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第一章物质结构元素周期律一、原子结构质子（Z个）原子核注意：中子（N个）质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)1.原子）原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数核外电子（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 Ca2.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2n2；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 Q3.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。
高考化学元素周期律知识高考化学元素周期律知识元素周期律是现代化学的基础知识之一，也是高考化学中必考的知识点。
掌握元素周期律的知识不仅可以帮助我们更好地了解元素的性质和特点，还能在高考中取得更好的成绩。
下面，我们来详细了解一下高考化学中与元素周期律相关的知识。
一、元素周期律的概念元素周期律是一种对元素周期性变化规律的总结和表述。
它是由俄罗斯的化学家门捷列夫在1869年提出的，并且在深入探究了物质的性质和结构后得到了迅速发展和完善。
元素周期律是将元素按照其原子序数大小，分为周期和族。
周期是位于同一水平列的元素所具有的共同特征，而族则是位于同一竖直列的元素的化学性质具有相似性的元素组。
二、元素周期律的排列元素周期律的排列方式是按照元素的原子序数大小排列的，大致分为横向和纵向两个方向。
横向就是周期，周期从左至右递增，原子序数也随之递增。
每个周期的第一个元素称为“碱金属”，后面则逐渐变成“过渡金属”、“半金属”，直至到达最右端的气体元素——“稀有气体”。
纵向则是族，族从上至下递增，原子序数也逐渐递增。
每个族有一个代表元素，例如第一族的代表元素是氢、第二族的代表元素是锂。
三、元素周期律的性质元素周期律有许多独特的性质，例如周期性、相似性、电子排布规则等。
周期性是指元素在元素周期表中的位置决定了其化学性质，元素的周期数就是其原子中的电子层数。
相似性是指在同一族的元素中，其化学性质会相对相似，像第一族中的金属都可能与水反应，放出氢气。
电子排布规则是指在元素周期表中，第一周期的元素氢和第二周期的元素氦都只由一个主量子数为1的电子占据最外层的轨道；第三周期的元素锂和第四周期的元素铍都由两个电子占据最外层的轨道，以此类推。
这种规律被称为“奇偶原则”。
四、元素周期律的应用元素周期律不仅在高考化学中有着广泛的应用，而且在工业、生产、农业等领域都有很多的应用。
例如，在化肥生产中，根据元素周期律的规律，我们可以知道，钾肥和磷肥是成分相似的化肥，它们都属于第五周期元素，因此结合这种规律可以用相同的肥料来补充植物所需要的营养素。
2024年高考化学复习大纲一、基础知识复习1. 元素周期表- 了解主要元素的基本信息，包括原子序数、原子量等。
- 熟悉元素周期表的布局和组成，掌握周期和族的概念。
- 掌握元素的周期性规律，如原子半径、电子亲和能、电离能等。
2. 化学键- 熟悉离子键、共价键和金属键的形成条件和特点。
- 掌握离子键的特性，如电导性、溶解度等。
- 理解共价键的键长、键能和极性的概念。
3. 化学反应- 理解化学反应的基本概念，如反应物、生成物和化学方程式。
- 熟悉氧化还原反应和酸碱中和反应的特点和应用。
- 掌握化学反应的平衡条件及影响平衡的因素。
二、无机化学复习1. 酸碱盐- 熟悉酸碱盐的定义和性质，了解酸碱中和反应的规律。
- 掌握常见酸碱盐的名称、化学式和性质。
2. 有机化合物- 理解有机化合物的基本概念和特点。
- 熟悉不饱和烃、醇、醛、酮、羧酸等有机化合物的结构和性质。
- 掌握有机化合物的命名规则和化学反应。
