高考化学元素周期律知识
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-
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