高中化学必修2知识点大全(超详细)
化学必修二全册知识点总结
化学必修二常识点总结第一章 物质结构 元素周期表第一节 元素周期表一、 周期表总结原子序数 ＝ 核电荷数 ＝ 质子数 ＝ 核外电子数 1、 依据横行： 电子层数相同元素按原子序数递增从左到右布列 纵行： 最外层电子数相同的 元素按电子层数递增从上向下布列 2、 结构周期序数＝核外电子层数 主族序数＝最外层电子数短周期（第1、 2、 3周期）周期： 7个（共七个横行）周期表 长周期（第4、 5、 6、 7周期） 主族7个： ⅠA-ⅦA族： 16个（共18个纵行） 副族7个： IB-ⅦB第Ⅷ族1个（3 零族（1个） 罕见气体元素 二．元素的 性质与原子结构（一） 碱金属元素：1、 原子结构 相似性： 最外层电子数相同， 都为1个递变性： 从上到下， 随着核电核数的 增大， 电子层数增多， 原子半径增大2、 物理性质的 相似性和递变性：（1） 相似性： 银白色固体、 硬度小、 密度小（轻金属） 、 熔点低、 易导热、 导电、 有展性。
（2） 递变性（从锂到铯） ： ①密度逐渐增大（K 反常） ②熔点、 沸点逐渐降低 结论： 碱金属原子结构的 相似性和递变性， 导致物理性质同样存在相似性和递变性。
3、 化学性质（1） 相似性：（金属锂只有一种氧化物）4Li + O 2 Li 2O 2Na + O 2 Na 2O 22 Na + 2H 2O ＝ 2NaOH + H 2↑ 2K + 2H 2O ＝ 2KOH + H 2↑2R + 2 H 2O ＝ 2 ROH + H 2 ↑产物中， 碱金属元素的 化合价都为＋１价。
结论： 碱金属元素原子的 最外层上都只有1个电子， 是以， 它们的 化学性质相似。
（2） 递变性： ①与氧气反映越来越容易②与水反映越来越剧烈点燃 点燃结论：①金属性逐渐增强②原子结构的递变性导致化学性质的递变性。
总结：递变性：从上到下（从Li到Cs），随着核电核数的增添，碱金属原子的电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子落空电子的功底增强，即金属性逐渐增强。
化学必修二知识点
化学必修二知识点1. 化学平衡
- 动态平衡的概念
- 化学平衡常数的计算
- 影响化学平衡的因素
2. 酸碱理论
- 酸碱的概念和分类
- 酸碱中和反应
- 酸碱盐的性质
- pH值的计算
3. 氧化还原反应
- 氧化还原反应的概念
- 氧化还原反应的识别
- 氧化还原反应的应用
4. 电化学
- 电池的原理和类型
- 电解池和电解质溶液
- 电极电势及其应用
5. 有机化学基础
- 有机化合物的分类
- 烃的命名和性质
- 官能团的概念和反应
6. 高分子化合物
- 高分子化合物的概念
- 聚合物的分类和性质
- 高分子材料的应用
7. 实验基础
- 化学实验操作技能
- 实验数据的处理
- 实验报告的撰写
以上是化学必修二的主要知识点概括,每个知识点下还包含了相关的理论、概念、原理和计算方法等具体内容。
掌握这些知识点对于深入学习化学非常重要。
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第一章物质结构元素周期表第一节元素周期表一、周期表原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数1、依照横行：电子层数同样元素按原子序数递加从左到右排列纵行：最外层电子数同样的元素按电子层数递加从上向下排列2、结构周期序数＝核外电子层数主族序数＝最外层电子数短周期〔第 1、 2、 3 周期〕周期： 7 个〔共七个横行〕周期表长周期〔第4、 5、6、 7 周期〕主族 7 个：Ⅰ A- ⅦA族： 16 个〔共 18 个纵行〕副族 7 个： IB- Ⅶ B过渡元素第Ⅷ族 1 个〔 3 个纵行〕零族〔 1 个〕稀有气体元素二．元素的性质和原子结构〔一〕碱金属元素：1、原子结构相似性：最外层电子数同样，都为 1 个递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增加，原子半径增大2、物理性质的相似性和递变性：〔 1〕相似性：银白色固体、硬度小、密度小〔轻金属〕、熔点低、易导热、导电、有展性。
〔 2〕递变性〔从锂到铯〕：①密度逐渐增大〔K 失态〕②熔点、沸点逐渐降低结论：碱金属原子结构的相似性和递变性，以致物理性质同样存在相似性和递变性。
3、化学性质〔 1〕相似性：〔金属锂只有一种氧化物〕4Li点燃Li 2O2Na点燃Na2O2 + O2+ O22 Na+2HO ＝2NaOH + H ↑2K+2HO ＝2KOH + H2↑2222R+2H2O ＝ 2ROH+H2↑产物中，碱金属元素的化合价都为＋１价。
