高中化学选修三 原子结构与性质知识总结
高中化学选修三 原子结构与性质知识总结
原子结构与性质一 原子结构 1、原子的构成中子N（核素）原子核 近似相对原子质量质子Z （带正电荷） → 核电荷数 元素 → 元素符号原子结构 决定原子呈电中性 电子数（Z 个）化学性质及最高正价和族序数体积小，运动速率高（近光速），无固定轨道核外电子 运动特征电子云（比喻） 小黑点的意义、小黑点密度的意义。
排布规律 → 电子层数 周期序数及原子半径 表示方法 → 原子（离子）的电子式、原子结构示意图2、三个基本关系（1）数量关系：质子数 = 核电荷数 = 核外电子数（原子中） （2）电性关系：①原子中：质子数=核电荷数=核外电子数②阳离子中：质子数>核外电子数 或 质子数=核外电子数+电荷数 ③阴离子中：质子数<核外电子数 或 质子数=核外电子数-电荷数 （3）质量关系：质量数 = 质子数 + 中子数二 原子核外电子排布规律决定 X)(A Z三相对原子质量定义：以12C原子质量的1/12（约1.66×10-27kg）作为标准，其它原子的质量跟它比较所得的值。
其国际单位制（SI）单位为1，符号为1（单位1一般不写）原子质量：指原子的真实质量，也称绝对质量，是通过精密的实验测得的。
如：一个氯原子的m(35Cl)=5.81×10-26kg。
核素的相对原子质量：各核素的质量与12C的质量的1/12的比值。
一种元素有几种同位素，就应有几种不同的核素的相对原子质量，相对诸量如35Cl为34.969,37Cl为36.966。
原子比较核素的近似相对原子质量：是对核素的相对原子质量取近似整数值，数值上与该质量核素的质量数相等。
如：35Cl为35,37Cl为37。
元素的相对原子质量：是按该元素各种天然同位素原子所占的原子个数百分比算出的平均值。
如：Ar(Cl)=Ar(35Cl)×a% + Ar(37Cl)×b%元素的近似相对原子质量：用元素同位素的质量数代替同位素相对原子质量与其原子个数百分比的乘积之和。
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。
【人教版】高中化学选修3知识点总结：第一章原子结构与性质
第一章原子结构与性质课标要求1.了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素的（1~36号）原子核外电子的排布。
了解原子核外电子的运动状态。
2.了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某种性质3.了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。
4.了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。
要点精讲一.原子结构1.能级与能层2.原子轨道3.原子核外电子排布规律⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。
能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s 轨道，后进入3d 轨道，这种现象叫能级交错。
说明：构造原理并不是说4s 能级比3d 能级能量低（实际上4s 能级比3d 能级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。
也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。
（2）能量最低原理现代物质结构理论证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。
构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。
（3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。
换言之，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利（Pauli ）原理。
（4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（Hund ）规则。
比如，p3的轨道式为或，而不是。
洪特规则特例：当p 、d 、f 轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。
