2NaI+Br2＝2NaBr+I2氧化性：

Br2_______I2；还原性：

Br______I

　　结论：

F2F-

　　Cl2　Cl-　Br2　Br-　I2　I-

　　单质的氧化性：

从下到上依次增强（F2氧化性最强）,对于阴离子的还原性：

从上到下依次增强（　I-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：

递变性：

从上到下（从F2到I2），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F2到I2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，最全面的范文参考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1，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（A）=质子数（Z）+中子数（N）

　　A

　　（５）在化学上，我们用符号ZX来表示一个质量数为A，质子数为Z的具体的X原子。

　　中子　N个=（A－Z）个

　　原子核质子　Z个A

　　原子XZ

　　核外电子　Z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2页　共15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。

　　2、核外电子的排布规律

（1）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）。

（2）各电子层最多容纳的电子数是2n2（n表示电子层）

　　（3）最外层电子数不超过8个（K层是最外层时，最多不超过2个）；次外层电子数目不超过18个；倒数第三层不超过32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1--------8（K层由1－2）

　　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0族最大）3、主要化合价：

　　每周期最高正化合价：

＋１＋７（稀有气体0价，F化合物中没有正价）每周期负化合价：

－４－１4、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：

　　△＝2NaOH　+H↑　（容易）　Mg+2HO2Mg（OH）+H↑（较难）（１）２222　2

　　金属性：

Na>Mg

　　２）Mg+2HCl＝MgCl2　+H2↑（容易）2Al+6HCl＝2AlCl3　+3H2↑（较难）　金属性：

Mg>Al根据1、2得出：

金属性Na>Mg>Al（３）碱性NaOH>Mg（OH）2>Al（OH）3　金属性：

金属性Na>Mg>Al金属性逐渐减弱

　　（４）结论：

SiPSCl

　　单质与Ｈ2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3页　共15页

　　故：

非金属性逐渐增强。

　　NaMgAl　SiPSCl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。

　　总结：

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：

　　1.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。

2.金属性最强的在周期表的左下角是，Cs；非金属性最强的在周期表的右上角，是Ｆ。

（两个对角）3.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：

F无正价，非金属除H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。

5.元素周期表中元素性质的递变规律第4页　共15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H2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：

（1）成键微粒：

　阴阳离子间

（2）成键本质：

　阴、阳离子间的静性作用（3）成键原因：

电子得失

　　（4）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NaCl这种由离子构成的化合物叫做离子化合物。

（1）活泼金属与活泼非金属形成的化合物。

如NaCl、Na2O、K2S等

（2）强碱：

如NaOH、KOH、Ba（OH）2、Ca（OH）2等（3）大多数盐：

如Na2CO3、BaSO4（4）铵盐：

如NH4Cl

　　小结：

一般含金属元素的物质（化合物）＋铵盐。

（一般规律）

　　注意：

（1）酸不是离子化合物。

（2）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5页　共15页

　　篇三：

人教版化学必修2知识点归纳总结

　　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.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

　　2

　　容纳的电子数是2n；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：

KL　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12种元素

　　短周期第二周期28种元素

　　周期第三周期38种元素

　　元　7第四周期418种元素素　7第五周期518种元素周长周期第六周期632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。

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。

．．．．．．．．．

　　2.同周期元素性质递变规律

　　1

　　方）

　　第ⅦA族卤族元素：

F　ClBrIAt　（F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：

（1）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）Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu。

（2）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）2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2。

　　比较粒子（包括原子、离子）半径的方法（“三看”）：

（1）先比较电子层数，电子层数多的半

　　径大。

（2）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

　　2

　　1、元素周期表中共有个　7周期，3　是短周期，4是长周期。

　　2、在元素周期表中，ⅠA-ⅦA是主族元素，主族和0族由短周期元素、长周期元素共同组成。

ⅠB-ⅦB是副族元素，副族元素完全由长周期元素构成。

3、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。

　　4、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，A－B型，如，H－Cl。

　　共价键

　　非极性共价键（简称非极性键）：

由同种原子形成，A－A型，如，Cl－Cl。

　　2.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：

（1）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。

（2）[]（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。

　　3、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。

　　4、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HFH2ONH3。

　　3

　　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

　　1、化学反应的速率

（1）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：

v（B）＝

　　?

c（B）?

t

　　＝

　　?

n（B）V?

?

t

　　①单位：

mol/（L·s）或mol/（L·min）

　　②B为溶液或气体，若B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：

（i）速率比＝方程式系数比　（ii）变化量比＝方程式系数比

（2）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C反应物的浓度，增大速率（溶液或气体才有浓度可言）

　　4

　　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。

　　2、化学反应的限度——化学平衡

（1）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0。

（2）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0。

即v正＝v逆≠0。

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。

（3）判断化学平衡状态的标志：

　　①VA（正方向）＝VA（逆方向）或nA（消耗）＝nA（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xA＋

　　yB

　　zC，x＋y≠z　）

　　第二单元化学反应中的热量

　　1

　　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。

E反应物总能量＞E生成物总能量，为放热反应。

E反应物总能量＜E生成物总能量，为吸热反应。

　　2、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：

C＋CO2

　　△

　　2CO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Ba（OH）2·8H2O＋NH4Cl＝BaCl2＋2NH3↑＋10H2O②大多数分解反应如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应如：

C（s）＋H2O（g）CO（g）＋H2（g）。

④铵盐溶解等

　　3.产生原因：

化学键断裂——吸热化学键形成——放热

　　△

　　5

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