超全高一化学必修二第一章物质结构元素周期律知识点总结Word下载.docx
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Sc
44.96
Ti
47.8
V
50.9
Cr
52.0
Mn
54.9
Fe
55.8
Co
58.9
Ni
58.6
Cu
63.5
Zn
63.3
Ga
69.7
Ge
72.6
As
74.9
Se
78.9
Br
79.9
Kr
83.8
Rb
85.4
Sr
87.6
Y
88.91
Zr
91.2
Nb
92.9
Mo
95.
Tc
[98]
Ru
101.
Rh
102.
Pd
106.
Ag
107.
Cd
112.
In
114.
Sn
118.
Sb
121.
Te
127.
I
126.
Xe
131.
Cs
132.
Ba
137.
La-Lu
Hf
178.
Ta
180.
W
183.
Re
186.
Os
190.
Ir
192.
Pt
195.
Au
197.
Hg
200.
Tl
204.
Pb
207.
Bi
209.
Po
[210]
At
Rn
[222]
Fr
[223]
Ra
[226]
Ac-La
2、元素周期表的结构分解：
周期名称
周期别名
元素总数
规律
具有相同的电子层数而又按原子序数递增的顺序排列的一个横行叫周期。
7个横行
7个周期
第1周期
短周期
2
电子层数==周期数
（第7周期排满是第118号元素）
第2周期
8
第3周期
第4周期
长周期
18
第5周期
第6周期
32
第7周期
不完全周期
26（目前）
族名
类名
核外最外层电子数
周期表中有18个纵行，第8、9、10三个纵行为第Ⅷ族外，其余15个纵行，每个纵行标为一族。
7个主族
7个副族
0族
第Ⅷ族
主
族
第ⅠA族
H和碱金属
1
主族数==最外层电子数
第ⅡA族
碱土金属
第ⅢA族
3
第ⅣA族
碳族元素
4
第ⅤA族
氮族元素
5
第ⅥA族
氧族元素
6
第ⅦA族
卤族元素
7
稀有气体
2或8
副族
第ⅠB族、第ⅡB族、第ⅢB族、第ⅣB族、
第ⅤB族、第ⅥB族、第ⅦB族、第Ⅷ族
一、碱金属元素：
1、锂钠钾铷铯钫（Li、Na、K、Rb、Cs、Fr）
2、递变规律：
同主族的元素随着原子序数的递增，最外层电子数相同，电子层数增多，原子半径在增大。
3、物理特性：
①颜色逐渐加深；
②密度不断增大（Na＞K）；
③熔沸点逐渐降低；
④均是热和电的良导体。
4、化学特性：
①与氧气反应越来越剧烈，产物越来越复杂；
②与水或酸的反应越来越剧烈；
③最高价氧化物对应的水化物都是强碱，且碱性依次增强。
（LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH）
5、化学反应方程式：
（金属锂只有一种氧化物）
点燃
4Li+O2Li2O 2Na+O2Na2O2
2Na+2H2O＝ 2NaOH+H2↑2K+2H2O＝ 2KOH+H2↑
2R+2H2O＝2ROH+H2↑
Na、K需保存于煤油中，但Li的密度比煤油小，所以Li必须保存在密度更小的石蜡油中或密封于石蜡
二、卤族元素：
1、氟氯溴碘砹（F、Cl、Br、I、At）
2、物理递变：
①颜色：
逐渐加深；
②状态：
g→l→s；
③密度：
不断增大；
④熔沸点逐渐升高。
3、化学特性：
①非金属性（氧气性）：
F2＞Cl2＞Br2＞I2；
②阳离子的还原性：
F－＜Cl－＜Br－＜I－；
③与H2反应的难易：
易→难；
④氢化物的稳定性：
HF＞HCl＞HBr＞HI；
⑤氢化物的还原性：
HF﹤HCl＜HBr＜HI；
⑥氢化物溶于水形成酸的酸性：
HF<
HCl<
HBr<
HI；
最高价氧化物对应水化物的酸性：
HClO4>
HBrO4>
HIO4
4、特殊性质⑴F无正价，无含氧酸；
⑵F2与水反应放出氧气2F2+2H2O=4HF+O2，HF在HX中沸点最高，因为分子间存在氢键。
⑶卤素间的置换反应：
氧化性强的可以置换出氧化性弱的。
⑸HF为弱酸能腐蚀玻璃；
⑹AgF易溶于水，无感光性；
⑺Cl2易液化，Br2是唯一常温下为液态的非金属单质，易挥发；
I2易升华，遇淀粉变蓝。
三、核素：
1、质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）。
2、把具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子叫做核素。
（指原子）
3、质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。
4、同素异形体：
由同种元素组成的结构性质不同的单质。
（指单质如O2和O3）
5、典型同位素：
四、元素周期律：
1、核外电子排布规律
（1）在多个电子的原子里，核外电子是分层运动的，又叫电子分层排布。
（2）核外电子总是尽先排布在能量低的电子层，然后由里向外，依次排布。
（能量最低原理）。
（3）各电子层最多容纳的电子数是2n2（n表示电子层）
（4）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。
2、元素周期律：
（1）周期表中金属性、非金属性之间没有严格的界线。
在分界线附近的元素具有金属性又具有非金属性。
（2）金属性最强的在周期表的左下角是，Cs；
非金属性最强的在周期表的右上角，是Ｆ。
（两个对角）
（3）化合价
①元素的最高正价等于主族序数。
特：
F无正价，O无最高正价。
②主族元素的最高正价数与最低负价的绝对值之和等于8.
