高中化学知识点总结化学元素金属性强弱
元素的金属性非金属性强弱的判断方法
元素的金属性非金属性强弱的判断方法判断元素的金属性和非金属性的强弱，可以从以下几个方面进行考量：1.电子亲和能和电离能：金属性元素通常具有较低的电子亲和能和电离能，因为它们倾向于失去电子，容易氧化。
而非金属性元素通常具有较高的电子亲和能和电离能，因为它们倾向于获得电子，容易与金属性元素形成化学反应。
可以通过比较元素的电子亲和能和电离能的数值大小来评估金属性和非金属性的强弱。
2.化合价：金属性元素通常具有较低的化合价，倾向于形成阳离子。
而非金属性元素通常具有较高的化合价，倾向于形成阴离子或共价键。
通过分析元素在化合物中的化学键类型和价态来评估金属性和非金属性的强弱。
3.电负性：电负性是评估元素吸引和保持共享电子能力的一种指标。
非金属性元素通常具有较高的电负性，它们更强烈吸引电子。
金属性元素通常具有较低的电负性，它们倾向于失去电子。
通过比较元素的电负性数值大小可以判断金属性和非金属性的强弱。
4.化学反应类型：金属性元素通常在化学反应中表现出还原性，即容易失去电子。
非金属性元素通常在化学反应中表现出氧化性，即容易获得电子。
通过观察元素在化学反应中的行为可以评估金属性和非金属性的强弱。
5.金属性和非金属性元素的位置：根据元素的周期表位置，大致可以判断金属性和非金属性的强弱。
一般来说，周期表左侧的元素倾向于是金属性，而周期表右侧的元素倾向于是非金属性。
但这只是一个大致的判断，具体还需要根据其他因素进行综合考量。
总结起来，判断元素的金属性和非金属性的强弱，需要综合考量其电子亲和能和电离能、化合价、电负性、化学反应类型以及周期表位置等因素。
这些因素的综合分析可以帮助我们得出判断。
同时，还需要注意到金属性和非金属性并不是绝对的，一些元素可能在特定条件下表现出金属性或非金属性的特征。
因此，在进行判断时要综合考虑多个因素，以准确评估元素的金属性和非金属性的强弱。
高中化学知识点总结化学元素金属性强弱
高中化学知识点总结化学元素金属性强弱
高中化学知识点总结：化学元素金属性强弱
金属性金属原子在气态时失去电子能力强弱(需要吸收能量)的性质
金属活动性金属原子在水溶液中失去电子能力强弱的性质
☆注：金属性与金属活动性并非同一概念，两者有时表示为不一致，如Cu和Zn：金属性是：CuZn，而金属活动性是：ZnCu。
1.在一定条件下金属单质与水反应的难易程度和剧烈程度。
一般情况下，与水反应越容易、越剧烈，其金属性越强。
2.常温下与同浓度酸反应的难易程度和剧烈程度。
一般情况下，与酸反应越容易、越剧烈，其金属性越强。
3.依据最高价氧化物的水化物碱性的强弱。
碱性越强，其元素的金属性越强。
4.依据金属单质与盐溶液之间的置换反应。
一般是活泼金属置换不活泼金属。
但是ⅠA族和ⅡA族的金属在与盐溶液反应时，通常是先与水反应生成对应的强碱和氢气，然后强碱再可能与盐发生复分解反应。
5.依据金属活动性顺序表(极少数例外)。
6.依据元素周期表。
同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，金属性逐渐减弱;同主族中，由上而下，随着核电荷数的增加，金属性逐渐增强。
7.依据原电池中的电极名称。
做负极材料的金属性强于做正极材料的金属性。
8.依据电解池中阳离子的放电(得电子，氧化性)顺序。
优先放电的阳离子，其元素的金属性弱。
9.气态金属原子在失去电子变成稳定结构时所消耗的能量越少，其金属性越强。
重难点01 元素金属性、非金属性强弱的判断方法-2019-2020学年高一化学重难点探究(人教版必修二)
2019-2020学年高一化学重难点探究（人教版必修二）重难点01 元素金属性、非金属性强弱的判断方法方法探究元素金属性与非金属性强弱的判断1．元素金属性强弱的判断规律本质：原子越易失电子，则金属性就越强。
(1)根据元素周期表进行判断：同一周期：从左到右，随着原子序数的递增，主族元素的金属性逐渐减弱。
同一主族：从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐增强。
(2)在金属活动性顺序中越靠前，金属性越强。
如Zn排在Cu的前面，则金属性：Zn>Cu。
(3)根据金属单质与水或者与酸(非氧化性酸如盐酸、稀硫酸等)反应置换出氢气的难易(或反应的剧烈)程度。
置换出氢气越容易，则金属性就越强。
如Zn与盐酸反应比Fe与盐酸反应更易置换出氢气，则金属性：Zn>Fe。
(4)根据金属元素最高价氧化物对应水化物碱性的强弱。
碱性越强，则对应元素的金属性就越强。
如碱性NaOH>Mg(OH)2，则金属性：Na>Mg。
(5)一般情况下，金属单质的还原性越强，则元素的金属性就越强；对应金属阳离子的氧化性越强，则元素的金属性就越弱。
如还原性Na>Mg，则金属性：Na>Mg，氧化性：Na+<Mg2+。
(6)根据置换反应。
如Zn+Cu2+Zn2++Cu，则金属性：Zn>Cu。
思维点拨1．一般来说，在氧化还原反应中，单质的氧化性越强(或离子的还原性越弱)，则元素的非金属性就越强；单质的还原性越强(或离子的氧化性越弱)，则元素的金属性就越强。
故一般来说，元素的金属性和非金属性的强弱判断方法与单质的氧化性和还原性的强弱判断方法是相一致的。
2．金属性强弱的比较，是比较原子失去电子的难易，而不是失去电子的多少。
如Na易失去1个电子，而Mg易失去2个电子，但Na的金属性更强。
2．元素非金属性强弱的判断规律本质：原子越易得电子，则非金属性就越强。
(1)根据元素周期表进行判断：同一周期：从左到右，随着原子序数的递增，主族元素的非金属性逐渐增强。
【化学】《元素周期律》知识点总结
