高一下学期苏教版化学必修2期末复习知识纲要(专题1-4)
高一下学期苏教版化学必修2期末复习纲要(江苏地区专用)
高一下学期苏教版化学必修2期末复习纲要（专题1-3）专题1微观结构与物质的多样性一、核外电子排布与周期性（1）．原子结构1、电荷关系：2、质量关系3、原子组成：4、核素：5、同位素：（2）．原子核外电子的排布1、电子分层排布：2、核外电子的排布规律：二.、元素周期律：（1）元素周期律（重点）１．化合价变化规律： 2.原子半径变化规律3．元素金属性和非金属性的递变A.元素的金属性和非金属性强弱的的判断依据（难点）B.元素性质随周期和同主族的变化规律（2）元素周期表的结构:“位，构，性”三者之间的关系（重难点）（3）．元素周期表和元素周期律的应用：1.处于金属与非金属分界线附近的元素具有金属性又具有非金属性结构特点：数 = 数2.金属性最强的在周期表的左下角；非金属性最强的在周期表的右上角。
3.微粒半径大小的比较规律：三.微粒之间的相互作用1、化学键（重点）：化学反应的本质：（1）离子键：存在于化合物中A.概念：B.离子化合物：注意：酸不是离子化合物。
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）共价键：共价键的存在：单质：H2、X2、Ｎ2等（除）共价化合物：H2O、CO2、SiO2、H2S等复杂离子化合物：强碱、铵盐、含氧酸盐、过氧化物B.共价化合物：除离子化合物之外都是共价化合物（3）．电子式：①．原子的电子式：②．阴阳离子的电子式：③．物质的电子式：NaOH Na2O2 NH4Cl N2 O2 CO2 NH3 CCl4 HClO C2H4 H2O2 H2O④．用电子式表示形成过程：2、分子间作用力：由分子构成的物质，分子间作用力是影响物质熔沸点和溶解性的重要因素。
3、相似的物质，越大，越大，越高3、从微观结构看物质的多样性（1）同素异形体： A.特点： B.实例：（2）同分异构体 A.特点： B.实例：①类别异构：碳原子数相同的：②碳链异构：如：③位置异构：如：(3)四类晶体的组成微粒、微观结构、作用力及性质差异。
苏教版高一化学必修二全书复习纲要
苏教版高一化学必修二全书复习纲要Revised by Jack on December 14,2020苏教版高一化学必修2复习纲要专题1 微观结构与物质的多样性复习纲要一、原子结构与元素原子核外电子排布规律 （一）、原子结构：原子的表示方法：X A Z ，其中X 是原子符号，A 表示质量数，Z 表示质子数。
原子：核电荷数＝ ＝ ＝原子序数 质量数＝ ＋ ≈相对原子质量阳离子：（a A m+）核外电子数＝质子数 － 所带电荷数，即核外电子数＝a-m 阴离子：（b B n-）核外电子数＝质子数 ＋ 所带电荷数，即核外电子数＝b+n （二）、同位素： 叫同位素。
（要点）两同：质子数相同，同种元素；两不同：中子数不同，不同原子. （三）、核外电子排布规律在含有多个电子的原子中，能量低的电子通常在离核较 的区域内运动，能量高的电子通常在离核较 的区域内运动。
据此可以认为：电子在原子核外距核由 到 ，能量是由低到高的方式进行排布。
通常把能量最 、离核最 的电子层叫第一层，由里往外以此类推，共有 个电子层，分别用字母 、 、 、 、 、 、 表示，每层最多容纳的电子数为 个。
而最外层电子数不得超过 个（K 层为最外层时，电子数不超过2个），次外层不得超过18个。
（四）、画出1－20号元素的原子结构示意图和离子结构示意图 请画出以下粒子的结构示意图二、原子结构、元素周期律、元素周期表的关系（一）、原子结构与元素周期表的关系核电荷数＝＝＝原子序数周期序数＝；最高正价＋｜最低负价｜＝8主族序数＝最外层电子数＝最高正价（O、F除外）周期表结构现行元素周期表的编排原则与特点：周期：每个横行称为周期；同周期，最外层电子数从1增加到8。
（第一周期除外）族：每个纵行称为族；同主族，最外层电子数相同。
注意：一定要记住主族的表示方法。
（二）、元素周期律：随着原子序数的递增，元素的原子半径（除稀有气体元素外）、元素的金属性和非金属性、元素的主要化合价（最高化合价与最低化合价）都呈现周期性变化。
高中化学苏教版必修二知识点总结(全面)
高中化学苏教版必修二知识点总结(全面)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)1. A X 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：H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca2.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： K L M N O P Q3.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1 2种元素短周期第二周期2 8种元素周期第三周期3 8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。
高一化学(必修2)下学期期末复习纲要(1-4章)1
