第四章 物质结构 元素周期律 知识总结 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“物质结构 元素周期律”单元内容，涵盖原子结构、元素周期表、核素同位素、化学键等核心范畴，搭建了从微观粒子构成到宏观性质规律、从基础概念到应用推断的递进式学习支架。 清单采用表格分类、规律总结与对比辨析的方式呈现知识体系，如等电子微粒分类表、离子键与共价键对比表，培养学生科学思维与证据推理能力。特别设计“微粒半径比较口诀”（如“同周期序大径小”）和“短周期元素推断突破口”，标注“三星重点”如元素周期律本质，不同基础学生可高效梳理，教师能据此设计精准教学活动，提升复习实效。

第四章 物质结构 元素周期律 1原子结构 项目 内容 原子的构成 质子 ①每个质子带一个单位正电荷 原子核 ②相对质量约为1 中子 ①不带电 原子 ②相对质量约为1 ①在原子核外做高速运动 核外电子 ②每个电子带一个单位负电荷 ③相对质量很小，可忽略 质量数 质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N） 电子层 含义 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 不同电子层的表示及能量关系 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 核外电子排布规律 分层排布 电子一般总是先从内层排起，当一层充满后再填充下一层 每层容纳的电子数 （1） 当K层为最外层时，最多能容纳的电子数是2个； （2） 其他各层为最外层时，最多能容纳的电子数是8个 （3） 次外层最多容纳的电子数是18个 （4） 倒数第三层不超过32个 （5） 第n层最多容纳的电子数是2n2个 核外电子排布的表示方法 原子结构示意图（以Na为例） 离子结构示意图（以Na+、Cl-为例） 离子种类 成因 形成过程 示意图 阳离子 金属元素的原子失去最外层电子形成与稀有气体元素原子电子层结构相同的阳离子 阴离子 非金属元素的原子得到电子形成与稀有气体元素原子电子层结构相同的阴离子 2元素周期表 项目 内容 发 展 史 第一张元素周期表 诞生 1869年，俄国化学家门捷列夫首制 编排顺序 将元素按照相对原子质量由小到大的顺序排列 意义 揭示了化学元素的内在联系 元素周期表的演变 元素种类的增多 随着化学科学的不断发展，元素周期表中为未知元素留下的空位先后被填满，周期表的形式也变得更加完美 排序依据的变化 原子结构的奥秘被揭示以后，元素周期表中元素的排序依据由相对原子质量改为原子的核电荷数，周期表也逐渐演变成现在常用的这种形式。 编排 原子序数 按照元素在周期表中的顺序给元素编号，得到原子序数。原子序数与元素的原子结构之间存在着如下关系：原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数 原则 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列 纵列原则：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列 结构 周期 七横七周期 三短和四长 （1）每一个横行称为一个周期。元素周期表中共有7个横行，即7个周期（到目前为止）。 （2）周期的分类及变化规律 行数（从上到下） 名称 元素种数 原子的电子层数 同周期内元素原子序数的变化规律 按序数命名 按所含元素种类数命名 1 第一周期 短周期 2 1 从左到右，依次增大 2 第二周期 8 2 3 第三周期 8 3 4 第四周期 长周期 18 4 5 第五周期 18 5 6 第六周期 32 6 7 第七周期 32 7 族（十八列十六族，七主八副和0族） 族的分类及位置特征 项目 定义 族序数 对应列数 主族 由短周期元素和长周期元素共同构成的族，用A表示 ⅠA、ⅡA…… 第ⅠA、ⅡA族分别对应第1、2列；第ⅢA~ⅦA族分别对应第13~17列 副族 完全由长周期元素构成的族，用B表示 ⅠB、ⅡB…… 第ⅠB、ⅡB族分别对应第11、12列；第ⅢB~ⅦB族分别对应第3~7列 特殊Ⅷ Ⅷ 对应第8~10列 0族 稀有气体元素 0 对应第18列 方格内的信息 元素周期表的每个方格中（镧系、锕系除外），一般标有元素的基本信息，如原子序数、元素符号、元素名称和相对原子质量等（如下图左）。根据需要，有的周期表方格中还标有质量数等信息（如下图右）。 分界 （1）元素属性：右上方为非金属元素，左下方为金属元素 （2）分界线处元素，可能具有两性，寻找半导体材料 （3）全部是金属的族：ⅡA族、副族 （4）全部是非金属的族：ⅦA族和0族 3核素、元素、同位素 项目 内容 元素 原子符号 原子符号为，X代表元素符号，A代表原子的质量数，Z代表原子的质子数。 例如，质子数为6、质量数为12的碳原子可表示为 元素 元素是具有相同质子数（核电荷数）的一类原子的总称。同种元素原子的原子核中质子数一定相同，中子数不一定相同。