高一化学必修二知识点总结归纳总复习提纲54795说课讲解
高一化学必修二知识点总结归纳总复习提纲讲解学习
最多容纳的电子数是 2n ；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 MNO 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。
Jay_h1218 奉上【爱】核心用户上传第二节 化学能与电能
1、化学能转化为电能的方式：
电能 火电（火力发电） 化学能→热能→机械能→电能
缺点：环境污染、低效
(电力 )
原电池
将化学能直接转化为电能
优点：清洁、高效
2、原电池原理 （ 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。
——
SiH 4
PH3
H2S
HCl
—
学式
(7) 与 H2 化合的
——
由难到易
—
难易
(8) 氢 化 物 的 稳
——
稳定性增强
—
定性
(9) 最 高 价 氧 化 Na2O
MgO
Al 2O3
SiO 2
P2O5
SO3
Cl 2O7
—
物的化学式
最高 (10) 化学 NaOH
Al(OH) 3 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4 —
四、化学键 化学键是相邻两个或多个原子间强烈的相互作用。 1. 离子键与共价键的比较
键型
离子键
共价键
概念
阴阳离子结合成化合物的静电作 用叫离子键
原子之间通过共用电子对所形成的相 互作用叫做共价键
高一化学必修二知识点归纳总结 高一化学必修二知识点梳理
高一化学必修二知识点归纳总结高一化学必修二知识点梳理高一化学必修二知识重点总结篇一Ⅰ、铝①物理性质：银白色，较软的固体，导电、导热，延展性②化学性质：a、与非金属：4Al+3O2=2Al2O3，2Al+3S=Al2S3，2Al+3Cl2=2AlCl3b、与酸：2Al+6HCl=2AlCl3+3H2↑，2Al+3H2SO4=Al2(SO4)3+3H2↑常温常压下，铝遇浓硫酸或浓硝酸会发生钝化，所以可用铝制容器盛装浓硫酸或浓硝酸c、与强碱：2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2（偏铝酸钠）+3H2↑（2Al+2OH-+2H2O=2AlO2-+3H2↑）大多数金属不与碱反应，但铝却可以原一些金属氧化物d、铝热反应：2Al+Ⅰ、铝的化合物①Al2O3（典型的两性氧化物）a、与酸：Al2O3+6H+=2Al3++3H2Ob、与碱：Al2O3+2OH-=2AlO2-+H2O②Al(OH)3（典型的两性氢氧化物）：白色不溶于水的胶状物质，具有吸附作用a、实验室制备：AlCl3+3NH3H2O=Al(OH)3↓+3NH4ClAl3++3NH3H2O=Al(OH)3↓+3NH4+Fe2O3Al2O3+ 2Fe，铝具有较强的还原性，可以还b、与酸、碱反应：与酸Al(OH)3+3H+=Al3++3H2O 与碱Al(OH)3+OH-=AlO2-+2H2O ③KAl(SO4)2（硫酸铝钾）KAl(SO4)212H2O，十二水合硫酸铝钾，俗名：明矾KAl(SO4)2=K++Al3++2SO42-Al3+会水解：Al3++3H2O=Al(OH)3+3H+ 因为Al(OH)3具有很强的吸附型，所以明矾可以做净水剂高一化学必修二知识重点总结篇二1、铁与硫蒸气反应：Fe+SⅠ==FeS2、铜与硫蒸气反应：2Cu+SⅠ==Cu2S3、硫与浓硫酸反应：S+2H2SO4(浓)Ⅰ==3SO2↑+2H2O4、二氧化硫与硫化氢反应：SO2+2H2S=3S↓+2H2O5、铜与浓硫酸反应：Cu+2H2SO4Ⅰ==CuSO4+SO2↑+2H2O6、二氧化硫的催化氧化：2SO2+O2 2SO37、二氧化硫与氯水的反应：SO2+Cl2+2H2O=H2SO4+2HCl8、二氧化硫与氢氧化钠反应：SO2+2NaOH=Na2SO3+H2O9、硫化氢在充足的氧气中燃烧：2H2S+3O2点燃===2SO2+2H2O10、硫化氢在不充足的氧气中燃烧：2H2S+O2点燃===2S+2H2O高一必修二化学知识点总结篇三原因：当物质发生化学反应时，断开反应物中的化学键要吸收能量，而形成生成物中的化学键要放出能量。
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高一必修二化学知识总结必修2复习知识点归纳一、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。
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高一化学必修二知识点归纳总结一、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，第二周期的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族开始。
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、单质及简单离子的氧化性与还原性同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质的氧化性增强，还原性减弱;所对应的简单阴离子的还原性减弱，简单阳离子的氧化性增强。
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，还原性增强;所对应的简单阴离子的还原性增强，简单阳离子的氧化性减弱。
