化学必修二第一章第二章知识点

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、依据横行：电子层数相同元素按原子序数递增从左到右排列 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：ⅠA-ⅦA族：16个（共18个纵行）副族7个：IB-ⅦB第Ⅷ族1个（3 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：4Li + O 2 Li 2O 2Na + O 2 Na 2O 2 2 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，因此，它们的化学性质相似。

（2）递变性：①与氧气反应越来越容易②与水反应越来越剧烈结论：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。

注：金属性强弱的判断依据： ①与水或酸反应越容易，金属性越强；②最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）碱性越强，金属性越强。

点燃点燃③置换反应，金属性强的金属置换金属性弱的金属④离子的氧化性越弱对应金属的金属性越强总结：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多，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。

高中化学必修二第一章知识点高中化学必修二第一章通常涉及化学物质的分类、性质以及化学反应的类型等基础知识点。

以下是这一章节的核心知识点概述：1. 物质的分类- 纯净物：由单一类型的分子或原子组成的物质，如氧气（O2）、铁（Fe）。

- 混合物：由两种或两种以上不同物质混合而成的物质，如空气、果汁。

- 元素：不能通过化学变化分解为更简单物质的物质，如氢、氧。

- 化合物：由两种或两种以上元素以固定比例结合而成的纯净物，如水（H2O）。

- 氧化物：由氧元素与其他元素结合的化合物，如二氧化碳（CO2）。

2. 物质的性质- 物理性质：不涉及物质组成变化的性质，如颜色、状态（固态、液态、气态）、密度、熔点、沸点。

- 化学性质：涉及物质组成变化的性质，如可燃性、氧化性、还原性、酸碱性。

3. 化学反应- 合成反应：两种或两种以上物质反应生成一种新物质的反应，如： \[ \text{A} + \text{B} \rightarrow \text{AB} \]- 置换反应：一种元素与一种化合物反应，生成另一种元素和化合物的反应，如：\[ \text{A} + \text{BC} \rightarrow \text{AC} + \text{B} \]- 还原-氧化反应（红ox反应）：涉及电子转移的反应，其中一种物质失去电子（被氧化），另一种物质获得电子（被还原）。

- 酸碱反应：酸与碱反应生成水和盐的反应，如：\[ \text{H}^+ + \text{OH}^- \rightarrow\text{H}_2\text{O} \]4. 化学方程式- 描述化学反应的方程式，包括反应物、生成物、反应条件和物质的量的比例关系。

- 化学方程式的书写规则和平衡方法。

5. 摩尔概念- 摩尔（mol）是物质的量的单位，定义为包含与12克纯碳-12中原子数相同数量的原子或分子的任何物质的量。

- 阿伏伽德罗常数：1摩尔物质中所含粒子（原子、分子、离子等）的数量，约为6.022 x 10^23。

考前不言苦与累，易错知识必须背《必修2 》第一章 物质结构 元素周期律一、元素周期表与元素周期律1．元素周期表的结构⑴周期：元素周期表共有7个横行，每一横行称为一个周期，故元素周期表共有 7 个周期。

⑵族：元素周期表共有 18 个纵行，除了 8、9、10 三个纵行称为Ⅷ外，其余的每一个纵行称为一个 族 ，故元素周期表共有 16 个族。

族的序号一般用罗马数字表示。

2．质量数定义：将核内所有质子和中子的相对原子质量取近似整数值相加，所得的数值叫做质量数。

质量数与质子数和中子数间的关系为： 质量数=质子数+中子数3．核素表示方法：在化学上，我们为了方便地表示某一原子。

在元素符号的左下角表出其质子数，左上角标出质量数AZ X 。

符号A Z X 表示1个 质子数 为Z ， 质量数 为A 的原子，其中子数为 A -Z 。

4．同位素⑴ 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，如氢元素的三种不同核素11H 、2 1H 、3 1H 互为同位素。

⑵同位素的特点：①各同位素原子的化学性质相同，物理性质不同②天然存在的各同位素原子，他们所占的原子百分数保持不变5．元素金属性强弱判断依据：①根据金属单质与水或与酸反应 置换出氢的 难易程度。

置换出氢 越容易，则金属性越强。

【例】已知金属A 可与冷水反应，金属B 和热水才能反应，金属C 和水不能反应，判断金属A 、B 、C 金属性强弱 A>B>C②根据金属元素最高价氧化物对应水化物碱性强弱。

