ab是金属单质f是非金属单质_若c为金属单质abd都是化合物

1.A．B C．D．E．F六种物质的转化关系如图所示（反应条件和部分产物未标出）（1）若A为短周期金属单质，D为

2.高一 化学键

3.涨知识，高中化学重要的知识点整理

4.化学反应的4种类型

5.高中化学必修二知识点总结

非金属单质：1.与金属反应：生成无氧酸盐或其他AB型

化合物

S+2Na==Na2S（爆炸）

Cl2+Na=点燃=NaCl（剧烈燃烧）

F2+2K===2KF（常温下激烈燃烧）

O2+Cu==加热==CuO

注意：并不是任意一个

非金属

都能和任意一个金属反应，

这里要求它们至少其中之一要活泼些。

比如：金属Au就不能和O2反应，因为Au很不活泼（真金不怕火炼）。

而Au在微热的

条件

下就能在F2中燃烧生成AuF3。

2.与H2反应：除了B等少数非金属不与H2化合

F2+H2=暗处=2HF（爆炸）

Cl2+H2==光照==2HCl（爆炸）

Br2+H2==500度==2HBr（反应较慢）

I2+H2==加热，

催化剂

==2HI（可逆反应）

O2+2H2==点燃==2H2O（激烈燃烧或爆炸）

O3+3H2===零下78度===3H2O（爆炸）

S+H2==300度==H2S（较顺利，但H2S会同时少量分解）

C+2H2==

高温

==CH4（反应困难）

Si+2H2==高温==SiH4(相当困难)

