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1、考点名称考点名称：元素周期表 元素周期表编排原则:(1)把电子层数相同的各种元素按原子序数递增的顺序从左至右排成横行。 (2)把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序由上到下排列成纵行。 注意:元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它反映了元素之间相互联系的规律。历史上第一个元素周期表是1869年俄国化学家门捷列夫在前人探索的基础上排成的，他将元素按相对原子质量由小到大依次排列，并将化学性质相似的元素放在一个纵行。 元素周期表的结构: (1)周期 周期的含义在元素周期表中，把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，这样每个横行为一个周期。现在使用的元素周期表有7个横行，即

2、7 个周期。 周期的划分(2)族 族的含义在周期表中，把不同横行(即周期)中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上到下排成纵行，除第8、9、10三个纵行叫做第族外，其余15个纵行，每个纵行为一族。现在使用的元素周期表有18 个纵行，它们被划分为16个族。 族的划分(3)元素周期表中主族元素金属性和非金属性的递变考点名称：元素周期律 元素的性质随原子序数递增而呈现周期性的变化。本质：随原子序数递增，元素原子核外电子排布呈现周期性的变化。(1)微粒半径的比较：判断的依据：电子层数：相同条件下，电子层越多，半径越大。核电荷数：相同条件下，核电荷数越多，半径越小。最外层电子数：相同条件下，最

3、外层电子数越多，半径越大。具体规律：同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如：NaMgAlSiPSCl同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：LiNaKRbCs同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。如：F-Cl-Br-Na+Mg2+Al3+ 同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如FeFe2+Fe3+(2)金属性和非金属性强弱的比较判断的依据： A. 金属性强弱与水反应置换氢的难易最高价氧化物的水化物碱性强弱单质的还原性或离子的氧化性（电解中在阴极上得电子的先后）互相置换反应原电池反应中正负极B. 非金属性强弱与H2化合的难易及氢化物的稳定性最高价

4、氧化物的水化物酸性强弱单质的氧化性或离子的还原性互相置换反应具体规律： 同周期元素的金属性，随荷电荷数的增加而减小，如：NaMgAl；非金属性，随荷电荷数的增加而增大，如：SiPSBrI金属活动性顺序表：KCaMgAlZnFeSnPb(H)CuHgAgPtAu (3)元素化合价的变化：同周期：最高正价+1+7，非金属负价=-(8-族序数) 同主族：最高正价=族序数（O、F、除外） (4)核外电子排布：元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化最外层不超过8个电子，次外层不超过18个电子；第n层最多排2n2个电子。 考点名称：8电子稳定结构 每个原子最外层都有8个电子规律总

5、结：分子中若含有氢元素，则氢原子不能满足最外层八电子稳定结构，但它满足K层为最外层两个电子的稳定结构。同样Be原子最外层只有两个电子，在其化合物中最外层电子数也不可能满足八电子的稳定结构。 分子中若不含有氢元素，可按下述方法进行判断：若某元素的化合价的绝对值与其原子最外层电子数之和等于八，则该元素的原子最外层满足八电子的稳定结构；否则不满足。例如：CO2分子中，碳元素的化合价为+4价，碳原子最外层电子数为四，二者之和为八，则碳原子满足最外层八电子稳定结构；氧元素化合价为2（其绝对值为2），氧原子最外层电子数为六，二者之和为八，则氧原子也满足最外层八电子的稳定结构。如NO2分子中，氮元素的化合价

6、为+4价，氮原子最外层的电子数为五，二者之和为九，故氮原子不满足最外层八电子的稳定结构。再如BF3分子中，硼元素的化合价为+3，硼原子最外层的电子数为三，二者之和为六，故硼原子不满足最外层八电子的稳定结构。 若为同种元素组成的双原子分子，则看该元素原子的最外层电子数目与其在分子中形成的共价键的数目之和是否为八，若为八，则其最外层满足八电子结构，反之不满足。如常见的X2(卤素单质)、O2、N2等双原子单质分子中原子最外层为八电子稳定结构。电子数 分子阳离子阴离子2H2、HeLi+、Be2+H-10 Ne、HF、H2O、NH3、CH4Na+、Mg2+、Al3+、H3O+、NH4+O2-、F-、OH

