高一化学(必修2)下学期期末复习纲要(14
高一下学期苏教版化学必修2期末复习纲要(江苏地区专用)
高一下学期苏教版化学必修2期末复习纲要（专题1-3）专题1微观结构与物质的多样性一、核外电子排布与周期性（1）．原子结构1、电荷关系：2、质量关系3、原子组成：4、核素：5、同位素：（2）．原子核外电子的排布1、电子分层排布：2、核外电子的排布规律：二.、元素周期律：（1）元素周期律（重点）１．化合价变化规律： 2.原子半径变化规律3．元素金属性和非金属性的递变A.元素的金属性和非金属性强弱的的判断依据（难点）B.元素性质随周期和同主族的变化规律（2）元素周期表的结构:“位，构，性”三者之间的关系（重难点）（3）．元素周期表和元素周期律的应用：1.处于金属与非金属分界线附近的元素具有金属性又具有非金属性结构特点：数 = 数2.金属性最强的在周期表的左下角；非金属性最强的在周期表的右上角。
3.微粒半径大小的比较规律：三.微粒之间的相互作用1、化学键（重点）：化学反应的本质：（1）离子键：存在于化合物中A.概念：B.离子化合物：注意：酸不是离子化合物。
离子键只存在离子化合物中，离子化合物中一定含有离子键。
（2）共价键：共价键的存在：单质：H2、X2、Ｎ2等（除）共价化合物：H2O、CO2、SiO2、H2S等复杂离子化合物：强碱、铵盐、含氧酸盐、过氧化物B.共价化合物：除离子化合物之外都是共价化合物（3）．电子式：①．原子的电子式：②．阴阳离子的电子式：③．物质的电子式：NaOH Na2O2 NH4Cl N2 O2 CO2 NH3 CCl4 HClO C2H4 H2O2 H2O④．用电子式表示形成过程：2、分子间作用力：由分子构成的物质，分子间作用力是影响物质熔沸点和溶解性的重要因素。
3、相似的物质，越大，越大，越高3、从微观结构看物质的多样性（1）同素异形体： A.特点： B.实例：（2）同分异构体 A.特点： B.实例：①类别异构：碳原子数相同的：②碳链异构：如：③位置异构：如：(3)四类晶体的组成微粒、微观结构、作用力及性质差异。
高一化学必修二期末提纲
高一化学必修二期末提纲高中化学分数虽然不高，但是作为高考科目之一，学不好化学也是很拉分的。
高中化学虽然没有物理难，但是学问点和方程式也特殊多，以下是我给大家整理的（高一化学）必修二期末提纲，盼望对大家有所关心，欢迎阅读!高一化学必修二期末提纲甲烷烃—碳氢化合物：仅有碳和氢两种元素组成(甲烷是分子组成最简洁的烃)1、物理性质：无色、无味的气体，极难溶于水，密度小于空气，俗名：沼气、坑气2、分子结构：CH4：以碳原子为中心，四个氢原子为顶点的正四周体(键角：109度28分)3、化学性质：①氧化反应：(产物气体如何检验?)甲烷与KMnO4不发生反应，所以不能使紫色KMnO4溶液褪色②取代反应：(三氯甲烷又叫氯仿，四氯甲烷又叫四氯化碳，二氯甲烷只有一种结构，说明甲烷是正四周体结构)4、同系物：结构相像，在分子组成上相差一个或若干个CH2原子团的物质(全部的烷烃都是同系物)5、同分异构体：化合物具有相同的分子式，但具有不同结构式(结构不同导致性质不同)烷烃的溶沸点比较：碳原子数不同时，碳原子数越多，溶沸点越高;碳原子数相同时，支链数越多熔沸点越低同分异构体书写：会写丁烷和戊烷的同分异构体乙烯1、乙烯的制法：工业制法：石油的裂解气(乙烯的产量是一个国家石油化工进展水平的标志之一)2、物理性质：无色、稍有气味的气体，比空气略轻，难溶于水3、结构：不饱和烃，分子中含碳碳双键，6个原子共平面，键角为120°4、化学性质：(1)氧化反应：C2H4+3O2=2CO2+2H2O(火焰光明并伴有黑烟)可以使酸性KMnO4溶液褪色，说明乙烯能被KMnO4氧化，化学性质比烷烃活泼。
(2)加成反应：乙烯可以使溴水褪色，利用此反应除乙烯乙烯还可以和氢气、氯化氢、水等发生加成反应。
CH2=CH2+H2→CH3CH3CH2=CH2+HCl→CH3CH2Cl(一氯乙烷)CH2=CH2+H2O→CH3CH2OH(乙醇)(3)聚合反应：苯1、物理性质：无色有特别气味的液体，密度比水小，有毒，不溶于水，易溶于有机溶剂，本身也是良好的有机溶剂。
高一化学(必修2)下学期期末复习纲要(1-4章)1
高一化学（必修2）期末复习1-4章复习提纲第一章物质结构元素周期律R 质子数:Z与质量数:A中子数A-Z电子数:Z+n1. 原子结构：如：Z A n理解原子结构示意图的含义：+17 2 8 7确定元素种类看圈内的质子数17（Cl）,核外电子数如果等于核内质子数，则为原子，如果电子数大于质子数，则为阴离子，小于为阳离子。
