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元素周期律知识点总结

物质结构元素周期律

●考纲解读

1．了解元素、核素和同位素的含义。

2．了解原子构成。了解原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核处电子数以及它们之间的相互关系；了解原子核外电子排布。

3．掌握元素周期律的实质。了解元素周期表(长式)的结构(周期、族)及其应用。4．以第三周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。5．以第ⅠA族和第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。

6．了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质递变的规律。

7．了解化学键的定义。了解离子键和共价键的形成。

●真题链接

1．(2013·天津卷·3)下列有关元素的性质及其递变规律正确的是()

A．ⅠA族与ⅦA族元素间可形成共价化合物或离子化合物

B．第二周期元素从左到右，最高正价从＋1递增到＋7

C．同主族元素的简单阴离子还原性越强，水解程度越大

D．同周期金属元素的化合价越高，其原子失电子能力越强

解析：从元素周期表的结构和元素周期律角度分析、解决问题。ⅠA族和ⅦA族元素如：H、Na与Cl可形成HCl和NaCl，两者分别属于共价化合物和离子化合物，A正确。第二周期F元素无正价，B错。如第ⅦA族的元素中，还原性F －I－，C错。同周期金属元素从左到右化合价升高，其还原性减弱，原子失电子能力减弱，D错。

答案：A

2．(2013·山东卷·8)W、X、Y、Z四种短周期元素在元素周期表中的相对位置如下所示，W的气态氢化物可与其最高价含氧酸反应生成离子化合物，由此可知()

A.X、Y、Z中最简单氢化物稳定性最弱的是Y

B．Z元素氧化物对应水化物的酸性一定强于Y

C．X元素形成的单核阴离子还原性大于Y

D．Z元素单质在化学反应中只表现氧化性

解析：根据W元素的相关信息及四种元素在周期表中的位置关系确定具体元素，再结合元素周期律知识分析、解决问题。

W、X、Y、Z均为短周期元素，且W的气态氢化物可与其最高价含氧酸反应生成离子化合物，则W为N元素，结合四种元素在周期表中的相对位置可知，X 为O元素，Y为S元素，Z为Cl元素。B项，Cl元素的非金属性强于S元素，则Cl元素最高价氧化物对应水化物的酸性一定强于S元素最高价

氧化物对应水化物的酸性，但Cl元素的低价态氧化物对应水化物的酸性不一定强于S元素，如HClO的酸性比H2SO3的弱。C项，O元素的非金属性比S元素强，O2的氧化性强于S单质，则O2－的还原性比S2－弱。D项，Cl2中Cl元素为0价，处于中间价态，与强氧化剂(如酸性KMnO4溶液等)反应表现还原性，与强还原剂(如Fe、H2等)反应表现氧化性，Cl2与NaOH溶液的反应中，Cl2既表现氧化性又表现还原性。

答案：A

●名校模拟

3．(2013·北京市海淀区第二学期期末·9)X、Y、Z均为短周期元素，其简单离子X＋、Y3＋、Z2－的核外电子层结构相同。下列说法不正确的是()

A．原子序数：Y＞X＞Z

B．碱性：XOH＞Y(OH)3

C．单质的还原性：X＞Y

D．离子半径：X＋＞Y3＋＞Z2－

解析：根据题意，X为Na元素、Y为Al元素、Z为O元素。A项，原子序数：Al＞Na＞O；B项，碱性：NaOH＞Al(OH)3；C项，单质的还原性：Na＞Al；D 项，离子半径：O2－＞Na＋＞Al3＋。

答案: D

4．(2013·杭州市第二次质检·26)A、B、C、D为原子序数依次增大的四种短周期元素，其性质或结构信息如下表：

试回答以下问题：

(1)B在周期表中的位置是________。B的氢化物与E的氢化物比较，沸点较高的是________(填化学式)，在水中溶解度较大的是________(填化学式)。

(2)写出D3B与甲反应所得溶液呈________(填“酸性”“碱性”或“中性”)，原因是__________________(用学方程式表示)。

(3)写出丙的电子式为________。说明丙的水溶液在放置过程中其酸性会增强的原因：__________________(用离子方程式表示)。

(4)由A、B、C、D四种元素中的三种元素组成的一种盐丁，其外观与氯化钠相似，丁的水溶液呈碱性。可用来鉴别丁和氯化钠的试剂有________。

A．氢碘酸和淀粉的混合液

B．AgNO3溶液

C．甲基橙试剂

D．稀硫酸

(5)将光亮的铜丝插入丁溶液中，没有现象发生，如用盐酸酸化，反应迅速发生，铜丝缓慢溶解生成深绿色溶液，写出该反应的离子方程式：_______________________ _________。

解析：由题意知D为钠元素，而A和D同主族，则A为氢元素，Na3B中离子为Na＋和B3－，两种离子的电子层结构相同，则B为氮元素，C为氧元素，与氢元素形成的化合物甲为H2O，乙为H2O2，乙有弱酸性，丙相对于空气的密度为3.0，则丙的相对分子质量为87，溶于水得到弱酸性溶液且光照条件下放置酸性增强为HClO，说明E为氯元素，丙的化学式为Cl2O。(1)NH3分子之间容易形成氢键，所以沸点较高，NH3分子与水分子间容易形成氢键，所以在水中的溶解

度较大。(2)Na3N在水中水解产生NH3和NaOH，所得溶液显碱性。(3)次氯酸见光分解，生成盐酸，酸性增强。(4)丁为NaNO2，NaNO2能与I－发生氧化还原反应生成碘单质，使淀粉变蓝，A正确，AgNO3与两种盐都能产生白色沉淀，B错误，甲基橙变色范围是3.1～4.4，所以加入到两种盐溶液中均显黄色，C错误，NaNO2溶液中滴加稀硫酸，试管内液面上方有红棕色气体产生，且能嗅到刺激性气味，而氯化钠溶液不会产生此现象，D正确。(5)由题意可知，产物中有Cu2＋，则NO－2被还原为NO气体。

答案：(1)第二周期ⅤA族NH3NH3

(2)碱性Na3N＋3H2O===NH3↑＋3NaOH

高频考点·大整合

●考点整合

1．原子的组成

2．原子中基本微粒间的五个关系

(1)质子数＝核电荷数＝核外电子数＝原子序数

(2)质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)

3．元素周期表的结构(7个周期，16个族)

4．元素周期表中元素性质的递变规律

5.“位、构、性”之间的关系

(1)结构—明确原子结构中的四个数量关系

电子层数＝周期序数

质子数＝原子序数

最外层电子数＝主族序数

主族元素的最高正价＝主族序数(O、F除外)

最低负(2)位置—掌握确定元素位置的方法

只要记住了稀有气体元素的原子序数(He 2、Ne 10、Ar 18、Kr 36、Xe 54、Rn 86)，

就可确定主族元素的位置。

①若元素原子序数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第ⅠA族或第ⅡA族，如88号元素88－86＝2，则88号元素应在第七周期第ⅡA族。价＝主族序数－8

