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第四章 物质结构 元素周期律【知识清单】-2022-2023学年高一化学单元复习（人教版2019必修第一册）
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这是一份第四章 物质结构 元素周期律【知识清单】-2022-2023学年高一化学单元复习（人教版2019必修第一册），共15页。试卷主要包含了构成原子的粒子及其性质，5，这是为什么？，碱金属的物理性质的比较，常见离子化合物等内容，欢迎下载使用。
第四章 物质结构 元素周期律
考点1 原子结构
一．原子的组成
1.原子是由居于原子中心的带正电的 原子核 和核外带负电的 核外电子 构成的。
原子核由 质子 和 中子 构成。
2.构成原子的粒子及其性质
（1）从表格得出原子的质量主要取决于哪些微粒？
原子的质量主要集中在 原子核 ，质子和中子的相对质量都近似为1，如果忽略电子的质量，将核内所有 质子和中子的数目和 叫做质量数。
（2）构成原子的微粒间的两个关系
①质量数（A）= 质子数（Z）+ 中子数（N）
②质子数＝核外电子数＝核电荷数＝原子序数
二．核外电子的分层排布
在多电子的原子里，电子分别在能量不同的区域内运动，在离核较近的区域内运动的电子能量较 低 ，在离核较远的区域内运动的电子能量较 高 ，把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作 电子层 (如右图)。电子总是先从 内层 层排起，这又叫核外电子的分层排布。其关系如下表：
电子层(n)
1
2
3
4
5
6
7
符号
K
L
M
N
O
P
Q
离核远近
由近到远
能量高低
由低到高
1．核外电子的排布规律
（1）各电子层最多容纳__2n2__个电子；
（2）最外层电子数不超过__8___个 (K层为最外层时不超过__2__个)；
（3）次外层电子数不超过__18__个；倒数第三层电子数不超过__32__个
（4）核外电子总是尽先排布在能量 较低 的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步_升高_的电子层。
[特别提醒]
以上四条规律相互联系和制约，一般以少为准，如K原子为
而不能写成，因为尽管第三层最多可排2×32＝18个，但作为最外层不能超过8个。
2．核外电子排布与元素性质的关系
(1)金属元素原子的最外层电子数一般小于4，较易失去电子，形成阳离子，表现出还原性，在化合物中显正化合价。
(2)非金属元素原子的最外层电子数一般大于或等于4，较易得到电子，活泼非金属原子易形成阴离子。在化合物中主要显负化合价。
(3)稀有气体元素的原子最外层为8电子(氦为2电子)稳定结构，不易失去或得到电子，通常表现为0价。
考点2 元素周期表
一．元素周期表的结构和编排规则
1.原子序数
定义：按照元素在周期表中的 位置 给元素编号，得到原子序数。
原子序数与元素的原子结构之间存在着如下关系：
原子序数＝ 质子数 ＝ 核电荷数 ＝ 核外电子数
2.周期表编排规则：
把 电子层数相同的元素按照原子序数依次递增的顺序从左到右排列成一横行 叫周期。
把 不同横行中最外层电子数相同的元素按照电子层数递增的顺序排列成纵行 叫族。
二．周期和族
1．周期：元素周期表共有 七 个横行，每一横行称为一个周期，
故元素周期表共有 七 个周期
①周期序数与电子层数的关系： 周期序数=核外电子层数
②周期的分类元素周期表中，我们把1、2、3周期称为 短周期 ， 4、5、6、7 周期称为长周期。
请大家根据元素周期表，完成下表内容
类别
周期序数
起止元素
包括元素种数
核外电子层数
短周期
1
H—He
2
1
2
Li—Ne
8
2
3
Na—Ar
8
3
长周期
4
K—Kr
18
4
5
Rb—Xe
18
5
6
Cs—Rn
32
6
7
Fr—118号
32
7
周期数== 核外电子层数 ；各周期元素从左向右都是原子序数 依次递增 ；
2．族：元素周期表共有 18 个纵行，除了 8、9、10 三个纵行称为Ⅷ外，其余的每一个纵行称为一个 族 ，故元素周期表共有 16 个族。族的序号一般用罗马数字表示。
①族的分类
元素周期表中，我们把 18 个纵行共分为 16 个族，其中 7 个主族，
7 个副族，一个 VIII 族，一个 0 族。
a．主族：由 短周期 元素和 长周期 元素共同构成的族，
用A表示：ⅠA、 IIA 、 IIIA 、 IVA 、 VA 、 VIA 、VIIA
b．副族：完全由 长周期 元素构成的族，
用B表示：ⅠB、 IIB 、 IIIB 、 IVB 、 VB 、 VIB 、VIIB
c．第Ⅷ族： 8、9、10 三个纵行
d．零族：第 18 纵行，即稀有气体元素
②主族序数与最外层电子数的关系： 主族序数=最外层电子数
各主族元素从上向下都是原子序数 依次增大 ；
③族的别称
ⅠA（除H外）称为 碱金属 元素 ⅡA称为 碱土金属 元素
ⅣA称为 碳族 元素 ⅤA称为 氮族 元素
ⅥA称为 氧族 元素 ⅦA称为 卤族 元素
副族和第Ⅷ族全部是 金属 元素；又称为 过渡金属 元素
三．元素周期表中的方格中的符号的意义
考点3 核素
一．原子的表示
在化学上，我们为了方便地表示某一原子，在元素符号的左下角标出其质子数，左上角标出其质量数：X
它表示的含义是什么？质子数为1，质量数为1的氢原子。
二．核素和同位素
核素： 把具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子称为核素。一种原子即为一种核素
