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元素周期表【知识点讲解】一、元素周期表编排原则1、把原子的电子层数相同的各种元素，按原子序数递增顺序从左到右排成横行；2、把最外层电子数目相同的元素按电子层数递增的顺序由上到下排列成纵行。注意：元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它反映了元素之间相互联系的规律。二、元素周期表的结构 1、周期将具有相同的电子层数而又按照原子序数递增的顺序排列的一系列元素称为一个周期。这样，周期的序数即是该周期元素原子的电子层数，元素周期表中有七个横行即七个周期。（三个短周期，三个长周期，一个不完全周期。）短周期：一、二、三周期，元素种类2、8、8。长周期：四、五、六周期，元素种类18、18、32。不完全周期：七周期，有28种元素。2、族把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成的纵行称为族。周期表中有十八个纵行，但第8、9、10三个纵行为一族，所以共十六个族。（七个主族，七个副族，一个第族，一个零族。）主族：由长周期和短周期元素共同构成的族，共七列。副族：只由长周期元素构成的族，共七列。第族：包括第8、9、10三个纵行的元素。0族：稀有气体元素，一列。三、元素的性质与元素在周期表中位置的关系1、同周期元素的原子核外电子层数虽然相同，但从左到右，核电荷数依次增大，原子核对最外层电子的引力逐渐增强，原子半径逐渐减小，失电子能力逐渐减弱，金属性逐渐减弱（表示为：金属与水（或酸）反应置换出H2由易到难；最高氧化物对应水化物碱性由强到弱），得电子能力逐渐增强，非金属性逐渐增强（表现为：非金属与氢气化合的条件由难到易，生成的气态氢化物的稳定性由弱到强；最高价氧化物对应水化物酸性的由弱到强）。2、同主族元素的原子最外层电子数相同，从上到下，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，所以金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱（如碱金属族和卤族元素性质的递变）。 四、元素周期表的应用：在学习了元素周期表之后， 要学会运用周期表推导出元素的原子结构，元素的种类，主要化合价，单质和化合物的性质。即： 五、核素、同位素1、核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子叫做核素， H、 H、 各为一种核素。2、同位素：同一元素的不同核素之间互称为同位素，如 H、 H、 H三种核素均是氢的同位素。注意：（1）同一元素的各种同位素由于质子数相同，电子层结构相同，仅核内中子数不同，所以，化学性质几个完全相同。（2）天然存在的某种元素中（不论游离态、还是化合态），各种同位素所占的原子个数百分数一般是不变的。3、元素的相对原子质量的计算方法（1）搞清原子的质量，原子的相对质量，原子的质量数，元素相对原子质量的概念。（2）元素的相对原子质量的计算方法元素的相对原子质量是按各种天然同位素的原子所占一定百分比算出来的平均值，这里应注意的是：天然同位素，而不能是人造元素；原子一定百分比是指原子个数的百分比。六、元素周期律和元素周期表的意义1、为寻找新元素提供了理论依据；2、指导寻找新物质（催化剂、农药等）3、论证了量变引起质变的辨证唯物主义观点。元素周期律 【知识点讲解】一、原子序数1、 原子序数的编排原则按核电荷数由小到大的顺序给元素编号，这种序号，叫做该元素的原子序数。2、 原子序数与原子中各组成微粒个数的关系原子序数核电荷数核外电子数二、元素周期律我们知道：一切客观事物本来是互相联系的和具有内部规律的，所以，各元素间也应存在着相互联系及内部规律。1核外电子排布的周期性 从318号元素，随着质子数递增，最外层电子数从1个递增至8个，达到稀有气体元素原子的稳定结构，然后又重复出现原子最外层电子数从1个递增至8个的变化规律。18号以后的元素，尽管情况比较复杂，但每隔一定数目的元素，也会出现原子最外层电子数从1个递增到8个的变化规律。