高一化学期中复习要点.doc

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1、高一化学基本要点:1、原子结构：（1）列出构成原子的基本粒子的相关数据，由学生对这些数据的分析和处理得出构成原子的基本粒子间的数量关系和核素及其符号、同位素的概念。微粒电子质子中子质量（kg）9.109×10-311.673×10-271.675×10-27相对质量0.0054841.0071.008电量（C）1.602×10-191.602×10-190电荷-1+10构成原子的基本粒子间的数量关系：质子数（Z）=电子数（E）=核电荷数（Z）=原子序数质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）=近似相对原子质量构成离子的基本粒子

2、间的数量关系：阳离子：Z＞E质子数（Z）=阳离子的核外电子数+阳离子的电荷数阴离子：Z＜E质子数（Z）=阴离子的核外电子数﹣阳离子的电荷数（2）知道元素、核素、同位素的概念，并理解它们的涵义。核素：具有一定数目的质子和一定数目中子的一种原子，称为核素。表示核素的符号为X。同位素：具有相同质子数和不同中子数的同一元素的不同原子，互称为同位素。如氢元素有三种核素，H、H、H都是氢的同位素。“同位”即指在元素周期表中占有同一位置。元素：具有相同质子数的同一元素的不同原子，统称为元素。区分元素和种类的依据是核电荷数。2．从原子结构的角

3、度认识元素周期表（1）元素周期表的编排原则按原子序数递增的顺序从左向右排列；将电子层相同的各元素从左向右排成一横行；将最外层电子数相同的元素按原子序数递增（电子层数递增）的顺序排成一纵行。（2）元素周期表的结构第一周期：2种元素短周期第二周期：8种元素周期第三周期：8种元素7个横行第四周期：18种元素元素周期表（7个周期）第五周期：18种元素长周期第六周期：32种元素第七周期：不完全周期族主族：ⅠAⅦA共7个主族（18个纵行副族：ⅢBⅦB，ⅠBⅡB，共7个副族16个族）第Ⅷ族：3个纵行，位于ⅦBⅠB之间零族：稀有气体3、元素的

4、金属性与非金属性：单质的还原性：与水（或酸）反应置换出氢的难易程度金属性其最高氧化物的水化物的碱性强弱元素性质单质的氧化性：与氢气生成气态氢化物的难易程度和气态氢化物的稳定性非金属性其最高氧化物的水化物的酸性强弱从原子结构入手，认识碱金属和卤族元素的性质递变规律。周期位置：ⅠA族：LiNaKRbCs相同点：最外层电子数相同，都是1个原子结构不同点：电子层数不同碱金属最高化合价为+1相似性单质都能与水、酸反应最高氧化物对应水化物都是强碱主要性质与氧、水、酸、反应能力渐强递变性最高氧化物水化物的碱性渐强（从上到下）单质的溶、沸点渐

5、低、密度增大原子半径增大，失电子能力渐强，金属性渐强单质的还原性渐强周期位置：ⅦA族FClBrIAt相同点：最外层电子数为7原子结构不同点：电子层数不同卤素都能与金属反应生成盐相似性都能与氢反应生成气态氢化物最高氧化物的水化物都是强酸（F除外）主要性质与氢的化合能力渐弱，气态氢化物的稳定性渐弱递变性最高氧化物水化物的酸性渐弱（从上到下）单质的颜色逐渐加深，熔沸点升高，密度增大原子半径增大，得电子能力减弱，元素的非金属性关弱，单质的氧化性减弱小结：在元素周期表中，同主族元素从上到下原子核外电子层数增多，原子半径逐渐增大，失电子能

6、力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱。所以元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。4、原子核外电子排布的规律，认识核外电子能量的高低与电子层的关系电子层数1234567……电子层符号KLMNOPQ……电子层能量由低高电子层离原子核的距离由近远5、从宏观和微观的关系出发，掌握元素周期律（1）在微观上，原子核外电子排布和原子半径的周期性变化的规律。分析1～18号元素原子的电子层数和最外层电子数的递变情况得知：每隔一定数目的元素，会重复出现“最外层电子数从1排到8（K层除外）而达到稳定结构”的变化规律，即随着原子序数的递增，元素原子最外层

7、电子排布呈现周期性的变化的规律。分析1～18号元素原子的半径数据可知：随着原子序数的递增，原子半径由大到小，总是从碱金属开始到卤素结束，原子半径也呈现周期性的变化规律。（2）在宏观上，元素的各项性质的周期性变化的规律①元素主要化合价的周期性变化的电子层相同时，随着原子序数的递增，元素的主要化合价从+犯依次递增到+7，负价从-4递变到-1（如Si～Cl），每增加一个电子层，又重复前面的变化。②元素的金属性和非金属性呈现周期性的变化由于随着原子序数的递增，原子半径呈现周期性的变化，核外最外层电子吸引力的大小也呈现周期性的变化，原子

8、得失电子能力也呈现周期性的变化。所以元素的金属性和非金属性（金属与水或酸反应置换出氢的难易程度、非金属与氢气反应生成气态氢化物的难易仅氢化物的稳定性、最高氧化物的水化物的酸、碱性的强弱等）也呈现周期性的变化。（3）元素周期律：元素性质随着原子序数的递增而呈现周期性变化的。这种