化学必修2第一章物质结构元素周期律：元素周期表的详细解读

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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

元素周期表总计七个阶段，每个阶段分别包含：两个，八个，八个，十八个，十八个，三十二个，三十二个，（五十个）（五十个）成分

元素周期表总计有十八列，分为十六个族群，其中七个为正族，七个为副族，还包括第八族和零族。

5.第IA族（除H）:碱金属兀素

第恥族（第8,9,10纵行）：卤族元素

零族元素属于稀有气体成分，其化学特性非常稳定，很少会参与与其他物质的化合过程，固定状态下化合价数值为零

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

核电荷量越大，碱金属原子中的电子层会不断加多，原子的大小也随之增长，原

原子对外层电子的束缚力慢慢变小，金属特性慢慢变强，具体体现为，它跟氧气或水接触时

剧烈程度。）

碱金属的物理特征如下，除了铯以外，其他元素都呈现银白色光泽，它们善于传递热量，也容易导电，液态钠能够应用于核反应领域

该物质的导热载体，其密度自上而下逐步增加，呈现反常特性，同时熔解点和沸腾温度则相应地逐步降低。

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

5.碱金属元素的化学方程式与现象

Li,NaK比水要轻。Na:浮融游响红Rb,Cs比水要重，因此它们与水反应时，会沉到水底。③与

O2反应时，锂形成Li2O，钠能变成Na2O或Na2O2，而钾、铷、铯的反应产物更为多样

6.

卤素单质保存颜色状态

F2

实验室无法保存淡黄绿色气体

CI2

短期保存：集气瓶黄绿色气体

Br

棕色试剂瓶中水封，不

用橡胶塞

深红棕色液体

I2

密封，棕色试剂瓶

紫黑色

刁弋八、、11

固体

卤族元素与氢气，水接触时发生的化学反应方程式，以及伴随的实验现象，还有这些单质之间互相置换的反应方程式，和相应的实验现象

8.*相关的化学方程式

三、核素

1.质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）

同一种化学元素的原子核里，中子的数量并非都是一样的。例如氢元素，它存在三种不同的原子形式，分别是氕、氘、氚。

具有相同原子序数但中子数量有所区别的该元素各个原子，称作该元素的同位素。

同位素有多种用途，比如用碳十四来测定文物的历史时期，氘和氚则可用于制造氢弹，同时也能借助放射性同位素放出的射线进行育种

种、治疗恶性肿瘤。

2.元素周期律

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元素的某些特征会伴随原子序数的增长而展现规律性的变化，这种变化是周期性的，与原子核外电子数量或原子核所带电荷数量直接相关。

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变化的规律。

1.原子的结构：原子核和核外电子；原子核由质子和中子构成。

电子层从里到外容纳的电子数有最大限制，第一层最多容纳两个电子，往外的层依次增加，第二层最多容纳八个电子，第三层最多容纳十八个电子，第四层则最多能容纳三十二个电子，这种排列遵循一定的规律，每一层能容纳的电子数都是前一层的一定倍数，同时也有一定的上限，最外层电子数一般不超过八个，这是元素化学性质的重要决定因素之一，次外层电子数一般不超过十八个，倒数第三层电子数则不超过三十二个，这种分层结构是原子核外电子排布的基本规则，对于理解元素周期律和化学键的形成具有重要意义

数量超出三十二个，第1层到第7层的名称分别是K、L、M、N、O、P、Q

原子尺度上距离的差异，元素化学性质的递变，包括金与非金倾向的更迭，以及氧化与还原能力的起伏

对于主族元素而言，同一周期的元素，随着原子序数的增加，原子核所带电荷数变大，最外层的电子数量也随之增多

原子核带正电荷，两者之间的吸引力增强，导致外层电子距离原子核更近，因此原子的大小逐渐缩小。由于

原子对外层电子的束缚力增强，它失去电子的难度变大，得到电子的倾向性变强，该元素表现出非金属性质

同一族的化学元素，当原子序数持续上升时，电子层数会逐步增加，原子的大小随之显著变大，原子中心对最外层电子的吸引能力相应减弱。

吸引力慢慢变弱，物质中的原子送出电子的本事慢慢变强，接受电子的本事慢慢变弱，因此物质显示出的金属特性慢慢增强。

强。

例如：第一主族元素的金属性HCI>Br>l。

依据前述两种情形的分析，能够得出一个清晰的定论：元素周期表之中，位置越是偏左、向下，元素所展现出的金属性质便越是显著。

Cs是最具金属性的元素；元素周期表中，位置越靠右、越靠上，其非金属性越显著，F的非金属性最强。比如

金属性K>Na>Mg，非金属性0>S>P。

4.元素周期表和元素周期律的应用

为新元素的合成、新物质结构及性质预测都提供了依据；因为周期表中相邻的元素

因为化学特性类似，因此能够依据元素周期律，在特定位置搜寻元素，进而找到相应物质。

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。

在过渡金属范围内，包括从B族到V族的化学元素，去寻找具有催化作用的物质，以及那些能够承受高温且抗腐蚀的合金成分。

3.化学键

离子性联结是异性电荷粒子间的吸引关系，涉及电子的得失，导致原子变成阳离子和阴离子，主要依靠静电引力维系稳定。

化学键的一种：由原子间共享电子对构成，同种原子间形成非极性联结，不同原子间形成极性联结

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

分子间存在一种力量，这种力量能够让分子相互吸引，它与物质的熔点和沸点有关系，氢键是某些氢化物中的一种特殊作用力

分子之间存在一种比分子间普通作用力更强些的力，称为氢键，这种力主要在特定情况下显现

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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

