【導讀】[氧化還原反應]有電子轉移或有元素化合價升降的反應．如2Na+C12＝。氧化還原反應的本質是電子轉移。化還原反應．某一化學反應中有元素的化合價發(fā)生變化，則該反應為氧化還原反應，否則為非氧化還原反應。②所含元素處于高價或較高價時的氧化物，如MnO2、NO2、PbO2. 與弱還原性物質的方向進行．在一個給出的氧化還原反應方程式中，氧化劑和氧化產物都有氧化性，還原劑和還原產。有氧化性又具有還原性．但須注意，若一種化合物中同時含最高價態(tài)元素和最低價態(tài)元素時，則該化合物兼有氧化性。②價態(tài)不相交規(guī)律．同種元素不同價態(tài)間相互反應生成兩種價態(tài)不同的產物時，化合價升高與化合價降低的值不相交，氧化還原反應中的優(yōu)先規(guī)律：當一種氧化劑(還原劑)同時與多種還原劑(氧化劑)相遇時，該氧化劑(還原劑)首先與還。原性(氧化性)最強的物質發(fā)生反應，而只有當還原性(氧化性)最強的物質反應完后，才依次是還原性(氧化性)較弱的物

　　

【正文】 周期：第七周期，共 26 種元素 (1999 年又發(fā)現(xiàn)了 11 11 118 號三種元素 ) (2)某主族元素的電子層數＝該元素所在的周期數． (3)第六周期中的 57 號元素鑭 (La)到 71 號元素镥 (Lu)共 15 種元素，因其原子的電子層結構和性質十分相似，總稱鑭系元素． (4)第七周期中的 89 號元素錒 (Ac)到 103 號元素鐒 (Lr)共 15 種元素，因其原子的電子層結構和性質十分相似，總稱錒系元素．在錒系元素中， 92 號元素鈾 (U)以后的各種元素，大多是人 工進行核反應制得的，這些元素又叫做超鈾元素． [ 族 ] 在周期表中，將最外層電子數相同的元素按原子序數遞增的順序排成的縱行叫做一個族． (1)周期表中共有 18 個縱行、 16 個族．分類如下： ①既含有短周期元素同時又含有長周期元素的族，叫做主族．用符號“ A”表示．主族有 7 個，分別為 I A、Ⅱ A、Ⅲ A、Ⅳ A、 VA、Ⅵ A、Ⅶ A 族 (分別位于周期表中從左往右的第 1 1 1 1 17 縱行 )． ②只含有短周期元素的族，叫做副族．用符號“ B”表示．副族有 7 個，分別為 I B、Ⅱ B、Ⅲ B、Ⅳ B、 VB、Ⅵ B、Ⅶ B 族 (分別位于周期表中從左往右的第 1 1 7 縱行 )． ③在周期表中，第 10 縱行共 12 種元素，叫做Ⅷ族． ④稀有氣體元素的化學性質很穩(wěn)定，在通常情況下以單質的形式存在，化合價為 0，稱為 0 族 (位于周期表中從左往右的第 18 縱行 )． (2)在元素周期表的中部，從Ⅲ B 到Ⅱ B 共 10 個縱列，包括第Ⅷ族和全部副族元素，統(tǒng)稱為過渡元素．因為這些元素都是金屬，故又叫做過渡金屬． (3)某主族元素所在的族序數：該元素的最外層電子數＝該元素的最高正價數 [原子序數與化合價、原子的最外層電子數以及族序數 的奇偶關系 ] (1)原子序數為奇數的元素，其化合價通常為奇數，原子的最外層有奇數個電子，處于奇數族．如氯元素的原子序數為17，而其化合價有－ + + + +7 價，最外層有 7 個電子，氯元素位于第Ⅶ A 族． (2)原子序數為偶數的元素，其化合價通常為偶數，原子的最外層有偶數個電子，處于偶數族．如硫元素的原子序數為16，而其化合價有－ + +6 價，最外層有 6 個電子，硫元素位于第Ⅵ A 族． [元素性質與元素在周期表中位置的關系 ] (1)元素在周期表中的位置與原子結構、元素性質三者之間的關系： (2)元素 的金屬性、非金屬性與在周期表中位置的關系： ①同一周期元素從左至右，隨著核電荷數增多，原子半徑減小，失電子能力減弱，得電子能力增強． a．