中级无机化学[第七章元素与元素性质的周期性]-山东大学期末考试知识点复习
山东省考研化学复习资料无机化学与有机化学重点知识点整理
山东省考研化学复习资料无机化学与有机化学重点知识点整理一、无机化学重点知识点1. 元素周期表元素周期表是无机化学的基础，并具有重要的分类和归纳作用。
它按照元素的原子序数（即元素的核中质子的数目）从小到大排列，包括周期和族两个方向。
常见元素的周期表分组特点需要牢记，以便快速定位和理解元素的性质。
2. 化学键无机化学中常见的化学键有离子键、共价键和金属键。
离子键是电荷相反的离子之间的作用力，共价键是通过共用电子对而形成的。
不同类型的化学键影响着物质的性质和反应特点，理解和掌握化学键的特点对于分子结构及其性质有重要意义。
3. 配合物配合物是由中心金属离子与其周围的配体组成的复合物。
配体是通过配位键与金属离子结合而形成稳定的结构。
对于不同的金属离子和配体，配位键的类型、配位数以及配体的取代位置会产生不同的化学性质和反应行为。
4. 酸碱理论无机化学中的酸碱理论有包括了布朗酸碱理论、劳里亚-布朗酸碱理论和阿里乌斯酸碱理论等多种理论。
酸和碱的化学性质和反应特点与电离能、电负性、氧化还原性等因素有关，掌握各种酸碱理论对于理解物质的酸碱性质和反应机理十分重要。
5. 化学平衡和化学反应化学平衡是指化学反应在一定条件下，反应物浓度和生成物浓度之间达到稳态的状态。
平衡常数、反应速率和热力学等概念与化学平衡和反应的方向有关，掌握这些知识可以进行化学反应速率和平衡常数的计算和预测。
二、有机化学重点知识点1. 有机化合物的命名有机化合物的命名是有机化学的基础，通过命名可以了解分子的结构、功能基团及其位置。
常用的命名方法包括系统命名、功能命名和传统命名方法。
熟练掌握命名规则和规范可以准确地描述和预测有机化合物的性质和反应行为。
2. 功能团的性质和反应有机化合物中的功能团决定了其化学性质和反应特点。
如羟基、羧基、醛基、酮基等常见的功能团，它们具有独特的化学性质和反应类型。
掌握各种功能团的性质和反应对于有机合成和反应机理的理解至关重要。
（完整版）无机化学知识点
（完整版）⽆机化学知识点⽆机化学知识点总结原⼦与分⼦结构⽆机化学的主线是化学平衡，故先从原⼦和分⼦结构部分开始复习，逐步复习化学反应。
1、描述波函数的三个量⼦数及其意义2、原⼦核外电⼦排布规则：3、写出29号元素的基态电⼦排布式4、原⼦与原⼦之间通过某种作⽤⼒组合成分⼦，这些作⽤⼒包括离⼦键、共价键、⾦属键等。
离⼦键、共价键的特征？5、分⼦的极性举出⼏个极性分⼦，⾮极性分⼦。
6、分⼦间⼒：也称范德华⼒，包括定向⼒、诱导⼒、⾊散⼒；氢键试分析在甲醇的⽔溶液中，分⼦之间的相互作⽤情况。
7、简述氢键的形成条件及特征，并将分⼦内氢键和分⼦间氢键各举⼀例。
H1、下列⽤量⼦数描述的可以容纳电⼦数最多的电⼦亚层是A. n = 2, l = 1B. n = 3, l = 2C. n = 4, l = 3D. n = 5, l = 02、碳原⼦最后⼀个电⼦的四个量⼦数为A.2,1,0,+1/2B. 2,0,0,-1/2C. 2,0,1,-1/2D. 1,0,1,+/23、29号元素的价电⼦排布式为A. 4s24p4B. 3d94s2C. 3d54s1D. 3d104s14、24号元素的价电⼦排布式及其在周期表中的位置是A. 3d54s1,d区B. 3d44s2,ds区C. 3d54s1,ds区D. 4s24p4,p区5、A、B两元素，A原⼦的M层和N层电⼦数⽐B原⼦的M层和N层电⼦数多8个和3个 ,则 A、B分别为A. As、TiB. Ni、CaC. Sc、NeD. Ga、 Ca6、p亚层最多可以容纳⼏个电⼦A. 2B. 4C. 6D. 87、d轨道有⼏种空间取向A. 1B. 3C.5D. 78、对氢原⼦来说，下列各轨道的能量⼤⼩⽐较正确的是A.E2p>E2sB.E3d>E4sC.E3dD.E3d9、某⼀元素的原⼦序数是30，则该元素原⼦的电⼦总数是多少，价电⼦构型是怎样的？A. 15, 3d104s2B. 30, 3d104s2C. 15, 3d104s1D. 30, 3d104s110、下列各组量⼦数不合理的是A、（1,0,0）B、（2,1,0）C、（3,3,0）D、（4,1,1）11、共价键的特征是A. 有⽅向性，⽆饱和性B. ⽆⽅向性和饱和性C. ⽆⽅向性，有饱和性D.有⽅向性和饱和性12、下列化合物中的哪个化合物的中⼼原⼦不是采⽤sp3杂化类型A. CCl4B. BF3C. H2OD. PH313、NaCl、MgCl2、AlCl3的熔点依次降低是因为A. 阳离⼦半径依次增⼤B.阳离⼦极化⼒依次增⼤C. 阳离⼦结合的阴离⼦多D. 阴离⼦变形性增加14、下列原⼦中不能与氢原⼦形成氢键的是A. FB. OC. ID. N15、离⼦键的特征是A. 有⽅向性，⽆饱和性B. ⽆⽅向性和饱和性C. ⽆⽅向性，有饱和性D. 有⽅向性和饱和性16、CCl4分⼦中的C原⼦采取的杂化类型是A. sp杂化B. sp2杂化C.sp3杂化D. sp3d杂化17、下列分⼦中的中⼼原⼦属于不等性sp3杂化的是A. CCl4B. BF3C. H2OD. BeCl218、下列分⼦中属于极性分⼦的是A. CCl4B. CO2C. COD. O219、下列相互作⽤中不属于化学键的是A. 离⼦键 B．共价键 C．⾦属键D．氢键20、维持蛋⽩质的⾼级结构起重要作⽤的分⼦间相互作⽤是A. 离⼦键 B．共价键 C．⾦属键D．氢键21、HCl、HBr、HI的熔沸点依次升⾼，但HF的熔沸点却⽐HCl⾼，原因是A. HF分⼦间能形成氢键B. HF分⼦内有离⼦键C. HF分⼦间能有疏⽔相互作⽤D. HF分⼦内有共价键22、根据分⼦轨道理论下列结构中⽆顺磁性的是A、O2B、O2-C、O22-D、O2+23、下列分⼦中有极性的是A、BF3B、CO2C、PH3D、SiH424、氨分⼦的空间构型是A、⾓形B、三⾓锥形C、平⾯三⾓形D、四⾯体形25、下列化学键属于极性共价键的是A、C-CB、H-HC、C-HD、Na-Cl26、CO与CO2分⼦间存在的相互作⽤⽅式有A、⾊散⼒B、⾊散⼒、诱导⼒C、⾊散⼒、定向⼒D、⾊散⼒、诱导⼒、定向⼒27、某元素的＋2氧化态离⼦的核外电⼦结构为1s22s22p63s23p63d5，此元素在周期表中的位置是A、第四周期ⅦB族B、第三周期ⅤB族C、第四周期Ⅷ族D、第三周期ⅤA族判断题○1、根据原⼦结构理论预测第⼋周期将包括50种元素。