2P+3H2==高温===2PH3（反应困难，可逆）

3.某些很活泼的非金属还会和别的非金属反应：如O2，F2，Cl2，S等，这几个非金属单质的的

电离

能力很强，会和得到别的非金属失去

的电子

而使之氧化，从而显负价。

O2+S==点燃==SO2（O显负-2价）

Cl2+S==加热==SCl2（Cl显-1价）

F2+S===6（F显-1价）

5S+2P==加热==P2S5（S显-1价）

总之的电子能力强的显负价，失

电子

能力强的显正价！

4.除O2外的大多数非金属单质可以和碱反应：

2F2+2NaOH（2%）===2NaF+OF2+H2O

Cl2+2NaOH==NaCl+NaClO+H2O

3Br2+6KOH==5KBr+KBrO3+3H2O

3S+6NaOH=加热=2Na2S+Na2SO3+3H20

Si+2NaOH+H2O=加热=Na2SiO3+2H2

金属单质：物理：导电性，延展性，导热性；

化学：1.与非金属单质化合

Fe+S==FeS

2.与

非氧化性酸

反应置换

氢气

Fe+H2SO4==FeSO4+H2↑

3.与其他金属

盐溶液

反应置换金属（金属活动性顺序）

2Al+3ZnSO4==(Al)2(SO4)3+3Zn

酸性氧化物：1、可与碱反应：CO2+2NaOH=Na2CO3+H2O

2、可与碱性氧化物反应：CO2+Na2O=Na2CO3

3、可与水反应：CO2+H2O=（可逆）H2CO3

碱性氧化物：1、和酸反应生成盐（和水）

2、和酸性氧化物反应生成盐（和水）

3、

碱金属

和钙、锶、钡的

氧化物

能跟水反应，生成相应的

氢氧化物

。其他碱性氧化物不能跟水反应。

酸的通性：1、酸使

紫色石蕊试液

变红，使无色

酚酞试液

稳定色。

2、金属+酸→盐+氢气

Zn+2HCl=ZnCl2+H2↑

Zn+

H2SO4

=ZnSO4+H2↑

3、碱性氧化物+酸→盐+水

Fe2O3+6HCl=2FeCl3+3H2O

Fe2O3+3H2SO4=Fe2(SO4)3+3H2O

4、碱+酸→盐+水

NaOH+HCl=NaCl+

H2O

Cu(OH)2+H2SO4=

CuSO4+2H2O

5、盐+酸→另外一种盐+另外一种酸

AgNO3+HCl=AgCl↓+HNO3

BaCl2+H2SO4=BaSO4↓

+2HCl

碱的通性

1、碱使紫色石蕊试液变蓝，使无色酚酞试液变红。

2、酸性氧化物+碱→盐+水

2NaOH+CO2=Na2CO3+H2O

Ca(OH)2+CO2=CaCO3↓+H2O

3、酸+碱→盐+水

NaOH+HCl=NaCl+H2O

Ca(OH)2+H2SO4=

CaSO4+2H2O

4、盐+碱→另外一种盐+另外一种碱

Ca(OH2+Na2CO3=CaCO3↓+2NaOH

盐的通性

1、盐溶液+金属→盐ˊ+金属ˊ

CuSO4+Zn=

ZnSO4+Cu

2、盐+酸→盐ˊ+

酸ˊ

BaCl2+H2SO4=BaSO4↓

+2HCl

3、盐溶液+碱溶液→盐ˊ+碱ˊ

3NaOH+FeCl3=3NaCl+Fe(OH)3

↓

4、盐溶液+盐溶液→盐ˊ+盐ˊ

AgNO3+NaCl=AgCl↓+NaNO3

A．B C．D．E．F六种物质的转化关系如图所示（反应条件和部分产物未标出）（1）若A为短周期金属单质，D为

A、水是化合物，其他物质为单质，所以水跟另外3个选项属于不同的分类，故A正确；

B、根据K是金属单质，C、S、P是非金属单质，所以K跟另外3个选项属于不同的分类，故B正确；

C、根据Na2O是金属氧化，SO2、CO2、SO3是非金属氧化物，所以Na2O跟另外3个选项属于不同的分类，故C错误；

D、根据H2SO4是酸，NH4Cl、KNO3、Na2CO3是盐，所以H2SO4跟另外3个选项属于不同的分类，故D错误；

故选C．

高一 化学键

（1）若A为短周期金属单质，D为短周期非金属单质，且所含元素的原子序数A是D的2倍，则A原子序数是偶数，所含元素的原子最外层电子数D是A的2倍，A最外层电子数小于4且为偶数，D位于第二周期、A位于第三周期，则A是Mg、D是C元素；F的浓溶液与A、D反应都有红棕色气体生成，红棕色气体是NO2，则F是HNO3，C和HNO3浓溶液反应生成CO2、NO2和H2O，B能和Mg反应生成碳单质，则B是CO2，C是MgO，MgO和硝酸反应生成Mg（NO3）2和H2O，Mg和硝酸反应生成Mg（NO3）2，则E是Mg（NO3）2；

通过以上分析知，B是CO2、F是HNO3，在加热条件下，碳和浓硝酸发生氧化还原反应生成二氧化碳、二氧化氮和水，反应④的化学方程式为C+4HNO3（浓）

?△? .

?

CO2+4NO2↑+2H2O，

故答案为：Mg；HNO3；C+4HNO3（浓）

?△? .

?

CO2+4NO2↑+2H2O；

（2）若A是常见的金属的单质，D、F是气态单质，A是Fe，反应①在水溶液中进行．反应②也在水溶液中进行，则B是酸，C是盐，D和F反应生成酸，盐和气体单质F反应生成E，Fe和气体单质直接反应生成E，则F是Cl2、E是FeCl3、C是FeCl2、B是HCl、D是H2，氯化亚铁被氯气氧化生成氯化铁，反应②（在水溶液中进行）的离子方程式为Cl2+2Fe2+=2Cl-+2Fe3+，

故答案为：Cl2+2Fe2+=2Cl-+2Fe3+；

（3）A、D、F都是短周期非金属元素单质，且A、D所含元素同主族，A、F所含元素同周期，则A为C，D为Si，F为O，B为SiO2，反应①为C与二氧化硅的反应，该反应为2C+SiO2

?高温? .

?

Si+2CO↑，故答案为：2C+SiO2

?高温? .

?

Si+2CO↑．

涨知识，高中化学重要的知识点整理

（一）极性键和非极性键

共价键根据成键的性质分为非极性共价键和极性共价键。

1、极性键：

不同种原子，对成键电子的吸引能力不同，共用电子对必然偏向吸引电子能力强（即电负性大）的原子一方，使该原子带部分负电荷（δ－），而另一原子带部分正电荷（δ＋）。这样，两个原子在成键后电荷分布不均匀，形成有极性的共价键。

（1）不同种元素的原子形成的共价键叫极性共价键，简称极性键。

（2）形成条件：不同非金属元素原子间配对（也有部分金属和非金属之间形成极性键）。

（3）存在范围：气态氢化物、非金属氧化物、酸根、氢氧根、有机化合物。

2、非极性键：

（1）定义：（同种元素的原子）两种原子吸引电子能力相同，共用电子对不偏向任何一方，成键的原子不显电性，这样的共价键叫非极性键。简称非极性键。

（2）形成条件：相同的非金属元素原子间电子配对

（3）存在范围：非金属单质（稀有气体除外）及某些化合物中，如

H2、N2、O2、H2O2中的O－O键、Na2O2中的O－O键。

3、物质中化学键的存在规律：

（1）离子化合物中一定有离子键，可能还有共价键。简单离子组成的离子化合物中只有离子键，如MgO、NaCl等，复杂离子（原子团）组成的离子化合物中既有离子键又有共价键，既有极性共价键，又有非极性共价键。如：

只含有离子键：MgO、NaCl、MgCl2

含有极性共价键和离子键：NaOH、NH4Cl、Na2SO4

含有非极性共价键和离子键：Na2O2、CaC2等

（2）共价化合物中只有共价键，一定没有离子键。

（3）在非金属单质中只有共价键：

（4）构成稀有气体的单质分子，由于原子已达到稳定结构，在这些原子分子中不存在化学键。

（5）非金属元素的原子之间也可以形成离子键，如NH4Cl

4、化学键强弱的比较：

（1）离子键：离子键强弱的影响因素有离子半径的大小的离子所带电荷的多少，既离子半径越小，所带电荷越多，离子键就越强。离子键的强弱影响物质的熔沸点、溶解性，其中离子键越强，熔沸点越高。

（2）共价键：影响共价键强弱的因素有成键原子半径和成键原子共用电子对数，成键原子半径越小，共用电子对数目越多，共价键越稳定、越牢固。例如：r（H）＜r(Cl)，所以H2比Cl2稳定，N2中含有N≡N共价三键，则N2更稳定。

