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鲁科化学必修2知识点总结_高三笔记

化学必修2知识点归纳与总结

第一章原子结构元素周期律

第一节原子结构第1课时原子核核素一、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）带电特点：

微粒质子

中子电子

带电特点

一个质子带一个单位的正电荷

不带电

一个电子带一个单位的负电荷

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 )

（５）在化学上，我们用符号A

Z X 来表示一个质量数为A ，质子数为Z 的具体的X 原子。

二、核素

1.元素、核素、同位素、同素异形体的比较

元素

核素

同位素

同素异形体

定义

具有相同核电荷数(质子数)

的同一类原子的总称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（同一种元素的不同核素间互称为同位素）。

相同元素组成，不同形态的单质本质质子数(核电

荷数)相同的

一类原子质子数、中子数都一定

的一类原子

质子数相同、中子数不同的

核素的互称

同种元素形成的不同单质范畴同类原子，存

在游离态、化

合态两种形式原子原子

单质特性

只有种类，没

有个数化学反应中的最小微粒

物理性质不同，化学性质相

同由一种元素组成，可独立存在决定因素

质子数

质子数、中子数

组成元素、结构

原子A

原子核

质子 Z 个

中子 N 个=（A －Z ）个

核外电子 Z 个

举例

、C 、N 三种

元素

1H 、21H 、31H

三种核素

23492

U 、

23592U 、23892U

互为同位

素

O 2与O 3

2.元素、核素、同位素、同素异形体的联系

三、原子或离子中微粒间的数量关系

1.原子或离子中核电荷数、质子数、中子数及核外电子数之间的关系

（1）质子数 + 中子数 = 质量数 = 原子的近似相对原子质量（2）原子的核外电子数 = 核内质子数 = 核电荷数（3）阳离子核外电子数 = 核内质子数 – 电荷数（4）阴离子核外电子数 = 核内质子数 + 电荷数 (5)除1

1H 外，其它元素的原子中，中子数≥质子数

2.原子的质量数与原子的相对原子质量及元素的相对原子质量的关系

原子的质量数

原子的相对原子质量元素的相对原子质量

区别

原子的质量数是该原

子内所有质子和中子

数的代数和，都是正整数

原子的相对原子质量，是指该原子的真实质量与12

6C 质量的12

1的比值，一般不是正整数

元素的相对原子质量是由天然元素的各种同位素的相对原子质量与其在自然界中所占原子个数的百分比的积的加和得来的。Ar ＝Ar l *a 1％+Ar 2＊a 2％+

联系如果忽略电子的质量，质子、中子的相对质量分别取其

近似整数值，那么，原子的相对原子质量在数值上与原

子的质量数相等第2课时核外电子排布一、核外电子分层排布

1.依据：电子能量高低、运动区域离核远近。

2.电子层与电子能量的关系

电子层数 1 2 3 4 5 6 7 电子层符号 K L M N

最多容纳电子数

2n 2

离核距离近远电子能量

低高

二、核外电子排布规律

1.由里向外，依次排布在能量逐渐升高的电子层里

2.各电子层最多容纳的电子数是2n 2（n 表示电子层）

3. ②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。

三、核外电子排布的表示方法——结构示意图

原子结构示意图：离子结构示意图：

Mg2+ Cl-

四、原子最外层的电子排布与元素的化学性质的关系

元素

结构与性质

稀有气体元素金属元素非金属元素最外层电子数8(He为2) 一般小于4 一般大于或等于4 稳定性稳定不稳定不稳定得失电子能力既不易得电子，也不易失电子易失电子易得电子化合价0 只显正价即显正价又显负价五、质子数为1～20的原子或离子的结构特点

1．核电荷数为1～20的原子的结构特点

(1)原子核中无中子的原子：1H；

(2)最外层有1个电子的原子：H、Li、Na、K；

(3)最外层有2个电子的原子：Be、Mg、Ca、He；

(4)最外层电子数等于次外层电子数的原子：Be、Ar；

(5)最外层电子数是次外层电子数2倍的原子：C；

(6)最外层电子数是次外层电子数3倍的原子：O；

(7)最外层电子数是内层电子总数一半的原子：Li、P；

(8)电子层数与最外层电子数相等的原子：H、Be、Al；

(9)次外层电子数是最外层电子数2倍的原子：Li、Si；

(10)最外层电子数是次外层电子数4倍的原子：Ne；

(11)电子总数为最外层电子数2倍的原子：Be。

2.核外电子数相同的微粒

10电子微粒18电子微粒

分子Ne、CH4、NH3、H2O、HF Ar、SiH4、PH3、H2S、HCl、F2、H2O2、N2H4、C2H6、CH3OH

阳离子Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+K+、Ca2+

阴离子N3－、O2－、F－、OH－、NH2－P3－、S2－、HS－、Cl－、O22－

第二节元素周期律和元素周期表

一、元素周期律

1.原子序数

(1)含义：元素在元素周期表中的序号

(2)与其他量的关系：原子序数＝核电核数＝质子数＝核外电子数

2.元素周期律的含义

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）随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。

3.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。

二、元素周期表

1.元素周期表与元素周期律的关系：元素周期表是元素周期律的具体表现形式。

2.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周期：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族：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：

①周期：元素周期表有7个横行，即7个周期

行序数分类

名称核外电子层数

所含元素种数

1 短周期第1周期 1

2 2 第2周期 2 8

3 第4周期 3 8

4 长周期第4周期 4 18

5 第5周期 5 18

6 第6周期

6 32

不完全周期第7周期

现有26(排满32)

②族：元素周期表中共有18个纵列，16个族，包括7个主族，7个副族，1个Ⅷ族，1个0族。

yh p13

三、元素周期表中的部分重要元素

族元素性质存在

ⅡA族(碱土金属元素)铍(Be)、镁(Mg)、钙

(Ca)、锶(Sr)、钡(Ba)、

镭(Ra)

①物理共性：亮白色，导热性，

导热性，延展性；②化学共性：

易失去最外层的两个电子

自然界只以化合态

存在

ⅤA族氮(N)、磷(P)、砷(As)、

锑(Sb)、铋(Bi)

N、P、As为非金属元素，Sb、Bi

为金属元素

自然界以化合态和

游离态存在

过渡元素第3~12列全为金属元素，具有良好的导电性，化学性质比较稳定

四、焰色反应

Na 黄 Li 紫红 K 浅紫

（透过蓝色钴玻璃观察，因为钾里面常混有钠，黄色掩盖了浅紫色）

Rb 紫 Ca 砖红色 Sr 洋红 Rb紫Cu 绿 Ba 黄绿 Co 淡蓝

镁、铝，还有铁、铂、镍等金属无焰色；稀有气体放电颜色He 粉红Ne 鲜红Ar 紫

五、

1.微粒半径的大小与比较：

⑴一看“电子层数”：当电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。如同一主族元素，电子层数越多，半径越大如：r(Cl)＞r(F)、r(O2－)＞r(S2－)、r(Na)＞r(Na+)。

⑵二看“核电荷数”：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。如同一周期元素，电子层数相同时核电荷数越大，半径越小。如r(Na)＞r(Cl)、r(O2－)＞r(F－)＞r(Na+)。

⑶三看“核外电子数”：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。如：r(Cl－)＞r(Cl) 、r(Fe2+)＞r(Fe3+)。

⑷同种元素，核外电子数越多，微粒半径越大，即r(阴离子) >r(原子)>r(阳离子)

