高一化学必修二学案

2020.1

第一章原子结构元素周期律

第一节原子结构与元素性质

一、原子核核素

1、卢瑟福原子模型

英国物理学家卢瑟福通过α粒子散射实验提出了原子模型：原子由和组成，带正电荷，位于原子的中心，带负电荷，在原子核周围空间做运动。

2、原子的构成

3、构成原子、原子核的微粒之间的关系

（1）质子和中子之间依靠一种特殊的力——核力结合在一起

（2）原子的质量主要由哪些微粒决定? 。

如果忽略电子的质量，质子、中子的相对质量分别取其近似整数值，那么，原子的相对质量在数值上与原子核内的质子数和中子数有什么关系?

（3）质量数：。

（4）原子的表示方式：常用 A

Z X 表示，A表示Z表示

（5）微粒之间的关系

①原子中：质子数＝数＝数；

②质量数＝数＋数；

③阳离子的核外电子数＝数－数；

④阴离子的核外电子数＝数＋数。

（6）微粒符号周围数字的含义

【针对训练】完成下表

微粒符号Na+M n+M m-

质子数11 16 x

核电荷数y

电子数18

4、核素

（1）元素、核素、同位素的关系

（2）同位素的特征

①同一元素的各种核素的数不同，数相同，

化学性质，物理性质。

②同一元素的各种稳定核素在自然界中所占的原子百分数(丰度)不变。

A.原子(即核素)的相对原子质量：一个原子(即核素)的质量与12C质量的

1

12的比值。一种元素有几种同位素，就有几种不同核素的相对原子质量。

B.元素的相对原子质量：是按该元素各种天然同位素原子所占的原子百分比(丰度)算出的平均值。如：

原子质子数中子数质量数

氕 H 11H

氘D（重氢）21H

氚 T（超重氢）31H

A r(Cl)＝A r(35Cl)×a%＋A r(37Cl)×b%。（3）几种重要的核素

核素235

92

U 14 6C 21H 31H 18 8O

用途

【思考】

a.在周期表中收入了118种元素，是不是就只有118种原子呢？

b. Cl元素有两种天然同位素、。

在形成的Cl2分子中，会有种不同的分子，

它的相对分子质量分别为。

（4）元素、核素、同位素、同素异形体的区别

二、核外电子的排布

1、核外电子的分层运动，又叫核外电子的分层排布,对于多电子的原子，核外电子是分层排布的。能量的电子在离核近的区域运动，而能量的电子在离核的远的区域运动。我们把核外电子运动的不同区域看成不同的电子层。

电子层n 1 2 3 4 5 6 7

表示符号K L M N O P Q

离核远近

能量高低

2、原子的核外电子排布规律

（1）能量最低原理：核外电子总是尽可能地排布在能量较低的电子层里，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层里。即排满了K层才排L层；排满了L层才排M层等。

（2）每层最多容纳的电子数为2n2 .

例如第1层最多容纳2个电子，第2层8个，第3层18个，第4层32个。

（3）最外层电子数不超过8个（K层为最外层时不超过2个）

（4）次外层电子数不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个

3、核外电子排布与元素性质的关系

（1）金属元素：最外层电子数一般，易电子

（2）非金属元素：最外层电子数一般，易电子

（3）稀有气体：最外层电子数一般，电子，性质不活波。

4、化合价是的一种重要性质。元素化合价的数值，与特别是

有关。

第二节元素周期律和元素周期表

一、元素周期律

1、原子序数

（1）含义

（2）原子序数的数值与其他量的关系

原子序数= = =核外电子数

2、变化规律

（1）原子序数与原子核外电子排布的关系

原子序数电子层数最外层电子数达到稳定结构时的最外层电子数1―2

3―10

11―18

结论随着原子序数的递增，元素原子的呈周期性变化。（2）原子序数与原子半径的关系

原子序数原子半径的变化

3―9

11―17

结论随着原子序数的递增，呈周期性变化

【比较微粒半径大小的一般规律】

①先看电子层数，最外层电子数相同时，电子层数越大，半径越大。

如： r(Li)< r(Na)< r(K)< r(Rb)< r(Cs)

②电子层数相同时，看核电荷数。核电荷数越大，半径越小。(稀有气体除外)

如：r(Na )> r(Mg)> r(Al）

③核外电子排布相同时，看核电荷数。核电荷数越大，半径越小。

如：r(Ca2+)< r(K+)< r(Cl-)< r(S2-)

