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高中化学必修二第一章物质结构元素周期律知识点(超全面).pdf

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高中化学必修二第一章物质结构元素周期律知识点(超全面).pdf

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高中化学必修二第一章物质结构元素周期律知识点(超全面).pdf

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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
....

质子Z个
原子核
A中子(A-Z)个
原子X
Z
核外电子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
将原子核内所有得质子与中子得相对质量取近似整数值加起来,所得得数值,叫质量数。
质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)
表示原子组成的一种方法
质量数——AX阳离子Wm+:核电荷数=质子数>核外电子数,核
——元素符号a
核电荷数——Z
(核内质子数)外电子数=a-m
a——代表质量数;
请看下列表示b——代表质子数既核
电荷数;阴离子Yn-:核电荷数=质子数<核外电子数,核外
+db
aXc+c——代表离子的所带电
e荷数;电子数=b+n
b
d——代表化合价
e——代表原子个数
补充:1、原子就是化学变化中得最小粒子;2、分子就是保持物质得化学性质中得最小粒子;3、元素就是具有
相同核电荷数即核内质子数得一类原子得总称
二、核素、同位素
......
1、定义:
核素:人们把具有一定数目质子与一定数目中子得一种原子称为核素。
同位素:质子数相同而中子数不同得同一元素得不同核素(原子)互为同位素。
2、同位素得特点
①化学性质几乎完全相同:.
②天然存在得某种元素,不论就是游离态还就是化合态,其各种同位素所占得原子个数百分比(即丰度)一般
就是不变得。
练****br/>1、法国里昂得科学家最近发现一种只由四个中子构成得粒子,这种粒子称为“四中子”,也有人称之为“零号元
素”。下列有关“四中子”粒子得说法不正确得就是()


2、已知A2-、B-、C+、D2+、E3+五种简单离子得核外电子数相等,与它们对应得原子得核电荷数由大到小得
顺序就是___________。
3、现有Xn-与aYm+两种离子,它们得电子数相同,则a与下列式子有相等关系得就是()
b
(A)b-m-n(B)b+m+n
(C)b-m+n(D)b+m-n
4、某元素得阳离子Rn+,核外共用x个电子,原子得质量数为A,则该元素原子里得中子数为()
(A)A-x-n(B)A-x+n(C)A+x-n(D)A+x+n
三、元素周期表得结构
........
1、编排原则:
①按原子序数递增得顺序从左到右排列
②将电子层数相同得各元素从左到右排成一横行。(周期序数=原子得电子层数)
........
③把最外层电子数相同得元素按电子层数递增得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12种元素
短周期第二周期28种元素
周期第三周期38种元素
元(7个横行)第四周期418种元素
素(7个周期)第五周期518种元素:.
周长周期第六周期632种元素
期第七周期7未填满(已有26种元素)
表主族:ⅠA~ⅦA共7个主族
族副族:ⅢB~ⅦB、ⅠB~ⅡB,共7个副族
(18个纵行)第Ⅷ族:三个纵行,位于ⅦB与ⅠB之间
(16个族)零族:稀有气体
练****br/>1、推算原子序数为6、13、34、53、88得元素在周期表中得位置。
2、下列各组中得元素用原子序数表示,其中都属于主族得一组元素就是()
(A)14、24、34(B)26、31、35
(C)5、15、20(D)11、17、18
3、下列各表为周期表得一部分(表中为原子序数),其中正确得就是()
(A)(B)(C)(D)
四、元素性质与原子结构
.........
碱金属元素
1、在结构上得异同:
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1个电子,化学性质相似;随着核电荷数得增加,原子得电子层数递增,原子核对最外层电子得
引力逐渐减弱,金属性逐渐增强。
2、化学性质
(1)碱金属与氧气得反应
4Li+O====2LiO(白色、氧化锂)2Na+O====NaO(淡黄色、过氧化钠)
22222
(2)碱金属与水反应
2Na+2HO===2NaOH+H↑2K+2HO===2KOH+H↑
2222:.
(3)碱金属元素在化学性质上得规律:
①相似性:均能与氧气、与水反应,表现出金属性(还原性);
②递变性:与氧气、与水反应得剧烈程度有所不同;在同一族中,自上而下反应得剧烈程度逐渐增大;
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应置换出氢得难易程度。置换出氢越容易,则金属性越强。
(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,则原金属元素得金属性越强。
(3)可以根据对应阳离子得氧化性强弱判断。金属阳离子氧化性越弱,则元素金属性越强。
结论:同一主族得金属具有相似得化学性质,随着金属元素核电荷数得增大,单质得金属性(还原性)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;
随着核电荷数得增加,原子得电子层数递增,原子核对最外层电子得引力逐渐减弱,得电子得能力逐渐减弱,
非金属性逐渐减弱。
2、卤族元素单质得物理性质得变化规律(随原子序数得递增)
○:浅黄绿色~黄绿色~深红棕色~紫黑色颜色逐渐加深
○:气态~液态~固态
○:逐渐升高
○:逐渐增大
○:逐渐减小
3、卤素得化学性质
(1)卤素单质与氢气反应
○1卤素单质与H反应得剧烈程度:F>Cl>Br>I
22222
○2生成氢化物得稳定性:逐渐减弱、即氢化物稳定性次序为HF>HCl>HBr>HI
反应通式:X+H===2HX
22
(2)卤素单质间得置换反应:2NaBr+Cl=2NaCl+Br;2NaI+Cl=2NaCl+I;2NaI+Br=2NaBr+I
222222:.
随核电荷数得增加,卤素单质氧化性强弱顺序:
FClBrI
2222
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H化合得难易程度,化合越容易,非金属性也越强。
2
(2)形成气态氢化物得稳定性,气态氢化物越稳定,元素得非金属性也越强。
(3)最高氧化物对应水化物得酸性强弱,酸性越强,对于非金属元素性也越强。
练****br/>1、若用X代表F、Cl、Br、I四种卤族元素,下列属于它们共性反应得就是
+H==+HO==HX+HXO
2222
+3X==+2NaOH==NaX+NaXO+HO
2322
2、随着卤素原子半径得增大,下列递变规律正确得就是


