化学必修2 第一章物质结构元素周期律
1 元素周期表
一、元素周期表
1.门捷列夫制出了第一张元素周期表。
2.原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数
3.元素周期表一共有7个周期，每一周期分别有：2,8,8,18,18,32,32，（50）（50）个元素
4.元素周期表一共有18纵行，16个族，7个主族7个副族，第Ⅷ族，0族。（注意书写）
5.第ⅠA族（除H）：碱金属元素
第ⅦA族（第8,9,10纵行）：卤族元素
0族：稀有气体元素（化学性质不活泼，通常很难与其他物质反应，化合价定位0）
6.前三周期是短周期，其他周期是长周期。
7.*尽可能完整地默写元素周期表。
二、元素的性质与原子结构
1.*碱金属元素原子结构示意图
2.随着核电荷数的增加，碱金属元素原子的电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原
子核对最外层电子的引力逐渐减弱，金属性逐渐增强。（表现为：与氧气或水反应时的剧烈程度。）
3.碱金属的物理性质：除铯外，都是银白色。导热性导电性很好：液态钠可用作核反应
堆的传热介质。从上到下，密度逐渐增大（K反常），熔沸点逐渐下降。
4.碱金属元素的保存
Li封存在石蜡中（一般固体，液体也可以）
Na浸没在煤油里
K浸没在煤油或石蜡油
铷和铯过于活泼，一般实验室保存不了
5.碱金属元素的化学方程式与现象
Li, Na K比水轻。Na：浮融游响红Rb，Cs比水重，故与水反应时，应沉在水底。③与O2反应时，Li为Li2O；Na可为Na2O，Na2O2；K，Rb，Cs的反应生成物更复杂
6.
8.*相关的化学方程式
三、核素
1.质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）
2.同种元素原子的原子核中，中子数不一定相同。如氢：氕、氘、氚
3.质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。
4.同位素的应用：14C考古时测定文物年代，氘氚用于造氢弹、利用放射性同位素释
放的射线育种、治疗恶性肿瘤。
2.元素周期律
*指元素的性质随着元素的原子序数（即原子核外电子数或核电荷数）的递增呈周期性变
化的规律。
1.原子的结构：原子核和核外电子；原子核由质子和中子构成。
2.由内到外每个电子层最多2n2，最外层最多8个，次外层最多18个，倒数第三层最
多32个。第1、2、3、4……、7层名称分别为K、L、M、N……Q
3.原子半径的变化；金属性、非金属性的变化；氧化性、还原性的变化
*对于主族元素来说，同周期元素随着原子序数的递增，核电荷数增大，最外层电子数增加，原子核带正电，二者吸引力增大,使得外层电子离核更近，因此原子半径逐渐减小。
由于对外层电子吸引力增大，原子失电子能力减弱，原子得电子能力增加，元素非金属性逐渐增大。
核内质子多1个，正电荷多1个
原子核内外吸引力增大，原子半径减小。
例如：对于第三周期元素的非金属性NaS>P>Si。
同主族元素，随着原子序数的递增，电子层逐渐增大，原子半径明显增大，原子核对最外层电子的引力逐渐减小，元素的原子失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，所以元素的金属性逐渐增强。
例如：第一主族元素的金属性HCl>Br>I。
综合以上两种情况，可以作出简明的结论：在元素周期表中，越向左、向下方，元素金属性越强，金属性最强的金属是Cs；越向右、向上方，元素的非金属性越强，非金属性最强的元素是F。例如：金属性K>Na>Mg，非金属性O>S>P。
4.元素周期表和元素周期律的应用
意义：为指导新元素的合成、预测新物质的结构和性质都提供了线索；由于周期表中位置靠近的元素性质相近，所以可以在元素周期表一定区域内寻找元素，发现物质。
金属和非金属的分界处，可以找到半导体材料，如硅、锗等。
农药由含砷到含磷，毒性减小。
过渡元素（ⅢB族到VⅢ族的化学元素）中寻找催化剂和耐高温耐腐蚀的合金材料。3.化学键
离子键：带相反电荷离子之间的相互作用（原子间电子转移，形成正负离子，由静电作用形成的）
共价键：原子间通过共用电子对所形成的相互作用（相同原子：非极性共价键；不同原子：极性共价键）
离子化合物：通常，活泼金属与活泼非金属形成离子化合物
共价化合物：以共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物
分子间作用力：分子之间存在一种把分子聚集在一起的作用力（与熔沸点有关）
氢键：有些氢化物分子间存在一种比分子间作用力稍强的相互作用，叫氢键。主要存在
于H,O,N,F元素间。
化学反应：反应物分子内化学键的断裂和产物分子中化学键的形成
*由一种原子变成另一种原子：核反应，不是化学反应
重点
1.判断元素金属性强弱（例子）
*元素的金属性是指金属元素的原子失电子的能力。
*元素的金属性越强，它的单质的还原性越强。
*金属性和非金属性指的对象是元素，还原性和氧化性指的对象是物质。
①单质与水或酸反应生成H2越简单（置换氢气的速度越快），金属性越强（具体现象）
②最高价氧化物的水化物，即最高价氢氧化物的碱性越强，元素的金属性越强。
③发生置换反应：强制弱（若甲可以从乙的盐溶液中置换出乙，则甲强于乙）
④在元素周期表中，越向左、下方，元素金属性越强，金属性最强的金属是Cs
⑤金属活动性顺序表，一般金属位置越靠前，它的活动性越强，金属性越强，还原性
越强。（在氢以前的金属能置换出非氧化性酸中的氢，生成氢气；氢以后的金属与非氧化性酸不反应，但与氧化性酸反应，与硝酸反应时，浓硝酸一般生成NO₂，稀硝酸生成NO）
【大多数酸溶于水都能电离出H+,氢离子具有弱氧化性，所以，酸都有氧化性。
非氧化性酸是指在反应中只能表现出氢离子的弱氧化性的酸。
如：HCl, HBr，HF，磷酸，稀硫酸
氧化性酸：一般是含氧酸，是指酸中除了氢、氧元素之外的中心元素在化学反应中表现出强氧化性。
浓、稀硝酸，浓硫酸，次氯酸，氯酸，亚氯酸，高氯酸，亚硝酸等。】
钾钡钙钠镁铝锰锌铬铁镍锡铅(氢)、铜汞银铂金。
K Ba Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb (H)Cu Hg Ag Pt Au
⑥发现年代：不活泼，游离态；活泼：化合态
⑦由原电池的正负极判断。一般情况下，活泼性强金属电极做负极。
⑧一般情况下，金属阳离子的氧化性越弱，对应元素的金属性越强。特例：三价铁的
氧化性强于二价铜，但铁的金属性强于铜。
⑨单质的还原性越强，则对应元素的金属性越强。
2.判断元素非金属性的强弱
F>O>N>Cl>Br>S,I>C >At>H>P>As>Te>B>Si
*氧化性与还原性：升价失电氧氧氧、升氧降还
氧化性是指物质得电子的能力。
处于高价态的物质和活泼非金属单质(如：氟、氯、氧等）一般具有氧化性，而处于低价态的物质一般具有还原性。
