人教版高中化学必修二全册知识点总结
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第一章 物质结构 元素周期表 第一节 元素周期表
一、周期表总结
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）
第 6 页 共 15 页
分子或共价化合物电子式， 正确标出共用电子对数目。
离子化合价电子式，阳离子的外层电子不再标出，只在元素符号右上角标出正电荷，而阴离子则要标出外层电子，
角标出负电荷。阴离子电荷总数与阳离子 ４．用电子式表示形成过程：
（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Ｆ 2 到Ｉ 2） （１）卤素单质的颜色逐渐加深； （２）密度逐渐增大； （B r 2 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：
金属性 非金属性 主要化合价
最高氧化物的 酸性
同 周 期（从左到右） 逐渐减小
电子层数相同 最外层电子数递增
逐渐减弱 逐渐增强 逐渐减弱 逐渐增强 最高正价（＋ 1 → ＋7） 非金属负价 == ―（ 8―族 序数） 酸性逐渐增强
同 主 族（从上到下） 逐渐增大
电子层数递增 最外层电子数相同
逐渐增强 逐渐减弱 逐渐增强 逐渐减弱 最高正价 == 族序数 非金属负价 == ―（ 8―族 序数） 酸性逐渐减弱
（ 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
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。
第 1 页 共 15 页
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。
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 、 Na2O、 K2S 等
化合物 离子化合物
共价化合物
化合物中不是离子化合物就是共价化合物
３．共价键的存在：
非金属单质： H2、 X 2 、Ｎ 2 等（稀有气体除外） 共价化合物： H 2O、 CO 2 、 SiO2、 H 2S 等 复杂离子化合物：强碱、铵盐、含氧酸盐
４．共价键的分类：
非极性键：在同种元素．．的原子间形成的共价键为非极性键。共用电子对不发生偏移。 极性键：在不同种元素．．的原子间形成的共价键为极性键。共用电子对偏向吸引能力强的一方。 三．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。
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)
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）２ Na + 2H△2O ＝ 2NaOH + H 2 ↑ (容易 ) Mg + 2 H 2O
金属性：金属性 Na > Mg > Al
金属性逐渐减弱
（４）结论： Si P S Cl
单质与Ｈ 2 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
第 3 页 共 15 页
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
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。 5. 元素周期表中元素性质的递变规律
原子半径 电子层排布 失电子能力 得电子能力
Ｘ 2 ＋ H2 ＝ 2 HX
F2
Cl 2
Br 2
I2
卤素单质与 H 2 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 +Cl 2 ＝2NaCl + Br 2 2NaI +Cl 2 ＝ 2NaCl + I 2 2NaI +Br 2 ＝ 2NaBr + I 2
原子的电子式：
２．阴阳离子的电子式：
（１）阳离子
简单阳离子：离子符号即为电子式，如
复杂阳离子：
如
NH
+ 4
电子式：
Na+、、Mg 2＋等
（２）阴离子 简单阴离子：
、
复杂阴离子：
３．物质的电子式： 离子的电子式 ：阳离子的电子式一般用它的离子符号表示；在阴离子或原子团外加方括弧，并在方括弧的右上 角标出离子所带电荷的电性和电量。
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 + O2 点燃 Li 2O
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。
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：Ⅰ A- ⅦＡ
族： 16 个（共 18 个纵行）副族 7 个： IB- Ⅶ B 第Ⅷ族 1 个（ 3 个纵行）
过渡元素
零族（ 1 个）稀有气体元素
二．元素的性质与原子结构
（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
2Na + O2 点燃 Na2O2
2 Na + 2H 2O ＝ 2NaOH + H 2↑ 2K + 2 H2O ＝ 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。
元素非金属性的判断：
①从最高价氧化物的水化物的酸性强弱。 ②与 H 2 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
一．离子键
第三节 化学键
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）
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：
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（ 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； 起； （ 4）不能把“→”写成“＝” ； （5）用箭头标明电子转移方向 (也可不标 ) 。
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。
金属性： Na > Mg
2Mg(OH) 2 + H2 ↑（较难）
２） Mg + 2HCl ＝ MgCl 2 + H 2 ↑
(容易 )
金属性： Mg > Al
