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-高一化学必修二笔记-第 5 页1.1原子核外电子排布质子一、知识回顾 原子核中子1. 原子 核外电子2. 质量数 = 质子数 + 中子数 A = Z + M3. 质子数 = 核电荷数 = 核外电子数 = 原子序数 原子的表示： X一、 排布规律1. 电子层： 1 2 3 4 5 6 7 符号： K L M N O P Q 离核距离： 近 远 能量高低： 低 高2.a 每层最多容纳 2n2个 e- b 最外层不超过 8 个e- （K层为最外层时，不超过 2个e-） c 次外层不超过18个e- ，倒数第三层不超过32个e- H2O + H+ = H3O- 水合氢离子，强酸性非金属中，只有H能形成单独阳离子 10电子微粒： 分子：Ne 、HF 、H2O 、NH3 、CH4 离子 阳：Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+ 阴：F-、O2-、N3-、C4-、OH-1.2元素周期律一、原子核外电子排布的周期性变化 最外层电子： 1 饱和结构（2或8） 决定元素的化学性质二、化学价的周期性变化规律：最高正价 = 最外层电子数（注：C、F除外）最高正价 + 最低负价 = 8 第二周期 Li Be B C N O F （39号） +1 +2 +3 +4 +5 -4 -3 -2 -1 第三周期 Na Mg Al Si P S Cl（1117号）+1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 -4 -3 -2 -1 （C、F无正价）例：已知氯化物RH3 ，求1）R的最高价氯化物 R2O5 2）R的最高价氯化物的水化物 HRO3 或 H3RO4 三、原子半径r的周期性变化“四同“规律： 1）同周期（横行）：质子数 ，半径r 如： S > Cl O < N 2）同主族（纵行）：质子数 ，半径r 如：Li < Na N < P 3）同元素：核外电子数 ，半径r 如：Na > Na+ Cl < Cl- Fe > Fe2+ > Fe3+ 4）同核外电子排布（离子半径比较）：质子数 ，半径r 如： Na+ < O2- K+ < Cl- 练习：Mg2+、Na+、O2-、F-半径比较 Mg2+ < Na+ < O2- < F- 比较Si与N、Si与C、C与N的半径r的大小 Si > N、Si > C、C > N 四、元素金属性与非金属性的周期性变化 同周期：核电荷数 ，金属性 ，非金属性 。 同主族：核电荷数 ，金属性 ，非金属性 。H2SiO3H4SiO4总结：1. 金属性强弱的判断依据：依据金属活动性顺序表判断依据单质的还原性（置换反应 Fe + CuSO4 = Cu + FeSO4单质与水式酸反应，置换出H2的难易程度。最高价氧化物的水化物碱性强弱2. 非金属性强弱的判断依据单质氧化性的强弱与H2化合物的难易程度气态氢化物的热稳定性最高价氧化物的水化物的酸性强弱 Na Mg Al Si P S Cl化合价 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 -4 -3 -2 -1最高价氧化物 Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO2 Cl2O4最高价氧化物水化物NaOH Mg（OH）2 Al（OH）3 H3PO4 H2SO4 HClO4（高氯酸，最强酸）气态氢化物 SiH4 PH3 H2S HCl1.3元素周期表一、结构第4周期 18种元素第5周期 18种元素第6周期 32种周期第7周期 26种元素 1.周期（7个横行）第1周期 2种元素第2周期 8种元素第3周期 8种周期短周期 长周期未排满，又称为不完全周期（若排满，共32种元素）（118号）2. 族（18个纵行，16个族） 7个主族（A）：A、A、A、A、A、A、A 7个副族（B）：B、B、B、B、B、B、B族（第8、9、10列）0族：稀有气体二、 关系+11281+624Na 第3周期，A 族 C 第2周期，A族 总结：a.周期数=电子层数 b.主族序数=最外层电子数=最高正价三、元素性质的递变规律 半径r 失e-能力 得e-能力 金属性 非金属性同周期同主族 金属性最强的是 铯（Cs） ，非金属性最强的是 氟（F）四、 应用+112811. 