高一化学必修2分章节知识点整理及默写

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1、第一章 物质结构 元素周期表第一节 元素周期表一、元素周期表1.原子序数按照元素在周期表中的顺序给元素所编的序号，原子序数= 核电荷数= 质子数 = 核外电子数 。2.元素周期表的编排原则（1）横行：把 电子层数相同的元素按 原子序数递增的顺序从左至右排成横行。（2）纵行：把不同横行中 最外层电子数 相等的元素，按 电子层数递增 的顺序，由上而下排成纵行。3.元素周期表的结构（1）周期周期名称周期别名元素总数规律7个横行7个周期第1周期短周期2电子层数 = 周期数 （第7周期排满是第118号元素）第2周期8第3周期8第4周期长周期18第5周期18第6周期32第7周期不完全周期26（目前）（2）

2、族族名类名核外最外层电子数规律族16个纵行18个7个主族7个副族1个0族1个第族主族第A族H和碱金属1主族序数 = 最外层电子数第A族碱土金属2第A族3第A族碳族元素4第A族氮族元素5第A族氧族元素6第A族卤族元素70族稀有气体2或8副族第B族、第B族、第B族、第B族、第B族、第B族、第B族、第族二、元素的性质与原子结构1. 碱金属（A族）单质与水反应情况单质与氧气反应情况最高价氧化物对应水化物的碱性最高化合价Li从上到下越来越剧烈Li2O 碱性：LiOH NaOH KOH RbOH CsOH+1 Na Na2O Na2O2 +1 KK2O K2O2 KO2 +1 Rb更复杂+1 Cs+1 结

3、论金属性：Cs Rb K Na Li同主族元素，从上到下，单质与水或酸反应越来越 剧烈 ，最高价氧化物对应水化物的碱性越来越 强 ，金属性越来越 强 。2. 卤素（A族）化合价最高价氧化物对应水化物的酸性单质与氢气反应情况气态氢化物的稳定性最高最低F无-1暗处剧烈反应并爆炸稳定性：HF HCl HBr HICl+7-1酸性：HClO4HBrO4HIO4光照或者点燃发生反应Br+7-1加热后反应I+7-1不断加热才能缓慢反应结论非金属性：FCl BrI同主族元素，从上到下，最高价氧化物对应水化物的酸性越来越 强 ，单质与氢气反应越来越 弱 ，气态氢化物的稳定性越来越 弱 ，非金属性越来越 弱 。

4、总结：同主族元素原子从上到下电子层数 依次增多，原子半径逐渐 增大 ，原子核对外层电子的吸引能力逐渐 减 弱 ，原子的失电子能力逐渐 增强 ，得电子能力逐渐 减弱 ；元素单质的还原性逐渐 增强 ，氧化性逐渐 减弱 ；最高价氧化物对应水化物的碱性 增强 ，酸性 增强 ；气态氢化物的稳定性 减弱 。同主族元素，从上到下，金属性越来越 强 ，非金属性越来越 弱 。三、核素1.原子的构成(1)原子的组成 质子（Z个）决定 元素 的种类原子中子（A-Z）个在质子数确定后 同位素决定 原子 种类原子（ ） 核外电子（Z个）最外层电子数决定元 素的 化学 性质(2)符号 中各数字的含义(3)组成原子的各种微

5、粒及相互关系质子数（Z）= 核电荷数 = 核外电子数质量数（A）= 质子数 + 中子数 阳离子的核外电子数=质子数-所带电荷数阴离子的核外电子数=质子数+所带电荷数2.元素、核素、同位素、同素异形体元素具有相同核电荷数即质子数的同一类 原子的总称 核素具有一定数目的质子和中子的一一种原子 。即：原子=核素同位素具有相同质子数不同中子数的同一种元素的不同种原子（核素）， 互称为同位素。例：12C、13C和14C同素异形体同一种元素形成的性质不同的单质互为同素异形体。例：金刚石和石墨，红磷和白磷，氧气和臭氧等3.元素的相对原子质量（1）目前已发现的110多种元素中，大多数都有同位素。（2）一种天然

6、存在的元素的各种核素分占的比例不一定相同，但所占的百分比组成不变。（3）元素的相对原子质量是按各种天然同位素原子所占的一定百分比算出来的平均值。元素周期表和相对原子质量表中的数值就是元素的相对原子质量，而非核素（或原子）的相对原子质量。【总结归纳】一 、判断元素金属性、非金属性强弱的方法1. 根据金属活动性顺序表金属的位置越靠前，其金属性越强。2. 根据实验(1)元素金属性强弱的比较根据金属单质与水（或酸）反应的难易程度：越易反应，则对应金属元素的金属性越强。根据金属单质与盐溶液的置换反应：A置换出B，则A对应的金属元素比B对应的金属元素金属性强。 根据金属单质的还原性或对应阳离子的氧化性强弱