可见，随原子序数递增，元素原子的最外层电子排布呈周期性的变化。2原子半径的周期性变化从39号元素，随质子数递增，原子半径由大渐小，经过稀有气体元素Ne后，从1118号元素又重复出现上述变化规律。如果把所有的元素按原子序数递增的顺序排列起来，我们会发现随着原子序数的递增，元素的原子半径发生周期性的变化。注意：原子半径主要是由核外电子层数和原子核对核外电子的作用等因素决定的。惰性气体原子半径的测量方法与其它原子半径的测定方法不同，所以惰性气体的原子半径与别的原子半径没有可比性。一般不比较惰性气体与其它原子半径的大小微粒半径大小比较的一般规律：电子层数越多，半径越大，电子层数越少，半径越小；当电子层结构相同时，核电荷数多的半径小，核电荷数少的半径大；对于同种元素的各种微粒半径，核外电子数越多，半径越大；核外电子数越少，半径越小。例如HHH；Fe3Fe2。3元素主要化合价的周期性变化从39号元素看，元素化合价的最高正价与最外层电子数相同（O、F不显正化合价）；其最高正化合价随着质子数的递增重复出现由1价递增至7价的变化规律。从中部的元素开始有负化合价，负价是从4递变到1从1117号元素，也有上述相同的规律，即：元素化合价的最高正价与最外层电子数相同；其最高正化合价随着质子数的递增重复出现由1价递增至7价的变化规律。从中部的元素开始有负化合价，负价是从4递变到1对18号元素后面的元素进行分析，也有同样的结论，即元素的化合价随着原子序数的递增而呈现周期性的变化。注意：氧元素无最高正价，氟元素无正价，金属元素无负价，惰性元素为零价。元素的最高正价最外层电子数只有非金属才有负价，且负价数值正价数值8。三、判断元素的金属性与非金属强弱的标准：1金属性强弱判断： 与H2O（或酸）反应置换出氢的难易程度：金属越容易把水或酸中的H置换成H2，则金属性越强； 属最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：金属的最高价氧化物的水化物碱性越强，则金属性越强。2非金属性强弱判断：（1）与H2生成气态氢化物的难易程度及氢化物的稳定性：非金属越容易与H2化合或与H2生成的气态氢化物越稳定，则非金属越强。（2）非金属最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：非金属最高价氧化的水化物酸性越强，同非金属越强。3元素的金属性和非金属性的周期性变化：电子层数相同的元素，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，由典型的金属元素逐渐过渡到典型的非金属元素，最后以惰性元素结束的周期性变化。4元素周期律：我们把元素的原子结构和性质随着原子序数的递增而呈现周期性变化的规律，叫元素周期律。元素的化学性质主要是由原子的最外层电子数决定。从核外电子的排布情况可知，原子最外层电子数随原子序数的递增而呈现周期性变化。从Li到Ne，原子的最外层电子数由1个依次递增到8个；从Na到Ar，最外层电子数也依由1个次递增到8个，18号元素以后的元素有类似的规律，即：每隔一定数目的原子，原子的最外层电子数就由1个依次递增到8个，而外围电子排在（最外层电子数）相似的元素，其化学性质也相似，所以，原子核外电子排布的周期性变化，决定了元素性质的周期性变化。5几种量的关系（1）最外层电子数最高正价数（2）负化合价正化合价8【小结】元素周期律揭示了元素性质的周期性变，元素性质的周期性变化决定于原子结构的周期性变化，实质取决于核外电子排布的周期性变化，这就是元素周期律的实质。化学键 目的和要求：1、理解离子键、共价键的概念，能用电子式表示离子化合物和共价化合物的形成2、了解化学键的概念和化学反应的本质3、通过离子键和共价键的学习，建立并增强对微观粒子运动的想象力知识点讲解：一、化学键1、化学键的定义：相邻的两个或多个原子之间强烈的相互作用，通常叫做化学键。2、电子式：在化学反应中，一般是原子的最外层电子发生变化。为了表明这种变化，我们可以在元素符号周围用 或 来表示原子的最外层电子。这样的式子成电子式。各主簇元素的典型电子式如下： 常见物质的电子式： 二、离子键1、离子键：阴、阳离子间通过静电作用所形成的化学键叫做离子键。