完整人教版化学必修二第一章知识点总结

1、. 单识清 一化学 系列之知嘉祥高 元素周期表物质结构 第一章 元素周期表第一节 一、周期表 核外电子数质子数 核电荷数 原子序数 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 主族序数最外层电子数周期序数核外电子层数 3周期）1、2 、 短周期（第 周期：7个（共七个横行） 周期表 长周期（第4、5、6、7周期） 主族7个：A-A 族：16个（共18个纵行）副族7个：IB-B 过渡元素 3个纵行） 第族1个（ 零族（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

2、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： 点燃 点燃 O 2Na + O Na Li4Li + OO 22 222 2 Na + 2HO 2NaOH + H 2K + 2HO 2KOH + H 2222 2R + 2 HO 2 ROH + H 2 2产物中，碱金属元素

3、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； 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，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）Li到Cs总结：递变性：从上到下（从的金属性逐渐Cs所以从Li到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

4、性逐渐增强。 增强。 （二）卤族元素：、原子结 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：（从到） 22（）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： H 2 HX 22 卤素单质与H 的剧烈程度：依次减弱 ； 生成的氢化物的稳定性：依次减弱 2 （2）卤素单质间的置换反应 2NaBr +Cl 2NaCl + Br 氧化性：Cl_Br ； 还原性：Cl_Br2222 2NaI +Cl 2NaCl + I 氧化性：Cl_I ； 还原性：Cl_I 2222

5、2NaI +Br 2NaBr + I 氧化性：Br_I ； 还原性：Br_I 2222 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H反应的难易程度以及氢化物的稳定性来判断。 2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I），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2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I的非金属性2逐

6、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。 核外电子数 质子数 （）原子序数 核电核数 NAZ) ()+（）质量数(中子数)=质子数AZA ，质子数为原子。的具体的来表示一个质量数为（）在化学上，我们用符号XXZZNA （中子 ）个个= 原子核Z 质子 个AX 原子 ZZ 个核外电子 （二）核素 核素：把具有一定数目的质子和一定数目

7、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（n表示电子层） ）各电子层最多容纳的电子数是（22n（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

8、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 + 2HO 2NaOH + H (容易) 22 Mg + 2 HO 2Mg(OH)+ H （较难） 222 金属性：Na Mg ）Mg + 2HCl MgCl + H (容易) 22 2Al + 6 HCl 2AlCl+3H （较难） 23 金属性：

9、Mg Al 根据1、2得出： 金属性 Na Mg Al （）碱性 NaOH Mg(OH) Al(OH)3 2 金属性：金属性 Na Mg Al Na Mg Al 金属性逐渐减弱 （）结论： Si P S Cl 单质与的反应越来越容易 生成的氢化物越来越稳定 2 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

10、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

11、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。 5. 元素周期表中元素性质的递变规律 同 周 期（从左到右） 同 主 族（从上到下） 原子半径 逐渐减小逐渐增大 电子层排布电子层数相同 最外层电子数递增 电子层数递增 最外层电子数相同 失电子能力 逐渐减弱 逐渐增强 得电子能力逐渐增强 逐渐减弱 金属性 逐渐减弱逐渐增强 非金属性 逐渐增强逐渐减弱 主要化合价最高正价（1 7） = 非金属负价（8族序数） 最高正价 = 族序数 非金属负价 = （8族序数） 最高氧化物的酸性 酸性逐渐增强 酸性逐渐减弱 对应水化物的碱性 碱性逐渐减弱 碱性逐渐增强 非金属气

12、态氢化物的形成难易、稳定性 易形成由难 稳定性逐渐增强 形成由易 难 稳定性逐渐减弱 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、NaO、KS等 22 （2）强碱：如NaOH、KOH、Ba(OH)、Ca(OH)等 22. . BaSONaCO、 （3）大多数盐

13、：如 4 23Cl 4）铵盐：如NH （ 4 铵盐。（一般规律） 小结：一般含金属元素的物质(化合物) 1）酸不是离子化合物。注意：（ 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 来表示原子的最外层电子（价电子）的式子叫电子式。 电子式：在元素符号周围用小黑点(或) 用电子式表示离子化合物形成过程：）阴离子要用方括号3（2）相同的原子可以合并写，相同的离子要单个写； （1）离子须标明电荷数； 。）用箭头标明电子转移方向(也可不标)；括起； （4）不能把“”写成“” （5 二共价键 共价键：原子间通过共用电子对所形成的相互作用叫做共价键。1 用电子式表示HCl的形成过

