高中化学必修二第一章物质结构元素周期律知识总结.doc

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、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：
（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：LiF-- Na+>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
Ne
N3−、O2−、F−、Na+、Mg2+、Al3+
双核
HF
OH−、
三核
H2O
NH2−
四核
NH3
H3O+
五核
CH4
NH4+

2．“18电子”的微粒

分子
离子
单核
Ar
K+、Ca2+、Cl‾、S2−

双核
F2、HCl
HS−
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．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、共价化合物和部分离子化合物中
作用力大小
一般阴、阳离子电荷数越多离子半径越小作用力越强
原子半径越小，作用力越强
与性质的关系
离子间越强离子化合物的熔沸点越高。
如：MgO>NaCl
共价键越强（键能越大），所形成的共价分子越稳定，所形成的原子晶体的熔沸点越高。如稳定性：H2O>H2S，熔沸点：金刚石>晶体硅
实例
NaCl、MgO
Cl2、HCl、NaOH(O、H之间)

非极性键和极性键

非极性共价键
极性共价键
概念
同种元素原子形成的共价键
不同种元素原子形成的共价键，共用电子对发生偏移
原子吸引电子能力
相同
不同
共用电子对
不偏向任何一方
偏向吸引电子能力强的原子
形成条件
由同种非金属元素组成
由不同种非金属元素组成
通式及示例
A—A、A==A、A≡A，如Cl-Cl、C=C、N≡N
A—B、A==B、A≡B，如H-Cl、C=O、C≡N
成键原子电性
成键原子不显电性，电中性
显电性，吸引电子能力较强的原子一方相对显负电性
存在
某金属单质中，某些共价化合物（如H2O2）中，某些离子化合物（如Na2O2）中
共价化合物中，某些离子化合物（如NH4Cl、NaOH）中
相互关系

离子化合物和共价化合物
项目
离子化合物
共价化合物
概念
阴、阳离子间通过离子键结合形成的化合物
不同元素的原子间通过共价键结合形成的化合物
化合物中的粒子
金属阳离子或NH4+、非金属阳离子或酸根阴离子没有分子
分子或原子、没有离子
所含化学键
离子键，还可能有共价键
只含有共价键
物质类型
活泼金属氧化物（过氧化物、超氧化物）、强碱、大多数盐
非金属氧化物、非金属氢化物、含氧酸、弱碱、少数盐大多数有机物
实例
MgO、Na2O2、KO2、Ba(OH)2、MgSO4、Kal(SO4)2.12H2O
CO2、SiO2、NH3、H2SO4、Al(OH)3、HgCl2、C12H22O11

性质
状态
通常以晶体形态存在
气态、液体或固态
导电性
熔融状态能导电、易溶物质在水溶液里能导电
熔融状态不导电，易溶物质在水溶液里可能导电或不导电
类别
强电解质
强电解质、弱电解质或非电解质
熔融时克服的作用
离子键
分子间作用力或共价键
熔沸点
较高
较低（如CO2）或很高（如SiO2）
（1）当一个化合物中只存在离子键时，该化合物是离子化合物（2）当一个化合中同时存在离子键和共价键时，以离子键为主，该化合物也称为离子化合物（3）只有当化合物中只存在共价键时，该化合物才称为共价化合物。（4）在离子化合物中一般既含有金属元素又含有非金属元素；共价化合物一般只含有非金属元素（NH4+例外）
注意：(1)离子化合物中不一定含金属元素，如NH4NO3，是离子化合物，但全部由非金属元素组成。(2)含金属元素的化合物不一定是离子化合物，如A1C13、BeCl2等是共价化合物。

化学键与物质类别的关系

化学键的种类
实例
非金属单质
无化学键
稀有气体分子单原子分子）He、Ne
非极性共价键
O=O、Cl—Cl、H—H
共价化合物
只有极性键
H2O、CO2
既有极性键又有非极性键
H2O2
离
子
化
合
物
只有离子键
　、
离子键、极性共价键

