元素周期表38个知识点归纳

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(完整版)元素周期律知识点总结

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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。

元素周期表38个知识点归纳

元素周期表38个知识点归纳

元素周期表38个知识点归纳元素周期表是化学中的重要工具,通过它我们可以系统地了解各种元素的性质和特点。

在这篇文章中,我将对元素周期表的38个知识点进行归纳和总结。

1. 元素周期表的起源元素周期表最早是由俄国化学家季莫费耶耶夫于1869年提出的,他将已知的元素按照一定的规律排列在表格中,并使相似性质的元素排列在同一列。

2. 元素周期表的结构元素周期表由7个水平行和18个垂直列组成,其中水平行称为周期,垂直列称为族。

3. 元素周期表的元素命名元素周期表中的元素以字母符号的形式表示,如氢元素的符号为H,氧元素的符号为O。

这些符号通常来自元素的拉丁名称或缩写。

4. 元素周期表的原子序数元素周期表按照原子序数的递增顺序排列元素,原子序数表示元素中的质子数。

5. 元素周期表的周期性元素周期表的布局是根据元素的周期性规律设计的,简单的说就是元素的性质和特点在周期表上呈现出一定的规律性。

6. 元素周期表的周期性趋势元素周期表中的元素在周期表上有许多周期性趋势,如原子半径、电离能、电负性等。

7. 元素周期表的周期元素周期表中的周期共有7个,每个周期代表一个主能级。

8. 元素周期表的族元素周期表中的族共有18个,其中第1族为碱金属族,第2族为碱土金属族,第18族为稀有气体族。

9. 元素周期表的主族和过渡族元素周期表可以分为主族和过渡族。

主族元素的最外层电子数与周期数相同,而过渡族元素的最外层电子数不一定相同。

10. 元素周期表中的金属元素元素周期表中大多数元素为金属元素,金属元素具有良好的导电性、导热性和延展性。

11. 元素周期表中的非金属元素元素周期表中少数元素为非金属元素,非金属元素通常具有较高的电离能和较高的电负性。

元素周期表第18族为稀有气体,稀有气体具有较高的稳定性和低的反应活性。

13. 元素周期表中的轻金属元素周期表中的第1、2族元素称为轻金属,轻金属具有较低的密度和较低的熔点。

14. 元素周期表的相对原子质量元素周期表中的元素按照相对原子质量的递增顺序排列。

初中化学元素周期表知识点整理

初中化学元素周期表知识点整理

初中化学元素周期表知识点整理在初中化学的学习中,元素周期表是一个非常重要的工具和知识点。

它就像是一座化学元素的宝库,蕴含着丰富的信息,为我们理解化学物质的性质和化学反应提供了关键的线索。

一、元素周期表的结构元素周期表是按照元素的原子序数递增的顺序排列的。

原子序数等于质子数。

1、横行(周期)元素周期表有 7 个横行,也就是 7 个周期。

同一周期的元素,电子层数相同,从左到右原子序数依次递增,金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。

2、纵行(族)元素周期表有 18 个纵行,分为 16 个族。

7 个主族(用 A 表示)、7 个副族(用 B 表示)、1 个第Ⅷ族(包括 3 个纵行)和 1 个 0 族。

同一主族的元素,最外层电子数相同,化学性质相似,从上到下电子层数逐渐增多,金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱。

二、元素周期表中的元素信息在元素周期表中,每一种元素都有对应的一格,其中包含了丰富的信息。

1、元素符号元素符号是用来表示元素的特定符号,通常由一个或两个字母组成。

例如,氢元素用“H”表示,氧元素用“O”表示。

2、元素名称元素的中文名称通常反映了其特性或发现的历史。

3、原子序数原子序数等于质子数,它决定了元素在周期表中的位置。

4、相对原子质量相对原子质量是以一种碳原子质量的 1/12 为标准,其他原子的质量跟它相比较所得到的比。

相对原子质量约等于质子数加中子数。

三、元素周期表的规律1、周期性规律元素的性质随着原子序数的递增呈现周期性的变化。

例如,同一周期从左到右,元素的金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强;同一主族从上到下,元素的金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱。

2、化合价规律(1)主族元素的最高正化合价等于其族序数(O、F 除外)。

(2)非金属元素的化合价既有正价又有负价,一般来说,其最高正化合价与最低负化合价的绝对值之和等于 8。

3、原子半径规律同一周期从左到右,原子半径逐渐减小;同一主族从上到下,原子半径逐渐增大。

元素周期表知识

元素周期表知识

知识点一元素周期表一、元素周期表的发现1869年,俄国化学家门捷列夫指出第一张元素周期表。

编制原则:将元素按照相对原子质量由小到大的顺序排列,将化学性质的元素放在一个纵行。

二、原子序数:(1)按照元素在周期表中的顺序给元素编号。

(2)原子序数与原子结构的关系:原子序数=核内质子数=核电荷数=核外电子数三、元素周期表的结构1.元素周期表的编排原则: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..。

(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..。

主族序数=原子最外层电子数........的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行2.元素周期表的结构——周期和族①周期:(1)定义:具有相同电子层数的元素按照原子序数递增的顺序排列的一行,叫周期。

