化學(xué)必修二第一章知識(shí)點(diǎn)總結(jié)

1、精品文檔第一章物質(zhì)結(jié)構(gòu)元素周期表第一節(jié)元素周期表一、周期表原子序數(shù)核電荷數(shù)質(zhì)子數(shù)核外電子數(shù)1、依據(jù)橫行：電子層數(shù)相同元素按原子序數(shù)遞增從左到右排列縱行：最外層電子數(shù)相同的元素按電子層數(shù)遞增從上向下排列2、結(jié)構(gòu)周期序數(shù)核外電子層數(shù)主族序數(shù)最外層電子數(shù)短周期（第 1、 2、3 周期）周期： 7 個(gè)（共七個(gè)橫行）周期表長(zhǎng)周期（第4、 5、 6、 7 周期）主族 7 個(gè)： A- A族： 16 個(gè)（共 18 個(gè)縱行）副族7 個(gè)： IB- B過(guò)渡元素第族 1 個(gè)（ 3 個(gè)縱行）零族（ 1 個(gè)）稀有氣體元素二元素的性質(zhì)和原子結(jié)構(gòu)（一）堿金屬元素：1、原子結(jié)構(gòu)相似性：最外層電子數(shù)相同，都為1 個(gè)遞變性：從上到

2、下，隨著核電核數(shù)的增大，電子層數(shù)增多，原子半徑增大2、物理性質(zhì)的相似性和遞變性：（ 1）相似性：銀白色固體、硬度小、密度?。ㄝp金屬）、熔點(diǎn)低、易導(dǎo)熱、導(dǎo)電、有展性。（ 2）遞變性（從鋰到銫）：密度逐漸增大（K 反常）熔點(diǎn)、沸點(diǎn)逐漸降低結(jié)論：堿金屬原子結(jié)構(gòu)的相似性和遞變性，導(dǎo)致物理性質(zhì)同樣存在相似性和遞變性。3、化學(xué)性質(zhì)（ 1）相似性：（金屬鋰只有一種氧化物）4Li + O點(diǎn)燃2O2Na + O2點(diǎn)燃2LiNa2O22 Na + 2H2O2NaOH + H2 2K+ 2H2O 2KOH + H22R+2H 2O 2ROH+H 2 產(chǎn)物中，堿金屬元素的化合價(jià)都為價(jià)。結(jié)論：堿金屬元素原子的最外層上都

3、只有1 個(gè)電子，因此，它們的化學(xué)性質(zhì)相似。（ 2）遞變性：與氧氣反應(yīng)越來(lái)越容易與水反應(yīng)越來(lái)越劇烈。1 歡迎下載精品文檔結(jié)論： 金屬性逐漸增強(qiáng)原子結(jié)構(gòu)的遞變性導(dǎo)致化學(xué)性質(zhì)的遞變性。注：金屬性強(qiáng)弱的判斷依據(jù)：與水或酸反應(yīng)越容易，金屬性越強(qiáng)；最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)的水化物（氫氧化物）堿性越強(qiáng)，金屬性越強(qiáng)。置換反應(yīng)，金屬性強(qiáng)的金屬置換金屬性弱的金屬離子的氧化性越弱對(duì)應(yīng)金屬的金屬性越強(qiáng)總結(jié)：遞變性：從上到下（從Li 到 Cs），隨著核電核數(shù)的增加，堿金屬原子的電子層數(shù)逐漸增多，原子核對(duì)最外層電子的引力逐漸減弱，原子失去電子的能力增強(qiáng)，即金屬性逐漸增強(qiáng)。所以從Li 到 Cs 的金屬性逐漸增強(qiáng)。（二）鹵族元素：、

4、原子結(jié)構(gòu)相似性：最外層電子數(shù)相同，都為7 個(gè)遞變性：從上到下，隨著核電核數(shù)的增大，電子層數(shù)增多，原子半徑增大物理性質(zhì)的遞變性： （從2到 ）2（）鹵素單質(zhì)的顏色逐漸加深；（）密度逐漸增大； （ B r 2 反常）（）單質(zhì)的熔、沸點(diǎn)升高3、化學(xué)性質(zhì)（ 1）鹵素單質(zhì)與氫氣的反應(yīng)：2H22HX鹵素單質(zhì)與 H2 的劇烈程度：依次增強(qiáng)；生成的氫化物的穩(wěn)定性：依次增強(qiáng)（HF最穩(wěn)定）（ 2）鹵素單質(zhì)間的置換反應(yīng)2NaBr +Cl 2 2NaCl + Br 2氧化性： Cl 2_Br 2 ； 還原性： Cl _Br 2NaI +Cl2 2NaCl + I2氧化性： Cl 2_I2 ；還原性： Cl _I 2N