（二）共价键

1、定义：原子间通过共用电子对所形成的相互作用。

2、共价键三个物理量（键参数）

（1）键能：是指1.01×105Pa和25℃下将1mol理想气体分子AB拆开为中性气态原子A和B时所需的能量。

单位：kJ·mol－1

特征：键能越大，共价键越牢固，含有该键的分子越稳定。

（2）键长：在分子中两个成键原子的核间平均距离叫键长，指原子间所形成的键。

特征：键长越短，键就越强、越牢固。

（3）键角：在分子中键与键之间的夹角叫键角。键角可反映分子的空间构型，可进一步帮助我们判断分子的极性。

3、极性共价键和非极性共价键

（1）非极性共价键：成键原子性质完全相同时，共用电子对在成键原子的正中间不偏向任何一方，或电子云在成键原子核之间中央区域最密集。如Cl—Cl等。

（2）极性共价键：成键原子的性质不完全相同，其电子对偏向成键的某原子。如H—Cl中电子对偏向Cl原子。

4、配位键（一种特殊的共价键）

定义：凡共用电子对仅由一个原子提供，而跟另一个原子或离子共用而形成的共价键。

形成条件：在成键原子中，一方必须有孤对电子，另一方必须有容纳孤对电子的空轨道。

5、共价化合物的电子式表示方法：

在共价化合物中，原子之间是通过共用电子对形成的共价键的作用结合在一起的，所以本身没有阴阳离子，因此不会出现阴阳离子和中括号。

化学反应的4种类型

#教育# 导语高中化学是很多学生比较头痛的学科，下面我整理了一些化学必背知识点，供大家参考！以下内容是 为大家准备的相关内容。

一、常见物质的组成和结构

　1、常见分子（或物质）的形状及键角

　（1）形状：V型：H2O、H2S直线型：CO2、CS2、C2H2平面三角型：BF3、SO3三角锥型：NH3正四面体型：CH4、CCl4、白磷、NH4+

　平面结构：C2H4、C6H6

　（2）键角：H2O：104.5°；BF3、C2H4、C6H6、石墨：120°白磷：60°

　NH3：107°18′CH4、CCl4、NH4+、金刚石：109°28′

　CO2、CS2、C2H2：180°

　2、常见粒子的饱和结构：

　①具有氦结构的粒子（2）：H－、He、Li+、Be2+；

　②具有氖结构的粒子（2、8）：N3－、O2－、F－、Ne、Na+、Mg2+、Al3+；

　③具有氩结构的粒子（2、8、8）：S2－、Cl－、Ar、K+、Ca2+；

　④核外电子总数为10的粒子：

　阳离子：Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+；

　阴离子：N3－、O2－、F－、OH－、NH2－；

　分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4

　⑤核外电子总数为18的粒子：

　阳离子：K+、Ca2+；

　阴离子：P3－、S2－、HS－、Cl－；

　分子：Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、C2H6、CH3OH、N2H4。

　3、常见物质的构型：

　AB2型的化合物（化合价一般为＋2、－1或＋4、－2）：CO2、NO2、SO2、SiO2、CS2、ClO2、CaC2、MgX2、CaX2、BeCl2、BaX2、KO2等

　A2B2型的化合物：H2O2、Na2O2、C2H2等

　A2B型的化合物：H2O、H2S、Na2O、Na2S、Li2O等

　AB型的化合物：CO、NO、HX、NaX、MgO、CaO、MgS、CaS、SiC等

　能形成A2B和A2B2型化合物的元素：H、Na与O，其中属于共价化合物（液体）的是H和O［H2O和H2O2］；属于离子化合物（固体）的是Na和O［Na2O和Na2O2］。

　4、常见分子的极性：

　常见的非极性分子：CO2、CS2、BF3、CH4、CCl4、、6、C2H4、C2H2、C6H6等

　常见的极性分子：双原子化合物分子、H2O、H2S、NH3、H2O2、CH3Cl、CH2Cl2、CHCl3等

　5、一些物质的组成特征：

　（1）不含金属元素的离子化合物：铵盐

　（2）含有金属元素的阴离子：MnO4－、AlO2－、Cr2O72－

　（3）只含阳离子不含阴离子的物质：金属晶体

　二、物质的溶解性规律

　1、常见酸、碱、盐的溶解性规律：（限于中学常见范围内，不全面）

　①酸：只有硅酸（H2SiO3或原硅酸H4SiO4）难溶，其他均可溶；

　②碱：只有NaOH、KOH、Ba(OH)2可溶，Ca(OH)2微溶，其它均难溶。

　③盐：钠盐、钾盐、铵盐、硝酸盐均可溶；

　硫酸盐：仅硫酸钡、硫酸铅难溶、硫酸钙、硫酸银微溶，其它均可溶；

　氯化物：仅氯化银难溶，其它均可溶；

　碳酸盐、亚硫酸盐、硫化物：仅它们的钾、钠、铵盐可溶。

　④磷酸二氢盐几乎都可溶，磷酸氢盐和磷酸的正盐则仅有钾、钠、铵可溶。

　⑤碳酸盐的溶解性规律：正盐若易溶，则其碳酸氢盐的溶解度小于正盐（如碳酸氢钠溶解度小于碳酸钠）；正盐若难溶，则其碳酸氢盐的溶解度大于正盐（如碳酸氢钙的溶解度大于碳酸钙）。

　2、气体的溶解性：

　①极易溶于水的气体：HX、NH3

　②能溶于水，但溶解度不大的气体：O2(微溶)、CO2（1：1）、Cl2（1：2）、

　H2S（1：2.6）、SO2（1：40）

　③常见的难溶于水的气体：H2、N2、NO、CO、CH4、C2H4、C2H2

　④氯气难溶于饱和NaCl溶液，因此可用排饱和NaCl溶液收集氯气，也可用饱和NaCl溶液吸收氯气中的氯化氢杂质。

　3、硫和白磷（P4）不溶于水，微溶于酒精，易溶于二硫化碳。

　4、卤素单质（Cl2、Br2、I2）在水中溶解度不大，但易溶于酒精、汽油、苯、四氯化碳等有机溶剂，故常用有机溶剂来萃取水溶液中的卤素单质（注意萃取剂的选用原则：不互溶、不反应，从难溶向易溶；酒精和裂化汽油不可做萃取剂）。

