高中化学必修二知识点归纳总结，含原子结构等内容

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高中化学必修二内容概要，第一章涉及物质结构及元素周期律。首先，关注原子结构中的质子（记作Z个），构成原子核。需注意，原子核中还包括中子（记作N个）。质量数（记作A）的计算公式为：质子数（Z）加上中子数（N）。对于原子（记作AX），其原子序数等于核电荷数，也就是质子数，同时等于原子的核外电子数。核外电子（记作Z个）的数量同样为Z。熟记前20号元素，并掌握1至20号元素原子核外电子的分布情况：氢（H）、氦（He）、锂（Li）、铍（Be）、硼（B）、碳（C）、氮（N）、氧（O）、氟（F）、氖（Ne）、钠（Na）、镁（Mg）、铝（Al）、硅（Si）、磷（P）、硫（S）、氯（Cl）、氩（Ar）、钾（K）、钙（Ca）。接下来，重点了解原子核外电子的分布。

电子分布遵循以下规则：首先，电子会优先填充能量最低的电子层；其次，每个电子层所能容纳的最大电子数为2n²；再者，最外层电子数不能超过8个（对于K层，最外层电子数不能超过2个），次外层电子数不能超过18个，而倒数第三层的电子数则不能超过32个。电子层：第一层（能量最低），第二层，第三层，第四层，第五层，第六层，第七层，分别对应表示符号为K、L、M、N、O、P、Q。元素，指的是具有相同核电荷数的原子的集合体。核素，则是指那些拥有特定数量质子和中子的原子。同位素，是元素中质子数相同但中子数不同的原子种类。同位素是指那些质子数相同但中子数有所差异的同一元素的不同种类原子。以原子为例，它们被称作同位素。

元素周期表的编排依据包括：首先，元素按照原子序数的升序从左至右进行排列；其次，电子层数相等的元素则从左至右横向排列，其周期序数等同于原子的电子层数；最后，对于最外层电子数相同的元素，则按照电子层数的递增顺序自上而下纵向排列。主族元素的序数等同于原子最外层的电子数量，为2。其结构特征表现为：核外电子层数与元素种类密切相关。在第一周期中，有12种元素；进入第二周期，元素种类增至28种；第三周期则拥有38种元素。依次类推，（以下省略7个横行）直至第四周期。

418种元素分布在7个周期中，其中第五周期包含518种元素，第六周期有632种元素，而第七周期尚未完全填满，目前已有26种元素。在元素周期表中，主族分为ⅠA至ⅦA共7个，副族则包括ⅢB至ⅦB和ⅠB至ⅡB，共计7个，占据了18个纵行。而第Ⅷ族则占据三个纵行，位于ⅦB和ⅠB之间，共包含16个族。

零族：稀有气体三、元素周期律一、元素周期律阐述了元素性质（如核外电子的分布、原子的大小、主要化合价、金属性和非金属性）如何随着原子核电荷数的增加呈现出周期性的变化规律。这种周期性的性质变化，实际上是由于元素原子核外电子排布周期性变化所决定的必然结果。第三周期元素，包括钠（Na）、镁（Mg）、铝（Al）、硅（Si）、磷（P）、硫（S）、氯（Cl）和氩（Ar），它们的性质呈现出一定的递变规律。首先，这些元素的电子层数保持一致，但最外层的电子数是逐渐增多的。其次，随着原子序数的增加，原子半径呈现出减小的趋势。再者，它们的主要化合价依次为+1、+2、+3、+4、-4、+5、-3、+6、-2、+7和-1。最后，这些元素的金属性也随之发生变化。

非金属性逐渐减弱，金属性相应增强；单质与水或酸反应的难易程度不同，冷水反应剧烈，热水与酸反应迅速，而与酸反应则较为缓慢；氢化物的化学式分别为SiH4、PH3、H2S、HCl；与氢气化合的难易程度依次递增；氢化物的稳定性也随之增强；最高价氧化物的化学式包括Na2O、MgO、Al2O3、SiO2、P2O5、SO3、Cl2O7；对应的最高价氧化物的水化物化学式为NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3、H2SiO3、H3PO4、H2SO4、HClO4。

