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）9.109x10-311.673x10-271.675X10-27

相对质量0.000548(1/1836)1.007〜11.008~1

电量（C）1.602x10-191.602X10190

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：

经脸了以下五个发展阶段：

①古希腊哲学家德读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，物质只能分割到原子；

②1803年英国化学家道尔顿家建立了蜃无至逸二（认为原子是不行再分的实心球）

..........这一发觉使化学起先成为一门科学

③1903年汤姆逊发觉了电子建立了“葡萄干布丁”模型；（原子仍是实心球，电子象前荷干一样嵌在球上）

④1911年英国物理学家卢瑟福依据a粒子散射试验提出原子结构的核式（行星式）模型；

⑤1913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

⑥20世纪20年头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：具有肯定数目质子和肯定数目中子的一种原子。

3）同位素：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。

质子数确定元素的种类，质子数和中子数确定核素的种类。

说明：①三者的探讨对象都是原子②同一元素的不同核素之间互称为同位素

③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，所以化学性质相像。同素异形体的形成方式有三种：

①组成分子的原子数目不同，例如：氧气O?和臭氧红磷：P,白磷：P4

②晶格中原子的排列方式不同，例如：金刚石、石墨、C60

③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S8

4.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）各稀有气体元素的原子中最外层所容纳的电子数是8（氮除外）。

（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。入=AIX“I%+A2X42%+...........

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1.66x10-27千克）作为标准，其他原子的质量跟它比较所得的数值，就是

理程冬于的相对原子质量。

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，采纳银作二级基准分析卤化物纯度，再向肯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，然后依据其在自然界的丰度（即原子百分数）计算得到的。

它所运用的仪器叫质谱仪。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｛elm,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/w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依次对其进行编号，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依据原子序数递增的依次从左到右排成横行。

周期周期名称周期别名元素总数规律

具有相同的电子层第1周期2

数而又按原子序数第2周期短周期8电子层数==周期数

递增的依次排列的第3周期1号到18号元素8

一个横行叫周期。第4周期18第7周期排满是第118号元素

第5周期长周期18

7个横行第6周期32其中含锢系元素15种niB

7个周期第7周期不完全周期26（目前）其中含的系元素15种IIIB

（2）族：把不同的横行中最外层电子数相同的元素，电子层递增的依次由上而下排成纵行

族族名类名核外最外层电子数规律

周期表中有18个第IA族H和碱金属1主族数==最外层电子数

纵行，第8、9、10第HA族碱土金属2

三个纵行为第vni第IHA族3VDA族原子最外层有3对

族外，其余15个第IVA族碳族元素4孤对电子1个成单电子；

纵行，每个纵行标族第VA族氮族元素5VIA族原子最外层有2对

为一族。孤对电子2个成单电子；

第VIA族氧族元素6

7个主族VA族原子最外层有1对

第VDA族卤族元素7

7个副族孤对电子3个成单电子

0族标有气体2或8

。族

副第IB族、第IIB族、第H1B族、第IVB族、最外层电子数一般不等

第vni族

族第VB族、第VIB族、第VUB族、第vm族于族序数（第IB族、IIB

共16个族

只由长周期元素构成的族族除外）

最外层电子数只有1〜7

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。

（短周期（第1.2、3周期）

周期：7个（共7个横行）长周期（第4、5、6周期）

不完全周期（第7周期）

周期表<「主族7个（用IA.nA表示）

副族7个（用1BJB……表示）

族：16个（共18个纵行乂

第珊族1个（包括三个纵行）

〔零族1个（稀有气体）

**同周期相邻元素原子序数差：H1A族与IIA族，从其次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：IA族、1IA族元素：相差上一周期所含元素种数

111人族711人族、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）依据元素的原子序数，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

①依据元素的原子序数，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

②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IA或nA

③若该元素原子序数比相应。族元素少1~5时，则该元素处于同一周期VHA~VA

④若预料新元素的位置，可与118号元素依据上法推想

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，或气态氧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，或气态氨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:

元素的气态氯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;,

元素的气态氧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;

元素的气态氨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：So

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D?。，相对分子质量是20,重水在自然

界中分布较少，在一般水中约含重水0015%。由于含量少，制备难，它比黄金还珍贵。重水外观上和一般

水相像，是无色、无臭无味的液体。密度比一般水大，熔点、沸点比一般水高。由于重水分子量大，运动

速度慢，所以在高山上的冰雪中，特殊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非常重要的用途。原子能发电站的心脏是原子反应堆，为了限制原子反应堆

中核裂变反应的正常进行，须要用重水做中子的减速剂。电解重水可以得到重氢，重氢是制氢弹的原料，

我国已于1967年6月17日胜利地爆炸了第一颗II弹，大长了中国人民的志气。更重要的是重赛进行核聚

变反应时，可放出巨大的能量，而且不会污染环境。有人计算推想，假如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珍贵的资源，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，含重水特殊少的轻水，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更:

①原子最外层电子数呈周期性变更

元素周期律<②原子半径呈周期性变更

③元素主要化合价呈周期性变更

、④元素的金属性与非金属性呈周期性变更

同周期（从左到右）同主族（从上到下）

原子半径渐渐减小渐渐增大

电子层数相同电子层数递增

电子层排布

最外层电子数递增最外层电子数相同

失电子实力渐渐减弱渐渐增加

得电子实力渐渐增加渐渐减弱

金属性渐渐减弱渐渐增加

非金属性渐渐增加渐渐减弱

最高正价（+1—+7）最高正价==族序数

主要化合价

非金属负价=—（8—族序数）非金属负价==—（8—族序数）

最高氧化物的酸性酸性渐渐增加酸性渐渐减弱

对应水化物的碱性碱性渐渐减弱碱性渐渐增加

非金属气态氨化物形成由难一易形成由易T难

的形成难易、稳定性稳定性渐渐增加稳定性渐渐减弱

1.元素的金属性和非金属性

（1）电子层数越多一原子半径越大一核对电子引力越弱T原子失电子实力越强一得电子实力越_

弱一金属性越强、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）-原子半径越小一核对电子的引力越强一原子

失电子实力越重一得电子实力越T金属性越弱、非金属性越强。

原子半径变更规律：

同一周期，从左到右核电荷数依次增多，原子半径渐渐削减，失电子实力渐渐减弱，得电子实力渐渐增加。

因此，金属性渐渐减弱，非金属性渐渐增加。

在同一主族的元素中，由于从上到下电子层数依次增多，原子半径渐渐增大，失电子实力渐渐增加，得电

子实力渐渐减弱。所以元素的金属性渐渐增加，非金属性渐渐减弱。

在周期表中，物（Fr）元素的原子半径最大，氟（F）元素的原子半径最小，由于铉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，镌（Cs）的金属性是最强的。

非

1稀

金非金属性逐渐增强

2金

属

兀

3属

您

4性

素

需

5皙

6增

强

7强

金属性逐渐增强

（3）推断元素金属性强弱的依据:

元素金属性和非金属性强弱的推断方法

本质原子越易失电子，金属性越强。

金

1.在金属活动依次表中越靠前，金属性越强。

属判

2.单质与水或非氧化性酸反应越猛烈，金属性越强。

性断

3.单质还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强。

比依

4.最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强。

较据

5.若x"+y=x+ym+则y比x金属性强。

非本质原子越易得电子，非金属性越强。

金判1.与H2化合越易，气态氨化物越稳定，非金属性越强。

属断2.单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性越强。

性方3.最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强。

比法4.An+B=Bm+A则B比A非金属性强。

较

1).单质跟水(或酸)反应置换出氢的难易:

性质NaMgA1

单质与水(或酸)的反与冷水猛烈反应放出与冷水反应缓慢，与沸水快速反应，

与酸快速反应放出氢气

应状况氢气放出氢气，与酸猛烈反应放出氢气

最高价氧化物对应水

NaOHMg(OH)2A1(OH)3

化物的碱性强弱强碱中强碱两性氢氧化物

2).最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱。

金属性Na>Mg>Al碱性强弱NaOH>Mg(OH)2>A1(OH)3

(4)推断元素非金属性强弱的依据：

1).跟氢气生成气态氧化物的难易程度以及氧化物的稳定性;

2).元素最高价氧化物的水化物的酸性强弱。

性质SiPSC1

非金属单质与氢气反高温磷蒸气与氢气能须加热光照或点燃时发生

应的条件反应爆炸而化合

最高价氧化物对应水

H4SiO4H3P。4H2so4HC104是比H2so4

化物的酸性强弱弱酸中强酸强酸更强的酸

非金属性Si<P<S<Cl氢化物稳定性SiH4<PH3<H2S<HCI

酸性强弱依次H4SiO4>H3PO4>H2SO4>HC1O4

［彳急定性强弱：HF>HC1>HBr>HINH3<HFNH3>PH,

2.碱性强弱：KOH>NaOH>Mg(OH)

3.酸性强弱：HC1O4>HBrQjHNO：>HFOa

2.元素化合价

元素的化合价与原子的电子层结构，特殊是与最外电子层中电子的数目有亲密关系，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一2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I最高正价I+I最低负价I=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2：3的化合物，则这两种元素的原子序数之差不行能是

A.lB.3C.5D.6

解析：规律性：依据价偶序偶，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

行能是偶数；原子序数之差也不行能是偶数，只有D项符合。

元素的主要化合价及实例

原子序数12

元素符号HHe

主要化合价+10

实例H2OHe

原子序数345678910

元素符号LiBeBCN0FNe

主要化合价+1+2+3+4,-4+5,—3—2—10

实例UOBeClBFC0、CH>S、HFNe

2232HNONH3H2O

原子序数1112131415161718

元素符号NaMgAlSiPSClAr

主要化合价+1+2+3+4.-4+5,-3+6,-2+7,-10

H.POa.H2sd.HClOd,

Ar

实例NaClMgCl2AICI3SiO2、理也

PMH2sHCl

结论：随着原子序数的递增，元素化合价呈现囿叟隹变化。

3.随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性变更。

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。

简洁微粒半径的比较方法

原1.电子层数相同时，随原子序数递增，原子半径减小

子

例：rNa>rMg>rAi>rsi>rp>rs>rci

半2.最外层电子数相同时，随电子层数递增原子半径增大。

径

例：rLi<rNa<rk<rRb<rcs

1.同种元素的离子半径:阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳

离子.例：rci->rci,帖>r氏2+>昨3+

离2.电子层结构相同的离子,核电荷数越大，半径越小.