氢元素的原子核内质子数核中子数的情况如下表： 氢元素的原子核 原子名称 原子符号 质子数（Z） 中子数（N） 1 0 氕（pie） 1 1 氘（dao） 或D 1 2 氚（chuan） 或T 核素 定义 把具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子叫做核素，如、、是氢元素的三种核素 原子的构成微粒间的数目关系 电中性原子 带电原子—离子的电子数目计算 核外电子数计算 阳离子电子数=质子数-所带电荷数 阴离子电子数=质子数+所带电荷数 核素之间的转化不属于物理变化，也不属于化学变化，而属于核变化 微粒符号及意义 常见的重要核素及其应用 U C C H（D） H（T） 核燃料 用于考古断代 相对原子质量的标准 阿伏伽德罗常数基准 制氢弹 同 位 素 概念 质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素（即同一元素的不同核素互称为同位素），如、、互为同位素。 特点 同位 各核素的质子数相同，也是原子序数相同，在元素周期表中占有相同的位置 构成 具有相同质子数和不同中子数的原子 性质 同位素原子的核外电子排布相同，其化学性质相同；因其质量数不同，其物理性质会有差异 存在 天然存在的同位素，相互间保持一定的比率。元素的相对原子质量就是按照该元素各种同位素所占得一定百分比计算出来的平均值 应用 （1） 考古时利用C测定一些文物的年代。 （2） 、用于制造氢弹。 （3） 利用放射性同位素释放的射线育种、给金属探伤、诊断和治疗疾病等。 比较 4等电子微粒 项目 内容 常见 （1）“10电子”粒子 （2）“18电子”粒子 5原子核外电子排布的规律和特点 项目 内容 具有相同电子层排布的微粒 （1）与He原子具有相同电子层排布的微粒（2电子微粒） 阴离子 原子 阳离子 电子层排布 H－ He Li+ Be2+ （2）与Ne原子具有相同电子层排布的微粒（10电子微粒） 阴离子 原子 阳离子 电子层排布 N3－ O2－ F－ Ne Na+ Mg2+ Al3+ （3）与Ar原子具有相同电子层排布的微粒（18电子微粒） 阴离子 原子 阳离子 电子层排布 P3－ S2－ Cl－ Ar K+ Ca2+ （4）特点 ①结构特点：电子层数相同，电子总数相同 ②位置特点：阴前阳后稀中间，负电多前正多后 ③半径特点：原子序数越大，微粒半径越小 1~20号元素原子核外电子排布的特点 特殊关系 元素 最外层电子数等于次外层电子数的一半 Li、Si 最外层电子数等于次外层电子数 Be、Ar 最外层电子数等于次外层电子数的2倍 C 最外层电子数等于次外层电子数的3倍 O 最外层电子数等于次外层电子数的4倍 Ne 最外层电子数等于电子层数 H、Be、Al 最外层有1个电子 H、Li、Na、K 最外层有2个电子 He、Be、Mg、Ca 内层电子数之和是最外层电子数2倍的元素 Li、P 电子总数为最外层电子数2倍的元素 Be 6原子结构与元素性质 项目 内容 关系 元素 最外层电子数 得失电子能力 化学性质 主要化合价 稀有气体元素 8（He为2） 一般不易得失电子 较稳定，一般不参与化学反应 0 金属元素 ＜4 易失电子 金属性 只有正价，一般是+1→+3 非金属元素 ≥4 易得电子 非金属性 既有正价又有负价 碱 金 属 元 素 定义 是指第ⅠA族（除H外）中一类化学性质非常活泼的金属，在自然界中都以化合态存在。 物理性质（从锂→铯）的归纳 半径 从上到下逐渐增大 相同点 除Cs外，其余都呈银白；它们都比较柔软，有延展性，密度较小，熔点较低，导电、导热性强 递变 规律 密度 呈递增趋势（钾、钠特殊） 熔、沸点 逐渐降低 特殊性 Cs略带金属光泽，Li的密度比煤油的小 化学性质（用R表示碱金属元素） 相 似 性 单质R 与非金属单质反应：如Cl2+2R===2RCl 与水反应：2R+2H2O===2ROH+H2↑ 与酸溶液反应：如2R+2H+===2R++H2↑ 化合物 最高价氧化物对应水化物的化学式为ROH且均呈碱性 递 变 性 分析 随着核电荷数增加→电子层数增多→原子半径逐渐增大→原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱→原子失去最外层电子的能力逐渐增强→金属性逐渐增强 具体体现 元素 Li Na K Rb Cs 与氧气反应 反应越来越剧烈，产物越来越复杂 Li2O Na2O、Na2O2 K2O、K2O2、KO2 更复杂氧化物 与水反应 反应越来越剧烈 反应缓慢 反应剧烈 轻微爆炸 剧烈爆炸 氢氧化物 碱性强弱：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH 卤 族 元 素 定义 是指第ⅦA族典型的非金属，它们在自然界中都以化合态存在。 物理性质 半径 从上到下逐渐增大 卤素单质 F2 Cl2 Br2 I2 颜色、状态 淡黄绿色气体 黄绿色气体 深红棕色液体 紫黑色固体 密度 逐渐增大 熔、沸点 逐渐升高 化学性质（用X表示卤族元素） 与氢气的反应 H2+F2===2HF H2+Cl2 光照或点燃 2HCl H2+Br2 △ 2HBr H2+I2 △ 2HI [教材第93页思考与讨论] 相似性 原子最外层都由7个电子，都易得到1个电子，化学性质活泼且相似 与氢气反应 X2+H2===2HX 与水反应 如：X2+H2O===HX+HXO(X为Cl、Br、I） 例外：2F2+2H2O===4HF+O2 化合物→最高价氧化物对应水化物（除氟外）都为强酸 递变性 随着核电荷数的增加，原子的电子层数递增，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，得电子的能力逐渐减弱，非金属性逐渐减弱 物质 性质 单质 F2、Cl2、Br2、I2与H2反应越来越难 与变价金属反应：F2、Cl2、Br2生成高价金属卤化物，I2生成低价金属碘化物 氢化物 稳定性：HF＞HCl＞HBr＞HI 还原性：HF＜HCl＜HBr＜HI 特殊性 氟元素无正价，无含氧酸，而氯、溴、碘元素有最高正价和含氧酸。 