碳元素知识点总结

高一化学基础知识回顾 碳及其化合物 一、碳

1.几种同素异形体：金刚石、石墨、C 60等

2.

①燃烧反应C+O 2=CO 2,2C+O 2=2CO 2CO 2CuO 2

(SiC)的化学方程式如下：SiO 2＋3C=====高温

SiC ＋2CO↑.在这

个氧化还原反应中，氧化剂和还原剂的物质的量之比是( B ) A ．3∶5 B ．1∶2 C ．2∶1 D ．1∶1

NaHCO

3溶液（除HCl ）,浓硫酸（除H 2O ）。

向澄清石灰水中不断的通二氧化碳：先变浑浊后变澄清。方程式：

C

2MgO ②热稳定性：Na 2CO 3>CaCO 3；碱金属正盐>碱金属酸式盐: Na 2CO 3>NaHCO 3。

③相互转化：CO 32- HCO 3- (除杂用)

④与酸的反应：CO 32-+2H += CO 2↑+H 2O ，

HCO 3-+H += CO 2↑+H 2O （反应更剧烈）

⑤与碱的反应：HCO 3- +OH -=CO 32-+H 2O

⑥离子方程式书写方法：以少定多。例如：NaHCO 3与Ca(OH)2反应 少量Ca(OH)2：Ca 2++2OH -+2HCO 3-=2H 2O+CaCO 3↓

+CO 32- 过量Ca(OH)2：HCO 3-+ OH - + Ca 2+= H 2O + CaCO 3 ↓

【思考】（1）鉴别Na 2CO 3和NaHCO 3溶液，能用Ba(OH)2溶液或Ca(OH)2溶液吗，为什么？答：不能，都能产生沉淀。

（2）如何除去碳酸氢钠溶液中的碳酸钠？答：通入过量的CO 2

（3）除去碳酸钠固体中的碳酸氢钠，可以用什么方法？ 写出相关化学方方程式。答：加热，2NaHCO 3

Na 2CO 3+ CO 2↑+H 2O

（4）如何除去碳酸钠溶液中的碳酸氢钠？答：加入适量的氢氧化钠。

（5）除去CO 2中的HCl 能用饱和Na 2CO 3溶液吗？为什么？试用化学方程式表示。答：不能，Na 2CO 3+2HCl= CO 2↑+H 2O+2NaCl 应用饱和NaHCO 3溶液

高中化学知识点题库 有关其他碳族元素性质及计算题GZHX140

1. 下列说法摘自某科普杂志，你认为无科学性错误的是（ ） A ．铅笔芯的原料是重金属铅，儿童在使用时不可能用嘴吮咬铅笔，以免引起铅中毒 B ．一氧化碳有毒，生有煤炉的居室，可放置数盆清水，这样可有效地吸收一氧化碳，防止煤气中毒 C ．“汽水”浇灌植物有一定的道理，其中二氧化碳的缓释，有利于作物的光合作用 D ．硅的提纯与应用，促进了半导体元件与集成芯片业的发展，可以说“硅是信息技术革命的催化剂” 答案：CD 解析： 题干评注：有关其他碳族元素性质及计算题 问题评注：碳族元素指的是元素周期表ⅣA 族的所有元素，包括碳(C)、硅(Si)、锗(Ge)、锡(Sn)、铅(Pb)、uuq 五种。它们电子排布相似，有4个价电子。 2. 将二氧化碳通入下列物质的溶液中不与其反应的是（ ） ①32CO Na ②32SiO Na ③22AlO Na ④ONa H C 56 ⑤2)(ClO Ca ⑥2CaCl ⑦3CO C a A ．①③④⑤⑥ B ．①⑥ C ．① D ．⑥ 答案：D 解析： 题干评注：有关其他碳族元素性质及计算题 问题评注：碳族元素指的是元素周期表ⅣA 族的所有元素，包括碳(C)、硅(Si)、锗(Ge)、锡(Sn)、铅(Pb)、uuq 五种。它们电子排布相似，有4个价电子。 3. 下列盛放试剂的方法正确的是（ ） A ．氢氟酸或浓硝酸存放在带橡皮塞的棕色玻璃瓶中 B ．汽油或煤油放存放在带橡皮塞的棕色玻璃瓶中 C ．碳酸钠溶液或氢氧化钙溶液存放在配有磨口塞的棕色玻璃瓶中 D ．氯水或硝酸银溶液存放在配有磨口塞的棕色玻璃瓶中 答案：D 解析： 题干评注：有关其他碳族元素性质及计算题 问题评注：碳族元素指的是元素周期表ⅣA 族的所有元素，包括碳(C)、硅(Si)、锗(Ge)、锡(Sn)、铅(Pb)、uuq 五种。它们电子排布相似，有4个价电子。 4. 纯净的碳酸氢钙试样在高温下分解，当剩余固体质量为原试样质量的一半时，碳酸氢钙的分解率是 （ ） A ．50% B ．75% C ．92.7% D100% 答案：D 解析： 题干评注：有关其他碳族元素性质及计算题 问题评注：碳族元素指的是元素周期表ⅣA 族的所有元素，包括碳(C)、硅(Si)、锗(Ge)、锡(Sn)、铅(Pb)、uuq 五种。它们电子排布相似，有4个价电子。 5. 第三周期元素R ，它的原子核外最外层达到饱和所需电子数是最内层电子数的正整数倍，且小于次处层电子数的3/4，则关于R 的判断正确的是（ ） A ．常温时，能稳定存在的R 的氧化物都能与烧碱溶液反应 B ．R 的最高正价氧化物对应的水化物为强酸 C ．R 的单质在固态时，均属于分子晶体

