高中化学步步高二轮复习全套课件专题二

[考纲要求] 1.了解物质的量的单位——摩尔(mol)、摩尔质量、气体摩尔体积、物质的量浓度、阿伏加德罗常数的含义。2.了解相对原子质量、相对分子质量的定义,并能进行有关计算。

3.理解质量守恒定律的含义。

4.能根据物质的量与微粒(原子、分子、离子等)数目、气体体积(标准状况下)之间的相互关系进行有关计算。

5.了解溶液的含义。

6.了解溶解度、饱和溶液的概念。

7.了解溶液的组成,理解溶液中溶质的质量分数的概念,并能进行有关计算。

8.了解配制一定溶质质量分数、物质的量浓度溶液的方法。

(一)洞悉陷阱设置,突破阿伏加德罗常数应用

题组一气体摩尔体积的适用条件及物质的聚集状态

1.正误判断,正确的划“√”,错误的划“×”。

(1)2.24 L CO2中含有的原子数为0.3N A(×)

(2)常温下,11.2 L甲烷气体含有的甲烷分子数为0.5N A(×)

(3)标准状况下,22.4 L己烷中含共价键数目为19N A(×)

(4)常温常压下,22.4 L氯气与足量镁粉充分反应,转移的电子数为2N A(×)

(5)标准状况下,2.24 L HF含有的HF分子数为0.1N A(×)

突破陷阱

抓“两看”,突破“状态、状况”陷阱

一看“气体”是否处于“标准状况”。

二看“标准状况”下,物质是否为“气体”(如CCl4、H2O、Br2、SO3、HF、己烷、苯等在标准状况下不为气体)。

题组二物质的量或质量与状况

2.正误判断,正确的划“√”,错误的划“×”。

(1)常温常压下,3.2 g O2所含的原子数为0.2N A(√)

(2)标准标况下,18 g H2O所含的氧原子数目为N A(√)

(3)常温常压下,92 g NO2和N2O4的混合气体中含有的原子数为6N A(√)

突破陷阱

排“干扰”,突破“质量、状况”陷阱

给出非标准状况下气体的物质的量或质量,干扰学生正确判断,误以为无法求解物质所含的粒子数,实质上,此时物质所含的粒子数与温度、压强等外界条件无关。

题组三物质的组成与结构

3.正误判断,正确的划“√”,错误的划“×”。

(1)在常温常压下,32 g 18O2中含有2N A个氧原子(×)

(2)17 g —OH与17 g OH－所含电子数均为10N A(×)

(3)相同质量的N2O4与NO2中所含原子数目相同(√)

(4)m g CO与N2的混合气体中所含分子数目为m

28N A(√)

(5)4.5 g SiO2晶体中含有的硅氧键的数目为0.3N A(√)

(6)30 g甲醛中含共用电子对总数为4N A(√)

突破陷阱

记“组成”,突破“结构”判断陷阱

1.记特殊物质中所含微粒的数目,如Ne、D2O、18O2、—OH、OH－等。

2.记最简式相同的物质,如NO2和N2O4、乙烯(C2H4)和丙烯(C3H6)等。

3.记摩尔质量相同的物质,如N2、CO、C2H4等。

题组四电解质溶液中粒子数目的判断

4.正误判断,正确的划“√”,错误的划“×”。

(1)0.1 L 3.0 mol·L－1的NH4NO3溶液中含有的NH＋4的数目为0.3N A(×)

(2)等体积、等物质的量浓度的NaCl和KCl溶液中,阴、阳离子数目之和均为2N A(×)

(3)0.1 mol·L－1的NaHSO4溶液中,阳离子的数目之和为0.2N A(×)

(4)25 ℃时,pH＝13的1.0 L Ba(OH)2溶液中含有的OH－数目为0.2N A(×)

突破陷阱

审“要求”,突破“离子数目”判断陷阱

一审是否有弱离子的水解；

二审是否指明了溶液的体积；

三审所给条件是否与电解质的组成有关,如pH＝1的H2SO4溶液,c(H＋)＝0.1 mol·L－1,与电解质的组成无关；0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液,c(OH－)＝0.1 mol·L－1,与电解质的组成有关。

