高一下第一章知识总结(全班背诵)

1、高中化学必修2知识点总结第一单元 原子核外电子排布与元素周期律一、原子结构 质子（Z个）原子核 注意： 中子（N个） 质量数(A)质子数(Z)中子数(N)1.原子数 A X 原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子核外电子（Z个）(1)决定元素种类的是质子数(核电荷数)。(2)决定元素化学性质的是最外层电子数。(3)决定原子种类的是质子数和中子数。(4)决定原子相对质量的是质子数和中子数。2原子结构中微粒之间的关系(1)X中，质子数(Z)核电荷数核外电子数(2)质量数(A)质子数(Z)中子数(N)(3)阳离子Xn的核外电子数质子数阳离子所带的电荷数Zn(4)阴离子Xm的核外电子数质子数阴离子

2、所带的电荷数Zm3元素符号周围数字的意义熟背前20号元素，熟悉120号元素原子核外电子的排布：H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca2.原子核外电子的排布规律：电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；各电子层最多容纳的电子数是2n2；最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。电子层： 一（能量最低） 二 三 四 五 六 七对应表示符号： K L M N O P Q核外电子排布的表示方法：原子或离子结构示意图例：3.元素、核素、同位素元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。核素

3、：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。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。(对于原子来说)几种重要的核素易错警示(1)一种元素可以有若干种不同的核素，也可以只有一种核素，有多少种核素就有多少种原子。因此，核素的种类大于元素的种类。(2)在区别同位素、同素异形体的概念时，可从概念的字面加深理解。同位素的研究对象是原子，“同位”是指同一种元素的几种核素在元素周期表中的位置相同，即质子数相同，中子数不同；同素异形体的研究对象为单质，“同素”是指元素种类相同。(3)2H2和3H2既不是同位素，也不是同素异形体，看成同种分子，同位素是原子的互称。(4)核聚变、核裂变

4、属于核反应，既不是物理变化，也不是化学变化。118号元素原子结构的特点归纳(1)原子核中无中子的原子：H。(2)最外层电子数跟次外层电子数相等的原子有Be、Ar。(3)最外层电子数是次外层电子数2倍的原子是C；3倍的是O；4倍的是Ne；的是 Li、Si。(4)电子层数跟最外层电子数相等的原子有H、Be、Al。(5)最外层电子数是电子层数2倍的原子有He、C、S；3倍的是O。(6)内层电子总数是最外层电子数2倍的元素：Li、P。2核电荷数为118的元素的特征性质 (1)气态密度最小，原子核中只有质子没有中子，原子序数、电子层数、最外层电子数三者均相等的是H。(2)单质硬度最大，熔沸点最高，形成化

5、合物种类最多，正负化合价代数和为零且气态氢化物中含氢百分率最高的元素是C。(3)原子半径最大的是Na，最小的是H。(4)地壳中含量最多的元素为氧，其次是硅；地壳中含量最多的金属元素是铝。(5)一些元素的应用：Li、H常用于高能电池，Si是制造光电池、半导体的常用材料；Al是应用最广泛的短周期金属元素；14C常用于文物的年代鉴定。二、元素周期表1.编排原则：按原子核电荷数递增的顺序从左到右排列将电子层数相同的各元素从左到右排成一横行。（周期序数原子的电子层数）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一纵行。（主族序数=最外层电子数）2. 周期表结构特点：核外电子层数 元素种类第一

6、周期 1 2种元素短周期 第二周期 2 8种元素周期 第三周期 3 8种元素元 （7个横行） 第四周期 4 18种元素素 （7个周期） 第五周期 5 18种元素周 长周期 第六周期 6 32种元素期 第七周期 7 未填满（已有26种元素）表 主族：AA共7个主族族 副族：BB、BB，共7个副族（18个纵行） 第族：三个纵行，位于B和B之间（16个族） 零族：稀有气体(1)周期：将电子层相同的排在同一横行(7个横行，7个周期)短周期长周期序号1234567元素种数288181832不完全周期，最多容纳32种元素，目前排了26种元素0族元素原子序数21018365486(2)族(族：将最外层电子数

7、相同的排成一数列。(18个纵行，16个族)主族：由短周期元素和长周期元素共同组成的族(第18列除外)列序121314151617主族序数AAAAAAA副族：仅由长周期元素组成的族(第8、9、10列除外)列序345671112族序数BBBBBBB族：包括8、9、10三个纵列。0族：第18纵列，该族元素又称为稀有气体元素原子序数与元素周期表的族序数之间的关系(1)同周期第A族和第A族元素原子序数差的关系所在周期1234567原子序数差无1111112525原因增加了过渡元素增加了过渡元素和镧系或锕系元素(2)同主族相邻元素的原子序数差的关系位于过渡元素左侧的主族元素（即第A族、第A族），同主族、邻

