高中化学知识点总结( 物质与结构)
高中化学物质结构知识点总结
分子结构与性质共价键:原子间通过共用电子对形成的化学键。
分类标准类型单键、双键、三键共用电子对数极性键、非极性键共用电子对偏移程度σ键、π键原子轨道重叠方式极性键和非极性键判别规律：极性键：正电中心和负电中心不重合；非极性键：正电中心和负电中心重合；分子极性与非极性判别：极性：中心原子最外层电子未全部成键；非极性：中心原子最外层电子全部成键;氢键：氢键是由已经与电负性很强的原子(如N、F、O)形成共价键的氢原子与另一个分子中或同一分子中电负性很强的原子之间的作用力。
氢键对物质性质的影响（1）当形成氢键时，物质的熔、沸点将升高。
（2)氢键不属于化学键;σ键、π键判别规律：1.共价单键全部都是σ键；2。
共价双键中一个是σ键，一个是π键；3。
共价三键中一个是σ键,两个是π键；价层电子对互斥理论:价层电子对数目=（中心原子的价电子数+配位原子提供的电子数）/2a、如果是离子团,离子的价电子对数应考虑离子所带的电荷:(1)负离子的价电子数=中心原子的价电子数+所带的负电子数;(2)正离子的价电子数=中心原子的价电子数—所带的正电荷数；b、如果成键原子是配位原子，与中心原子之间的化学键是单键时，配位原子提供的价电子数是1，如H、卤素原子；双键时,配位原子提供的价电子数为0，如氧原子，三键时,配位原子提供的原子为—1,如乙炔。
双键、三键都当做一个配位原子。
c、σ键电子对数：由分子式确定.如H2O、NH3、CH4分子中的中心原子O、N、C分别含有2、3、4对σ键电子对。
d、中心原子上的孤对电子数:为，式中a为中心原子的价电子数(主族元素的价电子数就是最外层电子数）；x为与中心原子结合的原子数;b为与中心原子结合的原子最多能接受的电子数（氢为1，其他原子等于“8-该原子的价电子数”）分子构型价层电子对数σ键电子对数孤电子对数VSEPR模型名称立体构型名称实例2 2 0 直线型直线型3 3 0三角形平面三角形2 1 ∨形4 4 0四面体型正四面体型3 1 三角锥型2 2 ∨形杂化类型判断:无机化合物价层电子对数为2时，sp杂化；价层电子对数为3时，sp2杂化；价层电子对数为4时,sp3杂化；有机化合物：碳原子与几个原子相连，两个为sp杂化，三个为sp2杂化，四个为sp3杂化。
高中化学《选修三物质结构与性质》知识归纳
高中化学《选修三物质结构与性质》知识归纳选修三《物质结构与性质》是高中化学课程中的一本重要教材。
本书主要介绍了物质的结构与性质的关系，以及有机化合物、配位化学、无机材料等内容。
下面是关于该教材的知识归纳。
第一章物质的结构和性质1.物质的微观结构：原子、离子和分子是物质的微观结构。
2.物质的宏观性质：密度、熔点、沸点、导电性、导热性、溶解性等是物质的宏观性质。
3.物质的宏观性质与微观结构的关系：物质的性质与其微观结构相关，如金属的导电性、晶体的硬度等。
第二章有机化合物的结构和性质1.有机化合物的元素组成：有机化合物主要由碳、氢和少量氧、氮、硫等元素组成。
2.有机化合物的结构：有机化合物由分子构成，分子由原子通过共价键连接。
3.有机化合物的性质：有机化合物具有燃烧性、酸碱性、氧化还原性、流动性、挥发性等特性。
4.有机物的分类：根据分子中所含的官能团，有机物可分为醇、酮、醛、酸、酯、醚、芳香化合物等不同类型。
第三章有机反应与有机合成1.有机反应的定义：有机反应是指有机化合物在适当条件下发生变化，形成具有新性质的有机化合物。
2.脱水反应：脱水反应是指有机化合物中的水分子与有机分子发生反应，生成新的有机化合物。
3.氢化反应：氢化反应是指有机化合物中的氢气与有机分子发生反应，生成新的有机化合物。
4.酸碱催化：酸碱催化是指在酸碱存在的条件下，有机化合物的反应速率增加。
