打小我就淘第一章：一.元素周期表
基础知识概括:
1. 元素周期表中，共有119种元素，其中非金属元素22种，金属元素87种，并且非金属
元素中16种是主族元素，另外6种是0族元素（稀有气体元素）。
2. 将元素按照相对原子质量有小到大依次排列，并将化学性质相似的元素放在一个纵列。
每一种元素都有一个编号，大小恰好等于该元素原子的核内质子数目，这个编号称为原子序数。在周期表中，把电子层数目相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，每一行叫做周期，按电子层数递增的顺序由上而下排成纵行，每一纵行叫做族。 3. 原子序数=核电荷数=质子核外电子数（这个等式只是对于原子成立，对于其他的粒子不
一定成立）
4. 元素周期表有7个周期，16个族。每一个横行叫作一个周期，每一个纵行叫作一个族。
这7个周期又可分成短周期（1、2、3）、长周期（4、5、6）和不完全周期（7）。共有16个族，又分为7个主族（ⅠA-ⅦA），7个副族（ⅠB-ⅦB），一个第Ⅷ族，一个零族。最外层电子数为8的元素化学性质不活泼，通常很难与其他物质发生化学反应，把他们的化合价定为0。其中氦的最外层电子为2，，也形成了稳定结构。 二．碱金属元素：1.锂（Li）、钠（Na）、钾（K）、铷（Rb）、铯（Cs）、钫（Fr）六种，前
五种存在于自然界，钫只能由核反应产生。碱金属是金属性很强的元素，其单质也是典型的金属，表现出较强的导电、导热性。碱金属的单质反应活性高，在自然状态下只以盐类存在，钾、钠是海洋中的常量元素，在生物体中也有重要作用。
2.性质：碱金属除铯以外都是银白色的（Cs略带金色光泽），质软的，化学性质活泼的金属，密度小（前三种比水小），熔点和沸点都比较低。他们生成化合物的几乎都是正一价阳离子（在碱化物中，碱金属会以负一价阴离子的方式出现）。碱金属原子失去电子变为离子时最外层一般是8个电子，但锂离子最外层只有2个电子。因为碱金属最外层只有1个电子，所以碱金属都能和水发生激烈的反应，生成强碱性的氢氧化物，并随相对原子质量增大反应能力越强。在氢气中，碱金属都生成白色粉末状的氢化物。碱金属都可在氯气中燃烧。由于碱金属化学性质都很活泼，为了防止与空气中的水发生反应，一般将他们放在煤油（锂除外）或石蜡中保存。
氢虽然是第1族元素，但它在普通状况下是双原子气体，不会呈金属状态，也不属于碱金属。有些在液氨中会形成电子盐。
4 与水反应，与氧气反应（随着原子序数的增加，氧化物越复杂），与卤素（X）反应，与硫反应，与磷反应
5. 焰色反应：碱金属离子及其挥发性化合物在无色火焰中燃烧时会显现出独特的颜色，电
子跃迁可以解释焰色反应，碱金属离子的吸收光谱落在可见光区，因而出现了标志性颜色。其中用酒精灯观察焰色反应时，要透过蓝色的钴玻璃观察，防止钠带来的干扰 6. 氧化物：碱金属中，只有锂可以直接生成氧化物，其它碱金属单质的氧化物可以被继续
氧化 ，都能与水反应生成对应的氢氧化物，其中氧化钠与氧化锂是白色的
7. 过氧化物： 所有碱金属都能形成过氧化物，除锂外，其它碱金属可以直接化合得
到过氧化物，碱金属的过氧化物呈淡黄色
2M2O?+2H2O——→4MOH+H2O? 2H2O?——→2H2O+O? M2O?（s）+2CO?（g）——→2M2CO?（s）+O?（g） M2O?（s）+2SO?（g）——→2M2SO?（s）
8. 超氧化物：除锂外，所有碱金属元素都有对应的超氧化物，钾、铷、铯能在空气中直接
化和得到超氧化物，超氧化钾为淡黄～橙黄色，超氧化铷为棕色，超氧化铯为深黄色。
超氧化物能与水反应生成对应氢氧化物，氧气和过氧化氢，反应大量放热，过氧化氢分解
超氧化物能与酸性氧化物反应，类似过氧化物，其中，超氧化钾与二氧化碳的反应被应用于急救空气背包中
4MO?（s）+2CO?（g）——→2M2CO?（s）+3O?（g）
9. 氢化物： 碱金属单质在氢气流中加热就可获得对应的氢化物碱金属氢化物中以氢化锂
