(完整版)高中化学必修二专题一
(完整版)高中化学必修二元素周期表专题练习(带答案).doc
新思维学校VIP 资料
第一章物质结构元素周期律
第一节元素周期表
一、元素周期表的结构：
元素周期表有７个横行，每一个横行叫做一个周期。其中第一、二、三周期叫做短周期，四至六周期叫
做长周期，第七周期由于没有排满叫做不完全周期。
１．周期序数＝电子层数主族序数＝最外层电子数
２．除第 1 周期只包括氢和氦，第7 周期尚未填满外，每一周期的元素都是从最外层电子数为 1 的碱金属开始，逐步过渡到最外层电子数为7 的卤素，最后以最外层电子数为8 的稀有气体结束。
短周期（第1、 2、3 周期）
周期： 7 个（共七个横行）长周期（第4、 5、6 周期）
周期表不完全周期（第7 周期）
主族 7 个：Ⅰ A- ⅦA
族： 16 个（共 18 个纵行）副族7 个： IB- ⅦB
第Ⅷ族 1 个（ 3 个纵行）
零族（ 1 个）稀有气体元素
口诀：三长、三短、一不完全；七主七副一零一Ⅷ
二．元素的性质和原子结构：
（一）碱金属元素：
相似性：最外层电子数相同，都为１个
1. 原子结构递变性：从上到下，随着核电核数增大，电子层数增多
２．碱金属化学性质的相似性：
点燃
点燃
O2
4Li + 2Li 2O 2Na + O2 Na2O2
2 Na + 2H O = 2NaOH + H ↑2K +2H O ＝2KOH+H↑
2 2 2 2
通式：2R+2H2O ＝ 2ROH+H2↑
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。
３．碱金属化学性质的递变性：
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
苏教版高中化学必修二课件：专题一第三单元 从微观结构看物质的多样性 第1课时 同素异形现象 同分异构
C60分子间存在 每一层内碳原 碳原子间全部通 过________结合 子间通过 ______结合， 层间存在 ____________ 分子间作用 力，C60分子内 碳原子与碳原 子之间通过 __________结 合，有C—C和 C===C
作用力
颜色 无 色 透 明 的 正 八 物 状态 面体固体 理 性 质 硬度 熔、沸 点 导电 性 很________ 很高
•
放电 三、思考探究 1：能，3O2=====2O3，该反应中没有元素化合 价变化，不是氧化还原反应。 思考探究 2：甲烷和乙烷的分子式不同，二者不是同分异构 体。
基础过关· 对点练
知识点一
同素异形体 )
1．下列各组物质中，互为同素异形体的是(
40 A．T2O 与 D2O B.19 K 与40 20Ca
4． 重水(D2O)是重要的核工业原料， 下列说法错误的是( A．氘(D)原子核外有 1 个电子 B．1H 与 D 互称同位素 C．H2O 和 D2O 互称同素异形体
18 16 D．1H2 O 与 D2 O 的相对分子质量相同
5． (2017· 福建省师大附中高一期中)科学家制造出由 4 个氧原 子构成的氧分子，并用质谱仪探测后证实了它的存在。若该氧分 子具有空间对称结构，下列关于该氧分子的说法正确的是( A．是氧元素的一种同位素 B．是臭氧的同分异构体 C．是一种新的氧化物 D．是氧气的同素异形体，分子内含有共价键 )
完整版高中化学必修2第一章知识点总结
第一章物质的结构元素周期律
元素周期表
1．复习要点
1．周期表的结构。理解地点、结构、性质三者之间的关系。
2．依据“位—构—性”之间的关系，会进行元素推测和确立几种元素形成化合物形式。2．难点聚焦
二、周期表
结构
1．位、构、性三者关系
结构决定地点，结构决定性质，地点表现性质。确立决定
2．几个量的关系反响反响
周期数 =电子层数
推测主族数 =最外层电子数 =最高正价数地点性质
| 最高正价 |+| 负价 |=8推测
3．周期表中部分规律总结
⑴最外层电子数大于或等于 3 而又小于 8的元素必定是主族元素；最外层电子数为1或 2 的元素可能是主族、副族或 0 族 (He)元素；最外层电子数为 8 的元素是稀有气体元素(He 除外 )。
⑵在周期表中，第Ⅱ A 与Ⅲ A 族元素的原子序数差异有以下三种状况：①第 1～3 周期 (短周期 )元素原子序数相差1；②第 4、 5 周期相差11；③第6、7 周期相差 15。
⑶每一周期排布元素的种类满足以下规律：设n 为周期序数，则奇数周期中为(n1) 2
2
种，偶数周期中为(n2)2
2
种。