离子键、非极性共价键

电子式和结构式的书写方法
一、电子式：
1.各种粒子的电子式的书写：
　　（1）原子的电子式：常把其最外层电子数用小黑点“·”或小叉“×”来表示。
　　　　 例如：
　　（2）简单离子的电子式：
①简单阳离子：简单阳离子是由金属原子失电子形成的，原子的最外层已无电子，故用阳离子符号表示，如Na+、Li+、Ca2+、Al3+等。②简单阴离子：书写简单阴离子的电子式时不但要画出最外层电子数，而且还应用括号“[]”括起来，并在右上角标出“n—”电荷字样。例如：氧离子 、氟离子 。
　　③ 原子团的电子式：书写原子团的电子式时，不仅要画出各原子最外层电子数，而且还应用括号“[]”括起来，并在右上角标出“n—”或“n+”电荷字样。
　　　　例如：铵根离子 、氢氧根离子。　
　　（3）部分化合物的电子式：
　　① 离子化合物的电子式表示方法：在离子化合物的形成过程中，活泼的金属离子失去电子变成金属阳离子，活泼的非金属离子得到电子变成非金属阴离子，然后阴阳离子通过静电作用结合成离子键，形成离子化合物。所以，离子化合物的电子式是由阳离子和带中括号的阴离子组成，且简单的阳离子不带最外层电子，而阴离子要标明最外层电子多少。
　　如：　 　　。
　　②共价化合物的电子式表示方法：在共价化合物中，原子之间是通过共用电子对形成的共价键的作用结合在一起的，所以本身没有阴阳离子，因此不会出现阴阳离子和中括号。
　　如：
　　2.用电子式表示化学反应的实质：
　　（1）用电子式表示离子化合物的形成过程：

　　（2）用电子式表示共价化合物的形成过程：

　　说明：用电子式表示化合物的形成过程时要注意：
　　（1）反应物要用原子的电子式表示，而不是用分子或分子的电子式表示。用弯箭头表示电子的转移情况，而共价化合物不能标。
　　（2）这种表示化学键形成过程的式子，类似于化学方程式，因此，它要符合质量守恒定律。但是，用于连接反应物和生成物的符号，一般用“→”而不用“=”。
　　（3）不是所有的离子化合物在形成过程中都有电子的得失，如NH4+与Cl－结合成NH4Cl的过程。
二、结构式：将分子中的共用电子对用短线表示，而反映分子中原子的排列顺序和结合方式的式子叫做物质的结构式。单双三键分别用—、=、≡表示。
知识点五 化学键与物质变化的关系
1. 与化学变化的关系
化学反应实质是旧化学键的断裂和新化学键的形成。任何反应都必然发生化学键的断裂和形成。
2. 与物理变化的关系
发生物理变化的标志是没有生成新物质可能伴随着化学键的断裂，但不会有新化学键的形成。物理变化的发生也可能没有化学键的断裂，只是破坏了分子之间的氢键或范德华力如冰的融化和干冰的气化。

化学键
分子间作用力
概念
相邻的原子间强烈的相互作用
物质分子间存在的微弱的相互作用
能量
较大
很弱
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

分子间作用力和氢键
一、 分子间作用力
⒈定义：分子之间存在一种把分子聚集在一起的作用力叫分子间作用力，又称范德华力.
2.主要特征：①广泛呢存在于分子之间。
②作用力的范围很小。当分子间距离为分子本身直径的4-5倍时候，作用力迅速减弱。
③分子间作用力能量远远小于化学键。
④范德华力无方向性和饱和性。
3.分子间作用力对物质性质的影响：
（1）分子间作用力越大，克服这种力使物质融化或汽化需要的能量越多，物质的熔沸点越高。
对组成相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，物质的熔沸点越高。
（2）溶质与溶剂间的分子作用力越大，溶质在该溶剂中的溶解度越大。如：CH4和H2O分子间的作用力很小故CH4在水中的溶解度小。相似相溶规律：非极性溶质一般能溶于非极性溶剂；机型溶质一般能溶于极性溶剂。
二、氢键
1.定义：某些氢化物的分子之间存在着一种比分子间作用力稍强的相互作用，使它们只能在较高的温度下才能气化，这种相互作用叫做氢键。
常见易形成氢键的化合物：H2O、HF、NH3等.
2.特点①有方向性和饱和性。
②氢键的键能比化学键能小，比分子间作用力稍强。因此氢键不属于化学键，其强度比化学键弱得多，又不属于分子间力（范德华力），但它比分子间作用力稍强。
3.氢键对物质性质的影响
（1）分子间氢键的形成使物质的熔沸点升高。因物质熔化或液体气化时必须要破坏氢键。如：H2O比同族H2S的熔沸点高
（2）分子间形成的氢键对物质的水溶性、溶解度等也有影响。如NH3极易溶于水，主要是氨分子与水分子之间已形成氢键。
（3）水中氢键对水的密度的影响：水结成冰时体积会膨胀，密度减小。