1、精選優質文檔-傾情為你奉上嘉祥高一化學 系列之知識清單 第一章 物質結構 元素周期表第一節 元素周期表一、周期表原子序數核電荷數質子數核外電子數1、依據橫行：電子層數相同元素按原子序數遞增從左到右排列縱行：最外層電子數相同的元素按電子層數遞增從上向下排列2、結構周期序數核外電子層數 主族序數最外層電子數 短周期（第1、2、3周期）周期：7個（共七個橫行）周期表 長周期（第4、5、6、7周期）主族7個：A-A過渡元素族：16個（共18個縱行）副族7個：IB-B第族1個（3個縱行）零族（1個）稀有氣體元素二元素的性質和原子結構（一）堿金屬元素：1、原子結構相似性：最外層電子數相同，都為1個遞變性：

2、從上到下，隨著核電核數的增大，電子層數增多，原子半徑增大2、物理性質的相似性和遞變性：（1）相似性：銀白色固體、硬度小、密度小（輕金屬）、熔點低、易導熱、導電、有展性。（2）遞變性（從鋰到銫）：密度逐漸增大（K反常） 熔點、沸點逐漸降低結論：堿金屬原子結構的相似性和遞變性，導致物理性質同樣存在相似性和遞變性。3、化學性質點燃（1）相似性：點燃4Li + O2 Li2O 2Na + O2 Na2O2 2 Na + 2H2O 2NaOH + H2 2K + 2H2O 2KOH + H22R + 2 H2O 2 ROH + H2 產物中，堿金屬元素的化合價都為價。結論：堿金屬元素原子的最外層上都只有

3、1個電子，因此，它們的化學性質相似。（2）遞變性：與氧氣反應越來越容易與水反應越來越劇烈結論：金屬性逐漸增強原子結構的遞變性導致化學性質的遞變性。注：金屬性強弱的判斷依據：與水或酸反應越容易，金屬性越強；最高價氧化物對應的水化物（氫氧化物）堿性越強，金屬性越強。置換反應，金屬性強的金屬置換金屬性弱的金屬離子的氧化性越弱對應金屬的金屬性越強總結：遞變性：從上到下（從Li到Cs），隨著核電核數的增加，堿金屬原子的電子層數逐漸增多，原子核對最外層電子的引力逐漸減弱，原子失去電子的能力增強，即金屬性逐漸增強。所以從Li到Cs的金屬性逐漸增強。（二）鹵族元素：、原子結構相似性：最外層電子數相同，都為7個

4、遞變性：從上到下，隨著核電核數的增大，電子層數增多，原子半徑增大物理性質的遞變性：（從2到2）（）鹵素單質的顏色逐漸加深；（）密度逐漸增大；（）單質的熔、沸點升高3、化學性質（1）鹵素單質與氫氣的反應：2 H2 2 HX 鹵素單質與H2 的劇烈程度：依次減弱 ； 生成的氫化物的穩定性：依次減弱 （2）鹵素單質間的置換反應2NaBr +Cl2 2NaCl + Br2 氧化性：Cl2_Br2 ； 還原性：Cl_Br 2NaI +Cl2 2NaCl + I2 氧化性：Cl2_I2 ； 還原性：Cl_I2NaI +Br2 2NaBr + I2 氧化性：Br2_I2 ； 還原性：Br_I結論： 單質的氧

5、化性：依次減弱,對于陰離子的還原性：依次增強結論：非金屬性逐漸增弱原子結構的遞變性導致化學性質的遞變性。注：非金屬性的強弱的判斷依據：從最高價氧化物的水化物的酸性強弱。與H2反應的難易程度以及氫化物的穩定性來判斷。置換反應，非金屬性強的置換非金屬性弱的非金屬離子的還原性越弱，非金屬性越強總結：遞變性：從上到下（從F到I2），隨著核電核數的增加，鹵族元素原子的電子層數逐漸增多，原子核對最外層電子的引力逐漸減弱，原子得到電子的能力減弱，即非金屬性逐漸減弱。所以從F到I2的非金屬性逐漸減弱。總之：同主族從上到下，隨著核電核數的增加，電子層數逐漸增多，原子核對最外層電子的引力逐漸減弱，原子得電子的能力

