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人教版化学必修二全册知识点总结第一章物质结构元素周期表第一节元素周期表一、周期表周期表是根据元素的原子结构和性质，将元素按一定的顺序排列成表格的化学工具。
元素的原子结构是指元素的原子中包含的质子、中子和电子的数量和排列方式。
而元素的性质则是指元素在化学反应中表现出来的特征和行为。
周期表中的元素按照横行和纵列排列，其中横行称为周期，纵列称为族。
横行是按照元素的电子层数从左到右排列，纵列是按照元素的最外层电子数从上到下排列。
周期表中的元素按照周期和族的顺序排列，便于研究元素的周期性规律和性质。
二、元素的性质和原子结构一）碱金属元素：碱金属元素是指周期表中第一族元素，包括锂、钠、钾、铷、铯和钫。
这些元素的原子结构相似，最外层电子数都为1个。
随着核电荷数的增大，电子层数增多，原子半径增大。
这种递变性导致了物理性质的相似性和递变性。
碱金属元素的化学性质也有相似性和递变性，其中最明显的是它们的化合价都为+1.二）卤族元素：卤族元素是指周期表中第七族元素，包括氟、氯、溴、碘和石碳酸。
这些元素的原子结构相似，最外层电子数都为7个。
随着核电荷数的增大，电子层数增多，原子半径增大。
这种递变性导致了物理性质的递变性，包括颜色加深、密度增大和熔点、沸点升高。
卤族元素的化学性质也有递变性，其中最明显的是它们与氢气反应生成氢卤酸。
总结：周期表是研究元素周期性规律和性质的重要工具。
碱金属元素和卤族元素都具有原子结构相似性和递变性，导致了它们的物理性质和化学性质的相似性和递变性。
这些规律和性质的研究有助于我们更深入地理解元素的本质和行为。
原子核外电子按照能量从低到高的顺序填充到各个能级上，每个能级最多容纳一定数量的电子。
3、能级的编号：K、L、M、N、O、P、Q（从内到外依次编号）4、能级的容纳电子数：K层2个电子，L层8个电子，M层18个电子，N层32个电子，O层50个电子，P层72个电子，Q层98个电子。
二.元素周期律1、元素周期律：将元素按照原子序数大小依次排列，具有相似化学性质的元素周期性地出现在同一周期中。
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）★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电子老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：具有必然数量的质子和必然数量的中子的一种原子。
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。
(关于原子来讲)二、元素周期表1.编排原那么：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）第周围期 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、要紧化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈周期性转变的规律。
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。
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知识点归纳总结第一单元原子核外电子排布与元素周期律匸核外电子（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 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 2n 2:③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：KL 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：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、原子结构 广原子核-质子（Z 个）-中子（N 个）注意:1.原子数质量数（A ）=质子数（Z ） +中子数（N ） 原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子元 素 周 期 表r 周期（7个横行）Y（7个周期）核外电子层数 兀素种类 ＜第一周期1 2 种兀素 第二周期 28 种兀素 -第三周期 3 8 种兀素 r 第四周期 4 18 种兀素 第五周期 5 18 种兀素 第六周期 6 32种兀素 J 第七周期 7未填满（已26种元素）主族：I A 〜四A 共7个主族 副族：川B 〜四B I B 〜n B , 第忸族：三个纵行，位于四 零族：稀有气体I 族（18个纵行） （16个族）三、元素周期律1.元素周期律：元素的性质（核外电子排布、随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。
人教版高中化学必修二知识点大全高中化学必修二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和中子组成原子核，核外则是电子。
原子序数即为核电荷数，也是质子数和核外电子数。
电子总是先填充在能量最低的电子层里，每层最多容纳的电子数为2n，最外层电子数不超过8个。
二、元素周期表元素周期表按照原子序数递增的顺序从左到右排列，将电子层数相同的元素排成一横行，最外层电子数相同的元素按照电子层数递增的顺序从上到下排成一纵列。
