資源簡介

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知識清單13 元素周期表、元素周期律
知識點01 原子結構及核外電子排布的規律 知識點02 元素周期表
知識點03 元素周期律 知識點04 化學鍵
知識點01 原子結構及核外電子排布規律
一、原子的構成粒子及其定量關系
1．原子構成
（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）原子核中質子、中子依靠核力結合在一起
（5）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
①質量數一定為整數
②質量數僅對原子而言，元素沒有質量數
③在計算時，可用質量數代替相對原子質量用于近似計算
2．元素、核素、同位素
（1）“三素”關系及含義
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
元素種類小于核素種類
相同存在形態的同位素，化學性質幾乎完全相同，物理性質不同。
④天然存在的同一元素各核素所占的原子百分數一般不變。
（2）氫元素的三種核素
①H：用字母H表示，名稱為氕，含0個中子。
②H：用字母D表示，名稱為氘或重氫，含1個中子。
③H：用字母T表示，名稱為氚或超重氫，含2個中子。
④H2、D2、HD均為氫元素的不同單質。
（3）常見的重要核素及其應用
U C C H（D） H（T） O
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 示蹤原子
（4）微粒符號及意義
（5）同位素的特征“六同三不同”。
①特點：天然存在的同位素，相互間保持一定的比率
②結構：核外電子排布完全相同
③分類：穩定同位素和放射性同位素，用于進行同位素示蹤和作為放射源的是放射性同位素。
3．核反應
（1）概念：原子核發生變化的過程，即質子數或中子數發生變化的反應
（2）變化類型：核變化
①核聚變：H+HHe+n
②核裂變：CN+e－
（3）遵循規律：X+YZ+W
①質子數守恒：m+a＝c+e
②質量數守恒：n+b＝d+f
4．“五量”比較
原子質量 原子（核素）的相對原子質量 元素的相對原子質量 元素的近似相對原子質量 質量數
定義 一個原子的真實質量 一個原子的真實質量與一個_C原子質量__的的比值 該元素各種核素原子的相對原子質量與其在自然界中所占原子個數百分比的乘積之和 ①含義：各核素的質量數乘以各核素所占的百分比再求和（平均值） 一個原子核內質子數與_中子數__之和
實例 一個O原子的質量是2.657×10－26 kg O的相對原子質量約為16 Ar＝Ar1a%＋Ar2b%＋……(其中a%＋b%＋……＝1) ②公式：A（X）＝A1×a%+A2×b%+…… O的質量數為18
備注 ①某核素的質量數可視為該核素的近似相對原子質量②一種元素有幾種同位素，就有幾種不同核素的相對原子質量。③核素的近似相對原子質量＝質量數。
二、微粒中等量關系
1．沒有特別說明，所給原子為普通原子（與其相對原子質量最接近）
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
三、原子核外電子排布的規律
1．電子的運動特征
運動速度_很快__，與宏觀物體的運動有極大不同：不能同時確定_速度__和_位置__，不能描繪_運動軌跡__。
2．電子層的表示方法及能量變化
（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
3．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。
4．核外電子排布的表示方法[原子(或離子)結構示意圖]
（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
5．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
6．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 具有金屬性，表現為還原性 只有正價，一般是+1→+3
非金屬元素 ≥4 易得電子 具有非金屬性，表現為氧化性 既有正價又有負價
7．1~18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
8．1～20號元素原子核外電子排布的特點與規律
(1)原子核中無中子的原子：H。
(2)最外層只有一個電子的原子：H、Li、Na、K；
最外層有兩個電子的原子：He、Be、Mg、Ca。
(3)最外層電子數等于次外層電子數的原子：Be、Ar；
最外層電子數是次外層電子數2倍的原子：C；
最外層電子數是次外層電子數3倍的原子：O。
(4)電子層數與最外層電子數相等的原子：H、Be、Al；
最外層電子數是電子層數2倍的原子：He、C、S；
最外層電子數是電子層數3倍的原子：O。
(5)次外層電子數是最外層電子數2倍的原子：Li、Si。
(6)內層電子總數是最外層電子數2倍的原子：Li、P。
(7)與He原子電子層結構相同的離子有：H－、Li＋、Be2＋。
(8)次外層電子數是其他各層電子總數2倍的原子：Li、Mg；
(9)次外層電子數與其他各層電子總數相等的元素：Be、S。
1．原子結構及核外電子排布規律易錯點
（1）并不是所有的原子都由質子和中子構成，如H中沒有中子。
（2）核素是具有固定質子數和中子數的原子，同位素是具有相同質子數的不同核素的互稱。
（3）只有核素才有質量數，質量數不適用于元素。質量數可以視為核素的近似相對原子質量。
（4）質子數相同的微粒不一定屬于同一種元素，如F與OH－。
（5）核外電子數相同的微粒，其質子數不一定相同，如Al3＋和Na＋、F－，NH與OH－。
（6）不同的核素可能具有相同的質子數，如H與H；也可能具有相同的中子數，如6C與O；也可能具有相同的質量數，如C與N；也可能質子數、中子數、質量數均不相同，如H與C。
（7）同位素的物理性質不同但化學性質幾乎相同。
2．判斷正誤，正確的打“√”，錯誤的打“×”。
(1)22.4 L(標準狀況)氬氣含有的質子數為18NA。(　　)
(2)1 mol重水和1 mol水中，中子數之比為2︰1。(　　)
(3)中子數為8的氮原子：N。(　　)
(4)一種元素可以有多種核素，也可能只有一種核素，有多少種核素就有多少種原子。(　　)
(5)核聚變如H＋H―→He＋n，因為有新微粒生成，所以該變化是化學變化。(　　)
(6)235 g核素U發生裂變反應：U＋nSr＋Xe＋10n，凈產生的中子(n)數為10NA。(　　)
(7)Cl與Cl得電子能力幾乎相同。(　　)
(8)質子數為35、中子數為45的溴原子：Br。(　　)
(9)所有的原子中都含有質子和中子。(　　)
(10)2H＋核外電子數為2。(　　)
【答案】(1)(√) (2)(×) (3)(×) (4)(√) (5)(×) (6)(×) (7)(√) (8)(√) (9)(×) (10)(×)
3．判斷正誤，正確的打“√”，錯誤的打“×”。
(1)M層是最外層時，最多能容納18個電子。(　　)
(2)原子最外層電子數相同的元素，其化學性質一定相似。(　　)
(3)地殼中含量最多的金屬元素為O。(　　)
(4)LiCl中各原子均滿足8電子的穩定結構。(　　)
(5)最外層有5個電子的原子都是非金屬原子。(　　)
(6)核外電子排布相同的微粒化學性質也相同。(　　)
(7)NH與PH3均是10電子微粒。(　　)
(8)Cl－和S2－的核外電子數均為18，故離子結構示意圖均為。(　　)
(9)NH與Na＋的質子數與電子數均相同。(　　)
(10)16O和18O是氧元素的兩種核素，16O與18O核外電子排布不同。(　　)
【答案】(1)(×)最外層最多只能容納8個電子。(2)(×)由H、Na可知錯誤。(3)(×)“金屬元素”，O不屬于金屬元素。(4)(×)1～5號元素原子H、He、Li、Be、B與其他原子結合后，一定達不到8電子穩定結構，所以在判斷最外層是否達到8電子結構時，一定要注意這幾種原子。(5)(×)(6)(×)(7)(×)(8)(×)(9)(√)(10)(×)
1．中國計量科學研究院研制的NIM5銫原子噴泉鐘，2 000萬年不差1秒，目前成為國際計量局認可的基準鐘之一，參與國際標準時間修正。關于Cs元素，下列說法錯誤的是(　B　)
A．137Cs和133Cs互為同位素
B．單質Cs與水反應非常緩慢
C．137Cs比133Cs多4個中子
D．137Cs最外層只有1個電子
【解析】　137Cs和133Cs質子數相同，質量數不同，中子數不同，前者比后者多4個中子，所以兩者互為同位素，A、C兩項正確；Cs位于周期表中第6周期ⅠA族，其原子最外層只有1個電子，Cs金屬性很強，能與水劇烈反應，B項錯誤，D項正確。
2．現有部分元素的原子結構特點如表：
X L層電子數是K層電子數的3倍
Y 核外電子層數等于原子序數
Z L層電子數是K層和M層電子數之和
