第四章 物质结构元素周期氯 重要知识点复习-2025-2026学年高一上学期化学人教版必修第一册

新人教版高一化学必修第一册重要知识点复习 第四章 物质结构元素周期律 第一节 原子结构与元素周期表 一、原子结构 1. 原子结构 原子核 核外电子 化学性质   质子（Z） 同决定原子的相对原子质量   中子（N） 原子 决定元素种类 同决定原子的相对原子质量   核电荷数 同决定原子的相对原子质量   质量数(A) 同决定原子的相对原子质量   近似相对原子质量 同决定原子的相对原子质量   与质子数一起决定原子种类 同决定原子的相对原子质量   电子数 电子排布——电子层 最外层电子数→决定主族元素的化学性质 原子结构示意图 各层电子数 化学性质   （1）核电荷数=核内质子数=原子核外电子数； （2）质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)； 质量数≈相对原子质量 原子的表示方法 核外电子总是尽可能先排布在 能量最低 的电子层上，然后由内向外核外电子排布能量排布规则 一次排布在能量逐渐升高的电子层上 即按K→L→M→N…顺序排列 ①每个电子层最多容纳的电子数为__2n2___（n表示电子层数）；核外电子排布数量排布规则 ②最外层电子数则不超过__8__个（第一层为最外层时，电子数不超过 __2___个）； ③次外层电子数则最多不超过__18__个。 注：以上规律是相互联系的，不能孤立地机械地套用 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 11H 1 1 氘 21H 1 2 氚 31H 2.核素 （1）定义： 核素：人们把具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子称为核素。　 同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同核素(原子)互为同位素。 如 11H 、 21H 、 31H就是氢元素的三种不同核素 ①表示核素要用原子符号：ZAX (一个质量数为A、质子数为Z的X原子) ②绝大多数元素都包含多种核素，简单理解：核素即一种原子。{范畴: 原子} （2）元素、核素、同位素 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、中子数不同的核素 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 化学性质几乎相同，物理性质不同 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 11H 、 21H 、 31H 三种核素 11H 、 21H 、 31H互称同位素 O2、O3 同位素的应用： (1) 和 用于制造氢弹； (2) 23592U 用于制造原子弹、核发电； (3)考古时利用146C测定一些文物的年代 二、元素周期表 主族元素、副族元素、0族元素、第Ⅷ族元素的位置 7个主族(A):1,2,13,14,15,16,17列 7个副族(B):3,4,5,6,7,8,9,10,11,12列 1个第Ⅷ族:包括8、9、10三个纵列的元素16个族(18个纵列) 第VIII族也属于副族。 1个0族:稀有气体元素 第ⅠA族(除氢外):碱金属元素 第IIA族:碱土金属元素族的别称 第ⅣA族:碳族元素 第ⅤA称:氮族元素 第ⅥA族:氧族元素 第ⅦA族:卤族元素 位置和结构的关系 （1）原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数（此式子求电子数、质子数） （2）周期数=原子核外电子层数 （3）主族序数=最外层电子数（此式子求最外层电子数） 四、原子结构与元素的性质 1.碱金属元素的递变规律 （1）碱金属元素的原子结构 ①相似性：最外层电子数相同，均为1个。 ②递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多，原子半径逐渐增大。 （2）碱金属元素的物理性质 单质 颜色和状态 熔点、沸点及其变化规律 密度（g/cm3） 熔点（℃） 沸点（℃） 变化规律 Li 银白色，柔软 180.5 1347 高 低 0.534 小 大 钾的密度是个特例 Na 银白色，柔软 97.81 882.9 0.97 K 银白色，柔软 63.65 774 0.86 Rb 银白色，柔软 38.89 688 1.532 Cs 略带金色光泽，柔软 28.40 678.4 1.879 随着碱金属元素的原子序数递增，碱金属单质熔、沸点逐渐降低，密度逐渐增大（钾为特例）。 