主族序数等于原子最外层电子数。
周期表共有7个主族、7个副族、3个Ⅷ族和1个零族。
三、元素周期律元素周期律指的是元素周期表中，原子序数递增时，元素的物理和化学性质呈现周期性变化的规律。
主要表现在原子半径、电子亲和能、电离能和电负性等方面。
元素周期表中，周期性变化的规律性越明显，元素性质的变化越显著。
元素周期律是描述元素性质随核电荷数递增而呈周期性变化的规律。
这种周期性变化实质上是由于原子核外电子排布的周期性变化所导致的。
同一周期内的元素具有递变规律。
以第三周期元素为例，随着电子数量的递增，原子半径依次减小，主要化合价为+1、+2、+3、+4、-3、-2、-1或无，金属性和非金属性也随之变化。
此外，单质与水或酸的置换难易程度、氢化物的化学式、与氢气的化合难易程度、氢化物的稳定性、最高价氧化物的化学式、酸碱性等也存在一定的变化规律。
判断元素金属性和非金属性强弱的方法有几个方面：金属性强（弱）的元素单质与水或酸反应生成氢气容易（难），氢氧化物碱性强（弱），相互置换反应强（弱）；非金属性强（弱）的元素单质与氢气易（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（弱）。
在同一周期内，金属性递减，而非金属性递增。
在同一主族内，金属性递增，而非金属性递减。
因此，同一周期内的元素，金属性强的在左侧，非金属性强的在右侧；同一主族内的元素，金属性强的在下方，非金属性强的在上方。
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 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：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。
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。
点燃点燃（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。
超全超详细人教版高中化学必修二各单元知识点总结第一章化学反应与能量变化- 化学反应的概念和特点- 反应速率与表观速率- 化学平衡与平衡常数- 热力学第一定律- 化学反应的热效应- 感应期与活化能第二章离子反应与溶液- 离子反应的基本概念- 电离平衡与溶解度积- 酸碱反应与酸碱理论- 盐和水的反应- 氧化还原反应及其应用- 单质与单质化合物第三章金属元素与化合物- 金属元素的性质及分类- 金属与非金属的反应- 金属元素的氧化反应- 金属元素与非金属元素的化合物第四章高分子材料- 聚合反应- 高分子材料的制备和性质- 聚合物的分类与应用- 降解与回收利用第五章化学实验与化学计量- 化学实验的基本操作- 化学计量的基本概念- 摩尔质量与摩尔比- 化学反应的计量关系- 浓度与溶液的配制第六章电和化学反应- 电流和电流强度- 电解和电解质溶液- 电解质溶液的导电性质- 电解和生产金属- 电池和电池的应用第七章化学行为定律与离子产生反应的条件- 气体的性质和状态方程- 理想气体状态方程- 气体混合物的气体压强和分压- 溶液的渗透性质- 溶液体积和浓度的关系- 离子间的相互作用和离子活度第八章化学与生活、环境的关系- 化学与生活的密切关系- 化学对环境的影响- 化学的节能与材料- 化学与环境保护第九章化学知识综合应用- 化学知识在实际生活中的应用- 化学知识与其他学科的联系- 化学知识的实验探究方法- 化学知识的综合应用案例第十章化学实验- 化学实验的基本操作技术- 化学实验的测量与数据处理- 化学实验常用器材与试剂的使用方法- 常见化学实验的步骤与原理。
完整版人教版化学必修二知识点归纳总结第一章化学与能量1.1 化学和能量的基本概念化学是指物质变化的过程，而能量是物质变化所涉及的基本物理量。
化学反应伴随着能量的变化，包括吸收和放出能量两种类型。
1.2 化学反应的热效应化学反应伴随着能量的变化，其中热效应是指化学反应吸收或放出的热量。
化学反应的热效应可以通过实验测定，一般包括焓、焓变、焓变化量等概念。
1.3 热化学计算热化学计算是指通过实验测定化学反应热效应，从而计算化学反应的焓变量等物理量的过程。
热化学计算需要掌握热量平衡、化学方程式的配平、热力学循环等知识。
1.4 燃烧热燃烧热是指一定量的化合物全部燃烧所放出的热量，可以用于确定其燃烧热值等物理量。
燃烧热与物质的化学组成、燃料的热值等因素有关。
1.5 标准热态标准热态是指确定温度和压强为标准条件下的物质热化学量的状态。
标准热态下一般定义25℃和1atm的条件，对于气体一般采用标准状态来描述。
1.6 化学与电能化学和电能之间存在着密切的关系，电解、电子转移和氧化还原反应等过程都涉及到电能的转化。
电子电位、电动势、电解质电解等都是电化学的基本概念。
第二章化学与化合物的形成2.1 化合物的分类化合物是由不同元素按一定比例组成的新物质，根据元素种类和组成比例不同化合物可以分为离子化合物、共价化合物、配位化合物、金属络合物等类型。
2.2 化学键化学键是连接原子之间的力，包括离子键、共价键、金属键和氢键等。
化学键的强弱性质影响着化合物的物理化学性质。
2.3 化学键中的电荷转移电荷转移是离子键形成的基础，电子从一方共价键化合物中转移到另一方离子化合物中，使得两个离子间形成电子互相吸引的作用力。
离子键成键时可以考虑元素电负性差异等因素。
2.4 共价键中的电子共享共价键是由电子共享而形成的键，当两个原子共用一对电子时形成单共价键，多次共用形成双、三等共价键。
