高中必修二的化学总结【精彩3篇】

高中必修二的化学总结 篇一

高中必修二的化学课程是学生们进一步学习化学知识的重要阶段。通过学习这门课程，学生们可以更深入地了解化学的基本原理和应用。在这篇文章中，我将总结高中必修二化学课程的主要内容和学习收获。

在高中必修二的化学课程中，我们首先学习了化学反应的速率和平衡。通过学习反应速率的影响因素和平衡条件，我们可以更好地理解化学反应过程。在此基础上，我们进一步学习了化学动力学和化学平衡的实际应用，例如酸碱中和反应和氧化还原反应等。这些知识不仅加深了我们对化学反应的理解，还能帮助我们解释和预测许多实际生活中的化学现象。

接下来，我们学习了化学键与物质性质的关系。通过学习原子与分子的组成以及化学键的形成和断裂，我们可以解释物质的性质和变化。在这一部分的学习中，我们还学习了分子间力的作用，如氢键和范德华力等。这些知识对于我们理解分子间相互作用和物质的特性至关重要。

此外，我们还学习了化学反应的能量变化和化学热力学。通过学习化学反应的焓变和熵变，我们可以了解化学反应的能量变化和反应的方向性。此外，我们还学习了热力学计算和化学反应的热力学平衡。这些知识对于我们理解化学反应的热力学过程和判断反应的可行性非常重要。

最后，我们学习了溶液和酸碱中和反应。通过学习溶液的组成和性质，我们可以了解溶质在溶剂中的溶解行为和溶液的浓度计算。在酸碱中和反应的学习中，我们了解了酸碱的定义和性质，以及酸碱中和反应的计算和应用。这些知识对于我们理解溶液的行为和酸碱反应的实际应用非常重要。

通过学习高中必修二的化学课程，我深入了解了化学的基本原理和应用。这门课程不仅拓宽了我的化学知识，还培养了我的实验操作和问题解决能力。我相信这些知识和技能对于我今后在化学领域的学习和研究将会有很大的帮助。我希望将来能够继续深入学习化学，并为推动科学研究和社会发展做出自己的贡献。

高中必修二的化学总结 篇二

高中必修二的化学课程是学生们进一步学习化学知识和培养科学素养的重要阶段。通过学习这门课程，我们不仅了解了化学的基本原理和实际应用，还培养了实验操作和问题解决能力。在这篇文章中，我将总结高中必修二化学课程的主要内容和学习收获。

在高中必修二的化学课程中，我们学习了化学反应的速率和平衡。通过学习反应速率的影响因素和平衡条件，我们可以更深入地理解化学反应的过程和机理。在实验室中，我们还进行了一系列的实验来观察和研究反应速率和平衡的变化。这些实验不仅提供了实践操作的机会，还加深了我们对化学原理的理解。

接下来，我们学习了化学键与物质性质的关系。通过学习原子与分子的组成以及化学键的形成和断裂，我们可以解释物质的性质和变化。在实验室中，我们还通过合成和分离化合物的实验来验证这些理论知识。这些实验不仅培养了我们的实验操作技能，还加深了我们对物质性质的理解。

此外，我们还学习了化学反应的能量变化和化学热力学。通过学习化学反应的焓变和熵变，我们可以了解化学反应的能量变化和反应的方向性。在实验室中，我们还进行了一系列的热学实验来测量和计算反应的热力学参数。这些实验不仅提供了实践操作的机会，还加深了我们对热力学原理的理解。

最后，我们学习了溶液和酸碱中和反应。通过学习溶液的组成和性质，我们可以了解溶质在溶剂中的溶解行为和溶液的浓度计算。在酸碱中和反应的学习中，我们了解了酸碱的定义和性质，以及酸碱中和反应的计算和应用。在实验室中，我们还进行了一系列的酸碱反应实验来验证和应用这些理论知识。这些实验不仅提供了实践操作的机会，还加深了我们对溶液和酸碱反应的理解。

通过学习高中必修二的化学课程，我不仅扩展了化学知识，还培养了实验操作和问题解决能力。这门课程为我今后在化学领域的学习和研究打下了坚实的基础。我相信这些知识和技能对于我未来在科学研究和职业发展中将会有很大的帮助。我希望能够继续深入学习化学，并为推动科学研究和社会发展做出自己的贡献。

高中必修二的化学总结 篇三

高中必修二的化学总结

　　大家在化学学习过程中还有哪方面知识学起来比较吃力?

　　必修二的化学总结1

　　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!

　　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

　　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

　　必修二的.化学总结2

　　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 ）