有的元素有多种核素，如H元素 C元素；有的元素只有一种核素如：Na元素。
同位素： 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
如H,D,T 三种核素都是氢的 同位素 。同位即指核素的质子数相同，在周期表中占有 的位置。互为同位素的核素化学性质 相同 ，物理性质有的相同或相近，有的差别很大。
【思考与交流】
1．元素、核素、同位素的不同和联系。在周期表中收入了118种元素，是不是就只有118种原子呢？
不是，有的元素存在同位素，有多种核素。原子种类多于118种。
2．Cl元素有两种天然同位素 、。
⑴在形成的Cl2分子中，会有 3 种不同的分子，它的相对分子质量分别为 70 、 72 、 74 。
⑵从原子的组成看，原子的质量数均为整数，但氯元素的相对原子质量却是35.5，这是为什么？
这是根据三种核素在自然界中的丰度，计算的平均相对原子质量。
3．几种核素的重要用途
【注意】同素异形体
同种元素形成的不同单质；如O2和O3为同素异形体。
三．相对原子质量的计算
1.原子的相对原子质量（1）含义：原子的相对原子质量是该同位素的一个原子的质量与12C质量的1/12的比值。
（2） 计算公式：原子的相对原子质量==
（3） 常用关系：原子的近似相对原子质量===质量数
2.元素的相对原子质量
（1） 元素的平均相对原子质量：
①含义：根据各种核素的相对原子质量和它们在原子总数中所占的组成分数计算平均值。
②计算公式 ==A*a%+B*b%+C*c%+ …… 其中A、B、C分别为各同位素的相对原子质量；a%、b%、c%分别为自然界中各种同位素所占的原子的含量或原子个数的组成分数，是元素的平均相对原子质量。
③实例：如氧有三种天然同位素，它们的同位素原子的相对原子质量和各同位素原子含量（即原子个数百分比）的数据分别为：
15.995 99.759% 16.999 0.037% 17.999 0.204%
则氧元素的相对原子质量为： == 15.995×99.759%+16.999×0.037%+17.999×0.204% == 15.999
④元素的近似相对原子质量
可根据各种核素（同位素）的质量数按上法计算
四．元素、核素、同位素和同素异形体的区别和联系
名称
元素
核素
同位素
同素异形体
本质
质子数相同的一类原子
质子数、中子数都一定的原子
质子数相同、中子数不同的核素
同种元素形成的不同单质
范畴
同类原子
原子
原子
单质
特性
只有种类，没有个数
化学反应中的最小微粒
化学性质几乎完全相同
元素相同、性质不同
决定因素
质子数
质子数、中子数
质子数、中子数
组成元素、结构
举例
H、C、O三种元素
H、H、H三种核素
H、H、H互称同位素
O2与O3互为同素异形体
考点4 原子结构与元素的性质
金属元素的原子最外层电子一般少于4个，在化学反应中容易失去电子，具有金属性；
非金属元素的原子最外层电子一般多于4个，在化学反应中容易得到电子，具有非金属性。
一．碱金属元素
碱金属是一类化学性质非常活泼的金属元素，在自然界中都以化合态存在。
请同学们画出碱金属的原子结构示意图，分析碱金属原子结构的共同之处。
元素名称
核电荷数
原子结构示意图
最外层电子数
电子层数
碱
金
属
元
素
Li
3
1
2
Na
11
1
3
K
19
1
4
Rb
37
1
5
Cs
55
1
6
1.碱金属元素的原子结构
原子结构 相似性：最外层电子数相同，都为1个
递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多，原子半径增大
【思考与交流】我们知道物质的性质主要取决于原子的最外层电子数，从碱金属原子的结构可推知其化学性质是否完全相同？
决定
结构 性质
相似性：最外层都只有一个电子，化学性质相似，很容易失去一个电子后呈+1价，活泼，有很强的还原性；
递变性：从上到下，随着电子层数的增多，越来越容易失电子，还原性增强。
【实验1】将一干燥的坩埚加热，同时取一小块钾，擦干表面的煤油后，迅速投入到热坩埚中，观察现象。
同钠与氧气的反应比较。
点燃
钠
点燃
钾
与氧气的反应
2Na + O2 Na2O2
K + O2 KO2
与水的反应
2Na + 2H2O ＝ 2NaOH + H2↑
2K + 2H2O ＝ 2KOH + H2↑
【实验2】钠、钾与水反应的比较
碱金属
单质
钠
钾
实验操作
实验现象
相同点
__金属浮在水面上__；熔成闪亮的小球；小球四处游动；发出嘶嘶的响声；反应后的溶液呈红色
不同点
__钾与水的反应有轻微爆炸声并着火燃烧__
碱金属单质
钠
钾
实验原理
__2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑__
__2K＋2H2O===2KOH＋H2↑__
实验结论
与水反应剧烈程度：K__>__Na；金属的活泼性：K__>__Na。
2.碱金属的化学性质
点燃
点燃
点燃
（1）与非金属的反应
4Li + O2 Li2O 2Na + O2 Na2O2 K + O2 KO2
K、Rb等碱金属与O2反应，会生成超氧化物。 Rb、Cs在室温时，遇到空气会立即燃烧。
（2）与水的反应
2K + 2H2O ＝ 2KOH + H2↑ 2Rb + 2H2O ＝ 2KOH + H2↑
与Na、K类似，其他碱金属元素也都可以和水反应生成相应的碱和H２。
【小结】2M＋2H２O = 2MOH＋H２↑ 碱性: LiOH
相似性：都非常活泼，易与氧气和水反应；不同：钾更活泼，反应更剧烈。