7、-、NH2-18 Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、N2H4、C2H6、CH3OH K+、Ca2+S2-、HS-、Cl-考点名称：元素的推断 元素性质推断知识点归纳 (1)质量最轻的元素是氢（H），其单质可以填充气球；质量最轻的金属是锂（Li）；熔点最高的非金属单质是石墨；熔点最高的金属单质是钨（W）；熔点最低的金属单质是汞（Hg）。 (2)地壳中含量最多是氧（O），其次是Si、Al、Fe、Ca、Na、K、Mg、H、Ti。 (3)既难得电子，又难失电子且为单原子分子的气体是稀有气体。 (4)最高正价与最低负价绝对值之差为4的是硫（S）；最高正价与最低负价绝对值之差为零的是

8、碳（C）和硅（Si）。 (5)碳（C）是形成化合物最多的元素，是构成有机物的骨架元素，可形成多种同素异形体，其中硬度最大的是金刚石，而C60是分子晶体，熔点较低。 (6)常温下能与水反应放出氧气，单质是氟（F2），化合物是过氧化钠（Na2O2）。 (7)硅（Si）是构成地壳岩石骨架的主要元素，单质硅可被强碱溶液腐蚀且能放出氢气，还能被弱酸氢氟酸所溶解。 (8)能在空气中自然的非金属单质是白磷（P4），白磷有毒，能溶于CS2，和红磷互为同素异形体，红磷不能自然，不溶于CS2，白磷与红磷在一定的条件下可以相互转化。 (9)既能在二氧化碳中燃烧，又能在氮气中燃烧的金属是Mg，既能与酸溶液又能与碱溶液

9、作用且均放出氢气的金属是铝（Al）。 (10)同一元素的气态氢化物和最高价氧化物的水化物化合生成盐的元素一定是氮（N）。 (11)同一元素的气态氢化物和气态氧化物反应生成该元素得单质和水，该元素可能是氮（N）或硫（S）。(12)光照时可以释放电子的是铷（Rb）和铯（Cs）；常温下呈液态的金属是汞（Hg），非金属单质是溴（Br2）。解元素推断题必备知识归纳(1)与元素的原子结构相关知识归纳最外层电子数等于次外层电子数的元素是Be、Ar；最外层电子数是次外层电子数2倍的元素有C；最外层电子数是次外层电子数3倍的元素有O；最外层电子数是次外层电子数4倍的元素有Ne。 次外层电子数是最外层电子数2倍的

10、元素有Li、Si；次外层电子数是最外层电子数4倍的元素有Mg。 内层电子数是最外层电子数2倍的元素有Li、P；电子总数是最外层电子数2倍的元素有Be。原子核内无中子的元素是11H。 常见等电子微粒： (2)元素在周期表中的位置相关知识归纳主族序数与周期序数相同的元素有H、Be、Al；主族序数是周期序数2倍的元素有C、S；主族序数是周期序数3倍的元素有O。 周期序数是主族序数2倍的元素有Li、Ca；周期序数是主族序数3倍的元素有Na。 最高正价与最低负价的绝对值相等的元素有C、Si；最高正价是最低负价的绝对值3倍的元素有S。 上一周期元素所形成的阴离子和下一周期元素最高价态阳离子的电子层结构与上

11、一周期零族元素原子的电子层结构相同。 (3)与元素性质相关知识归纳 元素所形成的单质及化合物的物理特性 A.颜色：常温下，单质为有色气体的元素是F、Cl；单质为淡黄色固体的元素是S；焰色反应火焰呈黄色的元素是Na，呈紫色的元素是K（通过兰色钴玻璃）。B.状态：常温下，单质呈液态的非金属元素是Br；单质为白色蜡状固体的元素是P。C.气味：有臭鸡蛋气味的非金属元素是S。D.熔点：单质熔点最低的金属元素是Hg；熔点最高的金属元素是W。单质熔点最高的非金属元素是C。氢化物熔点最高的非金属元素是O。氧化物熔点最高的非金属元素是Si。E.硬度：单质为天然物质中硬度最大的元素是C。F.密度：单质最轻的金属元

