2021高三化学物质结构 元素周期律核心考点总结
《物质结构_元素周期律》知识点总结
《物质结构_元素周期律》知识点总结元素周期律是化学的基础理论之一，用于描述元素的组成和性质。
接下来，我将对《物质结构_元素周期律》的知识点进行总结。
1.元素周期律的历史元素周期律最早由俄国化学家孟德莱耶夫于19世纪提出，他将已知元素按照原子质量的增加顺序进行排列，发现元素的性质会随着原子质量的增加而周期性变化。
2.元素周期表的构成元素周期表是以元素的原子序数（也称为核电荷数）为基础的表格。
它将元素按照原子序数逐个排列，每一行称为一个周期，每一列称为一个族。
元素周期表的主要组成部分有：元素符号、原子序数、元素名称、相对原子质量等。
3.元素周期表中的周期性规律元素周期表中的周期性规律主要包括原子半径、电离能、电负性、金属性等方面的变化。
其中，原子半径随着周期的增加而减小，电离能和电负性则随周期的增加而增大，金属性则随周期的增加而减弱。
4.元素分类元素根据电子结构和化学性质可分为金属、非金属和半金属。
金属具有良好的导电性、热导性和延展性，非金属则相对较差，而半金属则介于两者之间。
5.钡行和铂系元素除了8个主族之外，元素周期表中还有两个特殊的族：钡行和铂系元素。
钡行元素是位于周期表倒数第二行的元素，它们的电子结构较稳定，常见化合价为+2、铂系元素是位于周期表第八族的元素，它们具有良好的催化性能，通常用作催化剂。
6.化学键的特性化学键是原子间的相互作用力，主要有离子键、共价键和金属键等。
离子键是由电子的转移产生的，共价键是由电子的共享产生的，金属键是由金属中的自由电子产生的。
不同类型的化学键具有不同的特性和强度。
7.元素的周期律规律和化学反应元素周期律的规律对于解释和预测化学反应也具有重要意义。
例如，元素周期表中元素的位置可以预测元素的化学性质和反应活性，为元素间的化学反应提供了依据。
8.伦纳德琼斯体系伦纳德琼斯体系是根据元素的电子结构和化学性质将元素划分为s、p、d、f四个区域的分类法。
根据该分类法，元素的化学性质和反应方式有明显的规律性。
高三化学必背知识点总结
高三化学必背知识点总结化学作为一门理科学科，涉及到大量的知识点，而在高三阶段，学生们需要逐渐总结、掌握并熟练运用这些知识点。
以下是一些高三化学必背的知识点总结。
一、元素周期表知识点1. 元素周期表的排列规律：元素周期表按照元素的原子序数从小到大排列，相邻元素的性质会有一定的相似性。
2. 元素周期表的主要区域：周期表分为主族元素和过渡元素两大类区域，其中主族元素又可分为典型元素和过渡型元素。
二、离子和离子键知识点1. 离子定义：带正电荷或负电荷的原子或原子团。
2. 阳离子和阴离子：失去电子的离子是阳离子，获得电子的离子是阴离子。
3. 离子键的形成：由阳离子和阴离子之间的静电吸引形成。
三、酸碱中和反应知识点1. 酸的定义：能够释放H+离子的物质。
2. 碱的定义：能够释放OH-离子的物质。
3. 酸碱中和反应的特点：产生盐和水的反应称为酸碱中和反应。
4. pH值和pOH值：用来表示溶液酸碱性强弱的指标，pH值表示酸性强弱，pOH值表示碱性强弱。
四、单质与化合物知识点1. 单质的定义：由同种元素组成的物质。
2. 化合物的定义：由两个或两个以上的不同元素组成的物质。
3. 氧化还原反应：涉及到物质的氧化和还原过程，其中氧化剂接受电子，还原剂失去电子。
五、氧化与还原知识点1. 氧化的特点：指物质失去电子或氧原子，或者获得了氢原子。
2. 还原的特点：指物质获得电子或氧原子，或者失去了氢原子。
3. 氧化态和还原态：用来表示元素或化合物中元素的电荷状态。
六、电解质和非电解质知识点1. 电解质的定义：能够在水中导电的物质。
2. 非电解质的定义：不能在水中导电的物质。
七、原子核与放射性知识点1. 原子核的组成：由质子和中子组成，处于原子的中心。
2. 放射性的定义：指原子核不稳定，通过放射射线来变得更加稳定的现象。
3. α射线、β射线和γ射线：分别代表放射性现象中的三种射线。
总结：以上仅为高三化学必背知识点的部分内容，在学习化学的过程中，要充分理解这些知识点的定义和特点，并进行反复总结与训练。
高中化学 物质结构与元素周期律知识点汇总
第一节 原子结构与元素周期表第一课时 原子结构 知识点一原子的构成 质量数 1、原子的构成微粒2．有关粒子间的关系 (1)质量关系①质量数(A )＝质子数(Z )＋中子数(N )。
