高中化学必修二 第一章 物质结构元素周期律知识点超全面.docx

高中化学必修二 第一章 物质结构元素周期律知识点超全面.docx

《高中化学必修二 第一章 物质结构元素周期律知识点超全面.docx》由会员分享，可在线阅读，更多相关《高中化学必修二 第一章 物质结构元素周期律知识点超全面.docx（16页珍藏版）》请在冰豆网上搜索。

高中化学必修二第一章物质结构元素周期律知识点超全面

第一章物质结构元素周期律

第一节元素周期表

一、原子结构

1.原子核的构成

原子核

质子Z个

核外电子Z个

原子

X

中子（A-Z）个

核电荷数（Z）=核内质子数=核外电子数=原子序数

2、质量数

将原子核内所有的质子和中子的相对质量取近似整数值加起来，所得的数值，叫质量数。

质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）

阳离子aWm+：

核电荷数＝质子数>核外电子数，核外电子数＝a－m

阴离子bYn-：

核电荷数＝质子数<核外电子数，核外电子数＝b＋n

补充：

1、原子是化学变化中的最小粒子；2、分子是保持物质的化学性质中的最小粒子；3、元素是具有相同核电荷数即核内质子数的一类原子的总称

二、核素、同位素

1、定义:

核素：

人们把具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子称为核素。

同位素：

质子数相同而中子数不同的同一元素的不同核素（原子）互为同位素。

2、同位素的特点

①化学性质几乎完全相同

②天然存在的某种元素，不论是游离态还是化合态，其各种同位素所占的原子个数百分比（即丰度）一般是不变的。

练习：

1、法国里昂的科学家最近发现一种只由四个中子构成的粒子，这种粒子称为“四中子”，也有人称之为“零号元素”。

下列有关“四中子”粒子的说法不正确的是（）

A．该粒子不显电性B．该粒子质量数为4

C．与氢元素的质子数相同D．该粒子质量比氢原子大

2、已知A2－、B－、C＋、D2＋、E3＋五种简单离子的核外电子数相等，与它们对应的原子的核电荷数由大到小的顺序是___________。

3、现有bXn－和aYm＋两种离子，它们的电子数相同，则a与下列式子有相等关系的是（）

（A）b－m－n（B）b＋m＋n

（C）b－m＋n（D）b＋m－n

4、某元素的阳离子Rn＋，核外共用x个电子，原子的质量数为A，则该元素原子里的中子数为（）

（A）A－x－n（B）A－x＋n（C）A＋x－n（D）A＋x＋n

三、元素周期表的结构

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

练习：

1、推算原子序数为6、13、34、53、88的元素在周期表中的位置。

2、下列各组中的元素用原子序数表示，其中都属于主族的一组元素是（）

（A）14、24、34（B）26、31、35

（C）5、15、20（D）11、17、18

3、下列各表为周期表的一部分（表中为原子序数），其中正确的是（）

（A）

（B）

（C）

（D）

四、元素性质与原子结构

碱金属元素

1、在结构上的异同：

异：

核电荷数：

由小→大；电子层数：

由少→多；

同：

最外层电子数均为1个。

最外层都有１个电子，化学性质相似；随着核电荷数的增加，原子的电子层数递增,原子核对最外层电子的引力逐渐减弱,金属性逐渐增强。

2、化学性质

（1）碱金属与氧气的反应

4Li+O2====2Li2O（白色、氧化锂）2Na+O2====Na2O2（淡黄色、过氧化钠）

（2）碱金属与水反应

2Na+2H2O===2NaOH+H2↑2K+2H2O===2KOH+H2↑

（3）碱金属元素在化学性质上的规律：

相似性：

均能与氧气、与水反应,表现出金属性（还原性）；

递变性：

与氧气、与水反应的剧烈程度有所不同；在同一族中，自上而下反应的剧烈程度逐渐增大；

3、物理性质：

随核电荷数增加，密度逐渐增大（K除外），熔沸点逐渐降低。

4、元素金属性判断标准

（1）根据金属单质与水或者与酸反应置换出氢的难易程度。

置换出氢越容易，则金属性越强。

（2）根据金属元素最高价氧化物对应水化物碱性强弱。

碱性越强，则原金属元素的金属性越强。

（3）可以根据对应阳离子的氧化性强弱判断。

金属阳离子氧化性越弱，则元素金属性越强。

结论：

同一主族的金属具有相似的化学性质,随着金属元素核电荷数的增大，单质的金属性（还原性）逐渐增强。

卤族元素

1、在结构上：

最外层都有7个电子，化学性质相似；

随着核电荷数的增加，原子的电子层数递增,原子核对最外层电子的引力逐渐减弱,得电子的能力逐渐减弱，非金属性逐渐减弱。

2、卤族元素单质的物理性质的变化规律（随原子序数的递增）

．颜色：

浅黄绿色~黄绿色~深红棕色~紫黑色颜色逐渐加深

．状态：

气态~液态~固态

．熔沸点：

逐渐升高

．密度：

逐渐增大

．溶解性：

逐渐减小

3、卤素的化学性质

（1）卤素单质与氢气反应

卤素单质与H2反应的剧烈程度:

