高中化学必修二第一章物质结构元素周期律知识总结

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⎪⎪⎪⎪⎪
⎪⎪⎪⎩⎪⎪⎪
⎪⎪
⎪
⎪
⎪
⎨⎧⎪⎪
⎩
⎪⎪⎨⎧⎪⎪
⎩⎪⎪⎨⎧元素的电负性
元素的第一电离能元素的主要化合价判断非金属性方法判断金属性的方法原子半径
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
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。

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；
编排依据
七主七副零和八
三长三短一不全
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
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：Li<Na<K<Rb<Cs
（3）同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。

如：F--<Cl--<Br--<I--
（4）电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。

如：F-> 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+
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
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NH3H3O+
五核CH4NH4+
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
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H 2O 2）中，某些离子化合物（如Na 2O 2）中 共价化合物中，某些离子化合物（如NH 4Cl 、NaOH ）中
相互关系
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 —、SO 42-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
Cl 2、HCl 、NaOH(O 、H 之间)
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
H 2O 、CO 2
既有极性键又有非极性键 H 2O 2 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 +、Ca 2+、Al 3+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。