无机化学知识点
无机化学知识点【无机化学知识点探秘：从元素周期表到化学键】无机化学作为化学学科的重要分支，是研究无机物质的组成、结构、性质和变化规律的学科。
在学习无机化学时，我们需要掌握一些基本的知识点，其中包括元素周期表、离子和化学键等。
本文将以探秘的方式，从这些知识点入手，带领读者一起深入了解无机化学的奥秘。
一、元素周期表：元素间的秩序与规律元素周期表是无机化学的基础，它以一种有序的方式展示了所有已知元素。
元素周期表的构建基于元素的原子序数（即元素的原子核中质子的数量）和元素的电子排布规律。
这种以周期性规律排列的方式，为我们理解元素的性质和反应提供了便利。
元素周期表由一系列横行（周期）和纵列（族）组成。
横行被称为周期，按照原子序数的增加排列；纵列被称为族，具有相似的化学性质。
根据周期表，我们可以大致了解元素的原子半径、电负性、化合价等性质。
二、离子：化学反应中的秘密角色在无机化学中，离子是化学反应中的重要参与者。
离子是由原子或原子团失去或获得电子而形成的带电粒子。
离子可分为阳离子和阴离子，与电子数目相对增加的称为阴离子，与电子数目相对减少的称为阳离子。
离子的生成与化学键的形成密切相关。
在化学反应中，原子之间通过电子转移或电子共享形成化学键，使得产生正负电荷的离子，从而稳定物质的结构。
离子的存在和运动，不仅影响物质在化学反应中的能量变化，还决定了物质的各种性质和反应性。
三、化学键：构建分子的桥梁化学键是原子之间的相互作用力，它们将原子组合成分子、晶体等化合物。
常见的化学键包括离子键、共价键和金属键。
离子键是通过电子转移形成的，即以阴离子和阳离子之间的吸引力为基础。
典型的例子是氯化钠晶体，其中钠离子和氯离子通过离子键结合形成晶格。
共价键是通过电子共享形成的，即原子间共享一个或多个电子对。
共价键强度较高，常见于非金属原子间的化合物，如水分子中的氢氧键。
金属键是金属原子之间的电子云共享形成的。
金属键能够使金属具有良好的导电性和导热性，也是金属材料具有延展性和延性的重要原因。
无机化学知识点归纳
无机化学知识点归纳无机化学是无机化合物化学的总称，是化学的一个分支。
它研究的内容包括元素周期律、原子结构、分子结构、化学键、化合物的性质和反应等。
无机化学的知识点非常多，下面我将详细介绍其中的一些重要知识点。
一、元素周期律元素周期律是无机化学的基础，它是指元素性质的周期性变化与元素原子序数的周期性变化之间的关系。
元素周期律的主要内容包括元素周期表、元素周期律的类型、元素周期律的解释等。
1.元素周期表元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它将元素按照原子序数从小到大排列，并按照元素性质的周期性变化分为周期和族。
元素周期表中，周期是指元素原子核外电子层数相同的横行，族是指元素原子核外最外层电子数相同的纵列。
2.元素周期律的类型元素周期律主要有四种类型：原子半径周期律、电负性周期律、离子半径周期律和熔点、沸点周期律。
3.元素周期律的解释元素周期律的实质是元素原子结构与元素性质之间的关系。
原子结构包括原子核的电荷数、电子层数、最外层电子数等，元素性质包括原子半径、电负性、离子半径、熔点、沸点等。
元素周期律的周期性变化是由于元素原子核外电子排布的周期性变化所引起的。
二、原子结构与化学键1.原子结构原子结构是指原子核和核外电子的排布。
原子核由质子和中子组成，质子数决定了元素的原子序数，核外电子的排布决定了元素的化学性质。
2.化学键化学键是指原子之间通过共享或转移电子而形成的相互作用。
化学键的主要类型有离子键、共价键、金属键和氢键。
三、化合物的性质和反应1.化合物的性质化合物的性质包括物理性质和化学性质。
物理性质包括颜色、状态、密度、熔点、沸点等，化学性质包括氧化性、还原性、酸碱性、稳定性等。
2.化学反应化学反应是指物质在化学变化过程中所发生的一系列变化。
化学反应的主要类型有合成反应、分解反应、置换反应、复分解反应等。
四、无机化合物的分类无机化合物可以根据其结构和性质分为多种类型，如氧化物、酸、碱、盐、氢氧化物、硫化物等。
山东省考研化学复习资料无机化学重要理论总结
山东省考研化学复习资料无机化学重要理论总结山东省考研化学复习资料—无机化学重要理论总结在准备山东省考研化学复习资料时，无机化学是一个非常重要的考试内容。
无机化学作为化学的一个重要分支，研究的是那些不含有碳或者含碳仅为少量的物质，其中包括了无机元素、配位化学、无机反应等等。
无机化学不仅在科学研究中发挥着重要的作用，也在实际应用中扮演者重要的角色。
本文将为大家总结一些无机化学的重要理论，帮助大家在准备山东省考研化学时更好地进行复习。
1. 无机化学基础理论1.1 元素周期表元素周期表是无机化学的基础，通过元素周期表，我们可以了解到元素的周期性表现，包括原子序数、元素符号、元素周期、元素族、原子半径等等。
1.2 无机化合物的结构与性质无机化合物的结构对于其性质起着决定性作用。
不同结构的无机化合物会表现出不同的性质，比如晶体结构、配位数、氧化态等等。
2. 金属与非金属元素2.1 金属元素金属元素具有良好的导电性和热导性，常见的金属元素有铜、铁、铝等，其氧化态多呈阳离子形式。
2.2 非金属元素非金属元素通常呈阴离子形式，具有对电导和导热性差的特点。
常见的非金属元素有氧、氮、碳等。
3. 配位化学3.1 配位基与配位数配位基是指配位体中能够与中心金属离子形成配位键的原子或团基。
配位数是指配位体中配位原子能与中心金属离子形成配位键的数量。
3.2 配合物的结构与性质配合物结构的不同会导致其性质的差异，比如结构异构、溶解度、配位键的稳定程度等等。
4. 离子反应和配位反应4.1 阳离子和阴离子的反应阳离子在反应中常与阴离子发生反应，产生离子键。
离子反应是无机化学中非常重要的一种反应类型。
4.2 配位反应配位反应是指在配位化合物中，配位体与中心金属离子发生化学反应。
这种反应常常发生在溶液中，具有重要的实际应用价值。
5. 键的理论5.1 共价键共价键是由两个原子之间共享电子形成的化学键。
共价键的不同性质会导致无机化合物的不同特性。