其中离子间的静电作用既包含有离子间异性电荷的吸引，又包含有同种电荷间的推斥，当引力与斥力达到平衡时即形成离子键。2、离子键形成的条件：活泼金属与活泼非金属化合时，才能形成离子键。不太活泼的金属或不太活泼的非金属元素之间不能形成离子键。如AlCl3为共价化合物。3、用电子式表示离子化合物的形成过程： 用电子式表示过程时注意：（1）反应前各元素必写成原子，且为原子的电子式。（2）反应后生成物中电子式应注意正负电荷静电作用。如：CaBr2的电子式不能写成4、离子化合物由离子键而形成的化合物，为离子化合物。离子化合物一定有离子键，但不一定只有离子键。如NaOH中，HO之间则为极性共价键，而Na2O2中OO之间则为非极性共价键。应该注意：离子化合物并不一定完全由金属元素和非金属元素组成，完全由非金属元素也可能形成离子化合物，如：NH4Cl等铵盐。三、共价键1、共价键：原子间通过共用电子对所形成的化学键，叫做共价键。2、共价键分类3用电子式表示分子形成的过程：如：注意：用电子式表示物质的形成过程时，首先要弄清物质是离子化合物还是共价化合物；离子化合物要用 把阴离子括起来并标明阴、阳离子的所带的电荷，而共价化合物要注意共用电子对偏向非金属性的元素的原子一方。第三节 化学反应中的能量变化 知识点讲解1化学反应中的能量变化（1）化学反应的基本特征物质变化：化学变化是以新物质的生成为标志，任何一个化学变化一定表现出原子重新组合而生成新物质。能量变化：生成的新物质与反应物的能量不同，而反应体系又遵守能量守恒，故任何一个化学变化一定表现出能量的吸收和放出，通常化学反应的能量变化又主要是以热能形式变化（除此之外还可能有电能光能等）。（2）放热反应、吸热反应按反应过程中热量的变化，通常把化学反应分为放热反应、吸热反应。放热反应：有热量放出的化学反应。原因：反应物具有的总能量高于生成物具有的总能量。常见放热反应：燃烧与缓慢氧化，中和反应。金属与酸反应制取氢气，生石灰和水反应等。吸热反应：有热量吸收的化学反应。原因：反应物具有的总能量低于生成物具有的总能量。常见的吸热反应：C(s)+H2O(g) CO(g)+H2OC+CO2 2CO， Ba(OH)28H2O+NH4Cl反应。以及：KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。（3）注意问题：化学反应中的能量变化主要表现为放热和吸热，反应是放热还是吸热主要取决于反应物、生成物所具有的总能量相对大小。放热反应和吸热反应在一定条件下都能发生。反应开始时需加热的反应可能是吸热反应，也可能是放热反应。反应的热量变化与反应发生是否需要加热没有必然联系。2燃料的充分燃烧（1）化石燃料：煤、石油、天然气称为化石燃料，属一次性能源、非再生能源。（2）燃料充分燃烧的条件：燃烧时有足够的空气。（过多空气，将消耗和带走部分热量，造成浪费）燃料和空气要充分接触。（可以改变燃料分散程度，或采用“逆流原理”等。）（3）燃料不充分的危害：产生的热量减少，造成资源浪费。产生污染物，造成环境污染（如产生酸雨等）。（4）煤的充分利用新型煤粉燃烧器（燃烧效率95%）煤的气化、液化。转化为水煤气或干馏煤气。(C(s)+H2O(g) CO(g)+H2(g)。3化学反应过程中的能量变化化学反应所释放的能量是现代能量的主要来源之一。化学反应一般以热和功的形式与外界进行能量交换，而主要以热的形式。不同物质内部能量是不同的，而整个反应过程中能量又是守恒的。反应物和生成物的能量差异常以热量的形式表现出放热和吸热，如果反应物和生成物两者能量相近，则吸、放热不明显。当反应物的总能量高于生成物的总能量，则放出热量。当反应物的总能量低于生成物的总能量，则吸收热量。如下图所示： 4煤炭的综合利用煤是由无机物和有机物组成的复杂的混合物，在国民经济中占重要地位。煤炭直接燃烧，不仅产生大量烟尘、一氧化碳、含氮的氧化物等大气污染物，而且煤中含有硫元素，燃烧时会生成二氧化硫，是产生酸雨的主要原因。同时因煤中含有大量的有机物，直接燃烧会造成资源的巨大浪费。因此，发展洁净煤技术，减少污染物的排放，提高煤炭利用率，节约能源，成为国际上的重要研究课题。煤炭的综合利用主要有以下途径。（1）煤的气化，液化原理：C(s)+H2O(g) CO(g)+