即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。
前36号元素中，全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；全充满状态的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。
高中化学选修三物质结构与性质知识点大全
物质结构与性质知识点大全原子核外电子排布原理1．能层、能级与原子轨道(1)能层(n)：在多电子原子中，核外电子的能量是不同的，按照电子的能量差异将其分成不同能层。
通常用K、L、M、N……表示，能量依次升高。
(2)能级：同一能层里电子的能量也可能不同，又将其分成不同的能级，通常用s、p、d、f等表示，同一能层里，各能级的能量按s、p、d、f的顺序依次升高，即：E(s)<E(p)<E(d)<E(f)。
(3)原子轨道：电子云轮廓图给出了电子在核外经常出现的区域。
这种电子云轮廓图称为原子轨道。
【特别提示】(1)任一能层的能级总是从s能级开始，而且能级数等于该能层序数。
(2)以s、p、d、f……排序的各能级可容纳的最多电子数依次为1、3、5、7……的二倍。
(3)构造原理中存在着能级交错现象。
由于能级交错，3d轨道的能量比4s轨道的能量高，排电子时先排4s轨道再排3d轨道，而失电子时，却先失4s轨道上的电子。
(4)前四周期的能级排布(1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p)。
第一能层(K)，只有s能级；第二能层(L)，有s、p两种能级，p能级上有三个原子轨道p x、p y、p z，它们具有相同的能量；第三能层(M)，有s、p、d三种能级。
(5)当出现d轨道时，虽然电子按ns，(n－1)d，np顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把(n－1)d放在ns前。
(6)在书写简化的电子排布式时，并不是所有的都是[X]＋价电子排布式(注：X 代表上一周期稀有气体元素符号)。
2．基态原子的核外电子排布（1）能量最低原理电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。
如图为构造原理示意图，即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图。
注意：所有电子排布规则都需要满足能量最低原理。
（2）泡利原理每个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋状态相反。
（3）洪特规则。
选修3第一章第二节原子结构与元素的性质
第一章原子结构与性质
第二节 原子结构与 元素的性质
知识回顾：一、元素周期表的结构（由周期
与族构成）
第1周期(H--He)：2 种元素
短周期 第2周期(Li--Ne)：8 种元素
第3周期(Na--Ar)：8 种元素
周期
（横行）
第4周期(K--Kr)：18 种元素
长周期 第5周期(Rb--Xe)：18 种元素
1、影响因素:
原子半径 的大小
取决于
1、电子的能层数 2、核电荷数 3、核外电子数
2、规律：
（1）电子层数不同时,电子层数越多,原子半径越大。
（2）电子层相同时,核电荷数越大，原子半径越小。 （3）电子层、核电荷数都相同时,电子数越多，原子半 径越大。
（二）电离能
1、概念
气态电中性基态原子失去一个电子转化为气 态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。 用符号Ｉ1表示，单位：kj/mol 从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需 要的能量叫做第二电离能。符号Ｉ2
解答：Li、Mg在空气中燃烧的产物为Li2O、MgO， Be(OH)2、Al(OH)3都是两性氢氧化物，H3BO3、H2SiO3都是弱 酸。这些都说明“对角线规则”的正确性。
二、元素周期律
1．定义
元素的性质随（ 核电荷数）的递增发生周期
性的递变，称为元素的周期律。 2．实质
元素原子 核外电子排布 的周期性变化．
（一）原子半径
元素周期表中的 同周期主族元素从左 到右，原子半径的变 化趋势如何？应如何 理解这种趋势？周期 表中的同主族元素从 上到下，原子半径的 变化趋势如何？应如 何理解这种趋势？
3、为什么在元素周期表中非金属元素主要集中在右上 角三角区内（如图）？处于非金属三角区边缘的元素常 被称为半金属或准金属。为什么？
