2020年高中化学必修2课件第1章 物质结构 元素周期律知识点总结梳理共24张

1、第一章,物质结构,元素周期律,知识点梳理,物质结构与性质,原子核,核素,同位素,原,子,结,构,化,学,键,核外电子排布,元素周期表,元素周期律,同主族元素性质,相似性和递变性,同周期元素性,质变化规律,离子键,共价键,内容结构,一）元素周期表,1. 1869,年，化学家门捷列夫,R,制出第一张元素,周期表,2,原子序数,核电核数,质子数,核外电子数,3,周期：元素周期表的七个横行叫做周期,第一、二、三周期称为短周期，其它周期称为长周期,4,族：元素周期表的,18,个纵行叫做族,族分为主族,A,副族,B,第,族和,0,族,一、元素周期表,1,碱金属元素的性质,名,称,相,似,性,递,变,性,最

2、外层,电子数,物,理,性,质,化,学,性,质,电,子,层,数,熔,点,沸,点,密,度,化,学,性,质,锂,钠,钾,铷,铯,逐,渐,增,多,逐,渐,降,低,逐,渐,降,低,逐,渐,增,大,金,属,性,逐,渐,增,强,1,软,亮,轻,低,熔,点,略带,金色,单,质,都,具,有,强,的,还,原,性,二）元素的性质与原子结构,名,称,相似形,递变性,最外层,电子数,物理,性质,化学,性质,电子,层数,熔点,沸点,密度,化学,性质,氟,氯,溴,碘,7,的熔,沸点,较低,颜色,较深,单质,具有,强的,氧化,性,逐,渐,增,多,逐,渐,升,高,逐,渐,升,高,逐,渐,增,大,非,金,属,性,逐,渐,减,弱,

3、2,卤素的性质,单质,卤素的化学性质,1,与氢气反应,H,2,X,2,2HX,X=F,Cl,Br,I,从氟到碘，反应从易到难，反应剧烈程度越来越弱,生成的氢化物稳定性,HF HCl,HBr,HI,2,卤素单质氧化性,F,2,Cl,2,Br,2,I,2,总结,通过比较碱金属单质与氧气、与水的反应,以及卤素单质与氢气的反应、卤素单质间的置换,反应，得出结论,元素的性质与,_,有密切的关系，主要与,_,特别是,_,有关,原子结构,原子核外电子的排布,最外层电子数,思考,同主族元素随着电子层数的增加，即在元素周期表中,同一主族从上到下，递变规律都有哪些,得电子能力,失电子能力,金属性,非金属性,a,代

4、表质量数,b,代表核电荷数,c,代表离子的价态,d,代表化合价,e,代表原子个数,a,b,e,d,X,c,a,b,c,d,e,各代表什么,三）核素,3,核素：把具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原,子叫做核素,4,同位素：质子数相同而中子数不同的同一种元素的不同原,子互称为同位素。（同一种元素的不同核素互称为同位素,2,质量数：忽略电子的质量，将核内所有质子和中子的相对,质量取近似值加起来，该数值即为质量数,质量数,A,质子数,Z,中子数,N,如,1,H,2,H,3,H,12,C,14,C,1,元素：具有相同质子数的一类原子的总称,元素,核素,核素,同,位,素,1,元素、核素与同位素的关

5、系,2,同位素的性质,同位素的各核素的质子数相,同，在元素周期表中,占,相同的位置,天然同位素相互间保持,一定的比率,3,同位素的应用,同位素在日常生活、工农业生产和科学研究中有着重要,的用途，如考古时利用,测定一些文物的年代,用于制造氢弹，利用,育,种，治疗癌症和肿瘤,1,若短周期中的两种元素可以形成原子个数比为,2,3,的化合物,则这两种元素的原子序数之差不可能的是,A. 1 B,3 C,5 D,6,2. 33,号元素是第,_,周期元素；族序数是,_,最高,正价是,_,若用,A,表示该元素，其气态氢化物的化学式是,_,第四,V,A,5,价,AH,3,D,3,在短周期元素中，原子最外电子层只

6、有,1,个或,2,个电子的元,素是,A,金属元素,B,稀有气体元素,C,非金属元素,D,无法确定为哪一类元素,D,练习,二、元素周期律,电子层的代号,n,各,电,子,层,序号,1,2,3,4,5,6,7,K,L,M,N,O,P,Q,与原子核,的距离,从小到大,能量,从低到高,一）原子核外电子的排布,1,电子层,K,L,M,最多能容纳的电子数为,2,8,8,最外层电子数最多为,8,3,原子核外电子排布的规律,1,从内层向外层,2,原子核外最外层电子数不超过,能量由低向高,8,个,当,K,层为最外层时不超过,2,个,原子核外次外层电子数,不超过,18,个；倒数第三层电子数不超过,32,个,3,每层

