化学基础知识点汇总 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) ( Z )1.原子（ A X ） 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 Ca 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 Q 3.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。 二、元素周期表 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 周期序数＝原子的电子层数 主族：ⅠA～ⅦA共7个 主族主族序数＝原子最外层电子数 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 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar (1)电子排布 电子层数相同，最外层电子数依次增加 (2)原子半径 原子半径依次减小 — (3)主要化合价 ＋1 ＋2 ＋3 ＋4 －4 ＋5 －3 ＋6 －2 ＋7 －1 — (4)金属性、非金属性 金属性减弱，非金属性增加 — (5)单质与水或酸置换难易 冷水 剧烈 热水与 酸快 与酸反 应慢 ——— — (6)氢化物的化学式 SiH4 PH3 H2S HCl — (7)与H2化合的难易 由难到易 — (8)氢化物的稳定性 稳定性增强 — (9)最高价氧化物的化学式 Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 — 最高价氧化物对应水化物 (10)化学式 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4 — (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 — 第二周期元素 Li Be B C N O F Ne (1)电子排布 电子层数相同，最外层电子数依次增加 (2)原子半径 原子半径依次减小 — (3)主要化合价 ＋1 ＋2 ＋3 ＋4 －4 ＋5 －3 －2 －1 — (4)金属性、非金属性 金属性减弱，非金属性增加 — (5)氢化物的化学式 CH4 NH3 H2O HF — (6)与H2化合的难易 由难到易 — (7)氢化物的稳定性 稳定性增强 — 最高价氧化物对应水化物 (8)化学式 LiOH Be(OH)2 H2CO3 HNO3 4 — (9)酸碱性 强碱 中强碱 弱酸 中强 酸 强酸 很强 的酸 — (10)变化规律 碱性减弱，酸性增强 — 内容 同主族（从上到下） 电子层结构 最外层电子数相等，电子层数依次增多 原子半径 依次增大 得失电子能力 得电子能力依次减弱，失电子能力依次增强 元素金属性、非金属性 金属性依次增强，非金属性依次减弱， 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性依次增强，酸性依次减弱 非金属元素气态氢化物的形成及其稳定性 形成气态氢化物越难，其稳定性越弱 第ⅠA族除去氢外称为碱金属元素，第ⅡA族称为碱土金属元素 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：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） （2）非金属性强（弱）：①单质与氢气易（难）反应；②生成的氢化物稳定（不稳定）；③最高价氧化物的 ... ...
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