人教版化学必修二第一章知识点总结75135教学提纲.doc

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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
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
　　　 短周期（第1、2、3周期）
　　　　　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：ⅠA-ⅦA
过渡元素
族：16个（共18个纵行）副族7个：IB-ⅦB
　　　　　　　　　　　　　　　　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、原子结构　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）：①密度逐渐增大（K反常） ②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
点燃
（1）相似性：
点燃
4Li + O2 Li2O 　　　　2Na + O2 Na2O2
2 Na + 2H2O ＝　2NaOH + H2↑ 2K + 2H2O ＝　2KOH + H2↑
　　　　2R + 2 H2O ＝ 2 ROH + H2 ↑
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1个电子，因此，它们的化学性质相似。
（2）递变性：①与氧气反应越来越容易②与水反应越来越剧烈
结论：①金属性逐渐增强②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：
①与水或酸反应越容易，金属性越强；
②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。
③置换反应，金属性强的金属置换金属性弱的金属
④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、原子结构　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
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；（３）单质的熔、沸点升高
3、化学性质
（1）卤素单质与氢气的反应：　Ｘ2 ＋ H2 ＝ 2 HX

卤素单质与H2 的剧烈程度：依次减弱 ； 生成的氢化物的稳定性：依次减弱
　 （2）卤素单质间的置换反应
2NaBr +Cl2 ＝2NaCl + Br2 氧化性：Cl2________Br2 ； 还原性：Cl－_____Br－
2NaI +Cl2 ＝2NaCl + I2 　 氧化性：Cl2_______I2 ； 还原性：Cl－_____I－
2NaI +Br2 ＝2NaBr + I2 氧化性：Br2_______I2 ； 还原性：Br－______I－
　　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：①非金属性逐渐增弱②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：
①从最高价氧化物的水化物的酸性强弱。
②与H2反应的难易程度以及氢化物的稳定性来判断。
③置换反应，非金属性强的置换非金属性弱的非金属
④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I2），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F到I2的非金属性逐渐减弱。
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：
（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(A)=质子数(Z)+中子数(N)
中子 N个=（A－Z）个
（５）在化学上，我们用符号X来表示一个质量数为A，质子数为Z的具体的X原子。
质子 Z个
原子X
原子核

核外电子 Z个

（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。

　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）各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。

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1--------8（K层由1－2）
２、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：＋１　　　　　＋７
每周期负化合价：－４　　　　　－１
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：
（１）２Na + 2H2O ＝2NaOH + H2 ↑ (容易)
△
Mg + 2 H2O 2Mg(OH)2 + H2 ↑（较难）
金属性：Na > Mg
２）Mg + 2HCl ＝MgCl2 + H2 ↑ (容易)
2Al + 6 HCl ＝ 2AlCl3 +3H2 ↑（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(OH)3
金属性：金属性　Na > Mg　> Al
　　Na Mg Al　　
　　金属性逐渐减弱
（４）结论：　Si P S Cl
单质与Ｈ2的反应越来越容易 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Ｆ。
3.元素化合价与元素在周期表中位置的关系。
①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。
②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
①在周期表中的左上角附近探索研制农药的材料。
②半导体材料：在金属与非金属的分界线附近的元素中寻找。
③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
非金属气态氢化物的形成难易、稳定性
形成由难 → 易
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
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、Na2O、K2S等
　（2）强碱：如NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等
　（3）大多数盐：如Na2CO3、BaSO4
　（4）铵盐：如NH4Cl
小结：一般含金属元素的物质(化合物)＋铵盐。（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×)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：原子间通过共用电子对所形成的相互作用叫做共价键。
　　　　用电子式表示HCl的形成过程：

