高中化学必修2归纳总结(人教版)
化学必修二复习资料
高中化学必修2知识点归纳总结第一章 物质结构 元素周期律编制：高海霞一、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N1.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个电子层： 一能量最低 二 三对应表示符号： K L M 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;对于原子来说对应性练习1．19世纪中叶,门捷列夫的突出贡献是A．提出原子学说 B．发现元素周期律C．提出分子学说 D．发现氧气2．最新报道,科学家又发现了某元素的一种原子,它的原子核内有161个中子,质量数为272;该元素的原子序数为A．111 B．161 C．272 D．4333.23592Ｕ可作核反应堆的燃料,23592Ｕ原子核内的中子数是A．92 B．143 C．235５D．3274. 日本福岛核电站附近检测到放射性原子13755Cs,下列关于13755Cs的说法正确的是A．13755Cs的原子核内中子数是55 B．13755Cs和13355Cs互为同素异形体C．13755Cs放射性是化学性质 D．13755Cs的放射性对人体产生危害5．已知最外层电子数相等的元素原子具有相似的化学性质;氟原子的核外电子分层排布示意图为,下列原子中,与氟原子的化学性质相似的是A B C DA B C D 6．元素的化学性质主要决定于A.核外电子数B.核内质子数C.核内中子数D.最外层电子数7．He是重要的核原料,月球上含有大量的He原子;一个He原子的质量数为3,含有1个中子;那么,He原子的结构示意图为A． C ． D ．答案二、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．．称为周期．．．．;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．．称为族．．．; 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;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;2非金属性强弱——①单质与氢气易难反应；②生成的氢化物稳定不稳定；③最高价氧化物的水化物含氧酸酸性强弱；④相互置换反应强制弱2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2;Ⅰ同周期比较：Ⅱ同主族比较：Ⅲ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电子层数相同时,再比较核电荷数,核电荷数多的半径反而小;对应性练习1．元素性质呈现周期性变化的根本原因是A．核外电子排布呈周期性变化B．元素的相对原子质量逐渐增大C．核电荷数逐渐增大D．元素化合价呈周期性变化2．下列说法正确的是A．在元素周期表中,元素所在族的族序数等于原子核外最外层电子数B．在元素周期表中,元素所在的周期数等于原子核外电子数C．最外层电子数为8的微粒是稀有气体元素的原子D．同主族元素的原子序数越大,其原子半径越大3．据报道,碳纳米管是碳原子形成的大分子,其导电性是铜的1万倍；N5可以做烈性炸药;下列叙述正确的是A．14C的质子数为14B．N5和N2互为同素异形体C．金刚石和纳米管互为同分异构体D．C原子半径比N原子半径小4．元素周期表中某区域的一些元素多用于制造半导体材料,它们是A．左下方区域的金属元素B．右上方区域的非金属元素C ．金属元素和非金属元素分界线附近的元素D ．稀有气体元素5．元素周期表是学习化学的重要工具,右图是元素周期表中的一格,从该图中,我们获取的相关信息中错误的是A ．该元素的名称是铁B ．该元素的原子序数为26C ．该元素在地壳中的含量为%D ．该元素的元素符号为Fe 6．已知下列元素的半径为：A ． ×10-10mB ．×10-10mC ．×10-10mD ．×10-10m7.已知五种短周期元素的原子半径及主要化合价如下表：下列叙述正确的是与Q 形成的化合物属于共价化合物 、M 的单质与稀盐酸反应速率：M>L 、Q 的氢化物常温常压下均为无色气体的最高价氧化物的水化物具有两性8. 