三、物质与能量转化复习1. 燃烧与能量- 理解燃烧的过程和能量转化。
- 熟悉燃烧反应的特点和燃烧热的计算方法。
2. 化学能与化学反应- 了解化学能的定义和计量单位。
- 掌握化学反应中的能量变化和化学反应的焓变计算。
四、化学元素周期律与资源利用1. 元素的周期性- 熟悉元素周期表的布局和规律。
- 掌握周期表上元素性质的周期性变化规律。
2. 化学元素与人类生活- 了解常见化学元素在人类生活中的应用和重要性。
- 掌握化学元素的提取、分离和利用的方法与原理。
五、化学实验操作与技巧1. 基本实验操作- 熟悉实验室常用的基本仪器、玻璃器皿和实验操作规范。
- 掌握实验中的物质称量、溶解、过滤、加热等基本操作技巧。
2. 实验数据处理与分析- 掌握实验数据的记录、整理和处理方法。
- 熟悉常用的化学计算方法，如浓度计算、反应产率计算等。
六、化学领域的新进展1. 纳米材料与纳米技术- 了解纳米材料的基本概念和特点。
- 掌握纳米材料在生物医学、环境保护等领域的应用。
第一章物质结构元素周期表第一节 元素周期表一、周期表原子序数 ＝ 核电荷数 ＝ 质子数 ＝ 核外电子数1、依据横行：电子层数相同元素按原子序数递增从左到右排列纵行：最外层电子数相同的元素按电子层数递增从上向下排列2、结构周期序数＝核外电子层数主族序数＝最外层电子数短周期（第 1、2、3 周期）周期：7 个（共七个横行）周期表长周期（第 4、5、6、7 周期）主族 7 个：ⅠA -ⅦA族：16 个（共 18 个纵行）副族 7 个：IB-ⅦB第Ⅷ族 1 个（3 个纵行）过渡元素零族（1 个）稀有气体元素二．元素的性质和原子结构（一）碱金属元素：1、原子结构 相似性：最外层电子数相同，都为 1 个递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多，原子半径增大2、物理性质的相似性和递变性：（1）相似性：银白色固体、硬度小、密度小（轻金属） 熔点低、易导热、导电、有展性。
（2）递变性（从锂到铯）：①密度逐渐增大（K 反常）②熔点、沸点逐渐降低结论：碱金属原子结构的相似性和递变性，导致物理性质同样存在相似性和递变性。
3、化学性质（1）相似性：（金属锂只有一种氧化物）4Li + O 2 点燃 Li 2O2Na + O 2 点燃 Na 2O 22 Na + 2H 2O ＝ 2NaOH + H 2↑2K + 2H 2O ＝ 2KOH + H 2↑2R + 2 H 2O ＝ 2 ROH + H 2 ↑产物中，碱金属元素的化合价都为＋１价。
结论：碱金属元素原子的最外层上都只有 1 个电子，因此，它们的化学性质相似。
（2）递变性：①与氧气反应越来越容易②与水反应越来越剧烈结论：①金属性逐渐增强②原子结构的递变性导致化学性质的递变性。
总结：递变性：从上到下（从Li到Cs），随着核电核数的增加，碱金属原子的电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子失去电子的能力增强，即金属性逐渐增强。
所以从Li到Cs的金属性逐渐增强。
高三高考化学知识点汇总一、化学元素与元素周期表1. 元素周期表的组成及布局2. 原子结构、电子排布和元素周期律3. 常见元素的符号、名称及其性质二、化学键与化合物1. 化学键的类型与特点2. 共价键与离子键的形成及特性3. 分子式与化合物的命名规则4. 有机化合物的命名与结构三、溶液与溶解性1. 溶质、溶剂、溶解度和溶解度规律2. 溶液的浓度计算及相关性质3. 溶解过程中的能量变化和溶解度的影响因素四、化学反应与化学平衡1. 化学反应的类型与化学方程式的写法2. 化学平衡的概念、平衡常数及其计算3. 影响化学平衡的因素与平衡移动的原理五、氧化还原反应1. 氧化还原反应的基本概念与过程2. 氧化态与氧化数的判定方法3. 氧化还原反应的平衡、电量计算和应用六、酸碱与盐类化合物1. 酸碱盐的基本性质与离子反应2. 酸碱中和反应的计算与应用3. 盐类的命名与性质七、化学能量与化学动力学1. 化学能量的基本概念与热化学方程式的计算2. 化学动力学的基本概念与反应速率的影响因素3. 