元素周期律知识点总结

1. 微粒间数目关系 最外层电子数决定元素的化学性质 质子数（Z ）=核电荷数=原子数序 原子序数：按质子数由小大到的顺序给元素排序，所得序号为元素的原子序数。 质量数（A ）=质子数（Z ） +中子数（N ） ①最外层电子数与次外层电子数相等： 4Be 、18Ar ;②最外层 电子数是次外层电子数 2倍：6C ；③最外层电子数是次外层电子数 3倍：80;④最外层电子数是次外层电子数 4 倍：10Ne ;⑤最外层电子数是次外层电子数 1/2倍：3Li 、14Si 。 4 .电子总数为最外层电子数 2倍：4Be 。 ~20号元素组成的微粒的结构特点 （1）.常见的等电子体 原子结构 ： 元素周期律 决定原子种类 冲子N （不带电荷）, ----------------------------- f 原子核- > T 质量数（A=N+Z ） I 质子Z （带正电荷）丿T 核电荷数 ______________ 豪同位素 （核素） —巻近似相对原子质量 事元素 T 元素符号 「最外层电子数决定主族元素的... 电子数（Z 个）:丿 I 〔化学性质及最高正价和族序数 -■ 广体积小，运动速率高（近光速），无固定轨道 决定原子呈电中性 核外电子/运动特征 排布规律 ，表示方法 、电子云（比喻）——> 小黑点的意义、小黑点密度的意义。 T 电子层数——■周期序数及原子半径 T 原子（离子）的电子式、原子结构示意图 原子（A Z X ） * ________ 2质子（Z 个）］——决定元素种类 广 原子核｝ W 中子（A-Z ）个 决定同位素种类 中性原子：质子数 =核外电子数 阳离子：质子数 =核外电子数 +所带电荷数 阴离子：质子数 =核外电子数一所带电荷数 2.原子表达式及其含义 Xd± A 表示X 原子的质量数；Z 表示兀素X 的质子数；d 表示微粒中X 原子的个数; c ±表示微粒所带的电荷数; ± b 表示微粒中X 元素的化合价。 3.原子结构的特殊性 （1~18号元素） 1.原子核中没有中子的原子: 1 H 。 2 .最外层电子数与次外层电子数的倍数关系。 3 .电子层数与最外层电子数相等: i H 、4Be 、 13AI 。 5 .次外层电子数为最外层电子数 2 倍：3Li 、 i4Si 6 .内层电子总数是最外层电子数 2 倍：3Li 、 15P 。 ①2个电子的微粒。分子: He 、 H 2；离子：Li +、H -、Be 2+ 。

元素知识点总结知识讲解

元素知识点总结

第四单元 物质构成的奥秘 课题1 原 子 1、原子的构成 （1）原子结构的认识 （2）在原子中由于原子核带正电，带的正电荷数（即核电荷数）与核外电子带的负电荷数（数值上等于核外电子数）相等,电性相反，所以原子不显电性 因此： 核电荷数 = 质子数 = 核外电子数 （3）原子的质量主要集中在原子核上 注意：①原子中质子数不一定等于中子数 ②并不是所有原子的原子核中都有中子。例如：氢原子核中无中子 2 、相对原子质量：⑴ ⑵相对原子质量与原子核内微粒的关系： 相对原子质量 = 质子数 + 中子数 课题2 元 素 一、 元素 1、含义：具有相同质子数（或核电荷数）的一类原子的总称。 注意：元素是一类原子的总称；这类原子的质子数相同 相对原子质

因此：元素的种类由原子的质子数决定，质子数不同，元素种类不同。 2、元素与原子的比较： 3、元素的分类：元素分为金属元素、非金属元素和稀有气体元素三种 4、元素的分布： ①地壳中含量前四位的元素：O、Si、Al、Fe ②生物细胞中含量前四位的元素：O、C、H、N ③空气中前二位的元素：N、O 注意：在化学反应前后元素种类不变 二、元素符号 1、书写原则：第一个字母大写，第二个字母小写。 2、表示的意义；表示某种元素、表示某种元素的一个原子。例如：O：表示氧 元素；表示一个氧原子。 3、原子个数的表示方法：在元素符号前面加系数。因此当元素符号前面有了系 数后，这个符号就只能表示原子的个数。例如：表示2个氢原子：2H； 2H：表示2个氢原子。 4、元素符号前面的数字的含义；表示原子的个数。例如：6．N：6表示6个氮原 子。

高中元素周期表知识点

高中元素周期表知识点 高中元素周期表知识点 元素周期表共分18纵行： 其中 第1、2、13、14、15、16、17七个纵行依次为ⅠA族、ⅡA族、ⅢA族、ⅣA族、ⅤA族、ⅥA族、ⅦA族(纵行序号的'个位数与主族序数相等); 第3、4、5、6、7、11、12七个纵行依次为ⅢB族、ⅣB族、ⅤB 族、ⅥB族、ⅦB族、ⅠB族、ⅡB族(纵行序号个位数与副族序数相等); 第8、9、10三个纵行为合称为Ⅷ族;第18纵行称为0族。 ⅠA族称为碱金属元素(氢除外); ⅡA族称为碱土金属元素; ⅢA族称为铝族元素; ⅣA族称为碳族元素; ⅤA族称为氮族元素; ⅥA族称为氧族元素; ⅦA族称为卤族元素。 元素周期表共有七个横行，称为七个周期， 其中第一(2种元素) 二(8种元素)

三(8种元素)周期为短周期(只有主族元素) 第四(18种元素) 五(18种元素) 六(32种元素)周期为长周期(既有主族元素，又有过渡元素); 第七周期(目前已排26种元素)为不完全周期。 在元素周期表中，越在左下部的元素，其金属性越强;越在右上 部的元素(惰性气体除外)，其非金属性越强。金属性最强的稳定性 元素是铯，非金属性最强的元素是氟。 在元素周期表中位于金属与非金属分界处的金属元素，其氧化物或氢氧化物通常具有两性，如Be、Al等。 主族元素的价电子是指其最外层电子;过渡元素的价电子是指其 最外层电子和次外层的部分电子;镧系、锕系元素的价电子是指其最 外层电子和倒数第三层的部分电子。 在目前的112种元素中，只有二十二种非金属元素(包括6种稀 有气体元素)，其余九十种都是金属元素;过渡元素全部是金属元素。 在元素周期表中，位置靠近的元素性质相近。通常在周期表的右上部的元素用于合成新农药;金属与非金属分界处的元素用于制造半 导体材料;过渡元素用于制造催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料等等。 从原子序数为104号往后的元素，其原子序数的个位数与其所在的副族序数、Ⅷ族(包括108、109、110三号元素)、主族序数分别 相等。第七周期若排满，最后0族元素的原子序数为118号。 同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素的原子序数之差可能为1(第二、 三两周期)或11(第四、五两周期)或25(第六周期)。 若主族元素xA所在的第n周期有a种元素，同主族的yB元素所在的第n+1周期有b种元素，当xA、yB位于第IA族、ⅡA族时， 则有：y=x+a;当xA、yB位于第ⅢA~ⅦA族时，则有：y=x+b。

