人教版高中化学必修2知识点整理及重点题型梳理《物质结构 元素周期律》全章复习与巩固提高.docx

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人教版高中化学必修2知识点整理及重点题型梳理《物质结构元素周期律》全章复习与巩固提高

人教版高中化学必修二

知识点梳理

重点题型（常考知识点）巩固练习

《物质结构元素周期律》全章复习与巩固

【学习目标】

本章重点掌握以下几点：

1．原子、离子、分子中基本构成微粒间的关系；

　2．元素、核素、同位素的辨别；

　3．核外电子排布规律；

　4．元素周期表的结构；　

5．元素周期律及其实质；

　6．化学键中的相关概念；

7．电子式的书写。

掌握元素周期律知识有利于指导我们学习元素化合物知识，而化学键知识对电解质以及化学反应中的能量变化的学习都有帮助，在学习元素周期律、周期表内容时，应注意掌握变化规律以及实质，在学习化学键时，应注意概念间的对比。

【知识网络】

一、本章的知识网络为：

二、本章知识内容的逻辑关系图：

【要点梳理】

要点一、元素、核素、同位素

元素

同位素

核素

概念

具有相同核电荷数的同一类原子的总称

质子数相同而中子数不同的同一种元素的不同原子互称为同位素

具有一定数目的质子数和一定数目的中子数的一种原子

对象

宏观概念，对同类原子而言；既有游离态，又有化合态

微观概念，对某种元素的原子而言，因为有同位素，所以原子种类多于元素种类

微观概念，指元素的具体的某种原子

特征

以单质或化合物形式存在，性质通过形成单质或化合物来体现

同位素化学性质几乎相同，因为质量数不同，物理性质不同。

天然存在的各种同位素所占的原子百分比一般不变

具有真实的质量，不同核素的质量不相同

决定因素

质子数

质子数和中子数

质子数和中子数

要点二、原子核外电子排布规律

　1．在含有多个电子的原子里，电子依能量的不同是分层排布的，其主要规律是：

　　　核外电子总是尽先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层。

　　２．原子核外各电子层最多容纳2n2个电子。

　　３．原子最外层电子数目不超过8个（K层为最外层时不能超过2个电子）。

　　４．次外层电子数目不能超过18个（K层为次外层时不能超过2个），倒数第三层电子数目不能超过32个。

　　注意：

以上规律既相互联系，又互相制约，不能孤立片面的理解。

如M层为最外层的时候，最多为8个，而不是18个。

要点三、核外电子数相等的微粒

2电子微粒

（1）分子有：

H2、He；

（2）阴离子有：

H－；

（3）阳离子有：

Li＋。

10电子微粒

（1）分子：

CH4、NH3、H2O、HF、Ne

（2）阴离子：

N3―、O2―、F―、OH―、NH2―

（3）阳离子：

Na+、Mg2+、Al3+、H3O+、NH4+

18电子微粒

（1）分子；SiH4、PH3、H2S、HCl、Ar、F2、H2O2、C2H6等

（2）阴离子：

S2―、HS―、Cl―、O22―

（3）阳离子：

K+、Ca2+

核外电子总数和质子总数均相同的微粒

（1）Na+、NH4+、H3O+

（2）F―、OH―、NH2―

要点四、微粒半径大小的比较

微粒半径大小判断的“三看”：

一看电子层数：

微粒半径大小比较首先看电子层数，相同条件下，电子层数越多，半径一般越大。

二看核电荷数：

电子层数相同的不同微粒，半径大小比较看核电荷数，在相同条件下，核电荷数越多，半径越小。

三看最外层电子数：

若微粒电子层数与核电荷数都相同，再比较不同微粒的最外层电子数，最外层电子数越多，半径越大。

要点五、比较元素的金属性强弱和非金属性强弱的一般方法

金

属

性

比

较

本质

原子越易失电子、金属性越强

判

断

依

据

1．在金属活动顺序表中越靠前，金属性越强。

2．单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强。

3．单质还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强。

4．最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强。

5．置换反应：

若xn++y

x+ym+，则y比x金属性强。

非

金

属

性

比

较

本质

原子越易得电子，非金属性越强。

判

断

方

法

1．与H2化合越易，气态氢化物越稳定，非金属性就越强。

2．单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性越强。