　5、有机化合物中多数不易溶于水，而易溶于有机溶剂。在水中的溶解性不大：烃、卤代烃、酯、多糖不溶于水；醇、醛、羧酸、低聚糖可溶于水（乙醇、乙醛、乙酸等和水以任意比例互溶），但随着分子中烃基的增大，其溶解度减小（憎水基和亲水基的作用）；苯酚低温下在水中不易溶解，但随温度高，溶解度增大，高于70℃时与水以任意比例互溶。

　6、相似相溶原理：极性溶质易溶于极性溶剂，非极性溶质易溶于非极性溶剂。

　三、常见物质的颜色：

　1、有色气体单质：F2（浅黄绿色）、Cl2（黄绿色）?、O3（淡蓝色）

　2、其他有色单质：Br2(深红色液体)、I2（紫黑色固体）、S（淡**固体）、Cu（紫红色固体）、Au（金**固体）、P（白磷是白色固体，红磷是赤红色固体）、Si（灰黑色晶体）、C（黑色粉未）

　3、无色气体单质：N2、O2、H2、希有气体单质

　4、有色气体化合物：NO2

　5、**固体：S、FeS2（愚人金，金**）、、Na2O2、Ag3PO4、AgBr、AgI

　6、黑色固体：FeO、Fe3O4、MnO2、C、CuS、PbS、CuO（最常见的黑色粉末为MnO2和C）

　7、红色固体：Fe(OH)3、Fe2O3、Cu2O、Cu

　8、蓝色固体：五水合硫酸铜（胆矾或蓝矾）化学式：

　9、绿色固体：七水合硫酸亚铁（绿矾）化学式：

　10、紫黑色固体：KMnO4、碘单质。

　11、白色沉淀：Fe(OH)2、CaCO3、BaSO4、AgCl、BaSO3、Mg(OH)2、Al(OH)3

　12、有色离子（溶液）Cu2+（浓溶液为绿色，稀溶液为蓝色）、Fe2+（浅绿色）、Fe3+（棕**）、MnO4－（紫红色）、Fe(SCN)2+（血红色）

　13、不溶于稀酸的白色沉淀：AgCl、BaSO4

　14、不溶于稀酸的**沉淀：S、AgBr、AgI

　四、常见物质的状态

　1、常温下为气体的单质只有H2、N2、O2（O3）、F2、Cl2（稀有气体单质除外）

　2、常温下为液体的单质：Br2、Hg

　3、常温下常见的无色液体化合物：H2OH2O2

　4、常见的气体化合物：NH3、HX（F、Cl、Br、I）、H2S、CO、CO2、NO、NO2、SO2

　5、有机物中的气态烃CxHy（x≤4）；含氧有机化合物中只有甲醛（HCHO）常温下是气态，卤代烃中一氯甲烷和一氯乙烷为气体。

　6、常见的固体单质：I2、S、P、C、Si、金属单质；

　7、白色胶状沉淀［Al(OH)3、H4SiO4］

　五、常见物质的气味

　1、有臭鸡蛋气味的气体：H2S

　2、有刺激性气味的气体：Cl2、SO2、NO2、HX、NH3

　3、有刺激性气味的液体：浓盐酸、浓硝酸、浓氨水、氯水、溴水

　4、许多有机物都有气味（如苯、汽油、醇、醛、羧酸、酯等）

　六、常见的有毒物质

　1、非金属单质有毒的：Cl2、Br2、I2、F2、S、P4，金属单质中的汞为剧毒。

　2、常见的有毒化合物：CO、NO、NO2、SO2、H2S、偏磷酸（HPO3）、氰化物（CN－）、亚硝酸盐（NO2－）；重金属盐（Cu、Hg、Cr、Ba、Co、Pb等）；

　3、能与血红蛋白结合的是CO和NO

　4、常见的有毒有机物：甲醇（CH3OH）俗称工业酒精；苯酚；甲醛（HCHO）和苯（致癌物，是家庭装修的主污染物）；硝基苯。

　七、常见的污染物

　1、大气污染物：Cl2、CO、H2S、氮的氧化物、SO2、氟利昂、固体粉尘等；

　2、水污染：酸、碱、化肥、农药、有机磷、重金属离子等。

　3、土壤污染：化肥、农药、塑料制品、废电池、重金属盐、无机阴离子（NO2－、F－、CN－等）

　4、几种常见的环境污染现象及引起污染的物质：

　①煤气中毒——一氧化碳（CO）

　②光化学污染（光化学烟雾）——氮的氧化物

　③酸雨——主要由SO2引起

　④温室效应——主要是二氧化碳，另外甲烷、氟氯烃、N2O也是温室效应气体。

　⑤臭氧层破坏——氟利昂（氟氯代烃的总称）、氮的氧化物（NO和NO2）

　⑥水的富养化（绿藻、蓝藻、赤潮、水华等）——有机磷化合物、氮化合物等。

　⑦白色污染——塑料。

　八、常见的漂白剂：

　1、强氧化型漂白剂：利用自身的强氧化性破坏有色物质使它们变为无色物质，这种漂白一般是不可逆的、彻底的。

　（1）次氧酸（HClO）：一般可由氯气与水反应生成，但由于它不稳定，见光易分解，不能长期保存。因此工业上一般是用氯气与石灰乳反应制成漂粉精：

　2Cl2＋2Ca(OH)2＝CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O

　漂粉精的组成可用式子：Ca(OH)2?3CaCl(ClO)?nH2O来表示，可看作是CaCl2、Ca(ClO)2、Ca(OH)2以及结晶水的混合物，其中的有效成分是Ca(ClO)2，它是一种稳定的化合物，可以长期保存，使用时加入水和酸（或通入CO2），即可以产生次氯酸；Ca(ClO)2＋2HCl＝CaCl2＋2HClO，Ca(ClO)2＋CO2＋H2O＝CaCO3＋2HClO。漂粉精露置于空气中久了会失效，因此应密封保存。

