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1、1Z高中化学必修高中化学必修 2 知识点归纳总结知识点归纳总结 第一单元第一单元 原子核外电子排布与元素周期律原子核外电子排布与元素周期律 一、原子结构一、原子结构 质子（Z 个） 原子核 注意： 中子（N 个） 质量数(A)质子数(Z)中子数(N) 1.原子数 A X 原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子 核外电子（Z 个） 熟背前 20 号元素，熟悉 120 号元素原子核外电子的排布：H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca 2.原子核外电子的排布规律：电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；各电子层最多容纳的电子数是 2n2
2、； 最外层电子数不超过 8 个（K 层为最外层不超过 2 个） ，次外层不超过 18 个，倒数第三层电子数不超过 32 个。 电子层： 一（能量最低） 二 三 四 五 六 七 对应表示符号： K L M N O P Q 3.元素、核素、同位素 元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。 核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。 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为同位素。(对于原子来说) 二、元素周期表二、元素周期表 1.编排原则： 按原子序数递增的顺序从左到右排列 将电子层数相同的各元素从左到右排成一横行。 （周期序数原子的电子层数） 把最外层电子数相同的元素
3、按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行。 主族序数原子最外层电子数 2.结构特点： 核外电子层数 元素种类 第一周期 1 2 种元素 短周期 第二周期 2 8 种元素 周期 第三周期 3 8 种元素 元 （7 个横行） 第四周期 4 18 种元素 素 （7 个周期） 第五周期 5 18 种元素 周 长周期 第六周期 6 32 种元素 期 第七周期 7 未填满（已有 26 种元素） 表 主族：AA 共 7 个主族 族 副族：BB、BB，共 7 个副族 （18 个纵行） 第族：三个纵行，位于B 和B 之间 （16 个族） 零族：稀有气体2三、元素周期律三、元素周期律 1.元素周期律：元素的性质（核
4、外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈 周期性变化的规律。元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果。 2.同周期元素性质递变规律第三周期元素11Na12Mg13Al14Si15P16S17Cl18Ar (1)电子排布电子层数相同，最外层电子数依次增加(2)原子半径原子半径依次减小 (3)主要化合价1234 45 36 27 1(4)金属性、非金属 性金属性减弱，非金属性增加(5)单质与水或酸置 换难易冷水 剧烈热水与 酸快与酸反 应慢(6)氢化物的化学式SiH4PH3H2SHCl (7)与 H2化合的难易由难到易 (8)氢化物的稳
5、定性稳定性增强 (9)最高价氧化物的 化学式Na2OMgOAl2O3SiO2P2O5SO3Cl2O7(10)化学式NaOH Mg(OH)2Al(OH)3H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4(11)酸碱性强碱中强碱两性氢 氧化物弱酸中强 酸强酸很强 的酸最高 价氧 化物 对应 水化 物(12)变化规 律碱性减弱，酸性增强第A 族碱金属元素：Li Na K Rb Cs Fr（Fr 是金属性最强的元素，位于周期表左下方） 第A 族卤族元素：F Cl Br I At （F 是非金属性最强的元素，位于周期表右上方） 判断元素金属性和非金属性强弱的方法： （1）金属性强（弱）单质与水或酸反应生成氢气
6、容易（难） ；氢氧化物碱性强（弱） ；相互置换反应（强 制弱）FeCuSO4FeSO4Cu。 （2）非金属性强（弱）单质与氢气易（难）反应；生成的氢化物稳定（不稳定） ；最高价氧化物的水化物 （含氧酸）酸性强（弱） ；相互置换反应（强制弱）2NaBrCl22NaClBr2。 （）同周期比较：金属性：NaMgAl 与酸或水反应：从易难 碱性：NaOHMg(OH)2Al(OH)3 非金属性：SiPSCl 单质与氢气反应：从难易 氢化物稳定性：SiH4PH3H2SHCl 酸性(含氧酸)：H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4 （）同主族比较：金属性：LiNaKRbCs（碱金属元素） 与酸或水反应
