高三一轮复习 课件 元素周期律元素周期表和化学键知识点总结
将分子聚集到一起的作用力 1、 分子间作用力：
2、氢键特点：
a、氢键不是化学键，是一种较强的分子间作用力。
作用力强弱：化学键>氢键>分子间作用力
b、含有氢键的某些物质物理性质反常。如熔沸点 升高。
c、N、O、F和H形成的化合物分子间易形成氢键。
金属性、非金属性的周期性变化
非金属性逐渐增强
H
金 属 性 逐 渐 增 强
Li
Be
B
C
N
O
F
Na
K
Mg
Ca
Al
Ga
Si
Ge
P
As
S
Se
Cl
Br
Rb
Cs
Sr
Ba
In
Tl
Sn
Pb
Sb
Bi
Te
Po
I
At
非 金 属 性 逐 渐 增 强
金属性逐渐增强
原子核外电子排布的周期性变化
+6
2 4
原子半径周期性变化
短周期
第2周期：8 种元素
第3周期：8 种元素 第4周期：18 种元素
周期
（横行）
长周期
第5周期：18 种元素
第6周期：32 种元素 镧57La – 镥71Lu 共15 种元素称镧系元素
不完全周期
第7周期：现有26种元素 锕89Ac – 铹103Lr 共15 种元素称锕系元素
周期序数 = 电子层数
主族
非极性共价键 共用电子对不偏移
金属键： 金属离子与自由电子间的相互作用
2、离子化合物和共价化合物
离子化合物： 含有离子键的化合物。 包括强碱、盐、活泼金属氧化物。 只含有共价键的化合物。 共价化合物： 包括酸、气态氢化物、非金属氧化物、少数盐。
注意几点！
a、共价化合物只含有共价键，无离子键； 离子化合物中可能有共价键。如HCl、NaOH b、气态单质不一定含有共价键。 如He、Ne等 如NH4Cl等 c、非金属原子间也可形成离子键。 如AlCl3 d、金属与非金属不一定形成离子键。
如溶解 e、有化学键破坏，不一定发生化学变化。 f、有NH4+、ⅠA（H除外）、ⅡA原子形成的 化合物一定是离子化合物。 g、离子化合物和共价化合物区别：熔融状态 是否导电。
3、电子式和用电子式表示化合物形成过程
电子式： 用“.”“×”表示原子/离子价电子层的式子。
阳离子：
（1）离子 阴离子： 离子化合物： (2)化合物 共价化合物： 离子化合物： （3）用电子式表示形成过程
1.寻找用于制取农药的元素 2.寻找半导体材料
3.寻找催化剂、耐高温、耐腐蚀的合金材料
第三讲 化学键
一、化学键
1、 离子键： 阴阳离子间的相互作用（静电作用）。
活泼的金属和活泼的非金属原子间
共价键： 相邻原子间通过共用电子对形成的
化 学 键
相互作用。
非金属原子间（AlCl3共价键）
极性共价键 共用电子对偏移
七个，ⅠA～ⅦA, 由短周期 和长周期元素共同组成的族 七个， ⅠB～ⅦB,只有长周 期元素组成的族
族
稀有气体元素
主族序数 = 最外层电子数
二、元素周期律
1、元素周期律：元素的性质随着元素原子 序 数的递增而呈现周期性的变化的规律。 2、实质：元素原子核外电子排布的周期性 变化。 3、具体表现如下
共价化合物：
4、极性分子和非极性分子
极性分子 共价化合物 （正负电荷中心 是否重合） 例如：CO、NO、H2O、SO2、 H2S、NH3、PCl3等 非极性分子
例如：He、Ne、Ar、CO2、 CS2、SO3、CH4、CCl4等
二、分子间作用力和氢键
（又称范德华力）。 存在于多数共价化合物、气态非 金属单质和稀有气体单质分子之间。 特点： a、比化学键弱。 b、影响物质的熔沸点等物理性质。 c、一般情况下，组成和结构相似，相对分 子质量越大，分子间作用力就越大，熔沸点就越高。
元素周期表 元素周期律
石河子第一中学 高三化学组
第五章第二单元(第一轮复习)
一、元素周期表
1、周期表的编排原则
按照原子序数递增的顺序从左到右排列 将电子层数相同的元素排成一个横行 ----周期
把最外层电子数相同的元素按电子层数 递增的顺序从上到下排成纵行 ----族
2、元素周期表的结构
第1周期：2 种元素
元素主要化合价的周期性变化
4、元素金属性、非金属性强弱的比较
（1）元素金属性、非金属性强弱：取决 于元素原子得失电子的难易程度（能力）， 与得失电子数目无关。
例如：Na、Mg做还原剂时，Na失1e-，而Mg
失2e-。
但是还原性Na>Mg，因为Na更容易失去e-。
（2）元素金属性强弱的判断方法 ⑴单质与水或酸置换出氢的难易