14、程： 1）成键微粒： 原子注：（ ）成键实质： 静电作用（2 ）成键原因： 共用电子对（3 非金属元素形成的单质或化合物形成共价键4（）形成规律： 共价化合物：以共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。 离子化合物化合物 共价化合物 化合物中不是离子化合物就是共价化合物 共价键的存在： 非金属单质：H、X 、等（稀有气体除外） 222 共价化合物：HO、 CO 、SiO、 HS等 2222 复杂离子化合物：强碱、铵盐、含氧酸盐 共价键的分类： 非极性键：在同种元素的原子间形成的共价键为非极性键。共用电子对不发生偏移。 极性键：在不同种元素的原子间形成的共价键为极性键。共用电子对偏向吸引能力强

15、的一方。 三电子式： 定义：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。 原子的电子式： 阴阳离子的电子式：2、+ （）阳离子简单阳离子：离子符号即为电子式，如MgNa、等 . . + 电子式： 复杂阳离子：如NH 4 简单阴离子：、 （）阴离子 复杂阴离子： 物质的电子式：离子的电子式：阳离子的电子式一般用它的离子符号表示；在阴离子或原子团外加方括弧，并在方括弧的右 上角标出离子所带电荷的电性和电量。 分子或共价化合物电子式，正确标出共用电子对数目。 离子化合价电子式，阳离子的外层电子不再标出，只在元素符号右上角标出正电荷，而阴离子则要标出外层电子，并加 上方

16、括号，在右上角标出负电荷。阴离子电荷总数与阳离子 用电子式表示形成过程： 用电子式表示单质分子或共价化合物的形成过程 用电子式表示离子化合物的形成过程 . . 四、分子间作用力和氢键 1、分子间作用力 定义：把分子聚集在一起的作用力，又称范德华力。 特点：分子间作用力比化学键弱得多； 影响物质的熔点、沸点、溶解性等物理性质； 只存在于由共价键形成的多数共价化合物和绝大多数气态非金属单质分子，及稀有气体分子之间。但像二氧化 硅、金刚石等由共价键形成的物质的微粒之间不存在分子间作用力。 变化规律：一般来说，对于组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，物质的熔沸点也越高。例如，熔沸

17、点：IBrClF。 2222 2、氢键 定义：分子间存在着一种比分子间作用力稍强的相互作用。 形成条件：除H原子外，形成氢键的原子通常是N、O、F。 存在作用：氢键存在广泛，如HO、NH、HF等。 32分子间氢键会使物质的熔点和沸点升高。 五、化学反应的实质： 一个化学反应的过程，本质上就是旧化学键的断裂和新化学键的形成过程。 离子键、共价键与离子化合物、共价化合物的关系 提高篇：一、化学键与物质类别关系规律 1、只含非极性键的物质：同种非金属元素构成的单质，如：I、N、P、金刚石、晶体硅等。 4222、只含有极性键的物质：一般是不同非金属元素构成的共价化合物、如：HCl、NH、SiO、CS等

18、。 2323、既有极性键又有非极性键的物质：如：HO、CH、CHCH、CH等。 622226334、只含有离子键的物质：活泼非金属与活泼金属元素形成的化合物，如：NaS、NaH、KO、CsCl等。 225、既有离子键又有非极性键的物质。如：NaO、NaS、CaC等。 222226、既有离子键又有极性键的物质，如NaOH等。 7、由离子键、共价键、配位键构成的物质，如：NHCl等。 48、由强极性键构成但又不是强电解质的物质。如HF等。 9、无化学键的物质：稀有气体。 10、离子化合物中并不存在单个的分子，例如：NaCl，并不存在NaCl分子。 . . 提高篇 一、周期表中特殊的周期和族 1、没

