高中化学笔记_必修一_第一章 从实验学化学_西工大附中理科学霸_2016状元笔记

高中化学必修一笔记整理精华版

第1节认识化学科学 一、化学的含义和特征 1、化学的含义：在原子、分子水平上研究物质的组成、结构、性质、变化、制备和应用的自然 科学。 2、特征：认识分子和制造分子。 3、物质的变化分为两种：物理变化和化学变化。 二、化学的形成和发展 1661年，英国，波义耳提出化学元素的概念，标志着近代化学诞生。 1771年，法国，拉瓦锡建立燃烧现象的氧化学说。 1803年，英国，道尔顿提出了原子学说。 1869年，俄国，门捷列夫发现元素周期表。 三、元素与物质的关系 1、元素的存在状态：物质都是有元素组成的，元素在物质中以游离态和化合态两种形式存在， 在这两种状态下，分别形成单质和化合物。 2、研究物质的顺序：金属非金属→氢化物 ↓↓ 金属氧化物非金属氧化物 ↓↓ 碱含氧酸 ↓↓ 盐盐 3、氧化物的酸碱性：

第2节 研究物质性质的方法和程序 一、研究物质的基本方法：观察、实验、分类、比较等方法。 （一）的性质 1、物理性质：钠是一种银白色金属，熔点为97.8℃，沸点为882.9℃，密度为0.973。 2、化学性质：容易失去一个电子，形成（稳定结构），还原性极强。 （1）与非金属反应：①4222O ②222O 2 ③222 ④2 2S （2）与水反应：22H 222↑现象：浮：浮在水面上；熔：融化成一个小球；游：四处游动；响：发 出咝咝响声；红：试液变红。 （3）与酸反应：2222↑ （4）与盐反应：①22H 24()2↓242↑ ②66H 2232()3↓+63H 2↑ ③44(熔融状)高温4 (5)在空气中的一系列变化： ?→?2O 2?? →?O H 2???→?O H CO 2 2,23·10H 2??→?风化 23 4222O → 222 → 29H 2223·10H 2O → 23·10H 2风化23+10H 2O ↑ 3、的保存：钠通常保存在煤油或石蜡油中。 4、的用途：钠和钾的合金可用作原子反应堆的导热剂；高压钠灯；金属冶炼。 （二）2O 的性质 1、物理性质：白色固体，不可燃。 2、化学性质： （1）与水反应：222 （2）与酸反应：2222O （3）与非金属反应：2223 3、2O 的用途：制，23 (三)2O 2的性质 1、物理性质：淡黄色固体。 2、化学性质： （1）与水反应：22O 2+2H 242↑（放出大量的热） （2）与非金属反应：22O 2+222232↑（放出大量的热） （3）与酸反应：22O 2+442H 22↑ 3、2O 2的用途：作供氧剂、漂白剂、强氧化剂 【向溶液中通入2气体至过量】：无明显现象，加热溶液后生成气体。 222322 ↑ → 23 加热2322 ↑ 【向()2溶液中通入2气体至过量】：先生成沉淀，后沉淀消失，加热溶液后生成沉淀和气体。 ()223↓2O → 322(3)2 → (3)2加热3↓22↑ 二、研究物质的基本程序： 点燃 点燃 点燃

高一化学知识点归纳_高一学霸的化学笔记内容

高一化学知识点归纳_高一学霸的化学笔记内容 在学习的过程中，经常对所学过的内容进行梳理总结是非常重要的，那么对于高一学生来说，如何整理化学知识点呢?下面给大家带来高一化学知识点归纳，希望对大家有所帮助。 高一化学知识点归纳 一、研究物质性质的方法和程序 1. 基本方法：观察法、实验法、分类法、比较法 2. 基本程序： 3.用比较的方法对观察到的现象进行分析、综合、推论，概括出结论。 二、电解质和非电解质 1. 定义：①条件：水溶液或熔融状态;②性质：能否导电;③物质类别：化合物。 2. 强电解质：强酸、强碱、大多数盐;弱电解质：弱酸、弱碱、水等。 3. 离子方程式的书写： ① 写：写出化学方程式 ② 拆：将易溶、易电离的物质改写成离子形式，其它以化学式形式出现。 下列情况不拆：难溶物质、难电离物质(弱酸、弱碱、水等)、氧化物、HCO3-等。

