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一、核外电子排布与周期律（一）原子核外电子排布规律（1）各电子层最多容纳的电子数为2n2个。（2）最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个），次外层不超过18（3）核外电子优先占有能量较低的轨道，只有当能量较低的轨道排满后，再排能量比较高的轨道。（二）元素周期表及其应用1、元素周期表的结构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。2、元素性质的递变规律1BAlSiGeAsSbTe234567ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA0PoAt非金属性逐渐增强金属性逐渐增强金属性逐渐增强非金属性逐渐增强项目同周期（从左到右）同主族（从上到下）最外层电子数从l逐渐增加到7相同主要化合价最高正价由+1→+7负价由―4→―1最高正价相同最高正价═主族族序数负价═族序数―8原子半径逐渐减小（稀有气体除外）逐渐增大金属性与非金属性金属性逐渐减弱非金属性逐渐增强金属性逐渐增强非金属性逐渐减弱还原性与氧化性还原性减弱氧化性增强还原性增强氧化性减弱最高价氧化物对应的水化物的酸碱性碱性减弱酸性增强碱性增强酸性减弱非金属的气态氢化物生成由难到易稳定性由弱到强生成由易到难稳定性由强到弱得失电子能力失电子能力逐渐减弱得电子能力逐渐增强得电子能力逐渐减弱失电子能力逐渐增强比较元素的金属性强弱的方法是：a.元素的单质和水或酸置换出氢气的难易b.元素最高氧化物对应水化物的碱性强弱c.金属单质和另外金属盐溶液中的置换反应比较元素的非金属性强弱的方法是：a.元素最高氧化物对应水化物的酸性强弱b.元素单质和氢气反应生成气态氢化物的难易程度及气态氢化物的稳定性来判断。c.非金属单质和另外非金属盐溶液中的置换反应3、元素周期律及元素周期表的应用⑴根据位置，推测结构，预测性质⑵研究合成有特定性质的新物质，预言新元素，研究新农药，寻找半导体材料、催化剂、耐高温耐腐蚀材料。⑶论证了量变引起质变的规律性二、微粒之间的相互作用力（一）化学键：相邻的两个或多个原子之间强烈的相互作用，叫做化学键，可分为离子键，共价键，金属键（二）离子键1、定义：阴阳离子间通过静电作用所形成的化学键叫做离子键。2、成键微粒：阴阳离子相互作用：静电作用（静电引力和斥力）成键过程：阴阳离子接近到某一定距离时，吸引和排斥达到平衡，就形成了离子键。3、哪些物质能形成离子键？（1）活泼的金属元素（IA，IIA）和活泼的非金属元素（VIA，VIIA）之间的化合物。（2）活泼的金属元素和酸根离子形成的盐（3）铵离子和酸根离子（或活泼非金属元素）形成的盐。4、含有离子键的化合物就是离子化合物（三）共价键1、定义：原子之间通过共用电子对所形成的相互作用，叫做共价键。2、成键微粒：原子相互作用：共用电子对成键元素：同种或不同种非金属元素3、含有共价键的化合物不一定是共价化合物键型离子键共价键成键方式静电作用静电作用成键微粒阴、阳离子原子形成条件阴、阳离子共用电子对存在离子化合物非金属单质、共价化合物（四）电子式1、定义：在元素符号周围用“·”或“×”来表示原子最外层电子的式子，叫电子式。2、书写方法：（1）金属阳离子的电子式就是其离子符号（2）非金属阴离子的电子式要标[]及“电荷数”（3）离子化合物的电子式：由阴、阳离子的电子式组成，但对相同离子不能合并.（4）共价化合物的电子式：原子之间形成共用电子对，不能加“[]”及“电荷数”。（五）分子间作用力：1、概念：分子间存在的将分子聚集在一起的作用力称为分子间作用力，又称为范德华力。（1）存在：分子间（2）大小：比化学键弱得多。2、意义：影响物质的熔沸点和溶解性等物理性质3、水分子间的氢键：一个水分子中的氢原子与另一个水分子中的氧原子间所形成的分子间作用力。水分子间的氢键使水分子间作用力增强。（六）同位素、同素异形体和同分异构体的比较同位素同素异形体同分异构体研究对象原子单质有机化合物相同点质子数相同构成元素相同分子式相同不同点中子数不同性质不同分子结构不同