第四章 物质结构 元素周期律 期末知识点过关填空练习 2025-2026学年高一上学期化学人教版必修第一册

该高中化学知识清单系统梳理了人教版高一上学期必修第一册期末核心内容，涵盖原子结构、元素周期表、元素周期律、化学键四大知识范畴，搭建了从微观粒子构成到宏观元素性质递变再到物质结构与性质关联的递进式学习支架。 清单采用填空强化基础、表格对比性质（如碱金属与卤族元素递变规律）、重点概念加粗标注（如质量数、同位素）的方式呈现知识体系，培养学生化学观念与科学思维。特别设计10/18电子粒子分类表、核素用途实例等实用模块，帮助学生系统梳理易混点，教师可据此设计针对性复习活动，提升教学实效。

第四章 期末知识点过关填空练习-2025-2026学年人教版高一上学期化学必修第一册 原子的结构 1．原子结构 原子由原子核和核外电子构成，原子核由质子和中子构成。 2．质量数 原子的质量主要集中在原子核上，质子和中子的相对质量都近似为1,如果忽略电子的质量,将核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加,所得的数值叫质量数,用符号A表示。质子数符号为Z，中子数符号为N。即得公式：A= Z+N。质量数与相对原子质量在数值上近似相等。 3．核素：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。特殊的核素：H中没有中子。 4．微粒符号及意义: A:质量数,Z质子数,A-Z中子数,±x化合价,m±离子所带电荷数,n原子个数。 5．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。 同位素之间不相同的是：物理性质、质量数、 中子数 。 同位素之间相同的是：核电荷数相同、质子数相同、是同一种元素、化学性质几乎相同、在元素周期表所处位置相同、核外电子数完全相同。 6．电子排布完全相同的原子不一定是同一种原子，如互为同位素的各原子。氘的符号或D，氚的符号或T。 7．几种重要核素的用途 核素 U C H、H O 、 用途 核燃料 测定一些文物的年代 制氢弹 示踪原子 分析古代人类的食物结构 8．原子核外电子的排布 电子层 K L M N 最外层 次外层 倒数第三层 最多容纳的电子数 2 8 18 32 8 18 32 原子核外电子的排布规律，是根据原子光谱和理论分析的结果而得出的，其中也包括从元素周期表得到的启示。 9．有正确表达几个重要原子及离子的结构示意图：例如Na、Na+、Cl、Cl-等。 10．1～20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 最外层电子数等于电子层数 H、Be、Al 11．10电子粒子：思考方法 原子 分子 阳离子 阴离子 单核 Ne Na+、Mg2+、Al3+ F-、O2-、N3- 多核 HF、H2O、NH3、CH4 H3O+、NH4+ OH-、NH2-、NH2－ 12、18电子粒子 原子：Ar 分子：①HC1、H2S、PH3、SiH4、 ②F－F、HO－OH、H2N-NH2、CH3-CH3 ③CH3-F、CH3-OH、NH2OH、NH2F等 阳离子： Ca2+、K+ 阴离子：P3-、S2-、Cl-、HS -。 13．核外电子总数及质子总数均相同的粒子 Na+、NH4+、H3O+ ；F-、OH-、NH2-；Cl-、HS- ；N2、CO等。 元素周期表的结构 1．编排原则 （1）门捷列夫排法依据 将元素按照相对原子质量由小到大排列，并将化学性质相似的元素放在一起，制出了第一张元素周期表。 （2）现在元素周期表排法依据 ①原子序数：根据元素的核电荷数由小到大的顺序给元素编号,得到原子序数。 ②原子序数与元素的原子结构之间的关系:原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数 （2） 横行原则 把电子层数相同的元素,按原子序数递增的顺序从左到右排成横行 （3） 纵行原则 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成纵列。 2．元素周期表的结构 （1）周期 短周期：第一、二、三周期，每周期所含元素的种类分别为2、8、8种 长周期：第四、五、六、七周期，每周期所含元素的种类分别为18、18、32、32种 （2）族 主族：IA-VIIA族，副族：IB-VIIB族，VIII族，0族。 （3）常见族的别称 族 IA(除氢外) IIA IIIA IVA VA VIA VIIA 0 别称 碱金属 碱土金属 硼族 碳族 氮族 氧族 卤族元素 稀有气体元素 3．元素周期表的简单分区：金属区与非金属区及分界线。 （1）分界线： 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性之间没有严格的界线。 ①分界线处元素，可能具有两性，在分界线附近寻找半导体材料。 ②在过渡元素（副族和第Ⅷ族）中找耐高温、耐腐蚀、催化剂。 ③称土元素：钪钇及镧系共17种元素。 ④在非金属区寻找制造新品种农药的元素，F、Cl、S、P、As等，如由含砷的有机物发展成对人畜毒性较低的含磷有机物等。 4．IIA与IIIA主族原子序数相差数目 （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，还有镧系和锕系，原子序数相差25 5．元素化合价与元素在周期表中位置的关系 （1）同主族元素的最高正价和最低负价相同(O、F除外)。 （2）主族元素最高正化合价＝主族序数＝最外层电子数。 （3）非金属元素的最高正价和最低负价的绝对值之和等于8(H最低价为－1，O、F除外)。 同主族元素性质的递变规律 碱金属元素 1．碱金属元素的原子结构 元素名称 元素符号 核电荷数 原子结构示意图 原子半径/nm 锂 Li 3 　 0.152 钠 Na 11 　 0.186 钾 K 19 　 0.227 铷 Rb 37 　 0.248 铯 Cs 55 　 0.265 相同点：最外层均有1个电子，均有较强还原性 递变性：从Li到Cs随核电荷数的增加，电子层数增多，原子半径增大 2．碱金属单质的化学性质 （1）锂、钠、钾与氧气反应 4Li+O22Li2O，2Na＋O2=Na2O2、K＋O2=KO2反应越来越剧烈。 焰色：Li紫红色，Na黄色，K紫色。 实验结论：Li、Na、K金属的活泼性：K＞Na>Li。 （2）钠、钾与水反应 不同点：钾与水的反应比钠与水更剧烈，伴有轻微爆炸声并着火燃烧。 （3）化学性质的相似性和递变性 ①相似性：原因最外层均有1个电子 ②递变性：从锂到铯，单质还原性逐渐减弱，离子的氧化性逐渐增强。生成的LiOH、NaOH、KOH、RbOH、CsOH碱性越来越强。 【原因】随着核电荷数递增，核外电子层数逐渐增大，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，失电子能力逐渐增强，元素的金属性增强。 知识点三、卤族元素 1．卤族元素的原子结构及其特点 卤族元素包括：F、Cl、Br、I、At(写元素符号)。前4种元素的原子结构示意图依次是： F、Cl、Br、I 原子结构特点如下： （1）相似性：最外层电子数都是7。 （2）递变性：F→I，核电荷数依次增大，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大。 2．卤素单质的物理性质 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 3．卤素单质的化学性质 （1）卤素单质与氢气反应 卤素单质 反应条件 化学方程式 产物稳定性 F2 暗处 H2＋F2===2HF 很稳定 Cl2 光照或点燃 H2＋Cl2==2HCl 较稳定 Br2 加热 H2＋Br2==2HBr 不如氯化氢稳定 I2 不断加热 H2＋I2 2HI 不稳定，同一条件下同时分解 结论 从F2到I2，与H2化合越来越难，生成的氢化物稳定性逐渐减弱，元素的非金属性逐渐减弱 HF、HCl、HBr、HI：对应氢化物的稳定性逐渐减弱，还原性逐渐增强，其水溶液的酸性逐渐增强，即（用<或>号连接）：稳定性：HF>HCl>HBr>HI；还原性：HF<HCl<HBr<HI； 酸性：HF<HCl<HBr<HI。 （2）卤素单质间的置换反应的实验探究 实验操作 实验现象 离子方程式 结论 振荡静置后，溶液由无色变为橙黄色 2Br－＋Cl2===Br2＋2Cl－ 氧化性：F2>Cl2>Br2>I2 离子的还原性：F-<Cl-<Br-<I- 振荡静置后，溶液由无色变为褐色 2I－＋Cl2===I2＋2Cl－ 振荡静置后，溶液由无色变为褐色 2I－＋Br2===I2＋2Br－ 4．从碱金属和卤素元素可以看出，元素的性质和原子结构有密切的关系，主要与原子核外电子的排布，特别是最外层电子数有关。原子结构相似的一族元素，它们在化学性质上表现出相似性和递变性。在元素周期表中，同主族元素从上到下原子核外电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱。所以，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 元素周期律 1～18号元素性质的周期性变化规律 1．原子最外层电子排布变化规律 周期序号 原子序数 电子层数 最外层电子数 结论 第一周期 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) 第二周期 3→10 2 1→8 第三周期 11→18 3 1→8 规律：随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈现周期性变化 2.原子半径的变化规律(稀有气体除外) 周期序号 原子序数 原子半径(nm) 结论 第一周期 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) 第二周期 3→9 0.152→0.071大→小 第三周期 11→17 0.186→0.099大→小 规律：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现周期性变化 1－18号元素原子半径：(不包括稀有气体He、Ne、Ar) 顺序为： Na、Mg、（Li）、Al、Si、P、S、Cl、Be、B、C、N、O、F、H，总体上为周期数321，从左到右，只一个Li例外。 