2.由位置推导原子序数

（1）同周期

ⅡAⅡA

2、3 n n+1

4、5 n n+11

6 n n+25

（2）同族

若A、B为同主族元素，A所在周期有m种元素，B所在周期有n种元素，A在B的上一周期，设A的原子序数为a。

①若A、B为ⅠA族或ⅡA族(位于过渡元素左边的元素)，则B的原子序数为(a+m)。

②若A、B为ⅢA～ⅦA族(位于过渡元素右边的元素)，则B的原子序数为(a+m)。

第三节元素周期表的应用

一、第3周期元素原子得失电子能力的比较

原子序数11 12 13 14 15 16 17 18 元素符号Na Mg Al Si P S Cl Ar

单质与水(或酸)反应情况冷水

剧烈

热水较快

盐酸剧烈

盐酸较快

稀

有

气

体

元

素易→难

非金属单质与氢气反应高温

磷蒸气

与H2

能反应

需加

热

光照或点

燃爆炸化

合

难→易

最高价氧化物对应水化物的酸碱性NaOH

强碱

Mg(OH)2

中强碱

Al(OH)3

两性氢氧

化物

H2SiO3

弱酸

H3PO4

中强酸

H2SO4

强酸

HClO4

最强酸

气态氢化物的稳定性

SiH4

很不稳

定

PH3

不稳定

H2S

较稳

定

HCl

稳定

金属性与非

金属性

金属性↓→→→→→→→→→→→非金属性↑

二、元素的金属性与非金属性

1.金属性和非金属性的演变规律：

金属性---还原性-----失电子能力----最高

价氧化物对应水化物的碱性---置换氢的难易

----原电池反应中正负极

非金属性---氧化性-----得电子能力----最

高价氧化物对应水化物的酸性性---气态氢化

物的稳定性

注意：金属性的强弱不等于还原性的强

弱，同理非金属性的强弱不等于氧化性的强

弱。例如I－有较强的还原性而不是金属性；

Ag+有氧化性而不是非金属性。（只是作题中大部分相同）

2.元素原子失电子能力（还原性或金属性）强弱的判断标准

⑴单质与水（或酸）反应，越容易置换出氢气，元素原子失电子能力越强，元素的金属性越强，单质的还原性越强。

⑵最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，元素原子失电子能力越强，元素的金属性越强，单质的还原性越强。

⑶金属单质间的置换反应，被置换出的金属元素的原子失电子能力弱，元素的金属性弱，单质的还原性弱。

⑷金属阳离子得电子（或氧化）能力越强，对应原子失电子能力越弱，元素的金属性越弱，

单质的还原性越弱。

⑸金属原子失电子，需吸收能量，失去相同的电子数，吸收的能量越少，元素的原子失电子能力越强，元素的金属性越强，单质的还原性越强。

⑹根据周期表的位置判断。位于周期表左下方的元素，原子失电子能力越强，元素的金属性越强，单质的还原性越强。

⑺根据金属活动顺序判断。自左至右，元素的原子失电子能力越弱，元素的金属性越弱，单质的还原性越弱。

3.元素原子得电子能力（氧化性或非金属性）强弱的判断标准

⑴比较元素的单质与H2化合的难易程度，越易化合，元素的原子得电子能力越强，元素的非金属性越强，单质的氧化性越强

⑵气态氢化物的稳定性。氢化物越稳定，元素的原子得电子能力越强，元素的非金属性越强，单质的氧化性越强

⑶元素的最高价氧化物对应水化物的酸性强弱。酸性越强，元素的原子得电子能力越强，元素的非金属性越强，单质的氧化性越强

⑷非金属单质间的置换反应，被置换出的非金属元素的原子得电子能力弱，元素的非金属性弱，单质的氧化性弱。

⑸非金属元素的阴离子的还原性越强对应的元素的原子得电子能力越弱，元素的非金属性越弱，单质的氧化性越弱

⑹不同的非金属单质氧化同一种金属单质，金属单质失电子越多说明该非金属元素的原子得电子能力越强，元素的非金属性越强，单质的氧化性越强

⑺根据周期表的位置判断。位于周期表右上方的元素，元素的原子得电子能力越强，元素的非金属性越强，单质的氧化性越强

⑻非金属原子得电子，需放出能量，得到相同的电子数，放出的能量越多，元素的原子得电子能力越强，元素的非金属性越强，单质的氧化性越强

三、元素性质随周期和族的变化规律

同周期（左→右）同主族（上→下）

结构电子层

结构

电子层数相同递增

最外层电子数递增(1~8或2) 相同核内质子数递增递增

性质

原子半径递减(稀有气体元素除外) 递增

主要化合价正价+1→+7负价-4→-1 相似

最高正价＝族序数（O、F除外）元素原子失电子能力减弱增强

元素原子得电子能力增强减弱

性质应用

最高价含氧酸酸性增强减弱碱的碱性减弱增强气态氢化物的稳定性增强减弱气态氢化物的还原性减弱增强单质置换氢气的难易程度变难变易

四、原子结构、元素性质与元素在周期中的位置关系

1. 元素周期表的位置、结构、性质的关系

原子半径越大，失电子越易，还原性越强，

金属性越强，形成的最高价氧化物对应的水化

物的碱性越强，其离子的氧化性越弱。

原子半径越小，得电子越易，氧化性越

强，非金属性越强，形成的气态氢化物越稳定，

形成最高价氧化物对应水化物的酸性越强，其

离子的还原性越弱。

五、元素周期律和元素周期表的具体应用

1.在周期表中金属与非金属的分界处可以找到半导体材料

2.在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。

3.在非金属元素区域研究，生成新型农药。

4.预测新元素的性质

第二章化学键化学反应与能量

第一节化学键与化学反应一、化学键

1．概念：相邻的原子之间强的相互作用．

注：①非相邻原子或分子之间不存在化学键，如稀有气体中不存在化学键；

②原子：中性原子（形成共价键）、阴阳离子（形成离子键）； ③相互作用：相互吸引和相互排斥。离子键：只存在于离子化合物中

2．分类：共价键：存在于共价化合物中，也可能存在离子化合物中（1）离子键与共价键的比较键型离子键

共价键

概念阴阳离子结合成化合物的静电作用叫离子键

原子之间通过共用电子对所形成的相互作用叫做共价键

成键方式通过得失电子达到稳定结构

通过形成共用电子对达到稳定结构

成键粒子阴、阳离子

原子成键元素

活泼金属与活泼非金属元素之间（特殊：NH 4Cl 、NH 4NO 3等铵盐只由非金属元素组成，但含有离子键）

非金属元素之间

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）。

（1）活泼金属与活泼非金属形成的化合物。如NaCl 、Na 2O 、K 2S 等

（2）强碱：如NaOH 、KOH 、Ba(OH)2、Ca(OH)2等（3）大多数盐：如Na 2CO 3、BaSO 4 （4）铵盐：如NH 4Cl

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）

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：

在元素符号周围用“·”和“×”来表示原子的最外层电子（价电子），这种式子叫做电子式。

1）原子的电子式：由于中性原子既没有得电子，也没有失电子，所以书写电子式时应把

原子的最外层电子全部排列在元素符号周围。排列方式为在元素符号上、下、左、右四个方向，每个方向不能超过2个电子。例如，?H 、??N ....

、??O ....

、??F ..

。

2）金属阳离子的电子式：金属原子在形成阳离子时，最外层电子已经失去，但电子式仅画出

最外层电子，所以在画阳离子的电子式时，就不再画出原最外层电子，但离子所带的电荷数应在元素符号右上标出。所以属阳离子的电子式即为离子符号。如钠离子的电子式为Na +

；镁离子的电子式为Mg

，氢离子也与它们类似，表示为H +

。

3）非金属阴离子的电子式：一般非金属原子在形成阴离子时，得到电子，使最外层达到稳

定结构，这些电子都应画出，并将符号用“［］”括上，右上角标出所带的电荷数，电荷的表示方法同于离子符号。例如，[:]H -

、[:..:]..