反应速率与速率常数的计算八、电化学与电解与腐蚀1. 电解质溶液的电离、导电及电解与电解产物2. 电化学反应的电子转移过程与电化学方程式3. 金属腐蚀的特点及防腐措施九、有机化学基础知识1. 有机物与无机物的区别与特点2. 烃、醇、酚、酮、醛、酸及酯的基本结构与性质3. 有机物的官能团、同分异构与命名规则十、高分子化合物与化学工业1. 高分子材料的结构、性质与应用2. 塑料、纤维、橡胶的制备原理与特点3. 重要化学工业原料的性质与应用以上所列化学知识点为高三化学课程的核心内容，涵盖了基本理论、化合物分类及性质、化学反应与平衡、化学能量与动力学、电化学、有机化学和化学工业等重要方面。
对这些知识的全面掌握将有助于学生在高考化学考试中获得优异的成绩。
在复习过程中，建议学生结合教材、习题及模拟试卷进行有针对性的训练，加强对重要概念和公式的记忆，并通过解题巩固知识点的理解与应用能力。
2024年高三化学必考知识点总结根据2024年高考化学考试大纲和历年高考试卷的趋势，以下是2024年高三化学必考的核心知识点总结。
本文基于教材内容和历年试题进行整理，对于学生来说，掌握这些知识点是保证高分的关键。
一、无机化学1. 元素周期表和元素周期律- 掌握元素周期表的组成和排列规律；- 理解主、副、半主、半副族的特点和趋势；- 掌握周期表的周期性趋势，如原子半径、电离能、电负性、金属和非金属的性质以及水溶液中的离子稳定性等。
2. 化学键和分子结构- 理解离子键、共价键和金属键的形成和性质；- 掌握共价键的成键电子对和非成键电子对的概念，并能应用到分子结构的描述中；- 熟悉分子的几何构型和极性，包括气体分子的分子运动状态和理想气体状态方程。
3. 化学反应和化学平衡- 掌握化学反应的特征和描述方法，如化学反应方程式、化学反应类型、化学反应速率等；- 理解化学平衡的条件和平衡常数，以及通过改变温度、浓度和压力对平衡的影响；- 了解平衡反应的酸碱性质和pH值的计算方法。
4. 酸碱、离子反应和沉淀反应- 理解酸碱的定义和性质，以及酸碱中的常见化学反应；- 掌握酸碱滴定的原理和计算方法；- 熟悉离子反应和离子方程式的写法；- 掌握沉淀反应的条件和原理，包括络合反应、氧化还原反应等。
5. 氧化还原反应- 掌握氧化还原反应的概念、氧化数和氧化还原方程式的写法；- 理解电化学反应和电解质溶液中电子传递的过程；- 熟悉氧化还原反应中的电位和电位差等电化学量。
6. 金属和非金属元素- 了解金属和非金属的性质和特点，包括金属的金属性、非金属的电负性、卤素的性质等；- 掌握金属元素的宏观和微观结构，如晶体结构、金属间键等；- 理解金属活动性、金属腐蚀和金属提取等相关知识。
二、有机化学1. 有机化学的基本概念- 理解有机化合物的组成和结构，包括碳的四价性、键的类型和构成规律等；- 熟悉有机化合物的命名规则和分类方法，包括碳链的命名和取代基的命名等；- 掌握有机化合物的分子式、结构式和功能团的特点和应用。
高三化学需要背的知识点化学作为自然科学的一门重要学科，对于高中生而言，是需要掌握一定的知识点的。
下面将列举一些高三化学必须背诵的知识点，帮助同学们更好地备考。
1. 元素周期表元素周期表是化学知识的基础，掌握元素的周期性规律对于理解元素性质和化学反应是非常重要的。
2. 元素、离子和化合物的命名规则了解元素和离子的命名规则，以及不同化合物的命名方式，如酸、碱、盐类等，是化学学习中的重要内容。
3. 化学平衡理解化学平衡的概念和表达方式，以及平衡常数、反应速率等相关概念，对于化学反应的分析和计算至关重要。
4. 酸碱中和反应掌握酸碱中和反应的概念、化学方程式和相关计算方法，进一步了解酸碱反应的性质和应用。
5. 化学键和分子结构了解化学键的种类和特点，以及分子的结构和性质对于理解化合物的形成和反应机理至关重要。
6. 化学反应和平衡掌握化学反应的基本概念和表达方式，理解化学反应的动力学和热力学过程，以及平衡条件和影响因素。
7. 氧化还原反应了解氧化还原反应的性质、原理和应用，掌握相关计算方法，如氧化态的确定和电极电势的计算等。