高一化学（必修2）期末复习1-4章复习提纲第一章物质结构元素周期律R 质子数:Z与质量数:A中子数A-Z电子数:Z+n1. 原子结构：如：Z A n理解原子结构示意图的含义：+17 2 8 7确定元素种类看圈内的质子数17（Cl）,核外电子数如果等于核内质子数，则为原子，如果电子数大于质子数，则为阴离子，小于为阳离子。
2.四同的区分：同位素（11H和21H）、同素异形体(氧气和臭氧)、同系物（甲烷和丙烷）、同分异构体（丁烷和异丁烷）3. 元素周期表和周期律（1）元素周期表的结构A.每周期元素种类：2,8,8,18,18,32,32B.周期表结构:三长三短一不全，七主七副零八族（共16个族，18列）C. 主族序数＝最外层电子数＝元素的最高正价数D. 主族非金属元素的负化合价数＝8－主族序数E. 周期序数＝电子层数原子序数＝质子数（2）元素周期律（重点）A. 元素性质随周期和族的变化规律：a. 同一周期，从左到右，元素的金属性逐渐变弱，非金属性逐渐增强，原子半径减小b.同一主族，从上到下，元素的金属性逐渐增强，元素的非金属性逐渐减弱，原子半径增大B. 元素非金属性越强，则：a. 单质的氧化性越强，得电子能力越强b. 最高价氧化物的水化物酸性越强c. 与氢化合的越容易，生成的氢化物越稳定特别注意的是元素非金属性越强，氢化物的越稳定，还原性越弱！如：非金属性S<Cl,则稳定性H2S<HCl ,还原性H2S>HCl,酸性H2SO4<HClO4 ,原子半径：S>Cl C. 第三周期元素的变化规律和碱金属族和卤族元素的变化规律（包括物理、化学性质）碱金属从上到下，熔点降低，密度增大，金属性增强，与水或酸反应越剧烈，得到的碱的碱性越强。
卤素从上到下，熔点升高，颜色加深（记住氯气黄绿色，液溴深红棕色，碘紫黑色，溴水橙色，碘水黄褐色），非金属性减弱，氢化物稳定性HF>HCl>HBr>HI,酸性HClO4>HBrO4>HIO4D. 微粒半径大小的比较规律：记住三种情况：a. 同周期从左至右半径依次减小原子与原子（N>O）b. 同主族从上到下半径依次增大(Li<K)c. 电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小(O2->F->Na+>Mg2+)（3）元素周期律的应用（重难点）记住稀有气体的原子序数：He(2)、Ne(10)、Ar(18)、Kr(36)、Xe(54)、Rn(86)，以此来确定已知原子序数的元素在周期表的位置A. “位，构，性”三者之间的关系a. 原子结构决定元素在元素周期表中的位置b. 原子结构决定元素的化学性质c. 以位置推测原子结构和元素性质B. 预测新元素及其性质4. 化学键（重点）（1）离子键和离子化合物：一般的，活泼金属+活泼非金属形成离子键（但是NH4Cl也是离子化合物），含离子键的化合物就是离子化合物（2）共价键和共价化合物：一般的，非金属元素+非金属元素形成共价键。
苏教版高一化学必修2_专题1-第二、三单元-知识点总结
第二单元 微粒之间的相互作用1、化学键：原子之间强烈的相互作用离子键化学键共价键①离子键：原子之间通过得失电子形成的化学键，一般由活泼的金属(ⅠA 、ⅡA)与活泼的非金属元素(ⅥA 、ⅦA)形成，如：NaCl ，MgO ，KOH ，Na 2O 2，NaNO 3中存在离子键离子键的存在：离子键存在于大多数强碱、盐及金属氧化物中。
如NaOH 、NaCl 、NH 4Cl 、Na 2O 等注：有NH 4+离子的化合物一定是形成了离子键；例外：AlCl 3中没有离子键，只有共价键②共价键：原子之间通过共用电子对的形式形成的化学键，一般由非金属元素与非金属元素形成。
如：H 2，Cl 2，O 2，N 2，NH 3，HCl ，H 2O ，CO 2共价键存在于哪些物质中？a 、多原子构成的非金属单质中，如 H 2、O 2、Cl 2、N 2b 、非金属氧化物，氢化物，酸分子中，如 H 2O 、CO 2、SiO 2、H 2S 、HCl 、H 2SO 4c 、复杂离子化合物中如 NaOH 、NH 4Cl 、Na 2SO 4、Na 2O 2③离子化合物：存在离子键的化合物，如：NaCl ，Mg(NO 3)2，KBr ，NaOH ，NH 4Cl ④共价化合物：仅仅由共价键形成的化合物，如：HCl ，H 2SO 4，CO 2，H 2O 等注意：离子化合物中可能含有共价键，但共价化合物中没有离子键，共价化合物中只含有共价键。
因为一旦含离子键，就归为离子化合物。
2、电子式：①原子的电子式——在元素符号周围用小黑点(或×)来表示，如 N a ·②阳离子电子式——直接用离子符号表示，不要打点，如 Mg 2＋ 、N a ＋③阴离子电子式——在元素符号周围用小黑点(或×)来表示，并用方括号[ ]括起来，还要标明所带的电荷数。
如：④离子化合物的电子式：由阴、阳离子的电子式组成，但相同的离子不得合并如⑤共价分子和共价化合物的电子式：没有[ ]，不标电荷n ＋注：只有共价分子和共价化合物才有结构式，离子化合物没有结构式练习：写出下列物质的电子式：⑴、离子化合物：阴、阳离子的电子式结合即为离子化合物的电子式。
2023年苏教版高中化学必修二知识点总结专题最新四
专题三 有机化合物旳获得与应用绝大多数含碳旳化合物称为有机化合物，简称有机物。
像CO 、CO 2、碳酸、碳酸盐等少数化合物，由于它们旳构成和性质跟无机化合物相似，因而历来把它们作为无机化合物。