子+2+3+

例：>rF'>tNa>FMg>FAI

半3.带相同电荷的离子，电子层越多，半径越大.

径++++2222

例：<fNa<FK<fRb<rcs:ro<rs<rse<rre-

4.带电荷、电子层均不同的离子可选一种离子参照比较。

++2+

例：比较Fk与“J可选FNa为参照可知鼠>「Na>>FMg

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更。

元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变更，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更，确定了元素性质的周期性变更。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像，其相像性甚至超过了同主族元

素，被称为“对角线规则

LiBeB

-—

MgAlSi

实例：①锂与镁的相像性超过了它和钠的相像性，如：LiOH为中强碱而不是强碱，Li2c。3难溶于水等等。

②Be、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；AlCb和BeCL均为共价化合物等。

③晶体硼与晶体硅一样，属于坚硬难熔的原子晶体。

6.周期律的发觉和周期表的编排，为后人从事科学探讨和工农业生产起着重要的指导

(1)在非金属区找寻制造农药的元素，如Cl、P、S、N、As等。

(2)在B、Si、As、Te、At阶梯线两旁找寻半导体材料，如Si、Ge、Se等。

(3)在过渡元素区找寻化学反应的催化剂(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种元素快速地被发觉、“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种同住素，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)的探讨更有迷人的

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，无副作用。

(5)周期系在指导原子核的探讨方面有深刻的影响。门捷列夫曾指出，周期系中具有“最大”相对原子质量

的礼和铀的重要性。放射性的发觉证明白这一预见。这一发觉是原子核探讨的序幕。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。

有关化学键的重要学问点

化学键：指在分子内相邻的原子间存在着的猛烈的相互作用,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Imol志向气体分子AB为中性气态原子A和B时，须要汲取的能量。

通常键能越大，表明改化学键愈坚固，由该键组成的分子也就愈稳定。

如HC1的键能E(H-Cl)=431KJ.moH,HI的键能E(H-I)=299KJ.mol",HC1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更的主要原

因。C(石墨，s)=C(金刚石，s)△H>0,所以石墨比金刚石稳定

物质的稳定性与能量凹凸的关系：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。

离子键

化学键1升丛ml极性健11极性分子

1共价理I非极性键｝非极性分子

化学键

离子键共价键金属键

类型

金属阳离子与自由电子间通

阴阳离子间通过静电引原子间通过共用电子

概念过相互作用而形成的化学键

方作用所形成的化学键对所彩成的化学键

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

活泼金属与活泼的非金非金属与非金属元素金属内部

形成条件

属元素

实例NaCKMgOHC1、H2SO4Fe、Mg

1.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，并不肯定发生电子的得失(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NaOH、KOH、Ba(OH)2,Ca(OH)2等

(3)大多数盐：如Na2co3、BaSO4(4)接盐：如NH4cl

小结：一般含金属元素的物质(化合物)+镁盐。(一般规律)

【留意】：①酸不是离子化合物。强碱及大多数的盐中都含有离子键。②含有金属元素的化合物不肯定是

离子化合物，如AICb.。不含金属元素的化合物不肯定不是离子化合物，如NHKL③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，离子化合物中肯定含有离子键。

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。

成健缘由：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健后，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

不同元素的原子形成的共价键.同种元素的原子形成共价键，共用电子

定义共用电子对（电子云重叠）发生

偏移的共价键对（电子云重叠）不发生偏移

成键原子电性显电性电中性

原子吸引电子实力不相同相同

共用电子对偏向吸引电子实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H—C1H—H、Cl—C1

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）分子极性的推断：

单质分子：全为非极性分子，如X?、。2、H?、P4等，但。3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，详细

分析如下表：

化学式BFC0PC1HONH

325SO3(g)23so2

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极性极性

依据共价分子中电荷分布是否对称，正负电荷重心是否重合，整个分子电性是否出现“两极”，把分子分为

极性分子和非极性分子。分子内各原子及共价键的空间排布对称，分子内正、负电荷中心重合的分子为非

极性分子；分子内各原子及共价键的空间排布不对称，分子内正、负电荷中心不重合的分子为极性分子。常见分

子中，属非极性分子的不多,详细有：

①非金属单质分子。如：稀有气体、H2、CL、N2等。

②结构对称的直线型分子。如：C02

③