⑷同主族相邻元素的原子序数差异有以下二种状况：①第ⅠA、Ⅱ A 族，上一周期元素的原子序数 +该周期元素的数量=下一同期元素的原子序数；②第ⅣA～Ⅶ A 族，上一周期元素的原子序数 +下一周期元素的数量 =下一周期元素的原子序数。
⑸设主族元素族序数为a，周期数为 b，则有：① a/ b<1 时，为金属元素，其最高氧化
物为碱性氧化物，最高氧化物对应的水化物为碱；②a/ b=1 时，为两性元素 (H 除外 )，其最高氧化物为两性氧化物，最高氧化物对应的水化物为两性氢氧化物；③a/ b>1 时，为非金属元素，其最高氧化物为酸性氧化物，最高氧化物对应的水化物为酸。无论是同周期还是同主
(完整版)高中化学必修2第一章知识点归纳总结
高中化学必修2知识点归纳总结
第一章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 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
(完整版)高中化学必修二知识点总结
高中化学必修二知识点总结
第一单元
1——原子半径
（1）除第1周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小；（2）同一族的元素从上到下，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）同一主族的元素的最高正价、负价均相同
(3) 所有单质都显零价
3——单质的熔点
（1）同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减；（2）同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增
4——元素的金属性与非金属性（及其判断）
（1）同一周期的元素电子层数相同。因此随着核电荷数的增加，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同，因此随着电子层数的增加，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，最高价氧化物的水化物的碱性越强
非金属性（氧化性）1，单质越容易与氢气反应形成气态氢化物
2，氢化物越稳定
3，最高价氧化物的水化物的酸性越强（1—20号，F最强；最体一样）5——单质的氧化性、还原性
一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的阳离子氧化性越弱；
元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原性越弱。
推断元素位置的规律
判断元素在周期表中位置应牢记的规律：
苏教版高中化学必修二课件专题1-第3单元-第1课时
【解析】 先将比较容易找到的找出：①与④为同一物 质，⑨和⑩互为同位素，③和⑩互为同素异形体；然后对有 机物先找同一物质，②与⑦同碳原子数，且结构相同，为同 一种物质；再找同分异构体：⑤⑧⑫同碳原子数，而⑤与⑫ 为同一物质，因此，⑤和⑧或⑧和⑫互为同分异构体。
【答案】 ⑤与⑧或⑧与⑫ ③与⑩ ⑨与⑪ ①与 ④、②与⑦、⑤与⑫
CH3CH2CH2CH2OH(丁醇) ⑥CH3CH2CH3和CH3CH2OH
【解析】 ①是质子数相同、中子数不同的同一元素 的不同原子，属于同位素；②是同一元素组成的不同单 质，属于同素异形体；③与②相同；④⑥是分子式不同的 化合物，属于不同种分子；⑤是分子式相同、分子结构不 同的物质，属于同分异构体。
【答案】 ⑤ ②③ ①
课时作业（五）
同位素是同一元素形成多种核素的现象的原因，同素异 形体是同一元素形成多种单质的现象的原因，同分异构体是 同分子式形成多种结构的现象的原因，这些事实是形成物质 多样性的原因，同时高考命题也常有涉及。
●新课导入建议 我们已经知道氢元素有氕、氘、氚三种核素，氧元素可 形成O2和O3，碳元素可形成金刚石和石墨，C4H10可有
空白演示
单击输入您的封面副标题
第三单元 从微观结构看物质的多样性 第1课时 同素异形体与同分异构体
教师用书独具演示
●课标要求 1．举例说明有机物的同分异构现象。 2．了解同素异形体、同位素的涵义。
苏教版高中化学必修二课件专题1微观结构与物质的多样性整合
-1-
知识网络
核心归纳
2
知识网络
核心归纳
专题1
专题2
专题3
专题4
专题 1
[总结]
元素周期律的应用
1.元素周期表中元素性质的递变规律
元素性质 同周期元素(左→右) 逐渐增加(1e-→8e-) 逐渐减小 碱性逐渐减弱,酸性逐渐 增强 逐渐增强 金属性逐渐减弱,非金属 性逐渐增强 同主族元素(上→下)
