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专题5 微观结构与物质的多样性——【期末复习】高一化学上学期单元复习知识点梳理（苏教版2019必修第一册）
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这是一份专题5 微观结构与物质的多样性——【期末复习】高一化学上学期单元复习知识点梳理（苏教版2019必修第一册），共13页。试卷主要包含了原子序数，原子结构的变化规律，元素化合价的变化规律，元素性质的变化规律的根本原因等内容，欢迎下载使用。
专题5 微观结构与物质的多样性
考点1 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，叫做原子序数。
(2)原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
2．原子结构的变化规律
(1)原子最外层电子排布的规律性变化
除H、He外，元素随着原子序数的递增，原子最外电子层数重复出现从1递增到8的变化，说明元素原子的最外层电子数出现周期性变化。
(2)元素原子半径的变化规律
随着核电荷数的递增，元素的原子半径呈现周期性变化，原子序数为3~9号及11~17号的元素的原子半径依次递减。
3．元素化合价的变化规律
(1)1~18号元素的最高正化合价的变化规律是呈现从+1~+7的周期性变化，其中O、F 元素没有最高正化合价，最低负化合价的变化规律是呈现从-4~-1的周期性变化。
(2)元素的最高化合价与最低负化合价的数值与原子最外层电子数的关系是
最高正化合价=最外层电子数（O、F除外）
最低负化合价=最外层电子数-8
最高正化合价+|最低负化合价|=8。
(3)元素主要化合价呈现周期性变化的根本原因是：随着核电荷数的递增，原子的最外层电子排布呈周期性变化
(4)元素化合价
①H元素的化合价有＋1、－1、0价。
②F元素只有负价无正价。
③O元素有正价但无最高正价。
④金属元素只有正价无负价。
⑤非金属元素既有正价又有负价(F除外)。
⑥稀有气体元素的化合价看作0。
考点2 微粒半径大小比较方法
微粒半径大小主要由电子层数、核电荷数和核外电子数决定。
1．原子半径大小比较
(1)同一周期元素，电子层数相同，从左到右，核电荷数增大，原子半径减小。如：
r(Li)＞r(Be)＞r(B)＞r(C)＞r(N)＞r(O)＞r(F)。
(2)同一主族元素，最外层电子数相同，从上到下，电子层数增大，原子半径增大。如：
r(Li)＜r(Na)；r(F)＜r(Cl)。
2．核电荷数相同，核外电子数越多，微粒半径越大。
(1)r(阴离子)＞r(原子)：r(H－)＞r(H)；
(2)r(原子)＞r(阳离子)：r(H)＞r(H＋)；
(3)r(低价阳离子)＞r(高价阳离子)：r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。
3．离子半径大小比较
(1)离子的电子层数越多，离子半径越大。如：
r(Li＋)＜r(Na＋)；r(O2－)＜r(S2－)。
(2)电子层结构相同的微粒，核电荷数越多，离子半径越小。如：
r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)；r(S2－)＞r(Cl－)＞r(K＋)＞r(Ca2＋)。
考点3 元素性质的周期性变化
1．探究钠、镁、铝性质的递变
(1)钠、镁、铝与水反应
钠与水在常温下剧烈反应，反应方程式为2Na+2H2O=2NaOH+H2↑。
镁与水在常温下不反应，加热，反应缓慢，化学方程式为Mg＋2H2OMg(OH)2↓＋H2↑。
铝不能与水反应。
(2)镁、铝与酸反应
除去氧化膜的镁条和铝片与稀盐酸反应，镁与盐酸反应更剧烈。
反应的离子方程式分别为Mg＋2H＋=Mg2＋＋H2↑ 、2Al＋6H＋=2Al3＋＋3H2↑。
(3)实验结论：金属性强弱为Na>Mg>Al。
2．硅、磷、硫、氯非金属性强弱比较
(1)硅、磷、硫、氯4种元素对应的气态氢化物依次是SiH4 PH3 H2S HCl（写化学式）。
(2)硅、磷、硫、氯单质与氢气反应的条件逐渐变得容易，其对应的气态氢化物的热稳定性逐渐增强。
元素非金属性由强到弱的顺序为Cl、S、P、Si。
3．11~17号元素最高价氧化物对应水化物的酸碱性强弱比较
(1)11~17号元素的最高价氧化物对应水化物：
元素
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
化学式
NaOH
Mg(OH)2
Al(OH)3
H4SiO4
(H2SiO3)
H3PO4
H2SO4
HClO4
酸碱性强弱
强碱
中强碱
两性氢氧化物
弱酸
中强酸
强酸
酸性更强
(2)探究Al(OH)3的两性
Al(OH)3既能与盐酸反应，又能与NaOH溶液反应，是两性氢氧化物。
写出下列化学方程式：
AlCl3溶液与氨水反应：AlCl3+3NH3·H2O= Al(OH)3↓+NH4Cl 。
Al(OH)3与盐酸反应：Al(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2O。
Al(OH)3与NaOH溶液反应：Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O。
4．元素性质的变化规律的根本原因
核外电子层数相同，随着原子序数(核电荷数)的递增，原子核对核外电子的引力逐渐增强，原子半径逐渐减小，元素原子的得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱，最终导致元素的非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱。
5．元素的化合价、最高价氧化物及对应的水化物、气态氢化物
元素
Li
Be
B
C
N
O
F
最高正价
+1
+2
+3
+4
+5
最高价氧化物
Li2O
BeO
B2O3
CO2
N2O5
最高价氧化物对应水化物
LiOH
Be(OH)2
H3BO3
H2CO3
HNO3
最低负价
-4
-3
-2
-1
气态氢化物
CH4
NH3