金属钾密度小于煤油，应密封在固体石蜡中；取出的多余的金属钾、钠均可放回原试剂瓶。 【思维点拨】 （3）碱金属元素的化学性质（碱金属化合价显+1价） ①碱金属元素单质的相似性 a.碱金属元素单质在常温下能与O2反应生成相应的氧化物，如Li2O、Na2O等，反应通式为 b.碱金属元素单质能与H2O反应，并能置换出H2O中的氢，反应通式为 ②碱金属元素单质的递变性 a.碱金属元素单质与O2的反应越来越剧烈，产物更加复杂，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反应能够生成超氧化钾(KO2)等，Rb和Cs遇空气立即燃烧生成更为复杂的氧化物。 b.碱金属元素单质与H2O的反应由Li~Cs越来越剧烈。LiOH~CsOH的碱性也越来越强。 随着原子序数的递增，碱金属单质的还原性依次增强，即还原性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs。 在元素化学中我们将元素原子失电子的能力，称为金属性（即还原性）。 即从上到下，元素金属性逐渐增强。 2.卤族元素的递变规律 （1）原子结构 ①相似性：最外层电子数相同，均为7个。 ②递变性：从上到下，随着核电荷数的增大，电子层数增多，原子半径逐渐增大。 随着卤族元素原子序数的递增，电子层数增多，原子半径逐渐增大 F Cl Br I At （2）卤族元素的物理性质 单质 颜色 状态 熔点、沸点及其变化规律 溶解度（水中） 熔点（℃） 沸点（℃） 变化规律 F2 浅黄绿色 浅 深 气体 -219.6 -188.1 低 高 大 小 和水反应 Cl2 黄绿色 气体 -101 -34.6 部分溶于水，并与水发生不同程度反应 Br2 深红棕色 液体 -7.2 58.78 I2 紫黑色 固体 113.5 184.4 随着卤族元素的原子序数递增，卤素单质密度逐渐增大，颜色逐渐加深，熔沸点逐渐增大，水中溶解度逐渐减小。 （3）卤族元素的化学性质 ①卤素单质的相似性 卤素单质都可以和H2O反应：（X指Cl、Br、I）； 特例： ②卤素单质的递变性 a.卤素单质与氢气发生化合反应： 卤素和氢气的反应 现象描述 在暗处能剧烈化合并发生爆炸，生成稳定的氟化氢 光照或点燃发生反应，生成较稳定的氯化氢 加热到一定温度才能反应，溴化氢不稳定 不断加热才能缓慢反应， 碘化氢同一条件下分解为H2和I2，是可逆反应 随着原子序数递增，卤素单质与H2反应越来越难，氢化物的稳定性也越来越弱。 b.卤素单质间的置换反应： ; 2 Br-＋Cl2=2Cl-＋Br2 (Br2溶于水为橙色) ; 2I-＋Cl2=2Cl-＋I2 (I2溶于水为棕黄色) ; 2I-＋Br2=2Br-＋I2 卤族元素从上到下，单质的氧化性依次减弱，即卤素原子得电子的能力越来越弱，在元素化学中，我们将元素原子得电子的能力，称为非金属性。 即从上到下，非金属性逐渐减弱。 从原子结构的角度解释同主族元素金属性或非金属的递变性： 随着核电荷数递增，元素的原子电子层增加，原子半径增大，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子失去最外层电子的能力逐渐增强，即由锂到铯，金属性(还原性）逐渐增强；随着核电荷数递增，元素的原子电子层增加，原子半径增大，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子得电子的能力逐渐减弱，即由氟到碘，非金属性(氧化性）逐渐减弱； 对其他同主族元素性质进行研究，也得到了类似的结论。 第二节 元素周期律 一、元素性质的周期性变化规律 1. 第三周期元素的原子结构 （1）相似性：电子层数均为3层 （2）递变性：从左到右，随着核电荷数的增大，原子半径逐渐减小 2. 第三周期元素的化学性质 （1）钠、镁、铝的化学性质比较 Na Mg Al 单质和水反应 与冷水剧烈反应 与冷水缓慢反应，与热水迅速反应 与冷水不反应， 与热水缓慢反应 随着原子序数的递增，和水反应逐渐减缓 单质和酸反应 随着原子序数的递增，和酸反应逐渐减缓 最高价氧化物对应的水化物碱性强弱 NaOH强碱 Mg(OH)2中强碱 Al(OH)3两性氢氧化物 随着原子序数的递增，碱性逐渐减小 结论：随着第三周期原子序数的递增，金属单质与水和酸反应逐渐减缓，最高价氧化物所对应的水化物碱性逐渐减弱。 （2）硅、磷、硫、氯的化学性质比较 结论：随着第三周期原子序数的递增，非金属单质与氢气反应条件逐渐减弱，最高价氧化物所对应的水化物酸性逐渐增强。 Si P S Cl 单质和氢气反应的条件 高温 磷蒸气与氢气能反应 加热 光照或点燃发生爆炸 随着原子序数的递增，反应条件逐渐减弱 生成的氢化物稳定性 SiH4 很不稳定 PH3 不稳定 H2S 较稳定 HCl 稳定 随着原子序数的递增，稳定性逐渐加强 最高价氧化物对应的水化物酸性强弱 H2SiO3 弱酸 H3PO4 中强酸 H2SO4 强酸 HClO4 强酸，酸性大于硫酸 随着原子序数的递增，酸性逐渐加强 （3）第三周期元素金属性和非金属性比较 随着原子序数的递增，元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 Na Mg Al Si P S Cl 对其他周期元素性质进行研究，也得到了类似的结论。 二、元素周期表和元素周期律的应用 1. 元素周期律： 我们把元素的性质随着原子序数的递增而显周期性的变化，叫元素周期律（定义）。 元素的性质主要包括：化合价、原子半径、金属性、非金属性 元素原子的核外电子排布呈周期性变化是导致元素性质周期性变化的必然结果（实质） 1、最高正价=最外层电子数=主族序数（O无最高正价、F无正价） 2、最高正价+|最低负化合价| =8（H、O、F除外）化合价 （最低负价从第Ⅳ主族开始出现-4价，而后递增至-1价） 同主族元素的原子，从上到下，半径逐渐增大原子半径 同周期元素的原子，从左到右，半径逐渐减小 1.同一元素的微粒：电子数越多，半径越大。如，Na>Na+，Cl<Cl-。 离子半径 2.同一周期内元素的微粒：阴离子半径大于阳离子半径。如，O2- >Li+。 3.具有相同电子层结构的离子（单核）：核电荷数越小，半径越大。例如，O2- >F- >Na+ > Mg2+ >Al3+；S2- > Cl- > k+ > Ca2+ 2. 元素周期律与金属性、非金属性的关系 （1）元素金属性指元素原子失电子的能力，非金属性指元素原子得电子的能力。 ①同一周期从左到右，电子层数不变，核电荷数递增，原子半径减小，失电子越来越难，得电子越来越容易，元素金属性减弱，非金属性增强； ②同一主族从上到下，电子层数递增，核电荷数增加，原子半径增大，失电子越来越容易，得电子越来越难，元素金属性增强，非金属性减弱。 （2）元素金属性或非金属性的比较方法： 1.金属性强弱的判断依据 ①金属单质与水(酸)置换出氢气的难易程度。置换出氢越容易，则金属性越强。 ②金属最高价氧化物对应水化物(氢氧化物)的碱性强弱。碱性越强，则原金属元素的 金属性越强。 ③可以根据单质间的置换反应来判断。金属性强的可以置换出金属性弱的。 ④可以根据对应阳离子的氧化性强弱判断。金属阳离子氧化性越弱，则元素金属性越 强。 2.非金属性强弱的判断依据 ①非金属元素单质与H2化合的难易程度。化合越容易，非金属性越强。 ②形成气态氢化物的稳定性。气态氢化物越稳定，元素的非金属性越强。 ③最高价氧化物对应水化物(最高价含氧酸)的酸性强弱。酸性越强，对应非金属元素非金属性越强。 ④可以根据单质间的置换反应来判断。非金属性强的可以置换出非金属性弱的。 ⑤可以根据对应阴离子的还原性强弱判断。阴离子还原越强，则元素非金属性越弱。 根据元素所在周期表中位置判断：越靠右上方，非金属性越强；越靠左下方，金属性越强。 第三节 化学键 一、 化学键 1.定义：相邻原子之间强烈的相互作用称为化学键。 （1）成键原子必须直接相邻。 （2）“原子”是广义的原子，不仅指中性原子，还包括阴、阳离子。 2.分类 离子键——原子间发生电子转移，形成阴阳离子 化学键 极性共价键：不同种原子间 共价键 ——原子间形成共用电子对 非极性共价键：同种原子间 3.化学反应的实质：旧化学键断裂，新化学键形成的过程。 二、离子键 1.离子键：带相反电荷离子之间的相互作用叫做离子键。 　　　　　　 相反电荷离子：指的是阴阳离子。 　　　　　 　相互作用：静电作用（包含吸引和排斥） 2.成键过程：阴、阳离子接近到某一定距离时，吸引和排斥力达到平衡，就形成了离子键。 3.离子键的影响因素：离子所带的电荷数越多，离子半径越小，则离子键越强。 