2知识点归纳总结高中化学必修 元素周期律第一章 物质结构 一、原子
结构 Z个）质子（ 注意：原子核 个） 质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数中子（(N) N
A
1.原子（ X ） 原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数 Z 核外电子（Z个）
★熟背前20号元素，熟悉1～20号元素原子核外电子的排布：
H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca
2
2.原子核外电子的排布规律：①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；②各电子层最多容
纳的电子数是2n；③最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。
电子层： 一（能量最低） 二 三 四 五 六 七 对应表示符号： K L M N O P Q 3.元素、核素、同位素
元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。
核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。
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。(对于原子来说) 二、元素周期表 1.编排原则：
①按原子序数递增的顺序从左到右排列
②将电子层数相同的各元素从左到右排成一横行。（周期序数＝原子的电子层数） ．．．．．．．．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一纵行。 ．．．．．．．．．．主族序数＝原子最外层电子数 2.结构特点：
核外电子层数 元素种类
第一周期 1 2种元素
短周期 第二周期 2 8种元素
周期 第三周期 3 8种元素
元 （7个横行） 第四周期 4 18种元素 素 （7个周期） 第五周期 5 18种元素 周 长周期 第六周期 6 32种元素
期 第七周期 7 未填满（已有26种元素） 表 主族：ⅠA～ⅦA共7个主族 族 副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7个副族 （18个纵行） 第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB和ⅠB之间 （16个族） 零族：稀有气体 三、元素周期律
1.元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果。 ．．．．．．．．．．．．．．．．．．．2.同周期元素性质递变规律
第三周期元素 电子排布 (1)(2)原子半径 (3)主要化合价 Na 11 Mg 12 Al 13 Si 14 P 15 S 16 Cl 17 Ar 18 电子层数相同，最外层电子数依次增加 — ＋2 ＋1 — 原子半径依次减小 7 ＋6 ＋3 ＋1 －2 －
(4)金属性、非金属性 单质与水或酸置换(5)难易 4 ＋4 5 ＋3 － － 金属性减弱，非金属性增加 冷水 热水与 剧烈 酸快 与酸反 应慢 — — SiH 4 — — (6)氢化物的化学式 H化合的难易 (7)与(8)2—— —— —— NaO MgO AlO 232 PH 3 HS HCl 2 — — — — 由难到易 稳定性增强POSiO22 氢化物的稳定性 (9)最高价氧化物的化 学式 ClOSO3 27 5 最高价氧化物对应水 化物
化学式(10) NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 HSiO23 HPO34 HHClOSO4 24 — (11)酸碱性 强碱 中强碱 两性氢 氧化物 弱酸 中强 酸 强酸 很强 的酸 — — (12)变化规律 碱性减弱，酸性增强 第ⅠA族碱金属元素：Li Na K Rb Cs Fr （Fr是金属性最强的元素，位于周期表左下方）
第ⅦA族卤族元素：F Cl Br I At （F是非金属性最强的元素，位于周期表右上方） ★判断元素金属性和非金属性强弱的方法：
（1）金属性强（弱）——①单质与水或酸反应生成氢气容易（难）；②氢氧化物碱性强（弱）；③相互置换反应（强制弱）Fe＋CuSO＝FeSO＋Cu。 （2）非金属性强（弱）——①单质与氢气
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易（难）反应；②生成的氢化物稳定（不稳定）；③最高价氧化物的水化物（含氧酸）酸性强（弱）；④相互置换反应（强制弱）2NaBr＋Cl＝2NaCl＋Br。 （Ⅰ）同周期比较：
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金属性：Na＞Mg＞Al 与酸或水反应：从易→难 碱性：NaOH＞Mg(OH)＞Al(OH) 23非金属性：Si＜P＜S＜Cl 单质与氢气反应：从难→易 氢化物稳定性：SiH＜PH＜HS＜HCl 234 酸性(含氧酸)：HSiO＜HPO＜HSO＜HClO 4324324
（Ⅱ）同主族比较：
Cs＜（碱金属元素） KLi金属性：＜Na＜＜Rb 与酸或水反应：从难→易RbOH＜＜CsOH KOHNaOH碱性：LiOH＜＜ （Ⅲ） ＜K＜Cs ＜Rb＜KLi)(氧化性得电子能力：＞CsRb＞KNa＞＞ I ＞BrCl非金属性：F＞＞I＞ClBr＞＞氧化2 ＞非金属性：FCl＞BrI（卤族元素）＞ 单质与氢气反应：从易→难HI HBr＞＞＞氢化物稳定：HFHCl Rb＜NaLi金属性：＜NaLi(还原性失电子能力)：＜＜Cs 性：F ＋＋＋＋＋222－－－－ BrClF还原性：＜＜＜IHI ＜：无氧酸酸性()HFHCl＜＜HBr 比较粒子(包括原子、离子)半径的方法：（1）先比较电子层数，电子层数多的半径大。 （2）电子层数相同时，再比较核电荷数，核电荷数多的半径反而小。 四、化学键
化学键是相邻两个或多个原子间强烈的相互作用。 1.离子键与共价键的比较 键型 概念 成键方式 成键粒子 成键元素 离子键 共价键 价键 通过得失电子达到稳定结构 阴、阳离子 活泼金属与活泼非金属元素之间（特殊：等铵盐只由非金属元素组成，NO、ClNHNH 但344
阴阳离子结合成化合物的静电作用叫离子键 原子之间通过共用电子对所形成的相互作用叫做共通过形成共用电子对达到稳定结构 原子 非金属元素之间 含有离子键）．
（一定有离子键，可能有共价键）离子化合物：由离子键构成的化合物叫做离子化合物。 （只有共价键）共价化合物：原子间通过共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。 。型，如，H－Cl极性共价键（简称极性键）：由不同种原子形成，A－B 共价键非极性共价键（简称非极性键）：由同种原子形成，A－A型，如，Cl－Cl。 2.电子式：
用电子式表示离子键形成的物质的结构与表示共价键形成的物质的结构的不同点：（1）电荷：用电子式表示离子键形成的物质的结构需标出阳离子和阴离子的电荷；而表示共价键形成的物质的结构不能标电荷。（2）[ ]（方括号）：离子键形成的物质中的阴离子需用方括号括起来，而共
第二章 化学反应与能量
价键形成的物质中不能用方括号。
第一节 化学能与热能
1、在任何的化学反应中总伴有能量的变化。 放出能量。
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
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
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