化學必修二第一章知識點總結

1、化學必修2第一章物質(zhì)結構元素周期律1元素周期表1、 元素周期表1 .門捷列夫制出了第一張元素周期表。2 .原子序數(shù)=核電荷數(shù)=質(zhì)子數(shù)=核外電子數(shù)3 .元素周期表一共有 7個周期，每一周期分別有：2,8,8,18,18,32,32, （50） （50）個元素4 .元素周期表一共有18縱行，16個族，7個主族7個副族，第皿族，。族。（注意書寫）5 .第I A族（除HD :堿金屬元素第VHA族（第8,9,10縱行）：鹵族元素0族：稀有氣體元素（化學性質(zhì)不活潑，通常很難與其他物質(zhì)反應，化合價定位0）6 .前三周期是短周期，其他周期是長周期。7 .*盡可能完整地默寫元素周期表。2、 元素的性質(zhì)與原子結構

2、1 .*堿金屬元素原子結構示意圖2 .隨著核電荷數(shù)的增加， 堿金屬元素原子的電子層數(shù)逐漸增多，原子半徑逐漸增大， 原子核對最外層電子的引力逐漸減弱，金屬性逐漸增強。（表現(xiàn)為：與氧氣或水反應時的劇烈程度。）3 .堿金屬的物理性質(zhì)：除葩外，都是銀白色。導熱性導電性很好： 液態(tài)鈉可用作核反應堆的傳熱介質(zhì)。從上到下，密度逐漸增大（K反常），熔沸點逐漸下降。4 .堿金屬元素的保存Li封存在石蠟中（一般固體，液體也可以）Na浸沒在煤油里K浸沒在煤油或石蠟油鋤和葩過于活潑，一般實驗室保存不了5 .堿金屬元素的化學方程式與現(xiàn)象Li, Na K比水輕。Na：浮融游響紅 Rb , Cs比水重，故與水反應時，應沉在

3、水底。與O2反應時，Li為Li2O; Na可為Na2Q Na2O2 K, Rb, Cs的反應生成物更復雜6 .鹵素單質(zhì)保存顏色狀態(tài)F2實驗室無法保存淡黃綠色氣體Cl2短期保存：集氣瓶黃綠色氣體Br2棕色試劑瓶中水封， 不用橡膠塞深紅棕色液體I 2密封，棕色試劑瓶紫里便力 八、11固體7.鹵素單質(zhì)與氫氣，水反應的化學方程式、現(xiàn)象，單質(zhì)間的置換反應、實驗現(xiàn)象8.*相關的化學方程式3、 核素1 .質(zhì)量數(shù)（A）=質(zhì)子數(shù)（Z） +中子數(shù)（N）2 .同種元素原子的原子核中，中子數(shù)不一定相同。如氫：五、笊、瓶3 .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。4 .同位素的應用：14C考古時測定文

4、物年代，笊瓶用于造氫彈、利用放射性同位素釋 放的射線育種、治療惡性腫瘤。2.元素周期律*指元素的性質(zhì)隨著元素的原子序數(shù)（即原子核外電子數(shù)或核電荷數(shù)）的遞增呈周期性 變化的規(guī)律。1 .原子的結構：原子核和核外電子；原子核由質(zhì)子和中子構成。2 .由內(nèi)到外每個電子層最多 2n2,最外層最多8個，次外層最多18個，倒數(shù)第三層最 多32個。第1、2、3、4、7層名稱分別為 K、L、M NQ3 .原子半徑的變化；金屬性、非金屬性的變化；氧化性、還原性的變化*對于主族元素來說，同周期元素隨著原子序數(shù)的遞增，核電荷數(shù)增大，最外層電子數(shù)增加，原子核帶正電，二者吸引力增大，使得外層電子離核更近，因此原子半徑逐漸減

5、小。由于對外層電子吸引力增大，原子失電子能力減弱，原子得電子能力增加，元素非 金屬性逐漸增大。核內(nèi)質(zhì)子多1個，正電荷多1個核外電子多1個，負電荷多一個原子核內(nèi)外吸引力增大，原子半徑減小。例如：對于第三周期元素的非金屬性Na<Mg<Al,非金屬性Cl>S>P>Si。同主族元素，隨著原子序數(shù)的遞增，電子層逐漸增大，原子半徑明顯增大，原子核對最 外層電子的引力逐漸減小，元素的原子失電子能力逐漸增強，得電子能力逐漸減弱，所 以元素的金屬性逐漸增強。例如：第一主族元素的金屬性H<Li<Na<K<Rb<Cs鹵族元素的非金屬性 F>Cl>

6、;Br>I。綜合以上兩種情況，可以作出簡明的結論：在元素周期表中，越向左、向下方，元素金屬性越強，金屬性最強的金屬是Cs；越向右、向上方，元素的非金屬性越強，非金屬性最強的元素是F。例如：金屬性 K>Na>Mg非金屬性 O>S>P4 .元素周期表和元素周期律的應用意義：為指導新元素的合成、預測新物質(zhì)的結構和性質(zhì)都提供了線索；由于周期表中位 置靠近的元素性質(zhì)相近，所以可以在元素周期表一定區(qū)域內(nèi)尋找元素，發(fā)現(xiàn)物質(zhì)。金屬和非金屬的分界處，可以找到半導體材料，如硅、鋪等。農(nóng)藥由含碎到含磷，毒性減小。過渡元素（出B族到Vin族的化學元素）中尋找催化劑和耐高溫耐腐蝕的合金材料