【化学】《元素周期律》知识点总结元素周期律项目同周期(左→右)同主族(上→下)核电荷数逐渐增大逐渐增大电子层数相同逐渐增多原子半径逐渐减小逐渐增大离子半径阳离子逐渐减小，阴离子逐渐减小r(阴离子)＞r(阳离子)逐渐增大化合价最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外)，负化合价＝－(8－主族序数)相同最高正化合价＝主族序数(O、F除外)元素的金属性和非金属性金属性逐渐减弱非金属性逐渐增强金属性逐渐增强非金属性逐渐减弱离子的氧化性、还原性阳离子氧化性逐渐增强阴离子还原性逐渐减弱阳离子氧化性逐渐减弱阴离子还原性逐渐增强气态氢化物稳定性逐渐增强逐渐减弱最高价氧化物对应水化物的酸碱性碱性逐渐减弱酸性逐渐增强碱性逐渐增强酸性逐渐减弱重难突破一、元素金属性、非金属性比较1.元素金属性强弱的判断(1)比较元素的金属性强弱，其实质是看元素原子失去电子的难易程度，越容易失去电子，金属性越强。
(2)金属单质和水或非氧化性酸反应置换出氢越容易，金属性越强；最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强。
2.元素非金属性强弱的判断(1)比较元素的非金属性强弱，其实质是看元素原子得到电子的难易程度，越容易得到电子，非金属性越强。
(2)单质越容易与氢气化合，生成的氢化物越稳定，非金属性越强；最高价氧化物对应水化物的酸性越强，说明其非金属性越强。
典例2X、Y为同周期元素，如果X的原子半径大于Y，则下列判断不正确的是()A.若X、Y均为金属元素，则X的金属性强于YB.若X、Y均为金属元素，则X的阳离子氧化性比Y的阳离子强C.若X、Y均为非金属元素，则Y的非金属性比X强D.若X、Y均为非金属元素，则最高价含氧酸的酸性Y强于X【答案】B典例1已知X、Y、Z是三种原子序数相连的元素，最高价氧化物对应水化物的酸性相对强弱的顺序是HXO4＞H2YO4＞H3ZO4，则下列判断正确的是()A.气态氢化物的稳定性：HX＞H2Y＞ZH3B.非金属活泼性：Y＜X＜ZC.原子半径：X＞Y＞ZD.原子最外层电子数：X<Y<Z【答案】A二、微粒半径大小的比较1. 同周期元素的微粒同周期元素的原子(稀有气体除外)，从左到右原子半径或最高价阳离子的半径随核电荷数增大而逐渐减小。
人教版高中化学必修二知识点总结
人教版高中化学必修二知识点总结我们在学习必修二的化学过程中，学会总结将有助于我们完善知识体系，也能有效复习和巩固所学的知识。
下面为大家整理的高中化学必修二知识，希望对大家有用!一、金属矿物的开发利用1、常见金属的冶炼：①加热分解法：②加热还原法：铝热反应③电解法：电解氧化铝2、金属活动顺序与金属冶炼的关系：金属活动性序表中，位置越靠后，越容易被还原，用一般的还原方法就能使金属还原;金属的位置越靠前，越难被还原，最活泼金属只能用最强的还原手段来还原。
(离子)二、海水资源的开发利用1、海水的组成：含八十多种元素。
其中，h、o、cl、na、k、mg、ca、s、c、f、b、br、sr等总量占99%以上，其余为微量元素;特点是总储量大而浓度小2、海水资源的利用：(1)海水淡化：①蒸馏法;②电渗析法;③离子交换法;④反渗透法等。
(2)海水制盐：利用浓缩、沉淀、过滤、结晶、重结晶等分离方法制备得到各种盐。
三、环境保护与绿色化学绿色化学理念核心：利用化学原理从源头上减少和消除工业生产对环境造成的污染。
又称为“环境无害化学”、“环境友好化学”、“清洁化学”。
从环境观点看：强调从源头上消除污染。
(从一开始就避免污染物的产生)从经济观点看：它提倡合理利用资源和能源，降低生产成本。
(尽可能提高原子利用率)热点：原子经济性——反应物原子全部转化为最终的期望产物，原子利用率为100%1、最简单的有机化合物甲烷氧化反应ch4(g)+2o2(g)→co2(g)+2h2o(l)取代反应ch4+cl2(g)→ch3cl+hcl烷烃的通式：h2n+2n≤4为气体、所有1-4个碳内的烃为气体，都难溶于水，比水轻碳原子数在十以下的，依次用甲、乙、丙、丁、戊、己、庚、辛、壬、癸同系物：结构相似，在分子组成上相差一个或若干个ch2原子团的物质互称为同系物同分异构体：具有同分异构现象的化合物互称为同分异构同素异形体：同种元素形成不同的单质同位素：相同的质子数不同的中子数的同一类元素的原子2、来自石油和煤的两种重要化工原料乙烯c2h4(含不饱和的c=c双键，能使kmno4溶液和溴的溶液褪色) 氧化反应2c2h4+3o2→2co2+2h2o加成反应ch2=ch2+br2→ch2br-ch2br(先断后接，变内接为外接) 加聚反应nch2=ch2→[ch2-ch2]n(高分子化合物，难降解，白色污染) 石油化工最重要的基本原料，植物生长调节剂和果实的催熟剂，乙烯的产量是衡量国家石油化工发展水平的标志苯是一种无色、有特殊气味的液体,有毒，不溶于水，良好的有机溶剂苯的结构特点：苯分子中的碳碳键是介于单键和双键之间的一种独特的键氧化反应2c6h6+15o2→12co2+6h2o取代反应溴代反应+br2→-br+hbr硝化反应+hno3→-no2+h2o加成反应+3h2→一、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。
高考化学基础复习知识点总结：元素及其化合物
元素及其化合物1、元素化合物知识包括金属和非金属两部分，是高中化学的基础知识之一。
知识特点是作为化学基本概念、原理、实验和计算的载体，其信息量大，反应复杂，常作为综合试题的知识背景或突破思维的解题题眼。
2、注意处理好两个关系，必须先处理好元素化合物知识的内部关系，方法是：“抓重点，理关系，用规律，全考虑”。
①抓重点：以每族典型元素为代表，以化学性质为抓手，依次学习其存在、制法、用途、检验等“一条龙”知识，做到牵一发而动全身②理关系：依据知识内在联系，按单质→氧化物→氧化物的水化物→盐的顺序，将零碎的知识编织成网络，建立起完整的知识结构，做到滴水不漏③用规律：用好化学反应特有的规律，如以强置弱等规律，弄清物质间相互反应。
④全考虑：将元素化合物作为一个整体、一个系统理解，从而达到解综合试题时能将所需的元素化合物知识信手拈来。
另一方面是处理好元素化合物知识与本学科理论、计算或跨学科知识间的外部关系，采取的方法是“分析与综合、抽象与具体”。
①分析：将综合试题拆分思考。
②综合：将分散的“点”衔接到已有的元素化合物知识“块”中。
③抽象：在分析综合基础上，提取相关信息。
④具体：将提取出的信息具体化，衔接到综合试题中，从而完整解题。
