高一化学《第一章 原子结构与元素周期律》知识总结 鲁科版必修2

一 原子结构：

原子的构成：

相关知识点：原子的构成、核素、同位素、质量数、原子核外电子排布、10电子微粒、18电子微粒

2. 元素周期表和周期律 二、元素周期律与元素周期表

相关知识点：元素周期律、粒子半径大小比较、元素周期表结构、位-构-性关系。

（1）元素周期表的结构

A. 周期序数＝电子层数

B. 原子序数＝质子数

C. 主族序数＝最外层电子数＝元素的最高正价数

D. 主族非金属元素的负化合价数＝8－主族序数

E. 周期表结构

（2）元素周期律（重点）

A. 元素的金属性和非金属性强弱的比较（难点）

a. 单质与水或酸反应置换氢的难易或与氢化合的难易及气态氢化物的稳定性

b. 最高价氧化物的水化物的碱性或酸性强弱

c. 单质的还原性或氧化性的强弱

（注意：单质与相应离子的性质的变化规律相反） B. 元素性质随周期和族的变化规律 a. 同一周期，从左到右，元素的金属性逐渐变弱 b. 同一周期，从左到右，元素的非金属性逐渐增强

c. 同一主族，从上到下，元素的金属性逐渐增强

d. 同一主族，从上到下，元素的非金属性逐渐减弱

C. 第三周期元素的变化规律和碱金属族和卤族元素的变化规律（包括物理、化学性质）

D. 微粒半径大小的比较规律：

a. 原子与原子 b. 原子与其离子 c. 电子层结构相同的离子

（3）元素周期律的应用（重难点）

A. “位，构，性”三者之间的关系

a. 原子结构决定元素在元素周期表中的位置

b. 原子结构决定元素的化学性质

c. 以位置推测原子结构和元素性质

B. 预测新元素及其性质

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第二篇：原子结构元素周期律知识总结

原子结构元素周期律知识总结

一、原子结构

1．几个量的关系(X)

质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)

质子数=核电荷数=原子序数=原子的核外电子数 阳离子：核外电子数=质子数—所带电荷数 阴离子：核外电子数=质子数+所带电荷数

2．同位素

（1）要点：同——质子数相同，异——中子数不同，微粒——原子。 （2）特点：同位素的化学性质几乎完全相同； 3．核外电子排布规律

(1).核外电子是由里向外，分层排布的。

(2).各电子层最多容纳的电子数为2n2

个；最外层电子数不得超过8个（第一层为最外 层不超过2个），次外层电子数不得超过18个，。 (3).以上几点互相联系。 二、元素周期律和周期表 1．几个量的关系

周期数=电子层数 主族序数=最外层电子数=最高正价数 |最高正价|+|负价|=8 O、F无最高正价，金属无负价 2．周期表中部分规律总结

(1).最外层电子数大于或等于3而又小于8的元素一定是主族元素；最外层电子数为1或2的元素可能是主族、副族或0族(He)元素；最外层电子数为8的元素是稀有气体元素(He除外)。 (2).在周期表中，第ⅡA与ⅢA族元素的原子序数差分别有以下三种情况：①第1～3周期(短周期)元素原子序数相差1；②第4、5周期相差11；③第6、7周期相差25。

(3).同主族相邻元素的原子序数差别有以下二种情况：

①第ⅠA、ⅡA族，上一周期元素的原子序数+该周期元素的数目=下一同期元素的原子序数； ②第ⅢA～ⅦA族，上一周期元素的原子序数+下一周期元素的数目=下一周期元素的原子序数。 4概念：元素的性质随着元素核电荷数的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。 本质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。

（1）、半径（除稀有气体外） 同周期元素原子从左到右逐渐减少，同主族元素原子从上到下逐渐增大。

（2）不同电子层数的粒子，电子层数多半径大。 （3）相同核外电子排布的粒子，核电荷数大半径小。

（4）同种元素的原子阴离子半径大于原子半径，原子半径大于阳离子半径。 5、确定元素在周期表中位置的常用方法

（1）、结构简图法

本方法常用于原子序数小于20号元素或已知某微粒的核外电子排布。其步骤为：原子序数→原子结构简图→ 电子层数=周期数，最外层电子数=主族序数

（2）、区间定位法

对于原子序数较大，若用结构简图法，较复杂且易出错，可采用区间定位法。其原理是： 首先，要牢记各周期对应的零族元素的原子序数： 周期数 一 二 三 四 五 六 七零族元素 原子序数 2 10 18 36 54 86 118

其次，要熟悉周期表中每个纵行对应的族的序数。

族 ⅠA ⅡAⅢBⅣBⅤBⅥBⅦB Ⅷ ⅠB ⅡB ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0族

纵行1 2 3 4 5 6 7 8-10 11 12 13 14 15 16 17 18

比大小，定周期。比较该元素的原子序数与零族元素的序数大小，找出与其相邻近的零族元素，那么，该元素就和序数大的零族元素处于同一周期。 6、金属性和非金属性

a. 同一周期，从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 b.同一主族，从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 元素的金属性判断 a. 单质与水或酸反应置换氢的难易

b. 最高价氧化物的水化物（氢氧化物）的碱性强弱 c. 单质的还原性的强弱 非金属性强弱判断

a.单质与氢气化合生成气态氢化物的难易程度以及气态氢化物的稳定性 b.最高价氧化物的水化物（酸）的酸性强弱 c.单质的氧化性的强弱

7、“10电子”、“18电子”的微粒小结

分子 离子 一核10电子的 Ne N3-、O2-、F-、Na+、Mg2＋、Al3＋

二核10电子的 HF OH- 三核10电子的 H 2O

NH-2 四核10电子的 NH +

3 H3O 五核10电子的 CH 4 NH+4

分子 离子

一核18电子的 Ar K+、Ca2+、Cl-、S2- 二核18电子的 F 2、HCl HS-、O2-2 三核18电子的 H 2S 四核18电子的 PH 3、H2O2、

相关反应

NH+4＋OH- === NH3＋H2O

NH+ +

3＋H3O=== NH4＋H2O H+3O＋OH- === 2H2O