人教版化学必修二第一章知识点总结新

人教版化学必修二第一章知识点总结新

The final edition was revised on December 14th, 2020. 嘉祥一中高一化学 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 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 （1）相似性： 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。

点燃 点燃

过渡元素 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) （５）在化学上，我们用符号AZX来表示一个质量数为A，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

原子AZX 原子核 质子 Z个

中子 N个=（A－Z）个

核外电子 Z个 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