　（2）过氧化氢（H2O2）：也是一种强氧化剂，可氧化破坏有色物质。其特点是还原产物是水，不会造成污染。

　（3）臭氧（O3）具有极强的氧化性，可以氧化有色物质使其褪色。

　（4）浓硝酸（HNO3）：也是一种强氧化剂，但由于其强酸性，一般不用于漂白。

　（5）过氧化钠（Na2O2）：本身具有强氧化性，特别是与水反应时新生成的氧气氧化性更强，可以使有机物褪色。

　2、加合型漂白剂：以二氧化硫为典型例子，这类物质能与一些有色物质化合产生不稳定的无色物质，从而达到漂白的目的，但这种化合是不稳定的，是可逆的。如SO2可以使品红试褪色，但加热排出二氧化硫后会重新变为红色。另外，此类漂白剂具有较强的选择性，只能使某些有色物质褪色。［中学只讲二氧化硫使品红褪色，别的没有，注意它不能使石蕊褪色，而是变红。］

　3、吸附型漂白剂：这类物质一般是一些具有疏松多孔型的物质，表面积较大，因此具有较强的吸附能力，能够吸附一些色素，从而达到漂白的目的，它的原理与前两者不同，只是一种物理过程而不是化学变化，常见的这类物质如活性炭、胶体等。

　［注意］所谓漂白，指的是使有机色素褪色。无机有色物质褪色不可称为漂白。

　九、常见的化学公式：

　1、求物质摩尔质量的计算公式：

　①由标准状况下气体的密度求气体的摩尔质量：M＝ρ×22.4L／mol

　②由气体的相对密度求气体的摩尔质量：M(A)＝D×M(B)

　③由单个粒子的质量求摩尔质量：M＝NA×ma

　④摩尔质量的基本计算公式：

　⑤混合物的平均摩尔质量：

　（M1、M2……为各成分的摩尔质量，a1、a2为各成分的物质的量分数，若是气体，也可以是体积分数）

　2、克拉贝龙方程：PV＝nRTPM＝ρRT

　3、溶液稀释定律：

　溶液稀释过程中，溶质的质量保持不变：m1×w1＝m2×w2

　溶液稀释过程中，溶质的物质的量保持不变：c1V1＝c2V2

　4、水的离子积：Kw＝c(H+)×c(OH－)，常温下等于1×10－14

　5、溶液的PH计算公式：PH＝一lgc(H+)(aq)

　十、化学的基本守恒关系：

　1、质量守恒：

　①在任何化学反应中，参加反应的各物质的质量之和一定等于生成的各物质的质量总和。

　②任何化学反应前后，各元素的种类和原子个数一定不改变。

　2、化合价守恒：

　①任何化合物中，正负化合价代数和一定等于0

　②任何氧化还原反应中，化合价升高总数和降低总数一定相等。

　3、电子守恒：

　①任何氧化还原反应中，电子得、失总数一定相等。

　②原电池和电解池的串联电路中，通过各电极的电量一定相等（即各电极得失电子数一定相等）。

　4、能量守恒：任何化学反应在一个绝热的环境中进行时，反应前后体系的总能量一定相等。

　反应释放（或吸收）的能量＝生成物总能量－反应物总能量

　（为负则为放热反应，为正则为吸热反应）

　5、电荷守恒：

　①任何电解质溶液中阳离子所带的正电荷总数一定等于阴离子所带的负电荷总数。

　②任何离子方程式中，等号两边正负电荷数值相等，符号相同。

　十一、熟记重要的实验现象：

　1、燃烧时火焰的颜色：

　①火焰为蓝色或淡蓝色的是：H2、CO、CH4、H2S、C2H5OH；

　②火焰为苍白色的为H2与Cl2；

　③钠单质及其化合物灼烧时火焰都呈**。钾则呈浅紫色。

　2、沉淀现象：

　①溶液中反应有**沉淀生成的有：AgNO3与Br－、I－；S2O32－与H+；H2S溶液与一些氧化性物质（Cl2、O2、SO2等）；Ag+与PO43－；

　②向一溶液中滴入碱液，先生成白色沉淀，进而变为灰绿色，最后变为红褐色沉淀，则溶液中一定含有Fe2+；

　③与碱产生红褐色沉淀的必是Fe3+；生成蓝色沉淀的一般溶液中含有Cu2+

　④产生黑色沉淀的有Fe2+、Cu2+、Pb2+与S2－；

　⑤与碱反应生成白色沉淀的一般是Mg2+和Al3+，若加过量NaOH沉淀不溶解，则是Mg2+，溶解则是Al3+；若是部分溶解，则说明两者都存在。

　⑥加入过量硝酸从溶液中析出的白色沉淀：可能是硅酸沉淀(原来的溶液是可溶解的硅酸盐溶液)。若生成淡**的沉淀，原来的溶液中可能含有S2－或S2O32－。

　⑦加入浓溴水生成白色沉淀的往往是含有苯酚的溶液，产物是三溴苯酚。

　⑧有砖红色沉淀的往往是含醛其的物质与Cu(OH)2悬浊液的反应生成了Cu2O。

　⑨加入过量的硝酸不能观察到白色沉淀溶解的有AgCl、BaSO4、BaSO3(转化成为BaSO4)；AgBr和AgI也不溶解，但是它们的颜色是淡**、**。

　⑩能够和盐溶液反应生成强酸和沉淀的极有可能是H2S气体与铜、银、铅、汞的盐溶液反应。

　3、放气现象：

　①与稀盐酸或稀硫酸反应生成刺激性气味的气体，且此气体可使澄清石灰水变混浊，可使品红溶液褪色，该气体一般是二氧化硫，原溶液中含有SO32－或HSO3－或者含有S2O32－离子。