(一)元素非金属性的强弱规律⑴常见非金属元素的非金属性由强到弱的顺序如下：F、O、Cl、N、Br、I、S、P、C、Si、H。
⑵元素非金属性与非金属单质活泼性的区别：元素的非金属性是元素的原子吸引电子的能力，影响其强弱的结构因素有：①原子半径：原子半径越小，吸引电子能力越强；②核电荷数：核电荷数越大，吸引电子能力越强；③最外层电子数：同周期元素，最外层电子越多，吸引电子能力越强。
但由于某些非金属单质是双原子分子，原子是以强列的共价键相结合（如N N等），当参加化学反应时，必须消耗很大的能量才能形成原子，表现为单质的稳定性。
这种现象不一定说明这种元素的非金属性弱。
⑶非金属性强弱的判断依据及其应用元素的非金属性的本质是元素的原子吸引电子的能力。
高一化学必背的基础知识点总结
高一化学必背的基础知识点总结高一化学必背的基础知识点总结一、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。
同周期：左→右，核电荷数——→逐渐增多，最外层电子数——→逐渐增多原子半径——→逐渐减小，得电子能力——→逐渐增强，失电子能力——→逐渐减弱氧化性——→逐渐增强，还原性——→逐渐减弱，气态氢化物稳定性——→逐渐增强最高价氧化物对应水化物酸性——→逐渐增强，碱性——→逐渐减弱化学反应的'速率和限度1、化学反应的速率(1)概念：化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量(均取正值)来表示。
化学必修二知识点总结
1、元素周期表、元素周期律一、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.同周期：左→右,核电荷数——→逐渐增多,最外层电子数——→逐渐增多原子半径——→逐渐减小,得电子能力——→逐渐增强,失电子能力——→逐渐减弱氧化性——→逐渐增强,还原性——→逐渐减弱,气态氢化物稳定性——→逐渐增强最高价氧化物对应水化物酸性——→逐渐增强,碱性——→逐渐减弱2、化学键含有离子键的化合物就是离子化合物；只含有共价键的化合物才是共价化合物. NaOH中含极性共价键与离子键,NH4Cl中含极性共价键与离子键,Na2O2中含非极性共价键与离子键,H2O2中含极性和非极性共价键3、化学能与热能一、化学能与热能1、在任何的化学反应中总伴有能量的变化.原因：当物质发生化学反应时,断开反应物中的化学键要吸收能量,而形成生成物中的化学键要放出能量.化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因.一个确定的化学反应在发生过程中是吸收能量还是放出能量,决定于反应物的总能量与生成物的总能量的相对大小.E反应物总能量＞E生成物总能量,为放热反应.E反应物总能量＜E生成物总能量,为吸热反应.2、常见的放热反应和吸热反应常见的放热反应：①所有的燃烧与缓慢氧化.②酸碱中和反应.③金属与酸、水反应制氢气.④大多数化合反应特殊：C＋CO2= 2CO是吸热反应.常见的吸热反应：①以C、H2、CO为还原剂的氧化还原反应如：Cs＋H2Og = COg ＋H2g.②铵盐和碱的反应如BaOH28H2O＋NH4Cl＝BaCl2＋2NH3↑＋10H2O③大多数分解反应如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等.4、化学能与电能一、化学能转化为电能的方式电能电力火电火力发电化学能→热能→机械能→电能缺点：环境污染、低效原电池将化学能直接转化为电能优点：清洁、高效二、原电池原理1概念：把化学能直接转化为电能的装置叫做原电池.2原电池的工作原理：通过氧化还原反应有电子的转移把化学能转变为电能. 3构成原电池的条件：1有活泼性不同的两个电极；2电解质溶液3闭合回路4自发的氧化还原反应4电极名称及发生的反应：负极：较活泼的金属作负极,负极发生氧化反应,电极反应式：较活泼金属－ne－＝金属阳离子负极现象：负极溶解,负极质量减少.正极：较不活泼的金属或石墨作正极,正极发生还原反应,电极反应式：溶液中阳离子＋ne－＝单质正极的现象：一般有气体放出或正极质量增加.5原电池正负极的判断方法：①依据原电池两极的材料：较活泼的金属作负极K、Ca、Na太活泼,不能作电极；较不活泼金属或可导电非金属石墨、氧化物MnO2等作正极.②根据电流方向或电子流向：外电路的电流由正极流向负极；电子则由负极经外电路流向原电池的正极.③根据内电路离子的迁移方向：阳离子流向原电池正极,阴离子流向原电池负极.④根据原电池中的反应类型：负极：失电子,发生氧化反应,现象通常是电极本身消耗,质量减小.正极：得电子,发生还原反应,现象是常伴随金属的析出或H2的放出.6原电池电极反应的书写方法：i原电池反应所依托的化学反应原理是氧化还原反应,负极反应是氧化反应,正极反应是还原反应.因此书写电极反应的方法归纳如下：①写出总反应方程式.②把总反应根据电子得失情况,分成氧化反应、还原反应.③氧化反应在负极发生,还原反应在正极发生,反应物和生成物对号入座,注意酸碱介质和水等参与反应.ii原电池的总反应式一般把正极和负极反应式相加而得.7原电池的应用：①加快化学反应速率,如粗锌制氢气速率比纯锌制氢气快.②比较金属活动性强弱.③设计原电池.④金属的防腐.5、化学反应的速率和限度一、化学反应的速率1概念：化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量均取正值来表示.计算公式：vB＝＝①单位：mol/Ls或mol/Lmin②B为溶液或气体,若B为固体或纯液体不计算速率.③重要规律：速率比＝方程式系数比2影响化学反应速率的因素：内因：由参加反应的物质的结构和性质决定的主要因素.外因：①温度：升高温度,增大速率②催化剂：一般加快反应速率正催化剂③浓度：增加C反应物的浓度,增大速率溶液或气体才有浓度可言④压强：增大压强,增大速率适用于有气体参加的反应⑤其它因素：如光射线、固体的表面积颗粒大小、反应物的状态溶剂、原电池等也会改变化学反应速率.二、化学反应的限度——化学平衡1化学平衡状态的特征：逆、动、等、定、变.①逆：化学平衡研究的对象是可逆反应.②动：动态平衡,达到平衡状态时,正逆反应仍在不断进行.