同周期（从左到右）
同主族（从上到下）
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
电子层排布
电子层数相同
最外层电子数递增
电子层数递增
最外层电子数相同
失电子能力
逐渐减弱
逐渐增强
得电子能力
金属性
非金属性
主要化合价
最高正价（＋1→＋7）
非金属负价==―（8―族序数）
最高正价==族序数
最高氧化物的酸性
酸性逐渐增强
酸性逐渐减弱
对应水化物的碱性
碱性逐渐减弱
碱性逐渐增强
非金属气态氢化物的形成难易、稳定性
形成由难→易
稳定性逐渐增强
形成由易→难
稳定性逐渐减弱
氧化物的稳定性
与氢气化合
依次增强
越来越容易
依次减弱
越来越困难
3、粒子半径比较
（1）、同种元素的原子或单核离子，化合价越高，半径越小
例如，半径：
Fe3+＜Fe2+＜Fe
（2）、具有相同电子层结构的原子或离子，核电荷数越大，半径越小
S2-＞Cl-＞K+＞Ca2+
（3）、同主族元素的原子，随核电荷数的增加，半径逐渐增大
Li＜Na＜K＜Rb＜Cs
半径：
F＜Cl＜Br＜I
带相等电荷数的同主族元素的离子，随核电荷数的增加，半径逐渐增大
Li+＜Na+＜K+＜Rb+＜Cs+
F-＜Cl-＜Br-＜I-
（4）、同周期元素的原子（稀有气体除外），随核电荷数的增加，半径逐渐减小
例如，Na＞Mg＞Al＞Si＞P＞S＞Cl
小结：
简单粒子半径大小比较的“三看”规律：
一看电子层数，最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大；
二看核电荷数，当电子层结构相同时，核电荷数越大，半径越小；
三看核外电子数，当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。
五、化学键
1.离子键与共价键的比较
键型
离子键
共价键
概念
阴阳离子之间强烈的相互作用叫做离子键。
相互作用：
静电作用（包含吸引和排斥）
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
活泼金属与活泼非金属元素之间
非金属元素之间
2、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）
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。
（只有共价键一定没有离子键）
3、共价键的分类
极性共价键（共用电子对不偏移）：
由不同种原子形成，A－B型，如，H－Cl。
非极性共价键（共用电子对偏移较强的一方）：
由同种原子形成，A－A型，如，Cl－Cl。
4、电子式
定义：
在元素符号周围用小黑点（或×
）来表示原子的最外层电子（价电子）的式子叫电子式。
离子化合物的电子式
（1）阳离子 简单阳离子：
离子符号即为电子式，如Na+、、Mg2＋等
复杂阳离子：
如NH4+电子式：
（2）阴离子 简单阴离子：
、
复杂阴离子：
（3）离子化合价电子式：
阳离子的外层电子不再标出，只在元素符号右上角标出正电荷，而阴离子则要标出外层电子，并加上方括号，在右上角标出负电荷。
（4）电子式表示离子化合物形成过程：
（1）离子须标明电荷数；
（2）相同的原子可以合并写，相同的离子要单个写；
（3）阴离子要用方括号括起；
（4）不能把“→”写成“＝”；
（5）用箭头标明电子转移方向（也可不标）。
共价化合物的电子式
（1）
（2）电子式表示共价化合物的形成过程
5、分子间作用力和氢键
1、分子间作用力
⑴定义：
把分子聚集在一起的作用力，又称范德华力。
⑵特点：
①分子间作用力比化学键弱得多；
②影响物质的熔点、沸点、溶解性等物理性质；
③只存在于由共价键形成的多数共价化合物和绝大多数气态非金属单质分子，及稀有气体分子之间。
⑶变化规律：
一般来说，对于组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，物质的熔沸点也越高。
例如，熔沸点：
I2＞Br2＞Cl2＞F2。
6、氢键
分子间存在着一种比分子间作用力稍强的相互作用。
⑵形成条件：
除H原子外，形成氢键的原子通常是N、O、F。
⑶存在作用：
氢键存在广泛，如H2O、NH3、HF等。
分子间氢键会使物质的熔点和沸点升高。
六、特殊规律
周期表中特殊的周期和族
1、没有金属元素的周期是第一周期；
含金属元素最多的族是ⅢB族；
2、非金属元素种类最多的.族是0族。
非金属元素种类最多的周期是第二周期。
3、全为金属元素的主族是第ⅡA族
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