1、高中化学必修二笔记物质结构 元素周期律一、原子结构1. 原子结构微粒电子质子中子质量（Kg）9.10910-311.67310-271.67510-27相对质量0.000548 (1 /1836)1.007 11.008 1电量(C)1.60210-191.60210-190电荷-1+10 核电荷数 = 质子数 = 核外电子数；质子数（Z）+ 中子数（N）= 质量数（A） AZX的意义：表示一个质量数为A、质子数为Z的原子。2. 原子结构理论的发展: 经历了以下五个发展阶段： 古希腊哲学家德谟克利特提出古典原子论，认为物质本源是原子和虚空，原子在虚空中处于永恒运动之 中，物质是由原子构成的，物
2、质只能分割到原子； 1803年英国化学家道尔顿家建立了原子学说；(认为原子是不可再分的实心球) .这一发现使化学开始成为一门科学 1903年汤姆逊发现了电子建立了“葡萄干布丁”模型；（原子仍是实心球，电子象葡萄干一样嵌在球上） 1911年英国物理学家卢瑟福根据粒子散射实验提出原子结构的核式（行星式）模型； 1913年丹麦科学家玻尔建立了核外电子分层排布的原子结构模型； .玻尔首次将量子化概念应用到原子结构中 20世纪20年代建立了现代量子力学模型。3. 元素、核素和同位素 1）元素：具有相同质子数（核电荷数）的同一类原子的总称。 2）核素：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。 3）同位素
3、：质子数相同而中子数不同的同一种元素的不同核素互为同位素。 同位素的物理性质不同，但化学性质几乎完全相同。不同同位素构成的化合物是不同的化合物，其物理 性质不同，化学性质几乎相同。 质子数决定元素的种类，质子数和中子数决定核素的种类。 说明：三者的研究对象都是原子同一元素的不同核素之间互称为同位素 同种元素可以有多种核素（同位素）所以元素的种数远少于原子的种数。 4）同素异形体：是相同元素组成，不同形态的单质。如碳元素就有金刚石、石墨、无定形碳等同素异形体。同素异形体由于结构不同，彼此间物理性质有差异；但由于是同种元素形成的单质，所以化学性质相似。同素异形体的形成方式有三种： 组成分子的原子数
4、目不同，例如：氧气O2和臭氧O3，红磷：P，白磷：P4 晶格中原子的排列方式不同，例如：金刚石、石墨、C60 晶格中分子排列的方式不同，例如：正交硫和单斜硫, (正交硫稳定)，分子式均为S84. 原子核外电子的排布 电子在原子核外排布时，总是尽量先排在离核最近（能量最低）的电子层里，然后由里向外，依次排布在能 量较高的电子层里，核外电子是分层排布。电子做高速运动，接近光速 在化学上，各电子层的层序数n依次为1、2、3、4、5、6、7，分别称为K、L、M、N、O、P、Q电子层。（1）各电子层最多容纳的电子数为2n2个(n为电子层序数)。（2） 最外层电子数都不超过8个（K层不超过2个）。（3）各
5、稀有气体元素的原子中最外层所容纳的电子数是8（氦除外）。 ( 4 ) 各元素原子次外层所容纳的电子数最多是18，倒数第三层电子数不超过32个。5. 几种常见的相对原子质量 1）元素的相对原子质量：已知某元素的各种同位素的相对原子质量，及在自然界中各同位素的原子百分数， 就可以利用下式求出该元素的相对原子质量。 =A1a1%+A2a2%+ 2）元素的近似相对原子质量：将上式中的Ar用质量数A代替进行计算。 3）元素的一种同位素的相对原子质量（原子的相对原子质量）：以一种碳原子（核内有6个质子和6个中子 的碳原子）的质量的1/12（约1.66 1027千克）作为标准，其他原子的质量跟它比较所得的数
6、值，就是 这种原子的相对原子质量。 4）原子的近似相对原子质量（即质量数）5. 现代测定相对原子质量的方法主要有化学方法和物理方法（质谱法）。化学方法：是先制备该元素的纯卤化物，采用银作二级基准分析卤化物纯度，再向一定量的卤化物样品溶液中加入等量的硝酸银，用重量法测定卤化银的重量，然后通过当量求出相对原子质量。质谱法：是通过测定同位素的相对原子质量，然后根据其在自然界的丰度（即原子百分数）计算得到的。它所使用的仪器叫质谱仪。这种方法的最大优点是精度高，现代相对原子质量几乎都是由质谱法测定的。在质谱仪中，被测样品（气体和固体的蒸汽）中的元素经阴极射线的作用产生带正电荷的离子，正离子先后通过电场和
