2022年高考化學(xué)原子結(jié)構(gòu)元素周期律必背知識(shí)

2022年高考化學(xué)原子結(jié)構(gòu)元素周期律必背知識(shí)匯總

考點(diǎn)1原子結(jié)構(gòu)

一、原子的構(gòu)成粒子及其定量關(guān)系

1.原子構(gòu)成

“工坊，質(zhì)壬（相對(duì)質(zhì)量近似為1，帶1個(gè)單位正電荷）

,原子核［——中子（相對(duì)質(zhì)量近似為1,不帶電）

.核處電壬（質(zhì)量可忽略，帶1個(gè)單位負(fù)電荷）

（1）原子的質(zhì)量主要集中在凰王核上；

（2）原子中既有正電荷，又有負(fù)通荷，但整個(gè)原子丕顯電性；

（3）原子在化學(xué)變化中不可再分，但在其他變化中仍然可以再分；

2.質(zhì)量數(shù)：將原子核內(nèi)所有質(zhì)子和虹的相對(duì)質(zhì)量取近似整數(shù)值相加所得的數(shù)值

3.核素：具有一定數(shù)目質(zhì)工和一定藪i虹的一種原子。

（1）符號(hào)：：X,Z表示質(zhì)壬數(shù)，A代表質(zhì)量數(shù)

（2）原子的構(gòu)成微粒間的數(shù)目關(guān)系

①電中性原子

%/原子序數(shù)1乂

（質(zhì)量數(shù)）=（中子數(shù)）+（質(zhì)子%）（核電荷數(shù)）

<

（核外電子數(shù)）

②帶電原子一離子的電子數(shù)目計(jì)算

核外電|廣陽離子電子數(shù)=質(zhì)子數(shù)一所帶電荷數(shù)

子數(shù)計(jì)T

算1陰離子電子數(shù)=質(zhì)子數(shù)+所帶電荷數(shù)

（3）核素之間的轉(zhuǎn)化不屬于物理變化，也不屬于化學(xué)變化，而屬于核變化

（4）微粒符號(hào)及意義

元素化合價(jià)

質(zhì)量數(shù)、!/離子所帶電荷數(shù)

/zX“

質(zhì)子數(shù)/、^原子個(gè)數(shù)

（5）常見的重要核素及其應(yīng)用

鯊u2c12c,H(D)iH(T)

相對(duì)原子質(zhì)量的標(biāo)準(zhǔn)

核燃料用于考古斷代制氫彈

阿伏伽德羅常數(shù)基準(zhǔn)

4.同位素

（1）概念：質(zhì)壬教相同而史壬數(shù)不同的同一元素的不同廈工互稱為同位素。

（2）同位素的比較

r①原子核內(nèi)質(zhì)子數(shù)相同

②核電荷數(shù)相同

中子數(shù)不同、

③原子的核外電子數(shù)相同

質(zhì)量數(shù)不同不

④屬于同一種元素

物理性質(zhì)不同＞同

⑤在元素周期表中位置相同

i⑥化學(xué)性質(zhì)基本相同

①原子中一定含質(zhì)子和電子，不一定都含有中子，如;H中沒有中子。

②電子排布完全相同的原子不一定是同一種原子，如互為同位素的各原子。

(3)特點(diǎn)：天然存在的同位素，相互間保持一定的瞪

5.元素的相對(duì)原子質(zhì)量

(1)含義：各核素相對(duì)原子質(zhì)量乘以各核素所占的百分比再求和

(2)公式：M=Mia%+M2b%+M3c%+-(a%+b%+c%+…=1)

6.核反應(yīng)

(1)概念：原子核發(fā)生變化的過程,即質(zhì)子數(shù)或中子數(shù)發(fā)生變化的反應(yīng)

(2)變化類型：核變化

①核聚變：；H+：H—*；He+；n

②核裂變：”C―^N+舉一

(3)遵循規(guī)律：丫一＞fZ+，W

①質(zhì)子數(shù)守恒：m+a=c+e

②質(zhì)量數(shù)守恒：n+b=d+f

二、微粒中“三子”數(shù)的計(jì)算

1.沒有特別說明，所給原子為普通原子

原子HCNOC1

120

符號(hào)!H6。號(hào)N17C1

2.常用的計(jì)算關(guān)系

(1)質(zhì)量數(shù)=質(zhì)子數(shù)+中子數(shù)多原子的近似相對(duì)原子質(zhì)量

(2)質(zhì)子數(shù)=各微粒質(zhì)壬數(shù)之和

(3)中子數(shù)=各微粒生壬數(shù)之和

(4)電子數(shù)=各微粒質(zhì)子數(shù)之和土電荷數(shù)

?))

