第1篇 高三知识点：元素金属性强弱总结
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金属性——金属原子在气态时失去电子能力强弱(需要吸收能量)的性质。
金属活动性——金属原子在水溶液中失去电子能力强弱的性质。
注：“金属性”与“金属活动性”并非同一概念，两者有时表示为不一致，如cu和zn：金属性是：cu>zn，而金属活动性是：zn>cu。
1.在一定条件下金属单质与水反应的难易程度和剧烈程度。一般情况下，与水反应越容易、越剧烈，其金属性越强。
2.常温下与同浓度酸反应的难易程度和剧烈程度。一般情况下，与酸反应越容易、越剧烈，其金属性越强。
3.依据价氧化物的水化物碱性的强弱。碱性越强，其元素的金属性越强。
4.依据金属单质与盐溶液之间的置换反应。一般是活泼金属置换不活泼金属。但是ⅰa族和ⅱa族的金属在与盐溶液反应时，通常是先与水反应生成对应的强碱和氢气，然后强碱再可能与盐发生复分解反应。
5.依据金属活动性顺序表(极少数例外)。
6.依据元素周期表。同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，金属性逐渐减弱;同主族中，由上而下，随着核电荷数的增加，金属性逐渐增强。
7.依据原电池中的电极名称。做负极材料的金属性强于做正极材料的金属性。
8.依据电解池中阳离子的放电(得电子，氧化性)顺序。优先放电的阳离子，其元素的金属性弱。
9.气态金属原子在失去电子变成稳定结构时所消耗的能量越少，其金属性越强。
第2篇 2022年高考化学碱金属元素方程式知识总结
高中化学碱金属元素性质
1、银白色的金属，铯呈金黄色光泽
2、密度小，熔点和沸点都比较低，标准状况下有很高的反应活性
3、易失去价电子形成带+1电荷的阳离子
4、质地软，可以用刀切开，露出银白色的切面
5、与空气中的氧气反应，切面很快便失去光泽
6、碱金属化学性质都很活泼，一般将它们放在矿物油中或封在稀有气体中保存，以防止与空气或水发生反应
7、碱金属都能和水发生激烈的反应，生成强碱性的氢氧化物，并随相对原子质量增大反应能力越强。
高中化学碱金属元素方程式
2nahco3na2co3+h2o+co2↑
2li+2h2o==2lioh+h2(g)
2na+2h2o==2naoh+h2(g)
2k+2h2o==2koh+h2(g)
4li(s)+o?(g)==2li2o(s)
4na(s)+o?(g)==2na2o(s)
2na(s)+o?(g)=△=na2o?(s)
2r(s)+h?(g)=高温=2rh(s)
4na+2o22na2o22na+s===na2s(爆炸)
2naoh+co2(少量)==na2co3+h2o
2fe(oh)3fe2o3+3h2o
2naoh+cuso4==cu(oh)2↓+na2so4
3naoh+fecl3====fe(oh)3↓+3nacl
a2co3+2hcl===2nacl+h2o+co2↑
naoh+so2(足量)===nahso3
co2+ca(oh)2(过量)===caco3↓+h2o
第3篇 元素周期表知识点总结
元素周期表知识点总结
导语：化学元素周期表是根据原子序数从小至大排序的化学元素列表。下面是小编收集整理的元素周期表知识点总结，希望对你有帮助!