(周期序数=原子的电子层数)(2)元素周期表有7行,共有7个周期,从上到下依次为第一周期到第七周期。

除第一周期外,每一周期的元素都是从活泼金属元素开始,逐渐过渡到活泼非金属元素,最后以稀有气体元素结束。

(3②族:(1)定义:最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序排成的纵行叫族。

(主族元素的族序数=元素原子的最外层电子数)③族的别称:第ⅠA 族称为碱金属元素 第ⅣA 族称为碳族元素 第ⅤA 族称为氮族元素 第ⅥA 族称为氧族元素 第ⅦA 族称为卤素族元素 零族称为稀有气体元素(3)元素周期表中几个特殊区域a.过渡元素:元素周期表中部从第IIIB 族到第II 族共10个纵行为过渡元素,这些元素都是金属,所以又把它们叫过渡金属。

b.镧系元素:第6周期中,57号元素镧(La)到71号元素镥(Lu),共15种元素,它们原子的电子层结构和性质十分相似,总称镧系元素。

c. 锕系元素:第7周期中,89号元素锕(Ac)到103号元素铹(Lr),共15种元素,它们原子的电子层结构和性质也十分相似,总称锕系元素。

为了使表的结构紧凑,将全体镧系元素和锕系元素分别按周期各放在同一个格内,并按原子序数递增的顺序,把它们分两行另列在表的下方。

元素周期表个知识点归纳

元素周期表个知识点归纳

人教版化学必修2第一章第一节元素周期表38个知识点归纳1、元素定义:核电荷数相同的同一类原子的总称,一种元素可能有多种形式的原子存在H)、H+、H-。

形式,如:氢元素的几种形式:H、D(21H)、T(312、元素符号:在元素周期表中每个小格分四层,元素符号在第一层,黑色字体,用拉丁文大写字母表示,当大写字母相同时,加一个小写字母予以区别。

例如:H(氢)、He(氦);C(碳)、Cl(氯)、Ca(钙);N(氮)、Ne(氖)、Na (钠);Al(铝)、Ar(氩)。

3、元素名称:在元素周期表中每个小格分四层,元素名称在第二层,黑色字体,大多数元素的名称是由形声字构成,气态非金属的名称有气字头,固态非金属的名称有石头旁,液态非金属用三点水旁(溴),液态金属用水字底(汞),金属的名称都有金字旁,个别的元素的名称不是形声字,例如:氮不读“炎”音。

4、元素分类:(1)按元素所在的周期分类:同周期元素和不同周期元素同周期元素共同点:电子层数相同,在元素周期表中处于同一行中,处于左右关系。

不同周期元素不同点:电子层数不相同,在元素周期表中不处于同一行中。

(2)根据元素的原子序数分类:前20号元素或第n号元素(3)按元素所在的族分类:主族元素、副族元素、第VIII族元素、0族元素(4)按元素周期表(新课标人教版化学必修2)分类:金属、非金属、过渡元素其中金属元素专指主族元素的金属元素,非金属包括主族非金属和稀有气体,过渡元素是指所有副族金属元素和Ⅷ族金属元素,。

5、元素的特有数值:元素的原子序数和元素的相对原子质量。

(1)原子序数=核电荷数=质子数,原子序数在核组成符号中处于元素符号的左下角位置,在元素周期表中每个小格内的第一层,位于元素符号的左下角,数字呈鲜红色。

(2)元素的相对原子质量就是按照元素各核素原子的相对原子质量所占的一定百分比计算出的平均值(见课本P10),元素的相对原子质量在元素周期表中每个小格内的第四层,通常保留有效数字4位,数字呈黑色。

(完整版)高一化学元素周期表知识点总结,推荐文档

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这五种元素的核电荷数之和可能是( C )
A 5Z+2
B 5Z+8 C 5Z+10 D 5Z+18
二、碱金属元素
⑴碱金属元素包括

⑵碱金属的化学性质:(由钠钾分别与氧气与水反应得出)
①相似性:碱金属元素原子的最外层都有
个电子,它们的化学性质相似,化合价都是

②递变性:随着核电荷数的增加,碱金属元素原子的电子层数逐渐
元素周期表结构
主族(1、2、13、14、15、16、17 列),族的序号一般用罗马数字+A 表示。
副族(3、4、5、6、7、11、12 列), 族的序号一般用罗马数字+B 表示。 族 零族(18 列)
第 VIII 族(8、9、10 列) 注意:①0 族不是主族,第 VIII 族不是副族
②主族:由短周期元素和长周期元素共同构成的族 副族:完全由长周期元素构成的族
四、元素、核素、同位素
(1)质量数:将原子核内所有的质子和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。
(1)颜色、状态:F2
Cl 2
Br 2
状态由气到固)
(2)熔沸点:逐渐
(3)密度:逐渐
3.卤素单质与氢气反应
名称
反应条件
(4)溶解性: 方程式
F2
H2+F2 2HF
Cl2
光照或点燃
H2+Cl2
1
C.钾与水反应比钠与水反应更剧烈
D.加热时,钾比钠更易汽化
四、卤族元素
1.卤素原子结构示意图:F
Cl
Br
I
最外层电子数均为
个,但电子层数逐渐增大,得电子能力
,非金属性
2.卤族元素单质的物理性质的变化规律。

化学元素周期表知识整理

化学元素周期表知识整理

1 原子半径(1)除第1周期外,其他周期元素(惰性气体元素除外)的原子半径随原子序数的递增而减小;(2)同一族的元素从上到下,随电子层数增多,原子半径增大。

2 元素化合价(1)除第1周期外,同周期从左到右,元素最高正价由碱金属+1递增到+7,非金属元素负价由碳族-4递增到-1(氟无正价,氧无+6价,除外);(2)同一主族的元素的最高正价、负价均相同(3) 所有单质都显零价3 单质的熔点(1)同一周期元素随原子序数的递增,元素组成的金属单质的熔点递增,非金属单质的熔点递减;(2)同一族元素从上到下,元素组成的金属单质的熔点递减,非金属单质的熔点递增4 元素的金属性与非金属性(1)同一周期的元素电子层数相同。

因此随着核电荷数的增加,原子越容易得电子,从左到右金属性递减,非金属性递增;(2)同一主族元素最外层电子数相同,因此随着电子层数的增加,原子越容易失电子,从上到下金属性递增,非金属性递减。