7
知识网络
核心归纳
专题1
专题2
专题3
专题4
(3)“对角”规律。 ①沿周期表中金属元素与非金属元素分界线方向,对角相邻的两主族 元素(都是金属或非金属)性质(金属性或非金属性)相近。 ②元素周期表中左上右下对角相邻的两金属元素的离子半径相近。 (4)“奇偶数”规律。 元素周期表中,原子序数为奇(或偶)数的元素,元素所在族序数及主要 化合价也为奇(或偶)数(Ⅷ族元素除外)。 (5)“分界”规律。 ①周期表中金属元素与非金属元素间有一分界线,分界线左边为金属 元素,分界线右边为非金属元素,分界线附近的元素大都有两性。 ②若从周期表中Ⅴ A 族与Ⅵ A 族之间左右分开,则左边元素氢化物的 化学式是将氢元素符号写在后边(如 SiH4、PH3 等);而右边元素氢化物的化 学式是将氢元素符号写在前边(如 H2O、HBr 等)。
8
知识网络
核心归纳
苏教版高中化学必修二课件专题1-第2单元-第2课时
4．球棍模型和比例模型表示分子空间结构 球棍模型：用大小不同的小球代表不同的原子，用短棍 表示原子在空间的连接方式，反映原子间的化学键情况。 比例模型：用大小不同的小球代表不同的原子，反映原 子在空间的相对大小及位置关系。 如CH4的球棍模型和比例模型分别为：
团中也存在共价键， C 项错误； NH4Cl 等铵盐是全部由非
金属元素形成的离子化合物，即非金属元素也可形成离子 键，D项错误。 【答案】 B
2．下列反应过程中，同时有离子键、共价键断裂和形 成的是( )
A．N2＋3H2高温、高压 催化剂 2NH3 通电 2Na＋Cl ↑ B．2NaCl===== 2 △ Na CO ＋CO ↑＋H O C．2NaHCO3===== 2 3 2 2 D．2NaOH＋MgCl2===Mg(OH)2↓＋2NaCl
【解析】
氢键是一种特殊的分子间作用力，因此A项
错，D项对。根据氢键对物质熔、沸点的影响，可知C项正 确。 氢键是原子半径较小的非金属(F、O、N等)原子跟H原 子间的作用力，这种作用力通常存在于分子之间，但也能存 在于分子内部，B项不正确。
【答案】 CD
共价分子的结构表示
【问题导思】 ①乙烯和乙炔的电子式和结构式如何写？
高中化学新人教版选择性必修一：第二章 微专题1 化学平衡图像 同步课件(73张)
) B
A. 点正 > 逆
B. 点逆 大于点逆
C. 点后，SiCl4 的转化率下降可能是平衡左移
D. 加压有利于提高混合气体中SiHCl3 的体积分数
[解析] 由题图可知，随温度升高SiCl4 的转化率先增大后减小，说明在点
之前测定转化率时反应还未达到平衡，升高温度反应速率加快，测定的转化
升高温度
B. B
混合其他平均摩尔质量
C. C
D. D
)
A
[解析] 达平衡后，再加入A，平衡正向移动，促进B的转化，即B的转化率
增大，与题图符合，A正确；达平衡后，再加入C，化学平衡逆向移动，由于
总物质的量增大，A的体积分数减小，与题图不符合，B错误；达平衡后，在
一个恒容的密闭容器中加入氦气，平衡不移动，则C的分子个数不变，与题
B. 图Ⅱ研究的是0 时增大压强（缩小体积）或使用催化剂对反应速率的影
响
C. 图Ⅲ研究的是温度对化学平衡的影响，且乙的温度较高
D. 图Ⅲ研究的是催化剂对化学平衡的影响，且乙使用了催化剂
[答案] D
[解析] 题给反应为放热反应，升高温度，正、逆反应速率都加快，平衡
向逆反应方向移动，图像符合，故A正确；题给反应的反应前后气体体积
题给反应为气体总体积减小的反应，增大压强平衡正向移动，有利于提高混
高中化学(必修2)专题1
高中化学（必修2）专题1
微观结构和物质的多样性内容分析和教学建议
浙江省天台中学陈红
一、《化学2》教材特点
1、教材的组织结构
《化学2》是继高中化学必修课程《化学1》之后的又一门必修课程，江苏教育出版社出版的《化学2》教材共分4个专题。这4个专题又通过12个单元来组织学习内容和学生活动。
2、三套教材中相关内容的比较分析
《化学2》是在《化学1》的学习的基础上进行自然延伸，即既有《化学1》相关内容的深化和拓展，又较好地揭示了化学反应的基本原理。从所涉及的具体内容，主要有三类，即物质结构基础，化学反应原理初步和重要的有机化合物知识。其中专题1“微观结构与物质的多样性”着力引导学生从结构的角度去认识和把握物质的性质，进而逐步展现化学学科中“结构——性质——用途”的主线；专题2“化学反应与能量转化”提出了化学反应中的核心概念——“能量”的问题；专题3“有机化合物的获得与应用”介绍了几种最为典型的有机物的获得、性质及其应用；专题4“化学科学与人类文明”则试图帮助学生在完成对必修部分化学的学习后，对化学学科建立较为整体全面的了解和认识。因此可以说，《化学2》是在《化学1》的基础上进一步完整了学生的化学理论和知识体系，同时也很好地兼顾了学生掌握知识和思维发展的实际状况。
