高一化学人教版必修二第一章第2节《元素周期律》知识点详细总结
(超全)高一化学必修二第一章物质结构元素周期律知识点总结
第一章物质结构元素周期律知识点总结1、元素周期表：H 1.00 元素周期表He4.00Li 6.94Be9.01B10.8C12.0N14.0O16.0F19.0Ne20.1Na 22.9 Mg24.Al26.9Si28.0P30.9S32.0Cl35.4Ar39.9K 39.1Ca40.0Sc44.96Ti47.8V50.9Cr52.0Mn54.9Fe55.8Co58.9Ni58.6Cu63.5Zn63.3Ga69.7Ge72.6As74.9Se78.9Br79.9Kr83.8Rb 85.4Sr87.6Y88.91Zr91.2Nb92.9Mo95.Tc[98]Ru101.Rh102.Pd106.Ag107.Cd112.In114.Sn118.Sb121.Te127.I126.Xe131.Cs 132.Ba137.La-LuHf178.Ta180.W183.Re186.Os190.Ir192.Pt195.Au197.Hg200.Tl204.Pb207.Bi209.Po[210]At[210]Rn[222]Fr [223]Ra [226]Ac-La2、元素周期表的结构分解：周期名称周期别名元素总数规律具有相同的电子层数而又按原子序数递增的顺序排列的一个横行叫周期。
7个横行7个周期第1周期短周期2 电子层数== 周期数（第7周期排满是第118号元素）第2周期8第3周期8第4周期长周期18第5周期18第6周期32第7周期不完全周期26（目前）族名类名核外最外层电子数规律周期表中有18个纵行，第8、9、10三个纵行为第Ⅷ族外，其余15个纵行，每个纵行标为一族。
7个主族7个副族0族第Ⅷ族主族第ⅠA族H和碱金属 1 主族数== 最外层电子数第ⅡA族碱土金属 2第ⅢA族 3第ⅣA族碳族元素 4第ⅤA族氮族元素 5第ⅥA族氧族元素 6第ⅦA族卤族元素70族稀有气体2或8副族第ⅠB族、第ⅡB族、第ⅢB族、第ⅣB族、第ⅤB族、第ⅥB族、第ⅦB族、第Ⅷ族一、碱金属元素：1、锂钠钾铷铯钫（Li、Na、K、Rb、Cs、Fr）2、递变规律：同主族的元素随着原子序数的递增，最外层电子数相同，电子层数增多，原子半径在增大。
高中化学必修二第一章物质结构元素周期律知识总结
元素周期表 元素周期律 知识总结一．原子结构与元素的性质1．元素性质的范畴元素的性质⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎩⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎨⎧⎪⎪⎩⎪⎪⎨⎧⎪⎪⎩⎪⎪⎨⎧元素的电负性元素的第一电离能元素的主要化合价判断非金属性方法判断金属性的方法原子半径2. 元素周期表和元素周期律随着原子序数（核电荷数）的递增：元素的性质呈现周期性变化①、原子最外层电子的周期性变化（元素周期律的本质）元素周期律 ②、原子半径的周期性变化③、元素主要化合价的周期性变化④、元素的金属性与非金属性的周期性变化① 、按原子序数递增的顺序从左到右排列；排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行； ③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。
①、短（一、二、三周期）周期（7个横行） ②、长（四、五、六周期）周期表结构 ③、不完全（第七周期）①、主族（ⅠA ～ⅦA 共7个）元素周期表 族（18个纵行） ②、副族（ⅠB ～ⅦB 共7个）③、Ⅷ族（8、9、10纵行） ④、零族（稀有气体）同周期同主族元素性质的递变规律 ①、核外电子排布 ②、原子半径性质递变 ③、主要化合价④、金属性与非金属性 ⑤、气态氢化物的稳定性⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性同周期：从左到右（1）元素原子结构： 电子层数相同，核电荷数增多 （2）元素性质：元素的金属性减弱，非金属性增强；编排依据七主七副零和八三长三短一不全原子半径减小；金属单质的还原性减弱，非金属单质的氧化性增强；金属阳离子的氧化性增强，非金属阴离子的还原性减弱。
同主族：从上到下（1）原子结构（2）元素性质最外层电子原子半径增大金属性增强金属阳离子的氧化性减弱数相同，非金属性减弱电子层数增多。
金属单质的还原性增强非金属阴离子的还原性增强非金属单质的氧化性减弱元素周期表中的规律(1)“三角形”规律所谓“三角形”，即A、B处于同周期，A、C处于同主族的位置(2)“对角线”规律有些元素在周期表中虽然既非同周期，又非同主族，但其单质与同类化合物的化学性质却很相似，如Li和Mg，B和Si等。
人教版高中化学必修二第一章第二节 元素周期律2
3、 X元素的阴离子，Y元素的阴离子和Z元素的阳离子具有相同的电子 层结构，已知X的原子序数比Y的大，则X、Y、Z的三种离子半径大小的 顺序是（分别用r1、r2、r3表示）（ B ）
