高一化学人教版必修二第一章第2节《元素周期律》知识点详细总结
高一化学必修二知识点总结归纳
第一章物质结构元素周期律一、原子结构质子（Z个）原子核注意：中子（N个）质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)1.X ）原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数核外电子（Z个）★熟背前20号元素，熟悉1～20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 Ca2.原子核外电子的排布规律：①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；②各电子层最多容纳的电子数是2n2；③最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2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（能量最低）二三四五六七对应表示符号： K L M N O P Q3.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)二、元素周期表1.编排原则：①按原子序数递增的顺序从左到右排列②将电子层数相同．．．．．．的各元素从左到右排成一横行．．。
（周期序数＝原子的电子层数）③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（7个横行）第四周期 4 18种元素素（7个周期）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（已有26种元主族：ⅠA～ⅦA共7个主族族副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7个副族（18个纵行）第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB和ⅠB之间（16个族）零族：稀有气体三、元素周期律1.元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷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。
高中化学必修二第一章物质结构元素周期律知识点(超全面)
第一章物质结构元素周期律第一节元素周期表核外电子Z 个核电荷数（Z ）=核内质子数=核外电子数2、质量数将原子核内所有的质子和中子的相对质量取近似整数值加起来，所得的数值，叫质量数。
a 一一代表质量数；b —一代表质子数既核c 一一代表离子的所带电荷数；d —一代表化合价e 一一代表原子个数补充：1、原子是化学变化中的最小粒子； 2、分子是保持物质的化学性质中的最小粒子； 3、元素是具有相同核电荷数即核内质子数的一类原子的总称二、核素、•同•位素1、 定义：核素：人们把具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子称为核素。
—、原子結构.1.原子核的构成原子A Z X厂原子核质子中子Z 个（A-Z ）个表示原子组成的一种方法质量数一• 核电荷数一• （核内质子数） 请看下列表示ac*X eAzX——元素符号电荷数；质量数（A ）=质子数（Z ）+中子数（N ）阳离子aW ":核电荷数二质子数 ＞核外电子数，核外电子数二a-m 阴离子, 核电荷数二质子数 ＜核外电子数，核外»：核电荷数二质子数 ＜核外电子数，核外电子数二b+ n=原子序数同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同核素（原子）互为同位素。
2、同位素的特点①化学性质几乎完全相同②天然存在的某种元素，不论是游离态还是化合态，其各种同位素所占的原子个数百分比（即丰度）一般是不变的。
练习：1、法国里昂的科学家最近发现一种只由四个中子构成的粒子，这种粒子称为“四中子”，也有人称之为’零号粒子的说法不正确的是（）B.该粒子质量数为4D.该粒子质量比氢原子大五种简单离子的核外电子数相等，与它们对应的原子的核电荷数由大到小I_ / n - m t3、现有点 和汕 两种离子，它们的电子数相同，则 a 与下列式子有相等关系的是（ ）(A) b —m _n (C ) b —m + n（B ） b+m + n（D ） b+ m-nT 核外共用X 个电子，原子的质量数为 A,则该元素原子里的中子数为（）4、某元素的阳离子（A ） A_x — nR(B ) A - x + n (C ) A + x - n( D ) A + x + n三、兀索周•期•衣的•结构1•编排原则：① 按原子序数递增的顺序从左到右排列② 将电子•层•数•相•同.的各元素从左到右排成一横行。