1、原子结构
（1）．所有元素的原子核都由质子和中子构成。
正例：612c、613c、614c三原子质子数相同都是6，中子数不同，分别为6、7、8。
反例1：只有氕（11h）原子中没有中子，中子数为0。
（2）．所有原子的中子数都大于质子数。
正例1：613c、614c、13h等大多数原子的中子数大于质子数。
正例2：绝大多数元素的相对原子质量（近似等于质子数与中子数之和）都大于质子数的2倍。
反例1：氕（11h）没有中子，中子数小于质子数。
反例2：氘（11h）、氦（24he）、硼（510b）、碳（612c）、氮（714n）、氧（816o）、氖（1020ne）、镁（1224mg）、硅（1428si）、硫（1632s）、钙（2040ca）中子数等于质子数，中子数不大于质子数。
（3）．具有相同质子数的微粒一定属于同一种元素。
正例：同一元素的不同微粒质子数相同：h+、h-、h等。
反例1：不同的中性分子可以质子数相同，如：ne、hf、h2o、nh3、ch4。
反例2：不同的阳离子可以质子数相同，如：na+、h3o+、nh4+。
反例3：不同的阴离子可以质子数相同，如：nh4+、oh-和f-、cl和hs。
2、电子云
（4）．氢原子电子云图中，一个小黑点就表示有一个电子。
含义纠错：小黑点只表示电子在核外该处空间出现的机会。
3、元素周期律
（5）．元素周期律是指元素的性质随着相对原子质量的递增而呈周期性变化的规律。
概念纠错：元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。
（6）．难失电子的元素一定得电子能力强。
反例1：稀有气体元素很少与其它元素反应，即便和氟气反应也生成共价化合物，不会失电子，得电子能力也不强。反例2：iva的非金属元素，既不容易失电子，也不容易得电子，主要形成共价化合物，也不会得失电子。
说明：iva的非金属元素是形成原子晶体的主力军，既可以形成单质类的原子晶体：金刚石、硅晶体；也可以形成化合物类的原子晶体：二氧化硅（水晶、石英）、碳化硅（金刚砂）。
（7）．微粒电子层数多的半径就一定大。
正例1：同主族元素的原子，电子层数多的原子半径就一定大，r(i)>;r(br)>;r(cl)>;r(f)。
正例2：同主族元素的离子，电子层数多的离子半径就一定大，r(cs+)>;r(rb+)>;r(k+)>;r(na+)>;r(li+)。
反例1：锂离子半径大于铝离子半径。
（8）．所有非金属元素的最高正化合价和它的最低负化合价的绝对值之和等于8。
正例1：前20号元素中c、n、si、p、s、cl元素的最高正化合价和它的最低负化合价的绝对值之和等于8。
反例1：前20号元素中h、b、o、f例外。
（9）．所有主族元素的最高正化合价等于该元素原子的最外层电子数（即元素所在的主族序数）。
正例1：前10号元素中h、li、be、b、c、n等主族元素最高正化合价等于该元素原子的最外层电子数（即元素所在的主族序数）。
反例1：前10号元素中o、f例外。
（10）．含氧酸盐中若含有氢，该盐一定是酸式盐。
正例1：常见的酸式盐：nahco3、nahc2o4、nah2po4、na2hpo4、nahs、nahso3、nahso4。
反例1：na2hpo3为正盐，因为h3po3为二元酸，nah2po3为酸式盐。
反例2：nah2po2为正盐，因为h3po2为一元酸。
（11）．酸式盐水溶液一定显酸性。
正例1：nahc2o4、nah2po4、nahso3、nahso4等酸式盐水溶液电离呈酸性。
反例1：nahco3、na2hpo4、nahs等酸式盐水溶液都会因发生水解而呈碱性。
4、元素周期表
（12）．最外层只有1个电子的元素一定是ia元素。
正例1：氢、锂、钠、钾、铷、铯、钫等元素原子的最外层只有1个电子，排布在ia。
反例1：最外层只有1个电子的元素可能是ib元素如cu、ag、au。
反例2：最外层只有1个电子的元素也可能是vib族的cr、mo。
（13）．最外层只有2个电子的元素一定iia族元素。
正例1：铍、镁、钙、锶、钡、镭等元素的最外层只有2个电子，排布在iia。
反例1：最外层只有2个电子的元素可能是iib族元素，如：zn、cd、hg。
