高中化学知识点大全

第一部分：基础必记

模块一常见元素及其化合物性质与转化

一、典型元素及其化合物的转化关系

1.氯气及其化合物间的转化关系

3.氮气及其化合物间的转化关系

4.钠及其化合物间的转化关系

5.铝及其化合物间的转化关系

6.铁及其化合物间的转化关系

HC1

二、典型非金属单质的化学性质

强氧化性以氧化性为主以还原性为主

SCSi

C1202N2

加热或

与反应不反应放电加热或点燃

点燃

点燃或光照反应剧点燃

与氢气反应加热或高温高温难反应不反应

烈（爆炸）

歧化反应既作氧化

与水反应不反应不反应不反应高温下反应不反应

剂又作还原剂

与碱反应卤素单质与碱反应；硫与热浓碱溶液反应；硅与强碱反应；其他不反应

S、C与强氧化性酸如浓硝酸、浓硫酸反应；C12、02与还原性酸如H2S、H2s03

与酸反应

反应；Si与HF能发生反应

三、典型非金属氧化物性质

氧化物SO2SO3NONO2COCO2SiO2等

①SCh、NO2有刺激性气味；

②NO2是红棕色气体；

物理性质

③除CO2、Si02外均有毒；

④SO2易液化，SiO2是坚硬、难熔的固体

类型SO2、SO3、CO2、SiC)2是酸性氧化物，NO、CO是不成盐氧化物

与水反应SO2、SO3、NCh、CO2能与水反应

与碱反应SO2,SO3、CCh、SiCh与OH-反应生成酸式盐或正盐

化SO2能氧化HzS,NO2能使KI.淀粉试纸变蓝，镁条能在CO2中燃烧，SiO2

氧化性

学能被C还原

性SO2具有较强还原性，能被Mn04、Fe3\HNO3、CI2、Bn、L等氧化为SO1,

还原性

质

NO遇02生成NO2,CO是重要的还原齐1」(能还原CuO、Fe2O3,比0等)

SO2具有漂白性，CO、NO与血红蛋白结合，SiCh与氢氟酸反应，NO?能自

特性

相结合生成N2O4

对环境质量的SO2、NO、NO2、CO是大气污染物，S02、NO.\—酸雨，NO、NO2-光化

影响学烟雾，CO2T温室效应

四、典型金属氧化物性质

化学式Na2ONazOzMgOAI2O3FeOFe2t>3FejO4

两性氧化碱性氧化

分类碱性氧化物过氧化物碱性氧化物碱性氧化物—

物物

红棕色粉

颜色状态白色固体淡黄色固体白色粉末白色固体黑色粉末黑色晶体

末

反应生成反应生成与水缓慢反应

与水作用不溶于水，也不与水反应

NaOHNaOH和生成Mg(0H)2

反应生成钠反应生成

反应生成钠反应生成反应生成反应生成

与酸作用盐、水和氧亚铁盐和—

盐和水镁盐和水铝盐和水铁盐和水

气水

氧化性除NazOz外氧化性很弱,通常不能用还原剂还原可用C、CO、Al等还原生成单质铁

与CO2反应与CO2生成与强碱生与氧化性

其它反应生成Na2cCh和与NH4cl溶液成偏铝酸酸生成铁——

士卜

Na2c。3O2盐rm.

五、典型金属氢氧化物性质

化学式)