5、aI +Br 2 2NaBr + I2氧化性： Br2_I 2；還原性： Br _I 結(jié)論：F2F-Cl2Cl-Br2Br -I-2I單質(zhì)的氧化性：從下到上依次增強(qiáng)（F2 氧化性最強(qiáng)） , 對(duì)于陰離子的還原性：從上到下依次增強(qiáng)（I -還原性最強(qiáng)）總結(jié)：遞變性：從上到下（從F2 到 I 2），隨著核電核數(shù)的增加，鹵族元素原子的電子層數(shù)逐漸增多，原子核對(duì)最外層電子的引力逐漸減弱，原子得到電子的能力減弱，即非金屬性逐漸減弱。所以從F2到 I2的非金屬性逐漸減弱。總之：同主族從上到下，隨著核電核數(shù)的增加，電子層數(shù)逐漸增多，原子核對(duì)最外層電子的引力逐漸減弱，原子得電子的能力減弱，失電子的能力增強(qiáng)，即非金

6、屬性逐漸減弱，金屬性逐漸增強(qiáng)。三核素（一）原子的構(gòu)成：（）原子的質(zhì)量主要集中在原子核上。（）質(zhì)子和中子的相對(duì)質(zhì)量都近似為1，電子的質(zhì)量可忽略。（）原子序數(shù)核電核數(shù)質(zhì)子數(shù)核外電子數(shù)（）質(zhì)量數(shù)( A)= 質(zhì)子數(shù) ( Z)+ 中子數(shù) ( N)。2 歡迎下載精品文檔（）在化學(xué)上，我們用符號(hào)ZA X來(lái)表示一個(gè)質(zhì)量數(shù)為A，質(zhì)子數(shù)為 Z 的具體的 X 原子。原子核中子N 個(gè)=（AZ）個(gè)質(zhì)子Z 個(gè)原子 ZAX核外電子Z 個(gè)（二）核素核素：把具有一定數(shù)目的質(zhì)子和一定數(shù)目的中子的一種原子稱為核素。一種原子即為一種核素。同位素：質(zhì)子數(shù)相同而中子數(shù)不同的同一元素的不同原子互稱為同位素?；颍和环N元素的不同核素間互稱為

7、同位素。（）兩同：質(zhì)子數(shù)相同、同一元素（）兩不同：中子數(shù)不同、質(zhì)量數(shù)不同（）屬于同一種元素的不同種原子第二節(jié)元素周期律一 . 原子核外電子的排布在多個(gè)電子的原子里，核外電子是分層運(yùn)動(dòng)的，又叫電子分層排布。2、核外電子的排布規(guī)律（ 1）核外電子總是盡先排布在能量低的電子層，然后由里向外，依次排布。( 能量最低原理 ) 。（ 2）各電子層最多容納的電子數(shù)是2n2（ n 表示電子層）（ 3）最外層電子數(shù)不超過(guò)8 個(gè)（ K 層是最外層時(shí)，最多不超過(guò)2 個(gè)）；次外層電子數(shù)目不超過(guò)18 個(gè)；倒數(shù)第三層不超過(guò) 32 個(gè)。二元素周期律：、核外電子層排布的周期性變化每周期最外層電子數(shù)：從1-8（K 層由 1 2

8、）、原子半徑呈周期性的變化：每周期原子半徑：逐漸減小（同周期第0 族最大）3、主要化合價(jià)：每周期最高正化合價(jià)：（稀有氣體0 價(jià)， F 化合物中沒(méi)有正價(jià)）每周期負(fù)化合價(jià)：4、元素的金屬性和非金屬性呈周期性的變化。同周期元素金屬性和非金屬性的遞變性：（） Na + 2H 2O 2NaOH + H 2(容易)+ H 2（較難）Mg + 2 H 2O2Mg(OH) 2金屬性： Na > Mg。3 歡迎下載精品文檔） Mg + 2HCl MgCl2+ H2 ( 容易)2Al + 6 HCl 2AlCl3+3H（較難）2金屬性： Mg > Al根據(jù) 1、2 得出：金屬性 Na > Mg

