化學必修一二知識點總結？2. 原子核外電子（Z個），原子序數=核電荷數=質子數=原子的核外電子數。3. 核外電子的排布規律：電子總是盡先排布在能量最低的電子層里；各電子層最多容納的電子數是2n2；最外層電子數不超過8個（K層為最外層不超過2個），次外層不超過18個，倒數第三層電子數不超過32個。4. 電子層：K、那么，化學必修一二知識點總結？一起來了解一下吧。
第二單元
一、化學鍵：分子或晶體內相鄰原子（或離子）間強烈的相互作用。主要包括離子鍵、共價鍵和金屬鍵。其中，離子鍵由異性電荷的吸引作用形成，如氯和鈉以離子鍵結合成NaCl。離子鍵的成鍵微粒為陰、陽離子，形成條件包括活潑金屬和活潑非金屬、部分鹽（NaCl、NH4Cl、BaCO3等）、強堿（NaOH、KOH）以及活潑金屬氧化物、過氧化物。證明離子化合物的方法是熔融狀態下能導電。
共價鍵是兩個或多個原子通過共用電子對形成的吸引作用，典型的如氫分子。共價鍵的電子對數等于元素化合價的絕對值，但有共價鍵的化合物不一定為共價化合物。共價鍵的表示方法包括電子式、結構式、球棍模型和比例模型。球棍模型展示了H2O（折現型）、NH3（三角錐形）、CH4（正四面體）等分子結構。
金屬鍵則表現為金屬原子間的相互作用，可以視為高度離域的共價鍵。
二、分子間作用力（即范德華力）：存在于共價化合物中，化學鍵較弱，影響熔沸點和溶解性。對于組成和結構相似的分子，范德華力一般隨相對分子質量的增大而增大，導致熔沸點也升高。但特例如HF、NH3、H2O，盡管相對分子質量不大，但范德華力較強。
三、氫鍵：存在于O（H2O）、N（NH3）、F（HF）元素中，比范德華力強但比化學鍵弱。
高中化學必修2知識點歸納總結
第一章物質結構元素周期律
一、原子結構
質子（Z個）
原子核注意：
中子（N個）質量數(A)＝質子數(Z)＋中子數(N)
1.原子（ A X ） 原子序數=核電荷數=質子數=原子的核外電子數
核外電子（Z個）
★熟背前20號元素，熟悉1～20號元素原子核外電子的排布：
HHeLiBeBCNOFNeNaMgAlSiPSClArKCa
2.原子核外電子的排布規律：①電子總是盡先排布在能量最低的電子層里；②各電子層最多容納的電子數是2n2；③最外層電子數不超過8個（K層為最外層不超過2個），次外層不超過18個，倒數第三層電子數不超過32個。
電子層： 一（能量最低）二三四五六七
對應表示符號： K L MNO P Q
3.元素、核素、同位素
元素：具有相同核電荷數的同一類原子的總稱。
核素：具有一定數目的質子和一定數目的中子的一種原子。
同位素：質子數相同而中子數不同的同一元素的不同原子互稱為同位素。(對于原子來說)
二、元素周期表
1.編排原則：
①按原子序數遞增的順序從左到右排列
②將電子層數相同的各元素從左到右排成一橫行。（周期序數＝原子的電子層數）
③把最外層電子數相同的元素按電子層數遞增的順序從上到下排成一縱行。
人教版高中化學必修二知識點總結：
一、有機化合物基礎知識
甲烷
氧化反應：CH4+2O2→CO2+2H2O
取代反應：CH4+Cl2→CH3Cl+HCl
烷烴通式：CnH2n+2，n≤4為氣體，難溶于水，比水輕
同系物：結構相似，分子組成上相差一個或若干個CH2原子團的物質
同分異構體：具有同分異構現象的化合物
乙烯
氧化反應：2C2H4+3O2→2CO2+2H2O
加成反應：CH2=CH2+Br2→CH2BrCH2Br
加聚反應：nCH2=CH2→[CH2CH2]n
重要性：石油化工基本原料，植物生長調節劑
苯
物理性質：無色、有特殊氣味液體，不溶于水，良好有機溶劑
結構特點：碳碳鍵介于單鍵和雙鍵之間
氧化反應：2C6H6+15O2→12CO2+6H2O
取代反應：溴代反應、硝化反應等
乙醇
物理性質：無色透明液體，密度小于水，沸點低于水，易揮發，與水以任意比互溶
官能團：羥基OH
反應：與金屬鈉反應、完全氧化、不完全氧化
乙酸
官能團：羧基COOH
弱酸性：比碳酸強
酯化反應：醇與酸作用生成酯和水的反應
二、高考化學常考知識
化學用語
掌握原子結構示意圖、分子式、結構式、結構簡式、電子式、最簡式的正確書寫
