第4章 原子结构和化学键（知识清单） 化学沪科版2020必修第一册

第4章 原子结构和化学键 知识点1 元素周期表和元素周期律 ◆一、元素周期表 1．元素周期表的编排原则 （1）诞生：1869年，俄国化学家 绘制了第一张元素周期表。 （2）编排原则： ①横行：把 相同的元素，按 递增的顺序从左到右排列。 ②纵列：把不同横行中 相同的元素，按 递增的顺序由上而下排列。 2．元素周期表的结构 （1）周期(横行)：把 相同的元素，按 递增的顺序，从左至右排成的横行，称为 。7个横行分别称为7个 。 ①特点：每一周期从左到右核电荷数依次 ，但元素的电子层数 ，即周期序数 电子层数。 ②分类：分为 周期和 周期。 ③现行元素周期表周期的特点： 短周期 长周期 电子层数 1 2 3 4 5 6 7 周期序数 1 2 3 4 5 6 7 元素种数 2 8 8 18 18 32 32 （2）族（纵列）：把 相同的元素，按 递增的顺序，从上至下排成的纵列，称为 。共 列，分为 个族。 ①主族：共 个，用 表示。 a.特点：由短周期和长周期元素 构成，主族的序数 最外层电子数。 b.现行元素周期表族的特点 列序号 1 2 13 14 15 16 17 最外层电子数 1 2 3 4 5 6 7 族序数 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA ②副族：完全由 周期元素构成，共 个。 列序号 3 4 5 6 7 11 12 族序数 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB ⅠB ⅡB ③Ⅷ族：占据元素周期表的第 共3个纵列。 ④0族：在元素周期表的第 列。 【得分速记】 （1）元素周期表的特殊位置： ①镧系：在元素周期表的第六周期ⅢB族，共15种元素。 ②锕系：在元素周期表的第七周期ⅢB族，共15种元素。 ③过渡元素，又称过渡金属：指ⅢB~ⅡB族元素，包括所有副族元素和Ⅷ族元素。 ④常见族的别名：ⅠA称为碱金属(除H外)，ⅡA称为碱土金属，ⅤA称为氮族元素，ⅥA称为氧族元素，ⅦA称为卤素，0族称为稀有气体元素。 （2）元素“序数差”规律： ①同周期：相邻主族元素除第ⅡA族和第ⅢA族外，其余同周期相邻元素序数差为1；同周期第ⅡA族和第ⅢA族为相邻元素，其原子序数差为：第二、第三周期相差1，第四、五周期相差11，第六、第七周期相差25。 ②同主族：相邻元素第二、第三周期的同族元素原子序数相差8；第三、第四周期的同族元素原子序数相差有两种情况：第IA族和第ⅡA族相差8，其它族相差18；第四、第五周期的同族元素原子序数相差18；第五、第六周期的同族元素原子序数镧系之前相差18，镧系之后相差32；第六、第七周期的同族元素原子序数相差32。 ③奇偶差规律：元素的原子序数与该元素在周期表中的族序数和该元素的主要化合价的奇偶性一致。若原子序数为奇数时，主族族序数、元素的主要化合价均为奇数，反之则均为偶数（但要除去有多种价态的元素）。零族元素的原子序数为偶数，其化合价视为0。 ◆二、元素周期律 1．元素的原子结构的周期性变化 （1）原子序数 ①概念：按照 由小到大的顺序给元素依次编号，这种编号叫作原子序数。 ②与其他量的关系：原子序数＝ 。 （2）1～18号元素原子最外层电子排布变化规律 原子序数 电子层数 最外层电子数 结论 1→2 1 1→2 同周期由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加(1→8) 3→10 2 1→8 11→18 3 1→8 【规律】除H、He外，元素随着原子序数的递增，原子最外电子层数 出现从1递增到 的变化，说明元素原子的最外层电子数出现 变化。如图： （3）1～18号元素原子半径的变化规律(稀有气体除外) 原子序数 原子半径(nm) 结论 1→2 …… 同周期由左向右元素的原子半径逐渐 (不包括稀有气体) 3→9 0.152→0.071大→小 11→17 0.186→0.099大→小 【规律】随着核电荷数的递增，元素的原子半径呈现 变化，原子序数为3~9号及11~17号的元素的原子半径依次 。如图： 2．元素主要化合价的周期性变化 1～18号元素的主要化合价规律 原子序数 主要化合价 结论 1→2 ＋1→0 ①同周期由左向右元素的 逐渐升高(＋1→＋7，O和F 最高正价)； ②元素的最低负价由 族的－4价逐渐升高至ⅦA族的 价； ③最高正价＋|最低负价|＝8 3→9 最高价＋1→＋5(不含O、F) 最低价－4→－1 11→17 最高价＋1→＋7 最低价－4→－1 【规律】 1~18号元素的最高正化合价的变化规律是呈现从+1~+7的 变化，其中O、F 元素没有最高正化合价，最低负化合价的变化规律是呈现从-4~-1的 变化。如图： 本质原因：随着核电荷数的递增，原子的 呈周期性变化。 3．同周期元素性质的递变规律 （1）元素的金属性变化规律 ①判断元素金属性强弱的方法 比较方法 结论 根据原子结构 原子半径 (电子层数 )，最外层电子数 ，元素的金属性越强 ♦金属单质与水(或酸)反应置换氢的难易 越 置换出H2，元素的金属性越强 ♦最高价氧化物水化物的碱性 碱性 ，元素的金属性越强 金属与盐溶液的置换反应 若金属单质A与金属B的盐溶液反应置换出B单质，则A元素的金属性 于元素B 金属单质的还原性(或金属阳离子的氧化性) 一般单质的还原性 (或金属阳离子的氧化性 )，元素的金属性越强 单质与同种非金属反应的难易 单质越易反应，元素的金属性 ，如由反应Fe＋SFeS，2Na＋S=Na2S，知金属性：Na>Fe ②实验探究钠、镁、铝的金属性强弱 实验内容 实验现象及方程式 实验结论 将一小块钠放入滴有酚酞冷水的小烧杯中 常温下，反应剧烈，酚酞变红色 金属失电子的能力： ，即金属性：Na>Mg>Al 将除去氧化膜的镁条、铝片分别放入滴有酚酞冷水的试管，然后加热试管 ①镁与水：常温下，没有明显的变化；加热，反应缓慢，酚酞变浅红色，化学方程式Mg＋2H2OMg(OH)2↓＋H2↑ ②铝与冷水、热水看不到明显的变化 将除去氧化膜的镁条、铝片分别放入盛有少量稀盐酸的试管 ①镁与稀盐酸：反应剧烈，生成大量气体，离子方程式：Mg＋2H＋===Mg2＋＋H2↑ ②铝与稀盐酸：反应较剧烈，生成气体，离子方程式：2Al＋6H＋===2Al3＋＋3H2↑ ③实验探究NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3碱性强弱 实验操作 沉淀溶解情况 沉淀逐渐溶解 沉淀逐渐溶解 沉淀溶解 沉淀不溶解 相关反应方程式 Al(OH)3＋3HCl ===AlCl3＋3H2O Al(OH)3＋NaOH ==NaAlO2＋2H2O Mg(OH)2＋2HCl == MgCl2＋2H2O 实验结论 NaOH是 碱，Mg(OH)2是 碱，Al(OH)3是 物，三者的碱性依次 ，则金属性：Na>Mg>Al。 （2）元素的非金属性变化规律 ①判断元素非金属性强弱的方法 比较方法 结论 根据原子结构 原子半径 (电子层数 )，最外层电子数 ，元素的非金属性越强 ♦单质与H2化合的难易(氢化物的稳定性) 单质与H2化合越 、形成的气态氢化物越 ，其对应元素的非金属性越强 ♦最高价氧化物水化物的酸性 酸性 ，其对应元素的非金属性越强 非金属与盐溶液的置换反应 若非金属单质A与非金属B的盐溶液反应置换出B单质，则A元素的非金属性 于B元素 单质的氧化性(或非金属阴离子的还原性) 一般单质氧化性 (或非金属阴离子的还原性 )，对应元素的非金属性越强 单质与同种金属反应的难易 单质 反应，元素的非金属性 ，如由反应Cu＋Cl2CuCl2，2Cu＋SCu2S，知非金属性：Cl>S ②硅、磷、硫、氯元素的非金属性强弱比较 原子 Si P S Cl 最高正价 ＋4 ＋5 ＋6 ＋7 最低负价 －4 －3 －2 －1 单质与H2 化合的条件 高温 较高温度 需加热 点燃或光照 从Si到Cl，与H2化合越来越容易 气态氢化物 的稳定性 SiH4很不稳定 PH3不稳定 H2S较不稳定 HCl稳定 从Si到Cl，气态氢化物的稳定性越来越强 最高价氧化物 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 最高价氧化物对应水化物的酸性强弱 H4SiO4或H2SiO3弱酸 H3PO4中强酸 H2SO4强酸 HClO4最强无机酸 结论 从Si到Cl，最高价氧化物对应水化物的酸性 →从Si到Cl，元素得电子能力 ，非金属性逐渐增强 4．同主族元素性质的递变规律 （1）碱金属元素 ①物理性质的相似性和递变性 碱金属单质 颜色和状态 密度／g·cm－3 熔点／℃ 沸点／℃ 锂（Li） 银白色、柔软 0.534 180.5 1347 钠（Na） 银白色、柔软 0.97 97.81 882.9 钾（K） 银白色、柔软 0.86 63.65 774 铷（Rb） 银白色、柔软 1.532 38.89 688 铯（Cs） 略带金属光泽、柔软 1.879 28.40 678.4 相似性 除铯外，其余都呈 色；都比较柔软； 延展性；导电性和导热性都 ；碱金属的密度都比较小，熔点也都比较低。 递变性 随着核电荷数的递增，碱金属单质的密度依次 （钾除外）；熔沸点逐渐降低。 ②化学性质的相似性和递变性（钠、钾为例） 实验内容 现象 结论或解释 与氧气反应 钠在空气中燃烧 钠开始熔化成闪亮的小球，着火燃烧，产生黄色火焰，生成淡黄色固体 化学方程式：2Na+O2Na2O2 钾在空气中燃烧 钾开始熔化成闪亮的小球，剧烈反应，生成橙黄色固体 化学方程式：K+O2KO2（超氧化钾） 碱金属与水反应 钠与水的反应 钠块浮在水面，熔化成闪亮小球，四处游动嘶嘶作响，最后消失 化学方程式：2Na+2H2O== ↑ 钾与水的反应 钾块浮在水面，熔成闪亮的小球，四处游动，嘶嘶作响，甚至轻微爆炸，最后消失 化学方程式：2K+2H2O== ↑ 相似性 ①碱金属都是活泼金属，均易 1个电子，在化合物中均为 价；②单质均能与非金属单质(O2、Cl2)反应；③单质均能与水反应（用R表示单质），反应通式： ；④单质均能与酸反应，反应通式： ↑；⑤碱金属的最高价氧化物(R2O)对应的水化物(ROH)，一般都具有 性。 递变性 ①碱金属都能与水反应，从Li~Cs，反应越来越 ；②LiOH、NaOH、KOH、RbOH的碱性逐渐 ，随着核电荷数的递增，碱金属元素的金属性逐渐增强。 （2）卤族元素 ①单质物理性质的相似性和递变性 卤素单质 颜色和状态 密度 熔点／℃ 沸点／℃ F2 淡黄绿色气体 1.69 g / L（15℃） －219.6 －188.1 Cl2 黄绿色气体 3.215 g / L（0℃） －101 －34.6 Br2 深红棕色液体 3.119 g / cm3（20℃） －7.2 58.78 I2 紫黑色固体 4.93 g / cm3 113.5 184.4 相似性 均有色，熔、沸点 ， 熔与水（F2与水剧烈反应）。 递变性 ①随着核电荷数的递增，卤素单质的颜色逐渐 ；②状态由气→液→固；③密度逐渐 ；④熔沸点都较低，且逐渐升高。 ③单质化学性质的相似性和递变性（与H2化合） F2＋H2＝2HF 在暗处能剧烈化合并发生 ，生成的氟化氢很稳定 Cl2＋H22HCl 光照或点燃发生反应，生成氯化氢较稳定 Br2＋H22HBr 加热至一定温度才能反应，生成的溴化氢较稳定 I2＋H22HI 不断加热才能缓慢反应；碘化氢 ，在同一条件下同时分解为H2和I2，是 反应 5．元素周期律 （1）概念：元素的性质随着元素核电荷数的递增呈 变化的规律。 （2）内容：随着元素核电荷数的递增，元素的 (稀有气体除外)、元素的 、元素的 都呈现周期性变化。 （3）实质：元素性质的周期性变化是元素原子 的必然结果。 【得分速记】 （1）主族元素主要化合价的确定方法 ①最高正价＝ (O、F除外)。 ②最低负价＝ (H、O、F除外)。 ③H最高价为 ，最低价为 ；O最低价为 ；F 正化合价，最低价为 。 （2）碱金属单质性质的相似性和递变性 ①单质都能与氧气等非金属单质反应，生成对应的 等化合物； ②都能与水反应，生成对应的 和 ； ③随着核电荷数的递增，碱金属单质与氧气、水等物质的反应越来越 。 4Li+O22Li2O 、2Na+O2Na2O2、2Na+2H2O==2NaOH+H2↑、2K+2H2O==2KOH+H2↑ （3）卤素的特殊性 ①氟 正价， 含氧酸，氟的化学性质特别 ，遇水生成HF和O2，能与稀有气体反应，氢氟酸能腐蚀 。氟化银 于水，无感光性。 ②氯气易 ，次氯酸具有 作用，且能杀菌消毒。 ③溴是常温下唯一 态非金属单质，溴易挥发，少量溴保存要加水液封，溴对橡胶有较强 作用。 ④碘为 色固体，易 ，碘单质遇淀粉变 。 6．微粒半径的大小比较—“四同法” （1）同周期——“序大径小”：同周期主族元素，从左往右，原子半径逐渐 。 （2）同主族——“序大径大”：同主族元素，从上到下，原子(或离子)半径逐渐 。 （3）同元素不同微粒半径 ①同种元素的原子和离子半径比较——“阴大阳小”。某原子与其离子半径比较，其阴离子半径 该原子半径，阳离子半径 该原子半径。如：r(Na+)<r(Na)；r(Cl−) >r(Cl)。 ②同种元素不同价态的阳离子半径比较规律——“数大径小”。带电荷数越多，粒子半径越小。如：r(Fe3+)<r(Fe2+)<r(Fe)。 （4）同结构——“序大径小”：电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径 。 【提醒】微粒半径的大小比较—“三看” “一看”电子层数:当电子层数不同时,电子层数越多,半径越大。 “二看”核电荷数:当电子层数相同时,核电荷数越大,半径越小。 “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。 所带电荷、电子层均不同的离子可选一种离子参照比较。例：比较r(Mg2+)与r(K+)可选r(Na+)为参照，可知r(K+)>r(Na+)>r(Mg2+)。 ◆三、元素周期表的应用 1．推测元素及其化合物的性质 （1）比较不同周期、不同主族元素的性质。如： 金属性：Mg>Al、Ca>Mg，则根据碱性：Mg(OH)2>Al(OH)3、Ca(OH)2>Mg(OH)2，可得碱性： 。 （2）推测陌生元素的某些性质。如： ①已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2 溶； ②根据卤族元素的性质递变规律，可推知砹(At2)应为 固体，与氢 化合，HAt不稳定，其水溶液呈 性，AgAt 溶于水等。 2．在科技生产中的应用 某元素通常与它的同族元素、相邻同周期元素性质相似，在自然界中以共生矿形式存在。根据在周期表位置，寻找地壳含量较大或分布较集中的元素的矿床，如铂会存在于金矿。如图： ①在过渡元素（副族和Ⅷ族）中寻找优良的 。 ②在过渡元素中寻找 的合金材料。 ③研究元素周期表右上角的元素，合成 。 ④位于第六周期ⅥB的钨是 最高的金属，位于第四周期ⅣB的钛，密度小、耐高温、耐腐蚀，适应于制造火箭发动机壳体、人造卫星壳体等。 3．判断元素金属性与非金属性强弱 （1）同周期(从左到右)：核电荷数逐渐增大，原子半径逐渐 ，失电子能力 ，得电子能力 ，元素金属性 ，非金属性 。 （2）同主族(自上而下)：核电荷数逐渐增大，原子半径逐渐 ，失电子能力 ，得电子能力 ，元素金属性 ，非金属性 。 （3）元素周期表的金属区和非金属区： ①分界线的划分：沿着周期表中B、Si、As、Te、At跟Al、Ge、Sb、Po之间画一条斜线，斜线的左边是 元素，右边是 元素。 ②分界线附近的元素，既能表现出一定的 ，又能表现出一定的 ，故元素的金属性和非金属之间没有严格的界线。 ③元素周期表中左下方是金属性最强的元素铯，右上方是非金属性最强的元素氟。 知识点2 原子结构 ◆一、原子的构成 1．原子核的构成 （1）原子的构成：按照现代原子结构理论，原子是由带正电的 和带负电的 构成。如碳原子： （2）原子核的构成：原子核是由 和 构成的，质子带 电，中子不带电。 （3）质量数：将原子核内所有的 和 的相对质量取整数值， 所得的数值。 （4）原子的表示符号：X表示质子数是Z，质量数为A的一种X原子。 2．两个主要关系 （1）质量关系：质量数(A)＝ 。 （2）电性关系： 原子：原子序数＝ ； 阴离子：质子数＝ ； 阳离子：质子数＝ 。 3．原子结构的探索历程 ( 认为万物都是由间断的、不可分割的微粒即 原子 构成的， 原子 的结合和分离是万物变化的根本原因。 ) ( 古代原子学说 德谟克利特 （ 古希腊） ) ( 原子学说，他认为原子是 实心 球体，原子不能被创造，也不能被毁灭，在化学变化中 不可再分割 并保持本性不变。 ) ( 近代原子学说 道尔顿 （ 英国） ) ( 1897 年发现了原子中存在 电子 ， 他认为原子是由更小的微粒构成的，使人们认识到原子是 可以 再分的 。 ) ( “葡萄干面包式” 汤姆生 （ 英国） ) ( 根据α粒子散射现象，指出原子是由 原子核 和 核外电子 构成的， 原子核 带正电荷，它几乎集中了原子的全部质量，但只占有很小的 体积， 核外电子 带负电荷，在原子核周围空间作 高速运动。 ) ( 带核原子结构模型 卢瑟福 （ 英国） ) ( 原子核外电子在原子核外空间内一系列稳定的轨道上 绕核 作高速运动，每个轨道都具有一个确定的 能量 值，运动时，既不放出 能量 ，也不吸收 能量 。 ) ( 轨道原子结构模型 玻尔 （ 丹麦） ) ( 20世纪末和21世纪初 ， 电子 在原子核外很小的空间内做高速运动，其运动规律与一般物体不同，没有确定的 轨道 。 ) ( 电子云模型 薛定谔（奥地利） ) 【提醒】①原子的结构：原子是由原子核以及核外电子构成的，而原子核又由质子和中子构成。相对于原子而言，原子核的体积很小，电子都在核外进行高速运动。原子的质量几乎都集中在原子核上，电子的质量可以忽略，而质子和中子的质量近似相等。 ②原子结构模型是科学家根据科学猜想和分析，通过对原子结构的形象描摹而建构的揭示原子本质的认知模型，人类认识原子的历史是漫长的，也是无止境的。 ③目前，科学家已经能利用电子显微镜和扫描隧道显微镜摄制显示原子图像的照片，随着现代科学技术的发展，人类对原子的认识过程还会不断深化。 ◆二、核素 1．元素、核素、同位素的概念辨析 元　素 核　素 同位素 概 念 具有相同 (质子数)的同一类 的总称 具有一定数目的 和一定数目的 的一种原子 相同而 不同的同一种元素的不同 或同一种元素的不同核素 范 围 宏观概念，对同类原子而言，既有游离态又有化合态 微观概念，对某种元素的一种原子而言 微观概念，对某种元素的原子而言。因同位素的存在而使原子种类 元素种类 联系 特 性 主要通过形成的单质或化合物来体现 不同的核素可能质子数相同，或中子数 ，或质量数 ，或各数均不相同 同位素(之间)质量数 ，化学性质基本相同 实 例 氢元素、氧元素 H、H、N、C、 Mg是不同的核素 H、H、H为氢元素的同位素 2．氢元素的三种核素比较 H(氕) H(氘) H(氚) 俗称 － 重氢 超重氢 符号 H D T 质子数 1 1 1 中子数 0 1 2 3．同位素的应用 （1）14C在考古工作中用于测定文物的年代； （2）U用于制造原子弹、核发电； （3）H、H用于制造氢弹； （4）放射性同位素释放的射线可用于育种、治疗恶性肿瘤等。 ◆ 三、相对原子质量 1．概念辨析 （1）原子(即核素)的相对原子质量：一个原子(即核素)的质量与 原子质量的的比值。如一个12C的质量约为 1.993×10—26 kg，一个16O 的质量约为 2.656×10—26 kg，则该氧原子的相对原子质量是： 2.656×10—26 kg/( 1.993×10—26 kg×1/12)≈15.992 （2）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 百分比算出的平均值 M=M1×a1%+M2×a2%+ M3×a3%+ Mn×an%。如Ar(Cl)＝Ar(35Cl)×a%＋Ar(37Cl)×b%。 （3）原子的近似相对原子质量：原子相对原子质量取 ，相当于 ，等于质子数与中子数之和。 （4）元素的近似相对原子质量：用元素各核素 算出的 值。如氯有和两种氯原子（核素），则氯元素的近似相对原子质量Ar(Cl)=35×a%＋37×b%。（其中，a%和b%为两种氯原子的原子个数百分比）。 2．微粒间的数量关系 （1）阳离子的核外电子数＝ 。 （2）阴离子的核外电子数＝ 。 3．元素“位、构、性”三者的关系 （1）“位、构、性”关系：元素在周期表中的位置，反映了元素的原子结构和元素 的 ，而根据元素的原子结构又可推测它在元素周期表中的 和 ，三者之间的关系如图所示。 （2）解答元素推断题的一般思路 ①由元素原子或离子的核外电子排布推断 ②由元素单质或化合物的性质(特性)推断 ③由元素在周期表中的位置推断 知识点3 核外电子排布 ◆ 一、核外电子排布的规律 1．电子层与能量 各电子层(由内到外) 序号(n) 1 2 3 4 5 6 7 符号 K L M N O P Q 与原子核的距离 由近到远 能量 由低到高 2．原子核外电子排布的一般规律 （1）能量规律（能量最低原理）：核外电子总是尽可能先排布在 电子层上，然后依次由 向 排布在能量 的电子层上。 （2）数量规律： ①每层最多容纳 个电子（n 代表电子层数）。例如，K 层（n=1）最多容纳 2×12=2 个电子，M 层（n=3）最多容纳 2×32=18 个电子。 ②最外层电子数目不超过 个（K层为最外层时不超过 个）。当最外层电子数达到 8（K 层为 2）时，就达到第 18 族（稀有气体元素）的 结构。 ③次外层电子数目不超过 个，倒数第三层电子数目不超过 个。 ◆ 二、结构示意图和电子式 1．结构示意图 （1）原子结构示意图（以钠原子为例）： ①用小圆圈和圆圈内的符号及数字表示 和 。 ②用弧线表示 。 ③弧线上的数字表示该电子层上的 。 ④原子结构示意图中，核内质子数 核外电子数。 （2）离子结构示意图： ①当主族中的金属元素原子 最外层所有电子变为离子时，电子层数 一层，形成与上一周期 元素原子相同的电子层结构(电子层数相同，每层上所排布的电子数也相同)。如 ②非金属元素的原子 电子形成简单离子时，形成和 周期 元素原子相同的电子层结构。如 （3）数量关系： ①原子：核外电子数＝ ＝ 。如N原子，核外电子数为7。 ②阳离子：核外电子数＝ 。如Na＋的结构示意图：，核外电子数为10。 ③阴离子：核外电子数＝ 。如S2－的结构示意图：，核外电子数为18。 2．电子式 （1）定义：常在元素符号周围用小黑点（或 ×）来表示元素原子的 的电子，这种图式称为电子式。 （2）原子、离子、离子化合电子式的书写方法 原子 书写 规则 先写出元素符号，再在元素符号的周围用“.”或“×”来表示原子的 电子数，但应注意①一个“”或“”代表一个电子，原子的电子式中“”(或“”)的个数即原子的最外层电子数。②同一原子的电子式 既用“”又用“”表示。 示例 简单 离子 书写 规则 ①简单阳离子是原子失去最外层电子后形成的，其电子式就是 。 ②简单阴离子得到电子后最外层一般为8电子结构，书写时要在元素符号周围标出 ，用“[ ]”括起来，并在右上角注明所带 。 注意：复杂的阳离子用“[　]”加电荷数表示。如铵根离子等。 示例 Na+ Mg2+ Al3+ 离子 化合物 书写 规则 离子化合物的电子式由 的电子式组成，相同的离子不合并，阴阳离子 排列，将阴阳离子( 在前， 在后.)拼在一起。 示例 （3）用电子式表示离子化合物的形成过程 ①用电子式表示离子化合物的形成过程中不但要表示出离子化合物的 ，还要同时写成 的形式。 ②反应物均用 的电子式表示，而不是用分子式或分子的电子式表示，且反应物中相同原子 合并写。生成物是 的电子式，且化合物中相同原子 分开写； ③反应物和生成物之间用 而不用 表示，形成 质量守恒定律； ④得失电子的原子之间要用弯箭头“”表示出电子 （可不用）。如、氯化钠、氯化镁的形成过程：究 、 【得分速记】 ①一个“·”或“×”代表一个电子，原子的电子式中“·”(或“×”)的个数即原子的最外层电子数。 ②“[　]”在所有的阴离子、复杂的阳离子中出现。 ③在化合物中，如果有多个阴、阳离子，阴、阳离子必须是间隔的，即不能将两个阴离子或两个阳离子写在一起，如CaF2要写成，不能写成，也不能写成。 ④用电子式表示化合物形成过程时，由于不是化学方程式，不能出现“==”。“→”前是原子的电子式，“→”后是化合物的电子式。 ◆三、核外电子排布与元素周期律 1．元素的化学性质与原子核外电子排布 （1）元素的性质与原子核外电子排布：元素的性质与原子的核外电子排布密切相关，元素的化学性质主要取决于原子的 ，元素的化合价的数值也与原子的电子层结构特别是 有关。 （2）金属元素与化合价：钠、镁、铝等活泼金属元素原子最外层电子数一般小于 ，较易 电子，化合价常显 价，且正化合价＝失电子数＝ 。 （3）非金属元素与化合价：非金属元素原子最外层电子数一般大于或等于 ，通常易 电子，在化合物中化合价常显 价，且负化合价＝－(得电子数) ＝ 。 【得分速记】 ①稳定结构：原子最外层有8个电子(He为2)处于稳定状态，既不容易失去电子又不容易得到电子，化学性质稳定(如He、Ne、Ar)。 ②不稳定结构：原子容易失去电子或得到电子转化为最外电子层上为8(有些为2)个电子的稳定结构(如易失电子的金属元素、易得电子的非金属元素)。 2．同周期、同主族元素的性质的递变规律 （1）同主族元素的氢化物及其最高价含氧酸 主族 ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 氢化物 RH4 RH3 H2R HR 最高价氧化物对应的水化物 H2RO3或H4RO4 H3RO4或HRO3 H2RO4 HRO4 （2）同周期（第三周期）元素最高价氧化物对应水化物 元素 Na Mg Al Si P S Cl 化学式 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H4SiO4 (H2SiO3) H3PO4 H2SO4 HClO4 酸碱性强弱 强碱 中强碱 两性氢氧化物 弱酸 中强酸 强酸 酸性更强 （3）同周期、同主族元素性质的变化规律(0族除外) 项目 同周期(从左至右) 同主族(自上而下) 电子层数 相同 逐一增加 最外层电子数 逐一增加(除第一周期外均为1～7) 相同 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 得电子能力 逐渐增强 逐渐减弱 失电子能力 逐渐减弱 逐渐增强 氧化性 逐渐增强 逐渐减弱 还原性 逐渐减弱 逐渐增强 金属性 逐渐减弱 逐渐增强 非金属性 逐渐增强 逐渐减弱 最高价氧化物对应水化物的酸、碱性 碱性逐渐 ，酸性逐渐增强 碱性逐渐 ，酸性逐渐减弱 非金属形成气态氢化物难易程度 由难到易 由 到难 气态氢化物稳定性 逐渐增强 逐渐减弱 化合价 最高正价由(＋1)～(＋7)价，负价(－4)～(－1) 最高正价=主族序数， 最低负价=－(8－族序数) 【得分速记】 短周期主族元素的某些特殊性质： ①氢元素：原子半径最小的元素（最大的是钠元素）；气体单质密度最小的元素；元素原子的原子核中只有质子没有中子的元素是氢元素；原子序数、电子层数、最外层电子数都相等的元素是氢元素。 ②氟元素：与水反应最剧烈的非金属单质；气态氢化物最稳定元素；只有负价而无正价的元素。 ③钠元素：与水反应最剧烈的金属单质；最高价氧化物对应水化物碱性最强的元素。 ④最高价氧化物对应水化物酸性最强的元素。 知识点4 化学键 ◆一、化学键 1．原子间的相互作用 当两个原子间距离较 时，由于一个原子的原子核和另一个原子的核外电子所带电荷的电性是 的，因此主要表现为 ；当两个原子间距离较 时，由于两个原子的原子核所带的都是正电荷，核外电子所带的都是负电荷，因此主要表现为 ；当两个原子保持一定距离时，相互吸引和相互排斥的作用处于平衡，这样就形成稳定的化学键。 2．化学键的定义 分子或晶体中直接相邻的微粒之间 称为化学键。 【注意】 ①“直接相邻”的原子（包括离子）间存在化学键，非直接相邻的微粒间无化学键作用。如H2O分子中的两个氢原子和氧原子是直接相邻，存在化学键，而两个氢原子之间不直接相邻，它们之间不存在化学键。 ②成键微粒的“相互作用”不能只理解为相互吸引，它还应包括相互排斥，它是相互吸引和相互排斥的平衡。如：在氯化钠晶体中Na+与Cl-既有正负电荷间的吸引力，同时Na+核与Cl-核、Na+核外电子与Cl-核外电子之间存在排斥力，当吸引力与捧斥力平衡时，就形成了氯化钠晶体。 3．化学键的类型及比较： 键型 成键的微粒 特征 形成物质 离子键 负离子、正离子 无方向性，无饱和性 离子化合物 共价键 原子 有方向性，有饱和性 单质或共价化合物 金属键 自由电子、正离子、中性原子 无方向性 金属或合金 ◆二、离子键 1．离子键的概念：正负离子间通过静电作用所形成的化学键叫做离子键。 【注意】(1)“静电作用”包括静电吸引力和排斥力。如：负离子的负电荷与正离子的正电荷的吸引力，一种离子的核电荷吸引另一种离子的核外电子；两种离子的核外电子与核外电子及核与核之间都有排斥力，当吸引与排斥达到平衡时，即形成了离子键。 (2)由于离子键是吸引与排斥的平衡，所以阴、正离子间不能无限地靠近，也不能相距很远，两者之间的距离称为核间距。当离子晶体熔化或溶于水时，离子键被破坏，这时离子可以自由移动，离子之间应该保持的距离也被破坏了。 2．离子键的形成条件 【注意】(1)活泼金属元素（Li、Na、K、Mg、Ca、Ba等）的单质在反应中容易失去电子形成正离子；活泼的非金属元素（如F、O、Cl、Br、I、S等）的单质在反应中容易获得电子形成负离子，它们之间形成离子键。 (2)金属正离子或NH4+与某些带电的原子团（如OH-、SO42-、CO32-、NO3-、O22-等）也是形成离子键。 (3)活泼的金属（如K、Na、Ca、Ba等）与H2反应生成的KH、NaH、CaH2中，金属正离子与H-也形成离子键。 3．离子键的特征 既无 又无 。因为离子是球形对称的，只要空间条件许可，它可以从不同方向同时吸引几个带相反电荷的离子。如在CsCl晶体中，一个Cs+同时吸引8个Cl-，一个C1-也同时吸引8个Cs+。 4．影响离子键强弱的因素 (1)离子电荷（主要因素）：离子电荷越多，作用越强。 (2)离子半径（次要因素）：离子半径越小，作用越强。 (3)离子的极化程度（次要因素，在高中阶段一般忽略不计）。 5．电子式的书写 (1)原子的电子式：在元素符号周围点出最外层电子数。如： H• Na• •Mg• •Ca• 氢原子 氯原子 氧原子 钠原子 镁原子 钙原子 (2)离子的电子式 正离子的电子式就是正离子符号。如Mg2+、Al3+等。 负离子的电子式，点出负离子最外层电子，并用“[ ]”括上。如 原子团的电子式：OH -的电子式为 (3)非金属单质的电子式：N2： Cl2： H2 ： H:H (4)离子化合物的电子式，就是阴、正离子的电子式组成。如 NaCl： Na+ MgBr2： -Mg2+ (5)共价化合物的电子式，要考虑成键的原子的最外层电子及由多少对共用电子才能形成8电子（或2电子）的稳定结构。如NH3的电子式为 6.离子的结构特征 （1）电子层结构：绝大多数单核离子是饱和的，如：F-、S2 -、Cl-、Na+、Mg2+、Al3+等，有少数是不饱和的，如Fe2+等。 （2）所带电荷：负离子带负电荷，正离子带正电荷。电荷数是由形成离子时所得、失电子数决定的。 （3）离子半径 影响离子半径的因素主要有三个方面：①电子层数；②核电荷数；③核外电子数 ①正离子半径小于相应的原子半径，负离子半径大于相应的原子半径。如r(Al3+)<r(Al)；r(O2-)>r(O)。 ②电子层数越多离子半径越大。如r(Li+)<r(Na+)；r(Mg2+) <r(S2-)。 ③具有相同电子层结构的离子，随核电荷数的增加逐渐减小。如r(S2-）>r(C1-)>r(K+)>r(Ca2+)。 ④高价正离子半径小于低价正离子半径，如r(Fe3+)<r(Fe2+)。 7.离子化合物 （1）离子化合物的概念：由离子键形成的化合物一定是离子化合物（或由离子构成的化合物）。如强碱、大多数的盐、活泼金属的氧化物。 （2）离子化合物的构成微粒：正离子、负离子 （3）离子化合物中存在的作用力：一定存在离子键，可能有共价键（包括极性共价键和非极性共价键）。如NaOH中Na+与OH-靠离子键结合，而OH-中O原子与H原子靠共价键结合。 （4）离子化合物的特征： ①离子化合物在气化成气态时，以分子形式存在，但在常温下，离子化合物总是以固态形式存在。所以，离子化合物在固态时无“分子式”，只有“化学式”。 ②一般来说，离子化合物在水溶液中和熔化状态下（受热易分解的离子化合物除外）均能产生自由移动的离子，所以均能导电，而离子化合物若以固态形式存在时，尽管有阴、正离子，但它们只被局限在一定空间振动，不存在自由移动的离子，所以，离子化合物在固态时不导电。 ③离子化合物（离子晶体）的熔沸点、硬度一般较高。 （5）用电子式表示离子化合物的形成过程 NaCl的形成过程： MgBr2的形成过程： Na2O2的形成过程： ◆三、共价键 1．共价键的概念 原子间通过共用电子对或电子云的有效重叠所形成的化学键叫共价键。 2．共价键的形成条件 一般是非金属原子之间，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共用电子对形成共价键。有些金属原子与非金属原子间也可以形成共价键，如AlCl3中的Al原子与Cl原子之间就形成共价键。 3．共价键的实质：共用电子对的作用或电子云的 。 4．共价键的特征：既有 又有 。 5．共价键的类型 ①一般共价键 极性键：不同原子间形成的共价键。如HC1中H与Cl之间是极性键。 非极性键：同种原子间形成的共价键。如Cl2中Cl与Cl之间是非极性键。 共价键特殊共价键——配位键：共用电子对由某原子单方面提供与另一原子（或离子）共用，所形成的特殊共价键。 在不同种元素原子形成的极性键中，由于不同元素原子吸引电子能力不同，所以共用电子对偏向吸引电子能力强的原子一方，偏向程度越大，键的极性越强；而在非极性键中，成键的是同种元素原子，吸引电子的能力相同，所以共用电子对不偏向任何一方。 6．共价键的表示方法：一般用电子式和结构式表示。 (1)电子式：例如、 (2)结构式：用一条短线表示一对共用电子的式子就是结构式。如Cl2的结构式为Cl—Cl；H2O的结构式为H-O-H；CO2的结构式为O=C=O；HC1O的结构式为H-O-Cl等。 7．共价键的键参数 (1)键能 断开1 mol共价键所吸收的能量或形成1 mol共价键所放出的能量，称为该共价键的键能。