粒子半径大小的比较 （1）同周期 ①规律：同周期，从左到右，原子半径逐渐减小 ②举例第三周期：r（Na）＞r（Mg）＞r（Al）＞r（Si）＞r（P）＞r（S）＞r（Cl）。 （2）同主族 ①规律：同主族，从上到下，原子半径越来越大。 ②举例：碱金属元素原子半径：r（Li）＜r（Na）＜r（K）＜r（Rb）， 碱金属元素离子半径r（Li+）＜r（Na+）＜r（K+）＜r（Rb+） 卤素元素原子半径：r（F）＜r（Cl）＜r（Br）＜r（I） 卤素元素离子半径：r（F-）＜r（Cl）＜r（Br-）＜r（I-） （3）同元素 ①规律：同种元素的不同微粒，核外电子数越多，微粒半径越大 ②举例：r（Na+）＜r（Na）；r（Cl－）＞r（Cl）；r（Fe3+）＜r（Fe2+）＜r（Fe） （4）同结构 ①规律：电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小。 ②举例：请从大到小排： Na+、O2－、Mg2+、F－、Al3+: 答案 r（O2－）＞r（F－）＞r（Na+）＞r（Mg2+）＞r（Al3+） （5）短周期元素（不含稀有气体）如图所示四个元素的原子半径大小： r（Z） ＞r（W）＞ r（X）＞ r（Y） 3．元素的主要化合价 周期序号 原子序数 主要化合价 第一周期 1→2 ＋1→0 第二周期 3→10 最高价＋1→＋5(不含O、F) 最低价－4→－1 第三周期 11-18 最高价＋1→＋7 最低价－4→－1 ①同周期由左向右元素的最高正价逐渐升高(＋1→＋7，O没有最高正价和F无正价)； 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 规律：随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈现周期性变化 特殊的：H最高价为＋1，最低价为－1；O最低价为－2，O没有最高正价；F无正化合价，最低价为－1。 4.同周期元素金属性和非金属性的递变规律 （1）以第三周期元素为例探究元素性质的递变规律。 第三周期元素电子层数相同，由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加，原子半径依次减小，失电子的能力依次减弱，得电子的能力依次增强，预测它们的金属性依次减弱，非金属性依次增强。 （2）钠、镁、铝元素金属性的递变规律 (1)钠、镁元素与水反应置换出H2的难易 用砂纸擦去镁表面的氧化膜，放入有滴有酚酞的水的试管中，反应很慢，只有很少量的气泡。加热至沸腾后，有较多的无色气泡冒出，滴加酚酞溶液变为粉红色。 结论：镁与冷水几乎不反应，能与热水反应，反应的化学方程式为Mg＋2H2OMg(OH)2＋H2↑。 结合前面所学钠与水的反应，可得出金属性：Na>Mg。 (2)镁、铝元素金属性强弱的实验探究 在MgCl2溶液、AlCl3溶液中分别滴加浓氨水，至不再产生沉淀为止，各分成两等份，分别加盐酸和NaOH溶液，观察现象。Mg（OH）2、Al（OH）3能溶于盐酸，Mg（OH）2不溶于NaOH溶液，Al（OH）3能溶于NaOH溶液。结论：金属性：Mg>Al (3)钠、镁、铝的最高价氧化物对应水化物的碱性 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 分类 强碱 中强碱(属于弱碱) 两性氢氧化物 碱性强弱 NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3 结论 金属性：Na>Mg>Al （3）.硅、磷、硫、氯的非金属性的递变规律 Si P S Cl 最高价氧化物对应水化物的酸性 H2SiO3：弱酸 H3PO4：中强酸 H2SO4：强酸 HClO4：强酸 酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2SiO3 氢化物的稳定性 SiH4 PH3 H2S HCl 稳定性：SiH4<PH3<H2S<HCl 结论 Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强 【归纳总结】 I．同周期元素性质递变规律 同一周期从左到右，元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 II．元素周期律 (1)内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。 (2)实质：元素性质的周期性变化是原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。 III．元素金属性和非金属性的强弱比较 1．