①原子：核外電子數(shù)=質(zhì)壬數(shù)=核電荷數(shù)，如N原子:

?))

②陽離子：核外電子數(shù)=質(zhì)壬數(shù)二所用電荷數(shù)，如Na+：

③陰離子：核外電子數(shù)=質(zhì)子數(shù)+所帶電荷數(shù),如S2-：

2.常見的等電子微粒

(1)常見的“10電子”粒子

(2)常見的“18電子”粒子

s2-

PH；HS-cr出發(fā)點(diǎn)

tft

SiH4^PH3^H2S^HCl

NH?+噴

2(9電子微粒x2)

HO-

2—F、—OH、—NH2、—CH3

CH3—CH3>H2N—NH2.HO-kJH.F—F.F—CH3.CH3—OH.

NH2-F.F—OH>CH3—NH2.NH2-OH

考點(diǎn)2原子核外電子排布的規(guī)律

一、核外電子排布

1.電子層

(1)含義：電子運(yùn)動(dòng)在熊量丕圓的區(qū)域，簡(jiǎn)化為不連續(xù)的殼層,也稱作電子層。

(2)特點(diǎn)：各電子層之間沒有明顯的界限

(3)不同電子層的表示及能量關(guān)系

電子層數(shù)1234567

各電子

字母代號(hào)lxQ

層由內(nèi)MEQ

離核遠(yuǎn)近由近到

到外遠(yuǎn)

能量高低由低到一

2.原子核外電子排布規(guī)律及其之間的關(guān)系

,、核外電子總是盡可能地先排布在能量

能量盛L最低的電子層,然后再由內(nèi)向外排布

核外L低原理I在能量逐步升高的電子層里，即K-L

電

子;-〔一MfN順序排列

排

布

決滲各電子層最多容納的電子數(shù)是2〃2、

規(guī)

律

最外層電子數(shù)最多是8個(gè)三者相互靛

數(shù)量

規(guī)為——(K層是最外層時(shí)，最多系相互制約

不超過2個(gè))//

次外層最多能容納的電子數(shù)不超過(8個(gè)

(1)核外電子排布的規(guī)律是相互聯(lián)系的，不能孤立地理解，如當(dāng)M層不是最外層時(shí)，最

多可以排布18個(gè)電子，而當(dāng)它是最外層時(shí)，最多可以排布8個(gè)電子。

(^)2882

(2)電子不一定排滿M層才排N層，如Ca的核外電子排布情況為")。

3.原子核外電子排布的表示方法

(1)原子結(jié)構(gòu)示意圖

原子核

1xV——電子層

-?——層內(nèi)電子數(shù)

質(zhì)子數(shù)

(2)離子結(jié)構(gòu)示意圖

①陽離子結(jié)構(gòu)示意圖：與上周期的稀有氣體排布相同

Ne：您))

②陰離子結(jié)構(gòu)示意圖：與同周期的稀有氣體排布相同

4.具有相同電子層排布的微粒

(1)與He原子具有相同電子層排布的微粒(2電子微粒)

陰離子原子陽離子電子層排布

HZHeLi+Be2

(2)與Ne原子具有相同電子層排布的微粒(10電子微粒)

陰離子原子陽離子電子層排布

￡二Ne@2）

(3)與Ar原子具有相同電子層排布的微粒(18電子微粒)

明離子原子陽離子電子層排布

皮SECEArKt迎

(4)特點(diǎn)

①*構(gòu)特點(diǎn)：電子層數(shù)相同，電子總數(shù)相洞

②位置特點(diǎn)：陰前陽后稀市間，負(fù)電多就正多卮

③半徑特點(diǎn)：原子序數(shù)越大，微粒半徑越小

5.1?18號(hào)元素原子核外電子排布的特點(diǎn)