已知同周期X、Y、Z三种元素最高价氧化物对应水化物酸性由强到弱的顺序为HXO4＞H2YO4＞H3ZO4,则下列判断中正确的是A．单质氧化性按X、Y、Z的顺序增强Ｂ．阴离子的还原性按X、Y、Z的顺序减弱Ｃ．气态氢化物的稳定性按X、Y、Z的顺序增强Ｄ．元素非金属按X、Y、Z的顺序减弱9. 根据元素周期表和元素周期律分析下面的推断,其中错误的是A．酸性有强到弱的顺序：HClO4＞H2SO4＞H3PO4B．氢氧化钙比氢氧化镁碱性强C．气态氢化物的稳定性X＞Y,说明X的非金属性比Y强D．最外层电子数X＞Y,说明X的非金属性比Y强10.6分元素在周期表中的位置,反映了元素的原子结构和元素的性质右图是元素周期表的一部分;1元素Br在元素周期表中的位置为第______周期________族;2请判断H3AsO4、H3PO4的酸性强弱：H3AsO4________H3PO4用“＞”“＜”或“=”表示3请判断HCl、H2S的稳定性强弱：HCl_______H2S用“＞”“＜”或“=”表示11.6分有A、B、C、D四种短周期的主族元素,原子序数依次增大,其原子的最外层电子数依次为4、3、6、7;A原子的次外层有2个电子,B、C、D原子的次外层都为8个电子;1写出元素名称：A___________、B___________、C_____________、D_____________2以上某元素的单质可用于制造漂白粉,请写出制取漂白粉的化学方程式_____________;12．8分已知A、B、C、D、E是短周期的五种元素,它们的原子序数依次增大;A元素原子形成的离子核外电子数为零；C、D、E三种元素的最高价氧化物对应水化物之间可以两两反应；A与C同主族；B与E同主族；E 的单质为淡黄色晶体,易溶于二硫化碳;1请写出A、E元素的名称：A ,E ；2画出C元素的离子结构示意图；3写出C、D的最高价氧化物对应水化物相互反应的化学方程式；4A、B、C三种元素形成的化合物所含的化学键类型为；5B、C、D、E四种元素的原子半径由大到小的排列顺序为用元素符号表示;答案10.14,ⅦA 2< 3>11.1碳元素,铝元素, 硫元素 ,氯元素 22Cl2+2CaOH2=CaCl2+CaClO2+2H2O12.1氢元素；硫元素 2 3NaOH+AlOH3=NaAlOH44共价键离子键 5Na>Al>S>O当堂检测1.下列各组物质性质的比较中,不正确的是A．热稳定性：SiH4<PH3<H2O B．酸性：H3PO4>H2SO4>HClO4C．碱性：NaOH > MgOH2> AlOH3 D．金属性：Na > Mg > Al2..已知X、Y、Z为三种原子序数相连的元素,最高价氧化物对应水化物的酸性相对强弱是：HXO4＞H2YO4＞H3ZO4;则下列说法不正确的是A.气态氢化物的稳定性：HX＞H2Y＞ZH3B.非金属活泼性：Z＜Y＜XC.单质的氧化性：X＞Y＞ZD.原子最外电子层上电子数相等3.从原子序数11依次增加到17,下列所叙递变关系错误的是A.电子层数逐渐增多B.原子核吸引电子的能力逐渐增强C.最高正价数值逐渐增大D.从硅到氯负价从-4到 -14.下列结论不正确的是A. P、S、Cl、F四种微粒半径逐渐减小B. HF、HCl、H2S、PH3四种氢化物的稳定性逐渐减小C. HClO4、H2SO4、H3PO4的酸性逐渐增强D. F、Cl、S、P的非金属性逐渐减弱5.短周期元素X、Y、Z在周期表中的位置如右图所示,试根据元素周期表的结构确定下列说法中正确的是A．Z一定是活泼金属B．X的最高价氧化物的水化物是一种强酸C．Z的最高价氧化物形成的水化物是一种强酸D．Y单质一般情况下是固体答案6.在原子序数为 1-18 号的元素中,用适当的化学式填写下列空白稀有气体除外：原子半径最大的是；气态氢化物最稳定的是 ；含氢元素质量分数最大的气态氢化物是 ；碱性最强的是 ,酸性最强的含氧酸是 ； 属于两性氢氧化物的是 ;答案：Na HF CH 4 NaOH HClO 4 AlOH 37.现有4种元素A 、B 、C 、D,已知Aˉ核外有18个电子；B 原子最外层电子数比D 原子核外电子数多2个,B 原子比D 原子多2个电子层；D + 核外没有电子；C 元素原子核外电子数比B 元素的原子核外电子多5个; 1写出四种元素的名称和符号;2画出C 和D 原子及A 的阴离子的结构示意图;答案：1氯Cl 、铝Al 、氩Ar 、氢HAr H Cl - 8.