掌握化學方程式、電離方程式、水解方程式、離子方程式、電極方程式、熱化學方程式的正確書寫
有機物最簡式
C2H2和C6H6最簡式為CH
烯烴和環烷烴最簡式為CH2
甲醛、乙酸、甲酸甲酯最簡式為CH2O
原子結構
一般原子核由質子和中子構成，但氕原子中無中子
元素周期表
周期不一定從金屬元素開始，如第一周期從氫元素開始
ⅢB族所含元素種類最多
元素性質
質量數相同的原子不一定屬于同種元素
ⅣA~ⅦA族中只有ⅦA族元素沒有同素異形體
活潑金屬與活潑非金屬一般形成離子化合物，但AlCl3是共價化合物
非金屬元素之間一般形成共價化合物，但銨鹽是離子化合物
化學鍵與分子極性
含有非極性鍵的化合物不一定都是共價化合物
單質分子不一定是非極性分子
特殊化合物性質
金屬氫化物中氫為1價
非金屬單質一般不導電，但石墨可以導電，硅是半導體
高中化學必修2知識點歸納總結第一章 物質結構 元素周期律
一、原子結構
1. 質子（Z個）原子核，注意：中子（N個），質量數(A)＝質子數(Z)＋中子數(N)。
2. 原子核外電子（Z個），原子序數=核電荷數=質子數=原子的核外電子數。
3. 核外電子的排布規律：電子總是盡先排布在能量最低的電子層里；各電子層最多容納的電子數是2n2；最外層電子數不超過8個（K層為最外層不超過2個），次外層不超過18個，倒數第三層電子數不超過32個。
4. 電子層：K、L、M、N、O、P、Q。
5. 元素、核素、同位素：元素具有相同核電荷數的同一類原子的總稱；核素具有一定數目的質子和一定數目的中子的一種原子；同位素質子數相同而中子數不同的同一元素的不同原子。
二、元素周期表
1. 編排原則：按原子序數遞增的順序從左到右排列；電子層數相同的各元素從左到右排成一橫行；最外層電子數相同的元素按電子層數遞增的順序從上到下排成一縱行。
2. 結構特點：核外電子層數、元素種類、主族序數、副族、第Ⅷ族、零族。
三、元素周期律
1. 元素周期律：元素的性質（核外電子排布、原子半徑、主要化合價、金屬性、非金屬性）隨著核電荷數的遞增而呈周期性變化的規律。
第一單元
1——原子半徑
（1）除第1周期外，其他周期元素（惰性氣體元素除外）的原子半徑隨原子序數的遞增而減小；
（2）同一族的元素從上到下，隨電子層數增多，原子半徑增大。
2——元素化合價
（1）除第1周期外，同周期從左到右，元素最高正價由堿金屬+1遞增到+7，非金屬元素負價由碳族-4遞增到-1（氟無正價，氧無+6價，除外）；
（2）同一主族的元素的最高正價、負價均相同
(3) 所有單質都顯零價
3——單質的熔點
（1）同一周期元素隨原子序數的遞增，元素組成的金屬單質的熔點遞增，非金屬單質的熔點遞減；
（2）同一族元素從上到下，元素組成的金屬單質的熔點遞減，非金屬單質的熔點遞增
4——元素的金屬性與非金屬性 （及其判斷）
（1）同一周期的元素電子層數相同。因此隨著核電荷數的增加，原子越容易得電子，從左到右金屬性遞減，非金屬性遞增；
（2）同一主族元素最外層電子數相同，因此隨著電子層數的增加，原子越容易失電子，從上到下金屬性遞增，非金屬性遞減。
判斷金屬性強弱
金屬性（還原性）1，單質從水或酸中置換出氫氣越容易越強
2，最高價氧化物的水化物的堿性越強（1—20號，K最強；總體Cs最強 最
非金屬性（氧化性）1，單質越容易與氫氣反應形成氣態氫化物
2，氫化物越穩定
3，最高價氧化物的水化物的酸性越強（1—20號，F最強；最體一樣）
5——單質的氧化性、還原性
一般元素的金屬性越強，其單質的還原性越強，其氧化物的陽離子氧化性越弱；
元素的非金屬性越強，其單質的氧化性越強，其簡單陰離子的還原性越弱。
以上就是化學必修一二知識點總結的全部內容，同周期元素從左到右，原子半徑逐漸減小，金屬性減弱，非金屬性增強。同主族元素從上到下，原子半徑增大，金屬性增強，非金屬性減弱。離子鍵和共價鍵是兩種基本化學鍵，離子鍵由陰陽離子通過靜電作用形成，共價鍵則由原子間通過共用電子對形成。化學鍵的形成方式決定了化合物的類型，內容來源于互聯網，信息真偽需自行辨別。如有侵權請聯系刪除。
