高中化学元素周期律知识点规律大全.docx

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1、高中化学元素周期律学问点规律大全1原子构造核电荷数、核内质子数及核外电子数的关系 核电荷数核内质子数原子核外电子数留意： (1) 阴离子：核外电子数质子数所带的电荷数阳离子：核外电子数质子数所带的电荷数(2)“核电荷数及“电荷数是不同的，如的核电荷数为17，电荷数为1质量数 用符号A表示将某元素原子核内的全部质子和中子的相对质量取近似整数值相加所得的整数值，叫做该原子的质量数说明 (1)质量数(A)、质子数(Z)、中子数(N)的关系：AZ + N (2)符号X的意义：表示元素符号为X，质量数为A，核电荷数(质子数)为Z的一个原子例如， 中，原子的质量数为23、质子数为11、中子数为12原子核外

2、电子运动的特征(1)当电子在原子核外很小的空间内作高速运动时，没有确定的轨道，不能同时精确地测定电子在某一时刻所处的位置和运动的速度，也不能描绘出它的运动轨迹在描绘核外电子的运动时，只能指出它在原子核外空间某处出现时机的多少(2)描绘电子在原子核外空间某处出现几率多少的图像，叫做电子云电子云图中的小黑点不表示电子数，只表示电子在核外空间出现的几率电子云密度的大小，说明了电子在核外空间单位体积内出现几率的多少(3)在通常状况下，氢原子的电子云呈球形对称。在离核越近的地方电子云密度越大，离核越远的地方电子云密度越小原子核外电子的排布规律(1)在多电子原子里，电子是分层排布的电子层数n1234567

3、表示符号KLMNOPQ离核远近能量上下n值越大，电子离原子核越远，电子具有的能量越高(2)能量最低原理：电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，而只有当能量最低的电子层排满后，才依次进入能量较高的电子层中因此，电子在排布时的次序为：KLM(3)各电子层包容电子数规律：每个电子层最多包容2n2个电子(n1、2)最外层包容的电子数8个(K层为最外层时2个)，次外层包容的电子数18个，倒数第三层包容的电子数32个例如：当M层不是最外层时，最多排布的电子数为23218个；而当它是最外层时，那么最多只能排布8个电子(4)原子最外层中有8个电子(最外层为K层时有2个电子)的构造是稳定的，这个规律叫“八隅律但

4、如5中的P原子、2中的原子、4中的原子，等等，均不满意“八隅律，但这些分子也是稳定的2元素周期律原子序数 按核电荷数由小到大的依次给元素编的序号，叫做该元素的原子序数原子序数核电荷数质子数原子的核外电子数元素原子的最外层电子排布、原子半径和元素化合价的改变规律对于电子层数一样同周期的元素，随着原子序数的递增：(1)最外层电子数从1个递增至8个(K层为最外层时，从1个递增至2个)而呈现周期性改变(2)元素原子半径从大至小而呈现周期性改变(注：稀有气体元素的原子半径因测定的根据不同，而在该周期中是最大的)(3)元素的化合价正价从+1价递增至+5价(或+7价)，负价从4价递增至1价再至0价而呈周期性

5、改变元素金属性、非金属性强弱的推断根据元素金属性强弱的推断根据：金属单质跟水(或酸)反响置换出氢的难易程度金属单质跟水(或酸)反响置换出氢越简洁，那么元素的金属性越强，反之越弱最高价氧化物对应的水化物氢氧化物的碱性强弱氢氧化物的碱性越强，对应金属元素的金属性越强，反之越弱复原性越强的金属元素原子，对应的金属元素的金属性越强，反之越弱金属的互相置换元素非金属性强弱的推断根据：非金属单质跟氢气化合的难易程度(或生成的氢化物的稳定性)，非金属单质跟氢气化合越简洁(或生成的氢化物越稳定)，元素的非金属性越强，反之越弱最高价氧化物对应的水化物(即最高价含氧酸)的酸性强弱最高价含氧酸的酸性越强，对应的非金