5 最高价氧化物和水化物的酸碱性元素的金属性越强,其最高价氧化物的水化物的碱性越强;元素的非金属性越强,最高价氧化物的水化物的酸性越强。

6 非金属气态氢化物元素非金属性越强,气态氢化物越稳定。

同周期非金属元素的非金属性越强,其气态氢化物水溶液一般酸性越强;同主族非金属元素的非金属性越强,其气态氢化物水溶液的酸性越弱。

7 单质的氧化性、还原性一般元素的金属性越强,其单质的还原性越强,其氧化物的阳离子氧化性越弱;元素的非金属性越强,其单质的氧化性越强,其简单阴离子的还原性越弱。

[编辑本段]推断元素位置的规律判断元素在周期表中位置应牢记的规律:(1)元素周期数等于核外电子层数;(2)主族元素的序数等于最外层电子数。

阴阳离子的半径大小辨别规律由于阴离子是电子最外层得到了电子而阳离子是失去了电子所以, 总的说来(同种元素)(1) 阳离子半径<原子半径(2) 阴离子半径>原子半径(3) 阴离子半径>阳离子半径(4)或者一句话总结,对于具有相同核外电子排布的离子,原子序数越大,其离子半径越小。

化学必修元素周期表知识点

化学必修元素周期表知识点

化学必修元素周期表知识点化学必修元素周期表知识点一、原子结构质子(Z个)原子核注意:中子(N个)质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)1. 原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数核外电子(Z个)★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 Ca2.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2n;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: KL M N O P Q 3.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。

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)二、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将电子层数相同的各元素从左到右排成一横行。

(周期序数=原子的电子层数)........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一纵行。

..........主族序数=原子最外层电子数2.结构特点:核外电子层数元素种类第一周期 12种元素短周期第二周期 28种元素周期第三周期 38种元素元 7第四周期 418种元素素 7第五周期 518种元素周长周期第六周期 632种元素期第七周期 7未填满(已有26种元素)表主族:ⅠA~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:稀有气体三、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。

化学元素周期表,元素周期律精读笔记

化学元素周期表,元素周期律精读笔记

一.元素周期表1.原子序数=核电荷数=核内质子数=核外电子数2.主族元素最外层电子数=主族序数3.电子层数=周期序数4.碱金属元素:密度逐渐增大,熔沸点逐渐变大,自上而下反应越来越剧烈银白色金属,密度小,熔沸点低,导电导热性强5.判断元素金属性强弱的方法:单质与水(酸)反应置换出氢的难易程度最高价氧化物的水化物(氢氧化物)的碱性强弱单质间的置换6.卤族元素:密度逐渐增大,熔沸点逐渐升高与氢气反应剧烈程度越来越弱,生成氢化物稳定性渐弱7.判断元素非金属性强弱的方法:与氢气生成气态氢化物的难易程度以及氢化物的稳定性最高价氧化物的水化物的酸性单质间的置换8.质量数:核内所有质子和中子的相对质量取近似整数相加9.核素:具有一定数目质子和一定数目的中子的一种原子10.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天然稳定存在的同位素,无论是游离态还是化合态各同位素所占的原子个数百分比一般是不变的在相同状况下,各同位素的化学性质基本相同(几乎完全一样),物理性质有所不同12.原子相对原子质量=1个原子的质量/(1/12 C12的原子质量)13.原子的近似相对原子质量=质量数14.元素的相对原子质量=各同位素的相对原子质量的平均值= A·a%+B·b%…15.元素的近似相对原子质量=各同位素质量数的平均值= A·a%+B·b%…二.元素周期律1.K、L、M、N、O、P、Q(1,2,3,4,5,6,7,)层数越大,电子离核越远,其能量越高2.能量最低原理3.各电子层最多容纳电子数:2n^24.最外层不超过8,次外层18,倒数第三层325.原子半径:同周期主族元素,原子半径从左到右逐渐减小同主族元素,元素原子半径从上到下逐渐增大6.元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的结果(实质)7.同一周期元素,电子层数相同,从左到右,核电荷数增多,原子半径减小,失电子的能力逐渐减弱,得电子的能力逐渐增强8.同一主族,自上而下,元素的金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱,最外层电子数相同,电子层数增多,原子半径增大9.最高正价=最外层电子数最低负价=8—最外层电子数10.各周期元素种类:2,8,8,18,32,3211.稀有气体原子序数;2,10,18,36,54,8612.同族上下相邻的原子序数差:2,8,18,3213.同周期IIA族与IIIA族原子序数相差:1,1,11,11,2514.电子层数不同,原子序数(核电荷数)均不同时,电子层数越多,半径越大15.电子层数相同,原子序数(核电荷数)不同时,原子序数(核电荷数)越大,半径越小16.电子层数,原子序数(核电荷数)均相同时,核外电子数越多,半径越大17.电子排布相同的离子,离子半径随核电荷数递增而减小选修三.原子结构与性质1.原子轨道(能级即亚层):处于同一电子层的原子核外电子,也可以在不同类型的原子轨道上运动,分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道,s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形,d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7.2.电子云:用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图.离核越近,电子出现的机会大,电子云密度越大;离核越远,电子出现的机会小,电子云密度越小.3.原子核外电子排布原理.①.能量最低原理:电子先占据能量低的轨道,再依次进入能量高的轨道.②.泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子.③.洪特规则:在能量相同的轨道上排布时,电子尽可能分占不同的轨道,且自旋状态相同.4.洪特规则的特例:对于一个能级,当电子排布为充满、半充满或全空时,是比较稳定的5.元素电离能:第一电离能:气态电中性基态原子失去1个电子,转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。