键能的大小决定共价键的相对强弱。键能越大，共价键越牢固，对应的分子一般越稳定。如H-F、H-Cl、H-Br、H-I的键能依次为565 kJ/mol、431 kJ/mol、362 kJ/mol、299 kJ/mol，所以气态卤化氢的稳定性HF> HCl> HBr> HI。 (2)键长 两成键原子核之间的平均距离叫键长。键长也可定性决定共价键的相对强弱。键长越短_+键能较大_+键越牢固一分子相对稳定。如：H-F、H-Cl、H-Br、H-I的键长依次为0.092 nm、0.128 nm、0.141 nm、0.162 nm，所以稳定性是HF> HCl> HBr> HI。成键原子的半径的大小定性决定键长的长短。 (3)键角 分子中相邻的键和键之间的夹角叫键角。它决定分子的空间构型和分子的极性。如H2O、NH3、CH4、CO2的键角是104°18’、107.5°、109°28’、180°，故分子的空间形状分别是：v型、三角锥型、正四面体、直线型。 8．书写共价化合物和单质的电子式时，必须注意的问题： (1)关键在于会根据元素的最外层电子数达8电子稳定结构时所需要得到的电子数，进一步确定共用电子对数，如：PCl3分子中，P元素最外层为5个电子，若要达到8电子稳定结构，则还缺3个电子，故本身必须提供3个电子，形成三对共用电子对，而对于Cl元素来说，最外层为7个电子，若要达到8电子稳定结构，则还缺1 个电子，故本身必须提供1个电子，形成一个共用电子对，又因P需要三对，故共需要3个氯原子。 (2)在中学阶段，在书写共价键的电子式时，一般均满足2电子或8电子结构。所以写好电子式之后，检查一下每个原子是否达到2电子或8电子稳定结构。 (3)由于共价键的形成，没有发生电子得失，只是共用电子对，所以共价化合物或单质的电子式中不出现阴、正离子符号和[ ]号（原子团除外）。 9.共价化合物 （1）概念：只存在 称为共价化合物。 （2）构成微粒：原子。 （3）存在的作用力：只存在共价键，没有离子键和金属键，一般情况下存在分子间作用力。 （4）用电子式表示共价化合物的形成过程：（似H2、H2O的形成过程为例） HCl的形成过程： H•+ → 氯原子与氢原子通过共价键形成氯化氮分子（电子云的有效重叠） H2O的形成过程：H•+ + •H→ 10．共价化合物的特征： (1)绝大多数非金属元素之间所形成的化合物为共价化合物（铵盐等除外）。 (2)共价化合物当以固态形式存在时，绝大多数是分子晶体（如：CO2、H2O、HC1、H2S、H2SO4等），极少数是原子晶体（如：SiO2、SiC等）。若是分子晶体，则有分子式，若是原子晶体，则无分子式，只存在化学式。 (3)共价化合物一般只能在水溶液中发生电离，产生自由移动的离子，而在气态、固态或熔化状态（纯液态）时不能电离出自由移动的离子，只存在原子或分子。因此共价化合物一般只能在水溶液中导电，而在气态、固态或纯液态时不导电。 11．常见的共价化合物：非金属氧化物、非金属氢化物、酸等。 12．常见共价化合物和单质的电子式书写。 易错点01：注意同位素与同素异形体的区别 同位素是针对于同种原子而言的，同素异形体是针对不同单质而言。 易错点02：注意同位素的物理性质和化学性质 同一元素的各种同位素虽然质量数不同，但它们的化学性质几乎完全相同。同位素的不同原子构成的单质（或化合物）是化学性质几乎相同而物理性质不同的不同种单质（或化合物）。 易错点03：注意化学键与非化学键的区别 由于相邻的微粒之间的相互作用有强有弱，而化学键是一种“强烈”的相互作用，原子间较弱的相互作用不是化学键。如在水中，一个H2O中的氧原子与另一水分子中的氢原子也有作用，但它们的作用较弱，不是化学键而是氢键。 易错点04：不是所有的金属与非金属之间形成的是离子键 有些金属元素与非金属元素形成的化学键不是离子键，而是共价键，如AlCl3中铝与氯之间的化学键是共价键。 易错点05：微粒半径大小的比较规律 易错点06：10电子、18电子归纳 1.核外有10个电子的微粒： (1)分子：Ne、HF、H20、NH3、CH4。 (2)正离子：Mg2+、Na+、Al3+、NH4+、H30+ (3)负离子：N3-、O2-、F-、OH-、NH2-。 2．前18号元素的原子结构的特殊性 (1)原子核中无中子的原子1 H (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、Al。 (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、A1。· (7)电子总数为最外层电子数2倍的元素：Be。 方法01．注意元素周期表中的特殊的族 【解题通法】主族是由长周期元素和短周期元素共同构成的族，但由长周期和短周期构成的族也不一定是主族元素，如O族元素。只由长周期元素构成的族为副族。 【典型例题】下列叙述正确的是 A．每个周期均从金属元素开始，以非金属元素结束 B．除第一周期外，其他周期均有18种元素 C．副族元素中没有非金属元素 D．碱金属元素是指第ⅠA族的所有元素 方法02．同一主族的原子的化学性质递变 【解题通法】根据原子序数，推断新元素在元素周期表中的位置，及根据新元素所属族推断其性质是一种重要的考查形式，可以以卤族元素的原子序数为参照进行推断。同主族元素性质相似；元素周期表中位于对角线位置的元素性质相似，如Li与Mg、Be与Al、B与Si等；相邻元素性质差别不大。 【典型例题】溴( Br ) 与氯同属“卤族”元素， 其单质在性质上具有很大的相似性，但Cl2比 Br2的活泼性更强， 下面是根据氯的性质对溴的性质的预测， 其中正确的是 A．溴单质只具有氧化性 B．溴蒸气与氢气在加热下反应生成 HBr C．溴单质与 NaOH 溶液反应生成 NaBr 和 HBrO D．溴原子最外层有 7 个电子，在反应中容易得 l 个电子， 易被氧化 方法03．同位素相关概念辨析 【解题通法】质子数决定元素的种类；质子数和中子数决定原子的种类；同一元素的不同核素之间互称为同位素；同种元素可以有多种核素（同位素），所以元素的种数远少于原子的种数。同位素的应用：放射性育种，探测金属器件缺陷，保存食物，医疗，研究化学反应机理。 【典型例题】金刚石和石墨都是碳的单质，石墨在一定条件下吸收能量可以转化为金刚石。下列说法正确的是 A．金刚石比石墨稳定 B．金刚石与石墨互为同位素，两者间转化为氧化还原反应 C．等物质的量的石墨与金刚石，石墨具有的能量比金刚石的高 D．质量相等的石墨与金刚石完全燃烧，生成的二氧化碳一样多 方法04．电子式的书写规则 【解题通法】金属正离子的电子式：金属原子在形成正离子时，最外层电子已经失去，但电子式仅画出最外层电子，所以在画正离子的电子式时，就不再画出原最外层电子，但离子所带的电荷数应在元素符号右上角标出。所以金属正离子的电子式即为离子符号。如钠离子的电子式为Na+；镁离子的电子式为Mg2+，氢离子也与它们类似，表示为。非金属负离子的电子式：一般非金属原子在形成负离子时，得到电子，使最外层达到稳定结构，这些电子都应画出，并将符号用“［］”括上，右上角标出所带的电荷数，电荷的表示方法同于离子符号。 【典型例题】下列化学用语正确的是 A．离子结构示意图可以表示，又可以表示 B．的电子式： C．的电子式： D．的质量数为137，中子数为55 方法05．注意区分化学键与非化学键 【解题通法】“直接相邻”的原子（包括离子）间存在化学键，非直接相邻的微粒间无化学键作用。如H2O分子中的两个氢原子和氧原子是直接相邻，存在化学键，而两个氢原子之间不直接相邻，它们之间不存在化学键。由于相邻的微粒之间的相互作用有强有弱，而化学键是一种“强烈”的相互作用，原子间较弱的相互作用不是化学键。如在水中，一个H2O中的氧原子与另一水分子中的氢原子也有作用，但它们的作用较弱，不是化学键而是氢键。成键微粒的“相互作用”不能只理解为相互吸引，它还应包括相互排斥，它是相互吸引和相互排斥的平衡。如：在氯化钠晶体中Na+与Cl-既有正负电荷间的吸引力，同时Na+核与Cl-核、Na+核外电子与Cl-核外电子之间存在排斥力，当吸引力与捧斥力平衡时，就形成了氯化钠晶体。 【典型例题】下列物质均为离子化合物，且化学键类型相同的是 A．与 B．与 C．与 D．与 方法06．学会区分离子化合物和共价化合物 【解题通法】活泼金属元素（Li、Na、K、Mg、Ca、Ba等）的单质在反应中容易失去电子形成正离子；活泼的非金属元素（如F、O、Cl、Br、I、S等）的单质在反应中容易获得电子形成负离子，它们之间形成离子键。但有些金属元素与非金属元素形成的化学键不是离子键，而是共价键，如AlCl3中铝与氯之间的化学键是共价键。金属正离子或NH4+与某些带电的原子团（如OH-、SO42-、CO32-、NO3-、O22-等）也是形成离子键。活泼的金属（如K、Na、Ca、Ba等）与H2反应生成的KH、NaH、CaH2中，金属正离子与H-也形成离子键。 【典型例题】下列说法中正确的是 ①和的核外电子数相同，中子数不同，互为同位素 ②离子化合物都属于电解质 ③元素周期表里，主族元素所在的族序数等于原子核外电子数 ④稳定性： ⑤和溶于水破坏相同的作用力 ⑥离子化合物在熔融状态时能够导电 A．①②⑥ B．①②④ C．③④⑥ D．①④⑤ / 学科网（北京）股份有限公司 $$ 第4章 原子结构和化学键 知识点1 元素周期表和元素周期律 ◆一、元素周期表 1．元素周期表的编排原则 （1）诞生：1869年，俄国化学家门捷列夫绘制了第一张元素周期表。 （2）编排原则： ①横行：把电子层数目相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排列。 ②纵列：把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排列。 2．元素周期表的结构 （1）周期(横行)：把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序，从左至右排成的横行，称为周期。7个横行分别称为7个周期。 ①特点：每一周期从左到右核电荷数依次递增，但元素的电子层数相同，即周期序数＝电子层数。 ②分类：分为短周期和长周期。 ③现行元素周期表周期的特点： 短周期 长周期 电子层数 1 2 3 4 5 6 7 周期序数 1 2 3 4 5 6 7 元素种数 2 8 8 18 18 32 32 （2）族（纵列）：把最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序，从上至下排成的纵列，称为族。共18列，分为16个族。 ①主族：共7个，用A表示。 a.特点：由短周期和长周期元素共同构成，主族的序数＝最外层电子数。 b.现行元素周期表族的特点 列序号 1 2 13 14 15 16 17 最外层电子数 1 2 3 4 5 6 7 族序数 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA ②副族：完全由长周期元素构成，共7个。 列序号 3 4 5 6 7 11 12 族序数 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB ⅠB ⅡB ③Ⅷ族：占据元素周期表的第8、9、10共3个纵列。 ④0族：在元素周期表的第18列。 【得分速记】 （1）元素周期表的特殊位置： ①镧系：在元素周期表的第六周期ⅢB族，共15种元素。 ②锕系：在元素周期表的第七周期ⅢB族，共15种元素。 ③过渡元素，又称过渡金属：指ⅢB~ⅡB族元素，包括所有副族元素和Ⅷ族元素。 ④常见族的别名：ⅠA称为碱金属(除H外)，ⅡA称为碱土金属，ⅤA称为氮族元素，ⅥA称为氧族元素，ⅦA称为卤素，0族称为稀有气体元素。 （2）元素“序数差”规律： ①同周期：相邻主族元素除第ⅡA族和第ⅢA族外，其余同周期相邻元素序数差为1；同周期第ⅡA族和第ⅢA族为相邻元素，其原子序数差为：第二、第三周期相差1，第四、五周期相差11，第六、第七周期相差25。 ②同主族：相邻元素第二、第三周期的同族元素原子序数相差8；第三、第四周期的同族元素原子序数相差有两种情况：第IA族和第ⅡA族相差8，其它族相差18；第四、第五周期的同族元素原子序数相差18；第五、第六周期的同族元素原子序数镧系之前相差18，镧系之后相差32；第六、第七周期的同族元素原子序数相差32。 ③奇偶差规律：元素的原子序数与该元素在周期表中的族序数和该元素的主要化合价的奇偶性一致。若原子序数为奇数时，主族族序数、元素的主要化合价均为奇数，反之则均为偶数（但要除去有多种价态的元素）。零族元素的原子序数为偶数，其化合价视为0。 ◆二、元素周期律 1．元素的原子结构的周期性变化 （1）原子序数 ①概念：按照核电荷数由小到大的顺序给元素依次编号，这种编号叫作原子序数。 ②与其他量的关系：原子序数＝核电荷数＝核内质子数＝核外电子数。 （2）1～18号元素原子最外层电子排布变化规律 原子序数 电子层数 最外层电子数 结论 1→2 1 1→2 同周期由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加(1→8) 3→10 2 1→8 11→18 3 1→8 【规律】除H、He外，元素随着原子序数的递增，原子最外电子层数重复出现从1递增到8的变化，说明元素原子的最外层电子数出现周期性变化。如图： （3）1～18号元素原子半径的变化规律(稀有气体除外) 原子序数 原子半径(nm) 结论 1→2 …… 同周期由左向右元素的原子半径逐渐减小(不包括稀有气体) 3→9 0.152→0.071大→小 11→17 0.186→0.099大→小 【规律】随着核电荷数的递增，元素的原子半径呈现周期性变化，原子序数为3~9号及11~17号的元素的原子半径依次递减。如图： 2．元素主要化合价的周期性变化 1～18号元素的主要化合价规律 原子序数 主要化合价 结论 1→2 ＋1→0 ①同周期由左向右元素的最高正价逐渐升高(＋1→＋7，O和F无最高正价)； ②元素的最低负价由ⅣA族的－4价逐渐升高至ⅦA族的－1价； ③最高正价＋|最低负价|＝8 3→9 最高价＋1→＋5(不含O、F) 最低价－4→－1 11→17 最高价＋1→＋7 最低价－4→－1 【规律】 1~18号元素的最高正化合价的变化规律是呈现从+1~+7的周期性变化，其中O、F 元素没有最高正化合价，最低负化合价的变化规律是呈现从-4~-1的周期性变化。如图： 本质原因：随着核电荷数的递增，原子的最外层电子排布呈周期性变化。 3．同周期元素性质的递变规律 （1）元素的金属性变化规律 ①判断元素金属性强弱的方法 比较方法 结论 根据原子结构 原子半径越大(电子层数越多)，最外层电子数越少，元素的金属性越强 ♦金属单质与水(或酸)反应置换氢的难易 越易置换出H2，元素的金属性越强 ♦最高价氧化物水化物的碱性 碱性越强，元素的金属性越强 金属与盐溶液的置换反应 若金属单质A与金属B的盐溶液反应置换出B单质，则A元素的金属性强于元素B 金属单质的还原性(或金属阳离子的氧化性) 一般单质的还原性越强(或金属阳离子的氧化性越弱)，元素的金属性越强 单质与同种非金属反应的难易 单质越易反应，元素的金属性越强，如由反应Fe＋SFeS，2Na＋S=Na2S，知金属性：Na>Fe ②实验探究钠、镁、铝的金属性强弱 实验内容 实验现象及方程式 实验结论 将一小块钠放入滴有酚酞冷水的小烧杯中 常温下，反应剧烈，酚酞变红色 金属失电子的能力：Na>Mg>Al，即金属性：Na>Mg>Al 将除去氧化膜的镁条、铝片分别放入滴有酚酞冷水的试管，然后加热试管 ①镁与水：常温下，没有明显的变化；加热，反应缓慢，酚酞变浅红色，化学方程式Mg＋2H2OMg(OH)2↓＋H2↑ ②铝与冷水、热水看不到明显的变化 将除去氧化膜的镁条、铝片分别放入盛有少量稀盐酸的试管 ①镁与稀盐酸：反应剧烈，生成大量气体，离子方程式：Mg＋2H＋===Mg2＋＋H2↑ ②铝与稀盐酸：反应较剧烈，生成气体，离子方程式：2Al＋6H＋===2Al3＋＋3H2↑ ③实验探究NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3碱性强弱 实验操作 沉淀溶解情况 沉淀逐渐溶解 沉淀逐渐溶解 沉淀溶解 沉淀不溶解 相关反应方程式 Al(OH)3＋3HCl ===AlCl3＋3H2O Al(OH)3＋NaOH ==NaAlO2＋2H2O Mg(OH)2＋2HCl == MgCl2＋2H2O 实验结论 NaOH是强碱，Mg(OH)2是中强碱，Al(OH)3是两性氢氧化物，三者的碱性依次减弱，则金属性：Na>Mg>Al。 （2）元素的非金属性变化规律 ①判断元素非金属性强弱的方法 比较方法 结论 根据原子结构 原子半径越小(电子层数越少)，最外层电子数越多，元素的非金属性越强 ♦单质与H2化合的难易(氢化物的稳定性) 单质与H2化合越容易、形成的气态氢化物越稳定，其对应元素的非金属性越强 ♦最高价氧化物水化物的酸性 酸性越强，其对应元素的非金属性越强 非金属与盐溶液的置换反应 若非金属单质A与非金属B的盐溶液反应置换出B单质，则A元素的非金属性强于B元素 单质的氧化性(或非金属阴离子的还原性) 一般单质氧化性越强(或非金属阴离子的还原性越弱)，对应元素的非金属性越强 单质与同种金属反应的难易 单质越易反应，元素的非金属性越强，如由反应Cu＋Cl2CuCl2，2Cu＋SCu2S，知非金属性：Cl>S ②硅、磷、硫、氯元素的非金属性强弱比较 原子 Si P S Cl 最高正价 ＋4 ＋5 ＋6 ＋7 最低负价 －4 －3 －2 －1 单质与H2 化合的条件 高温 较高温度 需加热 点燃或光照 从Si到Cl，与H2化合越来越容易 气态氢化物 的稳定性 SiH4很不稳定 PH3不稳定 H2S较不稳定 HCl稳定 从Si到Cl，气态氢化物的稳定性越来越强 最高价氧化物 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 最高价氧化物对应水化物的酸性强弱 H4SiO4或H2SiO3弱酸 H3PO4中强酸 H2SO4强酸 HClO4最强无机酸 结论 从Si到Cl，最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强→从Si到Cl，元素得电子能力逐渐增强，非金属性逐渐增强 4．同主族元素性质的递变规律 （1）碱金属元素 ①物理性质的相似性和递变性 碱金属单质 颜色和状态 密度／g·cm－3 熔点／℃ 沸点／℃ 锂（Li） 银白色、柔软 0.534 180.5 1347 钠（Na） 银白色、柔软 0.97 97.81 882.9 钾（K） 银白色、柔软 0.86 63.65 774 铷（Rb） 银白色、柔软 1.532 38.89 688 铯（Cs） 略带金属光泽、柔软 1.879 28.40 678.4 相似性 除铯外，其余都呈银白色；都比较柔软；有延展性；导电性和导热性都很好；碱金属的密度都比较小，熔点也都比较低。 递变性 随着核电荷数的递增，碱金属单质的密度依次增大（钾除外）；熔沸点逐渐降低。 ②化学性质的相似性和递变性（钠、钾为例） 实验内容 现象 结论或解释 与氧气反应 钠在空气中燃烧 钠开始熔化成闪亮的小球，着火燃烧，产生黄色火焰，生成淡黄色固体 化学方程式：2Na+O2Na2O2 钾在空气中燃烧 钾开始熔化成闪亮的小球，剧烈反应，生成橙黄色固体 化学方程式：K+O2KO2（超氧化钾） 碱金属与水反应 钠与水的反应 钠块浮在水面，熔化成闪亮小球，四处游动嘶嘶作响，最后消失 化学方程式：2Na+2H2O==2NaOH+H2↑ 钾与水的反应 钾块浮在水面，熔成闪亮的小球，四处游动，嘶嘶作响，甚至轻微爆炸，最后消失 化学方程式：2K+2H2O==2KOH+H2↑ 相似性 ①碱金属都是活泼金属，均易失去1个电子，在化合物中均为＋1价；②单质均能与非金属单质(O2、Cl2)反应；③单质均能与水反应（用R表示单质），反应通式：2R+2H2O=2ROH+H2↑；④单质均能与酸反应，反应通式：2R+2H+=2R++H2↑；⑤碱金属的最高价氧化物(R2O)对应的水化物(ROH)，一般都具有强碱性。 递变性 ①碱金属都能与水反应，从Li~Cs，反应越来越剧烈；②LiOH、NaOH、KOH、RbOH的碱性逐渐增强，随着核电荷数的递增，碱金属元素的金属性逐渐增强。 （2）卤族元素 ①单质物理性质的相似性和递变性 卤素单质 颜色和状态 密度 熔点／℃ 沸点／℃ F2 淡黄绿色气体 1.69 g / L（15℃） －219.6 －188.1 Cl2 黄绿色气体 3.215 g / L（0℃） －101 －34.6 Br2 深红棕色液体 3.119 g / cm3（20℃） －7.2 58.78 I2 紫黑色固体 4.93 g / cm3 113.5 184.4 相似性 均有色，熔、沸点较低，难熔与水（F2与水剧烈反应）。 递变性 ①随着核电荷数的递增，卤素单质的颜色逐渐加深；②状态由气→液→固；③密度逐渐增大；④熔沸点都较低，且逐渐升高。 ③单质化学性质的相似性和递变性（与H2化合） F2＋H2＝2HF 在暗处能剧烈化合并发生爆炸，生成的氟化氢很稳定 Cl2＋H22HCl 光照或点燃发生反应，生成氯化氢较稳定 Br2＋H22HBr 加热至一定温度才能反应，生成的溴化氢较稳定 I2＋H22HI 不断加热才能缓慢反应；碘化氢不稳定，在同一条件下同时分解为H2和I2，是可逆反应 5．元素周期律 （1）概念：元素的性质随着元素核电荷数的递增呈周期性变化的规律。 （2）内容：随着元素核电荷数的递增，元素的原子半径(稀有气体除外)、元素的金属性和非金属性、元素的主要化合价都呈现周期性变化。 （3）实质：元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果。 【得分速记】 （1）主族元素主要化合价的确定方法 ①最高正价＝主族的序号＝最外层电子数(O、F除外)。 ②最低负价＝最高正价－8(H、O、F除外)。 ③H最高价为＋1，最低价为－1；O最低价为－2；F无正化合价，最低价为－1。 （2）碱金属单质性质的相似性和递变性 ①单质都能与氧气等非金属单质反应，生成对应的金属氧化物等化合物； ②都能与水反应，生成对应的金属氢氧化物和氢气； ③随着核电荷数的递增，碱金属单质与氧气、水等物质的反应越来越剧烈。 4Li+O22Li2O 、2Na+O2Na2O2、2Na+2H2O==2NaOH+H2↑、2K+2H2O==2KOH+H2↑ （3）卤素的特殊性 ①氟无正价，无含氧酸，氟的化学性质特别活泼，遇水生成HF和O2，能与稀有气体反应，氢氟酸能腐蚀玻璃。氟化银易溶于水，无感光性。 ②氯气易液化，次氯酸具有漂白作用，且能杀菌消毒。 ③溴是常温下唯一液态非金属单质，溴易挥发，少量溴保存要加水液封，溴对橡胶有较强腐蚀作用。 ④碘为紫黑色固体，易升华，碘单质遇淀粉变蓝。 6．微粒半径的大小比较—“四同法” （1）同周期——“序大径小”：同周期主族元素，从左往右，原子半径逐渐减小。 （2）同主族——“序大径大”：同主族元素，从上到下，原子(或离子)半径逐渐增大。 （3）同元素不同微粒半径 ①同种元素的原子和离子半径比较——“阴大阳小”。