高中化学必修2知识点归纳总结(最新整理)

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。

【备战2020】高考复习高中化学必修2：知识点总结归纳

Z 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. 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 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。

(完整版)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。

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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2全册基本知识点总结

高二化学必修2 知识点梳理一、原子结构：如：Z A nR 的质子数与质量数，中子数，电子数之间的关系:1、数量关系：核内质子数＝核外电子数2、电性关系：原子核电荷数＝核内质子数＝核外电子数阳离子核外电子数＝核内质子数－电荷数阴离子核外电子数＝核内质子数＋电荷数3、质量关系：质量数（A）＝质子数（Z）＋中子数（N）二、元素周期表和周期律1、元素周期表的结构：周期序数=电子层数七个周期（1、2、3短周期；4、5、6长周期；7不完全周期）主族元素的族序数=元素原子的最外层电子数18个纵行（7个主族；7个副族；一个零族；一个Ⅷ族（8、9、10三个纵行））2、元素周期律(1)元素的金属性和非金属性强弱的比较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）(2)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(3)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）(4)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）(1)“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(2) 预测新元素及其性质三、化学键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（AB， A2B，AB2，A2B2）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（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：一、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2NH4Cl + Ba(OH)2·8H2O == 2NH3+ BaCl2 + 10H2O6、中和热：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。

化学必修二必考知识点总结

化学必修二必考知识点总结化学必修二必考知识点1元素周期表一、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。

完整版)人教版高中化学必修2知识点总结全册

完整版)人教版高中化学必修2知识点总结全册第一章物质结构元素周期律一、元素周期表元素周期表是由俄国科学家门捷列夫发明的。

其中包括1~18号元素的原子结构示意图，周期表的结构包括7个周期（三短、三长、一个不完全），周期数等于电子层数；7个主族、7个副族、一个零族、一个Ⅷ族，主族序数等于最外层电子数。

碱金属元素的结构特点包括Li、Na、K、Rb的最外层电子数、原子半径对其性质的影响，以及Na与K分别与水、氧气反应的情况。

同族元素性质的相似性也是需要考虑的因素。

卤族元素的结构特点包括F、Cl、Br、I的最外层电子数、原子半径对其性质的影响，单质与氢气发生反应的条件与生成气态氢化物的稳定性，卤素间的置换反应，以及从上到下随着核电荷数的增加性质的递变规律。

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。

二、核素核素的定义是APX，同位素包括1231H、1H、1H，而原子的构成则可以用两个关系式表示：质子数等于核电荷数等于核外电子数，质量数A等于质子数P加上中子数N。

几种同位素的应用包括12、xxxxxxx6C6C、1H、1H、92U。

三、元素周期律元素周期律是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以及主要化合价的周期性变化都是需要考虑的因素。

第三周期元素化学性质变化的规律包括金属性的递变规律，钠镁与水反应现象，比较钠镁与水反应的难易（方程式书写），镁铝与盐酸反应的难易（现象，方程式），比较钠镁铝最高价氧化物对应水化物的碱性强弱，以及非金属性的递变规律，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，比较它们的最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱。

CH2Br2CH2XXX2Br实验现象：溴水从橙黄色变成无色，生成液体产物应用：制备溴代乙烷②乙烯与HCl化学方程式：CH2CH2XXX→CH3CH2Cl实验现象：无色气体与氯化氢气体反应，生成液体产物应用：制备氯代乙烷二、苯知识要点一：知道苯的分子结构1．苯的分子结构分子式C6H6电子式结构式结构简式六个碳原子构成一个六角形，每个碳原子上带一个氢原子2．工业制法：从煤焦油中提取3．苯的物理性质苯是一种无色透明的液体，具有芳香味，密度小于水，不溶于水，易挥发4．苯的化学性质苯分子中有6个π电子，使苯具有稳定性，不容易发生加成反应1）取代反应定义：取代反应是指有机物分子中的一个或多个H原子被其他原子或原子团所取代的反应①苯与浓硝酸反应化学方程式：C6H6HNO3C6H5NO2H2O实验现象：苯变成黄色，放出气体，生成液体产物应用：制备硝基苯②苯与浓硫酸反应化学方程式：C6H6H2SO4C6H5HSO4H2O实验现象：苯变成黑色，放出热量，生成液体产物应用：制备苯磺酸知识要点二：了解苯的同分异构体1．环丙烷分子式C3H6结构简式三个碳原子构成一个三角形，每个碳原子上带两个氢原子2．苯的同分异构体苯有两种同分异构体，它们的分子式相同，但结构不同，分别为苯和环丙烷。

高中化学必修2重点知识点归纳

高中化学必修2重点知识点归纳高中化学必修2重点知识点归纳高中的化学比初中学习的要难得多，在必修二的化学课本中，我们护接触到很多新的知识点，想要学好这些知识点，我们就要经常熟悉课本，勤复习。

