(word完整版)人教版化学必修二第一章知识点总结,推荐文档
2020高中化学人教版必修二教师用书：1-2-1 原子核外电子的排布 Word版含答案
姓名，年级：时间：第一课时原子核外电子的排布一、电子层1．电子的能量（1）在多电子原子里,电子的能量不同。
（2）在离核近的区域运动的电子的能量低，在离核远的区域运动的电子的能量高。
2．电子层(1)概念:在多电子的原子里，把电子运动的不同的区域简化为不连续的壳层,称作电子层.（2)不同电子层的表示及能量关系3.原子核外电子的排布规律（1）电子总是尽可能先从K层排起，当一层排满后再填充下一层。
（2)原子核外各电子层最多容纳2n2个电子.(3)原子最外层电子数不能超过8个（K层为最外层时不能超过2个)，次外层电子数不能超过18个。
二、电子层的表示方法1．钠原子的结构示意图如下，请注明其意义:2．原子结构示意图中，核内质子数等于核外电子数，而离子结构示意图中，二者则不相等。
如：Na＋；Cl－.阳离子：核外电子数__<__核电荷数。
阴离子：核外电子数__〉__核电荷数.1．正误判断（1)多电子原子中，在离核较近的区域内运动的电子能量较高（）(2）稀有气体元素的原子最外层都排有8个电子( )(3)M层为最外层时容纳的最多电子数不超过8个（)(4）原子核外各电子层容纳的电子数为2n2个( )［答案］(1)×(2)×（3）√(4)×2．某元素原子的最外层电子数是次外层电子数的3倍，则该元素核内质子数为 ( )A．3 B．7 C．8 D．10[答案］C3．下列原子(离子）的结构示意图正确吗？如有错误,请改正。
（1）磷原子____________________；(2）碳原子____________________；(3）钠原子____________________;(4)氟离子____________________。
［答案] （1)正确(2)不正确,(3）不正确，（4)正确知识点一原子核外电子的排布规律1.原子核外电子的排布规律2．核外电子排布的表示方法——结构示意图（1)原子结构示意图①用小圆圈和圆圈内的符号及数字表示原子核和核电荷数。
人教版化学必修二第一章知识点总结
人教版化学必修二第一章知识点总结但核电荷数递增。
２、物理性质的相似性和递变性：1）相似性：颜色深、有臭味、易溶于水、导电、易挥发。
2）递变性（从F到I）：①密度逐渐增大②熔点和沸点逐渐升高。
结论：卤族元素原子结构的相似性和递变性导致物理性质存在相似性和递变性。
３、化学性质1）相似性：卤族元素的化合价为-1价，容易失去一个电子成为单负离子。
2）递变性：①活性逐渐减弱②还原性逐渐增强结论：卤族元素原子结构的递变性导致化学性质的递变性。
注：还原性是指元素或化合物失去氧化物而变成较低氧化态的性质。
４、卤素的氧化性氧化性：卤素原子的电子亲和能随着核电荷数的增加而增加，因此，卤素的氧化性随核电荷数的增加而增强，即从F到I氧化性逐渐增强。
总结：卤族元素原子结构的相似性和递变性导致物理和化学性质的相似性和递变性。
三）氧族元素：１、原子结构相似性：最外层电子数相同，都为6个，但核电荷数递增。
２、物理性质的相似性和递变性：1）相似性：颜色深、有臭味、易溶于水、导电、易挥发。
2）递变性（从O到Te）：①密度逐渐增大②熔点和沸点逐渐升高。
结论：氧族元素原子结构的相似性和递变性导致物理性质存在相似性和递变性。
３、化学性质1）相似性：氧族元素的化合价为-2价，容易失去两个电子成为双负离子。
2）递变性：①还原性逐渐减弱②氧化性逐渐增强结论：氧族元素原子结构的递变性导致化学性质的递变性。
４、氧化性氧化性：氧族元素原子的电子亲和能随着核电荷数的增加而减小，因此，氧族元素的氧化性随核电荷数的增加而减弱，即从O到Te氧化性逐渐减弱。
总结：氧族元素原子结构的相似性和递变性导致物理和化学性质的相似性和递变性。
递变性是指从上到下，随着核电核数的增加，电子层数增多，原子半径增大。
物理性质的递变性表现为卤素单质的颜色逐渐加深，密度逐渐增大，单质的熔点和沸点也升高。
化学性质方面，卤素单质与氢气的反应剧烈程度依次减弱，生成的氢化物的稳定性也依次减弱。
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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、周期表原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数1、依照横行：电子层数同样元素按原子序数递加从左到右排列纵行：最外层电子数同样的元素按电子层数递加从上向下排列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：Ⅰ A- ⅦA族： 16 个〔共 18 个纵行〕副族 7 个： IB- Ⅶ B过渡元素第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：最外层电子数同样，都为 1 个递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增加，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 