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第四章 物質結構 元素周期律知識清單
【單元知識框架】
【單元知識清單】
考點1 原子結構
一、原子的構成粒子及其定量關系
1．原子的構成微粒及作用
2．原子結構的特殊點
（1）原子的質量主要集中在原子核上；
（2）原子中既有正電荷，又有負電荷，但整個原子不顯電性；
（3）原子在化學變化中不可再分，但在其他變化中仍然可以再分；
（4）核電荷數（質子數）＝核外電子數，只適用于原子和分子。
3．質量數：將原子核內所有質子和中子的相對質量取近似整數值相加所得的數值
4．核素：具有一定數目質子和一定數目中子的一種原子。
（1）符號：X，Z表示質子數，A代表質量數
（2）原子的構成微粒間的數目關系
①電中性原子
②帶電原子——離子的電子數目計算
（3）核素之間的轉化不屬于物理變化，也不屬于化學變化，而屬于核變化
（4）微粒符號及意義
（5）常見的重要核素及其應用
U C C H（D） H（T）
核燃料 用于考古斷代 相對原子質量的標準 阿伏伽德羅常數基準 制氫彈
4．同位素
（1）概念：質子數相同而中子數不同的同一元素的不同原子互稱為同位素。
（2）同位素的比較
①原子中一定含質子和電子，不一定都含有中子，如H中沒有中子。
②電子排布完全相同的原子不一定是同一種原子，如互為同位素的各原子。
（3）特點：天然存在的同位素，相互間保持一定的比率
5．元素的相對原子質量
（1）含義：各核素相對原子質量乘以各核素所占的百分比再求和
（2）公式：＝M1a%+M2b%+M3c%+…（a%+b%+c%+…＝1）
（3）舉例：氯元素的相對原子質量的計算式34.969×75.77%+36.966×24.23%＝35.453
二、微粒中“三子”數的計算
1．沒有特別說明，所給原子為普通原子
原子 H C N O Cl
符號 H C N O Cl
2．常用的計算關系
（1）質量數＝質子數+中子數≈原子的近似相對原子質量
（2）質子數＝各微粒質子數之和
（3）中子數＝各微粒中子數之和
（4）電子數＝各微粒質子數之和±電荷數
①原子：核外電子數＝質子數＝核電荷數，如N原子：。
②陽離子：核外電子數＝質子數－所帶電荷數，如Na+：。
③陰離子：核外電子數＝質子數+所帶電荷數，如S2－：。
2．常見的等電子微粒
（1）常見的“10電子”粒子
（2）常見的“18電子”粒子
考點2 原子核外電子排布的規律
一、核外電子排布
1．電子層
（1）含義：電子運動在能量不同的區域，簡化為不連續的殼層，也稱作電子層。
（2）特點：各電子層之間沒有明顯的界限
（3）不同電子層的表示及能量關系
各電子層由內到外 電子層數 1 2 3 4 5 6 7
字母代號 K L M N O P Q
離核遠近 由近到遠
能量高低 由低到高
2．原子核外電子排布規律及其之間的關系
（1）核外電子排布的規律是相互聯系的，不能孤立地理解，如當M層不是最外層時，最多可以排布18個電子，而當它是最外層時，最多可以排布8個電子。
（2）電子不一定排滿M層才排N層，如Ca的核外電子排布情況為。
3．原子核外電子排布的表示方法
（1）原子結構示意圖
（2）離子結構示意圖
①陽離子結構示意圖：與上周期的稀有氣體排布相同
②陰離子結構示意圖：與同周期的稀有氣體排布相同
4．具有相同電子層排布的微粒
（1）與He原子具有相同電子層排布的微粒（2電子微粒）
陰離子 原子 陽離子 電子層排布
