高中化学必修2知识点归纳总结

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1、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A（X）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：HHeLiBeBCNOFNeNaMgAlSiPSClArKCa2.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电子层最多容纳的电子数是2n；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）

2、二三四五六七对应表示符号：KLMNOPQ3.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（

3、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11Na12Mg13Al14Si15P16S1

4、7Cl18Ar(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、非金属性减弱，非金属性增加—金属性(5)单质与水或冷水热水与与酸反———酸置换难易剧烈酸快应慢(6)氢化物的化——SiH4PH3H2SHCl—学式(7)与H2化合的——由难到易—难易(8)氢化物的稳——稳定性增强—定性(9)最高价氧化Na2OMgOAl2O3SiO2P2O5SO3Cl2O7—物的化学式最(10)化NaOHAl(OH)3H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4—Mg(OH)2

5、高学式价(11)酸强碱中强碱两性氢弱酸中强强酸很强—氧碱性氧化物酸的酸化(12)变碱性减弱，酸性增强—物化规律对应水化物第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

6、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（碱金属非金属性：F＞Cl＞Br＞I（卤族元素）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＜

7、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＜氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2－－－－Cs还原性：F＜Cl＜Br＜I＋＋＋氧化性(得电子能力)：Li＞Na＞K＞Rb酸性(无氧酸)：HF＜HCl＜HBr＋＋＞Cs＜HI比较粒子(包括原子、离子)半径的方法：（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。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

8、键概念阴阳离子结合成化合物的静电原子之间通过共用电子