物质结构与性质--高考化学知识点归纳

物质结构与性质

、2、3周期共18种元素 、5、6周期共72种元素 周期（未排满）

1、2、13、14、15、16、17纵列依次称为 A 、ⅡA 、ⅢA 、ⅣA 、ⅤA 、ⅥA 、ⅦA 族

3、4、5、6、7、11、12纵列依次称为 B 、ⅣB 、ⅤB 、ⅥB 、ⅦB 、ⅠB 、ⅡB 族

8、9、10三纵列合称为第Ⅷ族（常考Fe ，Cu 及其离子的电子排布式） 18纵列称为零族（稀有气体元素）

s 区（价电子电子在s 轨道）

六个纵列划为p 区（价电子在p 轨道）

d 区（价电子在d 轨道）

两个纵列划为ds 区（价电子在d 、s 轨道）

f 区（价电子在f 轨道） Ps ：价电子指原子核外电子中能与其他原子相互作用形成化学键的电子。 第一部分：元素周期表 知识点1 单核微粒半径大小判断规律 （1） 先看电子层数，若不同，则层数多者微粒半径大（如：Br>Cl>F) （2） 若电子层数相同，再看原子序数，序数小者半径大（如：Na +>M

g +>Al 3+） （3） 若是同种元素化合价不同的离子或原子，核外电子多者半径大（如：Fe>Fe 2+>Fe 3+)

知识点2 有关周期和族的几个关系

（1） 周期序数=电子层数

（2） 主族（ⅠA~ⅦA ）和副族ⅠB 、ⅡB 族的族序数=原子最外层的电子数（ns+np 或ns ）。

（3） 副族ⅢB~ⅦB 族的族序数=最外层s 电子数+次外层d 电子数。

（4） 零族：最外层电子数等于8或2。

第二部分：元素周期律

知识点1 周期律基本内容

知识点2 同周期、同主族元素性质递变规律

1、元素原子失电子（还原性）能力强弱比较依据

（1）依据金属活动性顺序表，越靠前元素原子失电子能力越强。

（2）比较元素单质与水（或酸）的反应置换出氢的难易程度。越易发生，失电子能力越强。

（3）比较元素最高价氧化物对应水化物碱性强弱。碱性越强，失电子能力越强。

（4）根据金属与盐溶液间的置换反应，失电子能力强的置换成失电子能力弱的。

（5）一般金属阳离子的氧化能力越强，则对应的金属单质的还原性越弱（Fe对应的是Fe2+）

（6）电化学原理：不同金属形成原电池时，通常作负极的金属性强；在电解池中的惰性电极上，先析出的金属性弱。

2、元素得电子（氧化性）能力强弱比较依据

（1）比较元素单质与氢气化合的难易程度。一般越易反应，得电子能力越强。

（2）比较其气态氢化物的稳定性。越稳定得电子能力越强。

（3）比较元素最高价氧化物对应水化物的酸性。酸性越强，得电子能力越强。

（4）依据非金属单质间的置换反应。氧化剂比氧化产物的得电子能力强。

3、同周期、同主族元素性质递变规律

（1）同一周期，随着原子序数递增，失电子能力（一般指金属）减弱，还原性减弱，金属的金属性减弱；得电子能力（一般指非金属）增强，氧化性增强，非金属的非金属性增强。

（2）同一主族，随着原子序数递增，失电子能力（一般指金属）增强，还原性增强，金属的金属性增强；得电子能力（一般指非金属）减弱，氧化性减弱，非金属的非金属性减弱。

知识点3 电离能以及电负性

1、电离能定义：气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量（单位：kJ/mol）。

2、意义：电离能越小，在气态时原子或离子越容易失去电子；反之越难失去。运用电离能数值可以判断金属原子在气态时失去电子的难易程度。

3、规律：在同一周期内，碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体最大；从左到右，总体上呈现由小到大（第ⅡA和ⅢA以及ⅤA和ⅥA例外）的变化趋势，元素原子越来越难失去电子；

同主族元素，从上到下第一电离能逐渐减小，原子越来越容易失去电子。过渡元素从左到右略有增加，变化不太规则。

4、电负性定义：元素的原子在化合物中吸引电子能力的标准。

5、意义：原子得失电子能力相对强弱的量化标准，也是划分金属元素和非金属元素的粗略标准。

6、规律：同一周期，从左到右，递增；同一主族，从上到下，递减。副族变化趋势与主族相似，但同一周期中，不少过渡元素的电负性比后边主族元素的高。

7、应用：（1）电负性最大的元素是元素周期表的右上角氟，最小的是周期表的左下角钫。

（2）非金属元素的电负性越大越活泼，金属元素的电负性越小越活泼。

知识点4 一些经验规律

（1）已知短周期相邻3元素最外层电子数之和，若其能被3整除，则3种元素的位置关系只能为同周期相邻或主族相邻；弱虽不能被3整除，但能被2整除，则必有两种在同一奇数族，另一元素在相邻的偶数族；若虽不能同时被3和2整除，则必有两元素在同一偶数族，另一元素在相邻奇数族。

（2）第n周期的最后一种金属元素处于第n主族（n>1）。

（3）A、B两元素分属同周期的第ⅡA和ⅢA族，若A是原子序数为x，则B的原子序数可能为（x+1）或（x+11）或（x+25）。

第三部分：微粒间的相互作用

共价键

（原子间通过共用电子对形成）

离子键

（阴阳离子之间通过静电作用<包括吸引和排斥>形成）

金属键

（自由电子和金属阳离子之间的强的相互作用）

范德华力和氢键（分子间作用力）

知识点1 化学键的强弱判断

离子键：离子半径越小，所带电荷越多，离子键越强，离子化合物的熔沸点越高。

共价键：成键原子半径越小，共用电子对数目越多，共价键越稳定越牢固。

金属键：金属元素原子半径越小，价电子越多，金属键越强，金属的硬度越大，熔沸点越高。

知识点2 分子间以范德华力互相结合形成的物质熔沸点大小比较规律

（1）组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，熔沸点越大

Eg:O2>N2,HI>HBr>HCl,CS2>CO2

（2）组成和结构不相似的物质，分子极性即电负性差值越大，熔沸点越高

Eg:CO>N2

（3）同分异构体中，一般来说，支链越多，熔沸点越低

Eg:正戊烷>异戊烷>新戊烷

（4）同分异构体的芳香烃及其衍生物，熔沸点：邻>间>对位化合物

（5）有机物的结构中，若有C=C双键，熔沸点也会降低

（6）分子间氢键的形成会使物质熔沸点升高，分子内氢键的形成会使物质的熔沸点降低