人教版化学必修二第一章知识点总结

1、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f短周期（第1、2、3周期）周期：7个（共七【个横行）周期兼长周期（第4、5、6、7周期）（ 主族7个：IA-WA族：16个（共184纵行）副族7个：y-viin第VIII族1个（3个纵行）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: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

2、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（从锂到匏）:密度逐渐增大（K反常） 熄点、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：（金属锂只有一种氧化物）4Li + %Li 2。2Na_+ 02Na2022 Na + 2H20 = 2NaOH + H2T2K + 2H20 = 2K0H + H2T2R + 2 H20 = 2 ROH + H2 T产物中，碱金属元素的化合价都为+ 1价。结论：碱金属元素原子的最外层上都只有

3、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：1、原子:构 相似性：最外层电子数相同

4、，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2.物理性质的递变性：（从F2到I2）（1 ）卤素单质的颜色逐渐加深；（2）密度逐渐增大；（B 6反常）（3）单 质的熔、沸点升高3、化学性质（1）卤素单质与氧气的反应：X2 + H2 = 2 HXf2CllBr2I 2卤素单质与H2的剧烈程度：依次增强；生成的氧化物的稳定性：依次增强（HF最稳定）（2）卤素单质间的置换反应2NaBr +CI2 =2NaCI + Br2 氧化性：Cl2 Br2 ; 还原性：Cl"2Nal+CI2 =2NaCI + l2氧化性：Ck还原性：Cl2Nal+Br2 =2NaBr +

5、 I氧化性:Br7还原性：Br结论:F2CBr-Br2单质的氧化性：从下到上依次增强（Fz氧化性最强），对于阴离子的还原性：从上到下依次增强（还原性最强）结论：非金属性逐渐减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。与从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F2到12）,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F2到L的非金属性逐渐减

6、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：(1)原子的质量主要集中在原子核上。(2)质子和中子的相对质量都近似为1,电子的质量可忽略。(3)原子序数=核电核数=质子数=核外电子数(4)质量数G4)二质子数(N+中子数(财(5)在化学上，我们用符号”来表示一个质量数为4质子数为Z的具体的 X原子。(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

7、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。(1)两同：质子数相同、同一元素(2)两不同：中子数不同、质量数不同(3)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1.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。电子层数（n） 1 2 3 4 5 6 7符号K L M N 0 P Q能量大小：K<L<M<N<O<P<Q2、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24 （表示电子层）（3）最外层电子数不超过8个（K层是

8、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：1、核外电子层排布的周期性变化每周期最外层电子数：从18 （K层由1一2）2、原子半径呈周期性的变化：每周期原子半径：逐渐减小（同周期第0 族最大）3、主要化合价：每周期最高正化合价:+F>+7 （稀有气体。价，F化合物中没有正价）每周期负化合价：-4 年 14、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：(1 ) 2Na + 2H2。=2NaOH + H2 T (容易)Mg + 2 H20= 2Mg (OH) 2 + H2 T (较难)金属性：Na >

9、Mg2) Mg + 2HCI =MgCI2 + H2 T (容易)2AI + 6 HCI = 2AICI3 +3H2 t (较难)金属性：Mg > Al 根据1、2得出： 金属性 Na > Mg > Al(3)碱性 NaOH > Mg (OH) 2> Al (0H)3金属性：金属性Na > Mg > AlNa Mg Al金属性逐减弱(4)结论：Si P S Cl单质与H2的反应越茉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

10、属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强(5)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：元素的性质随着原至生数的递增而呈周期性的变化的规律。实质：元素原子的核处曳子排交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:元素金思胜和丰金屋性的速受金属性逐渐幅强1 2 3 4 5 -d 7Al SiSb TeFo A1金后性逐渐堵在稀有气体无家非金麻胜遂好电揩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

11、;非金属性最强的在周期表的右 上角，是F。（两个对角）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兔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。在这遗江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

12、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 T+7）非金属负价=一（8一族序数）最高正价=族序数非金属负价=-（8一族序数）最高氧化物的酸性酸性逐渐增强酸性逐渐减弱对应水化碱性逐渐减弱碱性逐渐增强物的碱性非金属气 态氧化物的形 成难易、稳定 性形成由难T易稳定性逐渐增强形成由易T难稳定性逐渐减弱总结：元素金属性的判断：1 .与水反应的难易程度（越容易反应，金属性越强）2 .与水、酸反应的剧烈程度（越剧烈，越活泼、金属性越强）3 .最高价氧化物水化物（氢氧化物）的碱性（对应碱的碱性越强，金属性越强）例如（碱性附0>附（0m2*1（0种3,可判

