化學必修2第一章總結 (2)

高一化學（必修2）

第一章物質結構元素周期律

1.原子結構：如：R的質子數(shù)與質量數(shù)，中子數(shù)，電子數(shù)之間的關系2.元素周期表和周期律（1）元素周期表的結構

A.周期序數(shù)＝電子層數(shù)B.原子序數(shù)＝質子數(shù)

C.主族序數(shù)＝最外層電子數(shù)＝元素的最高正價數(shù)D.主族非金屬元素的負化合價數(shù)＝8－主族序數(shù)

E.周期表結構（2）元素周期律（重點）

A.元素的金屬性和非金屬性強弱的比較（難點）

a.單質與水或酸反應置換氫的難易或與氫化合的難易及氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性

b.最高價氧化物的水化物的堿性或酸性強弱c.單質的還原性或氧化性的強弱

（注意：單質與相應離子的性質的變化規(guī)律相反）B.元素性質隨周期和族的變化規(guī)律

a.同一周期，從左到右，元素的金屬性逐漸變弱b.同一周期，從左到右，元素的非金屬性逐漸增強c.同一主族，從上到下，元素的金屬性逐漸增強d.同一主族，從上到下，元素的非金屬性逐漸減弱

C.第三周期元素的變化規(guī)律和堿金屬族和鹵族元素的變化規(guī)律（包括物理、化學性質）

D.微粒半徑大小的比較規(guī)律：

a.原子與原子b.原子與其離子c.電子層結構相同的離子（3）元素周期律的應用（重難點）A.“位，構，性”三者之間的關系

a.原子結構決定元素在元素周期表中的位置b.原子結構決定元素的化學性質c.以位置推測原子結構和元素性質B.預測新元素及其性質3.化學鍵（重點）（1）離子鍵：A.相關概念：

B.離子化合物：大多數(shù)鹽、強堿、典型金屬氧化物

AZnC.離子化合物形成過程的電子式的表示（難點）（AB，A2B，AB2，NaOH，Na2O2，NH4Cl，O22-，NH4+）（2）共價鍵：A.相關概念：

B.共價化合物：只有非金屬的化合物（除了銨鹽）

C.共價化合物形成過程的電子式的表示（難點）（NH3，CH4，CO2，HClO，H2O2）

D極性鍵與非極性鍵

（3）化學鍵的概念和化學反應的本質：

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嘉祥一中高一化學系列之知識清單

第一章物質結構元素周期表

第一節(jié)元素周期表

一、周期表

原子序數(shù)＝核電荷數(shù)＝質子數(shù)＝核外電子數(shù)1、依據(jù)

橫行：電子層數(shù)相同元素按原子序數(shù)遞增從左到右排列縱行：最外層電子數(shù)相同的元素按電子層數(shù)遞增從上向下排列2、結構

周期序數(shù)＝核外電子層數(shù)主族序數(shù)＝最外層電子數(shù)

短周期（第1、2、3周期）

周期：7個（共七個橫行）

周期表長周期（第4、5、6、7周期）主族7個：ⅠA-ⅦA

族：16個（共18個縱行）副族7個：IB-ⅦB

第Ⅷ族1個（3個縱行）過渡元素零族（1個）稀有氣體元素二．元素的性質和原子結構

（一）堿金屬元素：

1、原子結構相似性：最外層電子數(shù)相同，都為1個

遞變性：從上到下，隨著核電核數(shù)的增大，電子層數(shù)增多，原子半徑增大

2、物理性質的相似性和遞變性：

（1）相似性：銀白色固體、硬度小、密度小（輕金屬）、熔點低、易導熱、導電、有展性。（2）遞變性（從鋰到銫）：①密度逐漸增大（K反常）②熔點、沸點逐漸降低結論：堿金屬原子結構的相似性和遞變性，導致物理性質同樣存在相似性和遞變性。3、化學性質

（1）相似性：

4Li+O2Li2O2Na+O2點燃Na2O2

點燃

2Na+2H2O＝2NaOH+H2↑2K+2H2O＝2KOH+H2↑

2R+2H2O＝2ROH+H2↑

產(chǎn)物中，堿金屬元素的化合價都為＋１價。

結論：堿金屬元素原子的最外層上都只有1個電子，因此，它們的化學性質相似。（2）遞變性：①與氧氣反應越來越容易②與水反應越來越劇烈

結論：①金屬性逐漸增強②原子結構的遞變性導致化學性質的遞變性。

注：金屬性強弱的判斷依據(jù)：①與水或酸反應越容易，金屬性越強；

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②最高價氧化物對應的水化物（氫氧化物）堿性越強，金屬性越強。③置換反應，金屬性強的金屬置換金屬性弱的金屬④離子的氧化性越弱對應金屬的金屬性越強