题组五阿伏加德罗常数的应用与“隐含反应”

5.正误判断,正确的划“√”,错误的划“×”。

(1)2 mol SO2和1 mol O2在一定条件下充分反应后,混合物的分子数为2N A(×)

(2)标准状况下,22.4 L NO2气体中所含分子数目为N A(×)

(3)100 g 17%的氨水,溶液中含有的NH3分子数为N A(×)

(4)标准状况下,0.1 mol Cl2溶于水,转移的电子数目为0.1N A(×)

突破陷阱

记“隐含反应”,突破“粒子组成、电子转移”判断陷阱

在“N A”应用中,常涉及以下可逆反应:

2SO3

1.2SO2＋O2催化剂

△

2NO2N2O4

2NH3

N2＋3H2高温、高压

催化剂

2.Cl2＋H2O HCl＋HClO

3.NH3＋H2O NH3·H2O NH＋4＋OH－

题组六氧化还原反应中电子转移数目的判断

6.正误判断,正确的划“√”,错误的划“×”。

(1)5.6 g铁粉与硝酸反应失去的电子数一定为0.3N A(×)

(2)0.1 mol Zn与含0.1 mol HCl的盐酸充分反应,转移的电子数目为0.2N A(×)

(3)1 mol Na与足量O2反应,生成Na2O和Na2O2的混合物,转移的电子数为N A(√)

(4)1 mol Na2O2与足量CO2充分反应转移的电子数为2N A(×)

(5)向FeI2溶液中通入适量Cl2,当有1 mol Fe2＋被氧化时,共转移的电子的数目为N A(×)

(6)1 mol Cl2参加反应转移电子数一定为2N A(×)

突破陷阱

“分类”比较,突破“电子转移”判断陷阱

1.同一种物质在不同反应中氧化剂、还原剂的判断。如:

(1)Cl2和Fe、Cu等反应,Cl2只作氧化剂,而Cl2和NaOH反应,Cl2既作氧化剂,又作还原剂。

(2)Na2O2与CO2或H2O反应,Na2O2既作氧化剂,又作还原剂,而Na2O2与SO2反应,Na2O2只作氧化剂。

2.量不同,所表现的化合价不同。如:

Fe和HNO3反应,Fe不足,生成Fe3＋,Fe过量,生成Fe2＋。

3.氧化剂或还原剂不同,所表现的化合价不同。如:

Cu和Cl2反应生成CuCl2,而Cu和S反应生成Cu2S。

4.注意氧化还原的顺序。如:

向FeI2溶液中通入Cl2,首先氧化I－,再氧化Fe2＋。所以上述题(5)中转移的电子数目大于N A。题组七2016、2015新课标卷“N A”应用高考试题汇编

7.(2016·全国卷Ⅰ,8)设N A为阿伏加德罗常数值。下列有关叙述正确的是()

A.14 g乙烯和丙烯混合气体中的氢原子数为2N A

B.1 mol N2与4 mol H2反应生成的NH3分子数为2N A

C.1 mol Fe溶于过量硝酸,电子转移数为2N A

D.标准状况下,2.24 L CCl4含有的共价键数为0.4N A

答案 A

【解析】A项,乙烯和丙烯的最简式均为CH2,14 g乙烯和丙烯混合气体中相当于含有1 mol CH2,则其氢原子数为2N A,正确；B项,合成氨的反应是可逆反应,则1 mol N2与4 mol H2反应生成的NH3分子数小于2N A,错误；C项,铁和过量硝酸反应生成硝酸铁,故1 mol Fe溶于过量硝酸,电子转移数为3N A,错误；D项,标准状况下CCl4为液态,故2.24 L CCl4的物质的量不是0.1 mol,则其含有的共价键数不是0.4N A,错误。

8.(2015·全国卷Ⅰ,8)N A为阿伏加德罗常数的值。下列说法正确的是()