③等：达到平衡状态时,正方应速率和逆反应速率相等,但不等于0.即v正＝v 逆≠0.④定：达到平衡状态时,各组分的浓度保持不变,各组成成分的含量保持一定.⑤变：当条件变化时,原平衡被破坏,在新的条件下会重新建立新的平衡.3判断化学平衡状态的标志：① VA正方向＝VA逆方向或nA消耗＝nA生成不同方向同一物质比较②各组分浓度保持不变或百分含量不变③借助颜色不变判断有一种物质是有颜色的④总物质的量或总体积或总压强或平均相对分子质量不变前提：反应前后气体的总物质的量不相等的反应适用,即如对于反应xA＋yBzC,x＋y≠z6、有机物一、有机物的概念1、定义：含有碳元素的化合物为有机物碳的氧化物、碳酸、碳酸盐、碳的金属化合物等除外2、特性：①种类多②大多难溶于水,易溶于有机溶剂③易分解,易燃烧④熔点低,难导电、大多是非电解质⑤反应慢,有副反应故反应方程式中用“→”代替“=”二、甲烷CH4烃—碳氢化合物：仅有碳和氢两种元素组成甲烷是分子组成最简单的烃1、物理性质：无色、无味的气体,极难溶于水,密度小于空气,俗名：沼气、坑气2、分子结构：CH4：以碳原子为中心,四个氢原子为顶点的正四面体键角：109度28分3、化学性质：①氧化反应：CH4+2O2→点燃CO2+2H2O产物气体如何检验甲烷与KMnO4不发生反应,所以不能使紫色KMnO4溶液褪色②取代反应：CH4+ Cl2→光照→ CH3Clg+ HClCH3Cl+ Cl2→光照→ CH2Cl2l+ HClCH2Cl+ Cl2→光照→ CHCl3l + HClCHCl3+ Cl2→光照→ CCl4l + HCl三氯甲烷又叫氯仿,四氯甲烷又叫四氯化碳,二氯甲烷只有一种结构,说明甲烷是正四面体结构4、同系物：结构相似,在分子组成上相差一个或若干个CH2原子团的物质所有的烷烃都是同系物5、同分异构体：化合物具有相同的分子式,但具有不同结构式结构不同导致性质不同烷烃的溶沸点比较：碳原子数不同时,碳原子数越多,溶沸点越高；碳原子数相同时,支链数越多熔沸点越低同分异构体书写：会写丁烷和戊烷的同分异构体三、乙烯C2H41、乙烯的制法：工业制法：石油的裂解气乙烯的产量是一个国家石油化工发展水平的标志之一2、物理性质：无色、稍有气味的气体,比空气略轻,难溶于水3、结构：不饱和烃,分子中含碳碳双键,6个原子共平面,键角为120°4、化学性质：1氧化反应：C2H4+3O2= 2CO2+2H2O火焰明亮并伴有黑烟可以使酸性KMnO4溶液褪色,说明乙烯能被KMnO4氧化,化学性质比烷烃活泼.2加成反应：乙烯可以使溴水褪色,利用此反应除乙烯CH2=CH2+Br2→CH2BrCH2Br乙烯还可以和氢气、氯化氢、水等发生加成反应.CH2=CH2+ H2→CH3CH3CH2=CH2+HCl→CH3CH2Cl一氯乙烷CH2=CH2+H2O→CH3CH2OH乙醇四、苯C6H61、物理性质：无色有特殊气味的液体,密度比水小,有毒,不溶于水,易溶于有机溶剂,本身也是良好的有机溶剂.2、苯的结构：C6H6正六边形平面结构苯分子里6个C原子之间的键完全相同,碳碳键键能大于碳碳单键键能小于碳碳单键键能的2倍,键长介于碳碳单键键长和双键键长之间键角120°.3、化学性质1氧化反应2C6H6+15O2=12CO2+6H2O火焰明亮,冒浓烟不能使酸性高锰酸钾褪色2取代反应①铁粉的作用：与溴反应生成溴化铁做催化剂；溴苯无色密度比水大②苯与硝酸用HONO2表示发生取代反应,生成无色、不溶于水、密度大于水、有毒的油状液体——硝基苯.3加成反应用镍做催化剂,苯与氢发生加成反应,生成环己烷五、乙醇CH3CH2OH1、物理性质：无色有特殊香味的液体,密度比水小,与水以任意比互溶如何检验乙醇中是否含有水：加无水硫酸铜；如何得到无水乙醇：加生石灰,蒸馏2、结构: CH3CH2OH含有官能团：羟基3、化学性质1乙醇与金属钠的反应：2CH3CH2OH+2Na=2CH3CH2ONa+H2↑取代反应2乙醇的氧化反应★①乙醇的燃烧：CH3CH2OH +3O2=2CO2+3H2O②乙醇的催化氧化反应2CH3CH2OH +O2=2CH3CHO+2H2O③乙醇被强氧化剂氧化反应5CH3CH2OH+4KMnO4+6H2SO4= 2K2SO4+4MnSO4+5CH3COOH+11H2O六、乙酸俗名：醋酸CH3COOH1、物理性质：常温下为无色有强烈刺激性气味的液体,易结成冰一样的晶体,所以纯净的乙酸又叫冰醋酸,与水、酒精以任意比互溶2、结构：CH3COOH含羧基,可以看作由羰基和羟基组成3、乙酸的重要化学性质1乙酸的酸性：弱酸性,但酸性比碳酸强,具有酸的通性①乙酸能使紫色石蕊试液变红②乙酸能与碳酸盐反应,生成二氧化碳气体利用乙酸的酸性,可以用乙酸来除去水垢主要成分是CaCO3：2CH3COOH+CaCO3=CH3COO2Ca+H2O+CO2↑乙酸还可以与碳酸钠反应,也能生成二氧化碳气体：2CH3COOH+Na2CO3= 2CH3COONa+H2O+CO2↑上述两个反应都可以证明乙酸的酸性比碳酸的酸性强.2乙酸的酯化反应CH3COOH+ HOC2H5＝CH3COOC2H5+H2O加热,浓硫酸,可逆酸脱羟基,醇脱氢,酯化反应属于取代反应乙酸与乙醇反应的主要产物乙酸乙酯是一种无色、有香味、密度比水的小、不溶于水的油状液体.在实验时用饱和碳酸钠吸收,目的是为了吸收挥发出的乙醇和乙酸,降低乙酸乙酯的溶解度；反应时要用冰醋酸和无水乙醇,浓硫酸做催化剂和吸水剂7、化学与可持续发展一、金属矿物的开发利用1、常见金属的冶炼：①加热分解法：②加热还原法：铝热反应③电解法：电解氧化铝2、金属活动顺序与金属冶炼的关系：金属活动性序表中,位置越靠后,越容易被还原,用一般的还原方法就能使金属还原；金属的位置越靠前,越难被还原,最活泼金属只能用最强的还原手段来还原.离子二、海水资源的开发利用1、海水的组成：含八十多种元素.中,H、O、Cl、Na、K、Mg、Ca、S、C、F、B、Br、Sr等总量占99%以上,其余为微量元素；特点是总储量大而浓度小2、海水资源的利用：1海水淡化：①蒸馏法；②电渗析法；③离子交换法；④反渗透法等.2海水制盐：利用浓缩、沉淀、过滤、结晶、重结晶等分离方法制备得到各种盐.三、环境保护与绿色化学绿色化学理念核心：利用化学原理从源头上减少和消除工业生产对环境造成的污染.又称为“环境无害化学”、“环境友好化学”、“清洁化学”.从环境观点看：强调从源头上消除污染.从一开始就避免污染物的产生从经济观点看：它提倡合理利用资源和能源,降低生产成本.尽可能提高原子利用率热点：原子经济性——反应物原子全部转化为最终的期望产物,原子利用率为100%。