②若元素原子序数比相应的稀有气体元素的原子序数少1～5时，则应处在同周期的第ⅦA族～第ⅢA族，如84号元素，应在第六周期第ⅥA族。

③若预测新元素，可与未发现的第七周期最后一种元素(118号)比较，按上述方法推测知：如114号元素，应为第七周期第ⅣA族。

(3)性质—熟悉原子结构和性质的递变规律

①元素金属性、非金属性强弱的比较

A．金属性强弱的比较

a．根据元素在周期表或金属活动性顺序中的位置；

b．根据金属与盐溶液的置换反应；

c．根据原电池的正负极；

d．根据金属与H2O(或酸)反应置换出氢的难易；

e．根据最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱。

B．非金属性强弱的比较

a．依据非金属之间的置换反应

如2F2＋2H2O===4HF＋O2，则非金属性F＞O。

b．依据非金属单质与H2化合的难易(或生成氢化物的稳定程度)，如稳定性：HF ＞HCl＞HBr＞HI，非金属性：F＞Cl＞Br＞I。

c．依据最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱，如酸性H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4，非金属性Si＜P＜S。

②微粒半径的大小比较

A．同周期元素的原子或最高价阳离子半径从左至右逐渐减小(稀有气体元素除外)，如：Na＞Mg＞Al＞Si；Na＋＞Mg2＋＞Al3＋。

B．同主族元素的原子或离子半径从上到下逐渐增大，如：Li＜Na＜K；F－＜Cl －＜Br－。

C．电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增加而减小，如：O2－＞F－＞Na＋＞Mg2＋＞Al3＋。

D．核电荷数相同(即同种元素)的微粒，电子数越多，半径越大，如：Fe3＋＜Fe2＋，Cl＜Cl－。

E．电子层数和所带电荷都不同的，可选相近的离子参照比较，如：比较Al3＋与S2－的半径大小，可选O2－为参照，可知：Al3＋＜O2－＜S2－，故Al3＋＜S2－。

6．核外电子数相同的粒子小结(常作为元素推断题的突破口) (1)核外有10电子的粒子

分子：Ne 、HF 、H 2O 、NH 3、CH 4

阳离子：Mg 2＋、Na ＋、Al 3＋、NH ＋4、H 3O ＋

阴离子：N 3－、O 2－、F －、OH －、NH －2 ①可按物质的状态记忆10电子的粒子

Ne 、HF 、NH 3、CH 4在常温常压下为气态，H 2O 在常温常压下为液态。 ②可按粒子中原子数目记忆10电子的粒子单核：N 3－、O 2－、F －、Mg 2＋、Na ＋、Al 3＋、Ne 双核：HF 、OH －

三核：H 2O 、NH －2 四核：NH 3、H 3O ＋五核：CH 4、NH ＋4

③“10e －＋10e －===10e －＋10e －”的反应： NH ＋4＋OH －=====△NH 3↑＋H 2O

(2)核外有18电子的粒子

分子：Ar 、HCl 、H 2S 、PH 3、SiH 4、F 2、H 2O 2、C 2H 6、CH 3OH 、N 2H 4 阳离子：K ＋、Ca 2＋

阴离子：P 3－

、S 2－

、HS －

、Cl －

、O 2－

(3)核外有14电子的粒子 N 2、CO 、Si 、C 2H 2

(4)核外电子总数与质子数均相同的离子组

①Na ＋、NH ＋4、H 3O ＋；②F －、OH －、NH －2

7．化学键与物质的关系

(1)只有非极性键的物质：H 2、O 2、N 2、Cl 2、金刚石、晶体硅、白磷、硫等，都是由同种非金属元素组成的单质。

(2)只有极性键的物质：HCl 、HBr 、NO 、NH 3、H 2O 、CS 2、CO 2、BF 3等，都是由不同种非金属元素组成的化合物

(3)既有极性键又有非极性键的物质：H 2O 2、CH 3CH 2OH 、CH 3COOH 、CHCH 、CH 2CH 2等。

(4)只有离子键的物质：NaCl 、KCl 、CsCl 、Na 2O 、K 2S 、NaH 等，都是由活泼金属元素和活泼非金属元素组成的离子化合物。

(5)既有离子键又有非极性键的物质：Na 2O 2、FeS 2、CaC 2等。

(6)既有离子键又有极性键的物质：NaOH、Na2CO3、HCOONa等。

(7)有离子键、极性键和非极性键的物质：CH3COONa等。

(8)无化学键的物质：稀有气体。

8．离子键和共价键的比较

●方法归纳

1．元素推断的常见突破口

(1)短周期元素的原子结构的特殊性

①原子核中无中子的原子：H。

②最外层有1个电子的元素：H、Li、Na。

③最外层有2个电子的元素：He、Be、Mg。

④最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Ar。

⑤最外层电子数是次外层电子数2倍的元素：C；是次外层电子数3倍的元素：O；是次外层电子数4倍的元素：Ne。

⑥最外层电子数是内层电子总数一半的元素：Li、P。

⑦电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、Al。

⑧电子总数为最外层电子数2倍的元素：Be。

⑨次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、Si。

⑩族序数等于周期数2倍的元素：C、S。

11、族序数等于周期数3倍的元素：O。

12、周期数是族序数3倍的元素：Na。

13、最高正价与最低负价代数和为零的元素：C、Si。

14、最高正价是最低负价绝对值3倍的元素：S。

(2)1～20号元素中某些元素的性质的特殊性

①原子半径最大的是K，最小的是H。

②单质硬度最大的，熔、沸点最高的，形成化合物品种最多的，正负化合价代数和为零且气态氢化物中含氢百分率最高的元素都是C。

③单质密度最小的，原子核中只有质子没有中子的，原子序数、电子层数、最外层电子数三者均相等的都是H。

④气态氢化物最稳定且只有负价而无正价的是F。

⑤最高价氧化物的水化物酸性最强的是Cl，碱性最强的是K。

⑥气态氢化物在水中的溶解度最大，其水溶液呈碱性的是N。

⑦单质和其最高价氧化物都是原子晶体的是Si。

⑧具有两性的元素是Al、Be。

⑨最轻的金属是Li。

2．判断元素金属性、非金属性强弱的一般方法

(1)金属性强弱的判断方法

理论推断：①原子结构：原子半径越大，最外层电子数越少，金属性越强。

②在周期表中位置：同主族由上到下金属性逐渐增强；同周期由左到右金属性逐渐减弱。

实验标志：①单质从水或非氧化性酸中置换出H2的难易程度。

②最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。

③盐溶液中金属单质间的置换反应。

④单质的还原性或简单阳离子的氧化性。

⑤原电池中的正负极。

(2)非金属性强弱的判断方法

非金属性是指元素得电子的能力。非金属单质的活泼性是指单质分子与其他物质反应的难易。二者不一定一致，如非金属性N＞P，而单质的活泼性N2＜P4。理论推断：①原子结构：原子半径越小，最外层电子数越多，非金属性越强。

②在周期表中位置：同主族由上到下非金属性逐渐减弱；同周期由左到右非金属

性逐渐增强。

实验标志：①单质与H 2化合生成气态氢化物的难易程度及气态氢化物的热稳定强弱(如卤化氢)。

②最高价氧化物对应水化物的酸性强弱。 ③盐溶液中非金属单质间的置换反应。 ④单质的氧化性或简单阴离子的还原性。

⑤单质与变价金属单质反应，所得产物中金属元素表现出的价态高低。如2Cu ＋S=====△Cu 2S ，Cu ＋Cl 2=====△

CuCl 2。

3．判断化学键类型的方法

(1)离子化合物中一定存在离子键，可能存在共价键；共价化合物中一定不含离子键。

(2)金属元素与非金属元素形成的化合物不一定都是离子化合物，如AlCl 3；只由非金属元素形成的化合物不一定都是共价化合物，如铵盐。

(3)分子中不一定都有化学键，如稀有气体分子为单原子分子，不存在化学键。 (4)化学键分为离子键和共价键，不仅对物质的化学性质有影响，有些情况下对物理性质也有影响，如熔点、硬度等。

