第四章 物质结构 元素周期律【基础诊断与扫盲】高一化学上学期人教版

第四单元 物质结构 元素周期律 知识点 01 诊断评价 原子的构成 不了解 了解 掌握 1．最外层只有2个电子的元素一定是金属元素。(___________) 2．离核越远的电子能量越低。(___________) 3．不同的核素可能具有相同的质子数，可能具有相同的中子数，可能具有相同的质量数，也可能质子数、中子数、质量数均不相同。(___________) 4．所有的原子中都含有质子和中子。(_______) 5．中子数为20的氯原子：。(_______) 6．若两种微粒的质子数和核外电子数均相同，则它们可能是两种不同元素的原子和离子。(_____) 7．H3O＋和OH-中具有相同的质子数和电子数。(_____) 8．一个 D2O 分子所含的中子数为 10。(_______) 知识点 02 诊断评价 原子核外电子排布 不了解 了解 掌握 9．某原子M层上的电子数一定比L层上的电子数多。(_____) 10．每个电子层最多容纳2n2个电子。(_______) 11．M层是最外层时，最多能容纳18个电子。(_______) 12．某原子M层上电子数为L层电子数的4倍。(______) 13．Mg2＋的结构示意图：。(_______) 14．最外层电子数为8的粒子一定是稀有气体元素原子(_______) 15．某元素的原子最外层只有一个电子，则它一定是金属元素。(____) 16．两种粒子，若核外电子排布完全相同，则其化学性质一定相同(_______) 知识点 03 诊断评价 元素周期表 不了解 了解 掌握 17．周期序数=原子的电子层数，主族序数=原子的最外层电子数。(___________) 18．在元素周期表中金属与非金属的分界处可以找到半导体材料。(_______) 19．在金属与非金属分界线附近可以寻找优良催化剂和耐高温的合金材料。(______) 20．元素周期律是1869年俄国化学家门捷列夫发现的。(_____) 21．元素周期表中有7个周期和18个族。(_______) 22．在周期表里，元素所在的周期数等于原子核外电子层数。(_______) 23．在周期表里，主族元素所在的族序数等于原子核外电子数。(_______) 24．第ⅠA族全部是金属元素。(_____) 知识点 04 诊断评价 核素和同位素 不了解 了解 掌握 25．和互为同位素。(_______) 26．同位素原子的化学性质相同，物理性质不同。(___________) 27．23Na和23Mg互为同位素。(___________) 28．和是中子数不同，质子数相同的同种核素。(_______) 29．核聚变如＋→He＋n，因为有新微粒生成，所以该变化是化学变化。(_______) 30．质量数就是元素的相对原子质量。(_____) 31．若两种不同的核素具有相同的中子数，则二者一定不属于同种元素(_______) 32．元素原子的多样性是由构成原子的质子和中子数目引起的(_______) 知识点 05 诊断评价 碱金属元素 不了解 了解 掌握 33．金属性：Li>Na>K>Rb。(_______) 34．Li、Na、K、Rb的氧化物对应水化物的碱性依次减弱。(______) 35．碱金属元素由到，随着核电荷数的递增，单质密度逐渐增大，熔、沸点逐渐降低。(_______) 36．在空气中加热可快速反应生成。(_______) 知识点 06 诊断评价 卤族元素 不了解 了解 掌握 37．I的原子半径大于Br，HI比HBr的热稳定性强。(_______) 38．从HF、HCl、HBr、HI酸性递增的事实，可推出F、Cl、Br、I的非金属性递增的规律。(____) 39．卤素气态氢化物的水溶液都是强酸溶液。(_______) 40．HF、HCl、HBr、HI的热稳定性和还原性依次增强。(_____) 41．稳定性：HCl>HI，酸性：HF>HCl。(_______) 42．HF、HCl、HBr、HI的稳定性依次减弱，是因为分子间作用力依次减弱。(_______) 知识点 07 诊断评价 元素周期律 不了解 了解 掌握 43．同周期从左到右，原子半径逐渐增大。(_______) 44．酸性：H2SiO3>H3PO4>H2SO4>HClO4。(___________) 45．碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3。