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1．元素周期表的结构、周期与族、具体到某元素的原子，可根据其周期表中的位置，迅速确定其上下(同主族)、左右(同周期)四种元素的原子序数。
2．原子的组成，原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数，以及质量数与质子数、中子数之间的相互关系。
3．核素、同位素的概念及应用。
4．对同位素的相对原子质量、元素的相对原子质量、原子的质量数等概念的理解及其有关推理计算。
5．以IA和VIIA族为例，掌握同一主族内元素原子的核外电子排布规律，理解IA和VIIA族元素的金属性、非金属性的相似性和递变性，其对应的单质及其化合物的物理化学性质的相似性和递变性。
6．判断元素金属性与非金属性的的方法。
7．碱金属单质和重要化合物的化学性质，卤素单质和重要化合物的化学性质及其气态氢化物的稳定性。
8．萃取。
2．原子的组成，原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数，以及质量数与质子数、中子数之间的相互关系。
3．核素、同位素的概念及应用。
4．对同位素的相对原子质量、元素的相对原子质量、原子的质量数等概念的理解及其有关推理计算。
5．以IA和VIIA族为例，掌握同一主族内元素原子的核外电子排布规律，理解IA和VIIA族元素的金属性、非金属性的相似性和递变性，其对应的单质及其化合物的物理化学性质的相似性和递变性。
6．判断元素金属性与非金属性的的方法。
7．碱金属单质和重要化合物的化学性质，卤素单质和重要化合物的化学性质及其气态氢化物的稳定性。
8．萃取。
元素周期律
元素周期律和元素周期表的知识是整个高中化学中的重点，是高考中最重要的知识点之一，其高考命中率几乎是百分之百。本节课概念较多，理论性又强，在实际学习的过程中，其知识往往是说起来容易做起来难。因此，在学习过程中，不仅要梳理知识，构建知识网络，更重要的是要学会应用、迁移知识的能力，通过解决实际问题来提高灵活运用知识的能力，并学会用科学的方法和逻辑推理去挖掘物质之间的内在联系。学习中要重点理解元素周期律的意义和实质，并能应用元素周期律解释一些元素性质变化规律与组成元素的粒子结构的关系；要能从对元素周期律的理解去叙述元素周期表的意义、组成结构、元素递变规律与组成元素的粒子结构的联系；能初步具有总结元素递变规律的能力；能把元素的性质、元素周期位置与组成元素的粒子结构初步联系起来，并能较熟练地运用。其中，对元素周期律及元素“位、构、性”三者之间的关系的考查是高考命题在本章的主要依据，随着高考改革制度的逐步落实，高考的重点会转向利用元素周期表及元素周期律的知识来推断新元素的性质及新物质的性质和用途。高考除了要直接考查课本基础知识外，还会向思维要求高、综合性较强的题目发展。因此，在学习过程中，一定要注意思维能力的培养。本节要掌握的重要知识点包括：
1．核外电子排布规律。
2．原子结构示意图的书写。
3．针对钠、镁、铝三种元素：
①与水和酸反应的难易程度和反应方程式；
②对应的最高价氧化物的水化物的碱性强弱比较；
③其他同周期金属与水或酸反应难易程度比较和对应的最高价氧化物的水化物的碱性强弱比较的规律。
④金属性强弱的判断。
4．针对硅、磷、硫、氯四种元素：
①与氢气反应的难易、气态氢化物的稳定性比较；
②最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱的比较；
③其他同周期的非金属与氢气反应的难易程度、气态氢化物的稳定性和最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱进行比较的规律；
④非金属性强弱的判断。
5．同周期和同主族元素性质（如：原子半径、化合价、金属性与非金属性、单质及化合物性质）的递变规律与原子结构的关系。
6．元素周期律的实质
7．“位—构—性” 的关系和应用。
