WORD格式
上海交大南洋附属昆山学校，高一二班，化学课代表，赵建强编写 高中化学必修2知识点归纳总结
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） 原子核注意：
中子（N个）质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)
A
1.原子数 X原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子 Z
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：
HHeLiBeBCNOFNeNaMgAlSiPSClArKCa 2
；③最外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2n 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）二三四五六七 对应表示符号：KLMNOPQ
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12种元素 短周期第二周期28种元素 周期第三周期38种元素
元（7个横行）第四周期418种元素 素（7个周期）第五周期518种元素 周长周期第六周期632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 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11Na12Mg13Al14Si15P16S17Cl18Ar (1)电子排布电子层数相同，最外层电子数依次增加 (2)原子半径原子半径依次减小—
＋5＋6＋7
(3)主要化合价＋1＋2＋3＋4—
－4－3－2－1
(4)金属性、非金属性金属性减弱，非金属性增加—
1
专业资料整理
WORD格式
上海交大南洋附属昆山学校，高一二班，化学课代表，赵建强编写 (5)单质与水或酸置换 难易剧烈酸快应慢
(6)氢化物的化学式——SiH4PH3H2SHCl— (7)与H2化合的难易——由难到易— (8)氢化物的稳定性——稳定性增强—
(9)最高价氧化物的化Na2OMgOAl2O3SiO2P2O5SO3Cl2O7— 学式
最高(10)化学式NaOHMg(OH)2Al(OH)3H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4— 价氧(11)酸碱性强碱中强碱两性氢
弱酸中强强酸很强—
化物氧化物酸的酸 对应
(12)变化规律碱性减弱，酸性增强—
水化 物
第ⅠA族碱金属元素：LiNaKRbCsFr（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：FClBrIAt（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）；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非金属性：Si＜P＜S＜Cl
与酸或水反应：从易→难单质与氢气反应：从难→易
碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3氢化物稳定性：SiH4＜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）非金属性：F＞Cl＞Br＞I（卤族元素） 与酸或水反应：从难→易单质与氢气反应：从易→难
碱性：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH氢化物稳定：HF＞HCl＞HBr＞HI （Ⅲ）
金属性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs非金属性：F＞Cl＞Br＞I
还原性(失电子能力)：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2
＋＋ ＋＋＋ －－－－
氧化性(得电子能力)： ＞Na＞K ＞Rb＞Cs 还原性：F＜Cl＜Br＜I
Li
酸性(无氧酸)：HF＜HCl＜HBr＜HI
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。 （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。 元素周期表的应用
1、元素周期表中共有个7周期，3是短周期，3是长周期。其中第7周期也被称为不完全周期。 2、在元素周期表中，ⅠA-ⅦA是主族元素，主族和0族由短周期元素、长周期元素共同组成。ⅠB-Ⅶ B是副族元素，副族元素完全由长周期元素构成。
3、元素所在的周期序数=电子层数，主族元素所在的族序数=最外层电子数，元素周期表是元素周期律的具体表
现形式。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，原子核对核外电子的吸引能力逐渐增强， 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，原子半径逐渐增大， 电子层数逐渐增多，原子核对外层电子的吸引能力逐渐减弱，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
4、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
专业资料整理
冷水热水与与酸反———
WORD格式
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。元素周期表中位置相近的元素性质相似，人们可以
2
专业资料整理
WORD格式
上海交大南洋附属昆山学校，高一二班，化学课代表，赵建强编写
借助元素周期表研究合成有特定性质的新物质。例如，在金属和非金属的分界线附近寻找半导体材料，在过渡元素 中寻找各种优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀材料。 第二单元微粒之间的相互作用
化学键是直接相邻两个或多个原子或离子间强烈的相互作用。
2.离子键与共价键的比较
键型离子键共价键
概念阴阳离子结合成化合物的静电作用叫原子之间通过共用电子对所形成的相互作
离子键用叫做共价键
成键方式通过得失电子达到稳定结构通过形成共用电子对达到稳定结构 成键粒子阴、阳离子原子
成键元素活泼金属与活泼非金属元素之间（特非金属元素之间
殊：NH4Cl、NH4NO3等铵盐只由非金 属元素组成，但含有离子键）
离子化合物：由离子键构成的化合物叫做离子化合物。（一定有离子键，可能有共价键）
共价化合物：原子间通过共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。（只有共价键一定没有离子键） 极性共价键（简称极性键）：由不同种原子形成，A－B型，如，H－Cl。 共价键
非极性共价键（简称非极性键）：由同种原子形成，A－A型，如，Cl－Cl。
3.电子式：
用电子式表示离子键形成的物质的结构与表示共价键形成的物质的结构的不同点：（1）电荷：用电子式表示离子键形成 的物质的结构需标出阳离子和阴离子的电荷；而表示共价键形成的物质的结构不能标电荷。（2）[]（方括号）：离子键 形成的物质中的阴离子需用方括号括起来，而共价键形成的物质中不能用方括号。
3、分子间作用力定义把分子聚集在一起的作用力。由分子构成的物质，分子间作用力是影响物质的熔沸点和溶解性的 重要因素之一。
4、水具有特殊的物理性质是由于水分子中存在一种被称为氢键的分子间作用力。水分子间的氢键，是一个水分
子中的氢原子与另一个水分子中的氧原子间所形成的分子间作用力，这种作用力使得水分子间作用力增加，因此水具有 较高的熔沸点。其他一些能形成氢键的分子有HFH2ONH3。 项目离子键共价键金属键 概念阴阳之间的强烈相
原子通过共用电子对形成的强烈
互作用相互作用 形成化合物离子化合物金属单质 判断化学键方法
形成晶体离子晶体分子晶体原子晶体金属晶体 判断晶体方法
熔沸点高低很高有的很高有的很低 融化时破坏作用
离子键物理变化分子间作共价键金属键
力用力化学变化共价
键
硬度导电性
第三单元从微观结构看物质的多样性
专业资料整理
WORD格式
同系物同位素同分异构体同素异形体
3
专业资料整理
高一化学必修二知识点总结