　②与稀盐酸或稀硫酸反应生成无色无味气体，且此气体可使澄清的石灰水变浑浊，此气体一般是CO2；原溶液可能含有CO32－或HCO3－。

　③与稀盐酸或稀硫酸反应，生成无色有臭鸡蛋气味的气体，该气体应为H2S，原溶液中含有S2－或HS－，若是黑色固体一般是FeS。

　④与碱溶液反应且加热时产生刺激性气味的气体，此气体可使湿润的红色石蕊试纸变蓝，此气体是氨气，原溶液中一定含有NH4+离子；

　⑤电解电解质溶液时，阳极产生的气体一般是Cl2或O2，阴极产生的气体一般是H2。

　4、变色现象：

　①Fe3+与SCN－、苯酚溶液、Fe、Cu反应时颜色的变化；

　②遇空气迅速由无色变为红棕色的气体必为NO；

　③Fe2+与Cl2、Br2等氧化性物质反应时溶液由浅绿色变为黄褐色。

　④酸碱性溶液与指示剂的变化；

　⑤品红溶液、石蕊试液与Cl2、SO2等漂白剂的作用；

　石蕊试液遇Cl2是先变红后褪色，SO2则是只变红不褪色。

　SO2和Cl2都可使品红溶液褪色，但褪色后若加热，则能恢复原色的是SO2，不能恢复的是Cl2。

　⑥淀粉遇碘单质变蓝。

　⑦卤素单质在水中和在有机溶剂中的颜色变化。

　⑧不饱和烃使溴水和高锰酸钾酸性溶液的褪色。

　5、与水能发生爆炸性反应的有：F2、K、Cs等。

　2高中化学必背知识点

　化学键和分子结构

　1、正四面体构型的分子一般键角是109°28‘，但是白磷（P4）不是，因为它是空心四面体，键角应为60°。

　2、一般的物质中都含化学键，但是稀有气体中却不含任何化学键，只存在范德华力。

　3、一般非金属元素之间形成的化合物是共价化合物，但是铵盐却是离子化合物；一般含氧酸根的中心原子属于非金属，但是AlO2－、MnO4－等却是金属元素。

　4、含有离子键的化合物一定是离子化合物，但含共价键的化合物则不一定是共价化合物，还可以是离子化合物，也可以是非金属单质。

　5、活泼金属与活泼非金属形成的化合物不一定是离子化合物，如AlCl3是共价化合物。

　6、离子化合物中一定含有离子键，可能含有极性键（如NaOH），也可能含有非极性键（如Na2O2）；共价化合物中不可能含有离子键，一定含有极性键，还可能含有非极性键（如H2O2）。

　7、极性分子一定含有极性键，可能还含有非极性键（如H2O2）；非极性分子中可能只含极性键（如甲烷），也可能只含非极性键（如氧气），也可能两者都有（如乙烯）。

　8、含金属元素的离子不一定都是阳离子。如AlO2－、MnO4－等都是阴离子。

　9、单质分子不一定是非极性分子，如O3就是极性分子。

　晶体结构

　1、同主族非金属元素的氢化物的熔沸点由上而下逐渐增大，但NH3、H2O、HF却例外，其熔沸点比下面的PH3、H2S、HCl大，原因是氢键的存在。

　2、一般非金属氢化物常温下是气体（所以又叫气态氢化物），但水例外，常温下为液体。

　3、金属晶体的熔点不一定都子晶体的高，例如水银和硫。

　4、碱金属单质的密度随原子序数的增大而增大，但钾的密度却小于钠的密度。

　5、含有阳离子的晶体不一定是离子晶体，，也可能是金属晶体；但含有阴离子的晶体一定是离子晶体。

　6、一般原子晶体的熔沸点高于离子晶体，但也有例外，如氧化镁是离子晶体，但其熔点却高于原子晶体二氧化硅。

　7、离子化合物一定属于离子晶体，而共价化合物却不一定是分子晶体。（如二氧化硅是原子晶体）。

　8、含有分子的晶体不一定是分子晶体。如硫酸铜晶体（CuSO4?5H2O）是离子晶体，但却含有水分子。

　氧化还原反应

　1、难失电子的物质，得电子不一定就容易。比如：稀有气体原子既不容易失电子也不容易得电子。

　2、氧化剂和还原剂的强弱是指其得失电子的难易而不是多少（如Na能失一个电子，Al能失三个电子，但Na比Al还原性强）。

　3、某元素从化合态变为游离态时，该元素可能被氧化，也可能被还原。

　4、金属阳离子被还原不一定变成金属单质（如Fe3+被还原可生成Fe2+）。

　5、有单质参加或生成的反应不一定是氧化还原反应，例如O2与O3的相互转化。

　6、一般物质中元素的化合价越高，其氧化性越强，但是有些物质却不一定，如HClO4中氯为＋7价，高于HClO中的＋1价，但HClO4的氧化性却弱于HClO。因为物质的氧化性强弱不仅与化合价高低有关，而且与物质本身的稳定性有关。HClO4中氯元素化合价虽高，但其分子结构稳定，所以氧化性较弱。