(___________) 46．稳定性：NH3>H2O>HF。(___________) 47．碱性：NaOH>Mg(OH)2，故失电子能力：Na>Mg。(___________) 48．Si、S、Cl的最高价氧化物都能与水反应生成相应的酸，且酸性依次增强。(____) 49．原子序数为12的元素的最高价氧化物对应水化物的碱性大于Al(OH)3。(______) 50．第ⅠA族金属元素的金属性一定比同周期的第ⅡA族的强。(_______) 知识点 08 诊断评价 化学键与电子式 不了解 了解 掌握 51．化学键一定存在于化合物中。(_______) 52．所有的分子中都存在化学键。( ) 53．构成单质分子的粒子一定含有共价键。(_______) 54．离子键与共价键的本质都是静电作用。(_______) 55．化学键是相邻离子或原子间的一种强作用力，既包括静电吸引力，又包括静电排斥力。(___________) 56．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。(___________) 知识点 09 诊断评价 离子键和离子化合物 不了解 了解 掌握 57．离子键是阴离子和阳离子间的静电引力。(_____) 58．用电子式表示的形成：。(_______) 59．非金属元素原子不能形成简单阳离子。(___________) 60．三种不同的非金属元素可以形成离子化合物。(_____) 61．非金属元素原子组成的化合物不可能是离子化合物。(______) 62．氢元素与其他元素可形成共价化合物或离子化合物。(_______) 63．强碱一定是离子化合物，盐也一定是离子化合物。(_______) 64．含离子键的化合物一定是离子化合物。(_______) 65．阴、阳离子间通过离子键一定能形成离子化合物(_______) 66．阴、阳离子通过静电引力形成离子键(_______) 67．属于离子化合物，其电子式为(_______) 68．活泼金属与活泼非金属化合时能形成离子键。(_______) 知识点 10 诊断评价 共价键和共价化合物 不了解 了解 掌握 69．金属元素与非金属元素之间不能形成共价键。(______) 70．共价键只存在于共价化合物中。(______) 71．共价化合物中可能含有离子键。(_____) 72．非金属单质中不含离子键，一定只含有共价键。(_______) 知识点 11 诊断评价 分子间作用力和氢键 不了解 了解 掌握 73．NaCl和HCl溶于水破坏相同的作用力。(_______) 74．范德华力存在于任何物质中。(_______) 75．晶体溶于水是物理变化，过程中没有化学键的改变。(_______) 76．氢键只存在于分子之间。(_______) 77．乙醇分子和水分子间可以形成氢键。(______) 78．分子间作用力是分子间相互作用力的总称，包括氢键与范德华力。(_______) 79．任何分子间在任意情况下都会产生范德华力。(_______) 80．水分子间既存在范德华力，又存在氢键。(_______) 81．碘化氢的沸点高于氯化氢的沸点是因为碘化氢分子间存在氢键。(_______) 82．范德华力比化学键弱得多。(_______) 参考答案： 1．× 2．× 3．√ 4．× 5．× 6．× 7．× 8．√ 9．× 10．√ 11．× 12．× 13．√ 14．× 15．× 16．× 17．√ 18．√ 19．× 20．√ 21．× 22．√ 23．× 24．× 25．× 26．√ 27．× 28．× 29．× 30．× 31．√ 32．√ 33．× 34．× 35．× 36．× 37．× 38．× 39．× 40．× 41．× 42．× 43．× 44．× 45．√ 46．× 47．√ 48．× 49．√ 50．√ 51．× 52．× 53．× 54．√ 55．√ 56．√ 57．× 58．√ 59．× 60．√ 61．× 62．√ 63．× 64．√ 65．√ 66．× 67．× 68．√ 69．× 70．× 71．× 72．× 73．× 74．× 75．× 76．× 77．√ 78．× 79．× 80．√ 81．× 82．√ 知识点01 原子的构成 1．构成原子的微粒 原子 2．质量数 （1）概念：将原子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做质量数，常用 A表示。 （2）构成原子的粒子间的两个关系 ①质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N) ②质子数(Z)＝核电荷数＝核外电子数 3．原子构成的表示方法 一般用符号 X 表示，X用元素符号表示，A表示质量数，Z表示质子数。 4．原子的质量数与相对原子质量的关系 （1）联系：如果忽略电子的质量，质子、中子的相对质量分别取其近似整数值，那么，原子的相对原子质量在数值上与原子的质量数近似相等。 （2）区别：原子的相对原子质量是指该原子的真实质量与C质量的的比值，一般不是正整数，而原子的质量数是该原子的质子数和中子数的代数和，都是正整数。 知识点02 原子核外电子排布 1．电子层的含义 多电子原子里，电子分别在能量不同的区域内运动，人们把不同的区域简化为不连续的壳层，称之为电子层(如图所示)。 2．电子层表示方法 电子层n 1 2 3 4 5 6 7 字母 K L M N O P Q 3．电子的能量与运动区域 （1）在离核较近的区域运动的电子能量较低。 （2）在离核较远的区域运动的电子能量较高。 （3）离核最近的电子层是K层，该电子层上的电子的能量最低。 4．原子核外电子的排布规律 下表是稀有气体元素原子的电子层排布，从中探究核外电子排布规律： 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 【总结】原子核外电子排布规律——“五最” 一个最低 能量最低原理：核外电子一般总是先排布在能量最低的电子层里，然后再由里往外排布在能量逐步升高的电子层里。即按K→L→M→N→……的顺序排列 四个 最多 各电子层最多容纳2n2个电子。如K、L、M、N层最多容纳电子数分别为2、8、18、32 最外层最多容纳的电子数为8个(K层为最外层时最多容纳2个) 次外层最多能容纳的电子数为18个 倒数第三层电子最多不超过32个。 【提醒】（1）核外电子排布规律是相互联系的，不能孤立地、机械地理解和套用。当M层不是最外层时，最多可以排布18个电子，而当它是最外层时，最多只能排布8个电子。 （2）最外层8个电子(K层为最外层时为2个电子)的结构，称为相对稳定结构。当元素原子的最外层电子数小于8(K层小于2)时，是不稳定结构。在化学反应中，具有不稳定结构的原子，总是“想方设法”通过各种方式(得失电子或形成共用电子对)使其结构趋于稳定。 5．核外电子排布的表示方法——原子或离子结构示意图 （1）原子结构示意图（以钠原子为例） （2）离子结构示意图 原子得到或失去一定数目的电子　形成阴离子或阳离子，原子核不发生改变。因此，简单离子可用离子结构示意图表示其核外电子排布，如Cl－：、Na＋：。 （3）画出下列原子或离子的结构示意图 ①S， S2－ ②Ca， Ca2＋ 【提醒】 （1）原子结构示意图能够较直观地表示出原子核内的质子数和核外电子的分层排布情况，根据原子结构示意图可以判断出相应的元素种类。 （2）由离子结构示意图可推断出离子的核电荷数、质子数和核外电子数的关系： 阳离子的核外电子数＝质子数(Z)－阳离子所带的电荷数 阴离子的核外电子数＝质子数(Z)+阳离子所带的电荷数 知识点03 元素周期表 一、元素周期表的诞生和发展 1．诞生：1869年，俄国化学家门捷列夫将元素按照相对原子质量由小到大的顺序排列，将化学性质相似的元素放在一个纵列，制出了第一张元素周期表。 2．演变：为未知元素留下的空位先后被填满。 3．现行：元素的排序依据为原子的核电荷数。 二、元素周期表的结构 1．编排原则 （1）原子序数：按照元素在周期表中的顺序给元素编号。 原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。 （2）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成横行。 （3）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：周期序数＝电子层数 周期分类 短周期 长周期 周期序数 1 2 3 4 5 6 7 元素种类 2 8 8 18 18 32 32 （2）族：主族序数＝原子的最外层电子数 族分类 主族 副族 第Ⅷ族 0族 总数 族数目 7 7 1 1 16 列数目 7 7 3 1 18 ①族包括三种类型：主族、副族和0族。主族元素的族序数后标A，如第ⅠA族；副族元素的族序数后标B(除了第Ⅷ族)，如第ⅡB族。 ②主族元素包括除He、Ne、Ar之外的所有短周期元素及部分长周期元素；副族元素全在长周期内；第8、9、10三个纵列叫做Ⅷ族。 （3）过渡元素：元素周期表中从第ⅢB族到第ⅡB族，其中包括了第Ⅷ族，共10个纵列，全部是金属元素，统称为过渡元素。为了使元素周期表的结构美观，分别将第六、七周期的各15种元素统称为镧系元素(57～71号)、锕系元素(89～103号)，镧系元素和锕系元素各占一格，并在元素周期表的下方单独列出。 （4）常见族的别称 族 别称 第ⅠA族(氢除外) 碱金属元素 第ⅦA族 卤族元素 0族 稀有气体元素 （5）元素周期表记忆口诀 横行叫周期，现有一至七； 竖列称作族，总共十六族； Ⅷ族最特殊，三列是一族； 镧锕各十五，均属ⅢB族。 三、元素周期表的应用 1．预测新元素 为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供线索。 2．寻找新物质 3．在元素推断中的应用：元素的位置与原子结构的互相推断 本方法常用于确定原子序数≤20的元素。 （1）三个等式 ①周期序数＝电子层数 ②主族序数＝最外层电子数 ③原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数 （2）实例 ①X元素是第三周期第ⅠA族元素，则该元素原子有3个电子层，最外层电子数是1，即为钠元素。 ②Y元素的原子序数是16，则该元素的原子结构示意图是，其在周期表中的位置是第三周期第ⅥA族。 知识点04 核素和同位素 1．核素 （1）概念：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。 （2）核素的表示方法 X表示质量数是A，质子数是Z的X原子。 2．同位素 （1）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）。 （2）特点 ①位置：质子数相同，故元素符号相同，在周期表中占据同一位置。 ②构成：相同的质子数，不同的中子数。 ③性质：同位素的原子核外电子层结构相同，因此化学性质几乎相同；因质量数不同，物理性质略有差异。 3．元素、核素、同位素和同素异形体的区别 元素 核素 同位素 同素异形体 本质 质子数相同的一类原子 质子数、中子数都一定的原子 质子数相同、中子数不同的原子 同种元素形成的不同单质 范畴 同类原子 原子 原子 单质 特性 只有种类，没有个数 化学反应中的最小微粒 化学性质几乎完全相同 元素相同、性质不同 决定因素 质子数 质子数、中子数 质子数、中子数 组成元素、结构 举例 H、C、O三种元素 H、H、H C、O五种核素 H、H、H互为同位素 O2与O3互为同素异形体 4．常见元素的同位素及其用途 氢 H、H(D)、H(T) H(D)、H(T)用于制氢弹 氧 O、O、O O用于示踪原子 碳 C、C、C C用于考古断代 铀 U、U、U U核燃料 5．原子的相对原子质量与元素的相对原子质量 （1）原子的相对原子质量＝。 （2）元素的相对原子质量，是按照该元素各种核素所占的一定百分比计算出的平均值。 知识点05 碱金属元素 1．碱金属元素的原子结构特点 碱金属元素原子结构的共同点是最外层电子数相同，都是1个电子，不同点是电子层数和原子半径不同，其变化规律是随着核电荷数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。 2．碱金属单质的物理性质 元素 Li、Na、K、Rb、Cs(原子序数增大) 相同点 除铯外，其余都呈银白色，它们都比较柔软，有延展性，密度较小，熔点较低，导电、导热性很好 递变规律 密度 逐渐增大(钠、钾反常) 熔、沸点 逐渐降低 个性特点 ①铯略带金色光泽；②锂的密度比煤油的小；③钠的密度比钾的大 3．碱金属单质的化学性质 从原子结构分析，碱金属元素原子的最外层都有1个电子，在反应中极易失去电子，是化学性质非常活泼的金属，在自然界中都以化合态存在。 （1）与O2的反应越来越剧烈，产物越来越复杂，如Li与O2反应只能生成Li2O，Na与O2反应还可以生成Na2O2，而K与O2反应能够生成KO2等。 4Li+O22Li2O 2Na+O2Na2O2 （2）与H2O的反应越来越剧烈，如K与H2O反应可能会发生轻微爆炸，Rb与Cs遇水发生剧烈爆炸。 