结构决定性质，钾原子比钠原子核外多了一层电子，半径更大，核对最外层电子的吸引力更小，更容易失去电子。
3.碱金属的物理性质的比较（见课本第7页）
（1）相似性：银白色固体、硬度小、密度小（轻金属）、熔点低、易导热、导电、有展性。
（2）递变性（从锂到铯）：①密度逐渐增大（K反常） ②熔点、沸点逐渐降低
二．卤族元素
卤族元素简称卤素，是典型的非金属元素，在自然界中都以化合态存在。
1.原子结构 相似性：最外层电子数相同，都为7个
递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多，原子半径增大
2.物理性质的递变性：（从Ｆ2到Ｉ2）
（1）卤素单质的颜色逐渐加深；（2）密度逐渐增大；
（3）单质的熔、沸点升高（4）状态气态、液态、固态
3.卤素的化学性质：
(1)卤素单质与氢气反应
卤素单质
反应条件
化学方程式
产物稳定性
F2
暗处
__H2＋F2===2HF__
很稳定
Cl2
光照或点燃
__H2＋Cl22HCl__
较稳定
Br2
加热
__H2＋Br22HBr__
不如氯化氢稳定
I2
不断加热
__H2＋I22HI__
不稳定
结论
从F2到I2，与H2反应所需要的条件逐渐__升高__，反应剧烈程度依次__减弱__，生成气态氢化物的稳定性依次__减弱__。
【小结】
卤素单质随着原子核电荷数的递增，在物理性质和化学性质方面，均表现出一定的相似性和递变性。
同一主族元素性质具有一定的相似性和递变性；同一主族，从上到下：原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐 增强 ，得电子能力逐渐 减弱 ，金属性逐渐 增强 ，非金属性逐渐 减弱 ；
考点5 元素性质的周期性变化规律
一.原子结构的周期性变化
原子
序数
电子
层数
最外层
电子数
原子半径的变化(稀有气
体元素除外)
最高或最低化合价的变化
1～2
1
1～2
＋1→0
3～10
2
1～8
由大到小
＋1→＋5
－4→－1→0
11～18
3
1～8
由大到小
＋1→＋7
－4→－1→0
结论
随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径、化合价都呈周期性变化
二．第三周期元素性质的递变
1．钠、镁、铝的最高价氧化物对应水化物的碱性
NaOH
Mg(OH)2
Al(OH)3
分类
强碱
中强碱
(属于弱碱)
两性氢氧化物
碱性强弱
NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3
结论
金属性：Na＞Mg＞Al
2．两性氢氧化物
(1)概念：既能与强酸反应又能与强碱反应，且均生成盐和水的氢氧化物。
(2)氢氧化铝的两性
①向AlCl3溶液中加入过量氨水，现象：__产生白色沉淀__，反应方程式：__AlCl3＋3NH3·H2O===3NH4Cl＋Al(OH)3↓__。
②向AlCl3溶液中逐滴加入NaOH溶液至过量，现象：__先产生白色沉淀，后白色沉淀溶解__，
反应方程式：__AlCl3＋3NaOH===3NaCl＋Al(OH)3↓__、__NaOH＋Al(OH)3===NaAlO2＋2H2O__。
③向Al(OH)3沉淀中加入盐酸，发生反应的离子方程式：__Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O__。
3．Si、P、S、Cl的非金属性的递变规律
Si
P
S
Cl
判断依据
高温
磷蒸气与氢气能反应
加热
光照或点燃
与氢气反应
由难到易的顺序为__Si
的水化物的酸性
H2SiO3：弱酸
H3PO4：中强酸
H2SO4：强酸
HClO4：强酸
酸性：__HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2SiO3__
结论
__Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强__
4．同周期元素性质递变规律
从 Na C1 ，金属性逐渐 减弱 ，非金属性逐渐 增强 。
三. 元素周期律
1. 内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化。
2. 实质：是原子核外电子排布呈现周期性变化的结果。
3. 元素性质的周期性变化规律
内容
同周期(左→右)
同主族(上→下)
化合价（稀有气体除外）
最高正化合价由
＋1→＋7(O、F除外)
最低负化合价＝
－(8－主族序数)
相同，最高正化合价＝主族序数(O、F除外)
元素的金属性和非金属性
金属性逐渐减弱
非金属性逐渐增强
金属性逐渐增强
非金属性逐渐减弱
离子的氧化性、还原性
阳离子氧化性逐渐增强
阴离子还原性逐渐减弱
阳离子氧化性逐渐减弱
阴离子还原性逐渐增强
气态氢化物稳定性
逐渐增强
逐渐减弱
最高价氧化物对应的水化物的酸碱性
碱性逐渐减弱
酸性逐渐增强
碱性逐渐增强
酸性逐渐减弱
考点6 元素周期表和元素周期律的应用
一．元素周期律
元素的金属性和非金属性的递变情况：图表中虚线表示金属元素和非金属元素的
分界线，其左下角区域为金属元素，右上角区域为非金属元素。
元素周期表中除放射性元素外，什么元素的金属性最强？什么元素的非金属性最强？
Cs 的金属性最强； F 的非金属性最强
二．元素常见化合价与元素在周期表中位置的关系
1．主族元素：最高正价＝最外层电子数(价电子数)＝ 主族序数
2．非金属主族元素化合价一般规律：
(1)最低负价＝ 主族序数－8
(2)最高正价＋|最低负价|＝8
思考题2：氢元素的最高正价为＋1，最低负价是否应为－7?