H－ He Li+ Be2+
（2）與Ne原子具有相同電子層排布的微粒（10電子微粒）
陰離子 原子 陽離子 電子層排布
N3－ O2－ F－ Ne Na+ Mg2+ Al3+
（3）與Ar原子具有相同電子層排布的微粒（18電子微粒）
陰離子 原子 陽離子 電子層排布
P3－ S2－ Cl－ Ar K+ Ca2+
（4）特點
①結構特點：電子層數相同，電子總數相同
②位置特點：陰前陽后稀中間，負電多前正多后
③半徑特點：原子序數越大，微粒半徑越小
5．1~18號元素原子核外電子排布的特點
（1）電子層排布： x 或2，x或2，8，x
（2）次外層電子數為2或8；內層電子數為2或10
（3）簡單離子的最外層電子數為0或2或8
（4）1～20號元素原子結構的特殊關系
特殊關系 元素
最外層電子數等于次外層電子數的一半 Li、Si
最外層電子數等于次外層電子數 Be、Ar
最外層電子數等于次外層電子數的2倍 C
最外層電子數等于次外層電子數的3倍 O
最外層電子數等于次外層電子數的4倍 Ne
最外層電子數等于電子層數 H、Be、Al
最外層有1個電子 H、Li、Na、K
最外層有2個電子 He、Be、Mg、Ca
內層電子數之和是最外層電子數2倍的元素 Li、P
電子總數為最外層電子數2倍的元素 Be
6．原子結構與元素的性質
（1）原子結構與元素的性質的關系
元素 最外層電子數 得失電子能力 化學性質 主要化合價
稀有氣 體元素 8（He為2） 一般不易 得失電子 較穩定，一般 不參與化學反應 0
金屬元素 ＜4 易失電子 金屬性 只有正價，一般是+1→+3
非金屬元素 ≥4 易得電子 非金屬性 既有正價又有負價
（2）堿金屬元素
①堿金屬元素性質的相似性（用R表示堿金屬元素）
②堿金屬元素性質的遞變性
③性質的具體體現
元素 Li Na K Rb Cs
與氧氣反應 反應越來越劇烈，產物越來越復雜
Li2O Na2O、Na2O2 K2O、K2O2、KO2 更復雜氧化物
與水反應 反應越來越劇烈
反應緩慢 反應劇烈 輕微爆炸 劇烈爆炸
氫氧化物 堿性強弱：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH
（3）鹵族元素
①鹵素單質的物理性質
F2 Cl2 Br2 I2
顏色、狀態 淡黃綠色氣體 黃綠色氣體 深紅棕色液體 紫黑色固體
密度 逐漸增大
熔、沸點 逐漸升高
②鹵素單質之間的置換反應
實驗操作 實驗現象 化學方程式
氯水滴入KBr溶液中 靜置后，液體分層，上層接近無色，下層呈橙紅色 Cl2+2KBr2KCl+Br2
氯水滴入KI溶液中 靜置后，液體分層，上層接近無色，下層呈紫紅色 Cl2+2KI2KCl+I2
溴水滴入KI溶液中 靜置后，液體分層，上層接近無色，下層呈紫紅色 Br2+2KI2KBr+I2
③鹵素單質性質的相似性（用X表示鹵族元素）
④鹵素單質的氧化性及鹵素離子的還原性遞變規律
⑤具體表現
物質 性質
單質 F2、Cl2、Br2、I2與H2反應越來越難
與變價金屬反應：F2、Cl2、Br2生成高價金屬鹵化物，I2生成低價金屬碘化物
氫化物 穩定性：HF＞HCl＞HBr＞HI
還原性：HF＜HCl＜HBr＜HI
⑥鹵族元素的特殊性
性質
氟元素無正價，無含氧酸，而氯、溴、碘元素有最高正價和含氧酸。
X2+H2OHX+HXO（X表示鹵族元素），而2F2+2H2O4HF+O2。
溴單質在常溫下是唯一一種液態非金屬單質。