反例2：最外层只有2个电子的元素也可能是sc（iiib）、ti（ivb）、v（vb）、mn（viib）、fe（viii）、co（viii）、ni（viii）等。
（14）．第8、9、10列是viiib。
定义纠错：只由长周期元素构成的族是副族，由于其原子结构的特殊性，规定第8、9、10列为viii族，而不是viiib。
（15）．第18列是viiia。
定义纠错：由短周期元素和长周期元素构成的'族是主族，该列成员有：氦、氖、氩、氪、氙、氡，由于其化学性质的非凡的惰性，曾一度称其为惰性气体族，后改为稀有气体族，根据其化学惰性，不易形成化合物，通常呈0价，现在称其为零族。
5、化学键
（16）．只由同种元素构成的物质一定是纯净物。
正例：h2、d2、t2混在一起通常被认为是纯净物。
反例：同素异形体之间构成的是混合物，如：金刚石和石墨、红磷和白磷、o2和o3等构成的是混合物。
（17）．共价化合物可能含有离子键。
概念纠错：共价化合物一定不含有离子键，因为既含离子键又含共价键的化合物叫离子化合物。
（18）．有非极性键的化合物一定是共价化合物。
正例：含有非极性键的共价化合物，如：h2o2、c2h4、c2h2等含有两个碳原子以上的有机非金属化合物。
反例：na2o2、cac2、ch3ch2ona、ch3coona等含有两个以上碳原子的有机金属化合物就含有非极性键，但它们是离子化合物。
（19）．氢化物一定是共价化合物。
正例：非金属氢化物一定是共价化合物，如：ch4、nh3、h2o、hf等。
反例：固态金属氢化物ｎah、cah2是离子化合物。
（20）．键能越大，含该键的分子一定就越稳定。
正例1：hf的键能比hi的键能大，hf比hi稳定。
正例2：mgo的键能比naf的键能大，mgo比naf稳定，熔沸点mgo比naf的高。
正例3：al的键能比na的键能大，al比na稳定，熔沸点al比na的高。
反例：叠氮酸hn3中氮氮三键键能很大，但是hn3却很不稳定。
（21）．只由非金属元素构成的化合物一定是共价化合物。
正例：非金属氢化物、非金属氧化物、含氧酸、烃、烃的含氧衍生物、单糖、双糖等只由非金属元素构成的化合物一定是共价化合物。
反例：铵盐类（nh4cl）、类铵盐（ph4i）是离子化合物。
（22）．活泼金属与活泼非金属形成的化合物一定属于离子化合物。
正例：氯化钠、氯化镁、氟化钠、氟化钙等活泼非金属与活泼金属形成的化合物一定属于离子化合物。
反例：alcl3例外不是离子化合物。
（23）．非金属单质中一定存在非极性键。
正例：氢气、金刚石、石墨、氮气、氧气、臭氧、氟气、氯气、红磷、白磷、单斜硫等非金属单质中一定存在非极性键。
反例：稀有气体都是单原子分子，单质内不存在非极性键。
（24）．非金属单质一般是非极性分子。
正例：同核双原子分子：氢气、氮气、氧气、氟气、氯气，同核多原子分子：白磷（正四面体结构）都是非极性分子。
反例：臭氧分子是极性分子。
（25）．非极性键形成的分子一定是非极性分子。
正例：非极性键形成的双原子分子一定是非极性分子，非极性键形成的多原子分子如果分子空间结构对称，就是非极性分子。
反例：臭氧分子是非极性键构成的角型分子，空间结构不对称，所以臭氧分子是极性分子。
6、晶体结构
（26）．晶体中有阳离子就一定含有阴离子。
正例：离子晶体中有阳离子一定同时有阴离子。
反例：金属晶体有阳离子和自由电子，却没有其它的阴离子。
（27）．有金属光泽能导电的单质一定是金属单质。
正例：金属的物理共性是都有金属光泽、不透明、具有导电性、导热性、延展性。
反例：石墨、硅晶体虽然有金属光泽，但却是非金属单质，并且石墨是导体，硅晶体是半导体。
（28）．固体一定是晶体。
正例：食盐固体是晶体，食盐晶体具有一定规则的几何形状。
反例：cuso4和.na2co3虽然是离子化合物，但cuso4和na2co3是粉末，cuso4?5h2o和na2co3?10h2o是晶体。
（29）．组成和结构相似的物质相对分子质量越大，熔沸点一定越高。
正例：组成和结构相似的分子晶体（卤素、烷烃的同系物）相对分子质量越大，熔沸点一定越高。