X2+H2O===HX+HXO（X表示卤族元素），而2F2+2H2O===4HF+O2。 溴单质在常温下是唯一一种液态非金属单质。 碘为紫黑色固体，易升华，淀粉遇I2变蓝色。 氢氟酸为弱酸，而盐酸、氢溴酸、氢碘酸为强酸。 置换反应 类似于金属与盐溶液的置换反应，卤素单质间也可发生置换反应。例如：2NaBr+Cl2===2NaCl+Br2，可以比较卤素单质的氧化性强弱 同主族元素的性质与原子结构的关系 同主族元素自上而下原子核外电子层数逐渐增多→元素原子半径逐渐增大→原子核对最外层电子吸引能力逐渐减弱→原子失电子能力逐渐增强得电子能力逐渐减弱→元素的金属性逐渐增强非金属性减弱 7元素周期律 项目 内容 概念 元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化 本质 随着原子序数的递增，元素原子最外层电子排布呈周期性的变化 元素的“位—构—性”关系 元素周期表和元素周期律的意义 科学预测 学习、研究化学的重要工具 由元素在周期表中的位置确定其原子结构 由位置比较元素的性质 由位置推测元素的性质 为研究物质结构提供客观依据 寻找新材料 金属与非金属分界线附近元素 半导体材料、如硅、锗等 元素周期表右上角的非金属元素 制造新品种的农药，含F、Cl、S、P、As等 过渡元素 制造催化剂和耐高温、耐腐蚀合金的元素 规律总结如下图 微粒半径的比较 （1）同周期——“序大径小” ①规律：同周期，原子半径越大，原子半径越小。 ②举例：r（Na）＞r（Mg）＞r（Al）＞r（Si）＞r（P）＞r（S）＞r（Cl）。 （2）同主族——“序大径大” ①规律：同主族，原子半径越大，原子（或离子）半径越大。 ②举例：r（Li）＜r（Na）＜r（K）＜r（Rb），r（Li+）＜r（Na+）＜r（K+）＜r（Rb+） （3）同元素——“电多径大” 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——“序大径小” 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：r（O2－）＞r（F－）＞r（Na+）＞r（Mg2+）＞r（Al3+） 短周期元素推断的一些突破口 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 同周期相邻元素 Z－1Y ZW Z+1M 含量 地壳中含量最丰富的元素 O 宇宙中含量最丰富的元素 H 地壳中含量最丰富的金属元素 Al 空气中含量最多的元素 N 自然界形成化合物种类最多的元素 C 组成岩石和矿物的主要元素 Si 密度 质量最轻的单质 H2 质量最轻的金属单质 Li 硬度 自然界中硬度最大的物质 金刚石C 用途 单质常被用作自来水的杀菌消毒剂 Cl 同位素可以用来考古断代 C 单质被用来制透雾能力强、射程远的路灯 Na 单质 氧化性（得电子能力）最强的单质 F2 还原性（失电子能力）最强的单质 Na 与水反应最剧烈的金属单质 Na 与水反应最剧烈的非金属单质 F2 单质可与热水发生置换反应 Mg 在暗处与H2剧烈化合并发生爆炸的单质 F2 常温下不溶于浓硫酸或浓硝酸的金属 Al 既能与酸反应又能与碱反应生成氢气的单质 Al 常温下与水反应生成两种酸的单质 Cl2 氧化物 既能和酸又能和某些碱发生非氧化还原反应的氧化物 Al2O3 稳定性最强的气态氢化物 HF 呈碱性的气态氢化物 NH3 常温下为液态的气态氢化物 H2O 还原性最弱的气态氢化物 HF 还原性最强的气态氢化物 SiH4 酸和碱 最高正价氧化物的水溶液酸性最强 HClO4 最高正价氧化物的水溶液碱性最强 NaOH 酸性最强的无氧酸 HCl 还原性最强的无氧酸 H2S 9离子键 项目 内容 定义 带相反电荷离子之间的相互作用叫做离子键 成键微粒 阴、阳离子。它们既可以使单核离子，又可以使多核离子，如Na+，和Cl-、SO42-、OH-都能形成离子键，NH4+和SO42-也能形成离子键 成键本质 阴、阳离子之间的相互作用，实质上是阴离子、阳离子之间的静电作用 成键原因 （1）原子通过得失电子形成稳定的阴、阳离子 （2）离子之间的吸引作用和排斥作用处于平衡状态 （3）使反应体系的总能量降低，趋于稳定 成键元素 从元素的化和方面来说，活泼金属与活泼非金属化合时，一般形成离子键 活泼金属，如第ⅠA族的金属元素（碱金属），还有Mg、Ca等 活泼非金属，如第ⅦA族元素（卤族元素），还有O、S等 成键过程 (IA族、ⅡA族)活泼金属(M) 化合 吸引、排斥 达到平衡 离子键 活泼非金属(X)(ⅥA族、ⅦA族) 10离子化合物 项目 内容 定义 由离子键构成的化合物 构成微粒 阴、阳离子 常见 物质 类别 （1）强碱：NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2等 （2）大多数盐：钠盐（NaCl、Na2CO3等）钾盐（KNO3、K2SO4等）、铵盐（NH4Cl、NH4HCO3等）、镁盐（MgCl2等）、钙盐（CaCl2等）等 （3）大多数碱性氧化物：Na2O、CaO、MgO、BaO等 （4）还有Na2O2、NaH等 性质 （1）离子键一般比较牢固，破坏它需要较高的能量，故离子化合物熔点比较高，常温下为固态 （2）离子化合物在溶于水或熔化时，离子键被破坏，形成自由移动的阴、阳离子，能够导电，故离子化合物都是电解质 特例 AlCl3除外 判据 熔融状态下能够导电的化合物 11电子式 项目 内容 定义 方便起见，我们在元素符号周围用“•”或“×”来表示原子的最外层电子（价电子）。