●易错警示

1．忽视氢原子的特殊性

H 原子核只有质子，没有中子；H 属于非金属，不属于碱金属元素，所以ⅠA 族元素不等同于碱金属元素。

2．在判断“8”电子稳定结构时，忽视了特殊原子

1～5号元素H 、He 、Li 、Be 、B 与其他原子结合后，一定达不到“8”电子稳定结构，所以在判断最外层是否达到8电子结构时，一定要注意这几种原子。 3．混淆元素周期表的结构

元素周期表ⅡA 族与ⅢA 族并不相邻，中间隔着副族，所以同一周期的ⅡA 族与ⅢA 族元素的原子序数之差可能为1、11、25。 4．混淆用酸性强弱比较非金属性强弱的条件

判断元素非金属性强弱，若根据酸性强弱进行判断，一定要用其对应的最高价含氧酸(最高价氧化物对应的水化物)酸性进行判断，如硫酸的酸性＞磷酸，可以判断出S 的非金属性＞P ，但H 2SO 3的酸性＞HClO 、HCl 的酸性＞H 2S 均不能判断元素的非金属性强弱。

5．错误认为离子键的实质是阴阳离子的静电吸引力

离子键的实质是静电作用力，包括吸引力和排斥力。

6．误认为金属原子失去的电子数越多，金属性越强，非金属原子得到的电子数越多，非金属性越强

判断金属性与非金属性强弱是以得失电子的难易程度为依据，和得失电子多少无关，如Na与Mg、Cl与S等。

7．易忽视各类规律中的特殊性。如Al是金属，其氧化物为两性氧化物。8．对某些元素化合物的特殊结构或性质掌握不准确。

9．错误认为主族元素的最高正价一定等于族序数，但是F无正价。

10．误认为失电子难的原子得电子的能力一定强。但是碳原子、稀有气体元素的原子失电子难，得电子也难。

11．误认为最高正价和最低负价绝对值相等的元素只有ⅣA族的某些元素。忽视了ⅠA族的H的最高正价为＋1价，最低负价为－1价。

12．元素周期表的特殊部位把握不准，如金属与非金属的分界线、过渡元素的位置等。

13．误认为元素周期表有9个横行，也即9个周期。实际镧系和锕系分别属于第六、七两个周期。

高二上学期数学知识点总结

高二数学期末复习知识点总结一、直线与圆： 1、直线的倾斜角α的范围是[0,π）在平面直角坐标系中,对于一条与x 轴相交的直线l ，如果把x 轴绕着交点按逆时针方向转到和直线l 重合时所转的最小正角记为α,α就叫做直线的倾斜角。当直线l 与x 轴重合或平行时，规定倾斜角为0; 2、斜率:已知直线的倾斜角为α，且α≠９0°,则斜率k =ｔa ｎα. 过两点(x 1,ｙ１)，（ｘ2,y ２)的直线的斜率k=( y 2-y １)/（ｘ2－x 1),另外切线的斜率用求导的方法。３、直线方程：⑴点斜式:直线过点00(,)x y 斜率为k ，则直线方程为 00()y y k x x -=-, ⑵斜截式：直线在y 轴上的截距为b 和斜率k ,则直线方程为y kx b =+ 4、111:l y k x b =+，222:l y k x b =+，①1l ∥2l 21k k =?，21b b ≠； ②12121l l k k ⊥?=-. 直线1111:0l A x B y C ++=与直线2222:0l A x B y C ++=的位置关系： (1)平行? Ａ1/A 2=B 1／Ｂ2 注意检验（２)垂直? A 1A ２+B １B ２＝0 5、点00(,)P x y 到直线0Ax By C ++=的距离公式d 两条平行线 10Ax By C ++=与20Ax By C ++=的距离是d = 6、圆的标准方程:222()()x a y b r -+-=.⑵圆的一般方程:22 0x y Dx Ey F ++++= 注意能将标准方程化为一般方程 7、过圆外一点作圆的切线,一定有两条,如果只求出了一条,那么另外一条就是与x 轴垂直的直线．８、直线与圆的位置关系,通常转化为圆心距与半径的关系，或者利用垂径定理,构造直角三角形解决弦长问题.①d r >?相离 ②d r =?相切 ③d r b>0)注意还有一个;②定义: |ＰＦ1｜+|PF 2|=２a>2c; ③ ｅ=22a b 1a c -= ④长轴长为2a ,短轴长为２b ，焦距为２c ； a 2=b 2+c ２ ; 2、双曲线：①方程1b y a x 22 22=-（a,b ＞0) 注意还有一个;②定义: ||P Ｆ1｜-|ＰＦ２||=2a<2c; ③ e ＝22 a b 1a c +=；④实轴长为2ａ，虚轴长为2b ，焦距为2ｃ；渐进线0b y a x 2222=-或x a b y ±= ｃ 2=a ２+ｂ２３、抛物线 :①方程ｙ2 =2ｐｘ注意还有三个，能区别开口方向； ②定义:|PF|=d 焦点F(2 p ,0)，准线x ＝-2p ;③焦半径2 p x AF A +=; 焦点弦AB =x 1+x 2＋p; 4、直线被圆锥曲线截得的弦长公式: 5、注意解析几何与向量结合问题：１、11(,)a x y =,22(,)b x y =. （1)1221//0a b x y x y ? -=；(2）121200a b a b x x y y ⊥??=?+=. 2、数量积的定义：已知两个非零向量a 和b ,它们的夹角为θ，则数量｜a ||b |cos θ叫做a 与b 的数量积,记作a ·b ,即1212||||cos a b a b x x y y θ?==+ 3、模的计算:｜a |=2 a . 算模可以先算向量的平方 4、向量的运算过程中完全平方公式等照样适用:如() a b c a c b c +?=?+?

元素周期律专题复习

“元素周期律专题”复习教学设计师大学良乡附属中学焕亮平英 1、指导思想与理论依据建构主义理论认为学习过程不是学习者被动地接受知识，而是积极地建构知识的过程。学习不是教师向学生传递知识的过程，而是学生建构自己的知识和能力的过程。本节课学生运用周期律知识完成、改编典型例题，交流改编成果，自主复习周期律知识，并构建完善的知识体系。通过学生思维的冲撞、渗透、磨合，带领学生进入理解和感悟的空间，促使学生学会跳出题海，同时培养学生的表达能力和资源共享精神。 2、教学容分析元素周期律专题是高三化学基本理论的教学容。它的教学容主要包括（1）能结合有关数据和实验事实认识元素周期律，了解原子结构与元素性质的关系；（2）能描述元素周期表的结构，知道金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。元素周期律的学习和应用贯穿了整个中学化学学习的始终，是学习中学无机化学的理论指导。高三对于元素周期律这部分知识、能力的要求高于高一、高二的水平,它要求学生熟悉元素周期律在高考命题中的主要题型，掌握其解题规律和技巧，同时能应用元素周期律知识去解决日常生活、工农业生产和科研实际问题。 “元素周期律专题”分2个课时完成。第1课时：重建元素周期律的知识体系第2课时：应用元素周期律知识来解决问题 3、学生情况分析