6、減弱，失電子的能力增強，即非金屬性逐漸減弱，金屬性逐漸增強。三核素（一）原子的構成：（）原子的質量主要集中在原子核上。（）質子和中子的相對質量都近似為1，電子的質量可忽略。（）原子序數核電核數質子數核外電子數（）質量數(A)=質子數(Z)+中子數(N)中子 N個=（AZ）個（）在化學上，我們用符號X來表示一個質量數為A，質子數為Z的具體的X原子。質子 Z個原子X原子核核外電子 Z個（二）核素核素：把具有一定數目的質子和一定數目的中子的一種原子稱為核素。一種原子即為一種核素。同位素：質子數相同而中子數不同的同一元素的不同原子互稱為同位素。或：同一種元素的不同核素間互稱為同位素。（）兩 同：質子數

7、相同、同一元素（）兩不同：中子數不同、質量數不同（）屬于同一種元素的不同種原子第二節元素周期律一.原子核外電子的排布 在多個電子的原子里，核外電子是分層運動的，又叫電子分層排布。2、核外電子的排布規律（1）核外電子總是盡先排布在能量低的電子層，然后由里向外，依次排布。(能量最低原理)。（2）各電子層最多容納的電子數是2n2（n表示電子層）（3）最外層電子數不超過8個（K層是最外層時，最多不超過2個）；次外層電子數目不超過18個；倒數第三層不超過32個。二元素周期律：、核外電子層排布的周期性變化 每周期最外層電子數：從1-8（K層由12）、原子半徑呈周期性的變化：每周期原子半徑：逐漸增大3、主要

8、化合價：每周期最高正化合價：每周期負化合價：4、元素的金屬性和非金屬性呈周期性的變化。同周期元素金屬性和非金屬性的遞變性：（）Na + 2H2O 2NaOH + H2 (容易) Mg + 2 H2O 2Mg(OH)2 + H2 （較難） 金屬性：Na > Mg）Mg + 2HCl MgCl2 + H2 (容易) 2Al + 6 HCl 2AlCl3 +3H2 （較難） 金屬性：Mg > Al 根據1、2得出：金屬性Na > Mg> Al（）堿性 NaOH > Mg(OH)2> Al(OH)3 金屬性：金屬性Na > Mg> AlNa Mg Al金

9、屬性逐漸減弱（）結論：Si P S Cl 單質與2的反應越來越容易 生成的氫化物越來越穩定最高價氧化物對應水化物的酸性逐漸增強故：非金屬性逐漸增強。Na Mg AlSi P S Cl 金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強同周期從左到右，金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強（）隨著原子序數的遞增，元素的核外電子排布、主要化合價、金屬性和非金屬性都呈現周期性的變化規律，這一規律叫做元素周期律。總結 ：元素周期律：元素的性質隨著原子序數的遞增而呈周期性的變化的規律。實質：元素原子的核外電子排布周期性變化的必然結果。四、同周期、同主族金屬性、非金屬性的變化規律是：1. 周期表中金屬性、非金屬性之間沒有嚴格的界

10、線。在分界線附近的元素具有金屬性又具有非金屬性。2. 金屬性最強的在周期表的左下角是，Cs；非金屬性最強的在周期表的右上角，是。3.元素化合價與元素在周期表中位置的關系。 元素的最高正價等于主族序數。特：F無正價，非金屬除H外不能形成簡單離子。主族元素的最高正價數與最低負價的絕對值之和等于8.4元素周期表和元素周期律應用在周期表中的左上角附近探索研制農藥的材料。半導體材料：在金屬與非金屬的分界線附近的元素中尋找。在過渡元素中尋找優良的催化劑和耐高溫、耐腐蝕的合金材料。5. 元素周期表中元素性質的遞變規律同 周 期（從左到右）同 主 族（從上到下）原子半徑逐漸減小逐漸增大電子層排布電子層數相同最

