《高中化學(xué)必修二 第一章 物質(zhì)結(jié)構(gòu)元素周期律知識點(diǎn)(超全面)》由會員分享，可在線閱讀，更多相關(guān)《高中化學(xué)必修二 第一章 物質(zhì)結(jié)構(gòu)元素周期律知識點(diǎn)(超全面)（12頁珍藏版）》請?jiān)谘b配圖網(wǎng)上搜索。

1、第一章 物質(zhì)結(jié)構(gòu) 元素周期律第一節(jié) 元素周期表一、原子結(jié)構(gòu)1. 原子核的構(gòu)成原子核質(zhì)子 Z個核外電子 Z個 原子X中子 （A-Z）個 核電荷數(shù)(Z) = 核內(nèi)質(zhì)子數(shù) = 核外電子數(shù) = 原子序數(shù)2、質(zhì)量數(shù)將原子核內(nèi)所有的質(zhì)子和中子的相對質(zhì)量取近似整數(shù)值加起來，所得的數(shù)值，叫質(zhì)量數(shù)。12質(zhì)量數(shù)（A）= 質(zhì)子數(shù)（Z）+ 中子數(shù)（N）陽離子 aWm+ ：核電荷數(shù)質(zhì)子數(shù)核外電子數(shù)，核外電子數(shù)am陰離子 bYn-：核電荷數(shù)質(zhì)子數(shù)Cl2Br2I2 生成氫化物的穩(wěn)定性:逐漸減弱.即氫化物穩(wěn)定性次序?yàn)镠FHClHBrHI 反應(yīng)通式：X2 + H2 = 2HX(2) 鹵素單質(zhì)間的置換反應(yīng)：2NaBr+ Cl2

2、= 2NaCl +Br2 ； 2NaI + Cl2 = 2NaCl + I2 ； 2NaI + Br2 = 2NaBr + I2 隨核電荷數(shù)的增加，鹵素單質(zhì)氧化性強(qiáng)弱順序：F2 Cl2 Br2 I2氧化性逐漸減弱非金屬性逐漸減弱4、非金屬性強(qiáng)弱判斷依據(jù)：(1) 非金屬元素單質(zhì)與H2 化合的難易程度，化合越容易，非金屬性也越強(qiáng)。(2) 形成氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性，氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定，元素的非金屬性也越強(qiáng)。(3) 最高氧化物對應(yīng)水化物的酸性強(qiáng)弱，酸性越強(qiáng)，對于非金屬元素性也越強(qiáng)。練習(xí)：1.若用X代表F、Cl、Br、I四種鹵族元素，下列屬于它們共性反應(yīng)的是 AX2+H2 = 2HXBX2+H2O = HX

3、+HXOC2Fe+3X2 = 2FeX3DX2+2NaOH = NaX+NaXO+H2O2.隨著鹵素原子半徑的增大，下列遞變規(guī)律正確的是 A單質(zhì)的熔、沸點(diǎn)逐漸降低 B鹵素離子的還原性逐漸增強(qiáng)C單質(zhì)的氧性逐漸增強(qiáng) D氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性逐漸增強(qiáng)3砹（At）是放射性元素，它的化學(xué)性質(zhì)符合鹵素性質(zhì)的變化規(guī)律，下列說法正確的是（ ）AHAt很穩(wěn)定 BAgAt易溶于水 C砹易溶于有機(jī)溶劑 D砹是白色固體4下列敘述正確的是( ) A. 鹵素離子（X）只有還原性而無氧化性B. 某元素由化合態(tài)變成游離態(tài)，該元素一定被氧化C. 失電子難的原子獲得電子的能力一定強(qiáng)D. 負(fù)一價鹵素離子的還原性在同一族中從上至下逐漸增

4、強(qiáng)6、堿金屬鈁（Fr）具有放射性，它是堿金屬元素中最重的元素，下列對其性質(zhì)的預(yù)言中，錯誤的是（ ）A、在堿金屬元素中它具有最大的原子半徑B、它的氫氧化物化學(xué)式為FrOH，是一種極強(qiáng)的堿C、鈁在空氣中燃燒時，只生成化學(xué)式為Fr2O的氧化物D、它能跟水反應(yīng)生成相應(yīng)的堿和氫氣，由于反應(yīng)劇烈而發(fā)生爆炸7、砹（At）是鹵族元素中位于碘后面的元素，試推測砹和砹的化合物最不可能具備的性質(zhì)是（ ）A、砹的非金屬性在鹵素中是最弱的，At-易被氧化 B、砹化氫很穩(wěn)定不易分解C、砹化銀不溶于水或稀HNO3 D、砹在常溫下是白色固體第二節(jié) 元素周期律一、原子核外電子的排布1、電子層的劃分電子層（n） 1、2、3、4、