2Na+2H2O==2NaOH+H2↑ 2K+2H2O==2KOH+H2↑ 【小结】大量实验证明，从Li到Cs，碱金属与O2、H2O的反应越来越剧烈，产物越来越复杂，说明金属性逐渐增强。 【提醒】碱金属的特殊性质 （1）单质Na、K通常保存在煤油中，Li通常用固体石蜡密封。 （2）碱金属单质中只有Li与O2反应的产物为一种(Li2O)，其他单质与O2反应的产物至少有两种。 （3）碱金属元素的最高价氧化物对应水化物中只有LiOH微溶，其他均为易溶于水的强碱。 （4）碱金属还原性最强的是Cs，还原性最弱的是Li。 （5）碱金属单质与盐溶液反应时，可以看作碱金属单质先与H2O反应生成碱和H2，而非直接与盐发生置换反应。 知识点06 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(写元素符号，还包括At和Ts，但中学阶段不讨论)。原子结构特点： （1）相似性：最外层电子数都是7。 （2）递变性：F→I，核电荷数逐渐增大，电子层数逐渐增多，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 密度 逐渐增大 熔、沸点 逐渐升高 3．卤素单质的化学性质 从原子结构分析，卤族元素原子的最外层都有7个电子，在反应中极易得到电子，是典型的非金属元素，在自然界中都以化合态存在。 （1）与H2反应 反应条件 化学方程式 产物稳定性 F2 在暗处即能反应 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 结论：从F2到I2，与H2反应剧烈程度依次减弱，生成气态氢化物的稳定性依次减弱，说明非金属性逐渐减弱。 （2）卤素单质间的置换反应 实验操作 实验现象 化学方程式 溶液颜色变为橙色 2NaBr＋Cl2===2NaCl＋Br2 溶液颜色变为褐色 2KI＋Br2===2KBr＋I2 溶液颜色变为褐色 2KI＋Cl2===2KCl＋I2 结论：F2、Cl2、Br2、I2三种卤素单质的氧化性由强到弱的顺序是Cl2>Br2>I2，相应卤素离子的还原性由强到弱的顺序是I－>Br－>Cl－>F－。 【提醒】卤素单质的特殊性质 （1）氟元素无正价，无含氧酸，是最活泼的非金属元素。 （2）在常温下Br2是唯一的一种液态非金属单质，液溴有很强的腐蚀性，易挥发。 （3）碘为紫黑色固体，易升华，淀粉遇I2变蓝色(检验I2)。 （4）Cl2、Br2、I2易溶于有机溶剂(如苯、CCl4、汽油等)。 （5）HF是弱酸，而HCl、HBr、HI是强酸。 （6）较活泼的卤素单质可以将较不活泼的卤素单质从其盐溶液(或卤化氢)中置换出来。注意F2除外，这是因为F2极易与溶液中的H2O反应而置换出O2，这也说明F2的氧化性强于O2。 知识点07 元素周期律 一、元素性质的周期性变化规律 1．元素原子核外电子排布的周期性变化 随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子数呈现从1到8的周期性变化(第一周期除外)。 2．元素原子半径的周期性变化 （1）同一周期，随着原子序数的递增，元素原子半径呈现由大到小的周期性变化。(不考虑稀有气体元素) （2）简单粒子半径的大小比较：“三看” “一看”电子层数：当电子层数不同时，一般电子层数越多，半径越大(简称“层多径大”)。 例：r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)；r(O2－)<r(S2－)<r(Se2－)<r(Te2－)。 “二看”原子序数：当电子层数相同时，原子序数越大，半径越小(简称“同层序大径小”)。 例：r(Na)>r(Mg)>r(Al)；r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。 “三看”核外电子数：同种元素的不同粒子，核外电子数越多，半径越大(简称“同核电多径大”)。 例：r(Cl－)>r(Cl)；r(Fe2＋)>r(Fe3＋)。 3．元素化合价的周期性变化 随着原子序数的递增，同周期主族元素的化合价呈周期性变化，最高正价：＋1→＋7(第二周期为＋5，氧、氟无正价)，最低负价：－4→－1。 二、 同周期元素金属性与非金属性的递变规律 1．金属性是指元素原子失电子的性质，失电子能力越强，金属性越强；非金属性是指元素原子得电子的性质，得电子能力越强，非金属性越强。 2．金属性强弱比较(以钠、镁、铝为例) （1）钠、镁、铝置换出水(或酸)中的氢时，由易到难的顺序是Na>Mg>Al。 （2）钠、镁、铝的金属性由强到弱的顺序为Na>Mg>Al。 3．两性氢氧化物 （1）概念：既能与强酸反应又能与强碱反应，且均生成盐和水的氢氧化物。 （2）氢氧化铝的两性 ①向AlCl3溶液中加入过量氨水，现象：产生白色沉淀，发生反应的化学方程式：AlCl3＋3NH3·H2O===3NH4Cl＋Al(OH)3↓。 ②向AlCl3溶液中逐滴加入NaOH溶液至过量，现象：先产生白色沉淀，后白色沉淀溶解， 发生反应的化学方程式：AlCl3＋3NaOH===3NaCl＋Al(OH)3↓、NaOH＋Al(OH)3===Na[Al(OH)4]。 ③向Al(OH)3沉淀中加入盐酸，发生反应的离子方程式：Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O。 4．非金属性强弱比较(以硅、磷、硫、氯为例) （1）硅、磷、硫、氯单质与氢气化合时条件由易到难的顺序为Cl2>S>P>Si。 （2）硅、磷、硫、氯元素非金属性由强到弱的顺序为Cl>S>P>Si。 5．同周期元素性质递变规律 同周期从左到右，非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱。 三、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元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。 四、元素周期表和元素周期律的关系及应用 1．元素周期表与元素周期律的“位”、“构”、“性”关系 元素周期表是元素周期律的具体表现形式，即元素周期表是依据元素周期律而编排出来的。 元素周期表中“位”、“构”、“性”三者的辩证关系： 2．元素的金属性和非金属性的递变情况：图表中虚线表示金属元素和非金属元素的分界线，其左下角区域为金属元素，右上角区域为非金属元素。 3．金属性、非金属性强弱的判断方法 （1）金属性强弱比较 本质 原子越易失电子，金属性越强(与原子失电子数目的多少无关) 判断方法 ①在金属活动性顺序表中越靠前，金属性越强 ②单质与水或非氧化性酸反应制取氢气越容易，金属性越强 ③单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强 ④最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强 ⑤若Xn＋＋Y―→X＋Ym＋，则Y比X的金属性强 ⑥元素在周期表中的位置，越靠左下方元素的金属性越强 （2）非金属性强弱比较 本质 原子越易得电子，非金属性越强(与原子得电子数目的多少无关) 判断方法 ①与H2化合越容易，非金属性越强 ②气态氢化物越稳定，非金属性越强 ③非金属阴离子的还原性越强，则其单质的氧化性越弱，元素的非金属性越弱 ④最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强 ⑤非金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应，若A能置换出B，则A比B的非金属性强 ⑥元素在周期表中的位置，越靠右上方元素的非金属性越强 【提醒】以下几点不能用作判断元素金属性或非金属性强弱的依据： ①原子失去或得到电子数目的多少。 ②单质的熔点(状态)或氢化物的沸点等物理性质。 ③非最高价含氧酸(如HClO、H2SO3等)的酸性。 ④气态氢化物水溶液(无氧酸)的酸性。 4．对角线规则 在元素周期表中，某些主族元素与斜右下方的主族元素有些性质是相似的， 如 知识点08 化学键与电子式 一、化学键 1．定义：相邻的原子之间强烈的相互作用叫做化学键。 2．分类：化学键分为离子键和共价键。 二、电子式 1．概念：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。 2．电子式的书写 （1）原子的电子式，如： ·H ·· ·∶ ·· ·∶ （2）离子的电子式 ①简单阳离子是由金属原子失电子形成的，原子的最外层已无电子，故用阳离子的符号表示，如：Na＋、Li＋、Mg2＋、Al3＋等。 ②简单阴离子不但要画出最外层电子数(包括得到的电子)，而且还应用“[ ]”括起来，并在右上角标出“n－”以表示其所带的电荷。例如：氯离子[∶∶]－、硫离子[∶∶]2－。 ③复杂阴、阳离子要标明电子，用“[ ]”括上，并在“[ ]”右上角标明电性和电量，如：铵根；氢氧化根[∶∶H]－；过氧化根[∶∶∶]2－ （3）离子化合物的电子式 ①AB型：将阴、阳离子的电子式按原有顺序排列即可，如氧化钙：Ca2＋[]2－ ②A2B型或AB2型：相同的离子不能合并，应阴、阳离子分开交叉写，如硫化钾：K＋[]2－K＋ （4）用电子式表示离子化合物的形成过程 ①NaCl的形成过程 ②MgBr2的形成过程 知识点09 离子键和离子化合物 1．NaCl的形成示意图 钠离子和氯离子通过静电作用结合在一起，形成氯化钠。 2．离子键的定义：带相反电荷的离子之间的相互作用，称为离子键 。 （1）成键微粒：阳离子 、 阴离子 。 （2）成键本质：阴、阳离子的静电作用 。 （3）成键条件：一般是活泼金属元素与活泼非金属元素经电子得失，形成离子键 。 3．离子键的形成和影响因素 （1）本质原因 活泼金属原子失去电子后形成阳离子和活泼非金属原子得到电子后形成阴离子而达到稳定结构，两种离子以静电作用结合成化合物，用图示表示如下： （2）影响离子键强弱的因素 影响离子键强弱的主要因素是离子半径和离子所带电荷数，即离子半径越小，离子所带电荷数越多，阴、阳离子间的作用就越强，离子键就越强。 4．离子化合物 （1）定义：由离子键结合而形成的化合物。 （2）离子化合物的常见类型 ①活泼金属氧化物，如Na2O、MgO、Al2O3等。 ②强碱，如NaOH、KOH、Ba(OH)2等。 ③大多数盐，如NaCl、K2SO4、CaCO3、NH4NO3等。 5．离子化合物的性质 （1）离子键一般比较牢固，破坏它需要较高的能量，所以离子化合物的熔点一般比较高，常温下为固体。 （2）离子化合物在溶于水或熔融时，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。 （3）离子化合物在熔融状态下能导电，是其重要特性。 6．离子化合物的判定 （1）从组成元素判定：一般活泼金属元素与活泼非金属元素形成的化合物为离子化合物。 （2）熔融状态下是否导电：在熔融时能导电的化合物为离子化合物。 【提醒】有关离子化合物判定的三个“一定”和两个“不一定” （1）三个“一定” ①离子化合物中一定含有离子键； ②含有离子键的物质一定是离子化合物； ③离子化合物中一定含有阴离子和阳离子。 （2）两个“不一定” ①离子化合物中不一定含有金属元素，如NH4Cl、NH4NO3等； ②含有金属元素的化合物不一定是离子化合物，如AlCl3。 知识点10 共价键和共价化合物 1．共价键的概念 （1）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。 （2）成键微粒：原子。 （3）成键元素：一般是同种或不同种的非金属元素。 2．共价键的分类 3．共价化合物 （1）概念：通过共用电子对作用形成的化合物叫做共价化合物。 （2）常见类型： 极少数的盐，如AlCl3、FeCl3等 非金属氧化物，如CO2、SiO2 非金属氢化物，如NH3、HCl 含氧酸，如HNO3、H2SO4 部分碱，如NH3·H2O 大多数的有机物，如乙醇、乙酸 （3）离子化合物与共价化合物的比较 离子化合物 共价化合物 定义 阴、阳离子之间以离子键相结合形成的化合物 原子间以共用电子对形成分子的化合物 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 熔融态不导电，溶于水有的导电(如硫酸)，有的不导电(如蔗糖) 熔化时破坏的作用力 一定破坏离子键 一般不破坏共价键 实例 强碱、大多数盐、活泼金属的氧化物等 酸、非金属的氢化物、非金属的氧化物等 4．共价键的存在 （1）非金属单质，如O2；某些化合物，如Na2O2。 （2）共价化合物，如SO2。 （3）某些离子化合物，如NaOH。 【提醒】①共价化合物中一定只含有共价键，不含离子键。 ②含共价键的物质不一定是共价化合物，可能是单质，如O2、N2、H2、Cl2等，也可能是离子化合物，如NaOH中OH－含有共价键、Na2O2中O22-含有共价键、NH4Cl中NH4+含有共价键。 ③共价键的成键原子一般为非金属元素原子，但某些金属元素原子与非金属元素原子之间也可以形成共价键，如AlCl3中所含的化学键就是共价键；非金属元素原子间形成的化学键也可能是离子键，如NH4Cl中NH4+与Cl－间是离子键，但NH4+中N与H之间是共价键。 5．