【高中化学重要知识】8-金属性、非金属性与氧化性、还原性的判断
4HCl(浓) +O2
CuCl2 MnCl2 + 2H2O +Cl2 500
(3)
上述三个反应，还原剂都是浓盐酸，氧化产物都是 Cl2，而氧化剂分别是 KMnO4、MnO2、 O2 。（1）式的反应条件是室温，（2）是条件是加热，（3）条件不仅需要加热到 500℃，还 需要 CuCl2 作催化剂才能完成。由此我们可以得出氧化性：KMnO4 > MnO2 > O2 。
来。（如 Cl2 能从 NaBr、NaI、NaS 中置换出 Br2、I2、S）。 6．其他，同一金属单质与不同非金属单质反应，生成的化合价金属元素的氧化数（化合 Δ
价 ） 高低 不 同， 与 之反 应 生成 高 氧化 数 的非 金 属性 强 。 例 ：2Cu ＋ S === Cu2S Cu ＋ 点燃
二、非金属性强弱的判断方法 1．同周期中，从左到右，随核电荷数的增加，原子半径减小，得电子能力增强，非金属
性增强； 同主族中，由上到下，随核电荷数的增加，原子半径增大，得电子能力减弱，非金属
性减弱。 2．依据最高价氧化物对应水化物的酸性的强弱：酸性愈强，其元素的非金属性也愈强。 3．非金属单质与 H2 化合的难易程度，越容易化合，非金属性越强。 4．依据形成的气态氢化物的稳定性：稳定性愈强，非金属性愈强。 5．非金属元素单质间的置换反应，非金属性强的能将非金属性弱的从其盐溶液中置换出
Cl2 === CuCl2 所以，Cl 的非金属性强于 S。
三、金属性、非金属性与还原性、氧化性的关系 还原性：是指失去电子的性质（或能力） 氧化性：是指得到电子的性质（或能力）
对于金属元素而言，元素的金属性越强，对应的金属单质的还原性也越强。 对于非金属元素而言，元素的非金属性越强，对应的非金属单质的氧化性也越强。
化学元素周期表知识点深度归纳
化学元素周期表知识点深度归纳化学元素周期表是化学学科中最重要的工具之一，它将众多元素按照一定的规律有序地排列，为我们理解元素的性质、预测化学反应等提供了极大的帮助。
接下来，让我们深入探讨一下元素周期表的相关知识点。
一、元素周期表的发展历程元素周期表的形成并非一蹴而就，而是经过了多位科学家的不懈努力。
最早，拉瓦锡在 1789 年发表的第一个化学元素列表中，只包含了33 种元素。
随着科学技术的进步，越来越多的元素被发现。
1869 年，俄国化学家门捷列夫在前人工作的基础上，提出了元素周期律，并编制了第一张元素周期表。
他按照相对原子质量从小到大的顺序排列元素，并将化学性质相似的元素放在同一纵行。
此后，随着对原子结构的深入了解，元素周期表不断得到完善和修正。
二、元素周期表的结构1、周期元素周期表有 7 个横行，称为周期。
同一周期的元素，电子层数相同，从左到右原子序数递增，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
第一周期只有 2 种元素，即氢（H）和氦（He），称为短周期。
第二、三周期各有 8 种元素，第四、五周期各有 18 种元素，第六周期有32 种元素，第七周期目前尚未排满。
2、族元素周期表有 18 个纵行，分为 16 个族。
主族（A 族）有 7 个，分别为ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA 族；副族（B 族）有 7 个，分别为ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB 族；第Ⅷ族包括 3 个纵行；零族为稀有气体元素。
主族元素的族序数等于最外层电子数，副族元素的族序数不一定等于最外层电子数。
3、分区元素周期表可以分为 s 区、p 区、d 区、ds 区和 f 区。
s 区包括第ⅠA、ⅡA 族，其价电子构型为 ns1-2 。
p 区包括第ⅢA至ⅦA 族和零族，价电子构型为 ns2 np1-6 。
d 区包括第ⅢB 至ⅦB 族和第Ⅷ族，价电子构型为（n 1）d1-9 ns1-2 。
ds 区包括第ⅠB、ⅡB 族，价电子构型为（n 1）d10 ns1-2 。
高一必修一化学第一章知识点总结
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； 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 + N ②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：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。
同周期：左→右，核电荷数——→逐渐增多，最外层电⼦数——→逐渐增多 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 氧化性——→逐渐增强，还原性——→逐渐减弱，⽓态氢化物稳定性——→逐渐增强 价氧化物对应⽔化物酸性——→逐渐增强，碱性 ——→逐渐减弱 三、化学键 含有离⼦键的化合物就是离⼦化合物；只含有共价键的化合物才是共价化合物。
高中化学 必修第一册 第4章 第1节 微专题4 元素金属性、非金属性强弱的比较
微专题4元素金属性、非金属性强弱的比较1．金属性强弱的判断方法金属性是指金属元素原子在化学反应中失电子的能力，通常用如下两种方法判断其强弱：(1)根据金属单质与水或非氧化性酸反应置换出氢气的难易程度判断，置换出氢气越容易，则元素的金属性越强。
(2)根据金属元素最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱判断，碱性越强，则元素的金属性越强。