③ 删：将反应前后没有变化的离子符号删去。 ④ 查：检查元素是否守恒、电荷是否守恒。 4. 离子反应、离子共存问题：下列离子不能共存在同一溶液中： ① 生成难溶物质的离子：如Ba2+与SO42-;Ag+与Cl-等 ② 生成气体或易挥发物质：如H+与CO32-、HCO3-、SO32-、S2-等;OH-与NH4+等。 ③ 生成难电离的物质(弱电解质) ④ 发生氧化还原反应：如：MnO4-与I-;H+、NO3-与Fe2+等 三、钠及其化合物的性质： 1. 钠在空气中缓慢氧化：4Na+O2==2Na2O 2. 钠在空气中燃烧：2Na+O2点燃====Na2O2 3. 钠与水反应：2Na+2H2O=2NaOH+H2 现象：①钠浮在水面上;②熔化为银白色小球;③在水面上四处游动;④伴有嗞嗞响声;⑤滴有酚酞的水变红色。 4. 过氧化钠与水反应：2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2 5. 过氧化钠与二氧化碳反应：2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2 6. 碳酸氢钠受热分解：2NaHCO3△==Na2CO3+H2O+CO2 7. 氢氧化钠与碳酸氢钠反应：NaOH+NaHCO3=Na2CO3+H2O 8. 在碳酸钠溶液中通入二氧化碳：Na2CO3+CO2+H2O=2NaHCO3放肆吧 https://www.sodocs.net/doc/a316524550.html, 四、以物质的量为中心的物理量关系

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原子核外电子排布 一、知识回顾 原子核 1.原子 核外电子 2.质量数 = 质子数 + 中子数 A= Z+M 3.质子数 = 核电荷数 = 核外电子数 = 原子序数原子的 表示： X 一、排布规律 1.电子层： 1 2 3 4 5 6 7 符号： K L M N O P Q 离核距离：近远 能量高低：低高 每层最多容纳2n2个 e- b 最外层不超过8 个 e-（ K 层为最外层时，不超过 c 次外层不超过18 个 e-，倒数第三层不超过32 个 10电子微粒： 分子： Ne 、 HF 、 H 2O 、 NH 3、 CH 4 离子阳： Na +、 Mg 2+、 Al 3+、 NH 4+、 H 3O+ 阴： F -、 O2-、 N 3-、C 4-、 OH - 2 个 e-） e- H2 O + H + = H 3O-水合氢离子，强酸 性非金属中，只有 H 能形成单独阳离子

元素周期律 一、原子核外电子排布的周期性变化 最外层电子：①1饱和结构（ 2 或 8） ② 决定元素的化学性质 二、化学价的周期性变化 第二周期Li Be B C N O F 规律：①最高正价 = 最外层电子数（注：C、（ 3— 9 号） +1+2+3+4 +5 -4-3-2-1 F 除外） 第三周期Na Mg Al Si P S Cl②最高正价 + 最低负价 = 8（ 11— 17 号） +1+2+3+4+5+6+7 -4 -3-2-1 （ C、 F 无正价） 例：已知氯化物 RH 3 ，求 1）R 的最高价氯化物25 R O 2） R 的最高价氯化物的水化物HRO 3或 H 3RO4 三、原子半径 r 的周期性变化 “四同“规律： 1）同周期（横行）：质子数，半径 r 如： S>Cl O Na+Cl Fe2+ > Fe3+ 4）同核外电子排布（离子半径比较）：质子数，半径 r 如： Na + < O2-K + < Cl - 四、元素金属性与非金属性的周期性变化 同周期：核电荷数，金属性，非金属性。 同主族：核电荷数，金属性，非金属性。