8. 共价键和极性理解共价键的特点和形成过程，了解极性分子的性质和相互作用，对于理解化合物的性质和溶液中的化学反应具有重要作用。
9. 电解质和非电解质了解电解质和非电解质的区别，掌握电解质的电离程度和导电性质，对于溶液的电解和相关计算具有重要意义。
10. 化学反应速率了解化学反应速率的概念、表达方式和影响因素，理解反应速率与反应机理之间的关系，对于理解化学反应的过程和控制反应速率具有重要意义。
11. 锥面角和分子立体结构理解分子形状和立体结构对于化学性质和反应机理的影响，掌握锥面角的计算和相关概念。
12. 元素周期律和反应规律了解元素周期律的发展和应用，理解周期性规律对于元素性质和化学反应的影响，掌握相关计算方法和实验操作。
以上是高三化学需要背诵的一些知识点，这些内容将对于高考化学考试起到重要的作用。
高中化学元素周期律知识点总结-CAL-FENGHAI.-(YICAI)-Company One1第一节课时1元素周期表的结构一、元素周期表的发展历程二、现行元素周期表的编排与结构1．原子序数(1)含义：按照元素在元素周期表中的顺序给元素编号，得到原子序数。
(2)原子序数与原子结构的关系原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
2．元素周期表的编排原则(1)原子核外电子层数目相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，称为周期。
(2)原子核外最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排成纵行，称为族。
3．元素周期表的结构(1)周期(横行)①个数：元素周期表中有7个周期。
②特点：每一周期中元素的电子层数相同。
③分类(3短4长)短周期：包括第一、二、三周期(3短)。
长周期：包括第四、五、六、七周期(4长)。
(2)族(纵行)①个数：元素周期表中有18个纵行，但只有16个族。
②特点：元素周期表中主族元素的族序数等于其最外层电子数。
③分类④常见族的特别名称 第ⅠA 族(除H)：碱金属元素；第ⅦA 族：卤族元素；0族：稀有气体元素；ⅣA 族：碳族元素；ⅥA 族：氧族元素。
课时2 元素的性质与原子结构一、碱金属元素——锂(Li)、钠(Na)、钾(K)、铷(Rb)、铯(Cs)、钫(Fr) 1．原子结构(1)相似性：最外层电子数都是__1__。
(2)递变性：Li ―→Cs ，核电荷数增加，电子层数增多，原子半径增大。
2．碱金属单质的物理性质3.碱金属元素单质化学性质的相似性和递变性 (1)相似性(用R 表示碱金属元素)单质R —⎩⎪⎨⎪⎧与非金属单质反应：如Cl 2＋2R===2RCl 与水反应：如2R ＋2H 2O===2ROH ＋H 2↑与酸溶液反应：如2R ＋2H ＋===2R ＋＋H 2↑化合物：最高价氧化物对应水化物的化学式为ROH ，且均呈碱性。
(2)递变性具体表现如下(按从Li→Cs 的顺序)①与O 2的反应越来越剧烈，产物越来越复杂，如Li 与O 2反应只能生成Li 2O ，Na 与O 2反应还可以生成Na 2O 2，而K 与O 2反应能够生成KO 2等。
高考化学复习考点知识专题讲解专题二十、元素周期表、元素周期律考点知识本高考化学复习考点知识专题讲解专题重要知识有元素周期表的结构、核素、同位素的概念核外电子排布规律、元素周期律、粒子半径大小比较，主要考查元素周期表的结构及应用，原子结构中各离子数之间的关系，核素、同位素的概念，原子结构中各离子“量”之间的关系，原子核外电子排布规律，判断元素“位、构、性”的关系，元素的金属性、非金属性强弱的比较，粒子半径大小的比较。
预测今年的高考以新元素的发现或元素的新应用为载体，考查同周期、同主族元素性质的递变规律及其与原子结构的关系。
同时，以元素性质及其化合物在工业生产的应用为背景，考查元素周期律的指导作用，如半导体材料、制造农药材料、催化剂和耐高温、耐腐蚀材料等也是高考命题的一大趋势。
重点、难点探源一、元素周期表1、原子序数按照元素在周期表中的由小到大的顺序给元素所编的序号，叫原子序数。