2．非金属性强弱的判断方法非金属性是指非金属元素原子得电子的能力，通常用如下两种方法判断：(1)根据非金属单质与H2化合的难易程度、生成气态氢化物的稳定性判断，越易化合，生成的气态氢化物越稳定，则元素的非金属性越强。
(2)根据非金属元素最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱判断，酸性越强，则元素的非金属性越强。
思考元素的非金属性越强，其含氧酸的酸性越强吗？为什么？提示不一定，如HClO为弱酸，H2SO4为强酸，但非金属性：Cl>S。
比较元素的非金属性强弱，应比较元素对应的最高价含氧酸的酸性强弱，酸性越强，则非金属性越强。
3．其他判断方法(1)根据置换反应，金属性较强的金属单质可以置换金属性较弱的金属单质；非金属性较强的非金属单质可以置换非金属性较弱的非金属单质。
(2)根据离子的氧化性或还原性强弱，金属单质的还原性越强，则简单阳离子的氧化性越弱；非金属单质的氧化性越强，对应简单阴离子的还原性越弱。
1．下列关于元素金属性、非金属性的说法不正确的是()A．将碳酸钠加入稀硫酸中，能产生CO2气体，说明S的非金属性强于CB．H2SO4的酸性强于HClO，则非金属性：S>ClC．Si与H2化合所需温度远高于S和H2化合的温度，说明S的非金属性强于SiD．HBr的热稳定性强于HI，则元素Br的非金属性比元素I强答案 B解析H2SO4是S元素的最高价氧化物的水化物，根据H2SO4、H2CO3的酸性强弱，可以判断非金属性强弱，故A正确；HClO不是Cl元素的最高价氧化物的水化物，所以不能根据H2SO4、HClO的酸性强弱判断非金属性强弱，故B错误；可以根据非金属的简单气态氢化物的稳定性判断元素的非金属性，HBr的热稳定性强于HI，则元素Br的非金属性比元素I强，故D正确。
高考化学元素周期律知识点整理
高考化学元素周期律知识点整理元素周期律一直是高中化学的重点，也是高考中的必考知识点，同学们一定要掌握这部分知识喔！1原子结构核电荷数＝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，如Cl－的核电荷数为17，电荷数为1．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， Na中，Na原子的质量数为23、质子数为11、中子数为12．(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。
在离核越近的地方电子云密度越大，离核越远的地方电子云密度越小．(1)在多电子原子里，电子是分层排布的．(2)能量最低原理：电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，而只有当能量最低的电子层排满后，才依次进入能量较高的电子层中．因此，电子在排布时的次序为：K→L→M……(3)各电子层容纳电子数规律：①每个电子层最多容纳2n2个电子(n＝1、2……)．②最外层容纳的电子数≤8个(K层为最外层时≤2个)，次外层容纳的电子数≤18个，倒数第三层容纳的电子数≤32个．例如：当M层不是最外层时，最多排布的电子数为2×32＝18个；而当它是最外层时，则最多只能排布8个电子．(4)原子最外层中有8个电子(最外层为K层时有2个电子)的结构是稳定的，这个规律叫“八隅律”．但如PCl5中的P原子、BeCl2中的Be原子、XeF4中的Xe 原子，等等，均不满足“八隅律”，但这些分子也是稳定的．2元素周期律[原子序数] 按核电荷数由小到大的顺序给元素编的序号，叫做该元素的原子序数．原子序数＝核电荷数＝质子数＝原子的核外电子数对于电子层数相同（同周期）的元素，随着原子序数的递增：(1)最外层电子数从1个递增至8个(K层为最外层时，从1个递增至2个)而呈现周期性变化．(2)元素原子半径从大至小而呈现周期性变化(注：稀有气体元素的原子半径因测定的依据不同，而在该周期中是最大的)．(3)元素的化合价正价从+1价递增至+5价(或+7价)，负价从－4价递增至－1价再至0价而呈周期性变化．元素金属性强弱的判断依据：①金属单质跟水(或酸)反应置换出氢的难易程度．金属单质跟水(或酸)反应置换出氢越容易，则元素的金属性越强，反之越弱．②最高价氧化物对应的水化物——氢氧化物的碱性强弱．氢氧化物的碱性越强，对应金属元素的金属性越强，反之越弱．③还原性越强的金属元素原子，对应的金属元素的金属性越强，反之越弱．（金属的相互置换）①非金属单质跟氢气化合的难易程度(或生成的氢化物的稳定性)，非金属单质跟氢气化合越容易(或生成的氢化物越稳定)，元素的非金属性越强，反之越弱．②最高价氧化物对应的水化物(即最高价含氧酸)的酸性强弱．最高价含氧酸的酸性越强，对应的非金属元素的非金属性越强，反之越弱．③氧化性越强的非金属元素单质，对应的非金属元素的非金属性越强，反之越弱．（非金属相互置换）既能跟酸反应生成盐和水，又能跟碱反应生成盐和水的氧化物，叫做两性氧化物．如A12O3与盐酸、NaOH溶液都能发生反应：A12O3+6H＋＝2A13＋+3H2O A12O3+2OH－＝2A1O2－+H2O既能跟酸反应又能跟碱反应的氢氧化物，叫做两性氢氧化物．如A1(OH)3与盐酸、NaOH溶液都能发生反应：Al(OH)3+3H＋＝2A13＋+3H2OA1(OH)3+OH－＝A1O2－+2H2O1117元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化，这个规律叫做元素周期律．3元素周期表把电子层数相同的各种元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，再把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上至下排成纵行，这样得到的一个表叫做元素周期表．具有相同的电子层数的元素按原子序数递增的顺序排列而成的一个横行，叫做一个周期．(1)元素周期表中共有7个周期，其分类如下：短周期(3个)：包括第一、二、三周期，分别含有2、8、8种元素周期（7个）长周期(3个)：包括第四、五、六周期，分别含有18、18、32种元素不完全周期：第七周期，共26种元素(1999年又发现了114、116、118号三种元素)(2)某主族元素的电子层数＝该元素所在的周期数．