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
编制：高海霞
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（ AX ） 原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子Z 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
电子层： 一（能量最低） 二 三 对应表示符号： K L M 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) 【对应性练习】1．19世纪中叶，门捷列夫的突出贡献是
A．提出原子学说 B．发现元素周期律 C．提出分子学说
D．发现氧气
2．最新报道，科学家又发现了某元素的一种原子，它的原子核内有161个中子，质量数为272。
该元素的原子序数为 A．111
B．161
C．272
D．433
2353.23592Ｕ可作核反应堆的燃料，92Ｕ原子核内的中子数是
A．92 B．143 C．235５ D．327
1374. 日本福岛核电站附近检测到放射性原子13755Cs，下列关于55Cs的说法正确的是
137133 A．13755Cs的原子核内中子数是55 B．55Cs和55Cs互为同素异形体
1
137C．13755Cs放射性是化学性质 D．55Cs的放射性对人体产生危害
5．已知最外层电子数相等的元素原子具有相似的化学性质。氟原子的核外电子分层排布示意图为
A B C D
A B C D 6．元素的化学性质主要决定于
A.核外电子数 B.核内质子数 C.核内中子数 D.最外层电子数
7．He是重要的核原料，月球上含有大量的He原子。一个He原子的质量数为3，含有1个中子。那么，He原子的结构示意图为
+3 2 2 +2 A． +3 2 3 B． +2 1 C． D． ，下列原子中，与氟原子的化学性质相似的是
【答案】1.B 2.A 3.B 4.D 5.D 6.D 7.D 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称为周期。（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称为族。 ．．．．．．．．．．．．．
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
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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 第三周期元素 (1)电子排布 (2)原子半径 (3)主要化合价 ＋1 ＋2 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar 电子层数相同，最外层电子数依次增加 原子半径依次减小 ＋3 ＋4 －4 ＋5 －3 ＋6 －2 ＋7 －1 — — — — (4)金属性、非金属性 (5)单质与水或酸置换难易 (6)氢化物的化学式 (7)与H2化合的难易 (8)氢化物的稳定性 (9)最高价氧化物的化学式 最高价氧化物对应水化物 (12)变化规律 (11)酸碱性 强碱 (10)化学式 NaOH Mg(OH)2 中强碱 Na2O 冷水 剧烈 热水与 酸快 —— —— —— MgO 金属性减弱，非金属性增加 与酸反 应慢 SiH4 PH3 H2S HCl —— — — — 由难到易 稳定性增强 Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 — Al(OH)3 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4 两性氢 氧化物 弱酸 中强 酸 强酸 很强 的酸 — — 碱性减弱，酸性增强 — 第ⅠA族碱金属元素：Li Na K Rb Cs Fr （Fr是金属性最强的元素，位于周期表左下方）
第ⅦA族卤族元素：F Cl Br I At （F是非金属性最强的元素，位于周期表右上方）
★判断元素金属性和非金属性强弱的方法：
（1）金属性强（弱）——①单质与水或酸反应生成氢气容易（难）；
②氢氧化物碱性强（弱）；
③相互置换反应（强制弱）Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu。
3
（2）非金属性强（弱）——①单质与氢气易（难）反应；
②生成的氢化物稳定（不稳定）；
③最高价氧化物的水化物（含氧酸）酸性强（弱）； ④相互置换反应（强制弱）2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2。
（Ⅰ）同周期比较：
金属性：Na＞Mg＞Al 与酸或水反应：从易→难 碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3 （Ⅱ）同主族比较：
金属性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs（碱金属元素） 与酸或水反应：从难→易 碱性：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH （Ⅲ）
金属性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs 还原性(失电子能力)：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs 氧化性(得电子能力)：Li＞Na＞K＞Rb＞Cs＋＋＋＋＋ 非金属性：Si＜P＜S＜Cl 单质与氢气反应：从难→易 氢化物稳定性：SiH4＜PH3＜H2S＜HCl 酸性(含氧酸)：H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4 非金属性：F＞Cl＞Br＞I（卤族元素） 单质与氢气反应：从易→难 氢化物稳定：HF＞HCl＞HBr＞HI 非金属性：F＞Cl＞Br＞I 氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2 还原性：F＜Cl＜Br＜I 酸性(无氧酸)：HF＜HCl＜HBr＜HI －－－－比较粒子(包括原子、离子)半径的方法：
（1）先比较电子层数，电子层数多的半径大。
（2）电子层数相同时，再比较核电荷数，核电荷数多的半径反而小。 【对应性练习】
1．元素性质呈现周期性变化的根本原因是
A．核外电子排布呈周期性变化 B．元素的相对原子质量逐渐增大 C．核电荷数逐渐增大 D．元素化合价呈周期性变化 2．下列说法正确的是
A．在元素周期表中，元素所在族的族序数等于原子核外最外层电子数 B．在元素周期表中，元素所在的周期数等于原子核外电子数 C．最外层电子数为8的微粒是稀有气体元素的原子
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D．同主族元素的原子序数越大，其原子半径越大
3．据报道，碳纳米管是碳原子形成的大分子，其导电性是铜的1万倍；N5可以做烈性炸药。下列叙述正确的是
A．14C的质子数为14 B．N5和N2互为同素异形体 C．金刚石和纳米管互为同分异构体 D．C原子半径比N原子半径小
4．元素周期表中某区域的一些元素多用于制造半导体材料，它们是 A．左下方区域的金属元素 B．右上方区域的非金属元素
C．金属元素和非金属元素分界线附近的元素 D．稀有气体元素
5．元素周期表是学习化学的重要工具，右图是元素周期表中的一格，从该图中，我们获取的相关信息中错误的是( )
A．该元素的名称是铁 B．该元素的原子序数为26
C．该元素在地壳中的含量为55.85% D．该元素的元素符号为Fe 6．已知下列元素的半径为：
原子 半径r/10-10m 根据以上数据，磷原子的半径可能是( ) A．1.10 ×10-10m B．0.80×10-10m C．1.20×10-10m D．0.70×10-10m 7.已知五种短周期元素的原子半径及主要化合价如下表： 元素代号 L M 0.143 +3 Q 0.102 +6,-2 R 0.089 +2 T 0.074 -2 N 0.75 S 1.02 O 0.74 Si 1.17 26 Fe 铁 55.85 原子半径/nm 0.160 主要化合价 +2 下列叙述正确的是
A.L与Q形成的化合物属于共价化合物 B.L、M的单质与稀盐酸反应速率：M>L C.T、Q的氢化物常温常压下均为无色气体 D.M的最高价氧化物的水化物具有两性
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化学必修二复习资料