⑵置换反应
(3)单质还原性强则对应阳离子氧化性弱 (4)最高价氧化物对应水化物碱性的强弱 (5)电化学：①原电池—一般情况负极活泼 ②电解池—先析出的不活泼
（3）元素非金属性强弱的判断方法
⑴单质与氢气化合的难易及氢化物的稳定性 ⑵单质与盐的置换反应 (3)最高价氧化物对应的水化物酸性的强弱
(4)单质的氧化性强则对应阴离子还原性弱
5、粒子半径比较
（1）同周期左到右：半径减小（除稀有气体） 同主族上到下：半径增大。 （2）电子层结构相同的离子，质子数少的半 径大。(等电子的阴阳离子，阴离子半径大) （3）同种元素的离子半径：阴离子>原子>阳 离子。例如：Cl->Cl，Fe3+<Fe （4）电子数、质子数均不同，找参照。
三、元素周期表的应用
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高三一轮复习 元素周期律元素周期表和化学键知识点总结23页PPT
高三一轮复习 元素周期律元素周期表
•
26、我们像鹰一样，生来就是自由的 ，但是 为了生 存，我 们不得 不为自 己编织 一个笼 子，然 后把自 己关在 里ห้องสมุดไป่ตู้。 ——博 莱索
•
27、法律如果不讲道理，即使延续时 间再长 ，也还 是没有 制约力 的。— —爱·科 克
•
28、好法律是由坏风俗创造出来的。 ——马 克罗维 乌斯
•
29、在一切能够接受法律支配的人类 的状态 中，哪 里没有 法律， 那里就 没有自 由。— —洛克
•
30、风俗可以造就法律，也可以废除 法律。 ——塞·约翰逊
和化学键知识点总结
46、我们若已接受最坏的，就再没有什么损失。——卡耐基 47、书到用时方恨少、事非经过不知难。——陆游 48、书籍把我们引入最美好的社会，使我们认识各个时代的伟大智者。——史美尔斯 49、熟读唐诗三百首，不会作诗也会吟。——孙洙 50、谁和我一样用功，谁就会和我一样成功。——莫扎特
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26、我们像鹰一样，生来就是自由的 ，但是 为了生 存，我 们不得 不为自 己编织 一个笼 子，然 后把自 己关在 里ห้องสมุดไป่ตู้。 ——博 莱索
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27、法律如果不讲道理，即使延续时 间再长 ，也还 是没有 制约力 的。— —爱·科 克
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28、好法律是由坏风俗创造出来的。 ——马 克罗维 乌斯
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29、在一切能够接受法律支配的人类 的状态 中，哪 里没有 法律， 那里就 没有自 由。— —洛克
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30、风俗可以造就法律，也可以废除 法律。 ——塞·约翰逊
和化学键知识点总结
46、我们若已接受最坏的，就再没有什么损失。——卡耐基 47、书到用时方恨少、事非经过不知难。——陆游 48、书籍把我们引入最美好的社会，使我们认识各个时代的伟大智者。——史美尔斯 49、熟读唐诗三百首，不会作诗也会吟。——孙洙 50、谁和我一样用功，谁就会和我一样成功。——莫扎特
高考化学一轮总复习课件-元素周期律和元素周期表
“＝”)。
②推测未知元素的某些性质
如：已知Ca(OH) 微溶，Mg(OH) 难溶，可
(3)启发人们在一定区域内寻找新物质
①半导体元素在金属与非金属分界线附近， 如：Si、Ge、Ga等。
②农药中常用元素在右上方，如：F、Cl、S、 P、As等。
③催化剂和耐高温、耐腐蚀合金材料主要是 过渡元素，如：Fe、Ni、Rh、Pt、Pd等。
[填一填]
＞1．根据元＞ 素周期律比较下列各组性质，用
“＞”或“＜＞ ”填空＞：(1)金属性：
K__________N＜a________＜__Mg，
非金属性：＞F＜______＞_＜___O__________S。
(2)碱性： ＞
＜
Mg(OH)2_____＞_____C＞a(OH)2__________KO