7、磁场后，发生偏转。无论正离子速度的大小，只要其电荷与质量之比（e/m，简称荷质比）相同的离子就会收敛在一处，在照相板上留下痕迹；不同e/m的正离子将收敛在不同位置，从而形成相应的线条。将这些线条的位置与12C原子质谱上的谱线和相应的质量标度比较可求得这些离子即元素的相对质量。同时，用电流检示计通过测定离子流的强度求出这些元素的相对丰度，进而便可算出该元素的相对原子质量。二、元素周期表1. 原子序数：把不同的元素按核电荷数由小到大的顺序对其进行编号，这种编号叫2. 元素周期表 （1）周期：把电子层数相同的各种元素按照原子序数递增的顺序从左到右排成横行。 周期周期名称周期别名元素总数规律具有相同的
8、电子层数而又按原子序数递增的顺序排列的一个横行叫周期。 7个横行7个周期第1周期短周期1号到18号元素2电子层数 = 周期数 第7周期排满是第118号元素其中含镧系元素15种B其中含锕系元素15种B第2周期8第3周期8第4周期长周期18第5周期18第6周期32第7周期不完全周期26（目前）（2）族：把不同的横行中最外层电子数相同的元素，电子层递增的顺序由上而下排成纵行族族名类名核外最外层电子数规律周期表中有18个纵行，第8、9、10三个纵行为第族外，其余15个纵行，每个纵行标为一族。7个主族7个副族0族第族共16个族主族第A族H和碱金属1主族数=最外层电子数A族原子最外层有3对孤对电子1个成单
9、电子；A族原子最外层有2对孤对电子2个成单电子；A族原子最外层有1对孤对电子3个成单电子第A族碱土金属2第A族3第A族碳族元素4第A族氮族元素5第A族氧族元素6第A族卤族元素70族稀有气体2或8副族第B族、第B族、第B族、第B族、第B族、第B族、第B族、第族只由长周期元素构成的族最外层电子数一般不等于族序数（第B族、B族除外）最外层电子数只有17个。 由短周期元素和长周期元素共同构成的族，叫做主族；完全由长周期元素构成的族， 叫做副族。*同周期相邻元素原子序数差：A族与A族，从第二周期到第七周期依次为1, 1, 11, 11, 25, 25*同主族相邻元素原子序数差：A族、A族元素：相差上一周
10、期所含元素种数 A族A族、0族：相差下一周期所含元素种数3. 确定元素在周期表中的位置 1）根据元素的原子序数，与0族元素的序数比较大小确定0族元素的序数：1-He，10-Ne，18-Ar，36-Kr，54-Xe，86-Rn根据元素的原子序数，找出与其相邻的0族元素，若其原子序数小于0族元素的原子序数，则该元素与相邻的0族元素处于同一周期若该元素原子序数比相应0族元素多1或2，则该元素处于A或A若该元素原子序数比相应0族元素少15时，则该元素处于同一周期AA若预测新元素的位置，可与118号元素按照上法推测 2）周期表中特殊位置的元素族序数等于周期数的元素：H、Be、Al；族序数等于周期数2倍的
11、元素：C、S；族序数等于周期数3倍的元素：O； 周期数是族序数2倍的元素：Li；周期数是族序数3倍的元素是：Na； 最高正价不等于族序数的元素是：O、F。 3）元素性质、存在、用途的特殊性 形成化合物种类最多的元素，或气态氢化物中氢的质量分数最大的元素：C；空气中含量最多的元素，或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素：N；常温下呈液态的非金属单质元素是：Br；最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素是：Be、Al；元素的气态氢化物和它的最高价氧化物的水化物起化合反应的元素是：N；，元素的气态氢化物和它的最高价氧化物的水化物起氧化还原反应的元素是：S；元素的气态氢化物能和它的氧化物在
12、常温下反应生成该元素单质的元素是：S。4. 重水重水的一个分子是由两个重氢原子和一个氧原子组成，其分子式为D2O，相对分子质量是20，重水在自然界中分布较少，在普通水中约含重水0.015%。由于含量少，制备难，它比黄金还贵重。重水外观上和普通水相似，是无色、无臭无味的液体。密度比普通水大，熔点、沸点比普通水高。由于重水分子量大，运动速度慢，所以在高山上的冰雪中，特别是在南极的冰雪中重水含量微乎其微，水的密度最小，是地球上最轻的水。重水在尖端科技中有十分重要的用途。原子能发电站的心脏是原子反应堆，为了控制原子反应堆中核裂变反应的正常进行，需要用重水做中子的减速剂。电解重水可以得到重氢，重氢是制氢