烃1、烃旳定义：仅含碳和氢两种元素旳有机物称为碳氢化合物，也称为烃。
2、烃旳分类：饱和烃→烷烃（如：甲烷）脂肪烃(链状)烃 不饱和烃→烯烃（如：乙烯）芳香烃(具有苯环)（如：苯）3、甲烷、乙烯和苯旳性质比较：4、同系物、同分异构体、同素异形体、同位素比较。
6、烷烃旳命名：（1）一般命名法：把烷烃泛称为“某烷”，某是指烷烃中碳原子旳数目。
1－10用甲，乙，丙，丁，戊，已，庚，辛，壬，癸；11起汉文数字表达。
区别同分异构体，用“正”，“异”，“新”。
二、食品中旳有机化合物1、乙醇和乙酸旳性质比较基本营养物质—糖类食物中旳营养物质包括：糖类、油脂、蛋白质、维生素、无机盐和水。
人们习惯称糖类、油脂、蛋白质为动物性和植物性食物中旳基本营养物质。
第三单元 人工合成有机物化学与可持续发展有关旳化学方程式，单体、链节、聚合度、加聚反应、缩聚反应专题4化学科学与人类文明化学是打开物质世界旳钥匙 一、金属矿物旳开发运用1、金属旳存在：除了金、铂等少数金属外，绝大多数金属以化合态旳形式存在于自然界。
2质是把金属元素从化合态还原为游离态，即M +n（游离态）。
3、金属冶炼旳一般环节： (1)矿石旳富集：除去杂质，提高矿石中有用成分旳含量。
(2)冶炼：运用氧化还原反应原理，在一定条件下，用还原剂把金属从其矿石中还原出来，得到金属单质（粗）。
(3)精炼：采用一定旳措施，提炼纯金属。
4、金属冶炼旳措施(1)电解法：合用于某些非常活泼旳金属。
2NaCl （熔融）电解2Na ＋Cl 2↑MgCl 2（熔融）电解Mg ＋Cl 2↑2Al 2O 3（熔融）电解4Al＋3O 2↑(2)热还原法：合用于较活泼金属。
Fe 2O 3＋3CO高温2Fe ＋3CO 2↑ WO 3＋3H 2高温W ＋3H 2O ZnO ＋C高温Zn ＋CO ↑常用旳还原剂：焦炭、CO 、H 2等。
高中化学苏教版必修二知识点总结(全面)
Z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)1.原子数 A X 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：H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca2.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： K L M N O P Q3.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 1 2种元素短周期第二周期 2 8种元素周期第三周期 3 8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。
苏教版化学必修2 知识点
苏教版化学必修2 专题1知识点一、元素周期表★熟记等式：原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数1、元素周期表的编排原则：①按照原子序数递增的顺序从左到右排列；②将电子层数相同的元素排成一个横行——周期；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纵行——族2、如何精确表示元素在周期表中的位置：周期序数＝电子层数；主族序数＝最外层电子数口诀：三短三长一不全；七主七副零八族熟记：三个短周期，第一和第七主族和零族的元素符号和名称3、元素金属性和非金属性判断依据：①元素金属性强弱的判断依据：单质跟水或酸起反应置换出氢的难易；元素最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱；置换反应。
②元素非金属性强弱的判断依据：单质与氢气生成气态氢化物的难易及气态氢化物的稳定性；最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱；置换反应。
4、核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。
①质量数==质子数+中子数：A == Z + N②同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子，互称同位素。
（同一元素的各种同位素物理性质不同，化学性质相同）二、元素周期律1、影响原子半径大小的因素：①电子层数：电子层数越多，原子半径越大（最主要因素）②核电荷数：核电荷数增多，吸引力增大，使原子半径有减小的趋向（次要因素）③核外电子数：电子数增多，增加了相互排斥，使原子半径有增大的倾向2、元素的化合价与最外层电子数的关系：最高正价等于最外层电子数（氟氧元素无正价）负化合价数 = 8—最外层电子数（金属元素无负化合价）3、同主族、同周期元素的结构、性质递变规律：同主族：从上到下，随电子层数的递增，原子半径增大，核对外层电子吸引能力减弱，失电子能力增强，还原性（金属性）逐渐增强，其离子的氧化性减弱。
