化学必修2第一单元知识点总结.doc

化学必修2第一单元知识点总结第一篇:人教版化学必修二第一章知识点总结 夯实基础 提高能力 满分答卷 持之以恒 嘉祥一中高一化学 系列之知识清单 第一章 物质结构 元素周期表 第一节 元素周期表 一、周期表 原子序数 核电荷数 质子数 核外电子数 1、依据 横行：电子层数相同元素按原子序数递增从左到右排列 纵行：最外层电子数相同的元素按电子层数递增从上向下排列 2、结构 周期序数核外电子层数 主族序数最外层电子数 短周期（第1、2、3周期） 周期：7 周期表 长周期（第4、5、6、7周期） 主族7个：A-A 族：16个（共187个：IB-B 第族1个（3 1个）稀有气体元素 二元素的性质和原子结构 （一）碱金属元素： 1、原子结构相似性：最外层电子数相同，都为1个 递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多，原子半径增大 2、物理性质的相似性和递变性： （1）相似性：银白色固体、硬度小、密度小（轻金属）、熔点低、易导热、导电、有展性。 （2）递变性（从锂到铯）：密度逐渐增大（K反常） 熔点、沸点逐渐降低 结论：碱金属原子结构的相似性和递变性，导致物理性质同样存在相似性和递变性。 3、化学性质 （1）相似性： 4Li + O2 Li2O 2Na + O2 点燃 Na2O2 点燃 2 Na + 2H2O 2NaOH + H2 2K + 2H2O 2KOH + H2 2R + 2 H2O 2 ROH + H2 产物中，碱金属元素的化合价都为价。 结论：碱金属元素原子的最外层上都只有1个电子，因此，它们的化学性质相似。 （2）递变性：与氧气反应越来越容易与水反应越来越剧烈 结论：金属性逐渐增强原子结构的递变性导致化学性质的递变性。 注：金属性强弱的判断依据： 与水或酸反应越容易，金属性越强； 第1页 共8页 最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）碱性越强，金属性越强。 置换反应，金属性强的金属置换金属性弱的金属 离子的氧化性越弱对应金属的金属性越强 总结：递变性：从上到下（从Li到Cs），随着核电核数的增加，碱金属原子的电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子失去电子的能力增强，即金属性逐渐增强。所以从Li到Cs的金属性逐渐增强。 （二）卤族元素： 、原子结构相似性：最外层电子数相同，都为7个 递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多，原子半径增大 物理性质的递变性：（从2到2） （）卤素单质的颜色逐渐加深；（）密度逐渐增大；（）单质的熔、沸点升高 3、化学性质化学必修2第一单元知识点总结 （1）卤素单质与氢气的反应： 2 H2 2 HX 卤素单质与H2 的剧烈程度：依次减弱 ； 生成的氢化物的稳定性：依次减弱 （2）卤素单质间的置换反应 2NaBr +Cl2 2NaCl + Br2 氧化性：Cl2_Br2 ； 还原性：Cl_Br 2NaI +Cl2 2NaCl + I2 氧化性：Cl2_I2 ； 还原性：Cl_I 2NaI +Br2 2NaBr + I2 氧化性：Br2_I2 ； 还原性：Br_I 结论： 单质的氧化性：依次减弱,对于阴离子的还原性：依次增强 结论：非金属性逐渐增弱原子结构的递变性导致化学性质的递变性。 注：非金属性的强弱的判断依据： 从最高价氧化物的水化物的酸性强弱。 与H2反应的难易程度以及氢化物的稳定性来判断。 置换反应，非金属性强的置换非金属性弱的非金属 离子的还原性越弱，非金属性越强 总结：递变性：从上到下（从F到I2），随着核电核数的增加，卤族元素原子的电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子得到电子的能力减弱，即非金属性逐渐减弱。所以从F到I2的非金属性逐渐减弱。 总之：同主族从上到下，随着核电核数的增加，电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子得电子的能力减弱，失电子的能力增强，即非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强。 三核素 （一）原子的构成： （）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，电子的质量可忽略。 第2页 共8页 （）原子序数 核电核数 质子数 核外电子数 （）质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N) A （）在化学上，我们用符号ZX来表示一个质量数为A，质子数为Z的具体的X原子。 中子 N个=（AZ）个 原子核 质子 Z个 A 原子X Z 核外电子 Z个 （二）核素 核素：把具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子称为核素。一种原子即为一种核素。 同位素：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。 或：同一种元素的不同核素间互称为同位素。 （）两 同：质子数相同、同一元素 （）两不同：中子数不同、质量数不同 （）属于同一种元素的不同种原子 第二节 元素周期律 一.原子核外电子的排布 在多个电子的原子里，核外电子是分层运动的，又叫电子分层排布。 2、核外电子的排布规律 （1）核外电子总是尽先排布在能量低的电子层，然后由里向外，依次排布。 (能量最低原理)。 （2）各电子层最多容纳的电子数是2n2（n表示电子层） （3）最外层电子数不超过8个（K层是最外层时，最多不超过2个）；次外层电子数目不超过18个；倒数第三层不超过32个。 二元素周期律： 、核外电子层排布的周期性变化 每周期最外层电子数：从1-8（K层由12） 、原子半径呈周期性的变化：每周期原子半径：逐渐增大 3、主要化合价： 每周期最高正化合价： 每周期负化合价： 4、元素的金属性和非金属性呈周期性的变化。 