高中化学常见化学元素的性质和结构
高中化学知识点总结( 物质与结构)
《物质结构基础》第一部分原子的结构和性质第一节原子的结构1、能层（1）原子核外的电子是分层排布的。
根据电子的能级差异，可将核外电子分成不同的能层。
（2）每一能层最多能容纳的电子数不同：最多容纳的电子数为2n2个。
（3）离核越近的能层具有的能量越低。
（4）能层的表示方法：能层一二三四五六七……符号K L M N O P Q ……最多电子数 2 8 18 32 50 ……离核远近由近————————————→远能量高低由低————————————→高2、能级在多电子的原子中，同一能层的电子，能量也可以不同。
不同能量的电子分成不同的能级。
【提示】①每个能层所包含的能级数等于该能层的序数n，且能级总是从s能级开始，如：第一能层只有1个能级1s，第二能层有2个能级2s和2p，第三能层有3个能级3s、3p、3d，第四能层有4个能级4s、4p、4d和4f，依此类推。
②不同能层上的符号相同的能级中最多所能容纳的电子数相同，即每个能级中最多所能容纳的电子数只与能级有关，而与能层无关。
如s能级上最多容纳2个电子，无论是1s还是2s；p能级上最多容纳6个电子，无论是2p还是3p、4p能级。
③在每一个能层（n）中，能级符号的排列顺序依次是ns、np、nd、nf……④按s、p、d、f……顺序排列的各能级最多可容纳的电子数分别是1、3、5、7……的两倍，即分别是2、6、10、14……3、基态原子与激发态原子（1）基态原子为能量最低的原子。
基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。
（2）基态原子与激发态原子相互转化与能量转化关系：4、构造原理与基态原子的核外排布随着原子核电荷数的递增，绝大多数元素的原子核外电子的排布将遵循如图的排布顺序，我们将这个顺序成为构造原理。
（1）它表示随着原子叙述的递增，基态原子的核外电子按照箭头的方向在各能级上依此排布：1s，2s，2p，3s，3p，4s，3d，4p，5s，4d，5p，6s……这是从实验得到的一般规律，适用于大多数基态原子的核外电子排布。
人教版高中化学必修一 原子结构与元素的性质 原子结构与元素周期表
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(3)与H2O反应 ①X2＋H2O===HX＋HXO(X＝Cl、Br、I)； ②2F2＋2H2O===4HF＋O2。 (4)与NaOH溶液反应 X2＋2NaOH===NaX＋NaXO＋H2O(X＝Cl、Br、I)。
一、原子结构与元素性质的关系 1．金属元素：原子最外层电子一般少于 4个，在化学反应中容 易 失去电子，具有 金属性。 2．非金属元素：原子最外层电子一般多于 4个，在化学反应中 容易 得到电子，具有 非金属性。
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二、碱金属元素
1．碱金属元素的原子结构
元素名 元素符 核电荷
称
号
数
原子结 构示意
图
最外层 电子层 原子半 电子数 数 径/nm
碱金属 锂 元素 钠
_L_i__ _3__ _N_a__ _1_1_
_1_
_2_ 0.152
_1_
_3_ 0.186
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钾 碱金属
铷 元素
铯
_K_ _1_9_ _R_b_ _3_7_ _C_s_ _5_5_
_1_
_4_ 0.227
_1_
_5_ 0.248
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B [A 中锂的活泼性比钠弱，与水反应不如钠剧烈；B 中还原性， K＞Na＞Li，但 K 不能置换出 NaCl 溶液中的 Na，而是先与 H2O 反 应；C 中碱金属元素从 Li 到 Cs，熔、沸点逐渐降低，即 Li＞Na＞ K＞Rb＞Cs；D 中从 Li 到 Cs，碱金属元素的金属性逐渐增强，对应 最高价氧化物的水化物的碱性依次增强，即碱性：LiOH＜NaOH＜ KOH＜RbOH＜CsOH。]
高中化学必修二知识点大全
高中化学必修二知识点大全高中化学必修2知识点归纳总结第一章物质结构、元素周期律一、原子结构原子由质子、中子和电子组成。
其中，质子数量决定了元素的种类，中子数量则决定了同一元素不同核素的存在，而电子则决定了元素的化学性质。
