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1高中化学必修2精讲与练习第一讲：物质结构元素周期表教学重点：巩固学习原子结构和性质的关系巩固学习元素周期表的结构1.原子结构⑴原子的组成（一个图）核电荷数（Z）==核内质子数（Z）==核外电子数==原子序数质量数（A）==质子数（Z）＋中子数（N）阴离子的核外电子数==质子数＋电荷数（—）阳离子的核外电子数==质子数＋电荷数（＋）(五个数)⑵区别概念：元素、核素、同位素（三个素）元素：具有相同核电荷数（即质子数）的同一类原子的总称核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子的互称；也就是说同一元素的不同核素之间互称为同位素。小提示：两同(同质子数、同一元素)两不同(中子数不同、原子不同)⑶元素的相对原子质量（两个量了解）①同位素的相对原子质量：该同位素质量与12C质量的1/12的比值。②元素的相对原子质量等于各种同位素相对原子质量与它们在元素中原子所占百分数（丰度）乘积之和。即：元素的相对原子质量Ar==Ar1·a%＋Ar2·b%＋…⑷核外电子的电子排布（了解）①核外电子运动状态的描述电子云（运动特征）：电子在原子核外空间的一定范围内高速、无规则的运动，不能测定或计算出它在任何一个时刻所处的位置和速度，但是电子在核外空间一定范围内出现的几率（机会）有一定的规律，可以形象地看成带负电荷的云雾笼罩在原子核周围，我们把它称为电子云。电子层：在多个电子的原子里，根据电子能量的差异和通常运动的区域离核远近不同，把电子分成不同的能级，称之为电子层。电子能量越高，离核越远，电子层数也越大。电子层符号KLMNOPQ电子层序数n1234567离核远近近——→远能量高低低——→高②原子核外电子排布规律每一层电子数最多不超过2n2；最外层电子数最多不超过8个，次外层电子数最多不超过18个，倒数第三层不超过32个；核外电子总是先占有能量最低的电子层，当能量最低的电子层排满后，电子才依次进入能量较高的电子层。原子核外电子e=Z原子核质子Z中子N(A—Z)2⑸原子结构示意图的书写NaCl（一个图）2.元素周期表（四周期）⑴元素周期表H1.008元素周期表He4.003Li6.941Be9.012B10.81C12.01N14.01O16.00F19.00Ne20.18Na22.99Mg24.31Al26.98Si28.09P30.97S32.07Cl35.45Ar39.95K39.10Ca40.08Sc44.96Ti47.88V50.94Cr52.00Mn54.94Fe55.85Co58.93Ni58.69Cu63.55Zn63.39Ga69.72Ge72.61As74.92Se78.96Br79.90Kr83.80Rb85.47Sr87.62Y88.91Zr91.22Nb92.91Mo95.94Tc[98]Ru101.1Rh102.9Pd106.4Ag107.9Cd112.4In114.8Sn118.7Sb121.8Te127.6I126.9Xe131.3Cs132.9Ba137.3La-LuHf178.5Ta180.9W183.8Re186.2Os190.2Ir192.2Pt195.1Au197.0Hg200.6Tl204.4Pb207.2Bi209.0Po[210]At[210]Rn[222]Fr[223]Ra[226]Ac-La氢氦锂铍硼碳氮氧氟氖；钠镁铝硅磷硫氯氩；钾钙；钪钛钒铬锰；铁钴镍铜锌；⑵元素周期表的结构分解周期名称周期别名元素总数规律具有相同的电子层第1周期2电子层数==周期数3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2周期短周期8（第7周期排满是第118号元素）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）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Ⅷ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Ⅷ族主族第ⅠA族H和碱金属1主族数==最外层电子数第ⅡA族碱土金属2第ⅢA族3第ⅣA族碳族元素4第ⅤA族氮族元素5第ⅥA族氧族元素6第ⅦA族卤族元素70族稀有气体2或8副族第ⅠB族、第ⅡB族、第ⅢB族、第ⅣB族、第ⅤB族、第ⅥB族、第ⅦB族、第Ⅷ族小提示：本节重点知识可利用小口诀：“一二三四五”来记本讲例题精讲：【例题剖析】【例1】．X、Y、Z三种元素的原子具有相同的电子层数，而Y的核电荷数比X大2，Z的核电荷数比Y多4，1molX单质跟足量的酸起反应能置换出1g氢气，这时X转为与氖原子相同电子层结构的离子，根据上述条件，试回答：(1)X、Y、Z的元素符号依次为、、。(2)X、Y最高价氧化物对应水化物跟Z的气态氢化物的水溶液反应的离子方程式分别为①，②。【解析】本题确定X是关键，定量关系：2X――――H2不要找错。离子反应方程式写好之后，要注意检查两个守恒:质量守恒、电荷守恒。答案：（1）NaA1C1（2）①OH_+H+====H2O②A1(OH)3+3H+======A13++3H2O【例2】有关3517Cｌ－粒子，回答下列问题：(1)所含质子数；中子数，电子数；质量数。(2)该粒子的结构示意图；电子式。(3)它与3517Cｌ、3717Cｌ之间的关系是。4(4)它与3517Cｌ的半径大小的关系是。(5)已知Cl元素的相对原子质量为35.5，可知3517Cｌ、3717Cｌ原子在自然界的原子质量分数之比为。