第4章 物质结构元素周期律——【期末复习】高一化学上学期单元知识点梳理（人教版2019必修第一册）

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第四章 物质结构 元素周期律知识清单
【单元知识框架】

【单元知识清单】
考点1 原子结构
一、原子的构成粒子及其定量关系
1．原子的构成微粒及作用

2．原子结构的特殊点
（1）原子的质量主要集中在原子核上；
（2）原子中既有正电荷，又有负电荷，但整个原子不显电性；
（3）原子在化学变化中不可再分，但在其他变化中仍然可以再分；
（4）核电荷数（质子数）＝核外电子数，只适用于原子和分子。
3．质量数：将原子核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加所得的数值
4．核素：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。
（1）符号：X，Z表示质子数，A代表质量数
（2）原子的构成微粒间的数目关系
①电中性原子

②带电原子——离子的电子数目计算

（3）核素之间的转化不属于物理变化，也不属于化学变化，而属于核变化
（4）微粒符号及意义

（5）常见的重要核素及其应用
U
C
C
H（D）
H（T）
核燃料
用于考古断代
相对原子质量的标准
阿伏伽德罗常数基准
制氢弹
4．同位素
（1）概念：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。
（2）同位素的比较

①原子中一定含质子和电子，不一定都含有中子，如H中没有中子。
②电子排布完全相同的原子不一定是同一种原子，如互为同位素的各原子。
（3）特点：天然存在的同位素，相互间保持一定的比率
5．元素的相对原子质量
（1）含义：各核素相对原子质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）举例：氯元素的相对原子质量的计算式34.969×75.77%+36.966×24.23%＝35.453

二、微粒中“三子”数的计算
1．没有特别说明，所给原子为普通原子
原子
H
C
N
O
Cl
符号
H
C
N
O
Cl
2．常用的计算关系
（1）质量数＝质子数+中子数≈原子的近似相对原子质量
（2）质子数＝各微粒质子数之和
（3）中子数＝各微粒中子数之和
（4）电子数＝各微粒质子数之和±电荷数
①原子：核外电子数＝质子数＝核电荷数，如N原子：。
②阳离子：核外电子数＝质子数－所带电荷数，如Na+：。
③阴离子：核外电子数＝质子数+所带电荷数，如S2－：。
2．常见的等电子微粒
（1）常见的“10电子”粒子

（2）常见的“18电子”粒子

考点2 原子核外电子排布的规律
一、核外电子排布
1．电子层
（1）含义：电子运动在能量不同的区域，简化为不连续的壳层，也称作电子层。
（2）特点：各电子层之间没有明显的界限
（3）不同电子层的表示及能量关系
各电子层由内到外
电子层数
1
2
3
4
5
6
7
字母代号
K
L
M
N
O
P
Q
离核远近
由近到远
能量高低
由低到高
2．原子核外电子排布规律及其之间的关系

（1）核外电子排布的规律是相互联系的，不能孤立地理解，如当M层不是最外层时，最多可以排布18个电子，而当它是最外层时，最多可以排布8个电子。
（2）电子不一定排满M层才排N层，如Ca的核外电子排布情况为。
3．原子核外电子排布的表示方法
（1）原子结构示意图

