高中化学元素周期表知识点(精彩3篇)
高中化学元素周期表知识点 篇一
在高中化学学习中，元素周期表是一个非常重要的知识点。元素周期表是化学家们对元素进行分类、归纳和整理的一种表格形式。它按照元素的原子数、电子排布和化学性质等特征进行排列，使我们更好地了解和研究元素之间的关系和规律。下面我们将介绍一些高中化学中常见的元素周期表知识点。
首先是元素周期表的基本结构。元素周期表按照原子序数的增加顺序排列，分为7个周期和18个族。周期从左上角第1周期开始，向下逐渐增加，而族则从左向右逐渐增加。周期表中的元素按照周期和族的位置不同，具有不同的性质。周期表中的每个元素都有自己的原子序数、原子量、原子半径等基本信息。
其次是元素周期表中元素的分类。根据元素周期表的结构，我们可以将元素分为金属、非金属和过渡金属。金属主要位于周期表的左侧和中部，具有良好的导电性和导热性，常见的有铁、铜、银等。非金属主要位于周期表的右侧，导电性和导热性较差，常见的有氢、氧、氮等。过渡金属位于周期表中间的区域，具有良好的韧性和延展性，常见的有铁、铜、铬等。
元素周期表还可以反映元素的电子排布规律。电子排布是指元素中电子在能级和轨道上的分布情况。根据元素周期表的结构，我们可以推测元素的电子排布规律。例如，第一周期的元素只有一个能级，第二周期的元素有两个能级。这种规律使我们能够预测元素的电子排布，并进一步了解元素的化学性质。
最后是元素周期表中元素的化学性质。元素周期表中的元素按照周期和族的位置不同，具有不同的化学性质。例如，周期表中同一族的元素具有相似的化学性质。这种规律使我们能够预测元素的化学性质，并进行相关的实验和应用。元素周期表为我们提供了一个分类、归纳和整理元素的框架，使我们更好地了解和研究元素之间的关系和规律。
综上所述，高中化学中的元素周期表是一个非常重要的知识点。通过学习元素周期表，我们可以了解元素的基本信息、分类、电子排布和化学性质等方面的知识。元素周期表为我们提供了一个分类、归纳和整理元素的框架，使我们更好地了解和研究元素之间的关系和规律。希望通过本文的介绍，能够帮助大家更好地理解和掌握高中化学中的元素周期表知识。
高中化学元素周期表知识点 篇二
元素周期表是化学学习中的基础知识点，它是由化学家门捷列夫于1869年提出的一种对元素进行分类、归纳和整理的表格形式。元素周期表按照元素的原子数、电子排布和化学性质等特征进行排列，使我们更好地了解和研究元素之间的关系和规律。下面我们将介绍一些高中化学中常见的元素周期表知识点。
首先是元素周期表的基本结构。元素周期表按照原子序数的增加顺序排列，分为7个周期和18个族。周期从左上角第1周期开始，向下逐渐增加，而族则从左向右逐渐增加。周期表中的每个元素都有自己的原子序数、原子量、原子半径等基本信息。通过周期表中的元素，我们可以快速了解元素的基本属性。
其次是元素周期表中元素的分类。根据元素周期表的结构，我们可以将元素分为金属、非金属和过渡金属。金属主要位于周期表的左侧和中部，具有良好的导电性和导热性，常见的有铁、铜、银等。非金属主要位于周期表的右侧，导电性和导热性较差，常见的有氢、氧、氮等。过渡金属位于周期表中间的区域，具有良好的韧性和延展性，常见的有铁、铜、铬等。
元素周期表还可以反映元素的电子排布规律。电子排布是指元素中电子在能级和轨道上的分布情况。根据元素周期表的结构，我们可以推测元素的电子排布规律。例如，第一周期的元素只有一个能级，第二周期的元素有两个能级。这种规律使我们能够预测元素的电子排布，并进一步了解元素的化学性质。
最后是元素周期表中元素的化学性质。元素周期表中的元素按照周期和族的位置不同，具有不同的化学性质。例如，周期表中同一族的元素具有相似的化学性质。这种规律使我们能够预测元素的化学性质，并进行相关的实验和应用。元素周期表为我们提供了一个分类、归纳和整理元素的框架，使我们更好地了解和研究元素之间的关系和规律。
综上所述，高中化学中的元素周期表是一个非常重要的知识点。通过学习元素周期表，我们可以了解元素的基本信息、分类、电子排布和化学性质等方面的知识。元素周期表为我们提供了一个分类、归纳和整理元素的框架，使我们更好地了解和研究元素之间的关系和规律。希望通过本文的介绍，能够帮助大家更好地理解和掌握高中化学中的元素周期表知识。
高中化学元素周期表知识点 篇三
高中化学元素周期表知识点
在平常学习中，大家一定都或多或少地接触过一些化学知识，下面是小编为大家收集的有关高中化学元素周期表知识点，仅供参考，希望能够帮助到大家。