元素周期表与元素周期律知识点归纳完美版

元素周期表与元素周期律知识点归纳 1、元素周期表共有横行，个周期。其中短周期为、、。所含元素种类为、、。长周期包括、、。所含元素种类为、、。 第七周期为不完全周期，如果排满的话有种元素。 2元素周期表有个纵行个族。包括个主族，个副族，一个族，一个第Ⅷ族（包括个纵行）按从左到右的顺序把16个族排列 。过度元素共包括个纵行（第纵行到第纵行）。包括哪些族。过渡元素全为元素。又称为。 3、写出七个主族和0族元素的名称和元素符号 ⅠA族 ⅡA族 ⅢA族 ⅣA族 ⅤA族 ⅥA族 ⅦA族 0族 4.同一周期第ⅡA族和第ⅢA族原子序数之间的关系 若元素位于第二、三周期，第ⅡA族的原子序数为a，则第ⅢA族的原子序数为 若元素位于第四、五周期，第ⅡA族的原子序数为a，则第ⅢA族的原子序数为 若元素位于第六周期，第ⅡA族的原子序数为a，则第ⅢA族的原子序数为 5、同一主族上下相邻两个周期原子序数之间的关系 若A在B的上一周期，设A的原子序数为a ⑴若A、B位于第ⅠA族或ⅡA族（过度元素的左边）则B的原子序数为。 ⑵若A、B位于第ⅢA族——ⅦA族（过度元素的右边）则B的原子序数为。 。 6、微粒半径大小判断的方法 。 。 。 7 与He原子电子层结构相同的简单离子。 与Ne原子电子层结构相同的简单离子。 与Ar原子电子层结构相同的简单离子。 阳离子与周期稀有气体原子的电子层结构相同。阴离子与周期稀有气体原子的电子层结构相同。 8、阴上阳下规律 9原子得电子能力强弱判断的方法 ⑴、原子得电子能力越强——单质的氧化性——元素的非金属性——阴离子的还原性——单

质与氢气化和的能力——生成的气态氢化物越——最高价氧化物对应水化物的酸性。 ⑵、另外可以通过单质间的置换反应判断得电子能力的强弱 如Cl2+Na2S=2NaCl+S得电子能力ClS 10、原子失电子能力强弱判断的方法 ⑴、原子失电子能力越强——单质的还原性——元素的金属性——阳离子的氧化性——单质与水或酸反应置换出氢的能力——最高价氧化物对应水化物的碱性。 ⑵、另外可以通过单质间的置换反应判断失电子能力的强弱 如Fe+CuSO4=FeSO4+Cu失电子能力FeCu 11、同一主族元素及其化合物性质的递变性： 同主族元素的原子，最外层电子数，决定同主族元素具有的化学性质。从上到下原子的核电荷数依次，原子的电子层数依次，原了半径逐渐；原子失电子能力逐渐，元素的金属性逐渐，单质的还原性逐渐，对应阳粒子的氧化性逐渐，单质与水或酸反应置换出氢气的能力逐渐，最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐；原子得电子能力逐渐，元素的非金属性逐渐，单质的氧化性逐渐，对应阴离子的还原逐渐，单质与氢气化合的能力逐渐，最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐。气态氢化物的稳定性逐渐。 12、同一周期元素及其化合物性质的递变性： 在同一周期中，各元素原子的核外电子层数，但从左到右核电荷数依次，最外层电子数依次，原子半径逐渐（稀有气体元素除外）。原子失电子能力逐渐，元素的金属性逐渐，单质的还原性逐渐，对应阳粒子的氧化性逐渐，单质与水或酸反应置换出氢气的能力逐渐，最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐。 原子得电子能力逐渐，元素的非金属性逐渐，单质的氧化性逐渐，对应阴离子的还原逐渐，单质与氢气化合的能力逐渐，最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐，气态氢化物的稳定性逐渐。 1.位、构、性的关系 根据原子结构、元素周期表的知识及相关条件可推算原子序数，判断元素在周期表中的位置等。 2.周期表中数字与性质的关系 （1）由原子序数确定元素位置的规律：只要记住稀有气体元素的原子序数就可以确定主族元素的位置。 He：2、Ne：10、Ar：18、Kr：36、Xe：54、Rn：86 ①若比相应的稀有气体元素的原子序数多1或2，则应处在下一周期的ⅠA或ⅡA，如88号元素，88-86=2，则应在第7周期第ⅡA。 ②若比相应的稀有气体元素的原子序数少1~5时，则应在第ⅦA~ⅢA，如84号元素在第6周

碳族元素知识点

碳族元素 13.1 碳族元素通性 周期表中第ⅣA族包括碳（C）、硅（Si）、锗（Ge）、锡（Sn）、铅（Pb）五种元素，统称碳族元素。其中碳（C）、硅（Si）是非金属元素，锗（Ge）、锡（Sn）、铅（Pb）是金属元素。本族元素基态原子的价电子层结构是ns2np2，主要氧化数+4和+2。 碳原子的价电子层结构是2s22p2，在化合物中一般多显+4，也可显+4到-4之间的任意氧化数。在化合物中，C能以sp、sp2、sp3杂化轨道相互结合或与其他原子结合。C-C、C-H、C-O键的键能大，稳定性高，奠定了含碳有机物结构复杂、数量庞大的基础。 硅原子的价电子层结构是3s23p2，化合物中一般显+4价。Si-Si键不稳定，但硅氧键很稳定，所以硅的化合物中硅氧键占很大比例。锗（Ge）、锡（Sn）、铅（Pb）中，随着原子序数的增大，稳定氧化态逐渐由+4变为+2，这是由于ns2电子对随n的增大逐渐稳定的结果。 锡一般以+2价的形式存在于离子化合物中。铅则以+4价氧化态的形式存在于共价化合物和少数离子型化合物中。+4价的铅由于惰性电子对效应，具有很强的氧化性。 碳主要以煤、石油、天然气等有机物存在。硅主要以硅酸盐的形式存在于土壤和泥沙中，自然界也存在石英矿。碳、硅在地壳中的丰度分别为0.023%，25.90%，碳是组成生物界的主要元素，硅是组成地球矿物界的主要元素。硅在地壳中的含量仅次于氧，分布很广。硅有很强的亲氧性，自然界中基本不存在游离态的硅，一般以硅的含氧化合物，如SiO2、硅酸盐等形式存在。锗、锡、铅主要以硫化物和氧化物的形式存

