苏教版高中化学必修二知识点总结(专题一、二).doc

苏教版高中化学必修二知识点总结(专题一、二).doc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)=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::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:KLMNOPQ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。.........1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)最高价氧化物的NaOMgOAlOSiOPOSOClO—223225327化学式最高(10)化学式NaOHMg(OH)2Al(OH)3H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4—价氧化物(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);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)>Al(OH)3氢化物稳定性:SiH<PH<HS<HCl2432酸性(含氧酸):HSiO<HPO<HSO<HClO2334244(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<HI2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