高考化学复习原子结构和元素周期表知识点

化学高考知识点原子原子是构成物质的基本单位，了解原子的结构和性质对于理解化学的基本概念和现象至关重要。

本文将从原子结构、元素周期表和原子的性质等方面，讨论化学高考中涉及的原子知识点。

一、原子结构原子由质子、中子和电子组成。

质子具有正电荷，中子是带有中性的，而电子则带有负电荷。

质子和中子位于原子核中，而电子围绕原子核的轨道上运动。

原子的质量数是由质子和中子的总数确定的，而原子的原子序数则是由质子的数目决定的。

原子的质量数和原子序数之和等于原子的相对原子质量。

二、元素周期表元素周期表是化学中用于组织和总结元素信息的重要工具。

元素周期表按照原子序数的增序排列元素，并将它们分为周期和族。

周期表示原子轨道的主要能级，而族表示元素在化学性质上的相似性。

元素周期表中的主要信息包括元素的原子序数、元素符号、相对原子质量以及元素名称等。

通过观察元素周期表，我们可以了解元素的物理和化学性质，并且可以预测元素之间的反应类型。

三、原子的性质1. 原子半径：原子半径指的是原子的大小。

在同一周期内，原子半径逐渐减小；而在同一族中，原子半径逐渐增加。

2. 电离能：电离能是指在气态下从一个原子中移除一个电子所需要的能量。

一般来说，电离能随着原子的原子序数的增加而增加。

3. 电子亲和能：电子亲和能是指在气态下一个原子接受一个电子形成负离子时释放的能量。

电子亲和能越大，原子越容易接受电子。

4. 电负性：电负性是指原子吸引和结合电子的能力。

电负性较大的原子在与其他原子形成化合物时，会更强烈地吸引电子。

5. 化合价：化合价指的是元素与其他元素结合时，元素能够提供或接受的电子对数目。

化合价决定了元素形成化合物的方式和性质。

四、原子的组成和反应1. 同位素：同位素是指原子的质量数相同，但原子序数不同的原子。

同位素具有相似的化学性质，但具有不同的物理性质。

2. 化学键：化学键是原子之间的相互作用力。

常见的化学键包括共价键、离子键和金属键，它们在分子和晶体的形成中起着重要作用。

第2课时元素周期表知识点1 元素周期表1．元素周期表与元素周期律的关系：元素周期表是元素周期律的具体表现形式，是学习和研究化学科学的重要工具。

2．元素周期表方格中的信息：通过元素周期表可了解元素的信息。

例如：3．元素周期表的编排原则：(1)横行：________相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排列。

(2)纵列：最外层电子数相同的元素，按________递增的顺序自上而下排列。

4．元素周期表的结构：(1)周期：元素周期表有________个横行，即有________个周期。

①短周期：第1、2、3周期，每周期所含元素的种类数分别为__________、__________、__________。

②长周期：第4、5、6、7周期，每周期所含元素的种类数分别为__________、__________、__________、__________。

列数 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18类别主族副族Ⅷ族副族主族0族名称ⅠAⅡAⅢBⅣBⅤBⅥBⅦBⅧ族ⅠBⅡBⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA族②副族，共7个(只由长周期元素组成，族序数后标B)。

③第Ⅷ族，包括________、________、________三个纵行。

④0族，最外层电子数是8(He是2)。

(3)过渡元素元素周期表中从第3到12列共10个纵列，包括了第Ⅷ族和全部副族元素，共60多种元素，全部为________元素，统称为过渡元素。

5．元素周期表结构巧记口诀横行叫周期，现有一至七，四长三个短，第七已排满。

纵列称为族，共有十六族，一八依次现，一零再一遍。

一纵一个族，Ⅷ族搞特殊，三纵算一族，占去8、9、10。

镧系与锕系，蜗居不如意，十五挤着住，都属ⅢB族。

说明：“一八依次现”指ⅠA、ⅡA、ⅢB、ⅣB、VB、ⅥB、ⅦB、Ⅷ族；“一零再一遍”指ⅠB、ⅡB、ⅢA、ⅣA、VA、ⅥA、ⅦA、0族。

知识点2 原子结构与元素在周期表中的位置关系1．元素周期表中的部分重要元素：族元素性质存在ⅡA族元素(碱土金属元素) ____、____、____、锶(Sr)、钡(Ba)、镭(Ra)①物理共性：单质都呈____色，具有良好的____②化学共性：单质呈强还原性，R—2e－→____在自然界中都以____存在VA族____、____、____、锑(Sb)、铋(Bi)等________为非金属元素，________为金属元素在自然界中以化合态或游离态存在副族和Ⅷ族(过渡元素) 第________列全部为金属元素，具有良好的____性2.焰色试验：(1)定义：某些________________在灼烧时使火焰呈现特殊颜色的反应，如钠：黄色，钾：________色。