三种主族元素A 、B 、C;A 在周期表中的周期序数是族序数的2倍,C 的族序数恰是它周期数的2倍,该元素能与氢结合形成许多种类的化合物;A 离子的电子层结构与氩原子的相同；B 元素在周期表中族序数是它的周期序数的3倍加1；A 与B 形成化合物的化学式为 ；C 有两种气态氧化物的化学式 和 ;并指出A 、B 、C 在元素周期表中的位置,A 在第 周期, 族；B 在第 周期, 族；C 在第 周期, 族;答案：CaF 2、CO 、CO 2,第4周期第ⅡA 族,第2周期第ⅦA 族,第2周期第ⅣA族；9．下表是元素周期表的一部分,针对表中8种元素,填写以下空白;7分族ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA0周期2 C F Ne3 Na Mg Al Si Cl1金属性最强的元素是 2Ne原子结构示意图为3Mg与Al中,原子半径较大的是 4SiH4与HF中,较不稳定的是5与水能发生剧烈反应的非金属单质是6CO2与NaOH溶液反应的离子方程式为答案：1 Na 2 3 Mg 4 SiH4 5 F2 6 CO2+2OH-= CO32-+H2O。
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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。
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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）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．．。
（周期序数＝原子的电子层数）．．．．．．的各元素从左到右排成一横行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 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（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。
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。
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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。
高中化学必修二笔记整理
高中化学必修二笔记整理
高中化学必修二是一个重要的学习阶段，涵盖了大量的化学基础知识。
为了帮助学生们更好地理解和掌握这些知识，下面是一份简单的笔记整理。
一、元素周期表和化学键
首先，学生们需要掌握元素周期表的基本知识和应用。
了解周期表的结构和规律，有助于理解各种化学反应和物质的性质。
同时，要理解化学键的概念，包括离子键、共价键等，了解它们在化学反应中的作用。
二、化合物性质和制备
接下来，学生们需要掌握各种化合物的性质和制备方法。
例如，了解氢化物、氧化物、酸、碱等化合物的性质和制备过程，掌握化学反应的基本原理和规律。
同时，要注意实验安全，遵守实验室规则。
三、化学反应方程式
化学反应方程式是化学学习的重要组成部分，学生们需要掌握正确书写方法。
了解各种反应的条件和符号标志，能够正确识别和书写化学反应方程式。
同时，要学会利用化学反应进行物质鉴别和推断。
四、拓展阅读和学习建议
除了课堂学习，学生们还可以通过阅读相关书籍、观看教学视频、进行实验等方式拓展自己的化学学习。
建议学生们多做笔记，记录自己的疑问和心得体会，与老师和同学交流讨论，寻求答案。
总的来说，高中化学必修二的学习需要我们全面掌握基础知识，理解化学反应原理，并通过实验进行验证和应用。
希望我的这些建议
能够帮助学生们更好地理解和掌握高中化学必修二的知识点，取得更好的成绩。
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焰色反应操作步 先要灼烧铂丝成无色 ,做完一种离子的鉴别后 ,要用
2Al + Fe2O3
2NaAlO2 + 3H2↑
2Al + 6HCl =2AlCl 3 + 3H2↑
2Al + 2NaOH + 2H2 O = 2NaAlO2 + 3H2 ↑
2 3 4
3
氮的固定（固氮） 把 N2转变成氮的化合物的反应