(1)電子層排布：回或|2,?；騶2,8,1

(2)次外層電子數(shù)為猿或8；內(nèi)層電子數(shù)為篆或10

(3)簡(jiǎn)單離子的最外層電子數(shù)為0或表或8

(4)1?20號(hào)元素原子結(jié)構(gòu)的特殊關(guān)系

特殊關(guān)系元素

最外層電子數(shù)等于次外層電子數(shù)的一半

最外層電子數(shù)等于次外層電子數(shù)

最外層電子數(shù)等于次外層電子數(shù)的2倍c

最外層電子數(shù)等于次外層電子數(shù)的3倍Q

最外層電子數(shù)等于次外層電子數(shù)的4倍

最外層電子數(shù)等于電子層數(shù)U、

最外層有1個(gè)電子H、Li、蜘、K

最外層有2個(gè)電子Be>Mg、Ca

內(nèi)層電子數(shù)之和是最外層電子數(shù)2倍的元素Li、R

電子總數(shù)為最外層電子數(shù)2倍的元素Be

6.原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)的關(guān)系

元素最外層電子數(shù)得失電子能力化學(xué)性質(zhì)主要化合價(jià)

稀有氣一般不易較穩(wěn)定，一般

8（He為2）

體元素得失電子不參與化學(xué)反應(yīng)ft

金屬元素<4易失電子金屬性只有正價(jià)，一般是+1—+3

窟性既看IE價(jià)又有負(fù)價(jià)

非金屬元素24易得電子

考點(diǎn)3元素周期表

一、元素周期表的編排原則

1.元素周期表的出現(xiàn)與演變

(1)首創(chuàng)者：1869年，俄國(guó)化學(xué)家門捷列夫

(2)編排順序：按照元素的相對(duì)原凝量由小到大排列

2.元素周期表的編排原則

(1)橫行原則：把虹層數(shù)相同的元素，按原壬序數(shù)遞增的順序從左到右排列。

(2)縱列原則：把不同橫行中最處層電播相同的元素，按電壬層數(shù)遞增的順序由上而

下排列。

二、元素周期表的結(jié)構(gòu)

(1)周期：周期序數(shù)=電子層數(shù)

周期分類短周期長(zhǎng)周期

周期序數(shù)1234567

元素種類288183232

(2)族：主族序數(shù)=原子的最外層電子數(shù)，過渡元素的族序數(shù)一般不等

族分類主族副族第皿族0族總數(shù)

族數(shù)目271116

列數(shù)目773X1S

(3)過渡元素：副族和第第VDI族族

①偶系元素：第6周期niB族，共均種

②舸系元素：第7周期IIIB族，共6種

③應(yīng)用：找耐高溫、耐腐蝕、催化劑和超導(dǎo)材料

2.族序數(shù)與列數(shù)的關(guān)系...................................

一1一!2_!一3；上4一!5卜!6葉!一7I8j9[1_0+_j_11十!1一2〔!…13十!一卜!1_5十!1_6_|!一17十!1一8

叫叫叫176”旭幗:VIII；IB!lIB；D[A：IVA：Wi!VIA：VI[A：0

(1)2、3周期nA和IIIA由鄰,原子序數(shù)相差工

(2)4、5周期IIA和IHA之間有副族和VIH族，原子序數(shù)相差口

(3)6、7周期HA和HIA之間有副族和VIH族，還額外多出錮系和銅系，原子序數(shù)相

差35

3.推測(cè)元素在周期表中的位置

(1)根據(jù)原子序數(shù)確定元素在元素周期表中的位置

②推斷方法

根據(jù)原子序數(shù)找出與其相鄰近的0族,

比大小定周期卜那么該元素就和原子序數(shù)大的()族元

素處于同一周期

原子序數(shù)比相應(yīng)0族元素多1或2,則應(yīng)

r處在0族元素所在周期的下一個(gè)周期的

[lA族或HA族,

(求差值定族數(shù))、

、原子序數(shù)比相應(yīng)的0族元素少1?5時(shí),則

應(yīng)處在同周期的VUA?mA族

(3)根據(jù)112號(hào)和118號(hào)元素的位置推測(cè)