（LiH）最为稳定，850℃分解。碱金属氢化物属于离子型氢化物，熔沸点高，晶体结构为 氯 化钠型，碱金属氢化物中存在氢负离子，电解溶于氯化锂的氢化锂可以在阳极得到氢气，这 可以证明氢负离子的存在。碱金属氢化物与水剧烈反应放出氢气
10. 氢氧化物：碱金属元素的氢氧化物常温下为白色固体，可溶或易溶于水，溶于水放出大
量热，在空气中会发生潮解并吸收酸性气体；除氢氧化锂外其余的碱金属氢氧化物都属于强碱，在水中完全电离。 11. P7
12. 元素金属性强弱判断的依据：1．同周期元素，从左到右金属性减弱
2．同主族元素，从上到下金属性增强 3．与酸（水）的反应剧烈程度
4．最高价氧化物的水化物的碱性强弱 5．金属活动性顺序 6．与盐溶液的置换反应
7．不同金属单质还原同一种氧化剂的程度 8．在原电池的二个电极中，作负极的金属性强
9．电解含不同金属离子的溶液时，阴极上先析出的金属性弱
13．元素非金属性强弱判断的依据： 1．同周期元素，从左到右非金属性增强
2．同主族元素，从上到下非金属性减弱 3．与氢气的反应剧烈程度 4．气态氢化物的稳定性
5．最高价氧化物的水化物的酸性强弱 6．与盐溶液的置换反应
7．不同非金属单质氧化同一种还原剂的程度
8．电解含不同非金属阴离子的溶液时，阳极上先反应的元素非金属性弱
三．卤族元素
1. 卤族元素指周期系ⅦA族元素。包括氟（F）、氯（Cl）、溴（Br）、碘（I）、砹（At），简称卤素。它们在自然界都以典型的盐类存在 ，是成盐元素。卤族元素的单质都是双原子分子，它们的物理性质的改变都是很有规律的，随着分子量的增大，卤素分子间的色散力逐渐增强，颜色变深，它们的熔点、沸点、密度、原子体积也依次递增。卤素都有氧化性，氟单质的氧化性最强。卤族元素和金属元素构成大量无机盐，此外，在有机合成等领域也发挥着重要的作用。 2. 氟气常温下为淡黄绿色的气体，有剧毒。与水反应立即生成氢氟酸和氧气并发生燃烧，同时能使容器破裂，量多时有爆炸的危险。氟、氟化氢和氢氟酸（氟化氢气体的水溶液）对玻璃有较强的腐蚀性。氟是氧化性最强的元素，只能呈-1价。单质氟与盐溶液的反应，都是先与水反应，生成的氢氟酸再与盐的反应，通入碱中可能导致爆炸。水溶液氢氟酸是一种弱酸。但却是稳定性最强的氢卤酸，因为氟原子含有较大的电子亲和能。如果皮肤不慎粘到，将一直腐蚀到骨髓。化学性质活泼，能与几乎所有元素发生反应（除氦、氖）。 3. 氯气常温下为黄绿色气体，可溶于水，1体积水能溶解2体积氯气。有毒，与水部分发生反应，生成盐酸（HCl）与次氯酸（HClO)，次氯酸（HClO)不稳定，分解放出氧气，并生成盐酸，次氯酸氧化性很强，可用于漂白。氯的水溶液称为氯水，不稳定，受光照会分解成HCl与氧气。液态氯气称为液氯。HCl是一种强酸。氯有多种可变化合价。氯气对肺部有强烈刺激。氯可与大多数元素反应。氯气具有强氧化性 氯气与变价金属反应时，生成最高金属氯化物 . 4,化学性质：A相似性1..均能与H2发生反应生成相应卤化氢，卤化氢均能溶于水，形成无氧酸。 F2 Cl2 Br2 条件 暗处 光照或点燃 加热 产物稳定性 很稳定 较稳定 稳定性差 化学方程式 H2（g）+F2（g）= 2HF（g） H2（g）+Cl2（g）=（点燃或光照）2HCl（g） H2（g）+Br2（g）= （加热）2HBr（g） 不断加热 不稳定 H2（g）+I2（g）=（不断加热）2HI（g） I2 结论：随着核电荷数的增加，卤素单质与H2反应变化：F2、Cl2、Br2、I2 ①剧烈程度：逐渐减弱 ②生成HX的稳定性：逐渐减弱 2.均能与水反应生成相应的氢卤酸和次卤酸（氟除外） 2F2（g）+2H2O（l）=4HF（aq）+O2（g） X2（g）+H2O（l）=HX（aq）+HXO（aq） X=表示Cl Br I 3.与金属反应；如：3Cl2+2Fe=2FeCl3 4.与碱反应；如：Br2+2NaOH=NaBr+NaBrO+H2O B.差异性 1.