H2O
HF
元素
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
最高正价
+1
+2
+3
+4
+5
+6
+7
最高价氧化物
Na2O
MgO
Al2O3
SiO2
P2O5
SO3
Cl2O7
最高价氧化物对应水化物
NaOH
Mg(OH)2
Al(OH)3
H2SiO3
H4SiO4
H3PO4
H2SO4
HClO4
最低负价
-4
-3
-2
-1
气态氢化物
SiH4
PH3
H2S
HCl
考点4 元素周期律
1．元素周期律的内容
随着元素核电荷数的递增，元素的原子半径（除稀有气体元素外）、元素的主要化合价、元素的金属性和非金属性都呈现周期性变化。
元素周期律是指元素的性质随着核电荷数的递增呈周期性变化的规律。
2．元素周期律的实质
元素周期律是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。
考点5 元素金属性、非金属性强弱的比较
元素的金属(非金属)性是指元素原子失(得)电子能力。比较元素金属(非金属)性强弱，其实质是看元素原子失去(得到)电子的难易程度，越容易失去(得到)电子，元素的金属性(非金属性)越强。
1．元素金属性强弱的比较方法
比较方法
结论
根据原子结构
原子半径越大(电子层数越多)，最外层电子数越少，元素的金属性越强
金属单质与水(或酸)反应置换氢的难易
越易置换出H2，元素的金属性越强
最高价氧化物水化物的碱性
碱性越强，元素的金属性越强
金属与盐溶液的置换反应
若金属单质A与金属B的盐溶液反应置换出B单质，则A元素的金属性强于元素B
金属单质的还原性(或金属阳离子的氧化性)
一般单质的还原性越强(或金属阳离子的氧化性越弱)，元素的金属性越强
单质与同种非金属反应的难易
单质越易反应，元素的金属性越强，如由反应Fe＋SFeS，2Na＋S=Na2S，知金属性：Na>Fe
2．元素非金属性强弱的比较方法
比较方法
结论
根据原子结构
原子半径越小(电子层数越少)，最外层电子数越多，元素的非金属性越强
单质与H2化合的难易(氢化物的稳定性)
单质与H2化合越容易、形成的气态氢化物越稳定，其对应元素的非金属性越强
最高价氧化物水化物的酸性
酸性越强，其对应元素的非金属性越强
非金属与盐溶液的置换反应
若非金属单质A与非金属B的盐溶液反应置换出B单质，则A元素的非金属性强于B元素
单质的氧化性(或非金属阴离子的还原性)
一般单质氧化性越强(或非金属阴离子的还原性越弱)，对应元素的非金属性越强
单质与同种金属反应的难易
单质越易反应，元素的非金属性越强，如由反应Cu＋Cl2CuCl2，2Cu＋SCu2S，知非金属性：Cl>S
考点6 元素周期表
一、元素周期表概述
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。
二、元素周期表的结构
1．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
2．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。
3．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。
4．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族称为稀有气体元素。
考点7 元素在周期表中的位置与结构的关系
1．主族元素在周期表中位置与原子结构的关系
(1)原子序数＝质子数＝核电荷数＝核外电子数。
(2)周期序数＝原子核外电子层数。
(3)主族序数＝原子最外层电子数。
2．由原子序数确定元素在周期表中的位置
(1)原子结构示意图法
推断根据：周期数＝原子电子层数，主族序数＝原子最外层电子数。
适用范围：主族元素，适合原子核电荷数较小的元素位置推断。
(2)0族定位法
①0族元素原子序数与周期序数
稀有气体元素
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
X(未知)
周期序数
1
2
3
4
5
6
7
原子序数
2
10
18
36
54
86
118
②比大小，定周期；求差值，定族数
若某元素原子序数比最邻近的0族元素的原子序数多1或2，则该元素处于相邻近0族元素下一周期的ⅠA族或ⅡA族。如元素87X，87－86＝1，则X在第7周期第ⅠA族；若某元素原子序数比最邻近的0族元素的原子序数少1～5时，则该元素处于相邻近0族元素所在周期的ⅢA～ⅦA族，如84X应在第6周期第ⅥA。
考点8 碱金属元素原子结构和性质递变规律
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9 卤族元素原子结构和性质递变规律
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。
考点10 元素周期表的中元素原子结构与性质递变规律
1．元素周期表中原子结构递变规律
(1)同周期，从左到右，电子层数相同，最外层电子数递增，原子半径递减。
(2)同主族，从上到下，电子层数递增，最外层电子数相同，原子半径递增。
2．元素周期表中元素的性质递变规律
(1)同周期元素，从左到右，金属性逐渐减弱，金属原子的失电子能力逐渐减弱，金属单质的还原性逐渐减弱，金属单质与水或酸反应的剧烈程度逐渐减弱，最高价氧化物对应的水化物的碱性逐渐减弱。
(2)同周期元素，从左到右，非金属性逐渐增强，非金属原子的得电子能力逐渐增强，非金属单质的氧化性逐渐增强，非金属单质与氢气化合的剧烈程度逐渐增强，气态氢化物的稳定性逐渐增强，最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强。
(3)同主族元素，从上到下，金属性逐渐增强，金属原子的失电子能力逐渐增强，金属单质的还原性逐渐增强，金属单质与水或酸反应的剧烈程度逐渐增强，最高价氧化物对应的水化物的碱性逐渐增强。
(4)同主族元素，从上到下，非金属性逐渐减弱，非金属原子的得电子能力逐渐减弱，非金属单质的氧化性逐渐减弱，非金属单质与氢气化合的剧烈程度逐渐减弱，气态氢化物的稳定性逐渐减弱，最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐减弱。