8．等电子数的粒子（如10电子，18电子等）。
9．比较粒子半径的大小。
10．元素周期律和元素周期表的应用。
元素周期律和元素周期表的知识是整个高中化学中的重点，是高考中最重要的知识点之一，其高考命中率几乎是百分之百。本节课概念较多，理论性又强，在实际学习的过程中，其知识往往是说起来容易做起来难。因此，在学习过程中，不仅要梳理知识，构建知识网络，更重要的是要学会应用、迁移知识的能力，通过解决实际问题来提高灵活运用知识的能力，并学会用科学的方法和逻辑推理去挖掘物质之间的内在联系。学习中要重点理解元素周期律的意义和实质，并能应用元素周期律解释一些元素性质变化规律与组成元素的粒子结构的关系；要能从对元素周期律的理解去叙述元素周期表的意义、组成结构、元素递变规律与组成元素的粒子结构的联系；能初步具有总结元素递变规律的能力；能把元素的性质、元素周期位置与组成元素的粒子结构初步联系起来，并能较熟练地运用。其中，对元素周期律及元素“位、构、性”三者之间的关系的考查是高考命题在本章的主要依据，随着高考改革制度的逐步落实，高考的重点会转向利用元素周期表及元素周期律的知识来推断新元素的性质及新物质的性质和用途。高考除了要直接考查课本基础知识外，还会向思维要求高、综合性较强的题目发展。因此，在学习过程中，一定要注意思维能力的培养。本节要掌握的重要知识点包括：
1．核外电子排布规律。
2．原子结构示意图的书写。
3．针对钠、镁、铝三种元素：
①与水和酸反应的难易程度和反应方程式；
②对应的最高价氧化物的水化物的碱性强弱比较；
③其他同周期金属与水或酸反应难易程度比较和对应的最高价氧化物的水化物的碱性强弱比较的规律。
④金属性强弱的判断。
4．针对硅、磷、硫、氯四种元素：
①与氢气反应的难易、气态氢化物的稳定性比较；
②最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱的比较；
③其他同周期的非金属与氢气反应的难易程度、气态氢化物的稳定性和最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱进行比较的规律；
④非金属性强弱的判断。
5．同周期和同主族元素性质（如：原子半径、化合价、金属性与非金属性、单质及化合物性质）的递变规律与原子结构的关系。
6．元素周期律的实质
7．“位—构—性” 的关系和应用。
8．等电子数的粒子（如10电子，18电子等）。
9．比较粒子半径的大小。
10．元素周期律和元素周期表的应用。
化学键
化学键不是以往高考中最重要的知识点，但化学反应的实质迄今为止，被认为是旧化学键的断裂和新化学键的生成。对于后续化学的学习，化学键的概念的应用和意义重大，所以，它也是一个重要的内容，必须加以重视。学习本节内容要加强练习，尤其是在理解了表面的知识之后，不要满足，要加强对包含典型的离子键和共价键化合物的分析和理解。化学键在离子键和共价键的分界上比较模糊，在实际学习中，不要求对所有的化合物的化学键会清晰的分类，只要知道典型的化学键的类型即可。掌握极性键和非极性键区别的根本在于成键的两个原子是否是同一种原子。本节要掌握的重点知识包括：
1．化学键、离子键、共价键的概念及离子键、共价键特点。
2．常见的原子、离子、单质、化合物的电子式。
3．用电子式表示简单的共价键和离子键的成键过程。
4．正确判断键的极性。
5．离子键和共价键与离子化合物和共价化合物的关系。
6．分子间作用力和氢键以及它们与共价键的区别。
7．用分子间作用力和氢键的知识解释H2O、NH3、HF等分子的物理性质的特殊性。
8．用分子间作用力的知识来解释分子组成和结构相似的物质的物理性质的变化规律。
【要点】
1．对原子的组成和三种微粒间的关系
质量数(A)＝质子数(Z)+中子数(N)。
核电荷数＝元素的原子序数＝质子数＝核外电子数