完整版高中化学必修2第一章知识点总结
第一章物质的结构元素周期律元素周期表1．复习要点1．周期表的结构。
理解地点、结构、性质三者之间的关系。
2．依据“位—构—性”之间的关系，会进行元素推测和确立几种元素形成化合物形式。
2．难点聚焦二、周期表结构1．位、构、性三者关系结构决定地点，结构决定性质，地点表现性质。
确立决定2．几个量的关系反响反响周期数 =电子层数推测主族数 =最外层电子数 =最高正价数地点性质| 最高正价 |+| 负价 |=8推测3．周期表中部分规律总结⑴最外层电子数大于或等于 3 而又小于 8的元素必定是主族元素；最外层电子数为1或 2 的元素可能是主族、副族或 0 族 (He)元素；最外层电子数为 8 的元素是稀有气体元素(He 除外 )。
⑵在周期表中，第Ⅱ A 与Ⅲ A 族元素的原子序数差异有以下三种状况：①第 1～3 周期 (短周期 )元素原子序数相差1；②第 4、 5 周期相差11；③第6、7 周期相差 15。
⑶每一周期排布元素的种类满足以下规律：设n 为周期序数，则奇数周期中为(n1) 22种，偶数周期中为(n2)22种。
⑷同主族相邻元素的原子序数差异有以下二种状况：①第ⅠA、Ⅱ A 族，上一周期元素的原子序数 +该周期元素的数量=下一同期元素的原子序数；②第ⅣA～Ⅶ A 族，上一周期元素的原子序数 +下一周期元素的数量 =下一周期元素的原子序数。
⑸设主族元素族序数为a，周期数为 b，则有：① a/ b<1 时，为金属元素，其最高氧化物为碱性氧化物，最高氧化物对应的水化物为碱；②a/ b=1 时，为两性元素 (H 除外 )，其最高氧化物为两性氧化物，最高氧化物对应的水化物为两性氢氧化物；③a/ b>1 时，为非金属元素，其最高氧化物为酸性氧化物，最高氧化物对应的水化物为酸。
无论是同周期还是同主族元素中， a/b 的值越小，元素的金属性越强，其最高氧化物对应水化物的碱性就越强；反之， a/ b 的值越大，元素的非金属性越强，其最高氧化物对应水化物的酸性就越强。
高一化学必修二全册知识点总结人教版
第一章 物质结构 元素周期表第一节 元素周期表一、周期表总结的总结原子序数 ＝ 核电荷数 ＝ 质子数 ＝ 核外电子数1、依据横行：电子层数相同元素按原子序数递增从左到右排列 纵行：最外层电子数相同的元素按电子层数递增从上向下排列 2、结构周期序数＝核外电子层数 主族序数＝最外层电子数短周期（第1、2、3周期）周期：7个（共七个横行）周期表 长周期（第4、5、6、7周期） 主族7个：ⅠA-ⅦA族：16个（共18个纵行）副族7个：IB-ⅦB第Ⅷ族1个（3个纵行） 零族（1个）稀有气体元素 二．元素的性质与原子结构（一）碱金属元素：1、原子结构 相似性：最外层电子数相同，都为1个递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多，原子半径增大2、物理性质的相似性和递变性：（1）相似性：银白色固体、硬度小、密度小（轻金属）、熔点低、易导热、导电、有展性。
（2）递变性（从锂到铯）：①密度逐渐增大（K 反常） ②熔点、沸点逐渐降低结论：碱金属原子结构的相似性和递变性，导致物理性质同样存在相似性和递变性。
3、化学性质（1）相似性：（金属锂只有一种氧化物）4Li + O 2 Li 2O 2Na + O 2 Na 2O 22 Na + 2H 2O ＝ 2NaOH + H 2↑ 2K + 2H 2O ＝ 2KOH + H 2↑2R + 2 H 2O ＝ 2 ROH + H 2 ↑产物中，碱金属元素的化合价都为＋１价。
结论：碱金属元素原子的最外层上都只有1个电子，因此，它们的化学性质相似。
（2）递变性：①与氧气反应越来越容易②与水反应越来越剧烈结论：①金属性逐渐增强②原子结构的递变性导致化学性质的递变性。
总结：递变性：从上到下（从Li 到Cs ），随着核电核数的增加，碱金属原子的电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子失去电子的能力增强，即金属性逐渐增强。
所以从Li 到Cs 的金属点燃 点燃性逐渐增强。
(完整版)高一化学必修二知识点总结