无机化学知识点总结
无机化学知识点总结1. 元素周期表元素周期表是无机化学的基础。
在此表中，元素周期排列在水平的行内，以相似的化学和物理特性为一组。
原子序数增加时，元素的物理特性发生定期变化。
周期表的特点1.周期性实质元素周期表的最大特点是呈现周期性实质。
2.体现各元素周期表的相关规律和指标周期表除了定期性展现元素去尝试外，还重要留意到了周围的轨道和核子性质。
3.能识别出元素的尺寸、电负性、金属与非金属、方法性质、化学惯例及抽象化学价等各元素特征。
周期表研究的内容周期表研究的主要内容有：1.元素的价电子轨道构造。
2.元素的原子怙恃。
3.相同周期内元素属性的变化。
2. 元素的电解质和非电解质当分子或物质能在水中游离化成离子的时候，我们把该物质称之为电解质，如氢氧化钾、氯化钙等常见化合物。
在电导性上，电解质是很高的，它能分裂为带电离子。
而不能在水中分离为带电离子的只能算非电解质，如糖、酒精、苯等。
3. 化合反应化合反应是指由不同元素彼此结合构成化合物的一种反应。
参加反应的原子组成新的化合物，反应的物品与生成物品的原子重量比为一个确定的数。
化合反应的公式是 A + B -> AB。
在反应中，A、B 是反应物，而 AB 是生成物。
反应中发作了电子转移。
4. 化学结合类型化合物可分为两类：离子化合物和共价化合物。
离子化合物表明成分中存在阳离子和阴离子，并且该化合物中相邻离子的物质属性无政策不同，多百般的质都是固体，声明才能是黑白透明的，命名一般以阳离子和阴离子的名字组成。
而共价化合物元素原子之间共用自由的价电子对，通过一对电子对把原子结合在一起。
共价化合物声明有固体、液体和气态形态。
化学键是指原子们之间的束缚力量。
当这些原子成为分子时，它们的电子会重新排列，他们的电子轨道部分次也磨合在一起，构成某种化学结构。
基于它们的电子排布的外貌，原子可定义成负常值电荷的离子或者共享价电子的分子化学键的类型包括有离子键、金属键和共价键。
大学无机化学知识点
大学无机化学知识点大学无机化学是化学学科的重要基础课程，涵盖了丰富的知识内容。
以下将为您详细介绍一些关键的知识点。
首先，原子结构是一个重要的基础部分。
我们需要了解原子的组成，包括原子核（由质子和中子构成）和核外电子。
电子的排布遵循一定的规律，如能层、能级、轨道等概念。
通过了解原子结构，能够解释元素的化学性质和周期性规律。
元素周期表是无机化学的核心内容之一。
周期表中的元素按照原子序数递增排列，呈现出周期性的规律。
同一周期的元素，从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族的元素，从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
元素的性质，如原子半径、电离能、电负性等，都与它们在周期表中的位置密切相关。
化学键的知识也必不可少。
化学键分为离子键、共价键和金属键。
离子键是由阴阳离子之间的静电作用形成的，通常存在于活泼金属与活泼非金属组成的化合物中。
共价键则是原子之间通过共用电子对形成的，分为极性共价键和非极性共价键。
金属键存在于金属晶体中，是金属阳离子与自由电子之间的作用。
化学热力学是研究化学反应过程中能量变化的学科。
热力学第一定律告诉我们，能量是守恒的。
通过计算反应的焓变（ΔH）、熵变（ΔS）和自由能变化（ΔG），可以判断反应的方向性和自发性。
例如，当ΔG ＜ 0 时，反应在给定条件下能够自发进行。
化学动力学则关注反应的速率和反应机制。
影响反应速率的因素有浓度、温度、催化剂等。
通过实验测定反应速率，建立反应速率方程，可以深入了解反应的过程。
溶液中的离子平衡也是重要的知识点。
包括酸碱平衡（如强酸强碱、弱酸弱碱的电离）、沉淀溶解平衡（如溶解度、溶度积的计算）、配位平衡等。
这些平衡在化学分析、工业生产等领域都有广泛的应用。
氧化还原反应是无机化学中的常见反应类型。
通过氧化数的变化来判断氧化还原反应的发生，并且了解氧化剂、还原剂的性质。
原电池和电解池的原理也是基于氧化还原反应，它们在电化学领域有着重要的应用。
无机化学知识点
无机化学知识点无机化学是化学的一个分支，是对无机化合物的性质和反应进行研究的科学。
在这篇文档中，我们将探讨无机化学的一些重要知识点。
1. 元素周期表元素周期表是无机化学中最重要的知识点之一。
它是基于元素原子核中的质子数，将所有已知元素根据其化学和物理性质进行了分类。
周期表具有周期性和分组性两个特点，以及许多重要的趋势。
其中最重要的趋势包括原子半径、电离能和电负性。
2. 四种基本化学反应在无机化学中，有四种基本的化学反应：酸碱反应、氧化还原反应、配位反应和沉淀反应。
酸碱反应是化学反应中最基本和最常见的一种，氧化还原反应涉及元素的电荷状态的变化，而配位反应则涉及到有机配体和金属离子之间的相互作用。
沉淀反应是两种离子在水中结合并形成固体反应物的过程。
3. 配位化学配位化学是无机化学的一个主要分支，其侧重点在于探索配合物的性质、合成和反应。
配合物是由一个中心金属离子和一些环境配体共同构成的复合物。
配位化学涉及配体的选择、合成和反应，以及配位物的结构和热力学性质。
4. 无机固体化学无机固体化学是研究固体无机化合物的物理和化学性质的一个分支。
它处理的问题包括晶体结构、热力学性质、制备方法、强度和导电性等方面。
此外，它还探索了不同固体无机化合物之间的相互作用和反应，以及在生物和工业应用中的潜在用途。
5. 无机配位聚合物无机配位聚合物是一系列由中心金属离子和多种有机或无机配位体组成的复合物。
这些配位聚合物在化学反应和催化方面非常重要，因为它们通过多步反应可形成具有具有特性和功能的超分子结构。
有些无机配位聚合物还表现出高度选择性或高效能量转移，因此有望用于电催化、光催化、催化和传感等领域。
结论以上列举内容只是无机化学知识点中的一部分。
无机化学探索的是无机物在自然和人工环境中的行为和反应，可以应用到各种领域，包括医学、材料科学、工业和环境领域。
从基本原理到实践应用，无机化学发展的不断推进，相信会给人们的生活带来更多的便利。
无机化学复习提纲_(2)
