第四章 物质结构 元素周期律【知识清单】-2024-2025学年高一化学单元速记·巧练（人教版2019必修第一册）

第四章 物质结构 元素周期律 01 思维导图 02 考点速记 第一节 原子结构与元素周期表 一、原子的构成粒子及其定量关系 1．原子的构成微粒及作用 2．原子结构的特殊点 （1）原子的质量主要集中在原子核上； （2）原子中既有正电荷，又有负电荷，但整个原子不显电性； （3）原子在化学变化中不可再分，但在其他变化中仍然可以再分； （4）核电荷数（质子数）＝核外电子数，只适用于原子和分子。 3．质量数： 概念 原子核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值后相加所得的数值 构成原子的微粒间的两个关系 质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N) 质子数＝核外电子数＝核电荷数＝原子序数 4．核素： 概念 具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子 实例 氢的三种核素——氕、氘、氚 应用 C——测定文物的年代、H和H——制造氢弹、U——用于制造原子弹、核发电 （1）原子的构成微粒间的数目关系 ①电中性原子 ②带电原子——离子的电子数目计算 原子 核外电子数＝质子数＝核电荷数，如N原子： 阳离子 核外电子数＝质子数－所带电荷数，如Na＋： 阴离子 核外电子数＝质子数＋所带电荷数，如S2－： （2）核素之间的转化不属于物理变化，也不属于化学变化，而属于核变化 （3）微粒符号及意义 （4）常见的重要核素及其应用 U C C H（D） H（T） 核燃料 用于考古断代 相对原子质量的标准 阿伏伽德罗常数基准 制氢弹 5．粒子间三关系 质量关系 质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N) 原子的相对原子质量近似等于质量数 电性关系 电中性微粒(原子或分子) 核电荷数＝核内质子数＝核外电子数 带电离子(质子数≠电子数) 阳离子(Rm＋) 质子数＞电子数 电子数＝质子数－m 阴离子(Rm－) 质子数＜电子数 电子数＝质子数＋m 数量关系 原子序数＝质子数 6．同位素 概念 质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素，即同一元素的不同核素互称为同位素 特点 两同 质子数相同，核外电子相同 两不同 质量数不同，中子数不同 性质 同位素在周期表里占据同一位置 同位素的物理性质不同，但化学性质几乎相同 天然存在的同位素，相互间保持一定的比率 7．元素、核素、同位素、同素异形体的比较 区别 元素 核素 同位素 同素异形体 本质 质子数相同相同的一类原子总称 质子数、中子数都一定的原子 质子数相同、中子数不同的核素 同种元素形成的 不同单质 范围 同类原子 原子 原子 单质 特性 只有种类 没有个数 化学反应中的 最小微粒 化学性质 几乎完全完全相同 相互相同、性质及组成或结构不同 决定因素 质子数 质子数、中子数 质子数、中子数 组成元素、结构 举例 H、C、O三种元素 H、H、H 三种核素 H、H、H 互称同位素 O2与O3 互为同素异形体 联系 8．元素的相对原子质量 （1）含义：各核素相对原子质量乘以各核素所占的百分比再求和 （2）公式：＝M1a%+M2b%+M3c%+…（a%+b%+c%+…＝1） （3）举例：氯元素的相对原子质量的计算式34.969×75.77%+36.966×24.23%＝35.453 二、原子核外电子排布的规律 1．电子层 （1）含义：电子运动在能量不同的区域，简化为不连续的壳层，也称作电子层。 （2）特点：各电子层之间没有明显的界限 （3）不同电子层的表示及能量关系 各电子层由内到外 电子层数 1 2 3 4 5 6 7 字母代号 K L M N O P Q 离核远近 由近到远 能量高低 由低到高 2．原子核外电子排布规律及其之间的关系 （1）核外电子排布的规律是相互联系的，不能孤立地理解，如当M层不是最外层时，最多可以排布18个电子，而当它是最外层时，最多可以排布8个电子。 （2）电子不一定排满M层才排N层，如Ca的核外电子排布情况为。 3．原子核外电子排布的表示方法 （1）原子结构示意图 （2）离子结构示意图 ①阳离子结构示意图：与上周期的稀有气体排布相同 ②阴离子结构示意图：与同周期的稀有气体排布相同 4．具有相同电子层排布的微粒 （1）与He原子具有相同电子层排布的微粒（2电子微粒） 阴离子 原子 阳离子 电子层排布 H－ He Li+ Be2+ （2）与Ne原子具有相同电子层排布的微粒（10电子微粒） 阴离子 原子 阳离子 电子层排布 N3－ O2－ F－ Ne Na+ Mg2+ Al3+ （3）与Ar原子具有相同电子层排布的微粒（18电子微粒） 阴离子 原子 阳离子 电子层排布 P3－ S2－ Cl－ Ar K+ Ca2+ （4）特点 ①结构特点：电子层数相同，电子总数相同 ②位置特点：阴前阳后稀中间，负电多前正多后 ③半径特点：原子序数越大，微粒半径越小 5．1~18号元素原子核外电子排布的特点 （1）电子层排布： x 或2，x或2，8，x （2）次外层电子数为2或8；内层电子数为2或10 （3）简单离子的最外层电子数为0或2或8 （4）1～20号元素原子结构的特殊关系 特殊关系 元素 最外层电子数等于次外层电子数的一半 Li、Si 最外层电子数等于次外层电子数 Be、Ar 最外层电子数等于次外层电子数的2倍 C 最外层电子数等于次外层电子数的3倍 O 最外层电子数等于次外层电子数的4倍 Ne 最外层电子数等于电子层数 H、Be、Al 最外层有1个电子 H、Li、Na、K 最外层有2个电子 He、Be、Mg、Ca 内层电子数之和是最外层电子数2倍的元素 Li、P 电子总数为最外层电子数2倍的元素 Be 6．核外电子排布与元素的性质的关系 （1）金属元素原子的最外层电子数一般小于4，较易失去电子，形成阳离子，表现出还原性，在化合物中显正化合价。 （2）非金属元素原子的最外层电子数一般大于或等于4，较易得到电子，活泼非金属原子易形成阴离子。在化合物中主要显负化合价。 （3）稀有气体元素的原子最外层为8电子(氦为2电子)稳定结构，不易失去或得到电子，通常表现为0价。 7．10电子、18电子粒子 10电子粒子 分子 离子 一核10电子 Ne N3－、O2－、F－、Na＋、Mg2＋、Al3＋ 二核10电子 HF OH－ 三核10电子 H2O NH 四核10电子 NH3 H3O＋ 五核10电子 CH4 NH 18电子粒子 分子 Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、N2H4 阳离子 K＋、Ca2＋ 阴离子 P3－、S2－、HS－、Cl－ 三、元素周期表 1．元素周期表的编排原则 （1）元素周期表的出现与演变 ①首创者：1869年，俄国化学家门捷列夫 ②编排顺序：按照元素的相对原子质量由小到大排列 （2）元素周期表的编排原则 把 电子层数相同的元素按照原子序数依次递增的顺序从左到右排列成一横行 叫周期。 把 不同横行中最外层电子数相同的元素按照电子层数递增的顺序排列成纵行 叫族。 2．元素周期表的结构 （1）周期：周期序数＝电子层数 周期分类 短周期 长周期 周期序数 1 2 3 4 5 6 7 元素种类 2 8 8 18 18 32 32 （2）族：主族序数＝原子的最外层电子数，过渡元素的族序数一般不等 族分类 主族 副族 第Ⅷ族 0族 总数 族数目 7 7 1 1 16 列数目 7 7 3 1 18 （3）过渡元素：副族和第第Ⅷ族族 ①镧系元素：第6周期ⅢB族，共15种 ②锕系元素：第7周期ⅢB族，共15种 ③应用：找耐高温、耐腐蚀、催化剂和超导材料 3．