元素周期律总结.docx

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元素周期律总结

元素周期律

⑴发现元素周期律的是_俄国___-（国家）___门捷列夫_____（人名）

⑵叙述原子构成：

原子由原子核和核外电子组成，其中原子核由质子中子构成，每个电子带电量为e的负电，每个质子带e概率单位的正电，中子不带电。

质子中子质量相近，认为其相对原子量为1.电子的质量很小，往往忽略不计，因此，原子相对原子质量=质子数＋中子数＝质量数；原子是不带电的，因此，质子数＝中子数（注意，现代科学认识到质子与中子也有内部的结构）

⑶粒子电子式的写法

钠原子

Na·

氯气分子

....

:

Cl:

Cl:

....

钠离子

Na+

氯化氢

..

:

H:

Cl:

..

氯离子

..

[：

Cl：

]-

..

氯化钠

⑷粒子的写法，

aXbXXcXd

其中a表示质子数b表示质量数c表示粒子个数d粒子带电数表示各有什么意义?

⑸描述元素周期表的大致构成，即说明有几行几列，哪些区域是主族，哪些区域是副族，哪些区域是Ⅷ族，那些是0族?

元素周期表有七个横行，十八个纵行，从上到下每一横行一次叫第一周期，第二周期，等到那个，其中前三个周期没有副族，我们叫他们短周期，第七周期因为一些未被发现的元素的存在而导致并没有排满，叫不完全周期；第一，二，三纵行分别叫第一，第二，这里需要记忆一下表示方法，ⅠA,ⅡA,也就是用罗马数字表示序数，用A表示是主族，从第四周期开始，出现了完全由长周期元素构成族，我们将之命名为副族还有Ⅷ族。

第三至第七纵行为副族，分别是第三，第四，第五，第六，第七副族，与主族类似也是用罗马数字标书序数，加上B表示副族ⅢB,ⅣB,ⅤB,ⅥB,ⅦB,第八，第九，第十纵行合并成Ⅷ族，第十一，第十二纵行是ⅠB,ⅡB,之后十三，十四，十五，十六，十七，分别是ⅢA,ⅣA,ⅤA,ⅥA.ⅦA,第十八纵行是稀有气体，因为其性质比较稳定，很难表现出化学性质，故叫0族。

这里有一些值得记忆的东西，第一：

第一主族元素序数一次是1,3,11,19,37,55,87.;o族元素一次是2,10,18,36，54,86,118；第二：

每一横行依次的元素个数是：

2，8,8,18,18,32,32，正是因为第六横行，第七横行的第三纵位存在镧系和锕系，分别各有15种元素，占据同一格子（注意不是占据同一位置。

只有同位素才占据元素周期表的同一位置，也就是只有一个序数，镧系，锕系，他们里面的元素序数不同，只是性质接近），这样，利用这些数据，我们可以实现元素的定位，也就把元素的纵横位置与其序数对应起来。

第三：

一些常见元素的元素序数应该记住，包括H,Be4，Mg12，Ca20，碱金属元素系。

卤族元素系。

氧族元素系，氮族元素系，碳族元素系，稀有气体系，Al26，B10，Ba56，镧系57-71，锕系89-103，钛（Ti）22，W74，Mn25，Fe26，Co27，Pt78，Cu29Ag47Au79，Zn30，Hg80.

附：

由于镧系和锕系两个系列的元素随着原子序数的增加都只在内层轨道（相应的4f和5f轨道）充填电子，其外层轨道（相应的6s、5d和7s、6d轨道）的电子排布基本相同，因此不仅镧系元素和锕系元素的化学性质相似，而且每个系列内元素之间的化学性质也是相近的。

　大多数锕系元素都有以下性质：

能形成络离子和有机螯合物的三价阳离子；生成三价的不溶性化合物，如氢氧化物、氟化物、碳酸盐和草酸盐等；生成三价的可溶性化合物，如硫酸盐、硝酸盐、高氯酸盐和某些卤化物等。

在水溶液中多数锕系元素为+3氧化态,前面几个和最后几个锕系元素还有不同的氧化态,如镤有+5氧化态；铀、镎、镅有+5和+6氧化态,镎和钚还有+7氧化态,可以MO娚、MO卂、MO幯等离子形式存在（镧系元素中最高氧化态为+4）；锎、锿、镄、钔和锘等元素都有+2氧化态。