7、：单质的还原性越强，对应阳离子的氧化性越弱，元素的金属性越强（Fe对应的是Fe2+，而不是Fe3+）。根据最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：碱性越强，则对应金属元素的金属性越强。根据电化学原理：不同金属形成原电池时，作负极的金属活泼；在电解池中的惰性电极上，先析出的金属其对应的元素不活泼。(2)元素非金属性强弱的比较根据非金属单质与H2化合的难易程度：越易化合则其对应元素的非金属性越强。根据形成的氢化物的稳定性或还原性：越稳定或还原性越弱，则其对应元素的非金属性越强。根据非金属之间的相互置换：A能置换出B，则A对应的非金属元素的非金属性强于B对应元素的非金属性。根据最高价氧化物对应水化物的酸性

8、强弱：酸性越强，则元素的非金属性越强。根据非金属单质的氧化性或对应阴离子的还原性强弱：单质的氧化性越强，其对应阴离子的还原性越弱，元素的非金属性越强。特别提醒(1) 元素的非金属性与金属性强弱的实质是元素的原子得失电子的难易，而不是得失电子的多少。如Mg比Na失电子数多，但Na比Mg失电子更容易，故Na的金属性比Mg强。(2) 根据产物中元素化合价的高低可比较元素金属性和非金属性的强弱，例如2Fe+3Cl2= 2FeCl3,Fe+S=FeS,则元素非金属性ClS。(3) 用酸性强弱判断元素非金属性强弱时，一定是最高价含氧酸的酸性。如酸性：由H2SO4H3PO4可判断非金属性：SP；但酸性H2S

9、O4HClO , HCl H2S，均不能用于判断元素非金属性强弱。第二节 元素周期律一、原子核外电子的排布1.电子层的表示方法及能量变化电子层数由内向外数字表示法1234567字母表示法KLMNOPQ离核远近由近及远电子能量由低到高2.原子核外电子排布规律（1）能量最低原理：核外电子总是尽可能先排布在能量 最低 的（离原子核 最近 ）的电子层里。（2）每层最多容纳的电子数为： 2n2 个（3）最外层电子数最多不超过 8 个（k层为最外层时不超过 2 个）（4）次外层电子数最多不超过 18 个。（5）倒数第三层电子数最多不超过32个。二、元素周期律 1.钠、镁、铝的性质比较：（一）Na 、Mg、

10、Al和水的反应NaMgAl与冷H2O反应与沸H2O反应现象与冷水剧烈反应放出氢气与冷水反应缓慢，Mg带表面有气泡；Mg带表面变红与水不反应化学方程式2Na +2H2O=2NaOH+ H2Mg + 2H2O=Mg（OH）2+ H2（二）Mg、Al和盐酸的反应MgAl现象反应剧烈，放出大量的H2反应迅速，放出大量的H2反应方程式Mg+2HCl= MgCl2+H22Al +6HCl= 2Al Cl3+3H2（三）Mg（OH）2的性质现象加入NaOH加入稀盐酸反应方程式不反应Mg(OH)2+2HCl= MgCl2+2H2O结论沉淀不溶解沉淀溶解（四）Al(OH)3的性质加入NaOH，加入稀盐酸现 象沉

11、淀溶解沉淀溶解反应方程式Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2OAl(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2O结 论Al(OH)3既能溶于，也能溶于稀盐酸（五）归纳NaMgAl单质与水（酸）反应与冷水剧烈反应放出氢气与冷水反应缓慢，与沸水迅速反应，放出氢气，与酸剧烈反应放出氢气与酸迅速反应放出氢气最高价氧化物水化物NaOHMg(OH)2Al(OH)3碱性强弱比较Mg(OH)2中强碱Al(OH)3两性氢氧化物2.硅、磷、硫、氯的性质比较性质SiPSCl非金属单质与氢气反应的条件高温磷蒸气与氢气能反应须加热光照或点燃时发生爆炸而化合最高价氧化物对应水化物的酸性强弱H4SiO4弱酸H3PO4