19、有金属元素的周期是第一周期；含金属元素最多的族是B族； 2、非金属元素种类最多的.族是 0族。非金属元素种类最多的周期是第二周期。 3、全为金属元素的主族是第A族； 4、全为非金属元素的主族是第A族； 5、在常温时，全为气态的族是 0族。 6、形成化合物种类最多的族是A族；形成化合物种类最多的周期是第二周期。 7、最外层有3个电子的原子一定位于A族，最外层电子数为2个的原子可能位于 A，0族（He）、过渡元素区。 二、碱金属元素性质的特殊性 1、Na、K需保存于煤油中，但Li的密度比煤油小，所以Li必须保存在密度更小的石蜡油中或密封于石蜡 33。 p(Na)=0.971e，密度呈增大的趋势，但

20、(K)=0862gcmcm2、碱金属中，从Li?Cs3、碱金属单质熔点都较低，只有Li高于100。 4、氧化产物的特殊性。碱金属在空气中燃烧，只有Li氧化成LiO；其余的生成过氧化物（如NaO）或更复杂222的氧化物（如KO）。 25、Li与Mg的性质相似，LiCO难溶于水且受热易分解；LiOH溶解度小，受能热分解。 326、K、Na在常温下是固态，但二者的合金在常温下为液态，可作为原子反应堆的导热剂。 7、酸式盐的溶解度一般大于正盐，但溶解度NaHCO HClO HClO HClO； 234氧化性：HClO HClO HClO HClO。 4233、溴 溴深红棕色，唯一的常温呈液态的非金属，

21、易挥发保存时加水抑制挥发。 易溶于有机溶剂。 4、碘 加热时易升华。 遇淀粉溶液变蓝色。 易溶于有机溶剂。 食盐中的加入KIO可防治甲状腺肿大。 3碘与有变价的金属反应生成低价化合物。 四、短周期元素中具有特殊性排布的原子 最外层有一个电子的非金属元素：H。 最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Ar。 最外层电子数是次外层电子数2、3、4倍的元素：依次是C、O、Ne。 电子总数是最外层电子数2倍的元素：Be。 最外层电子数是电子层数2倍的元素：He、C、S。 最外层电子数是电子层数3倍的元素：O。 次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、Si 。 内层电子总数是最外层电子数2倍的元素

22、：Li、P。 电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、Al。 五、粒子半径大小比较 1、同种元素的原子或单核离子，化合价越高，半径越小 2+3+Fe Fe例如，半径：Fe 2、具有相同电子层结构的原子或离子，核电荷数越大，半径越小2+-2- CaK例如，半径：SCl 3、同主族元素的原子，随核电荷数的增加，半径逐渐增大 Cs Li 例如，半径： Na K Rb I 半径：F Cl Br 带相等电荷数的同主族元素的离子，随核电荷数的增加，半径逐渐增大+ K Rb CsNa 例如，半径：Li - BrCl F I 4、同周期元素的原子（稀有气体除外），随核电荷数的增加，半径逐渐减小. . 例如

23、，Na Mg Al Si P S Cl 小结：简单粒子半径大小比较的“三看”规律： 一看电子层数，最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大； 二看核电荷数，当电子层结构相同时，核电荷数越大，半径越小； 三看核外电子数，当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。 六、熟记常见等电子粒子 1、核外有10个电子的微粒： (1)分子：Ne、HF、HO、NH、CH。 432+2+3+ O、AlH(2)阳离子：Na、MgNH343-2-。 F、(3)阴离子：NOH、ONH、22、核外有18个电子的微粒： 比10电子粒子多一个电子层的对应粒子 分子：Ar、HCl、HS、PH、SiH。 423+2+ 、阳离子：KCa2-。SHCl 阴离子：S、“9+9”规律 9电子基团：CH、OH、NH、F 2318电子分子：CH、HO、NH、F、CHF、CHOH 3324226223、核外有14个电子的微粒 -2- 等、HCN、CCN、HCON、C、Si2222 七、元素金属性、非金属性强弱的判断 、金属性强弱的依据1 根据在周期表中的位置 同周期元素，从左至右随原子序数的增加，金属性减弱。 同主族元素，从上至下随原子序数的增加，金属性增强。 实验依据 或反应的剧烈程度()。反应越易，说明其金属性就越强。单质跟水或酸置换出氢的难易程度 最高价氧化物对应水化物