高二化學複習知識點整理

在平日的學習中，説到知識點，大家是不是都習慣性的重視？知識點也不一定都是文字，數學的知識點除了定義，同樣重要的公式也可以理解為知識點。哪些知識點能夠真正幫助到我們呢？下面是小編為大家收集的高二化學複習知識點整理，歡迎閲讀，希望大家能夠喜歡。

高二化學複習知識點整理1

1——原子半徑

(1)除第1週期外，其他週期元素(惰性氣體元素除外)的原子半徑隨原子序數的遞增而減小;

(2)同一族的元素從上到下，隨電子層數增多，原子半徑增大。

2——元素化合價

(1)除第1週期外，同週期從左到右，元素正價由鹼金屬+1遞增到+7，非金屬元素負價由碳族-4遞增到-1(氟無正價，氧無+6價，除外);第一章物質結構元素週期律

1.原子結構：如：的質子數與質量數，中子數，電子數之間的關係

2.元素週期表和週期律

(1)元素週期表的結構

A.週期序數=電子層數

B.原子序數=質子數

C.主族序數=最外層電子數=元素的正價數

D.主族非金屬元素的負化合價數=8-主族序數

E.週期表結構

(2)元素週期律(重點)

A.元素的金屬性和非金屬性強弱的比較(難點)

a.單質與水或酸反應置換氫的難易或與氫化合的難易及氣態氫化物的穩定性

b.價氧化物的水化物的鹼性或酸性強弱

c.單質的還原性或氧化性的強弱

(注意：單質與相應離子的性質的變化規律相反)

B.元素性質隨週期和族的變化規律

a.同一週期，從左到右，元素的金屬性逐漸變弱

b.同一週期，從左到右，元素的非金屬性逐漸增強

c.同一主族，從上到下，元素的金屬性逐漸增強

d.同一主族，從上到下，元素的非金屬性逐漸減弱

C.第三週期元素的變化規律和鹼金屬族和鹵族元素的變化規律(包括物理、化學性質)

D.微粒半徑大小的比較規律：

a.原子與原子b.原子與其離子c.電子層結構相同的離子

(3)元素週期律的應用(重難點)

A.“位，構，性”三者之間的關係

a.原子結構決定元素在元素週期表中的位置

b.原子結構決定元素的化學性質

c.以位置推測原子結構和元素性質

B.預測新元素及其性質

3.化學鍵(重點)

(1)離子鍵：

A.相關概念：

B.離子化合物：大多數鹽、強鹼、典型金屬氧化物

C.離子化合物形成過程的電子式的表示(難點)

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

(2)共價鍵：

A.相關概念：

B.共價化合物：只有非金屬的化合物(除了銨鹽)

C.共價化合物形成過程的電子式的表示(難點)

(NH3，CH4，CO2，HClO，H2O2)

D極性鍵與非極性鍵

高二化學複習知識點整理2

物質的量的單位――摩爾

1、物質的量(n)是表示含有一定數目粒子的'集體的物理量。

2、摩爾(mol):把含有6、02×1023個粒子的任何粒子集體計量為1摩爾。

3、阿伏加德羅常數:把6、02X1023mol-1叫作阿伏加德羅常數。

4、物質的量=物質所含微粒數目/阿伏加德羅常數n=N/NA

5、摩爾質量(M)(1)定義:單位物質的量的物質所具有的質量叫摩爾質量、(2)單位:g/mol或g、、mol-1(3)數值:等於該粒子的相對原子質量或相對分子質量、

6、物質的量=物質的質量/摩爾質量(n=m/M)

氣體摩爾體積

1、氣體摩爾體積(Vm)(1)定義:單位物質的量的氣體所佔的體積叫做氣體摩爾體積、(2)單位:L/mol

2、物質的量=氣體的體積/氣體摩爾體積n=V/Vm

3、標準狀況下,Vm=22、4L/mol

高二化學複習知識點整理3

1、二、三週期的同族元素原子序數之差為8。

2、三、四周期的同族元素原子序數之差為8或18，ⅠA、ⅡA為8，其他族為18。

3、四、五週期的同族元素原子序數之差為18。

4、五、六週期的同族元素原子序數之差為18或32。

5、六、七週期的同族元素原子序數之差為32。

氧族元素

1、能使帶火星的木條復燃的氣體O2

2、能使品紅褪色的氣體SO2(顏色可復現)、Cl2(顏色不可復現)