11、外層電子數遞增電子層數遞增最外層電子數相同失電子能力逐漸減弱逐漸增強得電子能力逐漸增強逐漸減弱金屬性逐漸減弱逐漸增強非金屬性逐漸增強逐漸減弱主要化合價最高正價（1 7）非金屬負價 = （8族序數）最高正價 = 族序數非金屬負價 = （8族序數）最高氧化物的酸性酸性逐漸增強酸性逐漸減弱對應水化物的堿性堿性逐漸減弱堿性逐漸增強非金屬氣態氫化物的形成難易、穩定性形成由難 易穩定性逐漸增強形成由易 難穩定性逐漸減弱第三節 化學鍵一離子鍵離子鍵：陰陽離子之間強烈的相互作用叫做離子鍵。相互作用：靜電作用（包含吸引和排斥）注：（1）成鍵微粒： 陰陽離子間（2）成鍵本質： 陰、陽離子間的靜性作用（3）成鍵原因

12、：電子得失（4）形成規律： 活潑金屬和活潑非金屬化合時形成離子鍵離子化合物：像NaCl這種由離子構成的化合物叫做離子化合物。（1）活潑金屬與活潑非金屬形成的化合物。如NaCl、Na2O、K2S等 （2）強堿：如NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等 （3）大多數鹽：如Na2CO3、BaSO4 （4）銨鹽：如NH4Cl 小結：一般含金屬元素的物質(化合物)銨鹽。（一般規律）注意：（1）酸不是離子化合物。（2）離子鍵只存在離子化合物中，離子化合物中一定含有離子鍵。、電子式 電子式：在元素符號周圍用小黑點(或×)來表示原子的最外層電子（價電子）的式子叫電子式。 用電子式表示離子

13、化合物形成過程：（1）離子須標明電荷數； （2）相同的原子可以合并寫，相同的離子要單個寫； （3）陰離子要用方括號括起； （4）不能把“”寫成“”； （5）用箭頭標明電子轉移方向(也可不標)。二共價鍵1共價鍵：原子間通過共用電子對所形成的相互作用叫做共價鍵。用電子式表示HCl的形成過程：注：（1）成鍵微粒： 原子（2）成鍵實質： 靜電作用（3）成鍵原因： 共用電子對（4）形成規律： 非金屬元素形成的單質或化合物形成共價鍵共價化合物：以共用電子對形成分子的化合物叫做共價化合物。化合物離子化合物共價化合物 化合物中不是離子化合物就是共價化合物共價鍵的存在：非金屬單質：H2、X2 、2等（稀有氣體除

14、外）共價化合物：H2O、 CO2 、SiO2、 H2S等復雜離子化合物：強堿、銨鹽、含氧酸鹽共價鍵的分類：非極性鍵：在同種元素的原子間形成的共價鍵為非極性鍵。共用電子對不發生偏移。極性鍵：在不同種元素的原子間形成的共價鍵為極性鍵。共用電子對偏向吸引能力強的一方。三電子式：定義：在元素符號周圍用小黑點(或×)來表示原子的最外層電子（價電子）的式子叫電子式。 原子的電子式：陰陽離子的電子式：（）陽離子簡單陽離子：離子符號即為電子式，如Na+、Mg2等復雜陽離子：如NH4+ 電子式： （）陰離子 簡單陰離子：、 復雜陰離子：物質的電子式：離子的電子式：陽離子的電子式一般用它的離子符號表示；

15、在陰離子或原子團外加方括弧，并在方括弧的右上角標出離子所帶電荷的電性和電量。 分子或共價化合物電子式，正確標出共用電子對數目。離子化合價電子式，陽離子的外層電子不再標出，只在元素符號右上角標出正電荷，而陰離子則要標出外層電子，并加上方括號，在右上角標出負電荷。陰離子電荷總數與陽離子用電子式表示形成過程： 用電子式表示單質分子或共價化合物的形成過程用電子式表示離子化合物的形成過程四、分子間作用力和氫鍵1、分子間作用力定義：把分子聚集在一起的作用力，又稱范德華力。特點：分子間作用力比化學鍵弱得多；影響物質的熔點、沸點、溶解性等物理性質；只存在于由共價鍵形成的多數共價化合物和絕大多數氣態非金屬單質分