高一化学必修二知识点总结一、元素周期表★熟记等式：原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数1、元素周期表的编排原则：①按照原子序数递增的顺序从左到右排列；②将电子层数相同的元素排成一个横行——周期；③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纵行——族2、如何精确表示元素在周期表中的位置：周期序数＝电子层数；主族序数＝最外层电子数口诀：三短三长一不全；七主七副零八族熟记：三个短周期，第一和第七主族和零族的元素符号和名称3、元素金属性和非金属性判断依据：①元素金属性强弱的判断依据：单质跟水或酸起反应置换出氢的难易；元素最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱；置换反应。
②元素非金属性强弱的判断依据：单质与氢气生成气态氢化物的难易及气态氢化物的稳定性；最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱；置换反应。
4、核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。
①质量数==质子数+中子数：A == Z + N②同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子，互称同位素。
（同一元素的各种同位素物理性质不同，化学性质相同）二、元素周期律1、影响原子半径大小的因素：①电子层数：电子层数越多，原子半径越大（最主要因素）②核电荷数：核电荷数增多，吸引力增大，使原子半径有减小的趋向（次要因素）③核外电子数：电子数增多，增加了相互排斥，使原子半径有增大的倾向2、元素的化合价与最外层电子数的关系：最高正价等于最外层电子数（氟氧元素无正价）负化合价数= 8—最外层电子数（金属元素无负化合价）3、同主族、同周期元素的结构、性质递变规律：同主族：从上到下，随电子层数的递增，原子半径增大，核对外层电子吸引能力减弱，失电子能力增强，还原性（金属性）逐渐增强，其离子的氧化性减弱。
同周期：左→右，核电荷数——→逐渐增多，最外层电子数——→逐渐增多原子半径——→逐渐减小，得电子能力——→逐渐增强，失电子能力——→逐渐减弱氧化性——→逐渐增强，还原性——→逐渐减弱，气态氢化物稳定性——→逐渐增强最高价氧化物对应水化物酸性——→逐渐增强，碱性——→逐渐减弱三、化学键含有离子键的化合物就是离子化合物；只含有共价键的化合物才是共价化合物。
化学必修2 第一章知识点复习二 元素周期律
化学必修2 第一章知识点复习二元素周期律1.元素周期表元素周期表有7个横行，18个纵行即现行的长式元素周期表有7个周期(其中第一、二、三周期为短周期，第四、五、六、七为长周期)、16个族，分别为：主族:周期表中有7个主族，主族用A表示，包括第ⅠA族到第ⅦA族七个纵列；副族:周期表中有7个副族，副族用B表示，包括第ⅠB族到第ⅦB族七个纵列；Ⅷ族:包括第8、9、10三个纵列；0族:第18纵列元素，该列元素又称为稀有气体元素。
元素周期表中各族的排列顺序：ⅠA、ⅡA、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、Ⅷ、ⅠB、ⅡB、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、0族。
元素位置描述格式：第周期第族（周期一定要用中文小写数字，族一定要用罗马数字）。
(2)族(每一纵列)：元素周期表中共有18个纵列，第8、9、10三个纵列叫做Ⅷ族。
①主族元素包括除He、Ne、Ar之外的所有短周期元素及部分长周期元素；副族元素全在长周期内。
②排布在92号元素铀(U)之后的元素多数是人工进行核反应制得的元素，叫超铀元素。
③过渡元素：元素周期表中从ⅢB到ⅡB共10个纵行，包括了第Ⅷ族和全部副族元素，共60多种元素，全部为金属元素，统称为过渡元素。
④同周期第IIA 族与第IIIA 族元素的原子序数的差值：第一周期无IIA 族和IIIA 族；第二、三周期，相差1；第四、五周期，相差11；第六、七周期，相差 25。
⑤由于镧系和锕系位于第3列，所以各族中元素种类最多的是ⅢB 族，共32种。
主族元素相邻周期原子序数的差值规律a.过渡元素左边(即ⅠA 、ⅡA 族)上下相邻的2个主族元素的原子序数之差等于上面那种元素所在周期的元素的种数。
例如：钾、钠的原子序数之差为8(第三周期有8种元素)。
b ．过渡元素右边(即ⅢA ～ⅦA 族)上下相邻的2个主族元素的原子序数之差等于下面那种元素所在周期的元素的种数。
例如：溴、氯的原子序数之差为18(第四周期有18种元素)。
2.元素周期律(1)定义:元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化的规律。
人教版高一化学必修2：《元素周期律》第1-2课时 整理和归纳 课件 (22张ppt)
一. 原子核外电子的排布
1、核外电子的特征：