氢元素的最低负价为-1
三．元素周期表与元素周期律的关系
元素周期表是元素周期律的具体表现形式，即元素周期表是依据元素周期律而编排出来的。
元素周期表中“位”、“构”、“性”三者的辩证关系
四．元素周期表和周期律的应用
1．便于对元素性质进行系统研究。
2．为发现新元素及预测它们的原子结构和性质提供了线索。
3．在周期表中 金属和非金属分界线 处寻找半导体材料。
4．农药中含有的As、F、Cl、S、P等元素集中在周期表 非金属 区域。
5．在 过渡元素 中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。
6．在周期表一定区域内寻找元素，发现物质的新用途。
考点7 离子键
化学键
(1)使离子相结合或原子相结合的作用力。
(2)分类：化学键
一.离子和离子化合物
1.离子： 原子或原子团失去或得到电子形成的带电微粒 ；
离子分为 阳离子 和 阴离子 ；
带正电荷的原子或原子团 叫阳离子， 带负电荷的原子或原子团 叫阴离子。
2.由 阳离子 和 阴离子 相互作用而构成的化合物，叫离子化合物。
如： NaCl 、 NaOH 、 MgO 、 MgCl2 等是离子化合物。
3.思考：离子化合物在组成上有何特点？
由阴阳离子构成，一般由活泼金属和活泼非金属组成。
二．离子键：
1.定义： 阴、阳离子间的静电作用力 称为离子键
①成键微粒 ： 阳离子 、 阴离子
②成键本质： 阴、阳离子的静电作用
③成键条件： 一般是活泼金属元素与活泼非金属元素经电子得失，形成离子键
2．离子化合物： 阴、阳离子通过离子键结合而形成的化合物。
⑴离子化合物中不一定含金属元素，如NH4NO3是离子化合物，但全部由非金属元素组成；
含金属元素的化合物也不一定是离子化合物，如：AlCl3是共价化合物。
⑵离子键只存在于离子化合物中，离子化合物中一定含离子键，也可能含共价键，如：NaOH、ZnSO4、Na2O2等。
3.离子化合物的特征：
⑴具有较高的熔点和沸点，难挥发，常温下都是固体；
⑵离子化合物硬而脆；
⑶离子化合物固体不导电，熔化或溶于水后能导电。
4.常见离子化合物：
⑴由活泼金属与活泼非金属形成的化合物
⑵强碱一般是离子化合物
⑶金属氧化物一般是离子化合物
⑷盐一般都是离子化合物
三.电子式：
⑴原子的电子式：
在化学反应中，一般是原子的 最外层 电子发生变化，我们可以在元素符号周围用小黑点（·）或×来代表原子的最外层电子，这种式子叫电子式。
【注意】一个小黑点（·）或x代表一个电子，小黑点（·）或x的个数即原子的最外层电子数。
例如：原子电子式：
⑵离子的电子式：
①简单阳离子还用离子符号表示：如：Na+、Al3+、Ca2+等；
②阴离子和复杂的阳离子（如：NH4+）要加括号，并注明所带电荷数。
如： 、 等。
⑶离子化合物的电子式：
阳离子电子式和阴离子电子式组合成离子化合物的电子式。
书写时应注意，相同的离子不能写在一起，一般对称排布。
如：MgF2的电子式为
四.用电子式表示化合物：（注意相同的离子不能合并）
Na2O2 NH4Cl ：
五.用电子式表示化合物的形成过程：
用电子式表示化合物的形成过程，应注意以下几点：
⑴反应物要用原子的电子式表示，而不能用分子式或分子的电子式表示。当反应物中有“同类项”时，可分写也可合写；但生成物中的“同类项”只能分写，不能合写。
⑵表示电子转移情况的曲线箭头可标，也可不标。
⑶也要符合质量守恒定律。但用“→”连接而不能用“=”。
⑷不写反应条件
用电子式表示氯化钠的形成过程：
考点7 共价键
一．共价键的形成和概念
1．形成：当参加反应的原子得失电子能力差别较小时，一般无法形成离子键。如氯原子的最外层有7个电子，要达到8电子的稳定结构，就需要 1 个电子，但氯原子间不会发生电子得失，如果2个氯原子各提供 1 个电子，形成共用电子对，则2个氯原子就都形成了8电子稳定结构。
2．概念:像氯分子这样，原子间通过共用电子对所形成的相互作用，叫做共价键；而像HCl这样，通过共用电子对作用形成的化合物叫做共价化合物。
①成键微粒 ： 原子
②成键本质： 共用电子对
③成键条件： 两个非金属原子之间
注意：
（1）只含有共价键的化合物属于共价化合物（即若存在离子键，一定为离子化合物）
（2）共价键存在于非金属单质的双原子分子中，共价化合物和某些离子化合物中
二．共价键的表示方法
1．电子式
用电子式表示共价化合物时，不需要加“[ ]”和标电荷。如：Cl2的电子式为 ，HCl的电子式为 ，N2的电子式为 ，CO2的电子式为 。
判断电子式是否正确应注意以下几点：
①每个原子周围是否满足了8电子稳定结构（H为2电子稳定结构）
共价化合物中8电子稳定结构的判断规律
ⅰ．对原子序数不大于5的元素，形成化合物时，一般不可能为8电子稳定结构。如HCl中的H，BeCl2中的Be，BF3中的B等。
ⅱ．对原子序数大于5的元素，形成化合物时，若|元素化合价|＋原子最外层电子数＝8，则该化合物中该元素满足8电子稳定结构；否则不满足。如CO2中的C：|＋4|＋4＝8，满足，O：|－2|＋6＝8，也满足；PCl5中的P：|＋5|＋5＝10≠8，不满足，Cl：|－1|＋7＝8，满足。
ⅲ．对于共价单质，方法与上面类似，只是将“|元素的化合价|”换成共用电子对数即可。
②所标的电子总数是否等于所有原子的最外层电子数之和。
2．结构式
在化学上，常用一根短线“—”表示一对共用电子，其余电子一律省去，这样的式子叫做结构式。
分子
电子式
结构式
分子结构模型
H2
HH
H—H
HCl
H
H—Cl
CO2
··C··
O==C==O
H2O
HH
CH4
三． 用电子式表示共价化合物的形成过程：
CO2 ： NH3 ：
四．极性键和非极性键
非极性键
极性键
定义
同种元素原子形成的共价键，共用电子对不发生偏移
不同种元素原子形成的共价键，共用电子对发生偏移
原子吸引
电子能力
相同
不同
共价键中元素化合价的体现：形成非极性键的原子间共用电子对不偏移，不会产生化合价的升降；而形成极性键的过程中，电子对偏离的元素化合价升高，电子对偏向的元素化合价降低。
五．化学键及化学反应的实质
1．化学键
(1)使离子相结合或原子相结合的作用力。
(2)分类：化学键