3、能使澄清的石灰水變渾濁的氣體CO2、SO2

4、濃硫酸的特性吸水性、脱水性、氧化性、難揮發

5、檢查腸胃用作“鋇餐”的BaSO4

6、檢驗SO先加稀鹽酸酸化，再加入BaCl2溶液，有白色沉澱

7、某溶液加入鹽酸產生刺激氣味氣體，該溶液中定含有：

8、引發酸雨的污染物SO2

氮族元素

1、常用作金屬焊接保護氣、代替稀有氣體填充燈泡、保存糧食水果的氣體N2

2、在放電情況下才發生反應的兩種氣體N2與O2

3、遇到空氣立刻變紅棕色的氣體NO

4、有顏色的氣體Cl2(黃綠色)、NO2(紅棕色)

5、造成光化學煙霧的污染物NO2

6、極易溶於水的氣體NH3、HCl

7、NH3噴泉實驗的現象和原理紅色噴泉

8、NH3的空間結構三角錐形

9、溶於水顯鹼性的氣體NH3

高二化學複習知識點整理4

1、化學反應的速率

(1)概念：化學反應速率通常用單位時間內反應物濃度的減少量或生成物濃度的增加量(均取正值)來表示。

計算公式：

①單位：mol/(L·s)或mol/(L·min)

②B為溶液或氣體，若B為固體或純液體不計算速率。

③以上所表示的是平均速率，而不是瞬時速率。

④重要規律：

速率比=方程式係數比

變化量比=方程式係數比

(2)影響化學反應速率的因素：

內因：由參加反應的物質的結構和性質決定的(主要因素)。

外因：

①温度：升高温度，增大速率

②催化劑：一般加快反應速率(正催化劑)

③濃度：增加C反應物的濃度，增大速率(溶液或氣體才有濃度可言)

④壓強：增大壓強，增大速率(適用於有氣體參加的反應)

⑤其它因素：如光(射線)、固體的表面積(顆粒大小)、反應物的狀態(溶劑)、原電池等也會改變化學反應速率。

2、化學反應的限度——化學平衡

(1)在一定條件下，當一個可逆反應進行到正向反應速率與逆向反應速率相等時，反應物和生成物的濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡狀態”，這就是這個反應所能達到的限度，即化學平衡狀態。

化學平衡的移動受到温度、反應物濃度、壓強等因素的影響。催化劑只改變化學反應速率，對化學平衡無影響。

在相同的條件下同時向正、逆兩個反應方向進行的反應叫做可逆反應。通常把由反應物向生成物進行的反應叫做正反應。而由生成物向反應物進行的反應叫做逆反應。

在任何可逆反應中，正方應進行的同時，逆反應也在進行。可逆反應不能進行到底，即是説可逆反應無論進行到何種程度，任何物質(反應物和生成物)的物質的量都不可能為0。

(2)化學平衡狀態的特徵：逆、動、等、定、變。

①逆：化學平衡研究的對象是可逆反應。

②動：動態平衡，達到平衡狀態時，正逆反應仍在不斷進行。

③等：達到平衡狀態時，正方應速率和逆反應速率相等，但不等於0。即v正=v逆≠0。

④定：達到平衡狀態時，各組分的濃度保持不變，各組成成分的含量保持一定。

⑤變：當條件變化時，原平衡被破壞，在新的條件下會重新建立新的平衡。

(3)判斷化學平衡狀態的標誌：

①VA(正方向)=VA(逆方向)或nA(消耗)=nA(生成)(不同方向同一物質比較)

②各組分濃度保持不變或百分含量不變

③藉助顏色不變判斷(有一種物質是有顏色的)

④總物質的量或總體積或總壓強或平均相對分子質量不變(前提：反應前後氣體的總物質的量不相等的反應適用，即如對於反應)

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1、羥基就是氫氧根

看上去都是OH組成的一個整體，其實，羥基是一個基團，它只是物質結構的一部分，不會電離出來。而氫氧根是一個原子團，是一個陰離子，它或強或弱都能電離出來。所以，羥基不等於氫氧根。

例如：C2H5OH中的OH是羥基，不會電離出來;硫酸中有兩個OH也是羥基，眾所周知，硫酸不可能電離出OH-的。而在NaOH、Mg(OH)2、Fe(OH)3、Cu2(OH)2CO3中的OH就是離子，能電離出來，因此這裏叫氫氧根。

2、Fe3+離子是黃色的

眾所周知，FeCl3溶液是黃色的，但是不是意味着Fe3+就是黃色的呢?不是。Fe3+對應的鹼Fe(OH)3是弱鹼，它和強酸根離子結合成的鹽類將會水解產生紅棕色的Fe(OH)3。因此濃的FeCl3溶液是紅棕色的，一般濃度就顯黃色，歸根結底就是水解生成的Fe(OH)3導致的。真正Fe3+離子是淡紫色的而不是黃色的。將Fe3+溶液加入過量的酸來抑制水解，黃色將褪去。