高中化学-原子结构知识点汇总1. 原子的组成- 原子是物质最小的基本单位，由原子核和电子构成。

- 原子核包含了质子和中子，质子带正电荷，中子不带电荷。

- 电子带负电荷，围绕原子核的轨道上运动。

2. 原子尺寸- 原子的尺寸非常小，一般以皮米（pm）为单位来表示。

- 原子的尺寸可以通过原子的半径来表示，常用皮米或安格斯特罗姆（Å）作为单位。

3. 原子质量- 原子的质量可以通过质子和中子的质量总和来表示。

- 原子的质量一般以原子质量单位（amu）来表示。

4. 元素周期表- 元素周期表是一种按照元素的原子序数（或原子数）排列而成的表格。

- 元素周期表按照元素的化学性质和电子结构进行分组和分类。

- 元素周期表包含了元素的基本信息，如元素符号、原子序数、原子质量等。

5. 原子的能级和电子排布- 原子中的电子分布在不同能级上，能级从内到外依次增加。

- 每个能级最多可以容纳一定数量的电子，第一能级最多容纳2个电子，第二能级最多容纳8个电子，以此类推。

- 电子的排布遵循一定的顺序和规律，如填充顺序、分区原则等。

6. 原子的离子与化合价- 原子可以失去或获得电子形成带电的离子。

- 失去电子的原子形成正离子（阳离子），获得电子的原子形成负离子（阴离子）。

- 原子的化合价是指原子与其他原子形成化合物时发生电荷转移的能力。

7. 同位素- 同位素是指原子核中质子数相同、中子数不同的同类原子。

- 同位素具有相同的化学性质，但物理性质和放射性性质可能会有所不同。

- 同位素常用质量数来表示，即中子数加上质子数的总和。

以上是高中化学中关于原子结构的知识点的汇总。

希望对你有帮助！。

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。

高考化学元素周期表常见考点总结在高考化学中，元素周期表是一个极其重要的知识点，几乎贯穿了化学学习的各个方面。

下面就为大家详细总结一下高考中关于元素周期表的常见考点。

一、元素周期表的结构首先要清楚元素周期表的排列原则。

元素周期表是按照原子序数递增的顺序排列的，将电子层数相同的元素排成一个横行，称为周期；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纵行，称为族。

周期分为短周期（第一、二、三周期）、长周期（第四、五、六、七周期）。

短周期元素相对较为常见，需要重点掌握。

族分为主族（ⅠA 族ⅦA 族）、副族（ⅠB 族ⅦB 族）、第Ⅷ族（包含三个纵行）和 0 族（稀有气体元素）。

主族元素的化学性质具有一定的相似性和递变性。

二、原子结构与元素周期表的关系原子序数＝质子数＝核电荷数＝核外电子数。

元素所在的周期数等于其原子的电子层数，主族元素所在的族序数等于其原子的最外层电子数。

同一周期从左到右，原子半径逐渐减小，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族从上到下，原子半径逐渐增大，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

三、元素周期律1、金属性和非金属性的递变规律金属性：元素的金属性越强，其单质与水或酸反应置换出氢气越容易，最高价氧化物对应的水化物碱性越强。

非金属性：元素的非金属性越强，其单质与氢气化合越容易，气态氢化物越稳定，最高价氧化物对应的水化物酸性越强。

例如，在第三周期中，钠、镁、铝的金属性逐渐减弱，硅、磷、硫、氯的非金属性逐渐增强。

2、化合价规律主族元素的最高正化合价等于其族序数（O、F 除外），最低负化合价＝最高正化合价 8。

四、常见元素的性质1、碱金属元素（Li、Na、K、Rb、Cs）碱金属元素的原子最外层电子数都是 1，化学性质活泼，具有强还原性。

随着原子序数的增大，碱金属元素的原子半径逐渐增大，单质的密度逐渐增大（钾除外），熔沸点逐渐降低。

2、卤族元素（F、Cl、Br、I）卤族元素的原子最外层电子数都是 7，具有强氧化性。

2024年高考化学复习知识点总结一、物质的组成和结构1. 原子结构- 原子的基本概念：原子核、电子、质子、中子；- 元素、同位素的概念；- 原子序数、质量数的概念及其关系。

2. 元素周期律- 元素周期表的构成和基本特征；- 主、副、过渡元素的区分；- 周期性规律：原子半径、电离能、电负性、原子能、金属性等的趋势变化。

3. 分子与分子间相互作用- 氢键、离子键、共价键的特点及其形成条件；- 范德华力的特点及其影响因素；- 分子间力对物质性质的影响。

二、化学方程式与化学计算1. 化学方程式的平衡与反应- 化学方程式的基本概念和表示方法；- 氧化还原反应、酸碱反应、沉淀反应、配位反应等的特点；- 化学反应速率、反应机理等的基本概念。

