物质结构--高考化学知识点

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1、物质结构与性质人j三短第1、2、3周期共18种元素7个｛三长第4、5、6周期共72种元素周期I一不全第7周期（未排满）•兀索周期表的结构16个族（18纵列）七主七副一八第1、2、13、14、15、16、17纵列依次称为第IA、IIA、IIIA、IVA、VA、VIA、VDA族第3、4、5、6、7、11、12纵列依次称为第IIIB、IVB、VB.VIB、VIIB、IB、IIB族第8、9、10三纵列合称为笫VIII族（常考Fe,Cii及其离子的电子排布式）第18纵列称为零族（稀有气体元素）第1、2两个纵列划为s区（价

2、电子电子在s轨道）第13-18A个纵列划为p区（价电子在p轨道）笫3〜10八个纵列划为d区（价电子在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区斓系和钢系元素属于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：Br>Cl>F）（2）若电子层数相同，再看原子序数，序数小者半径大（如：Na"忖〉A广）（3）若是同种元素化合价不同的离子或原子，核

3、外电子多者半径大（如：Fe>FebFeJ第二部分：元素周期律知识点1周期律基本内容原了•序数电了•层数最外层电子数原了半径主要化合价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、元索原了失电了（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）比较元索单质与水（或酸）的反应宜换出氢的难易程度。越易发生，失电子能力越强。（3）比较元索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

4、的置换反应，失电了能力强的置换成失电了能力弱的。（5）一般金属阳离了的氧化能力越强，则对应的金属单质的还原性越弱（Fe对应的是F/）（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、元索得电子（氧化性）能力强弱比较依据（1）比较元素单质与氧气化合的难易程度。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。越稳定得电了能力越强。（3）比较元素最高价氧化物对应水化物的酸性。酸性越强，得电了能力越强。（4）依据非金属单质间的置换反应。氧化剂比氧化

5、产物的得电了能力强。3、同周期、同主族元索性质递变规律（1）同一周期，随著原子序数递增，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）增强,氧化性增强,非金属的非金属性增强。（2）同一主族，随著原子序数递增，失电子能力（一般指金属）壇進，还原性增强,金属的金属性增强;得电子能力（一般指非金屈）减弱,氧化性减弱,非金属的非金屈性减弱。知识点3电离能以及电负性1、电离能定义：气态原了或气态离了失去一个电了所需要的授小能量（单位：kj/mol）o2、意义：电离能越小，在气态时原

6、了或离了越容易失去电了；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，碱金属元索的第一电离能最小，稀有气休最大；从左到右，总体上呈现由小到大（第IIA和IIIA以及VA和VIA例外）的变化趋势，元素原子越來越难失去电子；同主族元素，从上到下第一电离能逐渐减小，原了越來越容易失去电了。过渡元素从左到右略冇增加，变化不太规则。4、电负性定义：元素的原了在化合物中吸引电了能力的标准。5、意义：原子得失电子能力和对强弱的量化标准，也是划分金属元素和非金属元素的粗略标准。

7、6、规律：同一周期，从左到右，递增；同一主族，从上到F，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，授小的是周期表的左下角铸。（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，则必冇两种在同一奇数族，另一元素在相邻的偶数族；若虽不能同时被3和2整

8、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（n>l）o（3）A、B两元素分属同周期的笫【IA和IIIA族，若A是原了序数为x,则B的原了序数可能为（x+1）或（x+11）或（x+25）o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）强相互作用微粒间的相互作用）离子键>g（阴阳离子之间通过静电作用〈包括吸引和排斥〉形成