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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 注意： 中子（ N 个） 质量数 (A) ＝质子数 (Z) ＋中子数 (N) 1.原子（ ZAX ） 原子序数 =核电荷数 =质子数 =原子的核外电子数 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： H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca 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） 二 三 四 五 六 七 对应表示符号： K L M N O P Q 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 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 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 未填满（已有 26 种元素） 表 主族：Ⅰ A～Ⅶ A 共 7 个主族 族 副族：Ⅲ B～Ⅶ B、Ⅰ B～Ⅱ B，共 7 个副族 （ 18 个纵行） 第Ⅷ族：三个纵行，位于Ⅶ B 和Ⅰ B之间 16 个族） 零族：稀有气体三、元素周期律 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 11Na 12Mg 13Al 14Si 15 P 16S 17Cl 18Ar (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 — (3) 主要化合价 ＋ 1 ＋ 2 ＋ 3 ＋ 4 ＋ 5 ＋ 6 ＋ 7 — － 4 － 3 － 2 － 1 (4) 金属性、非金属性 金属性减弱，非金属性增加 — (5) 单质与水或酸置换 冷水 在热水 与酸反 —— — 氢气的难易程度 剧烈 或酸中 应慢 快 (6) 氢化物的化学式 —— SiH 4 PH3 H2S HCl — (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 Na O MgO Al O SiO 2 P O SO Cl O — 2 2 3 2 5 3 2 7 学式 最高价 (10) 化学式 NaOH Mg(OH)2 Al(OH) 3 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4 — 氧化物 (11) 酸碱性 及对应 强碱 中强碱 两性氢 弱酸 中强 强酸 很强 — 水化物 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，位于周期表左下方） 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。④在原电池中作负极的材料（电子流出、电流进入的一极） （ 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 2＝ 2NaCl＋ Br 2。 （Ⅰ）同周期比较（左、右关系） ： 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) ＞ Al(OH) 3 氢化