碱性越强，则原金属元素的金属性越强。

【例】已知NaOH为强碱、Mg(OH)2为中强碱、Al(OH)3为两性氢氧化物，则Na、Mg、Al的金属性强弱Na>Mg>Al③可以根据对应阳离子的氧化性强弱判断。

金属阳离子氧化性越弱，则元素金属性越强。

【例】氧化性Al3+﹥Mg2+﹥Na+，则元素金属性顺序为Na>Mg>Al6．元素非金属性强弱判断依据：①根据非金属单质与氢气反应的难易程度或氢化物的稳定性强弱判断，越容易与氢气反应或氢化物的稳定性越强，则非金属性越强。

必修1第一章从实验学化学第一节化学实验基本方法一、熟悉化学实验基本操作1、药品的称量（或量取）方法⑴托盘天平的使用方法①★托盘天平只能称准到0.1克。

②称量前先调零；称量时，左物右码③被称量物不能直接放在托盘天平的托盘上，应在两个托盘上各放一张相同质量的纸，然后把药品放在纸上称量。

④★易潮解或具有腐蚀性的药品，如NaOH（容易潮解的物质有CaCl2、MgCl2、FeCl3、AICl3、NaOH等）必须放在玻璃器皿上（如：小烧杯、表面皿）里称量。

⑵量筒的使用方法①量取已知体积的溶液时，应选比已知体积稍大的量筒。

如，量取80ml稀硫酸溶液，选用100ml的量筒。

②★读数时，视线应与凹液面最低点水平相切。

俯视读数偏大，仰视读数偏小。

正确读数俯视仰视2、实验室一般事故的处理方法意外事故处理方法★金属Na，K起火用沙子盖灭，不能用水、CO2灭火器，不能用CCl4灭火器浓碱沾到皮肤上大量水冲，再涂硼酸★浓H2SO4沾到皮肤上用干布擦，再用大量水冲，然后涂上3%~5%的NaHCO3溶液不慎将酸溅到眼中应立即用水冲洗，边洗边眨眼睛温度计水银球不慎碰破为防止汞蒸气中毒，应用S粉覆盖3、常见危险化学品及其标志如：酒精、汽油——易然液体；如：浓H2SO4、NaOH（酸碱）3. 掌握正确的操作方法。

例如，掌握仪器和药品的使用、加热方法、气体收集方法等。

二、混合物的分离和提纯：1、分离的方法：①过滤：②蒸发：③蒸馏；④分液；⑤萃取⑴过滤：将不溶于某溶液的固体和液体组成的混合物分离的操作。

注意事项一贴：滤纸紧贴漏斗的内壁二低：纸边低于漏斗边；液面低于滤纸边三靠：杯靠棒；棒靠纸；颈靠壁⑵蒸发注意事项：①蒸发过程中用玻璃杯不断搅拌，防止局部温度过高造成液滴飞溅；②当蒸发皿中出现较多固体时，停止加热，利用余热将液体蒸干，防止形成的晶体飞溅。