(5)同周期元素，元素的主要化合价：最高正价由+1→+7（O、F除外），最低负价由-4→-1，最高正价=主族序数（O、F除外）。
3．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跟Al、Ge、Sb、Po之间画一条斜线，斜线的左边是金属元素，右边是非金属元素。
(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之间没有严格的界线。
考点11 元素“位—构—性”的关系
元素原子结构、元素在周期表中的位置和元素的主要性质三者之间的关系如下
1．结构与位置的关系
最外层电子数=主族序数
电子层数=周期序数
2．结构与性质的关系
最外层电子数越少，电子层数越多→越易失电子，金属性越强
最外层电子数越多，电子层数越少→越易得电子，非金属性越强
3．位置、结构和性质的关系
考点12 元素周期表在科技生产中的应用
(1)在金属元素和非金属元素的交界处寻找半导体材料（如硅、锗、硒等）。
(2)在过渡元素（副族和Ⅷ族）中寻找优良的催化剂。
(3)在过渡元素中寻找耐高温、耐腐蚀的合金材料。
(4)研究元素周期表右上角的元素，合成新农药。
(5)位于第六周期ⅥB的钨是熔点最高的金属，位于第四周期ⅣB的钛，密度小、耐高温、耐腐蚀，适应于制造火箭发动机壳体、人造卫星壳体等。
考点13 离子键与离子化合物
1．化学键
(1)概念：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叫做化学键。
(2)类型：离子键和共价键是两种常见的化学键。
2．离子键
(1)离子键的形成过程
以氯化钠的形成微粒程
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。
(2)离子键
①概念：阴、阳离子之间存在的强烈的相互作用。
②构成微粒：阴、阳离子。
③实质：静电作用。
④形成过程：当阴、阳离子相互靠近到一定距离时，正负电荷的静电吸引力与原子核及核外电子之间的排斥力达到平衡时，形成稳定的离子键。
(3)形成条件：易失去电子的活泼金属元素(如ⅠA族、ⅡA族元素)原子与易得电子的活泼非金属元素(如ⅥA族、ⅦA族元素)原子之间容易形成离子键，如NaCl、K2O、MgCl2、CaS等都是靠离子键结合的。
3．离子化合物
(1)概念：由阴、阳离子构成的化合物。
(2)离子化合物由阴、阳离子构成，微粒间的作用力是离子键。
(3)常见的离子化合物
①无氧酸盐，如NaF、CaCl2等；
②含氧酸盐，如Na2CO3、MgSO4等；
③强碱，如NaOH、Ba(OH)2等；
④铵盐，如NH4HCO3、NH4NO3等；
⑤活泼金属氧化物，如Na2O、Al2O3等；
⑥其他：活泼金属氢化物，如LiH、NaH、CaH2等；活泼金属过氧化物，如Na2O2等。
(4)离子键与离子化合物的关系
含有离子键的化合物一定是离子化合物，而离子化合物中不一定只含有离子键。如NH4NO3、Na2O2是离子化合物，但在NH4NO3、Na2O2中除含有离子键外，还含有共价键。
考点14 电子式
1．电子式的概念
在元素符号周围用“·”或“×”来表示原子或离子的最外层电子，以简明地表示原子、离子的最外层的电子排布，这种式子称为电子式。
2．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：。
3．用电子式表示下列物质的形成过程
(1)NaCl：。
(2)MgBr2：。
考点15 共价键
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)成键微粒：原子。
(3)成键元素：一般是同种的或不同种的非金属元素。
(4)成键条件：成键原子成键前最外层电子未达到饱和状态。
考点16 共价分子及其空间结构
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：原子之间一条短线表示1对共用电子对，这种表示共价键的式子称为结构式。
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
空间填充模型模型
空间构型（用文字表述）
直线形
直线形
V形
三角锥型
正四面体型
考点17 共价化合物
1．概念：直接相邻的原子间以共价键结合形成的化合物。
2．常见的共价化合物
(1)非金属氢化物：如H2S、NH3、SiH4等；
(2酸：如HCl、HNO3、H2SO4等；
(3)弱碱：NH3·H2O；
(4)非金属氧化物：如CO2、CO、SO2等；
(5)有机物：如CH4、C2H5OH等。
考点18 含共价键的原子团和离子化合物的电子式
二、含共价键的原子团和离子化合物的电子式
对一些原子团式的离子和含原子团的化合物也可以用电子式表示。
写出下列离子和离子化合物的电子式：
OH-：、NH：、O：
NaOH：、NH4Cl：
Na2O2：、Ba(OH)2：。
考点19 碳原子的成键特点
1．碳四价原理
碳原子位于第2周期第ⅣA族，原子的最外层有4个电子。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结合。
碳原子最外层有4个电子，一个碳原子可以和其他原子形成4对共用电子对。
2．碳原子的成键方式
碳原子之间可以通过一对、两对或三对共用电子对相结合，分别构成碳碳单键（C-C）、碳碳双键（C=C）、碳碳三键（C≡C）。
碳原子之间可以通过共价键彼此结合形成碳链，也可以形成碳环。
考点20 离子化合物与共价化合物的区别
1．概念
依据化合物中化学键的成键情况，可将化合物分为离子化合物和共价化合物。
离子化合物是由离子键形成的化合物；共价化合物是只由共价键形成的化合物。
2．化学键类型
离子化合物一定存在离子键，可能存在共价键；共价化合物只有共价键，没有离子键。
3．判断离子化合物和共价化合物的方法
(1)由化学键类型判断
只含有共价键的化合物是共价化合物，只含离子键或既含离子键又含共价键的化合物是离子化合物。
(2)由化合物类型判断