NaOHMg(OH)2A1(OH3Fe(OH)3Fe(OH)2CU(OH)2

旦色胶状红褐色亘色

颜色状态亘色固体口色固体蓝色沉淀

沉淀沉淀沉淀

较高温度

加热分解加热分解不稳定易易分解成

稳定加热分解成

稳定性成A12O3和成FeiOj和被氧化成CuO和

不分解MgO和

H2OH20Fe(OH)3H2O

H2O

与酸反应均易与酸反应生成对应的盐，若为氧化性酸则Fe(0H)2还要被氧化

与盐反应，新制

与NH4C1

其他与Cb、Ah与强碱溶具有Cu(0H)2悬

溶液反应

反应Si、Al(0H)3液反应还原性浊液被醛

反应基还原

六、物质的特殊转化关系

1.交叉型转化

Na2cO3

H2SH2SO4NaHCO3

Na2CO3

NaOH

NaHCO3

2.三角型转化

七、特征反应

既能与强酸溶液反应又存碱溶液

自与强Al、ALCh、A1(OH)3、氨基酸等。

反应的物质

弱酸弱碱盐：如(NH4)2CC>3、NH4HCO3、(NH4)2SO3>

强酸「NH4HSO3等。注意：此时B、C均为气体，A可能是

.B

A-----正盐、也可能是酸式盐。

强碱二

C

弱酸的酸式盐：如NaHCCh、Ca(HCO3)2,NaHSCh等

固体加热后不留残渣的物质

L、NH4CI、（NH4）2CO3>NH4HCO3

常温与水反应产生气体的物质

Na、K、Na2O2

能同碱反应的单质硫、硅、铝、卤素单质

2H2。2凶色■2H,O+C，f

Mn。）

有MnCh参与的化学反应

2KC1O3——2KC1+3O2?

MnO2+4HCl（浓）AMnC12+2H2O+Cl2T

叫。？+H20--------*0+NaOH

化合物+化合物—单质+化合物2

Na2O2+C02---------。2+Na2c5

H2s+S02--------►S+H20

CO+H2O--------►H2+co2NOX+NH3--------►N2+H20

C12+H2O=HC1+HC1O2H2S+3O2=2SO2+2H2O

催化剂

化合物+单质-化合物+化合物4NH3+5O」44NO+6H2。

3cl2+2FeBr2=2Bn+2FeCb

2Na2SO?+O2=2Na2SO42FeCl3+Fe=3FeC12

2NO+O2=2NO2

化合物+单质一化合物卢燃

2FeCL+CL=2FeC132CO+O2^^2CO2

C+CO2A2CO

占燃催化剂、

2Na，O+Ch=^^2Na2O22SO2+O“一二、2sCh

2KMnOAKMnO+MnO+OT

一种物质反应生成三种物质的反应。42422

2NaHCOANa2cO3+H2O+CO2T

即：3

Ca(HCO3)2AcaCO3+H2O+CO2t

NH4HCO3ANH3T+H2OT+CO2T

(NHQ2CO322NH3T+H2OT+CO2T

4HNO3e力口超2H2OT+4NO2T+O2T

两种物质反应生成三种物质镀盐与碱反应：如NH4C1与Ca(OH)2

的反应。即：Cu、C等与浓H2so4或硝酸的反应

Na2co3、NaHCCh、Na2so3、NaHSCh等与强酸反应。

电解饱和NaCl溶液、CuS04溶液、AgNCh溶液等。

实验室制取氯气；Cl2与NaOH[Ca(OH)2]反应

电解生成三种物质的反应

通电

2NaCl+2丛0：2NaOH+CLT+H2T

通电

2CUSO4+2H2<>^^2CU+O2T+2H2so4

通电

4AgNCh+240-----4Ag+O2T+4HNCh

在溶液中：FeCI3V,少量FeC|2过量FeAFeCJ

忌籁产ggL单质甲回为悬前

(FeBqB%FeB%)

阿。」^Na3^5

「02「「cFi02一

C”“O2Fe典Fe0

c34

Av“B

D型的反应：“NaOHkIH20

CS*Na2C0sNO2«「"HN03

uu

模块二元素及其化合物考点荟萃

一、氯气的三大常考点

(1)1molCL参加反应，转移电子数不一定为2NA。如反应C12+2Na0H=NaCl+NaC10

+H2O/molCI2参加反应，转移电子数目为NA。

(2)氯气作为氧化剂使用，如将Fe2+氧化为Fe3+»