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。
化合物　离子化合物
　　　　共价化合物 化合物中不是离子化合物就是共价化合物
３．共价键的存在：
　非金属单质：H2、X2 、Ｎ2等（稀有气体除外）
　共价化合物：H2O、 CO2 、SiO2、 H2S等
　复杂离子化合物：强碱、铵盐、含氧酸盐
４．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：
２．阴阳离子的电子式：
　（１）阳离子　简单阳离子：离子符号即为电子式，如Na+、、Mg2＋等
　　　　　　　　复杂阳离子：如NH4+ 电子式：
（２）阴离子 　简单阴离子：、
复杂阴离子：
３．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，并加上方括号，在右上角标出负电荷。阴离子电荷总数与阳离子
４．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
⑴定义：把分子聚集在一起的作用力，又称范德华力。
⑵特点：①分子间作用力比化学键弱得多；
②影响物质的熔点、沸点、溶解性等物理性质；
③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。
⑶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，熔沸点：I2＞Br2＞Cl2＞F2。
2、氢键
⑴定义：分子间存在着一种比分子间作用力稍强的相互作用。
⑵形成条件：除H原子外，形成氢键的原子通常是N、O、F。
⑶存在作用：氢键存在广泛，如H2O、NH3、HF等。
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：I2、N2、P4、金刚石、晶体硅等。
2、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、NH3、SiO2、CS2等。
3、既有极性键又有非极性键的物质：如：H2O2、C2H2、CH3CH3、C6H6等。
4、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：Na2S、NaH、K2O、CsCl等。
5、既有离子键又有非极性键的物质。如：Na2O2、Na2S2、CaC2等。
6、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：NH4Cl等。
8、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、没有金属元素的周期是第一周期；含金属元素最多的族是ⅢB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ⅡA族；
4、全为非金属元素的主族是第ⅦA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ⅣA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ⅢA族，最外层电子数为2个的原子可能位于
ⅡA，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
2、碱金属中，从LiàCs，密度呈增大的趋势，但ρ(K)=0．862g／cm3<p(Na)=0.971e／cm3。
3、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Li2O；其余的生成过氧化物（如Na2O2）或更复杂的氧化物（如K2O）。
5、Li与Mg的性质相似，Li2CO3难溶于水且受热易分解；LiOH溶解度小，受能热分解。
6、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NaHCO3<Na2CO3。
8、氧在化合物中一般显-2价，氢显+1价，但Na2O2 、H2O2中的氧显-1价，NaH、CaH2中的氢显[-1]价。
9、试剂瓶中的药品取出后，一般不能放回原瓶，但IA金属Na、K等除外。
10、一般活泼金属能从盐中置换出不活泼金属，但对IA非常活泼的金属Na、K等除外。如：2Na+CuSO4+2H2O=Cu(OH)2↓+ H2↑+Na2SO4。
三、卤族单质和化合物的特殊性
1、氟 ⑴无正价和含氧酸，非金属性最强，F-的还原性最弱。
⑵2F2+2H2O=4HF+O2，与H2反应在暗处即爆炸。
⑶HF酸是弱酸，能腐蚀玻璃，保存在塑料瓶中，HF在HX中沸点最高，因为分子间存在氢键。
⑷CaX2—只有CaF2不溶于水，CaCl2作干燥剂
2、氯 ⑴Cl2易液化。⑵含氧酸中，高价的酸性强，低价的氧化性强。
酸性：HClO4> HClO3> HClO2> HClO；
氧化性：HClO > HClO2> HClO3 > HClO4。
3、溴 ⑴溴—深红棕色，唯一的常温呈液态的非金属，易挥发保存时加水抑制挥发。
⑵易溶于有机溶剂。
4、碘 ⑴加热时易升华。 ⑵遇淀粉溶液变蓝色。
