1.2原子结构与元素的性质 知识梳理-2025-2026学年高二下学期化学人教版选择性必修2

人教版（2019）高中化学选择性修二知识点归纳 第一章第二节 原子结构与元素的性质 1.元素周期律：元素的性质随元素原子的核电荷数递增发生周期性递变。 2.元素周期系：元素按其原子核电荷数递增排列的序列，只有一个。 3.元素周期表：呈现周期系的表格，元素周期系只有一个，元素周期表 4.周期：七横七周期，三短四长，原子的电子层数等于其周期数。 各周期最多容纳的元素种类数:2、8、8、18、18、32、32. 5.族：十八纵行十六族，七主八副和0族，每逢II、III分主副 主族序数 =最外层电子数 = 最高正价(O、F除外)。 6.列数与价电子数关系： 除镧系和锕系外：①1-12列：价电子数=列数 ②13-18列：价电子数=列数-10 7.族序数与价电子数关系： IA-VIIA和 IIIB-VIIB：价电子数=族序数 IB-IIB：价电子数=族序数+10 VIII：价层电子数为8、9、10 0族：价电子数：2或8 右上角三角区的元素大多具有较大的价层电子数,易得电子，非金属性增强。 副族元素原子最外层1−2个电子，价层电子还包括部分内层电子。金属元素过渡到非金属元素的中间元素。 处于非金属与金属分界线上的元素常被称为半金属或类金属，既能表现出一定的非金属性，又能表现出一定的金属性。 8.对角线规则：某些主族元素与其右下方的主族元素(如图)的有些性质是相似的。 9.原子半径的变化规律(稀有气体除外) 同周期：从左→右，原子半径逐渐减小。 同主族：从上→下，原子半径逐渐增大。 随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现周期性变化。 10.影响原子半径大小的因素 ①电子的能层数： 电子的能层越多，电子之间的排斥作用使原子半径增大； ②核电荷数： 核电荷数越大，对电子的吸引作用就越大，使原子半径减小； 11.微粒半径的比较方法-------一层、二核 、三电子 第一步先看电子层数，因为其半径大小的决定因素是电子层数。电子层数越多，其半径越大。 第二步在电子层数相同的情况下看核电荷数，因为核电荷数的多少是影响半径大小的次要因素。而核电荷数越多，其半径越小。 第三步在电子层数和核电荷数相同的情况下看电子数，核外电子数是影响半径大小的最小因素。核外电子数越多，其半径越大。 12.电离能 第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能，符号表示为I1，单位为kJ/mol。 逐级电离能：气态＋1价离子再相继失去电子所需要的最低能量叫第二、第三……电离能，用I2、I3……表示。 由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加困难，因此同一原子的各级电离能之间存在如下关系：I1<I2<I3…… 电离能的意义： 电离能可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度： I1数值越小，原子越容易失去一个电子，金属性越强； I1数值越大，原子越难失去一个电子，非金属性越强。 第一电离能（I1）变化规律： 同周期：每个周期的第一种元素(氢和碱金属)的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大。一般来说，随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈增大趋势；（ⅡA、ⅤA反常的大：Be、N 、Mg 、P） 同族：元素从上到下第一电离能逐渐减小； 结论：第一电离能也呈现周期性变化趋势。 金属元素的第一电离能都较小,非金属元素和稀有气体元素的第一电离能都较大。 过渡元素的第一电离能变化并不规则，一般认为同周期随着核电荷数的增加，第一电离能略有增加。 元素第一电离能的影响因素: 电离能数值的大小主要取决于:原子半径、核电荷数及原子的电子排布。 ①同族从上到下，原子半径增大，核对最外层电子的吸引力减小，I1逐渐减小。 （金属性逐渐增强） ②同周期从左到右，核电荷数增大，原子半径减小，核对最外层电子的吸引力增大，I1逐渐增大。（金属性逐渐减弱） ③具有全充满、半充满及全空的电子排布的元素原子稳定性较高，其电离能数值较大。 如稀有气体的电离能在同周期元素中最大，N为半充满、Mg为全充满状态，其电离能均比同周期相邻元素的大。 一般情况下，同周期第一电离能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。 元素逐级电离能变化规律: ①元素的逐级电离能越来越大，失电子越来越困难。 原因：原子失去电子后半径变小，剩余电子离原子核越近，电子受原子核的吸引越强，失电子所需的能量也就越大。 ②相邻的逐级电离能发生突变时，失去电子所在的能层也发生变化。可确定电子排布情况和化合价。 电离能的应用: ①判断元素的金属性、非金属性强弱： I1越大，非金属性越强；I1越小，金属性越强。 ②判断元素的化合价 当相邻逐级电离能In+1≫In ，则该元素常见的化合价为+n价 ③判断核外电子的分层排布情况：当电离能的变化出现突跃时，电子层数就可能发生变化。 13.电负性 元素相互化合，可理解为原子之间产生化学作用力，形象地叫做化学键。 键合电子：原子中用于形成化学键的电子。 电负性：描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。 电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 电负性大小的标准：以F为4.0和Li为1.0作为相对标准 电负性变化规律: ①同周期： 从左到右，电负性逐渐变大;非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱。 ②同族： 从上到下，电负性逐渐变小；金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱。 ③ 一般电负性：金属<1.8 非金属>1.8 “类金属” 1.8左右 电负性的应用: ①利用电负性判断金属性和非金属性强弱,非金属元素电负性越大，非金属性越强。 ②利用电负性判断化合价 电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值。 电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。 示例：HCl中，Cl的电负性强于H，故Cl为-1价，H为+1价。 ③利用电负性判断化学键的类型(经验规律，不能绝对化) 如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键，如NaCl，MgO； 如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键，如HCl，AlCl3。 特殊：如HF差为1.9，是共价化合物。如NaH差为1.2，是离子化合物。 ④解释对角线规则 Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2 Be、Al的电负性分别为1.5、1.5 B、Si的电负性分别为2.0、 1.8 元素的第一电离能与电负性的变化趋势: 同主族，从上到下第一电离能与电负性均依次减小。 同周期，即从左到右电负性依次增大，第一电离能总体趋势也是增大，ⅡA和ⅤA第一电离能出现反常的现象。 第一电离能：稀有气体元素的电离能在同周期中最大。 电负性：比较电负性大小时，不考虑稀有气体元素。 学科网（北京）股份有限公司 $$