(3)实验室制Cb，除了用MnCh和浓盐酸反应外，还可以用KMnCU、KCIO3、NaClO与

浓盐酸反应且都不需要加热，因此酸性KMnCU溶液用的是H2sCU酸化而不是盐酸。

二、次氯酸盐的两大性质及应用

(l)CKT不论在酸性环境中还是在碱性环境中均能体现强氧化性，如C1CT与SOF、「、

Fe?+均不能大量共存；向Ca(ClO)2溶液中通入SC>2气体生成CaSCh而不是CaSO3,其离子

2+

方程式为Ca2++3C1O+SO2+H2O=CaSO4j+C「+2HClO(少量SO2)；Ca+2C1O+

2so2+2H2O=CaSO41+2C「+SOr+4H+(过量SCh)。

(2)C1CT体现水解性，因HC1O酸性很弱，Cl。-水解显碱性，如Fe3++3C1O+

3H2O=Fe(OH)3X+3HC10,所以C10「与Fe3+、AP+均不能大量共存。

三、硅及其化合物的五大特性与用途

(1)工业上制备粗硅，是用过量的C和SiCh高温下反应，由于C过量，生成的是CO而

不是CO2O

(2)SiCh不导电，是制作光导纤维的材料；Si是半导体，是制作光电池的材料。

(3)SiCh是酸性氧化物，酸性氧化物一般能与水反应生成酸，但SiCh不溶于水；酸性氧

化物一般不与酸作用，但SiCh能与HF反应，不过SiCh不属于两性氧化物，因为该反应生

成的不是盐和水。

(4)硅酸盐大多难溶于水，但硅酸钠水溶液称为泡花碱或水玻璃，却是盐溶液且属于一

种矿物胶。NaOH溶液或纯碱溶液能用玻璃试剂瓶(其内壁光滑)，但不能用玻璃塞，因为玻

璃塞中裸露的二氧化硅与碱性溶液反应生成硅酸钠将瓶塞与瓶口粘在一起。

四、硫及其重要化合物的特殊之处

(1)除去附着在试管内壁上的硫，可用热的NaOH溶液或CS2,但不能用酒精。

(2)SO2和CL等体积混合通入溶液中，氯气的漂白性不但不增强，反而消失。

(3)把SO2气体通入BaCb溶液中，没有沉淀生成，但若通入NH3或加入NaOH溶液，

或把BaCL改成Ba(NO3)2均有白色沉淀生成，前两者生成BaSCh沉淀，后者生成BaSCM沉

淀。

(4)浓盐酸和MnO2(足量)、浓H2sCh和Cu(足量)、浓HNCh和Cu(足量)在反应时，随反

应进行，产物会发生变化或反应停止。

(5)足量Zn和浓H2s反应，随着硫酸变稀，会继续产生氢气。

(6)C与浓硫酸反应产物的确定应按以下流程进行：无水CuS04确定水一品红溶液确定

SO2T酸性KMnO4溶液除去SO?一品红溶液检验S02是否除净一澄清石灰水检验C02«

(7)浓硫酸具有氧化性，二氧化硫具有还原性，但二氧化硫可以用浓硫酸干燥，因为S

元素在+4价和+6价之间没有中间价态，SO2与浓H2s04不反应。

(8)SO2的“四大性质体现”

序号实验现象性质体现

①使含有酚献的NaOH溶液褪色酸性氧化物

②使品红溶液褪色，加热后又复原漂白性

③使滨水、酸性KMnOg溶液褪色还原性

④与H2s反应变浑浊氧化性

五、氮及其化合物的“八大思维盲点”