同周期：左→右，核电荷数——→逐渐增多，最外层电子数——→逐渐增多原子半径——→逐渐减小，得电子能力——→逐渐增强，失电子能力——→逐渐减弱氧化性——→逐渐增强，还原性——→逐渐减弱，气态氢化物稳定性——→逐渐增强最高价氧化物对应水化物酸性——→逐渐增强，碱性——→逐渐减弱三、化学键含有离子键的化合物就是离子化合物；只含有共价键的化合物才是共价化合物。
高中化学苏教版必修二知识点总结(全面)
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)1.X 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：H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca2.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： K L M N O P Q3.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．．。
（周期序数＝原子的电子层数）．．．．．．的各元素从左到右排成一横行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 1 2种元素短周期第二周期 2 8种元素周期第三周期 3 8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。
高中苏教版化学必修2 专题1 专题复习课课件PPT
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元素的推断 元素推断题在历年高考中占有一定的比例(主要在选择题中体 现)，主要考查元素周期表中“位、构、性”的关系及利用物质结构 和性质进行综合推断能力，要求熟练掌握短周期所有元素的结构特 点，在周期表中的位置以及它们的重要化合物的性质，在此基础上 进行综合分析。
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(2)主族元素在周期表中的特殊位ห้องสมุดไป่ตู้ ①族序数等于周期数的元素：H、Be、Al。 ②族序数等于周期数 2 倍的元素：C、S。 ③族序数等于周期数 3 倍的元素：O。 ④周期数是族序数 2 倍的短周期元素：Li。 ⑤周期数是族序数 3 倍的短周期元素：Na。
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⑥最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素：C、Si 等。 ⑦最高正价是最低负价绝对值 3 倍的短周期元素：S。 ⑧除 H 外，原子半径最小的元素：F。 ⑨最高正价不等于族序数的短周期元素：O、F。
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1．一般解题思路
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在以上基础上，针对题目按以下具体方法进行推断
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2．推断方法 (1)对于简单的推断题只要应用有关知识点进行直接判断、比较 或计算，即可找到答案。 (2)很多情况下只涉及短周期元素或前 20 号元素，可在草稿纸上 画出一个只包含短周期或前 20 号元素的周期表，对照此表进行推断。
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(3)可利用题目暗示的突破口，联系其他条件，顺藤摸瓜，各个 击破，推出结论。
①对无明显突破口的元素推断题，可利用题示条件的限定，逐 渐缩小范围，并充分考虑各元素的相互关系。
②有时限定条件不足，则可进行讨论，得出合理结论，有时答 案不止一组，只要合理就可以；若题目只要求一组，则选择自己最 熟悉、最有把握的。
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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)1.X 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：H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca2。
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： K L M N O P Q3.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．．。
苏教版高中化学必修二第一专题知识点总结
苏教版高中化学必修二第一专题知识点总结苏教版高中化学必修二第一专题知识点总结硇洲中学学案苏教版高中化学必修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）长周期第五周期518种元素周第六周期632种元素期不完全周期第七周期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。
