背记知识清单03（期末复习知识清单）高一化学上学期苏教版

该高中化学知识清单系统梳理“微观结构与物质的多样性”专题内容，涵盖元素周期律与周期表、微粒间相互作用力、物质多样性三大知识范畴，搭建从原子结构到周期表应用，再到化学键与晶体类型的递进式学习支架。 清单以“思维导图-考点清单-易错清单”三级架构呈现知识体系，通过对比表格（如碱金属与卤族元素性质递变）和实例分析（如电子式书写步骤）培养化学观念与科学思维。特别标注11大考点与10大易错点，如“离子键与共价键判断”的对比解析，助力学生自主梳理知识，教师可精准把握重难点，提升复习效率。

专题5 微观结构与物质的多样性（期末复习知识清单） 思维导图→考点清单（11大考点）→易错清单（10大易错点） 第一单元 元素周期律和元素周期表 · 考点01 元素的原子结构和化合价的周期性变化 1．原子序数 (1)概念：按照 由小到大的顺序给元素依次编号，这种编号叫作 。 (2)与其他量的关系：原子序数＝ ＝ ＝ 。 2．原子结构的变化规律 (1)核外电子排布的变化规律 规律：随着核电荷数的递增，除H、He外元素原子的最外层电子数呈现 的周期性变化。 (2)原子半径的变化规律(稀有气体除外) 以元素的原子序数为横轴，元素的原子半径为纵轴，绘制折线图如下： 数据分析 规律 随着核电荷数的递增，元素的原子半径呈现 的周期性变化 ①原子电子层数相同时，最外层电子数越 ，半径越 。 ②最外层电子数相同时，电子层数越 ，半径越 。 3．元素性质的变化规律 以元素的原子序数为横轴，元素的最高正化合价或最低负化合价为纵轴，绘制折线图如图所示： 数据 分析 规律 随着核电荷数的递增，元素的最高正化合价呈现 (氧、氟除外)、最低负化合价呈现 的周期性变化 · 考点02 元素的金属性和非金属性的变化规律 1．元素的金属性变化规律 (1)判断元素金属性强弱的方法 ①比较元素的单质与水(或酸)反应置换出 的难易程度。置换反应越 发生，元素原子的失电子能力越强，元素的金属性越强。 ②比较元素 氧化物对应的水化物的碱性强弱。一般来说， 性越强，元素原子失电子的能力越强，元素的金属性越强。 (2)钠、镁、铝与水或酸反应的实验探究 实验内容 实验现象及方程式 实验结论 将一小块钠放入滴有酚酞冷水的小烧杯中 常温下，反应 ，酚酞变红色 金属失电子的能力，即金属性： 将除去氧化膜的镁条、铝片分别放入滴有酚酞冷水的试管，然后加热试管 ①镁与水：常温下，没有明显的变化；加热，反应 ，酚酞变浅红色，化学方程式 ②铝与冷水、热水看不到明显的变化 将除去氧化膜的镁条、铝片分别放入盛有少量稀盐酸的试管 ①镁与稀盐酸：反应 ，生成大量 ，离子方程式： ②铝与稀盐酸：反应 ，生成 ，离子方程式： (3)探究NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3碱性强弱 ①实验操作 实验操作 沉淀溶解情况 相关反应方程式 Al(OH)3＋3HCl === Al(OH)3＋NaOH === Mg(OH)2＋2HCl === 实验结论 NaOH是强碱，Mg(OH)2是中强碱，Al(OH)3是两性氢氧化物，三者的碱性依次减弱 Na、Mg、Al失去电子的能力逐渐减弱，金属性逐渐减弱。 2．元素的非金属性变化规律 (1)判断元素非金属性强弱的方法 ①比较元素的单质与 化合的难易程度以及气态 的稳定性。一般来说，反应越 进行，生成的气态氢化物越 ，元素原子得电子的能力越强，非金属性越强。 ②比较元素 氧化物对应的水化物的 性强弱。一般来说， 性越强，元素原子得电子的能力越强，非金属性越强。 (2)硅、磷、硫、氯元素的非金属性强弱比较 原子 Si P S Cl 最高正价 最低负价 单质与H2 化合的条件 高温 较高温度 需加热 从Si到Cl，与H2化合越来越 气态氢化物 的稳定性 SiH4很不稳定 PH3不稳定 H2S较不稳定 HCl稳定 从Si到Cl，气态氢化物的稳定性越来越 最高价氧化物 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 最高价氧化物对应水化物的酸性强弱 H4SiO4或H2SiO3弱酸 H3PO4中强酸 H2SO4强酸 HClO4最强无机酸 从Si到Cl，最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐 结论 从Si到Cl，元素得电子能力逐渐 ，非金属性逐渐 3.11～17号元素金属性、非金属性变化规律的根本原因 元素原子核外电子层数相同时，随着核电荷数逐渐增加，原子半径逐渐减小(稀有气体元素除外)，这种原子结构的变化，使原子核对最外层电子的吸引能力逐渐增强，元素原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 · 考点03 元素周期表 1．元素周期表的诞生 1869年，俄国化学家 绘制了第一张元素周期表。 2．编排原则 (1)横行：把 相同的元素，按 的顺序，从左至右排成的横行，称为周期。7个 分别称为7个周期。 (2)纵列：把 相同的元素，按 的顺序，从上至下排成的纵列，称为族。共 列，分为 个族。 (3)元素周期表方格中的信息： 3．周期 (1)特点：每一周期中元素的 相同，即周期序数＝ 。 (2)分类：短周期和长周期。 (3)根据现行元素周期表，完成下表 短周期 长周期 电子层数 1 2 3 4 5 6 7 周期序数 元素种数 起止原子序数 ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ 4．族 (1)主族：共 个，用 表示。 ①主族的特点：由 和 元素共同构成，主族的序数＝ 。 ②根据现行元素周期表，完成下表 列序号 1 2 13 14 15 16 17 最外层电子数 族序数 (2)副族：完全由 构成，共 个。 列序号 族序数 (3)Ⅷ族：占据元素周期表的第 共3个纵列。 (4)0族：在元素周期表的第 列。 5．元素周期表的特殊位置 (1)镧系：在元素周期表的第 周期 族，共 种元素。 (2)锕系：在元素周期表的第 周期 族，共 种元素。 6．常见族的别名 ⅠA称为 (除H外)，ⅡA称为 ，ⅤA称为 元素，ⅥA称为 元素，ⅦA称为 ，0族称为 。 · 考点04元素周期表的应用 1．