2020届高考化学二轮复习物质结构元素周期律学案
展开1. 中，Z代表质子数，A代表质量数，n代表原子个数，m代表离子所带电荷，x代表化合价。
2.每个电子层最多容纳2n2个电子，最外层电子数≤8（仅有k层≤2），倒数第3层≤32个，次外层≤18个。
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.微粒半径大小的判断规律：①同一周期，从左→右，原子半径递减；②同一主族，从上→下，原子（离子）半径递增；③具有相同核外电子排布的粒子，核电荷数越大，粒子半径越小，如r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al2+)；④同一元素不同价态的微粒，价态越高，半径越小，如r(H-)>r(H)>r(H+)，或r(Fe2+)>r(Fe3+)等。
6.同一周期，以左→右，金属性递减；非金属性递增；同一主族，从上→下，金属性递增，非金属性递减。
7.金属性强弱判断的依据①根据金属活动顺序表，从左→右，金属性递减；②根据元素周期律；③根据金属间的置换反应；④根据金属与水或与酸反应置换出H2的难易程度，越容易置换出氢，金属性越强。⑤根据最高价氧化物对应的水化物的碱性，碱性越强，金属性越强；⑥金属阳离子的氧化性越强，金属的金属性越弱；⑦原电池中，一般金属性较强的金属作负极。
8.非金属性强弱判断的依据：①根据非金属活动顺序表，F O Cl Br I S，从左→右，非金属递减；②根据元素周期律；③根据非金属间的置换反应；④根据与H2化合的难易程度，越容易与H2化合，非金属性越强；⑤根据气态氢化物的稳定性，气态氢化物越稳定，非金属性越强；⑥根据最高价化合物对应水化物的酸性，酸性越强，非金属性越强；⑦根据电化学中阴离子越容易在阴极放电，还原性越强，非金属性越弱。
9.一种元素可以有多种核素，也可能只有一种核素，有多少种核素就有多少种原子。
10.不同的核素可能具有相同的质子数，如、，也可能具有相同的中子数，如、等，也有可能具有相同的质量数，如与。
11.有离子键的化合物一定是离子化合物，离子化合物中一定有离子键，可能有共价键，如NaOH、NH4Cl等。
12.共价化合物中只含有共价键，没有离子键。
13.含有共价键的物质不一定是共价化合物，如N2，Cl2等是单质，NaOH，Na2O2等是离子化合物。
14.离子化合物中一般既含有金属元素又含有非金属元素，共价化合物一般只含非金属元素，但个别有金属元素，如AlCl3。
15.只含非金属元素的化合物不一定是共价化合物，例如铵盐NH4Cl，NH4CO3是离子化合物。
16.离子晶体熔化时，破坏离子键，原子晶体熔化时破坏共价键，而分子晶体熔化时破坏分子间的作用力。
17.对于组成结构相似的物质，相对分子质量越大，分之间作用力越大，熔沸点越高。
18.分子间氢键的存在，使物质的熔沸点升高，如H2O>H2Se>H2S，HF>HI>HBr>HCl，NH3>AsH3>pH3等。
19.化学反应的本质是旧化学键的断裂和新化学键的形成。
20.有化学键破坏的不一定是化学变化，如HCl、NaCl溶于水；只有化学键的断裂，没有化学键的生成，不是化学变化。
21.元素周期表中，氧、氟无正价，金属无负价。
22.主族的族序数=主族元素的最高正价=最外层电子数（O、F除外）
23.主族元素的最高正价+|最低负价|=8（H、O、F、金属元素除外）