A.18 g D2O和18 g H2O中含有的质子数均为10N A

B.2 L 0.5 mol·L－1亚硫酸溶液中含有的H＋离子数为2N A

C.过氧化钠与水反应时,生成0.1 mol氧气转移的电子数为0.2N A

D.密闭容器中2 mol NO与1 mol O2充分反应,产物的分子数为2N A

答案 C

【解析】A项,D2O和H2O的质子数相同(均为10),但D2O、H2O的摩尔质量不同,分别为20 g·mol－1和18 g·mol－1,所以18 g D2O和H2O的物质的量不同,质子数不同,错误；B项,n(H2SO3)＝2 L×0.5 mol·L－1＝1 mol,但H2SO3是弱酸,部分电离,所以H＋数目小于2N A,错误；C项,发生的反应是2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑,转移电子数为2e－,所以生成0.1 mol氧气转移的电子数为0.2N A,正确；D项,发生反应:2NO＋O2===2NO2,生成2 mol NO2,常温下NO2和N2O4之间存在平衡2NO2N2O4,所以分子数小于2N A,错误。

(二)理解公式推论,破解阿伏加德罗定律应用

9.同温同压下,x g甲气体和y g乙气体占有相同的体积,根据阿伏加德罗定律判断,下列叙述错误的是()

A.x∶y等于甲与乙的相对分子质量之比

B.x∶y等于甲与乙的分子个数之比

C.x∶y等于同温同压下甲与乙的密度之比

D.y∶x等于同温同体积下,等质量的甲与乙的压强之比

答案 B

【解析】A项,由同温同压下,同体积的任何气体具有相同的分子数,则x g甲气体和y g乙气

体的物质的量相等,即x

M甲＝

y

M乙

,推出x∶y＝M甲∶M乙,故正确；B项,甲与乙的分子个数之比为

1∶1,而x与y不一定相等,故不正确；C项,同温同压下,密度之比等于摩尔质量之比,即为质量

比,故正确；D项,等质量的甲、乙的压强之比为p甲∶p乙＝n1∶n2＝m

M甲∶

m

M乙

＝M乙∶M甲＝y∶x,

故正确。

10.在两个密闭容器中,分别充有质量相同的甲、乙两种气体,若两容器的温度和压强均相同,且甲的密度大于乙的密度。则下列说法正确的是()

A.物质的量:甲＞乙

B.气体体积:甲＞乙

C.摩尔体积:甲＞乙

D.相对分子质量:甲＞乙

答案 D

【解析】同温同压下,气体摩尔体积相等,根据ρ＝M

V m知,相同条件下,气体密度与其摩尔质量成正比,甲的密度大于乙的密度,说明甲的摩尔质量大于乙。

A项,根据n＝m

M知,相同质量时其物质的量与摩尔质量成反比,甲的摩尔质量大于乙,则甲的物质的量小于乙,故A错误；

B项,根据V＝m

M V m知,相同温度、压强、质量时,气体体积与摩尔质量成反比,摩尔质量甲＞乙,则气体体积甲＜乙,故B错误；

C项,同温同压下,气体摩尔体积相等,故C错误；

D项,根据以上分析知,摩尔质量甲＞乙,摩尔质量在数值上等于其相对分子质量,所以相对分子质量甲＞乙,故D正确。

阿伏加德罗定律及推论可概括为“三同定一同,两同见比例”,可用V＝n×V m及m＝V×ρ等公式推导出:

(1)同温同压时:①V1∶V2＝n1∶n2＝N1∶N2；

②ρ1∶ρ2＝M1∶M2；

③同质量时:V1∶V2＝M2∶M1。

(2)同温同体积时:①p1∶p2＝n1∶n2＝N1∶N2；

②同质量时:p1∶p2＝M2∶M1。

(3)同温同压同体积时:M1∶M2＝m1∶m2。

配制一定物质的量浓度溶液的实验是中学化学中一个重要的定量实验。复习时,要熟记实验仪器,掌握操作步骤,注意仪器使用,正确分析误差,理解基本公式,明确高考题型,做到有的放矢。

1.七种仪器需记牢

高中化学必修二知识点总结

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) Z 1.原子数A 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