化学元素最全知识点总结

化学元素最全知识点总结

化学元素最全知识点总结
1. 原子结构
- 原子:化学元素的基本粒子,由质子、中子和电子组成。

- 质子:带正电荷的粒子,位于原子核中。

- 中子:位于原子核中,没有电荷。

- 电子:带负电荷的粒子,绕原子核中的电子壳运动。

2. 元素周期表
- 元素周期表:一种按元素的原子序数和元素周期进行排列的
表格。

- 周期:指的是元素周期表中的水平行,代表了原子壳的数量。

- 周数:指的是元素周期表中的垂直列,代表了原子核周围的
电子云的形状和结构。

3. 元素分类
- 金属元素:大多数元素都是金属元素,具有光泽、导电性和
热传导性。

- 非金属元素:相对于金属元素,非金属元素的导电性、热传
导性和光泽较差。

- 过渡元素:在元素周期表中位于主族元素和非金属元素之间。

- 稀有气体:位于元素周期表的最右侧,具有低的化学活性。

4. 原子团与分子
- 原子团:由两个或多个原子结合形成的稳定的结构。

- 分子:一个由两个或多个原子通过共用电子形成的稳定结构。

5. 化合物
- 化合物:由两种或两种以上不同种类的原子通过化学键结合
而成的物质。

- 阴离子:带有负电荷的化学物质。

- 阳离子:带有正电荷的化学物质。

6. 化学反应
- 化学反应:化学物质之间发生的变化。

- 反应物:化学反应中参与的起始物质。

- 生成物:化学反应中形成的新物质。

以上是化学元素最全的知识点总结,希望对您有帮助!。

元素周期表知识点总结

元素周期表知识点总结

考纲要求:①了解元素、核素和同位素的含义。

②了解原子的构成。

了解原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数以及它们之间的相互关系。

③了解原子核外电子排布规律。

④掌握元素周期律的实质。

了解元素周期表(长式)的结构(周期、族)及其应用。

⑤以第3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。

⑥以ⅠA 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。

⑦了解金属、非金属元素在周期表中的位置及其性质递变规律。

⑧了解化学键的定义。

了解离子键、共价键的形成。

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核外电子 运动特征:体积小,运动速率高(近光速)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.原子结构[核电荷数、核内质子数及核外电子数的关系]核电荷数=核内质子数=原子核外电子数注意: (1) 阴离子:核外电子数=质子数+所带的电荷数阳离子:核外电子数=质子数-所带的电荷数(2)“核电荷数”与“电荷数”是不同的,Cl -的核电荷数为17,电荷数为1.[质量数] 用符号A 表示.将某元素原子核内的所有质子和中子的相对质量取近似整数决定X)(A Z值相加所得的整数值,叫做该原子的质量数.说明(1)质量数(A)、质子数(Z)、中子数(N)的关系:A=Z + N.(2)符号A Z X的意义:表示元素符号为X,质量数为A,核电荷数(质子数)为Z的一个原子.例如,2311Na中,Na原子的质量数为23、质子数为11、中子数为12.[原子核外电子运动的特征](1)当电子在原子核外很小的空间内作高速运动时,没有确定的轨道,不能同时准确地测定电子在某一时刻所处的位置和运动的速度,也不能描绘出它的运动轨迹.在描述核外电子的运动时,只能指出它在原子核外空间某处出现机会的多少.(2)描述电子在原子核外空间某处出现几率多少的图像,叫做电子云.电子云图中的小黑点不表示电子数,只表示电子在核外空间出现的几率.电子云密度的大小,表明了电子在核外空间单位体积内出现几率的多少.(3)在通常状况下,氢原子的电子云呈球形对称。

化学元素周期表知识点总结

化学元素周期表知识点总结

化学元素周期表知识点总结化学元素周期表是根据原子序数从小至大排序的化学元素列表。

列表大体呈长方形,某些元素周期中留有空格,使特性相近的元素归在同一族中,如卤素、碱金属元素、稀有气体(又称惰性气体或贵族气体)等。

1氢(qīng) 2氦(hài) 3锂(lǐ) 4铍(pí)5 硼(péng) 6碳(tàn) 7氮(dàn) 8氧(yǎng) 9氟(fú) 10氖(nǎi) 11钠(nà) 12镁(měi) 13铝(lǚ) 14硅(guī) 15磷(lín) 16硫(liú) 17氯(lǜ) 18氩(yà) 19钾(jiǎ) 20钙(gài)(一)一价氢氯钾钠银二价氧钙钡镁锌三铝四硅五价磷二三铁、二四碳一至五价都有氮铜汞二价最常见(二)正一铜氢钾钠银正二铜镁钙钡锌三铝四硅四六硫二四五氮三五磷一五七氯二三铁二四六七锰为正碳有正四与正二再把负价牢记心负一溴碘与氟氯负二氧硫三氮磷按周期分第一周期:氢氦----侵害第二周期:锂铍硼碳氮氧氟氖----鲤皮捧碳蛋养福奶第三周期:钠镁铝硅磷硫氯氩----那美女桂林留绿牙(那美女鬼流露绿牙)第四周期:钾钙钪钛钒铬锰----嫁改康太反革命铁钴镍铜锌镓锗----铁姑捏痛新嫁者砷硒溴氪 ----生气休克第五周期:铷锶钇锆铌----如此一告你钼锝钌 ----不得了铑钯银镉铟锡锑----老把银哥印西堤碲碘氙 ----地点仙第六周期:铯钡镧铪----(彩)色贝(壳)蓝(色)河钽钨铼锇----但(见)乌(鸦)(引)来鹅铱铂金汞砣铅----一白巾供它牵铋钋砹氡 ----必不爱冬(天)第七周期:钫镭锕----很简单了~就是----防雷啊!感谢您的阅读,祝您生活愉快。

高一化学元素周期表知识点归纳

高一化学元素周期表知识点归纳

高一化学元素周期表知识点归纳高一元素周期表知识点总结1单质及简单离子的氧化性与还原性同一周期中,从左到右,随着原子序数的递增,单质的氧化性增强,还原性减弱;所对应的简单阴离子的还原性减弱,简单阳离子的氧化性增强。