高中化学必修二知识点总结

? 化学反应的4种类型

化学基本反应类型有四种：化合反应、分解反应、置换反应、复分解反应。

一、化合反应：由两种或两种以上物质①生成另一种物质②的反应叫做化合反应。

? A+B=AB

?这里的物质①和物质②都是纯净物，物质①可以是单质也可以是化合物，物质②一定是化合物。

（1） ? 反应物相同，量不同，产物不同 举例：木炭在氧气中充分燃烧生成二氧化碳，木炭在氧气中不充分燃烧生成一氧化碳。

（2） ? 反应物相同，条件不同，产物不同 举例：二氧化碳和水反应生成碳酸。二氧化碳和水在光和叶绿素条件下反应生成糖类和氧气。

（3） ? 反应物相同，量不同，产物相同，反应现象不同 ?举例：硫在氧气中燃烧生成二氧化硫，发出蓝紫色火焰；而硫在空气中燃烧也生成二氧化硫，发出微弱的淡蓝色火焰。

（4） ? 反应物相同，量不同，条件不同，产物相同；举例：铁在潮湿的空气中生锈，铁在充有氧气的食盐水中更易生锈。

（5） ? 反应物不同，产物相同 ?举例：木炭在氧气中充分燃烧生成二氧化碳，一氧化碳在氧气中燃烧也生成二氧化碳。

（6） ? 吸热反应 举例：碳和二氧化碳在高温条件下反应生成一氧化碳，同时吸热。

（7） ? 非金属单质+非金属单质反应 ? 举例：氢气和氯气在点燃条件下生成氯化氢。

（8） ? 金属单质+非金属单质反应 举例：铁在氧气中燃烧生成四氧化三铁。

（9） ? 金属氧化物+水反应 ? 举例：氧化钙和水反应生成氢氧化钙。

（10） ? 非金属氧化物+水反应 ? 举例：二氧化碳和水反应生成碳酸。

（11） ? 单质+非金属氧化物反应 ? 举例：氧气和一氧化碳在点燃条件下生成二氧化碳；碳和二氧化碳在高温条件下生成一氧化碳。

（12） ? 燃料燃烧 举例：氧气和一氧化碳在点燃条件下生成二氧化碳。

（13） ? 三或四种反应物 ? 举例：碳酸钙与水和二氧化碳反应生成碳酸氢钙；铜与水和氧气及二氧化碳反应生成碱式碳酸铜。

二、分解反应：由一种物质①生成两种或两种以上其他物质②的反应叫做分解反应。

? AB= A+B

这里的物质①和物质②都是纯净物，物质①一定是化合物，物质②可以是单质也可以是化合物。

（1） ? 生成物是两种单质 ? 举例：电解水生成氢气和氧气。

（2） ? 生成物是一种单质和一种化合物 ? 举例：过氧化氢在二氧化锰做催化剂条件下生成氧气和水。

（3） ? 生成物是两种氧化物 举例：碳酸分解生成水和二氧化碳。

（4） ? 生成物是三种物质 ? 举例：高锰酸钾在加热条件下生成锰酸钾、二氧化锰和氧气。

三、置换反应：由一种单质与一种化合物起反应，生成另一种单质和另一种化合物的反应叫做置换反应。

? A+BC=B+AC

（1） ? 气体单质与金属氧化物 ?举例：氢气和氧化铜在加热条件下生成铜和水。

（2） ? 固体单质与金属氧化物 ?举例：木炭与氧化铜在高温条件下生成铜和二氧化碳。

（3） ? 活泼金属与稀盐酸或稀硫酸 举例：铁与稀盐酸反应生成氯化亚铁和氢气。

（4） ? 金属与盐溶液 ? 举例：铁与硫酸铜溶液反应生成铜和硫酸亚铁。

四、复分解反应：由两种化合物互相交换成分，生成另外两种化合物的反应叫做复分解反应。

? 这里的化合物指酸、碱、盐、金属氧化物，不包括非金属氧化物。

AB+CD=AD+CB

（1） ? 中和反应 ? 举例：氢氧化钠和盐酸反应生成氯化钠和水。

（2） ? 金属氧化物+酸 举例：氧化铁和盐酸反应生成氯化铁和水 。

（3） ? 碳酸盐+酸 ?举例：碳酸钙和盐酸反应生成氯化钙、水和二氧化碳。

（4） ? 碳酸盐溶液+碱溶液 ?举例：碳酸钠和氢氧化钙反应生成碳酸钙沉淀和氢氧化钠。

（5） ? 盐溶液间的反应（生成BaSO4、BaCO3、CaCO3、AgCl等）

举例：氯化钡与硫酸钠反应生成硫酸钡沉淀和氯化钠。

（6） ? 碱与铵盐的反应 ? 举例：氢氧化钙与硫酸铵反应生成硫酸钙和水及氨气。

（7） ? 反应物不同生成物相同的复分解反应 ?举例：氢氧化钙与盐酸反应生成氯化钙和水，氧化钙与盐酸反应也生成氯化钙和水。

高中化学必修二知识点总结 1

　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%

　高中化学必修二知识点总结 2

　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+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→

　高中化学必修二知识点总结 3

　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。

　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)

　高中化学必修二知识点总结 4

　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（1—20号,K最强；总体Cs最强 最

　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

　(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

　一 、化学键：

　1,含义：分子或晶体内相邻原子（或离子）间强烈的相互作用.

　2,类型 ,即离子键、共价键和金属键.

　离子键是由异性电荷产生的吸引作用,例如氯和钠以离子键结合成NaCl.