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第一章 物质结构 元素周期表 第一节 元素周期表 一、周期表总结的总结 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） 周期：7个（共七个横行） 周期表 长周期（第4、5、6、7周期） 主族7个：ⅠA-ⅦA 族：16个（共18个纵行）副族7个：IB-ⅦB 第Ⅷ族1个（3 1个）稀有气体元素 二．元素的性质与原子结构 （一）碱金属元素： 1、原子结构 相似性：最外层电子数相同，都为1个 递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多，原子半径增大 2、物理性质的相似性和递变性： （1）相似性：银白色固体、硬度小、密度小（轻金属）、熔点低、易导热、导电、有展性。 （2）递变性（从锂到铯）：①密度逐渐增大（K 反常） ②熔点、沸点逐渐降低 结论：碱金属原子结构的相似性和递变性，导致物理性质同样存在相似性和递变性。 3、化学性质 （1）相似性： （金属锂只有一种氧化物） 4Li + O 2 Li 2O 2Na + O 2 Na 2O 2 2 Na + 2H 2O ＝ 2NaOH + H 2↑ 2K + 2H 2O ＝ 2KOH + H 2↑ 2R + 2 H 2O ＝ 2 ROH + H 2 ↑ 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 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。 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 的金属性逐渐增强。 点燃 点燃

高中化学必修2第一章知识点归纳总结

高中化学必修2知识点归纳总结 第一章原子核外电子排布与元素周期律 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.X 原子序数=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： 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。 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) 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

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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。 4、元素的化合价与元素在周期表中位置的关系 5、在周期表中一定区域可以寻找到一定用途的元素 （1）寻找半导体材料 （2）寻找用于制造农药的材料 （3）寻找催化剂、耐高温、耐腐蚀的合合金材料 6、推测钫（与K同一主族在K的下面）的性质 推测铍的性质 推测量114号元素的位置与性质 三、化学键

高一化学必修二知识点总结

高中化学必修2知识点归纳总结 第一单元原子核外电子排布与元素周期律 一、原子结构 质子（Z个） 原子核 注意： 中子（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 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 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。 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) 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。

高中化学必修二知识点及习题

高中化学必修二知识点 及习题 公司内部档案编码：[OPPTR-OPPT28-OPPTL98-OPPNN08]

一、化学键与化学反应中能量变化的关系 1、化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因； 2、能量是守恒的； 3、E（反应物的总能量）＞E（生成物的总能量）化学反应放出热量 E（反应物的总能量）＜E（生成物的总能量）化学反应吸收热量二、化学能与热能的相互转化 放热反应：放出热量的化学反应 吸热反应：吸收热量的化学反应 三、中和热的测定 四、能量的分类 典例剖析 【例1】下列有关化学反应中能量变化的理解，正确的是 ( ) A.凡是伴有能量的变化都是化学反应 B.在化学反应过程中，总是伴随着能量的变化 C.在确定的化学反应中，反应物的总能量一定不等于生成物的总能量 D.在确定的化学反应中，反应物的总能量总是高于生成物的总能量解析：在化学变化中，既有物质的变化，又有能量的变化；但有能量的 变化不一定有化学变化，如NaOH固体溶于水中放出热量，NH 4NO 3 晶体溶 于水吸收热量，核反应的能量变化等。在确定的化学反应中，E (反应物总)

≠E (生成物总)，当E (反应物总) ＞E (生成物总)时，反应放出热量；当E (反应物总) ＜E (生成物总)时，反应吸收热量。B、C正确，A、D 错误。 【例2】在化学反应中，反应前与反应后相比较，肯定不变的是 ( )①元素的种类②原子的种类③分子数目④原子数目 ⑤反应前物质的质量总和与反应后物质的质量总和⑥如果在水溶液中反应，则反应前与反应后阳离子所带的正电荷总数⑦反应前反应物的总能量与反应后生成物的总能量 A. ①②③④ B. ①②⑤⑥ C. ①②④⑤ D. ②③⑤⑥ 答案： C 解析：依据能量守恒定律可知：①②④⑤正确，但化学变化中物质的分子数会变化，且一定伴随着能量的变化 【例3】下列说法不正确的是 ( ) A.任何化学反应都伴随有能量变化 B.化学反应中能量的变化都变现为热量的变化 C.反应物的总能量高于生成物的总能量时，发生放热反应 D.反应物的总能量低于生成物的总能量时，发生吸热反应 解析：化学反应中能量变化通常变现为热量的变化，也可变现为光能、动能等能量形成，B是错误的；A从能量变化角度去认识化学反应，正确；C、D都是关于化学反应中能量变化的正确描述，反应物总能量大于生成物总能量，多余的能量以热能释放出来就是放热反应，当反应物