结论：碱金属元素原子的最外层上都只有 1 个电子，因此，它们的化学性质相似。
〔 2〕递变性：①与氧气反响越来越简单②与水反响越来越强烈结论：①金属性逐渐增强②原子结构的递变性以致化学性质的递变性。
总结：递变性：从上到下〔从Li 到 Cs 〕，随着核电核数的增加，碱金属原子的电子层数逐渐增加，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱， 原子失去电子的能力增强，即金属性逐渐增强。
因此从 Li 到 Cs 的金属性逐渐增强。
〔二〕卤族元素：１、原子结构相似性：最外层电子数同样，都为 7 个递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增加，原子半径增大２．物理性质的递变性： 〔从Ｆ 2 到Ｉ 2〕〔１〕卤素单质的颜色逐渐加深； 〔２〕密度逐渐增大； 〔B r 2 失态〕〔３〕单质的熔、沸点高升3、化学性质〔 1〕卤素单质与氢气的反响：Ｘ2 ＋H 2＝ 2HXF 2 Cl 2 Br 2 I 2卤素单质与 H 2 的强烈程度：依次增强 ；生成的氢化物的牢固性：依次增强〔HF 最牢固〕〔 2〕卤素单质间的置换反响－ －2NaBr +Cl 2 ＝2NaCl + Br 2氧化性：22； 复原性： Cl _____BrCl ________Br2NaI +Cl 2 ＝ 2NaCl + I 2氧化性： Cl 2_______I 2；－ －复原性： Cl _____I－－2NaI +Br 2 ＝ 2NaBr + I 222；复原性： Br ______I氧化性： Br _______I结论：F 2F - Cl 2 Cl - Br 2Br -I 2I -单质的氧化性：从下到上依次增强〔F 2 氧化性最强〕 ,对于阴离子的复原性：从上到下依次增强〔I -复原性最强〕结论： ①非金属性逐渐减弱②原子结构的递变性以致化学性质的递变性。
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高中化学必修二知识点大全高中化学必修2知识点归纳总结第一章物质结构、元素周期律一、原子结构原子由质子、中子和电子组成。
其中，质子数量决定了元素的种类，中子数量则决定了同一元素不同核素的存在，而电子则决定了元素的化学性质。
原子序数等于核电荷数等于质子数，也等于核外电子数。
电子按照能量最低的原则排布在不同的电子层中，每个电子层最多容纳2n个电子，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。
二、元素周期表元素周期表是按照原子序数递增的顺序，将元素按照电子层数和最外层电子数的不同排列而成的表格。
周期数等于元素最外层电子层数，主族序数等于元素最外层电子数。
元素周期表中，横行称为周期，纵列称为族，共有7个主族和7个副族，以及三个Ⅷ族和一个零族。
周期表中的元素按照一定的规律排列，能够显示出元素的物理和化学性质的周期性变化。
例如，同一周期内的元素具有相似的电子结构和化学性质，而同一族内的元素具有相同的最外层电子结构和化学性质。
三、元素周期律元素周期律是指元素周期表中元素物理和化学性质的周期性变化规律。
元素周期律包括原子半径、电子亲和能、电离能、电负性等物理和化学性质的周期性变化。
例如，原子半径随着周期数的增加而逐渐减小，而同一周期内原子半径随着原子序数的增加而逐渐减小。
电子亲和能和电离能则相反，随着周期数的增加而逐渐增大，而同一周期内电子亲和能和电离能随着原子序数的增加而逐渐减小。
掌握元素周期律可以帮助我们预测元素的物理和化学性质，从而更好地理解和应用化学知识。
元素周期律是指元素的性质随着核电荷数的递增而呈现周期性变化的规律。
这些性质包括核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性和非金属性。
这种周期性变化实际上是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果。
同一周期内的元素性质也存在递变规律。
以第三周期元素为例，它们的电子排布和原子半径随着核电荷数的增加而发生变化，而主要化合价则依次为+1、+2、+3、-4、+5、-3、+6、-2、+7和-1.此外，金属性和非金属性、单质与水或酸置换、氢化物的化学式、与H2化合的难易、氢化物的稳定性、最高价氧化物的化学式、酸碱性以及变化规律等方面也存在一定的变化规律。
