高一化学必修二第一章知识点

　　高一化学的第一章是打开学期学习重点的重要途径，这在必修二中依然被强调着。下面是学习啦小编为您带来的高一化学必修二第一章知识点，不要凭直觉小看单个章节在考试中的轻重程度。

　　高一化学必修二第一章知识点(一)

　　1、原子半径
　　(1)除第1周期外，其他周期元素(惰性气体元素除外)的原子半径随原子序数的递增而减小;
　　(2)同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。
　　2、元素化合价
　　(1)除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价由碳族-4递增到-1(氟无正价，氧无+6价，除外);
　　(2)同一主族的元素的最高正价、负价均相同
　　(3)所有单质都显零价
　　3、单质的熔点
　　(1)同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减;
　　(2)同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增
　　4、元素的金属性与非金属性(及其判断)
　　(1)同一周期的元素电子层数相同。因此随着核电荷数的增加，原子越容易得电子，从左到右金属性递减，非金属性递增;
　　(2)同一主族元素最外层电子数相同，因此随着电子层数的增加，原子越容易失电子，从上到下金属性递增，非金属性递减。
　　判断金属性强弱
　　金属性(还原性)1，单质从水或酸中置换出氢气越容易越强
　　2，最高价氧化物的水化物的碱性越强(1—20号，K最强;总体Cs最强最
　　非金属性(氧化性)1，单质越容易与氢气反应形成气态氢化物
　　2，氢化物越稳定
　　3，最高价氧化物的水化物的酸性越强(1—20号，F最强;最体一样)
　　5、原子结构：如：的质子数与质量数,中子数,电子数之间的关系
　　6、元素周期表和周期律
　　(1)元素周期表的结构
　　A.周期序数=电子层数
　　B.原子序数=质子数
　　C.主族序数=最外层电子数=元素的最高正价数
　　D.主族非金属元素的负化合价数=8-主族序数
　　E.周期表结构
　　(2)元素周期律(重点)
　　A.元素的金属性和非金属性强弱的比较(难点)
　　a.单质与水或酸反应置换氢的难易或与氢化合的难易及气态氢化物的稳定性
　　b.最高价氧化物的水化物的碱性或酸性强弱
　　c.单质的还原性或氧化性的强弱
　　(注意：单质与相应离子的性质的变化规律相反)
　　B.元素性质随周期和族的变化规律
　　a.同一周期,从左到右,元素的金属性逐渐变弱
　　b.同一周期,从左到右,元素的非金属性逐渐增强
　　c.同一主族,从上到下,元素的金属性逐渐增强
　　d.同一主族,从上到下,元素的非金属性逐渐减弱
　　C.第三周期元素的变化规律和碱金属族和卤族元素的变化规律(包括物理、化学性质)
　　D.微粒半径大小的比较规律：
　　a.原子与原子 b.原子与其离子 c.电子层结构相同的离子
　　(3)元素周期律的应用(重难点)
　　A.“位,构,性”三者之间的关系
　　a.原子结构决定元素在元素周期表中的位置
　　b.原子结构决定元素的化学性质
　　c.以位置推测原子结构和元素性质
　　B.预测新元素及其性质
　　7、化学键(重点)
　　(1)离子键：
　　A.相关概念：
　　B.离子化合物：大多数盐、强碱、典型金属氧化物
　　C.离子化合物形成过程的电子式的表示(难点) (AB,A2B,AB2,NaOH,Na2O2,NH4Cl,O22-,NH4+)
　　(2)共价键：
　　A.相关概念：
　　B.共价化合物：只有非金属的化合物(除了铵盐)
　　C.共价化合物形成过程的电子式的表示(难点) (NH3,CH4,CO2,HClO,H2O2)
　　D 极性键与非极性键
　　8、单质的氧化性、还原性
　　一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的阳离子氧化性越弱;
　　元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原性越弱。
　　推断元素位置的规律
　　判断元素在周期表中位置应牢记的规律：
　　(1)元素周期数等于核外电子层数;
　　(2)主族元素的序数等于最外层电子数。
　　阴阳离子的半径大小辨别规律
　　由于阴离子是电子最外层得到了电子而阳离子是失去了电子
　　9、周期与主族
　　周期：短周期(1—3);长周期(4—6，6周期中存在镧系);不完全周期(7)。
　　主族：ⅠA—ⅦA为主族元素;ⅠB—ⅦB为副族元素(中间包括Ⅷ);0族(即惰性气体)
　　所以,总的说来
　　(1)阳离子半径<原子半径
　　(2)阴离子半径>原子半径
　　(3)阴离子半径>阳离子半径
　　(4对于具有相同核外电子排布的离子，原子序数越大，其离子半径越小。
　　以上不适合用于稀有气体!
　　10、对于元素周期表，从左到右、从下到上，指向整张表的最右上角，元素非金属性的变化趋势都是逐渐增大的，右上角的F氟元素是非金属性最高的元素(稀有气体所在的0族不被包括在元素金属性和非金属性的讨论中。所以0族不应用于这个规律)

