化学必修一二知识点总结？2. 原子核外电子（Z个），原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数。3. 核外电子的排布规律：电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；各电子层最多容纳的电子数是2n2；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。4. 电子层：K、那么，化学必修一二知识点总结？一起来了解一下吧。
第二单元
一、化学键：分子或晶体内相邻原子（或离子）间强烈的相互作用。主要包括离子键、共价键和金属键。其中，离子键由异性电荷的吸引作用形成，如氯和钠以离子键结合成NaCl。离子键的成键微粒为阴、阳离子，形成条件包括活泼金属和活泼非金属、部分盐（NaCl、NH4Cl、BaCO3等）、强碱（NaOH、KOH）以及活泼金属氧化物、过氧化物。证明离子化合物的方法是熔融状态下能导电。
共价键是两个或多个原子通过共用电子对形成的吸引作用，典型的如氢分子。共价键的电子对数等于元素化合价的绝对值，但有共价键的化合物不一定为共价化合物。共价键的表示方法包括电子式、结构式、球棍模型和比例模型。球棍模型展示了H2O（折现型）、NH3（三角锥形）、CH4（正四面体）等分子结构。
金属键则表现为金属原子间的相互作用，可以视为高度离域的共价键。
二、分子间作用力（即范德华力）：存在于共价化合物中，化学键较弱，影响熔沸点和溶解性。对于组成和结构相似的分子，范德华力一般随相对分子质量的增大而增大，导致熔沸点也升高。但特例如HF、NH3、H2O，尽管相对分子质量不大，但范德华力较强。
三、氢键：存在于O（H2O）、N（NH3）、F（HF）元素中，比范德华力强但比化学键弱。
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：
HHeLiBeBCNOFNeNaMgAlSiPSClArKCa
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。
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。(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。
人教版高中化学必修二知识点总结：
一、有机化合物基础知识
甲烷
氧化反应：CH4+2O2→CO2+2H2O
取代反应：CH4+Cl2→CH3Cl+HCl
烷烃通式：CnH2n+2，n≤4为气体，难溶于水，比水轻
同系物：结构相似，分子组成上相差一个或若干个CH2原子团的物质
同分异构体：具有同分异构现象的化合物
乙烯
氧化反应：2C2H4+3O2→2CO2+2H2O
加成反应：CH2=CH2+Br2→CH2BrCH2Br
加聚反应：nCH2=CH2→[CH2CH2]n
重要性：石油化工基本原料，植物生长调节剂
苯
物理性质：无色、有特殊气味液体，不溶于水，良好有机溶剂
结构特点：碳碳键介于单键和双键之间
氧化反应：2C6H6+15O2→12CO2+6H2O
取代反应：溴代反应、硝化反应等
乙醇
物理性质：无色透明液体，密度小于水，沸点低于水，易挥发，与水以任意比互溶
官能团：羟基OH
反应：与金属钠反应、完全氧化、不完全氧化
乙酸
官能团：羧基COOH
弱酸性：比碳酸强
酯化反应：醇与酸作用生成酯和水的反应
二、高考化学常考知识
化学用语
掌握原子结构示意图、分子式、结构式、结构简式、电子式、最简式的正确书写
掌握化学方程式、电离方程式、水解方程式、离子方程式、电极方程式、热化学方程式的正确书写
有机物最简式
C2H2和C6H6最简式为CH
烯烃和环烷烃最简式为CH2
甲醛、乙酸、甲酸甲酯最简式为CH2O
原子结构
一般原子核由质子和中子构成，但氕原子中无中子
元素周期表
周期不一定从金属元素开始，如第一周期从氢元素开始
ⅢB族所含元素种类最多
元素性质
质量数相同的原子不一定属于同种元素
ⅣA~ⅦA族中只有ⅦA族元素没有同素异形体
活泼金属与活泼非金属一般形成离子化合物，但AlCl3是共价化合物
非金属元素之间一般形成共价化合物，但铵盐是离子化合物
化学键与分子极性
含有非极性键的化合物不一定都是共价化合物
单质分子不一定是非极性分子
特殊化合物性质
金属氢化物中氢为1价
非金属单质一般不导电，但石墨可以导电，硅是半导体
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
1. 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)。
2. 原子核外电子（Z个），原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数。
3. 核外电子的排布规律：电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；各电子层最多容纳的电子数是2n2；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。
4. 电子层：K、L、M、N、O、P、Q。
5. 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。
二、元素周期表
1. 编排原则：按原子序数递增的顺序从左到右排列；电子层数相同的各元素从左到右排成一横行；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。
2. 结构特点：核外电子层数、元素种类、主族序数、副族、第Ⅷ族、零族。
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（1—20号，K最强；总体Cs最强 最
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。
以上就是化学必修一二知识点总结的全部内容，同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，金属性减弱，非金属性增强。同主族元素从上到下，原子半径增大，金属性增强，非金属性减弱。离子键和共价键是两种基本化学键，离子键由阴阳离子通过静电作用形成，共价键则由原子间通过共用电子对形成。化学键的形成方式决定了化合物的类型，内容来源于互联网，信息真伪需自行辨别。如有侵权请联系删除。