(At)就是放射性元素,它得化学性质符合卤素性质得变化规律,下列说法正确得就是()

()
A、卤素离子(X-)只有还原性而无氧化性
B、某元素由化合态变成游离态,该元素一定被氧化
C、失电子难得原子获得电子得能力一定强
D、负一价卤素离子得还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,它就是碱金属元素中最重得元素,下列对其性质得预言中,错误得就是()
A、在碱金属元素中它具有最大得原子半径
B、它得氢氧化物化学式为FrOH,就是一种极强得碱:.
C、钫在空气中燃烧时,只生成化学式为FrO得氧化物
2
D、它能跟水反应生成相应得碱与氢气,由于反应剧烈而发生爆炸
7、砹(At)就是卤族元素中位于碘后面得元素,试推测砹与砹得化合物最不可能具备得性质就是()
-
A、砹得非金属性在卤素中就是最弱得,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HNOD、砹在常温下就是白色固体
3
第二节元素周期律
一、原子核外电子得排布
.........
1、电子层得划分
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
能量高低低高
2、核外电子得排布规律
....
(1)各电子层最多容纳得电子数就是2n2个(n表示电子层)
(2)最外层电子数不超过8个(K层就是最外层时,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)核外电子总就是尽先排布在能量最低得电子层,然后由里向外从能量低得电子层逐步向能量高得电子层
排布(即排满K层再排L层,排满L层才排M层)。
练****br/>根据核外电子排布规律,画出下列元素原子得结构示意图。
(1)LiNaKRbCs
311193755
(2)FClBrI
9173553
(3)HeNeArKrXe
210183654
核电荷数为1~18得元素原子核外电子层结构得特殊性:
(1)原子中无中子得原子::.
(2)最外层电子数等于次外层电子数一半得元素:
(3)最外层电子数等于次外层电子数得元素:
(4)最外层电子数等于次外层电子数2倍得元素:
(5)最外层电子数等于次外层电子数3倍得元素:
(6)最外层电子数等于次外层电子数4倍得元素:
(7)最外层有1个电子得元素:
(8)最外层有2个电子得元素:
(9)电子层数与最外层电子数相等得元素:
(10)电子总数为最外层电子数2倍得元素:
(11)内层电子总数就是最外层电子数2倍得元素:
二、元素周期律
.....
1、随着原子序数得递增,元素原子得最外层电子排布呈现周期性变化。
2、随着原子序数得递增,元素原子半径呈现周期性变化
3、随着原子序数得递增,元素化合价呈现周期性变化
4、随着原子序数得递增,元素金属性与非金属性呈现周期性变化
元素得性质随元素原子序数得递增呈现周期性变化,这个规律叫元素周期律。
元素周期律得实质:元素性质得周期性变化就是元素原子得核外电子排布得周期性变化得必然结果。
1、粒子半径大小比较规律:
(1)电子层数:一般而言,电子层数越多,半径越大
(2)核电荷数:电子层数相同得不同粒子,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,使原子半径有增大得趋势
练****br/>1、比较Na原子与Mg原子得原子半径大小
2、比较Na原子与Li原子得原子半径大小
3、比较Na与Na+得半径大小
4、比较Cl―与Cl得半径大小:.
5、比较Fe、Fe2+与Fe3+得半径大小
6、比较Na+与Mg2+半径大小
7、比较O2―与F―半径大小
【总结】
⑴同一周期,随着核电荷数得递增,原子半径逐渐
⑵同一主族,随着核电荷数得递增,原子半径逐渐
⑶对于电子层结构相同得离子,核电荷数越大,则离子半径
⑷对于同种元素,电子数越多,半径越大:
①阴离子半径>原子半径>阳离子半径
②阳离子所带正电荷数越多,则离子半径
③阴离子所带负电荷数越多,则离子半径
2、判断元素金属性强弱得依据:
.............
1、单质跟HO或H+置换出H得难易程度(反应得剧烈程度)反应越易,金属性就越强
2
2、最高价氧化物对应得水化物碱性越强,金属性就越强
3、金属间得置换反应,单质得还原性越强,金属性就越强
4、按金属活动性顺序表,金属性逐渐减弱
5、金属阳离子得氧化性越强,对应金属得金属性就越弱
3、判断元素非金属性强弱得依据:
..............
1、单质跟H化合得难易程度,条件及生成氢化物得稳定性。越易跟H化合,生成氢化物越稳定,说明非金属
22
性就越强
2、最高价氧化物对应得水化物酸性越强,说明非金属性越强
