化学总结.修改版.doc

这好像是一个页眉化学必修一第一章总结 第一节 元素周期表一、 元素周期表要点1 元素周期表的提出元素周期表的发明者伟大的（呵呵）俄国科学家门捷列夫。原子序数原子序数：按照元素在周期表的顺序，由大到小给元素编号，这种编号叫原子序数。原子序数与元素的原子结构的关系：原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数Ps：只有原子之间存在上述关系，如果是离子，核外电子数与原子序数不相等。阳离子的质子数（正电荷数）大于其核外电子数，而阴离子正好相反，其质子数（正电荷数）小于其核外电子数。元素周期表的编排原则按元素原子序数递增的顺序从左到右排列。将电子层数相同的元素排成一横行。（即一周期）把电子层数递增的但最外层电子数。要点2 元素周期表的结构周期：具有相同电子层的元素按照原子序数递增（对于主族元素也可以理解为最外层电子数递增）的顺序排列的一个横行称为一个周期。 第一周期：2种元素短周期 第二周期：8种元素 第三周期：8种元素周期 第四周期：18种元素 第五周期：18种元素 长周期 第六周期：32种元素 第七周期：26种元素（被称为不完全周期，排满后应有32种元素）Ps：周期的序数就是该周期元素具有的电子层数。族：把最外层电子数相同的元素按照电子层数递增的顺序从上到下排成的纵行称为族。一共有18个纵行，分为16个族（第8第9第10纵行合为一族）即7个主族（第A第A），7个副族（第B第B）1个第族（第8第9第10三个纵行），1个0族。列序号123456789101112131415161718族序数AABBBBBBBAAAAA0Ps：主族的族序数等于该族元素最外层电子数。*我们要注意的东西主族与副族之分：由长周期元素与短周期元素构成的族叫主族（0族除外），共7个，在族序数后标“A”。而仅由长周期元素组成的族称为副族，共有7个，在其族序数后标“B”。so，副族元素只在第四周期（也就是第一个长周期）之后才出现。注意第族，这个族比较特殊，由三纵行组成，其既不是主族也不是副族，是游离于它们之外的一大族系（听上去很NB的样子），所以不可以在其后方加“A”or“B”。关于0族，之所以叫0族，是因为其组成元素的化合价一般为0（即稀有气体的结构十分稳定），这一族又称“稀有气体元素”。过渡元素，不知兄台你有木有注意到，在我们化学元素周期表上，从第B族到第B族共10个纵行，包括了第族和全部副族元素，共60个元素，全由一个红色的小框框着。这些元素全为金属元素，其被称为过渡元素。（即左图黄色部分）在所有族中，第B族的元素种类最多，因为其包括镧系元素和锕系元素，共32种。在周期表中，很多族都有自己的别称，一般有这些第A族称为碱金属元素（除氢外），第A族称为碱土元素族，第A族称为硼族，第A族称为碳族，第A族称为氮族，第A族称为氧族，第A族称为卤族，0族称为稀有气体元素。在92号元素铀（U）之后的元素多为人造，称为超铀元素。要点3 一些坑爹的小技巧（元素周期表看似普通但其实有着很多的规律总之有如下几条）相邻周期原子序数之差的规律第二三周期第四五周期第六七周期第A族和A族元素原子序数之差 1 11 25 同主族元素原子序数之差的规律在元素所在的周期有m种元素，元素在其上一周期，它所在的周期有n种元素。的原子序数为a。（原谅我用这两个逆天的符号 ） 如果与在第A族或第A族(过渡元素左边的元素)，则B的原子序数为(a+m)。 如果与在第A族或第A族(过渡元素右边的元素)，则B的原子序数为(a+n)。根据原子序数推断元素位置的方法 比大小定周期 我们可以根据零族元素的原子序数为基准给元素定位，首先要记住零族元素的序数。