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1、學習必備歡迎下載物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)7個三短第 1、 2、3 周期共 18種元素三長第 4、 5、6 周期共 72種元素周期一不全 第 7 周期(未排滿)元七主第 1、2、 13、 14、 15、 16、 17 縱列依次稱為素第A、A、A、A、A、 A、 A 族周期16個族七副第 3、4、 5、 6、 7、 11、 12 縱列依次稱為表( 18 縱列)第 B、 B、 B、 B、 B、 B、 B 族的結(jié)一八第 8、9、 10 三縱列合稱為第族( ???Fe, Cu 及其離子的電子排布式)構(gòu)一零第 18 縱列稱為零族( 稀有氣體元素 )s 區(qū)第 1、 2 兩個縱列劃為s 區(qū)( 價電子電子在 s 軌道 )
2、p 區(qū)第 1318 六個縱列劃為p 區(qū)( 價電子在 p 軌道 )5 個區(qū)d 區(qū)第 310 八個縱列劃為d 區(qū)( 價電子在 d 軌道 )ds 區(qū) 第 11、 12 兩個縱列劃為 ds 區(qū)( 價電子在 d、s 軌道 )f 區(qū)鑭系和錒系元素屬于 f區(qū)( 價電子在 f 軌道)Ps :價電子指原子核外電子中能與其他原子相互作用形成化學鍵的電子。第一部分:元素周期表知識點 1 單核微粒半徑大小判斷規(guī)律( 1) 先看電子層數(shù),若不同,則層數(shù)多者微粒半徑大(如:Br>Cl>F)+( 3) 若是同種元素化合價不同的離子或原子,核外電子 多者半徑大(如:3+)2+3+第二部分:元素周期律知識點 1周期
3、律基本內(nèi)容原子序數(shù)橫行增大縱列增大行與行間電子層數(shù)不變增大最外層電子數(shù)增多不變周期性變化原子半徑減小增大主要化合價增大不變知識點 2 同周期、同主族元素性質(zhì)遞變規(guī)律1、元素原子失電子(還原性)能力強弱比較依據(jù)( 1)依據(jù)金屬活動性順序表,越靠前元素原子失電子能力越強。( 2)比較元素單質(zhì)與水(或酸)的反應置換出氫的難易程度。越易發(fā)生,失電子能力越強。( 3)比較元素最高價氧化物對應水化物堿性強弱。堿性越強,失電子能力越強。( 4)根據(jù)金屬與鹽溶液間的置換反應,失電子能力強的置換成失電子能力弱的。學習必備歡迎下載( 5)一般金屬陽離子的氧化能力越強,則對應的金屬單質(zhì)的還原性越弱(Fe 對應的是F
4、e2+ )( 6)電化學原理:不同金屬形成原電池時,通常作負極的金屬性強;在電解池中的惰性電極上,先析出的金屬性弱。2、元素得電子(氧化性)能力強弱比較依據(jù)( 1)比較元素單質(zhì)與氫氣化合的難易程度。一般越易反應,得電子能力越強。( 2)比較其氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性。越穩(wěn)定得電子能力越強。( 3)比較元素最高價氧化物對應水化物的酸性。酸性越強,得電子能力越強。( 4)依據(jù)非金屬單質(zhì)間的置換反應。氧化劑比氧化產(chǎn)物的得電子能力強。3、同周期、同主族元素性質(zhì)遞變規(guī)律( 1)同一周期,隨著原子序數(shù)遞增, 失電子能力 (一般指金屬)減弱,還原性減弱,金屬的金屬性減弱; 得電子能力 (一般指非金屬)增強,氧化性
5、增強,非金屬的非金屬性增強。( 2)同一主族,隨著原子序數(shù)遞增, 失電子能力 (一般指金屬)增強,還原性增強,金屬的金屬性增強; 得電子能力 (一般指非金屬)減弱,氧化性減弱,非金屬的非金屬性減弱。知識點 3 電離能以及電負性1、電離能定義:氣態(tài)原子或氣態(tài)離子失去一個電子所需要的最小能量(單位:kJ/mol )。2、意義:電離能越小,在氣態(tài)時原子或離子越容易失去電子;反之越難失去。運用電離能數(shù)值可以判斷金屬原子在氣態(tài)時失去電子的難易程度。3、規(guī)律:在同一周期內(nèi),堿金屬元素的第一電離能最小,稀有氣體最大;從左到右,總體上呈現(xiàn)由小到大(第 A 和 A 以及 A 和 A 例外) 的變化趨勢,元素原子
6、越來越難失去電子;同主族元素,從上到下第一電離能逐漸減小,原子越來越容易失去電子。過渡元素從左到右略有增加,變化不太規(guī)則。4、電負性定義:元素的原子在化合物中吸引電子能力的標準。5、意義:原子得失電子能力相對強弱的量化標準,也是劃分金屬元素和非金屬元素的粗略標準。6、規(guī)律:同一周期,從左到右,遞增;同一主族,從上到下,遞減。副族變化趨勢與主族相似,但同一周期中,不少過渡元素的電負性比后邊主族元素的高。7、應用:(1)電負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鈁。(2)非金屬元素的電負性越大越活潑,金屬元素的電負性越小越活潑。知識點4 一些經(jīng)驗規(guī)律( 1)已知短周期相鄰 3
7、元素最外層電子數(shù)之和,若其能被 3 整除,則 3 種元素的位置關(guān)系只能為同周期相鄰或主族相鄰;弱雖不能被 3 整除,但能被 2 整除,則必有兩種在同一奇數(shù)族,另一元素在相鄰的偶數(shù)族;若雖不能同時被 3 和 2 整除,則必有兩元素在同一偶數(shù)族,另一元素在相鄰奇數(shù)族。( 2)第 n 周期的最后一種金屬元素處于第 n 主族( n>1)。學習必備歡迎下載( 3) A、B 兩元素分屬同周期的第 A 和 A 族,若 A 是原子序數(shù)為x,則 B 的原子序數(shù)可能為 ( x+1 )或( x+11)或( x+25)。第三部分:微粒間的相互作用共價鍵(原子間通過共用電子對形成)強相互作用離子鍵化(陰陽離子之間
8、通過靜電作用<包括吸引和排斥 >形成)學微粒間的鍵相互作用金屬鍵(自由電子和金屬陽離子之間的強的相互作用)弱相互作用范德華力和氫鍵 (分子間作用力)知識點 1 化學鍵的強弱判斷離子鍵:離子半徑越小,所帶電荷越多,離子鍵越強,離子化合物的熔沸點越高。共價鍵:成鍵原子半徑越小,共用電子對數(shù)目越多,共價鍵越穩(wěn)定越牢固。金屬鍵:金屬元素原子半徑越小,價電子越多,金屬鍵越強,金屬的硬度越大,熔沸點越高。知識點 2 分子間以范德華力互相結(jié)合形成的物質(zhì)熔沸點大小比較規(guī)律( 1)組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì),相對分子質(zhì)量越大,熔沸點越大Eg:O2>N2 ,HI>HBr>HCl,CS2>CO2( 2)組成和結(jié)構(gòu)不相似的物質(zhì),分子極性即電負性差值越大,熔沸點越高Eg:CO>N2( 3)同分異構(gòu)體中,一般來說,支鏈越多,熔沸點越低Eg:正
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