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1、一、核外電子的排布 1.能量低→高（K\L\M...即K層能量最低） 1.電子排布規(guī)律 2.每層電子最多排布2n2 3.最外層電子最多排布8個 4.次外層電子最多排布18個 層數(shù)不同，層數(shù)越多，半徑越大 2.微粒半徑大小比較 質(zhì)子數(shù)越多，半徑越小 層數(shù)相同 質(zhì)子數(shù)相同，最外層電子數(shù)越多，R越大（O2->O） O無最高正價，F(xiàn)無正價 例：N最外層電子數(shù)為5 ∴ N的最高

2、化合價為+5 最低化合價為- 3 1.最高化合價= +最外層電子數(shù) 3.元素的主要化合價 2.最低化合價 = 最外層電子數(shù)-8 3.∣最低化合價∣+最高化合價= 8 最內(nèi)層 次外層 最外層 +x 內(nèi)層：除最外層之外的電子層統(tǒng)稱為內(nèi)層 二、元素周期律： 原因：即隨著元素核電核數(shù)的遞增，元素原子最外層電子的排布呈周期性變化 結(jié)果：元素性質(zhì)（半徑、金屬性和非金屬性、原子的主要化合價）也呈周期性變化 一. 元素金屬性強弱判斷的依據(jù)

3、1. 金屬單質(zhì)與水（或酸）反應置換H2的快慢 （越易置換出H2,說明金屬性越強） 2. 最高價氧化物對應的水化物的堿性強弱 （堿性越強，金屬性越強） 3. 金屬活動順序表 4. 金屬單質(zhì)之間的置換 二. 非金屬性強弱判斷的依據(jù) 1. 單質(zhì)與H2化合的難易程度 （越容易與H2反應的，說明金屬性越強） 2. 氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性 （氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定，非金屬性越強） 3. 最高價氧化物對應水化物的酸性強弱 （酸性越強，非金屬性越強） 4.非金屬單質(zhì)之間的置換（強置弱） 前方預警大部分同學困惑的地方：如下 元素金屬性 原子失去電子能力

4、 單質(zhì)還原性 如：金屬性 Na > Mg > Al ∴失去電子能力Na > Mg > Al ∴單質(zhì)還原性Na > Mg > Al 對應離子的氧化性 Na+ < Mg2+< Al 3+ 元素非金屬性 原子得到電子能力 單質(zhì)氧化性 如：非金屬性 F > Cl > Br > I 得電子的能力F > Cl > Br > I 單質(zhì)的氧化性F 2> Cl 2> Br2 > I2 對應離子的還原性 F - <Cl - <

5、Br - <I- 注：離子的大小順序正好與對應元素非金屬性相反 由于氧化性與還原性（得失電子能力）的相對性 易得不易失 易失不易得 三、元素周期表 一.元素周期表的發(fā)現(xiàn) 俄國化學家門捷列夫根據(jù)原子的相對質(zhì)量的遞增列出了第一張元素周期表 與現(xiàn)在的元素周期表不同點： 目前的元素周期表是根據(jù)原子序數(shù)的遞增編排的 二.元素周期表規(guī)律 周期序數(shù) = 電子層數(shù) 主族序數(shù) = 最外層電子數(shù) 族 （16個族） （18列） 1. 主族 7個 注意羅馬數(shù)字寫法莫忘記寫A 2. 副族 7個 3.Ⅷ族 1個 4.

6、0族 1個 1、2、3 為短周期 4、5、6、7為長周期（其中7 為不完全周期） ？ X x+8 同主族上下相鄰可能情況 x+18 ？ x+32 （特例：H與Li只相差2） x+1 同周期左右相鄰可能情況 x+11 （由于副族的出現(xiàn)） x+25 （由于副族中多了鑭系和錒系） 3. 在金屬與非金屬

7、的分界線尋找半導體材料（如Ge鍺、Si 硅、Se ） 在過渡元素（副族和Ⅷ族）中尋找催化劑、耐高溫、耐腐蝕的合金材料 最高價 元素 最高價氧化物 最高價酸 氫化物（最低價） C CO2 H2CO3 CH4 N N2O5 HNO3 NH3 Si SiO2 H2SiO3 SiH4 P P2O5 H3PO4 PH3 S SO3 H2SO4 H2S Cl Cl2O7 HClO4 HCl 目前我們所學的氣態(tài)氫化物水溶液為堿性的只有NH3 自然界中最強得酸是HClO4 自然界非金屬性最強的是F 氟 最強金屬性 Fr 鈁37 最強堿 CsOH