《高中化學(xué)必修二 第一章 物質(zhì)結(jié)構(gòu) 元素周期律知識總結(jié)》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) 元素周期律知識總結(jié)（8頁珍藏版）》請?jiān)谘b配圖網(wǎng)上搜索。

1、元素周期表 元素周期律 知識總結(jié) 一．原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì) 1．元素性質(zhì)的范疇 元素的性質(zhì) 2. 元素周期表和元素周期律 隨著原子序數(shù)（核電荷數(shù)）的遞增：元素的性質(zhì)呈現(xiàn)周期性變化 ①、原子最外層電子的周期性變化（元素周期律的本質(zhì)） 元素周期律 ②、原子半徑的周期性變化 ③、元素主要化合價(jià)的周期性變化 ④、元素的金屬性與非金屬性的周期性變化 編排依據(jù) ① 、按原子序數(shù)遞增的順序從左到右排列； 排列原則 ②、將電子層數(shù)相同的元素排成一個(gè)橫行；

2、 ③、把最外層電子數(shù)相同的元素（個(gè)別除外）排成一個(gè)縱行。 七主七副零和八 三長三短一不全 ①、短（一、二、三周期） 周期（7個(gè)橫行） ②、長（四、五、六周期） 周期表結(jié)構(gòu) ③、不完全（第七周期） ①、主族（ⅠA～ⅦA共7個(gè)） 元素周期表 族（18個(gè)縱行） ②、副族（ⅠB～ⅦB共7個(gè)） ③、Ⅷ族（8、9、10縱行） ④、零族（稀有氣體） 同周期同主族元素性質(zhì)的遞變規(guī)律

3、 ①、核外電子排布 ②、原子半徑 性質(zhì)遞變 ③、主要化合價(jià) ④、金屬性與非金屬性 ⑤、氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性 ⑥、最高價(jià)氧化物的水化物酸堿性 同周期：從左到右 （1）元素原子結(jié)構(gòu)： 電子層數(shù)相同，核電荷數(shù)增多 （2）元素性質(zhì)： 元素的金屬性減弱，非金屬性增強(qiáng)； 原子半徑減??； 金屬單質(zhì)的還原性減弱，非金屬單質(zhì)的氧化性增強(qiáng)； 金屬陽離子的氧化性增強(qiáng)，非金屬陰離子的還原性減弱。 同主族：從上到下 （1）原子結(jié)構(gòu) （2）元素性質(zhì) 最外層電子 原子半徑增大 金屬性增強(qiáng) 金屬

4、陽離子的氧化性減弱 數(shù)相同， 非金屬性減弱 電子層數(shù)增多。 金屬單質(zhì)的還原性增強(qiáng) 非金屬陰離子的還原性增強(qiáng) 非金屬單質(zhì)的氧化性減弱 元素周期表中的規(guī)律 (1)“三角形”規(guī)律所謂“三角形”，即A、B處于同周期，A、C處于同主族的位置 (2)“對角線”規(guī)律 有些元素在周期表中雖然既非同周期，又非同主族，但其單質(zhì)與同類化合物的化學(xué)性質(zhì)卻很相似，如Li和

5、Mg，B和Si等。 “對角線”規(guī)律。 (3)“相似”規(guī)律 ①同族元素性質(zhì)相似；②左上右下對角線上元素性質(zhì)相似；③同位素的化學(xué)性質(zhì)幾乎完全相同。 二．元素的位置、結(jié)構(gòu)、性質(zhì)三者之間的關(guān)系 同位同化性，左右遞變，上下相似遞變 元素在周期表中位置 原子結(jié)構(gòu) 元素的性質(zhì) 體 現(xiàn) 決 定 反 映 決 定 反映 推測 最外層電子數(shù)＝主族元素的最高正化合價(jià) 電子層數(shù)、原子半徑?jīng)Q定得失電子的難易、元素原子的氧化性、還原性強(qiáng)弱 最外層電子數(shù)>4 易得電子，表現(xiàn)非金屬性 最外層電子數(shù)<4，易失電子，表現(xiàn)金屬性 質(zhì)子數(shù)＝原子序數(shù) 電子層數(shù)＝

6、周期序數(shù) 最外層電子數(shù)＝ 主族的族序數(shù) 三．微粒半徑的比較： 1．判斷的依據(jù) 電子層數(shù)： 相同條件下，電子層越多，半徑越大。 核電荷數(shù)： 相同條件下，核電荷數(shù)越多，半徑越小。 最外層電子數(shù) 相同條件下，最外層電子數(shù)越多，半徑越大。 2． 具體規(guī)律： （1）同周期元素的原子半徑隨核電荷數(shù)的增大而減?。ㄏ∮袣怏w除外） 如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl. （2）同主族元素的原子半徑隨核電荷數(shù)的增大而增大。如：Li

7、F-- Na+>Mg2+>Al3+ （5）同一元素不同價(jià)態(tài)的微粒半徑，價(jià)態(tài)越高離子半徑越小。如Fe>Fe2+>Fe3+ 四．“10電子”、“18電子”的微粒小結(jié) 1．“10電子”的微粒： 分子 離子 單核 Ne N3?、O2?、F?、Na+、Mg2+、Al3+ 雙核 HF OH?、 三核 H2O NH2? 四核 NH3 H3O+ 五核 CH4 NH4+ 2．“18電子”的微粒 分子 離子 單核 Ar K+、Ca2+、Cl￣、S2?