（3）蒸馏注意事项：①加热烧瓶要垫上石棉网；②温度计的水银球应位于蒸馏烧瓶的支管口处；③加碎瓷片的目的是防止暴沸；④冷凝水由下口进，上口出。

化学必修二一二知识点总结化学必修二一二主要涉及了化学反应动力学、化学平衡、电化学等内容，是高中化学学习的重要部分。

本文将对这些知识点进行总结，以便学生复习查漏补缺。

一、化学反应动力学1. 化学反应速率化学反应速率是指单位时间内反应物浓度的变化率。

它受到温度、浓度、催化剂等因素的影响。

通常用实验数据和反应机理来确定。

2. 反应物质的浓度对反应速率的影响反应物浓度越高，反应速率越快。

并且浓度对于反应速率的影响可以通过反应速率方程式来说明。

3. 反应速率常数反应速率常数是一个与反应速率相关的常数，它与反应物质的浓度有关。

4. 反应级数反应级数是指反应物浓度对于反应速率的影响程度。

一般来说，对于一阶反应，反应速率与反应物浓度成正比；对于二阶反应，反应速率与反应物浓度的平方成正比。

5. 反应速率方程式反应速率方程式可以通过实验数据来确定。

一般来说，对于简单反应，反应速率方程式为：v = k[A]^m[B]^n，其中v为反应速率，k为反应速率常数，[A]和[B]为反应物质的浓度，m和n为反应级数。

6. 反应速率图像反应速率图像通常可以通过实验数据来绘制。

根据曲线的形状，可以判断反应的级数和速率常数。

二、化学平衡1. 化学平衡条件化学平衡是指在一定条件下，化学反应达到动态平衡状态，此时反应物质和生成物质的浓度保持不变。

化学平衡的条件是反应速率相等。

2. 平衡常数平衡常数是指在一定温度下，反应物质和生成物质浓度的相对大小。

它是由反应速率方程式通过波尔茨曼方程来确定的。

3. 平衡常数的大小平衡常数的大小取决于反应物质浓度的大小和反应的级数。

当平衡常数大于1时，生成物质浓度大；当平衡常数小于1时，反应物质浓度大。

4. 平衡常数与反应速率常数的关系平衡常数与反应速率常数之间存在一定的关系。

两者之间可以通过实验数据来确定。

5. 平衡常数的测定平衡常数可以通过实验数据和波尔茨曼方程来测定。

通常通过测定反应物质和生成物质的浓度来确定。

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、依据横行：电子层数相同元素按原子序数递增从左到右排列 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：ⅠA-ⅦA族：16个（共18个纵行）副族7个：IB-ⅦB第Ⅷ族1个（3 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，因此，它们的化学性质相似。

（2）递变性：①与氧气反应越来越容易②与水反应越来越剧烈点燃 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。

注：金属性强弱的判断依据：①与水或酸反应越容易，金属性越强；②最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）碱性越强，金属性越强。

③置换反应，金属性强的金属置换金属性弱的金属④离子的氧化性越弱对应金属的金属性越强总结：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多，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。

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。

第二章化学反应与能量第一节化学能与热能一．化学键与能量变化关系关系：在任何的化学反应中总伴有能量的变化。

原因：当物质发生化学反应时，从微观来看，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。

化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。

一个确定的化学反应在发生过程中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量的相对大小。

H2O(g) CO(g)注：反应条件与吸放热无关。

（3）放热反应与吸热反应的比较（1）概念：把化学能直接转化为电能的装置叫做原电池。

④闭合回路“成回路”（4）电极名称及发生的反应：“离子不上岸，电子不下水”外电路：负极——导线——正极内电路：盐桥中阴离子移向负极的电解质溶液，盐桥中阳离子移向正极的电解质溶液。

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：较不活泼的金属或非金属作正极，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。

⑤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。

“正正负负”⑥据原电池中的反应类型：“负氧化，正还原”负极：失电子，电子流出，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，电子流入，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。

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。

第一章物质的结构元素周期律元素周期表1．复习要点1．周期表的结构。

理解地点、结构、性质三者之间的关系。

2．依据“位—构—性”之间的关系，会进行元素推测和确立几种元素形成化合物形式。

2．难点聚焦二、周期表结构1．位、构、性三者关系结构决定地点，结构决定性质，地点表现性质。

确立决定2．几个量的关系反响反响周期数 =电子层数推测主族数 =最外层电子数 =最高正价数地点性质| 最高正价 |+| 负价 |=8推测3．周期表中部分规律总结⑴最外层电子数大于或等于 3 而又小于 8的元素必定是主族元素；最外层电子数为1或 2 的元素可能是主族、副族或 0 族 (He)元素；最外层电子数为 8 的元素是稀有气体元素(He 除外 )。

⑵在周期表中，第Ⅱ A 与Ⅲ A 族元素的原子序数差异有以下三种状况：①第 1～3 周期 (短周期 )元素原子序数相差1；②第 4、 5 周期相差11；③第6、7 周期相差 15。

⑶每一周期排布元素的种类满足以下规律：设n 为周期序数，则奇数周期中为(n1) 22种，偶数周期中为(n2)22种。

⑷同主族相邻元素的原子序数差异有以下二种状况：①第ⅠA、Ⅱ A 族，上一周期元素的原子序数 +该周期元素的数量=下一同期元素的原子序数；②第ⅣA～Ⅶ A 族，上一周期元素的原子序数 +下一周期元素的数量 =下一周期元素的原子序数。

