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高中化学必修2第一章知识点归纳总结
2 能使品红褪色的气体
素周期表中位置相近的元素性质相似，人们可以借助元素周期表研究合成有特定性质的新物质。
例如，在金属和非金属的分界线附近寻找
材料，在过渡元素中寻找各种优良的
催
化剂 和耐高温、耐腐蚀材料。
化学键是直接相邻两个或多个原子或离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 原子之间通过共用电子对所形成的相
物理变化分子间 共价键 作 用力 化学 变化 共价键
特殊的物理性质是由
中存在一种被称为
作用力。水分子间
的
，
分子中的氢原子与另
子中的氧原子间所形
间作用力，这种作用
分子间作用力增加，
有较高的
。其
形成氢键的分子
有
。
高中元素推断技巧专题
一、 位置与结构
1、 是周期序数等于族序数 2 倍的元素。
2、 是最高正价等于最低负价绝对值 3 倍的元素。
（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．．．
1
周．期．性．变．化．的必然结果。
2. 同周期元素性质递变规律
氢化物稳定： HF＞HCl＞ HBr＞ HI
（Ⅲ）
2
金属性： Li ＜Na＜K＜Rb＜ Cs
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＋
高一化学必修二知识点总结[1]
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高一化学必修二第一章知识点总结一、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；七主七副一零一八族熟记：三个短周期，第一和第七主族和零族的元素符号和名称★熟记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（越容易，金属性越强）；元素最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱（碱性越强，金属性越强）；同主族：从上到下，元素金属性（还原性）逐渐增强，元素非金属性（氧化性）逐渐减弱置换反应（强制弱）；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（越容易反应，气态氢化物稳定性越强，非金属性越强）；最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱（酸性越强，非金属性越强）；同周期：由左往右，元素非金属性（氧化性）逐渐增强，金属性（还原性）逐渐增强减弱置换反应（强制弱）。
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判断：①电子层数：电子层数越多，原子半径越大②核电荷数：核电子层数相同时，核电荷数越多，原子半径越小③核外电子数：核电子层数、核电荷数都相同时，电子数越多，原子半径越大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）★熟记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。
高中化学必修二第一单元知识点总结
高中化学必修二第一单元知识点总结（经典版）编制人：__________________审核人：__________________审批人：__________________编制单位：__________________编制时间：____年____月____日序言下载提示：该文档是本店铺精心编制而成的，希望大家下载后，能够帮助大家解决实际问题。
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完整版高中化学必修2第一章知识点总结
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。
高一化学必修2知识点汇总
高一化学必修2知识点汇总化学是一门研究物质组成、性质、结构、转化以及变化规律的科学。
在高中化学学习中，必修2是学习化学的基础课程之一。
本文将对高一化学必修2的知识点进行汇总和梳理，以帮助学生更好地理解和掌握这些内容。
第一章：物质的组成与结构1. 原子结构- 原子的结构：质子、中子、电子- 原子的电子排布：壳层、亚壳层、轨道- 原子序数、质量数2. 元素与化合物- 元素的定义与性质- 化合物的定义与性质- 结构公式与分子式的表示方法3. 原子核与射线- 原子核的组成与性质- 射线的种类与特征- 放射性衰变与半衰期第二章：化学方程式与化学计量1. 化学符号与化学式- 元素符号与化合物符号- 化合物的化学式与物质量2. 化学方程式与化学反应- 化学方程式的构成与表示 - 化学反应的类型与特征3. 摩尔与化学计量- 摩尔的概念与计算- 反应物与生成物的摩尔比 - 化学计量计算的步骤与方法第三章：溶液的配制与浓度1. 溶液的定义与分类- 溶液的概念与组成- 饱和溶液与非饱和溶液2. 溶质的浓度表示- 质量浓度与体积浓度的计算- 摩尔浓度的计算与转换3. 溶解度与饱和度- 溶解度的定义与影响因素- 饱和度与溶液的稀释第四章：气体的组成与性质1. 气体分子运动理论- 气体分子的运动与碰撞- 粒子速率与温度的关系2. 理想气体状态方程- 理想气体状态方程的表达式 - 摩尔气体的状态方程3. 气体的压强与压力计- 气体压强的概念与计算- 压力计的原理与类型第五章：化学反应速率与化学平衡1. 化学反应速率- 化学反应速率的定义与表示- 影响化学反应速率的因素2. 反应速率与速率常数- 反应速率与反应物浓度的关系 - 速率常数与速率方程3. 化学平衡- 化学平衡的概念与特征- 平衡常数与平衡常数表达式第六章：酸碱中和与盐类1. 酸碱中和反应- 酸碱中和反应的定义与特征 - 直接滴定与间接滴定2. 酸碱指示剂- 酸碱指示剂的分类与使用- 酸碱指示剂的原理与工作范围3. 盐的性质与盐溶液- 盐的定义与分类- 盐溶液的电离与导电性本文梳理了高一化学必修2的知识点，包括物质的组成与结构、化学方程式与化学计量、溶液的配制与浓度、气体的组成与性质、化学反应速率与化学平衡、酸碱中和与盐类等内容。