族序数与列数的关系 （1）2、3周期IIA和IIIA相邻，原子序数相差1 （2）4、5周期IIA和IIIA之间有副族和VIII族，原子序数相差11 （3）6、7周期IIA和IIIA之间有副族和VIII族，还额外多出镧系和锕系，原子序数相差25 4．推测元素在周期表中的位置 （1）根据原子序数确定元素在元素周期表中的位置 （2）0族定位法确定元素的位置 ①0族元素的周期序数和原子序数 周期 1 2 3 4 5 6 7 元素 He Ne Ar Kr Xe Rn Og 原子序数 2 10 18 36 54 86 118 ②推断方法 （3）根据112号和118号元素的位置推测 原子序数 112 113 114 115 116 117 118 119 120 族序数 IIB ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0 ⅠA ⅡA 周期 7 7 7 7 7 7 7 8 8 5．金属和非金属的分界线 （1）元素属性：上方为非金属元素，下方为金属元素 （2）分界线处元素，可能具有两性，寻找半导体材料 （3）全部是金属的族：ⅡA族、副族和第Ⅷ族 （4）全部是非金属的族：ⅦA族和0族 6．周期表中的元素 （1）元素种类最多的族：ⅢB族，共32种元素 （2）元素种类最多的主族：ⅠA族，共7种元素 （3）元素种类最多的周期：7周期，共32种元素 （4）在短周期中非金属元素多，在周期表中金属元素多。 （5）全部是气体的族：0族 （6）同时含固体、液体和气体的族：ⅦA族 第二节 元素周期律 一、原子结构与元素的性质 （一）碱金属元素 1．原子结构(Li→Cs) 相似性 最外层均有1个电子 递变性 电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大 2．化学性质(R表示碱金属元素) 相似性 与金属单质 2R＋O2＝R2O 2R＋Cl2＝2RCl 水 2R＋2H2O＝2ROH＋H2↑ 非氧化性酸 2R＋2H＋＝2R＋＋H2↑ 递变性 O2 从Li→Cs，与O2反应越来越剧烈，产物越来越复杂，如Li与O2反应只能生成Li2O，Na与O2反应还可以生成Na2O2，而K与O2反应能够生成KO2 H2O(或酸) 从Li→Cs，与H2O(或酸)反应越来越剧烈，如K与H2O反应可能会发生轻微爆炸，Rb和Cs遇水发生剧烈爆炸 最高价氧化物 对应水化物的碱性 碱性：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH 3．碱金属单质的物理性质 元素 Li、Na、K、Rb、Cs 相同点 除铯外，都呈银白色，都比较软，有延展性，密度较小，熔点较低，导电、导热性强 递变规律 密度 逐渐增大(钠、钾反常) 熔、沸点 逐渐降低 （二）卤族元素 1．物理性质 F2 Cl2 Br2 I2 颜色、状态 淡黄绿色(气体) 黄绿色(气体) 深红棕色(液体) 紫黑色(固体) 密度 逐渐增大 熔、沸点 逐渐升高 2．原子结构特点(F→I) 相似性 最外层电子数均为7 递变性 电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大 3．化学性质(X表示卤族元素) 相似性 与H2反应 X2＋H22HX 与活泼金属(如Na)反应 2Na＋X22NaX 与H2O反应 X2＋H2O＝HX＋HXO(X：Cl、Br、I) 递变性 与H2反应 越来越难 氢化物的稳定性 逐渐减弱 氢化物的还原性 逐渐增强 最高价氧化物对应水化物的酸酸性 逐渐减弱 相应离子的还原性 逐渐增强 二、元素周期律 1.