原子序数=核电荷数=核内质子数=核外电子数。
2、元素周期表（1）1869年．俄国化学家门捷列夫制出了第一张元素周期表。
（2）编排原则①横行：把电子层数相同的元素按原子序数递增的顺序从左向右排列的一系列元素，称为周期。
②纵行：把不同横行中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列的一系列元素，称为族。
（3）结构①周期（七个横行，七个周期）②族（18个纵行，16个族）二、元素的性质与原子结构1、碱金属元素2、卤族元素三、元素周期律1.定义：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。
2.实质：元素原子核外电子排布的周期性变化。
3.主族元素的变化规律四、元素周期表和元素周期律的应用1、元素的分区：2、元素周期表和元素周期律的应用（1）寻找未知元素。
（2）预测元素的性质①比较同周期、同主族元素的性质。
②预测未知元素的性质。
（3）寻找新材料①在分界线附近的元素中寻找半导体材料；②在过渡元素中寻找优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料；③在周期表中的氟、氯、硫、磷附近探索研制农药的材料。
高中化学化学键知识点2024一、化学键的基本概念1. 化学键的定义化学键是相邻原子或离子之间强烈的相互作用，这种作用使得原子或离子结合成稳定的分子或晶体。
化学键的形成和断裂是化学反应的本质。
2. 化学键的分类根据形成方式和性质的不同，化学键主要分为以下几类：离子键：由正负离子之间的静电引力形成。
共价键：由原子间共享电子对形成。
金属键：由金属原子中的自由电子与金属阳离子之间的相互作用形成。
分子间作用力：包括范德华力、氢键等，虽然不属于化学键，但对物质的性质有重要影响。
二、离子键1. 离子键的形成离子键通常在金属和非金属元素之间形成。
金属原子失去电子形成阳离子，非金属原子获得电子形成阴离子，阳离子和阴离子通过静电引力结合在一起。
2. 离子键的特点高熔点和沸点：由于离子键较强，需要大量能量才能打破。
导电性：在熔融状态或水溶液中，离子可以自由移动，因此具有导电性。
硬度大、脆性大：离子晶体结构紧密，但受外力时容易发生离子层错位，导致脆性。
3. 离子键的实例NaCl（氯化钠）：钠失去一个电子形成Na⁺，氯获得一个电子形成Cl⁻，两者通过离子键结合。
CaO（氧化钙）：钙失去两个电子形成Ca²⁺，氧获得两个电子形成O²⁻，形成离子键。
三、共价键1. 共价键的形成共价键通常在非金属元素之间形成。
原子通过共享电子对达到稳定的电子构型。
2. 共价键的类型单键：共享一对电子，如H₂中的HH键。
双键：共享两对电子，如O₂中的O=O键。
三键：共享三对电子，如N₂中的N≡N键。
3. 共价键的特点方向性：共价键的形成依赖于原子轨道的重叠，因此具有方向性。
饱和性：每个原子能形成的共价键数量有限，取决于其未成对电子的数量。
极性：根据共享电子对的偏移情况，共价键可分为极性共价键和非极性共价键。
4. 共价键的实例H₂（氢气）：两个氢原子通过共享一对电子形成HH键。
CO₂（二氧化碳）：碳和氧通过双键形成O=C=O结构。
第二学时---化学键
考纲要求：
1．理解化学键、离子键、离子化合物、共价键、共价化合物，
2．知道金属键、极性键、非极性键、极性分子、非极性分子（记住卤化氢、水、氨、二氧化碳、甲烷、乙烯、乙炔和苯是极性分子或非极性分子），知道分子间作用力（范德华力）
基础重温获新知：
1．在分子或晶体中，的强烈的相互作用称为化学键。
通过形成的化学键叫共价键，之间通过
形成的化学键叫离子键。
2．含有的化合物称为离子化合物,只含有的化合物称为共价化合物。
3．化学变化意味着的断裂和的形成。
4．影响离子键强弱的因素有：离子的和，即离子半径越，带电荷，阴、阳离子间的作用力就越强。
5．极性分子：结构，整个分子的正负电荷分布。
非极性分子：结构，整个分子的正负电荷分布。
名师助学：
1．关于离子化合物应该注意的几点：