W 共用三對電子形成雙原子分子，常溫下為氣體單質
下列敘述中正確的是(　C　)
A．W原子結構示意圖為
B．元素X和Y只能形成原子個數比為1︰2的化合物
C．元素X比元素Z的非金屬性強
D．X、Y、Z、W四種元素不能形成離子化合物
【解析】　L層電子數是K層電子數的3倍，X為O；核外電子層數等于原子序數，Y為H；L層電子數是K層和M層電子數之和，即K、L、M層分別含有2、8、6個電子，則Z為S；共用三對電子形成雙原子分子，常溫下為氣體的單質是N2，則W為N。氮原子的結構示意圖為，A錯誤；O和H能形成H2O和H2O2兩種化合物，B錯誤；O的非金屬性強于S，C正確；四種元素可以形成NH4HSO4等離子化合物，D錯誤。
知識點02 元素周期表
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)周期：把電子層數相同的元素，按原子序數遞增的順序，從左至右排成的橫行。
(2)族：把最外層電子數相同的元素，按電子層數遞增的順序，從上至下排成的縱行。
3．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）元素周期表中的特殊元素位置
①過渡元素：副族（ⅢB→ⅡB）和第Ⅷ族10個縱列共六十多種元素，都是金屬元素。
②鑭系：第6周期ⅢB族，57號元素鑭到71號元素镥共15種元素。
③錒系：第7周期ⅢB族，89號元素錒到103號元素鐒共15種元素。
④超鈾元素：在錒系元素中92號元素鈾（U）以后的各種元素。
⑤堿金屬元素（ⅠA）：Li、Na、K、Rb、Cs、Fr（氫除外）
⑥鹵族元素（ⅦA）：F、CL、Br、I、At、Ts（，tián）
⑦氧族元素（ⅥA）：O、S、Se、Te、Po、Lv（鉝，lì）
⑧氮族元素（ⅤA）：N、P、As、Sb、Bi、Mc（饃，mó）
⑨碳族元素（ⅣA）：C、Si、Ge、Sn、Pb、Fl（鈇，fū）
(4)元素周期表結構巧記口訣
橫行叫周期，現有一至七，四長三個短，第七已排滿。
縱列稱為族，共有十六族，一八依次現，一零再一遍。
一縱一個族，Ⅷ族搞特殊，三縱算一族，占去8、9、10。
鑭系與錒系，蝸居不如意，十五擠著住，都屬ⅢB族。
4．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
（4）同主族、鄰周期元素的原子序數差的關系
①ⅠA族元素，隨電子層數的增加，原子序數依次相差2、8、8、18、18、32。
②ⅡA族和0族元素，隨電子層數的增加，原子序數依次相差8、8、18、18、32。
③ⅢA～ⅦA族元素，隨電子層數的增加，原子序數依次相差8、18、18、32。
5．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 8 8
6．元素周期表的應用
（1）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
（2）元素周期表的三大應用
①科學預測：為新元素的發現及預測它們的原子結構和性質提供了線索。
②尋找新材料
③用于工農業生產：探礦、研制農藥材料等。
7．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
1．元素周期表的易錯點
(1)ⅠA族元素不等同于堿金屬元素，H元素不屬于堿金屬元素。
(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；含元素種類最多的族是ⅢB族，共有32種元素。
(3)過渡元素包括7個副族和第Ⅷ族，全部都是金屬元素，原子最外層電子數不超過2個(1～2個)。
(4)最外層電子數為3～7個的原子一定屬于主族元素，且最外層電子數即為主族的族序數。
(5)同一周期ⅡA族與ⅢA族元素的原子序數可能相差1(2、3周期)或11(4、5周期)或25(6、7周期)。
(6)過渡元素：元素周期表中從ⅢB族到ⅡB族10列共六十多種元素，這些元素都是金屬元素。
(7)鑭系：元素周期表第六周期中，57號元素鑭到71號元素镥，共15種元素。
(8)錒系：元素周期表第七周期中，89號元素錒到103號元素鐒，共15種元素。
(9)超鈾元素：在錒系元素中92號元素鈾(U)以后的各種元素。
2．請判斷下列說法的正誤(正確的打“√”，錯誤的打“×”)
（1）第ⅠA族全部是金屬元素（ ）
（2）原子的最外層有2個電子的元素一定是第ⅡA族元素（ ）
（3）元素周期表中從第ⅢB族到第ⅡB族10個縱行的元素都是金屬元素（ ）
（4）同周期第ⅡA族和第ⅢA族的原子序數相差1（ ）
（5）元素周期表是按元素的相對原子質量由小到大排列而形成的（ ）
（6）元素周期表中鑭系元素和錒系元素都占據同一格，它們是同位素（ ）
（7）兩短周期元素原子序數相差8，則周期數一定相差1（ ）
（8）元素周期表中位于金屬與非金屬分界線附近的元素屬于過渡元素（ ）
（9）隨著原子序數的遞增，元素原子的核外電子數逐漸增多，原子半徑逐漸減?。?）
（10）若兩種元素原子的最外層電子數相同，則元素最高正價一定相同（ ）
（11）原子及離子的核外電子層數等于該元素所在的周期數（ ）
（12）最外層電子數等于或大于3(小于8)的元素一定是主族元素（ ）
（13）原子的最外層有1個或2個電子，則可能是ⅠA、ⅡA族元素，也可能是副族、Ⅷ族元素或0族元素氦（ ）
（14）最外層電子數比次外層電子數多的元素一定位于第二周期（ ）
（15）3、4周期同主族元素的原子序數相差8（ ）
【答案】（1）（×）（2）（×）（3）（√）（4）（×）（5）（×）（6）（×）（7）（√）（8）（×）（9）（×）（10）（×）（11）（×）（12）（√）（13）氦（√）（14）（×）（15）（×）
1．下列說法錯誤的是_ __(填序號)。
①F與Br的原子序數相差26
②Ar與Cl－和K＋具有一樣的電子層結構
③原子最外層電子數為2的元素一定處于周期表ⅡA族
④鈹(Be)與鋁元素具有相似性，則其氧化物及氫氧化物具有兩性
⑤L層電子數為奇數的所有元素所在族的序數與該元素原子的L層電子數相等
【解析】　F的原子序數為9、Br的為35，相差26，故①正確，不符合題意。Ar與Cl－和K＋具有一樣的電子層結構，故②正確，不符合題意。氦最外層電子數為2，處于零族，一些過渡元素的原子最外層電子數也為2，故③錯誤，符合題意。Be與Al在周期表中位于對角線位置，性質相似，氧化鋁和氫氧化鋁具有兩性，則鈹的氧化物及氫氧化物也具有兩性，故④正確，不符合題意。L層電子數為奇數的所有元素一定位于第二周期，且其所在族的序數與該元素原子的L層電子數相等，故⑤正確，不符合題意。
2．元素X、Y、Z和Q在周期表中的位置如圖所示，其中元素Q位于第四周期，X、Y、Z原子的最外層電子數之和為17。下列說法不正確的是(　 　)
A．原子半徑(r)：r(Q)>r(Y)>r(Z)
B．元素X有－4、＋2、＋4等多種價態
C．Y、Z的氧化物對應的水化物均為強酸
D．可以推測H3QO4是Q的最高價氧化物的水化物
【解析】　由元素X、Y、Z和Q在周期表中的位置，其中元素Q位于第四周期，可知X位于第二周期，Y、Z位于第三周期，X、Y、Z原子的最外層電子數之和為17，設X的最外層電子數為x，則x＋x＋2＋x＋3＝17，解得：x＝4，則X為C、Y為S、Z為Cl，Q為As。電子層數越多，原子半徑越大，同周期從左向右原子半徑逐漸減小，則原子半徑為r(Q)>r(Y)>r(Z)，故A項正確，不符合題意；X為C，有－4、＋2、＋4等多種價態，故B項正確，不符合題意；Y、Z的最高價氧化物對應的水化物均為強酸，但不是最高價含氧酸可能為弱酸，故C項錯誤，符合題意；H3QO4中Q為＋5價，是Q的最高價氧化物的水化物，故D項正確，不符合題意。
知識點03 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
金 屬 性 比 較 本質 原子越易失電子，金屬性越強(與原子失電子數目無關)
判斷 方法 ①在金屬活動性順序表中越靠前，金屬性越強
②單質與水或非氧化性酸反應越劇烈，金屬性越強
③單質還原性越強或陽離子氧化性越弱，金屬性越強
④最高價氧化物對應水化物的堿性越強，金屬性越強
⑤若Xn＋＋Y―→X＋Ym＋，則Y比X的金屬性強
⑥元素在周期表中的位置：左邊或下方元素的金屬性強
非 金 屬 性 比較 本質 原子越易得電子，非金屬性越強(與原子得電子數目無關)
判斷 方法 ①與H2化合越容易，氣態氫化物越穩定，非金屬性越強
②單質氧化性越強或陰離子還原性越弱，非金屬性越強
③最高價氧化物對應水化物的酸性越強，非金屬性越強
④元素在周期表中的位置：右邊或上方元素的非金屬性強
3．某些元素化學性質的遞變規律
（1） 金屬性、非金屬性等性質的遞變規律
（2） 最高價氧化物對應水化物的酸堿性強弱
（3） 金屬單質與酸或水反應的劇烈程度
（4） 非金屬單質與氫氣化合的難易程度、氣態氫化物的穩定性
（5） 金屬陽離子的氧化性強弱，最低價陰離子及氣態氫化物的還原性強弱
4．主族元素的周期性變化規律
項目 同周期(左→右) 同主族(上→下)
原子結構 核電荷數 逐漸增大 逐漸增大
