元素周期表知识点总结
化学元素周期表知识点概括
化学元素周期表知识点概括元素周期表是化学中重要的工具之一，用于系统地组织，分类和显示化学元素及其特性。
它是化学学习的基础，具有广泛的应用。
本文将对化学元素周期表的概念，组织结构，元素特性以及元素周期表的应用进行详细介绍。
一、化学元素周期表的概念化学元素周期表是包含了所有已知化学元素的表格。
它是由德国化学家门德莱耶夫于1869年发明的，通过将元素按照一定的规律排列在表格中，使得具有相似化学性质的元素排列在一起，方便科学家和学生的学习和研究。
二、化学元素周期表的组织结构1. 元素的原子序数：元素周期表中的元素按照原子序数的大小从小到大排列。
原子序数表示了元素原子核中的质子数，也是元素的特征标志。
2. 元素的周期性：元素周期表中的元素按照周期性排列。
即，具有相似化学性质的元素经常出现在同一周期中。
3. 元素的族群：元素周期表中的元素按照族群进行分类。
每个族群包含具有相似性质的元素，并且有共同的化学反应模式。
三、元素周期表的元素特性1. 元素符号：元素周期表中的每个元素都有一个独特的符号，用于表示该元素。
符号通常由元素名称的第一个或前两个大写字母组成。
2. 元素名称和原子序数：元素周期表中的每个元素都有一个独特的名称和原子序数。
名称用于识别元素，原子序数表示元素原子核中的质子数。
3. 原子量：元素周期表中的每个元素都有一个相对原子质量或原子量。
原子量表示元素一个原子的平均质量，以碳12的质量为基准。
4. 电子层结构：元素周期表中的每个元素都有一种特定的电子层结构。
电子层结构决定了元素的化学性质和反应能力。
5. 元素的化学性质：元素周期表中的每个元素都具有一系列的化学性质。
这些性质包括原子半径，电负性，金属性，化合价等。
四、元素周期表的应用1. 预测元素特性：通过元素周期表，人们可以预测元素的一些基本特性。
例如，通过查找元素所在的周期和族群，可以推测出元素的原子半径和化合价。
2. 辅助化学计算：元素周期表还可以用于进行化学计算。
2024年高考化学元素周期表知识点总结
2024年高考化学元素周期表知识点总结一、元素周期表的基本结构1. 元素周期表的构成：元素周期表是按照元素的原子序数（即，元素的核外电子数）排列的一张表格。
每个水平行称为一个周期，每个垂直列称为一个族。
2. 元素周期表的分区：元素周期表分为s区、p区、d区和f 区。
s区和p区称为主族，d区称为过渡族，f区称为内过渡族或稀土族。
3. 元素周期表的分组：元素周期表按照元素的性质和电子组态分为18个组，分别为IA～VIIIA。
其中，IA～VIIIA为主族元素，IB～VIIIB和IBB～VIIB为过渡元素，以及IIIB～VIIIB为富集区。
二、s区和p区元素的性质和应用1. IA族元素（碱金属）：具有极强的金属性质，易损毁和氧化。
常见的元素有锂、钠、钾等。
主要应用于制备合金、工业和学术研究等领域。
2. IIA族元素（碱土金属）：较强的金属性质，但比碱金属稳定。
常见的元素有镁、钙、锶等。
广泛应用于制备合金、研究玻璃、陶瓷等。
3. IIIA族元素（硼族元素）：物理性质多样，常见元素有硼、铝等。
硼是轻质高强度材料的重要成分，铝广泛用于制备合金和建筑材料。
4. IVA族元素（碳族元素）：碳是自然界中广泛存在的元素，具有多种形态和性质。
硅广泛用于制备光伏材料等。
5. VA族元素（氮族元素）：氮是大气中最丰富的元素之一，广泛用于化肥和爆炸物制造等。
磷广泛用于生化、农业等领域。
6. VIA族元素（氧族元素）：氧是生命中最重要的元素之一，广泛应用于燃烧、氧化、酸碱中和等。
硫是化肥、杀虫剂等的重要成分。
7. VIIA族元素（卤素）：卤素是一种具有强氧化性的元素，常见的元素有氯、溴等。
氟在医药、农业等方面有广泛的应用。
8. VIIIA族元素（稀有气体）：稀有气体是极为稳定的元素，常见的元素有氩、氪等。
氦广泛用于美容、制冷等方面。
三、d区元素的性质和应用1. 过渡元素的特点：过渡元素的元素特点是原子半径和原子核电荷较大，电子外层有未填满的d轨道。
化学竞赛常用知识点总结