失态〕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，以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点燃Li 2O2Na点燃Na2O2 + O2+ O22 Na+2HO ＝2NaOH + H ↑2K+2HO ＝2KOH + H2↑2222R+2H2O ＝ 2ROH+H2↑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与氧气反响越来越简单②与水反响越来越强烈结论：①金属性逐渐增强②原子结构的递变性以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加，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。
因此从 Li 到 Cs 的金属性逐渐增强。
〔二〕卤族元素：１、原子结构相似性：最外层电子数同样，都为 7 个递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增加，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 失态〕〔３〕单质的熔、沸点高升3、化学性质〔 1〕卤素单质与氢气的反响：Ｘ2 ＋H 2＝ 2HXF 2 Cl 2 Br 2 I 2卤素单质与 H 2 的强烈程度：依次增强 ；生成的氢化物的牢固性：依次增强〔HF 最牢固〕〔 2〕卤素单质间的置换反响－ －2NaBr +Cl 2 ＝2NaCl + Br 2氧化性：22； 复原性： Cl _____BrCl ________Br2NaI +Cl 2 ＝ 2NaCl + I 2氧化性： Cl 2_______I 2；－ －复原性： Cl _____I－－2NaI +Br 2 ＝ 2NaBr + I 222；复原性： Br ______I氧化性： Br _______I结论：F 2F - Cl 2 Cl - Br 2Br -I 2I -单质的氧化性：从下到上依次增强〔F 2 氧化性最强〕 ,对于阴离子的复原性：从上到下依次增强〔I -复原性最强〕结论： ①非金属性逐渐减弱②原子结构的递变性以致化学性质的递变性。
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＋
(完整版)高一化学必修二知识点总结归纳总复习提纲
高一化学必修二期中考试知识点总结归纳第一章物质结构元素周期律一、原子结构原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数★熟背前20号元素，熟悉1～20号元素原子核外电子的排布：H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca2.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。
电子层：一（能量最低）二三四五六七对应表示符号：K L M N O P Q3.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目的中子的一种原子。
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。
(对于原子来说)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2.结构特点：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周期性变化．．．．．．．．．．．．．．．．的必然结果。
2.同周期元素性质递变规律第ⅠA族碱金属元素：Li Na K Rb Cs Fr （Fr是金属性最强的元素，位于周期表左下方）第ⅦA族卤族元素：F Cl Br I At （F是非金属性最强的元素，位于周期表右上方）★判断元素金属性和非金属性强弱的方法：（1）金属性强（弱）——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＋CuSO4＝FeSO4＋Cu。
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。
2018-2019学年高中化学(人教版)必修二教师用书：第一章 第三节 第2课时共价键Word版含解析
第2课时 共价键1．理解共价键的含义。
2．能用电子式表示共价化合物的形成过程。
3．了解化学键的含义，并从化学键角度理解化学反应的实质。
4．了解分子间作用力和氢键的形成原因及对物质熔、沸点的影响。
一、共价键及其表示方法1．共价键(1)概念：原子间通过共用电子对所形成的相互作用。
(2)成键粒子：原子。
(3)成键元素：同种或不同种非金属元素化合时能形成共价键。
(4)分类共价键⎩⎪⎨⎪⎧ 极性键——不同种元素原子间成键→共用电 子对发生偏移非极性键——同种元素原子间成键→共用电 子对不发生偏移(5)存在①非金属元素的多原子单质，如O2、N2、O3等。
②共价化合物，如H2O、CO2等。
③某些离子化合物，如NaOH、NH4Cl等。
2．共价化合物以共用电子对形成的化合物，叫做共价化合物。