2.四同的区分：同位素（11H和21H）、同素异形体(氧气和臭氧)、同系物（甲烷和丙烷）、同分异构体（丁烷和异丁烷）3. 元素周期表和周期律（1）元素周期表的结构A.每周期元素种类：2,8,8,18,18,32,32B.周期表结构:三长三短一不全，七主七副零八族（共16个族，18列）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. 周期序数＝电子层数原子序数＝质子数（2）元素周期律（重点）A. 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，非金属性逐渐增强，原子半径减小b.同一主族，从上到下，元素的金属性逐渐增强，元素的非金属性逐渐减弱，原子半径增大B. 元素非金属性越强，则：a. 单质的氧化性越强，得电子能力越强b. 最高价氧化物的水化物酸性越强c. 与氢化合的越容易，生成的氢化物越稳定特别注意的是元素非金属性越强，氢化物的越稳定，还原性越弱！如：非金属性S<Cl,则稳定性H2S<HCl ,还原性H2S>HCl,酸性H2SO4<HClO4 ,原子半径：S>Cl 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）碱金属从上到下，熔点降低，密度增大，金属性增强，与水或酸反应越剧烈，得到的碱的碱性越强。
卤素从上到下，熔点升高，颜色加深（记住氯气黄绿色，液溴深红棕色，碘紫黑色，溴水橙色，碘水黄褐色），非金属性减弱，氢化物稳定性HF>HCl>HBr>HI,酸性HClO4>HBrO4>HIO4D. 微粒半径大小的比较规律：记住三种情况：a. 同周期从左至右半径依次减小原子与原子（N>O）b. 同主族从上到下半径依次增大(Li<K)c. 电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小(O2->F->Na+>Mg2+)（3）元素周期律的应用（重难点）记住稀有气体的原子序数：He(2)、Ne(10)、Ar(18)、Kr(36)、Xe(54)、Rn(86)，以此来确定已知原子序数的元素在周期表的位置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4. 化学键（重点）（1）离子键和离子化合物：一般的，活泼金属+活泼非金属形成离子键（但是NH4Cl也是离子化合物），含离子键的化合物就是离子化合物（2）共价键和共价化合物：一般的，非金属元素+非金属元素形成共价键。
高一化学必修二复习提纲
高一化学（必修2）期末复习提纲第一章物质结构元素周期律一、 元素周期表： 1、熟记：原子序数===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、、周期）周期：个（共个横行）周期表 长周期（第、、、周期） 主族个：ⅠA-ⅦA族：个（共个纵行） 副族个： IB-ⅦB族1个（3个纵行） 族（1个）稀有气体元素口诀：三短四长不完全，七主七副零八族熟记：三个短周期和第一、七主族和零族的元素符号和名称 二、元素周期律：1、同主族、同周期元素性质递变规律：（1）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，其离子的氧化性。
（2）同周期：从左到右，最外层电子数逐渐增多，原子半径减小，得电子能力逐渐增强，氧化性（非金属性）逐渐，其离子的还原性。
2、微粒半径大小比较规律：（1）原子与原子：同周期，同主族 。
（2）原子与其离子：阳离子 原子阴离子 （3）电子层结构相同的离子：质子数越大 。
3、元素的金属性和非金属性强弱的比较（1）单质与反应置换氢的难易或与化合的难易及气态的稳定性 （2）最高价氧化物的水化物的或强弱 （3）单质的或的强弱三、元素周期表和元素周期律的应用： 1、元素的化合价与最外层电子数的关系： 最高正价 = （氟氧元素无正价）最低负化合价数 = 8-最外层电子数（金属元素无负化合价）2、预测新元素及其性质：催化剂在区找，耐高温金属材料在 区找农药在找，半导体材料在 找。
四、核素：具有一定数目的和一定数目的的一种原子。
AZ X过渡元素①质量数（A）= （Z）+（N）②同位素：质子数而中子数的元素的不同原子③元素：具有相同的同一类原子的总称。
五、化学键（1）离子键：A. 相关概念：的强烈相互作用。
B. 离子化合物：大多数盐（包括铵盐）、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（试表示NaCl、MgCl2、Na2O的形成过程）D. 电子式的表示组成（2）共价键：A. 相关概念：的强烈相互作用。