化学竞赛常用知识点总结一、元素周期表1. 元素周期表的结构和元素的排列规律元素周期表是按照元素的原子序数从小到大排列的一张表，原子序数是指元素原子核中质子的数量。
元素周期表的横向周期数称为周期，竖向的行称为族。
元素周期表中元素的排列是按照其原子序数递增的顺序排列的，按照周期数分为七个周期，按照族分为18个族。
2. 元素的周期性特征元素周期表中，同一周期的元素，其外层电子的能级相同；同一族元素，其外层电子数相同。
根据这一规律，可以总结出元素周期表中元素的周期性特征，如原子半径的变化规律、电负性的变化规律、电离能的变化规律等。
3. 元素周期表中主要族的特征主族元素的特征包括原子半径、电负性、电离能、化合价等方面的周期性规律。
其中，碱金属元素的化合价为+1，从上到下原子半径逐渐增加，电离能逐渐减小；碱土金属元素的化合价为+2，从上到下原子半径逐渐增加，电离能逐渐减小。
4. 元素周期表中的过渡金属过渡金属是指元素周期表中位于主族元素与稀土元素之间的一组元素。
过渡金属具有几种原子价态，同时具有两种或更多的氧化态，容易形成多种阳离子。
过渡金属具有一定的金属性质，同时也具有一定的非金属性质。
5. 元素周期表中的稀土元素稀土元素是指元素周期表中镧系和钪系元素的元素。
这些元素在化学性质上表现出相似的特点，具有较强的金属性质和一定的发光性能。
稀土元素广泛应用于核工业、航天航空、电子技术和光学材料等领域。
二、化学键1. 化学键的种类和性质化学键包括共价键、离子键、金属键等。
共价键是指共用电子对形成的化学键，具有方向性和极性。
离子键是指离子之间的静电作用形成的化学键，通常由金属和非金属元素形成。
金属键是指金属原子之间的电子云形成的化学键，具有自由移动性。
2. 共价键的特点和性质共价键是由原子间共用电子对形成的化学键。
共价键具有极性和方向性，共价键中的原子存在特定的电负性差异。
根据原子间电负性的不同，可以区分出非极性共价键、极性共价键和离子键。
化学元素周期表知识点大全
化学元素周期表知识点大全化学元素周期表知识点大全元素周期表是化学中非常重要的一种工具，它展示了所有已知的元素，并按照它们的原子结构和化学性质进行分类。
以下是元素周期表中一些重要的知识点：1. 原子序数（原子量）：这是元素周期表中每个元素的一个重要指标，它代表了元素原子核中的质子数。
每个元素都有一个不同的原子序数。
例如，氢元素的原子序数是1，因为它的原子核只含有一个质子。
2. 周期和族：元素周期表中的所有元素都按照它们的电子排布和原子结构进行排列。
这些元素按照一定的格式排列成了周期和族。
周期是指元素中原子的能级数量，而族则是指元素中原子的电子结构相同的列。
例如，氧气和硫酸盐元素在同一族中，它们的原子都有6个外层电子。
3. 金属元素和非金属元素：元素周期表将所有的元素分为金属和非金属两大类。
金属元素通常具有良好的导电性和热传导性，并且通常在室温下是固体，如铜、铁、钠等。
非金属元素通常不具备导电性和热传导性，并且通常在室温下是气体或液体，如氢、氧、氮等。
例子：1. 原子序数：碳元素的原子序数是6，表示其原子核中含有6个质子和6个中子。
2. 周期和族：氖元素位于元素周期表中的第8个周期和第18个族中。
它有8个电子壳层，并且是一种无色、无味的气体元素。
3. 金属元素和非金属元素：钠元素通常是一种银色金属，具有良好的导电性和热传导性，因此它通常用于制造化合物，例如钠盐或碱金属化合物。
相比之下，氧气通常是一种无色、无味的气体元素，它在化学反应中容易与其他元素发生反应。
4. 化合价：元素周期表中每个元素的化合价代表了其在化学化合物中发生化学反应的可能性。
化合价可以是正数、负数或零。
通常，元素周期表中右侧的元素更有可能具有负化合价，而左侧的元素则更有可能具有正化合价。
例如，氢元素的化合价通常是+1，与氧元素结合后，氧元素通常具有-2的化合价，形成水分子。
5. 原子半径：元素周期表中元素大小的比较通常是通过原子半径进行确定。
(完整版)元素周期律知识点总结
中子N（核素） 原子核质子Z → 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1.微粒间数目关系质子数（Z ）= 核电荷数 = 原子数序原子序数：按质子数由小大到的顺序给元素排序，所得序号为元素的原子序数。
