高中化學元素周期律知識點總結(jié)

高中化學元素周期律知識點總結(jié)

（共12頁）-本頁僅作為預覽文檔封面，使用時請刪除本頁-#第一節(jié)課時1元素周期表的結(jié)構(gòu)元索周期表一、元素周期表的發(fā)展歷程元索周期表78融年，俄閑化學索門捷列夫首制也將元素快腿和對元子質(zhì)址由小判大的順序依次

排列.將化學性質(zhì)相似的元素放在一個飄行旺揭示了化學元素間的內(nèi)在聯(lián)系辿生為未知元素浦下的空位先后被班耦—排序依據(jù)由相對原子質(zhì)鼠改為原子的梭電荷數(shù)二、現(xiàn)行元素周期表的編排與結(jié)構(gòu).原子序數(shù)⑴含義：按照元素在元素周期表中的順序給元素編號，得到原子序數(shù)。⑵原子序數(shù)與原子結(jié)構(gòu)的關(guān)系原子序數(shù)=核電荷數(shù)=質(zhì)子數(shù)=核外電子數(shù)。.元素周期表的編排原則（1）原子核外電子層數(shù)目相同的元素，按原子序數(shù)遞增的順序從左到右排成橫行，稱為周期。（2）原子核外最外層電子數(shù)相同的元素，按電子層數(shù)遞增的順序由上而下排成縱行，稱為族。.元素周期表的結(jié)構(gòu)（1）周期（橫行）②特點：每一周期中元素的電子層長周期：包括第四、五、六、七周①個數(shù)：元素周期表中有7個周期。②特點：每一周期中元素的電子層長周期：包括第四、五、六、七周數(shù)相同。③分類（3短4長）短周期：包括第一、二、三周期（3短）。期（4長）。⑵族（縱行）①個數(shù)：元素周期表中有18個縱行，但只有16個族。②特點：元素周期表中主族元素的族序數(shù)等于其最外層電子數(shù)。③分類

殍涵一共二個，在族序數(shù)后標上，如周期表中V第16班行為第乂_族—第IBTUR族，共7個，在族序敷后標/AB1除第Ml族),如周期表中第3限行為第眄-一川"族7L第堀族,共_!_個，占據(jù)冏期表中第羽、9、I。：個縱行砌—1個，在周期表中第1S縱行，被外層電o于敬為4JH。為2}④常見族的特別名稱 第IA族(除H)：堿金屬元素;第VIIA族：鹵族元素；。族：稀有氣體元素;IVA族：碳族元素；VIA族：氧族元素。課時2元素的性質(zhì)與原子結(jié)構(gòu)一、堿金屬元素——鋰(Li)、鈉(Na)、鉀(K)、釧(Rb)、一(Cs)、魴(Fr).原子結(jié)構(gòu)⑴相似性：最外層電子數(shù)都是⑵遞變性：Li—TCs,核電荷數(shù)增加,電子層數(shù)增多,原子半徑增大。.堿金屬單質(zhì)的物理性質(zhì)魏色硬度密度蟀點肥展性導電.杼熱性利班t1iill 1銀白色(他畔較小較小較低良好良好帶金色X2里三從U4tx甯度呈增大趨勢《鈉、鉀反常),蟀點逐漸降瓶.堿金屬元素單質(zhì)化學性質(zhì)的相似性和遞變性(1)相似性(用R表示堿金屬元素)’與非金屬單質(zhì)反應：如Cl2+2R===2RCl單質(zhì)r—，與水反應：如2R+2H2O===2ROH+H2T、與酸溶液反應：如2R+2H+===2R++H2T化合物：最高價氧化物對應水化物的化學式為區(qū)。兒且均呈堿性。⑵遞變性y弋,平?單質(zhì)還原性逐漸用強

NVK-_~1+離子一化性逐漸成弱.具體表現(xiàn)如下(按從LiTCs的順序)①與O2的反應越來越劇烈，產(chǎn)物越來越復雜，如Li與O2反應只能生成Li2O,Na與O2反應還可以生成Na2O2,而K與O2反應能夠生成KO2等。②與H2O的反應越來越劇烈，如K與H2O反應可能會發(fā)生輕微爆炸，Rb與Cs遇水發(fā)生劇烈爆炸。③最高價氧化物對應水化物的堿性逐漸增強。