元素金属性强弱的比较 （1）金属活动顺序表，从左到右，活动性减弱，即金属性减弱。 对应阳离子的氧化性逐渐增强，即金属性减弱。 （2）元素周期表：同周期从左到右，金属性减弱。同主族从上到下金属增强。 （3）与水反应的难易，剧烈程度，越剧烈，金属性越强。 例：K、Na、Mg与水反应 （4）金属与酸反应置换氢的难易，剧烈程度，越剧烈，金属性越强。 例如：Mg、Al与盐酸反应。 （5）金属间的置换反应，被置换出的金属元素的金属性较弱。 （6）元素最高价氧化物对应的水化物碱性越强，金属性越强。 2．元素非金属性强弱的比较 （1）元素周期表：同周期从左到右，非金属性增强。同主族从上到下金属减弱。 （2）单质与氢气反应越容易，非金属性越强。 （3）气态氢化物的稳定性越强，非金属性越强。 （4）最高价氧化物对应的水化物酸性越强，非金属性越强。 （5）元素原子对应的阴离子或氢化物还原性越强，非金属性越弱。 （6）单质间的置换反应，被置换出的非金属元素的非金属性较弱。 （7）单质氧化性越强，非金属性一般越强。 元素周期表相关推断突破口 1．序差关系：短周期同主族相邻元素除了H和Li差2外，其余都差8，请完成下表： X Y ZW M Z－8X Z－1Y ZW Z+1M 2．短周期元素的含量、物理性质和用途 ①地壳中含量前5位：O、S i、Al、Fe、Ca ②空气中含量最多的元素：N ③自然界形成化合物种类最多的元素：C ④质量最轻的单质：H2 ⑤自然界中硬度最大的物质：金刚石 3．短周期元素的性质 ①氧化性（得电子能力）最强的单质、与水反应最剧烈的非金属单质、在暗处与H2剧烈化合并发生爆炸的单质：F2 ②还原性（失电子能力）最强的单质、与水反应最剧烈的金属单质:Na ③常温下不溶于浓硫酸或浓硝酸的金属：Fe、Al ④既能与酸反应又能与碱反应生成氢气的单质：Al ⑤既能和酸又能和某些碱发生非氧化还原反应的氧化物：Al2O3 ⑥溶于水水溶液呈碱性的氢化物：NH3 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。相互作用：包括静电引力和静电斥力 （2）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 二、化学键和化合物类型 1．离子键及离子化合物 （1）离子键 ①定义：带相反电荷离子之间的相互作用。成键微粒：阴、阳离子 ②成键元素：一般是活泼的金属和活泼的非金属 （注意：铵盐中也含离子键） （2）离子化合物 ①概念：由离子键构成的化合物。 ②特例物质：AlCl3是共价化合物 ③离子化合物一定含有离子键，含离子键的化合物一定是离子化合物 2．共价键及共价化合物 （1）共价键 ①定义：原子间通过共用电子对所形成的相互作用。成键微粒：原子 ②成键元素：一般是非金属和非金属 （2）共价化合物 概念：以共用电子对形成分子的化合物。 （3）极性共价键和非极性共价键 ①极性共价键：不同种元素形成的共价键，如H－Cl ②非极性共价键：同种元素形成的共价键，如H－H 3．化学键和化合物类型的关系 （1）共价化合物中只含共价键，一定不含离子键 （2）离子化合物中一定含离子键，可能含所有类型的共价键 ①Na2O2：离子键和非极性键 ②NaOH：离子键和极性键 ③NH4NO3：离子键、极性键 ③CH3COONH4：离子键、极性键、非极性键 三、电子式的书写 1．原子的电子式：按照“上下左右”的顺序排最外层电子 原子 H Mg B C N O F Ne 电子式 2．简单阳离子的电子式：离子符号即为其电子式 3．简单的阴离子的电子式：最外层一般为8电子，通式为 原子 H－ N3－ O2－ F－ 电子式 4．共价分子的电子式的书写 ① 单质 分子 N2 O2 F2 H2 结构式 N≡N O＝O F-F H-H 电子式 ②简单氢化物 分子 CH4 NH3 H2S HF 结构式 H－S－H H-F 电子式 ③三原子分子 分子 HCN SCl2 O＝C＝O HClO 结构式 H－C≡N Cl－S－Cl CO2 H－O－Cl 电子式 ④其它多原子分子 分子 H2O2 N2H4 C2H2 CCl4 结构式 H－O－O－H H-C≡C-H 电子式 5．离子化合物的电子式 ①基础类型 NaF Na2O MgCl2 CaO Na3N 举例：K2S套用Na2O，CaF2套用MgCl2。 ②其它代表类型 NaOH KSCN Na2O2 NaClO NH4Cl 举例：KHS套用NaOH，K2S2套用Na2O2。 复杂的阴离子和阳离子（共价型离子），中心原子一般为8个电子 NH4+ H3O+ NH2－ CH3+ 电子式 OH－ O22－ CN－ C22－ 电子式 ［］2－ 7．用电子式表示化合物的形成过程 （1）离子化合物的形成 请用电子式表示NaCl、MgCl2、Na2O、的形成过程： （2）共价键化合物的形成 请用电子式表示HCl、NH3、H2O、CO2、CH4的形成过程： 8．共价分子结构的表示方法 （1）结构式 用短线（“—”）代表1对共用电子对，有几对共用电子对画几条短线，略去所有的电子和电子对。这种表示分子里各直接相连的原子的成键情况的式子称为结构式。