(1)NO只能用排水法或气囊法收集，NO?不能用排水法，可用排苯法收集。

(2)工业上制备的盐酸显黄色是因为溶有Fe3+,而浓HNCh显黄色是因为溶有NCh。

(3)NO2能被NaOH溶液吸收,NO单独不能被强碱溶液吸收,NO与NO?混合能被NaOH

溶液吸收。

(4)NO2或NO与。2通入水的计算中常用到4N0+3O2+2H2O=4HNO3>4NO2+O2+

2H2O=4HNC>3两个方程式，也可以利用N元素化合价的变化，根据电子守恒进行计算。

(5)强氧化性酸(如HNCh、浓H2so4)与金属反应不生成H2：金属和浓HNCh反应一般生

成NCh，而金属和稀HNO3反应一般生成NO。

(6)实验室制备NH3,除了用Ca(0H)2和NH4cl反应外，还可用浓氨水的分解(加NaOH

固体或CaO)制取，而检验NH；须用浓NaOH溶液并加热，用湿润的红色石蕊试纸检验生成

的气体，以确定NH；的存在。

(7)收集N%时，把一团干燥的棉花放在试管口，以防止与空气对流；收集完毕，尾气

处理时，应放一团用稀硫酸浸湿的棉花在试管口，以吸收NE。

(8)浓盐酸和浓氨水反应有白烟生成，常用于HC1和NH3的相互检验。

六、钠及其化合物的注意防范

(1)金属钠与可溶性盐溶液反应的一种思维模式

尸“0减小->对溶剂质量的影响

善加4Na+HzO-*生成NaOHf与溶质是否反应

液|Na反应

f生成H?f对装置的要求

对实验环境的影响或对

」放热f

溶质的溶解度的影响

(2)钠的性质的2点注意

①Na及其化合物发生焰色反应时火焰颜色均为黄色，且该变化为物理变化。鉴别Na、

K利用焰色反应，二者混合时鉴别K元素要隔着蓝色钻玻璃。

②无论Na与。2反应生成NazO还是Na2C>2，只要参与反应的Na的质量相等，则转移

电子的物质的量一定相等。

(3)过氧化钠结构与性质的4点防范

①NazCh的电子式为Na+[:O0:]2Na+,阴阳离子个数比为1：2。

②1molNa2O2与足量水或二氧化碳的反应中转移的电子数为

③NazCh具有强氧化性，能氧化破坏有机色素的分子结构，具有漂白性。

④NazCh与SO?反应的化学方程式为Na202+S02=Na2S04o

七、镁及其化合物

卢燃

(1)镁在空气中燃烧主要发生反应：2Mg+O?qm2MgO,此外还发生反应：3Mg+

卢燃△

V-Mg3N2、2Mg+CO2—2MgO+Co

(2)Mg3N2与水反应：Mg3N2+6H2O===3Mg(OH)2+2NH3T。

(3)加热Mg(HCO3)2溶液生成的是Mg(OH)2沉淀，而不是MgCO3沉淀，因为Mg(OH)2比

MgCCh更难溶于水。反应方程式为Mg(HCO3)2^=Mg(OH)2i+2CO2t»

八、铝及其化合物的“盲点”

(1)钝化的一个误区

很多考生误认为Fe、Al在常温下遇到浓硫酸、浓硝酸不反应，其实发生了氧化还原反

应，只是在金属表面生成了一层致密的氧化物薄膜，阻止了反应的进一步发生，这就是钝化。

所以虽然铝是活泼金属，但是抗腐蚀性相当强。如果加热，反应继续进行。

(2)铝热反应的三个要点

(1)中学化学中唯一一类金属单质与金属氧化物在高温条件下的置换反应。

(2)铝热剂是单质铝与难熔金属氧化物的反应，并不是A1与所有金属氧化物均能组成铝

热剂，该金属氧化物对应的金属活泼性应比铝弱。

(3)引发铝热反应的操作是高考实验考查的热点，具体操作是先铺一层KCIO3,然后插

上镁条，最后点燃镁条引发反应进行。

(3)铝三角转化的应用

①判断离子共存：AF+与OH、S2、HS、A102>C03、HCCh因为相互促进水解或

生成沉淀而不能大量共存，A103与H'、NH；、AP\Fe3+等不能大量共存。

②物质的鉴别(利用滴加顺序不同，现象不同)：A1CL溶液中滴加NaOH溶液现象为：

先生成白色沉淀，后沉淀溶解；NaOH溶液中滴加AlCb溶液现象为：开始生成沉淀立即溶

解，后产生白色沉淀，继续滴加沉淀不溶解。

③A1(OH)3的制备:

3+

a.可溶性铝盐和氨水反应：A1+3NH3H2O=A1(OH)31+3NH^„

3+

b.可溶性铝盐和偏铝酸盐反应：Al+3A1O7+6H2O=4Al(OH)3i«

c.偏铝酸盐和弱酸反应：A1O2+C02+2H2O=Al(OH)3i+HCO3«

九、铁及其化合物的“特殊性”