高中化学元素周期表知识
1.元素周期表的结构
(1)周期
周期
短周期
长周期
一
二
三
四
五
六
七
对应行数
1
2
3
4
5
6
7
所含元素种数
2
8
8
18
18
32
32（排满时）
每周期0族元素原子序数
2
10
18
36
54
86
118
2.几种关系
(1)电子层数=周期数
(2)最外层电子数=主族序数=最高正化合价(除F、O)
(3)质子数=原子序数
(4)∣最高正价∣+∣最低负价∣=8(对非金属元素而言，但对H不适用)
注意：O无最高正价，F无正价
3.元素周期表中之最
原子半径最小的原子：H
单质质量最轻的元素：H
宇宙中含量最多的元素：H
最不活泼的元素：He
最轻的金属单质：Li
形成化合物最多的元素：C
含H质量分数最高的气态氢化物：CH4
空气中含量最多的元素：N
地壳中含量最高的元素：O，其次是Si
地壳中含量最高的金属元素：Al，其次是Fe
非金属性最强的元素：F
金属性最强的元素：Cs(不考虑Fr)
与水反应最剧烈的金属单质：Cs(不考虑Fr)
与水反应最剧烈的非金属单质：F2
最高价氧化物对应水化物酸性最强的酸：HClO4
最高价氧化物对应水化物碱性最强的碱：CsOH(不考虑FrOH)
所含元素种类最多的族：ⅢB
常温下呈液态的非金属单质是Br2，金属单质是Hg
4.元素、核素、同位素
元素
同位素
核素
概念
具有相同核电荷数的同一类原子的总称
质子数相同而中子数不同的同一种元素的不同原子互称为同位素
具有一定数目的质子数和一定数目的中子数的一种原子
对象
宏观概念，对同类原子而言；既有游离态，又有化合态
微观概念，对某种元素的原子而言，因为有同位素，所以原子种类多于元素种类
微观概念，指元素的具体的某种原子
特征
以单质或化合物形式存在，性质通过形成单质或化合物来体现
同位素化学性质几乎相同，因为质量数不同，物理性质不同。天然存在的各种同位素所占的原子百分比一般不变
具有真实的质量，不同核素的质量不相同
决定因素
质子数
质子数和中子数
质子数和中子数
5.原子核外电子排布规律
1.在含有多个电子的原子里，电子依能量的不同是分层排布的，其主要规律是：
核外电子总是尽先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层。
2.原子核外各电子层最多容纳2n2个电子。
3.原子最外层电子数目不超过8个(K层为最外层时不能超过2个电子)。
4.次外层电子数目不能超过18个(K层为次外层时不能超过2个)，倒数第三层电子数目不能超过32个。
注意：以上规律既相互联系，又互相制约，不能孤立片面的理解。如M层为最外层的时候，最多为8个，而不是18个。
高一化学基础知识
一、电解质和非电解质
电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。
1、化合物
非电解质：在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物。(如：酒精[乙醇]、蔗糖、SO2、SO3、NH3、CO2等是非电解质。)
(1)电解质和非电解质都是化合物，单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。
(2)酸、碱、盐和水都是电解质(特殊：盐酸(混合物)电解质溶液)。
(3)能导电的物质不一定是电解质。能导电的物质：电解质溶液、熔融的碱和盐、金属单质和石墨。
电解质需在水溶液里或熔融状态下才能导电。固态电解质(如：NaCl晶体)不导电，液态酸(如：液态HCl)不导电。
2、溶液能够导电的原因：有能够自由移动的离子。
3、电离方程式：要注意配平，原子个数守恒，电荷数守恒。如：Al2(SO4)3=2Al3++3SO42-
二、离子反应：
1、离子反应发生的条件：生成沉淀、生成气体、水。
2、离子方程式的书写：(写、拆、删、查)
①写：写出正确的化学方程式。(要注意配平。)
②拆：把易溶的强电解质(易容的盐、强酸、强碱)写成离子形式。
常见易溶的强电解质有：
三大强酸(H2SO4、HCl、HNO3)，四大强碱[NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2(澄清石灰水拆，石灰乳不拆)]，可溶性盐，这些物质拆成离子形式，其他物质一律保留化学式。
③删：删除不参加反应的离子(价态不变和存在形式不变的离子)。