《化学2》四个专题与化学学科基本理论体系之间的联系
知规律，重视学生情感的培养和知识体系的形成。教师在组织教学活动时应有意识地加强引导。
二、专题1教材分析
1．编写思路
本专题和《化学I》的内容相衍接，从原子、分子、离子层次探究物质性质变化的规律
高中化学三维设计浙江专版必修2课件：专题1 第二单元 第一课时 离子键(31张)
[考试要求]
微粒之间的相互作用力 离子键
1．化学键的含义(a/a) 2．离子键的概念和成因(b/b) 3．离子化合物的概念(a/a) 4．简单离子化合物的电子式(b/b)
1．了解“3 个”概念： (1)化学键：物质中直接相邻的原子或离子之间存在的强 烈的相互作用； (2)离子键：使带相反电荷的阴、阳离子结合的相互作用； (3)离子化合物：由阴、阳离子通过静电作用形成的化合物。 2．知道“3 个一定”： (1)稀有气体一定无化学键； (2)只要有离子键一定是离子化合物； (3)熔融状态下能导电的化合物一定是离子化合物。 3．会书写“3 个电子式”：
(
)
解析：电子式是指在元素符号的周围用“· ”或“×”来表示 原子的最外层电子，以简明的表示原子、离子的最外层电子 排布的式子，A、B、C 正确，D 错误。 答案：D
Байду номын сангаас
2．下列电子式中，正确的是
(
)
解析：简单阳离子用离子符号表示其电子式，不用加方括号， A 项错误；所有阴离子电子式都要加方括号，B 项错误；用 电子式表示化合物时，离子不能合并在一起表示，D 项错误。 答案：C
(2)离子键 ①概念：使带相反电荷的阴、阳离子 结合的相互作用。构 成离子键的粒子是阴离子和阳离子。 ②实质：静电作用。这种静电作用不只是静电引力，而是 指阴、阳离子之间的静电引力与电子之间、原子核之间斥力处 于平衡时的总效应。
人教版高中化学必修二 第一章 物质结构 元素周期律第一章复习和总结(含答案)
本章重点掌握以下几点：
1．元素周期表的结构；
2．元素、核素、同位素的辨别；
3．核外电子排布规律；
4．原子、离子、分子中基本构成微粒间的关系；
5．元素周期律及其实质；
6．化学键中的相关概念；
7．电子式的书写。
要点一、元素周期表
１．元素周期表的结构(“七横十八纵”)
2．几种关系
(1)电子层数=周期数
(2)最外层电子数=主族序数=最高正化合价(除F、O)
(3)质子数=原子序数
(4)∣最高正价∣+∣最低负价∣=8(对非金属元素而言，但对H不适用)
注意：O无最高正价(+6)，F无正价
例题：原子序数为x的元素位于周期表中的ⅡA族，则原子序数为x+1的元素不可能为() A．ⅢA族B．IA族C．镧系元素D．ⅢB族
要点二、元素、核素、同位素
例题： 是( ) A ．氢的五种同位素 B ．五种氢元素
C ．氢的五种同素异形体
D ．氢元素的五种不同微粒 要点三、原子核外电子排布规律 1．在含有多个电子的原子里，电子依能量的不同是分层排布的，其主要规律是：核外电子总是尽先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层。 2．原子核外各电子层最多容纳2n 2个电子。
3．原子最外层电子数目不超过8个(K 层为最外层时不能超过2个电子)。
4．次外层电子数目不能超过18个(K 层为次外层时不能超过2个)，倒数第三层电子数目不能超过32个。
注意：以上规律既相互联系，又互相制约，不能孤立片面的理解。如M 层为最外层的时候，最多为8个，而不是18个。
H 2H +
H 112H 1
3
H 1、、、、
要点四、核外电子数相等的微粒
苏教版高中化学必修一课件【专题二】(一)(2)溴、碘的提取及氧化还原反应
题型二氧化还原反应
【例2】下列反应是氧化还原反应的是 （ Ｃ ）
A.ＣａＣＯ３＋２ＨＣｌ=ＣａＣｌ２＋Ｈ２Ｏ＋ＣＯ２↑
B.CaO+H2O=Ｃａ（ＯＨ）２
C.２ＫＭｎＯ４ D Ｋ２ＭｎＯ４＋ＭｎＯ２＋Ｏ２↑ D.ＣａＣＯ３ D ＣａＯ＋ＣＯ２↑
【解析】本题有两种解法。
解法一（常规解法）：Ａ、Ｂ、Ｄ中各元素的化合价都没有发生变化，不是 反应。Ｃ中Ｍｎ、Ｏ元素化合价发生了变化，是氧化还原反应。
失电子数＝元素化合价升高数×发生化合价变化的原子个数 得电子数＝元素化合价降低数×发生化合价变化的原子个数
