必修二 专题一 微观结构与物质的多样性
1.元素:含有相同质子数同一类原子总称
核素:含有一定数目质子与中子的原子
同位素:含有同质子数不同中子数的同一种元素的不同原子互称
2.符号,其中:质量数=A 、质子数=Z、中子数=A-Z 电子数=Z
原子序数=核电核数=质子数=原子的核外电子数
质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)
如: 其中:质量数=14,质子数=6,中子数=14-6=8 电子数=6
3.核外电子排布规律:
①最外层最多只能容纳8个电子(氦原子是 2 个);②次外层最多只能容纳 18 个电子;
③倒数第三层最多只能容纳 32 个电子; ④每个电子层最多只能容纳 2n2 个电子。
另外,电子总是尽先排布在能量最低的电子层里;
4.会书写1~20号元素的原子结构示意图
5.元素周期
表
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的横行称为周期,共有7个周期,1~3周期为短周期共有18种元素。
元素周期表的纵行称为族,共有7个主族,7个副族,1个0族和1个Ⅷ族。
主族的表示方法:IA、IIA、IIIA、IVA、VA、VIA、VIIA。
6.周期序数 = 电子层数 主族序数 = 原子最外层电子数
7.元素周期律:元素的性质随着原子核电荷数的递增而呈现周期性变化的规律
元素周期律是元素核外电子排布随元素核电荷数的递增的必然结果
8.第三周期元素(11~17号元素)性质比较
原子序数
11
12
13
14
15
16
17
元素符号
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
元素名称
钠
镁
铝
硅
磷
硫
氯
原子半径
大→小
元素性质
→ 金属性减弱,非金属性增强 →
最高正价
+1
+2
+3
+4
+5
+6
+7
最高价氧化物的水化物及其酸碱性
NaOH
强碱
Mg(OH)2
中强碱
Al(OH)3
两性
H2SiO3
弱酸
H3PO4
中强酸
H2SO4
强酸
HClO4
强酸
递变性
→ 碱性减弱,酸性增强 →
最低负价
——
——
——
-4
-3
-2
-1
氢化物
——
——
——
SiH4
PH3
H2S
HCl
氢化物稳定性
→ 稳定性增强 →
9.元素的最高正化合价=原子的最外层电子数;最高正化合价与负化合价的绝对值之和= 8
10.元素金属性越强,越容易与水或酸反应生成氢气,其氢氧化物碱性越强。元素非金属性
越强,越容易与H2反应生成氢化物,其氢化物越稳定,其最高价含氧酸酸性越强。
11.周期表中,左下方元素,原子半径大,元素金属性最强。周期表中,右上方元素,原子
半径小,元素非金属性最强;
12.短周期元素中,原子半径最大的是Na,最小的是H;最活泼的金属是Na,最活泼的非金
属是F,最强的碱是NaOH,最强的含氧酸是HClO4,最稳定的氢化物是HF;
13.O元素和F元素没有正价;
14.在周期表中金属与非金属的分界处可以找到半导体材料;
15.化学键:物质中直接相邻的原子或离子之间强烈的相互作用
离子键:使带相反电荷的阴、阳离子结合的相互作用
共价键:原子之间通过共用电子对所形成的强烈的相互作用
16.判断离子键和共价键的方法:离子键存在于活泼金属离子[或铵根离子(NH4+)]与阴离子之间;共价键一般存在于非金属元素之间。
17.离子化合物:阴、阳离子通过静电作用形成的化合物;含有金属元素或铵根离子(NH4+)
的化合物。如:NaCl、CaCl2、NaOH等。
共价化合物:通过共用电子对所形成的化合物;全部由非金属元素组成的化合物(除铵
盐)。如:H2O、CO2、H2SO4等。
18.常见物质的电子式:
化学式
电子式
结构式
化学式
电子式
结构式
H2
H-H
N2
H2O
H-O-H
CO2
O=C=O
NH3
CH4
NaCl
Cl2
Cl-Cl
HCl
H-Cl
MgCl2
Na2O
NaOH
19.大多数物质中存在化学键,稀有气体中只存在分子间作用力。
20.判断晶体类型的方法:先找金属晶体,再找离子晶体(含有金属元素或铵根离子的化合
物),除去原子晶体(金刚石、晶体硅、二氧化硅、碳化硅),其余皆为分子晶体。
21.同分异构体具有相同的分子式,如:丁烷(C4H10)有正丁烷(
)、异丁
烷(
)两种同分异构体;戊烷有正戊烷、异戊烷、新戊烷三种同分异构体;
乙醇(CH3CH2OH)与二甲醚(CH3OCH3)互为同分异构体。
22.同素异形体:含同种元素的不同单质,如氧气与臭氧、红磷与白磷、金刚石与石墨。
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