人教版化学必修二知识点总结

第一章 物质结构 元素周期表第一节 元素周期表一、周期表原子序数 ＝ 核电荷数 ＝ 质子数 ＝ 核外电子数 1、依据横行：电子层数相同元素按原子序数递增从左到右排列 纵行：最外层电子数相同的元素按电子层数递增从上向下排列 2、结构周期序数＝核外电子层数 主族序数＝最外层电子数短周期（第1、2、3周期）周期：7个（共七个横行）周期表 长周期（第4、5、6、7周期） 主族7个：ⅠA-ⅦA族：16个（共18个纵行）副族7个：IB-ⅦB第Ⅷ族1个（3 零族（1个）稀有气体元素 二．元素的性质和原子结构（一）碱金属元素：1、原子结构 相似性：最外层电子数相同，都为1个递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多，原子半径增大2、物理性质的相似性和递变性：（1）相似性：银白色固体、硬度小、密度小（轻金属）、熔点低、易导热、导电、有展性。

（2）递变性（从锂到铯）：①密度逐渐增大（K 反常） ②熔点、沸点逐渐降低 结论：碱金属原子结构的相似性和递变性，导致物理性质同样存在相似性和递变性。

3、化学性质（1）相似性：（金属锂只有一种氧化物）4Li + O 2 Li 2O 2Na + O 2 Na 2O 22 Na + 2H 2O ＝ 2NaOH + H 2↑ 2K + 2H 2O ＝ 2KOH + H 2↑2R + 2 H 2O ＝ 2 ROH + H 2 ↑产物中，碱金属元素的化合价都为＋１价。

结论：碱金属元素原子的最外层上都只有1个电子，因此，它们的化学性质相似。

（2）递变性：①与氧气反应越来越容易②与水反应越来越剧烈点燃点燃结论：①金属性逐渐增强②原子结构的递变性导致化学性质的递变性。

注：金属性强弱的判断依据：①与水或酸反应越容易，金属性越强；②最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）碱性越强，金属性越强。

③置换反应，金属性强的金属置换金属性弱的金属④离子的氧化性越弱对应金属的金属性越强总结：递变性：从上到下（从Li到Cs），随着核电核数的增加，碱金属原子的电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子失去电子的能力增强，即金属性逐渐增强。

所以从Li到Cs的金属性逐渐增强。

（二）卤族元素：１、原子结构相似性：最外层电子数相同，都为7个递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多，原子半径增大２．物理性质的递变性：（从Ｆ2到Ｉ2）（１）卤素单质的颜色逐渐加深；（２）密度逐渐增大；（B r2反常）（３）单质的熔、沸点升高3、化学性质（1）卤素单质与氢气的反应：Ｘ2 ＋ H2＝ 2 HXF2Cl2Br2I2卤素单质与H2的剧烈程度：依次增强；生成的氢化物的稳定性：依次增强（HF最稳定）（2）卤素单质间的置换反应2NaBr +Cl2＝2NaCl + Br2氧化性：Cl2________Br2；还原性：Cl－_____Br－ 2NaI +Cl2＝2NaCl + I2氧化性：Cl2_______I2；还原性：Cl－_____I－2NaI +Br2＝2NaBr + I2氧化性：Br2_______I2；还原性：Br－______I－结论：F2 F-Cl 2 Cl-Br2 Br-I2 I-单质的氧化性：从下到上依次增强（F2氧化性最强）,对于阴离子的还原性：从上到下依次增强（I-还原性最强）结论：①非金属性逐渐减弱②原子结构的递变性导致化学性质的递变性。

注：非金属性的强弱的判断依据：①从最高价氧化物的水化物的酸性强弱。

②与H2反应的难易程度以及氢化物的稳定性来判断。

③置换反应，非金属性强的置换非金属性弱的非金属④离子的还原性越弱，非金属性越强总结：递变性：从上到下（从F 2到I 2），随着核电核数的增加，卤族元素原子的电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子得到电子的能力减弱，即非金属性逐渐减弱。

所以从F 2到I 2的非金属性逐渐减弱。

总之：同主族从上到下，随着核电核数的增加，电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子得电子的能力减弱，失电子的能力增强，即非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强。

三．核素（一）原子的构成：（１）原子的质量主要集中在原子核上。

（２）质子和中子的相对质量都近似为1，电子的质量可忽略。

（３）原子序数 ＝ 核电核数 ＝ 质子数 ＝ 核外电子数 （４）质量数(A )=质子数(Z )+中子数(N )（５）在化学上，我们用符号AZ X 来表示一个质量数为A ，质子数为Z 的具体的X 原子。

（二）核素核素：把具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子称为核素。

一种原子即为一种核素。

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。

或：同一种元素的不同核素间互称为同位素。

（１）两 同：质子数相同、同一元素 （２）两不同：中子数不同、质量数不同 （３）属于同一种元素的不同种原子第二节 元素周期律一.原子核外电子的排布１．在多个电子的原子里，核外电子是分层运动的，又叫电子分层排布。

2、核外电子的排布规律（1）核外电子总是尽先排布在能量低的电子层，然后由里向外，依次排布。

(能量最低原理)。

（2）各电子层最多容纳的电子数是2n 2（n 表示电子层）（3）最外层电子数不超过8个（K 层是最外层时，最多不超过2个）；次外层电子数目不超过18个；倒数第三层不超过32个。

