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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。
统编人教版高中化学必修第一册《第一节原子结构与元素周期表》优质课公开课课件、教案1. 核外电子排布的表示方法(1)原子结构示意图①小圆圈和圆圈内的符号及数字表示原子核及核内质子数。
②弧线表示电子层。
③弧线内数字表示该层中的电子数。
(2)离子结构示意图①当主族中的金属元素原子失去最外层所有电子变为离子时，电子层数减少一层，形成与少一个电子层的稀有气体元素原子相同的电子层结构。
②非金属元素的原子得电子形成简单离子时，形成与电子层数相同的稀有气体元素原子相同的电子层结构1．下列表示物质结构的化学用语或模型正确的是A．HF的电子式：B．O的核外电子排布：分子的球棍模型：C．S2-离子的结构示意图：D．CH4【答案】B【解析】A、HF为共价化合物，电子式为，故A错误；B、O为8号元素，核外有8个电子，其中第一层有2个电子，第二层有6个电子，核外电子排布为故B正确；C、S为16号元素，核内有16个质子，S2-离子的结构示意图为，故C错误；D、为甲烷的比例模型，CH4分子的球棍模型为，故D错误；答案选B。
2、明确几个量的关系(1)质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)，质量数可近似地代替原子的相对原子质量。
(2)原子的核外电子总数＝质子数＝核电荷数＝原子序数。
(3)阳离子M n＋的核外电子数＝质子数－n；阴离子N n－的核外电子数＝质子数＋n。
2．某物质H2RO3分子中共有x个电子，R原子的质量数为A，则R原子核内含有_______个质子，________个中子。
【答案】x-26 A-x+26【分析】根据分子中各种元素的原子核外电子数的和等于总电子数，原子核外电子数等于其原子核内质子数，原子的质量数等于其质子数与中子数的和计算。
【详解】H原子核外只有1个电子，O原子核外有8个电子，则根据H2RO3分子中共有x个电子，可得该物质分子中R原子核外电子数为(x-1)×2-8×3=x-26；由于原子的质量数等于其质子数与中子数的和，R原子的核外电子数等于x-26，则其原子核内质子数也等于x-26，其质量数为A，故该原子核内中子数为A-( x-26)= A-x+26。
教学设计：新2024秋季高中化学必修人教版第四章物质结构元素周期律《第一节原子结构与元素周期表》一、教学目标（核心素养）1.宏观辨识与微观探析：学生能够理解原子的基本构成（质子、中子、电子）及其数量关系，并能从宏观元素性质推断其微观原子结构特征。
2.证据推理与模型认知：通过构建原子结构模型，学生能够运用原子序数、核电荷数、核外电子排布等概念，解释元素性质周期性变化的原因，建立元素周期律的初步认知。
3.科学探究与创新意识：引导学生通过实验数据和周期表信息，探究元素性质与原子结构之间的关系，培养科学探究精神和创新思维。
4.科学态度与社会责任：认识元素周期表在化学科学及现代社会中的重要作用，激发学生对化学学科的兴趣和责任感。
二、教学重点•原子的构成及粒子间的数量关系。
•核外电子排布规律与元素周期表的结构。
•元素性质周期性变化的根本原因。
三、教学难点•深入理解核外电子排布的能级跃迁与电子层、能级的概念。
•元素性质（如金属性、非金属性）与原子结构之间的定量关系。
四、教学资源•高中化学必修人教版教材第四章第一节内容。
•多媒体教学课件（包含原子结构模型动画、元素周期表演示图）。
•实验视频或实物演示（如钠、镁、铝金属性对比实验）。
•互联网资源（科学史话、最新研究成果链接）。
五、教学方法•讲授法结合多媒体演示，直观展示原子结构和周期表。
•小组讨论，围绕元素性质与原子结构的关系进行合作探究。
•问题引导法，通过设置梯度问题，引导学生逐步深入理解概念。
•案例分析，选取典型元素性质变化实例，强化理论与实践结合。
六、教学过程1. 导入新课•情境引入：展示一张色彩斑斓的元素周期表图片，提问：“这张表为何如此重要？它背后的秘密是什么？”激发学生好奇心。
•视频导入：播放一段关于原子结构发现的科学史视频，简述从道尔顿的原子论到现代原子模型的演变过程，引出本节课主题。
2. 新课教学•原子的基本构成：•讲解质子、中子、电子的概念及它们之间的关系（电荷数=质子数=核电荷数，质量数=质子数+中子数）。