3、非金属单质间得置换反应。单质氧化性越强,非金属性越强
4、对应阴离子得还原性越强,元素得非金属性就越弱
注:
1、碱性氧化物均为金属氧化物,但金属氧化物不一定就是碱性氧化物。
2、判断碱性氧化物得标准就是瞧该氧化物能否与酸反应生成盐与水。:.
3、判断酸性氧化物得标准就是瞧该氧化物能否与碱反应生成盐与水。
4、若某氧化物既能与酸反应生成盐与水,又能与碱反应生成盐与水,称其为***氧化物。
同周期元素性质递变规律
第三周期元素NaMgAlSiPSClAr
1112131415161718
(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+1+2+3+4+5+6+7—
-4-3-2-1
(4)金属性、非金属性金属性减弱,非金属性增加—
(5)单质与水或酸置换冷水热水与与酸反———
难易
剧烈酸快应慢
(6)氢化物得化学式——SiHPHHSHCl—
432
(7)与H化合得难易——由难到易—
2
(8)氢化物得稳定性——稳定性增强—
(9)最高价氧化物得化NaOMgOAlOSiOPOSOClO—
223225327
学式
最高价(10)化学式NaOHAl(OH)HSiOHPOHSOHClO—
32334244
Mg(OH)
氧化物2
对应水
(11)酸碱性强碱中强碱***氢弱酸中强强酸很强—
化物
氧化物酸得酸
(12)变化规律碱性减弱,酸性增强—
第ⅠA族碱金属元素:LiNaKRbCsFr(Fr就是金属性最强得元素,位于周期表左下方)
第ⅦA族卤族元素:FClBrIAt(F就是非金属性最强得元素,位于周期表右上方)
(Ⅰ)同周期比较:
金属性:Na>Mg>Al非金属性:Si<P<S<Cl:.
与酸或水反应:从易→难单质与氢气反应:从难→易
碱性:NaOH>Mg(OH)>Al(OH)氢化物稳定性:SiH<PH<HS<HCl
23432
酸性(含氧酸):HSiO<HPO<HSO<HClO
2334244
(Ⅱ)同主族比较:
金属性:Li<Na<K<Rb<Cs(碱金属元素)非金属性:F>Cl>Br>I(卤族元素)
与酸或水反应:从难→易单质与氢气反应:从易→难
碱性:LiOH<NaOH<KOH<RbOH<CsOH氢化物稳定:HF>HCl>HBr>HI
(Ⅲ)
金属性:Li<Na<K<Rb<Cs非金属性:F>Cl>Br>I
还原性(失电子能力):Li<Na<K<Rb<Cs氧化性:F>Cl>Br>I
2222
氧化性(得电子能力):Li+>Na+>K+>Rb+>Cs+还原性:F-<Cl-<Br-<I-
酸性(无氧酸):HF<HCl<HBr<HI
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得这种静电得作用,叫作离子键。
(1)、成键粒子:阴阳离子
(2)、成键性质:静电作用(静电引力与斥力)
2、形成条件:
-ne-
活泼金属MMn+
吸引、排斥
化合离子键
达到平衡
+me-
活泼非金属XXm-
3、离子键得实质:阴阳离子间得静电吸引与静电排斥。
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)、表示离子化合物得形成过程:
5、离子化合物:由离子键构成得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得相互作用。
(1)成键粒子:原子
(2)成键性质:共用电子对间得相互作用
2、形成条件:
同种或不同种非金属元素原子结合;
部分金属元素元素原子与非金属元素原子,如AlCl,FeCl;
33
3、电子式表示:
4、共价键得类型:
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。A-B型,如,H-Cl。
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。A-A型,如,Cl-Cl。
5、共价化合物:原子间通过共用电子对形成分子得化合物叫做共价化合物。(只有共价键)
离子键与共价键得比较
键型离子键共价键
概念阴阳离子结合成化合物得静电作用叫离子原子之间通过共用电子对所形成得相互作用叫
键做共价键
成键方式通过得失电子达到稳定结构通过形成共用电子对达到稳定结构
成键粒子阴、阳离子原子
成键元素(1)活泼得金属元素(IA,IIA)与活泼得非金(1)非金属单质
属元素(VIA,VIIA)之间得化合物。
(2)原子团:.
(2)活泼得金属元素与酸根离子形成得盐(3)气态氢化物,酸分子,非金属氧化物,大多数有
机物
(3)铵盐子与酸根离子(或活泼非金属元
素)形成得盐。(4)AlCl、AlBr、AlI化合物
333