高中化学必修二 第一章 物质结构 元素周期律知识总结

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1、元素周期表元素周期律知识总结一．原子结构与元素的性质1．元素性质的范畴元素的性质2.元素周期表和元素周期律随着原子序数（核电荷数）的递增：元素的性质呈现周期性变化①、原子最外层电子的周期性变化（元素周期律的本质）元素周期律②、原子半径的周期性变化③、元素主要化合价的周期性变化④、元素的金属性与非金属性的周期性变化编排依据①、按原子序数递增的顺序从左到右排列；排列原则②、将电子层数相同的元素排成一个横行；③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。七主七副零和八三长三短一不全①、短（一、二、三周期）周期（7个横行）②、长（四、五、六周

2、期）周期表结构③、不完全（第七周期）①、主族（ⅠA～ⅦA共7个）元素周期表族（18个纵行）②、副族（ⅠB～ⅦB共7个）③、Ⅷ族（8、9、10纵行）④、零族（稀有气体）同周期同主族元素性质的递变规律①、核外电子排布②、原子半径性质递变③、主要化合价④、金属性与非金属性⑤、气态氢化物的稳定性⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性同周期：从左到右（1）元素原子结构：电子层数相同，核电荷数增多（2）元素性质：元素的金属性减弱，非金属性增强；原子半径减小；金属单质的还原性减弱，非金属单质的氧化性增强；金属阳离子的氧化性增强，非金属阴离子的还原性减弱。同主族：从

3、上到下（1）原子结构（2）元素性质最外层电子原子半径增大金属性增强金属阳离子的氧化性减弱数相同，非金属性减弱电子层数增多。金属单质的还原性增强非金属阴离子的还原性增强非金属单质的氧化性减弱元素周期表中的规律(1)“三角形”规律所谓“三角形”，即A、B处于同周期，A、C处于同主族的位置(2)“对角线”规律有些元素在周期表中虽然既非同周期，又非同主族，但其单质与同类化合物的化学性质却很相似，如Li和Mg，B和Si等。“对角线”规律。(3)“相似”规律①同族元素性质相似；②左上右下对角线上元素性质相似；③同位素的化学性质几乎完全相同。二．元素的位置

4、、结构、性质三者之间的关系同位同化性，左右递变，上下相似递变元素在周期表中位置原子结构元素的性质体现决定反映决定反映推测最外层电子数＝主族元素的最高正化合价电子层数、原子半径决定得失电子的难易、元素原子的氧化性、还原性强弱最外层电子数>4易得电子，表现非金属性最外层电子数<4，易失电子，表现金属性质子数＝原子序数电子层数＝周期序数最外层电子数＝主族的族序数三．微粒半径的比较：1．判断的依据电子层数：相同条件下，电子层越多，半径越大。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。2．具体规律：

5、（1）同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.（2）同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：LiNa+>Mg2+>Al3+（5）同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如Fe>Fe2+>Fe3+四．“10电子”、“18电子”的微粒小结1．“10电子”的微粒：分子离子单核NeN3−、O2−、F−、

6、Na+、Mg2+、Al3+双核HFOH−、三核H2ONH2−四核NH3H3O+五核CH4NH4+2．“18电子”的微粒分子离子单核ArK+、Ca2+、Cl‾、S2−双核F2、HClHS−三核H2S四核PH3、H2O2五核SiH4、CH3F六核N2H4、CH3OH八核CH3CH3注：其它诸如C2H6、N2H5+、N2H62+等亦为18电子的微粒。五．化学键一）、化学键：使离子相结合或使原子相结合的作用力叫做化学键。相邻的（两个或多个）离子或原子间的强烈的相互作用。【对定义的强调】（1）首先必须相邻。不相邻一般就不强烈（2）只相邻但不强烈，也不叫

7、化学键（3）“相互作用”不能说成“相互吸引”（实际既包括吸引又包括排斥）一定要注意“相邻”和“强烈”。如水分子里氢原子和氧原子之间存在化学键，而两个氢原子之间及水分子与水分子之间是不存在化学键的。二、形成原因：原子有达到稳定结构的趋势，是原子体系能量降低。三、类型：离子键化学键共价键极性键非极性键离子键和共价键比较化学键类型离子键共价键概念阴、阳离子间通过静电作用所形成的化学键原子间通过共用电子对所形成的化学键成键微粒阴、阳离子原子成键性质静电作用共用电子对形成条件活泼金属与活泼非金属a．IA、ⅡA族的金属元素与ⅥA、ⅦA族的非金属元素。b．

8、金属阳离子与某些带电的原子团之间(如Na+与0H—、SO42-等)。非金属元素的原子之间某些不活泼金属与非金属之间。形成示例共用电子对存在离子化合物中非金属单质、共