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高中化學(xué)必修二【第一章 物質(zhì)結(jié)構(gòu) 元素周期律】知識點歸納!
高中 來源:網(wǎng)絡(luò) 編輯:小新 2018-05-27 09:44:43

  高中化學(xué)在高中的學(xué)習(xí)中還是很重要的,不過化學(xué)涉及的知識點比較繁瑣,需要記憶的內(nèi)容也比較多!為了方便同學(xué)們學(xué)習(xí)和應(yīng)用,伊頓教育一對一輔導(dǎo)小編整理了高中化學(xué)必修二知識點歸納,下面將分享第一章 物質(zhì)結(jié)構(gòu) 元素周期律部分的知識點匯總,和小編一起學(xué)起來吧!!!

  第一章 物質(zhì)結(jié)構(gòu) 元素周期律

  一、原子結(jié)構(gòu)

  質(zhì)子(Z個)

  原子核 注意:

  中子(N個) 質(zhì)量數(shù)(A)=質(zhì)子數(shù)(Z)+中子數(shù)(N)

  1.原子( A X ) 原子序數(shù)=核電荷數(shù)=質(zhì)子數(shù)=原子的核外電子數(shù)

  核外電子(Z個)

  ★熟背前20號元素,熟悉1~20號元素原子核外電子的排布:(選修三要求識記前36號元素并能寫出電子排布式)

  H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca

  2.原子核外電子的排布規(guī)律:①電子總是盡先排布在能量較低的電子層里;②各電子層較多容納的電子數(shù)是2n2;③較外層電子數(shù)不過8個(K層為較外層不過2個),次外層不過18個,第三層電子數(shù)不過32個。

  電子層: 一(能量較低) 二 三 四 五 六 七

  對應(yīng)表示符號: K L M N O P Q

  3.元素、核素、同位素

  元素:具有相同核電荷數(shù)的同一類原子的總稱。

  核素:具有數(shù)目的質(zhì)子和數(shù)目的中子的一種原子。

  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為同位素。(對于原子來說)

  二、元素周期表

  1.編排原則:

 ?、侔丛有驍?shù)遞增的順序從左到右排列

 ?、趯㈦娮訉訑?shù)相同的各元素從左到右排成一橫行。(周期序數(shù)=原子的電子層數(shù))

 ?、郯演^外層電子數(shù)相同的元素按電子層數(shù)遞增的順序從上到下排成一縱行。

  主族序數(shù)=原子較外層電子數(shù)

  2.結(jié)構(gòu)特點:

  核外電子層數(shù) 元素種類

  第一周期 1 2種元素

  短周期 第二周期 2 8種元素

  周期 第三周期 3 8種元素

  元 (7個橫行) 第四周期 4 18種元素

  素 (7個周期) 第五周期 5 18種元素

  周 長周期 第六周期 6 32種元素

  期 第七周期 7 未填滿(已有26種元素)

  表 主族:ⅠA~ⅦA共7個主族

  族 副族:ⅢB~ⅦB、ⅠB~ⅡB,共7個副族

  (18個縱行) 第Ⅷ族:三個縱行,位于ⅦB和ⅠB之間

  (16個族) 零族:稀有氣體#p#副標題#e#

  三、元素周期律

  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、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,較外層電子數(shù)依次增加

(2)原子半徑

原子半徑依次減小

(3)主要化合價

+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

(9)較高價氧化物的化學(xué)式

Na2O

MgO

Al2O3

SiO2

P2O5

SO3

Cl2O7

較高價氧化物對應(yīng)水化物

(10)化學(xué)式

NaOH

Mg(OH)2

Al(OH)3

H2SiO3

H3PO4

H2SO4

HClO4

(11)酸堿性

強堿

中強堿

兩性氫

氧化物

弱酸

中強

強酸

很強

的酸

(12)變化規(guī)律

堿性減弱,酸性增強

  第ⅠA族堿金屬元素:Li Na K Rb Cs Fr (Fr是金屬性較強的元素,位于周期表左下方)

  第ⅦA族鹵族元素:F Cl Br I At (F是非金屬性較強的元素,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(zhì)與水或酸反應(yīng)生成氫氣容易(難);②氫氧化物堿性強(弱);③相互置換反應(yīng)(強制弱)Fe+CuSO4=FeSO4+Cu。

  (2)非金屬性強(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較高價氧化物的水化物(含氧酸)酸性強(弱);④相互置換反應(yīng)(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(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

  (Ⅱ)同主族比較:

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

  (Ⅲ)

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

  比較粒子(包括原子、離子)半徑的方法:(1)先比較電子層數(shù),電子層數(shù)多的半徑大。

  (2)電子層數(shù)相同時,再比較核電荷數(shù),核電荷數(shù)多的半徑反而小。#p#副標題#e#

  四、化學(xué)鍵

  化學(xué)鍵是相鄰兩個或多個原子間強烈的相互作用。

  1.離子鍵與共價鍵的比較

鍵型

離子鍵

共價鍵

概念

陰陽離子結(jié)合成化合物的靜電作用叫離子鍵

原子之間通過共用電子對所形成的相互作用叫做共價鍵

成鍵方式

通過得失電子達到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)

通過形成共用電子對達到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)

成鍵粒子

陰、陽離子

原子

成鍵元素

活潑金屬與活潑非金屬元素之間(特殊:NH4Cl、NH4NO3等銨鹽只由非金屬元素組成,但含有離子鍵)

非金屬元素之間

  離子化合物:由離子鍵構(gòu)成的化合物叫做離子化合物。(有離子鍵,可能有共價鍵)

  共價化合物:原子間通過共用電子對形成分子的化合物叫做共價化合物。(只有共價鍵)

  極性共價鍵(簡稱極性鍵):由不同種原子形成,A-B型,如,H-Cl。

  共價鍵

  非極性共價鍵(簡稱非極性鍵):由同種原子形成,A-A型,如,Cl-Cl。

  2.電子式:

  用電子式表示離子鍵形成的物質(zhì)的結(jié)構(gòu)與表示共價鍵形成的物質(zhì)的結(jié)構(gòu)的不同點:(1)電荷:用電子式表示離子鍵形成的物質(zhì)的結(jié)構(gòu)需標出陽離子和陰離子的電荷;而表示共價鍵形成的物質(zhì)的結(jié)構(gòu)不能標電荷。(2)[ ](方括號):離子鍵形成的物質(zhì)中的陰離子需用方括號括起來,而共價鍵形成的物質(zhì)中不能用方括號。

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