原子序數(shù)112113114115116117118119120

族序數(shù)IIBfflAIVAy.AVIAVHA0IAJIA

周期7777T7788

4.金屬和非金屬的分界線

IIIAIVAVA1VIAVDA

第2周期B

第3周期A1Si

第4周期GeAs

第5周期Sb"!To

第6周期PoAt

(1)元素屬性：上方為韭金屬元素，下方為金屬元素

(2)分界線處元素，可能具有兩餞，尋找生曼體材料

(3)全部是金屬的族：JU族、副族和第蟠

(4)全部是非金屬的族：WA族和。族

5.周期表中的元素

(1)元素種類最多的族：mB>,共2種元素

(2)元素種類最多的主族：.IA>,共Z種元素

(3)元素種類最多的周期：Z周期，共沫種元素

(4)在短周期中韭金屬元素多，在周期表中金屬元素多。

(5)全部是氣體的族：0>

(6)同時(shí)含固體、液體和氣體的族：WA族

考點(diǎn)4化學(xué)鍵

一、化學(xué)鍵

1.化學(xué)鍵

(1)概念：相鄰原壬段離王之間的強(qiáng)烈的相互作用

(2)相互作用：?括靜電引力和靜電斥力

(3)稀有氣體分子中無化學(xué)鍵

2.化學(xué)反應(yīng)的微觀解釋

(1)表面上：反應(yīng)物中的原子重耀盒為產(chǎn)物分子的一種過程。

(2)本質(zhì)上：地化學(xué)鍵的斷裂加薪磴譙的形成的過程

二、化學(xué)鍵和化合物類到

1.離子鍵及離子化合物

(1)離子鍵

①定義：斷般電荷離壬之間的相互作用

②成鍵微粒：陰、陽離子

③成鍵元素：一般是活潑的金屬和活潑的非金屬

(2)離子化合物

①概念：由離壬鍵構(gòu)成的化合物。

②特例物質(zhì)：AlCh除外

③實(shí)驗(yàn)判據(jù)：熔融狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕衔?/p>

2.共價(jià)鍵及共價(jià)化合物

(1)共價(jià)鍵

①定義：原子間通過共用電壬對(duì)所形成的相互作用。

②成鍵微粒：

③成鍵元素：一酸是非金屬和韭金屬

(2)共價(jià)化合物

①概念：以共用虹對(duì)形成分子的化合物。

②特例物質(zhì)：NML等錢鹽除外

③實(shí)驗(yàn)判據(jù)：熔融狀態(tài)下丕能曼電的化合物

(3)極性共價(jià)鍵和非極性共價(jià)鍵

①極性共價(jià)鍵：不同種元素形成的共價(jià)鍵，如H—C1

②非極性共價(jià)鍵：同種元素形成的共價(jià)鍵，如H—H

3.化學(xué)鍵和化合物類型的關(guān)系

離子鍵-------區(qū)疊處——,離子化合物1

不同種原子間/

化學(xué)鍵彳/

r血性鍵一存在于一共價(jià)化合物

i共價(jià)鍵1/

、非極性鍵一存在于--------------

I

同種原子間~?非金屬單質(zhì)

(1)共價(jià)化合物中后食共價(jià)鍵，一定不含財(cái)鍵

(2)離子化合物中一定含離子鍵，可能含所有類型的共價(jià)鍵

@Na2O2：離子鍵和韭極性鍵

②NaOH：商鈍和板函|

③NH4NO3：離子鍵、極性鍵

③CH3coONH4：離子鍵、極性鍵、非極性鍵

4.離子化合物XaYb中是否含共價(jià)箍白勺判斷

非金屬丫的價(jià)態(tài)所含陰離子是否含共價(jià)鍵

最低價(jià)Ya-不含

非最低價(jià)丫,含有

5.判斷共價(jià)型微粒中原子最外層電子數(shù)

(1)若分子中含氫原子，則一定不滿足穩(wěn)定結(jié)構(gòu)

(2)共價(jià)型微粒：N(1)=原子的價(jià)電子數(shù)+成鍵數(shù)土電荷數(shù)

-

?PC13：N(e")P=5+3=8,N(e)Ci=7+1=8

②NH4+：N(e-)N=5+4-1=8

③A1C1J：NOAI=3+4+1=8

0

③COCb：N(e-)c=4+4=8,N(e")o=6+2=8,N(e-)ci=7+l=8(Cl—L

Cl)