（2）离子结构示意图
①阳离子结构示意图：与上周期的稀有气体排布相同

②阴离子结构示意图：与同周期的稀有气体排布相同

4．具有相同电子层排布的微粒
（1）与He原子具有相同电子层排布的微粒（2电子微粒）
阴离子
原子
阳离子
电子层排布
H－
He
Li+
Be2+

（2）与Ne原子具有相同电子层排布的微粒（10电子微粒）
阴离子
原子
阳离子
电子层排布
N3－
O2－
F－
Ne
Na+
Mg2+
Al3+

（3）与Ar原子具有相同电子层排布的微粒（18电子微粒）
阴离子
原子
阳离子
电子层排布
P3－
S2－
Cl－
Ar
K+
Ca2+

（4）特点
①结构特点：电子层数相同，电子总数相同
②位置特点：阴前阳后稀中间，负电多前正多后
③半径特点：原子序数越大，微粒半径越小
5．1~18号元素原子核外电子排布的特点
（1）电子层排布： x 或2，x或2，8，x
（2）次外层电子数为2或8；内层电子数为2或10
（3）简单离子的最外层电子数为0或2或8
（4）1～20号元素原子结构的特殊关系
特殊关系
元素
最外层电子数等于次外层电子数的一半
Li、Si
最外层电子数等于次外层电子数
Be、Ar
最外层电子数等于次外层电子数的2倍
C
最外层电子数等于次外层电子数的3倍
O
最外层电子数等于次外层电子数的4倍
Ne
最外层电子数等于电子层数
H、Be、Al
最外层有1个电子
H、Li、Na、K
最外层有2个电子
He、Be、Mg、Ca
内层电子数之和是最外层电子数2倍的元素
Li、P
电子总数为最外层电子数2倍的元素
Be
6．原子结构与元素的性质
（1）原子结构与元素的性质的关系
元素
最外层电子数
得失电子能力
化学性质
主要化合价
稀有气
体元素
8（He为2）
一般不易
得失电子
较稳定，一般
不参与化学反应
0
金属元素
＜4
易失电子
金属性
只有正价，一般是+1→+3
非金属元素
≥4
易得电子
非金属性
既有正价又有负价
（2）碱金属元素
①碱金属元素性质的相似性（用R表示碱金属元素）

②碱金属元素性质的递变性

③性质的具体体现
元素
Li
Na
K
Rb
Cs
与氧气反应
反应越来越剧烈，产物越来越复杂
Li2O
Na2O、Na2O2
K2O、K2O2、KO2
更复杂氧化物
与水反应
反应越来越剧烈
反应缓慢
反应剧烈
轻微爆炸
剧烈爆炸
氢氧化物
碱性强弱：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH
（3）卤族元素
①卤素单质的物理性质

F2
Cl2
Br2
I2
颜色、状态
淡黄绿色气体
黄绿色气体
深红棕色液体
紫黑色固体
密度
逐渐增大
熔、沸点
逐渐升高
②卤素单质之间的置换反应

实验操作
实验现象
化学方程式
氯水滴入KBr溶液中
静置后，液体分层，上层接近无色，下层呈橙红色
Cl2+2KBr2KCl+Br2
氯水滴入KI溶液中
静置后，液体分层，上层接近无色，下层呈紫红色
Cl2+2KI2KCl+I2
溴水滴入KI溶液中
静置后，液体分层，上层接近无色，下层呈紫红色
Br2+2KI2KBr+I2
③卤素单质性质的相似性（用X表示卤族元素）

④卤素单质的氧化性及卤素离子的还原性递变规律

⑤具体表现
物质
性质
单质
F2、Cl2、Br2、I2与H2反应越来越难
与变价金属反应：F2、Cl2、Br2生成高价金属卤化物，I2生成低价金属碘化物
氢化物
稳定性：HF＞HCl＞HBr＞HI
还原性：HF＜HCl＜HBr＜HI
⑥卤族元素的特殊性
性质
氟元素无正价，无含氧酸，而氯、溴、碘元素有最高正价和含氧酸。
X2+H2OHX+HXO（X表示卤族元素），而2F2+2H2O4HF+O2。
溴单质在常温下是唯一一种液态非金属单质。
碘为紫黑色固体，易升华，淀粉遇I2变蓝色。
氢氟酸为弱酸，而盐酸、氢溴酸、氢碘酸为强酸。
考点3 元素周期表
一、元素周期表的编排原则
1．元素周期表的出现与演变
（1）首创者：1869年，俄国化学家门捷列夫
（2）编排顺序：按照元素的相对原子质量由小到大排列
2．元素周期表的编排原则
（1）横行原则：把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排列。
（2）纵列原则：把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排列。
二、元素周期表的结构

（1）周期：周期序数＝电子层数
周期分类
短周期
长周期
周期序数
1
2
3
4
5
6
7
元素种类
2
8
8
18
18
32
32
（2）族：主族序数＝原子的最外层电子数，过渡元素的族序数一般不等
族分类
主族
副族
第Ⅷ族
0族
总数
族数目
7
7
1
1
16
列数目
7
7
3
1
18
（3）过渡元素：副族和第第Ⅷ族族
①镧系元素：第6周期ⅢB族，共15种
②锕系元素：第7周期ⅢB族，共15种
③应用：找耐高温、耐腐蚀、催化剂和超导材料
2．族序数与列数的关系

（1）2、3周期IIA和IIIA相邻，原子序数相差1
（2）4、5周期IIA和IIIA之间有副族和VIII族，原子序数相差11
（3）6、7周期IIA和IIIA之间有副族和VIII族，还额外多出镧系和锕系，原子序数相差25
3．推测元素在周期表中的位置
（1）根据原子序数确定元素在元素周期表中的位置

（2）0族定位法确定元素的位置
①0族元素的周期序数和原子序数
周期
1
2
3
4
5
6
7
元素
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
Og
原子序数
2
10
18
36
54
86
118
②推断方法