A. r1 >r2>r3 B. r2 > r1 >r3 C. r3>r1 >r2 D. r3>r2> r1
（二）元素金属性和非金属性的周期性变化
Na Mg Al Si P S Cl
金属元素
非金属元素
结构 决定
性质
电子层数：相同 核电荷数：逐渐增加
失电子 能力： 逐渐减弱
金属性： 逐渐减弱
原子半径：逐渐减小 最外层电子数：逐渐增多
得电子
？ 能力： 逐渐增强
非金属性：逐渐增强
科学探究
（1） 元素的金属性递变规律
Na
与水 反应
与冷水剧烈反应
与酸反应 氧化物对应 的水化物 氢氧化物与 NaOH反应
结论：随原子序数的递增，元素原子的电子层排布，原子
半径和化合价均呈现周期性的变化。
微粒半径比较的一般规律：
微粒半径主要是由核电荷数、电子层数和核外电子数决定。
r r r 讨论：比较 H 、 H+ 、 H-
r r r H+ < H < H-
1、同种元素的不同微粒： 核外电子数越多，半径越大。
2、不同种元素的微粒：
（1）电子层数相同的原子： 核电荷数越大，原子半径减小。
例如：rNa >rMg>rAl
（2）最外层电子数相同的原子：
电子层数越多，半径越大。 例如：rLi <rNa <rK < rRb <rCs
高中化学必修2第一章知识点归纳总结
2 能使品红褪色的气体
素周期表中位置相近的元素性质相似，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
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。
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 原子之间通过共用电子对所形成的相
物理变化分子间 共价键 作 用力 化学 变化 共价键
特殊的物理性质是由
中存在一种被称为
作用力。水分子间
的
，
分子中的氢原子与另
子中的氧原子间所形
间作用力，这种作用
分子间作用力增加，
有较高的
。其
形成氢键的分子
有
。
高中元素推断技巧专题
一、 位置与结构
1、 是周期序数等于族序数 2 倍的元素。
2、 是最高正价等于最低负价绝对值 3 倍的元素。
（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．．．
1
周．期．性．变．化．的必然结果。
2. 同周期元素性质递变规律
氢化物稳定： HF＞HCl＞ HBr＞ HI
（Ⅲ）
2
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＋
高中化学必修二第一章物质结构元素周期律知识点(超全面)
第一章物质结构元素周期律第一节元素周期表核外电子Z 个核电荷数（Z ）=核内质子数=核外电子数2、质量数将原子核内所有的质子和中子的相对质量取近似整数值加起来，所得的数值，叫质量数。
a 一一代表质量数；b —一代表质子数既核c 一一代表离子的所带电荷数；d —一代表化合价e 一一代表原子个数补充：1、原子是化学变化中的最小粒子； 2、分子是保持物质的化学性质中的最小粒子； 3、元素是具有相同核电荷数即核内质子数的一类原子的总称二、核素、•同•位素1、 定义：核素：人们把具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子称为核素。
—、原子結构.1.原子核的构成原子A Z X厂原子核质子中子Z 个（A-Z ）个表示原子组成的一种方法质量数一• 核电荷数一• （核内质子数） 请看下列表示ac*X eAzX——元素符号电荷数；质量数（A ）=质子数（Z ）+中子数（N ）阳离子aW ":核电荷数二质子数 ＞核外电子数，核外电子数二a-m 阴离子, 核电荷数二质子数 ＜核外电子数，核外»：核电荷数二质子数 ＜核外电子数，核外电子数二b+ n=原子序数同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同核素（原子）互为同位素。
2、同位素的特点①化学性质几乎完全相同②天然存在的某种元素，不论是游离态还是化合态，其各种同位素所占的原子个数百分比（即丰度）一般是不变的。
练习：1、法国里昂的科学家最近发现一种只由四个中子构成的粒子，这种粒子称为“四中子”，也有人称之为’零号粒子的说法不正确的是（）B.该粒子质量数为4D.该粒子质量比氢原子大五种简单离子的核外电子数相等，与它们对应的原子的核电荷数由大到小I_ / n - m t3、现有点 和汕 两种离子，它们的电子数相同，则 a 与下列式子有相等关系的是（ ）(A) b —m _n (C ) b —m + n（B ） b+m + n（D ） b+ m-nT 核外共用X 个电子，原子的质量数为 A,则该元素原子里的中子数为（）4、某元素的阳离子（A ） A_x — nR(B ) A - x + n (C ) A + x - n( D ) A + x + n三、兀索周•期•衣的•结构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。