F -

、-2.

.:].

.[:S 。

二、离子化合物与共价化合物的判断 1.根据化合物类别判断

(1)强碱、盐、大多数碱性氧化物属于离子化合物；

(2)非金属氧化物、非金属氢化物、含氧酸、多数有机化合物属于共价化合物。 2.根据化合物性质判断

(1)熔融状态下导电的化合物是离子化合物

(2)溶、沸点较低的化合物(SiO 2、SiC 等除外)一般为共价化合物 (3)溶于水和熔融状态下不导电的化合物为共价化合物 3.根据组成物质的微粒间的成键类型判断

一般来说，活泼的金属元素原子核活泼的非金属元素原子间易形成离子键，同种或不同种非金属元素原子间形成共价键。

(1)含有离子键的化合物一定是离子化合物，但离子化合物中也可能含共价键，如铵盐、Na 2SO 4、NaOH 、Na 2O 2等。

(2)只含共价键的化合物是共价化合物，共价化合物中一定没有离子键。 (3)离子化合物中一般既含金属元素又含非金属元素(铵盐除外)；共价化合物中一般只含非金属元素，但只含非金属元素的化合物不一定是共价化合物，如(NH4)2SO 4 二．化学反应中的能量变化

1、在任何的化学反应中总伴有能量的变化。

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。

放热反应吸热反应表现形式 △H ﹤0或△H 为“-”

△H ﹥0或△H 为“+” 能量变化生成物释放的总能量大于反应物吸收的总能量

生成物释放的总能量小于反应物吸收的总能量

键能变化生成物总键能大于反应物总键能

生成物总键能小于反应物总键能

联系键能越大，物质能量越低，越稳定；反之键能越小，物质能量越高，越不稳定，

图示

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活泼金属与酸或H2O反应

④大多数化合反应（特殊：C＋CO2△

2CO是吸热反应）。

⑤铝热反应

常见的吸热反应：①以C、H2、CO为还原剂的氧化还原反应如：C(s)＋H2O(g)△

CO(g)＋

H2(g)。

②铵盐和碱的反应如Ba(OH)2·8H2O＋NH4Cl＝BaCl2＋2NH3↑＋10H2O

③大多数分解反应如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。

④碳与水的反应

第二节化学反应快慢与限度

一、化学反应的快慢

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。计算公式：v(B)＝

()

c B

＝

()

n B

V t

Δc表示反应物(或生成物)浓度的变化

在一定温度下，固体和纯液体物质单位体积里的物质的量保持不变，即物质的量浓度为不变的常数，因此不能选用固体或纯液体物质来表示化学反应速率。

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，降低温度，减小速率。一般每升高10°C，速率提高2到4倍。（放热和吸热反应都适用）

②催化剂：一般加快反应速率（正催化剂），减慢反应速率（负催化剂）

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），改变压强对反应速率的影响实质是改变体积，使反应物的浓度改变而引起的。如压缩体积或充入反应物，使压强增大，都能加快化学反应速率；若体积不变，充入不参与反应的气体，虽然总的压强增大了，但反应物的浓度没有发生变化，故化学反应速率不变。

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）、等也会

改变化学反应速率。

二、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“动态平衡状态”，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，既反生化学平衡的移动。

（3）判断化学平衡状态的标志：

例举反应mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)

混合物体系中各成分的含量①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定平衡

②各物质的质量或各物质质量分数一定平衡

③各气体的体积或体积分数一定平衡

④总体积、总压力、总物质的量一定不一定平衡

正、逆反应速率的关系①在单位时间内消耗了m molA同时生成m molA，即V(正)=V(逆)平衡

②在单位时间内消耗了n molB同时消耗了p molC，则V(正)=V(逆)平衡

③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V

(正)

不一定等于V

(逆)

不一定平衡④在单位时间内生成n molB，同时消耗了q molD，因均

指V(逆)

不一定平衡

压强①m+n≠p+q时，总压力一定（其他条件一定）平衡

②m+n=p+q时，总压力一定（其他条件一定）不一定平衡

混合气体平均相对分子质量Mr ①Mr一定时，只有当m+n≠p+q时平衡

②Mr一定时，但m+n=p+q时不一定平衡

温度任何反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他不

变）

平衡

体系的密度密度一定不一定平衡其他如体系颜色不再变化等平衡

第三节化学反应的利用

一、利用化学反应制备新物质的意义：

①利用化学反应不仅能制备自然界中存在的物质，而且还能制备自然界中不存在的物质。

②利用化学反应制备所需要的物质，例如消毒剂ClO2 的制备。

③通过改变材料的结构，提高其性能，扩大适用范围。利用化学反应制备物质已成为保障人们物质需求的重要手段。

④人类利用化学反应，不但要利用化学反应产生的新物质，还要充分利用化学反应过程中产生的能量。在化学反应中，能量以不同的形式表现出来，通常有热能、电能等。

二、氯气的实验室制法

1. 氯气的实验室制法

（1）反应原理：

（2）实验装置如图

3.氯气的实验室制法和净化方法

(1)装置中所盛试剂及其作用：

饱和食盐水，除去氯气中的氯化氢气体；

浓硫酸，除去氯气中的水蒸气（或干燥氯气）；

氢氧化钠溶液，吸收尾气中的氯气。

(2)验满方法

如果采用排空气法收集氯气，可在瓶口用湿润的淀粉碘化钾试纸（变蓝）来检验，也可以用湿润的有色布条（褪色）来检验。

4. 工业制氯气的反应原理

5. 工业合成盐酸的反应原理

6. 工业上合成消毒剂——二氧化氯（）

三、常见气体的制备

1. 一套完整的制取气体的装置，应当由四部分组成：

2. 气体发生装置基本类型

装置类型固体反应物

（加热）

固—液反应物

（不加热）

固—液反应物

（加热）

装置示意图

主要仪器酒精灯、大试管长颈漏斗、大试管

圆底烧瓶、分液漏斗、

酒精灯、石棉网

3.气体收集装置

装置类型排水(液)集气法向上排空气集气法向下排空气集气法

装置示

意图

适用范围不溶于水(液)的气体密度大于空气的气

体

密度小于空气的气

体

典型气体H2、O2、NO、CO、CH4、CH2＝CH2、

CH≡CH

Cl2、HCl、CO2、SO2、

H2S

H2、NH3、CH4

4.气体除杂装置

装置类型液体除杂剂(不加热) 固体除杂剂(不加热) 固体除杂剂(加热)

装置示

意图

适用范围不溶于水(液)的气体常温下不与除杂剂反应的气体加热条件下不与除杂剂反应的气体

5.尾气处理装置

装置类型灼烧式吸收式收集式

装置示

意图

适用范围难溶于电解质溶液的易

燃气体，如H2、CO等

易与电解质溶液反应的气

体，如Cl2、H2S、SO2等

所有危险或有污染气体

均可用此法(少量气体)