②原子的相对原子质量近似等于质量数。
(2)电性关系①电中性微粒(原子或分子)：核电荷数＝核内质子数＝核外电子数。
②带电离子：质子数≠电子数，具体如下表：(3)数量关系：原子序数＝质子数。
3．符号A Z X ±c m ±n中各个字母的含义：规律总结组成原子、离子的各种微粒及相互关系知识点二原子核外电子的排布规律 1.原子核外电子的排布规律2．核外电子排布的表示方法→结构示意图 (1)原子结构示意图①用小圆圈和圆圈内的符号及数字表示原子核和核电荷数。
②用弧线表示电子层。
③弧线上的数字表示该电子层上的电子数。
④原子结构示意图中，核内质子数＝核外电子数。
如钠的原子结构示意图：(2)离子结构示意图①当主族中的金属元素原子失去最外层所有电子变为离子时，电子层数减少一层，形成与上一周期稀有气体元素原子相同的电子层结构(电子层数相同，每层上所排布的电子数也相同)。
如 Mg ：――→－2e－Mg 2＋：。
②非金属元素的原子得电子形成简单离子时，形成和同周期稀有气体元素原子相同的电子层结构。
如F ：③离子结构示意图中，阳离子核内质子数大于核外电子数，阴离子核内质子数小于核外电子数，且差值为离子所带电荷数。
④单个原子形成简单离子时，其最外层可形成8电子稳定结构(K 层为最外层时可形成2电子稳定结构)。
【特别注意】☆规律总结短周期元素原子结构的几个特殊关系知识点三常见的等电子微粒1.常见的“10电子”粒子2.常见的“18电子”粒子(1)分子：Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、N2H4等。
(2)阳离子：K＋、Ca2＋。
(3)阴离子：P3－、S2－、HS－、Cl－。
3 常见等电子体：原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，它们的许多性质相近。
高考化学元素周期表常见考点总结
高考化学元素周期表常见考点总结元素周期表是高考化学中的重要内容，理解和掌握其相关考点对于高考化学的备考至关重要。
以下是对高考化学元素周期表常见考点的详细总结。
一、元素周期表的结构1、周期元素周期表共有 7 个周期。
周期的序数等于该周期元素原子具有的电子层数。
其中，第 1、2、3 周期称为短周期，第 4、5、6、7 周期称为长周期。
2、族元素周期表共有 18 个纵行，分为 16 个族。
7 个主族（ⅠA 族至ⅦA 族）、7 个副族（ⅠB 族至ⅦB 族）、1 个第Ⅷ族（包含 3 个纵行）和 1 个 0 族（稀有气体元素）。
主族元素的族序数等于其最外层电子数。
3、分区元素周期表分为 s 区、p 区、d 区、ds 区和 f 区。
s 区包括第ⅠA 族和第ⅡA 族，价电子构型为 ns1 2；p 区包括第ⅢA 族至第ⅦA 族和 0 族，价电子构型为 ns2 np1 6；d 区包括第ⅢB 族至第ⅦB 族和第Ⅷ族，价电子构型为（n 1）d1 9 ns1 2；ds 区包括第ⅠB 族和第ⅡB 族，价电子构型为（n 1）d10 ns1 2；f 区为镧系和锕系元素。
二、元素周期律1、原子半径同周期从左到右，原子半径逐渐减小（稀有气体元素除外）；同主族从上到下，原子半径逐渐增大。
2、元素的主要化合价主族元素的最高正化合价等于其族序数（O、F 除外），最低负化合价等于其族序数减去 8。
3、金属性和非金属性同周期从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同主族从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
金属性越强，单质与水或酸反应越剧烈，最高价氧化物对应水化物的碱性越强；非金属性越强，单质与氢气化合越容易，气态氢化物越稳定，最高价氧化物对应水化物的酸性越强。
4、电负性元素的电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。
同周期从左到右，电负性逐渐增大；同主族从上到下，电负性逐渐减小。
电负性差值大于 17 的两种元素通常形成离子键，小于 17 的通常形成共价键。
物质结构、元素周期律知识点总结
