元素周期表与元素周期律知识点归纳
元素周期表、元素周期律知识点总结
元素周期表、元素周期律知识点总结元素周期表、元素周期律知识点总结上学的时候，大家都背过不少知识点，肯定对知识点非常熟悉吧！知识点也可以通俗的理解为重要的内容。
哪些知识点能够真正帮助到我们呢？下面是店铺帮大家整理的关于元素周期表、元素周期律知识点总结，供大家参考借鉴，希望可以帮助到有需要的朋友。
元素周期表、元素周期律知识点总结篇1一、元素周期表★熟记等式：原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数1、元素周期表的编排原则①按照原子序数递增的顺序从左到右排列;②将电子层数相同的元素排成一个横行——周期;③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、如何精确表示元素在周期表中的位置周期序数=电子层数;主族序数=最外层电子数口诀：三短三长一不全;七主七副零八族熟记：三个短周期，第一和第七主族和零族的元素符号和名称3、元素金属性和非金属性判断依据①元素金属性强弱的判断依据单质跟水或酸起反应置换出氢的难易;元素最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱; 置换反应。
②元素非金属性强弱的判断依据单质与氢气生成气态氢化物的难易及气态氢化物的稳定性;最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱; 置换反应。
4、核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。
①质量数==质子数+中子数：a == z + n②同位素：质子数相同而中子数不同的'同一元素的不同原子，互称同位素。
(同一元素的各种同位素物理性质不同，化学性质相同)二、元素周期律1、影响原子半径大小的因素：①电子层数：电子层数越多，原子半径越大(最主要因素)②核电荷数：核电荷数增多，吸引力增大，使原子半径有减小的趋向(次要因素)③核外电子数：电子数增多，增加了相互排斥，使原子半径有增大的倾向2、元素的化合价与最外层电子数的关系：最高正价等于最外层电子数(氟氧元素无正价)负化合价数 = 8—最外层电子数(金属元素无负化合价)3、同主族、同周期元素的结构、性质递变规律同主族：从上到下，随电子层数的递增，原子半径增大，核对外层电子吸引能力减弱，失电子能力增强，还原性(金属性)逐渐增强，其离子的氧化性减弱。
高中化学必修二易错知识点总结附答案
考前不言苦与累，易错知识必须背《必修2 》第一章 物质结构 元素周期律一、元素周期表与元素周期律1．元素周期表的结构⑴周期：元素周期表共有7个横行，每一横行称为一个周期，故元素周期表共有 7 个周期。
⑵族：元素周期表共有 18 个纵行，除了 8、9、10 三个纵行称为Ⅷ外，其余的每一个纵行称为一个 族 ，故元素周期表共有 16 个族。
族的序号一般用罗马数字表示。
2．质量数定义：将核内所有质子和中子的相对原子质量取近似整数值相加，所得的数值叫做质量数。
质量数与质子数和中子数间的关系为： 质量数=质子数+中子数3．核素表示方法：在化学上，我们为了方便地表示某一原子。
在元素符号的左下角表出其质子数，左上角标出质量数AZ X 。
符号A Z X 表示1个 质子数 为Z ， 质量数 为A 的原子，其中子数为 A -Z 。
4．同位素⑴ 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，如氢元素的三种不同核素11H 、2 1H 、3 1H 互为同位素。
⑵同位素的特点：①各同位素原子的化学性质相同，物理性质不同②天然存在的各同位素原子，他们所占的原子百分数保持不变5．元素金属性强弱判断依据：①根据金属单质与水或与酸反应 置换出氢的 难易程度。
置换出氢 越容易，则金属性越强。
【例】已知金属A 可与冷水反应，金属B 和热水才能反应，金属C 和水不能反应，判断金属A 、B 、C 金属性强弱 A>B>C②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。