四、化学反应为人类提供能量：

1.原电池原理

（1）原电池的工作原理：通过氧化还原反应（有电子的转移）把化学

能转变为电能。

（2）构成原电池的条件：

（1）电极为导体且活泼性不同；

（2）两个电极接触（导线连接或直接接触）；

（3）两个相互连接的电极插入电解质溶液构成闭合回路。

（4）电极名称及发生的反应：

负极：较活泼的金属作负极，负极发生氧化反应，

电极反应式：较活泼金属－ne－＝金属阳离子

负极现象：负极溶解，负极质量减少。

正极：较不活泼的金属或石墨作正极，正极发生还原反应，

电极反应式：溶液中阳离子＋ne－＝单质

正极的现象：一般有气体放出或正极质量增加。

2.原电池正负极的判断方法：

①依据原电池两极的材料：

较活泼的金属作负极（K、Ca、Na太活泼，不能作电极）；

较不活泼金属或可导电非金属（石墨）、氧化物（MnO2）等作正极。

②根据电流方向或电子流向：（外电路）的电流由正极流向负极；电子则由负极经外电路流向原

电池的正极。

③根据内电路离子的迁移方向：阳离子流向原电池正极，阴离子流向原电池负极。

④根据原电池中的反应类型：

负极：失电子，发生氧化反应，现象通常是电极本身消耗，质量减小。

正极：得电子，发生还原反应，现象是常伴随金属的析出或H2的放出。

3.原电池的应用：①加快化学反应速率，如粗锌制氢气速率比纯锌制氢气快。②比较金属活动性强弱。③设计原电池。④金属的腐蚀。

第三章重要的有机化合物

第一节认识有机化合物

第1课时有机化合物的性质

绝大多数含碳的化合物称为有机化合物，简称有机物。像CO、CO2、碳酸、碳酸盐等少数化合物，由于它们的组成和性质跟无机化合物相似，因而一向把它们作为无机化合物。

甲烷的性质与结构

物理性质在通常状况下，甲烷是无色、无味的气体，密度比空气小，极难溶于水。

化学性质通常状况下，甲烷的性质比较稳定，与酸性KMnO4溶液等强氧化剂不发生反应，与强酸、强碱等也不发生反应。

空间结构：正四面体，4个C-H键的长度和强度相同，夹角相同。来源：天然气、沼气、油田气、煤矿坑道气的主要成分都是甲烷甲烷的可燃性：氧化反应

CH4 + 2O2

CO2+2H2O

注意：点燃甲烷时要验纯，条件不同，生成水的状态不同。该反应为

放热反应，伴有淡蓝色火焰。

甲烷的取代反应方程式：

黄绿色逐渐消失，试管内壁有油状液滴产生，试管内上升一段水柱。

结论：室温时，甲烷与氯气在光照的条件下发生反应，生成氯化氢气体（看

到有白色的烟雾）和其他有机物，其反应的化学方程式如下：

①取代反应：有机物分子里的某些原子或原子团被其他原子或原子团所代替的反应叫做取代反应。

②逐步取代：1molCl2只能取代1molH原子

③取代反应的产物是混合物，5种产物都有（HCl，还有各种取代产物）。

④产物的状态：HCl、CH3Cl为气体，CH2Cl2、CHCl3和CCl4为液体，甲烷的四种氯代产物都不溶于水。

不论CH4和Cl2的比例是多少，几种产物都有，n(HCl)最大，且n(HCl)= n(参加反应Cl2) 第2课时有机化合物的结构特点

1.烃

烃的定义：仅含碳和氢两种元素的有机物称为碳氢化合物，称为烃。

(1)除甲烷外，还有一系列性质跟它很相似的烃，如乙烷（C2H6）、丙烷（C3H8）、丁烷（C4H10）等，这类烃称为烷烃。其结构特点是：碳原子之间都以碳碳单键结合成链状，碳原子剩余的价键全部跟氢原子结合而达到饱和。烷烃通式为：C n H2n+2（n≥1）

分子式（碳原子数）不同的烷烃一定互为同系物，分子式相同（结构不同）的烷烃一定互为同分异构体。

（2）烷烃的物理性质

a）随着分子里含碳原子数的增加，熔点、沸点逐渐升高，相对密度逐渐增大；

b）分子里碳原子数等于或小于4的烷烃。在常温常压下都是气体，其他烷烃在常温常压下都是液体或固体；

点燃

甲烷的取代反应

c ）烷烃的相对密度小于水的密度。

d ）一般不溶于水，而易溶于有机溶剂，液态烷烃本身就是良好的有机溶剂。

（3）烷烃的化学性质稳定，跟酸、碱及氧化物都不发生反应，也难与其他物质化合；但在特定的条件下能发生下列反应： ①能燃烧：C n H 2n+2+

3n 12

+O 2???→点燃

nCO 2+(n+1)H 2O ②易与X 2取代：C n H 2n+2+Cl 2???→光照

C n H 2n+1Cl+HCl

2.同系物、同分异构体、同素异形体、同位素比较。概念同系物

同分异构体同素异形体同位素定义

结构相似，在分子组

成上相差一个或若干个CH 2原子团的物质

分子式相同而结构式不同的化合物的互称

由同种元素组成的不同单质的互称质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子的互称

分子式不同相同元素符号表示相同，分子式可不同

结构相似不同不同研究对象

化合物

单质

原子

第二节石油和煤重要的烃

1、煤：由有机物和无机物所组成的复杂的混合物。煤除了主要含碳元素外，还含有少量的H 、N 、S 、O 等元素。

（1）煤的干馏：把煤隔绝空气加强热使它分解的过程，收做煤的干馏。在这个过程中，煤发生了复杂的化学变化。煤经过干馏能得到焦炭、煤焦油、粗氨水和焦炉气等物质。煤在燃烧时会产生大量污染性气体，因此要对其产生的废气进行脱硫处理。

煤干馏的主要产物和用途

干馏产物主要成分

主要用途

炉煤气

焦炉气氢气、甲烷、乙烯、一氧化碳

气体燃料，化工原料

粗氨水氨气、铵盐氮肥

粗苯

苯、甲苯、二甲苯炸药、染料、医药、农药、合成材料煤焦油苯、甲苯、二甲苯

酚类、萘炸药、染料、医药、农药、合成材料

沥青电极、筑路材料焦炭

碳

冶金、燃料、合成氯

2、石油：主要是由各种烷烃、环烷烃、芳香烃组成的混合物。石油的大部分是液态烃，同时在液态烃里溶有气态和固态烃。从油田里开采出来的原油要经过脱水、脱盐等处理过程，才能进行炼制。石油炼制的主要方法有分馏和裂化。

①分馏：利用混合物中各组成的沸点的不同用蒸发和冷凝的方法把混合物分成不同沸点范围的蒸馏产物的方法叫分馏。（是一种物理分离方法）

为了提高轻质液体燃料的产量，特别是提高汽油的质量，工业上在一定条件下（加热或使用催化剂并加热），把相对分子质量大、沸点

高的烃断裂为相对分子质量较小，沸点较低的烃，这中方法称为石油的裂化。（裂化——为了提高轻质液体燃料的产量）

采用比裂化更高的温度，使其中的长链烃断裂成乙烯、丙烯等小分子烃，用为有机化工原料。工业上把这种加工方法叫做石油的裂解。（裂解是深度裂化——为了分子量更小的乙烯、丙烯等气态烃）

3、乙烯的性质

1）物理性质无色、稍有气味、难溶于水、ρ＝1.25g/L

乙烯与溴反应时，乙烯分子的双键中有一个键被打开，两个溴原子分别加在两个价键不饱和的碳原子上，生成了无色的物质：1，2—二溴乙烷。

2）乙烯的重要用途：作植物生长调节剂可以催熟果实；乙烯是石油化学工业最重要的基础原料，所以一个国家乙烯工业的发展水平即乙烯的产量，已成为衡量这个国家石油化学工业水平的重要标志之一。