原子序数等于核电荷数等于质子数，也等于核外电子数。
电子按照能量最低的原则排布在不同的电子层中，每个电子层最多容纳2n个电子，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。
二、元素周期表元素周期表是按照原子序数递增的顺序，将元素按照电子层数和最外层电子数的不同排列而成的表格。
周期数等于元素最外层电子层数，主族序数等于元素最外层电子数。
元素周期表中，横行称为周期，纵列称为族，共有7个主族和7个副族，以及三个Ⅷ族和一个零族。
周期表中的元素按照一定的规律排列，能够显示出元素的物理和化学性质的周期性变化。
例如，同一周期内的元素具有相似的电子结构和化学性质，而同一族内的元素具有相同的最外层电子结构和化学性质。
三、元素周期律元素周期律是指元素周期表中元素物理和化学性质的周期性变化规律。
元素周期律包括原子半径、电子亲和能、电离能、电负性等物理和化学性质的周期性变化。
例如，原子半径随着周期数的增加而逐渐减小，而同一周期内原子半径随着原子序数的增加而逐渐减小。
电子亲和能和电离能则相反，随着周期数的增加而逐渐增大，而同一周期内电子亲和能和电离能随着原子序数的增加而逐渐减小。
掌握元素周期律可以帮助我们预测元素的物理和化学性质，从而更好地理解和应用化学知识。
元素周期律是指元素的性质随着核电荷数的递增而呈现周期性变化的规律。
这些性质包括核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性和非金属性。
这种周期性变化实际上是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果。
同一周期内的元素性质也存在递变规律。
以第三周期元素为例，它们的电子排布和原子半径随着核电荷数的增加而发生变化，而主要化合价则依次为+1、+2、+3、-4、+5、-3、+6、-2、+7和-1.此外，金属性和非金属性、单质与水或酸置换、氢化物的化学式、与H2化合的难易、氢化物的稳定性、最高价氧化物的化学式、酸碱性以及变化规律等方面也存在一定的变化规律。
人教版高中化学选修3课件-原子结构与元素周期表
知识点二 元素周期表的分区
1．根据原子的外层电子结构特征分区 (1)周期表中的元素可根据原子的外层电子结构特征划分为 如下图所示的 5 个区。
①s 区元素：最外层只有 1～2 个 s 电子，价电子分布在 s 轨道上，价电子构型为 ns1～2，包括ⅠA 族、ⅡA 族的所有元素。
②p 区元素：最外层除有两个 s 电子外，还有 1～6 个 p 电 子(He 无 p 电子)，价电子构型为 ns2np1～6，包括ⅢA→ⅦA 族和 零族的所有元素。
a.元素的分区规律：按照元素的原子核外电子最后排布的能 级分区，如 s 区元素的原子的核外电子最后排布在 ns 能级上，d 区、ds 区元素的原子核外电子最后排布在n－1d 能级上。
b.s 区、p 区均为主族元素包括稀有气体，且除 H 外，非 金属元素均位于 p 区。
c.应根据外围电子排布判断元素的分区，不能根据最外层电 子排布判断元素的分区。p 区中，He 的外围电子排布1s2较特 殊。
第一章
原子结构与性质
第二节 原子结构与元素的性质
第一课时 原子结构与元素周期表
[学习目标] 1.通过碱金属和稀有气体的元素核外电子排布 对比进一步认识电子排布和价电子层的含义。
2．通过元素周期表认识周期表中各区、各周期、各族元素 原子核外电子的排布规律。
3．通过“螺壳上的螺旋”体会周期表中各区、各周期、各 族元素的原子结构和位置间的关系。
①原子序数－稀有气体原子序数(相近且小)＝元素所在的 纵行数。第 1、2 纵行为ⅠA、ⅡA 族，第 3～7 纵行为ⅢB～ⅦB 族，第 8～10 纵行为Ⅷ族，第 11、12 纵行为ⅠB、ⅡB 族，第 13～17 纵行为ⅢA～ⅦA 族，第 18 纵行为 0 族。而该元素的周 期数＝稀有气体元素的周期数＋1。
高中化学必修2 第1章 《物质结构 元素周期表》核心知识点