稀有气体元素HeNeArKrXeRnR（未知）周期数一二三四五六七原子序数21018365486118比较元素的原子序数与0族元素的原子序数大小，找出与其相接近的0族元素（如判断锌元素位置就找氩元素或氪元素），如果该元素的序数略小于你找的0族元素原子序数，则该元素与这个0族元素同周期；若该元素的原子序数略小于你找的0族元素的原子序数，则该元素在这个0族元素的下一周期。 求差值定族数A原子序数-稀有气体原子序数（相近且小）=元素的纵行数(使用此方法时若为六七周期第B族后的元素，应再减去14才可以定位)。B稀有气体元素原子序数（相近且大）-原子序数=18-该元素纵行数。二元素的性质与原子结构要点一 碱金属元素碱金属元素的原子结构：在下表可见，随着电荷数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，但原子最外层电子数始终为一。（碱金属族为第一主族除氢外的所有元素）元素名称元素符号核电荷数最外层电子数电子层数原子半径碱金属锂Li3120.152钠Na11130.186钾K19140.227铷Rb37150.248铯Cs55160.265碱金属的性质的相似性和递变性比较钾和钠与氧气反应的现象：钾：K+O2=加热=KO2（生成物为超氧化钾）现象：立即剧烈燃烧，产生淡紫色火焰。钠：Na+O2=加热=Na2O2(生成物为过氧化钠)现象：先融化成银白色小球，然后剧烈燃烧，产生黄色火焰。比较钾和钠与水反应的现象：钾：2K+2H2O=2KOH+H2现象：浮、游、鸣、球、烧、红。钠：2Na+2H2O=2NaOH+H2现象：浮、游、鸣、球、红。 通过进一步的观察，我们可以发现，K与Na无论与水还是氧气反应，K的反应程度都比Na剧烈。那么其它碱金属是否有此规律，通过观察，我们可以总结：A.物理性质的递变性：Li 相似性 颜色 硬度 密度 熔点 延展性 导电、导热能力Na 银白 较小 小 较低 良好 良好K （铯略带金色光泽）Rb 递变性 从锂到铯，密度逐渐增大（钠和钾反常），Cs 熔点逐渐降低。 B.化学性质的递变性：a相似性：碱金属元素都可以与非金属单质(如O2和Cl2)、水、稀酸溶液等反应，且生成物全是含R+（R为碱金属元素）的离子化合物。b递变性：随着锂钠钾铷铯钫核电荷数的增加，原子对最外层电子的吸引能力减弱（失电子能力增强），因此元素金属性逐渐增强，另外，他们与氧气的反应的产物也有所不同，如K在氧气中燃烧，生成超氧化钾，而Na则是过氧化钾，铷与铯与氧气的反应更加剧烈，生成物也更加多种多样。关于元素金属性的检验，对于第一主族元素，从上到下金属性依次增强。*那么，怎么判断元素金属性（物质还原性）的强弱呢？有以下几种方法：A.比较元素最高价氧化物溶于水后产生的溶液的碱性（如K溶于水生成KOH碱性很强，所以K元素的金属性很强）。B.比较元素与水反应的难易程度（如Mg与水反应不如Na与水反应剧烈，所以Na元素的金属性比Mg元素的强），越容易则元素金属性越强。C.金属性强的元素可以将金属性弱的元素从盐溶液中置换出来（如Cu可以把Ag从盐溶液中置换出来，ps：金属活动顺序表 钾钙钠镁铝，锌铁锡铅（氢），铜汞银铂金）。 再ps：（=）打得手好累对于碱金属族，金属性最强（事实上也是所有元素中金属性最强）的元素是位于周期表左下角的55号元素铯Cs（87号元素钫Fr因有放射性所以不考虑）。要点二 卤族元素卤族元素的原子结构：卤族元素的最外层电子数均为七，在化学反应中易得到一个电子形成8电子稳定结构，因此元素非金属极强（已知9号元素氟F为非金属性最强的元素，其只有负价，无正价）。卤族元素的非金属性是从上到下依次减弱的，因为越往上电子层越少，越容易得到电子（因为越往上电子层数越少，对电子的吸引能力越强）。卤族元素的物理性质：相似性：密度小，熔、沸点较低递变性：从氟到碘，颜色逐渐加深（F2为淡黄绿色，Cl2为黄绿色，Br2为深红棕色，I2为紫黑色）；状态由气态到液态再到固态（F2为气体，I2为固体）；密度逐渐增大；熔、沸点逐渐升高。