注意事项：①桥线两端连接的元素必须是价态发生变化的同种元素。②箭尾处 是反应物，箭头处是生成物。③桥线上下得失电子总数相等。 一般模式：双线桥表示氧化还原反应的一般模式为：
氧化剂＋还原剂
失去ne还原产物＋氧化产物
（2）第④步操作中用稀H2SO4浸洗的目的是___C____（填写字母编号）。
A.除去未反应的NO3- B.除去未反应的I-
C.除去未反应的Fe
D.除去碱性物质
（3）第7步操作可供提纯I2的两种方法是_升__华__法__和_溶__剂__萃__取__法___。（不要求
写具体步骤）
（4）实验室检验I2的方法是 ___将__碘__加_在__淀__粉__溶__液__中_显__蓝__色____________________________________。 （5）甲物质见光易变黑，其原因是（用化学方程式表示）
高中化学第5章第4课时以价类二维图分析未知含硫物质的性质微专题一课件新人教版必修第二册
(3)制备方法 ①将 Na2S 和 Na2CO3 以 2∶1 的物质的量比配成溶液，然后通入 SO2， 制得 Na2S2O3： 2Na2S＋Na2CO3＋4SO2===3Na2S2O3＋CO2。 将溶液蒸发浓缩后，冷却至 293～303 K 时即析出 Na2S2O3·5H2O。 ②在沸腾的状况下，使 Na2SO3 溶液同硫粉反应：Na2SO3＋S==△=== Na2S2O3。
上述F来自百度文库SO4·7H2O加强热制取“绿矾油”的过程中，硫元素的化合 价如何变化？你能预测生成的含铁化合物是什么吗？能写出上述反应的 方程式吗？让我们进一步探究未知含硫物质的性质。
专题 从氧化还原的视角分析未知含硫物质的性质 一、硫及其化合物的“价—类二维图”
二、常考的四种含硫化合物 1．硫代硫酸钠(Na2S2O3) (1)物理性质 Na2S2O3·5H2O 俗名大苏打，它是无色透明的晶体，易溶于水。 (2)化学性质 ①与酸反应生成单质硫，放出 SO2 气体： S2O23－＋2H＋===S↓＋SO2↑＋H2O。
典 例 焦亚硫酸钠(Na2S2O5)是一种常用的食品抗氧化剂。实验 室利用如图所示装置制取少量焦亚硫酸钠并探究SO2的性质(夹持装置已 略去)。
请回答下列问题：(实验前已除去装置中的空气) (1)仪器a的名称是_分__液__漏__斗___。
(2) 关 闭 K2 、 K3 ， 打 开 K1 ， 装 置 B 中 发 生 反 应 的 离 子 方 程 式 为 __2_F_e_3＋_＋__S_O__2_＋__2_H_2_O_=__=_=_2_F_e_2_＋_＋__S_O_24_－_＋__4_H__＋_____，观察到装置C中发生
(完整版)高中化学必修二知识点总结
高中化学必修二知识点总结
第一单元
1——原子半径
（1）除第1周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小；（2）同一族的元素从上到下，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）同一主族的元素的最高正价、负价均相同
(3) 所有单质都显零价
3——单质的熔点
（1）同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减；（2）同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增
4——元素的金属性与非金属性（及其判断）
（1）同一周期的元素电子层数相同。因此随着核电荷数的增加，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同，因此随着电子层数的增加，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，最高价氧化物的水化物的碱性越强
非金属性（氧化性）1，单质越容易与氢气反应形成气态氢化物
2，氢化物越稳定
3，最高价氧化物的水化物的酸性越强（1—20号，F最强；最体一样）5——单质的氧化性、还原性
一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的阳离子氧化性越弱；
元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原性越弱。
推断元素位置的规律
判断元素在周期表中位置应牢记的规律：
苏教版高中化学必修二 专题1.微观结构与物质的多样性复习课 课件(共19张PPT) (1)
0.49
氧化性
臭氧的氧化性比氧气强
氧气 O2
臭氧 O3
转化
3O2
放电或紫外线 加热
2O3