第一章物质结构元素周期表第一节 元素周期表一、周期表原子序数 ＝ 核电荷数 ＝ 质子数 ＝ 核外电子数1、依据横行：电子层数相同元素按原子序数递增从左到右排列纵行：最外层电子数相同的元素按电子层数递增从上向下排列2、结构周期序数＝核外电子层数主族序数＝最外层电子数短周期（第 1、2、3 周期）周期：7 个（共七个横行）周期表长周期（第 4、5、6、7 周期）主族 7 个：ⅠA -ⅦA族：16 个（共 18 个纵行）副族 7 个：IB-ⅦB第Ⅷ族 1 个（3 个纵行）过渡元素零族（1 个）稀有气体元素二．元素的性质和原子结构（一）碱金属元素：1、原子结构 相似性：最外层电子数相同，都为 1 个递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多，原子半径增大2、物理性质的相似性和递变性：（1）相似性：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密度逐渐增大（K 反常）②熔点、沸点逐渐降低结论：碱金属原子结构的相似性和递变性，导致物理性质同样存在相似性和递变性。
3、化学性质（1）相似性：（金属锂只有一种氧化物）4Li + O 2 点燃 Li 2O2Na + O 2 点燃 Na 2O 22 Na + 2H 2O ＝ 2NaOH + H 2↑2K + 2H 2O ＝ 2KOH + H 2↑2R + 2 H 2O ＝ 2 ROH + H 2 ↑产物中，碱金属元素的化合价都为＋１价。
结论：碱金属元素原子的最外层上都只有 1 个电子，因此，它们的化学性质相似。
（2）递变性：①与氧气反应越来越容易②与水反应越来越剧烈结论：①金属性逐渐增强②原子结构的递变性导致化学性质的递变性。
总结：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逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子失去电子的能力增强，即金属性逐渐增强。
所以从Li到Cs的金属性逐渐增强。
高中化学：原子结构与元素性质
同族元素之间内在的联系是什么呢？
【完成课本P93思考与讨论】 碱金属元素
碱金属元素
元素名称 元素符号 核电荷数 锂 钠 钾 铷 铯
原子结构示意图
最外层电子数 电子层数 原子半径/nm 0.152 0.186 0.227 0.248 0.265
P93 填写表中的信息，并思考讨论下列问题。
元素 名称 锂 钠 钾 铷
，B 正确 C.碱金
属元素单质的密度从上到下呈递增趋势，但 Na 的密度大于 K，C 错误；D.碱金属元素的单
质的熔沸点从上到下逐渐减小，则沸点:
，D 正确。
【典型例题 4】钠、钾、铯均是碱金属元素，下列有关其单质或化合物的说法中正确的是（ ） A.单质遇水均能剧烈反应，并在水面上四处游动 B.单质在空气中均能剧烈燃烧并生成过氧化物 C.等质量的碳酸盐与足量盐酸反应生成的气体量依次增加 D.它们的氧化物、氢氧化物在熔融状态下均能导电
碱金属的化学性质
2. 递变性
从锂到铯，金属性逐渐增强
①与氧气反应 从Li→Cs，与氧气反应越来越剧烈，产物越来越复杂。如Li与O2生成Li2O， Na与O2生成Na2O、Na2O2，K与O2生成K2O、KO2。 ②与H2O(或酸)的反应 从Li→Cs，与H2O(或酸)反应越来越剧烈。如K与H2O反应能发生轻微爆炸， 则Rb、Cs遇水会发生爆炸。
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。
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。
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高中化学常见化学元素的性质和结构
在高中的化学学习中，我们首先要入门的是对一些常见的化学元素性质和结构有明确的认知和理解，这样在实验的过程中，能更加明白实验过程的原理和化学方程式的书写。
下面小编就给大家整理了一份高中化学考试中比较常见的化学元素的性质和结构。
(1)氢元素
a. 核外电子数等于电子层数的原子;
b. 没有中子的原子;
c. 失去一个电子即为质子的原子;
d. 得一个电子就与氦原子核外电子排布相同的原子;
e. 质量最轻的原子;相对原子质量最小的原子;形成单质最难液化的元素;
f. 原子半径最小的原子;
g. 形成的单质为相同条件下相对密度最小的元素;
h. 形成的单质为最理想的气体燃料;
i. 形成酸不可缺少的元素;
(2)氧元素
a. 核外电子数是电子层数4倍的原子;
b. 最外层电子数是次外层电子数3倍的原子;
c. 得到两个电子就与氖原子核外电子排布相同的原子;
d. 得到与次外层电子数相同的电子即达到8电子稳定结构的原
子;
e. 地壳中含量最多的元素;
f. 形成的单质是空气中第二多的元素;