即堿性：LiOH<NaOH<KOH<RbOH<CsOH0二、鹵族元素——氟（F）、氯⑹）、澳（Br）、碘⑴、二（At）.原子結(jié)構(gòu)⑴相似性：最外層電子數(shù)都是⑵遞變性：F-H,核電荷數(shù)增加,電子層數(shù)增多,原子半徑增大。.物理性質(zhì)項目F2CI2Br212顏色、狀態(tài)淡黃綠色氣體黃綠色氣體深紅棕色液體紫黑色固體密度逐漸增大熔、沸點逐漸升高3.鹵素元素單質(zhì)化學性質(zhì)的相似性和遞變性⑴相似性（用X代表鹵族元素）’與氫氣反應：X2+H2===2HX單質(zhì)X24與水反應：如X2+H2O==HX+HXOX為、Cl、Br、I,2F2+2H2O===4HF+O2化合物：最高價氧化物對應水化物（除氟外）都為強酸。⑵遞變性, 質(zhì) 器 L單質(zhì)氧出性逐漸減弱r a- it【「闔子―性逐漸增強’具體表現(xiàn)如下（按從FTI的順序）①與H2反應越來越難，對應氫化物的穩(wěn)定性逐漸減弱，還原性逐漸增強，其水溶液的酸性逐漸增強，即：穩(wěn)定性：HF>HCl>HBr>HI； 還原性：HF<HCl<HBr<HI；酸性：HF<HCl<HBr<HI。②最高價氧化物對應水化物的酸性逐漸減弱（除氟外），即HClO4>HBrO4>HIO4。同土族元素<eI同土族元素<eIl;而下D電廣層&迷漸處變.原子半徑逐漸堵大關(guān)電子能力逐漸用強.金屬理逐漸用也得電廠生力逐漸餓科’IE金以性逐漸武弱 元素性質(zhì)強弱的判斷方法1.元素金屬性強弱的判斷依據(jù)依據(jù)結(jié)論根據(jù)單質(zhì)與水（或酸）反應置換出氫氣的難易程度越易者金屬性越強根據(jù)最高價氧化物對應水化物的堿性強弱堿性越強者金屬性越強根據(jù)金屬之間的置換反應活動性強的金屬能把活動性弱的金屬從其鹽溶液中置換出來金屬單質(zhì)的還原性或金屬陽離子氧化性還原性越強或離子的氧化性越弱，金屬性越強2.元素非金屬性強弱的判斷依據(jù)依據(jù)結(jié)論根據(jù)單質(zhì)與氫氣化合的難易程度或生成氫化物的穩(wěn)定性越易與氫氣化合，氫化物越穩(wěn)定者非金屬性越強根據(jù)最高價氧化物對應水化物的酸性強弱酸性越強者非金屬性越強根據(jù)非金屬單質(zhì)間的置換反應活動性強的能夠置換出活動性弱的氫化物(或陰離子)的還原性強弱還原性越弱，非金屬性越強單質(zhì)的氧化性強弱氧化性越強，非金屬性越強課時3核素同位素一、原子的構(gòu)成與質(zhì)量數(shù).原子的構(gòu)成I 「質(zhì)子相對質(zhì)量近似為1,帶1個單位正電荷原1原子核］中子相對質(zhì)量近似為1,不帶電〔核外電子帶1個單位負電荷.質(zhì)量數(shù)⑴定義：質(zhì)子和中子的相對質(zhì)量都近似為1,忽略曳子的質(zhì)量，將核內(nèi)所有質(zhì)子和中子的相對質(zhì)量取近似整數(shù)值相加所得的數(shù)值。(2)數(shù)值關(guān)系：質(zhì)量數(shù)(A)=質(zhì)子數(shù)(Z)+中子數(shù)(N)。.原子構(gòu)成的表示方法質(zhì)量數(shù)為16質(zhì)子數(shù)為5_中子?(為8二、核素與同位素.核素⑴定義具有一定數(shù)目質(zhì)子和一定數(shù)目中子的一種原子。⑵實例——氫的三種核素微點撥：碳的三種核素：吵、呼、吵；氧的三種核素：吵、吵、？.同位素（1）概念質(zhì)譴相同而蚯數(shù)不同的同一元素的不同原子互稱為同位素（即同一元素的不同核素互稱為同位素）。⑵特點結(jié)構(gòu)：質(zhì)子數(shù)相同，而中子數(shù)不同 性質(zhì)：化學性質(zhì)幾乎相同，某些物理性質(zhì)略有不同存在：天然存在的同位素，相互之間保持一定的比率⑶應用 ①考古中用遙測定文物的年代。 ②2H、3H用于制造氫彈。6 1 1-③放射性同位素釋放的射線可用于育種、治療惡性腫瘤等?！叭匾惑w”的比較元素核素同位素同素異形體本質(zhì)質(zhì)子數(shù)（核電荷數(shù)）相同的一類原子質(zhì)子數(shù)、中子數(shù)都一定的原子質(zhì)子數(shù)相同、中子數(shù)不同的核素同種元素組成的不同單質(zhì)范疇同類原子原子原子單質(zhì)特性只有種類，沒有個數(shù)化學反應中的最小微?；瘜W性質(zhì)幾乎完全相同，因質(zhì)量數(shù)不同，某些物理性質(zhì)不同組成元素相同，性質(zhì)不同決定因素質(zhì)子數(shù)（核電荷數(shù)）質(zhì)子數(shù)、中子數(shù)質(zhì)子數(shù)、中子數(shù)組成元素、分子結(jié)構(gòu)舉例H、C、O三種元素；h、2H、：h三種核素;H、：H、1H互為同位素O2與O3互為同素異形體模型認知一一“三素一體”判斷模板第二節(jié)課時1原子核外電子的排布元素周期律一、原子核外電子排布1.電子層的劃分⑴核外電子的能量及運動區(qū)域

