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 PX
（2）同位素： 1 2 3 1H、 1H、 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： 12、14 2 32386C6C、 1H、 1H、 92U
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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
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1、离子键
带相反电荷的阴、阳离子结合的相互作用（以氯化钠的形成为例） 2、形成离子键的条件 （1）电子式
（2）用电子式表示NaCl、MgBr2、K2O
（3）用电子式表示Na2S、CaF2、MgO的形成过程 3、共价键
原子之间通过共用电子对所形成的强烈的相互作用（以氯气、氯化氢的形成为例） （1）用电子表示：H2、N2、H2O、CO2、CH4、NH3、Cl2 （2）形成共价健的条件
（3）极性共价健与非极性共价键的区别：
非极性共价键：相同的非金属元素之间；极性键：不同的非金属元素之间。 4、离子化合物与共价化合物
共价化合物：通过共用电子对所形成的化合物 离子化合物：阴、阳离子通过静电作用相成的化合物
（1）含离子健的一定是离子化合物，活泼金属与活泼非金属形成的化合物是离子化合物。（2）只含共价健的化合物才是共价化合物。
（3）全部是非金属构成的化合物也可以是离子化合物，例如有铵根离子的化合物。 （4）分析氢氧化钠、过氧化钠、氯化铵的成键情况。 （5）稀有气体分子中不存在化学键只有分子间作用力。
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(完整版)人教版高中化学必修2知识点总结全册