2. 化学计算- 化学计算中常用的质量法、容量法、浓度法等；- 摩尔的概念及其在计算中的应用；- 氧化还原反应的计算方法。

三、物质的性质和变化1. 物质的性质- 物质的物理性质和化学性质的区分；- 粘度、密度、比热容等物理性质的测定；- 氧化性、还原性、酸性、碱性等化学性质的测定。

2. 物质的变化- 物质的物理变化和化学变化的区分；- 燃烧、腐蚀、氧化还原、酸碱反应、电解等常见的化学变化。

四、离子反应与溶液的酸碱性1. 离子反应- 阳离子和阴离子的判定；- 匹配反应的配离子方法；- 阳离子和阴离子的沉淀反应。

2. 溶液的酸碱性- 酸碱的概念和特性；- 酸碱的浓度、强弱与pH值的关系；- 酸碱滴定的基本原理和方法。

五、氧化还原反应和电化学1. 氧化还原反应- 氧化还原反应的基本概念；- 氧化剂、还原剂的概念和特性；- 氧化还原反应的规律和实例。

2. 电化学- 电流、电势、电解质的基本概念；- 电解质溶液的电离程度与电导率的关系；- 电池的基本构成和工作原理。

六、有机化学基础知识1. 有机物的基本概念- 有机物的特点和碳原子的多价性；- 化学键的特点和有机物的分子式。

2. 烃的基本分类和性质- 脂肪烃、烯烃、炔烃的区分和命名规则；- 烃的物理性质和化学性质。

高考化学元素周期律单元知识总结物质结构元素周期律单元知识总结【单元知识结构】(一)原子结构1．构成原子的粒子及其关系(1)原子的构成(2)各粒子间关系原子中:原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数阳离子中:质子数＝核外电子数+电荷数阴离子中:质子数＝核外电子数一电荷数原子.离子中:质量数(A)＝质子数(Z)+中子数(N)(3)各种粒子决定的属性元素的种类由质子数决定.原子种类由质子数和中子数决定.核素的质量数或核素的相对原子质量由质子数和中子数决定. 元素中是否有同位素由中子数决定.质子数与核外电子数决定是原子还是离子.原子半径由电子层数.最外层电子数和质子数决定.元素的性质主要由原子半径和最外层电子数决定.(4)短周期元素中具有特殊性排布的原子最外层有一个电子的非金属元素:H.最外层电子数等于次外层电子数的元素:Be.Ar.最外层电子数是次外层电子数2.3.4倍的元素:依次是C.O.Ne. 电子总数是最外层电子数2倍的元素:Be.最外层电子数是电子层数2倍的元素:He.C.S.最外层电子数是电子层数3倍的元素:O.次外层电子数是最外层电子数2倍的元素:Li.Si .内层电子总数是最外层电子数2倍的元素:Li.P.电子层数与最外层电子数相等的元素:H.Be.Al.2．原子.离子半径的比较(1)原子的半径大于相应阳离子的半径.(2)原子的半径小于相应阴离子的半径.(3)同种元素不同价态的离子,价态越高,离子半径越小.(4)电子层数相同的原子,原子序数越大,原子半径越小(稀有气体元素除外).(5)最外层电子数相同的同族元素的原子,电子层数越多原子半径越大;其同价态的离子半径也如此.(6)电子层结构相同的阴.阳离子,核电荷数越多,离子半径越小.3．核素.同位素(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.(2)同位素:同一元素的不同核素之间的互称.(3)区别与联系:不同的核素不一定是同位素;同位素一定是不同的核素.(二)元素周期律和元素周期表1．元素周期律及其应用(1)发生周期性变化的性质原子半径.化合价.金属性和非金属性.气态氢化物的稳定性.最高价氧化物对应水化物的酸性或碱性.(2)元素周期律的实质元素性质随着原子序数递增呈现出周期性变化,是元素的原子核外电子排布周期性变化的必然结果.也就是说,原子结构上的周期性变化必然引起元素性质上的周期性变化,充分体现了结构决定性质的规律.具体关系如下:2．比较金属性.非金属性强弱的依据(1)金属性强弱的依据单质跟水或酸置换出氢的难易程度(或反应的剧烈程度).反应越易,说明其金属性就越强.最高价氧化物对应水化物的碱性强弱.碱性越强,说明其金属性也就越强,反之则弱.金属间的置换反应.依据氧化还原反应的规律,金属甲能从金属乙的盐溶液中置换出乙,说明甲的金属性比乙强.金属阳离子氧化性的强弱.阳离子的氧化性越强,对应金属的金属性就越弱.(2)非金属性强弱的依据单质跟氢气化合的难易程度.条件及生成氢化物的稳定性.越易与反应,生成的氢化物也就越稳定,氢化物的还原性也就越弱,说明其非金属性也就越强.最高价氧化物对应水化物酸性的强弱.酸性越强,说明其非金属性越强.非金属单质问的置换反应.非金属甲把非金属乙对应的阴离子从其盐溶液中置换出来,说明甲的非金属性比乙强.如非金属元素的原子对应阴离子的还原性.还原性越强,元素的非金属性就越弱.3．常见元素化合价的一些规律(1)金属元素无负价.金属单质只有还原性.(2)氟.氧一般无正价.(3)若元素有最高正价和最低负价,元素的最高正价数等于最外层电子数;元素的最低负价与最高正价的关系为:最高正价+最低负价＝8.(4)除某些元素外(如N元素),原子序数为奇数的元素,其化合价也常呈奇数价,原子序数为偶数的元素,其化合价也常呈偶数价,即价奇序奇,价偶序偶.若元素原子的最外层电子数为奇数,则元素的正常化合价为一系列连续的奇数,若有偶数则为非正常化合价,其氧化物是不成盐氧化物,如NO;若原子最外层电子数为偶数,则正常化合价为一系列连续的偶数.4．原子结构.元素性质及元素在周期表中位置的关系原子半径越大,最外层电子数越少,失电子越易,还原性越强,金属性越强.原子半径越小,最外层电子数越多,得电子越易,氧化性越强,非金属性越强.在周期表中,左下方元素的金属性大于右上方元素;左下方元素的非金属性小于右上方元素.5．解答元素推断题的一些规律和方法元素的推断多为文字叙述题.考查该知识点的题型主要有选择题.填空题.推断题等,涉及知识面广,常给出如下条件:结构特点,性质特点,定量计算.常需运用相关的基础知识去解决问题.(1)根据原子结构与元素在周期表中的位置关系的规律电子层数＝周期数,主族序数＝最外层电子数原子序数＝质子数,主族序数＝最高正价数负价的绝对值=8-主族序数(2)根据原子序数推断元素在周期表中的位置.记住稀有气体元素的原子序数:2.10.18.36.54.86.用原子序数减去比它小而相近的稀有气体元素的原子序数,即得该元素所在的纵行数.再运用纵行数与族序数的关系确定元素所在的族;这种元素的周期数比相应的稀有气体元素的周期数大1.(3)根据位置上的特殊性确定元素在周期表中的位置.主族序数等于周期数的短周期元素:H.Be.Al.主族序数等于周期数2倍的元素:C.S.