4、苯的结构和性质：苯分子中碳碳键是介于单键和双键之间的独特的键，使苯在一定条件下既能发生取代反应，又能发生加成反应。物理性质：无色、有特殊气味的液体，有毒；不溶于水、密度比水小；熔点5.5℃、沸点80.1℃。

芳香烃：是指分子里含一个或多个苯环的烃，苯是最简单，最基本的芳香烃。

芳香烃只是沿用名，大多数芳香类的化合物并没有芳香味，因此该名称没有实际意义。

甲烷、乙烯和苯的性质比较：

有机物烷烃烯烃苯及其同系物

通式C n H2n+2C n H2n——

代表物甲烷(CH4) 乙烯(C2H4) 苯(C6H6)

结构简式CH4 CH2＝CH2或

(官能团) 结构特点C－C单键，

链状，饱和烃

C＝C双键，

链状，不饱和烃

一种介于单键和双键之间

的独特的键，环状

空间结构正四面体六原子共平面平面正六边形

物理性质无色无味的气体，比空

气轻，难溶于水无色稍有气味的气体，比空

气略轻，难溶于水

无色有特殊气味的液体，比

水轻，难溶于水

用途优良燃料，化工原料石化工业原料，植物生长调

节剂，催熟剂

溶剂，化工原料

第三节饮食中的有机化合物

羟基与氢氧根的区别

名称

区别

羟基氢氧根电子式

电性不显电性显负电性

稳定程度不稳定较稳定存在不能独立存在，与其他基相结合在一起能独立存在

酯和油脂的比较

酯

油脂

组成有机酸或无机酸与醇

类反应的生成物

高级不饱和脂肪酸甘油

酯

高级饱和脂肪酸的甘油酯

状态常温下呈液态或固态常温下呈液态常温下呈固态存在花草或动植物体内油料作物的籽粒中动物脂肪中实例CH3COOC2H5 (C17H33C00)2C3H5 (C17H35COO)3C3H5联系油和脂统称油脂，均属于酯类，含相同的酯基

高中化学必修2知识点总结归纳

高中化学必修2知识点总结归纳高中化学必修2知识点总结归纳 ★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 Ca 2.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 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＝原子最外层电子数第ⅠA族碱金属元素：Li Na K Rb Cs Fr （Fr是金属性最强的元素，位于周期表左下方）第ⅦA族卤族元素：F Cl Br I At （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。相互连接的电极插入电解质溶液构成闭合回路。（4）电极名称及发生的反应：负极：较活泼的金属作负极，负极发生氧化反应，电极反应式：较活泼金属－ne－＝金属阳离子负极现象：负极溶解，负极质量减少。正极：较不活泼的金属或石墨作正极，正极发生还原反应，电极反应式：溶液中阳离子＋ne－＝单质正极的现象：一般有气体放出或正极质量增加。（5）原电池正负极的判断方法：

鲁科版高中化学必修一知识点总结

高一化学模块I主要知识及化学方程式一、研究物质性质的方法和程序 1．基本方法：观察法、实验法、分类法、比较法 2．基本程序：第三步：用比较的方法对观察到的现象进行分析、综合、推论，概括出结论。二、钠及其化合物的性质： 1．钠在空气中缓慢氧化：4Na+O2==2Na2O 2．钠在空气中燃烧：2Na+O2点燃====Na2O2 3．钠与水反应：2Na+2H2O=2NaOH+H2↑ 现象：①钠浮在水面上；②熔化为银白色小球；③在水面上四处游动；④伴有嗞嗞响声；⑤滴有酚酞的水变红色。 4．过氧化钠与水反应：2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑ 5．过氧化钠与二氧化碳反应：2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2 6．碳酸氢钠受热分解：2NaHCO3△==Na2CO3+H2O+CO2↑ 7．氢氧化钠与碳酸氢钠反应：NaOH+NaHCO3=Na2CO3+H2O 8．在碳酸钠溶液中通入二氧化碳：Na2CO3+CO2+H2O=2NaHCO3 三、氯及其化合物的性质 1．氯气与氢氧化钠的反应：Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O 2．铁丝在氯气中燃烧：2Fe+3Cl2点燃===2FeCl3 3．制取漂白粉（氯气能通入石灰浆）2Cl2+2Ca（OH）2=CaCl2+Ca（ClO）2+2H2O 4．氯气与水的反应：Cl2+H2O=HClO+HCl 5．次氯酸钠在空气中变质：NaClO+CO2+H2O=NaHCO3+HClO 6．次氯酸钙在空气中变质：Ca（ClO）2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO 四、以物质的量为中心的物理量关系 1．物质的量n（mol）= N/N(A) 2．物质的量n（mol）= m/M 3．标准状况下气体物质的量n（mol）= V/V(m) 4．溶液中溶质的物质的量n（mol）=cV 五、胶体： 1．定义：分散质粒子直径介于1~100nm之间的分散系。 2．胶体性质： ①丁达尔现象 ②聚沉 ③电泳 ④布朗运动 3．胶体提纯：渗析六、电解质和非电解质 1．定义：①条件：水溶液或熔融状态；②性质：能否导电；③物质类别：化合物。2．强电解质：强酸、强碱、大多数盐；弱电解质：弱酸、弱碱、水等。

高中化学必修二知识点归纳总结大全

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 Ca 2.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 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。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。

高一化学必修二知识点总结

高一化学必修二知识点总结化学是一门很有魅力的学科，许多学生学习高中化学感到困难，因此我们要学会去总结每个章节的重要知识点，下面就让小编给大家分享一些高一化学必修二知识点总结吧，希望能对你有帮助! 高一化学必修二知识点总结篇一1、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：CnH2n+2n4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+3O22CO2+2H2O 加成反应CH2=CH2+Br2CH2Br-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+15O212CO2+6H2O 取代反应溴代反应+Br2-Br+HBr 硝化反应+HNO3-NO2+H2O 加成反应+3H2 3、生活中两种常见的有机物乙醇物理性质：无色、透明，具有特殊香味的液体，密度小于水沸点低于水，易挥发。良好的有机溶剂，溶解多种有机物和无机物，与水以任意比互溶,醇官能团为羟基-OH 与金属钠的反应2CH3CH2OH+Na2CH3CHONa+H2

化学必修一(鲁科版)课后答案

化学必修一（课后习题）第一章第一节（8页） 1.C 2.D 第二节（18页） 1.（1）B （2）氧气、水蒸气；煤油。（3）钠与硫酸铜溶液反应时，先是钠与水反应，2Na + 2H2O ＝ 2NaOH + H2↑，后是NaOH与CuSO4反应生成蓝色的Cu(OH)2沉淀，CuSO4 + 2NaOH ＝ Cu(OH)2↓ + Na2SO4，而不发生生成铜的置换反应。总反应的化学方程式为2Na + 2H2O + CuSO4 ＝ Na2SO4 + Cu(OH)2↓ + H2↑。 2. （1）B （2）先变红，后褪色。第三节（26页） 1`6.02×1020个 2`（1）1×10－6 mol （2）2×10－6 mol 1.204×1018 3` 2×10－3mol／L 500 L 4` 不相等。第二种情况下碳酸钠溶液的浓度为1mol／L。对于第一种情况，所得溶液体积大于1L ，其浓度小于1mol／L。 5`一定条件下： CO + 2H2→CH3OH ① 1个CO + 2个H2→1个CH3OH ② N A个CO + 2N A个H2→N A个CH3OH ③ 1mol CO + 2mol H2→1mol CH3OH ④ 28g CO + 4g H2→