%;一在多電子原子中.屯干的能林至同加囹梭拄近的區(qū)旗內(nèi)運前的111子堡受圖保，在寓械較遠的區(qū)域內(nèi)運動的電子里建商ZW分1淳二在學電干原子里，將屯子運動的詵盤不同Hy的區(qū)域藺化成的不連地的亮層⑵電子層及其與能量的關(guān)系各電子層（由內(nèi)到外）序號（n）1234567符號KLMNOPQ與原子核的距離由近到遠能量由低到高2.核外電子的排布規(guī)律⑴電子總是盡可能地先從內(nèi)層排起，當一層充滿后再填充下一層，即原子核外電子排布時，先排K層，充滿后再填充L層。 （2）原子核外各電子層最多容納2n2個電子。⑶原子最外層電子數(shù)不能超過8（K層為最外層時不能超過2），次外層電子數(shù)不能超過18。違背了哪些規(guī)律？［答案］能量最低原理，最外層電子不超過8個。二、元素周期律.原子核外電子排布的周期性變化⑴第一周期最外層電子數(shù)由1—2。 （2）第二周期最外層電子數(shù)由1-8。⑶第三周期最外層電子數(shù)由1-8。規(guī)律：隨著原子序數(shù)的遞增，元素原子的最外層電子數(shù)呈現(xiàn)匕8的周期性變化（第一周期除外）。.元素原子半徑的周期性變化

規(guī)律：同周期元素隨著原子序數(shù)的遞增，元素原子半徑呈現(xiàn)逐漸減小的周期性變化趨勢(0族元素除外)。.元素主要化合價的周期性變化(1)圖示⑵規(guī)律：隨著原子序數(shù)的遞增，元素的最高正化合價呈現(xiàn)土12±7,最低負化合價呈現(xiàn)一4T—1的周期性變化。微點撥：O一般無最高正價，F(xiàn)無正價。.元素金屬性與非金屬性的周期性變化(以第三周期為例)⑶同周期元素性質(zhì)的遞變規(guī)律隨著原子序數(shù)的遞增金屬性逐漸減弱非金屬性逐漸增強隨著原子序數(shù)的遞增金屬性逐漸減弱非金屬性逐漸增強.元素周期律(1)內(nèi)容：元素的性質(zhì)隨著原子序數(shù)的遞增而呈周期性變化。⑵實質(zhì)：元素性質(zhì)的周期性變化是核外電子排布周期性變化的必然結(jié)果。模型認知一一10電子、18電子粒子⑴常見“10電子”粒子分子離子一核10電子NeN3-、O2-、F-、Na+、Mg2+、Al3+二核10電子HFOH-三核10電子HO2NH-2四核10電子NH3HO+3五核10電子CH4NH+4⑵常見“18電子”粒子①分子：Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、HO^N2H4等。②陽離子：K+、Ca2+等。③陰離子：P3-、S2-、HS-、Cl-等。同周期、同主族結(jié)構(gòu)與性質(zhì)的遞變規(guī)律1.同周期、同主族元素原子結(jié)構(gòu)及元素性質(zhì)的遞變規(guī)律⑴電子層數(shù)相同(同周期)時，核電荷數(shù)越大，原子核對外層電子的引力越大，原子半徑越小，失電子能力減弱，而得電子能力增強，故隨核電荷數(shù)的遞增，金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。⑵最外層電子數(shù)相同(同主族)時，電子層數(shù)越多，原子半徑越大，原子核對最外層電子的引力越小，越易失電子，元素的金屬性越強，非金屬性越弱。微專題1粒子半徑大小比較的方法.同周期一一“序大徑小”(原子)⑴規(guī)律：同周期，從左往右，原子半徑逐漸減小。(2)舉例：第三周期中：r(Na)>r(Mg)>r(Al).同主族——“序大徑大”(原子或離子)⑴規(guī)律：同主族，從上到下，原子(或離子)半徑逐漸增大。(2)舉例：堿金屬:r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs),r(Li+)<r(Na+)<r(K+)<.同元素⑴同種元素的原子和離子半徑比較——“陰大陽小”。即某原子與其離子半徑比較，其陰離子半徑大于該原子半徑，陽離子半徑小于該原子半徑。例：r(Na+)<r(Na)；r(Cl-)>r(Cl)。⑵同種元素不同價態(tài)的陽離子半徑比較——“數(shù)大徑小”。即帶電荷數(shù)越多，粒子半徑越小。舉例：r(Fe3+)<r(Fe2+)<r(Fe)。.同結(jié)構(gòu)——“序大徑小”⑴規(guī)律：電子層結(jié)構(gòu)相同的離子，核電荷數(shù)越大，離子半徑越小。例：r(O2-)>r(F-)>r(Na+)

