人教版化学必修二第一章知识点总结

人教版化学必修二第一章知识点总结化学是一门研究物质的组成、结构、性质及其变化规律的科学。第一章“物质结构元素周期律”将带领我们从微观的原子结构入手，逐步认识元素之间的内在联系和周期性变化规律，最终落脚到元素周期表这一伟大的科学工具。这不仅是化学学科的核心理论基础，也为我们学习和研究物质的性质提供了强大的指导。一、原子结构我们研究物质的性质，首先要探究其微观构成。原子是化学变化中的最小微粒，了解原子的结构是理解物质性质的起点。1.1原子的构成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。原子核极小，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。*中子：不带电，相对质量约为1。*核外电子：带一个单位负电荷，质量很小，可忽略不计。1.2构成原子的粒子间的关系*原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数（对于电中性原子而言）。*质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）。质量数是将原子内所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加而得到的数值。*原子符号的表示：通常用元素符号`^A_ZX`来表示一个原子，其中X为元素符号，Z为质子数，A为质量数。1.3核外电子的排布核外电子的运动有其特殊性，它们并非像行星绕太阳那样有固定的轨道，但我们可以用电子层来形象地描述核外电子的分层运动。*电子层：根据电子能量的高低及运动区域离核的远近，可将核外电子分为不同的电子层，常用n=1、2、3、4、5、6、7或K、L、M、N、O、P、Q表示，n值越大，电子离核越远，能量越高。*核外电子排布规律（主要针对前20号元素）：1.能量最低原理：电子总是尽可能地先排布在能量最低的电子层里，然后再依次排布在能量较高的电子层。2.各电子层最多容纳的电子数：为2n²个（n为电子层数）。3.最外层电子数不超过8个（K层为最外层时不超过2个）。4.次外层电子数不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。*原子结构示意图：用小圆圈和圈内的符号及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。这是表示核外电子排布的一种常用方法。二、元素周期表元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它将看似杂乱无章的元素按其内在联系有序地排列起来，是学习和研究化学的重要工具。2.1元素周期表的发展历程从门捷列夫最初根据相对原子质量大小排列元素，到现代根据原子的核电荷数（原子序数）排列，元素周期表的形成是一个不断完善和发展的过程，体现了科学探究的持续性。2.2元素周期表的结构现代元素周期表共有7个横行（周期）和18个纵行（族）。*周期：元素周期表中的每一个横行称为一个周期。*短周期：第一、二、三周期，分别含有2、8、8种元素。*长周期：第四、五、六、七周期，其中第七周期为不完全周期。*周期序数=该周期元素原子的电子层数。*族：元素周期表中的每一个纵行称为一个族（其中8、9、10三个纵行共同组成一个族）。*主族（A族）：由短周期元素和长周期元素共同构成的族，共7个（ⅠA至ⅦA）。主族序数=该族元素原子的最外层电子数。*副族（B族）：完全由长周期元素构成的族，共7个（ⅠB至ⅦB）。*第Ⅷ族：位于ⅦB和ⅠB之间，包含8、9、10三个纵行的元素。*0族：最右边一个纵行（稀有气体元素），其最外层电子数为8（He为2），化学性质稳定。*元素在周期表中的位置表示：通常用“周期序数+族序数”表示，如钠元素位于第三周期ⅠA族。三、元素周期律元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化，这一规律叫做元素周期律。元素性质的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。3.1原子半径的周期性变化*同周期（从左到右）：随着原子序数的递增，主族元素原子半径逐渐减小（稀有气体元素原子半径突然增大，其测定方法不同）。原因是核电荷数递增，原子核对核外电子的吸引力增强，而电子层数不变。*同主族（从上到下）：随着原子序数的递增，元素原子半径逐渐增大。原因是电子层数依次增多，原子核对最外层电子的吸引力减弱。3.2元素主要化合价的周期性变化*同周期（从左到右）：*最高正化合价：由+1价递增到+7价（O、F除外）。*最低负化合价（非金属元素）：由-4价递增到-1价。*最高正化合价=最外层电子数（O、F除外）。*|最低负化合价|+最高正化合价=8（H、O、F除外）。*同主族（从上到下）：*元素的主要化合价相似。*最高正化合价=最外层电子数=族序数（O、F除外）。3.3元素金属性和非金属性的周期性变化*金属性：指元素的原子失去电子的能力。金属性越强，单质越容易与水或酸反应置换出氢气，最高价氧化物对应水化物的碱性越强。*非金属性：指元素的原子得到电子的能力。非金属性越强，单质越容易与氢气化合，生成的气态氢化物越稳定，最高价氧化物对应水化物的酸性越强。*同周期（从左到右）：*金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。（以第三周期元素为例，Na、Mg、Al的金属性依次减弱，Si、P、S、Cl的非金属性依次增强。）*同主族（从上到下）：*金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。（以第ⅠA族和第ⅦA族为例，Li、Na、K、Rb、Cs金属性依次增强；F、Cl、Br、I非金属性依次减弱。）*元素周期表中金属性和非金属性的区域划分：*金属元素与非金属元素之间有一条模糊的分界线，分界线附近的元素通常既表现出一定的金属性，又表现出一定的非金属性。*左下角区域的元素金属性最强（如Cs），右上角区域的元素非金属性最强（如F）。四、元素周期表和元素周期律的应用元素周期表和周期律是化学学习和研究的重要工具，其应用广泛。1.预测元素的性质：根据元素在周期表中的位置，可以推测其原子结构、主要性质（如化合价、金属性、非金属性、最高价氧化物对应水化物的酸碱性、氢化物的稳定性等）。2.寻找新材料：*在金属与非金属的分界线附近寻找半导体材料（如Si、Ge）。*在过渡元素中寻找优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。*在非金属区域寻找制造农药的元素（如Cl、P、S等）。3.指导化学学习和科学研究：为我们系统地学习元素化合物知识提供了明确的线索和规律。总结本章从微观的原子结构出发，揭示了核外电子排布的规律，进而引出了元素周期表的结构。通过对元素周期表中元素性质（原子半径、化合价、金属性与非金属性等）的研究，我们总结出了元素周期律。元素周期律的实质是元素原子核外电子排布的周期性变化。元素周期表则是元素周期律的具体表现形式，它不仅是元素