人教版必修2第一章物质结构元素周期律复习
H—H + Cl—Cl
旧化学键断裂，新化学键形成的过程。 旧化学键断裂，新化学键形成的过程。 断裂 形成的过程
五、化学键
定义： 离子相结合或原子相结合的 定义：使离子相结合或原子相结合的
极性键 共价键 非极性键
化学键。 作用力叫做化学键 作用力叫做化学键。
化学键
离子键
由阴、阳离子之间通过静电作用所 阳离子之间通过静电作用所 之间通过静电作用 形成的化学键叫离子键 形成的化学键叫离子键 原子之间通过共用电子对所形成的 原子之间通过共用电子对所形成的 之间通过共用电子对 化学键叫共价键 化学键叫共价键
离子键和共价键的比较
离 子 键 成键微粒 阴、阳离子 成键本质 静电作用 表示方法 Na+ [ ： ·· ：Cl ] 成键元素 活泼金属与活 泼非金属元素 存在 只存在于离 子化合物中 共 价 键 原子 共用电子对
··
·· H Cl ·· ··
同种或不同种 非金属元素
非金属多原子单质、 非金属多原子单质、共 价化合物及部分离子化 合物中
O、F元素除外（无 、 元素除外 元素除外（ 正化合价） 正化合价） 最高正化合价数=主族序数＝ 最高正化合价数 主族序数＝最外层电子数 主族序数 ＝价电子数 最低负化合价数=达到稳定结构所需电子数 最低负化合价数 达到稳定结构所需电子数 =8－主族序数 －
2、元素周期律 、 元素的性质随着原子序数的递增而呈 元素周期律。 周期性变化的规律叫做元素周期律 周期性变化的规律叫做元素周期律。
三、核外电子的排布规律及表示方法 1、核外电子总是尽先排布在能量最低的电子 、 层里，然后由里往外， 层里，然后由里往外，依次排布在能量较高的 电子层里（这就是能量最低原理）。 电子层里（这就是能量最低原理）。 2、各电子层最多能容纳的电子数为 2n2 、 3、最外层电子数不能超过 8（当K层为最外层 、 （ 层为最外层 时不能超过 2 ）。 4、次外层电子数不能超过 18 ，倒数第三层 、 电子数不能超过 32 。
质
A Z
X
核电荷数(质子数 为 核电荷数 质子数)为Ｚ， 质子数 质量数为Ａ 质量数为Ａ
质量数（ ） 质子数（ ）＋中子数（ ） ）＋中子数 质量数（A）＝质子数（Z）＋中子数（N）
相对原子质量＝质子数（ ）＋中子数（ ） ）＋中子数 相对原子质量＝质子数（Z）＋中子数（N）
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ -a + d c+ -b
3、元素性质呈周期性变化的根本原因是 、 元素原子的核外电子排列呈周期性变化 4、同周期、同主族元素结构、性质的递 、同周期、同主族元素结构、 变规律及金属元素、非金属元素的分区： 变规律及金属元素、非金属元素的分区： 分界线左边是金属元素，分界线右边 左边是金属元素 分界线左边是金属元素，分界线右边 是非金属元素，最右一个纵行是稀有气体 是非金属元素，最右一个纵行是稀有气体 元素。见下图： 元素。见下图：
H︰H ︰ H︰N︰H ︰ ︰ ‥ H ‥ H︰O︰ ︰ ︰ ‥ H H︰C︰H ︰ ︰ ‥ H
·· Cl ] Na+ [： ： ··
·· H Cl ·· ··
··
分子结构和化学键
用电子式表示离子键、 用电子式表示离子键、共价键的形成过程
.
2
＋ ＋
H H×
.