32g CH3OH ⑤在同温同压下，且温度高于甲醇沸点时: 1L CO + 2L H2→1L CH3OH 6`1.204×1023个本章自我测评(28页) 1` 4Na＋O2＝2Na2O； Na2O＋H2O＝2NaOH； 2NaOH＋CO2＝ Na2CO3＋H2O 2` (1) H O Cl (2) HCl H2O (3) Cl2 + H2O = HCl + HClO 3`略 4` D 5`(1) 0.050 L； 0.050 L。 (2)知道某溶液的物质的量浓度，取用一定体积的溶液，就知道了其所含溶质的物质的量，进行化学计算十分方便。 (3) ①40g ②abdcfe ③天平，烧杯，玻璃棒，胶头滴管，250ml容量瓶第二章第一节（38页） 1`(1)碱性氧化物 (2) CaO+ H2O = Ca(OH)2

高中化学必修2知识点归纳总结大全

高中化学必修2知识点归纳总结大全第一章物质结构元素周期律一、原子结构 1. 原子（A z X ）原子核质子（Z 个）中子（ N 个）核外电子（ Z 个）注意：质量数 (A) ＝质子数 (Z) ＋中子数 (N) 原子序数 = 核电荷数 = 质子数 = 原子的核外电子数 ★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 Ca 2. 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 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

(完整)高一化学必修一(鲁科版)方程式大全,推荐文档

高一化学必修一（鲁科版）方程式钠及其化合物的相关反应： 1、钠在空气中燃烧：2Na ＋ O 2 ＝＝ Na 2O 2 钠与氧气在常温下反应：4Na ＋ O 2 ＝＝ 2Na 2O 2、Na 与H 2O 反应：2Na ＋2H 2O ＝＝ 2NaOH ＋H 2↑ 3、Na 2O 2与H 2O 反应： 2Na 2O 2＋2H 2O ＝＝ 4NaOH ＋O 2↑ 4、Na 2O 2与CO 2反应： 2Na 2O 2＋2CO 2 ＝＝ 2Na 2CO 3＋O 2 氯气的相关反应：1、实验室制Cl 2 ： 4HCl(浓)＋MnO 2 ＝＝ Cl 2↑＋MnCl 2＋2H 2O 2、氯气与金属铁反应：2Fe ＋ 3Cl 2 ＝＝ 2FeCl 3 3、氯气与金属铜反应：Cu ＋ Cl 2 ＝＝ CuCl 2 4、钠与氯气反应：2Na ＋ Cl 2 ＝＝ 2NaCl 5、氯气与氢气反应：Cl 2 ＋ H 2 ＝＝ 2HCl 6、氯气与水反应： Cl 2＋H 2O ＝＝ HCl ＋HClO 7、氯气与氢氧化钠溶液反应：Cl 2 ＋ 2NaOH ＝＝ NaCl ＋ NaClO ＋ H 2O 8、次氯酸光照分解：2HClO ＝＝ 2HCl ＋ O 2↑ 9、工业制漂白粉： 2Cl 2＋2Ca(OH)2 ＝＝ CaCl 2＋Ca(ClO)2＋2H 2O 10、漂白粉漂白原理： Ca(ClO)2＋H 2O ＋ CO 2 ＝＝ 2HClO ＋CaCO 3↓ 11、漂白粉长期置露在空气中：Ca(ClO)2 ＋ H 2O ＋ CO 2 ＝＝ CaCO 3↓ ＋ 2HClO 2HClO ＝＝ 2HCl ＋O 2↑离子检验 1、硫酸根离子的检验: Ba 2＋＋ SO 4 2— ＝＝ BaSO 4↓ 2、碳酸根离子的检验: Ca 2＋＋ CO 32— ＝＝ CaCO 3↓ 3、银离子的检验: Cl — ＋ Ag ＋＝＝ AgCl ↓铁的相关方程式 1、铁和稀盐酸Fe ＋2HCl ＝＝ FeCl 2＋H 2↑ 铁和稀硫酸Fe ＋H 2SO 4 ＝＝ FeSO 4＋H 2↑ 2、铁置换金属铜Fe ＋CuCl 2 ＝＝ FeCl 2＋Cu 铁置换金属银Fe ＋2AgNO 3 ＝＝ Fe(NO 3)2＋2Ag 3、铁和非金属反应：3Fe ＋2O 2 ＝＝ Fe 3O 4 Fe ＋S ＝＝ FeS 4、氧化铁与盐酸反应：Fe 2O 3 ＋ 6HCl ＝＝ 2FeCl 3 ＋ 3H 2O 氧化亚铁与稀盐酸：FeO ＋2HCl ＝＝ FeCl 2＋H 2O 磁性氧化铁和稀盐酸：Fe 3O 4＋8HCl ＝＝ FeCl 2＋2FeCl 3＋4H 2O 5、氯化亚铁中通入氯气：2FeCl 2 ＋ Cl 2 ＝＝ 2FeCl 3 点燃光照△△点燃点燃光照点燃点燃加热

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.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 Ca 2.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 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．．。（周期序数＝原子的电子层数）．．．．．．的各元素从左到右排成一横行 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。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

(完整word版)人教版高中化学必修2知识点总结全册

必修2 第一章物质结构元素周期律一、元素周期表 1、元素周期表是俄国科学家门捷列夫发明的 2、写出1~18号元素的原子结构示意图 3、元素周期表的结构 7个周期（三短、三长、一个不完全），周期数=电子层数 7个主族、7个副族、一个零族、一个Ⅷ族，主族序数＝最外层电子数 4、碱金属元素（1）碱金属元素的结构特点：Li 、Na 、K 、Rb 的最外层电子数、原子半径对其性质的影响。（2）Na 与K 分别与水、氧气反应的情况分别与出K 、Na 与水反应的化学方程式（3）从上到下随着核电荷数的增加性质的递变规律（4）同族元素性质的相似性 5、卤族元素（1）卤族元素的结构特点：F 、Cl 、Br 、I 的最外层电子数、原子半径对其性质的影响。（2）单质与氢气发生反应的条件与生成气态氢化物的稳定性（3）卤素间的置换反应（4）从上到下随着核电荷数的增加性质的递变规律（5）同族元素性质的相似性结论：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。 3、核素（1）核素的定义： A P X （2）同位素： 1 1H 、 2 1H 、 3 1H （3）原子的构成：二个关系式：质子数 = 核电荷数 = 核外电子数质量数A = 质子数P + 中子数N （3）几种同位素的应用： 126C 、146C 、 2 1H 、 3 1H 、238 92U

二、元素周期律 1、原子核外电子的排布（1）原子核外电子是分层排布的，能量高的在离核远的区域运动，能量低的在离核近的区域运动（2）电子总是先从内层排起，一层充满后再排入下一层，依次是K、L、M、N （3）每个电子层最多只能容纳2n2个电子。最外层最多只能容纳8个电子（氦原子是2 个）；次外层最多只能容纳18 个电子；倒数第三层最多只能容纳32 个电子。 2、元素周期律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主要化合价的周期性变化 3、第三周期元素化学性质变化的规律金属性的递变规律（1）钠镁与水反应现象，比较钠镁与水反应的难易（方程式书写）（2）镁铝与盐酸反应的难易（现象，方程式）（3）比较钠镁铝最高价氧化物对应水化物的碱性强弱非金属性的递变规律（1）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（2）比较它们的最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱（3）向硫化氢水溶液中滴入氯水的现象结论：同一周期从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 4、元素的化合价与元素在周期表中位置的关系 5、在周期表中一定区域可以寻找到一定用途的元素（1）寻找半导体材料（2）寻找用于制造农药的材料（3）寻找催化剂、耐高温、耐腐蚀的合合金材料 6、推测钫（与K同一主族在K的下面）的性质推测铍的性质推测量114号元素的位置与性质三、化学键

