专题01 基本概念 基本理论（期末复习知识清单）高一化学上学期人教版

该高中化学知识清单全面覆盖基本概念与理论、物质及其变化、物质结构元素周期律等核心模块，涵盖化学史、物质分类、胶体、离子反应、氧化还原反应、原子结构等知识范畴，搭建了从基础概念到核心理论的递进式学习支架。 清单采用表格对比（如分散系性质比较）、规律总结（如氧化还原反应"强制弱"规律）构建知识体系，体现化学观念和科学思维。设计离子方程式书写四步法、Fe(OH)3胶体制备步骤等实用模块，标注"分散系本质区别"等重难点，助力学生自主复习，也为教师教学设计提供清晰框架。

高一化学期末核心必背知识清单 专题01 基本概念与基本理论 绪言 清单01 近代化学发展的5个里程碑 （1）1661年英国化学家波义耳提出元素的概念，标志着近代化学的诞生。 （2）1774年法国化学家拉瓦锡提出燃烧的氧化学说，使近代化学取得了革命性的进展。（3）1803年英国科学家道尔顿提出原子学说，为近代化学的发展奠定了坚实的基础。 （4）1811年意大利科学家阿伏伽德罗提出分子学说，使人们对物质结构的认识发展到一个新的阶段。 （5）1869年俄国化学家门捷列夫发现元素周期律，使化学的研究变得有规律可循。 清单02中国在化学上的成就 （1）我国是世界上发明陶瓷、冶金、火药、造纸、酿造和印染等较早的国家。在长期的生活和生产实践中，人们积累了大量有关物质及其变化的实用知识和技能，例如明代李时珍的《本草纲目》和宋应星的《天工开物》等，都蕴含着丰富的化学知识。 （2）1943年，侯德榜发明了联合制碱法，为我国化学工业发展和技术创新做出来重要贡献。 （3）1965年，我国科学家合成了结晶牛胰岛素，是世界上第一次用化学方法合成具有生物活性的蛋白质。 （4）20世纪80年代，我国在世界上首次用人工方法合成具有与天然分子相同化学结构和完整生物活性的核糖核酸，为人类揭开生命的奥秘做出来贡献。 第一章 物质及其变化 清单01 根据物质的组成分类 1.物质的元素组成 （1）金刚石、石墨和C60都是由碳元素形成的单质，是碳元素的同素异形体。氧元素也有两种同素异形体，它们分别是氧气(O2)和臭氧(O3)。 （2）碳和氧两种元素可形成两种化合物，其化学式分别是CO、CO2；氢和氧两种元素形成的化合物的化学式分别是H2O和H2O2。 2.根据物质的性质分类 （1）根据物质的性质对氧化物进行分类 氧化物 酸性氧化物 碱性氧化物 定义 能与碱反应生成盐和水的氧化物 能与酸反应生成盐和水的氧化物 实例 CO2、SO3等 CaO、Fe2O3等 属类 大多数非金属氧化物 大多数金属氧化物 （2）氧化物的交叉分类 ①酸性氧化物不一定是非金属氧化物，如Mn2O7。 ②非金属氧化物不一定都是酸性氧化物，如CO、NO、H2O为不成盐氧化物，H2O2为过氧化物。 ③碱性氧化物一定是金属氧化物。 ④金属氧化物不一定是碱性氧化物，如Mn2O7是酸性氧化物。Al2O3是两性氧化物，Na2O2是过氧化物。 清单02 溶液、胶体、浊液的比较 分散系 溶液 胶体 浊液 分散质粒子种类 分子、离子 大量分子聚集体或大分子 大量粒子聚集体 分散质粒子直径 小于1 nm 1～100 nm 大于100 nm 外部特征 均一、透明、稳定 较均一、透明、较稳定 不均一、不透明、不稳定，久置沉淀(或分层) 能否透过滤纸 能 能 不能 鉴别方法 胶体(或溶液)和浊液通过静置鉴别；胶体和溶液可通过丁达尔效应鉴别 清单03 胶体 1.胶体区别其他分散系的本质特征是分散质粒子直径大小(1～100 nm)。 2.胶体的性质：①丁达尔效应；②电泳现象；③介稳性；④聚沉等。 3.胶体微粒一般是离子、分子或难溶物的聚集体，但有些高分子化合物，如淀粉、蛋白质，因其分子非常大，其相对分子质量通常为几万、几十万甚至上百万、千万，因此一个分子就是一个胶体微粒，它们的溶液是胶体。 4.区分胶体和其他分散系的最简便的方法是丁达尔效应。 5.胶体具有介稳性的主要原因是胶体粒子带有相同电荷。 6.胶体的电泳现象反映了胶体粒子带电荷，但不能说成胶体带电荷。胶体与溶液一样是呈电中性的。 7.在Fe(OH)3胶体中，Fe(OH)3胶体粒子的数目要远远小于原FeCl3溶液中Fe3＋的数目。 8.Fe(OH)3胶体中逐滴加入强酸(如盐酸、硫酸)时，出现的现象为先沉淀后溶解。其原因：开始时出现沉淀是由于胶体中加入了电解质发生了聚沉，后来沉淀消失是由于发生了中和反应。 9.把握净水剂及其作用原理：胶体粒子的直径一般在1～100 nm之间，它决定了胶体粒子具有较大的比表面积，吸附力很强，能在水中吸附悬浮固体或色素形成沉淀，从而达到净水的目的，这就是胶体净水的原理。能在水中自然形成胶体，并且对水质无明显副作用的物质有KAl(SO4)2·12H2O、FeCl3·6H2O等，这样的物质被称为净水剂，其形成胶体的化学原理是Al3＋、Fe3＋发生水解反应生成Al(OH)3胶体、Fe(OH)3胶体。 10. Fe（OH）3胶体的制备 （1）制备图示 （2）制备原理和操作 ①将烧杯中的蒸馏水加热至沸腾 ②向沸水中逐滴加入5~6滴　饱和FeCl3溶液③继续煮沸至液体呈红褐色,停止加热 ③反应：FeCl3+3H2OFe（OH）3（胶体）+3HCl 清单04 酸、碱、盐的性质 1.酸的通性 性质 反应实例 反应类型 与指示剂反应 使紫色石蕊试剂变红，不能使酚酞试剂变色 —— 与活泼金属反应 Zn＋H2SO4＝ZnSO4＋H2↑ 置换反应 与金属氧化物反应 CuO＋H2SO4＝CuSO4＋H2O 复分解反应 与碱反应 2NaOH＋H2SO4＝Na2SO4＋2H2O 复分解反应 与某些盐反应 CuCO3＋H2SO4＝CuSO4＋H2O＋CO2↑ 复分解反应 2.碱的通性 性质 反应实例 反应类型 与指示剂反应 使紫色石蕊变蓝，无色酚酞变红 —— 与酸性氧化物反应 2NaOH＋SiO2＝Na2SiO3＋H2O 复分解反应 与酸反应 2NaOH＋H2SO4＝Na2SO4＋2H2O 复分解反应 与某些盐反应 2NaOH＋MgSO4＝Na2SO4＋Mg(OH)2↓ 复分解反应 3.盐的通性 性质 反应实例 反应类型 与金属反应 CuSO4＋Zn＝ZnSO4＋Cu 置换反应 与酸反应 CaCO3＋2HCl＝CaCl2＋H2O＋CO2↑ 复分解反 与碱反应 MgCl2＋2NaOH＝2NaCl＋Mg(OH)2↓ 复分解反应 与盐反应 BaCl2＋MgSO4＝MgCl2＋BaSO4↓ 复分解反应 清单05 物质的转化 1.单质、氧化物、酸、碱、盐之间的转化关系 2.金属(或非金属)单质→盐的转化关系 （1）金属单质(Ca)→盐的转化关系 CaCaOCa(OH)2CaCO3CaCl2 ① 2Ca＋O22CaO； ② CaO＋H2O===Ca(OH)2； ③ Ca(OH)2＋CO2===CaCO3↓＋H2O； ④ CaCO3＋2HCl===CaCl2＋H2O＋CO2↑。 （2）非金属单质(C)→盐的转化关系 CCO2H2CO3Na2CO3 ① C＋O2CO2； ② CO2＋H2O===H2CO3； ③ H2CO3＋2NaOH===Na2CO3＋2H2O。 3.常见物质的转化规律 ①“强制弱”规律 分类 实例 离子方程式 酸 CH3COONa＋HCl CH3COO－＋H＋=== CH3COOH 碱 FeCl3＋NaOH Fe3＋＋3OH－=== Fe(OH)3↓ 氧化剂 Cl2＋KI Cl2＋2I－===I2＋2Cl－ 还原剂 Fe＋CuSO4 Cu2＋＋Fe===Cu＋Fe2＋ ②“易溶制难溶”规律：如Na2SO4溶液与BaCl2溶液反应，其离子方程式为Ba2＋＋SO===BaSO4↓ ③“难挥发制易挥发”规律：如：H2SO4＋2NaClNa2SO4＋2HCl↑，H3PO4＋NaBrNaH2PO4＋HBr↑ 清单06 电解质的电离 1.电解质、非电解质的比较 — 电解质 非电解质 相同点 均为化合物 不同点 在水溶液里或熔融状态下能导电 在水溶液里和熔融状态下都不导电 本质区别 在水溶液里或熔融状态下自身能发生电离 在水溶液里和熔融状态下自身不发生电离 所含物质类型 酸：H2SO4、H2CO3等； 碱：NaOH、NH3·H2O等； 盐：NaCl、CaCO3等； 活泼金属氧化物：Na2O、CaO等；水 非金属氧化物：SO2、SO3、CO2等； 非酸性气态氢化物：NH3； 部分有机物：蔗糖、乙醇、CH4、CCl4等 2.电离方程式的书写方法 （1）强酸、强碱、大部分盐书写时用“===”连接，如HCl===H＋＋Cl－、NaCl===Na＋＋Cl－。 （2）酸式盐的电离方程式 ①强酸的酸式盐在水溶液中完全电离，如在水溶液中NaHSO4的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO，熔融状态下NaHSO4的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋HSO 。 ②弱酸的酸式盐在水溶液中电离生成酸式酸根阴离子和阳离子，如NaHCO3===Na＋＋HCO。 3.电解质溶液的导电能力 （1）电解质溶液的导电能力与单位体积内电解质电离的离子数目及相应离子所带电荷多少有关，单位体积内电解质电离的离子数目越大，相应离子所带电荷越多，导电能力越强。 （2）判断电解质是否导电，关键要看电解质是否发生电离产生了自由移动的离子，还要看单位体积内电解质电离的离子数目的多少，如CaCO3在水中的溶解度很小，故认为其水溶液导电能力很弱。 清单07 离子方程式 1.概念：用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。 2.书写步骤：以Na2SO4溶液和BaCl2溶液反应为例。 （1）写：正确写出反应的化学方程式：Na2SO4＋BaCl2===BaSO4↓＋2NaCl。 （2）拆：把易溶于水且易电离的物质拆写成离子的形式：2Na＋＋SO＋Ba2＋＋2Cl－===BaSO4↓＋2Na＋＋2Cl－。 （3）删：删去方程式两边不参加反应的离子：SO＋Ba2＋===BaSO4↓。 （4）查：检查方程式两边各元素的原子个数和电荷总数是否相等。 3.离子方程式书写的拆写原则 （1）拆成离子的物质：易溶、易电离的物质，如强酸、强碱、绝大部分可溶性盐。 （2）书写化学式的物质： a.单质；b.气体；c.氧化物；d.难溶性物质；e.难电离的物质；f.非电解质；g.浓硫酸。 （3）多元弱酸的酸式酸根离子不能拆写，如NaHCO3不能拆写成“Na＋＋H＋＋CO”，应写作“Na＋＋HCO”。 （4）微溶物（如Ca(OH)2）：a.作反应物时，澄清溶液中写成离子形式，悬浊液中写成化学式；b.作生成物时，写成化学式。 4.意义： （1）表示某一个具体的化学反应，如反应AgNO3＋NaCl===AgCl↓＋NaNO3可表示为Ag＋＋Cl－===AgCl↓。 （2）表示同一类型的离子反应。如H＋＋OH－===H2O可以表示强酸和可溶性强碱生成水和可溶性盐的反应。 清单08 离子共存的判断 （1）一是判断离子共存，还是判断不共存，注意题目要求是“一定大量共存”、“可能大量共存”还是“不能大量共存” 等要求 （2）二是看是否有隐含限制条件，如：碱性、酸性、无色等。这些问题较易忽视，故放在第一步 ①在无色透明溶液中：中学常见的有色离子：MnO4—，Fe3＋，Fe2+，Cu２＋ ②在酸性溶液中、pH＝1、pH＜7、紫色石蕊试液变红的溶液中 ③在碱性溶液中、pH＝13、pH＞7、紫色石蕊试液变蓝、酚酞变红的溶液中 （3）看能否发生复分解反应。可分三步进行： ①查H＋，主要看是否有弱酸根离子和酸式酸根离子等 ②查OH－，主要看是否有NH、酸式酸根离子和金属离子 ③查金属离子，主要看是否与酸根产生难溶性盐(包括微溶性盐) （4）注意正确理解“透明溶液”，如：NaCl溶液、KOH溶液为无色透明溶液，CuSO4溶液、FeCl3溶液是有色透明溶液，不能认为“有色”就不透明。 清单09 离子推断的“四项基本原则” 1.肯定原则：根据实验现象推出溶液中肯定存在或肯定不存在的离子(记住几种常见的有色离子：Fe2＋、Fe3＋、Cu2＋、MnO、CrO、Cr2O)。 2.互斥原则：在肯定某些离子存在的同时，结合离子共存规律，否定一些离子的存在(注意题目中的隐含条件，如酸性、碱性、指示剂的颜色变化、与铝反应产生H2、水的电离情况等)。 3.电中性原则：溶液呈电中性，溶液中有阳离子，必有阴离子，且溶液中阳离子所带正电荷总数与阴离子所带负电荷总数相等(这一原则可帮助我们确定一些隐含的离子)。 4.进出原则：通常是在实验过程中使用，是指在实验过程中反应生成的离子或引入的离子对后续实验的干扰。 清单10 氧化还原反应 1．从化合价的角度认识氧化还原反应 氧化还原反应概念 凡是有元素化合价升降的化学反应称之为氧化还原反应 氧化还原反应特征 元素的化合价在反应前后发生了变化 氧化反应和还原反应 氧化反应 物质所含元素化合价升高的反应叫做氧化反应 还原反应 物质所含元素化合价降低的反应叫做还原反应 氧化产物和和还原产物 氧化产物 还原剂发生氧化反应得到的产物(即化合价升高的生成物) 还原产物 氧化剂发生还原反应得到的产物(即化合价降低的生成物 2．从电子转移的角度认识氧化还原反应 氧化还原反应本质 发生了电子的转移(电子得失、电子对的偏移) 氧化和还原反应 氧化反应 物质失电子的反应 还原反应 物质得电子的反应 氧化剂和还原剂 氧化剂 得到电子(或电子对偏向)的反应物，具有氧化性 还原剂 失去电子(或电子对偏离)的反应物，具有还原性 氧化性和还原性 氧化性 物质得到电子的性质 还原性 物质失去电子的性质 3.常见的氧化剂及产物预测 氧化剂 还原产物 KMnO4 Mn2+（酸性）；MnO2（中性）；MnO42－（碱性） K2Cr2O7（酸性） Cr3+ 浓硝酸 NO2 稀硝酸 NO X2（卤素单质） X－ H2O2 OH－（碱性）；H2O（酸性） Na2O2 NaOH（或Na2CO3等） NaClO（或ClO－） Cl－、Cl2 NaClO3 Cl2、ClO2等 PbO2 Pb2+ 4.常见的还原剂及产物预测 还原剂 氧化产物 Fe2+ Fe3+（酸性）；Fe（OH）3（碱性） SO2（或H2SO3、SO32－） SO42－ S2－（或H2S） S、SO2（或SO32－）、SO42－ H2C2O4 CO2（酸性）；CO32－（碱性） H2O2 O2 I－（或HI） I2、IO3－ CO CO2（酸性）；CO32－（碱性） 金属单质（Zn、Fe、Cu等） Zn2+、Fe2+（与强氧化剂反应生成Fe3+） Cu2+（与弱氧化剂反应生成Cu+） 5.