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高一化學必修二第一章知識點

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高一化學必修二第一章知識點

　　高一化學的第一章是打開學期學習重點的重要途徑，這在必修二中依然被強調(diào)著。下面是學習啦小編為您帶來的高一化學必修二第一章知識點，不要憑直覺小看單個章節(jié)在考試中的輕重程度。

　　高一化學必修二第一章知識點(一)

　　1、原子半徑
　　(1)除第1周期外，其他周期元素(惰性氣體元素除外)的原子半徑隨原子序數(shù)的遞增而減小;
　　(2)同一族的元素從上到下，隨電子層數(shù)增多，原子半徑增大。
　　2、元素化合價
　　(1)除第1周期外，同周期從左到右，元素最高正價由堿金屬+1遞增到+7，非金屬元素負價由碳族-4遞增到-1(氟無正價，氧無+6價，除外);
　　(2)同一主族的元素的最高正價、負價均相同
　　(3)所有單質(zhì)都顯零價
　　3、單質(zhì)的熔點
　　(1)同一周期元素隨原子序數(shù)的遞增，元素組成的金屬單質(zhì)的熔點遞增，非金屬單質(zhì)的熔點遞減;
　　(2)同一族元素從上到下，元素組成的金屬單質(zhì)的熔點遞減，非金屬單質(zhì)的熔點遞增
　　4、元素的金屬性與非金屬性(及其判斷)
　　(1)同一周期的元素電子層數(shù)相同。因此隨著核電荷數(shù)的增加，原子越容易得電子，從左到右金屬性遞減，非金屬性遞增;
　　(2)同一主族元素最外層電子數(shù)相同，因此隨著電子層數(shù)的增加，原子越容易失電子，從上到下金屬性遞增，非金屬性遞減。
　　判斷金屬性強弱
　　金屬性(還原性)1，單質(zhì)從水或酸中置換出氫氣越容易越強
　　2，最高價氧化物的水化物的堿性越強(1—20號，K最強;總體Cs最強最
　　非金屬性(氧化性)1，單質(zhì)越容易與氫氣反應形成氣態(tài)氫化物
　　2，氫化物越穩(wěn)定
　　3，最高價氧化物的水化物的酸性越強(1—20號，F(xiàn)最強;最體一樣)
　　5、原子結(jié)構(gòu)：如：的質(zhì)子數(shù)與質(zhì)量數(shù),中子數(shù),電子數(shù)之間的關系
　　6、元素周期表和周期律
　　(1)元素周期表的結(jié)構(gòu)
　　A.周期序數(shù)=電子層數(shù)
　　B.原子序數(shù)=質(zhì)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(jié)構(gòu)
　　(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(zhì)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(zhì)的還原性或氧化性的強弱
　　(注意：單質(zhì)與相應離子的性質(zhì)的變化規(guī)律相反)
　　B.元素性質(zhì)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?nèi)?br/> 　　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(zhì))
　　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(jié)構(gòu)相同的離子
　　(3)元素周期律的應用(重難點)
　　A.“位,構(gòu),性”三者之間的關系
　　a.原子結(jié)構(gòu)決定元素在元素周期表中的位置
　　b.原子結(jié)構(gòu)決定元素的化學性質(zhì)
　　c.以位置推測原子結(jié)構(gòu)和元素性質(zhì)
　　B.預測新元素及其性質(zhì)
　　7、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
　　C.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
　　8、單質(zhì)的氧化性、還原性
　　一般元素的金屬性越強，其單質(zhì)的還原性越強，其氧化物的陽離子氧化性越弱;
　　元素的非金屬性越強，其單質(zhì)的氧化性越強，其簡單陰離子的還原性越弱。
　　推斷元素位置的規(guī)律
　　判斷元素在周期表中位置應牢記的規(guī)律：
　　(1)元素周期數(shù)等于核外電子層數(shù);
　　(2)主族元素的序數(shù)等于最外層電子數(shù)。
　　陰陽離子的半徑大小辨別規(guī)律
　　由于陰離子是電子最外層得到了電子而陽離子是失去了電子
　　9、周期與主族
　　周期：短周期(1—3);長周期(4—6，6周期中存在鑭系);不完全周期(7)。
　　主族：ⅠA—ⅦA為主族元素;ⅠB—ⅦB為副族元素(中間包括Ⅷ);0族(即惰性氣體)
　　所以,總的說來
　　(1)陽離子半徑<原子半徑
　　(2)陰離子半徑>原子半徑
　　(3)陰離子半徑>陽離子半徑
　　(4對于具有相同核外電子排布的離子，原子序數(shù)越大，其離子半徑越小。
　　以上不適合用于稀有氣體!
　　10、對于元素周期表，從左到右、從下到上，指向整張表的最右上角，元素非金屬性的變化趨勢都是逐漸增大的，右上角的F氟元素是非金屬性最高的元素(稀有氣體所在的0族不被包括在元素金屬性和非金屬性的討論中。所以0族不應用于這個規(guī)律)