(l)Fe与CL反应只能生成FeCb，与I2反应生成Feb,与反应物的用量无关。

(2)Fe与水蒸气在高温下反应生成H2和Fe3O4,而不是Fe2O3o

(3)过量的Fe与硝酸作用，或在Fe和FezCh的混合物中加入盐酸，均生成Fe?+。要注意

产生的Fe*还可以氧化单质Fe这一隐含反应：Fe+2Fe3'===3Fe2'。

(4)N(X与Fe?+在酸性条件下不能共存。

(5)Fe2O3sFe(OH)3与氢碘酸反应时，涉及Fe3+与「的氧化还原反应，产物为Fe?+、L和

H2OO

(6)FeCb溶液加热浓缩时，因Fe3’水解和HC1的挥发，得到的固体为Fe(OH)3,灼烧后得

到红棕色Fez。?固体；而Fe2(SC>4)3溶液蒸干时，因硫酸是难挥发性的酸，将得不到Fe(OH)3

固体，最后得到的固体仍为Fe2(SO4)3。

(7)注意亚铁盐及Fe(OH)2易被空气中氧气氧化成三价铁的化合物。如某溶液中加入碱溶

液后，最终得到红褐色沉淀，并不能断定该溶液中一定含有Fe3+,也可能含有Fe?卡。

十、铁盐、亚铁盐水解原理的四大应用

(l)Fe3+必须在酸性条件下才能大量存在，当pH=7时，Fe3+几乎完全水解生成Fe(OH)3

沉淀。因此配制FeCb溶液要加入浓盐酸防止水解。

(2)除去酸性溶液ZnCl2中的FeCL，应先通入Cl2或加入H2O2,使Fe?+转化为Fe3+再加

入ZnO,使Fe3+水解生成沉淀过滤除去。

(3)配制FeCL溶液既要防氧化(加入Fe粉)，又要防水解(加入盐酸)。

(4)高铁酸钠(Na2FeO4)可以净水的原因有两点：一是Fe处于最高价，高铁酸钠具有强氧

化性，可以杀菌消毒，二是高铁酸钠被还原为Fe3+,水解后生成的氢氧化铁胶体可以吸附

水中的悬浮物而净水。

十一、铜及其化合物常考点

(1)铜的存在。常见的铜矿有黄铜矿(主要成分为CuFeS?)、孔雀石［主要成分为

CuCO3-Cu(OH)2］等。此外铁在自然界中还以游离态的形式存在于陨铁中。自然界中也存在

少量的单质铜。

(2)熟记六种颜色

CuCuOCu2sCuSCU2。铜的焰色反应

紫红色黑色黑色黑色砖红色绿色

(3)制备与精炼。工业上主要采用高温冶炼黄铜矿(主要成分是CuFeS”的方法获得铜。用

这种方法冶炼得到的铜，含铜量为99.5%〜99.7%,还含有Ag、Au、Fe、Zn等杂质。要达

到电气工业生产用铜的要求，这种由黄铜矿高温冶炼得到的铜还必须经过电解精炼，电解精

炼得到的铜，含铜量高达99.95%〜99.98%。

(4)Cu和一定量的浓HNO3反应，产生的是NO?和NO的混合气体，当Cu有剩余，再

加入稀H2so4，Cu继续溶解。

十二、金属冶炼的方法与四点注意

金属冶炼的方法与金属活动性顺序表有密切的关系：

KCaNaMgAlZnFeSnPb(H)CuHgAgPtAu

电解法热还原法加热分解法物理方法

(1)热还原法中使用的还原剂通常为碳、一氧化碳和氢气等，在高炉炼铁中，加入的还

原剂是焦炭，但真正作还原剂的是CO。

(2)电解法冶炼活泼金属使用的是熔融的金属盐或金属氧化物，不是盐溶液。钠、镁、

铝的冶炼是电解熔融的NaCl、MgCb、AI2O3;不用氧化镁是因为其熔点高，不用氯化铝是

因为AlCb是共价化合物，熔融态不导电。

(3)在金属活动性顺序表中，虽然前面的金属能够将后面的金属从其化合物中置换出来,

但不一定是从其盐溶液中置换，例如Na由于活泼性太强，不能从CuCL溶液中置换出Cu,

但是可以在熔融状态下置换出铜。

(4)冶炼铜的三种方法：热还原法；湿法炼铜；电解精炼铜。

十三、非金属化合物的“三大酸性规律”

(1)最高价氧化物对应水化物的酸性强弱取决于元素非金属性的强弱。如非金属性：

Cl>S>P>C>Si,则最高价氧化物对应水化物的酸性：HC10GH2sC>4>H3P04>H2cO3>H2SiO3。

(2)利用复分解反应中“强酸制弱酸”的规律判断酸性强弱顺序，如：

Na2SiO3+CO2+H2O=Na2CO3+H2SiO3i,则酸性H2CO3>H2SiO3；

NaClO+CO2+H2O=NaHCO3+HC1O,则酸性H2CO3>HC1OO

(3)酸的氧化性与还原性：

①氧化性酸：HNO3、浓H2so4、HC10等，其发生氧化还原反应时，中心原子被还原,

其还原产物为：HNO3-NCh或NO(N2>N2O、NH；等)、H2so式浓)—SO2、HC10—C「(或

Cl2)o

②还原性酸：H2sCh、H2S、HLHBr、HC1等。

模块三物质结构元素周期律

一、原子结构

1.原子结构模型的演变

玻尔模型

道尔顿模M汤娓生模M卢公福模型电子云模喂

(1904)(1911)(1913)