2．化学反应的实质:化学反应的实质是旧化学键的断裂和新化学键的形成。
六．分子间作用力和氢键
1．分子间作用力
分子间存在的一种把分子聚集在一起的作用力叫做分子间作用力，又称范德华力。分子间作用力比化学键弱得多，它对物质的熔、沸点等有影响。一般来说，对于组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，物质的熔、沸点也越高。
分子间作用力与化学键的区别：
分子间作用力存在于： 分子之间 。化学键存在于： 原子或离子之间 。
2．氢键
HF、H2O、NH3 的沸点有反常现象，是因为它们的分子之间存在着一种比分子间作用力稍强的相互作用，这种相互作用叫 氢键 。氢键比 化学键 弱，比 范德华力 强，所以把氢键看作是一种稍强的分子间作用力。例如：H2Te、H2Se、H2S随相对分子质量的减小，分子间作用力依次减弱，因而熔沸点依次降低。然而H2O由于分子间氢键的形成，分子间作用力骤然增强，从而改变了Te—O氢化物熔沸点降低的趋势而猛然升高，卤族中的HF和氮族中的NH3也有类似情况。
冰中氢键的存在使冰的结构中有空隙，造成其密度低于液态水。
第四章 物质结构 元素周期律
考点1 原子结构
一．原子的组成
1.原子是由居于原子中心的带正电的 原子核 和核外带负电的 核外电子 构成的。
原子核由 质子 和 中子 构成。
2.构成原子的粒子及其性质
（1）从表格得出原子的质量主要取决于哪些微粒？
原子的质量主要集中在 原子核 ，质子和中子的相对质量都近似为1，如果忽略电子的质量，将核内所有 质子和中子的数目和 叫做质量数。
（2）构成原子的微粒间的两个关系
①质量数（A）= 质子数（Z）+ 中子数（N）
②质子数＝核外电子数＝核电荷数＝原子序数
二．核外电子的分层排布
在多电子的原子里，电子分别在能量不同的区域内运动，在离核较近的区域内运动的电子能量较 低 ，在离核较远的区域内运动的电子能量较 高 ，把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作 电子层 (如右图)。电子总是先从 内层 层排起，这又叫核外电子的分层排布。其关系如下表：
电子层(n)
1
2
3
4
5
6
7
符号
K
L
M
N
O
P
Q
离核远近
由近到远
能量高低
由低到高
1．核外电子的排布规律
（1）各电子层最多容纳__2n2__个电子；
（2）最外层电子数不超过__8___个 (K层为最外层时不超过__2__个)；
（3）次外层电子数不超过__18__个；倒数第三层电子数不超过__32__个
（4）核外电子总是尽先排布在能量 较低 的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步_升高_的电子层。
[特别提醒]
以上四条规律相互联系和制约，一般以少为准，如K原子为
而不能写成，因为尽管第三层最多可排2×32＝18个，但作为最外层不能超过8个。
2．核外电子排布与元素性质的关系
(1)金属元素原子的最外层电子数一般小于4，较易失去电子，形成阳离子，表现出还原性，在化合物中显正化合价。
(2)非金属元素原子的最外层电子数一般大于或等于4，较易得到电子，活泼非金属原子易形成阴离子。在化合物中主要显负化合价。
(3)稀有气体元素的原子最外层为8电子(氦为2电子)稳定结构，不易失去或得到电子，通常表现为0价。
考点2 元素周期表
一．元素周期表的结构和编排规则
1.原子序数
定义：按照元素在周期表中的 位置 给元素编号，得到原子序数。
原子序数与元素的原子结构之间存在着如下关系：
原子序数＝ 质子数 ＝ 核电荷数 ＝ 核外电子数
2.周期表编排规则：
把 电子层数相同的元素按照原子序数依次递增的顺序从左到右排列成一横行 叫周期。
把 不同横行中最外层电子数相同的元素按照电子层数递增的顺序排列成纵行 叫族。
二．周期和族
1．周期：元素周期表共有 七 个横行，每一横行称为一个周期，
故元素周期表共有 七 个周期
①周期序数与电子层数的关系： 周期序数=核外电子层数
②周期的分类元素周期表中，我们把1、2、3周期称为 短周期 ， 4、5、6、7 周期称为长周期。
请大家根据元素周期表，完成下表内容
类别
周期序数
起止元素
包括元素种数
核外电子层数
短周期
1
H—He
2
1
2
Li—Ne
8
2
3
Na—Ar
8
3
长周期
4
K—Kr
18
4
5
Rb—Xe
18
5
6
Cs—Rn
32
6
7
Fr—118号
32
7
周期数== 核外电子层数 ；各周期元素从左向右都是原子序数 依次递增 ；
2．族：元素周期表共有 18 个纵行，除了 8、9、10 三个纵行称为Ⅷ外，其余的每一个纵行称为一个 族 ，故元素周期表共有 16 个族。族的序号一般用罗马数字表示。
①族的分类
元素周期表中，我们把 18 个纵行共分为 16 个族，其中 7 个主族，
7 个副族，一个 VIII 族，一个 0 族。
a．主族：由 短周期 元素和 长周期 元素共同构成的族，
用A表示：ⅠA、 IIA 、 IIIA 、 IVA 、 VA 、 VIA 、VIIA
b．副族：完全由 长周期 元素构成的族，
用B表示：ⅠB、 IIB 、 IIIB 、 IVB 、 VB 、 VIB 、VIIB
c．第Ⅷ族： 8、9、10 三个纵行
d．零族：第 18 纵行，即稀有气体元素
②主族序数与最外层电子数的关系： 主族序数=最外层电子数
各主族元素从上向下都是原子序数 依次增大 ；
③族的别称
ⅠA（除H外）称为 碱金属 元素 ⅡA称为 碱土金属 元素
ⅣA称为 碳族 元素 ⅤA称为 氮族 元素
ⅥA称为 氧族 元素 ⅦA称为 卤族 元素
副族和第Ⅷ族全部是 金属 元素；又称为 过渡金属 元素
三．元素周期表中的方格中的符号的意义
考点3 核素
一．原子的表示
在化学上，我们为了方便地表示某一原子，在元素符号的左下角标出其质子数，左上角标出其质量数：X
它表示的含义是什么？质子数为1，质量数为1的氢原子。
二．核素和同位素
核素： 把具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子称为核素。一种原子即为一种核素
有的元素有多种核素，如H元素 C元素；有的元素只有一种核素如：Na元素。
