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1、物质结构与性质 三短 第 1、2、3 周期共 18 种元素 三长 第 4、5、6 周期共 72 种元素 一不全 第 7 周期（未排满）第 1、2、13、14、15、16、17 纵列依次称为 第A、A、A、A、A、A、A 族 第 3、4、5、6、7、11、12 纵列依次称为 第B、B、B、B、B、B、B 族 第 8、9、10 三纵列合称为第族（常考 Fe，Cu 及其离子的电子排布式）第 18 纵列称为零族（稀有气体元素）s 区 第 1、2 两个纵列划为 s 区（价电子电子在 s轨道）p 区 第 1318 六个纵列划为 p 区（价电子在 p 轨道）d 区 第 310 八个纵列划为 d 区（价电子在
2、 d 轨道）ds 区 第 11、12 两个纵列划为 ds 区（价电子在 d、s轨道）f 区 镧系和锕系元素属于 f 区（价电子在 f 轨道）Ps：价电子指原子核外电子中能与其他原子相互作用形成化学键的电子。第一部分：元素周期表 知识点 1 单核微粒半径大小判断规律（1）先看电子层数，若不同，则层数多者微粒半径大（如：BrClF)（2）若电子层数相同，再看原子序数，序数小者半径大（如：Na+Mg+Al3+）（3）若是同种元素化合价不同的离子或原子，核外电子多者半径大（如：FeFe2+Fe3+)第二部分：元素周期律 知识点 1 周期律基本内容 原子序数 电子层数 最外层电子数 原子半径 主要化合价
3、 横行 增大 不变 增多 减小 增大 纵列 增大 增大 不变 增大 不变 行与行间 周期性变化 知识点 2 同周期、同主族元素性质递变规律 1、元素原子失电子（还原性）能力强弱比较依据（1）依据金属活动性顺序表，越靠前元素原子失电子能力越强。（2）比较元素单质与水（或酸）的反应置换出氢的难易程度。越易发生，失电子能力越强。（3）比较元素最高价氧化物对应水化物碱性强弱。碱性越强，失电子能力越强。（4）根据金属与盐溶液间的置换反应，失电子能力强的置换成失电子能力弱的。元素周期表的结构 7个周期 16 个族（18 纵列）七主 七副 一八 一零 5 个区（5）一般金属阳离子的氧化能力越强，则对应的金属
4、单质的还原性越弱（Fe对应的是 Fe2+）（6）电化学原理：不同金属形成原电池时，通常作负极的金属性强；在电解池中的惰性电极上，先析出的金属性弱。2、元素得电子（氧化性）能力强弱比较依据 （1）比较元素单质与氢气化合的难易程度。一般越易反应，得电子能力越强。（2）比较其气态氢化物的稳定性。越稳定得电子能力越强。（3）比较元素最高价氧化物对应水化物的酸性。酸性越强，得电子能力越强。（4）依据非金属单质间的置换反应。氧化剂比氧化产物的得电子能力强。3、同周期、同主族元素性质递变规律（1）同一周期，随着原子序数递增，失电子能力（一般指金属）减弱，还原性减弱，金属的金属性减弱；得电子能力（一般指非金属
5、）增强，氧化性增强，非金属的非金属性增强。（2）同一主族，随着原子序数递增，失电子能力（一般指金属）增强，还原性增强，金属的金属性增强；得电子能力（一般指非金属）减弱，氧化性减弱，非金属的非金属性减弱。知识点 3 电离能以及电负性 1、电离能定义：气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量（单位：kJ/mol）。2、意义：电离能越小，在气态时原子或离子越容易失去电子；反之越难失去。运用电离能数值可以判断金属原子在气态时失去电子的难易程度。3、规律：在同一周期内，碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体最大；从左到右，总体上呈现由小到大（第A 和A 以及A 和A 例外）的变化趋势，元素原子越来越
6、难失去电子；同主族元素，从上到下第一电离能逐渐减小，原子越来越容易失去电子。过渡元素从左到右略有增加，变化不太规则。4、电负性定义：元素的原子在化合物中吸引电子能力的标准。5、意义：原子得失电子能力相对强弱的量化标准，也是划分金属元素和非金属元素的粗略标准。6、规律：同一周期，从左到右，递增；同一主族，从上到下，递减。副族变化趋势与主族相似，但同一周期中，不少过渡元素的电负性比后边主族元素的高。7、应用：（1）电负性最大的元素是元素周期表的右上角氟，最小的是周期表的左下角钫。（2）非金属元素的电负性越大越活泼，金属元素的电负性越小越活泼。知识点 4 一些经验规律（1）已知短周期相邻 3 元素最
7、外层电子数之和，若其能被 3 整除，则 3 种元素的位置关系只能为同周期相邻或主族相邻；弱虽不能被 3 整除，但能被 2 整除，则必有两种在同一奇数族，另一元素在相邻的偶数族；若虽不能同时被 3 和 2 整除，则必有两元素在同一偶数族，另一元素在相邻奇数族。（2）第 n 周期的最后一种金属元素处于第 n 主族（n1）。（3）A、B两元素分属同周期的第A 和A 族，若 A 是原子序数为 x，则 B 的原子序数可能为（x+1）或（x+11）或（x+25）。第三部分：微粒间的相互作用 共价键 （原子间通过共用电子对形成）离子键 （阴阳离子之间通过静电作用形成）金属键 （自由电子和金属阳离子之间的强的
8、相互作用）范德华力和氢键（分子间作用力）知识点 1 化学键的强弱判断 离子键：离子半径越小，所带电荷越多，离子键越强，离子化合物的熔沸点越高。共价键：成键原子半径越小，共用电子对数目越多，共价键越稳定越牢固。金属键：金属元素原子半径越小，价电子越多，金属键越强，金属的硬度越大，熔沸点越高。知识点 2 分子间以范德华力互相结合形成的物质熔沸点大小比较规律 （1）组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，熔沸点越大 Eg:O2N2,HIHBrHCl,CS2CO2 （2）组成和结构不相似的物质，分子极性即电负性差值越大，熔沸点越高 Eg:CON2 （3）同分异构体中，一般来说，支链越多，熔沸点越低 Eg:正戊烷异戊烷新戊烷 （4）同分异构体的芳香烃及其衍生物，熔沸点：邻间对位化合物 （5）有机物的结构中，若有 C=C双键，熔沸点也会降低 （6）分子间氢键的形成会使物质熔沸点升高，分子内氢键的形成会使物质的熔沸点降低 微粒间的相互作用 强相互作用 弱相互作用 化学键