某原子与其离子半径比较，其阴离子半径大于该原子半径，阳离子半径小于该原子半径。如：r(Na+)<r(Na)；r(Cl−) >r(Cl)。 ②同种元素不同价态的阳离子半径比较规律——“数大径小”。带电荷数越多，粒子半径越小。如：r(Fe3+)<r(Fe2+)<r(Fe)。 （4）同结构——“序大径小”：电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小。 【提醒】微粒半径的大小比较—“三看” “一看”电子层数:当电子层数不同时,电子层数越多,半径越大。 “二看”核电荷数:当电子层数相同时,核电荷数越大,半径越小。 “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。 所带电荷、电子层均不同的离子可选一种离子参照比较。例：比较r(Mg2+)与r(K+)可选r(Na+)为参照，可知r(K+)>r(Na+)>r(Mg2+)。 ◆三、元素周期表的应用 1．推测元素及其化合物的性质 （1）比较不同周期、不同主族元素的性质。如： 金属性：Mg>Al、Ca>Mg，则根据碱性：Mg(OH)2>Al(OH)3、Ca(OH)2>Mg(OH)2，可得碱性：Ca(OH)2>Al(OH)3。 （2）推测陌生元素的某些性质。如： ①已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2难溶； ②根据卤族元素的性质递变规律，可推知砹(At2)应为黑色固体，与氢难化合，HAt不稳定，其水溶液呈酸性，AgAt难溶于水等。 2．在科技生产中的应用 某元素通常与它的同族元素、相邻同周期元素性质相似，在自然界中以共生矿形式存在。根据在周期表位置，寻找地壳含量较大或分布较集中的元素的矿床，如铂会存在于金矿。如图： ①在过渡元素（副族和Ⅷ族）中寻找优良的催化剂。 ②在过渡元素中寻找耐高温、耐腐蚀的合金材料。 ③研究元素周期表右上角的元素，合成新农药。 ④位于第六周期ⅥB的钨是熔点最高的金属，位于第四周期ⅣB的钛，密度小、耐高温、耐腐蚀，适应于制造火箭发动机壳体、人造卫星壳体等。 3．判断元素金属性与非金属性强弱 （1）同周期(从左到右)：核电荷数逐渐增大，原子半径逐渐减小，失电子能力减弱，得电子能力增强，元素金属性减弱，非金属性增强。 （2）同主族(自上而下)：核电荷数逐渐增大，原子半径逐渐增大，失电子能力增强，得电子能力减弱，元素金属性增强，非金属性减弱。 （3）元素周期表的金属区和非金属区： ①分界线的划分：沿着周期表中B、Si、As、Te、At跟Al、Ge、Sb、Po之间画一条斜线，斜线的左边是金属元素，右边是非金属元素。 ②分界线附近的元素，既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性，故元素的金属性和非金属之间没有严格的界线。 ③元素周期表中左下方是金属性最强的元素铯，右上方是非金属性最强的元素氟。 知识点2 原子结构 ◆一、原子的构成 1．原子核的构成 （1）原子的构成：按照现代原子结构理论，原子是由带正电的原子核和带负电的核外电子构成。如碳原子： （2）原子核的构成：原子核是由质子和中子构成的，质子带正电，中子不带电。 （3）质量数：将原子核内所有的质子和中子的相对质量取整数值，加起来所得的数值。 （4）原子的表示符号：X表示质子数是Z，质量数为A的一种X原子。 2．两个主要关系 （1）质量关系：质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)。 （2）电性关系： 原子：原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数； 阴离子：质子数＝核外电子数－电荷数； 阳离子：质子数＝核外电子数＋电荷数。 3．原子结构的探索历程 ( 认为万物都是由间断的、不可分割的微粒即 原子 构成的， 原子 的结合和分离是万物变化的根本原因。 ) ( 古代原子学说 德谟克利特 （ 古希腊） ) ( 原子学说，他认为原子是 实心 球体，原子不能被创造，也不能被毁灭，在化学变化中 不可再分割 并保持本性不变。 ) ( 近代原子学说 道尔顿 （ 英国） ) ( 1897 年发现了原子中存在 电子 ， 他认为原子是由更小的微粒构成的，使人们认识到原子是 可以 再分的 。 ) ( “葡萄干面包式” 汤姆生 （ 英国） ) ( 根据α粒子散射现象，指出原子是由 原子核 和 核外电子 构成的， 原子核 带正电荷，它几乎集中了原子的全部质量，但只占有很小的 体积， 核外电子 带负电荷，在原子核周围空间作 高速运动。 ) ( 带核原子结构模型 卢瑟福 （ 英国） ) ( 原子核外电子在原子核外空间内一系列稳定的轨道上 绕核 作高速运动，每个轨道都具有一个确定的 能量 值，运动时，既不放出 能量 ，也不吸收 能量 。 ) ( 轨道原子结构模型 玻尔 （ 丹麦） ) ( 20世纪末和21世纪初 ， 电子 在原子核外很小的空间内做高速运动，其运动规律与一般物体不同，没有确定的 轨道 。 ) ( 电子云模型 薛定谔（奥地利） ) 【提醒】①原子的结构：原子是由原子核以及核外电子构成的，而原子核又由质子和中子构成。相对于原子而言，原子核的体积很小，电子都在核外进行高速运动。原子的质量几乎都集中在原子核上，电子的质量可以忽略，而质子和中子的质量近似相等。 ②原子结构模型是科学家根据科学猜想和分析，通过对原子结构的形象描摹而建构的揭示原子本质的认知模型，人类认识原子的历史是漫长的，也是无止境的。 ③目前，科学家已经能利用电子显微镜和扫描隧道显微镜摄制显示原子图像的照片，随着现代科学技术的发展，人类对原子的认识过程还会不断深化。 ◆二、核素 1．元素、核素、同位素的概念辨析 元　素 核　素 同位素 概 念 具有相同核电荷数(质子数)的同一类原子的总称 具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子 质子数相同而中子数不同的同一种元素的不同原子或同一种元素的不同核素 范 围 宏观概念，对同类原子而言，既有游离态又有化合态 微观概念，对某种元素的一种原子而言 微观概念，对某种元素的原子而言。因同位素的存在而使原子种类多于元素种类 联系 特 性 主要通过形成的单质或化合物来体现 不同的核素可能质子数相同，或中子数相同，或质量数相同，或各数均不相同 同位素(之间)质量数不同，化学性质基本相同 实 例 氢元素、氧元素 H、H、N、C、 Mg是不同的核素 H、H、H为氢元素的同位素 2．氢元素的三种核素比较 H(氕) H(氘) H(氚) 俗称 － 重氢 超重氢 符号 H D T 质子数 1 1 1 中子数 0 1 2 3．同位素的应用 （1）14C在考古工作中用于测定文物的年代； （2）U用于制造原子弹、核发电； （3）H、H用于制造氢弹； （4）放射性同位素释放的射线可用于育种、治疗恶性肿瘤等。 ◆ 三、相对原子质量 1．概念辨析 （1）原子(即核素)的相对原子质量：一个原子(即核素)的质量与12C原子质量的的比值。如一个12C的质量约为 1.993×10—26 kg，一个16O 的质量约为 2.656×10—26 kg，则该氧原子的相对原子质量是： 2.656×10—26 kg/( 1.993×10—26 kg×1/12)≈15.992 （2）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个数百分比算出的平均值 M=M1×a1%+M2×a2%+ M3×a3%+ Mn×an%。如Ar(Cl)＝Ar(35Cl)×a%＋Ar(37Cl)×b%。 （3）原子的近似相对原子质量：原子相对原子质量取整数，相当于质量数，等于质子数与中子数之和。 （4）元素的近似相对原子质量：用元素各核素质量数算出的平均值。如氯有和两种氯原子（核素），则氯元素的近似相对原子质量Ar(Cl)=35×a%＋37×b%。（其中，a%和b%为两种氯原子的原子个数百分比）。 2．微粒间的数量关系 （1）阳离子的核外电子数＝质子数－所带电荷数。 （2）阴离子的核外电子数＝质子数＋所带电荷数。 3．元素“位、构、性”三者的关系 （1）“位、构、性”关系：元素在周期表中的位置，反映了元素的原子结构和元素的性质，而根据元素的原子结构又可推测它在元素周期表中的位置和性质，三者之间的关系如图所示。 （2）解答元素推断题的一般思路 ①由元素原子或离子的核外电子排布推断 ②由元素单质或化合物的性质(特性)推断 ③由元素在周期表中的位置推断 知识点3 核外电子排布 ◆ 一、核外电子排布的规律 1．电子层与能量 各电子层(由内到外) 序号(n) 1 2 3 4 5 6 7 符号 K L M N O P Q 与原子核的距离 由近到远 能量 由低到高 2．原子核外电子排布的一般规律 （1）能量规律（能量最低原理）：核外电子总是尽可能先排布在能量最低的电子层上，然后依次由内向外排布在能量较高的电子层上。 （2）数量规律： ①每层最多容纳2n2个电子（n 代表电子层数）。例如，K 层（n=1）最多容纳 2×12=2 个电子，M 层（n=3）最多容纳 2×32=18 个电子。 ②最外层电子数目不超过8个（K层为最外层时不超过2个）。当最外层电子数达到 8（K 层为 2）时，就达到第 18 族（稀有气体元素）的稳定结构。 ③次外层电子数目不超过18个，倒数第三层电子数目不超过32个。 ◆ 二、结构示意图和电子式 1．结构示意图 （1）原子结构示意图（以钠原子为例）： ①用小圆圈和圆圈内的符号及数字表示原子核和核电荷数。 ②用弧线表示电子层。 ③弧线上的数字表示该电子层上的电子数。 ④原子结构示意图中，核内质子数＝核外电子数。 （2）离子结构示意图： ①当主族中的金属元素原子失去最外层所有电子变为离子时，电子层数减少一层，形成与上一周期稀有气体元素原子相同的电子层结构(电子层数相同，每层上所排布的电子数也相同)。如 ②非金属元素的原子得到电子形成简单离子时，形成和同周期稀有气体元素原子相同的电子层结构。如 （3）数量关系： ①原子：核外电子数＝质子数＝核电荷数。如N原子，核外电子数为7。 ②阳离子：核外电子数＝质子数－所带电荷数。如Na＋的结构示意图：，核外电子数为10。 ③阴离子：核外电子数＝质子数＋所带电荷数。如S2－的结构示意图：，核外电子数为18。 2．电子式 （1）定义：常在元素符号周围用小黑点（或 ×）来表示元素原子的最外层上的电子，这种图式称为电子式。 （2）原子、离子、离子化合电子式的书写方法 原子 书写 规则 先写出元素符号，再在元素符号的周围用“.”或“×”来表示原子的最外层电子数，但应注意①一个“”或“”代表一个电子，原子的电子式中“”(或“”)的个数即原子的最外层电子数。②同一原子的电子式不能既用“”又用“”表示。 示例 简单 离子 书写 规则 ①简单阳离子是原子失去最外层电子后形成的，其电子式就是阳离子。 ②简单阴离子得到电子后最外层一般为8电子结构，书写时要在元素符号周围标出电子，用“[ ]”括起来，并在右上角注明所带电荷数。 注意：复杂的阳离子用“[　]”加电荷数表示。如铵根离子等。 示例 Na+ Mg2+ Al3+ 离子 化合物 书写 规则 离子化合物的电子式由阴、阳离子的电子式组成，相同的离子不合并，阴阳离子间隔排列，将阴阳离子(阳离子在前，阴离子在后.)拼在一起。 示例 （3）用电子式表示离子化合物的形成过程 ①用电子式表示离子化合物的形成过程中不但要表示出离子化合物的电子式，还要同时写成方程式的形式。 ②反应物均用原子的电子式表示，而不是用分子式或分子的电子式表示，且反应物中相同原子可以合并写。