7、。3.化學鍵離子鍵：帶相反電荷離子之間的相互作用（原子間電子轉移，形成正負離子，由靜電作 用形成的）共價鍵：原子間通過共用電子對所形成的相互作用（相同原子：非極性共價鍵；不同原子：極性共價鍵）離子化合物：通常，活潑金屬與活潑非金屬形成離子化合物共價化合物：以共用電子對形成分子的化合物叫做共價化合物分子間作用力：分子之間存在一種把分子聚集在一起的作用力（與熔沸點有關）氫鍵：有些氫化物分子間存在一種比分子間作用力稍強的相互作用，叫氫鍵。主要存在于 H,O,N,F 元素間?；瘜W反應：反應物分子內(nèi)化學鍵的斷裂和產(chǎn)物分子中化學鍵的形成* 由一種原子變成另一種原子：核反應，不是化學反應重點1. 判斷元素金

8、屬性強弱（例子） 元素的金屬性是指金屬元素的原子失電子的能力。 元素的金屬性越強，它的單質(zhì)的還原性越強。 金屬性和非金屬性指的對象是元素，還原性和氧化性指的對象是物質(zhì)。單質(zhì)與水或酸反應生成 Hb越簡單（置換氫氣的速度越快），金屬性越強（具體現(xiàn)象） 最高價氧化物的水化物，即最高價氫氧化物的堿性越強，元素的金屬性越強。 發(fā)生置換反應：強制弱（若甲可以從乙的鹽溶液中置換出乙，則甲強于乙） 在元素周期表中，越向左、下方，元素金屬性越強，金屬性最強的金屬是Cs 金屬活動性順序表，一般金屬位置越靠前，它的活動性越強，金屬性越強，還原性越強。 （在氫以前的金屬能置換出非氧化性酸中的氫，生成氫氣；氫以后的金屬

9、與非氧化性酸不反應，但與氧化性酸反應，與硝酸反應時，濃硝酸一般生成N（?,稀硝酸生成NO）【大多數(shù)酸溶于水都能電離出H+, 氫離子具有弱氧化性，所以，酸都有氧化性。非氧化性酸是指在反應中只能表現(xiàn)出氫離子的弱氧化性的酸。如：HCl, HBr , HF,磷酸，稀硫酸氧化性酸：一般是含氧酸，是指酸中除了氫、氧元素之外的中心元素在化學反應中表現(xiàn)出強氧化性。濃、稀硝酸，濃硫酸，次氯酸，氯酸，亞氯酸，高氯酸，亞硝酸等。】鉀鋇鈣 鈉 鎂 鋁 錳 鋅 鉻鐵 鎳 錫 鉛 （ 氫 ） 、 銅 汞 銀 鉑 金。K Ba Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb （H） Cu Hg Ag Pt

10、 Au 發(fā)現(xiàn)年代：不活潑，游離態(tài)；活潑：化合態(tài) 由原電池的正負極判斷。一般情況下，活潑性強金屬電極做負極。 一般情況下，金屬陽離子的氧化性越弱，對應元素的金屬性越強。特例：三價鐵的氧化性強于二價銅，但鐵的金屬性強于銅。 單質(zhì)的還原性越強，則對應元素的金屬性越強。2. 判斷元素非金屬性的強弱F>O>N>Cl>Br>S,I>C >At>H>P>As>Te>B>Si 氧化性與還原性：升價失電氧氧氧、升氧降還氧化性是指物質(zhì)得電子的能力。處于高價態(tài)的物質(zhì)和活潑非金屬單質(zhì)（ 如：氟、氯、氧等）一般具有氧化性，而處于低價態(tài)的物質(zhì)一

11、般具有還原性。 電負性越大，非金屬性越大。 元素周期表中，越向右、向上方，元素的非金屬性越強，非金屬性最強的元素是F 由元素原子的氧化性判斷：一般情況下，氧化性越強，對應非金屬性越強。（反例：氮原子氧化性弱于氯原子） 由單質(zhì)和水生成酸的反應程度判斷：反應越劇烈，非金屬性越強。 由對應氫化物的穩(wěn)定性判斷：氫化物越穩(wěn)定，非金屬性越強。（反例：甲烷比氨穩(wěn)定） 由和氫氣化合的難易程度判斷：化合越容易，非金屬性越強。 由最高價氧化物對應水化物的酸性來判斷：酸性越強，非金屬性越強。 由對應陰離子的還原性越強，非金屬性越弱。（反應方程式左強右弱） 由置換反應判斷：強置弱。【若依據(jù)置換反應來說明元素的非金屬性

12、強弱，則非金屬單質(zhì)應做氧化劑，非金屬單質(zhì)做還原劑的置換反應不能作為比較非金屬性強弱的依據(jù)。 】3. 判斷化學鍵類型AlCl 3共價化合物CaH離子化合物分子晶體：分子間通過分子間作用力（包括范德華力和氫鍵）構成的晶體。例：所有非金屬氫化物如 HF。大部分非金屬單質(zhì)如 Q、稀有氣體分子【但是金剛石和單質(zhì) 硅不是！】部分非金屬氧化物如： CO、SO。幾乎所有的酸。絕大多數(shù)有機化合物，如苯、乙 酸。所有常溫下呈氣態(tài)、液態(tài)的物質(zhì)（ 除汞外） 、易揮發(fā)的固態(tài)物質(zhì)。原子晶體：相鄰原子之間只通過強烈的共價鍵結合而成的空間網(wǎng)狀結構的晶體叫做原子晶體。例：金剛石、硅單質(zhì)、SiO2、SiC、晶體錯、氮化硼、晶體硼判斷分子晶體與