×
H
化学反应的实质： 化学反应的实质：
X
e
a、b、c、d、e各代表什么？
a——代表质量数； 代表质量数； 代表质量数 b——代表核电荷数 质子数 ； 代表核电荷数(质子数 代表核电荷数 质子数) c——代表离子的电荷数； 代表离子的电荷数； 代表离子的电荷数 d——代表化合价； 代表化合价； 代表化合价 e ——代表原子个数 代表原子个数
··
5、共价键可分为极性键和非极性键。 、共价键可分为极性键和非极性键。 键等为极性键； 如：H—Cl、H—F键等为极性键；H— 、 键等为极性键 H、Cl—Cl键等为非极性键。 键等为非极性键。 、 键等为非极性键 电子式： 电子式： 元素符号周围用“ ” 元素符号周围用“•”或“×”来表示原 子的最外层电子（价电子） 子的最外层电子（价电子）的式子叫做电 H 子式。 子式。 ‥ ‥
粒子半径比较
1、电子层数、核电荷数均不同，电子层 、电子层数、核电荷数均不同， 数越多，半径越大。（例如： 。（例如 数越多，半径越大。（例如：Na<K） ） 2、电子层数相同，核电荷数不同时，核 、电子层数相同，核电荷数不同时， 电荷数大的半径反而小。（例如： 电荷数大的半径反而小。（例如： 。（例如 Na>Mg、Na+>Mg2+） 、 3、当核电荷数相同、电子层数也相同的 、当核电荷数相同、 时候，核外电子数越多，半径越大。 时候，核外电子数越多，半径越大。 例如： （例如：Cl<Cl-）
第一章物质结构元素周期律
归纳整理
一、元素： 具有相同核电荷数（即核内质子数） 元素： 具有相同核电荷数（即核内质子数）
的一类原子的总称。 的一类原子的总称。
二、原子的构成: 原子的构成: 原 质子－ 质子－决定元素种类 决定质量数 子 核 近似相对原子量) (近似相对原子量) 原 中子 子 核 外 决定 电子层－决定所在周期 电子层－ 电 元素 子 的性 最外层电子－决定主族序数 最外层电子－
非金属性逐渐增强
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
1 2 3 4 5 6 7
金 属 性 逐 渐 增 强 B Al Si Ge As Sb
非 金
非金属区
属 性 逐 渐 增 强
At
零 族 元 素
金属区
Te Po
金属性逐渐增强
元素的金属性和非金属性判断依据
元素金属性强弱的判断依据： 元素金属性强弱的判断依据： 1) 单质跟水或酸起反应置换出氢的难易； 单质跟水或酸起反应置换出氢的难易； 2) 元素最高价氧化物的水化物 元素最高价氧化物的水化物——氢氧化 氢氧化 物的碱性强弱。 物的碱性强弱。 3) 置换反应 元素非金属性强弱的判断依据： 元素非金属性强弱的判断依据： 1) 最高价氧化物的水化物的酸性强弱； 最高价氧化物的水化物的酸性强弱； 2) 单质与氢气生成氢化物的难易或生成氢 化物的稳定性。 化物的稳定性。 3) 置换反应
（2）16个族 ） 个族 七个主族：由长周期和短周期元素组成， 七个主族：由长周期和短周期元素组成， IA~VIIA 位于第 、2、13、14、15、16、 位于第1、 、 、 、 、 、 17纵行 纵行 七个副族：仅由长周期元素组成， 七个副族：仅由长周期元素组成，IB~VIIB 位于第11、 、 、 、 、 、 纵行 位于第 、12、3、4、5、6、7纵行 一个第Ⅷ族：位于第8、9、10三个纵行 一个第Ⅷ 位于第 、 、 三个纵行 一个0族 稀有气体元素族，位于第 纵行 一个 族：稀有气体元素族，位于第18纵行 元素族
注意：以上四条规律是相互联系的，不能孤 注意：以上四条规律是相互联系的，
立地理解。 立地理解。
四、元素周期表和元素周期律
1、元素周期表的结构 、 （1）7个周期 周期序数＝电子层数 ） 个周期 周期序数＝ 第1周期 2种元素 周期 种元素 三个短周期 第2周期 8种元素 周期 种元素 第3周期 8种元素 周期 种元素 第4周期 18种元素 周期 种元素 三个长周期 第5周期 18种元素 周期 种元素 第6周期 32种元素 周期 种元素 一个不完全周期：第七周期，现有26种元素 种元素。 一个不完全周期：第七周期，现有 种元素。