第四章金属配合物1.配位化合物的概念：配位化合物是指由一个或多个给体与一个或多个受体之间通过配位键结合形成的化合物。
2.配位键：配位键是指由配体中的一个或多个电子对与金属离子形成的共价键。
3.配位数：配位数是指一个金属离子周围配位体的数目。
4.配位化合物的性质：配位化合物具有明显的颜色、溶解度、稳定性等特性。
第五章无机材料1.无机材料的分类：无机材料可分为金属材料、非金属材料和无机非金属材料。
2.无机材料的性质：金属材料具有导电性、延展性、塑性等特性；非金属材料主要用于绝缘材料、陶瓷材料等；无机非金属材料具有耐高温、耐腐蚀等特性。
高中化学：物质结构 元素周期律知识点
高中化学：物质结构元素周期律知识点一. 原子结构1. 原子核的构成核电荷数(Z) == 核内质子数 == 核外电子数 == 原子序数2. 质量数：将原子核内所有的质子和中子的相对质量取近似整数值加起来，所得的数值，叫质量数。
质量数（A）= 质子数（Z）+ 中子数（N）==近似原子量3. 原子构成4. 表示方法二. 元素、核素、同位素、同素异形体的区别和联系1. 区别2. 联系【名师点睛】(1) 在辨析核素和同素异形体时，通常只根据二者研究范畴不同即可作出判断。
(2) 同种元素可以有多种不同的同位素原子，所以元素的种类数目远少于原子种类的数目。
(3) 自然界中，元素的各种同位素的含量基本保持不变。
三. “10电子”、“18电子”的微粒小结1. “10电子”微粒2. “18电子”微粒四. 元素周期表的结构1. 周期2. 族3. 过渡元素元素周期表中从ⅢB到ⅡB共10个纵行，包括了第Ⅷ族和全部副族元素，共60多种元素，全部为金属元素，统称为过渡元素。
特别提醒元素周期表中主、副族的分界线：(1) 第ⅡA族与第ⅢB族之间，即第2、3列之间；(2) 第ⅡB族与第ⅢA族之间，即第12、13列之间。
五. 元素周期表的应用1. 元素周期表在元素推断中的应用(1) 利用元素的位置与原子结构的关系推断。
等式一：周期序数＝电子层数；等式二：主族序数＝最外层电子数；等式三：原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
(2) 利用短周期中族序数与周期数的关系推断。
(3) 定位法：利用离子电子层结构相同的“阴上阳下”推断具有相同电子层结构的离子，如a X(n＋1)＋、b Y n＋、c Z(n＋1)－、d M n－的电子层结构相同，在周期表中位置关系为则它们的原子序数关系为a＞b＞d＞c。
2. 元素原子序数差的确定方法(1) 同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素原子序数差。
(2) 同主族相邻两元素原子序数的差值情况。
①若为ⅠA、ⅡA族元素，则原子序数的差值等于上周期元素所在周期的元素种类数。
化学高中知识点总结
化学高中知识点总结一、基本概念与原理1. 物质的组成- 原子与分子- 元素与化合物- 同位素与同素异形体2. 化学反应- 化学反应的类型（合成、分解、置换、还原-氧化等） - 化学方程式- 摩尔概念与物质的量3. 化学计量- 化学方程式的平衡- 浓度的计算- 气体定律（波义耳、查理、盖-吕萨克定律）4. 能量变化- 能量守恒- 反应热与焓变- 热化学方程式二、无机化学1. 元素周期表- 周期与族- 元素的电子排布- 元素的性质趋势2. 重要元素及其化合物- 碱金属与卤素- 氧族元素- 过渡金属3. 酸碱与盐- 酸碱理论（阿伦尼乌斯、布朗斯特-劳里）- pH值与溶液的酸碱性- 常见酸碱与盐的性质三、有机化学1. 有机化合物的基础知识- 碳的杂化- 有机反应类型（取代、加成、消除、重排等） - 有机官能团2. 烃类- 烷烃、烯烃、炔烃- 芳香烃3. 