化学键不是以往高考中最重要的知识点，但化学反应的实质迄今为止，被认为是旧化学键的断裂和新化学键的生成。对于后续化学的学习，化学键的概念的应用和意义重大，所以，它也是一个重要的内容，必须加以重视。学习本节内容要加强练习，尤其是在理解了表面的知识之后，不要满足，要加强对包含典型的离子键和共价键化合物的分析和理解。化学键在离子键和共价键的分界上比较模糊，在实际学习中，不要求对所有的化合物的化学键会清晰的分类，只要知道典型的化学键的类型即可。掌握极性键和非极性键区别的根本在于成键的两个原子是否是同一种原子。本节要掌握的重点知识包括：
1．化学键、离子键、共价键的概念及离子键、共价键特点。
2．常见的原子、离子、单质、化合物的电子式。
3．用电子式表示简单的共价键和离子键的成键过程。
4．正确判断键的极性。
5．离子键和共价键与离子化合物和共价化合物的关系。
6．分子间作用力和氢键以及它们与共价键的区别。
7．用分子间作用力和氢键的知识解释H2O、NH3、HF等分子的物理性质的特殊性。
8．用分子间作用力的知识来解释分子组成和结构相似的物质的物理性质的变化规律。
【要点】
1．对原子的组成和三种微粒间的关系
质量数(A)＝质子数(Z)+中子数(N)。
核电荷数＝元素的原子序数＝质子数＝核外电子数
2．原子核外电子分层排布的一般规律
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：
(1)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(能量最低原理)。
(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。
3．元素的性质与元素的原子核外电子排布的关系
(1)稀有气体的不活泼性；稀有气体元素的原子最外层有8个电子(氦是2个电子)，处于稳定结构，因此化学性质稳定，一般不跟其他物质发生化学反应。
(2)非金属性与金属性(一般规律)：
4．1～20号元素微粒结构的特点
(1)稀有气体原子的电子层结构与同周期的非金属元素形成的阴离子的电子层结构相同，与下一周期的金属元素形成的阳离子的电子层结构相同。
(2)核外有10个电子的微粒：
①分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4。
②阳离子：Mg2+、Na+、Al3+、NH4+、H3O+。
③阴离子：N3—、O2—、F—、OH—、NH2—。
(3)元素的原子结构的特殊性：
①原子核中无中子的原子： 11H。
②最外层有1个电子的元素：H、Li、Na。
③最外层有2个电子的元素：Be、Mg、He。
④最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Ar。
⑤最外层电子数是次外层电子数2倍的元素：C；是次外层电子数3倍的元素：O；是次外层电子数4倍的元素：Ne。
⑥电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、Al。
⑦电子总数为最外层电子数2倍的元素：Be。
⑧次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：Si。
⑨内层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、P。
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：
(1)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(能量最低原理)。
(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。
3．元素的性质与元素的原子核外电子排布的关系
(1)稀有气体的不活泼性；稀有气体元素的原子最外层有8个电子(氦是2个电子)，处于稳定结构，因此化学性质稳定，一般不跟其他物质发生化学反应。
(2)非金属性与金属性(一般规律)：
4．1～20号元素微粒结构的特点
(1)稀有气体原子的电子层结构与同周期的非金属元素形成的阴离子的电子层结构相同，与下一周期的金属元素形成的阳离子的电子层结构相同。
