高中化学必修2小结
专项一 ：第一单元
1——原子半径
（1）除第1周期外，其她周期元素（惰性气体元素除外）原子半径随原子序数递增而减小；
（2）同一族元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。
2——元素化合价
（1）除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价由碳族-4递增到-1（氟无正价，氧无+6价，除外）；
（2）同一主族元素最高正价、负价均相似
(3) 所有单质都显零价
3——单质熔点
（1）同一周期元素随原子序数递增，元素构成金属单质熔点递增，非金属单质熔点递减；
（2）同一族元素从上到下，元素构成金属单质熔点递减，非金属单质熔点递增
4——元素金属性与非金属性 （及其判断）
（1）同一周期元素电子层数相似。因而随着核电荷数增长，原子越容易得电子，从左到右金属性递减，非金属性递增；
（2）同一主族元素最外层电子数相似，因而随着电子层数增长，原子越容易失电子，从上到下金属性递增，非金属性递减。
判断金属性强弱
金属性（还原性） 1，单质从水或酸中置换出氢气越容易越强
2，最高价氧化物水化物碱性越强（1—20号，K最强；总体Cs最强 最
非金属性（氧化性）1，单质越容易与氢气反映形成气态氢化物
2，氢化物越稳定
3，最高价氧化物水化物酸性越强（1—20号，F最强；最体同样）
5——单质氧化性、还原性
普通元素金属性越强，其单质还原性越强，其氧化物阳离子氧化性越弱；
元素非金属性越强，其单质氧化性越强，其简朴阴离子还原性越弱。
推断元素位置规律
判断元素在周期表中位置应紧记规律：
（1）元素周期数等于核外电子层数；
（2）主族元素序数等于最外层电子数。
阴阳离子半径大小辨别规律
由于阴离子是电子最外层得到了电子 而阳离子是失去了电子
6——周期与主族
周期：短周期（1—3）；长周期（4—6，6周期中存在镧系）；不完全周期（7）。
主族：ⅠA—ⅦA为主族元素；ⅠB—ⅦB为副族元素（中间涉及Ⅷ）；0族（即惰性气体）
因此，总说来
(1) 阳离子半径<原子半径
(2) 阴离子半径>原子半径
(3) 阴离子半径>阳离子半径
(4 对于具备相似核外电子排布离子，原子序数越大，其离子半径越小。
以上不合用于稀有气体!
专项一 ：第二单元
一 、化学键：
1，含义：分子或晶体内相邻原子（或离子）间强烈互相作用。
2，类型 ，即离子键、共价键和金属键。
离子键是由异性电荷产生吸引作用，例如氯和钠以离子键结合成NaCl。
1，使阴、阳离子结合静电作用
2，成键微粒：阴、阳离子
3，形成离子键：a活泼金属和活泼非金属
b某些盐（Nacl、NH4cl、BaCo3等）
c强碱（NaOH、KOH）
d活泼金属氧化物、过氧化物
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