8、 雙核 F2、HCl HS? 三核 H2S 四核 PH3、H2O2 五核 SiH4、CH3F 六核 N2H4、CH3OH 八核 CH3CH3 注：其它諸如C2H6、N2H5+、N2H62+等亦為18電子的微粒。 五．化學(xué)鍵 一）、化學(xué)鍵：使離子相結(jié)合或使原子相結(jié)合的作用力叫做化學(xué)鍵。相鄰的（兩個(gè)或多個(gè)）離子或原子間的強(qiáng)烈的相互作用。 【對定義的強(qiáng)調(diào)】（1）首先必須相鄰。不相鄰一般就不強(qiáng)烈 （2）只相鄰但不強(qiáng)烈，也不叫化學(xué)鍵 （3）“相互作用”不能說成“相互吸引”（實(shí)際既包括吸引又包括排斥）

9、 一定要注意“相鄰”和“強(qiáng)烈”。如水分子里氫原子和氧原子之間存在化學(xué)鍵，而兩個(gè)氫原子之間及水分子與水分子之間是不存在化學(xué)鍵的。 二、形成原因：原子有達(dá)到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)的趨勢，是原子體系能量降低。 三、類型： 離子鍵 化學(xué)鍵 共價(jià)鍵 極性鍵 非極性鍵 離子鍵和共價(jià)鍵比較 化學(xué)鍵類型 離子鍵 共價(jià)鍵 概念 陰、陽離子間通過靜電作用所形成的化學(xué)鍵 原子間通過共用電子對所形成的化學(xué)鍵 成鍵微粒 陰、陽離子 原子 成鍵性質(zhì) 靜電作用 共用電子對 形成條件 活潑金

10、屬與活潑非金屬 a．IA、ⅡA族的金屬元素與ⅥA、ⅦA族的非金屬元素。 b．金屬陽離子與某些帶電的原子團(tuán)之間(如Na+與0H—、SO42-等)。 非金屬元素的原子之間 某些不活潑金屬與非金屬之間。 形成示例 共用電子對 存在 離子化合物中 非金屬單質(zhì)、共價(jià)化合物和部分離子化合物中 作用力大小 一般陰、陽離子電荷數(shù)越多離子半徑越小作用力越強(qiáng) 原子半徑越小，作用力越強(qiáng) 與性質(zhì)的關(guān)系 離子間越強(qiáng)離子化合物的熔沸點(diǎn)越高。 如：MgO>NaCl 共價(jià)鍵越強(qiáng)（鍵能越大），所形成的共價(jià)分子越穩(wěn)定，所形成的原子晶體的熔沸點(diǎn)越高。如穩(wěn)定性：H2O>

11、H2S，熔沸點(diǎn)：金剛石>晶體硅 實(shí)例 NaCl、MgO Cl2、HCl、NaOH(O、H之間) 非極性鍵和極性鍵 非極性共價(jià)鍵 極性共價(jià)鍵 概念 同種元素原子形成的共價(jià)鍵 不同種元素原子形成的共價(jià)鍵，共用電子對發(fā)生偏移 原子吸引電子能力 相同 不同 共用電子對 不偏向任何一方 偏向吸引電子能力強(qiáng)的原子 形成條件 由同種非金屬元素組成 由不同種非金屬元素組成 通式及示例 A—A、A==A、A≡A，如Cl-Cl、C=C、N≡N A—B、A==B、A≡B，如H-Cl、C=O、C≡N 成鍵原子電性 成鍵原子不顯電性，電中性 顯電性，吸引電子能力

12、較強(qiáng)的原子一方相對顯負(fù)電性 存在 某金屬單質(zhì)中，某些共價(jià)化合物（如H2O2）中，某些離子化合物（如Na2O2）中 共價(jià)化合物中，某些離子化合物（如NH4Cl、NaOH）中 相互關(guān)系 離子化合物和共價(jià)化合物 項(xiàng)目 離子化合物 共價(jià)化合物 概念 陰、陽離子間通過離子鍵結(jié)合形成的化合物 不同元素的原子間通過共價(jià)鍵結(jié)合形成的化合物 化合物中的粒子 金屬陽離子或NH4+、非金屬陽離子或酸根陰離子沒有分子 分子或原子、沒有離子 所含化學(xué)鍵 離子鍵，還可能有共價(jià)鍵 只含有共價(jià)鍵 物質(zhì)類型 活潑金屬氧化物（過氧化物、超氧化物）、強(qiáng)堿、大多數(shù)鹽 非金屬氧化物、