元素单质的还原性越强，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强(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强(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，单质与氢气化合越容易;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强;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、非金属性的判断依据，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逐渐变化，元素也由主要显金属性向主要显非金属性逐渐变化。
随同一族元素中，由于周期越高，价电子的能量就越高，就越容易失去，因此排在下面的元素一般比上面的元素更具有金属性。
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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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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。
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高一化学必修二期中考试知识点总结归纳第一章物质结构元素周期律一、原子结构原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数★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2 个），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：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．2.同周期元素性质递变规律的必然结果。
第三周期元素11Na 12Mg 13Al 14Si 15P16S17Cl18Ar(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—＋5 ＋6 ＋7 —(3)主要化合价＋1 ＋2 ＋3 ＋4－4 －3 －2 －1(4)金属性、非金属性金属性减弱，非金属性增加—热水与与酸反—(5)单质与水或酸置换难易冷水——剧烈酸快应慢(6)氢化物的化学式——SiH 4 PH 3 H 2S HCl —(7)与H 2 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Na2O MgO Al 2O3SiO 2P 2O 5 SO3Cl 2O 7—最高(10)化学式NaOH Al(OH) H 2SiO 3H 3PO 4H 2SO HClO —34Mg(OH) 2价氧化物4对应水化弱酸中强酸强酸很强(11)酸碱性强碱中强碱两性氢—物氧化物的酸—(12)变化规律碱性减弱，酸性增强第Ⅰ A 族碱金属元素：位于周期表左下方）（Fr 是金属性最强的元素，Li Na K Rb Cs Fr第Ⅶ A 族卤族元素：F 于周期表右上方）（F 是非金属性最强的元素，位Cl Br I At★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＋CuSO 4＝FeSO4＋Cu。
高一化学必修二知识点总结归纳总复习提纲(精华)
高一化学必修二知识点总结归纳总复习提纲(精华)高一化学必修二知识点总结第一章：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。
质子数等于原子序数，核外电子数等于原子的核电荷数。
阴离子和阳离子的核外电子数分别为质子数减电荷数和质子数加电荷数。
前20个元素的核外电子排布需要熟背。
二、元素周期表元素周期表按原子序数递增的顺序从左到右排列，将电子层数相同的元素排成横行，最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序排成纵行。
主族序数等于原子最外层电子数，周期数等于最外层电子层数。
三、元素周期律元素周期律是指当元素按原子序数排列时，其物理和化学性质呈现周期性变化。
主族元素的性质随着周期数增加而变化，副族元素的性质随着主量子数增加而变化。
元素周期律是指元素的性质（如核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性等）随核电荷数递增而呈现周期性变化的规律。
这种周期性变化实质上是由于元素原子核外电子排布的周期性变化所导致的。
Ⅱ）同周期元素性质递变规律：以第三周期元素为例，其电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性、单质与水或酸置换难易、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及对应水化物、变化规律、酸碱性等都有一定的规律性。
其中，电子层数相同，最外层电子数依次增加，原子半径依次减小，金属性减弱，非金属性增加，碱性减弱，酸性增强。
Ⅲ）判断元素金属性和非金属性强弱的方法：金属性强（弱）的元素单质与水或酸反应生成氢气容易（难），氢氧化物碱性强（弱），相互置换反应强（弱），单质的还原性（或离子的氧化性）和原电池中正负极判断，金属腐蚀难易。
非金属性强（弱）的元素单质与氢气易（难）反应，生成的氢化物稳定（不稳定），最高价氧化物的水化物（含氧酸）酸性强（弱），相互置换反应强（弱），单质的氧化性（或离子的还原性）。
Ⅳ）同周期比较：在同一个周期内，元素的性质随着核电荷数递增而呈现周期性变化。
高一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)Z1.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 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。
