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1、化学 必修二 前三章知识点总结 第一章 物质结构 元素周期律知识点总结 一、原子结构 质子 原子核 注意： 中子 质量数(A)质子数(Z)中子数(N) A1、ZX 原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数 核外电子 熟背前20号元素，熟悉120号元素原子核外电子的排布： H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca 2、原子核外电子的排布规律：电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；各电子层最多容纳的电子数是2n2；最外层电子数不超过8个，次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。 电子层： 一 二 三 四 五 六 七 对应表示
2、符号： K L M N O P Q 3、元素、核素、同位素 元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。 核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。 同位素：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。(对于原子来说) 4、概念:原子的质量：也即绝对质量，是通过精密的实验测得的。 质量数：将核素中所有质子相对质量和中子相对质量取近似整数值之和。 核素的相对原子质量：同位素的一种核素的质量与12C原子质量的1/12的比值； 元素的相对原子质量：某元素各种核素的相对原子质量与其原子百分比的乘积之和。 元素的近似相对原子质量：某元素各种天然同位素原子的质量数与其原子百分比的乘积之
3、和。 二、元素周期表 1.编排原则： 按原子序数递增的顺序从左到右排列 将电子层数相同的各元素从左到右排成一横行。 把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的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 1 2种元素 短周期 第二周期 2 8种元素 周期 第三周期 3 8种元素 元 第四周期 4 18种元素 素 第五周期 5 18种元素 周 长周期 第六周期 6 32种元素 期 第七周期 7 未填满 表 主族：AA共7个主族 族 副族：BB、BB，共7个副族 0族，族 第1页 3.元素周期表中几个量的关系： 原子序数=核电荷数=质子数 =核外
4、电子数 周期序数=核外电子层数 主族序数=最外层电子数=元素的最高正价数 非金属元素：|最高正价数|+|负价数|=84、周期表中部分规律总结 最外层电子数大于或等于3而又小于8的元素一定是主族元素； 最外层电子数为1或2的元素可能是主族、副族或0族元素； 同周期第A与A族元素的原子序数： 第13周期元素原子序数相差1； 第4、5周期相差11； 第6、7周期相差25。 同主族相邻元素的原子序数： 第A A族，上周期元素的原子序数+该周期元素的数目=下周期元素的原子序数； 第AA族，上周期元素的原子序数+下周期元素的数目=下周期元素的原子序数。 三、元素周期律 1、元素周期律：元素的性质随着核电荷
5、数的递增而呈周期性变化的规律。元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果。 2. 元素性质的周期性 元素性质 最外层电子数 原子半径 主要化合价 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 非金属元素气态氢化物的稳定性 元素的金属性和非金属性 得失电子能力 同周期比较： 金属性：NaMgAl 与酸或水反应：从易难 碱性：NaOHMg(OH)2Al(OH)3 同主族比较： 金属性：LiNaKRbCs 与酸或水反应：从难易 第2页 同周期元素 逐渐增多 逐渐减小 最高正价逐渐增大 最低负价(8主族序数) 碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强 逐渐增强 金属性逐渐减弱 非金属性逐渐增强 失减得递
6、增 同主族元素 相同 逐渐增大 最高正价、最低负价相同 最高正价主族序数 酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强 逐渐减弱 非金属性逐渐减弱 金属性逐渐增强 得减失递增 非金属性：SiPSCl 单质与氢气反应：从难易 氢化物稳定性：SiH4PH3H2SHCl 酸性(含氧酸)：H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4 非金属性：FClBr 单质与氢气反应：从易难 碱性：LiOHNaOHKOHRbOHCsOH 金属性：LiNaKRbCs 还原性(失电子能力)：LiNaKRbCs 氧化性(得电子能力)：LiNaKRbCs 氢化物稳定：HFHClHBrHI 非金属性：FClBrI 氧化性：F2Cl2Br2I2