最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素:C.Si短周期中最高正价是最低负价绝对值3倍的元素:S.(4)根据元素性质.存在.用途的特殊性.形成化合物种类最多的元素.或单质是自然界中硬度最大的物质的元素.或气态氢化物中氢的质量分数最大的元素:C.空气中含量最多的元素.或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素:N.地壳中含量最多的元素.或气态氢化物的沸点最高的元素.或气态氢化物在通常情况下呈现液态的元素:O.最活泼的非金属元素:F;最活泼的金属元素:Cs;最轻的单质的元素:H;最轻的金属元素:Li;单质的着火点最低的非金属元素是:P.6．确定元素性质的方法(1)先确定元素在周期表中的位置.(2)一般情况下,主族序数-2＝本主族中非金属元素的种数(IA除外).(3)若主族元素的族序数为m,周期数为n,则:时,为金属,值越小,金属性越强;时,为非金属,值越大,非金属性越强;时是两性元素.(三)化学键和分子结构1．化学键(1)化学键的定义:相邻的两个或多个原子间的强烈的相互作用.(2)化学键的存在:化学键只存在于分子内部或晶体中的相邻原子间以及阴.阳离子间.对由共价键形成的分子来说就是分子内的相邻的两个或多个原子间的相互作用;对由离子形成的物质来说,就是阴.阳离子间的静电作用.这些作用是物质能够存在的根本原因.(3)离子键.共价键的比较离子键共价键概念阴.阳离子结合成化合物的静电作用原子间通过共用电子对所形成的相互作用成键粒子离子原子作用的实质阴.阳离子间的静电作用原子核与共用电子对间的电性作用形成条件活泼金属与活泼非金属化合时形成离子键非金属元素形成单质或化合物时形成共价键(4)键的强弱与成键粒子的关系离子键的强弱与阴.阳离子半径大小以及电荷数的多少有关.离子半径越小,电荷数越多,其离子键的作用就越强.共价键的强弱与成键双方原子核间距有关.原子半径越小,原子间核间距就越小,共价键就越牢固,作用就越强.离子键的强弱影响该离子化合物的熔.沸点.溶解性等;共价键的强弱往往会影响分子的稳定性或一些物质熔.沸点的高低.(5)物质中的化学键的判断规律离子化合物中一定有离子键,可能有共价键.共价化合物.非金属单质中只有共价键.稀有气体元素的单质中无化学键.2．书写电子式注意的几个问题(1)用电子式表示离子化合物的形成过程时要注意的几点:①左边写出形成离子化合物所需原子的电子式,右边写出生成的离子化合物的电子式,中间用〝→〞连接.②用电子式表示离子化合物的结构时,简单的阳离子一般用离子符号表示,而阴离子和复杂的阳离子则不同,在元素符号周围一般用小黑点(或_)表示最外层电子数,外面再加［］,并在［］右上方标出所带电荷.③构成离子化合物的每个离子都要单独写,不可合并;书写原子的电子式时,若有几个相同的原子可合并写.(2)用电子式表示共价化合物或非金属单质的形成过程时要注意的几点:①左边写出形成共价化合物所需原子的电子式,右边写出共价化合物的电子式,中间用〝-〞连接(非金属单质也相同).②不同元素的原子形成分子时共用电子对的数目不同,原子的最外层电子数目与达到稳定结构所需电子数目相差几个电子,一般就要共用几对电子.③共价化合物的电子式中,要注意使每个原子周围的电子数均达到稳定的结构的要求.④共价化合物中没有离子,表示电子式时不使用括号,也不标电荷数.【难题巧解点拨】例1 设某元素中原子核内的质子数为m,中子数n,则下列论断正确的是( )A.不能由此确定该元素的相对原子质量B.这种元素的相对原子质量为m+nC.若碳原子质量为Wg,此原子的质量为(m+n)WgD.核内中子的总质量小于质子的总质量解析元素的相对原子质量并不是某种原子的相对原子质量;只有原子的相对原子质量大约等于该原子的质量数;任何原子的质量不可能是碳原子质量与此原子质子数与中子数之和的乘积;在原子中质子数与中子数的相对多少是不一定的关系.答案 A点拨由相对原子质量的引入入手,明确原子的质量数与其相对原子质量的关系,注意同位素的相对原子质量与元素的相对原子质量的区别和联系.例2 推断下列微粒的名称,并用电子式表示其形成过程(1)离子化合物AB,阳离子比阴离子多一个电子层,1mol AB中含12mol电子,则化合物的名称为__________,形成过程为___________.(2)由第三周期元素的半径最大的阳离子和半径最小的阴离子形成的化合物为___________,名称为___________,形成过程为___________.解析(1)AB为离子化合物,则A为金属元素,B为非金属元素,且A.B.的原子序数小于12.A可能为Li.Be.Na,B可能为H.O.F,又因阳离子与阴离子中,半径最大的阳离子为,半径最小的阴离子为.答案(1)氢化钠,(2)NaCl氯化钠,点拨根据离子化合物形成的条件和离子化合物中的电子数去确定可能的金属元素和非金属元素,特别注意氢元素也能形成阴离子.掌握规律,应用结构,综合判断.例3 氢化钠(NaH)是一种白色的由离子构成的晶体,其中钠是+1价,NaH与水反应出氢气.下列叙述正确的是( )A.NaH在水中显酸性B.NaH中氢离子半径比锂离子半径大C.NaH中氢离子的电子层排布与氦原子相同D.NaH中氢离子可被还原成解析因NaH是离子化合物,其中的钠为+1价,因此氢为-1价.溶液应显碱性,NaH 中H元素化合价升离被氧化;与电子层结构与He相同,的核电荷数,所以半径大于半径.答案 B.C点拨思维的关键就是由NaH中分析出氢元素的化合价为-1价后所作出的相应变化,注意与这两种离子在性质和结构上的不同.例4 A.B.C.D为中学化学中常见的四种气体单质,在一定条件下B可以分别和A.C.D化合成甲.乙.丙.C和D化合生成化合物丁.已知甲.乙.丙每个分子含有的电子数相同,并且甲.乙.丙.丁有如下关系:(1)单质B的化学式是_______________,单质D的结构式______________.(2)单质A和化合物乙反应的化学方程式为____________,单质C和化合物丙反应的化学方程式为____________.解析因为A.B.C.D为常见气体单质,有,且电子数均相同,大胆确定甲.乙.丙中均含有氢元素,它们的分子中都有10个电子,且B为.又根据甲.乙.丙.丁的相互转化关系,可推出A为氟气.C为氧气.D为氮气.答案(1),(2),点拨 A.B.C.D为常见的气体单质,A.B.C.D一定为非金属单质,根据甲.乙.丙所含电子数相同,且为非金属元素的化合物,大胆推测甲.乙.丙中均含有氢元素.又根据反应进行逻辑推理可知A.C为何物.例5 能够说明分子的4个原子在同一平面的理由是( )A.