苏教版高一化学必修二全书复习纲要
苏教版高一化学必修二全书复习纲要Last revised by LE LE in 2021苏教版高一化学必修2复习纲要专题1 微观结构与物质的多样性复习纲要一、原子结构与元素原子核外电子排布规律 （一）、原子结构：原子的表示方法：X A Z ，其中X 是原子符号，A 表示质量数，Z 表示质子数。
原子：核电荷数＝ ＝ ＝原子序数 质量数＝ ＋ ≈相对原子质量阳离子：（a A m+）核外电子数＝质子数 － 所带电荷数，即核外电子数＝a-m阴离子：（b B n-）核外电子数＝质子数 ＋ 所带电荷数，即核外电子数＝b+n （二）、同位素： 叫同位素。
（要点）两同：质子数相同，同种元素；两不同：中子数不同，不同原子. （三）、核外电子排布规律在含有多个电子的原子中，能量低的电子通常在离核较 的区域内运动，能量高的电子通常在离核较 的区域内运动。
据此可以认为：电子在原子核外距核由 到 ，能量是由低到高的方式进行排布。
通常把能量最 、离核最 的电子层叫第一层，由里往外以此类推，共有 个电子层，分别用字母 、 、 、 、 、 、 表示，每层最多容纳的电子数为 个。
而最外层电子数不得超过 个（K 层为最外层时，电子数不超过2个），次外层不得超过18个。
（四）、画出1－20号元素的原子结构示意图和离子结构示意图二、原子结构、元素周期律、元素周期表的关系（一）、原子结构与元素周期表的关系核电荷数＝ ＝ ＝原子序数 周期序数＝ ； 最高正价＋｜最低负价｜＝8 主族序数＝最外层电子数＝最高正价（O 、F 除外） 周期表结构现行元素周期表的编排原则与特点：周期：每个横行称为周期；同周期，最外层电子数从1增加到8。
（第一周期除外）族：每个纵行称为族；同主族，最外层电子数相同。
注意：一定要记住主族的表示方法。
（二）、元素周期律：随着原子序数的递增，元素的原子半径（除稀有气体元素外）、元素的金属性和非金属性、元素的主要化合价（最高化合价与最低化合价）都呈现周期性变化。
苏教版高中化学必修二知识点总结(专题一、二)
苏教版高中化学必修二知识点总结(专题一、二)work Information Technology Company.2020YEAR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) 1.X 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：H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca2.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： K L M N O P Q 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 1 2种元素短周期第二周期 2 8种元素周期第三周期 3 8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。
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（N1.原子数z X核外电子层元素种1 2 3 4 5 67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注意：质量数（A ）=质子数（Z ）+中子数（N ）原了序数=核电荷数=质了数=原了的核外电了核外电了（Z 个）★熟背前20号元素，熟悉1〜20号元素原了核外电了的排布:H He Li Be B C N 0 F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K 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了数是2nL 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，倒数第三层电了数不超过32个。
电子层：一（能量最低） 二三 四五 六 七 对应表示符号：K LMN 0 PQ3.元素、核素、同位素元素：具有相同核电荷数的同一类原了的总称。
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%1 将电了层数袒回的各元素从左到右排成一模彳了。
（周期序数=原子的电子层数） %1 把最多层电于数祖回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种元素 8种元素 8种元素 18种元素 18种元素32种元素未填满（已有26种元素）表「主族：IA 〜VDA 共7个主族I 族 J 副族：IIIB 〜VDB 、IB-IIB,共7个副族（18个纵行）［第VI 族：三个纵行，位于VDB 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（核外电了排布、原了半径、主要化合价、金属性、非金属性）一、原子结构「质了 （Z个）「第一周期＜短周期Y第二周期r 周期 1第三周期 元 （7个横行＞「第四周期 素 （7个周期） J 第五周期周＜ 1长周期第六周期 期1第七周期2.结构特随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。