8、周期元素原子序数之差为上一周期元素所在周期所含元素种数。如钠为11，则钾为11+8=19，此处8为钠所在周期的元素个数。位于过渡元素右侧的主族元素，（即第AA族），同主族、邻周期元素原子序数之差为下一周期元素所在周期所含元素种数。例如，Cl和Br的原子序数之差为351718(溴所在第4周期所含元素的种数)。三、同主族、同周期原子结构与性质(1)同主族元素性质的递变规律 第A族碱金属元素：Li Na K Rb Cs （除去放射性元素，CS是金属性最强的元素，位于周期表左下方）（注意H元素虽然在第A族，但不属于碱金属元素）熔点由高到低的顺序为LiNaKRb。与水或者酸反应置换氢气的难易程度：CsR

9、bKNaLi。金属性由强到弱的顺序为CsRbKNaLi。最高价氧化物对应水化物的碱性由弱到强的顺序为LiOHNaOHKOHBr2Cl2F2。单质的颜色：浅绿色黄绿色橙红色紫黑色，颜色依次加深非金属性由强到弱的顺序为FClBrI。氢化物的稳定性由强到弱的顺序为HFHClHBrHI。最高价氧化物对应水化物的酸性由强到弱的顺序为HClO4HBrO4HIO4。卤族元素非金属性逐渐减弱的原因：随着核电荷数递增，原子的电子层逐渐增大，半径逐渐递增，核对最外层电子的束缚能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，导致非金属性逐渐减弱。根据代表主族碱金属和卤素的性质可得出周期表同主族元素的性质变化规律：同主族元素随着核

10、电荷数递增，电子层数依次增大，原子半径依次增大，核对最外层电子束缚能力逐渐减弱，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。卤素单质特性F2：没有正价，因此没有含氧酸；AgF 可溶于水，而CaF2难溶于水；F2和HF都不能用玻璃瓶盛装；F2遇水剧烈反应置换出O2，不能置换出其他卤素；Br2:易挥发；保存用水液封，且不能用橡胶塞（橡胶可被氧化），磨口玻璃塞用石蜡封存；易溶于有机溶剂，常用CCl4或者苯萃取，呈橙红色；常温下唯一的一种非金属单质呈液态。I2：易升华；加碘盐中加的不是单质碘；常用淀粉来检验，单质I2遇淀粉呈蓝色；在有机溶剂中为紫红色(2)同周期元素性质的递变规律对于第三周期主族元素Na、Mg、

11、Al、Si、P、S、Cl原子半径由大到小的顺序为NaMgAlSiPSCl。简单离子半径由大到小的顺序为P3S2ClNaMg2Al3。单质置换出水或酸中氢的能力NaMgAl。最高价氧化物对应水化物的碱性由强到弱的顺序为NaOHMg(OH)2Al(OH)3；单质与H2化合的能力SiPSCl。气态氢化物的稳定性由弱到强的顺序为SiH4PH3H2SHCl。最高价氧化物对应水化物的酸性由弱到强的顺序为H2SiO3H3PO4H2SO4MgAlSiPSCl（2）同主族半径从上至下，半径依次增大：如LiNaKRbCs（3）对于不相邻的原子先进行同周期或铜主族进行比较，再进行间接比较，如Na和O,OS,SO.对

12、于简单离子半径：（1）先比较电子层数，一般电子层数多的半径大。如Na+Na+Mg2+ (3)三看核电荷数，核电荷数相同时，核外电子越多半径越大。如NaNa+,Cl-Cl四、元素周期律1.元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果。2.同周期元素性质递变规律第三周期元素11Na12Mg13Al14Si15P16S17Cl18Ar(1)电子排布电子层数相同，最外层电子数依次增加(2)原子半径原子半径依次减小(3)主要化合价12344536271(4)金属性

13、、非金属性金属性减弱，非金属性增加(5)单质与水或酸置换难易冷水剧烈热水与酸快与酸反应慢(6)氢化物的化学式SiH4PH3H2SHCl(7)与H2化合的难易由难到易(8)氢化物的稳定性稳定性增强(9)最高价氧化物的化学式Na2OMgOAl2O3SiO2P2O5SO3Cl2O7最高价氧化物对应水化物(10)化学式NaOHMg(OH)2Al(OH)3H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4(11)酸碱性强碱中强碱两性氢氧化物弱酸中强酸强酸很强的酸(12)变化规律碱性减弱，酸性增强五、元素周期表的应用1科学预测为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供线索。2启发人们在一定区域内寻找新物质3预测