3．最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强。

4．置换反应：

若An-+B

Bm-+A，则B比A非金属性强。

5．与变价金属化合时，产物中金属元素的化合价越高，对应元素的非金属性越强

要点六、元素周期表

１．元素周期表的结构（“七横十八纵”）

2．几种关系

（1）电子层数=周期数

（2）最外层电子数=主族序数=最高正化合价（除F、O）

（3）质子数=原子序数

（4）∣最高正价∣+∣最低负价∣=8（对非金属元素而言，但对H不适用）

注意：

O无最高正价（+6），F无正价

3．元素周期表中之最

原子半径最小的原子：

H

单质质量最轻的元素：

H

宇宙中含量最多的元素：

H

最不活泼的元素：

He

最轻的金属单质：

Li

形成化合物最多的元素：

C

含H质量分数最高的气态氢化物：

CH4

空气中含量最多的元素：

N

地壳中含量最高的元素：

O，其次是Si

地壳中含量最高的金属元素：

Al，其次是Fe

非金属性最强的元素：

F

金属性最强的元素：

Cs（不考虑Fr）

与水反应最剧烈的金属单质：

Cs（不考虑Fr）

与水反应最剧烈的非金属单质：

F2

最高价氧化物对应水化物酸性最强的酸：

HClO4

最高价氧化物对应水化物碱性最强的碱：

CsOH（不考虑FrOH）

所含元素种类最多的族：

ⅢB

常温下呈液态的非金属单质是Br2，金属单质是Hg

要点七、元素周期律

1．定义：

元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化，这个规律叫元素周期律。

2．实质：

元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的实质是元素原子的核外电子排布的周期性变化。

注：

元素的性质主要是指原子半径、化合价、元素的金属性和非金属性等

3．元素周期表中主族元素性质的递变规律

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

电子层结构

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

得电子能力

失电子能力

逐渐增强

逐渐减弱

逐渐减弱

逐渐增强

金属性

非金属

逐渐减弱

逐渐增强

逐渐增强_

逐渐减弱

主要化合价

最高正价=主族序数

最低负价=主族序数―8（对非金属）

最高正价和负价数均相同，

最高正价数=族序数（O、F除外）

最高价氧化物对应

水化物的酸碱性

酸性逐渐增强

碱性逐渐减弱

酸性逐渐减弱

碱性逐渐增强

非金属元素气态氢化物

的形成及稳定性

气态氢化物的形成逐渐变易，气态氢化物稳定性逐渐增强。

气态氢化物形成逐渐变难，气态氢化物稳定性逐渐减弱。

要点八、化学键类型及比较

1．化学键类型

2．离子键与共价键的比较

键型

离子键

共价键

概念

带相反电荷离子之间的相互作用

原子之间通过共用电子对所形成的相互作用

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

成键性质

静电作用

静电作用

形成条件

大多数活泼金属与活泼非金属化合时形成离子键

同种或不同种非金属元素化合时形成共价键（稀有气体元素除外）

表示方法

①电子式如

②离子键的形成过程：

①电子式，如

②结构式，如H—Cl

③共价键的形成过程：

存在

离子化合物

绝大多数非金属单质、共价化合物、某些离子化合物

3．极性共价键与非极性共价键的比较

共价键

极性共价键

非极性共价键

定义

不同元素的原子形成的共价键，共用电子对偏向吸引电子能力强的原子一方。

同种元素的原子形成共价键，共用电子对不发生偏移。

原子吸引电子能力

不相同

相同

成键条件

不同种非金属元素的原子

同种非金属元素的原子

存在

共价化合物，某些离子化合物中

非金属单质，某些化合物中

实例

H—Cl

H—H、Cl—Cl

要点诠释：

共价键一般是在非金属元素的原子之间，但某些金属元素和非金属元素间也可能存在共价键，如AlCl3等。

要点九、离子化合物与共价化合物的比较

离子化合物

共价化合物

概念

以离子键形成的化合物

以共用电子对形成的化合物

粒子间的作用

阴离子与阳离子间存在离子键

原子之间存在共价键

导电性

熔融态或水溶液导电

熔融态不导电，溶于水有的导电（如硫酸），有的不导电（如蔗糖）

熔化时破坏的作用力

一定破坏离子键，可能破坏共价键（如NaHCO3）

一般不破坏共价键

实例

强碱、大多数盐、活泼金属的氧化物中