高中化学必修二知识点总结

高中化学必修二知识点总结 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 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。 推断元素位置的规律 判断元素在周期表中位置应牢记的规律： （1）元素周期数等于核外电子层数； （2）主族元素的序数等于最外层电子数。 阴阳离子的半径大小辨别规律 由于阴离子是电子最外层得到了电子而阳离子是失去了电子 6——周期与主族 周期：短周期（1—3）；长周期（4—6，6周期中存在镧系）；不完全周期（7）。 主族：ⅠA—ⅦA为主族元素；ⅠB—ⅦB为副族元素（中间包括Ⅷ）；0族（即惰性气体） 所以, 总的说来 (1) 阳离子半径<原子半径 (2) 阴离子半径>原子半径 (3) 阴离子半径>阳离子半径 (4 对于具有相同核外电子排布的离子，原子序数越大，其离子半径越小。 以上不适合用于稀有气体! 专题一： 第二单元

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高中化学笔记整理 物质的量 一、物质的量n 1.概念 一定数目为例的集合体（只可用于微粒） 2.定义 以12g 12C原子中含有的物质的量为1mo; 3.阿伏加德罗常数N A 1mol微粒的个数N A=6.02×10-23mol-1 二、摩尔质量M M=m/n 单位：g·mol-1 在数值上摩尔质量与相对分子质量（Ar）相等，唯一区别在于Ar没有单位 三、气体摩尔体积Vm 1.影响物质体积的因素（微观） 1)粒子数目 2)粒子大小 3)粒子间距 2.气体摩尔体积 在上述三项影响因素中，对于气体而言，由于分子间隙相对分子直径很大，前两项的影响较弱，有： 在标准状况（S.T.P.）下Vm=22.4L·mol-1 STP：0℃，1atm 3.阿伏加德罗定律 1)三同定一同：对于任意气体 若V,T,P相同，则n相同 2)其他推论：对于任意气体 T,p相同，则V1/V2=n1/n2=N1/N2 T,V相同，则p1/p2=n1/n2 T,p相同，则M1/M2=ρ1/ρ2 4.克拉玻龙方程 PV=nRT，其中 p：压强Pa V：体积m3 n：物质的量n T：热力学温标K R：气体常数8.314 Pa·m3·mol-1·K-1 5.气体平均摩尔质量 1)M=m n （总） （总） （定义） 2)M=Vm·ρ 3)若该气体或气体混合物对于A的相对密度为d，则M=d·M（A） 4)M=M A·A%+M B·B%+M C·C%+……其中X%为物质的量分数或体积分数 四、物质的量浓度c