9、> Al（）堿性 NaOH > Mg(OH) > Al(OH)32金屬性：金屬性Na > Mg> AlNa Mg Al金屬性逐漸減弱（）結(jié)論：Si P SCl單質(zhì)與2 的反應(yīng)越來(lái)越容易生成的氫化物越來(lái)越穩(wěn)定最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物的酸性逐漸增強(qiáng)故：非金屬性逐漸增強(qiáng)。NaMgAlSiPSCl金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強(qiáng)同周期從左到右，金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強(qiáng)（）隨著原子序數(shù)的遞增，元素的核外電子排布、主要化合價(jià)、金屬性和非金屬性都呈現(xiàn)周期性的變化規(guī)律，這一規(guī)律叫做元素周期律。總結(jié)：元素周期律：元素的性質(zhì)隨著原子序數(shù)的遞增而呈周期性的變化的規(guī)律。實(shí)質(zhì)：元素原

10、子的核外電子排布周期性變化的必然結(jié)果。四、同周期、同主族金屬性、非金屬性的變化規(guī)律是：1. 周期表中金屬性、非金屬性之間沒(méi)有嚴(yán)格的界線。在分界線附近的元素具有金屬性又具有非金屬性。2.金屬性最強(qiáng)的在周期表的左下角是，Cs；非金屬性最強(qiáng)的在周期表的右上角，是。（兩個(gè)對(duì)角）3. 元素化合價(jià)與元素在周期表中位置的關(guān)系。元素的最高正價(jià)等于主族序數(shù)。特：F 無(wú)正價(jià)，非金屬除H外不能形成簡(jiǎn)單離子。主族元素的最高正價(jià)數(shù)與最低負(fù)價(jià)的絕對(duì)值之和等于8.4元素周期表和元素周期律應(yīng)用在周期表中的左上角附近探索研制農(nóng)藥的材料。半導(dǎo)體材料：在金屬與非金屬的分界線附近的元素中尋找。在過(guò)渡元素中尋找優(yōu)良的催化劑和耐高溫、耐

11、腐蝕的合金材料。5. 元素周期表中元素性質(zhì)的遞變規(guī)律。4 歡迎下載精品文檔同 周 期（從左到右）同 主 族（從上到下）原子半徑逐漸減小逐漸增大電子層排布電子層數(shù)相同電子層數(shù)遞增最外層電子數(shù)遞增最外層電子數(shù)相同失電子能力逐漸減弱逐漸增強(qiáng)得電子能力逐漸增強(qiáng)逐漸減弱金屬性逐漸減弱逐漸增強(qiáng)非金屬性逐漸增強(qiáng)逐漸減弱主要化合價(jià)最高正價(jià)（ 1 7）最高正價(jià) =族序數(shù)非金屬負(fù)價(jià) =（ 8族非金屬負(fù)價(jià) =（ 8族序數(shù)）序數(shù)）最高氧化物的酸性逐漸增強(qiáng)酸性逐漸減弱酸性對(duì)應(yīng)水化物的堿性逐漸減弱堿性逐漸增強(qiáng)堿性非金屬氣態(tài)氫形成由難 易形成由易 難化物的形成難易、 穩(wěn)穩(wěn)定性逐漸增強(qiáng)穩(wěn)定性逐漸減弱定性第三節(jié)化學(xué)鍵一離子鍵離

12、子鍵：陰陽(yáng)離子之間強(qiáng)烈的相互作用叫做離子鍵。相互作用：靜電作用（包含吸引和排斥）注：（1）成鍵微粒：陰陽(yáng)離子間（2）成鍵本質(zhì)：陰、陽(yáng)離子間的靜性作用（ 3）成鍵原因：電子得失（ 4）形成規(guī)律： 活潑金屬和活潑非金屬化合時(shí)形成離子鍵離子化合物：像 NaCl 這種由離子構(gòu)成的化合物叫做離子化合物。小結(jié)：一般含金屬元素的物質(zhì)( 化合物 ) 銨鹽。（一般規(guī)律）注意：（ 1）酸不是離子化合物。（ 2）離子鍵只存在離子化合物中，離子化合物中一定含有離子鍵。、電子式電子式：在元素符號(hào)周圍用小黑點(diǎn) ( 或× ) 來(lái)表示原子的最外層電子（價(jià)電子）的式子叫電子式。用電子式表示離子化合物形成過(guò)程：（ 1）