判断氧化性或还原性强弱的方法 1）根据化学反应比较氧化性或还原性强弱 （1）比较反应物和生成物的氧化性或还原性：强制弱原理 ①氧化性：氧化剂＞氧化产物 ②还原性：还原剂＞还原产物 （2）比较反应物的氧化性或还原性 ①氧化性：氧化剂＞还原剂 ②还原性：还原剂＞氧化剂 2）根据反应条件来判断 当不同的氧化剂（或还原剂）与同一还原剂（或氧化剂）反应时，反应越易进行，则对应的氧化剂（或还原剂）的氧化性（或还原性）越强，反之越弱。如： （1）比较KMnO4和MnO2氧化性强弱：KMnO4＞MnO2 ①MnO2+4HCl（浓）MnCl2+Cl2↑+2H2O ②2KMnO4+16HCl（浓）2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O （2）比较Na、Mg、Al的还原性强弱：Na＞Mg＞Al ①Na与冷水剧烈反应 ②Mg与水加热才反应 ③Al与水加热条件下也难反应 3）根据氧化产物的价态高低判断 （1）方法：同种物质被不同氧化剂氧化的价态越高，氧化剂的氧化性越强。 （2）实例：2Fe+3Cl22FeCl3，Fe+SFeS，氧化性：Cl2＞S。 6.氧化还原反应的概念辨认 （1）2KClO3+6HCl（浓）KCl+3Cl2↑+3H2O：盐酸表现还原性和酸性。 （2）Cl2+H2OHCl+HClO，Cl2 既是氧化剂又是还原 剂。 （3）3NO2+H2O=2HNO3+NO：氧化剂与还原剂物质的量之比为 1:2 。 （4）SO2+2H2S=3S+2H2O：氧化产物与还原产物的物质的量之比为 2:1 。 （5）2Fe(OH)3+6HI=2FeI2+I2+6H2O：HI表现表现还原性和酸性。 （6）Cu+2H2SO4（浓）CuSO4+SO2↑+2H2O, H2SO4 表现 表现氧化性和酸性 （7）3Cu+8HNO3=3Cu(NO3)2+2NO+4H2O，HNO3 表现表现氧化性和酸性 7.电子转移的表示方法 （1）双线桥法：①标变价　②画箭头(反应物指向生成物)　③算数目　④说变化。如铜和稀硝酸反应： （2）单线桥法：①标变价　②画箭头(由失电子原子指向得电子原子)　③算数目（线桥上只标电子转移的总数目，不标“得”“失”字样），如铜和稀硝酸反应： 8.氧化还原反应的基本规律 ①价态规律：同种元素，处于最高价态时只具有氧化性。处于最低价态时只具有还原性。处于中间价态时既有氧化性又有还原性。 ②歧化和归中规律：同种元素不同价态之间发生氧化还原反应时，价态的变化“只靠拢，可相交，不相叉”。 ③反应先后规律：多种氧化剂与一种还原剂相遇，氧化性强的首先得电子被还原；多种还原剂与一种氧化剂相遇，还原性强的首先失电子被氧化。 ④守恒规律：a.质量守恒：反应前后元素的种类和质量不变。 b.电子守恒：即氧化剂得电子的总数等于还原剂失电子的总数，这是配平氧化还原反应方程式的依据，也是有关氧化还原反应计算的依据。 c.电荷守恒：离子方程式中，反应物中各离子的电荷总数与产物中各离子的电荷总数相等。书写氧化还原反应的离子方程式时要注意满足电荷守恒，如Fe3＋＋Cu===Fe2＋＋Cu2＋(错误)，2Fe3＋＋Cu===2Fe2＋＋Cu2＋(正确)。 9.氧化还原反应方程式的配平步骤： ①标变价元素化合价； ②找出变价元素化合价升降(得失电子)总数； ③求得失电子数的最小公倍数； ④配系数； ⑤细检查(原子守恒、电荷守恒) 第四章 物质结构 元素周期律 清单01 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．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。 6．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 7.元素、核素、同位素的联系与区别 ①现行元素周期表已发现的元素有118种，由于同位素的存在，故核素的种数远大于118种。 ②不同核素可能具有相同的质子数，如H、H；也可能具有相同的中子数，如C、O；也可能具有相同的质量数，如C、N。 ③同位素之间的转化，既不是物理变化也不是化学变化，是核反应。 ④同位素之间可形成不同的同位素单质。如氢的三种同位素形成的单质有六种：H2、D2、T2、HD、HT、DT，他们的物理性质(如密度)有所不同，但化学性质几乎完全相同。 ⑤同位素之间可形成不同的同位素化合物。如水分子有H2O(普通水)、D2O(重水)、T2O(超重水)等。他们的相对分子质量不同，物理性质(如密度)有所不同，但化学性质几乎完全相同。 8.同位素的特征 ①“同位”指的是在同期表中的位置相同（核外电子排布一样） ② 相同存在形态的同位素，化学性质几乎完全相同，物理性质不同。同位素的“六同三不同” ③ 天然存在的同一元素各核素所占的原子百分数(丰度)一般不变。 9.氢元素的三种核素 H：名称为氕，不含中子； H：用字母D表示，名称为氘或重氢； H：用字母T表示，名称为氚或超重氢。 10.四种相对原子质量 ①原子(即核素)的相对原子质量：一个原子(即核素)的质量与一个12C质量的的比值。一种元素有几种同位素，就有几种不同核素的相对原子质量。 ②元素的相对原子质量：是根据该元素各种天然同位素的相对原子质量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。即：Ar(E)＝Ar1×a%＋Ar2×b%＋Ar3×c%＋…，其中a%＋b%＋c%＋…=1。 ③核素的近似相对原子质量＝该核素的质量数。 ④元素的近似相对原子质量：是根据该元素各种天然同位素的质量数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。即：Ar(E)＝A1×a%＋A2×b%＋A3×c%＋…，其中a%＋b%＋c%＋…=1。 清单02 核外电子排布 1.电子层：在含有多个电子的原子里，电子分别在能量不同的区域内运动。我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层。 如图为电子层模型示意图： 2.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 3.核外电子排布规律 核电荷数 元素名称 元素符号 各电子层的电子数 K L M N O P 2 氦 He 2 10 氖 Ne 2 8 18 氩 Ar 2 8 8 36 氪 Kr 2 8 18 8 54 氙 Xe 2 8 18 18 8 86 氡 Rn 2 8 18 32 18 8 （1）能量规律：离核由近到远，电子能量由低到高，电子一般总是先从内层排起，当一层充满后再填充下一层。 （2）数量规律 ①原子核外各电子层最多容纳2n2个电子。 ②原子最外层电子数不能超过8(K层为最外层时不能超过2)，次外层电子数不能超过18，倒数第三层电子数不能超过32。 ③次外层最多能容纳的电子数不超过18个。 4.核外电子排布的表示方法——原子结构示意图 （1）原子结构示意图 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。 如钠的原子结构示意图： 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。 如MgMg2＋ ②非金属元素的原子得电子形成简单离子时，电子层数不变。 如FF－ 5.核外电子排布与元素性质的关系 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，表现出氧化性，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。 6.1～18号元素原子结构的特殊关系 特殊关系 对应元素 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 最外层有2个电子 He、Be、Mg 7.常见“10电子”“18电子”微粒 ①“10电子”的微粒： 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 ②常见的“18电子”的微粒： 分子 阳离子 阴离子 Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、N2H4 K＋、Ca2＋ P3－、S2－、HS－、Cl－ ③其他等电子数的粒子 a.“2电子”的粒子：He、H－、Li＋、Be2＋、H2。 b.“9电子”的粒子：—F、—OH、—NH2。 c.“14电子”的粒子：Si、N2、CO、CN－。 d.“16电子”的粒子：S、O2。 ④质子数及核外电子总数均相等的粒子 a.Na＋、NH、H3O＋； b.HS－、Cl－； c.F－、OH－、NH；d.N2、CO等。 清单03 元素周期表 1.元素周期表的概念：元素周期表是一种将所有已知的化学元素按照原子序数和电子排布排列的表格，它能够反映出元素的周期性规律和族性特征。 2.原子序数： （1）定义：按照元素在周期表中的顺序给元素编号，称之为原子序数，原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。 （2）元素周期表中原子序数的有关规律 ①同主族、邻周期元素的原子序数差： a.元素周期表中左侧元素(ⅠA、ⅡA族)：同主族相邻两元素中，Z(下)＝Z(上)＋上一周期元素所在周期的元素种类数目； b.元素周期表中右侧元素(ⅢA～ⅦA族)：同主族相邻两元素中，Z(下)＝Z(上)＋下一周期元素所在周期的元素种类数目。 ②同周期的ⅡA和ⅢA的原子序数差可能为1,11,25。 ③应用关系： a．电子层数＝周期序数。 b．质子数＝原子序数。 c．最外层电子数＝主族序数。 d．主族元素的最高正价＝最外层电子数。最低负价＝－|8－最外层电子数|。 3.编排原则 （1）周期：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。 （2）族：把最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序，从上至下排成的纵行。 4.周期 （1）概念：元素周期表每一个横行，叫做一个周期，共7个周期，除第一周期外，其余各周期均从碱金属开始过渡到卤素，最后以稀有气体元素结束。 （2）与原子结构的关系：周期序数＝电子层数。 （3）分类： ①短周期：包括第1、2、3周期，分别有2、8、8种元素。 ②长周期：包括第4、5、6、7周期，分别有18、18、32、32种元素。 5.族:周期表中有十八个纵行，但第8、9、10三个纵行为一族，所以共十六个族。7个主族，7个副族，1个第Ⅷ族，1个0族。 （1）周期表中族的特点和划分 个数 元素周期表中有18个纵列，共有16个族 特点 主族元素的族序数＝最外层电子数 分类 主族 共有7个，包括ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA 副族 共有8个，包括ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB，第Ⅷ族，第Ⅷ族包括第8、9、10三个纵列 0族 占据元素周期表的第18纵行，最外层电子数为8(He是2) （2）常见族的特别名称 族 别名 第ⅠA族(除氢外) 碱金属元素 第ⅦA族 卤族元素 0族 稀有气体元素 6.过渡元素 （1）元素周期表中部从第IIIB族第IIB族10个纵列共六十多种元素，过渡元素都是金属元素。 （2）过渡元素——镧系与锕系 ①镧系元素：元素周期表第六周期中，57号元素镧到71号元素镥共15种元素。 ②锕系元素：元素周期表第七周期中，89号元素锕到103号元素铹共15种元素。 7.元素周期表中方格里的符号的意义 8.元素在周期表中的位置与原子结构的相互推断 （1）元素的位置与原子结构的关系 （2）短周期元素原子结构与位置的关系 ①族序数等于周期序数的元素有H、Be、Al。 ②族序数是周期序数的2倍的元素有C、S。 ③族序数是周期序数的3倍的元素是O。 ④周期序数是族序数的2倍的元素是Li。 ⑤周期序数是族序数的3倍的元素是Na。 9.由元素的原子序数推断元素在周期表中的位置——常用0族元素定位法： （1）明确0族元素信息 0族元素 He Ne Ar Kr Xe Rn Og 所在周期序数 1 2 3 4 5 6 7 原子序数 2 10 18 36 54 86 118 （2）比大小定周期：比较该元素的原子序数与0族元素的原子序数大小，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。 （3）求差值定族数：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。 10.元素的金属性与非金属性的概念 （1）元素的金属性：元素的金属性是指该元素的气态原子失去电子的能力。具体表现为元素在化学反应中倾向于失去电子，形成正离子‌。 （2）元素的非金属性：元素的非金属性是指元素的原子得到电子的能力。具体表现为元素在化学反应中倾向于获得电子，形成负离子‌。 11.元素的金属性和非金属性与元素周期表中的位置关系 在元素周期表中，元素的金属性和非金属性呈现出一定的规律性变化： （1）‌同一周期‌：从左到右，随着原子序数的增加，核电荷数逐渐增大，原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子的引力增强，导致金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 （2）‌同一主族‌：从上到下，随着电子层数的增加，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子更容易失去电子，表现出金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 12.