高中化学必修二第一章物质结构元素周期律思维导图
高中化学必修二第一章，物质结构元素周期律思维导图
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思维导图大纲
高中化学必修二 第一章 物质结构 元素周期律思维导图模板大纲
原子结构
原子核
中子（不带电子）
决定原子种类
质子（带正电荷）
核电荷数
核外电子
电子数
最外层电子数决定主族元素
化学性质及最高正价和族序数
运动特征
体积小，运动速率高（近光速），无固定轨道
电子云（比喻）
排布规律
电子层数决定周期序数及原子半径
表示方法
原子（离子）的电子式、原子结构示意图
周期序数=核外电子层数
主族序数=最外层电子数
原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数
元素金属性或 非金属性强弱的判断
依据
金属性强弱
与水反应置换氢的难易
最高价氧化物的水化物碱性强弱
单质还原性或离子的氧化性（电解中在阴极上得电子先后）
互相置换反应
原电池反应中正负极
非金属性强弱
H₂化合的难易及氢化物的稳定性
最高价氧化物的水化物酸性强弱
单质的氧化性或离子的还原性
互相置换反应
规律
同周期元素的金属性，随荷电荷数的增加而减小；非金属性，随荷电荷数的增加而增大
同主族元素的金属性，随荷电荷数的增加而增大；非金属性，随荷电荷数的增加而减小
金属活动性顺序表
K>Ca>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>（H）>Cu>Hg>Ag>Pt>Au
元素周期律 和元素周期表
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化
原子最外层电子数呈周期性变化
原子半径呈周期性变化
元素主要化合价呈周期性变化
元素的金属性与非金属性呈周期性变化
元素周期表
排列原则
按原子序数递增的顺序从左到右排列
将电子层数相同的元素排成一个横行
把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行
周期表结构
周期：7个 （共七个横行）
短周期（第1、2，3周期）
长周期（第4、5、6、7周期）
族：16个 （共18个纵行）
主族7个：ⅠA-ⅦA
副族7个：ⅠB-ⅦB
第Ⅷ族1个（3个纵行）
零族（1个）稀有气体元素
性质递变
同周期同主族元素性质的递变规律
核电荷数，电子层结构，最外层电子数
原子半径
主要化合物
金属性与非金属性
最高价氧化物的水化物酸碱性
同位素
定义
核电荷数相同，中子数不同的核素，互称为同位素；即：同种元素的不同原子或核素）
特点
结构上，质子数相同而中子数不同
性质上，化学性质几乎完全相同，只是某些物理性质略有不同
存在上，在天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，同位素的原子（个数不是质量）百分含量一般是不变的（即丰度一定）
微粒半径的比较
判断的依据
电子层数
相同条件下，电子层越多，半径越大
核电荷数
相同条件下，核电荷数越多，半径越小
最外层电子数
相同条件下，最外层电子数越多，半径越大
具体规律
同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）
同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大
同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大
电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小
同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小
化学键
离子键
离子键
定义
阴阳离子之间强烈的相互作用叫做离子键
相互作用
静电作用（包含吸引和排斥）
离子化合物
像NaCl这种由离子构成的化合物叫做离子化合物
活泼金属与活泼非金属形成的化合物
强碱
大多数盐
铵盐
小结：一般含金属元素的物质（化合物）+铵盐
注意：酸不是离子化合物
离子键只存在离子化合物中，离子化合物中一定含有离子键
电子式
在元素符号周围用小黑点（或x）来表示原子的最外层电子（价电子）的式子叫电子式
用电子式表示离子化合物形成过程
离子须标明电荷数
相同的原子可以合并写，相同的离子要单个写
阴离子要号括起
不能把—写成=
用箭头标明电子转移方向（也可不标）
共价键
定义
原子间通过共用电子对所形成的相互作用叫做共价键
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化合物
共价键的存在
非金属单质
H₂、X₂、N₂等（稀有气体除外）
共价化合物
H₂O、CO₂、SiO₂、H₂S等
复杂离子化合物
强碱、铵盐、含氧酸盐
共价键的分类
非极性键
在同种元素的原子间形成的共价键为非极性键
共用电子对不发生偏移
极性键
在不同种元素的原子间形成的共价键为极性键
共用电子对偏向吸引能力强的一方
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