高中化学选修3重要知识点总结
高中化学选修3重要知识点总结关于高中化学选修3重要知识点总结高中的化学课本包括必修和选修，选修课本的知识通常是一些重点难点知识的拓展，我们现在学习化学的时候，选修三的内容是不能轻视的。
下面是店铺为大家整理的高中化学必备的知识点，希望对大家有用!高中化学选修3重要知识点总结1(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(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)。
高中化学物质结构与性质知识点总结
高中化学物质结构与性质知识点总结一、原子结构与元素周期律1. 原子组成：原子由原子核和核外电子组成。
原子核包含质子和中子，质子带正电，中子不带电。
核外电子围绕原子核运动，形成电子云。
2. 电子排布规律：电子按照能量层次和亚层分布，遵循奥布定律（泡利不相容原理、洪特规则）进行排布。
最低能量原理指导电子优先填充能量最低的轨道。
3. 元素周期表：元素按照原子序数（质子数）递增排列的表格，分为7个周期和18个纵行（族）。
元素周期表反映了元素的周期律和族律。
4. 元素周期律：元素的性质随着原子序数的增加呈现周期性变化。
同一周期内，元素的原子半径逐渐减小，电负性逐渐增大；同一族内，元素的化学性质具有相似性。
二、化学键与分子结构1. 化学键的形成：化学键是由原子间相互作用形成，主要包括离子键、共价键和金属键。
2. 离子键：正负离子之间的静电吸引力。
通常由活泼金属和活泼非金属元素之间形成。
3. 共价键：两个或多个非金属原子之间通过共享电子对形成的键。
共价键可以是单键、双键或三键，键的强度和性质与电子对的共享方式有关。
4. 分子的几何结构：分子中原子的空间排布。
分子的几何结构影响其物理和化学性质。
例如，水分子呈弯曲结构，二氧化碳分子呈线性结构。
5. 分子间力：分子间的相互作用力，包括氢键、范德华力等。
这些力量影响物质的熔点、沸点和溶解性等物理性质。
三、晶体结构1. 晶体的类型：晶体分为分子晶体、原子晶体、离子晶体和金属晶体。
不同类型的晶体具有不同的物理和化学性质。
2. 晶体的构造：晶体由原子、离子或分子按照一定的规律排列而成。
晶体的构造决定了其对称性和物理性质。
3. 晶体缺陷：晶体中的不完美之处，如空位、位错等。
晶体缺陷会影响材料的强度、导电性和光学性质。
四、酸碱与氧化还原反应1. 酸碱理论：布朗斯特-劳里酸碱理论认为，凡是能够给出质子的物质为酸，能够接受质子的物质为碱。
2. 酸碱性质：酸性物质具有释放质子的能力，碱性物质具有接受质子的能力。
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at i me an dAl lh原子结构与性质一 原子结构1、原子的构成中子N （核素）原子核近似相对原子质量质子Z → 元素符号原子结构 电子数（Z 个）体积小，运动速率高（近光速），无固定轨道核外电子 运动特征小黑点的意义、小黑点密度的意义。
排布规律 → 电子层数表示方法 → 原子（离子）的电子式、原子结构示意图2、三个基本关系（1）数量关系：质子数 = 核电荷数 = 核外电子数（原子中）（2）电性关系：①原子中：质子数=核电荷数=核外电子数②阳离子中：质子数>核外电子数 或 质子数=核外电子数+电荷数③阴离子中：质子数<核外电子数 或 质子数=核外电子数-电荷数（3）质量关系：质量数 = 质子数 + 中子数二 原子核外电子排布规律1各电子层最多能容纳 2n 2 个电子即：电子层序号 1 2 3456 7代表符号 K L M N OPQ最多电子数 2 8 18 32 50 72 982最外层电子数目不超过 8 个（K 层为最外层时不超过2个）。
3次外层电子数最多不超过 18 个，倒数第三层不超过 32 个。
4核外电子总是尽先排满能量最低、离核最近的电子层，然后才由里往外，依次排在能量较高，离核较远的电子层。
核外电子排布规律注意事项1.以上几点是相互联系的，不能孤立地理解，必须同时满足各项要求。
2.上述乃核外电子排布的初步知识，只能解释1～18号元素的结构问题，若要解释更多问题，有待进一步学习核外电子排布所遵循的其它规律。
X)(A Zan dAl l th i n三 相对原子质量定义：以12C 原子质量的1/12（约1.66×10-27kg ）作为标准，其它原子的质量跟它比较所得的值。
其国际单位制（SI ）单位为1，符号为1（单位1一般不写）原子质量：指原子的真实质量，也称绝对质量，是通过精密的实验测得的。