高一必修二化学每章知识点总结
高一必修二化学每章知识点总结随着高一的学习进程，我们逐渐接触到了更深入的化学知识，这让我们更加了解物质的本质和变化规律。
在必修二的化学课程中，有许多重要的知识点需要我们掌握。
下面，让我们来总结一下每章的重点内容。
第一章：溶解性与溶液的酸碱性该章节主要介绍了溶解性与溶解度、溶液中物质的分散形式和溶液的酸碱性。
我们了解到，溶解度是指在一定温度下，饱和溶液中溶质所能溶解的最大量，可以通过增加温度、搅拌等因素来影响溶解度。
此外，溶液的酸碱性是由其中的氢离子和氢氧根离子的浓度决定的，通过酸碱指示剂可以判断溶液的酸碱性。
第二章：氧化还原反应基础在这一章节，我们学习了氧化还原反应的基本概念和判断方法。
重要的知识点有：氧化还原反应的定义与特点、氢氧化物、金属的氧化、还原剂与氧化剂等。
我们需要掌握的重要技能有：确定元素的氧化态、判断氧化还原态以及进行氧化还原方程式的平衡。
第三章：金属材料与合金金属材料与合金是我们日常生活中广泛应用的材料。
在这一章节中，我们学习了金属的性质、分类和应用。
比如，金属的导电性、导热性、延展性等。
同时，我们还了解到合金是由两种或两种以上金属或非金属元素以一定比例混合得到的材料。
对于不同的应用需求，我们学习了几种常见的合金，如不锈钢、铜合金等。
第四章：电解质溶液与非电解质溶液这一章节介绍了电解质溶液与非电解质溶液的特点、来自溶质和溶剂的粒子以及导电性等方面的内容。
我们了解到电解质溶液可以导电，而非电解质溶液则不具备导电性。
此外，还学习了在电解质溶液中的溶质分子离解成离子的过程，以及电解质溶液中的电解质离子的自由度。
第五章：酸碱中的质子转移反应在这一章节中，我们学习了酸碱中的质子转移反应。
我们了解到酸的定义是能够给质子的物质，碱的定义是能够接受质子的物质。
并且，我们了解到酸碱反应可以发生质子交换的过程。
在这一章中，我们还学习了酸碱的强弱和pH值的概念。
第六章：氧化还原反应氧化还原反应是化学中的重要反应类型之一，这一章节着重介绍了氧化还原反应的性质、特点和种类。
(完整版)化学必修二第一章知识点总结(最新整理)
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
第1页 共8页
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。所以从 Li 到 Cs 的
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）
二．元素周期律： １、核外电子层排布的周期性变化 每周期最外层电子数：从 1--------8（K 层由 1－2） ２、原子半径呈周期性的变化：每周期原子半径：逐渐减小（同周期第 0 族最大） 3、主要化合价： 每周期最高正化合价：＋１ ＋７（稀有气体 0 价，F 化合物中没有正价） 每周期负化合价：－４ －１ 4、元素的金属性和非金属性呈周期性的变化。 同周期元素金属性和非金属性的递变性： （１）２Na + 2H2O ＝2NaOH + H2 ↑ (容易) Mg + 2 H2O △ 2Mg(OH)2 + H2 ↑（较难） 金属性：Na > Mg
化学必修二第一章知识点总结
化学必修二第一章知识点总结1. 引言- 介绍化学的重要性和在日常生活中的应用。
- 阐述本章的目的和学习目标。
2. 原子结构和元素周期表- 原子的基本组成：质子、中子和电子。
- 原子核和电子云的概念。
- 元素周期表的结构和布局。
- 周期和族（或组）的意义。
3. 化学键和分子结构- 化学键的类型：共价键、离子键和金属键。
- 共价键的形成原理和极性。
- 分子的几何形状和VSEPR理论。
- 离子键的形成和晶格结构。
4. 化学反应和化学方程式- 化学反应的基本概念：反应物、产物和化学方程式。
- 化学方程式的书写规则和平衡。
- 能量在化学反应中的作用：吸热反应和放热反应。
- 化学计量学基础：摩尔概念和物质的量。
5. 酸碱和缓冲溶液- 酸和碱的定义及其性质。
- pH值的概念和pH计的使用。
- 酸碱中和反应。
- 缓冲溶液的组成和作用机制。
6. 氧化还原反应- 氧化还原反应的特征和识别。
- 氧化数的概念和计算方法。
- 氧化剂和还原剂的识别。
- 电化学基础：伏打电堆和电解。
7. 总结- 回顾本章的关键概念和知识点。
- 强调化学知识在解决实际问题中的应用。
- 提供进一步学习和研究的建议。
8. 参考文献- 列出用于撰写本总结的主要参考资料和教科书。
请注意，这只是一个基本的框架，您可以根据具体的教学大纲或课程要求进行调整和扩展。
每个部分都应该包含详细的解释、示例和图表，以帮助读者更好地理解化学概念。
此外，确保文档格式规范，使用清晰的标题和子标题，以及适当的列表和编号，以提高可读性和编辑的便利性。