两个键之间夹角为120°B.B—F键为非极性共价键C.3个B—F键的强弱相同D.3个B—F键的键长相等解析分子的空间结构由两个键之间的夹角决定,若4个原子在同一平面,则键之间的夹角为120°,若4个原子构成三角形,则键之间的夹角小于120°.点拨判断分子的空间构型.分子的极性的思路一般是:键之间的夹角→分子空间构型→分子极性;或由分子极性→分子空间构型.例6 若短周期的两元素形成原子个数比为2:3的化合物,则这两种元素原子序数差不可能是 ( )A.1B.3C.5D.6解析设短周期两种元素形成的化合物或,根据化合价规则:或,则_元素在周期表中所处的主族序数一定是奇数,原子序数也一定是奇数,而Y元素所处的主族序数为偶数,原子序数也一定是偶数.奇.偶之差一定为奇数,不可能是偶数.答案 D点拨本题若用具体元素代入或(如...等)的解法较用上述规律法推导繁杂,灵活运用恰当的方法可能会变繁为简,所以要针对题目灵活运用方法.【拓展延伸探究】例7 证明金属和非金属之间没有严格的界限,方案自己设计,例如(1)用镊子夹住去除了氧化膜的镁条,放在酒精灯焰上点燃,把生成的白色氧化镁放入试管里,注入少量蒸馏水,振荡.观察白色粉末的溶解情况加几滴紫色石蕊试液,观察颜色变化.(2)把少量红磷入在燃烧匙里,把燃烧匙放在酒精灯火焰上加热.使红磷燃烧,再把燃烧匙伸进集气瓶中加入少量蒸馏水,观察瓶内壁白色固体溶解情况.加几滴紫色石蕊试液,观察颜色变化.(3)在盛有少量氧化锌的试管中,加入少许蒸镏水,再把它分装在两个试管中,一试管里加入2mL盐酸,另一试管里加入2mL NaOH溶液,观察两试管的变化.以上三个实验中的化学应用化学方程式表示,并作出相应的结论.解析(1)镁在空气中燃烧生成氧化镁,MgO在水中溶解度很小,只能溶解少许,但这些量足以能使紫色的石蕊试液变蓝.(2)红磷在空气中燃烧生成,,可与水反应生成或,溶液呈酸性,能使紫色石蕊试液变红.(3)ZnO既能溶于盐酸,又能溶于NaoH,它即能跟酸反应又能跟碱反应,都生成盐和水.综合述三个实验,MgO是碱性氧化物,是酸性氧化物,ZnO是两性氧化物,说明由金属到非金属是逐渐过渡,它们之间没有严格的界限.答案(1)(2)或(3)点拨设计一个实验方案,首先要依据确定的化学原理,用明显的化学现象证明其存在;其次要简单,充分体现各步的目的和相互依存关系.证明一个事实的实验方案可有多种,思维要开放,探究要灵活,在探究中学习,在学习中探究.【课本习题解答】一.填空题1．17,18,17.35..第三.ⅦA.,,HCl.2．填表3．(1)钠.钾.镁.铝.碳.氧.氯.溴.氩,氩.(2)NaOH (3)K_gt;Na_gt;Mg (4),,_gt; (5)NaBr,黄(6)184．32,16,S.三.ⅥA,,.5．(1)钠.铝.氯.(2)NaOH.;盐酸....二.选择题1．解析Na原子变成就是失去了M层上的一个电子.答案 D2．解析ⅦA元素的原子最外层均为7个电子,均为非金属元素,随着电子层数增多,元素的非金属性减弱.答案 A3．解析在周期表中,元素所在的周期数等于原子核外电子层数,主族元素的族序数等于原子核外最外层电子数.在同一周期内原子序数越大,原子半径越小.最外层电子数为8的粒子可能是原子,也可以是离子.答案 B4．解析由_元素的气态氢化物的化学式,推知_元素原子最外层有6个电子,_元素的最高价为+6价.答案 D5．解析由可推出R的最高正价为+4.设R的相对原子质量为_,,_＝12,_=12,R为碳元素.答案 B6．解析由型分子可推出A.B元素化合价为:..答案 C7．解析 a.b.c.d离子电子层结构相同,a.b阳离子位于c.d阴离子的下一周期.在同一周期中,同电性离子从左到右由大到小.则原子序数大小b_gt;a_gt;d_gt;c.答案 B8．解析_元素的离子为,Y元素的离子为,化合物Z为.答案D三.问答题1． .2．(1)_为Cl.Y为S.Z为K(2)..KOH9．(1)7个,4个(2)第七周期,第ⅣA族,金属元素(3).(4)或四.计算题解析,,_＝16,_为氧元素,再推出Y为硫元素._为第二周期,第六主族;Y为第三周期,第六主族..2．解析B的氢氧化物为.n(HCl)＝0.4mol(1)B的相对原子质量为24,原子序数为12.(2)A是Na,C是Al.(3)A1产生最多,体积为33.6 L.【单元达纲练习】1.(97全国)已知铍(Be)的原子序数为4,下列对铍及其化合物的叙,正确的是 ( )A.铍的原子半径大于硼的原子半径B.氯化铍分子中铍原子的最外层电子数是8C.氢氧化铍的碱性氢氧化钙弱D.单质铍跟冷水反应产生氢气2.(98上海)钛(Ti)金属常被称为未来钢铁,钛元素的同位素....中,中子数不可能为()A．30B．28C．26D．243.(99全国)原计划实现全球卫星通讯需发射77颗卫星,这与铱(Ir)元素的原子核外电子数恰好相等,因此称为〝铱星计划〞.已知铱的一种位素是,则其核内的中子数是 ( )A．77B．114C．191D．2684.(94全国)已知_.Y的核电荷数分别是a和b,它们的离子和的核外电子排布相同,则下列关系中正确的是( )A.a=b+m+nB.a=b-m+nC.a=b+m-nD.a=b-m-n5.(94上海)某粒用表示,下列该粒子的叙述正确的是 ( )A.所含质子数=A-nB.所含中子数=A-ZC.所含电子数=Z+nD.质量数=Z+A6.(95全国)据报道,1994年12月科学家发现一种新元素,它的原子核内有161个中子,质量数为272.该元素的原子序数为( )A．111B．161C．272D．4337.(2000上海)据报道,某些建筑材料会产生放射性同位素氡从而对人体产生伤害,该同位素原子的中子数和质子数之差是( )A．136 B．50 C．86D．2228．(95全国)科学家最近制造出第112号新元素,其原子的质量数为277,这是迄今已知元素中最重的原子.关于该新元素的下列叙述正确的是( )A．其原子核内中子数和质子数都是112B．其原子核内中子数为165,核外电子数为112C．其原子质量是原子质量的277倍D．其原子质量与原子质量之比为277:129．(96全国)_元素的阳离子和Y元素的阴离子具有与氩原子相同的电子层结构,下列叙述正确的是( )A．_的原子序数比Y的小B．_原子的最外层电子数比Y的大C．_的原子半径比Y的大D．_元素的最高正价比Y的小10．(_上海)已知短周期元素的离子,,,,都具有相同的电子层结构,则下列叙述正确的是( )A．原子半径A_gt;B_gt;D_gt;C B．原子序数d_gt;c_gt;b_gt;aC．离子半径C_gt;D_gt;B_gt;A D．单质的还原性A_gt;B_gt;D_gt;C参考答案【单元达纲练习】1． A.C 2．A 3．B 4．A 5．B 6．A 7．B 8．B.D9．C.D 10．C。