第一章 物质结构 元素周期律中子N（核素） 原子核质子Z → 元素符号原子结构 : 最外层电子数决定主族元素的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、原子结构示意图随着原子序数（核电荷数）的递增: 元素的性质呈现周期性变化:①、原子最外层电子数呈周期性变化元素周期律 ②、原子半径呈周期性变化③、元素主要化合价呈周期性变化④、元素的金属性与非金属性呈周期性变化①、按原子序数递增的顺序从左到右排列； 元素周期律和 排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行； 元素周期表 ③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。
①、短周期（一、二、三周期） 周期（7个横行） ②、长周期（四、五、六周期） 周期表结构 ③、不完全周期（第七周期） ①、主族（ⅠA ～ⅦA 共7个） 元素周期表 族（18个纵行） ②、副族（ⅠB ～ⅦB 共7个） ③、Ⅷ族（8、9、10纵行） ④、零族（稀有气体）同周期同主族元素性质的递变规律①、核电荷数, 电子层结构, 最外层电子数②、原子半径性质递变 ③、主要化合价④、金属性与非金属性⑤、气态氢化物的稳定性⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性决定 编排依据 具体表现形式七主七副零和八三长三短一不全电子层数: 相同条件下, 电子层越多, 半径越大。
判断的依据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, 最外层电子数越多, 半径越大。
微粒半径的比较 1.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: Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.2.同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。
如: Li<Na<K<Rb<Cs具体规律: 3.同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。
高考化学必备知识点梳理：物质结构、元素周期律
高考化学必备知识点梳理：物质结构、元素周期律高考化学必备知识点梳理：物质结构、元素周期律高考化学必备知识点梳理：物质结构、元素周期律一、原子结构1．原子结构模型的演变2．原子的构成(1)原子的构成原子(Z(A)X)中子（N）不带电()(2)原子中两个数量关系①核电荷数＝质子数(Z)＝核外电子数＝原子序数②质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)(3)构成原子的粒子及粒子间的关系二、元素、同位素、核素的比较同位素化学性质几乎相同，因为质量数不同，物理性质有差异，天然存在的各种同位素所占的原子个数百分比一般不变⑴比较物质非金属性强弱时，应是最高价氧化物对应水化物酸性的强弱，而不是非金属元素对应氢化物酸性的强弱。
⑵所含元素种类最多的族是ⅢB族，形成化合物种类最多的元素在第ⅣA族。
⑶化学键影响物质的化学性质，如稳定性等；分子间作用力和氢键影响物质的物理性质，如熔、沸点等。
⑷并非所有非金属元素的氢化物分子间都存在氢键，常见的只有非金属性较强的元素如N、O、F的氢化物分子间可形成氢键。
⑸金属性是指金属气态原子失电子能力的性质，金属活动性是指在水溶液中，金属原子失去电子能力的性质，二者顺序基本一致，仅极少数例外。
如金属性Pb>Sn，而金属活动性Sn>Pb。
⑹利用原电池原理比较元素金属性时，不要忽视介质对电极反应的影响。
如Al—Mg—NaOH溶液构成原电池时，Al为负极，Mg为正极；Fe—Cu—HNO3(浓)构成原电池时，Cu为负极，Fe为正极。
六、元素周期表1．元素周期表的结构(1)周期①分界线：沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋与硼、硅、砷、碲、砹的交界处画一条斜线，即为金属元素区和非金属元素区分界线(氢元素除外)。
②各区位置：分界线左面为金属元素区，分界线右面为非金属元素区。
③分界线附近元素的性质：既表现金属元素的性质，又表现非金属元素的性质。