质量数（A ）= 质子数（Z ）+ 中子数（N ）中性原子：质子数 = 核外电子数阳 离 子：质子数 = 核外电子数 ＋ 所带电荷数阴 离 子：质子数 = 核外电子数 － 所带电荷数2．原子表达式及其含义 A 表示X 原子的质量数；Z 表示元素X 的质子数； d 表示微粒中X 原子的个数；c± 表示微粒所带的电荷数；±b 表示微粒中X 元素的化合价。
3.原子结构的特殊性（1~18号元素）1．原子核中没有中子的原子：11H 。
2．最外层电子数与次外层电子数的倍数关系。
①最外层电子数与次外层电子数相等：4Be 、18Ar ； ②最外层电子数是次外层电子数2倍：6C ；③最外层电子数是次外层电子数3倍：8O ；④最外层电子数是次外层电子数4倍：10Ne ；⑤最外层电子数是次外层电子数1/2倍：3Li 、14Si 。
3．电子层数与最外层电子数相等：1H 、4Be 、13Al 。
4．电子总数为最外层电子数2倍：4Be 。
5．次外层电子数为最外层电子数2倍：3Li 、14Si6．内层电子总数是最外层电子数2倍：3Li 、15P 。
4.1~20号元素组成的微粒的结构特点(1)．常见的等电子体①2个电子的微粒。
分子：He 、H 2；离子：Li +、H -、Be 2+。
决定 X)(A Z 原子(A Z X) 原子核核外电子(Z 个) 质子(Z 个) 中子(A-Z)个 ——决定元素种类 ——决定同位素种类 ——最外层电子数决定元素的化学性质X A Z c ± d±b②10个电子的微粒。
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-CAL-FENGHAI.-(YICAI)-Company One1第一节课时1元素周期表的结构一、元素周期表的发展历程二、现行元素周期表的编排与结构1．原子序数(1)含义：按照元素在元素周期表中的顺序给元素编号，得到原子序数。
(2)原子序数与原子结构的关系原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
2．元素周期表的编排原则(1)原子核外电子层数目相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，称为周期。
(2)原子核外最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排成纵行，称为族。
3．元素周期表的结构(1)周期(横行)①个数：元素周期表中有7个周期。
②特点：每一周期中元素的电子层数相同。
③分类(3短4长)短周期：包括第一、二、三周期(3短)。
长周期：包括第四、五、六、七周期(4长)。
(2)族(纵行)①个数：元素周期表中有18个纵行，但只有16个族。
②特点：元素周期表中主族元素的族序数等于其最外层电子数。
③分类④常见族的特别名称 第ⅠA 族(除H)：碱金属元素；第ⅦA 族：卤族元素；0族：稀有气体元素；ⅣA 族：碳族元素；ⅥA 族：氧族元素。
课时2 元素的性质与原子结构一、碱金属元素——锂(Li)、钠(Na)、钾(K)、铷(Rb)、铯(Cs)、钫(Fr) 1．原子结构(1)相似性：最外层电子数都是__1__。
(2)递变性：Li ―→Cs ，核电荷数增加，电子层数增多，原子半径增大。
2．碱金属单质的物理性质3.碱金属元素单质化学性质的相似性和递变性 (1)相似性(用R 表示碱金属元素)单质R —⎩⎪⎨⎪⎧与非金属单质反应：如Cl 2＋2R===2RCl 与水反应：如2R ＋2H 2O===2ROH ＋H 2↑与酸溶液反应：如2R ＋2H ＋===2R ＋＋H 2↑化合物：最高价氧化物对应水化物的化学式为ROH ，且均呈碱性。
(2)递变性具体表现如下(按从Li→Cs 的顺序)①与O 2的反应越来越剧烈，产物越来越复杂，如Li 与O 2反应只能生成Li 2O ，Na 与O 2反应还可以生成Na 2O 2，而K 与O 2反应能够生成KO 2等。
元素周期表相关知识点
