化学元素金属性强弱知识点总结
怎样证明金属、非金属性的强弱
怎样证明金属、非金属性的强弱一、证明金属性强弱的方法（一）理论法1、同一主族，从上至下，金属性逐渐增强在同一主族的元素中，由于从上到下电子层数增多，原子半径增大，核对核外电子的引力减少，失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，所以元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
2、同一周期，从左至右，金属性逐渐减弱在同一同期中，各元素的原子核外子电子层数然相同，但从左到右，核电荷数依次增多，原子半径逐渐减小，失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强。
因此，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
3、根据金属活动性顺序表进行判断金属活动性顺序表：K>Ca>Na>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb(H) >Cu>Hg>Ag>Pt>Au（二）实验的方法1、与酸反应进比较与酸反应者比不与酸反应的金属活泼（除与浓HSO、浓HNO发生钝化的243 金属Fe、Al情况除外）2、与盐溶液反应进行比较活泼金属可以把不活泼的金属从它的盐溶液中置换出来如：Fe+CuSO=FeSO+Cu 则金属性：Fe＞Cu 443、与金属氧化物反应进行比较金属A若能从金属B的氧化物置换出来，则A的金属活泼性大于B。
如：2Al+FeO=AlO+2Fe 则金属性：Al>Fe 23234、与水反应进行比较钠与冷水反应激烈，镁不易跟冷水作用，镁只能跟沸水作用，反应条件比钠要求高，说明钠的金属活泼性强于镁。
5、氢氧化物的碱性强弱进行比较金属的氧化物的水化物——氢氧化物的碱性越强，金属的活泼性也越强。
6、利用电化学方法进行比较。
将两片金属平行地插入硫酸溶液中，再用导线连接起来，有气体生成的金属片表明此种金属的活泼性较另一片弱。
如两片金属片，一片为铁片，另一片为锌片，但分辩不清哪一片为何种金属，可按上述方法进行实验，有气体生成者可确认为铁片。
二、证明非金属性强弱（一）理论法1、同一主族，自上而下，非金属性逐渐减弱。
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。
元素周期表中的金属与非金属性质
元素周期表中的金属与非金属性质元素周期表是描述化学元素性质的一种表格形式，按照原子序数、原子量和电子结构等排列。
其中，元素的金属与非金属性质是元素周期表中一大特征。
金属在元素周期表的左侧和中间位置，非金属则主要位于表的右上角。
一、金属的性质金属具有以下一些基本性质：1. 密度高：大部分金属的密度相对较高，例如铁、铜等；2. 导电性好：金属具有良好的电导性，可以传导电流；3. 导热性好：金属是良好的热导体，能够快速传导热量；4. 垂直延展性好：金属可被延展成细长的线和薄片，即具有良好的延展性；5. 铸造性好：金属可熔化后浇铸成各种形状；6. 强度高：金属通常具有较高的硬度和强度。
二、金属的常见例子元素周期表中有多种金属元素，以下是一些常见的金属及其特点：1. 铁（Fe）：常用的金属之一，具有较高的硬度和强度，广泛应用于建筑、汽车和机械制造等方面；2. 铝（Al）：密度轻、导电性好、耐腐蚀，常用于航空工业和建筑领域；3. 铜（Cu）：具有良好的导电性和导热性，广泛应用于电线、管道和电路等；4. 锌（Zn）：能够与酸反应生成氢气，通常用于镀层和制备合金；5. 铅（Pb）：密度较高，具有良好的延展性和韧性，常用于电池和建筑材料。
三、非金属的性质非金属具有以下一些基本性质：1. 密度低：相对于金属，非金属的密度较低，例如氧气、氮气等；2. 导电性差：非金属通常是较差的电绝缘体，不导电；3. 导热性差：非金属的导热性一般较差，不如金属传导热量迅速；4. 脆性强：非金属的硬度和韧性较差，易于断裂。
四、非金属的常见例子元素周期表中也有多种非金属元素，以下是一些常见的非金属及其特点：1. 氢（H）：是元素周期表中最轻的元素，常用于氢气填充及化学反应中；2. 氧（O）：氧气是非金属氧的常见表现形式，广泛存在于自然界中，是生物呼吸过程中的必需元素；3. 氮（N）：氮气是非金属氮的常见形式，占据空气中的绝大部分，用于工业制氨等；4. 碳（C）：是生物体中的重要元素，形成许多复杂的有机化合物；5. 硫（S）：具有刺激性气味，常用于制作药品和肥料。
