《化学必修二第一章思维导图》

一、原子结构与元素周期表

• 原子结构

  • 原子的构成
    • 原子核: 位于原子中心，体积小，质量大，带正电
      • 质子: 带一个单位正电荷，决定元素种类 (核电荷数 = 质子数)
      • 中子: 不带电，影响原子质量 (质量数 ≈ 质子数 + 中子数)
      • 核素: 具有一定数目质子和一定数目中子的原子。
      • 同位素: 质子数相同但中子数不同的同一元素的不同核素 (例如: ¹H, ²H, ³H)。化学性质相似，物理性质有差异。
    • 核外电子: 带一个单位负电荷，质量极小，在核外空间高速运动
      • 原子中：核电荷数 = 质子数 = 核外电子数
      • 离子中：核电荷数 = 质子数 ≠ 核外电子数 (阳离子: 失去电子；阴离子: 得到电子)
  • 核外电子排布
    • 分层排布: 电子在不同能量的电子层(K, L, M, N...)上运动。
      • 能量由低到高：K < L < M < N ...
      • 最多容纳电子数：第n层最多容纳 2n² 个电子。
    • 分亚层排布 (初步): 每个电子层又可分为不同的亚层 (s, p, d, f...)
      • s亚层: 1个轨道，最多容纳2个电子
      • p亚层: 3个轨道，最多容纳6个电子
      • d亚层: 5个轨道，最多容纳10个电子
      • f亚层: 7个轨道，最多容纳14个电子
    • 排布规律:
      • 能量最低原理: 电子优先占据能量较低的轨道。
      • 泡利不相容原理: 每个原子轨道最多只能容纳两个自旋方向相反的电子。
      • 洪特规则: 在等价轨道(能量相同的轨道)上排布电子时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋方向相同。
    • 表示方法:
      • 原子结构示意图: 直观表示电子层和每层电子数。
      • 电子排布式: 如 Na: 1s²2s²2p⁶3s¹
      • 价电子排布式: 只写出对化学性质起决定作用的最外层和次外层电子排布。
      • 轨道表示式 (电子排布图): 用方框表示轨道，箭头表示电子及其自旋方向。
  • 价电子: 原子最外层电子，决定元素的化学性质。主族元素价电子数 = 最外层电子数 = 族序数。

• 元素周期表

  • 发展简史:
    • 门捷列夫: 发现元素周期律，并制出第一张元素周期表 (按相对原子质量排列)，预测了未知元素。
    • 现代周期表: 按原子序数递增的顺序排列。
  • 结构:
    • 周期: 横行，共7个周期。周期序数 = 电子层数。
      • 短周期: 第1、2、3周期
      • 长周期: 第4、5、6、7周期 (第6、7周期包含镧系和锕系)
    • 族: 纵行，共18列。
      • 主族 (A族): ⅠA ~ ⅦA (7个)，族序数 = 最外层电子数。
      • 副族 (B族): ⅢB ~ ⅦB, Ⅷ族 (共8列), ⅠB, ⅡB (共7个)。主要为过渡金属。
      • 0族: 稀有气体元素 (ⅧA族)。
      • 镧系、锕系: 单独列出。
    • 区: 根据构造原理最后填入电子的亚层划分。
      • s区: ⅠA, ⅡA族
      • p区: ⅢA ~ ⅦA, 0族
      • d区: 副族 (除ⅠB, ⅡB外) 和 Ⅷ族
      • f区: 镧系和锕系
      • ds区: ⅠB, ⅡB族
  • 元素在周期表中的位置: 由原子序数或核外电子排布确定 (周期数 = 电子层数；主族序数 = 最外层电子数)。

二、元素周期律

• 定义: 元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。

• 实质: 核外电子排布的周期性变化。

• 主要性质的周期性变化:

  • 原子半径:
    • 同周期: 从左到右，核电荷数递增，核对外层电子吸引力增强，原子半径逐渐减小 (稀有气体除外)。
    • 同主族: 从上到下，电子层数递增，原子半径逐渐增大。
    • 离子半径:
      • 同种元素: 阳离子半径 < 原子半径 < 阴离子半径。
      • 电子层结构相同的离子: 核电荷数越大，半径越小 (如 O²⁻ > F⁻ > Na⁺ > Mg²⁺ > Al³⁺)。
  • 化合价:
    • 最高正价: 通常等于主族序数 (O、F除外)。
    • 最低负价: 通常等于主族序数 - 8 (金属元素通常无负价)。
    • 同周期: 从左到右，最高正价递增 (ⅠA~ⅦA)，最低负价绝对值递减 (ⅣA~ⅦA)。
    • 同主族: 最高正价和最低负价通常相同。
  • 元素金属性和非金属性:
    • 金属性: 原子失去电子的能力。
      • 同周期: 从左到右，金属性逐渐减弱。
      • 同主族: 从上到下，金属性逐渐增强。
      • 判断依据:
        • 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强弱 (碱性越强，金属性越强)。
        • 金属活动性顺序表。
        • 电化学中的标准电极电势。
    • 非金属性: 原子得到电子的能力。
      • 同周期: 从左到右，非金属性逐渐增强。
      • 同主族: 从上到下，非金属性逐渐减弱。
      • 判断依据:
        • 单质与氢气化合的难易程度及氢化物的稳定性 (越易化合，氢化物越稳定，非金属性越强)。
        • 最高价氧化物对应水化物的酸性强弱 (酸性越强，非金属性越强)。
        • 单质间的置换反应 (如 Cl₂ + 2Br⁻ = 2Cl⁻ + Br₂)。
  • 电离能 (第一电离能): 气态原子失去一个电子成为气态阳离子所需的最低能量。衡量原子失电子难易程度。
    • 同周期: 从左到右，总体呈增大趋势 (ⅡA、ⅤA族出现反常)。
    • 同主族: 从上到下，逐渐减小。
    • 电离能越小，原子越容易失去电子，金属性越强。
  • 电负性: 原子在分子中吸引成键电子的能力。衡量原子吸引电子能力的相对大小。
    • 同周期: 从左到右，电负性逐渐增大。
    • 同主族: 从上到下，电负性逐渐减小。
    • 电负性越大，原子吸引电子能力越强，非金属性越强。F的电负性最大(4.0)。