元素的金属性与非金属性强弱判断 三表 元素周期表：金属性“右弱左强，上弱下强，右上弱左下强”；非金属性“左弱右强，下弱上强，左下弱右上强” 金属活动性顺序表：按K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、Cu、Hg、Ag、Pt、Au的顺序，金属性逐渐减弱(其中Pb>Sn) 非金属活动性顺序表：按F、O、Cl、Br、I、S的顺序，非金属性逐渐减弱 三反应 置换反应：强的置换弱的，适合金属也适合非金属 与水或非氧化性酸反应越剧烈，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 氧化性 金属离子的氧化性越弱，对应单质的金属性越强 还原性 非金属氢化物或非金属阴离子的还原性越弱，对应单质的非金属性越强 13.元素化学性质与原子结构的关系 原子 最外层电子数特点 得失电子情况 化学性质 稀有气体元素 都为8(氦为2) 不易得失 稳定 金属元素 一般＜4 易失去 不稳定 非金属元素 一般≥4 易得到 不稳定 由上表可知，原子结构决定元素的化学性质。 清单04 碱金属元素 1.碱金属元素原子结构与元素性质的关系 元素名称 锂 钠 钾 铷 铯 元素符号 Li Na K Rb Cs 电子层结构 原子半径变化趋势/nm 0.152 0.186 0.227 0.248 0.265 从Li到Cs随着核电荷数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径越来越大 相同点 最外层均有1个电子，均易失电子，有较强还原性，因此碱金属元素的化学性质具有相似性 原子核对核外电子的吸引力的变化趋势 原子核对核外电子吸引力越来越小 原子失去电子难易的变化趋势 原子失去电子越来越容易 元素金属性强弱的变化趋势 元素的金属性越来越强 2.碱金属单质主要物理性质变化的规律 单质名称 锂 钠 钾 铷 铯 主要物理性质变化趋势 密度逐渐增大，钾除外熔点逐渐降低，沸点逐渐降低，硬度逐渐减小 3.碱金属的化学性质 碱金属 性质 锂 钠 钾 与 氧 气 反 应 现象 剧烈反应(次于Na)生成固体Li2O 加热剧烈反应，生成淡黄色固体 稍加热剧烈反应，生成固体KO2 化学方程式 4Li+O22Li2O 2Na＋O2Na2O2 K+O2KO2 小结 碱金属单质在空气中燃烧一般生成过氧化物或超氧化物，Li却只生成Li2O，但与氧气反应的速率是不同的，Li缓慢氧化，Na、K易被氧化，Cs常温下自燃。 与水反应 现象 浮在水面，缓慢反应，产生气体 浮在水面上，剧烈反应，熔成小球、迅速游动、产生气体 浮在水面上，剧烈反应且燃烧 化学方 程式 2Li+2H2O=2LiOH+H2 2Na+2H2O=2NaOH+H2 2K+2H2O=2KOH+H2 小结 都能与水反应，但剧烈程度不同，从左→右依次增强，都生成碱和H2 4.碱金属元素单质物理性质的相似性和递变性 5.碱金属元素单质的特殊性 ①碱金属的密度一般随核电荷数的增大而增大，但钾的密度比钠的小。 ②碱金属一般都保存在煤油中，但由于锂的密度小于煤油的密度而将锂保存在石蜡中。 ③碱金属跟氢气反应生成的碱金属氢化物都是离子化合物，其中氢以H－形式存在，显－1价，碱金属氢化物是强还原剂。 清单05 卤族元素 1.卤素包括F、Cl、Bｒ、I、Aｔ五种元素，其单质均为双原子分子，主要研究F、Cl、Bｒ、I。 2.卤素的原子结构 元素名称 氟 氯 溴 碘 元素符号 F Cl Br I 原子结构示意图 原子半径/nm 0.071 0.099 1.12 1.32 ①结构相似性:最外层都是7个电子，易得电子形成8电子稳定结构的阴离子X－，故都具有较强的氧化性，其最低价为-1价。最高价为+7价（F例外）。 ②结构递变性:从F到I，随核电荷数的增多，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。卤素原子得电子能力越来越弱，其元素的非金属性越来越弱。 3.卤素单质分子结构与物理性质 ①分子结构： 相同点：均为双原子分子，其结构式为X－X，卤素单质分子为非极性分子，其晶体均为分子晶体 不同点：相对分子质量不同，从F2到I2依次增大，分子间力依次增强。 ②卤素单质的物理性质： 单质 颜色 状态（常态） 密度 溶解度（100g水中） 毒性 F2 淡黄绿色 气体 1.69g/L -219.6 -188.1 与水反应 剧毒 Cl2 黄绿色 气体 3.214g/L -101 -34.6 226cm3 有毒 Br2 深红棕色 液体 3.119g/cm3 -7.2 58.78 4.16g 有毒 I2 紫黑色 固体 4.93g/cm3 113.5 184.4 0.029g 有毒 a.相同点：由于卤素单质分子为非极性分子，所以卤素单质均易溶于有机溶剂；由于卤素单质的晶体均为分子晶体，所以它们的熔沸点都较低（其中氯气易液化，液溴易挥发，碘易升华）。 b.卤素单质物理性质的递变性 单质 颜色变化 密度变化 熔点变化 沸点变化 溶解度变化 F2 Cl2 Br2 I2 c.卤素单质在不同溶剂中的颜色 水中 CCl4 汽油 C2H5OH F2 强烈反应 反应 反应 反应 Cl2 黄绿色 黄绿色 黄绿色 黄绿色 Br2 黄→橙 橙→橙红 橙→橙红 橙→橙红 I2 深黄→褐 紫→深紫 浅紫红→紫红 褐色 d.卤素单质物理特性 （1）液溴易挥发，应密闭保存，试剂瓶中的溴常加水液封，盛溴的试剂瓶不可选用橡胶塞。常温下唯一的液态非金属。 （2）碘易升华，这是物理变化。可用于分离提纯I2。 （3）卤素单质不易溶于水，易溶于酒精、汽油、四氯化碳等有机溶剂。 （4）氟（F2）：氟是最活泼的非金属元素（氟元素只有0价、－1价，无正价，科学家在冰末表面发现的氟元素的含氧酸——次氟酸（HFO），其中氟仍为－1价），F2单质是氧化性最强的单质。 4.卤素化学性质的相似性和递变性 （1）卤素是典型的非金属元素，其元素的非金属性强弱顺序为：F＞Cl＞Br＞I。 （2）卤素单质均是氧化剂，其氧化能力强弱顺序为：F2＞Cl2＞Br2＞I2。 （3）卤离子均具有还原性，其还原性强弱顺序为：I-＞Br-＞Cl-＞F-。 （4）卤素单质均能与氢化合，但反应条件不同，生成的气态氢化物稳定性亦不同。气态氢化物稳定性大小顺序为：HF＞HCl＞HBr＞HI。 卤素单质 反应条件 化学方程式 产物稳定性 F2 在暗处剧烈化合并发生爆炸 H2＋F2===2HF 很稳定 Cl2 光照或点燃 H2＋Cl22HCl 较稳定 Br2 加热 H2＋Br22HBr 不如氯化氢稳定 I2 不断加热 H2＋I22HI 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。 （5）卤素单质均可与水反应，但反应难易程度不同。 2F2+2H2O=4HF+O2(剧烈反应) Cl2+H2O=HCl+HClO(反应较慢) 2HClO2HCl+O2↑ Br2+H2OH=Br+HBrO(反应微弱) I2与H2O只有很微弱的反应。 （6）卤素单质可与碱溶液发生自身氧化还原反应生成-1价卤化物和+1价或+5价卤酸盐。 Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O 2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2（漂白粉）+2H2O 3Br2+6NaOH5NaBr+NaBrO3+3H2O （7）AgX除AgF外均不溶于水，不溶于酸。 （8）AgCl、AgBr、AgI均不稳定，见光发生分解反应，生成卤素单质及银2AgX2Ag+X2。 (9)氢卤酸的水溶液均呈酸性，除HF是弱酸外，其余均为强酸，其酸性相对强弱顺序为：HI＞HBr＞HCl＞HF。 5.卤素离子的检验方法 （1）AgNO3溶液——沉淀法 未知液生成 （2）置换——萃取法 未知液有机层呈 （3）氧化——淀粉法检验I－ 未知液蓝色溶液，表明有I－ 清单05 原子结构的周期性变化规律 1.核外电子排布的变化规律 原子序数 电子层数 最外层电子数 达到稳定结构时的最外层电子数 1～2 1 1→2 2 3～10 2 1→8 8 11～18 3 1→8 8 结论：随着原子序数的递增，元素原子核外的电子排布呈现周期性的变化 2.原子半径的变化规律 3～10号元素 Li Be B C 原子半径/nm 0.152 0.089 0.082 0.077 3～10号元素 N O F Ne 原子半径/nm 0.075 0.074 0.071 - 11～18号元素 Na Mg Al Si 原子半径/nm 0.186 0.160 0.143 0.117 11～18号元素 P S Cl Ar 原子半径/nm 0.110 0.102 0.099 - 变化趋势 同周期内自左至右逐渐减小 结论：随着原子序数的递增，元素原子的半径呈现周期性变化 3.元素主要化合价的变化规律 原子序数 主要化合价的变化 1～2 +1→0 3～10 +1→+5　-4→-1→0 11～18 +1→+7　-4→-1→0 结论：随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈周期性变化 4.原子结构的周期性变化规律结论：随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价都呈现周期性的变化。 5.同周期元素性质变化规律（以第三周期为例） 1）钠、镁、铝的金属性比较 （1）预测：钠、镁、铝同属于第三周期，原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子吸引力逐渐增强，将会导致失电子能力减弱，金属性逐渐减弱。 2）硅、磷、硫、氯的非金属性的递变 （1）最高价含氧酸酸性强弱的比较 非金属元素 Si P S Cl 最高价氧化物对应的水化物(含氧酸)的酸性强弱 H2SiO3弱酸 H3PO4中强酸 H2SO4强酸 HClO4强酸(酸性比H2SO4强) 酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3 （2）结论：Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强。 3）结论：同周期从左到右，元素原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强；元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，即： 项目 同周期(左→右) 原子结构 核电荷数 逐渐增大 电子层数 相同 原子半径 逐渐减小 离子半径 阳离子逐渐减小 阴离子逐渐减小，r(阴离子)＞r(阳离子) 性质 化合价 最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外)负化合价＝－(8－主族序数) 元素的金属性和非金属性 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 离子的氧化性、还原性 阳离子氧化性逐渐增强，阴离子还原性逐渐减弱 气态氢化物的稳定性 逐渐增强 最高价氧化物对应的水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强 6.同主族元素的性质变化规律 项目 同主族(上→下) 原子结构 核电荷数 逐渐增大 电子层数 逐渐增多 原子半径 逐渐增大 离子半径 逐渐增大 性质 化合价 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 金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱 离子的氧化性、还原性 阳离子氧化性逐渐减弱，阴离子还原性逐渐增强 非金属气态氢化物形成的难易程度和热稳定性 形成由易到难，热稳定性逐渐减弱 最高价氧化物对应的水化物的酸碱性 碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱 清单06 元素周期律 1.元素周期律含义：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。 2.元素周期律实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。 3.元素周期律意义：元素周期律不仅揭示了自然界中所有已知元素间的内在联系与规律，还体现了元素性质随原子序数递增呈现出的周期性变化，元素周期表是连接微观世界与宏观现象的桥梁，指引科学家们预测新元素性质、探索未知宇宙奥秘的重要工具。 4.粒子半径大小的比较方法 类型 方法 实例 同周期——“序大径小” 周期，从左到右，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小 r(Na)＞r(Mg)＞r(Al)＞r(Si)＞r(P)＞r(S)＞r(Cl) 同主族——“序大径大” 同主族，从上到下，随着原子序数的递增，原子半径逐渐增大 r(Li)＜r(Na)＜r(K)＜r(Rb)＜r(Cs) r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋) 同元素 原子和离子—“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) 不同价态的阳离子—“数大径小” 带电荷数越多，粒子半径越小 r(Fe3＋)＜r(Fe2＋)＜r(Fe) 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 r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋) 清单07 金属元素与非金属元素在周期表中的分布及性质规律 1.元素周期表与元素周期律的关系 （1）元素周期表是元素周期律的具体表现形式，反映了元素之间的内在联系。 （2）元素周期表中元素的金属性和非金属性变化的规律：同周期元素从左到右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同主族元素从上到下金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 2.