（1）离子化合物中并不存在单个的分子
（2）既有离子键，又有共价键的化合物属于离子化合物
（3）金属和非金属形成的化合物不一定是离子化合物，如：氯化铝，一般认为是共价化合物。
（4）铵盐中没有金属元素，但是是离子化合物。
4．非极性分子和极性分子（非极性分子和极性分子的比较）
5．分子极性和分子几何构型之间的关系：
化学键的极性是分子极性产生的原因之一。
当分子中所有化学键都是非极性键时，分子为非极性分子。
当分子内的化学键在分子中电荷的空间分布不对称，即各键的极性无法抵消时为极性分子；在分子中电荷的空间分布对称，使各个键的极性互相抵消时，形成非极性分子。
所以，原子间的极性键形成的分子（如NH3分子）中的电荷空间分布不对称，键的极性无法抵消，是极性分子。
极性分子中一定存在极性键。
但有的极性分子中可以存在非极性键，如H2O2。
由非极性键形成的双原子分子，一定是非极性分子。
如Cl2、O2等。
而CH4、CO2分子中虽然存在极性键，但由于分子中电荷空间分布对称，正负电荷重心重合，键的极性相互抵消，亦属非极性分子。
(常见极性分子与非极性分子见下表)
注意：
型分子可参考使用以下经验规律:
判断AB
n
①若中心原子A的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数则为非极性分子，若不等则为极性分子；
②若中心原子有孤对电子（未参与成键的电子对）则为极性分子，若无孤对电子则为非极性分子。
6．分子间作用力、氢键与化学键的比较：
第三学时物质结构、晶体
考纲要求：
理解离子晶体、原子晶体和分子晶体（晶体微粒中的相互作用，晶体的物理特性，原子晶体---二氧化硅、金刚石）
基础知识重温获新知：
1．离子晶体是之间通过结合形成的晶体，一般判断物质是否为离子晶体采用方法。
2．原子晶体是之间通过结合形成的空间网状结构的晶体，例如：。
3．分子晶体是之间通过结合形成的晶体。
一般熔沸点较，硬度较，不易。
4．金属晶体是与之间形成的较强的相互作用。
一般熔沸点较，有良好的。
名师助学：
2．物质熔沸点的比较
1）不同类晶体：一般情况下，原子晶体＞离子晶体＞分子晶体。
2）同种类型晶体：构成晶体质点间的作用强，则熔沸点高，反之则小。
(1)离子晶体：离子所带的电荷数越高，离子半径越小，则其熔沸点就越高。
(2)分子晶体：对于同类分子晶体，相对分子质量越大，则熔沸点越高。
(3)原子晶体：键长越小、键能越大，则熔沸点越高。
3）常温常压下状态：
(1)熔点：固态物质＞液态物质
(2)沸点：液态物质＞气态物质
3．“相似相溶”规律
极性分子组成的溶质易溶于由极性分子组成的溶剂；非极性分子组成的溶质易溶于由非极性分子组成的溶剂。
第五单元物质结构元素周期律
第一节原子结构
一、原子构成
1、原子
2、两个关系式
（1）核电荷数＝核内质子数＝原子核外电子数＝原子序数
（2）质量数（A）＝质子数（Z）＋中子数（N）
二、核外电子排布
1、电子运动特点：①较小空间②高速③无确定轨道
2、电子云：表示电子在核外单位体积内出现几率的大小。
而非表示核外电子多少。
3、电子层：根据电子能量高低及其运动区域不同，将核外空间分成七个电子层。
表示：层数 1 2 3 4 5 6 7
符号K L M N O P Q
n值越大，电子运动离核越远，电子能量越高。
电子层并不存在。
4、能量最低原理：电子一般总是尽先排布在能量最低的电子层里，然后排布在能量稍
高的电子层。
即电子由内而外逐层排布。
5、排布规律①各电子层最多容纳的电子数目是2n2个。
②最外层电子数不超过8个。
（K层为最外层时不超过2个）
③次外层电子数不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。
6、表示方法
①原子、离子结构示意图②原子、离子的电子式
三、核素、同位素及原子量
1、核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子叫做核素。
2、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同位素。