与氢气化合的能力，由强到弱 2.氢化合物的稳定性逐渐减弱 3.卤素单质的活泼性逐渐减弱 稳定性：HF>HCL>HBr>HI 酸性：HF 7. 递变性：与氢反应的条件不同，生成的气体氢化物的稳定性不同， HF>HCl>HBr>HI, 无氧酸的酸性不同，HI>HBr>HCl>HF.。 与水反应的程度不同，从F2 ~I2逐渐减弱。注意：萃取和分液的概念 ·在溴水中加入四氯化碳振荡静置有何现象？（分层，下层橙红色上层无色） ·在碘水中加入煤油振荡静置有何现象？（分层，上层紫红色，下层无色） 卤离子的鉴别：加入HNO3酸化的硝酸银溶液， 氯离子：得白色沉淀 Ag+（aq）+ Cl-（aq）——→AgCl（s） 溴离子：得淡黄色沉淀 Ag+（aq）+ Br-（aq）——→AgBr（s） 碘离子：得黄色沉淀 Ag+（aq）+ I-（aq）——→AgI（s） 四．P9 五．核素：P9 同一元素的同位素虽然质量数不同，但他们的化学性质基本相同（如：化学反应和离子的形成），物理性质有差异[主要表现在质量上（如：熔点和沸点）]。自然界中，各种同位素的原子个数百分比一定。 六．1.元素周期律：指元素的性质随着元素的原子序数的增加呈周期性变化的规律 2.核外电子排布规律：K L M N O P Q 1.第一层电子数不超过2个 2.每层电子数不超过2n的平方 3.最外层电子数不超过8个（如果第一层是最外层，那么最外层电子数不超过2个） 4.电子尽先排布在能量最低的电子层内（K→Q即为能量低→高） 化合价:金属无负价，O,F无正价。最高正价=最外层电子数=主族序数，一般是最外层电子数大于4的显示负价，小于4的显示正价。最高正价+｜最低负价｜=8 5.稀有气体元素原子排布规律 原子半径 同一周期（稀有气体除外），从左到右，随着原子序数的递增，元素原子的半径递减； 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素原子半径递增。 阴阳离子的半径大小辨别规律：由于阴离子是电子最外层得到了电子 而阳离子是失去了电子所以, 总的说来(同种元素) (1) 阳离子半径<原子半径 (2) 阴离子半径>原子半径 (3) 阴离子半径>阳离子半径 (4)或者一句话总结，对于具有相同核外电子排布的离子，原子序数越大，其离子半径越小。（不适合用于稀有气体） 主要化合价（最高正化合价和最低负化合价） 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的最高正化合价递增（从+1价到+7价），第一周期除外，第二周期的O、F（O。F无正价）元素除外； 最低负化合价递增（从-4价到-1价）第一周期除外，由于金属元素一般无负化合价，故从ⅣA族开始。 元素最高价的绝对值与最低价的绝对值的和为8 元素的金属性和非金属性 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性递减，非金属性递增； a.单质氧化性越强，对应阴离子还原性越弱。 b.单质与氢气反应越容易（剧烈）。 c.其氢化物越稳定。 d.最高价氧化物对应水化物（含氧酸）酸性越强。 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性递增，非金属性递减； a. 单质还原性越强，对应阳离子氧化性越弱。 b.单质与水或酸反应越容易(剧烈）。 c.最高价氧化物对应水化物（氢氧化物）碱性越强。 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，从左到右，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，从上到下，元素最高价氧化物所对应的水化物的碱性增强（酸性增强）。 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；