5、5、6、7 電子層符號 K、L、M、N、O、P、Q 離核距離 近 遠(yuǎn) 能量高低 低 高2、 核外電子的排布規(guī)律(1)各電子層最多容納的電子數(shù)是2n2個(n表示電子層)(2)最外層電子數(shù)不超過8個(K層是最外層時，最多不超過2個)；次外層電子數(shù)目不超過18個，倒數(shù)第三層不超過32個。(3)核外電子總是盡先排布在能量最低的電子層，然后由里向外從能量低的電子層逐步向能量高的電子層排布(即排滿K層再排L層，排滿L層才排M層)。練習(xí)：根據(jù)核外電子排布規(guī)律，畫出下列元素原子的結(jié)構(gòu)示意圖。(1) 3Li 11Na 19K 37Rb 55Cs(2) 9F 17Cl 35Br 53I(3) 2He 10Ne 1

6、8Ar 36Kr 54Xe核電荷數(shù)為118的元素原子核外電子層結(jié)構(gòu)的特殊性：(1)原子中無中子的原子：(2)最外層電子數(shù)等于次外層電子數(shù)一半的元素：(3)最外層電子數(shù)等于次外層電子數(shù)的元素：(4)最外層電子數(shù)等于次外層電子數(shù)2倍的元素:(5)最外層電子數(shù)等于次外層電子數(shù)3倍的元素：(6)最外層電子數(shù)等于次外層電子數(shù)4倍的元素：(7)最外層有1個電子的元素：(8)最外層有2個電子的元素：(9)電子層數(shù)與最外層電子數(shù)相等的元素：(10)電子總數(shù)為最外層電子數(shù)2倍的元素：(11)內(nèi)層電子總數(shù)是最外層電子數(shù)2倍的元素：二、元素周期律1、隨著原子序數(shù)的遞增，元素原子的最外層電子排布呈現(xiàn)周期性變化。2、隨

7、著原子序數(shù)的遞增，元素原子半徑呈現(xiàn)周期性變化3、隨著原子序數(shù)的遞增，元素化合價呈現(xiàn)周期性變化4、隨著原子序數(shù)的遞增，元素金屬性與非金屬性呈現(xiàn)周期性變化元素的性質(zhì)隨元素原子序數(shù)的遞增呈現(xiàn)周期性變化，這個規(guī)律叫元素周期律。元素周期律的實(shí)質(zhì)： 元素性質(zhì)的周期性變化是元素原子的核外電子排布的周期性變化的必然結(jié)果。1、粒子半徑大小比較規(guī)律：（1）電子層數(shù)：一般而言，電子層數(shù)越多，半徑越大（2）核電荷數(shù)：電子層數(shù)相同的不同粒子，核電荷數(shù)越大，半徑越小。（3）核外電子數(shù)：電子數(shù)增多，增加了相互排斥，使原子半徑有增大的趨勢練習(xí)：1、比較Na原子與Mg原子的原子半徑大小2、比較Na原子與Li原子的原子半徑大小3

8、、比較Na與Na+的半徑大小4、比較Cl 與Cl的半徑大小5、比較Fe、Fe2+與Fe3+的半徑大小6、比較Na+與Mg2+半徑大小7、比較O2 與F 半徑大小【總結(jié)】 同一周期 ，隨著核電荷數(shù)的遞增，原子半徑逐漸 同一主族，隨著核電荷數(shù)的遞增， 原子半徑逐漸 對于電子層結(jié)構(gòu)相同的離子，核電荷數(shù)越大，則離子半徑 對于同種元素,電子數(shù)越多，半徑越大： 陰離子半徑 原子半徑 陽離子半徑 陽離子所帶正電荷數(shù)越多，則離子半徑 陰離子所帶負(fù)電荷數(shù)越多，則離子半徑 2、判斷元素金屬性強(qiáng)弱的依據(jù)：1、單質(zhì)跟H2O 或H+ 置換出H的難易程度(反應(yīng)的劇烈程度)反應(yīng)越易，金屬性就越強(qiáng)2、最高價氧化物對應(yīng)的水化物

9、堿性越強(qiáng)，金屬性就越強(qiáng)3、金屬間的置換反應(yīng)，單質(zhì)的還原性越強(qiáng)，金屬性就越強(qiáng)4、按金屬活動性順序表，金屬性逐漸減弱5、金屬陽離子的氧化性越強(qiáng)，對應(yīng)金屬的金屬性就越弱3、判斷元素非金屬性強(qiáng)弱的依據(jù)：1、單質(zhì)跟H2 化合的難易程度，條件及生成氫化物的穩(wěn)定性。越易跟H2 化合，生成氫化物越穩(wěn)定，說明非金屬性就越強(qiáng)2、最高價氧化物對應(yīng)的水化物酸性越強(qiáng)，說明非金屬性越強(qiáng)3、非金屬單質(zhì)間的置換反應(yīng)。單質(zhì)氧化性越強(qiáng)，非金屬性越強(qiáng)4、對應(yīng)陰離子的還原性越強(qiáng)，元素的非金屬性就越弱注：1、 堿性氧化物均為金屬氧化物，但金屬氧化物不一定是堿性氧化物。2、 判斷堿性氧化物的標(biāo)準(zhǔn)是看該氧化物能否和酸反應(yīng)生成鹽和水。3、