同位素： 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
如H,D,T 三种核素都是氢的 同位素 。同位即指核素的质子数相同，在周期表中占有 的位置。互为同位素的核素化学性质 相同 ，物理性质有的相同或相近，有的差别很大。
【思考与交流】
1．元素、核素、同位素的不同和联系。在周期表中收入了118种元素，是不是就只有118种原子呢？
不是，有的元素存在同位素，有多种核素。原子种类多于118种。
2．Cl元素有两种天然同位素 、。
⑴在形成的Cl2分子中，会有 3 种不同的分子，它的相对分子质量分别为 70 、 72 、 74 。
⑵从原子的组成看，原子的质量数均为整数，但氯元素的相对原子质量却是35.5，这是为什么？
这是根据三种核素在自然界中的丰度，计算的平均相对原子质量。
3．几种核素的重要用途
【注意】同素异形体
同种元素形成的不同单质；如O2和O3为同素异形体。
三．相对原子质量的计算
1.原子的相对原子质量（1）含义：原子的相对原子质量是该同位素的一个原子的质量与12C质量的1/12的比值。
（2） 计算公式：原子的相对原子质量==
（3） 常用关系：原子的近似相对原子质量===质量数
2.元素的相对原子质量
（1） 元素的平均相对原子质量：
①含义：根据各种核素的相对原子质量和它们在原子总数中所占的组成分数计算平均值。
②计算公式 ==A*a%+B*b%+C*c%+ …… 其中A、B、C分别为各同位素的相对原子质量；a%、b%、c%分别为自然界中各种同位素所占的原子的含量或原子个数的组成分数，是元素的平均相对原子质量。
③实例：如氧有三种天然同位素，它们的同位素原子的相对原子质量和各同位素原子含量（即原子个数百分比）的数据分别为：
15.995 99.759% 16.999 0.037% 17.999 0.204%
则氧元素的相对原子质量为： == 15.995×99.759%+16.999×0.037%+17.999×0.204% == 15.999
④元素的近似相对原子质量
可根据各种核素（同位素）的质量数按上法计算
四．元素、核素、同位素和同素异形体的区别和联系
名称
元素
核素
同位素
同素异形体
本质
质子数相同的一类原子
质子数、中子数都一定的原子
质子数相同、中子数不同的核素
同种元素形成的不同单质
范畴
同类原子
原子
原子
单质
特性
只有种类，没有个数
化学反应中的最小微粒
化学性质几乎完全相同
元素相同、性质不同
决定因素
质子数
质子数、中子数
质子数、中子数
组成元素、结构
举例
H、C、O三种元素
H、H、H三种核素
H、H、H互称同位素
O2与O3互为同素异形体
考点4 原子结构与元素的性质
金属元素的原子最外层电子一般少于4个，在化学反应中容易失去电子，具有金属性；
非金属元素的原子最外层电子一般多于4个，在化学反应中容易得到电子，具有非金属性。
一．碱金属元素
碱金属是一类化学性质非常活泼的金属元素，在自然界中都以化合态存在。
请同学们画出碱金属的原子结构示意图，分析碱金属原子结构的共同之处。
元素名称
核电荷数
原子结构示意图
最外层电子数
电子层数
碱
金
属
元
素
Li
3
1
2
Na
11
1
3
K
19
1
4
Rb
37
1
5
Cs
55
1
6
1.碱金属元素的原子结构
原子结构 相似性：最外层电子数相同，都为1个
递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多，原子半径增大
【思考与交流】我们知道物质的性质主要取决于原子的最外层电子数，从碱金属原子的结构可推知其化学性质是否完全相同？
决定
结构 性质
相似性：最外层都只有一个电子，化学性质相似，很容易失去一个电子后呈+1价，活泼，有很强的还原性；
递变性：从上到下，随着电子层数的增多，越来越容易失电子，还原性增强。
【实验1】将一干燥的坩埚加热，同时取一小块钾，擦干表面的煤油后，迅速投入到热坩埚中，观察现象。
同钠与氧气的反应比较。
点燃
钠
点燃
钾
与氧气的反应
2Na + O2 Na2O2
K + O2 KO2
与水的反应
2Na + 2H2O ＝ 2NaOH + H2↑
2K + 2H2O ＝ 2KOH + H2↑
【实验2】钠、钾与水反应的比较
碱金属
单质
钠
钾
实验操作
实验现象
相同点
__金属浮在水面上__；熔成闪亮的小球；小球四处游动；发出嘶嘶的响声；反应后的溶液呈红色
不同点
__钾与水的反应有轻微爆炸声并着火燃烧__
碱金属单质
钠
钾
实验原理
__2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑__
__2K＋2H2O===2KOH＋H2↑__
实验结论
与水反应剧烈程度：K__>__Na；金属的活泼性：K__>__Na。
2.碱金属的化学性质
点燃
点燃
点燃
（1）与非金属的反应
4Li + O2 Li2O 2Na + O2 Na2O2 K + O2 KO2
K、Rb等碱金属与O2反应，会生成超氧化物。 Rb、Cs在室温时，遇到空气会立即燃烧。
（2）与水的反应
2K + 2H2O ＝ 2KOH + H2↑ 2Rb + 2H2O ＝ 2KOH + H2↑
与Na、K类似，其他碱金属元素也都可以和水反应生成相应的碱和H２。
【小结】2M＋2H２O = 2MOH＋H２↑ 碱性: LiOH
相似性：都非常活泼，易与氧气和水反应；不同：钾更活泼，反应更剧烈。
结构决定性质，钾原子比钠原子核外多了一层电子，半径更大，核对最外层电子的吸引力更小，更容易失去电子。
3.碱金属的物理性质的比较（见课本第7页）
（1）相似性：银白色固体、硬度小、密度小（轻金属）、熔点低、易导热、导电、有展性。
（2）递变性（从锂到铯）：①密度逐渐增大（K反常） ②熔点、沸点逐渐降低
二．卤族元素
卤族元素简称卤素，是典型的非金属元素，在自然界中都以化合态存在。
1.原子结构 相似性：最外层电子数相同，都为7个
递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多，原子半径增大
2.物理性质的递变性：（从Ｆ2到Ｉ2）
