高一化學(xué)必修二第一章知識(shí)點(diǎn)
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高一化學(xué)必修二第一章知識(shí)點(diǎn)
高一化學(xué)的第一章是打開(kāi)學(xué)期學(xué)習(xí)重點(diǎn)的重要途徑，這在必修二中依然被強(qiáng)調(diào)著。下面是學(xué)習(xí)啦小編為您帶來(lái)的高一化學(xué)必修二第一章知識(shí)點(diǎn)，不要憑直覺(jué)小看單個(gè)章節(jié)在考試中的輕重程度。高一化學(xué)必修二第一章知識(shí)點(diǎn)(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(jià)
(1)除第1周期外，同周期從左到右，元素最高正價(jià)由堿金屬+1遞增到+7，非金屬元素負(fù)價(jià)由碳族-4遞增到-1(氟無(wú)正價(jià)，氧無(wú)+6價(jià)，除外);
(2)同一主族的元素的最高正價(jià)、負(fù)價(jià)均相同
(3)所有單質(zhì)都顯零價(jià)
3、單質(zhì)的熔點(diǎn)
(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(diǎn)遞增，非金屬單質(zhì)的熔點(diǎn)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(diǎn)遞減，非金屬單質(zhì)的熔點(diǎn)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(qiáng)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(qiáng)
2，最高價(jià)氧化物的水化物的堿性越強(qiáng)(1—20號(hào)，K最強(qiáng);總體Cs最強(qiáng)最
非金屬性(氧化性)1，單質(zhì)越容易與氫氣反應(yīng)形成氣態(tài)氫化物
2，氫化物越穩(wěn)定
3，最高價(jià)氧化物的水化物的酸性越強(qiáng)(1—20號(hào)，F(xiàn)最強(qiáng);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(guān)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(jià)數(shù)
D.主族非金屬元素的負(fù)化合價(jià)數(shù)=8-主族序數(shù)
E.周期表結(jié)構(gòu)
(2)元素周期律(重點(diǎn))
A.元素的金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的比較(難點(diǎn))
a.單質(zhì)與水或酸反應(yīng)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(jià)氧化物的水化物的堿性或酸性強(qiáng)弱
c.單質(zhì)的還原性或氧化性的強(qiáng)弱
(注意：?jiǎn)钨|(zhì)與相應(yīng)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(qiáng)
c.同一主族,從上到下,元素的金屬性逐漸增強(qiáng)
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(xué)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(yīng)用(重難點(diǎn))
A.“位,構(gòu),性”三者之間的關(guān)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(xué)性質(zhì)
c.以位置推測(cè)原子結(jié)構(gòu)和元素性質(zhì)
B.預(yù)測(cè)新元素及其性質(zhì)
7、化學(xué)鍵(重點(diǎn))
(1)離子鍵：
A.相關(guān)概念：
B.離子化合物：大多數(shù)鹽、強(qiáng)堿、典型金屬氧化物
C.離子化合物形成過(guò)程的電子式的表示(難點(diǎn)) (AB,A2B,AB2,NaOH,Na2O2,NH4Cl,O22-,NH4+)
(2)共價(jià)鍵：
A.相關(guān)概念：
B.共價(jià)化合物：只有非金屬的化合物(除了銨鹽)
C.共價(jià)化合物形成過(guò)程的電子式的表示(難點(diǎn)) (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(qiáng)，其單質(zhì)的還原性越強(qiáng)，其氧化物的陽(yáng)離子氧化性越弱;
元素的非金屬性越強(qiáng)，其單質(zhì)的氧化性越強(qiáng)，其簡(jiǎn)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(yīng)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(yáng)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(yáng)離子是失去了電子
9、周期與主族
周期：短周期(1—3);長(zhǎng)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(shuō)來(lái)
(1)陽(yáng)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(yáng)離子半徑
(4對(duì)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(duì)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(shì)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(yīng)用于這個(gè)規(guī)律)
高一化學(xué)必修二第一章知識(shí)點(diǎn)(二)