知识结构分析：本班学生基础较为薄弱，分析能力、理解能力不是很高，但沟通能力强、勇于表达自己的想法。信息素养分析：学生能够从文字资料中筛选出自己所需的信息，但对信息的审读能力不是很全面。遗漏信息、误读信息是学生完成习题的一个不可忽视的障碍。学习需要分析：从短期目标高考分析，进入高三的学生高考意识比较强，需要强化高考题，强化高考题中的热点问题，能够构建自己的知识体系。从长期目标个人的长远发展分析他们需要提高表达、与人合作、处理信息的能力。心理分析：学生进入高三后，既想跳出题海，又不敢跳出题海。忙于做完题，做很多题而不是清清楚楚去做一道题，做到举一反三。 4、教学目标设计（1）基本目标知识与技能：能结合有关数据（原子核外电子排布、原子半径、元素的主要化合价等）认识元素周期律。了解原子结构与元素得失电子能力（金属性与非金属性、最高价氧化物对应的水化物的酸碱性等）的关系。知道周期与族的概念，能描述元素周期表的结构。认识元素在周期表中的位置与其原子的电子层结构的关系;知道金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。过程与方法：在设计选项、改编例题中，学生自主进行知识的重组，培养了学生知识归纳能力,引导学生跳出题海。情感态度与价值观：感受元素周期律与元素周期表在化学学习、科学研究和生产实践中的重要作用。（2）发展性目标

高中化学元素周期律知识点规律大全

高中化学元素周期律知识点规律大全 1．原子结构 [核电荷数、核内质子数及核外电子数的关系] 核电荷数＝核内质子数＝原子核外电子数注意：(1) 阴离子：核外电子数＝质子数＋所带的电荷数阳离子：核外电子数＝质子数－所带的电荷数 (2)“核电荷数”与“电荷数”是不同的，如Cl－的核电荷数为17，电荷数为1． [质量数] 用符号A表示．将某元素原子核内的所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加所得的整数值，叫做该原子的质量数．说明(1)质量数(A)、质子数(Z)、中子数(N)的关系：A＝Z + N． (2)符号A Z X的意义：表示元素符号为X，质量数为A，核电荷数(质子数)为Z的一个原子．例如，23 Na中，Na原子的质量数为23、质子数为11、中子数为12． 11 [原子核外电子运动的特征] (1)当电子在原子核外很小的空间内作高速运动时，没有确定的轨道，不能同时准确地测定电子在某一时刻所处的位置和运动的速度，也不能描绘出它的运动轨迹．在描述核外电子的运动时，只能指出它在原子核外空间某处出现机会的多少． (2)描述电子在原子核外空间某处出现几率多少的图像，叫做电子云．电子云图中的小黑点不表示电子数，只表示电子在核外空间出现的几率．电子云密度的大小，表明了电子在核外空间单位体积内出现几率的多少． (3)在通常状况下，氢原子的电子云呈球形对称。在离核越近的地方电子云密度越大，离核越远的地方电子云密度越小． [原子核外电子的排布规律] (1)在多电子原子里，电子是分层排布的． (2)能量最低原理：电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，而只有当能量最低的电子层排满后，才依次进入能量较高的电子层中．因此，电子在排布时的次序为：K→L→M…… (3)各电子层容纳电子数规律：①每个电子层最多容纳2n2个电子(n＝1、2……)．②最外层容纳的电子数≤8个(K层为最外层时≤2个)，次外层容纳的电子数≤18个，倒数第三层容纳的电子数≤32个．例如：当M层不是最外

高二数学上学期十五个重要知识点汇总

高二数学上学期十五个重要知识点汇总一、集合、简易逻辑（14课时，8个）1.集合；2.子集； 3.补集； 4.交集； 5.并集； 6.逻辑连结词； 7.四种命题； 8.充要条件. 二、函数（30课时，12个）1.映射；2.函数；3.函数的单调性；4.反函数；5.互为反函数的函数图象间的关系；6.指数概念的扩充；7.有理指数幂的运算；8.指数函数；9.对数；10.对数的运算性质；11.对数函数.12.函数的应用举例. 三、数列（12课时，5个）1.数列；2.等差数列及其通项公式；3.等差数列前n项和公式；4.等比数列及其通顶公式； 5.等比数列前n项和公式. 四、三角函数（46课时17个）1.角的概念的推广；2.弧度制； 3.任意角的三角函数；4，单位圆中的三角函数线；5.同角三角函数的基本关系式；6.正弦、余弦的诱导公式’7.两角和与差的正弦、余弦、正切；8.二倍角的正弦、余弦、正切；9.正弦函数、余弦函数的图象和性质；10.周期函数；11.函数的奇偶性；12.函数的图象；13.正切函数的图象和性质；1 4.已知三角函数值求角；1 5.正弦定理；16余弦定理；17斜三角形解法举例. 五、平面向量（12课时，8个）1.向量2.向量的加法与减法 3.实数与向量的积； 4.平面向量的坐标表示； 5.线段的定比分点； 6.平面向量的数量积； 7.平面两点间的距离； 8.平移.

六、不等式（22课时，5个）1.不等式；2.不等式的基本性质；3.不等式的证明；4.不等式的解法；5.含绝对值的不等式. 七、直线和圆的方程（22课时，12个）1.直线的倾斜角和斜率；2.直线方程的点斜式和两点式；3.直线方程的一般式； 4.两条直线平行与垂直的条件； 5.两条直线的交角； 6.点到直线的距离； 7.用二元一次不等式表示平面区域； 8.简单线性规划问题. 9.曲线与方程的概念；10.由已知条件列出曲线方程；11.圆的标准方程和一般方程；12.圆的参数方程. 八、圆锥曲线（18课时，7个）1椭圆及其标准方程；2.椭圆的简单几何性质；3.椭圆的参数方程；4.双曲线及其标准方程；5.双曲线的简单几何性质；6.抛物线及其标准方程； 7.抛物线的简单几何性质. 九、（B）直线、平面、简单何体（36课时，28个）1.平面及基本性质；2.平面图形直观图的画法；3.平面直线；4.直线和平面平行的判定与性质；5，直线和平面垂直的判与性质； 6.三垂线定理及其逆定理； 7.两个平面的位置关系； 8.空间向量及其加法、减法与数乘； 9.空间向量的坐标表示；10.空间向量的数量积；11.直线的方向向量；12.异面直线所成的角； 13.异面直线的公垂线；14异面直线的距离；15.直线和平面垂直的性质；16.平面的法向量；17.点到平面的距离；18.直线和平面所成的角；19.向量在平面内的射影；20.平面与平面平行的性质；21.平行平面间的距离；22.二面角及其平面