(2)核外有10个电子的微粒：
①分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4。
②阳离子：Mg2+、Na+、Al3+、NH4+、H3O+。
③阴离子：N3—、O2—、F—、OH—、NH2—。
(3)元素的原子结构的特殊性：
①原子核中无中子的原子： 11H。
②最外层有1个电子的元素：H、Li、Na。
③最外层有2个电子的元素：Be、Mg、He。
④最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Ar。
⑤最外层电子数是次外层电子数2倍的元素：C；是次外层电子数3倍的元素：O；是次外层电子数4倍的元素：Ne。
⑥电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、Al。
⑦电子总数为最外层电子数2倍的元素：Be。
⑧次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：Si。
⑨内层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、P。
5．从质量、电性两个方面来认识原子结构
（1）原子核的体积虽小但原子的质量几乎全集中在原子核上，质子和中子的相对质量都近似为1，电子的质量很小，仅约为质子质量的1/1836。所以，离子的相对质量就可以认为等于原子的相对质量。
（2）组成原子的“三微粒”的带电情况及微粒数目的关系：中子不带电，一个质子带一个单位正电荷，一个电子带一个单位负电荷。在学习和解题时要充分利用微粒之间的关系，并注意理解“六种量”的概念：核内质子数＝核电荷数＝核外电子数＝原子序数；质量数A．＝质子数(Z)+中子数(N)；离子所带电荷数＝质子数—电子数，负值表示带负电，正值表示带正电。
6．全面掌握周期表中的元素性质递变规律
①上表所列规律的内在联系是：原子结构决定位置，决定性质。
②上述性质之间关系可以用下述方式来理解：
电子层数越多 →原子半径越大 →原子核对核外电子的吸引力越弱 →失电子能力增强，得电子能力减弱 →金属性增强，非金属性减弱。
电子层数相同，质子数越大 →原子半径越小 →原子核对核外电子的引力越强 →失电子能力减弱，得电子能力增强 →金属性减弱，非金属性增强。
③根据上表得出的推论：在周期表中越靠左方和下方的元素，其元素的金属性愈强，因此铯(Cs)是自然界里最活泼的金属(钫在自然界不能稳定存在)；越靠右方和上方的元素，其元素的非金属性愈强，因此，氟是最活泼的非金属元素。可见，在周期表中金属元素集中在左下半部(含所有副族元素)，非金属元素集中的右上部(包括氢)，而在金属与非金属的交界处的元素，既表现某些金属的性质，又表现某些非金属的性质，如Be,B,Al,Si,Ge等。
④特殊的相似规律：对角线规律(也叫斜线规则)
在周期表中，左上向右下的斜线方向上相邻元素的性质相似，这个规律称为对角线规律，如Be位于第二周期ⅢA族与铝斜线相对。已知Al显两性，则可推知Be也显两性，Be(OH)2，与Al(OH)3相似，也是两性氢氧化物。
（1）原子核的体积虽小但原子的质量几乎全集中在原子核上，质子和中子的相对质量都近似为1，电子的质量很小，仅约为质子质量的1/1836。所以，离子的相对质量就可以认为等于原子的相对质量。
（2）组成原子的“三微粒”的带电情况及微粒数目的关系：中子不带电，一个质子带一个单位正电荷，一个电子带一个单位负电荷。在学习和解题时要充分利用微粒之间的关系，并注意理解“六种量”的概念：核内质子数＝核电荷数＝核外电子数＝原子序数；质量数A．＝质子数(Z)+中子数(N)；离子所带电荷数＝质子数—电子数，负值表示带负电，正值表示带正电。
6．全面掌握周期表中的元素性质递变规律
①上表所列规律的内在联系是：原子结构决定位置，决定性质。
②上述性质之间关系可以用下述方式来理解：
