高一化学必修二全册知识点总结(人教版).doc

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第一章物质结构元素周期表

第一节元素周期表

一、周期表总结的总结

原子序数　＝　核电荷数　＝　质子数　＝　核外电子数

1、依据

横行：

电子层数相同元素按原子序数递增从左到右排列

纵行：

最外层电子数相同的元素按电子层数递增从上向下排列

2、结构

周期序数＝核外电子层数主族序数＝最外层电子数

　　　短周期（第1、2、3周期）

　　　　　周期：

7个（共七个横行）　

周期表　　　　　　　　　　　　　长周期（第4、5、6、7周期）

　　　　　　　　　　　　　　　　主族7个：

ⅠA-ⅦA

过渡元素

族：

16个（共18个纵行）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

二．元素的性质与原子结构

（一）碱金属元素：

1、原子结构　相似性：

最外层电子数相同，都为1个

递变性：

从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多，原子半径增大

2、物理性质的相似性和递变性：

（1）相似性：

银白色固体、硬度小、密度小（轻金属）、熔点低、易导热、导电、有展性。

（2）递变性（从锂到铯）：

①密度逐渐增大（K反常）②熔点、沸点逐渐降低

结论：

碱金属原子结构的相似性和递变性，导致物理性质同样存在相似性和递变性。

3、化学性质

（1）相似性：

（金属锂只有一种氧化物）

点燃

点燃

4Li+O2Li2O　　　　2Na+O2Na2O2

2Na+2H2O＝　2NaOH+H2↑2K+2H2O＝　2KOH+H2↑

　　　　2R+2H2O＝2ROH+H2↑

产物中，碱金属元素的化合价都为＋１价。

结论：

碱金属元素原子的最外层上都只有1个电子，因此，它们的化学性质相似。

（2）递变性：

①与氧气反应越来越容易②与水反应越来越剧烈

结论：

①金属性逐渐增强②原子结构的递变性导致化学性质的递变性。

总结：

递变性：

从上到下（从Li到Cs），随着核电核数的增加，碱金属原子的电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子失去电子的能力增强，即金属性逐渐增强。

所以从Li到Cs的金属性逐渐增强。

（二）卤族元素：

１、原子结构　相似性：

最外层电子数相同，都为7个

递变性：

从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多，原子半径增大

２．物理性质的递变性：

（从Ｆ2到Ｉ2）

（１）卤素单质的颜色逐渐加深；（２）密度逐渐增大；（B r2反常）（３）单质的熔、沸点升高

3、化学性质

（1）卤素单质与氢气的反应：

　Ｘ2＋H2＝2HX

F2

Cl2

Br2

I2

卤素单质与H2的剧烈程度：

依次增强；生成的氢化物的稳定性：

依次增强（HF最稳定）

（2）卤素单质间的置换反应

2NaBr+Cl2＝2NaCl+Br2氧化性：

Cl2________Br2；还原性：

Cl－_____Br－

2NaI+Cl2＝2NaCl+I2　氧化性：

Cl2_______I2；还原性：

Cl－_____I－

2NaI+Br2＝2NaBr+I2氧化性：

Br2_______I2；还原性：

Br－______I－

结论：

　F2F-

Cl2 Cl-

Br2Br-

I2I-

单质的氧化性：

从下到上依次增强（F2氧化性最强）,对于阴离子的还原性：

从上到下依次增强（I-还原性最强）

结论：

①非金属性逐渐减弱②原子结构的递变性导致化学性质的递变性。

总结：

递变性：

从上到下（从F2到I2），随着核电核数的增加，卤族元素原子的电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子得到电子的能力减弱，即非金属性逐渐减弱。

所以从F2到I2的非金属性逐渐减弱。

总之：

同主族从上到下，随着核电核数的增加，电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子得电子的能力减弱，失电子的能力增强，即非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强。