官能团化合物- 醇、酚、醚- 醛、酮- 羧酸、酯、酰胺四、物理化学1. 化学平衡- 反应动力学- 勒夏特列原理- 平衡常数与反应自发性2. 溶液与胶体- 溶液的性质- 溶解度与沉淀平衡- 胶体与表面活性剂3. 电化学- 氧化还原反应- 伏打电堆与电解- 电化学系列五、实验技能与安全1. 基本实验操作- 实验器材的使用- 常见化学试剂的保存与处理- 实验数据的记录与分析2. 化学实验安全- 实验室安全规则- 个人防护装备的使用- 紧急情况的处理请注意，这个总结是为了提供一个结构化的概览，并不包含每个部分的详细解释。
每个部分都可以进一步扩展，包含更多的细节和具体的化学知识点。
如果需要一个完整的、详细的文档，您可以提供更具体的指导。
高中化学知识点总结(史上最全版)
高中化学知识点总结(史上最全版)
一、物质的结构与性质
1. 原子结构
- 原子结构模型：质子、中子、电子
- 原子序数、质量数、同位素
- 周期表
2. 分子的结构
- 化学键类型：离子键、共价键、金属键、范德瓦尔斯力- 分子性质：极性、非极性
- 水分子的分子构型
二、化学反应和化学平衡
1. 化学计量与化学反应
- 摩尔质量、化学计量单位
- 分子式、化合价、化合物
- 题型：配平方程式
2. 化学平衡
- 平衡常数与平衡浓度
- 判定化学平衡的条件、平衡移动原理- 题型：计算反应物质量和浓度
三、物质的能量与热
1. 反应热学
- 化学反应热和反应焓变
- 热化学方程式、热平衡常数、焦耳定律- 题型：计算反应热
2. 化学动力学
- 化学反应速率、反应级数和反应速率常数
- 反应速率与反应机理、影响化学反应速率的因素
- 题型：反应速率的计算
四、酸碱盐和氧化还原
1. 酸碱和盐
- 酸碱的定义、判别与性质
- 盐的定义、类别、应用
- 题型：中和反应计算
2. 氧化还原
- 氧化还原反应的定义、氧化态、还原态
- 氧化还原反应的判据
- 题型：氧化还原反应的计算
以上为高中化学知识点总结，如果要深入了解更多具体知识点，还需查阅化学相关教材，进一步学习。
高中化学选修3物质结构与性质全册知识点总结
高中化学选修3物质结构与性质全册知识点总结一、物态变化1.固体、液体和气体的特点和微观结构。
2.相变的概念及其条件。
3.气体的压力、体积和温度的关系（气体状态方程）。
4.确定气体的压强、体积和温度的实验方法。
二、物质的分子结构1.分子的结构和性质的关系。
2.分子的极性与非极性。
3.分子的键型及其特点。
4.共价键的键能和键长的关系。
三、化学键的性质1.同种键和异种键的定义和举例。
2.键能的概念及其在化学反应中的表现。
3.键长的测定方法及其在化学反应中的影响。
4.共价键的极性和电性的概念及其与键型的关系。
四、物质的热稳定性1.温度和物质的热稳定性的关系。
2.物质的热分解与热合成的条件和特点。
3.确定物质的热分解和热合成的方法。
五、物质的电解性1.电解质和非电解质的区别和举例。
2.电解质的导电性及其与离子的浓度和动力学的关系。
3.强电解质和弱电解质的区别和举例。
六、分子与离子的形成1.分子化合物和离子化合物的区别和举例。
2.确定分子和离子的产生与存在的条件。
七、氢键和离子键1.氢键的特点和举例。
2.氢键的性质和应用。
3.离子键的特点和举例。
4.离子键的性质和应用。
八、离子晶体和共价晶体1.离子晶体的特点和举例。
2.确定离子晶体的特性和存在的条件。
3.共价晶体的特点和举例。
4.确定共价晶体的特性和存在的条件。
九、化学键的杂化1.杂化的概念和种类。
2.方向性杂化的概念和应用。
3.确定方向性杂化的条件和特点。
十、分子结构的测定1.确定分子结构的方法。
2.确定分子结构的仪器。
3.确定分子结构的实验步骤和原理。