④对同一元素形成的不同微粒，核外电子数越多，半径越大。

如：r(Cl)< r(Cl-) r(S)< r(S2-) r(Na)> r(Na+)

阳离子半径小于相应原子半径，阴离子半径大于相应原子半径。

【练习】下列微粒的半径比值大于1的是（）

A. Na+/Na

B. K+/S2-

C. N/C

D. Cl-/Cl

（3）原子序数与主要化合价的关系

【思考】（1）哪种结构的原子会出现负价？

（2）最高正价和最低负价之间有什么关系？

3、元素周期律

（1）定义：元素的性质随着元素的递增而呈周期性的变化。（2）实质：元素性质的周期性变化是由呈周期性变化的必然结果。（3）短周期元素的化合价与原子最外层电子数的关系

①元素的最高化合价＝原子最外层电子数

元素的最低化合价＝最外层电子数- (H除外)。

元素的最高化合价+∣最低化合价∣＝ (H、0、F除外)。

②金属元素只有正化合价，非金属元素既有正化合价又有负化合价(O、F除外)。

二、元素周期表

1、制表（编排）原则

(1)将元素按由小到大的顺序排列；

(2)周期：把相同的元素，按递增的顺序，从左至右排成的横行。

(3)族：把相同的元素，按的顺序，从上至下排成的纵行。

2、元素周期表的结构

（1）周期

元素周期表共有个横行，每一横行称为一个。

类别

周期序数包括元素种数核外电子层数

短周期 1

2

3

长周期 4

5

6

7

（2）族

元素周期表共有个纵列，个族，其中，个主(A)族，个副(B)族，1个0族，1个Ⅷ族。族序数通常用罗马数字表示。

纵列序数 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

族序数

按族分类

（3）格：

元素周期表由若干个格组成，以Fe元素所在的格为例,指出每个格内都标出了哪些信息：

【特别提醒】

元素周期律是元素周期表的理论依据，元素周期表是元素周期律的具体表现形式。

原子结构与元素周期表的关系：

①周期序数；

②主族序数。

③非金属元素最高价和最底价的绝对值之和等于。

④原子序数= ＝。

⑤副族和Ⅷ族最外层只有个电子；最外层电子数是次外层电子数的2倍或3倍的元素，位于周期；次外层电子数是8的元素位于周期和第IA 、IIA族（其中H、 Li、Be除外）。

⑥含有元素种类最多的周期是，含有元素种类最多的族是。

3、元素周期表中的特殊位置

(1)分区

①分界线：沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋与硼、硅、砷、碲、砹的交界处画一条斜线，即为金属元素区和非金属元素区分界线(氢元素除外)。

②各区位置：分界线左面为金属元素区，分界线右面为非金属元素区。

③分界线附近元素的性质：既表现金属元素的性质，又表现非金属元素的性质。

(2)过渡元素：元素周期表中部从族到族10个纵列共六十多种元素，这些元素都是元素。

(3)镧系：元素周期表第周期中，57号元素镧到71号元素镥共种元素。

(4)锕系：元素周期表第周期中，89号元素锕到103号元素铹共种元素。

(5) 稀土元素是第ⅢB族钪、钇和镧系元素的统称。

4、重要的元素族简介

（1）碱土金属P14：

①周期表中的位置元素组成

②原子结构上的异同点：

③自然界中的存在形态及单质的物理性质：均以在；单质都呈色，有良好的性，随原子序数的增加熔沸点降低、密度增大，灼烧时会产生绚丽的颜色，称为，可用于制造焰火。

【焰色反应P15】

A．定义：，

B．钠钾的焰色反应： Na的焰色 K的焰色（注：要透过蓝色钴玻璃观察）

C．实验：用铂丝或光洁无锈的铁丝蘸取待测物在火焰上灼烧，观察火焰颜色；实验后用盐酸洗净铂丝，在酒精灯火焰上灼烧至无色。

D．应用：根据焰色实验可以检验某些金属元素的存在和制造焰火等。

【注意】焰色反应是元素的性质，是物理变化。

（2）ⅤA（氮）族元素：

①元素组成：

②原子结构上的异同点：

③自然界中的存在形态及单质的物理性质：主要元素N在自然界中既有态、又有

态，是组成蛋白质的重要成分。P在自然界中没有态，主要以形式存在于矿石中，对于维持生物体的正常生理活动有重要作用。氮和磷是典型的元素，砷虽然是非金属元素，但已表现出一些金属元素的性质，如单质砷具有金属光泽；锑、铋则是金属元素，115号元素镆是人工合成的放射性元素。