生成物是离子化合物的电子式，且化合物中相同原子必须分开写； ③反应物和生成物之间用箭头而不用等号表示，形成符合质量守恒定律； ④得失电子的原子之间要用弯箭头“”表示出电子转移的方向（可不用）。如、氯化钠、氯化镁的形成过程：究 、 【得分速记】 ①一个“·”或“×”代表一个电子，原子的电子式中“·”(或“×”)的个数即原子的最外层电子数。 ②“[　]”在所有的阴离子、复杂的阳离子中出现。 ③在化合物中，如果有多个阴、阳离子，阴、阳离子必须是间隔的，即不能将两个阴离子或两个阳离子写在一起，如CaF2要写成，不能写成，也不能写成。 ④用电子式表示化合物形成过程时，由于不是化学方程式，不能出现“==”。“→”前是原子的电子式，“→”后是化合物的电子式。 ◆三、核外电子排布与元素周期律 1．元素的化学性质与原子核外电子排布 （1）元素的性质与原子核外电子排布：元素的性质与原子的核外电子排布密切相关，元素的化学性质主要取决于原子的最外层电子排布，元素的化合价的数值也与原子的电子层结构特别是最外层电子数有关。 （2）金属元素与化合价：钠、镁、铝等活泼金属元素原子最外层电子数一般小于4，较易失去电子，化合价常显正价，且正化合价＝失电子数＝最外层电子数。 （3）非金属元素与化合价：非金属元素原子最外层电子数一般大于或等于4，通常易得到电子，在化合物中化合价常显负价，且负化合价＝－(得电子数)＝最外层电子数－8。 【得分速记】 ①稳定结构：原子最外层有8个电子(He为2)处于稳定状态，既不容易失去电子又不容易得到电子，化学性质稳定(如He、Ne、Ar)。 ②不稳定结构：原子容易失去电子或得到电子转化为最外电子层上为8(有些为2)个电子的稳定结构(如易失电子的金属元素、易得电子的非金属元素)。 2．同周期、同主族元素的性质的递变规律 （1）同主族元素的氢化物及其最高价含氧酸 主族 ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 氢化物 RH4 RH3 H2R HR 最高价氧化物对应的水化物 H2RO3或H4RO4 H3RO4或HRO3 H2RO4 HRO4 （2）同周期（第三周期）元素最高价氧化物对应水化物 元素 Na Mg Al Si P S Cl 化学式 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H4SiO4 (H2SiO3) H3PO4 H2SO4 HClO4 酸碱性强弱 强碱 中强碱 两性氢氧化物 弱酸 中强酸 强酸 酸性更强 （3）同周期、同主族元素性质的变化规律(0族除外) 项目 同周期(从左至右) 同主族(自上而下) 电子层数 相同 逐一增加 最外层电子数 逐一增加(除第一周期外均为1～7) 相同 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 得电子能力 逐渐增强 逐渐减弱 失电子能力 逐渐减弱 逐渐增强 氧化性 逐渐增强 逐渐减弱 还原性 逐渐减弱 逐渐增强 金属性 逐渐减弱 逐渐增强 非金属性 逐渐增强 逐渐减弱 最高价氧化物对应水化物的酸、碱性 碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强 碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱 非金属形成气态氢化物难易程度 由难到易 由易到难 气态氢化物稳定性 逐渐增强 逐渐减弱 化合价 最高正价由(＋1)～(＋7)价，负价(－4)～(－1) 最高正价=主族序数， 最低负价=－(8－族序数) 【得分速记】 短周期主族元素的某些特殊性质： ①氢元素：原子半径最小的元素（最大的是钠元素）；气体单质密度最小的元素；元素原子的原子核中只有质子没有中子的元素是氢元素；原子序数、电子层数、最外层电子数都相等的元素是氢元素。 ②氟元素：与水反应最剧烈的非金属单质；气态氢化物最稳定元素；只有负价而无正价的元素。 ③钠元素：与水反应最剧烈的金属单质；最高价氧化物对应水化物碱性最强的元素。 ④最高价氧化物对应水化物酸性最强的元素。 知识点4 化学键 ◆一、化学键 1．原子间的相互作用 当两个原子间距离较远时，由于一个原子的原子核和另一个原子的核外电子所带电荷的电性是相反的，因此主要表现为相互吸引；当两个原子间距离较近时，由于两个原子的原子核所带的都是正电荷，核外电子所带的都是负电荷，因此主要表现为相互排斥；当两个原子保持一定距离时，相互吸引和相互排斥的作用处于平衡，这样就形成稳定的化学键。 2．化学键的定义 分子或晶体中直接相邻的微粒之间强烈的相互作用力称为化学键。 【注意】 ①“直接相邻”的原子（包括离子）间存在化学键，非直接相邻的微粒间无化学键作用。如H2O分子中的两个氢原子和氧原子是直接相邻，存在化学键，而两个氢原子之间不直接相邻，它们之间不存在化学键。 ②成键微粒的“相互作用”不能只理解为相互吸引，它还应包括相互排斥，它是相互吸引和相互排斥的平衡。如：在氯化钠晶体中Na+与Cl-既有正负电荷间的吸引力，同时Na+核与Cl-核、Na+核外电子与Cl-核外电子之间存在排斥力，当吸引力与捧斥力平衡时，就形成了氯化钠晶体。 3．化学键的类型及比较： 键型 成键的微粒 特征 形成物质 离子键 负离子、正离子 无方向性，无饱和性 离子化合物 共价键 原子 有方向性，有饱和性 单质或共价化合物 金属键 自由电子、正离子、中性原子 无方向性 金属或合金 ◆二、离子键 1．离子键的概念：正负离子间通过静电作用所形成的化学键叫做离子键。 【注意】(1)“静电作用”包括静电吸引力和排斥力。如：负离子的负电荷与正离子的正电荷的吸引力，一种离子的核电荷吸引另一种离子的核外电子；两种离子的核外电子与核外电子及核与核之间都有排斥力，当吸引与排斥达到平衡时，即形成了离子键。 (2)由于离子键是吸引与排斥的平衡，所以阴、正离子间不能无限地靠近，也不能相距很远，两者之间的距离称为核间距。当离子晶体熔化或溶于水时，离子键被破坏，这时离子可以自由移动，离子之间应该保持的距离也被破坏了。 2．离子键的形成条件 【注意】(1)活泼金属元素（Li、Na、K、Mg、Ca、Ba等）的单质在反应中容易失去电子形成正离子；活泼的非金属元素（如F、O、Cl、Br、I、S等）的单质在反应中容易获得电子形成负离子，它们之间形成离子键。 (2)金属正离子或NH4+与某些带电的原子团（如OH-、SO42-、CO32-、NO3-、O22-等）也是形成离子键。 (3)活泼的金属（如K、Na、Ca、Ba等）与H2反应生成的KH、NaH、CaH2中，金属正离子与H-也形成离子键。 3．离子键的特征 既无方向性又无饱和性。因为离子是球形对称的，只要空间条件许可，它可以从不同方向同时吸引几个带相反电荷的离子。如在CsCl晶体中，一个Cs+同时吸引8个Cl-，一个C1-也同时吸引8个Cs+。 4．影响离子键强弱的因素 (1)离子电荷（主要因素）：离子电荷越多，作用越强。 (2)离子半径（次要因素）：离子半径越小，作用越强。 (3)离子的极化程度（次要因素，在高中阶段一般忽略不计）。 5．电子式的书写 (1)原子的电子式：在元素符号周围点出最外层电子数。如： H• Na• •Mg• •Ca• 氢原子 氯原子 氧原子 钠原子 镁原子 钙原子 (2)离子的电子式 正离子的电子式就是正离子符号。如Mg2+、Al3+等。 负离子的电子式，点出负离子最外层电子，并用“[ ]”括上。如 原子团的电子式：OH -的电子式为 (3)非金属单质的电子式：N2： Cl2： H2 ： H:H (4)离子化合物的电子式，就是阴、正离子的电子式组成。如 NaCl： Na+ MgBr2： -Mg2+ (5)共价化合物的电子式，要考虑成键的原子的最外层电子及由多少对共用电子才能形成8电子（或2电子）的稳定结构。如NH3的电子式为 6.离子的结构特征 （1）电子层结构：绝大多数单核离子是饱和的，如：F-、S2 -、Cl-、Na+、Mg2+、Al3+等，有少数是不饱和的，如Fe2+等。 （2）所带电荷：负离子带负电荷，正离子带正电荷。电荷数是由形成离子时所得、失电子数决定的。 （3）离子半径 影响离子半径的因素主要有三个方面：①电子层数；②核电荷数；③核外电子数 ①正离子半径小于相应的原子半径，负离子半径大于相应的原子半径。如r(Al3+)<r(Al)；r(O2-)>r(O)。 ②电子层数越多离子半径越大。如r(Li+)<r(Na+)；r(Mg2+) <r(S2-)。 ③具有相同电子层结构的离子，随核电荷数的增加逐渐减小。如r(S2-）>r(C1-)>r(K+)>r(Ca2+)。 ④高价正离子半径小于低价正离子半径，如r(Fe3+)<r(Fe2+)。 7.离子化合物 （1）离子化合物的概念：由离子键形成的化合物一定是离子化合物（或由离子构成的化合物）。如强碱、大多数的盐、活泼金属的氧化物。 （2）离子化合物的构成微粒：正离子、负离子 （3）离子化合物中存在的作用力：一定存在离子键，可能有共价键（包括极性共价键和非极性共价键）。如NaOH中Na+与OH-靠离子键结合，而OH-中O原子与H原子靠共价键结合。 （4）离子化合物的特征： ①离子化合物在气化成气态时，以分子形式存在，但在常温下，离子化合物总是以固态形式存在。所以，离子化合物在固态时无“分子式”，只有“化学式”。 ②一般来说，离子化合物在水溶液中和熔化状态下（受热易分解的离子化合物除外）均能产生自由移动的离子，所以均能导电，而离子化合物若以固态形式存在时，尽管有阴、正离子，但它们只被局限在一定空间振动，不存在自由移动的离子，所以，离子化合物在固态时不导电。 ③离子化合物（离子晶体）的熔沸点、硬度一般较高。 （5）用电子式表示离子化合物的形成过程 NaCl的形成过程： MgBr2的形成过程： Na2O2的形成过程： ◆三、共价键 1．共价键的概念 原子间通过共用电子对或电子云的有效重叠所形成的化学键叫共价键。 2．共价键的形成条件 一般是非金属原子之间，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共用电子对形成共价键。有些金属原子与非金属原子间也可以形成共价键，如AlCl3中的Al原子与Cl原子之间就形成共价键。 3．共价键的实质：共用电子对的作用或电子云的有效重叠。 4．共价键的特征：既有方向性又有饱和性。 5．共价键的类型 ①一般共价键 极性键：不同原子间形成的共价键。如HC1中H与Cl之间是极性键。 非极性键：同种原子间形成的共价键。如Cl2中Cl与Cl之间是非极性键。 共价键特殊共价键——配位键：共用电子对由某原子单方面提供与另一原子（或离子）共用，所形成的特殊共价键。 在不同种元素原子形成的极性键中，由于不同元素原子吸引电子能力不同，所以共用电子对偏向吸引电子能力强的原子一方，偏向程度越大，键的极性越强；而在非极性键中，成键的是同种元素原子，吸引电子的能力相同，所以共用电子对不偏向任何一方。 6．共价键的表示方法：一般用电子式和结构式表示。 (1)电子式：例如、 (2)结构式：用一条短线表示一对共用电子的式子就是结构式。如Cl2的结构式为Cl—Cl；H2O的结构式为H-O-H；CO2的结构式为O=C=O；HC1O的结构式为H-O-Cl等。 7．共价键的键参数 (1)键能 断开1 mol共价键所吸收的能量或形成1 mol共价键所放出的能量，称为该共价键的键能。键能的大小决定共价键的相对强弱。键能越大，共价键越牢固，对应的分子一般越稳定。如H-F、H-Cl、H-Br、H-I的键能依次为565 kJ/mol、431 kJ/mol、362 kJ/mol、299 kJ/mol，所以气态卤化氢的稳定性HF> HCl> HBr> HI。 (2)键长 两成键原子核之间的平均距离叫键长。键长也可定性决定共价键的相对强弱。键长越短_+键能较大_+键越牢固一分子相对稳定。如：H-F、H-Cl、H-Br、H-I的键长依次为0.092 nm、0.128 nm、0.141 nm、0.162 nm，所以稳定性是HF> HCl> HBr> HI。成键原子的半径的大小定性决定键长的长短。 (3)键角 分子中相邻的键和键之间的夹角叫键角。它决定分子的空间构型和分子的极性。如H2O、NH3、CH4、CO2的键角是104°18’、107.5°、109°28’、180°，故分子的空间形状分别是：v型、三角锥型、正四面体、直线型。 8．书写共价化合物和单质的电子式时，必须注意的问题： (1)关键在于会根据元素的最外层电子数达8电子稳定结构时所需要得到的电子数，进一步确定共用电子对数，如：PCl3分子中，P元素最外层为5个电子，若要达到8电子稳定结构，则还缺3个电子，故本身必须提供3个电子，形成三对共用电子对，而对于Cl元素来说，最外层为7个电子，若要达到8电子稳定结构，则还缺1 个电子，故本身必须提供1个电子，形成一个共用电子对，又因P需要三对，故共需要3个氯原子。 (2)在中学阶段，在书写共价键的电子式时，一般均满足2电子或8电子结构。所以写好电子式之后，检查一下每个原子是否达到2电子或8电子稳定结构。 (3)由于共价键的形成，没有发生电子得失，只是共用电子对，所以共价化合物或单质的电子式中不出现阴、正离子符号和[ ]号（原子团除外）。 9.共价化合物 （1）概念：只存在共价键的化合物称为共价化合物。 （2）构成微粒：原子。 （3）存在的作用力：只存在共价键，没有离子键和金属键，一般情况下存在分子间作用力。 （4）用电子式表示共价化合物的形成过程：（似H2、H2O的形成过程为例） HCl的形成过程： H•+ → 氯原子与氢原子通过共价键形成氯化氮分子（电子云的有效重叠） H2O的形成过程：H•+ + •H→ 10．共价化合物的特征： (1)绝大多数非金属元素之间所形成的化合物为共价化合物（铵盐等除外）。 (2)共价化合物当以固态形式存在时，绝大多数是分子晶体（如：CO2、H2O、HC1、H2S、H2SO4等），极少数是原子晶体（如：SiO2、SiC等）。若是分子晶体，则有分子式，若是原子晶体，则无分子式，只存在化学式。 (3)共价化合物一般只能在水溶液中发生电离，产生自由移动的离子，而在气态、固态或熔化状态（纯液态）时不能电离出自由移动的离子，只存在原子或分子。因此共价化合物一般只能在水溶液中导电，而在气态、固态或纯液态时不导电。 11．常见的共价化合物：非金属氧化物、非金属氢化物、酸等。 12．常见共价化合物和单质的电子式书写。 易错点01：注意同位素与同素异形体的区别 同位素是针对于同种原子而言的，同素异形体是针对不同单质而言。 易错点02：注意同位素的物理性质和化学性质 同一元素的各种同位素虽然质量数不同，但它们的化学性质几乎完全相同。同位素的不同原子构成的单质（或化合物）是化学性质几乎相同而物理性质不同的不同种单质（或化合物）。 易错点03：注意化学键与非化学键的区别 由于相邻的微粒之间的相互作用有强有弱，而化学键是一种“强烈”的相互作用，原子间较弱的相互作用不是化学键。如在水中，一个H2O中的氧原子与另一水分子中的氢原子也有作用，但它们的作用较弱，不是化学键而是氢键。 易错点04：不是所有的金属与非金属之间形成的是离子键 有些金属元素与非金属元素形成的化学键不是离子键，而是共价键，如AlCl3中铝与氯之间的化学键是共价键。 易错点05：微粒半径大小的比较规律 易错点06：10电子、18电子归纳 1.核外有10个电子的微粒： (1)分子：Ne、HF、H20、NH3、CH4。 (2)正离子：Mg2+、Na+、Al3+、NH4+、H30+ (3)负离子：N3-、O2-、F-、OH-、NH2-。 2．前18号元素的原子结构的特殊性 (1)原子核中无中子的原子1 H (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、Al。 (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、A1。· (7)电子总数为最外层电子数2倍的元素：Be。 方法01．注意元素周期表中的特殊的族 【解题通法】主族是由长周期元素和短周期元素共同构成的族，但由长周期和短周期构成的族也不一定是主族元素，如O族元素。只由长周期元素构成的族为副族。 【典型例题】下列叙述正确的是 A．每个周期均从金属元素开始，以非金属元素结束 B．除第一周期外，其他周期均有18种元素 C．副族元素中没有非金属元素 D．碱金属元素是指第ⅠA族的所有元素 【答案】C 【详解】A．第一周期从非金属元素H开始，其余周期均由金属元素开始，到稀有气体元素结束，故A错误； B．二、三周期有8种元素，只有四、五周期有18种元素，六周期有32种元素，故B错误； C．副族元素都是金属元素，没有非金属元素，故C正确； D．IA族包含碱金属与氢元素，氢元素不属于碱金属，故D错误。 答案选C。 方法02．同一主族的原子的化学性质递变 【解题通法】根据原子序数，推断新元素在元素周期表中的位置，及根据新元素所属族推断其性质是一种重要的考查形式，可以以卤族元素的原子序数为参照进行推断。同主族元素性质相似；元素周期表中位于对角线位置的元素性质相似，如Li与Mg、Be与Al、B与Si等；相邻元素性质差别不大。 【典型例题】溴( Br ) 与氯同属“卤族”元素， 其单质在性质上具有很大的相似性，但Cl2比 Br2的活泼性更强， 下面是根据氯的性质对溴的性质的预测， 其中正确的是 A．溴单质只具有氧化性 B．溴蒸气与氢气在加热下反应生成 HBr C．溴单质与 NaOH 溶液反应生成 NaBr 和 HBrO D．溴原子最外层有 7 个电子，在反应中容易得 l 个电子， 易被氧化 【答案】B 【详解】A．溴单质中溴元素化合价为0价，处于中间价态，既具有氧化性又具有还原性，故A错误； B．氯气可与氢气在点燃或光照条件下发生反应生成HCl，Cl比Br非金属性强，则在加热条件下Br2也能与氢气反应生成溴化氢，故B正确； C．溴与氯气的性质相似，可与NaOH反应生成NaBrO和NaBr，故C错误； D．氯和溴原子最外层都有7个电子，性质相似，在反应中都易得到电子，表现为氧化性，易被还原，故D错误； 答案为B。 方法03．同位素相关概念辨析 【解题通法】质子数决定元素的种类；质子数和中子数决定原子的种类；同一元素的不同核素之间互称为同位素；同种元素可以有多种核素（同位素），所以元素的种数远少于原子的种数。同位素的应用：放射性育种，探测金属器件缺陷，保存食物，医疗，研究化学反应机理。 【典型例题】金刚石和石墨都是碳的单质，石墨在一定条件下吸收能量可以转化为金刚石。下列说法正确的是 A．金刚石比石墨稳定 B．金刚石与石墨互为同位素，两者间转化为氧化还原反应 C．等物质的量的石墨与金刚石，石墨具有的能量比金刚石的高 D．质量相等的石墨与金刚石完全燃烧，生成的二氧化碳一样多 【答案】D 【详解】A．石墨在一定条件下吸收能量可以转化为金刚石说明金刚石的能量比石墨高，物质能量越高越不稳定，因此金刚石不如石墨稳定，A错误； B．金刚石与石墨是同种元素组成的不同单质，属于同素异形体，转化过程无电子转移，不属氧化还原反应，B错误； C．石墨转化为金刚石需吸热，说明金刚石能量更高，等物质的量时石墨能量低于金刚石，C错误； D．石墨与金刚石均为碳单质，质量相等时物质的量相等，完全燃烧生成CO2的量相同，D正确； 故选D。 方法04．电子式的书写规则 【解题通法】金属正离子的电子式：金属原子在形成正离子时，最外层电子已经失去，但电子式仅画出最外层电子，所以在画正离子的电子式时，就不再画出原最外层电子，但离子所带的电荷数应在元素符号右上角标出。所以金属正离子的电子式即为离子符号。如钠离子的电子式为Na+；镁离子的电子式为Mg2+，氢离子也与它们类似，表示为。非金属负离子的电子式：一般非金属原子在形成负离子时，得到电子，使最外层达到稳定结构，这些电子都应画出，并将符号用“［］”括上，右上角标出所带的电荷数，电荷的表示方法同于离子符号。 【典型例题】下列化学用语正确的是 A．离子结构示意图可以表示，又可以表示 B．的电子式： C．的电子式： D．的质量数为137，中子数为55 【答案】A 【详解】 A．和的质子数和核外电子数相同，离子结构示意图均为，A正确； B．是离子化合物，氯离子满足最外层8电子稳定结构，电子式：，B错误； C．分子中存在氮氮三键，电子式：，C错误； D．的质量数为137，中子数为137-55=82，D错误； 故选A。 方法05．注意区分化学键与非化学键 【解题通法】“直接相邻”的原子（包括离子）间存在化学键，非直接相邻的微粒间无化学键作用。如H2O分子中的两个氢原子和氧原子是直接相邻，存在化学键，而两个氢原子之间不直接相邻，它们之间不存在化学键。由于相邻的微粒之间的相互作用有强有弱，而化学键是一种“强烈”的相互作用，原子间较弱的相互作用不是化学键。如在水中，一个H2O中的氧原子与另一水分子中的氢原子也有作用，但它们的作用较弱，不是化学键而是氢键。成键微粒的“相互作用”不能只理解为相互吸引，它还应包括相互排斥，它是相互吸引和相互排斥的平衡。如：在氯化钠晶体中Na+与Cl-既有正负电荷间的吸引力，同时Na+核与Cl-核、Na+核外电子与Cl-核外电子之间存在排斥力，当吸引力与捧斥力平衡时，就形成了氯化钠晶体。 【典型例题】下列物质均为离子化合物，且化学键类型相同的是 A．与 B．与 C．与 D．与 【答案】A 【详解】A．KNO3和Na2CO3均为离子化合物，均含有离子键（阳离子与原子团之间）和共价键（原子团内部），化学键类型相同，A正确； B．H2O2和H2O均为共价化合物，不是离子化合物，B错误； C．NH4Cl含离子键和共价键（含配位键），而NaCl仅含离子键，化学键类型不同，C错误； D．H2SO4是共价化合物，NaOH是离子化合物，两者不均为离子化合物，D错误； 故选A。 方法06．学会区分离子化合物和共价化合物 【解题通法】活泼金属元素（Li、Na、K、Mg、Ca、Ba等）的单质在反应中容易失去电子形成正离子；活泼的非金属元素（如F、O、Cl、Br、I、S等）的单质在反应中容易获得电子形成负离子，它们之间形成离子键。但有些金属元素与非金属元素形成的化学键不是离子键，而是共价键，如AlCl3中铝与氯之间的化学键是共价键。金属正离子或NH4+与某些带电的原子团（如OH-、SO42-、CO32-、NO3-、O22-等）也是形成离子键。活泼的金属（如K、Na、Ca、Ba等）与H2反应生成的KH、NaH、CaH2中，金属正离子与H-也形成离子键。 【典型例题】下列说法中正确的是 ①和的核外电子数相同，中子数不同，互为同位素 ②离子化合物都属于电解质 ③元素周期表里，主族元素所在的族序数等于原子核外电子数 ④稳定性： ⑤和溶于水破坏相同的作用力 ⑥离子化合物在熔融状态时能够导电 A．①②⑥ B．①②④ C．③④⑥ D．①④⑤ 【答案】A 【详解】①和质子数均为78，中子数不同，互为同位素，正确； ②离子化合物在熔融或溶解时能离解出离子，属于电解质，正确； ③主族元素的族序数等于最外层电子数，而非核外电子总数，错误； ④Cl的非金属性强于I，HCl稳定性应高于HI，错误； ⑤溶于水时NaCl破坏离子键，HCl破坏共价键，作用力不同，错误； ⑥离子化合物熔融时离子可自由移动，能导电，正确； 故选A。 / 学科网（北京）股份有限公司 $$