13、弹的原料，我国已于1967年6月17日成功地爆炸了第一颗氢弹，大长了中国人民的志气。更重要的是重氢进行核聚变反应时，可放出巨大的能量，而且不会污染环境。有人计算推测，如果将海水中的重氢都用于热核反应发电，其总能量相当于全部海洋都变成了石油。重水虽然在尖端技术上是宝贵的资源，但对人却是有害的。人是不能饮用重水的，微生物、鱼类在纯重水或含重水较多的水中，只要数小时就会死亡。相反，含重水特别少的轻水，如雪水，却能刺激生物生长。三、元素周期律 随着原子序数（核电荷数）的递增：元素的性质呈现周期性变化： 原子最外层电子数呈周期性变化 元素周期律 原子半径呈周期性变化 元素主要化合价呈周期性变化 元素的金
14、属性与非金属性呈周期性变化同 周 期（从左到右）同 主 族（从上到下）原子半径逐渐减小逐渐增大电子层排布电子层数相同最外层电子数递增电子层数递增最外层电子数相同失电子能力逐渐减弱逐渐增强得电子能力逐渐增强逐渐减弱金属性逐渐减弱逐渐增强非金属性逐渐增强逐渐减弱主要化合价最高正价（1 7）非金属负价 = （8族序数）最高正价 = 族序数非金属负价 = （8族序数）最高氧化物的酸性酸性逐渐增强酸性逐渐减弱对应水化物的碱性碱性逐渐减弱碱性逐渐增强非金属气态氢化物的形成难易、稳定性形成由难 易稳定性逐渐增强形成由易 难稳定性逐渐减弱1. 元素的金属性和非金属性（1）电子层数越多 原子半径越 大 核对电子
15、引力越 弱 原子失电子能力越 强 得电子能力越 弱 金属性越 强 、非金属性越 弱 。（2）电子层数相同，质子数越多（即原子序数越大） 原子半径越 小 核对电子的引力越 强 原子 失电子能力越 弱 得电子能力越 强 金属性越 弱 、非金属性越 强 。原子半径变化规律：同一周期，从左到右核电荷数依次增多，原子半径逐渐减少，失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强。因此，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。在同一主族的元素中，由于从上到下电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，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，非金属性逐渐减弱。在周期表中，钫（Fr)元素的原子半径最大，氟（
16、F）元素的原子半径最小，由于钫及其后面的元素均是放射性元素，在自然界稳定存在的元素当中，铯（Cs）的金属性是最强的。（3）判断元素金属性强弱的依据： 元素金属性和非金属性强弱的判断方法金属性比较本质原子越易失电子，金属性越强。判断依据1在金属活动顺序表中越靠前，金属性越强。2单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强。3单质还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强。4最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强。5若xn+y=x+ym+ 则y比x金属性强。非金属性比较本质原子越易得电子，非金属性越强。判断方法1与H2化合越易，气态氢化物越稳定，非金属性越强。2单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非
17、金属性越强。3最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强。4An-+B=Bm-+A 则B比A非金属性强。 1）.单质跟水（或酸）反应置换出氢的难易；性质NaMgAl单质与水（或酸）的反应情况与冷水剧烈反应放出氢气与冷水反应缓慢，与沸水迅速反应，放出氢气，与酸剧烈反应放出氢气与酸迅速反应放出氢气最高价氧化物对应水化物的碱性强弱NaOH强碱Mg(OH)2中强碱Al(OH)3两性氢氧化物 2）.最高价氧化物的水化物氢氧化物的碱性强弱。金属性 NaMgAl 碱性强弱 NaOHMg(OH)2Al(OH)3（4）判断元素非金属性强弱的依据：1）.跟氢气生成气态氢化物的难易程度以及氢化物的稳定性；2）.元素