元素周期表的金属区和非金属区 （1）金属性强的元素在周期表的左下方，最强的是Cs(放射性元素除外)；非金属性强的元素在周期表的右上方(稀有气体除外)，最强的是F。 （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，故元素的金属性与非金属性之间没有严格的界线。 3.元素化合价与元素在周期表中位置的关系 （1）价电子 ①定义：指原子核外电子中能与其他原子相互作用形成化学键的电子，为原子核外跟元素化合价有关的电子。 ②具体内容：主族元素的价电子＝最外层电子数，过渡元素的价电子包括最外层电子及次外层或倒数第三层的部分电子。 （2）化合价规律 ①主族元素： 最高正化合价＝主族族序数＝最外层电子数(O、F除外)。 ②非金属主族元素化合价一般规律： 最低负价＝主族序数－8(H除外)；最高正价＋|最低负价|＝8。 4.元素周期表和元素周期律的应用 （1）根据元素周期表中的位置寻找未知元素 （2）预测元素的性质(由递变规律推测) ①比较不同周期、不同主族元素的性质 如：金属性：Mg＞Al、Ca＞Mg，则碱性：Mg(OH)2＞Al(OH)3、Ca(OH)2＞Mg(OH)2，则Ca(OH)2＞Al(OH)3(填“＞”“＜”或“＝”)。 ②推测未知元素的某些性质 如：已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2难溶；再如：已知卤族元素的性质递变规律，可推知元素砹(At)应为有色固体，与氢难化合，HAt不稳定，水溶液呈酸性，AgAt不溶于水等。 （3）启发人们在一定区域内寻找新物质 ①金属与非金属分界线半导体材料，如Si、Ge、Ga等。 ②过渡元素催化剂和耐高温、耐腐蚀合金的元素，如Fe、Ni、Pt、Pd等。 ③周期表右上角(氟、氯、硫、磷、砷等元素)制造农药的元素。 （4）依据元素在周期表中的位置，确定其化合物的化学式 知道元素在周期表中的主族序数后，根据化合价规律即可写出其化合物的化学式(以R代表元素) ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 氢化物 RH4 RH3 H2R HR 最高价氧化物 RO2 R2O5 RO3 R2O7 最高价含氧酸 H4RO4或H2RO3 H3RO4或HRO3 H2RO4 HRO4 清单08 元素“位—构—性”的关系 1.元素“位—构—性”的关系的含义：元素的原子结构决定了元素在周期表中的位置和元素的主要性质，元素在周期表中的位置反映了元素的原子结构和元素的主要性质，故三者之间可相互推断。 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 同周期(左→右)―→最外层电子数递增―→非金属性增强、金属性减弱 同主放(上→下)―→电子层数递增―→非金属性减弱、金属性增强 2.“位—构—性”推断关系在解题中的应用 （1）结构与位置的互推 ①明确四个关系式 a．电子层数＝周期序数。 b．质子数＝原子序数。 c．最外层电子数＝主族序数。 d．主族元素的最高正价＝最外层电子数。最低负价＝－|8－最外层电子数|。 ②熟悉掌握周期表中的一些特殊规律 a．各周期所能容纳元素种数。 b．稀有气体的原子序数及在周期表中的位置，若一种阳离子和阴离子的电子层结构相同，则“阴前右”“阳后左”，即阴离子对应元素在前一周期右侧，阳离子对应元素在后一周期左侧。 c．同族上下相邻元素原子序数的关系。 （2）性质与位置互推 熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律，根据元素性质可以推知元素在周期表中的位置，根据元素在周期表中的位置可以推知元素性质。主要包括： ①元素的金属性、非金属性。 ②气态氢化物的稳定性。 ③最高价氧化物对应水化物的酸碱性。 ④金属与H2O或酸反应的难易程度。 59、结构和性质的互推 （1）最外层电子数是决定元素原子的氧化性和还原性的主要因素。 （2）原子半径决定了元素单质的性质；离子半径决定了元素组成化合物的性质。 （3）同主族元素最外层电子数相同，性质相似。 清单09 离子键及离子化合物 1.氯化钠的形成过程 （1）钠在氯气中燃烧的化学方程式为：2Na＋Cl22NaCl （2）用原子结构知识解释：不稳定的钠原子和氯原子通过得失电子后最外层都达到8电子稳定结构，分别形成Na＋和Cl－，带相反电荷的Na＋和Cl－通过静电作用结合在一起，形成新物质氯化钠。 2.离子键 （1）定义： 阴阳离子间通过静电作用所形成的化学键叫做离子键。 （2）成键微粒：阴、阳离子。 （3）相互作用：静电作用（静电引力和斥力）。 （4）成键过程：阴阳离子接近到某一定距离时，吸引和排斥达到平衡，就形成了离子键。 （5）离子键强弱影响因素： ①‌离子电荷‌：阴、阳离子所带的电荷越多，静电作用越强，离子键越强。 ②‌离子半径‌：离子半径越小，离子键就越强。 （6）存在：离子键存在于大多数强碱、盐及活泼金属氧化物中。 3.离子化合物 （1）离子化合物概念：含有离子键的化合物 。 （2）离子化合物形成条件：一般情况下，活泼金属元素与活泼非金属元素易形成离子化合物。 （3）离子化合物形成过程 ①电子式：在元素符号周围用“·”或“×”来表示原子的最外层电子(价电子)的式子。常见的粒子的电子式如下表： 原子 化学式 H Na O Cl 电子式 离子 化学式 Na+ Mg2+ S2- F- 电子式 Na+ Mg2+ 物质 化学式 NaCl MgCl2 N2 CO2 电子式 【特别提醒】①简单阳离子的电子式：简单阳离子的电子式就是其离子符号。如Na＋、Mg2＋、Al3＋等。 ②阴离子和复杂阳离子的电子式：阴离子的电子式要将原子的最外层电子和得到的电子标在元素符号周围，并将元素符号用“[ ]”括上，右上角标出所带的电荷数。如Cl－的电子式为[∶∶]－。 ③离子化合物的电子式：离子化合物的电子式由阴、阳离子的电子式组成，相同的离子不能合并，阴阳离子间隔排列。 ②电子式表示离子化合物的形成过程： a.反应物是原子的电子式； b.生成物是离子化合物的电子式； c.不同反应物之间用“”表示电子转移； d.反应物和生成物之间用“―→”连接。 、。 注意: 用弧形箭头表示电子转移的方向。 4.离子化合物的类别 ①活泼的金属（IA、IIA）和活泼的非金属元素（VIA、VIIA）之间的化合物。(如：Na2O） ②大部分盐，包括铵盐。(如：NH4Cl，NaNO3) ③强碱 5.离子化合物的判断方法 ①根据化学键的类型判断：含有离子键的化合物。 ②化合物的性质判断：熔融状态下能导电的化合物。 6.离子化合物的性质 ①‌‌熔点和‌沸点较高‌：离子化合物的熔点和沸点通常较高，例如NaCl的熔点约为800摄氏度，MgO的熔点约为2800摄氏度。 ②‌‌硬度较大‌：由于离子键的作用力强，离子化合物通常具有较大的硬度。 ③‌常温下为固体‌：离子化合物在常温下通常为固体，硬度大且质脆，不导电。 ④‌熔融状态下导电‌：离子化合物在熔融状态下可以导电，因为熔融状态会破坏离子键，使离子可以自由移动。 ⑤‌水溶液中导电‌：离子化合物在水溶液中也可以导电，因为它们可以在水中电离出自由移动的离子 清单10 共价键及共价物质 1.Cl2的形成：氯原子的最外层有7个电子，要达到8电子稳定结构，都需要获得1个电子，所以氯原子间难以发生电子的得失。如果2个氯原子各提供1个电子，形成共用电子对，2个氯原子就都形成了8电子稳定结构，从而形成氯分子。 2.共价键 （1）概念：原子间通过共用电子对所形成的相互作用。 （2）成键粒子：原子。 （3）共价键实质：共用电子对与两原子核的相互吸引力，两原子核间及电子层间的斥力，当引力和斥力达到平衡时就形成了稳定的共价键。 （4）形成条件：同种或不同种非金属元素的原子相结合时，一般形成共价键。 （5）成键原因：通过共用电子对，各原子最外层电子数一般达到“2”或“8”的稳定结构，两原子核都吸引共用电子对，使之处于平衡状态，体系总能量降低。 （6）共价键的表示方法（以氢氯共价键为例） ①电子式：∶∶ ②结构式：H-Cl ③球棍模型： ④空间填充模型： （7）共价键的存在 ①只含共价键的物质：非金属氢化物、非金属氧化物、酸、过氧化氢、大部分有机物、非金属元素的多原子单质（如H2、O2、N2）。 ②既含共价键，又含离子键的物质：活泼金属氢氧化物、活泼金属过氧化物、金属的含氧酸盐、铵盐等，NaOH、Na2CO3、NH4Cl(以上答案均不唯一)。 ③原子团(根)中，如OH－、SO42－、NH等 （7）共价键的分类： ①非极性共价键（非极性键）：A-A（同种元素的原子），共用电子对不偏移，成键原子不显电性。 ②极性共价键（极性键）：A-B（同种元素的原子），共用电子对偏移，成键原子显电性。 3.共价物质： ①概念：以共用电子对形成分子的物质。 ②常见类型 a.共价单质:非金属元素形成的多原子单质分子，如H2、O2、N2、P4等。 b.共价化合物 清单11 共价分子结构的表示方法 1.分子具有一定的空间结构 如CO2是直线形，H2O呈V形，CH4呈四面体形等。 2.共价物质的电子式、结构式、分子结构模型 （1）共价分子电子式的书写 将结构式中短线“—”改为共用电子对，并补齐“8”电子稳定结构[H为“2”电子稳定]，如H∶H、∶∶∶、H∶∶H、H∶∶∶H、∶∶C∶∶。 （2）共价分子结构式 ①概念：结构式是表示用元素符号和短线表示化合物（或单质）分子中原子的排列和结合方式的化学组成式。它不仅能表明分子中个元素原子的数目，还表明这些原子的连接方式。 ②在结构式中，化学键的表示方法有几种不同的符号：“-”表示单键（共价键）；“=” 表示双键；“≡” 表示三键；“→” 表示配位键，箭头符号左方是提供孤电子对的一方，右方是具有空轨道、接受电子的一方。 （3）共价分子球棍模型：球棍模型是用球代表原子,棍代表化学键的一种式子，但实际上,在成键的时候并不是棍状的，球棍模型描述的是物质的空间结构以及成键的数量的一个模型，如HCl表示为：。 （4）共价分子填充模型：填充模型就是原子紧密连起的，只能反映原子大小，不反应化学键的一种大致的排列方式的式子，如HCl表示为：。 3.共价物质的形成过程： ①反应物是原子的电子式 ②生成物是共价物质的电子式 ③中间用“→”连接 如： 氯化氢分子的形成过程：； 氯气分子的形成过程：； 水分子的形成过程：； 二氧化碳分子的形成过程：。 4.常见共价物质的电子式、结构式、分子结构模型 共价分子 电子式 结构式 分子结构模型 H2 ∶ H-H HCl ∶∶ H-Cl CO2 ∶∶C∶∶ O=C=O H2O H∶∶H CH4 清单12 离子键和共价键的比较及离子化合物和共价化合物的比较 1.离子键和共价键的比较 离子键 共价键 定义 阴、阳离子之间的相互作用 原子之间通过共用电子对形成的相互作用 成键微粒 阴、阳离子 原子 本质 阴、阳离子之间的静电作用 共用电子与成键原子之间的静电作用 形成条件 一般活泼金属元素原子与活泼非金属元素原子间易形成离子键 一般非金属元素原子之间易形成共价键 存在 离子化合物(绝大多数盐、强碱、活泼金属氧化物等) 非金属单质、共价化合物、某些离子化合物 2.离子化合物和共价化合物的比较 离子化合物 共价化合物 概念 含有离子键的化合物 只含有共价键的化合物 构成粒子 阴、阳离子 原子 粒子间的作用 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 熔融态或水溶液中导电 熔融态时，不导电。溶于水时，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，极少部分破坏共价键(如SiO2) 实例 强碱、大多数盐、活泼金属氧化物 酸、非金属氢化物、非金属氧化物、绝大多数有机物 清单13 化学键 1.化学键定义：使离子或原子相结合的强烈作用力即为化学键，即相邻原子或离子间强烈的相互作用。 2.化学键类型 （1）原子间价电子的转移——离子键。 （2）原子间价电子的共用——共价键。 3.化学反应的本质：一个化学反应的发生，本质上就是旧化学键断裂和新化学键形成的过程。 4.化学键与物质类别间的关系： （1）只含有极性共价键的物质一般是不同种非金属元素形成的共价化合物，如SiO2、HCl、CH4等。 （2）只含有非极性共价键的物质是同种非金属元素形成的单质，如Cl2、P4、金刚石等。 （3）既有极性键又有非极性键的共价化合物一般由多个原子组成，如H2O2、C2H4等。 （4）只含离子键的物质主要是由活泼非金属元素与活泼金属元素形成的化合物，如Na2S、CaCl2、NaCl等。 （5）既有离子键又有极性共价键的物质，如NaOH、K2SO4等；既有离子键又有非极性共价键的物质，如Na2O2等。 （6）仅由非金属元素形成的离子化合物，如NH4Cl、NH4NO3等。 （7）金属元素和非金属元素间可能存在共价键，如AlCl3等。 5.物质溶解或熔化时化学键的变化 ①离子化合物的溶解或熔化过程 离子化合物溶于水或熔化后均电离成自由移动的阴、阳离子，离子键被破坏。 ②共价化合物的溶解过程 A．有些共价化合物溶于水后，能与水反应，其分子内共价键被破坏，如CO2和SO2等。 B．有些共价化合物溶于水后，与水分子作用形成水合离子，从而发生电离，形成阴、阳离子，其分子内的共价键被破坏，如HCl、H2SO4等。 C．某些共价化合物溶于水后，其分子内的共价键不被破坏，如蔗糖(C12H22O11)、酒精(C2H5OH)等。 ③单质的溶解过程 某些活泼的非金属单质溶于水后，能与水反应，其分子内的共价键破坏，如Cl2、F2等。 【特别提醒】化学键被破坏的变化，不一定是化学变化，如NaCl、金刚石的受热熔化、NaCl溶于水等。只有旧化学键的断裂而没有新化学键的生成，故不是化学变化。 6.化学键类型的判断 （1）从物质构成角度判断 （2）从物质类别角度判断 物质类别 含化学键情况 非金属单质，如Cl2、N2、I2、P4、金刚石等 只有共价键 非金属元素构成的化合物，如H2SO4、CO2、NH3、HCl、CCl4、CS2等 活泼非金属元素与活泼金属元素形成的化合物，如NaCl、CaCl2、K2O等 只有离子键 含有原子团的离子化合物，如Na2SO4、Ba(OH)2、NH4Cl、Na2O2等 既有离子键又有共价键 稀有气体，如Ne、Ar等 没有化学键 【特别提醒】①由活泼金属与活泼非金属形成的化学键不一定都是离子键，如AlCl3中Al—Cl键为共价键。 ②非金属元素的两个原子之间一定形成共价键，但多个原子间也可能形成离子键，如NH4Cl等。 ③影响离子键强弱的因素是离子半径和所带电荷数：离子半径越小，离子所带电荷数越多，离子键越强，熔、沸点越高。 ④离子键中“静电作用”包括静电吸引和静电排斥，且二者达到平衡。 7.化学键对物质性质的影响 （1）对物理性质的影响 ①金刚石、晶体硅、石英、金刚砂等物质硬度大、熔点高，就是因为其中的共价键很强，破坏时需消耗很多的能量。 ②NaCl等部分离子化合物，也有很强的离子键，故熔点也较高。 （2）对化学性质的影响 ①N2分子中有很强的共价键，故在通常状况下，N2性质很稳定。 ②H2S、HI等分子中的共价键较弱，故它们受热时易分解。 清单14 分子间作用力 氢键 1.分子间作用力 （1）概念：分子之间存在一种把分子聚集在一起的作用力，叫做分子间作用力，又叫范德华力。 （2）特点：①分子间作用力比化学键弱得多，它主要影响物质的熔点、沸点等物理性质，而化学键主要影响物质的化学性质； ②分子间作用力存在于由共价键形成的多数共价化合物和绝大多数气态、液态、固态非金属单质分子之间。但像二氧化硅、金刚石等由共价键形成的物质，微粒之间不存在分子间作用力 （3）规律：一般来说，对于组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，物质的熔、沸点也越高。例如，熔、沸点：I2Br2Cl2F2。 （4）存在：分子间作用力只存在于由分子组成的共价化合物、共价单质和稀有气体的分子之间。 2.氢键 （1）概念：分子间形成的氢键也是一种分子间作用力，它比化学键弱，但比范德华力强。 （2）规律：①存在氢键的物质，其熔、沸点明显高于同族同类物质，如H2O的熔、沸点高于H2S。若分子间形成氢键，会使物质的熔点和沸点升高。分子内氢键使物质的熔沸点降低。 ②氨极易液化，是因为NH3分子间存在氢键；NH3极易溶于水，也是因为NH3分子与H2O分子间易形成氢键。 ③水结冰时体积膨胀、密度减小，是因为结冰时形成了氢键，DNA的结构等都与氢键有关。 （3）形成条件：由N、O、F三种非金属性很强的元素与氢元素结合形成的化合物间可形成。 （4）存在：氢键存在广泛，如蛋白质分子、醇、羧酸分子、H2O、NH3、HF等分子之间。 （5）化学键、分子间作用力、氢键的比较： 化学键 分子间力 氢键 概念 相邻的两个或多个原子间强烈的相互作用 物质分子间存在微弱的相互作用 某些具有强极性键的氢化物分子间的相互作用(静电作用) 作用力范围 分子内 分子间 分子间 作用力强度 化学键＞氢键＞范德华力 影响其强度的因素 ①离子键：离子半径越小，离子所带电荷越多，离子键越强；②共价键：原子半径越小，非金属性越强，共价键越强。 ①组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大； ②分子的极性越大，范德华力越大 对于A—H…B，A、B的电负性越大，B原子的半径越小，氢键键能越大 性质影响 ①离子键：离子键越强，离子化合物的熔、沸点越高；②共价键：共价键越强，单质或化合物的稳定性越大 范德华力主要影响物质的物理性质，如熔、沸点等。范德华力越大，物质的熔、沸点越高 分子间氢键的存在，使物质的熔、沸点升高，分子内氢键使物质的熔、沸点降低，对电离、溶解度等产生影响 【易错提醒】①氢键不是化学键，通常看作一种较强的分子间作用力。②NH3、H2O、HF分子之间既存在分子间作用力，又存在氢键。 / 学科网（北京）股份有限公司 $ 高一化学期末核心必背知识清单 专题01 基本概念与基本理论 绪言 清单01 近代化学发展的5个里程碑 （1）1661年英国化学家 提出元素的概念，标志着近代化学的诞生。 （2）1774年法国化学家 提出燃烧的氧化学说，使近代化学取得了革命性的进展。（3）1803年英国科学家 提出原子学说，为近代化学的发展奠定了坚实的基础。 （4）1811年意大利科学家 提出分子学说，使人们对物质结构的认识发展到一个新的阶段。 （5）1869年俄国化学家 发现元素周期律，使化学的研究变得有规律可循。 清单02中国在化学上的成就 （1）我国是世界上发明陶瓷、冶金、 、造纸、酿造和印染等较早的国家。在长期的生活和生产实践中，人们积累了大量有关物质及其变化的实用知识和技能，例如明代李时珍的《 》和宋应星的《 》等，都蕴含着丰富的化学知识。 （2）1943年，侯德榜发明了 ，为我国化学工业发展和技术创新做出来重要贡献。 （3）1965年，我国科学家合成了结晶牛胰岛素，是世界上第一次用化学方法合成具有 的蛋白质。 （4）20世纪80年代，我国在世界上首次用人工方法合成具有与天然分子相同化学结构和完整生物活性的 ，为人类揭开生命的奥秘做出来贡献。 第一章 物质及其变化 清单01 根据物质的组成分类 1.物质的元素组成 （1）金刚石、石墨和C60都是由碳元素形成的 ，是碳元素的 。氧元素也有两种同素异形体，它们分别是 (O2)和 (O3)。 （2）碳和氧两种元素可形成两种化合物，其化学式分别是CO、CO2；氢和氧两种元素形成的化合物的化学式分别是H2O和H2O2。 2.根据物质的性质分类 （1）根据物质的性质对氧化物进行分类 氧化物 酸性氧化物 碱性氧化物 定义 能与 反应生成盐和水的氧化物 能与 反应生成盐和水的氧化物 实例 CO2、SO3等 CaO、Fe2O3等 属类 大多数 氧化物 大多数 氧化物 （2）氧化物的交叉分类 ①酸性氧化物不一定是 氧化物，如Mn2O7。 ②非金属氧化物不一定都是 氧化物，如CO、NO、H2O为不成盐氧化物，H2O2为过氧化物。 ③碱性氧化物一定是 氧化物。 ④金属氧化物不一定是 氧化物，如Mn2O7是酸性氧化物。Al2O3是 ，Na2O2是 。 清单02 溶液、胶体、浊液的比较 分散系 溶液 胶体 浊液 分散质粒子种类 分散质粒子直径 外部特征 能否透过滤纸 鉴别方法 胶体(或溶液)和浊液通过静置鉴别；胶体和溶液可通过 鉴别 清单03 胶体 1.胶体区别其他分散系的本质特征是分散质粒子 。 2.胶体的性质：① ；② ；③ ；④ 等。 3.胶体微粒一般是离子、分子或难溶物的聚集体，但有些高分子化合物，如淀粉、蛋白质，因其分子非常大，其相对分子质量通常为几万、几十万甚至上百万、千万，因此一个分子就是一个胶体微粒，它们的溶液是 。 4.区分胶体和其他分散系的最简便的方法是 。 5.胶体具有介稳性的主要原因是胶体粒子带有 。 6.胶体的电泳现象反映了胶体粒子带电荷，但不能说成胶体带 。胶体与溶液一样是呈 的。 7.在Fe(OH)3胶体中，Fe(OH)3胶体粒子的数目要远远 原FeCl3溶液中Fe3＋的数目。 8.Fe(OH)3胶体中逐滴加入强酸(如盐酸、硫酸)时，出现的现象为 。其原因：开始时出现 是由于胶体中加入了电解质发生了 ，后来 是由于发生了 反应。 9.把握净水剂及其作用原理：胶体粒子的直径一般在1～100 nm之间，它决定了胶体粒子具有较大的比表面积，吸附力很 ，能在水中吸附 ，从而达到净水的目的，这就是胶体净水的原理。能在水中自然形成胶体，并且对水质无明显副作用的物质有 、 等，这样的物质被称为净水剂，其形成胶体的化学原理是Al3＋、Fe3＋发生 反应生成 胶体、 胶体。 10. Fe（OH）3胶体的制备 （1）制备图示 （2）制备原理和操作 ①将烧杯中的蒸馏水加热至 ②向沸水中逐滴加入5~6滴　 ③继续煮沸至液体呈 色,停止加热 ③反应： 清单04 酸、碱、盐的性质 1.酸的通性 性质 反应实例 反应类型 与指示剂反应 使紫色石蕊试剂变红，不能使酚酞试剂变色 —— 与活泼金属反应 Zn＋H2SO4＝ZnSO4＋H2↑ 与金属氧化物反应 CuO＋H2SO4＝CuSO4＋H2O 与碱反应 2NaOH＋H2SO4＝Na2SO4＋2H2O 与某些盐反应 CuCO3＋H2SO4＝CuSO4＋H2O＋CO2↑ 2.碱的通性 性质 反应实例 反应类型 与指示剂反应 使紫色石蕊变蓝，无色酚酞变红 —— 与酸性氧化物反应 2NaOH＋SiO2＝Na2SiO3＋H2O 与酸反应 2NaOH＋H2SO4＝Na2SO4＋2H2O 与某些盐反应 2NaOH＋MgSO4＝Na2SO4＋Mg(OH)2↓ 3.盐的通性 性质 反应实例 反应类型 与金属反应 CuSO4＋Zn＝ZnSO4＋Cu 与酸反应 CaCO3＋2HCl＝CaCl2＋H2O＋CO2↑ 与碱反应 MgCl2＋2NaOH＝2NaCl＋Mg(OH)2↓ 与盐反应 BaCl2＋MgSO4＝MgCl2＋BaSO4↓ 清单05 物质的转化 1.单质、氧化物、酸、碱、盐之间的转化关系 2.金属(或非金属)单质→盐的转化关系 （1）金属单质(Ca)→盐的转化关系 CaCaOCa(OH)2CaCO3CaCl2 ① ； ② ； ③ ； ④ 。 （2）非金属单质(C)→盐的转化关系 CCO2H2CO3Na2CO3 ① ； ② ； ③ 。 3.常见物质的转化规律 ①“强制 ”规律 分类 实例 离子方程式 酸 CH3COONa＋HCl 碱 FeCl3＋NaOH 氧化剂 Cl2＋KI 还原剂 Fe＋CuSO4 ②“易溶制 ”规律：如Na2SO4溶液与BaCl2溶液反应，其离子方程式为Ba2＋＋SO ③“难挥发制 ”规律：如：H2SO4＋2NaCl ，H3PO4＋NaBr 清单06 电解质的电离 1.电解质、非电解质的比较 — 电解质 非电解质 相同点 均为 不同点 在 或 下能导电 在 和 下都不导电 本质区别 在水溶液里或熔融状态下自身能发生 在水溶液里和熔融状态下自身不发生 所含物质类型 酸：H2SO4、H2CO3等； 碱：NaOH、NH3·H2O等； 盐：NaCl、CaCO3等； 活泼金属氧化物：Na2O、CaO等；水 非金属氧化物：SO2、SO3、CO2等； 非酸性气态氢化物：NH3； 部分有机物：蔗糖、乙醇、CH4、CCl4等 2.电离方程式的书写方法 （1）强酸、强碱、大部分盐书写时用“===”连接，如HCl=== 、NaCl=== 。 （2）酸式盐的电离方程式 ①强酸的酸式盐在水溶液中 ，如在水溶液中NaHSO4的电离方程式为NaHSO4=== ，熔融状态下NaHSO4的电离方程式为NaHSO4=== 。 ②弱酸的酸式盐在水溶液中电离生成酸式酸根阴离子和阳离子，如NaHCO3=== 。 3.电解质溶液的导电能力 （1）电解质溶液的导电能力与单位体积内电解质电离的 及相应离子所带 多少有关，单位体积内电解质电离的离子 ，相应离子所带 ，导电能力越强。 （2）判断电解质是否导电，关键要看电解质是否发生电离产生了自由 ，还要看单位体积内电解质电离的离子数目的多少，如CaCO3在水中的溶解度很小，故认为其水溶液导电能力很弱。 清单07 离子方程式 1.概念：用实际参加反应的 来表示反应的式子。 2.书写步骤：以Na2SO4溶液和BaCl2溶液反应为例。 （1）写：正确写出反应的化学方程式： 。 （2）拆：把易溶于水且易电离的物质拆写成离子的形式： 。 （3）删：删去方程式两边不参加反应的离子： 。 （4）查：检查方程式两边各元素的 和 是否相等。 3.离子方程式书写的拆写原则 （1）拆成离子的物质： 、 的物质，如 、 、绝大部分 。 （2）书写化学式的物质： a. ；b. ；c. ；d. ；e. ；f. ；g. 。 （3）多元弱酸的 不能拆写，如NaHCO3不能拆写成“Na＋＋H＋＋CO”，应写作“Na＋＋HCO”。 （4）微溶物（如Ca(OH)2）：a.作反应物时， 溶液中写成离子形式， 液中写成化学式；b.作 时，写成化学式。 4.意义： （1）表示 的化学反应，如反应AgNO3＋NaCl===AgCl↓＋NaNO3可表示为Ag＋＋Cl－===AgCl↓。 （2）表示 的离子反应。如H＋＋OH－===H2O可以表示强酸和可溶性强碱生成水和可溶性盐的反应。 清单08 离子共存的判断 （1）一是判断离子共存，还是判断 ，注意题目要求是“ 大量共存”、“ 大量共存”还是“ 大量共存” 等要求 （2）二是看是否有 限制条件，如：碱性、酸性、无色等。这些问题较易忽视，故放在第一步 ①在无色透明溶液中：中学常见的有色离子： ②在 溶液中、pH＝1、pH＜7、紫色石蕊试液 的溶液中 ③在 溶液中、pH＝13、pH＞7、紫色石蕊试液 、酚酞 的溶液中 （3）看能否发生复分解反应。可分三步进行： ①查H＋，主要看是否有 离子和 离子等 ②查OH－，主要看是否有 、 离子和 离子 ③查金属离子，主要看是否与酸根产生 盐(包括 盐) （4）注意正确理解“透明溶液”，如：NaCl溶液、KOH溶液为无色透明溶液，CuSO4溶液、FeCl3溶液是有色透明溶液，不能认为“ ”就不透明。 清单09 离子推断的“四项基本原则” 1.肯定原则：根据实验现象推出溶液中肯定存在或肯定不存在的离子(记住几种常见的有色离子： )。 2.互斥原则：在肯定某些离子存在的同时，结合离子共存规律， 一些离子的存在(注意题目中的隐含条件，如酸性、碱性、指示剂的颜色变化、与铝反应产生H2、水的电离情况等)。 3.电中性原则：溶液呈电中性，溶液中有阳离子，必有 ，且溶液中阳离子所带正电荷总数与阴离子所带负电荷总数 (这一原则可帮助我们确定一些隐含的离子)。 4.进出原则：通常是在实验过程中使用，是指在实验过程中反应生成的离子或引入的离子对后续实验的干扰。 清单10 氧化还原反应 1．从化合价的角度认识氧化还原反应 氧化还原反应概念 凡是有元素 升降的化学反应称之为氧化还原反应 氧化还原反应特征 元素的 在反应前后发生了变化 氧化反应和还原反应 氧化反应 物质所含元素化合价 的反应叫做氧化反应 还原反应 物质所含元素化合价 的反应叫做还原反应 氧化产物和和还原产物 氧化产物 发生 反应得到的产物(即化合价 的生成物) 还原产物 发生 反应得到的产物(即化合价 的生成物 2．从电子转移的角度认识氧化还原反应 氧化还原反应本质 发生了电子的 (电子 、电子对的 ) 氧化和还原反应 氧化反应 物质 电子的反应 还原反应 物质 电子的反应 氧化剂和还原剂 氧化剂 电子(或电子对 )的反应物，具有 还原剂 电子(或电子对 )的反应物，具有 氧化性和还原性 氧化性 物质 电子的性质 还原性 物质 电子的性质 3.