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的遞增而減小;
(2)同一族的元素從上到下，隨電子層數增多，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)所有單質都顯零價
3、單質的熔點
(1)同一周期元素隨原子序數的遞增，元素組成的金屬單質的熔點遞增，非金屬單質的熔點遞減;
(2)同一族元素從上到下，元素組成的金屬單質的熔點遞減，非金屬單質的熔點遞增
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相同。因此隨著核電荷數的增加，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相同，因此隨著電子層數的增加，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，單質越容易與氫氣反應形成氣態氫化物
2，氫化物越穩定
3，最高價氧化物的水化物的酸性越強(1—20號，F最強;最體一樣)
5、原子結構：如：的質子數與質量數,中子數,電子數之間的關系
6、元素周期表和周期律
(1)元素周期表的結構
A.周期序數=電子層數
B.原子序數=質子數
C.主族序數=最外層電子數=元素的最高正價數
D.主族非金屬元素的負化合價數=8-主族序數
E.周期表結構
(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.單質與水或酸反應置換氫的難易或與氫化合的難易及氣態氫化物的穩定性
b.最高價氧化物的水化物的堿性或酸性強弱
c.單質的還原性或氧化性的強弱
(注意：單質與相應離子的性質的變化規律相反)
B.元素性質隨周期和族的變化規律
a.同一周期,從左到右,元素的金屬性逐漸變弱
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律和堿金屬族和鹵族元素的變化規律(包括物理、化學性質)
D.微粒半徑大小的比較規律：
a.原子與原子 b.原子與其離子 c.電子層結構相同的離子
(3)元素周期律的應用(重難點)
A.“位,構,性”三者之間的關系
a.原子結構決定元素在元素周期表中的位置
b.原子結構決定元素的化學性質
c.以位置推測原子結構和元素性質
B.預測新元素及其性質
7、化學鍵(重點)
(1)離子鍵：
A.相關概念：
B.離子化合物：大多數鹽、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、單質的氧化性、還原性
一般元素的金屬性越強，其單質的還原性越強，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。
推斷元素位置的規律
判斷元素在周期表中位置應牢記的規律：
(1)元素周期數等于核外電子層數;
(2)主族元素的序數等于最外層電子數。
陰陽離子的半徑大小辨別規律
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 構成。
3、元素所在的周期序數= 電子層數 ，主族元素所在的族序數= 最外層電子數，元素周期表是元素周期律的具體表現形式。在同一周期中，從左到右，隨著核電荷數的遞增，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，隨著核電荷數的遞增，原子半徑逐漸增大 ，電子層數逐漸增多，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、元素的結構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構和元素的性質特點。我們可以根據元素在周期表中的位置，推測元素的結構，預測 元素的性質 。元素周期表中位置相近的元素性質相似，人們可以借助元素周期表研究合成有特定性質的新物質。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：
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：電子層數越多，原子半徑越大(最主要因素)
②核電荷數：核電荷數增多，吸引力增大，使原子半徑有減小的趨向(次要因素)
③核外電子數：電子數增多，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的關系：最高正價等于最外層電子數(氟氧元素無正價)
負化合價數 = 8—最外層電子數(金屬元素無負化合價)
8、同主族、同周期元素的結構、性質遞變規律：
同主族：從上到下，隨電子層數的遞增，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——→逐漸增多，最外層電子數——→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，氣態氫化物穩定性——→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：
①元素金屬性強弱的判斷依據：
單質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。
②元素非金屬性強弱的判斷依據：
單質與氫氣生成氣態氫化物的難易及氣態氫化物的穩定性;
最高價氧化物對應的水化物的酸性強弱; 置換反應。
10、核素：具有一定數目的質子和一定數目的中子的一種原子。
①質量數==質子數+中子數：A == Z + N
②同位素：質子數相同而中子數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不同，化學性質相同)
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(核外電子排布、原子半徑、主要化合價、金屬性、非金屬性)隨著核電荷數的遞增而呈周期性變化的規律。元素性質的周期性變化實質是元素原子核外電子排布的周期性變化的必然結果。2.同周期元素性質遞變規律
| 第三周期元素 | 11Na | 12Mg | 13Al | 14Si | 15P | 16S | 17Cl | 18Ar | |
| (1)電子排布 | 電子層數相同，最外層電子數依次增加 | ||||||||
| (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)氫化物的穩定性 | —— | 穩定性增強 | — | ||||||
| (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)變化規律 | 堿性減弱，酸性增強 | — | |||||||
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單質與氫氣易(難)反應;②生成的氫化物穩定(不穩定);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 單質與氫氣反應：從難→易 氫化物穩定性：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：從難→易 堿性：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH | 非金屬性：F＞Cl＞Br＞I（鹵族元素） 單質與氫氣反應：從易→難 氫化物穩定：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(無氧酸)：HF＜HCl＜HBr＜HI |
(2)電子層數相同時，再比較核電荷數，核電荷數多的半徑反而小。