化学必修2第一章物质结构元素周期律1元素周期表一、元素周期表1.门捷列夫制出了第一张元素周期表。

2.原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数3.元素周期表一共有7个周期，每一周期分别有：2,8,8,18,18,32,32，（50）（50）个元素4.元素周期表一共有18纵行，16个族，7个主族7个副族，第Ⅷ族，0族。

（注意书写）5.第ⅠA族（除H）：碱金属元素第ⅦA族（第8,9,10纵行）：卤族元素0族：稀有气体元素（化学性质不活泼，通常很难与其他物质反应，化合价定位0）6.前三周期是短周期，其他周期是长周期。

7.*尽可能完整地默写元素周期表。

二、元素的性质与原子结构1.*碱金属元素原子结构示意图2.随着核电荷数的增加，碱金属元素原子的电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，金属性逐渐增强。

（表现为：与氧气或水反应时的剧烈程度。

）3.碱金属的物理性质：除铯外，都是银白色。

导热性导电性很好：液态钠可用作核反应堆的传热介质。

从上到下，密度逐渐增大（K反常），熔沸点逐渐下降。

4.碱金属元素的保存Li封存在石蜡中（一般固体，液体也可以）Na浸没在煤油里K浸没在煤油或石蜡油铷和铯过于活泼，一般实验室保存不了8.碱金属元素的化学方程式与现象Li,NaK比水轻。

Na：浮融游响红Rb，Cs比水重，故与水反应时，应沉在水底。

③与O2反应时，Li为Li2O；Na可为Na2O，Na2O2；K，Rb，Cs的反应生成物更复杂9.卤素单质保存颜色状态F2实验室无法保存淡黄绿色气体Cl2短期保存：集气瓶黄绿色气体Br2棕色试剂瓶中水封，深红棕色液体不用橡胶塞I2密封，棕色试剂瓶紫黑色固体10.卤素单质与氢气，水反应的化学方程式、现象，单质间的置换反应、实验现象11.*相关的化学方程式三、核素5.质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）6.同种元素原子的原子核中，中子数不一定相同。

如氢：氕、氘、氚7.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。

8.同位素的应用：14C考古时测定文物年代，氘氚用于造氢弹、利用放射性同位素释放的射线育种、治疗恶性肿。

瘤12.元素周期律周期性*指元素的性质随着元素的原子序数（即原子核外电子数或核电荷数）的递增呈变化的规律。

9.原子的结构：原子核和核外电子；原子核由质子和中子构成。

10.由内到外每个电子层最多2n2，最外层最多8个，次外层最多18个，倒数第三层最K、L、M、N⋯⋯Q多32个。

第1、2、3、4⋯⋯、7层名称分别为11.原子半径的变化；金属性、非金属性的变化；氧化性、还原性的变化*对于主族元素来说，同周期元素随着原子序数的递增，核电荷数增大，最外层电子数，因此原子半径逐渐减小。

增加，原子核带正电，二者吸引力增大,使得外层电子离核更近由于对外层电子吸引力增大，原子失电子能力减弱，原子得电子能力增加，元素非金属性逐渐增大。

核内质子多1个，正电荷多1个个核外电子多1个，负电荷多一原子核内外吸引力增大，原子半径减小。

例如：对于第三周期元素的非金属性Na<Mg<Al，非金属性Cl>S>P>Si。

同主族元素，随着原子序数的递增，电子层逐渐增大，原子半径明显增大，原子核对最外层电子的引力逐渐减小，元素的原子失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，所以元素的金属性逐渐增强。

例如：第一主族元素的金属性H<Li<Na<K<Rb<Cs，卤族元素的非金属性F>Cl>Br>I。

综合以上两种情况，可以作出简明的结论：在元素周期表中，越向左、向下方，元素金属性越强，金属性最强的金属是Cs；越向右、向上方，元素的非金属性越强，非金属性最强的元素是F。

例如：金属性K>Na>Mg，非金属性O>S>P。

13.元素周期表和元素周期律的应用意义：为指导新元素的合成、预测新物质的结构和性质都提供了线索；由于周期表中位置靠近的元素性质相近，所以可以在元素周期表一定区域内寻找元素，发现物质。

金属和非金属的分界处，可以找到半导体材料，如硅、锗等。

农药由含砷到含磷，毒性减小。

过渡元素（ⅢB族到VⅢ族的化学元素）中寻找催化剂和耐高温耐腐蚀的合金材料。

12.化学键离子键：带相反电荷离子之间的相互作用（原子间电子转移，形成正负离子，由静电作用形成的）共价键：原子间通过共用电子对所形成的相互作用（相同原子：非极性共价键；不同原子：极性共价键）离子化合物：通常，活泼金属与活泼非金属形成离子化合物共价化合物：以共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物分子间作用力：分子之间存在一种把分子聚集在一起的作用力（与熔沸点有关）氢键：有些氢化物分子间存在一种比分子间作用力稍强的相互作用，叫氢键。