《元素周期律》专题训练

《元素周期律》专题训练常考题型：一、微粒半径的比较。二、元素非金属性或金属性的比较。三、图像问题。 1.下列各组元素中按微粒半径递增顺序排列的是（ C ） A.K、Na、Li B.N、O、F C.Ca2+、K+、Cl－ D.Ba2+、Ca2+、Mg2+ 【解析】同主族自上而下原子半径增大，则原子半径大小为:,A是错误；同周期自左而右原子半径减小，则原子半径大小顺序为:，B错误；离子电子层结构相同，核电荷数越大离子半径越小，则离子半径大小为:,C正确；离子电子层越多，离子半径越大，则离子半径大小为:，D 错误；正确选项C。 2.下列元素中，原子半径最大的是（D ） A.锂 B.钠 C.钾 D.铷【解析】锂、钠、钾、铷为原子序数依次增大的ⅠA族元素，同主族元素，从上到下，原子半径依次增大，则原子半径最大的是铷，故选D。 3.关于氟、氯、溴、碘的下列说法中，错误的是（ A ） A.原子半径依次减小 B.原子核外电子层数依次增多 C.它们最外层电子数都是7 D.原子核对最外层电子的引力依次减弱【解析】 A．氟、氯、溴、碘的核外电子层数依次增多，半径依次增大，故A错误； B．同主族元素从上到下电子层数依次增多，故B正确； C．四种元素均为第ⅦA族元素，最外层电子数均为7，故C正确； D．随着原子电子层数增多，其原子半径增大，所以原子核对最外层电子吸引力依次减小，故D 正确；故答案为A。 4.已知1～18号元素的离子：a A2＋、b B＋、c C3－、d D－都具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是（ C） A.原子半径：A＞B＞D＞C B.原子序数：d＞c＞b＞a C.离子半径：C＞D＞B＞A D.单质的还原性：A＞B＞D＞C 【解析】四种元素的离子电子层结构相同，它们在周期表中的相对位置如图所示：。【详解】 A. A和B的原子核外的电子层数比C和D的原子核外电子层数多一层，所以A和B的原子半径比C和D的原子半径大。A和B在同一周期，电子层数相同，B的核电荷数比A小，所以原子半径B比A大，同理，C的原子半径比D的大，所以原子半径：B＞A＞C＞D，故A不选； B. 从这四种元素在周期表中的相对位置可以看出，原子序数：a＞b＞d＞c，故B不选； C. 这四种离子电子层结构相同，所以离子半径只取决于核电荷数，核电荷数越多，半径越小，所以离子半径：C＞D＞B＞A，故C选； D. 四种元素均为短周期元素，所以B为Na，A为Mg，C为N，D为F。钠的还原性强于镁，F2没有还原性，故D不选。故选C。

(完整版)元素周期律和元素周期表易错知识点

元素周期律和元素周期表易错知识点【判断正误】 1、具有相同质子数的粒子都属于同种元素 2、符合8电子结构的分子都具有稳定的结构，不符合8电子结构的分子都不稳定 3、元素周期表中，含元素种类最多的周期是第6周期，含元素种类最多的族是ⅠA 4、第三周期元素的原子半径都比第二周期元素的原子半径要大 5、在Na2O和Na2O2组成的混合物中，阴离子与阳离子的个数比在1:1至1:2之间 6．原子量是原子质量的简称 7．由同种元素形成的简单离子，阳离子半径＜原子半径、阴离子半径＞原子半径 8．核外电子层结构相同的离子，核电荷数越大半径越大 9．在HF、PCl3、CO2、SF6等分子中，所有原子都满足最外层8e-结构 10．核电荷总数相同、核外电子总数也相同的两种粒子可以是：（1）原子和原子；（2）原子和分子；（3）分子和分子；（4）原子和离子；（5）分子和离子；（6）阴离子和阳离子；（7）阳离子和阳离子 11．元素周期表中，每一周期所具有的元素种数满足2n2（n是自然数） 12．位于同一周期的两元素的原子形成的离子所带负电荷越多，非金属性越强 13．非金属最低价的阴离子，只能失电子而不能再得电子，所以同族非金属最低价阴离子越向下，还原性越强 14．同一主族从上到下元素的非金属性逐渐减弱，所以HF.HCl.HBr.HI的酸性逐渐减弱15．Ⅰ A族的氢和钾，它们可以形成离子化合物KH，其中有K+离子和H-离子。 16．所有微粒均由质子、中子、电子构成17．同种元素的不同核素化学性质基本相同，物理性质不同。 18．同一周期主族元素原子最外层电子排布都是1→8个电子 19．所有主族元素的最高正价都等于该元素所在的主族序数 20．IA族元素都是碱金属； 21．原子及其离子的核外电子层数都等于该元素所在的周期数 22．ⅠA族元素的金属性比ⅡA族元素的金属性强 23．气态氢化物与其最高价氧化物对应水化物酸碱性相反，相互反应生成离子化合物的元素是N（对） 24．通过5R-+RO3-+6H+=3R2+3H2O，可以判断R元素位于第ⅤA族。 25．元素周期表第18列是0族，第8.9.10列为第ⅧB族 26．HClO的结构式为H-Cl-O 27．原子核外各层电子数相等的元素一定是非金属元素 28．-和b Y m+两种简单离子（a,b均小于18），已知a X n-比b Y m+多两个电子层，则X一定是含3个电子层的元素 29．m个质子，n个中子，该元素的相对原子质量为m+n 30元素X,Y的原子序数相差2，则X与Y可能形成共价化合物XY 31非金属元素含氧酸的酸性从左到右依次增强化学键易错知识点【判断正误】 1．熔融状态下能导电的化合物一定是离子化合物；溶解在水中不能电离的化合物通常是共价化合物，但溶解在水中能电离的化合物可能是共价化合物也可能是离子化合物 2．离子化合物中一定含有离子键，有离子键的化合物不一定是离子化合物； 3．共价化合物中一定含有共价键，含有共价键的化合物不一定是共价化合物； 4．共价键和离子键都只有存在于化合物中 5．熔融状态下能导电的化合物一定为离子化合物 6．离子键只能由金属原子与非金属原子之间形成 6．共价键只能由非金属元素的原子之间形成 7．活泼金属元素和活泼非金属元素之间一定形成离子键 8．任何分子内一定存在化学键 9．有的分子，例如稀有气体是单原子分子构成的，分子中没有化学键

电流和电路知识点总结

电流和电路、电荷 1、物体有了吸引轻小物体的性质，我们就说物体带了电荷；换句话说，带电体具有吸引轻小物体的性质。 2、用摩擦的方法使物体带电叫摩擦起电； 3、摩擦起电的实质：摩擦起电并不是创生了电，而是电子从一个物体转移到了另一个物体，失去电子的带正电;得到电子的带负电。二、两种电荷： 1、把用丝绸摩擦过的玻璃棒带的电荷叫正电荷：电子从玻璃棒转移到丝绸。 2、把用毛皮摩擦过的橡胶棒带的电荷叫负电荷：电子从毛皮转移到橡胶棒。 3、基本性质：同种电荷相互排斥，异种电荷相互吸引； 4、带电体排斥带同种电荷的物体；带电体吸引带异种电荷的物体和轻小物体。例：1、A带正电，A排斥B , B肯定带正电； 2、A带正电，A吸引B , B可能带负电也可能不带电。（A、B都是轻小物体）三、验电器 1、用途：用来检验物体是否带电；从验电器张角的大小，可以粗略的判断带电体所带电荷的多少。 2、原理：利用同种电荷相互排斥；四、电荷量（电荷）电荷的多少叫电荷量，简称电荷；单位：库仑（C）简称库；五、原子的结构质子（带正电）「原子核＜原』I中子（不带电）电子（带负电）原子核所带的正电荷与核外所有电子总共带的负电荷数在数量上相等，整个院子呈中性，原子对外不显带电的性质。六、元电荷 1、最小的电荷叫做元电荷，用符号e表示，e=1.6*10-19C。 2、电子电荷量的大小是最小的。七、导体、绝缘体 1、善于导电的物体叫导体:如：金属、人体、大地、石墨、酸碱盐溶液； 2、不善于导电的物体叫绝缘体.如：橡胶、玻璃、塑料、陶瓷、油、空气等； 3、导体和绝缘体在一定条件下可以相互转换；例如：1、干木头（绝缘体）、湿木头（导体）2、玻璃通常是绝缘体、加热到红炽状态（导体）。