这种式子叫做电子式 书写 单个 微粒 的电 子式 （1）原子的电子式：把元素符号的周围分为上、下、左、右四个趋于，每个趋于可以填充两个电子。我们把填进每个趋于的第一个电子定义为“填充”把第二个电子定义为“填满”。根据能量最低原理的要求。电子的填充应符合“先填充，后填满”，“均匀分布，成对同向”的原则。例： 原子 H Mg B C N O F Ne 电子式 （2）简单阳离子的电子式：直接用离子符号表示，例Na+、Mg2+ （3）简单的阴离子的电子式：在形成离子时得到电子，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，电荷的表示方法同离子符号。最外层一般为8电子，通式为例： 阴离子 H－ N3－ O2－ F－ Cl－ 电子式 （4）复杂阴、阳离子的电子式：在对应元素符号周围标出电子，用“[ ]”括上，并在“[ ]”右上角表明电性和所带电荷数。例： 离子 NH4+ H3O+ NH2－ 电子式 离子 OH－ O22－ CN－ 电子式 离子化合物的电子式 阴阳离子交替排列，不可合并。例： 离子 Na2O MgCl2 Na2O2 NaCl 电子式 离子 NaOH NH4Cl NaClO CaO 电子式 用电子式表示物质的形成过程 用“→”表示形成过程，左边写出各原子的电子式，右边写出形成物质的电子式，“+”表示两原子相遇，“”或“”表示电子得失的方向。例： 12共价键 项目 内容 定义 原子间通过共用电子对所形成的相互作用叫做共价键 成键微粒 原子，即可以是不同元素，也可是同种元素 成键本质 共用电子对和两个原子之间形成的相互作用 成键原因 原子之间通过形成共用电子对使原子核外电子层形成稳定结构，反应体系总能量降低，趋于稳定 成键元素 （1）同种非金属元素原子相互结合，形成共价键，如H2、Cl2 （2）不同种非金属元素原子相互结合，形成共价键，如H2O、HCl （3）某些不活泼或不太活泼的金属元素的原子与非金属元素的原子相互结合，有可能形成共价键，如AlCl3 成键过程 原子A 原子B （不稳定、能量高） 共价键（形成共价化合物） （稳定、能量低） 13共价化合物 定义 以共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。如HCl、H2O、CO2等都是共价化合物 常见类型 （1）非金属氢化物，如NH3、H2S、H2O等 （2）非金属氧化物，如CO、CO2、NO2、SO2等 （3）含氧酸，如HNO3、H2SO4、H3PO4等 （4）大多数有机化合物，如CH4、CH3CH2OH等。特例：NH4Cl等铵盐不是共价化合物 性质 （1）熔点：由原子构成的共价化合物（如SiO2、SiC等）熔点很高，由分子构成的共价化合物（如HCl、H2O等）一般熔点较低 （2）导电性：熔融状态下都不导电，部分共价化合物溶于水能导电（如HCl、H2SO4、HNO3、CH3COOH等） 书写 （1）画：结构式（2）标：共用电子对（3）补：各原子最外层所缺的电子数 （4）用结构式表示共价键时，一般用1条短线“—”表示1对共用电子。如H—H、Cl—Cl、N≡N 共价型分子及其形成的表示方法 分子 N2 O2 H2O2 结构式 N≡N O＝O H－O－O－H 电子式 分子 HCN CO2 HClO 结构式 H－C≡N O＝C＝O H－O－Cl 电子式 分子 NH3 CH4 N2H4 结构式 电子式 用电子式表示共价型分子的形成过程 用“→”的左侧作为原子的电子式，同种原子可以合并，右侧为单质或化合物的电子式。如： 电子式书写常见的“八大错误” （1）漏写孤电子对（2）电子式中相同的原子或离子合并 （3）共用电子对数不清楚（4）共价分子与离子化合物中原子与离子的混乱 （5）原子连接顺序错误（6）电荷数与化合价标示错误 （7）原子最外层不满足稳定结构（8）复杂离子的电子式写为离子符号 共价型分子的空间结构 分子具有一定的空间结构，如CO2是直线型，H2O呈V形，CH4呈正四面体形。通过现代实验手段（如X射线衍射法等）可以测定某些分子的结构。部分以共价键形成的分子即结构如下表： 分子 电子式 结构式 分子结构模型 H2 H—H HCl H—Cl CO2 O==C==O H2O CH4 共价键的分类 项目 极性共价键（极性键） 非极性共价键（非极性键） 概念 不同种原子形成共价键时，共用电子对偏移的共价键叫做性共价键，简称极性键 同种原子形成共价键时，共用电子对不偏移任何一个原子，这样的共价键叫做非极性共价键，简称非极性键 原子吸引电子能力 不同，非金属性较强的原子吸引电子的能力较大 相同 共用电子对是否偏移 是，偏向于非金属性较强的原子 否 成键原子是否显电性 是，非金属性较强的原子显负电性，另一个原子显正电性 否 应用实例 CO2、H2O、HCl中的共价键，如H－Cl Cl2、H2中的共价键，如H－H 化学键和分子间作用力 化学键 定义 相邻原子之间的强烈的相互作用叫做化学键。 特殊：稀有气体分子中无化学键 类型 离子键、共价键 14辨析离子键和共价键 辨析 键型 概念 特点 形成条件 实例 离子键 阴、阳离子间通过静电作用形成离子键 阴、阳离子间的相互作用 活泼金属与活泼非金属通过得失电子形成离子键 NaCl 共价键 非极性键 原子间通过共用电子对而形成的化学键 共用电子对不偏向任何一方 由同种元素原子形成的共价键 Cl2 极性键 共用电子对偏向一方原子 由不同种元素原子形成的共价键 HCl 15化学反应本质、分子间作用力、氢键和常见化合物类型关系 化学反应的本质 旧化学键断裂和新化学键形成的过程。