(word版)苏教版高中化学必修二知识点总结(专题一、二修改),文档
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、原子结构原子核中子〔N个〕1.原子数Z A X 中子数(N)A.核外电子〔Z个〕B.注意：C.质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)D.原Z子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子E.★熟背前20号元素，熟悉 1～20号元素原子核外电子的排布：F.HHeLiBeBCNOFNeNaMgAlSiPSClArKCaG.★原子结构示意图和离子结构示意图的区别H.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2n2；I.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，J.倒数第三层电子数不超过32个。
K.电子层：一〔能量最低〕二三四五六七L.对应表示符号：K L M N O P QM. 3.元素、核素、同位素N.元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。
O.核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。
P.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Q.原子来说)R.例1对原子核外电子运动状态的认识是有关原子结构中的重大成果，以下说法中不正确的选项是〔〕S.原子核外的电子是作无规律运动的T.原子核外的电子运动是有规律的U.可以近似认为原子核外电子是分层排布的1原子核外电子是清晰而又严格的分层排布的例2以下说法中肯定错误的选项是〔〕某原子K层上只有1个电子某原子M层上电子数为L层电子数的4倍某离子M层和L层上的电子数均为K层的4倍某离子的核电荷数与最外层电子数相等元素的性质与原子最外层电子排布的关系结构性质元素稀有气体元素金属元素非金属元素最外层电子数8〔氦为2〕一般小于4一般大于或等于4原子得失电子能力不易得失电子一般易失电子一般易得电子单质氧化〔复原〕性一般不跟其他物质反响只具有复原性一般具有氧化性例3以下说法正确的选项是〔〕非金属呈现的最高化合价不超过该元素原子的最外层电子数非金属元素呈现的最低化合价，其绝对值等于该元素原子的最外层电子数最外层有2个电子的原子都是金属原子最外层有5个电子的原子都是非金属原子例4以下各组指定原子序数的元素，不能形成AB2型化合物的是〔〕和8和8和9和16二、元素周期表1.编排原那么：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。
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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)1.X 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：H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca2.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： K L M N O P Q3.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 1 2种元素短周期第二周期 2 8种元素周期第三周期 3 8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。
化学必修二苏教版提纲
化学必修二苏教版提纲化学预习时遇到疑难点,而自己又一时解决不了,应把它们集中起来用（笔记本）记录下来,课后再做好提纲，下面我给大家共享一些化学必修二苏教版提纲，盼望能够关心大家，欢迎阅读!化学必修二苏教版提纲一、原子半径同一周期(稀有气体除外)，从左到右，随着原子序数的递增，元素原子的半径递减;同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素原子半径递增。
二、主要化合价(正化合价和最低负化合价)同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的正化合价递增(从+1价到+7价)，第一周期除外，其次周期的O、F元素除外;最低负化合价递增(从-4价到-1价)第一周期除外，由于金属元素一般无负化合价，故从ⅣA族开头。