人教版高一化学必修二复习提纲
人教版高一化学必修二复习提纲中学的化学比初中的化学要难许多，有些同学初中化学很好，但等到了中学，化学成果直线下降，下面我给大家共享一些人教版高一化学必修二复习提纲，盼望能够协助大家，欢送阅读!人教版高一化学必修二复习提纲一、原子半径同一周期(稀有气体除外)，从左到右，随着原子序数的递增，元素原子的半径递减;同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素原子半径递增。
二、主要化合价(正化合价和最低负化合价)同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的正化合价递增(从+1价到+7价)，第一周期除外，其次周期的O、F元素除外;最低负化合价递增(从-4价到-1价)第一周期除外，由于金属元素一般无负化合价，故从ⅣA族起先。
三、元素的金属性和非金属性同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性递减，非金属性递增;同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性递增，非金属性递减;四、单质及简洁离子的氧化性与复原性同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质的氧化性增加，复原性减弱;所对应的简洁阴离子的复原性减弱，简洁阳离子的氧化性增加。
同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质的氧化性减弱，复原性增加;所对应的简洁阴离子的复原性增加，简洁阳离子的氧化性减弱。
元素单质的复原性越强，金属性就越强;单质氧化性越强，非金属性就越强。
五、价氧化物所对应的水化物的酸碱性同一周期中，元素价氧化物所对应的水化物的酸性增加(碱性减弱);同一族中，元素价氧化物所对应的水化物的碱性增加(酸性减弱)。
六、单质与氢气化合的难易程度同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越简单;同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越难。
七、气态氢化物的稳定性同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性增加;同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性减弱。
此外还有一些对元素金属性、非金属性的判定依据，可以作为元素周期律的补充：随着从左到右价层轨道由空到满的渐渐改变，元素也由主要显金属性向主要显非金属性渐渐改变。
高一化学必修2期末复习提纲
第一章 物质结构元素周期律复习提纲一、原子结构 1、原子构造：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。
记住①记住稀有气体的原子序数He-2 Ne-10 Ar-18 Kr-36 xe-54 Rn-86 X-118②会写原子结构示意图。
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 同一类原子的总称。
核素：具有一定数目的 和一定数目的 的一种 。
同位素： 相同而 不同的同一元素的 互称为同位素。
(对于原子来说)如168O和188O判定方法：它反映的是同种元素的不同原子间的关系。
故单质、化合物间不可能是同位素。
二、元素周期表①周期：将 相同的各元素从左到右排成一横行。
周期序数＝ ②族：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＝ 2、现行元素周期表的编排原则与特点：第一周期（共 种元素）种元素） （ 个） 第三周期（共 种元素） 第四周期（共 种元素） 第五周期（共 种元素） （ 个）六周期（共 种元素）第七周期， 种元素（ 个） 注意：比较粒子(包括原子、离子)半径的方法： ①先比较电子层数，电子层数多的半径大。
②电子层数相同（同周期）的原子，比较核电荷数，核电荷数多的半径反而小。
族（ 个纵行 个族） 副族（ 个；用 表示 ）第 族（ 个，_____族（ 个， 列） 主族（ 个；用 表示 ）③具有相同电子层结构的粒子，核电荷数多的半径反而小。