根据 1、 2 得出：
2Al + 6 HCl ＝ 2AlCl 3 +3H 2 ↑（较难） 金属性 Na > Mg > Al
（３）碱性 NaOH > Mg(OH) 2> Al(OH) 3 Na Mg Al
A
（５）在化学上，我们用符号 Z X 来表示一个质量数为 A，质子数为
原子
A
ZX
原子核
中子 N 个 =（ A－Z ）个 质子 Z 个
Z 的具体的
X 原子。
核外电子 Z 个
（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。
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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。
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。
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 减弱。
F2 到 I 2 的非金属性逐渐
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对应水化物的 碱性
非金属气态氢 化物的形成难易、 稳
定性
碱性逐渐减弱
形成由难 → 易 稳定性逐渐增强
碱性逐渐增强
形成由易 → 难 稳定性逐渐减弱
总结：
元素金属性的判断：
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
（ 2）强碱：如 NaOH 、 KOH 、 Ba(OH) 2、 Ca(OH) 2 等
（ 3）大多数盐：如 Na2CO 3、 BaSO4
（ 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。
(能量最低原理 )。 （ 2）各电子层最多容纳的电子数是 2n2（ 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 三层不超过 32 个。
2 个）；次外层电子数目不超过
18 个；倒数第
二．元素周期律：
１、核外电子层排布的周期性变化
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
结论： F2 Cl 2 Br 2 I2
－
－
氧化性： Cl 2________Br 2 ； 还原性： Cl _____Br
－
－
氧化性： Cl 2_______I 2 ； 还原性： Cl _____I
氧化性： Br 2_______I 2 ；
-
F
－
－
还原性： Br ______I
Cl -
Br -
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（
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：
（ 3）阴离子要用方括号括
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。
（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：
一、周期表总结
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）
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分子或共价化合物电子式， 正确标出共用电子对数目。
离子化合价电子式，阳离子的外层电子不再标出，只在元素符号右上角标出正电荷，而阴离子则要标出外层电子，
角标出负电荷。阴离子电荷总数与阳离子 ４．用电子式表示形成过程：
（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Ｆ 2 到Ｉ 2） （１）卤素单质的颜色逐渐加深； （２）密度逐渐增大； （B r 2 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：
金属性 非金属性 主要化合价
最高氧化物的 酸性
同 周 期（从左到右） 逐渐减小
电子层数相同 最外层电子数递增
逐渐减弱 逐渐增强 逐渐减弱 逐渐增强 最高正价（＋ 1 → ＋7） 非金属负价 == ―（ 8―族 序数） 酸性逐渐增强
同 主 族（从上到下） 逐渐增大
电子层数递增 最外层电子数相同
逐渐增强 逐渐减弱 逐渐增强 逐渐减弱 最高正价 == 族序数 非金属负价 == ―（ 8―族 序数） 酸性逐渐减弱
（ 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
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。
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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。
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 、 Na2O、 K2S 等
化合物 离子化合物
共价化合物
化合物中不是离子化合物就是共价化合物
３．共价键的存在：
非金属单质： H2、 X 2 、Ｎ 2 等（稀有气体除外） 共价化合物： H 2O、 CO 2 、 SiO2、 H 2S 等 复杂离子化合物：强碱、铵盐、含氧酸盐
４．共价键的分类：
非极性键：在同种元素．．的原子间形成的共价键为非极性键。共用电子对不发生偏移。 极性键：在不同种元素．．的原子间形成的共价键为极性键。共用电子对偏向吸引能力强的一方。 三．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。
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)
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）２ Na + 2H△2O ＝ 2NaOH + H 2 ↑ (容易 ) Mg + 2 H 2O
金属性：金属性 Na > Mg > Al
金属性逐渐减弱
（４）结论： Si P S Cl
单质与Ｈ 2 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
第 3 页 共 15 页