6、属元素的非金属性越强，反之越弱氧化性越强的非金属元素单质，对应的非金属元素的非金属性越强，反之越弱非金属互相置换两性氧化物 既能跟酸反响生成盐和水，又能跟碱反响生成盐和水的氧化物，叫做两性氧化物如A12O3及盐酸、溶液都能发生反响：A12O3+6H2A13+3H2O A12O3+22A1O22O两性氢氧化物 既能跟酸反响又能跟碱反响的氢氧化物，叫做两性氢氧化物如A1()3及盐酸、溶液都能发生反响：()3+3H2A13+3H2O A1()3A1O2+2H2O原子序数为1117号主族元素的金属性、非金属性的递变规律PS原子序数11121314151617单质及水(或酸)的反响状况及冷水猛烈反响及冷

7、水反响缓慢，及沸水猛烈反响及沸水反响很缓慢，及冷水不反响，部分溶于水，部分及水反响非金属单质及氢气化合状况反响条件高温磷蒸汽及氢气能反响加热光照或点燃氢化物稳定性4极不稳定3高温分解H2S受热分解很稳定最高价氧化物对应水化物的碱(酸)性强弱强碱()2中强碱()3或H33两性氢氧化物H44极弱酸H34中强酸H24强酸4强酸金属性、非金属性递变规律金属性渐渐减弱、非金属性渐渐增加元素周期律 元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性改变，这个规律叫做元素周期律3元素周期表元素周期表 把电子层数一样的各种元素，按原子序数递增的依次从左到右排成横行，再把不同横行中最外层电子数一样的元素，按电子层数递增的依

8、次由上至下排成纵行，这样得到的一个表叫做元素周期表周期 具有一样的电子层数的元素按原子序数递增的依次排列而成的一个横行，叫做一个周期(1)元素周期表中共有7个周期，其分类如下：短周期(3个)：包括第一、二、三周期，分别含有2、8、8种元素周期7个 长周期(3个)：包括第四、五、六周期，分别含有18、18、32种元素不完全周期：第七周期，共26种元素(1999年又发觉了114、116、118号三种元素)(2)某主族元素的电子层数该元素所在的周期数(3)第六周期中的57号元素镧()到71号元素镥()共15种元素，因其原子的电子层构造和性质非常相像，总称镧系元素(4)第七周期中的89号元素锕()到1

9、03号元素铹()共15种元素，因其原子的电子层构造和性质非常相像，总称锕系元素在锕系元素中，92号元素铀(U)以后的各种元素，大多是人工进展核反响制得的，这些元素又叫做超铀元素 族 在周期表中，将最外层电子数一样的元素按原子序数递增的依次排成的纵行叫做一个族(1)周期表中共有18个纵行、16个族分类如下：既含有短周期元素同时又含有长周期元素的族，叫做主族用符号“A表示主族有7个，分别为I A、A、A、A、A、A族(分别位于周期表中从左往右的第1、2、13、14、15、16、17纵行)只含有短周期元素的族，叫做副族用符号“B表示副族有7个，分别为I B、B、B、B、B、B族(分别位于周期表中从左

10、往右的第11、12、3、4、5、6、7纵行)在周期表中，第8、9、10纵行共12种元素，叫做族稀有气体元素的化学性质很稳定，在通常状况下以单质的形式存在，化合价为0，称为0族(位于周期表中从左往右的第18纵行)(2)在元素周期表的中部，从B到B共10个纵列，包括第族和全部副族元素，统称为过渡元素因为这些元素都是金属，故又叫做过渡金属(3)某主族元素所在的族序数：该元素的最外层电子数该元素的最高正价数原子序数及化合价、原子的最外层电子数以及族序数的奇偶关系(1)原子序数为奇数的元素，其化合价通常为奇数，原子的最外层有奇数个电子，处于奇数族如氯元素的原子序数为17，而其化合价有1、+1、+3、+5

11、、+7价，最外层有7个电子，氯元素位于第A族(2)原子序数为偶数的元素，其化合价通常为偶数，原子的最外层有偶数个电子，处于偶数族如硫元素的原子序数为16，而其化合价有2、+4、+6价，最外层有6个电子，硫元素位于第A族元素性质及元素在周期表中位置的关系(1)元素在周期表中的位置及原子构造、元素性质三者之间的关系：(2)元素的金属性、非金属性及在周期表中位置的关系：同一周期元素从左至右，随着核电荷数增多，原子半径减小，失电子实力减弱，得电子实力增加a金属性减弱、非金属性增加；b金属单质及酸(或水)反响置换氢由易到难；c非金属单质及氢气化合由难到易(气态氢化物的稳定性增加)；d.最高价氧化物的水化