电子层数越多 →原子半径越大 →原子核对核外电子的吸引力越弱 →失电子能力增强，得电子能力减弱 →金属性增强，非金属性减弱。
电子层数相同，质子数越大 →原子半径越小 →原子核对核外电子的引力越强 →失电子能力减弱，得电子能力增强 →金属性减弱，非金属性增强。
③根据上表得出的推论：在周期表中越靠左方和下方的元素，其元素的金属性愈强，因此铯(Cs)是自然界里最活泼的金属(钫在自然界不能稳定存在)；越靠右方和上方的元素，其元素的非金属性愈强，因此，氟是最活泼的非金属元素。可见，在周期表中金属元素集中在左下半部(含所有副族元素)，非金属元素集中的右上部(包括氢)，而在金属与非金属的交界处的元素，既表现某些金属的性质，又表现某些非金属的性质，如Be,B,Al,Si,Ge等。
④特殊的相似规律：对角线规律(也叫斜线规则)
在周期表中，左上向右下的斜线方向上相邻元素的性质相似，这个规律称为对角线规律，如Be位于第二周期ⅢA族与铝斜线相对。已知Al显两性，则可推知Be也显两性，Be(OH)2，与Al(OH)3相似，也是两性氢氧化物。
7．微粒半径的比较规律
(1)同周期的主族元素，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小(惰性元素除外)
(2)同主族元素的原子半径(或离子半径)都是随着原子序数的增加而逐渐增大
(3)对同种元素来说，其阴离子半径＞原子半径＞阳离子半径
(4)电子层结构相同的离子，原子序数越大，微粒半径越小
(5)同周期元素形成的离子，阴离子半径一定大于阳离子半径。
(6)惰性元素的原子半径与其它元素的原子半径的测定标准不同，因而没有可比性。
8．元素金属性、非金属性强弱的判断方法
·对于金属性：
①金属与水(或非氧化性酸)反应越剧烈，其金属性越强。
②金属的还原性越强(或金属阳离子的氧化性越弱)，其金属性越强。
③金属的最高价氧化物的水化物的碱性越强，一般金属性越强。
④若一种金属能把另一种金属从其盐溶液中置换出来，则前者的金属性强于后者的金属性。
此外还有原电池原理判断法等，这将在以后的章节中学习。
·
对于非金属性：
①单质与氢气反应越容易，生成的气态氢化物越稳定，元素的非金属性越强。
②非金属单质的氧化性越强(或非金属阴离子还原性越弱)，元素的非金属性越强。
③非金属的最高价氧化物的水化物的酸性越强，元素的非金属性越强。
④若非金属单质Xn能将非金属阴离子Ym-从其盐溶液中置换出来，则X的非金属性比Y的强（注意，这里的盐溶液就是指Ym-型的盐，不是任何形式的盐）。
(1)同周期的主族元素，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小(惰性元素除外)
(2)同主族元素的原子半径(或离子半径)都是随着原子序数的增加而逐渐增大
(3)对同种元素来说，其阴离子半径＞原子半径＞阳离子半径
(4)电子层结构相同的离子，原子序数越大，微粒半径越小
(5)同周期元素形成的离子，阴离子半径一定大于阳离子半径。
(6)惰性元素的原子半径与其它元素的原子半径的测定标准不同，因而没有可比性。
8．元素金属性、非金属性强弱的判断方法
·对于金属性：
①金属与水(或非氧化性酸)反应越剧烈，其金属性越强。
②金属的还原性越强(或金属阳离子的氧化性越弱)，其金属性越强。
③金属的最高价氧化物的水化物的碱性越强，一般金属性越强。
④若一种金属能把另一种金属从其盐溶液中置换出来，则前者的金属性强于后者的金属性。
此外还有原电池原理判断法等，这将在以后的章节中学习。
·
对于非金属性：
①单质与氢气反应越容易，生成的气态氢化物越稳定，元素的非金属性越强。
②非金属单质的氧化性越强(或非金属阴离子还原性越弱)，元素的非金属性越强。
③非金属的最高价氧化物的水化物的酸性越强，元素的非金属性越强。
④若非金属单质Xn能将非金属阴离子Ym-从其盐溶液中置换出来，则X的非金属性比Y的强（注意，这里的盐溶液就是指Ym-型的盐，不是任何形式的盐）。
9．元素性质、存在、用途的特殊性