位置 结构 性质 如：第3周期，A族 活泼2. 寻找元素a.半导体：金属与非金属分界处 如：硅（Si）、锗（Ge）、硒等b.催化剂，耐高压，耐腐蚀材料： 过渡元素c.农药： 元素周期表右上角，Cl、N、P、S离子键（阴、阳离子）共价键（原子与原子间）2.1微粒间的作用力化学键分子间的作用力（分子与分子间） 微粒间的作用力化学键：物质中直接相邻的原子或离子间强烈的相互作用。失e-+17287+11281一、离子键 Na Cl得e-失e-+1728828+11NaCl Na+ Cl-包括盐、强碱、部分金属氧化物静电吸引静电排斥1. 定义：使阴阳离子结合成离子化合物的静电作用。活泼金属：（A、A）K、Na、Mg、Ca活泼非金属：（A、A）F、Cl、O、S 2.形成条件 特例：NH4Cl. . . .3.电子式（用“.”或“x”表示最外层电子）. a.原子： H 、 Mg 、 Al 、 S 、 N 、 O 、 Cl阳：阴： b.离子c.离子化合物 NaCl： MgF2： NH4Cl： （对称） Na2O： K2S：4.用电子式表示形成过程NaCl：Na2O： 或CaF2（莹石，不溶于水）：证明离子化合物的实验依据：熔融状态能否导电二、共价键1.共价键的形成与概念 定义：原子间通过共用电子对所形成的强烈的相互作用1） 成键微粒：一般是非金属原子（相同原子或不同原子）2） 成键本质：原子间通过共用电子对3） 共价键的成键条件：非金属原子通过共用电子对相互结合时形成共价键2.用电子式和结构式表示共价分子说明：首先分析所涉及的原子最外层有几个电子，若形成稳定结构需要几对共用电子对；在书写：由于没有电子转移，所以没有“+”、“-”、“【】”3.用电子式表示共价分子的形成过程HCl： NH3：H2O： N2：4.共价化合物1）定义：化合物分子中直接相邻的原子间以共价键结合2）共价键的存在： a.共价化合物 ，如：HCl、H2O、CH4、CO2 b.多原子单质分子，如：Cl2、O2、N2极性共价键 HCl非极性共价键 HH c.某些含有原子团的离子化合物 ，如:NH4Cl3)共价键的种类4)共价化合物与离子化合物的关系 a.共价化合物在熔融状态下不能导电，离子化合物在熔融状态下能导电 b.共价化合物不含离子键，离子化合物可能有共价键。5)特例说明a.金属元素与非金属元素也可以形成共价化合物。 如：BeCl2、AlCl3b.均有非金属元素组成的化合物也不一定是共价化合物。 如：NH4Cl、NH4NO3属于离子化合物三、分子间作用力 1.定义：将分子聚集在一起的微弱的作用力（又称“范德华力”），不属于化学键。 2.影响物质的熔沸点熔沸点升高 如： F2（g） Cl2（g） Br2（l） I2（s） 组成结构相似的物质，质量数增大 分子间作用力增大 熔沸点升高 如： HCl < HBr Cl2 > O2 >N2范德华力氢键 H2O、NH3、HF3.分类分子间作用力 氢键的作用力比范德华力强，但是比化学键弱。氢键：导致熔沸点反常 HF > HCl H2O > H2S NH3 > PH33.1从微观结构看物质的、多样性一、同素异形体 1.定义：同一种元素不同性质的单质之间互称为同素异形体 2.举例：1）金刚石、石墨与C60（足球烯）放电 2） O2 与 O3 a. 3O2 = 2O3 （有单质参加的反映一定是氧化还原反应） b. O3具有强氧化性 （比O2强） 漂白性 （与HClO相同）3）白磷（P4）与红磷 白磷：剧毒，易自燃（着火点低） 保存于冷水中点燃 红磷：红棕色固体 安全火柴 4P + 5O2 = 2P2O54）硫： S8 、S6 、S4 3.对比 同位素 定义：同种元素不同原子之间互称为同位素 举例 1H、2H、3H 12C、13C、14C 16O、17O、18O三、 同分异构体1. 定义：相同分子式、不同结构的有机物之间互称为同分异构体2. 举例：1）正丁烷、异丁烷HCHHCCHCHHHHHHCHHCHHCHHCHHHH 分子式：C4H10 结构式： 2）乙醇、二甲醚HCHHCHHOHCHHCHHOHH 分子式：C2H6O 结构式：3.2不同类型的晶体离子晶体分子晶体原子晶体实例离子化合物NaCl、KCO3、NaOH、Ba(OH)2、Na2O、CaO干冰、冰、I2，CO2、H2O共价分子SiO2、金刚石(C)、Si、SiC（A）构成微粒阴阳离子分子原子相互作用力离子键分子间作用力共价键克服作用力离子键分子间作用力共价键熔沸点较高较低很高硬度较硬较软很硬