高一化学必修二：死磕元素周期律，这是你通往高分的必经之路

【来源：易教网 更新时间：2026-02-25】

很多同学刚上高一，接触必修二的时候，都会有一种错觉：化学怎么突然变得像文科了？尤其是讲到元素周期律这一章，原子半径、化合价、熔点、金属性非金属性，一大堆规律背得头昏脑涨。考试的时候，题目稍微变个花样，换个元素，立马就懵了，不知道该套用哪条规律。

今天咱们就把这些知识点揉碎了、讲透了。别指望看完这篇文章就能瞬间变成化学天才，但至少能让你在面对元素周期律的题目时，脑子里有一张清晰的地图，而不是一团浆糊。

元素周期律是高中化学的骨架，它不仅仅是一张表，更是上帝造物的说明书。掌握了它，你就掌握了预测物质性质的钥匙。

原子半径：微观世界的“拔河游戏”

先来说原子半径。这可是考试中的常客，也是最容易晕的地方。我们要搞清楚原子半径的大小变化，其实就是在看两股力量的较量：电子层数和核电荷数。

你把原子想象成一个操场，电子就是在外面跑圈的学生。电子层数越多，操场越大，半径自然就越大。所以，同一主族的元素，从上到下，比如从锂（Li）到铯，电子层数一层层加码，原子半径肯定是一路狂飙，越来越大。这个很好理解，毕竟胖子是一口口吃出来的，地盘是一层层占出来的。

但是，同一周期的元素就不一样了。同一周期意味着它们的电子层数基本相同，大家都在同一个操场跑圈。这时候，随着原子序数的递增，核电荷数也就是质子数在增加。质子带正电，电子带负电，正电荷越多，对核外电子的吸引力就越强。

这就好比操场中央有一个强力磁铁，磁力越强，把外面的电子吸得越紧，整个原子就被“压缩”得越小。

所以，同一周期的元素（惰性气体除外），从左到右，原子半径随原子序数的递增而减小。记住这个“同周期递减，同主族递增”的规律，遇到比较半径的题目，先看周期，再看族，基本就没跑了。

元素化合价：电子的“得失守则”

接下来是化合价。化合价是元素在化学反应中表现出来的一种“性格”。很多同学死记硬背，其实完全没必要。化合价的背后，是最外层电子的得失或共用规律。

除了第1周期元素比较特殊，其他周期元素的正化合价，通常就等于最外层电子数。这也是为什么同周期从左到右，元素正价会从碱金属的+1一路递增到+7。比如钠最外层1个电子，显+1价；氯最外层7个电子，最高显+7价。

至于非金属元素的负价，也很有规律。因为非金属倾向于得电子达到8电子稳定结构，所以负价通常等于 \( 8 - \text{最外层电子数} \)。比如碳族最外层4个电子，负价就是 \( 8 - 4 = -4 \)；氮族最外层5个，负价是 \( 8 - 5 = -3 \)，以此类推，一直到卤素的-1价。

这里有两个特殊的“刺头”必须单独拎出来强调：氟（F）和氧（O）。氟是元素周期表中氧化性最强的元素，它只抢电子，绝不给，所以氟没有正价。氧一般也很霸道，通常显-2价，在过氧化物里显-1价，但它没有+6价。这些特例是出题老师最喜欢挖坑的地方，大家做题时一定要多留个心眼。

还有一条铁律：所有单质中，元素的化合价都显0价。因为单质是同种元素组成的原子之间通过共用电子对结合的，电子对不偏移，自然就是0价。这条看似简单，但在氧化还原反应配平的时候，往往会有人糊涂。

单质的熔点：键合能力的较量

单质的熔点变化，比起半径和化合价，稍微复杂一点。它不仅仅看原子本身，还要看原子之间的结合方式——也就是化学键的类型。

对于金属单质来说，同一周期从左到右，随着原子序数递增，金属单质的熔点通常是递增的。比如钠、镁、铝，熔点是一个比一个高。这是因为随着质子数增加，原子半径减小，金属阳离子与自由电子之间的作用力增强，要想把它们熔化，需要更高的温度来破坏这种结合。

但是，非金属单质的情况恰恰相反。同一周期从左到右，非金属单质的熔点通常是递减的。比如金刚石（碳）的熔点极高，而到了硅、磷、硫、氯气，熔点就肉眼可见地降下来了。这是因为碳、硅这种原子晶体，是靠极强的共价键网状结构锁住的，非常坚固；

而硫、氯气通常是分子晶体，分子之间靠很弱的范德华力吸引，稍微给点热量就散架了。

再看同一族，从上到下，金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增。这与原子半径的变化和键能的大小密切相关。大家不需要去深究背后的量子力学细节，只要记住这个趋势，考试时用来判断物质状态的物理性质就足够了。

元素的金属性与非金属性：本质是“抢电子”的能力

也是最核心、考试分值最重的一点：金属性与非金属性及其判断。说到底，整个化学研究的就是电子的转移。

金属性强，意味着原子“大方”，容易失去电子；非金属性强，意味着原子“贪婪”，容易得到电子。

咱们来看看这个规律是怎么来的。

同一周期的元素，电子层数相同，大家都在同一个起跑线上。但是从左到右，核电荷数越来越多，原子核对外层电子的束缚力越来越强。这就导致原子越来越舍不得丢掉电子，反而越来越想去抢别人的电子来填满自己的外层。所以，同一周期从左到右，金属性递减，非金属性递增。最左边的是活泼金属，最右边的是活泼非金属。

到了同一主族，情况又反过来了。同一主族元素最外层电子数相同，化学性质有点像。但是从上到下，电子层数越来越多，原子半径越来越大，原子核对外层电子的控制力就变弱了。外层电子离家远，本来就管不住，自然就容易跑掉。所以，同一主族从上到下，元素越来越容易失电子，金属性递增，非金属性递减。

这里有一个非常重要的逻辑链条：金属性强，对应的最高价氧化物水化物的碱性就强；非金属性强，对应的最高价氧化物水化物的酸性就强。这可是推断题里的杀手锏。比如钠的金属性比镁强，所以氢氧化钠的碱性就比氢氧化镁强；氯的非金属性比硫强，所以高氯酸的酸性就比硫酸强。

千万不要去死记硬背哪个酸比哪个酸强，你要去想元素周期表的位置。位置决定了性质，这才是化学的逻辑美。

与思考

咱们回过头来梳理一下。这四个知识点其实是一体的：原子半径是基础，决定了原子核对电子的把控能力；把控能力决定了化合价的高低得失，也决定了金属性和非金属性的强弱；而这些微观性质最终宏观体现在了单质的熔点等物理性质上。

学习化学，最忌讳的就是把它们割裂开来背。你脑子里应该有一张动态的元素周期表，当你看到“第三周期”的时候，脑子里应该马上浮现出从钠到氩，原子半径逐渐缩小的画面，金属性逐渐减弱、非金属性逐渐增强的走势。

很多同学觉得化学难，是因为总是试图用“背”来解决“理解”的问题。高中的知识量这么大，死记硬背是记不完的。你只有理解了规律背后的原理，把这些冷冰冰的规则变成了自己直觉的一部分，才能真正应对千变万化的题目。

接下来的学习时间里，建议大家拿出一张白纸，不看书，试着把这些规律默写一遍，并且自己给自己讲一遍为什么。讲得通，说明你真懂了；讲不通，赶紧回去翻书，把漏洞补上。

学习没有捷径，但绝对有方法。抓住了元素周期律这个“牛鼻子”，必修二这座大山，你也就翻过去一大半了。加油吧，同学们！