高一化学必修2知识要点归纳
高一化学必修2知识要点归纳高一化学必修2重要知识1.元素的存在形式有两种：游离态和化合态。
(1)钠镁铝只以化合态形式存在：钠元素的主要存在形式是氯化钠，镁元素的存在形式有菱镁矿，铝元素的存在形式有铝土矿。
(2)铁元素有两种存在形式：游离态的陨铁和化合态的铁矿石。
2.金属单质的用途：(1)利用钠元素的特征焰色(黄色)制高压钠灯，高压钠灯的透雾力强，可以做航标灯;利用钠单质的熔点低，钠钾合金常温下呈液态，做原子反应堆的导热剂;利用钠单质制备过氧化钠，利用钠单质还原熔融态的四氯化钛制备金属钛。
(2)镁条燃烧发出耀眼的白光，用来做照明弹。
(3)利用铝的良好导电性，做导线。
利用铝块和铝粉的颜色都是银白色，铝粉制成银粉(白色涂料)。
3.金属化合物的用途：(1)过氧化钠做漂白剂，过氧化钠做水下作业、坑道下作业的供氧剂;氯化钠、碳酸钠、碳酸氢钠做食品添加剂;氯化钠做为制备单质钠和氯气的`原料，氯化钠做为制备氢氧化钠、氢气、氯气的原料。
(2)氧化镁的熔点高，做耐高温的材料：耐火管、耐火坩埚、耐高温的实验仪器。
(3)明矾做净水剂。
高一化学必修2必备知识一、金属的分类：(1)根据冶金工业标准分类：铁(铬、锰)为黑色金属，其余金属(钠镁铝等)为有色金属。
(2)根据密度分类：密度大于4.5g/cm3的金属是重金属：如铁、铜、铅、钡，密度小于4.5g/cm3的金属是轻金属：如钠、镁、铝。
二、氧化物的分类：二元化合物，其中一种元素是氧元素，并且氧元素呈负二价的化合物是氧化物。
(1)氧化物(根据氧化物中非氧元素的种类)分为金属氧化物和非金属氧化物。
(2)金属氧化物分为酸性氧化物、碱性氧化物、两性氧化物。
(3)非金属氧化物分为酸性氧化物、不成盐氧化物。
(4)氧化物(根据氧化物是否与碱或酸反应生成盐)分为成盐氧化物和不成盐氧化物(CO 、NO)。
(5)成盐氧化物分为酸性氧化物、碱性氧化物、两性氧化物。
(6)酸性氧化物分为高价态的金属氧化物(Mn2O7)和非金属氧化物(CO2)。
高一化学必修二知识点总结
高一化学必修二知识点总结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、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。
高中高一化学必修二知识点总结
高中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那么：①依照原子序数递增的顺序从左到右陈列;②将电子层数相反的元素排成一个横行周期;③把最外层电子数相反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称号3、元素金属性和非金属性判别依据：①元素金属性强弱的判别依据：单质跟水或酸起反响置换出氢的难易;元素最低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别依据：单质与氢气生成气态氢化物的难易及气态氢化物的动摇性; 最低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：质子数相反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，化学性质相反)二、元素周期律1、影响原子半径大小的要素：①电子层数：电子层数越多，原子半径越大(最主要要素)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(主要要素)③核外电子数：电子数增多，添加了相互排挤，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，核对外层电子吸引才干削弱，失电子才干增强，恢复性(金属性)逐渐增强，其离子的氧化性削弱。
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，得电子才干逐渐增强，失电子才干逐渐削弱氧化性逐渐增强，恢复性逐渐削弱，气态氢化物动摇性逐渐增强最低价氧化物对应水化物酸性逐渐增强，碱性逐渐削弱三、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。
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—
化学式
最 高 (10) 化学式 NaOH
Al(OH) 3 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4
—
价氧
Mg(OH)2
化 物 (11) 酸碱性
强碱
中强碱 两性氢
弱酸
中强 强酸 很强
—
对应
氧化物
酸
的酸
水 化 (12) 变化规
碱性减弱，酸性增强
—
物
律
第Ⅰ A 族碱金属元素： Li Na K Rb Cs Fr
金属性减弱，非金属性增加
—
性
(5) 单质与水或酸置
冷水
热水与 与酸反
——
—
换难易
剧烈
酸快
应慢
(6) 氢化物的化学式
——
SiH 4
PH3
H2S
HCl
—
(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
Na2O
MgO
Al 2O3
SiO2
P2O5
SO3
Cl 2O7
元素性质的周期性变化实质．是．元．素．原．子．核．外．电．．
第三周期元素
11 Na
12 Mg
13Al
14Si
15 P
16S
17 Cl
18 Ar
(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
＋5
＋6
＋7
—
－4
－3
－2
－1
(4) 金属性、非金属
非金属性： F＞ Cl ＞ Br ＞ I （卤族元素）
与酸或水反应：从难→易
单质与氢气反应：从易→难
碱性： LiOH＜ NaOH＜ KOH＜ RbOH＜ CsOH