(1)同周期元素随原子序数递增，核外电子排列 同周期元素随原子序数递增， 同周期元素随原子序数递增 呈周期性变化； 呈周期性变化； (2)同周期元素随原子序数递增，原子半径减小； 同周期元素随原子序数递增， 减小； 同周期元素随原子序数递增 原子半径减小 原因：同周期元素电子层数相同， 原因：同周期元素电子层数相同，原子半径决 定于核电荷数，核电荷数(原子序数 越大， 原子序数)越大 定于核电荷数，核电荷数 原子序数 越大， 核对电子吸引力越强，则原子半径越小。 核对电子吸引力越强，则原子半径越小。 (3)同周期元素随原子序数递增，主要化合价呈 同周期元素随原子序数递增， 同周期元素随原子序数递增 周期性变化； 周期性变化； 最高正价： ～ 最高正价：+1～+7 最低负价： ～－1 最低负价：由－4～－ ～－
高中化学必修二知识点大全
高中化学必修二知识点大全高中化学必修2知识点归纳总结第一章物质结构、元素周期律一、原子结构原子由质子、中子和电子组成。
其中，质子数量决定了元素的种类，中子数量则决定了同一元素不同核素的存在，而电子则决定了元素的化学性质。
原子序数等于核电荷数等于质子数，也等于核外电子数。
电子按照能量最低的原则排布在不同的电子层中，每个电子层最多容纳2n个电子，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。
二、元素周期表元素周期表是按照原子序数递增的顺序，将元素按照电子层数和最外层电子数的不同排列而成的表格。
周期数等于元素最外层电子层数，主族序数等于元素最外层电子数。
元素周期表中，横行称为周期，纵列称为族，共有7个主族和7个副族，以及三个Ⅷ族和一个零族。
周期表中的元素按照一定的规律排列，能够显示出元素的物理和化学性质的周期性变化。
例如，同一周期内的元素具有相似的电子结构和化学性质，而同一族内的元素具有相同的最外层电子结构和化学性质。
三、元素周期律元素周期律是指元素周期表中元素物理和化学性质的周期性变化规律。
元素周期律包括原子半径、电子亲和能、电离能、电负性等物理和化学性质的周期性变化。
例如，原子半径随着周期数的增加而逐渐减小，而同一周期内原子半径随着原子序数的增加而逐渐减小。
电子亲和能和电离能则相反，随着周期数的增加而逐渐增大，而同一周期内电子亲和能和电离能随着原子序数的增加而逐渐减小。
掌握元素周期律可以帮助我们预测元素的物理和化学性质，从而更好地理解和应用化学知识。
元素周期律是指元素的性质随着核电荷数的递增而呈现周期性变化的规律。
这些性质包括核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性和非金属性。
这种周期性变化实际上是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果。
同一周期内的元素性质也存在递变规律。
以第三周期元素为例，它们的电子排布和原子半径随着核电荷数的增加而发生变化，而主要化合价则依次为+1、+2、+3、-4、+5、-3、+6、-2、+7和-1.此外，金属性和非金属性、单质与水或酸置换、氢化物的化学式、与H2化合的难易、氢化物的稳定性、最高价氧化物的化学式、酸碱性以及变化规律等方面也存在一定的变化规律。
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必修2第一章 物质结构 元素周期律一、元素周期表1、元素周期表是俄国科学家门捷列夫发明的2、写出1~18号元素的原子结构示意图3、元素周期表的结构7个周期（三短、三长、一个不完全），周期数=电子层数7个主族、7个副族、一个零族、一个Ⅷ族，主族序数＝最外层电子数 4、碱金属元素（1）碱金属元素的结构特点：Li 、Na 、K 、Rb 的最外层电子数、原子半径对其性质的影响。
（2）Na 与K 分别与水、氧气反应的情况 分别与出K 、Na 与水反应的化学方程式（3）从上到下随着核电荷数的增加性质的递变规律 （4）同族元素性质的相似性 5、卤族元素（1）卤族元素的结构特点：F 、Cl 、Br 、I 的最外层电子数、原子半径对其性质的影响。
（2）单质与氢气发生反应的条件与生成气态氢化物的稳定性 （3）卤素间的置换反应（4）从上到下随着核电荷数的增加性质的递变规律 （5）同族元素性质的相似性结论：同主族元素从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
3、核素（1）核素的定义： A P X（2）同位素： 1 1H 、 2 1H 、 3 1H（3）原子的构成：二个关系式：质子数 = 核电荷数 = 核外电子数 质量数A = 质子数P + 中子数N（3）几种同位素的应用： 126C 、146C 、 2 1H 、 3 1H 、238 92U二、元素周期律1、原子核外电子的排布（1）原子核外电子是分层排布的，能量高的在离核远的区域运动，能量低的在离核近的区域运动（2）电子总是先从内层排起，一层充满后再排入下一层，依次是K、L、M、N（3）每个电子层最多只能容纳2n2个电子。
