高中化学必修2第一章同步学案.docx
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高中化学必修2第一章同步学案
第一节元素周期表第一课时
一．回顾基础知识
1．我会写1至20号元素符号：
2、写出下列元素的元素符号：
铁锌溴碘锰钡银汞铂金
3、写出下列单质的化学式：
（1）常温下为气态的非金属单质：
氢气氧气氮气氯气
（2）常温下为固态的非金属单质：
碳硅硫磷
（3）稀有气体单质：
氦气氖气氩气
（4）金属单质：
钠镁铝铁铜
2、元素周期的编排原则：
（1）按递增顺序从左到右排列
（2）将相同的元素排成一横行，共有个横行
（3）把相同的元素按递增顺序从上到下排成一纵列，共有列。
3、元素周期表的结构
七个周期分长短，三短三长一不全。
十八纵行十六族，七主七副八和零。
1、族的序数一般用罗马数字来表示，零族的序数记为
2、填写下列元素在周期表中的位置：
CONaClArSAlSi
3、指明下列原子序数的元素在周期表中的位置
4号9号16号18号
4、填写原子结构与元素周期表的关系
原子序数=========
周期序数==主族族序数==
5、各周期包括的元素种类及最后的元素的原子序数
第周期元素种类最多，第3列元素种类最多，第14列的化合物种类最多（因含碳构成有机物）
6、同周期相邻主族元素原子序数可能相差____、____或____。
7、同主族相邻周期的元素的原子序数可能相差____、____、____或____。
8、原子最外层的电子数为2的元素（填一定或不一定）是第ⅡA族的元素。
巩固练习
1、如果发现第七周期零族元素，则该元素的原子序数是（）
A.109B.118C.173D.222
2．主族元素在周期表中的位置取决于该元素原子的
A．相对原子质量和核外电子数B．电子层数和最外层电子数
C．相对原子质量和最外层电子数D．电子层数和次外层电子数
3.下列不能作为元素周期表中元素排列的顺序的依据是
A、原子的核电荷数B、原子的核外电子数
C、原子的质子数D、原子的中子数
4.元素周期表前四周期的元素中，同一周期的两种主族元素原子的核外电子数差值不可能为
A．6B.8C.11D.16
5.已知115号元素原子有七个电子层，且最外层有5个电子，试判断115号元素在元素周期表中的位置是 （）
A．第七周期第IIIA族 B．第七周期第VA族
C． 第七周期第IIIB族 D．第七周期第VB族
6.若某IIB族元素原子序数为x，那么原子序数为x+1的元素位于（）
A.ⅢB族B.ⅢA族C.ⅠB族D.ⅣA族
7.下列各表为周期表的一部分（表中为原子序数），其中正确的是（）
（A）（B）（C）（D）
2
3
4
11
19
2
10
11
18
19
6
11
12
13
24
6
7
14
31
32
8。
周期表中16号元素和4号元素的原子相比较，前者的下列数据是后者4倍的是
A、电子数B、最外层电子数C、电子层数D、次外层电子数
9。
下图为元素周期表中的一部分，表中数字为原子序数，其中M的原子序数为37的是（）
A。
B。
C。
D。
10、在周期表中，第三、四、五、六周期元素的数目分别是
A、8、18、32、32B、8、18、18、32
C、8、18、18、18D、8、8、18、18
11、由全部短周期元素和长周期元素共同组成的族可能是
A、只有主族B、主族和0族C、副族D、Ⅶ族
12、现行元素周期表中已列出112种元素，其中元素种类最多的周期是
A、第4周期B、第5周期C、第6周期D、第7周期
13、下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表某一化学元素。
b
h
j
a
c
f
i
l
m
e
g
k
d
（1）表中所列元素中：
属于短周期元素的有
属于主族元素的有
e元素在元素周期表中的位置是周期、族
（2）下列组元素的单质可能都是电的良导体
A、a，c，HB、b，g，kC、c，g，lD、d，e，f
（3）i元素属于（填“金属”或“非金属”）元素，它的最高化合价
是，最低的化合价是。
它能与氧气反应，生成一种吸水性很强的物质，这种物质在实验室里常用作干燥剂，写出它与氧气反应的化学方程式
第1节元素周期表第二课时
2、元素性质与原子结构
（1）碱金属元素