如氯分子可表示为“Cl—Cl” （2）分子结构模型 分子具有一定的空间结构，反映分子空间结构的模型通常有球棍模型和填充模型 （3）球棍模型 用小球代表原子（常用不同颜色和大小的球来区别不同的原子），用棍表示共价键（单键、双键、三键），通过球和棍连接反映分子结构的模型称为球棍模型 （4）填充模型 按照合适的比例，以不同大小的球代表不同的原子，真实地表示原子的空间位置关系和分子结构的模型称为填充模型 球棍模型和填充模型中，球的大小与原子半径的大小比例相一致 （5）常见共价化合物的模型 分子 结构式 球棍模型 填充模型 空间结构 结构相似的分子 CO2 O=C=O 直线形 CS2、BeCl2 H2O V形 H2S NH3 三角锥形 PH3、PCl3 CH4 正四面体形 CCl4、SiF4 HCl H—Cl 直线形 HF Cl2 Cl—Cl 直线形 H2 9．化合物溶于水与熔化时破坏的什么化学健 溶于水 HCl NaCl NaHSO4 NaOH 破坏的健 共价键 离子键 离子键和共价健 离子键 熔融状态下能导电的化合物是离子化合物，如NaCl；熔融状态下不能导电的化合物是共价化合物，如HCl。 熔化 NaCl NaOH NaHSO4 NaHCO3 KMnO4 破坏的健 离子键 离子键 离子键 分解 分解 10．发生化学反应时破坏的什么化学健 CH4 + 2O2 = CO2+ 2H2O 破坏极性键 破坏非极性键 生成极性键 生成极性键 学科网（北京）股份有限公司 $ 第四章 期末知识点过关填空练习-2025-2026学年人教版高一上学期化学必修第一册 原子的结构 1．原子结构 原子由原子核和 构成，原子核由 和 构成。 2．质量数 原子的质量主要集中在 上，质子和中子的相对质量都近似为 ,如果忽略电子的质量,将核内所有质子和中子的相对质量取 相加,所得的数值叫质量数,用符号A表示。质子数符号为Z，中子数符号为N。即得公式：A= 。质量数与相对原子质量在数值上近似相等。 3．核素：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。特殊的核素：H中没有 。 4．微粒符号及意义: A: ,Z质子数,A-Z ,±x化合价,m±离子所带电荷数,n原子个数。 5． 相同而 不同的同一元素的不同原子互称为同位素，即同一元素的 互称为同位素。 同位素之间不相同的是：物理性质、质量数、 。 同位素之间相同的是：核电荷数相同、 、是同一种元素、化学性质几乎相同、在元素周期表所处位置相同、核外电子数完全相同。 6．电子排布完全相同的原子不一定是同一种原子，如互为同位素的各原子。氘的符号或D，氚的符号或 。 7．几种重要核素的用途 核素 U C H、H O 、 用途 核燃料 示踪原子 8．原子核外电子的排布 电子层 K L M N 最外层 次外层 倒数第三层 最多容纳的电子数 2 8 18 32 8 18 32 原子核外电子的排布规律，是根据 和理论分析的结果而得出的，其中也包括从元素周期表得到的启示。 9．有正确表达几个重要原子及离子的结构示意图：例如Na、Na+、Cl、Cl-等。 10．1～20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 最外层电子数等于次外层电子数的2倍 最外层电子数等于次外层电子数的3倍 最外层电子数等于电子层数 11．10电子粒子：思考方法 原子 分子 阳离子 阴离子 单核 Ne -------- 、O2-、N3- 多核 ----- 、NH2-、NH2－ 12、18电子粒子 原子：Ar 分子：① 、H2S、PH3、SiH4、 ②F－F、 、H2N-NH2、CH3-CH3 ③CH3-F、CH3-OH、NH2OH、NH2F等 阳离子： Ca2+、K+ 阴离子：P3-、S2-、Cl-、HS -。 13．核外电子总数及质子总数均相同的粒子 Na+、 、H3O+ ；F-、 、NH2-；Cl-、 ；N2、 等。 元素周期表的结构 1．编排原则 （1）门捷列夫排法依据 将元素按照 由小到大排列，并将化学性质 元素放在一起，制出了第一张元素周期表。 （2）现在元素周期表排法依据 ①原子序数：根据元素的核电荷数由小到大的顺序给元素编号,得到原子序数。 ②原子序数与元素的原子结构之间的关系:原子序数= 1. 横行原则 把 的元素,按原子序数递增的顺序从左到右排成横行 1. 纵行原则 把不同横行中 相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排成纵列。 2．元素周期表的结构 （1）周期 短周期：第一、二、三周期，每周期所含元素的种类分别为 种 长周期：第四、五、六、七周期，每周期所含元素的种类分别为18、18、32、32种 （2）族 主族：IA-VIIA族，副族：IB-VIIB族，VIII族，0族。 （3）常见族的别称 族 IA(除氢外) IIA IIIA IVA VA VIA VIIA 0 别称 碱土金属 硼族 碳族 氮族 氧族 稀有气体元素 3．元素周期表的简单分区：金属区与非金属区及分界线。 （1）分界线： 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性之间没有严格的界线。 1 界线处元素，可能具有 ，在分界线附近寻找 材料。 2 过渡元素（副族和第Ⅷ族）中找 。 3 称土元素： 共17种元素。 ④在非金属区寻找制造新品种农药的元素，F、Cl、S、P、As等，如由含砷的有机物发展成对人畜毒性较低的含磷有机物等。 4．IIA与IIIA主族原子序数相差数目 （1）2、3周期IIA和IIIA相邻，原子序数相差 （2）4、5周期IIA和IIIA之间有副族和VIII族，原子序数相差 （3）6、7周期IIA和IIIA之间有副族和VIII族，还有镧系和锕系，原子序数相差 5．元素化合价与元素在周期表中位置的关系 （1）同主族元素的最高正价和最低负价 (O、F除外)。 （2）主族元素最高正化合价＝ 序数＝ 。 （3）非金属元素的最高正价和最低负价的绝对值之和等于 (H最低价为－1，O、F除外)。 同主族元素性质的递变规律 碱金属元素 1．碱金属元素的原子结构 元素名称 元素符号 核电荷数 原子结构示意图 原子半径/nm 锂 Li 3 　 0.152 钠 Na 11 　 0.186 钾 K 19 　 0.227 铷 Rb 37 　 0.248 铯 Cs 55 　 0.265 相同点：最外层均有 个电子，均有较强 递变性：从Li到Cs随核电荷数的增加，电子层数 ，原子半径 2．碱金属单质的化学性质 （1）锂、钠、钾与氧气反应 4Li+O22Li2O，2Na＋O2=Na2O2、K＋O2=KO2反应越来越剧烈。 焰色：Li紫红色，Na黄色，K紫色。 实验结论：Li、Na、K金属的活泼性：K＞Na>Li。 （2）钠、钾与水反应 不同点：钾与水的反应比钠与水更剧烈，伴有轻微爆炸声并着火燃烧。 （3）化学性质的相似性和递变性 ①相似性：原因最外层均有1个电子 ②递变性：从锂到铯，单质还原性逐渐 ，离子的氧化性逐渐增强。生成的LiOH、NaOH、KOH、RbOH、CsOH碱性越来越 。 【原因】随着核电荷数递增，核外电子层数逐渐增大，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，失电子能力逐渐 ，元素的金属性 。 知识点三、卤族元素 1．卤族元素的原子结构及其特点 卤族元素包括：F、Cl、Br、I、At(写元素符号)。前4种元素的原子结构示意图依次是： F 、Cl 、Br、I 原子结构特点如下： （1）相似性：最外层电子数都是7。 （2）递变性：F→I，核电荷数依次增大，电子层数依次 ，原子半径逐渐 。 2．卤素单质的物理性质 F2 Cl2 Br2 I2 颜色、状态 淡黄绿色气体 紫黑色固体 3．卤素单质的化学性质 （1）卤素单质与氢气反应 卤素单质 反应条件 化学方程式 产物稳定性 F2 H2＋F2===2HF Cl2 光照或点燃 较稳定 Br2 H2＋Br2==2HBr 不如氯化氢稳定 I2 不断加热 H2＋I2 2HI 不稳定，同一条件下同时 结论 从F2到I2，与H2化合越来越难，生成的氢化物稳定性逐渐 ，元素的非金属性逐渐 HF、HCl、HBr、HI：对应氢化物的稳定性逐渐减弱，还原性逐渐增强，其水溶液的酸性逐渐增强，即（用<或>号连接）：稳定性： ；还原性： ； 酸性：HF<HCl<HBr<HI。 （2）卤素单质间的置换反应的实验探究 实验操作 实验现象 离子方程式 结论 振荡静置后，溶液由无色变为橙黄色 2Br－＋Cl2===Br2＋2Cl－ 氧化性：F2>Cl2>Br2>I2 离子的还原性：F-<Cl-<Br-<I- 振荡静置后，溶液由无色变为褐色 振荡静置后，溶液由无色变为褐色 4．从碱金属和卤素元素可以看出，元素的性质和原子结构有密切的关系，主要与 ，特别是 有关。原子结构相似的一族元素，它们在化学性质上表现出相似性和递变性。在元素周期表中，同主族元素从上到下原子核外电子层数依次 ，原子半径逐渐 ，失电子能力逐渐 ，得电子能力逐渐 。所以， 逐渐增强， 逐渐减弱。 元素周期律 1～18号元素性质的周期性变化规律 1．原子最外层电子排布变化规律 周期序号 原子序数 电子层数 最外层电子数 结论 第一周期 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) 第二周期 3→10 2 1→8 第三周期 11→18 3 1→8 规律：随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈现 变化 2.原子半径的变化规律(稀有气体除外) 周期序号 原子序数 原子半径(nm) 结论 第一周期 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) 第二周期 3→9 0.152→0.071大→小 第三周期 11→17 0.186→0.099大→小 规律：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现周期性变化 1－18号元素原子半径：(不包括稀有气体He、Ne、Ar) 顺序为： Na、 （Li）、Al、Si、 Cl、Be、B、 、H，总体上为周期数321，从左到右，只一个Li例外。 