總結：遞變性：從上到下（從Li到Cs），隨著核電核數(shù)的增加，堿金屬原子的電子層數(shù)逐漸增多，原子核對最外層電子的引力逐漸減弱，原子失去電子的能力增強，即金屬性逐漸增強。所以從Li到Cs的金屬性逐漸增強。（二）鹵族元素：

１、原子結構相似性：最外層電子數(shù)相同，都為7個

遞變性：從上到下，隨著核電核數(shù)的增大，電子層數(shù)增多，原子半徑增大

２．物理性質的遞變性：（從Ｆ2到Ｉ2）

（１）鹵素單質的顏色逐漸加深；（２）密度逐漸增大；（３）單質的熔、沸點升高3、化學性質

（1）鹵素單質與氫氣的反應：Ｘ2＋H2＝2HX

鹵素單質與H2的劇烈程度：依次減弱；生成的氫化物的穩(wěn)定性：依次減弱（2）鹵素單質間的置換反應

－－

2NaBr+Cl2＝2NaCl+Br2氧化性：Cl2________Br2；還原性：Cl_____Br

－－

2NaI+Cl2＝2NaCl+I2氧化性：Cl2_______I2；還原性：Cl_____I

－－

2NaI+Br2＝2NaBr+I2氧化性：Br2_______I2；還原性：Br______I

結論：

單質的氧化性：依次減弱,對于陰離子的還原性：依次增強

結論：①非金屬性逐漸增弱②原子結構的遞變性導致化學性質的遞變性。

注：非金屬性的強弱的判斷依據(jù)：①從最高價氧化物的水化物的酸性強弱。

②與H2反應的難易程度以及氫化物的穩(wěn)定性來判斷。③置換反應，非金屬性強的置換非金屬性弱的非金屬④離子的還原性越弱，非金屬性越強

總結：遞變性：從上到下（從F到I2），隨著核電核數(shù)的增加，鹵族元素原子的電子層數(shù)逐漸增多，原子核對最外層電子的引力逐漸減弱，原子得到電子的能力減弱，即非金屬性逐漸減弱。所以從F到I2的非金屬性逐漸減弱。

總之：同主族從上到下，隨著核電核數(shù)的增加，電子層數(shù)逐漸增多，原子核對最外層電子的引力逐漸減弱，原子得電子的能力減弱，失電子的能力增強，即非金屬性逐漸減弱，金屬性逐漸增強。三．核素

（一）原子的構成：

（１）原子的質量主要集中在原子核上。

（２）質子和中子的相對質量都近似為1，電子的質量可忽略。

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（３）原子序數(shù)＝核電核數(shù)＝質子數(shù)＝核外電子數(shù)（４）質量數(shù)(A)=質子數(shù)(Z)+中子數(shù)(N)

A（５）在化學上，我們用符號ZX來表示一個質量數(shù)為A，質子數(shù)為Z的具體的X原子。

中子N個=（A－Z）個

原子核質子Z個A原子XZ

核外電子Z個

（二）核素

核素：把具有一定數(shù)目的質子和一定數(shù)目的中子的一種原子稱為核素。一種原子即為一種核素。同位素：質子數(shù)相同而中子數(shù)不同的同一元素的不同原子互稱為同位素。

或：同一種元素的不同核素間互稱為同位素。

（１）兩同：質子數(shù)相同、同一元素（２）兩不同：中子數(shù)不同、質量數(shù)不同（３）屬于同一種元素的不同種原子

第二節(jié)元素周期律

一.原子核外電子的排布

１．在多個電子的原子里，核外電子是分層運動的，又叫電子分層排布。

2、核外電子的排布規(guī)律

（1）核外電子總是盡先排布在能量低的電子層，然后由里向外，依次排布。

(能量最低原理)。

（2）各電子層最多容納的電子數(shù)是2n2（n表示電子層）

（3）最外層電子數(shù)不超過8個（K層是最外層時，最多不超過2個）；次外層電子數(shù)目不超過18個；倒數(shù)第三層不超過32個。二．元素周期律：