13、断金属性2>附*1）元素非金属性的判断：1 .与氢气反应的难易程度（1）越容易反应，金属性越强；（2）现象越剧烈，金属性越强；（3）生成的氢化物越稳定，金属性越强。如稳定性HF>HCI>HBr>HI,可判断非 金属性F2>Cl2>Br2>L）,由于HI最不稳定，很容易失去氢离子，所以HI酸性最强， 相对的，HF酸性最弱。2 .最高价氧化物水化物（最高价含氧酸）的酸性。注意：一定是最高价的含氧 酸的比较。例如要比较CI和S的非金属性，应比较HCI04 （Cl+7价）和H2s。4（S+6价）的酸性强弱，不能比较HCI04和H2s。3 （S+4价）的酸性强弱

14、。由酸性HCIODH2sO,况PCX得出非金属性CI>S>P,反之，因为CI>S>P,所以酸性HCI04>H2S04 >h3po4第三节化学键一.离子键1.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NaCI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NaCI、Na2O> K2S 等(2)强碱：如 NaOH、KOH、Ba (

15、OH) 2. Ca(0H)2 等(3)大多数盐：如 Na2c。3、BaS04(4)铁盐：如NH4cl小结：一般含金属元素的物质(化合物)+铁盐。(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。2、电子式电子式：在元素符号周围用小黑点(或X)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）阴离子要用方括号括起；（4）不能把写成“ = "；（5） 用箭头标明电子转移方向（也可不标）。二.共价键1 .共价键：原子间通过共用电

16、子对所形成的相互作用叫做共价键。用电子式表示HCI的形成过程：HX 十 . c! ： 一H义a ：注：（1）成键微粒：原子（2）成键实质：静电作用（3）成键原因：共用电子对（4）形成规律：非金属元素形成的单质或化合物形成共价键2 .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。化合翎离子化合物4共价化合物化合物中不是离子化合物就是共价化合物3 .共价键的存在：非金属单质：从、X2、M等（稀有气体除外）共价化合物：用0、C02、Si02. H2s等复杂离子化合物：强碱、铁盐、含氧酸盐4 .共价键的分类：非极性键：在同种不本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：

17、在不同种无本的原子间形成的共价键为极性键。共用电子对偏向 吸引能力强的一方。三.电子式：定义：在元素符号周围用小黑点(或X)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：Na.: Mg ：A1,：P -：s：C1： Ar ： 5 .阴阳离子的电子式：(1 )阳帚子 简单阳离子：离子符号即为电子式，如Na Mg?卡等H复杂阳离子：如NH；电子式：H(2)阴离子 简单阴离子:L - cis y s，广复杂阴离子:6 .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H团外加方括弧，并在中缶:讨+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

18、价化合物电子式，正确标出共用电子对数目。HXX XXUC展 与X XXXXH «CUXX:N ： ： N ： H:O:O:H H ：N： H X XHH :Cl ：H XH ：'c'：H H ： Si ： H： Ci ：*Si： Cl ： 4HHH ：a ：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乂乂 C, 1A-.Na”；虞厂忖、如-吟：印、叫时:吟喇:加广忙 罚：0： H- I电荷，而阴离子则要标出外层电子，并加上方括号，在右上角标出负电荷。阴 离子电荷总数与阳离子7 .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.

19、，. 一"XXMXMM XMH° + xH ->x C15 4- xCH -> SC12CUXXX XXX XXH x+ 'o' + xH - HH :o : + ： C - + ： O ：斗 ： 0 ： ： C ： O : .用电子式表示离子化合物的形成过程Nax十二。一砧十善?丁 Naxf -0- + xNaNa+ 0 2- bla+ XXXXNa* + K sx + f Na Nax SM2' Na+ XXxx四、分子间作用力和氢键1、分子间作用力 (1)定义：把分子聚集在一起的作用力.又称范德华力。(2)特点：分子间作用力比化学键趣珪；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