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第 一 章　　　　物质结构　　元素周期律 复习 一．原子结构 １．原子的构成 　　　　　　　　　　　 质子：核电荷数（质子数） 决定　　　种类 　 原子核 　　　　　　　 中子 　　　　　　 电子：最外层电子数决定元素的　　性质 （１）原子中：质子数＝　　　　＝　　　　＝原子序数 （２）质量数（A）＝　　　　 ＋　　　　 。 原子组成的表示符号: ; 如质子数为16 , 中子数为16的硫原子表示为 ; （３）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 如OH—　的核外电子数＝　　 ，　　　 NH4 + 核外电子数＝　　　。 （４）质量数近似等于该原子的相对原子质量。如16O的相对原子质量近似为　　　。 ２．原子核外电子排布规律 （1）核外离核远近不同区域的电子能量是不同的，能量较低的离核近，能量高的离核远； 电子层数可用字母 、 、 、 、 、 、 ; 而电子总是尽先排布在能量较的电子层里，即先排满K层(2个)，再排L层，排满L(8个)层，再排M层， （2） 当K层为最外层时，最多容纳电子数为 个 （3） 其它各层为最外层时，最多容纳电子数为 个 （4） 每一电子层所容纳的电子数最多为　　 (电子层数用n 表示)。 练习1. 8号元素原子结构示意图为: ;17号元素原子结构示意图为: ; 2. 在1～ 18元素中,最外层电子数等于次外层电子数2倍的是 ; 最外层电子数是次外层电子数 的是 ; 3．常见具有10电子结构粒子的归纳： 分子：CH4、NH3、H2O、HF、Ne 阳离子：Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+ 阴离子：F-、OH-、O2-、N3- 常见具有18电子结构粒子的归纳 分子类:Ar、SiH4、 PH3、H2S、HCl、F2、 H2O2、C2H6、 N2H4 阳离子: K+ 、Ca2+ 阴离子:P3－ 、S2－、Cl－ 二．元素、同位素、核素 　１．元素：具有相同　　　　　　　　　的同一类原子的总称。 　 决定元素种类的是 数，如Fe、 Fe2+、 Fe3+ 就由同种元素组成。 　２．同位素：把具有相同　　　数，不同　　　数的不同原子互称为同位素。 　特点： 质子数相同，中子数不同，属于同种元素，但是不同种原子。 　 同位素在元素周期表中占据同一位置；同位素物理性质不同，但化学性质基本相同； 在天然存在的某种元素里，同位素原子所占百分比一般是不变的。 ③ 同位素描述的对象是原子，如　 , , 互为同位素。 4. 核素:是具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子叫核素。简单的说,一种原子就是一种核素 , , 就是三种不同的核素.若是同种核素,必须 数和 数都相同. 　三．元素周期律 　１．定义：元素的性质随原子序数的　　　 而呈现　　　　　　的规律叫元素周期律。 　２．内容：随着原子序数（核电荷数）的递增： 　(1)元素原子的最外层电子数呈现从　　　　的周期性变化。（第一周期除外）。 　(2)原子半径呈现由　　　到　　　　（稀有气体除外）的周期性变化。 　(3)元素主要化合价呈周期性变化：正价：　　　　　　　负价：　　　　　　　（稀有气体为０价） (4)元素的金属性与非金属性呈周期性变化。 ３．实质：元素性质的周期性变化是因为元素原子的　　　　　　　　 的周期性变化 。 四．金属性强弱的判断方法 金属性是指元素原子失去电子的能力,越容易失去电子,元素金属性越强 1．金属和水或酸的反应，反应越容易或越剧烈, 金属性越强 例：Na 和冷水剧烈反应，而Mg 冷水微弱反应，所以金属性 Na Mg 2．金属最高价氧化水化物—— 氢氧化物，碱性越强，金属性越强 例：碱性Mg（OH）2＞ Al(OH)3 ，则金属性 Mg Al 3．活泼的金属能将较不活泼的金属从盐溶液中置换出来 例：Fe + CuSO4 = Cu + FeSO4，金属性 Fe Cu 4．金属活动性顺序表： K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb （H） Cu Hg Ag Pt Au 单质还原性 ,对应阳离子氧化性 ; 练习:碱金属按 Li、Na、K、Rb、Cs的顺序,元素金属性逐渐 , 单质按Li、Na、K、Rb、Cs的顺序,还原