高中化学重要知识点解析原子结构与元素周期表化学是一门探索物质本质和变化规律的科学，而原子结构与元素周期表是化学学习的基础。

本文将从原子结构和元素周期表两个方面，解析高中化学中的重要知识点。

一、原子结构原子是构成物质的基本单位，了解原子结构对于理解化学性质和反应机制非常重要。

1. 原子的组成原子由原子核和电子构成。

原子核位于原子的中心，由质子和中子组成。

质子的电荷为正电荷，中子是中性的。

电子绕着原子核运动，并具有负电荷。

2. 原子的主要特征原子的主要特征包括原子序数（用Z表示），原子量（用A表示），以及电子分布。

（1）原子序数：原子序数就是元素周期表中的序数，表示原子中质子的个数，也是元素的特征之一。

（2）原子量：原子量是一个元素中质子和中子的总和，近似等于质子和中子的质量之和。

（3）电子分布：根据原子的能级结构，电子分布在不同的能级上。

最内层能级次为K层，依次为L、M、N等层。

每个层次上能容纳的电子数目有限。

3. 元素的同位素同一个元素中，质子数目相同，但中子数目不同的原子称为同位素。

同位素具有相同的化学性质，但物理性质上可能有细微差别。

同位素的存在对原子核的研究和放射性同位素的应用具有重要意义。

二、元素周期表元素周期表是化学中非常重要且实用的工具，通过元素周期表可以研究元素的周期性规律。

1. 元素周期表的基本结构元素周期表由一系列元素按照一定规则排列而成。

元素周期表的基本结构包括周期数、主族和周期。

（1）周期数：元素周期表按照元素的电子层数分为不同的周期数，第一周期只有两个元素，第二周期有八个元素，以此类推。

（2）主族：元素周期表的垂直列称为主族，主族的元素具有相似的化学性质。

例如，第一主族（IA族）中的元素都是碱金属，具有较强的还原性。

（3）周期：元素周期表的水平行称为周期，周期数决定了周期表中的行数。

2. 元素周期表的规律元素周期表中元素的排列顺序符合元素的一些周期性规律，如原子半径、电子亲合能、电离能等。

高中化学的归纳原子结构与元素周期表总结在高中化学学习中，原子结构和元素周期表是非常重要的内容。

准确理解和归纳这些知识点对于学生的化学学习至关重要。

本文将对高中化学的原子结构和元素周期表进行总结，旨在帮助学生更好地理解和记忆这些内容。

一、原子结构的归纳总结原子是构成物质的基本单位，了解原子的结构对于理解物质性质及其反应至关重要。

下面将对原子结构的主要内容进行归纳总结。

1. 基本粒子原子由质子、中子和电子组成。

质子带有正电荷，中子不带电荷，电子带有负电荷。

质子和中子位于原子核中，电子绕核外轨道运动。

2. 原子核原子核是原子的中心部分，质子和中子集中在原子核内。

质子的数量决定了元素的原子序数（即元素的序号），中子的数量可以不同，从而形成同一元素的不同同位素。

3. 原子外层电子原子的外层电子决定了元素的化学性质。

原子轨道分为K、L、M、N等轨道，外层轨道的电子数决定了元素的化学性质。

其中，K层最多容纳2个电子，L层最多容纳8个电子，M层最多容纳18个电子，N层最多容纳32个电子。

4. 电子排布规律电子在能量最低的轨道先排布。

按照能级升高、能量增加的顺序进行排布。

电子填充轨道时遵循“Aufbau原理”，即按“能量最低、最稳定和最靠近核的原则”填充。

5. 电子结合能力原子的化学反应常常与其外层电子有关。

元素的原子整数价电子数决定了元素的化学性质。

价电子数相同的元素在化学性质上有相似之处。

二、元素周期表的归纳总结元素周期表是化学元素的有机组织形式，它能够系统地总结和归纳元素的物理和化学性质。

下面将对元素周期表的主要内容进行归纳总结。

1. 元素周期表的组成元素周期表由水平周期和垂直族组成。

水平周期是从左到右依次排列的一行元素，垂直族是从上到下依次排列的一列元素。

2. 元素周期表的分类元素周期表按一定规律将元素分类，使得具有相似性质的元素归为一组。

元素周期表中的每个水平周期对应着一个主能级，每个垂直族对应着相同的原子外层电子数。

高考化学常用知识点归纳总结
高考化学是一门综合性很强的学科，它不仅要求学生掌握基本的化学
原理，还要能够运用这些原理解决实际问题。

以下是一些高考化学常
用的知识点归纳总结：
1. 原子结构：原子由原子核和核外电子组成，原子核内包含质子和中子，核外电子按照能级和轨道排布。

2. 化学键：化学键是原子之间相互作用力的体现，包括离子键、共价
键和金属键。

3. 元素周期表：元素周期表是按照原子序数排列的元素表，可以预测
元素的性质和它们之间的化学反应。

4. 氧化还原反应：氧化还原反应涉及到电子的转移，是化学反应中非
常重要的一类。

5. 酸碱盐：酸碱盐是溶液中离子的分类，它们的性质和反应是高考化
学的重点。

6. 化学反应速率：化学反应速率受温度、浓度、催化剂等因素的影响。

7. 化学平衡：可逆反应达到平衡状态时，正逆反应速率相等。

8. 溶液的浓度：包括质量百分浓度、体积百分浓度、摩尔浓度等。

9. 化学计量：化学计量涉及到化学反应中物质的量的计算，是化学实
验和计算的基础。