期的右边，Z的原子序数可能为a＋31。
元素周期表结构中隐含的两条规律
(1)同周期主族元素原子序数差的关系
①短周期元素原子序数差＝族序数差。
②两元素分布在过渡元素同侧时，原子序数 差＝族序数差。两元素分布在过渡元素两侧时， 四或五周期元素原子序数差＝族序数差＋10， 六周期元素原子序数差＝族序数差＋24。
第五章 物质结构 元素周期律
第16讲 元素周期律和元素周期表
1.掌握元素周期律的实质。 2.了解元素周期表(长式)的结构(周期、族)及其 应用。 3.以第三周期为例，掌握同一周期内 元素性质的递变规律与原子结构的关系。 4. 以ⅠA族和ⅦA族为例，掌握同一主族内元素性 质递变规律与原子结构的关系。 5.了解金属、 非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变 规律。
非金属性 比较
本质
判断 方法
原子越易得电子，非金属性越强(与原子得电子数目无关) ①元素在周期表中的位置：右边或上方元素的非金属性强 ②与H2越容易化合，气态氢化物越稳定，非金属性越强
高考化学一轮复习 第五章 第二节 元素周期律和元素周期表课件
如2Fe＋3Cl2
2FeCl3，Fe＋S
元素的非金属性Cl＞S。
FeS，则
下列推断正确的是
()
A．根据同浓度的两元素含氧酸钠盐(正盐)溶液的碱 性强弱，可判断该两元素非金属性的强弱
B．根据同主族两非金属元素氢化物沸点高低，可判
断该两元素非金属性的强弱
C．根据相同条件下两主族金属单质与水反应的难 易，可判断两元素金属性的强弱
H2O2可分解生成它的另一种氢化物H2O，方程式为：
2H2O2
2H2O＋O2↑。
(5)N的氧化物中相对分子质量最小的是NO，由反应 方程式：2NO＋O2===2NO2可知2 L NO与0.5 L O2 混合后生成1 L NO2及余1 L NO，再由反应：NO＋ NO2＋2NaOH===2NaNO2＋H2O，混合气体被完全 吸收后生成一种N的含氧酸盐为NaNO2。
第二节 元素周期律和元素周 期表
1．元素周期律。 2．两性氧化物和两性氢氧化物。 3．元素周期表结构。 4．元素性质、结构及在周期表中位置的关系。 5．微粒半径大小的判断。
(1)定义
元素的性质随原子序数的递增而呈现周期性 变化的规律叫做元素周期律。
(2)内容
①原子核外电子排布的周期性变化。
(3)W的单质与其最高价氧化物的水化物浓溶液共热 能发生反应，生成两种物质，其中一种是气体，反 应的化学方程式为
_____________________________________________ ___________________________。
(4)原子序数比R多1的元素的一种氢化物能分解为它 的另一种氢化物，此分解反应的化学方程式是 _____________________________________________ ___________________________。
2023届高考化学一轮复习 第4讲 元素周期表 化学键 分子结构与性质 课件(103张PPT)
逐渐__增_强___
逐渐__减_弱___
酸性_增__强___
酸性_减__弱___
碱性_减__弱___
碱性_增__强___
_增_强__
_减_弱__
(1) 元素主要化合价 ①F 无正价，O 无最高正价。 ②主族元素最高正价＝原子核外最外层电子数(O、F 除外)。 ③非金属元素的最低化合价＝原子核外最外层电子数－8(H 除外)；最高正化合价 ＋|最低负化合价|＝8(H、B 除外)。
族序数等于周期序数 3 倍的元素 根据金属性、非 金属性最强的元素
金属性推断
非金属性最强的元素
空气中含量最多的元素
根据含量推断 地壳中含量最多的元素
地壳中含量最多的金属元素
元素 _____H_、_B_e_、__A_l ______
___C_、_S_____ __O____
___N_a____ ___F___ ___N___ ___O___
类型 6 利用元素在周期表中的位置推断元素 (2021·南京、盐城一模)图为元素周期表中短周期的一部分，下列说法不正
确的是( A ) A. 离子半径：M－>Z2－>Y－ B. 电负性：Y>M>Z C. 简单气态氢化物的稳定性： Y>M>Z D. Y 元素基态原子的简化电子排布式：[X]2s22p5