電子層數 相同 逐漸增多
原子半徑 逐漸減小 逐漸增大
離子半徑 陽離子逐漸減小陰離子逐漸減小r(陰離子)＞r(陽離子) 逐漸增大
性質 化合價 最高正化合價由＋1→＋7(O、F除外)負化合價＝－(8－主族序數) 相同，最高正化合價＝主族序數(O、F除外)
元素的金屬性和非金屬性 金屬性逐漸減弱 非金屬性逐漸增強 金屬性逐漸增強 非金屬性逐漸減弱
離子的氧化性、還原性 陽離子氧化性逐漸增強 陰離子還原性逐漸減弱 陽離子氧化性逐漸減弱 陰離子還原性逐漸增強
氣態氫化物穩定性 逐漸增強 逐漸減弱
最高價氧化物對應的水化物的酸堿性 堿性逐漸減弱 酸性逐漸增強 堿性逐漸增強 酸性逐漸減弱
5．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
③金屬元素、硼元素沒有負化合價
（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
6．微粒半徑的比較
（1）相同電性微粒半徑大小的比較
①原子半徑：左下角的Na最大
②陽離子半徑：左下角的Na+最大
③陰離子半徑：左下角的P3－最大
（2）不同電性微粒半徑大小的比較
①同周期：陰離子半徑＞陽離子半徑，如Na+＜Cl－
②同元素：電子數越多，微粒半徑越大，如Fe2+＞Fe3+
③同電子層結構：原子序數越大，離子半徑越小，如Na+＜O2－
7．非金屬性強：周期表右上角的F最強
（1）單質與氫氣容易化合，氣態氫化物穩定
（2）最高價含氧酸的酸性強（HClO4最強），相應鹽的堿性弱
（3）相應陰離子及氣態氫化物的還原性弱
（4）在化合物中顯負價元素的非金屬性強
（5）共用電子對偏向的一方元素的非金屬性強
（6）特殊情況
①N2與H2很難化合，但氮元素的非金屬性很強
②2C+SiO2Si+2CO↑不能說明碳元素的非金屬性比硅的強
8．金屬性強：周期表左下角的Na最強
（1）單質與酸或水反應劇烈
（2）最高價堿的堿性強，相應鹽的酸性弱
（3）相應陽離子的氧化性弱
（4）能夠從鹽溶液中置換出其他金屬的金屬
（5）特殊情況
①活潑性：Ca＞Na，但鈉和水反應更劇烈
②反應Na(l)+KCl(l)NaCl(l)+K(g)，不能說明金屬性Na＞K
③按周期律Pb比Sn活潑，按金屬活動順序表Sn比Pb活潑
二、短周期元素及其化合物反應的某些特征
1．具備某些特征的置換反應
（1）有黃色固體生成的置換反應
①同主族之間置換：2H2S+O22S↓+2H2O
②不同主族間置換：Cl2+H2SS↓+2HCl
（2）固體單質置換出同主族的固體單質：2C+SiO2Si+2CO↑
（3）金屬單質置換出非金屬的固體單質：2Mg+CO22MgO+C
（4）氣體單質置換出液體非金屬單質：Cl2+2Br－2Cl－+Br2
（5）氣體單質置換出固體非金屬單質：
①常溫置換：Cl2+2I－2Cl－+I2
②高溫置換：SiCl4+2H2Si+4HCl
2．產生淡黃色固體的反應
（1）兩種單質化合生成淡黃色固體：2Na+O2Na2O2
（2）兩種化合物混合產生淡黃色固體：2H2S+SO23S↓+2H2O
（3）兩種溶液混合產生淡黃色固體和刺激性氣體：S2O32－+2H+S↓+SO2↑+H2O
3．同時生成兩種酸性氧化物的反應：C+2H2SO4（濃）CO2↑+2SO2↑+2H2O
4．加入酸產生沉淀的反應
（1）加入過量鹽酸產生白色沉淀
①沉淀不溶于酸和堿：Ag++Cl－AgCl↓
②沉淀溶于強堿溶液：SiO32－+2H+H2SiO3↓
（2）通入過量二氧化碳產生白色沉淀
①沉淀溶于強酸和強堿：AlO2－+2H2O+CO2Al（OH）3↓+HCO3－
②沉淀不溶于強酸溶液：SiO32－+2CO2+2H2OH2SiO3↓+2HCO3－
（3）滴加鹽酸至過量先產生白色沉淀，后沉淀溶解
①先沉淀：AlO2－+H2O+H+Al（OH）3↓
②后溶解：Al（OH）3+3H+Al3++3H2O
5．加入NaOH溶液先產生白色沉淀，后沉淀溶解
（1）先沉淀：Al3++3OH－Al（OH）3↓
（2）后溶解：Al（OH）3+OH－AlO2－+2H2O
6．加酸產生能夠使品紅溶液褪色的氣體
（1）無色氣體：SO32－+2H+SO2↑+H2O或HSO3－+H+SO2↑+H2O
（2）有色氣體：2MnO4－+16H++10Cl－Mn2++5Cl2↑+8H2O
7．燃燒產生特征顏色火焰的反應
（1）燃燒產生蒼白色火焰：H2+Cl22HCl
（2）燃燒產生黃色火焰（冒白煙）：2Na+Cl22NaCl
三、短周期元素的含量和用途
1．短周期元素的含量
短周期元素的含量 （1） 地殼中含量最豐富的元素：氧
（2） 地殼中含量最豐富的金屬元素：鋁
（3） 宇宙中含量最豐富的元素：氫
（4） 空氣中含量最多的元素：氮
（5） 自然界形成化合物種類最多的元素：碳
（6） 組成巖石和礦物的主要元素：硅
2．短周期元素的用途
（1） 硅及化合物 可做半導體材料和太陽能電池：晶體硅
可以作光導纖維：二氧化硅
被稱為無機非金屬材料主角的元素：硅
（2） 鈉 可與鉀的合金用作原子反應堆導熱劑：鈉
常用于冶煉金屬的金屬單質：鈉、鋁
單質被用來制造透霧能力強、射程遠的路燈：鈉
（3） 鎂、鋁及化合物 單質可用來制造照明彈燃料：單質鎂、單質鋁
被稱為“國防金屬”的元素：鎂
可以作耐火材料的氧化物：氧化鎂、氧化鋁
（4） 碳 同位素可以用來考古斷代：碳
（5） 氯 單質常被用作自來水的殺菌消毒劑：氯
（6） 溴 被稱為“海洋元素”的元素：溴
（7） 氫 同位素可以用來制造核武器：氫
（8） 氨 可以作致冷劑的簡單氣態氫化物：液氨
3．短周期元素的結構
（1）不含中子的微粒：H
（2）不含電子的微粒：H+
（3）形成的離子是一個質子的原子：H+
（4）共用電子對最多的雙原子單質：N2
（5）未成對電子數最多的元素的原子：N、P
（6）最外層電子數是未成對電子數3倍的原子：O、S
4．短周期元素推斷的數量突破口
（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）等量關系：質子數＝核電荷數＝原子序數＝核外電子總數
四、短周期元素的制備和性質
1．短周期元素的制備
（1）只能用電解法制得的非金屬單質：F2
（2）只能用電解法制得的金屬單質：Na、Mg、Al
（3）不能在玻璃器皿中制取的氫化物：氫氟酸
（4）采用液體空氣分餾法制備的單質：N2、O2
2．短周期元素單質的性質
（1） Na 與水反應最劇烈的金屬單質
（2） F2 與水反應最劇烈的非金屬單質
在暗處與H2劇烈化合并發生爆炸的單質
（3） Al 常溫下不溶于濃硫酸或濃硝酸的金屬
既能與酸反應又能與堿反應生成氫氣的單質
能與堿反應生成氫氣的單質
（4） Si 能與某種酸反應放氫氣的非金屬單質
能與堿反應生成氫氣的單質
（5） Cl2 常溫下與水反應生成兩種酸的單質
（6） Mg 單質可與熱水發生置換反應
（7） C 與水在一定條件下反應生成兩種氣體的單質
（8） 白磷 最容易著火的非金屬單質
3．短周期元素氧化物的性質
（1） H2O 自然中含氧量最多的氧化物
既能和某些酸性氧化物又能和某些堿性氧化物化合的氧化物
（2） SiO2 能夠和氫氟酸反應的非金屬氧化物
熔沸點高、硬度大的非金屬氧化物
不溶于水不和水反應的固體非金屬氧化物
（3） Al2O3 既能和強酸又能和強堿發生非氧化還原反應的氧化物
（4） H2O2 人工合成的含氧量最多的氧化物
4．短周期元素簡單氣態氫化物的性質
（1） HF 還原性最弱的氣態氫化物
穩定性最強的氣態氫化物
（2） NH3 能夠和水發生化合反應的氣態氫化物
呈堿性的氣態氫化物
與酸反應生成離子化合物的氣態氫化物
（3） HCl、NH3 混合后能夠產生白煙的氣態氫化物
可與水形成噴泉實驗的氣態氫化物
（4） HCl 水溶液酸性最強的氣態氫化物
（5） H2O 常溫下為液態的氣態氫化物
（6） CH4 含氫元素質量分數最大的碳氫化合物
（7） SiH4 還原性最強的氣態氫化物
（8） S 氣態氫化物與其氧化物常溫下反應生成其單質的元素
5．短周期元素酸堿的性質
（1） NaOH 最高正價氧化物的水溶液堿性最強
受熱不易分解生成相應價態氧化物的堿
（2） NH3·H2O 具有揮發性的堿
（3） HClO4 最高正價氧化物的水溶液酸性最強
（4） HCl 酸性最強的無氧酸
（5） H2S 還原性最強的無氧酸
（6） H2SO3 具有強還原性的二元含氧酸
（7） HNO3 常溫下能夠和銅或銀反應的酸
（8） H2SiO3 難溶性的含氧酸
（9） S 最高價氧化物的水溶液與其氫化物能發生氧化還原反應的元素
（10） N 最高價氧化物的水溶液與其氫化物能夠發生化合反應的元素
（11） HClO、HNO3 需要保存在棕色瓶中的含氧酸
1．微粒半徑大小比較的方法
2．判斷正誤，正確的打“√”，錯誤的打“×”。
(1)酸性：H2SO3>H2CO3，所以非金屬性：S>C。(　 　)
(2)酸性：HCl>H2S，所以非金屬性：Cl>S。(　 　)
(3)同周期元素，從左到右，原子半徑逐漸減小，離子半徑也逐漸減小。(　 )
(4)元素的原子得電子越多，非金屬性越強；失電子越多，金屬性越強。(　)
