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。

结论：同一周期从左到右非金属性逐渐增强。

同一主族从上到下，非金属性逐渐减弱。

总之：同一周期从左到右，金属性逐渐减弱；非金属性逐渐增强。

同一主族从上到下，金属性逐渐增强；非金属性逐渐减弱。

12、①主族元素最高正化合价＝主族序数＝原子核外最外层电子数＝价电子数②主族元素最高正化合价 + |最低负化合价| = 813、元素周期律、元素周期表的应用:①预测新元素(位置与性质)；②寻找新材料：在周期表中金属与非金属的分界处，能找到制造半导体材料，如硅、锗、镓、硒；在非金属区能找到制造农药的材料，如氟、氯、硫、磷；在过渡元素中，能找到作催化剂，耐高温，耐腐蚀的合金材料。

③发现新用途：由于在周期表中位置靠近的元素性质相近。

14、在化学反应中，一般是原子的最外层电子发生变化，我们可以在元素符号周围用小黑点（·或X）来代表原子的最外层电子，这种式子叫电子式。

用电子式表示原子、离子、离子化合物最外层电子结构？①原子的电子式：原子的电子式由元素符号、表示原子最外层电子的小黑点组成。

②离子的电子式：简单阳离子用离子符号表示；阴离子和复杂的阳离子(如:NH4+)要加 [ ] ，并注明所带电荷数目及符号。

③离子化合物的电子式：由阴离子电子式和阳离子电子式组合成离子化合物的电子式。

书写时应注意，相同的离子不能合并，一般应当均衡排布。

用电子式表示离子化合物的形成过程？①写出箭头左方原子的电子式，用弧线箭头标出电子转移的方向(也可省略)。

②原子和离子化合物的电子式之间用直线箭头连接。

不写反应条件。

③箭头右方写离子化合物的电子式。

书写时注意二标：标正负电荷，阴离子标[].④箭头右方离子化合物的电子式中，相同的微粒不能合并。

⑤在标正负电荷时，特别要注意正负电荷总数要相等。

15、①共价键的表示方法：电子式、结构式。

②用电子式表示共价化合物与离子化合物及其形成过程有什么区别？用电子式表示共价化合物时，不标 [ ] 和电荷；用电子式表示共价化合物形成过程时，由于没有电子得失，没有形成离子，不能标弧线箭头。

16、（1）离子键与共价键项目 化学键 离子键共价键 概 念 带相反电荷离子间的相互作用。

原子间通过共用电子对所形成的相互作用。

成键元素活泼金属(IAIIA)与活泼非金属(VIAVIIA) 一般是非金属之间 成键微粒阳离子、阴离子 原子 成键条件原子间得失电子 原子最外层电子达到饱和状态 形成过程得失电子形成离子，引力与斥力达平衡。

形成共用电子对，引力与斥力达到平衡。

存在围只存在于离子化合物中 非金属单质、共价化合物、部分离子化合物化合物电子式（2）极性键与非极性键项目 化学键 极性键非极性键 概 念 不同种元素原子形成的共价键。

同种元素原子形成的共价键。

原子吸引电子能力 不同相同 公用电子对偏移 偏向吸引电子能力强的原子不偏向任何一方 成键原子电性 略显电性电中性 判断依据 由不同种非金属元素组成由同种非金属元素组成 实 例H ___Cl ；氢氧化钠中O __H Cl __Cl ；过氧化钠中O __O (3)比较：离子化合物与共价化合物项目 物质类别 离子化合物共价化合物 概 念 由离子键构成的化合物。

以共用电子对形成分子的化合物。

构成微粒 阴阳离子分子 化学键类型一定含离子键，也可以含共价键。

只含共价键，不含离子键。

物质种类 活泼金属的氧化物、氢化物、碱、盐等非金属的单质、氧化物、氢化物、酸、有机物等电子式表示其形成 17、注意:①含有离子键的化合物均为离子化合物，离子化合物一定含离子键，可能存在共价键。

②金属和非金属不一定形成离子键,如:氯化铝；非金属间也能形成离子键，如:氯化铵。

③只含有共价键的化合物属于共价化合物，共价化合物一定含有共价键，一定不含离子键。

④共价键存在于非金属单质的双原子分子、共价化合物和某些离子化合物中（如NaOH、Na2O2）。

18、重要的化学方程式：(1)4Li + O2△2Li2O（2）4Na + O2══ 2Na2O 2Na + O2△Na2O2(3) 碱金属单质与水的反应；2R + 2H2O 2ROH + H2↑ (R = Li、Na、K、Rb、Cs)(4) 卤素单质之间的置换反应：Cl2+ 2KBr ══ 2KCl + Br2 （溶液由无色变为黄色，滴加CCl4 后，溶液分层，上层无色，下层橙红色。

）Cl2+ 2KI ══ 2KCl + I2 （溶液由无色变为棕黄色，滴加CCl4 后，溶液分层，上层无色，下层紫色。

）Br2 + 2KI ══ 2KBr + I2 （溶液由无色变为棕黄色，滴加CCl4 后，溶液分层，上层无色，下层紫色。

）19、粒子半径大小的变化规律（“四同”比较法）（1）原子半径：原子半径的大小主要由电子层数和原子核对核外电子的作用两方面来决定。

①当电子层数相同时，随着核电荷数的增加，其原子半径(或离子半径)逐渐减小（除稀有气体外）。