④查：检查书写离子方程式等式两边是否原子个数守恒、电荷数守恒。
3、离子方程式正误判断：(看几看)
①看是否符合反应事实(能不能发生反应，反应物、生成物对不对)。
②看是否可拆。
③看是否配平(原子个数守恒，电荷数守恒)。
④看“=”“”“↑”“↓”是否应用恰当。
4、离子共存问题
(1)由于发生复分解反应(生成沉淀或气体或水)的离子不能大量共存。
生成沉淀：AgCl、BaSO4、BaSO3、BaCO3、CaCO3、Mg(OH)2、Cu(OH)2等。
生成气体：CO32-、HCO3-等易挥发的弱酸的酸根与H+不能大量共存。
生成H2O：①H+和OH-生成H2O。②酸式酸根离子如：HCO3-既不能和H+共存，也不能和OH-共存。如：HCO3-+H+=H2O+CO2↑，HCO3-+OH-=H2O+CO32-
(2)审题时应注意题中给出的附加条件。
①无色溶液中不存在有色离子：Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO4-(常见这四种有色离子)。
②注意挖掘某些隐含离子：酸性溶液(或pH<7)中隐含有h+，碱性溶液(或ph>7)中隐含有OH-。
③注意题目要求“大量共存”还是“不能大量共存”。
高中化学考点知识
一、同系物
结构相似，在分子组成上相差一个或若干个CH2原子团的物质物质。
同系物的'判断要点：
1、通式相同，但通式相同不一定是同系物。
2、组成元素种类必须相同
3、结构相似指具有相似的原子连接方式，相同的官能团类别和数目。结构相似不一定完全相同，如CH3CH2CH3和(CH3)4C，前者无支链，后者有支链仍为同系物。
4、在分子组成上必须相差一个或几个CH2原子团，但通式相同组成上相差一个或几个CH2原子团不一定是同系物，如CH3CH2Br和CH3CH2CH2Cl都是卤代烃，且组成相差一个CH2原子团，但不是同系物
5、同分异构体之间不是同系物。
二、同分异构体
化合物具有相同的分子式，但具有不同结构的现象叫做同分异构现象。具有同分异构现象的化合物互称同分异构体。
1、同分异构体的种类：
⑴碳链异构：指碳原子之间连接成不同的链状或环状结构而造成的异构。如C5H12有三种同分异构体，即正戊烷、异戊烷和新戊烷。
⑵位置异构：指官能团或取代基在在碳链上的位置不同而造成的异构。如1—丁烯与2—丁烯、1—丙醇与2—丙醇、邻二甲苯与间二甲苯及对二甲苯。
⑶异类异构：指官能团不同而造成的异构，也叫官能团异构。如1—丁炔与1，3—丁二烯、丙烯与环丙烷、乙醇与甲醚、丙醛与丙酮、乙酸与甲酸甲酯、葡萄糖与果糖、蔗糖与麦芽糖等。
⑷其他异构方式：如顺反异构、对映异构(也叫做镜像异构或手性异构)等，在中学阶段的信息题中屡有涉及。
各类有机物异构体情况：
2、同分异构体的书写规律：
⑴烷烃(只可能存在碳链异构)的书写规律：主链由长到短，支链由整到散，位置由心到边，排布由对到邻到间。
⑵具有官能团的化合物如
⑶芳香族化合物：二元取代物的取代基在苯环上的相对位置具有邻、间、对三种。
3、判断同分异构体的常见方法：
⑴记忆法：
①碳原子数目1~5的烷烃异构体数目：甲烷、乙烷和丙烷均无异构体，丁烷有两种异构体，戊烷有三种异构体。
②碳原子数目1~4的一价烷基：甲基一种(—CH3)，乙基一种(—CH2CH3)，丙基两种(—CH2CH2CH3、—CH(CH3)2)，丁基四种(—CH2CH2CH2CH3、—CH2CH(CH3)2、—C(CH3)3)
③一价苯基一种、二价苯基三种(邻、间、对三种)。
⑵基团连接法：将有机物看成由基团连接而成，由基团的异构数目可推断有机物的异构体数目。
如：丁基有四种，丁醇(看作丁基与羟基连接而成)也有四种，戊醛、戊酸(分别看作丁基跟醛基、羧基连接而成)也分别有四种。
⑶等同转换法：将有机物分子中的不同原子或基团进行等同转换。
如：乙烷分子中共有6个H原子，若有一个H原子被Cl原子取代所得一氯乙烷只有一种结构，那么五氯乙烷有多少种?假设把五氯乙烷分子中的Cl原子转换为H原子，而H原子转换为Cl原子，其情况跟一氯乙烷完全相同，故五氯乙烷也有一种结构。同样，二氯乙烷有两种结构，四氯乙烷也有两种结构。
⑷等效氢法：等效氢指在有机物分子中处于相同位置的氢原子。等效氢任一原子若被相同取代基取代所得产物都属于同一物质。其判断方法有：
①同一碳原子上连接的氢原子等效。
②同一碳原子上连接的—CH3中氢原子等效。如：新戊烷中的四个甲基连接于同一个碳原子上，故新戊烷分子中的12个氢原子等效。