12、素是Li；单质最轻的非金属元素是H。G.溶解性：气态氢化物最易溶于水的元素是N。H.导电性：单质能导电的非金属元素是C；单质属于半导体材料的是Si。元素所形成的单质及化合物的化学特性 A.无正价、无含氧酸的元素是F；单质氧化性最强、其氢化物水溶液可雕刻玻璃的元素是F；气态氢化物稳定性最强的元素是F；最高价氧化物对应的水化物酸性最强的元素是Cl。B.其两种同素异形体对人类生存都非常重要的元素是O（O3层被称为人类和生物的保护伞）；气态氢化物与最低价氧化物能反应生成单质的是S。C.气态氢化物与最高价氧化物对应水化物能起化合反应的元素是N；气态氢化物能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的元素是N；其中一种同素

13、异形体在空气中能自燃的元素是P。元素性质递变规律 A.元素金属性强弱比较规律 I依据元素周期表，同一周期中，从左到右，金属性逐渐减弱；同一主族中，由上到下，金属性逐渐增强。II依据最高价氧化物的水化物碱性强弱，碱性越强，金属性越强。III依据金属活动性顺序（极少数例外）。IV依据金属单质与酸或水反应的剧烈程度，反应越剧烈，金属性越强。V依据金属单质与盐溶液之间的置换反应。VI依据原电池原理，原电池中作负极的金属比作正极的金属金属性强。VII依据电解原理，电解时，阴极上后析出的金属比先析出的金属金属性强。 B.元素非金属性强弱比较规律 I依据元素周期表，同一周期中，从左到右，非金属性逐渐增强；同

14、一主族中，由上到下，非金属性逐渐减弱。II依据最高价氧化物的水化物的酸性强弱，酸性越强，非金属性越强。III依据与H2化合的难易，越容易化合，非金属性越强。IV依据其气态氢化物的稳定性，稳定性越强，非金属性越强。V依据非金属单质与盐溶液之间的置换反应。 C.微粒半径大小比较规律 I同周期阳离子半径随原子序数递增逐渐减小，如第3周期中：Na+Mg2+Al3+；同周期阴离子半径随原子序数递增逐渐减小，如第3周期中：P3-S2-Cl-。II同主族阳离子半径随原子序数递增逐渐增大，如第IA族中：LiNa+K+，同主族阴离子半径随原子序数递增逐渐增大，如第VIIA族中：F-Cl-Br-。III阳离子半径

15、总比相应原子半径小，如Na+S。IV电子层结构相同的离子半径随原子序数的增大而减小，如S2-Cl-K+Ca2+，O2-F-Na+Mg2+Al3+。 元素的含量地壳中质量分数最大的元素是O，其次是Si；地壳中质量分数最大的金属元素是Al，其次是Fe；氢化物中氢元素质量分数最大的是C；所形成的有机化合物中种类最多的是C。(3)解元素推断题的方法解答元素推断题，必须抓住原子结构和元素的有关性质，掌握元素周期表中主要规律，熟悉某些元素（短周期或前20号元素）的性质、存在和用途的特殊性，用分析推理法确定未知元素在周期表中的位置。对于有突破口的元素推断题，可利用题目暗示的突破口，联系其它条件，顺藤摸瓜，各

16、个击破，推出结论。对无明显突破口的元素推断题，可利用题示条件的限定，逐渐缩小推求范围，并充分考虑各元素的相互关系予以推断。有时限制条件不足，则可进行讨论，得出合理结论，有时答案不止一组，只要能解释通都可以，若题目只要求一组，则选择自己最熟悉、最有把握的。有时需要运用直觉，大胆尝试、假设，再根据题给条件进行验证，也可推出。 考点名称：元素周期表 (1)原子序数与原子结构之间的关系：原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数 (2)周期序数=电子层数。周期序数用阿拉伯数字表示。元素周期表目前有7个周期。第1、2、3周期称为短周期，分别含有2、8、8种元素；第4、5、6周期称为长周期，分别含有18、18