7、还原性：FClBrI 酸性(无氧酸)：HFHClHBrHI 以第三周期为例： 第三周期元素 (1)电子排布 (2)原子半径 (3)主要化合价 (4)金属性、非金属性 (5)单质与水或酸置换难易 (6)氢化物的化学式 (7)与H2化合的难易 (8)氢化物的稳定性 (9)最高价氧化物的化学式 最高价氧化物对应水化物 (10)化学式 (11)酸碱性 (12)变化规律 Na2O NaOH Mg(OH)2 强碱 中强碱 冷水 剧烈 热水与 酸快 MgO Al2O3 SiO2 1 2 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar 电子层数相同，最外层电子数依次增加 原子半径依
8、次减小 3 4 4 5 3 6 2 7 1 HCl Cl2O7 金属性减弱，非金属性增加 与酸反 应慢 SiH4 PH3 H2S 由难到易 稳定性增强 P2O5 SO3 Al(OH)3 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4 两性氢 氧化物 弱酸 中强 酸 强酸 很强 的酸 碱性减弱，酸性增强 判断元素金属性和非金属性强弱的方法： 金属性强单质与水或酸反应生成氢气容易；氢氧化物碱性强；相互置换反应FeCuSO4FeSO4Cu。 非金属性强单质与氢气易反应；生成的氢化物稳定；最高价氧化物的水化物酸性强；相互置换反应2NaBrCl22NaClBr2。 3常见某些元素的特性 与水反应的最激
9、烈的非金属元素是氟； 与水反应的最激烈的金属元素是铯； 单质硬度最大的元素是碳； 常温下有颜色的气体单质是氟气和氯气； 第3页 稀有气体元素中原子半径最大的是氡； 原子半径最小的元素是氢； 所形成的气态氢化物最稳定的元素是氟； 正负化合价的代数和为零，且气态氢化物中含氢百分率最高的元素是碳； 最高价氧化物对应的水化物酸性最强的是氯； 所形成的化合物种类最多的是碳； 原子序数、电子层数、未成对电子数三者均相等的是氢 只有负价并无正价的是氟； 最轻的金属是锂；最轻的气体是氢气； 同位素之一的原子核中只有质子没有中子的元素是氢； 最高价氧化物及其水化物具有两性的元素是铝； 空气中含量最多的元素，或气
10、态氢化物的水溶液呈碱性的元素是氮； 地壳中含量最多的元素，或气态氢化物的沸点最高的元素，或氢化物在通常情况下呈液态的元素是氧； 地壳中含量最多的金属元素是铝； 最活泼的非金属元素，或无正价的元素，或无含氧酸的非金属元素，或无氧酸可以腐蚀玻璃的元素，或气态氢化物最稳定的元素，或阴离子的还原性最弱的元素是氟； 最易着火的非金属元素的单质，其元素是磷； 常温下单质呈液态的非金属元素是溴，金属元素是汞； 元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物起化合反应的元素是氮； 元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素是锂、钠、氟； 常见的能形成同素异形体的元素有碳、磷、氧、硫。 与He原子电子层结
11、构相同的离子有：H-、Li+、Be2+ 四.微粒半径大小比较规律 电子层数： 相同条件下，电子层越多，半径越大。 判断的依据 核电荷数： 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。 最外层电子数： 相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。 1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小 2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。 3、同主族元素的原子半径和离子半径随核电荷数的增大而增大。 具体规律 4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。 5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。 6、同种元素的微粒半径：阳离子原子阴离子。 7、稀有气体元素的原子半径大于同周期元素原子
12、半径。 比较粒子(包括原子、离子)半径的方法：先比较电子层数，电子层数多的半径大。 电子层数相同时，再比较核电荷数，核电荷数多的半径反而小。 五、化学键 (化学键是相邻两个或多个原子间强烈的相互作用) 1.离子键与共价键的比较 键型 概念 第4页 离子键 阴阳离子结合成化合物的静电作用共价键 原子之间通过共用电子对所形成的相互叫离子键 成键方式 成键粒子 成键元素 通过得失电子达到稳定结构 阴、阳离子 活泼金属与活泼非金属元素之间 作用叫做共价键 通过形成共用电子对达到稳定结构 原子 非金属元素之间 离子化合物：由离子键构成的化合物叫做离子化合物。 共价化合物：原子间通过共用电子对形成分子的化
13、合物叫做共价化合物。 极性共价键：由不同种原子形成，AB型，如，HCl。 共价键 非极性共价键：由同种原子形成，AA型，如，ClCl。 2.电子式： 用电子式表示离子键形成的物质的结构与表示共价键形成的物质的结构的不同点： 电荷：用电子式表示离子键形成的物质的结构需标出阳离子和阴离子的电荷；而表示共价键形成的物质的结构不能标电荷。 ：离子键形成的物质中的阴离子需用方括号括起来，而共价键形成的物质中不能用方括号。 (1)只含非极性共价键的物质：同种非金属元素构成的物质，如：I2、N2、P4、金刚石 (2)只含有极性共价键的物质：一般是不同的非金属元素构成的共价化合物。如HCl、NH3 (3)既有极性键又有非极性键的物质：如：H2O2、C2H2、CH3CH3、C6H6(苯)等。 (4)只含有离子键的物质：活泼金属元素与活泼非金属形成的化合物，如：Na2S、Cs