　　高一化學必修二第一章知識點(二)

　　1、元素周期表中共有個 7 周期， 3 是短周期， 3 是長周期。其中第 7 周期也被稱為不完全周期。
　　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、 長周期元素 共同組成。 ⅠB -ⅦB 是副族元素，副族元素完全由長周期元素 構(gòu)成。
　　3、元素所在的周期序數(shù)= 電子層數(shù) ，主族元素所在的族序數(shù)= 最外層電子數(shù)，元素周期表是元素周期律的具體表現(xiàn)形式。在同一周期中，從左到右，隨著核電荷數(shù)的遞增，原子半徑逐漸減小，原子核對核外電子的吸引能力逐漸增強，元素的金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強 。在同一主族中，從上到下，隨著核電荷數(shù)的遞增，原子半徑逐漸增大 ，電子層數(shù)逐漸增多，原子核對外層電子的吸引能力逐漸 減弱 ，元素的金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸 減弱 。
　　4、元素的結(jié)構(gòu)決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結(jié)構(gòu)和元素的性質(zhì)特點。我們可以根據(jù)元素在周期表中的位置，推測元素的結(jié)構(gòu)，預測 元素的性質(zhì) 。元素周期表中位置相近的元素性質(zhì)相似，人們可以借助元素周期表研究合成有特定性質(zhì)的新物質(zhì)。例如，在金屬和非金屬的分界線附近尋找 半導體 材料，在過渡元素中尋找各種優(yōu)良的 催化劑 和耐高溫、耐腐蝕 材料。
　　5、含有離子鍵的化合物就是離子化合物;只含有共價鍵的化合物才是共價化合物。
　　用電子式表示出下列物質(zhì)：
　　CO2、N2、H2S、CH4、Ca(OH)2、Na2O2 、H2O2等 如： NaOH中含極性共價鍵與離子鍵，NH4Cl中含極性共價鍵與離子鍵，Na2O2中含非極性共價鍵與離子鍵，H2O2中含極性和非極性共價鍵。
　　6、影響原子半徑大小的因素：①電子層數(shù)：電子層數(shù)越多，原子半徑越大(最主要因素)
　?、诤穗姾蓴?shù)：核電荷數(shù)增多，吸引力增大，使原子半徑有減小的趨向(次要因素)
　?、酆送怆娮訑?shù)：電子數(shù)增多，增加了相互排斥，使原子半徑有增大的傾向
　　7、元素的化合價與最外層電子數(shù)的關系：最高正價等于最外層電子數(shù)(氟氧元素無正價)
　　負化合價數(shù) = 8—最外層電子數(shù)(金屬元素無負化合價)
　　8、同主族、同周期元素的結(jié)構(gòu)、性質(zhì)遞變規(guī)律：
　　同主族：從上到下，隨電子層數(shù)的遞增，原子半徑增大，核對外層電子吸引能力減弱，失電子能力增強，還原性(金屬性)逐漸增強，其離子的氧化性減弱。
　　同周期：左→右，核電荷數(shù)——→逐漸增多，最外層電子數(shù)——→逐漸增多
　　原子半徑——→逐漸減小，得電子能力——→逐漸增強，失電子能力——→逐漸減弱
　　氧化性——→逐漸增強，還原性——→逐漸減弱，氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性——→逐漸增強
　　最高價氧化物對應水化物酸性——→逐漸增強，堿性 ——→ 逐漸減弱
　　9、元素金屬性和非金屬性判斷依據(jù)：
　?、僭亟饘傩詮娙醯呐袛嘁罁?jù)：
　　單質(zhì)跟水或酸起反應置換出氫的難易;
　　元素最高價氧化物的水化物——氫氧化物的堿性強弱; 置換反應。
　?、谠胤墙饘傩詮娙醯呐袛嘁罁?jù)：
　　單質(zhì)與氫氣生成氣態(tài)氫化物的難易及氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性;
　　最高價氧化物對應的水化物的酸性強弱; 置換反應。
　　10、核素：具有一定數(shù)目的質(zhì)子和一定數(shù)目的中子的一種原子。
　?、儋|(zhì)量數(shù)==質(zhì)子數(shù)+中子數(shù)：A == Z + N
　?、谕凰兀嘿|(zhì)子數(shù)相同而中子數(shù)不同的同一元素的不同原子，互稱同位素。(同一元素的各種同位素物理性質(zhì)不同，化學性質(zhì)相同)