锕系与镧系的这种差别是因为轻的锕系元素中5f电子激发到6d轨道所需能量比相应的镧系元素中4f电子激发到5d轨道的能量要小，使得锕系元素比镧系元素有更多的成键电子，因而出现较高的氧化态；而重的锕系元素却正好相反。

锕系元素和镧系元素中都发现离子半径收缩的现象，即随着原子序数的增大，离子半径反而减小。

锕系元素中，充填最初几个5f电子时,离子半径收缩比较明显,后来趋于平缓，使得这些元素的离子半径十分接近。

因此锕系元素在化学性质上的差别随着原子序数增大而逐渐变小，以致逐个地分离锕系元素（尤其是重锕系元素）越来越困难。

溶剂萃取和离子交换是广泛使用的分离方法，特别是在发现锫、锎、锿、镄和钔等元素时，离子交换色谱法曾起了重要的作用。

基于离子半径的微小差别及对各种络合剂的不同络合作用，锕系元素可依次从离子交换柱淋洗下来。

⑹什么叫核素什么叫同位素？

核素是指具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。

同一种同位素的核性质不同的原子核，它们的质子数相同而中子数不同，结构方式不同，因而表现出不同的核性质。

同一元素的不同核素互为同位素（Isotopes）。

它们处于周期表中同一位置上，化学性质基本相同，但核性质不同；

核素概念最初是为了确切描述元素的原子量而引入的。

最初的化学原子概念是元素原子，即同一种元素对应有同一种原子，因此某种元素的原子量被规定为该元素原子的相对质量。

同位素的发现揭示出元素并不是化学性质和量完全相同的一类原子，同一种元素的原子其质量可以不同，因而我们通常所说的元素原子量所反映的是各种同位素原子质量的平均值。

也叫平均原子质量，其计算公式是：

M=M1×M1的原子分比＋M2×M2的原子百分比＋M3×M3的原子百分比……＋Mn×Mn的原子百分比。

（注意，Mn表示M的一共N中核素，而原子百分比指的是该种同位素占其中原子总数的百分比），而对于双核素的原子，往往用十字交叉法计算其平均相对原子质量

附：

十字交叉法：

十字交叉法是进行二组分混合物平均量与组分计算的一种简便方法。

凡可按M1n1+M2n2=（M1+M2）n计算的问题，均可按十字交叉法计算。

式中，M表示混合物的某平均量，M1．M2则表示两组分对应的量。

如M表示平均相对分子质量，M1．M2则表示两组分各自的相对分子质量，n1．n2表示两组分在混合物中所占的份额，n1:

n2在大多数情况下表示两组分的物质的量之比，有时也可以是两组分的质量之比，判断时关键看n1．n2表示混合物中什么物理量的份额，如物质的量、物质的量分数、体积分数，则n1:

n2表示两组分的物质的量之比；如质量、质量分数、元素质量百分含量，则n1:

n2表示两组分的质量之比。

十字交叉法常用于求算：

（1）有关质量分数的计算；

（2）有关平均相对分子质量的计算；

（3）有关平均相对原子质量的计算；

（4）有关平均分子式的计算；

（5）有关反应热的计算；

（6）有关混合物反应的计算。

十字交叉法计算的式子如图

原子物理学的研究进一步表明，原子的质量主要是由构成原子核的质子和中子的数目决定的，而元素的化学性质只同质子数有关。

为了进一步区分元素的同位素，科学家们引进了同位素的质量数，即质子数和中子数之和。

从元素的化学性质看，不同的同位素在元素周期表上处于同一位置,故称“同位素”,而从原子核的角度看，同位素又是同一种元素的质量不同的原子核，也称为核素。

这时，核素只不过是同位素的别称。

后来发现地球上天然存在的和人工制造的原子核都有“同核异能态”的现象，即具有相同质子数和中子数的原子核所显现出来的核性质，如衰变方式、半衰期、能量等等可以不同。

同核异能态是原子核层次的“同分异构体”，“同分”是指相同数目的质子和中子，“异构”则表示它们构成原子核的方式不同。

但同位素概念不足以反映这种“同分异构”现象。

如果把核素概念定义为同一同位素的核性质不同的原子核，就可以概括核的同分异构现象。

因此，核素也就成了表达核性质的独立概念。

⑺同主族原子半径的递变顺序是什么？

影响原子半径的因素有三个：

一是核电荷数，核电荷数越多其核对核外电子的引力越大（使电子向核收缩）则原子半径越小；二是核外电子数，因电子运动要占据一定的空间则电子数越多原子半径越大；三是电子层数（电子的分层排布与离核远近空间大小以及电子云之间的相互排斥有关），电子层越多原子半径越大。