1.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。

金属性与非金属性是针对元素而言的，还原性跟氧化性是针对物质而言的。

单质和水或者酸接触时，产生氢气的反应越容易，释放氢气的速度越快，那么这种金属的金属性就越突出，表现为能够更剧烈地与水或者酸发生反应，并且产生大量气泡。

该物质的水性表现，就是该物质的碱性程度越高，该元素所展现出的金属特性就越突出。

进行置换作用：若一种物质能从另一种物质的溶液中取代后者，则前者的活性更强

在元素周期表里，位置越往左下方，元素所展现出的金属性就越突出，其中金属性最为显著的金属是铯

金属活动性次序表，通常金属位置越靠前，其化学性质越活泼，金属性越强，失电子能力越强，还原能力也越强。

前一个金属元素能从非氧化性酸中取代出氢气；后一个金属元素则

非氧化性酸不会产生作用，而氧化性酸则会，遇到硝酸时，若是浓硝酸，通常会形成NO2。

稀硝酸生成NO）

很多酸浸入水中时会解离产生氢离子，这种离子具备微弱的氧化能力，因此，各类酸都表现出氧化特性。

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。

女口：HCl,HBr，HF，磷酸，稀硫酸

含氧化合物：通常由氢氧元素构成，其核心成分在化学变化时展现出显著的氧化能力

化性。

浓硝酸和稀硝酸，还有浓硫酸，以及次氯酸，氯酸，亚氯酸，高氯酸，亚硝酸等等。

钾钡钙钠镁铝锰锌铬铁镍锡铅（氢卜铜汞银铂金。

需要将这组元素名称分开表述，它们分别是：KBaCaNaMgAlMnZn Cr Fe Ni Sn Pb 以及 H Cu Hg Ag Pt Au。

⑥ 发现年代：不活泼，游离态；活泼：化合态

根据原电池的两极性质判定,通常情况下,化学性质更活跃的金属制作为负极。

通常来说，金属阳离子的还原能力越强，那么该金属元素所展现出的化学性质越倾向于金属性。但是存在特殊情况，比如三价铁的还原能力，它要强于

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。

2. 判断元素非金属性的强弱

严禁将物品放置于禁止区域之外,任何违规者都将受到相应处罚,请务必遵守规定,确保安全,

物质的氧化性体现为获取电子的倾向性，这种性质决定了其能够使其他物质失去电子，自身则发生还原。

处于高氧化数的物质和某些反应性强的非金属元素，例如氟、氯、氧等，通常表现出氧化能力，而处于低氧化数的物质则一般体现出还原特性

态的物质一般具有还原性。

① 电负性越大，非金属性越大。

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在元素周期表里，位置越往右侧，或者越往上方移动，元素的化学性质越倾向于非金属性，其中非金属性最强的元素是氟。

根据元素原子表现出的氧化能力来分析：通常情况下，氧化能力越突出，其对应的非金属性也越显著。但存在特殊情况，

氮原子氧化性弱于氯原子）

根据单质和水反应生成酸的情况，可以判断反应的剧烈程度，反应越猛烈，说明非金属性越强。

根据氢化物的稳固程度可以推断：氢化物越稳固，非金属元素的特性越显著。例如，甲烷的安定性高于氨。

定）

依据与氢气结合的难易性来判定：结合越便捷，非金属性越显著。

根据氧化物对应水合物的酸性强弱来判定，酸性越强，非金属元素的性质越突出。

阴离子的还原性越强，其非金属性就越弱，反应方程式遵循左强右弱的规律。

依据置换反应可以确定元素的非金属性强度，非金属性强的元素会取代非金属性弱的元素。

单质具有氧化性，而非金属单质具备还原性，二者发生的置换反应，无法用于判断非金属元素之间活泼程度的差异。】

3. 判断化学键类型

AICI3 共价化合物

CaH2 离子化合物

分子晶体，是由分子间借助分子间作用力形成的晶体，这些作用力涵盖范德华力和氢键。

某些非金属形成的氢化物，例如 HF。许多非金属单质，比如 O2，以及稀有气体构成的分子【然而金刚石和单质硅除外！】

某些非金属氧化物，例如二氧化碳、二氧化硫，几乎全部的酸类，以及绝大部分有机化合物，比如苯，都属于此类物质。

乙酸，所有在常温时是气体、液体形态的物质，不包括水银，以及那些容易变成气体的固体物质。

原子晶体，是由相邻原子借助强大的共价键，组合形成的一种空间网格状构造的固体物质，这种结构被称作原子晶体

碳化硅、二氧化硅、氮化硅、金刚砂、单晶硅、六方氮化硼、玻璃态碳

判断分子晶体与原子晶体

分子晶体通常由分子组成，这些分子可能是带电的，也可能是中性的。原子晶体则通常由原子构成，它们之间通过强相互作用结合在一起。

由单个原子构成。

分子型固体通常韧性较差，熔化温度不高，而原子型固体一般坚韧且熔化温度较高。譬如蔗糖就属于分子型固体。

物质构造不同，钻石是原子晶体，白糖的熔化温度区间较宽，为150至190摄氏度，而金刚石则需要极高温度才能熔化

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3570 C。二者硬度、熔点差别很大。

分子型物质通常呈现固态、液态或气态三种形态，而原子型物质一般仅以固态形式存在。