高中化学优秀课件

2011-2012学年鲁教版化学必修1同步练习 第二章第二节电解质 一. 教学内容： 第二章第二节电解质 二. 教学目的 1、了解电离、电解质、离子反应、离子方程式的含义 2、知道酸、碱、盐发生电离 3、通过实验事实认识离子反应及其发生条件能正确书写常见反应的离子方程式 4、了解常见离子的检验方法 三. 教学重点、难点 1、电解质的概念 2、通过实验事实认识离子反应及其发生条件，能正确书写常见反应的离子方程式 四. 知识分析 （一）电解质的电离 、金属导电：含有自由移动的电子 b、化合物（熔融或水溶液）：含有自由移动的离子 1、电离： （1）定义：一些物质溶解于水或受热熔化而离解成自由移动离子的过程。 （2）条件：溶于水或熔化 2、电离方程式：用符号来表示电离过程的式子，叫电离方程式。 练习：写出电离方程式 H2SO4＝2H＋＋SO42－B a(O H)2＝Ba2＋＋2OH－ Fe2(SO4)3＝2Fe3＋＋3SO42－(NH4)2CO3＝2NH4＋＋CO32－ 3、酸：电离出的阳离子全部是H＋的化合物叫做酸 碱：电离出的阴离子全部是OH－的化合物叫做碱 盐：电离时，生成金属离子（或铵根离子）和酸根离子的化合物。 4、电解质与非电解质：

a、写出CH3COOH、H2CO3的电离方程式（多元弱酸分步电离）： CH3COOH?CH3COO－＋H＋ H2CO3?HCO3－＋H＋HCO3－?H＋＋CO32－ b、写出NH3?H2O、Fe(OH)3的电离方程式： NH3?H2O?NH4＋＋OH－Fe(OH)3?Fe3＋＋3OH－ 练一练： （1）下列物质中属于强电解质的是（），弱电解质的是（），非电解质的是（） A、KI B、乙醇 C、氨水 D、蔗糖 E、HClO F、硫酸氢钠 G、NH3?H2O H、液氯 I、CO2 J、硝酸 K、Na2O （2）下列电离方程式错误的是（） A、Al2(SO4)3＝2Al3＋＋3SO42－ B、NH3?H2O ＝NH4＋＋OH－ C、NaHCO3＝Na＋＋HCO32－ D、H2SO4＝2H＋＋SO42－ （3）下列叙述正确的是（） A、NaCl在电流的作用下电离出Na＋、Cl— B、溶于水后电离出H＋的化合物是酸 C、HCl溶于水能导电，但液态HCl不导电 D、导电性强的溶液里自由移动的离子数目一定比导电性弱的溶液里的自由移动的离子数目多 （4）把0.05mol的NaOH固体分别加入下列100ml溶液中，溶液的导电能力变化不大的是（） A、自来水 B、0.5mol/L盐酸 C、0.5mol/L醋酸 D、0.5mol/LNH4Cl溶液 答案：（1）AFJK；GE；BDI （2）C （3）C （4）BD 小结： 1、电解质必须是本身电离出离子 2、常见的强电解质： 强酸：HCl HNO3H2SO4 强碱：NaOH KOH Ca(OH)2Ba(OH)2 盐：NaCl K2SO4KClO3 FeCl3 金属氧化物：CaO Na2O 常见的弱电解质： 弱酸：CH3COOH H2CO3HClO 弱碱：NH3?H2O H2O

高一化学必修二第二章知识点总结

学点归纳 一、化学键与化学反应中能量变化的关系 1、化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因； 2、能量是守恒的； 3、E（反应物的总能量）＞E（生成物的总能量）化学反应放出热量 E（反应物的总能量）＜E（生成物的总能量）化学反应吸收热量 二、化学能与热能的相互转化 放热反应：放出热量的化学反应 吸热反应：吸收热量的化学反应 三、中和热的测定 四、能量的分类 典例剖析 【例1】下列有关化学反应中能量变化的理解，正确的是( ) A.凡是伴有能量的变化都是化学反应 B.在化学反应过程中，总是伴随着能量的变化 C.在确定的化学反应中，反应物的总能量一定不等于生成物的总能量 D.在确定的化学反应中，反应物的总能量总是高于生成物的总能量 解析：在化学变化中，既有物质的变化，又有能量的变化；但有能量的变化不一定有化学变化，如NaOH固体溶于水中放出热量，NH4NO3晶体溶于水吸收热量，核反应的能量变化等。在确定的化学反应中，E (反应物总) ≠E (生成物总)，当E (反应物总) ＞E (生成物总)时，反应放出热量；当E (反应物总) ＜E (生成物总)时，反应吸收热量。B、C正确，A、D错误。 【例2】在化学反应中，反应前与反应后相比较，肯定不变的是( ) ①元素的种类②原子的种类③分子数目④原子数目 ⑤反应前物质的质量总和与反应后物质的质量总和⑥如果在水溶液中反应，则反应前与反应后阳离子所带的正电荷总数⑦反应前反应物的总能量与反应后生成物的总能量 A. ①②③④ B. ①②⑤⑥ C. ①②④⑤ D. ②③⑤⑥