【例】已知NaOH为强碱、Mg(OH)2为中强碱、Al(OH)3为两性氢氧化物，则Na、Mg、Al的金属性强弱Na>Mg>Al③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。
【例】氧化性Al3+﹥Mg2+﹥Na+，则元素金属性顺序为Na>Mg>Al6．元素非金属性强弱判断依据：①根据非金属单质与氢气反应的难易程度或氢化物的稳定性强弱判断，越容易与氢气反应或氢化物的稳定性越强，则非金属性越强。
完整版元素周期律知识点总结
”核外电子（Z 个）1.微粒间数目关系最外层电子数决定元素的化学性质质子数（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4.电子总数为最外层电子数 2倍：4Be 。
4.1~20号元素组成的微粒的结构特点元素周期律决定原子种类，中子N （不带电荷）, ________________________f 原子核- 质量数（A=N+ZI 质子Z （带正电荷）丿T 核电荷数 ____________豪同位素（核素）—近似相对原子质量事元素 T 元素符号原子结构 ： （A x ） 「最外层电子数决定主族元素的■■ f 电子数（Z 个）:丿1 ---〔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J 运动特征 JL 电子云（比喻）——> 小黑点的意义、小黑点密度的意义。
排布规律 T 电子层数兰J 周期序数及原子半径 ■表示方法 T 原子（离子）的电子式、原子结构示意图决定原子呈电中性原子(AZ X)_______ 2质子（Z 个）］——决定元素种类 原子核卜中子 （A-Z ）个决定同位素种类中性原子：质子数=核外电子数 离子：质子数 =核外电子数+ 所带电荷数 离子：质子数=核外电子数一所带电荷数2. 原子表达式及其含义Xd ±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；±）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: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 、i8Ar ;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：80;④最外层电子数是次外层电子数10Ne ;⑤最外层电子数是次外层电子数 1/2倍：3Li 、14Si 。
高一化学知识点梳理元素周期表和元素周期律
高一化学知识点梳理元素周期表和元素周期律这篇高一化学元素周期表和元素周期律知识点梳理是特地为大家整理的，希望对大家有所帮助!高一化学元素周期表和元素周期律知识点①原子组成：原子核中子原子不带电：中子不带电，质子带正电荷，电子带负电荷原子组成质子质子数==原子序数==核电荷数==核外电子数核外电子相对原子质量==质量数②原子表示方法：A：质量数 Z：质子数 N：中子数 A=Z+N决定元素种类的因素是质子数多少，确定了质子数就可以确定它是什么元素③同位素：质子数相同而中子数不同的原子互称为同位素，如：16O和18O，12C和14C，35Cl和37Cl④电子数和质子数关系：不带电微粒：电子数==质子数带正电微粒：电子数==质子数电荷数带负电微粒：电子数==质子数+电荷数⑤118号元素(请按下图表示记忆)H HeLi Be B C N O F NeNa Mg Al Si P S Cl Ar⑥元素周期表结构短周期(第1、2、3周期，元素种类分别为2、8、8)元周期(7个横行) 长周期(第4、5、6周期，元素种类分别为18、18、32)素不完全周期(第7周期，元素种类为26，若排满为32) 周主族(7个)(ⅠAⅦA)期族(18个纵行，16个族) 副族(7个)(ⅠBⅦB)表 0族(稀有气体族：He、Ne、Ar、Kr、Xe、Rn)Ⅷ族(3列)⑦元素在周期表中的位置：周期数==电子层数，主族族序数==最外层电子数==最高正化合价⑧元素周期律：从左到右：原子序数逐渐增加，原子半径逐渐减小，得电子能力逐渐增强(失电子能力逐渐减弱)，非金属性逐渐增强(金属性逐渐减弱)从上到下：原子序数逐渐增加，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强(得电子能力逐渐减弱)，金属性逐渐增强(非金属性逐渐减弱)所以在周期表中，非金属性最强的是F，金属性最强的是Fr (自然界中是Cs，因为Fr是放射性元素)判断金属性强弱的四条依据：a、与酸或水反应的剧烈程度以及释放出氢气的难易程度，越剧烈则越容易释放出H2，金属性越强b、最高价氧化物对应水化物的碱性强弱，碱性越强，金属性越强c、金属单质间的相互置换(如：Fe+CuSO4==FeSO4+Cu)d、原电池的正负极(负极活泼性正极)判断非金属性强弱的三条依据：a、与H2结合的难易程度以及生成气态氢化物的稳定性，越易结合则越稳定，非金属性越强b、最高价氧化物对应水化物的酸性强弱，酸性越强，非金属性越强c、非金属单质间的相互置换(如：Cl2+H2S==2HCl+S)注意：相互证明由依据可以证明强弱，由强弱可以推出依据⑨化学键：原子之间强烈的相互作用共价键极性键化学键非极性键离子键共价键：原子之间通过共用电子对的形式形成的化学键，一般由非金属元素与非金属元素间形成。
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。
元素周期表和元素周期律
元素周期律和元素周期表1、元素周期律定义：元素的性质随着原子序数的递增而呈现的周期性变化规律即元素周期律。
2、元素周期律的内容：(1)原子半径的周期性变化规律随着元素原子序数的递增，电子层数相同的元素的原子半径呈现出从大到小的周期性变化规律。
【延伸】影响微粒半径大小的因素①电子层数越多，微粒半径越大；②电子层数相同时，核电荷数越大，微粒半径越小③核电荷数相同时，核外电子数越大，微粒半径越小【例1】X和Y两元素的阳离子具有相同的电子层结构，X元素的阳离子半径大于Y元素的阳离子半径；Z和Y两元素的原子核外电子层数相同，Z元素的原子半径小于Y元素的原子半径。
X、Y、Z三种元素原子序数的关系是( )A．X>Y>Z B．Y>X>Z C．Z>X>Y D．Z>Y>X【例2】A+，B2+，C-，D2-四种离子具有相同的电子层结构，现有以下排列顺序：①B2+>A+>C->D2-；②C->D2->A+>B2+；③B2+>A+>D2->C-；④D2->C->A+>B2+。
四种离子的半径由大到小以及四种元素原子序数由大到小的顺序是( )A．④①B．①④C．②③D．③②(2)元素的主要化合价的周期性变化规律随着元素原子序数的递增，元素的主要化合价呈现出从+1～+7、-4～-1的周期性变化规律。
3～18号元素的主要化合价见下表：同主族，元素的化合价基本相同。
主族元素的最高正化合价等于它所在主族的序数。
非金属元素的最高正化合价和它的负化合价绝对值的和等于8。
一般情况下，氧和氟由于非金属性很强，在化合物中不表现出正的化合价，即只有-2和-1价。
【例3】A和B两种元素可以形成A2B型化合物，它们的原子序数分别是( )(A)11和16 (B)12和17 (C)6和8 (D)19和8【例4】若1-18号元素中的两种元素可以形成原子个数比为2：3的化合物，则这两种元素的原子序数之差不可能是( )(A)1 (B)3 (C)5 (D)6(3)原子核外电子排布的周期性变化规律随着元素原子序数的递增，每隔一定数目的元素，元素原子核外最外层电子重复出现1个递增到8个(第一层例外)，呈现周期性变化的规律。
元素周期表及周期律 知识清单
元素周期表及周期律熟悉主族元素在周期表中的特殊位置 ①族序数等于周期数的元素：H 、Be 、Al 。
②族序数等于周期数2倍的元素： C 、S 。
③族序数等于周期数3倍的元素：O 。
④周期数是族序数2倍的元素：Li 、（Ca 第四周期20号）。
⑤周期数是族序数3倍的元素：Na 、（Ba 第六周期56号）。
⑥最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素：H 、C 、Si 。
⑦最高正价是最低负价绝对值3倍的短周期元素：S 。
⑧除H 外，原子半径最小的元素：F 。
⑨最高正价不等于族序数的短周期元素：O(F 无正价)。
熟记元素化合物的特性(1)形成化合物种类最多的元素、单质是自然界中硬度最大的物质的元素或气态氢化物中氢的质量分数最高的元素：C 。
14C 为放射性元素，用于推断文物的年代。
