人教版化学必修二第一章知识点总结

人教版化学必修二第一章知识点总结嘉祥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、周期表周期表是一种将元素按照其原子结构和性质排列的表格。元素的原子序数等于其核电荷数、质子数和核外电子数。周期表按照横行和纵行排列，其中横行代表电子层数相同的元素，按原子序数递增从左到右排列；纵行代表最外层电子数相同的元素，按电子层数递增从上向下排列。周期序数等于核外电子层数，主族序数等于最外层电子数。周期表分为短周期（第1、2、3周期）和长周期（第4、5、6、7周期），其中主族有7个，副族有16个，零族有1个，共18个纵行。过渡元素位于主族和副族之间。二、元素的性质和原子结构（一）碱金属元素碱金属元素的原子结构相似，最外层电子数都为1个，随着核电荷数的增大，电子层数增多，原子半径增大。它们的物理性质相似，如银白色固体、硬度小、密度小、熔点低、易导热、导电、有展性。化学性质也相似，产物中碱金属元素的化合价都为+1价。随着核电荷数的增加，化学性质也递变，如与氧气反应越来越容易，与水反应越来越剧烈。金属性强弱的判断依据包括与水或酸反应的容易程度、最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）碱性强度、置换反应和离子的氧化性弱强程度。（二）卤族元素卤族元素的原子结构相似，最外层电子数都为7个。随着核电荷数的增大，电子层数增多，原子半径增大。卤族元素的化学性质相似，如与碱金属反应生成盐、与氢气反应生成氢卤酸等。同位素是指质子数相同但中子数不同的同一元素的不同原子。也可以说，同一种元素的不同核素互称为同位素。在多个电子的原子中，核外电子是分层排布的，也被称为电子分层排布。核外电子的排布规律包括：（1）核外电子总是先尽可能地排布在能量低的电子层，然后由里向外，依次排布；（2）每个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。元素周期律指的是元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。这种周期性变化包括：每周期最外层电子数从1到8（K层为1-2）递增；每周期原子半径逐渐增大；每周期最高正化合价为+1到+7，每周期负化合价为-4到-1；元素的金属性和非金属性也呈周期性变化。根据这些变化规律，可以得出同周期元素金属性和非金属性的递变性，以及非金属性逐渐增强的结论。化学键离子键是由阴阳离子之间的静电作用形成的强烈相互作用。在化学键中，离子键是一种重要的化学键类型。离子键的形成与电子的得失有关，活泼金属和活泼非金属化合时会形成离子键。离子化合物是由离子构成的化合物，如NaCl和K2S等。铵盐通常与含金属元素的物质化合，但酸不是离子化合物。离子键只存在于离子化合物中，离子化合物中一定含有离子键。二、电子式化学键电子式化学键是由原子间的电子共享形成的。在电子式化学键中，原子间的电子共享可以是共价键或金属键。共价键是由非金属原子之间的电子共享形成的，而金属键是由金属原子之间的电子共享形成的。共价键的形成是由电子互相吸引而形成的。在共价键中，原子的最高正价等于主族序数，且主族元素的最高正价数与最低负价的绝对值之和等于8。电子式化学键的应用包括在周期表中的左上角附近探索研制农药的材料，寻找半导体材料，以及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。三、化学键的递变规律在元素周期表中，元素的性质随着位置的变化而递变。同周期元素的原子半径、电子层排布、失电子能力、得电子能力、金属性、非金属性和主要化合价随着位置的变化而递变。同主族元素的原子半径、电子层数、最外层电子数、失电子能力、得电子能力、金属性、非金属性和最高正价也随着位置的变化而递变。在同周期元素中，原子半径逐渐减小，失电子能力和金属性逐渐减弱，得电子能力和非金属性逐渐增强，酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱，形成由难到易的化合价，稳定性逐渐增强。在同主族元素中，原子半径逐渐增大，失电子能力和金属性逐渐增强，得电子能力和非金属性逐渐减弱，酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强，形成由易到难的化合价，稳定性逐渐减弱。最高氧化物的酸性对应水化物的碱性，非金属气态氢化物的形成难易和稳定性也随着位置的变化而递变。四、离子键和电子式化学键的应用离子键和电子式化学键在实际应用中具有重要意义。离子键广泛应用于制备离子化合物，如NaCl和K2S等。电子式化学键则广泛应用于制备共价化合物和金属化合物。