• 元素周期律的应用:

  • 预测未知元素的性质: 根据元素在周期表中的位置推测其物理、化学性质。
  • 指导新材料的研制: 在过渡元素、半金属等区域寻找催化剂、半导体、耐高温合金等。
  • 解释化学现象: 用周期律解释元素性质的递变规律。

三、化学键与物质结构

• 化学键: 相邻原子之间强烈的相互作用。使原子结合成分子或晶体。

  • 离子键:
    • 形成: 活泼金属原子与活泼非金属原子之间通过电子得失形成。阴、阳离子通过静电引力结合。
    • 本质: 静电作用力。
    • 特征: 没有方向性和饱和性。
    • 形成条件: 通常由电负性差异很大 (Δχ > 1.7) 的元素形成。
    • 存在: 离子化合物中 (如 NaCl, K₂O, MgCl₂)。
    • 离子化合物: 由离子键构成的化合物。通常熔沸点高、硬度大、熔融态或水溶液能导电。
  • 共价键:
    • 形成: 原子间通过共用电子对形成的化学键。
    • 本质: 原子轨道重叠，高概率出现在核间的电子与两个原子核之间的电性作用。
    • 特征: 具有方向性和饱和性。
    • 类型:
      • 按共用电子对数目: 单键(-)、双键(=)、三键(≡)。
      • 按共用电子对是否偏移:
        • 非极性共价键: 同种非金属原子间形成，共用电子对不偏移 (如 H₂, Cl₂, O₂)。
        • 极性共价键: 不同种非金属原子间形成，共用电子对偏向电负性较强的原子 (如 HCl, H₂O)。
    • 形成条件: 通常由电负性差异较小或相同的非金属元素之间形成 (Δχ < 1.7)。
    • 存在: 共价化合物和某些离子化合物的酸根或铵根中 (如 H₂O, CO₂, NH₃, SO₄²⁻, NH₄⁺)。
    • 共价化合物: 分子内只含共价键的化合物。
    • 分子: 由原子通过共价键结合而成的粒子。
  • 键参数: 描述共价键性质的物理量。
    • 键长: 成键原子核间的平均距离。键长越短，通常键越稳定。
    • 键能: 气态分子中断裂1mol化学键所需的能量。键能越大，化学键越牢固，分子越稳定。
    • 键角: 分子中相邻化学键之间的夹角。决定分子的空间构型。

• 分子间作用力与氢键

  • 分子间作用力 (范德华力): 存在于分子之间的微弱作用力。
    • 特点: 比化学键弱得多，无方向性和饱和性，影响物质的熔沸点、溶解度等物理性质。
    • 影响因素: 相对分子质量越大，分子间作用力通常越大；分子极性越大，分子间作用力越大。
  • 氢键:
    • 形成: 与强电负性原子 (F, O, N) 相连的氢原子与另一个分子中电负性强、半径小的原子 (F, O, N) 之间的特殊分子间作用力。
    • 表示: X—H…Y (X, Y为F, O, N)
    • 特点: 比范德华力强，比化学键弱；具有方向性和一定的饱和性。
    • 影响: 使含有氢键的物质熔沸点异常升高 (如 H₂O > H₂S, HF > HCl, NH₃ > PH₃)；影响物质的溶解性、密度 (水结冰体积膨胀) 等。
    • 存在: 水、氨、氢氟酸、乙醇、蛋白质、DNA等分子之间或分子内。

• 物质结构与性质的关系

  • 核心思想: 元素在周期表中的位置 (Position) → 决定原子的结构 (Structure) (核外电子排布、原子半径等) → 决定元素的性质 (Property) (金属性/非金属性、化合价、化学键类型等) → 决定物质的结构与性质。
  • 实例:
    • 碱金属 (ⅠA): 从上到下，电子层数增多，原子半径增大，失电子能力增强，金属性增强，单质熔沸点降低，与水反应更剧烈，最高价氧化物对应水化物碱性增强。
    • 卤素 (ⅦA): 从上到下，电子层数增多，原子半径增大，得电子能力减弱，非金属性减弱，单质熔沸点升高 (状态 F₂/Cl₂气→Br₂液→I₂固)，氢化物稳定性减弱，对应氢化物的酸性增强 (HF弱酸，HCl, HBr, HI强酸)。
  • 结构决定性质:
    • 构成微粒: 原子、离子、分子。
    • 微粒间作用力: 化学键 (离子键、共价键)、分子间作用力、氢键。
    • 不同结构类型物质的性质差异:
      • 离子晶体: 离子键连接，熔沸点高，硬度大，熔融或水溶液导电 (如 NaCl)。
      • 分子晶体: 分子间作用力连接，熔沸点低，硬度小，多数不导电 (如 干冰 CO₂, I₂)。含有氢键的分子晶体熔沸点相对较高。
      • 原子晶体: 共价键连接成空间网状结构，熔沸点极高，硬度极大，一般不导电 (如 金刚石 C, 石英 SiO₂)。
      • 金属晶体: 金属键连接，具有光泽，良好的导电导热性和延展性 (如 Na, Fe, Cu)。

(结束)