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 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(N)
1.原子（ AX ）原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数（Z个） z★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2；③最外层电子数不超过8个（K电子层最多容纳的电子数是2n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 二 三 四 五 六 七 最低） 对应表K L M N O P Q 示符号
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 填满（32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 零族：稀有气体 个族）16（．
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 Na 11 Mg 12 Al 13 Si 14 P 15 S 16 Cl 17 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 ＋1 ＋2 ＋3 ＋4 ＋5 ＋6 －4 －3 －2 (4)金属性、非金金属性减弱，非金属性增加 属性 (5)单质与水或酸冷水 热水与 与酸反 —— 置换难易 剧烈 酸快 应慢 ＋7 －1 — — — —
(6)氢化物的化学—— SiH 4 PH 3 HS 2 HCl — 式 (7)与H化合的难—— 由难到易 — 2易 (8)氢化物的稳定—— 稳定性增强 — 性 (9)最高价氧化物NaO 2 MgO AlO 23 SiO 2 PO 25 SO 3 ClO 72 — 的化学式 最高(10)化学NaOH Mg(OH) Al(OH) HSiO HPO 43 HSO 24 HClO — 2 3 23 4 价氧式 化物对应水化物 (11)酸碱强碱 中强碱 两性氢 弱酸 中强 强酸 很强 — 性 氧化物 酸 的酸 (12)变化碱性减弱，酸性增强 — 规律 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＋CuSO＝FeSO＋Cu。 44（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＋Cl＝2NaCl＋Br。 22（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)＞Al(OH) 23 HClO 4 非金属性：Si＜P＜S＜Cl 单质与氢气反应：从难→易 氢化物稳定性：SiH＜PH＜HS＜HCl 234酸性(含氧酸)：HSiO＜HPO＜HSO＜424332． （Ⅱ）同主族比较： 金属性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs（碱金属元素） 与非金属性：F＞Cl＞Br＞I（卤族酸或水反应：从难→易 ＜RbOH＜CsOH碱性：元素） 单质与氢气反应：从易LiOH＜NaOH＜KOH →难 氢化物稳定：HF＞HCl＞HBr＞HI （Ⅲ）
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