①活泼金属的氧化物、强碱和大多数盐(少数盐如AlCl3、BeCl2等除外)属于离子化合物；
②非金属氧化物、非金属氢化物、含氧酸、多数有机物、少数盐(如AlCl3、BeCl2)属于共价化合物。
(3)由组成元素判断
一般含金属元素或NH的化合物是离子化合物(AlCl3、BeCl2等少数除外)，如NH4Cl、Ca(OH)2、KClO3等；只由非金属元素构成的化合物(铵盐等除外)属于共价化合物。
4．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。
考点21 常用的化学用语的表示方法
原子或离子结构示意图
核素符号
中子数为14的镁原子为Mg、中子数为20的氯原子为Cl
电子式
Ba(OH)2：H2O：
球棍模型
甲烷： 乙烯：
空间填充模型
甲烷： 乙烯：
结构式
CO2：O==C==O HClO：H—O —Cl
化学式
臭氧：O3 明矾：KAl(SO4)2·12H2O
电离方程式
NaOH的电离：NaOH===Na＋＋OH－
考点22 化学键
1．概念
离子键和化学键是两种常见的化学键。
(1)离子键是使阴、阳离子结合的相互作用，其本质是静电作用（或电性作用）。
(2)共价键是原子间通过共用电子对形成的强烈的相互作用。
2．化学反应的实质
化学反应的实质是旧的化学键断裂和新的化学键形成过程。
3．离子键与共价键的区别
化学键类型
离子键
共价键
概念
阴、阳离子间通过静电作用形成的化学键
原子间通过共用电子对形成的化学键
成键微粒
阴、阳离子
原子
成键本质
阴、阳离子间的静电作用
共用电子对对两原子核产生的电性作用
成键元素
活泼金属与活泼非金属之间化合时，易形成离子键。如第ⅠA族、第ⅡA族的金属元素与第ⅥA族、第ⅦA族的非金属元素之间
一般是非金属元素原子间形成共价键；某些不活泼金属与不活泼非金属原子之间也能形成共价键
考点23 分子间作用力
1．概念
分子间存在着将分子聚集在一起的作用力，叫做分子间作用力。
如：要使水分解，需要先破坏水分子内部存在的共价键；若使液态水汽化，需要加热克服水分子之间存在的分子间作用力；二者相比较，难易程度是使水分解大于使液态水汽化。
2．主要特征
①广泛存在于分子之间；
②分子间作用力比化学键弱得多；
③由分子构成的物质，其熔点、沸点、溶解度等物理性质主要由分子间作用力的大小决定。
3．氢键
(1)氢键是一种特殊的分子间作用力。水分子之间的氢键是一个水分子中的氢原子与另一个水分子的氧原子间形成的分子间作用力。
(2)水分子之间的氢键对水的物理性质的影响：
①水的熔、沸点较高。
②水的比热容较大。
③水结成冰后，密度变小。
考点24 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。
考点25 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26 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27 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。
考点28 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。
考点29 常见晶体类型的判断方法
1．几种晶体比较
晶体类型
离子晶体
共价晶体
分子晶体
金属晶体
构成微粒
阴、阳离子
原子
分子
阳离子和自由电子
微粒间的作用
离子键
共价键
分子间作用力
金属键
晶体的
物理特性
熔、沸点
较高
很高
较低
差别大，有高有低
导热性
不良
不良
不良
良好
导电性
固态不导电，熔融或溶于水能导电
一般不导电，个别是半导体
固态和熔融态不导电
良好
硬度
较大
很大
较小
相差幅度大
溶解性
多数易溶于水，难溶于有机溶剂
一般不溶于任何溶剂
相似相溶
难溶(少数与水反应)
2．晶体类型判断方法
(1)根据构成微粒和微粒间相互作用力判断
①阴、阳离子―→离子键―→离子晶体。
②原子―→共价键―→原子晶体。
③分子―→分子间作用力―→分子晶体。
④金属阳离子、自由电子―→金属键―→金属晶体。
(2)根据物质类别判断
离子晶体：都是离子化合物，包括强碱、大多数盐、活泼金属氧化物。
共价晶体：少数非金属单质，如金刚石、晶体硅、晶体硼；少数非金属化合物，如石英（SiO2）、金刚砂（SiC）等。
分子晶体：某些非金属单质；非金属氢化物；多数非金属氧化物；酸；极少数盐；多数有机物等。
金属晶体：金属单质或合金。
(3)根据导电性判断
金属晶体：固态能导电；
离子晶体：固态不导电，水溶液和熔化态都能导电；
分子晶体：液态不导电，水溶液有的能导电，有的不能导电。
共价晶体一般不导电。
(4)根据物质的熔点判断
①离子晶体一般熔点较高，常在几百至1 000多度。
②原子晶体一般熔点高，常在1 000度至几千度。
③分子晶体一般熔点低，常在几百度以下至很低温度。
④金属晶体多数熔点高，部分较低，如汞常温下为液态。
一般说来，熔沸点：共价晶体>离子晶体>分子晶体。
共价晶体的熔沸点很高，但有的离子晶体（如MgO、Al2O3）和金属晶体（如W）的熔沸点也很高。
分子晶体熔沸点一般较低。常温下为气态或液态的物质，一般都是分子晶体。有的分子晶体常温下为固态（如磷、硫、碘、葡萄糖、蔗糖等）。
金属晶体的熔沸点有的很高，有的很低（如汞、Cs、K、Na等）。
(5)记住常见的共价晶体。
考点30 晶体熔沸点比较
晶体熔化中、汽化时需要克服微粒间的相互作用力，作用力越大，晶体的熔沸点越高。
1．不同晶体类型比较
一般情况下，熔沸点：共价晶体>离子晶体>分子晶体；金属晶体的熔沸点有的很高，如钨、铂等，有的则很低，如汞、铯等。
2．同类型晶体的比较
(1)共价晶体：一般情况下，原子半径越小，形成共价键的键长越短，键能越大，其晶体熔沸点越高。如熔点：金刚石>碳化硅>晶体硅。
(2)离子晶体：一般情况下，阴、阳离子的电荷数越大，离子半径越小，则离子间作用力就越强，其离子晶体熔沸点越高。如熔点：MgO>MgCl2，NaCl>KCl。
(3)分子晶体：组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，熔沸点越高，如熔沸点：HI>HBr>HCl。