CH 4与Cl 2反应的实验现象推测反应物：试管内氯气的黄绿色气体逐渐变淡,有白雾生成,试管内壁上有油状液滴生成，这是甲烷和氯气反应的所生成的一氯甲烷、二氯甲烷、氯仿(或三氯甲烷)、四氯化碳(或四氯甲烷) 、氯化氢。
(2)空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素：N 。
NH 3含有氢键，沸点反常高，NH 3＞PH 3。
Mg 在氮气中点燃，生成Mg 3N 2，3Mg+N 2===点燃Mg 3N 2，氮化镁溶于水生成氢氧化镁和氨气Mg 3N 2+6H 2O=3Mg(OH)2↓+2NH 3↑。
2Mg+CO 2===点燃2MgO+C ，镁着火，不能使用泡沫灭火器灭火，得用沙土扑灭。
氮元素的含氧酸，酸性：HNO 3 ＞HNO 2。
NO 2红棕色气体，能溶于水，3 NO 2+H 2O=2HNO 3+NO 。
液氨做制冷剂。
N 2H 4中文名为肼，又称联氨，主要用作火箭和喷气发动机的燃料部分。
8NH 3+3Cl 2===N 2+6NH 4Cl 氨气可用来检验氯气管道是否漏气。
(3)地壳中含量最多的元素、氢化物沸点最高的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素：O 。
元素周期表和元素周期律知识点归纳(精华版)-共7页
——元素的非金属性
——阴离子的还
原性
——单质与氢气化和的能力
——生成的气态氢化物越
——最高价氧化
物对应水化物的酸性
。
⑵、另外可以通过单质间的置换反应判断得电子能力的强弱
如 Cl 2+Na 2S=2NaCl+S 得电子能力 Cl S
10、原子失电子能力强弱判断的方法
⑴、原子失电子能力越强——单质的还原性
行）。包括哪些族
。过度元素共包括
个纵行（第
纵行到第
纵
。过渡元素全为
元素。 又称为
。
3、写出七个主族和 ⅠA 族 ⅡA 族 ⅢA 族
0 族元素的名称和元素符号
ⅣA 族 ⅤA 族 ⅥA 族
ⅦA 族
0族 4.同一周期第Ⅱ A 族和第Ⅲ A 族原子序数之间的关系 若元素位于第二、三周期，第Ⅱ A 族的原子序数为 a，则第Ⅲ A 族的原子序数为 若元素位于第四、五周期，第Ⅱ A 族的原子序数为 a，则第Ⅲ A 族的原子序数为 若元素位于第六周期，第Ⅱ A 族的原子序数为 a，则第Ⅲ A 族的原子序数为
元素周期表与元素周期律知识点归纳
1、元素周期表共有
横行，
个周期。其中短周期为
、、
类为
、、
。长周期包括 、 、
。所含元素种类为
第七周期为不完全周期，如果排满的话有
种元素。
。所含元素种
、、
。
2 元素周期表有
个纵行
个族。包括
个主族，
族（包括
个纵行）按从左到右的顺序把 16 个族排列
个副族，一个 族，一个第Ⅷ
5、同一主族上下相邻两个周期原子序数之间的关系
若 A 在 B 的上一周期，设 A 的原子序数为 a
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元素周期表与元素周期律知识点归纳1、元素周期表共有横行, 个周期。
其中短周期为、、。
所含元素种类为、、。
长周期包括、、。
所含元素种类为、、。
第七周期为不完全周期,如果排满的话有种元素。
2元素周期表有个纵行个族。
包括个主族, 个副族,一个族,一个第Ⅷ族(包括个纵行)按从左到右的顺序把16个族排列。
过度元素共包括个纵行(第纵行到第纵行)。
包括哪些族。
过渡元素全为元素。
又称为。
3、写出七个主族与0族元素的名称与元素符号ⅠA族ⅡA族ⅢA族ⅣA族ⅤA族ⅥA族ⅦA族0族4、同一周期第ⅡA族与第ⅢA族原子序数之间的关系若元素位于第二、三周期,第ⅡA族的原子序数为a,则第ⅢA族的原子序数为若元素位于第四、五周期,第ⅡA族的原子序数为a,则第ⅢA族的原子序数为若元素位于第六周期,第ⅡA族的原子序数为a,则第ⅢA族的原子序数为5、同一主族上下相邻两个周期原子序数之间的关系若A在B的上一周期,设A的原子序数为a⑴若A、B位于第ⅠA族或ⅡA族(过度元素的左边)则B的原子序数为。
⑵若A、B位于第ⅢA族——ⅦA族(过度元素的右边)则B的原子序数为。
6、微粒半径大小判断的方法。
7与He原子电子层结构相同的简单离子。
与Ne原子电子层结构相同的简单离子。
与Ar原子电子层结构相同的简单离子。
