總結(jié)是指對某一階段的工作、學(xué)習(xí)或思想中的經(jīng)驗或情況加以總結(jié)和概括的書面材料,，它可以明確下一步的工作方向,，少走彎路,，少犯錯誤,，提高工作效益，因此,，讓我們寫一份總結(jié)吧。怎樣寫總結(jié)才更能起到其作用呢,？總結(jié)應(yīng)該怎么寫呢,？以下我給大家整理了一些優(yōu)質(zhì)的總結(jié)范文,，希望對大家能夠有所幫助,。

高二化學(xué)知識點總結(jié)上冊 高二化學(xué)知識點總結(jié)數(shù)學(xué)篇一

原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)

1能級與能層

⑴構(gòu)造原理：隨著核電荷數(shù)遞增，大多數(shù)元素的電中性基態(tài)原子的電子按右圖順序填入核外電子運(yùn)動軌道(能級),，叫做構(gòu)造原理,。

能級交錯：由構(gòu)造原理可知，電子先進(jìn)入4s軌道,，后進(jìn)入3d軌道,，這種現(xiàn)象叫能級交錯。說明：構(gòu)造原理并不是說4s能級比3d能級能量低(實際上4s能級比3d能級能量高),，而是指這樣順序填充電子可以使整個原子的能量最低,。

(2)能量最低原理現(xiàn)代物質(zhì)結(jié)構(gòu)理論證實，原子的電子排布遵循構(gòu)造原理能使整個原子的能量處于最低狀態(tài),，簡稱能量最低原理,。構(gòu)造原理和能量最低原理是從整體角度考慮原子的能量高低,，而不局限于某個能級。

(3)泡利(不相容)原理：基態(tài)多電子原子中,，一個軌道里最多只能容納兩個電子,，且電旋方向相反(用“↑↓”表示)，這個原理稱為泡利(pauli)原理,。

(4)洪特規(guī)則：當(dāng)電子排布在同一能級的不同軌道(能量相同)時,，總是優(yōu)先單獨(dú)占據(jù)一個軌道，而且自旋方向相同,，這個規(guī)則叫洪特(hund)規(guī)則

洪特規(guī)則特例：當(dāng)p,、d、f軌道填充的電子數(shù)為全空,、半充滿或全充滿時,，原子處于較穩(wěn)定的狀態(tài)。

4.基態(tài)原子核外電子排布的表示

方法

②為了避免電子排布式書寫過于繁瑣,，把內(nèi)層電子達(dá)到稀有氣體元素原子結(jié)構(gòu)的部分以相應(yīng)稀有氣體的元素符號外加方括號表示,，例如k：[ar]4s1。

③外圍電子排布式(價電子排布式)

(2)電子排布圖(軌道表示式)是指將過渡元素原子的電子排布式中符合上一周期稀有氣體的原子的電子排布式的部分(原子實)或主族元素,、0族元素的內(nèi)層電子排布省略后剩下的式子,。每個方框或圓圈代表一個原子軌道，每個箭頭代表一個電子,。如基態(tài)硫原子的軌道表示式為

原子結(jié)構(gòu)與元素周期表

1.一個能級組最多所容納的電子數(shù)等于一個周期所包含的元素種類2n2,。但一個能級組不一定全部是能量相同的能級，而是能量相近的能級,。

2.元素周期表的分區(qū)

(1)根據(jù)核外電子排布

確定元素在周期表中位置的方法

?若已知元素序數(shù)z,，找出與之相近上一周期的惰性氣體的原子序數(shù)r，先確定其周期數(shù),。再根究z—r的值，確定元素所在的列,，依照周期表的結(jié)構(gòu)數(shù)出所在列對應(yīng)的族序數(shù)。

③若已知元素的外圍電子排布,，可直接判斷該元素在周期表中的位置。如：某元素的外圍電子排布為4s24p4，由此可知,，該元素位于p區(qū),，為第四周期ⅵa族元素,。即最大能層為其周期數(shù)，最外層電子數(shù)為其族序數(shù),，但應(yīng)注意過渡元素(副族與第ⅷ族)的最大能層為其周期數(shù),，外圍電子數(shù)應(yīng)為其縱列數(shù)而不是其族序數(shù)(鑭系、錒系除外),。

(2)主族元素價電子數(shù)=族序數(shù)，副族元素iiib--viii族價電子數(shù)=族序數(shù)ib,，iib價電子的最外層數(shù)=族序數(shù)

(3)各區(qū)元素化學(xué)性質(zhì)及原子最外層電子排布特點

s區(qū)ns1-2p區(qū)ns2np1-6,、d區(qū)(n-1)d1-9ns1-2、ds區(qū)(n-1)d10ns1-2

元素周期律

1.電離能,、電負(fù)性

(1)電離能是指氣態(tài)原子或離子失去1個電子時所需要的最低能量,，第一電離能是指電中性基態(tài)原子失去1個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量。第一電離能數(shù)值越小,，

原子越容易失去1個電子,。在同一周期的元素中，堿金屬(或第ⅰa族)第一電離能最小,，稀有氣體(或0族)第一電離能最大,，同周期，從左到右總體呈現(xiàn)增大趨勢,。(be,，n,p,mg除外)同主族元素，從上到下,，第一電離能逐漸減小,。同一原子的第二電離能比第一電離能要大

(2)元素的電負(fù)性用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。

(3)電負(fù)性的應(yīng)用

①判斷元素的金屬性和非金屬性及其強(qiáng)弱②金屬的電負(fù)性一般小于1.8,，非金屬的電負(fù)性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”(如鍺,、銻等)的電負(fù)性則在1.8左右,，它們既有金屬性，又有非金屬性,。③金屬元素的電負(fù)性越小,，金屬元素越活潑;非金屬元素的電負(fù)性越大，非金屬元素越活潑。④同周期自左到右,，電負(fù)性逐漸增大,，同主族自上而下，電負(fù)性逐漸減小,。

(4)電離能的應(yīng)用

①根據(jù)電離能數(shù)據(jù)確定元素核外電子的排布如：②確定元素在化合物中的化合價③判斷元素金屬性強(qiáng)弱

2.原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)的遞變規(guī)律

3.對角線規(guī)則

在元素周期表中,，某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質(zhì)是相似的。

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