(5)金屬M、N分別與氯氣反應生成MCl、NCl2，可知M的金屬性小于N的金屬性。(　　)
(6)同主族元素含氧酸的酸性隨核電荷數的增加而減弱。(　　)
(7)Cl－、S2－、Ca2＋、K＋半徑依次減小。(　　)
(8)第二周期元素從左到右，最高正價從＋1遞增到＋7。(　　)
(9)同主族元素的簡單陰離子還原性越強，水解程度越大。(　　)
(10)科學家發現一種新細菌的DNA鏈中有砷(As)元素，該As元素最有可能取代了普通DNA鏈中的P元素。(　　)
(11)第二周期非金屬元素的氣態氫化物溶于水后，水溶液均呈酸性。(　　)
(12)N和As屬于第ⅤA族元素，N原子得電子能力比As原子強。(　　)
(13)族序數等于其周期序數的元素一定是金屬元素。(　　)
(14)Si、S、Cl的最高價氧化物都能與水反應生成相應的酸，且酸性依次增強。(　　)
(15)原子的電子層數越多，半徑越大。(　　)
【答案】(1)(×)[提示]　利用酸的酸性判斷元素非金屬性強弱時，一定要用最高價氧化物對應水化物即最高價含氧酸的酸性強弱判斷，H2SO3不是S的最高價含氧酸。
(2)(×)[提示]　HCl、H2S均屬于氣態氫化物，只能用氣態氫化物的穩定性來判斷元素非金屬性強弱，一定不能用其酸性來判斷。
(3)(×)(4)(×)(5)(×)[提示]　金屬性強弱與失電子的多少無關，與失電子的難易程度有關。
(6)(×)[提示]　沒有注明最高價，錯誤。
(7)(×)[提示]　核外電子排布相同的粒子，核電荷數越大半徑越小，所以S2－半徑最大，Ca2＋半徑最小，錯誤。
(8)(×)[提示]　第二周期元素中F元素無正價，O元素一般不顯正價，錯誤。
(9)(×)[提示]　第ⅦA族中Cl－、Br－、I－的還原性依次增強，但因三種陰離子對應的酸均為強酸，所以三種陰離子均不水解，錯誤。
(10)(√)[提示]　As與P在同一主族，性質相似，正確。
(11)(×)(12)(√)(13)(×)(14)(×)(15)(×)
1．下表是部分短周期元素的原子半徑及主要化合價，根據表中信息，判斷以下說法正確的是(　C　)
元素符號 L M Q R T
原子半徑/nm 0.160 0.143 0.089 0.102 0.074
主要化合價 ＋2 ＋3 ＋2 ＋6、－2 －2
A．L2＋與R2－的核外電子數相等
B．氫化物的穩定性為H2TC．M與L形成的最高價氧化物對應水化物的堿性：L>M
D．單質與等濃度的稀鹽酸反應的速率為Q>L
【解析】短周期元素T、R都有－2價，處于ⅥA族，T只有－2價，則T為氧元素、R為硫元素；L、Q都有＋2價，處于ⅡA族，原子半徑L>Q，則L為鎂元素、Q為鈹元素；M有＋3價，處于ⅢA族，原子半徑M介于L、R之間，則M為鋁元素。L2＋的核外電子數為12－2＝10，R2－的核外電子數為16－(－2)＝18，核外電子數不相等，故A錯誤；非金屬性O>S，元素的非金屬性越強，對應的氫化物越穩定，故B錯誤；L為鎂元素，M為鋁元素，金屬性Mg>Al，元素的金屬性越強，其最高價氧化物對應水化物的堿性越強，故C正確；金屬性Mg>Be，則Mg與稀鹽酸反應更劇烈，故D錯誤。
2．X、Y、Z、M、Q五種短周期元素，原子序數依次增大。Y元素的最高正價為＋4價，Y元素與Z、M元素相鄰，且與M元素同主族；化合物Z2X4的電子總數為18個；Q元素的原子最外層電子數比次外層少一個電子。下列說法不正確的是(　D　)
A．原子半徑：ZB．最高價氧化物對應水化物的酸性：Z>Y>M
C．X2Z－ZX2易溶于水，其水溶液呈堿性
D．X、Z和Q三種元素形成的化合物一定是共價化合物
【解析】　依據題意，結合元素周期表可以推斷出X為H，Y為C，Z為N，M為Si，Q為Cl。A項，C和Si位于同一主族，同主族元素從上到下原子半徑逐漸增大，即CN，則原子半徑：NH2CO3>H2SiO3，正確；C項，X2Z—ZX2為N2H4，N2H4易溶于水，水溶液顯堿性，正確；D項，H、N、Cl三種元素可以組成NH4Cl，NH4Cl為離子化合物，錯誤。
知識點04 化學鍵
一、化學鍵
1．化學鍵
(1)化學鍵的定義及分類。
(2)化學反應的本質：反應物的舊化學鍵_斷裂__與生成物的新化學鍵_形成__。
2．離子鍵、共價鍵的比較
離子鍵 共價鍵
非極性鍵 極性鍵
概念 陰、陽離子通過靜電作用所形成的化學鍵 原子間通過共用電子對(電子云重疊)而形成的化學鍵
成鍵粒子 陰、陽離子 原子
成鍵實質 陰、陽離子的靜電作用 共用電子對不偏向任何一方 共用電子對偏向一方原子
形成條件 活潑金屬元素與活潑非金屬元素經電子得失，形成離子鍵 同種元素原子之間成鍵 不同種元素原子之間成鍵
形成的物質 離子化合物 非金屬單質；某些共價化合物或離子化合物 共價化合物或離子化合物
存在舉例 如 NaCl、KCl、MgCl2、CaCl2、ZnSO4、NaOH等 ①非金屬單質，如H2、O2等；②共價化合物H2O2、C2H6等；③某些離子化合物，如Na2O2等 ①如HCl、CO2、CH4等；②如NaOH、ZnSO4某些離子化合物等
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
④CH3COONH4：離子鍵、極性鍵、非極性鍵
4．物質熔化、溶解時化學鍵的變化
（1）離子化合物的溶解或熔化過程：均電離出自由移動的陰、陽離子，離子鍵被破壞。
（2）共價化合物的溶解過程
①有些共價化合物溶于水后，能與水反應，其分子內共價鍵被破壞，如CO2和SO2等。
②有些共價化合物溶于水后，與水分子作用形成水合離子，從而發生電離，形成陰、陽離子，其分子內的共價鍵被破壞，如HCl、H2SO4等。
③有些共價化合物溶于水后，其分子內的共價鍵不被破壞，如蔗糖（C12H22O11）、酒精（C2H5OH）等。
5．離子化合物XaYb中是否含共價鍵的判斷
非金屬Y的價態 所含陰離子 是否含共價鍵
最低價 Ya－ 不含
非最低價 Yba－ 含有
（1）Na2Sx是由Na+和Sx2－構成的
（2）NaBr3是由Na+和Br3－構成的
（3）K3C60是由K+和C603－構成的
（4）Na2O2是由Na+和O22－構成的
（5）CaCl2是由Ca2+和Cl－構成的
（6）Mg3N2是由Mg2+和N3－構成的
6．判斷共價型微粒中原子最外層電子數
（1）若分子中含氫原子，則一定不滿足8e－穩定結構
（2）共價型微粒：N（e－）＝原子的價電子數+成鍵數±電荷數
①PCl3：N（e－）P＝5+3＝8，N（e－）Cl＝7+1＝8
②NH4+：N（e－）N＝5+4－1＝8，N（e－）H＝1+1＝2
③AlCl4－：N（e－）Al＝3+4+1＝8，N（e－）Cl＝7+1＝8
④COCl2：N（e－）C＝4+4＝8，N（e－）O＝6+2＝8，N（e－）Cl＝7+1＝8（Cl－－Cl）
7．元素組成化合物
（1）非金屬元素形成的物質
①鹽：銨鹽；②堿：NH3 H2O；③離子化合物：銨鹽
（2）由N、H元素形成的化合物
①只含極性共價鍵的共價化合物：NH3
②含極性和非極性共價鍵的共價化合物：N2H4
③離子化合物：NH5（NH4H）
（3）由H、N、O元素形成的化合物
①含氧酸：HNO2、HNO3
②堿：NH3 H2O
③離子化合物：NH4NO2、NH4NO3
（4）由Na、S元素形成的化合物
①只含離子鍵：Na2S
②同時含離子鍵和共價鍵：Na2S2
（5）由H、C、N、O元素形成的化合物
①離子化合物：NH4HCO3、（NH4）2CO3、CH3COONH4
②按個數比4∶1∶2∶1組成的能水解的有機物：H2N－－NH2（尿素）
③既能和酸又能和堿反應的最簡單的有機物：H2N－CH2－COOH（－氨基乙酸）
（6）由H、S、O、Na元素形成的化合物
①強酸的酸式鹽：NaHSO4
②弱酸的酸式鹽：NaHSO3
③二者反應的離子方程式：HSO3－+H+H2O+SO2↑
（7）短周期同主族元素形成的離子化合物：LiH、NaH
二、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
共價分子電子書寫步驟 畫 標 補 結構式 共用電子對 各原子最外層所缺的電子數 第1步 第2步 第3步
分子 N2 O2 H2S H2O2 HCN SCl2
結構式 N≡N O＝O H－S－H H－O－O－H H－C≡N Cl－S－Cl
電子式
分子 NH3 CH4 CCl4 N2H4 CO2 HClO
結構式 O＝C＝O H－O－Cl
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+ CH3+ NH2－ 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：
離子化合物 用電子式表示離子化合物的形成過程
NaCl
MgCl2
Na2O
（2）共價化合物的形成
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
共價化合物 用電子式表示共價化合物的形成過程
HCl
H2O
NH3
CH4
CO2
1.化學鍵的易錯點：