质量极小、运动速率极快、运动的空间极小 (相对原子核占据体积较大)；无确定的位置(轨道)。
离核距离 ：由近
远
划分依据
电子能量： 由低
高
2、电子层 能层
电子层数(n)：1
2
3
4
5
6 7……n
电子层符号 ：K L M N O P Q … …
元1素—核2号外元电素子，排从H布到情H况e 1层，
最外层电子数目由1个增加到 到2个，而达到稳定结构
3—10号元素，从Li 到Ne 2层， 最外层电子数目由1个增加到8个，
而达到稳定结构
11—18号元素，从Na 到Ar 3层， 最外层电子数目由1个增加到8个，
而达到稳定结构
二.元素周期律
(一）核外电子排布、原子半径和主要化合价 1、元素原子核外电子
原子半径的周期性变化
H
He
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
Na
Mg Al
Si
P
S
Cl
Ar
K
Ca
Ga
Ge As
Se
Br Kr
Rb
Sr
In
Sn
Sb
Te
I
Xe
Cs
Ba
Tl
Pb Bi
Po
At Rn
Fr
Ra
粒子半径大小比较 (稀有气体除外) 核电荷数：核对电子的吸引作用
决定原子半径 大小的因素 电子层数：电子间的排斥作用
3、核外电子排布的规律 (1) 分层排布
(2)电子总是尽量先排布在能量最低的电子层里。 （能量最低原理）
人教版-高一化学-必修二元素周期律
与冷水剧 烈反应
剧烈反应 且燃烧
与沸水反 应
剧烈反应
与沸水反 应很缓慢
反应比镁慢
（2）非金属性的判断
14Si
15P
16S
17Cl
对应最高价氧化物 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 最高价氧化物的水化物 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4
酸性强弱
弱酸 中强酸 强酸 最强酸 逐渐增强
第一章 物质结构 元素周期律
第二节 元素周期律
学 习 目 标
1.了解原子核外电子排布规律，熟练画 出前20 号元素原子结构示意图。
2. 探讨第三周期元素及其化合物的性质 变化规律，导出元素周律。
核外电子运动的特点
1.电子的质量小（9.10910-31kg）；
2.电子绕核运动是在微小的空间 （原子的直径约10-10m）中进行；
每个电子层最多可以排布多少个电子？
电子层排布电子数的规律
1.能量最低原理：电子先排在能量最低的电子层， 然后由里向外向能量高的电子层排布。
2.各电子层最多容纳的电子数是2n2(n表示电子层)。
3.最外层电子数≤8个(K层是最外层时≤2个)，次外 层电子数目≤18个，倒数第三层≤32个。
Ca2+
① Mg2+、Na+ 、 O2- 、N3- （N3-＞ O2- ＞ Na+＞ Mg2+） ② K+、 CI-、 S2-、Ca2+ ( S2- > CI- > K+ > Ca2+ ) ③ S2- 与 S 、 AI 与 AI3+ ( S2- ＞ S 、 AI ＞ AI3+)
比较微粒r大小的“三看”规律： 一看“电子层数”：电子层越多，r越大。 二看“核电荷数”：电子层数相同，核电荷数越大，r越 小。 三看“电子数”：电子层和核电荷数相同，电子数越多， r越大。
(完整)高中化学必修二第一章物质结构元素周期律知识总结-推荐文档
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。
最新人教版高中化学必修2《元素周期律》知识梳理
第二节元素周期律知识梳理一、原子核外电子的排布1.电子层：在多电子的原子里根据电子能量的明显差异和离核远近的不同，将核外电子运动的不同区域，称作电子层。
并用ｎ＝1、2、3、4、5、6、7表示从内到外的电子层，这七个电子层又可分别称为K、L、M、N、O、P、Q层。
n值越大，说明电子离核越远，能量也就越高。
2.核外电子排布的一般规律在含有多个电子的原子里，电子依能量的不同分层排布，其主要规律是：(1)核外电子总是尽先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐渐升高的电子层。
(2)原子核外各电子层最多容纳2n2个电子。
(3)原子最外层电子数目不能超过8个(K层为最外层时，电子数不能超过2个电子)。
(4)次外层电子数目不能超过18个(K层为次外层时，电子数不能超过2个)。
(5)倒数第三层电子数目不能超过32个。
二、元素金属性和非金属性及其强弱的判断依据1.元素的性质包括微观性质，系指原子半径、元素的化合价、元素原子得失电子的难易等和宏观性质(指金属性与非金属性)两个方面。
金属性与非金属性的本质是元素的原子得失电子的难易。