卤族单质的化学性质： 卤族单质与氢气反应化学方程式现象结论H2+F2=2HF在暗处可以发生爆炸化和生成物很稳定哦呵呵呵呵呵我们可以发现，卤族元素从上到下与氢气反应的难易程度依次加强，产物的稳定性依次减弱，还原性依次增强，酸性依次增强。（稳定性：HFHClHBrHI；酸性：HFHClHBrHI，ps：除氢氟酸是弱酸外，其它都为强酸）H2+Cl2=（光照或点燃）=2HCl光照或点燃发生反应，生成物较稳定H2+Br2=2HBr（这是加热233）需要一定的温度才可以反应，生成物较不稳定H2+I2=2HI（我实在不知道怎么打这个既是可逆又是加热的反应符号了，这个符号好像我现在的心情）要不断的加热（小火慢炖啊喂）才可以发生缓慢反应，生成物超不稳定（真是调皮的孩子=-=），易分解 卤素单质之间的置换：非金属性强的卤族元素可以把弱的卤族元素从盐溶液中置换出来（F除外，因为其会和水猛烈反应），通用公式(离子方程式)：X2+2Y-=2X-+Y2 随着核电荷数的增多，卤素单质的氧化性的变化：F2 Cl2 Br2 I2 氧化性逐渐减弱 卤素单质与水反应：卤素单质都可以和水发生反应 反应通式：X2+H2OHX+HXO(X=Cl、Br、I) 2F2+2H2O4HF+O2相似与不同（找不同=-=）：A.相似性：卤族元素都是比较活泼的非金属元素，其单质都可以与H2、金属、水等发生反应，有较强的氧化性，反应后化合价都为“-1”（所以卤素单质都有毒）B.递变性：元素周期表中，氟氯溴碘从上到下的元素非金属性（物质氧化性）逐渐减弱，与氢气反应难度变难，产物稳定性变弱。关于元素的非金属性（物质的氧化性）的强弱判断：A.判断元素最高价氧化物的水溶液的酸性强弱（如N元素的最高价氧化物为N2O5,其水溶液为HNO3,是强酸，所以N元素的非金属性很强），酸性越强，非金属性越强。（F没有含氧酸，因为其无正价，最强的含氧酸为HClO4,即Cl元素的最高价氧化物溶于水形成的酸）B.根据元素与H2反应的难易程度来判断非金属性，越容易，非金属性越强。C.非金属性强的元素可以将非金属性弱的元素从溶液中置换出来。通式：X2+2Y-=2X-+Y2（但有些例外，如F）Ps：关于卤族元素的一些小知识：氟单质极其活泼，极易与水反应，化学方程式为2F2+2H2O4HF+O2，因此氟不可从溶液中置换出其他卤族元素单质。氯元素也可以和水发生反应，方程式Cl2+2H2OHCl+HClO（1体积的水只能溶2体积的氯气），故收集氯气不可用排水法。（Cl2可以置换盐溶液中的卤族元素）溴是常温下唯一的液态非金属，有很强的腐蚀性，易挥发，保存时需加入一些水进行“水封”，不可用橡皮塞封口（因为溴蒸汽会腐蚀橡胶），要用玻璃塞。 碘单质呈紫黑色，遇淀粉变蓝，并且易升华，可以用此性质分离碘的固态混合物（如I2与NaCl的混合物）。 卤族元素在有机溶剂中的溶解度大于其在水中的溶解度（从颜色就可以看出）。单质颜色在水中的颜色在有机溶液中的颜色（如CCl4和汽油）Cl2黄绿色浅黄绿色黄绿色Br2深红棕色橙色橙红色I2紫黑色棕黄色紫色或紫红色要点三 元素性质与原子结构的关系元素性质的影响因素通过对比，我们可以发现，原子的性质与原子结构有着密切关系。元素的性质与原子核外电子的排布，特别是与最外层电子数有关。同主族元素性质的递变规律从 核外电子层数依次增多上 原子半径逐渐增大 原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱到 失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱下 金属性逐渐增强，非金属性逐渐增强酸性比较：同种非金属元素形成的含氧酸元素价态越高，其酸性越强。如：HClO(次氯酸)酸性比HCl4O（高氯酸）弱，因为次氯酸中氯为+1价，而高氯酸中氯为+5价。 