若分子间形成氢键，会使物质的熔沸点升高。如沸点：HF>HI；H2O>H2S等。
同类晶体熔沸点比较思路为：原子晶体→共价键键能→键长→原子半径；分子晶体→分子间作用力→相对分子质量；离子晶体→离子键强弱→离子所带电荷多少、离子半径。
专题5 微观结构与物质的多样性
考点1 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，叫做原子序数。
(2)原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
2．原子结构的变化规律
(1)原子最外层电子排布的规律性变化
除H、He外，元素随着原子序数的递增，原子最外电子层数重复出现从1递增到8的变化，说明元素原子的最外层电子数出现周期性变化。
(2)元素原子半径的变化规律
随着核电荷数的递增，元素的原子半径呈现周期性变化，原子序数为3~9号及11~17号的元素的原子半径依次递减。
3．元素化合价的变化规律
(1)1~18号元素的最高正化合价的变化规律是呈现从+1~+7的周期性变化，其中O、F 元素没有最高正化合价，最低负化合价的变化规律是呈现从-4~-1的周期性变化。
(2)元素的最高化合价与最低负化合价的数值与原子最外层电子数的关系是
最高正化合价=最外层电子数（O、F除外）
最低负化合价=最外层电子数-8
最高正化合价+|最低负化合价|=8。
(3)元素主要化合价呈现周期性变化的根本原因是：随着核电荷数的递增，原子的最外层电子排布呈周期性变化
(4)元素化合价
①H元素的化合价有＋1、－1、0价。
②F元素只有负价无正价。
③O元素有正价但无最高正价。
④金属元素只有正价无负价。
⑤非金属元素既有正价又有负价(F除外)。
⑥稀有气体元素的化合价看作0。
考点2 微粒半径大小比较方法
微粒半径大小主要由电子层数、核电荷数和核外电子数决定。
1．原子半径大小比较
(1)同一周期元素，电子层数相同，从左到右，核电荷数增大，原子半径减小。如：
r(Li)＞r(Be)＞r(B)＞r(C)＞r(N)＞r(O)＞r(F)。
(2)同一主族元素，最外层电子数相同，从上到下，电子层数增大，原子半径增大。如：
r(Li)＜r(Na)；r(F)＜r(Cl)。
2．核电荷数相同，核外电子数越多，微粒半径越大。
(1)r(阴离子)＞r(原子)：r(H－)＞r(H)；
(2)r(原子)＞r(阳离子)：r(H)＞r(H＋)；
(3)r(低价阳离子)＞r(高价阳离子)：r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。
3．离子半径大小比较
(1)离子的电子层数越多，离子半径越大。如：
r(Li＋)＜r(Na＋)；r(O2－)＜r(S2－)。
(2)电子层结构相同的微粒，核电荷数越多，离子半径越小。如：
r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)；r(S2－)＞r(Cl－)＞r(K＋)＞r(Ca2＋)。
考点3 元素性质的周期性变化
1．探究钠、镁、铝性质的递变
(1)钠、镁、铝与水反应
钠与水在常温下剧烈反应，反应方程式为2Na+2H2O=2NaOH+H2↑。
镁与水在常温下不反应，加热，反应缓慢，化学方程式为Mg＋2H2OMg(OH)2↓＋H2↑。
铝不能与水反应。
(2)镁、铝与酸反应
除去氧化膜的镁条和铝片与稀盐酸反应，镁与盐酸反应更剧烈。
反应的离子方程式分别为Mg＋2H＋=Mg2＋＋H2↑ 、2Al＋6H＋=2Al3＋＋3H2↑。
(3)实验结论：金属性强弱为Na>Mg>Al。
2．硅、磷、硫、氯非金属性强弱比较
(1)硅、磷、硫、氯4种元素对应的气态氢化物依次是SiH4 PH3 H2S HCl（写化学式）。
(2)硅、磷、硫、氯单质与氢气反应的条件逐渐变得容易，其对应的气态氢化物的热稳定性逐渐增强。
元素非金属性由强到弱的顺序为Cl、S、P、Si。
3．11~17号元素最高价氧化物对应水化物的酸碱性强弱比较
(1)11~17号元素的最高价氧化物对应水化物：
元素
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
化学式
NaOH
Mg(OH)2
Al(OH)3
H4SiO4
(H2SiO3)
H3PO4
H2SO4
HClO4
酸碱性强弱
强碱
中强碱
两性氢氧化物
弱酸
中强酸
强酸
酸性更强
(2)探究Al(OH)3的两性
Al(OH)3既能与盐酸反应，又能与NaOH溶液反应，是两性氢氧化物。
写出下列化学方程式：
AlCl3溶液与氨水反应：AlCl3+3NH3·H2O= Al(OH)3↓+NH4Cl 。
Al(OH)3与盐酸反应：Al(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2O。
Al(OH)3与NaOH溶液反应：Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O。
4．元素性质的变化规律的根本原因
核外电子层数相同，随着原子序数(核电荷数)的递增，原子核对核外电子的引力逐渐增强，原子半径逐渐减小，元素原子的得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱，最终导致元素的非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱。
5．元素的化合价、最高价氧化物及对应的水化物、气态氢化物
元素
Li
Be
B
C
N
O
F
最高正价
+1
+2
+3
+4
+5
最高价氧化物
Li2O
BeO
B2O3
CO2
N2O5
最高价氧化物对应水化物
LiOH
Be(OH)2
H3BO3
H2CO3
HNO3
最低负价
-4
-3
-2
-1
气态氢化物
CH4
NH3
H2O
HF
元素
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
最高正价
+1
+2
+3
+4
+5
+6
+7
最高价氧化物
Na2O
MgO
Al2O3
SiO2
P2O5
SO3
Cl2O7
最高价氧化物对应水化物
NaOH
Mg(OH)2
Al(OH)3
