第一章物質結構元素週期表
第一節元素週期表
一、週期表
原子序數 ＝ 核電荷數 ＝ 質子數 ＝ 核外電子數
1、依據
橫行：電子層數相同元素按原子序數遞增從左到右排列
縱行：最外層電子數相同的元素按電子層數遞增從上向下排列
2、結構
週期序數＝核外電子層數主族序數＝最外層電子數
短週期（第1、2、3週期）
週期：7個（共七個橫行）
週期表長週期（第4、5、6、7週期）
主族7個：ⅰa-ⅶa
族：16個（共18個縱行）副族7個：ib-ⅶb
第ⅷ族1個（3個縱行）
零族（1個）稀有氣體元素
二．元素的性質和原子結構
（一）鹼金屬元素：
1、原子結構相似性：最外層電子數相同，都為1個
遞變性：從上到下，隨著核電核數的增大，電子層數增多，原子半徑增大
2、物理性質的相似性和遞變性：
（1）相似性：銀白色固體、硬度小、密度小（輕金屬）、熔點低、易導熱、導電、有展性。
（2）遞變性（從鋰到銫）：①密度逐漸增大（k反常） ②熔點、沸點逐漸降低
結論：鹼金屬原子結構的相似性和遞變性，導致物理性質同樣存在相似性和遞變性。
3、化學性質
（1）相似性：
4li + o2 li2o2na + o2 na2o2
2 na + 2h2o ＝ 2naoh + h2↑ 2k + 2h2o ＝ 2koh + h2↑
2r + 2 h2o ＝ 2 roh + h2 ↑
產物中，鹼金屬元素的化合價都為＋１價。
結論：鹼金屬元素原子的最外層上都只有1個電子，因此，它們的化學性質相似。
（2）遞變性：①與氧氣反應越來越容易②與水反應越來越劇烈
結論：①金屬性逐漸增強②原子結構的遞變性導致化學性質的遞變性。
注：金屬性強弱的判斷依據：
①與水或酸反應越容易，金屬性越強；
②最**氧化物對應的水化物（氫氧化物）鹼性越強，金屬性越強。
③置換反應，金屬性強的金屬置換金屬性弱的金屬
④離子的氧化性越弱對應金屬的金屬性越強
總結：遞變性：從上到下（從li到cs），隨著核電核數的增加，鹼金屬原子的電子層數逐漸增多，原子核對最外層電子的引力逐漸減弱，原子失去電子的能力增強，即金屬性逐漸增強。
所以從li到cs的金屬性逐漸增強。
（二）鹵族元素：
１、原子結構相似性：最外層電子數相同，都為7個
遞變性：從上到下，隨著核電核數的增大，電子層數增多，原子半徑增大
２．物理性質的遞變性：（從ｆ2到ｉ2）
（１）鹵素單質的顏色逐漸加深；（２）密度逐漸增大；（３）單質的熔、沸點公升高
3、化學性質
（1）鹵素單質與氫氣的反應： ｘ2 ＋ h2 ＝ 2 hx
鹵素單質與h2 的劇烈程度：依次減弱 ； 生成的氫化物的穩定性：依次減弱
（2）鹵素單質間的置換反應
2nabr +cl2 ＝2nacl + br2 氧化性：cl2________br2 ； 還原性：cl－_____br－
2nai +cl2 ＝2nacl + i2 氧化性：cl2_______i2 ； 還原性：cl－_____i－
2nai +br2 ＝2nabr + i2 氧化性：br2_______i2 ； 還原性：br－______i－
結論：單質的氧化性：依次減弱,對於陰離子的還原性：依次增強
結論：①非金屬性逐漸增弱②原子結構的遞變性導致化學性質的遞變性。
注：非金屬性的強弱的判斷依據：
①從最**氧化物的水化物的酸性強弱。
②與h2反應的難易程度以及氫化物的穩定性來判斷。
③置換反應，非金屬性強的置換非金屬性弱的非金屬
④離子的還原性越弱，非金屬性越強
總結：遞變性：從上到下（從f到i2），隨著核電核數的增加，鹵族元素原子的電子層數逐漸增多，原子核對最外層電子的引力逐漸減弱，原子得到電子的能力減弱，即非金屬性逐漸減弱。
所以從f到i2的非金屬性逐漸減弱。
總之：同主族從上到下，隨著核電核數的增加，電子層數逐漸增多，原子核對最外層電子的引力逐漸減弱，原子得電子的能力減弱，失電子的能力增強，即非金屬性逐漸減弱，金屬性逐漸增強。
三．核素
（一）原子的構成：
（１）原子的質量主要集中在原子核上。
（２）質子和中子的相對質量都近似為1，電子的質量可忽略。
（３）原子序數 ＝ 核電核數 ＝ 質子數 ＝ 核外電子數
（４）質量數(a)=質子數(z)+中子數(n)
（５）在化學上，我們用符號x來表示乙個質量數為a，質子數為z的具體的x原子。
（二）核素
核素：把具有一定數目的質子和一定數目的中子的一種原子稱為核素。一種原子即為一種核素。