6.元素組成化合物

(1)非金屬元素形成的物質(zhì)

①鹽：銹鹽；②堿：NH3?H2O;③離子化合物：錢鹽

(2)由N、H元素形成的化合物

①只含極性共價(jià)鍵的共價(jià)化合物：NH3

②含極性和非極性共價(jià)鍵的共價(jià)化合物：N2H4

③離子化合物：NHs(NH4H)

(3)由H、N、O元素形成的化合物

①含氧酸：HNO2>HNO3

②堿：NH3-H2。

③離子化合物：NH4NO2、NH4NO3

(4)由Na、S元素形成的化合物

①只含離子鍵：Na2s

②同時(shí)含離子鍵和共價(jià)鍵：Na2s2

(5)由H、C、N、O元素形成的化合物

①離子化合物：NH4HCO3、(NH4)2c03、CH3COONH4

0

L

②按個(gè)數(shù)比4：1：2：1組成的能水解的有機(jī)物：H2N-('-NH2(尿素)

③既能和酸又能和堿反應(yīng)的最簡(jiǎn)單的有機(jī)物：H2N-CH2-COOH(?—氨基乙酸)

(6)由H、S、0、Na元素形成的化合物

①?gòu)?qiáng)酸的酸式鹽：NaHSO4

②弱酸的酸式鹽：NaHSCh

③二者反應(yīng)的離子方程式：HSO3+H+=H2O+SO2t

(7)短周期同主族元素形成的離子化合物：LiH.NaH

4.共價(jià)分子的電子式的書寫

(1)畫：結(jié)構(gòu)式

(2)標(biāo)：共用電子對(duì)

(3)補(bǔ)：各原子最外層所缺的電子數(shù)

分子

N2H2SH2O2

結(jié)構(gòu)式N三N0=0H-S-HH-O-O-H

電子式：Q：：Q；H：O：O：H

分子HCNSC12o=c=oHC1O

結(jié)構(gòu)式一三

HCNC1-S-C1co2H-O-Cl

電子式：C1：S：C1：

???■??

分子

NH3CH4CC14N2H4

Cl

HH—i—H1早?

結(jié)構(gòu)式1Cl-C-Cl

H-N-HH—N—N—H

Cl

H:ci:

H?■????HH

電子式H：C：H：C?1?：C■：■C?1：?

：C1：

復(fù)雜的陰i離子和陽離子(共價(jià)型離子)，中心原子一般為8個(gè)電子

離子+++

NH4H3ONH2"CH3

H

電子式［H舸，：

離子-22

OHO2-CN-c2-

電子式[：Q：H]~［：o：o：t[:CCN：「[:CHCI.21

離子化合4勿為電子式：陰陽離子交替排列，不可合并

離子NazOMgCbNa2。？KHS

電子式Na+梗：@：fNa+K+[SiH]-

離子NaOHNa3NNH4C1NaClO

Na+

Na+［：O：C1：］；

電子式Na+堡H]Na+[：N：]3-Na+

7.用電子式表示化合物的形成過程

(1)離子化合物的形成

①表現(xiàn)形式：原子的電子式一離子化合物的電子式

②電子得失：用彎箭頭表示電子的得失

③實(shí)例：

Na傘。:一Na+[?:「

@牛Mg[?:「Mg2+[?:「

NaA^GNa-Na+[攵bx]2-Na+

(2)共價(jià)鍵化合物的形成

①表現(xiàn)形式：原子的電子式一共價(jià)化合物的電子式

②電子得失：不用畫彎箭頭表示

③實(shí)例

....?N?+3HX—?HxN^H

H-4--Cl：--H：Cl：匕

????li

H-+-O-+H-―?H：O：H+2-()------O::C：：O

H

C-+4H——-H：C：H

H

考點(diǎn)5元素周期律

一、元素周期律

1.元素周期律內(nèi)容和實(shí)質(zhì)

2.元素的金屬性、非金屬性強(qiáng)弱判斷規(guī)律

(1)金屬性強(qiáng)弱的判斷依據(jù)