12、物的酸性增加、碱性减弱同一主族元素从上往下，随着核电荷数增多，电子层数增多，原子半径增大，失电子实力增加，得电子实力减弱a金属性增加、非金属性减弱；b金属单质及酸(或水)反响置换氢由难到易。c非金属单质及氢气化合由易到难(气态氢化物的稳定性降低)；d最高价氧化物的水化物的酸性减弱、碱性增加在元素周期表中，左下方的元素铯()是金属性最强的元素；右上方的元素氟(F)是非金属性最强的元素；位于金属及非金属分界限旁边的元素(B、A1、等)，既具有某些金属的性质又具有某些非金属的性质(3)元素化合价及元素在周期表中位置的关系：l 在原子构造中，及化合价有关的电子叫价电子主族元素的最外层电子即为价电子，但

13、过渡金属元素的价电子还及其原子的次外层或倒数第三层的部分电子有关对于非金属元素，最高正价+最低负价的肯定值8(对于氢元素，负价为1，正价为+1)核素 具有肯定数目的质子和肯定数目的中子的一种原子，叫做一种核素也就是说，每一种原子即为一种核素，如H、H、C、C等各称为一种核素留意 核素有同种元素的核素(如H、H)和不同种元素的核素(如C、C1等)同位素 质子数一样而中子数不同的同一元素的不同原子互称同位素说明 (1)只有同一种元素的不同核素之间才能互称同位素即同位素的质子数必定一样，而中子数肯定不同，质量数也不同(2)由于一种元素往往有多种同位素，因此同位素的种数要多于元素的种数(3)同位素的特

14、性：物理性质不同(质量数不同)，化学性质一样；在自然存在的某种元素里，不管是游离态还是化合态，各种同位素所占的原子个数的百分比是不变的(4)氢元素的三种同位素：氕H(特例：该原子中不含中子)、氘H (或D)、氚H(或T)(5)重要同位素的用处：H、H 为制造氢弹的材料； U为制造原子弹的材料和核反响堆燃料元素的相对原子质量 按各种自然同位素原子的相对原子质量及其所占的原子百分比(摩尔分数)求出的平均值(1)元素的相对原子质量的求法：设某元素有A、B、C三种同位素，其相对原子质量分别为、，它们的原子个数百分比分别为、，那么：该元素的相对原子质量 b c(2)要特殊留意对“元素的相对原子质量、“原

15、子的相对原子质量、“原子的质量数、“原子的质量这四个概念的辨析元素周期律和元素周期表的意义 1869年，俄国化学家门捷列夫发觉了元素周期律，并编制了第一张元素周期表到20世纪，随着原子构造理论的开展，元素周期律和周期表才开展为如今的形式(1)利用元素周期律，可预言未知元素元素周期律和元素周期表为新元素的发觉及预料它们的原子构造和性质供应了线索(2)利用元素周期律和元素周期表，在周期表中肯定的区域内找寻新元素例如，在周期表右上角找寻制造新品种农药的元素；在金属及非金属的分界处旁边找寻半导体材料；在过渡元素中找寻催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料；等等(3)元素周期律从自然科学方面有力地论证了事物改

16、变中量变引起质变的规律性4化学键离子键 使阴、阳离子结合而成的静电作用，叫做离子键说明 (1)阴、阳离子间的静电作用包括静电排挤作用和吸引作用两个方面(2)阴、阳离子通过静电作用所形成的化合物，叫做离子化合物电子式 在元素符号的四周用小黑点(或)来表示原子最外层电子的式子，称做电子式电子式的几种表示方法： (1)原子的电子式：将原子的全部最外层电子数在元素符号的四周标出例如：氢原子( )、钠原子()、镁原子( )、铝原子( )、碳原子( )、氮原子()、硫原子()、氩原子()(2)离子的电子式： 阴离子：在书写阴离子的电子式时，须在阴离子符号的四周标出其最外层的8个电子(H为2个电子)，外加方