(3)第六周期中的57号元素镧(La)到71号元素镥(Lu)共15种元素，因其原子的电子层结构和性质十分相似，总称镧系元素．(4)第七周期中的89号元素锕(Ac)到103号元素铹(Lr)共15种元素，因其原子的电子层结构和性质十分相似，总称锕系元素．在锕系元素中，92号元素铀(U)以后的各种元素，大多是人工进行核反应制得的，这些元素又叫做超铀元素．在周期表中，将最外层电子数相同的元素按原子序数递增的顺序排成的纵行叫做一个族．(1)周期表中共有18个纵行、16个族．分类如下：①既含有短周期元素同时又含有长周期元素的族，叫做主族．用符号“A”表示．主族有7个，分别为I A、ⅡA、ⅢA、ⅣA、VA、ⅥA、ⅦA族(分别位于周期表中从左往右的第1、2、13、14、15、16、17纵行)．②只含有短周期元素的族，叫做副族．用符号“B”表示．副族有7个，分别为I B、ⅡB、ⅢB、ⅣB、VB、ⅥB、ⅦB族(分别位于周期表中从左往右的第11、12、3、4、5、6、7纵行)．③在周期表中，第8、9、10纵行共12种元素，叫做Ⅷ族．④稀有气体元素的化学性质很稳定，在通常情况下以单质的形式存在，化合价为0，称为0族(位于周期表中从左往右的第18纵行)．(2)在元素周期表的中部，从ⅢB到ⅡB共10个纵列，包括第Ⅷ族和全部副族元素，统称为过渡元素．因为这些元素都是金属，故又叫做过渡金属．(3)某主族元素所在的族序数：该元素的最外层电子数＝该元素的最高正价数(1)原子序数为奇数的元素，其化合价通常为奇数，原子的最外层有奇数个电子，处于奇数族．如氯元素的原子序数为17，而其化合价有－1、+1、+3、+5、+7价，最外层有7个电子，氯元素位于第ⅦA族．(2)原子序数为偶数的元素，其化合价通常为偶数，原子的最外层有偶数个电子，处于偶数族．如硫元素的原子序数为16，而其化合价有－2、+4、+6价，最外层有6个电子，硫元素位于第ⅥA族．(1)元素在周期表中的位置与原子结构、元素性质三者之间的关系：(2)元素的金属性、非金属性与在周期表中位置的关系：①同一周期元素从左至右，随着核电荷数增多，原子半径减小，失电子能力减弱，得电子能力增强．a．金属性减弱、非金属性增强；b．金属单质与酸(或水)反应置换氢由易到难；c．非金属单质与氢气化合由难到易(气态氢化物的稳定性增强)；d.最高价氧化物的水化物的酸性增强、碱性减弱．②同一主族元素从上往下，随着核电荷数增多，电子层数增多，原子半径增大，失电子能力增强，得电子能力减弱．a．金属性增强、非金属性减弱；b．金属单质与酸(或水)反应置换氢由难到易。
化学必修二第二节 元素金属性、非金属性周期性变化规律
二．元素金属性、非金属性周期性变化规律元素的金属性是指元素的原子 电子的能力；元素的非金属性是指元素的原子 电子的能力。
1．碱金属元素 （1）原子结构特点相同点：碱金属元素原子的 相同，都为 。
递变性：从Li 到Cs ，碱金属元素的原子结构中， 依次增多，原子半径依次 。
根据教材实验，完成下表相似性：都能与O 2和H 2O 发生 反应，都有强 。
递变性： 比 的还原性更强，更易与O 2和H 2O 反应。
有关反应方程式：①与O 2反应：锂与氧气反应： 钠在不同条件下与O 2反应：常温下： 加热(或点燃)：小结：从Li 到Cs 在空气中燃烧其产物越来越复杂。
②与水反应：钠与水反应： 钾与水反应： （3）碱金属的物理性质根据教材表1－1碱金属的主要物理性质，归纳碱金属的物理性质的相似性和递变性：相似性：除 略带金色光泽外，其余的都呈 色；它们的质地都比较 ，有 性；密度都比较 ，熔点都比较 ，导电性和导热性 。
递变性：随着核电荷数的增多，碱金属的密度逐渐 （钠除外），熔、沸点逐 。
2．卤族元素卤族元素包括 、 、 、 、5种元素，它们位于元素周期表的第 纵行，属于第 族。
（1）原子结构特点相同点：卤族元素原子的 相同，都为 。
递变性：从F 到I ，卤族元素原子的 增多，原子半径 。
阅读教材的资料卡片，归纳卤素单质物理性质的变化规律：单质的颜色逐渐 ，密度逐渐 ，熔、沸点逐渐 。
（3）．卤族元素的化学性质 ①卤族单质与氢气的反应②卤素单质间的置换反应思考：1．以上卤素单质的置换反应中用三组实验来说明（1）元素性质的影响因素元素的性质主要与原子核外电子的排布，特别是与 有关。
（2）同主族元素性质的递变规律同主族元素从上到下原子核外电子层数 ，原子半径 ，失电子能力 ，得电子能力 ，金属性 ，非金属性 。
4．元素金属性和非金属性的周期性变化 (1)钠、镁、铝金属性强弱的比较[实验探究]钠、镁、铝与水(或酸)反应的剧烈程度逐渐 ，置换出氢越来越 ；最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐 ，因此元素的金属性逐渐 。
高中化学核心考点知识总结
高中化学核心考点知识总结一、化合价(常见元素的化合价)二、氧化还原反应定义：有电子转移(或者化合价升降)的反应。
本质：电子转移(包括电子的得失和偏移)。
特征：化合价的升降。
氧化剂(具有氧化性)——得电子——化合价下降——被还原——还原产物。
还原剂(具有还原性)——失电子——化合价上升——被氧化——氧化产物。
口诀：升——失——(被)氧化——还原剂降——得——(被)还原——氧化剂。
四种基本反应类型和氧化还原反应关系。
三、金属活动性顺序表四、离子反应定义：有离子参加的反应。
电解质：在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物。
非电解质：在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物。
离子方程式的书写：第一步：写：写出化学方程式。
第二步：拆：易溶于水、易电离的物质拆成离子形式；第三步：删：删去前后都有的离子。
第四步：查：检查前后原子个数，电荷是否守恒。