　1,使阴、阳离子结合的静电作用

　2,成键微粒：阴、阳离子

　3,形成离子键：a活泼金属和活泼非金属

　b部分盐（Nacl、NH4cl、BaCo3等）

　c强碱（NaOH、KOH）

　d活泼金属氧化物、过氧化物

　4,证明离子化合物：熔融状态下能导电

　共价键是两个或几个原子通过共用电子（1,共用电子对对数=元素化合价的绝对值

　2,有共价键的化合物不一定是共价化合物）

　对产生的吸引作用,典型的共价键是两个原子借吸引一对成键电子而形成的.例如,两个氢核同时吸引一对电子,形成稳定的氢分子.

　1,共价分子电子式的表示,P13

　2,共价分子结构式的表示

　3,共价分子球棍模型（H2O—折现型、NH3—三角锥形、CH4—正四面体）

　4,共价分子比例模型

　补充：碳原子通常与其他原子以共价键结合

　乙烷（C—C单键）

　乙烯（C—C双键）

　乙炔（C—C三键）

　金属键则是使金属原子结合在一起的相互作用,可以看成是高度离域的共价键.

　二、分子间作用力（即范德华力）

　1,特点：a存在于共价化合物中

　b化学键弱的多

　c影响熔沸点和溶解性——对于组成和结构相似的分子,其范德华力一般随着相对分子质量的增大而增大.即熔沸点也增大（特例：HF、NH3、H2O）

　三、氢键

　1,存在元素：O（H2O）、N（NH3）、F（HF）

　2,特点：比范德华力强,比化学键弱

　补充：水无论什么状态氢键都存在

　专题一 ：第三单元

　一,同素异形（一定为单质）

　1,碳元素（金刚石、石墨）

　氧元素（O2、O3）

　磷元素（白磷、红磷）

　2,同素异形体之间的转换——为化学变化

　二,同分异构（一定为化合物或有机物）

　分子式相同,分子结构不同,性质也不同

　1,C4H10（正丁烷、异丁烷）

　2,C2H6(乙醇、二甲醚)

　三,晶体分类

　离子晶体：阴、阳离子有规律排列

　1,离子化合物（KNO3、NaOH）

　2,NaCl分子

　3,作用力为离子间作用力

　分子晶体：由分子构成的物质所形成的晶体

　1,共价化合物（CO2、H2O）

　2,共价单质（H2、O2、S、I2、P4）

　3,稀有气体（He、Ne）

　原子晶体：不存在单个分子

　1,石英（SiO2）、金刚石、晶体硅（Si）

　金属晶体：一切金属

　总结：熔点、硬度——原子晶体>离子晶体>分子晶体

　专题二 ：第一单元

　一、反应速率

　1,影响因素：反应物性质（内因）、浓度（正比）、温度（正比）、压强（正比）、反应面积、固体反应物颗粒大小

　二、反应限度（可逆反应）

　化学平衡：正反应速率和逆反应速率相等,反应物和生成物的'浓度不再变化,到达平衡.

　专题二 ：第二单元

　一、热量变化

　常见放热反应：1,酸碱中和

　2,所有燃烧反应

　3,金属和酸反应

　4,大多数的化合反应

　5,浓硫酸等溶解

　常见吸热反应：1,CO2+C====2CO

　2,H2O+C====CO+H2（水煤气）

　3,Ba(OH)2晶体与NH4Cl反应

　4,大多数分解反应

　5,硝酸铵的溶解

　热化学方程式；注意事项5

　二、燃料燃烧释放热量

　专题二 ：第三单元

　一、化学能→电能（原电池、燃料电池）

　1,判断正负极：较活泼的为负极,失去电子,化合价升高,为氧化反应,阴离子在负极

　2,正极：电解质中的阳离子向正极移动,得到电子,生成新物质

　3,正负极相加=总反应方程式

　4,吸氧腐蚀

　A中性溶液（水）

　B有氧气

　Fe和C→正极：2H2O+O2+4e—====4OH—

　补充：形成原电池条件

　1,有自发的 氧化反应

　2,两个活泼性不同的电极

　3,同时与电解质接触

　4,形成闭合回路

　二、化学电源

　1,氢氧燃料电池

　阴极：2H++2e—===H2

　阳极：4OH——4e—===O2+2H2O

　2,常见化学电源

　银锌纽扣电池

　负极：

　正极：

　铅蓄电池

　负极：

　正极：

　三、电能→化学能

　1,判断阴阳极：先判断正负极,正极对阳极（发生氧化反应）,负极对阴极

　2,阳离子向阴极,阴离子向阳极（异性相吸）

　补充：电解池形成条件

　1,两个电极

　2,电解质溶液

　3,直流电源

　4,构成闭合电路

　第一章 物质结构 元素周期律

　1. 原子结构：如： 的质子数与质量数,中子数,电子数之间的关系

　2. 元素周期表和周期律

　（1）元素周期表的结构

　A. 周期序数＝电子层数

　B. 原子序数＝质子数

　C. 主族序数＝最外层电子数＝元素的最高正价数

　D. 主族非金属元素的负化合价数＝8－主族序数

　E. 周期表结构

　（2）元素周期律（重点）

　A. 元素的金属性和非金属性强弱的比较（难点）

　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）

　B. 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

　C. 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）

　D. 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）

　A. “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

　B. 预测新元素及其性质

　3. 化学键（重点）

　（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（难点）

　（AB, A2B,AB2, NaOH,Na2O2,NH4Cl,O22-,NH4+）

　（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（难点）

　（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：

　第二章 化学反应与能量

　1. 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

　练习：

　氢气在氧气中燃烧产生蓝色火焰,在反应中,破坏1molH－H键消耗的能量为Q1kJ,破坏1molO ＝ O键消耗的能量为Q2kJ,形成1molH－O键释放的能量为Q3kJ.下列关系式中正确的是（ B ）

　A.2Q1+Q2>4Q3 B.2Q1+Q2