综上所述，以上是高中化学选修3《物质结构与性质》全册的知识点总结。
通过对这些知识点的学习，我们可以了解物质的分子结构和性质的关系，从而深入理解化学反应的本质和原理。
希望对你的学习有所帮助！。
高中化学选修3-物质结构和性质-全册知识点总结
高中化学选修3物质结构与性质知识点总结主要知识要点：1、原子结构2、元素周期表和元素周期律3、共价键4、分子的空间构型5、分子的性质6、晶体的结构和性质（一）原子结构1、能层和能级（1）能层和能级的划分①在同一个原子中，离核越近能层能量越低。
②同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级s、p、d、f，能量由低到高依次为s、p、d、f。
③任一能层，能级数等于能层序数。
④s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍。
⑤能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。
（2）能层、能级、原子轨道之间的关系每能层所容纳的最多电子数是：2n2（n：能层的序数）。
2、构造原理（1）构造原理是电子排入轨道的顺序，构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。
（2）构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子轨道表示式的主要依据之一。
（3）不同能层的能级有交错现象，如E（3d）＞E（4s）、E（4d）＞E（5s）、E （5d）＞E（6s）、E（6d）＞E（7s）、E（4f）＞E（5p）、E（4f）＞E（6s）等。
原子轨道的能量关系是：ns＜（n-2）f ＜（n-1）d ＜np（4）能级组序数对应着元素周期表的周期序数，能级组原子轨道所容纳电子数目对应着每个周期的元素数目。
根据构造原理，在多电子原子的电子排布中：各能层最多容纳的电子数为2n2 ；最外层不超过8个电子；次外层不超过18个电子；倒数第三层不超过32个电子。
（5）基态和激发态①基态：最低能量状态。
处于最低能量状态的原子称为基态原子。
②激发态：较高能量状态（相对基态而言）。
基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级时的状态。
处于激发态的原子称为激发态原子。
③原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收（基态→激发态）和放出（激发态→较低激发态或基态）不同的能量（主要是光能），产生不同的光谱——原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。
利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。
高中化学知识点总结(最全版)
高中化学知识点总结(最全版)
化学是一门研究物质组成、性质和变化规律的科学。
下面是高中化学的知识点总结，涵盖了各个方面的内容。
1. 原子结构
- 元素、原子、分子的概念
- 电子结构：电子云模型、能级概念、电子排布规则
2. 化学键
- 离子键、共价键、金属键的概念
- 杂化轨道和化学键的形成
- 分子轨道理论
3. 物质的量和化学反应
- 摩尔概念和摩尔质量
- 化学方程式、平衡常数和速率常数
- 反应速率和速率方程
4. 酸碱和盐
- 酸碱理论：Arrhenius理论、Brønsted-Lowry理论- 中和反应和盐的生成
- 强酸强碱的性质
5. 氧化还原反应
- 氧化还原的概念和电子转移
- 氧化剂和还原剂的判别
- 电化学和电池的原理
6. 化学平衡