在。． 13.2 碳及其化合物 单质 碳有三种同素异形体金刚石、石墨、和球碳。 金刚石：具有四面体结构。每个碳以sp杂化，与相邻四个3 金刚石晶体中碳碳键很碳原子结合成键，是典型原子晶体。没有自由电子金刚所有价电子都参与了共价键的形成，强，主要用而且不导电。石硬度最大，在所有单质中熔点最高，它还用于制作首饰等高档装于制造钻探用钻头和磨削工具，饰品。σ3个碳原子形成杂化轨道与相邻的的石墨：具有层状结构。层内每个碳原子都是以sp2轨道相互平行重叠，形p轨道，在同层中与相邻

元素推断题常考知识点总结

1 号元素氢：原子半径最小，同位素没有中子，密度最小的气体 6 号元素碳：形成化合物最多的元素，单质有三种常见的同素异形体（金刚石、石墨、富勒烯）。 7 号元素氮：空气中含量最多的气体（78%），单质有惰性，化合时价态很多，化肥中的重要元素。 8 号元素氧：地壳中含量最多的元素，空气中含量第二多的气体（21%）。生物体中含量最多的元素，与生命活动关系密切的元素，有两种气态的同素异形体。 9 号元素氟：除H 外原子半径最小，无正价，不存在含氧酸，氧化性最强的单质。 11 号元素钠：短周期元素中原子半径最大，焰色反应为黄色。 12 号元素镁：烟火、照明弹中的成分，植物叶绿素中的元素。 13 号元素铝：地壳中含量第三多的元素、含量最多的金属，两性的单质（既能与酸又能与碱反应），常温下遇强酸会钝化。 14 号元素硅：地壳中含量第二多的元素，半导体工业的支柱。 15 号元素磷：有两种常见的同素异形体（白磷、红磷），制造火柴的原料（红磷）、化肥中的重要元素。 16 号元素硫：单质为淡黄色固体，能在火山口发现，制造黑火药的原料。 17 号元素氯：单质为黄绿色气体，海水中含量最多的元素，氯碱工业的产物之一。 19 号元素钾：焰色反应呈紫色（透过蓝色钴玻璃观察），化肥中的重要元素。 20 号元素钙：人体内含量最多的矿质元素，骨骼和牙齿中的主要矿质元素。

2．与元素的原子结构相关知识归纳 ⑴最外层电子数等于次外层电子数的元素是Be、Ar； 最外层电子数是次外层电子数 2 倍的元素有C； 最外层电子数是次外层电子数 3 倍的元素有0； 最外层电子数是次外层电子数 4 倍的元素有Ne。 ⑵次外层电子数是最外层电子数 2 倍的元素有Li、Si； 次外层电子数是最外层电子数 4 倍的元素有Mg。 ⑶内层电子数是最外层电子数2 倍的元素有Li、P； 电子总数是最外层电子数2倍的元素有Be。原子核内无中子的元素是1i H 3．元素在周期表中的位置相关知识归纳 ⑴主族序数与周期序数相同的元素有H、B e、Al； 主族序数是周期序数 2 倍的元素有C、S； 主族序数是周期序数 3 倍的元素有O。 ⑵周期序数是主族序数 2 倍的元素有Li、Ca； 周期序数是主族序数 3 倍的元素有Na。 ⑶最高正价与最低负价的绝对值相等的元素有C、Si； 最高正价是最低负价的绝对值3 倍的元素有S。 ⑷上一周期元素所形成的阴离子和下一周期元素最高价态阳离子的电子层结构 与上一周期零族元素原子的电子层结构相同。 4. 元素的含量 地壳中质量分数最大的元素是0,其次是S； 地壳中质量分数最大的金属元素是Al，其次是Fe； 氢化物中氢元素质量分数最大的是C；所形成的有机化合物中种类最多的是C 5. 元素所形成的单质及化合物的物理特性 ①颜色：常温下，单质为有色气体的元素是F、Cl； 单质为淡黄色固体的元素是S； 焰色反应火焰呈黄色的元素是Na,呈紫色的元素是K （通过兰色钻玻璃） ②状态：常温下，单质呈液态的非金属元素是Br ；单质为白色蜡状固体的元素是

