高1期中知识点总结.doc

高一化学必修2 期中考试复习知识点归纳 一、元素周期表 ★熟记等式：原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数 1、元素周期表的编排原则： ①按照原子序数递增的顺序从左到右排列； ②将电子层数相同的元素排成一个横行——周期； 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纵行——族 2、如何精确表示元素在周期表中的位置：周期序数＝电子层数；主族序数＝最外层电子数 口诀：三短三长一不全；七主七副零八族 熟记：三个短周期，第一和第七主族和零族的元素符号和名称 3、元素的性质与原子结构 ①碱金属元素Li、Na、K、Rb、Cs 相似性：⑴都能与氧气等非金属反应（产物越来越复杂） ⑵都能和水反应：2M + 2H2O ==2 MOH + H2 ↑（Li（OH）2为中强碱，其余为强碱） ⑶具有强还原性（最外层只有1个电子） 递变性：从Li到Cs：⑴与氧气反应越来越剧烈 ⑵与水反应越来越剧烈，生成碱的碱性越来越强 ⑶随电子层数的递增，失电子能力增强，还原性（金属性）逐渐增强 ②卤族元素：Ⅰ、相似性：（1）负价均为－1价，Cl、Br、I最高正价均为＋7，最高价氧化物均为X2O7，气态氢化物的化学式为HX （2）在一定条件下均可与氢气反应：H2 ＋ X2 ＝2HX（产物越来越不稳定） （3）Cl2、Br2、I2均可与水反应(F2反应放出氧气) X2 ＋ H2O ＝ HX＋ HXO （4）都能跟强碱溶液反应：X2+2NaOH==NaX+NaXO+H2O Ⅱ、递变性：卤族元素按F、Cl、Br、I的顺序，核电荷数逐渐增多，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的引力逐渐减弱，卤素原子得电子的能力逐渐减弱，所以卤素的非金属性逐渐减弱，其单质的氧化性逐渐减弱。 4、元素金属性和非金属性判断依据：①元素金属性强弱的判断依据： 单质跟水或酸起反应置换出氢的难易； 元素最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱； 置换反应。 ②元素非金属性强弱的判断依据： 单质与氢气生成气态氢化物的难易及气态氢化物的稳定性； 最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱； 置换反应。 5、同一主族元素金属性和非金属变化：从上到下，失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱。 ∴元素金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 6、核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。 ①质量数==质子数+中子数：A == Z + N ②同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子，互称同位素。（同一元素的各种同位素物理性质不同，化学性质相同） 元素周期律 1、核外电子分层排布规则总结：（会画前20号元素原子结构示意图） （1）电子总是尽先排布在能量低的电子层里 （2）每层最多排布2n2个电子 （3）最外层最多不超过8个（K为最外层时不超过2个电子）；次外层最多不超过18个；倒数第三层不超过32个。 2、影响原子半径大小的因素：①电子层数：电子层数越多，原子半径越大（最主要因素） ②核电荷数：核电荷数增多，吸引力增大，使原子半径有减小的趋向（次要因素） ③核外电子数：电子数增多，增加了相互排斥，使原子半径有增大的倾向 3、元素的化合价与最外层电子数的关系：最高正价等于最外层电子数（氟氧元素无正价） 负化合价数 = 8—最外层电子数（金属元素无负化合价） 4、同周期元素的结构、性质递变规律：同周期 左→右 核电荷数——→逐渐增多 最外层电子数——→逐渐增多 原子半径——→逐渐减小 得电子能力——→逐渐增强 失电子能力——→逐渐减弱 氧化性——→逐渐增强 还原性——→逐渐减弱 气态氢化物稳定性——→逐渐增强 最高价氧化物对应水化物酸性——→逐渐增强 碱性 ——→ 逐渐减弱 化学键 化学键定义：相邻的两个或多个原子间强烈的相互作用。（包括离子键、共价键） 1、离子键：带相反电荷离子之间的相互作用称。含有离子键的化合物就是离子化合物。 易形成离子键的物质：①活泼的金属元素（IA，IIA）和活泼的非金属元素（VIA，VIIA）之间的化合物；②活泼的金属元素和酸根离子、氢氧根离子形成的盐；③铵根离子和酸根离子、氢氧根离子（或活泼非金属元素）形成的盐。 2、共价键：原子间通过共用电子对所形成的化学键，叫做共价键 ①非极性共价键（非极性键）：共用电子对无偏移；由同种元素的原子组成 ②极性共价键（极性键）：共用电子对由于双方得电子能力不同发生偏移；由不同元素的原子组成一对共用电子对可以用一根短横表示“—”，这样的式子叫结构式。如H—H、O＝C＝O 电子式：(1)原子的电子式：常把其最外层电子数用小黑点“.”或小叉“×”来表示 (2)阳离子的电子式：不要求画出离子最外层电子数，