3、AgOH遇水分解

我發現不少人都這麼説，其實看溶解性表中AgOH一格為“-”就認為是遇水分解，其實不是的。而是AgOH的熱穩定性極差，室温就能分解，所以在複分解時得到AgOH後就馬上分解，因而AgOH常温下不存在。和水是沒有關係的。如果在低温下進行這個操作，是可以得到AgOH這個白色沉澱的。

4、多元含氧酸具體是幾元酸看酸中H的個數。

多元酸究竟能電離多少個H+，是要看它結構中有多少個羥基，非羥基的氫是不能電離出來的。如亞磷酸(H3PO3)，看上去它有三個H，好像是三元酸，但是它的結構中，是有一個H和一個O分別和中心原子直接相連的，而不構成羥基。構成羥基的O和H只有兩個。因此H3PO3是二元酸。當然，有的還要考慮別的因素，如路易斯酸H3BO3就不能由此來解釋。

5、酸式鹽溶液呈酸性

表面上看，“酸”式鹽溶液當然呈酸性啦，其實不然。到底酸式鹽呈什麼性，要分情況討論。如果這是強酸的酸式鹽，因為它電離出了大量的H+，而且陰離子不水解，所以強酸的酸式鹽溶液一定呈酸性。而弱酸的酸式鹽，則要比較它電離出H+的能力和陰離子水解的程度了。如果陰離子的水解程度較大(如NaHCO3)，則溶液呈鹼性;反過來，如果陰離子電離出H+的能力較強(如NaH2PO4)，則溶液呈酸性。

6、H2SO4有強氧化性

就這麼説就不對，只要在前邊加一個“濃”字就對了。濃H2SO4以分子形式存在，它的氧化性體現在整體的分子上，H2SO4中的S6+易得到電子，所以它有強氧化性。而稀H2SO4(或SO42-)的氧化性幾乎沒有(連H2S也氧化不了)，比H2SO3(或SO32-)的氧化性還弱得多。這也體現了低價態非金屬的含氧酸根的氧化性比高價態的強，和HClO與HClO4的酸性強弱比較一樣。所以説H2SO4有強氧化性時必須嚴謹，前面加上“濃”字。

7、鹽酸是氯化氫的俗稱

看上去，兩者的化學式都相同，可能會產生誤會，鹽酸就是氯化氫的俗稱。其實鹽酸是混合物，是氯化氫和水的混合物;而氯化氫是純淨物，兩者根本不同的。氯化氫溶於水叫做氫氯酸，氫氯酸的俗稱就是鹽酸了。

8、易溶於水的鹼都是強鹼，難溶於水的鹼都是弱鹼

從常見的強鹼NaOH、KOH、Ca(OH)2和常見的弱鹼Fe(OH)3、Cu(OH)2來看，似乎易溶於水的鹼都是強鹼，難溶於水的鹼都是弱鹼。其實鹼的鹼性強弱和溶解度無關，其中，易溶於水的鹼可別忘了氨水，氨水也是一弱鹼。難溶於水的也不一定是弱鹼，學過高一元素週期率這一節的都知道，鎂和熱水反應後滴酚酞變紅的，證明Mg(OH)2不是弱鹼，而是中強鹼，但Mg(OH)2是難溶的。還有AgOH，看Ag的金屬活動性這麼弱，想必AgOH一定為很弱的鹼。其實不然，通過測定AgNO3溶液的pH值近中性，也可得知AgOH也是一中強鹼。

9、寫離子方程式時，強電解質一定拆，弱電解質一定不拆

在水溶液中，的確，強電解質在水中完全電離，所以肯定拆;而弱電解質不能完全電離，因此不拆。但是在非水溶液中進行時，或反應體系中水很少時，那就要看情況了。在固相反應時，無論是強電解質還是弱電解質，無論這反應的實質是否離子交換實現的，都不能拆。如：2NH4Cl+Ca(OH)2=△=CaCl2+2NH3↑+2H2O，這條方程式全部都不能拆，因此不能寫成離子方程式。有的方程式要看具體的反應實質，如濃H2SO4和Cu反應，儘管濃H2SO4的濃度為98%，還有少量水，有部分分子還可以完全電離成H+和SO42-，但是這條反應主要利用了濃H2SO4的強氧化性，能體現強氧化性的是H2SO4分子，所以實質上參加反應的是H2SO4分子，所以這條反應中H2SO4不能拆。同樣，生成的CuSO4因水很少，也主要以分子形式存在，所以也不能拆。弱電解質也有拆的時候，因為弱電解質只是相對於水是弱而以，在其他某些溶劑中，也許它就變成了強電解質。如CH3COOH在水中為弱電解質，但在液氨中卻為強電解質。在液氨做溶劑時，CH3COOH參加的離子反應，CH3COOH就可以拆。