第一章化学热力学内容提要一、基本概念1、化学反应进度若系统发生有限化学反应，则ｎB（）－ｎB（0）＝B（－0）或△ｎB＝B△式中ｎB（），ｎB（0）分别代表反应进度为和0时的物质Ｂ的物质的量；为反应起始的反应进度，一般为０，则有△ｎB＝B即化学反应进度为＝B－１△ｎB２、系统和环境人们把研究的对象称之为系统，而系统之外与系统密切相关的部分则称之为环境。
系统可分为：①敞开系统——系统与环境之间可以既有物质、又有能量交换②封闭系统——系统与环境之间可以有能量的交换，但无物质交换③隔离系统——也称孤立系统，系统与环境之间既无物质的交换，也无能量的交换，是一种理想系统。
３、状态和状态函数系统的状态是指系统所处的状况。
热力学中用系统的宏观性质如压力（）、温度（Ｔ）、密度（）、体积（Ｖ）、物质的量（）及热力学能（Ｕ）、焓（Ｈ）、熵（Ｓ）、吉布斯函数（Ｇ）等来描述系统的状态。
这些描述系统宏观性质的物理量称之为状态函数。
状态函数的最重要特点是它的数值仅仅取决于系统的状态，当系统状态发生变化时，状态函数的数值也随之改变。
但状态函数的变化值（增量）只取决于系统的始态与终态，而与系统变化的途径无关。
４、过程与途径当系统发生一个任意的变化时，我们说系统经历了一个过程。
系统状态变化的不同条件，我们称之为不同的途径。
如系统有等温过程、等压过程和等容过程等。
５、热和功热和功是系统状态发生变化时与环境之间的两种能量交换形式。
系统与环境之间因存在温度差异而发生的能量交换形式称为热（或热量），量符号为Ｑ；系统与环境之间除热以外的其他各种能量交换形式统称为功，量符号为Ｗ。
热力学规定：系统向环境吸热，Ｑ取正值；系统向环境放热，Ｑ取负值。
环境对系统做功，Ｗ取正值；系统对环境做功，Ｗ取负值。
由于系统体积变化而与环境产生的功称体积功，用－△Ｖ表示；除体积功（也叫有用功）。
以外的所有的其他功都称为非体积功ＷfW＝－△Ｖ＋Ｗf热和功都不是系统的状态函数，除了与系统的始态、终态有关以外，还与系统状态变化的具体途径有关。
山东省考研化学复习资料无机化学重要知识点整理
山东省考研化学复习资料无机化学重要知识点整理一、元素与化合物无机化学是研究元素与化合物的科学。
元素是构成物质的基本单位，化合物则是由两种或更多元素以化学键相连形成的纯物质。
在无机化学中，我们需要了解元素的性质以及化合物的组成和性质。
1. 元素元素是由相同类型的原子组成的纯物质。
根据元素在周期表中的位置，它们可以分为主族元素和过渡元素。
主族元素一般具有相似的化学性质，而过渡元素则具有特殊的电子结构和性质。
2. 化合物化合物是由两种或更多不同类型的原子以化学键相连形成的纯物质。
化合物的化学键可以分为离子键、共价键和金属键等。
离子键是由正负电荷吸引而形成的，共价键是由原子间共享电子而形成的，金属键则是金属元素之间形成的电子云共享。
二、无机化学的分类无机化学可以根据化合物的组成和性质分为无机离子化合物、无机共价化合物和无机配位化合物等。
1. 无机离子化合物无机离子化合物是由离子键连接的化合物。
它们通常由金属阳离子和非金属阴离子组成。
无机离子化合物具有良好的溶解性和电导性。
2. 无机共价化合物无机共价化合物是由共价键连接的化合物。
它们通常由非金属元素组成，共享电子以形成化学键。
无机共价化合物的性质取决于元素之间的共价键的特性。
3. 无机配位化合物无机配位化合物是由配位键连接的复杂化合物。
配位键是指一个中心金属离子和周围的配体之间的化学键。
无机配位化合物具有复杂的结构和多样的性质。
三、重要知识点概述在准备山东省考研化学的复习过程中，以下是一些无机化学的重要知识点概述，供参考：1. 元素周期表了解元素周期表的结构、元素的周期性规律以及元素周期表中元素的命名和符号等。
2. 原子结构掌握原子的基本结构，包括原子核、电子以及子壳和轨道等。
3. 化学键了解离子键、共价键、金属键和配位键等不同类型的化学键，并理解它们对化合物性质的影响。
4. 酸碱与盐熟悉酸、碱和盐的定义、性质和常见的反应。
5. 化学平衡了解化学平衡的概念、平衡常数、平衡条件和影响平衡的因素。
无机化学知识点总结
无机化学知识点总结1. 简介无机化学是研究无机物质（即不包含碳原子的化合物）的组成、结构、性质和转化的科学分支。
本文将对无机化学中的一些重要知识点进行总结，包括元素周期表、化学键、配位化合物和晶体结构等内容。
2. 元素周期表元素周期表是无机化学中的重要概念，它将元素按照原子序数的增加顺序排列，并根据它们的化学性质进行分类。
元素周期表的主要特点有：•周期性：元素周期表中的元素按照周期性规律排列，每个周期表示一个主层，层数逐渐增加。
•周期表中的元素：周期表中的元素由原子序数、元素符号和原子质量组成。
•元素的分类：元素周期表将元素分为金属、非金属和类金属三大类，根据周期表的位置可以了解元素的一些基本性质。
3. 化学键化学键是化合物中原子之间的相互作用，常见的化学键有离子键、共价键和金属键。
这些化学键的性质和特点如下：•离子键：由电子的转移形成，通常由金属和非金属元素形成化合物。
离子键的特点是极性明显，具有较高的熔点和沸点。
•共价键：由原子间电子的共享形成，通常由非金属元素形成化合物。
共价键的特点是电子的平衡共享，具有较低的熔点和沸点。
•金属键：由金属元素形成的化学键，金属键的特点是电子在整个晶体中的自由移动性，导电和导热性能良好。
4. 配位化合物配位化合物是由一个中心金属离子和周围的配体离子或分子通过共用电子对形成的。
配位化合物的一些重要知识点包括：•配位数：指一个中心金属离子周围配体的个数，常见的配位数有2、4、6等。
•配位键：配体与中心金属离子之间的化学键称为配位键，常见的配位键有配位键、配位作用力和配位位点等。
•配合物的稳定性：配合物的稳定性取决于中心金属离子和配体之间的亲和力和空间适配性。
稳定性较高的配合物通常具有较大的配位数和较多的配体。
5. 晶体结构晶体结构是无机化学中的重要概念，它描述了晶体的内部排列方式和性质。
晶体结构的一些重要知识点如下：•晶体结构类型：包括离子晶体、共价晶体和金属晶体等。
中级无机化学[第七章元素与元素性质的周期性]-山东大学期末考试知识点复习
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第七章元素与元素性质的周期性1．周期表与元素周期表的分区：按原子最后一个电子占据的轨道,周期表中元素可分为5个区。