  原子半径大小由上述一对矛盾因素决定。

核电荷增加使原子半径缩小，而电子数增加和电子层数增加使原子半径增加。

当这对矛盾因素相互作用达到平衡时，原子就具有了一定的半径。

  我们只要比较上述这对矛盾因素相互作用的相当大小就不难理解

不同原子半径大小的变化规律。

相邻周期元素原子半径大小比较。

   实验结果钾原子半径＞钠原子半径，这说明从钠到钾，增加的八个电子和增加的一个电子层对原子半径的增大作用＞增加的八个核电荷对原子半径的缩小作用。

所以，同主族元素的原子半径从上到下逐渐增加。

氖到钠核电荷增加1个，核外电子和电子层均增加一个 ，由此推断，钠的半径＞氖的半径，即：

增加的一个电子和一个电子层对原子半径的增加作用＞增加的一个核电荷对原子半径的缩小作用。

值得注意的是，并不是电子层多的原子半径就一定大，如：

锂原子半径＞铝原子半径。

这是因为当核电荷增加到大于八以后，其核对半径的缩小作用越来越强已经超过了增加一个电子层对半径的增加作用。

（这个特别之处一定要记住）（一般而言在比较原子半径的时候稀有气体不参与比较）

⑻同周期原子半径的递变顺序是什么？

 例如，比较钠和镁的半径大小。

     从钠到镁核电荷增加1个，其核对核外每一个电子都增加一定的作用力，原子趋向缩小，而核外电子也增加一个电子，因电子运动要占据一定空间而使原子半径趋向增加。

实验证明，钠的原子半径大于镁，这说明增加的核电荷对原子半径的缩小作用＞增加的电子对原子半径的增大作用。

因此，同周期元素的原子从左到右逐渐减小，右端惰性原子半径应该最小。

⑼在等电子的情况下，离子，原子的半径中间大小的关系？

 某原子及其阴离子或阳离子半径大小比较。

例如，氯原子和氯离子半径大小比较。

两者核电荷相同而氯离子多一个电子，这一电子运动要占据一定的空间，所以氯离子半径＞氯原子半径。

原子及其阳离子半径正好与上述相反。

例如：

钠离子半径＜钠原子半径。

 电子层结构相同而核电荷不同的粒子半径大小比较。

例如，钠离子，镁离子，氧离子，氟离子半径大小比较。

因其核外电子层结构相同（十电子或者十八电子体），显然核电荷越多核对核外电子引力越大则粒子半径越小。

所以其粒子半径大小是：

镁离子＜钠离子＜氟离子＜氧离子。

也就是同周期的阳离子的半径＜阴离子的半径

⑽同主族元素单质化学性质递变规律是什么?

从上到下对于金属还原性（金属性）逐渐增强，还原性（金属性）最强的金属是左下角，87号放射性碱金属钫Fr，对于非金属，其氧化性（非金属性）逐渐减弱，氧化性最强的非金属是右上角的F2

⑾同周期元素单质化学性质递变规律是什么?

同周期金属元素还原性（金属性）逐渐变弱：

非金属氧化性（非金属性）逐渐变强

⑿同主族元素氢化物热稳定性递变规律是什么?

只有非金属才有氢化物，同主族冲上倒下非金属氢化物的热稳定性逐渐降低，同时注意一下，氧族元素，氮族元素与卤族元素，按照一般规律，氧族元素和氮族元素的氢化物的沸点是逐渐升高的，也就是水和氨气应该是本族沸点最低的，但实际上不是，他们反而是本族里最高的，因为O和N的氧化性非常的钱，水分子与水分子，氨气分子与氨气分子之间会形成氢键（详情见以下部分）;卤族元素氢化物也就是俗称的氢卤酸，由于卤素原子的氧化性越强，对氢原子的吸引能力就越大，这就导致其氢卤酸分子在水中离解出氢离子的能力就越弱，对应酸性越弱，因此，HF是最弱的氢卤酸，也是氢卤酸中唯一的弱酸，HAt是最强的氢卤酸，但At是有放射性的，而HI是最强的非放射性氢卤酸，也就最强的无氧酸。

同时HF也是唯一可以腐蚀玻璃的酸，它会与玻璃中的二氧化硅反应生成SIF4

⒀同主族元素氢氧化物（也即是水化物）性质递变规律是什么?