同一族中,从上到下,随着原子序数的递增,单质的氧化性减弱,还原性增强;所对应的简单阴离子的还原性增强,简单阳离子的氧化性减弱。

元素单质的还原性越强,金属性就越强;单质氧化性越强,非金属性就越强。

最高价氧化物所对应的水化物的酸碱性同一周期中,元素最高价氧化物所对应的水化物的酸性增强(碱性减弱);同一族中,元素最高价氧化物所对应的水化物的碱性增强(酸性减弱)。

单质与氢气化合的难易程度同一周期中,从左到右,随着原子序数的递增,单质与氢气化合越容易;同一族中,从上到下,随着原子序数的递增,单质与氢气化合越难。

高一元素周期表知识点总结2编排原则:①按原子序数递增的顺序从左到右排列②将电子层数相同的各元素从左到右排成一横行。

(周期序数=原子的电子层数)........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一纵行。

..........主族序数=原子最外层电子数2.结构特点:核外电子层数元素种类第一周期12种元素短周期第二周期28种元素周期第三周期38种元素元7第四周期418种元素素7第五周期518种元素周长周期第六周期632种元素期第七周期7未填满(已有26种元素)表主族:ⅠA~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:稀有气体高一元素周期表知识点总结3原子核外电子排布规律1.在含有多个电子的原子里,电子依能量的不同是分层排布的,其主要规律是:核外电子总是尽先排布在能量较低的电子层,然后由里向外,依次排布在能量逐步升高的电子层。

2.原子核外各电子层最多容纳2n2个电子。

3.原子最外层电子数目不超过8个(K层为最外层时不能超过2个电子)。

高中化学元素周期表知识点详解

高中化学元素周期表知识点详解

高中化学元素周期表知识点详解一、元素周期表概述1.1 元素周期表的定义元素周期表是根据元素的化学和物理性质,按照一定的规律将元素排列成表格状的一种定期系统,它是化学基础知识中最基本,最核心的内容之一。

1.2 元素周期表的历史元素周期表的历史可以追溯到1869年,当时俄国化学家门捷列夫根据元素的化学性质,提出了周期定律,并将元素按照周期性定律进行排列,从而形成了第一个元素周期表。

以后,随着科学技术的不断发展,元素周期表逐渐完善,不断更新。

1.3 元素周期表的基本结构现代元素周期表由7个水平排列的周期和18个垂直排列的族组成。

周期表中,从左至右,原子序数逐渐增加,元素的电子层数也逐渐增加;从上至下,主量子数逐渐增加,元素的原子半径也逐渐增加。

二、周期性规律2.1 周期性规律的概述周期性规律是指元素的物理和化学性质随着元素原子序数的增大而呈现出周期变化的规律。

周期性规律包括原子半径、电离能、电子亲和能、电负性等方面的规律。

2.2 原子半径的周期性规律原子半径是指原子中最外层电子所处的轨道半径。

原子半径的大小与原子核中质子数和电子数有关,原子半径随着电子层数的增大而逐渐增加。

另外,周期表中第一周期的原子半径最小。

2.3 电离能的周期性规律原子的电离能是指从原子中剥离一个电子所需要的最小能量。

电离能大小与原子核的质子数和电子云的结构有关,它随着电子层数的增大而逐渐减小。

周期表中第一周期的电离能最小。

2.4 电子亲和能的周期性规律电子亲和能是指向一个原子中引入一个电子时,所放出的能量。

电子亲和能大小与原子核的质子数和电子云的结构有关,它随着电子层数的增大而逐渐增加。

周期表中第一周期的电子亲和能最小。

2.5 电负性的周期性规律电负性是描述元素在化学反应中容易获得或失去电子的能力。

电负性大小与元素的原子结构有关,它随着电子的层数由内向外逐渐增加,即在周期表中,从左到右和从下到上电负性逐渐增大。

三、队列式周期表3.1 队列式周期表的概述队列式周期表是指按照元素的化学性质排列的周期表,多用于描述元素之间的化学反应。

元素周期律知识点总结

元素周期律知识点总结

元素周期律知识点总结1、对原子的4点认识〔1〕原子是构成物质的三种微粒〔分子、原子、离子〕之一。

〔2〕原子是化学变化中的最小微粒。

化学变化就是分子拆开成原子,原子重新组合成分子的过程。

〔3〕原子是由居于原子中心的带正电的原子核和绕核运动的带负电的核外电子构成。

原子核由质子和中子构成,原子的质量几乎全部集中在原子核上,质量数=质子数+中子数。

〔4〕原子呈电中性,质子数=核电荷数=原子序数=核外电子数。

离子是带电荷的原子,离子所带电荷=离子的质子数—离子的核外电子数。

2、前20号元素原子构造示意图的4种根本模型用Z表示原子序数,将前20号元素的原子构造示意图归纳成四种根本模型如下:3、同周期主族元素性质的递变规律6条〔1〕核外电子排布:随着核电荷数增大,内层电子数不变,最外层电子数逐渐增多〔除第一周期外,每一周期主族元素的最外层电子数都是从1个增加到7个〕。

〔2〕原子半径:随着核电荷数增大,原子半径逐渐减小。

〔3〕最高正化合价:随着核电荷数增大,最高正化合价从+1→+7〔氧、氟例外〕。

〔4〕非金属元素的最低负价:随着核电荷数增大,从IVA→VIIA,化合价升高,-4 →-1。

〔5〕金属性、非金属性:随着核电荷数增大,金属性越来越弱、非金属性越来越强。

〔6〕元素最高价氧化物对应的水化物的酸碱性:随着核电荷数增大,元素最高价氧化物对应的水化物的碱性越来越弱、酸性越来越强。

4、元素周期律:元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性变化的规律。

5、有关元素周期表的10点认识:〔1〕元素周期表有多少横行就有多少周期,但是不是有多少列就有多少族。

〔2〕周期是电子层数一样的元素集合,族是性质相似的元素集合。

〔3〕族是性质相似的元素集合,所以氦元素排在了0族,而不是IIA。

〔4〕族是性质相似的元素集合,所以氢元素既可以排在IA也可以排在VIIA〔NaH〕。

〔5〕元素种类最少的周期是第一周期,元素种类最多的周期是第六周期〔根据如今的元素周期表〕。

(完整版)元素周期表主要知识点

(完整版)元素周期表主要知识点

(完整版)元素周期表主要知识点元素周期表一、元素周期表概述1、门捷列夫周期表:按相对原子质量由小到大依次排列,将化学性质相似的元素放在一个纵行,通过分类、归纳制出的第一张元素周期表。