（1）由活潑金屬與活潑非金屬形成的化學鍵不一定都是離子鍵，如AlCl3中Al—Cl鍵為共價鍵。
（2）非金屬元素的兩個原子之間一定形成共價鍵，但多個原子間也可能形成離子鍵，如NH4Cl等。
（3）影響離子鍵強弱的因素是離子半徑和所帶電荷數：離子半徑越小，離子所帶電荷數越多，離子鍵越強，熔、沸點越高。
電子式的書寫易錯點：
（1）一個“·”或“×”代表一個電子，原子的電子式中“·”(或“×”)的個數即原子的最外層電子數。
（2）同一原子的電子式不能既用“×”又用“·”表示。
（3）“[　]”在所有的陰離子、復雜的陽離子中出現。
（4）在化合物中，如果有多個陰、陽離子，陰、陽離子必須是間隔的，即不能將兩個陰離子或兩個陽離子寫在一起，如CaF2要寫成，不能寫成，
也不能寫成。
（5）用電子式表示化合物形成過程時，由于不是化學方程式，不能出現“===”?！皑D→”前是原子的電子式，“―→”后是化合物的電子式。
2.判斷正誤,正確的打“√”,錯誤的打“×”。
(1)化學鍵是相鄰離子或原子間的強烈的作用力,既包括靜電吸引力,又包括靜電排斥力。 (　　)
(2)所有物質中都存在化學鍵。 (　　)
(3)由活潑金屬元素與活潑非金屬元素形成的化學鍵都是離子鍵。 (　　)
(4)原子最外層只有一個電子的元素原子跟鹵素原子結合時,所形成的化學鍵一定是離子鍵。 (　　)
(5)非金屬元素的兩個原子之間形成的一定是共價鍵,但多個原子間也可能形成離子鍵。 (　　)
(6)離子化合物中可能含有共價鍵,共價化合物中一定不含離子鍵。 (　　)
【答案】(1)√　(2)×　(3)×　(4)×　(5)√　(6)√
1.下列有關化學鍵的敘述正確的是(　　)
①化學鍵被破壞的變化,一定是化學變化
②化學鍵被破壞的變化,不一定是化學變化
③只要是化學變化一定有新化學鍵的形成
④化學變化與化學鍵的斷裂與形成沒有必然的聯系
A.①③ B.②③
C.②④ D.①④
【答案】C　中子數為8的氮原子的質量數為15,可表示為N,選項A錯誤;HCl中只含共價鍵,其電子式為H,選項B錯誤;NH3中含N—H鍵,NH3的結構式為,選項C正確;Cl-最外層有8個電子,Cl-的結構示意圖為,選項D錯誤。
2.已知A、B、C、D分別是中學化學中常見的四種不同微粒，它們之間有如下圖所示反應關系：
①如果A、B、C、D均是10電子微粒，請寫出A的化學式_NH(或HF)__；A和B反應生成C、D的離子反應方程式_NH＋OH－===NH3↑＋H2O(或HF＋OH－===F－＋H2O)__。
②如果A、C均是18電子微粒，B、D均是10電子微粒，請寫出C的電子式_或者__。
【解析】?、?0電子微粒A、B反應得到兩種10電子微粒C、D，應該是銨根離子(或者氟化氫)與氫氧根離子反應得到氨氣(氟離子)與水，而C能與氫離子反應生成A，B能與氫離子反應生成D，可推知A為NH(HF)，B為OH－，C為NH3(F－)，D為H2O；反應方程式為NH＋OH－===NH3↑＋H2O(或為HF＋OH－===F－＋H2O)。
②如果A、C均是18電子微粒，B、D均是10電子微粒，結合微粒的性質特征和轉化關系，可推斷：A為H2S，B為OH－，C為HS－或S2－，D為H2O；所以C的電子式為。
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知識清單13 元素周期表、元素周期律
知識點01 原子結構及核外電子排布的規律 知識點02 元素周期表
知識點03 元素周期律 知識點04 化學鍵
知識點01 原子結構及核外電子排布規律
一、原子的構成粒子及其定量關系
1．原子構成
（1）原子的質量主要集中在 上；
（2）原子中既有正電荷，又有負電荷，但整個原子 ；
（3）原子在 變化中不可再分，但在其他變化中仍然可以再分；
（4）原子核中質子、中子依靠 結合在一起
（5）質量數：將原子核內所有 和 的相對質量取 相加所得的數值
①質量數一定為整數
②質量數僅對原子而言，元素沒有
③在計算時，可用質量數代替相對原子質量用于近似計算
2．元素、核素、同位素
（1）“三素”關系及含義
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
元素種類 核素種類
相同存在形態的同位素，化學性質 ，物理性質 。
④天然存在的同一元素各核素所占的原子百分數一般 。
（2）氫元素的三種核素
①H：用字母 表示，名稱為 ，含 個中子。
②H：用字母 表示，名稱為 或 ，含 個中子。
H：用字母 表示，名稱為 或 ，含 個中子。
④H2、D2、HD均為氫元素的不同 。
（3）常見的重要核素及其應用
U C H（D） H（T） O
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）微粒符號及意義
（5）同位素的特征“六同三不同”。
特點：天然存在的同位素，相互間保持一定的
結構：核外電子排布
③分類： 同位素和 同位素，用于進行同位素示蹤和作為放射源的是 同位素。
3．核反應
（1）概念： 發生變化的過程，即 數或 數發生變化的反應
（2）變化類型：
①核聚變：H+HHe+n
②核裂變：CN+e－
（3）遵循規律：X+YZ+W
①質子數守恒：
②質量數守恒：
4．“五量”比較
原子質量 原子（核素）的相對原子質量 元素的相對原子質量 元素的近似相對原子質量 質量數
定 義 一個原子的真實質量 一個原子的真實質量與一個_ 的的比值 該元素各種核素原子的相對原子質量與其在自然界中所占原子個數百分比的乘積之和 ①含義：各核素的質量數乘以各核素所占的百分比再求和（平均值） 一個原子核內 與_ 之和
實 例 一個O原子的質量是2.657×10－26 kg O的相對原子質量約為16 Ar＝Ar1a%＋Ar2b%＋……(其中a%＋b%＋……＝1) ②公式：A（X）＝A1×a%+A2×b%+…… O的質量數為18
備注 ①某核素的質量數可視為該核素的近似相對原子質量②一種元素有幾種同位素，就有幾種不同核素的相對原子質量。③核素的近似相對原子質量＝質量數。
二、微粒中等量關系
1．沒有特別說明，所給原子為普通原子（與其相對原子質量最接近）
原子 H C N O Cl
符號
2．常用的計算關系
（1）質量數＝ + ≈原子的
（2）質子數＝各微粒 之和
（3）中子數＝各微粒 之和
（4）電子數＝各微粒 之和±
①原子：核外電子數＝ ＝ ，如N原子：。
陽離子：核外電子數＝ － ，如Na+：。
③陰離子：核外電子數＝ + ，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
三、原子核外電子排布的規律
1．電子的運動特征
運動速度_ __，與宏觀物體的運動有極大不同：不能同時確定_ __和 __，不能描繪_ __。
2．電子層的表示方法及能量變化
（1）含義：電子運動在 的區域，簡化為 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
離核遠近 由 到
能量高低 由 到
3．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 個電子，而當它是最外層時，最多可以排布 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。
4．核外電子排布的表示方法[原子(或離子)結構示意圖]
（1） 結構示意圖
（2） 結構示意圖
①陽離子結構示意圖：與上周期的 排布相同
②陰離子結構示意圖：與 的稀有氣體排布相同
5．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
He
（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
Ne
（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
Ar
（4）特點
①結構特點：電子層數 ，電子總數
②位置特點：陰 陽 稀中間，負電多 正多
③半徑特點：原子序數越大，微粒半徑
6．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 （He為 ） 一般不易得失電子 較 ，一般不參與化學反應
金屬元素 ＜ 電子 具有 性，表現為 性 只有 ，一般是+1→+3
非金屬元素 ≥ 電子 具有 性，表現為 性 既有正價又有負價
7．1~18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 或 ；內層電子數為 或
（3）簡單離子的最外層電子數為0或 或
8．1～20號元素原子核外電子排布的特點與規律
(1)原子核中無中子的原子： 。
(2)最外層只有一個電子的原子： ；
最外層有兩個電子的原子： 。
(3)最外層電子數等于次外層電子數的原子： ；
最外層電子數是次外層電子數2倍的原子： ；
最外層電子數是次外層電子數3倍的原子： 。
(4)電子層數與最外層電子數相等的原子： ；
最外層電子數是電子層數2倍的原子： ；
最外層電子數是電子層數3倍的原子： 。