(1)形成化合物种类最多的元素是C；单质是自然界中硬度最大的物质的元素是C；
(2)空气中含量最多的元素是N；气态氢化物的水溶液呈碱性的元素是N。
(3)地壳中含量最多的元素是O；气态氢化物的沸点最高的元素是O；氢化物在通常情况下呈液态的元素是O。
(4)地壳中含量最多的金属元素是Al。
(5)最活泼的非金属元素是F；无正价的元素且无含氧酸的非金属元素是F；气态氢化物（其水溶液）可腐蚀玻璃的元素是F；气态氢化物最稳定的元素是F；阴离子的还原性最弱的元素是F。
(6)自然界中最活泼的金属元素是Cs；最高价氧化物对应水化物碱性最强的元素是Cs；阳离子氧化性最弱的元素是Cs。
(7)焰色反应呈黄色的元素是Na。
(8)焰色反应呈紫色(透过蓝色的钴玻璃观察)的元素是K。
(9) 单质最轻的元素：H。
(10)最轻的金属元素：Li。
(11)常温下单质呈液态的非金属元素是Br；金属元素是Hg。
(12) 最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素：Be、Al。
10．核素和同位素
(1)核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。如
就各为一种核素。
(2)同位素：同一元素的不同核素之间互称同位素。如
是氧元素的三种核素，互为同位素。
(3)元素、核素、同位素之间的关系如下图所示。
(4)同位素的特点
①同种元素，可以有若干种不同的核素。至今已发现了110多种元素，但发现的核素远多于这些元素的种类。
②核电荷数相同的不同核素，虽然它们的中子数不同，但是属于同一种元素。
③同位素是同一元素的不同核素之间的互相称谓，不指具体的原子。
④
是一种核素，而不是一种同位素。
是氧元素的三种核素，互为同位素。
⑤同一种元素的不同同位素原子其质量数不同，核外电子层结构相同，其原子、单质及其构成的化合物化学性质几乎完全相同，只是某些物理性质略有差异。
(1)形成化合物种类最多的元素是C；单质是自然界中硬度最大的物质的元素是C；
(2)空气中含量最多的元素是N；气态氢化物的水溶液呈碱性的元素是N。
(3)地壳中含量最多的元素是O；气态氢化物的沸点最高的元素是O；氢化物在通常情况下呈液态的元素是O。
(4)地壳中含量最多的金属元素是Al。
(5)最活泼的非金属元素是F；无正价的元素且无含氧酸的非金属元素是F；气态氢化物（其水溶液）可腐蚀玻璃的元素是F；气态氢化物最稳定的元素是F；阴离子的还原性最弱的元素是F。
(6)自然界中最活泼的金属元素是Cs；最高价氧化物对应水化物碱性最强的元素是Cs；阳离子氧化性最弱的元素是Cs。
(7)焰色反应呈黄色的元素是Na。
(8)焰色反应呈紫色(透过蓝色的钴玻璃观察)的元素是K。
(9) 单质最轻的元素：H。
(10)最轻的金属元素：Li。
(11)常温下单质呈液态的非金属元素是Br；金属元素是Hg。
(12) 最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素：Be、Al。
10．核素和同位素
(1)核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。如
就各为一种核素。
(2)同位素：同一元素的不同核素之间互称同位素。如
是氧元素的三种核素，互为同位素。(3)元素、核素、同位素之间的关系如下图所示。
(4)同位素的特点
①同种元素，可以有若干种不同的核素。至今已发现了110多种元素，但发现的核素远多于这些元素的种类。
②核电荷数相同的不同核素，虽然它们的中子数不同，但是属于同一种元素。
③同位素是同一元素的不同核素之间的互相称谓，不指具体的原子。
④
是一种核素，而不是一种同位素。是氧元素的三种核素，互为同位素。⑤同一种元素的不同同位素原子其质量数不同，核外电子层结构相同，其原子、单质及其构成的化合物化学性质几乎完全相同，只是某些物理性质略有差异。
11．元素的相对原子质量〔Ar(E)〕