高中化学推断题—必备知识点梳理

高中化学推断题—必备知识点梳理 一、位置与结构 1、Li是周期序数等于族序数2倍的元素。 2、S是最高正价等于最低负价绝对值3倍的元素。 3、Be、Mg是最外层电子数与最内层电子数相等的元素； 4、Li、Na是最外层电子数是最内电子数的1/2的元素； 5、最外层电子数是最内层电子数的2倍的是C、Si；3倍的是O、S；4倍的是Ne、Ar。 6、Be、Ar是次外层电子数等于最外层电子数的元素； 6、Mg是次外层电子数等于最外层电数4倍的元素； 7、Na是次外层电子数等于最外层电子数8倍的元素。 8、H、He、Al是原子最外层电子数与核外电子层数相等。 9、He、Ne各电子层上的电子数都满足2n2的元素。 10、H、He、Al是族序数与周期数相同的元素。 11、Mg是原子的最外层上的电子数等于电子总数的1/6的元素； 12、最外层上的电子数等于电子总数的1/3的是Li、P；1/2的有Be；相等的是H、He。 13、C、S是族序数是周期数2倍的元素。 14、O是族序数是周期数3倍的元素。 15、C、Si是最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素。 16、O、F是最高正价不等于族序数的元素。 17、子核内无中子的原子氢（H） 18、形成化合物种类最多的元素碳 19、地壳中含量前三位的元素O、Si、Al 20、大气中含量最多的元素N 21、最外层电子数为次外层2倍的元素（或次外层电子数为最外层1/2的元素）C 22、最外层电子数为次外层3倍的元素（或次外层电子数为最外层1/3的元素）O 23、最外层电子数为次外层4倍的元素（或次外层电子数为最外层1/4的元素）Ne 24、最外层电子数为次外层电子数1/2的元素Li、Si 25、最外层电子数为次外层电子数1/4的元素Mg 25、最外层电子数比次外层电子数多3个的元素N 26、最外层电子数比次外层电子数多5个的元素F 27、最外层电子数比次外层电子数少3个的元素P 28、最外层电子数比次外层电子数多5个的元素Al 29、核外电子总数与其最外层电子数之比为3：2的元素C 30、内层电子总数是最外层电子数2倍的原子有Li、P 31、电子层数跟最外层电子数数相等的原子有H、Be、Al 32、核外电子总数与其最外层电子数之比为4：3的元素O 33、最外层电子数是电子层数2倍的原子有关He、C、S 34、最外层电子数跟次外层电子数相等的原子有Be、Ar 35、X、Y两元素可形成X2Y和X2Y2两种化合物（或形成原子个数比2：1与1：1的化合物Na2O、Na2O2、H2O、H2O2 二、含量与物理性质 1、O是地壳中质量分数最大的元素，Si次之，Al是地壳中质量分数最大的金属元素。 2、H是最轻的非金属元素；Li是最轻的金属元素。 3、Na是焰色反应为黄色的元素；K是焰色反应为紫色（透过蓝色的钴玻璃观察）的元素。 4、Si是人工制得纯度最高的元素；C是天然物质中硬度最大的元素。

元素知识点总结范文

第四单元 物质构成的奥秘 课题1 原 子 1、原子的构成 （1）原子结构的认识 （2）在原子中由于原子核带正电，带的正电荷数（即核电荷数）与核外电子带的负电荷数（数值上等于核外电子数）相等,电性相反，所以原子不显电性 因此： 核电荷数 = 质子数 = 核外电子数 （3）原子的质量主要集中在原子核上 注意：①原子中质子数不一定等于中子数 ②并不是所有原子的原子核中都有中子。例如：氢原子核中无中子 2 ⑴ ⑵相对原子质量与原子核内微粒的关系： 相对原子质量 = 质子数 + 中子数 课题2 元 素 一、元素 1、 含义：具有相同质子数（或核电荷数）的一类原子的总称。 注意：元素是一类原子的总称；这类原子的质子数相同 因此：元素的种类由原子的质子数决定，质子数不同，元素种类不同。 4、元素的分布： ①地壳中含量前四位的元素：O 、Si 、Al 、Fe ②生物细胞中含量前四位的元素：O 、C 、H 、N 相对原子质量=

③空气中前二位的元素：N 、O 注意：在化学反应前后元素种类不变 二、元素符号 1、 书写原则：第一个字母大写，第二个字母小写。 2、 表示的意义；表示某种元素、表示某种元素的一个原子。例如：O ：表示氧元素；表示 一个氧原子。 3、 原子个数的表示方法：在元素符号前面加系数。因此当元素符号前面有了系数后，这个 符号就只能表示原子的个数。例如：表示2个氢原子：2H ；2H ：表示2个氢原子。 4、 元素符号前面的数字的含义；表示原子的个数。例如：6．N ：6表示6个氮原子。 三、元素周期表 1、 发现者：俄国科学家门捷列夫 2、 结构：7个周期16个族 3、 元素周期表与原子结构的关系： ①同一周期的元素原子的电子层数相同，电子层数＝周期数 ②同一族的元素原子的最外层电子数相同，最外层电子数＝主族数 4、 原子序数＝质子数＝核电荷数=电子数 5、 元素周期表中每一方格提供的信息： 课题3 离子 一、核外电子的排布 1、原子结构图： ①圆圈内的数字：表示原子的质子数 ②+：表示原子核的电性 ③弧线：表示电子层 ④弧线上的数字：表示该电子层上的电子数 1、 核外电子排布的规律： ①第一层最多容纳2个电子； ②第二层最多容纳8个电子； ③最外层最多容纳8个电子（若第一层为最外层时，最多容纳2个电子） 3、元素周期表与原子结构的关系： ①同一周期的元素，原子的电子层数相同，电子层数＝周期数 ②同一族的元素，原子的最外层电子数相同，最外层电子数＝主族数 4、元素最外层电子数与元素性质的关系 金属元素：最外层电子数＜4 易失电子 非金属元素：最外层电子数≥4 易得电子 稀有气体元素：最外层电子数为8（He 为2） 不易得失电子 最外层电子数为8（若第一层为最外层时，电子数为2）的结构叫相对稳定结构 因此元素的化学性质由原子的最外层电子数决定。当两种原子的最外层电子数相同，则这两种元素的化学性质相似。（注意：氦原子与镁原子虽然最外层电子数相同，但是氦原子最外 质子数