碱金属元素的原子结构的相似性和递变性 元素名称 锂 钠 钾 铷 铯 元素符号 原子结构示意图 相似性 最外层均有 电子 递变性 从Li到Cs随核电荷数的增加，电子层数逐渐 ，原子半径逐渐 2．碱金属元素物理性质的相似性和递变性 (1)相似性：除铯外，碱金属元素都是 色的单质，硬度 ，延展性 ，密度 ，熔点 。 (2)递变性：从Li~Cs，熔点逐渐 。 3．碱金属元素化学性质的相似性和递变性 (1)相似性：碱金属都是活泼金属，均易失去 个电子，在化合物中均为 价。 ①单质的性质 均能与非金属单质(O2、Cl2)反应 与水反应（用R表示单质），反应通式： 与酸反应，反应通式： ②碱金属的最高价氧化物(R2O)对应的水化物(ROH)，一般都具有 性。 (2)递变性：根据下表中碱金属与水反应的现象，你能推测出哪些规律？ 碱金属 Li Na K Rb Cs 与水反应的现象　　 反应较为缓和，锂浮在水面，并以稳定、适中的速度释放出气体 反应迅速并放热，钠融化成小球 反应迅速，伴有燃烧，轻微爆炸 剧烈反应，发生爆炸 剧烈反应，发生剧烈爆炸 (3)结论： 碱金属都能与水反应，从Li~Cs，反应越来越 。 LiOH、NaOH、KOH、RbOH的碱性逐渐 。 随着核电荷数的递增，碱金属元素的金属性逐渐 。 · 考点05卤族(ⅦA族)元素性质及应用 1．卤族元素原子结构的相似性和递变性 元素名称 氟 氯 溴 碘 元素符号 相似性 最外层均有 个电子。 递变性 从F到I，随核电荷数的增加，电子层数逐渐 ，原子半径逐渐 。 2．卤族元素单质物理性质的相似性和递变性 颜色：颜色 熔、沸点：逐渐 水溶性：逐渐 3．卤素单质化学性质的相似性和递变性 (1)相似性 卤族元素的原子最外层均有 个电子，得电子的能力 ，容易得 个电子，其单质都具有较强的 性，自然界中 游离态的卤素单质。 (2)递变性 ①实验探究卤素单质(Cl2、Br2、I2)氧化性的强弱 实验操作 实验现象 离子方程式 氯水与NaBr溶液反应 溶液变为 色 氯水与KI溶液反应 溶液变为 色 溴水与KI溶液反应，加入四氯化碳溶液，振荡静置 静置后，液体分层，下层呈 色 结论：Cl2、Br2、I2单质的氧化性由强到弱的顺序是 ，相应阴离子的还原性由强到弱的顺序是 。 ②从F→I，单质与氢气反应越来越 ，气态氢化物的稳定性依次 。 ③从Cl→I，最高价氧化物对应水化物的酸性越来 。 (3)结论：随核电荷数的递增，ⅦA族元素原子的得电子能力越来越 ，元素的非金属性越来越 。 (3)同主族元素的原子结构与性质的关系 (4)同周期元素的原子结构与性质的关系 (5)元素周期表的金属区和非金属区 (1)分界线的划分：沿着周期表中B、Si、As、Te、At和Al、Ge、Sb、Po之间画一条斜线，斜线的左面是 元素，右面是 元素。 (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，故元素的金属性和非金属性之间没有严格的界线。 第二单元 微粒之间的相互作用力 · 考点01 离子键与离子化合物 1．化学键 (1)定义：物质中 的原子或离子之间存在的 的 。 (2)常见类型：①离子键；②共价键。 2．离子键的形成过程 氯化钠的形成过程：钠原子和氯原子最外层电子数分别为1和7，均不稳定。 即它们通过得失电子后最外层达到 稳定结构，分别形成Na＋和Cl－，两种带相反电荷的离子通过 结合在一起，形成新物质氯化钠。 3．离子键 (1)概念： 之间存在的强烈的相互作用 (2)成键三要素 ①成键粒子： ②成键本质：静电作用(包括静电引力和静电斥力) ③成键元素：一般是 元素与 元素 4．离子化合物 (1)概念：由 构成的化合物。 (2)常见类型 ①强碱：如NaOH、KOH、Ba(OH)2等。②绝大多数盐：如NaCl、K2SO4等。 ③活泼金属氧化物：如K2O、Na2O、MgO等。 5．电子式的定义 在元素符号周围用“·”或“×”来表示原子、离子的 的式子叫作电子式。 6．电子式的书写 (1)原子的电子式：元素符号周围标明元素原子的最外层电子，每个方向不能超过2个电子。当最外层电子数小于或等于4时以单电子分布，多于4时多出部分以电子对分布。例如： 镁原子： ；碳原子： ； 氧原子： ； 氖原子： 。 (2)简单阳离子的电子式： 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，例如：Na＋、Li＋、Mg2＋、Al3＋等。 (3)简单阴离子的电子式： 不但要画出最外层电子数，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 。 (4)离子化合物的电子式：氧化钙： 、硫化钾： 。 7．用电子式表示下列物质的形成过程 (1)NaCl： 。(2)MgBr2： 。 · 考点02 共价键与共价化合物 1．共价键的形成过程 (1)氯化氢分子的形成过程 ①H原子需获得 个电子达到稳定结构，Cl原子需获得 个电子达到稳定结构。 ②H原子和Cl原子各提供 个电子组成 共用电子，使两原子最外电子层都达到 并产生强烈的相互作用，从而形成了HCl分子。 (2)请用电子式表示HCl的形成过程： 。 2．共价键 (1)概念：原子间通过 形成的 的 称为共价键。 (2)成键三要素 ①成键微粒：原子。 ②成键元素：一般是同种的或不同种的非金属元素。 ③成键条件：成键原子成键前最外层电子未达到饱和状态。 3．共价化合物 (1)概念：以 形成分子的化合物。 (2)四类常见的共价化合物①非金属氢化物：如NH3、H2S、H2O等②非金属氧化物：如CO、CO2、SO2等。③酸：如H2SO4、HNO3等。④大多数有机化合物：如CH4、CH3CH2OH等。 4．共价分子 (1)概念： 之间全部以 结合的分子叫作共价分子。 (2)共价分子结构的表示方法 ①电子式：如H2： ，N2： ，NH3： 。 ②结构式：化学上，常用“—”表示1对 ，如氯分子可表示为“Cl—Cl”，这种图示叫作结构式。填写下表： 分子 HCl Cl2 H2O NH3 CH4 电子式 结构式 球棍模型 空间填充模型 · 考点03分子间作用力与氢键 1．分子间作用力 (1)分子间存在一种将 在一起的作用力，叫作分子间作用力。 (2)由分子构成的物质，其熔、沸点和溶解性等物理性质主要由分子间作用力大小决定。 2．氢键 (1)氢键不是化学键，通常把氢键看作是一种较强的分子间作用力。氢键比化学键弱，比分子间作用力强。 (2)分子间形成的氢键会使物质的熔点和沸点 ，水分子间的氢键可使其密度在固态时 液态时的密度。 3．化学键、分子间作用力和氢键的比较 相互作用 化学键 分子间作用力 氢键 存在范围 相邻原子(离子)之间 分子之间 某些氢化物分子之间(如HF、H2O、NH3等) 作用力比较 强 很弱 比化学键弱，比分子间作用力强 影响范围 物质的物理性质及化学性质 物质的物理性质 物质的物理性质 · 考点04物质变化过程中的化学键变化 1．化学反应过程 (1)化学反应过程中反应物中化学键被破坏，产物中有新化学键的形成，如H2与Cl2反应生成HCl，H2、Cl2中的化学键被破坏，形成HCl中的化学键。 (2)化学反应时，并不是反应物中所有的化学键都被破坏，如反应Na2SO4＋BaCl2===BaSO4↓＋2NaCl中，Na2SO4、BaCl2中的离子键被破坏，但SO中共价键未被破坏。 2．离子化合物的溶解或熔化过程 离子化合物电离阴、阳离子。 3．共价化合物的溶解或熔化过程 (1)溶解过程： (2)熔化： 4．单质的熔化或溶解过程 (1)由分子构成的固体单质，如I2的升华、P4的熔化，只破坏分子间作用力，而不破坏化学键。 (2)由原子构成的单质，如金刚石、晶体硅，熔化时破坏共价键。 (3)对于某些活泼的非金属单质，溶于水后能与水反应，其分子内共价键被破坏，如Cl2、F2等。 第三单元 从微观结构看物质的多样性 · 考点01 同素异形现象 1．概念 (1)同一种元素形成几种不同 的现象叫做同素异形现象。 (2)同一元素可形成不同 ，这些 互称为这种元素的同素异形体。 2．同素异形体的含义 (1)同素异形体是指 ，不是指同位素和核素，也不是指化合物。 (2)互为同素异形体的不同单质是由 元素形成的，构成它们的原子的核电荷数相同，中子数可以相同，也可以不相同。 3．产生同素异形现象的原因 (1)组成分子的原子 和 方式不同。如氧气(O2)和臭氧(O3)。 (2)晶体中原子的 不同。如金刚石和石墨。 4．同素异形体性质不同的原因 (1)由于分子组成或晶体结构不同，导致它们的性质存在区别，即物理性质 ，而化学性质 。 (2)同素异形体之间的转化属于 变化，但不是氧化还原反应。 5．常见的同素异形体 (1)碳元素能形成多种单质。碳元素形成的单质有金刚石、石墨、富勒烯等。金刚石和石墨晶体中碳原子的 和 不同。 ①金刚石晶体的结构特点：每个碳原子与相邻的 个碳原子以 键结合，形成 结构。 ②石墨晶体的结构特点：石墨晶体为 结构，每一层内碳原子以 键结合，排列成 形，形成 结构；层间存在 。 ③C60是由 个碳原子形成的 分子；石墨烯是由碳原子构成的 的碳材料。 (2)氧元素形成的同素异形体有 。 (3)磷元素形成的同素异形体主要有 。 · 考点02 同分异构现象 1．概念 (1)同分异构现象： 的现象。 (2)同分异构体： 的互称。 2．同分异构体的含义 (1)互为同分异构体的物质一定是化合物。 (2)互为同分异构体的必备条件有两点： ①两者的分子式应相同；②两者的结构应不同。 3．同分异构体的特点 (1)两化合物的相对分子质量及各元素的组成(含量)相同。 (2)相对分子质量相同的两化合物不一定互为同分异构体，如CO和C2H4不互为同分异构体。 4．几种常见的简单有机物的同分异构体 (1)正丁烷和异丁烷：分子式均为 ，其结构式分别为、。 (2)乙醇和二甲醚：分子式均为 ，其结构式分别为、。 · 考点03晶体和非晶体 一、晶体和非晶体 1．晶体和非晶体的特点 晶体具有 几何外形和 的熔点。 非晶体没有 的熔点，一般也不具备 的几何外形。 常见的非晶体有 、 、 等。 2．本质 晶体的规则几何外形是由于 的结果。 3．晶体的分类 晶体分为 晶体、 晶体、 晶体和 晶体。 二、几种常见的晶体类型 1．离子晶体 概念 阴、阳离子 形成的晶体。 构成微粒 微粒间的作用 物理性质 ① 点 ，硬度 。 ② 时不导电，在 或 能够导电。 2．分子晶体 概念 分子晶体是分子之间依靠 形成的。 构成微粒 微粒间的作用 物理性质 硬度 ，熔、沸点 ，晶体不导电。 3．共价晶体 概念 共价晶体是原子之间以 结合，形成 结构的晶体。 构成粒子 微粒间的作用 物理性质 熔、沸点 ，硬度 ，一般不导电。 4．金属晶体 金属晶体具有共同的物理特性，如具有 ，能 和 ，有 性等。 · 易错点01 元素的化合价 (1)元素的最高正化合价＝最外层电子数(O、F及稀有气体除外) (2)|元素的最低负化合价(非金属具有)|＝8－最外层电子数 (3)元素的最高正化合价＋|元素的最低负化合价|＝8 (4)元素性质的变化的根本原因：随着核电荷数的递增，原子的最外层电子数排布呈周期性变化。 · 易错点02 金属性、非金属性强弱比较 1．金属性强弱的比较，是比较原子失去电子的难易，而不是失去电子的多少。如化学反应中，Na失去一个电子，而Al失去三个电子，但Na的金属性比Al强。 2．难失电子的原子，不一定得电子一定容易，如稀有气体原子难失电子，也难得电子。 3．不一定所有的非金属元素都有最高价含氧酸，氧元素和氟元素没有最高价含氧酸。 4．由H2SO4的酸性大于HClO的酸性，不可以推断S的非金属性大于Cl的非金属性，因为HClO不是Cl元素最高价氧化物对应的水化物，无法判断两者的非金属性强弱。 4．元素周期律：随着元素核电荷数的递增，元素的原子半径(稀有气体元素除外)、元素的主要化合价(最高化合价和最低化合价)、元素的金属性和非金属性均呈现周期性变化。元素的性质随着元素核电荷数的递增呈现周期性变化的规律叫作元素周期律，元素原子核外电子排布随着元素核电荷数的递增发生周期性变化的必然结果。 · 易错点03 元素周期表 (1)ⅠA族元素不等同于碱金属元素，H元素不属于碱金属元素。 (2)元素周期表第18列是0族，不是ⅧA族，第8、9、10三列是Ⅷ族，不是ⅧB族；含元素种类最多的族是ⅢB族，共有32种元素。 (3)过渡元素包括7个副族和第Ⅷ族，全部都是金属元素，原子最外层电子数不超过2个(1～2个)。 (4)最外层电子数为3～7个的原子一定属于主族元素，且最外层电子数即为主族的族序数。 (5)同一周期ⅡA族与ⅢA族元素的原子序数可能相差1(2、3周期)或11(4、5周期)或25(6、7周期)。 (6)过渡元素：元素周期表中从ⅢB族到ⅡB族10列共六十多种元素，这些元素都是金属元素。 (7)镧系：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。 (8)锕系：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。 (9)超铀元素：在锕系元素中92号元素铀(U)以后的各种元素。 · 易错点04常见元素的化合物的特性 (1)形成化合物种类最多的元素或单质是自然界中硬度最大的物质的元素或简单气态氢化物中氢的质量分数最大的元素：C。 (2)空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素：N。 (3)地壳中含量最多的元素或气态氢化物的沸点最高的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素：O。 (4)具有漂白性的物质：氯水、二氧化硫、过氧化钠、双氧水(H2O2水溶液)。 (5)最活泼的非金属元素或无正价的元素或无含氧酸的非金属元素或无氧酸(气态氢化物)可腐蚀玻璃的元素或气态氢化物最稳定的元素或阴离子的还原性最弱的元素：F。 (6)单质密度最小的元素：H；密度最小的金属元素：Li。 (7)常温下单质呈液态的非金属元素：Br；单质呈液态的金属元素：Hg。 (8)最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素：Al。 (9)元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应水化物发生化合反应的元素：N；元素气态氢化物和它的最高价氧化物对应水化物发生氧化还原反应的元素：S。 (10)元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：Li、Na、F。 · 易错点05元素周期表、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半导体元素在金属与非金属分界线附近，如：Si、Ge、Ga等。 ②农药中常用元素在右上方，如：F、Cl、S、P、As等。 ③催化剂和耐高温、耐腐蚀合金材料主要在过渡元素中找，如：Fe、Ni、Rh、Pt、Pd等。 · 易错点06化学键与电子式 1．离子化合物中离子键一般比较牢固，破坏它需要很高的能量，所以离子化合物的熔点一般较高，常温下为固体。 2．离子化合物在溶于水或受热熔化时，离子键被破坏，形成自由移动的阴、阳离子，能够导电。 3．不一定任何物质内部都存在化学键，如稀有气体元素的原子都具有稳定的电子层结构，所以稀有气体元素的原子间不存在化学键。 4．成键微粒间的强相互作用，相互作用既包括相互吸引，也包括相互排斥，是相互吸引与相互排斥的平衡，不能理解为仅有“相互吸引”。 5．书写离子化合物的电子式常出现的错误 ①漏标阴离子的括号，如将S2－的电子式错写为。 ②给阳离子多标电子和括号，如将Al3＋的电子式错写为或。 ③漏标或错标离子的电荷，如将S2－的电子式错写为或。 ④将多个相同的离子归在一起，如将K2S的电子式错写为。 6．用电子式表示离子化合物形成过程时注意的问题 ①连接符号必须用“―→”而不用“===”。 ②构成离子化合物的每个离子都要单独写，不能合并。 ③要标明电子转移的方向。 · 易错点07碳原子的成键特点 1．碳元素位于第二周期ⅣA族，碳原子的电子式为，所以在化学反应中碳原子既不易失去电子，也不易得到电子，通常与其他原子以共价键相结合。 碳原子的成键特点 碳原子之间的连接方式 键的个数 键的类型 每个碳原子形成4对共用电子对 碳碳单键() 碳碳双键() 碳碳三键(—C≡C—) 碳原子之间可以连成碳链或碳环 碳原子成键方式的多样性，是有机化合物种类繁多的原因之一。 2．从原子结构的角度分析：因为碳原子最外层有4个电子，既不易失电子，也不易得电子，所以易与其他原子以共价键相结合。碳原子最外层的4个电子，可以与其他原子分别形成4对共用电子对，达到8电子稳定结构，故易形成4个共价键。 3．稀有气体元素最外层电子数已达到该电子层的稳定结构，难得到或失去电子，不能形成双原子分子。 4．共价化合物中一定含有共价键，某些离子化合物(如NaOH、NH4Cl等)中既含有离子键，也含有共价键，但属于离子化合物。 · 易错点08化学键和化合物的关系 (1) “一定” ①离子化合物中一定含有离子键； ②含有离子键的化合物一定是离子化合物(一定不是共价化合物)； ③共价化合物中一定不含离子键(一定含有共价键)； ④只含有共价键的化合物一定是共价化合物(一定不是离子化合物)。 (2) “不一定” ①离子化合物中不一定含有共价键； ②金属元素和非金属元素形成的化合物不一定是离子化合物，如AlCl3是共价化合物； ③含有共价键的化合物不一定是共价化合物； ④只含非金属元素的化合物不一定是共价化合物，如铵盐是离子化合物。 · 易错点09规避同位素、同素异形体概念理解的易错点 同位素研究的对象是原子，同位素的“同位”是指一种元素的几种核素在元素周期表中占同一个位置，即质子数相同，中子数不同；同素异形体研究的对象是单质，同素异形体的“同素”是指元素的种类相同。 · 易错点10化学键与物质的类别 除稀有气体内部无化学键外，其他物质内部都存在化学键。化学键与物质的类别之间的关系可概括如下： (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。 学科网（北京）股份有限公司8 / 13 学科网（北京）股份有限公司 $ 专题5 微观结构与物质的多样性（期末复习知识清单） 思维导图→考点清单（11大考点）→易错清单（10大易错点） 第一单元 元素周期律和元素周期表 · 考点01 元素的原子结构和化合价的周期性变化 1．原子序数 (1)概念：按照核电荷数由小到大的顺序给元素依次编号，这种编号叫作原子序数。 (2)与其他量的关系：原子序数＝核电荷数＝核内质子数＝核外电子数。 2．原子结构的变化规律 (1)核外电子排布的变化规律 规律：随着核电荷数的递增，除H、He外元素原子的最外层电子数呈现从1到8的周期性变化。 (2)原子半径的变化规律(稀有气体除外) 以元素的原子序数为横轴，元素的原子半径为纵轴，绘制折线图如下： 数据分析 规律 随着核电荷数的递增，元素的原子半径呈现由大到小的周期性变化 ①原子电子层数相同时，最外层电子数越多，半径越小。 ②最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大。 