导图社区 元素周期律
化学必修二第一章元素周期律，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。周期律的发现是化学系统化过程中的一个重要里程碑。本思维导图是对其主要要点的整理，赶快收藏学起来吧！
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生物必修一
第一章 物质结构 元素周期律
第二节 元素周期律
电子特点：质量极小、运动速率极快、运动的空间极小；无确定的轨道。简记“三极一无”
原子核外电子的排布规律
核外电子是分层排布的
电子层： K L M N O P Q
说明
电子层是人为规定的，氢原子只有一个电子，只排K层，但是并不是说这个电子就不会在离核更远的空间出现，只是说这个电子在更远的地方出现的机会很少
K层是第1层，不能说是第K层
第8层，可以说是R层。（字母顺序依次往后排）
电子先排能量最低的内层（能量最低原则）
由内到外，能量逐渐升高
各层最多能容纳的电子数目规律
各电子层最多排布电子数为2n²(并不是说一定排满2n²)
最外层电子数不得超过8个（如果只有一个电子层最多不超过2个），次外层不超过18个；倒数第三层不超过32个
元素周期律
元素原子的结构和化合价的周期性变化
随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现周期性变化
随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性变化
规律
同周期从左到右依次减小
0族元素半径最大
应用：单核微粒半径比较的规律
电子层数相同的原子，看核电荷数。 核电荷数越大，原子半径减小
最外层电子数相同的原子，看电子层数。电子层数越多，半径越大
核电荷数相同，看核外电子数。核外电子数越多，半径越大。
具有相同电子层结构的离子，看核电荷数。核电荷数越大，离子半径减小。
随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈现周期性的变化
1-20号元素中（除了O、F外）
最高正价=最外层电子数
最高正价 + ︱最低负价︱= 8
金属元素无负价
氟元素无正价，氧元素无最高正价
综上，随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子数、原子半径、化合价呈现周期性变化
元素金属性和非金属性的周期性变化
理论推导
结构特点
电子层数：相同
核电荷数：一次增多
原子半径：由大到小
最外层电子数：由少到多
结论
核对最外层电子引力递增
金属性由强变弱，非金属性由弱变强
实验证明
实验依据：元素金属性和非金属性的判断标准
微观判据
金属性：元素的气态原子失电子的能力
非金属性：元素的气态原子得电子的能力
宏观判据
金属性
元素的单质与水或与酸反应置换出氢气的难易
元素最高正价氧化物对应的水化物的碱性强弱
非金属性
元素单质与氢气生成气态氢化物的难易和气态
元素最高正价氧化物对应的水化物酸性强弱
实验1：镁与水的反应
现象：与冷水缓慢反应，滴入酚酞溶液变成浅红色；加热后，溶液红色加深
化学方程式：
实验2：镁和铝与盐酸的反应
Mg
现象：剧烈反应生成气体
Al
现象：迅速反应生成气体
结论：电子层数相同的元素，随着核电荷数的递增，元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
元素周期律的概念与实质
概念：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的规律
实质：元素性质的周期性变化是元素原子结构周期性变化的必然结果
元素周期表和元素周期律的应用
元素周期表是元素周期律的具体表现形式应用
元素性质与元素在周期表中位置的关系
元素金属性、非金属性与元素在周期表中位置的关系
同周期
核电荷数：增大
原子半径：减小
元素的金属性和非金属性：金属性减弱，非金属性增强
同主族
电子层数：增大
原子半径：增大
元素的金属性和非金属性：非金属性减弱；金属性增强
元素化合价与元素在周期表中位置的关系
价电子：原子核外跟元素化合价有关的电子，一般是最外层电子，有些元素也包括次外层电子和倒数第三层电子
主族元素化合价
最高正价 = 族序数 = 最外层电子数 = 价电子数
非金属元素最低负价 = 族序数 - 8
最高正价 + 最低负价 = 8 （H例外）
元素周期律和元素周期表的意义
是学习和研究化学的重要工具
位、构关系
核电荷数＝原子序数
电子层数＝周期序数
最外层电子数＝主族序数
构、性关系
主族元素的最高正价＝最外层电子数
非金属元素最低负价 =最外层电子数- 8 （H例外）
最外层电子数和原子半径
原子得失电子的能力
元素的金属性、非金属性强弱
单质的氧化性、还原性强弱
位、性关系
同周期：从左到右，递变性
相似性
从上到下，递变性