1、碱金属元素位于第族，依原子序数增大包括，，，，元素。
2、碱金属化学性质的相似性原因：
碱金属元素原子的最外层都只有__个电子，它们的化学性质_____。
碱金属元素的化合价都显___价，它们都能跟氧气等非金属单质以及水发生反应。
完成下列化学方程式：
Li+O2==Na+H2O==
Na+O2==K+H2O==
3、碱金属化学性质的差异性原因：
随着核电荷数的增加，碱金属元素原子的电子层数__________，原子核对最外层电子的引力__________，所以碱金属元素的性质也有差异。
从锂到铯，原子的失电子能力__________，元素的金属性___________，具体表现在：
_________________________________。
4、碱金属物理性质的相似性和递变性
（1）相似性：
（软、白、轻、低、导）——质软（硬度小），银白色固体，密度小（轻金属），熔点低，易导热导电，有延展性。
（2）递变性（从上到下）
1 密度逐渐（反常）；
2 熔点、沸点逐渐
5、小结：
碱金属原子结构的相似性和递变性，导致了碱金属化学性质、物理性质同样存在相似性和递变性
巩固练习
1、下列关于碱金属的原子结构和性质的叙述中不正确的是（）
A.碱金属原子最外层都只有一个电子，在化学反应中容易失去B.都是强还原剂
C.都能在O2里燃烧生成过氧化物D.都能与水反应生成碱
2、钾的金属活动性比钠强，根本原因是（）
A.钾的密度比钠的小B.钾原子的电子层比钠原子多一层
C.钾与水反应比钠与水反应更剧烈D.加热时，钾比钠更易汽化
3、下列叙述中错误的是（）
A、随着电子层数增多，碱金属的核电荷数逐渐增大
B、碱金属具有强还原性，它们的离子具有强氧化性
C、碱金属单质的熔沸点随着核电荷数的增大而降低
D、碱金属元素都是以化合态存在
（2）卤族元素
1、卤族元素位于第族，依原子序数增大包括，，，，
元素（写元素符号）
2、卤素单质的物性：
（1）颜色逐渐，密度逐渐，熔沸点逐渐。
（2）常温下为液态的非金属单质是，其颜色为。
（3）紫黑色固体单质是，黄绿色气体单质是。
3、卤族化学性质相似的原因：
最外层电子数相同，都为个，化学性质相似。
1 都能与金属反应，生成金属卤化物（以氯气为例）
2 都能与氢气反应，生成卤化氢
3 都能与水反应
4 都能与碱反应
4、卤族化学性质递变性的原因：
随着核电荷数的增加，卤族元素原子的电子层数__________，原子核对最外层电子的引力__________，所以卤族元素的性质也有差异。
从氟到碘，原子的得电子能力__________，元素的非金属性___________，元素的氧化性逐渐_________。
卤族的化学性质如下：
1）随着核电荷数的增多，卤素单质与氢气反应的剧烈程度___________，生成的氢化物的稳定性：
HF______HCl______HBr______HI（填<或>）
卤素与氢气的反应：
（注意写反应条件）
H2+F2==__________H2+Cl2=========__________
H2+Br2===__________H2+I2===__________
2）卤素单质间的置换反应（氧化性强的卤素单质可置换出氧化性弱的单质）
1 实验：
将少量氯水通入NaBr溶液中，现象，再加入少量CCl4振荡，现象：
上层下层。
反应，离子反应。
2 实验：
将少量氯水通入KI溶液中，现象，再加入少量CCl4振荡，现象：
上层下层。
反应，离子反应。
3 实验：
将少量溴水通入KI溶液中，现象，再加入少量CCl4振荡，现象：
上层下层。
反应，离子反应。
3）与水反应
1 F2与水反应非常剧烈，置换出水中的氧气：
2F2+2H2O==4HF+O2（思考：
为什么F2不能置换出NaCl溶液中的氯元素）。
2 写出氯气与水的反应。
3 溴、碘与水反应很微弱，与氯气类似，试写出其反应，。
4）与碱反应：
写出氯气与NaOH溶液的反应。
5）与某些还原性的化合物反应：
1 SO2能使氯水、溴水和碘水褪色：
X2+SO2+2H2O==2HX+H2SO4（X=Cl、Br、I）
2 氯气和溴能够氧化亚铁盐：
写出氯气与FeCl2溶液的反应。
3、核素
1、分子是保持物质化学性质的最小粒子。
2、原子是化学变化中的最小粒子。
3、原子的构成：