13、離子須標(biāo)明電荷數(shù)；（ 2）相同的原子可以合并寫(xiě)，相同的離子要單個(gè)寫(xiě)；（ 3）陰離子要用方括號(hào)括起；（ 4）不能把“”寫(xiě)成“”； （ 5）用箭頭標(biāo)明電子轉(zhuǎn)移方向( 也可不標(biāo) ) 。二共價(jià)鍵1共價(jià)鍵：原子間通過(guò)共用電子對(duì)所形成的相互作用叫做共價(jià)鍵。用電子式表示HCl 的形成過(guò)程：。5 歡迎下載精品文檔注：（ 1）成鍵微粒：原子（ 2）成鍵實(shí)質(zhì)：靜電作用（ 3）成鍵原因：共用電子對(duì)（ 4）形成規(guī)律： 非金屬元素形成的單質(zhì)或化合物形成共價(jià)鍵共價(jià)化合物：以共用電子對(duì)形成分子的化合物叫做共價(jià)化合物。化合物 離子化合物共價(jià)化合物化合物中不是離子化合物就是共價(jià)化合物共價(jià)鍵的分類：非極性鍵：在同種元素的原子間形

14、成的共價(jià)鍵為非極性鍵。共用電子對(duì)不發(fā)生偏移。極性鍵：在不同種元素的原子間形成的共價(jià)鍵為極性鍵。共用電子對(duì)偏向吸引能力強(qiáng)的一方。三電子式：定義：在元素符號(hào)周圍用小黑點(diǎn)( 或× ) 來(lái)表示原子的最外層電子（價(jià)電子）的式子叫電子式。原子的電子式：陰陽(yáng)離子的電子式：（）陽(yáng)離子簡(jiǎn)單陽(yáng)離子：離子符號(hào)即為電子式，如+、2等Na 、Mg復(fù)雜陽(yáng)離子：如+電子式：NH4（）陰離子簡(jiǎn)單陰離子：、復(fù)雜陰離子：物質(zhì)的電子式：離子的電子式：陽(yáng)離子的電子式一般用它的離子符號(hào)表示；在陰離子或原子團(tuán)外加方括弧，并在方括弧的右上角標(biāo)出離子所帶電荷的電性和電量。分子或共價(jià)化合物電子式，正確標(biāo)出共用電子對(duì)數(shù)目。離子化合價(jià)電

15、子式，陽(yáng)離子的外層電子不再標(biāo)出，只在元素符號(hào)右上角標(biāo)出正電荷，而陰離子則要標(biāo)出外。6 歡迎下載精品文檔層電子，并加上方括號(hào)，在右上角標(biāo)出負(fù)電荷。陰離子電荷總數(shù)與陽(yáng)離子用電子式表示形成過(guò)程：用電子式表示單質(zhì)分子或共價(jià)化合物的形成過(guò)程用電子式表示離子化合物的形成過(guò)程四、分子間作用力和氫鍵1、分子間作用力定義：把分子聚集在一起的作用力，又稱范德華力。特點(diǎn)：分子間作用力比化學(xué)鍵弱得多；影響物質(zhì)的熔點(diǎn)、沸點(diǎn)、溶解性等物理性質(zhì)；只存在于由共價(jià)鍵形成的多數(shù)共價(jià)化合物和絕大多數(shù)氣態(tài)非金屬單質(zhì)分子，及稀有氣體分子之間。但像二氧化硅、金剛石等由共價(jià)鍵形成的物質(zhì)的微粒之間不存在分子間作用力。變化規(guī)律：一般來(lái)說(shuō)，對(duì)于組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，相對(duì)分子質(zhì)量越大，分子間作用力越大，物質(zhì)的熔沸點(diǎn)也越高。例如