必修2第一章-知识要点说明

必修2第一章“物质结构元素周期律”知识要点

班级小组（）评价______

1、周期表结构：七横七周期，三短三长一不全；十八纵行十六族，七主七副零八族。

2、原子序数 = 原子核电荷数 = 原子核质子数 = 原子核外电子总数。

3、元素的周期数 = 原子电子层数；主族序数 = 最外层电子数。

4、碱金属元素( I A族 )包括锂Li、钠Na 、钾K、铷Rb、铯Cs (名称和符号)。原子的最外层电子数： 1 个；易于失去最外层1个电子，表现为+1价；都易于跟 O2 、 H2O、酸反应。

从Li →Cs原子的核电荷数：逐渐增大；原子的电子层数：逐渐增加；原子失电子能力：逐渐增强；元素的金属性：逐渐增强；单质的还原性：逐渐增强；跟O2、H2O、酸反应越来越剧烈；跟O2反应的产物越来越复杂；最高价氧化物对应的水化物的碱性越来越强。

5、卤素（VII A族）包括氟F 、氯Cl 、溴Br、碘I(名称和符号)。原子的最外层电子数： 7个；最外层易于得到 1个电子，表现为—1价；都易于跟H2 、H2O、金属反应。

从F →I原子的核电荷数：逐渐增大；原子的电子层数：逐渐增加；原子得电子能力：逐渐减弱；元素的非金属性：逐渐减弱；单质的氧化性：逐渐减弱；跟H2、H2O、金属反应越来越困难；生成的氢化物越来越不稳定；最高价氧化物对应的水化物的酸性越来越弱。

6、碱金属与卤族元素的物理性质的比较

7、注意特殊点：

(1)①锂(Li)与氧气反应只生成氧化锂（Li2O）；钠(Na)在常温下与氧气反应生成氧化钠(Na2O)，在加热或点燃时生成过氧化钠(Na2O2)。

②钠(Na)、钾(K)保存在煤油中。锂(Li) 的密度比煤油小，因此应保存在石蜡中。

③碱金属加入到盐溶液中，先与水反应生成氢气和碱。

④碱金属Li 、Na 、K 与水反应时会浮在水面，Rb、Cs的密度比水大，与水反应时不会浮在水面。

(2)①卤素单质与水的反应：X2 + H2O HX + HXO (x=Cl、Br、I )；F2与水反应时生成HF和O2。

②卤素单质与卤素盐溶液之间能发生置换反应：Cl2+2KBr 2KCl+Br2 ；F2与卤素盐溶液相遇时只与水反应。

③氟(F)无正价，无含氧酸。氯(Cl)最高价的含氧酸( HClO4 )是最强酸。

④Cl2易液化；Br2 是常温下唯一的液态非金属单质；I2易升华，淀粉遇碘变蓝色

8、①质量数（ A ）= 质子数（Z）+ 中子数（ N ）

②原子序数 = 原子核电荷数 = 原子核质子数 = 原子核外电子总数

原子序数 = 核电荷数 = 核质子数 = 阳离子核外电子数 + 阳离子所带电荷数

原子序数 = 核电荷数 = 核质子数 = 阴离子核外电子数 - 阴离子所带电荷数

③核素是指具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。决定核素种类的因素是质子数和中子数。

氢元素有三种核素：氕(11H)、氘(21H)、氚(31H)

④同位素：指质子数相同而中子数不同的同一元素不同原子互称为同位素。或指同一元素的不同核素互称为同位素。

同位素的特点：同位素的质子数相同，在元素周期表中所占的位置相同；同位素的质子数相同，中子数不同，质量数不同；同位素的化学性质相同，物理性质不同；天然同位素相互间保持一定的比率(各核素在自然界中所占的原子个数百分比)。

⑤元素相对原子质量就是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。

⑥元素：指具有相同质子数(或核电荷数)的同一类原子的总称。

同素异形体：指由同一种元素形成的不同种单质互称为同素异形体。

9、电子层是指多电子的原子里，把电子运动的能量不同的区域简化为不连续的壳层。电子层常用符号 K、L、M、N、O、P、Q 或数字1、2、3、4、5、6、7来表示。

核外电子排布规律(即“一低四不超”)(熟记1—20号元素并能画出结构示意图) （1）各电子层最多容纳 2n2 个电子(n表示电子层数)；

（2）最外层电子数不超过 8 个电子(K层为最外层时不超过 2 个)；

（3）次外层电子数不超过 18 个电子；

（4）倒数第三层电子数不超过 32 个电子。

(5)核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层。

10、⑴元素周期律的容：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。

①从周期看，随着原子序数的递增(从左到右)：

元素原子最外层电子排布呈现周期性的变化(最外层电子数 1 → 8 ，第一周期1→2)。

元素原子半径呈现周期性的变化：同周期从左至右原子半径逐渐减小。

元素化合价呈现周期性变化(正价：+1 → +7 ，稀有气体为0，负价：-4 → -1 )。

元素得、失电子能力呈现周期性变化(失电子能力：减弱，得电子能力：增强 )即同周期从左至右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

②从主族看，随着原子序数的递增(从上到下)：

元素原子最外层电子排布呈现周期性的变化(电子层数逐渐增多1→7)。

元素原子半径呈现周期性的变化：同主族从上至下原子半径逐渐增大。

元素得、失电子能力呈现周期性变化(失电子能力：增强，得电子能力：减弱 )即同主族从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

⑵元素周期律的实质(根本原因)：元素原子核外电子排布呈周期性变化的结果。

11、元素的金属性、非金属性与元素在周期表中位置的关系

(1)判断元素金属性（失电子能力）强弱的方法：

①元素与水（或酸）反应，反应越剧烈，元素金属性越强；

②元素对应碱的碱性越强，元素的金属性越强；

结论：同一周期从左到右，金属性逐渐减弱。同一主族从上到下，金属性逐渐增强。

(2)判断元素非金属性（得电子能力）强弱的方法：

①与H2的化合：与H2越易反应，该元素的非金属越强；

②生成氢化物的稳定性：对应氢化物越稳定，该元素的非金属越强；

③最高价氧化物对应酸的酸性越强，非金属性越强。