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高一必修二第一章化学总结第一篇: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 （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：高一必修二第一章化学总结 、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：高一必修二第一章化学总结 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第一章总结 必修2复习 知识点归纳 元素周期表 熟记等式：原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数 1、元素周期表的编排原则： 按照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个横行周期； 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纵行族 2、如何精确表示元素在周期表中的位置： 周期序数电子层数；主族序数最外层电子数 口诀：三短三长一不全；七主七副零八族 熟记：三个短周期，第一和第七主族和零族的元素符号和名称 3、元素金属性和非金属性判断依据： 元素金属性强弱的判断依据： 单质跟水或酸起反应置换出氢的难易； 元素最高价氧化物的水化物氢氧化物的碱性强弱； 置换反应。 元素非金属性强弱的判断依据： 单质与氢气生成气态氢化物的难易及气态氢化物的稳定性； 最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱； 置换反应。 4、核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。高一必修二第一章化学总结 质量数=质子数+中子数：A = Z + N 同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子，互称同位素。（同一元素的各种同位素物理性质不同，化学性质相同） 二、 元素周期律 1、影响原子半径大小的因素：电子层数：电子层数越多，原子半径越大（最主要因素） 核电荷数：核电荷数增多，吸引力增大，使原子半径有减小的趋向（次要因素） 核外电子数：电子数增多，增加了相互排斥，使原子半径有增大的倾向 2、元素的化合价与最外层电子数的关系：最高正价等于最外层电子数（氟氧元素无正价） 负化合价数 = 8最外层电子数（金属元素无负化合价） 3、同主族、同周期元素的结构、性质递变规律： 同主族：从上到下，随电子层数的递增，原子半径增大，核对外层电子吸引能力减弱，失电子能力增强，还原性（金属性）逐渐增强，其离子的氧化性减弱。 同周期：左右，核电荷数逐渐增多，最外层电子数逐渐增多 原子半径逐渐减小，得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱 氧化性逐渐增强，还原性逐渐减弱，气态氢化物稳定性逐渐增强 最高价氧化物对应水化物酸性逐渐增强，碱性 逐渐减弱 1. 原子结构：如： 的质子数与质量数，中子数，电子数之间的关系 2. 元素周期表和周期律 （1）元素周期表的结构 A. 周期序数电子层数 B. 原子序数质子数高一必修二第一章化学总结 C. 主族序数最外层电子数元素的最高正价数 D. 主族非金属元素的负化合价数8主族序数 E. 周期表结构 （2）元素周期律（重点） A. 元素的金属性和非金属性强弱的比较（难点） a. 单质与水或酸反应置换氢的难易或与氢化合的难易及气态氢化物的稳定性 b. 最高价氧化物的水化物的碱性或酸性强弱 c. 单质的还原性或氧化性的强弱 （注意：单质与相应离子的性质的变化规律相反） B. 元素性质随周期和族的变化规律 a. 同一周期，从左到右，元素的金属性逐渐变弱 b. 同一周期，从左到右，元素的非金属性逐渐增强 c. 同一主族，从上到下，元素的金属性逐渐增强 d. 同一主族，从上到下，元素的非金属性逐渐减弱 C. 第三周期元素的变化规律和碱金属族和卤族元素的变化规律（包括物理、化学性质） D. 微粒半径大小的比较规律： a. 原子与原子 b. 原子与其离子 c. 电子层结构相同的离子 （3）元素周期律的应用（重难点） A. “位，构，性”三者之间的关系 a. 原子结构决定元