如：一个氯原子的m(35Cl)=5.81×10-26kg 。
核素的相对原子质量：各核素的质量与12C 的质量的1/12的比值。
一种元素有几种同位素，就应有几种不同的核素的相对原子质量，相对诸量如35Cl 为34.969,37Cl 为36.966。
原子比较核素的近似相对原子质量：是对核素的相对原子质量取近似整数值，数值上与该质量核素的质量数相等。
如：35Cl 为35,37Cl 为37。
元素的相对原子质量：是按该元素各种天然同位素原子所占的原子个数百分比算出的平均值。
如：Ar(Cl)=Ar(35Cl)×a% + Ar(37Cl)×b%元素的近似相对原子质量：用元素同位素的质量数代替同位素相对原子质量与其原子个数百分比的乘积之和。
注意 ①、核素相对原子质量不是元素的相对原子质量。
②、通常可以用元素近似相对原子质量代替元素相对原子质量进行必要的计算。
四 微粒半径的大小比较和10电子、18电子微粒1．原子半径和离子半径原子半径 1.电子层数相同时（同周期元素），随原子序数递增，原子半径减小 例：Na ＞Mg ＞Al ＞Si ＞P ＞S ＞Cl 2.最外层电子数相同时（同主族元素），随电子层数递增原子半径增大。
例：Li ＜Na ＜K ＜Rb ＜Cs离子半径1.同种元素的离子半径:阴离子大于原子,原子大于阳离子,低价阳离子大于高价阳离子。
例：Cl ―＞Cl ，Fe ＞Fe 2＋＞Fe 3＋2.电子层结构相同的离子,核电荷数越大,半径越小。
例：O 2―＞F ―＞Na ＋＞Mg 2＋＞Al 3＋3.带相同电荷的离子（同主族元素的离子）,电子层越多,半径越大。
例：Li ＋＜Na ＋＜K ＋＜Rb ＋＜Cs ＋；O 2―＜S 2―＜Se 2―4.带电荷、电子层均不同的离子可选一种离子参照比较。
例：比较K ＋与Mg 2＋可选Na ＋或Ca 2＋为参照可知K ＋＞Na ＋（或Ca 2＋）＞Mg 2＋2．10电子的微粒：（1）分子： Ne 、CH 4、NH 3、H 2O 、HF ；（2）离子： Na +、Mg 2+、Al 3+、NH 4+、NH 2-、H 3O +、OH -、O 2-、F - 。
3．18电子的微粒：2．（1）（1）分子： Ar 、SiH 4、PH 3、H 2S 、HCl 、CH 3CH 3、N 2H 4、H 2O 2、F 2、CH 3OH 、CH 3F 等；（2）离子： S 2-、Cl -、K +、Ca 2+、HS - 。
t i me an dAl l t h 记忆10电子微粒的方法：首先找出10电子的原子（单原子分子）Ne ，然后向前寻找非金属元素对应的氢化物：CH 4～HF ，向后寻找金属形成的阳离子：Na +～Al 3+。
在氢化物的基础上增加或减少H +，可构成一系列的离子。
记忆18电子的微粒方法：首先找出18电子的原子（单原子分子）Ar ，然后向前寻找非金属元素对应的氢化物：SiH 4～HCl ，向后寻找金属形成的阳离子：K +～Ca 2+。
在氢化物的基础上减少H +，可构成一系列的离子。
还有部分18电子的分子可通过10电子的氢化物分析得到，10电子的氢化物分子去掉一个H 得到9电子的基团：—CH 3、—NH 2、—OH 、—F ，这些基团两两结合可形成18电子的分子。
元素周期律与元素周期表一 元素周期表的结构元素周期表的结构位置与结构的关系周期序数元素的种数第一周期① 2种 第二周期② 8种 短周期第三周期③8种第四周期④ 18种 第五周期⑤ 18种 第六周期⑥ 32种 周期长周期第七周期⑦ 32种（如果排满） 1.周期序数＝ 电子层数 2.对同主族元素若n≤2，则该主族某一元素的原子序数与上一周期元素的原子序数的差值为上一周期的元素种数。
若n≥3，则该主族某一元素的原子序数与上一周期元素的原子序数的差值为该周期的元素种数。
主族ⅠA 族～ⅦA 族由长周期和短周期元素共同构成的族最外层电子数= 主族族数 =价电子数零 族最外层电子数均为8个（He 为2个除外）副族IB 族～ⅦB 族只由长周期元素构成的族最外层电子数一般不等于族序数（第ⅠB 族、ⅡB 族除外）；最外层电子数只有1～2个。
族第Ⅷ族有三列元素（8、9、10三个纵行）二 元素周期律涵 义元素性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化。
实 质元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性变化核外电子排布最外层电子数由1递增至8(若K 层为最外层则由1递增至2)而呈现周期性变化。
原子半径原子半径 由大到小 (稀有气体元素除外)呈周期性变化。