F2>Cl2>Br2>I2

生成氢化物的稳定性:

逐渐减弱.即氢化物稳定性次序为HF>HCl>HBr>HI

反应通式：

X2+H2===2HX

（2）卤素单质间的置换反应：

2NaBr+Cl2=2NaCl+Br2；2NaI+Cl2=2NaCl+I2；2NaI+Br2=2NaBr+I2

随核电荷数的增加，卤素单质氧化性强弱顺序：

F2Cl2Br2I2

氧化性逐渐减弱

非金属性逐渐减弱

4、非金属性强弱判断依据：

（1）非金属元素单质与H2化合的难易程度，化合越容易，非金属性也越强。

（2）形成气态氢化物的稳定性，气态氢化物越稳定，元素的非金属性也越强。

（3）最高氧化物对应水化物的酸性强弱，酸性越强，对于非金属元素性也越强。

练习：

1.若用X代表F、Cl、Br、I四种卤族元素，下列属于它们共性反应的是

A．X2+H2==2HXB．X2+H2O==HX+HXO

C．2Fe+3X2==2FeX3D．X2+2NaOH==NaX+NaXO+H2O

2.随着卤素原子半径的增大，下列递变规律正确的是

A．单质的熔、沸点逐渐降低B．卤素离子的还原性逐渐增强

C．单质的氧性逐渐增强D．气态氢化物的稳定性逐渐增强

3．砹（At）是放射性元素，它的化学性质符合卤素性质的变化规律，下列说法正确的是（　）

A．HAt很稳定B．AgAt易溶于水C．砹易溶于有机溶剂D．砹是白色固体

4．下列叙述正确的是（）

A.卤素离子（X－）只有还原性而无氧化性

B.某元素由化合态变成游离态，该元素一定被氧化

C.失电子难的原子获得电子的能力一定强

D.负一价卤素离子的还原性在同一族中从上至下逐渐增强

6、碱金属钫（Fr）具有放射性，它是碱金属元素中最重的元素，下列对其性质的预言中，错误的是（）

A、在碱金属元素中它具有最大的原子半径

B、它的氢氧化物化学式为FrOH，是一种极强的碱

C、钫在空气中燃烧时，只生成化学式为Fr2O的氧化物

D、它能跟水反应生成相应的碱和氢气，由于反应剧烈而发生爆炸

7、砹（At）是卤族元素中位于碘后面的元素，试推测砹和砹的化合物最不可能具备的性质是（）

A、砹的非金属性在卤素中是最弱的，At-易被氧化B、砹化氢很稳定不易分解

C、砹化银不溶于水或稀HNO3D、砹在常温下是白色固体

第二节元素周期律

一、原子核外电子的排布

1、电子层的划分

电子层（n）1、2、3、4、5、6、7

电子层符号K、L、M、N、O、P、Q

离核距离近远

能量高低低高

2、核外电子的排布规律

（1）各电子层最多容纳的电子数是2n2个（n表示电子层）

（2）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。

（3）核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层，然后由里向外从能量低的电子层逐步向能量高的电子层排布（即排满K层再排L层，排满L层才排M层）。

练习：

根据核外电子排布规律，画出下列元素原子的结构示意图。

（1）3Li11Na19K37Rb55Cs

（2）9F17Cl35Br53I

（3）2He10Ne18Ar36Kr54Xe

核电荷数为1～18的元素原子核外电子层结构的特殊性：

（1）原子中无中子的原子：

（2）最外层电子数等于次外层电子数一半的元素：

（3）最外层电子数等于次外层电子数的元素：

（4）最外层电子数等于次外层电子数2倍的元素:

