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1、 元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。 元素周期律的本质：随着原子序数的递增，元素原子最外层电子排布呈周期性的变化。第一周期 2 第二周期 8第三周期 8周期数=电子层数数一、 元素周期表的结构短周期长周期不完全周期 第七周期 （26）（锕系） 注意：同周期相邻两个主族元素，原子序数之差为1或11或25第四周期 18第五周期 18第六周期 32（镧系） 周期主族序数=最外层电子数主族 （7个） AA副族 （7个） BB(III B共32种)第族（1个） 三个纵行0族 （1个） 稀有气体元素主族元素中：元素最高正化合价=族序数（除O、F）（最高价 + 最低价）的绝对值 =
2、8（从第四主族出现负价）族非金属性最强二、 元素性质的递变规律小 大 大大 大 小 F原子半径变大金属性增强最高价氧化物的水化物的碱性增强（非金属元素气态氢化物的稳定性减弱）原子半径变大金属性增强最高价的氧化物的水化物的碱性增强（非金属元素气态氢化物的稳定性减弱）原子半径变小非金属性增强最高价的氧化物的水化物的酸性增强（非金属元素气态氢化物的稳定性增强）最高价氧化物的水化物的酸性增强非金属性增强原子半径变小（非金属元素气态氢化物的稳定性增强）（非金属元素气态氢化物的酸性减弱）Cs金属性最强各族内的信息如下表列数123456789101112131415161718类别主族副族族副族主族0族名称
3、AABBBBBBBAAAAA0族归纳记忆：七主七副两特殊，三短三长一不全1. 元素的金属性与非金属性 （1）同一周期的元素从左到右金属性(氧化性)递减，非金属性(还原性)递增； （2）同一主族元素从上到下金属性递增，非金属性递减。 2. 最高价氧化物和水化物的酸碱性 元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强；元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强，气态氢化物越稳定。 3. 非金属气态氢化物 元素非金属性越强，气态氢化物越稳定。同周期非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液一般酸性越强；同主族非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液的酸性越弱。 4. 原子、离子半径
4、的比较1原子的半径大于相应阳离子的半径，小于相应阴离子的半径。2同种元素不同价态的离子，价态越高，离子半径越小。3电子层结构相同的阴、阳离子，核电荷数越多，离子半径越小。对照稀有气体原子结构，可归纳为“阴前阳下，径小序大”。5、比较金属性、非金属性强弱的依据1金属性强弱的依据单质跟水或酸置换出氢的难易程度(或反应的剧烈程度)。反应越易，其金属性就越强。最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。碱性越强，其金属性也就越强，反之则弱。金属间的置换反应。金属甲能从金属乙的盐溶液中置换出乙，说明甲的金属性比乙强。单质还原性越强，金属性越强。金属阳离子氧化性的强弱。阳离子的氧化性越强，对应金属的金属性就越弱。2
5、非金属性强弱的依据单质跟氢气化合的难易程度、条件及生成氢化物的稳定性。越易与反应，生成的氢化物也就越稳定，氢化物的还原性也就越弱，说明其非金属性也就越强。最高价氧化物对应水化物酸性的强弱。酸性越强，说明其非金属性越强。非金属单质间的置换反应。如，说明的非金属性比强非金属元素的原子对应阴离子的还原性。还原性越强，元素的非金属性就越弱。6、元素周期表的“六大规律”1.规律“三角”若A、B、C三元素位于周期表如图位置，则有下列性质：A BC D原子半径：CAB 金属性：CAB非金属性：BAC原子序数：CBA 或 DBAA、D性质相似（对角线相似，如：Li和Mg，Be和Al，B和Si）2“相邻相似”规
6、律元素周期表中，上下左右相邻的元素性质差别不大，称为相邻相似规律。3“奇偶数”规律元素周期表中，原子序数为奇（或偶）数的元素，元素所在族序数及主要化合价也为奇（或偶）数（族元素除外）。7. 卤素的化学性质X-+Ag+=AgX(AgCl为白色沉淀，AgBr为淡黄色沉淀，AgI为黄色沉淀)X2+H2O=HX+HXO但是F2+H2O=HF+O2 Fe+Cl2=2FeCl3 Fe+I2=FeI28、核素 1、质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N） 2、核素：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子叫做核素3、同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互为同位素同一元素的各种同位素的质量数不同