16、子，及稀有氣體分子之間。但像二氧化硅、金剛石等由共價鍵形成的物質的微粒之間不存在分子間作用力。變化規律：一般來說，對于組成和結構相似的物質，相對分子質量越大，分子間作用力越大，物質的熔沸點也越高。例如，熔沸點：I2Br2Cl2F2。2、氫鍵定義：分子間存在著一種比分子間作用力稍強的相互作用。形成條件：除H原子外，形成氫鍵的原子通常是N、O、F。存在作用：氫鍵存在廣泛，如H2O、NH3、HF等。分子間氫鍵會使物質的熔點和沸點升高。五、化學反應的實質：一個化學反應的過程，本質上就是舊化學鍵的斷裂和新化學鍵的形成過程。離子鍵、共價鍵與離子化合物、共價化合物的關系提高篇：一、化學鍵與物質類別關系規律1

17、、只含非極性鍵的物質：同種非金屬元素構成的單質，如：I2、N2、P4、金剛石、晶體硅等。2、只含有極性鍵的物質：一般是不同非金屬元素構成的共價化合物、如：HCl、NH3、SiO2、CS2等。3、既有極性鍵又有非極性鍵的物質：如：H2O2、C2H2、CH3CH3、C6H6等。4、只含有離子鍵的物質：活潑非金屬與活潑金屬元素形成的化合物，如：Na2S、NaH、K2O、CsCl等。5、既有離子鍵又有非極性鍵的物質。如：Na2O2、Na2S2、CaC2等。6、既有離子鍵又有極性鍵的物質，如NaOH等。7、由離子鍵、共價鍵、配位鍵構成的物質，如：NH4Cl等。8、由強極性鍵構成但又不是強電解質的物質。如

18、HF等。9、無化學鍵的物質：稀有氣體。10、離子化合物中并不存在單個的分子，例如：NaCl，并不存在NaCl分子。提高篇一、周期表中特殊的周期和族1、沒有金屬元素的周期是第一周期；含金屬元素最多的族是B族；2、非金屬元素種類最多的.族是 0族。非金屬元素種類最多的周期是第二周期。3、全為金屬元素的主族是第A族；4、全為非金屬元素的主族是第A族；5、在常溫時，全為氣態的族是 0族。6、形成化合物種類最多的族是A族；形成化合物種類最多的周期是第二周期。7、最外層有3個電子的原子一定位于A族，最外層電子數為2個的原子可能位于A，0族（He）、過渡元素區。二、堿金屬元素性質的特殊性1、Na、K需保存于

19、煤油中，但Li的密度比煤油小，所以Li必須保存在密度更小的石蠟油中或密封于石蠟2、堿金屬中，從LiàCs，密度呈增大的趨勢，但(K)=0862gcm3<p(Na)=0.971ecm3。3、堿金屬單質熔點都較低，只有Li高于100。4、氧化產物的特殊性。堿金屬在空氣中燃燒，只有Li氧化成Li2O；其余的生成過氧化物（如Na2O2）或更復雜的氧化物（如K2O）。5、Li與Mg的性質相似，Li2CO3難溶于水且受熱易分解；LiOH溶解度小，受能熱分解。6、K、Na在常溫下是固態，但二者的合金在常溫下為液態，可作為原子反應堆的導熱劑。7、酸式鹽的溶解度一般大于正鹽，但溶解度NaHCO3