精品文档高中化学必修二知识点归纳总结一、原子结构A第一章：物质结构元素周期律质子（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（Z 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）★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 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： 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：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：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。
小初高个性化辅导，助你提升学习力！ 1 高中化学必修一4.2原子结构-知识点1、原子由原子核和核外电子构成，原子核内是带正电荷的质子和不带电荷的中子，核外是带负电荷的电子，对一个原子而言，原子序数 = 核电荷数 = 质子数 = 核外电子数，所以原子整体显电中性。
2、电子的相对质量很小，可以忽略不计，原子的质量主要集中在原子核上。
原子核中质子数（Z ）和中子数（N ）之和，等于质量数。
3、原子理论的发展：①古希腊哲学家德谟克利特最早提成“原子”，②英国科学家道尔顿提出了原子论，③英国物理学家汤姆孙发现了电子，提出了葡萄干面包原子模型，④英国物理学家卢瑟福发现α粒子的偏转，提出了原子结构的有核模型，⑤丹麦物理学家玻尔进一步提出了波尔模型。
4、α射线：由2个质子和2个中子组成的高速运动的氦原子核。
β射线：高速运动的电子流；γ射线：原子核能级跃迁退激时放射出的一种电磁波。
5、具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子称为核素，质子数相同而中子数不同的同种元素的不同核素互称为同位素。
许多元素都有同位素，例如氕H 11、氘H 21、氚H 31互为同位素。
质子数决定元素种类，质子数+中子数决定核素种类。
6、同位素分为稳定同位素和放射性同位素。
放射性同位素在很多领域有着重要的应用。
例如，可用于金属制品缺陷探测、辐射育种、肿瘤诊断治疗等方面。
同一元素的各种核素化学性质几乎完全相同。
在天然存在的某种元素里，各种核素所占的丰度一般是不变的。
核素的丰度指某特定核素的原子数与该元素的总原子数之比。
7、以一个C 126原子质量的1/12作为标准，任何一个原子的真实质量与这个标准之间的比值，称为该原子的相对原子质量。
元素的相对原子质量，就是它的各种核素的相对原子质量，按各种核素的丰度而取的平均值。
相对原子质量是一个比值，没有单位。
原子结构(必修)
近代原子结构模型的演变
⑤ 质子数（Z ）＝ 阴离子核外电子数 — 阴离子的电荷数
一、原子结构模型的演变
公元前5世纪，古希腊哲学家德谟克利特提出古代原子学说，认为万物都是由间断的、 不可分的原子构成的。
模型 道尔顿（英） 汤姆生（英） 卢瑟福（英） 玻尔（丹麦） 海森伯 年代 1803年 1904年 1911年 1913年
1926年 依据 元素化合时
的质量比例关系 发现电子 ɑ粒子散射 氢原子光谱
近代科学实验
主要
内容
原子是不可
再分的实心小球
葡萄干布丁式 核式模型
行星轨道式原子模型 量子力学原子结构模型
模型
（微观粒子具
有波粒二象性）
存在问题 不能解释电子的存在 不能解释ɑ粒
子散射时的现
象
不能解释氢
原子光谱
二、原子的构成
1.
得 电
失 子
阳离子 X n+
（核外电子数＝ ） 离子
阴离子 X n- （核外电子数＝ ）
2. 原子、离子中粒子间的数量关系：
① 质子数＝核电荷数＝核外电子数＝原子序数 ② 质量数（A ）＝质子数（Z ）＋ 中子数（N ）
③ 离子电荷＝质子数—核外电子数
④ 质子数（Z ）＝ 阳离子核外电子数 ＋ 阳离子的电荷数 ⑥ 质量数≈相对原子质量 原子核
原子A
Z X
中子（A-Z 个，电中性，决定原子种类→同位素） 质子（Z 个，带正电，决定元素的种类） 核外电子（Z 个，带负点，核外电子排布决定元素的化学性质）
① 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(能量最低原理)；
② 每个电子层最多容纳2n 2
个电子（n 为电子层数）；
③ 最外层电子数目不能超过8个（K 层为最外层时不能超过2个）； 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）；
⑤ 倒数第三层电子数目不能超过32个（K 层为倒数第三层时不能超过2个）。
（2）阳离子：核电荷数＝核外电子数 ＋电荷数（如图乙所示） （3）阴离子：核电荷数＝核外电子数 —电荷数（如图丙所示）
M 电子层
微粒符号（原子或离子）
L 电子层 原子核 K 电子层 核电荷数
3. 核外电子排布的一般规律
（1） 在同一原子中各电子层之间的关系
电子层数（n ） 1 2 3 4 5 6 7 符号
K
L
M
N O
P
Q
电子层能量的关系 从低到高 电子层离核远近的关系
由近到远