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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。
高中化学必修2知识点归纳总结
高中化学必修2知识点归纳总结高中化学必修2知识点归纳总结第一篇:《高中化学必修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 Ca2.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第四周期 4 18种元素素 7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。
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高中化学必修2知识点归纳总结第一章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.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 Ca2.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 Q3.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。
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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)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。
高二化学必修二知识点总结
高二化学必修二知识点总结高二化学必修二知识点总结1.有机物的溶解性(1)难溶于水的有：各类烃、卤代烃、硝基化合物、酯、绝大多数高聚物、高级的(指分子中碳原子数目较多的，下同)醇、醛、羧酸等。
(2)易溶于水的有：低级的[一般指N(C)≤4]醇、(醚)、醛、(酮)、羧酸及盐、氨基酸及盐、单糖、二糖。
(它们都能与水形成氢键)。
2.能使酸性高锰酸钾溶液KMnO4/H+褪色的物质1)有机物：含有C=C、—C≡C—、—OH(较慢)、—CHO的物质苯环相连的侧链碳上有氢原子的苯的同系物(但苯不反应)2)无机物：与还原性物质发生氧化还原反应，如H2S、S2-、SO2、SO32-、Br-、I-、Fe2+3.与Na反应的有机物：含有—OH、—COOH的有机物与NaOH反应的有机物：常温下，易与含有酚羟基、—COOH的有机物反应加热时，能与卤代烃、酯反应(取代反应)与Na2CO3反应的有机物：含有酚羟基的有机物反应生成酚钠和NaHCO3;含有—COOH的有机物反应生成羧酸钠，并放出CO2气体;含有—SO3H的有机物反应生成磺酸钠并放出CO2气体。
与NaHCO3反应的有机物：含有—COOH、—SO3H的有机物反应生成羧酸钠、磺酸钠并放出等物质的量的CO2气体。
4.既能与强酸，又能与强碱反应的物质(1)2Al + 6H+ == 2 Al3+ + 3H2↑ 2Al + 2OH- + 2H2O == 2 AlO2- + 3H2↑(2)Al2O3 + 6H+ == 2 Al3+ + 3H2O Al2O3 + 2OH- == 2 AlO2- + H2O(3)Al(OH)3 + 3H+ == Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + OH- == AlO2- + 2H2O(4)弱酸的酸式盐，如NaHCO3、NaHS等等NaHCO3 + HCl == NaCl + CO2↑ + H2O NaHCO3 + NaOH == Na2CO3 + H2O NaHS + HCl == NaCl + H2S↑ NaHS + NaOH == Na2S + H2O(5)弱酸弱碱盐，如CH3COONH4、(NH4)2S等等2CH3COONH4 + H2SO4 == (NH4)2SO4 + 2CH3COOHCH3COONH4 + NaOH == CH3COONa + NH3↑+ H2O(NH4)2S + H2SO4 == (NH4)2SO4 + H2S↑(NH4)2S +2NaOH == Na2S + 2NH3↑+ 2H2O有机化学知识点(6)氨基酸，如甘氨酸等H2NCH2COOH + HCl → HOOCCH2NH3ClH2NCH2COOH + NaOH → H2NCH2COONa + H2O(7)蛋白质分子中的肽链的链端或支链上仍有呈酸性的—COOH和呈碱性的—NH2，故蛋白质仍能与碱和酸反应。
