| 标题 | 高考化学元素周期律知识 |
| 范文 | 利用元素周期表判断：周期表中同周期靠前、同主族靠下的金属，金属性强下面是小编为大家整理的关于高考化学元素周期律知识，希望对您有所帮助。欢迎大家阅读参考学习! 高考化学元素周期律知识 第一片：概述 1.概念：元素的性质随原子序数的递增，呈现周期性的变化。 2.决定因素：周期表中元素核外电子排布的周期性变化 3.内容 同周期(左→右) 同主族(上→下) 核外电子排布 电子层数相同，最外层电子数从1逐渐增加至稳定结构 电子层数逐渐增加，最外层电子数相同 元素化合价 最高正价从+1逐渐增加到+7(一、二周期除外)从第ⅣA族出现-4逐渐增加至-1，最后以0价结束 最高正价及最低负价相同，最高正价等于其族序数 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 金属性、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 电负性 逐渐变大 逐渐变小 电离能 逐渐增大 逐渐减小 第二片：中学阶段需要知道的几个相关问题(1) 1.化合价知识： ⑴数值是化合物中原子得失电子(离子化合物)或形成共用电子对(形成共价化合物)的数目 ⑵单质化合价为0，但化合价为0的不一定是单质，如HCHO、C2H4O2中的C的化合价等(也可能是分数→氧化数) ⑶金属只有正价，有负价的一定的非金属 ⑷主族元素最高正价等于其族序数(F、O除外) ⑸F是唯一没有正价的元素(O有+2价，OF2) ⑹化合物中各元素化合价代数和等于0 ⑺通常元素的最高正价+∣最低负价∣=8 ⑻共价化合物中，若最外层电子数+∣化合价∣=8的原子，为8电子稳定结构。 2.粒子(包括原子和阴、阳离子)半径大小对比：通常情况是：先对比电子层数，电子层数愈多，其半径愈大;电子层数相同时，再对比核电荷数，核电荷数愈大，其粒子半径愈小。 第二片：中学阶段需要知道的几个相关问题(2)3.元素金属性、非金属性的强弱对比 ⑴金属性强弱对比标准： ①利用金属活动性顺序表判断：靠前的金属金属性强 ②利用元素周期表判断：周期表中同周期靠前、同主族靠下的金属，金属性强 ③和水或酸反应产生氢气剧烈的金属性强 ④置换反应中，被置换的金属，金属性弱 ⑤原电池中负极金属的金属性强 ⑥电解池中阴极优先放电(即氧化性强)的金属阳离子的金属性弱(Fe3+→Fe2+例外) ⑦最高价氧化物对应的水化物的碱性强的金属，金属性强。 ⑧电负性小、第一电离能低的，金属性强。 ⑵非金属性强弱对比 ①非金属单质和氢气化合的难易，越容易化合的，非金属性强 ②气态氢化物的稳定性强的，非金属性强 ③最高价氧化物对应的水化物的酸性强的，非金属性强 ④置换反应中被置换出来的非极性，非金属性弱 ⑤周期表中，同周期靠后的，非金属性强;同主族靠上的，非金属性强。 ⑥电负性大、第一电离能高的，非金属性强 ⑦对应简单阴离子还原性强的，非金属性弱。 第二片：中学阶段需要知道的几个相关问题(3) 4.物质熔沸点高低对比 ⑴不同晶体类型间的对比:一般原子晶体>离子晶体>分子晶体，金属晶体间差别较大，很少对比，通常高于分子晶体。 ⑵同类晶体之间的对比 ①原子晶体间：原子半径小的，共价键长短，键能大，熔沸点高 ②离子晶体间：离子半径越小，带电荷越多，离子键能越强，熔沸点越高 ③分子晶体间： A.看有无氢键，有氢键的熔沸点高。无机物有HF、H2O、NH3，有机物有低级的醇和酸。 B.组成和结构相似的，分子量越大，分子间引力越大，熔沸点越高 C.组成和结构不相似的，分子量接近的，分子极性越大，熔沸点越高。 D.同分异构体间:链烃及其衍生物，支链越多，熔沸点越低;芳香烃的两个取代基时，邻、间、对位熔沸点降低。 ④金属晶体：差别较大，通常是价电子越多，原子半径越小，金属键越强，熔沸点越高。 ⑤合金的熔沸点一般是比任一组分的熔沸点都低。 ⑥固>液>气，脂>油，石墨>金刚石，AlCl3是分子晶体，熔沸点较低。 第二片：中学阶段需要知道的几个相关问题(4) 5.常见的10电子和18电子粒子 ⑴10电子粒子 ①原子：Ne, ②分子：CH4、NH3、H2O、HF， ③离子： A.阳离子：Al3+、Mg2+、Na+、H3O+、NH4+; B.阴离子：N3-、O2-、F-、OH-、NH2-。 ⑵18电子粒子 ①原子：Ar， ②分子：F2、HCl、H2S、PH3、H2O2、SiH4、CH3F、N2H4、CH3OH、C2H6， ③离子： A.阳离子：K+、Ca2+， B.阴离子：Cl-、S2-、HS-、O22- 高考化学元素周期律知识 |
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