（1）卤素单质的颜色逐渐加深；（2）密度逐渐增大；
（3）单质的熔、沸点升高（4）状态气态、液态、固态
3.卤素的化学性质：
(1)卤素单质与氢气反应
卤素单质
反应条件
化学方程式
产物稳定性
F2
暗处
__H2＋F2===2HF__
很稳定
Cl2
光照或点燃
__H2＋Cl22HCl__
较稳定
Br2
加热
__H2＋Br22HBr__
不如氯化氢稳定
I2
不断加热
__H2＋I22HI__
不稳定
结论
从F2到I2，与H2反应所需要的条件逐渐__升高__，反应剧烈程度依次__减弱__，生成气态氢化物的稳定性依次__减弱__。
【小结】
卤素单质随着原子核电荷数的递增，在物理性质和化学性质方面，均表现出一定的相似性和递变性。
同一主族元素性质具有一定的相似性和递变性；同一主族，从上到下：原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐 增强 ，得电子能力逐渐 减弱 ，金属性逐渐 增强 ，非金属性逐渐 减弱 ；
考点5 元素性质的周期性变化规律
一.原子结构的周期性变化
原子
序数
电子
层数
最外层
电子数
原子半径的变化(稀有气
体元素除外)
最高或最低化合价的变化
1～2
1
1～2
＋1→0
3～10
2
1～8
由大到小
＋1→＋5
－4→－1→0
11～18
3
1～8
由大到小
＋1→＋7
－4→－1→0
结论
随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径、化合价都呈周期性变化
二．第三周期元素性质的递变
1．钠、镁、铝的最高价氧化物对应水化物的碱性
NaOH
Mg(OH)2
Al(OH)3
分类
强碱
中强碱
(属于弱碱)
两性氢氧化物
碱性强弱
NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3
结论
金属性：Na＞Mg＞Al
2．两性氢氧化物
(1)概念：既能与强酸反应又能与强碱反应，且均生成盐和水的氢氧化物。
(2)氢氧化铝的两性
①向AlCl3溶液中加入过量氨水，现象：__产生白色沉淀__，反应方程式：__AlCl3＋3NH3·H2O===3NH4Cl＋Al(OH)3↓__。
②向AlCl3溶液中逐滴加入NaOH溶液至过量，现象：__先产生白色沉淀，后白色沉淀溶解__，
反应方程式：__AlCl3＋3NaOH===3NaCl＋Al(OH)3↓__、__NaOH＋Al(OH)3===NaAlO2＋2H2O__。
③向Al(OH)3沉淀中加入盐酸，发生反应的离子方程式：__Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O__。
3．Si、P、S、Cl的非金属性的递变规律
Si
P
S
Cl
判断依据
高温
磷蒸气与氢气能反应
加热
光照或点燃
与氢气反应
由难到易的顺序为__Si
的水化物的酸性
H2SiO3：弱酸
H3PO4：中强酸
H2SO4：强酸
HClO4：强酸
酸性：__HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2SiO3__
结论
__Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强__
4．同周期元素性质递变规律
从 Na C1 ，金属性逐渐 减弱 ，非金属性逐渐 增强 。
三. 元素周期律
1. 内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化。
2. 实质：是原子核外电子排布呈现周期性变化的结果。
3. 元素性质的周期性变化规律
内容
同周期(左→右)
同主族(上→下)
化合价（稀有气体除外）
最高正化合价由
＋1→＋7(O、F除外)
最低负化合价＝
－(8－主族序数)
相同，最高正化合价＝主族序数(O、F除外)
元素的金属性和非金属性
金属性逐渐减弱
非金属性逐渐增强
金属性逐渐增强
非金属性逐渐减弱
离子的氧化性、还原性
阳离子氧化性逐渐增强
阴离子还原性逐渐减弱
阳离子氧化性逐渐减弱
阴离子还原性逐渐增强
气态氢化物稳定性
逐渐增强
逐渐减弱
最高价氧化物对应的水化物的酸碱性
碱性逐渐减弱
酸性逐渐增强
碱性逐渐增强
酸性逐渐减弱
考点6 元素周期表和元素周期律的应用
一．元素周期律
元素的金属性和非金属性的递变情况：图表中虚线表示金属元素和非金属元素的
分界线，其左下角区域为金属元素，右上角区域为非金属元素。
元素周期表中除放射性元素外，什么元素的金属性最强？什么元素的非金属性最强？
Cs 的金属性最强； F 的非金属性最强
二．元素常见化合价与元素在周期表中位置的关系
1．主族元素：最高正价＝最外层电子数(价电子数)＝ 主族序数
2．非金属主族元素化合价一般规律：
(1)最低负价＝ 主族序数－8
(2)最高正价＋|最低负价|＝8
思考题2：氢元素的最高正价为＋1，最低负价是否应为－7?
氢元素的最低负价为-1
三．元素周期表与元素周期律的关系
元素周期表是元素周期律的具体表现形式，即元素周期表是依据元素周期律而编排出来的。
元素周期表中“位”、“构”、“性”三者的辩证关系
四．元素周期表和周期律的应用
1．便于对元素性质进行系统研究。
2．为发现新元素及预测它们的原子结构和性质提供了线索。
3．在周期表中 金属和非金属分界线 处寻找半导体材料。
4．农药中含有的As、F、Cl、S、P等元素集中在周期表 非金属 区域。
5．在 过渡元素 中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。
6．在周期表一定区域内寻找元素，发现物质的新用途。
考点7 离子键
化学键
(1)使离子相结合或原子相结合的作用力。
(2)分类：化学键
一.离子和离子化合物
1.离子： 原子或原子团失去或得到电子形成的带电微粒 ；
离子分为 阳离子 和 阴离子 ；
带正电荷的原子或原子团 叫阳离子， 带负电荷的原子或原子团 叫阴离子。
2.由 阳离子 和 阴离子 相互作用而构成的化合物，叫离子化合物。
如： NaCl 、 NaOH 、 MgO 、 MgCl2 等是离子化合物。
3.思考：离子化合物在组成上有何特点？