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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 Ca2.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：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。
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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。
(完整版)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 + N②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。
化学必修二知识点总结(精选12篇)
化学必修二知识点总结〔精选12篇〕篇1：必修二化学知识点总结必修二化学知识点总结一、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那么：①按照原子序数递增的顺序从左到右排列;②将电子层数一样的元素排成一个横行——周期;③把最外层电子数一样的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行——族2、如何准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根据：①元素金属性强弱的判断根据：单质跟水或酸起反响置换出氢的难易;元素最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱; 置换反响。
②元素非金属性强弱的判断根据：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; 置换反响。
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 + N②同位素：质子数一样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，化学性质一样)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，增加了互相排挤，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、同周期元素的构造、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，核对外层电子吸引才能减弱，失电子才能增强，复原性(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，得电子才能——→逐渐增强，失电子才能——→逐渐减弱氧化性——→逐渐增强，复原性——→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。
高中化学必修二知识点大全
高中化学必修二知识点大全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。
高中化学必修2重点知识点归纳3篇
高中化学必修2重点知识点归纳3篇高中化学必修2重点知识点归纳1一．物质与氧气的反应：（一）单质与氧气的反应：1.镁在空气中燃烧：2Mg+O2点燃2MgO2.铁在氧气中燃烧：3Fe+2O2点燃Fe3O43.铜在空气中受热：2Cu+O2加热2CuO4.铝在空气中燃烧：4Al+3O2点燃2Al2O35.氢气中空气中燃烧：2H2+O2点燃2H2O6.红磷在空气中燃烧：4P+5O2点燃2P2O57.硫粉在空气中燃烧：S+O2点燃SO28.碳在氧气中充分燃烧：C+O2点燃CO29.碳在氧气中不充分燃烧：2C+O2点燃2CO（二）化合物与氧气的反应：10.一氧化碳在氧气中燃烧：2CO+O2点燃2CO211.甲烷在空气中燃烧：CH4+2O2点燃CO2+2H2O12.酒精在空气中燃烧：C2H5OH+3O2点燃2CO2+3H2O 二．几个分解反应：13.水在直流电的作用下分2H2O通电2H2↑+O2↑14.加热碱式碳酸铜：Cu2(OH)2CO3加热2CuO+H2O+CO2↑15.