2.比较元素的金属性强弱，通常从以下四方面考虑：（1）单质与水或酸反应置换出氢的难易。
（2）最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。
（3）单质的还原性(或离子的氧化性)的强弱。
（4）金属单质间的置换反应。
3.比较元素的非金属性强弱，可从以下四个方面考虑：（1）单质与H2反应生成气态氢化物的难易和氢化物的稳定性。
（2）最高价氧化物对应水化物的酸性强弱。
（3）单质的氧化性(或离子的还原性)的强弱。
（4）非金属单质间的置换反应。
三、元素周期律1.含义：元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化，这个规律叫周期律。
2.实质：元素性质的周期性递变是核外电子排布周期性变化的必然结果，即元素的性质是由元素原子的核外电子，特别是最外层电子决定的。
3.元素周期律的主要内容（1）核外电子排布的周期性变化：最外层电子数由1递增至8 (若K层为最外层则由1递增至2)而呈现周期性变化。
(超全)高一化学必修二第一章物质结构元素周期律知识点总结(可编辑修改word版)
1、元素周期表：第一章 物质结构元素周期律知识点总结5、化学反应方程式：（金属锂只有一种氧化物）点燃点燃4Li + O 2 Li 2O 2Na + O 2 Na 2O 22 Na + 2H 2O ＝ 2NaOH + H 2↑ 2K + 2H 2O ＝ 2KOH + H 2↑2R + 2 H 2O ＝ 2 ROH + H 2 ↑Na 、K 需保存于煤油中，但 Li 的密度比煤油小，所以 Li 必须保存在密度更小的石蜡油中或密封于石蜡二、卤族元素：1、氟氯溴碘砹（F 、Cl 、Br 、I 、At ）2、物理递变：①颜色：逐渐加深；②状态：g →l →s ；③密度：不断增大；④熔沸点逐渐升高。
3、化学特性：①非金属性（氧气性）：F 2＞Cl 2＞Br 2＞I 2；②阳离子的还原性：F －＜Cl －＜Br －＜I－；③与 H2 反应的难易：易→难；④氢化物的稳定性：HF ＞HCl ＞HBr ＞HI ；⑤氢化物的还原性：HF ﹤HCl ＜HBr ＜HI ；⑥氢化物溶于水形成酸的酸性：HF<HCl<HBr<HI ；最高价氧化物对应水化物的酸性：HClO >HBrO >HIO2、元素周期表的结构分解：4、特殊性质⑴F 无正价，无含氧酸；4 4 4⑵F 2 与水反应放出氧气 2F 2+2H 2O=4HF+O 2 ，HF 在 HX 中沸点最高，因为分子间存在氢键。
⑶卤素间的置换反应：氧化性强的可以置换出氧化性弱的。
⑸HF 为弱酸能腐蚀玻璃；⑹AgF 易溶于水，无感光性；⑺Cl2 易液化，Br2 是唯一常温下为液态的非金属单质， 易挥发；I 2 易升华，遇淀粉变蓝。
三、核素：1、质量数（A ）=质子数（Z ）+中子数（N ）。
2、把具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子叫做核素。
（指原子）3、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。
4、同素异形体：由同种元素组成的结构性质不同的单质。
高中化学必修二 第一章 物质结构 元素周期律知识点(超全面)
第一章物质结构元素周期律第一节元素周期表一、原子结构．．．．1. 原子核的构成原子X核电荷数(Z)=核内质子数=核外电子数=原子序数 2、质量数将原子核内所有的质子和中子的相对质量取近似整数值加起来，所得的数值，叫质量数。
质量数（A ）=质子数（Z ）+中子数（N ） 阳离子a W m+：核电荷数＝质子数>核外电子数，核外电子数＝a －m阴离子b Y n-：核电荷数＝质子数<核外电子数，核外电子数＝b ＋n补充：1、原子是化学变化中的最小粒子；2、分子是保持物质的化学性质中的最小粒子；3、元素是具有相同核电荷数即核内质子数的一类原子的总称二、核素、同位素．．．．．．1、定义:核素：人们把具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子称为核素。
同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同核素(原子)互为同位素。
2、同位素的特点 ①化学性质几乎完全相同②天然存在的某种元素，不论是游离态还是化合态，其各种同位素所占的原子个数百分比（即丰度）一般是不变的。
练习：1、法国里昂的科学家最近发现一种只由四个中子构成的粒子，这种粒子称为“四中子”，也有人称之为“零号元素”。
