(2)三素(元素、核素、同位素)概念及判斷。(3)核外電子排布規(guī)律。(4)原子結構示意圖識別及含義。
2.位、構、性關系(1)族序數的奇偶性與原子序數奇偶性相同(Ⅷ族第二列除外)，另外元素化合價與主族奇偶性基本一致，奇數族通常顯奇數價，偶數族通常顯示偶數價，比如N是第ⅤA主族，其常見價態(tài)為-3、0、+1、+3、+5(但也有-2、+2、+4價態(tài)，規(guī)律不是非常準確)。
(2)主族元素：最高正價=主族序數=最外層電子數(O、F除外)；最低負價=主族序數-8=最外層電子數-8。(3)電子層數=周期數。(4)最外層電子數少于4容易失電子，表現正價，表現還原性； 最外層電子數多于4容易得電子，表現負價，表現氧化性。3.微粒(原子或簡單離子)半徑大小比較(1)電子層數相同：核電荷數越大，半徑越小。(2)最外層電子數相同：電子層數越多，半徑越大。(3)電子層數相同，核電荷數也相同：最外層電子數越多，半徑越大，最外層電子數越少，半徑越小。
4.10e-微粒、18e-微粒(1)10e-微粒： ①原子：Ne； ②簡單離子：N3-、O2-、F-、Na+、Mg2+、Al3+； ③分子：CH4、NH3、H2O、HF； ④復雜離子：NH2-、OH-、NH4+、H3O+、BH4-。(2)18e-微粒： ①原子：Ar； ②簡單離子：S2-、Cl-、K+，Ca2+； ③分子：SiH4、PH3、H2S、HCl； ④復雜離子：O22-、HS-、AlH4-； ⑤特殊分子：F2、H2O2、N2H4、CH3OH、CH3CH3、CH3F。
元素周期表與元素周期律
1.1～20號元素原子結構以及在周期表中的位置
2.周期表結構(1)七個周期分為兩種：三短、四長。(2)16個族分四種：七主(ⅠA～ⅦA)、七副(ⅠB～ⅦB)、一八(Ⅷ)、一零(0族)。(3)金屬與非金屬交界的階梯線。(4)過渡元素全部為金屬，位置在ⅡA與ⅢA族之間。(5)元素種類最多的周期為第六、七周期，元素種類最多的族為第ⅢB族，了解周期表里的特殊元素，比如液態(tài)金屬(汞)、液態(tài)非金屬(溴單質)等。(6)周期表一、二周期同主族相差2個電子，二、三周期同族相差8個電子，三、四周期相差8個電子(ⅠA、ⅡA族)，三、四周期相差18個電子(ⅢA至ⅦA族及0族)。
3.元素周期律(1)原子半徑：同周期(左至右)大→小，同主族(上至下)小→大。(2)元素非金屬性(或氧化性或得電子能力)：同周期(左至右)弱→強，同主族(上至下)強→弱。(3)元素金屬性(或還原性或失電子能力)：同周期(左至右)強→弱，同主族(上至下)弱→強。(4)金屬性實驗判據①金屬單質跟水或酸反應置換出氫氣的難易程度：越容易則金屬性越強，反之，金屬性越弱；②最高價氧化物對應水化物的堿性強弱：最高價氧化物對應的水化物(氫氧化物)的堿性越強，這種金屬元素金屬性越強，反之，金屬性越弱；③金屬單質間的置換反應。
(5)非金屬性實驗判據①非金屬元素單質與氫氣化合的難易程度及生成氫化物的穩(wěn)定性強弱：如果元素的單質跟氫氣化合生成氣態(tài)氫化物容易且穩(wěn)定，則證明這種元素的非金屬性較強，反之，則非金屬性較弱；②最高價氧化物對應水化物的酸性強弱：酸性越強則對應元素非金屬性越強；③非金屬單質間的置換反應。
1.物質熔點、沸點比較規(guī)律(1)一般來講，熔點、沸點：原子晶體>離子晶體>分子晶體，金屬晶體熔點、沸點變化比較大，有些金屬非常高，比如鎢、鉑、鐵，有些很低，比如Na、Hg等。(2)原子晶體之間熔點、沸點比較：主要比較其共價鍵長度，一般的共價鍵越短，鍵能越大，熔點、沸點越高。(3)離子晶體之間熔點、沸點比較：主要由離子半徑與離子所帶電荷數目決定，離子半徑越小，熔點、沸點越高，離子所帶電荷越多，熔點、沸點越高。(4)分子晶體之間熔點、沸點比較：分子結構相似，則相對分子質量越大，熔點、沸點越高；含有氫鍵的分子晶體熔點、沸點反常的高；烴類有機物的同分異構體支鏈越多，熔點、沸點一般越低。(5)金屬晶體之間熔點、沸點比較：金屬晶體熔點、沸點主要由金屬離子半徑以及金屬離子所帶電荷決定，半徑越小，熔點、沸點一般越高，電荷越多，熔點、沸點越高。2.常見單質及無機物性質(物理、化學性質)及轉化。

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