7、，物理性质不同，但它们的化学性质是基本相同的。4、同素异形体：指同种元素形成的不同单质，它们之间互称为同素异性体。5. 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3. 几种相对原子质量的确定标准：（1）原子的相对原子质量：原子A的质量与原子质量的相比，所得比值。（3）元素的相对原子质量：各天然同位素的原子的相对原子质量乘以在自然界的百分含量的乘积之和。（4）元素的近似相对原子质量：各天然同位素的质量数乘以在自然界的百分含量乘积之和。质量数为a(含量x%)和b(含量y%)及c(含量z%)的原子组成：M = x% a + y% b +z% c7. 几个重要关系：核
8、电荷数 = 质子数 = 核外电子数 = 原子序数质量数 = 质子数 中子数主族序数 = 最外层电子数 = 最高正化合价最高正化合价 负化合价= 8 （非金属元素）主族元素RR2OxR金属 R(OH)x1.元素的最高价氧化物的水化物非金属 元素RHxR ( RHx ) X代表元素最低价的绝对值则其元素气态氢化物1核外电子的分层排布电子层数（n）： 1 2 3 4 5能量递增 符号 K L M N O 小结：电子层序数（n）1234567电子层符号KLMNOPQ最多容纳电子数（2n2）电子能量由 低 高电子离核远近由 近 远 电子排布规律 能量最低原理：先排满低能量电子层，再依次排布在能量较高的电
9、子层中。 各电子层最多容纳的电子数：2n2 最外层电子数8 次外层电子数18 倒数第三层电子数32四化学键（包括离子键 共价键 和 金属键，注意氢键不属于化学键）离子键 一般有金属阳离子或铵根存在！阴、阳离子间的静电作用包括静电排斥作用和吸引作用两个方面常见电子式 (1)原子：氢( )、钠()、镁( )、碳( )、氮()、硫()、氩()(2)离子的电子式： 阴离子：在阴离子周围标出最外层8个电子(H为2个)，外加方括号，在括号外右上角注明所带电荷数例如S2为 2 ，OH为阳离子；简单阳离子电子式为阳离子符号，如钠离子Na、镁离子Mg2等NH4电子式为(3)离子化合物的电子式：每个离子都要分开写
10、如CaCl2为(4)用电子式表示离子化合物的形成过程：在左边写构成该离子化合物的元素原子的电子式，标上“”，在右边写出离子化合物的电子式如，用电子式表示MgBr2 的形成过程：说明 含有离子键的物质：周期表中I A、I A族元素分别与A、A族元素形成的盐；I A、A族元素的氧化物；铵盐，如NH4Cl、NH4NO3等；强碱，如NaOH、KOH等共价键 原子间通过共用电子对所形成的相互作用由共价键形成的化合物叫做共价化合物离子键以外的化学键。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电子结构，其中H原子最外层未达2电子结构)各种非金属元素原子均可以形成共价键，但稀有气
11、体元素原子因已达8电子(He为2电子)稳定结构，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HCl分子的形成过程：。注意a书写由原子构成的单质分子或共价化合物的电子式时，必须使分子中每个原子都要达到8电子结构(H原子为2电子结构)例如，HCl分子的电子式为。b由原子构成的分子与由阴、阳离子构成的离子化合物的区别如： HCl 、NaCl用结构式表示用短线(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顺序和结合方式如HC1、 NN、OCO等(3)共价键的存在情况：共价键既存在于由原子直接构成的单质分子（H2 、N2）或共价化合物分子（H2
12、O 、CH4）中，也存在于多原子离子化合物中含有共价键的化合物不一定是共价化合物，也可能是离子化合物（NaOH 、Na2O2 ）；同时含有离子键和共价键的化合物必定是离子化合物，如NaOH、NH4C1等化学键 相邻的原子之间强烈的相互作用叫做化学键说明 (1)化学键只存在于分子内直接相邻的原子之间，存在于分子之间的作用不属于化学键比如氢键(2)离子键、共价键都属于化学键(3)化学反应的过程，本质上就是旧化学键的断裂和新化学键的形成过程1、定义：相邻的两个或多个原子之间强烈的相互作用。离子键、定义：阴阳离子间通过静电作用所形成的化学键。一般有金属阳离子或铵根存在！、存在：离子化合物（NaCl、NaOH、Na2O2等）；离子晶体。、定义：原子间通过共用电子对所形成的化学键。不同原子间、存在：共价化合物，非金属单质、离子化合物中（如：NaOH、Na2O2）；共价键 分子、原子、离子晶体。分子的极性共用电子对是否偏移存在2、分类 极性键 共价化合物化学键 非极性键 非金属单质相同原子间、分类