粒子半径大小的比较 （1）同周期 ①规律：同周期，从左到右，原子半径逐渐减小 ②举例第三周期： （2）同主族 ①规律：同主族，从上到下，原子半径越来越大。 ②举例：碱金属元素原子半径： ， 碱金属元素离子半径r（Li+）＜r（Na+）＜r（K+）＜r（Rb+） 卤素元素原子半径：r（F）＜r（Cl）＜r（Br）＜r（I） 卤素元素离子半径： （3）同元素 ①规律：同种元素的不同微粒，核外电子数越多，微粒半径越大 ②举例：r（Na+） r（Na）；r（Cl－） r（Cl）；r（Fe3+） r（Fe2+） r（Fe） （4）同结构 ①规律：电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径 。 ②举例：请从大到小排： Na+、O2－、Mg2+、F－、Al3+: （5）短周期元素（不含稀有气体）如图所示四个元素的原子半径大小： 3．元素的主要化合价 周期序号 原子序数 主要化合价 第一周期 1→2 ＋1→0 第二周期 3→10 最高价＋1→＋5(不含O、F) 最低价－4→－1 第三周期 11-18 最高价＋1→＋7 最低价－4→－1 ①同周期由左向右元素的最高正价逐渐升高(＋1→＋7，O没有最高正价和F无正价)； 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|＝ 规律：随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈现周期性变化 特殊的：H最高价为＋1，最低价为－1；O最低价为－2，O没有最高正价；F无正化合价，最低价为－1。 4.同周期元素金属性和非金属性的递变规律 （1）以第三周期元素为例探究元素性质的递变规律。 第三周期元素电子层数 ，由左向右元素的原子最外层电子数逐渐 ，原子半径依次 ，失电子的能力依次 ，得电子的能力依次 ，预测它们的金属性依次 ，非金属性依次 。 （2）钠、镁、铝元素金属性的递变规律 (1)钠、镁元素与水反应置换出H2的难易 用砂纸擦去镁表面的氧化膜，放入有滴有酚酞的水的试管中，反应很慢，只有很少量的气泡。加热至沸腾后，有较多的无色气泡冒出，滴加酚酞溶液变为粉红色。 结论：镁与冷水几乎不反应，能与 水反应，反应的化学方程式为 。 结合前面所学钠与水的反应，可得出金属性：Na Mg。 (2)镁、铝元素金属性强弱的实验探究 在MgCl2溶液、AlCl3溶液中分别滴加浓氨水，至不再产生沉淀为止，各分成两等份，分别加盐酸和NaOH溶液，观察现象。Mg（OH）2、Al（OH）3能溶于盐酸，Mg（OH）2不溶于NaOH溶液，Al（OH）3能溶于NaOH溶液。结论：金属性：Mg>Al (3)钠、镁、铝的最高价氧化物对应水化物的碱性 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 分类 强碱 中强碱(属于弱碱) 两性氢氧化物 碱性强弱 结论 金属性：Na Mg Al （3）.硅、磷、硫、氯的非金属性的递变规律 Si P S Cl 最高价氧化物对应水化物的酸性 H2SiO3：弱酸 H3PO4：中强酸 H2SO4：强酸 HClO4：强酸 酸性： 氢化物的稳定性 SiH4 PH3 H2S HCl 稳定性： 结论 Si、P、S、Cl的非金属性逐渐 【归纳总结】 I．同周期元素性质递变规律 同一周期从左到右，元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 II．元素周期律 (1)内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。 (2)实质：元素性质的周期性变化是原子的 的周期性变化的必然结果。 III．元素金属性和非金属性的强弱比较 1．元素金属性强弱的比较 （1）金属活动顺序表，从左到右，活动性减弱，即金属性减弱。 对应阳离子的氧化性逐渐增强，即金属性减弱。 （2）元素周期表：同周期从左到右，金属性减弱。同主族从上到下金属增强。 （3）与水反应的难易，剧烈程度，越剧烈，金属性越强。 例：K、Na、Mg与水反应 （4）金属与酸反应置换氢的难易，剧烈程度，越剧烈，金属性越强。 例如：Mg、Al与盐酸反应。 （5）金属间的置换反应，被置换出的金属元素的金属性 。 （6）元素最高价氧化物对应的水化物碱性 ，金属性越强。 2．元素非金属性强弱的比较 （1）元素周期表：同周期从左到右，非金属性增强。同主族从上到下金属减弱。 （2）单质与氢气反应越容易，非金属性 。 （3）气态氢化物的稳定性越 ，非金属性越强。 （4）最高价氧化物对应的水化物酸性越强，非金属性越 。 （5）元素原子对应的阴离子或氢化物还原性越 ，非金属性越弱。 （6）单质间的置换反应，被置换出的非金属元素的非金属性较 。 （7）单质氧化性越强，非金属性一般越 。 元素周期表相关推断突破口 1．序差关系：短周期同主族相邻元素除了H和Li差2外，其余都差 ，请完成下表： X Y ZW M 2．