反例：同族非金属氢化物含氢键的化合物的熔沸点会出现反常现象，如：hf>;hi，nh3 >;ash3，h2o>;h2te。
第4篇 元素、分子和原子知识点总结
元素、分子和原子知识点总结
元素、分子和原子
元素：具有相同核电荷数（即核内质子数）的一类原子总称元素。
原子的核电荷数(即核内质子数)决定原子或离子的元素种类。
①大部分单个的元素符号表示：一种元素、该元素的.一个原子、一种单质
但h n o cl等符号不能表示单质，它们的单质是：h2 n2 o2 cl2
②地壳中元素按质量分数由多至少前四位是：o氧 si硅 al铝 fe铁。铝是地壳中含量最多的金属元素。
③化学的“语法”: “某分子”由“某原子构成”
“某物质”由“某元素组成”或“某某分子构成”（金属单质、稀有气体讲由某原子直接构成）
例：水由氢元素和氧元素组成，水由水分子构成。 1个水分子由2个氢原子和1个氧原子构成
元素、物质都是宏观概念，只表示种类，不表示个数。不能说“水是由二个氢元素和一个氧元素组成”
④具有相同核电荷数的粒子不一定是同种元素，下列粒子有相同的核电荷数：
⑴ h２ 和he ⑵ co、n２ 和si ⑶ o２ 、s和 s2- ⑷ oh－ 和 f－
元素、分子和原子的区别与联系
元素 组成 物质
宏观概念，只讲种类，不讲个数
同类原子总称 构成 构成
构成 微观概念，既讲种类，又讲个数
原子 分子
第5篇 高一化学必修二元素周期表知识点总结
一、元素周期表（元素周期表的结构）
1. 原子序数：
按照元素在周期表中的 顺序 给元素编号，得到原子序数。
2. 原子序数与原子结构的关系
原子序数=核电荷数=核外电子数=质子数
二、元素周期表的结构
1.周期
周期：具有相同电子层数的元素，按照原子序数递增的顺序从左到右排列的一行，叫周期。
(1)元素周期表共有7个横行，每一横行称为一个 周期 ，故元素周期表共有7个周期;
(2)周期的分类
第一、二、三周期，所排元素种类： 2、8、8， 短周期；
第四、五、六、七周期，所排元素种类：18、18、32、32，长周期。
此外：
镧系元素 57la～71lu 15种元素 第六周期，ib族;
锕系元素 89ac～103lr 15种元素 第七周期，ib族;
超铀元素 92u号元素以后。
(3)周期序数与电子层数的关系：周期序数=同周期元素具有的电子层数。
(4)每一周期都是从碱金属开始→卤素→惰性元素(第一与第七周期例外 );
(5)每一周期，从左向右，原子半径从大到小;主要化合价从+1～+7，-4～-1，金属性渐弱，非金属性渐强。
2. 族
原子核外最外层电子数相同的元素，按照原子电子层数递增的顺序从上到下排列成纵行，叫族。
(1)元素周期表共有18个纵行，除8、9、10三个纵行称为ⅷ外，其余15个纵行，每一个纵行称为一个族，故元素周期表共有 16 个族。族的序号一般用罗马数字表示;
(2)族的分类
长短周期共同组成的族为主族，用a表示;完全由长周期元素构成的族为副族，用b表示，并用罗马数字表示其序号;稀有气体元素所在的列为零族，计作“0”;
族类abⅷ0
族数7711
族序号ⅰa、ⅱa、ⅲa、ⅳa、ⅴa、ⅵa、ⅶaⅲb、ⅳb、ⅴb、ⅵb、ⅶb、ⅰb、ⅱbⅷo
列序号1、2、13、14、
15、16、173、4、5、6、
7、11、128、9、1018
(3)周期表中部从ⅲb族到ⅱb族共10列通称为过渡元素，包括ⅷ族和七个副族，是从左边主族向右边主族过渡的元素。
(4)主族序数与最外层电子数的关系：主族序数=最外层电子数
(5)族的别称
ⅰa称为 碱金属 元素
ⅱa称为 碱土金属 元素
ⅳa称为 碳族元素
ⅴa称为 氮族 元素
ⅵa称为 氧族 元素
ⅶa称为 卤族 元素
零族称为稀有气体元素
3.编排原则
①.按 原子序数 递增的顺序从左到右排列
②.将电子层数相同 元素排成一个横行
③.把最外电子数相同的元素排成一个纵行
第6篇 元素周期律知识点总结
n
（核素）
z→ 元素符号
原子结构 ：决定原子呈电中性
(azx)z个），无固定轨道
运动特征
小黑点的意义、小黑点密度的意义。
排布规律 → 电子层数周期序数及原子半径
→ 原子（离子）的电子式、原子结构示意图
原子核