H2SiO3
H4SiO4
H3PO4
H2SO4
HClO4
最低负价
-4
-3
-2
-1
气态氢化物
SiH4
PH3
H2S
HCl
考点4 元素周期律
1．元素周期律的内容
随着元素核电荷数的递增，元素的原子半径（除稀有气体元素外）、元素的主要化合价、元素的金属性和非金属性都呈现周期性变化。
元素周期律是指元素的性质随着核电荷数的递增呈周期性变化的规律。
2．元素周期律的实质
元素周期律是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。
考点5 元素金属性、非金属性强弱的比较
元素的金属(非金属)性是指元素原子失(得)电子能力。比较元素金属(非金属)性强弱，其实质是看元素原子失去(得到)电子的难易程度，越容易失去(得到)电子，元素的金属性(非金属性)越强。
1．元素金属性强弱的比较方法
比较方法
结论
根据原子结构
原子半径越大(电子层数越多)，最外层电子数越少，元素的金属性越强
金属单质与水(或酸)反应置换氢的难易
越易置换出H2，元素的金属性越强
最高价氧化物水化物的碱性
碱性越强，元素的金属性越强
金属与盐溶液的置换反应
若金属单质A与金属B的盐溶液反应置换出B单质，则A元素的金属性强于元素B
金属单质的还原性(或金属阳离子的氧化性)
一般单质的还原性越强(或金属阳离子的氧化性越弱)，元素的金属性越强
单质与同种非金属反应的难易
单质越易反应，元素的金属性越强，如由反应Fe＋SFeS，2Na＋S=Na2S，知金属性：Na>Fe
2．元素非金属性强弱的比较方法
比较方法
结论
根据原子结构
原子半径越小(电子层数越少)，最外层电子数越多，元素的非金属性越强
单质与H2化合的难易(氢化物的稳定性)
单质与H2化合越容易、形成的气态氢化物越稳定，其对应元素的非金属性越强
最高价氧化物水化物的酸性
酸性越强，其对应元素的非金属性越强
非金属与盐溶液的置换反应
若非金属单质A与非金属B的盐溶液反应置换出B单质，则A元素的非金属性强于B元素
单质的氧化性(或非金属阴离子的还原性)
一般单质氧化性越强(或非金属阴离子的还原性越弱)，对应元素的非金属性越强
单质与同种金属反应的难易
单质越易反应，元素的非金属性越强，如由反应Cu＋Cl2CuCl2，2Cu＋SCu2S，知非金属性：Cl>S
考点6 元素周期表
一、元素周期表概述
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。
二、元素周期表的结构
1．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
2．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。
3．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。
4．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族称为稀有气体元素。
考点7 元素在周期表中的位置与结构的关系
1．主族元素在周期表中位置与原子结构的关系
(1)原子序数＝质子数＝核电荷数＝核外电子数。
(2)周期序数＝原子核外电子层数。
(3)主族序数＝原子最外层电子数。
2．由原子序数确定元素在周期表中的位置
(1)原子结构示意图法
推断根据：周期数＝原子电子层数，主族序数＝原子最外层电子数。
适用范围：主族元素，适合原子核电荷数较小的元素位置推断。
(2)0族定位法
①0族元素原子序数与周期序数
稀有气体元素
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
X(未知)
周期序数
1
2
3
4
5
6
7
原子序数
2
10
18
36
54
86
118
②比大小，定周期；求差值，定族数
若某元素原子序数比最邻近的0族元素的原子序数多1或2，则该元素处于相邻近0族元素下一周期的ⅠA族或ⅡA族。如元素87X，87－86＝1，则X在第7周期第ⅠA族；若某元素原子序数比最邻近的0族元素的原子序数少1～5时，则该元素处于相邻近0族元素所在周期的ⅢA～ⅦA族，如84X应在第6周期第ⅥA。
考点8 碱金属元素原子结构和性质递变规律
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9 卤族元素原子结构和性质递变规律
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。
考点10 元素周期表的中元素原子结构与性质递变规律
1．元素周期表中原子结构递变规律
(1)同周期，从左到右，电子层数相同，最外层电子数递增，原子半径递减。
(2)同主族，从上到下，电子层数递增，最外层电子数相同，原子半径递增。
2．元素周期表中元素的性质递变规律
(1)同周期元素，从左到右，金属性逐渐减弱，金属原子的失电子能力逐渐减弱，金属单质的还原性逐渐减弱，金属单质与水或酸反应的剧烈程度逐渐减弱，最高价氧化物对应的水化物的碱性逐渐减弱。
(2)同周期元素，从左到右，非金属性逐渐增强，非金属原子的得电子能力逐渐增强，非金属单质的氧化性逐渐增强，非金属单质与氢气化合的剧烈程度逐渐增强，气态氢化物的稳定性逐渐增强，最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强。
(3)同主族元素，从上到下，金属性逐渐增强，金属原子的失电子能力逐渐增强，金属单质的还原性逐渐增强，金属单质与水或酸反应的剧烈程度逐渐增强，最高价氧化物对应的水化物的碱性逐渐增强。
(4)同主族元素，从上到下，非金属性逐渐减弱，非金属原子的得电子能力逐渐减弱，非金属单质的氧化性逐渐减弱，非金属单质与氢气化合的剧烈程度逐渐减弱，气态氢化物的稳定性逐渐减弱，最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐减弱。
(5)同周期元素，元素的主要化合价：最高正价由+1→+7（O、F除外），最低负价由-4→-1，最高正价=主族序数（O、F除外）。
3．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跟Al、Ge、Sb、Po之间画一条斜线，斜线的左边是金属元素，右边是非金属元素。