１、核外電子層排布的周期性變化

每周期最外層電子數(shù)：從1--------8（K層由1－2）２、原子半徑呈周期性的變化：每周期原子半徑：逐漸增大3、主要化合價：

每周期最高正化合價：＋１＋７每周期負化合價：－４－１4、元素的金屬性和非金屬性呈周期性的變化。同周期元素金屬性和非金屬性的遞變性：

（１）２Na+2H2O＝2NaOH+H2↑(容易)Mg+2H2O△2Mg(OH)2+H2↑（較難）

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金屬性：Na>Mg

２）Mg+2HCl＝MgCl2+H2↑(容易)2Al+6HCl＝2AlCl3+3H2↑（較難）

金屬性：Mg>Al根據(jù)1、2得出：金屬性Na>Mg>Al（３）堿性NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3金屬性：金屬性Na>Mg>AlNaMgAl金屬性逐漸減弱

（４）結論：SiPSCl

單質與Ｈ2的反應越來越容易生成的氫化物越來越穩(wěn)定最高價氧化物對應水化物的酸性逐漸增強故：非金屬性逐漸增強。

NaMgAlSiPSCl金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強

同周期從左到右，金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強

（５）隨著原子序數(shù)的遞增，元素的核外電子排布、主要化合價、金屬性和非金屬性都呈現(xiàn)周期性的變化規(guī)律，這一規(guī)律叫做元素周期律。

總結：元素周期律：元素的性質隨著原子序數(shù)的遞增而呈周期性的變化的規(guī)律。實質：元素原子的核外電子排布周期性變化的必然結果。

四、同周期、同主族金屬性、非金屬性的變化規(guī)律是：

1.周期表中金屬性、非金屬性之間沒有嚴格的界線。在分界線附近的元素具有金屬性又具有非金屬性。

2.金屬性最強的在周期表的左下角是，Cs；非金屬性最強的在周期表的右上角，是Ｆ。3.元素化合價與元素在周期表中位置的關系。

①元素的最高正價等于主族序數(shù)。特：F無正價，非金屬除H外不能形成簡單離子。②主族元素的最高正價數(shù)與最低負價的絕對值之和等于8.4．元素周期表和元素周期律應用

①在周期表中的左上角附近探索研制農(nóng)藥的材料。

②半導體材料：在金屬與非金屬的分界線附近的元素中尋找。③在過渡元素中尋找優(yōu)良的催化劑和耐高溫、耐腐蝕的合金材料。

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5.元素周期表中元素性質的遞變規(guī)律原子半徑電子層排布失電子能力得電子能力金屬性非金屬性主要化合價同周期（從左到右）逐漸減小電子層數(shù)相同最外層電子數(shù)遞增逐漸減弱逐漸增強逐漸減弱逐漸增強最高正價（＋1→＋7）非金屬負價==—（8—族序數(shù)）酸性逐漸增強堿性逐漸減弱形成由難→易穩(wěn)定性逐漸增強同主族（從上到下）逐漸增大電子層數(shù)遞增最外層電子數(shù)相同逐漸增強逐漸減弱逐漸增強逐漸減弱最高正價==族序數(shù)非金屬負價==—（8—族序數(shù)）酸性逐漸減弱堿性逐漸增強形成由易→難穩(wěn)定性逐漸減弱最高氧化物的酸性對應水化物的堿性非金屬氣態(tài)氫化物的形成難易、穩(wěn)定性

第三節(jié)化學鍵

一．離子鍵

１．離子鍵：陰陽離子之間強烈的相互作用叫做離子鍵。相互作用：靜電作用（包含吸引和排斥）注：（1）成鍵微粒：陰陽離子間

（2）成鍵本質：陰、陽離子間的靜性作用（3）成鍵原因：電子得失

（4）形成規(guī)律：活潑金屬和活潑非金屬化合時形成離子鍵離子化合物：像NaCl這種由離子構成的化合物叫做離子化合物。

（1）活潑金屬與活潑非金屬形成的化合物。如NaCl、Na2O、K2S等

（2）強堿：如NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等（3）大多數(shù)鹽：如Na2CO3、BaSO4（4）銨鹽：如NH4Cl

小結：一般含金屬元素的物質(化合物)＋銨鹽。（一般規(guī)律）

注意：（1）酸不是離子化合物。

（2）離子鍵只存在離子化合物中，離子化合物中一定含有離子鍵。２、電子式

電子式：在元素符號周圍用小黑點(或×)來表示原子的最外層電子（價電子）的式子叫電子式。用電子式表示離子化合物形成過程：

（1）離子須標明電荷數(shù)；（2）相同的原子可以合并寫，相同的離子要單個寫；（3）陰離子要用

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方括號括起；（4）不能把“→”寫成“＝”；（5）用箭頭標明電子轉移方向(也可不標)。