10、判斷酸性氧化物的標(biāo)準(zhǔn)是看該氧化物能否和堿反應(yīng)生成鹽和水。4、 若某氧化物既能和酸反應(yīng)生成鹽和水，又能和堿反應(yīng)生成鹽和水，稱其為兩性氧化物。同周期元素性質(zhì)遞變規(guī)律第三周期元素11Na12Mg13Al14Si15P16S17Cl18Ar(1)電子排布電子層數(shù)相同，最外層電子數(shù)依次增加(2)原子半徑原子半徑依次減小(3)主要化合價12344536271(4)金屬性、非金屬性金屬性減弱，非金屬性增加(5)單質(zhì)與水或酸置換難易冷水劇烈熱水與酸快與酸反應(yīng)慢(6)氫化物的化學(xué)式SiH4PH3H2SHCl(7)與H2化合的難易由難到易(8)氫化物的穩(wěn)定性穩(wěn)定性增強(qiáng)(9)最高價氧化物的化學(xué)式Na2OMgOAl2

11、O3SiO2P2O5SO3Cl2O7最高價氧化物對應(yīng)水化物(10)化學(xué)式NaOHMg(OH)2Al(OH)3H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4(11)酸堿性強(qiáng)堿中強(qiáng)堿兩性氫氧化物弱酸中強(qiáng)酸強(qiáng)酸很強(qiáng)的酸(12)變化規(guī)律堿性減弱，酸性增強(qiáng)第A族堿金屬元素：Li Na K Rb Cs Fr （Fr是金屬性最強(qiáng)的元素，位于周期表左下方）第A族鹵族元素：F Cl Br I At （F是非金屬性最強(qiáng)的元素，位于周期表右上方）（）同周期比較：金屬性：NaMgAl與酸或水反應(yīng)：從易難堿性：NaOHMg(OH)2Al(OH)3 非金屬性：SiPSCl單質(zhì)與氫氣反應(yīng)：從難易氫化物穩(wěn)定性：SiH4PH3H2

12、SHCl酸性(含氧酸)：H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4 （）同主族比較：金屬性：LiNaKRbCs（堿金屬元素）與酸或水反應(yīng)：從難易堿性：LiOHNaOHKOHRbOHCsOH非金屬性：FClBrI（鹵族元素）單質(zhì)與氫氣反應(yīng)：從易難氫化物穩(wěn)定：HFHClHBrHI（）金屬性：LiNaKRbCs還原性(失電子能力)：LiNaKRbCs氧化性(得電子能力)：LiNaKRbCs非金屬性：FClBrI氧化性：F2Cl2Br2I2還原性：FClBrI酸性(無氧酸)：HFHClHBrHI第三節(jié) 化學(xué)鍵一、離子鍵1、定義：陰陽離子結(jié)合形成化合物時的這種靜電的作用，叫作離子鍵。(1)、成鍵粒子：陰

13、陽離子(2)、成鍵性質(zhì)：靜電作用(靜電引力和斥力)-ne-2、形成條件： 活潑金屬 M Mn+吸引、排斥達(dá)到平衡 化合 離子鍵+me- 活潑非金屬 X Xm-3、離子鍵的實(shí)質(zhì)：陰陽離子間的靜電吸引和靜電排斥。4、電子式(1)、表示原子：(2)、表示簡單離子：(3)、表示離子化合物 ： (4) 、表示離子化合物的形成過程： 5、離子化合物：由離子鍵構(gòu)成的化合物叫做離子化合物。（一定有離子鍵，可能有共價鍵）二、共價鍵1、定義：原子間通過共用電子對所形成的相互作用。(1) 成鍵粒子：原子(2) 成鍵性質(zhì)：共用電子對間的相互作用2、形成條件：同種或不同種非金屬元素原子結(jié)合；部分金屬元素元素原子與非金屬

14、元素原子，如AlCl3 ，F(xiàn)eCl3；3、 電子式表示：4、共價鍵的類型：極性共價鍵：由不同種原子形成，電子對偏向于成鍵原子其中一方。AB型，如，HCl。共價鍵非極性共價鍵：由同種原子形成，電子對處在成鍵原子中間。AA型，如，ClCl。5、共價化合物：原子間通過共用電子對形成分子的化合物叫做共價化合物。（只有共價鍵）離子鍵與共價鍵的比較鍵型離子鍵共價鍵概念陰陽離子結(jié)合成化合物的靜電作用叫離子鍵原子之間通過共用電子對所形成的相互作用叫做共價鍵成鍵方式通過得失電子達(dá)到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)通過形成共用電子對達(dá)到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)成鍵粒子陰、陽離子原子成鍵元素(1) 活潑的金屬元素（IA，IIA）和活潑的非金屬元素（VIA，VIIA）之間的化合物。(2) 活潑的金屬元素和酸根離子形成的鹽(3) 銨鹽子和酸根離子（或活潑非金屬元素）形成的鹽。(1 ) 非金屬單質(zhì) (2) 原子團(tuán)(3) 氣態(tài)氫化物，酸分子，非金屬氧化物，大多數(shù)有機(jī)物(4) AlCl3 、AlBr3、AlI3化合物