最外层最多只能容纳8个电子（氦原子是2 个）；次外层最多只能容纳18 个电子；倒数第三层最多只能容纳32 个电子。
2、元素周期律随着原子序数的递增，元素的性质呈周期性变化的规律原子的电子层排布的周期性变化原子半径的周期性变化主要化合价的周期性变化3、第三周期元素化学性质变化的规律金属性的递变规律（1）钠镁与水反应现象，比较钠镁与水反应的难易（方程式书写）（2）镁铝与盐酸反应的难易（现象，方程式）（3）比较钠镁铝最高价氧化物对应水化物的碱性强弱非金属性的递变规律（1）比较硅、磷、硫、氯与氢气反应的难易以及气态氢化物的稳定性（2）比较它们的最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱（3）向硫化氢水溶液中滴入氯水的现象结论：同一周期从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
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 13H 1、、、、要点四、核外电子数相等的微粒例题：两种微粒的质子数和电子数均相等，下列关于两种微粒间关系的说法错误的是( ) A ．它们可能是不同的分子 B ．它们可能是不同的离子 C ．它们可能互为同位素D ．它们可能是分子和离子 要点五、元素周期律元素周期表中主族元素性质的递变规律要点六、比较元素的金属性强弱和非金属性强弱的一般方法金属性比较本质原子越易失电子、金属性越强判断依据1．在金属活动顺序表中越靠前，金属性越强。
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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。
化学必修2 《 第一章 物质结构 元素周期律》单元复习-人教版 .ppt
注意审题
可用十字交叉法求出原子个数比
[例3] 电解水和重水的混合液，通电一段时间后， 若两极共产生18. 5g 气体，其体积为33. 6L(标准 状况)，试求生成的H2 和D2 的物质的量的比。
设生成H2 的物质的量为x ，生成D2 的物质的量为y 2H2O x
电解 电解
2H2 + O2 2D2O 2D2 + O2 x x/2 y y y/2 ( x + x/2 + y + y/2 )× 22. 4 L/mol = 33. 6 L x· 18g/mol + y· 20g/mol = 18. 5 g x = 0. 75mol y = 0. 25mol n ( H2 ) : n ( D2 ) = 0.75mol :0.25mol = 3 : 1
7
元素周期律与元素周期表
⑴ 元素周期律的实质 ⑵ 元素周期表的结构。 (重点:第三周期，ⅠA，ⅦA) ⑶ 元素在周期表的位置、结构及性质的关系。 ⑷ 判断微粒半径大小，元素及化合物的递变 规律，或者它们的逆向推断。 ⑸ 推断未知元素及其化合物的性质。
8
[例1] 在周期表中，第三、四、五、六周期元素的数目 分别是（ B ）
若甲为第六周期元素(Cs、Ba)，则乙的原子序数为 X+32。
10
[例3]X、Y属短周期元素，X原子的最外层电子数 是次外层电子数的一半，Y位于X的前一周期，且 最外层只有一个电子。则X和Y形成的化合物的化 学式可表示为（ A ）
（A）XY （B） XY2 （C） XY3 （D） X 2Y 3
X原子的最外层电子数是次外层电子数的一半，则 X可能是Li (2,1) 或 Si ( 2,8,4 ) 若 X为Li，则Y为H ， 能组成 LiH 。 若 X为Si，则Y为Li ，不可能生成题目所 示 的化合物。
【整合版】化学必修二第一章《物质结构 元素周期律》知识点
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） 原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数核外电子（Z 个）阳离子中：核电荷数=离子核外电子数 + 离子电荷数 阴离子中：核电荷数=离子核外电子数 - 离子电荷数 2、电子层划分 3、核外电子排布规律（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 从能量低的电子层逐步向能量高的电子层摆布（即排满K 层再排L 层，排满L 层再排M 层）。