10. 有机化学基础：包括烃类、醇、酸、酯等有机化合物的结构、性质和反应。

11. 化学实验操作：包括实验器材的使用、实验操作的注意事项、实验数据的处理等。

12. 化学计算：包括摩尔质量、物质的量、溶液浓度的计算，以及化学反应中的能量变化等。

结束语：高考化学的知识点繁多，但只要掌握了基础原理，理解了各个概念之间的联系，就能够更好地应对高考化学的挑战。

希望以上的归纳总结能够帮助同学们系统地复习化学知识，为高考做好充分的准备。

2024年高考化学元素周期表知识点总结2024年高考化学考试中，元素周期表是一个重要的考点。

掌握元素周期表的基本知识，理解元素周期表的结构和规律，对于解答选择题和计算题等各类试题都至关重要。

下面是2024年高考化学考试的元素周期表知识点总结。

一、元素周期表的分类元素周期表是按照元素的原子序数（即核外电子的数目）和相似性等规律排列的。

在2024年高考中，会考察以下几个方面的分类：1. 元素的主族和副族：元素周期表分为A族（主族）和B族（副族）两大类。

主族元素是周期表的第1A至8A组，副族元素是周期表的1B至8B组。

2. 元素的金属、非金属和类金属：元素周期表中，大多数元素为金属，少数元素为非金属，还有一部分元素是类金属（也称过渡元素）。

3. 元素的周期和组：元素的周期是指横向排列的行数，而元素的组则是指纵向排列的列数。

在元素周期表中，周期从1至7，组从1到18。

二、元素周期表的结构和规律1. 周期表的横向趋势规律：元素周期表的每个周期代表了一层电子壳，周期数越大，电子壳层数越多。

同时，周期表中，原子半径逐渐增大，离原子核越远，电子云也相应扩大。

2. 周期表的纵向趋势规律：元素周期表的每个主族代表了一个电子云中最外层电子的主要能级。

向下排列的元素，原子半径逐渐增大，电子云扩大；而向上排列的元素，原子半径逐渐减小，电子云缩小。

3. 元素周期表的原子半径和电离能规律：元素周期表中，原子半径随着周期数的增加而减小，原子半径随着组数的增加而增大。

电离能则是指原子失去一个电子所需要的能量，电离能随着周期数的增加而增大，电离能随着组数的增加而减小。

4. 元素周期表的化合价规律：元素的化合价一般是由元素的主族和副族决定的。

主族元素的化合价通常等于它们在周期表上的组数；而副族元素的化合价通常等于它们在周期表上的组数减去10。

三、常见元素和其特点以下是一些常见元素和其特点的简要总结：1. 氢（H）：最轻的元素，原子量为1。

2024年新人教版高考化学一轮复习讲义（新高考版）第31讲元素周期表、元素的性质复习目标1.掌握元素周期表的编排原则和整体结构。

2.掌握元素周期律的内容和本质。

3.掌握元素的原子半径、金属性、非金属性、第一电离能、电负性等的变化规律。

内容索引考点一 元素周期表的结构与价层电子排布考点二 元素周期律　电离能、电负性答题规范(3)　电离能规范答题的两个类型真题演练 明确考向课时精练><元素周期表的结构与价层电子排布1.元素周期表的编排原则(1)周期：把相同的元素，按 的顺序从左到右排成的横行。

(2)族：把不同横行中 相同的元素，按 的顺序从上而下排成的纵列。

必备知识电子层数目原子序数递增最外层电子数电子层数递增2.原子结构与元素周期表的关系(1)原子结构与周期的关系原子的最大能层数＝周期序数。

(2)原子结构与族的关系①主族元素的价层电子排布特点主族ⅠA ⅡA ⅢAⅣA排布特点______________________主族ⅤAⅥAⅦA排布特点___________________n s 1n s 2n s 2n p 1n s 2n p 2n s 2n p 3n s 2n p 4n s 2n p 5②0族元素的价层电子排布：He为1s2；其他为n s2n p6。

③过渡元素(镧系、锕系元素除外)的价层电子排布：(n－1)d1～10n s1～2。

(3)原子结构与元素周期表分区的关系①元素周期表分区②各区价层电子排布特点分区价层电子排布s区n s1～2p区n s2n p1～6(除He外)d区(n－1)d1～9n s1～2(除钯外)ds区(n－1)d10n s1～2f区(n－2)f0～14(n－1)d0～2n s2(4)金属与非金属的分界线①分界线：沿着元素周期表中___________________与______________________的交界处画一条虚线，即为金属元素区和非金属元素区的分界线。

第五章物质结构元素周期律第一节元素周期表［考纲定位］1•了解元素、核素和同位素的含义。

2•了解原子构成。

了解原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数以及它们之间的相互关系。

3•了解元素周期表（长式）的结构（周期、族）及其应用。

4•以I A和四A族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。

抓住3个基袖知禎点抓基础固根源保基础分知识点一元素周期表的结构1.编排原则把贬子层散相同的元索按惊子序数递堆的顺序从左到右排列城-横行°（把不同横行巾厳外层电子数相零的元盍+按巾予层数递瞎的顺序从匕到下排城一纵荷。