三、元素的金属性和非金属性同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性递减，非金属性递增;同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性递增，非金属性递减;四、单质及简洁离子的氧化性与还原性同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质的氧化性增加，还原性减弱;所对应的简洁阴离子的还原性减弱，简洁阳离子的氧化性增加。
同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质的氧化性减弱，还原性增加;所对应的简洁阴离子的还原性增加，简洁阳离子的氧化性减弱。
元素单质的还原性越强，金属性就越强;单质氧化性越强，非金属性就越强。
五、价氧化物所对应的水化物的酸碱性同一周期中，元素价氧化物所对应的水化物的酸性增加(碱性减弱);同一族中，元素价氧化物所对应的水化物的碱性增加(酸性减弱)。
六、单质与氢气化合的难易程度同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越简单;同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越难。
七、气态氢化物的稳定性同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性增加;同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性减弱。
此外还有一些对元素金属性、非金属性的推断依据，可以作为元素周期律的补充：随着从左到右价层轨道由空到满的渐渐变化，元素也由主要显金属性向主要显非金属性渐渐变化。
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（4）元素周期律的应用（重难点）
A. 原子结构和元素性质的关系:“位，构，性”三者之间的关系
a. 原子结构决定元素在元素周期表中的位置
b. 原子结构决定元素的化学性质
（注意：单质与相应离子的性质的变化规律相反）
B. 第三周期元素的变化规律和碱金属族元素的变化规律（包括物理、化学性质）
１．２Na + 2H2O ＝2NaOH + H2 ↑ (容易)
Mg + 2 H2O 2Mg(OH)2 + H2 ↑（较难）
金属性：Na > Mg
（2）元素周期表的结构
A. 周期序数＝电子层数B. 原子序数＝质子数
C. 主族序数＝最外层电子数＝元素的最高正价数
D. 主族非金属元素的负化合价数＝8－主族序数 E. 周期表结构
短周期（第1、2、3周期）
A. 相关概念：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）
B. 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(ⅠA、ⅡA族)与活泼非金属(ⅥA、ⅦA族)形成的化合物。如NaCl、Na2O、K2S等
（2）强碱：如NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等
①表示的化学反应速率是平均速率，同一反应用不同物质表示的化学反应速率数值可能不同，必须注明物质。
②起始浓度不一定按比例，但是转化浓度一定按比例。
③ 同一反应各物质的反应速率之比等于化学计量数之比。例：
2A(g)+3B (g)C(g)+4D(g)
ν(A):ν(B):ν(C):ν(D) = 2 ：3 ：1 ：4
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．卤族元素的变化规律（包括物理、化学性质）：
①．原子结构 相似性：最外层电子数相同，都为_________个
递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多
②．卤素单质物理性质的递变性：（从Ｆ2到Ｉ2）
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
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________，原子得电子的能力________，失电子的能力________，即非金属性逐渐_______，金属性逐渐__________。
C. 元素性质随周期和同主族的变化规律
a. 同一周期，从左到右，元素的金属性逐渐变弱
2.计算（重点）
a. 简单计算
２．Mg + 2HCl ＝MgCl2 + H2 ↑ (容易)
2Al + 6 HCl ＝ 2AlCl3 +3H2 ↑（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
２．最高正化合价和最低负化合价：
随着原子序数的递增，每隔一定数目的元素，会重复出现原子最高价由
＋１ ＋７，中部出现负价，由－４ －１ 的变化规律。
①O、F无正价，金属无负价
②最高正化合价：＋１→＋７ 最低负化合价：－４→－１→0
③最高正化合价＝最外层电子数＝主族序数
(3)四类晶体的组成微粒、微观结构、作用力及性质差异。
专题2 化学反应与能量转化
一、化学反应速率与限度
（1）化学反应速率
1. 化学反应速率的概念：用单位时间内反应物浓度的减小或生成物浓度的增加来表示。