17、、32种元素；第7周期称为不完全周期。 (3)元素周期表有18个纵行，称为族，共16个族。族序数用罗马数字表示。元素周期表中含有7个主族(A族A族)、7个副族(B族B族、B族B族)、1个第族(三个纵行)和1个0族(稀有气体)。主族元素族序数=最外层电子数。稀有气体元素化学性质不活泼，很难与其他物质发生化学反应，把它们的化合价定为0，因而叫做0族。 (4)元素周期表共分5个区 s区：A、A族(活泼氢除外)最外层电子数为1或2 p区：AA最外层电子数为3到7 d区：BB过渡元素 ds区：BBf区：镧系、锕系 考点名称：元素的性质 由于核外电子排布的周期性变化，使元素表现出不同的性质。元素性质与原子

18、结构密切相关，主要与原子核外电子排布，特别是最外层电子数有关。碱金属元素的性质： (1)元素性质同：均为活泼金属元素，最高正价均为+1价异：失电子能力依次增强，金属性依次增强 (2)单质性质同：均为强还原性（均与O2、X2等非金属反应，均能与水反应生成碱和氢气。），银白色，均具轻、软、易熔的特点异：与水（或酸）反应置换出氢依次变易，还原性依次增强，密度趋向增大，熔沸点依次降低，硬度趋向减小 (3)化合物性质同：氢氧化物都是强碱。过氧化物M2O2具有漂白性，均与水反应产生O2；异：氢氧化物的碱性依次增强。注： Li比煤油轻，故不能保存在煤油中，而封存在石蜡中。 Rb，Cs比水重，故与水反应时，应

19、沉在水底。与O2反应时，Li为Li2O；Na可为Na2O，Na2O2；K，Rb，Cs的反应生成物更复杂。卤族元素的性质： (1)相似性：卤素原子最外层都有七个电子，易得到一个电子形成稀有气体元素的稳定结构，因此卤素的负价均为1价。氯、溴、碘的最高正价为+7价，有的还有+1、+3、+5价，其最高价氧化物及水化物的化学式通式分别为X2O7和HXO4(F除外) 卤族元素的单质均为双原子分子(X2)；均能与H2化合：H2+X2=2HX；均能与水不同程度反应，其通式(除F2外)为：H2O+X2HX+HXO；均能与碱溶液反应；Cl2、Br2、I2在水中的溶解度较小(逐渐减小，但在有机溶剂中溶解度较大，相似

20、相溶)。 (2)递变性：原子序数增大，原子的电子层数增加，原子半径增大，元素的非金属性减弱。 单质的颜色逐渐加深从淡黄绿色黄绿色深红棕色紫黑色，状态从气气液固，溶沸点逐渐升高；得电子能力逐渐减弱，单质的氧化性逐渐减弱，与氢气化合由易到难，与水反应的程度逐渐减弱。 阴离子的还原性逐渐增强。 氢化物的稳定性逐渐减弱。 最高正价含氧酸的酸性逐渐减弱(氟没有含氧酸)。 考点名称：化学药品的保存、放置 物质的保存：一般情况下固体药品保存在广口瓶中，液体药品保存在细口瓶中，带玻璃塞的试剂瓶不能盛放碱性液体，带橡胶塞的试剂瓶不能保存苯、甲苯等有机溶剂和高锰酸钾、浓硝酸等强氧化性试剂。一般：白磷保存在水中；钠