下面是店铺为大家整理的高中化学必修2重点知识点归纳，希望对大家有用！高中化学必修2重点知识点归纳1化学能与电能1、化学能转化为电能的方式：(1)概念：把化学能直接转化为电能的装置叫做原电池。

2、原电池原理(2)原电池的工作原理：通过氧化还原反应(有电子的转移)把化学能转变为电能。

(3)构成原电池的条件：①电极为导体且活泼性不同；②两个电极接触(导线连接或直接接触)；③两个相互连接的电极插入电解质溶液构成闭合回路。

(4)电极名称及发生的反应：负极：较活泼的金属作负极，负极发生氧化反应电极反应式：较活泼金属-ne-=金属阳离子负极现象：负极溶解，负极质量减少正极：较不活泼的金属或石墨作正极，正极发生还原反应电极反应式：溶液中阳离子+ne-=单质正极的现象：一般有气体放出或正极质量增加(5)原电池正负极的判断方法：①依据原电池两极的材料：较活泼的金属作负极(K、Ca、Na太活泼，不能作电极)；较不活泼金属或可导电非金属(石墨)、氧化物(MnO2)等作正极。

②根据电流方向或电子流向：(外电路)的电流由正极流向负极；电子则由负极经外电路流向原电池的正极。

③根据内电路离子的迁移方向：阳离子流向原电池正极，阴离子流向原电池负极。

④根据原电池中的反应类型：负极：失电子，发生氧化反应，现象通常是电极本身消耗，质量减小。

正极：得电子，发生还原反应，现象是常伴随金属的析出或H2的放出。

(6)原电池电极反应的书写方法：①原电池反应所依托的化学反应原理是氧化还原反应，负极反应是氧化反应，正极反应是还原反应。

因此书写电极反应的方法归纳如下：写出总反应方程式；把总反应根据电子得失情况，分成氧化反应、还原反应；氧化反应在负极发生，还原反应在正极发生，反应物和生成物对号入座，注意酸碱介质和水等参与反应。

(完整版)高中化学必修2知识点总结绝对全(最新整理)

17Cl
18Ar
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 ＋5 ＋6 ＋7 —
－4 －3 －2 －1
(4)金属性、非金属性
金属性减弱，非金属性增加
—
(5)单质与水或酸置换冷水热水与与酸反
——
—
难易
剧烈
酸快
应慢
(6)氢化物的化学式 (7)与 H2 化合的难易 (8)氢化物的稳定性
两个相互连接的电极插入电解质溶液构成闭合回路。（4）电极名称及发生的反应：负极：较活泼的金属作负极，负极发生氧化反应，
电极反应式：较活泼金属－ne－＝金属阳离子负极现象：负极溶解，负极质量减少。正极：较不活泼的金属或石墨作正极，正极发生还原反应，电极反应式：溶液中阳离子＋ne－＝单质正极的现象：一般有气体放出或正极质量增加。（5）原电池正负极的判断方法： ①依据原电池两极的材料：较活泼的金属作负极（K、Ca、Na 太活泼，不能作电极）；较不活泼金属或可导电非金属（石墨）、氧化物（MnO2）等作正极。 ②根据电流方向或电子流向：（外电路）的电流由正极流向负极；电子则由负极经外电路流向原电池的正极。 ③根据内电路离子的迁移方向：阳离子流向原电池正极，阴离子流向原电池负极。 ④根据原电池中的反应类型：负极：失电子，发生氧化反应，现象通常是电极本身消耗，质量减小。正极：得电子，发生还原反应，现象是常伴随金属的析出或 H2 的放出。（6）原电池电极反应的书写方法：（i）原电池反应所依托的化学反应原理是氧化还原反应，负极反应是氧化反应，正极反应是还原反应。因此书写电极反应的方法归纳如下： ①写出总反应方程式。 ②把总反应根据电子得失情况，分成氧化反应、还原反应。 ③氧化反应在负极发生，还原反应在正极发生，反应物和生成物对号入座，注意酸碱介质和水等参与反应。（ii）原电池的总反应式一般把正极和负极反应式相加而得。（7）原电池的应用：①加快化学反应速率，如粗锌制氢气速率比纯锌制氢气快。②比较金属活动性强弱。③设计原电池。④金属的腐蚀。 2、化学电源基本类型： ①干电池：活泼金属作负极，被腐蚀或消耗。如：Cu－Zn 原电池、锌锰电池。 ②充电电池：两极都参加反应的原电池，可充电循环使用。如铅蓄电池、锂电池和银锌电池等。 ③燃料电池：两电极材料均为惰性电极，电极本身不发生反应，而是由引入到两极上的物质发生反应，如 H2、CH4 燃料电池，其电解质溶液常为碱性试剂（KOH 等）。

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)Z1.原子（A X ）2.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 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、元素周期律化物(12)变化规律碱性减弱，酸性增强—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）★判断元素金属性和非金属性强弱的方法：（1）金属性强（弱）——①单质与水或酸反应生成氢气容易（难）；②氢氧化物碱性强（弱）；③相互置换反应（强制弱）Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu。

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。