物质结构及元素周期表为您服务的教育网络主题一材料结构和元素周期表一、审查考试地点1.考试网站网络建设(1)元素“位-结构-单位”之间的关系(2)。
推断元素的名称或位置是本节中常见的问题之一。
其方法可以大致概括如下:2.检查现场解释:测试地点1:同一时期、同一主体群体性质变化的逻辑衍生关系1。
相同周期和相同主族元素性质变化规律性质原子半径电子层结构电子损失能力获得电子能力金属非金属主价最高价氧化物酸相应水合物碱性非金属气态氢化物形成困难稳定性相同周期(从左到右)具有相同数量电子层的最外层电子的数量逐渐减少，最外层电子的数量逐渐减少，最外层电子的数量逐渐增加，最外层电子的数量逐渐减少，最外层电子的数量逐渐减少，最外层电子的数量逐渐增加，最外层电子的数量逐渐增加，最大正价(+1→+7)非金属负价=-(8族序数)酸度逐渐增加，最外层电子的数量XK碱度随着主族(自上而下)电子层数的逐渐增加，最外层电子的数量也在逐渐增加，逐渐减少，逐渐增加，逐渐减少，逐渐减少，逐渐减少，最高正价=族序数(除O，F外)非金属负价=-(8-族序数)酸度逐渐减少，碱度逐渐增加，形成从难到易的稳定性逐渐增加，形成从易到难的稳定性逐渐减少2。
元素周期表中的“三角形”变化规律如果元素a、b和c位于元素周期表中图5-1所示的位置，所有相关的性质都可以顺利释放。
1为您服务的教育网络订单(但D不能参与安排)。
(1)原子半径:碳>氮>硼；(2)金属度:碳>碳>硼；(3)非金属:硼>碳>碳3。
元素周期表(1)中的相似性规则与主族元素的性质相似(因为最外面的电子是相同的)；⑵元素周期表中对角线位置(如2中的A、D位置)的元素具有相似的性质，如锂和镁、铍和铝、硼和硅等。
(3)相邻元素的性质差别不大。
测试点2元素周期定律的普通次定律1.最外层电子数大于或等于3且小于8的元素必须是主族元素；最外层电子数为1或2的元素可以是主族、次族或0族(he)元素；最外层电子数为8的元素是稀有气体元素(氦除外)。
2.在元素周期表中，IIA族和IIA族元素的原子数有三种不同:①1-3周期(短周期)1元素的原子数不同；(2)第4和第5周期之间的差异为11；③第6和第7周期的差异为25。
3.在每个周期中排列的元素类型满足以下规则:如果n是周期序数，那么在奇数周期中它是(n？1)222(n？2)物种，物种处于偶数周期。
24.在元素周期表中，除了第八族元素外，具有奇数(或偶数)原子序数的元素，元素所在的族的序数和主价也是奇数(或偶数)。
5.在元素周期表中，金属和非金属之间有一条分界线。
分界线右上方的元素是非金属元素，而分界线左下方的元素是金属元素(除了氢)。
分界线两侧的元素通常是金属和非金属。
6.零族不是主族，第八族不属于次族，惰性气体元素不属于非金属元素。
7.难以失去电子的元素不一定比稀有气体元素具有更强的电子能力。
8.具有更多电子层的粒子的半径不一定大，例如，锂离子的半径大于铝离子的半径。
9.在最外层只有一个电子的元素不一定是铟元素，而是铟元素，例如VIB族的铜、银、金、铬、钼。
最外层只有2个电子的元素不一定是IIA族元素，但可以是IIB族元素，如锌、镉、汞或钪、钛、钒、锰、铁、钴、镍等。
10.具有相似组成和结构的物质的分子量越高，熔点就不一定越高，如氟化氢？？嗨.11.具有金属光泽并能导电的元素物质不一定是金属元素，如石墨。
12.不是所有元素的原子核都是由质子和中子组成的，例如，航天飞机。
