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(完好版)化学必修二第一章知识点总结
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第一章物质结构元素周期表第一节元素周期表一、周期表原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数1、依照横行:电子层数相同元素按原子序数递加从左到右摆列纵行:最外层电子数相同的元素按电子层数递加从上向下摆列2、结构周期序数=核外电子层数主族序数=最外层电子数短周期(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:ⅠA-ⅦA族:16个(共18个纵行)副族7个:IB-ⅦB过渡元素
第Ⅷ族1个(3个纵行)零族(1个)稀有气体元素
(一)碱金属元素:
1、原子结构
相似性:最外层电子数相同,都为
1个
递变性:从上到下,跟着核电核数的增大,电子层数增加,原子半径增大
2、物理性质的相似性和递变性:
(1)相似性: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):①密度逐渐增大(
K失常)
②熔点、沸点逐渐降低
结论:碱金属原子结构的相似性和递变性,以致物理性质相同存在相似性和递变性。
3、化学性质
(1)相似性:
(金属锂只有一种氧化物)
4Li
+O
2
点燃
2
O
2Na
+
O
2
点燃
22
Li
NaO
2Na
+2H2O=
2NaOH+H2↑
2K
+2H2O
=
2KOH+H2↑
2R+2H2O=2ROH+H2↑
产物中,碱金属元素的化合价都为+1价。
结论:碱金属元素原子的最外层上都只有
1个电子,所以,它们的化学性质相似。
(2)递变性:①与氧气反应愈来愈简单②与水反应愈来愈激烈
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结论:①金属性逐渐加强②原子结构的递变性以致化学性质的递变性。注:金属性强弱的判断依照:①与水或酸反应越简单,金属性越强;②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。③置换反应,金属性强的金属置换金属性弱的金属④离子的氧化性越弱对应金属的金属性越强总结:递变性:从上到下(从Li到Cs),跟着核电核数的增添,碱金属原子的电子层数逐渐增加,
原子核对最外层电子的引力逐渐减弱,原子失掉电子的能力加强,即金属性逐渐加强。所以从
Li
到Cs
的金属性逐渐加强。
(二)卤族元素:
1、原子结构
相似性:最外层电子数相同,都为
7个
递变性:从上到下,跟着核电核数的增大,电子层数增加,原子半径增大
:(从F2
2
到I)
(1)卤素单质的颜色逐渐加深;
(2)密度逐渐增大;(Br2失常)(3)单质的熔、沸点高升
3、化学性质
(1)卤素单质与氢气的反应:
X2
+H2
=2HX
卤素单质与H2的激烈程度:挨次加强
;
生成的氢化物的稳固性:挨次加强(
HF最稳固)
(2)卤素单质间的置换反应
-
-
2NaBr+Cl
2=2NaCl+Br2
氧化性:Cl2________Br2
;还原性:Cl_____Br
2NaI+Cl
=2NaCl+I
氧化性:Cl
_______I
;
还原性:Cl
-
-
2
2
2
_____I
2
2NaI+Br
=2NaBr+I
氧化性:Br2
_______I2;
还原性:Br
-
-
2
2
______I
结论:
F2
F-
Cl2
Cl-
Br
2
Br-
I2
I-
单质的氧化性:从下到上挨次加强(
F2氧化性最强),对于阴离子的还原性:从上到下挨次加强(
I-还原
性最强)
总结:递变性:从上到下(从F2到I2),跟着核电核数的增添,卤族元素原子的电子层数逐渐增加,
原子核对最外层电子的引力逐渐减弱,原子获取电子的能力减弱,即非金属性逐渐减弱。所以从
F2到I2
的非金属性逐渐减弱。总之:同主族从上到下,跟着核电核数的增添,电子层数逐渐增加,原子核对最外层电子的引力逐渐减弱,原子得电子的能力减弱,失电子的能力加强,即非金属性逐渐减弱,金属性逐渐加强。(一)原子的构成:(1)原子的质量主要集中在原子核上。(2)质子和中子的相对质量都近似为1,电子的质量可忽视。(3)原子序数=核电核数=质子数=核外电子数(4)质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)
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(5)在化学上,我们用符号ZAX
原子核原子ZAX核外电子
(二)核素
来表示一个质量数为A,质子数为Z的详尽的X原子。
中子N个=(A-Z)个质子Z个
个
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核素:把拥有必定数量的质子和必定数量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:质子数相同而中子数不一样的同一元素的不一样原子互称为同位素。或:同一种元素的不一样核素间互称为同位素。(1)两同:质子数相同、同一元素(2)两不一样:中子数不一样、质量数不一样(3)属于同一种元素的不一样种原子
,核外电子是分层运动的,又叫电子分层排布。
2、核外电子的排布规律
(1)核外电子总是尽先排布在能量低的电子层,而后由里向外,挨次排布。
(能量最低原理)。
(2)各电子层最多容纳的电子数是
2n2(n表示电子层)
(3)最外层电子数不超出
8个(K层是最外层时,最多不超出
2个);次外层电子数量不超出
18个;
倒数第三层不超出32个。
:
1、核外电子层排布的周期性变化
每周期最外层电子数:从
1--------
8(K层由1-2)
2、原子半径呈周期性的变化:每周期原子半径:逐渐减小(同周期第0族最大)3、主要化合价:每周期最高正化合价:+1+7(稀有气体0价,F化合物中没有正价)每周期负化合价:-4-14、元素的金属性和非金属性呈周期性的变化。同周期元素金属性和非金属性的递变性:
(1)2Na+2H2O=2NaOH
+H2
↑(简单)