(一)概念 1.物质的量浓度c c=n/V 单位mol·L-1 2.物质的量浓度c与质量分数w的关系 c=1000w M ρ 若ρ的单位g·cm-3为即g·mL-1，保留系数1000，若ρ单位为kg·L-1 即×103kg·m-3，舍去系数1000 (二)溶液配制 1.计算（根据精度确定有效数字） 2.称量（固体用天平，液体用量筒）（注意NaOH等物质的处理） 3.溶解（烧杯、玻璃棒） 4.转移（玻璃棒伸入容量瓶刻度线以下） 5.洗涤（重复2~3次） 6.定容（加蒸馏水至1~2cm处，改用胶头滴管） 7.摇匀 过程中出现任何情况的溶质损失，一律重新配制，没有任何补救措施。误差分析应 着眼于n以及V 能量变化 一、热量变化 1.放热 ΣE（反应物）＞ΣE（生成物）类型有燃烧、中和、金属与酸、生石灰和水 2.吸热 ΣE（反应物）＜ΣE（生成物）类型有C＋CO22CO以及Ba(OH)2·8H2O＋2NH4Cl BaCl2＋2NH3·H2O＋8H2O 二、反应热（焓变）ΔH 1.单位kJ·mol-1 2.测量仪器量热计 3.意义 ΔH<0，放热反应 ΔH>0，吸热反应 4.相关概念 1)燃烧热与标准燃烧热 1atm下1mol可燃物与氧气反应生成稳定产物所产生的热量为燃烧热，而标准燃烧 热为该反应的反应热。这里的稳定产物指： C→CO2(g)；H→H2O（l）；N→N2（g）；S→SO2（g）；Cl→HCl（aq） 2)中和热 稀溶液中，酸碱中和生成1mol水所产生的热量 在强酸强碱稀溶液中，中和热为57.3kJ·mol-1 三、热化学方程式 1.书写化学方程式（略去条件，不化简计量数） 2.写出物质聚集态（g，l，s，aq） 3.注明温度、压强（默认：25℃，1atm） 高温

(完整版)高一化学必修2有机化学知识点归纳(二)

高一化学必修2 有机化学知识点归纳(二) 一、有机物的结构与性质 1、官能团的定义：决定有机化合物主要化学性质的原子、原子团或化学键。 2、常见的各类有机物的官能团，结构特点及主要化学性质 (1)烷烃 A) 官能团：无 ；通式：C n H 2n +2；代表物：CH 4 B) 结构特点：键角为109°28′，空间正四面体分子。烷烃分子中的每个C 原子的四个价键也都如此。 C) 化学性质： ①取代反应（与卤素单质、在光照条件下） ， ，……。 ②燃烧 ③热裂解 (2)烯烃： A) 官能团： ；通式：C n H 2n (n ≥2)；代表物：H 2C=CH 2 B) 结构特点：键角为120°。双键碳原子与其所连接的四个原子共平面。 C) 化学性质： ①加成反应（与X 2、H 2、HX 、H 2O 等） ②加聚反应（与自身、其他烯烃） ③燃烧 (3)炔烃： A) 官能团：—C≡C— ；通式：C n H 2n —2(n ≥2)；代表物：HC≡CH B) 结构特点：碳碳叁键与单键间的键角为180°。两个叁键碳原子与其所连接的两个原子在同一条直线上。 CH 4 + Cl 2CH 3Cl + HCl 光 CH 3Cl + Cl 2 CH 2Cl 2 + HCl 光 CH 4 + 2O 2 CO 2 + 2H 2O 点燃 CH 4 C + 2H 2 高温 隔绝空气 C=C CH 2=CH 2 + HX CH 3CH 2X 催化剂 CH 2=CH 2 + 3O 2 2CO 2 + 2H 2O 点燃 n CH 2=CH 2 CH 2—CH 2 n 催化剂 CH 2=CH 2 + H 2O CH 3CH 2OH 催化剂 加热、加压 CH 2=CH 2 + Br 2BrCH 2CH 2Br CCl 4 原子：—X 原子团（基）：—OH 、—CHO （醛基）、—COOH （羧基）、C 6H 5— 等 化学键： 、 —C ≡C — C=C 官能团