元素周期表38个知识点归纳

人教版化学必修2第一章第一节元素周期表38个知识点归纳1、元素定义：核电荷数相同的同一类原子的总称，一种元素可能有多种形式的原子存在 形式，如：氢元素的几种形式：H、D（2 1H）、T（3 1 H）、H+、H-。 2、元素符号：在元素周期表中每个小格分四层，元素符号在第一层，黑色字体，用拉丁文大写字母表示，当大写字母相同时，加一个小写字母予以区别。 例如：H（氢）、He（氦）；C（碳）、Cl（氯）、Ca（钙）；N（氮）、Ne（氖）、Na （钠）；Al（铝）、Ar（氩）。 3、元素名称：在元素周期表中每个小格分四层，元素名称在第二层，黑色字体，大多数元素的名称是由形声字构成，气态非金属的名称有气字头，固态非金属的名称有石头旁，液态非金属用三点水旁（溴），液态金属用水字底（汞），金属的名称都有金字旁，个别的元素的名称不是形声字，例如：氮不读“炎”音。 4、元素分类： （1）按元素所在的周期分类：同周期元素和不同周期元素 同周期元素共同点：电子层数相同，在元素周期表中处于同一行中，处于左右关系。 不同周期元素不同点：电子层数不相同，在元素周期表中不处于同一行中。 （2）根据元素的原子序数分类：前20号元素或第n号元素 （3）按元素所在的族分类：主族元素、副族元素、第VIII族元素、0族元素 （4）按元素周期表（新课标人教版化学必修2）分类：金属、非金属、过渡元素 其中金属元素专指主族元素的金属元素，非金属包括主族非金属和稀有气体,过渡元素是指所有副族金属元素和Ⅷ族金属元素，。 5、元素的特有数值：元素的原子序数和元素的相对原子质量。 （1）原子序数=核电荷数=质子数，原子序数在核组成符号中处于元素符号的左下角位置，在元素周期表中每个小格内的第一层，位于元素符号的左下角，数字呈鲜红色。 （2）元素的相对原子质量就是按照元素各核素原子的相对原子质量所占的一定百分比计算出的平均值（见课本P10），元素的相对原子质量在元素周期表中每个小格内的第四层，通常保留有效数字4位，数字呈黑色。 6、元素周期表 （1）将化学元素依照某种特有数值从小到大顺序依次排成一行，并将化学性质相似的元素依照某种特有数值从小到大排成一列所形成的表格叫元素周期表。 （2）元素周期表中特有数值：原子序数和相对原子质量。 （3）门捷列夫的元素周期表依照的特有数值是相对原子质量，现行的元素周期表依照的特有数值是原子序数。 7、元素周期表的结构：由七行和十八列构成，其中每一行为一个周期，从左到右第8、9、10列合起来为VIII族，其余每一列为一族，所以元素周期表由7个周期和16个族构成。

高二化学必修三知识点总结

高二化学必修三知识点总结 专题一：第一单元 1原子半径 (1)除第1周期外，其他周期元素(惰性气体元素除外)的原子半径随原子序数的递增而减小; (2)同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。 2元素化合价 (1)除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价由碳族-4递增到 -1(氟无正价，氧无+6价，除外); (2)同一主族的元素的最高正价、负价均相同 (3)所有单质都显零价 3单质的熔点 (1)同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减; (2)同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增 4元素的金属性与非金属性(及其判断) (1)同一周期的元素电子层数相同。因此随着核电荷

数的增加，原子越容易得电子，从左到右金属性递减，非金属性递增; (2)同一主族元素最外层电子数相同，因此随着电子层数的增加，原子越容易失电子，从上到下金属性递增，非金属性递减。 判断金属性强弱 金属性(还原性)1，单质从水或酸中置换出氢气越容易越强 2，最高价氧化物的水化物的碱性越强(1-20号，K最强;总体Cs最强最 非金属性(氧化性)1，单质越容易与氢气反应形成气态氢化物 2，氢化物越稳定 3，最高价氧化物的水化物的酸性越强(1-20号，F最强;最体一样) 5单质的氧化性、还原性 一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的阳离子氧化性越弱; 元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原性越弱。 推断元素位置的规律 判断元素在周期表中位置应牢记的规律：

高考化学必备知识点复习.doc

高考化学必备知识点复习 高考化学必备知识点复习(一) 1、各种化学用语 如：核素、离子、原子的标记符号;各种化学式、方程式;结构简式、结构式;分子式、最简式、实验式等 2、原子、离子的结构特征 即：各电子层结构、最外层电子数、半径及性质(得失电子能力、氧化还原性) 3、周期律的内涵 即：原子离子结构的周期性变化、原子离子得失电子能力的周期性变化、元素金属性和非金属性的周期性变化、元素单质的性质的周期性变化、元素化合物的性质的周期性变化 4、周期表的结构及构成规律 5、反应速率的计算(表示、比较、换算等)及影响反应速率的各种因素(要求识别图像和绘制图像) 6、平衡状态的特征与判断、平衡移动的判断 即浓度、转化率、体积百分含量、平均相对分子质量、密度、压强高考化学知识点7、有关化学平衡常数的简单计算 8、弱电解质(含水)的电离平衡移动的分析 9、溶液的酸碱性、pH(PH试纸及PH计的使用)及简单计算、指示剂 10、盐的水解的本质及表示方法 高考化学必备知识点复习(二)

11、离子反应的本质、离子共存的分析、离子浓度的大小比较 12、关于氧化还原反应(无机、有机)的分析、简单的配平与基本计算 13、关于电化学(原电池、电解池)的分析 14、反应热、热化学方程式、盖斯定律及应用 15、同分异构体的分析与判断 16、重要官能团的结构、典型反应及相互转化 17、有机反应类型及典型例证 18、有机物的合成与推断 19、以氯气、氯水、次氯酸及其盐、漂白粉为线索的卤族元素 高考化学必备知识点复习(三) 20、以二氧化硫、浓硫酸为线索的氧族元素 21、以氮的氧化物，硝酸，氨气，氨水，铵盐为线索的氮族元素 22、以硅及其氧化物为线索的碳族元素 23、以钠及过氧化钠为主线的碱金属元素 24、铝、氧化铝、铝盐及偏铝酸盐 25、二价铁和三价铁的相互转化及应用 26、教材上的演示实验 即掌握：目的、原理、装置、操作、现象、拓展等