元素周期表中同周期、同主族元素原子结构和元素性质的递变规律 周期表中位置 同周期(左→右) 同主族(上→下) 原 子 结 构 核电荷数 依次增加 增大 电子层数 相同 依次增加 最外层电子数 依次增加 相同 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 性 质 主要化合价 最高正价由＋1→＋7(O、F除外) 最低负化合价＝ －(8－主族序数) 相同，最高正化合价＝主族序数 (O、F除外) 元素的金属性 和非金属性 金属性减弱，非金属性增强 金属性增强，非金属性减弱 最高价氧化 物对应水化物 的酸、碱性 最高价氧化物对应水化物的 碱（酸）碱性减弱（酸性增强） 最高价氧化物对应水化物的 碱（酸）碱性增强（酸性减弱） 气态氢化物 的稳定性 非金属气氢化物稳定性增强 非金属气氢化物稳定性减弱 原子得失 电子能力 原子得电子能力增强， 失电子能力减弱 原子得电子能力减弱， 失电子能力增强 2.1～20号元素中某些元素的特性 （1）与水反应最剧烈的非金属单质是 F ，即非金属性最强的元素是 F 元素；所形成的气态氢化物最稳定的是 HF 。 （2）与水反应最剧烈的金属单质是 K ；原子半径最大的主族元素是 K 元素。 （3）自然界中硬度最大的单质是含 C 元素的金刚石；最高正价与最低负价的代数和为零，且气态氢化物中含氢的百分含量最高的元素是 C 元素。 （4）常温下有颜色的气体单质是 Cl2 。 （5）原子半径最小，它的阳离子就是质子的元素为 H 元素；同位素之一的原子核中只有质子而没有中子的是 H 元素。 （6）最高价氧化物对应水化物的酸性最强的是 Cl 元素。 （7）密度最小的金属单质是 Li 。 （8）最高价氧化物及其水化物具有两性的元素是 Al 元素；地壳中含量最高的金属元素是 Al 元素。 （9）地壳中含量最高的元素是 O 元素，次者是 Si 元素。 3.元素周期表和周期律的应用 （1）便于对元素性质进行系统研究。 （2）为发现新元素及预测它们的原子结构和性质提供了线索。 （3）在周期表中 金属和非金属分界线 处寻找半导体材料。 （4）农药中含有的As、F、Cl、S、P等元素集中在周期表 非金属 区域。 （5）在 过渡元素 中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。 （6）在周期表一定区域内寻找元素，发现物质的新用途。 4．元素的“位—构—性”之间的关系 同一元素的“位—构—性”关系可表示如下： 结构与位置的关系 结构位置 结构与性质的关系 结构性质 位置、结构和性质的关系 位置 结构 性质 同周期(左―→右) 最外层电子数递增 金属性减弱、非金属性增强 同主族(上―→下) 电子层数递增 金属性增强、非金属性减弱 5．元素“位—构—性”中的特殊关系 ①化合价关系 元素的最高正价和最低负价的绝对值之差与族序数的关系。 最高正价－|最低负价| 6 4 2 0 主族族序数 ⅦA ⅥA ⅤA ⅣA ②主族元素性质、存在和用途的特殊性 形成化合物最多的元素、气态氢化物中氢的质量分数最大的元素 C 氢化物在通常状况下呈液态的元素 O 最高价氧化物对应水化物酸性最强的元素 Cl 元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素 Li、Na、F 空气中含量最多的元素 N 地壳中金属含量最高的元素或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 Al 用作半导体的元素 Si 焰色试验火焰呈黄色的元素 Na ③主族元素结构的特殊性 a．各层电子数关系：如X的最外层电子数是次外层电子数的3倍，则X是氧元素。 b．原子序数关系：短周期A、B元素，B的原子序数是A的2倍，则A是氧元素，B是硫元素。 （3）陌生元素的性质的推断 ①与同周期前、后元素相比较：依据同周期元素性质的递变规律推测元素的性质。 ②与同主族上、下元素相比较：依据同主族元素性质的递变规律推测元素的性质。比较不同周期，不同主族元素性质时，可借助“三角”规律进行推断。 若A、B、C三种元素位于元素周期表中如图所示位置，有关元素的各种性质均可排出顺序(但D不能参与排列)。如原子半径：C＞A＞B；金属性：C＞A＞B；非金属性：B＞A＞C。 第三节 化学键 一、化学键 1．化学键 （1）概念：相邻原子之间的强烈的相互作用。 （2）相互作用：包括静电引力和静电斥力。 （3）稀有气体分子中无化学键。 2．化学反应的微观解释 （1）表面上：反应物中的原子重新组合为产物分子的一种过程。 （2）本质上：旧化学键的断裂和新化学键的形成的过程 3．离子键和共价键的比较 键型 离子键 共价键 非极性键 极性键 概念 使阴、阳离子结合成化合物的静电作用 原子之间通过共用电子对所形成的相互作用 特点 阴、阳离子间的相互作用 共用电子对不发生偏移 共用电子对偏向吸引电子能力强的原子 成键粒子 阴、阳离子 原子 成键 条件 活泼金属和活泼非金属 同种非金属元素原子 不同种非金属元素的原子 存在 离子化合物 非金属单质，如O2；某些化合物，如Na2O2 共价化合物，如SO2；某些离子化合物，如NaOH 熔化时破 坏的作用力　 一定破坏离子键，也可能破坏共价键(如NaHCO3) 一般只破坏分子间作用力 实例 强碱、大多数盐、活泼金属的氧化物 含氧酸、非金属的氢化物、非金属氧化物、大多数有机化合物 4．离子化合物与共价化合物的比较 （1）比较 离子化合物 共价化合物 概念 由离子键构成的化合物 以共用电子对形成的化合物 构成粒子 阴、阳离子 原子 粒子间作用 离子键 共价键 熔、沸点 较高 一般较低，少部分很高(如SiO2) 导电性 熔融态或水溶液导电 熔融态不导电，溶于水有的导电(如硫酸)，有的不导电(如蔗糖) 熔化时破坏的作用力 离子键 一般不破坏共价键，极少数破坏共价键(如SiO2) （2）判断 离子化合物 共价化合物 依据化学键类型 凡是含有离子键的化合物，一定是离子化合物 只含有共价键的化合物，一定是共价化合物 依据化合物类型 大多数碱性氧化物、盐强和碱是离子化合物 非金属氢化物、非金属氧化物、含氧酸都是共价化合物 依据化合物性质 熔融状态下能导电的化合物是离子化合物，如NaCl、Al2O3 熔、沸点较低的化合物(SiO2、SiC等除外)是共价化合物；熔融状态不导电的化合物是共价化合物，如HCl 二、电子式 （1） 离子电子式 简单阳离子 简单阳离子是由金属原子失电子形成的，原子的最外层已无电子，故用阳离子的符号表示，如：Na＋、Li＋、Mg2＋、Al3＋等。 简单阴离子 不但要画出最外层电子数(包括得到的电子)，而且还应用“[ ]”括起来，并在右上角标出“n－”以表示其所带的电荷。例如：氯离子[∶∶]－、 硫离子[∶∶]2－。 复杂阴、阳离子 复杂阴、阳离子要标明电子，用“[ ]”括上，并在“[ ]”右上角标明电性和电量，如：铵根；氢氧化根[∶∶H]－；过氧化根[∶∶∶]2－ 离子化合物 电子式 AB型 将阴、阳离子的电子式按原有顺序排列即可，如氧化钙：Ca2＋[]2－ A2B型或AB2型 相同的离子不能合并，应阴、阳离子分开交叉写，如硫化钾：K＋[]2－K＋ 共价分子 电子式 原子有几个未成对电子即可形成几个共价键。 电子式 ·H ·· ·∶ ·· ·∶ 未成对电子数 1 4 3 2 1 共用电子对数 1 4 3 2 1 根据共价分子的组成书写电子式，注意原子间的共用电子对的对数及原子间的排列顺序 （2）用电子式表示物质的形成过程 ①用电子式表示离子化合物的形成过程 NaCl：。 MgBr2：。 ②用电子式表示共价化合物的形成过程 H2：H·＋·H―→H∶H NH3： CO2： 三、物质变化过程中化学键的变化 （1）化学变化中化学键的变化 化学变化的本质就是反应物中化学键的破坏和生成物中新化学键的形成。因此化学变化中一定有化学键的改变。 （2）离子化合物溶解或熔化时化学键的变化 离子化合物电离阴、阳离子 （3）共价化合物溶解或熔化时化学键的变化 ①溶解过程 ②熔化过程 共价化合物，若由分子构成如CO2，不破坏共价键(只破坏分子间作用力)；若由原子构成如SiO2，则破坏共价键。 （4）单质溶解或熔化时化学键的变化 单质的特点 化学键变化 举例 由分子构成的固体单质 熔化或升华时只破坏分子间作用力，不破坏化学键 P4的熔化、I2的升华 由原子构成的单质(稀有气体除外) 熔化时破坏共价键 金刚石、晶体硅 能与水反应的某些活泼非金属单质 溶于水后，分子内共价键被破坏 Cl2、F2等 03 素养提升 【方法归纳】 1．元素周期表的简单应用——元素推断 （1）利用元素的位置与原子结构的关系推断。 本方法常用于确定原子序数小于18的元素。 ①应用关系。 等式一：周期序数＝电子层数 等式二：主族序数＝最外层电子数 等式三：原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数 ②实例。 (ⅰ)X元素是第二周期第ⅠA族元素，则该元素原子有两个电子层，最外层电子数是1，即为锂元素。 (ⅱ)Y元素的原子序数是15，则该元素的原子结构示意图是，其在周期表中的位置是第三周期第ⅤA族。 （2）利用短周期中族序数与周期数的关系推断。 特殊位置 元素 族序数等于周期数 H、Be、Al 族序数等于周期数的2倍 C、S 族序数等于周期数的3倍 O 周期数是族序数的2倍 Li 周期数是族序数的3倍 Na （3）利用离子电子层结构相同的“阴上阳下”推断具有相同电子层结构的离子，如aX(n＋1)＋、bYn＋、cZ(n＋1)－、dMn－的电子层结构相同，在周期表中位置关系为 … cZ dM bY aX … 则它们的原子序数关系为：a>b>d>c。 2．据原子序数确定元素位置的方法——稀有气体定位法 （1）比大小定周期 比较该元素的原子序数与0族元素的序数大小，找出与其相邻近的0族元素，那么该元素就和序数大的0族元素处于同一周期。 （2）求差值定族数 ①若某元素原子序数比相应的0族元素多1或2，则该元素应处在该0族元素所在周期的下一个周期的ⅠA族或ⅡA族。 ②若比相应的0族元素少1～5时，则应处在同周期的ⅢA～ⅦA族。 ③若差为其他数，则由相应差数找出相应的族。 点拨：同周期相邻Ⅱ、Ⅲ主族元素的原子序数相差1、11或25。在第2、3周期中第ⅡA族、第ⅢA族元素的原子序数差1，在第4、5周期中因第ⅡA族、第ⅢA族间存在10种过渡元素，故元素的原子序数差11；第6、7周期中因第ⅡA族、第ⅢA族间的过渡元素中存在镧系、锕系，故元素的原子序数差25。 3. 元素、核素、同位素和同素异形体的区别和联系 （1）区别 名称 内容 项目 元素 核素 同位素 同素 异形体 本质 质子数相同的一类原子 质子数、中子数都一定的原子 质子数相同、中子数不同的核素 同种元素形成的不同单质 范畴 同类原子 原子 原子 单质 特性 只有种类，没有个数 化学反应中的最小微粒 化学性质几乎完全相同 元素相同、性质不同 决定因素 质子数 质子数、中子数 质子数、中子数 组成元素、结构 举例 H、C、O三种元素 H、H、H三种核素 H、H、H互称同位素 O2与O3互为同素异形体 （2）联系 （3）同位素的“六同三不同” ←――→ 4.元素金属性、非金属性强弱比较 （1）结构比较法 最外层电子数越少，电子层数越多，元素金属性越强； 最外层电子数越多，电子层数越少，元素非金属性越强。 （2）位置比较法 元素周期表 金属性从左向右，由强变弱，从上到下，由弱变强： 非金属性从左向右，由弱变强，从上到下，由强变弱 金属活动性顺序 按 K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、Cu、Hg、Ag、Pt、Au的顺序，金属性减弱 非金属活动性顺序 按 F、O、Cl、Br、I、S 的顺序，非金属性减弱 （3）实验比较法 三反应 置换反应：强的置换弱的，适合金属也适合非金属 与水或酸反应越剧烈，或最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则金属性越强 与氢气反应越容易，生成的气态氢化物的稳定性越强，或最高价氧化物对应水化物的酸性越强，则非金属性越强 5.粒子半径大小比较的“四同” —— | —— | —— | —— 6.“三看”法比较简单粒子的半径大小 （1）“一看”电子层数：当最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大。 （2）“二看”核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。 （3）“三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。 7.元素的位置、原子结构、性质之间的关系 （1）位—构—性关系图示 （2）结构与位置的互推： ①掌握四个关系式。 电子层数＝周期数 质子数＝原子序数 主族元素原子最外层电子数＝主族序数 主族元素的最高正价＝族序数(氧、氟除外)，最低负价＝主族序数－8 ②同主族上下相邻元素原子序数的位置、关系及实例。 位置 关系 实例 位于过渡元素左侧的主族元素，即第ⅠA族、第ⅡA族 同主族、相邻周期元素原子序数之差为上一周期元素所在周期所含的元素种数 钠与钾的原子序数差为19－11＝8(即钠原子所在第3周期所含的元素种数) 位于过渡元素右侧的主族元素，即第ⅢA族～ⅦA族 同主族、相邻周期元素原子序数之差为下一周期元素所在周期所含的元素种数 氯和溴的原子序数之差为35－17＝18(即溴原子所在第4周期所含的元素种数) （3）性质与位置的互推： ①根据元素的性质可以推知元素在周期表中的位置：若同周期元素A、B、C的金属性逐渐增强，则A、B、C在同周期中按照C、B、A的顺序从左到右排列。 ②根据元素在周期表中的位置关系可以推断元素的性质：若同主族元素A、B、C在同一主族中从上往下排列，则可推知A、B、C的单质的氧化性依次减弱或还原性依次增强。 （4）结构与性质的互推： ①若某元素原子的最外层电子数小于4，则该元素原子在反应中容易失电子；若某元素原子的最外层电子数大于4，则该元素原子在反应中容易得电子。 ②若某元素原子在反应中容易得电子，则该元素原子的最外层电子数大于4；若某元素原子在反应中容易失电子，则该元素原子的最外层电子数小于4。 （5）比较元素性质时，有时需要借助参照物，如比较Ca(OH)2和Al(OH)3的碱性大小，因为Ca与Al既不属于同周期又不属于同主族，可借助镁元素进行判断，三种元素在周期表中的位置如图： 镁 铝 钙 故金属性：Ca＞Mg＞Al，碱性：Ca(OH)2＞Mg(OH)2＞Al(OH)3。 （6）元素“位、构、性”规律中的特例： ①)绝大多数原子的原子核是由质子和中子构成的，只有氕(H)无中子。 ②元素周期表中的周期一般都是从金属元素开始，但第1周期例外，是从氢元素开始的。 ③所有元素中，碳元素形成的化合物种类最多。 ④非金属单质一般不导电，但石墨导电，晶体硅是半导体。 ⑤氟无正价，氧无最高正价；在Na2O2中氧显－1价，在NaH中氢显－1价。 点拨：只有主族元素的最外层电子数等于主族序数。难得电子的原子不一定易失电子，如稀有气体原子。 8.电子式书写常见的“八大错误” （1）漏写孤电子对 （2）电子式中相同的原子或离子合并 （3）共用电子对数不清楚 （4）共价分子与离子化合物中原子与离子的混乱 （5）原子连接顺序错误 （6）电荷数与化合价标示错误 （7）原子最外层不满足稳定结构 （8）复杂离子的电子式写为离子符号 原创精品资源学科网独家享有版权，侵权必究！19 学科网（北京）股份有限公司 $$