指导工农业生产
农药：右上角
半导体：金属非金属分界处
催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料：过渡元素
为发展物质结构理论提供了客观依据
论证了事物变化中量变引起质变的规律性
小结：位构性之间的关系
核外电子排布（主族）
半径：电子层数与核电荷数
化合价->主族序数（特例：O和F）
金属性：同主族与同周期->置换出H₂的难易、最高价氧化物的碱性
非金属性：同主族与同周期->形成气态氢化物的稳定，最高价含氧酸的酸性(如:,F>O>Cl>N=S)
氧化性与还原性：单质的氧化性看元素的非金属性（特例：N₂氧化性弱），单质的还原性看元素的金属性
气态氢化物溶于水之后的酸性：HF弱酸，HI强酸->非金属原子半径越大，对H的束缚力越小，越容易分开，如H₂S<H₂Se
第三节 化学键
离子键
判断方法：金属元素和非金属元素（氯化铝除外）以及铵根
定义：使阴阳离子结合成化合物的静电作用
成键微粒：
成键本质：静电作用
形成过程
等会加图片
离子化合物
构成微粒：阴阳离子
化学键：至少有一个离子键
判断方法
一看离子
二看铵根
氯化铝除外
电子式
原子的电子式：先一对，后单三
离子的电子式
简单阳离子用离子符号表示
阴离子要用[ ]号把最外层电子及元素符号括起来，在括号右上角标明离子电荷数
离子化合物的电子式：各离子电子式都要单写，不可合并，离子的电子式尽可能对称排列
用电子式表示离子化合物的形成过程
注意事项
用箭头标注电子转移方向
原子对应分子，原子间用加号连接
关于NaCl
NaCl晶体中无分子，其化学式表示阴阳离子个数比
一个钠离子周围有六个氯离子，一个氯离子周围有六个钠离子
共价键
定义：原子之间通过共用电子对所形成的相互作用
成键微粒：原子
结构式
共价键的分类
非极性键：共用电子对不偏向任何一个成键原子的共价键，存在于同种元素的原子间，其成键电子不显电性，键无极性
极性键：共用电子对偏向一个成键原子的共价键，存在于不同种元素的原子间，成键电子带部分正电荷，部分负电荷，键有极性
氢键
定义：存在于分子间或分子内的一种比分子间作用力稍强的相互作用。氢键不是化学键且弱于化学键，比分子间作用力稍强。
本质：静电吸引作用
氢键对物质性质影响
氢键的存在使物质熔点和沸点较高：HF H₂O NH₃熔点反常
冰的密度小于水
溶解度：低级醇极易溶于水
由于糖、蛋白质、脂肪都含氢键，其在生物化学有极其重要的作用
形成原因：某些原子的电负性很强
表示方法:
分子间作用力
定义:分子与分子间存在的微弱的相互作用力,也称范德华力
对物质性质的影响：分子间作用力越大，构成物质的熔沸点越高（组成与结构相似分子，相对分子质量增大，分子间作用力增大）
影响因素：组成结构相似的分子，随着相对分子质量的增大，分子间作用力增强
化学键
定义:相邻原子间的强烈相互作用
化学反应的本质:化学键的断裂和新化学键的生成
放热反应：成键放热>断键放热
吸热反应：成键放热<断键吸热
小结
物质类别判断
只要含离子键就是离子化合物，只有共价键才是共价分子
离子键存在于阴阳离子直接间，不可数
（高中阶段）共价键主要存在于非金属原子之间，可数
不是所有物质都含有化学键，如：He等
书写电子式
易错点
括起来的阴离子注意写所带电子数
阴离子注意打括号，并表明电子数
子主题
离子化合物中间不能用等号链接
方法
先写电子式，再写结构式
第一节 元素周期表
元素周期表
元素周期表基本结构
周期：7个（共7个横行）
短周期
第一周期：2种元素
第二周期：8种元素
第三周期：8种元素
长周期
第四周期：18种元素
第五周期：18种元素
第六周期：32种元素（15种镧系元素）
第七周期：32种元素（15种镧系元素）
族：16个（共18个纵行）
主族：7个
副族：7个
第Ⅷ族（包括3个纵行）
0族
元素位置的确定
确定位置：周期和族
第（汉字）周期
（族序号）族
查表
通过原子结构示意图
借值法：依据最近的零族元素序数，大的往后推，小的往前推
注意写主族或者副族
元素周期表中序数的规律及其应用
规律一 ： 元素的周期序数 = 元素原子的电子层数
规律二：“┻”型、“┳”型关系之间的序数规律
规律三：原子序数差值规律：
同周期IIA与IIIA原子序数差值规律
第2、3周期时，差1
第4、5周期时，差11
第6、7周期时，差25
上下相邻的同一主族及0族元素的原子序数差
IA、IIA族：相差上一周期所含元素种数。
IIIA～VIIA、0族：相差下一周期所含元素种数。
碱金属元素
原子结构：从上到下原子半径逐渐增大
科学探究1：碱金属元素的原子结构
科学探究2：碱金属元素的化学性质
与O₂反应
钠
现象：钠先熔化，然后剧烈燃烧，发出黄色火焰，生成淡黄色固体
方程式：
钾
现象：剧烈而迅速地燃烧，发出紫色火焰
与水反应
现象：剧烈反应，钠熔成闪亮的小球，浮在水面上四处游动，发出嘶嘶的响声，溶液中滴入酚酞变红色
现象：在水面上剧烈反应，发生燃烧
