高一化学必修2_第一章复习课件

元素的化学性质
原子序数＝核电荷数＝质子数＝ 原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数 质量数（A）＝质子数（Z）＋中子数（N） 质量数（ ）＝质子数（ ）＋中子数（ ） ）＝质子数 ）＋中子数
A Z
表示核电荷数(质子数 Ｚ，质量数为 质子数)为 X －表示核电荷数 质子数 为Ｚ，质量数为
Ａ的一个X原子 的一个 原子
原子半径示意图 原子半径示意图
H Li N a K Rb Cs Fr Be M g Ca Sr Ba Ra B Al Ga In Tl C Si Ge Sn Pb N P As Sb Bi O S Se Te Po F Cl Br I At He N e Ar Kr Xe Rn
原子半径的递变规律
族 周期
IA
IIA
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
1 2 3 4 5 6 7
原子半径逐渐变小
原 子 半 径 逐 渐 变 小
周期 的 周期的 族 原子半径 小
族
碱金属元素的性质
似 形 递 变 性 名 相 称 最外层 物 理 化 学 电 子 熔 点 沸 点 密 度 化 学
电子数 性 质 性 质 层 数 性 质
2、元素周期律 、 元素的性质随着原子序数的递增而呈 元素周期律。 周期性变化的规律叫做元素周期律 周期性变化的规律叫做元素周期律。
(1)同周期元素随原子序数递增，核外电子排列 同周期元素随原子序数递增， 同周期元素随原子序数递增 呈周期性变化； 呈周期性变化； (2)同周期元素随原子序数递增，原子半径减小； 同周期元素随原子序数递增， 减小； 同周期元素随原子序数递增 原子半径减小 原因：同周期元素电子层数相同， 原因：同周期元素电子层数相同，原子半径决 定于核电荷数，核电荷数(原子序数 越大， 原子序数)越大 定于核电荷数，核电荷数 原子序数 越大， 核对电子吸引力越强，则原子半径越小。 核对电子吸引力越强，则原子半径越小。 (3)同周期元素随原子序数递增，主要化合价呈 同周期元素随原子序数递增， 同周期元素随原子序数递增 周期性变化； 周期性变化； 最高正价： ～ 最高正价：+1～+7 最低负价： ～－1 最低负价：由－4～－ ～－
离子键 1、定义：带相反电荷离子之间的相互作 定义： 称为离子键。 用称为离子键。 2、形成元素：一般由活泼金属（ⅠA、 形成元素：一般由活泼金属（ⅠA、 活泼金属 ⅡA） 活泼非金属( A)组成 组成。 ⅡA）与活泼非金属(ⅥA 、 ⅦA)组成。 3、离子化合物：由离子键构成的化合 离子化合物： 离子键构成的化合 物叫做离子化合物。 物叫做离子化合物。 例如：NaCl、KCl、 Cl、NaOH等 例如：NaCl、KCl、NH4Cl、NaOH等。
见课本17页 元素金属性和非金属性的递变 (见课本 页) 见课本 (1)同一周期从左到右元素的金属性逐渐 减弱 ，非金属性逐 同一周期从左到右元素的金属性逐渐 不包括稀有气体元素)。 不包括稀有气体元素 渐 增强 (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增强 ，非金属性 同一主族从上到下元素的金属性逐渐 不包括稀有气体元素)。 逐渐 减弱 (不包括稀有气体元素 。 不包括稀有气体元素
＊
同位素： 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。 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） （同一种元素的不同核素互称为同位素） 、 、 ； 、 如：1H、2H、3H；12C、14C
三、核外电子的排布规律及表示方法 1、核外电子总是尽先排布在能量最低的电子 、 层里，然后由里往外， 层里，然后由里往外，依次排布在能量较高的 电子层里（这就是能量最低原理）。 电子层里（这就是能量最低原理）。 电子层的代号 n 2、各电子层最多能容纳的电子数为 2n2 、 1 2 3 4 5 6 7 3、最外层电子数不能超过 8（当K层为最外层 、 （ 层为最外层 序号 时不能超过 2 ）。 K L M N O P Q 各 4、次外层电子数不能超过 18 ，倒数第三层 、 电 与原子核 从小到大 电子数不能超过 32 。 子 的距离 层 注意：以上四条规律是相互联系的，不能孤 注意：以上四条规律是相互联系的从低到高 ， 能量 立地理解。 立地理解。
五、化学键
定义：相邻的两个 多个原子 离子) 两个或 原子(或 定义：相邻的两个或多个原子 或离子
强烈的相互作用叫做化学键。 之间强烈的相互作用叫做化学键 之间强烈的相互作用叫做化学键。
离子键和共价键通称为化学键。 离子键 化学键 极性键 共价键 非极性键 化学反应的实质： 化学反应的实质：
旧化学键断裂，新化学键形成的过程。 旧化学键断裂，新化学键形成的过程。 断裂 形成的过程
H︰H ︰ H︰N︰H ︰ ︰ ‥ H ‥ H︰O︰ ︰ ︰ ‥ H H︰C︰H ︰ ︰ ‥ H
·· Cl ] Na+ [： ： ··
·· H Cl ·· ··
··
分子结构和化学键
用电子式表示离子键、 用电子式表示离子键、共价键的形成过程
.
