苏教版高中化学必修二第一专题知识点总结.docx

第一单元 原子核外电子排布与元素周期律
一、原子构造
质子（Z个）
原子核 留意：
中子（N个） 质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)
Z
A X 弱）——①单质与水或酸反响生成氢气简单（难）；②氢氧化物碱性强（弱）；③互相置换反响（强迫弱）Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu。
（2）非金属性强（弱）——①单质与氢气易（难）反响；②生成的氢化物稳定（不稳定）；③最高价氧化物的水化物（含氧酸）酸性强（弱）；④互相置换反响（强迫弱）2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2。
（Ⅰ）同周期比拟：
金属性：Na＞Mg＞Al
与酸或水反响：从易→难
碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3
非金属性：Si＜P＜S＜Cl
单质与氢气反响：从难→易
氢化物稳定性：SiH4＜PH3＜H2S＜HCl
酸性(含氧酸)：H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4
（Ⅱ）同主族比拟：
金属性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs（碱金属元素）
与酸或水反响：从难→易
碱性：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH
非金属性：F＞Cl＞Br＞I（卤族元素）
单质与氢气反响：从易→难
氢化物稳定：HF＞HCl＞HBr＞HI
（Ⅲ）
金属性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs
复原性(失电子实力)：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs
氧化性(得电子实力)：Li＋＞Na＋＞K＋＞Rb＋＞Cs＋
非金属性：F＞Cl＞Br＞I
氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2
复原性：F－＜Cl－＜Br－＜I－
酸性(无氧酸)：HF＜HCl＜HBr＜HI
比拟粒子(包括原子、离子)半径的方法(“三看”)：
（1）先比拟电子层数，电子层数多的半径大。
（2）电子层数一样时，再比拟核电荷数，核电荷数多的半径反而小。
元素周期表的应用
1、元素周期表中共有个 7 周期， 3 是短周期， 3 是长周期。其中第 7 周期也被称为不完全周期。
2、在元素周期表中， ⅠA-ⅦA 是主族元素，主族和0族由短周期元素、 长周期元素 共同组成。 ⅠB -ⅦB 是副族元素，副族元素完全由长周期元素 构成。
3、元素所在的周期序数= 电子层数 ，主族元素所在的族序数= 最外层电子数，元素周期表是元素周期律的详细表现形式。在同一周期中，从左到右，随着核电荷数的递增，原子半径渐渐减小，原子核对核外电子的吸引实力渐渐增加，元素的金属性渐渐减弱，非金属性渐渐增加 。在同一主族中，从上到下，随着核电荷数的递增，原子半径渐渐增大 ，电子层数渐渐增多，原子核对外层电子的吸引实力渐渐 减弱 ，元素的金属性渐渐增加，非金属性渐渐 减弱 。
4、元素的构造确定了元素在周期表中的位置，元素在周期表中位置的反映了原子的构造和元素的性质特点。我们可以依据元素在周期表中的位置，推想元素的构造，预料 元素的性质 。元素周期表中位置相近的元素性质相像，人们可以借助元素周期表探讨合成有特定性质的新物质。例如，在金属和非金属的分界限旁边找寻 半导体 材料，在过渡元素中找寻各种优良的 催化剂 和耐高温、耐腐蚀材