答案： C 解析：依据能量守恒定律可知：①②④⑤正确，但化学变化中物质的分子数会变化，且一定伴随着能量的变化 【例3】下列说法不正确的是( ) A.任何化学反应都伴随有能量变化 B.化学反应中能量的变化都变现为热量的变化 C.反应物的总能量高于生成物的总能量时，发生放热反应 D.反应物的总能量低于生成物的总能量时，发生吸热反应 解析：化学反应中能量变化通常变现为热量的变化，也可变现为光能、动能等能量形成，B是错误的；A从能量变化角度去认识化学反应，正确；C、D都是关于化学反应中能量变化的正确描述，反应物总能量大于生成物总能量，多余的能量以热能释放出来就是放热反应，当反应物总能量小于生成物总能量，所差能量通过吸收热量来完成，表现为吸热反应。 答案： B 【例4】下列说法不正确的是( ) A.在化学反应中，随着物质的变化，既有化学键的断裂，又有化学键的形成，还有化学能的变化 B.化学反应过程中是放出热量还有吸收热量，取决于反应物的总能量与生成物的总能量的相对大小 C.需要加热才能发生的化学反应，则该反应进行后一定是吸收热量的 D.物质具有的能量越低，其稳定性越大，反应越难以发生；物质具有的能量越高，其稳定性越小，反应越容易发生 答案： C 解析：需要加热才能发生的反应，反应后不一定是吸收能量的，如碳在空气中燃烧时需要加热才能进行，但反应后放出大量的热量。ABD都是正确的。 【例5】已知反应X＋Y＝M＋N为吸热反应，关于这个反应的下列说法中正确的是( ) A.X的能量一定低于M的，Y的能量一定低于N的 B.因为该反应为吸热反应，故一定要加热反应才能进行 C.破坏反应物中的化学键所吸收的能量小于形成生成物中的化学键所放出的能量 D.X、Y的总能量一定低于M、N的总能量 解析：根据能量守恒定律，该反应为吸热反应，则X、Y总能量一定小于M、N的总

高中化学必修二知识点

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、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

高中化学必修一必修二知识点总结

必修一知识点汇总 必修二知识点汇总 第一章从实验学化学 一、常见物质的分离、提纯和鉴别 1．常用的物理方法——根据物质的物理性质上差异来分离。 混合物的物理分离方法