性、碱性非金属气态氢化物的形成难易程度、稳定性阳离子半径阴离子半径第ⅠA族碱金属元素：Li Na K Rb Cs Fr（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：F Cl Br I At（F是非金属性最强的元素，位于周期表右上方）三、化学键１、化学键是指：。
２、化学反应的实质是指：。
人教版化学必修2高一下学期期末考试化学复习提纲
高一化学期末复习提纲一、元素周期表、元素周期律1、1-18号元素（请按下图表示记忆）H HeLi Be B C N O F NeNa Mg Al Si P S Cl Ar2、元素在周期表中位置周期数=电子层数主族序数=最外层电子数=最高正化合价3、元素周期律➢从左到右--- 随着原子序数逐渐增加--- 原子半径逐渐减小---- 得电子能力（不是得电子数目）逐渐增强（失电子能力逐渐减弱）----- 非金属性逐渐增强（金属性逐渐减弱）➢从上到下--- 随着原子序数逐渐增加--- 原子半径逐渐增大---- 失电子能力（不是失电子数目）逐渐增强（得电子能力逐渐减弱）----- 金属性逐渐增强（非金属性逐渐减弱）➢故非金属性最强的是F，金属性最强的Cs➢金属性、非金属性判断标准：（重要，记牢）单质与氢气化合越容易如：F2>Cl2>Br2>I2氢化物稳定性越强如稳定性：HF>HCl>HBr>HI最高价氧化物对应的水化物酸性越强如酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4>H4SiO4金属性越强与水或酸反应置换出氢气越容易，反应越剧烈。
如剧烈程度Cs>Rb>K>Na>Li最高价氧化物对应水化物碱性越强。
如碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)34、判断微粒半径大小（原子半径、离子半径比较都适用）的总原则是首先画出结构示意图，然后：（1）电子层数不同时，看电子层数，层数越多，半径越大；（2）电子层数相同时，看核电荷数，核电荷数越多，半径越小；（3）电子层数和核电荷数均相同时，看电子数，电子数越多，半径越大；如r（Fe2+）> r（Fe3+）二、微粒之间的相互作用1、化学键➢定义：物质中直接相邻的原子或离子之间存在的强烈的相互作用➢化学键：共价键和离子键2、共价键：原子之间通过共用电子对的形式形成的化学键如何判断共价键：非金属元素和非金属元素之间易形成共价键3、离子键：使带相反电荷的阴、阳离子结合的相互作用(静电作用，包括静电引力和斥力)➢如何判断离子键：活泼金属元素或铵根离子与非金属元素或带电原子团之间形成离子键如NaCl、MgO 等中存在离子键NH4Cl、NaOH、NaNO3中既有离子键也有共价键4、共价化合物：仅仅由共价键形成的化合物（共价化合物中不能有离子键）。
鲁科版高一下化学必修二知识点总结期末复习提纲
高一化学必修二知识点总结归纳总复习提纲第一章 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.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）阴离子的核外电子数 == 质子数 ＋ 电荷数（—） 阳离子的核外电子数 == 质子数 ＋ 电荷数（＋）★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（过渡元素的族序数不一定等于最外层电子数） 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 加上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。
高一化学必修二高一必修二化学知识点归纳(14篇)
高一化学必修二高一必修二化学知识点归纳(14篇)进入到高一阶段，大家的学习压力都是呈直线上升的，因此平时的积累也显得尤为重要，问学必有师，讲习必有友，下面是细心的小编为大伙儿整编的14篇高一化学必修二的相关范文，欢迎参考阅读。
高一化学必修二知识点笔记篇一氧化物1、Al2O3的性质：氧化铝是一种白色难溶物，其熔点很高，可用来制造耐火材料如坩锅、耐火管、耐高温的实验仪器等。
Al2O3是XX氧化物：既能与强酸反应，又能与强碱反应：Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O(Al2O3+6H+=2Al3++3H2O)Al2O3+2NaOH==2NaAlO2+H2O(Al2O3+2OH-=2AlO2-+H2O)2、铁的氧化物的性质：FeO、Fe2O3都为碱性氧化物，能与强酸反应生成盐和水。