专题二 元素金属性、非金属性的强弱判断
专题二专题复习元素金属性、非金属性的强弱判断知识梳理一．金属性强弱的比较比较金属性的强弱，其实质是看元素原子失去电子的难易程度，越易失电子，金属性越强。
1、从元素原子结构判断当最外层电子数相同时，电子层数越多，原子半径越大，越易失电子，金属性越强。
当电子层数相同时，核电荷数越少，原子半径越大，越易失电子，金属性越强。
即：同一主族，从上到下，元素金属性依次增强。
同一周期，从左到右，元素金属性依次减弱。
2、从元素单质及其化合物的相关性质判断（1）金属单质与水或酸反应越剧烈，元素金属性越强。
（2）最高价氧化物对应水化物的碱性越强，元素金属性越强。
（3）根据金属活动性顺序表判断错误!（4）根据相应离子的氧化性强弱判断离子的氧化性越强，则对应金属元素的金属性越弱。
如氧化性：Cu2＋＞Fe2＋，则金属性：Cu＜Fe。
（5）根据金属单质间的置换反应判断若A能从B的盐溶液中置换出B，则A的金属性强于B。
二．元素非金属性强弱的比较比较元素非金属性的强弱，其实质是看元素原子得到电子的难易程度，越易得电子，非金属性越强。
1从元素原子结构判断当最外层电子数相同时，核电荷数越多，非金属性越弱。
当电子层数相同时，核电荷数越多，原子半径越小，越易得电子，非金属性越强。
即：同一主族，从上到下，元素的非金属性依次减弱。
同一周期，从左到右，元素的非金属性依次增强。
2从元素单质及其化合物的相关性质判断（1）单质越易跟H2化合，生成的氢化物也就越稳定，氢化物的还原性也就越弱，其非金属性也就越强。
（2）最高价氧化物对应水化物的酸性越强，其非金属性就越强。
如H2SO4的酸性强于H3PO4，说明S的非金属性比P强。
（3）根据非金属单质间的置换反应判断例如：Cl2＋2KI===2KCl＋I2，说明非金属性氯比碘强。
（4）根据相应离子的还原性强弱判断元素的原子对应阴离子的还原性越强，元素的非金属性就越弱。
如还原性：S2—＞Cl—，非金属性：Cl＞S。
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。
高中化学元素金属性强弱知识点
高中化学元素金属性强弱知识点高中化学元素金属性强弱知识点如下：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。
高中化学方程式总结：金属氧化物公式1、低价态的还原性:6feo+o2===2fe3o4feo+4hno3===fe(no3)3+no2+2h2o2、氧化性:na2o2+2na===2na2o(此反应用于制备na2o)mgo，al2o3几乎没有氧化性，很难被还原为mg，al.一般通过电解制mg和al.fe2o3+3h2===2fe+3h2o (制还原铁粉)fe3o4+4h2===3fe+4h2o3、与水的作用:na2o+h2o===2naoh2na2o2+2h2o===4naoh+o2(此反应分两步:na2o2+2h2o===2naoh+h2o2 ;2h2o2===2h2o+o2. h2o2的制备可利用类似的反应:bao2+h2so4(稀)===baso4+h2o2) mgo+h2o===mg(oh)2 (缓慢反应)4、与酸性物质的作用:na2o+so3===na2so4na2o+co2===na2co3na2o+2hcl===2nacl+h2o2na2o2+2co2===2na2co3+o2na2o2+h2so4(冷,稀)===na2so4+h2o2 mgo+so3===mgso4mgo+h2so4===mgso4+h2oal2o3+3h2so4===al2(so4)3+3h2o (al2o3是两性氧化物:al2o3+2naoh===2naalo2+h2o)feo+2hcl===fecl2+3h2ofe2o3+6hcl===2fecl3+3h2ofe2o3+3h2s(g)===fe2s3+3h2ofe3o4+8hcl===fecl2+2fecl3+4h2o。
元素金属性非金属性比较
元素金属性非金属性比较、简单微粒的半径比较及等电子体一、元素金属性非金属性强弱比较比较元素金属性强弱的依据：1、根据周期律进行比较；2、依据相同条件下金属单质与水或酸反应的剧烈程度进行比较。
与水或酸反应越容易、越剧烈，其金属性越强。
3、依据金属元素对应的最高价氧化物的水化物的碱性强弱进行比较。
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进行比较。
较活泼金属置换出较不活泼金属。