(5)次外層電子數是最外層電子數2倍的原子： 。
(6)內層電子總數是最外層電子數2倍的原子： 。
(7)與He原子電子層結構相同的離子有： 。
(8)次外層電子數是其他各層電子總數2倍的原子： ；
(9)次外層電子數與其他各層電子總數相等的元素： 。
1．原子結構及核外電子排布規律易錯點
（1）并不是所有的原子都由質子和中子構成，如H中沒有 。
（2）核素是具有固定 和 的原子，同位素是具有相同質子數的不同核素的互稱。
（3）只有核素才有質量數，質量數不適用于元素。質量數可以視為核素的近似相對原子質量。
（4）質子數相同的微粒不一定屬于同一種 ，如F與OH－。
（5）核外電子數相同的微粒，其質子數 一定相同，如Al3＋和Na＋、F－，NH與OH－。
（6）不同的核素可能具有相同的質子數，如H與H；也可能具有相同的中子數，如6C與O；也可能具有相同的質量數，如C與N；也可能質子數、中子數、質量數均不相同，如H與C。
（7）同位素的物理性質不同但 性質幾乎相同。
2．判斷正誤，正確的打“√”，錯誤的打“×”。
(1)22.4 L(標準狀況)氬氣含有的質子數為18NA。(　　)
(2)1 mol重水和1 mol水中，中子數之比為2︰1。(　　)
(3)中子數為8的氮原子：N。(　　)
(4)一種元素可以有多種核素，也可能只有一種核素，有多少種核素就有多少種原子。(　　)
(5)核聚變如H＋H―→He＋n，因為有新微粒生成，所以該變化是化學變化。(　　)
(6)235 g核素U發生裂變反應：U＋nSr＋Xe＋10n，凈產生的中子(n)數為10NA。(　　)
(7)Cl與Cl得電子能力幾乎相同。(　　)
(8)質子數為35、中子數為45的溴原子：Br。(　　)
(9)所有的原子中都含有質子和中子。(　　)
(10)2H＋核外電子數為2。(　　)
3．判斷正誤，正確的打“√”，錯誤的打“×”。
(1)M層是最外層時，最多能容納18個電子。(　　)
(2)原子最外層電子數相同的元素，其化學性質一定相似。(　　)
(3)地殼中含量最多的金屬元素為O。(　　)
(4)LiCl中各原子均滿足8電子的穩定結構。(　　)
(5)最外層有5個電子的原子都是非金屬原子。(　　)
(6)核外電子排布相同的微?；瘜W性質也相同。(　　)
(7)NH與PH3均是10電子微粒。(　　)
(8)Cl－和S2－的核外電子數均為18，故離子結構示意圖均為。(　　)
(9)NH與Na＋的質子數與電子數均相同。(　　)
(10)16O和18O是氧元素的兩種核素，16O與18O核外電子排布不同。(　　)
1．中國計量科學研究院研制的NIM5銫原子噴泉鐘，2 000萬年不差1秒，目前成為國際計量局認可的基準鐘之一，參與國際標準時間修正。關于Cs元素，下列說法錯誤的是(　　)
A．137Cs和133Cs互為同位素
B．單質Cs與水反應非常緩慢
C．137Cs比133Cs多4個中子
D．137Cs最外層只有1個電子
2．現有部分元素的原子結構特點如表：
X L層電子數是K層電子數的3倍
Y 核外電子層數等于原子序數
Z L層電子數是K層和M層電子數之和
W 共用三對電子形成雙原子分子，常溫下為氣體單質
下列敘述中正確的是(　　)
A．W原子結構示意圖為
B．元素X和Y只能形成原子個數比為1︰2的化合物
C．元素X比元素Z的非金屬性強
D．X、Y、Z、W四種元素不能形成離子化合物
知識點02 元素周期表
1．元素周期表的出現與演變
（1）首創者：1869年，俄國化學家
（2）編排順序：按照元素的 由小到大排列
2．元素周期表的編排原則
(1)周期：把 相同的元素，按 的順序，從左至右排成的橫行。
(2)族：把 相同的元素，按 的順序，從上至下排成的縱行。
3．元素周期表的結構
（1）周期：周期序數＝電子層數
周期分類
周期序數 1 2 3 4 5 6 7
元素種類
（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
列數目
（3）元素周期表中的特殊元素位置
①過渡元素：副族（ⅢB→ⅡB）和第Ⅷ族10個縱列共六十多種元素，都是金屬元素。
②鑭系：第 周期 族，57號元素鑭到71號元素镥共 種元素。
③錒系：第 周期 族，89號元素錒到103號元素鐒共 種元素。
④超鈾元素：在錒系元素中92號元素鈾（U）以后的各種元素。
⑤堿金屬元素（ⅠA）：Li、Na、K、Rb、Cs、Fr（氫除外）
⑥鹵族元素（ⅦA）：F、CL、Br、I、At、Ts（，tián）
⑦氧族元素（ⅥA）：O、S、Se、Te、Po、Lv（鉝，lì）
⑧氮族元素（ⅤA）：N、P、As、Sb、Bi、Mc（饃，mó）
⑨碳族元素（ⅣA）：C、Si、Ge、Sn、Pb、Fl（鈇，fū）
(4)元素周期表結構巧記口訣
橫行叫周期，現有一至七， 長 個短，第 已排滿。
縱列稱為族，共有 族，一八依次現，一零再一遍。
一縱一個族，Ⅷ族搞特殊，三縱算一族，占去 。
鑭系與錒系，蝸居不如意，十五擠著住，都屬ⅢB族。
4．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
（2）4、5周期IIA和IIIA之間有副族和VIII族，原子序數相差
（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
（4）同主族、鄰周期元素的原子序數差的關系
①ⅠA族元素，隨電子層數的增加，原子序數依次相差 。
②ⅡA族和0族元素，隨電子層數的增加，原子序數依次相差 。
③ⅢA～ⅦA族元素，隨電子層數的增加，原子序數依次相差 。
5．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
周期 7
6．元素周期表的應用
（1）金屬和非金屬的分界線
元素屬性：上方為 元素，下方為 元素
分界線處元素，可能具有 ，尋找 材料
全部是金屬的族： 、 和
④全部是非金屬的族： 和
（2）元素周期表的三大應用
①科學預測：為新元素的發現及預測它們的原子結構和性質提供了線索。
②尋找新材料
③用于工農業生產：探礦、研制農藥材料等。
7．周期表中的元素
（1）元素種類最多的族： ，共 種元素
（2）元素種類最多的主族： ，共 種元素
（3）元素種類最多的周期： 周期，共 種元素
（4）在短周期中 元素多，在周期表中 元素多。
（5）全部是氣體的族：
（6）同時含固體、液體和氣體的族：
1．元素周期表的易錯點
(1)ⅠA族元素不等同于 金屬元素， 元素不屬于堿金屬元素。
(2)元素周期表第18列是 族，不是ⅧA族，第8、9、10三列是 族，不是ⅧB族；含元素種類最多的族是ⅢB族，共有32種元素。
(3)過渡元素包括7個副族和第Ⅷ族，全部都是金屬元素，原子最外層電子數不超過 個(1～2個)。
(4)最外層電子數為3～7個的原子一定屬于主族元素，且最外層電子數即為主族的 序數。
(5)同一周期ⅡA族與ⅢA族元素的原子序數可能相差 (2、3周期)或 (4、5周期)或 (6、7周期)。
(6)過渡元素：元素周期表中從ⅢB族到ⅡB族10列共六十多種元素，這些元素都是 元素。
(7)鑭系：元素周期表第六周期中，57號元素鑭到71號元素镥，共 種元素。
(8)錒系：元素周期表第七周期中，89號元素錒到103號元素鐒，共 種元素。
(9)超鈾元素：在錒系元素中92號元素鈾(U)以后的各種元素。
2．請判斷下列說法的正誤(正確的打“√”，錯誤的打“×”)
（1）第ⅠA族全部是金屬元素（×）
（2）原子的最外層有2個電子的元素一定是第ⅡA族元素（ ）
（3）元素周期表中從第ⅢB族到第ⅡB族10個縱行的元素都是金屬元素（ ）
（4）同周期第ⅡA族和第ⅢA族的原子序數相差1（ ）
（5）元素周期表是按元素的相對原子質量由小到大排列而形成的（ ）
（6）元素周期表中鑭系元素和錒系元素都占據同一格，它們是同位素（ ）
（7）兩短周期元素原子序數相差8，則周期數一定相差1（ ）
（8）元素周期表中位于金屬與非金屬分界線附近的元素屬于過渡元素（ ）
（9）隨著原子序數的遞增，元素原子的核外電子數逐漸增多，原子半徑逐漸減小（ ）
（10）若兩種元素原子的最外層電子數相同，則元素最高正價一定相同（ ）
（11）原子及離子的核外電子層數等于該元素所在的周期數（ ）
（12）最外層電子數等于或大于3(小于8)的元素一定是主族元素（ ）
（13）原子的最外層有1個或2個電子，則可能是ⅠA、ⅡA族元素，也可能是副族、Ⅷ族元素或0族元素氦（ ）
（14）最外層電子數比次外層電子數多的元素一定位于第二周期（ ）
（15）3、4周期同主族元素的原子序數相差8（ ）
1．下列說法錯誤的是_ __(填序號)。
①F與Br的原子序數相差26
②Ar與Cl－和K＋具有一樣的電子層結構
③原子最外層電子數為2的元素一定處于周期表ⅡA族
④鈹(Be)與鋁元素具有相似性，則其氧化物及氫氧化物具有兩性
⑤L層電子數為奇數的所有元素所在族的序數與該元素原子的L層電子數相等
2．元素X、Y、Z和Q在周期表中的位置如圖所示，其中元素Q位于第四周期，X、Y、Z原子的最外層電子數之和為17。下列說法不正確的是(　 　)
A．原子半徑(r)：r(Q)>r(Y)>r(Z)
