苏教版高中化学必修二第一专题知识点总结.docx

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1、第一单元 原子核外电子排布与元素周期律一、原子构造质子（Z个）原子核 留意：中子（N个） 质量数(A)质子数(Z)中子数(N)Z1.原子数 A X 原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子核外电子（Z个）熟背前20号元素，熟识120号元素原子核外电子的排布：H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca2.原子核外电子的排布规律：电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；各电子层最多包容的电子数是2n2；最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。电子层： 一（能量最低） 二 三 四 五

2、 六 七对应表示符号： K L M N O P Q3.元素、核素、同位素元素：具有一样核电荷数的同一类原子的总称。核素：具有肯定数目的质子和肯定数目的中子的一种原子。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。(对于原子来说)二、元素周期表1.编排原则：按原子序数递增的依次从左到右排列将电子层数一样的各元素从左到右排成一横行。（周期序数原子的电子层数）把最外层电子数一样的元素按电子层数递增的依次从上到下排成一纵行。主族序数原子最外层电子数2.构造特点：核外电子层数 元素种类第一周期 1 2种元素短周期 第二周期 2 8种元素周期 第三周期 3 8种元素元 （7个横行） 第四

3、周期 4 18种元素素 （7个周期） 长周期 第五周期 5 18种元素周 第六周期 6 32种元素期 不完全周期 第七周期 7 未填满（已有26种元素）表 主族：AA共7个主族族 副族：BB、BB，共7个副族（18个纵行） 第族：三个纵行，位于B和B之间（16个族） 零族：稀有气体三、元素周期律1.元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈周期性改变的规律。元素性质的周期性改变本质是元素原子核外电子排布的周期性改变的必定结果。2.同周期元素性质递变规律第三周期元素11Na12Mg13Al14Si15P16S17Cl18Ar(1)电子排布

4、电子层数一样，最外层电子数依次增加(2)原子半径原子半径依次减小(3)主要化合价12344536271(4)金属性、非金属性金属性减弱，非金属性增加(5)单质与水或酸置换难易冷水猛烈热水与酸快与酸反应慢(6)氢化物的化学式SiH4PH3H2SHCl(7)与H2化合的难易由难到易(8)氢化物的稳定性稳定性增加(9)最高价氧化物的化学式Na2OMgOAl2O3SiO2P2O5SO3Cl2O7最高价氧化物对应水化物(10)化学式NaOHMg(OH)2Al(OH)3H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4(11)酸碱性强碱中强碱两性氢氧化物弱酸中强酸强酸很强的酸(12)改变规律碱性减弱，酸性增加第A

5、族碱金属元素：Li Na K Rb Cs Fr（Fr是金属性最强的元素，位于周期表左下方）第A族卤族元素：F Cl Br I At （F是非金属性最强的元素，位于周期表右上方）推断元素金属性和非金属性强弱的方法：（1）金属性强（弱）单质与水或酸反响生成氢气简单（难）；氢氧化物碱性强（弱）；互相置换反响（强迫弱）FeCuSO4FeSO4Cu。（2）非金属性强（弱）单质与氢气易（难）反响；生成的氢化物稳定（不稳定）；最高价氧化物的水化物（含氧酸）酸性强（弱）；互相置换反响（强迫弱）2NaBrCl22NaClBr2。（）同周期比拟：金属性：NaMgAl与酸或水反响：从易难碱性：NaOHMg(OH)2

6、Al(OH)3 非金属性：SiPSCl单质与氢气反响：从难易氢化物稳定性：SiH4PH3H2SHCl酸性(含氧酸)：H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4 （）同主族比拟：金属性：LiNaKRbCs（碱金属元素）与酸或水反响：从难易碱性：LiOHNaOHKOHRbOHCsOH非金属性：FClBrI（卤族元素）单质与氢气反响：从易难氢化物稳定：HFHClHBrHI（）金属性：LiNaKRbCs复原性(失电子实力)：LiNaKRbCs氧化性(得电子实力)：LiNaKRbCs非金属性：FClBrI氧化性：F2Cl2Br2I2复原性：FClBrI酸性(无氧酸)：HFHClHBrHI比拟粒子(包括原