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碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3
单质与氢气反应：从难→易 氢化物稳定性：SiH4＜PH3＜H2S＜HCl
酸性(含氧酸)：
H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4
（Ⅱ）同主族比较：
金属性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs（碱族元素）
与酸或水反应：从难→易
核外电子的吸引能力逐渐增强，原子半径逐渐减小，元素的金属性逐渐减弱，非金属性
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：
金属性：Na＞Mg＞Al 与酸或水反应：从易→难
非金属性：Si＜P＜S＜Cl（tips：可以画元素周 期表来判断）
氧 化 性 ( 得 电 子 能 力 )： Li＋＞Na＋＞K＋＞Rb＋＞Cs-注：其离子的氧化性强 弱与金属性的顺序相反＋
还原性：F－＜Cl－＜Br－＜I－ 酸性(无氧酸)： HF＜HCl＜HBr＜HI
注：非金属元素的离子的还原性和
其元素的非金属性相反
其酸性（注意是无氧酸 像氰化物）
的排列顺序同其离子的还原性排列顺
15P
16S
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，非金属性增强
—
(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
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。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
第三周期元素 (1)电子排布
11Na 12Mg
13Al
14Si
—— —— ——
SiH4 PH3 H2S HCl —
由难到易
—
稳定性增强
—
(9)最高价 氧化物的 Na2
化学式
O
MgO
Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 —
最高 价氧 化物
对应
(10)化学式 (11)酸碱性
NaO
Al(OH) H2SiO H3PO H2SO HClO —
H Mg(OH)
3
3
4
4
4
2
强碱 中强碱 两性氢 弱酸 中强 强酸 很强 —
水化
氧化物
酸
的酸
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。
序
比较粒子(包括原子、离子)半径的方法(“三看”)：
1 先比较电子层数，电子层数多的半径大。（因为电子层数是半径的主导因素） 2电子层数相同时（同一周期），再比较核电荷数，核电荷数多的半径反而小。
元素周期表的应用
1、元素周期表中共有个 7 周期， 3 是短周期， 3 是长周期。其中第 7 周期 也 被称为不完全周期。
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 （同金属性）还原性(失电子能力)：
Li＜Na＜K＜Rb＜Cs
非金属性：F＞Cl＞Br＞I 氧化性（注意是元素的单质）：
F2＞Cl2＞Br2＞I2
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：
周期 元 （7 个横行）
（7 个周期）
期 表
族 （18 个纵行） （16 个族） 三、元素周期律
第一周期 短周期 第二周期
一、原子结构
高一化学必修二知识点总结 第一单元 原子核外电子排布与元素周期律
质子（Z 个）
原子核
注意：
中子（N 个） 质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数
1.原子数
A Z
X
数
(N) 原子序数 dengyu 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：
电子层： 一（能量最低） 二 三 四 五 六 七
对应表示符号： K
LMNOPQ
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、在元素周期表中， ⅠA-ⅦA
是主族元素，主族和 0 族由短周期元素、 长周期元
素 共同组成。 ⅠB（bi） -ⅦB
是副族元素，副族元素完全由长周期元素 构成。
3、元素所在的周期序数= 电子层数 ，主族元素所在的族序数= 最外层电子数，元素周 期表
是元素周期律的具体表现形式。在同一周期中，从左到右，随着核电荷数的递增，原子核 对
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），次外层不超过
18 个，倒数第三层电子数不超过 32 个。
第三周期 第四周期 第五周期 长周期 第六周期
核外电子层数 1 2 3
4 5
6
元素种类
2 种元素 8 种元素 8 种元素 18 种元素素 18 种元素周 32 种元素
第七周期
7
主族：ⅠA～ⅦA 共 7 个主族
副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共 7 个副族
第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB 和ⅠB 之间
未填满（已有 26 种元素）