1高一必修二第1章复习讲义.doc

第一章元素周期律和元素周期表一、元素周期表1、七个横行，即七个 ；其中短周期为 ，包括 种元素； 18个纵行，共 个族，包括七个 、七个 、一个族、一个零族； 七个主族依次为 ； 七个副族依次为 ； 第族有 个纵行；零族的元素是稀有气体。 周期序数= ；主族序数= 同主族相邻两元素原子序数的差值可能是 同周期第A和第A元素的原子序数差值可能是 俄国化学家门捷列夫排出了第一张元素周期表，他是周期表之父。2、碱金属元素位于 、26周期，除放射性的钫外，五种元素名称和符号分别是： 。它们都是银白色金属（铯略带金色）、密度较小、硬度很小、熔点较低、都有很好的导电、导热性和延展性。从上到下，碱金属单质的密度逐渐 、熔沸点 、原子半径逐渐 、原子核对最外层电子的吸引力逐渐 、金属活泼性 3、卤族元素位于 、25周期，除放射性的砹外，四种元素名称和符号分别是： 。氟气是淡黄绿色气体，氯气黄绿色气体，溴是深红棕色液体，碘是紫黑色固体。溴单质易挥发、碘单质易升华，它们都易溶于有机试剂。从上到下，卤素单质的密度逐渐 、熔沸点 、颜色 、状态从气体到液体到固体。从上到下，四种卤族元素原子半径逐渐 、原子核对最外层电子的吸引力逐渐 、非金属活泼性 。4、H元素位于元素周期表的第A、第一周期，画出写出下列元素的原子结构示意图，写出位置：O 、 ；Mg 、 ；Al 、 ；Na 、 ；S 、 ；Cl 、 ；N 、 ；P 、 ；Ca 、 ；Si 、 ；C 、 ；F 、 ；Ne 、 ；K 、 ；I的位置 、Cs的位置 、Se的位置 、Rb的位置 5、什么是元素？什么是核素？什么是同位素？下列粒子中有 种元素、 种核素、互为同位素的是 。1H、2H、16O、18O、12C、14C、14N二、元素周期律1、主族元素化合价规律：最高正价= = 最低负价= 金属没有 、O、F没有 2、离子半径的比较规律：一看电子层数。电子层数越多，半径 ； 二看核电荷数。电子层数相同，核电荷数越多，半径 ； 三看核外电子数。电子层数核电荷数都相同，电子数越多，半径 比较下列粒子的半径大小：H Li N O Na O Al ClH+ Li+ N3- O2- Na+ O2- Al3+ Cl-H Li+ K S K+ S2- S2- Cl- 3、短周期元素中构成的分子或离子，电子总数为10个的有：分子： 阳离子： 阴离子： 短周期元素中构成的分子或离子，电子总数为18个的有：分子： 阳离子： 阴离子： 4、元素周期表中的主族元素，从左向右，金属性逐渐 、非金属性逐渐 从上到下，金属性逐渐 、非金属性逐渐 Na、Mg、Al三种同周期金属元素相比：（用元素符号、化学式， 来表示） 金属性从强到弱： 、 与水或酸反应的剧烈程度： 、 最高价氧化物对应水化物的碱性强弱： 、 金属单质的还原性： 、 离子的氧化性： Li、Na、K、Rb、Cs碱金属元素相比： 金属性从强到弱： 、 与水或酸反应的剧烈程度： 、 最高价氧化物对应水化物的碱性强弱： 、 金属单质的还原性： 、 阳离子的氧化性： Si、P、S、Cl四种同周期非金属元素相比：非金属性从强到弱： 、与氢气反应从易到难： 、氢化物的稳定性： 、最高价氧化物水化物的酸性强弱： 、非金属单质的氧化性： 、阴离子的还原性： 、F、Cl、Br、I四种卤族非金属元素相比：非金属性从强到弱： 、与氢气反应从易到难： 、氢化物的稳定性： 、最高价氧化物水化物的酸性强弱： 、非金属单质的氧化性： 、阴离子的还原性： 、比较金属性的依据有： 比较非金属性的依据有： 5、随着原子序数的递增，元素的化合价、半径、性质出现周期性变化，这就叫元素周期律，其本质原因是核外电子的排布呈现周期性的变化。三、化学键1、化学键分为 、 和金属键；共价键分为 和 ； 离子键存在于 中，如：KCl、 NaOH 、Na2O2 、NH4Cl、K2CO3 共价键存在于 中， 如：Cl2、H2 、HF、H2O、NH3、H2SO4、NaOH、Na2O2 、NH4Cl、K2CO32、画电子式：原子：Al、N、H、S、Cl、K、Br、F、Cs、Se 离子：Al3+、N3-、H+、S2-、Cl、K+、Br-、F-、Cs+、Se2- 离子化合物：KF、Na2S、MgCl2、CaO、NaH、KI 共价型分子：Cl2、 H2 、I2、N2、H2O、HF、CH4、NH3、CCl4、CO2、 H