13、非金屬氫化物、含氧酸、弱堿、少數(shù)鹽大多數(shù)有機(jī)物 實(shí)例 MgO、Na2O2、KO2、Ba(OH)2、MgSO4、Kal(SO4)2.12H2O CO2、SiO2、NH3、H2SO4、Al(OH)3、HgCl2、C12H22O11 性質(zhì) 狀態(tài) 通常以晶體形態(tài)存在 氣態(tài)、液體或固態(tài) 導(dǎo)電性 熔融狀態(tài)能導(dǎo)電、易溶物質(zhì)在水溶液里能導(dǎo)電 熔融狀態(tài)不導(dǎo)電，易溶物質(zhì)在水溶液里可能導(dǎo)電或不導(dǎo)電 類別 強(qiáng)電解質(zhì) 強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)或非電解質(zhì) 熔融時(shí)克服的作用 離子鍵 分子間作用力或共價(jià)鍵 熔沸點(diǎn) 較高 較低（如CO2）或很高（如SiO2） （1）當(dāng)一個(gè)化合物

14、中只存在離子鍵時(shí)，該化合物是離子化合物（2）當(dāng)一個(gè)化合中同時(shí)存在離子鍵和共價(jià)鍵時(shí)，以離子鍵為主，該化合物也稱為離子化合物（3）只有當(dāng)化合物中只存在共價(jià)鍵時(shí)，該化合物才稱為共價(jià)化合物。（4）在離子化合物中一般既含有金屬元素又含有非金屬元素；共價(jià)化合物一般只含有非金屬元素（NH4+例外） 注意：(1)離子化合物中不一定含金屬元素，如NH4NO3，是離子化合物，但全部由非金屬元素組成。(2)含金屬元素的化合物不一定是離子化合物，如A1C13、BeCl2等是共價(jià)化合物。 化學(xué)鍵與物質(zhì)類別的關(guān)系 　 化學(xué)鍵的種類 實(shí)例 非金屬單質(zhì) 無化學(xué)鍵 稀有氣體分子

15、（單原子分子）He、Ne 非極性共價(jià)鍵 O=O、Cl—Cl、H—H 共價(jià)化合物 只有極性鍵 H2O、CO2 既有極性鍵又有非極性鍵 H2O2 離 子 化 合 物 只有離子鍵 　、 離子鍵、極性共價(jià)鍵 離子鍵、非極性共價(jià)鍵 電子式和結(jié)構(gòu)式的書寫方法 一、電子式： 1.各種粒子的電子式的書寫： 　?。?）原子的電子式：常把其最外層電子數(shù)用小黑點(diǎn)“·”或小叉“×”來表示。 　　　　 例如： 　?。?）簡單離子的電子式： ①簡單陽離子：簡單陽離子是由金屬原子失電子形成的，原子的最外層已無電子，故用陽離子符號表示，如Na+、Li+、Ca2+、Al3+

16、等。②簡單陰離子：書寫簡單陰離子的電子式時(shí)不但要畫出最外層電子數(shù)，而且還應(yīng)用括號“[]”括起來，并在右上角標(biāo)出“n—”電荷字樣。例如：氧離子 、氟離子 。 　?、?原子團(tuán)的電子式：書寫原子團(tuán)的電子式時(shí)，不僅要畫出各原子最外層電子數(shù)，而且還應(yīng)用括號“[]”括起來，并在右上角標(biāo)出“n—”或“n+”電荷字樣。 　　　　例如：銨根離子 、氫氧根離子。　 　?。?）部分化合物的電子式： 　?、?離子化合物的電子式表示方法：在離子化合物的形成過程中，活潑的金屬離子失去電子變成金屬陽離子，活潑的非金屬離子得到電子變成非金屬陰離子，然后陰陽離子通過靜電作用結(jié)合成離子鍵，形成離子化合物。所以，離子化合

17、物的電子式是由陽離子和帶中括號的陰離子組成，且簡單的陽離子不帶最外層電子，而陰離子要標(biāo)明最外層電子多少。 　　如：　 　　。 　　②共價(jià)化合物的電子式表示方法：在共價(jià)化合物中，原子之間是通過共用電子對形成的共價(jià)鍵的作用結(jié)合在一起的，所以本身沒有陰陽離子，因此不會出現(xiàn)陰陽離子和中括號。 　　如： 　　2.用電子式表示化學(xué)反應(yīng)的實(shí)質(zhì)： 　?。?）用電子式表示離子化合物的形成過程： 　 　 　?。?）用電子式表示共價(jià)化合物的形成過程： 　　　 　　 　　說明：用電子式表示化合物的形成過程時(shí)要注意： 　　（1）反應(yīng)物要用原子的電子式表示，而不是用分子或分子的電子式表示。用彎箭頭表示