(1803)(1935)

原子学说葡倚干面包式”带核的原子结构原f结构轨道

2.原子的构成

(1)原子的构成

质子(Z)一个质子带一个单位正电荷

原子核，

原子设X)，.中子(N)不带电

I核外电子一个电子带一个单位负电荷

(2)原子中两个数量关系

①核电荷数=质子数(Z)=核外电子数=原子序数

②质量数(4)=质子数亿)+中子数(M

(3)构成原子的粒子及粒子间的关系

在质子数确定后

元素:间《同位素)

H、C1决定原子种类

U山4核电荷数I决定元素种类)

(核素:;H吊C1原

决定整个原子显不显电性

;单丝副原子的电子式

同位素：子电子数P------------

汨、汨、汨;决定主族元素的化学性质

得ci、nCi

il各层电子数，

电原子结构示意图)

国逋蚕区酬陋送

二、元素、同位素、核素的比较

元素同位素核素

具有相同核电荷数的一类质子数相同而中子数不同的具有一定数目质子和一

概念

原子的总称同一元素的不同核素互称为定数目中子的一种原子

同位素

宏观概念，对同类原子而微观概念，对某种元素的原

微观概念，指元素的具体

对象言；既有游离态，又有化合子而言，因为有同位素，所

的某种原子

态以原子种类多于元素种类

同位素化学性质几乎相同，

以单质或化合物形式存在，因为质量数不同，物理性质

具有真实的质量，不同核

特征性质通过形成单质或化合有差异，天然存在的各种同

素的质量不相同

物来体现位素所占的原子个数百分比

一般不变

决定

质子数质子数和中子数质子数和中子数

因素

三、四种“量”的比较

原子的相对元素的相对

原子质量质量数

原子质量原子质量

该元素各种核素原

指某元素某种核素一个原子的真实质量子的相对原子质量一个原子核内质

定义的一个原子的真实与一个旨C原子质量的与其在自然界中所子数与中子数之

强的比值

质量占原子个数百分比和

的乘积之和

Mr=Mla％+Mr2

一个火)原子的质量90的相对原子质量嬖0的质量数为

实例b%+…（其中4%+

是2.657x1()-26kg约为1618

b%+…=1）

四、原子核外电子的排布

1.电子层的表示方法及能量变化

碎DID/电子层数

离核由近到远

对应字母电子能量由低到高

2.原子核外电子排布规律

:黑核外电子总是尽先排在能量炖低的电子层里

L每层最多容纳的电子数为2〃：个

S分层排

最外层不超过8个(K层为最外层时不超过2个)

布原则

」次外层不超过18个,倒数第三层不超过32个

3.原子核外电子排布的表示方法——原子或离子结构示意图(1〜18号元素原子结构)

如(l)Na的原子结构示意图:

,电子层

\\Z

\81一该层上的

/))电子数

28

(2)Na+的离子结构示意图：')