(1)概念：根据元素天然同位素原子所占的百分数和有关核素的相对原子质量，计算出该元素的相对原子质量。
(2)计算式：Ar(E)＝Ar(E1)·a%+Ar(E2)·b%+Ar(E3)·c%+…。式中Ar(E1)、Ar(E2)、Ar(E3)分别为各同位素的相对原子质量，a%、b%、c%分别为自然界中各种天然同位素原子所占原子个数的百分比。
如果用各同位素的质量数代替同位素相对原子质量进行以上计算，则得到元素的近似相对原子质量。
12．元素化合价的规律：
(1)所有元素都有零价
(2)主族元素原子的最外层电子数等于元素的最高正价
(3)只有非金属主族元素才有负价，且最低负价数+最高正价数＝8(氢除外)
(4)若原子的最外层电子数为偶数，则元素的正常化合价为一系列偶数；若原子的最外层电子数为奇数，则元素的正常化合价为一系列奇数。
13．判断氧化物属性的方法
只能与酸反应生成盐和水的氧化物为碱性氧化物，如Na2O、CaO、CuO等。只能与碱反应生成盐和水的氧化物为酸性氧化物(酸酐)，如SO3、CO2、Mn2O7等。既有与酸反应又能与碱反应生成盐水和水的氧化物为两性氧化物，如Al2O3、ZnO。
(1)概念：根据元素天然同位素原子所占的百分数和有关核素的相对原子质量，计算出该元素的相对原子质量。
(2)计算式：Ar(E)＝Ar(E1)·a%+Ar(E2)·b%+Ar(E3)·c%+…。式中Ar(E1)、Ar(E2)、Ar(E3)分别为各同位素的相对原子质量，a%、b%、c%分别为自然界中各种天然同位素原子所占原子个数的百分比。
如果用各同位素的质量数代替同位素相对原子质量进行以上计算，则得到元素的近似相对原子质量。
12．元素化合价的规律：
(1)所有元素都有零价
(2)主族元素原子的最外层电子数等于元素的最高正价
(3)只有非金属主族元素才有负价，且最低负价数+最高正价数＝8(氢除外)
(4)若原子的最外层电子数为偶数，则元素的正常化合价为一系列偶数；若原子的最外层电子数为奇数，则元素的正常化合价为一系列奇数。
13．判断氧化物属性的方法
只能与酸反应生成盐和水的氧化物为碱性氧化物，如Na2O、CaO、CuO等。只能与碱反应生成盐和水的氧化物为酸性氧化物(酸酐)，如SO3、CO2、Mn2O7等。既有与酸反应又能与碱反应生成盐水和水的氧化物为两性氧化物，如Al2O3、ZnO。
14．证明Al(OH)3为两性氢氧化物的方法：Al(OH)3既能跟酸起反应，又能跟碱起反应。其离子方程式为：
15．元素周期表的应用
(1)预测元素的性质：常见的题目是给出一种不常见的主族元素(如砹、碲、铋、铟、镭、铯等)，或尚未发现的主族元素，推测该元素及其单质或化合物所具有的性质。解答的关键是根据该元素所在族的熟悉元素的性质，根据递变规律，加以推测判断。
(2)启发人们在一定区域内寻找新物质(农药、半导体、催化剂等)。
16．学习离子键时应注意的问题：
(1)离子键是一种静电作用：
①静电作用包括阴、阳离子间的静电吸引作用和电子之间、原子核之间的静电排斥作用，当阴、阳离子接近到某一定距离时，吸引和排斥作用达到平衡，于是阴、阳离子间就形成了稳定的离子键。
②由于离子键是静电吸引与静电排斥的平衡，所以阴、阳离子间既不能离得太远，又不能靠得太近，当离子化合物被熔化或溶解于水时，离子键即遭到破坏，这时离子可以自由移动。
(2)离子键的成键原因
(3)离子键的强弱与其性质的关系
①影响离子键的强弱的因素有离子的电荷和离子的半径。一般地，离子半径越小，离子所带电荷越多，离子键就越强。可以近似用点电荷的吸引力公式来判断：F=kq1q2/r² 。这里的k为常数，q1 q2分别为两个点电荷的电量（这里是正负离子的电荷），r为两个点电荷的距离（这里是正负离子核间距，可以用二者的离子半径之和来表示。
15．元素周期表的应用
(1)预测元素的性质：常见的题目是给出一种不常见的主族元素(如砹、碲、铋、铟、镭、铯等)，或尚未发现的主族元素，推测该元素及其单质或化合物所具有的性质。解答的关键是根据该元素所在族的熟悉元素的性质，根据递变规律，加以推测判断。