（3）过渡元素

①元素组成：周期表中第列中的元素称为过渡元素。

②过渡元素全部为元素

③过渡元素的单质的性质：大部分过渡元素有独特的色泽，都具有良好的导电、导热性，单质的化学性质稳定。

第三节元素周期表的应用

一、元素得失电子能力比较

1、元素原子失电子能力（金属性）的强弱判断方法：

（1）比较元素的单质与水(或酸)反应置换出_____________的难易程度。

反应越_____________，原子的失电子能力_____________，金属性。

（2）比较元素最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。

一般说来，碱性___________，原子失电子的能力___________。

（3）金属阳离子的氧化性强弱。一般来说，对主族元素而言，

最高价金属阳离子的氧化性越_______，则金属元素原子的失电子能力越_______。

（4）金属单质间的置换反应。若X金属能把Y金属从它的盐溶液中置换出来，则X金属原子失电子能力比Y_____________。

2、元素原子得电子能力（非金属性）的强弱的判断方法：

（1）元素单质与氢气化合的难易程度，一般说来，反应越进行，元素原子得电子的能力越，非金属性。

（2）比较气态氢化物的稳定性，气态氢化物越，元素原子得电子的能力越。（3）比较元素最高价氧化物对应水化物的酸性强弱。

一般说来，酸性越，元素原子得电子的能力越。

（4）比较气态氢化物的及阴离子的还原性，还原性越，元素原子得电子的能力越。

二、同周期元素性质的递变

1、递变规律

【结论】

（1）原子结构：同一周期，从左到右，

电子层数，核电荷数逐渐，

最外层电子数逐渐，原子半径逐渐，

原子对最外层电子的引力逐渐。

（2）性质：同一周期，从左到右，

①原子失去电子能力，单质还原性，金属性，

单质与水或酸反应的剧烈程度，最高价氧化物对应水化物的碱性，

②原子得到电子能力，单质氧化性，非金属性，

单质与氢气化合的难易程度，氢化物的稳定性，

最高价含氧酸酸性，

③金属阳离子的氧化性，非金属阴离子的还原性。

（3）金属元素、非金属元素之间并没有严格的界限，元素周期表中位于金属元素与非金属元素交界处附近的元素，既能表现出一定的金属元素的性质，又能表现出一定的非金属元素的性质。例如，硅元素属于非金属元素，锗元素属于金属元素，但它们的单质均具有半导体的性质。