加热氯酸钾（有少量的二氧化锰）：2KClO3MnO22KCl+3O2↑16.加热高锰酸钾：2KMnO4加热K2MnO4+MnO2+O2↑17.碳酸不稳定而分H2CO3===H2O+CO2↑18.高温煅烧石灰石：CaCO3高温CaO+CO2↑三．几个氧化还原反应：19.氢气还原氧化铜：H2+CuO加热Cu+H2O20.木炭还原氧化铜：C+2CuO高温2Cu+CO2↑21.焦炭还原氧化铁：3C+2Fe2O3高温4Fe+3CO2↑22.焦炭还原四氧化三铁：2C+Fe3O4高温3Fe+2CO2↑23.一氧化碳还原氧化铜：CO+CuO加热Cu+CO224.一氧化碳还原氧化铁：3CO+Fe2O3高温2Fe+3CO225.一氧化碳还原四氧化三铁：4CO+Fe3O4高温3Fe+4CO2四．单质、氧化物、酸、碱、盐的相互关系（一）金属单质+酸盐+氢气（置换反应）26.锌和稀硫酸Zn+H2SO4=ZnSO4+H2↑27.铁和稀硫酸Fe+H2SO4=FeSO4+H2↑28.镁和稀硫酸Mg+H2SO4=MgSO4+H2↑29.铝和稀硫酸2Al+3H2SO4=Al2(SO4)3+3H2↑30.锌和稀盐酸Zn+2HCl===ZnCl2+H2↑31.铁和稀盐酸Fe+2HCl===FeCl2+H2↑32.镁和稀盐酸Mg+2HCl===MgCl2+H2↑33.铝和稀盐酸2Al+6HCl==2AlCl3+3H2↑（二）金属单质+盐（溶液）另一种金属+另一种盐34.铁和硫酸铜溶液反应：Fe+CuSO4===FeSO4+Cu35.锌和硫酸铜溶液反应：Zn+CuSO4===ZnSO4+Cu36.铜和硝酸汞溶液反应：Cu+Hg(NO3)2===Cu(NO3)2+Hg（三）碱性氧化物+酸盐+水37.氧化铁和稀盐酸反应：Fe2O3+6HCl===2FeCl3+3H2O38.氧化铁和稀硫酸反应：Fe2O3+3H2SO4===Fe2(SO4)3+3H2O39.氧化铜和稀盐酸反应：CuO+2HCl====CuCl2+H2O40.氧化铜和稀硫酸反应：CuO+H2SO4====CuSO4+H2O41.氧化镁和稀硫酸反应：MgO+H2SO4====MgSO4+H2O42.氧化钙和稀盐酸反应：CaO+2HCl====CaCl2+H2O（四）酸性氧化物+碱盐+水43．苛性钠暴露在空气中变质：2NaOH+CO2====Na2CO3+H2O44．苛性钠吸收二氧化硫气体：2NaOH+SO2====Na2SO3+H2O45．苛性钠吸收三氧化硫气体：2NaOH+SO3====Na2SO4+H2O46．消石灰放在空气中变质：Ca(OH)2+CO2====CaCO3↓+H2O47.消石灰吸收二氧化硫：Ca(OH)2+SO2====CaSO3↓+H2O（五）酸+碱盐+水48．盐酸和烧碱起反应：HCl+NaOH====NaCl+H2O49.盐酸和氢氧化钾反应：HCl+KOH====KCl+H2O50．盐酸和氢氧化铜反应：2HCl+Cu(OH)2====CuCl2+2H2O51.盐酸和氢氧化钙反应：2HCl+Ca(OH)2====CaCl2+2H2O52.盐酸和氢氧化铁反应：3HCl+Fe(OH)3====FeCl3+3H2O53.氢氧化铝药物治疗胃酸过多：3HCl+Al(OH)3====AlCl3+3H2O54.硫酸和烧碱反应：H2SO4+2NaOH====Na2SO4+2H2O55.硫酸和氢氧化钾反应：H2SO4+2KOH====K2SO4+2H2O56.硫酸和氢氧化铜反应：H2SO4+Cu(OH)2====CuSO4+2H2O57.硫酸和氢氧化铁反应：3H2SO4+2Fe(OH)3====Fe2(SO4)3+6H2O58.硝酸和烧碱反应：HNO3+NaOH====NaNO3+H2O（六）酸+盐另一种酸+另一种盐59．大理石与稀盐酸反应：CaCO3+2HCl===CaCl2+H2O+CO2↑60．碳酸钠与稀盐酸反应:Na2CO3+2HCl===2NaCl+H2O+CO2↑61．碳酸镁与稀盐酸反应:MgCO3+2HCl===MgCl2+H2O+CO2↑62．盐酸和硝酸银溶液反应：HCl+AgNO3===AgCl↓+HNO363.硫酸和碳酸钠反应：Na2CO3+H2SO4===Na2SO4+H2O+CO2↑64.硫酸和氯化钡溶液反应：H2SO4+BaCl2====BaSO4↓+2HCl（七）碱+盐另一种碱+另一种盐65．氢氧化钠与硫酸铜：2NaOH+CuSO4====Cu(OH)2↓+Na2SO466．氢氧化钠与氯化铁：3NaO H+FeCl3====Fe(OH)3↓+3NaCl67．氢氧化钠与氯化镁：2NaOH+MgCl2====Mg(OH)2↓+2NaCl68.