下列有关“四中子”粒子的说法不正确的是 （） A ．该粒子不显电性B ．该粒子质量数为4原子核核外电子Z 个中子（A-Z ）个质子Z 个C．与氢元素的质子数相同 D．该粒子质量比氢原子大2、已知A2－、B－、C＋、D2＋、E3＋五种简单离子的核外电子数相等，与它们对应的原子的核电荷数由大到小的顺序是___________。
3、现有b X n－和aY m＋两种离子，它们的电子数相同，则a与下列式子有相等关系的是（）（A）b－m－n（B）b＋m＋n（C）b－m＋n（D）b＋m－n4、某元素的阳离子R n＋，核外共用x个电子，原子的质量数为A，则该元素原子里的中子数为（）（A）A－x－n（B）A－x＋n（C）A＋x－n（D）A＋x＋n三、元素周期表的结构．．．．．．．．1.编排原则：①按原子序数递增的顺序从左到右排列②将电子层数相同．．。
元素周期表+课件+-2024学年高一下学期化学人教版(2019)必修2
包括第_8_、__9_、__1_0__三个纵列
0族
占据元素周期表的第_1_8_纵列，最外层电子数为_8_(He为2)
主族
一
二
三
四
五
六
七
族别名
碱 金 属
碱土 金属
新课讲授
0族
副族
过渡元素
硼 碳 氮 氧 卤 稀有 族 族 族 族 族 气体
典例精讲
【例1】科学家用钙离子撞击放射性元素锫(Bk)，产生了质子数为117的超重元素 Ts。Ts的原子结构示意图如下，试判断它在元素周期表中的位置。
新课讲授
请同学们认真思考，并回答下列问题：
问题1 最外层电子数是2的元素一定为第ⅡA族的元素吗？ 不一定，可能是第ⅡA族，也可能是0族或副族元素。
问题2 在现行周期表中第四、五、六、七周期均有18列，为什么第四、五周期 各有18种元素，而第六、七周期各有32种元素？
第六周期ⅢB为镧系，共15种元素；第七周期ⅢB 为锕系，共15种元素，比四、五周期多出14种元素。
第七周期，第VIIA族
元素周期表 元素周期表中元素的信息
新课讲授
核电荷数 核内质子数 核外电子数 原子序数
元素符号
8
O
氧
16.00
元素名称 相对原子质量
小结 元素周期表
新课讲授
元素周期表 元素周期表的意义
新课讲授
学习和研究化学的重要工具；
为寻找新元素提供了理论依据；
由于在元素周期表中位置越靠近的元素性质越相 似，可以启发人们在元素周期表的一定的区域寻 找新物质(如农药、催化剂、半导体材料等)。
完善期
瑞士化学家 维尔纳
(1866-1919) 1905年制成了 现行周期表
高一化学必修二第一章物质结构元素周期律知识点总结
第一章物质结构元素周期律知识点总结1、元素周期表：H 元素周期表HeLi Be B C N O F Ne Na Mg24.Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br KrRb Sr Y Zr Nb Mo95.Tc[98]Ru101.Rh102.Pd106.Ag107.Cd112.In114.Sn118.Sb121.Te127.I126.Xe131.Cs 132.Ba137.La-LuHf178.Ta180.W183.Re186.Os190.Ir192.Pt195.Au197.Hg200.Tl204.Pb207.Bi209.Po[210]At[210]Rn[222]Fr [223 ]Ra[226]Ac-La2、元素周期表的结构分解：周期名称周期别名元素总数规律具有相同的电子层数而又按原子序数递增的顺序排列的一个横行叫周期。
7个横行7个周期第1周期短周期2电子层数 == 周期数（第7周期排满是第118号元素）第2周期8第3周期8第4周期长周期18第5周期18第6周期32第7周期不完全周期26（目前）族名类名核外最外层电子数规律周期表中有18个纵行，第8、9、10三个纵行为第Ⅷ族外，其余15个纵行，每个纵行标为一族。
7个主族7个副族0族第Ⅷ族主族第ⅠA族H和碱金属1主族数 == 最外层电子数第ⅡA族碱土金属2第ⅢA族3第ⅣA族碳族元素4第ⅤA族氮族元素5第ⅥA族氧族元素6第ⅦA族卤族元素70族稀有气体2或8副族第ⅠB族、第ⅡB族、第ⅢB族、第ⅣB族、第ⅤB族、第ⅥB族、第ⅦB族、第Ⅷ族一、碱金属元素：1、锂钠钾铷铯钫（Li、Na、K、Rb、Cs、Fr）2、递变规律：同主族的元素随着原子序数的递增，最外层电子数相同，电子层数增多，原子半径在增大。
3、物理特性：①颜色逐渐加深；②密度不断增大（Na＞K）；③熔沸点逐渐降低；④均是热和电的良导体。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
第2节 元素周期律
一、原子核外电子排布
1.在多个电子的原子中,核外电子是分层运动的,又叫做电子分层排布,并且原子核外的电子的能量是不同的,在离原子核较近的区域内运动的电子能量较低,在离原子核较远的区域内运动的电子能量较高.