（3）根据112号和118号元素的位置推测
原子序数
112
113
114
115
116
117
118
119
120
族序数
IIB
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
0
ⅠA
ⅡA
周期
7
7
7
7
7
7
7
8
8
4．金属和非金属的分界线

（1）元素属性：上方为非金属元素，下方为金属元素
（2）分界线处元素，可能具有两性，寻找半导体材料
（3）全部是金属的族：ⅡA族、副族和第Ⅷ族
（4）全部是非金属的族：ⅦA族和0族
5．周期表中的元素
（1）元素种类最多的族：ⅢB族，共32种元素
（2）元素种类最多的主族：ⅠA族，共7种元素
（3）元素种类最多的周期：7周期，共32种元素
（4）在短周期中非金属元素多，在周期表中金属元素多。
（5）全部是气体的族：0族
（6）同时含固体、液体和气体的族：ⅦA族
考点4 元素周期律
一、元素周期律
1．元素周期律内容和实质

2．元素的金属性、非金属性强弱判断规律
（1）金属性强弱的判断依据
①金属单质与水或酸置换出氢气的反应越容易进行，则其金属性越强。
②金属的最高价氧化物的水化物的碱性越强，则其金属性越强。
③金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应，若A置换出B，则A的金属性强于B。
④在金属活动性顺序表中，前面的金属性强于后面的。
⑤金属阳离子的氧化性越强，则其单质的还原性越弱，元素的金属性越弱（注：Fe的阳离子仅指Fe2+）。
（2）非金属性强弱的判断依据
①非金属单质与氢气化合生成气态氢化物的反应越容易进行，则其非金属性越强。
②非金属元素气态氢化物的稳定性越强，则元素的非金属性越强。
③非金属元素的最高价氧化物的水化物的酸性越强，则其非金属性越强。
④非金属单质与盐溶液的置换反应，若A置换出B且A体现出氧化性，则A的非金属性强于B。
⑤非金属阴离子的还原性越强，则其单质的氧化性越弱，元素的非金属性越弱。
3．微粒半径的比较
（1）同周期——“序大径小”
①规律：同周期，原子半径越大，原子半径越小。
②举例：r（Na）＞r（Mg）＞r（Al）＞r（Si）＞r（P）＞r（S）＞r（Cl）。
（2）同主族——“序大径大”
①规律：同主族，原子半径越大，原子（或离子）半径越大。
②举例：r（Li）＜r（Na）＜r（K）＜r（Rb），r（Li+）＜r（Na+）＜r（K+）＜r（Rb+）
（3）同元素——“电多径大”
①规律：同种元素的不同微粒，核外电子数越多，微粒半径越大
②举例：r（Na+）＜r（Na）；r（Cl－）＞r（Cl）；r（Fe3+）＜r（Fe2+）＜r（Fe）
（4）同结构——“序大径小”
①规律：电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小。
②举例：r（O2－）＞r（F－）＞r（Na+）＞r（Mg2+）＞r（Al3+）
4．化合价规律
（1）常用等量关系
①主族元素最高正价＝最外层电子数＝主族序数＝价电子数
②主族元素的最高正价+|最低负价|＝8或2（氢）
（2）化合价的范围：+1≤最高价≤+7，－4≤最低价≤－1
（3）化合价的特殊点
①氟元素没有正化合价
②氧元素有正化合价，但是没有所在族的最高正化合价
（4）最高正化合价与其最低负化合价代数和
①等于0的短周期元素：氢、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、短周期元素推断的一些突破口
1．序差关系：短周期同主族相邻元素除了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、物理性质和用途

叙述
元素或物质
含量
地壳中含量最丰富的元素
氧
宇宙中含量最丰富的元素
氢
地壳中含量最丰富的金属元素
铝
空气中含量最多的元素
氮
自然界形成化合物种类最多的元素
碳
组成岩石和矿物的主要元素
硅
密度
质量最轻的单质
氢气
质量最轻的金属单质
锂
硬度
自然界中硬度最大的物质
金刚石
用途
可与钾的合金用作原子反应堆导热剂
钠
单质常被用作自来水的杀菌消毒剂
氯
同位素可以用来制造核武器
氢
同位素可以用来考古断代
碳
单质被用来制透雾能力强、射程远的路灯
钠
3．短周期元素的性质