21、保存在煤油中；NaOH溶液橡胶塞；硝酸玻璃塞棕色瓶；硝酸银棕色瓶 考点名称：核素 具有一定的质子数和中子数的一种原子叫做核素 的含义：表示一个质量数为A、质子数为Z的原子。中A表示质量数，Z表示质子数，a表示粒子所带的电荷数和电性，b表示组成该粒子的原子数目。考点名称：同位素 质子数相同而中子数不同的原子互称为同位素（即同一元素的不同核素互称为同位素）。元素符号表示不同，如；电子结构相同，原子核结构不同；物理性质不同，化学性质相同。考点名称：同素异形体 同一元素组成的不同种单质。元素符号表示相同，分子式可不同，如石墨和金刚石、O2和O3；单质的组成或结构不同；物理性质不同，化学性质相似。考点名

22、称：元素化合价的求法(1)化合价的原则：在化合物中，正负化合价的代数和为0。 (2)化合价规律：a.在单质中，元素的化合价为0。 b.在化合物中，氢常显+1价，氧显-2价。金属元素通常显正价，非金属元素显负价。在非金属氧化物中，氧显-2价，非金属元素显正价，因而非金属元素可以有正价和负价。 c.在不同的条件下，某元素可以表现出不同的化合价 d原子团也表现化合价，其化合价数值由构成原子的正负化合价的代数和算出。 (3)常见元素化合价口诀：一价氢氯钾钠银，二价氧钙钡镁锌，三铝、四硅、五价磷，二三铁、二四碳，二四六硫都齐全，氢一氧二为标准，铜汞二价最常见，单质价数都为零。负一氢氧硝酸根负二硫酸碳酸根

23、负三记住磷酸根正一价的是铵根考点名称：物质性质的研究 研究对象：物质的物理性质、化学性质物质性质。研究方法：观察与问题、假设与预测、实验与事实、解释与结论、表达与交流、扩展与迁移。 考点名称：离子结构示意图 正离子的离子结构示意图中核内质子数大于核外电子数；负离子的离子结构示意图中核内质子数小于核外电子数考点名称：氮气 (1)物理性质：纯净的氮气是无色气体，密度比空气略小，氮气在水中的溶解度很小，在常压下101kPa，-195.8氮气变成无色液体，-209.9变成雪花状固体。氮气的分子结构：氮分子(N2)的电子式为，结构式为NN，由于N2分子中的NN键很牢固，所以通常情况下，氮气的化学性质稳定

24、、不活泼。 (2)化学性质：氮分子化合价为0价，既可以升高也可以降低，说明氮气既有氧化性又有还原性。 N2与H2化合生成NH3：说明：该反应是一个可逆反应，是工业合成氨的原理。N2与金属反应(Mg Ca Sr Ba)反应：N2与O2化合生成NO：说明：在闪电或行驶的汽车引擎中会发生以上反应。 (3)氮气的用途： 合成氨，制硝酸； 代替稀有气体作焊接金属时的保护气，以防止金属被空气氧化； 在灯泡中填充氮气以防止钨丝被氧化或挥发； 保存粮食、水果等食品，以防止腐烂； 医学上用液氮作冷冻剂，以便在冷冻麻醉下进行手术； 利用液氮制造低温环境，使某些超导材料获得超导性能考点名称：原子核外电子的排布 元素

25、原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化最外层不超过8个电子，次外层不超过18个电子；第n层最多排2n2个电子。 考点名称：原子结构示意图 (1)定义：圆圈和圆圈内的数字分别表示原子核和核内的质子数，弧线表示电子层，弧线上的数字表示该层的电子数。(2)核外电子的排布：核外电子排布每层最多2n2的平方，但最外层电子数最多不超过8个，次外层最多不超过18个，倒数第三层不超过32个。 考点名称：电离方程式表示电解质电离的式子。强电解质电离用“=”，弱电解质电离用“” 书写电离方程式注意事项： (1)多元弱酸分步电离，第二步电离比第一步电离小得多，电离方程式分布写 如： (2)酸式

26、盐的电离 强酸的酸式盐电离： 弱酸的酸式盐电离：第一步完全电离，第二步部分电离考点名称：极性键、非极性键 (1)非极性键：同种元素的原子间形成的共价键(共用电子对不偏移，成键原子双方不显电性)。 如：在非金属单质(H2 Cl2 O2)、共价化合物(H2O2 多碳化合物)、离子化合物(Na2O2 CaC2)中存在。 (2)极性键：不同元素的原子间形成的共价键(共用电子对偏向吸引电子能了强的一方，该元素显负价，偏离吸引电子能力弱的一方，该元素显正价)。如：在共价化合物(HCl H2O CO2 NH3)、某些离子化合物(NaOH Na2SO4 NH4Cl)中存在。 考点名称：共价化合物 直接相邻原子