- 平衡的定义和特征
- 平衡常数和Le Chatelier原理
- 溶液的酸碱平衡和氧化还原平衡
7. 溶液和溶解性
- 溶液的组成和分类
- 溶解度和溶解过程
- 饱和溶液和溶解度曲线
8. 化学反应速率
- 反应速率的实验测定
- 影响反应速率的因素
- 反应速率与能量变化的关系
9. 高能化合物
- 化学能和反应热
- 燃烧反应和燃烧热
- 异常热效应和热力学定律
这些是高中化学的核心知识点总结，希望对你的研究有所帮助。
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《物质结构基础》第一部分原子的结构和性质第一节原子的结构1、能层（1）原子核外的电子是分层排布的。
根据电子的能级差异，可将核外电子分成不同的能层。
（2）每一能层最多能容纳的电子数不同：最多容纳的电子数为2n2个。
（3）离核越近的能层具有的能量越低。
（4）能层的表示方法：能层一二三四五六七……符号K L M N O P Q ……最多电子数 2 8 18 32 50 ……离核远近由近————————————→远能量高低由低————————————→高2、能级在多电子的原子中，同一能层的电子，能量也可以不同。
不同能量的电子分成不同的能级。
【提示】①每个能层所包含的能级数等于该能层的序数n，且能级总是从s能级开始，如：第一能层只有1个能级1s，第二能层有2个能级2s和2p，第三能层有3个能级3s、3p、3d，第四能层有4个能级4s、4p、4d和4f，依此类推。
②不同能层上的符号相同的能级中最多所能容纳的电子数相同，即每个能级中最多所能容纳的电子数只与能级有关，而与能层无关。
如s能级上最多容纳2个电子，无论是1s还是2s；p能级上最多容纳6个电子，无论是2p还是3p、4p能级。
③在每一个能层（n）中，能级符号的排列顺序依次是ns、np、nd、nf……④按s、p、d、f……顺序排列的各能级最多可容纳的电子数分别是1、3、5、7……的两倍，即分别是2、6、10、14……3、基态原子与激发态原子（1）基态原子为能量最低的原子。
基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。
（2）基态原子与激发态原子相互转化与能量转化关系：4、构造原理与基态原子的核外排布随着原子核电荷数的递增，绝大多数元素的原子核外电子的排布将遵循如图的排布顺序，我们将这个顺序成为构造原理。
（1）它表示随着原子叙述的递增，基态原子的核外电子按照箭头的方向在各能级上依此排布：1s，2s，2p，3s，3p，4s，3d，4p，5s，4d，5p，6s……这是从实验得到的一般规律，适用于大多数基态原子的核外电子排布。
（2）构造原理的意义：根据构造原理中电子在能级上的填充顺序，只要我们知道原子序数，就可以写出几乎所有原子的电子排布，并用电子排布式表示，如基态Na原子的电子排布式：1s22s22p63s1，基态Ar原子的电子排布式：1s22s22p63s23p6，基态Fe原子的电子排布式：1s22s22p63s23p63d64s2。
（3）各能级的能量高低顺序可表示为：（n表示能层）①E ns＞E(n－1)s＞E(n－2)s②E np＞E(n－1)p＞E(n－2)p③E nd＞E(n－1)d＞E(n－2)d④E nf＞E(n－1)f＞E(n－2)f⑤E ns＜E(n－2)f＜E(n－1)d＜E np（4）由构造原理写出的电子排布式书写过繁，可以把内层电子已达到稀有气体结构的部分写成“原子实”，以稀有气体的元素符号外加方括号表示，如Si、Fe的简化电子排布式分别为：Si:[Ne]3s23p2, Fe:[Ar]3d64s2。