叙述
元素或物质
单质的性质
氧化性（得电子能力）最强的单质
F2
还原性（失电子能力）最强的单质
Na
与水反应最剧烈的金属单质
Na
与水反应最剧烈的非金属单质
F2
单质可与热水发生置换反应
Mg
在暗处与H2剧烈化合并发生爆炸的单质
F2
常温下不溶于浓硫酸或浓硝酸的金属
Al
既能与酸反应又能与碱反应生成氢气的单质
Al
常温下与水反应生成两种酸的单质
Cl2
氧化物的性质
自然中含氧量最多的氧化物
H2O
既能和酸又能和某些碱发生非氧化还原反应的氧化物
Al2O3
既能和某些酸性氧化物又能和某些碱性氧化物反应的氧化物
H2O
简单气态氢化物的性质
水溶液酸性最强的气态氢化物
HCl
稳定性最强的气态氢化物
HF
呈碱性的气态氢化物
NH3
常温下为液态的气态氢化物
H2O
还原性最弱的气态氢化物
HF
还原性最强的气态氢化物
SiH4
酸和碱的性质
最高正价氧化物的水溶液酸性最强
HClO4
最高正价氧化物的水溶液碱性最强
NaOH
酸性最强的无氧酸
HCl
还原性最强的无氧酸
H2S
需要保存在棕色瓶中的含氧酸
HClO、HNO3
考点5 化学键
一、化学键
1．化学键
（1）概念：相邻原子之间的强烈的相互作用
（2）相互作用：包括静电引力和静电斥力
（3）稀有气体分子中无化学键
2．化学反应的微观解释
（1）表面上：反应物中的原子重新组合为产物分子的一种过程。
（2）本质上：旧化学键的断裂和新化学键的形成的过程
二、化学键和化合物类型
1．离子键及离子化合物
（1）离子键
①定义：带相反电荷离子之间的相互作用
②成键微粒：阴、阳离子
③成键元素：一般是活泼的金属和活泼的非金属
（2）离子化合物
①概念：由离子键构成的化合物。
②特例物质：AlCl3除外
③实验判据：熔融状态下能够导电的化合物
2．共价键及共价化合物
（1）共价键
①定义：原子间通过共用电子对所形成的相互作用。
②成键微粒：原子
③成键元素：一般是非金属和非金属
（2）共价化合物
①概念：以共用电子对形成分子的化合物。
②特例物质：NH4Cl等铵盐除外
③实验判据：熔融状态下不能导电的化合物
（3）极性共价键和非极性共价键
①极性共价键：不同种元素形成的共价键，如H－Cl
②非极性共价键：同种元素形成的共价键，如H－H
3．化学键和化合物类型的关系

（1）共价化合物中只含共价键，一定不含离子键
（2）离子化合物中一定含离子键，可能含所有类型的共价键
①Na2O2：离子键和非极性键
②NaOH：离子键和极性键
③NH4NO3：离子键、极性键
③CH3COONH4：离子键、极性键、非极性键
三、电子式的书写
1．原子的电子式：按照“上下左右”的顺序排最外层电子
原子
H
Mg
B
C
N
O
F
Ne
电子式








2．简单阳离子的电子式：离子符号即为其电子式
3．简单的阴离子的电子式：最外层一般为8电子，通式为
原子
H－
N3－
O2－
F－
电子式




4．共价分子的电子式的书写
（1）画：结构式
（2）标：共用电子对
（3）补：各原子最外层所缺的电子数
分子
N2
O2
H2S
H2O2
结构式
N≡N
O＝O
H－S－H
H－O－O－H
电子式




分子
HCN
SCl2
O＝C＝O
HClO
结构式
H－C≡N
Cl－S－Cl
CO2
H－O－Cl
电子式




分子
NH3
CH4
CCl4
N2H4
结构式




电子式




5．复杂的阴离子和阳离子（共价型离子），中心原子一般为8个电子
离子
NH4+
H3O+
NH2－
CH3+
电子式




离子
OH－
O22－
CN－
C22－
电子式



［］2－
6．离子化合物的电子式：阴阳离子交替排列，不可合并
离子
Na2O
MgCl2
Na2O2
KHS
电子式




离子
NaOH
Na3N
NH4Cl
NaClO
电子式




7．用电子式表示化合物的形成过程
（1）离子化合物的形成
①表现形式：原子的电子式→离子化合物的电子式
②电子得失：用弯箭头表示电子的得失
③实例：



（2）共价键化合物的形成
①表现形式：原子的电子式→共价化合物的电子式
②电子得失：不用画弯箭头表示
③实例



【误区警示】电子式书写常见的“八大错误”
（1）漏写孤电子对
（2）电子式中相同的原子或离子合并
（3）共用电子对数不清楚
（4）共价分子与离子化合物中原子与离子的混乱
（5）原子连接顺序错误
（6）电荷数与化合价标示错误
（7）原子最外层不满足稳定结构
（8）复杂离子的电子式写为离子符号