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内容举例： 物质结构 元素周期表
1、元素概念：具有相同质子数(核电荷数)的一类原子的总称
核素概念：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。一种原子即为一种核素
同位素概念：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
(即同一元素的不同核素互称为同位素)。
同素异形体概念：同种元素形成的不同单质
2、质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)
原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数(原子呈电中性)
3、微粒的电子数＝质子数(Z)－电荷数（电荷数带“+、－”号）
4、原子的表示方法AZX 核素表示方法：AZX
5、原子的相对原子质量：原子的实际质量除以12 C质量的1/12的比值
原子的近似相对原子质量：该原子的质量数
元素的相对原子质量：该元素的每一种同位素的相对原子质量与其丰度的积的和
元素的近似相对原子质量：该元素的每一种同位素的质量数与其丰度的积的和
6、核外电子排布规律：
⑴核外电子总是优先排布在能量最低的电子层
⑵每层最多容纳的电子数不超过2n2
⑶最外层不超过8个电子（K为最外层不超过2个电子）
⑷次外层不超过18个电子（K为次外层不超过2个电子、L为次外层不超过8个电子）
⑸倒数第三层不超过32个电子（K为倒数第三层不超过2个电子......）
6、常见的10e－和18e－微粒
(1)10e－微粒
单核微粒：O2－、F－、Ne、Na＋、Mg2＋、Al3＋。
多核微粒：CH4、NH3、H2O、HF、OH－、NH－2、NH＋4、H3O＋。
(2)18e－微粒
单核微粒：S2－、Cl－、Ar、K＋、Ca2＋
多核微粒：SiH4、PH3、H2S、HCl、HS－、H2O2、N2H4、F2。
7、周期表结构
8、0族元素序数He:2、Ne:10、Ar:18、Kr:36、Xe:54、Rn:86、Og:118
9、同主族相邻两元素原子序数差：左上右下
10、碱金属单质的物理性质
相同点：除铯外，其余都呈银白色，它们都比较软，有延展性，密度较小，熔点较低，导电、导热性强
递变规律：密度逐渐增大(钠、钾反常)； 熔、沸点逐渐降低
个性特点：①铯略带金色光泽；②锂的密度比煤油的小；③钠的密度比钾大
11、碱金属元素化学性质的相似性和递变性
(1)相似性 (2)递变性
（2）递变性具体表现如下(按从Li→Cs的顺序)：
物质的性质 递变规律(Li→Cs)
单质 与氧气反应 反应越来越剧烈，产物越来越复杂，Li只能生成Li2O；Na能生成Na2O和Na2O2；K能生成K2O、K2O2和KO2等与水反应 反应越来越剧烈，Na与水剧烈反应，K与水反应比Na与水反应更剧烈，Rb、Cs遇水发生剧烈爆炸
最高价氧化物对应水化物的碱性 碱性：LiOH<NaOH<KOH<RbOH<CsOH
12、卤素单质的物理性质
物质 F2 Cl2 Br2 I2
颜色、状态 淡黄绿色
(气体) 黄绿色
(气体) 深红棕色
(液体) 紫黑色
(固体)
密度 密度逐渐增大
熔沸点 熔、沸点逐渐升高
13、卤族元素化学性质的相似性和递变性
(1)相似性
①与H2反应：X2＋H2=====一定条件2HX(H2＋I2 2HI)；
②与活泼金属(如Na)反应：2Na＋X2=====△2NaX；
③与H2O反应：X2＋H2O HX＋HXO(X===Cl、Br、I，)。
(2)递变性
具体表现如下：
①单质与H2反应越来越难，对应氢化物的稳定性逐渐减弱，还原性逐渐增强，其水溶液的酸性逐渐增强，即：
稳定性：HF>HCl>HBr>HI；
还原性：HF<HCl<HBr<HI；
酸性：HF<HCl<HBr<HI。
②最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐减弱，即HClO4>HBrO4>HIO4。
(3)特殊性
①溴是常温常压下唯一的液态的非金属单质。
②卤素单质都有毒，溴有很强的腐蚀性，保存液溴时要加一些水进行“水封”，碘单质遇淀粉溶液变蓝色(检验I2)，碘易升华。
③Cl2、Br2、I2易溶于有机溶剂如苯、CCl4、汽油等。
④F无正化合价。
14、判断元素金属性和非金属性强弱的方法
金属性强弱 本质 原子越易失电子，金属性越强(与原子失电子数目无关)判断