计算公式为＝△C / △t 反应速率的单位：mol/(L?s ) mol/(L?min) mol/(L?h)
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：
单质的氧化性：依次减弱,对于阴离子的还原性：依次增强
c. 以位置推测原子结构和元素性质
B. 应用
①在周期表中寻找新的农药。②在周期表中寻找半导体材料。③在周期表中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。④预测新元素及其性质。
三.微粒之间的相互作用
1、化学键（重点）
化学键的概念和化学反应的本质：
（1）离子键：
共价化合物：H2O、 CO2 、SiO2、 H2S等
复杂离子化合物：强碱、铵盐、含氧酸盐
B. 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。（只有非金属的化合物，除了铵盐）
（3）．电子式：
定义：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。
特点：①同种元素 ②不同结构（性质不同）③可以相互转化
实例：①金刚石、石墨和富勒烯 ②氧气与臭氧 ③红磷与白磷
（2）同分异构现象和同分异构物体
1、 同分异构现象：化合物具有相同的分子式，但具有不同分子结构的现象。
2、 同分异构体：分子式相同，但分子结构不同，因而性质也不同的化合物互称同分异构体。同分异构体可以属于同一类物质，也可以属于不同类物质。同分异构体的性质不相同。
高一下学期苏教版化学必修2期末复习纲要（专题1-4）
专题1 微观结构与物质的多样性
一、核外电子排布与周期性
（1）．原子结构
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 ＝ 核核数 ＝ 质子数 ＝ 核外电子数
4、质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)
④最高正化合价＋∣最低负化合价∣＝________
3．元素金属性和非金属性的递变
A. 元素的金属性和非金属性强弱的的判断依据（难点）
a. 单质与水或酸反应置换氢的难易或与氢化合的难易及气态氢化物的稳定性
b. 最高价氧化物的水化物的碱性或酸性强弱
c. 单质的还原性或氧化性的强弱
③．物质的电子式：
（１）离子化合物：阴、阳离子的电子式结合即为离子化合物的电子式。
AB型：NaCl__________________，MgO_________________。
A2B型：如Na2O _______________ AB2型：如MgCl2 ：_________________
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
（2）．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。
电子总是尽先排布在能量最低的电子层里。
2、核外电子的排布规律
①各电子层最多容纳的电子数是2n2（n表示电子层）
第Ⅷ族1个（3个纵行）
零族（1个）稀有气体元素
（3）．元素周期表和元素周期律对我们的指导作用
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。
2、分子间作用力：分子间存在着将分子聚集在一起的作用力，这种作用力称为分子间作用力。分子间作用力比化学键弱得多。由分子构成的物质，分子间作用力是影响物质熔沸点和溶解性的重要因素。
3、从微观结构看物质的多样性
（1）同素异形体： 同一种元素能够形成几种不同的单质，这种现象称为同素异形现象，这些单质互称为同素异形体。
周期：7个（共七个横行）
长周期（第4、5、6、7周期）
主族7个：ⅠA-ⅦA
副族7个：IB-ⅦB
（3）大多数盐：如Na2CO3、BaSO4
（4）铵盐、典型金属氧化物
注意：酸不是离子化合物。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）共价键：
A. 相关概念：原子间通过共用电子对所形成的相互作用叫做共价键。
共价键的存在：
非金属单质：H2、X2 、Ｎ2等（稀有气体除外）
（２）某些非金属单质：如：Cl2______ O2_________等
（３）共价化合物：如HCl_________、CO2_____________、NH3__________、CH4_________
④．用电子式表示形成过程：
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)。
（１）卤素单质的颜色逐渐加深；（２）密度逐渐增大；（３）单质的熔、沸点升高
③．卤素单质与氢气的反应： Ｘ2 ＋ H2 ＝ 2 HX
卤素单质与H2 的剧烈程度：依次减弱 ；生成的氢化物的稳定性：依次减弱
④．卤素单质间的置换
2NaBr +Cl2 ＝2NaCl + Br2 氧化性：Cl2________Br2 ； 还原性：Cl－_____Br－
②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。