⑸设主族元素族序数为a，周期数为 b，则有：① a/ b<1 时，为金属元素，其最高氧化物为碱性氧化物，最高氧化物对应的水化物为碱；②a/ b=1 时，为两性元素 (H 除外 )，其最高氧化物为两性氧化物，最高氧化物对应的水化物为两性氢氧化物；③a/ b>1 时，为非金属元素，其最高氧化物为酸性氧化物，最高氧化物对应的水化物为酸。

无论是同周期还是同主族元素中， a/b 的值越小，元素的金属性越强，其最高氧化物对应水化物的碱性就越强；反之， a/ b 的值越大，元素的非金属性越强，其最高氧化物对应水化物的酸性就越强。

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。

化学必修2第一章知识点总结﹕1.碱金属的从Li-Cs核电荷数依次增大，电子层数依次增多，原子半径依次增大，单质的熔沸点逐渐降低，密度呈现逐渐增大的趋势。

2.从F-I核电荷数依次增大，电子层数依次增多，原子半径依次增大，密度逐渐增大，熔﹑沸点逐渐增大。

3.同一个周期，从左到右，原子半径逐渐减少，（稀有气体除外）最外层电子数依次增多，失电子能力逐渐减弱，非金属性逐渐增强，酸性越强，表现出的氧化性越强，对应的生成的氢化物越稳定，金属性逐渐增强。

4.同一主族，从上到下，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，得电子能力减弱。

金属性逐渐增强，表现出还原性，碱性越大。

非金属逐渐减弱。

5. 同主族同价态离子的比较同主族元素,从上到下原子半径逐渐变大,半径,故比较同主族同价态离子之间的半径时，可应用同主族元素同价态离子，从上到下半径逐渐增大的规律的进行判断。

6.电子层结构相同的离子之间的半径比较;原子的原子核带正电荷,核外电子带正电荷,正电荷与负电荷相互吸引,不同元素的离子电子层结构相同,即电子层数和各层上的电子数都相同,核电荷数不同,离子的核外电子数一定,核电荷数增大,离子的半径减小,因此核外电子受原子核的吸引力,比较电子层结构相同的离子半径之间的半径时,应用核电荷数增大,半径减少。