酸、非金属的氢化物、非金属的氧化物中

要点诠释：

离子化合物和共价化合物的判断方法

（1）根据化学键的类型判断

凡含有离子键的化合物，一定是离子化合物；只含有共价键的化合物，是共价化合物。

（2）根据化合物的类型来判断

离子化合物：

活泼金属氧化物、强碱、大多数盐（铵盐）；

共价化合物：

气态氢化物、含氧酸、非金属氧化物、大多数有机物。

（3）根据化合物的性质来判断

根据化合物

在熔融状态是否导电，可判断它是离子化合物还是共价化合物。

若导电，则是离子化合物；若不导电，则是共价化合物。

要点十、化学键、分子间作用力、氢键的比较

化学键

分子间作用力

氢键

概念

相邻的两个或多个原子间强烈的相互作用

物质分子间存在微弱的相互作用

某些具有强极性键的氢化物分子间的相互作用（静电作用）

作用力范围

分子内或晶体内

分子间

分子间（HF、H2O、NH3）

作用力强弱

较强

很弱

较化学键弱得多，较分子间作用力稍强

性质影响

主要影响物质的化学性质

主要影响物质的物理性质，如熔、沸点

主要影响物质的熔点、沸点、密度

对物质性质的影响

①离子键：

离子键越强，离子化合物的熔、沸点越高；②共价键：

共价键越强，单质或化合物的稳定性越大

①影响物质的熔点、沸点、溶解度等物理性质；②组成和结构相似的物质，随着相对分子质量的增大，物质的熔、沸点逐渐升高，如F2

分子间氢键的存在使物质的熔、沸点升高，在水溶液中溶解度增大，如熔、沸点：

H2O>H2S，HF>HCl，NH3>PH3

【典型例题】

类型一：

原子、离子、分子中基本构成微粒间的关系

例1、据报道，某些建筑材料会产生放射性同位素氡22286Rn，从而对人体产生危害。

该同位素原子的中子数和质子数之差为（　　）

A．136　　　　B．50　　　　C．86　　　　D．222

【思路点拨】本题要求的是中子数和质量数的差，应根据数量关系分别求出中子数和质子数，再算二者的差。

【答案】B

【解析】22286Rn的质量数为222，质子数为86，则中子数＝质量数－质子数＝222－86＝136，故中子数和质子数之差为136－86＝50。

【总结升华】

中各数量间的关系与互求一直是高考考查的重点和热点，题目往往以信息题的形式给出，但起点高，落点低，只要牢固掌握原子结构的基础知识，细心分析就能得出正确答案。

举一反三：

【变式1】

是常规核裂变产物之一，可以通过测定大气或水中

的含量变化来监测核电站是否发生放射性物质泄漏。

下列有关

的叙述中错误的是（）

A．

的化学性质与

相同B．

的原子序数53

C．

的原子核外电子数为78D．

的原子核内中子数多于质子数

【答案】C

【解析】

与

互为同位素，二者的化学性质相同；

的原子序数为53，原子核外电子数为53，中子数为131－53=78，则

的原子核内中子数多于质子数。

【变式2】已知质量数为A的某阳离子Rn+，核外有X个电子，则核内中子数为（）

A．A-xB．A-x-nC．A-x+nD．A+x-n

【答案】B

【变式3】核内中子数为N的R2+离子，质量数为A，则ng它的氧化物中所含质子的物质的量是（）

A．

（A-N+8）molB．

（A-N+10）mol

C．（A-N+2）molD．

（A-N+6）mol

【答案】A

【解析】本题主要考查三种微粒（质子、中子、电子）六种量（核电荷数、质子数、中子数、质量数、核外电子数、微粒所带电荷数）之间的关系。

由R2+得其氧化物化学式可表示为RO，式量近似为（A+16），质子数为（A-N+8），所以ng的氧化物RO中含质子的物质的量为

（A-N＋8），故正确选项为A。

类型二：

元素、核素、同位素

例2．是（）

A．氢的五种同位素B．五种氢元素

C．氢的五种同素异形体D．氢元素的五种不同微粒

【思路点拨】弄清楚题目中各个符合所代表的意思，运用概念辨析作答。

【答案】D

【解析】同位素是指同种元素的不同原子，元素是指质子数相同的同一类原子，同素异形体是指同种元素形成的不同单质。

【总结升华】注意辨析相关概念的异同。

举一反三：

【变式1】在

Li、

N、

Na、

Mg、

Li、

C中：

（1）和互为同位素；

（2）和质量数相等，但不能互称同位素；

【答案】

（1）

Li和

Li；

（2）

N和

C

【变式2】两种微粒的质子数和电子数均相等，下列关于两种微粒间关系的说法错误的是（）

　　A．它们可能是不同的分子　　　　　　　　B．它们可能是不同的离子

　　C．它们可能互为同位素　　　　　　　　　D．它们可能是分子和离子

【答案】D

【变式3】某元素构成的双原子单质分子有三种，其相对分子质量分别为158、160、162。

在天然单质中，此三种单质的物质的量之比为1:

1:

1，由此推断以下结论中，正确的是（）

　　A．此元素有三种同位素

　　B．其中质量数为79的同位素原子占原子总数的1/2

　　C．其中一种同位素的质量数为80

　　D．此元素的单质的平均分子质量为160

【答案】BD

【解析】由题意可推知，该元素X有两种同位素：

质量数分别为79和81，形成的分子为：

79X2、79X81X、81X2。

类型三：

微粒半径大小的比较

例3．a元素的阴离子、b元素的阴离子和c元素的阳离子具有相同的电子层结构。

已知a的原子序数大于b的原子序数，则a、b、c三种离子半径大小的顺序是（　）

　　A．a＞b＞c　　　B．b＞a＞c　　　C．c＞a＞b　　　D．c＞b＞a

【思路点拨】原子的质子数等于电子数，原子得到电子形成阴离子，原子失去电子形成阳离子，逆过量分析当阴、阳离子具有相同的电子层结构时它们的原子序数的关系。

【答案】B

　【解析】由题意知，在a、b同一周期，c在a、b的下一周期，故a、b、c三种离子的原子序数顺序为c＞a＞b，其离子半径为：

b＞a＞c。

【总结升华】电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。

举一反三：

【变式1】X元素的阳离子与Y元素的阴离子具有与氩原子相同的电子层结构，下列叙述正确的是（　）

　　A．X的原子序数比Y的小　　B．X原子的最外层电子数比Y的大　 

　　C．X的原子半径比Y的大　　D．X元素的最高正价比Y的小

【答案】CD

【变式2】已知1～18号元素的离子aW3＋、bX＋、cY2－、dZ－都具有相同的电子层结构，下列关系正确的是（）

　A．质子数c＞b　　　　　　　　　B．离子的还原性Y2－＞Z－

　C．氢化物的稳定性H2Y＞HZ　　　D．原子半径X＜W

【答案】B

类型四：

元素的金属性强弱和非金属性强弱的比较

例4．下列叙述中肯定A比B失电子能力强的是（　）

　　A．A原子的最外层电子数比B原子的最外层电子数少

　　B．A原子的电子层数比B原子的电子层数多

　　C．1molA与足量酸反应生成的H2比1molB与足量酸反应生成的H2多

　　D．常温时，A能从水中置换出氢，而B不能

【思路点拨】注意失电子能力强弱与失电子多少无关。

失电子能力强，则说明还原性强，可通过比较金属活动性顺序、元素周期律或在氧化还原反应中还原剂的还原性强于还原产物等进行判断。

【答案】D

　　【解析】选项A，只指出A、B两种原子的最外层电子数的多少，而没有指明它们的电子层数；选项B，指出了A、B原子的电子层数的多少，而没指出最外层电子数多少；选项C，说明等物质的量的A、B与酸反应生成氢气的多少，未说明与酸反应时速率的快慢，等物质的量A、B与酸反应生成氢气多的金属活泼性不一定强，如1molAl比1molNa与足量盐酸反应时生成的氢气多，但Al没有Na活泼；选项D，因为只有很活泼的金属（如K、Ca、Na等）在常温下才可与水反应，而较不活泼的金属在常温下与水不反应，符合题意。