碘為紫黑色固體，易升華，淀粉遇I2變藍色。
氫氟酸為弱酸，而鹽酸、氫溴酸、氫碘酸為強酸。
考點3 元素周期表
一、元素周期表的編排原則
1．元素周期表的出現與演變
（1）首創者：1869年，俄國化學家門捷列夫
（2）編排順序：按照元素的相對原子質量由小到大排列
2．元素周期表的編排原則
（1）橫行原則：把電子層數相同的元素，按原子序數遞增的順序從左到右排列。
（2）縱列原則：把不同橫行中最外層電子數相同的元素，按電子層數遞增的順序由上而下排列。
二、元素周期表的結構
（1）周期：周期序數＝電子層數
周期分類 短周期 長周期
周期序數 1 2 3 4 5 6 7
元素種類 2 8 8 18 18 32 32
（2）族：主族序數＝原子的最外層電子數，過渡元素的族序數一般不等
族分類 主族 副族 第Ⅷ族 0族 總數
族數目 7 7 1 1 16
列數目 7 7 3 1 18
（3）過渡元素：副族和第第Ⅷ族族
①鑭系元素：第6周期ⅢB族，共15種
②錒系元素：第7周期ⅢB族，共15種
③應用：找耐高溫、耐腐蝕、催化劑和超導材料
2．族序數與列數的關系
（1）2、3周期IIA和IIIA相鄰，原子序數相差1
（2）4、5周期IIA和IIIA之間有副族和VIII族，原子序數相差11
（3）6、7周期IIA和IIIA之間有副族和VIII族，還額外多出鑭系和錒系，原子序數相差25
3．推測元素在周期表中的位置
（1）根據原子序數確定元素在元素周期表中的位置
（2）0族定位法確定元素的位置
①0族元素的周期序數和原子序數
周期 1 2 3 4 5 6 7
元素 He Ne Ar Kr Xe Rn Og
原子序數 2 10 18 36 54 86 118
②推斷方法
（3）根據112號和118號元素的位置推測
原子序數 112 113 114 115 116 117 118 119 120
族序數 IIB ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0 ⅠA ⅡA
周期 7 7 7 7 7 7 7 8 8
4．金屬和非金屬的分界線
（1）元素屬性：上方為非金屬元素，下方為金屬元素
（2）分界線處元素，可能具有兩性，尋找半導體材料
（3）全部是金屬的族：ⅡA族、副族和第Ⅷ族
（4）全部是非金屬的族：ⅦA族和0族
5．周期表中的元素
（1）元素種類最多的族：ⅢB族，共32種元素
（2）元素種類最多的主族：ⅠA族，共7種元素
（3）元素種類最多的周期：7周期，共32種元素
（4）在短周期中非金屬元素多，在周期表中金屬元素多。
（5）全部是氣體的族：0族
（6）同時含固體、液體和氣體的族：ⅦA族
考點4 元素周期律
一、元素周期律
1．元素周期律內容和實質
2．元素的金屬性、非金屬性強弱判斷規律
（1）金屬性強弱的判斷依據
①金屬單質與水或酸置換出氫氣的反應越容易進行，則其金屬性越強。
②金屬的最高價氧化物的水化物的堿性越強，則其金屬性越強。
③金屬元素的單質與鹽在水溶液中進行置換反應，若A置換出B，則A的金屬性強于B。
④在金屬活動性順序表中，前面的金屬性強于后面的。
⑤金屬陽離子的氧化性越強，則其單質的還原性越弱，元素的金屬性越弱（注：Fe的陽離子僅指Fe2+）。
（2）非金屬性強弱的判斷依據
①非金屬單質與氫氣化合生成氣態氫化物的反應越容易進行，則其非金屬性越強。
②非金屬元素氣態氫化物的穩定性越強，則元素的非金屬性越強。
③非金屬元素的最高價氧化物的水化物的酸性越強，則其非金屬性越強。
