高一化学期中复习要点

高一化学基本要点: 1、原子结构： （1）列出构成原子的基本粒子的相关数据，由学生对这些数据的分析和处理得出构成原子的基本粒子间的数量关系和核素及其符号、同位素的概念。 微粒 电子 质子 中子 质量（kg） 9.109×10-31 1.673×10-27 1.675×10-27 相对质量 0.005484 1.007 1.008 电量（C） 1.602×10-19 1.602×10-19 0 电荷 -1 +1 0 构成原子的基本粒子间的数量关系： 质子数（Z）= 电子数（E）= 核电荷 数（Z）= 原子序数 质量数（A）= 质子数（Z）+ 中子数（N）= 近似相对原子质量 构成离子的基本粒子间的数量关系： 阳离子：Z＞E 质子数（Z）= 阳离子的核外电子数+ 阳离子的电荷数 阴离子：Z＜E 质子数（Z）= 阴离子的核外电子数﹣阳离子的电荷数 （2）知道元素、核素、同位素的概念，并理解它们的涵义。 核素：具有一定数目的质子和一定数目中子的一种原子，称为核素。表示核素的符号为AZX。 同位素：具有相同质子数和不同中子数的同一元素的不同原子，互称为同位素。如氢元素有三种核素，11H、21H、31H都是氢的同位素。“同位”即指在元素周期表中占有同一位置。 元素：具有相同质子数的同一元素的不同原子，统称为元素。区分元素和种类的依据是核电荷数。 2．从原子结构的角度认识元素周期表 （1）元素周期表的编排原则 按原子序数递增的顺序从左向右排列；将电子层相同的各元素从左向右排成一横行； 将最外层电子数相同的元素按原子序数递增（电子层数递增）的顺序排成一纵行。 （2）元素周期表的结构 第一周期：2种元素 短周期 第二周期：8种元素 周期 第三周期：8种元素 7个横行 第四周期：18种元素 （7个周期） 第五周期：18种元素 长周期 第六周期：32种元素

第七周期：不完全周期

族 主族：ⅠA ⅦA共7个主族 （18个纵行 副族：ⅢB ⅦB，ⅠB ⅡB，共7个副族 16个族） 第Ⅷ族：3个纵行，位于ⅦB ⅠB之间 零族：稀有气体

元素周期表 3、元素的金属性与非金属性： 从原子结构入手，认识碱金属和卤族元素的性质递变规律。 周期位置：ⅠA族：Li Na K Rb Cs 相同点：最外层电子数相同，都是1个 原子结构 不同点：电子层数不同 碱金属 最高化合价为+1 相似性 单质都能与水、酸反应 最高氧化物对应水化物都是强碱 主要性质 与氧、水、酸、反应能力渐强 递变性 最高氧化物水化物的碱性渐强 （从上到下） 单质的溶、沸点渐低、密度增大 原子半径增大，失电子能力渐强，金属性渐强 单质的还原性渐强

单质的还原性：与水（或酸）反应置换出氢的难易程度

其最高氧化物的水化物的碱性强弱

单质的氧化性：与氢气生成气态氢化物的难易程度和气态氢化物的稳定性

金属性

其最高氧化物的水化物的酸性强弱

非金属性

元素性质 周期位置：ⅦA族 F Cl Br I At 相同点：最外层电子数为7 原子结构 不同点：电子层数不同 卤素 都能与金属反应生成盐 相似性 都能与氢反应生成气态氢化物 最高氧化物的水化物都是强酸（F除外） 主要性质 与氢的化合能力渐弱，气态氢化物的稳定性渐弱 递变性 最高氧化物水化物的酸性渐弱 （从上到下） 单质的颜色逐渐加深，熔沸点升高，密度增大 原子半径增大，得电子能力减弱，元素的非金属性关弱，单质的氧化性减弱 小结：在元素周期表中，同主族元素从上到下原子核外电子层数增多，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱。所以元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 4、原子核外电子排布的规律，认识核外电子能量的高低与电子层的关系 电子层数 1 2 3 4 5 6 7 „„ 电子层符号 K L M N O P Q „„ 电子层能量 由低 高 电子层离原子核的距离 由近 远 5、从宏观和微观的关系出发，掌握元素周期律 （1）在微观上，原子核外电子排布和原子半径的周期性变化的规律。 分析1～18号元素原子的电子层数和最外层电子数的递变情况得知：每隔一定数目的元素，会重复出现“最外层电子数从1排到8（K层除外）而达到稳定结构”的变化规律，即随着原子序数的递增，元素原子最外层电子排布呈现周期性的变化的规律。 分析1～18号元素原子的半径数据可知：随着原子序数的递增，原子半径由大到小，总是从碱金属开始到卤素结束，原子半径也呈现周期性的变化规律。 （2）在宏观上，元素的各项性质的周期性变化的规律 ①元素主要化合价的周期性变化的 电子层相同时，随着原子序数的递增，元素的主要化合价从+犯依次递增到+7，负价从-4递变到-1（如Si～Cl），每增加一个电子层，又重复前面的变化。 ②元素的金属性和非金属性呈现周期性的变化 由于随着原子序数的递增，原子半径呈现周期性的变化，核外最外层电子吸引力的大小也呈现周期性的变化，原子得失电子能力也呈现周期性的变化。所以元素的金属性和非金属性（金属与水或酸反应置换出氢的难易程度、非金属与氢气反应生成气态氢化物的难易仅氢化物的稳定性、最高氧化物的水化物的酸、碱性的强弱等）也呈现周期性的变化。 （3）元素周期律：元素性质随着原子序数的递增而呈现周期性变化的。这种周期性的变化，不是简单的重复，而是呈螺旋式上升的周期性变化。 6、原子结构与元素性质的关系 决定 归纳出 反映 反映 7、元素周期表中反映的主要规律 项目 同周期（从左至右） 同主族（从上至下） 原子 结构 核电荷数 逐渐增大 逐渐增大 电子层数 相同 增多