电子层数(n) 1 2 3 4 5 6 7
符号K L M N O P Q
电子层能量大小K<L<M<N<O<P<Q
2.核外电子的排布规律
①电子总是先排在能量最低的电子层里,然后由里向外从能量低的电子层逐步向能量高的电子层排布(电子层所具有的能量越低,则位于该电子层的电子就越稳定)
②每个电子层最多容纳的电子数为2n2个.
③最外层电子数不能超过8个(当K层是最外层时,最多不能超过2个);次外层电子数不超过18个;倒数第三层不能超过32个.
(由近到远)
补充:①
核外电子的能量(由低到高)
②核外电子的运动特点:运动速度快、运动空间小、在某一时刻无法准确测定其速率和位置,不能描绘运动轨迹.
特别提醒:1~20号元素原子核外电子排布的特点:
①最外层电子数和次外层电子数相等的原子是Be、Ar②最外层电子数是次外层电子数2倍的原子是C
③最外层电子数是次外层电子数3倍的原子是O ④最外层电子数是次外层电子数4倍的原子是Ne
⑤次外层电子数是最外层电子数2倍的原子是Li、Si ⑥内层电子总数是最外层电子数2倍的原子是Li、P
⑦电子层数和最外层电子数相等的原子是H、Be、Al ⑧电子层数是最外层电子数2倍的原子是Li、Ca
⑨最外层电子数是电子层数2倍的原子是He、C、S ⑩最外层电子数是电子层数3倍的原子是O
二、元素周期律
1.定义:元素的性质随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律.
2.实质:元素原子核外电子排布呈现周期性变化的结果.
3.具体的表现形式
项目同周期(左→右)同主族(上→下)
核电核数逐渐增大逐渐增大电子层数
相同
逐渐增多
原子半径逐渐减小(稀有气体元素除外
,这是因为测定稀有气体元素原子半径的方法与其他元素不同,不便与其他元素原子半径比较)
逐渐增大原子结构
离子半径
阳离子半径逐渐减小,阴离子半径逐渐减小,r(阴
离子)>r(阳离子)逐渐增大
化合价
最高正化合价由+1价→+7价(O 、F 除外),负化
合价=主族序数-8
最高正化合价=主族序数
(O 、F 除外)元素的金属性与非金属性
金属性逐渐减弱,非金属逐渐增强
金属性逐渐增强,非金属逐渐
减弱单质的氧化性与还原性单质的氧化性逐渐增强单质的还原性逐渐减弱
单质的氧化性逐渐减弱单质的还原性逐渐增强离子的氧化性和还原性阳离子的氧化性逐渐增强阴离子的还原性逐渐减弱
阳离子的氧化性逐渐减弱阴离子的还原性逐渐增强
气态氢化物的稳定性逐渐增强逐渐减弱气态氢化物的还原性逐渐减弱
逐渐增强
性质
最高价氧化物对应水化物
的酸碱性
碱性逐渐减弱,酸性逐渐增强
碱性逐渐增强,酸性逐渐减弱
温馨提示:元素的最高正价一般存在于由该元素所组成的氧化物、最高价含氧酸、氢氧化物中,而元素的最低负化价一般存在于由该元素所组成的气态氢化物中.