相对原子质量（A）===质子数（Z）+中子数（N）
核电荷数===质子数===核外电子数===原子序数
4、元素：
是具有的同一类原子的总称。
（如Na、Na+都属钠元素）
5、核素：
具有一定数目和一定数目的一种原子叫核素（如4019K、4220Ca、4019K+为两种核素）
ZAXmn+的含义：
X________A_______Z__________n_离子所带电荷数
m分子中所含原子数目
6、同位素：
__________的__________之间互称同位素（即__________相同而__________不同的同一元素的不同原子）。
（如4019K、4119K互称同位素，在周期表中占19号位置）
7、原子的相对原子质量（A）===质子数（Z）+中子数（N）
元素的相对原子质量：
按照该元素各种核素原子所占的一定百分比算出的平均值。
（元素周期表中的相对原子质量）
例：
35Cl的相对原子质量约为35，在自然界中约占75%，37Cl的相对原子质量约为37，在自然界中约占25%，求氯元素的相对原子质量：
M===35×75%+37×25%====35.5
巩固练习
１.钠原子的质量数为23，中子数为12，那么它的质子数是多少？
核外电子数是多少？
２.硫的二价阴离子的核外电子数是18，中子数为17，那么它的质量数是多少？
3、23He可以作为核聚变材料。
下列关于23He的叙述正确的是（）
A.23He和13H互为同位素B.23He原子核内中子数为2
C.23He原子核外电子数为2D.23He代表原子核内有2个质子和3个中子的氦原子
4、某微粒用ZAR（n+1）+表示，下列关于该微粒的叙述正确的是（）
A、所含质子数=A-nB、所含中子数=A-Z
C、所含电子数=Z+nD、所含质子数=A+Z
5、以下互称为同位素的是（）
A、金刚石和石墨B、CO和CO2
C、D和TD、1H216O和2H218O
6、下列关于卤化氢的说法不正确的是（）
A.卤素核电荷数越大，氢化物越稳定B.卤素核电荷数越大，氢化物越不稳定
C.卤化氢稳定性为HF>HCl>HBr>HI
D.卤素单质与氢气越难反应，生成物越不稳定
7、氟、氯、溴、碘四种元素，它们的下列性质的递变规律不正确的是（）
A.单质的密度依次增大B.单质的熔、沸点依次升高
C.Cl2可从KBr溶液中氧化出Br2D.F2可从NaCl溶液中还原出Cl2
8、砹（At）是核电荷数最大的卤族元素，推测砹或砹的化合物最不可能具有的性质是（）
A、砹化氢HAt很稳定B、砹易溶于某些有机溶剂
C、砹是有色固体D、AgAt不溶于水，NaAt易溶于水
9、氰气的分子式为（CN）2，其性质和卤素相似，称为“类卤素”。
以下关于（CN）2的叙述中不正确的是（）
A、（CN）2化学性质活泼B、（CN）2不能和NaOH反应
C、（CN）2参与反应时常作氧化剂D、（CN）2可以和H2反应
10、碱金属钫（Fr）具有放射性，它是碱金属元素中最重的元素，下列对其性质的预言中，错误的是（）
A.在碱金属元素中它具有最强的金属性
B.它的氢氧化物化学式为FrOH，是一种极强的碱
C.钫在空气中燃烧时，只生成化学式为Fr2O的氧化物
D.它能跟水反应生成相应的碱和氢气，由于反应剧烈而发生爆炸
11、在nH2、nH2O、nH2SO4中，含有相同的
A、氢分子数B、氢元素数C、氢原子数D、+1价的氢元素
12、下列各组微粒属同位素的是
①1602和1802，②H2和D2，③168O和1880，④1H2180和2H216O，⑤3517Cl和3717Cl
A.①②B.③⑤C.④D.②③
13、某元素一种同位素原子的质量数为m，中子数为n，则下列说法正确的是
A.不能由此确定该元素的相对原子质量B.这种元素的相对原子质量为m
C.（m+n）可写在该元素符号的左上角D.核内中子的总质量小于质子的总质量
A
C
B
14、短周期元素A、B、C在周期表中的位置关系如图所示，
A、C两元素的原子核外电子数之和等于B原子的质子数，
B原子核内质子数和中子数相等。
则⑴A、B、C的元素符号分别是、、。
⑵B的该种核素的表示符号是。
⑶A的气态氢化物与B的最高价氧化物的水化物反应的化学方程式是。
15、镁有三种天然同位素：
24Mg占78.7%、25Mg占10.13%、26Mg占11.17%，求镁元素的近似原子量为多少？