（5）在化学反应中，原子的外围电子发生变化而“原子实”不受影响，所以描述原子核外电子排布时，也可以省去“原子实”，仅写出原子的外围电子排布式（对主族元素的原子，外围电子又称价电子）。
如Si、Fe的外围电子排布分别为：Si: 3s23p2，Fe: 3d64s2。
5、能级交错从第三电子层起就出现能级交错现象，如3d的能量似乎应低于4s，而实际上E3d＞E4s，按能量最低原理，电子在进入核外电子层时，不是排完3p就排3d，而是先排4s才排3d，由于能级交错，在次外层未达最大容量之前，已出现了最外层，而且最外层未达最大容量时，又进行次外层的填充。
如钙的电子排布式易写成：1s22s22p63s23p63d2，若掌握了能级交错的知识，则应写成：1s22s22p63s23p64s2。
6、核外电子排布的特殊稳定状态量子力学理论指出，在等价轨道上（同一能级）的电子排布在全充满（p6和d10）、半充满（p3、d5）和全空（p0、d0）状态时，体系的能量较低，原子较稳定，如Cu的外围电子排布，若仅根据构造原理，易错写为：3d94s2，实际上Cu的外围电子排布应为3d104s1，同理Ag的外围电子排布应为4d105s1。
7、光谱与光谱分析（1）光谱：不同元素的原子发生跃迁时会发生吸收或释放不同的光，可以用光谱摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。
（2）光谱分析：在现代化学中，常利用原子光谱上的特征光谱来鉴定元素，称为光谱分析。
（3）氢原子光谱：氢原子光谱为线状光谱。
多电子原子光谱较复杂。
（4）玻尔原子结构模型与氢原子光谱：玻尔原子结构模型证明氢原子光谱为线状光谱。
8、原子核外电子运动状态描述（1）电子云：①电子云图中的黑点不代表一个电子，每一个黑点表示电子出现过一次。
②黑点疏密的过程表示了电子在原子核外出现的概率的大小。
点疏的地方表示电子在那里出现的概率小，点密集的地方表示电子在那里出现的概率大。
③离核越近，电子出现的概率越大，电子云越密集。
如2s电子云比1s电子云更扩散。
④s能级的电子云为球形，只有一种空间伸展方向。
p电子云有三种空间伸展方向。
（2）原子轨道①原子轨道：电子云的轮廓图称为原子轨道。
常把电子出现的概率约为90%的空间圈出来。
②原子轨道的形状：s原子轨道是球形的，p原子轨道是纺锤形的，如图甲、乙。
③能层序数n越大，原子轨道的半径越大。
④不同能层的同种能级的原子轨道形状相似，只是半径不同。
⑤ns能级各有1个轨道，np能级有3个轨道，nd能级有5个轨道，nf能级有7个轨道。
np能级有7个轨道。
np能级中的3个原子轨道相互垂直，分别以p x、p y、p z表示，它们具有相同的能量。
⑥各原子轨道的能量高低多电子原子中，电子填充原子轨道时，原子轨道能量的高低存在以下规律：a．相同电子层上原子轨道能量的高低：ns＜np＜nd＜nfb．形状相同的原子轨道能量的高低：1s＜2s＜3s＜4s … …电子层和形状相同的原子轨道的能量相等，如2p x，2p y，2p z轨道的能量相等。
9、核外电子轨道排布式（1）核外电子排布的原则：①能量最低原理：原子核外电子先占有能量低的轨道，然后依次进入能量高的轨道，这样使整个原子处于能量最低的状态。
②泡利不相容原理：每个原子轨道上最多只能容纳两个自旋状态不同的电子。
如2s轨道上的电子排布为，不能表示为。
③洪特规则：原子核外电子在能量相同的各个轨道上排布时，电子尽可能分占不同的原子轨道，且自旋状态相同，这样整个原子的能量最低。
如2p3的轨道表示为，不能表示为或。
（2）轨道表示式用小圆圈（或方框、短线）表示一个给定的原子轨道，并用箭头表示电子，且用“↑”或“↓”来区别自旋方向不同的电子。
第二节原子结构与元素的性质1、原子的外层电子结构和元素的分区元素周期系的形成是由于元素的原子核外电子的排布发生周期性的重复。