要点四 金属性与非金属性和氧化性与还原性的关系之所以单独列这个要点出来，是因为其极其容易弄混（像我就搞混了好久=-=，还是我同桌告我的造），首先，金属性与非金属性只针对于元素，对物质不提，而氧化性和还原性，只针对于元素形成的微粒，对元素不提。总之，我们可以从元素的金属性和非金属性上来判断这种元素单质或离子的氧化性与还原性。元素的金属性越强，单质还原性就越强，元素的非金属性越强，单质的氧化性就越强（也有特例，如N元素的非金属性很强，但N2氧化性就很弱，主要原因是其中有个“氮氮三键”，使它性质很稳定=-=）三、 核素要点一 元素的质量数质量数：原子的质量主要集中在原子核上，质子和中子的相对质量都近似为1，如果忽略电子的质量，将核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加，所得的数值叫做质量数。质量数与质子数和中子数的关系：质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）元素左上角的数表示质量数A，左下角的数表示质量数Z，右下角的数表示原子个数n，右上角的数表示离子所带电荷数。（如下图） A - Z n 元素是具有相同核电荷数（质子数）的同一类原子的总称。也就是说，同种元素的原子的原子核中质子数是相同的。要点二 核素 精确的测试结果证明，同种元素原子的原子核中，中子数不一定相同。所以我们引出了“核素”。核素的概念：把具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子叫做核素（一种核素即为一种原子，一种原子即为一种核素，但一种元素可能会有多种核素。如，氢原子有三种核素，就是说，有三种氢原子）。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（即同一元素的不同核素互称同位素）。同位素的概念：“同位”即指核素的质子数相同，在元素周期表中占有相同的位置。天然存在的同位素，相互保持一定的比率。元素的相对原子质量，就是按照该元素各种核素原子所占的百分比算出的平均值。有些具有放射性，称为放射性同位素。同素异形体：相同元素组成的不同单质，互称为“同素异形体”。（如石墨与钻石）小知识点:对于主族元素有：A.与He原子层结构相同的离子有：H-、Li、+Be2+B.与Ne原子电子层结构相同的离子有：F-、O2-、N3-、Na+、Mg2+、Al3+C.与Ar原子电子层结构相同的离子有：Cl-、2-、3+、+、Ca2+核外电子总数为10的粒子： A.分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4B.阳离子：Mg2+、Na+、Al3+、NH3+、H3O+C.阴离子：N-、O-、F-、OH-、NH2-核外电子总数为18的粒子：A.分子：Ar、HCl、H2S、PH3、H2O2、F2、CH4、N2H4、CH3OHB.离子：K+、Ca2+、P3-、S2-、HS-、Cl-一些特殊的微粒（对于前20号元素）：原子核中无中子的原子：1H 最外层有1个电子的原子：H、Li、Na、K 最外层有2个电子的原子：Be、Mg、Ca、He最外层电子数等于次外层电子数的原子：Be、Ar最外层电子数等于次外层电子数两倍的原子：C最外层电子数等于次外层电子数三倍的原子：O内层电子数是最外层电子数2倍的原子：Li、P电子数是外层电子数的原子：H、Be、Al次外层电子数为最外层电子数2倍的原子：Li、Si最外层电子数为次外层电子数4倍的原子：Ne电子数为最外层电子数2倍的原子：Be第二节 元素周期律要点一 原子核外电子的排布电子层：电子层的含义：原子是由原子核和核外电子构成的在含有多个电子的原子里，电子分别在能量不同的区域里运动我们把不同的区域称作电子层，分别用n=1，2，3，4，5，6，7或K、L、M、N、O、P、Q（很好记，就是英语字母表的一小部分）来表示从内到外的电子层。