（5）最外层电子数等于次外层电子数3倍的元素：

（6）最外层电子数等于次外层电子数4倍的元素：

（7）最外层有1个电子的元素：

（8）最外层有2个电子的元素：

（9）电子层数与最外层电子数相等的元素：

（10）电子总数为最外层电子数2倍的元素：

（11）内层电子总数是最外层电子数2倍的元素：

二、元素周期律

1、随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现周期性变化。

2、随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性变化

3、随着原子序数的递增，元素化合价呈现周期性变化

4、随着原子序数的递增，元素金属性与非金属性呈现周期性变化

元素的性质随元素原子序数的递增呈现周期性变化，这个规律叫元素周期律。

元素周期律的实质：

元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。

1、粒子半径大小比较规律：

（1）电子层数：

一般而言，电子层数越多，半径越大

（2）核电荷数：

电子层数相同的不同粒子，核电荷数越大，半径越小。

（3）核外电子数：

电子数增多，增加了相互排斥，使原子半径有增大的趋势

练习：

1、比较Na原子与Mg原子的原子半径大小

2、比较Na原子与Li原子的原子半径大小

3、比较Na与Na+的半径大小

4、比较Cl―与Cl的半径大小

5、比较Fe、Fe2+与Fe3+的半径大小

6、比较Na+与Mg2+半径大小

7、比较O2―与F―半径大小

【总结】

⑴同一周期，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐

⑵同一主族，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐

⑶对于电子层结构相同的离子，核电荷数越大，则离子半径

⑷对于同种元素,电子数越多，半径越大：

①阴离子半径>原子半径>阳离子半径

②阳离子所带正电荷数越多，则离子半径

③阴离子所带负电荷数越多，则离子半径

2、判断元素金属性强弱的依据：

1、单质跟H2O或H+置换出H的难易程度（反应的剧烈程度）反应越易，金属性就越强

2、最高价氧化物对应的水化物碱性越强，金属性就越强

3、金属间的置换反应，单质的还原性越强，金属性就越强

4、按金属活动性顺序表，金属性逐渐减弱

5、金属阳离子的氧化性越强，对应金属的金属性就越弱

3、判断元素非金属性强弱的依据：

1、单质跟H2化合的难易程度，条件及生成氢化物的稳定性。

越易跟H2化合，生成氢化物越稳定，说明非金属性就越强

2、最高价氧化物对应的水化物酸性越强，说明非金属性越强

3、非金属单质间的置换反应。

单质氧化性越强，非金属性越强

4、对应阴离子的还原性越强，元素的非金属性就越弱

注：

1、碱性氧化物均为金属氧化物，但金属氧化物不一定是碱性氧化物。

2、判断碱性氧化物的标准是看该氧化物能否和酸反应生成盐和水。

3、判断酸性氧化物的标准是看该氧化物能否和碱反应生成盐和水。

4、若某氧化物既能和酸反应生成盐和水，又能和碱反应生成盐和水，称其为两性氧化物。

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

＋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）最高价氧化物的化学式

Na2O

MgO

Al2O3

SiO2

P2O5

SO3

Cl2O7

—

最高价氧化物对应水化物

（10）化学式

NaOH

Mg（OH）2

Al（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

—

（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）

（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

单质与氢气反应：

从难→易

氢化物稳定性：

SiH4＜PH3＜H2S＜HCl

酸性（含氧酸）：

H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4

（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

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＋

非金属性：

F＞Cl＞Br＞I

氧化性：

F2＞Cl2＞Br2＞I2

还原性：

F－＜Cl－＜Br－＜I－

酸性（无氧酸）：

HF＜HCl＜HBr＜HI

第三节化学键

一、离子键

1、定义：

阴阳离子结合形成化合物时的这种静电的作用，叫作离子键。

（1）、成键粒子：

阴阳离子

（2）、成键性质：

静电作用（静电引力和斥力）

-ne-

2、形成条件：

活泼金属MMn+

吸引、排斥

达到平衡

化合离子键

+me-

活泼非金属XXm-

3、离子键的实质：

阴阳离子间的静电吸引和静电排斥。

4、电子式

（1）、表示原子：

（2）、表示简单离子：

（3）、表示离子化合物：

（4）、表示离子化合物的形成过程：

5、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）

二、共价键

1、定义：

原子间通过共用电子对所形成的相互作用。

（1）成键粒子：

原子

（2）成键性质：

共用电子对间的相互作用

2、形成条件：

同种或不同种非金属元素原子结合；

部分金属元素元素原子与非金属元素原子，如AlCl3，FeCl3；

3、电子式表示：

4、共价键的类型：

极性共价键：

由不同种原子形成，电子对偏向于成键原子其中一方。

A－B型，如，H－Cl。

共价键

非极性共价键：

由同种原子形成，电子对处在成键原子中间。

A－A型，如，Cl－Cl。

5、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）

离子键与共价键的比较

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

（1）活泼的金属元素（IA，IIA）和活泼的非金属元素（VIA，VIIA）之间的化合物。

（2）活泼的金属元素和酸根离子形成的盐

（3）铵盐子和酸根离子（或活泼非金属元素）形成的盐。

（1）非金属单质

（2）原子团

（3）气态氢化物，酸分子，非金属氧化物，大多数有机物

（4）AlCl3、AlBr3、AlI3化合物