i、蒸发和结晶蒸发是将溶液浓缩、溶剂气化或溶质以晶体析出的方法。结晶是溶质从溶液中析出晶体的过程，可以用来分离和提纯几种可溶性固体的混合物。结晶的原理是根据混合物中各成分在某种溶剂里的溶解度的不同，通过蒸发减少溶剂或降低温度使溶解度变小，从而使晶体析出。加热蒸发皿使溶液蒸发时、要用玻璃棒不断搅动溶液，防止由于局部温度过高，造成液滴飞溅。当蒸发皿中出现较多的固体时，即停止加热，例如用结晶的方法分离NaCl和KNO3混合物。 ii、蒸馏蒸馏是提纯或分离沸点不同的液体混合物的方法。用蒸馏原理进行多种混合液体的分离，叫分馏。 操作时要注意： ①在蒸馏烧瓶中放少量碎瓷片，防止液体暴沸。 ②温度计水银球的位置应与支管底口下缘位于同一水平线上。 ③蒸馏烧瓶中所盛放液体不能超过其容积的2/3，也不能少于l/3。 ④冷凝管中冷却水从下口进，从上口出。 ⑤加热温度不能超过混合物中沸点最高物质的沸点，例如用分馏的方法进行石油的分馏。 iii、分液和萃取分液是把两种互不相溶、密度也不相同的液体分离开的方法。萃取是利用溶质在互不相溶的溶剂里的溶解度不同，用一种溶剂把溶质从它与另一种溶剂所组成的溶液中提取出来的方法。选择的萃取剂应符合下列要求：和原溶液中的溶剂互不相溶；对溶质的溶解度要远大于原溶剂，并且溶剂易挥发。 在萃取过程中要注意： ①将要萃取的溶液和萃取溶剂依次从上口倒入分液漏斗，其量不能超过漏斗容积的2/3，塞好塞子进行振荡。 ②振荡时右手捏住漏斗上口的颈部，并用食指根部压紧塞子，以左手握住旋塞，同时用手指控制活塞，将漏斗倒转过来用力振荡。 ③然后将分液漏斗静置，待液体分层后进行分液，分液时下层液体从漏斗口放出，上层液体从上口倒出。例如用四氯化碳萃取溴水里的溴。 iv、升华升华是指固态物质吸热后不经过液态直接变成气态的过程。利用某些物质具有升华的特性，将这种物质和其它受热不升华的物质分离开来，例如加热使碘升华，来分离I2和SiO2的混合物。 2、化学方法分离和提纯物质 对物质的分离可一般先用化学方法对物质进行处理，然后再根据混合物的特点用恰当的分离方法（见化学基本操作）进行分离。 用化学方法分离和提纯物质时要注意：

(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

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

高中化学必修二知识点归纳总结

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（Z A X ）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 个横行）第四周期418种元素 素（ 7 个周期）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：Ⅰ A～Ⅶ A 共 7 个主族 族副族：Ⅲ B～Ⅶ B、Ⅰ B～Ⅱ B，共 7 个副族 （ 18个纵行）第Ⅷ族：三个纵行，位于Ⅶ B 和Ⅰ B 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 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

高中化学必修二重点知识总结

高中化学必修二重点知识总结(选取) 第一章：元素周期表与化学键 一、元素周期表中位构性及三者间关系 1.最外层电子数等于或大雨3（小于8）的一定是主族元素 2.最外层电子数比次外层电子数多的元素一定位于第二周期 3.阴离子最外层电子数与次外层电子数相同的元素一定位于第三周期 二、易错点知识归纳 1.原子核对电子的吸引作用的实质是，原子核中的质子对核外电子的吸引 2.Na、F、Al等无同位素 3.不是所有非金属元素原子的最外层都大于④，比如氢元素 4.原子核各外层电子数相等的元素为铍 6.原子失电子变为阳离子时，电子层数减少一层，原子的电子变成阴离子时，电子层数不变 7.如果给核外电子足够的能量，这些电子会摆脱原子核束缚离去，主要受1原子核对核外电子的吸引力2形成稳定结构的倾向的影响 8.Br单质是唯一的液态非金属单质，汞单质是唯一的液态金属单质 9.短周期第四主族与第七主族元素的原子间构成的分子，均满足原子最外层8的电子结构 10.化学键的形成与原子结构有关，主要通过原子的价电子间的转移或共用实现 11.分子间形成的氢键会使物质的熔点和沸点升高 12.化学键的断裂和形成是在化学反应中发生能量变化的主要原因 24.单质与水反应最剧烈的非金属单质：F（气态氢化物水溶液用于雕刻玻璃） 25.能导电的非金属单质，石墨和硅 26.最外层电子数是内层电子总数的五分之一：Mg 27.最外层电子数等于电子层数的是Al 28.形成化合物最多，单质为固体：碳 30.他两种常见氯化物，分子质量相差35.5：Al 31.同一周期的最高价氧化物从左向右依次是：碱性氧化物、两性氧化物、酸性氧化物 19.活泼金属和活泼非金属元素原子间易形成离子键，金属性、非金属性越强的两种元素的原子形成的化学键中共价键成分越少。 20.硫酸不能干燥碱性气体和还原性气体：因为硫酸呈酸性，与碱性气体会发生中和反应，而且具有强氧化性 21.高氯酸是最强的酸 22.氧和氟无正价 23.钠和鉀的合金常温下为液态 23.互为同位素的核素为同种元素 24.Fr的金属性最强，F的非金属性最强 25.稀有气体分子中无化学键 第二章：化学反应与能量 易错点总结 13.物质的化学反应与体系能量变卦是同时发生的 14.物质本身的能量越低，稳定性越高。物质中所含化学键的键能越大，物质的体系能量越低，稳定性越高 15.断开化学键所消耗的能量越高，越稳定 16.生成物越稳定，放出能量越多