五、元素金属性、非金属性强弱比较

本质原子越易失电子，金属性越强

①在金属活动性顺序中位置越靠前，金属性越强

金属性②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强

判断

比较③单质还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强

依据

④最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强

⑤若X#+Y―>X+Yw+,则Y金属性比X强

本质原子越易得电子，非金属性越强

①与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强

非金属

判断②单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性越强

性比较

依据③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强

④A『+B―>B"「+A,则B非金属性比A强

【温馨提醒】

⑴比较物质非金属性强弱时，应是最高价氧化物对应水化物酸性的强弱，而不是非金属

元素对应氢化物酸性的强弱。

⑵所含元素种类最多的族是HIB族，形成化合物种类最多的元素在第IVA族。

⑶化学键影响物质的化学性质，如稳定性等；分子间作用力和氢键影响物质的物理性质，

如熔、沸点等。

⑷并非所有非金属元素的纸化物分子间都存在氢键，常见的只有非金属性较强的元素如

N、0、F的氢化物分子间可形成氢键。

⑸金属性是指金属气态原子失电子能力的性质，金属活动性是指在水溶液中，金属原子

失去电子能力的性质，二者顺序基本一致，仅极少数例外。如金属性Pb>Sn,而金属活动性

Sn>Pbo

⑹利用原电池原理比较元素金属性时，不要忽视介质对电极反应的影响。如

A1一Mg—NaOH溶液构成原电池时，A1为负极，Mg为正极；Fe—Cu—HNC）3（浓）构成原电

池时，Cu为负极，Fe为正极。

六、元素周期表

1.元素周期表的结构

（1）周期

短周期长周期

序号1234567

元素种数288181832不完全周期，最多

0族元素容纳32种元素，目

21018365486

原子序数前排了26种元素

⑵族

①主族：由短周期元素和长周期元素共同组成的族（第18列除外）

列序121314151617

主族IAIIAIIIAIVAVAVIAVDA

序数

②副族：仅由长周期元素组成的族(第8、9、10列除外)

列序345671112

族序数IIIBIVBVBVIBVDBIBIIB

③VID族：包括8、9、10三个纵列。

④0族：第18纵列，该族元素又称为稀有气体元素。

2.元素周期表中的特殊位置

⑴分区

①分界线：沿着元素周期表中铝、错、睇、车卜与硼、硅、碎、碑、碳的交界处画一条斜

线，即为金属元素区和非金属元素区分界线(氢元素除外)。

②各区位置：分界线左面为金属元素区，分界线右面为非金属元素区。

③分界线附近元素的性质：既表现金属元素的性质，又表现非金属元素的性质。

(2)过渡元素：元素周期表中部从HIB族到HB族10个纵列共六十多种元素，这些元素

都是金属元素。

(3)偶系：元素周期表第6周期中，57号元素翎到71号元素错共15种元素。

(4)钢系：元素周期表第7周期中，89号元素婀到103号元素镑共15种元素。

(5)超铀元素：在铜系元素中92号元素铀(U)以后的各种元素。

3.“位、构、性''三者之间的关系

原子结构

质子数=原子序数最外层电子数=主族最高正价电

电子层数=周期序数子层结构、原子半径决定原子得失

最外层电子数=主族序数电子难易和胞质的氧化性还原性

4.元素周期表中的几个特殊“数字”

(1)含元素种数最多的周期是第6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VIB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。

(4)同一周期nA族与HIA族的原子序数可能相差1(2、3周期)或11(4、5周期)或25(6、

7周期)。

(5)主族的族序数=最外层电子数=最高正价=8一|最低负价|

5.元素周期表的应用

预测新元素，探索新材料，合成新物质

(1)在金属元素和非金属元素的交界处寻找半导体材料。

(2)在过渡金属元素中寻找催化剂，并通过加入少量稀土元素改善性能。

(3)在IVB到VIB族的过渡金属元素中寻找耐高温、耐腐蚀的材料，用以制造火箭、导弹、

宇宙飞船等。

(4)利用元素周期表，还可以寻找合适的超导材料、磁性材料等。

(5)研究元素周期表右上角的元素，合成新农药。

6.元素周期表中的规律

(1)电子排布规律

最外层电子数为1或2的原子可以是IA族、HA族或副族元素的原子；最外层电子数

是3〜7的原子一定是主族元素的原子，且最外层电子数等于主族的族序数。

(2)序数差规律

①同周期相邻主族元素原子的“序数差”规律

a.除第IIA族和第HIA族外，其余同周期相邻元素序数差为1。

b.同周期第HA族和第IIIA族为相邻元素，其原子序数差为第二、三周期时相差1,第

四、五周期时相差11,第六、七周期时相差25。

②同主族相邻元素的“序数差''规律

a.第二、三周期的同族元素原子序数相差8。

b.第三、四周期的同族元素原子序数相差有两种情况：第IA族、IIA族相差8,其他

族相差18.

c.第四、五周期的同族元素原子序数相差18。

d.第五、六周期的同族元素原子序数锢系之前的相差18,偶系之后的相差32。

e.第六、七周期的同族元素原子序数相差32。

（3）奇偶差规律