17、括号，再在括号外的右上角注明阴离子所带的电荷数例如S2的电子式为 2 ，的电子式为阳离子；对于简洁阳离子，其电子式即为阳离子符号，如钠离子、镁离子2等对于带正电荷的原子团，书写方法及阴离子类似，区分在于在方括号右上角标上阳离子所带的正电荷数如4电子式为(3)离子化合物的电子式：在书写离子化合物的电子式时，每个离子都要分开写如2的电子式应为(4)用电子式表示离子化合物的形成过程：先在左边写出构成该离子化合物的元素原子的电子式，标上“，再在右边写出离子化合物的电子式例如，用电子式表示2 、2S的形成过程：说明 含有离子键的物质：周期表中I A、I A族元素分别及A、A族元素形成的盐；I A、A族元

18、素的氧化物；铵盐，如4、43等；强碱，如、等共价键 原子间通过共用电子对所形成的互相作用由共价键形成的化合物叫做共价化合物说明 (1)形成共价键的条件：原子里有未成对电子(即原子最外层电子未达8电子构造，其中H原子最外层未达2电子构造)各种非金属元素原子均可以形成共价键，但稀有气体元素原子因已达8电子(为2电子)稳定构造，故不能形成共价键(2)共价键形成的表示方法：用电子式表示例如，用电子式表示分子的形成过程：。留意：a书写由原子构成的单质分子或共价化合物的电子式时，必需使分子中每个原子都要到达8电子构造(H原子为2电子构造)例如，分子的电子式为。b由原子构成的分子及由阴、阳离子构成的离子化合

19、物的区分如： 、用构造式表示用短线(一根短线表示一对共用电子对)将分子中各原子连接，以表示分子中所含原子的排列依次和结合方式如HC1、 NN、OCO等(3)共价键的存在状况：共价键既存在于由原子干脆构成的单质分子H2 、N2或共价化合物分子H2O 、4中，也存在于多原子离子化合物中含有共价键的化合物不肯定是共价化合物，也可能是离子化合物 、2O2 ；同时含有离子键和共价键的化合物必定是离子化合物，如、4C1等化学键 相邻的原子之间猛烈的互相作用叫做化学键说明 (1)化学键只存在于分子内干脆相邻的原子之间，存在于分子之间的作用不属于化学键(2)离子键、共价键都属于化学键(3)化学反响的过程，本质

20、上就是旧化学键的断裂和新化学键的形成过程5非极性分子和极性分子非极性键 同一元素原子间通过共用电子对形成的一类共价键如C12分子中的C1键即为非极性键说明 非极性键是非极性共价键的简称非极性键只能存在于同种元素的原子之间极性键 不同种元素原子间通过共用电子对形成的一类共价键如分子中的HC1键属于极性键说明 极性键是极性共价键的简称只要是不同种元素原子之间形成的共价键都属于极性键非极性分子 指整个分子的电荷分布匀称、分子构造对称的一类分子如H2、O2、N2等单质分子，以及2、4等均属于非极性分子极性分子 指分子中的电荷分布不匀称、构造不对称的一类分子如H2O、H2S、分子等均属于极性分子键的极性

21、及分子的极性键的极性分子的极性分类极性键和非极性键极性分子和非极性分子确定因素是否由同种元素的原子形成分子内电荷分布是否匀称，分子构造是否对称联络以非极性键结合的双原子分子必为非极性分子，如H2、C12、N2等以极性键结合的双原子分子肯定是极性分子，如、等以极性键结合的多原子分子，终究是极性分子还是非极性分子，要根据该分子的详细分子构造然后确定如H2O的分子构造为“型，属于极性分子；而2分子构造为直线形，属于非极性分子说明键有极性；分子不肯定有极性型化合物分子的极性的简易推断方法：假设中A元素的化合价数等于A元素所在族的序数，那么为非极性分子例如，2分子中C元素化合价为+4价，C元素属于A族，故2分子为非极性分子；4分子中C元素化合价为+4价，C元素属于A族，故4分子为非极性分子假设中A元素的化合价数不等于A元素所在族的序数，那么为极性分子例如，H2O分子中O元素化合价为2价，O元素属于A族，故H2O分子为极性分子；3分子中N元素化合价为3价，N元素属于A族，故3分子为极性分子分子间作用力 指在物质的分子及分子之间存在着的作用力说明 (1)荷兰物理学家范德华首先探讨了分子间作用力，所以分子间作用力又叫范德华力；(2)分子间作用力要比化学键弱得多；(3)化学键的强弱影响着物质的化学性质；分子间作用力的大小对由分子构成的物质的物理性质如熔点、沸点、溶解度等有影响