如H2和Cl2反应生成HCl的过程如下图： 分子间作用力 （1）概念：分子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 （2）主要特征： ①广泛存在于分子之间 ②分子间作用力强弱程度远远小于化学键 ③由分子构成的物质，其熔点、沸点、溶解度等物理性质主要由分子间作用力大小决定 氢键 像H2O、NH3、HF这样的分子之间存在着一种比范德华力稍强的相互作用，使它们只能在较高的温度下才能汽化，这种相互作用叫做氢键。 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 第 2 页 共 4 页 学科网（北京）股份有限公司 $ 第四章 物质结构 元素周期律 1原子结构 项目 内容 原子的构成 质子 ①每个质子带一个单位正电荷 原子核 ②相对质量约为1 中子 ①不带电 原子 ②相对质量约为1 ①在原子核外做高速运动 核外电子 ②每个电子带一个单位负电荷 ③相对质量很小，可忽略 质量数 质量数（A）= 数（Z）+ 数（N） 电子层 含义 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 不同电子层的表示及能量关系 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 核外电子排布规律 分层排布 电子一般总是先从内层排起，当一层充满后再填充下一层 每层容纳的电子数 （1） 当K层为最外层时，最多能容纳的电子数是 个； （2） 其他各层为最外层时，最多能容纳的电子数是 个 （3） 次外层最多容纳的电子数是18个 （4） 倒数第三层不超过32个 （5） 第n层最多容纳的电子数是 个 核外电子排布的表示方法 原子结构示意图（以Na为例） 离子结构示意图（以Na+、Cl-为例） 离子种类 成因 形成过程 示意图 阳离子 金属元素的原子失去最外层电子形成与稀有气体元素原子电子层结构相同的阳离子 阴离子 非金属元素的原子得到电子形成与稀有气体元素原子电子层结构相同的阴离子 2元素周期表 项目 内容 发 展 史 第一张元素周期表 诞生 1869年，俄国化学家 首制 编排顺序 将元素按照相对原子质量由小到大的顺序排列 意义 揭示了化学元素的内在联系 元素周期表的演变 元素种类的增多 随着化学科学的不断发展，元素周期表中为未知元素留下的空位先后被填满，周期表的形式也变得更加完美 排序依据的变化 原子结构的奥秘被揭示以后，元素周期表中元素的排序依据由相对原子质量改为原子的核电荷数，周期表也逐渐演变成现在常用的这种形式。 编排 原子序数 按照元素在周期表中的顺序给元素编号，得到原子序数。原子序数与元素的原子结构之间存在着如下关系：原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数 原则 横行原则：把 相同的元素，按 递增的顺序从左到右排列 纵列原则：把不同横行中 相同的元素，按 递增的顺序由上而下排列 结构 周期 七横七周期 三短和四长 （1）每一个横行称为一个周期。元素周期表中共有7个横行，即7个周期（到目前为止）。 （2）周期的分类及变化规律 行数（从上到下） 名称 元素种数 原子的电子层数 同周期内元素原子序数的变化规律 按序数命名 按所含元素种类数命名 1 第一周期 短周期 1 从左到右，依次增大 2 第二周期 2 3 第三周期 3 4 第四周期 长周期 4 5 第五周期 5 6 第六周期 6 7 第七周期 7 族（十八列十六族，七主八副和0族） 族的分类及位置特征 项目 定义 族序数 对应列数 主族 由短周期元素和长周期元素共同构成的族，用A表示 ⅠA、ⅡA…… 第ⅠA、ⅡA族分别对应第1、2列；第ⅢA~ⅦA族分别对应第13~17列 副族 完全由长周期元素构成的族，用B表示 ⅠB、ⅡB…… 第ⅠB、ⅡB族分别对应第11、12列；第ⅢB~ⅦB族分别对应第3~7列 特殊Ⅷ Ⅷ 对应第8~10列 0族 稀有气体元素 0 对应第18列 方格内的信息 元素周期表的每个方格中（镧系、锕系除外），一般标有元素的基本信息，如原子序数、元素符号、元素名称和相对原子质量等（如下图左）。根据需要，有的周期表方格中还标有质量数等信息（如下图右）。 分界 （1）元素属性：右上方为 元素，左下方为 元素 （2）分界线处元素，可能具有 ，寻找 材料 （3）全部是金属的族： 、 （4）全部是非金属的族： 和 3核素、元素、同位素 项目 内容 元素 原子符号 原子符号为，X代表元素符号，A代表原子的质量数，Z代表原子的质子数。 例如，质子数为6、质量数为12的碳原子可表示为 元素 元素是具有相同质子数（核电荷数）的一类原子的总称。同种元素原子的原子核中质子数一定相同，中子数不一定相同。氢元素的原子核内质子数核中子数的情况如下表： 氢元素的原子核 原子名称 原子符号 质子数（Z） 中子数（N） 1 0 氕（pie） 1 1 氘（dao） 或D 1 2 氚（chuan） 或T 核素 定义 把具有一定数目 和一定数目 的一种原子叫做核素，如、、是氢元素的三种核素 原子的构成微粒间的数目关系 电中性原子 带电原子—离子的电子数目计算 核外电子数计算 阳离子电子数=质子数-所带电荷数 阴离子电子数=质子数+所带电荷数 核素之间的转化不属于物理变化，也不属于化学变化，而属于 变化 微粒符号及意义 常见的重要核素及其应用 U C C H（D） H（T） 核燃料 用于考古断代 相对原子质量的标准 阿伏伽德罗常数基准 制氢弹 同 位 素 概念 质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素（即同一元素的不同核素互称为同位素），如、、互为同位素。 