2.结构（1）周期（7个横行，7个周期）【小贴示】（1）含元素种数最多的周期是第六周期和第七周期，有32种元素；含元素种类最多的族是川B 族，共有32种元素。

(2) 过渡元素包括 7个副族和第忸族，全部都是金属元素，原子最外层电子数不超过 2个(1〜2个)。

(3) 最外层电子数为3〜7个的原子一定属于主族元素，且最外层电子数即为主族的族序 数。

⑷同一周期n A 族与川A 族的原子序数可能相差 1(二、三周期)或 11(四、五周期)或25(六、七周期)。

【巩固练习】1 •下列说法是否正确(用或“x”填写)。

(1) 最外层电子数为2的元素一定在n A 族( )(2) 周期表中第忸族元素种类最多( )(3) 3、4周期同主族上下原子序数的差都是18()(4) 铁元素的原子结构示意图为 ° + 26 2 8 142，故铁位于第四周期n B 族( )(5) 同主族元素的最外层电子数均相等( )(6) 除短周期外，其他周期均有 18种元素( )【答案】 ⑴ x (2) X (3) x (4) x (5) V (6) x 2.(填表)【答案】 8 二 屮A 0（氧）11 三 I A Na （钠）17 17 Cl （氯）知识点二元素的性质与原子结构1.I A 族(碱金属)元素的性质与原子结构 『最外层电子数均为1」电子层数逐渐增多■.原子半径逐渐增大⑵元素单质的性质(Li T Cs) ①密度有增大的趋势，但p Na)三R K)原子结构 ⑴ Li T② 熔沸点逐渐减小占燃③ 与。

高中高考化学高频知识点化学作为高中阶段的重要科学学科，是高考理科综合的一部分。

对于将要参加高考的学生而言，熟悉高中化学的高频知识点是非常重要的。

下面将介绍几个高中高考化学的高频知识点，供广大考生参考。

1. 元素周期表和元素的结构元素周期表是化学的基础。

它按照元素的原子序数从小到大排列，可以根据周期表的位置推断出元素的原子结构和性质。

元素的原子结构由原子核和外层电子组成。

原子核包括质子和中子，而外层电子决定了元素的化学性质。

2. 价电子和化学键在元素的外层电子中，价电子起着决定元素化学性质的重要作用。

元素通过化学键的形式与其他元素结合形成化合物。

主要的化学键包括离子键、共价键和金属键。

离子键是通过两个离子的正负电荷相吸引而形成的，共价键是通过原子间共用电子而形成的，金属键是通过金属中自由电子的相互作用而形成的。

3. 化学方程式和化学反应化学方程式是化学反应发生前后，反应物和产物之间的关系的表示。

其中，化学反应符号表示物质的聚集状态和其化学反应的条件。

化学反应有许多类型，包括氧化还原反应、酸碱中和反应、置换反应等。

了解这些化学反应类型对于理解化学反应机理以及预测产物也是非常重要的。

4. 酸碱中和反应和pH值酸碱中和反应是一种常见的化学反应类型。

在这种反应中，酸和碱反应生成盐和水。

酸的pH值在1到6之间，碱的pH值在8到14之间，中性物质的pH值为7。

pH值是衡量溶液酸碱性强弱的指标，数值越小表示酸性越强，数值越大表示碱性越强。

5. 氧化还原反应和氧化剂还原剂氧化还原反应是指物质中的电子转移，分别对应着氧化剂和还原剂。

氧化剂是指能够接受电子的物质，还原剂则相反，是指能够提供电子的物质。

氧化还原反应常常伴随着电子转移和能量的变化，以及新产物的形成。

了解氧化还原反应对于理解电化学和化学能量变化也是非常重要的。

6. 物质的组成和分解反应物质的组成指的是复杂物质由简单物质组成的过程，常常伴随着能量的释放。

物质的分解是指复杂物质在特定条件下分解为简单物质的过程，常常伴随着能量的吸收。

河北高考化学知识点化学是一门研究物质组成、性质、结构、转化以及与能量的关系的科学。

在河北高考化学考试中，考生需要掌握一系列的知识点，包括物质的结构与性质、化学反应与能量变化、化学平衡等。

下面将针对这些知识点进行详细介绍。

一、物质的结构与性质1. 原子结构与元素周期表原子结构包括原子的构成粒子（质子、中子和电子）以及原子的核心（质子和中子构成的原子核）。

元素周期表是按照元素的原子序数和元素性质排列的表格，可分为周期、族、主族和副族。

2. 化学键通常情况下，原子通过电子进行结合而形成化学键。

常见的化学键包括共价键、离子键和金属键。

3. 物质的性质物质的性质包括物理性质和化学性质。

物理性质是指物质在不改变其化学组成的情况下所表现出来的性质，如颜色、形状、密度等。

化学性质是指物质通过与其他物质发生化学反应而表现出来的性质，如燃烧性、氧化性等。

二、化学反应与能量变化1. 化学反应类型化学反应可以分为合成反应、分解反应、置换反应和双替换反应等。

了解各种反应类型并能够根据题目给出的条件和反应方程式进行分析、判断是解答化学问题的关键。

2. 化学反应的速率化学反应速率是指化学反应在单位时间内物质的浓度变化量。

影响反应速率的因素有浓度、温度、表面积、催化剂等。

3. 热化学热化学研究化学反应伴随的能量变化，包括焓变、熵变和自由能变化等。

通过计算这些能量变化可以判断反应的方向以及能否进行。

三、化学平衡1. 平衡常数与反应位置平衡常数是指在一定温度下，反应物浓度与生成物浓度的比值的平衡值。

平衡常数的大小可以判断反应的位置是朝向反应物还是生成物方向。

2. 影响平衡的因素温度、压力、浓度和催化剂都可以影响反应的平衡。

了解这些因素的影响规律，可以通过改变条件来控制反应的平衡位置。

3. 平衡常数的计算平衡常数的计算需要根据反应方程式和给定的初始摩尔浓度，利用平衡时各物质的浓度与反应系数之间的关系来求解。

四、其他重要知识点1. 酸碱中和反应酸碱中和反应是指酸与碱在适当的条件下生成盐和水的反应。