7.①不同元素原子之间的半径比较,用同周期（不包括0族元素从左到右原子半径逐渐减少,同主族元素从上到下原子半径逐渐增大比较不同元素的原子半径时,要先将元素在周期表中排队,然后利用同周期或同主族原子半径递变的规律进行判定②同种元素的原子与离子之间的半径比较﹕原子的核电荷数未变,电子数或电子层数减少, 原子的核电荷数最外电子层上电子数增加, 原子变为阳离子或阴离子,核电荷数未变,核外电子数减小增加,比较同种的原子与离子的半径时,应用半径或的规律进行判断. 8.周期序数=电子层数主族序数=最外层电子数9.口诀：①七个周期和着看,三长三短一不全.纵看共有十八列,七主七副零八三.副族元素中间站,主族元素靠两边.镧系锕系各十五,全部属于ⅢB族.若分金属非金属,硼砹之间作连线②周期指横行,有短也有长.一二三为短,四五六为长.还有第七行至今不完全.纵行称为族,七主又七副,另有一零Ⅷ,总有十六纵,Ⅷ族含三纵,分类是特殊.族序依次增,Ⅱ主接Ⅲ副,Ⅷ,Ⅱ副邻ⅢA.从左向右数.Ⅶ主到零族,ⅠA﹑ⅡA﹑ⅢB﹑ⅣB﹑ⅤB﹑VIB﹑ⅦB ﹑Ⅷ﹑IB﹑ⅡB﹑ⅢA﹑ⅣA﹑VA ﹑VIA﹑ⅧA .③十八纵行十六族，一八一零有规律，八九十行成Ⅷ族，每逢二三分主副.镧系锕系各十五,都在副族里面住.10.原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数11.元素在周期表中位置的推断：⑴根据原子序数一]以0族为基准给元素定位稀有气体He Ne Ar Kr XeRu周期数一二三四五六原子序数2 10 18 36 54 86 ①用原子序数-稀有气体原子序数（相近且小）=元素的纵行数.第1﹑2纵行为ⅠA﹑ⅡA,第3-7行为ⅢB-ⅦB,第8-9纵行为Ⅷ族,第11-12纵行ⅠB-ⅡB族,第13-17纵行为ⅡA-ⅦA族第18纵行为0族而元素的周期数=稀有气体﹢1.②用稀有气体原子序数﹙大﹚-原子序数﹙小﹚=18-该元素所在的纵行数.⑵根据每周期的元素的种类给元素定位周期序数一二三四五六七元素种类2 8 8 18 18 32 ...①二三周期同族元素原子序数相差为8 ②三四周期同族元素中,ⅠA和ⅡA族相差8 ,其他族也相差8.③四五周期同族元素中原子序数中相差18.④五六周期同族元素中,ⅠA和ⅡA族相差18,其他族也相差32.⑤六七周期同族元素原子序数相差32.⑶周期表中特殊位置的短周期元素①最高价正化合价不等于族序数的元素：O F②族序数等于周期序数的元素：H Be Al③族序数等于周期序数2倍的元素：C S④周期序数是族序数2倍的是：Li.⑤族序数等于周期序数的3倍的是：O.⑥最高正价与最低负价代数和为0的元素.⑦最高正价是最低负价绝对值3倍的元素﹕S.⑧同周期的两种元素,原子序数为2倍关系的是：S 和O 12.常见一些'特征'的元素︰①O 地壳中含量最多的元素②N 空气中含量最多的元素③C 自然界中形成化合物的种类最多,单质硬度最大的元素④Al 地壳中含量最多的金属元素⑤F 最活泼的非金属元素⑥Cs 最活泼的金属元素⑦H 单质密度最小的元素⑧Na 焰色反应呈黄色的元素⑨K 焰色反应呈紫色的元素.13.判断金属性强弱的方法：①可以从其单质中与水（或酸）反应置换出氢的难易程度.②它们的最高价氧化物的水化物-氢氧化物的碱性强弱来比较. 14.①核素的概念：具有一定数目质子和一定数目中子的原子叫做核素.②同位素的概念：质子数相同而中子数不同的同一元素不同原子互称为同位素.③质子数（Z）﹢中子数（N）=质量数（A）④核素与同位素的区别---核素：Z N相同原子.同位素：Z同N不同的互称.1-20号元素原子核外电子排布相同特点①最外层电子数是和次外层电子数相等的原子是：Be Ar ②最层电子数是次外层电子数的二倍的原子是C ③最外层电子数是次外层的电子数的三倍的原子是：O④最外层电子数电子数是次外层电子数四倍的原子是：Ne ⑤次外层电子数是最外层电子数二倍的原子是Li Si⑥内层电子总数是最外层电子数二倍的原子是Li P⑦电子层数和最外层电子数相等的的原子是H Be Al ⑧电子层数是最外层电子层数二倍的原子是He C S ⑨电子层数是最外层电子数二倍的原子是Li Ca ⑩最外层电子数是电子层数三倍的原子是O 16.①价电子是指元素中原子的最外电子层中的电子.②主族序数=最外层电子层数等于主族元素最高正价数.③｜最高正价｜﹢｜最低负价｜=8 ④金属一般显正价,非金属一般显负价.H通常显﹢1价,O 通常显﹣2价.17.“三看”方法比较离子半径的大小一看︰①同主族元素的原子从上到下,原子半径依次增大.②同主族元素的离子半径从上到下,离子半径依次增大. 二看：核电荷数在电子层数相同时,核电荷数越多,半径越小.①同周期元素的原子半径从左到右递减.②同周期元素的阳离子半径从左到右递减.③同周期元素的阴离子半径从左到右递减.④对于电子层结构相同的离子,随着核电荷数的增大,离子半径减小.三看：电子数在电子层和核电荷数相同时,电子数越多,半径就越大.①原子半径小于相应的阴离子（e.gCl的半径小于钠离子的半径）②原子半径大于相应的阳离子（e.g 钠原子半径大于钠离子半径）③当元素原子可形成多种价态阴离子时,价态高的半径小.（e.g三价铁离子大于二价铁离子大于铁原子）18.离子键⑴离子键的定义：由阴阳离子之间通过静电作用所形成的化学键叫做离子键.②含有离子键的化合物叫做离子化合物.③含有共价键的不一定是共建化合物（e.g Al2O3 不是离子化合物）.⑵成键特点①成键微粒：阴阳离子②成键实质：静电作用.⑶成键规律：①活泼金属与活泼非金属之间（AlCl3 除外）②大部分碱盐金属氧化物金属过氧化物（标志：含有金属阳离子或NH4 ）19.共价键⑴定义﹕原子之间通过共用电子对所形成的化学键之间的相互作用叫做共价键.⑵特点：共用电子对不偏移,成键原子不显电性.⑶①成键原因：原子间...②实质：共用电子对所形成的相互作用.⑷①同种非金属元素元素的原子间所形成的叫非极性共价键.不同种非金属元素的原子间所形成的叫极性共价键.②极性共价键与非极性共价键的区别是︰极性共价键是不同原子间,非极性共价键是在同种原子间.20.化学键⑴定义﹕相邻的两个或多个原子（或离子）之间猛烈的相互作用叫做化学键.⑵分类：分为离子键共价键金属键共价键又分为极性键和非极性键.21.化学反应的本质是：化学键的断裂和新化学键的形成过程.。