13.除了氢、硼、氧和氟之外，大多数非金属的最高正价和负价的绝对值之和等于814.大多数主族元素的最高正价等于该元素的主族序数，但氧和氟除外测试点3:元素的原子半径和离子半径的比较1.同一时期的原子半径随着原子数的增加而逐渐减小(稀有气体元素除外)。
在第三个循环中:钠>镁>铝>硅>磷>硫>氯。
2.同一个主族的原子半径随着原子数的增加而逐渐增加。
与ia组相同:Li3.同一时期的阳离子半径随着原子数的增加而逐渐减小。
如第三个循环:na+> Mg2+> Al3+。
-4.同周期阴离子的半径随着原子数的增加而逐渐减小。
如同第三个周期:P3 > S2 > cl。
+5.同一主族的阳离子半径随着原子数的增加而逐渐增大，如na+2为您服务的教育网络6.同一主族的阴离子半径随着原子数的增加而逐渐增大，如a. 7族的f -8.阴离子半径总是大于相应的原子半径。
例如:s2 > s，br > br。
-9.相同电子壳层结构的离子半径随着核荷数的增加而减小。
例如:S2 >氯离子>钾离子>钙离子；-Al3+10.不同价态相同元素的离子半径随着价态的增加而减小。
例如:铁> Fe2+> Fe3+，-氢>氢>氢+.检验现场4号元素的金属和非金属性质及其判定依据(1)元素的金属和非金属性质的对比分析:元素的金属度是指其原子失去电子的能力、形成化学键时变成阳离子的倾向或偏离价电子的能力。
电子损失能力越大或形成阳离子的趋势越大，或价电子偏离得越远，其元素的金属性质就越强。
相反，元素的所谓非金属性质意味着它们的原子容易获得电子，即它们在成键过程中倾向于形成阴离子或强烈吸引成键电子。
元素的金属度主要与电子壳层结构、核电荷和原子半径有关。
一般来说，一个原子的最外层有少量的电子，例如，只有1或2个电子容易丢失，并且金属性质很强。
另一方面，如果有6或7个电子，电子很容易获得，非金属性很强。
至于3，4，5电子，有必要结合其他条件，看看它们主要是金属还是非金属。
对于具有相同价电子数的元素原子，核电荷越小，原子半径越大，外层的电子吸引力越弱，电子损失越容易，元素的金属性质越强。
相反，非金属性越强。
在周期表中，同一时期一般是金属从左到右减少，非金属增加。
对于主要的族元素，从上到下通常是金属增加，非金属减少。
(2)解决问题时容易混淆的三组概念:①金属和非金属元素的强度不同于它们简单物质的化学活性。
虽然两者密切相关，但基本物质的性质也与其分子结构或晶体结构有关。
(2)金属强度和金属活性之间存在差异和联系。
金属活性是金属原子在水溶液中失去电子形成水合阳离子的能力。
一般来说，具有强金属活性的元素具有强金属活性，但是具有强金属活性的元素不一定具有强金属活性。
因为金属的强度应该从三个方面来看，而金属的活性只能根据金属原子在水溶液中失去电子形成水合离子的能力来区分。
因此，不能认为具有强金属活性的金属必须具有强金属性能。
例如，铝是一种流动性很强的金属，铝原子很容易被水溶液中的挥发性电子转化为水合铝离子，但氢氧化铝是两性的，不能视为金属。
(3)元素的非金属性和非金属单质的活性既不同又相关。
在大多数情况下，非金属性质和非金属活性是一致的，但也有不一致的地方。
例如，氮比磷更非金属，但氮比磷活性低。
此外，应该注意的是，非金属性最强的元素是氟，但氟没有正价，它没有最高价的氧化物，也没有相应的水合物。
(3)比较金属度强度的依据①同一时期，从左到右，金属度随着核荷数的增加而降低；在同一个主群中，从上到下，随着核荷数的增加，金属性能增加；(2)根据最高价氧化物水合物的碱度；碱性越强，其元素的金属性质就越强。