元素周期表相关知识点元素周期表相关知识点我们从初三开始接触化学，第一个知识就是元素周期表的学习，以下是店铺为大家准备好的元素周期表相关知识点，欢迎大家阅读参考！元素周期表相关知识点篇1元素周期表共分18纵行，其中第1、2、13、14、15、16、17七个纵行依次为ⅠA族、ⅡA族、ⅢA族、ⅣA族、ⅤA族、ⅥA族、ⅦA族(纵行序号的个位数与主族序数相等);第3、4、5、6、7、11、12七个纵行依次为ⅢB族、ⅣB族、ⅤB族、ⅥB族、ⅦB族、ⅠB族、ⅡB族(纵行序号个位数与副族序数相等);第8、9、10三个纵行为合称为Ⅷ族;第18纵行称为0族。
ⅠA族称为碱金属元素(氢除外);ⅡA族称为碱土金属元素;ⅢA族称为铝族元素;ⅣA族称为碳族元素;ⅤA族称为氮族元素;ⅥA族称为氧族元素;ⅦA族称为卤族元素。
元素周期表共有七个横行，称为七个周期，其中第一(2种元素)、二(8种元素)、三(8种元素)周期为短周期(只有主族元素);第四(18种元素)、五(18种元素)、六(32种元素)周期为长周期(既有主族元素，又有过渡元素);第七周期(目前已排26种元素)为不完全周期。
在元素周期表中，越在左下部的元素，其金属性越强;越在右上部的元素(惰性气体除外)，其非金属性越强。
金属性最强的稳定性元素是铯，非金属性最强的元素是氟。
在元素周期表中位于金属与非金属分界处的金属元素，其氧化物或氢氧化物一般具有两性，如Be、Al等。
主族元素的价电子是指其最外层电子;过渡元素的价电子是指其最外层电子和次外层的部分电子;镧系、锕系元素的价电子是指其最外层电子和倒数第三层的部分电子。
在目前的112种元素中，只有22种非金属元素(包括6种稀有气体元素)，其余90种都是金属元素;过渡元素全部是金属元素。
在元素周期表中，位置靠近的元素性质相近。
一般在周期表的右上部的元素用于合成新农药;金属与非金属分界处的元素用于制造半导体材料;过渡元素用于制造催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料等等。
高中化学知识点总结元素
高中化学知识点总结元素一、元素周期表1. 元素周期表的结构- 周期表由7个周期和18个族组成。
- 每个周期代表电子能级，从上到下电子能级递增。
- 每个族代表元素的最外层电子数，从左到右递增。
2. 元素的分类- 主族元素：1-2族和13-18族，它们的最外层电子数与族数相同。
- 过渡金属：3-12族，具有不完全的d轨道。
- 镧系和锕系元素：位于周期表的底部，具有特殊的电子排布。
二、元素的基本性质1. 原子结构- 原子由原子核和电子云组成。
- 原子核包含质子和中子，质子带正电，中子不带电。
- 电子云由围绕核的电子组成，电子带负电。
2. 原子量和相对原子质量- 原子量是原子质量的度量，单位为原子质量单位（u）。
- 相对原子质量是元素的平均原子质量与1/12个碳-12原子质量的比值。
3. 元素的化学性质- 元素的化学性质主要由最外层电子数决定。
- 元素的化合价等于其最外层电子数。
- 元素的氧化还原性质与其电子排布有关。
三、元素的化学变化1. 化学反应- 化学反应是原子间重新排列形成新化合物的过程。
- 反应过程中，原子的核不变，只有电子的重新分布。
2. 氧化还原反应- 氧化还原反应涉及电子的转移。
- 氧化指失去电子，还原指获得电子。
- 氧化剂获得电子，还原剂失去电子。
3. 酸碱反应- 酸碱反应是氢离子（H+）转移的反应。
- 酸是能够提供H+的物质，碱是能够提供OH-的物质。
- 中和反应是酸与碱反应生成水和盐的过程。
四、元素的化合物1. 无机化合物- 无机化合物通常不含有碳。
- 包括氧化物、酸、碱、盐等。
- 例如：水（H2O）、硫酸（H2SO4）、氯化钠（NaCl）。
2. 有机化合物- 有机化合物含有碳。
- 包括烃、醇、酮、酸、酯等。
- 例如：甲烷（CH4）、乙醇（C2H5OH）、丙酮（CH3COCH3）。
五、元素的提取与应用1. 金属提取- 金属提取通常通过矿石的冶炼过程。
- 包括热分解法、湿法冶炼、电解法等。
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第一章 物质结构 元素周期律
第一节 元素周期表