阅读资料卡，思考下列问题： 1、臭氧层的作用 2、臭氧层空洞形成的原因 3、你对修复臭氧层空洞有什么建议？
白磷和红磷
白磷：白色或浅黄色蜡状固体，剧毒。不溶于
水，着火点是40OC，在空气中能自燃， 应保存在冷水中。
下列各组物质中，互为同素异形体的是：
Na和Na+ 、Fe2O3和Fe3O4 、 S2和S8 、 1H和2H Байду номын сангаас素异形体与同位素比较：
同素异形体
同位素
概念 研究对象 常见实例
同一种元素形 成的不同单质
单质
金刚石、石墨 O3 、O2 等
质子数相同、中 子数不同的原子
原子
1H、2H、3H 12C、14C 等
思考：能否从微观结构分析金刚石、石墨 在硬度、导电性上的差异？
概括总结
同素异形现象 同一种元素形成几种不同单质的现象。 同素异形体
同一种元素形成几种不同的单质互称为该 元素的同素异形体。
拓展视野1
C60的发现
1985年，科学家克鲁托、斯莫利、柯 尔，通过激光照射石墨实验，发现碳新型 单质C60分子。并在建筑设计师富勒设计球 形建筑的启发下，绘制出由20个正六边形 和12个正五边形构成的“笼状”分子结构， 并把它命名为“富勒烯”，因分子结构形 似足球，又称为“足球烯”。1996年三人 因此获诺贝尔化学奖 。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
高中化学必修2专题一知识点归纳总结
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 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： 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。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)原子半径原子半径依次减小—
(3)主要化合价＋1 ＋2 ＋3 ＋4
－4 ＋5
－3
＋6
－2
＋7
－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——SiH4PH3H2S HCl —
(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
化学式
Na2O MgO Al2O3SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 —
最高价氧化物对应水化物(10)化学式NaOH
Mg(OH)2
Al(OH)3 H2SiO3H3PO4 H2SO4 HClO4 —(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ⅦA族卤族元素：F Cl Br I 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＋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。
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：SiH4＜PH3＜H2S＜HCl
酸性(含氧酸)：H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4
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＜KOH＜RbOH＜CsOH 非金属性：F＞Cl＞Br＞I（卤族元素）单质与氢气反应：从易→难
氢化物稳定：HF＞HCl＞HBr＞HI
金属性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs
还原性(失电子能力)：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs
氧化性(得电子能力)：Li＋＞Na＋＞K＋＞Rb＋＞Cs＋
非金属性：F＞Cl＞Br＞I
氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2
还原性：F－＜Cl－＜Br－＜I－
酸性(无氧酸)：HF＜HCl＜HBr＜HI ）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 是长周期。其中第 7 周期也被称为不完全周期。
2、在元素周期表中，ⅠA-ⅦA 是主族元素，主族和0族由短周期元素、长周期