（2） 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：
4. 原子、离子的结构示意
（1）原子中：核电荷数＝核外电子数 （如图甲所示）
5. 常见等电子粒子
（1）2电子粒子：H —、Li ＋、Be 2＋
；H 2、He
（2）10电子粒子：分子Ne 、HF 、H 20、NH 3、CH 4 ；阳离子Na +、 Mg 2+、Al 3+、NH 4+、H 30+ ； 阴离子N 3-、O 2-、F -、OH -、NH 2-。
（3）18电子粒子：分子Ar 、HCl 、H 2S 、PH 3、SiH 4、F 2、H 2O 2、C 2H 6、CH 3OH 、N 2H 4 ；
阳离子K 、Ca ；阴离子P 3—、S 2—、Cl —、HS —、O 22—。
（4）14电子粒子： Si 、N 2、CO 、C 2H 2 ； 16电子粒子：S 、O 2、C 2H 4、HCH0 。
6. 1～20号元素原子结构的特点
(1)原子核中无中子的原子1
1 H
(2)最外层有1个电子的元素： H 、Li 、Na 、K (3)最外层有2个电子的元素： He 、Be 、Mg 、Ca (4)最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be 、Al (5)最外层电子数是次外层电子数2倍的元素：C ；
是次外层电子数3倍的元素：O ； 是次外层电子数4倍的元素：Ne
(6)电子层数与最外层电子数相等的元素：H 、Be 、A1 (7)电子总数为最外层电子数2倍的元素：Be
(8)次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li 、Si (9)内层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li 、P
(10)最外层电子数等于最内层电子数的元素：Be 、Mg 、Ca
r （Li ）＜ r （Na ）＜r （K ）＜r （Rb ）＜r （Cs ） 例： r （Cl —）＞r （Cl ） r （Fe ）＞r （Fe 2＋）＞r （Fe 3＋
） 电子越多半径越大
掌握了上述一些结构特点及规律可以迅速推断元素及其原子序数等。
7. 原子半径大小的比较规律
① 电子层数相同时，随着原子序数递增，原子半径逐渐减少
例：r （Na ）＞ r （Mg ）＞ r （Al ）＞ r （Si ）＞ r （P ）＞ r （S ）＞ r （Cl ）
② 最外层电子数相＞同时，随着电子层数的递增，原子半径逐渐增大
8. 离子半径大小的比较规律
① 同种元素的离子半径： 阴离子＞原子＞阳离子 低价阳离子＞高价阳离子
② 电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小
例： r （H —）＞r （Li ＋） r （O 2—）＞r （F —）＞ r （Na ＋）＞ r （Mg 2＋）＞ r （Al 3＋
）
r （S 2—）＞ r （Cl —）＞ r （K ＋）＞ r （Ca 2＋
）
③ 带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大
例： r （Li ＋）＜r （Na ＋）＜ r （K ＋）＜ r （Rb ＋）＜ r （Cs ＋
）
r （F —）＜ r （Cl —）＜ r （Br —）＜ r （I —
）
④ 带电荷数、电子层数均不同的离子可选一种离子参照比较
例： 比较 r （K ＋）和 r （Mg 2＋）可选 r （Na ＋）作为参照：r （K ＋）＞r （Na ＋）＞r （Mg 2＋
）
※注：△周期表中若元素的位置关系为 B —C 或 B —C ..则A ＞B ＞C ；若为A —B,则无法比较
A A C
△同一周期最后一种金属离子半径最小： S 2—＞Cl —（＞F —或K ＋）＞Na ＋＞Mg 2＋＞Al 3＋
游离态还是化合态，各种同位素所占的原子个数百分比一般是不变的。
三、元素、核素、同位素
1. 元素：具有相同核电荷数（即质子数）的同一类原子的总称。
（现行元素周期表中排有112种元素）
2. 核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子叫核素。
（即每一种原子为一种核素，如12
13
14
C C C 、、各为一种核素）
3. 同位素：具有相同质子数而有不同种子数的同一元素的原子即同一元素的不同核素互称为同位素。
4. 同位素中各核素的特点
① 三同：同种元素（同质子数、同核电荷数、同电子数），相同位置（元素周期表中）， 化学性质几乎相同。
② 三不同：不同种原子（中子数不同、质量数不同），不同的物理性质，不同丰度（原子个数百分比） ③ 两特性：同一元素的各种同位素的化学性质几乎完全相同；在天然存在的某种元素里，不论是。
