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2023屆高考化學考前速記清單七
原子結構元素周期律
1．中，Z代表質子數，A代表質量數，n代表原子個數，m代表離子所帶電荷，x代表化合價。
2．每個電子層最多容納2n2個電子，最外層電子數≤8（僅有k層≤2），倒數第3層≤32個，次外層≤18個。
3．10e-的粒子有①Ne，②N3-、O2-、F-、OH-、NH2-，③Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+,④HF、H2O、NH3、CH4。
4．18e-的粒子有①Ar，②S2-、Cl-、P3-、HS-、O22-，③K+、Ca2+，④H2S、PH3、HCl、H2O2、N2H4、F2、CH3CH3、CH3F、CH3OH、SiH4等。
5．微粒半徑大小的判斷規律：①同一周期，從左→右，原子半徑遞減；②同一主族，從上→下，原子（離子）半徑遞增；③具有相同核外電子排布的粒子，核電荷數越大，粒子半徑越小，如r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al2+)；④同一元素不同價態的微粒，價態越高，半徑越小，如r(H-)>r(H)>r(H+)，或r(Fe2+)>r(Fe3+)等。
6．同一周期，以左→右，金屬性遞減；非金屬性遞增；同一主族，從上→下，金屬性遞增，非金屬性遞減。
7．金屬性強弱判斷的依據①根據金屬活動順序表，從左→右，金屬性遞減；②根據元素周期律；③根據金屬間的置換反應；④根據金屬與水或與酸反應置換出H2的難易程度，越容易置換出氫，金屬性越強。⑤根據最高價氧化物對應的水化物的堿性，堿性越強，金屬性越強；⑥金屬陽離子的氧化性越強，金屬的金屬性越弱；⑦原電池中，一般金屬性較強的金屬作負極。
8．非金屬性強弱判斷的依據：①根據非金屬活動順序表，F O Cl Br I S，從左→右，非金屬遞減；②根據元素周期律；③根據非金屬間的置換反應；④根據與H2化合的難易程度，越容易與H2化合，非金屬性越強；⑤根據氣態氫化物的穩定性，氣態氫化物越穩定，非金屬性越強；⑥根據最高價化合物對應水化物的酸性，酸性越強，非金屬性越強；⑦根據電化學中陰離子越容易在陰極放電，還原性越強，非金屬性越弱。
9．一種元素可以有多種核素，也可能只有一種核素，有多少種核素就有多少種原子。
10．不同的核素可能具有相同的質子數，如、，也可能具有相同的中子數，如、等，也有可能具有相同的質量數，如與。
11．有離子鍵的化合物一定是離子化合物，離子化合物中一定有離子鍵，可能有共價鍵，如NaOH、NH4Cl等。
12．共價化合物中只含有共價鍵，沒有離子鍵。
13．含有共價鍵的物質不一定是共價化合物，如N2，Cl2等是單質，NaOH，Na2O2等是離子化合物。
14．離子化合物中一般既含有金屬元素又含有非金屬元素，共價化合物一般只含非金屬元素，但個別有金屬元素，如AlCl3。
15．只含非金屬元素的化合物不一定是共價化合物，例如銨鹽NH4Cl，NH4CO3是離子化合物。
16．離子晶體熔化時，破壞離子鍵，原子晶體熔化時破壞共價鍵，而分子晶體熔化時破壞分子間的作用力。
17．對于組成結構相似的物質，相對分子質量越大，分之間作用力越大，熔沸點越高。
18．分子間氫鍵的存在，使物質的熔沸點升高，如H2O>H2Se>H2S，HF>HI>HBr>HCl，NH3>AsH3>pH3等。
19．化學反應的本質是舊化學鍵的斷裂和新化學鍵的形成。
20．有化學鍵破壞的不一定是化學變化，如HCl、NaCl溶于水；只有化學鍵的斷裂，沒有化學鍵的生成，不是化學變化。
21．元素周期表中，氧、氟無正價，金屬無負價。
22．主族的族序數=主族元素的最高正價=最外層電子數（O、F除外）
23．主族元素的最高正價+|最低負價|=8（H、O、F、金屬元素除外）

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