常见的氧化剂及产物预测 氧化剂 还原产物 KMnO4 Mn2+（酸性）；MnO2（中性）；MnO42－（碱性） K2Cr2O7（酸性） Cr3+ 浓硝酸 NO2 稀硝酸 NO X2（卤素单质） X－ H2O2 OH－（碱性）；H2O（酸性） Na2O2 NaOH（或Na2CO3等） NaClO（或ClO－） Cl－、Cl2 NaClO3 Cl2、ClO2等 PbO2 Pb2+ 4.常见的还原剂及产物预测 还原剂 氧化产物 Fe2+ Fe3+（酸性）；Fe（OH）3（碱性） SO2（或H2SO3、SO32－） SO42－ S2－（或H2S） S、SO2（或SO32－）、SO42－ H2C2O4 CO2（酸性）；CO32－（碱性） H2O2 O2 I－（或HI） I2、IO3－ CO CO2（酸性）；CO32－（碱性） 金属单质（Zn、Fe、Cu等） Zn2+、Fe2+（与强氧化剂反应生成Fe3+） Cu2+（与弱氧化剂反应生成Cu+） 5.判断氧化性或还原性强弱的方法 1）根据化学反应比较氧化性或还原性强弱 （1）比较反应物和生成物的氧化性或还原性：强制弱原理 ①氧化性： ＞ ②还原性： ＞ （2）比较反应物的氧化性或还原性 ①氧化性： ＞ ②还原性： ＞ 2）根据反应条件来判断 当不同的氧化剂（或还原剂）与同一还原剂（或氧化剂）反应时，反应越易进行，则对应的氧化剂（或还原剂）的氧化性（或还原性）越 ，反之越 。如： （1）比较KMnO4和MnO2氧化性强弱：KMnO4 MnO2 ①MnO2+4HCl（浓）MnCl2+Cl2↑+2H2O ②2KMnO4+16HCl（浓）2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O （2）比较Na、Mg、Al的还原性强弱：Na Mg Al ①Na与冷水剧烈反应 ②Mg与水加热才反应 ③Al与水加热条件下也难反应 3）根据氧化产物的价态高低判断 （1）方法：同种物质被不同氧化剂氧化的价态越高，氧化剂的氧化性越 。 （2）实例：2Fe+3Cl22FeCl3，Fe+SFeS，氧化性：Cl2 S。 6.氧化还原反应的概念辨认 （1）2KClO3+6HCl（浓）KCl+3Cl2↑+3H2O：盐酸 性。 （2）Cl2+H2OHCl+HClO，Cl2 剂。 （3）3NO2+H2O=2HNO3+NO：氧化剂与还原剂物质的量之比为 。 （4）SO2+2H2S=3S+2H2O：氧化产物与还原产物的物质的量之比为 。 （5）2Fe(OH)3+6HI=2FeI2+I2+6H2O：HI表现 性。 （6）Cu+2H2SO4（浓）CuSO4+SO2↑+2H2O, H2SO4 表现 性 （7）3Cu+8HNO3=3Cu(NO3)2+2NO+4H2O，HNO3 表现 性 7.电子转移的表示方法 （1）双线桥法：①标 价　②画箭头( 物指向 物)　③算数目　④说变化。如铜和稀硝酸反应： （2）单线桥法：①标 价　②画箭头(由 原子指向 原子)　③算数目（线桥上只标电子转移的 ，不标“ ”“ ”字样），如铜和稀硝酸反应： 8.氧化还原反应的基本规律 ①价态规律：同种元素，处于最高价态时只具有 性。处于最低价态时只具有 性。处于中间价态时既有 性又有 性。 ②歧化和归中规律：同种元素不同价态之间发生氧化还原反应时，价态的变化“ ”。 ③反应先后规律：多种氧化剂与一种还原剂相遇，氧化性强的首先 ；多种还原剂与一种氧化剂相遇，还原性强的首先 。 ④守恒规律：a. 守恒：反应前后元素的种类和质量不变。 b. 守恒：即氧化剂得电子的总数等于还原剂失电子的总数，这是配平氧化还原反应方程式的依据，也是有关氧化还原反应计算的依据。 c. 守恒：离子方程式中，反应物中各离子的电荷总数与产物中各离子的电荷总数相等。书写氧化还原反应的离子方程式时要注意满足电荷守恒，如Fe3＋＋Cu===Fe2＋＋Cu2＋(错误)，2Fe3＋＋Cu===2Fe2＋＋Cu2＋(正确)。 9.氧化还原反应方程式的配平步骤： ①标变价元素化合价； ②找出变价元素化合价升降(得失电子)总数； ③求得失电子数的最小公倍数； ④配系数； ⑤细检查(原子守恒、电荷守恒) 第四章 物质结构 元素周期律 清单01 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： ,m±：离子所带 ,n： 。 5．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 。 6．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 7.元素、核素、同位素的联系与区别 ①现行元素周期表已发现的元素有118种，由于同位素的存在，故核素的种数 118种。 ②不同核素可能具有相同的 数，如H、H；也可能具有相同的 数，如C、O；也可能具有相同的 数，如C、N。 ③同位素之间的转化，既不是 变化也不是 变化，是 反应。 ④同位素之间可形成不同的同位素单质。如氢的三种同位素形成的单质有六种：H2、D2、T2、HD、HT、DT，他们的物理性质(如密度)有所不同，但化学性质几乎完全 。 ⑤同位素之间可形成不同的同位素化合物。如水分子有H2O(普通水)、D2O(重水)、T2O(超重水)等。他们的相对分子质量不同，物理性质(如密度)有所不同，但化学性质几乎完全 。 8.同位素的特征 ①“同位”指的是在同期表中的位置相同（核外电子排布一样） ② 相同存在形态的同位素，化学性质几乎完全 ，物理性质 。同位素的“六同三不同” ③ 天然存在的同一元素各核素所占的原子百分数(丰度)一般 。 9.氢元素的三种核素 H：名称为 ，不含 ； H：用字母 表示，名称为 或 氢； H：用字母 表示，名称为 或 氢。 10.四种相对原子质量 ①原子(即核素)的相对原子质量：一个原子(即核素)的质量与一个12C质量的 的比值。一种元素有几种同位素，就有几种不同核素的相对原子质量。 ②元素的相对原子质量：是根据该元素各种天然同位素的 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。即：Ar(E)＝Ar1×a%＋Ar2×b%＋Ar3×c%＋…，其中a%＋b%＋c%＋…= 。 ③核素的近似相对原子质量＝该核素的质量数。 ④元素的近似相对原子质量：是根据该元素各种天然同位素的 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。即：Ar(E)＝A1×a%＋A2×b%＋A3×c%＋…，其中a%＋b%＋c%＋…= 。 清单02 核外电子排布 1.电子层：在含有多个电子的原子里，电子分别在 的区域内运动。我们把不同的区域简化为 ，也称作电子层。 如图为电子层模型示意图： 2.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 离核远近 由 到 能量高低 由 到 3.核外电子排布规律 核电荷数 元素名称 元素符号 各电子层的电子数 K L M N O P 2 氦 He 2 10 氖 Ne 2 8 18 氩 Ar 2 8 8 36 氪 Kr 2 8 18 8 54 氙 Xe 2 8 18 18 8 86 氡 Rn 2 8 18 32 18 8 （1）能量规律：离核由近到远，电子能量由低到高，电子一般总是先从 排起，当一层充满后再填充下一层。 （2）数量规律 ①原子核外各电子层最多容纳 个电子。 ②原子最外层电子数不能超过 (K层为最外层时不能超过 )，次外层电子数不能超过 ，倒数第三层电子数不能超过 。 ③次外层最多能容纳的电子数不超过 个。 4.核外电子排布的表示方法——原子结构示意图 （1）原子结构示意图 ①用小圆圈和圆圈内的符号及数字表示 。 如钠的原子结构示意图： 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 。 （2）离子结构示意图 ①金属元素原子失去最外层所有电子变为离子时，电子层数 。 如MgMg2＋ ②非金属元素的原子得电子形成简单离子时，电子层数 。 如FF－ 5.核外电子排布与元素性质的关系 ①金属元素原子的最外层电子数一般 4，较易 电子，形成 离子，表现出 性，在化合物中显 化合价。 ②非金属元素原子的最外层电子数一般 4，较易 电子，活泼非金属原子易形成 离子，表现出 性，在化合物中主要显 化合价。 ③稀有气体元素的原子最外层为 电子(氦为 电子)稳定结构， 失去或得到电子，通常表现为 价。 6.1～18号元素原子结构的特殊关系 特殊关系 对应元素 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 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 最外层电子数等于次外层电子数的4倍 最外层电子数等于电子层数 最外层有1个电子 最外层有2个电子 7.常见“10电子”“18电子”微粒 ①“10电子”的微粒： 分子 离子 一核10电子 二核10电子 三核10电子 四核10电子 五核10电子 ②常见的“18电子”的微粒： 分子 阳离子 阴离子 ③其他等电子数的粒子 a.“2电子”的粒子： 。 b.“9电子”的粒子： 。 c.“14电子”的粒子： 。 d.“16电子”的粒子： 。 ④质子数及核外电子总数均相等的粒子 a.Na＋、NH、H3O＋； b.HS－、Cl－； c.F－、OH－、NH；d.N2、CO等。 清单03 元素周期表 1.元素周期表的概念：元素周期表是一种将所有已知的化学元素按照原子序数和电子排布排列的表格，它能够反映出元素的周期性规律和族性特征。 2.原子序数： （1）定义：按照元素在周期表中的顺序给元素编号，称之为 ， ＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。 （2）元素周期表中原子序数的有关规律 ①同主族、邻周期元素的原子序数差： a.元素周期表中左侧元素(ⅠA、ⅡA族)：同主族相邻两元素中，Z(下)＝Z(上)＋ 元素所在周期的元素种类数目； b.元素周期表中右侧元素(ⅢA～ⅦA族)：同主族相邻两元素中，Z(下)＝Z(上)＋ 元素所在周期的元素种类数目。 ②同周期的ⅡA和ⅢA的原子序数差可能为 。 ③应用关系： a．电子层数＝ 。 b．质子数＝ 。 c．最外层电子数＝ 。 d．主族元素的最高正价＝ 。最低负价＝－|8－ |。 3.编排原则 （1）周期：把 相同的元素，按 的顺序，从左至右排成的横行。 （2）族：把 相同的元素，按 的顺序，从上至下排成的纵行。 4.周期 （1）概念：元素周期表每一个 ，叫做一个周期，共 个周期，除第一周期外，其余各周期均从 开始过渡到 ，最后以 元素结束。 （2）与原子结构的关系：周期序数＝ 。 （3）分类： ①短周期：包括第 周期，分别有 种元素。 ②长周期：包括第 周期，分别有 种元素。 5.族:周期表中有十八个纵行，但第8、9、10三个纵行为一族，所以共十六个族。7个主族，7个副族，1个第Ⅷ族，1个0族。 （1）周期表中族的特点和划分 个数 元素周期表中有 个纵列，共有 个族 特点 主族元素的族序数＝ 分类 主族 共有 个，包括 副族 共有 个，包括 ，第Ⅷ族，第Ⅷ族包括第 三个纵列 0族 占据元素周期表的第 纵行，最外层电子数为 (He是 ) （2）常见族的特别名称 族 别名 第ⅠA族(除氢外) 元素 第ⅦA族 元素 0族 稀有气体元素 6.过渡元素 （1）元素周期表中部从第IIIB族第IIB族10个纵列共六十多种元素，过渡元素都是 元素。 （2）过渡元素——镧系与锕系 ①镧系元素：元素周期表第六周期中，57号元素镧到71号元素镥共 种元素。 ②锕系元素：元素周期表第七周期中，89号元素锕到103号元素铹共 种元素。 7.元素周期表中方格里的符号的意义 8.元素在周期表中的位置与原子结构的相互推断 （1）元素的位置与原子结构的关系 （2）短周期元素原子结构与位置的关系 ①族序数等于周期序数的元素有 。 ②族序数是周期序数的2倍的元素有 。 ③族序数是周期序数的3倍的元素是 。 ④周期序数是族序数的2倍的元素是 。 ⑤周期序数是族序数的3倍的元素是 。 9.由元素的原子序数推断元素在周期表中的位置——常用0族元素定位法： （1）明确0族元素信息 0族元素 He Ne Ar Kr Xe Rn Og 所在周期序数 原子序数 （2）比大小定周期：比较该元素的原子序数与0族元素的原子序数大小，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。 （3）求差值定族数：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。 10.元素的金属性与非金属性的概念 （1）元素的金属性：元素的金属性是指该元素的气态原子 电子的能力。具体表现为元素在化学反应中倾向于 电子，形成 离子‌。 （2）元素的非金属性：元素的非金属性是指元素的原子 电子的能力。具体表现为元素在化学反应中倾向于 电子，形成 离子‌。 11.元素的金属性和非金属性与元素周期表中的位置关系 在元素周期表中，元素的金属性和非金属性呈现出一定的规律性变化： （1）‌同一周期‌：从左到右，随着原子序数的增加，核电荷数逐渐 ，原子半径逐渐 ，原子核对最外层电子的引力 ，导致 逐渐减弱， 逐渐增强。 （2）‌同一主族‌：从上到下，随着电子层数的增加，原子核对最外层电子的引力逐渐 ，原子更容易失去电子，表现出 逐渐增强， 逐渐减弱。 12.元素的金属性与非金属性强弱判断 三表 元素周期表：金属性“右弱左 ，上弱下 ，右上弱左下 ”；非金属性“左 右强，下 上强，左下 右上强” 金属活动性顺序表：按K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、Cu、Hg、Ag、Pt、Au的顺序，金属性逐渐 (其中Pb>Sn) 非金属活动性顺序表：按F、O、Cl、Br、I、S的顺序， 逐渐减弱 三反应 置换反应：强的置换 的，适合金属也适合非金属 与水或非氧化性酸反应越剧烈，或最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则金属性越 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 ，则非金属性越 氧化性 金属离子的氧化性越弱，对应单质的金属性越 还原性 非金属氢化物或非金属阴离子的还原性越弱，对应单质的非金属性越 13.