由阴阳离子构成，一般由活泼金属和活泼非金属组成。
二．离子键：
1.定义： 阴、阳离子间的静电作用力 称为离子键
①成键微粒 ： 阳离子 、 阴离子
②成键本质： 阴、阳离子的静电作用
③成键条件： 一般是活泼金属元素与活泼非金属元素经电子得失，形成离子键
2．离子化合物： 阴、阳离子通过离子键结合而形成的化合物。
⑴离子化合物中不一定含金属元素，如NH4NO3是离子化合物，但全部由非金属元素组成；
含金属元素的化合物也不一定是离子化合物，如：AlCl3是共价化合物。
⑵离子键只存在于离子化合物中，离子化合物中一定含离子键，也可能含共价键，如：NaOH、ZnSO4、Na2O2等。
3.离子化合物的特征：
⑴具有较高的熔点和沸点，难挥发，常温下都是固体；
⑵离子化合物硬而脆；
⑶离子化合物固体不导电，熔化或溶于水后能导电。
4.常见离子化合物：
⑴由活泼金属与活泼非金属形成的化合物
⑵强碱一般是离子化合物
⑶金属氧化物一般是离子化合物
⑷盐一般都是离子化合物
三.电子式：
⑴原子的电子式：
在化学反应中，一般是原子的 最外层 电子发生变化，我们可以在元素符号周围用小黑点（·）或×来代表原子的最外层电子，这种式子叫电子式。
【注意】一个小黑点（·）或x代表一个电子，小黑点（·）或x的个数即原子的最外层电子数。
例如：原子电子式：
⑵离子的电子式：
①简单阳离子还用离子符号表示：如：Na+、Al3+、Ca2+等；
②阴离子和复杂的阳离子（如：NH4+）要加括号，并注明所带电荷数。
如： 、 等。
⑶离子化合物的电子式：
阳离子电子式和阴离子电子式组合成离子化合物的电子式。
书写时应注意，相同的离子不能写在一起，一般对称排布。
如：MgF2的电子式为
四.用电子式表示化合物：（注意相同的离子不能合并）
Na2O2 NH4Cl ：
五.用电子式表示化合物的形成过程：
用电子式表示化合物的形成过程，应注意以下几点：
⑴反应物要用原子的电子式表示，而不能用分子式或分子的电子式表示。当反应物中有“同类项”时，可分写也可合写；但生成物中的“同类项”只能分写，不能合写。
⑵表示电子转移情况的曲线箭头可标，也可不标。
⑶也要符合质量守恒定律。但用“→”连接而不能用“=”。
⑷不写反应条件
用电子式表示氯化钠的形成过程：
考点7 共价键
一．共价键的形成和概念
1．形成：当参加反应的原子得失电子能力差别较小时，一般无法形成离子键。如氯原子的最外层有7个电子，要达到8电子的稳定结构，就需要 1 个电子，但氯原子间不会发生电子得失，如果2个氯原子各提供 1 个电子，形成共用电子对，则2个氯原子就都形成了8电子稳定结构。
2．概念:像氯分子这样，原子间通过共用电子对所形成的相互作用，叫做共价键；而像HCl这样，通过共用电子对作用形成的化合物叫做共价化合物。
①成键微粒 ： 原子
②成键本质： 共用电子对
③成键条件： 两个非金属原子之间
注意：
（1）只含有共价键的化合物属于共价化合物（即若存在离子键，一定为离子化合物）
（2）共价键存在于非金属单质的双原子分子中，共价化合物和某些离子化合物中
二．共价键的表示方法
1．电子式
用电子式表示共价化合物时，不需要加“[ ]”和标电荷。如：Cl2的电子式为 ，HCl的电子式为 ，N2的电子式为 ，CO2的电子式为 。
判断电子式是否正确应注意以下几点：
①每个原子周围是否满足了8电子稳定结构（H为2电子稳定结构）
共价化合物中8电子稳定结构的判断规律
ⅰ．对原子序数不大于5的元素，形成化合物时，一般不可能为8电子稳定结构。如HCl中的H，BeCl2中的Be，BF3中的B等。
ⅱ．对原子序数大于5的元素，形成化合物时，若|元素化合价|＋原子最外层电子数＝8，则该化合物中该元素满足8电子稳定结构；否则不满足。如CO2中的C：|＋4|＋4＝8，满足，O：|－2|＋6＝8，也满足；PCl5中的P：|＋5|＋5＝10≠8，不满足，Cl：|－1|＋7＝8，满足。
ⅲ．对于共价单质，方法与上面类似，只是将“|元素的化合价|”换成共用电子对数即可。
②所标的电子总数是否等于所有原子的最外层电子数之和。
2．结构式
在化学上，常用一根短线“—”表示一对共用电子，其余电子一律省去，这样的式子叫做结构式。
分子
电子式
结构式
分子结构模型
H2
HH
H—H
HCl
H
H—Cl
CO2
··C··
O==C==O
H2O
HH
CH4
三． 用电子式表示共价化合物的形成过程：
CO2 ： NH3 ：
四．极性键和非极性键
非极性键
极性键
定义
同种元素原子形成的共价键，共用电子对不发生偏移
不同种元素原子形成的共价键，共用电子对发生偏移
原子吸引
电子能力
相同
不同
共价键中元素化合价的体现：形成非极性键的原子间共用电子对不偏移，不会产生化合价的升降；而形成极性键的过程中，电子对偏离的元素化合价升高，电子对偏向的元素化合价降低。
五．化学键及化学反应的实质
1．化学键
(1)使离子相结合或原子相结合的作用力。
(2)分类：化学键
2．化学反应的实质:化学反应的实质是旧化学键的断裂和新化学键的形成。
六．分子间作用力和氢键
1．分子间作用力
分子间存在的一种把分子聚集在一起的作用力叫做分子间作用力，又称范德华力。分子间作用力比化学键弱得多，它对物质的熔、沸点等有影响。一般来说，对于组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，物质的熔、沸点也越高。
分子间作用力与化学键的区别：
分子间作用力存在于： 分子之间 。化学键存在于： 原子或离子之间 。
2．氢键
HF、H2O、NH3 的沸点有反常现象，是因为它们的分子之间存在着一种比分子间作用力稍强的相互作用，这种相互作用叫 氢键 。氢键比 化学键 弱，比 范德华力 强，所以把氢键看作是一种稍强的分子间作用力。例如：H2Te、H2Se、H2S随相对分子质量的减小，分子间作用力依次减弱，因而熔沸点依次降低。然而H2O由于分子间氢键的形成，分子间作用力骤然增强，从而改变了Te—O氢化物熔沸点降低的趋势而猛然升高，卤族中的HF和氮族中的NH3也有类似情况。
冰中氢键的存在使冰的结构中有空隙，造成其密度低于液态水。
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