三、元素周期表和元素周期律的应用
1.元素周期表中元素的分区
从上表我们可得出以下结论:①虚线左边是金属元素,虚线右边是非金属元素,最后一个纵行是稀有气体元素.但是
由于元素的金属性与非金属性之间并没有严格的界限,因此,位于分界线附近的元素既有金属性又有非金属性②金属性最强的元素是位于元素周期表的左下角的金属Cs(或Fr);非金属性最强的元素是位于元素周期表的右上角的金属F③原子半径最大的元素是Cs(或Fr),原子半径最小的元素是H.
2.元素周期表和元素周期律的应用
(1)根据周期表中的位置寻找位置元素
(2)预测元素的性质(由元素的递变规律推测)
①比较不同周期、不同主族元素的性质
如金属性Mg>Al,Ca>Mg,则碱性Mg(OH)2>Al(OH)3,Ca(OH)2>Mg(OH)2
②推测元素的某些性质
如已知卤族元素的性质递变规律,可推知元素砹(At)应为黑色固体,与H2难化合,HAt不稳定,水溶液呈酸性,AgAt 难溶于水等.
(3)启发人们在一定区域内寻找新物质
分界线附近元素→半导体材料
F、Cl、S、P等元素→研制农药的材料
过渡元素→优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材
料
四、原子半径、离子半径大小的比较
原子半径、离子半径的大小,与其电子层数、核电核数以及核外电子数有关
(1)同周期元素的原子半径
位于同一周期元素的原子,从左到右随着原子核电荷数的增加,其原子半径逐渐减小(稀有气体元素的原子除外).
(2)同主族元素的原子半径
同主族元素的原子半径,从上到下随着原子核电荷数的增加,电子层数逐渐增多,原子半径逐渐增大.比如碱金属元素的原子半径大小为:r(Cs)>r(Rb)>r(K)>r(Na)>r(Li);卤族元素的原子半径大小为:r(I)>r(Br)>r(Cl)>r(F).
(3)同种元素的原子半径与它形成的相应离子半径的大小比较
①阳离子半径小于相应的原子半径(因为阳离子的电子层比相应的原子的电子层数少了一个电子层)②阴离子半径大于相应的离子半径(因为阴离子与相应的原子的电子层数相同,但阴离子最外电子层上的电子数已达稳定结构,比相应的原子的最外电子层的电子数要多).
(4)相同元素的原子显示不同价态时,价态越高其原子半径越小.比如H2SO4分子中S原子的半径小于H2SO3分子中S原子的半径.
(5)同主族元素形成的离子,从上到下随核电荷数的增加,电子层数增多,离子半径逐渐增大.如碱金属元素形成的阳离子半径大小为:Li+<Na+<K+<Rb+<Cs+;卤族元素形成的离子半径大小为:F-<Cl-<Br-<I-.
(6)同周期元素形成的离子,比较其半径大小时应分成两段分别进行.
①同周期元素形成的阳离子,从左到右随核电荷数的增加,阳离子半径逐渐减小.比如第三周期中阳离子半径大小为:Na+>Mg2+>Al3+.
②同周期元素形成的阴离子,从左到右随核电荷数的增加,阴离子半径逐渐减小.比如第三周期中阴离子半径大小为:S2->Cl-.
通过以上两点,我们可得出同一周期中的阳离子半径均小于同周期的阴离子半径.
(7)核外电子排布相同的离子(不管是阴离子还是阳离子),随核电荷数的增加,其离子半径逐渐较小.比如第二周期中的阴离子与第三周期的阳离子,其核外电子排布相同,这些离子半径的大小为:O2->F->Na+>Mg2+>Al3+
(8)同一元素形成的带不同电荷的阳离子,所带电荷数多的离子半径小.比如Fe3+离子半径小于Fe2+离子半径.
五、常见的10电子和18电子微粒
10电子的微
分子离子
粒
一核10电子Ne N3-、O2-、F-、Na+、Mg2+、Al3+
二核10电子HF OH-
三核10电子H2O NH2-
四核10电子NH3H3O+、CH3-
五核10电子CH4NH4+
18电子的微粒分子离子
一核18电子Ar P3-、S2-、Cl-、K+、Ca2+
二核18电子F2、HCl HS-
三核18电子H2S
四核18电子PH3、H2O2
五核18电子SiH4、CH3F
六核18电子N2H4、CH3OH
七核18电子CH3NH2N2H5+
八核18电子C2H6N2H6+。