二．元素周期律：１、核外电子层排布的周期性变化原子AZ X 原子核 质子 Z 个 中子 N 个=（A －Z ）个核外电子 Z 个每周期最外层电子数：从1--------8（K 层由1－2）２、原子半径呈周期性的变化：每周期原子半径：逐渐减小（同周期第0族最大） 3、主要化合价：每周期最高正化合价：＋１ ＋７（稀有气体0价，F 化合物中没有正价） 每周期负化合价：－４ －１ 4、元素的金属性和非金属性呈周期性的变化。

同周期元素金属性和非金属性的递变性： （１）２Na + 2H 2O ＝2NaOH + H 2 ↑ (容易)Mg + 2 H 2O 2Mg(OH)2 + H 2 ↑（较难）金属性：Na > Mg２）Mg + 2HCl ＝MgCl 2 + H 2 ↑ (容易) 2Al + 6 HCl ＝ 2AlCl 3 +3H 2 ↑（较难）金属性：Mg > Al 根据1、2得出： 金属性 Na > Mg > Al （３）碱性 NaOH > Mg(OH)2> Al(OH)3 金属性：金属性 Na > Mg > Al Na Mg Al 金属性逐渐减弱（４）结论： Si P S Cl单质与Ｈ2的反应越来越容易 生成的氢化物越来越稳定 最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强 故：非金属性逐渐增强。

Na Mg Al Si P S Cl 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强同周期从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强（５）随着原子序数的递增，元素的核外电子排布、主要化合价、金属性和非金属性都呈现周期性的变化规律，这一规律叫做元素周期律。

总结 ：元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化的规律。

实质：元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。

四、同周期、同主族金属性、非金属性的变化规律是：1. 周期表中金属性、非金属性之间没有严格的界线。

在分界线附近的元素具有金属性又具有非金属△性。

2. 金属性最强的在周期表的左下角是，Cs；非金属性最强的在周期表的右上角，是Ｆ。

（两个对角）3.元素化合价与元素在周期表中位置的关系。

①元素的最高正价等于主族序数。

特：F无正价，非金属除H外不能形成简单离子。

②主族元素的最高正价数与最低负价的绝对值之和等于8.4．元素周期表和元素周期律应用①在周期表中的左上角附近探索研制农药的材料。

②半导体材料：在金属与非金属的分界线附近的元素中寻找。

③在过渡元素中寻找优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。

总结：元素金属性的判断：1.与水反应的难易程度(越容易反应，金属性越强）2.与水、酸反应的剧烈程度（越剧烈，越活泼、金属性越强）3.最高价氧化物水化物（氢氧化物）的碱性（对应碱的碱性越强，金属性越强）例如（碱性NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3,可判断金属性Na>Mg>Al)元素非金属性的判断：1.与氢气反应的难易程度（1）越容易反应，金属性越强；（2）现象越剧烈，金属性越强；（3）生成的氢化物越稳定，金属性越强。

如稳定性HF>HCl>HBr>HI，可判断非金属性F 2>Cl 2>Br 2>I 2),由于HI 最不稳定，很容易失去氢离子，所以HI 酸性最强，相对的，HF 酸性最弱。

2.最高价氧化物水化物（最高价含氧酸）的酸性。

注意：一定是最高价的含氧酸的比较。

例如要比较Cl 和S 的非金属性，应比较HClO 4（Cl+7价）和H 2SO 4（S+6价）的酸性强弱，不能比较HClO 4和H 2SO 3（S+4价）的酸性强弱。

由酸性HClO 4>H 2SO 4 >H 3PO 4 得出非金属性Cl>S>P,反之，因为Cl>S>P ，所以酸性HClO 4>H 2SO 4 >H 3PO 4第三节 化学键一．离子键１．离子键：阴阳离子之间强烈的相互作用叫做离子键。

相互作用：静电作用（包含吸引和排斥） 注：（1）成键微粒： 阴阳离子间（2）成键本质： 阴、阳离子间的静性作用 （3）成键原因：电子得失（4）形成规律： 活泼金属和活泼非金属化合时形成离子键 离子化合物：像NaCl 这种由离子构成的化合物叫做离子化合物。

（1）活泼金属与活泼非金属形成的化合物。

如NaCl 、Na 2O 、K 2S 等（2）强碱：如NaOH 、KOH 、Ba(OH)2、Ca(OH)2等 （3）大多数盐：如Na 2CO 3、BaSO 4 （4）铵盐：如NH 4Cl小结：一般含金属元素的物质(化合物)＋铵盐。

（一般规律）注意：（1）酸不是离子化合物。

（2）离子键只存在离子化合物中，离子化合物中一定含有离子键。

２、电子式电子式：在元素符号周围用小黑点(或×)来表示原子的最外层电子（价电子）的式子叫电子式。

用电子式表示离子化合物形成过程：（1）离子须标明电荷数； （2）相同的原子可以合并写，相同的离子要单个写； （3）阴离子要用方括号括起； （4）不能把“→”写成“＝”； （5）用箭头标明电子转移方向(也可不标)。

二．共价键1．共价键：原子间通过共用电子对所形成的相互作用叫做共价键。

用电子式表示HCl 的形成过程：注：（1）成键微粒： 原子（2）成键实质： 静电作用（3）成键原因： 共用电子对（4）形成规律： 非金属元素形成的单质或化合物形成共价键 ２．共价化合物：以共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。