云南省德宏州梁河县第一中学高一化学月考针对训练

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1、一、元素周期律部分15・17.18.19.20.21.23・25.27.二、原电池部分1.3.7.13.14.16.28.（2）（3）一元素周期表和元素周期律①原子组成：「原子核｛中子负电荷[原子组成质子核外电子原子不带电：中子不带电，质子带正电荷，电子带质子数==原子序数==核电荷数==核外电子数相对原子质量==质量数②原子表示方法:A：质量数Z：质子数N：中子数A=Z+N决定元素种类的因素是质子数多少，确定了质子数就可以确定它是什么元素③同位素：质子数相同而中子数不同的原子互称为同位素，女n："o和怡0,"c和叱，叱1和

2、叱1④电了数和质了数关系：不带电微粒:电了数=质了数带正电微粒:电子数二质子数一电荷数带负电微粒:电子数==质子数+电荷数⑤1一18号元素（请按下图表示记忆）HeNeLiBe.NaMg⑥元素周期表结构AlSiPSClAr周期（7个横行）期族（18个纵行,表短周期（第1、2、-长周期（•第4、5、不完全周期（第7周期，元素种类为26,若排满为32）「主族（7个）（1A—VDA）16个族）j副族（7个）（IB—VUB）族（稀有气体族：He、Ne、Ar、Kr、Xe>Rn）3周期，元素种类分别为2、8、8）6周期，元素种类分别为18

3、、18、32）VHI族（3列）⑦元素在周期表中的位置：周期数==电子层数，主族族序数==最外层电子数==最高正化合价⑧元素周期律：从左到右：原子序数逐渐增加，原子半径逐渐减小，得电子能力逐渐增强（失电子能力逐渐减弱），非金属性逐渐增强（金属性逐渐减弱）从上到下：原子序数逐渐增加，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强（得电子能力逐渐减弱），金属性逐渐增强（非金属性逐渐减弱）所以在周期表中，非金属性最强的是F,金属性最强的是Fr（自然界中是Cs,因为Fr是放射性元素）元素的金属性、非金属性强弱判断规律⑴金属性强弱的判断依据①元素

4、的单质与水或酸置换出氢气的反应越容易进行，则其金属性越强。②元素的最高价氧化物的水化物的碱性越强，则其金属性越强。③金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应，若A能置换出B,则A的金属性强于B。④在金属活动性顺序表中，前面的金属性强于后面的金属性。⑤金属阳离子的氧化性越强，则其单质的还原性越弱，元素的金属性越弱（注：Fe的阳离子仅指Fe*）。（2）非金属性强弱的判斷依据①非金属元素的单质与氢气化合生成气态氢化物的反应越容易进行，则其非金属性越强。②非金属元素气态氢化物的稳定性越强，则元素的非金属性越强。③元素的最高价氧化物的

5、水化物的酸性越强，则其非金属性越强。④非金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应，若A能置换出B,并且A体现出氧化性，则A的非金属性强于B。⑤非金属阴离子的还原性越强，则其单质的氧化性越弱，元素的非金属性越弱。注意：“相互证明”——由依据可以证明强弱，由强弱可以推出依据。微粒半径大小的比较——“四同”规律规律总结】粒子半径大小的比较——“四同”规律（1）同周期——“序大径小”①规律：同周期，从左往右，原子半径逐渐减小。②举例：第三周期中：,r(Mg)>Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>/

6、——“序大径大”①规律：同主族，从上到下，原子(或离子)半径逐渐增大。②举例：碱金属：HLi)V”Na)Vr(K)Vr(Rb)Vr(Cs),r(Li+)/

7、(4)同结构——“序大径小”①规律：电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小。②举例：/<02_)>////KNa+)>r(Mg2+)o⑦化学键：原子之间强烈的相互作用J共价键｛极性键化学键［非极性键离子键共价键：原子之间通过共用电子对的形式形成的化学键，一般由非金属元素与非金属元素间形成。非极性键：相同的非金属原子Z间，a—a型，女n：h2,

8、cb，02,N2中存在非极性键极性键：不同的非金属原子之间，A—B型，如：NH3,HC1,H20,CO2中存在极性键离子键：原子之间通过得失电子形成的化学键，一般由活泼的金属(IA、IIA)与活泼的非金属元素(VIA、VUA)间形成，女口：NaCl,MgO,KOH,Na2O2,NaNO3中