化学必修二第一章：物质结构 元素周期律 思维导图
中心主题：物质结构 元素周期律
第一分支：原子结构
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核心概念： 原子是化学变化中的最小微粒,由原子核和核外电子构成。
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子分支 1.1：原子核
- 构成： 由质子和中子构成。
- 电荷与质量：
- 质子： 带1个单位正电荷,相对质量约1。
- 中子： 不带电,相对质量约1。
- 关键数据：
- 质量数 (A) = 质子数 + 中子数
- 核电荷数 = 质子数 (Z)
- 原子序数 = 核电荷数 = 质子数 = 核外电子数 (中性原子)
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子分支 1.2：核外电子排布
- 运动状态： 没有固定的轨道，在核外空间作高速运动,其运动状态可用电子层描述。
- 电子层 (n)：
- 定义：离核远近不同的电子运动区域。
- 符号：K, L, M, N, O, P, Q (对应 n=1, 2, 3, 4, 5, 6, 7)
- 能量关系：离核越近,电子层能量越低。
- 排布规律 (三原则)：
- 能量最低原理： 电子先排布在能量最低的电子层。
- 分层排布： 各电子层最多容纳的电子数为
2n²个。 - 最外层电子数：
- 最外层电子数 ≤ 8 (K层为最外层时 ≤ 2)。
- 次外层电子数 ≤ 18。
- 倒数第三层电子数 ≤ 32。
- 特例： Cr (24号, [Ar] 3d⁵ 4s¹), Cu (29号, [Ar] 3d¹⁰ 4s¹) 等不遵循全满、半满、全空状态更稳定的规律。
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子分支 1.3：表示方法
- 原子组成符号：
ₐXᵇX: 元素符号a: 质量数 (左上角)b: 质子数 (左下角)- 关系：
a = Z + N(中子数N = a - Z)
- 原子结构示意图：
- 圆圈表示原子核，圈内标“质子数”。
- 弧线表示电子层，弧线上标“该层电子数”。
- 电子式：
- 用小圆点或小叉表示最外层电子。
- 示例： Na: ·Na· Cl: :Cl: (最外层7个电子)
- 原子组成符号：
第二分支：元素周期表与周期律
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核心概念： 元素的性质随原子序数的递增而呈现周期性变化。
（图片来源网络，侵删） -
子分支 2.1：元素周期表的结构
- 周期：
- 定义：具有相同电子层数的元素按照原子序数递增的顺序排列。
- 数目：7个周期 (1-7)。
- 短周期：第1、2、3周期。
- 长周期：第4、5、6周期。
- 不完全周期：第7周期。
- 族：
- 定义：电子层数相同、最外层电子数也相同的元素排成一列。
- 数目：18个纵列 (16个族 + 0族)。
- 主族 (A族)： 由短周期和长周期元素共同构成，包括IA, IIA, IIIA, IVA, VA, VIA, VIIA族。主族元素 = 最外层电子数 = 族序数。
- 副族 (B族)： 完全由长周期元素构成，包括IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB, VIII族, IB, IIB。
- VIII族： 三个纵列合为一族。
- 0族 (惰性气体族)： 最外层电子数为8个(He为2个),化学性质稳定。
- 分区：
- s区： IA, IIA族及He,价电子在s轨道。
- p区： IIIA至VIIA及0族,价电子在p轨道。
- d区： IIIB至IIB及VIII族，价电子在d轨道 (过渡金属)。
- ds区： IB, IIB族,价电子在d轨道但s轨道电子特殊。
- f区： 镧系和锕系元素,价电子在f轨道。
- 周期：
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子分支 2.2：元素周期律
- 核心： 元素性质（原子半径、化合价、金属性/非金属性等）随原子序数的递增而呈周期性变化。
- 原子半径：
- 同周期： 从左到右，核电荷数增加，核引力增强,半径减小。