逐渐_减__弱___
逐渐__增_强___
非金属性
逐渐__增_强___
逐渐__减_弱___
元素性质 化合物性质
内容 第一电离能 电负性
最高价氧化物对应水化物 氢化物稳定性
同周期(从左到右) 同主族(自上而下)
总体呈现__增__大____的
趋势，但__Ⅱ_A___族和 逐渐__减__小__
高三一轮复习元素周期律元素周期表和化学键知识点总结
(2)化合物
离子化合物： 共价化合物：
（3）用电子式表示形成过程
离子化合物： 共价化合物：
4、极性分子和非极性分子
共价化合物 （空间结构是否对称）
极性分子 例如：CO、NO、H2O、SO2、H2S、NH3、PCl3等
非极性分子 例如：He、Ne、Ar、CO2、CS2、SO3、CH4、CCl4等
二、分子间作用力和氢键
第1周期：2 种元素 第2周期：8 种元素 第3周期：8 种元素
长周期
第4周期：18 种元素 第5周期：18 种元素
第6周期：32 种元素
镧57La – 镥71Lu 共15 种元素称镧系元素
不完全周期
第7周期：现有26种元素
锕89Ac – 铹103Lr 共15 种元素称锕系元素 周期序数 = 电子层数
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3、具体表现如下
金属性、非金属性的周期性变化
金属性逐渐增强
H
金 属 性 逐 渐 增 强
非
Li
Be
B
C
N
O
F
金 属
性
逐
Mg
Al
Si
P
S
Cl
渐
增
强
K
Ca
Ga
Ge
As
Se
Br
Rb
Sr
In
Sn
Sb
Te
I
Cs
Ba
Tl
Pb
Bi
Po
At
非金属性逐渐增强
4、元素金属性、非金属性强弱的比较 （1）元素金属性、非金属性强弱：取决于元素原子得失电子的难易程度（能力），与得失电子数目无关。
如NaOH 如He、Ne等 如NH4Cl等 如AlCl3 如溶解
高三一轮复习元素周期律课件
高三一轮复习元素周期律 课件
本课件介绍元素周期律的定义、背景知识，以及元素周期表的结构和排列方 式，让你轻松理解主要元素周期律的规律，并在化学反应中应用。
元素周期律的定义和背景知识
元素周期律是指将元素按照一定规律进行排列的表格，它有助于我们研究元 素的性质、反应和变化。
元素周期表的结构和排列
元素周期表按照元素的原子序数由小到大进行排列，同时按照一定规律划分 为若干周期和族，使得相似元素集中在同一位置。
主要元素周期律的规律
1
周期规律
周期表中的同一周期内，随着原子序数增加，元素的性质呈现出周期性变化。
2
族规律
元素周期表中的同一族内，元素的性质相似，具有相同的化学反应特征。
3
电子结构规律
元素的电子结构对元素的性质和反应起着重要的决定性作用。
元素周期律在化学反应中的应用
反应类型
根据元素周期律的规律，我们可 以预测和解释不同元素之间的化 学反应类型。
反应速率
元素周期律中的元素性质变化会 影响化学反应的速度和方向。
反应实验
利用元素周期律的知识，我们可 以设计合理的实验来研究元素之 间的反应。
Hale Waihona Puke 元素周期律的异常和变化尽管元素周期律有一定的规律性，但也存在一些异常和变化现象，例如过渡 元素的电子结构和性质的变化。
高三一轮复习中的重要元素周期律知 识点
原子半径变化
随着周期表周期数的增加，原子半径逐渐减小。
电负性变化
元素的电负性随原子序数增加而增大。
电离能变化
原子的电离能在周期表上从左到右递增。
结论和复习建议
元素周期律是化学研究的重要基础，深入理解和熟练掌握周期律的规律对高 三化学复习至关重要。建议大家多做题、多理解、多联系，加油！
本课件介绍元素周期律的定义、背景知识，以及元素周期表的结构和排列方 式，让你轻松理解主要元素周期律的规律，并在化学反应中应用。
元素周期律的定义和背景知识
元素周期律是指将元素按照一定规律进行排列的表格，它有助于我们研究元 素的性质、反应和变化。
元素周期表的结构和排列
元素周期表按照元素的原子序数由小到大进行排列，同时按照一定规律划分 为若干周期和族，使得相似元素集中在同一位置。
主要元素周期律的规律
1
周期规律
周期表中的同一周期内，随着原子序数增加，元素的性质呈现出周期性变化。
2
族规律
元素周期表中的同一族内，元素的性质相似，具有相同的化学反应特征。