FeO+2HCl=FeCl2+H2OFe2O3+6HCl=2FeCl3+3H2O高一化学必修二知识点总结篇二一、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(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较低的电子层里；②各电子层2较多容纳的电子数是2n;③较外层电子数不超过8个(K层为较外层不超过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(能量较低) 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(对于原子来说)高一化学必修二知识点笔记篇三离子的检验：①SO42-：先加稀盐酸，再加BaCl2溶液有白色沉淀，原溶液中一定含有SO42-。
人教版高一化学必修Ⅱ期末总复习学案提纲(共四章)-推荐下载
1．元素周期表
（1）1869 年，俄国化学家
（2）原子序数是指按照元素在
构的关系：原子序数=
第一节、元素周期表
按照
的元素放在一个纵行，制出了第一章元素周期表。
（3）元素周期表的编排原则：①把
序从左到右排成横行；②把
由上而下排成纵行。
（4）元素周期表的结构：①周期
Si→Cl:由
Na→Al:由
的电子层上，然后由里向外，即 K→
Na→Al:金属性逐渐
Si→Cl:非金属性逐渐
P
到
Mg
的递增，而呈现出
同周期（从左到右） 同主族（从上到下）
对全部高中资料试卷电气设备，在安装过程中以及安装结束后进行高中资料试卷调整试验；通电检查所有设备高中资料电试力卷保相护互装作置用调与试相技互术关，系电通，力1根保过据护管生高线产中0不工资仅艺料可高试以中卷解资配决料置吊试技顶卷术层要是配求指置，机不对组规电在范气进高设行中备继资进电料行保试空护卷载高问与中题带资2负料2，荷试而下卷且高总可中体保资配障料置各试时类卷，管调需路控要习试在题验最到；大位对限。设度在备内管进来路行确敷调保设整机过使组程其高1在中正资，常料要工试加况卷强下安看与全22过，22度并22工且22作尽22下可护都能1关可地于以缩管正小路常故高工障中作高资；中料对资试于料卷继试连电卷接保破管护坏口进范处行围理整，高核或中对者资定对料值某试，些卷审异弯核常扁与高度校中固对资定图料盒纸试位，卷置编工.写况保复进护杂行层设自防备动腐与处跨装理接置，地高尤线中其弯资要曲料避半试免径卷错标调误高试高等方中，案资要，料求编试技5写、卷术重电保交要气护底设设装。备备置管4高调、动线中试电作敷资高气，设料中课并技3试资件且、术卷料中拒管试试调绝路包验卷试动敷含方技作设线案术，技槽以来术、及避管系免架统不等启必多动要项方高方案中式；资，对料为整试解套卷决启突高动然中过停语程机文中。电高因气中此课资，件料电中试力管卷高壁电中薄气资、设料接备试口进卷不行保严调护等试装问工置题作调，并试合且技理进术利行，用过要管关求线运电敷行力设高保技中护术资装。料置线试做缆卷到敷技准设术确原指灵则导活：。。在对对分于于线调差盒试动处过保，程护当中装不高置同中高电资中压料资回试料路卷试交技卷叉术调时问试，题技应，术采作是用为指金调发属试电隔人机板员一进，变行需压隔要器开在组处事在理前发；掌生同握内一图部线纸故槽资障内料时，、，强设需电备要回制进路造行须厂外同家部时出电切具源断高高习中中题资资电料料源试试，卷卷线试切缆验除敷报从设告而完与采毕相用，关高要技中进术资行资料检料试查，卷和并主检且要测了保处解护理现装。场置设。备高中资料试卷布置情况与有关高中资料试卷电气系统接线等情况，然后根据规范与规程规定，制定设备调试高中资料试卷方案。
高一化学必修二总复习提纲
高一化学必修二总复习提纲第一章 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. AX ） 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．．。
（周期序数＝原子的电子层．．．．．．的各元素从左到右排成一横行数）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。
高一化学必修二复习提纲
必修（2）化学复习提纲 第一章 物质结构 元素周期律一、原子结构1. 原子的组成X A Z表示核电荷数（即质子数）为 ，质量数为 的X 元素的一种原子（即X 得一种核素）。