12、中强酸H2SO4强酸HClO4比H2SO4更强的酸3、元素周期律：元素的性质随 原子序数 的递增而呈 周期性 变化的规律。实质：元素原子 核外电子排布周期性变化 的结果。4、元素周期表中主族元素性质的递变规律内容同周期（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结构电子层数 ：相同最外层电子数：逐渐增多电子层数 ：逐渐增多最外层电子数：相同得电子能力逐渐增强逐渐减弱失电子能力逐渐减弱逐渐增强金属性逐渐减弱逐渐增强非金属性逐渐增强逐渐减弱主要化合价最高正价：主族序数最低负价：主族序数-8最高正价数=主族序数（O、F除外）最高价氧化物对应水化物的酸碱性 酸性逐渐增强碱性逐渐减弱酸性

13、逐渐减弱 碱性逐渐增强非金属元素气态氢化物的形成及稳定性气态氢化物的形成逐渐 容易 ，气态氢化物稳定性逐渐增强气态氢化物形成逐渐 困难 ，气态氢化物稳定性逐渐减弱三、元素周期表和元素周期律的应用1.元素的分区位于分界线附近 的元素，既能表现出一定的非金属性，又能表现出一定的金属性。2.元素周期律和元素周期表的应用(1)根据周期表中的位置寻找未知元素。(2)预测元素的性质（由递变规律推测）。比较不同周期、不同主族元素的性质。如金属性Mg Al , Ca Mg,则碱性Mg(OH)2 Al(OH)3,Ca(OH)2 Mg(OH)2（填“”、“MgAlSi（稀有气体的原子半径不参与比较）。2.同主族元

14、素原子的半径随原子序数的递增逐渐增大。如：LiNaKRb;OSMg2+Al3+。4. 同周期阴离子半径随原子序数递增逐渐减小。如：第三周期中：P3-S2-Cl-。5. 同主族阳离子半径随原子序数递增逐渐增大。如：第A族中：Na+K+Rb+Cs+。6. 同主族阴离子半径随原子序数递增逐渐增大，如：第A族中：F-Cl-Br-I-。7. 阳离子半径总比相应原子半径小。如：Na+Na，Fe2+S,Br-Br。9. 电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。如：S2-Cl-K+Ca2+，Al3+Mg2+Na+Fe2+Fe3+，H-HH+。在中学要求范畴内可按“三看”规律来比较微粒半径的大小：一看电

15、子层数：在电子层数不同时，电子层数越多，半径越大；二看核电荷数：在电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小；三看电子数：在电子层数和核电荷数均相同时，电子数越多，半径越大。此规律对于原子、离子之间的半径比较均适用；稀有气体元素的原子半径与同周期中相邻非金属原子半径不具有可比性，因测定依据不同。 第三节 化学键一、化学键、分子间作用力1. 化学键（1）含义：使 离子相结合或 原子 相结合的作用力。（2）特点：短程有效 强烈的相互作用 离子键（3）分类:化学键 极性共价键 共价键2. 离子键和共价键 非极性共价键比较离子键共价键概念使阴、阳离子结合成化合物的静电作用原子之间通过共用电子对所形成的相互

16、作用分类极性键非极性键成键粒子阴、阳离子原子特点阴、阳离子间的相互作用共用电对偏向一方共用电对不偏向任一方形成条件活泼金属和活泼非金属通过得失电子形成阴、阳离子带正电荷原子团（NH4 +）与带负电荷的阴离子之间发生强烈相互作用不同非金属元素的原子间非金属元素与不活泼的金属元素之间同种元素的原子间通过共用电子对结合存在实例 离子化合物：NaCl、NaOHNa2SO4共价化合物：HCl、H2SO4离子化合物：NH4Cl、NaOH单质：O2、H2、Cl2化合物：C2H2、H2O2、Na2O2、C2H63.化学反应的实（1）化学键的形成 化学键的形成与 原子结构 有关，主要通过两个方面来实现。原子的价

17、电子间的 转移 离子键。原子的价电子间的 共用 共价键。（2）化学反应的本质反应物分子内旧化学键的断裂 和产物分子中_新化学键的形成_。4.分子间作用力和氢键（1）分子间作用力定义： 把分子聚集在一起 的作用力，又称范德华力。特点 a.分子间作用力比化学键 弱 得多，它主要影响物质的 熔点 、 沸点 等物理性质，而化学键主要影响物质的化学性质。b.分子间作用力存在于由共价键形成的多数共价化合物 和绝大多数气态、液态、固态非金属 单质 分子之间。但像二氧化硅、金刚石等由共价键形成的物质，微粒之间 不存在 分子间作用力。变化规律 一般说来，对于组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力