①金屬單質(zhì)與水或酸置換出氫氣的反應(yīng)越容易進(jìn)行，則其金屬性越強(qiáng)。

②金屬的最高價(jià)氧化物的水化物的堿性越強(qiáng)，則其金屬性越強(qiáng)。

③金屬元策而單質(zhì)與鹽在水溶液中進(jìn)行置換反應(yīng)，若A置痍由B,則A的金屬性強(qiáng)

于B。

④在金屬活動(dòng)性順序表中，前面的金屬性強(qiáng)王后面的。

⑤金屬陽離子的氧化性越強(qiáng)，則其單質(zhì)的還原性越弱，元素的金屬性越弱(注：Fe

的陽離子僅指Fe2+)。

(2)非金屬性強(qiáng)弱的判斷依據(jù)

①非金屬單質(zhì)與氫氣化合生成氣態(tài)氫化物的反應(yīng)越容易進(jìn)行，則其非金屬性越強(qiáng)。

②非金屬元素氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性越強(qiáng)，則元素的非金屬性越強(qiáng)。

③非金屬元素的最高價(jià)氧化物的水化物的酸性越強(qiáng)，則其非金屬性越強(qiáng)。

④非金屬單質(zhì)與鹽溶液的置換反應(yīng)，若A置換出B且A體現(xiàn)出氧化性，則A的非

金屬性強(qiáng)于Bo

⑤非金屬陰離子的還原性越強(qiáng)，則其單質(zhì)的氧化性越弱，元素的非金屬性越弱。

3.元素周期律的適用范圍(某些化學(xué)性質(zhì))

(1)金屬性、非金屬性等性質(zhì)的遞變規(guī)律

(2)最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物的酸堿性強(qiáng)弱

(3)金屬單質(zhì)與酸或水反應(yīng)的劇烈程度

(4)非金屬單質(zhì)與氫氣化合的難易程度、氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性

(5)金屬陽離子的氧化性強(qiáng)弱，最低價(jià)陰離子及氣態(tài)氫化物的還原性強(qiáng)弱

4.化合價(jià)規(guī)律

(1)常用等量關(guān)系

①主族元素最高正價(jià)=最外層電子數(shù)=主族序數(shù)=價(jià)電子數(shù)

②主族元素的最高正價(jià)+1最低負(fù)價(jià)尸粒或2(氫)

(2)化合價(jià)的范圍：最高價(jià)W*7,二工W最低價(jià)W=1

(3)化合價(jià)的特殊點(diǎn)

①氟元素沒有正化合價(jià)

②氧元素有正化合價(jià)，但是沒有所在族的最高正化合價(jià)

(4)最高正加合價(jià)與其最低負(fù)化合價(jià)代數(shù)和

①等于0的短周期元素：氫、碳、硅

②等于2的短周期元素：氮、i

③等于4的短周期元素：琥

④等于6的短周期元素：M

5.微粒半徑的比較

(1)相同電性微粒半徑大小的比較

①原子半徑：左下角的Na最大

②陽離子半徑：左下角的Na+最大

③陰離子半徑：左下角的P3一最大

(2)不同電性微粒半徑大小的比較

①同周期：陰離子半徑之陽離子半徑，如Na+WCF

②同元素：電子數(shù)越多，微粒半徑越太，如Fe2+》Fe3+

③同電子層結(jié)構(gòu)：原子序數(shù)越大，離子半徑越小，如Na+WO2-

6.非金屬性強(qiáng)：周期表右上角的F最強(qiáng)

(1)單質(zhì)與氫氣容易化合，氣態(tài)氫化物穩(wěn)定

(2)最高價(jià)含氧酸的酸性強(qiáng)(HOQt最強(qiáng))，相應(yīng)鹽的堿性弱

(3)相應(yīng)陰離子及氣態(tài)氫化物的還原性題

(4)在化合物中顯負(fù)價(jià)元素的非金屬性強(qiáng)

(5)共用電子對(duì)偏向的一方元素的非金屬性強(qiáng)

(6)特殊情況

①N2與H2俚難化合，但氮元素的非金屬性很強(qiáng)

②2C+SiO2速逅Si+2cot不能說明碳元素的非金屬性比硅的強(qiáng)

7.金屬性強(qiáng)：周期表左下角的Na最強(qiáng)