特点 同位 各核素的质子数相同，也是原子序数相同，在元素周期表中占有相同的位置 构成 具有相同质子数和不同中子数的原子 性质 同位素原子的核外电子排布相同，其化学性质相同；因其质量数不同，其物理性质会有差异 存在 天然存在的同位素，相互间保持一定的比率。元素的相对原子质量就是按照该元素各种同位素所占得一定百分比计算出来的平均值 应用 （1） 考古时利用C测定一些文物的年代。 （2） 、用于制造氢弹。 （3） 利用放射性同位素释放的射线育种、给金属探伤、诊断和治疗疾病等。 比较 4等电子微粒 项目 内容 常见 （1）“10电子”粒子 （2）“18电子”粒子 5原子核外电子排布的规律和特点 项目 内容 具有相同电子层排布的微粒 （1）与He原子具有相同电子层排布的微粒（2电子微粒） 阴离子 原子 阳离子 电子层排布 H－ He Li+ Be2+ （2）与Ne原子具有相同电子层排布的微粒（10电子微粒） 阴离子 原子 阳离子 电子层排布 N3－ O2－ F－ Ne Na+ Mg2+ Al3+ （3）与Ar原子具有相同电子层排布的微粒（18电子微粒） 阴离子 原子 阳离子 电子层排布 P3－ S2－ Cl－ Ar K+ Ca2+ （4）特点 ①结构特点：电子层数 ，电子总数 ②位置特点：阴前阳后稀中间，负电多前正多后 ③半径特点：原子序数越大，微粒半径 1~20号元素原子核外电子排布的特点 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 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 内层电子数之和是最外层电子数2倍的元素 电子总数为最外层电子数2倍的元素 6原子结构与元素性质 项目 内容 关系 元素 最外层电子数 得失电子能力 化学性质 主要化合价 稀有气体元素 8（He为2） 一般不易得失电子 较 ，一般不参与化学反应 金属元素 ＜4 易失电子 性 只有 ，一般是+1→+3 非金属元素 ≥4 易得电子 性 既有正价又有负价 碱 金 属 元 素 定义 是指第ⅠA族（除H外）中一类化学性质非常活泼的金属，在自然界中都以化合态存在。 物理性质（从锂→铯）的归纳 半径 从上到下逐渐增大 相同点 除Cs外，其余都呈银白；它们都比较柔软，有延展性，密度较小，熔点较低，导电、导热性强 递变 规律 密度 呈递增趋势（钾、钠特殊） 熔、沸点 逐渐降低 特殊性 Cs略带金属光泽，Li的密度比煤油的小 化学性质（用R表示碱金属元素） 相 似 性 单质R 与 反应：如Cl2+2R===2RCl 与 反应：2R+2H2O===2ROH+H2↑ 与 溶液反应：如2R+2H+===2R++H2↑ 化合物 最高价氧化物对应水化物的化学式为ROH且均呈 性 递 变 性 分析 随着核电荷数增加→电子层数增多→原子半径逐渐增大→原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱→原子失去最外层电子的能力逐渐增强→金属性逐渐增强 具体体现 元素 Li Na K Rb Cs 与氧气反应 反应越来越剧烈，产物越来越复杂 Li2O Na2O、Na2O2 K2O、K2O2、KO2 更复杂氧化物 与水反应 反应越来越 反应缓慢 反应剧烈 轻微爆炸 剧烈爆炸 氢氧化物 碱性强弱：LiOH NaOH KOH RbOH CsOH 卤 族 元 素 定义 是指第ⅦA族典型的非金属，它们在自然界中都以化合态存在。 物理性质 半径 从上到下逐渐增大 卤素单质 F2 Cl2 Br2 I2 颜色、状态 色气体 色气体 色液体 紫黑色固体 密度 逐渐 熔、沸点 逐渐 化学性质（用X表示卤族元素） 与 的反应 H2+F2===2HF H2+Cl2 光照或点燃 2HCl H2+Br2 △ 2HBr H2+I2 △ 2HI [教材第93页思考与讨论] 相似性 原子最外层都由7个电子，都易得到1个电子，化学性质活泼且相似 与氢气反应 X2+H2===2HX 与水反应 如：X2+H2O===HX+HXO(X为Cl、Br、I） 例外：2F2+2H2O===4HF+O2 化合物→最高价氧化物对应水化物（除氟外）都为强酸 递变性 随着核电荷数的增加，原子的电子层数递增，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，得电子的能力逐渐减弱，非金属性逐渐减弱 物质 性质 单质 F2、Cl2、Br2、I2与H2反应越来越 与变价金属反应：F2、Cl2、Br2生成高价金属卤化物，I2生成 金属碘化物 氢化物 稳定性：HF HCl HBr HI 还原性：HF HCl HBr HI 特殊性 元素无正价，无含氧酸，而氯、溴、碘元素有最高正价和含氧酸。 X2+H2O===HX+HXO（X表示卤族元素），而2F2+2H2O===4HF+O2。 单质在常温下是唯一一种液态非金属单质。 碘为 固体，易升华，淀粉遇I2变 色。 氢氟酸为 酸，而盐酸、氢溴酸、氢碘酸为 酸。 置换反应 类似于金属与盐溶液的置换反应，卤素单质间也可发生置换反应。