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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????????? 中子（N个）? 质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N) 1.原子（?A?X?）?????????????????????????????原子序数=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（能量低） 二 三 四 五 六 七 对应表示符号 K L M N O P Q 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： 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 （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 碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3 非金属性：Si＜P＜S＜Cl 氢化物稳定性：SiH4＜PH3＜H2S＜HCl H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4 金属性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs 与酸或水反应：从难→易 碱性：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH F＞Cl＞Br＞I 单质与氢气反应：从易→难 氢化物稳定：HF＞HCl＞HBr＞ （Ⅲ） 金属性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs Li＜Na＜K＜Rb＜Cs Li＋＞Na＋＞K＋＞Rb＋＞Cs＋ F＞Cl＞Br＞I F2＞Cl2＞Br2＞I2 F－＜Cl－＜Br－＜I－ HF＜HCl＜HBr＜HI （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。 四、化学键 化学键是相邻两个或多个原子间强烈的相互作用。 1.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离子键 原子之间通过共用电子对所形成的相互作用叫做共价键 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（特殊：NH4Cl、NH4NO3 非金属元素之间 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） 极性共价键（简称极性键）：由不同种原子形成，A－BH－Cl 共价键 非极性共价键（简称非极性键）：由同种原子形成，A－ACl－Cl 2.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。 第二章??化学反应与能量 第一节?化学能与热能 1、在任何的化学反应中总伴有能量的变化。 原因：当物质发生化学反应时，断开反应物中的化学键要吸收能量，而形成生成物中的化学键要放出能量。化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要