(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之间没有严格的界线。
考点11 元素“位—构—性”的关系
元素原子结构、元素在周期表中的位置和元素的主要性质三者之间的关系如下
1．结构与位置的关系
最外层电子数=主族序数
电子层数=周期序数
2．结构与性质的关系
最外层电子数越少，电子层数越多→越易失电子，金属性越强
最外层电子数越多，电子层数越少→越易得电子，非金属性越强
3．位置、结构和性质的关系
考点12 元素周期表在科技生产中的应用
(1)在金属元素和非金属元素的交界处寻找半导体材料（如硅、锗、硒等）。
(2)在过渡元素（副族和Ⅷ族）中寻找优良的催化剂。
(3)在过渡元素中寻找耐高温、耐腐蚀的合金材料。
(4)研究元素周期表右上角的元素，合成新农药。
(5)位于第六周期ⅥB的钨是熔点最高的金属，位于第四周期ⅣB的钛，密度小、耐高温、耐腐蚀，适应于制造火箭发动机壳体、人造卫星壳体等。
考点13 离子键与离子化合物
1．化学键
(1)概念：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叫做化学键。
(2)类型：离子键和共价键是两种常见的化学键。
2．离子键
(1)离子键的形成过程
以氯化钠的形成微粒程
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。
(2)离子键
①概念：阴、阳离子之间存在的强烈的相互作用。
②构成微粒：阴、阳离子。
③实质：静电作用。
④形成过程：当阴、阳离子相互靠近到一定距离时，正负电荷的静电吸引力与原子核及核外电子之间的排斥力达到平衡时，形成稳定的离子键。
(3)形成条件：易失去电子的活泼金属元素(如ⅠA族、ⅡA族元素)原子与易得电子的活泼非金属元素(如ⅥA族、ⅦA族元素)原子之间容易形成离子键，如NaCl、K2O、MgCl2、CaS等都是靠离子键结合的。
3．离子化合物
(1)概念：由阴、阳离子构成的化合物。
(2)离子化合物由阴、阳离子构成，微粒间的作用力是离子键。
(3)常见的离子化合物
①无氧酸盐，如NaF、CaCl2等；
②含氧酸盐，如Na2CO3、MgSO4等；
③强碱，如NaOH、Ba(OH)2等；
④铵盐，如NH4HCO3、NH4NO3等；
⑤活泼金属氧化物，如Na2O、Al2O3等；
⑥其他：活泼金属氢化物，如LiH、NaH、CaH2等；活泼金属过氧化物，如Na2O2等。
(4)离子键与离子化合物的关系
含有离子键的化合物一定是离子化合物，而离子化合物中不一定只含有离子键。如NH4NO3、Na2O2是离子化合物，但在NH4NO3、Na2O2中除含有离子键外，还含有共价键。
考点14 电子式
1．电子式的概念
在元素符号周围用“·”或“×”来表示原子或离子的最外层电子，以简明地表示原子、离子的最外层的电子排布，这种式子称为电子式。
2．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：。
3．用电子式表示下列物质的形成过程
(1)NaCl：。
(2)MgBr2：。
考点15 共价键
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)成键微粒：原子。
(3)成键元素：一般是同种的或不同种的非金属元素。
(4)成键条件：成键原子成键前最外层电子未达到饱和状态。
考点16 共价分子及其空间结构
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：原子之间一条短线表示1对共用电子对，这种表示共价键的式子称为结构式。
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
空间填充模型模型
空间构型（用文字表述）
直线形
直线形
V形
三角锥型
正四面体型
考点17 共价化合物
1．概念：直接相邻的原子间以共价键结合形成的化合物。
2．常见的共价化合物
(1)非金属氢化物：如H2S、NH3、SiH4等；
(2酸：如HCl、HNO3、H2SO4等；
(3)弱碱：NH3·H2O；
(4)非金属氧化物：如CO2、CO、SO2等；
(5)有机物：如CH4、C2H5OH等。
考点18 含共价键的原子团和离子化合物的电子式
二、含共价键的原子团和离子化合物的电子式
对一些原子团式的离子和含原子团的化合物也可以用电子式表示。
写出下列离子和离子化合物的电子式：
OH-：、NH：、O：
NaOH：、NH4Cl：
Na2O2：、Ba(OH)2：。
考点19 碳原子的成键特点
1．碳四价原理
碳原子位于第2周期第ⅣA族，原子的最外层有4个电子。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结合。
碳原子最外层有4个电子，一个碳原子可以和其他原子形成4对共用电子对。
2．碳原子的成键方式
碳原子之间可以通过一对、两对或三对共用电子对相结合，分别构成碳碳单键（C-C）、碳碳双键（C=C）、碳碳三键（C≡C）。
碳原子之间可以通过共价键彼此结合形成碳链，也可以形成碳环。
考点20 离子化合物与共价化合物的区别
1．概念
依据化合物中化学键的成键情况，可将化合物分为离子化合物和共价化合物。
离子化合物是由离子键形成的化合物；共价化合物是只由共价键形成的化合物。
2．化学键类型
离子化合物一定存在离子键，可能存在共价键；共价化合物只有共价键，没有离子键。
3．判断离子化合物和共价化合物的方法
(1)由化学键类型判断
只含有共价键的化合物是共价化合物，只含离子键或既含离子键又含共价键的化合物是离子化合物。
(2)由化合物类型判断
①活泼金属的氧化物、强碱和大多数盐(少数盐如AlCl3、BeCl2等除外)属于离子化合物；
②非金属氧化物、非金属氢化物、含氧酸、多数有机物、少数盐(如AlCl3、BeCl2)属于共价化合物。
(3)由组成元素判断
一般含金属元素或NH的化合物是离子化合物(AlCl3、BeCl2等少数除外)，如NH4Cl、Ca(OH)2、KClO3等；只由非金属元素构成的化合物(铵盐等除外)属于共价化合物。
