高一化学人教必修二全册资料学生用.docx
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1、高中化学必修二全册资料第一章物质构造元素周期律第一节 元素周期表一、元素周期表的构造周期序数核外电子层数 主族序数最外层电子数原子序数核电荷数质子数核外电子数 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:A-A族:16个(共18个纵行)副族7个:IB-B第族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构造(一)碱金属元素:原子构造 相像性:最外层电子数一样,都为_1_个递变性:从上到下,随着核电核数的增大,电子层数增多碱金属化学性质的相像性:点燃点燃4Li + O2 Li2O 2Na + O2 Na2O2 2 Na + 2H2
2、O 2NaOH + H2 2K + 2H2O 2KOH + H22R + 2 H2O 2 ROH + H2 产物中,碱金属元素的化合价都为价。结论:碱金属元素原子的最外层上都只有_1_个电子,因此,它们的化学性质相像。碱金属化学性质的递变性: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渐渐增多,原子核对最外层电子的引力渐渐减弱,原子失去电子的实力增加,即金属性渐渐增加。所以从Li到Cs的金属性渐渐增加。结论:)原子构造的递变性导致化学性质的递变性。)金属性强弱的推断根据:与水或酸反响越简洁,金属性越强;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。碱金
3、属物理性质的相像性和递变性:1)相像性: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):密度渐渐增大(K反常) 熔点、沸点渐渐降低3)碱金属原子构造的相像性和递变性,导致物理性质同样存在相像性和递变性。小结:碱金属原子构造的相像性和递变性,导致了碱金属化学性质、物理性质的相像性和递变性。递变性:同主族从上到下,随着核电核数的增加,电子层数渐渐_,原子核对最外层电子的引力渐渐_,原子失去电子的实力_,即金属性渐渐_。(二)卤族元素:原子构造相像性:最外层电子数一样,都为_个递变性:从上到下,随着核电核数的增大,电子层数增多卤素单质物理性质的递变性:(从
4、2到2)()卤素单质的颜色渐渐加深;()密度渐渐增大;()单质的熔、沸点上升3卤素单质与氢气的反响:2 H2 2 HX 卤素单质与H2 的猛烈程度:依次减弱 ; 生成的氢化物的稳定性:依次减弱 4卤素单质间的置换2NaBr +Cl2 2NaCl + Br2 氧化性:Cl2_Br2 ; 复原性:Cl_Br 2NaI +Cl2 2NaCl + I2 氧化性:Cl2_I2 ; 复原性:Cl_I2NaI +Br2 2NaBr + I2 氧化性:Br2_I2 ; 复原性:Br_I结论: 单质的氧化性:依次减弱,对于阴离子的复原性:依次增加5. 非金属性的强弱的推断根据:1. 从最高价氧化物的水化物的酸性
5、强弱,或与H2反响的难易程度以及氢化物的稳定性来推断。2. 同主族从上到下,金属性和非金属性的递变:同主族从上到下,随着核电核数的增加,电子层数渐渐增多,原子核对最外层电子的引力渐渐减弱,原子得电子的实力渐渐减弱,失电子的实力渐渐增加,即非金属性渐渐减弱,金属性渐渐增加。3. 原子构造和元素性质的关系:原子构造确定元素性质,元素性质反响原子构造。同主族原子构造的相像性和递变性确定了同主族元素性质的相像性和递变性。三核素(一)原子的构成:()原子的质量主要集中在原子核上。()质子和中子的相对质量都近似为1,电子的质量可忽视。()原子序数核电核数质子数核外电子数()质量数(A)=质子数(Z)+中子
6、数(N)质子 Z个()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的详细的X原子。原子 X原子核中子 N个=(AZ)个核外电子 Z个(二)核素核素:把具有肯定数目的质子和肯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:质子数一样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。()两 同:质子数一样、同一元素()两不同:中子数不同、质量数不同()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 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。电子总是尽先排布在能量最低的电子层里。3.核外电子的排布规律(1
7、)各电子层最多包容的电子数是2n2(n表示电子层)(2)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。(3)核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层,然后由里向外从能量低的电子层逐步向能量高的电子层排布。二元素周期律:核外电子层排布:随着原子序数的递增,每隔肯定数目的元素,会重复出现原子“最外层电子从_个递增到_个的状况(K层由12)而到达构造的变更规律。最高正化合价和最低负化合价:随着原子序数的递增,每隔肯定数目的元素,会重复出现原子最高价由,中部出现负价,由的变更规律。()O、F无正价,金属无负价()最高正化合价: 最低负化合价
8、:0()最高正化合价最外层电子数主族序数()最高正化合价最低负化合价_()最高正化合价最低负化合价0 、2、 4、 6最外层电子数 4 5 6 7三元素金属性和非金属性的递变:Na + 2H2O 2NaOH + H2 (简洁) Mg + 2 H2O 2Mg(OH)2 + H2 (较难) 金属性:Na MgMg + 2HCl MgCl2 + H2 (简洁) 2Al + 6 HCl 2AlCl3 +3H2 (较难) 金属性:Mg Al 根据1、2得出:金属性Na Mg Al碱性 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 金属性:金属性Na Mg AlNa Mg Al金属性渐渐减弱结论:Si P S
9、 Cl 单质与2的反响越来越简洁,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渐渐增加故:非金属性渐渐增加。Na Mg AlSi P S Cl 金属性渐渐减弱,非金属性渐渐增加同周期从左到右,金属性渐渐减弱,非金属性渐渐增加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更规律,这一规律叫做元素周期律。四、同周期、同主族金属性、非金属性的变更规律是:1. 周期表中金属性、非金属性之间没有严格的界限。在分界限旁边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。3.元素化合价与元素在周期表中位
10、置的关系。 4元素周期表和元素周期律对我们的指导作用在周期表中找寻新的农药。在周期表中找寻半导体材料。在周期表中找寻催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。第三节 化学键一离子键离子键:阴阳离子之间猛烈的互相作用叫做离子键。互相作用:静电作用(包含吸引和排挤)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)碱:如NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等 (3)盐(除AlCl3):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)留意:酸不是离子
11、化合物。离子键只存在离子化合物中,离子化合物中肯定含有离子键。共价化合物肯定没有离子键,离子化合物(例如NaOH)中可能含有共价键。. 用电子式表示离子化合物形成过程的留意事项:(1)离子须标明电荷数; (2)一样的原子可以合并写,一样的离子要单个写; (3)阴离子要用方括号; (4)不能把“”写成“”; (5)用箭头标明电子转移方向。二共价键1共价键:原子间通过共用电子对所形成的互相作用叫做共价键。键项 型目离子键共价键形成过程得失电子形成共用电子对成键粒子阴、阳离子原 子本质阴、阳离子间的静电作用原子间通过共用电子对所形成的互相作用用电子式表示HCl的形成过程:共价化合物:以共用电子对形成
12、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共价键的存在:非金属单质:H2、X2 、2等(稀有气体除外)共价化合物:H2O、 CO2 、SiO2、 H2S等困难离子化合物:碱、铵盐、含氧酸盐共价键的分类: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实力强的一方。三电子式:定义:在元素符号四周用小黑点(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:阴阳离子的电子式:阳离子() 简洁阳离子:离子符号即为电子式,如Na+、Mg2等困难
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