微點撥：所帶電荷、電子層均不相同的離子可選一種離子參照比較。如比較r(Mg2+)與r(K+)的大小時，可選r(Na+)作為參照，從而得出r(K+)>r(Na+)>r(Mg2+)o課時2元素周期表和元素周期律的應用一、金屬元素與非金屬元素的分區(qū)及性質(zhì)遞變規(guī)律IAIIAIIIAIVAVAVIAVIIA0⑥(;素元.R?⑦稀冷氣體元素《非金屬性逐寓)IAIIAIIIAIVAVAVIAVIIA0⑥(;素元.R?⑦稀冷氣體元素《非金屬性逐寓).請?zhí)顚懗鰣D中序號所示內(nèi)容:①增強，②增強，③增強，④增強，⑤Al,⑥Si,⑦金屬，⑧非金屬。.第二、三、四、五、六周期除過渡元素外，依次有2、3、4、5、6種金屬元素，有6、5、4、3、2種非金屬元素(含稀有氣體元素)。.分界線附近的元素既表現(xiàn)出金屬元素的性質(zhì)，又表現(xiàn)出非金屬元素的性質(zhì)。.自然界中最強的金屬是銫，最強的非金屬為氟。二、元素化合價與其在周期表中的位置關(guān)系1.價電子⑴定義：可在化學反應中發(fā)生變化、與元素的化合價有關(guān)的電子。(2)具體內(nèi)容：主族元素的價電子就是最外層電子，過渡元素的價電子包括最外層電子及次外層或倒數(shù)第三層的部分電子。2.化合價規(guī)律2.化合價規(guī)律E族比后一北高正化臺價=上族即鞍=最外G電子瓢一般高正化臺付?愜款貪住合姍=耳微點撥：⑴上述化合價規(guī)律中氧、氟除外。⑵金屬無負化合價，非金屬既有正化合價又有負化合價。⑶非金屬的負化合價一般只有一種如N為一3價，但正化合價可能多種，如N有十