金屬性減弱、非金屬性增強； b．金屬單質與酸 (或水 )反應置換氫由易到難； c．非金屬單質與氫氣化合由難到易 (氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性增強 )； 、堿性減弱． ②同一主族元素從上往下，隨著核電荷數增多，電子層數增多，原子半徑增大，失電子能力增強，得電子能力減弱． a．金屬性增強、非金屬性減弱； b．金屬單質與酸 (或水 )反應置換氫由難到易。 c．非金屬單質與氫氣化 合由易到難 (氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性降低 )； d．最高價氧化物的水化物的酸性減弱、堿性增強． ③在元素周期表中，左下方的元素銫 (Cs)是金屬性最強的元素；右上方的元素氟 (F)是非金屬性最強的元素；位于金屬與非金屬分界線附近的元素 (B、 A Si、 Ge、 As、 Sb、 Te 等 )，既具有某些金屬的性質又具有某些非金屬的性質． (3)元素化合價與元素在周期表中位置的關系： ? ①在原子結構中，與化合價有關的電子叫價電子．主族元素的最外層電子即為價電子，但過渡金屬元素的價電子還與其原子的次外層或倒數第三層的部分電子有關． ②對于非 金屬元素，最高正價 +最低負價的絕對值＝ 8(對于氫元素，負價為－ 1，正價為 +1)． [核素 ] 具有一定數目的質子和一定數目的中子的一種原子，叫做一種核素．也就是說，每一種原子即為一種核素，如11 H、 21 H、 126 C、 136 C 等各稱為一種核素． 注意 核素有同種元素的核素 (如 11 H、 21 H)和不同種元素的核素 (如 126 C、 3717 C1 等 )． [同位素 ] 質子數相同而中子數不同的同一元素的不同原子互稱同位素． 說明 (1)只有同一種元素的不同核素之間才能互稱同位素．即同位素的質子數必定相同，而中子數一定不同，質量數也不同． (2)由于一種元素往往有多種同位素，因此同位素的種數要多于元素的種數． (3)同位素的特性：①物理性質不同 (質量數不同 )，化學性質相同；②在天然存在的某種元素里，不論是游離態(tài)還是化合態(tài)，各種同位素所占的原子個數的百分比是不變的． (4)氫元素的三種同位素：氕 11 H(特例：該原子中不含中子 )、氘 21 H (或 D)、氚 31 H(或 T)． (5)重要同位素的用途： 21 H、 31 H 為制造氫彈的材料； 23592 U 為制造原子彈的材料和核反應堆燃料． [元素的相對原子質量 ] 按各種天然同位素原子的相對原子質量與其所占的原子百分比 (摩爾分數 )求出的平均值． (1)元素的相對原子質量的求法： 設某元素有 A、 B、 C 三種同位素，其相對原子質量分別為 MA、 MB、 MC??，它們的原子個數百分比分別為 a%、b%、 c%，則： 該元素的相對原子質量＝ MA a% ＋ MB b％ ＋ MC c％＋?? (2)要特別注意對“元素的相對原子質量”、“原子的相對原子質量”、“原子的質量數”、“原子的質量”這四個概念的辨析． [元素周期律和元素周期表的意義 ] 1869 年，俄國化學家門捷列夫發(fā)現(xiàn)了元素周期律，并編制了第一張元素周期表．到 20 世紀，隨著原子結構理論的發(fā)展 ，元素周期律和周期表才發(fā)展為現(xiàn)在的形式． (1)利用元素周期律，可預言未知元素．