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高中化学必修2第一章知识点归纳总结



高中化学必修 2 知识点归纳总结 第一章 原子核外电子排布与元素周期律 一、原子结构 质子(Z 个) 原子核 中子(N 个) 1.原子数
A

Z

X

注意: 质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N) 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,熟悉 1~20 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 Ca 2.原子核外电子的排布规律: ①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里; ②各电子层最多 2 容纳的电子数是 2n ;③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 六 七 对应表示符号: K L M N O P Q 3.元素、核素、同位素 元素:具有相同核电荷数的同一类原子的总称。 核素:具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。 同位素:质子数相同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: ①按原子序数递增的顺序从左到右排列 ②将电子层数相同 的各元素从左到右排成一横行 。 (周期序数=原子的电子层数) ...... .. ③把最外层电子数相同 的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行 。 ........ .. 主族序数=原子最外层电子数 2.结构特点: 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) 第四周期 4 18 种元素 素 (7 个周期) 第五周期 5 18 种元素 周 长周期 第六周期 6 32 种元素 期 第七周期 7 未填满(已有 26 种元素) 表 主族:ⅠA~ⅦA 共 7 个主族 族 副族:ⅢB~ⅦB、ⅠB~ⅡB,共 7 个副族 (18 个纵行) 第Ⅷ族:三个纵行,位于ⅦB 和ⅠB 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变化的规律。 元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电 .......... 子排布的周期性变化 的必然结果。 ......... 2.同周期元素性质递变规律

第三周期元素 (1)电子排布 (2)原子半径 (3)主要化合价 (4)金属性、 非金属性 (5) 单 质 与 水 或 酸 置 换难易 (6)氢化物的化学式 (7)与 H2 化合的难易 (8)氢化物的稳定性 (9) 最 高 价 氧 化 物 的 化学式 最 价 化 对 水 物 高 氧 物 应 化 (10)化学式 (11)酸碱性 (12) 变 化 规 律

11

Na

12

Mg

13

Al

14

Si

15

P

16

S

17

Cl

18

Ar

电子层数相同,最外层电子数依次增加 原子半径依次减小 +1 +2 +3 +4 -4 +5 -3 —— SiH4 PH3 H2S HCl +6 -2 +7 -1 — — — — — — — Cl2O7 HClO4 很强 的酸 — — — —

金属性减弱,非金属性增加 冷水 剧烈 热水与 酸快 —— —— —— Na2O NaOH Mg(OH)2 强碱 中强碱 两性氢 氧化物 弱酸 中强 酸 强酸 MgO Al2O3 Al(OH)3 SiO2 H2SiO3 与酸反 应慢

由难到易 稳定性增强 P2O5 H3PO4 SO3 H2SO4

碱性减弱,酸性增强

第ⅠA 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ⅦA 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) ★判断元素金属性和非金属性强弱的方法: (1) 金属性强 (弱) ——①单质与水或酸反应生成氢气容易 (难) ; ②氢氧化物碱性强 (弱) ; ③相互置换反应(强制弱)Fe+CuSO4=FeSO4+Cu。 (2)非金属性强(弱)——①单质与氢气易(难)反应;②生成的氢化物稳定(不稳定) ; ③最高价氧化物的水化物(含氧酸)酸性强(弱) ;④相互置换反应(强制弱)2NaBr+Cl2 =2NaCl+Br2。 (Ⅰ)同周期比较: 金属性:Na>Mg>Al 与酸或水反应:从易→难 碱性:NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3 (Ⅱ)同主族比较: 金属性:Li<Na<K<Rb<Cs(碱金属元素) 与酸或水反应:从难→易 碱性:LiOH<NaOH<KOH<RbOH<CsOH (Ⅲ) 金属性:Li<Na<K<Rb<Cs 还原性(失电子能力):Li<Na<K<Rb<Cs + + + + 氧化性(得电子能力):Li >Na >K >Rb >Cs


非金属性:Si<P<S<Cl 单质与氢气反应:从难→易 氢化物稳定性:SiH4<PH3<H2S<HCl 酸性(含氧酸):H2SiO3<H3PO4<H2SO4<HClO4 非金属性: F>Cl>Br>I (卤族元素) 单质与氢气反应:从易→难 氢化物稳定:HF>HCl>HBr>HI

非金属性:F>Cl>Br>I 氧化性:F2>Cl2>Br2>I2 - - - - 还原性:F <Cl <Br <I 酸性(无氧酸): HF<HCl<HBr<HI

比较粒子(包括原子、离子)半径的方法(“三看”): (1)先比较电子层数,电子层数多的半

径大。 (2)电子层数相同时,再比较核电荷数,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, ⅠA-ⅦA 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。 ⅠB -ⅦB 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具体表现形式。在同一周期中,从左到右,随着核电荷数的递增,原子 半径逐渐减小,原子核对核外电子的吸引能力逐渐增强,元素的金属性逐渐减弱,非金属性 逐渐增强 。在同一主族中,从上到下,随着核电荷数的递增,原子半径逐渐增大 ,电子 层数逐渐增多,原子核对外层电子的吸引能力逐渐 减弱 ,元素的金属性逐渐增强,非金属 性逐渐 减弱 。 4、元素的结构决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结构和 元素的性质特点。我们可以根据元素在周期表中的位置,推测元素的结构,预测 元素的性 质 。元素周期表中位置相近的元素性质相似,人们可以借助元素周期表研究合成有特定 性质的新物质。例如,在金属和非金属的分界线附近寻找 半导体 材料,在过渡元素中 寻找各种优良的 催化剂 和耐高温、耐腐蚀材料。 化学键是直接相邻两个或多个原子或离子间强烈的相互作用。 1.离子键与共价键的比较 键型 概念 成键方式 成键粒子 成键元素 离子键 阴阳离子结合成化合物的静电作用 叫离子键 通过得失电子达到稳定结构 阴、阳离子 活泼金属与活泼非金属元素之间 (特殊:NH4Cl、NH4NO3 等铵盐只由 非金属元素组成,但含有离子键) 共价键 原子之间通过共用电子对所形成的相互 作用叫做共价键 通过形成共用电子对达到稳定结构 原子 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。 (一定有离子键,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。 (只有共价键一定 没有离子键) 极性共价键(简称极性键) :由不同种原子形成,A-B 型,如,H-Cl。 共价键 非极性共价键(简称非极性键) :由同种原子形成,A-A 型,如,Cl-Cl。 2.电子式: 用电子式表示离子键形成的物质的结构与表示共价键形成的物质的结构的不同点: (1) 电荷: 用电子式表示离子键形成的物质的结构需标出阳离子和阴离子的电荷; 而表示共价键 形成的物质的结构不能标电荷。 (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、水具有特殊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。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 。

项目 概念

离子键

共价键

阴阳之间的强烈相 原子通过共用电子对形成的强烈 互作用 相互作用 离子化合物 离子晶体 分子晶体 原子晶体

形成化合物 形成晶体 判断晶体方法 熔沸点





很高

融 化 时 破 坏 作 用 离子键 力

物理变化分子间作 共价键 用力化学变化共价 键


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