第二节元素周期律第一课时（课前预习）
一、原子核外电子的排布规律
（一）不同电子层的表示方法及与能量的关系（阅读课本P13第一、二段填下表）
n
1
2
3
4
5
6
7
符号
Q
与原子核的距离
近→远
能量
→
（二）观察P13表1-2，归纳核外电子排布的一般规律
1、各电子层最多容纳的电子数为
2、最外层电子数不超过个
3、电子由向依次排布
4、次外层不超过个，倒数第三层不超过个
二、元素周期律
完成P14-15表格，小结元素原子的核外电子排布规律，原子半径和化合价的变化规律。
（二）以第三周期为例探究元素的金属性和非金属性变化规律（P15-16）
1、Na、Mg、Al金属性强弱的比较
◆回顾元素金属性强弱比较的方法：
（1）
（2）（P7最下面小字。
）
◆思考：
怎样比较Na、Mg、Al金属性强弱？
1）由Na与水反应，试推测Mg与水加热反应的方程式
2）Mg+HCl=[离子反应]
Al+HCl=[离子反应]
Na、Mg、Al置换水（或酸）中的氢时，由易到难的顺序中
3）碱性：
NaOHMg（OH）2Al（OH）3（填>或<）
4）Na、Mg、Al金属性强弱顺序
2、Si、P、S、Cl非金属性强弱比较
◆回顾元素非金属性强弱比较的方法：
（1）
（2）（3）（P9最下面小字。
）
◆思考：
怎样比较Si、P、S、Cl非金属性强弱？
1）Si、P、S、Cl单质与H2化合时条件由难到易的顺序是
2）Si、P、S、Cl对应的气态氢化物的稳定性顺序是
3）Si、P、S、Cl最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱顺序是
4）Si、P、S、Cl非金属性强弱顺序是
5）第三周期元素：
从左到右金属性逐渐非金属性逐渐
3、元素周期律的概念：
4、元素周期律的实质：
元素性质的周期性变化是元素原子结构周期性变化的必然结果。
5、元素性质随原子序数的递增呈周期性变化的根本原因是：
元素原子的核外电子排布呈周期性变化。
三、元素周期表和元素周期律的应用
1、位---构-----性：
元素在周期表中的位置反映元素原子结构和元素性质。
由原子结构推测位置和性质。
2、预测新元素及其性质
3、在金属与非金属分界处找材料
4、在元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料
5、制作农药通常在含有等元素的化合物中找。
6、
（1）主族元素的最高正化合价=========
（2）非金属的最低负价===使原子达到8电子稳定结构所需的得到的电子数
（3）非金属的最高正价+∣最低负价∣===8
（4）氧氟无价（填正或负）
如：
根据磷的核外电子排布，求出它的最高正价最低负价
补充：
微粒半径的比较
1、对于同种元素的原子和离子，阴离子半径大于其原子半径，阳离子小于其原子半径
如：
Na>Na+Cl---->Cl
2、对于电子层结构相同的离子，核电荷数大的离子半径较小，核电荷数小的离子半径较大。
O2--->F--->Na+>Mg2+
巩固练习：
1用“>”或“<”填空
（1）比较金属性强弱：
NaKNaMgBAl
比较非金属性强弱：
OSCSiFPBrI
（2）酸性：
H2CO3H2SiO3H2SiO3H3PO4
HNO3H2CO3H2SO4HClO4
（3）碱性：
Ca（OH）2Mg（OH）2Al（OH）3KOH
（4）气态氢化物稳定性：
H2OH2SH2SHCl
HClHINH3PH3CH4NH3
（5）氧化性：
Cl2I2O2SSPNa+K+
（6）还原性：
NaCsMgAlMgBaBr———I——
2、元素的性质呈周期性变化的根本原因是
A.元素原子量的递增，量变引起质变 B.元素的原子半径呈周期性变化
C.元素原子的核外电子排布呈周期性变化 D.元素的金属性和非金属性呈周期性变
3.下列元素中，原子半径最大的是：
A.锂B.钠C.氟D.氯
4.下列各组微粒，按半径由大到小顺序排列的是A、Mg、Ca、K、Na
B、S2-、Cl-、K+、Na+C、Br-、Br、Cl、SD、Na+、Al3+、Cl-、F-
5.在下列元素中，最高正化合价数值最大的是：
A、NaB、PC、ClD、Ar
6.某元素最高价氧化物水化物的化学式为H2RO4，则其氢化物的化学式为：