周期表中的元素可根据原子的外层电子结构特征划分为5个区。
如图所示：（1）s区元素：最外层除有两个1～2个s电子，次外层无d电子，价电子构型ns1～2，包括IA、IIA族的所有元素。
（2）p区元素：最外层除有两个s电子外，还有1～6个p电子（He无p电子）。
价电子构型为ns2np1～6，包括ⅢA→ⅢA和零族（He除外）。
（3）d区元素：最外层有两个s电子，次外层有1～8个d电子，价电子构型为(n–1)d1～8ns2（个别例外），这个区包括ⅢB→Ⅲ族，其中Ⅲ族包括三个竖列。
（4）ds区元素：最外层有1～2个s电子，次外层d电子全满，价电子构型为（n–1）d10ns1～2，包括IB，IIB族元素。
（5）f区元素：最外层有两个s电子，次外层s电子和p电子已全满，d电子0～2个，倒数第三层1～14个f电子（个别例外）。
价电子构型为(n–2)f0～14(n–1)d0～2ns2。
这个区指包括镧在内的镧系元素和包括锕在内的锕系元素。
2、核外电子排布和周期表的关系周期表有7个横行，表示七个周期；18个纵行。
从左到右，各主副族元素的排列顺序已在元素的分区示意图中反映出来了。
通常把周期表的各副族元素和第Ⅲ族元素叫过渡元素。
除零族外，周期表共有三大部分：①主族元素，在表中左右两端；②过渡元素，在表的中部；③镧系和锕系，在表的底部。
（1）元素的电子层数＝周期数。
（2）主族元素原子的价层电子数＝该元素在周期表中的族数。
当主族元素失去全部价电子后，表现出该元素的最高氧化态。
（3）副族元素（除镧系、锕系外）ⅢB→ⅢB可失去ns2和(n–1)d轨道上的全部电子。
所以，最高正价数＝族数。
Ⅲ族可失去最外层的s电子和次外层的部分d电子，所以最高正价低于族数(8)，只有Ru 和Os可表现八价。
I B可失去ns1电子和部分(n–1)d电子，所以I B的族数＜最高正价，II B只失去ns2电子，II B族数＝最高正价。
3、核外电子排布与元素周期系元素周期系的形成是由于元素的原子核外电子的排布发生周期性的重复的结果。
根据原子核外电子排布原则和原子光谱实验结果，可以得到各元素原子的电子层结构。
元素原子电子排布呈现周期性变化，根据这种变化可将周期系分为7个周期、16个族或18列。
第一周期只包括H、He两种元素，其电子组态为1s1~2。
第二周期包括从Li到Ne共8种元素，Li、Be的电子组态为[He]2s1~2，B到Ne的电子组态为[He]2s22p1~6。
第三周期与第二周期相似，包括从Na到Ar共8种元素，Na、Mg的电子组态为[Ne]3s1~2，Al到Ar的电子组态为[Ne]3s23p1~6。
第一、二、三周期元素中，电子依次排布在s和p轨道，包含的元素较少，称为短周期。
第四周期包括从K到Kr共18种元素。
由鲍林原子轨道近似能级图可知：第四周期元素3d和4s轨道出现能级交错，即E3d＞E4s，K、Ca的最后一个电子依次填充在4s轨道，其电子组态为[Ar]4s1~2。
从21号元素Sc到30号元素Zn，最后一个电子依次填充在3d轨道，电子组态为[Ar]4s23d1~10。
但Cr、Cu例外，电子组态分别为[Ar]4s13d5，[Ar]4s13d10。
从31号元素Ga到36号Kr，最后一个电子依次填充在4p轨道，电子组态为[Ar]4s23d104p1~6。
第五周期与第四周期类似，包括从37号元素Rb到54号元素Xe共18种元素。
其中Rb、Sr最后一个电子填充在5s轨道，其电子组态为[Kr]5s1~2。
从39号元素Y到48号元素Cd共10种元素，最后一个电子依次填充在4d轨道，电子组态为[Kr]5s24d1~10。
4、元素性质的周期性变化元素的性质指元素的金属性、非金属性、元素的主要化合价、原子半径、元素的第一电离能、电负性。