二．共價鍵

1．共價鍵：原子間通過共用電子對所形成的相互作用叫做共價鍵。用電子式表示HCl的形成過程：

注：（1）成鍵微粒：原子（2）成鍵實質：靜電作用（3）成鍵原因：共用電子對

（4）形成規(guī)律：非金屬元素形成的單質或化合物形成共價鍵２．共價化合物：以共用電子對形成分子的化合物叫做共價化合物。化合物離子化合物

共價化合物化合物中不是離子化合物就是共價化合物３．共價鍵的存在：

非金屬單質：H2、X2、Ｎ2等（稀有氣體除外）共價化合物：H2O、CO2、SiO2、H2S等復雜離子化合物：強堿、銨鹽、含氧酸鹽４．共價鍵的分類：

非極性鍵：在同種元素的原子間形成的共價鍵為非極性鍵。共用電子對不發(fā)生偏移。．．極性鍵：在不同種元素的原子間形成的共價鍵為極性鍵。共用電子對偏向吸引能力強的一方。．．三．電子式：

定義：在元素符號周圍用小黑點(或×)來表示原子的最外層電子（價電子）的式子叫電子式。原子的電子式：

２．陰陽離子的電子式：

（１）陽離子簡單陽離子：離子符號即為電子式，如Na+、Mg2等

、＋

復雜陽離子：如NH4+電子式：

（２）陰離子簡單陰離子：

復雜陰離子：

、

３．物質的電子式：

離子的電子式：陽離子的電子式一般用它的離子符號表示；在陰離子或原子團外加方括弧，并在方括弧的右上角標出離子所帶電荷的電性和電量。

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分子或共價化合物電子式，正確標出共用電子對數(shù)目。

離子化合價電子式，陽離子的外層電子不再標出，只在元素符號右上角標出正電荷，而陰離子則要標出外

層電子，并加上方括號，在右上角標出負電荷。陰離子電荷總數(shù)與陽離子４．用電子式表示形成過程：

用電子式表示單質分子或共價化合物的形成過程

用電子式表示離子化合物的形成過程

四、分子間作用力和氫鍵1、分子間作用力

⑴定義：把分子聚集在一起的作用力，又稱范德華力。⑵特點：①分子間作用力比化學鍵弱得多；②影響物質的熔點、沸點、溶解性等物理性質；

③只存在于由共價鍵形成的多數(shù)共價化合物和絕大多數(shù)氣態(tài)非金屬單質分子，及稀有氣體分子之間。但像二氧化硅、金剛石等由共價鍵形成的物質的微粒之間不存在分子間作用力。

⑶變化規(guī)律：一般來說，對于組成和結構相似的物質，相對分子質量越大，分子間作用力越大，物質的熔沸點也越高。例如，熔沸點：I2＞Br2＞Cl2＞F2。2、氫鍵

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⑴定義：分子間存在著一種比分子間作用力稍強的相互作用。⑵形成條件：除H原子外，形成氫鍵的原子通常是N、O、F。⑶存在作用：氫鍵存在廣泛，如H2O、NH3、HF等。

分子間氫鍵會使物質的熔點和沸點升高。

五、化學反應的實質：

一個化學反應的過程，本質上就是舊化學鍵的斷裂和新化學鍵的形成過程。離子鍵、共價鍵與離子化合物、共價化合物的關系提高篇：一、化學鍵與物質類別關系規(guī)律

1、只含非極性鍵的物質：同種非金屬元素構成的單質，如：I2、N2、P4、金剛石、晶體硅等。2、只含有極性鍵的物質：一般是不同非金屬元素構成的共價化合物、如：HCl、NH3、SiO2、CS2等。3、既有極性鍵又有非極性鍵的物質：如：H2O2、C2H2、CH3CH3、C6H6等。

4、只含有離子鍵的物質：活潑非金屬與活潑金屬元素形成的化合物，如：Na2S、NaH、K2O、CsCl等。5、既有離子鍵又有非極性鍵的物質。如：Na2O2、Na2S2、CaC2等。6、既有離子鍵又有極性鍵的物質，如NaOH等。

7、由離子鍵、共價鍵、配位鍵構成的物質，如：NH4Cl等。8、由強極性鍵構成但又不是強電解質的物質。如HF等。9、無化學鍵的物質：稀有氣體。

10、離子化合物中并不存在單個的分子，例如：NaCl，并不存在NaCl分子。

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