3、丰度：天然同位素原子的原子个数百分比。
即物质的量百分比。
注意：1、不管单质还是化合物中，同位素原子丰度均不变。
2、同位素原子化学性质几乎完全相同。
4、各种原子量及计算
原子的原子量：M＝12m/m12C
原子的近似原子量：即原子的质量数（A）。
元素的原子量：M＝∑M i·x i i＝1～n （x i代表同位素原子的丰度）
元素的近似原子量：M＝∑A i·x i
第二节元素周期律和元素周期表
一、元素周期律
思考：随着原子序数的递增，核外电子排布、原子半径、元素的主要化合价呈现怎样的变化规律，何为元素周期律？
1、内容
随着原子序数（核电荷数）的递增：
⑴原子结构呈周期性变化
⑵原子半径呈周期性变化
⑶元素主要化合价呈周期性变化
⑷元素的金属性与非金属性呈周期性变化
小结：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的规律，叫元素周期律。
其实质是：元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果。
2、元素金属性强弱的判断依据
（1）元素的金属性：指元素的原子失去电子的能力，
（2）元素的金属性强弱判断的依据有：
①单质与水或酸反应置换氢气的难易程度；
②最高价氧化物对应水化物的碱性强弱；
③金属活动性顺序表；
④金属之间的相互置换；
⑤金属阳离子氧化性的强弱（根据电化学知识判断）。
3、元素非金属性强弱的判断依据
（1）元素的非金属性：指元素的原子得到电子的能力，
（2）元素的非金属性强弱判断的依据有：
①单质与氢气化合的难易程度；
②生成氢化物的稳定性；
③最高价氧化物对应水化物酸性的强弱；
④非金属单质之间的相互置换；
⑤元素原子对应阴离子的还原性。
二、元素周期表
元素周期表的定义：根据元素周期律，把电子层数目相同的各种元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，再把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排成纵行，这样得到的表就叫做元素周期表。
1、编排依据
（1）按原子序数递增的顺序从左到右排列
（2）将电子层数相同的元素排成一个横行
（3）把最外层电子数相同的元素排成一个纵行
2、结构
思考：复习元素周期表的结构。
短周期：1、2、3
周期（7个横行）长周期：4、5、6
不完全周期：7
7个主族：ⅠA～ⅦA
族（18个纵行）7个副族：ⅠB～ⅦB
16个族第Ⅷ族
零族（稀有气体）
思考：所有的非金属元素都是主族元素吗？
三、元素的性质与元素在周期表中位置的关系
1、元素的金属性和非金属性与元素在周期表中位置的关系
对于主族元素：
同一周期电子层数相同从左往右随着核电荷数的增大，原子半径逐渐，失电子能力逐渐，得电子能力逐渐，因此，金属性逐渐，非金属性逐渐
同一主族由上而下电子层数依次增多，原子半径逐渐，失电子能力逐渐，得电子能力逐渐。
因此，金属性逐渐，非金属性逐渐。
（1）注意金属与非金属的分界线
由于金属和非金属之间没有严格的界线，因此，位于分界线附近的元素，既表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性。
例如
（2）金属性最强的元素是，最强的碱是；
非金属性最强的元素是，最强的酸是，气态氢化物最稳定的是（3）如何确定元素在周期表中的位置？根据原子结构示意图
2、元素化合价与元素在周期表中位置的关系
价电子元素原子的最外电子层中的电子，叫做价电子。
对于主族元素
最高正价=最外层电子数=主族序数=价电子数
|负价|=8—价电子数（注意金属无负价）
四、元素周期律和元素周期表的意义
1、1869年，俄国化学家门捷列夫在前人探索的基础上编制了第一个元素周期表。
2、在周期表中位置靠近的元素性质相近，所以可以寻找开发新物质。
如：制造农药的元素在周期表的右上角区域；半导体材料在周期表中金属与非金属的分界线附近；在过渡元素中可以寻找催化剂、耐高温、耐腐蚀的材料。