2、铝

（1）单质Al

①常温下，铝被可空气中氧气O2氧化，表面形成一层氧化膜，阻止内部继续被氧化。

在氧气中燃烧，化学方程式：

②与非氧化性酸反应，如盐酸、稀硫酸等，化学方程式：

③与氧化性酸反应，如浓硫酸、浓硝酸、稀硝酸等反应不生成氢气，在常温下可被浓硫酸、浓硝酸钝化。

④与碱反应，如NaOH等，化学方程式

⑤铝热反应：Al粉与Fe2O3反应的化学方程式

⑥与盐溶液的反应，如CuSO4溶液，化学方程式

（2）氧化物Al2O3

①物理性质：白色固体，难溶于水，熔点较高（可用于制备耐火材料），是宝石的主要成分。

②化学性质：两性氧化物，既能与强酸反应，又能与强碱反应，但不溶于弱酸弱碱。

与盐酸反应化学方程式

与氢氧化钠溶液反应化学方程式

（3）氢氧化物Al(OH)3

①物理性质：白色难溶于水的胶状固体，可吸附水中的悬浮物及色素，可用于净水。

②化学性质：两性氢氧化物，既能与强酸反应，又能与强碱反应，但不溶于弱酸弱碱。

与盐酸反应化学方程式

与氢氧化钠溶液反应化学方程式

③制备：用可溶性铝盐与氨水反应，化学方程式

（4）强调

①转化关系

②除杂：

Fe(Al) 试剂_________ Fe2O3(Al2O3) 试剂__________ Fe(OH)3[Al(OH)3] 试剂__________

三、同主族元素性质的递变

1、碱金属元素原子结构和元素性质的递变规律

（1）物理性质

（2）原子结构

（3）化学性质

2、卤族元素原子结构和元素性质的递变规律F2 Cl2 Br2 I2 (At2) （1）物理性质

（2）原子结构

（3）化学性质

【结论】

（1）原子结构：同一主族，从上到下，随着核电荷数的增加，

（1）原子结构：同一周期，从左到右，

电子层数，核电荷数逐渐，最外层电子数逐渐，原子半径逐渐，原子对最外层电子的引力逐渐。

（2）性质：同一主族，从上到下，随着核电荷数的增加，

①原子失去电子能力，单质还原性，金属性，

单质与水或酸反应的剧烈程度，最高价氧化物对应水化物的碱性，

②原子得到电子能力，单质氧化性，非金属性，

单质与氢气化合的难易程度，氢化物的稳定性，

最高价含氧酸酸性，

③金属阳离子的氧化性，非金属阴离子的还原性。

【汇总】列表比较元素周期表中结构与性质的递变关系

同周期（左→右）

同主族（上→下）

结

构

电子层 结构 电子层数

最外层电子数

核内质子数 性质

原子半径

主要化合价 元素原子失电子能力 元素原子得电子能力 性质应

用 单质置换氢气的难易程度

最高价氧化物的水化物碱性 最高价氧化物的水化物酸性 气态氢化物的稳定性

气态氢化物（阴离子）的还原性

阳离子的氧化性

思考：下列能说明氯元素原子的电子的能力比硫强的是：（ ） ① HCl 的溶解度比H 2S 大 ②HCl 的酸性比H 2S 强 ③HCl 的还原性比H 2S 强 ④HCl 的稳定性比H 2S 强 ⑤HClO 的酸性比H 2SO 4强 ⑥ 氯气能与H 2S 反应生成S ⑦氯气与铁反应生成氯化铁，而硫与铁反应生成硫化亚铁 ⑧还原性S 2-大于Cl -