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与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 原子 A Z X
3、阳离子 aW m+ :核电荷数＝质子数>核外电子数,核外电子数＝a －m 阴离子 b Y n-:核电荷数＝质子数<核外电子数,核外电子数＝b ＋n 二、核素、同位素 1、定义
核素:人们把具有一定数目质子与一定数目中子的一种原子称为核素。
同位素:质子数相同而中子数不同的同一元素的不同核素互为同位素。
3、元素的相对原子质量 2、同位素的特点
① 化学性质几乎完全相同
②天然存在的某种元素,不论就是游离态还就是化合态,其各种同位素所占的原子个数百分比(即丰度)一般就是不变的。
三、核外电子排布
1、电子云:我们只能指出它在原子核外空间某处出现的机会大小——几率 电子云密度大小反映电子在该区域(单位体积)出现的机会(几率)大小
2、核外电子排布的规律:
1、电子就是在原子核外距核由近及远、能量由低至高的不同电子层上分层排布;
2、每层最多容纳的电子数为2n 2(n 代表电子层数);
3、电子一般总就是尽先排在能量最低的电子层里,即最先排第一层,当第一层排满后,再排第二层,等等。
4.最外层电子数则不超过8个(第一层为最外层时,电子数不超过2个)。
3、元素性质与元素的原子核外电子排布的关系
①稀有气体的不活泼性:稀有气体元素的原子最外层有8个电子(He为2)处于稳定结构,因此化学性质稳定,一般不跟其它物质发生化学反应。
②非金属性与金属性(一般规律)
电外层电子数得失电子趋势元素性质
金属元素<4 易失金属性
非金属元素>4 易得非金属性
一、元素周期表的结构
1、周期:周期序数=电子层数
七个周期(1、2、3短周期;4、5、6长周期;7不完全周期)
2、族:
主族元素的族序数=元素原子的最外层电子数(或:主族序数=最外层电子数) 18个纵行(7个主族;7个副族;一个零族;一个Ⅷ族(8、9、10三个纵行))
二、元素性质与原子结构
1、碱金属元素
(1) 在结构上:
结构异同:异:核电荷数:由小→大;
电子层数:由少→多;
同:最外层电子数均为1个。
最外层都有１个电子,化学性质相似;随着核电荷数的增加,原子的电子层数递增,原子核对最外层电子的引力逐渐减弱,金属性逐渐增强。
(2) 碱金属元素在化学性质上的规律:
○1相似性:均能与氧气、与水反应,表现出金属性(还原性);
4Li + O2 ==== 2Li2O(白色、氧化锂)
2Na + O2 ==== Na2O2(淡黄色、过氧化钠)
2Na + 2H2O === 2NaOH + H2↑
2K + 2H2O === 2KOH + H2↑
○2递变性:与氧气、与水反应的剧烈程度有所不同;在同一族中,自上而下反应的剧烈程度逐渐增大;
(3) 元素金属性判断标准
○1、根据金属单质与水或者与酸反应置换出氢的难易程度。
置换出氢越容易,则金属性越强。
○2、根据金属元素最高价氧化物对应水化物碱性强弱。
碱性越强,则原金属元素
的金属性越强。
○3、可以根据对应阳离子的氧化性强弱判断。
金属阳离子氧化性越弱,则元素金
属性越强。
结论:同一主族的金属具有相似的化学性质,随着金属元素核电荷数的增大,单质的金属性(还原性)逐渐增强。
2、卤族元素
(1)在结构上:最外层都有7个电子,化学性质相似;
随着核电荷数的增加,原子的电子层数递增,原子核对最外层电子的引力逐渐减弱,得电子的能力逐渐减弱,非金属性逐渐减弱。
(2)卤族元素单质的物理性质的变化规律(随原子序数的递增)
○1.颜色: 浅黄绿色~黄绿色~深红棕色~紫黑色
颜色逐渐加深
○2.状态: 气态~液态~固态
○3.熔沸点: 逐渐升高
○4.密度: 逐渐增大
○5.溶解性: 逐渐减小
(3) 卤素单质与氢气反应
○1、卤素单质与H2反应的剧烈程度:F2>Cl2>Br2>I2
○2、生成氢化物的稳定性:逐渐减弱、即氢化物稳定性次序为
HF>HCl>HBr>HI
反应通式:X2 + H2=== 2HX
(4) 卤素单质间的置换反应:2NaBr+ Cl2 = 2NaCl + Br2