3
电子结构规律
元素的电子结构对元素的性质和反应起着重要的决定性作用。
元素周期律在化学反应中的应用
反应类型
根据元素周期律的规律，我们可 以预测和解释不同元素之间的化 学反应类型。
反应速率
元素周期律中的元素性质变化会 影响化学反应的速度和方向。
反应实验
利用元素周期律的知识，我们可 以设计合理的实验来研究元素之 间的反应。
Hale Waihona Puke 元素周期律的异常和变化尽管元素周期律有一定的规律性，但也存在一些异常和变化现象，例如过渡 元素的电子结构和性质的变化。
高三一轮复习中的重要元素周期律知 识点
原子半径变化
随着周期表周期数的增加，原子半径逐渐减小。
电负性变化
元素的电负性随原子序数增加而增大。
电离能变化
原子的电离能在周期表上从左到右递增。
结论和复习建议
元素周期律是化学研究的重要基础，深入理解和熟练掌握周期律的规律对高 三化学复习至关重要。建议大家多做题、多理解、多联系，加油！
高中化学一轮复习课件元素周期表元素周期律
基态原子
期
层数)
原子
原子
简化电子
简化电子
序数 排布式 序数 排布式
四4
[Ar]3d10 19 [Ar]4s1 36
4s24p6
五5
[Kr]4d10 37 [Kr]5s1 54
5s25p6
六6
[Xe]4f14 55 [Xe]6s1 86 5d10
6s26p6
每周期中各元素原子 价层电子排布特点
4s1→→4s24p6 过渡元素
[方法技巧] 根据原子结构或0族元素确定其他元素在周期表中的位置 (1)根据基态原子价层电子排布确定元素在周期表中位置: 对于主族元素,存在关系:能层数=周期序数;价层电子总数=主族序数。 (2)熟记0族元素的相应周期数和原子序数
元素符号 He
Ne
Ar Kr
Xe
Rn
Og
原子序数 2
10
18 36
54
5s1→→5s25p6 过渡元素
6s1→→6s26p6 过渡元素
每周 期元 素种 类
18
18
32
(2)原子结构与族的关系 ①主族和0族元素原子的价层电子排布特点
Ⅰ
族序数 ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
0族
A
价层电 ②副子族排元布素n原s1 子ns的2 价ns层2n电p1子n排s2布np特2 点ns(2除np镧3 系n、s2n锕p4系元ns2素np外5 ) ns2np6(He:1s2)
2.已知某些元素在周期表中的位置如图所示:
下列说法正确的是 ( D )
A.表中五种元素均为金属元素 B.元素4的基态原子的价层电子排布为3d104s2,与它具有相同最外层电子数的元素 只可能处于ds区 C.元素1、2、3的基态原子中,未成对电子数之比为1∶3∶5 D.元素5的原子结构示意图为
高中化学一轮复习：元素周期律和元素周期表知识点总结
高考化学一轮复习：元素周期律和元素周期表知识点总结一、元素周期律1. 原子序数（1）含义：元素在元素周期表中的序号（2）与其他量的关系：原子序数＝核电核数＝质子数＝核外电子数2. 元素周期律的含义元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。
3. 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。
二、元素周期表1. 元素周期表与元素周期律的关系：元素周期表是元素周期律的具体表现形式。
2. 元素周期表（1）编排原则：①按原子序数递增的顺序从左到右排列。
②周期：将电子层数相同．．。
（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族：把最外层电子数相同．．。
．．．．．．．．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（2）结构特点：①周期：元素周期表有7个横行，即7个周期②族：元素周期表中共有18个纵列，16个族，包括7个主族，7个副族，1个Ⅷ族，1个0族。
三、元素周期表中的部分重要元素四、焰色反应1、Na 黄Li 紫红K 浅紫（透过蓝色钴玻璃观察，因为钾里面常混有钠，黄色掩盖了浅紫色）2、Rb 紫Ca 砖红色Sr 洋红Rb 紫Cu 绿Ba 黄绿Co 淡蓝五、微粒半径的大小与比较（1）一看“电子层数”：当电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。
