高一化学必修二知识点总结

高一化学必修二第一单元知识点总结

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Z

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第一单元原子核外电子排布与元素周期律

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.原子数AX原子序数dengyu核电荷数=质子数=原子的核外电子

数

核外电子（Z个）

★熟背前20号元素，熟悉1～20号元素原子核外电子的排布：

HHeLiBeBCNOFNeNaMgAlSiPSClArK

Ca

2.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：KLMNOPQ

3.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

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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：

核外电子层数元素种类

第一周期12种元素

短周期第二周期28种元素

周期第三周期38种元素

元（7个横行）第四周期418种元素

素（7个周期）第五周期518种元素

周长周期第六周期632种元素

期第七周期7未填满（已有26种元素）

表主族：ⅠA～ⅦA共7个主族

族副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7个副族

（18个纵行）第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB和ⅠB之间

（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

．．．．．．．．．．

子排布的周期性变化

．．．．．．．．．

的必然结果。

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2.同周期元素性质递变规律

第三周期元素

11

Na

12

Mg

13

Al

14

Si

15

P

16

S

17

Cl

18

Ar

(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＋4

－4

＋5

－3

＋6

－2

＋7

－1

—

(4)金属性、非

金属性

金属性减弱，非金属性增强—

(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

——SiH

4

PH

3

H

2

SHCl—

(7)与H

2

化合

的难易

——由难到易—

(8)氢化物的稳

定性

——稳定性增强—

(9)最高价氧

化物的化学式

Na

2

OMgOAl

2

O

3

SiO

2

P

2

O

5

SO

3

Cl

2

O

7

—

最

高

价

氧

(10)化

学式

NaOH

Mg(OH)

2

Al(OH)

3

H

2

SiO

3

H

3

PO

4

H

2

SO

4

HClO

4

—

(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

—

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化

物

对

应

水

化

物

(12)变

化规律

碱性减弱，酸性增强—

第ⅠA族碱金属元素：LiNaKRbCsFr（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：FClBrIAt（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＋CuSO

4

＝FeSO

4

＋Cu。

（2）非金属性强（弱）——①单质与氢气易（难）反应；②生成的氢化物稳定（不稳定）；

③最高价氧化物的水化物（含氧酸）酸性强（弱）；④相互置换反应（强制弱）2NaBr＋Cl

2

＝2NaCl＋Br

2

。

（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（tips：可以画元素

周期表来判断）

单质与氢气反应：从难→易

氢化物稳定性：SiH

4

＜PH

3

＜H

2

S＜HCl

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酸性(含氧酸)：H

2

SiO

3

＜H

3

PO

4

＜H

2

SO

4

＜

HClO

4

（Ⅱ）同主族比较：

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

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

（Ⅲ）

金属性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs

（同金属性）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-注：其离子的氧化性强弱与金属性的顺序相反＋

非金属性：F＞Cl＞Br＞I

氧化性（注意是元素的单质）：F

2

＞Cl

2

＞Br

2

＞I

2

还原性：F－＜Cl－＜Br－＜I－

酸性(无氧酸)：HF＜HCl＜HBr＜

HI

注：非金属元素的离子的还原性和

其元素的非金属性相反

其酸性（注意是无氧酸像氰化物）

的排列顺序同其离子的还原性排列顺

序

比较粒子(包括原子、离子)半径的方法(“三看”)：

（1）先比较电子层数，电子层数多的半径大。（因为电子层数是半径的主导因素）

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（2）电子层数相同时（同一周期），再比较核电荷数，核电荷数多的半径反而小。

元素周期表的应用

1、元素周期表中共有个7周期，3是短周期，3是长周期。其中第7

周期也被称为不完全周期。

2、在元素周期表中，ⅠA-ⅦA是主族元素，主族和0族由短周期元素、长周

期元素共同组成。ⅠB（bi）-ⅦB是副族元素，副族元素完全由长周期元素构

成。

3、元素所在的周期序数=电子层数，主族元素所在的族序数=最外层电子数，元素

周期表是元素周期律的具体表现形式。在同一周期中，从左到右，随着核电荷数的递增，原

子核对核外电子的吸引能力逐渐增强，原子半径逐渐减小，元素的金属性逐渐减弱，非金属

性逐渐增强。在同一主族中，从上到下，随着核电荷数的递增，电子层数逐渐增多，原子

半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引能力逐渐减弱（虽然核电荷数的递增有影响，

但是影响不如原子半径逐渐增大来的大），元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱

。

4.对于元素周期表，从左到右、从下到上，指向整张表的最右上角，元素非金属性的变化趋

势都是逐渐增大的，右上角的F氟元素是非金属性最高的元素（稀有气体所在的0族不被

包括在元素金属性和非金属性的讨论中。所以0族不应用于这个规律）

从右到左，从上到下，指向整张表的最左下角，元素金属性的变化趋势是逐渐增大，左下角

的Fr元素金属性最大（？）

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5、位-构-性：

元素的结构决定了元素在周期表中的位置，元素在周期表中位置的反映了原子的结构和元素

的性质特点。我们可以根据元素在周期表中的位置，推测元素的结构，预测元素的性质。

元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半导体材料，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。

**题型

1.推断题

截取片段

涉及到判断电子数的问题

建议考前去找例题来看大体思路不变，就是记得从上到下（第一周期开始到第六周期）是

288161632然后根据相应的去推算相邻格子的原子序数（特别注意在相隔的周期的不要算错

每行的元素种类数）

以及原子核的电子层分布图要掌握熟悉

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建议是考前在草稿纸上画出整张表来判断和回忆性质