(1)單質(zhì)與酸或水反應(yīng)劇烈

(2)最高價(jià)堿的堿性強(qiáng)，相應(yīng)鹽的酸性弱

(3)相應(yīng)陽離子的氧化性強(qiáng)

(4)能夠從鹽溶液中置換出其他金屬的金屬

(5)特殊情況

①活潑性：Ca>Na,但鈉和水反應(yīng)更劇烈

②反應(yīng)Na⑴+KC1⑴NaCl(l)+K(g),不能說明金屬性Na>K

③按周期律Pb比Sn活潑，按金屬活動(dòng)順序表Sn比Pb活潑

二、短周期元素及其化合物反應(yīng)的某些特征

1.具備某些特征的置換反應(yīng)

(1)有黃色固體生成的置換反應(yīng)

①同主族之間置換：2H2S+O2=2SI+2氏0

②不同主族間置換：CL+HzS=S(+2HC1

(2)固體單質(zhì)置換出同主族的固體單質(zhì)：2C+SiO2asi+2COt

(3)金屬單質(zhì)置換出非金屬的固體單質(zhì)：2Mg+CCh整2MgO+C

(4)氣體單質(zhì)置換出液體非金屬單質(zhì)：C12+2Br=2Cr+Br2

(5)氣體單質(zhì)置換出固體非金屬單質(zhì)：

①常溫置換：CL+2I=&cr+l2

②高溫置換：SiC14+2H2望Si+4HC1

2.產(chǎn)生淡黃色固體的反應(yīng)

(1)兩種單質(zhì)化合生成淡黃色固體：2Na+O2點(diǎn)燃NazCh

(2)兩種化合物混合產(chǎn)生淡黃色固體：2H2S+SO2=3SI+2H2O

(3)兩種溶液混合產(chǎn)生淡黃色固體和刺激性氣體：S2O32+2H+=SI+SO2t+H2O

3.同時(shí)生成兩種酸性氧化物的反應(yīng)：C+2H2sCh(濃)dc()2t+2S(ht+2m0

4.加入酸產(chǎn)生沉淀的反應(yīng)

(1)加入過量鹽酸產(chǎn)生白色沉淀

①沉淀不溶于酸和堿：AQ+C「=AgClI

②沉淀溶于強(qiáng)堿溶液：SiO32+2H+=H2SiO3I

(2)通入過量二氧化碳產(chǎn)生白色沉淀

①沉淀溶于強(qiáng)酸和強(qiáng)堿：A1O2+2H2O+CO2=A1(OH)3I+HCO3二

②沉淀不溶于強(qiáng)酸溶液：SiO32+2CO2+2H2O=H2SiO3I+2HCO3二

(3)滴加鹽酸至過量先產(chǎn)生白色沉淀，后沉淀溶解

①先沉淀：AK>2+H2O+H+=A1(OH)3I

②后溶解：Al(OH)3+3H+=AF++3H2O

5.加入NaOH溶液先產(chǎn)生白色沉淀，后沉淀溶解

(1)先沉淀：A13++3OH=Al(OH)31

(2)后溶解：Al(OH)3+OH--A1O2+2H2O

6.加酸產(chǎn)生能夠使品紅溶液褪色的氣體

(1)無色氣體：SO32+2H+=SO2t+H2O或HS€>3+H+=SO2t+%0

(2)有色氣體：2MnOJ+16H++10C「=Mn2++5C12t+8H2O

7.燃燒產(chǎn)生特征顏色火焰的反應(yīng)

(1)燃燒產(chǎn)生蒼白色火焰：H2+CI2點(diǎn)燃2HC1

(2)燃燒產(chǎn)生黃色火焰(冒白煙)：2Na+Ck整2NaCl

三、短周期元素的含量和用途

1.短周期元素的含量

(1)地殼中含量最豐富的元素：氧

(2)地殼中含量最豐富的金屬元翥：鋁

(3)宇宙中含量最豐富的元素：氫

(4)空氣中含量最多的元素：氮

(5)自然界形成化合物種類最多的元素：碳

(6)組成巖石和礦物的主要元素：硅

2.短周期元素的用途

(1)可做半導(dǎo)體材料和太陽能電池：晶體硅

(2)可以作光導(dǎo)纖維：二氧化硅

(3)可以作耐火材料的氧