三．核素

（一）原子的构成：

（１）原子的质量主要集中在原子核上。

（２）质子和中子的相对质量都近似为1，电子的质量可忽略。

（３）原子序数　＝　核电核数　＝　质子数　＝　核外电子数。

（４）质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）

中子N个=（A－Z）个

（５）在化学上，我们用符号X来表示一个质量数为A，质子数为Z的具体的X原子。

质子Z个

原子X

原子核

核外电子Z个

（二）核素

核素：

把具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子称为核素。

一种原子即为一种核素。

同位素：

质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。

　　　或：

同一种元素的不同核素间互称为同位素。

（１）两同：

质子数相同、同一元素

（２）两不同：

中子数不同、质量数不同

　（３）属于同一种元素的不同种原子

第二节　元素周期律

一.原子核外电子的排布

１．在多个电子的原子里，核外电子是分层运动的，又叫电子分层排布。

　2、核外电子的排布规律

（1）核外电子总是尽先排布在能量低的电子层，然后由里向外，依次排布。

（能量最低原理）。

（2）各电子层最多容纳的电子数是2n2（n表示电子层）

（3）最外层电子数不超过8个（K层是最外层时，最多不超过2个）；次外层电子数目不超过18个；倒数第三层不超过32个。

二．元素周期律：

１、核外电子层排布的周期性变化

每周期最外层电子数：

从1--------8（K层由1－2）

２、原子半径呈周期性的变化：

每周期原子半径：

逐渐减小（同周期第0族最大）

3、主要化合价：

每周期最高正化合价：

＋１　　　　　＋７（稀有气体0价，F化合物中没有正价）

每周期负化合价：

－４　　　　　－１

4、元素的金属性和非金属性呈周期性的变化。

同周期元素金属性和非金属性的递变性：

（１）２Na+2H2O＝2NaOH+H2↑（容易）△

Mg+2H2O2Mg（OH）2+H2↑（较难）

金属性：

Na>Mg

２）Mg+2HCl＝MgCl2+H2↑（容易）2Al+6HCl＝2AlCl3+3H2↑（较难）

金属性：

Mg>Al根据1、2得出：

　金属性　Na>Mg　>Al

（３）碱性NaOH>Mg（OH）2>Al（OH）3金属性：

金属性　Na>Mg　>Al

　　NaMgAl　　

　　金属性逐渐减弱

（４）结论：

　SiPSCl

单质与Ｈ2的反应越来越容易、生成的氢化物越来越稳定

　　　最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强

　　　故：

非金属性逐渐增强。

NaMgAl　　SiPSCl

　　　金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强

同周期从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强

（５）随着原子序数的递增，元素的核外电子排布、主要化合价、金属性和非金属性都呈现周期性的变化规律，这一规律叫做元素周期律。

总结：

元素周期律：

元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化的规律。

实质：

元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。

四、同周期、同主族金属性、非金属性的变化规律是：

1.周期表中金属性、非金属性之间没有严格的界线。

在分界线附近的元素具有金属性又具有非金属性。

2.金属性最强的在周期表的左下角是，Cs；非金属性最强的在周期表的右上角，是Ｆ。

（两个对角）

3.元素化合价与元素在周期表中位置的关系。

①元素的最高正价等于主族序数。

特：

F无正价，非金属除H外不能形成简单离子。

②主族元素的最高正价数与最低负价的绝对值之和等于8.

　　4．元素周期表和元素周期律应用

①在周期表中的左上角附近探索研制农药的材料。

②半导体材料：

在金属与非金属的分界线附近的元素中寻找。

③在过渡元素中寻找优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。

5.元素周期表中元素性质的递变规律

同周期（从左到右）

同主族（从上到下）

原子半径

逐渐减小

逐渐增大

电子层排布

电子层数相同

最外层电子数递增

电子层数递增

最外层电子数相同

失电子能力

逐渐减弱

逐渐增强

得电子能力

逐渐增强

逐渐减弱

金属性

逐渐减弱

逐渐增强

非金属性

逐渐增强

逐渐减弱

主要化合价

最高正价（＋1→＋7）

非金属负价==―（8―族序数）

最高正价==族序数

非金属负价==―（8―族序数）

最高氧化物的酸性

酸性逐渐增强

酸性逐渐减弱

对应水化物的碱性

碱性逐渐减弱

碱性逐渐增强

非金属气态氢化物的形成难易、稳定性

形成由难→易

稳定性逐渐增强

形成由易→难

稳定性逐渐减弱

总结：

元素金属性的判断：

①与水或酸反应越容易，金属性越强；

②最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）碱性越强，金属性越强。

③置换反应，金属性强的金属置换金属性弱的金属

④离子的氧化性越弱对应金属的金属性越强

元素非金属性的判断：

①从最高价氧化物的水化物的酸性强弱。

②与H2反应的难易程度以及氢化物的稳定性来判断。

③置换反应，非金属性强的置换非金属性弱的非金属

④离子的还原性越弱，非金属性越强

第三节化学键

一．离子键

１．离子键：

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）

注：

（1）成键微粒：

阴阳离子间

（2）成键本质：

阴、阳离子间的静性作用

（3）成键原因：

电子得失

（4）形成规律：

活泼金属和活泼非金属化合时形成离子键

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。

（1）活泼金属与活泼非金属形成的化合物。

如NaCl、Na2O、K2S等

（2）强碱：

如NaOH、KOH、Ba（OH）2、Ca（OH）2等

　（3）大多数盐：

如Na2CO3、BaSO4

　（4）铵盐：

如NH4Cl

小结：

一般含金属元素的物质（化合物）＋铵盐。

（一般规律）

注意：

（1）酸不是离子化合物。

（2）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。

２、电子式

电子式：

在元素符号周围用小黑点（或×）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：

（1）离子须标明电荷数；

（2）相同的原子可以合并写，相同的离子要单个写；（3）阴离子要用方括号括起；（4）不能把“→”写成“＝”；（5）用箭头标明电子转移方向（也可不标）。

二．共价键

1．共价键：

原子间通过共用电子对所形成的相互作用叫做共价键。

　　　　用电子式表示HCl的形成过程：

注：

（1）成键微粒：

原子

（2）成键实质：

静电作用

（3）成键原因：

共用电子