④非金屬單質與鹽溶液的置換反應，若A置換出B且A體現出氧化性，則A的非金屬性強于B。
⑤非金屬陰離子的還原性越強，則其單質的氧化性越弱，元素的非金屬性越弱。
3．微粒半徑的比較
（1）同周期——“序大徑小”
①規律：同周期，原子半徑越大，原子半徑越小。
②舉例：r（Na）＞r（Mg）＞r（Al）＞r（Si）＞r（P）＞r（S）＞r（Cl）。
（2）同主族——“序大徑大”
①規律：同主族，原子半徑越大，原子（或離子）半徑越大。
②舉例：r（Li）＜r（Na）＜r（K）＜r（Rb），r（Li+）＜r（Na+）＜r（K+）＜r（Rb+）
（3）同元素——“電多徑大”
①規律：同種元素的不同微粒，核外電子數越多，微粒半徑越大
②舉例：r（Na+）＜r（Na）；r（Cl－）＞r（Cl）；r（Fe3+）＜r（Fe2+）＜r（Fe）
（4）同結構——“序大徑小”
①規律：電子層結構相同的離子，核電荷數越大，離子半徑越小。
②舉例：r（O2－）＞r（F－）＞r（Na+）＞r（Mg2+）＞r（Al3+）
4．化合價規律
（1）常用等量關系
①主族元素最高正價＝最外層電子數＝主族序數＝價電子數
②主族元素的最高正價+|最低負價|＝8或2（氫）
（2）化合價的范圍：+1≤最高價≤+7，－4≤最低價≤－1
（3）化合價的特殊點
①氟元素沒有正化合價
②氧元素有正化合價，但是沒有所在族的最高正化合價
（4）最高正化合價與其最低負化合價代數和
①等于0的短周期元素：氫、碳、硅
②等于2的短周期元素：氮、磷
③等于4的短周期元素：硫
④等于6的短周期元素：氯
二、短周期元素推斷的一些突破口
1．序差關系：短周期同主族相鄰元素除了H和Li差2外，其余都差8
Z－8X
Z－1Y ZW Z+1M
2．短周期元素的含量、物理性質和用途
敘述 元素或物質
含量 地殼中含量最豐富的元素 氧
宇宙中含量最豐富的元素 氫
地殼中含量最豐富的金屬元素 鋁
空氣中含量最多的元素 氮
自然界形成化合物種類最多的元素 碳
組成巖石和礦物的主要元素 硅
密度 質量最輕的單質 氫氣
質量最輕的金屬單質 鋰
硬度 自然界中硬度最大的物質 金剛石
用途 可與鉀的合金用作原子反應堆導熱劑 鈉
單質常被用作自來水的殺菌消毒劑 氯
同位素可以用來制造核武器 氫
同位素可以用來考古斷代 碳
單質被用來制透霧能力強、射程遠的路燈 鈉
3．短周期元素的性質
敘述 元素或物質
單質的性質 氧化性（得電子能力）最強的單質 F2
還原性（失電子能力）最強的單質 Na
與水反應最劇烈的金屬單質 Na
與水反應最劇烈的非金屬單質 F2
單質可與熱水發生置換反應 Mg
在暗處與H2劇烈化合并發生爆炸的單質 F2
常溫下不溶于濃硫酸或濃硝酸的金屬 Al
既能與酸反應又能與堿反應生成氫氣的單質 Al
常溫下與水反應生成兩種酸的單質 Cl2
氧化物的性質 自然中含氧量最多的氧化物 H2O
既能和酸又能和某些堿發生非氧化還原反應的氧化物 Al2O3
既能和某些酸性氧化物又能和某些堿性氧化物反應的氧化物 H2O
簡單氣態氫化物的性質 水溶液酸性最強的氣態氫化物 HCl
穩定性最強的氣態氫化物 HF
呈堿性的氣態氫化物 NH3
常溫下為液態的氣態氫化物 H2O
還原性最弱的氣態氫化物 HF
還原性最強的氣態氫化物 SiH4
酸和堿的性質 最高正價氧化物的水溶液酸性最強 HClO4
最高正價氧化物的水溶液堿性最強 NaOH
酸性最強的無氧酸 HCl