1、元素周期表中共有個(gè) 7 周期， 3 是短周期， 3 是長(zhǎng)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(zhǎng)周期元素 共同組成。 ⅠB -ⅦB 是副族元素，副族元素完全由長(zhǎng)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(duì)核外電子的吸引能力逐漸增強(qiáng)，元素的金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強(qiáng) 。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(duì)外層電子的吸引能力逐漸 減弱 ，元素的金屬性逐漸增強(qiáng)，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(diǎn)。我們可以根據(jù)元素在周期表中的位置，推測(cè)元素的結(jié)構(gòu)，預(yù)測(cè) 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(dǎo)體 材料，在過(guò)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(jià)鍵的化合物才是共價(jià)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(jià)鍵與離子鍵，NH4Cl中含極性共價(jià)鍵與離子鍵，Na2O2中含非極性共價(jià)鍵與離子鍵，H2O2中含極性和非極性共價(jià)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(jià)與最外層電子數(shù)的關(guān)系：最高正價(jià)等于最外層電子數(shù)(氟氧元素?zé)o正價(jià))
負(fù)化合價(jià)數(shù) = 8—最外層電子數(shù)(金屬元素?zé)o負(fù)化合價(jià))
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(duì)外層電子吸引能力減弱，失電子能力增強(qiáng)，還原性(金屬性)逐漸增強(qiáng)，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(qiáng)，失電子能力——→逐漸減弱
氧化性——→逐漸增強(qiáng)，還原性——→逐漸減弱，氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性——→逐漸增強(qiáng)
最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物酸性——→逐漸增強(qiáng)，堿性 ——→ 逐漸減弱
9、元素金屬性和非金屬性判斷依據(jù)：
①元素金屬性強(qiáng)弱的判斷依據(jù)：
單質(zhì)跟水或酸起反應(yīng)置換出氫的難易;
元素最高價(jià)氧化物的水化物——氫氧化物的堿性強(qiáng)弱; 置換反應(yīng)。
②元素非金屬性強(qiáng)弱的判斷依據(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(jià)氧化物對(duì)應(yīng)的水化物的酸性強(qiáng)弱; 置換反應(yīng)。
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
②同位素：質(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(xué)性質(zhì)相同)
高一化學(xué)必修二第一章知識(shí)點(diǎn)(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(jià)、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(shí)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 | 11Na | 12Mg | 13Al | 14Si | 15P | 16S | 17Cl | 18Ar | |
| (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(jià) | ＋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(yīng)慢 | —— | — | ||||
| (6)氫化物的化學(xué)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(qiáng) | — | ||||||
| (9)最高價(jià)氧化物的化學(xué)式 | Na2O | MgO | Al2O3 | SiO2 | P2O5 | SO3 | Cl2O7 | — | |
| 最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物 | (10)化學(xué)式 | NaOH | Mg(OH)2 | Al(OH)3 | H2SiO3 | H3PO4 | H2SO4 | HClO4 | — |
| (11)酸堿性 | 強(qiáng)堿 | 中強(qiáng)堿 | 兩性氫 氧化物 | 弱酸 | 中強(qiáng) 酸 | 強(qiáng)酸 | 很強(qiáng) 的酸 | — | |
| (12)變化規(guī)律 | 堿性減弱，酸性增強(qiáng) | — | |||||||
第ⅦA族鹵族元素：F Cl Br I At (F是非金屬性最強(qiáng)的元素，位于周期表右上方)
★判斷元素金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的方法：
(1)金屬性強(qiáng)(弱)——①單質(zhì)與水或酸反應(yīng)生成氫氣容易(難);②氫氧化物堿性強(qiáng)(弱);③相互置換反應(yīng)(強(qiáng)制弱)Fe+CuSO4=FeSO4+Cu。
(2)非金屬性強(qiáng)(弱)——①單質(zhì)與氫氣易(難)反應(yīng);②生成的氫化物穩(wěn)定(不穩(wěn)定);③最高價(jià)氧化物的水化物(含氧酸)酸性強(qiáng)(弱);④相互置換反應(yīng)(強(qiáng)制弱)2NaBr+Cl2=2NaCl+Br2。
(Ⅰ)同周期比較：
| 金屬性：Na＞Mg＞Al 與酸或水反應(yīng)：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(yīng)：從難→易 氫化物穩(wěn)定性：SiH4＜PH3＜H2S＜HCl 酸性(含氧酸)：H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4 |
| 金屬性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs（堿金屬元素） 與酸或水反應(yīng)：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(yīng)：從易→難 氫化物穩(wěn)定：HF＞HCl＞HBr＞HI |
| 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(wú)氧酸)：HF＜HCl＜HBr＜HI |
(2)電子層數(shù)相同時(shí)，再比較核電荷數(shù)，核電荷數(shù)多的半徑反而小。