s区的价电子构型为ns1～2，p区的价电子构型为ns2np1～6,d区的价电子构型为(n-1）d1～9ns1～2，ds区的价电子构型为(n—1)d10ns1～2,f区的价电子构型为（n —2）f0～14(n—1)d0～2ns2。
构造原理:基态多电子原子的电子填充原子轨道的一般次序为1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f→5d→6p→7s→5f→6d→7p 构造原理的前提条件是连续轨道间具有较大的能级差，而电子间的排斥作用相对较小。
对于d区元素与f区元素，由于价轨道间能级差较小，当电子间排斥作用超过轨道间能级差时，原子的价电子构型就会出现提前到达全满、半满的不符合构造原理的特殊构型。
通常,亚层轨道为全满或半满时比较稳定。
2．原子性质的周期性（1)原子半径一般规律：同一族元素，从上到下原子半径依次增大；同一周期主族元素,从左到右原子半径依次减小.镧系收缩：从镧到镥，原子半径和三价离子半径逐渐减小。
镧系收缩造成镧系后第三系列过渡元素的原子半径比一般的增大幅度小，与第二系列过渡同一族元素的原子半径接近.d电子也具有较差的屏蔽效应，造成d区元素半径收缩.原子半径存在不同的类型，主要有金属半径、离子半径、共价半径、van der Waals半径,使用时需要注意。
(2）电离能元素第一电离能的一般规律：同一族元素，从上到下逐渐减小；同一周期元素，从左到右大体上依次增大。
元素第一电离能最小的元素为周期表左下角的Cs，元素第一电离能最大的元素为周期表右上角的He.该规律一般可用的变化规律来解释。
原子有效核电荷Zeff(3)电子亲和能电子亲和能的周期性变化比较复杂，变化趋势不很清晰。
粗略的规律为：同一周期元素,从左到右原子电子亲和能依次增大，这可用原子有效核电荷Z的变化规律来解释。
无机化学 知识点总结
无机化学（上） 知识点总结第一章 物质存在的状态 一、气体1、气体分子运动论的基本理论①气体由分子组成，分子之间的距离>>分子直径； ②气体分子处于永恒无规则运动状态；③气体分子之间相互作用可忽略，除相互碰撞时； ④气体分子相互碰撞或对器壁的碰撞都是弹性碰撞。
碰撞时总动能保持不变，没有能量损失。
⑤分子的平均动能与热力学温度成正比。
2、理想气体状态方程①假定前提：a 、分子不占体积；b 、分子间作用力忽略 ②表达式：pV=nRT ；R ≈8.314kPa ·L ·mol1-·K1-③适用条件：温度较高、压力较低使得稀薄气体 ④具体应用：a 、已知三个量，可求第四个；b 、测量气体的分子量：pV=M W RT （n=MW ） c 、已知气体的状态求其密度ρ：pV=M W RT →p=MV WRT →ρMVRT=p3、混合气体的分压定律①混合气体的四个概念a 、 分压：相同温度下，某组分气体与混合气体具有相同体积时的压力；b 、 分体积：相同温度下，某组分气体与混合气体具有相同压力时的体积c 、 体积分数：φ=21v v d 、 摩尔分数：xi=总n n i②混合气体的分压定律a 、 定律：混合气体总压力等于组分气体压力之和；某组分气体压力的大小和它在混合气体中体积分数或摩尔数成正比 b 、 适用范围：理想气体及可以看作理想气体的实际气体c 、 应用：已知分压求总压或由总压和体积分数或摩尔分数求分压、 4、气体扩散定律①定律：T 、p 相同时，各种不同气体的扩散速率与气体密度的平方根成反比：21u u =21p p =21M M (p 表示密度) ②用途：a 、测定气体的相对分子质量；b 、同位素分离二、液体 1、液体①蒸发气体与蒸发气压A 、饱和蒸汽压：与液相处于动态平衡的气体叫饱和气，其气压叫做饱和蒸汽压简称饱和气；B、特点：a、温度恒定时为定值；b、气液共存时不受量的变化而变化；c、物质不同，数值不同②沸腾与沸点A、沸腾：当温度升高到蒸汽压与外界压力相等时，液体就沸腾，液体沸腾时的温度叫做沸点；B、特点：a、沸点的大小与外界压力有关；外界压力等于101kPa时的沸点为正常沸点；b、沸腾是液体表面和内部同时气化的现象2、溶液①溶液与蒸汽压a、任何物质都存在饱和蒸汽压；b、纯物质的饱和蒸汽压只与物质本身的性质和温度有关；c、一定温度下饱和蒸汽压为常数；d、溶液蒸汽压的下降：△p=p纯液体-p溶液=K·m②溶液的沸点升高和凝固点的下降a、定量描述：沸点升高△Tb =Kb·m凝固点下降△Tf =Kf·m仅适用于非电解质溶液b、注意：①Tb 、Tf的下降只与溶剂的性质有关②Kb 、Kf的物理意义：1kg溶剂中加入1mol难挥发的非电解质溶质时，沸点的升高或凝固点下降的度数c、应用计算：i、已知稀溶液的浓度，求△Tb 、△Tfii、已知溶液的△Tb 、△Tf求溶液的浓度、溶质的分子量d、实际应用：i、制冷剂：电解质如NaCl、CaCl2ii、实验室常用冰盐浴：NaCl+H2O→22°CCaCl2+H2O→-55°Ciii、防冻剂：非电解质溶液如乙二醇、甘油等③渗透压a、渗透现象及解释：渗透现象的原因：半透膜两侧溶液浓度不同；渗透压：为了阻止渗透作用所需给溶液的额外压力b、定量描述：Vant'Hoff公式：∏V=nRT ∏=VnRT即∏=cRT ∏为溶液的渗透压，c 为溶液的浓度，R 为气体常量，T 为温度。
大学无机化学知识点汇总(K12教育文档)
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第一章物质的聚集状态§１～１基本概念一、物质的聚集状态１．定义:指物质在一定条件下存在的物理状态。
２．分类：气态（ｇ）、液态(ｌ）、固态（ｓ）、等离子态。
等离子态：气体在高温或电磁场的作用下,其组成的原子就会电离成带电的离子和自由电子,因其所带电荷符号相反，而电荷数相等，故称为等离子态，（也称物质第四态)特点：①气态：无一定形状、无一定体积，具有无限膨胀性、无限渗混性和压缩性.②液态:无一定形状，但有一定体积,具有流动性、扩散性，可压缩性不大。
③固态：有一定形状和体积,基本无扩散性，可压缩性很小。
二、体系与环境１．定义：①体系：我们所研究的对象（物质和空间）叫体系。
②环境：体系以外的其他物质和空间叫环境。
2．分类:从体系与环境的关系来看，体系可分为①敞开体系:体系与环境之间，既有物质交换，又有能量交换时称敞开体系。
