高中化学必修二 第一章 物质结构 元素周期律知识点

化学作为一门研究物质组成、结构、性质及其变化规律的科学，其核心在于探索物质的内在联系。第一章“物质结构元素周期律”正是打开这扇探索之门的钥匙。它不仅揭示了微观粒子的排布奥秘，更将纷繁复杂的化学元素纳入一个统一的体系，让我们得以从结构的视角预测和理解元素的性质。本章的学习，对于构建整个化学学科的知识框架至关重要。一、原子结构：微观世界的基石物质的性质归根结底是由其内部结构决定的，而原子是构成物质的基本单元（尽管在很多情况下我们直接接触的是分子或离子）。要理解物质结构，首先需要深入原子内部。1.原子的构成：原子核与核外电子原子由居于原子中心带正电的原子核和核外带负电的电子构成。原子核体积很小，但几乎集中了原子的全部质量。*原子核：由质子和中子两种微粒构成。*质子：带一个单位正电荷，相对质量约为1。质子数决定了元素的种类，即元素的原子序数等于质子数。*中子：不带电，相对质量约为1。中子数与质子数一起影响原子的质量，同种元素的原子可以有不同的中子数，这些原子互称为同位素。*因此，原子核所带的电荷数（核电荷数）等于质子数，也等于原子序数。*核外电子：带一个单位负电荷，质量很小，约为质子质量的1/1836，在核外广阔的空间内做高速运动。核外电子的排布方式和运动状态，直接决定了元素的化学性质。2.核外电子排布：分层与规律核外电子并非杂乱无章地运动，而是遵循一定的规律在原子核外分层排布，这些电子层通常用n=1、2、3、4、5、6、7或K、L、M、N、O、P、Q来表示，离核越远，电子层的能量越高。*核外电子排布的一般规律：*能量最低原理：电子总是尽可能地先占据能量最低的电子层，然后再依次进入能量较高的电子层。*各电子层最多容纳的电子数：为2n²个（n为电子层数）。例如，第一层（K层）最多容纳2个电子，第二层（L层）最多容纳8个电子，第三层（M层）最多容纳18个电子，依此类推。*最外层电子数不超过8个（K层为最外层时不超过2个）。*次外层电子数不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。这些规律是基于实验事实的总结，它们帮助我们理解和书写原子结构示意图。需要注意的是，这些规律是一般情况，对于更复杂的原子，其电子排布会涉及更多量子力学知识，这在后续学习中会逐步深入。*原子结构示意图：用小圆圈和圈内数字表示原子核及核内质子数，弧线表示电子层，弧线上的数字表示该层的电子数。它是核外电子排布情况的直观体现，也是我们分析元素化学性质的重要工具。二、元素周期表：元素的系统分类与内在联系随着对原子结构认识的深入，科学家们发现元素的性质与其原子结构，特别是核电荷数（质子数）之间存在着周期性的联系。元素周期表正是这种联系的集中体现。1.元素周期表的诞生与发展从门捷列夫最初基于相对原子质量和元素性质编排的周期表，到现代基于原子序数（核电荷数）的周期表，元素周期表的演变反映了人类对化学元素认识的不断深化。它不仅仅是元素的简单罗列，更是化学智慧的结晶。2.元素周期表的结构现行的元素周期表，就像一座宏伟的大厦，每个元素都有其固定的“房间”。*周期（横行）：元素周期表共有7个横行，每一横行称为一个周期。*周期的序数（1、2、3、4、5、6、7）等于该周期元素原子具有的电子层数。*第一、二、三周期称为短周期，元素种类较少；第四、五、六周期称为长周期，元素种类较多；第七周期尚未填满，称为不完全周期。*族（纵行）：元素周期表共有18个纵行。其中：*第8、9、10三个纵行合称为第Ⅷ族。*其余15个纵行，每个纵行称为一个族。族有主族和副族之分。*主族：由短周期元素和长周期元素共同构成的族，用“A”表示，如ⅠA、ⅡA、ⅢA…ⅦA。*副族：完全由长周期元素构成的族，用“B”表示，如ⅠB、ⅡB、ⅢB…ⅦB。*稀有气体元素所在的第18纵行称为0族。*主族元素的族序数等于其最外层电子数。这是主族元素性质递变的重要依据。理解周期和族的概念，以及元素在周期表中的位置（周期序数和族序数）与其原子结构（电子层数和最外层电子数）的关系，是掌握元素周期表的关键。三、元素周期律：性质递变的本质与应用元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。这种周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果。1.核外电子排布的周期性随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子数呈现从1到8（第一周期除外）的周期性变化。正是这种核外电子排布的周期性重复，导致了元素性质的周期性变化。2.元素主要性质的周期性变化*原子半径：*同周期（左→右）：随着核电荷数的增加，原子核对核外电子的吸引力增强，原子半径逐渐减小（稀有气体元素除外，其原子半径测定方法不同，数据通常较大）。*同主族（上→下）：随着电子层数的增加，原子半径逐渐增大。*主要化合价：*同周期（左→右）：主族元素的最高正化合价从+1价逐渐升高到+7价（O、F除外）；非金属元素的最低负化合价从-4价逐渐升高到-1价。*元素的最高正化合价数值一般等于其最外层电子数（O、F除外）；最低负化合价数值等于8减去最外层电子数（H为2-最外层电子数）。*金属性与非金属性：*金属性：指元素的原子失去电子的能力。*非金属性：指元素的原子得到电子的能力。*同周期（左→右）：随着原子序数的递增，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。*表现为：最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强；与氢气化合的难易程度由难到易；气态氢化物的稳定性逐渐增强。*同主族（上→下）：随着原子序数的递增，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。*表现为：最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱；与氢气化合的难易程度由易到难；气态氢化物的稳定性逐渐减弱。这些性质的递变规律，是元素周期律的核心内容，也是我们预测未知元素性质、寻找特定性质元素的重要依据。3.元素周期律的实质元素性质的周期性变化，其根本原因是元素原子核外电子排布的周期性变化。这是对元素周期律最本质的揭示。四、化学键：物质构成的作用力（简介）原子通过一定的作用力结合成分子或直接构成物质，这种作用力就是化学键。虽然本章对化学键的介绍相对基础，但它是理解物质结构与性质关系的重要桥梁。*离子键：阴、阳离子之间通过静电作用形成的化学键。通常由活泼金属元素（如ⅠA、ⅡA族）与活泼非金属元素（如ⅥA、ⅦA族）之间形成。*共价键：原子间通过共用电子对所形成的化学键。通常由非金属元素之间形成。理解化学键的概念，有助于我们理解物质的构成和某些化学性质。更深入的学习将在后续课程中展开。总结与学习建议本章内容概念密集，逻辑性强，是整个高中化学的理论基础。学习时，应注重理解原子结构、元素周期表、元素周期律三者之间的内在联系：原子结构决定元素在周期表中的位置，元素在周期表中的位置反映了原子结构，并决定了元素的主要性质；元素周期律则是原子结构周期性变化的宏观体现。建议同学们在学习过程中：1.吃透概念：对于原子结构、同位素、周期、族、金属性、非金属性等基本概念，要准确理解其内涵和外延。2.构建联系：用原子结构的观点解释元素周期表的结构和元素周期律的实质，形成“结构-位置-性质”的思维链条。3.图表结合：熟练掌握元素周期表的结构，学会从