高'一化学必修二复习重点分析总结

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1、#*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)A1.原子数ZX原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子核外电子（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各电子层最多2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

2、过32个。电子层：一（能量最低）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

3、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．．．．．

4、．．．．．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—(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)单质与水或酸置冷水热水与与酸反———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

5、氧化物的Na2OMgOAl2O3SiO2P2O5SO3Cl2O7—化学式最高(10)化学式NaOHAl(OH)3H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4—价氧Mg(OH)2化物(11)酸碱性强碱中强碱两性氢弱酸中强强酸很强—对应氧化物酸的酸水化(12)变化规碱性减弱，酸性增强—物律第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）

6、；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＜HCl

7、O4（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)：Li＞Na＞K＞Rb＞Cs还原性：F＜Cl＜Br＜I＋酸性(无氧酸)：HF＜HCl＜HBr＜HI比较粒子(包括原

8、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