离子共存问题判断：①是否产生沉淀(如：Ba2+和SO42-，Fe2+和OH-)②是否生成弱电解质(如：NH4+和OH-，H+和CH3COO-)③是否生成气体(如：H+和CO32-，H+和SO32-)④是否发生氧化还原反应(如：H+、NO3-和Fe2+/I-，Fe3+和I-)五、放热反应和吸热反应化学反应一定伴随着能量变化。
放热反应：反应物总能量大于生成物总能量的反应。
常见的放热反应：燃烧，酸碱中和，活泼金属与酸发生的置换反应。
吸热反应：反应物总能量小于生成物总能量的反应。
常见的吸热反应：Ba(OH)2·8H2O和NH4Cl的反应，灼热碳和二氧化碳的反应C、CO、H2还原CuO。
六、各物理量之间的转化公式和推论1、微粒数目和物质的量：n=N/NA，N=nNANA——阿伏加德罗常数。
规定0.012kg12C所含的碳原子数目为一摩尔，约为6.02×1023个，该数目称为阿伏加德罗常数。
2、物质的量和质量：n=m/M，m=nM。
3、对于气体，有如下重要公式：（1）气体摩尔体积和物质的量：n=V/Vm，V=nVm标准状况下：Vm=22.4L/mol （2）阿伏加德罗定律：同温同压下V(A)/V(B)=n(A)/n(B)=N(A)/N(B)（3）气体密度公式：ρ=M/Vm，ρ1/ρ2=M1/M24、物质的量浓度与物质的量关系（1）物质的量浓度与物质的量C=n/V，n=CV（2）物质的量浓度与质量分数C=(1000ρω)/M七、配置一定物质的量浓度的溶液1、计算：固体的质量或稀溶液的体积2、称量：天平称量固体，量筒或滴定管量取液体(准确量取)3、溶解：在烧杯中用玻璃棒搅拌4、检漏：检验容量瓶是否漏水(两次)5、移液：冷却到室温，用玻璃棒将烧杯中的溶液转移至选定容积的容量瓶中6、洗涤：将烧杯、玻璃棒洗涤2—3次，将洗液全部转移至容量瓶中(少量多次)7、定容：加水至叶面接近容量瓶刻度线1cm—2cm处时，改用胶头滴管加蒸馏水至溶液的凹液面最低点刚好与刻度线相切8、摇匀：反复上下颠倒，摇匀，使得容量瓶中溶液浓度均匀9、装瓶、贴标签所需仪器：天平(称固体质量)，量筒或滴定管(量液体体积)，烧杯，玻璃棒，容量瓶(规格)，胶头滴管八、钠的原子结构及性质九、钠的氧化物比较十、碳酸钠和碳酸氢钠的比校十一、金属的通性：导电、导热性，具有金属光泽，延展性，一般情况下除Hg 外都是固态。
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。
化学金属细节知识点总结
化学金属细节知识点总结金属元素的特性1. 金属元素的晶体结构：金属元素通常具有紧密的结晶结构，其原子之间通过金属键相互连接。
金属键是一种特殊的化学键，是由金属原子之间的电子云共享形成的。
金属键的存在使得金属元素具有良好的导电性和导热性，因为电子在金属中可以自由流动。
2. 金属元素的物理性质：金属元素通常具有良好的延展性和韧性。
这是由于金属元素的结晶结构和金属键的存在使得金属元素可以在受力作用下发生塑性变形，而不易断裂。
此外，金属元素的延展性还使得金属可以被拉成细丝或者轧制成薄片。
3. 金属元素的化学性质：金属元素通常具有较强的还原性，能够失去电子形成阳离子。
此外，金属元素在化学反应中通常是电负性较低的，因此通常表现出氧化性。
金属元素的化学反应1. 金属的氧化反应：金属在空气中与氧气发生氧化反应，产生金属氧化物。
金属氧化物通常是碱性或者弱碱性的，可以与酸发生中和反应，生成盐和水。
2. 金属的酸反应：金属与酸发生反应，生成氢气和相应的盐。
3. 金属的碱反应：金属与碱发生反应，生成氢气和相应的盐。
4. 金属的还原反应：金属在一些化学反应中可以发生还原反应，失去电子形成阳离子。
例如，金属可以与一些金属离子发生置换反应，生成新的金属和金属离子。
金属元素的应用1. 电工材料：金属元素具有良好的导电性和导热性，因此广泛应用于电线、电缆、电路板等电器材料中。
2. 结构材料：金属元素通常具有较好的机械性能，因此广泛应用于建筑结构、汽车、航空航天器等领域。
3. 金属合金：金属元素可以与其他元素合金化，形成具有特定性能的金属合金。
金属合金具有较好的性能，广泛应用于各种领域。
4. 化学催化剂：一些金属元素及其化合物具有较好的催化活性，被广泛应用于化学反应中。
总之，金属元素是化学中重要的一类元素，具有独特的物理化学性质及广泛的应用价值。
对金属元素的深入了解不仅有助于深入理解化学原理，同时也能够为金属材料的应用提供理论指导。
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高中化学知识点总结化学
元素金属性强弱
Final approval draft on November 22, 2020
高中化学知识点总结：化学元素金属性强弱
导读：以下内容为高中化学元素金属性强弱总结，希望对
广大高中生有用，仅供参考。
金属性——金属原子在气态时失去电子能力强弱(需要吸收能量)的性质
金属活动性——金属原子在水溶液中失去电子能力强弱的性质
☆注：“金属性”与“金属活动性”并非同一概念，两者有时
表示为不一致，如Cu和Zn：金属性是：Cu>Zn，而金属活动性是：Zn>Cu。
1.在一定条件下金属单质与水反应的难易程度和剧烈程度。
一
般情况下，与水反应越容易、越剧烈，其金属性越强。
2.常温下与同浓度酸反应的难易程度和剧烈程度。
一般情况
下，与酸反应越容易、越剧烈，其金属性越强。
3.依据最高价氧化物的水化物碱性的强弱。
碱性越强，其元素
的金属性越强。
4.依据金属单质与盐溶液之间的置换反应。
一般是活泼金属置
换不活泼金属。
但是ⅠA族和ⅡA族的金属在与盐溶液反应时，通常是先与水反应生成对应的强碱和氢气，然后强碱再可能与
盐发生复分解反应。
5.依据金属活动性顺序表(极少数例外)。
6.依据元素周期表。
同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，金属性逐渐减弱;同主族中，由上而下，随着核电荷数的增加，金属性逐渐增强。
7.依据原电池中的电极名称。
做负极材料的金属性强于做正极材料的金属性。
8.依据电解池中阳离子的放电(得电子，氧化性)顺序。
优先放电的阳离子，其元素的金属性弱。
9.气态金属原子在失去电子变成稳定结构时所消耗的能量越少，其金属性越强。