不管金属与非金属都有水化物，这里的水化物都指的谁最高价氧化物的水化物，注意，O,F无氧化物，自然也无水化物，金属氧化物的水花对应的是氢氧化物，也就是碱，还原性（金属性）越强，对应的氢氧化物的碱性就越强，因此，碱金属氢氧化钫FrOH，是最强的强氧化物。

但有放射性，而氢氧化铯CsOH是最强无放射性碱；非金属的氧化物对应的水化物也叫羟基化物也就是我们常说的含盐酸，我们只研究非金属最高价氧化物的水化物，也就是最高价含盐酸的性质。

对于非金属，其氧化性（非金属性）越强，其最高价氧化物的水化物，也就是最高价含盐酸的酸性就越强，注意，这里的酸性强弱与几元酸没有关系，比如磷酸H3PO4是三元酸，但比二元酸硫酸H2SO3的酸性弱，比二元酸碳酸H2CO3强，高氯酸CHlO4是最强的无机酸

⒁元素单质的氧化还原性与其氢化物和水化物之间有什么联系?

金属性的强弱与对应氢氧化物的碱性强弱成正比，非金属性的强弱与对应羟基化物的酸性成正比，与其氢化物的沸点成反比（O，N除外），与其氢化物的酸性成反比，与氢化物的热稳定性性成正比

⒂什么叫两性线，其附近的元素通常有什么作用?

以硼，铝，硅为起点的一条折线叫两性线，他是金属与非金属的分界线，元素性质的递变性决定了金属与非金属的过渡并非是那么突兀，因此两性线附近的金属往往既可以表现一定的金属性，也能表现一定非金属性，也就是具有两性，往往是良好的半导体材料

⒃过渡元素往往用于什么用途?

过渡元素（transitionelements）是元素周期表中从ⅢB族到VⅢ族的化学元素。

这些元素在原子结构上的共同特点是价电子依次充填在次外层的d轨道上，因此，有时人们也把镧系元素和锕系元素包括在过渡元素之中。

另外，ⅠB族元素（铜、银、金）在形成+2和+3价化合物时也使用了d电子；ⅡB族元素（锌、镉、汞）在形成稳定配位化合物的能力上与传统的过渡元素相似，因此，也常把ⅠB和ⅡB族元素列入过渡元素之中

过渡元素与同周期的ⅠA、ⅡA族元素相比较，原子半径较小。

各周期中随原子序数的增加，原子半径依次减小，而到铜副族前后，原子半径增大。

各族中从上到下原子半径增大，但第五、六周期同族元素的原子半径很接近，铪的原子半径（146pm）与锆（146pm）几乎相同。

同周期过渡元素d轨道的电子未充满，d电子的屏蔽效应较小，核电荷依次增加，对外层电子的吸引力增大，所以原子半径依次减小。

到铜副族前后，充满的d轨道使得屏蔽效应增强，原子半径增大。

由于镧系收缩的影响，第五、六周期同族元素的原子半径相近。

离子半径变化规律和原子半径变化相似，即同周期自左向右，氧化态相同的离子半径随核电荷的增加逐渐变小；同族元素的最高氧化态的离子半径从上到下，随电子层数增加而增大；镧系收缩效应同样影响着第五、六周期同族元素的离子半径。

①它们都是金属，具有熔点高、沸点高、硬度高、密度大等特性，而且有金属光泽，延展性、导电性和导热性都很好，不同的过渡金属之间可形成多种合金。

也是很好的耐火材料和抗腐蚀材料②过渡金属的原子或离子中可能有成单的d电子，电子的自旋决定了原子或分子的磁性。

因此，许多过渡金属有顺磁性，铁、钴、镍3种金属还可以观察到铁磁性。

可用作磁性材料。

③过渡元素的d电子在发生化学反应时都参与化学键的形成，因此有些可以充当搞笑催化剂

元素周期表

可以表现出多种的氧化态。

最高氧化态从钪、钇、镧的+3一直到钌、锇的+8。

过渡元素在形成低氧化态的化合物时，一般形成离子键，而且容易生成水合物；在形成高氧化态的化合物时，形成的是共价键。

④过渡元素的水合离子在化合物或溶液中大多呈显一定的颜色，这是由于具有不饱和或不规则的电子层结构造成的。

⑤过渡元素具有能用于成键的空d轨道以及较高的电荷/半径比，都很容易与各种配位体形成稳定的配位化合物。

过渡金属[1]大多有其独特的生产方法：

电解法、金属热还原法、氢还原法和碘化物热分解法。

⒄什么叫离子键，什么叫离子化合物?