注意：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，然后生成的强碱再与盐发生复分解反应。
5、依据金属阳离子的放电（得电子，氧化性）顺序进行比较。
优先放电的阳离子，其元素的金属性弱。
比较元素非金属性强弱的依据：1、根据周期律进行比较；2、依据非金属单质与H2反应的难易程度、剧烈程度和生成气态氢化物的稳定性进行比较。
与氢气反应越容易、越剧烈，气态氢化物越稳定，其非金属性越强。
3、依据最高价氧化物的水化物的酸性强弱进行比较。
酸性越强，其元素的非金属性越强。
4、依据非金属单质与盐溶液中简单阴离子或非金属氢化物之间的置换反应进行比较。
非金属性较强的置换出非金属性较弱的。
5、根据非金属元素对应的简单阴离子的放电（失电子，还原性）顺序进行比较。
还原能力强的阴离子，其元素的非金属性弱。
例1、几种短周期元素的原子半径及主要化合价如下表：元素代号L M Q R T原子半径/nm 0.160 0.143 0.102 0.089 0.074主要化合价+2 +3 +6、-2 +2 -2下列叙述正确的是（）A．T的氢化物的稳定性比Q的氢化物强 B．L、M的单质与稀盐酸反应速率：M > LC．T、Q的氢化物常态下均为无色气体 D．L、Q形成的简单离子核外电子数相等例2、下表是元素周期表的一部分，有关说法正确的是A．e的氢化物比d的氢化物稳定B．a、b、e三种元素的原子半径：e>b>aC．六种元素中，c元素单质的化学性质最活泼D．c、e、f的最高价氧化物对应的水化物的酸性依次增强二、简单微粒半径大小的比较方法1．根据元素周期律比较（包括同周期原子的半径比较规律、同主族原子及离子的半径比较规律）；2．若几种微粒的核外电子排布相同（即电子数相同），则核电荷数越多，半径越小；写出2e-电子组、10电子组、18电子组简单微粒并比较半径大小：3．质子数相同时（即同一元素的原子与离子），电子数越多，半径越大；4．不满足上述三种情况时，依据“微粒的电子层数越多，半径越大”进行比较。
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%。
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在现实学习生活中，大家都背过不少知识点，肯定对知识点非常熟悉吧！知识点就是学习的重点。
那么，都有哪些知识点呢？以下是店铺为大家收集的元素周期表元素周期律知识点总结，仅供参考，希望能够帮助到大家。
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。
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学问点总结 1一．元素周期表的结构周期序数=核外电子层数主族序数=最外层电子数原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数二．元素的性质和原子结构（一)碱金属元素：2.碱金属化学性质的递变性：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渐渐增多，原子核对最外层电子的引力渐渐减弱，原子失去电子的力量增加，即金属性渐渐增加。
所以从Li到Cs的金属性渐渐增加。
结论：1)原子结构的递变性导致化学性质的递变性。
2)金属性强弱的推断依据：与水或酸反应越简单，金属性越强;最高价氧化物对应的水化物(氢氧化物)碱性越强，金属性越强。
3.碱金属物理性质的相像性和递变性：1)相像性：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密度渐渐增大(反常) ②熔点、沸点渐渐降低3)碱金属原子结构的相像性和递变性，导致物理性质同样存在相像性和递变性(二)卤族元素：2.卤素单质物理性质的递变性：从F2到I21)卤素单质的颜色渐渐加深;2)密度渐渐增大;3)单质的熔、沸点上升3.卤素单质与氢气的反应： X2 + H2 = 2 HX卤素单质与H2 的猛烈程度：依次减弱;生成的氢化物的稳定性：依次减弱4. 非金属性的强弱的推断依：1. 从最高价氧化物的水化物的酸性强弱，或与H2反应的难易程度以及氢化物的稳定性来推断。
2. 同主族从上到下，金属性和非金属性的递变：同主族从上到下，随着核电核数的增加，电子层数渐渐增多，原子核对最外层电子的引力渐渐减弱，原子得电子的力量减弱，失电子的力量增加，即非金属性渐渐减弱，金属性渐渐增加。