人教版高中化学必修二知识点大全

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） 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 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。 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) 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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基本的力和运动 Ⅰ。力的种类:（13个性质力） 这些性质力是受力分析不可少的“受力分析的基础” 重力： G = mg (g 随高度、纬度、不同星球上不同) 弹簧的弹力：F= Kx 滑动摩擦力：F 滑= μN 静摩擦力： O ≤ f 静≤ f m 万有引力： F 引=G 221r m m 电场力： F 电=q E =q d u 库仑力： F=K 221r q q (真空中、点电荷) 磁场力：(1)、安培力：磁场对电流的作用力。 公式： F= BIL （B ⊥I ） 方向:左手定则 (2)、洛仑兹力：磁场对运动电荷的作用力。公式： f=BqV (B ⊥V) 方向:左手定则 分子力：分子间的引力和斥力同时存在,都随距离的增大而减小,随距离的减小而增大,但斥力变化得快． 。 核力：只有相邻的核子之间才有核力，是一种短程强力。 Ⅱ。运动分类：（各种运动产生的力学和运动学条件及运动规律．．．．．．．．．．．．． ）是高中物理的重点、难点 ①匀速直线运动 F 合=0 V 0≠0 ②匀变速直线运动：初速为零，初速不为零， ③匀变速直、曲线运动(决于F 合与V 0的方向关系) 但 F 合= 恒力 ④只受重力作用下的几种运动：自由落体，竖直下抛，竖直上抛，平抛，斜抛等 ⑤圆周运动：竖直平面内的圆周运动(最低点和最高点)；匀速圆周运动(关键搞清楚是向心力的来源) ⑥简谐运动：单摆运动，弹簧振子； ⑦波动及共振；分子热运动； ⑧类平抛运动; ⑨带电粒在电场力作用下的运动情况；带电粒子在f 洛作用下的匀速圆周运动 Ⅲ。物理解题的依据：（1）力的公式 （2） 各物理量的定义 （3）各种运动规律的公式 （4）物理中的定理、定律及数学几何关系 Ⅳ几类物理基础知识要点： 凡是性质力要知：施力物体和受力物体； 对于位移、速度、加速度、动量、动能要知参照物； 状态量要搞清那一个时刻（或那个位置）的物理量； 过程量要搞清那段时间或那个位侈或那个过程发生的；（如冲量、功等） 如何判断物体作直、曲线运动；如何判断加减速运动；如何判断超重、失重现象。 Ⅴ。知识分类举要 1．力的合成与分解：求F 1、F 2两个共点力的合力的公式： A B

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化学必修二提纲 第一章原子结构与元素周期律第一节原子结构 1.原子A Z X原子核质子Z 中子(A-Z)=N 核外电子Z 核电荷数=质子数=核外电子数 （原子）质子数Z+中子数N=质量数A 1.某元素的中性原子，其核外电子数为X，核内中子数为Y，则： 不能由此确定该元素的原子量（本题只能由此确定该原子的质量数A=X+Y） 2.凡单原子形成的离子，一定具有稀有气体元素原子的核外电子排布（X）反例：变价金属、氢离子。 2.核素 元素：具有相同质子数的同一类原子的总称。 核素：一种原子。 同位素：同种元素，不同核素。（质子数相同，中子数不同）

特点①：化学性质相似，物理性质差别大 ②：自然界中，各同位素所占百分比不变 10 0.2 10.8 =1/4 11 0.8 3.核外电子排布 电子层：由里向外，由低到高 层数：1 2 3 4 5 6 7 （n） 名称：K L M N O P Q 排布规律：（1）由里向外，由低到高 （2）最多2n2 （3）最外层最多8个 （4）次外层最多18个 （5）倒数第三层最多32个 十电子微粒 原子：Ne 分子：HF H2o NH3 CH4 离子：阳离子：Na+ Mg2+ Al3+ H3o+ NH4+ 阴离子：F- O2- N3- OH- NH2-

1.相对分子质量为98的含氧酸： H2SO4 H3PO4 2.下列元素一定是主族元素的是 A 原子核外N电子层上只有一个电子的元素（x，过渡元素） B原子核外M电子层电子数为偶数的元素（x，过渡元素） C原子核外M电子层上电子数小于等于7的元素（√） D原子核外N电子层上电子数为2的元素（x，过渡元素） （此题从元素周期表入手理解，KLMN……分别代表元素周期表的周期数，而只有前三层长周期不包含过渡元素） 第二节元素周期律与元素周期表 1.元素周期表：周期，7个横行，周期序数=电子层数 短周期：1 2 3 长周期：4 5 6 （7是不完全周期） 族，18纵列，族序数=最外层电子数 主族A：短周期元素与长周期元素共同组成（7） 副族B：长周期元素组成（7） 0族：第十八列 ⅤⅢ族：8 9 10列 2 10 18 36 54 86 118 2 8 8 18 18 32 26（未满）