第一章物质结构元素周期律第一节元素周期表知识点一元素周期表1.元素周期表的诞生：1869年，门捷列夫制出了第一张元素周期表。

原子序数：原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数2.元素周期表的结构（1）周期短周期：1、2、3三周期，长周期：4、5、6、7周期。

（2）族:现在的长式元素周期表共有十八个纵行，它们又被划分为十六个族。

族分为：主族(A)7个，副族（B）7个，Ⅷ族第8、9、10三个纵行，0族稀有气体。

族排列数序为：ⅠA、ⅡA、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、Ⅷ、ⅠB、ⅡB、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、0。

4．元素周期表中的一些规律（1）周期序数=电子层数，主族序数=最外层电子数。

例：Na 第三周期第ⅠA族，Cl 第三周期第ⅦA族。

(2)除第一周期外，各个周期都是从活泼金属（碱金属）开始，逐渐过渡到活泼非金属（卤素），最后以稀有气体元素结束。

知识点二1.碱金属元素(Li锂,Na钠,K钾,Rb铷,Cs铯,Fr钫)(1)碱金属元素的结构相似性：最外层电子数均为1.递变性：随着核电荷数的增加，原子的电子层数逐渐增加，原子半径逐渐增大。

(2)碱金属元素单质的性质相似性：物理性质方面，除Cs外，均为银白色；都比较柔软；密度小、熔点低；是电和热的良导体。

（3）化学性质：相似性（笔记本上归纳过）递变性2、卤族元素（1）卤族元素的结构（F氟、Cl氯、Br溴、I碘）相似性：最外层电子数均为7.递变性：随着核电荷数的增加，原子的电子层数逐渐增加，原子半径逐渐增大。

（2）卤族元素单质的性质相似性：原子易得1电子，单质都有强氧化性。

递变性：○1由上而下，卤族单质与H2化合由易到难，生成的气态氢化物由稳定到不稳定；○2卤素单质间可发生置换反应：Cl2分别与NaBr溶液、KI溶液反应可置换出Br2、I2，Br2与KI溶液反应可置换出I2。

以上可说明从F2→I2，得电子能力逐渐减弱，非金属性逐渐减弱。

氧化性：F2>Cl2>Br2>I2还原性：F-<Cl-<Br-<I-各卤族元素的单质，随着元素原子核电荷数的增加，颜色逐渐加深，密度逐渐增大，熔点和沸点逐渐升高。

第二章 化学反应与能量第一节 化学能与热能1、在任何的化学反应中总伴有能量的变化。

原因：当物质发生化学反应时，断开反应物中的化学键要吸收能量，而形成生成物中的化学键要放出能量。

化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。

一个确定的化学反应在发生过程中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量的相对大小。

E 反应物总能量＞E 生成物总能量，为放热反应。

E 反应物总能量＜E 生成物总能量，为吸热反应。

2、常见的放热反应和吸热反应 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 △ 2CO 是吸热反应）。

①多数分解反应，如KClO 3、、CaCO 3的分解等。

②C ＋CO 2 △ 2CO③铵盐和碱的反应，Ba(OH)2·8H 2O ＋NH 4Cl ＝BaCl 2＋2NH 3↑＋10H 2O[思考]放热反应都不需要加热，吸热反应都要加热，这种说法对吗？点拔：不对。