核外电子(z个) 决定 质子(z个) 中子(a-z)个 ——决定同位素种类 原子(azx) ——最外层电子数决定元素的化学性质
1.微粒间数目关系
质子数（z）= 核电荷数 = 原子数序
原子序数：按质子数由小大到的顺序给元素排序，所得序号为元素的原子序数。
质量数（a）= 质子数（z）+ 中子数（n）
中性原子：质子数 = 核外电子数
阳 离 子：质子数 = 核外电子数 ＋ 所带电荷数
阴 离 子：质子数 = 核外电子数 － 所带电荷数
2．原子表达式及其含义 a z ±b c± x d
a 表示x原子的质量数；z 表示元素x的质子数； d 表示微粒中x原子的个数；c± 表示微粒所带的电荷数；±b 表示微粒中x元素的化合价。
3.原子结构的特殊性（1~18号元素）
1．原子核中没有中子的原子：1
1h。
2．最外层电子数与次外层电子数的倍数关系。①最外层电子数与次外层电子数相等：4be、18ar； ②最外层电子数是次外层电子数2倍：6c；③最外层电子数是次外层电子数3倍：8o；④最外层电子数是次外层电子数4倍：10ne；⑤最外层电子数是次外层电子数1/2倍：3li、14si。
3．电子层数与最外层电子数相等：1h、4be、13al。
4．电子总数为最外层电子数2倍：4be。
5．次外层电子数为最外层电子数2倍：3li、14si
6．内层电子总数是最外层电子数2倍：3li、15p。
4.1~20号元素组成的微粒的结构特点
(1)．常见的等电子体
①2个电子的微粒。分子：he、h2；离子：li+、h-、be2+。
②10个电子的微粒。分子：ne、hf、h2o、nh3、ch4；离子：na+、 mg2+、al3+、
+3-2---- nh+
4、h3o、n、o、f、oh、nh2等。
③18个电子的微粒。分子：ar、sih4、ph3、h2s、hcl、f2、h2o2、n2h4（联氨）、c2h6（ch3ch3）、ch3nh2、ch3oh、ch3f、nh2oh（羟氨）；离子：k+、ca2+、cl-、s2-、hs-、p3-、o2-
2等。
(2)．等质子数的微粒
分子。14个质子：n2、co、c2h2；16个质子：s、o2。
++--+ 离子。9个质子：f-、oh-、nh-
2；11个质子：na、h3o、nh4；17个质子：hs、cl。
(3)．等式量的微粒
式量为28：n2、co、c2h4；式量为46：ch3ch2oh、hcooh；式量为98：h3po4、h2so4；式量为32：s、o2；式量为100：caco3、khco3、mg3n2。
①、原子最外层电子数呈周期性变化
②、原子半径呈周期性变化
③、元素主要化合价呈周期性变化
具元素周期律和排列原则②、将电子层数相同的元素排成一个横行； 体表元素周期表③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。 现形式
7②、长周期（四、五、六周期）三七
长主周期表结构 三七
短副a～ⅶa共7个） 一零
不和18个纵行）②、副族（ⅰb～ⅶb共7个） 全八③、ⅷ族（8、9、10纵行）
①、核电荷数，电子层结构，最外层电子数
②、原子半径
③、主要化合价
④、金属性与非金属性
⑤、气态氢化物的稳定性
元素周期律及其实质
1．定义：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。
2．实质：是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。
核外电子排布的周期性变化，决定了元素原子半径、最外层电子数出现周期性变化，进而影响元素的性质出现周期性变化
3族为例，随着原子序数的递增
相同条件下，电子层越多，半径越大。 核电荷数 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。
相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。
微粒半径的比较、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如：na>;mg>;al>;si>;p>;s>;cl.
