化学必修2知识点归纳复习总结(人教版)

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1、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）「原子核彳I屮子（“个）1.原子数；X"I核外电子（Z个）注意：质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）原子序数二核电荷数二质子数二原子的核外电子★熟背前20号元素，熟悉1〜20号元素原子核外电子的排布:HHeLiBeBCN0FNeNaMgAlSiPSClArKCa2.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

2、示符号：KLMN0PQ3.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0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。（对于原子來说）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=原子最外层电子数三、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V第二周期28种元素1周期1第三周期38种元素元（

3、7个横行/「第四周期418种元素素（7个周期）第五周期518种元素周＜长周期第六周期632种元素期1第七周期7未填满（已有26种元素）表r主族：IA〜V11A共7个主族＜族副族：UIB〜VHB、IB〜IIB,共7个副族第VIII族：三个纵行，位于VIIB和【B之间I零族：稀有气体（18个纵行）（16个族）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于推布跑囲期性变化的必然结果。2.同周期元素性质递变规律Fr（1让是金属性最强的元素，位于周期表左下方）（F是非金属

4、性最强的元素，位于周期表右上方）第IA族碱金属元素：LiNaKRbCs第VDA族卤族元素：FClBrIAt★判断元素金属性和非金属性强弱的方法:（1）金屈性强（弱）一一①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^FeSOi+Cuo（2）非金属性强（弱）一一①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+Br2o（I）同周期比较：（II）同主族比较：比较粒子（包括原子、离子）半径的方法（“三看”）：（1）先比较电子层数，电子

5、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_周期，_是短周期，_4—是长周期。2、元素所在的周期序数二电子层数，主族元素所在的族序数二最外层电子数,元素周期表是元素周期律的具体表现形式。在同一周期屮，从左到右，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐减小，原子核对核外电子的吸引能力逐渐壇强，元素的金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。在同一主族中，从上到下，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐增大，电子层数逐渐增多,原子核对外层电子的吸引能力逐渐减弱，元素的金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱。3、元素周期表中位置相近的元素性质相似，

6、人们可以借助元素周期表研究合成有特定性质的新物质。例如，在金属和非金属的分界线附近寻找半导体材料,在过渡元素中寻找各种优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀—材料。第二单元微粒之间的相互作用化学键是直接相邻两个或多个原子或离子间强烈的相互作用。1•离子键与共价键的比较键型离子键共价键概念阴阳离子结合成化合物的静电作用叫离子键原子之间通过共用电子对所形成的相互作用叫做共价键成键方式通过得失电子达到稳定结构通过形成共用电子对达到稳定结构成键粒子阴、阳离子原子成键元素活泼金凰与活泼非金属元素之间（特殊：NHiCl>NH4NO3等镀盐只由非金属元素组成，但含有离子键）非金属元素之间离子化合物：由离子键构成

7、的化合物叫做离子化合物。（一定有离子键，可能有共价键）共价化合物：原子间通过共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。（只有共价键一定没有离子键）「极性共价键（简称极性键）：由不同种原子形成，A—B型，如，H-CE共价键］匚非极性共价键（简称非极性键）：由同种原子形成，A—A型，如，C1-CL2.电子式：用电子式表示离子键形成的物质的结构与表示共价键形成的物质的结构的不同点：（1）电荷：用电子式表示离子键形成的物质的结构需标出阳离子