7、子、离子)半径的方法(“三看”)：（1）先比拟电子层数，电子层数多的半径大。（2）电子层数一样时，再比拟核电荷数，核电荷数多的半径反而小。元素周期表的应用1、元素周期表中共有个 7 周期， 3 是短周期， 3 是长周期。其中第 7 周期也被称为不完全周期。2、在元素周期表中， A-A 是主族元素，主族和0族由短周期元素、 长周期元素 共同组成。 B -B 是副族元素，副族元素完全由长周期元素 构成。3、元素所在的周期序数= 电子层数 ，主族元素所在的族序数= 最外层电子数，元素周期表是元素周期律的详细表现形式。在同一周期中，从左到右，随着核电荷数的递增，原子半径渐渐减小，原子核对核外电子的吸引

8、实力渐渐增加，元素的金属性渐渐减弱，非金属性渐渐增加 。在同一主族中，从上到下，随着核电荷数的递增，原子半径渐渐增大 ，电子层数渐渐增多，原子核对外层电子的吸引实力渐渐 减弱 ，元素的金属性渐渐增加，非金属性渐渐 减弱 。4、元素的构造确定了元素在周期表中的位置，元素在周期表中位置的反映了原子的构造和元素的性质特点。我们可以依据元素在周期表中的位置，推想元素的构造，预料 元素的性质 。元素周期表中位置相近的元素性质相像，人们可以借助元素周期表探讨合成有特定性质的新物质。例如，在金属和非金属的分界限旁边找寻 半导体 材料，在过渡元素中找寻各种优良的 催化剂 和耐高温、耐腐蚀材料。第二单元 微粒之

9、间的互相作用化学键是干脆相邻两个或多个原子或离子间猛烈的互相作用。1.离子键与共价键的比拟键型离子键共价键概念阴阳离子结合成化合物的静电作用叫离子键原子之间通过共用电子对所形成的互相作用叫做共价键成键方式通过得失电子到达稳定构造通过形成共用电子对到达稳定构造成键粒子阴、阳离子原子成键元素活泼金属与活泼非金属元素之间（特别：NH4Cl、NH4NO3等铵盐只由非金属元素组成，但含有离子键）非金属元素之间离子化合物：由离子键构成的化合物叫做离子化合物。（肯定有离子键，可能有共价键）共价化合物：原子间通过共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。（只有共价键肯定没有离子键）极性共价键（简称极性键）：由

10、不同种原子形成，AB型，如，HCl。共价键非极性共价键（简称非极性键）：由同种原子形成，AA型，如，ClCl。2.电子式：用电子式表示离子键形成的物质的构造与表示共价键形成的物质的构造的不同点：（1）电荷：用电子式表示离子键形成的物质的构造需标出阳离子和阴离子的电荷；而表示共价键形成的物质的构造不能标电荷。（2） （方括号）：离子键形成的物质中的阴离子需用方括号括起来，而共价键形成的物质中不能用方括号。3、分子间作用力定义把分子聚集在一起的作用力。由分子构成的物质，分子间作用力是影响物质的熔沸点和 溶解性 的重要因素之一。4、水具有特别的物理性质是由于水分子中存在一种被称为氢键的分子间作用力。

11、水分子间的 氢键 ，是一个水分子中的氢原子与另一个水分子中的氧原子间所形成的分子间作用力，这种作用力使得水分子间作用力增加，因此水具有较高的 熔沸点。其他一些能形成氢键的分子有 HF H2O NH3 。工程离子键共价键金属键概念阴阳之间的猛烈互相作用原子通过共用电子对形成的猛烈互相作用形成化合物离子化合物金属单质推断化学键方法形成晶体离子晶体分子晶体原子晶体金属晶体推断晶体方法熔沸点高低很高有的很高有的很低溶化时破坏作用力离子键物理改变分子间作用力化学改变共价键共价键金属键硬度导电性第三单元 从微观构造看物质的多样性同系物同位素同分异构体同素异形体概念组成相像，构造上相差一个或多个“CH2”原子团的有机物质子数一样中子属不同的原子互成称同位素分子式一样构造不同的化合物同一元素形成的不同种单质探讨对象有机化合物之间原子之间化合物之间单质之间相像点构造相像通式一样质子数一样分子式一样同种元素不同点相差n个CH2原子团(n1)中子数不同原子排列不同组成或构造不同代表物烷烃之间氕、氘、氚乙醇与二甲醚正丁烷与异丁烷O2与O3 金刚石与石墨