2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：li
、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。如：f
4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。如：f>; na>;mg>;al
5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如fe>;fe>;fe
越易，金属性越强。
②最高价氧化物的水化物碱性强弱 越强，金属性越强
③单质的还原性或离子的氧化性（电解中在阴极上得电子的先后）
④互相置换反应金属性较强的金属可以把金属性较弱的金属从其盐溶液中置换出来
⑤原电池反应中正负极 负极金属的金属性强于正极金属。
h2化合的难易及氢化物的稳定性 越易化合、氢化物越稳定，则非金属性越强。
元素的非金属性强弱②最高价氧化物的水化物酸性强弱 酸性越强，则非金属性越强。
金属性或非金属③单质的氧化性或离子的还原性 阴离子还原性越弱，则非金属性越强。
性强弱的判断 非金属性强的元素可以把非金属性弱的元素从其盐中置换出来
同周期元素的金属性，随荷电荷数的增加而减小，如：na>;mg>;al;非金属性，随荷电荷数的增加而增大，
如：si
②、同主族元素的金属性，随荷电荷数的增加而增大，如：li
而减小，如：f>;cl>;br>;i。
k>;ca>;mg>;al>;zn>;fe>;sn>;pb>;(h)>;cu>;hg>;ag>;pt>;au
c原子质量的1/12（约1.66×10kg）作为标准，其它原子的质量跟它比较所得的值。其国际单位制（si）
单位为一，符号为1（单位1一般不写）
如：一个cl2分子的m(cl2)=2.657×10kg。
核素的相对原子质量：各核素的质量与c的质量的1/12的比值。一种元素有几种同位素，就应有几种不
同的核素的相对原子质量，
相对原子质量 如cl为34.969,cl为36.966。
（原子量）核素的近似相对原子质量：是对核素的相对原子质量取近似整数值，数值上与该核素的质量数相等。如：
35353712-2612-272+3+-+2+3+--------cl为35,cl为37。 37
元素的相对原子质量：是按该元素各种天然同位素原子所占的原子百分比算出的平均值。如：
ar(cl)=ar(35cl)×a% + ar(37cl)×b%
元素的近似相对原子质量：用元素同位素的质量数代替同位素相对原子质量与其丰度的乘积之和。 注意：
（即：同种元素的不同原子或核素）
②、性质上，化学性质几乎完全相同，只是某些物理性质略有不同；
不变的（即丰度一定）。
原子结构、元素的性质、元素在周期表中的位置间的相互关系
1． 元素在周期表中位置与元素性质的关系
⑴分区线附近元素，既表现出一定的金属性，又表现出一定的非金属性。
⑵对角线规则：在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，其相似性甚至超过了同主族元素，被称为“对角线规则”。
实例：① 锂与镁的相似性超过了它和钠的相似性，如：lioh为中强碱而不是强碱，li2co3难溶于水等等。 ② be、al的单质、氧化物、氢氧化物均表现出明显的“两性”；be 和al单质在常温下均能被浓h2s04钝化；a1c13和becl2均为共价化合物等。 ③ 晶体硼与晶体硅一样，属于坚硬难熔的原子晶体。
2．原子结构与元素性质的关系
⑴与原子半径的关系：原子半径越大，元素原子失电子的能力越强，还原性越强，氧化性越弱；反之，原子半径越小，元素原子得电子的能力越强，氧化性越强，还原性越弱。