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2知识点归纳总结高中化学必修元素周期律第一章物质结构一、原子 结构 Z个）质子（注意：原子核 个）质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数中子（(N) N A 1.原子（ X ）原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数Z 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 Ca 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22. 纳的电子数是2n；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 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。．．．．．．．．．．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

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物质结构元素周期律 一、原子结构 1. 原子结构 核电荷数= 质子数= 核外电子数；质子数（Z）+ 中子数（N）= 质量数（A） A X的意义：表示一个质量数为A、质子数为Z的原子。 Z 2.原子结构理论的发展: 经历了以下五个发展阶段： ①古希腊哲学家德谟克利特提出古典原子论，认为物质本源是原子和虚空，原子在虚空中处于永恒运动之 中，物质是由原子构成的，物质只能分割到原子； ②1803年英国化学家道尔顿家建立了原子学说；(认为原子是不可再分的实心球) ...........这一发现使化学开始成为一门科学 ③1903年汤姆逊发现了电子建立了“葡萄干布丁”模型；（原子仍是实心球，电子象葡萄干一样嵌在球上） ④1911年英国物理学家卢瑟福根据α粒子散射实验提出原子结构的核式（行星式）模型； ⑤1913年丹麦科学家玻尔建立了核外电子分层排布的原子结构模型； ...........玻尔首次将量子化概念应用到原子结构中 ⑥ 20世纪20年代建立了现代量子力学模型。 3. 元素、核素和同位素 1）元素：具有相同质子数（核电荷数）的同一类原子的总称。 2）核素：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。 3）同位素：质子数相同而中子数不同的同一种元素的不同核素互为同位素。

同位素的物理性质不同，但化学性质几乎完全相同。不同同位素构成的化合物是不同的化合物，其物理性质不同，化学性质几乎相同。 质子数决定元素的种类，质子数和中子数决定核素的种类。 说明：①三者的研究对象都是原子②同一元素的不同核素之间互称为同位素 ③同种元素可以有多种核素（同位素）所以元素的种数远少于原子的种数。 4）同素异形体：是相同元素组成，不同形态的单质。 如碳元素就有金刚石、石墨、无定形碳等同素异形体。同素异形体由于结构不同，彼此间物理性质有差异； 但由于是同种元素形成的单质，所以化学性质相似。同素异形体的形成方式有三种： ①组成分子的原子数目不同，例如：氧气O2和臭氧O3，红磷：P，白磷：P4 ②晶格中原子的排列方式不同，例如：金刚石、石墨、C60 ③晶格中分子排列的方式不同，例如：正交硫和单斜硫, (正交硫稳定)，分子式均为S8 4. 原子核外电子的排布 电子在原子核外排布时，总是尽量先排在离核最近（能量最低）的电子层里，然后由里向外，依次排布在能量较高的电子层里，核外电子是分层排布。电子做高速运动，接近光速 在化学上，各电子层的层序数n依次为1、2、3、4、5、6、7，分别称为K、L、M、N、O、P、Q电子层。 （1）各电子层最多容纳的电子数为2n2个(n为电子层序数)。 （2）最外层电子数都不超过8个（K层不超过2个）。 （3）各稀有气体元素的原子中最外层所容纳的电子数是8（氦除外）。 ( 4 ) 各元素原子次外层所容纳的电子数最多是18，倒数第三层电子数不超过32个。 5. 几种常见的相对原子质量 1）元素的相对原子质量：已知某元素的各种同位素的相对原子质量，及在自然界中各同位素的原子百分数，就可以利用下式求出该元素的相对原子质量。A=A1×a1%+A2×a2%+…… 2）元素的近似相对原子质量：将上式中的Ar用质量数A代替进行计算。 3）元素的一种同位素的相对原子质量（原子的相对原子质量）：以一种碳原子（核内有6个质子和6个中子的碳原子）的质量的1/12（约1.66 × 10－27千克）作为标准，其他原子的质量跟它比较所得的数值，就是的相对原子质量。 这种原子 ．．．． 4）原子的近似相对原子质量（即质量数）