（2）各电子层最多容纳的电子数是 2n 2个(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2 个）；次外层电子数不超过18 个；倒数第三层不超过32 个。
4、概念元素：具有相同 核电荷数（质子数）的同一类原子的总称核电荷数决定元素种类 核素：具有一定数目 质子 和一定数目 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之间的互称。
例：氕（1 1H ）、氘（2 1D ）、氚（3 1T ） 同素异形体：同种元素原子组成结构不同的不同单质之间的互称。
例：O 2与O 3，白磷与红磷，石墨与金刚石等［粒子半径大小的比较］（1）同周期元素的原子或最高价阳离子的半径随着核电荷数的增大而逐渐减小（除稀有气体外）。
例：Na>Mg>Al>Si, Na +>Mg 2+>Al 3+（2）同主族元素的原子或离子随核电荷数增大而逐渐增大。
例：Li<Na<K, Li +<Na +<K +（3）电子层结构相同（核外电子排布相同）的离子半径（包括阴阳离子）随核电荷数的增加而减小。
例：O 2->F ->Na +>Mg 2+>Al 3+(上一周期元素形成的阴离子与下一周期元素形成的阳离子有此规律)（4）同种元素原子形成的粒子半径大小为：阳离子<中性原子<阴离子；价态越高的粒子半径越小。
人教版必修2第一章物质结构元素周期律复习(精)
2、元素周期律 元素的性质随着原子序数的递增而呈 周期性变化的规律叫做元素周期律。
(1)同周期元素随原子序数递增，核外电子排列 呈周期性变化； (2)同周期元素随原子序数递增，原子半径减小； 原因：同周期元素电子层数相同，原子半径决 定于核电荷数，核电荷数(原子序数)越大， 核对电子吸引力越强，则原子半径越小。
第一章物质结构元素周期律
归纳整理
一、元素： 具有相同核电荷数（即核内质子数）
的一类原子的总称。
二、原子的构成:
质子－决定元素种类 原 决定质量数
原 子
子 核 中子 核 外 电 子
决定 元素 的性 质
(近似相对原子量)
电子层－决定所在周期
最外层电子－决定主族序数
A Z
X
核电荷数(质子数)为Ｚ， 质量数为Ａ
（2）16个族 七个主族：由长周期和短周期元素组成， IA~VIIA 位于第1、2、13、14、15、16、 17纵行 七个副族：仅由长周期元素组成，IB~VIIB 位于第11、12、3、4、5、6、7纵行
一个第Ⅷ族：位于第8、9、10三个纵行 一个0族：稀有气体元素族，位于第18纵行
O、F元素除外（无 正化合价） 最高正化合价数=主族序数＝最外层电子数 ＝价电子数 最低负化合价数=达到稳定结构所需电子数 =8－主族序数
注意：以上四条规律是相互联系的，不能孤
立地理解。
四、元素周期表和元素周期律
1、元素周期表的结构 （1）7个周期 周期序数＝电子层数 第1周期 2种元素 三个短周期 第2周期 8种元素
第3周期 8种元素 第4周期 18种元素 三个长周期 第5周期 18种元素 第6周期 32种元素 一个不完全周期：第七周期，现有26种元素。
高中化学必修2 第1章 《物质结构 元素周期表》核心知识点
第一章 物质结构 元素周期表第一节 元素周期表一、周期表原子序数 ＝ 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．元素的性质和原子结构（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。
点燃 点燃 过渡元素结论：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的金属性逐渐增强。
（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Ｆ2到Ｉ2）（１）卤素单质的颜色逐渐加深；（２）密度逐渐增大；（B r2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：Ｘ2 ＋H2＝2 HXF2Cl2Br2I2卤素单质与H2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 +Cl2＝2NaCl + Br2氧化性：Cl2________Br2；还原性：Cl－_____Br－2NaI +Cl2＝2NaCl + I2氧化性：Cl2_______I2；还原性：Cl－_____I－2NaI +Br2＝2NaBr + I2氧化性：Br2_______I2；还原性：Br－______I－结论：F2 F-Cl2 Cl-Br2 Br-I2 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（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。