元素周期律和元素周期表為新元素的發(fā)現(xiàn)及預測它們的原子結構和性質提供了線索． (2)利用元素周期律和元素周期表，在周期表中一定的區(qū)域內尋找新元素．例如，在周期表右上角尋找制造新品種農藥的元素；在金屬與非金屬的分界處附近尋找半導體材料；在過渡元素中尋找催化劑和耐高溫、耐腐蝕的合金材料；等等． (3)元素周期律從自然科學方面有力地論證了事物變化中量變引起質變的規(guī)律性． 4．化學鍵 [離子鍵 ] 使陰、陽離子結合而成的靜電作用，叫做離子鍵 ． 說明 (1)陰、陽離子間的靜電作用包括靜電排斥作用和吸引作用兩個方面． (2)陰、陽離子通過靜電作用所形成的化合物，叫做離子化合物． [電子式 ] 在元素符號的周圍用小黑點 (或 )來表示原子最外層電子的式子，稱做電子式．電子式的幾種表示方法： (1)原子的電子式：將原子的所有最外層電子數在元素符號的周圍標出．例如： 氫原子 ( )、鈉原子 ( )、鎂原子 ( )、鋁原子 ( )、碳原子 ( )、氮原子 ( )、硫原子 ( )、氬原子 ( )． (2)離子的電子式： ①陰離子：在書寫陰離子的電子式時，須 在陰離子符號的周圍標出其最外層的 8 個電子 (H－ 為 2 個電子 )，外加方括號，再在括號外的右上角注明陰離子所帶的電荷數．例如 S2－ 的電子式為 [ ]2－ ， OH－ 的電子式為 ． ②陽離子；對于簡單陽離子，其電子式即為陽離子符號，如鈉離子 Na＋ 、鎂離子 Mg2＋ 等．對于帶正電荷的原子團，書寫方法與陰離子類似，區(qū)別在于在方括號右上角標上陽離子所帶的正電荷數．如 NH4＋ 電子式為 (3)離子化合物的電子式：在書寫離子化合物的電子式時，每個離子都要分開寫．如 CaCl2 的電子式應為． (4)用電子式表示離子化合物的形成過 程：先在左邊寫出構成該離子化合物的元素原子的電子式，標上“→”，再在右邊寫出離子化合物的電子式．例如，用電子式表示 MgBr2 、 Na2S 的形成過程： 說明 含有離子鍵的物質：①周期表中 I A、 I A 族元素分別與Ⅵ A、Ⅶ A 族元素形成的鹽；② I A、Ⅱ A 族元素的氧化物；③銨鹽，如 NH4Cl、 NH4NO3 等；④強堿，如 NaOH、 KOH 等． [共價鍵 ] 原子間通過共用電子對所形成的相互作用．由共價鍵形成的化合物叫做共價化合物． 說明 (1)形成共價鍵的條件：原子里有未成對電子 (即原子最外層電子未達 8 電子結構，其中 H 原子最外層未達 2 電子結構 )．各種非金屬元素原子均可以形成共價鍵，但稀有氣體元素原子因已達 8 電子 (He 為 2 電子 )穩(wěn)定結構，故不能形成共價鍵． (2)共價鍵形成的表示方法： ①用電子式表示．例如，用電子式表示 HCl 分子的形成過程： 。 注意： a．書寫由原子構成的單質分子或共價化合物的電子式時，必須使分子中每個原子都要達到 8 電子結構 (H原子為 2 電子結構 )．例如， HCl 分子的電子式為 。 b．由原子構成的分子與由陰、陽離子構成的離子化合物的區(qū)別．如： HCl 、 NaCl ②用結構式表示．用短線 (一 根短線表示一對共用電子對 )將分子中各原子連接，以表示分子中所含原子的排列順序和結合方式．如 H－ C N≡ N、 O＝ C＝ O 等． (3)共價鍵的存在情況：共價鍵既存在于由原子直接構成的單質分子（ H2 、 N2）或共價化合物分子（ H2O 、 CH4）中，也存在于多原子離子化合物中．