这种原子的电子数为 ，中子数为 。
质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为 ；如氢元素的三种核素分别为氕（ ）、氘（ ）、氚（ ），三者互为 。
2. 原子核外电子的排布规律及表示方法①电子总是尽先排布在能量 的电子层里； ②各电子层最多容纳的电子数是 ；③最外层电子数不超过 个（K 层为最外层不超过 个），次外层不超过18个。
原子结构示意图：如 氧原子 、钠离子 3、原子结构与元素性质的关系①元素的最高正价＝ ；|最低负价|＋最高正价＝ 。
②原子的电子层数越多，原子半径越 。
二、元素周期表和元素周期律1、元素周期表的结构横行为周期，共有 个周期，其中 称为短周期，含 种元素；纵行为族，分为主族（分别为）、副族、第Ⅷ族、0族（均为 ）。
元素位置与原子结构的关系：①原子序数＝ ；②周期序数＝ ；③主族序数＝ 。
原子－＋＋决定如氮原子的原子结构示意图为：，可知氮元素的最高正价为，最低负价为，它处于元素周期表中第周期第族。
2、元素周期律同一周期元素从左到右，原子半径逐渐，金属性逐渐，非金属性逐渐；同主族元素从上到下，原子半径逐渐，金属性逐渐，非金属性逐渐。
3、元素的金属性、非金属性强弱的判断依据（“越易越强、越强越强”）（Ⅰ）同周期比较：（Ⅱ）同主族比较：三、化学键化学键是相邻两个或多个原子间强烈的相互作用。
化学反应的本质，就是旧化学键的和新化学键的过程。
第二章化学反应与能量一、化学能与热能在任何的化学反应中总伴有的变化。
原因：当物质发生化学反应时，断开反应物中的化学键要能量，而形成生成物中的化学键要能量。
反应物的总能量生成物的总能量是放热反应；反应物的总能量生成物的总能量是吸热反应。
一般地，、和大多数的化合反应都是放热反应。
苏教版高一化学必修二全书复习纲要(整理)
苏教版高一化学必修2复习纲要专题1 微观结构与物质的多样性复习纲要一、原子结构与元素原子核外电子排布规律 （一）、原子结构：原子的表示方法：X A Z ，其中X 是原子符号，A 表示质量数，Z 表示质子数。
原子：核电荷数＝ ＝ ＝原子序数 质量数＝ ＋ ≈相对原子质量阳离子：（a A m+）核外电子数＝质子数 － 所带电荷数，即核外电子数＝a-m 阴离子：（b B n-）核外电子数＝质子数 ＋ 所带电荷数，即核外电子数＝b+n （二）、同位素： 叫同位素。
（要点）两同：质子数相同，同种元素；两不同：中子数不同，不同原子. （三）、核外电子排布规律在含有多个电子的原子中，能量低的电子通常在离核较 的区域内运动，能量高的电子通常在离核较 的区域内运动。
据此可以认为：电子在原子核外距核由 到 ，能量是由低到高的方式进行排布。
通常把能量最 、离核最 的电子层叫第一层，由里往外以此类推，共有 个电子层，分别用字母 、 、 、 、 、 、 表示，每层最多容纳的电子数为 个。
而最外层电子数不得超过 个（K 层为最外层时，电子数不超过2个），次外层不得超过18个。
（四）、画出1－20号元素的原子结构示意图和离子结构示意图 请画出以下粒子的结构示意图二、原子结构、元素周期律、元素周期表的关系（一）、原子结构与元素周期表的关系核电荷数＝＝＝原子序数周期序数＝；最高正价＋｜最低负价｜＝8主族序数＝最外层电子数＝最高正价（O、F除外）周期表结构现行元素周期表的编排原则与特点：周期：每个横行称为周期；同周期，最外层电子数从1增加到8。
（第一周期除外）族：每个纵行称为族；同主族，最外层电子数相同。
注意：一定要记住主族的表示方法。
（二）、元素周期律：随着原子序数的递增，元素的原子半径（除稀有气体元素外）、元素的金属性和非金属性、元素的主要化合价（最高化合价与最低化合价）都呈现周期性变化。
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叫做元素周期律。
高一化学 期末复习提纲 新人教版必修2
高一化学（必修2）期末复习1-4章复习提纲第一章 物质结构 元素周期律1 原子结构：如：ZA n R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 ， A 2B ，AB 2， NaOH ，Na 2O 2，NH 4C ，O 22-，NH 4）（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，HCO，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1moH－H键消耗的能量为Q1J，破坏1moO ＝ O键消耗的能量为Q2J，形成1moH－O键释放的能量为Q3J。