同周期元素金属性和非金属性的递变性： （）Na + 2H2O 2NaOH + H2 (容易) Mg + 2 H2O 2Mg(OH)2 + H2 （较难） 第3页 共8页 金属性：Na Mg ）Mg + 2HCl MgCl2 + H2 (容易) 2Al + 6 HCl 2AlCl3 +3H2 （较难） 金属性：Mg Al 根据1、2得出： 金属性 Na Mg Al （）碱性 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 金属性：金属性 Na Mg Al 金属性逐渐减弱 （）结论： Si P S Cl 单质与2的反应越来越容易 生成的氢化物越来越稳定 最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强 故：非金属性逐渐增强。 Na Mg Al Si P S Cl 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 同周期从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 （）随着原子序数的递增，元素的核外电子排布、主要化合价、金属性和非金属性都呈现周期性的变化规律，这一规律叫做元素周期律。 总结 ：元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化的规律。 实质：元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。 四、同周期、同主族金属性、非金属性的变化规律是： 1. 周期表中金属性、非金属性之间没有严格的界线。在分界线附近的元素具有金属性又具有非金属性。 2. 金属性最强的在周期表的左下角是，Cs；非金属性最强的在周期表的右上角，是。 3.元素化合价与元素在周期表中位置的关系。 元素的最高正价等于主族序数。特：F无正价，非金属除H外不能形成简单离子。 主族元素的最高正价数与最低负价的绝对值之和等于8. 4元素周期表和元素周期律应用 在周期表中的左上角附近探索研制农药的材料。 半导体材料：在金属与非金属的分界线附近的元素中寻找。 在过渡元素中寻找优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。 第4页 共8页 第三节 化学键 一离子键 离子键：阴阳离子之间强烈的相互作用叫做离子键。 相互作用：静电作用（包含吸引和排斥） 注：（1）成键微粒： 阴阳离子间 （2）成键本质： 阴、阳离子间的静性作用 （3）成键原因：电子得失 （4）形成规律： 活泼金属和活泼非金属化合时形成离子键 离子化合物：像NaCl这种由离子构成的化合物叫做离子化合物。 （1）活泼金属与活泼非金属形成的化合物。如NaCl、Na2O、K2S等 （2）强碱：如NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等 （3）大多数盐：如Na2CO3、BaSO4 （4）铵盐：如NH4Cl 小结：一般含金属元素的物质(化合物)铵盐。（一般规律） 注意：（1）酸不是离子化合物。 （2）离子键只存在离子化合物中，离子化合物中一定含有离子键。 、电子式 电子式：在元素符号周围用小黑点(或)来表示原子的最外层电子（价电子）的式子叫电子式。 用电子式表示离子化合物形成过程： （1）离子须标明电荷数； （2）相同的原子可以合并写，相同的离子要单个写； （3）阴离子要用 第5页 共8页 第二篇:高一化学必修2第一章知识点总结 第一章知识点复习及强化训练 一、元素周期表的结构 1、周期第一周期_种元素 包括 元素 短周期第二周期_种元素 包括 元素 第三周期_种元素 包括 元素 周 期第四周期_种元素 （横向）长周期第五周期_种元素 第六周期_种元素 第七周期_种元素 2、族 主族 (A) 共七个主族 族副族 (B) 共七个副族 (纵向第VIII 族：第_纵行。 族：稀有气体元素 A 包括 元素 A 包括 元素 A 包括 元素 零族包括 元素 二、元素的性质与元素在周期表中的位置关系： 1、比较元素的金属性强弱的方法是： a.元素的单质和水或酸置换出氢气的难易:越易置换出氢气则金属性越 。 b.元素最高氧化物对应水化物的碱性强弱：金属性越强则碱性越 。 c.金属单质和另外金属盐溶液中的置换反应： d.一般而言，原电池负极材料的金属性比正极材料 。 e.金属阳离子的氧化性越强则对应的金属单质金属性越 。化学必修2第一单元知识点总结 2、比较元素的非金属性强弱的方法是： a.元素最高氧化物对应水化物的酸性强弱：酸性越强则非金属性越 。 b.元素单质和氢气反应生成气态氢化物的难易程度及气态氢化物的稳定性来判断。 非金属性越强则越 与氢气化合，且气态氢化物越 。 c.非金属单质和另外非金属盐溶液中的置换反应 d.非金属性越强则对应氢化物的还原性越 。 e.同周期从左至右金属性 ，非金属性 。 同主族从上到下金属性 ，非金属性 。 3、元素周期律的内容： 1、最外层电子数： 2、原子半径： 3、最高正价： 最低负价： 4、微粒半径大小的比较： 同一元素的阳离子半径 相应原子半径，阴离子半径 相应原子半径， 同种元素形成的不同价态的离子，价态越高，离子半径越 。 同一周期元素原子，从左到右，原子半径逐渐 ，阴离子、阳离子半径也在变小， 但阴离子半径 阳离子半径 同一主族元素原子，从上到下，原子半径逐渐增大；同价态离子，从上到下，半径也 相同电子层数的粒子，核电荷数越大，半径越 二、比较下列微粒的半径大小 -2-3-1、同周期元素的原子或离子 Na Mg Al Cl S P -2、同主族元素的原子或离子 Li Na K Rb F Cl Br I 2-+2+3+3、相同电子层结构的离子 O F Na Mg Al -2+2+ 3+4、同一元素的原子与离子 Cl Cl； Mg Mg； Fe Fe Fe 思考：1、同一周期阴、阳离子的电子层数一样吗？ +-2、X和Y的电子层结构相同，那么它们的离子结构是和X还是Y原子所在周期的稀有气 体相同？X和Y的相对位置如何？ 1.位置