高一化学必修二知识重点归纳

高一化学必修二知识重点归纳 高一化学必修二知识重点归纳 一、互滴法鉴别无色试剂的实验组：碳酸钠溶液和盐酸，硫酸铝溶液和强碱，偏酸盐溶液和强酸 二、Fe的检验： ①取少量待测液于试管中，在试管中滴入可溶性碱溶液，先产生白色沉淀，过一会沉淀变成灰绿色，最终变成红褐色，说明溶液中 有Fe。 ②取少量待测液于试管中，在试管中先滴入KSCN溶液，无现象，再滴入氯水，溶液马上变成血红色，说明溶液中有Fe2+。 三、Fe3+的检验： ①取少量待测液于试管中，滴入可溶性碱溶液，产生红褐色沉淀，说明溶液中有Fe。②取少量待测液于试管中，在试管中先滴入KSCN 溶液，溶液马上变成血红色，说明溶液中有Fe3+。 四、指示剂颜色变化： ①在盛有水的试管里，加入过氧化钠，然后滴入指示剂：酚酞先变红后褪色(紫色石蕊先变蓝后褪色)。 ②在盛有水的`试管里，加入碳酸钠，然后滴入指示剂：酚酞变 红(紫色石蕊变蓝)。③在盛有水的试管里，加入碳酸氢钠，然后滴 入指示剂：酚酞变红(紫色石蕊变蓝)。 五、氯化铁溶液可以止血，氯化铁溶液可以用来腐蚀电路板，饱和氯化铁溶液滴入沸水中可以制备氢氧化铁胶体，铝化铁溶液蒸干 得到氢氧化铁，灼烧得到氧化铁。 六、与Fe3+不能共存的离子有：

①发生复分解反应的离子：OH-。②发生络合反应的离子：SCN-。 ③发生双水解反应的离子：CO3、HCO3。 ④发生氧化还原反应的离子：S2-、I-。 一、Cl-、Br-、I-离子鉴别： 1.分别滴加AgNO3和稀硝酸，产生白色沉淀的为Cl-;产生浅黄 色沉淀的为Br-;产生黄色沉淀的为I- 2.分别滴加氯水，再加入少量四氯化碳，振荡，下层溶液为无色的是Cl-;下层溶液为橙红色的为Br-;下层溶液为紫红色的为I-。 二、常见物质俗名 ①苏打、纯碱：Na2CO3;②小苏打：NaHCO3;③熟石灰： Ca(OH)2;④生石灰：CaO;⑤绿矾：FeSO47H2O;⑥硫磺：S;⑦大理石、石灰石主要成分：CaCO3;⑧胆矾： CuSO45H2O;⑨石膏：CaSO42H2O;⑩明矾：KAl(SO4)212H2O 三、铝及其化合物的性质 1.铝与盐酸的反应：2Al+6HCl=2AlCl3+3H2↑ 2.铝与强碱的反应：2Al+2NaOH+6H2O=2Na[Al(OH)4]+3H2↑ 3.铝在空气中氧化：4Al+3O2==2Al2O3 4.氧化铝与酸反应：Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O 5.氧化铝与强碱反应：Al2O3+2NaOH+3H2O=2Na[Al(OH)4] 6.氢氧化铝与强酸反应：Al(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2O 7.氢氧化铝与强碱反应：Al(OH)3+NaOH=Na[Al(OH)4] 8.实验室制取氢氧化铝沉淀：Al3++3NH3H2O=Al(OH)3↓+3NH4+十 常见物质的颜色、状态

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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。