(2)过渡元素：元素周期表中部从ⅢB族到ⅡB族10个纵列共六十多种元素，这些元素都是金属元素。
高中化学元素周期律知识点总结
高中化学元素周期律知识点总结一、元素周期律概述元素周期律是化学中描述元素性质随原子序数变化的基本规律。
这一规律由俄国化学家门捷列夫首次提出，并据此发明了元素周期表。
元素周期律主要包括两个方面的内容：一是元素的性质随着原子序数的增加呈现出周期性变化；二是元素的电子排布决定了其化学性质。
二、元素周期表的结构元素周期表是按照元素周期律排列元素的表格，它将所有已知的化学元素按照原子序数和电子排布规律进行分类。
周期表由若干行（周期）和列（族或组）组成，每一周期代表一个电子能级，每一族代表具有相似化学性质的元素。
1. 周期：周期表中的水平行称为周期，从上到下依次为1周期、2周期……7周期。
元素在周期表中的位置反映了其电子排布的能级。
2. 族或组：周期表中的垂直列称为族或组，从左到右依次为第1A族至第8A族（主族元素），以及第1B族至第2B族（过渡金属），还有第3B族至第12B族（后过渡金属），以及第8B族（镧系元素）和第9B族（锕系元素）。
三、元素周期律的具体表现1. 原子半径的周期性变化：同一周期内，从左到右原子半径逐渐减小；同一族内，从上到下原子半径逐渐增大。
2. 主要化合价的周期性变化：同一周期内，元素的最高正化合价从左到右逐渐增加；同一族内，元素的最高正化合价基本相同。
3. 电负性的周期性变化：同一周期内，电负性从左到右逐渐增加；同一族内，电负性从上到下逐渐减小。
4. 离子半径的周期性变化：同一周期内，阳离子半径小于阴离子半径；同一族内，阳离子半径小于上一族的阳离子半径，阴离子半径大于下一族的阴离子半径。
四、元素周期律的应用1. 预测元素性质：通过元素在周期表中的位置，可以预测其化学性质、反应性和化合物类型。
2. 指导化学实验：元素周期律有助于选择合适的试剂和条件进行化学反应，预测反应产物。
3. 材料科学：元素周期律在新材料的开发和性能预测中发挥重要作用，如半导体材料、超导材料等。
五、结语元素周期律是化学学科的基石之一，它不仅揭示了元素性质的内在联系，而且为化学研究和应用提供了重要的理论基础。
元素周期律知识点总结
元素周期律知识点总结元素周期律学问点总结 1一．元素周期表的结构周期序数=核外电子层数主族序数=最外层电子数原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数二．元素的性质和原子结构（一)碱金属元素：2.碱金属化学性质的递变性：递变性：从上到下(从Li到Cs)，随着核电核数的增加，碱金属原子的电子层数渐渐增多，原子核对最外层电子的引力渐渐减弱，原子失去电子的力量增加，即金属性渐渐增加。
所以从Li到Cs的金属性渐渐增加。
结论：1)原子结构的递变性导致化学性质的递变性。
2)金属性强弱的推断依据：与水或酸反应越简单，金属性越强;最高价氧化物对应的水化物(氢氧化物)碱性越强，金属性越强。
3.碱金属物理性质的相像性和递变性：1)相像性：银白色固体、硬度小、密度小(轻金属)、熔点低、易导热、导电、有展性。
2)递变性(从锂到铯)：①密度渐渐增大(反常) ②熔点、沸点渐渐降低3)碱金属原子结构的相像性和递变性，导致物理性质同样存在相像性和递变性(二)卤族元素：2.卤素单质物理性质的递变性：从F2到I21)卤素单质的颜色渐渐加深;2)密度渐渐增大;3)单质的熔、沸点上升3.卤素单质与氢气的反应： X2 + H2 = 2 HX卤素单质与H2 的猛烈程度：依次减弱;生成的氢化物的稳定性：依次减弱4. 非金属性的强弱的推断依：1. 从最高价氧化物的水化物的酸性强弱，或与H2反应的难易程度以及氢化物的稳定性来推断。
2. 同主族从上到下，金属性和非金属性的递变：同主族从上到下，随着核电核数的增加，电子层数渐渐增多，原子核对最外层电子的引力渐渐减弱，原子得电子的力量减弱，失电子的力量增加，即非金属性渐渐减弱，金属性渐渐增加。
3. 原子结构和元素性质的关系：原子结构打算元素性质，元素性质反应原子结构。
同主族原子结构的相像性和递变性打算了同主族元素性质的相像性和递变性。
三.核素(一)原子的构成：(1)原子的质量主要集中在原子核上。
(2)质子和中子的相对质量都近似为1，电子的质量可忽视。