阳离子与周期稀有气体原子的电子层结构相同。
阴离子与周期稀有气体原子的电子层结构相同。
8、阴上阳下规律9原子得电子能力强弱判断的方法⑴、原子得电子能力越强——单质的氧化性——元素的非金属性——阴离子的还原性——单质与氢气化与的能力——生成的气态氢化物越——最高价氧化物对应水化物的酸性。
⑵、另外可以通过单质间的置换反应判断得电子能力的强弱如Cl2+Na2S=2NaCl+S得电子能力Cl S10、原子失电子能力强弱判断的方法⑴、原子失电子能力越强——单质的还原性——元素的金属性——阳离子的氧化性——单质与水或酸反应置换出氢的能力——最高价氧化物对应水化物的碱性。
⑵、另外可以通过单质间的置换反应判断失电子能力的强弱如Fe+CuSO4=FeSO4+Cu失电子能力Fe Cu11、同一主族元素及其化合物性质的递变性:同主族元素的原子,最外层电子数,决定同主族元素具有的化学性质。
从上到下原子的核电荷数依次,原子的电子层数依次,原了半径逐渐;原子失电子能力逐渐,元素的金属性逐渐,单质的还原性逐渐,对应阳粒子的氧化性逐渐,单质与水或酸反应置换出氢气的能力逐渐,最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐;原子得电子能力逐渐,元素的非金属性逐渐,单质的氧化性逐渐,对应阴离子的还原逐渐,单质与氢气化合的能力逐渐,最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐。
气态氢化物的稳定性逐渐。
12、同一周期元素及其化合物性质的递变性:在同一周期中,各元素原子的核外电子层数,但从左到右核电荷数依次,最外层电子数依次,原子半径逐渐(稀有气体元素除外)。
原子失电子能力逐渐,元素的金属性逐渐,单质的还原性逐渐,对应阳粒子的氧化性逐渐,单质与水或酸反应置换出氢气的能力逐渐,最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐。
原子得电子能力逐渐,元素的非金属性逐渐,单质的氧化性逐渐,对应阴离子的还原逐渐,单质与氢气化合的能力逐渐,最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐,气态氢化物的稳定性逐渐。
1、位、构、性的关系根据原子结构、元素周期表的知识及相关条件可推算原子序数,判断元素在周期表中的位置等。
2、周期表中数字与性质的关系(1)由原子序数确定元素位置的规律:只要记住稀有气体元素的原子序数就可以确定主族元素的位置。
He:2、Ne:10、Ar:18、Kr:36、Xe:54、Rn:86①若比相应的稀有气体元素的原子序数多1或2,则应处在下一周期的ⅠA或ⅡA,如88号元素,88-86=2,则应在第7周期第ⅡA。
②若比相应的稀有气体元素的原子序数少1~5时,则应在第ⅦA~ⅢA,如84号元素在第6周期第ⅣA。
③若预测新元素,可与未发现的稀有气体元素118号相比按上面的方法推算。
如116号元素应在第7周期ⅥA。
(2)同族的上下周期元素原子序数之间的关系①第ⅠA、ⅡA的元素上下周期元素原子序数的差值等于上一种元素所在周期所能够排列的元素种类数。
因此第ⅠA、ⅡA族的元素的原子序数等于上一种元素的原子序数+上一周期所能排列的元素种类数。
如:Cs的原子序数=37(上一种元素Rb的原子序数)+18(Rb所在的周期能够排列的元素种类数)=55。
②第ⅢA~0族的元素上下周期元素原子序数的差值等于下一种元素所在周期所能够排列的元素种类数。
因此第ⅢA~0族的元素的原子序数等于上一种元素的原子序数+下一周期所能排列的元素种类数。
如:Se的原子序数=16(上一种元素S的原子序数)+18(Se所在的周期能够排列的元素种类数)=34。
(3)同周期的左右主族元素原子序数之间的关系①前三周期的所有元素中相邻元素的原子序数差值为1。
②第4周期以后只有ⅡA与ⅢA族元素之间的差值不为1,第4、5周期的差值为11,第6、7周期为25。
(4)周期表中原子序数为奇数的元素所在的族也为奇数,最高化合价与最低负价也就是奇数;原子序数为偶数时所在的族为偶数或0族,最高价与最低价为偶数或0。