3．共价键表示方法(1)用电子式表示共价型分子如：H 2: H H、N2N N、H2S:、CO2: 、CH4。
(2)用电子式表示共价分子形成过程(3)用结构式表示在化学上，常用一根短线“—”表示一对共用电子，这样的式子叫结构式。
书写时，未成键的电子对应略去。
如：HCl：H—Cl、N2：_______、CO2：O===C===O、CH4：___________。
二、化学键1．概念：使离子相结合或原子相结合的作用力通称化学键。
2．分类与成因化学键⎩⎪⎨⎪⎧离子键——原子间电子的得失共价键——原子间电子对的共用 3．化学反应本质物质发生化学反应的本质是旧化学键断裂与新化学键形成的过程。
三、分子间作用力和氢键1．分子间作用力分子间存在一种把分子聚集在一起的作用力叫做分子间作用力，又称范德华力。
分子间作用力主要影响物质的熔点、沸点等物理性质。
一般来说，对于组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，物质的熔点、沸点也越高。
2．氢键在H 2O 、NH 3、HF 等分子之间存在着一种比一般分子间作用力稍强的相互作用，这种作用叫做氢键。
2022版《优化方案》高中化学人教版必修二配套文档：第一章第三节 化学键 Word版含答案
第三节化学键[学习目标]1．了解化学键的概念，了解离子键、共价键的概念及形成。
2.了解离子化合物和共价化合物的概念。
3.生疏化学反应的实质。
学问点一离子键与共价键、离子化合物与共价化合物►自主探究自主学习探究归纳阅读教材P21～P23，思考并填空一、离子键1．氯化钠的形成过程——离子键的形成(1)试验探究(2)利用原子结构学问解释2．离子键和离子化合物二、共价键1．共价键(1)概念：原子间通过共用电子对所形成的相互作用。
(2)成键三要素①成键微粒：原子；②成键本质：共用电子对；③成键元素：一般是同种或不同种非金属元素。
(3)分类2．共价化合物(1)概念：以共用电子对形成分子的化合物。
(2)四类常见的共价化合物①非金属氢化物：如HCl、H2O等；②非金属氧化物：如CO2、SO3等；③含氧酸：如H2SO4、HNO3等；④大多数有机化合物：如甲烷、酒精等。
三、化学键1．概念：使离子相结合或原子相结合的作用力。
2．分类3．化学反应的本质表象：反应物中的原子重新组合为产物分子；本质：旧化学键的断裂和新化学键的形成。
自我测评►———————————————————(做一做)1．推断正误：(1)离子键就是阴、阳离子间的静电吸引。
(×)分析：离子键是阴、阳离子间的静电作用，包括静电吸引和静电排斥。
(2)非金属元素间肯定形成共价键。
(×)分析：非金属和非金属也能形成离子键，如氯化铵。
(3)共价键只存在于共价化合物中。
(×)分析：共价键存在于非金属单质的双原子分子中、共价化合物和某些离子化合物中，如NaOH、Na2O2。
(4)全部的物质中都含有化学键。
(×)分析：稀有气体元素形成的单质为单原子分子，故稀有气体的单质内无化学键。
2．思考：(1)全部的金属与非金属化合都形成离子化合物吗？提示：不肯定。
一般活泼金属与活泼非金属化合都形成离子化合物，但也可能形成共价化合物，如AlCl3。
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夯实基础提高能力满分答卷持之以恒第 1 页 共 8 页一、周期表嘉祥一中高一化学系列之知识清单第一章物质结构 元素周期表第一节元素周期表原子序数＝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二．元素的性质和原子结构（一）碱金属元素：第Ⅷ族 1 个（3 个纵行） 零族（1 个）稀有气体元素过渡元素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：点燃4Li +O 2Li 2O 2Na +O 2 点燃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。
注：金属性强弱的判断依据：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；（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 HX卤素单质与H2的剧烈程度：依次减弱；生成的氢化物的稳定性：依次减弱（2）卤素单质间的置换反应2NaBr +Cl2＝2NaCl + Br2氧化性：Cl2Br2；还原性：Cl－Br－2NaI +Cl2＝2NaCl + I2氧化性：Cl2I2；还原性：Cl－I－2NaI +Br2＝2NaBr + I2氧化性：Br2I2；还原性：Br－I－结论：单质的氧化性：依次减弱,对于阴离子的还原性：依次增强结论：①非金属性逐渐增弱②原子结构的递变性导致化学性质的递变性。
注：非金属性的强弱的判断依据：①从最高价氧化物的水化物的酸性强弱。
②与H2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，非金属性越强总结：递变性：从上到下（从F 到I2），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F 到I2的非金属性逐渐减弱。