氢氧化钠与氯化铜：2NaOH+CuCl2====Cu(OH)2↓+2NaCl69.氢氧化钙与碳酸钠：Ca(OH)2+Na2CO3===CaCO3↓+2NaOH（八）盐+盐两种新盐70．氯化钠溶液和硝酸银溶液：NaCl+AgNO3====AgCl↓+NaNO371．硫酸钠和氯化钡：Na2SO4+BaCl2====B aSO4↓+2NaCl 五．其它反应：72．二氧化碳溶解于水：CO2+H2O===H2CO373．生石灰溶于水：CaO+H2O===Ca(OH)274．氧化钠溶于水：Na2O+H2O====2NaOH75．三氧化硫溶于水：SO3+H2O====H2SO476．硫酸铜晶体受热分CuSO4?5H2O加热CuSO4+5H2O 77．无水硫酸铜作干燥剂：CuSO4+5H2O====CuSO4?5H2O高中化学必修2重点知识点归纳2一、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。
高中化学必修2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 + N②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。
高中化学必修二重要的基础知识
高中化学必修二重要的基础知识高中化学必修二重要的基础知识一、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：二、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第三周期元素11Na12Mg13Al14Si16S17Cl18Ar(1)电子排布电子层数相同，最外层电子数依次增加(2)原子半径原子半径依次减小—(3)主要化合价＋1＋2＋3＋4－4＋5－3＋6－2＋7－1(4)金属性、非金属性金属性减弱，非金属性增加—(5)单质与水或酸置换难易冷水剧烈热水与酸快与酸反应慢———(6)氢化物的化学式——SiH4PH3H2SHCl—(7)与H2化合的难易——由难到易—(8)氢化物的稳定性——稳定性增强—(9)最高价氧化物的化学式Na2OMgOAl2O3SiO2P2O5SO3Cl2O7—最高价氧化物对应水化物(10)化学式NaOHMg(OH)2Al(OH)3H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4—(11)酸碱性强碱中强碱两性氢氧化物弱酸中强酸强酸很强的酸—(12)变化规律碱性减弱，酸性增强—第ⅠA族碱金属元素：LiNaKRbCsFr(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：FClBrIAt(F是非金属性最强的元素，位于周期表右上方)1、硅酸(H2SiO3)：(1)物理性质：不溶于水的白色胶状物，能形成硅胶，吸附水分能力强。
(2)化学性质：H2SiO3是一种弱酸，酸性比碳酸还要弱，其酸酐为SiO2，但SiO2不溶于水，故不能直接由SiO2溶于水制得，而用可溶性硅酸盐与酸反应制取：(强酸制弱酸原理)Na2SiO3+2HCl=2NaCl+H2SiO3↓Na2SiO3+CO2+H2O=H2SiO3↓+Na2CO3(此方程式证明酸性：H2SiO3(3)用途：硅胶作干燥剂、催化剂的载体。
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H：1 C：12 N：14
O：16
F：19
Na：23 Mg：24 Al：27 Si：28
P：31 S：32
Cl：35.5 K：39 Ca：40 Mn：55 Fe：56 Cu：64
Zn：65 Ag：108 I：127 Ba：137
常用分子量：
CO2：44 H2O：18
HCl：36.5
存在
决定 因素
质子数
质子数、中子数
质子数、中子数
组成元素、结 构
H、C、N 三种元 举例
素
1 1
H、
2 1
H、
3 1
H
三种核素
234 92
U、
235 92
U、
238 92
U
互为同位素
O2 与 O3
2.元素、核素、同位素、同素异形体的联系
3
三、核外电子的排布规律
1、 核外电子运动状态的描述
电子云（运动特征）：电子在原子核外空间的一定范围内高速、无规则的运动，不能测定或计算出它在
2
二、元素、核素、同位素、同素异形体 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）。