在周期表中，电子式化学键的应用包括在周期表中的左上角附近探索研制农药的材料，寻找半导体材料，以及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。电子式是一种表示原子最外层电子（价电子）的式子。在用电子式表示离子化合物形成过程时，需要标明电荷数、单个写相同的离子、用方括号括起阴离子、不能把“→”写成“＝”，以及标明电子转移方向。共价键是原子间通过共用电子对所形成的相互作用。用电子式表示HCl的形成过程时，需要注意成键微粒为原子、成键实质为静电作用、成键原因为共用电子对、形成规律为非金属元素形成的单质或化合物形成共价键。共价化合物是以共用电子对形成分子的化合物。非金属单质、共价化合物和复杂离子化合物都存在共价键，其中非极性键在同种元素的原子间形成，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，共用电子对偏向吸引能力强的一方。电子式是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，包括原子的电子式和阴阳离子的电子式。物质的电子式需要正确标出共用电子对数目，离子化合价电子式则要标出外层电子，并加上方括号，在右上角标出负电荷。分子间作用力是把分子聚集在一起的作用力，又称范德华力，比化学键弱得多，影响物质的熔点、沸点、溶解性等物理性质。2可以检测食盐是否掺假，因为KIO2会和掺假的硝酸银反应产生红色沉淀。5、卤族元素的化合价多样性。卤族元素的化合价一般为-1，但也有+1、+3、+5、+7等化合价。例如，氯可以形成Cl、ClO、ClO2、ClO3、ClO4等多种化合价。这种多样性使得卤素可以形成多种化合物，具有广泛的应用价值。二、碱金属元素性质的特殊性1、钠和钾需要保存在煤油中，而锂的密度比煤油小，因此需要保存在密度更小的石蜡油中或密封在石蜡中。2、碱金属元素的密度随着原子序数的增加而增加，但钾的密度却小于钠。钠的密度为0.971g/cm3，而钾的密度为0.862g/cm3。3、碱金属元素的熔点通常都很低，只有锂的熔点高于100℃。4、碱金属在空气中燃烧时，只有锂会氧化成Li2O，而其他元素会生成过氧化物或更复杂的氧化物。5、锂和镁的性质类似，例如Li2CO3难以溶解于水并且受热易分解；LiOH的溶解度很小，受热容易分解。6、钾和钠在常温下是固态，但它们的合金在常温下是液态，可以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NaHCO3的溶解度小于Na2CO3。8、氧在化合物中通常呈-2价，氢呈+1价，但在Na2O2、H2O2中，氧呈-1价，而在NaH、CaH2中，氢呈[-1]价。9、除了IA族元素钠和钾外，一般不应该将试剂瓶中的药品放回原瓶中。10、一般来说，活泼金属可以从盐中取代不活泼金属，但对于非常活泼的钠和钾等IA族金属来说，这种反应不适用。例如2Na+CuSO4+2H2O=Cu(OH)2↓+H2↑+Na2SO4。三、卤族单质和化合物的特殊性1、氟是非金属元素中最为活泼的，没有正价和含氧酸，而且F-的还原性最弱。2、氯易液化，含氧酸中，高价的酸性强，低价的氧化性强。3、溴是唯一一个常温呈液态的非金属元素，呈深红棕色，易挥发，可以加水来抑制挥发，易溶于有机溶剂。4、碘容易升华，遇淀粉溶液会变成蓝色，易溶于有机溶剂。在食盐中加入KIO2可以检测食盐是否掺假，因为KIO2会和掺假的硝酸银反应产生红色沉淀。5、卤族元素的化合价多样性，可以呈现多种化合价，例如氯可以形成Cl、ClO、ClO2、ClO3、ClO4等多种化合价。这种多样性使得卤素可以形成多种化合物，并具有广泛的应用价值。1、金属性强弱的判断金属性的强弱可以根据周期表中元素的位置和实验依据进行判断。对于同周期的元素，随着原子序数的增加，金属性减弱。而对于同主族的元素，随着原子序数的增加，金属性增强。实验依据包括单质和水或酸反应产生氢气的难易程度、最高价氧化物对应水化物的碱性强弱、金属间的置换反应、金属阳离子氧化性的强弱以及电化学原理等。2、非金属性强弱的判断非金属性的强弱也可以根据周期表中元素的位置和实验依据进行判断。对于同周期的元素，随着原子序数的增加，非金属性增强。而对于同主族的元素，随着原子序数的增加，非金属性减弱。实验依据包括单质和氢气反应生成氢化物的难易程度、最高价氧化物对应水化物酸性的强弱、非金属单质间的置换反应以及非金属元素的原子对应阴离子的还原性等。3、元素的特殊性不同元素具有不同的性质、存在形式和用途。例如，碳是形成化合物种类最多的元素，也是自然界中硬度最大的物质的元素，气态氢化物中氢的质量分数最大的元素。氮是空气中含量最多的元素，也是