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
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。 5. 元素周期表中元素性质的递变规律
原子半径 电子层排布 失电子能力 得电子能力
Ｘ 2 ＋ H2 ＝ 2 HX
F2
Cl 2
Br 2
I2
卤素单质与 H 2 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 +Cl 2 ＝2NaCl + Br 2 2NaI +Cl 2 ＝ 2NaCl + I 2 2NaI +Br 2 ＝ 2NaBr + I 2
原子的电子式：
２．阴阳离子的电子式：
（１）阳离子
简单阳离子：离子符号即为电子式，如
复杂阳离子：
如
NH
+ 4
电子式：
Na+、、Mg 2＋等
（２）阴离子 简单阴离子：
、
复杂阴离子：
３．物质的电子式： 离子的电子式 ：阳离子的电子式一般用它的离子符号表示；在阴离子或原子团外加方括弧，并在方括弧的右上 角标出离子所带电荷的电性和电量。
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 + O2 点燃 Li 2O
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。
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：Ⅰ A- ⅦＡ
族： 16 个（共 18 个纵行）副族 7 个： IB- Ⅶ B 第Ⅷ族 1 个（ 3 个纵行）
过渡元素
零族（ 1 个）稀有气体元素
二．元素的性质与原子结构
（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
2Na + O2 点燃 Na2O2
2 Na + 2H 2O ＝ 2NaOH + H 2↑ 2K + 2 H2O ＝ 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。
元素非金属性的判断：
①从最高价氧化物的水化物的酸性强弱。 ②与 H 2 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
一．离子键
第三节 化学键
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）
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：
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（ 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； 起； （ 4）不能把“→”写成“＝” ； （5）用箭头标明电子转移方向 (也可不标 ) 。
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。
金属性： Na > Mg
2Mg(OH) 2 + H2 ↑（较难）
２） Mg + 2HCl ＝ MgCl 2 + H 2 ↑
(容易 )
金属性： Mg > Al
根据 1、 2 得出：
2Al + 6 HCl ＝ 2AlCl 3 +3H 2 ↑（较难） 金属性 Na > Mg > Al
（３）碱性 NaOH > Mg(OH) 2> Al(OH) 3 Na Mg Al
A
（５）在化学上，我们用符号 Z X 来表示一个质量数为 A，质子数为
原子
A
ZX
原子核
中子 N 个 =（ A－Z ）个 质子 Z 个
Z 的具体的
X 原子。
核外电子 Z 个
（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。
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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。
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。
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 减弱。
F2 到 I 2 的非金属性逐渐
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对应水化物的 碱性
非金属气态氢 化物的形成难易、 稳
定性
碱性逐渐减弱
形成由难 → 易 稳定性逐渐增强
碱性逐渐增强
形成由易 → 难 稳定性逐渐减弱
总结：
元素金属性的判断：
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
（ 2）强碱：如 NaOH 、 KOH 、 Ba(OH) 2、 Ca(OH) 2 等
（ 3）大多数盐：如 Na2CO 3、 BaSO4
（ 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。
(能量最低原理 )。 （ 2）各电子层最多容纳的电子数是 2n2（ 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 三层不超过 32 个。
2 个）；次外层电子数目不超过
18 个；倒数第
二．元素周期律：
１、核外电子层排布的周期性变化
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
结论： F2 Cl 2 Br 2 I2
－
－
氧化性： Cl 2________Br 2 ； 还原性： Cl _____Br
－
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氧化性： Cl 2_______I 2 ； 还原性： Cl _____I
氧化性： Br 2_______I 2 ；
-
F
－
－
还原性： Br ______I
Cl -
Br -
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（
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：
（ 3）阴离子要用方括号括
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。
（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：