用核外电子排布图所表示元素的电子结构的方法： 电子层数原子核内的质子数182 或质子数 +11 该电子层上的电子数K原子核 LM在写原子核外电子排布示意图时，应注意电子总数应等于核内质子数，阴离子的电子总数应大于核内质子数，阳离子的电子总数应小于核内质子数。电子的排布顺序：在多电子原子中，电子的能量是不同的。在离核较近的区域内运动的电子能量较低，在离核较远的区域内运动的电子能量较高（这里的能量指电子势能=-=）。电子总是先排在能量较低的层数处（K层）然后依次向外排布。关于电子层，可以在电子层中再分为亚层，如K层可分为S，L层可分为S、P,M层可分为S、P、d。各个电子层的容量A.每个电子层最多（不是说一定）容纳的电子数为n（n为电子层数）B.原子层最外层电子数不可以超过8个（当K层为最外层时，最多为2）C.次外层最多的电子数为18个（K层为次外层时，不超过2个）倒数第三层电子数最多32个。结构与性质：原子核外电子的排布就是原子的结构的一部分，都说结构决定性质，那么，核外电子层数与最外层电子数与性质有何关系？与元素化合价呢？ =w=原子结构与元素性质的关系：A.稀有气体最外层电子数为8(He为2)结构稳定，性质不活泼。B.金属元素原子最外层数一般小于或等于4，较易获得到电子。C.非金属元素原子最外层数一般大于或等于4，较易得到电子，形成8电子稳定结构。原子结构与元素化合价的关系：A.稀有气体原子结构较稳定，常见化合价为0。B.金属原子无负价，因为金属元素最外层电子数目少，易失去电子变为稳定结构，故金属元素无负价，除零价外，在化合物中只显正价。C.在1-20号元素中除O、F外元素的最高正价等于最外层电子数：最高正价+最低负价的绝对值=8。要点二 元素周期律元素周期律我们根据探究与观察发现，元素的各种性质有一种很奇妙的规律，下表为相关的表格：项目同周期同全族最外层电子数由1逐渐增大到8（除第一周期）相同主要化合价正价：+1-+7负价：-4-1最高正价相同原子半径逐渐减小（稀有气体除外）逐渐增大元素的金属性与非金属性金属性减弱，非金属性增强。金属性增强，非金属性减弱得失电子的难易得电子能力增强，失电子减弱得电子能力由易到难，失电子能力由难到易气态氢化物的还原性与稳定性还原性减弱，稳定性加强还原性增强，稳定性减弱（其实非金属性越强，元素形成的氢化物就越稳定）元素周期律：序数的递增而呈周期性的变化。元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。元素的结构决定元素的位置与性质，性质与位置反应了元素的结构。通过大量事实，人们归纳出一条规律：元素的性质随着原子随着原子序数的递增，元素的性质(还有金属性与非金属性)元素原子的电子层排布、原子半径和化合价都呈现周期性的变化。这一规律叫做元素周期律。随着同一周期元素的原子序数的增加，原子半径减小，最高正价上升（F、O除外）最低负价上升（金属除外）有着周期性的变化。比较原子半径的大小：（比较两种不同周期，不同主族的元素时，可以选用另种原子为参照）同周期的主族元素：原子序数递增，原子半径越小。例如：r（Li）r（Na）r（K）r（Rb）r（Cs）同主族的全族元素：随着电子层数的递增，原子半径渐渐增大。如： r（Na）r（Mg）r（Al）r（Si）r（P）r（S）r（Cl）如果上边两种方法都解决不了，原子半径谁大谁小可以比较电子层数与电子数（即原子序数），来比较，序数大的（同周期）半径小不同周期的序数大的半径大（有特殊情况）离子半径的大小比较:同种元素的离子半径：阳离子半径原子半径阴离子半径。如：r（H+）r（H）r（H-）电子结构层相同的离子，核电荷数越大半径越小。