A、HRB、H2RC、RH3D、RH4
7.某元素X的最高价含氧酸的化学式为HnXO2n-2，则在某气态氢化物中，X元素的化合价为A.5n-12B.3n-12C.3n-6D.n-10
8.X和Y两元素的阳离子具有相同的电子层结构，X元素的阳离子半径大于Y元素的阳离子半径；Z和Y两元素的原子核外电子层数相同，Z元素的原子半径小于Y元素的原子半，X、Y、Z三种元素原子序数的关系是
A.X＞Y＞ZB.Y＞X＞ZC.Z＞X＞YD.Z＞Y＞X
9.半径由小到大、氧化性由强到弱的一组微粒是：
A、H+、Al3+、Mg2+、K+
B、O、P、S、ClC、S2-、Cl-、K+、Ca2+D、Na、Mg、Al、K
10.已知元素X的原子序数小于元素Y的原子序数；X、Y间形成的常见化合物的化学式可表示为Y2X、Y2X2，则这两种元素的原子序数之和等于：
A.16B.17C.18D.19
11.X和Y两元素组成化合物A和B，A的化学式为XY2，其中X占44.1%，B中X占34.5%，则B的化学式为：
A.X2YB.XYC.XY3D.X3Y
12、写出符合下列条件的短周期元素，并画出A、B、C、D、E原子结构示意图
A：
元素原子最外层电子数为次外层电子数的3倍。
B：
元素原子L层电子是M层电子的2倍
C：
元素原子的最外层电子数是内层电子的2倍或者说它的最外层电子是电子层数的2倍
D：
元素原子的L层电子数与K层电子数之差是电子层数的2。
5倍
E：
元素原子K层和L层电子数之和是M层电子数的2倍
强化练习：
1、某元素的正1价阳离子的核外电子数是18，中子数为21，那么它的质量数为
2某元素R的阳离子Rn+核外有x个电子，该元素的某种原子质量数为A，则该原子里的质子数为；中子数为
3、某元素R的阴离子R2——核外共有a个电子，核内有b个中子，则R原子的质量数为；质子数为
4、在离子RO3n——中共有x个核外电子，R原子的质量数为A，则R原子核内含有的中子数为
5、某金属氧化物R2O3的相对分子质量为102，电子总数为50，已知氧原子核内有8个中子，则R原子核内中子数为：
6、某元素气态氢化物化学式为RH4，此元素最高价氧化物对应的水化物的化学式为：
7、某元素X的气态氢化物的化学式为H2X，则X的最高价氧化物的水化物的化学式为
8、某金属元素X的最低化合价为--m，则它的最高价氧化物对应水化物中有b个氧原子所形成的含氧酸的分子式为（用符号X、b、m表示）
第三节化学键
一、离子键（P21）
（一）离子键定义（特点、成键规律）
1、定义：
离子键：
离子化合物：
像氯化钠这样由构成的化合物叫离子化合物
2、成键特点：
（1）成键微粒：
阴、阳离子
（2）相互作用（成键实质）：
是指阴阳离子通过作用结合在一起。
（包括引力和斥力）
3、成键规律：
（1）活泼金属、活泼非金属之间：
如：
、等（举例）
常见活泼金属：
第ⅠA（Li~Cs）、第ⅡA（Mg~Ba）
常见活泼非金属：
N、O、F、S、Cl、Br、I
（3）大部分碱、盐、金属氧化物、金属过氧化物；（标志：
含金属阳离子或NH4+）
如：
、等（举例）（注意：
AlCl3是分子晶体，）
（二）电子式的书写
电子式的定义：
（P21资料卡片）
1、原子的电子式：
先分四个方向排电子，每个方向2个为饱和。
如以第三周期为例：
NaMgAlSiPSCl
2、离子的电子式
阳离子：
（就是离子符号）如：
Na、Mg、Al
阴离子：
PSCl
3、离子化合物的电子式：
MgCl2Na2OMgO
CaBr2K2SKF
4、离子化合物的形成过程的电子式（写出上述离子化合物的形成过程）
、
、
、
、
注意：
①离子须标明电荷；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来；④不能把“→”写成“＝”⑤用箭头标明电子转移方向
（三）离子争键强弱与离子化合物的性质
离子半径越小，带电荷越多，阴阳离子间的作用——离子键越强，其形成化合物的熔沸点也就越高。
如熔点:
Na2S二、共价键
1、共价键的定义：
2、形成条件：
同种或不同种非金属元素化合时能形成共价键。
部分不活泼金属元素原子与非金属元素原
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