同位素：質子數相同而中子數不同的同一元素的不同原子互稱為同位素。
或：同一種元素的不同核素間互稱為同位素。
（１）兩同：質子數相同、同一元素
（２）兩不同：中子數不同、質量數不同
（３）屬於同一種元素的不同種原子
第二節元素週期律
一.原子核外電子的排布
１．在多個電子的原子裡，核外電子是分層運動的，又叫電子分層排布。
2、核外電子的排布規律
（1）核外電子總是盡先排布在能量低的電子層，然後由里向外，依次排布。
(能量最低原理)。
（2）各電子層最多容納的電子數是2n2（n表示電子層）
（3）最外層電子數不超過8個（k層是最外層時，最多不超過2個）；次外層電子數目不超過18個；倒數第三層不超過32個。
二．元素週期律：
１、核外電子層排布的週期性變化
每週期最外層電子數：從1--------8（k層由1－2）
２、原子半徑呈週期性的變化：每週期原子半徑：逐漸增大
3、主要化合價：
每週期最高正化合價
每週期負化合價
4、元素的金屬性和非金屬性呈週期性的變化。
同週期元素金屬性和非金屬性的遞變性：
（１）２na + 2h2o ＝2naoh + h2 ↑ (容易)
mg + 2 h2o 2mg(oh)2 + h2 ↑（較難）
金屬性：na > mg
２）mg + 2hcl ＝mgcl2 + h2 ↑ (容易)
2al + 6 hcl ＝ 2alcl3 +3h2 ↑（較難）
金屬性：mg > al 根據1、2得出： 金屬性 na > mg > al
（３）鹼性 naoh > mg(oh)2> al(oh)3
金屬性：金屬性 na > mg > al
na mg al
金屬性逐漸減弱
（４）結論： si p s cl
單質與ｈ2的反應越來越容易生成的氫化物越來越穩定
最**氧化物對應水化物的酸性逐漸增強
故：非金屬性逐漸增強。
na mg al si p s cl
金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強
同週期從左到右，金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強
（５）隨著原子序數的遞增，元素的核外電子排布、主要化合價、金屬性和非金屬性都呈現週期性的變化規律，這一規律叫做元素週期律。
總結 ：元素週期律：元素的性質隨著原子序數的遞增而呈週期性的變化的規律。
實質：元素原子的核外電子排布週期性變化的必然結果。
四、同週期、同主族金屬性、非金屬性的變化規律是：
1. 週期表中金屬性、非金屬性之間沒有嚴格的界線。在分界線附近的元素具有金屬性又具有非金屬性。
2. 金屬性最強的在週期表的左下角是，cs；非金屬性最強的在週期表的右上角，是ｆ。
3.元素化合價與元素在週期表中位置的關係。
①元素的最高正價等於主族序數。特：f無正價，非金屬除h外不能形成簡單離子。
②主族元素的最高正價數與最低負價的絕對值之和等於8.
4．元素週期表和元素週期律應用
①在週期表中的左上角附近探索研製農藥的材料。
②半導體材料：在金屬與非金屬的分界線附近的元素中尋找。
③在過渡元素中尋找優良的催化劑和耐高溫、耐腐蝕的合金材料。
5. 元素週期表中元素性質的遞變規律
第三節化學鍵
一．離子鍵
１．離子鍵：陰陽離子之間強烈的相互作用叫做離子鍵。
相互作用：靜電作用（包含吸引和排斥）
注：（1）成鍵微粒： 陰陽離子間
（2）成鍵本質： 陰、陽離子間的靜性作用
（3）成鍵原因：電子得失
（4）形成規律： 活潑金屬和活潑非金屬化合時形成離子鍵
離子化合物：像nacl這種由離子構成的化合物叫做離子化合物。
1）活潑金屬與活潑非金屬形成的化合物。如nacl、na2o、k2s等
2）強鹼：如naoh、koh、ba(oh)2、ca(oh)2等
3）大多數鹽：如na2co3、baso4
4）銨鹽：如nh4cl
小結：一般含金屬元素的物質(化合物)＋銨鹽。（一般規律）
人教版化學必修二第一章知識點總結
第三節化學鍵 知識點一 離子鍵 離子鍵 陰陽離子之間強烈的相互作用叫做離子鍵。相互作用 靜電作用 包含吸引和排斥 注 1 成鍵微粒 陰陽離子間 2 成鍵本質 陰 陽離子間的靜性作用 3 成鍵原因 電子得失4 形成規律 活潑金屬和活潑非金屬化合時形成離子鍵 離子化合物 像nacl這種由離子構成的化合物...
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