g. 形成的单质中有一种同素异形体是大气平流层中能吸收太阳光紫外线的元素;
h. 能与氢元素形成三核10电子分子(H2O)的元素;
i. 能与氢元素形成液态四核18电子分子(H2O2)的元素;
j. 在所有化合物中，过氧化氢(H2O2)中含氧质量分数最高;
k. 能与氢元素形成原子个数比为1:1或1:2型共价液态化合物的元素;
l. 能与钠元素形成阴、阳离子个数比均为1:2的两种离子化合物的元素;
(3)碳元素
a. 核外电子数是电子层数3倍的原子;
b. 最外层电子数是次外层电子数2倍的原子;
c. 最外层电子数是核外电子总数2/3的原子;
d. 形成化合物种类最多的元素;
e. 形成的单质中有一种同素异形体是自然界中硬度最大的物质;
f. 能与硼、氮、硅等形成高熔点、高硬度材料的元素;
g. 能与氢元素形成正四面体构型10电子分子(CH4)的元素;
h. 能与氢元素形成直线型四核分子(C2H2)的元素;
i. 能与氧元素形成直线型三核分子(CO2)的元素。
(4)氮元素
a. 空气中含量最多的元素;
b. 形成蛋白质和核酸不可缺少的元素;
c. 能与氢元素形成三角锥形四核10电子分子(NH3)的元素;
d. 形成的气态氢化物(NH3)能使湿润的蓝色石蕊试纸变红的元素;
e. 能与氢、氧三种元素形成酸、碱、盐的元素;
f. 非金属性较强，但形成的单质常用作保护气的元素。
(5)硫元素
a. 最外层电子数是倒数第三层电子数3倍的原子;
b. 最外层电子数与倒数第三层电子数之差等于核外电子数开平方的原子;
c. 最外层电子数比次外层电子数少2个电子的原子;
d. 最外层电子数与最内层电子数之和等于次外层电子数的原子;
e. 在短周期同主族相邻周期的元素中，只有硫的核电荷数是氧的核电荷数的2倍，且硫的相对原子质量也是氧的相对原子质量的2倍;
f. 能与氢元素形成三核18电子分子(H2S分子)的元素;
g. 形成的单质密度大约是水的密度的2倍;
h. 气态氢化物与其气态氧化物反应生成黄色固体的元素。
(6)氯元素
a. 最外层电子数比次外层电子数少1的非金属元素;
b. 能与氢元素形成二核18电子分子(HCl)的元素;
c. 形成单质为黄绿色气体的元素;
d. 形成的单质能使纯净的氢气安静燃烧，并发出苍白色火焰;或形成的单质能与氢气混合光照爆炸，并在空气中产生大量白雾;
e. 在短周期元素中，形成气态氢化物的水溶液和最高价氧化物的水化物均为强酸的元素;
f. 最高价氧化物的水化物为无机酸中最强酸的元素;
g. 能使湿润的KI淀粉试纸变蓝，长时间后又变白色;
h. 能使湿润的蓝色石蕊试纸(或pH试纸)变红，长时间后又变白色;
(7)氟元素
a.非金属性最强的元素;一定不显正价的元素;单质氧化性最强的元素;
b.第二周期中原子半径最小的元素;在所有原子的半径中第二小的元素;
c.只能通过电解法制得单质的非金属元素;
d.单质在常温下为淡黄绿色气体、能置换出水中氧、能与单质硅、二氧化硅反应的元素;
e.形成气态氢化物的水溶液为弱酸、常温下能与单质硅、二氧化硅反应、能腐蚀玻璃、盛放在塑料瓶中的元素;
f.与银形成的化合物易溶于水，而与钙形成的化合物难溶于水的元素;
(8)硅元素
a.短周期中最外层电子数是次外层电子数一半、通常以共价键与其他元素形成化合物的元素;
b.形成最高价氧化物或其含氧酸盐是构成地壳主要物质的元素;
c.形成的单质在电子工业有广泛应用的元素;
d.能与碳、氮等形成高熔点、高硬度材料的元素;
(9)磷元素
a.短周期中最外层电子数是内层电子数一半、核外电子总数三分之一的非金属元素;
b.形成的单质在空气中能自燃、必须用水封保存的元素;
c.形成的单质能在氯气中燃烧产生白色烟雾的元素;
d.形成的最高价氧化物是实验室常用干燥剂的元素;
e.形成的最高价氧化物对应的水化物是无色晶体三元酸的元素;
(10)溴元素
a.形成的单质在常温下为深红棕色液体的元素;
b.形成的单质水溶液为橙色、易溶解于有机溶剂为橙红色的元素;
c.与银元素形成的化合物为淡黄色不溶于稀硝酸的元素;
(11)碘元素
a.形成的单质能使淀粉变蓝色的元素;
b.形成的单质在常温下为紫黑色固体、易升华的元素;
c.形成的单质水溶液为黄(棕)色、易溶于有机溶剂如苯、四氯化碳呈紫色的元素;
d.与银元素形成的化合物为黄色不溶于稀硝酸的元素;
(12)钠元素
a.短周期中原子半径最大的元素;
b.能与氧元素形成原子个数比为2:1和1:1型或阳离子、阴离子个数比均为2:1型的两种离子化合物的元素;
c.焰色反应呈黄色的元素。