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高一化学（必修2）复习纲要（1-4章）第一章 物质结构 元素周期律1. 原子结构：如：ZAn R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（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 ， A 2B ，AB 2， NaOH ，Na 2O 2，NH 4Cl ，O 22-，NH 4+）（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） （NH 3，CH 4，CO 2，HClO ，H 2O 2） 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（） A.2Q1+Q2>4Q3 B.2Q1+Q2<4Q3C.Q1+Q2<Q3D.Q1+Q2＝Q3（4）常见的放热反应：A. 所有燃烧反应；B. 中和反应；C. 大多数化合反应；D. 活泼金属跟水或酸反应；E. 物质的缓慢氧化（5）常见的吸热反应： A. 大多数分解反应；氯化铵与八水合氢氧化钡的反应。
（6）中和热：（重点） A. 概念：稀的强酸与强碱发生中和反应生成1mol H2O（液态）时所释放的热量。
2. 化学能与电能（1）原电池（重点） A. 概念：B. 工作原理： a. 负极：失电子（化合价升高），发生氧化反应b. 正极：得电子（化合价降低），发生还原反应C. 原电池的构成条件：关键是能自发进行的氧化还原反应能形成原电池a. 有两种活泼性不同的金属或金属与非金属导体作电极b. 电极均插入同一电解质溶液c. 两电极相连（直接或间接）形成闭合回路D. 原电池正、负极的判断：a. 负极：电子流出的电极（较活泼的金属），金属化合价升高b. 正极：电子流入的电极（较不活泼的金属、石墨等）：元素化合价降低E. 金属活泼性的判断：a. 金属活动性顺序表b. 原电池的负极（电子流出的电极，质量减少的电极）的金属更活泼；c. 原电池的正极（电子流入的电极，质量不变或增加的电极，冒气泡的电极）为较不活泼金属F. 原电池的电极反应：（难点）a. 负极反应：X－ne＝X n－b. 正极反应：溶液中的阳离子得电子的还原反应（2）原电池的设计：（难点）根据电池反应设计原电池：（三部分＋导线）A. 负极为失电子的金属（即化合价升高的物质）B. 正极为比负极不活泼的金属或石墨C. 电解质溶液含有反应中得电子的阳离子（即化合价降低的物质）（3）金属的电化学腐蚀A. 不纯的金属（或合金）在电解质溶液中的腐蚀，关键形成了原电池，加速了金属腐蚀B. 金属腐蚀的防护：a. 改变金属内部组成结构，可以增强金属耐腐蚀的能力。
如：不锈钢。
b. 在金属表面覆盖一层保护层，以断绝金属与外界物质接触，达到耐腐蚀的效果。
（油脂、油漆、搪瓷、塑料、电镀金属、氧化成致密的氧化膜）c. 电化学保护法：牺牲活泼金属保护法，外加电流保护法（4）发展中的化学电源A. 干电池（锌锰电池）a. 负极：Zn －2e -＝ Zn 2+b. 参与正极反应的是MnO2和NH4+B. 充电电池 a. 铅蓄电池：铅蓄电池充电和放电的总化学方程式放电时电极反应：负极：Pb + SO42-－2e-＝PbSO4正极：PbO2 + 4H+ + SO42- + 2e-＝ PbSO4 + 2H2Ob. 氢氧燃料电池：它是一种高效、不污染环境的发电装置。
它的电极材料一般为活性电极，具有很强的催化活性，如铂电极，活性炭电极等。
总反应：2H2 + O2＝2H2O电极反应为（电解质溶液为KOH溶液）负极：2H2 + 4OH- - 4e-→ 4H2O正极：O2 + 2H2O + 4e-→ 4OH-3. 化学反应速率与限度（1）化学反应速率A. 化学反应速率的概念：B. 计算（重点）a. 简单计算v Bc Bt ()()=∆∆b. 已知物质的量n的变化或者质量m的变化，转化成物质的量浓度c的变化后再求反应速率vc. 化学反应速率之比＝化学计量数之比，据此计算：已知反应方程和某物质表示的反应速率，求另一物质表示的反应速率；已知反应中各物质表示的反应速率之比或△C之比，求反应方程。