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物质结构、元素周期律授课主题高一物质结构元素周期律教学目的1、掌握元素周期表的结构以及周期和族的概念2、掌握对原子结构和位置间的关系的推导3、认识元素周期表和元素周期律的关系教学重点1、同周期、同主族的性质变化规律2、元素原子结构、位置、性质之间的关系教学内容第一节元素周期表一、元素周期表（门捷列夫）1.编排原则：①按原子序数递增的顺序从左到右排列②将电子层数相同．．。
称为周期（周期序数＝原子的电子层数）．．．．．．的各元素从左到右排成一横行③把最外层电子数相同．．。
称为族．．．．．．．．的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行主族序数＝原子最外层电子数＝元素的最高正化合价2.结构特点：核外电子层数元素种类第一周期（2） 1 2种元素短周期第二周期（10） 2 8种元素周期第三周期（18） 3 8种元素元（7个横行）第四周期（36） 4 18种元素素（7个周期）第五周期（54） 5 18种元素周长周期第六周期（86） 6 32种元素（镧系元素）期第七周期（118）7 32种元素（锕系元素）表主族：ⅠA～ⅡA 、ⅢA～ⅦA共7个主族族副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7个副族（18个纵行）第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB和ⅠB之间（16个族）零族：稀有气体第ⅠA族（氢除外）：碱金属元素（锂Li钠Na钾K铷Rb铯Cs钫Fr）第ⅡA族：碱土金属元素（铍Be镁Mg钙Ca锶Sr钡Ba镭Ra）第ⅢA族：硼元素（硼B铝Al镓Ga铟In铊Tl）第ⅣA族：碳元素（碳C硅Si锗Ge锡Sn铅Pb）第ⅤA族：氮元素（氮N磷P砷As锑铋Bi）第ⅥA族：氧元素（氧O硫S硒Se碲Te钋Po）第ⅦA族：卤族元素（氟F氯Cl溴Br碘I砹At）0族：稀有气体元素（氦He氖Ne氩Ar氪Kr氙Xe氡Rn）二、元素的性质与原子结构1、碱金属元素（锂Li钠Na钾K铷Rb铯Cs）①原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱②除铯Cs外，其余都是银白色，柔软，有延展性③密度都比较小，由上往下，密度逐渐增大（钾K除外ρ（K）＝0.86g/cm3＜ρ（Na）＝0.97g/cm3）④熔点比较低，导热性导电性好，由上往下，熔沸点逐渐降低碱金属的化学性质：相似性和递变性相似性：①都能与氧气等非金属反应4Li+O22Li2O 2Na+S Na2S②都能与水反应，生成氢氧化物和氢气③均为强还原剂：M－e－== M+（M代表碱金属）从锂到铯递变规律：①与氧气反应越来越剧烈。
②与水反应越来越剧烈。
③金属性逐渐增强。
2、卤族元素（氟F氯Cl溴Br碘I）①原子半径逐渐增大，得电子能力逐渐减弱②F2 淡黄绿色气体Cl2黄绿色气体Br2深红棕色液体I2紫黑色固体③由上往下，密度逐渐增大④由上往下，熔沸点逐渐升高化学性质的相似性和递变性：（1）卤素原子最外层上都是7个电子，易得到1个电子，因此，卤族元素都具有较强的非金属性，其单质都较活泼，具有较强的氧化性，能与多种金属和非金属发生化学反应。
（2）从上到下，由于电子层数递增，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱，原子得电子能力逐渐减弱，因此，卤族元素的非金属性逐渐减弱，单质的氧化性逐渐减弱。
表现：①与H2反应渐难；②与氢气化合由易到难，生成的HX的稳定性逐渐减弱；③最高价氧化物的水化物（HXO4）的酸性逐渐减弱：HClO4＞HBrO4＞HIO4 （F无正价）（3）置换反应：Cl2＋2Br－＝2Cl－＋Br2Br2＋2I－＝2Br－＋I2Cl2＋2I－＝2Cl－＋I2结论：同主族元素从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
原因：同主族元素的性质具有相似性和递变性，是因为同主族元素的原子结构具有相似性和递变性。