B．元素X有－4、＋2、＋4等多種價態
C．Y、Z的氧化物對應的水化物均為強酸
D．可以推測H3QO4是Q的最高價氧化物的水化物
知識點03 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
金屬性 比較 本質 原子越易 電子，金屬性越 (與原子失電子數目無關)
判斷 方法 ①在金屬活動性順序表中越靠前，金屬性越
②單質與水或非氧化性酸反應越 ，金屬性越強
③單質還原性越強或陽離子氧化性越 ，金屬性越強
④最高價氧化物對應水化物的 性越強，金屬性越強
⑤若Xn＋＋Y―→X＋Ym＋，則Y比X的金屬性
⑥元素在周期表中的位置：左邊或下方元素的金屬性
非金屬 性比較 本質 原子越易 電子，非金屬性越強(與原子得電子數目無關)
判斷 方法 ①與H2化合越容易，氣態氫化物越 ，非金屬性越強
②單質氧化性越強或陰離子 性越弱，非金屬性越強
③最高價氧化物對應水化物的酸性越 ，非金屬性越強
④元素在周期表中的位置：右邊或上方元素的非金屬性
3．某些元素化學性質的遞變規律
（1） 金屬性、非金屬性等性質的遞變規律
（2） 最高價氧化物對應水化物的酸堿性強弱
（3） 金屬單質與酸或水反應的劇烈程度
（4） 非金屬單質與氫氣化合的難易程度、氣態氫化物的穩定性
（5） 金屬陽離子的氧化性強弱，最低價陰離子及氣態氫化物的還原性強弱
4．主族元素的周期性變化規律
項目 同周期(左→右) 同主族(上→下)
原子結構 核電荷數 逐漸 逐漸
電子層數 逐漸
原子半徑 逐漸 逐漸
離子半徑 陽離子逐漸 陰離子逐漸 r(陰離子) r(陽離子) 逐漸
性質 化合價 最高正化合價由 → (O、F除外)負化合價＝ 相同，最高正化合價＝主族序數(O、F除外)
元素的金屬性和非金屬性 金屬性逐漸 非金屬性逐漸 金屬性逐漸 非金屬性逐漸
離子的氧化性、還原性 陽離子氧化性逐漸 陰離子還原性逐漸 陽離子氧化性逐漸 陰離子還原性逐漸
氣態氫化物穩定性 逐漸 逐漸
最高價氧化物對應的水化物的酸堿性 堿性逐漸 酸性逐漸 堿性逐漸 酸性逐漸
5．化合價規律
（1）常用等量關系
①主族元素最高正價＝ ＝ ＝
②主族元素的最高正價+|最低負價|＝ 或 （氫）
（2）化合價的范圍： ≤最高價≤ ， ≤最低價≤
（3）化合價的特殊點
① 元素沒有正化合價
② 元素有正化合價，但是沒有所在族的最高正化合價
③ 元素、 元素沒有負化合價
（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： 、 、
②等于2的短周期元素： 、
等于4的短周期元素：
④等于6的短周期元素：
6．微粒半徑的比較
（1）相同電性微粒半徑大小的比較
①原子半徑： 的 最大
②陽離子半徑： 的 最大
③陰離子半徑： 的 最大
（2）不同電性微粒半徑大小的比較
①同周期：陰離子半徑 陽離子半徑，如Na+ Cl－
②同元素：電子數越多，微粒半徑越 ，如Fe2+ Fe3+
③同電子層結構：原子序數越大，離子半徑越 ，如Na+ O2－
7．非金屬性強：周期表右上角的F最強
（1）單質與氫氣容易化合，氣態氫化物穩定
（2）最高價含氧酸的酸性強（ 最強），相應鹽的堿性
（3）相應陰離子及氣態氫化物的還原性
（4）在化合物中顯負價元素的非金屬性
（5）共用電子對偏向的一方元素的非金屬性
（6）特殊情況
①N2與H2很難化合，但氮元素的非金屬性很強
②2C+SiO2Si+2CO↑不能說明碳元素的非金屬性比硅的強
8．金屬性強：周期表左下角的Na最強
（1）單質與酸或水反應
（2）最高價堿的堿性 ，相應鹽的酸性
（3）相應陽離子的氧化性
（4）能夠從鹽溶液中 出其他金屬的金屬
（5）特殊情況
①活潑性：Ca＞Na，但鈉和水反應更劇烈
②反應Na(l)+KCl(l)NaCl(l)+K(g)，不能說明金屬性Na＞K
③按周期律Pb比Sn活潑，按金屬活動順序表Sn比Pb活潑
二、短周期元素及其化合物反應的某些特征
1．具備某些特征的置換反應
（1）有黃色固體生成的置換反應
①同主族之間置換：
②不同主族間置換：
（2）固體單質置換出同主族的固體單質：
（3）金屬單質置換出非金屬的固體單質：
（4）氣體單質置換出液體非金屬單質：
（5）氣體單質置換出固體非金屬單質：
①常溫置換：
②高溫置換：
2．產生淡黃色固體的反應
（1）兩種單質化合生成淡黃色固體：
（2）兩種化合物混合產生淡黃色固體：
（3）兩種溶液混合產生淡黃色固體和刺激性氣體：
3．同時生成兩種酸性氧化物的反應：
4．加入酸產生沉淀的反應
（1）加入過量鹽酸產生白色沉淀
①沉淀不溶于酸和堿：
②沉淀溶于強堿溶液：
（2）通入過量二氧化碳產生白色沉淀
①沉淀溶于強酸和強堿：
②沉淀不溶于強酸溶液：
（3）滴加鹽酸至過量先產生白色沉淀，后沉淀溶解
①先沉淀：
②后溶解：
5．加入NaOH溶液先產生白色沉淀，后沉淀溶解
（1）先沉淀：
（2）后溶解：
6．加酸產生能夠使品紅溶液褪色的氣體
（1）無色氣體：
（2）有色氣體：
7．燃燒產生特征顏色火焰的反應
（1）燃燒產生蒼白色火焰：
（2）燃燒產生黃色火焰（冒白煙）：
三、短周期元素的含量和用途
1．短周期元素的含量
短期元素的含量 （1） 地殼中含量最豐富的元素：
（2） 地殼中含量最豐富的金屬元素：
（3） 宇宙中含量最豐富的元素：
（4） 空氣中含量最多的元素：
（5） 自然界形成化合物種類最多的元素：
（6） 組成巖石和礦物的主要元素：
2．短周期元素的用途
（1） 硅及化合物 可做半導體材料和太陽能電池：
可以作光導纖維：
被稱為無機非金屬材料主角的元素：
（2） 鈉 可與鉀的合金用作原子反應堆導熱劑：
常用于冶煉金屬的金屬單質：
單質被用來制造透霧能力強、射程遠的路燈：
（3） 鎂、鋁及化合物 單質可用來制造照明彈燃料：單質鎂、單質鋁
被稱為“國防金屬”的元素：
可以作耐火材料的氧化物： 、
（4） 碳 同位素可以用來考古斷代：
（5） 氯 單質常被用作自來水的殺菌消毒劑：
（6） 溴 被稱為“海洋元素”的元素：
（7） 氫 同位素可以用來制造核武器：
（8） 氨 可以作致冷劑的簡單氣態氫化物：
3．短周期元素的結構
（1）不含中子的微粒：
（2）不含電子的微粒：
（3）形成的離子是一個質子的原子：
（4）共用電子對最多的雙原子單質：
（5）未成對電子數最多的元素的原子：
（6）最外層電子數是未成對電子數3倍的原子：
4．短周期元素推斷的數量突破口
（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
Z－8X
Z－1Y ZW Z+1M
（2）等量關系：質子數＝核電荷數＝原子序數＝核外電子總數
四、短周期元素的制備和性質
1．短周期元素的制備
（1）只能用電解法制得的非金屬單質：
（2）只能用電解法制得的金屬單質：
（3）不能在玻璃器皿中制取的氫化物：
（4）采用液體空氣分餾法制備的單質：
2．短周期元素單質的性質
（1） 與水反應最劇烈的金屬單質
（2） 與水反應最劇烈的非金屬單質
在暗處與H2劇烈化合并發生爆炸的單質
（3） 常溫下不溶于濃硫酸或濃硝酸的金屬
既能與酸反應又能與堿反應生成氫氣的單質
能與堿反應生成氫氣的單質
（4） 能與某種酸反應放氫氣的非金屬單質
能與堿反應生成氫氣的單質
（5） 常溫下與水反應生成兩種酸的單質
（6） 單質可與熱水發生置換反應
（7） 與水在一定條件下反應生成兩種氣體的單質
（8） 最容易著火的非金屬單質
3．短周期元素氧化物的性質
（1） 自然中含氧量最多的氧化物
既能和某些酸性氧化物又能和某些堿性氧化物化合的氧化物
（2） 能夠和氫氟酸反應的非金屬氧化物
熔沸點高、硬度大的非金屬氧化物
不溶于水不和水反應的固體非金屬氧化物
（3） 既能和強酸又能和強堿發生非氧化還原反應的氧化物
（4） 人工合成的含氧量最多的氧化物
4．短周期元素簡單氣態氫化物的性質
（1） 還原性最弱的氣態氫化物
穩定性最強的氣態氫化物
（2） 能夠和水發生化合反應的氣態氫化物
呈堿性的氣態氫化物
與酸反應生成離子化合物的氣態氫化物
（3） 混合后能夠產生白煙的氣態氫化物
可與水形成噴泉實驗的氣態氫化物
（4） 水溶液酸性最強的氣態氫化物
（5） 常溫下為液態的氣態氫化物
（6） 含氫元素質量分數最大的碳氫化合物
（7） 還原性最強的氣態氫化物
（8） 氣態氫化物與其氧化物常溫下反應生成其單質的元素
5．短周期元素酸堿的性質
（1） 最高正價氧化物的水溶液堿性最強
受熱不易分解生成相應價態氧化物的堿
（2） 具有揮發性的堿
（3） 最高正價氧化物的水溶液酸性最強
（4） 酸性最強的無氧酸
（5） 還原性最強的無氧酸
（6） 具有強還原性的二元含氧酸
（7） 常溫下能夠和銅或銀反應的酸
（8） 難溶性的含氧酸
（9） 最高價氧化物的水溶液與其氫化物能發生氧化還原反應的元素
（10） 最高價氧化物的水溶液與其氫化物能夠發生化合反應的元素
（11） 需要保存在棕色瓶中的含氧酸
1．微粒半徑大小比較的方法
2．判斷正誤，正確的打“√”，錯誤的打“×”。
(1)酸性：H2SO3>H2CO3，所以非金屬性：S>C。(　 　)