鲁科版重点高中化学必修一知识点总结

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高一化学必修二知识点总结归纳总复习提纲

高一化学必修二知识点总结归纳总复习提纲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）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） 2.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： 7周期主族：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

化学必修一(鲁科版)课后答案

化学必修一(课后习题) 第一章第一节(8页) 1、C 2、D 第二节(18页) 1、(1)B (2)氧气、水蒸气;煤油。 (3)钠与硫酸铜溶液反应时,先就是钠与水反应,2Na + 2H2O ＝ 2NaOH + H2↑,后就是NaOH与CuSO4反应生成蓝色得Cu(OH)2沉淀,CuSO4 + 2NaOH ＝ Cu(OH)2↓ + Na2SO4,而不发生生成铜得置换反应。总反应得化学方程式为2Na + 2H2O + CuSO4 ＝ Na2SO4+ Cu(OH)2↓ + H2↑。 2、(1)B (2)先变红,后褪色。第三节(26页) 1`6、02×1020个 2`(1)1×10－6 mol (2)2×10－6 mol 1、204×1018 3` 2×10－3mol／L 500 L 4` 不相等。第二种情况下碳酸钠溶液得浓度为1mol／L。对于第一种情况,所得溶液体积大于1L ,其浓度小于1mol／L。 5`一定条件下: CO + 2H2→CH3OH ① 1个CO + 2个H2→1个CH3OH ② N A个CO + 2N A个H2→N A个CH3OH ③ 1mol CO + 2mol H2→1mol CH3OH ④ 28g CO + 4g H2→32g CH3OH ⑤在同温同压下,且温度高于甲醇沸点时: 1L CO + 2L H2→1L CH3OH 6`1、204×1023个本章自我测评(28页) 1` 4Na＋O2＝2Na2O; Na2O＋H2O＝2NaOH; 2NaOH＋CO2＝ Na2CO3＋H2O 2` (1) H O Cl (2) HCl H2O (3) Cl2 + H2O = HCl + HClO 3`略 4` D 5`(1) 0、050 L; 0、050 L。 (2)知道某溶液得物质得量浓度,取用一定体积得溶液,就知道了其所含溶质得物质得量,进行化学计算十分方便。 (3) ①40g

高中化学必修二知识点总结

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。以上不适合用于稀有气体! 专题一：第二单元

鲁科版高中化学必修一全册教案

第1章第1节《走进化学科学》【教学目标】一．知识与技能目标 1．使学生知道化学是在分子层次上认识物质和制备新物质的一门科学。 2．让学生了解20世纪化学发展的基本特征和21世纪化学发展的趋势，明确现代化学作为中心学科在科学技术中的地位。 3．让学生了解现代化学科学的主要分支以及在高中阶段将要进行哪些化学模块的学习，以及这些课程模块所包含的内容。 4．使学生了解进行化学科学探究的基本方法和必要技能，让学生了解高中化学的学习方法。二．过程与方法目标 1．培养学生的自学能力和查阅相关资料进行分析概括的能力。 2．通过探究课例培养学生学会运用观察、实验、比较、分类、归纳、概括等方法对获取的信息进行加工，同时训练学生的口头表达能力和交流能力。 3．通过对案例的探究，激发学生学习的主动性和创新意识，从而悟出学好化学的科学方法。三．情感态度与价值观目标 1．通过化学史的教学，使学生认识并欣赏化学科学对提高人类生活质量和促进社会发展的重要作用。 2．通过化学高科技产品及技术介绍，激发学生的科学审美感和对微观世界的联想，激励学生培养自己的化学审美创造力。 3．介绍我国科学家在化学科学的贡献和成就，激发学生的爱国主义情感。 4．培养学生实事求是的科学态度，引导学生思考“化学与社会”、“化学与职业”等问题，激发学生的社会责任感，关注与化学有关地社会问题，引领学生进入高中化学的学习。【重点、难点】使学生知道化学是在原子、分子层次上研究物质的。【教学方法】实验、多媒体【教学过程】 [电脑展示D1] Chemistry ----- What? Where? How? [引言] 通过初中化学课程的学习，我们已经了解了一些化学知识，面对生机勃勃、变化无穷的大自然，我们不仅要问：是什么物质构成了如此丰富多彩的自然界?物质是怎样形成的?物质是如何变化的？怎样才能把普通的物质转化成更有价值的物质?或许你也在思考，那就让我们一起来学习吧，相信通过今天的学习，你对化学会有一个全新的认识。情景一：溶洞景观图片（其它图片可以自己收集补充）D2

鲁科版高中化学必修一

第1节认识化学科学一、化学的含义和特征 1、化学的含义：在原子、分子水平上研究物质的组成、结构、性质、变化、制备和应用的自然科学。 2、特征：认识分子和制造分子。 3、物质的变化分为两种：物理变化和化学变化。二、化学的形成和发展 1661年，英国，波义耳提出化学元素的概念，标志着近代化学诞生。 1771年，法国，拉瓦锡建立燃烧现象的氧化学说。 1803年，英国，道尔顿提出了原子学说。 1869年，俄国，门捷列夫发现元素周期表。三、元素与物质的关系 1、元素的存在状态：物质都是有元素组成的，元素在物质中以游离态和化合态两种形式存在，在这两种状态下，分别形成单质和化合物。 2、研究物质的顺序：金属非金属→氢化物 ↓↓ 金属氧化物非金属氧化物 ↓↓ 碱含氧酸 ↓↓ 盐盐 3、氧化物的酸碱性：

第2节研究物质性质的方法和程序一、研究物质的基本方法：观察、实验、分类、比较等方法。（一）Na 的性质 1、物理性质：钠是一种银白色金属，熔点为97.8℃，沸点为882.9℃，密度为0.97g/cm 3。 2、化学性质：容易失去一个电子，形成Na +（稳定结构），还原性极强。（1）与非金属反应：①4Na+O 2====2Na 2O ②2Na+O 2====Na 2O 2 ③2Na+Cl 2====2NaCl ④2Na+S==== Na 2S （2）与水反应：2Na+2H 2O====2NaOH+H 2↑现象：浮：Na 浮在水面上；熔：融化成一个小球；游：四处游动；响：发出咝咝响声；红：试液变红。（3）与酸反应：2Na+2HCl====2NaCl+H 2↑ （4）与盐反应：①2Na+2H 2O+CuSO 4====Cu(OH)2↓+Na 2SO 4+H 2↑ ②6Na+6H 2O+2FeCl 3====2Fe(OH)3↓+6NaCl+3H 2↑ ③4Na+TiCl 4(熔融状)高温Ti+4NaCl (5)Na 在空气中的一系列变化： Na ?→?2O Na 2O ??→?O H 2NaOH ???→?O H CO 22,Na 2CO 3·10H 2O ??→?风化 Na 2CO 3 4Na+O 2====2Na 2O → Na 2O+H 2O====2NaOH → 2NaOH+9H 2O+CO 2====Na 2CO 3·10H 2O → Na 2CO 3·10H 2O 风化Na 2CO 3+10H 2O ↑ 3、Na 的保存：钠通常保存在煤油或石蜡油中。 4、Na 的用途：钠和钾的合金可用作原子反应堆的导热剂；高压钠灯；金属冶炼。（二）Na 2O 的性质 1、物理性质：白色固体，不可燃。 2、化学性质：（1）与水反应：Na 2O+H 2O====2NaOH （2）与酸反应：Na 2O+2HCl====2NaCl+H 2O （3）与非金属反应：Na 2O+CO 2====Na 2CO 3 3、Na 2O 的用途：制NaOH ，Na 2CO 3 (三)Na 2O 2的性质 1、物理性质：淡黄色固体。 2、化学性质：（1）与水反应：2Na 2O 2+2H 2O====4NaOH+O 2↑（放出大量的热）（2）与非金属反应：2Na 2O 2+2CO 2====2Na 2CO 3+O 2↑（放出大量的热）（3）与酸反应：2Na 2O 2+4HCl====4NaCl+2H 2O+O 2↑ 3、Na 2O 2的用途：作供氧剂、漂白剂、强氧化剂【向NaOH 溶液中通入CO 2气体至过量】：无明显现象，加热溶液后生成气体。 2NaOH+CO 2====Na 2CO 3+H 2O+O 2↑ → 2NaHCO 3加热Na 2CO 3+H 2O+CO 2 ↑ 【向Ca(OH)2溶液中通入CO 2气体至过量】：先生成沉淀，后沉淀消失，加热溶液后生成沉淀和气体。 Ca(OH)2+CO 2====CaCO 3↓+H 2O → CaCO 3+H 2O+CO 2===Ca(HCO 3)2 → Ca(HCO 3)2加热CaCO 3↓+H 2O+CO 2↑ 点燃点燃点燃

