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高一化学必修二知识点总结
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
中子（ N个）
核外电子（ Z 个）
注意：
质量数 (A) ＝质子数 (Z) ＋中子数 (N)
1. 原子数 ZA X
原子序数 dengyu 核电荷数 =质子数 =原子的核外电子数
★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）
对应表示符号： K
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：
二 N
O
三 P
四 Q
五 六 七
L M
核外电子层数
第一周期
1 2 3 4 5 6
2 8 8 18 18 32
第二周期 第三周期 第四周期 第五周期
元素种类 种元素 种元素 种元素 种元素 种元素 种元素
短周期
周期
（ 7 个横行） （ 7 个周期）
长周期
元 素 周
第六周期
期 表 第七周期 7
主族：Ⅰ A～Ⅶ A共 7 个主族
族
（ 18 个纵行）
副族：Ⅲ B～Ⅶ B、Ⅰ B～Ⅱ B，共 7 个副族 第Ⅷ族 ：三个纵行，位于Ⅶ B 和Ⅰ B 之间
未填满（已有 26 种元素）
（ 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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第三周期元素
11
Na
Mg
12
13
Al Si
14
15
P S
16
17
Cl
Ar
18
(1) 电子排布 (2) 原子半径 (3) 主要化合价
电子层数相同，最外层电子数依次增加
原子半径依次减小
＋ 2
— —
＋ 1
＋3
＋ 4 ＋5
＋ 6
＋ 7 － 1
－ 4－3－ 2
—— PH
3
(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
金属性减弱，非金属性增强
热水与 酸快
——
与酸反 应慢
— —
冷水 剧烈
SiH
4
H S
2
HCl
— — — —
(7) 与 H2 化合的难易 (8) 氢化物的稳定性 (9) 最高价 化学式 最 高
价 氧
—— —— MgO
由难到 易 稳定性 增强
SiO2
P2O5
氧化物的
Na2O
Al 2O3
SO3
Cl 2O7
(10) 化学式
NaOH
Mg(OH)
2
Al(OH) 3
H2SiO3
H3 PO4
H2SO4
HClO4
—
化 物 对 应 水 化 物 方）
(11) 酸碱性
强碱
中强碱
两性氢
弱酸
中强
强酸
很强
—
氧化物
酸
的酸
(12) 变 化 规 律
碱性减弱，酸性增强
—
第Ⅰ A 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
第Ⅶ A 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。
（ 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） ＝2NaCl＋ Br 2。 （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
非金属性： Si ＜P＜ S＜ Cl（ tips ：可以画元素
；④相互置换反应（强制弱） 2NaBr＋ Cl 2
周期表来判断）
单质与氢气反应：从难→易
氢化物稳定性： SiH 4＜ PH3＜ H2S＜ HCl
酸性 ( 含氧酸 ) ： H2SiO3＜ H3PO4＜ H2SO4＜ HClO4
（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
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
（Ⅲ）
金属性： Li ＜ Na＜ K＜ Rb＜Cs
（同金属性）还原性 ( 失电子能力 ) ： Li ＜ Na＜ K ＜Rb＜ Cs
非金属性： F＞ Cl ＞Br ＞ I 氧化性（注意是元素的单质）
＞ Cl 2＞ Br 2＞ I 2
： F2
氧化性 ( 得电子能力 ) ： Li ＞ Na ＞ K ＞ Rb ＞
.
＋＋＋＋还原性： F ＜ Cl ＜ Br ＜ I －－－－
＋
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Cs- 注：其离子的氧化性强弱与金属性的顺序相反
酸性 ( 无氧酸 ) ：HF＜ HCl＜ HBr＜ HI 注：非金属元素的离子的还原性和
其元素的非金属性相反
其酸性（注意是无氧酸 像氰化物）
的排列顺序同其离子的还原性排列顺 序
比较粒子 ( 包括原子、离子 ) 半径的方法 ( “三看” ) ：
（ 1）先比较电子层数， 电子层数多的半径大 。（因为电子层数是半径的主导因素） （ 2）电子层数相同时（同一周期） ，再比较核电荷数， 核电荷数多的半径反而小 。元素周期表的应用
1、元素周期表中共有个 期也被称为不完全周期。 2、在元素周期表中， 期元素 共同组成。 3、元素所在的周期序数
7
周期，
3是短周期， 3
是长周期。其中第
7周 长周
Ⅰ A- ⅦA 是主族元素，主族和
，主族元素所在的族序数
0 族由短周期元素、
ⅠB（ bi ） - Ⅶ B
= 电子层数
是副族元素， 副族元素 完全由长周期元素 构成。
= 最外层电子数， 元素周
原子
期表是元素周期律的具体表现形式。 核对核外电子的吸引能力逐渐增强， 径逐渐增大 。
在同一周期中，从左到右，随着核电荷数的递增，
原子半径逐渐减小， 元素的金属性逐渐减弱， 非金属性
逐渐增强 。在同一主族中，从上到下，随着核电荷数的递增，电子层数逐渐增多，原子半
，原子核对外层电子的吸引能力逐渐
减弱（虽然核电荷数的递增有影响，但
减弱
是影响不如原子半径逐渐增大来的大）
，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐
4. 对于元素周期表， 从左到右、 从下到上，指向整张表的最右上角，元素非金属性的变化趋 势都是逐渐增大的， 右上角的 F 氟元素是非金属性最高的元素 括在元素金属性和非金属性的讨论中。所以
（稀有气体所在的
0 族不被包
0 族不应用于这个规律）
从右到左， 从上到下，指向整张表的最左下角，元素金属性的变化趋势是逐渐增大，左下角的 Fr 元素金属性最大（？）
5、位 - 构 - 性：
元素的结构决定了元素在周期表中的位置，
元素在周期表中位置的反映了原子的结构和元素
的性质特点。 我们可以根据元素在周期表中的位置， 推测元素的结构， 预测 元素的性质 。
.
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元素周期表中位置相近的元素性质相似， 优良的 ** 题型 1. 推断题 截取片段
涉及到判断电子数的问题
催化剂
和耐高温、耐腐蚀
人们可以借助元素周期表研究合成有特定性质的新
材料，在 过渡元素中寻找各种
材料。
物质。例如，在 金属和非金属的分界线 附近寻找 半导体
建议考前去找例题来看大体思路不变，就是记得从上到下（第一周期开始到第六周期）是 288161632 然后根据相应的去推算相邻格子的原子序数行的元素种类数）
以及原子核的电子层分布图
要掌握熟悉
建议是考前在草稿纸上画出整张表来判断和回忆性质
.
（特别注意在相隔的周期的不要算错每
高中高一化学必修二第一单元总结复习学习知识点总结计划.docx