18、最高价氧化物的水化物的酸性强弱。性质SiPSCl非金属单质与氢气反应的条件高温磷蒸气与氢气能反应须加热光照或点燃时发生爆炸而化合最高价氧化物对应水化物的酸性强弱H4SiO4弱酸H3PO4中强酸H2SO4强酸HClO4是比H2SO4更强的酸非金属性 SiPSCl 氢化物稳定性 SiH4PH3H2SHCl酸性强弱顺序 H4SiO4H3PO4H2SO4HClO41.稳定性强弱：HF HCl HBr HI NH3 HF NH3 PH32.碱性强弱：KOH NaOH Mg(OH)23.酸性强弱：HClO4 HBrO4 HNO3 H3PO42. 元素化合价元素的化合价与原子的电子层结构，特别是与最外电子层
19、中电子的数目有密切关系，因此，元素原子的最外电子层中的电子，也叫做价电子。 主族序数 = 最外层电子数 = 主族元素最高正价数其中，有个别元素比较特殊，如氧元素的化合价一般是2价，而氟元素没有正化合价，即氟元素无最高价氧化物及其水合物。非金属元素的最高正价+最低负价=8，金属元素只有正化合价而无负价例: 若短周期中的两种元素可以形成原子个数比为23的化合物，则这两种元素的原子序数之差不可能是A.1 B.3 C.5 D.6解析：规律性：根据价偶序偶，价奇序奇规律，在短周期元素化合物X2Y3或X3Y2中，价数之差属于奇偶数之差，不可能是偶数；原子序数之差也不可能是偶数，只有D项符合。元素的主要化合
20、价及实例3. 随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性变化。 1）. 当电子层数及核电荷数均不同时，电子层数越多的，半径越大。 2）. 当电子层数相同，核电荷数不同时，核电荷数越大的，半径越小。 3）. 当核电荷数相同，电子层数也相同时，核外电子数越多的，半径越大。 4）. 当核电荷数相同，电子层数不相同时，电子层数越多的，半径越大。简单微粒半径的比较方法原子半径1.电子层数相同时，随原子序数递增，原子半径减小例：rNarMgrAlrSirprsrCl2.最外层电子数相同时，随电子层数递增原子半径增大。例：rLirNarkrRbrCs离子半径1. 同种元素的离子半径:阴离子大于原子, 原子大
21、于阳离子, 低价阳离子大于高价阳离子.例：rCl-rCl，rFerFe2+rFe3+2.电子层结构相同的离子,核电荷数越大,半径越小.例：rO2-rF-rNa+rMg2+rAl3+3.带相同电荷的离子,电子层越多,半径越大.例：rLi+rNa+rK+rRb+rcs+；rO2-rs2-rse2-rTe2-4.带电荷、电子层均不同的离子可选一种离子参照比较。 例：比较rk+与rMg2+可选rNa+为参照可知rk+rNa+rMg2+4. 随着原子序数的递增，元素原子最外层电子排布呈现周期性变化。 元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化，这个规律叫元素周期律。 元素原子的核外电子排布的周期性变
22、化，决定了元素性质的周期性变化。这也是元素周期律的实质。5. 对角线规则：在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，其相似性甚至超过了同主族元素，被称为“对角线规则”。实例： 锂与镁的相似性超过了它和钠的相似性，如：LiOH为中强碱而不是强碱，Li2CO3难溶于水等等。 Be、Al的单质、氧化物、氢氧化物均表现出明显的“两性”；Be 和Al单质在常温下均能被浓H2SO4钝化；A1C13和BeCl2均为共价化合物等。 晶体硼与晶体硅一样，属于坚硬难熔的原子晶体。6. 周期律的发现和周期表的编排，为后人从事科学研究和工农业生产起着重要的指导（1）在非金属区寻找制造农药的元素，如
23、Cl、P、S、N、As等。（2）在B、Si、As、Te、At阶梯线两旁寻找半导体材料，如Si、Ge、Se等。（3）在过渡元素区寻找化学反应的催化剂（如Fe、Ni、Cu、Mn、Pt等）及耐高温材料（如W）。（4）在周期律指导下，自然界中存在的92种元素迅速地被发现、“归位”。人造元素及同位素一种接一种 被制造出来，不完全周期不久可排满。截至目前为止，在自然界找到了约300种同位素，人工合成了 约1200多种元素及同位素。超重元素（110号以上的元素，有的从92号铀算起）的研究更有诱人的 前景，主要是开发新能源。有人想利用超重元素制造袖珍核武器暗藏在手提包里的小型核弹。此 外在治疗癌症方面，疗效好