(2)酸性：HCl>H2S，所以非金屬性：Cl>S。(　 　)
(3)同周期元素，從左到右，原子半徑逐漸減小，離子半徑也逐漸減小。(　 )
(4)元素的原子得電子越多，非金屬性越強；失電子越多，金屬性越強。(　)
(5)金屬M、N分別與氯氣反應生成MCl、NCl2，可知M的金屬性小于N的金屬性。(　　)
(6)同主族元素含氧酸的酸性隨核電荷數的增加而減弱。(　　)
(7)Cl－、S2－、Ca2＋、K＋半徑依次減小。(　　)
(8)第二周期元素從左到右，最高正價從＋1遞增到＋7。(　　)
(9)同主族元素的簡單陰離子還原性越強，水解程度越大。(　　)
(10)科學家發現一種新細菌的DNA鏈中有砷(As)元素，該As元素最有可能取代了普通DNA鏈中的P元素。(　　)
(11)第二周期非金屬元素的氣態氫化物溶于水后，水溶液均呈酸性。(　　)
(12)N和As屬于第ⅤA族元素，N原子得電子能力比As原子強。(　　)
(13)族序數等于其周期序數的元素一定是金屬元素。(　　)
(14)Si、S、Cl的最高價氧化物都能與水反應生成相應的酸，且酸性依次增強。(　　)
(15)原子的電子層數越多，半徑越大。(　　)
1．下表是部分短周期元素的原子半徑及主要化合價，根據表中信息，判斷以下說法正確的是(　C　)
元素符號 L M Q R T
原子半徑/nm 0.160 0.143 0.089 0.102 0.074
主要化合價 ＋2 ＋3 ＋2 ＋6、－2 －2
A．L2＋與R2－的核外電子數相等
B．氫化物的穩定性為H2TC．M與L形成的最高價氧化物對應水化物的堿性：L>M
D．單質與等濃度的稀鹽酸反應的速率為Q>L
2．X、Y、Z、M、Q五種短周期元素，原子序數依次增大。Y元素的最高正價為＋4價，Y元素與Z、M元素相鄰，且與M元素同主族；化合物Z2X4的電子總數為18個；Q元素的原子最外層電子數比次外層少一個電子。下列說法不正確的是(　D　)
A．原子半徑：ZB．最高價氧化物對應水化物的酸性：Z>Y>M
C．X2Z－ZX2易溶于水，其水溶液呈堿性
D．X、Z和Q三種元素形成的化合物一定是共價化合物
知識點04 化學鍵
一、化學鍵
1．化學鍵
(1)化學鍵的定義及分類。
(2)化學反應的本質：反應物的舊化學鍵_ __與生成物的新化學鍵_ __。
2．離子鍵、共價鍵的比較
離子鍵 共價鍵
性鍵 性鍵
概念 陰、陽離子通過靜電作用所形成的化學鍵 原子間通過共用電子對(電子云重疊)而形成的化學鍵
成鍵粒子
成鍵實質 陰、陽離子的靜電作用 共用電子對不偏向任何一方 共用電子對偏向一方原子
形成條件 活潑金屬元素與活潑非金屬元素經電子得失，形成離子鍵 元素原子之間成鍵 元素原子之間成鍵
形成的物質 離子化合物 非金屬單質；某些共價化合物或離子化合物 共價化合物或離子化合物
存在舉例 如 NaCl、KCl、MgCl2、CaCl2、ZnSO4、NaOH等 ①非金屬單質，如H2、O2等；②共價化合物H2O2、C2H6等；③某些離子化合物，如Na2O2等 ①如HCl、CO2、CH4等；②如NaOH、ZnSO4某些離子化合物等
3．化學鍵和化合物類型的關系
（1）共價化合物中 ，一定不含
（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： 和
②NaOH： 和
NH4NO3： 、
④CH3COONH4：
4．物質熔化、溶解時化學鍵的變化
（1）離子化合物的溶解或熔化過程：均電離出自由移動的 離子， 被破壞。
（2）共價化合物的溶解過程
①有些共價化合物溶于水后，能與水反應，其分子內 被破壞，如CO2和SO2等。
②有些共價化合物溶于水后，與水分子作用形成 ，從而發生電離，形成陰、陽離子，其分子內的共價鍵被破壞，如HCl、H2SO4等。
③有些共價化合物溶于水后，其分子內的 不被破壞，如蔗糖（C12H22O11）、酒精（C2H5OH）等。
5．離子化合物XaYb中是否含共價鍵的判斷
非金屬Y的價態 所含陰離子 是否含共價鍵
最低價 Ya－ 不含
非最低價 Yba－ 含有
（1）Na2Sx是由 和 構成的
（2）NaBr3是由 和 構成的
（3）K3C60是由 和 構成的
（4）Na2O2是由 和 構成的
（5）CaCl2是由 和 構成的
（6）Mg3N2是由 和 構成的
6．判斷共價型微粒中原子最外層電子數
（1）若分子中含氫原子，則一定不滿足8e－穩定結構
（2）共價型微粒：N（e－）＝原子的 + ±
①PCl3：N（e－）P＝5+3＝8，N（e－）Cl＝7+1＝8
②NH4+：N（e－）N＝5+4－1＝8，N（e－）H＝1+1＝2
③AlCl4－：N（e－）Al＝3+4+1＝8，N（e－）Cl＝7+1＝8
④COCl2：N（e－）C＝4+4＝8，N（e－）O＝6+2＝8，N（e－）Cl＝7+1＝8（Cl－－Cl）
7．元素組成化合物
（1）非金屬元素形成的物質
①鹽： ；②堿： ；③離子化合物：
（2）由N、H元素形成的化合物
①只含極性共價鍵的共價化合物：
②含極性和非極性共價鍵的共價化合物：
③離子化合物：
（3）由H、N、O元素形成的化合物
①含氧酸： 、
②堿：
③離子化合物： 、
（4）由Na、S元素形成的化合物
①只含離子鍵：
②同時含離子鍵和共價鍵：
（5）由H、C、N、O元素形成的化合物
①離子化合物： 、 、
②按個數比4∶1∶2∶1組成的能水解的有機物： （尿素）
③既能和酸又能和堿反應的最簡單的有機物： （－氨基乙酸）
（6）由H、S、O、Na元素形成的化合物
①強酸的酸式鹽：
②弱酸的酸式鹽：
③二者反應的離子方程式：
（7）短周期同主族元素形成的離子化合物： 、
二、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
共價分子電子書寫步驟 畫 標 補 結構式 共用電子對 各原子最外層所缺的電子數 第1步 第2步 第3步
分子 N2 O2 H2S H2O2 HCN SCl2
結構式 N≡N O＝O H－S－H H－O－O－H H－C≡N Cl－S－Cl
電子式
分子 NH3 CH4 CCl4 N2H4 CO2 HClO
結構式 O＝C＝O H－O－Cl
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+ CH3+ NH2－ OH－ O22－ CN－ C22－
電子式
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：
離子化合物 用電子式表示離子化合物的形成過程
NaCl
MgCl2
Na2O
（2）共價化合物的形成
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
共價化合物 用電子式表示共價化合物的形成過程
HCl
H2O
NH3
CH4
CO2
1.化學鍵的易錯點：
（1）由活潑金屬與活潑非金屬形成的化學鍵 都是離子鍵，如AlCl3中Al—Cl鍵為共價鍵。
（2）非金屬元素的兩個原子之間一定形成共價鍵，但多個原子間也可能形成離子鍵，如NH4Cl等。
（3）影響離子鍵強弱的因素是離子 和所帶 ：離子半徑越小，離子所帶電荷數越多，離子鍵越強，熔、沸點越高。
電子式的書寫易錯點：
（1）一個“·”或“×”代表一個電子，原子的電子式中“·”(或“×”)的個數即原子的最外層電子數。
（2）同一原子的電子式不能既用 又用“ ”表示。
（3）“[　]”在所有的陰離子、復雜的陽離子中出現。
（4）在化合物中，如果有多個陰、陽離子，陰、陽離子必須是間隔的，即不能將 陰離子或兩個 離子寫在一起，如CaF2要寫成，不能寫成，
也不能寫成。
（5）用電子式表示化合物形成過程時，由于不是化學方程式，不能出現“===”?！皑D→”前是原子的電子式，“―→”后是化合物的電子式。
2.判斷正誤,正確的打“√”,錯誤的打“×”。
(1)化學鍵是相鄰離子或原子間的強烈的作用力,既包括靜電吸引力,又包括靜電排斥力。 (　　)
(2)所有物質中都存在化學鍵。 (　　)
(3)由活潑金屬元素與活潑非金屬元素形成的化學鍵都是離子鍵。 (　　)
(4)原子最外層只有一個電子的元素原子跟鹵素原子結合時,所形成的化學鍵一定是離子鍵。 (　　)
(5)非金屬元素的兩個原子之間形成的一定是共價鍵,但多個原子間也可能形成離子鍵。 (　　)
(6)離子化合物中可能含有共價鍵,共價化合物中一定不含離子鍵。 (　　)
1.下列有關化學鍵的敘述正確的是(　　)
①化學鍵被破壞的變化,一定是化學變化
②化學鍵被破壞的變化,不一定是化學變化
③只要是化學變化一定有新化學鍵的形成
④化學變化與化學鍵的斷裂與形成沒有必然的聯系
A.①③ B.②③
C.②④ D.①④
2.已知A、B、C、D分別是中學化學中常見的四種不同微粒，它們之間有如下圖所示反應關系：
如果A、B、C、D均是10電子微粒，請寫出A的化學式_NH(或HF)__；A和B反應生成C、D的離子反應方程式_ 。
②如果A、C均是18電子微粒，B、D均是10電子微粒，請寫出C的電子式_ __。
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