氢化物稳定： HF＞ HCl＞ HBr＞ HI
（Ⅲ）
金属性： Li ＜ Na＜ K＜Rb＜ Cs
非金属性： F＞ Cl ＞ Br ＞ I
还原性 ( 失电子能力 ) ： Li ＜ Na＜ K＜ Rb＜ Cs 氧化性 ( 得电子能力 ) ： Li ＋ ＞Na＋＞ K＋＞ Rb＋＞ Cs＋
非金属性： Si ＜ P＜ S＜ Cl
与酸或水反应：从易→难
单质与氢气反应：从难→易
碱性： NaOH＞ Mg(OH)2＞ Al(OH) 3
氢化物稳定性： SiH 4＜ PH3＜ H2S＜ HCl
酸性 ( 含氧酸 ) ： H2SiO 3＜ H3PO4＜ H2SO4＜ HClO4
（Ⅱ）同主族比较：
金属性： Li ＜ Na＜ K＜ Rb＜ Cs（碱金属元素）
⑵ 化学变化中能量变化的本质原因 ⑶化学反应吸收能量或放出能量的决定因素：
实质： 一个化学反应是吸收能量还是放出能量， 决定于反应物的总能量与生成物的总能
2、常见的放热反应和吸热反应 2、常见的放热反应和吸热反应 常见的放热反应：①所有的燃烧与缓慢氧化。②酸碱中和反应。③金属与酸反应制取氢气。
△
④大多数化合反应（特殊： C＋ CO 2
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 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
最高正价 == 最外层电子数，非金属的负化合价 == 最外层电子 数－ 8， 最高正价数和
负化合价绝对值之和为 8； 其代数和分别为： 0、 2、 4、 6。
化合物氟元素、氧元素只有负价 （ -1、 -2 ）， 但 HFO 中 F 为 0 价 ； 金属元素只有正价；
化合价与最外层电子数的奇、 偶关系： 最外层电子数为奇数的元素， 其化合价通常为奇
短周期
第一周期 第二周期
核外电子层数
1
2
2
8
元素种类 种元素 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：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
④ 结构式：用一根短线来表示一对共用电子（应用于共价键）。
二、化学反应与能量 1、化学键与化学反应中能量变化的关系 ⑴ 化学反应过程中伴随着能量的变化
任何化学反应除遵循质量守恒外， 同样也遵循能量守恒。 反应物与生成物的能量差若以 热量形式表现即为放热反应或吸热反应 (E 反：反应物具有的能量； E 生：生成物具有的能量 ) ：
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）自发的氧化还原
反应
（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
（Fr 是金属性最强的元素，位于周期表
左下方）
第Ⅶ A 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。⑤ 单质的还原性（或离子的氧化性） ⑥
性质
一次能源
常规能源
可再生资源 不可再生资源
水能、风能、生物质能 煤、石油、天然气等化石能源
新能源
可再生资源
太阳能、风能、地热能、潮汐能、氢能、沼气
不可再生资源
核能
二次能源
（一次能源经过加工、转化得到的能源称为二次能源） 电能（水电、火电、核电） 、蒸汽、工业余热、酒精、汽油、焦炭等
[ 思考 ] 一般说来，大多数化合反应是放热反应，大多数分解反应是吸热反应，放热反应都不
高一化学必修二知识点总结归纳总复习提纲
一、原子结构 原子核
1. 原子（Z A X ）
第一章 物质结构 元素周期律
质子（ Z 个）
注意：
中子（ N个）
质量数 (A) ＝质子数 (Z) ＋中子数 (N)
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 （—）
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 MNO 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。
电能 火电（火力发电） 化学能→热能→机械能→电能
缺点：环境污染、低效
( 电力 )
原电池
将化学能直接转化为电能
优点：清洁、高效
2、原电池原理 （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
原子之间通过共用电子对所形成的相互
叫离子键
作用叫做共价键
成键方式
通过得失电子达到稳定结构
通过形成共用电子对达到稳定结构
成键粒子
阴、阳离子
原子
成键元素
活泼金属与活泼非金属元素之间（特
非金属元素之间
殊： NH4Cl 、 NH4NO3 等铵盐只由非金属 元素组成，但含有离子键）
离子化合物：由离子键构成的化合物叫做离子化合物。 （一定有离子键，可能有共价键）
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 （6）原电池电极反应的书写方法：
H2 的放出。
（ 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
围画小黑点（或 ×）表示原子的最外层电子。
离子的电子式 ：阳离子的电子式一般用它的离子符号表示； 在阴离子或原子团外加方括
弧，并在方括弧的右上角标
出离子所带电荷的电性和电量。
分子或共价化合物电子式， 正确标出共用电子对数目。
CCl4 离子化合价电子式， 阳离子的外层电子不再标出， 只在元素符号右上角标出正电荷， 而 阴离子则要标出外层电子， 并加上方括号， 在右上角标出负电荷。 阴离子电荷总数与阳离子 电荷总数相等，因为化合物本身是电中性的。
需要加热，吸热反应都需要加热，这种说法对吗？试举例说明。
点拔：这种说法不对。如 C＋ O2＝ CO2 的反应是放热反应，但需要加热，只是反应开始