4.形成条件：一般含金属阳离子或NH4+与酸根离子、金属阳离子与OH- 5.离子化合物：像NaCl这种含有离子键的化合物叫做离子化合物。 （AlCl3、BeCl2 等除外） （1）活泼金属（IA，IIA）与活泼非金属（VIA，VIIA）形成的化合物。如NaCl、Na2O、K2S等 （2）强碱：如NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等 （3）大多数盐和大部分金属氧化物：如Na2CO3、BaSO4、MgO （4）铵盐：如NH4Cl 三、电子式 1.定义：电子式是用“元素符号+最外层电子”来表示的，一般要求要表明成对的电子与未成对电子，并注意平均对称、一个方向一般是2个电子。 2.原子的电子式：在元素符号周围用小点“.”或小叉“×”来表示其最外层电子数。 例如： 3.离子的电子式： （1）阳离子的电子式：简单阳离子的电子式就是它的离子符号，复杂阳离子（NH4＋）例外。离子化合物中的阳离子可以是金属阳离子和非金属形成的铵根离子，但不能是氢离子； 例如：Na+ （2）阴离子的电子式：不但要画出最外层电子数，而且还要用中括号“[ ]“括起来，并在右上角标出所带电荷“n-”。离子化合物中的阴离子可以是单核阴离子（O2- 、F- 、Cl- 、S2-）、双核阴离子（OH- 、CN-、O 、HS- 、ClO-） 例如： 4. 离子化合物的电子式：离子个数少的写中间，多的写在两边； 相同离子要间隔书写，不可合并或连续写。 5.氯化钠的形成过程： 离子化合物的电子式的形成过程： （1）左边为原子的电子式；右边为NaCl的电子式，中间用“→”连接, 不能把“→”写成“=”；箭头左边的弧线表示电子的转移方向； （2）左边离子化合物的电子式中注意：简单阳离子的电子式即是离子符号，阴离子的电子式加方框和电荷；阴阳离子的电子式挤在一起即为物质的电子式； （3）相同的原子可以合并写，相同的离子要单个写。 四、共价键 1.共价键：原子之间通过共用电子对所形成的相互作用，叫做共价键。 2.用电子式表示共价键的形成：Cl2、HCl分子的形成 （1）Cl2 的形成： （2）HCl的形成 3.形成条件：非金属元素与非金属元素之间。 4.共价键的类型 （1）非极性共价键（非极性键） 同种非金属元素形成的单质中的化学键： 如：H2、Cl2、N2、O2、O3、P4 等。 （2）极性共价键（极性键） 不同种非金属元素之间形成的化学键： ①非金属氧化物、氢化物等：H2O、 CO2 、SiO2、 H2S、NH3等 ②酸中的化学键（全部是共价键）：HNO3、H2CO3、H2SO4、HClO、CH3COOH 等。 5. 共价化合物：只含有共价键的化合物。 判断依据：只含非金属元素或AlCl3、BeCl2等 （1）非金属的氢化物。如H2S、NH3等 （2）酸：如HNO3、H2CO3、H2SO4、HClO、CH3COOH等 （3）非金属氧化物：如H2O、 CO2 、SiO2 五、常见物质电子式的书写 1.书写电子式的步骤： （1）分清键型（是离子键还是共价键） （2）形成离子键时，要标电荷；形成共价键时不标电荷 （3）成键后的原子或离子，一般为8电子稳定结构；H为2电子稳定结构 （4）共价物质的电子式的书写规则：(主族序数=最外层电子数) 1.缺几个电子，就拿出几个电子来共用，共用部分放在二者之间； 2.剩余的价电子均分在原子周围，一个方向一般是2个电子e- 2.常见物质的电子式 （1）原子 （2）离子 （3）单质分子 （4）共价化合物 （5）离子化合物 六、分子间作用力与氢键 分子间作用力 氢键 定义 分子之间一种把分子聚集在一起的作用力，又称范德华力。 氢键不是化学键，是一种比化学键弱比分子间作用力强的力的作用。 特点 分子间作用力小于化学键，对物质的熔、沸点、溶解性等物理性质有影响。 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。 分子间形成的氢键会使物质的熔沸点升高。 通常N、O、F这三种元素的氢化物易形成氢键。 H2O、HF、NH3比同主族元素的熔沸点要高 举例 沸点：F2＜Cl2＜Br2＜I2 H2O、HF、NH3、CH3OH等。 解释一些反常现象：冰的密度低于液态水的密度 在固态水（冰）中，水分子间大范围地以氢键互相联结，形成相当疏松的晶体，从而在结构中有许多空隙，造成体积膨胀，密度减小，因此冰能浮在水面上。 学科网（北京）股份有限公司 $