水解盐溶液的酸碱度越低，其元素的金属性质越弱；(3)根据金属活动顺序表(很少例外)；④常温下与酸发生强烈反应；⑤常温下与水的强烈反应；⑥与盐溶液的置换反应；⑦高温下与金属氧化物的置换反应。
3-为您服务的教育网络(4)非金属性能强度比较的依据①同一时期，非金属性能从左到右随着核电荷数的增加而增加；在同一主族中，随着核电荷数的增加，非金属性自上而下减弱。
(2)根据最高价氧化物水合物的酸性:酸性越强，其元素的非金属性越强；水解盐溶液的酸碱度越高，其元素的非金属性质越弱。
(3)根据气态氢化物的稳定性，稳定性越强，非金属性越强；(4)单质与氢结合的困难和条件以及氢化物生成的稳定性:与H2反应越容易，生成的氢化物越稳定，氢化物的还原性越弱，表明其非金属性越强。
(5)盐溶液置换反应:非金属单体的置换反应:非金属甲从其盐溶液中置换出与非金属乙相对应的阴离子，表明非金属甲比非金属乙强，如br2+2ki = 2kbr = I2；点火后的价态⑥相互结合:如果硫+氧===二氧化硫，氧的非金属性强于硫；δ点火⑦其他:例如，2cu+s = = = cu2scu+Cl2 = = = cuCl2，因此Cl的非金属性比s强。
测试点5中相等电子数的粒子聚集(1)“10-电子”粒子:1-核10-电子2-核10-电子3-核10-电子4-核10-电子5-核10-电子(2)“18-电子”粒子1-核18-电子2-核18-电子3-核18-电子5-核18-电子6-核18-电子其他粒子分子氖铪H2O NH3 CH4分子氩F2，氯化氢离子n 3？、O2？、F？、钠离子、镁离子、铝离子？、NH2？、H2F+ H3O+ NH4+离子钾离子、钙离子、氯离子和S2？2-？O2，HS H2S PH3，H2O2，—NH2F SiH4，CH3F，NH2OH N2H4，CH3OH C2H6，CH3NH2 N2H5+，N2H62+ (3)具有相等电子数的其它粒子-“9个电子”粒子-F，-OH，-NH2，-CH3(取代基)“14个电子”:硅粒子，N2，一氧化碳，C2H2“2个电子”粒子:粒子①钠离子，NH4+，H3O+ ②HS-，C1-③F-，OH-，NH2- ④N2，一氧化碳，C2 H2测试点6晶体结构的计算晶体的公式是由平均分布法确定的:平均分布是指每个图形所拥有的平均粒子数。
计算晶体中粒子数比的方法如下:4为您服务的教育网络(1)顶点的粒子同时被8个细胞共享，每个粒子有1/8属于细胞；(2)边缘的粒子同时被4个细胞共享，每个粒子有1/4属于细胞；(3)表面的粒子同时被两个细胞共享，每个粒子的1/2属于细胞；(4)晶胞内的粒子完全属于晶胞。
下表列出了常见晶体的结构类型和分析。
晶体氯化钠晶体的晶体结构晶体中粒子分布的详细描述+Na+和Cl-交替占据立方体的顶点并延伸到空间。
在每一个钠的周围有6个等距离的氯离子(设为a)(上、下、左、右、前、后)，-+在每一个氯离子周围也有6个等距离的氯离子，这6个离子形成+一个规则的八面体；每个钠周围有12个最接近的等距钠离子(必须是2a) (4个在同一层，4个在上层，4个在下层)。
每8个碳原子和8个碳原子在每个碳原子周围也有12个最接近的等距碳原子，每个碳原子形成一个立方体，在每个立方体的中心有一个多相离子。
每个铯周围最近的等距(氯化铯晶体二氧化碳晶体-+3a/2)C1有8个，每个铯周围最近的等距(a)铯有6个(上、下、左、右、前、后)，每个C1周围最近的等距C1也有6个+-每8个CO2形成一个立方体，并在6个面的每一个的中心占据1个CO2。