化学性质
碱金属元素原子的最外层都只有1个电子，它们的化学性质相似。碱金属元素的化合价都显+1价，它们都能跟氧气等非金属单质以及水发生反应。
递变性
碱金属元素从上到下（Li 、Na、K、Rb、Cs）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，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱，原子失电子能力逐渐增强
与水和氧气的反应越来越剧烈，生成的氧化物越来越复杂，元素的金属性（元素的原子失电子的能力）逐渐增强
物理性质
颜色为银白色，柔软（铯略带金色光泽）
密度从上到下逐渐增大
熔沸点从上至下逐渐降低
用途
锂电池是一种高能电池
钾的化合物最大用途是做钾肥
铷铯主要用于制备光电管、真空管
卤族元素
从上至下
颜色逐渐加深
密度逐渐增大
熔点逐渐升高
沸点逐渐增大
卤素单质的颜色
氟，气体
单质：浅黄绿色
水中：剧烈反应
氯，气体
单质：黄绿色
水中：浅黄绿色
溴，液体
单质：蒸气为红棕色，液体为深红棕色
水中：黄色~橙色
苯中：红棕色
CCl₄中：红棕色
碘，固体
单质：蒸气为紫红色，固体为紫黑色
水中：黄色~褐色
苯中：紫红色
CCl₄中：紫红色
都能与金属反应生成金属卤化物
都能与氢气反应生成卤化氢（HX）
都能与水反应
都能与碱反应
结构上的相似决定化学性质上的相似性
卤素单质与氢气的反应
从上至下剧烈程度: 逐渐减弱
从上至下生成氢化物的稳定性:逐渐减弱
卤素单质间的置换反应
从上至下单质氧化性逐渐减弱 元素非金属性逐渐减弱
同一主族元素，无论是金属还是非金属在性质方面都具有一定的相似性和递变性。
从上到下
失电子的能力逐渐增强
单质还原性逐渐增强
元素金属性逐渐增强
得电子的能力逐渐减弱
单质氧化性逐渐减弱
元素非金属性逐渐减弱
金属性与非金属性
元素金属性强弱的常用判断方法
金属单质与水（或酸）反应置换出H2的难易程度（越易置换出氢气，说明金属性越强）
最高价氧化物的水化物（最高价氢氧化物）的碱性强弱（碱性越强，则金属性越强）
金属活动性顺序表（位置越靠前，说明金属性越强）
金属单质还原性的强弱（置换反应）（单质还原性强的，元素金属性越强；金属性强的置换金属性弱的）
元素非金属性强弱的常用判断方法
单质与H2化合的难易程度（与H2化合越容易，说明非金属性越强）
形成的气态氢化物的稳定性（形成的气态氢化物越稳定，则非金属性越强）
最高价氧化物的水化物（最高价含氧酸）酸性的强弱（酸性越强，说明非金属性越强）
非金属单质氧化性的强弱（置换）（单质氧化性强的，元素非金属性越强；非金属性强的置换非金属性弱的）
核素
定义：把具有一定数目质子和一定数目中子的原子叫做核素
质量数：将原子核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加，所得的数值。用符号A表示
质量数(A) = 质子数(Z) + 中子数(N)
同位素
定义：质子数相同而中子数不同的不同原子互称为同位素
同位素的应用
作核燃料：作制造核武器的动力性材料
考古：利用C14测定一些文物的年代。
辐射育种：利用放射性同位素的射线对遗传物质产生影响，提高基因突变频率，从而选育出优良品种。
临床治癌：利用放射性同位素的射线杀伤癌细胞或阻止癌细胞分裂。
环保治污：利用放射性同位素的射线可消毒灭菌，杀死各种病原体从而能保护环境是其少受污染。
归纳整理区分
元素：具有相同核电荷数(质子数)的同一类原子。
核素：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。
区分
同种元素：原子的原子核中中子数可以不同。
同种元素：可以有多种不同原子。
同种元素：原子的原子核中质子数相同。
把原子里具有相同质子数和不同中子数的原子互称为同位素。
三同：质子数相同、属同一元素、化学性质基本相同
三不同：中子数不同、质量数不同、物理性质不同
同种元素的不同的同位素原子也可组成不同的单质或化合物的分子。
拓展：相对原子质量的计算
相对原子质量=
考点总结
考点一：数量关系
质子序数=质子数=核外电子数=核电荷数
周期数 =电子层数
主族序数=最外层电子数
最高正价=主族序数
最高正价+|最低负价|=8
例题
C、Cl在周期表中的位置
C：第二周期IVA族
Cl：第三周期VIIA族
某元素的气态氢化物为RH3，请写出R最高价氧化物对应的水化物
考点二：四种化学用语
原子组成符号：
结构示意图 离子、原子
物质电子式：分子、原子、
用电子式表示物质形成的过程
考点三：两种能力
确定位置的能力
原子结构示意图
借值法：稀有气体原子序数
比较半径的能力
一看电子层数
二看核电荷数
三看电子数
考点四：基本规律
同主族单质的熔沸点
金属熔点随周期增大
非金属熔点随周期减小
半径大小规律
找最大最小
金属性、非金属性强弱
考点五：两键一力
共价化合物与离子化合物的区分