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。
ZZ（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 )（５）在化学上，我们用符号 A X 来表示一个质量数为 A ，质子数为 Z 的具体的 X 原子。
原子 A X 中子N 个=（A －Z ）个原子核质子Z 个核外电子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。
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。
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。
(能量最低原理)。
（2）各电子层最多容纳的电子数是 2n 2（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）；次外层电子数目不超过 18 个；倒数第三层不超过 32 个。
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：逐渐增大3、主要化合价：每周期最高正化合价：＋１每周期负化合价：－４－１4、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）２Na + 2H 2O ＝2NaOH + H 2 ↑(容易)Mg + 2 H 2O △2Mg(OH)2 + H 2↑（较难）金属性：Na > Mg２）Mg + 2HCl ＝MgCl2+ H2↑(容易)2Al + 6 HCl ＝2AlCl3+3H2↑（较难）金属性：Mg > Al根据 1、2 得出：金属性Na > Mg> Al（３）碱性 NaOH > Mg(OH)2> Al(OH)3金属性：金属性Na > Mg> Al生成的氢化物越来越稳定2最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强故：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（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：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。
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。
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同 周 期（从左到右）同 主 族（从上到下）原子半径逐渐减小逐渐增大电子层排布电子层数相同最外层电子数递增电子层数递增最外层电子数相同失电子能力逐渐减弱逐渐增强得电子能力逐渐增强逐渐减弱金属性逐渐减弱逐渐增强非金属性逐渐增强逐渐减弱主要化合价最高正价（＋1 → ＋7）非金属负价 == ―（8―族序数）最高正价 == 族序数非金属负价 == ―（8―族序数）最高氧化物的酸性酸性逐渐增强酸性逐渐减弱对应水化物的碱性碱性逐渐减弱碱性逐渐增强非金属气态氢化物的形成难易、稳定性形成由难 → 易稳定性逐渐增强形成由易 → 难稳定性逐渐减弱一．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）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 、Na 2O 、K 2S 等（2）强碱：如 NaOH 、KOH 、Ba(OH)2、Ca(OH)2 等（3）大多数盐：如 Na 2CO 3、BaSO 4（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。
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：（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； （3）阴离子要用4方括号括起； （4）不能把“→”写成“＝”； （5）用箭头标明电子转移方向(也可不标)。
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：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。
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：H 2、X 2 、Ｎ2 等（稀有气体除外） 共价化合物：H 2O 、 CO 2 、SiO 2、 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。
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 Na +、、Mg 2＋等复杂阳离子：如 NH + 电子式：（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。
夯实基础提高能力满分答卷持之以恒分子或共价化合物电子式，正确标出共用电子对数目。