如C ＋O 2＝CO 2的反应是放热反应，但需要加热，只是反应开始后不再需要加热，反应放出的热量可以使反应继续下去。

NH 4Cl 与Ba(OH)2·8H 2O 的反应是吸热反应，但反应并不需要加热。

常见的放热反应：常见的吸热反应：H2SO4第二节 化学能与电能1、能源的分类：一次能源：直接从自然界取得的能源称为一次能源，如流水、风力、煤、石油、天然气等、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，如电力、蒸汽等。

2、原电池（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：发生氧化还原反应（有电子的转移）。

（3）构成原电池的条件：①活泼性不同的两种金属做电极（或其中一种是非金属）；②电极材料均插入电解质溶液中；③两级构成闭合回路。

（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【 Zn-2e -=Zn 2+ 】负极现象：负极溶解，负极质量减少。

化学必修二第一章知识点总结一、元素周期表1. 结构- 周期- 元素周期表有7个横行，每一横行称为一个周期。

- 周期的分类：短周期（第1、2、3周期），长周期（第4、5、6周期），不完全周期（第7周期）。

- 同一周期元素原子的电子层数相同，从左到右原子序数递增。

- 族- 元素周期表有18个纵行，除第8、9、10三个纵行共同组成一个族（Ⅷ族）外，其余15个纵行，每个纵行称为一族。

- 族的分类：主族（用A表示，共7个主族，分别是ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA族），副族（用B表示，共7个副族，分别是ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB族），0族（稀有气体元素组成的族）。

- 主族元素最外层电子数等于族序数，同一主族元素原子的最外层电子数相同，从上到下原子序数递增。

2. 元素周期表的编排原则- 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一个横行。

- 把最外层电子数相同的元素（个别例外）按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行。

二、元素的性质与原子结构1. 碱金属元素- 原子结构- 碱金属元素（锂、钠、钾、铷、铯、钫）原子最外层电子数都为1。

- 从锂到钫，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。

- 物理性质- 碱金属单质都具有银白色金属光泽（铯略带金色光泽），质软，密度小（钾的密度小于钠），熔点低，有良好的导电性和导热性。

- 随着原子序数的增加，碱金属单质的密度呈增大趋势（钾反常），熔点和沸点逐渐降低。

- 化学性质- 碱金属元素原子最外层电子数相同，化学性质相似。

- 都能与氧气反应：- 锂与氧气反应：4Li + O_2=2Li_2O（反应较缓慢）。

- 钠与氧气反应：4Na+O_2 = 2Na_2O（常温下），2Na + O_2{}Na_2O_2（加热或点燃）。

- 钾与氧气反应比钠更剧烈，生成超氧化钾（KO_2）等更复杂的氧化物。

- 都能与水反应：- 2Na + 2H_2O=2NaOH + H_2↑，反应剧烈，钠浮在水面上，熔化成小球，四处游动，发出“嘶嘶”声。

高中化学.必修二目录（人教版）第一章物质结构元素周期律第一节元素周期表第二节元素周期律第三节化学键第二章化学反应与能量第一节化学能与热能第二节化学能与电能第三节化学反应的速率和限度第三章有机化合物第一节最简单的有机化合物---甲烷第二节来自石油和煤的两种基本化工原料第三节生活中两种常见的有机物第四章化学与自然资源的开发利用第一节开发利用金属矿物和海水资源第二节资源综合利用环境保护第一章物质结构元素周期律一、原子结构质子数与质量数，中子数，电子数之间的关系原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数二、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（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三、化学键（重点）（1）离子键：A. 相关概念：带相反电荷离子之间的相互作用称为离子键。

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：原子之间通过共用电子对所形成的相互作用，叫做共价键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）化学反应的本质：旧键的断裂与新键的生成。

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C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K对应表示符号： K 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。

二、元素周期表1•编排原则:、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，熟悉口 一、1〜20号元素原子核外电子的排布: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:（能量最低）H He Li Be B（对于原子来说）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主族：I A 〜四A 共7个主族族I 副族：川B 〜四B 、I B 〜H B ,共7个副族（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。

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「第一周期1‘短周期L第二周期 2厂周期Y第三周期 3元＜ （7个横行） — J 广第四周期4素（7个周期）1「第五周期 5周长周期第六周期 62种元素 8种元素8种元素18种元素18种元素32种元素第七周期7未填满（已有26种元素）（18个纵行）第忸族：三个纵行，位于四 B 和I B 之间第I A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）第四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）一一①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。