2、现行常用元素周期表⑴周期表的编排原则:①按原子序数递增的顺序从左到右排列②将电子层数相同的元素排成一个横行③把最外层电子数相同的元素(个别例外)按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行⑵周期表的结构:七个横行;7个周期[三短(2、8、8)、三长(18、18、32)、一不完全]18个纵行(列),16个族:7个主族(ⅠA~ⅦA);(1、2、13~17列);7个副族(ⅠB~ⅦB);(3~12列)Ⅷ族:3个纵行;(8、9、10列); 零族:稀有气体(18列)周期表中有些族有特殊的名称:第ⅠA族:碱金属元素(不包括氢元素);第ⅦA族:卤族元素0族:稀有气体元素3、元素周期表的结构与原子结构的关系原子序数==核电荷数==质子数==核外电子数; 周期序数==原子的电子层数主族序数==最外层电子数==最高正价数(O、F除外)==价电子数非金属的负价的绝对值==8-主族序数(限ⅣA~ⅦA)4、由原子序数确定元素位置的规律⑴主族元素:周期数==核外电子层数;主族的族序数==最外层电子数⑵确定族序数应先确定是主族还是副族,其方法是采用原子序数逐步减去各周期的元素种数,最后的差值即可确定。

基本公式:原子序数-零族元素的序数(或各周期元素总数)== 差值①对于短周期元素:若差值为0,则为相应周期的零族元素;若0<差值≤7,则元素在下一周期,差值即为主族序数。

差值为1~7时,差值即为族序数,位于Ⅷ族左侧;差值为8、9、10时,为Ⅷ族元素。

差值为11~17时,再减去10所得最后差值,即为Ⅷ族右侧的族序数。

若差值>17,再减14,按同上方法处理。

5、同主族元素上、下相邻元素原子序数推导规律:⑴ⅠA、ⅡA族元素:元素的原子序数==上一周期的元素的原子序数+上一周期的元素总数⑵ⅢA~ⅦA、0族元素:元素的原子序数==上一周期的元素的原子序数+本周期的元素总数二、核素1、质量数:将原子核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加,所得到的数值叫质量数(Li →Cs)质量数(A )=质子数(Z )+中子数(N )2、核素:具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子叫做核素3、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为同位素● 当某种元素具有两种或两种以上天然、稳定的同位素时,无论是在单质还是在化合物里,任意一种同位素在该元素内所占的原子数目百分比都不变4、同素异形体指同种元素形成的不同单质,它们之间互称为同素异性体。

高一化学知识点-元素周期表

高一化学知识点-元素周期表

高一化学知识点:元素周期表高一化学知识点:元素周期表一、元素周期表原子序数=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、周期序数=电子层数;主族序数=最外层电子数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质量数二二质子数+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。

七大方法助你告别化学“差生”一.尽快去找化学老师,让他告诉你以前学过的关键知识点,在短期内掌握,目的是能够大致跟上现在的教学进度,以听懂老师讲授的新知识。

要想进步,必须弄清楚导致化学成绩差的根本原因是什么?是常用的几个公式、概念没记住,还是很重要的几个基本解题方法不能熟练应用,或者是以前的一些重点知识没有理解透彻等等。

《元素周期表》 知识清单

《元素周期表》 知识清单

《元素周期表》知识清单一、元素周期表的诞生元素周期表的诞生并非一蹴而就,而是经过了多位科学家的不懈努力。

早在 18 世纪,拉瓦锡就尝试对已知的元素进行分类。

随着化学研究的不断深入,越来越多的元素被发现。

到了 19 世纪,门捷列夫在前人的基础上,通过对元素的性质进行深入研究和分析,终于提出了具有划时代意义的元素周期律,并编制了第一张元素周期表。

门捷列夫在排列元素时,不仅仅依据元素的原子量,还充分考虑了元素的化学性质。

他大胆地留下了一些空位,并预言了这些空位所代表的未知元素的存在及其性质。

后来的科学发现也证实了他的预言的准确性。

二、元素周期表的结构元素周期表是一个具有规律和秩序的表格,其结构蕴含着丰富的化学信息。

1、周期周期是元素周期表中横向的行。

目前,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的电子层数。

第一周期只有2 种元素,即氢和氦。

第二、三周期各有 8 种元素,被称为短周期。

第四、五、六周期各有 18 种元素,第七周期目前尚未填满。

2、族族是元素周期表中纵向的列。

族分为主族和副族。

主族用 A 表示,包括ⅠA 族(碱金属族)、ⅡA 族(碱土金属族)、ⅢA 族到ⅦA 族;副族用 B 表示,包括ⅠB 族到ⅦB 族。

此外,还有第Ⅷ族(包含 3 个纵列)和 0 族(稀有气体族)。

同一族元素的化学性质具有相似性,这是因为它们的原子最外层电子数相同。

3、分区元素周期表还可以根据元素的电子构型分为 s 区、p 区、d 区和 f 区。

s 区包括第ⅠA 族和ⅡA 族,其价电子构型为 ns1 2。

p 区包括ⅢA 族到ⅦA 族和 0 族,价电子构型为 ns2 np1 6。

d 区包括ⅢB 族到ⅦB 族和第Ⅷ族,价电子构型为(n 1)d1 10 ns0 2。

f 区包括镧系和锕系元素,价电子构型为(n 2)f0 14 (n 1)d0 2 ns2。

三、元素的性质与周期表的关系1、原子半径原子半径在周期表中呈现一定的周期性变化。

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人教版化学必修2第一章第一节元素周期表38个知识点归纳1、元素定义:核电荷数相同的同一类原子的总称,一种元素可能有多种形式的原子存在H)、H+、H-。