7、最多容纳的电子数,2n,2,个,n=1,2,3,4,时,最多可容纳的电子数分别是,2,8,18,32,2. 1,20,号元素原子核外电子排布的规律,1,18,号元素原子的核外电子层数和最外,层电子数的变化规律,从,1,2,号元素，即从氢到氦：有,1,个电子层,电子由,1,个增到,2,个，达到稳定结构,从,3,10,号元素，即从锂到氖：有,2,个电子,层，最外层电子由,1,个增到,8,个，达到稳定结构,从,11,18,号元素，即从钠到氩：有,3,个电子,层，最外层电子由,1,个增到,8,个，达到稳定结构,二）元素周期律,2,随着元素原子序数的递增，元素原子半,径呈周期性变化,1,随着元素原子序数

8、的递增，元素原,子的核外电子排布呈周期性变化,3,随着元素原子序数的递增，元素主要,化合价呈周期性的变化,4,从碱金属元素到卤族元素，最外层电子数,从,1,递增到,7,失电子能力依次减弱，得电子能力,依次增强，即表现为：金属性逐渐减弱，非金属,性依次增强,元素周期律的内容,元素的性质随着原子序数的递增呈周,期性的变化,元素周期律的实质,元素的性质周期性变化是元素的原子,核外电子排布呈周期性变化的必然结果,量变,质变,小结,三、元素周期表和元素周期律的应用,1,元素的金属性和非金属性与元素在周期表中位置的关系,元素金属性和非金属性的递变,见课本,16,页图,1-9,1,同一周期从左到右元素的金属

9、性逐渐,非金属性逐,渐,不包括稀有气体元素,2,同一主族从上到下元素的金属性逐渐,非金属性,逐渐,不包括稀有气体元素,2,元素化合价与元素在周期表中位置的关系,1,价电子,2,主族序数,主族元素最高,数,3,最高正价,最低负价,4,特殊：氧元素的化合价一般是,价，而氟元素,正,化合价,元素只有正化合价而无负价,减弱,减弱,增强,增强,最外层电子,最外层电子数,正化合价,8,2,无,金属,小结知识,元素性质,原子结构,周期表中的位置,1,是学习和研究化学的一种重要工具,2,为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供,了新的线索,3,启发人们在周期表中一定的区域内，寻找新的物质,3,元素周期律及

10、元素周期表的其他应用,1,下列元素的原子半径依次减小的是,A. Na,Mg,Al B. N,O,F,C. P,Si,Al D. C,Si,P,2,下列有关元素周期律的叙述，正确的是,A,元素周期律的本质是元素原子核外电子排布呈周期性变化,B,元素周期律的本质是原子半径呈周期性变化,C,元素周期律的本质是元素的性质随原子序数的递增呈周期,性变化,D,元素周期律的本质是元素的性质随原子量的递增而呈周期,性变化,练习,AB,A,3,据报道，月球上有大量,3,He,存在。以下有关,3,He,的说法正,确的是,A,原子核外有,2,个电子层,B,最外层电子层上有,2,个电子,C,比,4,He,多,1,个中

11、子,D,比,4,He,少,1,个质子,4,下列性质的递变中，正确的是,A,O,S,Na,的原子半径依次增大,B,LiOH,KOH,CsOH,C,HF,NH,3,SiH,4,的稳定性依次增强,D,HCl,HBr,HI,的还原性依次减弱,B,AB,D,5.1999,年，世界重大科技成果之一是超铀元素的发现，它,有力地支持了“稳定岛”假说。原子,118,X,的中子数与电子,数之差为,A,0,B,57,C,118,D,175,293,三、化学键,一）离子键,1,定义：带相反电荷离子之间的相互作用称为离子键,2,形成范围：活泼金属与活泼非金属之间,3,离子化合物：由离子键构成的化合物叫做离子化合物,4,

12、电子式：元素符号周围用,或,来表示原子的最,外层电子（价电子）的式子叫做电子式,5,含离子键的化合物,NaCl,KCl,NH,4,Cl,NaOH,等,NaCl,的形成,Na,Cl: Na,.Cl,二）共价键,1,定义：原子间通过共用电子对所形成的相互作用,2,形成条件,1,同种或不同种非金属元素原子结合,2,部分金属元素元素原子与非金属元素原子,如,AlCl,3,FeCl,3,3,共价化合物：以共用电子对形成分子的化合物,4,共价键的存在,HCl,H,2,等，一些离子化合物中，如,NaOH,Na,2,O,2,等,5,共价键可分为极性键和非极性键,如,H,Cl,H,F,键等为极性键,H,H,Cl,Cl,键等为,非极性键,三）化学键,1,定义；使离子相结合或原子相结合的作用力,通称为化学键,2,离子键和共价键通称为化学键,3,化学反应的实质：旧化学键断裂，新化学键,形成的过程,4,分子间作用力；把分子聚集在一起的作用力称为分子,间作用力（又称范德华力）。比化学键弱得多,5,氢键：象,NH3,H2O,HF,分子间存在着比分子间作用,力稍强的相互作用称为氢键。也比化学键弱得多,1,下列各组物质气化或熔化时，所克服的微粒间的作,用力属同种类型的是,A,碘和干冰的升华,B,硫和氯化钾的熔化