高一化學：復習提綱
一、元素周期表、元素周期律
1、1-18號元素 (請按下圖表示記憶)
H He
Li Be B C N O F Ne
Na Mg Al Si P S Cl Ar
2、元素周期表結構(元素周期表大概框架、稀有氣體原子序數，每一周期包含的元素種類要記)
元素 周 期
表 周期(7個橫行) 族 (18個縱行，16短周期(1、2、3周期) 長周期(4、5、6、7周期) 不完全周期(7周期) 主族(7個)(ⅠA-ⅦA) 副族(7個)(ⅠB-ⅦB) 0族 Ⅷ族
3、元素在周期表中位置
周期數=電子層數 主族序數=最外層電子數=最高正化合價
4、元素周期律
從左到右---原子序數逐漸增加---原子半徑逐漸減小----得電子能力(不是得電子數目)逐漸增強(失電子能力逐漸減弱)-----非金屬性逐漸增強(金屬性逐漸減弱)
從上到下---原子序數逐漸增加---原子半徑逐漸增大----失電子能力(不是失電子數目)逐漸增強(得電子能力逐漸減弱)-----金屬性逐漸增強(非金屬性逐漸減弱)
故非金屬性最強的是F 金屬性最強的Cs
金屬性、非金屬性判斷標準(重要，記牢)
單質與氫氣化合越容易 如：F2>Cl2>Br2>I2
氫化物穩定性越強 如穩定性：HF>HCl>HBr>HI
最高價氧化物對應的水化物酸性越強 如酸性：HClO4>H2SO>HPO>H4SiO4 金屬性越強 與水或酸反應置換出氫氣越容易，反應越劇烈 如劇烈程度 Cs>Rb>K>Na>Li最高價氧化物對應水化物堿性越強 如堿性： NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3
5、判斷微粒半徑大小(原子半徑、離子半徑比較都適用)的總原則是首先畫出結構示意圖，然后：
(1)電子層數不同時，看電子層數，層數越多，半徑越大;
(2)電子層數相同時，看核電荷數，核電荷數越多，半徑越小;
(3)電子層數和核電荷數均相同時，看電子數，電子數越多，半徑越大;如r(Fe)> r(Fe3+)
二、微粒之間的相互作用
1、化學鍵
定義：物質中直接相鄰的原子或離子之間存在的強烈的相互作用
化學鍵：共價鍵和離子鍵
2、共價鍵：
原子之間通過共用電子對的形式形成的化學鍵
如何判斷共價鍵：非金屬元素和非金屬元素之間易形成共價鍵
3、離子鍵：
使帶相反電荷的陰、陽離子結合的相互作用(靜電作用，包括靜電引力和斥力) 1 2+如何判斷離子鍵： 活潑金屬元素 或 銨根離子 與非金屬元素或帶電原子團之間形成離子鍵 如 NaCl MgO 等中存在離子鍵
NH4Cl NaOH NaNO3中既有離子鍵也有共價鍵
4、共價化合物：僅僅由共價鍵形成的化合物(共價化合物中不能有離子鍵)。如HCl、H2SO4、CO2等
5、離子化合物：存在離子鍵的化合物。如NaCl、MgCl2、KBr、NaOH、NH4Cl等
6、分子間作用力與氫鍵
分子間作用力
(1)概念：將分子聚集在一起的作用力。
(2)對物質性質的影響
①分子間作用力影響由分子構成的物質的熔沸點高低和溶解性。
②對于分子組成和結構相似的物質，其分子間作用力隨相對分子質量增大而增大，熔沸點也隨之增大。
7、電子式和結構式
電子式：在元素符號周圍用小點或小叉表示原子最外層電子數目的式子。
寫電子式時，陰離子要用[ ]號，并在其右角上表明所帶電性和電量;陽離子除銨根
離子外，一般就是其離子符號。電子式的書寫包括：分子、原子、簡單離子、某些復雜離子(如OH-、NH4+)、共價化合物、離子化合物及其形成過程，寫物質電子式時一定要首先判斷是共價分子還是離子化合物
(責任編輯：康彥林)
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