含有共價鍵的化合物不一定是共價化合物，也可能是離子化合物（ NaOH 、 Na2O2 ）；同時含有離子鍵和共價鍵的化合物必定是離子化合物，如 NaOH、 NH4C1 等． [化學鍵 ] 相鄰的原子之間強烈的相互作用叫做化學鍵． 說明 (1)化學鍵只 存在于分子內直接相鄰的原子之間，存在于分子之間的作用不屬于化學鍵． (2)離子鍵、共價鍵都屬于化學鍵． (3)化學反應的過程，本質上就是舊化學鍵的斷裂和新化學鍵的形成過程． 5．非極性分子和極性分子 [非極性鍵 ] 同一元素原子間通過共用電子對形成的一類共價鍵． 如 C12 分子中的 Cl－ C1 鍵即為非極性鍵． 說明 非極性鍵是非極性共價鍵的簡稱．非極性鍵只能存在于同種元素的原子之間． [極性鍵 ] 不同種元素原子間通過共用電子對形成的一類共價鍵． 如 HCl 分子中的 H－ C1 鍵屬于極性鍵． 說明 極性鍵是極性共 價鍵的簡稱．只要是不同種元素原子之間形成的共價鍵都屬于極性鍵． [非極性分子 ] 指整個分子的電荷分布均勻、分子結構對稱的一類分子． 如 H O N2 等單質分子，以及 CO CH4 等均屬于非極性分子． [極性分子 ] 指分子中的電荷分布不均勻、結構不對稱的一類分子． 如 H2O、 H2S、 HCl 分子等均屬于極性分子． [鍵的極性與分子的極性 ] 鍵的極性 分子的極性 分類 極性鍵和非極性鍵 極性分子和非極性分子 決定因 是否由同種元素的原子形成 分子內電荷分布是否均勻，分子結構素 是否對稱 聯(lián)系 ①以非極 性鍵結合的雙原子分子必為非極性分子，如 H C1 N2 等 ②以極性鍵結合的雙原子分子一定是極性分子，如 HCl、 CO 等 ③以極性鍵結合的多原子分子，究竟是極性分子還是非極性分子， 要根據該分子的具體分子結構然后確定．如 H2O 的分子結構為“∧”型，屬于極性分子；而 CO2 分子結構為直線形，屬于非極性分子 說明 鍵有極性；分子不一定有極性 ABn 型化合物分子的極性的簡易判斷方法： 若 ABn 中 A 元素的化合價數等于 A 元素所在族的序數，則 ABn 為非極性分子．例如， CO2 分子中 C 元素化合價為+4 價， C 元素屬于Ⅳ A 族 ，故 CO2 分子為非極性分子； CCl4 分子中 C 元素化合價為 +4 價， C 元素屬于Ⅳ A 族，故 CCl4分子為非極性分子． 若 ABn 中 A 元素的化合價數不等于 A 元素所在族的序數，則 ABn 為極性分子．例如， H2O 分子中 O 元素化合價為－ 2 價， O 元素屬于Ⅵ A 族，故 H2O 分子為極性分子； NH3 分子中 N 元素化合價為－ 3 價， N 元素屬于Ⅴ A 族，故NH3 分子為極性分子． [分子間作用力 ] 指在物質的分子與分子之間存在著的作用力． 說明 (1)荷蘭物理學家范德華首先研究了分子間作用力，所以分子間作用力又叫范德華力； (2)分子間作用力 要比化學鍵弱得多； (3)化學鍵的強弱影響著物質的化學性質；分子間作用力的大小對由分子構成的物質的物理性質如熔點、沸點、溶解度等有影響． 高中化學知識點規(guī)律大全 —— 硫和硫的化合物 環(huán)境保護 1．氧族元素 [氧族元素 ] 包括氧（ 8O)、硫 (16S)、硒 (34Se)、碲 (52Te)和放射性元素釙 (84Po)．氧族元素位于元素周期表中第Ⅵ A 族． [氧族元素的原子結構 ] (1)相似性：①最外層電子數均為 6 個；②主要化合價：氧為－ 2 價，硫、硒、碲有－ + +6 價． (2)遞變規(guī)律：按氧、硫、硒、碲的順 序，隨著核電荷數的增加，電子層數增多，原子半徑增大，失電子能力增強，得電子能力減弱，非金屬性減弱，金屬性增強．