- 同主族： 从上到下，电子层数增加,半径增大。
- 主要化合价：
- 最高正价： 等于主族元素最外层电子数，最高为+价。
- 最低负价： 最高正价 - 8 (适用于非金属元素)。
- 变价： 过渡金属常有多种化合价。
- 金属性与非金属性：
- 金属性判断：
- 单质与水/酸反应置换氢气的难易程度。
- 最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。
- 规律： 同周期从左到右减弱,同主族从上到下增强。
- 非金属性判断：
- 单质与氢气反应的难易程度及氢化物的稳定性。
- 最高价氧化物对应水化物的酸性强弱。
- 规律： 同周期从左到右增强,同主族从上到下减弱。
- 金属性判断：
- 递变规律总结 (以第三周期为例)：
- Na → Mg → Al → Si → P → S → Cl
- 原子半径： 大 → 小
- 金属性： 强 → 弱
- 非金属性： 弱 → 强
- 最高价氧化物对应水化物碱性： 强 → 弱 (NaOH > Mg(OH)₂ > Al(OH)₃)
- 最高价氧化物对应水化物酸性： 弱 → 强 (H₄SiO₄ < H₃PO₄ < H₂SO₄ < HClO₄)
第三分支：化学键
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核心概念： 使离子或原子相结合的作用力。
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子分支 3.1：离子键
（图片来源网络，侵删）- 定义： 阴、阳离子之间通过静电作用形成的化学键。
- 形成条件： 活泼金属 (如Na, K, Ca) 与活泼非金属 (如Cl, O, F) 之间得失电子形成。
- 本质： 静电引力。
- 存在： 离子化合物中 (如 NaCl, CaO, KOH)。
- 表示方法： 电子式 (标出得失电子后的离子)。
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子分支 3.2：共价键
- 定义： 原子间通过共用电子对所形成的化学键。
- 形成条件： 非金属元素之间或非金属与不活泼金属之间。
- 本质： 原子间通过共用电子对产生的电性作用。
- 分类：
- 非极性共价键： 同种原子间形成的共价键 (如 H-H, Cl-Cl),电子对不偏向任何一方。
- 极性共价键： 不同种原子间形成的共价键 (如 H-Cl, H-O-H),电子对偏向吸引电子能力强的原子一方。
- 表示方法：
- 结构式： 用短线“-”表示一对共用电子对 (如 H-Cl, H₂O: H-O-H)。
- 电子式： 标出共用电子对 (如 H:Cl:, H:Ö:H)。
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子分支 3.3：分子间作用力 (范德华力)
- 定义： 分子之间存在的微弱作用力。
- 特点： 比化学键弱得多。
- 影响： 影响物质的熔点、沸点、溶解度等物理性质，分子间作用力越大,物质的熔沸点越高。
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子分支 3.4：氢键
- 定义： 一种特殊的分子间作用力,强度介于化学键和范德华力之间。
- 形成条件： 分子中必须与电负性很强的元素 (如F, O, N) 形成共价键的氢原子，与另一个分子中电负性很强的原子 (F, O, N) 相结合。
- 影响： 使物质的熔沸点显著升高，影响溶解度 (如NH₃极易溶于水)。
- 常见物质： H₂O, NH₃, HF, 醇、羧酸等。
知识关联与总结
- 结构与位置的关系： 原子结构 (质子数/电子排布) → 决定 → 元素在周期表中的位置 (周期/族) → 决定 → 元素的性质 (金属性/非金属性/化合价)。
- 位置与性质的关系： 根据元素在周期表中的位置，可以预测其原子结构、主要化合价及金属性/非金属性的强弱。
- 化学键与物质类型：
- 离子键 → 形成离子化合物 → 通常为离子晶体 (如NaCl)。
- 共价键 → 形成共价化合物或非金属单质 → 通常为分子晶体 (如H₂O, CO₂) 或原子晶体 (如SiO₂, 金刚石)。
- 金属键 → 形成金属单质 → 金属晶体。
希望这份详细的思维导图能帮助你更好地理解和掌握化学必修二第一章的内容！