主要存在于H,O,N,F元素间。

化学反应：反应物分子内化学键的断裂和产物分子中化学键的形成*由一种原子变成另一种原子：核反应，不是化学反应重点14.判断元素金属性强弱（例子）*元素的金属性是指金属元素的原子失电子的能力。

*元素的金属性越强，它的单质的还原性越强。

*金属性和非金属性指的对象是元素，还原性和氧化性指的对象是物质。

①单质与水或酸反应生成H2越简单（置换氢气的速度越快），金属性越强（具体现象）②最高价氧化物的水化物，即最高价氢氧化物的碱性越强，元素的金属性越强。

③发生置换反应：强制弱（若甲可以从乙的盐溶液中置换出乙，则甲强于乙）④在元素周期表中，越向左、下方，元素金属性越强，金属性最强的金属是Cs⑤金属活动性顺序表，一般金属位置越靠前，它的活动性越强，金属性越强，还原性越强。

（在氢以前的金属能置换出非氧化性酸中的氢，生成氢气；氢以后的金属与非氧化性酸不反应，但与氧化性酸反应，与硝酸反应时，浓硝酸一般生成NO?，稀硝酸生成NO）【大多数酸溶于水都能电离出H+,氢离子具有弱氧化性，所以，酸都有氧化性。

非氧化性酸是指在反应中只能表现出氢离子的弱氧化性的酸。

如：HCl,HBr，HF，磷酸，稀硫酸氧化性酸：一般是含氧酸，是指酸中除了氢、氧元素之外的中心元素在化学反应中表现出强氧化性。

浓、稀硝酸，浓硫酸，次氯酸，氯酸，亚氯酸，高氯酸，亚硝酸等。

】钾钡钙钠镁铝锰锌铬铁镍锡铅(氢)、铜汞银铂金。

KBaCaNaMgAlMnZnCrFeNiSnPb(H)CuHgAgPtAu⑥发现年代：不活泼，游离态；活泼：化合态⑦由原电池的正负极判断。

一般情况下，活泼性强金属电极做负极。

⑧一般情况下，金属阳离子的氧化性越弱，对应元素的金属性越强。

特例：三价铁的氧化性强于二价铜，但铁的金属性强于铜。

⑨单质的还原性越强，则对应元素的金属性越强。

15.判断元素非金属性的强弱F>O>N>Cl>Br>S,I>C>At>H>P>As>Te>B>Si*氧化性与还原性：升价失电氧氧氧、升氧降还氧化性是指物质得电子的能力。

处于高价态的物质和活泼非金属单质(如：氟、氯、氧等）一般具有氧化性，而处于低价态的物质一般具有还原性。

①电负性越大，非金属性越大。

②元素周期表中，越向右、向上方，元素的非金属性越强，非金属性最强的元素是F③由元素原子的氧化性判断：一般情况下，氧化性越强，对应非金属性越强。

（反例：氮原子氧化性弱于氯原子）④由单质和水生成酸的反应程度判断：反应越剧烈，非金属性越强。

⑤由对应氢化物的稳定性判断：氢化物越稳定，非金属性越强。

（反例：甲烷比氨稳定）⑥由和氢气化合的难易程度判断：化合越容易，非金属性越强。

⑦由最高价氧化物对应水化物的酸性来判断：酸性越强，非金属性越强。

⑧由对应阴离子的还原性越强，非金属性越弱。

（反应方程式左强右弱）⑨由置换反应判断：强置弱。

【若依据置换反应来说明元素的非金属性强弱，则非金属单质应做氧化剂，非金属单质做还原剂的置换反应不能作为比较非金属性强弱的依据。

】16.判断化学键类型AlCl3共价化合物CaH2离子化合物分子晶体：分子间通过分子间作用力（包括范德华力和氢键）构成的晶体。

例：所有非金属氢化物如HF。

大部分非金属单质如O2、稀有气体分子【但是金刚石和单质硅不是！】部分非金属氧化物如：CO2、SO2。

几乎所有的酸。

绝大多数有机化合物，如苯、乙酸。

所有常温下呈气态、液态的物质(除汞外)、易挥发的固态物质。

原子晶体：相邻原子之间只通过强烈的共价键结合而成的空间网状结构的晶体叫做原子晶体。

例：金刚石、硅单质、SiO2、SiC、晶体锗、氮化硼、晶体硼判断分子晶体与原子晶体17.分子晶体一般是由分子构成，可以是极性分子，也可以是非极性分子。

而原子晶体一般由单个原子构成。

18.分子晶体一般硬度、熔点较低，而原子晶体一般硬度、熔点很高。

比如白糖属于分子晶体，而钻石属于原子晶体，白糖熔点范围很宽：150-190℃，而金刚石的熔点高达达3570℃。

二者硬度、熔点差别很大。

19.分子晶体一般有固、液、气三种存在形式，而原子晶体一般只有固体存在形式。

20.。