7、(11)在强碱、中强碱、两性氢氧化物、弱酸、中强酸以及强酸中，酸碱性的变化规律表现为碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强。第ⅠA族碱金属元素包括Li、Na、K、Rb、Cs和Fr（其中Fr是金属性最强的元素，位于周期表的左下方）。第ⅦA族卤族元素包括F、Cl、Br、I和At（F是非金属性最强的元素，位于周期表的右上方）。判断元素金属性和非金属性强弱的方法有：金属性强的元素（弱）在与水或酸反应时容易（难）生成氢气；其氢氧化物的碱性较强（弱）；在相互置换反应中，金属性强的元素能置换出金属性弱的元素（强制弱），例如Fe与CuSO4反应生成FeSO4和Cu。（2）非金属性

8、该元素（或化合物）具有（不具有）以下特性：①能够（难以）与氢气发生反应；②所形成的氢化物具有（缺乏）稳定性；③其最高价氧化物的水合物（含氧酸）表现出（不表现出）较强的酸性；④在置换反应中，该元素（或化合物）能够（不能）置换出另一种元素（或化合物），例如2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2。（Ⅱ）在同一主族中，碱金属元素的金属性顺序为锂弱于钠，钠弱于钾，钾弱于铷，铷弱于铯；与酸或水反应的难易程度依次为锂最难，钠次之，钾再次之，铷更次之，铯最易；碱性强度则依次为锂最弱，钠次之，钾再次之，铷更次之，铯最强。

氢氧化钠的碱性弱于氢氧化钾，氢氧化钾的碱性又弱于氢氧化铷，氢氧化铷的碱性则弱于氢氧化铯。非金属性方面，氟最强，依次递减至碘。卤族元素的单质与氢气反应的难易程度是逐渐增加的。氢化物的稳定性从氢氟酸到氢碘酸依次减弱。金属性从锂到铯逐渐增强，其还原性也随之增强。而其氧化性则是从锂离子到铯离子逐渐减弱。非金属性方面，氟的氧化性最强，依次递减至碘。氧化性方面，氟气最强，依次递减至碘气。还原性方面，氟离子最弱，依次递增至碘离子。无氧酸的酸性从氢氟酸到氢碘酸逐渐增强。比较粒子半径的方法是：首先比较电子层数，电子层数越多，半径越大。（2）电子层数相同时，再比较核电荷数，核

电荷数量较多的原子，其半径却相对较小；同时，化学键是指相邻的两个或多个原子之间存在的强烈相互作用。离子键与共价键在构成化合物时各有特点。离子键是由阴阳离子通过静电作用结合而成的，而共价键则是原子间通过共享电子对产生的相互作用。在形成稳定结构方面，离子键是通过得失电子来实现的，而共价键则是通过共享电子对来达到稳定。参与成键的粒子，离子键涉及阴、阳离子，而共价键则涉及原子。在成键元素上，离子键通常出现在活泼金属与活泼非金属元素之间，但也有一些特殊情况，如NH4Cl、NH4NO3等铵盐，它们虽然仅由非金属元素组成，却含有离子键。至于离子化合物，它是由离子键构成的化合物。必然存在离子结合，或许含有共价联结；此类化合物，原子间通过共享电子进行连接。

形成分子的化合物若仅含有共价键，则称为共价化合物。其中，极性共价键，亦称极性键，是由不同种类的原子构成的，呈现A－B型结构，例如H－Cl。而非极性共价键，简称非极性键，则是由相同种类的原子构成的，呈现A－A型结构，例如Cl－Cl。电子式在展示离子键和共价键形成的物质结构时存在差异，具体表现在：（1）在表示离子键的物质结构时，必须标明阳离子和阴离子的电荷；而共价键的物质结构则无需标注电荷。（2）对于离子键的物质，阴离子需被方括号所包围；相对地，共价键的物质结构中则不应用方括号。随着每一次化学反应的发生，始终伴随着能量的变化。

物质在发生化学反应时，能量会发生变化。具体来说，断裂反应物中的化学键需要吸收能量，而生成物中的化学键形成时会释放能量。这种化学键的断裂与形成，是导致化学反应能量变化的主要因素。一个特定的化学反应在进行过程中，是吸收能量还是释放能量，取决于反应物和生成物的总能量之间的比较。当反应物的总能量高于生成物的总能量时，该反应属于放热反应；反之，若反应物的总能量低于生成物的总能量，则该反应为吸热反应。以下列举了几种常见的放热反应和吸热反应：首先，所有类型的燃烧以及缓慢氧化过程都是放热反应；其次，酸碱中和反应同样属于放热反应；再者，金属与酸反应制取氢气的过程也是放热反应；最后，大多数化合反应也是放热反应，但需注意，碳与二氧化碳反应生成二氧化碳的反应则是一个吸热反应。常见的吸热反应包括：以碳、氢气、一氧化碳作为还原剂的氧化还原反应，例如：固态碳与氧气反应生成二氧化碳，氢气与氧气反应生成水，一氧化碳与氧气反应生成二氧化碳。