三、核素质子（Z个）原子核注意：中子（N个）质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)1.原子（ A X ）原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数核外电子（Z个）2.元素、核素、同位素元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。
核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。
氕1H、氘2H、氚3H各为一种核素同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。
(对于原子来说)氕1H、氘2H、氚3H互称同位素（同一元素的不同核素互称同位素）第二节元素周期律一、核外电子的排布★熟背前20号元素，熟悉1～20号元素原子核外电子的排布：H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca原子核外电子的排布规律：①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；②各电子层最多容纳的电子数是2n2；③最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。
电子层：一（能量最低）二三四五六七对应表示符号：K L M N O P Q二、元素周期律1.元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。
元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电子．．．．．．．．．．．排布的周期性变化．．．．．．．．的必然结果。
2.同周期元素性质递变规律第三周期元素11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar(1)电子排布电子层数相同，最外层电子数依次增加(2)原子半径原子半径依次减小—(3)主要化合价＋1 ＋2 ＋3 ＋4－4＋5－3＋6－2＋7－1—(4)金属性、非金属性金属性减弱，非金属性增加—(5)单质与水或酸置换难易冷水剧烈热水与酸快与酸反应慢———(6)氢化物的化学式——SiH4PH3H2S HCl —(7)与H2化合的难易——由难到易—(8)氢化物的稳定性——稳定性增强—(9)最高价氧化物的化学式Na2O MgO Al2O3SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 —最高价氧化物对应水化物(10)化学式NaOH Mg(OH)2Al(OH)3 H2SiO3H3PO4 H2SO4 HClO4 —(11)酸碱性强碱中强碱两性氢氧化物弱酸中强酸强酸很强的酸—(12)变化规律碱性减弱，酸性增强—第2周期元素3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne气态氢化物——————CH4NH3H2O HF ——最高价氧化物对应的水化物LiOH Be(OH)2——H2CO3HNO3——————★判断元素金属性和非金属性强弱的方法：（1）金属性强（弱）①单质与水或酸反应生成氢气容易（难）；②氢氧化物碱性强（弱）；③相互置换反应（强制弱）Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu。
④单质还原性强（弱）（2）非金属性强（弱）①单质与氢气易（难）反应；②生成的氢化物稳定（不稳定）；③最高价氧化物的水化物（含氧酸）酸性强（弱）；④相互置换反应（强制弱）2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2。