4 NO与 O2 完全溶于水 4NO＋ 3O2＋ 2H2O＝ 4HNO3
4NO 5 NO2 与 O2 完全溶于水 4NO2＋ O2＋ 2H2O＝ 4HNO3
6 铜与浓硝酸 7 铜与稀硝酸 8 浓硝酸与碳 9 硝酸分解： 10 王水的成分 11 氨水的电离 Cu＋ 4HN03(浓 )＝ Cu(NO3 )2 +2NO2 ↑ +2H2 0
2Na+2H2 O+CuSO4 =Na2 SO4 +Cu(OH)2 ↓ +H2 ↑ 4 钠投入硫酸铜溶液中
5 质
氧化钠的化学性
6
过氧化钠的化学 性质（强氧化 性）
7 碳酸钠的性质
8
碳酸氢钠与酸、 碱反应、不稳定 性
9 骤 盐酸洗，再灼烧至无色 ,再检验第二种离子。 钠 :黄色 钾 :紫色 (透过蓝色钴玻璃观察） 10 钠、钾的焰色 第三章 金属及其化合物-2-金属铝 Al （两性） 1
利用沸点不同除去液体混合物中难挥发或不挥发的杂质 （蒸馏烧瓶、酒精灯、温度计、冷凝管、接液管、锥形 瓶） 利用溶质在互不相溶的溶剂里溶解度的不同，用一种溶 剂把溶质从它与另一溶剂所组成的溶液里提取出来的操 作，主要仪器：分液漏斗 把互不相溶的两种液体分开的操作，与萃取配合使用的
过滤器上洗涤沉淀的操 作
2Cl2＋ 2Ca(OH)2 = Ca(ClO)2＋ CaCl2＋ 2H2O
7 漂白粉久置失效 Ca(ClO)2 ＋ CO2 ＋ H2 O = CaCO3 ↓＋ 2HClO 8 氯气的置换反应 9 实验室制氯气 10 氯离子检验
2Cl 2+2NaBr===2NaCl+Br2
Cl2 +2KI ===2KCl+I2
为 中 心 第二章 1 元素分类： 2 化合物分类： 氧 碱性氧化物（与酸反应生成盐和水） 化 两性氧化物 （与酸 、碱反应生成盐和 物 水）
不成盐氧化物 溶液（很稳定）
分散 系 胶体（介稳定状态）
酸性氧化物（与碱反应生成盐和水）
化学物质及变化-1-物质的分类 金属和非金属元素 有机物（含C）和无机物 SiO2 、SO2 、CO2 、SO3 、N2 O5 、(多数为非金属氧化物） Fe2 O3 、CuO 、 MgO ( 多数为金属氧化物）、 Al2 O3 、ZnO NO2 、NO、CO、 (盐中的N的化合价无+2 、+3 、C无+2 ）
气体的体积（标 V=n×V n=V/Vm m N=NA ×n n =N/NA
10 标准状况气体体积 V
N 物质的量浓度C B与溶质 的质量分数ω
1000×ρ×ω M
V=nB/CB M=m/n Vm=V/n NA =N/n
13 溶液稀释规律 以 物 质 的 量 为 中 心
பைடு நூலகம்
C（浓）×V（浓）=C（稀）×V（稀）
从实验学化学-2- 化学计量在实验中的应用
物质的量实际上表示含有一定数目粒子的集体
物质的量的单位 0℃和1标准大气压下 1mol任何物质含的微粒数目都是6．02×1023个 1mol任何物质质量是在数值上相对质量相等
1mol任何气体的标准状况下的体积都约为22.4l 物质的量浓度
阿伏加德罗定律 （由 PV=nRT推导出) ×M
第三章 2 钠的燃烧 3 钠投入水中
金属及其化合物-1-碱金属 Na (活泼)
1 钠露置空气中变暗4Na+O2 = 2Na2O
2Na+O2
Na2O2 (淡黄色 )
2Na+2H2O=2NaOH+H2↑ Na2O+H2O==2NaOH Na2O+CO2==Na2CO3 2Na2O2+2H2O==4NaOH+O2↑ 2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2 Na2O2+SO2==Na2SO4 Na2CO3 +CO2+ H2O=2NaHCO3 Na2CO3+2HCl = 2NaCl+CO2↑ + H2O NaHCO3+ HCl = NaCl+ CO2↑ + H2O NaHCO3+ NaOH = Na2CO3 + H2O 2NaHCO3 Na2CO3 +CO2↑ + H2O
浓硫酸的强氧化
5 性（铜、碳的反
应
Cu+2H2SO4(浓 ) C+ 2H2SO4(浓 ) N2+3H2 N2+O2
CuSO4+ SO2↑ +H2O CO2↑ + 2SO2↑ +2H2O
第四章 非金属及其化合物-4-氮和氮的化合物 1 工业合成氨
2NH3 2NO
2 雷雨发庄稼
2NO+O2=2NO2 3NO2+H2O=2HNO3+NO↑
1 硫与铜的反应
氧气等非金属 的反应 S+O2
SO2
