必修二化学知识点汇总.doc

1 Z 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( AX) 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 OF Ne Na Mg Al SiPS Cl ArK Ca 2. 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 2n 2; 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 3. 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(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: 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 11 Na 12 Mg 13 Al 14 Si 15P 16S 17 Cl 18 Ar (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—2 -4-3-2-1 (4) 金属性、非金属性金属性减弱,非金属性增加—(5) 单质与水或酸置换难易冷水剧烈热水与酸快与酸反应慢———(6) 氢化物的化学式—— SiH 4 PH 3H 2S HCl —(7) 与H 2 化合的难易——由难到易—(8) 氢化物的稳定性——稳定性增强—(9) 最高价氧化物的化学式 Na 2O MgO Al 2O 3 SiO 2P 2O 5 SO 3 Cl 2O 7—最高价氧化物对应水化物(10) 化学式 NaOH Mg(OH) 2 Al(OH) 3H 2 SiO 3H 3 PO 4H 2 SO 4 HClO 4—(11) 酸碱性强碱中强碱两性氢氧化物弱酸中强酸强酸很强的酸—(12) 变化规律碱性减弱,酸性增强—第ⅠA 族碱金属元素: Li NaK Rb Cs Fr( 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: F Cl BrI 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+ CuSO 4= FeSO 4+ 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 + Cl 2= 2NaCl + Br 2。(Ⅰ)同周期比较: 金属性: Na> Mg> Al 与酸或水反应:从易→难碱性: NaOH > Mg(OH) 2> Al(OH) 3 非金属性: Si<P<S< Cl 单质与氢气反应:从难→易氢化物稳定性: SiH 4< PH 3<H 2S<H Cl 酸性( 含氧酸):H 2 SiO 3<H 3 PO 4<H 2 SO 4< HClO 4 (Ⅱ)同主族比较: 金属性: Li< Na<K< Rb< Cs (碱金属元素) 与酸或水反应:从难→易碱性: LiOH < NaOH <K OH< Rb OH< CsOH 非金属性: F> Cl> Br>I (卤族元素) 单质与氢