還原性最強的無氧酸 H2S
需要保存在棕色瓶中的含氧酸 HClO、HNO3
考點5 化學鍵
一、化學鍵
1．化學鍵
（1）概念：相鄰原子之間的強烈的相互作用
（2）相互作用：包括靜電引力和靜電斥力
（3）稀有氣體分子中無化學鍵
2．化學反應的微觀解釋
（1）表面上：反應物中的原子重新組合為產物分子的一種過程。
（2）本質上：舊化學鍵的斷裂和新化學鍵的形成的過程
二、化學鍵和化合物類型
1．離子鍵及離子化合物
（1）離子鍵
①定義：帶相反電荷離子之間的相互作用
②成鍵微粒：陰、陽離子
③成鍵元素：一般是活潑的金屬和活潑的非金屬
（2）離子化合物
①概念：由離子鍵構成的化合物。
②特例物質：AlCl3除外
③實驗判據：熔融狀態下能夠導電的化合物
2．共價鍵及共價化合物
（1）共價鍵
①定義：原子間通過共用電子對所形成的相互作用。
②成鍵微粒：原子
③成鍵元素：一般是非金屬和非金屬
（2）共價化合物
①概念：以共用電子對形成分子的化合物。
②特例物質：NH4Cl等銨鹽除外
③實驗判據：熔融狀態下不能導電的化合物
（3）極性共價鍵和非極性共價鍵
①極性共價鍵：不同種元素形成的共價鍵，如H－Cl
②非極性共價鍵：同種元素形成的共價鍵，如H－H
3．化學鍵和化合物類型的關系
（1）共價化合物中只含共價鍵，一定不含離子鍵
（2）離子化合物中一定含離子鍵，可能含所有類型的共價鍵
①Na2O2：離子鍵和非極性鍵
②NaOH：離子鍵和極性鍵
③NH4NO3：離子鍵、極性鍵
③CH3COONH4：離子鍵、極性鍵、非極性鍵
三、電子式的書寫
1．原子的電子式：按照“上下左右”的順序排最外層電子
原子 H Mg B C N O F Ne
電子式
2．簡單陽離子的電子式：離子符號即為其電子式
3．簡單的陰離子的電子式：最外層一般為8電子，通式為
原子 H－ N3－ O2－ F－
電子式
4．共價分子的電子式的書寫
（1）畫：結構式
（2）標：共用電子對
（3）補：各原子最外層所缺的電子數
分子 N2 O2 H2S H2O2
結構式 N≡N O＝O H－S－H H－O－O－H
電子式
分子 HCN SCl2 O＝C＝O HClO
結構式 H－C≡N Cl－S－Cl CO2 H－O－Cl
電子式
分子 NH3 CH4 CCl4 N2H4
結構式
電子式
5．復雜的陰離子和陽離子（共價型離子），中心原子一般為8個電子
離子 NH4+ H3O+ NH2－ CH3+
電子式
離子 OH－ O22－ CN－ C22－
電子式 ［］2－
6．離子化合物的電子式：陰陽離子交替排列，不可合并
離子 Na2O MgCl2 Na2O2 KHS
電子式
離子 NaOH Na3N NH4Cl NaClO
電子式
7．用電子式表示化合物的形成過程
（1）離子化合物的形成
①表現形式：原子的電子式→離子化合物的電子式
②電子得失：用彎箭頭表示電子的得失
③實例：
（2）共價鍵化合物的形成
①表現形式：原子的電子式→共價化合物的電子式
②電子得失：不用畫彎箭頭表示
③實例
【誤區警示】電子式書寫常見的“八大錯誤”
（1）漏寫孤電子對
（2）電子式中相同的原子或離子合并
（3）共用電子對數不清楚
（4）共價分子與離子化合物中原子與離子的混亂
（5）原子連接順序錯誤
（6）電荷數與化合價標示錯誤
（7）原子最外層不滿足穩定結構
（8）復雜離子的電子式寫為離子符號

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