例如：2NaBr+Cl2===2NaCl+Br2，可以比较卤素单质的 性强弱 同主族元素的性质与原子结构的关系 同主族元素自上而下原子核外电子层数逐渐 →元素原子半径逐渐 →原子核对最外层电子吸引能力逐渐 →原子失电子能力逐渐 得电子能力逐渐 →元素的金属性逐渐 非金属性 7元素周期律 项目 内容 概念 元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化 本质 随着原子序数的递增，元素原子最外层电子排布呈周期性的变化 元素的“位—构—性”关系 元素周期表和元素周期律的意义 科学 学习、研究化学的重要工具 由元素在周期表中的位置确定其原子结构 由位置比较元素的性质 由位置推测元素的性质 为研究物质结构提供客观依据 寻找新 金属与非金属分界线附近元素 半导体材料、如硅、锗等 元素周期表右上角的非金属元素 制造新品种的农药，含F、Cl、S、P、As等 过渡元素 制造催化剂和耐高温、耐腐蚀合金的元素 规律总结如下图 微粒半径的比较 （1）同周期——“序大径小” ①规律：同周期，原子半径越大，原子半径越 。 ②举例：r（Na）＞r（Mg）＞r（Al）＞r（Si）＞r（P）＞r（S）＞r（Cl）。 （2）同主族——“序大径大” ①规律：同主族，原子半径越大，原子（或离子）半径越 。 ②举例：r（Li）＜r（Na）＜r（K）＜r（Rb），r（Li+）＜r（Na+）＜r（K+）＜r（Rb+） （3）同元素——“电多径大” ①规律：同种元素的不同微粒，核外电子数越多，微粒半径越 ②举例：r（Na+）＜r（Na）；r（Cl－）＞r（Cl）；r（Fe3+）＜r（Fe2+）＜r（Fe） （4）同结构——“序大径小” ①规律：电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越 。 ②举例：r（O2－）＞r（F－）＞r（Na+）＞r（Mg2+）＞r（Al3+） 短周期元素推断的一些突破口 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 同周期相邻元素 Z－1Y ZW Z+1M 含量 地壳中含量最丰富的元素 宇宙中含量最丰富的元素 地壳中含量最丰富的金属元素 空气中含量最多的元素 自然界形成化合物种类最多的元素 组成岩石和矿物的主要元素 密度 质量最轻的单质 质量最轻的金属单质 硬度 自然界中硬度最大的物质 用途 单质常被用作自来水的杀菌消毒剂 同位素可以用来考古断代 单质被用来制透雾能力强、射程远的路灯 单质 氧化性（得电子能力）最强的单质 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 与水反应最剧烈的非金属单质 单质可与热水发生置换反应 在暗处与H2剧烈化合并发生爆炸的单质 常温下不溶于浓硫酸或浓硝酸的金属 既能与酸反应又能与碱反应生成氢气的单质 常温下与水反应生成两种酸的单质 氧化物 既能和酸又能和某些碱发生非氧化还原反应的氧化物 稳定性最强的气态氢化物 呈碱性的气态氢化物 常温下为液态的气态氢化物 还原性最弱的气态氢化物 还原性最强的气态氢化物 酸和碱 最高正价氧化物的水溶液酸性最强 最高正价氧化物的水溶液碱性最强 酸性最强的无氧酸 还原性最强的无氧酸 9离子键 项目 内容 定义 电荷离子之间的相互作用叫做离子键 成键微粒 、 。它们既可以使单核离子，又可以使多核离子，如Na+，和Cl-、SO42-、OH-都能形成离子键，NH4+和SO42-也能形成离子键 成键本质 阴、阳离子之间的相互作用，实质上是阴离子、阳离子之间的 作用 成键原因 （1）原子通过得失电子形成稳定的阴、阳离子 （2）离子之间的吸引作用和排斥作用处于平衡状态 （3）使反应体系的总能量降低，趋于稳定 成键元素 从元素的化和方面来说，活泼金属与活泼非金属化合时，一般形成离子键 活泼金属，如第ⅠA族的金属元素（碱金属），还有Mg、Ca等 活泼非金属，如第ⅦA族元素（卤族元素），还有O、S等 成键过程 (IA族、ⅡA族)活泼金属(M) 化合 吸引、排斥 达到平衡 离子键 活泼非金属(X)(ⅥA族、ⅦA族) 10离子化合物 项目 内容 定义 由 构成的化合物 构成微粒 阴、阳离子 常见 物质 类别 （1）强 ：NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2等 （2）大多数 ：钠盐（NaCl、Na2CO3等）钾盐（KNO3、K2SO4等）、铵盐（NH4Cl、NH4HCO3等）、镁盐（MgCl2等）、钙盐（CaCl2等）等 （3）大多数 氧化物：Na2O、CaO、MgO、BaO等 （4）还有Na2O2、NaH等 性质 （1）离子键一般比较牢固，破坏它需要较高的能量，故离子化合物熔点比较高，常温下为固态 （2）离子化合物在溶于水或熔化时，离子键被破坏，形成自由移动的阴、阳离子，能够导电，故离子化合物都是电解质 特例 除外 判据 熔融状态下 的化合物 11电子式 项目 内容 定义 方便起见，我们在元素符号周围用“•”或“×”来表示原子的最外层电子（价电子）。这种式子叫做电子式 书写 单个 微粒 的电 子式 （1）原子的电子式：把元素符号的周围分为上、下、左、右四个趋于，每个趋于可以填充两个电子。我们把填进每个趋于的第一个电子定义为“填充”把第二个电子定义为“填满”。根据能量最低原理的要求。电子的填充应符合“先填充，后填满”，“均匀分布，成对同向”的原则。例： 原子 H Mg B C N O F Ne 电子式 （2）简单阳离子的电子式：直接用离子符号表示，例Na+、Mg2+ （3）简单的阴离子的电子式：在形成离子时得到电子，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，电荷的表示方法同离子符号。