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(shí)點(diǎn)

1、zxz請(qǐng)看下列表示+ dac+ab 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)成質(zhì)子z 個(gè)原子核a原子 x中子 （a-z）個(gè)核外電子z 個(gè)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(duì)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)。表示原子組成的一種方法質(zhì)量數(shù) a元素符號(hào)核電荷數(shù) （核內(nèi)質(zhì)子數(shù)）a代表質(zhì)量數(shù)； b代表質(zhì)子數(shù)既核電荷數(shù)；x c代表離子的所帶電 e 荷數(shù)；bd 代表化合價(jià)e 代表原子個(gè)數(shù)質(zhì)量數(shù)（a）= 質(zhì)子數(shù)（z）+ 中子數(shù)（n） 陽離子 w m+ ：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

2、 yn-：核電荷數(shù)質(zhì)子數(shù)cl br i2 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)?hfhclhbrhi反應(yīng)通式：x + h = 2hx(2) 鹵素單質(zhì)間的置換反應(yīng)：2nabr+ cl = 2nacl +br ； 2nai + cl = 2nacl + i ； 2nai + br = 2nabr + i 隨核電荷數(shù)的增加，鹵素單質(zhì)氧化性強(qiáng)弱順序：f cl br i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 h 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(duì)應(yīng)

3、水化物的酸性強(qiáng)弱，酸性越強(qiáng)，對(duì)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ax +h = 2hx bx +h o = hx+hxoc2fe+3x = 2fex dx +2naoh = nax+naxo+h o2.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)2-33 11 19 37 559 17 35 532 10 18 36 54c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

4、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(jià)鹵素離子的還原性在同一族中從上至下逐漸增強(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(duì)其性質(zhì)的預(yù)言中，錯(cuò)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(shí)，只生成化學(xué)式為 fr o 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

5、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 hno一、原子核外電子的排布 1、電子層的劃分d、砹在常溫下是白色固體 第二節(jié) 元素周期律電子層（n） 1、2、3、4、5、6、7電子層符號(hào) k、l、m、n、o、p、q離核距離 近 能量高低 低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遠(yuǎn)高個(gè)(n 表示電子層)(2) 最外層電子數(shù)不超過 8 個(gè)(k 層是最外層時(shí)，最多不超過 2 個(gè))；次外層電子數(shù)目不超過 18 個(gè)，倒數(shù)第三 層不超過 32 個(gè)。(3) 核外電子總是盡先排

6、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) li na k rb cs(2) f cl br i(3) he ne ar kr xe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

7、數(shù) 4 倍的元素：(7) 最外層有 1 個(gè)電子的元素： 222(8) 最外層有 2 個(gè)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(jià)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(gè)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

8、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、 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)】1 同一周期 ，隨著核電荷數(shù)的遞增，原子半徑逐

9、漸2 同一主族，隨著核電荷數(shù)的遞增， 原子半徑逐漸3 對(duì)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4 對(duì)于同種元素,電子數(shù)越多，半徑越大：1 陰離子半徑 原子半徑 陽離子半徑2 陽離子所帶正電荷數(shù)越多，則離子半徑3 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 h o 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(jià)氧化物對(duì)應(yīng)的水化物堿性越強(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(dòng)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(duì)應(yīng)金屬的金屬性就越弱3、判斷元素非金屬性強(qiáng)

10、弱的依據(jù)：1、 單質(zhì)跟 h 化合的難易程度，條件及生成氫化物的穩(wěn)定性。越易跟 h 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(jià)氧化物對(duì)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(duì)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。11s2222 32 52 7232 33 42 4234 3 22 3 3 4 2 442 2 2 2 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、 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

11、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na12mg13al14si15p1617cl18ar(1)電子排布 (2)原子半徑電子層數(shù)相同，最外層電子數(shù)依次增加 原子半徑依次減小(3)主要化合價(jià)12345674321(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sih4ph3h shcl(7)與 h 化合的難易 (8)氫化物的穩(wěn)定性由難到易 穩(wěn)定性增強(qiáng)(9) 最 高價(jià) 氧化物 的化na omgo al osio2p oso3cl o學(xué)式最高價(jià)氧化物對(duì)

12、應(yīng)水(10) 化學(xué)式(11) 酸堿性naoh強(qiáng)堿mg(oh)中強(qiáng)堿al(oh)兩性氫h sio弱酸h po中強(qiáng)h so強(qiáng)酸hclo很強(qiáng)4化物氧化物酸的酸(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 第a 族鹵族元素：f cl br i at（）同周期比較：金屬性：namgal與酸或水反應(yīng)：從易難堿性：naohmg(oh) al(oh)（）同主族比較：（fr 是金屬性最強(qiáng)的元素，位于周期表左下方） （f 是非金屬性最強(qiáng)的元素，位于周期表右上方）非金屬性：sipscl單質(zhì)與氫氣反應(yīng)：從難易氫化物穩(wěn)定性：sih ph h shcl酸性(含氧酸)：h sio

13、h po h so hclo金屬性：linakrbcs（堿金屬元素） 與酸或水反應(yīng)：從難易堿性：liohnaohkohrbohcsoh （）金屬性：linakrbcs還原性(失電子能力)：linakrbcs 氧化性(得電子能力)：li na k rb cs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 非金屬性：fclbri氧化性：f cl br i還原性：f cl br i酸性(無氧酸)：hfhclhbrhi3333 3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(shí)的這種靜電的作用，叫作離子鍵。 (1)、成鍵粒子：陰陽離子(2)、成鍵性質(zhì)

14、：靜電作用(靜電引力和斥力)2、形成條件： 活潑金屬-ne-m mn+化合吸引、排斥 達(dá)到平衡離子鍵活潑非金屬+me-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(jià)鍵）二、共價(jià)鍵1、定義：原子間通過共用電子對(duì)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(duì)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元素原子，如 alcl ，fecl ；3、 電子式表示：4、 共價(jià)鍵的類型：極性共價(jià)鍵：由不同種原子形成，電子對(duì)偏向于成鍵原子其中一方。ab 型，如，hcl。 共價(jià)鍵非極性共價(jià)鍵：由同種原子形成，電子對(duì)處在成鍵原子中間。aa 型，如，clcl。 5、共價(jià)化合物：原子間通過共用電子對(duì)形成分子的化合物叫做共價(jià)化合物。（只有共價(jià)鍵）離子鍵與共價(jià)鍵的比較鍵型概念成鍵方式成鍵粒子成鍵元素離子鍵陰陽離子結(jié)合成化合物的靜電作