高中化学必修二第一章知识点和习题

化学世界的奥秘，往往蕴藏在微观粒子的排布与相互作用之中。必修二的第一章，我们将一同探索原子结构的深邃，揭开元素周期律的面纱，并初步认识物质构成的基本作用力——化学键。这部分知识不仅是化学学科的基石，更是理解物质性质及其变化规律的关键。下面，我们将系统梳理本章的核心知识点，并通过适量习题加以巩固。一、原子结构与核外电子排布物质的性质归根结底是由其内部结构决定的，而原子结构是这一切的起点。1.1原子的构成原子由居于原子中心带正电的原子核和核外带负电的电子构成。原子核极小，但集中了原子几乎全部的质量，它由质子和中子两种粒子组成。质子带一个单位正电荷，中子不带电。核外电子带一个单位负电荷，其质量很小，通常忽略不计。在一个中性原子中，质子数=核电荷数=核外电子数。质子数决定了元素的种类。而同一元素的原子，其核内中子数可能不同，这些原子互称为同位素。1.2核外电子的排布规律核外电子的运动状态复杂，我们通常用电子层来形象地描述核外电子的分层排布。电子层由内向外依次用K、L、M、N、O、P、Q等表示，或者用数字1、2、3、4、5、6、7表示。核外电子排布遵循以下基本规律：*能量最低原理：电子总是尽可能地先占据能量较低的电子层，然后再依次进入能量较高的电子层。*每层最多容纳电子数：第n层最多能容纳2n²个电子。*最外层电子数限制：无论是第几层，作为最外层时，最多容纳8个电子（K层为最外层时最多容纳2个电子）。*次外层电子数限制：次外层最多容纳18个电子。掌握核外电子排布，是理解元素化学性质的关键。原子的最外层电子数，我们称之为“价电子”，它直接决定了元素的化学活泼性。例如，最外层电子数为8（或K层为2）的结构是相对稳定的结构。二、元素周期表与元素周期律元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它的诞生是化学发展史上的一座丰碑。2.1元素周期表的结构元素周期表按原子序数递增的顺序排列。*周期：横行称为周期。周期的序数等于该周期元素原子具有的电子层数。目前共有七个周期，其中第一、二、三周期为短周期，其余为长周期。*族：纵行称为族。主族元素的族序数等于其最外层电子数。周期表中有18个纵行，但只有16个族，包括7个主族（ⅠA-ⅦA）、7个副族（ⅠB-ⅦB）、1个第Ⅷ族（占据3个纵行）和1个0族（稀有气体）。熟悉元素周期表的结构，能帮助我们快速定位元素，并预测其可能的性质。2.2元素周期律元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律，叫做元素周期律。这种周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果。*核外电子排布的周期性：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子数从1到8（K层为从1到2）呈周期性变化。*原子半径的周期性变化：同周期元素（除稀有气体外），从左到右，原子半径逐渐减小；同主族元素，从上到下，原子半径逐渐增大。*主要化合价的周期性变化：同周期元素，从左到右，最高正化合价从+1到+7（O、F除外），负化合价从-4到-1（金属元素一般无负价）呈周期性变化。*金属性与非金属性的周期性变化：同周期元素，从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同主族元素，从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。判断元素金属性强弱的常用依据：单质与水或酸反应置换出氢气的难易程度；最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。判断元素非金属性强弱的常用依据：单质与氢气化合的难易程度以及气态氢化物的稳定性；最高价氧化物对应水化物的酸性强弱。三、化学键分子或晶体中相邻原子（或离子）之间强烈的相互作用，叫做化学键。化学键的形成与原子的最外层电子运动状态有关。3.1离子键带相反电荷离子之间的相互作用叫做离子键。这种相互作用是静电作用，包括静电吸引和静电排斥。离子键通常形成于活泼金属元素（如ⅠA、ⅡA族元素）和活泼非金属元素（如ⅥA、ⅦA族元素）的原子之间。