鲁科版高中化学必修一高一化学复习：实验综合题练习

高中化学学习材料金戈铁骑整理制作 142 1. 下列各组气体,通常情况下能共存，并且能用浓硫酸和碱石灰干燥的是：（） A. H2、O2 B. SO2、H2S C. NO、O2 D. HCl、NH3 2．对溶液中的离子进行鉴定，下列实验所得结论不合理的是：（） A．溶液中加入稀硝酸后，再加入AgNO3溶液，有白色沉淀生成，则说明溶液中含有Cl-B．溶液中加入KSCN溶液，无红色出现，继续加入氯水，溶液变红，说明溶液中一定含有Fe2+ C．溶液中加入NaOH溶液，加入后产生使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体，则可推断该溶液中含有NH4+ D．向溶液中加入盐酸，有使澄清石灰水变浑浊的无色无味的气体放出，可推测溶液中含有CO32-3. 下列有关实验的做法不正确的是：（） A．分液时，分液漏斗中的上层液体应由上口倒出 B．用加热分解的方法区分碳酸钠和碳酸氢钠两种固体 C．配制0.100 0 mol· L－1氯化钠溶液时，将液体转移到容量瓶中需用玻璃棒引流D．检验NH＋4时，往试样中加入NaOH溶液，微热，用湿润的蓝色石蕊试纸检验逸出的气体 4. 下列操作不能达到目的的是：（）选项目的操作 A 配制100 mL 1.0 mol· L－1 CuSO4溶液将25 g CuSO4·5H2O溶于100 mL蒸馏水中 B 除去Fe3+溶液中的Fe2+加入适量的H2O2 C 在溶液中将MnO－4完全转化为Mn2＋向酸性KMnO4溶液中滴加H2O2溶液至紫色消失 D 确定NaCl溶液中是否混有Na2CO3取少量溶液滴加CaCl2溶液，观察是否出现白色沉淀 B题：5．下列实验方案中，不能测定Na2CO3和NaHCO3混合物中Na2CO3质量分数的是：（）A．取a克混合物充分加热，减重b克 B．取a克混合物与足量稀盐酸充分反应，加热、蒸干、灼烧，得b克固体

鲁科版高中化学必修一知识点总结

高一化学模块主要知识及化学方程式一、研究物质性质的方法和程序 1．基本方法：观察法、实验法、分类法、比较法 2．基本程序：第三步：用比较的方法对观察到的现象进行分析、综合、推论，概括出结论。二、钠及其化合物的性质： 1．钠在空气中缓慢氧化：4Na+O2==2Na2O 2．钠在空气中燃烧：2Na+O2点燃====Na2O2 3．钠与水反应：2Na+2H2O=2NaOH+H2↑ 现象：①钠浮在水面上；②熔化为银白色小球；③在水面上四处游动；④伴有嗞嗞响声；⑤滴有酚酞的水变红色。4．过氧化钠与水反应：2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑ 5．过氧化钠与二氧化碳反应：2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2 6．碳酸氢钠受热分解：2NaHCO3△==Na2CO3+H2O+CO2↑ 7．氢氧化钠与碳酸氢钠反应：NaOH+NaHCO3=Na2CO3+H2O 8．在碳酸钠溶液中通入二氧化碳：Na2CO3+CO2+H2O=2NaHCO3 下列关于钠的叙述错误的是( ) A．实验后剩余的钠粒可放回原试剂瓶中 B．用一般的化学还原法不能制取金属钠 C．自然界中无游离态的钠存在 D．钠在自然界中燃烧生成氧化钠取一小块钠放在燃烧匙里加热，下列实验现象描述正确的是 ①钠先熔化②燃烧放出黄色火花③燃烧后得到白色固体④燃烧时火焰为黄色⑤燃烧后得到浅黄色固体 A．①② B．①②③ C．①④⑤ D.①③④ 将一块钠投入到盛有煤油和水的烧杯中，观察到的现象可能是（） A．钠在水层中反应并四处游动 B．钠停留在煤油层中不发生反应 C．钠在煤油中的液面上反应并四处游动 D．钠在煤油与水的界面处反应并可能上下跳动下图A、B、C、D、E、F六种物质中除D为单质外其余均是常见的化合物，E和F的水溶液均呈碱性，它们的转化关系如下图所示。请回答下列问题： (1)A、B、D的化学式A ，B ，D 。 (2)E和F可相互转化，图中己标明F向E转化的关系，请写出E转化为F的化学方程式：。答案：H2O CO2Na2O2 三、氯及其化合物的性质

高一化学必修二知识点总结

高一化学必修二知识点总结一、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。 ②元素非金属性强弱的判断依据：单质与氢气生成气态氢化物的难易及气态氢化物的稳定性；最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱；置换反应。 4、核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。 ①质量数==质子数+中子数：A == Z + N ②同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子，互称同位素。（同一元素的各种同位素物理性质不同，化学性质相同）二、二、元素周期律 1、影响原子半径大小的因素：①电子层数：电子层数越多，原子半径越大（最主要因素） ②核电荷数：核电荷数增多，吸引力增大，使原子半径有减小的趋向（次要因素） ③核外电子数：电子数增多，增加了相互排斥，使原子半径有增大的倾向 2、元素的化合价与最外层电子数的关系：最高正价等于最外层电子数（氟氧元素无正价）负化合价数= 8—最外层电子数（金属元素无负化合价） 3、同主族、同周期元素的结构、性质递变规律：同主族：从上到下，随电子层数的递增，原子半径增大，核对外层电子吸引能力减弱，失电子能力增强，还原性（金属性）逐渐增强，其离子的氧化性减弱。同周期：左→右，核电荷数——→逐渐增多，最外层电子数——→逐渐增多原子半径——→逐渐减小，得电子能力——→逐渐增强，失电子能力——→逐渐减弱氧化性——→逐渐增强，还原性——→逐渐减弱，气态氢化物稳定性——→逐渐增强最高价氧化物对应水化物酸性——→逐渐增强，碱性——→ 逐渐减弱三、化学键含有离子键的化合物就是离子化合物；只含有共价键的化合物才是共价化合物。 NaOH中含极性共价键与离子键，NH4Cl中含极性共价键与离子键，Na2O2中含非极性共价键与离子键，H2O2中含极性和非极性共价键一、化学能与热能

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