原子半径由电子层数和核电荷数多少决定，它是反映结构的一个参考数据。
主要化合价最高正价由 +1 递变到 +7 ，从中部开始（IVA 族）有负价，从 -4 递变至 -1 。
(稀有气体元素化合价为零)， 呈周期性变化。
元素主要化合价由元素原子的最外层电子数决定，一般存在下列关系：最高正价数＝最外层电子数，非金属元素的负价= 8-最外层电子数 。
元素及化合物的性质金属性 逐渐减弱 ，非金属性 逐渐增强 ，最高氧化物对应的水化物的碱性逐渐减弱 ，酸性 逐渐增强 ，呈周期性变化。
这是由于在一个周期内的元素，电子层数相同，最外层电子数逐渐增多，核对外层电子引力渐强，使元素原子失电子渐难，得电子渐易，故有此变化规律。
大小、单质金属性和非金属性强弱等，我们首先可以确定出元素的相对位置为，则问题容易解决。
三元素金属性和非金属性强弱的判断方法和规律1.根据元素周期表的知识进行判断①同一周期，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
元素周期表中最活泼的金属是Fr，天然存在的最活泼的金属是Cs；最活泼的非金属元素是F。
②同一主族，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
元素周期表左边为活泼的金属元素，右边为活泼的非金属元素；中间的第VIA、VA族则是从非金属元素过渡到金属元素的完整的族，它们的同族相似性甚少，但具有十分明显的递变性。
2.根据元素的单质及其化合物的性质进行判断。
（1）金属性强弱判断原则①根据单质与水（或酸）反应，置换出水（或酸）中的氢的难易程度来判断：一般地，能与水反应产生氢气的金属元素的金属性比不能与水反应的金属元素的强，与冷水反应产生氢气的金属元素的金属性比只能与热水反应产生氢气的金属元素的强。
②根据元素的最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱来判断：一般地，元素的最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，则对应的金属元素的金属性就越强。
反之，则越弱。
③根据置换反应进行的方向来判断：一般是“强”置换“弱”。
④根据金属元素的单质的还原性（或离子的氧化性）来判断：一般情况下，金属阳离子的氧化性越强，则对应的金属单质的还原性越弱，金属元素的金属性也就越弱。
⑤根据原电池的正、负极及金属腐蚀的难易程度来判断：一般地，负极为金属性强的元素的单质，容易腐蚀。
（2）非金属性强弱判断原则①根据单质与H2反应生成气态氢化物的剧烈程度或生成的气态氢化物的稳定性强弱来判断：一般地，单质与H2反应生成气态氢化物越容易，或反应生成的气态氢化物越稳定，则对应的非金属元素的非金属性越强；反之，则越弱。
②根据元素最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱来判断：一般地，元素的最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，则对应的非金属元素的非金属性就越强。
反之，则越弱。
③根据置换反应进行的方向来判断：一般是“强”置换“弱”。
④根据非金属单质的氧化性（或离子的还原性）强弱来判断：一般情况下，非金属阴离子的还原性越强，则对应的非金属单质的氧化性越弱，非金属性元素的非金属性也就越弱。
⑤根据与同一种金属反应，生成化合物中金属元素的化合价的高低进行判断。
例如：点燃，2Cu＋S＝Cu2S，即得非金属性：Cl2＞S。
Cu Cl CuCl22at h i ng si nt hod 四 元素“位—构—性”之间的关系化学键一 化学键类型1.化学键的类型化学键类型离子键共价键金属键概念阴阳离子间通过静电引力作用所形成的化学键原子间通过共用电子对所形成的化学键金属阳离子与自由电子间通过相互作用而形成的化学键成键微粒阴阳离子原子金属阳离子和自由电子成键性质静电作用共用电子对电性作用形成条件活泼金属与活泼的非金属元素非金属与非金属元素金属内部实例NaCl 、MgOHCl 、H 2SO 4Fe 、Mg 2.共价键的类型非极性键极性键概念同种元素原子形成的共价键，共用电子对没有发生偏移不同种元素原子形成的共价键，共用电子对发生偏移原子吸引电子能力相同不同m共用电子对不偏向任何一方偏向吸引电子能力强的原子成键原子电性电中性显电性形成条件由同种非金属元素组成由不同种非金属元素组成二 极性分子与非极性分子根据共价分子中电荷分布是否对称，正负电荷重心是否重合，整个分子电性是否出现“两极”，把分子分为极性分子和非极性分子。