(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.doc
第一章物质结构元素周期律知识点总结1、元素周期表:2一、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。
3、物理特性：①颜色逐渐加深；②密度不断增大（Na〉K）;③熔沸点逐渐降低；④均是热和电的良导体。
4、化学特性：①与氧气反应越来越剧烈，产物越来越复杂；②与水或酸的反应越来越剧烈；③最高价氧化物对应的水化物都是强碱，且碱性依次增强。
（LiOH<NaOH<KOH<RbOH<CsOH）点燃（金属锂只有一种氧化物）4Li + 02Li 2O2Na + 02Na 2O 22Na +2H 2O = 2NaOH + H 2f 2K + 2H 2O = 2K0H + H 2T2R + 2H 2O = 2 ROH + H 2 TNa 、K 需保存于煤油中，但Li 的密度比煤油小，所以Li 必须保存在密度更小的石蜡油中或密封于石蜡二、 卤族元素：1、 氟氯溴碘砹（F 、Cl 、Br 、I 、At ）2、 物理递变：①颜色：逐渐加深；②状态：g-1-s ；③密度：不断增大；④熔沸点逐渐升高。
3、 化学特性：①非金属性（氧气性）：F 2>CI 2>Br 2>l 2；②阳离子的还原性：F _<Cl"<Br"<I'；③与H2 反应的难易：易难；④氢化物的稳定性：HF>HCI>HBr>HI ；⑤氢化物的还原性：HF < HCI<HBr<HI;⑥ 氢化物溶于水形成酸的酸性：HF<HCI<HBr<HI ；最高价氧化物对应水化物的酸性：HCIO 4>HBrO 4>HIO 4 4、 特殊性质⑴F 无正价，无含氧酸；（2）F 2与水反应放出氧气2F 2+2H 2O=4HF+O 2，HF 在HX 中沸点最高，因为分子间存在氢键。
2022届高中化学人教版必修2知识点复习 第一章、物质结构、元素周期律 Word版
第一章、物质结构、元素周期律学问体系： 一．原子结构1、 构成原子的粒子间的关系：原子核：质子（Z ）、中子（A －Z ） 核外电子⨯A Z代表质量为Ａ，质子数为Ｚ的Ｘ原子。
原子：质子数=核电荷数=核外电子数=原子序数 质量数（A ）=质子数（Z ）＋中子数（N ） 2、同位素、核素具有肯定数目的质子和肯定数目的中子的一种原子，叫做核素。
质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称同位素，同一元素的不同核素间位素。
如35Cl 、37Cl同一元素的不同核素：①化学性质基本相同；②各自所占的原子个数百分比保持肯定。
3、 核外电子排布核外电子运动特征：① 多电子原子里，电子分层排布：K 、L 、M 、N 、O 、P 、Q……； ② 电子按能量由低向高依次从内层向外层排布； ③ 每个电子层所能容纳的电子不超过2n 2个；最外层电子不能超过8个；次外层电子不能超过18三层电子不能超过32个。
4、相对原子质量 ⑴原子的相对原子质量：以一个12C 原子质量的1/12质量，单位为1，可忽视不写。
原子的质量一个原子的质量一个C 121A M(A)126⨯=⑵元素相对原子质量的计算：元素的相对原子质量是按各种自然 同位素原子所占的原子个数百分比求出的平均值。
二、元素周期律和元素周期表 三、1．元素周期律三、化学键 表4.化学键、离子键的概念离 子 键 形成条件 和缘由形成过程表示方法A ．影响强度的因素及对物质的影响 离子半径：离子半径越小，作用越强。
含有该键的离子化合物的熔沸点就越高。
离子电荷：离子电荷越多，作用越强。
含有该键的离子化合物的熔沸点就越高。
定义 原子间通过共用电子对所形成的化学键，叫共价键 形成条件 一般是非金属元素之间形成共价键，成键原子具有未成对电子 本质 成键的两原子核与共用电子对的静电作用。
表示方法 电子式：∶•••••⨯Cl H H N H H••⨯•••⨯⨯结构式：H —Cl H —N —H形成过程 H ×+ ••••∶Cl · ——→ •••••⨯∶Cl H 分类分类依据：共用电子对是否发生偏移 非极性键定义：共用电子对不偏于任何一方 特点：存在于同种原子之间 A —A单质、共价化合物、离子化合物中都可能含有此键。