元素化学性质与原子结构的关系 原子 最外层电子数特点 得失电子情况 化学性质 稀有气体元素 都为8(氦为2) 不易 金属元素 一般 易 非金属元素 一般 易 由上表可知，原子结构决定元素的 。 清单04 碱金属元素 1.碱金属元素原子结构与元素性质的关系 元素名称 锂 钠 钾 铷 铯 元素符号 Li Na K Rb Cs 电子层结构 原子半径变化趋势/nm 0.152 0.186 0.227 0.248 0.265 从Li到Cs随着核电荷数的增加，电子层数逐渐 ，原子半径越来越 相同点 最外层均有 个电子，均 失电子，有较强 性，因此碱金属元素的化学性质具有相似性 原子核对核外电子的吸引力的变化趋势 原子核对核外电子吸引力越来越 原子失去电子难易的变化趋势 原子失去电子越来越 元素金属性强弱的变化趋势 元素的金属性越来越 2.碱金属单质主要物理性质变化的规律 单质名称 锂 钠 钾 铷 铯 主要物理性质变化趋势 密度逐渐 ，钾除外熔点逐渐 ，沸点逐渐 ，硬度逐渐 3.碱金属的化学性质 碱金属 性质 锂 钠 钾 与 氧 气 反 应 现象 剧烈反应(次于Na)生成固体Li2O 加热剧烈反应，生成淡黄色固体 稍加热剧烈反应，生成固体KO2 化学方程式 小结 碱金属单质在空气中燃烧一般生成 ，Li却只生成 ，但与氧气反应的速率是不同的，Li缓慢氧化，Na、K易被氧化，Cs常温下自燃。 与水反应 现象 在水面，缓慢反应，产生气体 在水面上，剧烈反应，熔成小球、迅速游动、产生气体 在水面上，剧烈反应且燃烧 化学方 程式 小结 都能与水反应，但剧烈程度不同，从左→右依次 ，都生成 4.碱金属元素单质物理性质的相似性和递变性 5.碱金属元素单质的特殊性 ①碱金属的密度一般随核电荷数的增大而 ，但 的密度比钠的小。 ②碱金属一般都保存在煤油中，但由于锂的密度小于煤油的密度而将锂保存在 中。 ③碱金属跟氢气反应生成的碱金属氢化物都是 化合物，其中氢以 形式存在，显 价，碱金属氢化物是 剂。 清单05 卤族元素 1.卤素包括F、Cl、Bｒ、I、Aｔ五种元素，其单质均为 分子，主要研究F、Cl、Bｒ、I。 2.卤素的原子结构 元素名称 氟 氯 溴 碘 元素符号 F Cl Br I 原子结构示意图 原子半径/nm 0.071 0.099 1.12 1.32 ①结构相似性:最外层都是 个电子，易得电子形成8电子稳定结构的阴离子X－，故都具有较强的 性，其最低价为 价。最高价为 价（ 例外）。 ②结构递变性:从F到I，随核电荷数的增多，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐 。卤素原子 能力越来越弱，其元素的 越来越弱。 3.卤素单质分子结构与物理性质 ①分子结构： 相同点：均为 分子，其结构式为 ，卤素单质分子为 分子，其晶体均为 晶体 不同点：相对分子质量不同，从F2到I2依次 ，分子间力依次 。 ②卤素单质的物理性质： 单质 颜色 状态（常态） 密度 溶解度（100g水中） 毒性 F2 淡黄绿色 气体 1.69g/L -219.6 -188.1 与水反应 剧毒 Cl2 黄绿色 气体 3.214g/L -101 -34.6 226cm3 有毒 Br2 深红棕色 液体 3.119g/cm3 -7.2 58.78 4.16g 有毒 I2 紫黑色 固体 4.93g/cm3 113.5 184.4 0.029g 有毒 a.相同点：由于卤素单质分子为非极性分子，所以卤素单质均 溶于有机溶剂；由于卤素单质的晶体均为 晶体，所以它们的熔沸点都 （其中氯气 ，液溴 ，碘 ）。 b.卤素单质物理性质的递变性 单质 颜色变化 密度变化 熔点变化 沸点变化 溶解度变化 F2 Cl2 Br2 I2 c.卤素单质在不同溶剂中的颜色 水中 CCl4 汽油 C2H5OH F2 强烈反应 反应 反应 反应 Cl2 黄绿色 黄绿色 黄绿色 黄绿色 Br2 黄→橙 橙→橙红 橙→橙红 橙→橙红 I2 深黄→褐 紫→深紫 浅紫红→紫红 褐色 d.卤素单质物理特性 （1）液溴易挥发，应密闭保存，试剂瓶中的溴常 液封，盛溴的试剂瓶不可选用 。常温下唯一的 非金属。 （2）碘易升华，这是 变化。可用于 I2。 （3）卤素单质 易溶于水， 溶于酒精、汽油、四氯化碳等有机溶剂。 （4）氟（F2）：氟是 的非金属元素（氟元素只有 价、 价， 正价，科学家在冰末表面发现的氟元素的含氧酸——次氟酸（ ），其中氟仍为 价），F2单质是氧化性 的单质。 4.卤素化学性质的相似性和递变性 （1）卤素是典型的非金属元素，其元素的非金属性强弱顺序为： 。 （2）卤素单质均是氧化剂，其氧化能力强弱顺序为： 。 （3）卤离子均具有还原性，其还原性强弱顺序为： 。 （4）卤素单质均能与氢化合，但反应条件不同，生成的气态氢化物稳定性亦不同。气态氢化物稳定性大小顺序为： 。 卤素单质 反应条件 化学方程式 产物稳定性 F2 在暗处剧烈化合并发生爆炸 H2＋F2===2HF 很稳定 Cl2 光照或点燃 H2＋Cl22HCl 较稳定 Br2 加热 H2＋Br22HBr 不如氯化氢稳定 I2 不断加热 H2＋I22HI 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 ，生成的氢化物稳定性逐渐 ，元素的非金属性逐渐 。 （5）卤素单质均可与水反应，但反应难易程度不同。 2F2+2H2O=4HF+O2(剧烈反应) Cl2+H2O=HCl+HClO(反应较慢) 2HClO2HCl+O2↑ Br2+H2OH=Br+HBrO(反应微弱) I2与H2O只有很微弱的反应。 （6）卤素单质可与碱溶液发生自身氧化还原反应生成-1价卤化物和+1价或+5价卤酸盐。 Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O 2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2（漂白粉）+2H2O 3Br2+6NaOH5NaBr+NaBrO3+3H2O （7）AgX除AgF外均 溶于水， 溶于酸。 （8）AgCl、AgBr、AgI均 稳定，见 发生分解反应，生成卤素单质及银2AgX2Ag+X2。 (9)氢卤酸的水溶液均呈 性，除 是弱酸外，其余均为强酸，其酸性相对强弱顺序为： 。 5.卤素离子的检验方法 （1）AgNO3溶液——沉淀法 未知液生成 （2）置换——萃取法 未知液有机层呈 （3）氧化——淀粉法检验I－ 未知液 色溶液，表明有I－ 清单05 原子结构的周期性变化规律 1.核外电子排布的变化规律 原子序数 电子层数 最外层电子数 达到稳定结构时的最外层电子数 1～2 1 1→ 3～10 2 1→ 11～18 3 1→ 8 结论：随着原子序数的递增，元素原子核外的电子排布呈现 的变化 2.原子半径的变化规律 3～10号元素 Li Be B C 原子半径/nm 0.152 0.089 0.082 0.077 3～10号元素 N O F Ne 原子半径/nm 0.075 0.074 0.071 - 11～18号元素 Na Mg Al Si 原子半径/nm 0.186 0.160 0.143 0.117 11～18号元素 P S Cl Ar 原子半径/nm 0.110 0.102 0.099 - 变化趋势 同周期内自左至右逐渐 结论：随着原子序数的递增，元素原子的半径呈现 变化 3.元素主要化合价的变化规律 原子序数 主要化合价的变化 1～2 +1→0 3～10 +1→ 　 →-1→0 11～18 +1→ 　 →-1→0 结论：随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈 变化 4.原子结构的周期性变化规律结论：随着 的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价都呈现 性的变化。 5.同周期元素性质变化规律（以第三周期为例） 1）钠、镁、铝的金属性比较 （1）预测：钠、镁、铝同属于第三周期，原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子吸引力逐渐增强，将会导致失电子能力 ， 逐渐减弱。 2）硅、磷、硫、氯的非金属性的递变 （1）最高价含氧酸酸性强弱的比较 非金属元素 Si P S Cl 最高价氧化物对应的水化物(含氧酸)的酸性强弱 H2SiO3 酸 H3PO4 酸 H2SO4 酸 HClO4 酸(酸性比H2SO4 ) 酸性：HClO4 H2SO4 H3PO4 H2SiO3 （2）结论：Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强。 3）结论：同周期从左到右，元素原子失电子能力逐渐 ，得电子能力逐渐 ；元素 逐渐减弱， 逐渐增强，即： 项目 同周期(左→右) 原子结构 核电荷数 逐渐增大 电子层数 相同 原子半径 逐渐 离子半径 阳离子逐渐 阴离子逐渐 ，r(阴离子) r(阳离子) 性质 化合价 最高正化合价由＋1→ (O、F除外)负化合价＝ 元素的金属性和非金属性 金属性逐渐 ，非金属性逐渐 离子的氧化性、还原性 阳离子氧化性逐渐 ，阴离子还原性逐渐 气态氢化物的稳定性 逐渐 最高价氧化物对应的水化物的酸碱性 碱性逐渐 ，酸性逐渐 6.同主族元素的性质变化规律 项目 同主族(上→下) 原子结构 核电荷数 逐渐增大 电子层数 逐渐 原子半径 逐渐 离子半径 逐渐 性质 化合价 相同，最高正化合价＝ (O、F除外) 元素的金属性和非金属性 金属性逐渐 ，非金属性逐渐 离子的氧化性、还原性 阳离子氧化性逐渐 ，阴离子还原性逐渐 非金属气态氢化物形成的难易程度和热稳定性 形成 ，热稳定性逐渐 最高价氧化物对应的水化物的酸碱性 碱性逐渐 ，酸性逐渐 清单06 元素周期律 1.元素周期律含义：元素的性质随着原子序数的递增而呈 变化的规律。 2.元素周期律实质：元素性质的周期性变化是 的必然结果。 3.元素周期律意义：元素周期律不仅揭示了自然界中所有已知元素间的内在联系与规律，还体现了元素性质随原子序数递增呈现出的 变化，元素周期表是连接微观世界与宏观现象的 ，指引科学家们预测 、探索未知宇宙奥秘的重要工具。 4.粒子半径大小的比较方法 类型 方法 实例 同周期——“序大径小” 周期，从左到右，随着原子序数的递增，原子半径逐渐 r(Na)＞r(Mg)＞r(Al)＞r(Si)＞r(P)＞r(S)＞r(Cl) 同主族——“序大径大” 同主族，从上到下，随着原子序数的递增，原子半径逐渐 r(Li)＜r(Na)＜r(K)＜r(Rb)＜r(Cs) r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋) 同元素 原子和离子—“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) 不同价态的阳离子—“数大径小” 带电荷数越多，粒子半径越 r(Fe3＋)＜r(Fe2＋)＜r(Fe) 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 r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋) 清单07 金属元素与非金属元素在周期表中的分布及性质规律 1.元素周期表与元素周期律的关系 （1）元素周期表是 的具体表现形式，反映了元素之间的内在联系。 （2）元素周期表中元素的金属性和非金属性变化的规律：同周期元素从左到右金属性逐渐 ，非金属性逐渐 ；同主族元素从上到下金属性逐渐 ，非金属性逐渐 。 2.元素周期表的金属区和非金属区 （1）金属性强的元素在周期表的 方，最强的是 (放射性元素除外)；非金属性强的元素在周期表的 方(稀有气体除外)，最强的是 。 （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 与 之间没有严格的界线。 3.元素化合价与元素在周期表中位置的关系 （1）价电子 ①定义：指原子核外电子中能与其他原子相互作用形成 的电子，为原子核外跟元素 有关的电子。 ②具体内容：主族元素的价电子＝ ，过渡元素的价电子包括最外层电子及次外层或倒数第三层的部分电子。 （2）化合价规律 ①主族元素： 最高正化合价＝ ＝ (O、F除外)。 ②非金属主族元素化合价一般规律： 最低负价＝ (H除外)；最高正价＋|最低负价|＝ 。 4.元素周期表和元素周期律的应用 （1）根据元素周期表中的位置寻找 （2）预测元素的性质(由递变规律推测) ①比较不同周期、不同主族元素的性质 如：金属性：Mg＞Al、Ca＞Mg，则碱性：Mg(OH)2 Al(OH)3、Ca(OH)2 Mg(OH)2，则Ca(OH)2 Al(OH)3(填“＞”“＜”或“＝”)。 ②推测未知元素的某些性质 如：已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2难 ；再如：已知卤族元素的性质递变规律，可推知元素砹(At)应为有色固体，与氢难化合，HAt 稳定，水溶液呈 性，AgAt 溶于水等。 （3）启发人们在一定区域内寻找新物质 ①金属与非金属分界线 材料，如Si、Ge、Ga等。 ②过渡元素 和耐高温、耐腐蚀合金的元素，如Fe、Ni、Pt、Pd等。 ③周期表右上角(氟、氯、 、 、 等元素)制造 的元素。 （4）依据元素在周期表中的位置，确定其化合物的化学式 知道元素在周期表中的主族序数后，根据化合价规律即可写出其化合物的化学式(以R代表元素) ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 氢化物 最高价氧化物 最高价含氧酸 清单08 元素“位—构—性”的关系 1.元素“位—构—性”的关系的含义：元素的原子结构决定了元素在周期表中的位置和元素的主要性质，元素在周期表中的位置反映了元素的原子结构和元素的主要性质，故三者之间可相互推断。 