3．元素性质的变化规律 以元素的原子序数为横轴，元素的最高正化合价或最低负化合价为纵轴，绘制折线图如图所示： 数据 分析 规律 随着核电荷数的递增，元素的最高正化合价呈现＋1到＋7(氧、氟除外)、最低负化合价呈现－4到－1的周期性变化 · 考点02 元素的金属性和非金属性的变化规律 1．元素的金属性变化规律 (1)判断元素金属性强弱的方法 ①比较元素的单质与水(或酸)反应置换出氢的难易程度。置换反应越容易发生，元素原子的失电子能力越强，元素的金属性越强。 ②比较元素最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱。一般来说，碱性越强，元素原子失电子的能力越强，元素的金属性越强。 (2)钠、镁、铝与水或酸反应的实验探究 实验内容 实验现象及方程式 实验结论 将一小块钠放入滴有酚酞冷水的小烧杯中 常温下，反应剧烈，酚酞变红色 金属失电子的能力，即金属性：Na>Mg>Al 将除去氧化膜的镁条、铝片分别放入滴有酚酞冷水的试管，然后加热试管 ①镁与水：常温下，没有明显的变化；加热，反应缓慢，酚酞变浅红色，化学方程式Mg＋2H2OMg(OH)2↓＋H2↑ ②铝与冷水、热水看不到明显的变化 将除去氧化膜的镁条、铝片分别放入盛有少量稀盐酸的试管 ①镁与稀盐酸：反应剧烈，生成大量气体，离子方程式：Mg＋2H＋===Mg2＋＋H2↑ ②铝与稀盐酸：反应较剧烈，生成气体，离子方程式：2Al＋6H＋===2Al3＋＋3H2↑ (3)探究NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3碱性强弱 ①实验操作 实验操作 沉淀溶解情况 沉淀逐渐溶解 沉淀逐渐溶解 沉淀溶解 沉淀不溶解 相关反应方程式 Al(OH)3＋3HCl ===AlCl3＋3H2O Al(OH)3＋NaOH ===NaAlO2＋2H2O Mg(OH)2＋2HCl === MgCl2＋2H2O 实验结论 NaOH是强碱，Mg(OH)2是中强碱，Al(OH)3是两性氢氧化物，三者的碱性依次减弱 Na、Mg、Al失去电子的能力逐渐减弱，金属性逐渐减弱。 2．元素的非金属性变化规律 (1)判断元素非金属性强弱的方法 ①比较元素的单质与氢气化合的难易程度以及气态氢化物的稳定性。一般来说，反应越容易进行，生成的气态氢化物越稳定，元素原子得电子的能力越强，非金属性越强。 ②比较元素最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱。一般来说，酸性越强，元素原子得电子的能力越强，非金属性越强。 (2)硅、磷、硫、氯元素的非金属性强弱比较 原子 Si P S Cl 最高正价 ＋4 ＋5 ＋6 ＋7 最低负价 －4 －3 －2 －1 单质与H2 化合的条件 高温 较高温度 需加热 点燃或光照 从Si到Cl，与H2化合越来越容易 气态氢化物 的稳定性 SiH4很不稳定 PH3不稳定 H2S较不稳定 HCl稳定 从Si到Cl，气态氢化物的稳定性越来越强 最高价氧化物 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 最高价氧化物对应水化物的酸性强弱 H4SiO4或H2SiO3弱酸 H3PO4中强酸 H2SO4强酸 HClO4最强无机酸 从Si到Cl，最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强 结论 从Si到Cl，元素得电子能力逐渐增强，非金属性逐渐增强 3.11～17号元素金属性、非金属性变化规律的根本原因 元素原子核外电子层数相同时，随着核电荷数逐渐增加，原子半径逐渐减小(稀有气体元素除外)，这种原子结构的变化，使原子核对最外层电子的吸引能力逐渐增强，元素原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 · 考点03 元素周期表 1．元素周期表的诞生 1869年，俄国化学家门捷列夫绘制了第一张元素周期表。 2．编排原则 (1)横行：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，称为周期。7个横行分别称为7个周期。 (2)纵列：把最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序，从上至下排成的纵列，称为族。共18列，分为16个族。 (3)元素周期表方格中的信息： 3．周期 (1)特点：每一周期中元素的电子层数相同，即周期序数＝电子层数。 (2)分类：短周期和长周期。 (3)根据现行元素周期表，完成下表 短周期 长周期 电子层数 1 2 3 4 5 6 7 周期序数 1 2 3 4 5 6 7 元素种数 2 8 8 18 18 32 32 起止原子序数 1 ↓ 2 3 ↓ 10 11 ↓ 18 19 ↓ 36 37 ↓ 54 55 ↓ 86 87 ↓ 118 4．族 (1)主族：共7个，用A表示。 ①主族的特点：由短周期和长周期元素共同构成，主族的序数＝最外层电子数。 ②根据现行元素周期表，完成下表 列序号 1 2 13 14 15 16 17 最外层电子数 1 2 3 4 5 6 7 族序数 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA (2)副族：完全由长周期元素构成，共7个。 列序号 3 4 5 6 7 11 12 族序数 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB ⅠB ⅡB (3)Ⅷ族：占据元素周期表的第8、9、10共3个纵列。 (4)0族：在元素周期表的第18列。 5．元素周期表的特殊位置 (1)镧系：在元素周期表的第六周期ⅢB族，共15种元素。 (2)锕系：在元素周期表的第七周期ⅢB族，共15种元素。 6．常见族的别名 ⅠA称为碱金属(除H外)，ⅡA称为碱土金属，ⅤA称为氮族元素，ⅥA称为氧族元素，ⅦA称为卤素，0族称为稀有气体。 · 考点04元素周期表的应用 1．碱金属元素的原子结构的相似性和递变性 元素名称 锂 钠 钾 铷 铯 元素符号 Li Na K Rb Cs 原子结构示意图 相似性 最外层均有1个电子 递变性 从Li到Cs随核电荷数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大 2．