4．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。
考点21 常用的化学用语的表示方法
原子或离子结构示意图
核素符号
中子数为14的镁原子为Mg、中子数为20的氯原子为Cl
电子式
Ba(OH)2：H2O：
球棍模型
甲烷： 乙烯：
空间填充模型
甲烷： 乙烯：
结构式
CO2：O==C==O HClO：H—O —Cl
化学式
臭氧：O3 明矾：KAl(SO4)2·12H2O
电离方程式
NaOH的电离：NaOH===Na＋＋OH－
考点22 化学键
1．概念
离子键和化学键是两种常见的化学键。
(1)离子键是使阴、阳离子结合的相互作用，其本质是静电作用（或电性作用）。
(2)共价键是原子间通过共用电子对形成的强烈的相互作用。
2．化学反应的实质
化学反应的实质是旧的化学键断裂和新的化学键形成过程。
3．离子键与共价键的区别
化学键类型
离子键
共价键
概念
阴、阳离子间通过静电作用形成的化学键
原子间通过共用电子对形成的化学键
成键微粒
阴、阳离子
原子
成键本质
阴、阳离子间的静电作用
共用电子对对两原子核产生的电性作用
成键元素
活泼金属与活泼非金属之间化合时，易形成离子键。如第ⅠA族、第ⅡA族的金属元素与第ⅥA族、第ⅦA族的非金属元素之间
一般是非金属元素原子间形成共价键；某些不活泼金属与不活泼非金属原子之间也能形成共价键
考点23 分子间作用力
1．概念
分子间存在着将分子聚集在一起的作用力，叫做分子间作用力。
如：要使水分解，需要先破坏水分子内部存在的共价键；若使液态水汽化，需要加热克服水分子之间存在的分子间作用力；二者相比较，难易程度是使水分解大于使液态水汽化。
2．主要特征
①广泛存在于分子之间；
②分子间作用力比化学键弱得多；
③由分子构成的物质，其熔点、沸点、溶解度等物理性质主要由分子间作用力的大小决定。
3．氢键
(1)氢键是一种特殊的分子间作用力。水分子之间的氢键是一个水分子中的氢原子与另一个水分子的氧原子间形成的分子间作用力。
(2)水分子之间的氢键对水的物理性质的影响：
①水的熔、沸点较高。
②水的比热容较大。
③水结成冰后，密度变小。
考点24 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。
考点25 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26 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27 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。
考点28 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。
考点29 常见晶体类型的判断方法
1．几种晶体比较
晶体类型
离子晶体
共价晶体
分子晶体
金属晶体
构成微粒
阴、阳离子
原子
分子
阳离子和自由电子
微粒间的作用
离子键
共价键
分子间作用力
金属键
晶体的
物理特性
熔、沸点
较高
很高
较低
差别大，有高有低
导热性
不良
不良
不良
良好
导电性
固态不导电，熔融或溶于水能导电
一般不导电，个别是半导体
固态和熔融态不导电
良好
硬度
较大
很大
较小
相差幅度大
溶解性
多数易溶于水，难溶于有机溶剂
一般不溶于任何溶剂
相似相溶
难溶(少数与水反应)
2．晶体类型判断方法
(1)根据构成微粒和微粒间相互作用力判断
①阴、阳离子―→离子键―→离子晶体。
②原子―→共价键―→原子晶体。
③分子―→分子间作用力―→分子晶体。
④金属阳离子、自由电子―→金属键―→金属晶体。
(2)根据物质类别判断
离子晶体：都是离子化合物，包括强碱、大多数盐、活泼金属氧化物。
共价晶体：少数非金属单质，如金刚石、晶体硅、晶体硼；少数非金属化合物，如石英（SiO2）、金刚砂（SiC）等。
分子晶体：某些非金属单质；非金属氢化物；多数非金属氧化物；酸；极少数盐；多数有机物等。
金属晶体：金属单质或合金。
(3)根据导电性判断
金属晶体：固态能导电；
离子晶体：固态不导电，水溶液和熔化态都能导电；
分子晶体：液态不导电，水溶液有的能导电，有的不能导电。
共价晶体一般不导电。
(4)根据物质的熔点判断
①离子晶体一般熔点较高，常在几百至1 000多度。
②原子晶体一般熔点高，常在1 000度至几千度。
③分子晶体一般熔点低，常在几百度以下至很低温度。
④金属晶体多数熔点高，部分较低，如汞常温下为液态。
一般说来，熔沸点：共价晶体>离子晶体>分子晶体。
共价晶体的熔沸点很高，但有的离子晶体（如MgO、Al2O3）和金属晶体（如W）的熔沸点也很高。
分子晶体熔沸点一般较低。常温下为气态或液态的物质，一般都是分子晶体。有的分子晶体常温下为固态（如磷、硫、碘、葡萄糖、蔗糖等）。
金属晶体的熔沸点有的很高，有的很低（如汞、Cs、K、Na等）。
(5)记住常见的共价晶体。
考点30 晶体熔沸点比较
晶体熔化中、汽化时需要克服微粒间的相互作用力，作用力越大，晶体的熔沸点越高。
1．不同晶体类型比较
一般情况下，熔沸点：共价晶体>离子晶体>分子晶体；金属晶体的熔沸点有的很高，如钨、铂等，有的则很低，如汞、铯等。
2．同类型晶体的比较
(1)共价晶体：一般情况下，原子半径越小，形成共价键的键长越短，键能越大，其晶体熔沸点越高。如熔点：金刚石>碳化硅>晶体硅。
(2)离子晶体：一般情况下，阴、阳离子的电荷数越大，离子半径越小，则离子间作用力就越强，其离子晶体熔沸点越高。如熔点：MgO>MgCl2，NaCl>KCl。
(3)分子晶体：组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，熔沸点越高，如熔沸点：HI>HBr>HCl。
若分子间形成氢键，会使物质的熔沸点升高。如沸点：HF>HI；H2O>H2S等。
同类晶体熔沸点比较思路为：原子晶体→共价键键能→键长→原子半径；分子晶体→分子间作用力→相对分子质量；离子晶体→离子键强弱→离子所带电荷多少、离子半径。
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