　　高一化學必修二第一章知識點(三)

　　1.元素周期律：元素的性質(zhì)(核外電子排布、原子半徑、主要化合價、金屬性、非金屬性)隨著核電荷數(shù)的遞增而呈周期性變化的規(guī)律。元素性質(zhì)的周期性變化實質(zhì)是元素原子核外電子排布的周期性變化的必然結(jié)果。
　　2.同周期元素性質(zhì)遞變規(guī)律
第三周期元素11Na12Mg13Al14Si15P16S17Cl18Ar
(1)電子排布 電子層數(shù)相同，最外層電子數(shù)依次增加
(2)原子半徑 原子半徑依次減小 —
(3)主要化合價 ＋1 ＋2 ＋3 ＋4
－4		 ＋5
－3		 ＋6
－2		 ＋7
－1		 —
(4)金屬性、非金屬性 金屬性減弱，非金屬性增加 —
(5)單質(zhì)與水或酸置換難易 冷水
劇烈		 熱水與
酸快		 與酸反
應慢		 —— —
(6)氫化物的化學式 —— SiH4 PH3 H2S HCl —
(7)與H2化合的難易 —— 由難到易 —
(8)氫化物的穩(wěn)定性 —— 穩(wěn)定性增強 —
(9)最高價氧化物的化學式 Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 —
最高價氧化物對應水化物 (10)化學式 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4 —
(11)酸堿性 強堿 中強堿 兩性氫
氧化物		 弱酸 中強
酸		 強酸 很強
的酸		 —
(12)變化規(guī)律 堿性減弱，酸性增強 —
　　第ⅠA族堿金屬元素：Li Na K Rb Cs Fr(Fr是金屬性最強的元素，位于周期表左下方)
　　第ⅦA族鹵族元素：F Cl Br I At (F是非金屬性最強的元素，位于周期表右上方)
　　★判斷元素金屬性和非金屬性強弱的方法：
　　(1)金屬性強(弱)——①單質(zhì)與水或酸反應生成氫氣容易(難);②氫氧化物堿性強(弱);③相互置換反應(強制弱)Fe+CuSO4=FeSO4+Cu。
　　(2)非金屬性強(弱)——①單質(zhì)與氫氣易(難)反應;②生成的氫化物穩(wěn)定(不穩(wěn)定);③最高價氧化物的水化物(含氧酸)酸性強(弱);④相互置換反應(強制弱)2NaBr+Cl2=2NaCl+Br2。
　　(Ⅰ)同周期比較：
金屬性：Na＞Mg＞Al
與酸或水反應：從易→難
堿性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3 
 		 非金屬性：Si＜P＜S＜Cl
單質(zhì)與氫氣反應：從難→易
氫化物穩(wěn)定性：SiH4＜PH3＜H2S＜HCl
酸性(含氧酸)：H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4
 
　　(Ⅱ)同主族比較：
金屬性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs（堿金屬元素）
與酸或水反應：從難→易
堿性：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH		 非金屬性：F＞Cl＞Br＞I（鹵族元素）
單質(zhì)與氫氣反應：從易→難
氫化物穩(wěn)定：HF＞HCl＞HBr＞HI
 
　　(Ⅲ)
金屬性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs
還原性(失電子能力)：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs
氧化性(得電子能力)：Li＋＞Na＋＞K＋＞Rb＋＞Cs＋		 非金屬性：F＞Cl＞Br＞I
氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2
還原性：F－＜Cl－＜Br－＜I－
酸性(無氧酸)：HF＜HCl＜HBr＜HI
 
　　比較粒子(包括原子、離子)半徑的方法(“三看”)：(1)先比較電子層數(shù)，電子層數(shù)多的半徑大。
　　(2)電子層數(shù)相同時，再比較核電荷數(shù)，核電荷數(shù)多的半徑反而小。
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