短周期元素的含量、物理性质和用途 ①地壳中含量前5位：O、S i、 、Ca ②空气中含量最多的元素：N ③自然界形成化合物种类最多的元素：C ④质量最轻的单质：H2 ⑤自然界中硬度最大的物质：金刚石 3．短周期元素的性质 ①氧化性（得电子能力）最强的单质、与水反应最剧烈的非金属单质、在暗处与H2剧烈化合并发生爆炸的单质：F2 ②还原性（失电子能力）最强的单质、与水反应最剧烈的金属单质:Na ③常温下不溶于浓硫酸或浓硝酸的金属： ④既能与酸反应又能与碱反应生成氢气的单质：Al ⑤既能和酸又能和某些碱发生非氧化还原反应的氧化物：Al2O3 ⑥溶于水水溶液呈碱性的氢化物：NH3 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。相互作用：包括静电引力和静电斥力 （2） 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： 的断裂和 的形成的过程 二、化学键和化合物类型 1．离子键及离子化合物 （1）离子键 ①定义：带相反电荷离子之间的相互作用。成键微粒： ②成键元素：一般是活泼的金属和活泼的非金属 （注意：铵盐中也含离子键） （2）离子化合物 ①概念：由离子键构成的化合物。 ②特例物质：AlCl3是共价化合物 ③离子化合物一定含有离子键，含离子键的化合物一定是离子化合物 2．共价键及共价化合物 （1）共价键 ①定义：原子间通过共用电子对所形成的相互作用。成键微粒： ②成键元素：一般是非金属和非金属 （2）共价化合物 概念：以共用电子对形成分子的化合物。 （3）极性共价键和非极性共价键 ①极性共价键： 形成的共价键，如H－Cl ②非极性共价键： 形成的共价键，如H－H 3．化学键和化合物类型的关系 （1）共价化合物中 ，一定不含 （2）离子化合物中一定含离子键，可能含所有类型的共价键 ①Na2O2： ②NaOH： ③NH4NO3： ④CH3COONH4：离子键、极性键、非极性键 三、电子式的书写 1．原子的电子式：按照“上下左右”的顺序排最外层电子 原子 H Mg B C N O F Ne 电子式 2．简单阳离子的电子式：离子符号即为其电子式 3．简单的阴离子的电子式：最外层一般为8电子，通式为 原子 H－ N3－ O2－ F－ 电子式 4．共价分子的电子式的书写 ① 单质 分子 N2 O2 F2 H2 结构式 N≡N O＝O F-F H-H 电子式 ②简单氢化物 分子 CH4 NH3 H2S HF 结构式 H－S－H H-F 电子式 ③三原子分子 分子 HCN SCl2 O＝C＝O HClO 结构式 H－C≡N Cl－S－Cl CO2 H－O－Cl 电子式 ④其它多原子分子 分子 H2O2 N2H4 C2H2 CCl4 结构式 H－O－O－H H-C≡C-H 电子式 5．离子化合物的电子式 ①基础类型 NaF Na2O MgCl2 CaO Na3N 举例：K2S套用Na2O，CaF2套用MgCl2。 ②其它代表类型 NaOH KSCN Na2O2 NaClO NH4Cl 举例：KHS套用NaOH，K2S2套用Na2O2。 复杂的阴离子和阳离子（共价型离子），中心原子一般为8个电子 NH4+ H3O+ NH2－ CH3+ 电子式 OH－ O22－ CN－ C22－ 电子式 ［］2－ 7．用电子式表示化合物的形成过程 （1）离子化合物的形成 请用电子式表示NaCl、MgCl2、Na2O、的形成过程： （2）共价键化合物的形成 请用电子式表示HCl、NH3、H2O、CO2、CH4的形成过程： 8．共价分子结构的表示方法 （1）结构式 用短线（“—”）代表1对共用电子对，有几对共用电子对画几条短线，略去所有的电子和电子对。这种表示分子里各直接相连的原子的成键情况的式子称为结构式。如氯分子可表示为“Cl—Cl” （2）分子结构模型 分子具有一定的空间结构，反映分子空间结构的模型通常有球棍模型和填充模型 （3）球棍模型 用小球代表原子（常用不同颜色和大小的球来区别不同的原子），用棍表示共价键（单键、双键、三键），通过球和棍连接反映分子结构的模型称为球棍模型 （4）填充模型 按照合适的比例，以不同大小的球代表不同的原子，真实地表示原子的空间位置关系和分子结构的模型称为填充模型 球棍模型和填充模型中，球的大小与原子半径的大小比例相一致 （5）常见共价化合物的模型 分子 结构式 球棍模型 填充模型 空间结构 结构相似的分子 CO2 O=C=O CS2、BeCl2 H2O H2S NH3 PH3、PCl3 CH4 CCl4、SiF4 HCl H—Cl 直线形 HF Cl2 Cl—Cl 直线形 H2 9．化合物溶于水与熔化时破坏的什么化学健 溶于水 HCl NaCl NaHSO4 NaOH 破坏的健 熔融状态下能导电的化合物是离子化合物，如NaCl；熔融状态下不能导电的化合物是共价化合物，如HCl。 熔化 NaCl NaOH NaHSO4 NaHCO3 KMnO4 破坏的健 分解 分解 10．发生化学反应时破坏的什么化学健 CH4 + 2O2 = CO2+ 2H2O 破坏极性键 破坏 生成极性键 生成 学科网（北京）股份有限公司 $