【解析】（1）1718(3)它与3517Cｌ是同种原子；与3717互为同位素3517Cｌ－的半径大于3517Cｌ的原子半径(5)3∶1师：学习原子的结构时，要注意，并非所有的原子核内都有中子，如11H原子核中就无中子；同一种元素的同位素只与核内中子数有关，而与核外电子数无关。如3517Cｌ与3517Cｌ是同位素的关系，而3517Cｌ－与3717Cｌ也是同位素关系。第二讲：元素周期律教学重点：巩固学习元素周期律的相关知识巩固化学键的相关知识3.元素周期律⑴定义：元素的性质随着元素原子序数递增而呈现周期性变化的规律叫元素周期律。⑵实质：元素性质的周期性变化是元素原子核外电子数排布的周期性变化的必然结果。这就是元素周期律的实质。⑶内容随着原子序数递增，①元素原子核外电子层排布呈现周期性变化；②元素原子半径呈现周期性变化；③元素化合价呈现周期性变化；④元素原子得失电子能力呈现周期性变化；即元素的金属性和非金属性呈现周期性变化。⑷元素周期表中元素性质的递变规律（顺时针记）同周期（从左到右）同主族（从下到上）原子半径逐渐减小逐渐减小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减弱得电子能力逐渐增强逐渐增强金属性逐渐减弱逐渐减弱非金属性逐渐增强逐渐增强主要化合价最高正价（＋1→＋7）非金属负价==―（8―族序最高正价==族序数非金属负价==―（8―族序数）5数）最高氧化物的酸性酸性逐渐增强酸性逐渐增强对应水化物的碱性碱性逐渐减弱碱性逐渐减弱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难→易稳定性逐渐增强⑸几个规律：①金属性强弱：单质与水或非氧化性酸反应难易；单质的还原性（或离子的氧化性）；M(OH)n的碱性；金属单质间的置换反应；原电池中正负极判断，金属腐蚀难易；非金属性强弱：与氢气反应生成气态氢化物难易；单质的氧化性（或离子的还原性）；最高价氧化物的水化物（HnROm）的酸性强弱；非金属单质间的置换反应。②离子半径比较三规律：阴离子与同周期稀有气体电子层结构相同；阳离子与上周期稀有气体电子层结构相同。非金属元素的原子半径＜其相应的阴离子半径；金属元素的原子半径＞其相应的阳离子半径；具有相同电子层结构的阴阳离子，随着元素原子序数的递增，离子半径逐渐减少③元素化合价规律最高正价==最外层电子数，非金属的负化合价==最外层电子数－8，最高正价数和负化合价绝对值之和为8；其代数和分别为：0、2、4、6。化合物中一般氟元素（-1）、氧元素只有负价（-2），但HFO（次氟酸）中O为0价；金属元素只有正价；化合价与最外层电子数的奇、偶关系：最外层电子数为奇数的元素，其化合价通常为奇数，如Cl的化合价有+1、+3、+5、+7和-1价。最外层电子数为偶数的元素，其化合价通常为偶数，如S的化合价有-2、+4、+6价。④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。⑤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常温下反应生成该元素单质的元素是：S。64.化学键⑴定义：在原子结合成分子时，相邻的原子之间强烈的相互作用，叫化学键。⑵分类①离子键与共价键的比较离子键共价键概念阴、阳离子间通过静电作用所形成的化学键原子间通过共用电子对（电子云重叠）所形成的化学键成键微粒离子（存在阴阳离子间和离子晶体内）原子（存在分子内、原子间、原子晶体内）作用本质阴、阳离子间的静电作用（包括吸引+排斥）共用电子对（电子云重叠）对两原子核产生的电性作用形成条件活泼金属和活泼非金属化合时形成离子键非金属元素形成的单质或化合物形成共价键决定键能大小因素①离子电荷数越大，键能越大；②离子半径越小，键能越大①原子半径越小，键能越大；②键长越短，键能越大影响性质离子化合物的熔沸点、硬度等分子的稳定性，原子晶体的熔沸点、硬度等实例②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）不发生偏移原子吸引电子能力不相同相同成键原子电性显电性电中性影响性质极性分子或非极性分子非极性分子实例H—ClH—H、Cl—Cl③电子式的书写电子式是用来表示原子或离子最外层电子结构的式子。原子的电子式是在元素符号的周围画小黑点（或×）表示原子的最外层电子。离子的电子式：阳离子的电子式一般用它的离子符号表示；在阴离子或原子团外加方括弧，并在方括弧的右上角标出离子所带电荷的电性和电量。分子或共价化合物电子式，正确标出共用电子对数目。7离子化合价电子式，阳离子的外层电子不再标出，只在元素符号右上角标出正电荷，而阴离子则要标出外层电子，并加上方括号，在右上角标出负电荷。阴离子电荷总数与阳离子电荷总数相等，因为化合物本身是电中性的。用电子式表示单质分子或共价化合物的形成过程用电子式表示离子化合物的形成过程④结构式：用一根短线来表示一对共用电子（应用于共价键）。金属键与范德华力、氢键（了解）存在范围作用本质作用强弱决定键能大小因素影响性质金属键金属阳离子和自由电子之间及金属晶体内静电作用强①离子电荷数越大，键能越大；②离子半径越小，键能越大金属晶体的熔沸点、硬度等范德华力分子间和分子晶体内电性引力弱结构相似的分子，其式量越大，分子间作用力分子晶体的熔沸点、硬度8越大。等氢键分子间和分子晶体内电性引力弱（稍强）分子晶体的熔沸点⑶化学反应的实质：一个化学反应的过程，本质上就是旧化学键的断裂和新化学键的形成过程。2.离子键、共价键与离子化合物、共价化合物的关系化学键的种类实例非金属单质无化学键稀有气体分子（单原子分子）He、Ne非极性共价键O=O、Cl—Cl、H—H（均为非极性分子）共价化合物只有共价键（）特例：AlCl3极性分子：非极性分子：离子化合物只有离子键、离子键、极性共价键离子键、非极性共价键离