　　【总结升华】得失电子的能力主要取决于原子结构，尤其与最外层电子数和电子层数密切相关。

举一反三：

【变式1】下列事实能说明氯元素原子得电子能力比硫强的是（　）

　　①HCl的溶解度比H2S大　　　　　　　　②HCl的酸性比H2S强

　　③HCl的稳定性比H2S强　　　　　　　　④HCl的还原性比H2S强

　　⑤HClO的酸性比H2SO4强　　　　　　　⑥Cl2能与H2S反应生成S

　　⑦Cl2与铁反应生成FeCl3，而S与铁反应生成FeS　⑧还原性：

Cl—

　　A．③④⑤⑧　　B．③⑥⑦　　C．③⑥⑦⑧　　D．全部

【答案】C

类型五：

元素周期表

例5．原子序数为x的元素位于周期表中的ⅡA族，则原子序数为x+1的元素不可能为（　）

　　A．ⅢA族　　　B．IA族　　　C．镧系元素　　　D．ⅢB族

【思路点拨】题中只提到该元素位于ⅡA族，对于其所在的周期要分情况讨论，分为长周期和短周期两种情况。

【答案】B

　　【解析】原子序数为x+1的元素应位于ⅡA族右侧相邻的族，在短周期中为ⅢA族，在长周期中为ⅢB族，镧系元素属于ⅢB族。

如下图所示：

　　【总结升华】解决此类问题的关键是了解元素周期表的结构，明确比ⅡA族原子序数多1的元素可能的情况。

举一反三：

【变式1】甲、乙是周期表中同主族相邻元素，若甲的原子序数为x，则乙的原子序数不可能是（　）

　　A．x+2　　B．x+4　　C．x+8　　D．x+18

【答案】B

【变式2】A、B两主族元素属于同一周期，它们的原子能以共价键结合成化学式为AB2型分子，A、B元素在周期表中的族序数可能为（）

　　A．ⅠA、ⅤA　　　B．ⅠA、ⅦA　　　C．ⅣA、ⅥA　　　D．ⅡA、ⅦA

【答案】C 

【变式3】在下列各元素组中，除一种元素外，其余都可以按照某种共性归属一类，请选出各组的例外元素，并将该组其他元素的可能归属按所给六种类型的编号填入表内。

其他元素所属类型编号：

①主族元素，②过渡元素，③同周期元素，④同主族元素，⑤金属元素，⑥非金属元素。

元素组

例外元素

其他元素所属编号

（1）N、S、Na、Mg

（2）N、P、Sn、As

（3）K、Ca、Al、Zn

（4）Cu、Fe、Ag、Ca

【答案】

（1）N，③

（2）Sn，④（3）Zn，①（4）Ca，②

【解析】

（1）中Na、Mg、S为同周期元素，

（2）中N、P、As为ⅤA族元素，（3）中K、Ca、Al是主族元素，（4）中Cu、Fe、Ag是过渡元素

类型六：

元素周期律

例6．（2015高考·福建卷）短周期元素X、Y、Z、W在元素周期表中的相对位置如图所示，其中W原子的质子数是其最外层电子数的三倍，下列说法不正确的是

A．原子半径：

W>Z>Y>X

B．最高价氧化物对应水化物的酸性：

X>W>Z

C．最简单气态氢化物的热稳定性：

Y>X>W>Z

D．元素X、Z、W的最高化合价分别与其主族序数相等

【思路点拨】先根据周期表判断所给图表中未知元素的种类，再结合选项逐一分析。

【答案】A

【解析】短周期元素W原子的质子数是其最外层电子数的三倍，则W是P元素，根据元素在周期表中的位置关系可确定：

X是N元素，Y是O元素，Z是Si元素。

