高一化學必修二筆記

1、1.1原子核外電子排布質子一、知識回顧 原子核中子1. 原子 核外電子2. 質量數 = 質子數 + 中子數 A = Z + M3. 質子數 = 核電荷數 = 核外電子數 = 原子序數 原子的表示： AZX一、 排布規律1. 電子層： 1 2 3 4 5 6 7 符號： K L M N O P Q 離核距離： 近 遠 能量高低： 低 高2.a 每層最多容納 2n2個 e- b 最外層不超過 8 個e- （K層為最外層時，不超過 2個e-） c 次外層不超過18個e- ，倒數第三層不超過32個e- H2O + H+ = H3O- 水合氫離子，強酸性非金屬中，只有H能形成單獨陽離子 10電子微粒：

2、分子：Ne 、HF 、H2O 、NH3 、CH4 離子 陽：Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+ 陰：F-、O2-、N3-、C4-、OH-1.2元素周期律一、原子核外電子排布的周期性變化 最外層電子： 1 飽和結構（2或8） 決定元素的化學性質二、化學價的周期性變化規律：最高正價 = 最外層電子數（注：C、F除外）最高正價 + 最低負價 = 8 第二周期 Li Be B C N O F （39號） +1 +2 +3 +4 +5 -4 -3 -2 -1 第三周期 Na Mg Al Si P S Cl（1117號）+1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 -4 -3 -2 -1 （C、F

3、無正價）例：已知氯化物RH3 ，求1）R的最高價氯化物 R2O5 2）R的最高價氯化物的水化物 HRO3 或 H3RO4 三、原子半徑r的周期性變化“四同“規律： 1）同周期（橫行）：質子數 ，半徑r 如： S > Cl O < N 2）同主族（縱行）：質子數 ，半徑r 如：Li < Na N < P 3）同元素：核外電子數 ，半徑r 如：Na > Na+ Cl < Cl- Fe > Fe2+ > Fe3+ 4）同核外電子排布（離子半徑比較）：質子數 ，半徑r 如： Na+ < O2- K+ < Cl- 練習：Mg2+、Na+、O2-

4、、F-半徑比較 Mg2+ < Na+ < O2- < F- 比較Si與N、Si與C、C與N的半徑r的大小 Si > N、Si > C、C > N 四、元素金屬性與非金屬性的周期性變化 同周期：核電荷數 ，金屬性 ，非金屬性 。 同主族：核電荷數 ，金屬性 ，非金屬性 。H2SiO3H4SiO4總結：1. 金屬性強弱的判斷依據：依據金屬活動性順序表判斷依據單質的還原性（置換反應 Fe + CuSO4 = Cu + FeSO4單質與水式酸反應，置換出H2的難易程度。最高價氧化物的水化物堿性強弱2. 非金屬性強弱的判斷依據單質氧化性的強弱與H2化合物的難易程度氣態

5、氫化物的熱穩定性最高價氧化物的水化物的酸性強弱 Na Mg Al Si P S Cl化合價 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 -4 -3 -2 -1最高價氧化物 Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO2 Cl2O4最高價氧化物水化物NaOH Mg（OH）2 Al（OH）3 H3PO4 H2SO4 HClO4（高氯酸，最強酸）氣態氫化物 SiH4 PH3 H2S HCl1.3元素周期表一、結構第4周期 18種元素第5周期 18種元素第6周期 32種周期第7周期 26種元素 1.周期（7個橫行）第1周期 2種元素第2周期 8種元素第3周期 8種周期短周期 長周期未排滿，又稱

6、為不完全周期（若排滿，共32種元素）（118號）2. 族（18個縱行，16個族） 7個主族（A）：A、A、A、A、A、A、A 7個副族（B）：B、B、B、B、B、B、B族（第8、9、10列）0族：稀有氣體二、 關系+11281+624Na 第3周期，A 族 C 第2周期，A族 總結：a.周期數=電子層數 b.主族序數=最外層電子數=最高正價三、元素性質的遞變規律 半徑r 失e-能力 得e-能力 金屬性 非金屬性同周期同主族 金屬性最強的是 銫（Cs） ，非金屬性最強的是 氟（F）四、 應用+112811. 位置 結構 性質 如：第3周期，A族 活潑2. 尋找元素a.半導體：金屬與非金屬分界處