离子键（ionicbond）指阴离子，阳离子间通过静电作用形成的化学键（特殊的除外，如：

氯离子和铝离子，铝离子和溴离子，它们之间形成的化合物是共价化合物）。

这里值得注意的，离子键不单单是指离子之间的吸引，我们知道原子因为得或者失去电子变成相应的阴阳离子，因此此类化学键往往在金属与非金属间形成。

失去电子的往往是金属元素的原子，而获得电子的往往是非金属元素的原子。

通常，活泼金属与活泼非金属形成离子键，如钾、钠、钙等金属和氯、溴等非金属化合时，都能形成离子键。

这样电性不同的离子之间会存在吸引，而电子与电子之间，原子核与原子核之间存在排斥作用，这样当他们达到静电平衡（阴阳离子电荷相互中和的现象不会出现）时候才形成稳定的离子键，由此可知，阴阳离子的半径越小离子键越稳定，离子电荷越多离子键越稳定

离子化合物，顾名思义，是指有离子键的化合物，这里的有离子键指的是只要有离子键的存在即可，有无共价键并不影响，比如，CaCl2只有离子键无共价键，他是离子化合物，NaO2有离子键也有共价键（O-O）它也是离子化合物

⒅什么叫共价键，什么叫工价化合物?

共价键（covalentbond）是由两个或多个原子共同使用它们的外层电子，在理想情况下达到电子饱和（H是2电子，其他是8电子）的状态，由此组成比较稳定的化学结构。

同一种的元素的原子或不同元素的都可以通过共价键结合，一般共价键结合的产物是分子，在少数情况下也可以形成晶体，

这里需要注意一点，一般多是非金属形成共价键，而不同的非金属原子对电子的新颖能力不同也就是氧化性不同，反映在电学理论上就是电负性的不同，这样就导致了，因成键原子的不同，导致了公用电子对的偏向不同，一般，如果两个完全一样的原子形成共价键，比如O-O这样，共用电子对往往处于两原子的中间，使得整个原子显电中性，我们把这种键叫非极性攻击键而来成键原子一旦不同，电负性的差异使得共用电子对有了很明显的偏向性，使得分子虽然整体仍然显电中性，但分子两端却显了不同的电性，我们把这种键叫极性共价键

而工价化合物值得是只有共价键的化合物，注意，不能有离子键

⒆书写原子，离子，离子化合物，公家化合物的电子式?

规则见后边的例题

⒇什么叫氢键，什么叫化学键，什么叫分之间作用力，三者有什么区别?

化学键（chemicalbond）是指分子内或晶体内相邻两个或多个原子（或离子）间强烈的相互作用力的统称。

高中定义：

使离子相结合或原子相结合的作用力通称为化学键。

也就是离子键与共价键的总称

分子间作用力又被称为范德华力，按其实质来说是一种电性的吸引力，因此考察分子间作用力的起源就得研究物质分子的电性及分子结构产生于分子或原子之间的静电相互作用。

其能量计算的经验方程为:

U=B/r12-A/r6（对于2个碳原子间,其参数值为B=11.5×10-6kJnm^12/mol；A=5.96×10-3kJnm^6/mol；不同原子间A、B有不同取值）当两原子彼此紧密靠近电子云相互重叠时，发生强烈排斥，排斥力与距离12次方成反比。

，吸引力与排斥力的共同作用也就是其合力就是最终表现出来的分之间作用力，需要注意值得注意的是，虽然分子呈电中性，但是因为电子的运动，分子中的部分原子将会出现微弱电性，形成力的作用。

组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大，克服分子间引力使物质熔化和汽化就需要更多的能量，熔、沸点越高.但存在氢键时分子晶体的熔沸点往往反常地高。

气体分子之间的距离较大，故分子间的相互作用较小；液体和固体的存在，正是分子间有互相吸引作用的证明；而液体、固体的难于压缩，又证明了分子间在近距离时表现出的排斥作用。

氢键也是分子之间的一种作用力，当一种的电子能力比较原子，比如F,O,N与H这种极其容易失去电子的原子形成共价键时候，电负性的巨大差异会是共用电子对强烈偏向F,O,N,偏离H使得H近乎形成一个裸露的质子显正电性，另一端显负电性（达不到离子键的程度），这样当两个分子接近时，正负电性的两端会形成一种微弱的静电作用，也就是氢键