2NaI + Cl2= 2NaCl + I2
2NaI + Br2= 2NaBr + I2
随核电荷数的增加,卤素单质氧化性强弱顺序:
F2Cl2Br2I2
氧化性逐渐减弱
非金属性逐渐减弱
金属性逐渐增强
(5) 非金属性强弱判断依据:
1、非金属元素单质与H2化合的难易程度,化合越容易,非金属性也越强。
2、形成气态氢化物的稳定性,气态氢化物越稳定,元素的非金属性也越强。
3、最高氧化物对应水化物的酸性强弱,酸性越强,对于非金属元素性也越强。
第二节 元素周期律
1、随着原子序数的递增,元素原子的最外层电子排布呈现周期性变化。
2、随着原子序数的递增,元素原子半径呈现周期性变化
3、随着原子序数的递增,元素化合价呈现周期性变化
4、随着原子序数的递增,元素金属性与非金属性呈现周期性变化
元素的性质随元素原子序数的递增呈现周期性变化,这个规律叫元素周期律。
元素周期律的实质: 元素性质的周期性变化就是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。
金属性:Na>Mg>Al
碱性强弱:NaOH>M g(O H )2>Al (O H )3 非金属性:Si<P<S<Cl
原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强原子核对最外层电子的
吸引力增强 性变化的必然结果。
元素金属性与非金属性的递变
1234567
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0族周期
金属性逐渐增强
金属性逐渐增强
非金
属性逐
渐增强
B Si As Te At
Al Ge Sb Po 非金属性逐渐增强Fr
F
元素金属性和非金属性的递变位、构、性三者之间的关系
元素周期表知识点总结
位、构、性三者之间的关系
原子结构
原子序数＝质子数
周期序数＝电子层数
主族序数＝最外层电子数
最外层电子数
原子半径
表中位置
同主族—相似性、递变性
同周期—递变性
元素性质
电子得
失难易
金属性与
非金属性
强弱
第三节化学键
一、离子键
1、定义:阴阳离子结合形成化合物时的这种静电的作用,叫作离子键。
(1)、成键粒子:阴阳离子
(2)、成键性质:静电作用(静电引力与斥力)
2、形成条件:
活泼金属M M n+
化合离子键
活泼非金属X X m-
3、离子键的实质:阴阳离子间的静电吸引与静电排斥。
知识拓展------
离子键的强弱比较:离子半径越小,带电荷越多,阴阳离子间作用力就越强。
二、电子式
1、表示原子
2、表示简单离子:
3、表示离子化合物
4、表示离子化合物的形成过程
二、共价键
1、定义:原子间通过共用电子对所形成的相互作用。
(1) 成键粒子:原子
(2) 成键性质:共用电子对间的相互作用
2、形成条件:
同种或不同种非金属元素原子结合;
部分金属元素元素原子与非金属元素原子,如AlCl3 ,FeCl3;
-ne-
+me-
吸引、排斥
达到平衡
元素周期表知识点总结
3、存在:
(1 ) 非金属单质
(2) 原子团
(3) 气态氢化物,酸分子,非金属氧化物,大多数有机物
4、电子式表示:
5、共价键的种类:
(1) 配位键:共用电子对由成键单方面提供的共价键。
例如NH4＋、H3O+
(2) 非极性键:电子对处在成键原子中间;
极性键:电子对偏向于成键原子其中一方。
知识拓展------共价键性质的参数
1、键长:成键的两个原子或离子的核间距离。
3、键角:分子中相邻的两个键之间的夹角。
2、键能:拆开1 mol某键所需的能量叫键能。
单位:kJ/mol。
三、化学键
1.定义:离子相结合或原子间相结合的作用力分子间的作用力称为化学键
2、分类:
3、化学反应的实质:旧化学键的断裂与新化学键的形成。
四、分子间作用力与氢键
1、分子间作用力
(1) 定义:把分子聚集在一起的作用力叫做分子间作用力(也叫范德华力)。
(2)一般来说,对于组成与结构相似的物质,相对分子质量越大,分子间作用力越大,物质的熔、沸点越高。
(2) 氢键作用:
○1使物质有较高的熔沸点(H2O、HF 、NH3)
○2使物质易溶于水(C2H5OH,CH3COOH)。