3 SO2 （与水反应 SO2 +H2O = H2SO3
和与 O2 催化氧化
SO2 （与水反应
4 和与 O2 催化氧化 2SO2+ O2
2SO3
5 三氧化硫溶于水 SO3 +H2O = H2SO4 6 二氧化硫通入氯水SO2 +Cl 2+2H2O = H2SO4+2HCl
①容量瓶上注明温度和量 ①只能配制容量瓶中规定容积的溶液 ；②不能用容量瓶溶解 容量 程。②容量瓶上只有刻线 、稀释或久贮溶液 ；③容量瓶不能加热 ，转入瓶中的溶液温 瓶 而无刻度。 度20℃左右
第一章 1 2 3 4 5 6
7 物质的量 摩尔 标准状况 STP 阿伏加德罗常数NA 摩尔质量 M 气体摩尔体积 Vm
配制 一定 物质 的量 浓度 的溶 液
向漏斗里注入蒸馏水，使水面没过沉淀物，等水流完 后，重复操作数次 托盘天平（或量筒）、烧杯、玻璃棒、容量瓶、胶头滴 需用的仪器 管 主要步骤：⑴ 计算 ⑵ 称量（如是液体就用滴定管量取）⑶ 溶解（少量水，搅 拌，注意冷却）⑷ 转液（容量瓶要先检漏，玻璃棒引流）⑸ 洗涤（洗涤液一并 转移到容量瓶中）⑹ 振摇⑺ 定容⑻ 摇匀
5 氢氧化铝受热分解2Al(OH)3 Al 2O3+3H2O 第三章 金属及其化合物-3-金属铁 Fe（变价） 1 铁在氧气中燃烧 3Fe＋ 2O2 Fe3O4 2 铁与硫 Fe＋ S FeS 3 铁与氯气
2Fe＋ 3Cl 2 2FeCl 3 Fe3O4+4H2↑ Fe + CuSO4 = FeSO4+Cu Fe2O3 +6HCl = 2 FeCl 3+3H2O
4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3
2Fe(OH)3 11 氢氧化铁的不稳定性
Fe2O3+3H2O
12 铜与氯化铁溶液 Cu+2FeCl 3=CuCl 2+2FeCl 2（雕刻铜线路版） 13 氯化亚铁中通氯气2FeCl 2+Cl 2=2FeCl 3 14 三价铁遇硫氰化钾Fe3++3SCN－ =Fe(SCN)3 15 赤铁矿炼铁 1 硅的燃烧 2 制粗硅 3 制碳化硅 4 硅与氢氧化钠
分离固体和液体的混合体时，除去液体中不溶性固体。 （漏斗、滤纸、玻璃棒、烧杯）
不断搅拌，有大量晶体时就 把稀溶液浓缩或把含固态溶质的溶液干，在蒸发皿进行 蒸发 应熄灯，余热蒸发至干，可 蒸发 防过热而迸溅 ①液体体积 ②加热方式 ③温 蒸馏 度计水银球位置 ④冷却的水 流方向⑤防液体暴沸 萃取剂：原溶液中的溶剂互 不相溶；② 对溶质的溶解度 萃取 要远大于原溶剂；③ 要易于 挥发。 下层的液体从下端放出，上 分液 层从上口倒出
(NH4)2CO3 NH4HCO3 2NH4NO3
14 氨气的催化氧化 4NH3＋ 5O2 15 实验室制氨气 16 铵离子的检验
2NH4Cl＋ Ca(OH)2
+ -
NH4 +OH ==H2 O+NH3 ↑ (湿润红色石蕊试纸变蓝 )
第一章
过滤 一帖、二低、三靠
物质结构 元素周期律
周期序数=电子层数
NH3+HNO3==NH4NO3 2NH3+H2SO4===(NH4)2SO4 NH4Cl NH3＋ HCl 2NH3↑＋ H2O＋ CO2 ↑ NH3↑＋ H2O＋ CO2 ↑ 2N2↑＋ 4H2O＋ O2 ↑ 4NO＋ 6H2O
CaCl2＋ 2NH3↑＋ 2H2 O
13 （不稳定性）
铵盐受热分解
分散质粒子小于1nm，透明、稳定、均一 分散质粒子1nm-100nm，较透明、稳定、均一
分散质粒子大于100nm ，不透明、不稳定、不均一
浊液（分悬、乳浊液）
化合：2SO2 + O2 四大基本反应类型
分解：2NaHCO3
2SO3
Na2CO3 +CO2↑+ H2O
置换：Cl2 +2KI ===2KCl+I2 化 学 复分解：2NH4 Cl＋Ca(OH)2 CaCl2 ＋2NH3 ↑＋2H2O 反 是否有离子参加反应（电解 离子反应：Cl2 ＋H2 O = HCl＋HClO 应 质在水溶液中） 非离子反应：2Fe＋3Cl2 2FeCl3 的 分 是否有元素电子得失或偏移 氧化还原反应：2Na+2H2 O=2NaOH+H2 ↑ （有升降价） 类 非氧化还原反应：Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O 放热反应：3Fe＋2O2 Fe3O4 热量的放出或吸收 吸热反应：C+CO2 2CO 第二章 化学物质及变化-2-离子反应