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) 22种，偶数周期中为(n2)22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族元素中， a/b 的值越小，元素的金属性越强，其最高氧化物对应水化物的碱性就越强；反之， a/ b 的值越大，元素的非金属性越强，其最高氧化物对应水化物的酸性就越强。
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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、周期表总结的总结原子序数 ＝ 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）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：ⅠA-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 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 + O 2 Li 2O 2Na + O 2 Na 2O 22 Na + 2H 2O ＝ 2NaOH + H 2↑ 2K + 2H 2O ＝ 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。
（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。
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 的金属点燃 点燃性逐渐增强。
高中化学必修二第一章元素周期律知识点
第二节元素周期律大地二中张清泉一、原子核外电子的排布1.在含有多个电子的原子里，电子分别在不同的电子层内运动。
用K、L、M、N、O、P、Q来表示从内到外的电子层，由内到外电子的能量逐渐升高。
2.核外电子的排布规律。
①电子总是优先排列在能量低的电子层内，然后由内向外由最低能量向最高能量逐步排布。
②各层电子层最多容纳的电子数为2(n表示电子层)。
③最外层电子数不超过8个（K是最外层时不超过2个），次外层电子数不超过18个，倒数第三层不超过32个。
习题（1）．下列选项中，表示ⅦA族某元素原子结构示意图的是A． B． C． D．答案：C【解析】分析：元素周期表中ⅦA族的元素，最外层电子数为7，根据原子结构示意图的表示方法及最外层电子数进行判断。
详解：A．表示的是氮原子，最外层电子数为5，位于周期表中ⅤA族、第二周期，故A错误；B．表示的是氧原子，最外层电子数为6，位于周期表第二周期、ⅥA族，故B错误；C．表示的是氯原子，最外层电子数为7，位于ⅦA族、第三周期，故C正确；D．表示的是镁原子，最外层电子数为2，位于第三周期、ⅡA族，故D错误；故选C。
点睛：本题考查了原子结构示意图的表示方法，注意掌握原子结构示意图的正确表示方法及含义，明确主族序数与原子最外层电子数的关系是解题关键。
习题（2）. 某粒子的结构示意图为，关于该粒子的说法正确的是A．核外电子数为16 B．在化学反应中易得电子C．属于金属元素 D．在周期表中位于第3周期第ⅥA族答案：D【解析】根据结构示意图，该粒子核外电子数为18，故A错误；根据结构示意图，质子数是16，电子数是18，为S2-，S2-具有还原性易失电子，故B错误；根据结构示意图，质子数是16，是硫元素，属于非金属元素，故C错误；硫元素在周期表中位于第3周期第ⅥA族，故D正确。
二、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）随着原子序数的递增而呈周期性的变化的规律。
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第2节 元素周期律
一、原子核外电子排布
1.在多个电子的原子中,核外电子是分层运动的,又叫做电子分层排布,并且原子核外的电子的能量是不同的,在离原子核较近的区域内运动的电子能量较低,在离原子核较进的区域内运动的电子能量较高. 电子层数(n)1 2 3 4 5 6 7 符 号 K L M N O P Q 电子层能量大小 K<L<M<N<O<P<Q
2.核外电子的排布规律
①电子总是先排在能量最低的电子层里,然后由里向外从能量低的电子层逐步向能量高的电子层排布(电子层所具有的能量越低,则位于该电子层的电子就越稳定) ②每个电子层最多容纳的电子数为2n 2个.
③最外层电子数不能超过8个(当K 层是最外层时,最多不能超过2个);次外层电子数不超过18个;倒数第三层不能超过32个.
(由近到进)
补充:①
核外电子的能量(由低到高)
②核外电子的运动特点:运动速度快、运动空间小、在某一时刻无法准确测定其速率和位置,不能描绘运动轨迹.