H2O(g)转化为CO(g)和H2(g)。铵盐与碱的反应，例如Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应生成BaCl2、2NH3气体和10H2O。大多数分解反应，如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。能源的划分包括：依据形成条件及历史属性，可分为一次能源和常规能源，其中一次能源又包括可再生资源如水能、风能、生物质能，以及不可再生资源如煤、石油、天然气等化石能源；新能源则涵盖可再生资源如太阳能、风能、地热能、潮汐能、氢能、沼气，以及不可再生资源核能；此外，还有二次能源，即通过一次能源加工、转化所得的能源，如电能（包括水电、火电、核电）、蒸汽、工业余热、酒精、汽油、焦炭等。

通常而言，多数的化合反应会释放热量，而多数的分解反应则会吸收热量。放热反应通常无需额外加热，而吸热反应则必须借助外部热源。然而，这种普遍观点是否准确呢？让我们通过实例来探讨。以碳与氧气反应生成二氧化碳的反应为例，它实际上是一种放热反应，但启动该反应却需要加热。一旦反应启动，便无需继续加热，因为反应自身产生的热量足以维持反应的进行。Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl之间的反应属于吸热性质，然而进行这一反应并不需要额外的加热。在化学能与电能的转换过程中，电能可以通过火力发电等途径从化学能中产生，这一过程涉及热能到机械能再到电能的转化。然而，这种方式存在环境污染和效率低下的缺点。相比之下，原电池可以直接将化学能转化为电能，具有清洁和高效的特点。原电池的原理可以概括为：将化学能直接转换为电能的过程。

这种装置被称为原电池。其工作原理是，通过氧化还原反应（涉及电子的转移），将化学能转化为电能。构成原电池需要满足以下条件：首先，电极必须是导体，并且它们的活泼性要不同；其次，两个电极需要相互接触，可以通过导线连接或直接接触来实现；最后，这两个电极要插入电解质溶液中，以形成一个闭合回路。电极的名称与相应反应如下：在负极，采用较为活泼的金属作为电极材料，这里会发生氧化反应，其电极反应方程式为活泼金属－ne－转化为金属阳离子；在负极区域，金属会逐渐溶解，导致电极质量有所下降。而在正极，则通常使用相对不活泼的金属或石墨作为电极，这里发生的是还原反应，其电极反应方程式为溶液中的阳离子＋ne－生成单质；在正极区域，通常会出现气体释放或电极质量增加的现象。（5）原电池正负极的判断方法：①依

根据原电池两极所使用的材料，通常选择较为活泼的金属作为负极，但如钾、钙、钠等过于活泼的金属则不适宜用作电极；相对而言，不那么活泼的金属或能够导电的非金属，如石墨、氧化物MnO2等，则适合作为正极。此外，电流在外电路中的流动方向是从正极流向负极，而电子则通过外电路从负极流向原电池的正极。依据内电路中离子的移动趋势，阳离子会朝向原电池的正极移动，而阴离子则会朝向原电池的负极移动；同时，根据原电池内部发生的化学反应，负极会失去电子，产生氧化反应，这通常表现为电极材料自身被消耗，质量有所减少；相对地，正极则会获得电子，进行还原反应，其现象通常伴随着金属的沉积或氢气的释放。原电池电极反应的书写步骤如下：首先，依据原电池反应所依赖的氧化还原反应原理，确定负极发生氧化反应，正极发生还原反应。具体操作是：首先列出总反应的化学方程式；接着，根据电子转移的情况，将总反应方程式分解为氧化反应和还原反应两部分。氧化反应主要在电极的负侧进行，而还原反应则发生在正侧，反应物与生成物各自对应，需留意酸碱环境以及水等反应参与者。（ii）原电池的整体反应方程式通常是通过将正负极的反应方程式相加得出。（7）原电池的用途包括：①提升化学反应的速度，例如，粗锌制取氢气的速度比纯锌更快。②对比不同金属的活性强弱。③通过原电池设计电极材料。