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*** *** 高中物理第一节力，重力 一．力是物体对物体的作用 1.力不能脱离物体而存在。(物质性) 2.要产生力至少要两个物体。 3.力是物体（施力物体）对物体（受力物体）的作用。 4.施力物体和受力物体并不是固定不变的。 例1： F 支 研究支持力时：桌面为施力物体，木块为受力物体 研究压力时：木块为施力物体，而桌面为受力物体 F 压 二．力的三要素 1．内容：力的大小，方向和作用点。（问题：①作用点是否一定在物体上？不一定②作用在物体 上不同的点效果是否一样?也不一定） 2．力的单位：国际单位牛顿（N） 3．力的图示法和示意图：图示法要求三要素（大小，方向和作用点）都具备，另外还有标度。 示意图只要求两个要素（方向和作用点，高中作图多是这种） 三．力的分类 1.按性质命名：如重力，弹力，摩擦力等。 2.按效果命名：如推力，拉力，向心力等。 记忆技巧：按性质命名的力由名称可知其产生原因，按效果命名的力由名称可知其作用结果。 四．重力 1．定义：由于地球的吸引而使物体受到的力。（区别于地球的吸引力） 2．重力的方向：正确说法有①竖直向下②垂直于该处水平面向下 错误说法有①垂直向下②（总）指向地心（只是在赤道和两极处） O O 3．重力的大小： ①计算公式：G = mg ②重力的大小与位置有关：在地球表面随纬度的升高重力的大小逐渐增大; 在地球上同一地方 随高度的升高重力的大小逐渐减小。（根据万有引力来推导） 注意：重力的大小变化实质上是由g 的大小变化引起的。（质量在任何地方都是不变的）所以g 的大小变化规律和重力的大小变化规律一样。 4．重力的作用点（即为重心） ①质量分布均匀，形状规则的物体，重心在其几何中心。 ②重心可以不在物体上。例3：铁环，篮球等 ③悬挂法（只）可以测薄板形物体的重心。悬挂法是利用二力平衡的原理测物体的重心。但注 意悬挂法并非任何时候都可适用，有条件成立，强调薄板，物体厚度可忽略，其他条件不需要。 第二节弹力 一.弹力的产生过程（弹力的定义）

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1.1原子核外电子排布 一、知识回顾 原子核 1.原子 核外电子 2.质量数= 质子数+ 中子数 A = Z + M 3.质子数= 核电荷数= 核外电子数= 原子序数 原子的表示：A Z X 一、排布规律 1.电子层： 1 2 3 4 5 6 7 符号：K L M N O P Q 离核距离：近远 能量高低：低高 2.a 每层最多容纳 2n2个 e- b 最外层不超过 8 个e- （K层为最外层时，不超过 2个e-） c 次外层不超过18个e- ，倒数第三层不超过32个e- 10电子微粒： 分子：Ne 、HF 、H2O 、NH3 、CH4 离子阳：Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+阴：F-、O2-、N3-、C4-、OH-H2O + H+ = H3O-水合氢离子，强酸性非金属中，只有H能形成单独阳离子

1.2元素周期律 一、原子核外电子排布的周期性变化最外层电子：① 1 饱和结构（2或8） ②决定元素的化学性质 二、化学价的周期性变化 第二周期 Li Be B C N O F （3—9号） +1 +2 +3 +4 +5 -4 -3 -2 -1 第三周期 Na Mg Al Si P S Cl （ 11—17号）+1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 -4 -3 -2 -1 （C、F无正价） 例：已知氯化物RH3，求1）R的最高价氯化物 R2O5 2）R的最高价氯化物的水化物HRO3或H3RO4 三、原子半径r的周期性变化 四、元素金属性与非金属性的周期性变化 “四同“规律： 1）同周期（横行）：质子数，半径r 如：S >Cl O < N 2）同主族（纵行）：质子数，半径r 如：Li < Na N < P 3）同元素：核外电子数，半径r 如：Na >Na+ Cl Fe2+> Fe3+ 4）同核外电子排布（离子半径比较）：质子数，半径r 如：Na+< O2-K+