②封闭体系:体系与环境之间，没有物质交换，只有能量交换时称封闭体系.③孤立体系：体系与环境之间，既无物质交换，又无能量交换时称孤立体系。
三、相体系中物理性质和化学性质相同，并且完全均匀的部分叫相.１．单相：由一个相组成的体系叫单相。
多相：由两个或两个以上相组成的体系叫多相。
单相不一定是一种物质,多相不一定是多种物质.在一定条件下，相之间可相互转变.单相反应：在单相体系中发生的化学反应叫单相反应。
无机化学知识点-28页文档资料
无机化学知识点总结原子与分子结构无机化学的主线是化学平衡，故先从原子和分子结构部分开始复习，逐步复习化学反应。
1、描述波函数的三个量子数及其意义2、原子核外电子排布规则：3、写出29号元素的基态电子排布式4、原子与原子之间通过某种作用力组合成分子，这些作用力包括离子键、共价键、金属键等。
离子键、共价键的特征？5、分子的极性举出几个极性分子，非极性分子。
6、分子间力：也称范德华力，包括定向力、诱导力、色散力；氢键试分析在甲醇的水溶液中，分子之间的相互作用情况。
7、简述氢键的形成条件及特征，并将分子内氢键和分子间氢键各举一例。
H1、下列用量子数描述的可以容纳电子数最多的电子亚层是A. n = 2, l = 1B. n = 3, l = 2C. n = 4, l = 3D. n = 5, l = 02、碳原子最后一个电子的四个量子数为A.2,1,0,+1/2B. 2,0,0,-1/2C. 2,0,1,-1/2D. 1,0,1,+/23、29号元素的价电子排布式为A. 4s24p4B. 3d94s2C. 3d54s1D. 3d104s14、24号元素的价电子排布式及其在周期表中的位置是A. 3d54s1,d区B. 3d44s2,ds区C. 3d54s1,ds区D. 4s24p4,p区5、A、B两元素，A原子的M层和N层电子数比B原子的M层和N层电子数多8个和3个 ,则 A、B分别为A. As、TiB. Ni、CaC. Sc、NeD. Ga、 Ca6、p亚层最多可以容纳几个电子A. 2B. 4C. 6D. 87、d轨道有几种空间取向A. 1B. 3C.5D. 78、对氢原子来说，下列各轨道的能量大小比较正确的是A.E2p>E2sB.E3d>E4sC.E3d<E3pD.E3d<E4s9、某一元素的原子序数是30，则该元素原子的电子总数是多少，价电子构型是怎样的？A. 15, 3d104s2B. 30, 3d104s2C. 15, 3d104s1D. 30, 3d104s110、下列各组量子数不合理的是A、（1,0,0）B、（2,1,0）C、（3,3,0）D、（4,1,1）11、共价键的特征是A. 有方向性，无饱和性B. 无方向性和饱和性C. 无方向性，有饱和性D.有方向性和饱和性12、下列化合物中的哪个化合物的中心原子不是采用sp3杂化类型A. CCl4B. BF3C. H2OD. PH313、NaCl、MgCl2、AlCl3的熔点依次降低是因为A. 阳离子半径依次增大B.阳离子极化力依次增大C. 阳离子结合的阴离子多D. 阴离子变形性增加14、下列原子中不能与氢原子形成氢键的是A. FB. OC. ID. N15、离子键的特征是A. 有方向性，无饱和性B. 无方向性和饱和性C. 无方向性，有饱和性D. 有方向性和饱和性16、CCl4分子中的C原子采取的杂化类型是A. sp杂化B. sp2杂化C.sp3杂化D. sp3d杂化17、下列分子中的中心原子属于不等性sp3杂化的是A. CCl4B. BF3C. H2OD. BeCl218、下列分子中属于极性分子的是A. CCl4B. CO2C. COD. O219、下列相互作用中不属于化学键的是A. 离子键 B．共价键 C．金属键D．氢键20、维持蛋白质的高级结构起重要作用的分子间相互作用是A. 离子键 B．共价键 C．金属键D．氢键21、HCl、HBr、HI的熔沸点依次升高，但HF的熔沸点却比HCl高，原因是A. HF分子间能形成氢键B. HF分子内有离子键C. HF分子间能有疏水相互作用D. HF分子内有共价键22、根据分子轨道理论下列结构中无顺磁性的是A、O2B、O2-C、O22-D、O2+23、下列分子中有极性的是A、BF3B、CO2C、PH3D、SiH424、氨分子的空间构型是A、角形B、三角锥形C、平面三角形D、四面体形25、下列化学键属于极性共价键的是A、C-CB、H-HC、C-HD、Na-Cl26、CO与CO2分子间存在的相互作用方式有A、色散力B、色散力、诱导力C、色散力、定向力D、色散力、诱导力、定向力27、某元素的＋2氧化态离子的核外电子结构为1s22s22p63s23p63d5，此元素在周期表中的位置是A、第四周期ⅦB族B、第三周期ⅤB族C、第四周期Ⅷ族D、第三周期ⅤA族判断题○1、根据原子结构理论预测第八周期将包括50种元素。
山东省考研化学无机化学重点精讲
山东省考研化学无机化学重点精讲无机化学作为化学学科的重要分支之一，是研究无机物质的组成、结构、性质以及其变化规律的科学。
在山东省考研中，化学专业的无机化学是一个重点考察的内容。
本文将重点讲解山东省考研化学无机化学的重点内容，帮助考生更好地复习和备考。
一、原子结构与周期性1. 元素周期表元素周期表是无机化学中的重要工具，它按照元素的原子序数和周期性进行排列。
周期表的结构和元素的规律分布是山东省考研化学无机化学中需要掌握的重要内容。
2. 原子结构原子是无机化学中的基本单位，其结构包括原子核和电子云。
电子构型、原子的电离能和电子亲和能是原子结构的重要内容。
二、离子化合物和配位化合物1. 离子化合物离子化合物是由正离子和负离子通过电荷吸引力结合形成的化合物。
离子化合物的命名、化学式及其性质是山东省考研化学无机化学中的重点内容。
2. 配位化合物配位化合物是由中心金属离子和周围配体通过配位键结合形成的化合物。
配位数、配合物的命名和化学性质是山东省考研化学无机化学中需要掌握的重要内容。
三、化学键和晶体结构1. 化学键化学键是原子之间的相互作用力，常见的化学键包括离子键、共价键和金属键。
化学键的性质和结构是山东省考研化学无机化学中需要了解的内容。
2. 晶体结构晶体是由具有规则排列的离子、原子或分子构成的固体。
晶体的结构类型和晶体的晶体学指数是山东省考研化学无机化学中的重要内容。
四、溶液和酸碱1. 溶液溶液是由溶质和溶剂按照一定比例混合形成的均匀体系。