通过得失电子，双方形成具有稳定结构的阳离子和阴离子，进而通过离子键结合成离子化合物。例如，氯化钠的形成。3.2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。共价键通常形成于非金属元素原子之间。原子间通过共用电子对，使双方最外层都达到稳定结构。例如，氢气分子中两个氢原子共用一对电子，水分子中氧原子分别与两个氢原子共用电子对。以共价键结合形成的化合物叫做共价化合物。理解化学键的类型和本质，有助于我们认识物质的构成和化学反应的实质——旧化学键的断裂和新化学键的形成。四、巩固练习与解析例题1：原子结构与元素位置题目：某元素的原子序数为17，请回答：(1)该元素的名称是______，符号是______。(2)其原子的核外电子排布式（用原子结构示意图表示亦可）为______。(3)该元素在周期表中位于第______周期，第______族。(4)该元素的最高价氧化物对应的水化物的化学式是______，其酸性比同周期相邻的左、右元素的最高价含氧酸的酸性______（填“强”或“弱”）。解析：(1)原子序数为17的元素是氯，符号Cl。(2)氯原子核外有17个电子，其核外电子排布为2、8、7（或原子结构示意图：+17287）。(3)氯元素有三个电子层，故位于第三周期；最外层电子数为7，故位于第ⅦA族。(4)氯元素的最高价为+7价，其最高价氧化物对应的水化物为HClO₄（高氯酸）。同周期元素从左到右非金属性逐渐增强，最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强。氯位于第三周期第ⅦA族，其左边相邻元素为硫（第ⅥA族），最高价含氧酸为H₂SO₄；右边无相邻主族元素（稀有气体除外）。故HClO₄的酸性比H₂SO₄强。答案：(1)氯，Cl；(2)2、8、7（或原子结构示意图）；(3)三，ⅦA；(4)HClO₄，强。例题2：元素性质的比较题目：比较下列各组元素的性质，并说明理由。(1)金属性：Na______K（填“＞”或“＜”）(2)非金属性：O______S（填“＞”或“＜”）(3)原子半径：Mg______Cl（填“＞”或“＜”）(4)最高价氧化物对应水化物的碱性：Ca(OH)₂______Al(OH)₃（填“＞”或“＜”）解析：(1)Na和K同主族，K在Na的下方。同主族元素从上到下金属性逐渐增强，故金属性Na<K。(2)O和S同主族，O在S的上方。同主族元素从上到下非金属性逐渐减弱，故非金属性O>S。(3)Mg和Cl同周期，Mg在Cl的左边。同周期元素从左到右原子半径逐渐减小，故原子半径Mg>Cl。(4)Ca位于第ⅡA族，Al位于第ⅢA族，二者同周期，Ca在Al的左边。同周期元素从左到右金属性逐渐减弱，最高价氧化物对应水化物的碱性也逐渐减弱。Ca的金属性强于Al，故碱性Ca(OH)₂>Al(OH)₃。答案：(1)<；(2)>；(3)>；(4)>。例题3：化学键类型的判断题目：下列物质中，含有离子键的是______，含有共价键的是______，属于离子化合物的是______，属于共价化合物的是______。A.H₂OB.NaClC.HClD.NaOHE.Cl₂解析：离子键通常存在于活泼金属与活泼非金属形成的化合物（如NaCl）、强碱（如NaOH中的Na⁺和OH⁻之间）中。共价键存在于非金属单质（如Cl₂）、共价化合物（如H₂O、HCl）以及某些离子化合物的原子团内部（如NaOH中的OH⁻内部O与H之间）。离子化合物是含有离子键的化合物（可能同时含有共价键）。共价化合物是只含有共价键的化合物。A.H₂O：分子中H-O键为共价键，属于共价化合物。B.NaCl：Na⁺与Cl⁻之间为离子键，属于离子化合物。C.HCl：分子中H-Cl键为共价键，属于共价化合物。D.NaOH：Na⁺与OH⁻之间为离子键，OH⁻内部O-H键为共价键，属于离子化合物。E.Cl₂：分子中Cl-Cl键为共价键，属于单质（既不是离子化合物也不是共价化合物）。答案：含有离子键的是B、D；含有共价键的是A、C、D、E；属于离子化合物的是B、D；属于共价化合物的是A、C。五、总结与思考本章内容是化学学科的核心理论基础，从微观的原子结构到宏观的元素周期表及其规律，再