4．相对原子质量 (1)定义：以 12C 原子质量的 1/12 作为标准，其他原子的质量跟它比较所得的值。 (2)几种相对原子质量比较 ①核素的相对原子质量：各核素的质量与 12C 的质量的 1/12 的比值。一种元素有几种同位素，就应有 几种不同的核素的相对原子质量，如 35Cl 为 34.969,37Cl 为 36.966。 ②元素的相对原子质量：是按该元素各种天然同位素原子所占的原子百分比算出的平均值。 如：Ar(Cl)＝Ar(35Cl)a%＋Ar(37Cl)b%。 注意：(1)核素相对原子质量不是元素的相对原子质量。 (2)通常可以用元素近似相对原子质量代替元素相对原子质量进行必要的计算。
1、盐的溶解性 钾钠铵硝溶--含有钾、钠、硝酸根、铵根的物质都溶于水 氯盐除银汞--含 Cl－的化合物只有 AgCl 不溶于水，其他都溶于水；（Hg 暂不考虑） 碳酸磷酸盐，只溶钾钠铵--含 CO32－ 的物质只有 K2CO3、Na2CO3、（NH4）2CO3 溶于水，其他都不溶。 再说硫酸盐，不溶有钡铅--含 SO42－ 的化合物只有 BaSO4 不溶于水，其他都溶于水（暂不考虑铅）。 2、碱的溶解性 碱类溶五位，钾钠铵钙钡 （溶于水的碱有：氢氧化钾、氢氧化钠、氨水、氢氧化钙，氢氧化钡。其他碱不溶于水。） 难溶性碱中 Fe(OH)3 是红褐色沉淀，Cu(OH)2 是蓝色沉淀，其他难溶性碱为白色。 注意：白色沉淀物有且仅有 AgCl 和 BaSO4 不溶于稀硝酸。（亚硫酸钡在硝酸中被氧化为硫酸钡） 3、酸中只有硅酸不溶于水。
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 质子数相同、中子数不同的核素的
类原子
互称
同种元素形 成的不同单
质
同类原子，存在
范畴 游离态、化合态
原子
原子
单质
两种形式
只有种类，没有 特性
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
人教版高中化学必修 2， 2016 基础版 V3.00
九阴真经
（后附必修 2 化学方程式总结 ）
冯老师收集整理外加编写（QQ：1784867209）
1
第一章 物质结构 元素周期律 第一节 原子结构
一、原子的构成： 1．原子的构成
2．构成原子的各粒子间关系 (1)质子数＝核电荷数＝原子序数＝核外电子数。 (2)离子电荷数＝质子数－核外电子数。 (3)质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)。 3．元素、核素、同位素
NaOH：40
Ca（OH）2:74
CaCO3：100
Na2CO3：106 CO：28 H2O2：34
Байду номын сангаас
O2：32
CaO：56 H2SO4：98 FeSO4：152
CuSO4·5H2O：250
CuSO4：160 Fe2O3：160
常见的微溶物: Ag2SO4，MgCO3, CaSO4, Ca(OH)2 六大强酸：HCl, H2SO4, HNO3, HBr, HI, HClO4 四大强碱：NaOH, KOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2
4
七、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
电子层符号
K
L
M
N
O
P
Q
电子层序数 n
1
2
3
4
5
6
7
离核远近
近 →→→→→→→远
能量高低
低 →→→→→→→高
② 原子核外电子排布规律： 每一层电子数最多不超过 2n2 （n 表示电子层）；
最外层电子数最多不超过 8 个，次外层电子数最多不超过 18 个，倒数第三层不超过 32 个； 五、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-
六、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
最外层电子数
8(He 为 2)
稳定性
稳定
得失电子能力 既不易得电子，也不易失电子
化合价
0
金属元素
一般小于 4 不稳定 易失电子 只显正价
非金属元素
一般大于或等于 4 不稳定 易得电子
即显正价又显负价
任何一个时刻所处的位置和速度，但是电子在核外空间一定范围内出现的几率（机会）有一定的规律，可
以形象地看成带负电荷的云雾笼罩在原子核周围，我们把它称为电子云。
电子层：在多个电子的原子里，根据电子能量的差异和通常运动的区域离核远近不同，把电子分成不同的
能级，称之为电子层。电子能量越高，离核越远，电子层数也越大。