元素周期律和元素周期表知识总结

元素周期律和元素周期表知识总结 考试大纲要求 1．理解原子的组成及同位素的概念。掌握原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数，以及质量数与质子数、中子数之间的相互关系。 2．以第1、2、3周期的元素为例，掌握核外电子排布规律。 3．掌握元素周期律的实质及元素周期表（长式）的结构（周期、族）。 4．以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质（如：原子半径、化合价、单质及化合物性质）的递变规律与原子结构的关系；以ⅠA族和ⅦA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。 知识规律总结 一、原子结构 1．几个量的关系（） 质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N） 质子数=核电荷数=原子序数=原子的核外电子数 离子电荷数=质子数-核外电子数 2．同位素 （1）要点：同——质子数相同，异——中子数不同，微粒——原子。 （2）特点：同位素的化学性质几乎完全相同；自然界中稳定同位素的原子个数百分数不变。 注意：同种元素的同位素可组成不同的单质或化合物，如H2O和D2O是两种不同的物质。 3．相对原子质量 （1）原子的相对原子质量：以一个12C原子质量的1/12作为标准，其它原子的质量跟它相比较所得的数值。它是相对质量，单位为1，可忽略不写。 （2）元素的相对原子质量：是按该元素的各种同位素的原子百分比与其相对原子质量的乘积所得的平均值。元素周期表中的相对原子质量就是指元素的相对原子质量。 4．核外电子排布规律 （1）核外电子是由里向外，分层排布的。 （2）各电子层最多容纳的电子数为2n2个；最外层电子数不得超过8个，次外层电子数不得超过18个，倒数第三层电子数不得超过32个。 （3）以上几点互相联系。 核外电子排布规律是书写结构示意图的主要依据。 5．原子和离子结构示意图 注意：①要熟练地书写1～20号元素的原子和离子结构示意图。 ②要正确区分原子结构示意图和离子结构示意图（通过比较核内质子数和核外电子数）。 6．微粒半径大小比较规律 （1）同周期元素（稀有气体除外）的原子半径随原子核电荷数的递增逐渐减小。 （2）同主族元素的原子半径和离子半径随着原子核电荷数的递增逐渐增大。 （3）电子层结构相同的离子，核电荷数越大，则离子半径越小。 （4）同种元素的微粒半径：阳离子<原子<阴离子。 （5）稀有气体元素的原子半径大于同周期元素原子半径。 （6）电子层数多的阴离子半径一定大于电子层数少的阳离子半径，但电子层数多的阳离子半径不一定大于电子层数少的阴离子半径。 二、元素周期律和周期表 1．位、构、性三者关系

高考化学知识点归纳元素及其化合物

元素及其化合物 1、元素化合物知识包括金属和非金属两部分，是高中化学的基础知识之一。知识特点是作 为化学基本概念、原理、实验和计算的载体，其信息量大，反应复杂，常作为综合试题的知识背景或突破思维的解题题眼。 2、注意处理好两个关系，必须先处理好元素化合物知识的内部关系，方法是：“抓重点， 理关系，用规律，全考虑” 。 ①抓重点：以每族典型元素为代表，以化学性质为抓手，依次学习其存在、制法、用途、检验等“一条龙”知识，做到牵一发而动全身 ②理关系：依据知识内在联系，按单质→氧化物→氧化物的水化物→盐的顺序，将零碎的知识编织成网络，建立起完整的知识结构，做到滴水不漏 ③用规律：用好化学反应特有的规律，如以强置弱等规律，弄清物质间相互反应。 ④全考虑：将元素化合物作为一个整体、一个系统理解，从而达到解综合试题时能将所需的元素化合物知识信手拈来。 另一方面是处理好元素化合物知识与本学科理论、计算或跨学科知识间的外部关系，采取的方法是“分析与综合、抽象与具体” 。 ①分析：将综合试题拆分思考。 ②综合：将分散的“点”衔接到已有的元素化合物知识“块”中。 ③抽象：在分析综合基础上，提取相关信息。 ④具体：将提取出的信息具体化，衔接到综合试题中，从而完整解题。 （一）元素非金属性的强弱规律 ⑴常见非金属元素的非金属性由强到弱的顺序如下：F、O、Cl 、N、Br、I、S、P、C、Si、H。 ⑵元素非金属性与非金属单质活泼性的区别：元素的非金属性是元素的原子吸引电子的能力，影响其强弱的结构因素有：①原子半径：原子半径越小，吸引电子能力越强；②核电荷数：核电荷数越大，吸引电子能力越强；③最外层电子数：同周期元素，最外层电子越多，吸引电子能力越强。但由于某些非金属单质是双原子分子，原子是以强列的共价键相结合（如N N 等）＝，当参加化学反应时，必须消耗很大的能量才能形成原子，表现为单质的稳定性。这种现象不一定说明这种元素的非金属性弱。⑶非金属性强弱的判断依据及其应用 元素的非金属性的本质是元素的原子吸引电子的能力。这种能力的大小取决于原子半径、核电荷数、最外层电子数，题目常通过以下几方面比较元素的非金属性。 ①非金属单质与H2 化合的条件及难易程度； ②氢化物的稳定性； ③最高价氧化物对应水化物的酸性； ④非金属间的置换反应； ⑤非金属单质对应阴离子的还原性； ⑥与变价金属反应时，金属所呈现的化合价； ⑦元素在化合物中化合价的相对高低（如在HClO 中，氯元素显正价，氧元素显负价，则说明 氧的非金属性比氯强）等。 （二）卤族元素 1、卤族元素主要性质的递变性（从F→ I）⑴单质颜色逐渐变深，熔沸点升高，水中溶解性逐渐减小；⑵元素非金属性减弱，单质氧化性减弱，卤离子还原性增强； ⑶与H 2化合，与H2O 反应由易到难；⑷气态氢化物稳定性减弱，还原性增强，水溶液酸性增强；⑸最高价氧化物的水化物酸性减弱；⑹前面元素的单质能把后面元素从它们的化合物中置换出来。

非金属元素及其化合物的知识点总结

龙文教育学科老师个性化教案

2HClO 光照 或加热 2HCl + O2↑ 5．Br2 、I2在不同溶剂中的颜色 水苯或汽油四氯化碳 Br 2黄～橙橙～橙 红 橙～橙 红 I2深黄～褐淡紫～紫 红紫～深紫 6．置换反应 Cl2 + 2NaBr = Br2+ 2NaCl Br2 + 2KI = I2 + 2KBr ∴氧化性 Cl2 ＞Br2 ＞I2 7．I2遇淀粉溶液后，溶液呈蓝色 I- 氧化剂——————→ I2 三．氮 1．氮的氧化物 NO：无色气体、有毒（同CO）、难溶与水 NO2：红棕色气体、有毒、与水反应 反应：2NO + O2 = 2NO2 3NO2 + 2H2O = 2HNO3 + NO 2．有关NO与O2或NO2与O2混合通入水中，液面上升一定高度时用的方程式 4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3 4NO+ 3O2 + 2H2O = 4HNO3 3．硝酸 物理性质无色液体、有刺激性气味、能以任意比溶于水 化学性质 酸的通性 强 氧 化 性 与金属氧化 物 3FeO + 10HNO3 = 3Fe(NO3)3 + NO↑+ 5H2O 与金属 3Cu + 8HNO3(稀) = 3Cu(NO3)2+2NO↑+ 4H2O Cu + 4HNO3(浓) = Cu(NO3)2 +2NO2↑+ 2H2O 与非金属 C + 4HNO3(浓) △ CO2↑+ 4NO2↑+ 2H2O 不稳定性4HNO 3 光照 或加热 4NO2↑+ O2↑+ H2O 4．氨 ( NH3 ) 物理性质无色气体、有刺激性气味、密度小于空气、1:700 溶于水 化学性质 与H2O NH3 + H2O NH3·H2O NH4++ OH-与酸NH3 + HCl = NH4Cl 氨的 催化氧化 4NH3 + 5O2 催化剂 加热 4NO + 6H2O 实验室制取原 理NH4+ + OH-△ NH3↑+ H2O