碱金属元素物理性质的相似性和递变性 (1)相似性：除铯外，碱金属元素都是银白色的单质，硬度小，延展性好，密度较小，熔点较低。 (2)递变性：从Li~Cs，熔点逐渐降低。 3．碱金属元素化学性质的相似性和递变性 (1)相似性：碱金属都是活泼金属，均易失去1个电子，在化合物中均为＋1价。 ①单质的性质 均能与非金属单质(O2、Cl2)反应 与水反应（用R表示单质），反应通式：2R+2H2O=2ROH+H2↑ 与酸反应，反应通式：2R+2H+=2R++H2↑ ②碱金属的最高价氧化物(R2O)对应的水化物(ROH)，一般都具有强碱性。 (2)递变性：根据下表中碱金属与水反应的现象，你能推测出哪些规律？ 碱金属 Li Na K Rb Cs 与水反应的现象　　 反应较为缓和，锂浮在水面，并以稳定、适中的速度释放出气体 反应迅速并放热，钠融化成小球 反应迅速，伴有燃烧，轻微爆炸 剧烈反应，发生爆炸 剧烈反应，发生剧烈爆炸 (3)结论： 碱金属都能与水反应，从Li~Cs，反应越来越剧烈。 LiOH、NaOH、KOH、RbOH的碱性逐渐增强。 随着核电荷数的递增，碱金属元素的金属性逐渐增强。 · 考点05卤族(ⅦA族)元素性质及应用 1．卤族元素原子结构的相似性和递变性 元素名称 氟 氯 溴 碘 元素符号 F Cl Br I 相似性 最外层均有7个电子。 递变性 从F到I，随核电荷数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。 2．卤族元素单质物理性质的相似性和递变性 颜色：颜色加深 熔、沸点：逐渐升高 水溶性：逐渐减小 3．卤素单质化学性质的相似性和递变性 (1)相似性 卤族元素的原子最外层均有7个电子，得电子的能力强，容易得1个电子，其单质都具有较强的氧化性，自然界中不存在游离态的卤素单质。 (2)递变性 ①实验探究卤素单质(Cl2、Br2、I2)氧化性的强弱 实验操作 实验现象 离子方程式 氯水与NaBr溶液反应 溶液变为橙黄色 2Br－＋Cl2=2Cl－＋Br2 氯水与KI溶液反应 溶液变为棕黄色 2I－＋Cl2=2Cl－＋I2 溴水与KI溶液反应，加入四氯化碳溶液，振荡静置 静置后，液体分层，下层呈紫红色 2I－＋Br2=2Br－＋I2 结论：Cl2、Br2、I2单质的氧化性由强到弱的顺序是Cl2＞Br2＞I2，相应阴离子的还原性由强到弱的顺序是I－＞Br－＞Cl－。 ②从F→I，单质与氢气反应越来越难，气态氢化物的稳定性依次减弱。 ③从Cl→I，最高价氧化物对应水化物的酸性越来越弱。 (3)结论：随核电荷数的递增，ⅦA族元素原子的得电子能力越来越弱，元素的非金属性越来越弱。 (3)同主族元素的原子结构与性质的关系 (4)同周期元素的原子结构与性质的关系 (5)元素周期表的金属区和非金属区 (1)分界线的划分：沿着周期表中B、Si、As、Te、At和Al、Ge、Sb、Po之间画一条斜线，斜线的左面是金属元素，右面是非金属元素。 (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，故元素的金属性和非金属性之间没有严格的界线。 第二单元 微粒之间的相互作用力 · 考点01 离子键与离子化合物 1．化学键 (1)定义：物质中直接相邻的原子或离子之间存在的强烈的相互作用。 (2)常见类型：①离子键；②共价键。 2．离子键的形成过程 氯化钠的形成过程：钠原子和氯原子最外层电子数分别为1和7，均不稳定。 即它们通过得失电子后最外层达到8电子稳定结构，分别形成Na＋和Cl－，两种带相反电荷的离子通过静电作用结合在一起，形成新物质氯化钠。 3．离子键 (1)概念：阴、阳离子之间存在的强烈的相互作用 (2)成键三要素 ①成键粒子：阳离子和阴离子 ②成键本质：静电作用(包括静电引力和静电斥力) ③成键元素：一般是活泼金属元素与活泼非金属元素 4．离子化合物 (1)概念：由阴、阳离子构成的化合物。 (2)常见类型 ①强碱：如NaOH、KOH、Ba(OH)2等。②绝大多数盐：如NaCl、K2SO4等。 ③活泼金属氧化物：如K2O、Na2O、MgO等。 5．电子式的定义 在元素符号周围用“·”或“×”来表示原子、离子的最外层电子的式子叫作电子式。 6．电子式的书写 (1)原子的电子式：元素符号周围标明元素原子的最外层电子，每个方向不能超过2个电子。当最外层电子数小于或等于4时以单电子分布，多于4时多出部分以电子对分布。例如： 镁原子：·Mg· ；碳原子：； 氧原子：； 氖原子：。 (2)简单阳离子的电子式： 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，例如：Na＋、Li＋、Mg2＋、Al3＋等。 (3)简单阴离子的电子式： 不但要画出最外层电子数，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。 (4)离子化合物的电子式：氧化钙：、硫化钾：。 7．用电子式表示下列物质的形成过程 (1)NaCl：。(2)MgBr2：。 · 考点02 共价键与共价化合物 1．共价键的形成过程 (1)氯化氢分子的形成过程 ①H原子需获得1个电子达到稳定结构，Cl原子需获得1个电子达到稳定结构。 ②H原子和Cl原子各提供1个电子组成一对共用电子，使两原子最外电子层都达到稳定结构并产生强烈的相互作用，从而形成了HCl分子。 (2)请用电子式表示HCl的形成过程：。 2．共价键 (1)概念：原子间通过共用电子对形成的强烈的相互作用称为共价键。 (2)成键三要素 ①成键微粒：原子。 ②成键元素：一般是同种的或不同种的非金属元素。 ③成键条件：成键原子成键前最外层电子未达到饱和状态。 3．共价化合物 (1)概念：以共用电子对形成分子的化合物。 (2)四类常见的共价化合物①非金属氢化物：如NH3、H2S、H2O等②非金属氧化物：如CO、CO2、SO2等。③酸：如H2SO4、HNO3等。④大多数有机化合物：如CH4、CH3CH2OH等。 4．共价分子 (1)概念：原子之间全部以共价键结合的分子叫作共价分子。 (2)共价分子结构的表示方法 ①电子式：如H2：H∶H，N2：，NH3：。 ②结构式：化学上，常用“—”表示1对共用电子对，如氯分子可表示为“Cl—Cl”，这种图示叫作结构式。