+2,+3,+4,+5價，但F無正價。三、元素周期表與周期律的應用.元素周期表是元素周期律的具體表現(xiàn)形式，是學習化學的一種重要工具。.預言未知元素，并為新元素的發(fā)現(xiàn)及預測它們的原子結(jié)構(gòu)和性質(zhì)提供了線索。.對于其他與化學相關(guān)的科學技術(shù)也有一定的指導作用。如：元素的“位一構(gòu)一性”的關(guān)系及應用.結(jié)構(gòu)與位置的互推(1)電子層數(shù)=周期數(shù)。 (2)質(zhì)子數(shù)=原子序數(shù)。(3)主族元素原子最外層電子數(shù)=主族序數(shù)。(4)主族元素的最高正價=族序數(shù)(氧、氟除外)，最低負價=主族序數(shù)一8。.性質(zhì)與位置的互推(1)根據(jù)元素的性質(zhì)可以推知元素在周期表中的位置：若同周期元素A、B、C的金屬性逐漸增強，則A、B、C在同周期中按照C、B、A的順序從左到右排列。(2)根據(jù)元素在周期表中的位置關(guān)系可以推斷元素的性質(zhì)：若同主族元素A、B、C在同一主族中從上往下排列，則可推知A、B、C的單質(zhì)的氧化性依次減弱或還原性依次增強。.結(jié)構(gòu)與性質(zhì)的互推(1)若某元素原子的最外層電子數(shù)小于4,則該元素原子在反應中容易失電子；若某元素原子的最外層電子數(shù)大于4,則該元素原子在反應中容易得電子。(2)若某元素原子在反應中容易得電子，則該元素原子的最外層電子數(shù)大于4；若某元素原子在反應中容易失電子，則該元素原子的最外層電子數(shù)小于4。聶外層電 等金屬性增密,-聶外層電 等金屬性增密,--子數(shù)現(xiàn)增 ^金屬性減弱電子層數(shù)遞增一展器翳同周期(左一右)位置 好同主族(t■［、)第三節(jié)化學鍵一、離子鍵與離子化合物.離子鍵⑴形成（以NaCI為例） （2）離子鍵的概念與本質(zhì)概念：帶相反電荷離子之間的相互作用成鍵元素：一般是活潑金屬和活潑非金屬.離子化合物——含有離子鍵的化合物⑴常見類型①強堿：如NaOH、KOH、Ba（OH）2等。 ②絕大多數(shù)鹽：如NaCl、KNO3、NH4c等。③金屬氧化物：如NaO、CaO、MgO等。2⑵表示方法①電子式：在元素符號周圍用“?”或“X”來表示原子的最外層電子的式子。②用電子式表示離子化合物的形成過程，如：二、共價鍵與共價化合物1.共價鍵⑴定義：原子間通過共用電子對所形成的相互作用。 （2）成鍵粒子：原子。⑶成鍵元素：一般是同種或不同種的非金屬元素。（4）分類共用電子. 簡林…需K橢性共價健――極性蛙共階—反,酰移鍵共用電于不 筒稱生上沿程.非極性扎希鍵'U.韭極性進2.共價化合物⑴定義：以共用電子對形成分子的化合物。如HO、CO、SiO等都是共價化合2 2 2物。⑵用電子式表示以下含共價鍵的分子的形成過程：⑶結(jié)構(gòu)式：將電子式中的一對共用電子用一根短線“一”表示的式子。如HCl：H—Cl,H2O：H—O—H,N2：N三N。微點撥：常見共價化合物類型有非金屬氫化物（如HCI、H0等）；非金屬氧化物2（如CO2、SO3等）；含氧酸（如H2sOjHNO3等）；大多數(shù)有機化合物（如甲烷、酒精等）。三、化學鍵與分子間作用力.化學鍵 （1）定義：使離子相結(jié)合或里相結(jié)合的作用力。⑵分類化學世化學世⑶化學反應的本質(zhì)表象：反應物中的原子重新組合為產(chǎn)物分子； 本質(zhì)：舊化學鍵的斷裂和新化學鍵的形成。（4）用化學鍵的觀點解釋也與62反應形成HCl的過程①步驟1：也和Cl2中的化學鍵斷裂（舊化學鍵斷裂）生成H和Cl；②步驟2：H和Cl結(jié)合成HCl，形成了H和Cl之間的化學鍵H—Cl（新化學鍵形成）。.分子間作用力⑴定義：把分子聚集在一起的作用力叫分子間作用力，又叫范德華力。⑵規(guī)律：一般說來，對于組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，相對分子質(zhì)量越大，分子間作用力越大，物質(zhì)的熔、沸點也就越高。如鹵素單質(zhì)的熔、沸點：F2VCl2VBr2<I2o.氫鍵液態(tài)NH3、H2O和HF中分子之間存在的一種比分子間作用力強的相互作用，即氫鍵，氫鍵不是化學鍵，可看作一種較強的分子間作用力?；瘜W鍵與化合物類型的判斷1.化學鍵與物質(zhì)類別的關(guān)系,離千鎮(zhèn) -」 高于化合物F不同用原子同 /本學鍵q \ /［接性箕一存在于乙共價化梏物?共價鍵， 產(chǎn)產(chǎn)產(chǎn)\非極性轅 存在「 同種I子同 L非金屬單廢(D“三個一定”①離子化合物中一定含離子鍵；②含離子鍵的一定是離子化合物；③共價化合物中一定不含離子鍵。(2)“三個可能”①離子化合物中可能含有共價鍵，如NaOH；②金屬與非金屬形成的化合物可能是共價化合物，如aici3；③完全由非金屬形成的化合物可能是離子化合物，如nh4CI02.離子化合物和共價化合物的判斷方法⑴根據(jù)構(gòu)成化合物的微粒間是以離子鍵還是以共價鍵結(jié)合判斷。一般說來，活潑的金屬原子和活潑的非金屬原子形成的是離子鍵，同種或不同種非金屬原子形成的大多是共價鍵