化学键，分子间作用力，氢键，在形成的时候都与电性有关，但化学键是强烈的电性作用，氢键是微弱的电性作用，分子间作用力作用跟微弱还存在排斥力，这样三个力之间，化学键最强力，最难以被破坏，氢键较化学键弱很多，有一定的稳定性，当易于被破坏，而分之间作用力则是最弱的，很容易被破坏

（21）氢键是如何形成的，他他对我们有什么作用？

氢键的存在需要了解的有以下几个作用，第一，氢键的存在使得水，氨气分子的沸点异常的升高，按一般规律他们应该是本族里对应氢化物最低的，但实际他们是最高的，这一点对生命异常重要，你试想一下，要是没有氢键的存在，绝对不会有液态的水，那样，时候会出现生命，会出现怎样的生命就谁也不知道了。

起码现在的你绝对活不了，

第二，可以解释氨气，卤化氢在水中异常高的溶解度，氢键的形成原因告诉我们不仅同种分子之间可以存在氢键，某些不同种分子之间也可能形成氢键。

这样极其利于他们相互溶解，这也就是相似相容的一种解释，例如NH3与H2O之间。

所以这就导致了氨气在水中的惊人溶解度：

1体积水中可溶解700体积氨气。

而HCl与H2O之间虽然不至于形成氢键，但HCl与H2O的极性，也有利于其互相溶解，1体积的水大约能溶解500体积的氯化氢

第三，氢键的存在有利于分子间的稳定联系，这一点，最明显的体现就是DNA双螺旋结构的存在，DNA链条核酸链之间就是依靠氢键形成的联系，这样他在适宜的条件下可以稳定的存在，而在一定的条件下可以温和的解开，这种解开是可逆的，条件恢复是也随之恢复，因此DNA才可以再稳定存在的同时进行各种生命变化（复制，转录，表达）

附

在一周总结的时候，数学没有必要机械的重复书中的知识点，数学的知识点的相对比较容易记忆，同时量不大，每天适当的看书就可以了，数学的周小结重点放在对一些规律性的结论，比如三角函数的评议变换，对称变换，对于这些结论，应亲自把其推理过程，步骤，亲手过一遍。

做到知其然，也知其所以然，因为，考试不一定只是原来公式的考察，会进行变化，但其核心的东西不会变，因此，必须对公式的成因了解，才可以达到举一反三的目的，这样也是一直减少记忆量的方法，因为，只要明白的内在原因，在此基础上延伸出来的一系列公式等于就全部记住了

而物理的重点是放在物理规律的成立条件，应用性质上，还有基本解题格式，尤其基本解题格式，必须亲手写一遍，

高中的物理规律基本都有其成立的条件和适用的范围，忽略了条件就会导致规律的错用，比如摩擦力，其成立前提是有弹力，因此在分析摩擦力时候，必须考虑弹力的存在性，尤其是在依靠函数模型分析摩擦力的时候，摩擦力的变化依靠的是函数的值域变化而得到，这样会出现，依靠函数可以计算出一个摩擦力，但此时的条件却会导致弹力的消失，这种情况就是不存在的，类似到的就不多举例了

信用性质则是包括规律内在但没有明艳的性质，以及其使用的对象，比如，牛顿运动定律有对相对作用力的描述，一对相对作用力其施力物体与受力物体，（这一点与平衡力有着明显的区别，也是区别这俩组力的常用一句），再比如，还是对相互作用力的的描述，他的等时性，方向性，同质性也是复习的重点，这一点最好自己亲手写一遍，而适用对象，值得是哪些规律应用与哪像模型，比如说，在加速度的矢量性的基础上延伸出来加速度的正交分解法，就适用于多个物体一起运动且运动不统一的情况，再比如，失重与超重的方法，适用于不稳定物体（包括单体和系统）计算压力或支持力的时候

而基本的解题格式

比如平抛运动

S=V×t

VX=VO

H=0.5gt2

VY=gt

做这些的目的是两点

第一，可以有助于建立比较固定的解题思维链，这样可以提高选择题解题的解题速度与对未知选择题的分析，再比如，

圆周运动

F合切向=Ma切

F合径向=Ma径

a切=MV2÷R=MRω2=M4π2R÷T2

V=Rω=V2ω÷a所以a=Ωv

由上面可以，在分析圆周运动是，可以按照定圆形——求半径——算合力——合理分解求向