⑤单质氧化性强（弱）（Ⅰ）同周期比较：金属性：N a＞Mg＞Al与酸或水反应：从易→难碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3单质还原性：N a＞Mg＞Al 非金属性：Si＜P＜S＜Cl单质与氢气反应：从难→易氢化物稳定性：SiH4＜PH3＜H2S＜HCl酸性(含氧酸)：H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4单质氧化性：Si＜P＜S＜Cl（Ⅱ）同主族比较：金属性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs（碱金属元素）与酸或水反应：从难→易碱性：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH 非金属性：F＞Cl＞Br＞I（卤族元素）单质与氢气反应：从易→难氢化物稳定：HF＞HCl＞HBr＞HI（Ⅲ）金属性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs还原性(失电子能力)：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs氧化性(得电子能力)：Li＋＞Na＋＞K＋＞Rb＋＞Cs＋非金属性：F＞Cl＞Br＞I氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2还原性：F－＜Cl－＜Br－＜I－酸性(无氧酸)：HF＜HCl＜HBr＜HI比较粒子(包括原子、离子)半径的方法：（1）先比较电子层数，电子层数多的半径大。
r（Li）＜r （Na）＜r （K）（2）电子层数相同时，再比较核电荷数，核电荷数多的半径反而小。
r（O2－）＞r （F－）＞r （Na＋）＞（Mg2＋）＞r （Al3＋）（3）电子层数和核电荷数都相同时，比较电子数r（Cl）＜r （Cl－）三、元素周期表和元素周期表的应用1、从左到右原子半径逐渐减小（稀有气体元素除外）从上到下原子半径逐渐增大2、原子半径越大，失电子越容易，还原性越强，其离子的氧化性越弱3、原子半径越小，得电子越容易，氧化性越强，非金属性越强形成的气态氢化物越稳定，形成的最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，其离子的还原性越弱4、Cs是金属性最强的元素；F是非金属性最强的元素5、非金属元素的最高正化合价和它的最低负化合价的绝对值之和等于8第三节化学键一、化学键化学键是相邻两个或多个原子间强烈的相互作用。
1.离子键与共价键的比较键型离子键共价键概念阴阳离子结合成化合物的静电作用叫离子键原子之间通过共用电子对所形成的相互作用叫做共价键成键方式通过得失电子达到稳定结构通过形成共用电子对达到稳定结构成键粒子阴、阳离子原子非金属元素之间成键元素活泼金属与活泼非金属元素之间（特殊：NH4Cl、NH4NO3等铵盐只由非金属元素组成，但含有离子键）离子化合物：由离子键构成的化合物叫做离子化合物。
（一定有离子键，可能有共价键）共价化合物：原子间通过共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。
（只有共价键）大多数盐类：NaCl、K2SO4、NH4NO4、CaCO3、Na2S离子化合物较活泼的金属氧化物：Na2O、CaO、MgO、Al2O3判断强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2非金属氧化物、非金属氢化物等：SO2、、N2O5、NH3、H2S、SiC、CH4共价化合物酸类：HNO3、H2CO3、H2SO4、HClO、CH3COOH极性共价键（简称极性键）不对称：由不同种原子形成，A－B型，如，H－Cl。
共价键非极性共价键（简称非极性键）对称：由同种原子形成，A－A型，如，Cl－Cl。
2.电子式：在元素符号周围用小黑点(或×)来表示原子的最外层电子（价电子）的式子叫电子式。
用电子式表示离子键形成的物质的结构与表示共价键形成的物质的结构的不同点：（1）电荷：用电子式表示离子键形成的物质的结构需标出阳离子和阴离子的电荷；而表示共价键形成的物质的结构不能标电荷。
（2）[ ]（方括号）：离子键形成的物质中的阴离子或铵根离子需用方括号括起来，而共价键形成的物质中不能用方括号。
形成过程：左边是原子的电子式，右边是物质的电子式本章整合知识网络专题归纳在具体解题过程中,掌握四个关系式:①电子层数=周期序数②质子数=原子序数③最外层电子数=主族序数④主族元素的最高正价=族序数;最低负价=主族序数-8要熟练掌握周期表中的一些特殊规律,如各周期元素种数、稀有气体的原子序数及某元素在周期表中的位置;同族上下相邻元素原子序数的关系等。