填写下表： 分子 HCl Cl2 H2O NH3 CH4 电子式 结构式 H—Cl Cl—Cl H—O—H 球棍模型 空间填充模型 · 考点03分子间作用力与氢键 1．分子间作用力 (1)分子间存在一种将分子聚集在一起的作用力，叫作分子间作用力。 (2)由分子构成的物质，其熔、沸点和溶解性等物理性质主要由分子间作用力大小决定。 2．氢键 (1)氢键不是化学键，通常把氢键看作是一种较强的分子间作用力。氢键比化学键弱，比分子间作用力强。 (2)分子间形成的氢键会使物质的熔点和沸点升高，水分子间的氢键可使其密度在固态时小于液态时的密度。 3．化学键、分子间作用力和氢键的比较 相互作用 化学键 分子间作用力 氢键 存在范围 相邻原子(离子)之间 分子之间 某些氢化物分子之间(如HF、H2O、NH3等) 作用力比较 强 很弱 比化学键弱，比分子间作用力强 影响范围 物质的物理性质及化学性质 物质的物理性质 物质的物理性质 · 考点04物质变化过程中的化学键变化 1．化学反应过程 (1)化学反应过程中反应物中化学键被破坏，产物中有新化学键的形成，如H2与Cl2反应生成HCl，H2、Cl2中的化学键被破坏，形成HCl中的化学键。 (2)化学反应时，并不是反应物中所有的化学键都被破坏，如反应Na2SO4＋BaCl2===BaSO4↓＋2NaCl中，Na2SO4、BaCl2中的离子键被破坏，但SO中共价键未被破坏。 2．离子化合物的溶解或熔化过程 离子化合物电离阴、阳离子。 3．共价化合物的溶解或熔化过程 (1)溶解过程： (2)熔化： 4．单质的熔化或溶解过程 (1)由分子构成的固体单质，如I2的升华、P4的熔化，只破坏分子间作用力，而不破坏化学键。 (2)由原子构成的单质，如金刚石、晶体硅，熔化时破坏共价键。 (3)对于某些活泼的非金属单质，溶于水后能与水反应，其分子内共价键被破坏，如Cl2、F2等。 第三单元 从微观结构看物质的多样性 · 考点01 同素异形现象 1．概念 (1)同一种元素形成几种不同单质的现象叫做同素异形现象。 (2)同一元素可形成不同单质，这些单质互称为这种元素的同素异形体。 2．同素异形体的含义 (1)同素异形体是指单质，不是指同位素和核素，也不是指化合物。 (2)互为同素异形体的不同单质是由同一种元素形成的，构成它们的原子的核电荷数相同，中子数可以相同，也可以不相同。 3．产生同素异形现象的原因 (1)组成分子的原子个数和成键方式不同。如氧气(O2)和臭氧(O3)。 (2)晶体中原子的排列方式不同。如金刚石和石墨。 4．同素异形体性质不同的原因 (1)由于分子组成或晶体结构不同，导致它们的性质存在区别，即物理性质差异很大，而化学性质有些相似。 (2)同素异形体之间的转化属于化学变化，但不是氧化还原反应。 5．常见的同素异形体 (1)碳元素能形成多种单质。碳元素形成的单质有金刚石、石墨、富勒烯等。金刚石和石墨晶体中碳原子的成键方式和排列方式不同。 ①金刚石晶体的结构特点：每个碳原子与相邻的4个碳原子以共价键结合，形成空间网状结构。 ②石墨晶体的结构特点：石墨晶体为层状结构，每一层内碳原子以共价键结合，排列成平面六边形，形成平面网状结构；层间存在分子间作用力。 ③C60是由60个碳原子形成的封闭笼状分子；石墨烯是由碳原子构成的二维层状的碳材料。 (2)氧元素形成的同素异形体有O2和O3。 (3)磷元素形成的同素异形体主要有白磷和红磷。 · 考点02 同分异构现象 1．概念 (1)同分异构现象：化合物具有相同分子式，但具有不同结构的现象。 (2)同分异构体：分子式相同而结构不同的化合物之间的互称。 2．同分异构体的含义 (1)互为同分异构体的物质一定是化合物。 (2)互为同分异构体的必备条件有两点： ①两者的分子式应相同；②两者的结构应不同。 3．同分异构体的特点 (1)两化合物的相对分子质量及各元素的组成(含量)相同。 (2)相对分子质量相同的两化合物不一定互为同分异构体，如CO和C2H4不互为同分异构体。 4．几种常见的简单有机物的同分异构体 (1)正丁烷和异丁烷：分子式均为C4H10，其结构式分别为、。 (2)乙醇和二甲醚：分子式均为C2H6O，其结构式分别为、。 · 考点03晶体和非晶体 一、晶体和非晶体 1．晶体和非晶体的特点 晶体具有规则几何外形和固定的熔点。 非晶体没有固定的熔点，一般也不具备规则的几何外形。 常见的非晶体有石蜡、 玻璃、橡胶等。 2．本质 晶体的规则几何外形是由于其内部构成微粒有规则排列的结果。 3．晶体的分类 晶体分为离子晶体、分子晶体、共价晶体和金属晶体。 二、几种常见的晶体类型 1．离子晶体 概念 阴、阳离子按一定方式有规则排列形成的晶体。 构成微粒 阴、阳离子 微粒间的作用 离子键 物理性质 ①熔点较高，硬度较大。 ②固态时不导电，在熔融状态下或水溶液中能够导电。 2．分子晶体 概念 分子晶体是分子之间依靠分子间作用力按一定规则排列形成的。 构成微粒 分子 微粒间的作用 分子间作用力 物理性质 硬度小，熔、沸点低，晶体不导电。 3．共价晶体 概念 共价晶体是原子之间以共价键结合，形成空间网状结构的晶体。 构成粒子 原子 微粒间的作用 共价键 物理性质 熔、沸点高，硬度大，一般不导电。 4．金属晶体 金属晶体具有共同的物理特性，如具有金属光泽，能导电和导热，有延展性等。 · 易错点01 元素的化合价 (1)元素的最高正化合价＝最外层电子数(O、F及稀有气体除外) (2)|元素的最低负化合价(非金属具有)|＝8－最外层电子数 (3)元素的最高正化合价＋|元素的最低负化合价|＝8 (4)元素性质的变化的根本原因：随着核电荷数的递增，原子的最外层电子数排布呈周期性变化。 · 易错点02 金属性、非金属性强弱比较 1．金属性强弱的比较，是比较原子失去电子的难易，而不是失去电子的多少。如化学反应中，Na失去一个电子，而Al失去三个电子，但Na的金属性比Al强。 2．难失电子的原子，不一定得电子一定容易，如稀有气体原子难失电子，也难得电子。 3．不一定所有的非金属元素都有最高价含氧酸，氧元素和氟元素没有最高价含氧酸。 4．由H2SO4的酸性大于HClO的酸性，不可以推断S的非金属性大于Cl的非金属性，因为HClO不是Cl元素最高价氧化物对应的水化物，无法判断两者的非金属性强弱。 4．元素周期律：随着元素核电荷数的递增，元素的原子半径(稀有气体元素除外)、元素的主要化合价(最高化合价和最低化合价)、元素的金属性和非金属性均呈现周期性变化。