20、<Na2CO3。8、氧在化合物中一般顯-2價，氫顯+1價，但Na2O2 、H2O2中的氧顯-1價，NaH、CaH2中的氫顯-1價。 9、試劑瓶中的藥品取出后，一般不能放回原瓶，但IA金屬Na、K等除外。 10、一般活潑金屬能從鹽中置換出不活潑金屬，但對IA非常活潑的金屬Na、K等除外。如：2Na+CuSO4+2H2O=Cu(OH)2+ H2+Na2SO4。三、鹵族單質和化合物的特殊性1、氟 無正價和含氧酸，非金屬性最強，F-的還原性最弱。2F2+2H2O=4HF+O2，與H2反應在暗處即爆炸。HF酸是弱酸，能腐蝕玻璃，保存在塑料瓶中，HF在HX中沸點最高，因為分子間存在氫鍵。CaX2只有

21、CaF2不溶于水，CaCl2作干燥劑2、氯 Cl2易液化。含氧酸中，高價的酸性強，低價的氧化性強。酸性：HClO4> HClO3> HClO2> HClO；氧化性：HClO > HClO2> HClO3 > HClO4。3、溴 溴深紅棕色，唯一的常溫呈液態的非金屬，易揮發保存時加水抑制揮發。易溶于有機溶劑。4、碘 加熱時易升華。 遇淀粉溶液變藍色。易溶于有機溶劑。 食鹽中的加入KIO3可防治甲狀腺腫大。碘與有變價的金屬反應生成低價化合物。四、短周期元素中具有特殊性排布的原子最外層有一個電子的非金屬元素：H。最外層電子數等于次外層電子數的元素：Be、Ar。最外

22、層電子數是次外層電子數2、3、4倍的元素：依次是C、O、Ne。電子總數是最外層電子數2倍的元素：Be。最外層電子數是電子層數2倍的元素：He、C、S。最外層電子數是電子層數3倍的元素：O。次外層電子數是最外層電子數2倍的元素：Li、Si 。內層電子總數是最外層電子數2倍的元素：Li、P。電子層數與最外層電子數相等的元素：H、Be、Al。五、粒子半徑大小比較1、同種元素的原子或單核離子，化合價越高，半徑越小例如，半徑：Fe3+Fe2+Fe2、具有相同電子層結構的原子或離子，核電荷數越大，半徑越小例如，半徑：S2-Cl-K+Ca2+3、同主族元素的原子，隨核電荷數的增加，半徑逐漸增大例如

23、，半徑：Li Na K Rb Cs 半徑：F Cl Br I帶相等電荷數的同主族元素的離子，隨核電荷數的增加，半徑逐漸增大例如，半徑：Li+ Na+ K+ Rb+ Cs+ F- Cl- Br- I-4、同周期元素的原子（稀有氣體除外），隨核電荷數的增加，半徑逐漸減小例如，Na Mg Al Si P S Cl小結：簡單粒子半徑大小比較的“三看”規律：一看電子層數，最外層電子數相同時，電子層數越多，半徑越大；二看核電荷數，當電子層結構相同時，核電荷數越大，半徑越小；三看核外電子數，當電子層數和核電荷數均相同時，核外電子數越多，半徑越大。六、熟記常見等電子粒子1、核外有10個電子的微粒：(1)分子：

24、Ne、HF、H2O、NH3、CH4。(2)陽離子：Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+(3)陰離子：N3-、O2-、F-、OH-、NH2-。2、核外有18個電子的微粒：比10電子粒子多一個電子層的對應粒子分子：Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4。陽離子：K+、Ca2+陰離子：S2-、Cl-、SH-。“9+9”規律9電子基團：CH3、OH、NH2、F18電子分子：C2H6、H2O2、N2H4、F2、CH3F、CH3OH3、核外有14個電子的微粒N2、CO、C2H2、Si、HCN、C22-、CN-等七、元素金屬性、非金屬性強弱的判斷1、金屬性強弱的依據根據在周期表中的位置同周期元素，從左至右隨原子序數的增加，金屬性減弱。同主族元素，從上至下隨原子序數的增加，金屬性增強。實驗依據單質跟水或酸置換出氫的難易程度(或反應的劇烈程度)。反應