形式,如:氢元素的几种形式:H、D(21H)、T(312、元素符号:在元素周期表中每个小格分四层,元素符号在第一层,黑色字体,用拉丁文大写字母表示,当大写字母相同时,加一个小写字母予以区别。

例如:H(氢)、He(氦);C(碳)、Cl(氯)、Ca(钙);N(氮)、Ne(氖)、Na (钠);Al(铝)、Ar(氩)。

3、元素名称:在元素周期表中每个小格分四层,元素名称在第二层,黑色字体,大多数元素的名称是由形声字构成,气态非金属的名称有气字头,固态非金属的名称有石头旁,液态非金属用三点水旁(溴),液态金属用水字底(汞),金属的名称都有金字旁,个别的元素的名称不是形声字,例如:氮不读“炎”音。

4、元素分类:(1)按元素所在的周期分类:同周期元素和不同周期元素同周期元素共同点:电子层数相同,在元素周期表中处于同一行中,处于左右关系。

不同周期元素不同点:电子层数不相同,在元素周期表中不处于同一行中。

(2)根据元素的原子序数分类:前20号元素或第n号元素(3)按元素所在的族分类:主族元素、副族元素、第VIII族元素、0族元素(4)按元素周期表(新课标人教版化学必修2)分类:金属、非金属、过渡元素其中金属元素专指主族元素的金属元素,非金属包括主族非金属和稀有气体,过渡元素是指所有副族金属元素和Ⅷ族金属元素,。

5、元素的特有数值:元素的原子序数和元素的相对原子质量。

(1)原子序数=核电荷数=质子数,原子序数在核组成符号中处于元素符号的左下角位置,在元素周期表中每个小格内的第一层,位于元素符号的左下角,数字呈鲜红色。

(2)元素的相对原子质量就是按照元素各核素原子的相对原子质量所占的一定百分比计算出的平均值(见课本P10),元素的相对原子质量在元素周期表中每个小格内的第四层,通常保留有效数字4位,数字呈黑色。

6、元素周期表(1)将化学元素依照某种特有数值从小到大顺序依次排成一行,并将化学性质相似的元素依照某种特有数值从小到大排成一列所形成的表格叫元素周期表。

(2)元素周期表中特有数值:原子序数和相对原子质量。

(3)门捷列夫的元素周期表依照的特有数值是相对原子质量,现行的元素周期表依照的特有数值是原子序数。

7、元素周期表的结构:由七行和十八列构成,其中每一行为一个周期,从左到右第8、9、10列合起来为VIII族,其余每一列为一族,所以元素周期表由7个周期和16个族构成。

8、周期的定义:将电子层数相同的元素依照核电荷数由小到大的顺序从左往右排成一行形成一个周期。

9、周期的序数规定:周期序数=电子层数10、7个周期对应的元素种类数11、周期的分类:短周期和长周期。

(1)短周期:含元素种类少于10种的周期,包括1、2、3周期。

(2)长周期:含元素种类多余10种的周期,包括4、5、6、7周期。

12、族的定义:将化学性质相似的元素依照核电荷数由小到大的顺序排成一列形成一族(注意:VIII族是3列)。

(1)主族的定义:由短周期元素和长周期元素构成的族(稀有气体除外另有名称)。

(2)副族的定义:完全由长周期元素构成的族(第8、9、10列元素除外另有名称)。

(3)VIII族的定义:第8、9、10列元素构成的族。

(4)0族的定义:稀有气体构成的元素族。

13、族的分类:主族、副族、0族、VIII族。

14、主族的分类:依照最外层电子数由少到多的顺序分为7个主族。

(1)主族序数的规定:主族序数=最外层电子数=最高正价数(氧、氟例外)。

(2)主族序数的表示方法:罗马数字后加A。

15、罗马数字的辨析:“四六不分”说的就是罗马字母IV和VI容易混淆。

I是1,V是5,X是10,I在V或X左时,用减法,5-1=4(IV),10-1=9(IX);I在V 或X右时,用加法,5+1=6(VI),5+2=7(VII),5+3=7(VIII),10+1=11(XI),10+2=12(XII)。

16、副族的表示方法和分类:罗马数字后加B表示副族,共有7个副族,从左到右的顺序是IIIB、IVB、VB、VIB、VIIB、(VIII)IB、IIB。

17、各族元素的位置关系(长式周期表18列和短式周期表各族从左到右对应的关系)IA→IIA→IIIB→IVB→VB→VIB→VIIB→VIII(﹡﹡﹡)→IB→IIB→IIIA→IVA→VA→VIA→VIIA→018、元素的性质:是指元素的核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性和非金属性。

19、碱金属元素性质比较(1)相同点:内层电子呈充满状态,最外层电子数相同都是1,发生化学反应时都失去一个电子呈+1价。

(2)不同点:电子层数越来越多,原子半径越来越大,核对最外层电子的引力越来越弱,最外层电子越来越容易失去,金属性越来越强。

20、碱金属单质的相似性(1)物理性质上的相似性:大多数是银白色金属(铯略带金属光泽),硬度小,质软。

(2)化学性质的相似性:都可以与氧气反应,生成含氧化合物;都可以与水反应生成碱并放出氢气,无论与哪种物质反应产物中碱金属元素的化合价都是+1价。

21、碱金属单质的递变性(1)物理性质上的递变性:从锂到铯,密度逐渐增大(钾反常),熔沸点逐渐降低。

(2)化学性质的递变性:①与氧气反应产物的种类越来越多,含氧化合物中氧元素的价态越来越高;锂元素只有一种含氧化合物:Li2O,钠元素有两种含氧化合物:Na2O和Na2O2;钾元素有三种含氧化合物:K2O、K2O2、KO2。