元素的性质随着元素核电荷数的递增呈现周期性变化的规律叫作元素周期律，元素原子核外电子排布随着元素核电荷数的递增发生周期性变化的必然结果。 · 易错点03 元素周期表 (1)ⅠA族元素不等同于碱金属元素，H元素不属于碱金属元素。 (2)元素周期表第18列是0族，不是ⅧA族，第8、9、10三列是Ⅷ族，不是ⅧB族；含元素种类最多的族是ⅢB族，共有32种元素。 (3)过渡元素包括7个副族和第Ⅷ族，全部都是金属元素，原子最外层电子数不超过2个(1～2个)。 (4)最外层电子数为3～7个的原子一定属于主族元素，且最外层电子数即为主族的族序数。 (5)同一周期ⅡA族与ⅢA族元素的原子序数可能相差1(2、3周期)或11(4、5周期)或25(6、7周期)。 (6)过渡元素：元素周期表中从ⅢB族到ⅡB族10列共六十多种元素，这些元素都是金属元素。 (7)镧系：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。 (8)锕系：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。 (9)超铀元素：在锕系元素中92号元素铀(U)以后的各种元素。 · 易错点04常见元素的化合物的特性 (1)形成化合物种类最多的元素或单质是自然界中硬度最大的物质的元素或简单气态氢化物中氢的质量分数最大的元素：C。 (2)空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素：N。 (3)地壳中含量最多的元素或气态氢化物的沸点最高的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素：O。 (4)具有漂白性的物质：氯水、二氧化硫、过氧化钠、双氧水(H2O2水溶液)。 (5)最活泼的非金属元素或无正价的元素或无含氧酸的非金属元素或无氧酸(气态氢化物)可腐蚀玻璃的元素或气态氢化物最稳定的元素或阴离子的还原性最弱的元素：F。 (6)单质密度最小的元素：H；密度最小的金属元素：Li。 (7)常温下单质呈液态的非金属元素：Br；单质呈液态的金属元素：Hg。 (8)最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素：Al。 (9)元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应水化物发生化合反应的元素：N；元素气态氢化物和它的最高价氧化物对应水化物发生氧化还原反应的元素：S。 (10)元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：Li、Na、F。 · 易错点05元素周期表、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半导体元素在金属与非金属分界线附近，如：Si、Ge、Ga等。 ②农药中常用元素在右上方，如：F、Cl、S、P、As等。 ③催化剂和耐高温、耐腐蚀合金材料主要在过渡元素中找，如：Fe、Ni、Rh、Pt、Pd等。 · 易错点06化学键与电子式 1．离子化合物中离子键一般比较牢固，破坏它需要很高的能量，所以离子化合物的熔点一般较高，常温下为固体。 2．离子化合物在溶于水或受热熔化时，离子键被破坏，形成自由移动的阴、阳离子，能够导电。 3．不一定任何物质内部都存在化学键，如稀有气体元素的原子都具有稳定的电子层结构，所以稀有气体元素的原子间不存在化学键。 4．成键微粒间的强相互作用，相互作用既包括相互吸引，也包括相互排斥，是相互吸引与相互排斥的平衡，不能理解为仅有“相互吸引”。 5．书写离子化合物的电子式常出现的错误 ①漏标阴离子的括号，如将S2－的电子式错写为。 ②给阳离子多标电子和括号，如将Al3＋的电子式错写为或。 ③漏标或错标离子的电荷，如将S2－的电子式错写为或。 ④将多个相同的离子归在一起，如将K2S的电子式错写为。 6．用电子式表示离子化合物形成过程时注意的问题 ①连接符号必须用“―→”而不用“===”。 ②构成离子化合物的每个离子都要单独写，不能合并。 ③要标明电子转移的方向。 · 易错点07碳原子的成键特点 1．碳元素位于第二周期ⅣA族，碳原子的电子式为，所以在化学反应中碳原子既不易失去电子，也不易得到电子，通常与其他原子以共价键相结合。 碳原子的成键特点 碳原子之间的连接方式 键的个数 键的类型 每个碳原子形成4对共用电子对 碳碳单键() 碳碳双键() 碳碳三键(—C≡C—) 碳原子之间可以连成碳链或碳环 碳原子成键方式的多样性，是有机化合物种类繁多的原因之一。 2．从原子结构的角度分析：因为碳原子最外层有4个电子，既不易失电子，也不易得电子，所以易与其他原子以共价键相结合。碳原子最外层的4个电子，可以与其他原子分别形成4对共用电子对，达到8电子稳定结构，故易形成4个共价键。 3．稀有气体元素最外层电子数已达到该电子层的稳定结构，难得到或失去电子，不能形成双原子分子。 4．共价化合物中一定含有共价键，某些离子化合物(如NaOH、NH4Cl等)中既含有离子键，也含有共价键，但属于离子化合物。 · 易错点08化学键和化合物的关系 (1) “一定” ①离子化合物中一定含有离子键； ②含有离子键的化合物一定是离子化合物(一定不是共价化合物)； ③共价化合物中一定不含离子键(一定含有共价键)； ④只含有共价键的化合物一定是共价化合物(一定不是离子化合物)。 (2) “不一定” ①离子化合物中不一定含有共价键； ②金属元素和非金属元素形成的化合物不一定是离子化合物，如AlCl3是共价化合物； ③含有共价键的化合物不一定是共价化合物； ④只含非金属元素的化合物不一定是共价化合物，如铵盐是离子化合物。 · 易错点09规避同位素、同素异形体概念理解的易错点 同位素研究的对象是原子，同位素的“同位”是指一种元素的几种核素在元素周期表中占同一个位置，即质子数相同，中子数不同；同素异形体研究的对象是单质，同素异形体的“同素”是指元素的种类相同。 · 易错点10化学键与物质的类别 除稀有气体内部无化学键外，其他物质内部都存在化学键。化学键与物质的类别之间的关系可概括如下： (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。 学科网（北京）股份有限公司8 / 13 学科网（北京）股份有限公司 $