2020年高三化学热点专题强化精练元素周期律

2020年高三化学热点专题强化精练元素周期律【必备知识规律总结】一、原子结构 1．几个量的关系(X) 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；自然界中稳固同位素的原子个数百分数不变。 3．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。 4．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步减小。 (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步增大。 (3).电子层结构相同的离子，核电荷数越大，那么离子半径越小。 (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. 二、元素周期律和周期表 1．几个量的关系周期数=电子层数主族序数=最外层电子数=最高正价数 |最高正价|+|负价|=8 2．周期表中部分规律总结 (1).最外层电子数大于或等于3而又小于8的元素一定是主族元素；最外层电子数为1或2的元素可能是主族、副族或0族(He)元素；最外层电子数为8的元素是稀有气体元素(He除外)。

(2).在周期表中，第ⅡA与ⅢA族元素的原子序数差分不有以下三种情形：①第1～3周期(短周期)元素原子序数相差1；②第4、5周期相差11；③第6、7周期相差25。 (3).同主族相邻元素的原子序数差不有以下二种情形：①第ⅠA、ⅡA族，上一周期元素的原子序数+该周期元素的数目=下一同期元素的原子序数；②第ⅢA～ⅦA族，上一周期元素的原子序数+下一周期元素的数目=下一周期元素的原子序数。 (4).元素周期表中金属和非金属之间有一分界线，分界线右上方的元素为非金属元素，分界线左下方的元素为金属元素(H除外)，分界线两边的元素一样既有金属性，也有非金属性。 (5).对角线规那么：沿周期表中金属与非金属分界线方向对角(左上角与右下角)的两主族元素性质相似，这一规律以第二、三周期元素间尤为明显。 3、确定元素在周期表中位置的常用方法〔1〕、结构简图法本方法常用于原子序数小于20号元素或某微粒的核外电子排布。其步骤为：原子序数→原子结构简图→电子层数=周期数，最外层电子数=主族序数例1 某主族元素的离子有6个电子层，最外层有2个电子，那么X元素在周期表中的位置是〔 B 〕〔A〕第六周期，第ⅡA族〔B〕第六周期，第ⅣA族〔C〕第七周期，第ⅡA族〔D〕第七周期，第ⅥA族变形1 某主族元素的X原子有6个电子层，最外层有2个电子，那么X元素在周期表中的位置是〔 A 〕〔A〕第六周期，第ⅡA族〔B〕第六周期，第ⅣA族〔C〕第七周期，第ⅡA族〔D〕第七周期，第ⅥA族变形2 某主族元素的离子有6个电子层，最外层有8个电子，那么X元素在周期表中的位置是〔 C 〕〔A〕第六周期，第ⅡA族〔B〕第六周期，第ⅣA族〔C〕第七周期，第ⅡA族〔D〕第七周期，第ⅥA族〔2〕、区间定位法关于原子序数较大，假设用结构简图法，较复杂且易出错，可采纳区间定位法。其原理是：第一，要牢记各周期对应的零族元素的原子序数：周期数一二三四五六七零族元素原子序数 2 10 18 36 54 86 118

完整版元素周期律知识点总结

”核外电子（Z 个） 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 4.电子总数为最外层电子数 2倍：4Be 。 4.1~20号元素组成的微粒的结构特点元素周期律决定原子种类，中子N （不带电荷）, ________________________ f 原子核- 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） —近似相对原子质量事元素 T 元素符号原子结构：（A x ）「最外层电子数决定主族元素的■■ f 电子数（Z 个）:丿 1 --- 〔化学性质及最高正价和族序数 -■ 体积小，运动速率高（近光速），无固定轨道核外电子J 运动特征 J L 电子云（比喻）——> 小黑点的意义、小黑点密度的意义。排布规律 T 电子层数兰J 周期序数及原子半径 ■表示方法 T 原子（离子）的电子式、原子结构示意图决定原子呈电中性原子(AZ X) _______ 2质子（Z 个）］——决定元素种类原子核卜中子（A-Z ）个决定同位素种类中性原子：质子数 =核外电子数离子：质子数 =核外电子数+ 所带电荷数离子：质子数 =核外电子数一所带电荷数 2. 原子表达式及其含义 X d ± 表示X 原子的质量数；Z 表示元素 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；±）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: 2 ?最外层电子数与次外层电子数的倍数关系。①最外层电子数与次外层电子数相等: 4Be 、i8Ar ; 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 10Ne ;⑤最外层电子数是次外层电子数 1/2倍：3Li 、14Si 。 3 ?电子层数与最外层电子数相等: i H 、 4Be 、 13Al 。 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 。（1）.常见的等电子体 ①2个电子的微粒。分子: He 、 H 2；离子：Li +、H -、Be 2+。

电子电路基础知识点总结

知识| 电子电路基础知识点总结 1、纯净的单晶半导体又称本征半导体，其内部载流子自由电子空穴的数量相等的。 2、射极输出器属共集电极放大电路，由于其电压放大位数约等于1，且输出电压与输入电压同相位，故又称为电压跟随器(射极跟随器)。 3、理想差动放大器其共模电压放大倍数为0，其共模抑制比为∞。 4、一般情况下，在模拟电器中，晶体三极管工作在放大状态，在数字电器中晶体三极管工作在饱和、截止状态。 5、限幅电路是一种波形整形电路，因它削去波形的部位不同分为上限幅、下限幅和双向限幅电路。 6、主从JK触发器的功能有保持、计数、置0、置1 。 7、多级放大器的级间耦合有阻容耦合、直接耦合、变压器耦合。 8、带有放大环节串联稳压电路由调整电路、基准电路、取样电路和比较放大电路分组成。 9、时序逻辑电路的特点是输出状态不仅取决于当时输入状态，还与输出端的原状态有关。 10、当PN结外加反向电压时，空间电荷区将变宽。反向电流是由少数载流子形成的。 11、半导体具有热敏性、光敏性、力敏性和掺杂性等独特的导电特性。 12、利用二极管的单向导电性，可将交流电变成脉动的直流电。 13、硅稳压管正常工作在反向击穿区。在此区内，当流过硅稳压管的电流在较大范围变化时，硅稳压管两端的电压基本不变。 14、电容滤波只适用于电压较大，电流较小的情况，对半波整流电路来说，电容滤波后，负载两端的直流电压为变压级次级电压的1倍，对全波整流电路而言较为1.2倍。15、处于放大状态的NPN管，三个电极上的电位的分布必须符合UC>UB>UE，而PNP 管处于放大状态时，三个电极上的电位分布须符合UE>UE>UC。总之，使三极管起放大作用的条件是：集电结反偏，发射结正偏。