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 同周期(左→右)―→最外层电子数 ―→非金属性 、金属性 同主放(上→下)―→电子层数 ―→非金属性 、金属性 2.“位—构—性”推断关系在解题中的应用 （1）结构与位置的互推 ①明确四个关系式 a．电子层数＝ 。 b．质子数＝ 。 c．最外层电子数＝ 。 d．主族元素的最高正价＝ 。最低负价＝－|8－ |。 ②熟悉掌握周期表中的一些特殊规律 a．各周期所能容纳元素种数。 b．稀有气体的原子序数及在周期表中的位置，若一种阳离子和阴离子的电子层结构相同，则“阴前右”“阳后左”，即阴离子对应元素在前一周期右侧，阳离子对应元素在后一周期左侧。 c．同族上下相邻元素原子序数的关系。 （2）性质与位置互推 熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律，根据元素性质可以推知元素在周期表中的位置，根据元素在周期表中的位置可以推知元素性质。主要包括： ①元素的金属性、非金属性。 ②气态氢化物的稳定性。 ③最高价氧化物对应水化物的酸碱性。 ④金属与H2O或酸反应的难易程度。 59、结构和性质的互推 （1）最外层电子数是决定元素原子的氧化性和还原性的主要因素。 （2）原子半径决定了元素单质的性质；离子半径决定了元素组成化合物的性质。 （3）同主族元素最外层电子数相同，性质相似。 清单09 离子键及离子化合物 1.氯化钠的形成过程 （1）钠在氯气中燃烧的化学方程式为：2Na＋Cl22NaCl （2）用原子结构知识解释：不稳定的钠原子和氯原子通过得失电子后最外层都达到 稳定结构，分别形成Na＋和Cl－，带相反电荷的Na＋和Cl－通过 结合在一起，形成新物质氯化钠。 2.离子键 （1）定义： 阴阳离子间通过 所形成的化学键叫做离子键。 （2）成键微粒： 。 （3）相互作用：静电作用（静电 和 ）。 （4）成键过程：阴阳离子接近到某一定距离时，吸引和排斥达到 ，就形成了 。 （5）离子键强弱影响因素： ①‌离子电荷‌：阴、阳离子所带的电荷越 ，静电作用越 ，离子键越 。 ②‌离子半径‌：离子半径越 ，离子键就越 。 （6）存在：离子键存在于大多数 、 及 中。 3.离子化合物 （1）离子化合物概念：含有 的化合物 。 （2）离子化合物形成条件：一般情况下， 元素与 元素易形成离子化合物。 （3）离子化合物形成过程 ①电子式：在元素符号周围用“·”或“×”来表示原子的 的式子。常见的粒子的电子式如下表： 原子 化学式 H Na O Cl 电子式 离子 化学式 Na+ Mg2+ S2- F- 电子式 Na+ Mg2+ 物质 化学式 NaCl MgCl2 N2 CO2 电子式 【特别提醒】①简单阳离子的电子式：简单阳离子的电子式就是其 符号。如Na＋、Mg2＋、Al3＋等。 ②阴离子和复杂阳离子的电子式：阴离子的电子式要将原子的最外层电子和得到的电子标在元素符号周围，并将元素符号用“[ ]”括上，右上角标出所带的电荷数。如Cl－的电子式为 。 ③离子化合物的电子式：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 ，阴阳离子 排列。 ②电子式表示离子化合物的形成过程： a.反应物是 的电子式； b.生成物是 的电子式； c.不同反应物之间用 表示电子转移； d.反应物和生成物之间用 连接。 、。 注意: 用弧形箭头表示电子转移的方向。 4.离子化合物的类别 ①活泼的金属（ ）和活泼的非金属元素（ ）之间的化合物。(如：Na2O） ②大部分盐，包括 。(如：NH4Cl，NaNO3) ③强碱 5.离子化合物的判断方法 ①根据化学键的类型判断：含有 的化合物。 ②化合物的性质判断： 状态下能导电的化合物。 6.离子化合物的性质 ①‌‌熔点和‌沸点较高‌：离子化合物的熔点和沸点通常较高，例如NaCl的熔点约为800摄氏度，MgO的熔点约为2800摄氏度。 ②‌‌硬度较大‌：由于离子键的作用力强，离子化合物通常具有较大的硬度。 ③‌常温下为固体‌：离子化合物在常温下通常为固体，硬度大且质脆，不导电。 ④‌熔融状态下导电‌：离子化合物在熔融状态下可以导电，因为熔融状态会破坏离子键，使离子可以自由移动。 ⑤‌水溶液中导电‌：离子化合物在水溶液中也可以导电，因为它们可以在水中电离出自由移动的离子 清单10 共价键及共价物质 1.Cl2的形成：氯原子的最外层有7个电子，要达到8电子稳定结构，都需要获得 ，所以氯原子间难以发生 。如果2个氯原子各提供 ，形成 ，2个氯原子就都形成了8电子稳定结构，从而形成氯分子。 2.共价键 （1）概念：原子间通过共用电子对所形成的相互作用。 （2）成键粒子：原子。 （3）共价键实质：共用电子对与两原子核的 ，两原子核间及电子层间的 ，当 和 达到平衡时就形成了稳定的共价键。 （4）形成条件：同种或不同种 元素的原子相结合时，一般形成共价键。 （5）成键原因：通过共用电子对，各原子最外层电子数一般达到 的稳定结构，两原子核都吸引共用电子对，使之处于平衡状态，体系总能量 。 （6）共价键的表示方法（以氢氯共价键为例） ①电子式：∶∶ ②结构式：H-Cl ③球棍模型： ④空间填充模型： （7）共价键的存在 ①只含共价键的物质：非金属 、非金属 、酸、过氧化氢、大部分 、非金属元素的多原子 （如H2、O2、N2）。 ②既含共价键，又含离子键的物质：活泼金属 、活泼金属 、金属的 、 等，NaOH、Na2CO3、NH4Cl(以上答案均不唯一)。 ③原子团(根)中，如OH－、SO42－、NH等 （7）共价键的分类： ①非极性共价键（非极性键）：A-A（同种元素的原子），共用电子对 ，成键原子 电性。 ②极性共价键（极性键）：A-B（同种元素的原子），共用电子对 ，成键原子 电性。 3.共价物质： ①概念：以 形成分子的物质。 ②常见类型 a.共价单质:非金属元素形成的 单质分子，如H2、O2、N2、P4等。 b.共价化合物 清单11 共价分子结构的表示方法 1.分子具有一定的空间结构 如CO2是 形，H2O呈 形，CH4呈 形等。 2.共价物质的电子式、结构式、分子结构模型 （1）共价分子电子式的书写 将结构式中短线“—”改为 ，并补齐 电子稳定结构[H为 电子稳定]，如H∶H、∶∶∶、H∶∶H、H∶∶∶H、∶∶C∶∶。 （2）共价分子结构式 ①概念：结构式是表示用元素符号和 表示化合物（或单质）分子中原子的排列和结合方式的化学组成式。它不仅能表明分子中个元素原子的 ，还表明这些原子的 。 ②在结构式中，化学键的表示方法有几种不同的符号：“-”表示 ；“=” 表示 ；“≡” 表示 ；“→” 表示 ，箭头符号左方是提供 的一方，右方是具有 、接受 的一方。 （3）共价分子球棍模型：球棍模型是用球代表 ,棍代表 的一种式子，但实际上,在成键的时候并不是棍状的，球棍模型描述的是物质的空间结构以及成键的数量的一个模型，如HCl表示为：。 （4）共价分子填充模型：填充模型就是原子紧密连起的，只能反映原子 ，不反应 的一种大致的排列方式的式子，如HCl表示为：。 3.共价物质的形成过程： ①反应物是 的电子式 ②生成物是 的电子式 ③中间用 连接 如： 氯化氢分子的形成过程： ； 氯气分子的形成过程： ； 水分子的形成过程： ； 二氧化碳分子的形成过程： 。 4.常见共价物质的电子式、结构式、分子结构模型 共价分子 电子式 结构式 分子结构模型 H2 HCl CO2 H2O CH4 清单12 离子键和共价键的比较及离子化合物和共价化合物的比较 1.离子键和共价键的比较 离子键 共价键 定义 之间的相互作用 原子之间通过 形成的相互作用 成键微粒 本质 之间的静电作用 共用电子与成键原子之间的静电作用 形成条件 一般 元素原子与 元素原子间易形成离子键 一般非金属元素原子之间易形成共价键 存在 离子化合物(绝大多数盐、强碱、活泼金属氧化物等) 非金属单质、共价化合物、某些离子化合物 2.离子化合物和共价化合物的比较 离子化合物 共价化合物 概念 含有 的化合物 的化合物 构成粒子 粒子间的作用 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 或 中导电 时，不导电。 时，有的导电(如硫酸)，有的不导电(如蔗糖) 熔化时 破坏的作用力 一般不破坏共价键，极少部分破坏共价键(如SiO2) 实例 强碱、大多数盐、活泼金属氧化物 酸、非金属氢化物、非金属氧化物、绝大多数有机物 清单13 化学键 1.化学键定义：使离子或原子相结合的 作用力即为化学键，即相邻原子或离子间 的相互作用。 2.化学键类型 （1）原子间价电子的转移—— 键。 （2）原子间价电子的共用—— 键。 3.化学反应的本质：一个化学反应的发生，本质上就是 化学键断裂和 化学键形成的过程。 4.化学键与物质类别间的关系： （1）只含有极性共价键的物质一般是不同种 形成的共价化合物，如SiO2、HCl、CH4等。 （2）只含有非极性共价键的物质是同种 元素形成的单质，如Cl2、P4、金刚石等。 （3）既有极性键又有非极性键的共价化合物一般由 原子组成，如H2O2、C2H4等。 （4）只含 键的物质主要是由活泼非金属元素与活泼金属元素形成的化合物，如Na2S、CaCl2、NaCl等。 （5）既有 键又有 键的物质，如NaOH、K2SO4等；既有 键又有 共价键的物质，如Na2O2等。 （6）仅由非金属元素形成的离子化合物，如 等。 （7）金属元素和非金属元素间可能存在共价键，如 等。 5.物质溶解或熔化时化学键的变化 ①离子化合物的溶解或熔化过程 离子化合物溶于水或熔化后均电离成自由移动的阴、阳离子， 键被破坏。 ②共价化合物的溶解过程 A．有些共价化合物溶于水后，能与水反应，其分子内 键被破坏，如CO2和SO2等。 B．有些共价化合物溶于水后，与水分子作用形成水合离子，从而发生电离，形成阴、阳离子，其分子内的 被破坏，如HCl、H2SO4等。 C．某些共价化合物溶于水后，其分子内的 键不被破坏，如蔗糖(C12H22O11)、酒精(C2H5OH)等。 ③单质的溶解过程 某些活泼的非金属单质溶于水后，能与水反应，其分子内的 键破坏，如Cl2、F2等。 【特别提醒】化学键被破坏的变化，不一定是化学变化，如NaCl、金刚石的受热熔化、NaCl溶于水等。只有旧化学键的断裂而没有新化学键的生成，故不是化学变化。 6.化学键类型的判断 （1）从物质构成角度判断 （2）从物质类别角度判断 物质类别 含化学键情况 非金属单质，如Cl2、N2、I2、P4、金刚石等 只有 非金属元素构成的化合物，如H2SO4、CO2、NH3、HCl、CCl4、CS2等 活泼非金属元素与活泼金属元素形成的化合物，如NaCl、CaCl2、K2O等 只有 含有原子团的离子化合物，如Na2SO4、Ba(OH)2、NH4Cl、Na2O2等 既有 又有 稀有气体，如Ne、Ar等 化学键 【特别提醒】①由活泼金属与活泼非金属形成的化学键 都是离子键，如AlCl3中Al—Cl键为共价键。 ②非金属元素的两个原子之间 形成共价键，但多个原子间也可能形成 ，如NH4Cl等。 ③影响离子键强弱的因素是 半径和所带 ：离子半径越 ，离子所带电荷数越 ，离子键越 ，熔、沸点越 。 ④离子键中“静电作用”包括静电 和静电 ，且二者达到平衡。 7.化学键对物质性质的影响 （1）对物理性质的影响 ①金刚石、晶体硅、石英、金刚砂等物质硬度 、熔点 ，就是因为其中的共价键很强，破坏时需消耗很多的能量。 ②NaCl等部分离子化合物，也有很强的离子键，故熔点也 。 （2）对化学性质的影响 ①N2分子中有很强的共价键，故在通常状况下，N2性质很 。 ②H2S、HI等分子中的共价键较弱，故它们受热时易 。 清单14 分子间作用力 氢键 1.分子间作用力 （1）概念：分子之间存在一种把分子 的作用力，叫做分子间作用力，又叫 。 （2）特点：①分子间作用力比化学键 ，它主要影响物质的 等物理性质，而化学键主要影响物质的 ； ②分子间作用力存在于由共价键形成的多数共价化合物和绝大多数气态、液态、固态非金属单质 。但像二氧化硅、金刚石等由共价键形成的物质，微粒之间 分子间作用力 （3）规律：一般来说，对于 的物质，相对分子质量越 ，分子间作用力越 ，物质的熔、沸点也越 。例如，熔、沸点：I2 Br2 Cl2 F2。 （4）存在：分子间作用力只存在于由 组成的共价 、共价 和 气体的分子之间。 2.氢键 （1）概念：分子间形成的氢键也是一种 ，它比化学键 ，但比范德华力 。 （2）规律：①存在氢键的物质，其熔、沸点明显 同族同类物质，如H2O的熔、沸点高于H2S。若 形成氢键，会使物质的熔点和沸点 。 氢键使物质的熔沸点 。 ②氨极易液化，是因为NH3分子间存在 ；NH3极易溶于水，也是因为NH3分子与H2O分子间易形成 。 ③水结冰时体积膨胀、密度减小，是因为结冰时形成了 ，DNA的结构等都与氢键有关。 （3）形成条件：由 三种非金属性很强的元素与氢元素结合形成的化合物间可形成。 （4）存在：氢键存在广泛，如蛋白质分子、醇、羧酸分子、H2O、NH3、HF等分子之间。 （5）化学键、分子间作用力、氢键的比较： 化学键 分子间力 氢键 概念 相邻的两个或多个原子间 的相互作用 物质分子间存在微弱的相互作用 某些具有强极性键的氢化物分子间的相互作用(静电作用) 作用力范围 分子 分子 分子 作用力强度 化学键 氢键 范德华力 影响其强度的因素 ①离子键：离子半径越 ，离子所带电荷越 ，离子键越 ；②共价键：原子半径越 ，非金属性越 ，共价键越 。 ①组成和结构相似的物质，相对分子质量越 ，范德华力越 ； ②分子的极性越 ，范德华力越 对于A—H…B，A、B的电负性越 ，B原子的半径越 ，氢键键能越 性质影响 ①离子键：离子键越强，离子化合物的熔、沸点越 ；②共价键：共价键越强，单质或化合物的稳定性越 范德华力主要影响物质的物理性质，如熔、沸点等。范德华力越 ，物质的熔、沸点越 分子间氢键的存在，使物质的熔、沸点 ，分子内氢键使物质的熔、沸点 ，对电离、溶解度等产生影响 【易错提醒】①氢键不是化学键，通常看作一种较强的分子间作用力。②NH3、H2O、HF分子之间既存在分子间作用力，又存在氢键。 / 学科网（北京）股份有限公司 $