1、Z高一化学必修二知识点总结归纳总复习提纲第一章 物质结构 元素周期律一、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（ A X ） 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）阴离子的核外电子数 = 质子数 电荷数（）阳离子的核外电子数 = 质子数 电荷数（）熟背前 20 号元素，熟悉 120 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：电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；各电子层最多容纳的电子数是 2n2；最外层
2、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：按原子序数递增的顺序从左到右排列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）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
3、数原子最外层电子数（过渡元素的族序数不一定等于最外层电子数）2.结构特点：核外电子层数 元素种类第一周期 1 2 种元素短周期 第二周期 2 8 种元素周期 第三周期 3 8 种元素元 （7 个横行） 第四周期 4 18 种元素素 （7 个周期） 第五周期 5 18 种元素周 长周期 第六周期 6 32 种元素期 第七周期 7 未填满（已有 26 种元素）表 主族：AA 共 7 个主族族 副族：BB、BB，共 7 个副族（18 个纵行） 第族：三个纵行，位于B 和B 之间（16 个族） 零族：稀有气体加上三、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
4、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三周期元素 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar(1)电子排布 电子层数相同，最外层电子数依次增加(2)原子半径 原子半径依次减小 (3)主要化合价 1 2 3 44536271(4)金属性、非金属性金属性减弱，非金属性增加 (5)单质与水或酸置换难易冷水剧烈热水与酸快与酸反应慢 (6)氢化物的化学式 SiH4 PH3 H2S HCl (7)与 H2化合的难易 由难到易 (8)氢化物的稳定性 稳定性增强 (9)最高
5、价氧化物的化学式Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 (10)化学式 NaOHMg(OH)2Al(OH)3 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4 (11)酸碱性 强碱 中强碱 两性氢氧化物弱酸 中强酸强酸 很强的酸最高价氧化物对应水化物(12)变化规律碱性减弱，酸性增强 第A 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A 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）单质与水或酸反应生成氢气容易（难） ；
6、氢氧化物碱性强（弱） ；相互置换反应（强制弱）FeCuSO 4FeSO 4Cu。单质的还原性（或离子的氧化性）原电池中正负极判断，金属腐蚀难易；（2）非金属性强（弱）单质与氢气易（难）反应；生成的氢化物稳定（不稳定） ；最高价氧化物的水化物（含氧酸）酸性强（弱） ；相互置换反应（强制弱）2NaBrCl 22NaClBr 2。单质的氧化性（或离子的还原性） ；（）同周期比较：金属性：NaMgAl与酸或水反应：从易难碱性：NaOHMg(OH) 2Al(OH) 3 非金属性：SiPSCl单质与氢气反应：从难易氢化物稳定性：SiH 4PH 3H 2SHCl酸性(含氧酸)：H 2SiO3H 3PO4H
7、2SO4HClO 4 （）同主族比较：金属性：LiNaKRbCs（碱金属元素）与酸或水反应：从难易碱性：LiOHNaOHKOHRbOHCsOH非金属性：FClBrI（卤族元素）单质与氢气反应：从易难氢化物稳定：HFHClHBrHI（）金属性：LiNaKRbCs还原性(失电子能力)：LiNaKRbCs氧化性(得电子能力)：Li Na K Rb Cs 非金属性：FClBrI氧化性：F 2Cl 2Br 2I 2还原性：F Cl Br I 酸性(无氧酸)：HFHClHBrHI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）电子层数相同时，再比较核电荷数，核电
8、荷数多的半径反而小。元素化合价规律最高正价 = 最外层电子数，非金属的负化合价 = 最外层电子数8，最高正价数和负化合价绝对值之和为 8；其代数和分别为：0、2、4、6。化合物氟元素、氧元素只有负价（-1、-2 ） ，但 HFO 中 F 为 0 价；金属元素只有正价；化合价与最外层电子数的奇、偶关系：最外层电子数为奇数的元素，其化合价通常为奇数，如 Cl 的化合价有 +1、+3、+5、+7 和-1 价。最外层电子数为偶数的元素，其化合价通常为偶数，如 S 的化合价有-2 、+4、+6 价。第二章 化学键 化学反应与能量一、化学键化学键是相邻两个或多个原子间强烈的相互作用。1.离子键与共价键的比
9、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 活泼金属与活泼非金属元素之间（特殊：NH 4Cl、NH 4NO3等铵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）极性共价键（简称极性键）：由不同种原子形成，AB 型，如，HCl。共价键非极性共价键（简称非极性键）：由同
10、种原子形成，AA 型，如，ClCl。2.电子式：电子式是用来表示原子或离子最外层电子结构的式子。原子的电子式是在元素符号的周围画小黑点（或）表示原子的最外层电子。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。 分子或共价化合物电子式，正确标出共用电子对数目。CCl4离子化合价电子式，阳离子的外层电子不再标出，只在元素符号右上角标出正电荷，而阴离子则要标出外层电子，并加上方括号，在右上角标出负电荷。阴离子电荷总数与阳离子电荷总数相等，因为化合物本身是电中性的。 结构式：用一根短线来表示一对共用电子（应用于共价键）。二、化学反应与能量1、化学键与化学反应中能量变化的关系 化学反应过程中伴随着能量的变化任何化学反应除遵循质量守恒外，同样也遵循能量守恒。反应物与生成物的能量差若以热量形式表现即为放热反应或吸热反应