溶液的浓度、溶解度和饱和度是山东省考研化学无机化学中需要了解的重点内容。
2. 酸碱酸碱是化学反应中常见的性质，酸碱的定义、酸碱的性质和常用的酸碱指示剂是山东省考研化学无机化学中的重要内容。
五、固体和气体1. 固体固体是物质的一种状态，固体的结构和性质是山东省考研化学无机化学中需要了解的重点内容。
固体的晶体结构、固体的热性质和固体的力学性质是重点内容之一。
2. 气体气体是物质的一种状态，气体的状态方程和气体的性质是山东省考研化学无机化学中重要的内容。
山东省考研化学复习资料无机化学重要知识点速记
山东省考研化学复习资料无机化学重要知识点速记无机化学作为化学学科的重要分支，是考研化学专业中的一部分重要内容。
在山东省考研化学中，无机化学的重要知识点占据了很大的比重。
为了能够高效地复习无机化学知识，以下是一些无机化学的重要知识点速记。
一、周期表的结构和性质周期表是无机化学中最重要的工具之一，它以一定的方式组织元素。
周期表的结构是由一系列横行称为“周期”和一系列纵列称为“族”组成。
周期表的左上角是金属性和金属化合物，右下角是非金属性和非金属化合物。
在周期表中，从左到右，原子半径逐渐减小，电负性逐渐增加，金属性减弱，而非金属性增强。
1. 周期表中的周期和族号周期表中的周期号表示了原子核外的能级总数，同时也对应了元素的电子排布。
族号则表示了元素所拥有的阴离子的电子数。
2. 原子半径原子半径是原子的大小，可以通过周期表中的趋势进行推测。
一般来说，原子半径会随着周期数的增加而减小，随着族号的增加而增加。
3. 电离能和电负性电离能是指在气态下，一个原子中价电子从原子中完全移走所需的最小能量。
电负性是一个元素吸引共价化合物中电子对的能力。
周期表中，电离能和电负性都会随着周期数的增加而增加，随着族号的增加而减小。
4. 金属性和非金属性在周期表中，左侧为金属性元素，右侧为非金属性元素。
金属性元素通常具有良好的导电性和热导性，而非金属性元素则通常是不良导体。
二、主要的无机化学反应类型无机化学反应类型是无机化学中的重要内容之一，对于理解无机化学反应机制至关重要。
以下是一些主要的无机化学反应类型。
1. 酸碱中和反应（酸碱反应）酸和碱之间的反应称为酸碱中和反应。
在酸碱中和反应中，酸会和碱发生中和反应，生成盐和水。
2. 氧化还原反应氧化还原反应是指电子的转移过程。
在氧化还原反应中，氧化剂得到电子，而还原剂失去电子。
3. 沉淀反应沉淀反应是指在溶液中，阳离子和阴离子结合形成固态沉淀物。
4. 配位化学反应配位化学反应是指配体和中心金属离子之间的结合和解离。
大学无机化学元素化学知识点
大学无机化学：元素化学知识点1. 元素的基本概念元素是组成物质的最基本单位，它是由具有相同原子核中质子数的原子所组成的。
每一个元素都有一个独特的原子序数(Z)，代表其原子中所含有的质子数量。
元素的基本特征可以通过元素周期表来归纳和总结。
元素周期表是由一系列有序排列的元素组成的表格，按照其原子序数的升序排列。
元素周期表根据元素的化学性质进行分类，可以帮助我们理解元素的特点和行为。
2. 元素的周期性和价态元素周期表的排列揭示了元素的周期性。
在元素周期表中，元素按照原子序数从左到右依次排列，同时相似性质的元素也排列在同一列中。
这种周期性归因于电子排布的规律性。
元素的价态是指元素在化合物中所能呈现的特定电荷状态。
元素的化学性质和反应活性与其价态密切相关。
一般来说，大部分元素的价态是通过它们原子核外电子的数量来确定的。
3. 元素的主要类别根据元素周期表的分类，元素可以被分为以下几个主要类别：3.1. 金属金属是元素周期表中最大的一类，大约占据周期表的三分之二。
金属具有良好的导电性、热导性和延展性，常呈现出光泽和固态。
3.1.1. 碱金属碱金属位于周期表的第一列，包括锂、钠、钾等元素。
它们具有低密度、低熔点和很强的还原性。
3.1.2. 碱土金属碱土金属位于周期表的第二列，包括镁、钙、锶等元素。
它们的化合物在水中溶解度相对较低，而且具有较高的熔点。
3.2. 非金属非金属通常在常温下是固态、液态或气态。
它们的导电性能较差，但具有很强的化学活性。
3.2.1. 卤素卤素位于周期表的第十七列，包括氟、氯、溴等元素。
它们常以双原子分子的形式存在，具有强烈的氧化性。
3.2.2. 稀有气体稀有气体位于周期表的第十八列，包括氦、氖、氪等元素。
它们非常稳定，几乎不与其他元素发生反应。
3.3. 过渡元素过渡元素位于周期表的中间区域，具有较高的熔点和较高的密度。
它们是化学反应中重要的催化剂。
4. 元素的同位素同位素指的是原子核中质子数相同、中子数不同的同一元素形式。
无机化学知识点归纳
第一篇：化学反应原理第一章：气体第一节：理想气态方程1、气体具有两个基本特性：扩散性和可压缩性。
主要表现在：⑴气体没有固定的体积和形状。
⑵不同的气体能以任意比例相互均匀的混合。
⑶气体是最容易被压缩的一种聚集状态。
2、理想气体方程：nRT PV = R 为气体摩尔常数，数值为R =8.31411--⋅⋅K mol J3、只有在高温低压条件下气体才能近似看成理想气体。
第二节：气体混合物1、对于理想气体来说，某组分气体的分压力等于相同温度下该组分气体单独占有与混合气体相同体积时所产生的压力。
2、Dlton 分压定律：混合气体的总压等于混合气体中各组分气体的分压之和。
3、(0℃=273.15K STP 下压强为101.325KPa = 760mmHg = 76cmHg)第二章：热化学第一节：热力学术语和基本概念1、 系统与环境之间可能会有物质和能量的传递。
按传递情况不同，将系统分为： ⑴封闭系统：系统与环境之间只有能量传递没有物质传递。
系统质量守恒。
⑵敞开系统：系统与环境之间既有能量传递〔以热或功的形式进行〕又有物质传递。
⑶隔离系统：系统与环境之间既没有能量传递也没有物质传递。
2、 状态是系统中所有宏观性质的综合表现。
描述系统状态的物理量称为状态函数。
状态函数的变化量只与始终态有关，与系统状态的变化途径无关。
3、 系统中物理性质和化学性质完全相同而与其他部分有明确界面分隔开来的任何均匀部分叫做相。
相可以由纯物质或均匀混合物组成，可以是气、液、固等不同的聚集状态。
4、 化学计量数()ν对于反应物为负，对于生成物为正。