24、，无副作用。（5）周期系在指导原子核的研究方面有深刻的影响。门捷列夫曾指出，周期系中具有“最大”相对原子质量 的钍和铀的重要性。放射性的发现证实了这一预见。这一发现是原子核研究的序幕。放射性的位移定 律也是以周期系为依据。总之，原子核的种种人工蜕变，都是按元素在周期表中的位置来实现的。有关化学键的重要知识点化学键：指在分子内相邻的原子间存在着的强烈的相互作用，常包括离子键、共价键和金属键。 化学键的强弱通常用键能来表示。 键能：拆开1mol理想气体分子AB为中性气态原子A和B时，需要吸收的能量。通常键能越大，表明改化学键愈牢固，由该键组成的分子也就愈稳定。如HCl的键能E(H-Cl)=431K
25、J.mol-1，HI的键能E(H-I)=299KJ.mol-1，HCl比HI稳定，受热时就较易分解。化学键是与能量联系在一起的。化学键的断裂和形成正是化学反应中能量变化的主要原因。C(石墨，s) = C(金刚石，s) H0，所以石墨比金刚石稳定物质的稳定性与能量高低的关系：物质具有的能量越低则越稳定，反之，物质具有的能量越高则越不稳定。由此可推知：一个化学反应若是放热反应，则说明生成物的总能量比反应物的总能量低，生成物比反应物稳定；一个化学反应若是吸热反应，则说明反应物的总能量比生成物的总能量低，反应物比生成物稳定。化学键类型离子键共价键金属键概念阴阳离子间通过静电引力作用所形成的化学键原子间
26、通过共用电子对所形成的化学键金属阳离子与自由电子间通过相互作用而形成的化学键成键微粒阴阳离子原子金属阳离子和自由电子成键性质静电作用共用电子对电性作用形成条件活泼金属与活泼的非金属元素非金属与非金属元素金属内部实例NaCl、MgOHCl、H2SO4Fe、Mg1. 离子键：大多数盐、碱、低价金属氯化物都属于离子化合物。 静电作用包含阴阳离子间吸引和核间、电子间的斥力 离子键的形成只是阴阳离子之间的静电作用，并不一定发生电子的得失（如Na+与OH-结合）2. 离子化合物：由离子键构成的化合物叫做离子化合物。 （1）活泼金属与活泼非金属形成的化合物。如NaCl、Na2O、K2S等 （2）强碱：如Na
27、OH、KOH、Ba(OH) 2、Ca(OH) 2等 （3）大多数盐：如Na2CO3、BaSO4（4）铵盐：如NH4Cl 小结：一般含金属元素的物质(化合物) 铵盐。（一般规律） 【注意】： 酸不是离子化合物。强碱及大多数的盐中都含有离子键。含有金属元素的化合物不一定是离子化合物，如AlCl3.。不含金属元素的化合物不一定不是离子化合物，如NH4Cl。离子化合物溶于水或熔化后均电离成自由移动的阴阳离子，离子键被破坏。 离子键只存在离子化合物中，离子化合物中一定含有离子键。3. 共价键：原子间通过共用电子对所形成的相互作用叫做共价键。成健原因：通过共用电子对，原子最外层电子数目一般能达到饱和，由不
28、稳定变稳定；两原子核都吸引共用电子对，使之处于平衡状态；原子通过共用电子对形成共价键后，体系总能量降低。4. 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。（1）极性共价键与非极性共价键的比较共价键极性共价键非极性共价键定义不同元素的原子形成的共价键，共用电子对（电子云重叠）发生偏移的共价键同种元素的原子形成共价键，共用电子对（电子云重叠）不发生偏移成键原子电性显电性电中性原子吸引电子能力不相同相同共用电子对偏向吸引电子能力强的原子不偏向任何一方影响性质极性分子或非极性分子非极性分子实例HClHH 、ClCl 形成条件由同种非金属元素组成由不同种非金属元素组成（2）分子极性的判断：单质分子：全为非极性分子，如X2、O2、H2、P4等，但O3除外；AB型分子：全为极性分子，如HX、CO等；ABn型分子：若A的化合价等于价电子数目，则分子的空间结构对称，其分子为非极性分子；若A的化合价不等于其价电子数目，则分子的空间结构不对称，其分子为极性分子，具体分析如下表：化学式BF3CO2PCl5SO3(g)H2ONH3SO2中心原子化合价+3+4+5+6-2-3+4中心原子价电子数3456656分子极性非极性非极性非极性非极性极性