3、周期表的应用(1)由元素周期表中元素的相似性与递变性,结合一些区域特点,从中可以找出一些“元素之最”①单质非金属性最强的单质为F2,金属性最强的就是Cs(Fr为放射性元素不考虑);密度最小的金属元素为Li,密度最小的气体为H2,熔点最高的单质为石墨,熔、沸点最低的单质为He。
原子半径最小的元素为H,最大的为Cs(不考虑放射性元素)。
②化合物最稳定的气态氢化物为HF;酸性最强的含氧酸为HClO4;最强的碱为CsOH(不考虑放射性元素),含氢质量分数最大的气态氢化物为CH4。
(2)比较或推断一些物质的性质①比较同族元素的金属性、非金属性、最高价氧化物的水化物的酸碱性、氢化物的稳定性。
如KOH的碱性大于NaOH,H2O的稳定性大于H2S。
②比较同周期元素及其化合物的性质。
如:HCl的稳定性大于H2S;NaOH的碱性大于Mg(OH)2。
③比较不同周期、不同族元素性质时,要找到“参照物”。
如:比较Mg(OH)2与KOH的碱性可以参照NaOH,判断出KOH的碱性大于Mg(OH)2。
4、简单微粒半径的比较方法6、推断题的解题方法(1)预测元素的性质常见题目就是给出一种不常见的主族元素或尚未发现的主族元素,推测该元素及其单质或化合物所具有的性质。
(2)根据原子结构、元素周期表的知识及相关已知条件可推算原子序数、判断元素在周期表中的位置,基本思路为:6、推断题的解题方法(1)预测元素的性质常见题目就是给出一种不常见的主族元素或尚未发现的主族元素,推测该元素及其单质或化合物所具有的性质。
(2)根据原子结构、元素周期表的知识及相关已知条件可推算原子序数、判断元素在周期表中的位置,基本思路为:(3)推断中常见的“突破口”Ⅰ、周期表中特殊位置的关系①族序数等于周期数的元素:H、Be、Al、Ge;②族序数等于周期数2倍的元素:C、Si;③族序数等于周期数3倍的元素:O④周期数就是族序数的2倍的元素就是:Li、Ca;⑤周期数就是族序数的3倍的元素就是:Na、Ba;⑥最高正价与最低负价之与为0的短周期元素就是:C、Si;⑦最高正价就是最低负价绝对值3倍的元素就是:S;⑧原子半径最小的元素为H,其次为F;⑨短周期中离子半径最大的就是P3-。
Ⅱ、常见元素及其化合物的特性①形成化合物种类最多的元素、单质就是自然界硬度最大的物质、气态氢化物中氢的质量分数最高的元素:C;②空气中含量最多的元素、气态氢化物呈碱性的元素、化合价最多的元素:N;③地壳中含量最多的元素、氢化物沸点最高的元素、氢化物在常温下呈液态的元素:O;④单质在常温下呈液态的元素:非金属元素Br、金属元素Hg;⑤最高价氧化物既能与强酸反应,又能与强碱反应的元素、最高价氧化物对应水化物既就是酸又就是碱的元素、地壳中含量最多的金属元素:Al;⑥元素的气态氢化物与最高价氧化物对应水化物可以发生化合反应的元素就是N,可以发生氧化还原反应的元素就是S;⑦单质在常温下能与水反应生成气体的元素就是;Na、Li、F。
考点三化学键演题悟道例6】下列说法中,正确的一组就是( )①两种元素构成的共价化合物分子中的化学键都就是极性键②两种非金属元素原子间形成的化学键都就是极性键③含有极性键的化合物分子一定不含非极性键④只要就是离子化合物,其熔点就比共价化合物的熔点高⑤离子化合物中可能含有共价键⑥共价化合物中一定不含有离子键⑦任何物质内一定有共价键⑧单质中一定有共价键A、只有②④⑤⑥⑦B、只有①②③⑤⑥C、只有②⑤⑥D、只有②③⑤⑥⑧【解析】①错,如H2O2中有非极性键;同理③错;④错,SiO2等共价化合物的熔点很高;⑦错,⑧错,Ar等物质不存在化学键。
【演练6】下列叙述中,正确的就是( )A、离子化合物一定含共价键B、共价化合物可能含离子键C、离子化合物中只含离子键D、共价化合物中不含离子键1、化学键的类型比较2、化学键与物质类别的关系(1)只含非极性共价键的物质:同种非金属元素构成的单质。
如H2、N2、P4、金刚石、晶体硅;(2)只含有极性共价键的物质:一般就是不同非金属元素构成的化合物。
如:HCl、NH3、CS2等;(3)既有极性键又有非极性键的物质:如:H2O2、C2H2、C2H6、C6H6(苯);(4)只含离子键的物质:活泼金属与活泼非金属元素形成的化合物。
如:NaCl、K2S、MgBr2等。
(5)既有离子键又有非极性键的物质,如Na2O2、CaC2等。
(6)无化学键的物质:稀有气体,如He、Ar等。
(7)都就是由非金属元素形成的离子化合物为:NH4Cl、NH4HCO3等。