(2)启发人们在一定区域内寻找新物质(农药、半导体、催化剂等)。
16．学习离子键时应注意的问题：
(1)离子键是一种静电作用：
①静电作用包括阴、阳离子间的静电吸引作用和电子之间、原子核之间的静电排斥作用，当阴、阳离子接近到某一定距离时，吸引和排斥作用达到平衡，于是阴、阳离子间就形成了稳定的离子键。
②由于离子键是静电吸引与静电排斥的平衡，所以阴、阳离子间既不能离得太远，又不能靠得太近，当离子化合物被熔化或溶解于水时，离子键即遭到破坏，这时离子可以自由移动。
(2)离子键的成键原因
(3)离子键的强弱与其性质的关系
①影响离子键的强弱的因素有离子的电荷和离子的半径。一般地，离子半径越小，离子所带电荷越多，离子键就越强。可以近似用点电荷的吸引力公式来判断：F=kq1q2/r² 。这里的k为常数，q1 q2分别为两个点电荷的电量（这里是正负离子的电荷），r为两个点电荷的距离（这里是正负离子核间距，可以用二者的离子半径之和来表示。
②离子键的强弱影响该离子化合物的熔沸点，溶解性等。如在氯化钠和氯化钾中，前者离子键较后者强，所以氯化钠的熔点比氯化钾的高
17．共价键：原子间通过共用电子对所形成的相互作用，叫做共价键。
(1)成键的微粒：一般为非金属原子(相同或不相同)。
(2)键的本质：原子间通过共用电子对产生的强烈的相互作用。
(3)键的形成条件：一般是非金属元素之间，且成键的原子最外层电子未达到饱和状态，则在两原子之间通过形成共用电子对成键。
(4)键能：分子中所含键的键能越大，分子越稳定。
(反应物总键能-生成物总键能)＞0，反应吸热。
(反应物总键能)-生成物总键能＜0，反应放热。
18．电子式；用来表示原子、离子或分子的最外层电子状况一种化学符号。
①原子的电子式：常把其最外层电子数用小黑点“·”或小叉“×”来表示。如
17．共价键：原子间通过共用电子对所形成的相互作用，叫做共价键。
(1)成键的微粒：一般为非金属原子(相同或不相同)。
(2)键的本质：原子间通过共用电子对产生的强烈的相互作用。
(3)键的形成条件：一般是非金属元素之间，且成键的原子最外层电子未达到饱和状态，则在两原子之间通过形成共用电子对成键。
(4)键能：分子中所含键的键能越大，分子越稳定。
(反应物总键能-生成物总键能)＞0，反应吸热。
(反应物总键能)-生成物总键能＜0，反应放热。
18．电子式；用来表示原子、离子或分子的最外层电子状况一种化学符号。
①原子的电子式：常把其最外层电子数用小黑点“·”或小叉“×”来表示。如
19．化学键：相邻的原子之间强烈的相互作用，通常叫做化学键。
(1) 离子键、共价键的比较：
(2)化学反应的本质：
一个化学反应的过程，本质就是旧化学键断裂和新化学键形成的过程。
(3)化学键的存在：
①构成稀有气体的单质分子，由于原子已构成稳定结构，在这些单原子分子中不存在化学键。
②在多原子单质分子中存在共价键，如CCl4、I2、O2等。
③在多原子化合物分子中存在共价键，如HCl、H2O2、H2SO4等。
④在离子化合物中一定含有离子键，可能含有共价键。如K2O2、NaOH、NH4Cl等离子化合物中既有离子键又有共价键。
⑤在共价化合物中一定不存在离子键。
⑥离子化合物不一定都由金属元素和非金属元素组成。例如NH4Cl、NH4NO3等离子化合物中不含金属元素，只含非金属元素。
(1) 离子键、共价键的比较：
(2)化学反应的本质：
一个化学反应的过程，本质就是旧化学键断裂和新化学键形成的过程。
(3)化学键的存在：
①构成稀有气体的单质分子，由于原子已构成稳定结构，在这些单原子分子中不存在化学键。
②在多原子单质分子中存在共价键，如CCl4、I2、O2等。
③在多原子化合物分子中存在共价键，如HCl、H2O2、H2SO4等。
④在离子化合物中一定含有离子键，可能含有共价键。如K2O2、NaOH、NH4Cl等离子化合物中既有离子键又有共价键。
⑤在共价化合物中一定不存在离子键。
⑥离子化合物不一定都由金属元素和非金属元素组成。例如NH4Cl、NH4NO3等离子化合物中不含金属元素，只含非金属元素。