如： r（O2-）r（F-）r（Na+）r（Mg2+）r（Al3+）同主族的元素的离子半径（带相同电荷的）：电子层数越多，半径越大。如： r（Li）r（Na）r（K）r（Rb）r（Cs）当比较两种离子（不在同一周期同一主族的元素时，可以通过比较其它离子来间接比较如：比较P与O可使用N作参照。）化学周期表和元素周期律的应用：周期表中金属性与非金属性：由于非金属性与金属性异无边际，所以在金属与非金属的分际线两边的元素都具有一定的金属性与非金属性。（如最明显的铝，这种两性金属）金属性最强的：铯Cs（第六周期，第IA族）非金属性最强：氟F （第二周期，第A族）规律三角:当两个元素处于一条角线上时，这两个元素的化学性质相似（如:Li与Mg）。化合价1、主族元素的最高正化合价等于它所处的族序数，因为族序数与最外层电子（价电子）数相同。最高正价+1最低负价1=8 ，最低负价=主族序数-8。2、非金属元素的最高正化合价，等于原子所能失去或偏移的最外层电子数，而它的最低负化合价则等于使原子达到8电子稳定结构所需得到的电子数。第三节 化学键一、化学键要点1 化学键化学键的含义：我们把使原子或离子相结合的作用力称为化学键。化学键的形成与原子结构有关，它主要通过原子的价电子间的转移或共用来实现。化学反应的实质事实上，化学反应的实质其实是物质中旧键的断裂和新键的重建。（注意：化学键的断裂和形成不一定就是化学反应，如离子化合物的熔化过程，旧键断裂，但无新键生成，所以不是化学反应。再如电解质溶解于水的过程。）要点2 离子键离子键的含义：化学键分两种，一种是像氯化氢这样的分子化合物，另一种是像氯化钠这样有离子键构成的化合物，这种化合物叫做离子化合物。这种连接两个离子的化学键就叫做离子键。（离子键在离子化合物中一定存在，在共价化合物中一定不存在）Ps：离子化合物的种类：绝大多数的盐（特例：氯化铝晶体），金属氧化物，强碱（如KOH）。（离子化合物都是强电解质）活泼金属和活泼非金属形成离子化合物。（不是所有非金属化合都不是离子化合物，如NH4Cl）离子键的知识点：成键微粒：阴阳离子成键元素：活泼金属和活泼非金属 成键本质：阴阳离子之间的静电作用。（因为阴阳离子之间存在多种作用力，所以不可确定只有引力，可能也有斥力） 离子键与电子式的写法： 原子的电子式：如 H Na （电子式的概念：为了方便起见，我们在元素符号周围用“”或“”来表示原子的最外层电子，也就是价电子。这种式叫做电子式。）离子的电子式：阳离子的电子式就是其本身，复杂阳离子（如铵根离子）与阴离子要加一个“ ”。离子化合物的电子式：阴离子的电子式与阳离子的电子式组合形成离子化合物的电子式，书写时应注意相同的离子不可写在一起，并且一般对称排布。Ps用电子式表示离子化合物的形成过程要注意的几点: （=-=）A.要注意标电荷数。B.要分辨清楚电荷数与元素化合价的标法。C.复杂阳离子与阴离子要注意加括号D.在形成物中，可以把相同的原子合并，在生成物中，不可把相同的离子或原子合并在一起，要做到对称排列。在反应过程中，应用“”来连接。在书写离子化合物形成过程反应式时应注意要用有向箭头标出电子转移方向（由失电子的物质指向得电子的物质）要点三 共价键含义:原子间通过共用电子对形成的相互作用，叫做共价键。（共价键可以同时存在于离子化合物与共价化合物中）关于共价键:成键微粒:原子成键条件:同种或不同种非金属原子结合时，大多形成共价键。成键实质:原子之间的作用力。共价键分类:由同种元素形成共价键，两个原子同属同一元素，一吸引电子能力相同，共用电子对不偏向任何一原子，所以键的原子不显电性，这样的共价键叫非极性共价键，称非极性键(如N2)。在化合物中，不同种原子形成共价键时，共用电子对将偏向吸引电子能力强的一方，所以吸引电子能力强的一方显负电性，吸引电子能力弱的原子显正电性。像这样共用电子对偏移的