2
＋
H H×
.
×
＋
H
离子键和共价键的比较
离 子 键 成键微粒 阴、阳离子 成键本质 静电作用 表示方法 Na+ [ ： ·· ：Cl ] 共 价 键 原子 共用电子对
共价键 1、定义：原子间通过共用电子对所形 共用电子对所形 、定义：原子间通过共用电子对 成的相互作用。 成的相互作用。 2、形成元素： 、形成元素： 同种或不同种非金属元素结合 非金属元素结合； 1）同种或不同种非金属元素结合； 2)部分金属元素元素原子与非金属元素 部分金属元素元素原子与非金属元素, 2)部分金属元素元素原子与非金属元素, 如AlCl3 ;BeCl2 ； 3、共价化合物：以共用电子对形成分子 、共价化合物： 共用电子对形成分子 的化合物。 的化合物。 4、共价键的存在：HCl、H2等，一些 、共价键的存在： 、 离子化合物中， 离子化合物中，如NaOH、Na2O2等。 、
锂 钠 钾 铷 铯
1
银白, 银白, 软 ,轻 . 低 (熔 点). 略带 金色
金 逐 渐 增 强 逐 渐 逐 渐 属 逐 渐 增 性 逐 渐 增 强 性
卤素的性质
相似形 递变性 名 称 最外层 物理 化学 电子 熔点 沸点 密度 化学
电子数 性质 性质 层数 性质
氟 非 氯 7 溴 单质 的熔, 的熔, 沸点 较低, 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 金 属 性 逐 渐 减 弱 碘
四、元素周期表和元素周期律
1、元素周期表的结构 、 （1）7个周期 周期序数＝电子层数 ） 个周期 周期序数＝ 第1周期 2种元素 周期 种元素 三个短周期 第2周期 8种元素 周期 种元素 第3周期 8种元素 周期 种元素 第4周期 18种元素 周期 种元素 三个长周期 第5周期 18种元素 周期 种元素 第6周期 32种元素 周期 种元素 一个不完全周期：第七周期，应有32种元素 种元素， 一个不完全周期：第七周期，应有 种元素， 现有26种元素 种元素。 现有 种元素。
第一章 物质结构 元素周期律
知识结构
一、元素： 元素： 具有相同核电荷数 即核内质子数） 核电荷数（ 具有相同核电荷数（即核内质子数）
的一类原子的总称。 的一类原子的总称。 原子的构成: 二、原子的构成: 决定 元素 质子 种类 原子核 原子
{ {
中子 核外电子 决定
}
决定 原子 核 原子(核
素)种类 种类
元素的金属性和非金属性判断依据
“越易越强、越强越强” 越易越强、越强越强”
元素金属性强弱的判断依据： 元素金属性强弱的判断依据： 1) 单质跟水或酸起反应置换出氢的难易； 2) 元素氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱。 元素非金属性强弱的判断依据： 元素非金属性强弱的判断依据： 1) 最高价氧化物的水化物的酸性强弱； 2) 单质与氢气生成氢化物的难易或生成氢化物的 稳定性。
（2）16个族 ） 个族 七个主族（ ） 七个主族（A） ：由长周期和短周期元素组 位于第1、 、 、 、 、 成，IA~VIIA 位于第 、2、13、14、15、 16、17纵行 、 纵行 七个副族（ ） 仅由长周期元素组成， 七个副族（B） ：仅由长周期元素组成， IB~VIIB位于第 、12、3、4、5、6、7纵行 位于第11、 、 、 、 、 、 纵行 位于第 一个第Ⅷ 位于第8、 、 三个纵行 一个第Ⅷ族：位于第 、9、10三个纵行 一个0族 稀有气体元素族，位于第18纵行 一个 族：稀有气体元素族，位于第 纵行 主族序数＝最外层电子数＝ 主族序数＝最外层电子数＝最高正价数 主族序数＝ 主族序数＝主族元素的最高正价数 ＝8－最低负价数 －
粒子半径比较
1、电子层数、核电荷数均不同，电子 、电子层数、核电荷数均不同， 层数越多，半径越大。（例如： 。（例如 层数越多，半径越大。（例如：Na<K） ） 2、电子层数相同，核电荷数不同时， 、电子层数相同，核电荷数不同时， 核电荷数大的半径反而小。（例如： 核电荷数大的半径反而小。（例如： 。（例如 Na>Mg、Na+>Mg2+） 、 3、当核电荷数相同、电子层数也相同 、当核电荷数相同、 的时候，核外电子数越多，半径越大。 的时候，核外电子数越多，半径越大。 例如： （例如：Cl<Cl-）
非金属性逐渐增强
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
1 2 3 4 5 6 7
非 金 金 属 性 逐 渐 增 强 Ge As Sb 渐 增 Te Po 强
At
零 族 元 素
B
属
非金属区
Al Si
性 逐
金属区
金属性逐渐增强
元素周期表和元素周期律的应用