18、越大 ，物质的熔、沸点也 越高 。例如，熔、沸点：I2 Br2 Cl2 F2。（2）氢键 定义：分子间存在着一种比分子间作用力 稍强 的相互作用。 形成条件：除H外，形成氢键的原子通常是 O 、 F 、 N 。存在：氢键存在广泛，如蛋白质分子、H2O、NH3、HF等分子之间。分子间氢键会使物质的熔点和沸点升高 。【注意】（1）由金属元素与非金属元素形成的化学键不一定是离子键，如AlCl3是共价化合物。（2）由阳离子和阴离子结合生成的化合物不一定是离子化合物。如：H+OH-=H2O，2H+CO32-=CO2+H2O。（3）由两种共价分子结合生成的化合物也不一定不是离子化合物。如：NH3+HCl

19、=NH4Cl。（4）有化学键被破坏的变化不一定是化学变化。如：HCl溶于水，NaCl熔化等都有化学键被破坏，但都属于物理变化。二、电子式、结构式概念在 元素符号 周围，用“”或“”来表示原子的最外层电子（价电子） 的式子 。书写微粒的种类电子式的表示方法注意事项举例原子元素符号周围标明价电子价电子少于或等于4时以单电子分布，多于4时多出部分以电子对分布 阳离子单原子离子符号右上方标明电荷Mg2+多原子元素符号紧邻铺开，周围标清电子分布 用“”，右上方标明电荷阴离子单原子元素符号周围合理分布价电子及所获电子 用“”，右上方标明电荷多原子元素符号紧邻铺开，合理分布价电子及所获电子 相同原子不得加和

20、，用“”，右上方标明电荷单质及其化合物离子化合物由阳离子电子式和阴离子电子式组成 同性不相邻，离子合理分布 单质及共价化合物各原子紧邻铺开，标明价电子及成键电子情况 原子不加和，无“”，不标明电荷 离子化合物形成过程 原子电子式离子化合物电子式 电子转移方向及位置，用弧形箭头，变化过程用“”，同性不相邻，合理分布 共价化合物形成过程 原子电子式共价化合物电子式 无电子转移不用“”，不用“”，不标明电荷 2.结构式（1）含义：用一根短线“-”表示一对共用电子 ，忽略其他电子的式子。（2）特点：仅表示成键情况，不代表空间构型， 如H2O的结构式可表示为H-O-H或都行。写出常见物质的电子式：N、

21、O、N2、Cl2、H2O、NaCl、NaOH、NH4Cl写出下列物质的结构式：N2、CO2、CH4、 NH3用电子式表示下列物质的形成过程HCl、CaBr2【总结归纳】离子化合物和共价化合物及化学键与物质类别之间的关系1. 离子化合物、共价化合物与物质分类的关系化合物类型 定义 与物质分类的关系 举例 离子化合物 含有离子键的化合物 包括强碱、绝大多数盐及活泼金属的氧化物和过氧化物 NaCl、Na2O2NaOH、NH4Cl等 共价化合物 只含有共价键的化合物 包括酸、弱碱、极少数盐、气态氢化物、非金属氧化物、大多数有机物等 H2S、SO2、CH3COOH、H2SO4、NH3、H2O等 2. 离

22、子化合物、共价化合物的判断方法（1）根据化学键类型来判断一般来说，活泼的金属原子和活泼的非金属原子间形成的是离子键，同种或不同种非金属原子间形成的是共价键。含有离子键的化合物一定为离子化合物，仅含有共价键的化合物一定为共价化合物。（2）根据化合物的类型来判断大多数碱性氧化物、强碱和盐都属于离子化合物；非金属氢化物、非金属氧化物、含氧酸都属于共价化合物。（3）根据化合物的性质来判断熔点、沸点较低的化合物是共价化合物。溶于水后不能发生电离的化合物是共价化合物。熔化状态下能导电的化合物是离子化合物，不导电的化合物是共价化合物。3.化学键与物质类别之间的关系除稀有气体无化学键外，其他物质内部都存在化学键。化学键与物质类别关系规律可概括如下： 1. 只含有极性共价键的物质一般是不同非金属元素形成的共价化合物。如SiO2、HCl、CH4等。2.只含非极性共价键的物质是同种非金属元素形成的单质。如Cl2、P4、金刚石等。友情提示：部分文档来自网络整理，供您参考！文档可复制、编制，期待您的好评与关注！13 / 13