最外层一般为8电子，通式为例： 阴离子 H－ N3－ O2－ F－ Cl－ 电子式 （4）复杂阴、阳离子的电子式：在对应元素符号周围标出电子，用“[ ]”括上，并在“[ ]”右上角表明电性和所带电荷数。例： 离子 NH4+ H3O+ NH2－ 电子式 离子 OH－ O22－ CN－ 电子式 离子化合物的电子式 阴阳离子交替排列，不可合并。例： 离子 Na2O MgCl2 Na2O2 NaCl 电子式 离子 NaOH NH4Cl NaClO CaO 电子式 用电子式表示物质的形成过程 用“→”表示形成过程，左边写出各原子的电子式，右边写出形成物质的电子式，“+”表示两原子相遇，“”或“”表示电子得失的方向。例： 12共价键 项目 内容 定义 原子间通过 所形成的相互作用叫做共价键 成键微粒 ，即可以是不同元素，也可是同种元素 成键本质 共用电子对和两个原子之间形成的相互作用 成键原因 原子之间通过形成共用电子对使原子核外电子层形成稳定结构，反应体系总能量降低，趋于稳定 成键元素 （1）同种非金属元素原子相互结合，形成共价键，如H2、Cl2 （2）不同种非金属元素原子相互结合，形成共价键，如H2O、HCl （3）某些不活泼或不太活泼的金属元素的原子与非金属元素的原子相互结合，有可能形成共价键，如AlCl3 成键过程 原子A 原子B （不稳定、能量高） 共价键（形成共价化合物） （稳定、能量低） 13共价化合物 定义 以 形成分子的化合物叫做共价化合物。如HCl、H2O、CO2等都是共价化合物 常见类型 （1）非金属 化物，如NH3、H2S、H2O等 （2）非金属 化物，如CO、CO2、NO2、SO2等 （3） 酸，如HNO3、H2SO4、H3PO4等 （4）大多数 化合物，如CH4、CH3CH2OH等。特例： 等铵盐不是共价化合物 性质 （1）熔点：由原子构成的共价化合物（如SiO2、SiC等）熔点很高，由分子构成的共价化合物（如HCl、H2O等）一般熔点较低 （2）导电性： 状态下都不导电，部分共价化合物溶于水能导电（如HCl、H2SO4、HNO3、CH3COOH等） 书写 （1）画：结构式（2）标：共用电子对（3）补：各原子最外层所缺的电子数 （4）用结构式表示共价键时，一般用1条短线“—”表示1对共用电子。如H—H、Cl—Cl、N≡N 共价型分子及其形成的表示方法 分子 N2 O2 H2O2 结构式 N≡N O＝O 电子式 分子 HCN CO2 HClO 结构式 H－C≡N H－O－Cl 电子式 分子 NH3 CH4 N2H4 结构式 电子式 用电子式表示共价型分子的形成过程 用“→”的左侧作为原子的电子式，同种原子可以合并，右侧为单质或化合物的电子式。如： 电子式书写常见的“八大错误” （1）漏写孤电子对（2）电子式中相同的原子或离子合并 （3）共用电子对数不清楚（4）共价分子与离子化合物中原子与离子的混乱 （5）原子连接顺序错误（6）电荷数与化合价标示错误 （7）原子最外层不满足稳定结构（8）复杂离子的电子式写为离子符号 共价型分子的空间结构 分子具有一定的空间结构，如CO2是直线型，H2O呈V形，CH4呈正四面体形。通过现代实验手段（如X射线衍射法等）可以测定某些分子的结构。部分以共价键形成的分子即结构如下表： 分子 电子式 结构式 分子结构模型 H2 H—H HCl H—Cl CO2 O==C==O H2O CH4 共价键的分类 项目 极性共价键（极性键） 非极性共价键（非极性键） 概念 不同种原子形成共价键时，共用电子对偏移的共价键叫做性共价键，简称极性键 同种原子形成共价键时，共用电子对不偏移任何一个原子，这样的共价键叫做非极性共价键，简称非极性键 原子吸引电子能力 不同，非金属性较强的原子吸引电子的能力较大 相同 共用电子对是否偏移 是，偏向于非金属性较强的原子 否 成键原子是否显电性 是，非金属性较强的原子显负电性，另一个原子显正电性 否 应用实例 CO2、H2O、HCl中的共价键，如H－Cl Cl2、H2中的共价键，如H－H 化学键和分子间作用力 化学键 定义 相邻 之间的强烈的相互作用叫做化学键。 特殊： 分子中无化学键 类型 离子键、共价键 14辨析离子键和共价键 辨析 键型 概念 特点 形成条件 实例 离子键 阴、阳离子间通过静电作用形成离子键 阴、阳离子间的相互作用 活泼金属与活泼非金属通过得失电子形成离子键 NaCl 共价键 非极性键 原子间通过共用电子对而形成的化学键 共用电子对不偏向任何一方 由同种元素原子形成的共价键 Cl2 极性键 共用电子对偏向一方原子 由不同种元素原子形成的共价键 HCl 15化学反应本质、分子间作用力、氢键和常见化合物类型关系 化学反应的本质 旧化学键断裂和新化学键形成的过程。如H2和Cl2反应生成HCl的过程如下图： 分子间作用力 （1）概念：分子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 （2）主要特征： ①广泛存在于分子之间 ②分子间作用力强弱程度远远小于化学键 ③由分子构成的物质，其熔点、沸点、溶解度等物理性质主要由分子间作用力大小决定 氢键 像H2O、NH3、HF这样的分子之间存在着一种比范德华力稍强的相互作用，使它们只能在较高的温度下才能汽化，这种相互作用叫做氢键。 化学键和化合物类型的关系 （1）共价化合物中只含 键，一定不含 键 （2）离子化合物中一定含 键，可能含所有类型的 键 ①Na2O2：离子键和 性键 ②NaOH：离子键和 性键 ③NH4NO3：离子键、 性键 ③CH3COONH4：离子键、 性键、 性键 第 2 页 共 4 页 学科网（北京）股份有限公司 $