⑵与最外层电子数的关系：最外层电子数越多，元素原子得电子能力越强，氧化性越强；反之，最外层电子数
越少，元素原子失电子能力越强，还原性越强。
第7篇 高中知识点：元素金属性强弱总结
金属性——金属原子在气态时失去电子能力强弱(需要吸收能量)的性质
金属活动性——金属原子在水溶液中失去电子能力强弱的性质
☆注：“金属性”与“金属活动性”并非同一概念，两者有时表示为不一致，如cu和zn：金属性是：cu>zn，而金属活动性是：zn>cu。
1.在一定条件下金属单质与水反应的难易程度和剧烈程度。一般情况下，与水反应越容易、越剧烈，其金属性越强。
2.常温下与同浓度酸反应的难易程度和剧烈程度。一般情况下，与酸反应越容易、越剧烈，其金属性越强。
3.依据价氧化物的水化物碱性的强弱。碱性越强，其元素的金属性越强。
4.依据金属单质与盐溶液之间的置换反应。一般是活泼金属置换不活泼金属。但是ⅰa族和ⅱa族的金属在与盐溶液反应时，通常是先与水反应生成对应的强碱和氢气，然后强碱再可能与盐发生复分解反应。
5.依据金属活动性顺序表(极少数例外)。
6.依据元素周期表。同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，金属性逐渐减弱;同主族中，由上而下，随着核电荷数的增加，金属性逐渐增强。
7.依据原电池中的电极名称。做负极材料的金属性强于做正极材料的金属性。
8.依据电解池中阳离子的放电(得电子，氧化性)顺序。优先放电的阳离子，其元素的金属性弱。
9.气态金属原子在失去电子变成稳定结构时所消耗的能量越少，其金属性越强。
第8篇 高三化学方程式总结：碳元素
高中化学方程式大全之碳元素化学方程式
sio2+2naoh==na2sio3+h2osi+o2==sio2↑(加热)
sio2+2c==si+2co↑(高温)sio2+cao==casio3(高温)
c+2cl2==ccl4(加热)c+si==sic(高温)
2h2so4(浓)+c==co2↑+2h2o+2so2↑加热
c+4hno3(浓)==co2↑+4no2↑+2h2o
sio2+4hf==sif4+h2o制磨砂玻璃
naco3+sio2==na2sio3+co2↑
caco3+sio2==casio3+co2↑此二者需高温
高中化学方程式大全之碳的化学性质
氧气充足的条件下：c+o2(点燃)co2
氧气不充分的条件下：2c+o2(点燃)2co
木炭还原氧化铜：c+2cuo(高温)2cu+co2↑
焦炭还原氧化铁：3c+2fe2o3(高温)4fe+3co2↑
焦炭还原四氧化三铁：2c+fe3o4(高温)3fe+2co2↑
木炭与二氧化碳的反应：c+co2(高温)co
高中化学方程式大全之碳单质及其化合物间的转化：
(1)c+2cuo(高温)2cu+co2↑
(2)c+o2(点燃)co2
(3)3c+2fe2o3(高温)4fe+3co2↑
(4)2c+o2(点燃)2co
(5)co2+h2o===h2co3
(6)h2co3==co2+h2o
(7)2co+o2(点燃)2co2
(8)c+co2(高温)2co
(9)3co+fe2o3(高温)2fe+3co2
(10)co+2cuo2cu+co2
(11)ca(oh)2+co2====caco3↓+h2o
(12)caco3+2hcl==cacl2+co2↑+h2o
(13)caco3(高温)cao+co2
(14)cao+h2o==ca(oh)2
(15)c2h5oh+3o2(点燃)2co2+3h2o
(16)ch4+o2(点燃)co2+2h2o
