高一化学必修2期末复习提纲.doc

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1、质子（Z个）原子核中子（N个）原子（ZAX）核外电子（Z个）　　　　　　　　　　　第一章物质结构元素周期律复习提纲注意：①质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)＝相对原子质量②在原子中：原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数一、原子结构1、原子构造：Z2、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。记住①记住稀有气体的原子序数He-2Ne-10Ar-

2、18Kr-36xe-54Rn-86X-118②会写原子结构示意图。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　　　　　　同一类原子的总称。核素：具有一定数目的　　　和一定数目的　　　的一种　　　　。同位素：　　　相同而　　　　　不同的同一元素的　　　互称为同位素。(对于原子来说)如O和O判定方法：它反映的是同种元素的不同原子间的关系。故单质、化合物间不可能是同位素。二、元素周期表①周期：将　　　　　相同的各元素从左到右排成一横行。周期序数＝　　　　　　　②族：

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＝　　　族（个纵行个族）副族（个；用表示）第族（个，列）_____族（个，列）主族（个；用表示）2、现行元素周期表的编排原则与特点：第一周期（共种元素）周期（个横行，__个周期）第二周期（共种元素）（个）第三周期（共种元素）第四周期（共种元素）第五周期（共种元素）（个）六周期（共种元素）第七周期，种元素（个）3、元素周期律涵义元素性质随着元素　　　　递增而　　　　　变化。实质元素性质的周期性递变是　　　　　　　　　变化的必然结果。电子排布最外

4、层电子数由　　递增至　　（若K层为最外层则由1递增2）而呈现周期性变化。原子半径原子半径由　　　　（稀有气体元素除外）呈周期性变化。原子半径由电子层数和核电荷数多少决定，它是反映结构的一个参考数据。主要化合价最高正价由　　　递变到　　　，从中部开始有负价，从　　　递变至　　　　。（稀有气体元素化合价为零），呈周期性变化。最高正价数=　　　　　　　＝主族　　　　　　　　(F无正价)　　　　　+　　　　　　＝8元素及化合物的性质金属性逐渐　　　，非金属性　　　　，最高氧化物的水化物的碱性渐　　　，酸性　　　，呈周期性

5、变化。这是由于在一个周期内的元素，电子层数相同，最外层电子数逐渐增多，核对外层电子引力渐强，使元素原子失电子渐难，得电子渐易，故有些变化规律。注意：比较粒子(包括原子、离子)半径的方法：①先比较电子层数，电子层数多的半径大。②电子层数相同（同周期）的原子，比较核电荷数，核电荷数多的半径反而小。③具有相同电子层结构的粒子，核电荷数多的半径反而小。4、元素金属性和非金属性强弱的判断方法金属性强弱比较本质原子越易失电子、金属性越　　　判断依据1.在金属活动顺序表中越靠前，金属性　　　。2.单质与水或非氧化性酸（如盐酸）

6、反应越　　　，金属性越强。3.单质还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强。4.最高价氧化物对应水化物碱性越　　　　，金属性越强。5.置换反应：若xn++y——→x+ym+，则y比x金属性　　　。6．作原电池负极的比作正极的金属性　　　。7．同周期的元素原子随着原子序数递增金属性越　　；同主族的元素原子随着原子序数递增金属性越　　。非本质原子越易得电子，非金属性越　　　。金属性比较判断方法1.与H2化合越易，气态氢化物越　　　　，非金属性越　　　。2.单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性　　　。3.最高价氧化

7、物的水化物酸性越　　　，非金属性越　　　。4.置换反应：An-+B——→Bm-+A则B比A非金属性强。NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br25.同周期的元素原子随着原子序数递增非金属性越　　；同主族的元素原子随着原子序数递增非金属性越　　。（Ⅰ）同周期比较：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（Ⅱ）同

8、主族比较：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（卤族元素）单质与氢气反应：从易→难氢化物稳定：HF＞HCl＞HBr＞HI氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2