元素周期表知识点总结教学提纲

元素周期表知识点总 结

第一章 物质结构 元素周期律 第一节 元素周期表 一、原子结构 1. 原子核的构成 核电荷数(Z) == 核内质子数 == 核外电子数 == 原子序数 2、质量数 将原子核内所有的质子和中子的相对质量取近似整数值加起来，所得的数值，叫质量数。 质量数（A ）= 质子数（Z ）+ 中子数（N ）==近似原子量 原子 A Z X 3、阳离子 aW m+ ：核电荷数＝质子数>核外电子数，核外电子数＝a －m 阴离子 b Y n-：核电荷数＝质子数<核外电子数，核外电子数＝b ＋n 二、核素、同位素 1、定义 核素：人们把具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子称为核素。 同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同核素互为同位素。 3、元素的相对原子质量 2、同位素的特点 ① 化学性质几乎完全相同 ②天然存在的某种元素，不论是游离态还是化合态，其各种同位素所占的原子个数百分比（即丰度）一般是不变的。 三、核外电子排布 1、电子云：我们只能指出它在原子核外空间某处出现的机会大小——几率 电子云密度大小反映电子在该区域（单位体积）出现的机会（几率）大小 2、核外电子排布的规律: 1.电子是在原子核外距核由近及远、能量由低至高的不同电子层上分层排布； 2.每层最多容纳的电子数为2n 2(n 代表电子层数)； 3.电子一般总是尽先排在能量最低的电子层里，即最先排第一层，当第一层排满后，再排第二层，等等。 4．最外层电子数则不超过8个(第一层为最外层时,电子数不超过2个)。

3、元素性质与元素的原子核外电子排布的关系 ①稀有气体的不活泼性：稀有气体元素的原子最外层有8个电子（He为2）处于稳定结构，因此化学性质稳定，一般不跟其它物质发生化学反应。 ②非金属性与金属性（一般规律） 电外层电子数得失电子趋势元素性质 金属元素<4 易失金属性 非金属元素>4 易得非金属性 一、元素周期表的结构 1.周期：周期序数=电子层数 七个周期（1、2、3短周期；4、5、6长周期；7不完全周期） 2.族： 主族元素的族序数=元素原子的最外层电子数(或：主族序数=最外层电子数) 18个纵行（7个主族；7个副族；一个零族；一个Ⅷ族（8、9、10三个纵行）） 二、元素性质与原子结构 1、碱金属元素 (1) 在结构上： 结构异同：异：核电荷数：由小→大； 电子层数：由少→多； 同：最外层电子数均为1个。 最外层都有１个电子，化学性质相似；随着核电荷数的增加，原子的电子层数递增,原子核对最外层电子的引力逐渐减弱,金属性逐渐增强。 (2) 碱金属元素在化学性质上的规律： ○1相似性：均能与氧气、与水反应,表现出金属性（还原性）； 4Li + O2 ==== 2Li2O（白色、氧化锂） 2Na + O2 ==== Na2O2（淡黄色、过氧化钠） 2Na + 2H2O === 2NaOH + H2↑ 2K + 2H2O === 2KOH + H2↑ ○2递变性：与氧气、与水反应的剧烈程度有所不同；在同一族中，自上而下反应的剧烈程度逐渐增大； (3) 元素金属性判断标准

高一化学元素周期表知识点归纳

高一化学元素周期表知识点归纳 想学好化学知识就必须学好元素周期表的知识。下面就是我给大家带来的高一元素周期表知识点总结，希望能帮助到大家! 高一元素周期表知识点总结1 单质及简单离子的氧化性与还原性 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质的氧化性增强，还原性减弱;所对应的简单阴离子的还原性减弱，简单阳离子的氧化性增强。 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质的氧化性减弱，还原性增强;所对应的简单阴离子的还原性增强，简单阳离子的氧化性减弱。 元素单质的还原性越强，金属性就越强;单质氧化性越强，非金属性就越强。 最高价氧化物所对应的水化物的酸碱性 同一周期中，元素最高价氧化物所对应的水化物的酸性增强(碱性减弱); 同一族中，元素最高价氧化物所对应的水化物的碱性增强(酸性减弱)。 单质与氢气化合的难易程度 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越容易; 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越难。 高一元素周期表知识点总结2 高一元素周期表知识点总结3 原子核外电子排布规律 1.在含有多个电子的原子里，电子依能量的不同是分层排布的，其主要规律是：

核外电子总是尽先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层。 2.原子核外各电子层最多容纳2n2个电子。 3.原子最外层电子数目不超过8个(K层为最外层时不能超过2个电子)。 4.次外层电子数目不能超过18个(K层为次外层时不能超过2个)，倒数第三层电子数目不能超过32个。 注意：以上规律既相互联系，又互相制约，不能孤立片面的理解。如M层为最外层的时候，最多为8个，而不是18个。 高一元素周期表知识点总结4 原子半径 (1)除第1周期外，其他周期元素(惰性气体元素除外)的原子半径随原子序数的递增而减小; (2)同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。 2元素化合价 (1)除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价由碳族-4递增到-1(氟无正价，氧无+6价，除外); (2)同一主族的元素的最高正价、负价均相同 3单质的熔点 (1)同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减; (2)同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增