如：同一主族元素，电子层数越多，半径越大如：r(Cl)＞r(F)、r(O2－)＞r(S2－)、r(Na)＞r(Na+)。
（2）二看“核电荷数”：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。
如：同一周期元素，电子层数相同时核电荷数越大，半径越小。
如r(Na)＞r(Cl)、r(O2－)＞r(F－)＞r(Na+)。
（3）三看“核外电子数”：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。
如：r(Cl－)＞r(Cl) 、r(Fe2+)＞r(Fe3+)。
高三一轮复习-元素周期律课件
组成和结构
元素周期表的组成和结构对于理解元素周期律的规律至关重要。我们将介绍 周期表的基本组成和结构。
• 周期表的布局和排列 • 周期和族的概念 • 主要的元素分类
周期性性质
元素周期律揭示了元素的周期性变化规律。我们将探讨元素在周期表上的周期性性质以及其背后的原因。 1. 原子半径和电离能的周期性变化 2. 电负性和金属性的周期性变化 3. 原子结构与周期性规律的关系
顶级元素
在元素周期律中，有一些特殊的元素被认为是最重要和有影响力的。我们将 介绍这些顶级元素。
• 氢元素的特殊地位 • 氧元素的生物重要性 • 金元素的珍贵性
重要性和应用
元素周期律在化学科学和实际应用中发挥着关键作用。我们将了解元素周期律的重要性和一些实际应用。
科学研究
元素周期律为科学家研究元素 性质和化学反应提供了基础。
元素分类
元素周期律将元素分为不同的类别和区块，这有助于我们理解它们的性质和行为。我们将介绍元 素周期表中的主要分类。
金属元素
具有良好的导电和导热性质，广泛应用于工业和建筑领域。
非金属元素
大多数非金属元素为无色气体，具有不同的化学性质和用途。
过渡金属元素
位于周期表中心的元素，具有丰富的化合价和多样的化学性质。
高三一轮复习-元素周期 律课件
元素周期律是化学中的一项重要概念，它揭示了元素之间的规律和关系。通 过本课件，我们将深入探讨元素周期律的定义、特征和分类。
背景与起源
了解元素周期律背后的历史和起源是理解其重要性的关键。我们将探讨元素周期表的发展历程和贡献者。 • 元素周期表的起源 • 元素周期律的发现 • 重要的贡献者
工业应用
元素周期律的认识有助于开发 新材料和改进现有产品。
高考化学一轮复习 第五章 物质结构 元素周期律 第2讲 元素周期律和元素周期表课件 新人教
2．电负性 (1)含义：元素的原子在化合物中 吸引键 合电子 能力的标度。元素的电负性越大，表示其原 子在化合物中 吸引键合电子 的能力越 强 。 (2) 标准 ：以最 活泼 的非金 属氟的 电负 性为 4.0 和锂的电负性为 1.0 作为相对标准，计算得出 其他元素的电负性(稀有气体未计)。
(3)变化规律 ①金属元素的电负性一般 小于1.8 ，非金
3．启发人们在一定区域内寻找新物质 (1)半导体元素在分区线附近，如：Si、Ge、Ga 等。
(2)农药中常用元素在右上方，如：F、Cl、S、 P、As 等。
(3)催化剂和耐高温、耐腐蚀合金材料主要在过 渡元素中找。如：Fe、Ni、Rh、Pt、Pd 等。
考点精讲
考点一 元素周期表的结构
问题 1：如何根据原子序数确定元素在周期表中的 位置？
有气体元素所在周期的下一周期。 (3)求差值，定族数。若某元素原子序数比相应稀有气
体元素多 1 或 2，则该元素处于该稀有气体元素所在周期的 下一周期的ⅠA 族或ⅡA 族；若比相应稀有气体元素少 1～ 5，则该元素处于稀有气体元素所在周期的ⅢA～ⅦA 族。 对于过渡元素族序数的确定另行考虑。
问题 2：同周期ⅡA 族与ⅢA 族元素原子序数差的关 系如何？
第Ⅷ 族
第 8、9、10 共 3 列
0族
第18 列
(4)分区
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：分界线左下方 金属元素区，分界线 右上方为非金属元素区 。
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。
(5)重要关系 ①周期序数＝元素原子的电子层数。