原子半径 逐渐减小 逐渐增大

性质 化合价 最高正价+1 +7 负价-4 -1 负价数=8-主族序数 最高正价=主族序数 最高正价、负价相等 元素的金属性和非金属性 金属性逐渐减弱 非金属性逐渐增强 非金属性逐渐减弱 金属性逐渐增强 单质的氧化性和还原性 还原性减弱，氧化性增强 氧化性减弱，还原性增强

最高氧化物对应水化物 碱性减弱，酸性增强 酸性减弱，碱性增强

气态氢化物的稳定性 逐渐增强 逐渐减弱

递变原因 同周期元素随着核电荷数的增加，最外层电子数增多，原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子吸引力增强，因而得电子能力增强，失电子能力减弱。 同主族元素随着核电荷数的增多，原子核外电子层数递增，原子半径增大，原子核对最外层电子的吸引力减小，因而失电子能力增强，得电子能力减弱。

8、原子结构、元素性质及元素在周期表中的位置三者间的关系

原子结构的周期性变化元素性质的周期性变化 元素周期性律

原子结构 原子序数 周期充数=电子层数 主族序数=最外层电子数

原子序数决定原子种类 原子半径 决定元素 最外层电子数 的金属性和非金属性

表中位置 同位同化性 同主族-----相似、递变性 同周期----递变性

元素性质 9、元素周期表的应用 （1）能根据元素周期表中所体现的元素“位置、结构、性质” 的关系，进行相互推导，即 位置 结构、结构 性质、性质 位置 （2）启发人们发现新元素并预测元素的性质 （3）启发人们在一定区域内寻找新物质如半导体、催化剂、农药、耐腐蚀的合金材料等。

10、电子式的意义和表示方法 在元素符号周围用“·”或“×”表示原子的最外层电子，这种式子叫电子式。 原子电子式：用元素符号表示原子除最外层电子以外的其余部分，将最外层电子写在元素符号上、下、左、右的位置上。例如：

离子电子式： 阳离子：简单阳离子的电子式就是它的离子符号：Na+、Mg2+、Al3+ 阴离子：简单阴离子因得到电子后最外层一般为8个电子，书写时要在元素符号周围标出电子，并用[ ]括起来，并在右上角标出所带电荷数。例如：

11、离子键： （1）概念：使阴、阳离子结合成化合物的相互静电作用称为离子键。这种静电作用不是静电引力，而是指阴、阳离子之间的静电吸引力与电子之间、原子核间的斥力处于平衡时的总效应。 （2）成键原因：具有不饱和电子层的原子都由不饱和到饱和形成稳定结构的趋势，原子通过得失电子形成具有稳定结构的阴、阳离子，当阴、阳离子的吸引力与拆斥达到平衡，形成稳定的离子键。体系的总能量降低。 （3）成键条件：活泼的金属原子与活泼的非金属原子间形成离子键。（ⅠA、ⅡA与ⅥA、ⅦA元素间） （4）形成过程：（用电子式表示）

（5）存在范围：具有离子键的化合物称为离子化合物。离子键存在于强碱、大多数的盐和金属氧化物中。

12、共价键： （1）概念：原子间通过共用电子对所形成的相互作用称为共价键。 （2）成键原因：成键原子的双方最外层电子都未达到饱和且都能提供未成对电子，在两原子形成共用电子对，靠共用电子对对带两个正电的原子核产生强烈的相互作用，从而把两个原子结合在一起。使体系的能量降低。 （3）成键条件：同种非金属原子或不同种非金属原子间，且成键原子最外层电子未达到饱和。 （4）形成过程：（用电子式表示）

（5）存在范围：非金属单质、气态氢化物、酸、酸性氧化物、大部分有机物都含有共价键。只含有共价的化合物称为共价化合物。 （6）极性键与非极性键 非极性键：同种非金属原子间形成共价键时，共用电子对不发生偏移，称为非极性共价键。 极性键：不同种的非金属原子间形成共价键时，共用电子对偏向非金属性较强的一方，称为极性共价键。 13、在离子键与共价键的对比中认识化学键的概念和化学反应的实质 （1）离子键和共价键的区别与联系 离子键与共价键的形成条件不同，作用方式不同，但其本质相同。它们之间并无严格界线，可以互相转化。最强的极性共价键就是离子键。 （2）化学键：相邻原子间（或离子间）的强烈的相互作用，称为化学键。 离子键 化学键 极性键 共价健 非极性键

（3）化学反应的本质：旧的化学键断裂，新的化学键生成的过程。 14、化学反应与能量： （1）任何物质都储存有化学能。在化学反应中 ，反应物所具有的总能量与生成物具有的总能量不同，在新物质生成的同时总是伴随着能量变化。一个确定的化学反应在反应过程中是吸收能量还是放出能量，决定于反应物的总能量与生成物的总能量的相对大小。如果反应物的总能量高于生成物的总能量，反应为放热反应；如果反应物的总能量低于生成物的总能量，表现为吸热反应。

化学反应 化学反应 放出能量 放热反应 吸收能量 吸热反应

反应物的总能量高 反应物的总能量低

生成物的总能量低 生成物的总能量高