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(超全面)

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)。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)定性次序為HFHClHBrHI 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。(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。(3) 最高氧化物對應(yīng)水化物的酸性強弱，酸性越強，對于非金屬元素性也越強。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+H

3、XOC2Fe+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、沸點逐漸降低 B鹵素離子的還原性逐漸增強C單質(zhì)的氧性逐漸增強 D氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性逐漸增強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D. 負一價鹵素離子的還原性在同一族中從上至下逐漸增強6

4、、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 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 18A

6、r 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、隨著原

7、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、比

8、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 陰離子所帶負電荷數(shù)越多，則離子半徑 2、判斷元素金屬性強弱的依據(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2、最高價氧化物對應(yīng)的水化物堿性

9、越強，金屬性就越強3、金屬間的置換反應(yīng)，單質(zhì)的還原性越強，金屬性就越強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，對應(yīng)金屬的金屬性就越弱3、判斷元素非金屬性強弱的依據(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2、最高價氧化物對應(yīng)的水化物酸性越強，說明非金屬性越強3、非金屬單質(zhì)間的置換反應(yīng)。單質(zhì)氧化性越強，非金屬性越強4、對應(yīng)陰離子的還原性越強，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準是看該氧化物能否和酸反應(yīng)生成鹽和水。3、 判斷

10、酸性氧化物的標準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(9)最高價氧化物的化學(xué)式Na2OMgOAl2O3

11、SiO2P2O5SO3Cl2O7最高價氧化物對應(yīng)水化物(10)化學(xué)式NaOHMg(OH)2Al(OH)3H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4(11)酸堿性強堿中強堿兩性氫氧化物弱酸中強酸強酸很強的酸(12)變化規(guī)律堿性減弱，酸性增強第A族堿金屬元素：Li Na K Rb Cs Fr （Fr是金屬性最強的元素，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：SiH4PH3H2SH

12、Cl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：陰陽離

13、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、排斥達到平衡 化合 離子鍵+me- 活潑非金屬 X Xm-3、離子鍵的實質(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