方法 ①在金属活动性顺序表中越靠前，金属性越强②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强③单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强④最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强⑤若Xn＋＋Y―→X＋Ym＋，则Y比X的金属性强⑥元素在周期表中的位置：左边或下方元素的金属性强
非金属
性比较 本质 原子越易得电子，非金属性越强(与原子得电子数目无关)判断
方法 ①与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强②单质氧化性越强或阴离子还原性越弱，非金属性越强③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强④元素在周期表中的位置：右边或上方元素的非金属性强⑤若An－＋B―→Bm－＋A，则B的非金属性比A强
15、原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化
同周期由左向右，元素的原子最外层电子数逐渐增加(1→8，第一周期除外)
同周期由左向右元素的原子半径逐渐减小(不包括稀有气体)
化合价：①同周期由左向右，元素的最高正价逐渐升高(＋1→＋7，O和F无最高正价)；
②元素的最低负价由第ⅣA族的－4价逐渐升高至第ⅦA族的－1价；
③最高正价＋|最低负价|＝8
16、主族元素性质周期性变化的规律
内容 同周期(从左至右) 同主族(从上到下)
电子层数 相同 逐渐递增
最外层电子数 逐渐增多 相同
原子半径 逐渐减小(稀有
气体元素除外) 逐渐增大
化合价 最高价：＋1价→＋7价(O、F除外)；最低价：－4价→－1价 最高价相同(O、F除外)；最低价相同
金属单质与水或酸
置换出H2的难易 易→难 难→易
最高价氧化物对应水化物 酸性 逐渐增强 逐渐减弱碱性 逐渐减弱 逐渐增强
非金属气
态氢化物 形成难易 难→易 易→难稳定性 逐渐增强 逐渐减弱
元素金属性 逐渐减弱 逐渐增强
元素非金属性 逐渐增强 逐渐减弱
17、氢氧化铝发生酸式电离和碱式电离：
酸式电离：Al(OH)3＋H2O [Al(OH)4]－＋H＋ 碱式电离：Al(OH)3 Al3＋＋3OH－
18、“对角线”规律：左上右下方向，化学性质可能相似
19、元素周期表的金属区和非金属区
(1)元素周期表分区图示
金属元素和非金属元素在元素周期表中有相对明确的分区。如图所示，虚线左下方是金属元素，虚线右上方是非金属元素。
(2)金属性强的元素在周期表的左下方，最强的是Cs(放射性元素除外)，最高价氧化物对应水化物的碱性最强的是CsOH。 非金属性强的元素在周期表的右上方(稀有气体除外)，最强的是F，但最高价氧化物对应水化物的酸性最强的是HClO4(F无正价)。
(3)分界线附近的元素，既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性，故元素的金属性与非金属性之间没有严格的界线
20、价电子：主族元素的价电子＝最外层电子数，过渡元素的价电子包括最外层电子及次外层或倒数第三层的部分电
21寻找有特殊用途的新物质
22、微粒半径的大小比较：
(1).“四同法”判断微粒半径的大小
(2).“三看法”比较微粒半径的大小
(1)一看电子层数：电子层数越多，半径越大。
(2)二看核电荷数：电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。
(3)三看核外电子数：电子层数相同，核电荷数相同，核外电子数越多，电子间的排斥力越大，半径越大。
23、化学键：相邻的原子之间强烈的相互作用（分为离子键、共价键）
24、化学反应的实质：就是反应物分子内化学键断裂和产物分子内化学键形成的过程
25、分子间作用力
(1)范德华力
①概念：分子之间还存在一种把分子聚集在一起的作用力叫做分子间作用力，最初叫范德华力。
②主要特征：广泛存在于分子之间，比化学键弱的多；一般来说，对于组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力就越大，物质的熔沸点就越高。如：I2>Br2>Cl2>F2。
(2)氢键
①含义：如液态NH3、H2O和HF中，分子之间存在的一种比分子间作用力稍强的相互作用，叫氢键。
②主要特征：
a.氢键不是化学键，通常把氢键看作是一种特殊的分子间作用力。氢键比化学键弱，比范德华力强。
b.分子间形成的氢键会使物质的熔点和沸点升高，水分子间的氢键可使其密度在固态时低于液态时的密度。
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