5、反应进度νξ0)·(n n sai k e t -==化学计量数反应前反应后-，单位：mol第二节：热力学第一定律0、 系统与环境之间由于温度差而引起的能量传递称为热。
热能自动的由高温物体传向低温物体。
系统的热能变化量用Q 表示。
若环境向系统传递能量，系统吸热，则Q>0；若系统向环境放热，则Q<0。
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第七章元素与元素性质的周期性
1．周期表与元素
周期表的分区：按原子最后一个电子占据的轨道，周期表中元素可分为5个区。
s区的价电子构型为ns1～2，p区的价电子构型为ns2np1～6，d区的价电子构型为(n-1)d1～9ns1～2，ds区的价电子构型为(n-1)d10ns1～2，f区的价电子构型为(n-2)f0～14(n-1)d0～2ns2。
构造原理：基态多电子原子的电子填充原子轨道的一般次序为
1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p
→6s→4f→5d→6p→7s→5f→6d→7p 构造原理的前提条件是连续轨道间具有较大的能级差，而电子间的排斥作用相对较小。
对于d区元素与f区元素，由于价轨道间能级差较小，当电子间排斥作用超过轨道间能级差时，原子的价电子构型就会出现提前到达全满、半满的不符合构造原理的特殊构型。
通常，亚层轨道为全满或半满时比较稳定。
2．原子性质的周期性
(1)原子半径一般规律：同一族元素，从上到下原子半径依次增大；同一周期主族元素，从左到右原子半径依次减小。
镧系收缩：从镧到镥，原子半径和三价离子半径逐渐减小。
镧系收缩造成镧系后第三系列过渡元素的原子半径比一般的增大幅度小，与第二系列过渡同一族元素的原子半径接近。
d电子也具有较差的屏蔽效应，造成d区元素半径收缩。
原子半径存在不同的类型，主要有金属半径、离子半径、共价半径、van der Waals半径，使用时需要注意。
(2)电离能元素第一电离能的一般规律：同一族元素，从上到下逐渐减小；
同一周期元素，从左到右大体上依次增大。
元素第一电离能最小的元素为周期表左下角的Cs，元素第一电离能最大的元素为周期表右上角的He。
该规律一般可
的变化规律来解释。
用原子有效核电荷Z
eff
(3)电子亲和能电子亲和能的周期性变化比较复杂，变化趋势不很清晰。
粗略的规律为：同一周期元素，从左到右原子电子亲和能依次增大，这可用原子有效核电荷Z
的变化规律来解释。
eff
同族元素的电子亲和能变化幅度不大。
第1族元素的电子亲和能从上到下依次减小。
13族，14族，16族，17族元素，同一族元素的电子亲和能是第3周期元素最大，并且由此向下依次减小。
第2周期的B和O的电子亲和能在本族中最小，C和F位于本族第3周期元素之下。
主族元素Be，Mg，N及18族元素的电子亲和能为吸收的能量。
第2族与第15族元素的电子亲和能由吸能变为放能，并且从上到下依次增大。
(4)电负性一般规律：同一周期元素，从左到右电负性依次增大；同一族元素，从上到下电负性变小。
电负性大的元素位于周期表的右上角，电负性小的元素位于为周期表的左下角。
电负性也存在不同的定义与标度，例如Pauling电负性，Mulliken电负性，Allred—Rochow电负性，Allen电负性，使用时也需注意数据的一致性。
3．主族元素性质变化的一般规律
(1)单质
熔点和沸点：同族元素从上到下，金属熔点和沸点趋向于依次降低，非金属熔点和沸点趋向于依次上升。
单质晶体结构：周期表从左到右晶体结构由金属晶体逐渐过渡到分子晶体。
(2)氧化态
s区元素：价电子构型为ns1～2，常见氧化态为M+，M2+。
p区元素：价电子构型为ns2np1～6，具多种氧化态，最高氧化态为族氧化态，其他氧化态通常相差2的倍数。
对于较轻元素，族氧化态是最稳定氧化态；对于较重元素，比族氧化态低2的氧化态为最稳定氧化态。
由于惰性电子对效应，13族元素从Al到Tl，14族元素从Ge到Pb，15族元素从P到Bi，高氧化态稳定性递减，低氧化态趋向稳定。
稀有气体：价电子构型为ns2np6，最外层为全充满稳定结构，化学性质极不活泼。
至今只制备出了Kr，Xe和Rn的真正的化合物，其中Xe的化学性质研究
得较充分。
Xe的主要氧化态有+Ⅱ，+Ⅳ，+Ⅵ和+Ⅷ，如XeF
2，XeOF
2
，XeO
3
和XeO
4。
Kr的主要氧化态为+Ⅱ，如KrF
2。
(3)含氧酸
酸性：同一周期元素，同种类型的含氧酸，从左到右酸性增强；同一主族相同类型的含氧酸，从上到下酸性依次减弱。
一般用中心原子电负性的变化来解释。
氧化性：同一周期元素含氧酸的氧化性从左到右增强，值显著升高；同一族元素含氧酸的氧化性从上到下呈现波浪式变化，第2，4，6周期的值较高，第3，5周期的值较低。
4．元素性质变化的“反常性”
(1)氢的特殊性 +1氧化态，与碱金属相似；-1氧化态，与卤素相似。
H-为强还原剂。
(2)第2周期元素的特殊性第2周期元素具有效核电荷Z
eff
很高的1s2原子实，使价电子所受吸引力大，并且没有可用的d轨道参与成键，因此第2周期元素与第3周期元素的单质性质及化合物性质存在巨大差别。
例如，第2周期元素Li，Be性质具有特殊性；N，O，F的含氢化合物容易生成氢键，与金属形成的化合物离子性较强；碳元素具有最强的自相成链能力；多数有生成重键的特性；p区元素不易呈现出族氧化态，最高配位数仅为4。
(3)对角线关系某些位于对角线上的第2周期元素与第3周期元素性质相
似。
例如Li和Mg，Be和Al，B和Si。
(4)第二周期性指每族元素的物理化学性质，从上到下并非简单地直线形递变，而是呈现“锯齿形”变化这一现象，也称为“副周期性”。
该现象与同族元素原子的电子结构变化有关。
(5)第4周期p区元素的反常性从第4周期开始，d轨道中逐一填充电子。
由于d电子屏蔽效应较差造成的d区元素半径收缩使第4周期过渡后p区元素的有效核电荷变大，因而原子半径与第3周期元素相差不大，致使第4周期元素性质(电负性、金属性或非金属性、电极电势、含氧酸的氧化还原性等)出现反常。
(6)惰性电子对效应指第6周期p区元素都易形成只失去6p电子而保留6s 电子的化合物，即6s2电子对表现为惰性电子对的现象。
目前用相对论效应来解释。