Mg+2H2O
△
2Mg(OH)2
+H2
↑(较难)
金属性:Na>Mg
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2)Mg+2HCl
=MgCl2
+H2
↑
(简单)
2Al+6HCl
=2AlCl
3+3H
2↑(较难)
金属性:Mg>Al
依据1、2得出:
金属性Na>Mg>Al
(3)碱性NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3
金属性:金属性
Na>Mg
>Al
NaMgAl
金属性逐渐减弱
(4)结论:SiPSCl单质与H2的反应愈来愈简单生成的氢化物愈来愈稳固最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐加强故:非金属性逐渐加强。NaMgAlSiPSCl金属性逐渐减弱,非金属性逐渐加强同周期从左到右,金属性逐渐减弱,非金属性逐渐加强(5)跟着原子序数的递加,元素的核外电子排布、主要化合价、金属性和非金属性都表现周期性的变化规律,这一规律叫做元素周期律。总结:元素周期律:元素的性质跟着原子序数的递加而呈周期性的变化的规律。实质:元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。四、同周期、同主族金属性、非金属性的变化规律是:周期表中金属性、非金属性之间没有严格的界线。在分界线周边的元素拥有金属性又拥有非金属性。,Cs;非金属性最强的在周期表的右上角,是F。(两个对角)。①元素的最高正价等于主族序数。特:F无正价,非金属除H外不可以形成简单离子。②①在周期表中的左上角周边探究研制农药的资料。②半导体资料:在金属与非金属的分界线周边的元素中找寻。③在过渡元素中找寻优异的催化剂和耐高温、耐腐化的合金资料。元素周期表中元生性质的递变规律
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同周期(从左到右)
同主族(从上到下)
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
电子层排布
电子层数相同
电子层数递加
最外层电子数递加
最外层电子数相同
失电子能力
逐渐减弱
逐渐加强
得电子能力
逐渐加强
逐渐减弱
金属性
逐渐减弱
逐渐加强
非金属性
逐渐加强
逐渐减弱
主要化合价
最高正价(+
1→+7)
最高正价
==族序数
非金属负价
==―(8―族
非金属负价
==―(8―族
序数)
序数)
最高氧化物的
酸性逐渐加强
酸性逐渐减弱
酸性
对应水化物的
碱性逐渐减弱
碱性逐渐加强
碱性
非金属气态氢
形成由难→易
形成由易→难
化物的形成难易、稳
稳固性逐渐加强
稳固性逐渐减弱
定性
:阴阳离子之间激烈的互相作用叫做离子键。互相作用:静电作用(包括吸引和排斥)注:(1)成键微粒:阴阳离子间(2)成键实质:阴、阳离子间的静性作用3)成键原由:电子得失(4)形成规律:爽朗金属和爽朗非金属化合时形成离子键离子化合物:像NaCl这类由离子构成的化合物叫做离子化合物。小结:一般含金属元素的物质(化合物)+铵盐。(一般规律)注意:(1)酸不是离子化合物。2)离子键只存在离子化合物中,离子化合物中必定含有离子键。2、电子式电子式: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。用电子式表示离子化合物形成过程:(1)离子须注明电荷数;(2)相同的原子可以合并写,相同的离子要单个写;(3)阴离子要用方括号括起;(4)不可以把“→”写成“=”;(5)用箭头注明电子转移方向(也可不标)。:原子间经过共用电子对所形成的互相作用叫做共价键。用电子式表示HCl的形成过程:
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注:(1)成键微粒:原子(2)成键实质:静电作用(3)成键原由:共用电子对4)形成规律::以共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。: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:在不一样种元素的原子间形成的共价键为极性键。共用电子对倾向吸引能力强的一方。
..: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::
(1)阳离子
简单阳离子:离子符号即为电子式,如
、
+
Na+、Mg2等
复杂阳离子:如NH4+电子式:
(2)阴离子简单阴离子:、复杂阴离子::离子的电子式:阳离子的电子式一般用它的离子符号表示;在阴离子或原子团外加方括弧,并在方括弧的右上角标出离子所带电荷的电性和电量。
分子或共价化合物电子式,正确标出共用电子对数量。离子化合价电子式,阳离子的外层电子不再标出,只在元素符号右上角标出正电荷,而阴离子则要标出外
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层电子,并加上方括号,在右上角标出负电荷。:用电子式表示单质分子或共价化合物的形成过程用电子式表示离子化合物的形成过程
四、分子间作用力和氢键1、分子间作用力⑴定义:把分子齐聚在一起的作用力,又称范德华力。⑵特色:①分子间作用力比化学键弱得多;
②影响物质的熔点、沸点、溶解性等物理性质;③只存在于由共价键形成的多数共价化合物和绝大多数气态非金属单质分子,及稀有气体分子之间。但像
二氧化硅、金刚石等由共价键形成的物质的微粒之间不存在分子间作用力。
⑶变化规律:一般来说,对于构成和结构相似的物质,相对分子质量越大,分子间作用力越大,物质的熔沸点也越高。比方,熔沸点:I2>Br2>Cl2>F2。
2、氢键⑴定义:分子间存在着一种比分子间作用力稍强的互相作用。⑵形成条件:除H原子外,形成氢键的原子平时是N、O、F。⑶存在作用:氢键存在广泛,如H2O、NH3、HF等。
分子间氢键会使物质的熔点和沸点高升。五、化学反应的实质:
一个化学反应的过程,实质上就是旧化学键的断裂和新化学键的形成过程。
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