补充：

①短周期同周期的置换：2F 2＋2H 2O==4HF ＋O 2 Cl 2＋H 2S== S ＋2HCl

②短周期同主族的置换: Li,Na 与水或酸反应置换出H 2 2Na + 2H 2O = 2NaOH + H 2↑ SiO 2 + 2C

Si + 2CO O 2＋2H 2S== S ＋2H 2O

③短周期不同周期、不同主族的置换： Mg 与酸，Al 与酸或碱置换出H 2 2Mg+CO 2 2MgO+C C ＋H 2O=====高温

CO+ H 2

3、卤素性质

（1）物理性质：在水中的溶解度不大，均易溶于有机溶剂

（2）溴、碘特性：

①Br2易挥发，保存：棕色、玻璃塞（溴能腐蚀橡胶）的试剂瓶，并用水封存。

思考:NO2气体与Br2蒸汽的鉴别

②I2易升华，遇淀粉变蓝

思考：I2（NaCl）的分离可用加热的方法：使I2升华

（3）萃取分液（可用于分离两种互不相溶的液体，如油和水的分离）

①萃取原理：利用混合物中一种溶质在互不相溶的溶剂中的溶解性不同，用一种溶剂把溶质从它与另一种溶剂所组成的溶液中提取出来的方法。

②仪器：梨形分液漏斗、烧杯、铁架台（带铁圈）

③步骤：

向分液漏斗中加萃取剂→振荡萃取→静置分层→打开上口玻璃塞及下端玻璃活塞→分液

④注意事项：

分液时，打开分液漏斗上口的玻璃塞，使内外空气相同，再打开下端活塞，眼睛注视两层溶液界面，待下层液体完全流出后及时关闭活塞，再将上层液体从上口倒出。

（4）化学性质

①与金属（写出Cl2Br2I2与Fe反应的化学方程式）

②与非金属（写出Cl2 Br2I2与H2反应的化学方程式）

③与水（写出F2 Cl2Br2与H2O反应的化学方程式）

④与碱（写出Cl2 Br2与H2O反应的化学方程式）

⑤卤素间的置换,活泼元素置换出不活泼的元素（活泼性Cl2﹥Br2﹥I2）

（5）离子的鉴别

四、预测元素及其化合物的性质

1、硅

（1）硅在地壳中的含量、存在、物理性质

硅在地壳中的含量仅次于氧，硅全部以化合态存在，主要存在形式为二氧化硅和硅酸盐。

硅的氧化物及硅酸盐构成了地売中大部分的岩石、沙子和土壤。计算机芯片、光导纤维、玻璃仪器等，都是以硅或硅的化合物为材料制成的。

晶体硅的物理性质：单质硅有晶体硅和无定形硅两种同素异形体。晶体硅呈灰黑色，有金属光泽的硬而脆的固体，熔点很高（1410℃），是良好的半导体材料。

（2）原子结构

硅元素(原子序数为14)位于元素周期表中第3周期ⅣA族，硅原子的最外层有4个电子，最高化合价为+4价，最低化合价为-4价，硅属于非金属元素;与同周期磷元素的原子相比，其核电荷数较小、原

子半径较大、原子核对最外层电子的吸引作用较弱，因此硅元素原子的得电子能力较弱。

（3）性质：

硅的化学性质：（具备一般非金属的通性；常温下不活泼，

（原因）

①常温下，硅能与F2、HF 、强碱溶液反应。

【注意】非金属单质一般不能置换出氢气，但硅可以与HF 、强碱溶液反应并置换出氢气。

②加热条件下，可与某些非金属反应。

方程式：氧气

氯气：Si+2Cl2SiCl4

（4）硅的工业制法：

工业上，用焦炭在电炉中还原SiO2得到含有少量杂质的粗硅后再提纯。

Si+2Cl2SiCl4 SiCl4 +2H2Si+4HCl

（5）硅的用途：①硅作为用来制集成电路、晶体管、硅整流器外，还可制造太阳能电池，

②硅合金：硅合金用于制造变压器铁芯制造耐酸设备等。

2、二氧化硅

（1）二氧化硅(SiO2)属于酸性氧化物，

能与碱溶液缓慢反应，

高温时能与碱性氧化物反应 ;

二氧化硅中硅元素的化合价为+4价，因此二氧化硅具有氧化性，能与

某些还原剂反应;硅酸(HSiO3)的酸性弱于碳酸，硅酸可以由硅酸钠( Na， Sio3)与盐

酸、硫酸等反应制得。此外，二氧化硅还具有一些特殊的性质。例如，二氧化硅虽然属

于酸性氧化物，但能与氢氟酸反应，该反应曾用于刻蚀玻璃。

（1）二氧化硅的存在：二氧化硅广泛存在于自然界中，是沙子石英的主要成分，透明的二氧化硅又称水晶常用来制造电子部件和光学仪器。

（2）物理性质：纯净的二氧化硅晶体呈无色，熔点高，硬度大，难溶于水。

（3）化学性质

（1）二氧化硅是一种性氧化物，具有酸性氧化物的通性

①二氧化硅在常温时可以与碱溶液缓慢反应生成盐和水：写出有关的化学和离子方程式

②二氧化硅在高温下可与碱性氧化物反应：

（4）特性

①SiO2溶于水，也水反应。

②二氧化硅在常温下与氢氟酸反应：

③二氧化硅中的硅为价，具有弱的性，如在高温时，二氧化硅中的硅可以被碳置换出来，方程式为

（5）二氧化硅的用途：①水晶：制造电子元器件、光学仪器、精密仪器轴承、工艺品

②石英：石英钟的压电材料③光导纤维

3、硅酸

硅酸(H2SiO3)的酸性弱于碳酸，硅酸可以由硅酸钠( Na2SiO3)与盐酸、硫酸等反应制得。

【思考】①在实验室，为什么盛装碱液的试剂瓶不能用玻璃塞？

②为什么不能用玻璃瓶保存氢氟酸，请说明原理。

③如何由SiO2制取硅酸（H2SiO3）？

五、元素周期表的作用

元素周期表已成为化学家的得力工具，为研究物质结构、发现新元素、合成新物质寻找新材料提供了许多有价值的指导。

例如，根据在元素周期表中位置相近的元素具有相似的性质这一规律，人们不但在金属元素和非金属元素的交界处寻找半导体材料，还在过渡元素中寻找优良的催化剂。

又如，位于元素周期表中ⅣB族到ⅥB族的过渡元素的单质，如钛(Ti)、钽(Ta)、钼(Mo)、钨(W)等，大多具有耐高温、耐腐蚀等特点，人们常利用以它们为原料制成的特种合金来制造火箭、导弹、宇宙飞船等。此外人们还利用元素周期表寻找合适的超导材料、磁性材料等。