18、電子的轉(zhuǎn)移情況，而共價(jià)化合物不能標(biāo)。 　?。?）這種表示化學(xué)鍵形成過程的式子，類似于化學(xué)方程式，因此，它要符合質(zhì)量守恒定律。但是，用于連接反應(yīng)物和生成物的符號，一般用“→”而不用“=”。 　?。?）不是所有的離子化合物在形成過程中都有電子的得失，如NH4+與Cl－結(jié)合成NH4Cl的過程。 二、結(jié)構(gòu)式：將分子中的共用電子對用短線表示，而反映分子中原子的排列順序和結(jié)合方式的式子叫做物質(zhì)的結(jié)構(gòu)式。單雙三鍵分別用—、=、≡表示。 知識點(diǎn)五 化學(xué)鍵與物質(zhì)變化的關(guān)系 1. 與化學(xué)變化的關(guān)系 化學(xué)反應(yīng)實(shí)質(zhì)是舊化學(xué)鍵的斷裂和新化學(xué)鍵的形成。任何反應(yīng)都必然發(fā)生化學(xué)鍵的斷裂和形成。 2. 與物理變化

19、的關(guān)系 發(fā)生物理變化的標(biāo)志是沒有生成新物質(zhì)可能伴隨著化學(xué)鍵的斷裂，但不會有新化學(xué)鍵的形成。物理變化的發(fā)生也可能沒有化學(xué)鍵的斷裂，只是破壞了分子之間的氫鍵或范德華力如冰的融化和干冰的氣化。 化學(xué)鍵 分子間作用力 概念 相鄰的原子間強(qiáng)烈的相互作用 物質(zhì)分子間存在的微弱的相互作用 能量 較大 很弱 性質(zhì)影響 主要影響物質(zhì)的化學(xué)性質(zhì) 主要影響物質(zhì)的物理性質(zhì) 分子間作用力和氫鍵 一、 分子間作用力 ⒈定義：分子之間存在一種把分子聚集在一起的作用力叫分子間作用力，又稱范德華力. 2.主要特征：①廣泛呢存在于分子之間。 ②作用力的范圍很小。當(dāng)分子

20、間距離為分子本身直徑的4-5倍時(shí)候，作用力迅速減弱。 ③分子間作用力能量遠(yuǎn)遠(yuǎn)小于化學(xué)鍵。 ④范德華力無方向性和飽和性。 3.分子間作用力對物質(zhì)性質(zhì)的影響： （1）分子間作用力越大，克服這種力使物質(zhì)融化或汽化需要的能量越多，物質(zhì)的熔沸點(diǎn)越高。 對組成相似的物質(zhì)，相對分子質(zhì)量越大，分子間作用力越大，物質(zhì)的熔沸點(diǎn)越高。 （2）溶質(zhì)與溶劑間的分子作用力越大，溶質(zhì)在該溶劑中的溶解度越大。如：CH4和H2O分子間的作用力很小故CH4在水中的溶解度小。相似相溶規(guī)律：非極性溶質(zhì)一般能溶于非極性溶劑；機(jī)型溶質(zhì)一般能溶于極性溶劑。 二、氫鍵 1.定義：某些氫化物的分子之間存在著一種比分子間作用力稍

21、強(qiáng)的相互作用，使它們只能在較高的溫度下才能氣化，這種相互作用叫做氫鍵。 常見易形成氫鍵的化合物：H2O、HF、NH3等. 2.特點(diǎn)①有方向性和飽和性。 ②氫鍵的鍵能比化學(xué)鍵能小，比分子間作用力稍強(qiáng)。因此氫鍵不屬于化學(xué)鍵，其強(qiáng)度比化學(xué)鍵弱得多，又不屬于分子間力（范德華力），但它比分子間作用力稍強(qiáng)。 3.氫鍵對物質(zhì)性質(zhì)的影響 （1）分子間氫鍵的形成使物質(zhì)的熔沸點(diǎn)升高。因物質(zhì)熔化或液體氣化時(shí)必須要破壞氫鍵。如：H2O比同族H2S的熔沸點(diǎn)高 （2）分子間形成的氫鍵對物質(zhì)的水溶性、溶解度等也有影響。如NH3極易溶于水，主要是氨分子與水分子之間已形成氫鍵。 （3）水中氫鍵對水的密度的影響：水結(jié)成冰時(shí)體積會膨脹，密度減小。