②与水反应的激烈程度不一样。

22、卤族元素性质比较(1)相同点:内层充满,最外层电子数都是7,最低负价都是-1。

(2)不同点:从氟到碘,核电荷数逐渐增大,电子层数逐渐增多,原子半径逐渐增大,核对最外层电子的引力逐渐减小,非金属性逐渐减弱、。

23、卤素单质的相似性(1)物理性质的相似性:都有颜色(都是双原子分子)。

(2)化学性质的相似性:都可以和氢气反应生成卤化氢(HX),都可以和水反应。

24、卤素单质(F2→I2)的递变性(1)物理性质颜色逐渐变深,密度逐渐增大,熔沸点逐渐升高,聚集状态变化:气态→液态→固态。

(2)化学性质①与氢气反应:反应条件不同、激烈程度不同。

②与水反应:激烈程度逐渐变弱,氟气与水发生置换反应,其余卤素单质与水发生歧化反应。

2 F2+2H2O=4HF+O2↑;X2 +H2O=HX+HXO , X∈{ Cl 、Br、I }③与强碱溶液反应▲常温下与强碱的稀溶液反应:X2 +2NaOH=NaX+NaXO+H2O , X∈{ Cl 、Br、I }▲加热条件下与强碱的浓溶液反应:3X2+6KOH(浓)5KX+KXO3+3H2O , X∈{ Cl 、Br、I } ④与亚硫酸溶液反应:X2 +SO2+2H2O=2HX+H2SO4,X∈{ Cl 、Br、I }▲该反应可以用来鉴别CO2和SO2,SO2的还原性可以使氯水、溴水、碘水褪色,CO2没有还原性,不可以使氯水、溴水、碘水褪色。

▲该反应表明:氯气和二氧化硫如果以体积比1:1通入品红溶液中,品红溶液将不褪色。

⑤与无氧酸盐盐溶液反应Cl2+2Br- =2Cl- +Br2,Cl2 +2I-=2Cl- +I2,Br2 +2I-=2Br- +I2,I2 +S2- =2I- +S↓结论:氧化性:Cl2>Br2>I2> S,还原性:Cl-<Br- <I-< S2-⑥与亚硫酸盐溶液反应:X2 +Na2SO3+H2O=2HX+ Na2SO4,X∈{ Cl 、Br、I }工业上用Na2SO3(aq)除去氯碱厂的氯水,然后再用强碱溶液中和,然后排放。

知识点拓展1:HX的稳定性、还原性和水溶液的酸性的递变规律。

▲稳定性:HF>HCl>HBr>HI▲还原性:HF<HCl<HBr<HI▲水溶液酸性:HF<HCl<HBr<HI;▲氢氟酸可以腐蚀玻璃,其它的酸不可以:SiO2+4HF=SiF4↑+2H2O知识点拓展2:AgX和CaX2的个性和共性▲AgX感光性:AgF没有感光性,AgCl、AgBr、AgI都有感光性。

▲AgX溶解性:AgF溶于水,AgCl、AgBr、AgI都不溶于水,并且溶解度依次减小。

▲CaX2溶解性:CaF2不溶于水,CaCl2、CaBr2、CaI2都溶于水。

25、原子结构结构与对应单质或化合物性质的关系在元素周期表中,同主族元素随着核电荷数增大,电子层数逐渐增多,原子半径逐渐增大,核对最外层电子的引力越来越弱,最外层电子越来越易失去,表现为元素的金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱,金属元素的最高价氧化物对应水化物的碱性越来越强,非金属元素的最高价氧化物对应的水化物的酸性越来越弱。

碱性:LiOH < NaOH <KOH <RbOH <CsOH ;酸性:HIO4< HBrO4 < HClO426、核素:把具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子叫做核素,例如:氕、H(1H),1氘、D(21H),氚T(3H)。

127、同位素:质子数相同中子数不同的同一元素的不同原子互称同位素,即同一元素的不同核素之间互称同位素。

28、同位素形成的分子种类(1)由H、D、T能组成氢分子种类共6种:H2、D2、T2、HD、HT 、DT。

(2)由168O、188O能组成氧分子种类数共3种:168O2、188O2、168O188O(3)由H、D、T和168O、188O能组成的水分子种类数12种,6*2=12 。

29、同位素应用(1)考古利用146C测定一些文物的年代。

(2)利用示踪原子188O研究酯化反应的机理和氧化还原反应中电子转移的关系。

(3)D、T用于制造氢弹。

(4)利用放射性同位素释放的射线育种、治疗癌症和肿瘤等。

30、1~20号元素的原子序数与元素所在周期、族的关系根据原子序数写出原子结构示意图,根据原子结构示意图的电子层数可以知道元素所在的周期序数,根据原子结构示意图的最外层电子数可以知道元素所在的主族序数。

31、根据主族元素的最外层电子数推导元素的主要化合价(1)最高正价数=最外层电子数(O、F例外),(2)最低负价数=最外层电子数—8(H、B例外)32、设主族元素的最外层电子数为X时, 其最高价氧化物的化学式X为奇数时为R2O X ;X为偶数时为R2O2x33、设主族元素的最外层电子数为X时, 其最高价氧化物对应的水化物的化学式X=1~3 时为R(OH)X;X=4~7时为H(8-X)RO434、设主族元素的最外层电子数为X时,其最低价氢化物的化学式X=4~5时为RH(8-X) ;X=6~7时为H(8-X)R35、同主族相邻周期元素的原子序数的关系y大-x小=N X , (x,Y)∈﹛IA,IIA﹜;y大-x小= N Y , (x,Y)∈﹛IIIA~VIIA﹜N X表示X元素所在周期元素的种类数,N Y表示Y元素所在周期元素的种类数。

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