共价键的表示方法 （1）电子式：用电子式表示共价化合物时，不需要加“[　]”和标电荷。如：Cl2的电子式为 ，HCl的电子式为 ，N2的电子式为 ，CO2的电子式为 。 （2）结构式：在化学上，常用一根短线“—”表示一对共用电子，其余电子一律省去，这样的式子叫做结构式。 （3）几种常见物质的分子式、电子式、结构式、分子结构模型及分子空间构型 分子式 电子式 结构式 分子结构模型 分子空间构型 H2 HH H—H 直线形 HCl H H—Cl 直线形 H2O HH V形 CO2 ··C·· O==C==O 直线形 CH4 正四面体形 6．用电子式表示共价化合物的形成过程 用电子式表示共价化合物分子的形成过程时，中间用“―→”连接，右边相同原子不能合并。不用弧线箭头表示电子转移情况，所得物质的电子式不标所带电荷情况。 （1）H2O的形成过程 （2）HCl的形成过程 二、化学键及化学反应的实质 1．化学键 （1）定义：相邻的原子之间强烈的相互作用叫做化学键。 （2）分类：化学键 2．化学反应的实质：化学反应的实质是旧化学键的断裂和新化学键的形成。 （1）只有化学键的断裂而没有化学键的形成的过程不是化学变化，如HCl溶于水和NaCl固体熔化都不是化学变化。 （2）只形成化学键的过程也不是化学变化，如将NaCl溶液蒸发结晶析出NaCl晶体的过程中形成离子键，但不属于化学变化。 知识点11 分子间作用力和氢键 1．分子间作用力：把分子聚集在一起的作用力叫做分子间作用力，又称范德华力。 （1）分子间作用力比化学键弱得多，它对物质的熔、沸点等有影响。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。 （2）分子间作用力与化学键的区别：分子间作用力存在于分子之间。化学键存在于原子或离子之间。 2．氢键 （1）定义：HF、H2O、NH3 的沸点在同族有反常现象，是因为它们的分子之间存在着一种比分子间作用力稍强的相互作用，这种相互作用叫氢键 。 （2）氢键比化学键弱，但比范德华力强，所以把氢键看作是一种稍强的分子间作用力。例如：H2Te、H2Se、H2S随相对分子质量的减小，分子间作用力依次减弱，因而熔沸点依次降低。然而H2O由于分子间氢键的形成，分子间作用力骤然增强，从而改变了同族氢化物熔沸点降低的趋势而猛然升高，即熔沸点H2O>H2S。卤族中和氮族中熔沸点也有类似情况：熔沸点HF>HCl，熔沸点NH3>PH3。 （3）冰中氢键的存在使冰的结构中有空隙，造成其密度低于液态水。 3．化学键类型与物质类别的关系 含化学键情况 物质类别 只有共价键 非金属单质，如Cl2、N2、I2、P4、金刚石等 非金属元素构成的化合物，如H2SO4、CO2、NH3、HCl、CCl4、CS2等 只有离子键 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 既有离子键又有共价键 含有原子团的离子化合物，如Na2SO4、Ba(OH)2、NH4Cl、Na2O2等 没有化学键 稀有气体，如Ne、Ar等 4．物质变化过程中化学键的变化 （1）由分子构成的物质发生三态变化时，克服的是分子间作用力，无化学键被破坏。 （2）发生化学变化时，既有化学键的断裂又有化学键的形成。有化学键断裂或形成的变化不一定是化学变化，发生物理变化时可能有化学键的断裂或形成，如晶体的析出。 （3）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。 （4）共价化合物的溶解过程 ①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、SO2等。 ②有些共价化合物溶于水后，发生电离，其分子内的共价键被破坏，如HCl、H2SO4等。 ③部分溶于水后，其分子内的化学键不被破坏，如蔗糖(C12H22O11)、酒精(C2H5OH)等。 （5）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，其分子内的共价键被破坏，如Cl2、F2等。 【提醒】化学反应中，并不是反应物中所有的化学键都被破坏如(NH4)2SO4＋BaCl2===BaSO4↓＋2NH4Cl，反应中NH4+的共价键未被破坏。 21 / 21 学科网(北京)股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司zxxk.com 学科网（北京）股份有限公司 $