7、如：硅（Si）、鍺（Ge）、硒等b.催化劑，耐高壓，耐腐蝕材料： 過渡元素c.農藥： 元素周期表右上角，Cl、N、P、S離子鍵（陰、陽離子）共價鍵（原子與原子間）2.1微粒間的作用力化學鍵分子間的作用力（分子與分子間） 微粒間的作用力化學鍵：物質中直接相鄰的原子或離子間強烈的相互作用。失e-+17287+11281一、離子鍵 Na Cl得e-失e-+1728828+11NaCl Na+ Cl-包括鹽、強堿、部分金屬氧化物靜電吸引靜電排斥1. 定義：使陰陽離子結合成離子化合物的靜電作用。活潑金屬：（A、A）K、Na、Mg、Ca活潑非金屬：（A、A）F、Cl、O、S 2.形成條件 特例：NH4Cl

8、. . . .3.電子式（用“.”或“x”表示最外層電子）. a.原子： H 、 Mg 、 Al 、 S 、 N 、 O 、 Cl陽：陰： b.離子c.離子化合物 NaCl： MgF2： NH4Cl： （對稱） Na2O： K2S：4.用電子式表示形成過程NaCl：Na2O： 或CaF2（瑩石，不溶于水）：證明離子化合物的實驗依據：熔融狀態能否導電二、共價鍵1.共價鍵的形成與概念 定義：原子間通過共用電子對所形成的強烈的相互作用1） 成鍵微粒：一般是非金屬原子（相同原子或不同原子）2） 成鍵本質：原子間通過共用電子對3） 共價鍵的成鍵條件：非金屬原子通過共用電子對相互結合時形成共價鍵2.用電子

9、式和結構式表示共價分子說明：首先分析所涉及的原子最外層有幾個電子，若形成穩定結構需要幾對共用電子對；在書寫：由于沒有電子轉移，所以沒有“+”、“-”、“【】”3.用電子式表示共價分子的形成過程HCl： NH3：H2O： N2：4.共價化合物1）定義：化合物分子中直接相鄰的原子間以共價鍵結合2）共價鍵的存在： a.共價化合物 ，如：HCl、H2O、CH4、CO2 b.多原子單質分子，如：Cl2、O2、N2極性共價鍵 HCl非極性共價鍵 HH c.某些含有原子團的離子化合物 ，如:NH4Cl3)共價鍵的種類4)共價化合物與離子化合物的關系 a.共價化合物在熔融狀態下不能導電，離子化合物在熔融狀態下

10、能導電 b.共價化合物不含離子鍵，離子化合物可能有共價鍵。5)特例說明a.金屬元素與非金屬元素也可以形成共價化合物。 如：BeCl2、AlCl3b.均有非金屬元素組成的化合物也不一定是共價化合物。 如：NH4Cl、NH4NO3屬于離子化合物三、分子間作用力 1.定義：將分子聚集在一起的微弱的作用力（又稱“范德華力”），不屬于化學鍵。 2.影響物質的熔沸點熔沸點升高 如： F2（g） Cl2（g） Br2（l） I2（s） 組成結構相似的物質，質量數增大 分子間作用力增大 熔沸點升高 如： HCl < HBr Cl2 > O2 >N2范德華力氫鍵 H2O、NH3、HF3.分類分

11、子間作用力 氫鍵的作用力比范德華力強，但是比化學鍵弱。氫鍵：導致熔沸點反常 HF > HCl H2O > H2S NH3 > PH33.1從微觀結構看物質的、多樣性一、同素異形體 1.定義：同一種元素不同性質的單質之間互稱為同素異形體 2.舉例：1）金剛石、石墨與C60（足球烯）放電 2） O2 與 O3 a. 3O2 = 2O3 （有單質參加的反映一定是氧化還原反應） b. O3具有強氧化性 （比O2強） 漂白性 （與HClO相同）3）白磷（P4）與紅磷 白磷：劇毒，易自燃（著火點低） 保存于冷水中點燃 紅磷：紅棕色固體 安全火柴 4P + 5O2 = 2P2O54）硫： S8 、S6 、S4 3.對比 同位素 定義：同種元素不同原子之間互稱為同位素 舉例 1H、2H、3H 12C、13C、14C 16O、17O、18O三、 同分異構體1. 定義：相同分子式、不同結構的有機物之間互稱為同分異構體2. 舉例：1）正丁烷、異丁烷HCHHCCHCHHHHHHCHHCHHCHHCHHHH 分子式：C4H10 結構式： 2）乙醇、二甲醚HCHHCHHOHCHHC