A．同一周期的元素，原子序数越大，原子半径越小；不同周期的元素，原子核外电子层数越多，原子半径就越大。

所以原子半径大小关系是：

Z>W>X>Y，错误。

B．元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的酸性越强。

由于元素的非金属性：

X>W>Z，所以它们的最高价氧化物对应水化物的酸性：

X>W>Z，正确。

C．元素的非金属性越强，其相应的氢化物的稳定性就越强。

元素的非金属性：

Y>X>W>Z，所以元素的氢化物的稳定性：

Y＞X＞W＞Z，正确。

D．元素原子的最外层电子数一般等于该元素原子的最外层电子数.X、Z、W的最高化合价分别与其主族序数相等，正确。

故选：

A

【总结升华】该题以“周期表中元素的推断”为载体，考查学生对元素周期表的熟悉程度及其对表中各元素性质和相应原子结构的周期性递变规律的认识和掌握程度。

举一反三：

【变式1】短周期金属元素甲～戊在元素周期表中的相对位置如下表所示，下列判断正确的是（）

甲

乙

丙

丁

戊

A．原子半径：

丙＜丁＜戊B．金属性：

甲＞丙

C．氢氧化物碱性：

丙＞丁＞戊D．最外层电子数：

甲＞乙

【答案】C

【解析】根据同周期元素从左到右原子半径逐渐减小，则原子半径：

丙＞丁＞戊，A项错误；根据同主族元素从上到下元素的金属性逐渐增强，则金属性：

甲＜丙，B项错误；根据同周期元素从左到右元素的金属性逐渐减弱，则金属性：

丙＞丁＞戊，由于元素的金属性越强，其氢氧化物碱性越强，故氢氧化物的碱性：

丙＞丁＞戊，C项正确；根据同周期元素从左到右，原子的最外层电子数逐渐增多，则最外层电子数：

甲＜乙，D项错误。

【变式2】已知33As、35Br位于同一周期，下列关系正确的是（）

A．原子半径：

As＞C1＞PB．热稳定性：

HC1＞AsH3＞HBr

C．还原性：

As3-＞S2-＞C1-D．酸性：

H3AsO4＞H2SO4＞H3PO4

【答案】C

【解析】同周期元素，从左向右原子半径依次减小，Cl原子半径小于P，A错误；同周期元素，从左向右，非金属性依次增强，氢化物的稳定性依次增强，AsH3的稳定性小于HBr，B错误；同主族元素，自上而下，非金属性依次减弱，最高价氧化物对应水化物酸性依次减弱，H3AsO4的酸性弱于H3PO4，D错误。

【变式3】下列说法正确的有：

（1）短周期元素的最高化合价在数值上都等于该元素所属的族序数。

（2）除短周期外，其它周期均为18种元素。

（3）副族元素没有非金属元素。

（4）碱金属元素是指ⅠA族的所有的元素。

（5）从上到下，ⅠA族的单质的熔点逐渐升高。

（6）从上到下，卤素单质的熔点逐渐降低。

（7）元素周期表中，只有第2列元素的原子最外层有2个电子。

（8）铍的原子半径大于硼的原子半径。

（9）氢氧化铍的碱性比氢氧化钙的弱。

（10）磷的氢化物（PH3）受热时不如NH3和H2S稳定。

（11）最外层有5个电子的原子都是非金属原子。

（12）同周期非金属氧化物对应的水化物的酸性从左到右依次增强。

（13）第3周期元素的离子半径最小的是Na+。

（14）HF、HCl、HBr、HI酸性逐渐增强。

（15）X、Y在同一周期，原子半径X＞Y，离子半径X+＞Y