d. 比较不同条件下同一反应的反应速率关键：找同一参照物，比较同一物质表示的速率（即把其他的物质表示的反应速率转化成同一物质表示的反应速率）（2）影响化学反应速率的因素（重点）A. 决定化学反应速率的主要因素：反应物自身的性质（内因）B. 外因： a. 浓度越大，反应速率越快b. 升高温度（任何反应，无论吸热还是放热），加快反应速率c. 催化剂一般加快反应速率d. 有气体参加的反应，增大压强，反应速率加快e. 固体表面积越大，反应速率越快f. 光、反应物的状态、溶剂等（3）化学反应的限度A. 可逆反应的概念和特点B. 绝大多数化学反应都有可逆性，只是不同的化学反应的限度不同；相同的化学反应，不同的条件下其限度也可能不同a. 化学反应限度的概念：一定条件下，当一个可逆反应进行到正反应和逆反应的速率相等，反应物和生成物的浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡状态”，这种状态称为化学平衡状态，简称化学平衡，这就是可逆反应所能达到的限度。
b. 化学平衡的曲线：c. 可逆反应达到平衡状态的标志：反应混合物中各组分浓度保持不变↓正反应速率＝逆反应速率↓消耗A的速率＝生成A的速率d. 怎样判断一个反应是否达到平衡：（1）正反应速率与逆反应速率相等；（2）反应物与生成物浓度不再改变；（3）混合体系中各组分的质量分数不再发生变化；（4）条件变，反应所能达到的限度发生变化。
化学平衡的特点：逆、等、动、定、变、同。
【典型例题】例1. 在密闭容器中充入SO2和18O2，在一定条件下开始反应，在达到平衡时，18O 存在于（）A. 只存在于氧气中B. 只存在于O2和SO3中C. 只存在于SO2和SO3中D. SO2、SO3、O2中都有可能存在例2. 下列各项中，可以说明2HI H2+I2(g)已经达到平衡状态的是（）A. 单位时间内，生成n mol H2的同时生成n mol HIB. 一个H—H键断裂的同时，有2个H—I键断裂C. 温度和体积一定时，容器内压强不再变化D. 温度和体积一定时，某一生成物浓度不再变化E. 温度和体积一定时，混合气体的颜色不再变化F. 条件一定，混合气体的平均相对分子质量不再变化化学平衡移动原因：v正≠ v逆v正> v逆正向 v正.< v逆逆向浓度: 其他条件不变, 增大反应物浓度或减小生成物浓度, 正向移动反之压强: 其他条件不变,对于反应前后气体,总体积发生变化的反应,增大压强,平衡向气体体积缩小的方向移动, 反之…温度: 其他条件不变,温度升高,平衡向吸热方向移动反之…催化剂: 缩短到达平衡的时间,但平衡的移动无影响勒沙特列原理：如果改变影响化学平衡的一个条件，平衡将向着减弱这种改变的方向发生移动。
第三章复习纲要（要求自己填写空白处）（一）甲烷一、甲烷的元素组成与分子结构 CH 4 正四面体 二、甲烷的物理性质 三、甲烷的化学性质 1、甲烷的氧化反应 实验现象： 反应的化学方程式： 2、甲烷的取代反应甲烷与氯气在光照下发生取代反应，甲烷分子里的四个氢原子逐步被氯原子取代反应能生成一系列甲烷的氯取代物和氯化氢。
HCl Cl CH Cl CH +−→−+324光 H Cl Cl CH Cl Cl CH +−→−+2223光HCl CHCl Cl Cl CH +−→−+3222光 H Cl CCl Cl CHCl +−→−+423光有机化合物分子中的某些原子（或原子团）被另一种原子（或原子团）所替代的反应，叫做取代反应。
3、甲烷受热分解： （二）烷烃烷烃的概念： 叫做饱和链烃，或称烷烃。
1、烷烃的通式：____________________2、烷烃物理性质：（1）状态：一般情况下，1—4个碳原子烷烃为___________，5—16个碳原子为__________，16个碳原子以上为_____________。
（2）溶解性：烷烃________溶于水，_________溶(填“易”、“难”)于有机溶剂。
（3）熔沸点：随着碳原子数的递增，熔沸点逐渐_____________。
（4）密度：随着碳原子数的递增，密度逐渐___________。
3、烷烃的化学性质(1)一般比较稳定，在通常情况下跟酸、碱和高锰酸钾等都______反应。
(2)取代反应：在光照条件下能跟卤素发生取代反应。
__________________________ (3)氧化反应：在点燃条件下，烷烃能燃烧______________________________ （三）同系物同系物的概念：_______________________________________________掌握概念的三个关键：（1）通式相同；（2）结构相似；（3）组成上相差n 个（n ≥1）CH 2原子团。