高中化学必修二第一章物质结构元素周期律知识点.docx

精品文档第一章 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am阴离子 bYn-：核电荷数质子数<核外电子数，核外电子数bn 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 化学性质几乎完全相同 天然存在的某种元素，不管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。以下有关“四中子粒子的说法不正确的选项是 A该粒子不显电性 B该粒子质量数为4C与氢元素的质子数相同 D该粒子质量比氢原子大 2、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，那么 a 与以下式子有相等关系的是 Abmn B bmnCbmn D bmn4、某元素的阳离子Rn，核外共用x个电子，原子的质量数为A，那么该元素原子里的中子数为 AAxn BAxn CAxn DAxn三、元素周期表的结构1.编排原那么：按原子序数递增的顺序从左到右排列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：AA共7个主族族 副族：BB、BB，共7个副族18个纵行 第族：三个纵行，位于B和B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、以下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 A14、24、34 B26、31、35C5、15、20 D11、17、183、以下各表为周期表的一局部表中为原子序数，其中正确的选项是 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碱金属与氧气的反响4Li + O2 = 2Li2O白色、氧化锂 2Na + O2 = Na2O2淡黄色、过氧化钠2碱金属与水反响2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 2K + 2H2O = 2KOH + H23碱金属元素在化学性质上的规律：相似性：均能与氧气、与水反响,表现出金属性复原性； 递变性：与氧气、与水反响的剧烈程度有所不同；在同一族中，自上而下反响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响置换出氢的难易程度。置换出氢越容易，那么金属性越强。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，那么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，那么元素金属性越强。 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(复原性)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卤素单质与氢气反响 卤素单质与H2 反响的剧烈程度: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 反响通式：X2 + H2 = 2HX(2) 卤素单质间的置换反响：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：F2 Cl2 Br2 I2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.假设用X代表F、Cl、Br、I四种卤族元素，以下属于它们共性反响的是 AX2+H2 = 2HXBX2+H2O = HX+HXOC2Fe+3X2 = 2FeX3DX2+2NaOH = NaX+NaXO+H2O2.随着卤素原子半径的增大，以下递变规律正确的选项是 A单质的熔、沸点逐渐降低 B卤素离子的复原性逐渐增强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，以下说法正确的选项是 AHAt很稳定 BAgAt易溶于水 C砹易溶于有机溶剂 D砹是白色固体4以下表达正确的选项是( ) A. 卤素离子X只有复原性而无氧化性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. 负一价卤素离子的复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，以下对其性质的预言中，错误的选项是 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、它能跟水反响生成相应的碱和氢气，由于反响剧烈而发生爆炸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HNO3 D、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 能量上下 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，画出以下元素原子的结构示意图。(1) 3Li 11Na 19K 37Rb 55Cs(2) 9F 17Cl 35Br 53I(3) 2He 10Ne 18Ar 36Kr 54Xe核电荷数为118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、粒子半径大小比拟规律：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、比拟Na原子与Mg原子的原子半径大小2、比拟Na原子与Li原子的原子半径大小3、比拟Na与Na+的半径大小4、比拟Cl 与Cl的半径大小5、比拟Fe、Fe2+与Fe3+的半径大小6、比拟Na+与Mg2+半径大小7、比拟O2 与F 半径大小【总结】 同一周期 ，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐 同一主族，随着核电荷数的递增， 原子半径逐渐 对于电子层结构相同的离子，核电荷数越大，那么离子半径 对于同种元素,电子数越多，半径越大： 阴离子半径 > 原子半径 > 阳离子半径 阳离子所带正电荷数越多，那么离子半径 阴离子所带负电荷数越多，那么离子半径 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(反响的剧烈程度)反响越易，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、金属间的置换反响，单质的复原性越强，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响。单质氧化性越强，非金属性越强4、对应阴离子的复原性越强，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响生成盐和水。3、 判断酸性氧化物的标准是看该氧化物能否和碱反响生成盐和水。4、 假设某氧化物既能和酸反响生成盐和水，又能和碱反响生成盐和水，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11Na12Mg13Al14Si15P16S17Cl18Ar(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12344536271(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SiH4PH3H2SHCl(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Na2OMgOAl2O3SiO2P2O5SO3Cl2O7最高价氧化物对应水化物(10)化学式NaOHMg(OH)2Al(OH)3H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4(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A族碱金属元素：Li Na K Rb Cs Fr Fr是金属性最强的元素，位于周期表左下方第A族卤族元素：F Cl Br I At F是非金属性最强的元素，位于周期表右上方同周期比拟：金属性：NaMgAl与酸或水反响：从易难碱性：NaOHMg(OH)2Al(OH)3 非金属性：SiPSCl单质与氢气反响：从难易氢化物稳定性：SiH4PH3H2SHCl酸性(含氧酸)：H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4 同主族比拟：金属性：LiNaKRbCs碱金属元素与酸或水反响：从难易碱性：LiOHNaOHKOHRbOHCsOH非金属性：FClBrI卤族元素单质与氢气反响：从易难氢化物稳定：HFHClHBrHI金属性：LiNaKRbCs复原性(失电子能力)：LiNaKRbCs氧化性(得电子能力)：LiNaKRbCs非金属性：FClBrI氧化性：F2Cl2Br2I2复原性：FClBrI酸性(无氧酸)：HFHClHBrHI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 M Mn+吸引、排斥到达平衡 化合 离子键+me- 活泼非金属 X Xm-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；局部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。AB型，如，HCl。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。AA型，如，ClCl。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拟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到达稳定结构通过形成共用电子对到达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