3. 原子结构和元素性质的关系：原子结构打算元素性质，元素性质反应原子结构。
同主族原子结构的相像性和递变性打算了同主族元素性质的相像性和递变性。
三.核素(一)原子的构成：(1)原子的质量主要集中在原子核上。
(2)质子和中子的相对质量都近似为1，电子的质量可忽视。
比较金属性强弱的方法
比较金属性强弱的方法金属性的强弱可以通过以下几个方面进行比较：1. 金属性在化学反应中的稳定性：金属元素通常具有良好的稳定性，金属的氧化还原性低于非金属元素。
金属元素通常容易失去电子，形成正离子。
而一些金属性元素如铜、铁、锌等具有相对良好的稳定性，并且可以用于制造耐久性强的金属制品。
2. 金属元素的熔点和沸点：金属元素通常具有较高的熔点和沸点。
例如，铁的熔点为1538，沸点为2862，而铝的熔点为660，沸点为2519。
高熔点和沸点意味着金属元素能够在高温下保持稳定性，因此可以在高温环境中使用。
3. 金属元素的导电性和热导性：金属元素通常具有较好的导电性和热导性。
金属的电子云结构使得电子可以在金属中自由移动，因此金属元素可以很好地导电。
同时，金属元素的结晶结构也有利于热传导。
导电性和热导性的好坏对金属的应用具有重要的影响，因为金属常用于制造电气设备和热交换器。
4. 金属元素的强度和硬度：金属元素通常具有较高的强度和硬度。
金属元素的晶体结构和金属键使得金属具有较高的强度，因此金属制品常常具有出色的抗拉强度和耐用性。
同时，金属的硬度也可以通过合金化等方法进行调整，以满足不同应用的需求。
5. 金属元素的延展性和韧性：金属元素通常具有良好的延展性和韧性。
延展性是指材料在拉伸时的变形能力，而韧性则是指材料在受到外力破坏时能够发生较大的变形而不断裂的能力。
金属元素的晶体结构和金属键结构使得金属元素在受力时可以发生塑性变形，因此金属制品通常具有较好的延展性和韧性。
6. 金属元素的抗腐蚀性：金属元素的抗腐蚀性也是衡量金属性强弱的一个重要指标。
一些金属性元素具有较好的抗腐蚀性，如铝、锌等，可以在恶劣的环境条件下长时间保持稳定性。
而一些金属如铁则会容易发生腐蚀。
因此，在选择材料时，抗腐蚀性也是需要考虑的一个因素。
总的来说，金属性强弱的比较需要综合考虑多个方面的因素。
不同的金属元素在不同的应用领域中具有不同的优劣势，因此在选择合适的金属材料时需要根据具体的需求进行权衡和比较。
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。
元素金属性强弱判断依据
3 、下列各组符号中互为同位素
的一组是 (
C
)
A.
B.
H2 O、D2 O
石墨、金刚石
1 1 40
C.
D.
H、D和T
40 Ar 、 18 2 0 Ca
同位: 质子数相同,在周期 表中占同一位置
几种重要同位素的用途：
1 H氕，2 H氘(或D表示，如重水 1 1 D2O)，31H氚(或T表示)
氢：
其中氘、氚是制造氢弹材料。 23 4U，23 5U，23 8U 铀： 92 92 92 其中U-235是制造原子弹的材料 和核反应堆的材料。 碳： 126C，136C，146C
40
1、下列各组物质中，互为同位素的是（ DE ） （B）H2、D2、T2
42
40K 、39 K （E）19 19
40
19K
、20Ca
40
2. 下列关于同位素的说法中正确的是 D ) ( A. 质量数相同、质子数相同、化学性 质几乎相同 B. 质量数相同、质子数不同、化学性 质几乎相同 C. 质量数不同、质子数相同、化学性 质不同 D. 质量数不同、质子数相同、化学性 质几乎相同
23
27 16
11
10 10
11
13
8
8
三种不同的氢原子
原子符号 质子数 中子数 ① ②
1 1 2 1
名称和简称
H
H
１ １ １
０ １
２
氕（H）
氘（D）
3 ③ 1 H
氚（T）
质子数相同，中子数不同
物理性质不同，化学性质相同
2、核素
质子 和一定数 具有一定数目的_____
中子 的一种原子 目_____
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。
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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2016年高考化学化学元素金属性强弱知识点总结金属性——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。