通过共价键可以使原子间形成相对稳定的化合物。
2.5 心态分子轨道理论分子轨道理论是描述和分析分子相互作用和化学键的一种理论。
高中化学必修2知识点归纳总结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.X 原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子核外电子（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 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：核外电子层数 元素种类第一周期 1 2种元素第二周期 2 8种元素周期 第三周期 3 8种元素元 （7 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。
人教版化学必修二第一章知识点总结全HEN system office room 【HEN16H-HENS2AHENS8Q8-HENH1688】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- 第Ⅷ族1个（3 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。
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点燃 点燃结论：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；（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：F2F-Cl2Cl-Br2Br-I2I-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。
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H 2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 2到I 2），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 2到I 2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。
（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AZ X 来表示一个质量数为A ，质子数为Z 的具体的X 原子。
（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)。
原子AZ X 原子核 质子 Z 个 中子 N 个=（A －Z ）个核外电子 Z 个（2）各电子层最多容纳的电子数是2n2（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：逐渐减小（同周期第0族最大）3、主要化合价：每周期最高正化合价：＋１＋７（稀有气体0价，F化合物中没有正价）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 + 2H2O ＝2NaOH + H2↑ (容易)Mg + 2 H2O 2Mg(OH)2+ H2↑（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 > AlNa Mg Al金属性逐渐减弱（４）结论：Si P S Cl单质与Ｈ2的反应越来越容易生成的氢化物越来越稳定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。
Na Mg Al Si P S Cl金属性逐渐减弱，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。
（两个对角）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。
总结：元素金属性的判断：1.与水反应的难易程度(越容易反应，金属性越强）2.与水、酸反应的剧烈程度（越剧烈，越活泼、金属性越强）3.最高价氧化物水化物（氢氧化物）的碱性 （对应碱的碱性越强，金属性越强） 例如（碱性NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3 ,可判断金属性Na>Mg>Al) 元素非金属性的判断： 1.与氢气反应的难易程度 （1）越容易反应，金属性越强； （2）现象越剧烈，金属性越强；（3）生成的氢化物越稳定，金属性越强。
如稳定性HF>HCl>HBr>HI ，可判断非金属性F 2>Cl 2>Br 2>I 2),由于HI 最不稳定，很容易失去氢离子，所以HI 酸性最强，相对的，HF 酸性最弱。
2.最高价氧化物水化物（最高价含氧酸）的酸性。
注意：一定是最高价的含氧酸的比较。
例如要比较Cl 和S 的非金属性，应比较HClO 4（Cl+7价）和H 2SO 4（S+6价）的酸性强弱，不能比较HClO 4和H 2SO 3（S+4价）的酸性强弱。
由酸性HClO 4>H 2SO 4 >H 3PO 4 得出非金属性Cl>S>P,反之，因为Cl>S>P ，所以酸性HClO 4>H 2SO 4 >H 3PO 4第三节 化学键一．离子键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。