14、元素的性质(1)比较不同周期、不同主族元素的性质：如金属性MgAl、CaMg，则碱性Mg(OH)2Al(OH)3、Ca(OH)2Mg(OH)2。(2)推测未知元素的某些性质已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2难溶。已知卤族元素的性质递变规律，可推知未学元素砹(At)应为黑色固体，与氢很难化合，HAt不稳定，水溶液呈酸性，AgAt难(或不)溶于水。同一元素的“位”“构”“性”关系可表示如下：族周期A A AA A A A 012345671结构与位置的互推(1)明确四个关系式电子层数周期序数。质子数原子序数。最外层电子数主族序数。主族元素的最高正价族序数。最低负价主族

15、序数8。(2)熟悉掌握周期表中的一些特殊规律各周期所能容纳元素种数。稀有气体的原子序数及在周期表中的位置。同族上下相邻元素原子序数的关系。2性质与位置互推熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律，根据元素性质可以推知元素在周期表中的位置，根据元素在周期表中的位置可以推知元素性质。主要包括：(1)元素的金属性、非金属性。(2)气态氢化物的稳定性。(3)最高价氧化物对应水化物的酸碱性。(4)金属与H2O或酸反应的难易程度。3结构和性质的互推(1)最外层电子数是决定元素原子的氧化性和还原性的主要因素。(2)原子半径决定了元素单质的性质；离子半径决定了元素组成化合物的性质。(3)同主族元素最外

16、层电子数相同，性质相似。第二单元 微粒之间的相互作用化学键是直接相邻两个或多个原子或离子间强烈的相互作用。1.离子键与共价键的比较键型离子键共价键概念阴阳离子结合成化合物的静电作用叫离子键原子之间通过共用电子对所形成的相互作用叫做共价键成键方式通过得失电子达到稳定结构通过形成共用电子对达到稳定结构成键粒子阴、阳离子原子成键元素活泼金属与活泼非金属元素之间（特殊：NH4Cl、NH4NO3等铵盐只由非金属元素组成，但含有离子键）通常非金属元素之间也有一些金属与非金属如AlCl3记忆方法：中学中只要看到含有钾、钠、钙、钡、铵根的化合物就一定有离子键。离子化合物：由离子键构成的化合物叫做离子化合物。（

17、一定有离子键，可能有共价键）共价化合物：原子间通过共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。（只有共价键一定没有离子键）极性共价键（简称极性键）：由不同种原子形成，AB型，如，HCl。共价键非极性共价键（简称非极性键）：由同种原子形成，AA型，如，ClCl。记忆方法：非极性键通常是相同的非金属元素之间，极性共价键通常是不同的元素之间。2.电子式：最外层电子用或者表示化学键的方法。在表示离子化合物或者共价化合物时的原则是让每个原子周围都满足稀有气体电子结构，比如H、Li周围只能有两个电子就满足稀有气体稳定结构了。用电子式表示离子化合物注意：阳离子直接用离子符号表示（NH4+除外），对于阴离子一定

18、要用【 】表示Na2O2：Na2Na NaOH：NaH NH4Cl：CaC2：Ca2CC2 NaClO：Na用电子式表示离子化合物的形成过程，注意电子转移的箭头指向，一定是从失电子的一方指向得电子的一方，如若实在不会，就不要打电子转移箭头了。CaF2：Na2S：共价物电子式表示方法，表示共价物时由于没有电子得失，而是共用电子达到稀有气体稳定结构，因此不能用【 】。电子式、结构式（注意结构式是将没有共用的电子对省略，将公用的电子对用表示，一横表示一对电子）用电子式表示共价化合物的形成过程，由于没有电子得失，因此不能打电子转移箭头错误写法示范：H2O：正确的写法：H2O： HF：为了避免错误最好不

19、用表示电子，全部用表示。电子式书写常见错误“10”提醒(1)漏写孤电子对如N2电子式的正确书写应为NN，误写成NN。如NH3电子式的正确表示应为，误写成。(2)混淆电子式与化学式的书写 如Na2S电子式的正确表示应为Na2Na，误写成Na2。(3)共用电子对数目写错 如CO2电子式的正确表示应为，误写成C。(4)根、基电子式混淆不清 如OH电子式的正确表示应为H，误写成H。(5)原子结合顺序写错 如HClO电子式的正确表示应为H，误写成H。(6)错误使用括号 如HCl电子式的正确表示应为H，误写成H。(7)误将电荷数标成化合价 如Na2O电子式的正确表示应为Na2Na，误写成Na2Na。(8) 小黑点或“”使用混乱如H2S电子式的正确表示应为HH，误写成。为了防止此错误的发生，建议：书写电子式时全部用表示，不要和混用。(9)复杂阳离子与简单阳离子混淆不清如Na电子式的正确表示应为Na，误写成。如NH电子式的正确表示应为，误写成N