27、间均以共价键相结合的化合物。共价化合物中只含共价键。考点名称：共价键 原子间通过共用电子对所形成的相互作用叫做共价键。共价键的本质是原子间形成共用电子对，即电子云的重叠，使得电子出现在核间的概率增大。共价键具有饱和性和方向性。考点名称：离子化合物 含有离子键的化合物称为离子化合物，离子化合物中肯定存在离子键，也可以存在共价键。离子键氢键 考点名称：离子键 定义：使阴阳离子结合成化合物的静电作用叫离子键。 成键元素：活泼金属(或NH4+)与活泼的非金属或酸根离子、OH- 静电作用：指静电吸引和静电排斥的作用 考点名称：氢键 氢键：(1)概念：已经与电负性很大的原子(如N、O、F) 形成共价键的氢

28、原子与另一个电负性很大的原子(如 N、O、F)之问的作用力。如水分子问的氢键如下图所示。 (2)表示方法：AHB一(A、B为N、O、F“一” 表示共价键，“”表示形成的氢键)。 (3)分类 (4)属性：氢键不属于化学键，它属于一一种较强的分子间作用力，其作用能大小介于范德华力和化学键之间。 (5)对物质性质的影响 氢键对物质熔、沸点的影响。分子问存在氧键时，破坏分子问的氢键，需要消耗更多的能量，所以存在氢键的物质具有较高的熔点和沸点。例如：氮族、氧族、卤素中的N、O、F的氧化物的熔、沸点的反常现象。氢键对物质溶解度的影响：氢键的存在使物质的溶解性增大。例如：NH3极易溶解于水，主要是由于氨分子

29、和水分子之问形成了氢键，彼此互相缔合，因而加大了溶解。再如乙醇、低级醛易溶于水，也是因为它们能与水分子形成氢键。 氢键的存在会引起密度的变化。水结冰时体积膨胀、密度减小的反常现象也可用氢键解释：在水蒸气中水以单个的水分子形式存在；在液态水中，通常是几个水分子通过氢键结合，形成(H2O)n小集团；在固态水(冰)中，水分子大范围地以氢键互相连接，成为疏松的晶体，因此在冰的结构中有许多空隙，造成体积膨胀，密度减小。 分子内氢键与分子间氢键对物质性质的不同影响：氢键既可以存在于分子内部的原子之间，也可以存在于分子间的原子之间，只不过这两种情况对物质性质的影响程度是不一样的。例如，邻羟基苯甲醛存在分子内

30、氢键：熔点为2，沸点为196 5；对羟基苯甲醛存在分子间氢键：熔点为 115，沸点为250。由此可见，分子间氢键使物质的熔、沸点更高。 6)存在：水、醇、羧酸、酰胺、氨基酸、蛋白质、结晶水合物等物质中都能存在；生命体中许多大分子内也存在氢键，如氢键是蛋白质具有生物活性的高级结构的重要原因，DNA双螺旋的两个螺旋链也是以氢键相互结合的。 考点名称：金属键 金属阳离子和自由电子之间强烈的相互作用。金属键没有方向性，当金属受到外力作用时，各层间发生相对滑动，但金属键仍然存在，原子不改变原有的排列方式，故金属键具有延展性。考点名称：电子式的书写 在化学反应中，一般是原子的最外层电子数目发生变化。为了简便起见，化学中常在元素符号周围用小黑点“ ”或小叉“”来表示元素原子的最外层电子，相应的式子叫做电子式。(1)原子的电子式：H 、Na 、(2)阳离子的电子式：不画出离子最外层电子数，元素右上角标出“n+”电荷字样：Na+、Al3+、Mg2