7、：从难易 碱性：LiOHNaOHKOHRbOHCsOH非金属性：FClBrI（卤族元素） 单质与氢气反应：从易难 氢化物稳定：HFHClHBrHI（）金属性：LiNaKRbCs 还原性(失电子能力)：LiNaKRbCs 氧化性(得电子能力)：LiNaKRbCs非金属性：FClBrI 氧化性：F2Cl2Br2I2 还原性：FClBrI 酸性(无氧酸)：HFHClHBrHI比较粒子(包括原子、离子)半径的方法(“三看”)：（1）先比较电子层数，电子层数多的半径大。 （2）电子层数相同时，再比较核电荷数，核电荷数多的半径反而小。3元素周期表的应用元素周期表的应用 1、元素周期表中共有个 7 周期，
8、3 是短周期， 4 是长周期。 2、在元素周期表中， A-A 是主族元素，主族和 0 族由短周期元素、 长周期元素 共同组成。 B -B 是副族元素，副族元素完全由长周期元素 构成。 3、元素所在的周期序数= 电子层数 ，主族元素所在的族序数= 最外层电子数，元素周期表是元素周期律的具体 表现形式。在同一周期中，从左到右，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐减小，原子核对核外电子的吸引能力逐渐 增强，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 。在同一主族中，从上到下，随着核电荷数的递增，原子半径逐 渐增大 ，电子层数逐渐增多，原子核对外层电子的吸引能力逐渐 减弱 ，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐
9、减 弱 。 4、元素的结构决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结构和元素的性质特点。我们可 以根据元素在周期表中的位置，推测元素的结构，预测 元素的性质 。元素周期表中位置相近的元素性质相似，人 们可以借助元素周期表研究合成有特定性质的新物质。例如，在金属和非金属的分界线附近寻找 半导体 材料， 在过渡元素中寻找各种优良的 催化剂 和耐高温、耐腐蚀 材料。 第二单元第二单元 微粒之间的相互作用微粒之间的相互作用 化学键是直接相邻两个或多个原子或离子间强烈的相互作用。 1.离子键与共价键的比较键型离子键共价键概念阴阳离子结合成化合物的静电作用叫 离子键原子之间通过共用电子
10、对所形成的相互作 用叫做共价键成键方式通过得失电子达到稳定结构通过形成共用电子对达到稳定结构成键粒子阴、阳离子原子成键元素活泼金属与活泼非金属元素之间（特 殊：NH4Cl、NH4NO3等铵盐只由非金属 元素组成，但含有离子键）非金属元素之间离子化合物：由离子键构成的化合物叫做离子化合物。 （一定有离子键，可能有共价键） 共价化合物：原子间通过共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。 （只有共价键一定没有离子键） 极性共价键（简称极性键）：由不同种原子形成，AB 型，如，HCl。 共价键 非极性共价键（简称非极性键）：由同种原子形成，AA 型，如，ClCl。 2.电子式：用电子式表示离子键形成
11、的物质的结构与表示共价键形成的物质的结构的不同点：（1）电荷：用电子式 表示离子键形成的物质的结构需标出阳离子和阴离子的电荷；而表示共价键形成的物质的结构不能标电荷。 （2） （方括号）：离子键形成的物质中的阴离子需用方括号括起来，而共价键形成的物质中不能用方括号。 3、分子间作用力定义把分子聚集在一起的作用力。由分子构成的物质，分子间作用力是影响物质的熔沸点和 溶解性 的重要因素之一。 4、水具有特殊的物理性质是由于水分子中存在一种被称为氢键的分子间作用力。水分子间的 氢键 ，是一个水 分子中的氢原子与另一个水分子中的氧原子间所形成的分子间作用力，这种作用力使得水分子间作用力增加，因此水 具有较高的 熔沸点。其他一些能形成氢键的分子有 HF H2O NH3 。项目离子键共价键 概念 阴阳之间的强烈相互作用 原子通过共用电子对形成的强烈相互作用形成化合物离子化合物 判断化学键方法 形成晶体离子晶体分子晶体原子晶体判断晶体方法 熔沸点 高 低 很高融化时破坏作用力 离子键 物理变化分子间作用力化学变化共价键 共价键硬度导电性 4