高二数学上学期知识点

高二数学必修5知识点 1、正弦定理的变形公式： ①2sin a R =A ，2sin b R =B ，2sin c R C =；（R 是三角形外接圆半径） ②sin 2a R A = ，sin 2b R B = ，sin 2c C R = ； ③::sin :sin :sin a b c C =A B ； ④ sin sin sin sin sin sin a b c a b c C C ++= = = A + B +A B ． 2、余弦定理：在C ?A B 中，有2222cos a b c bc =+-A ，2222cos b a c ac =+-B ，2222cos c a b ab C =+-． 3、余弦定理的推论：2 2 2 cos 2b c a bc +-A = ，222 cos 2a c b ac +-B = ，222 cos 2a b c C ab +-= ． 4、若等差数列{}n a 的首项是1a ，公差是d ，则()11n a a n d =+-． 5、通项公式的变形：①()n m a a n m d =+-； ②n m a a d n m -= -． 21、若{}n a 是等差数列，且m n p q +=+（m 、n 、p 、*q ∈N ），则m n p q a a a a +=+；若{}n a 是等差数列，且2n p q =+（n 、p 、*q ∈N ），则2n p q a a a =+． 22、等差数列的前n 项和的公式：①() 12 n n n a a S +=； ②()112 n n n S na d -=+ ． 23、等差数列的前n 项和的性质： ①若项数为()*2n n ∈N ，则()21n n n S n a a +=+，且S S nd -=偶奇， 1n n S a S a +=奇偶． ②若项数为()* 21n n -∈N ，则()2121n n S n a -=-，且n S S a -=奇偶， 1 S n S n = -奇偶（其中n S na =奇，()1n S n a =-偶）． 26、若等比数列{}n a 的首项是1a ，公比是q ，则11n n a a q -=． 27、通项公式的变形：①n m n m a a q -=；②n m n m a q a -= ． 28、若{}n a 是等比数列，且m n p q +=+（m 、n 、p 、*q ∈N ），则m n p q a a a a ?=?；若{}n a 是等比数列，且2n p q =+（n 、p 、*q ∈N ），则2n p q a a a =?．

全国高考化学试题元素周期律专题汇编含答案与解析

2017年全国高考化学试题元素周期律专题汇编Ⅰ—原子结构 1．（2017?北京-8）2016年IUPAC命名117号元素为T S ，T S 的原子核外最外层电子数是7，下列说法不正确的是 A．T S 是第七周期第ⅦA族元素 B．T S 的同位素原子具有相同的电子数 C．T S 在同族元素中非金属性最弱 D．中子数为176的T S 核素符号是 117 176Ts 【答案】D 【解析】A．根据原子核外电子排布规则，该原子结构示意图为，据此判断该元素位于第七周期、第VIIA族，故A正确。 B．同位素具有相同质子数、不同中子数，而原子的质子数=核外电子总数，则T S 的同位素原子具有相同的电子数，故B正确； C．同一主族元素中，随着原子序数越大，元素的非金属性逐渐减弱，则T S 在同族元素中非金属性最弱，故C正确； D．该元素的质量数=质子数+中子数=176+117=293，该原子正确的表示方法为： 117 293Ts，故D错误；

【考点】原子结构与元素的性质；元素周期律与元素周期表【专题】元素周期律与元素周期表专题【点评】本题考查原子结构与元素性质，题目难度不大，明确原子结构与元素周期律的关系为解答关键，注意掌握原子构成及表示方法，试题培养学生的分析能力及灵活应用能力。 2．（2017?新课标Ⅱ-9）a、b、c、d为原子序数依次增大的短周期主族元素，a原子核外电子总数与b原子次外层的电子数相同；c所在周期数与族数相同；d与a同族，下列叙述正确的是A．原子半径：d＞c＞b＞a B．4种元素中b的金属性最强 C．c的氧化物的水化物是强碱 D．d单质的氧化性比a单质的氧化性强【答案】B 【解析】由以上分析可知a为O元素、b可能为Na或Mg、c为Al、d为S元素． A．同周期元素从左到右原子半径逐渐减小，应为b＞c＞d，a为O，原子半径最小，故A错误；B．同周期元素从左到右元素的金属性逐渐降低，则金属性b＞c，a、d为非金属，金属性较弱，则4种元素中b的金属性最强，故B正确； C．c为Al，对应的氧化物的水化物为氢氧化铝，为弱碱，故C错误；

第一章第二节元素周期律知识点归纳总结

高中化学必修2知识点归纳总结第一章物质结构元素周期律第二节元素周期律知识点一原子核外电子的排布一、电子层 1. 概念：在含有多个电子的原子里，电子分别在能量不同的区域内运动，我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层。 2. 表示方法：通常吧能量最低、离核最近的电子层叫做第一层。能量稍高、离核稍远的电子层叫做第二层，由里往外以此类推。二、原子核外电子的排布规律（一低三不超） 1. 能量最低原理：原子核外电子总是尽可能优先排布在能量低的电子层里，然后由里向外，一次排布在能量逐步升高的电子层里，即电子最先排满K 层，当K 层排满后再排布在L 层，依此类推。 2. 原子核外各电子层最多容纳2n 2个电子（n 为电子层序数） 3. 原子核外最外层电子不超过8个（K 层作为最外层时，不超过2个）次外层电子不超过18个，倒数第三层电子不超过32个。三、原子核外各电子层的电子排布原子核外电子的排步层序数 1 2 3 4 5 6 7 电子层符号 K L M N O P Q 离核远近由近到远能量由低到高各层最多容纳的电子数 2×12=2 2×22=8 2×32=18 2×42=32 2×52=50 2×62=72 2×72=98 四、核外电子排布的表示方法——原子结构示意图 1.原子结构示意图：粒子符号 2.离子结构示意图：原子通过得失电子形成离子，因此，原子结构示意图的迁移应用于表示离子的结构。 Cl- 五、元素周期表中1-20号元素原子的结构特征 1.最外层电子数和次外层电子数相等的原子有Be 、Ar 。 2. 最外层电子数和次外层电子数2倍的原子是C 。 3. 最外层电子数和次外层电子数3倍的原子是O 。 4. 最外层电子数和次外层电子数4倍的原子是Ne 。 5.次外层电子数是最外层电子数2倍的原子有Li 、Si 。 6.内层电子总数是最外层电子数2倍的原子有Li 、P 。 7.电子层数和最外层电子数相等的原子有H 、Be 、Al 。 8.电子层数是最外层电子数2倍的原子是Li 、Ca 。 9.最外层电子数是电子层数2倍的原子有He 、C 、S 。 10.最外层电子数是电子层数3倍的原子是O 。原子核核电荷数电子层电子层上的电子数 Na

电流和电路知识点总结及经典习题(含答案)(word)

电流和电路知识点总结及经典习题(含答案)（word）一、电流和电路选择题 1．如图所示，无风条件下卡通造型铝箱气球两次均向带电棒靠近但未接触，气球（） A. 不带电 B. 带正电 C. 带负电 D. 带电情况无法判断【答案】 A 【解析】【解答】气球可以被带正电的物体吸引，也可以被负电吸引，说明气球不带电，A符合题意。故答案为：A. 【分析】带电体可以吸引不带电的轻小物体。 2．如图所示，开关S闭合时，可能发生的现象是（） A. L1、L2都不发光 B. L1不发光、L2发光 C. 电池被烧坏 D. L1发光、L2不发光【答案】 B 【解析】【解答】由图示电路图可知，开关闭合时，L1被短路，只有L2接入电路，则闭合开关后L1不发光，L2发光，电池没有被短路，不会烧坏电池．故答案为：B．【分析】由图可知，当开关闭合时，开关与L1并联，此时电流只过开关，而不经过灯泡L1，所以灯泡L1被短路． 3．轿车装有日间行车灯后可提高行车的安全性。当轿车启动，即电键闭合，日间行车灯发光，若电键再闭合，近灯光可同时发光。在如图所示的电路中，符合上述情况的是（） A. B. C. D.