⑶易溶于有机溶剂。 ⑷食盐中的加入KIO3可防治甲状腺肿大。
⑸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
⑴最外层有一个电子的非金属元素：H。
⑵最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Ar。
⑶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。
⑷电子总数是最外层电子数2倍的元素：Be。
⑸最外层电子数是电子层数2倍的元素：He、C、S。
⑹最外层电子数是电子层数3倍的元素：O。
⑺次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、Si 。
⑻内层电子总数是最外层电子数2倍的元素：Li、P。
⑼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
例如，半径：Fe3+＜Fe2+＜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
例如，半径：S2-＞Cl-＞K+＞Ca2+
3、同主族元素的原子，随核电荷数的增加，半径逐渐增大
例如，半径：Li ＜ Na ＜K ＜ Rb ＜ Cs
半径：F ＜Cl ＜ Br ＜ I
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
例如，半径：Li+ ＜Na+ ＜ K+ ＜ Rb+ ＜ Cs+
F- ＜Cl- ＜ Br- ＜ 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，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、H2O、NH3、CH4。
(2)阳离子：Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+
(3)阴离子：N3-、O2-、F-、OH-、NH2-。
2、核外有18个电子的微粒：
⑴比10电子粒子多一个电子层的对应粒子
①分子：Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4。
②阳离子：K+、Ca2+
②阴离子：S2-、Cl-、SH-。
⑵“9+9”规律
9电子基团：—CH3、—OH、—NH2、—F
18电子分子：C2H6、H2O2、N2H4、F2、CH3F、CH3OH
3、核外有14个电子的微粒
N2、CO、C2H2、Si、HCN、C22-、CN-等
七、元素金属性、非金属性强弱的判断
1、金属性强弱的依据
⑴根据在周期表中的位置
①同周期元素，从左至右随原子序数的增加，金属性减弱。
②同主族元素，从上至下随原子序数的增加，金属性增强。
⑵实验依据
①单质跟水或酸置换出氢的难易程度(或反应的剧烈程度)。反应越易，说明其金属性就越强。
②最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。碱性越强，说明其金属性也就越强，反之则弱。
③金属间的置换反应。依据氧化还原反应的规律，金属甲能从金属乙的盐溶液中置换出乙，说明甲的金属性比乙强。
④金属阳离子氧化性的强弱。阳离子的氧化性越强，对应金属的金属性就越弱。
⑤根据电化学原理：不同金属形成原电池时，作负极的金属活泼；在电解池中的惰性电极上，先析出的金属其对应的元素金属性弱。
2、非金属性强弱的依据
⑴根据在周期表中的位置
①同周期元素，从左至右随原子序数的增加，非金属性增强。
②同主族元素，从上至下随原子序数的增加，非金属性减弱。
⑵实验依据
①单质跟氢气化合的难易程度、条件及生成氢化物的稳定性。越易与 反应，生成的氢化物也就越稳定，氢化物的还原性也就越弱，说明其非金属性也就越强。
②最高价氧化物对应水化物酸性的强弱。酸性越强，说明其非金属性越强。
③非金属单质间的置换反应。非金属甲把非金属乙对应的阴离子从其盐溶液中置换出来，说明甲的非金属性比乙强。
④非金属元素的原子对应阴离子的还原性。还原性越强，元素的非金属性就越弱。
八、根据元素性质、存在、用途的特殊性。
1、形成化合物种类最多的元素、或单质是自然界中硬度最大的物质的元素、或气态氢化物中氢的质量分数最大的元素：C。
2、空气中含量最多的元素、或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素：N。
3、地壳中含量最多的元素、或气态氢化物的沸点最高的元素、或气态氢化物在通常情况下呈现液态的元素：O。
4、最活泼的非金属元素：F；最活泼的金属元素：Cs；最轻的单质的元素：H；最轻的金属元素：Li；单质的着火点最低的非金属元素是：P。
5、短周期中与水剧烈反应的单质是Na和F2。
6、地壳中含量最多的金属元素；或既能与酸又能与碱反应放出氢气的常见金属是Al。
7、常温下单质呈液态的非金属是Br2，金属是Hg。
8、元素的气态氢化物和它的最高价氧化物的水化物能反应的是N、P。

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