特别提醒:1~20号元素原子核外电子排布的特点:
①最外层电子数和次外层电子数相等的原子是Be 、Ar ②最外层电子数是次外层电子数2倍的原子是C ③最外层电子数是次外层电子数3倍的原子是O ④最外层电子数是次外层电子数4倍的原子是Ne ⑤次外层电子数是最外层电子数2倍的原子是Li 、Si ⑥内层电子总数是最外层电子数2倍的原子是Li 、P ⑦电子层数和最外层电子数相等的原子是H 、Be 、Al ⑧电子层数是最外层电子数2倍的原子是Li 、Ca ⑨最外层电子数是电子层数2倍的原子是He 、C 、S ⑩最外层电子数是电子层数3倍的原子是O 二、元素周期律
1.定义:元素的性质随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律.
2.实质:元素原子核外电子排布呈现周期性变化的结果.
3.具体的表现形式
价一般存在于由该元素所组成的气态氢化物中.
三、元素周期表和元素周期律的应用
1.元素周期表中元素的分区
从上表我们可得出以下结论:①虚线左边是金属元素,虚线右边是非金属元素,最后一个纵行是稀有气体元素.但是由于元素的金属性与非金属性之间并没有严栺的界限,因此,位于分界线附近的元素既有金属性又有非金属性②金属性最强的元素是位于元素周期表的左下角的金属Cs(或Fr);非金属性最强的元素是位于元素周期表的右上角的金属F③原子半径最大的元素是Cs(或Fr),原子半径最小的元素是H.
2.元素周期表和元素周期律的应用
(1)根据周期表中的位置寻找位置元素
(2)预测元素的性质(由元素的递变规律推测)
①比较不同周期、不同主族元素的性质
如金属性Mg>Al,Ca>Mg,则碱性Mg(OH)2>Al(OH)3,Ca(OH)2>Mg(OH)2
②推测元素的某些性质
如已知卤族元素的性质递变规律,可推知元素砹(At)应为黑色固体,与H2难化合,HAt不稳定,水溶液呈酸性,AgAt难溶于水等.
(3)启发人们在一定区域内寻找新物质
原子半径、离子半径的大小,与其电子层数、核电核数以及核外电子数有关
(1)同周期元素的原子半径
位于同一周期元素的原子,从左到右随着原子核电荷数的增加,其原子半径逐渐减小(稀有气体元素的原子除外).
(2)同主族元素的原子半径
同主族元素的原子半径,从上到下随着原子核电荷数的增加,电子层数逐渐增多,原子半径逐渐增大.比如碱金属元素的原子半径大小为:r(Cs)>r(Rb)>r(K)>r(Na)>r(Li);卤族元素的原子半径大小为:r(I)>r(Br)>r(Cl)>r(F).
(3)同种元素的原子半径与它形成的相应离子半径的大小比较
①阳离子半径小于相应的原子半径(因为阳离子的电子层比相应的原子的电子层数少了一个电子层)②阴离子半径大于相应的离子半径(因为阴离子与相应的原子的电子层数相同,但阴离子最外电子层上的电子数已达稳定结构,比相应的原子的最外电子层的电子数要多).
(4)相同元素的原子显示不同价态时,价态越高其原子半径越小.比如H2SO4分子中S原子的半径小于H2SO3分子中S原子的半径.
(5)同主族元素形成的离子,从上到下随核电荷数的增加,电子层数增多,离子半径逐渐增大.如碱金属元素形成的阳离子半径大小为:Li+<Na+<K+<Rb+<Cs+;卤族元素形成的离子半径大小为:F-<Cl-<Br-<I-.
(6)同周期元素形成的离子,比较其半径大小时应分成两段分别迚行.
①同周期元素形成的阳离子,从左到右随核电荷数的增加,阳离子半径逐渐减小.比如第三周期中阳离子半径大小为:Na+>Mg2+>Al3+.
②同周期元素形成的阴离子,从左到右随核电荷数的增加,阴离子半径逐渐减小.比如第三周期中阴离子半径大小为:S2->Cl-.
通过以上两点,我们可得出同一周期中的阳离子半径均小于同周期的阴离子半径.
(7)核外电子排布相同的离子(不管是阴离子还是阳离子),随核电荷数的增加,其离子半径逐渐较小.比如第二周期中的阴离子与第三周期的阳离子,其核外电子排布相同,这些离子半径的大小为:O2->F->Na+>Mg2+>Al3+
(8)同一元素形成的带不同电荷的阳离子,所带电荷数多的离子半径小.比如Fe3+离子半径小于Fe2+离子半径.
五、常见的10电子和18电子微粒。