【答案】D 【解析】【解答】A．由电路图可知，只闭合S1时，两灯泡均不亮，A不符合题意；B．由电路图可知，只闭合S1时，两灯泡都亮，再闭合S2时，L1不亮，B不符合题意；C．由电路图可知，只闭合S1时，车前大灯L2亮，再闭合S2时，日间行车灯L1亮，C不符合题意； D．由电路图可知，只闭合S1时，日间行车灯L1亮，再闭合S2时，车前大灯L2亮，D符合题意．故答案为：D．【分析】由题知，S1闭合，L1发光，再闭合S2，L2也发光，说明L1与L2可以独立工作即为并联，且S1位于干路，S2位于L2支路． 4．图所示的电路中a、b是电表，闭合开关要使电灯发光，则：（） A. a、b都是电流表 B. a、b都是电压表 C. a是电流表，b是电压表 D. a是电压表，b 是电流表【答案】 C 5．下列各电路中，闭合开关，两个灯泡不能都发光的电路是（） A. B. C. D. 【答案】C 【解析】【解答】解：A、由图示电路图可知，两灯泡并联，闭合开关，两灯泡都发光，故A错误； B、由图示电路图可知，两灯泡串联，闭合开关，两灯泡都发光，故B错误； C、由图示电路图可知，闭合开关，灯L2发光，灯L1被短路，L1不能发光，即两个灯泡不能都发光，故C正确；

高二数学上学期重点知识点复习总结

不等式的概念和性质基本知识： 1．不等式的定义：用不等号“>,,≥<,≠≤,”将两个代数式连接而成的式子叫做不等式。 2．两个实数的大小：用作差运算定义： ;0b a b a >?>-;0b a b a =?=-.0b a b a ?>;1b a b a =?=;1b a b a （对称性） ②c a c b b a >?>>, （传递性） ③m b m a b a +>+?> （不等量加等量） ④ d b c a d c b a +>+?? ?? >>（同向不等式相加）（注意：异向不等式不能相加！） ⑤ d b c a d c b a ->-?? ?? <>（异向不等式相减）（注意：同向不等式不能相减！） ⑥ bc ac c b a >????>>0 （不等量乘正量）； bc ac c b a >???? >>0 （不等量除正量） ⑦ bd ac d c b a >?? ?? >>>>00（同向不等式相乘）（注意：异向不等式不能相乘！） ⑧d b c a d c b a >????<<>>00（异向不等式相除）（注意：同向不等式不能相除！） ⑨n n b a b a >?>>0（不等式的乘方） ⑩n n b a b a > ?>>0（不等式的开方）不等号要改变方向的： ⑾． bc ac c b a 0 （不等量乘负量）； bc ac c b a 0 （不等量除负量） ⑿．b a a b b a 1 10>（不等量取倒数）均值不等式基本知识： 1．均值不等式1：如果R b a ∈,，那么ab b a 222≥+（当且仅当b a =时取“=”）

2017-三年高考真题化学分类汇编专题06 物质结构+元素周期律

专题06 物质结构元素周期律 1．[2019新课标Ⅰ]科学家合成出了一种新化合物（如图所示），其中W、X、Y、Z为同一短周期元素，Z 核外最外层电子数是X核外电子数的一半。下列叙述正确的是 A．WZ的水溶液呈碱性 B．元素非金属性的顺序为X>Y>Z C．Y的最高价氧化物的水化物是中强酸 D．该新化合物中Y不满足8电子稳定结构【答案】C 【解析】【分析】由W、X、Y、Z为同一短周期元素，Z的核外最外层电子数是X核外电子数的一半可知，Z 为Cl、X为Si，由化合价代数和为0可知，Y元素化合价为?3价，则Y为P元素；由W的电荷数可知，W为Na元素。【详解】A项、氯化钠为强酸强碱盐，水溶液呈中性，故A错误； B项、同周期元素从左到右，非金属性依次增强，则非金属性的强弱顺序为Cl＞S＞P，故B错误；C项、P元素的最高价氧化物对应水化物为磷酸，磷酸是三元中强酸，故C正确； D项、新化合物中P元素化合价为?3价，满足8电子稳定结构，故D错误。故选C。【点睛】本题考查元素周期律的应用，注意分析题给化合物的结构示意图，利用化合价代数和为零和题给信息推断元素为解答关键。 2．[2019新课标Ⅱ]今年是门捷列夫发现元素周期律150周年。下表是元素周期表的一部分，W、X、Y、Z 为短周期主族元素，W与X的最高化合价之和为8。下列说法错误的是 A．原子半径：W

【解析】【分析】W、X、Y和Z为短周期主族元素，依据位置关系可以看出，W的族序数比X多2，因主族元素族序数在数值上等于该元素的最高价（除F与O以外），可设X的族序数为a，则W的族序数为a+2，W与X的最高化合价之和为8，则有a+(a+2)=8，解得a=3，故X位于第IIIA族，为Al元素；Y为Si元素，Z为P元素；W为N元素，据此分析作答。【详解】根据上述分析可知W、X、Y和Z为N、Al、Si和P，则 A．同一周期从左到右元素原子半径依次减小，同一主族从上到下元素原子半径依次增大，则原子半径比较：N＜Al，A项正确； B．常温常压下，Si为固体，B项正确； C．同一主族元素从上到下，元素非金属性依次减弱，气体氢化物的稳定性依次减弱，则气体氢化物的稳定性：PH3＜NH3，C项正确； D．X的最高价氧化物的水化物为氢氧化铝，即可以和强酸反应，又可以与强碱反应，属于两性氢氧化物，D项错误；答案选D。【点睛】非金属性越强的原子形成氢化物越稳定，与氢气化合越容易，其最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，对应阴离子的还原性越弱，要识记并理解。 3．[2019新课标Ⅲ]X、Y、Z均为短周期主族元素，它们原子的最外层电子数之和为10，X与Z同族，Y最外层电子数等于X次外层电子数，且Y原子半径大于Z。下列叙述正确的是 A．熔点：X的氧化物比Y的氧化物高 B．热稳定性：X的氢化物大于Z的氢化物 C．X与Z可形成离子化合物ZX D．Y的单质与Z的单质均能溶于浓硝酸【答案】B 【解析】Y的最外层电子数等于X次外层电子数，由于均是主族元素，所以Y的最外层电子数不可能是8个，则X只能是第二周期元素，因此Y的最外层电子数是2个，又因为Y的原子半径大于Z，则Y只能是第三周期的Mg，因此X与Z的最外层电子数是（10－2）/2＝4，则X是C，Z是Si。 A、碳的氧化物形成的分子晶体，Y的氧化物是离子化合物氧化镁，则氧化镁的熔点高于碳的氧化物熔点，A错误； B、碳元素的非金属性强于硅元素，非金属性越强，氢化物越稳定，则碳的氢化物稳定性强于硅的