　　高一化学必修二第一章知识点(二)

　　1、元素周期表中共有个 7 周期， 3 是短周期， 3 是长周期。其中第 7 周期也被称为不完全周期。
　　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、 长周期元素 共同组成。 ⅠB -ⅦB 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 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。
　　5、含有离子键的化合物就是离子化合物;只含有共价键的化合物才是共价化合物。
　　用电子式表示出下列物质：
　　CO2、N2、H2S、CH4、Ca(OH)2、Na2O2 、H2O2等 如： NaOH中含极性共价键与离子键，NH4Cl中含极性共价键与离子键，Na2O2中含非极性共价键与离子键，H2O2中含极性和非极性共价键。
　　6、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
　　7、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)
　　8、同主族、同周期元素的结构、性质递变规律：
　　同主族：从上到下，随电子层数的递增，原子半径增大，核对外层电子吸引能力减弱，失电子能力增强，还原性(金属性)逐渐增强，其离子的氧化性减弱。
　　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
　　9、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。
　　10、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)

　　高一化学必修二第一章知识点(三)

　　1.元素周期律：元素的性质(核外电子排布、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		11Na	12Mg	13Al	14Si	15P	16S	17Cl	18Ar
(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		＋1	＋2	＋3	＋4 －4	＋5 －3	＋6 －2	＋7 －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		——			SiH4	PH3	H2S	HCl	—
(7)与H2化合的难易		——			由难到易				—
(8)氢化物的稳定性		——			稳定性增强				—
(9)最高价氧化物的化学式		Na2O	MgO	Al2O3	SiO2	P2O5	SO3	Cl2O7	—
最高价氧化物对应水化物	(10)化学式	NaOH	Mg(OH)2	Al(OH)3	H2SiO3	H3PO4	H2SO4	HClO4	—
	(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	—
	(12)变化规律	碱性减弱，酸性增强							—

　　第ⅠA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ⅦA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)——①单质与水或酸反应生成氢气容易(难);②氢氧化物碱性强(弱);③相互置换反应(强制弱)Fe+CuSO4=FeSO4+Cu。
　　(2)非金属性强(弱)——①单质与氢气易(难)反应;②生成的氢化物稳定(不稳定);③最高价氧化物的水化物(含氧酸)酸性强(弱);④相互置换反应(强制弱)2NaBr+Cl2=2NaCl+Br2。
　　(Ⅰ)同周期比较：

金属性：Na＞Mg＞Al 与酸或水反应：从易→难 碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3

非金属性：Si＜P＜S＜Cl 单质与氢气反应：从难→易 氢化物稳定性：SiH4＜PH3＜H2S＜HCl 酸性(含氧酸)：H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4

　　(Ⅱ)同主族比较：

金属性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs（碱金属元素） 与酸或水反应：从难→易 碱性：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH

非金属性：F＞Cl＞Br＞I（卤族元素） 单质与氢气反应：从易→难 氢化物稳定：HF＞HCl＞HBr＞HI

　　(Ⅲ)

金属性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs 还原性(失电子能力)：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs 氧化性(得电子能力)：Li＋＞Na＋＞K＋＞Rb＋＞Cs＋

非金属性：F＞Cl＞Br＞I 氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2 还原性：F－＜Cl－＜Br－＜I－ 酸性(无氧酸)：HF＜HCl＜HBr＜HI

　　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。